题目内容
【题目】甲醇是一种可再生能源，由CO2制备甲醇的过程可能涉及的反应如下：
反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)
CH3OH(g)+H2O(g) △H1=－49.58 kJmol－1
反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2
反应Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=－90.77 kJmol－1
回答下列问题：
(1)反应Ⅱ的△H2=_________，若反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ平衡常数分别为K1、K2、K3，则K2=________(用K1、K3表示)。
(2)反应Ⅲ自发进行条件是___________(填“较低温度”、“较高温度”或“任何温度”)。
(3)在一定条件下2 L恒容密闭容器中充入3 mol H2和1.5 mol CO2，仅发生反应Ⅰ，实验测得不同反应温度与体系中CO2的平衡转化率的关系，如下表所示。
温度(℃) | 500 | T |
CO2的平衡转化率 | 60℅ | 40℅ |
①T______500℃(填“>”、“<” 、“=”)。
②温度为500℃时，该反应10 min时达到平衡。用H2表示该反应的反应速率v(H2)=______________；该温度下，反应I的平衡常数K=______________L2/mol2
(4)由CO2制备甲醇还需要氢气。工业上用电解法制取Na2FeO4，同时获得氢气：Fe+2H2O+2OH
FeO42+3H2↑，工作原理如图所示。电解一段时间后，c(OH)降低的区域在__________ (填“阴极室”或“阳极室”)。该室发生的电极反应式为：___________________________。
【答案】+41.19 kJmol－1 K1/ K3 较低温度 > 0.135 mol·L－1·min－1 200 阳极室 Fe - 6e－＋8OH－ = FeO42－＋4H2O
【解析】
（1）根据盖斯定律：Ⅱ=Ⅰ-Ⅲ，得反应Ⅱ的△H2，反应Ⅱ的为反应Ⅰ和Ⅲ的差，所以反应Ⅱ平衡常数为：K2=K1/K3；
（2）化学反应能否自发进行，取决于焓变和熵变的综合判据，当△G= △H -T △S
0时，反应能自发进行，据此解答；
（3）①反应Ⅰ的正反应是放热反应，所以升高温度二氧化碳的转化率减小；
②根据υ=
计算化学反应速率，平衡常数等于平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值；
（4）该装置为电解池，阳极电极材料是Fe，铁在阳极失去电子，阳极的电极反应为：Fe - 6e－＋8OH－ = FeO42－＋4H2O，阳极消耗了OH-。
（1）由题所给的反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) △H1=－49.58 kJmol－1
反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) △H2
反应Ⅲ：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) △H3=－90.77 kJmol－1
依据盖斯定律可得：Ⅱ=Ⅰ-Ⅲ，
H2=△H1- △H3=－49.58 kJmol－1+90.77 kJmol－1=+41.19 kJmol－1，反应Ⅱ的为反应Ⅰ和Ⅲ的差，所以反应Ⅱ平衡常数为：K2=K1/K3；
本题答案为：+41.19 kJmol－1，K2=K1/K3.
