题目内容
【题目】蕴藏在海底的大量“可燃冰”，其开发利用是当前解决能源危机的重要课题。用甲烷制水煤气(CO、H2)，再合成甲醇可以代替日益供应紧张的燃油。下面是产生水煤气的几种方法：
①CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) ΔH1=+206.2kJ·mol-1
②CH4(g)+
O2(g)=CO(g)+2H2(g) ΔH2=-35.4kJ·mol-1
③CH4(g)+2H2O(g)=CO2(g)+4H2(g) ΔH3=+165.0kJ·mol-1
（1）CH4(g)与CO2(g)反应生成CO(g)和H2(g)的热化学方程式为__。
（2）从原料、能源利用的角度，分析以上三个反应，作为合成甲醇更适宜的是反应__(填序号)。
（3）也可将CH4设计成燃料电池，来解决能源问题，如图装置所示。持续通入甲烷，在标准状况下，消耗甲烷VL。
①0<V≤33.6L时，负极电极反应式为__。
②33.6L<V≤67.2L时，电池总反应方程式为__。
③V=44.8L时，溶液中离子浓度大小关系为__。
（4）工业合成氨时，合成塔中每产生1molNH3，放出46.1kJ的热量。某小组研究在上述温度下该反应过程中的能量变化。他们分别在体积均为VL的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应。相关数据如下表：
容器编号 | 起始时各物质物质的量/mol | 达到平衡的时间/min | 达到平衡时体系能量的变化/kJ | ||
N2 | H2 | NH3 | |||
Ⅰ | 1 | 4 | 0 | t1 | 放出热量：36.88 |
Ⅱ | 2 | 8 | 0 | t2 | 放出热量：Q |
①容器Ⅰ中，0～t1时间的平均反应速率v(H2)=__。
②下列叙述正确的是__(填字母)。
a.平衡时，两容器中H2的体积分数相等
b.容器Ⅱ中反应达到平衡状态时，Q>73.76
c.反应开始时，两容器中反应的化学反应速率相等
d.平衡时，容器中N2的转化率：Ⅰ<Ⅱ
e.两容器达到平衡时所用时间：t1>t2
（5）如图是在反应器中将N2和H2按物质的量之比为1∶3充入后，在200℃、400℃、600℃下，反应达到平衡时，混合物中NH3的体积分数随压强的变化曲线。
①曲线a对应的温度是__。
②图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是__。
③M点对应的H2转化率是__。
【答案】CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g) ΔH=＋247.4kJ·mol-1 ② CH4－8e-＋10OH-=CO32-＋7H2O CH4＋2O2＋Na2CO3=2NaHCO3＋H2O c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+) 
mol·L-1·min-1 bde 200℃ KQ=KM>KN 75%
【解析】
(1)由盖斯定律计算；
(2)从原料和能量角度进行分析；
(3)由于燃料电池中电解液(氢氧化钠溶液)中n(NaOH)＝3 mol，因此燃料电池放电时，当负极消耗标准状况下甲烷体积不同时，负极反应式不同，由消耗甲烷体积推断发生的反应和生成物，据此进行分析；
(4)①由题意知产生1 mol NH3，放出46.1 kJ的热量，结合容器Ⅰ中放出的热量可得其中反应生成的氨气的物质的量，求出用氨气表示的反应速率，由反应方程式的化学计量数关系知，相同时间内用氢气表示的反应速率是氨气的1.5倍，可得用氢气表示的反应速率v(H2)；
②a．根据等效平衡的思想，判断平衡移动的方向；
b．根据等效平衡的思想，判断平衡移动的方向，进而判断容器Ⅱ中Q范围；
c．由于两容器初始时反应物浓度不等，故化学反应速率不等；
d．根据等效平衡的思想，判断平衡移动的方向，进行分析；
