Question

7．目前工業(yè)上有一種方法是用CO₂來生產甲醇．一定條件下發(fā)生反應：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），如圖表示該反應進行過程中能量（單位為kJ•mol^-1）的變化．在體積為1L的恒容密閉容器中，充入1molCO₂和3molH₂反應．
（1）下列措施中能使c（CH₃OH）增大的是CD．
A、升高溫度                       B、充入He（g），使體系壓強增大
C、將H₂O（g）從體系中分離出來      D、再充入1molCO₂和3molH₂
（2）在溫度T₁時，當反應達到平衡時，測得n（H₂）=2.4mol；其他條件不變，在溫度T₂時，當反應達到平衡時，測得nO₂（C）=0.82mol，則T₂＞T₁（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）在一定條件下科學家從煙道氣中分離出CO₂與太陽能電池電解水產生的H₂合成甲醇（常溫下為液體）．CH₃OH、H₂的燃燒熱分別為：△H=-725.5kJ/mol、△H=-285.8kJ/mol．
①寫出工業(yè)上以CO₂、H₂合成CH₃OH和液態(tài)水的熱化學方程式：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-131.9kJ/mol；
②該轉化的積極意義是可降低溫室效應和彌補資源短缺；
③有人提出，可以設計反應CO₂═C+O₂（△H＞0、△S＜0）來消除CO₂對環(huán)境的影響．請你判斷是否可行并說出理由：不可行，該反應是一個焓增、熵減的反應，所以不能自發(fā)進行．

Answer 1

分析 （1）根據圖象知，該反應的正反應是放熱反應，能使c（CH₃OH）增大，說明平衡向正反應方向移動；
（2）依據化學平衡在不同溫度下二氧化碳的轉化率計算，比較反應進行程度大小，確定溫度高低；
（3）①利用蓋斯定律計算反應熱，并書寫熱化學方程式；
②該反應消耗二氧化碳，可降低溫室效應，生成甲醇，可彌補資源短缺；
③根據△G=△H-T△S判斷反應能否自發(fā)進行．

解答 解：（1）A．升高溫度，平衡逆向移動，c（CH₃OH）減小，故錯誤；
B．充入He（g），使體系壓強增大，由于容器為恒容容器，各組分濃度不變，平衡不移動，c（CH₃OH）不變，故錯誤；
C．將H₂O（g）從體系中分離出來，平衡正向移動，c（CH₃OH）增大，故正確；
D．再充入1mol CO₂和3molH₂，平衡正向移動，c（CH₃OH）增大，故正確．
故答案為：CD；
（2）在溫度T₁時，當反應達到平衡時，測得n（H₂）=2.4mol，則平衡時n（CO₂）=1mol-$\frac{1}{3}$×（3mol-2.4mol）=0.8mol；其他條件不變，在溫度T₂時，當反應達到平衡時，測得n（CO₂）=0.82mol，說明平衡向正反應方向移動，反應為放熱反應，降低溫度平衡向正反應方向移動，故答案為：＞；
（3）①甲醇和氫氣的燃燒熱書寫其熱化學方程式分別為：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（l），△H₁=-1451kJ/mol；
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l），△H₂=-571.6KJ/mol，
根據蓋斯定律，反應CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l）
可以看成是方程式$\frac{3}{2}$×②-①×$\frac{1}{2}$，所以△H=$\frac{3}{2}$×（-571.6KJ/mol）-（-1451kJ/mol）×$\frac{1}{2}$=-131.9KJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（l）+H₂O（l），△H=-131.9KJ/mol；
②該反應消耗二氧化碳，可降低溫室效應，生成甲醇，可彌補資源短缺，故答案為：可降低溫室效應和彌補資源短缺；
③該反應是一個焓增、熵減的反應，則△G=△H-T△S＞0，不能自發(fā)進行，
故答案為：不可行，該反應是一個焓增、熵減的反應，所以不能自發(fā)進行．

點評 本題考查化學平衡以及反應熱的計算，題目難度較大，本題注意利用三段式法計算．