Question

5．科學研究表明，當前應用最廣泛的化石燃料到本世紀中葉將枯竭，解決此危機的唯一途徑是實現(xiàn)燃料和燃燒產(chǎn)物之間的良性循環(huán)（如圖1）．

（1）一種常用的方法是在230℃、有催化劑條件下將CO₂和H₂轉(zhuǎn)化為甲醇蒸汽和水蒸氣．圖2是生成1molCH₃OH時的能量變化示意圖．已知破壞1mol不同共價鍵的能量（kJ）分別是：

C-H	C-O	C=O	H-H	H-O
413.4	351	745	436	462.8

已知E₁=8.2kJ•mol^-1，則E₂=198.8kJ•mol^-1．
（2）將不同量的CO（g）和H₂O（g）分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中進行如下反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），得到如下三組數(shù)據(jù)：

實驗	溫度/℃	起始量		達到平衡
		CO/mol	H2O/mol	H2/mol	CO轉(zhuǎn)化率	所需時間/min
1	650	4	2	1.6		6
2	900	2	1		1/3	3
3	900	a	b	c		t

①該反應的△H＜0（填“＜”或“＞”）．
②實驗2條件下的平衡常數(shù)K=1．
③實驗3中，若平衡時H₂O的轉(zhuǎn)化率為$\frac{1}{3}$，則$\frac{a}$=0.5，c=$\frac{3}$．
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，則此時V_正=V_逆（填“＜”，“＞”，“=”）．
（3）捕捉CO₂可以利用Na₂CO₃溶液，先用Na₂CO₃溶液吸收CO₂生成NaHCO₃，然后使NaHCO₃分解，Na₂CO₃可以進行循環(huán)使用．將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液中通入112mL（已換算為標準狀況）的CO₂，溶液中沒有晶體析出，則：
①反應后溶液中的各離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
②反應后的溶液可以作“緩沖液”（當往溶液中加入一定量的酸和堿時，有阻礙溶液pH變化的作用），請解釋其原理如果向反應后的溶液中加入少量的酸時，碳酸根結(jié)合氫離子轉(zhuǎn)化為碳酸氫根，溶液的PH變化不大，如果加入少量的堿時，碳酸氫根結(jié)合氫氧根轉(zhuǎn)化為碳酸根，溶液的PH變化也不大，因此反應后溶液可以作緩沖液．

Answer 1

分析 （1）反應熱等于反應物總鍵能減去生成物的總鍵能，而二氧化碳與氫氣反應生成甲醇的反應方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g），可知該反應的反應熱△H=（2×745+3×436-2×462.8-3×413.4-351-462.8）kJ•mol^-1=-181.6kJ•mol^-1，由圖可知：△H=E₁-E₂，由此分析解答；
（2）①650℃根據(jù)方程式可知
                     CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol） 4             2                0            0
轉(zhuǎn)化量（mol）1.6          1.6              1.6          1.6
平衡量（mol）2.4          0.4               1.6          1.6
因為兩的計量數(shù)相等，所以反應前后體積不變，可以用物質(zhì)的量代替濃度計算平衡常數(shù)，則該反應的平衡常數(shù)為K=$\frac{1.6×1.6}{2.4×0.4}$=$\frac{8}{3}$；
900℃根據(jù)方程式可知
                    CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）2              1               0              0
轉(zhuǎn)化量（mol）$\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$               $\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$
平衡量（mol）$\frac{4}{3}$             $\frac{1}{3}$               $\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$
此時平衡常數(shù)K=$\frac{\frac{2}{3}×\frac{2}{3}}{\frac{4}{3}×\frac{1}{3}}$=1，而$\frac{8}{3}$＞1，這說明升高溫度平衡常數(shù)減小，因此升高溫度平衡向逆反應方向進行，由此分析解答；
②根據(jù)以上分析可知實驗2條件下的平衡常數(shù)K=1；
③實驗3中，
                  CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）a            b                0            0
轉(zhuǎn)化量（mol）c           c                 c             c
平衡量（mol）a-c       b-c                 c           c
若平衡時H₂O的轉(zhuǎn)化率為$\frac{1}{3}$，則b=3c，
又因為$\frac{c×c}{（a-c）（b-c）}=1$，
解得b=2a，由此分析解答；
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，所以Qc=1=K；
（3）①將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液溶質(zhì)的物質(zhì)的量為：0.1L×0.1mol/L=0.01mol，112mLCO₂的物質(zhì)的量為：0.005mol，發(fā)生反應Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，二者反應碳酸鈉過量為0.005mol，同時生成0.01mol的NaHCO₃，碳酸根離子的水解程度大于碳酸氫根離子，由此分析各離子的濃度；
②當往溶液中加入一定量的酸時碳酸鈉結(jié)合氫離子而加堿時碳酸氫根離子與氫氧根離子反應，所以溶液的酸堿性基本不變．

