Question

【題目】C1化學(xué)是目前研究的熱點(diǎn)問題。

（1）己知:2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H =a kJ·mol-1 C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H =+130kJ·mol-1 H-H、O=O、H-O鍵的鍵能分別為436kJ/mol、496kJ/mol、462kJ/mol。則a=_______。

（2）以甲醇為原料制備H2的一種原理如下:

I.CH3OH(g) CO(g)+2H2(g) △H =+90kJ·mol-1

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

①在絕熱恒容密閉容器中，加入一定量的CH3OH(g)在一定條件下發(fā)生反應(yīng)I，下列情況能說明該反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的是____________(填代號)

A.容器內(nèi)溫度不變

B.容器內(nèi)氣體總質(zhì)量不再變化

C.CH3OH(g)和CO(g)的濃度之比不再變化

D.混合氣體的密度不再變化

②溫度為T℃時(shí)，向10L恒容密閉容器中充入1molCH3OH(g)和lmolH2O(g)，發(fā)生反應(yīng)I和反應(yīng)II，達(dá)到平衡時(shí)測得CO的物質(zhì)的量為0.4mol，CO2的物質(zhì)的量為0.2mol。則反應(yīng)II的平衡常數(shù)K=_____。該溫度下，在某時(shí)刻平衡體系中c(CO2)=2mol/L、c(H2)=2mol/L、c(CO)=4mol/L、c(H2O)=4mol/L，則該時(shí)刻上述反應(yīng)II的平衡移動(dòng)方向?yàn)?/span>__________(填“正反應(yīng)方向”、“逆反應(yīng)方向”或“不移動(dòng)”)。

（3）H2和CO在一定條件(溫度、壓強(qiáng)和催化劑)下合成CH4，發(fā)生反應(yīng):CO(g)+3H2(g)H4(g)+H2O(g)△H<0。如下圖，溫度低于T0時(shí)，隨著溫度升高，CH4的產(chǎn)率增大，其原因是_______________________________________________________________。

（4）合成氣(H2、CO)不僅是化工原料，也是清潔能源。如果H2和CO以體積比1:1組成混合氣體與空氣構(gòu)成堿性燃料電池(KOH溶液為電解質(zhì)溶液且足量)，假設(shè)CO和H2同時(shí)按比例發(fā)生反應(yīng)，則燃料電池負(fù)極的電極反應(yīng)式為____________________________________________。

Answer 1

【答案】 一220 AC 0.875或7/8 正反應(yīng)方向 T0之前反應(yīng)未達(dá)到平衡，升高溫度，反應(yīng)速率加快，CH4的產(chǎn)率增大 CO+H2+6OH--4e-=CO32-+4H2O

【解析】(1)①C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) △H =+130kJ·mol-1 ，②2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H =a kJ·mol-1,根據(jù)蓋斯定律得①×2-②得：2H2O（g）═O2（g）+2H2（g）△H=（+130kJ·mol－1）×2-（akJ·mol－1），△H=反應(yīng)物總鍵能-生成物總鍵能，則4×462kJ·mol－1-496 kJ·mol－1-462kJ·mol－1=480kJ·mol－1=（+130kJ·mol－1）×2-（akJ·mol－1），解得：a=-220 kJ·mol－1；（2）①A、絕熱恒容密閉容器中，容器內(nèi)溫度不變，說明已達(dá)到平衡，故A正確；B、反應(yīng)物和生成物全是氣體，容器內(nèi)氣體總質(zhì)量始終不變化，故B錯(cuò)誤；C、CH3OH(g)和CO(g)的濃度之比不再變化，說明已達(dá)到平衡，故C正確；D、混合氣體的總質(zhì)量不變，容器的容積不變，混合氣體的密度始終不變，故混合氣體的密度不再改變，不能說明到達(dá)平衡，故D錯(cuò)誤；故選AC。

② I. CH3OH(g) CO(g)+2H2(g)

n始/mol 1

n變/mol 0.6 0.6 1.2

n平/mol 0.4 0.6 1.2

II. CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

n始/mol 0.6 1 0 1.2

n變/mol 0.2 0.2 0.2 0.2

n平/mol 0.4 0.8 0.2 1.4

溫度為T℃時(shí)，向10L恒容密閉容器,將平衡時(shí)各物質(zhì)的量，換成濃度，代入平衡常數(shù)計(jì)算式，反應(yīng)II的平衡常數(shù)K= 。該溫度下，在某時(shí)刻平衡體系中c(CO2)=2mol/L、c(H2)=2mol/L、c(CO)=4mol/L、c(H2O)=4mol/L，Qc= <K，則該時(shí)刻上述反應(yīng)II的平衡移動(dòng)方向?yàn)檎�反�?yīng)方向。（3）CO(g)+3H2(g)H4(g)+H2O(g)△H<0。溫度低于T0時(shí)，隨著溫度升高，CH4的產(chǎn)率增大，其原因是：T0之前反應(yīng)未達(dá)到平衡，升高溫度，反應(yīng)速率加快，CH4的產(chǎn)率增大；（4）在堿性條件下，CO和H2失電子，被氧化，則燃料電池負(fù)極的電極反應(yīng)式為：CO+H2+6OH--4e-=CO32-+4H2O。