Question

12．甲醇是重要的化工原料，又可作為燃料．工業(yè)上利用合成氣（主要成分為CO、CO₂和H₂）在催化劑的作用下合成甲醇，發(fā)生的主反應如下：
①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-99kJ/mol
②CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-58kJ/mol
③CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g）△H=+41kJ/mol
回答下列問題：
（1）已知反應①中相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如表：

化學鍵	H-H	C-O	C≡O	H-O	C-H
E/（KJ•mol-1）	436	343	1076	465	x

則x=413．
（2）反應①能夠自發(fā)進行的條件是較低溫度（填“較低溫度”、“較高溫度”或“任何溫度”）．
（3）恒溫，恒容密閉容器中，對于反應②，下列說法中能說明該反應達到化學平衡狀態(tài)的是BD．
A．混合氣體的密度不再變化
B．混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化
C．CO₂、H₂、CH₃OH、H₂O的物質(zhì)的量之比為1：3：1：1
D．甲醇的百分含量不再變化
（4）對于反應②，不同溫度對CO₂的轉(zhuǎn)化率及催化劑的效率影響如圖所示，下列有關說法
不正確的是ABD．
A．不同條件下反應，N點的速率最大
B．溫度低于250℃時，隨溫度升高甲醇的產(chǎn)率增大
C．M點時平衡常數(shù)比N點時平衡常數(shù)大
D．實際反應應盡可能在較低的溫度下進行，以提高CO₂的轉(zhuǎn)化率
（5）若在1L密閉容器中充入體積比為 3：1的 H₂ 和CO₂發(fā)生反應②，則圖中M點時，產(chǎn)物甲醇的體積分數(shù)為16.7%；若要進一步提高甲醇的體積分數(shù)，可采取的措施有增大壓強（答一種措施）．
（6）甲醇在催化劑條件下可以直接氧化成甲酸．常溫下用0.1000mol•L^-1NaOH滴定  20.00mL 0.1000mol•L^-1的甲酸．當溶液中c（HCOOH）=c（HCOO^-）時，測得PH=4．
①PH=4時，該溶液中離子濃度由小到大的順序為c（OH^-）＜c（H⁺）＜c（Na⁺）＜c（HCOO^-）；
②PH=7時，c（HCOOH）+c（HCOO^-）＞0.050mol•L^-1（填“＞”、“＜”或“=”）

Answer 1

分析 （1）據(jù)反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能，進行分析計算；
（2）依據(jù)平衡常數(shù)隨溫度變化分析溫度對平衡移動的影響，反應自發(fā)進行的判斷依據(jù)是△H-T△S＜0，據(jù)此判斷；
（3）根據(jù)化學平衡狀態(tài)的特征解答，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等（同種物質(zhì)）或正逆速率之比等于化學計量數(shù)之比（不同物質(zhì)），各物質(zhì)的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化；
（4）A．溫度升高化學反應速率加快，催化劑的催化效率降低；
B．該反應是放熱反應，升溫平衡逆向移動；
C．反應是放熱反應，溫度升高平衡逆向進行；
D．溫度越低催化劑活性越小，反應速率越慢；
（5）圖中M點時二氧化碳的轉(zhuǎn)化率50%，結合化學平衡三行計算列式得到，反應是氣體體積減小的反應增大壓強平衡正向進行；
（6）①HCOOH+NaOH=HCOONa+H₂O，PH=4即溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），若HCOOH和NaOH的物質(zhì)的量1：1混合時，最終生成的HCOONa，呈堿性即PH＞7，故所加HCOOH的量大于NaOH，因為c（HCOOH）=c（HCOO^-），即c（HCOO^-）＞c（NaOH）=C（Na⁺），根據(jù)電荷守恒c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），故溶液中離子濃度由小到大的順序為c（OH^-）＜c（H⁺）＜c（Na⁺）＜c（HCOO^-）；
②HCOOH+NaOH=HCOONa+H₂O，若HCOOH和NaOH的物質(zhì)的量1：1混合時，即c（HCOOH）=$\frac{0.1mol/L}{2}$=0.05mol/L，最終生成的HCOONa呈堿性即PH＞7，此時PH=7，故所加HCOOH的量大于NaOH，即滴加NaOH體積小于20ml，故c（HCOOH）＞0.05mol/L，根據(jù)物料守恒c（HCOOH）+c（HCOO^-）＞0.05mol/L，據(jù)此進行分析．

