Question

【题目】工业上有一种用CO2来生产甲醇燃料的方法：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g); ΔH=-49.0kJ/mol。某温度下，将6molCO2和8molH2充入2L的密闭容器中，测得H2的物质的量随时间变化如图实线所示（实线）。图中数据a（1,6）表示：在1min时H2的物质的量是6mol。

（1）第一分钟内H2的平均反应速率是________列式并计算该温度下的化学平衡常数K=______

（2）下列时间段平均反应速率最大的是_______

A.0-1min B.1-3min C.3-8min D.8-11min

（3）仅改变某一实验条件再进行两次实验测得H2的物质的量随时间变化如图中虚线所示。曲线I对应的实验条件改变是__________，曲线Ⅱ对应的实验条件改变的是_____________。

（4）若在d点时向体系内充入2molCO2和2molH2O，此时V正_____V逆（大于，小于，等于）

（5）已知：

①CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); ΔH1=-283.0kJ/mol

②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g); ΔH2=-241.8kJ/mol

③CH3OH(g)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g); ΔH3=-192.2kJ/mol

在工业上常用CO和H2合成甲醇，该反应的热方程式为_____________

（6）如图是甲醇燃料电池原理示意图，回答下列问题：电池负极的电极反应是：__________。

Answer 1

【答案】 1mol/(L·min) K=(1×1)/(2×1)=0.5 A 升温 增大压强或增大CO2浓度 小于 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH=-574.4kJ/mol CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O

【解析】(1)第一分钟内H2的平均反应速率是=1mol/(L·min) ； CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)起始物质的量/mol6 8 00物质的量变化/mol262 2平衡物质的量/mol 4 2 22

K==0.5L2mol-2；(2)分别计算不同时间内的反应速率：0～1min内，v(H2)=1mol/(L·min) ；1～3min内，v(H2)= =0.75mol/(Lmin)；3～8min内，v(H2)= =0.1mol/(Lmin)；8min后达到化学平衡状态，正逆反应速率相等，综合速率为零；所以0～1min内反应速率最大，8～11min反应速率最小，故答案为A；(3)曲线I反应速率增大，但转化的氢气的物质的量少，应是升高温度，因该反应放热，升高温度平衡逆向移动，不利于氢气的转化，故曲线I是升高温度；曲线Ⅲ反应速率增大，转化的氢气的物质的量多，因增大压强平衡正向移动，故应是增大压强，增大二氧化碳浓度也会使平衡正向进行；

(4) 若在d点时向体系内充入2molCO2和2molH2O，此时Qc===L2mol-2＞K，此时平衡逆向移动，即V正小于V逆；

(5)已知：①CO(g)+1/2O2(g)=CO2(g); ΔH1=-283.0kJ/mol，②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g); ΔH2=-241.8kJ/mol，③CH3OH(g)+3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g); ΔH3=-192.2kJ/mol，根据盖斯定律可知①+②×2-③可得 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)，则 ΔH=(-283.0kJ/mol)+(-241.8kJ/mol)×2-(-192.2kJ/mol)=-574.4kJ/mol，CO和H2合成甲醇的热方程式为 CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH=-574.4kJ/mol ；

(6)甲醇燃料电池中，通入氧气的b极为原电池的正极，发生得电子的还原反应，在碱性环境下，电极反应式为：2H2O+4e-+O2═4OH-，通入甲醇的a极为原电池的负极，发生失电子的氧化反应，电极反应式为：CH3OH+8OH--6e-═CO32-+6H2O。