Question

圖1是煤化工產(chǎn)業(yè)鏈的一部分，試運用所學知識，解決下列問題：
I．已知該產(chǎn)業(yè)鏈中某反應的平衡表達式為：K=

C(H2)?C(CO)

C(H2O)

，它所對應反應的化學方程式為

C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）

．
II．二甲醚（CH₃OCH₃）在未來可能替代柴油和液化氣作為潔凈液體燃料使用，工業(yè)上以CO和H₂為原料生產(chǎn)CH₃OCH₃．工業(yè)制備二甲醚在催化反應室中（壓力2.0～10.0Mpa，溫度230～280℃）進行下列反應：
①CO（g）+2H₂（g）

高溫

CH₃OH（g）△H₁=-90.7kJ?mol^-1
②2CH₃OH（g）

高溫

CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₂=-23.5kJ?mol^-1
③CO（g）+H₂O（g）

高溫

CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41.2kJ?mol^-1
（1）催化反應室中總反應的熱化學方程式為

3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1

．830℃時反應③的K=1.0，則在催化反應室中反應③的K

＞

1.0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）在某溫度下，若反應①的起始濃度分別為：c（CO）=1mol/L，c（H₂）=2.4mol/L，5min后達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率為50%，則5min內(nèi)CO的平均反應速率為

0.1mol/（L?min）

；若反應物的起始濃度分別為：c（CO）=4mol/L，c（H₂）=a mol/L；達到平衡后，c（CH₃OH）=2mol/L，a=

5.4

mol/L．
（3）為了尋找合適的反應溫度，研究者進行了一系列試驗，每次試驗保持原料氣組成、壓強、反應時間等因素不變，試驗結(jié)果如圖2，CO轉(zhuǎn)化率隨溫度變化的規(guī)律是

由圖表可知，溫度低于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而減小

，其原因是

在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉(zhuǎn)化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉(zhuǎn)化率減小

．
（4）“二甲醚燃料電池”是一種綠色電源，其工作原理如圖3所示．寫出a電極上發(fā)生的電極反應式

CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺

．

Answer 1

分析：Ⅰ、化學平衡常數(shù)指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值．
Ⅱ、（1）根據(jù)蓋斯定律，已知熱化學方程式乘以適當?shù)南禂?shù)進行加減構(gòu)造目標熱化學方程式，反應熱也乘以相應的系數(shù)，進行相應的加減．注意消除中間產(chǎn)物CH₃0H、H₂O．
催化反應室中溫度小于830℃，升高溫度反應③平衡向正反應移動，平衡常數(shù)增大．
（2）5min后達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率為50%，則△c（CO）=1mol/L×50%=0.5mol/L，根據(jù)v（CO）=

△c

△t

計算v（CO）．
計算該溫度下的平衡常數(shù)，根據(jù)平衡常數(shù)計算平衡時氫氣的濃度，根據(jù)甲醇的平衡濃度計算氫氣濃度的變化量，進而計算a的值．
（3）由圖可知溫度低于240℃，CO的轉(zhuǎn)化率隨溫度升高而增大；溫度高于240℃，CO的轉(zhuǎn)化率隨溫度升高而減�。�
由圖表可知，在較低溫時，反應體系均未達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉(zhuǎn)化率也增大；在較高溫時，反應體系均已達到平衡，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉(zhuǎn)化率減小．
（4）由圖可知，a極通入甲醚，a極是負極發(fā)生氧化反應，b極通入氧氣，b極為正極，發(fā)生還原反應，正極電解反應式為3O₂+12H⁺+12e^-=6H₂O，總的電極反應式為CH₃OCH₃+3O₂=2CO₂+3H₂O，總的電極反應式減去正極反應式可得負極電極反應式．

解答：解：Ⅰ、平衡表達式為：K=

C(H2)?C(CO)

C(H2O)

，生成物為CO、H₂，反應物含有H₂O，三者化學計量數(shù)分別為1、1、1，根據(jù)元素守恒，故另一反應物為固體C，反應中它所對應反應的化學方程式為C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）．催化反應室中溫度小于830℃，升高溫度反應③平衡向正反應移動，平衡常數(shù)增大．
故答案為：C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）；＞．
Ⅱ、（1）已知①CO（ g）+2H₂（g）?CH₃OH（ g）△H₁=-91KJ?mol^-1，
②2CH₃0H（g）?CH₃0CH₃（g）+H₂0（g）△H₂=-24KJ?mol^-1，
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41KJ?mol^-1，
根據(jù)蓋斯定律，①×2+②+③得3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1．
故答案為：3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1．
（2）5min后達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率為50%，則△c（CO）=1mol/L×50%=0.5mol/L，所以v（CO）=

0.5mol/L

5min

=0.1mol/（L?min）；
該溫度到達平衡時，c（CO）=0.5mol/L，c（H₂）=2.4mol/L-2×0.5mol/L=1.4mol/L，c（CH₃OH）=0.5mol/L，所以該溫度下，平衡常數(shù)k=

0.5

0.5×1.42

=

25

49

，若反應物的起始濃度分別為：c（CO）=4mol/L，c（H₂）=a mol/L，達到平衡后，c（CH₃OH）=2mol/L，則平衡時c′（CO）=4mol/L-2mol/L=2mol/L，令平衡時氫氣的濃度為ymol/L，所以

2

2×y2

=

25

49

解得y=1.4，故a=2mol/L×2+1.4mol/L=5.4mol/L．
故答案為：0.1mol/（L?min）；5.4．
（3）由圖表可知，溫度低于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而減�。�
在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉(zhuǎn)化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉(zhuǎn)化率減�。�
故答案為：溫度低于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉(zhuǎn)化率隨著溫度的升高而減小；
在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉(zhuǎn)化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉(zhuǎn)化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉(zhuǎn)化率減�。�
（4）由圖可知，a極通入甲醚，a極是負極發(fā)生氧化反應，b極通入氧氣，b極為正極，發(fā)生還原反應，正極電解反應式為3O₂+12H⁺+12e^-=6H₂O，總的電極反應式為CH₃OCH₃+3O₂=2CO₂+3H₂O，總的電極反應式減去正極反應式可得負極電極反應式，故負極電極反應式為CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺．
故答案為：CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺．

點評：題目綜合性較大，涉及蓋斯定律、熱化學方程式書寫、化學反應速率、化學平衡計算、平衡常數(shù)、原電池等內(nèi)容，難度中等，注意平衡常數(shù)的有關計算，成為近幾年高考的熱點，注意（4）中利用兩極電極反應式加合為總電極反應式書寫電極反應式．