Question

【题目】Ⅰ 甲醇是重要的化工原料,在日常生活中有着广泛的应用.

（1）工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：

反应Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1

反应Ⅱ：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH2

在以上制备甲醇的两个反应中:反应I优于反应II,原因为_____________。

（2）已知在常温常压下：

①2CH3OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2O(l)ΔH1＝－Q1 kJ／mol

②2CO(g)+ O2(g)＝2CO2(g) ΔH2＝－Q2 kJ／mol

③H2O(g)＝H2O(l) ΔH3＝－Q3 kJ／mol

请写出甲醇发生不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学反应方程式：_______。

（3）某同学依据甲醇燃烧的反应原理，设计如下图所示的电池装置，工作一段时间后，测得溶液的pH将___________填“升高”、“降低”、“不变”），该燃料电池负极反应的离子方程式为：________________。

Ⅱ 325K、起始压强为100kPa时，在体积为2L的密闭容器中充入4.6 g NO2 ,发生反应：2NO2(g)N2O4(g)。

（1）NO2与N2O4的消耗速率与其浓度的关系如图所示，图中交点A表示该反应所处的状态为________；

A．平衡状态 B．朝正反应方向移动 C．朝逆反应方向移动 D．无法判断

（2）能够说明上述反应已经达到平衡状态的有____________；

a．NO2和N2 O4的物质的量相等

b．体系颜色不在变化

c．容器内混合气体的密度不再改变

d．容器内气体压强不发生变化

（3）若达到平衡后容器内混合气体的平均相对分子质量为57.5。平衡时NO2的转化率为_______，此条件下的平衡常数K=________________。

Answer 1

【答案】 反应I符合“原子经济性”的原则即原子利用率为100% CH3OH(l)＋O2(g)＝CO(g)＋2H2O(g) ΔH=(2Q3+0.5Q2-0.5Q1) kJ／mol 降低 CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O C bd 40% 100/9(或11.11)

【解析】Ⅰ、（1）反应I中反应物完全转化，原子利用率为100%，符合“原子经济性”的原则，所以制备甲醇的两个反应中反应I优于反应II；

（2）已知在常温常压下：

①2CH3 OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2 O(l)ΔH1＝－Q1 kJ／mol

②2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) ΔH2＝－Q2 kJ／mol

③H2 O(g)＝H2 O(l) ΔH3＝－Q3 kJ／mol

根据盖斯定律可知0.5×①－0.5×②－2×③即得到甲醇发生不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学反应方程式为CH3 OH(l)＋O2(g)＝CO(g)＋2H2O(g) ΔH=(2Q3+0.5Q2－0.5Q1) kJ/mol。

（3）反应中甲醇失去电子转化为碳酸钾，因此工作一段时间后，测得溶液的pH将降低，该燃料电池负极反应的离子方程式为CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；

Ⅱ、（1）图中交点A表示的消耗速率v（N2O4）=v（NO2），而达到平衡时NO2的消耗速率应该是N2O4消耗速率的2倍，v（NO2）=2v（N2O4），因此此时v逆大于v正，所以反应向逆反应方向移动，答案选C。（2）a．NO2和N2O4的物质的量相等，不能说明正逆反应速率相等，不一定处于平衡状态，a错误；b．体系颜色不在变化是，说明NO2浓度不再发生变化，达到平衡状态，b正确；c．密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以容器内混合气体的密度不再改变不能说明达到平衡状态，c错误；d．正反应体积增大，容器内气体压强不发生变化说明反应达到平衡状态，d正确，答案选bd。（3）4.6gNO2的物质的量是0.1mol，则根据方程式可知

2NO2(g) N2 O4(g)

起始量（mol） 0.1 0

转化量（mol） x 0.5x

平衡量（mol） 0.1－x 0.5x

则，解得x＝0.04，所以平衡时NO2的转化率为0.04/0.1×100%＝40%。平衡时NO2和N2O4的浓度分别是0.03mol/L、0.01mol/L，则此条件下的平衡常数。