Question

研究和開發(fā)CO₂和CO的創(chuàng)新利用是環(huán)境保護(hù)和資源利用的雙贏的課題．
（1）CO可用于合成甲醇．在壓強(qiáng)為0.1Mpa條件下，在體積為bL的密閉容器中充入amolCO和2amolH₂，在催化劑作用下合成甲醇：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）平衡時CO的轉(zhuǎn)化率與溫度，壓強(qiáng)的關(guān)系如圖：
（i）該反應(yīng)屬于

 

反應(yīng)：（填“吸熱”或“放熱”）．
（ii）100℃時，該反應(yīng)的平衡常數(shù)：K=

 

；（用a、b的代數(shù)式表示）．若一個可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)K值很大，對此反應(yīng)的說法正確的是：

 

填序號）
a、該反應(yīng)使用催化劑意義不大；
b、該反應(yīng)發(fā)生將在很短時間內(nèi)完成；
c、該反應(yīng)達(dá)到平衡時至少有一種反應(yīng)物百分含量很��；
d、該反應(yīng)一定是放熱反應(yīng)；
（iii）在溫度和容積不變的情況下，再向平衡體系中充入amolCO，2amolH₂，達(dá)到平衡時CO轉(zhuǎn)化率

 

（填“增大”，“不變”或“減小”，下同）平衡常數(shù)：

 

．
（iv）在某溫度下，向一容積不變的密閉容器中充入2.5molCO，7.5molH₂，反應(yīng)生成CH₃OH（g），達(dá)到平衡時，CO轉(zhuǎn)化率為90%，此時容器內(nèi)壓強(qiáng)為開始時的壓強(qiáng)

 

倍．
（2）某溫度條件下，若將CO₂（g）和H₂（g）以體積比1：4混合，在適當(dāng)壓強(qiáng)和催化劑作用下可制得甲烷，已知：
CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3KJ/mol
H₂（g）+

1

2

O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8KJ/mol
則CO₂（g）和H₂（g）反應(yīng)生成液態(tài)水的熱化學(xué)方程式為：

 

．
（5）25°C時，將a mol?L^-1的氨水與0.1mol?L^-1的鹽酸等體積混合．
①當(dāng)溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，則反應(yīng)的情況可能為

 

a．鹽酸不足，氨水剩余    b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)    c．鹽酸過量
②當(dāng)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時，用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

 

．

Answer 1

考點(diǎn)：轉(zhuǎn)化率隨溫度、壓強(qiáng)的變化曲線,熱化學(xué)方程式,化學(xué)平衡的影響因素,弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡

專題：物質(zhì)的組成專題

分析：（1）（i）由圖可知，壓強(qiáng)一定時，隨溫度升高，CO的轉(zhuǎn)化率降低，故升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動，據(jù)此判斷；
（ii）化學(xué)平衡常數(shù)K=

c(CH3OH)

c(CO)．c2(H2)

，根據(jù)CO的轉(zhuǎn)化率，利用三段式計算出平衡時各組分的物質(zhì)的量，進(jìn)而求出平衡時各組分的濃度，代入平衡常數(shù)計算；
可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)越大，說明反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，不能說明反應(yīng)速率快慢、不能說明該反應(yīng)在通常條件下一定可以發(fā)生、不能說明反應(yīng)是吸熱還是放熱；
（iii）在溫度和容積不變的情況下，再向平衡體系中充入a mol CO（g）、2a mol H₂（g），等效為在原平衡的基礎(chǔ)上增大一倍壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)移動；
化學(xué)平衡常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變；
（iv）計算參加反應(yīng)的CO的物質(zhì)的量，利用差量法計算平衡時反應(yīng)混合物的物質(zhì)的量變化量，進(jìn)而計算平衡時總的物質(zhì)的量，利用恒溫恒容下，壓強(qiáng)之比等于物質(zhì)的量之比解答；
（2）根據(jù)蓋斯定律書寫目標(biāo)熱化學(xué)方程式；
（3）①根據(jù)電荷守恒可知：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），若足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-），則c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性，據(jù)此結(jié)合選項判斷；
②溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據(jù)電荷守恒計算溶液的pH值，進(jìn)而計算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計算c（NH₄⁺），利用物料守恒計算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃?H₂O的電離常數(shù)表達(dá)式計算．

