Question

11．研究表明豐富的CO₂完全可以作為新碳源，解決當前應用最廣泛的碳源（石油和天然氣）到本世紀中葉將枯竭的危機，同時又可緩解由CO₂累積所產生的溫室效應，實現CO₂的良性循環．
（1）目前工業上有一種方法是用CO₂和H₂在230℃催化劑條件下轉化生成甲醇蒸汽和水蒸氣．圖表示恒壓容器中0.5mol CO₂和1.5mol H₂轉化率達80%時的能量變化示意圖．
①寫出該反應的熱化學方程式：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49 kJ•mol^-1．
②能判斷該反應達到化學平衡狀態的依據是bd．
a．容器中壓強不變
b．H₂的體積分數不變
c．c（H₂）=3c（CH₃OH）
d．容器中密度不變
e．2個C=O斷裂的同時有6個H-H斷裂．
（2）將不同量的CO（g）和H₂O（g）分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，進行反應CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），得到如表三組數據：

實驗組	溫度℃	起始量/mol		平衡量/mol		達到平衡所需 時間/min
		CO	H2O	H2	CO
1	650	4	2	1.6	2.4	6
2	900	2	1	0.4	1.6	3
3	900	a	b	c	d	t

①在實驗2條件下平衡常數K=0.17
②在實驗3中，若平衡時CO轉化率大于水蒸氣轉化率，則a/b 的值0＜$\frac{a}{b}$＜1（填具體值或范圍）．
③在實驗4中，若保持990℃，在此容器中加入CO、H₂O、CO₂、H₂均為1mol，則此時V_正＜V_逆（填“＞”、“=”或“＜”）
（3）已知在常溫下，甲醇是優質的清潔燃料，可制作燃料電池．
①已知：①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H₁=-1275.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂=-566.0kJ•mol^-1
③H₂O（g）═H₂O（l）△H₃=-44.0kJ•mol^-1
寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8kJ/mol．
（4）已知草酸是一種二元酸，草酸氫鈉溶液顯酸性．常溫下向10Ml0.01mol/LH₂C₂O₄溶液中滴加10mL0.01mol/LNaOH溶液時，比較溶液中各種離子濃度大小關系c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-）
（5）以甲醚空氣氫氧化鉀溶液為原料，石墨為電極可構成燃料電池，該電池的負極反應式為CH₃OCH₃+16OH^--12e^-=2CO₃^2-+11H₂O．

Answer 1

分析 （1）①發生反應：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），根據圖1可知，0.5mol CO₂和1.5mol H₂轉化率達80%時放熱23kJ-3.4kJ=19.6kJ，計算1mol二氧化碳發生放出的熱量確定△H，書寫該反應的熱化學方程式；
②當反應達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發生變化，注意選擇判斷的物理量，應隨著反應的進行發生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態；
（2）①依據圖表數據列式計算平衡濃度，再根據平衡常數等于生成物的濃度冪之積除以反應物的濃度冪之積進行計算；
②在反應中當反應物的物質的量之比等于化學計量數之比時，各反應物的轉化率相等，某一種反應物越多，其轉化率越低，而另一種反應物的轉化率則越高，據此答題；
③根據濃度商Qc與平衡常數K的大小，判斷反應進行的方向，進而確定正逆反應的速率的大小關系；
（3）依據蓋斯定律進行計算，由$\frac{①-②+③×4}{2}$得出正確結論；
（4）H₂C₂O₄和NaOH反應生成NaHC₂O₄，NaHC₂O₄溶液呈酸性說明溶液中電離大于水解，依此比較溶液中HC₂O₄^-、C₂O₄^2-、H₂C₂O₄、H⁺的濃度從大到小的順序；
（5）原電池負極發生氧化反應，甲醚在負極放電，堿性條件下生成碳酸根與水，依此書寫電極反應式．

