Question

【題目】乙烯的分子式為C2H4，是一種重要的化工原料和清潔能源，研究乙烯的制備和綜合利用具有重要意義。請回答下列問題：

（1）乙烯的制備：工業(yè)上常利用反應C2H6（g）=C2H4（g）+H2（g）△H制備乙烯。

已知：Ⅰ.C2H4（g）+3O2（g）=2CO2（g）+2H2O（l） △H1=-1556.8kJ·mol-1；

Ⅱ.H2（g）+O2(g)=H2O（1） △H2=-285.5kJ·mol-1；

Ⅲ.C2H6（g）+O2(g)=2CO2（g）+3H2O（l） △H3= -1559.9kJ·mol-1。

則△H=___kJ·mol-1。

（2）乙烯可用于制備乙醇：C2H4（g）+H2O（g）=C2H5OH（g）。向某恒容密閉容器中充入amolC2H4（g）和amol H2O（g），測得C2H4（g）的平衡轉化率與溫度的關系如圖所示：

①該反應為___熱反應（填“吸”或“放”）。

②A點時容器中氣體的總物質的量為___。已知分壓=總壓×氣體物質的量分數(shù)，用氣體分壓替代濃度計算的平衡常數(shù)叫壓強平衡常數(shù)（KP），測得300℃時，反應達到平衡時該容器內的壓強為bMPa，則A點對應溫度下的KP=___MPa-1（用含b的分數(shù)表示）。

③已知：C2H4（g）+H2O（g）=C2H5OH（g）的反應速率表達式為v正=k正c（C2H4）·c（H2O），v逆=k逆c（C2H5OH），其中，k正、k逆為速率常數(shù)，只與溫度有關。則在溫度從250℃升高到340℃的過程中，下列推斷合理的是___（填選項字母）。

A.k正增大，k逆減小 B.k正減小，k逆增大

C.k正增大的倍數(shù)大于k逆 D.k正增大的倍數(shù)小于k逆

④若保持其他條件不變，將容器改為恒壓密閉容器，則300℃時，C2H4（g）的平衡轉化率___10%（填“>”“<”或“=”）。

（3）乙烯可以被氧化為乙醛（CH3CHO），電解乙醛的酸性水溶液可以制備出乙醇和乙酸，則生成乙酸的電極為____極（填“陰”或“陽”），對應的電極反應式為___。

Answer 1

【答案】+282.4 放 1.9amol D > 陽 CH3CHO-2e-+H2O=CH3COOH+2H+

【解析】

（1）由蓋斯定律Ⅲ-Ⅱ-Ⅰ得C2H6（g）C2H4（g）+H2（g）△H進行相應的改變；

（2）①由圖可知，溫度越高，乙烯的平衡轉化率越低，則平衡逆向移動；

②由圖可知，A點時乙烯的平衡轉化率為10%，利用三行式計算各組分的平衡物質的量和總物質的量，再利用平衡常數(shù)的表達式進行計算；

③升高溫度，正、逆反應速率都增大，即k正和k逆均增大，但由于正反應是放熱反應，K減�。�

④正反應為氣體物質的量減小的反應，平衡時，與恒容容器相比，恒壓密閉容器壓強更大，反應正向進行程度更大；

（3）乙醛在陽極發(fā)生氧化反應生成乙酸。

（1）由蓋斯定律Ⅲ一Ⅱ一Ⅰ可知，△H=（-1559.9kJ·mol-1）-（-285.5kJ·mol-1）-（-1556.8kJ·mol-1）=+282.4kJ·mol-1，

答案為：+282.4；

（2）①由圖可知，溫度越高，乙烯的平衡轉化率越低，說明正反應是放熱反應，

故答案為：放；

②由圖可知，A點時乙烯的平衡轉化率為10%，

可逆反應C2H4（g）+H2O（g）C2H5OH（g）

開始（mol）a a 0

反應（mol）0.1a 0.1a 0.1a

平衡（mol）0.9a 0.9a 0.1a

混合氣體總物質的量=（0.9+0.9+0.1）amol=1.9amol，

平衡時A點對應容器的總壓強為bMPa，故C2H4（g）、H2O（g）、C2H5OH（g）的分壓分別為MPa、MPa、MPa，則Kp==MPa-1，

故答案為：1.9amol ； ；

③平衡時，正、逆反應速率相等，即K==。升高溫度，正、逆反應速率都增大，即k正和k逆均增大，但由于正反應是放熱反應，K減小，故k正增大的倍數(shù)小于k逆，

故答案為：D；

④正反應為氣體物質的量減小的反應，平衡時，與恒容容器相比，恒壓密閉容器壓強更大，反應正向進行程度更大，C2H4（g）的平衡轉化率更高，

故答案為：>。

（3）乙醛在陽極發(fā)生氧化反應生成乙酸，電極反應式為CH3CHO-2e-+H2O=CH3COOH+2H+，

故答案為：陽 ； CH3CHO-2e-+H2O=CH3COOH+2H+。