Question

航天员呼吸产生的CO₂用下列反应处理，可实现其合理利用。反应Ⅰ：CO₂(g)+4H₂(g)CH₄(g)+2H₂O(g)

(1)己知H₂(g)、CH₄(g)的燃烧热分别为A kJ/mol、B kJ/mol， H₂O(l)=H₂O(g)  △H =+C kJ/mol。计算反应Ⅰ的△H=_______kJ/mol。

(2)将原料气按n(CO₂)∶n(H₂)=1：4置于密闭容器中发生反应Ⅰ，测得H₂O(g)的物质的量分数与温度的关系如图所示(虚线表示平衡曲线)。

①温度过高或过低均不利于该反应的进行，原因是________。

②200℃达到平衡时体系的总压强为p，该反应平衡常数K_p的计算式为____。(不必化简。用平衡分压代替平衡浓度计算)

(3)一种新的利用方案是Ⅱ：反应：CO₂(g)+2H₂(g)C(s)+2H₂O(g)  △H

①向体积为2 L且带气压计的恒容密闭容器中通入0.08 mol H₂和0.04 mol CO₂发生反应Ⅱ。若反应起始和平衡时温度相同(均为250℃)，测得反应过程中压强(P)随时间(t)的变化如图1曲线a所示，则△H___ 0(填“>”“<”或“不确定”)

②若其它条件相同，仅改变某一条件时，测得其压强(P)随时间(t)的变化如图1曲线b所示，则改变的条件是_______。

③图2是甲、乙两同学描绘上述反应平衡常数的对数值(lgK)与温度的变化关系，其中正确的曲线是_______（填“甲”或“乙”），m值为______。

④反应Ⅱ必须在高温下才能启动，原因是______________。

(4)科学家还研究了处理CO₂(g)另外的方法，利用下图所示装置可以将CO₂转化为气体燃料CO。该装置工作时，N电极的电极反应式为______________。

Answer

- 4A+B+2C 温度过低，反应速率小；温度过高，平衡向右进行的程度小 < 加入催化剂 乙 2 反应的活化能高（或破坏旧键需要消耗较高的能量） CO2+2H++2e-=CO+H2O

【解析】

(1)先写出表示H2(g)、CH4(g)的燃烧热的热化学方程式，然后结合水状态变化的热化学方程式，根据盖斯定律，可得待求反应的热化学方程式；

(2)①根据温度对化学反应速率和化学平衡移动的影响分析；

②根据200℃H2O的物质的量分数及物质反应转化关系得到平衡时各组成成分占总量的含量，利用压强比等于气体的物质的量的比，带入平衡常数表达式可得Kp的值；

(3)①由图1分析可知，随反应的进行压强先增大后减小，5 min达到平衡状态，推知开始因反应是放热的，随反应进行温度升高，压强增大；反应到一定程度，因反应物浓度减小，随反应正向进行，压强反而减小，到压强随时间变化不变时，达到平衡状态；

②化学反应速率加快，平衡不动。改变的条件是加入催化剂；

③依据计算得到平衡时物质的浓度，结合平衡常数概念计算得到平衡常数，来计算；温度升高，平衡左移，K减小，lgK减小，曲线选乙；

④该反应所需的活化能较高。

(4)根据图示可知CO2在N 电极得到电子，发生还原反应产生CO，据此书写电极反应式。

(1)己知H2(g)、CH4(g)的燃烧热分别为A kJ/mol、B kJ/mol，可得热化学方程式：① H2(g)+O2(g)=H2O(l) △H =-A kJ/mol；

②CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H =-B kJ/mol；

③H2O(l)=H2O(g) △H =+C kJ/mol。

根据盖斯定律，将①×4-②+③×2，整理可得反应CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) 的反应热△H=(- 4A+B+2C) kJ/mol；

(2)①温度过低，化学反应速率小，单位时间内反应产生的物质较少；根据温度升高，H2O的物质的量分数降低，说明升高温度，化学平衡逆向移动。根据平衡移动原理，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动，逆反应为吸热反应，则该反应的正反应为放热反应。温度过高时，升高温度，尽管化学反应速率加快，但化学平衡向吸热的逆反应方向移动，使反应向正反应方向进行的程度小，会使物质的平衡含量不高；

②根据图象可知：在200℃时反应达到平衡时，H2O的物质的量分数是0.6，由反应方程式CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)中物质转化关系可知：CH4(g)的物质的量分数为0.3，则CO2(g)、H2(g)的物质的量分数和为1-0.6-0.3=0.1，由于二者反应时物质的量的比是1：4，加入的物质的量的比也是1：4，因此平衡时二者的物质的量的比还是1：4，故CO2(g)占0.1×=0.02，H2(g) 占0.1×=0.08。在相同外界条件下，气体的物质的量的比等于气体所占的压强之比，故用平衡分压表示的该反应的化学平衡常数Kp=；

(3)①由图1分析可知，随着反应的进行压强先增大后减小，5 min达到平衡状态，由于该反应的正反应是气体体积减小的反应，而反应开始后气体压强增大，说明该反应的正反应是放热反应，随反应进行气体温度升高，体系压强增大，故△H <0；反应到一定程度，因反应物浓度减小，随反应正向进行，压强不断减小，当体系的压强不再随时间变化而改变时，反应达到平衡状态；

②由图知：改变条件后，化学反应速率加快，但化学平衡不移动，说明改变的条件为加入催化剂；

③温度升高，化学平衡逆向移动，化学平衡常数K减小，lgK 减小，故应该选择曲线乙；在反应开始时n(H2)=0.08 mol，n(CO2)=0.04 mol，假设反应的H2物质的量为x，则反应CO2物质的量为x，反应产生H2O的物质的量为2x，因此平衡时各种气体的物质的量：n(H2)=(0.08-2x) mol，n(CO2)=(0.04-x) mol，n(H2O)=2x mol，由于相同条件下气体的压强之比等于气体的物质的量之比，可得，解得x=0.02 mol，反应是在体积为2 L的恒容密闭容器中进行，则平衡时各种气体的浓度c(CO2)==0.01 mol/L，c(H2)==0.02 mol/L，c(H2O)==0.02 mol/L，则该条件下的化学平衡常数K==100，所以lgK=1g100=2；

④断裂二氧化碳和氢气的化学键变为原子需较高的能量，所以该反应所需的活化能较高，因此一定条件下该反应必须在高温下才能启动；

(4)根据图示可知CO2在N电极得到电子，发生还原反应产生CO，则N电极的电极反应式为：CO2+2H++2e-=CO+H2O。