Question

【题目】甲醇（CH3OH）是重要的溶剂和替代燃料，工业上用CO和H2在一定条件下制备CH3OH的反应为CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） ΔH。

（1）在体积为1L的恒容密闭容器中，充入2molCO和4molH2，一定条件下发生上述反应，测得CO（g）和CH3OH（g）的浓度随时间变化如图所示。

①从反应开始到2 min，用氢气表示的平均反应速率v（H2）＝__________。

②下列说法正确的是______________（填字母序号）。

A．达到平衡时，H2的转化率为75%

B．5min后容器中压强不再改变

C．达到平衡后，再充入氩气，反应速率增大

D．2min前v（正）＞v（逆），2min后v（正）＜v（逆）

（2）某温度下，在一恒压容器中分别充入1．2molCO和1molH2，达到平衡时容器体积为2L，且含有0．4molCH3OH（g），则该反应平衡常数的值为_______，此时向容器中再通入0．35molCO气体，则此平衡将______________（填“向正反应方向”、“不”或“向逆反应方向”）移动。

（3）工业上另一种合成甲醇的方法是利用CO2和H2，己知：CH3OH、H2的燃烧热（ΔH）分别为－726．5kJ/mol、－285．8kJ/mol，则常温下CO2和H2反应生成CH3OH和H2O的热化学方程式是______________________。

（4）CH3OH（l）作为一种燃料还可用于燃料电池。在温度为650℃的熔融盐燃料电池中用甲醇、空气与CO2的混合气体作反应物，镍作电极，用Li2CO3和Na2CO3混合物作电解质。该电池的负极反应式为______________________。

Answer 1

【答案】 1.0 mol/（L·min） AB 50 逆反应方向 CO2（g）+3H2（g）＝CH3OH（l）+H2O（l） ΔH＝－130．9kJ/mol CH3OH－6e－＋3CO32－＝4CO2↑＋2H2O

【解析】（1）①根据反应速率之比是相应的化学计量数之比计算；

②结合图像曲线变化趋势以及反应的方程式、外界条件对反应速率的影响分析解答；

（2）根据平衡常数的计算公式计算，恒温恒压下，体积之比等于物质的量之比，据此计算加入0.35molCO时容器的体积，计算此时浓度商，与平衡常数相比判断反应进行方向；

（3）根据燃烧热的概念以及盖斯定律来计算化学反应的焓变，然后写出热化学方程式；

（4）原电池中负极发生失去电子的氧化反应，据此解答。

（1）①从反应开始到2 min，消耗CO是2.00mol/L－1.00mol/L＝1.00mol/L，则用CO表示的反应速率为1.00mol/L÷2min＝0.5 mol/（L·min）。根据反应速率之比是相应的化学计量数之比可知用氢气表示的平均反应速率v（H2）＝1.0 mol/（L·min）。

②A．达到平衡时消耗CO是1.5mol/L，根据方程式可知消耗氢气是3.0mol/L，所以H2的转化率为3/4×100%=75%，A正确；

B．5min后反应达到平衡状态，容器中压强不再改变，B正确；

C．达到平衡后，再充入氩气，反应物浓度不变，反应速率不变，C错误；

D．5min时反应达到平衡状态，则5min前v（正）＞v（逆），D错误。

答案选AB。

（2） CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）

起始：1.2mol 1mol 0

转化：0.4mol 0.8mol 0.4mol

平衡：0.8mol 0.2mol 0.4mol

所以：k=

此时向容器中再通入0.35molCO气体，假设平衡不移动时，此时容器体积为：2L×

(0.35+0.8+0.2+0.4)mol/(0.8+0.2+0.4)mol=2.5L，则浓度商Qc==54.3，大于平衡常数50，平衡向逆反应方向移动。

（3）CH3OH、H2的燃烧热（ΔH）分别为－726．5kJ/mol、－285．8kJ/mol，则

①H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJmol-1

②CH3OH（l）+3/2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-726.5kJmol-1

由盖斯定律可知3×①-②得CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l）△H=-130.9 kJmol-1。

（4）负极上CH3OH失电子结合碳酸根发生氧化反应生成二氧化碳和水，电极反应式为CH3OH－6e－＋3CO32－＝4CO2↑＋2H2O。