Question

5．科學研究表明，當前應用最廣泛的化石燃料到本世紀中葉將枯竭，解決此危機的唯一途徑是實現燃料和燃燒產物之間的良性循環(huán)（如圖1）．

（1）一種常用的方法是在230℃、有催化劑條件下將CO₂和H₂轉化為甲醇蒸汽和水蒸氣．圖2是生成1molCH₃OH時的能量變化示意圖．已知破壞1mol不同共價鍵的能量（kJ）分別是：

C-H	C-O	C=O	H-H	H-O
413.4	351	745	436	462.8

已知E₁=8.2kJ•mol^-1，則E₂=198.8kJ•mol^-1．
（2）將不同量的CO（g）和H₂O（g）分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中進行如下反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），得到如下三組數據：

實驗	溫度/℃	起始量		達到平衡
		CO/mol	H2O/mol	H2/mol	CO轉化率	所需時間/min
1	650	4	2	1.6		6
2	900	2	1		1/3	3
3	900	a	b	c		t

①該反應的△H＜0（填“＜”或“＞”）．
②實驗2條件下的平衡常數K=1．
③實驗3中，若平衡時H₂O的轉化率為$\frac{1}{3}$，則$\frac{a}$=0.5，c=$\frac{3}$．
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，則此時V_正=V_逆（填“＜”，“＞”，“=”）．
（3）捕捉CO₂可以利用Na₂CO₃溶液，先用Na₂CO₃溶液吸收CO₂生成NaHCO₃，然后使NaHCO₃分解，Na₂CO₃可以進行循環(huán)使用．將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液中通入112mL（已換算為標準狀況）的CO₂，溶液中沒有晶體析出，則：
①反應后溶液中的各離子濃度由大到小的順序是c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
②反應后的溶液可以作“緩沖液”（當往溶液中加入一定量的酸和堿時，有阻礙溶液pH變化的作用），請解釋其原理如果向反應后的溶液中加入少量的酸時，碳酸根結合氫離子轉化為碳酸氫根，溶液的PH變化不大，如果加入少量的堿時，碳酸氫根結合氫氧根轉化為碳酸根，溶液的PH變化也不大，因此反應后溶液可以作緩沖液．

Answer 1

分析 （1）反應熱等于反應物總鍵能減去生成物的總鍵能，而二氧化碳與氫氣反應生成甲醇的反應方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g），可知該反應的反應熱△H=（2×745+3×436-2×462.8-3×413.4-351-462.8）kJ•mol^-1=-181.6kJ•mol^-1，由圖可知：△H=E₁-E₂，由此分析解答；
（2）①650℃根據方程式可知
                     CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol） 4             2                0            0
轉化量（mol）1.6          1.6              1.6          1.6
平衡量（mol）2.4          0.4               1.6          1.6
因為兩的計量數相等，所以反應前后體積不變，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數，則該反應的平衡常數為K=$\frac{1.6×1.6}{2.4×0.4}$=$\frac{8}{3}$；
900℃根據方程式可知
                    CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）2              1               0              0
轉化量（mol）$\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$               $\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$
平衡量（mol）$\frac{4}{3}$             $\frac{1}{3}$               $\frac{2}{3}$             $\frac{2}{3}$
此時平衡常數K=$\frac{\frac{2}{3}×\frac{2}{3}}{\frac{4}{3}×\frac{1}{3}}$=1，而$\frac{8}{3}$＞1，這說明升高溫度平衡常數減小，因此升高溫度平衡向逆反應方向進行，由此分析解答；
②根據以上分析可知實驗2條件下的平衡常數K=1；
③實驗3中，
                  CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）a            b                0            0
轉化量（mol）c           c                 c             c
平衡量（mol）a-c       b-c                 c           c
若平衡時H₂O的轉化率為$\frac{1}{3}$，則b=3c，
又因為$\frac{c×c}{（a-c）（b-c）}=1$，
解得b=2a，由此分析解答；
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，所以Qc=1=K；
（3）①將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液溶質的物質的量為：0.1L×0.1mol/L=0.01mol，112mLCO₂的物質的量為：0.005mol，發(fā)生反應Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，二者反應碳酸鈉過量為0.005mol，同時生成0.01mol的NaHCO₃，碳酸根離子的水解程度大于碳酸氫根離子，由此分析各離子的濃度；
②當往溶液中加入一定量的酸時碳酸鈉結合氫離子而加堿時碳酸氫根離子與氫氧根離子反應，所以溶液的酸堿性基本不變．

