Question

甲醇是一種可再生能源，在日常生活中有著廣泛的應用．工業上用CO生產燃料甲醇，如：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．圖1表示反應中能量的變化；圖2表示一定溫度下，在體積為2L的密閉容器中加入4mol H₂和一定量的CO后，CO和CH₃OH（g）的濃度隨時間變化．

請回答下列問題：
（1）圖表示使用和未使用催化劑時反應過程和能量的對應關系．下列有關催化劑的說法不正確是

 

A．降低分子的能量　　　　　　
B．增加了活化分子數
C．提高了活化分子百分數　　　
D．增加了單位體積內的活化分子數
（2）從反應開始到建立平衡，用H₂表示的凈反應平均速率（v_凈=v_正-v_逆）v（H₂）=

 

，該過程中釋放

 

kJ熱量．該溫度T₁℃下CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的化學平衡常數為

 

（填具體數值）．
（3）在T₂℃下，將2molCO和6molH₂充入2L的密閉容器中，達平衡后，測得c（CO）=0.2mol?L^-1，則CO的轉化率為

 

．比較：T₂

 

T₁ （填“＞”、“＜”或“=”）．
（4）合成氣經壓縮升溫后進入10m³甲醇合成塔，在催化劑作用下，通過反應進行甲醇合成，T₃℃下此反應的平衡常數為160．此溫度下，在密閉容器中加入CO、H₂，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：

物質	CO	H2	CH3OH
濃度/（mol?L-1）	0.1	0.2	0.4

比較此時正、逆反應速率的大�。簐正

 

v逆 （填“＞”、“＜”或“=”）．生產過程中，合成氣要進行循環，其目的是

 

．
（5）如圖3為常用筆記本電腦所用甲醇質子交換膜燃料電池的結構示意圖如．電池總反應為2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O．在電腦的使用過程中，電池的溫度往往因為各種原因會升高，試判斷溫度升高時該反應的平衡常數K將

 

（填：“增大”、“減小”或“不變”）．溫度升高

 

（填：“有利”或“不利于”）電池將化學能轉化為電能．該裝置中

 

（填：“a”或“b”）為電池的負極，該電極反應式為

 

．

Answer 1

考點：反應熱和焓變,化學電源新型電池,化學平衡建立的過程,化學平衡的影響因素

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）使用催化劑通過改變反應的歷程，降低反應的活化能，增加了活化分子數目及其百分含量而加快反應速率；
（2）依據圖1寫出反應的熱化學方程式，依據熱化學方程式計算生成0.75mol/L×2L=1.5mol乙醇放出的熱量；
由圖2計算用CO表示的反應速率，再利用反應速率之比等于化學計量數之比來計算氫氣的反應速率，利用各物質平衡的濃度來計算化學平衡常數；
（3）根據起始量和平衡量計算轉化率，計算T2時K值，比較K1和K2判斷T1和T2大��；
（4）計算此時的濃度商Qc，與平衡常數比較，判斷反應進行的方向；
生產過程中，合成氣要進行循環，提高原料的利用率；
（5）2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O為放熱反應，升高溫度平衡向逆向移動，據此判斷K變化；
依據氫離子的移動方向判斷燃料電池的電極，負極發生氧化反應，正極發生還原反應．

解答： 解：（1）使用催化劑通過改變反應的歷程，降低反應的活化能，增加了活化分子數目及其百分含量而加快反應速率；
故選：A；
（2）依據圖1寫出反應的熱化學方程式：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-91KJ/mol，
依據圖2可知反應達到平衡時生成乙醇1.5mol，反應熱為：-91KJ/mol×1.5mol=-136.5KJ/mol，放出熱量136.5KJ；
由圖2可知，反應中減小的CO的濃度為1mol/L-0.25mol/L=0.75mol/L，10min時達到平衡，
所以V（CO）=

0.75mol/L

10min

=0.075mol?L^-1?min^-1，反應速率之比等于化學計量數之比，所以V（H₂）=2V（CO）=0.075mol?L^-1?min^-1×2=0.15mol?L^-1?min^-1，
依據方程式：
     CO（g）+2H₂（g） CH₃OH（g）
開始 1mol/L     2mol/L              0
轉化 0.75mol/L   1.5mol/L        0.75mol/L
平衡 0.25mol/L   0.5mol/L         0.75mol/L
所以該反應的化學平衡常數K=

0.75mol/L

0.25mol/L×(0.5mol/L)2

=12 L²?mol^-2，
故答案為：0.15mol?L^-1?min^-1；136.5；12 （L²?mol^-2）；
（3）達到平衡時測得c（CO）=0.2mol/L，則轉化的CO的物質的量為2.0mol-0.2mol/L×2L=1.6mol，
所以CO的轉化率為

1.6mol

2.0mol

×100%=80%，
      CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始：1mol/L   3mol/L      0
轉化：0.8mol/L  1.6mol/L 0.8mol/L
平衡：0.2mol/L  1.4mol/L 0.8mol/L
則K′=

0.8mol/L

0.2mol/L×(1.4mol/L)2

=2.041（mol/L）^-2，
反應為放熱反應，K＞K′，溫度升高平衡向逆向移動，所以T₂＞T₁；
故答案為：80%；＞；
（4）由表中數據可知，10min時氫氣的濃度為0.2mol/L、CO的濃度為0.1mol/L、甲醇的濃度為0.4mol/L，則此時的濃度商Qc=

0.4

0．22×0.1

=100，小于平衡常數160，故反應向正反應方向進行，故V_正＞V_逆；
生產過程中，合成氣要進行循環，提高原料的利用率；
故答案為：＞；提高原料利用率；
（5）2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O為放熱反應，升高溫度平衡向逆向移動，該反應的平衡常數K將減小，不利用電池將化學能轉化為電能；
依據氫離子移向可知b電極為正極，a電極為負極，負極發生氧化反應，甲醇在b極失去電子發生氧化反應生成二氧化碳和氫離子，電極反應式為：CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂↑+6H⁺；
故答案為：減小；不利；a；CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂↑+6H⁺．

點評：本題涉及電化學、熱化學以及化學反應速率和平衡的綜合知識的考查，注意化學平衡常數的計算及其意義，題目難度中等．