解答： 解：（1）（i）由圖可知，壓強(qiáng)一定時，隨溫度升高，CO的轉(zhuǎn)化率降低，故升高溫度平衡向逆反應(yīng)移動，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)；
故答案為：放熱；
（2）100℃，平衡時CO的轉(zhuǎn)化率為0.5，所以參加反應(yīng)的CO的物質(zhì)的量為0.5amol．
           CO（g）+2H₂（g）CH₃OH（g）；
開始（mol）：a       2a               0      
變化（mol）：0.5a     a               0.5a
平衡（mol）：0.5a     a               0.5a
所以平衡時，CO的濃度為

0.5a mol

v L

=

a

2v

mol/L，H₂的濃度為

a mol

v L

=

a

v

mol/L，CH₃OH的濃度為

0.5a mol

v L

=

a

2v

mol/L，100℃時該反應(yīng)的平衡常數(shù)k═

a 2v

a 2v ×( a v )2

=

v2

a2

，
a．可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)很大，說明反應(yīng)進(jìn)行的程度很大，不能說明該反應(yīng)在通常條件下一定可以發(fā)生，該反應(yīng)可能需要催化劑才可以進(jìn)行，故a錯誤；
b．可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)很大，說明反應(yīng)進(jìn)行的程度很大，不能說明該條件下反應(yīng)速率很快，故b錯誤；
c．可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)很大，說明反應(yīng)進(jìn)行的程度很大，反應(yīng)達(dá)平衡時至少有一種反應(yīng)物的百分含量很小，故c正確；
d．可逆反應(yīng)的平衡常數(shù)很大，說明反應(yīng)進(jìn)行的程度很大，不能說明該反應(yīng)是吸熱還是放熱，故d錯誤，
故答案為：

v2

a2

；c；
（iii）在溫度和容積不變的情況下，再向平衡體系中充入a mol CO（g）、2a mol H₂（g），等效為在原平衡的基礎(chǔ)上增大一倍壓強(qiáng)，平衡向正反應(yīng)移動，CO的轉(zhuǎn)化率增大，化學(xué)平衡常數(shù)只受溫度影響，與濃度無關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變，
故答案為：增大；不變；
（iv）參加反應(yīng)的CO的物質(zhì)的量為2.5mol×90%=2.25mol，則：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）  物質(zhì)的量減少△n
1                               2
2.25mol                         4.5mol
故平衡時總的物質(zhì)的量為2.5mol+7.5mol-4.5mol=5.5mol，恒溫恒容下壓強(qiáng)之比等于物質(zhì)的量之比，故平衡時容器內(nèi)壓強(qiáng)為開始時壓強(qiáng)的

5.5mol

2.5mol+7.5mol

=0.55倍，
故答案為：0.55；
（2）已知：①CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H₁=-890.3kJ?mol^-1
②H₂（g）+

1

2

O₂（g）═H₂O（l）△H₂=-285.8kJ?mol^-1，
利用蓋斯定律，將②×4-①可得：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=4×（-285.8kJ?mol^-1）-（-890.3kJ?mol^-1）=-252.9kJ?mol^-1，
故答案為：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-252.9kJ?mol^-1；
（5）①根據(jù)電荷守恒可知：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），若足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-），則c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性，
a．鹽酸不足，氨水剩余，為氯化銨與氨水的混合溶液，銨根離子水解程度大于氨水的電離時，溶液可能呈酸性，故a可能；
b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)，為氯化銨溶液，銨根離子水解，溶液呈酸性，故b可能；
c．鹽酸過量，溶液為氯化銨、鹽酸的混合溶液，溶液呈酸性，故c可能；
故選：abc；
②根據(jù)電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.05mol?L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-7×0.05

0.5a-0.05

=

10-8

a-0.1

，
故答案為：

10-8

a-0.1

．

點(diǎn)評：本題考查化學(xué)平衡圖象、化學(xué)平衡有關(guān)計算、化學(xué)平衡常數(shù)、影響化學(xué)平衡的因素、熱化學(xué)方程式書寫、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)計算等，是對知識的綜合運(yùn)用，（5）中注意離子濃度的計算，應(yīng)加強(qiáng)平時知識的積累，難度中等．