Question

【題目】甲醇（CH3OH）是重要的溶劑和替代燃料，工業上用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。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根據反應速率之比是相應的化學計量數之比計算；

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

（3）根據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）原電池中負極發生失去電子的氧化反應，據此解答。

（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）。根據反應速率之比是相應的化學計量數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，根據方程式可知消耗氫氣是3.0mol/L，所以H2的轉化率為3/4×100%=75%，A正確；

B．5min后反應達到平衡狀態，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，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失電子結合碳酸根發生氧化反應生成二氧化碳和水，電極反應式為CH3OH－6e－＋3CO32－＝4CO2↑＋2H2O。