Question

10．甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，請回答下列問題
（1）一定溫度下，在一恒容的密閉容器中，由CO和H₂合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．
①下列情形不能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是C（填序號）．
A．每消耗1mol CO的同時生成2molH₂
B．混合氣體總物質的量不變
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等
D．CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發(fā)生變化
②CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖所示．B、C兩點的平衡常數(shù)K（B）＞K（C）（填“＞”、“=”或“＜”）
③某溫度下，將2.0mol CO和6.0molH₂充入2L的密閉容器中，達到平衡時測得c（CO）=0.25mol/L，CO的轉化率=75%，此溫度下的平衡常數(shù)K=1.3（保留二位有效數(shù)字）．
（2）常溫下，將V mL、0.20mol/L氫氧化鈉溶液逐滴加入到20.00mL、0.20mol/L甲酸溶液中，充分反應，溶液pH=7，此時V＜20.00mL（填“＞”、“=”或“＜”）；當氫氧化鈉溶液與甲酸溶液恰好完全反應時，溶液中所含離子濃度由大到小排列順序c（Na⁺）＞c（HCOO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（3）溫度650℃的熔融鹽燃料電池，用（CO、H₂）作反應物，空氣與CO₂的混合氣體為正極反應物，鎳作電極，用Li₂CO₃和Na₂CO₃混合物作電解質．該電池的正極反應式為O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-．
（4）己知：CH₃OH、H₂的燃燒熱（△H）分別為-726.5kJ/mol、-285.8kJ/mol，則常溫下CO₂和H₂反應生成CH₃OH和H₂O的熱化學方程式是CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9kJ/mol．

Answer 1

分析 （1）①達到化學平衡時，正逆反應速率相等，各個組分的濃度不隨著時間的變化而變化，根據(jù)化學平衡的特征，由此衍生出的一系列物理量都不變，據(jù)此來判斷；
②化學反應的平衡常數(shù)隨著溫度的變化而變化；
③根據(jù)化學反應三行式來依據(jù)轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$，平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）c（{H}_{2}）^{3}}$計算；
（2）溶液的酸堿性是根據(jù)溶液中H⁺濃度與OH^-濃度的相對大小判斷的，只要溶液中c（H⁺）=c（OH^-），溶液就呈中性，HCOOH是弱電解質，電離程度不大，NaOH是強電解質，完全電離，反應生成的甲酸鈉是強堿弱酸鹽水解呈堿性，需溶液呈中性，需少加堿；當氫氧化鈉溶液與甲酸溶液恰好完全反應時，溶液顯堿性，甲酸根離子水解濃度減�。�
（3）正極上氧氣得電子和二氧化碳反應生成碳酸根離子而發(fā)生還原反應；
（4）根據(jù)燃燒熱的概念寫出對應熱化學方程式，結合蓋斯定律來計算化學反應的焓變，然后寫出熱化學方程式．

解答 解：（1）①A．每消耗1molCO的同時生成2molH₂，能證明正逆反應速率是相等的，故A錯誤；
B、該反應是一個前后氣體系數(shù)和變化的反應，當混合氣體總物質的量不變，達到化學平衡狀態(tài)，故B錯誤；
C．生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等，不能證明正逆反應速率是相等的，此時不一定達到化學平衡，故C正確；
D．CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發(fā)生變化，是化學平衡狀態(tài)的特征，故D錯誤．
故答案為：C；
②根據(jù)圖中CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系，當溫度升該時，一氧化碳的轉化率逐漸減小，所以化學平衡向左移動，所以平衡常數(shù)減小，又C點溫度比B高，所以K（B）＞K（C），
故答案為：＞；
③將2.0mol CO和6.0mol H₂充入2L的密閉容器中，充分反應后，達到平衡時測得c（CO）=0.25mol/L，則
        CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
初始濃度：1.0    3.0        0
變化濃度：0.75    1.5       0.75
平衡濃度：0.25    1.5       0.75
CO的轉化率=$\frac{0.75mol/L}{1mol/L}$×100%=75%，此溫度下的化學平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）c（{H}_{2}）^{3}}$=$\frac{0.75}{0.25×1．{5}^{2}}$≈1.3，
故答案為：75%；1.3；
（2）CH₃COOH是弱電解質，電離程度不大，NaOH是強電解質，完全電離，反應生成的甲酸鈉是強堿弱酸鹽，水解呈堿性，需溶液呈中性pH=7，需少加堿，所以常溫下，將V mL、0.20mol•L^-1氫氧化鈉溶液逐滴加入到20.00mL、0.20mol•L^-1甲酸溶液中，充分反應，V＜20.00mL溶液呈中性pH=7，c（H⁺）=c（OH^-）；當氫氧化鈉溶液與甲酸溶液恰好完全反應時，溶液顯堿性，甲酸根離子水解濃度減小，溶液中離子濃度大小關系為：c（Na⁺）＞c（HCOO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：＜；c（Na⁺）＞c（HCOO^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（3）正極上氧氣得電子和二氧化碳反應生成碳酸根離子而發(fā)生還原反應，電極反應式為：O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-，
故答案為：O₂+4e^-+2CO₂=2CO₃^2-；
（4）由H₂（g）的燃燒熱△H為-285.8kJ•mol^-1知，1molH₂（g）完全燃燒生成1molH₂O（l）放出熱量285.8kJ，
即①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1；
CH₃OH、H₂的燃燒熱為-726.5kJ/mol，得到1mol甲醇完全燃燒生成二氧化碳和液態(tài)水的熱化學方程式，
②CH₃OH（l）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2 H₂O（l）△H=-726.5kJ•mol^-1，
由蓋斯定律可知，3×①-②得CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9 kJ•mol^-1，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-130.9 kJ/mol．

點評 本題考查了化學平衡狀態(tài)的判斷、化學平衡移動以及化學平衡常數(shù)、離子濃度大小比較、電極方程式的書寫等，題目涉及的知識點較多，側重于考查學生對基礎知識的綜合應用能力，題目難度中等．