Question

Ⅰ：工業(yè)上用CO₂和H₂在一定條件發(fā)生如下反應(yīng)合成甲醇并放出大量的熱：CO₂(g)+3H₂(g)CH₃OH(g)+H₂O(g) ΔH₁   回答下列問題。
（1）已知：2H₂(g)+O₂(g)=2H₂O(g)   ΔH₂
則反應(yīng)2CH₃OH(g)+3O₂(g)=2CO₂(g)+4H₂O(g)  ΔH=           （用含ΔH₁、ΔH₂表示）
（2）若反應(yīng)溫度升高，CO₂的轉(zhuǎn)化率       (填“增大”“減小”或“不變”）。
（3）寫出在酸性環(huán)境中，甲醇燃料電池中的正極反應(yīng)方程式                             
Ⅱ：生產(chǎn)甲醇的原料H₂可用如下方法制得：CH₄(g) + H₂O(g)  CO(g) + 3H₂(g)，一定溫度下，將2 mol CH₄和4 mol H₂O通入容積為10L的密閉反應(yīng)室中，反應(yīng)中CO的物質(zhì)的量濃度的變化情況如圖所示，請回答下列問題：

（4）反應(yīng)進行到4分鐘到達平衡。請計算從反應(yīng)開始到剛剛平衡，平均反應(yīng)速率v(H₂)為               ；并求此反應(yīng)在此溫度下的平衡常數(shù)（在答題卡對應(yīng)的方框內(nèi)寫出計算過程）。
（5）在第5分鐘時將容器的體積瞬間縮小一半后，若在第8分鐘時達到新的平衡（此時CO的濃度約為0.25 mol·L^—1 ），請在圖中畫出第5分鐘后H₂濃度的變化曲線。

Answer 1

19（除指定外，其余每空2分，共15分）
Ⅰ（1） 3ΔH₂-2ΔH₁      （2）減小  （3）O₂ + 4e- + 4H⁺ = 2H₂O
Ⅱ（4）0.075 mol·L^-1·min^-1
（此空4分） CH₄(g) + H₂O(g)  CO(g) + 3H₂(g)
起始（mol·L^-1）  0.2      0.4
變化（mol·L^-1）  0.1      0.1         0.1      0.3
平衡（mol·L^-1）  0.1      0.3         0.1      0.3

（5）

（3分，起點標(biāo)對得1分，拐點、平臺標(biāo)對得1分、走勢對得1分。5分鐘時不畫垂直連接線不扣分）

解析試題分析：（1）根據(jù)已知的兩個方程式和所求方程式可知，所求方程式可由3×②-2×①所得，所以ΔH=3ΔH₂-2ΔH₁
（2）因為反應(yīng)CO₂(g)+3H₂(g)CH₃OH(g)+H₂O(g)是一個放熱反應(yīng)，所以根據(jù)平衡移動原理，溫度升高，平衡左移，所以CO₂ 的轉(zhuǎn)化率減小。
（3）電池的總反應(yīng)方程式已經(jīng)給出，根據(jù)總反應(yīng)式2CH₃OH(g)+3O₂(g)=2CO₂(g)+4H₂O(g)，O₂ 做氧化劑化合價降低，所以正極發(fā)生的是3個O₂ 得12個e-。由于是酸性介質(zhì)，所以不能有OH^- 參與反應(yīng)，所以參與的是H⁺ ，同時生成水，所以反應(yīng)式為3O₂ + 12e- + 12H⁺ = 6H₂O，化簡后為O₂ + 4e- + 4H⁺ = 2H₂O。
（4）圖像中的縱坐標(biāo)是CO的濃度，所以要求氫氣的平均反應(yīng)速率需要根據(jù)方程式進行變形，所以v(H₂)=" 3v(CO)=3ΔC/Δt=0.3" mol·L^-1/4 min ="0.075" mol·L^-1·min^-1 。
平衡常數(shù)的計算過程為：
CH₄(g) + H₂O(g)  CO(g) + 3H₂(g)
起始（mol·L^-1）  0.2      0.4
變化（mol·L^-1）  0.1      0.1         0.1      0.3
平衡（mol·L^-1）  0.1      0.3         0.1      0.3

（5）體積縮小一半后，壓強增大且各組分的濃度瞬間增大1倍，所以圖像的起點由0.1 mol·L^—1瞬間增大到0.2 mol·L^—1；又壓強增大平衡往系數(shù)減小的一邊移動，所以CO的濃度增大到約為0.25 mol·L^—1 為終點。
考點：主要考查考生化學(xué)平衡中的計算、平衡移動原理、還要求化學(xué)方程式中的焓變的計算以及燃料電池電極反應(yīng)式的書寫。