Question

【題目】CO2回收資源化利用是環保領域研宄的熱點課題，

(1)在FeO催化下，以CO2為原料制取炭黑(C)的太陽能工藝如圖1所示。

己知：①過程1生成lmolC(s)的反應熱為△H1。

②過程2反應：Fe3O4(s)3FeO(s)+l/2O2(g) △H2。

上述以CO2為原料制取炭黑總反應的熱化學方程式為____________，若該反應的△S<0，請判斷

該反應是否為自發反應并說明理由___________________。

(2)以CO2為原料可以催化加氫合成低碳烯烴，利用CO2合成乙烯的反應方程式為：2CO2(g)+6H2(g) C2H4(g)+4H2O(g) △H3。在常壓下，以 FeCoMnK/BeO 作催化劑，按n(CO2)： n(H2)=l：3(總物質的量為4amol)的投料比充入密閉容器中發生反應。測得溫度對CO2的平衡轉化率和催化劑催化效率影響情況如圖2所示。

①下列說法不正確的是______________。

A. △H3<0；平衡常數：KM >KN

B.增加原催化劑的表面積，對平衡轉化率無影響

C.生成乙烯的速率：v(M)有可能小于v(N)

D.若投料比改為n(CO2)：n(H2)=1：2，可以提高CO2的平衡轉化率

E.若投料比不變，溫度越低，反應一定時間后CO2的轉化率越高

②250℃下，上述反應達平衡時容器體積為VL，則此溫度下該反應的平衡常數為___________(用含a、V的代數式表示）。

③某溫度下，n(C2H4)隨時間(t)的變化趨勢曲線如圖3所示。其它條件相同時，若容器的體積為其一半，畫出0～t1時刻n(C2H4)隨時間(t)的變化趨勢曲線。______

(3)以稀硫酸為電解質溶液，利用太陽能可將CO2電解轉化為低碳烯烴，則電解生成丙烯時，陰極的電極反應為______________。

Answer 1

【答案】 CO2(g)=C(s)+O2(g) ΔH1+2ΔH2 該反應為非自發反應，因為該反應的ΔH>0，ΔS<0 DE K=V3/1.56a3或Kp=[3.253/1000×1.56] MPa-3 3CO2+18e-+18H+＝CH2=CH-CH3+6H2O

【解析】試題分析：(1).①過程1生成lmolC(s)的反應熱為△H1，可知過程1的熱化學方程式為 △H1 ；②過程2反應：Fe3O4(s)3FeO(s)+l/2O2(g) △H2 ；根據蓋斯定律計算以CO2為原料制取炭黑總反應的焓變。根據反應方向判據分析反應能否自發進行；(2) ①根據圖2可知，隨溫度升高CO2的平衡轉化率減小，即升高溫度平衡逆向移動，；催化劑對平衡移動無影響；根據圖2可知，M點催化劑的催化效率大于N點；增大氫氣的比例，可以提高CO2的轉化率越。溫度越低，反應速率越小；②根據圖2可知，250℃下，CO2的平衡轉化率為50%，根據 “三段式”計算平衡常數；③其它條件相同時，若容器的體積為其一半，壓強增大反應速率加快，達到平衡用的時間減少，增大壓強平衡正向移動，乙烯的平衡物質的量增大。(3)利用太陽能將CO2電解轉化為低碳烯烴，陰極是二氧化碳得電子生成乙烯。

解析：(1).①過程1生成lmolC(s)的反應熱為△H1，可知過程1的熱化學方程式為 △H1 ；②過程2反應：Fe3O4(s)3FeO(s)+l/2O2(g) △H2 ；根據蓋斯定律①+2×②，得CO2(g)=C(s)+O2(g) ΔH1+2ΔH2。該反應的ΔH>0，ΔS<0， ,所以該反應為非自發反應；

(2) ①根據圖2可知，隨溫度升高CO2的平衡轉化率減小，即升高溫度平衡逆向移動，所以△H3<0；平衡常數：KM >KN，故A正確；催化劑對平衡移動無影響，故B正確；；根據圖2可知，M點催化劑的催化效率大于N點，M點的溫度低于M點，所以v(M)有可能小于v(N)，故C正確；增大氫氣的比例，可以提高CO2的轉化率越，若投料比改為n(CO2)：n(H2)=1：2，可以降低CO2的平衡轉化率，故D錯誤。溫度越低，反應速率越慢，反應一定時間后CO2的轉化率可能較低，故E錯誤。②根據圖2可知，250℃下，CO2的平衡轉化率為50%，

V3/1.56a3 。

③其它條件相同時，若容器的體積為其一半，壓強增大反應速率加快，達到平衡用的時間減少，增大壓強平衡正向移動，乙烯的平衡物質的量增大，圖像為。

(3)利用太陽能將CO2電解轉化為低碳烯烴，陰極是二氧化碳得電子生成乙烯，陰極的電極反應為3CO2+18e-+18H+＝CH2=CH-CH3+6H2O。