Question

19．低碳經(jīng)濟(jì)是以低能耗、低污染、低排放為基礎(chǔ)的經(jīng)濟(jì)模式．低碳經(jīng)濟(jì)的概念在中國(guó)正迅速?gòu)母叨烁拍钛葑兂扇�社�?huì)的行為，在新能源汽車、工業(yè)節(jié)能等多個(gè)領(lǐng)域都大有作為． 請(qǐng)運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理的相關(guān)知識(shí)研究碳及其化合物的性質(zhì)．
（1）工業(yè)上可利用CO或CO₂來(lái)制備清潔液體燃料甲醇．已知：800℃時(shí)，化學(xué)反應(yīng)①、反應(yīng)②對(duì)應(yīng)的平衡常數(shù)分別為2.5、1.0．
反應(yīng)①：2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ•mol^-1
反應(yīng)②：H₂（g）+CO₂（g）?H₂O （g）+CO（g）△H=+41.2kJ•mol^-1
寫(xiě)出用CO₂與H₂反應(yīng)制備甲醇的熱化學(xué)方程式3H₂（g）+CO₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.6kJ/mol，800℃時(shí)該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K的數(shù)值為2.5．
現(xiàn)將不同量的CO₂ （g）和H₂（g）分別通入到容積為2L恒容密閉容器中進(jìn)行反應(yīng)②，得到如表二組數(shù)據(jù)：

實(shí)驗(yàn)組	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		達(dá)到平衡所需時(shí)間/min
		CO2 （g）	H2（g）	H2（g）	CO2 （g）
1	900	4	6	1.6	2.4	2
2	900	a	b	c	d	t

實(shí)驗(yàn)2中，若平衡吋，CO₂ （g）的轉(zhuǎn)化率小于H₂（g），則a、b必須滿足的關(guān)系是a＞b．
若在900℃時(shí)，另做一組實(shí)驗(yàn)，在此容器中加入10mol CO₂，5mol H₂，2mol CO，5mol H₂O （g）（g），則此時(shí)v_正＞v_逆（填“＞”、“＞”或“=”）．
（2）工業(yè)上可通過(guò)甲醇羰基化法制取甲酸甲酯，其反應(yīng)的熱化學(xué)方程式為：CH₃OH（g）+CO（g）→HCOOCH₃（g）△H=-29.1KJ•mol^-1，科研人員對(duì)該反應(yīng)進(jìn)行了研究，部分研究結(jié)果如下：

①?gòu)姆磻?yīng)壓強(qiáng)對(duì)甲醇轉(zhuǎn)化率的影響“效率”看，工業(yè)制取甲酸甲酯應(yīng)選擇的壓強(qiáng)是4.0×10⁶Pa（填“3.5×10⁶Pa”“4.0×10⁶ Pa”或“5.0×10⁶Pa”）．
②實(shí)際工業(yè)生產(chǎn)中采用的溫度是80℃，其理由是高于80℃時(shí)，溫度對(duì)反應(yīng)速率影響較小，且反應(yīng)放熱，升高溫度時(shí)平衡逆向移動(dòng)，轉(zhuǎn)化率降低．
（3）已知常溫下NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K=1.75×10^-5，H₂CO₃的電離平衡常數(shù)K₁=4.4×10^-7，K₂=4.7×10^-11．常溫下，用氮水吸收CO₂可得到NH₄HCO₃溶液，NH₄HCO₃溶液呈堿性（填“酸性”“中性”或“堿性”），溶液中離子濃度由大到小的順序?yàn)椋篶（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）．

