Question

4．CO₂和CH₄均為溫室氣體，研究它們具有重要的意義．
（1）已知CH₄、H₂、CO的燃燒熱△H分別為-890.3kJ/mol、-285.8kJ/mol、-283.0kJ/mol則CH₄（g）+CO₂（g）═2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.3kJ/mol．
（2）以CO₂和NH₃為原料合成尿素是研究CO₂的成功范例．在尿素合成塔中反應(yīng)如下：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）△H=-86.98kJ/mol反應(yīng)中影響CO₂平衡轉(zhuǎn)化率的因素很多，如圖為特定條件下，不同水碳比$\frac{n（{H}_{2}O）}{n（C{O}_{2}）}$和溫度對CO₂平衡轉(zhuǎn)化率的影響曲線．
①為提高CO₂的轉(zhuǎn)化率，生產(chǎn)中除控制溫度外，還可采取的措施有增大壓強、降低水碳比
②當溫度高于190℃，CO₂平衡轉(zhuǎn)化率出現(xiàn)如圖所示的變化趨勢，其原因是溫度高于190℃時，因為反應(yīng)Ⅲ是放熱反應(yīng)，溫度升高平衡向逆方向進行，CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率降低
（3）向1.0L的密閉容器中通入0.2mol NH₃和0.1mol CO₂，在一定的溫度下，發(fā)生反應(yīng)2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g），反應(yīng)時間與氣體總壓強p的數(shù)據(jù)如下表：

時間/min	0	10	20	30	40	50	65	80	100
總壓強p/100kPa	9.53	7.85	6.37	5.78	5.24	4.93	4.67	4.45	4.45

用起始壓強和總壓強計算平衡時NH₃ 的轉(zhuǎn)化率為80%，0-80min內(nèi)CO₂的平均反應(yīng)速率是0.001mol/（L•min）．
（4）氨基甲酸銨NH₂COONH₄極易水解成碳酸銨，酸性條件水解更徹底．將氨基甲酸銨粉末逐漸加入1L0.1mol/L的鹽酸溶液中直到pH=7（室溫下，忽略溶液體積變化），共用去0.052mol氨基甲酸銨，此時溶液中幾乎不含碳元素．此時溶液中c（NH₄⁺）=0.1mol/L；NH₄⁺水解平衡常數(shù)值為4×10^-9．

Answer 1

分析 （1）燃燒熱的熱化學方程式結(jié)合蓋斯定律計算所需熱化學方程式，得到反應(yīng)的焓變；
（2）①不同水碳比$\frac{n（{H}_{2}O）}{n（C{O}_{2}）}$和溫度影響CO₂平衡轉(zhuǎn)化率變化的趨勢曲線分析可知，
②反應(yīng)Ⅲ是放熱反應(yīng)，升溫平衡逆向進行；
（3）依據(jù)化學平衡三行計算列式，氣體壓強之比等于氣體物質(zhì)的量之比，設(shè)氨氣消耗物質(zhì)的量x，
                              2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g），
起始量在（mol）     0.2              0.1                  0                        0
變化量（mol）        x               0.5x                    0.5x                   0.5x
平衡量（mol）    0.2-x             0.1-0.5x              0.5x                    0.5x
氣體壓強之比等于氣體物質(zhì)的量之比，圖表中可知80min反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，轉(zhuǎn)化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%，反應(yīng)速率v=$\frac{△c}{△t}$；
（4）根據(jù)氨基甲酸銨極易水解成碳酸銨，即反應(yīng)式為NH₂COONH₄（s）+H₂O?（NH₄）₂CO₃，將氨基甲酸銨粉末逐漸加入1L0.1mol/L的鹽酸溶液中直到pH=7并且溶液中幾乎不含碳元素，所以溶液中只有H⁺、NH₄⁺、OH^-、Cl^-，根據(jù)電荷守恒計算c（NH₄⁺），根據(jù)NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+OH^-結(jié)合K=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}^{+}）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$進行計算；

解答 解：已知CH₄、H₂和CO的燃燒熱分別為890.3kJ•mol^-1、285.8kJ•mol^-1、283.0kJ•mol^-1，熱化學方程式為：
①CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ•mol^-1
②H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1
③CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H=-283.0kJ•mol^-1
依據(jù)蓋斯定律①-②×2-③×2得到：CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.3KJ/mol，
故答案為：+247.3；
（2）①反應(yīng)Ⅲ：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）△H₃=-86.98kJ•mol^-1，其他條件相同時，為提高CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行，依據(jù)圖象中的水碳比數(shù)據(jù)分析判斷，生產(chǎn)中可以采取的措施是增大壓強降低水碳比，二氧化碳轉(zhuǎn)化率增大，
故答案為：增大壓強，降低水碳比；
②反應(yīng)Ⅲ：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）△H₃=-86.98kJ•mol^-1，是放熱反應(yīng)，升溫高于190°C，依據(jù)圖象分析可知，二氧化碳轉(zhuǎn)化率減小，因為溫度升高，平衡逆向進行，
故答案為：溫度高于190℃時，因為反應(yīng)Ⅲ是放熱反應(yīng)，溫度升高平衡向逆方向進行，CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率降低；
（3）依據(jù)化學平衡三行計算列式，氣體壓強之比等于氣體物質(zhì)的量之比，設(shè)氨氣消耗物質(zhì)的量x，
                            2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g），
起始量在（mol） 0.2               0.1                  0                       0
變化量（mol）      x                 0.5x                0.5x                 0.5x
平衡量（mol） 0.2-x              0.1-0.5x             0.5x               0.5x
氣體壓強之比等于氣體物質(zhì)的量之比，圖表中可知80min反應(yīng)達到平衡狀態(tài)，
$\frac{0.2+0.1}{0.2-x+0.1-0.5x+0.5x}$=$\frac{9.53}{4.45}$
x=0.16mol
平衡時NH₃ 的轉(zhuǎn)化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%=$\frac{0.16mol}{0.2mol}$×100%=80%，
0-80min內(nèi)CO₂的反應(yīng)速率v=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{0.5×0.16mol}{1L}}{80min}$=0.001mol/（L•min），
故答案為：80%；0.001mol/（L•min）；
（4）因為氨基甲酸銨極易水解成碳酸銨，即反應(yīng)式為NH₂COONH₄（s）+H₂O?（NH₄）₂CO₃，加入1L0.1mol/L的鹽酸溶液中直到溶液pH=7并且溶液中幾乎不含碳元素，所以溶液中只有H⁺、NH₄⁺、OH^-、Cl^-，根據(jù)電荷守恒c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=0.1mol/L，又用去0.052mol氨基甲酸銨，所以開始溶液中的銨根離子濃度為0.052mol/L×2=0.104mol/L，
            NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺；
開始 0.104mol/L           0
轉(zhuǎn)化 0.004mol/L         0.004mol/L
平衡 0.1mol/L            0.004mol/L
又溶液為pH=7，所以氫離子濃度為10^-7mol/L，則NH₄⁺水解平衡常數(shù)K=$\frac{c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）c（{H}^{+}）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$=$\frac{0.004×1{0}^{-7}}{0.1}$=4×10^-9，
故答案為：0.1mol/L；4×10^-9；

點評 本題考查化學反應(yīng)速率、化學平衡的移動原理、弱堿根離子在溶液中的水解平衡的計算應(yīng)用、平衡常數(shù)計算等知識，綜合性較大，題目難度中等．