Question

1．人類活動產生的CO₂長期積累，威脅到生態(tài)環(huán)境，其減排問題受到全世界關注．CO₂和H₂在一定條件下反應生成甲醇（CH₃OH）等產生，工業(yè)上利用該反應合成甲醇．
已知：25℃，101kPa下：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）═CO₂ （g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol
（1）寫出CO₂和H₂生成氣態(tài)甲醇等產物的熱化學方程式CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50kJ/mol；
（2）微生物燃料電池是一種利用微生物將化學能直接轉化成電能的裝置．已知某種甲醇微生物燃料電池中，電解質溶液為酸性，示意圖如圖所示：
①電池外電路電子的流動方向為從A到B（填寫“從A到B”或“從B到A”）．
②工作結束后，B電極室溶液的酸性與工作前相比將不變（填寫“增大”、“減小”或“不變”，溶液體積變化忽略不計）．
③A電極附近甲醇發(fā)生的電極反應式為CH₃OH+H₂O-6e^-=6H⁺+CO₂↑；
（3）已知反應2CH₃OH（g）═CH₃OCH₃（二甲醚）（g）+H₂O（g），溫度T₁時平衡常數(shù)為400，此溫度下，在密閉容器中加入CH₃OH，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：

物質	CH3OH	CH3OCH3	H2O
濃度/（mol•L-1）	0.44	0.6	0.6

①比較此時正、逆反應速率的大�。篤_正＞ V_逆（填“＞”“＜”或“=”）．
②若加入CH₃OH后，經(jīng)10min反應達到平衡，此時C（CH₃OH）=0.04mol•L^-1；該時間內反應速率V（CH₃OH）=0.16mol•L^-1•min^-1．
（4）一定條件下CO和H₂也可以制備二甲醚，將amolCO與3amolH₂充入一固定體積的密閉容器中，發(fā)生反應3CO（g）+3H₂（g）═CH₃OCH₃（二甲醚） （g）+CO₂（g）△H＜0，要提高CO的轉化率，可以采取的措施是ae（填字母代號）
a．分離出二甲醚   b．加入催化劑  c．充入He，使體系壓強增大  d．增加CO的濃度
e．再充入1molCO和3molH₂．

Answer 1

分析 （1）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算將方程式3×①-②得CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）的反應熱化學方程式；
（2）①甲醇在負極失電子發(fā)生氧化反應，A為負極，氧氣在正極得到電子發(fā)生還原反應，B為正極，電子從負極經(jīng)外電路流向正極；
②B電極反應是氧氣得到電子生成氫氧根離子在酸性溶液中生成水，氫離子通過交換膜移向正極，氫離子物質的量不變，溶液體積變化忽略不計，溶液中氫離子濃度不變；
③A電極是原電池負極，甲醇失電子發(fā)生氧化反應，在酸溶液中生成二氧化碳，由電荷守恒可知有H⁺生成；
（3）①根據(jù)反應的平衡常數(shù)表達式為K=$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）c（{H}_{2}O）}{{c}^{2}（C{H}_{3}OH）}$計算；
②利用三段式計算平衡時各組分濃度，根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算反應速率；
（4）反應3CO（g）+3H₂（g）═CH₃OCH₃（二甲醚） （g）+CO₂（g）△H＜0，提高一氧化碳的轉化率可以增大氫氣的量，降低溫度、中等壓強使平衡正向進行．

解答 解：（1）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-242kJ/mol①
CH₃OH（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-676kJ/mol②
將方程式3×①-②得CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=3×（-242kJ/mol）-（-676kJ/mol）=-50 kJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-50 kJ/mol；
（2）①甲醇在負極失電子發(fā)生氧化反應，A為負極，氧氣在正極得到電子發(fā)生還原反應，B為正極，電子從負極經(jīng)外電路流向正極．即電子由A極經(jīng)外電路流向B極，
故答案為：從A到B；
②B電極反應是氧氣得到電子生成氫氧根離子在酸性溶液中生成水，氫離子通過交換膜移向正極，氫離子物質的量不變，溶液體積變化忽略不計，溶液中氫離子濃度不變，故溶液pH不變，
故答案為：不變；
③A電極是原電池負極，甲醇失電子發(fā)生氧化反應，在酸溶液中生成二氧化碳，由電荷守恒可知有H⁺生成，電極反應式為：CH₃OH+H₂O-6e^-═6H⁺+CO₂↑，
故答案為：CH₃OH+H₂O-6e^-═6H⁺+CO₂↑；
（3）①該反應的平衡常數(shù)表達式為：K=$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）c（{H}_{2}O）}{{c}^{2}（C{H}_{3}OH）}$，將所給濃度帶入平衡常數(shù)表達式：$\frac{0.6×0.6}{0.4{4}^{2}}$=1.86＜400，故反應向正反應方向進行，正反應速率大于逆反應速率，故答案為：＞；
②2CH₃OH（g）≒CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）
某時刻濃度（mol•L^-1）：0.44         0.6         0.6
轉化濃度（mol•L^-1）：2x            x           x
平衡濃度（mol•L^-1）：0.44-2x      0.6+x        0.6+x
K=$\frac{（0.6+x）^{2}}{（0.44-2x）^{2}}$，解得x=0.2mol/L，
故平衡時c（CH₃OH）=0.44mol/L-0.2mol/L×2=0.04mol/L，
起始時在密閉容器中加入CH₃OH，
則起始時甲醇的濃度為0.44moL/L+0.6mol/L×2=1.64mol/L，平衡時c（CH₃OH）=0.04mol/L，
則10min轉化甲醇1.64moL/L-0.04moL/L=1.6mol/L，
所以甲醇的反應速率為v（CH₃OH）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{1.6mol/L}{10min}$=0.16 mol/（L•min），
故答案為：0.04 mol•L^-1； 0.16 mol/（L•min）．
（4）反應3CO（g）+3H₂（g）═CH₃OCH₃（二甲醚） （g）+CO₂（g）△H＜0，反應是氣體體積進行的放熱反應，依據(jù)化學平衡移動原理分析，增大一氧化碳轉化率，平衡正向進行，
a．分離出二甲醚平衡正向進行，一氧化碳轉化率增大，故a正確；   
b．加入催化劑改變反應速率不改變化學平衡，故b錯誤；  
c．恒容條件充入He，使體系壓強增大，氣體分液不變，濃度不變，平衡不變，故c錯誤；  
d．增加CO的濃度會提高氫氣轉化率，一氧化碳轉化率減小，故d錯誤；
e．再充入1molCO和3molH₂．相當于中等壓強，平衡正向進行，一氧化碳轉化率增大，故e正確；
故答案為：ae．

點評 本題考查較綜合，涉及原電池原理、蓋斯定律、化學平衡影響因素、化學反應速率的計算等知識點，主要是化學平衡影響因素的分析判斷和平衡計算應用，難度中等．