Question

【題目】甲醇是重要的化工原料。利用合成氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑的作用下合成甲醇，可能發生的反應如下：

i CO2(g)+ 3H2(g) CH3OH(g)+ H2O(g) H1=Q kJ·mol-1

ii. CO2(g)+ H2(g) CO(g)+H2O(g) H2=+41 kJ·mol-1

iii. CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) H3= 99 kJ·mol-1

回答下列問題：

（1）Q=_________

（2）圖中能正確反映平衡常數K3(反應iii的平衡常數)隨溫度變化關系的曲線為__（填字母）

（3）如圖為單位時間內CO2+H2、CO+ H2、CO/CO2+H2三個條件下生成甲醇的物質的量濃度與溫度的關系(三個條件下通入的CO、CO2和H2的物質的量濃度相同)。490K時，根據曲線a、c判斷合成甲醇時主要發生的反應為________(填“i”或“iii”)；由曲線a可知，甲醇的量先增大后減小，其原因是_________________________________。

（4）如圖是以NaOH溶液為電解質溶液的甲醇燃料電池:電極a的反應式為____________，若隔膜為陽離子交換膜，則每轉移6mol電子，溶液中有_______mol Na+向____________(填“正極區”或“負極區")移動。

（5）CO2經催化加氫也可以生成低碳烴，主要有兩個競爭反應：

反應I:CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)

反應II :2CO2(g)+6H2(g) C2H4(g)+4H2O(g)

在1L恒容密閉容器中充入2molCO2和4molH2測得平衡時有關物質的物質的量隨溫度變化如圖所示。T1℃時,CO2的轉化率為______。T1℃時，反應I的平衡常數K=_________(保留三位有效數字)。

Answer 1

【答案】58 a i 溫度低于490K時單位時間內反應未達到平衡，溫度升高速率加快，甲醇物質的量增多，溫度高于490K時單位時間內反應達到平衡，反應i為放熱反應，升高溫度平衡左移，甲醇物質的量減少 CH3OH 6e－ + 8OH－ = CO32 +6H2O 6 正極區 30% 0.0129 L2mol 2

【解析】

⑴根據蓋斯定律第二個方程式加第三個方程式得到第一個方程式。

⑵反應iii是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小。

⑶ 490K時，根據圖像主要是發生曲線a反應；甲醇的量先增大后減小，其原因是溫度低于490K時單位時間內反應未達到平衡，溫度升高速率加快，甲醇物質的量增多，溫度高于490K時單位時間內反應達到平衡，反應i為放熱反應，升高溫度平衡左移，甲醇物質的量減少。

⑷甲醇燃料電池中燃料作負極，氧化劑作正極，每轉移6mol電子，b極時有6mol OH－生成，根據原電池“同性相吸”原理。

⑸T1℃時，計算生成CH4、C2H4物質的量，根據方程式計算生成CH4、C2H4消耗CO2的物質的量，再計算總消耗CO2的物質的量，再計算CO2的轉化率；T1℃時，先計算反應I生成CH4、H2O的物質的量，再計算消耗的CO2和H2的物質的量，再計算反應II生成C2H4、H2O的物質的量，再計算消耗的CO2、H2的物質的量，平衡時還剩余CO2、H2的物質的量，共生成H2O的物質的量，再求反應I的平衡常數。

⑴根據蓋斯定律第二個方程式加第三個方程式得到第一個方程式，即H1 =+41 kJ·mol1+ ( 99 kJ·mol1) =58 kJ·mol1；故答案為：58。

⑵反應iii是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，因此圖中能正確反映平衡常數K3(的平衡常數)隨溫度變化關系的曲線為a；故答案為：a。

⑶ 490K時，根據圖像主要是發生曲線a反應，因此合成甲醇時主要發生的反應為i；由曲線a可知，甲醇的量先增大后減小，其原因是溫度低于490K時單位時間內反應未達到平衡，溫度升高速率加快，甲醇物質的量增多，溫度高于490K時單位時間內反應達到平衡，反應i為放熱反應，升高溫度平衡左移，甲醇物質的量減少；故答案為：i；溫度低于490K時單位時間內反應未達到平衡，溫度升高速率加快，甲醇物質的量增多，溫度高于490K時單位時間內反應達到平衡，反應i為放熱反應，升高溫度平衡左移，甲醇物質的量減少。

⑷甲醇燃料電池中燃料作負極，氧化劑作正極，因此電極a的反應為CH3OH失去電子，在氫氧化鈉作用下生成碳酸根，其反應式為CH3OH 6e－ + 8OH－ = CO32 +6H2O，若隔膜為陽離子交換膜，則每轉移6mol電子，b極時有6mol OH－生成，根據原電池“同性相吸”原理，因此溶液中有6 mol Na+向正極區移動；故答案為：CH3OH 6e－ + 8OH－ = CO32 +6H2O；6；正極區。

⑸T1℃時，生成CH4物質的量為0.2mol，生成C2H4物質的量為0.2mol，根據方程式生成0.2mol CH4，則消耗CO2物質的量為0.2mol，生成0.2mol C2H4，則消耗CO2物質的量為0.4mol，共消耗CO2物質的量為0.6mol，因此CO2的轉化率為；T1℃時，反應I生成0.2mol CH4，0.4mol H2O，消耗0.2mol CO2，0.8mol H2，反應II生成0.2mol C2H4，0.8mol H2O，消耗0.4mol CO2，1.2mol H2，平衡時還剩余1.4mol CO2，2mol H2，共生成1.2mol H2O，因此反應I的平衡常數；故答案為：30%；0.0129 L2mol 2。