Question

9．CO₂和H₂可用于合成甲醇和甲醚．
（1）已知①CH₃OH（l）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-725.5kJ•mol^-1
②H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H=-241.8kJ•mol^-1
③H₂O（g）═H₂O（l）△H=-44kJ•mol^-1
則工業(yè)上以CO₂（g）、H₂（g）為原料合成CH₃OH（l），同時生成H₂O（l）的熱化學方程式為CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-131.9kJ•mol^-1．
（2）將CO₂轉化為甲醚的反應原理為2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+3H₂O（l）
已知在投料比n（CO₂）：n（H₂）=1：3的條件下，不同溫度、不同壓強時，CO₂的轉化率見表：

溫度 轉化率 壓強	500K	600K
P	60%	b
1.5P	a	55%

①下列關于上述可逆反應的說法正確的是AD
A．在恒溫、恒容的密閉容器中，當反應混合氣體的密度保持不變時反應達平衡狀態(tài)
B．當v_正（CO₂）=3v_逆（H₂），反應達平衡狀態(tài)
C．當n（CO₂）：n（H₂）=1：3時，反應達平衡狀態(tài)
D．a(chǎn)＞60%
②上述反應的化學平衡常數(shù)的表達式為K=$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）．{c}^{6}（{H}_{2}）}$．
③該反應的△H＜0，原因是由表中數(shù)據(jù)可判斷b＜55%，可得溫度升高，反應物轉化率降低，所以正反應放熱．
④在壓強為P、溫度為500K、投料比n（CO₂）：n（H₂）=1：3的條件下，反應達平衡狀態(tài)時H₂的轉化率為60%，混合氣體中CO₂的體積分數(shù)為$\frac{4}{19}$．
（3）以甲醇、空氣、KOH溶液為原料可設計成燃料電池：放電時，負極的電極反應式為CH₃OH-8e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O．

Answer 1

分析 （1）3×（②+③）-①，整理可得：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）焓變進行相應的改變；（2）①A．反應前后改變的物理量不變時，可逆反應達到平衡狀態(tài)；
B．當不同物質的反應速率方向相反且其速率之比等于計量數(shù)之比時，可逆反應達到平衡狀態(tài)；
C．反應體系中各物質的物質的量不變時，可逆反應達到平衡狀態(tài)；
D．該反應的正反應是一個反應前后氣體體積減小的放熱反應，降低溫度、增大壓強平衡正向移動；
②化學平衡常數(shù)是可逆反應達到平衡狀態(tài)時各種生成物濃度冪之積與各種反應物濃度冪之積的比；
③恒容恒壓條件下，升高溫度平衡向吸熱方向移動；
④在壓強為P、溫度為500K、投料比n（CO₂）：n（H₂）=1：3的條件下，反應消耗的二者的物質的量的比是1：3，所以反應達平衡狀態(tài)時H₂的轉化率為與CO₂相同；
假設反應開始時加入CO₂的物質的量是2mol，根據(jù)方程式2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+3H₂O（l）可知：每有2molCO₂發(fā)生反應，會消耗H₂6mol，產(chǎn)生1mol CH₃OCH₃（g），現(xiàn)在CO₂反應消耗的物質的量是△n（CO₂）=1mol×0.6=0.6mol，消耗H₂的物質的量是△n（H₂）=3mol×0.6=1.8mol，產(chǎn)生CH₃OCH₃（g）的物質的量是：△n（CH₃OCH₃）=$\frac{1}{2}$△n（CO₂）=0.3mol，平衡時混合氣體中CO₂的物質的量是n（CO₂）=0.4mol，n（H₂）=1.2mol；
（3）以甲醇、空氣、KOH溶液為原料可設計成燃料電池，通入甲醇的電極為負極，放電時，負極上甲醇失電子和氫氧根離子反應生成碳酸根離子和水．

解答 解：（1）3×（②+③）-①，整理可得：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-131.9 kJ•mol^-1；
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-131.9 kJ•mol^-1；
（2）①A．在恒溫、恒容的密閉容器中，反應前后氣體減小、容器體積不變，所以密度減小，當容器內氣體密度不變時，正逆反應速率相等，該反應達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B．當3v_正（CO₂）=v_逆（H₂）時該反應達到平衡狀態(tài)，所以當v_正（CO₂）=v_逆（H₂）時該反應沒有達到平衡狀態(tài)，故B錯誤；
C．當n（CO₂）：n（H₂）=1：3時，該反應可能達到平衡狀態(tài)也可能沒有達到平衡狀態(tài)，與反應物物質的量及轉化率有關，故C錯誤；
D．由于該反應的正反應是氣體體積減小的反應，所以在壓強不變時，增大壓強，平衡向正反應方向移動，所以物質的轉化率a＞60%，故D正確；
故選AD；
②化學平衡常數(shù)是可逆反應達到平衡狀態(tài)時各種生成物濃度冪之積與各種反應物濃度冪之積的比．該反應的化學平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）．{c}^{6}（{H}_{2}）}$，
故答案為：K=$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）}{{c}^{2}（C{O}_{2}）．{c}^{6}（{H}_{2}）}$；
③在壓強都是1.5 P時，在溫度為500 K時，轉化率a＞60%，在600K時轉化率是55%，說明升高溫度，平衡逆向移動，逆反應方向為吸熱反應，所以該反應的正反應為放熱反應，所以△H＜0，
故答案為：＜；由表中數(shù)據(jù)可判斷b＜55%，可得溫度升高，反應物轉化率降低，所以正反應放熱；
④在壓強為P、溫度為500K、投料比n（CO₂）：n（H₂）=1：3的條件下，反應消耗的二者的物質的量的比是1：3，所以反應達平衡狀態(tài)時H₂的轉化率為與CO₂相同，為60%；
假設反應開始時加入CO₂的物質的量是2mol，根據(jù)方程式2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+3H₂O（l）可知：每有2molCO₂發(fā)生反應，會消耗H₂6mol，產(chǎn)生1mol CH₃OCH₃（g），現(xiàn)在CO₂反應消耗的物質的量是△n（CO₂）=1mol×0.6=0.6mol，消耗H₂的物質的量是△n（H₂）=3mol×0.6=1.8mol，產(chǎn)生CH₃OCH₃（g）的物質的量是：△n（CH₃OCH₃）=$\frac{1}{2}$△n（CO₂）=0.3mol，平衡時混合氣體中CO₂的物質的量是n（CO₂）=0.4mol，n（H₂）=1.2mol，所以CO₂體積分數(shù)為[0.4mol÷（0.4mol+1.2mol+0.3mol）]=$\frac{4}{19}$，
故答案為：60%；$\frac{4}{19}$；
（3）以甲醇、空氣、KOH溶液為原料可設計成燃料電池，通入甲醇的電極為負極，放電時，負極上甲醇失電子和氫氧根離子反應生成碳酸根離子和水，電極反應式為CH₃OH-8e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O，
故答案為：CH₃OH-8e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O．

點評 本題考查較綜合，涉及化學平衡計算、蓋斯定律、原電池原理等知識點，側重考查學生分析、計算能力，明確蓋斯定律計算方法、化學平衡“三段式”、原電池電極反應式的書寫方法是解本題關鍵，注意：只有反應前后改變的物理量才能作為化學平衡狀態(tài)判斷依據(jù)，題目難度不大．