Question

（1）已知： C(s)+O₂(g)=CO₂(g)         ΔH₁＝－393.5 kJ/mol
C(s)+H₂O(g)=CO(g)+H₂(g) ΔH₂＝＋131.3 kJ/mol
則反應CO(g)+H₂(g) +O₂(g)= H₂O(g)+CO₂(g)，ΔH= ____ ___kJ/mol。
（2）在一恒容的密閉容器中，由CO和H₂合成甲醇：CO(g)+2H₂(g)CH₃OH(g) ΔH
①下列情形不能說明該反應已達到平衡狀態的是_______（填序號）。
A．每消耗1 mol CO的同時生成2molH₂
B．混合氣體總物質的量不變
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等
D．CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發生變化
②CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖所示。A、B兩點的平衡常數K(A)_______K(B)（填“＞”、“=”或“＜”,下同）；由圖判斷ΔH _____0。

③某溫度下，將2.0 mol CO和6.0 molH₂充入2 L的密閉容器中，充分反應后，達到平衡時測得c(CO)="0.25" mol/L，則CO的轉化率=          ，此溫度下的平衡常數K=             （保留二位有效數字）。
（3）工作溫度650℃的熔融鹽燃料電池，用煤炭氣（CO、H₂）作負極反應物，空氣與CO₂的混合氣體為正極反應物，催化劑鎳作電極，用一定比例的Li₂CO₃和Na₂CO₃低熔點混合物作電解質。負極的電極反應式為：CO+H₂－4e^-+2CO₃^2-=3CO₂+H₂O；則該電池的正極反應式為                        。

Answer 1

（1）-524.8（2分） 
（2）①c（2分）；② =（2分）；<（2分）；③75%（3分）； 1.3（2分）
（3）O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-（2分）

試題分析： （1）根據蓋斯定律和已知方程式可得，ΔH=ΔH₁－ΔH₂ ＝－393.5 kJ/mol－131.3 kJ/mol="-524.8" kJ/mol。
（2）①A項每消耗1 mol CO的同時生成2molH₂ 表示的是正逆反應速率相等，所以反應達到平衡。
B．根據反應方程式中氣體系數可知，該反應是前后氣體的減少的反應，所以混合氣體總物質的量不變時，反應達到平衡，B正確；
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率均表示正反應速率，不能說明反應達平衡，C錯誤；
D．反應中各物質的濃度不再變化是化學反應達到平衡的重要標志，D正確。
②反應的平衡常數只與溫度有關，所以圖像中A、B的溫度相等，所以平衡常數也相等，即K(A)= K(B)；又可看出圖像曲線隨著溫度升高，CO的轉化率不斷降低，所以溫度升高對正反應不利，使平衡逆向移動，所以該反應的正反應是一個放熱反應，ΔH <0。
③                CO(g) + 2H₂(g)CH₃OH(g)
初始濃度（mol/L）：1       3           0
轉化濃度（mol/L）：0.75    2.25       0.75
平衡濃度（mol/L）：0.25    0.75       0.75
所以H2的轉化率=0.75÷1×100%=75%
平衡常數K= c(CH₃OH) / c(CO)c²(H₂) ="0.75/" 0.75² 0.25=1.3
（3）該電池的反應原理實質是用水煤氣做燃料，制成一個燃料電池，所以電池總反應式就是水煤氣的燃燒反應CO+H₂ +O₂=CO₂+H₂O，可以看出Li₂CO₃和Na₂CO₃只是做電解質并沒有發生反應，所以根據已知得負極反應式消耗CO₃^2-可推得正極反應式應生成CO₃^2-，所以可得正極反應式為O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2- 。