Question

【題目】化學反應原理在工業生產中具有十分重要的意義。

（1）工業生產可以用NH3(g)與CO2(g)經兩步反應生成尿素，兩步反應的能量變化示意圖如下：

則NH3(g)與CO2(g)反應生成尿素的熱化學方程式為___________________________。

（2）已知反應Fe(s)＋CO2(g) FeO(s)＋CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1。測得在不同溫度下，該反應的平衡常數K隨溫度的變化如下：

溫度(℃)	500	700	900
K	1.00	1.47	2.40

①該反應的化學平衡常數K的表達式為____________，a________0(填“>”、“<”或“＝”)。在500 ℃ 2 L密閉容器中進行反應，Fe和CO2的起始量均為4 mol，則5 min后達到平衡時CO2的轉化率為________，生成CO的平均速率v(CO)為_______________。

②700 ℃反應達到平衡后，要使反應速率增大且平衡向右移動， 可采取的措施有 ___________。

（3）利用CO與H2可直接合成甲醇，下圖是由“甲醇-空氣”形成的綠色燃料電池的工作原理示意圖，寫出以石墨為電極的電池工作時負極的電極反應式_____________________，利用該電池電解1L 0．5mol/L的CuSO4溶液，當消耗560mLO2（標準狀況下）時，電解后溶液的pH＝_________（溶液電解前后體積的變化忽略不計）。

Answer 1

【答案】2NH3（g）+CO2（g）H2O（l）+H2NCONH2（s）△H=-134kJmol-1K=c(CO)/c(CO2)>50%0.2mol/(L.min)增加 CO2 的量、升高溫度（填一種即可）CH3OH-6e-+H2O＝CO2+6H+1

【解析】

(1)由圖示可以知道，兩步反應的完成的熱效應與一步完成的熱效應是相同的；
(2)①化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值，據此書寫反應的平衡常數，注意固體不需要寫出；由表中數據可以知道，對于該反應，溫度越高平衡常數越大，說明升高溫度平衡向正反應移動，據此判斷a值的符號；
令平衡時參加反應的二氧化碳的物質的量為xmol，利用三段式表示出平衡時各組分的物質的量，氣體的化學計量數都為1，前后氣體的物質的量相等，用物質的量代替濃度代入平衡常數計算x的值，再利用轉化率定義計算二氧化碳的轉化率；根據參加反應的二氧化碳的物質的量計算生成的CO的物質的量，再根據計算 v(CO)；
②根據平衡移動原理進行分析解答；
(3)負極發生氧化反應，根據電子守恒求消耗的氫氧根離子濃度。

(1)由圖示可以知道，兩步反應的完成的熱效應與一步完成的熱效應是相同的，將兩個反應相加可得2NH3（g）+CO2（g）H2O（l）+H2NCONH2（s）△H=-134kJmol-1，
因此，本題正確答案是：2NH3（g）+CO2（g）H2O（l）+H2NCONH2（s）△H=-134kJmol-1；
(2) ①反應Fe(s)＋CO2(g) FeO(s)＋CO(g)的平衡常數K=c(CO)/c(CO2)，
由表中數據可以知道，對于該反應，溫度越高平衡常數越大，說明升高溫度平衡向正反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應進行，故a>0，
令平衡時參加反應的二氧化碳的物質的量為xmol，則：
Fe(s)＋CO2(g) FeO(s)＋CO(g)
開始（mol） 4 0
變化（mol）x x
平衡（mol） 4-x x
所以K==1，計算得出x=2，
故二氧化碳的轉化率為×100%=50%，
故CO表示的平均速率v(CO)==0.2 mol/(Lmin)，
因此，本題正確答案是：K=c(CO)/c(CO2) ；>；50%；0.2mol/(Lmin)；
②根據該反應是氣體體積不變的吸熱反應，所以要使反應速率增大且平衡向右移動，可采取的措施是增加CO2的量或者升高溫度，
因此，本題正確答案是：增加 CO2 的量或升高溫度；
(3)負極發生氧化反應，負極CH3OH-6e-+H2O＝CO2+6H+，當消耗560mLO2 (標準狀況下)時即=0.025mol，根據電子守恒4OH-~O2~4e-，則消耗的氫氧根離子物質的量為0.025mol ×4=0.1mol，所以溶液中氫離子的濃度為：=0.1mol/L，pH=1，

因此，本題正確答案是：CH3OH-6e-+H2O＝CO2+6H+；1。