Question

【題目】航天員呼吸產生的CO2用下列反應處理，可實現其合理利用。反應Ⅰ：CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)

(1)己知H2(g)、CH4(g)的燃燒熱分別為A kJ/mol、B kJ/mol， H2O(l)=H2O(g) △H =+C kJ/mol。計算反應Ⅰ的△H=_______kJ/mol。

(2)將原料氣按n(CO2)∶n(H2)=1：4置于密閉容器中發生反應Ⅰ，測得H2O(g)的物質的量分數與溫度的關系如圖所示(虛線表示平衡曲線)。

①溫度過高或過低均不利于該反應的進行，原因是________。

②200℃達到平衡時體系的總壓強為p，該反應平衡常數Kp的計算式為____。(不必化簡。用平衡分壓代替平衡濃度計算)

(3)一種新的利用方案是Ⅱ：反應：CO2(g)+2H2(g)C(s)+2H2O(g) △H

①向體積為2 L且帶氣壓計的恒容密閉容器中通入0.08 mol H2和0.04 mol CO2發生反應Ⅱ。若反應起始和平衡時溫度相同(均為250℃)，測得反應過程中壓強(P)隨時間(t)的變化如圖1曲線a所示，則△H___ 0(填“>”“<”或“不確定”)

②若其它條件相同，僅改變某一條件時，測得其壓強(P)隨時間(t)的變化如圖1曲線b所示，則改變的條件是_______。

③圖2是甲、乙兩同學描繪上述反應平衡常數的對數值(lgK)與溫度的變化關系，其中正確的曲線是_______（填“甲”或“乙”），m值為______。

④反應Ⅱ必須在高溫下才能啟動，原因是______________。

(4)科學家還研究了處理CO2(g)另外的方法，利用下圖所示裝置可以將CO2轉化為氣體燃料CO。該裝置工作時，N電極的電極反應式為______________。

Answer 1

【答案】- 4A+B+2C 溫度過低，反應速率��；溫度過高，平衡向右進行的程度小 < 加入催化劑 乙 2 反應的活化能高（或破壞舊鍵需要消耗較高的能量） CO2+2H++2e-=CO+H2O

【解析】

(1)先寫出表示H2(g)、CH4(g)的燃燒熱的熱化學方程式，然后結合水狀態變化的熱化學方程式，根據蓋斯定律，可得待求反應的熱化學方程式；

(2)①根據溫度對化學反應速率和化學平衡移動的影響分析；

②根據200℃H2O的物質的量分數及物質反應轉化關系得到平衡時各組成成分占總量的含量，利用壓強比等于氣體的物質的量的比，帶入平衡常數表達式可得Kp的值；

(3)①由圖1分析可知，隨反應的進行壓強先增大后減小，5 min達到平衡狀態，推知開始因反應是放熱的，隨反應進行溫度升高，壓強增大；反應到一定程度，因反應物濃度減小，隨反應正向進行，壓強反而減小，到壓強隨時間變化不變時，達到平衡狀態；

②化學反應速率加快，平衡不動。改變的條件是加入催化劑；

③依據計算得到平衡時物質的濃度，結合平衡常數概念計算得到平衡常數，來計算；溫度升高，平衡左移，K減小，lgK減小，曲線選乙；

④該反應所需的活化能較高。

(4)根據圖示可知CO2在N 電極得到電子，發生還原反應產生CO，據此書寫電極反應式。

(1)己知H2(g)、CH4(g)的燃燒熱分別為A kJ/mol、B kJ/mol，可得熱化學方程式：① H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H =-A kJ/mol；

②CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H =-B kJ/mol；

③H2O(l)=H2O(g) △H =+C kJ/mol。

根據蓋斯定律，將①×4-②+③×2，整理可得反應CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) 的反應熱△H=(- 4A+B+2C) kJ/mol；

(2)①溫度過低，化學反應速率小，單位時間內反應產生的物質較少；根據溫度升高，H2O的物質的量分數降低，說明升高溫度，化學平衡逆向移動。根據平衡移動原理，升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，逆反應為吸熱反應，則該反應的正反應為放熱反應。溫度過高時，升高溫度，盡管化學反應速率加快，但化學平衡向吸熱的逆反應方向移動，使反應向正反應方向進行的程度小，會使物質的平衡含量不高；

②根據圖象可知：在200℃時反應達到平衡時，H2O的物質的量分數是0.6，由反應方程式CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)中物質轉化關系可知：CH4(g)的物質的量分數為0.3，則CO2(g)、H2(g)的物質的量分數和為1-0.6-0.3=0.1，由于二者反應時物質的量的比是1：4，加入的物質的量的比也是1：4，因此平衡時二者的物質的量的比還是1：4，故CO2(g)占0.1×=0.02，H2(g) 占0.1×=0.08。在相同外界條件下，氣體的物質的量的比等于氣體所占的壓強之比，故用平衡分壓表示的該反應的化學平衡常數Kp=；

(3)①由圖1分析可知，隨著反應的進行壓強先增大后減小，5 min達到平衡狀態，由于該反應的正反應是氣體體積減小的反應，而反應開始后氣體壓強增大，說明該反應的正反應是放熱反應，隨反應進行氣體溫度升高，體系壓強增大，故△H <0；反應到一定程度，因反應物濃度減小，隨反應正向進行，壓強不斷減小，當體系的壓強不再隨時間變化而改變時，反應達到平衡狀態；

②由圖知：改變條件后，化學反應速率加快，但化學平衡不移動，說明改變的條件為加入催化劑；

③溫度升高，化學平衡逆向移動，化學平衡常數K減小，lgK 減小，故應該選擇曲線乙；在反應開始時n(H2)=0.08 mol，n(CO2)=0.04 mol，假設反應的H2物質的量為x，則反應CO2物質的量為x，反應產生H2O的物質的量為2x，因此平衡時各種氣體的物質的量：n(H2)=(0.08-2x) mol，n(CO2)=(0.04-x) mol，n(H2O)=2x mol，由于相同條件下氣體的壓強之比等于氣體的物質的量之比，可得，解得x=0.02 mol，反應是在體積為2 L的恒容密閉容器中進行，則平衡時各種氣體的濃度c(CO2)==0.0 mol/L，c(H2)==0.02 mol/L，c(H2O)==0.02 mol/L，則該條件下的化學平衡常數K==100，所以lgK=1g100=2；

④斷裂二氧化碳和氫氣的化學鍵變為原子需較高的能量，所以該反應所需的活化能較高，因此一定條件下該反應必須在高溫下才能啟動；

(4)根據圖示可知CO2在N電極得到電子，發生還原反應產生CO，則N電極的電極反應式為：CO2+2H++2e-=CO+H2O。