Question

【題目】捕碳技術是指從空氣中捕獲二氧化碳的各種科學技術的統稱。許多科學家認為從空氣中捕獲二氧化碳不僅在理論上可行，很快還會成為一個對付全球變暖的實用武器；目前 NH3和(NH4)2CO3等物質已經被用作工業捕碳劑。

（1）下列物質中不可能作為CO2捕獲劑的是_________。

A．NH4Cl B．CH3CH2OH C．CaCl2 D．Na2CO3

（2）工業上用NH3捕碳可合成CO (NH2)2：已知：①標準狀況下，5.6L NH3與足量CO2完全反應生成NH2CO2 NH4 (s)時放出39.8kJ的熱量；②NH2CO2 NH4 (s)= CO(NH2)2(s)+ H2O(g) △H=+72.5 KJ·mol-1，則2NH3(g)＋CO2(g)=CO(NH2)2(s)+ H2O(g)的△H=_________KJ·mol-1。

（3）用(NH4)2CO3捕碳的反應如下：(NH4)2CO3(aq)＋H2O(l)＋CO2(g)2(NH4)2HCO3(aq)。為研究溫度對(NH4)2CO3捕獲CO2效率的影響，將一定量的(NH4)2CO3溶液置于密閉容器中，并充入一定量的CO2氣體，保持其它初始實驗條件不變，分別在不同溫度下，經過相同時間測得CO2氣體濃度，得到趨勢圖（見下圖）：

①c點的逆反應速率和d點的正反應速率的大小關系為Ｖ逆c ____Ｖ正d （填“＞”、“＝”或“＜”）。

②b、c、d三點的平衡常數K b、K c、Kd 從小到大的順序為_______（填“＞”、“＝”或“＜”）。

③在T2～T4溫度區間，容器內CO2氣體濃度呈現先減小后增大的變化趨勢，其原因是______________。

（4）用堿性溶液也可捕碳：在常溫下，將0.04molCO2通入200mL0.2mol/L的Na2S溶液中，已知：H2CO3的電離平衡常數：K1=4.3×10—7、K2=5.6×10—11；H2S的電離平衡常數：K1=5.0×10—8、K2=1.1×10—12。回答下列問題：

①發生反應的離子方程式為___________。

②充分反應后下列關系式中正確的是 ___________。

A.c(Na+)>c(HCO3-)>c(HS-)>c(OH-)

B．(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)

C．c(CO32-)+ c(HCO3-)+ c(H2CO3)>c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)

③計算反應后的溶液中c(H2S)c(OH-)/ c(HS-)的值為___________ 。

Answer 1

【答案】ABC -245.9 < Kd<Kc <Kb T2-T3區間，化學反應未達到平衡，溫度越高，化學反應的速率越快，所以CO2被捕獲的量隨溫度升高而提高。T3-T4區間，化學反應已達到平衡，由于正反應是放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以不利于CO2的捕獲 CO2+S2—+H2O=HCO3—+HS— A 2×10—7

【解析】

(1)二氧化碳是酸性氧化物,能夠與堿性的物質發生反應；

(2)根據蓋斯定律進行計算；

(3)①溫度高反應速率快，據此分析c點的逆反應速率和d點的正反應速率的大小關系；

②該反應正反應為放熱反應，溫度升高，平衡左移，平衡常數減小，據此進行分析；

③T2-T3區間，化學反應未達到平衡，溫度越高，化學反應的速率越快；T3-T4區間，化學反應已達到平衡，由于正反應是放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以不利于CO2的捕獲；據此進行分析。

(4)①根據電離平衡常數可知酸性由大到小順序：H2CO3>H2S>HCO3->HS-，根據強酸制備弱酸規律，分析該反應的產物；

②充分反應后所得溶液為碳酸氫鈉和硫氫化鈉；根據物料守恒、電荷守恒進行分析，根據兩種酸式鹽水解的能力進行分析；

③==，據此進行計算。

(1)二氧化碳是酸性氧化物,具有堿性的物質均能捕獲CO2,反應如下: Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3；而CH3CH2OH、CaCl2顯中性，NH4Cl溶液顯酸性均不與CO2反應，不能做CO2捕獲劑；

答案選ABC；

(2)①標準狀況下，5.6L NH3的物質的量為0.25mol，與足量CO2完全反應生成NH2CO2 NH4 (s)時放出39.8kJ的熱量，則2NH3(g)+CO2(g)=NH2CO2 NH4 (s)，△H=-39.8×8=-318.4kJ·mol-1；②NH2CO2 NH4 (s)= CO(NH2)2(s)+ H2O(g) △H=+72.5 kJ·mol-1。

根據蓋斯定律可知：①+②可得2NH3(g)＋CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(g)△H=-318.4kJ·mol-1+72.5kJ·mol-1=-245.9kJ·mol-1；

(3)①針對于同一個反應來講，溫度高反應速率快，d點溫度大于c點的溫度，所以c點的逆反應速率和d點的正反應速率的大小關系為Ｖ逆c ＜Ｖ正d；

②在圖1中CO2的濃度存在一最低點,則在T1～T2區間,反應未達到化學平衡,溫度升高,反應速率加快,CO2被捕捉的量增加,剩余CO2的濃度減小；T4～T5區間,反應已達到化學平衡,升高溫度剩余CO2的濃度增大,即升高溫度,反應平衡向左移動,因此正反應為放熱反應,即ΔH3<0，所以溫度升高，平衡常數減小，因此b、c、d三點的平衡常數K b 、K c、Kd 從小到大的順序為 Kd<Kc <Kb；

③T2-T3區間，化學反應未達到平衡，溫度越高，化學反應的速率越快，所以CO2被捕獲的量隨溫度升高而提高。T3-T4區間，化學反應已達到平衡，由于正反應是放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以不利于CO2的捕獲；所以在T2～T4溫度區間，容器內CO2氣體濃度呈現先減小后增大的變化趨勢；

綜上所述，本題答案是：T2-T3區間，化學反應未達到平衡，溫度越高，化學反應的速率越快，所以CO2被捕獲的量隨溫度升高而提高。T3-T4區間，化學反應已達到平衡，由于正反應是放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以不利于CO2的捕獲；

(4)①根據電離平衡常數可知，酸性大小順序：H2CO3>H2S>HCO3->HS-，所以將0.04molCO2通入200mL0.2mol/L的Na2S溶液中，n(CO2)：n(Na2S)=1:1反應生成碳酸氫鈉和硫氫化鈉，發生反應的離子方程式為CO2+S2—+H2O=HCO3—+HS—；

②據①分析可知，充分反應后所得溶液為碳酸氫鈉和硫氫化鈉，

A．溶液中存在電荷守恒，(Na+)+c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-), 選項A錯誤；

B．同濃度的同體積的碳酸氫鈉和硫氫化鈉，二者溶質的物質的量相等，因此根據物料守恒可知c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)=c(H2S)+c(HS-)+c(S2-)，選項B錯誤；

C．碳酸氫鈉溶液的Kh===×10-7；硫氫化鈉溶液的Kh===2×10-7，碳酸氫鈉溶液的水解能力小于硫氫化鈉溶液的水解能力，所以c(Na+)>c(HCO3-)>c(HS-)>c(OH-)；選項C正確；

答案選C；

③====2×10-7。