Question

【題目】科學研究表明，當前應用最廣泛的化石燃料到本世紀中葉將枯竭，解決此危機的唯一途徑是實現燃料和燃燒產物之間的良性循環：

（1）一種常用的方法是在230℃、有催化劑條件下將CO2和H2轉化為甲醇蒸汽和水蒸氣。下圖是生成1molCH3OH時的能量變化示意圖。

已知破壞1mol不同共價鍵的能量(kJ)分別是：

已知E1=8．2 kJ·mol－1，則E2＝__________kJ·mol－1。

（2）將不同量的CO(g)和H2O(g)分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中進行如下反應：

CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，得到如下三組數據：

① 該反應的ΔH__________0(填“<” 或“>” )。

② 實驗2條件下的平衡常數K= 。

③ 實驗3中，若平衡時H2O的轉化率為25%，則a/b=______。

④ 實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H2O、CO2、H2各1mol，則此時V正 V逆(填“<” 或“>” 或“=”)。

（3）捕捉CO2可以利用Na2CO3溶液。先用Na2CO3溶液吸收CO2生成NaHCO3，然后使NaHCO3分解，Na2CO3可以進行循環使用。將100mL 0．1mol/LNa2CO3的溶液中通入112mL(已換算為標準狀況)的CO2，溶液中沒有晶體析出，則：

①反應后溶液中的各離子濃度由大到小的順序是___________________________。

②反應后的溶液可以作“緩沖液”(當往溶液中加入一定量的酸和堿時，有阻礙溶液pH變化的作用)，請解釋其原理_____________________________________。

Answer 1

【答案】

（1）189．8

（2）① <；② 1/3 ③2：1； ④ ﹤

（3）① c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)。② 反應后的溶液存在HCO3-CO32-+H+，加入少量的酸，平衡逆向移動，溶液pH變化不大；加入少量的堿平衡正向移動，溶液pH變化也不大，故該溶液可以作“緩沖液”。

【解析】

試題分析：（1）已知CO2(g)+3H2(g)=H2O (g)+CH3OH(g)的△H=E1-E2＝反應物的鍵能和-生成物的鍵能和=（745×2+436×3）-（462.8×2+413.4×3+351+462.8），則E2＝189．8kJ·mol－1；

（2）①實驗1中CO的轉化率為×100%=40%，實驗2中CO的轉化率為25%，則實驗1的轉化率大于實驗2，則說明溫度升高平衡向逆反應方向移動，逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應；

②實驗2條件下平衡常數，需要列式計算平衡濃度；

H2O(g)+CO(g)CO2(g)+H2(g)

初始濃度 0.5mol/L 1mol/L 0 0

轉化濃度 0.25mol/L 0.25mol/l 0.25mol/l 0.25mol/l

平衡濃度 0.25mol/L 0.75mol/L 0.25mol/l 0.25mol/l

K==；

③實驗3在900℃條件下進行；

H2O(g)+CO(g)CO2(g)+H2(g)

初始濃度 0.5bmol/L 0.5amol/L 0 0

轉化濃度 0.25bmol/L 0.25bmol/l 0.25bmol/l 0.25bmol/l

平衡濃度 0.25bmol/L (0.5a-0.25b)mol/L 0.25bmol/l 0.25bmol/l

K==；解得a：b=2：1；

④ 實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H2O、CO2、H2各1mol，則此時Qc==1＞K，反應逆向進行，V正＜V逆；

（3）①反應后溶液中含有0.005molNa2CO3，0.01molNaHCO3，此時溶液顯堿性，且CO32-的水解程度大于HCO3-，則溶液中的各離子濃度由大到小的順序是 c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)；

②反應后的溶液存在HCO3-CO32-+H+，加入少量的酸，平衡逆向移動，溶液pH變化不大；加入少量的堿平衡正向移動，溶液pH變化也不大，故該溶液可以作“緩沖液”。