Question

【題目】碳及其化合物在科研、工業(yè)生產(chǎn)中有著重要作用。請按要求回答下列問題。

（1）一定條件下，CH4 和 CO2 都能與 H2O 形成籠狀結(jié)構(gòu)的水合物晶體，CH4 與 H2O形成的水合物俗稱“可燃冰”。已知：CO2（g）+nH2O（l）=CO2·nH2O（s）△H=-57.98 kJ·mol-1， CH4（g）+nH2O（l）=CH4·nH2O（s） △H=-54.49 kJ·mol-1 。則反應(yīng)： CO2（g）+CH4·nH2O（s） = CH4（g） +CO2·nH2O（s）的△H=_______________；該反應(yīng)能在一定 條件下自發(fā)進行的理論依據(jù)是______________。

（2）固定和利用 CO2 能有效地利用資源并減少空氣中的溫室氣體。工業(yè)上利用 CO2 生產(chǎn)甲醇方法的反應(yīng)原理：CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g） ΔH＜0。現(xiàn)將6mol CO2 和 8 mol H2 充入一容積為 2 L 的密閉容器中（溫度保持不變），測得 H2 的物質(zhì)的量隨時間變化如下圖實線所示。

①該反應(yīng)在 0～8 min 時，H2 的平均反應(yīng)速率：_____________；v 正（a）_____________v 正（d）（填“<”“>”“=”）；CO2 的平衡轉(zhuǎn)化率：_____________。該溫度下平衡常數(shù)的值 為_____________。

②若起始反應(yīng)物投料量不變，重新進行兩次實驗（每次僅改變某一條件），所測得 H2 的物質(zhì)的量隨時間變化如上圖中兩條虛線。則 b、c、d 三點平衡常數(shù)： K（b）______________K（c）______________K（d）（填“<”“>”“=”）。

③在恒溫恒容的條件下，再充入 3 mol CO2 和 4 mol H2，達新平衡時，H2O 的體積分數(shù)將______________（填“增大”“不變”或“減小”）

（3）如圖為甲醇燃料電池，其負極電極 方程式為______________。

Answer 1

【答案】-3.49 kJ·mol-1 △G=△H- T·△S＜0 0.375mol·L-1·min-1 > 33.3% 0.5 ＜ = 增大 CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+

【解析】

(1)由蓋斯定律可知，CO2(g)+nH2O(l)=CO2·nH2O(s)△H=-57.98 kJ·mol-1，CH4(g)+nH2O(s) =CH4·nH2O(s) △H=-54.49 kJ·mol-1，以上兩個式子相減得CO2(g)+CH4·nH2O(s)=CH4(g) +CO2·nH2O(s) △H=(-57.98 kJ·mol-1)-(-54.49)=-3.49 kJ·mol-1；判斷反應(yīng)能否自發(fā)進行，依據(jù)△G=△H- T·△S，若△G＜0，反應(yīng)能自發(fā)進行；△G＞0反應(yīng)不能自發(fā)進行，因為該反應(yīng)的△H=-3.49 kJ·mol-1＜0，所以一定條件下能自發(fā)進行；

(2)①計算0～8 min 時，H2 的物質(zhì)的量的變化，求出H2 的物質(zhì)的量濃度的變化，依據(jù)反應(yīng)中反應(yīng)物、生成物物質(zhì)的量變化之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，計算出△n(CO2)、△n(CH3OH)、△n(H2O)，然后計算出平衡時的反應(yīng)物、生成物的物質(zhì)的量濃度；

②如圖所示，以d點實線曲線為標準分析，b點曲線反應(yīng)速率增大，但轉(zhuǎn)化的氫氣的物質(zhì)的量少，應(yīng)是升高溫度，因該反應(yīng)放熱，升高溫度平衡逆向移動；c點曲線反應(yīng)速率增大，轉(zhuǎn)化的氫氣的物質(zhì)的量多，平衡正向移動，應(yīng)是增大壓強；平衡常數(shù)只受溫度的影響，該反應(yīng)放熱，升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減�。�

③借助于等效平衡處理該題，達到平衡后在通入反應(yīng)物物質(zhì)的量之比與平衡前通入反應(yīng)物的物質(zhì)的量之比相等，相當(dāng)于增大壓強，反應(yīng)物生成物濃度同等倍數(shù)增加。

(3)甲醇燃料電池，負極發(fā)生氧化反應(yīng)，正極發(fā)生還原反應(yīng)，圖中的交換層為質(zhì)子交換層，故電解質(zhì)為酸，負極的電極反應(yīng)式：CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+。

(1)由蓋斯定律可知，CO2(g)+nH2O(l)=CO2·nH2O(s)△H=-57.98 kJ·mol-1，CH4(g)+nH2O(s)=CH4·nH2O(s) △H=-54.49 kJ·mol-1，以上兩個式子相減得CO2(g)+CH4·nH2O(s)= CH4(g) +CO2·nH2O(s) △H=(-57.98 kJ·mol-1)-( -54.49)=-3.49kJ·mol-1；根據(jù)體系自由能變化△G=△H- T·△S，判斷反應(yīng)能否自發(fā)進行，若△G=△H-T·△S＜0，反應(yīng)能自發(fā)進行；

(2)①該反應(yīng)在0～8 min時，△n(H2)=8mol-2mol=6mol，v(H2)==0.375mol·L-1·min-1；由a到d的過程，反應(yīng)物的濃度逐漸減小，正反應(yīng)速率逐漸變慢，故v正(a)＞v正(d)；反應(yīng)中變化的物質(zhì)的量之比等于化學(xué)計量數(shù)之比，因為△n(H2)=6mol，所以△n(CO2)=2mol，△n(CH3OH)=△n(H2O)=2mol，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率：×100%=33.3%；平衡時n(H2)=8mol-6mol=2mol，n(CO2)=6mol-2mol=4mol，n(CH3OH)=n(H2O)=2mol，平衡時反應(yīng)物生成物的物質(zhì)的量濃度為：c(H2)=c(CH3OH)=c(H2O)= =1mol·L-1，c(CO2) ==2 mol·L-1，該溫度下平衡常數(shù)的值為： =0.5；

②根據(jù)圖像，b點曲線反應(yīng)速率增大，但與d點所在的實線曲線相比，轉(zhuǎn)化的氫氣的物質(zhì)的量少，應(yīng)是升高溫度，因CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH＜0，該反應(yīng)正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，升高溫度平衡逆向移動，不利于氫氣的轉(zhuǎn)化，故b點曲線改變的條件是升高溫度；c點曲線反應(yīng)速率增大，但與d點所在的實線曲線相比，轉(zhuǎn)化的氫氣的物質(zhì)的量多，因增大壓強平衡正向移動，故c點曲線改變的條件是增大壓強；平衡常數(shù)只受溫度的影響，該反應(yīng)放熱，升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，故溫度越高平衡常數(shù)越小，b點曲線溫度最高，d點實線曲線和c點曲線溫度相同，即T(b)＞T(c)=T(d)故K(b)＜K(c)=K(d)；

③在恒溫恒容的條件下，再充入3mol CO2和4 molH2，相當(dāng)于同等倍數(shù)的增大反應(yīng)物的物質(zhì)的量濃度，壓強增大，平衡向著氣體分子數(shù)減小的方向(正反應(yīng)方向)移動，H2O 的體積分數(shù)將增大；

(3)甲醇燃料電池，負極發(fā)生氧化反應(yīng)，圖中的交換層為質(zhì)子交換層，故電解質(zhì)為酸，負極的電極反應(yīng)式：CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+。