Question

工业上可利用和制备多种物质。请回答下列问题：

(1)反应Ⅰ：∆H₁平衡常数为K₁

反应Ⅱ：∆H₂平衡常数为K₂

不同温度下，K₁、K₂的值如表所示：

	K1	K2
973	1.47	2.38
1173	2.15	1.67

现有反应Ⅲ：∆H₃平衡常数为K₃，结合上表数据分析，K₃＝________(用K₁、K₂表示)。反应Ⅲ是________(填“放热”或“吸热”)反应，为提高的转化率可采取的措施有________(写出任意两条)。

(2)一定条件下，在密闭容器中充入和进行如下反应：。采用催化剂甲和催化剂乙分别发生上述反应，测得反应进行相同时间时的转化率随反应温度的变化曲线如图所示(忽略温度对催化剂活性的影响)：

①该可逆反应的反应热∆H________0(填“＞”或“＜”)。

②催化剂甲作用下反应的活化能比催化剂乙作用下反应的活化能________(填“大”或“小”)。

③下达到平衡时，反应在催化剂甲作用下的转化率比在催化剂乙作用下的转化率________(填“高”、“相等”或“低”)

④图中达到平衡的点是________。

(3)工业上常用高浓度的溶液吸收，得到溶液X，再利用电解法使溶液再生，其装置示意图如图：

①在阳极区发生的反应有：________和。

②简述在阴极区再生的原理：________。

Answer

吸热 升高温度、提高氢气的浓度、吸收CO、液化水蒸气 ＜ 小 相等 阴极区的水电解生成氢气和氢氧根离子，与反应生成

【解析】

根据盖斯定律计算K值的大小，判断反应吸热还是放热，根据化学反应速率的影响因素判断。由图象可知随着温度的升高，转化率先增大后减小，则正反应为放热反应，图中a、b、f没有达到平衡状态，催化剂甲的催化效率较高，c、d、e为平衡点；阳极区为物质失去电子，发生氧化反应，根据装置图分析，溶液为碱性，则阳极OH-放电，失去电子，生成O2，据此写出电极反应式；根据溶液中存在的HCO3-的电离平衡和电极反应式简述原理，以此解答该题。

(1)由图可知反应 ①的K1随温度升高而增大，正反应为吸热反应，△H＞0，反应 ②的K2随温度升高而减小，说明正反应为放热反应，△H＜0，

已知：①Fe(s)+CO2(g)⇌FeO(s)+CO(g)△H1＞0

②Fe(s)+H2O(g)⇌FeO(s)+H2(g)△H2＜0

由盖斯定律①−②得，③，K1=，K2=，K3＝×=；△H＝△H1－△H2＞0，，说明是个吸热反应，为提高 CO2的转化率可采用措施有升高温度，提高H2浓度(或吸收CO，液化水蒸气)等；

(2)①转化率先增大后减小，说明升高到一定温度时，平衡逆向移动，则正反应为放热反应，该可逆反应的反应热∆H＜0；

②催化剂甲先达到平衡，说明速率较大，则活化能较低，催化剂甲作用下反应的活化能比催化剂乙作用下反应的活化能小；

③温度都是，平衡常数相同，达到平衡状态时，不同催化剂存在的条件下，速率不同，但转化率相同，反应在催化剂甲作用下的转化率和在催化剂乙作用下的转化率相等；

④升高温度后平衡逆向移动，可说明c、d、e三点反应已经达到平衡；图中达到平衡的点是c、d、e；

(3)①阳极区为物质失去电子，发生氧化反应，根据装置图分析，溶液为碱性，则阳极OH-放电，失去电子，生成O2，则阳极区发生的反应有：4OH--4e-=2H2O+O2↑；

②阴极区的水电解生成氢气和氢氧根离子，溶液中存在的HCO3-的电离平衡，在阴极H+优先放电，使得c(H+)减少平衡右移，CO32-再生或者阴极H+放电，使c(OH-)增大，产生的OH-与HCO3-反应生成CO32-。