Question

10．研究碳氧化物的利用對促進(jìn)低碳社會的構(gòu)建具有重要的意義．
（1）二氧化碳合成甲醇是碳減排的新方向，已知：
①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-484kJ•mol^-1
②CH₃OH（g）+3/2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-677kJ•mol^-1
以CO₂和H₂為原料合成甲醇的熱化學(xué)方程式為CO₂（g）+3H₂ （g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49kJ•mol^-1，
已知甲醇制備的有關(guān)化學(xué)反應(yīng)以及在不同溫度下的化學(xué)反應(yīng)平衡常數(shù)如表所示：

化學(xué)反應(yīng)	平衡常數(shù)	溫度（℃）
		500	800
①2H2（g）+CO（g）?CH3OH（g）	K1	2.5	0.15
②H2（g）+CO2（g）?H2O （g）+CO（g）	K2	1.0	2.50
③3H2（g）+CO2（g）?CH3OH（g）+H2O （g）	K3

（2）某溫度下反應(yīng)①中H₂的平衡轉(zhuǎn)化率（a）與體系總壓強(qiáng)（P）的關(guān)系如圖1所示．則平衡狀態(tài)由A變到B時(shí)，平衡常數(shù)K_（A）=K_（B）（填“＞”、“＜”或“=”）．

（3）判斷反應(yīng)③△H＜0；△S＜0（填“＞”“=”或“＜”）
在500℃、2L的密閉容器中，進(jìn)行反應(yīng)③，測得某時(shí)刻H₂、CO₂、CH₃OH、H₂O的物質(zhì)的量分別為6mol、2mol、10mol、10mol，此時(shí)v_（正）＞v_（逆） （填“＞”“=”或“＜”）一定溫度下，在3L容積可變的密閉容器中發(fā)生反應(yīng)H₂（g）+CO₂（g）?H₂O （g）+CO（g），已知c（CO）與反應(yīng)時(shí)間t變化曲線Ⅰ如圖2所示，若在t₀時(shí)刻分別改變一個(gè)條件，曲線Ⅰ變?yōu)榍�線Ⅱ和曲線Ⅲ．當(dāng)曲線Ⅰ變?yōu)榍�線Ⅱ時(shí)，改變的條件是加入催化劑當(dāng)曲線Ⅰ變?yōu)榍�線Ⅲ時(shí)，改變的條件是將容器的體積快速壓縮至2L．利用原電池原理，用SO₂、O₂和H₂O來制備硫酸，該電池用多孔材料作電極，它能吸附氣體，同時(shí)也能使氣體與電解質(zhì)溶液充分接觸．請寫出該電池負(fù)極的電極反應(yīng)式SO₂-2e^-+2H₂O═SO₄^2-+4H⁺．
（4）利用Na₂SO₃溶液充分吸收SO₂制得NaHSO₃溶液．
常溫時(shí)吸收液吸收SO₂的過程中，pH隨n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）變化關(guān)系如表：

n（SO32-）：n（HSO3-）	91：9	1：1	1：91
PH	8.2	7.2	6.2

以下離子濃度關(guān)系的判斷正確的是C
A．NaHSO₃溶液中c（H⁺）＜c（OH^-）
B．Na₂SO₃溶液中c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（HSO₃^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
C．當(dāng)吸收液呈中性時(shí)，c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）=c（H⁺）
D．當(dāng)n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）=1：1時(shí)，c（Na⁺）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）．

Answer 1

分析 （1）①2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=-484kJ•mol^-1
②CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-677kJ•mol^-1；依據(jù)蓋斯定律①×$\frac{3}{2}$-②計(jì)算得到；
（2）依據(jù)平衡常數(shù)隨溫度變化，不隨壓強(qiáng)變化，則溫度不變平衡常數(shù)不變；
（3）反應(yīng)③是氣體體積減小的反應(yīng)△S＜0，分析反應(yīng)特征可知平衡常數(shù)K₃=K₁×K₂，計(jì)算不同溫度下反應(yīng)③的平衡常數(shù)，結(jié)合溫度變化分析判斷反應(yīng)焓變△H＜0；依據(jù)某時(shí)刻濃度商計(jì)算和平衡常數(shù)比較判斷反應(yīng)進(jìn)行的方向；
圖象分析曲線Ⅰ變化為曲線Ⅱ是縮短反應(yīng)達(dá)到平衡的時(shí)間，最后達(dá)到相同平衡狀態(tài)，體積是可變得是恒壓容器，說明改變的是加入了催化劑；當(dāng)曲線Ⅰ變?yōu)榍�線Ⅲ時(shí)一氧化碳物質(zhì)的量增大，反應(yīng)是氣體體積不變的反應(yīng)，可變?nèi)萜髦袣怏w體積和濃度成反比，氣體物質(zhì)的量不變；
依據(jù)原電池原理，負(fù)極是失電子發(fā)生氧化反應(yīng)，二氧化硫失電子生成硫酸的過程；
（4）A．NaHSO₃溶液電離大于水解呈酸性；
B．Na₂SO₃溶液因?yàn)閬喠蛩岣�水解生成亞硫酸氫根和氫氧根而呈堿性，亞硫酸氫根還水解生成亞硫酸和氫氧根，所以c（OH^-）＞c（HSO₃^-）；
C．溶液呈中性時(shí)，溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，亞硫酸氫根離子濃度大于亞硫酸根離子濃度結(jié)合電荷守恒判斷；
D．當(dāng)n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）=1：1時(shí)，溶液不成中性結(jié)合電荷守恒判斷．

