Question

氢气在工业合成中广范应用。

(1)通过下列反应可以制备甲醇：

CO(g)+2H₂(g)CH₃OH(g)   ΔH=-90.8kJ/mol，

CO₂(g)＋H₂(g)CO(g)+H₂O(g)   ΔH=+41.3kJ/mol

请写出由CO₂和H₂制取甲醇的热化学方程式______________。

(2)己知合成氨的反应为：N₂+3H₂2NH₃ △H<0。某温度度下，若将1molN₂和2.8molH₂分别投入到初始体积为2L的恒温恒容、恒温恒压和怛容绝热的三个密闭容器中，测得反应过程中三个容器（用a、b、c表示）内N₂的转化率随时间的变化如图所示，请冋答下列问题：

①图中代表反应在恒容绝热容器中进行的曲线是________(用a、b、c表示)。

②曲线a条件下该反应的平衡常数K=_____________。

③b容器中M点，v(正)________v(逆）（填“大于”、“小于”或“等于”）。

(3)利用氨气可以设计成高能环保燃料电池，用该电池电解含有NO₂^-的碱性工业废水，在阴极产生N₂。阴极电极反应式为________；标准状况下，当阴极收集到11.2LN₂时，理论上消耗NH₃的体积为_____________。

(4)常温下，用氨水吸收CO₂可得到NH₄HCO₃溶液，在NH₄HCO₃溶液中c(NH₄⁺)____ c(HCO₃^-) (填“>”、“<”或“=”)；反应NH₄++HCO₃^-+H₂ONH₃•H₂O+H₂CO₃的平衡常数K=_______。

(已知常温下NH₃•H₂O的电离平衡常数K_b=2×10^-5，H₂CO₃的电离平衡常数K₁=4×10^-7, K₂=4×10^-11)

Answer

CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 c 800 小于 2NO3-+6e-+4H2O=N2+8OH- 22.4L > 1.25×10-3

【解析】（1）已知：① CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g)               ΔH1= -90.8kJ/mol ，

②CO2(g)＋H2(g)  CO(g)+ H2O (g)    ΔH2=+41.3kJ/mol，根据盖斯定律，①+②可得CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) ，则 △H=（ -90.8kJ/mol）+（+41.3kJ/mol）=-49.5 kJ·mol-1 ，故CO2和H2制取甲醇的热化学方程式为CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H=-49.5 kJ·mol-1 ；

（2）①N2+3H2⇌2NH3△H＜0，而恒容绝热容器中进行，所以体系温度最高，反应速率最快，达平衡的时间最短，而由图可知消耗时间最短的是c，故选：c；
②平衡常数是温度的函数，温度不变K不变，而曲线a和曲线b的温度相同，
   N2 + 3H2 ⇌ 2NH3，
初起：1mol  2.8mol    0
变化：0.8mol 2.4mol    1.6mol
平衡：0.2mol 0.4mol    1.6mol
所以Kb==800=Ka；
③b容器中M点，最终达平衡状态，所以氮气的转化率减小，平衡逆向移动，则v（正）小于v（逆）；
（3）阴极发生还原反应，电极反应式为2NO2-+6e-+4H2O=N2↑+8OH-；阴极收集到1l.2LN2时，即物质的量为0.5mol，转移电子数的物质的量为：3mol，所以消耗氨气的物质的量为：1mol，则标况下的体积为22.4L；

（4）根据盐类水解规律，已知NH3．H2O的电离平衡常数K=1.75×10-5，H2CO3的电离平衡常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11，所以碳酸氢根的水解程度更大，溶液中c(NH4+)＞c(HCO3-) ；反应NH4++HCO3-+H2O═NH3．H2O+H2CO3的平衡常数K===1.25×10-3。

点睛：应用盖斯定律进行简单计算时，关键在于设计反应过程，同时注意：①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。②当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“+”“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。③将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。④在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热