e．容器Ⅱ相当于在容器Ⅰ的基础上加压，其反应物浓度高，反应速率快；
(5)①合成氨反应是体积减小的放热反应，因此温度高反应速率快，但达到平衡时氨的含量低，增加压强达到平衡时氨的含量变大，因此在坐标图中向横坐标作垂线交于3个曲线，根据同压下不同温度时平衡时氨的含量，可以判断曲线的温度高低；合成氨反应为放热反应，反应温度越高，越不利于反应的进行，曲线a的NH3的物质的量分数最高，其反应温度应相对最低；
②Q、M点的温度相等(均为400 ℃)，平衡常数相等，N点在温度为600 ℃的曲线上，合成氨是放热反应，温度越高平衡常数越小；
③在M点NH3的物质的量分数为60%，又按n(N2)：n(H2)＝1：3投料，设氢气的转化率为x，根据化学反应的物质的量关系进行计算。
(1)由盖斯定律，将反应①×2－③得：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝＋247.4 kJ·mol－1；
(2)题给3个反应生产水煤气，从原料角度看都易得，但从能量角度看，反应①和③是吸热反应，反应②是放热反应，所以反应②比较适合应用于生产；
(3)由于燃料电池中电解液(氢氧化钠溶液)中n(NaOH)＝3 mol，因此燃料电池放电时，当负极消耗标准状况下甲烷0<V≤33.6 L时，即生成n(CO2)≤1.5 mol，生成碳酸钠，负极反应式为CH4－8e－＋10OH－=CO
＋7H2O；当消耗标准状况下甲烷33.6 L<V≤67.2 L时，生成物Na2CO3转化为NaHCO3，总电池反应式可写为CH4＋2O2＋Na2CO3=2NaHCO3＋H2O；V＝44.8 L时，溶液中电解质为物质的量相等的碳酸钠和碳酸氢钠的混合溶液，水解显碱性，但由于碳酸钠水解程度大于碳酸氢钠，因此溶液中离子浓度关系为c(Na＋)>c(HCO
)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)；
(4)①由题意知产生1 mol NH3，放出46.1 kJ的热量，结合容器Ⅰ中放出的热量可得，其中反应生成的氨气的物质的量为
＝0.8 mol，则用氨气表示的反应速率为
mol·L－1·min－1，由反应方程式的化学计量数关系知，相同时间内用氢气表示的反应速率是氨气的1.5倍，则用氢气表示的反应速率v(H2)＝
mol·L－1·min－1；
②a．由于容器Ⅰ和Ⅱ容积相等，但初始加入的反应物的量后者是前者的2倍，相当于增大压强，而合成氨反应是气体体积减小的反应，增大压强平衡向右移动，因此，平衡时容器Ⅰ中氢气的体积分数大于容器Ⅱ，a项错误；
b．反应达到平衡状态时容器Ⅱ中Q>2×36.88，b项正确；
c．由于两容器初始时反应物浓度不等，故化学反应速率不等，c项错误；
d．压强大的容器Ⅱ中反应物的转化率大，d项正确；
e．容器Ⅱ相当于在容器Ⅰ的基础上加压，其反应物浓度高，反应速率快，因此容器Ⅱ比容器Ⅰ先达到平衡状态，e项正确；故答案选bde；
(5)①合成氨反应是体积减小的放热反应，因此温度高反应速率快，但达到平衡时氨的含量低，增加压强达到平衡时氨的含量变大，因此在坐标图中向横坐标作垂线交于3个曲线，根据同压下不同温度时平衡时氨的含量，可以判断曲线的温度高低；合成氨反应为放热反应，反应温度越高，越不利于反应的进行，曲线a的NH3的物质的量分数最高，其反应温度应相对最低，由此可判断曲线a对应的温度是200 ℃；
②Q、M点的温度相等(均为400 ℃)，平衡常数相等，N点在温度为600 ℃的曲线上，合成氨是放热反应，温度越高平衡常数越小，因此有：KQ＝KM>KN；
③在M点NH3的物质的量分数为60%，又按n(N2)：n(H2)＝1：3投料，设氢气的转化率为x，则平衡时各物质的量为n(N2)＝(1－x) mol，n(H2)＝3×(1－x) mol，n(NH3)＝2x mol，则有
×100%＝60%，得x＝0.75，即H2的转化率为75%。
