Question

【題目】工業(yè)上有一種用CO2來生產甲醇燃料的方法：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g); ΔH=-49.0kJ/mol。某溫度下，將6molCO2和8molH2充入2L的密閉容器中，測得H2的物質的量隨時間變化如圖實線所示（實線）。圖中數據a（1,6）表示：在1min時H2的物質的量是6mol。

（1）第一分鐘內H2的平均反應速率是________列式并計算該溫度下的化學平衡常數K=______

（2）下列時間段平均反應速率最大的是_______

A.0-1min B.1-3min C.3-8min D.8-11min

（3）僅改變某一實驗條件再進行兩次實驗測得H2的物質的量隨時間變化如圖中虛線所示。曲線I對應的實驗條件改變是__________，曲線Ⅱ對應的實驗條件改變的是_____________。

（4）若在d點時向體系內充入2molCO2和2molH2O，此時V正_____V逆（大于，小于，等于）

（5）已知：

①CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); ΔH1=-283.0kJ/mol

②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g); ΔH2=-241.8kJ/mol

③CH3OH(g)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g); ΔH3=-192.2kJ/mol

在工業(yè)上常用CO和H2合成甲醇，該反應的熱方程式為_____________

（6）如圖是甲醇燃料電池原理示意圖，回答下列問題：電池負極的電極反應是：__________。

Answer 1

【答案】 1mol/(L·min) K=(1×1)/(2×1)=0.5 A 升溫 增大壓強或增大CO2濃度 小于 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH=-574.4kJ/mol CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O

【解析】(1)第一分鐘內H2的平均反應速率是=1mol/(L·min) ； CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)起始物質的量/mol6 8 00物質的量變化/mol262 2平衡物質的量/mol 4 2 22

K==0.5L2mol-2；(2)分別計算不同時間內的反應速率：0～1min內，v(H2)=1mol/(L·min) ；1～3min內，v(H2)= =0.75mol/(Lmin)；3～8min內，v(H2)= =0.1mol/(Lmin)；8min后達到化學平衡狀態(tài)，正逆反應速率相等，綜合速率為零；所以0～1min內反應速率最大，8～11min反應速率最小，故答案為A；(3)曲線I反應速率增大，但轉化的氫氣的物質的量少，應是升高溫度，因該反應放熱，升高溫度平衡逆向移動，不利于氫氣的轉化，故曲線I是升高溫度；曲線Ⅲ反應速率增大，轉化的氫氣的物質的量多，因增大壓強平衡正向移動，故應是增大壓強，增大二氧化碳濃度也會使平衡正向進行；

(4) 若在d點時向體系內充入2molCO2和2molH2O，此時Qc===L2mol-2＞K，此時平衡逆向移動，即V正小于V逆；

(5)已知：①CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); ΔH1=-283.0kJ/mol，②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g); ΔH2=-241.8kJ/mol，③CH3OH(g)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g); ΔH3=-192.2kJ/mol，根據蓋斯定律可知①+②×2-③可得 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)，則 ΔH=(-283.0kJ/mol)+(-241.8kJ/mol)×2-(-192.2kJ/mol)=-574.4kJ/mol，CO和H2合成甲醇的熱方程式為 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH=-574.4kJ/mol ；

(6)甲醇燃料電池中，通入氧氣的b極為原電池的正極，發(fā)生得電子的還原反應，在堿性環(huán)境下，電極反應式為：2H2O+4e-+O2═4OH-，通入甲醇的a極為原電池的負極，發(fā)生失電子的氧化反應，電極反應式為：CH3OH+8OH--6e-═CO32-+6H2O。