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【题目】焦炭与COH2均是重要的能源,也是重要的化工原料。

已知CH2CO的燃烧热分别为-393.5 kJ·mol-1-285.8kJ·mol-1-283 kJ·mol-1,又知水的气化热为+44 kJmol

(1)①焦炭与水蒸气反应生成COH2的热化学方程式为___________________

②若将足量焦炭与2mol水蒸气充分反应,当吸收能量为191.7kJ时,则此时H2O(g)的转化率为_________________

(2)将焦炭与水蒸气置于容积为2L的密闭容器中发生反应:C(s)H2O(g)CO(g)H2(g),其中H2OCO的物质的量随时间的变化曲线如图所示。

①第一个平衡时段的平衡常数是______________,若反应进行到2 min时,改变了温度,使曲线发生如图所示的变化,则温度变化为___________(填“升温”或“降温”)。

②反应至5 min时,若也只改变了某一个条件,使曲线发生如图所示的变化,该条件可能是下述中的____

a.增加了C b.增加了水蒸气 c.降低了温度 d.增加了压强

(3)若以COO2K2CO3等构成的熔融盐电池为动力,电解400mL饱和食盐水,则电解反应的总方程式为______________________,当有5.6g燃料被消耗时,电解池中溶液的pH__________(忽略溶液的体积变化,不考虑能量的其它损耗)。

【答案】 C(s) +H2O(g) =CO(g) +H2(g) H=+131.3kJ/mol 73% 0.017 升温 b 2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+C12 14

【解析】1CH2CO的燃烧热(H)分别为-393.5kJmol-1-285.8kJmol-1-283kJmol-1,以及水的气化热为+44kJ/mol,可得Cs+O2g═CO2gH=-393.5 kJ/molH2g+O2g═H2OlH=-285.8kJ/molCOg+O2g=CO2gH=-283.0kJmol-1H2Og=H2OlH=-44kJ/mol,根据盖斯定律,将+--可得Cs+H2Og=COg+H2gH=+131.3kJ/mol
根据热化学方程式Cs+H2Og=COg+H2g),H=+131.3kJ/mol,当吸收能量为191.7kJ时,参加反应的水蒸气的物质的量为=1.46mol,所以水的转化率=×100%=73%
2根据图象可知,在第一个平衡时段的CO的物质的量为0.2mol,则此时生成的H2也是0.2mol,反应体系中水的物质的量为1.2mol,容积为2L,所以此时CO的平衡浓度为0.1mol/LH2的平衡浓度为0.1mol/LH2O的平衡浓度为0.6mol/L,则K===0.017;应进行至2min时,根据图象知,相同时间内,水和一氧化碳的物质的量变化量大于0-1min内,说明反应速率增大,水蒸气的物质的量减少,一氧化碳的物质的量增加,说明平衡向正反应方向移动,而该反应为吸热反应,则该改变的条件只能是升高温度;
反应至第5min时,CO的物质的量不变,水的物质的量增大,说明改变的量是增加水的物质的量,随反应进行水蒸气减小,一氧化碳增大,平衡正向进行;a.增加了C是固体,不影响化学平衡,故a错误;b.增加了水蒸气,5min时,CO的物质的量不变,水的物质的量增大,故b正确;c.反应是吸热反应,降低了温度平衡逆向进行,图象不符合,故c错误;d.增加了压强,平衡逆向进行,不符合图象变化,故d错误;故答案为b

3)该燃料电池中,通入CO的电极为负极,负极上CO失电子和碳酸根离子反应生成二氧化碳和水,负极反应式为CO+CO32--2e-=2CO2,当有5.6g(即0.2molCO被消耗时,电路中流过的电子的物质的量为0.4mol,根据电解方程式2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl22e-可知,电解池中产生的氢氧化钠的物质的量为0.4mol,所以氢氧化钠的浓度为mol/L=1mol/L,所以溶液的pH=14

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