解答 解：（1）反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能，故△H₁=1076kJ•mol^-1+2×436kJ•mol^-1-（3×x+343+465）kJ•mol^-1=-99kJ•mol^-1，解得x=413kJ•mol^-1，
故答案為：413；
（2）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-99kJ/mol，即△H＜0，反應前后氣體體積減小，熵變△S＜0，滿足△H-T△S＜0，應在低溫下能自發(fā)進行，
故答案為：較低溫度；
（3）A．混合氣體的密度一直不變，故錯誤；
B．混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不變，說明總物質(zhì)的量不變，達平衡狀態(tài)，故正確；
C．容器中CO₂、H₂、CH₃OH、H₂O的物質(zhì)的量之比為1：3：1：1，無法判斷各組分的濃度是否還發(fā)生變化，則無法判斷是否達到平衡狀態(tài)，故錯誤；
D．甲醇的百分含量不再變化，即濃度不再發(fā)生變化，達平衡狀態(tài)，故正確；
故答案為：BD；
（4）A．化學反應速率隨溫度的升高而加快，催化劑的催化效率降低，所以v（M）有可能小于v（N），故A錯誤；
B．溫度低于250℃時，隨溫度升高平衡逆向進行甲醇的產(chǎn)率減小，故B錯誤；
C．升高溫度二氧化碳的平衡轉(zhuǎn)化率減低，則升溫平衡逆向移動，所以M化學平衡常數(shù)大于N，故C正確；
D．為提高CO₂的轉(zhuǎn)化率，平衡正向進行，反應是放熱反應，低的溫度下進行反應，平衡正向進行，但催化劑的活性、反應速率減小，故D錯誤；
故答案為：ABD；
（5）若在密閉容器中充入體積比為 3：1的 H₂ 和CO₂，設為3mol、1mol，則圖中M點時二氧化碳轉(zhuǎn)化率50%，
                   CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
起始量（mol）  1             3                 0               0
變化量（mol） 0.5         1.5               0.5            0.5
平衡量（mol） 0.5         1.5               0.5            0.5
產(chǎn)物甲醇的體積分數(shù)=$\frac{0.5}{1.5+0.5+0.5+0.5}$×100%=16.7%，
反應前后氣體體積減小，若要進一步提高乙烯的體積分數(shù)，可采取的措施有增大壓強平衡正向進行，
故答案為：16.7%；增大壓強；
（6）①HCOOH+NaOH=HCOONa+H₂O，PH=4即溶液中c（H⁺）＞c（OH^-），若HCOOH和NaOH的物質(zhì)的量1：1混合時，最終生成的HCOONa，呈堿性即PH＞7，故所加HCOOH的量大于NaOH，因為c（HCOOH）=c（HCOO^-），即c（HCOO^-）＞c（NaOH）=C（Na⁺），根據(jù)電荷守恒c（HCOO^-）+c（OH^-）=c（H⁺）+c（Na⁺），故溶液中離子濃度由小到大的順序為c（OH^-）＜c（H⁺）＜c（Na⁺）＜c（HCOO^-），
故答案為：c（OH^-）＜c（H⁺）＜c（Na⁺）＜c（HCOO^-）；
②HCOOH+NaOH=HCOONa+H₂O，若HCOOH和NaOH的物質(zhì)的量1：1混合時，即c（HCOOH）=$\frac{0.1mol/L}{2}$=0.05mol/L，最終生成的HCOONa呈堿性即PH＞7，此時PH=7，故所加HCOOH的量大于NaOH，即滴加NaOH體積小于20ml，故c（HCOOH）＞0.05mol/L，根據(jù)物料守恒c（HCOOH）+c（HCOO^-）＞0.05mol/L，
故答案為：＞．

點評 本題考查蓋斯定律、化學平衡計算等知識點，側(cè)重考查學生圖象分析、計算能力，明確化學反應原理、電解原理是解本題關鍵，難點是電極反應式的書寫，題目難度不大．