Question

【題目】甲醇是一種可再生能源，由CO2制備甲醇的過程可能涉及的反應如下：反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H1=-49.58kJ·mol-1

反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2

反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=-90.77kJ·mol-1

回答下列問題：

（1）反應Ⅱ的△H2=______________。

（2）反應Ⅲ能夠自發進行的條件是__________ (填“較低溫度”、“ 較高溫度”或“任何溫度”)

（3）恒溫，恒容密閉容器中，對于反應Ⅰ，下列說法中能說明該反應達到化學平衡狀態的是________。

A.混合氣體的密度不再變化

B.混合氣體的平均相對分子質量不再變化

C.CO2、H2、CH3OH、H2O的物質的量之比為1：3：1：1

D.甲醇的百分含量不再變化

（4）對于反應Ⅰ，不同溫度對CO2的轉化率及催化劑的效率影響如圖所示，下列有關說法不正確的是__________。

A.其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO2的平衡轉化率可能位于M1

B.溫度低于250℃時，隨溫度升高甲醇的產率增大

C.M點時平衡常數比N點時平衡常數大

D.實際反應應盡可能在較低的溫度下進行，以提高CO2的轉化率

（5）若在1L密閉容器中充入3molH2和1molCO2發生反應Ⅰ，250℃時反應的平衡常數K=______；若要進一步提高甲醇體積分數�？刹扇〉拇胧┯�_________________。

（6）下圖是電解Na2CO3溶液的裝置圖。

陰極的電極反應式為________________

Answer 1

【答案】+41.19kJ·mol-1 較低溫度 BD ABD 0.148(或者) 增大壓強(降低溫度) 2H++2e-==H2↑或2H2O+2e-==H2↑+2OH-

【解析】

本題考查蓋斯定律，熱化學反應與過程無關，只與始態與終態有關，△H2=△H1-△H3=+41.19kJ/mol；△G==△H－T△S，T為溫度，△G<0，可自發進行，反應Ⅲ：△H<0, △S<0，較低溫度可自發進行；平衡狀態的判斷，同一物質的正逆反應速率相等，本題中ρ=m/V，質量與體積均不變，密度自始至終不變，不可做為判斷依據；M=m/n，質量不變，物質的量減少，可做判斷依據；反應物與生成物平衡時的比例不一定為1：3：1：1，不可以；只要平衡則甲醇的百分含量不再變化，可以；化學反應條件的選擇，既要考慮反應時的產量，又要考慮反應的速率；，250℃時轉化率為50%；電解池中陽極失電子，溶液中為水提供的氫氧根離子失電子，產生的氫離子和鈉離子向陰極區域移動，而陰極附近的水提供的氫離子得電子，生成氫氣。

（1）本題考查蓋斯定律，熱化學反應與過程無關，只與始態與終態有關，△H2=△H1-△H3=+41.19kJ/mol；（2）△G==△H－T△S，T為溫度，△G<0，可自發進行，反應Ⅲ：△H<0, △S<0，較低溫度可自發進行；（3）平衡狀態的判斷，同一物質的正逆反應速率相等，本題中ρ=m/V，質量與體積均不變，密度自始至終不變，不可做為判斷依據；M=m/n，質量不變，物質的量減少，可做判斷依據；反應物與生成物平衡時的比例不一定為1：3：1：1，不可以；只要平衡則甲醇的百分含量不再變化，可以；答案為：BD；(4)A.催化劑對反應速率有影響，對平衡的限度無影響，A錯誤；B.該反應為放熱反應，降低溫度平衡正向移動，產率提高，B正確；C.升高溫度平衡向左移動，化學平衡常數變小，C錯誤；D. 實際反應應盡可能在催化效率最高時，D錯誤；答案為ABD ；

(5) CO2 + 3H2CH3OH + H2O 250℃時轉化率為50%

初始量：1 3

反應量：0.5 1.5 0.5 0.5

平衡： 0.5 1.5 0.5 0.5

，K=0.148；提高甲醇的體積分數為：增大壓強(降低溫度)； (6) 電解池中陽極失電子，溶液中為水提供的氫氧根離子失電子，產生的氫離子和鈉離子向陰極區域移動，而陰極附近的水提供的氫離子得電子，生成氫氣，2H++2e-==H2↑或2H2O+2e-==H2↑+2OH-