Question

【題目】十九大報告提出要對環(huán)境問題進行全面、系統(tǒng)的可持續(xù)治理。綠色能源是實施可持續(xù)發(fā)展 的重要途徑，利用生物乙醇來制取綠色能源氫氣的部分反應過程如圖所示：

（1）已知：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) △H1= - 41 kJ/mol

CH3CH2OH(g)+3H2O(g) 2CO2(g)+6H2(g) △H2=+174.1 kJ/mol

請寫出反應 I 的熱化學方程式____________。

（2）反應 II，在進氣比[n(CO) : n(H2O)]不同時，測得相應的 CO 平衡轉化率見圖（各點對應的反應溫度可能相同，也可能不同；各點對應的其他反應條件都相同）。

①經分析，A、E 和 G 三點對應的反應溫度相同，其原因是 KA=KE=KG=____________（填數(shù)值）。在該溫度下：要提高 CO平衡轉化率，除了改變進氣比之外，還可采取的措施是____________。

② 對比分析 B、E、F 三點，可得出對應的進氣比和反應溫度的變化趨勢之間的關系是____________。

③ 比較 A、B 兩點對應的反應速率大�。�VA____________VB（填“<” “=”或“>”）。已知反應速率 v=v 正v 逆= k正X（CO）X（H2O）－k逆X（CO2）X（H2），k 正、k 逆分別為正、逆向反應速率常數(shù)，X為物質的量分數(shù)計算在達到平衡狀態(tài)為D點的反應過程中，當CO轉化率剛好達到20%時，=_____________（計算結果保留1位小數(shù)）。

（3）反應 III 利用碳酸鉀溶液吸收 CO2 得到飽和 KHCO3 電解液，電解活化的 CO2 來制備乙醇。

①已知碳酸的電離常數(shù) Ka1=10-a mol·L1，Ka2=10-b mol·L1，吸收足量 CO2 所得飽和 KHCO3 溶液的 pH=c，則該溶液中lg=________________

②在飽和 KHCO3 電解液中電解 CO2 來制備乙醇的原理如圖所示。則陰極的電極反應式是__________________________。

Answer 1

【答案】CH3CH2OH(g)+H2O(g)4H2(g)+2CO(g) △H= +256.1 kJ/mol 1 及時移去產物 進氣比越大，反應溫度越低或進氣比越小，反應溫度越高 < 36.0 c-a 14CO2+12e-+9H2O=CH3CH2OH+12HCO3－

【解析】

(1)根據(jù)蓋斯定律解答；

(2)①CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)中，平衡常數(shù)K=，根據(jù)進氣比[n(CO) : n(H2O)]和CO轉化率列出“三段式”，計算平衡常數(shù)；

②對比分析 B、E、F 三點，當CO的轉化率相同時，溫度由低到高對應的進氣比為0.5、1、1.5，進氣比越高達到相同轉化率所需的溫度越低；

③A和B兩點進氣比相等，但A點CO的平衡轉化率比B點的大，反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H1= - 41 kJ/mol是放熱反應，溫度越高，CO平衡轉化率越低，故A的溫度小于B的溫度；D點達到平衡時，v 正=v 逆，即k正X（CO）X（H2O）=k逆X（CO2）X（H2），D點CO的平衡轉換率為60%，進氣比為1，設投入CO1mol，H2O1mol，列出“三段式”先計算，再計算CO平衡轉化率為20%時，的值；

(3)①根據(jù)==計算；

②陰極上CO2得到電子生成CH3CH2OH和碳酸氫根。

(1)反應a.CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) △H1= - 41 kJ/mol ；b.CH3CH2OH(g)+3H2O(g) 2CO2(g)+6H2(g) △H2=+174.1 kJ/mol；b-2a可得反應 I 的熱化學方程式為：CH3CH2OH(g)+H2O(g) 4H2(g)+2CO(g) △H= +256.1 kJ/mol；

(2)①CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)中，平衡常數(shù)K=，根據(jù)進氣比[n(CO) : n(H2O)]和CO轉化率列出“三段式”：

E點平衡常數(shù)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始量 1 1 0 0

變化量 0.5 0.5 0.5 0.5

平衡量 0.5 0.5 0.5 0.5

K=1

A點平衡常數(shù)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始量 1 2 0 0

變化 23 23 23 23

平衡 13 13 13 13

此時K=1

G點平衡常數(shù)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始量 3 2 0 0

變化量 1.2 1.2 1.2 1.2

平衡量 1.8 0.8 1. 2 1.2

K==1，

故A、E和G三點對應的反應溫度相同，其原因是A、E和G三點對應的化學平衡常數(shù)相同，都等于1；在該溫度下：要提高CO平衡轉化率，除了改變進氣比之外，還可采取的措施是：及時移去產物；

②對比分析 B、E、F 三點，當CO的轉化率相同時，溫度由低到高對應的進氣比為0.5、1、1.5，進氣比越高達到相同轉化率所需的溫度越低，故進氣比和反應溫度的變化趨勢之間的關系是：進氣比越大，反應溫度越低或進氣比越小，反應溫度越高；

③A和B兩點進氣比相等，但A點CO的平衡轉化率比B點的大，反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H1= - 41 kJ/mol是放熱反應，溫度越高，CO平衡轉化率越低，故A的溫度小于B的溫度，溫度越高反應速率越快，故VA<VB；D點達到平衡時，v 正=v 逆，即k正X（CO）X（H2O）=k逆X（CO2）X（H2），D點CO的平衡轉換率為60%，進氣比為1，設投入CO1mol，H2O1mol，列出“三段式”：

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始量（mol） 1 1 0 0

變化量（mol） 0.6 0.6 0.6 0.6

平衡量（mol） 0.4 0.4 0.6 0.6

X（CO）==20%，X（H2O）==20%，X（CO2）==30%，X（H2）==30%，

代入k正X（CO）X（H2O）=k逆X（CO2）X（H2）得，==；

在D點CO的平衡轉化率為20%時，列“三段式”

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

起始量（mol） 1 1 0 0

變化量（mol） 0.2 0.2 0.2 0.2

平衡量（mol） 0.8 0.8 0.2 0.2

X（CO）==40%，X（H2O）==40%，X（CO2）==10%，X（H2）==10%，===36.0；

(3)①==，pH=c，則=10-cmol/L，Ka1=10-a mol·L1，=c-a；

②陰極上CO2得到電子生成CH3CH2OH和碳酸氫根，電極方程式為：14CO2+12e-+9H2O=CH3CH2OH+12HCO3－。