Question

11．甲烷、甲醇、CO、H₂、CO₂均是重要的化工原料．
（1）將天然氣、CO₂、H₂O按適當比例混合后發(fā)生反應，只得到一種產物甲醇，該反應的化學方程式為CO₂+2H₂O+3CH₄=4CH₃OH
（2）已知：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△∥=-242kJ•mol^-1
     ②CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△∥=-802kJ•mol^-1
     ③CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）△∥=+206kJ•mol^-1
      則CO的燃燒熱△H為-282KJ/mol
（3）在一定溫度下，將2mol的CH₄和2mol的H₂O（g）充入2L恒溫密閉容器中，發(fā)生反應：CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g），反應過程中容器內CO的濃度隨時間變化如圖所示：
①反應從開始到恰好達到第一次平衡時v（H₂）=0.075mol/（L•min）該溫度下的平衡常數(shù)K=6.75
②26s時改變的條件可能是增大了反應物的濃度下列能表示該反應達到平衡狀態(tài)的標志是d（填序號）．
a．消耗CH₄、H₂的速率比為3：1        
b．v（CO）_生成=v（CH₄）_消耗
c．混合氣體的密度不變              
d．混合氣體的平均相對分子質量不變
（4）利用電解的原理可將CO₂轉化為CH₄（電解質溶液為KOH溶液），則陰極上的電極反應式為CO₂+8e^-+6H₂O=8OH^-+CH₄，電解總反應為CO₂+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$CH₄+2O₂．

Answer 1

分析 （1）將天然氣、CO₂、H₂O按適當比例混合后發(fā)生反應，只得到一種產物甲醇，結合原則守恒配平書寫化學方程式；
（2）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式，燃燒熱是1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物放出的熱量；
（3）①圖象分析可知第一次平衡時c（CO）=0.50mol/L，結合化學平衡三段式列式計算
               CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）
起始量（mol/L） 1        1        0       0
變化量（mol/L） 0.5     0.5      0.5     1.5
平衡量（mol/L） 0.5     0.5      0.5     1.5
依據(jù)反應速率v=$\frac{△c}{△t}$計算得到，平衡常數(shù)K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$；
②圖象可知，26s時一氧化碳的濃度一直增大到第二次平衡，說明平衡正向進行，所以改變的條件可能增大了反應物的濃度；平衡標志是正逆反應速率相同，各組分含量保持不變，分析選項中變量不變分析判斷；
（4）利用電解的原理可將CO₂轉化為CH₄（電解質溶液為KOH溶液），則陰極上是二氧化碳得到電子發(fā)生還原反應生成甲烷，據(jù)此書寫電極反應式，電池反應是通電條件下二氧化碳和水反應生成甲烷和氧氣．

解答 解：（1）將天然氣、CO₂、H₂O按適當比例混合后發(fā)生反應，只得到一種產物甲醇，結合原則守恒配平書寫化學方程式為：CO₂+2H₂O+3CH₄=4CH₃OH；
故答案為：CO₂+2H₂O+3CH₄=4CH₃OH；
（2）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H=-242kJ•mol^-1
 ②CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-802kJ•mol^-1
 ③CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）△H=+206kJ•mol^-1
依據(jù)蓋斯定律②-③-①×3得到CO的燃燒熱的熱化學方程式為：CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H=-282KJ/mol
△H為282KJ/mol
故答案為：-282KJ/mol；
（3）①圖象分析可知第一次平衡時c（CO）=0.50mol/L，
               CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）
起始量（mol/L） 1        1        0       0
變化量（mol/L） 0.5     0.5      0.5     1.5
平衡量（mol/L） 0.5     0.5      0.5     1.5
依據(jù)反應速率概念計算v（H₂）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{1.5mol/L}{20min}$=0.075mol/（L•min），
平衡常數(shù)K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$=$\frac{0.5×1．{5}^{3}}{0.5×0.5}$=6.75；
故答案為：0.075mol/（L•min）；6.75；
②圖象可知，26s時一氧化碳的濃度一直增大到第二次平衡，說明平衡正向進行，所以改變的條件可能增大了反應物的濃度；平衡標志是正逆反應速率相同，各組分含量保持不變，
a．消耗CH₄、H₂的速率比為1：3時，說明正逆反應速率相同，故a錯誤；   
b．v（CO）_生成=v（CH₄）_消耗，只能說明反應正向進行，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故b錯誤；
c．反應前后氣體質量不變，容器體積不變，過程中混合氣體的密度始終不變，密度不變不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故c錯誤；             
d．反應前后氣體物質的量變化，氣體質量不變，混合氣體的平均相對分子質量不變說明反應達到平衡狀態(tài)，故d正確；
故答案為：d；
（4）利用電解的原理可將CO₂轉化為CH₄（電解質溶液為KOH溶液），則陰極上是二氧化碳得到電子發(fā)生還原反應生成甲烷，據(jù)此書寫電極反應式為：CO₂+8e^-+6H₂O=8OH^-+CH₄，陽極上是溶液中氫氧根離子失電子生成氧氣，電池反應是通電條件下二氧化碳和水反應生成甲烷和氧氣，反應的化學方程式為：CO₂+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$CH₄+2O₂；
故答案為：CO₂+8e^-+6H₂O=8OH^-+CH₄；CO₂+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$CH₄+2O₂．

點評 本題考查了熱化學方程式書寫，化學平衡的計算應用，反應速率、平衡常數(shù)、轉化率等概念的計算分析，影響反應速率和平衡的因素判斷，電解原理的理解應用，掌握平衡移動原理和化學基礎是解題關鍵，題目難度中等．