Question

10．甲醇（CH₃OH）作為新型汽車動力燃料，如圖1是甲醇在工業上的制備和生活中的應用．
請填空：
（1）在壓強為0.1MPa條件下，反應室2（容積為VL）中a mol CO與2a mol H₂在催化劑作用下反應生成甲醇：CO （g）+2H₂（g）?CH₃OH （g），CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖2所示，則：
①一定條件下的密閉容器中，該反應到達平衡，要提高CO的轉化率可以采取的措施是DE（填字母代號）
A．高溫高壓  B．加入催化劑  C．增加CO的濃度   D．增大氫氣的濃度 E分離出甲醇
②在壓強P₁、100℃時，CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g）反應的平衡常數為K=$\frac{{a}^{2}}{{V}^{2}}$（用含a、V的代數式表示）
③將一定量的NO₂與SO₂置于絕熱恒容密閉容器中發生NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）上述反應，正反應速率隨時間變化的趨勢如圖3所示．由圖可知下列說法正確的是C（填字母）．
A．反應在c點達到平衡狀態
B．反應物濃度：a點小于b點
C．反應物的總能量高于生成物的總能量
D．△t₁=△t₂時，SO₂的消耗量：a～b段大于b～c段
（2）據報道，科學家在實驗室已研制出在燃料電池的反應容器中，利用特殊電極材料以H₂和O₂為原料制取過氧化氫的新工藝．原理如圖4所示：請寫出甲電極的電極反應式：2H⁺+O₂+2e^-=H₂O₂．
（3）若常溫下一定量的甲醇完全燃燒生成液態水釋放出了1451.52kJ的能量，則等質量的甲醇燃料電池利理論上可提供12mol電子的電量．（已知甲醇的燃燒熱為725.76kJ/mol）
（4）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH （l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O （g）△H₁=-1 275.6kJ•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^-1．

Answer 1

分析 （1）①根據圖2可知，升高溫度后CO的轉化率減小，說明該反應為放熱反應；提高反應CO （g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）中一氧化碳的轉化率，則應該使平衡向著正向移動，根據影響化學平衡的因素進行判斷；
②根據化學平衡三段式及平衡常數表達式進行計算；
③該反應反應前后氣體的物質的量不變，容器體積不變，故體系壓強恒定；絕熱恒容密閉容器，體系溫度隨反應進行變化，隨反應進行反應物的濃度降低，由圖可知，c點以前正反應速率增大，說明正反應為放熱反應，c點以后反應正反應速率降低，應是濃度影響比溫度影響更大；圖為正反應速率隨時間變化，說明反應未到達平衡；
（2）燃料電池的負極上是燃料發生失電子的氧化反應，確定正負極，然后確定甲電極作氧化劑，發生還原反應書寫電極反應式；
（3）根據甲醇的燃燒熱計算出消耗甲醇的物質的量，再根據化合價變化計算出轉移電子的物質的量；
（4）根據熱化學方程式利用蓋斯定律計算反應熱并書寫熱化學方程式．

解答 解：（1）①A．根據圖2可知，升高溫度后CO的轉化率減小，所以不能高溫不利于提高CO的轉化率，故A錯誤；  
B．加入催化劑，可以影響反應速率，但不影響化學平衡，則CO的轉化率不變，故B錯誤；
C．增加CO的濃度，CO的轉化率會減小，故C錯誤；   
D．增大氫氣的濃度，平衡向著正向移動，則CO的轉化率增大，故D正確； 
E．分離出甲醇，生成物濃度減小，平衡向著正向移動，CO的轉化率增大，故E正確；
故答案為：D E；
②在壓強為0.1MPa條件下，容積為V L的密閉容器中a mol CO與2a mol H₂在催化劑作用下反應生成甲醇．即
            CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
初始濃度：$\frac{a}{V}$       $\frac{2a}{V}$         0 
變化濃度：$\frac{a}{2V}$       $\frac{a}{V}$        $\frac{a}{2V}$
平衡濃度：$\frac{a}{2V}$       $\frac{a}{V}$        $\frac{a}{2V}$     
則該溫度下該反應的平衡常數為：K=$\frac{\frac{a}{2V}}{（\frac{a}{2V}）×（{\frac{a}{V}）}^{2}}$=$\frac{{V}^{2}}{{a}^{2}}$，
在P₁下，100℃時，CH₃OH（g）═CO（g）+2H₂（g）反應的平衡常數和反應CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）的K互為倒數，所以該反應的平衡常數K=$\frac{{a}^{2}}{{V}^{2}}$，
故答案為：K=$\frac{{a}^{2}}{{V}^{2}}$；
③A．化學平衡狀態的標志是各物質的濃度不再改變，其實質是正反應速率等于逆反應速率，c點對應的正反應速率顯然還在改變，故一定未達平衡，故A錯誤；
B．a到b時正反應速率增加，反應物濃度隨時間不斷減小，故B錯誤；
C．從a到c正反應速率增大，之后正反應速率減小，說明反應剛開始時溫度升高對正反應速率的影響大于濃度減小對正反應速率的影響，說明該反應為放熱反應，即反應物的總能量高于生成物的總能量，故C正確；
D．隨著反應的進行，正反應速率越快，消耗的二氧化硫就越多，SO₂的轉化率將逐漸增大，SO₂的消耗量：a～b段小于b～c段，故D錯誤；
故答案為：C；
（2）由圖可知，燃料電池的負極上是燃料發生失電子的氧化反應，燃料電池中H₂作還原劑，在負極發生反應，氧氣為氧化劑在正極上發生電極反應為2H⁺+O₂+2e^-=H₂O₂，
故答案為：2H⁺+O₂+2e^-=H₂O₂；
（3）已知甲醇的燃燒熱為725.76kJ/mol，若常溫下一定量的甲醇完全燃燒生成液態水釋放出了1451.52kJ的能量，則消耗甲醇的物質的量為：$\frac{1451.52kJ}{725.76kJ/mol}$=2mol，甲醇中C元素的化合價為-2價，反應后生成+4價的二氧化碳，則則等質量的甲醇燃料電池利理論上可提供電子的物質的量為：2mol×[4-（-2）]=12mol，
故答案為：12；
（4）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ/mol
②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
依據蓋斯定律①-②+③×4得到甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式：2CH₃OH（l）+2O₂（g）=2CO （g）+4H₂O（l）△H=-885.6KJ/mol；
得到熱化學方程式為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol；
故答案為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol．

點評 本題考查了較為綜合，涉及原電池原理、蓋斯定律在熱化學方程式中的應用、化學平衡及其影響、化學平衡常數的計算等知識，注意對基礎知識的把握，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查學生的分析、理解能力及化學計算能力．