Question

15．甲醇是有機化工原料和優質燃料，主要應用于精細化工、塑料等領域，也是農藥、醫藥的重要原料之一．回答下列問題：
（1）工業上可用CO₂ 和H₂反應合成甲醇．已知25℃、101kPa 下：
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol
①寫出CO₂與H₂反應生成CH₃OH（g）與H₂O（g）的熱化學方程式：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50 kJ/mol．
②下列表示該合成甲醇反應的能量變化示意圖中正確的是a（填字母代號）．

③合成甲醇所需的H₂可由下列反應制取：H₂O（g）+CO（g）?H₂（g）+CO₂（g）．某溫度下該反應的平衡常數K=1．若起始時c（CO）=1mol/L，c（H₂O）=2mol/L，則達到平衡時H₂O的轉化率為33.3%．
（2）CO和H₂反應也能合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.1kJ/mol．在250℃下，將一定量的CO和H₂投入10L的恒容密閉容器中，各物質的濃度（mol/L）變化如下表所示
（前6min沒有改變條件）：

	2min	4min	6min	8min	′′′
CO	0.07	0.06	0.04	0.05	′′′
H2	x	0.12	0.12	0.2	′′′
CH2OH	0.03	0.04	0.04	0.05	′′′

①X=0.14，250℃時該反應的平衡常數K=46.3．
②若6～8min時只改變了一個條件，則改變的條件是增加了1 mol氫氣，第8min時，該反應是否達到平衡狀態？不是（填“是”或“不是”）．
③該合成反應的溫度一般控制在240～270℃，選擇此溫度的原因是：
Ⅰ．此溫度下的催化劑活性高；
Ⅱ．溫度低，反應速率慢，單位時間內的產量低；而該反應為放熱反應，溫度過高，轉化率降低．
（3）甲醇在催化劑條件下可以直接氧化成甲酸．在常溫下，甲酸的K=1×10^-4，20.00mL 0.1000mol/L NaOH溶液與一定量等濃度甲酸溶液混合后所得溶液的c（HCOOH）=c（HCOO^-），該溶液pH=4，溶液中離子濃度由大到小的順序為c（HCOO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

Answer 1

分析 （1）①據已化學方程式，根據蓋斯定律計算；
②該反應是放熱反應，反應物總能量大于生成物總能量，物質越穩定，其能量越小；
③利用三段式法計算平衡狀態時各物質的平衡濃度；
（2）①根據表中2min和4min時各種物質的濃度的變化量，依據轉化量之比等于方程式計量系數之比可求出x值；
②該反應的平衡常數表達式K=$\frac{[C{H}_{3}OH]}{[CO][{H}_{2}]^{2}}$，將在250℃下，將4min時各物質平衡濃度帶入計算；
③根據6min到8min時各物質濃度的變化來確定改變條件；
④求出第8min時反應的濃度商Qc，與250℃時K做比較，若Qc=K反應達到平衡狀態；
⑤反應條件的選擇既要考慮限度又要考慮速率，二者應兼顧；
（3）根據算的電離平衡常數表達式甲酸的平衡常數K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（HCOOH）}$代入數據計算氫離子濃度；結合弱電解質的電離、鹽的水解原理的應用來比較離子濃度大小．

解答 解：（1）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol①
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol②
將方程式3①-②得CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=3×（-242kJ/mol）-（-676kJ/mol）=-50 kJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50 kJ/mol；
②該反應是放熱反應，反應物總能量大于生成物總能量，物質越穩定，其能量越小，所以液態物質的能量小于氣態物質，則符合條件的圖象是a，故選a；
③H₂O（g）+CO（g）=H₂（g）+CO₂（g）
起始量（mol/L） 2        1        0     0
轉化量（mol/L） x         x       x      x
平衡量（mol/L）2-x       1-x      x       x
$\frac{{x}^{2}}{（2-x）•（1-x）}$=1，x=$\frac{2}{3}$，所以水的轉化率為：$\frac{\frac{2}{3}}{2}$×100%=33.3%，
故答案為：33.3%；
（2）①從圖中可知從2min到4min時各物質的轉化量為：△C（CO）：△C（H₂）：△C（CH₃OH）=（0.07-0.06）：（X-0.12）：（0.04-0.03）
化學反應中各物質的轉化量之比等于方程式的計量系數得：（0.07-0.06）：（X-0.12）：（0.04-0.03）=1：2：1，解得X=0.14，
250℃下，甲醇的平衡濃度是0.04mol/L，氫氣的平衡濃度是0.12mol/L，一氧化碳的平衡濃度是0.04mol/L所以平衡常數K=$\frac{[C{H}_{3}OH]}{[CO][{H}_{2}]^{2}}$=$\frac{0.04}{0.06×0.12×0.12}$=46.3；
故答案為：0.14；46.3；
②對比6min和8min時各物質的濃度可知改變條件后反應反應向正方向進行，按照轉化量之比等于計量系數之比△C（CO）：△C（H₂）：△C（CH₃OH）=0.01mol/L：0.02mol/L：0.01mol/L，所以8min后三種物質的濃度應為：（0.06-0.01）mol/L、（0.12-0.02）mol/L、（0.04+0.01）mol/L，而8min后氫氣的濃度為0.2mol/L，所以多加了0.1mol/L×10=1mol的氫氣；
第8min時反應的濃度商Qc=$\frac{0.05}{0.05×0.2×0.2}$=$\frac{1}{0.04}$≠K，所以此時不是平衡狀態，
故答案為：增加了1 mol氫氣；不是；
③從反應限度角度考慮：該反應而該反應為放熱反應，溫度過高，轉化率降低；從速率角度考慮：溫度低，反應速率慢，單位時間內的產量低，為提高經濟效應，反應速率和限度應兼顧，所以選擇溫度一般控制在240～270℃；
故答案為：溫度低，反應速率慢，單位時間內的產量低；而該反應為放熱反應，溫度過高，轉化率降低；
（3）甲酸的平衡常數K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（HCOOH）}$=1×10^-4，所得溶液的c（HCOOH）=c（HCOO^-），此時c（H⁺）=1×10^-4，所以pH=4，溶液呈酸性，得到的是甲酸和甲酸鈉的混合物，溶液中各離子濃度大小關系為：c（HCOO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．
故答案為：4；c（HCOO^-）＞c（Na⁺）＞c（H⁺）＞c（OH^-）．

點評 本題考查了蓋斯定律的應用、轉化率計算、化學平衡常數的計算、平衡狀態的判斷、鹽類水解，考察范圍廣，題目跨度大，難度一般．