Question

6．天然氣是一種重要的清潔能源和化工原料，其主要成分為甲烷．
（1）工業上可用煤制天然氣，生產過程中有多種途徑生成CH₄．
已知：CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ•mol^-1
C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ•mol^-1
2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ•mol^-1
則CO與H₂反應生成CH₄（g）和H₂O（g）的熱化學方程式為CO（g）+3H₂（g）=CH₄（g）+H₂O（g）△H=-203kJ•mol^-1．
（2）天然氣中的H₂S雜質常用氨水吸收，產物為NH₄HS．一定條件下向NH₄HS溶液中通入空氣，得到單質硫并再生出吸收液，則該反應的化學方程式為2NH₄HS+O₂$\frac{\underline{\;一定條件下\;}}{\;}$2NH₃•H₂O+2S↓．
（3）天然氣的一個重要用途是制取H₂，其原理為：CO₂（g）+CH₄（g）?2CO（g）+2H₂（g）．在密閉
容器中通入物質的量濃度均為0.1mol•L^-1的CH₄與CO₂，在一定條件下發生反應，測得CH₄的平衡轉
化率與溫度及壓強的關系如圖1所示，則壓強P₁＜P₂（填“＞”或“＜”）；壓強為P₂時，在
Y點：v（正）＞v（逆）（填“＞”、“＜”或“=”）；寫出X點對應溫度下的該反應的平衡常數計算式K=$\frac{0.16{\;}^{2}×0.16{\;}^{2}}{0.02×0.02}$（不必計算出結果）．
（4）以二氧化鈦表面覆蓋CuAl₂O₄ 為催化劑，可以將CH₄和CO₂直接轉化成乙酸．

①在不同溫度下催化劑的催化效率與乙酸的
生成速率如圖2所示．在275～400℃之間，乙酸的生成速率先降低后升高的原因是275～300℃時催化劑的催化效率降低，化學反應速率降低，300～400℃時溫度升高，化學反應速率又加快．
②為了提高該反應中CH₄的轉化率，可以采取的措施是（寫一條）增大反應壓強或增大CO₂的濃度．
③乙酸（用HAc表示）電離方程式為HAc?H⁺+Ac^-，電離常數用K_a表示；乙酸根的水解方程式為Ac^-+H₂O?OH^-+HAc，水解常數用K_h表示，則K_h=$\frac{K{\;}_{w}}{K{\;}_{a}}$（用K_a和水的離子積K_W表示）．

Answer 1

分析 （1）已知：①CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ•mol^-1
②C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ•mol^-1
③2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ•mol^-1
根據蓋斯定律，②+③-①計算；
（2）根據元素守恒和電子得失守恒寫出化學方程式；
（3）該反應正向為體積增大的方向，壓強越大，CH₄的轉化率越小；壓強為P₂時，在Y點反應未達到平衡，則反應正向移動；X點CH₄的平衡轉
化率為80%，根據化學平衡常數K=$\frac{c{\;}^{2}（CO）c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}{c（CO{\;}_{2}）c（CH{\;}_{4}）}$結合三組量代入計算；
（4）①由圖可知，溫度超過275～300℃時，催化劑的催化效率降低，所以溫度升高而乙酸的生成速率降低；300～400℃時溫度升高，化學反應速率加快；
②提高該反應中CH₄的轉化率，改變條件應使平衡向正反應方向移動，注意不能只增大甲烷的濃度，否則甲烷的轉化率降低；
③寫出醋酸電離平衡常數、醋酸根離子水解平衡常數，水的離子積常數進行比較，從而得出結論．

解答 解：（1）已知：①CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ•mol^-1
②C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ•mol^-1
③2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ•mol^-1
根據蓋斯定律，②+③-①得：CO（g）+3H₂（g）=CH₄（g）+H₂O（g）△H=-73-171+41=-203kJ•mol^-1，
故答案為：CO（g）+3H₂（g）=CH₄（g）+H₂O（g）△H=-203kJ•mol^-1；
（2）一定條件下向NH₄HS溶液中通入空氣，得到單質硫并再生出吸收液即氨水，則根據元素守恒及題中的反應物和生成物可知化學方程式為：2NH₄HS+O₂$\frac{\underline{\;一定條件下\;}}{\;}$2NH₃•H₂O+2S↓，故答案為：2NH₄HS+O₂$\frac{\underline{\;一定條件下\;}}{\;}$2NH₃•H₂O+2S↓；
（3）該反應正向為體積增大的方向，壓強越大，CH₄的轉化率越小，已知相同溫度下，P₁條件下的轉化率大于P₂，則P₁小于P₂；壓強為P₂時，在Y點反應未達到平衡，則反應正向移動，所以v（正）大于v（逆）；
X點CH₄的平衡轉化率為80%，
則 CO₂（g）+CH₄（g）?2CO（g）+2H₂（g），
開始0.1              0.1               0                0
轉化0.08           0.08             0.16            0.16
平衡0.02           0.02             0.16            0.16
其平衡常數表達式是K=$\frac{c{\;}^{2}（CO）c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}{c（CO{\;}_{2}）c（CH{\;}_{4}）}$=$\frac{0.16{\;}^{2}×0.16{\;}^{2}}{0.02×0.02}$，
故答案為：＜；＞；$\frac{0.16{\;}^{2}×0.16{\;}^{2}}{0.02×0.02}$；
（4）①溫度超過275～300℃時，催化劑的催化效率降低，所以溫度升高而乙酸的生成速率降低；300～400℃時溫度升高，化學反應速率加快；
，故答案為：275～300℃時催化劑的催化效率降低，化學反應速率降低，300～400℃時溫度升高，化學反應速率又加快；
②提高該反應中CH₄的轉化率，改變條件應使平衡向正反應方向移動，正反應是氣體體積減小的反應，縮小容器體積增大壓強、增大CO₂的濃度，平衡正向移動，反應物轉化率增大，故答案為：增大反應壓強或增大CO₂的濃度；
③電離方程式為HAc?H⁺+Ac^-，電離常數用Ka=$\frac{c（Ac{\;}^{-}）c（H{\;}^{+}）}{c（HAc）}$，乙酸根的水解方程式為Ac^-+H₂O?OH^-+HAc，水解常數用K_h=$\frac{c（HAc）c（OH{\;}^{-}）}{c（Ac{\;}^{-}）}$，Kw=c（H⁺）．c（OH^-），所以K_a•K_h=K_w，則
K_h=$\frac{K{\;}_{w}}{K{\;}_{a}}$，故答案為：$\frac{K{\;}_{w}}{K{\;}_{a}}$．

點評 本題考查了蓋斯定律的應用、方程式的書寫、化學平衡常數、平衡移動等，題目涉及的知識點較多，側重于考查學生對基礎知識的綜合應用能力，題目難度中等．