解答 解：（1）反應熱等于反應物總鍵能減去生成物的總鍵能，而二氧化碳與氫氣反應生成甲醇的反應方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g），可知該反應的反應熱△H=（2×745+3×436-2×462.8-3×413.4-351-462.8）kJ•mol^-1=-181.6kJ•mol^-1，由圖可知：△H=E₁-E₂，所以E₂=E₁-△H=8.2kJ•mol^-1+181.6kJ•mol^-1=189.8kJ•mol^-1，故答案為：198.8；（2）①＜；②1；③0.5，c=b/3；④=
（3）①c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；②向反應后的溶液中加入少量酸時，碳酸根結(jié)合氫離子轉(zhuǎn)化為碳酸氫根，溶液的pH變化不大；加入少量堿時，碳酸氫根結(jié)合氫氧根轉(zhuǎn)化為碳酸根，溶液的pH變化也不大
（2）①650℃根據(jù)方程式可知
                  CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）4           2                 0            0
轉(zhuǎn)化量（mol）1.6      1.6               1.6          1.6
平衡量（mol）2.4      0.4               1.6          1.6
因為兩的計量數(shù)相等，所以反應前后體積不變，可以用物質(zhì)的量代替濃度計算平衡常數(shù)，則該反應的平衡常數(shù)為K=$\frac{1.6×1.6}{2.4×0.4}$=$\frac{8}{3}$；
900℃根據(jù)方程式可知
                   CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）2             1                  0            0
轉(zhuǎn)化量（mol）$\frac{2}{3}$            $\frac{2}{3}$                 $\frac{2}{3}$            $\frac{2}{3}$
平衡量（mol）$\frac{4}{3}$            $\frac{1}{3}$                  $\frac{2}{3}$           $\frac{2}{3}$
此時平衡常數(shù)K=$\frac{\frac{2}{3}×\frac{2}{3}}{\frac{4}{3}×\frac{1}{3}}$=1，而$\frac{8}{3}$＞1，這說明升高溫度平衡常數(shù)減小，因此升高溫度平衡向逆反應方向進行，即正反應是放熱反應，則該反應的△H＜0，故答案為：＜；
②根據(jù)以上分析可知實驗2條件下的平衡常數(shù)K=1，故答案為：1；
③實驗3中，
                   CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）a             b                   0              0
轉(zhuǎn)化量（mol）c             c                    c              c
平衡量（mol）a-c         b-c                   c             c
若平衡時H₂O的轉(zhuǎn)化率為$\frac{1}{3}$，則b=3c，
又因為$\frac{c×c}{（a-c）（b-c）}=1$，
解得b=2a，即$\frac{a}$=0.5，c=$\frac{3}$，故答案為：0.5；$\frac{3}$；
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，則此時濃度熵Qc=1=K，因此反應恰好是平衡狀態(tài)，則V_正=V_逆，故答案為：=；
（3）①將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液溶質(zhì)的物質(zhì)的量為：0.1L×0.1mol/L=0.01mol，112mLCO₂的物質(zhì)的量為：0.005mol，發(fā)生反應Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，二者反應碳酸鈉過量為0.005mol，同時生成0.01mol的NaHCO₃，碳酸根離子的水解程度大于碳酸氫根離子，所以離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故答案為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
②當往溶液中加入一定量的酸時碳酸鈉結(jié)合氫離子而加堿時碳酸氫根離子與氫氧根離子反應，所以溶液的酸堿性基本不變，故答案為：如果向反應后的溶液中加入少量的酸時，碳酸根結(jié)合氫離子轉(zhuǎn)化為碳酸氫根，溶液的PH變化不大，如果加入少量的堿時，碳酸氫根結(jié)合氫氧根轉(zhuǎn)化為碳酸根，溶液的PH變化也不大，因此反應后溶液可以作緩沖液．

點評 考查反應熱、平衡常數(shù)計算、外界條件對平衡狀態(tài)的影響以及溶液中離子濃度大小比較等．