解答 解：（1）①根據圖1可知，0.5mol CO₂和1.5mol H₂轉化率達80%時放熱23kJ-3.4kJ=19.6kJ，1mol二氧化碳反應放出的熱量為$\frac{1mol}{0.5mol×80%}$×19.6kJ=49kJ，則該反應的熱化學方程式：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49kJ•mol^-1，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49 kJ•mol^-1；
②a．反應再恒壓容器中進行，故容器中壓強不變，不能說明反應達到平衡狀態，故a錯誤；
b．H₂的體積分數不變，說明反應達到平衡狀態，故b正確；
c．平衡時各物質的濃度之比取決于物質的起始物質的量和轉化率，故c（H₂）=3c（CH₃OH），不能說明反應達到平衡狀態，故c錯誤；
d．密度ρ=$\frac{m}{V}$，總質量會變，體積會變，故容器中密度不變，說明反應達到平衡狀態，故d正確；
e．2個C=O斷裂是正反應，同時有6個H-H斷裂也是正反應，故不能說明反應達到平衡狀態，故e錯誤；
故答案為：bd；
（2）①H₂O（g）+CO（g）?CO₂（g）+H₂（g）
初始濃度   0.5mol/L    1mol/L           0           0
轉化濃度   0.2mol/L   0.2mol/l     0.2mol/l  0.2mol/l
平衡濃度   0.3mol/L   0.8mol/L    0.2mol/l  0.2mol/l
K=$\frac{c（C{O}_{2}）•c（{H}_{2}）}{c（CO）•c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.2×0.2}{0.3×0.8}$=0.17，
故答案為：0.17；
②在反應中當反應物的物質的量之比等于化學計量數之比時，各反應物的轉化率相等，某一種反應物越多，其轉化率越低，而另一種反應物的轉化率則越高，所以要使CO的轉化率大于水蒸氣，則0＜$\frac{a}{b}$＜1，
故答案為：0＜$\frac{a}{b}$＜1；
③900℃時，當CO、H₂O、CO₂、H₂均為1mol時，濃度商Qc=$\frac{0.5×0.5}{0.5×0.5}$=1＞0.17=K，所以此時平衡要逆向移動，故V_正＜V_逆，
故答案為：＜；
（3）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H₁=-1275.6kJ/mol
②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂=-566.0kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H₃=-44.0kJ/mol
由$\frac{①-②+③×4}{2}$得：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=$\frac{-1275.6kJ/mol-（-566.0kJ/mol）+（-44.0kJ/mol）×4}{2}$=-442.8KJ/mol；
故答案為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8 kJ/mol；
（4）常溫下，向10mL 0.01mol•L^-1 H₂C₂O₄溶液中滴加10mL 0.01mol•L^-1NaOH溶液時，H₂C₂O₄和NaOH反應生成NaHC₂O₄，由于NaHC₂O₄溶液顯酸性，故溶液中HC₂O₄^-的電離程度大于其水解程度，所以c（C₂O₄^2-）＞c（H₂C₂O₄），由于氫離子來自水的電離和HC₂O₄^-的電離，則c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-），HC₂O₄^-的水解程度較小，則c（HC₂O₄^-）＞c（C₂O₄^2-），所以溶液中各離子濃度大小為c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-），
故答案為：c（Na⁺）＞c（HC₂O₄^-）＞c（H⁺）＞c（C₂O₄^2-）＞c（OH^-）；
（5）原電池負極發生氧化反應，甲醚在負極放電，堿性條件下生成碳酸根與水，電極反應式為：CH₃OCH₃+16OH^--12e^-=2CO₃^2-+11H₂O，
故答案為：CH₃OCH₃+16OH^--12e^-=2CO₃^2-+11H₂O．

點評 本題為綜合題，考查熱化學方程式的書寫、化學平衡狀態判斷的標志、平衡常數的計算及化學平衡移動原理、蓋斯定律的計算應用、離子濃度大小的比較、電解池反應原理及電極反應式的書寫，明確化學平衡相關理論，熟悉蓋斯定律計算反應熱的方法，原電池工作原理是解題關鍵，題目難度中等．