题目

题型：不详难度：来源：

碳及其化合物有广泛的用途。
(1)将水蒸气通过红热的碳即可产生水煤气反应为
C(s)＋H₂O(g)CO(g)＋H₂(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol^－1，
以上反应达到平衡后，在体积不变的条件下，以下措施有利于提高H₂O的平衡转化率的是________。(填序号)

A．升高温度

B．增加碳的用量

C．加入催化剂

D．用CO吸收剂除去CO

(2)已知：C(s)＋CO₂(g)2CO(g)　ΔH＝＋172.5 kJ·mol^－1，则CO(g)＋H₂O(g)CO₂(g)＋H₂(g)的焓变ΔH＝________。
(3)CO与H₂在一定条件下可反应生成甲醇：CO(g)＋2H₂(g) CH₃OH(g)。甲醇是一种燃料，可利用甲醇设计一个燃料电池，用稀硫酸作电解质溶液，多孔石墨作电极，该电池负极反应式为______________________________________。
若用该电池提供的电能电解60 mL NaCl溶液，设有0.01 mol CH₃OH完全放电，NaCl足量，且电解产生的Cl₂全部逸出，电解前后忽略溶液体积的变化，则电解结束后所得溶液的pH＝________。
(4)将一定量的CO(g)和H₂O(g)分别通入到体积为2.0 L的恒容密闭容器中，发生以下反应：CO(g)＋H₂O(g)CO₂(g)＋H₂(g)。得到如下数据：

温度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		达到平衡所 需时间/min
	H2O	CO	H2	CO
900	1.0	2.0	0.4	1.6	3.0

 
通过计算求出该反应的平衡常数(结果保留两位有效数字)________。改变反应的某一条件，反应进行到t min时，测得混合气体中CO₂的物质的量为0.6 mol。若用200 mL 5 mol/L的NaOH溶液将其完全吸收，反应的离子方程式为(用一个离子方程式表示)_________________________
(5)工业生产是把水煤气中的混合气体经过处理后获得的较纯H₂用于合成氨。合成氨反应原理为N₂(g)＋3H₂(g) 2NH₃(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol^－1。实验室模拟化工生产，分别在不同实验条件下反应，N₂浓度随时间变化如图甲所示。

请回答下列问题：
①与实验Ⅰ比较，实验Ⅱ改变的条件为________________________________。
②实验Ⅲ比实验Ⅰ的温度要高，其他条件相同，请在图乙中画出实验Ⅰ和实验Ⅲ中NH₃浓度随时间变化的示意图。

答案

(1)AD
(2)－41.2 kJ·mol^－1
(3)CH₃OH(g)＋H₂O－6e^－=CO₂＋6H^＋　14
(4)
3CO₂＋5OH^－=2CO＋HCO＋2H₂O
(5)①使用催化剂
②

解析

(1)该反应为吸热反应，升高温度，平衡向右移动，反应物平衡转化率升高，A项正确；增加固体反应物的量不会引起平衡的移动，B项错误；催化剂不能使平衡移动，C项错误；生成物浓度降低，平衡向正反应方向移动，反应物平衡转化率升高，D项正确。(2)根据盖斯定律，方程式C(s)＋H₂O(g) CO(g)＋H₂(g)与C(s)＋CO₂(g)2CO(g)相减可得CO(g)＋H₂O(g) CO₂(g)＋H₂(g)，则ΔH＝＋131.3 kJ·mol^－1－172.5 kJ·mol^－1＝－41.2 kJ·mol^－1。(3)电池总反应为2CH₃OH＋3O₂=2CO₂＋4H₂O，酸性条件下，正极反应为O₂＋4H^＋＋4e^－=2H₂O，总反应减去正极反应可得负极反应为CH₃OH(g) ＋H₂O－6e^－=CO₂＋6H^＋；0.01 mol CH₃OH完全放电可提供0.06 mol电子，则电解NaCl溶液时电路中流过的电子为0.06 mol，生成OH^－的物质的量为0.06 mol，溶液中c(OH^－)＝1 mol/L，pH＝14。
(4)由题目所给数据可知：
CO(g)　＋　H₂O(l)CO₂(g)　＋　H₂(g)　　
起始量     2.0 mol  1.0 mol      0          0
转化的量   0.4 mol  0.4 mol     0.4 mol    0.4 mol
平衡量     1.6 mol  0.6 mol     0.4 mol    0.4 mol
平衡浓度  0.8 mol/L 0.3 mol/L    0.2 mol/L   0.2 mol/L
则；
由题意可知，CO₂和NaOH的物质的量之比为3∶5，可知产物中和共存。(5)①与实验Ⅰ比较，实验Ⅱ中反应速率加快且反应物平衡转化率没有改变，故改变的条件为使用了催化剂；②温度升高，达到平衡的时间缩短，则在曲线中早到达拐点；该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，故生成物浓度降低。