Question

【題目】由碳的氧化物直接合成乙醇燃料已進入大規(guī)模生產(chǎn)．
（1）如采取以CO和H2為原料合成乙醇，化學反應方程式：2CO（g）+4H2（g）CH3CH2OH（g）+H2O（g）△H；若密閉容器中充有10molCO與20molH2 ， 在催化劑作用下反應生成乙醇，CO的轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖1所示．
已知：2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H1=﹣566kJmol﹣1
2H2（g）+O2（g）═2H2O（l）△H2=﹣572kJmol﹣1
CH3CH2OH（g）+3O2（g）═2CO2（g）+3H2O（g）△H3=﹣1366kJmol﹣1
H2O（g）═H2O（l）△H4=﹣44kJmol﹣1
①△H=kJmol﹣1
②若A、C兩點都表示達到的平衡狀態(tài)，則從反應開始到達平衡狀態(tài)所需的時間tAtC（填“＞”、“＜”或“﹦”）．
③若A、B兩點表示在某時刻達到的平衡狀態(tài)，此時在A點時容器的體積為10L，則該溫度下的平衡常數(shù)：K=；
④熔融碳酸鹽燃料電池（MCFS），是用煤氣（CO+H2）格負極燃氣，空氣與CO2的混合氣為正極助燃氣，用一定比例Li2CO3和Na2CO3低熔混合物為電解質，以金屬鎳（燃料極）為催化劑制成的．負極上CO反應的電極反應式為 ．
（2）工業(yè)上還可以采取以CO2和H2為原料合成乙醇，并且更被化學工作者推崇，但是在相同條件下，由CO制取CH3CH2OH的平衡常數(shù)遠遠大于由CO2制取CH3CH2OH 的平衡常數(shù)．請推測化學工作者認可由CO2制取CH3CH2OH的優(yōu)點主要是： ．
（3）目前工業(yè)上也可以用CO2來生產(chǎn)甲醇．一定條件下發(fā)生反應CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）．若將6molCO2和8molH2充入2L的密閉容器中，測得H2的物質的量隨時間變化的曲線如圖2所示（實線）．
①請在圖中繪出甲醇的物質的量隨時間變化曲線．
②僅改變某一實驗條件再進行兩次實驗，測得H2的物質的量隨時間變化如圖中虛線所示，曲線I對應的實驗條件改變是 ， 曲線Ⅱ對應的實驗條件改變是 ．
（4）將標準狀況下4.48L CO2通入1L 0.3molL﹣1NaOH溶液中完全反應，所得溶液中微粒濃度關系正確的是 A．c（Na+）=c（HCO3﹣）+c（CO32﹣）+c（H2CO3）
B．c（OH﹣）+c（CO32﹣）=c（H2CO3）+c（H+）
C．c（Na+）+c（H+）=c（HCO3﹣）+2c（CO32﹣）+c（OH﹣）
D．2c（Na+）=3c（HCO3﹣）+3c（CO32﹣）+3c（H2CO3）

Answer 1

【答案】
（1）﹣300；＞；0.25L4?mol﹣4；CO﹣2e﹣+CO32﹣═2CO2
（2）原料易得、原料無污染、可以減輕溫室效應
（3）；升高溫度；增大壓強
（4）C、D
【解析】解：（1）①已知：2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H1=﹣566kJmol﹣12H2（g）+O2（g）═2H2O（l）△H2=﹣572kJmol﹣1
CH3CH2OH（g）+3O2（g）═2CO2（g）+3H2O（g）△H3=﹣1366kJmol﹣1
H2O（g）═H2O（l）△H4=﹣44kJmol﹣1
由蓋斯定律△H=△H1+△H2×2﹣△H3﹣4△H=﹣300kJmol﹣1；
所以答案是：﹣300；②A的溫度小于C點，溫度越高，反應速率越大，則反應到達平衡的時間越短，所以tA大于tC；
所以答案是：＞；
③

	2CO（g）+	4H2（g）		CH3CH2OH（g）+	H2O（g）
起始濃度（mol/L）	1	2		0	0
轉化濃度（mol/L）	0.5	1.0		0.25	0.25
平衡濃度（mol/L）	0.5	1.0		0.25	0.25

根據(jù)化學平衡常數(shù)是在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值可知，該溫度下反應的平衡常數(shù)k= =0.25L4mol﹣4；
所以答案是：0.25L4mol﹣4
④CO在負極上發(fā)生氧化反應生成CO2 ， 電極反應式為：CO﹣2e﹣+CO32﹣═2CO2；
所以答案是：CO﹣2e﹣+CO32﹣═2CO2（2）二氧化碳的含量較大且易獲取，二氧化碳減少能減輕溫室效應等；
所以答案是：原料易得、原料無污染、可以減輕溫室效應等；（3）①根據(jù)圖像可知平衡時氫氣的物質的量是2mol，消耗氫氣的物質的量是8mol﹣2mol=6mol，平衡時生成甲醇的物質的量是 ×6mol=2mol，因此圖像可表示為

所以答案是： ②根據(jù)圖像知，I反應到達平衡的時間縮短，說明反應速率增大，但氫氣的轉化率減小，平衡向逆反應方向移動，則改變的條件是升高溫度；II反應到達平衡的時間縮短，說明反應速率增大，且氫氣的轉化率增大，說明改變條件促進平衡向正反應方向移動，則改變的條件是增大壓強；
所以答案是：升高溫度，增大壓強；（4）該溶液是0.2mol二氧化碳與0.3mol的氫氧化鈉反應，發(fā)生的反應為CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O，二氧化碳剩余，氫氧化鈉充分反應生成0.15mol的碳酸鈉，剩余的0.05mol二氧化碳與碳酸鈉反應：Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3 ， 則Na2CO3剩余0.1mol，生成NaHCO30.1mol，即混合溶液為等量的碳酸鈉與碳酸氫鈉：
A、根據(jù)電荷守恒可知：C（Na+）+C（H+）=2C（CO32﹣）+C（HCO3﹣）+C（OH﹣），而C（H+）≤C（CO32﹣），故A錯誤；
B、根據(jù)電荷守恒可知：C（Na+）+C（H+）=2C（CO32﹣）+C（HCO3﹣）+C（OH﹣），故B錯誤；
C、根據(jù)電荷守恒可知：C（Na+）+C（H+）=2C（CO32﹣）+C（HCO3﹣）+C（OH﹣），故C正確；
D、電荷守恒可知：C（Na+）+C（H+）=2C（CO32﹣）+C（HCO3﹣）+C（OH﹣）…①，物料守恒可知：2C（Na+）=3[C（HCO3﹣）+C（CO32﹣）+C（H2CO3）…②，將①代入②得：C（CO32﹣）+2C（OH﹣）=3C（H2CO3）+C（HCO3﹣）+2C（H+），故D正確；
所以答案是：CD．
【考點精析】本題主要考查了化學平衡狀態(tài)本質及特征和化學平衡的計算的相關知識點，需要掌握化學平衡狀態(tài)的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應仍在進行；“定”即反應混合物中各組分百分含量不變；“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡；與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）；反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%；產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質的量×100%才能正確解答此題．