Question

15．CO₂可作為合成低碳烯烴的原料加以利用．如：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂O（g）△H=a kJ•mol^-1
如圖1所示為在體積為1L的恒容容器中，投料為3mol H₂和1mol CO₂時，測得的溫度對CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率和催化劑催化效率的影響．

已知：H₂和CH₂=CH₂的標準燃燒熱分別是-285.8kJ•mol^-1和-1411.0kJ•mol^-1．
H₂O（g）?H₂O（l）△H=-44kJ•mol^-1
請回答：
（1）a=-127.8kJ•mol^-1．
（2）上述由CO₂合成CH₂=CH₂的反應在低溫下自發(fā)（填“高溫”或“低溫”），理由是該反應的△H＜0，△S＜0．
（3）計算250℃時該反應平衡常數(shù)的數(shù)值K=0.088．
（4）下列說法正確的是ad．
a．平衡常數(shù)大�。篗＞N       b．反應物活化分子百分數(shù)大�。篗＞N
c．其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M₁
d．其他條件不變，若投料改為4mol H₂和1mol CO₂時，則250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M₂
e．當壓強、混合氣體的密度或$\frac{n（{H}_{2}）}{n（C{O}_{2}）}$不變時均可視為化學反應已達到平衡狀態(tài)
（5）保持某溫度（大于100℃）不變，在體積為V L的恒容容器中以n（H₂）：n（CO₂）=3：1的投料比加入反應物，至t₀時達到化學平衡．t₁時將容器體積瞬間擴大至2V L并保持不變，t₂時重新達平衡．在圖2中作出容器內(nèi)混合氣體的平均相對分子質(zhì)量$\overline{M}$隨時間變化的圖象．

Answer 1

分析 （1）H₂的標準燃燒熱的熱化學方程式為：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂?H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1；
CH₂=CH₂的標準燃燒熱的熱化學方程式為：②CH₂=CH₂（g）+3O₂?2CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-1411.0kJ•mol^-1；
③H₂O（g）?H₂O（l）△H=-44kJ•mol^-1；
根據(jù)蓋斯定律可知，①×6-②-③×4可得2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂O（g）；
（2）△H-T△S＜0時反應自發(fā)進行；
（3）由圖可知，250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率為50%，利用三段式求出平衡時的濃度，再根據(jù)平衡常數(shù)表達式計算；
（4）a．該反應正方向為放熱反應，升高溫度逆向移動；
b．溫度越高，反應物活化分子百分數(shù)越大；
c．根據(jù)圖象分析；
d．增大H₂的量，CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率增大；
e．混合氣體的質(zhì)量不變，體積不變，所以混合氣體的密度始終不變；
（5）反應前混合氣體的平均相對分子質(zhì)量=$\frac{44×2+2×6}{2+6}$=12.5，隨著反應進行，氣體的物質(zhì)的量減小，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量增大，至t₀時達到化學平衡，t₁時將容器體積瞬間擴大至2V L，平衡向逆方向移動，t₂時重新達平衡．

解答 解：（1）H₂的標準燃燒熱的熱化學方程式為：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂?H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1；
CH₂=CH₂的標準燃燒熱的熱化學方程式為：②CH₂=CH₂（g）+3O₂?2CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-1411.0kJ•mol^-1；
③H₂O（g）?H₂O（l）△H=-44kJ•mol^-1；
根據(jù)蓋斯定律可知，①×6-②-③×4可得2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂O（g）△H=-127.8kJ/mol；
故答案為：-127.8；
（2）由CO₂合成CH₂=CH₂的反應，2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂O（g）△H=-127.8kJ/mol，該反應△H＜0，△S＜0，△H-T△S＜0時反應自發(fā)進行，所以低溫下反應自發(fā)進行；
故答案為：低溫；該反應的△H＜0，△S＜0；
（3）由圖可知，250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率為50%，則
                              2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂O（g）
起始濃度（mol/L）：1                    3                   0                   0
轉(zhuǎn)化濃度（mol/L）：0.5                1.5                 0.25              1.0
平衡濃度（mol/L）：0.5                1.5                0.25              1.0
平衡常數(shù)K=$\frac{1．{0}^{4}×0.25}{0．{5}^{2}×1．{5}^{6}}$=0.088；
故答案為：0.088；
（4）a．該反應正方向為放熱反應，升高溫度逆向移動，N點的溫度大于M點，所以M點反應向正方向進行的程度大，即平衡常數(shù)大小：M＞N，故a正確；
b．溫度越高，反應物活化分子百分數(shù)越大，N點的溫度高，所以反應物活化分子百分數(shù)大�。篗＜N，故b錯誤；
c．由圖象可知，其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M，故c錯誤；
d．增大H₂的量，CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率增大，所以其他條件不變，若投料改為4mol H₂和1mol CO₂時，則250℃時CO₂的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M₂，故d正確；
e．混合氣體的質(zhì)量不變，體積不變，所以混合氣體的密度始終不變，所以不能根據(jù)混合氣體的密度來判斷化學反應是否達到平衡狀態(tài)，故e錯誤；
故答案為：a、d；
（5）反應前混合氣體的平均相對分子質(zhì)量=$\frac{44×2+2×6}{2+6}$=12.5，所以起點坐標為（0，12.5），隨著反應進行，氣體的物質(zhì)的量減小，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量增大，至t₀時達到化學平衡，若全部轉(zhuǎn)化為CH₂=CH₂和H₂O平均相對分子質(zhì)量=$\frac{28+18×4}{1+4}$20，則t₀達平衡時 $\overline{M}$應在區(qū)間（12.5，20），t₁時將容器體積瞬間擴大至2V L，平衡向逆方向移動，t₂時重新達平衡，平均相對分子質(zhì)量減小，t₂達平衡時 $\overline{M}$ 應大于12.5，所以圖象為；
故答案為：．

點評 本題考查本題考查了熱化學方程式、蓋斯定律的應用、化學平衡移動的影響因素、化學平衡機是等，題目難度中等，注意把握蓋斯定律的應用方法、以及三段式在化學平衡計算中的應用是解題的關(guān)鍵，側(cè)重于考查學生對基礎(chǔ)知識的綜合應用能力、計算能力和畫圖能力．．