Question

【题目】德国化学家哈伯(F. Haber, 1868-1930)发明的合成氨技术使大气中的氮气变成了生产氮肥的永不枯竭的廉价来源，从而使农业生产依赖土壤的程度减弱，解决了地球上因粮食不足导致的饥饿和死亡问题。因此这位解救世界粮食危机的化学天才获得了1918年诺贝尔化学奖。现在我们在实验室模拟工业制氨的过程，以探究外界条件对平衡的影响。

查阅资料，获得以下键能数据：

化学键	N≡N	H-H	N-H
键能/(kJ/mol)	946	436	391

(1)计算工业合成氨反应的反应热：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H=________kJ/mol

(2)一定温度下，向一个恒压容器中充入N20.6mol，H20.5mol，在一定温度下进行反应：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，达到平衡时，N2的转化率为，此时容器的体积为1L。

该温度时容器中平衡体系的平衡常数是______________。

(3)合成氨工业会产生大量副产物CO2，工业上常用高浓度的K2CO3溶液吸收CO2，得溶液X，再利用电解法K2CO3溶液再生，其装置如图所示：

①在阳极区发生的反应包括____________________和H+＋HCO3- ═H2O＋CO2↑。

②简述CO32-在阴极区再生的原理__________。

③再生装置中产生的CO2和H2在一定条件下反应生成甲醇，工业上利用该反应合成甲醇。

已知：25 ℃，101 KPa下：

2H2(g)＋ O2(g)═2H2O(g) Δ H1═－484kJ/mol

2CH3OH(g)＋ 3O2(g)═2CO2(g)＋4H2O(g) Δ H2═－1352kJ/mol

写出CO2和H2生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式__________。

Answer 1

【答案】-92 10 mol-2/L-2 4OH--4e-=2H2O+O2↑ 氢离子放电生成氢气，氢离子浓度减小，碳酸氢根电离平衡正向移动，碳酸根增多再生 CO2（g）+3H2（g）=CH3OH+H2O(g) ΔH=-50kJ/mol

【解析】

（1）反应的焓变△H=反应物总键能-生成物总键能，则N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的焓变为△H=E（N≡N）+3E（H-H）-6E（N-H）=946kJ/mol+3×436kJ/mol-6×391kJ/mol=-92kJ·mol－1；

（2）一定温度下，向一个恒压容器中充入N20.6mol，H20.5mol，在一定温度下进行反应：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，达到平衡时，N2的转化率为，此时容器的体积为1L，则平衡时体系中各组分的浓度分别为c（N2）= =0.5mol·L－1，c（H2）==0.2mol·L－1，c（NH3）==0.2mol·L－1，则该温度时容器中平衡体系的平衡常数是K= =10L2·mol－2；

（3）①在阳极区发生氧化反应生成氧气，考虑到溶液为碱性介质，则为OH－放电生成H2O和O2，阳极区发生的反应包括4OH--4e-=2H2O+O2↑ 和H+＋HCO3- ═H2O＋CO2↑。

②CO32－在阴极区再生的原因是：H＋在阴极放电生成H2，使溶液c（H＋）减小，促使HCO3－的电离平衡右移，产生更多的CO32－。

③给反应编号：2H2(g)＋ O2(g)═2H2O(g) Δ H1═－484kJ/mol（①式）

2CH3OH(g)＋3O2(g)═2CO2(g)＋4H2O(g) Δ H2═－1352kJ/mol（②式）

根据盖斯定律，所求反应可以由（①式×3-②式）÷2得到，CO2（g）+3H2（g）=CH3OH+H2O(g) ΔH===-50kJ·mol－1，则CO2和H2生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式CO2（g）+3H2（g）=CH3OH+H2O(g) ΔH=-50kJ·mol－1。