Question

16．甲醇是一种可再生能源，具有开发和应用的广阔前景，请回答下列问题：
一定温度下，在一恒容的密闭容器中，由CO和H₂合成甲醇：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0
（1）下列情形不能说明该反应已达到平衡状态的是C（填序号）．
A．每消耗1mol CO的同时生成2molH₂
B．混合气体总物质的量不变
C．生成CH₃OH的速率与消耗CO的速率相等
D．CH₃OH、CO、H₂的浓度都不再发生变化
（2）CO的平衡转化率（α）与温度、压强的关系如图所示．B、C二点的平衡常数K_B、K_C的大小关系为K_B＞K_C．
（3）某温度下，将2.0mol CO和6.0molH₂充入2L的密闭容器中，达到平衡时测得c（CO）=0.25mol/L，CO的转化率=75%，此温度下的平衡常数K=1.3（保留二位有效数字）．
（4）温度650℃的熔融盐燃料电池，用（CO、H₂）作反应物，空气与CO₂的混合气体为正极反应物，镍作电极，用Li₂CO₃和Na₂CO₃混合物作电解质．该电池的正极反应式为O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-．
（5）已知：CH₃OH、H₂的燃烧热（△H）分别为-726.5kJ/mol、-285.8kJ/mol，则常温下CO₂和H₂反应生成CH₃OH和H₂O的热化学方程式是CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9 kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 （1）A．每消耗1mol CO等效于消耗2molH₂的同时生成2molH₂；
B．混合气体总物质的量不变，说明各物质的量不变；
C．生成CH₃OH的速率与消耗CO的速率相等，都体现的正反应方向；
D．CH₃OH、CO、H₂的浓度都不再发生变化，说明各物质的量不变，反应达平衡状态；
（2）温度不变，化学平衡常数不变，温度升高平衡向吸热的方向移动，平衡常数变化；
（3）根据化学反应三行式来计算转化率和平衡常数；
（4）正极上氧气得电子和二氧化碳反应生成碳酸根离子而发生还原反应；
（5）根据燃烧热的概念以及盖斯定律来计算化学反应的焓变，然后写出热化学方程式．

解答 解：（1）A．每消耗1mol CO等效于消耗2molH₂的同时生成2molH₂，正逆反应速率相等，故A正确；
B．混合气体总物质的量不变，说明各物质的量不变，反应达平衡状态，故B正确；
C．生成CH₃OH的速率与消耗CO的速率相等，都体现的正反应方向，故C错误；
D．CH₃OH、CO、H₂的浓度都不再发生变化，说明各物质的量不变，反应达平衡状态，故D正确；
故选：C；
（2）因B点与A点温度相同，K不变，对于上述反应温度升高平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，所以A、B、C三点的平衡常数K_A=K_B＞K_C，故答案为：K_B＞K_C；
（3）将2.0mol CO和6.0mol H₂充入2L的密闭容器中，充分反应后，达到平衡时测得c（CO）=0.25mol/L，则
               CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
初始浓度：1.0          3.0             0
变化浓度：0.75         1.5           0.75
平衡浓度：0.25          1.5         0.75
CO的转化率$\frac{0.75}{1}$×100%=75%，此温度下的化学平衡常数K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•c（{H}_{2}）^{3}}$=$\frac{0.75}{0.25×1．{5}^{2}}$≈1.3，故答案为：75%；1.3；
（4）正极上氧气得电子和二氧化碳反应生成碳酸根离子而发生还原反应，电极反应式为：O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-，
故答案为：O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-；
（5）由H₂（g）的燃烧热△H为-285.8kJ•mol^-1知，1molH₂（g）完全燃烧生成1molH₂O（l）放出热量285.8kJ，
即①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1；
②CH₃OH（l）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2 H₂O（l）△H=-726.5kJ•mol^-1，
由盖斯定律可知，3×①-②得CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9 kJ•mol^-1，
故答案为：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9 kJ•mol^-1．

点评 本题考查了化学平衡状态的判断以及化学平衡常数、电极方程式的书写、热化学方程式的书写等，题目涉及的知识点较多，侧重于考查学生对基础知识的综合应用能力，题目难度中等．