Question

【題目】氫是人們公認的清潔能源，作為低碳和零碳能源正在脫穎而出，氫的獲得及以氫為原料的工業生產工藝成為科技工作者研究的重要課題。

（1）工業生產中可利用H2還原CO2制備清潔能源甲醇。

①將一定量的CO2和H2充入到某恒容密閉容器中，測得在不同催化劑作用下，相同時間內CO2的轉化率與溫度的變化如圖所示：

催化效果最好的是催化劑_____________（選填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”），該反應在a點達到平衡狀態，a點的轉化率比b點的高，其原因是______________________________________________________。

②甲醇（CH3OH）燃料電池(NaOH溶液介質)的負極電極反應式 ___________。

（2）利用CO和水蒸氣可生產H2，反應的化學方程式：CO（g）＋H2O（g）CO2（g）＋H2（g）。將不同量的CO（g）和H2O（g）分別通入到體積為2 L的恒容密閉容器中進行如下反應，得到三組數據如下表所示：

①該反應的正反應為___________反應（選填“放熱”或“吸熱” ）。

②900℃時，達到平衡時的反應速率v（H2O）＝____________，達到平衡時c（H2）＝__________（保留2位小數）。

（3）利用廢棄的H2S的熱分解可生產H2：2H2S（g）2H2（g）＋S2（g）。現將0．20 mol H2S（g）通入到某恒壓（壓強p＝a MPa）密閉容器中，在不同溫度下測得H2S的平衡轉化率如下圖所示：

已知：對于氣相反應，用某組分（B）的平衡壓強（pB）代替物質的量濃度（cB）也可表示平衡常數。 溫度為T4℃時，該反應的平衡常數Kp＝___________（用a的代數式表示）。

Answer 1

【答案】I 該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向進行 CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6 H2O 放熱 0.17 mol·L-1·min-1 0.50 mol·L-1 2a/27

【解析】

根據圖像顯示隨溫度變化，三種催化劑條件下，CO2的轉化率變化趨勢分析解答；根據化學平衡計算中，平衡前、平衡時、平衡后三段式分析解答計算。

(1) ①從圖像中可知，在催化劑I的作用下，CO2的轉化率是最高的，所以催化劑I的催化效果是最好的；該反應在a點達到平衡狀態，a點的轉化率比b點的高，是由于該反應為放熱反應，溫度升高，平衡吸熱反應方向移動；

故答案為：催化劑I；該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向進行；

②甲醇（CH3OH）燃料電池(NaOH溶液介質)的條件下，即甲醇在堿性條件下失去電子，生成CO32-和水，所以負極電極方程式為：CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6 H2O；

故答案為：CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6 H2O；

(2) ①從表格數據中可看出，溫度升高，CO的轉化率降低，即溫度升高，反應向逆反應方向移動，溫度升高向吸熱方向移動，所以該反應的正反應方向是放熱反應；

故答案為：放熱；

②根據方程式可知，900℃時，達到平衡時CO的轉化率為，即CO反應了1mol，推斷出H2O反應了1mol，v(H2O)===0.17 mol·L-1·min-1；根據反應方程式中的化學計量數與物質的量關系可知，平衡時，生成H21mol，所以c（H2）＝=0.5mol/L；

故答案為：0.17 mol·L-1·min-1 ，0.5mol/L；

(3)根據反應2H2S（g）2H2（g）＋S2（g）

初始狀態 0.2mol 0 0 恒壓壓強為aMpa

T4時轉化 0.2mol×40% 0.08mol 0.04mol

T4時容器

中剩余 0.12mol 0.08mol 0.04mol

容器內各

組分分壓 MPa MPa MPa

即反應的平衡常數Kp＝==；

故答案為：。