Question

【題目】氫能是一種高效清潔、極具發展潛力的能源。利用生物質發酵得到的乙醇制取氫氣，具有良好的應用前景。

已知下列反應：

(1)反應Ⅰ和反應Ⅱ的平衡常數隨溫度變化曲線如圖所示。則△H1________△H2(填“>”、“<”或“=”)；△H3=________(用△H1、△H2表示)。

(2)向2L密閉容器中充入H2和CO2共6mol，改變氫碳比[n(H2)/n(CO2)]在不同溫度下發生反應III達到平衡狀態，測得的實驗數據如下表。分析表中數據回答下列問題：

①溫度升高，K值________(填“增大”、“減小”、或“不變”)。

②提高氫碳比，K值________ (填“增大”“減小”或“不變”)，對生成乙醇________ (填“有利”或“不利”)

③在700K、氫碳比為1.5，若5min反應達到平衡狀態，則0~5min用H2表示的速率為________。

(3)反應III在經CO2飽和處理的KHCO3電解液中，電解活化CO2制備乙醇的原理如圖所示。

①陰極的電極反應式為________________。

②從電解后溶液中分離出乙醇的操作方法為________________。

(4)在一定條件下發生反應Ⅳ，測得不同溫度對CO2的平衡轉化率及催化劑的效率影響如圖所示，下列有關說法正確的為________ (填序號)

①不同條件下反應，N點的速率最大

②M點平衡常數比N點平衡常數大

③溫度低于250℃時，隨溫度升高乙烯的產率增大

④實際反應應盡可能在較低的溫度下進行，以提高CO2的平衡轉化率

Answer 1

【答案】 > -(2△H2 + △H1) 減小 不變 有利 0.144mol·L-1·min-1 14CO2 + 12e- + 9H2O = CH3CH2OH + 12HCO3- 蒸餾 ②

【解析】（1）由K-T圖可知，溫度升高，反應Ⅰ的平衡常數增大，說明升高溫度，平衡向正向移動，因此反應Ⅰ為正向吸熱的反應，即△H1>0，同理反應Ⅱ平衡常數減小，說明升溫平衡逆向移動，為放熱反應，△H2<0，故△H1>△H2。根據蓋斯定律，反應Ⅲ等于反應Ⅰ的逆反應加上反應Ⅱ的逆反應的2倍，故得出△H3=-(2△H2 + △H1)。

（2）①由表中數據可知，n（H2）/n（CO2）一定情況下，溫度越高，CO2轉化率越低，說明升高溫度平衡向逆反應移動，正反應為放熱反應，所以平衡常數k減小；故答案為：減小；②平衡常數只與溫度有關，提高氫碳比[n（H2）/n（CO2）]，但溫度不變，所以平衡常數K值將不變，但是增加氫氣的量有利于平衡正向移動，有利于生成乙醇，故答案為：不變；有利；

（3）①陰極得電子，發生還原反應，元素化合價降低，CO2中碳元素為+4價，乙醇中碳元素平均化合價為-2價，為了維持電荷守恒，生成物還有HCO3-，HCO3-中的氫元素可從H2O中獲得，則陰極的電極反應式為：14CO2 + 12e- + 9H2O = CH3CH2OH + 12HCO3-；②與水溶液相比，乙醇易揮發，沸點較低，可采用蒸餾的方法從電解液中分離出乙醇。

（4）①化學反應速率隨溫度的升高而加快，催化劑的催化效率降低，所以v（M）有可能小于v（N），故①不正確；②升高溫度二氧化碳的平衡轉化率減低，則升溫平衡逆向移動，所以M化學平衡常數大于N，故②正確；③溫度低于250℃時，隨溫度升高平衡逆向進行乙烯的產率減小，故③不正確；④為提高CO2的轉化率，平衡正向進行，反應是放熱反應，低的溫度下進行反應，平衡正向進行，但催化劑的活性、反應速率減小，故④不正確；故答案為：②。