解答 解：（1）反應熱等于反應物總鍵能減去生成物的總鍵能，而二氧化碳與氫氣反應生成甲醇的反應方程式為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g），可知該反應的反應熱△H=（2×745+3×436-2×462.8-3×413.4-351-462.8）kJ•mol^-1=-181.6kJ•mol^-1，由圖可知：△H=E₁-E₂，所以E₂=E₁-△H=8.2kJ•mol^-1+181.6kJ•mol^-1=189.8kJ•mol^-1，故答案為：198.8；（2）①＜；②1；③0.5，c=b/3；④=
（3）①c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；②向反應后的溶液中加入少量酸時，碳酸根結合氫離子轉化為碳酸氫根，溶液的pH變化不大；加入少量堿時，碳酸氫根結合氫氧根轉化為碳酸根，溶液的pH變化也不大
（2）①650℃根據方程式可知
                  CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）4           2                 0            0
轉化量（mol）1.6      1.6               1.6          1.6
平衡量（mol）2.4      0.4               1.6          1.6
因為兩的計量數相等，所以反應前后體積不變，可以用物質的量代替濃度計算平衡常數，則該反應的平衡常數為K=$\frac{1.6×1.6}{2.4×0.4}$=$\frac{8}{3}$；
900℃根據方程式可知
                   CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）2             1                  0            0
轉化量（mol）$\frac{2}{3}$            $\frac{2}{3}$                 $\frac{2}{3}$            $\frac{2}{3}$
平衡量（mol）$\frac{4}{3}$            $\frac{1}{3}$                  $\frac{2}{3}$           $\frac{2}{3}$
此時平衡常數K=$\frac{\frac{2}{3}×\frac{2}{3}}{\frac{4}{3}×\frac{1}{3}}$=1，而$\frac{8}{3}$＞1，這說明升高溫度平衡常數減小，因此升高溫度平衡向逆反應方向進行，即正反應是放熱反應，則該反應的△H＜0，故答案為：＜；
②根據以上分析可知實驗2條件下的平衡常數K=1，故答案為：1；
③實驗3中，
                   CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
起始量（mol）a             b                   0              0
轉化量（mol）c             c                    c              c
平衡量（mol）a-c         b-c                   c             c
若平衡時H₂O的轉化率為$\frac{1}{3}$，則b=3c，
又因為$\frac{c×c}{（a-c）（b-c）}=1$，
解得b=2a，即$\frac{a}$=0.5，c=$\frac{3}$，故答案為：0.5；$\frac{3}$；
④實驗4，若900℃時，在容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂各1mol，則此時濃度熵Qc=1=K，因此反應恰好是平衡狀態(tài)，則V_正=V_逆，故答案為：=；
（3）①將100mL0.1mol/LNa₂CO₃的溶液溶質的物質的量為：0.1L×0.1mol/L=0.01mol，112mLCO₂的物質的量為：0.005mol，發(fā)生反應Na₂CO₃+CO₂+H₂O=2NaHCO₃，二者反應碳酸鈉過量為0.005mol，同時生成0.01mol的NaHCO₃，碳酸根離子的水解程度大于碳酸氫根離子，所以離子濃度大小為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），故答案為：c（Na⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
②當往溶液中加入一定量的酸時碳酸鈉結合氫離子而加堿時碳酸氫根離子與氫氧根離子反應，所以溶液的酸堿性基本不變，故答案為：如果向反應后的溶液中加入少量的酸時，碳酸根結合氫離子轉化為碳酸氫根，溶液的PH變化不大，如果加入少量的堿時，碳酸氫根結合氫氧根轉化為碳酸根，溶液的PH變化也不大，因此反應后溶液可以作緩沖液．

點評 考查反應熱、平衡常數計算、外界條件對平衡狀態(tài)的影響以及溶液中離子濃度大小比較等．