（2）当△G= △H -T △S0时，反应能够自发进行，该反应的△S0、△H0，当温度较低时，反应Ⅲ能够自发进行；
本题答案为：较低温度。
（3）①反应Ⅰ的正反应是放热反应，所以升高温度二氧化碳的转化率减小，则温度越低转化率越大，即T 高于500℃；
本题答案为：>。
②CO2的变化量为1.5mol×60%=0.9mol
CO2(g)
3H2(g) CH3OH(g)H2O(g)
初始量:1.5mol 3mol 0 0
变化量:0.9mol 2.7mol 0.9mol 0.9mol
平衡量:0.6mol 0.3mol 0.9mol 0.9mol
υ(H2)=(2.7mol÷2L)÷10min=0.135 mol/L-1min-1，K=
=200 L2/mol2
本题答案为：0.135molL-1min-1，200。
（4）该装置为电解池，阳极电极材料是Fe，铁在阳极失去电子，阳极的电极反应为：Fe - 6e－＋8OH－ = FeO42－＋4H2O，由于阳极消耗了OH-，所以随着电解的进行c(OH)会逐渐降低；
本题答案为：阳极室 、Fe - 6e－＋8OH－ = FeO42－＋4H2O。
【题目】工业上消除氮氧化物的污染，可用如下反应：
CH4(g)＋2NO2(g)
N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝a kJ/mol
在温度T1和T2时，分别将0.50 mol CH4和1.2 mol NO2充入体积为1 L的密闭容器中，测得n(CH4)随时间变化数据如下表：
温度 | 时间/min n/mol | 0 | 10 | 20 | 40 | 50 |
T1 | n(CH4) | 0.50 | 0.35 | 0.25 | 0.10 | 0.10 |
T2 | n(CH4) | 0.50 | 0.30 | 0.18 | …… | 0.15 |
下列说法不正确的是
A. 10 min内，T1时v(CH4)T2时小 B. 温度：T1＜T2
C. ΔH：a < 0 D. 平衡常数：K(T1)＜K(T2)
【题目】利用下图装置测定中和热的实验步骤如下：
①用量筒量取50mL 0.25mol/L硫酸倒入小烧杯中，测出硫酸温度；
②用另一量筒量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，并用另一温度计测出其温度；
③将NaOH溶液倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测出混合液的最高温度。
回答下列问题：
（1）仪器A的名称为_________________________。
（2）倒入NaOH溶液的正确操作是________。
A．沿玻璃缓慢倒入 B．分三次少量倒入 C．一次迅速倒入
（3）使硫酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作是________。
A．用温度计小心搅拌 B．揭开硬纸片用玻璃棒搅拌
C．轻轻地振荡烧杯 D．用套在温度计上的环形玻璃棒轻轻地搅动
（4）实验数据如下表：
①请填写下表中的空白：
温度 实验 次数 | 起始温度t1/℃ | 终止 温度 t2/℃ | 温度差 平均值 (t2－t1)/℃ | ||
H2SO4 | NaOH | 平均值 | |||
1 | 26.2 | 26.0 | 26.1 | 29.5 | _______ |
2 | 27.0 | 27.4 | 27.2 | 32.3 | |
3 | 25.9 | 25.9 | 25.9 | 29.2 | |
4 | 26.4 | 26.2 | 26.3 | 29.8 | |
②近似地认为0.55mol/L NaOH溶液和0.25mol/L硫酸溶液的密度都是1 g/cm3，中和后生成溶液的比热容c＝4.18 J/(g·℃)，则中和热ΔH ＝ ______ (取小数点后一位)。
③中和热测定实验中，下列操作一定会降低实验准确性的是________。
A．用滴定管(精量仪器，读数保留到0.01)取所用酸碱溶液的体积
B．NaOH溶液在倒入小烧杯时，有少量溅出
C．大、小烧杯体积相差较大，夹层间放的碎泡沫塑料较多
D．测量HCl溶液的温度计用水洗净后才用来测NaOH溶液的温度
【题目】合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如下：
温度（℃） | 360 | 440 | 520 |
K值 | 0.036 | 0.010 | 0.0038 |
（1）①写出工业合成氨的化学方程式_________。
②由上表数据可知该反应为放热反应，理由是_________。
③理论上，为了增大平衡时H2的转化率，可采取的措施是_________。（填序号）
a. 增大压强 b. 使用合适的催化剂
c. 升高温度 d. 及时分离出产物中的NH3
（2）原料气H2可通过反应CH4(g)+H2O(g)
CO(g)+3H2(g)获取，已知该反应中，当初始混合气中的
恒定时，温度、压强对平衡混合气CH4含量的影响如下图所示：
①图中，两条曲线表示压强的关系是：P1_____P2（填“＞”、“=”或“＜”）。
②该反应为________反应（填“吸热”或“放热”）。
（3）原料气H2还可通过反应CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)获取。T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1mol CO，反应达平衡后，测得CO的浓度为0.08 mol·L-1
①平衡时CO的转化率为_________。
②该温度下反应的平衡常数K值为_________。
