Question

13．科學家開發出一種“潔凈煤技術”，通過向地下煤層“氣化爐”中交替鼓入空氣和水蒸氣的方法，連續產出高熱值的煤炭氣，其主要成分是CO和H₂．“氣化爐”中主要反應有：
C（s）+H₂O（g）═CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ?mol^-1；
CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ?mol^-1
（1）氣化爐中CO₂與C反應轉化為CO，該反應的熱化學方程式是C（s）+CO₂（g）=2CO（g）△H=+172.5 kJ•mol^-1．
（2）用煤炭氣合成甲醇的反應為CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．在密閉容器中，將CO和H₂按物質的量1：2混合反應CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示．
①生成甲醇的反應為放熱反應（填”放熱”或“吸熱”）．
②圖中兩條曲線分別表示壓強為0.1MPa和5.0MPa下CO轉化率隨溫度的變化，其中代表壓強是5.0MPa的曲線是A（填“A”或”B”）．
③在不改變反應物用量的前提下，為提高CO轉化率可采取的措施有降溫或加壓（答出一種即可）．
④壓強為0.1MPa、溫度為200℃時，平衡混合氣中甲醇的物質的量分數是25%．
（3）某新型電池以熔融碳酸鹽作電解質，在650℃下工作，負極通入煤炭氣，正極通入空氣與CO₂的混合氣．電池的正極反應式為O₂+2CO₂+4e^-=2CO₃^2-，負極反應式為CO+CO₃^2--2e^-═2CO₂和H₂+CO₃^2--2e^-=H₂O+CO₂．

Answer 1

分析 （1）已知：①C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1，②CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ•mol^-1，
利用蓋斯定律將①-②可得目標方程式；
（2）①溫度升高，CO的轉化率降低，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動；
②該反應正方向為氣體體積減小的反應，根據壓強對平衡的影響分析；
③根據溫度、壓強和濃度對化學平衡的影響分析；
④結合圖象，利用三段式法解答該題；
（3）以熔融碳酸鹽作電解質，正極上氧氣得電子生成碳酸根離子；負極通入煤炭氣，則氫氣和CO被氧化，則負極生成水和二氧化碳氣體，以此解答．

解答 解：（1）已知：①C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1，②CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ•mol^-1，
利用蓋斯定律將①-②可得C（s）+CO₂（g）=2CO（g）△H=+172.5 kJ•mol^-1，
故答案為：C（s）+CO₂（g）=2CO（g）△H=+172.5 kJ•mol^-1；
（2）①由圖象可知，隨溫度的升高其轉化率降低，說明升溫時平衡逆向移動，正反應放熱，
故答案為：放熱；
②從方程式可知，反應物有3mol氣體，生成物有2mol氣體，所以壓強增大時平衡氣體體積減小的方向移動，即正向移動，在200℃時，轉化率高的壓強大，
故答案為：A；
③增大反應物的轉化率，即要使平衡向正向移動，而影響平衡移動的因素只有三個，溫度、壓強、濃度，本題只能是降溫或加壓，
故答案為：降溫或加壓；
④設加入CO為amol，則有H₂ 2amol，
　　　　　　　　CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．
反應前（mol） 　a 　　　2a 　　　　　0
反應了（mol） 0.5a 　　a 　　　　　0.5a
平衡時（mol） 0.5a　　 a 　　　　　0.5a
可求得：$\frac{0.5a}{0.5a+a+0.5a}$×100%=25%；
故答案為：25%；
（3）以熔融碳酸鹽作電解質，正極上氧氣得電子生成碳酸根離子，正極電極方程式為：O₂+2CO₂+4e^-=2CO₃^2-；負極上燃料失電子，即CO和氫氣失電子發生氧化反應，則負極反應式為CO+CO₃^2--2e^-=2CO₂和H₂+CO₃^2--2e^-=H₂O+CO₂．
故答案為：O₂+2CO₂+4e^-=2CO₃^2-；H₂+CO₃^2--2e^-=H₂O+CO₂．

點評 本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的計算應用、化學平衡移動和化學平衡的有關計算、原電池原理的應用等，注意把握影響平衡的因素分析判斷、化學平衡移動原理和原電池電極方程式的書寫方法是解題關鍵，題目難度中等，考查了學生的識圖能力以及基礎知識靈活運用的能力．