Answer 1

分析 （1）已知：①：2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ•mol^-1
②：H₂（g）+CO₂（g）?H₂O（g）+CO（g）△H=+41.2kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，①+②可得：3H₂（g）+CO₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），平衡常數(shù)為①、②平衡常數(shù)乘積；
由于CO₂與H₂的化學(xué)計(jì)量數(shù)相等都為1，所以當(dāng)兩者物質(zhì)的量相等時(shí)二者轉(zhuǎn)化率相等．要使CO₂轉(zhuǎn)化率小于H₂的轉(zhuǎn)化率，則增大CO₂的物質(zhì)的量；
以第一組實(shí)驗(yàn)的平衡狀態(tài)計(jì)算900℃時(shí)的平衡常數(shù)K，再計(jì)算在此容器中加入10mol CO₂，5mol H₂，2mol CO，5mol H₂O （g）時(shí)的Qc，比較K與Qc的相對(duì)大小，結(jié)合平衡常數(shù)的影響因素判斷此時(shí)正逆反應(yīng)速率的相對(duì)大小；
（2）①依據(jù)轉(zhuǎn)化率曲線分析判斷；
②圖象分析速率隨溫度變化的趨勢(shì)分析回答；
（3）根據(jù)鹽類水解規(guī)律，已知NH₃．H₂O的電離平衡常數(shù)K=1.75×10^-5，H₂CO₃的電離平衡常數(shù)K₁=4.4×10^-7，K₂=4.7×10^-11，越弱越水解判斷；根據(jù)溶液中NH₄⁺和HCO₃^-的水解程度并結(jié)合溶液的酸堿性推斷各離子的濃度相對(duì)大�。�

解答 解：（1）①已知：①：2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ•mol^-1
②：H₂（g）+CO₂（g）?H₂O（g）+CO（g）△H=+41.2kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，①+②可得：3H₂（g）+CO₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.6kJ/mol；
800℃時(shí)該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)K的數(shù)值為2.5×1=2.5；
由于CO₂與H₂的化學(xué)計(jì)量數(shù)相等都為1，所以當(dāng)兩者物質(zhì)的量相等時(shí)二者轉(zhuǎn)化率相等．要使CO₂轉(zhuǎn)化率小于H₂的轉(zhuǎn)化率，則增大CO₂的物質(zhì)的量，即a/b 的值大于1；
                          H₂（g）+CO₂（g）?H₂O （g）+CO（g）
起始濃度（mol/L）         3               2                0                0
變化濃度（mol/L）          0.8           0.8              0.8              0.8           
平衡濃度（mol/L）         2.2             1.2              0.8             0.8
900℃時(shí)平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{O}_{2}）c（{H}_{2}）}{c（CO）c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.8×0.8}{2.2×1.2}$=0.24，
此溫度下另，在此容器中加入10mol CO₂，5mol H₂，2mol CO，5mol H₂O （g）時(shí)，此時(shí)Qc=$\frac{c（C{O}_{2}）c（{H}_{2}）}{c（CO）c（{H}_{2}O）}$=$\frac{1×2.5}{5×2.5}$=0.2＜K，說(shuō)明此時(shí)反應(yīng)正向進(jìn)行，即V_正＞V_逆；
故答案為：3H₂（g）+CO₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.6kJ/mol；2.5；a＞b；＞；
（2）①?gòu)姆磻?yīng)壓強(qiáng)對(duì)甲醇轉(zhuǎn)化率的影響“效率“看，圖象中轉(zhuǎn)化率變化最大的是4.0×10⁶Pa，
故答案為：4.0×10⁶Pa；
②依據(jù)圖象分析溫度在高于80°C對(duì)反應(yīng)速率影響不大，反應(yīng)是放熱反應(yīng)，溫度過(guò)高，平衡逆向進(jìn)行，不利于轉(zhuǎn)化率增大，
故答案為：高于80℃時(shí)，溫度對(duì)反應(yīng)速率影響較小，且反應(yīng)放熱，升高溫度時(shí)平衡逆向移動(dòng)，轉(zhuǎn)化率降低；
（3）根據(jù)鹽類水解規(guī)律，已知NH₃．H₂O的電離平衡常數(shù)K=1.75×10^-5，H₂CO₃的電離平衡常數(shù)K₁=4.4×10^-7，K₂=4.7×10^-11，所以碳酸氫根的水解程度更大，所以NH₄HCO₃顯堿性；溶液中NH₄⁺的水解程度小于HCO₃^-，且HCO₃^-的水解程度遠(yuǎn)大于其電離程度，則溶液中各離子濃度有大小關(guān)系是c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-），故答案為：堿性；c（NH₄⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）＞c（CO₃^2-）．

點(diǎn)評(píng) 本題考查蓋斯定律應(yīng)用、平衡常數(shù)有關(guān)計(jì)算、化學(xué)平衡圖象與影響因素、原電池等，題目涉及內(nèi)容較多，基本屬于拼合型題目，（4）中注意根據(jù)示意圖判斷產(chǎn)物，難度中等．