Question

（14分）反應①  Fe(s)+CO₂(g)===FeO(s)+CO(g)；△H₁=" a" kJmol^-1反應②  CO(g)+1/2O₂(g)===CO₂(g)；△H₂=" b" kJmol^-1測得在不同溫度下，在密閉容器中進行的反應①的平衡常數K值隨溫度的變化如下：

(1)反應①的化學平衡常數表達式為                ，a      0（填“>”、“<”或“=”）。在 500℃2L 密閉容器中進行反應①，F(xiàn)e 和 CO₂的起始物質的量均為4mol，10min后達到平衡狀態(tài)，平衡時CO₂的轉化率為       ，用CO表示的化學反應速率為       。
(2)700℃反應①到平衡，要使該平衡向右移動，其它條件不變時，可以采取的措施有__________（填序號）。

A．縮小反應容器體積	B．通入CO2
C．升高溫度到900℃	D．使用合適的催化劑

(3)由反應①和②可求得反應  2Fe(s)+O₂(g)===2FeO(s) △H₃中的△H₃=           （用含a、b的代數式表示）。
(4)如圖是甲醇燃料電池（電解質溶液為KOH溶液）的結構示意圖，則a處通入的是    （填“甲醇”或“氧氣”），b處電極上發(fā)生的電極反應式：                                

Answer 1

（1）K=c(CO)/c(CO₂)（1分）     >（1分）     50%（1分）    0.1mol/(L·min^－1) （1分）
（2）BC（2分）       （3）2（a+b）kJ·mol^-1（3分）
（4）氧氣（2分）       CH₃OH － 6e^- + 8OH ^- ="=" CO₃ ^2- + 6H₂O (3分)

（1）平衡常數是指在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值，所以根據反應式可知，K＝c(CO)/c(CO₂)。根據表中數據可知，隨著溫度的升高，K增大，說明升高溫度平衡向正反應方向移動，說明正反應是吸熱反應。設平衡時CO₂的轉化率為x，則生成CO設4x，剩余CO₂是（4－4x），所以根據平衡常數的表達式可知，解得x＝0.5，即轉化率是50％。生成CO的濃度是4mol×0.5÷2L＝1mol/L，所以反應速率是1mol/L÷10min＝0.1mol/(L·min^－1)。
（2）由于反應是體積不變的、吸熱的可逆反應。所以改變壓強平衡不移動，催化劑只能改變反應速率，而不能影響平衡狀態(tài)，AD不正確。增大反應物濃度或升高溫度，平衡都向正反應方向移動，答案選BC。
（3）考查蓋斯定律都應用。根據已知反應（①＋②）×2即得到2Fe(s)+O₂(g)===2FeO(s)，所以反應熱是2（a+b）kJ·mol^-1。
（4）原電池中負極失去電子，正極得到電子，根據電子都流向可知右側是負極，左側是正極，所以b處通入甲醇，a處通入氧氣。由于電解質是氫氧化鉀，所以負極反應式為CH₃OH － 6e^- + 8OH ^- ="=" CO₃ ^2- + 6H₂O。