Question

合理控制、利用燃煤排放的CO₂、SO₂、CO是优化环境的有效途径。

(1)CO₂生产甲醇方法：CO₂(g)＋3H₂(g) CH₃OH(g)＋H₂O(g) ΔH =−a kJ·mol⁻¹；

已知：2H₂(g)＋O₂(g)===2H₂O(g)   ΔH=−b kJ·mol⁻¹；

H₂O(g)===H₂O(l)  ΔH=−c kJ·mol⁻¹；

CH₃OH(g)===CH₃OH(l)  ΔH=−d kJ·mol⁻¹。

则表示CH₃OH(l)燃烧热的热化学方程式为_________________________________。

(2)工业生产中用SO₂为原料制取硫酸

①利用原电池将SO₂ 转化法，如图(a)所示，则负极的电极反应式为____________。

②电解Na₂SO₃溶液吸收SO₂得到的NaHSO₃法，如图(b)所示，则阳极反应式______。

(3)光气 (COCl₂)是一种重要的化工原料，工业上通过Cl₂(g)+CO(g) COCl₂(g)的反应制备。根据图(c)、图(d)，回答下列问题：

     

①该反应的正反应是___________ 反应(填“放热”或“吸热”)。

②0~6 min内，反应的平均速率v(Cl₂)＝_______；该温度下的平衡常数为______。

③若恒温恒容时，在第7 min 向体系中加入这三种物质各2 mol，则平衡_____移动(填“向左”、“向右”或“不”)。

④若恒温恒压时，初始投料浓度为c(Cl₂)=0.7 mol/L、c(CO)=0.5 mol·L⁻¹、c(COCl₂)=______mol·L⁻¹，最终达到化学平衡时，Cl₂的体积分数与上述第6 min时的相同。

⑤第n min反应温度表示为T(n )，则：T(8)_____T(15) (填“＞”、“＜”或“＝”)。

Answer

CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l) △H=−(b+2c−a−d)kJ·mol−1 SO2−2e−+2H2O===4H＋+SO42- HSO3-+H2O-2e-===SO42-+3H+ 放热 0.15 mol·L−1·min−1 30 向右 0.5 ＜

【解析】

(1)已知：①CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH =−a kJ·mol−1；②2H2(g)＋O2(g)= 2H2O(g) ΔH=−b kJ·mol−1；③H2O(g) =H2O(l) ΔH=−c kJ·mol−1；④CH3OH(g) =CH3OH(l) ΔH=−d kJ·mol−1；根据盖斯定律，②×+③×2-①-④即可得CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l)，据此计算△H；

(2)①依据原电池原理，负极是失电子发生氧化反应，二氧化硫失电子生成硫酸的过程；

②根据化合价变化判断阳极反应物质，写出阳极反应式；

(3)①图(c)可知，达到平衡后升高温度，平衡逆向移动；

②由图可知，6min时Cl2的平衡浓度为0.3mol/L，浓度变化为1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，根据v=计算v(Cl2)；该温度下的平衡常数K=；

③原平衡时n(Cl2)：n(CO)：n(COCl2)=3：1：9，现在第7 min 向体系中加入这三种物质各2 mol，则反应物的浓度增大程度大些，平衡正向移动；

④改变初始投料浓度，保持反应温度不变，则最终达到化学平衡时，Cl2的体积分数与上述第6min时Cl2的体积分数相同，则为等效平衡，完全转化到左边满足Cl2浓度为1.2mol/L、CO浓度为1.0mol/L；

⑤第8min反应处于平衡状态，在第10分钟时是改变温度使平衡向逆反应方向移动，由①升温平衡向逆反应方向移动，可知正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动。

(1)已知：①CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH =−a kJ·mol−1；②2H2(g)＋O2(g)= 2H2O(g) ΔH=−b kJ·mol−1；③H2O(g) =H2O(l) ΔH=−c kJ·mol−1；④CH3OH(g) =CH3OH(l) ΔH=−d kJ·mol−1；根据盖斯定律，②×+③×2-①-④即可得CH3OH(l)+O2(g) ===CO2(g)+2H2O(l)，则△H=−(b+2c−a−d)kJ·mol−1，故表示CH3OH(l)燃烧热的热化学方程式为CH3OH(l)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(l) △H=−(b+2c−a−d)kJ·mol−1；

(2)①该原电池中，负极上失电子被氧化，二氧化硫到硫酸，硫的化合价升高，所以负极上投放的气体是二氧化硫，二氧化硫失电子和水反应生成硫酸根离子和氢离子，所以负极上的电极反应式为：SO2-2e-+2H2O═SO42-+4H+；

②电解池中阳极和电源正极相连，失去电子，发生氧化反应，电解NaHSO3溶液可制得硫酸，硫的化合价升高，所以阳极是HSO3-溶液失去电子被氧化生成SO42-，则阳极电极反应式是：HSO3-+H2O-2e-=SO42-+3H+；

(3)①图(c)可知，达到平衡后升高温度，平衡逆向移动，则该反应的正反应是放热反应；

②由图可知，6min时Cl2的平衡浓度为0.3mol/L，浓度变化为1.2mol/L-0.3mol/L=0.9mol/L，则v(Cl2)====0.15 mol·L−1·min−1；

平衡时，c(COCl2)= 0.9mol/L，c(CO)= 0.1mol/L，则该温度下的平衡常数K===30；

③6min时，平衡时c(Cl2)=0.3mol/L、c(CO)=0.1mol/L、c(COCl2)=0.9mol/L，则原平衡时n(Cl2)：n(CO)：n(COCl2)=3：1：9，现在第7min 加入体系中的三种物质各2mol，则反应物的浓度增大程度大些，平衡正向移动，即平衡向右移动；

④最终达到化学平衡时，Cl2的体积分数与上述第6min时Cl2的体积分数相同，即与原平衡为等效平衡，完全转化到左边满足Cl2浓度为1.2mol/L、CO浓度为1.0mol/L，则：c(Cl2)0.7mol/L+c(COCl2)=1.2mol/L，c(CO)=0.5mol/L+c(COCl2)=1.0mol/L，故c(COCl2)=0.5mol/L；

⑤根据图象，第8min反应处于平衡状态，在第10分钟时是改变温度使平衡向逆反应方向移动，由①升温平衡向逆反应方向移动，可知正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，故T(8)＜T(15)。