Question

【題目】CO2是一種廉價的碳資源，其綜合利用具有重要意義。

（一）CO2的化學捕獲：

（1）CO2可以被NaOH溶液捕獲。若所得溶液pH=13，CO2主要轉化為___（寫含碳粒子符號）。（室溫下，H2CO3的Ka1=4.3×10﹣7；Ka2=5.6×10﹣11）

（2）固體氧化物電解池（SOEC）用于高溫共電解CO/H2，既可實現(xiàn)CO2的減排又可高效制備合成氣（CO/H2），其工作原理如圖。寫出電極A發(fā)生的電極反應式___。

（二）CO2的綜合利用

（1）CO2與CH4經(jīng)催化重整制得合成氣：

反應Ⅰ．CH4（g）H+CO2（g）2CO（g）+2H2（g）△H1

已知氫氣、一氧化碳和甲烷的標準燃燒熱（25℃）如表所示

物質(zhì)	H2（g）	CO（g）	CH4（g）
標準燃燒熱△H/kJmol﹣1	﹣285.8	﹣283.0	﹣890.3

則反應I的△H=___kJmol﹣1。

（2）用CO2催化加氫制取二甲醚的反應為：反應Ⅱ.2CO2（g）+6H2（g）CH3OCH3（g）+3H2O（g），在10L恒容密閉容器中，均充入2mol CO2和6moH2，分別以銥（Ir）和鈰（Ce）作催化劑，反應進行相同的時間后測得的CO2的轉化率α（CO2）隨反應溫度的變化情況如圖1。

①根據(jù)圖1，下列說法不正確的是___。

A．反應Ⅱ的△H＜0，△S＜0

B．用Ir和Ce作催化劑時，反應Ⅱ的活化能更低的是Ce

C．狀態(tài)d時，v（正）＜v（逆）

D．從狀態(tài)b到d，α（CO2）先增大后減小，減小的原因可能是溫度升高平衡逆向移動

②狀態(tài)e（900K）時，α（CO2）=50%，則此時的平衡常數(shù)K=___。

③若H2和CO2的物質(zhì)的量之比為n：1，900K時相應平衡體系中二甲醚的物質(zhì)的量分數(shù)為x，請在圖2中繪制x隨n變化的示意圖。_______

Answer 1

【答案】CO32﹣ CO2+2e﹣═CO+O2﹣、H2O+2e﹣=H2+O2﹣ +247.3 BC 或23.15

【解析】

（一）（1）K2==5×10﹣11，當溶液的pH=13，c（H＋）=10-13，有==500，即c（CO32﹣）＞＞c（HCO3﹣）；

（2）電解池中，根據(jù)O2－移動方向可知：A電極為陰極，該電極上發(fā)生還原反應，CO2、H2O分別在A極得到電子發(fā)生還原反應生成CO、H2，同時生成O2－；

（二）（1）寫出H2、CO、CH4燃燒熱的熱化學方程式：①H2（g）+O2（g）=H2O（g）△H=﹣285.8kJmol﹣1、②CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=﹣283.0kJmol﹣1、③CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）△H=﹣890.3kJmol﹣1，再利用蓋斯定律求出CH4（g）H+CO2（g）=2CO（g）+2H2（g）的△H1；

（2）①A．反應2CO2（g）+6H2（g）=CH3OCH3（g）+3H2O（g）正向是體積減小的反應，△S＜0；由圖1可知，狀態(tài)d是用Ce作催化劑的平衡狀態(tài)，隨著溫度的升高，反應物CO2的轉化率降低，說明反應正向放熱；

B．催化劑能降低反應物的活化能，加快反應速率，使可逆反應快速達到平衡，用Ce作催化劑時，CO2的轉化率小、且比用Ir作催化劑后達到平衡，即反應速率��；

C．狀態(tài)d是使用兩種催化劑時一定溫度下，某一時刻的平衡狀態(tài)，反應速率不變；

D．狀態(tài)b到d是用Ir作催化劑的平衡體系，平衡狀態(tài)d相對開始平衡（750℃左右）時，α（CO2）減小主要由溫度影響，可能平衡逆向移動；

②α（CO2）=50%，則c（CO2）的變化量為0.2mol·L－1×50%=0.1mol·L－1，利用三段式列式，求出平衡量，再求出平衡常數(shù)k；

③H2和CO2的物質(zhì)的量之比為n：1，隨著H2的增加，即H2和CO2的物質(zhì)的量之比增大，平衡體系中CO2的轉化率增大，二甲醚的物質(zhì)的量分數(shù)x也增大，當n：1=6：2=3：1時，x值最大；當n：1＞3：1時，x值逐漸減�。划�n=3時，x=1/12。

（一）（1）K2==5×10﹣11，當溶液的pH=13，c（H+）=10﹣13，有==500，即c（CO32﹣）＞＞c（HCO3﹣），所以該溶液中含碳粒子以陰離子CO32﹣為主；

（2）根據(jù)電解池中O2﹣移動方向推斷：A電極為陰極，該電極上發(fā)生還原反應，CO2、H2O分別在A極得到電子發(fā)生還原反應生成CO、H2，同時生成O2，所以CO2在A極反應式為：CO2+2e﹣═CO+O2﹣，H2O在A電極反應式為：H2O+2e﹣=H2+O2﹣；

（二）（1）H2、CO、CH4燃燒熱的熱化學方程式分別為：①H2（g）+O2（g）=H2O（g）△H=﹣285.8kJmol﹣1、②CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=﹣283.0kJmol﹣1、③CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）△H=﹣890.3kJmol﹣1，再利用蓋斯定律、依據(jù)總反應有：③﹣2×②﹣2×①，△H1=﹣890.3kJmol﹣1﹣（﹣283.0kJmol﹣1）﹣2×（﹣285.8kJmol﹣1）=+247.3kJmol﹣1；

（2）①A．反應2CO2（g）+6H2（g）CH3OCH3（g）+3H2O（g）正向是體積減小的反應，△S＜0；由圖1可知，隨著溫度的升高，反應物CO2的轉化率降低，說明平衡逆向移動，逆反應吸熱，則反應正向放熱，故A正確；

B．催化劑能降低反應物的活化能，使可逆反應快速達到平衡，用Ce作催化劑時，CO2的轉化率小、且比用Ir作催化劑后達到平衡，說明用Ir作催化劑時反應物的活化能高、反應速率小，故B錯誤；

C．狀態(tài)d是800℃時某一時刻的平衡狀態(tài)，反應速率不變，v（正）=v（逆），故C錯誤；

D．用Ir作催化劑的平衡體系，不平衡狀態(tài)b到d平衡狀態(tài)，α（CO2）先增大后減小，狀態(tài)d相對開始平衡（750℃左右）時，α（CO2）減小的主要是溫度升高，可能平衡逆向移動，故D正確；

故選：BC；

②α（CO2）=50%，則c（CO2）的變化量為0.2mol/L×50%=0.1mol/L，三段式列式為：

2CO2（g）+6H2（g）CH3OCH3（g）+3H2O（g）

初始濃度：0.2 0.6 0 0

變化濃度：0.1 0.3 0.05 0.15

平衡濃度：0.1 0.3 0.05 0.15

K===≈23.15；

③H2和CO2的物質(zhì)的量之比為n：1，隨著H2的增加，即H2和CO2的物質(zhì)的量之比增大，平衡體系中CO2的轉化率增大，二甲醚的物質(zhì)的量分數(shù)x也增大，當n：1=6：2=3：1時，x值最大；當n：1＞3：1時，x值逐漸減��；當n=3時，x=；故答案為：。