Question

【題目】甲醇（CH3OH）是重要的溶劑和替代燃料，工業(yè)上用CO和H2在一定條件下制備CH3OH的反應為CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） ΔH。

（1）在體積為1L的恒容密閉容器中，充入2molCO和4molH2，一定條件下發(fā)生上述反應，測得CO（g）和CH3OH（g）的濃度隨時間變化如圖所示。

①從反應開始到2 min，用氫氣表示的平均反應速率v（H2）＝__________。

②下列說法正確的是______________（填字母序號）。

A．達到平衡時，H2的轉(zhuǎn)化率為75%

B．5min后容器中壓強不再改變

C．達到平衡后，再充入氬氣，反應速率增大

D．2min前v（正）＞v（逆），2min后v（正）＜v（逆）

（2）某溫度下，在一恒壓容器中分別充入1．2molCO和1molH2，達到平衡時容器體積為2L，且含有0．4molCH3OH（g），則該反應平衡常數(shù)的值為_______，此時向容器中再通入0．35molCO氣體，則此平衡將______________（填“向正反應方向”、“不”或“向逆反應方向”）移動。

（3）工業(yè)上另一種合成甲醇的方法是利用CO2和H2，己知：CH3OH、H2的燃燒熱（ΔH）分別為－726．5kJ/mol、－285．8kJ/mol，則常溫下CO2和H2反應生成CH3OH和H2O的熱化學方程式是______________________。

（4）CH3OH（l）作為一種燃料還可用于燃料電池。在溫度為650℃的熔融鹽燃料電池中用甲醇、空氣與CO2的混合氣體作反應物，鎳作電極，用Li2CO3和Na2CO3混合物作電解質(zhì)。該電池的負極反應式為______________________。

Answer 1

【答案】 1.0 mol/（L·min） AB 50 逆反應方向 CO2（g）+3H2（g）＝CH3OH（l）+H2O（l） ΔH＝－130．9kJ/mol CH3OH－6e－＋3CO32－＝4CO2↑＋2H2O

【解析】（1）①根據(jù)反應速率之比是相應的化學計量數(shù)之比計算；

②結(jié)合圖像曲線變化趨勢以及反應的方程式、外界條件對反應速率的影響分析解答；

（2）根據(jù)平衡常數(shù)的計算公式計算，恒溫恒壓下，體積之比等于物質(zhì)的量之比，據(jù)此計算加入0.35molCO時容器的體積，計算此時濃度商，與平衡常數(shù)相比判斷反應進行方向；

（3）根據(jù)燃燒熱的概念以及蓋斯定律來計算化學反應的焓變，然后寫出熱化學方程式；

（4）原電池中負極發(fā)生失去電子的氧化反應，據(jù)此解答。

（1）①從反應開始到2 min，消耗CO是2.00mol/L－1.00mol/L＝1.00mol/L，則用CO表示的反應速率為1.00mol/L÷2min＝0.5 mol/（L·min）。根據(jù)反應速率之比是相應的化學計量數(shù)之比可知用氫氣表示的平均反應速率v（H2）＝1.0 mol/（L·min）。

②A．達到平衡時消耗CO是1.5mol/L，根據(jù)方程式可知消耗氫氣是3.0mol/L，所以H2的轉(zhuǎn)化率為3/4×100%=75%，A正確；

B．5min后反應達到平衡狀態(tài)，容器中壓強不再改變，B正確；

C．達到平衡后，再充入氬氣，反應物濃度不變，反應速率不變，C錯誤；

D．5min時反應達到平衡狀態(tài)，則5min前v（正）＞v（逆），D錯誤。

答案選AB。

（2） CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）

起始：1.2mol 1mol 0

轉(zhuǎn)化：0.4mol 0.8mol 0.4mol

平衡：0.8mol 0.2mol 0.4mol

所以：k=

此時向容器中再通入0.35molCO氣體，假設平衡不移動時，此時容器體積為：2L×

(0.35+0.8+0.2+0.4)mol/(0.8+0.2+0.4)mol=2.5L，則濃度商Qc==54.3，大于平衡常數(shù)50，平衡向逆反應方向移動。

（3）CH3OH、H2的燃燒熱（ΔH）分別為－726．5kJ/mol、－285．8kJ/mol，則

①H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJmol-1

②CH3OH（l）+3/2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-726.5kJmol-1

由蓋斯定律可知3×①-②得CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l）△H=-130.9 kJmol-1。

（4）負極上CH3OH失電子結(jié)合碳酸根發(fā)生氧化反應生成二氧化碳和水，電極反應式為CH3OH－6e－＋3CO32－＝4CO2↑＋2H2O。