解答 解：（1）①2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H=-484kJ•mol^-1
②CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-677kJ•mol^-1；依據(jù)蓋斯定律①×$\frac{3}{2}$-②得到CO₂（g）+3H₂ （g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49kJ•mol^-1；
故答案為：CO₂（g）+3H₂ （g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49kJ•mol^-1；
（2）依據(jù)平衡常數(shù)隨溫度變化，不隨壓強(qiáng)變化分析，圖象中平衡狀態(tài)由A變到B時(shí)，壓強(qiáng)改變，溫度不變，所以平衡常數(shù)不變，故答案為：=；
（3）反應(yīng)③3H₂（g）+CO₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）是氣體體積減小的反應(yīng)△S＜0，分析反應(yīng)特征可知平衡常數(shù)K₃=K₁×K₂，計(jì)算不同溫度下反應(yīng)③的平衡常數(shù)，500°C時(shí)，K₃=K₁×K₂=2.5×1.0=2.5，800°C時(shí)，K₃=K₁×K₂=2.5×0.15=0.375，結(jié)合溫度變化分析，隨溫度升高，平衡常數(shù)減小，平衡逆向進(jìn)行，所以判斷反應(yīng)是放熱反應(yīng)，焓變△H＜0，依據(jù)反應(yīng)①+②得到反應(yīng)③，所以平衡常數(shù)K₃=K₁×K₂；在500℃、2L的密閉容器中，進(jìn)行反應(yīng)③，測得某時(shí)刻H₂、CO₂、CH₃OH、H₂O的物質(zhì)的量分別為6mol、2mol、10mol、10mol，Q=$\frac{5×5}{3{\;}^{3}×1}$=0.93＜K=2.5，反應(yīng)正向進(jìn)行，V正＞V逆；
故答案為：＜；＜；＞；
圖象分析曲線Ⅰ變化為曲線Ⅱ是縮短反應(yīng)達(dá)到平衡的時(shí)間，最后達(dá)到相同平衡狀態(tài)，體積是可變得是恒壓容器，說明改變的是加入了催化劑；當(dāng)曲線Ⅰ變?yōu)榍�線Ⅲ時(shí)一氧化碳物質(zhì)的量增大，反應(yīng)是氣體體積不變的反應(yīng)，可變?nèi)萜髦袣怏w體積和濃度成反比，氣體物質(zhì)的量不變，曲線Ⅰ，體積為3L，一氧化碳濃度為3mol/L，改變條件不好為曲線Ⅱ，一氧化碳濃度為4.5mol/L，則體積壓縮體積為：3：V=4.5：3，V=2L，所以將容器的體積快速壓縮至2L符合；
故答案為：加入催化劑；將容器的體積快速壓縮至2L；
該原電池中，負(fù)極上失電子被氧化，二氧化硫到硫酸，硫的化合價(jià)升高，所以負(fù)極上投放的氣體是二氧化硫，二氧化硫失電子和水反應(yīng)生成硫酸根離子和氫離子，所以負(fù)極上的電極反應(yīng)式為：SO₂-2e^-+2H₂O═SO₄^2-+4H⁺，
故答案為：SO₂-2e^-+2H₂O═SO₄^2-+4H⁺；
（4）A．NaHSO₃溶液呈酸性，則c（H⁺）＞c（OH^-），故A錯(cuò)誤；
B．Na₂SO₃溶液因?yàn)閬喠蛩岣�水解生成亞硫酸氫根和氫氧根而呈堿性，亞硫酸氫根還水解生成亞硫酸和氫氧根，所以c（OH^-）＞c（HSO₃^-），故B錯(cuò)誤；
C．溶液呈中性時(shí)，溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，亞硫酸氫根離子濃度大于亞硫酸根離子濃度，溶液中陰陽離子所帶電荷相等，所以得c（Na⁺）＞c（HSO₃^-）＞c（SO₃^2-）＞c（H^-）=c（OH^-），故C正確；
D．當(dāng)n（SO₃^2-）：n（HSO₃^-）=1：1時(shí)，溶液不成中性，所以c（Na⁺）不等于c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-），故D錯(cuò)誤；
故選：C．

點(diǎn)評 本題考查了蓋斯定律的應(yīng)用，化學(xué)平衡影響因素分析判斷，平衡常數(shù)計(jì)算和影響條件的應(yīng)用，原電池反應(yīng)和電解質(zhì)溶液中離子濃度大小比較，題目綜合性較大，掌握基礎(chǔ)是關(guān)鍵，題目難度中等．