Question

圖1是煤化工產業鏈的一部分，試運用所學知識，解決下列問題：
I．已知該產業鏈中某反應的平衡表達式為：K=

C(H2)?C(CO)

C(H2O)

，它所對應反應的化學方程式為

C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）

．
II．二甲醚（CH₃OCH₃）在未來可能替代柴油和液化氣作為潔凈液體燃料使用，工業上以CO和H₂為原料生產CH₃OCH₃．工業制備二甲醚在催化反應室中（壓力2.0～10.0Mpa，溫度230～280℃）進行下列反應：
①CO（g）+2H₂（g）

高溫

CH₃OH（g）△H₁=-90.7kJ?mol^-1
②2CH₃OH（g）

高溫

CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₂=-23.5kJ?mol^-1
③CO（g）+H₂O（g）

高溫

CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41.2kJ?mol^-1
（1）催化反應室中總反應的熱化學方程式為

3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1

．830℃時反應③的K=1.0，則在催化反應室中反應③的K

＞

1.0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）在某溫度下，若反應①的起始濃度分別為：c（CO）=1mol/L，c（H₂）=2.4mol/L，5min后達到平衡，CO的轉化率為50%，則5min內CO的平均反應速率為

0.1mol/（L?min）

；若反應物的起始濃度分別為：c（CO）=4mol/L，c（H₂）=a mol/L；達到平衡后，c（CH₃OH）=2mol/L，a=

5.4

mol/L．
（3）為了尋找合適的反應溫度，研究者進行了一系列試驗，每次試驗保持原料氣組成、壓強、反應時間等因素不變，試驗結果如圖2，CO轉化率隨溫度變化的規律是

由圖表可知，溫度低于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而減小

，其原因是

在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉化率減小

．
（4）“二甲醚燃料電池”是一種綠色電源，其工作原理如圖3所示．寫出a電極上發生的電極反應式

CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺

．

Answer 1

分析：Ⅰ、化學平衡常數指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時，各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值．
Ⅱ、（1）根據蓋斯定律，已知熱化學方程式乘以適當的系數進行加減構造目標熱化學方程式，反應熱也乘以相應的系數，進行相應的加減．注意消除中間產物CH₃0H、H₂O．
催化反應室中溫度小于830℃，升高溫度反應③平衡向正反應移動，平衡常數增大．
（2）5min后達到平衡，CO的轉化率為50%，則△c（CO）=1mol/L×50%=0.5mol/L，根據v（CO）=

△c

△t

計算v（CO）．
計算該溫度下的平衡常數，根據平衡常數計算平衡時氫氣的濃度，根據甲醇的平衡濃度計算氫氣濃度的變化量，進而計算a的值．
（3）由圖可知溫度低于240℃，CO的轉化率隨溫度升高而增大；溫度高于240℃，CO的轉化率隨溫度升高而減小．
由圖表可知，在較低溫時，反應體系均未達到平衡，CO的轉化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉化率也增大；在較高溫時，反應體系均已達到平衡，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉化率減小．
（4）由圖可知，a極通入甲醚，a極是負極發生氧化反應，b極通入氧氣，b極為正極，發生還原反應，正極電解反應式為3O₂+12H⁺+12e^-=6H₂O，總的電極反應式為CH₃OCH₃+3O₂=2CO₂+3H₂O，總的電極反應式減去正極反應式可得負極電極反應式．

解答：解：Ⅰ、平衡表達式為：K=

C(H2)?C(CO)

C(H2O)

，生成物為CO、H₂，反應物含有H₂O，三者化學計量數分別為1、1、1，根據元素守恒，故另一反應物為固體C，反應中它所對應反應的化學方程式為C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）．催化反應室中溫度小于830℃，升高溫度反應③平衡向正反應移動，平衡常數增大．
故答案為：C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）；＞．
Ⅱ、（1）已知①CO（ g）+2H₂（g）?CH₃OH（ g）△H₁=-91KJ?mol^-1，
②2CH₃0H（g）?CH₃0CH₃（g）+H₂0（g）△H₂=-24KJ?mol^-1，
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41KJ?mol^-1，
根據蓋斯定律，①×2+②+③得3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1．
故答案為：3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247KJ?mol^-1．
（2）5min后達到平衡，CO的轉化率為50%，則△c（CO）=1mol/L×50%=0.5mol/L，所以v（CO）=

0.5mol/L

5min

=0.1mol/（L?min）；
該溫度到達平衡時，c（CO）=0.5mol/L，c（H₂）=2.4mol/L-2×0.5mol/L=1.4mol/L，c（CH₃OH）=0.5mol/L，所以該溫度下，平衡常數k=

0.5

0.5×1.42

=

25

49

，若反應物的起始濃度分別為：c（CO）=4mol/L，c（H₂）=a mol/L，達到平衡后，c（CH₃OH）=2mol/L，則平衡時c′（CO）=4mol/L-2mol/L=2mol/L，令平衡時氫氣的濃度為ymol/L，所以

2

2×y2

=

25

49

解得y=1.4，故a=2mol/L×2+1.4mol/L=5.4mol/L．
故答案為：0.1mol/（L?min）；5.4．
（3）由圖表可知，溫度低于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而減小．
在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉化率減小．
故答案為：溫度低于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而增大；溫度高于240℃時，CO的轉化率隨著溫度的升高而減小；
在較低溫時，各反應體系均未達到平衡，CO的轉化率主要受反應速率影響，隨著溫度的升高反應速率增大，CO的轉化率也增大；在較高溫時，各反應體系均已達到平衡，CO的轉化率主要受反應限度影響，隨著溫度的升高平衡向逆反應方向移動，CO的轉化率減小．
（4）由圖可知，a極通入甲醚，a極是負極發生氧化反應，b極通入氧氣，b極為正極，發生還原反應，正極電解反應式為3O₂+12H⁺+12e^-=6H₂O，總的電極反應式為CH₃OCH₃+3O₂=2CO₂+3H₂O，總的電極反應式減去正極反應式可得負極電極反應式，故負極電極反應式為CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺．
故答案為：CH₃OCH₃+3H₂O-12e^-=2CO₂+12H⁺．

點評：題目綜合性較大，涉及蓋斯定律、熱化學方程式書寫、化學反應速率、化學平衡計算、平衡常數、原電池等內容，難度中等，注意平衡常數的有關計算，成為近幾年高考的熱點，注意（4）中利用兩極電極反應式加合為總電極反應式書寫電極反應式．