Question

16．由碳的氧化物直接合成乙醇燃料已進入大規(guī)模生產．
（1）如采取以CO和H₂為原料合成乙醇，化學反應方程式：2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H；若密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，在催化劑作用下反應生成乙醇，CO的轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖1所示．

已知：2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₁=-566kJ•mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H₂=-572kJ•mol^-1
CH₃CH₂OH（g）+3O₂（g）═2CO₂（g）+3H₂O（g）△H₃=-1366kJ•mol^-1
H₂O（g）═H₂O（l）△H₄=-44kJ•mol^-1
①△H=-300kJ•mol^-1
②若A、C兩點都表示達到的平衡狀態(tài)，則從反應開始到達平衡狀態(tài)所需的時間t_A＞t_C（填“＞”、“＜”或“﹦”）．
③若A、B兩點表示在某時刻達到的平衡狀態(tài)，此時在A點時容器的體積為10L，則該溫度下的平衡常數：K=0.25L⁴•mol^-4；
④熔融碳酸鹽燃料電池（MCFS），是用煤氣（CO+H₂）格負極燃氣，空氣與CO₂的混合氣為正極助燃氣，用一定比例Li₂CO₃和Na₂CO₃低熔混合物為電解質，以金屬鎳（燃料極）為催化劑制成的．負極上CO反應的電極反應式為CO-2e^-+CO₃^2-═2CO₂．
（2）工業(yè)上還可以采取以CO₂和H₂為原料合成乙醇，并且更被化學工作者推崇，但是在相同條件下，由CO制取CH₃CH₂OH的平衡常數遠遠大于由CO₂制取CH₃CH₂OH 的平衡常數．請推測化學工作者認可由CO₂制取CH₃CH₂OH的優(yōu)點主要是：原料易得、原料無污染、可以減輕溫室效應等．
（3）目前工業(yè)上也可以用CO₂來生產甲醇．一定條件下發(fā)生反應CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）．若將6mol CO₂和8mol H₂充入2L的密閉容器中，測得H₂的物質的量隨時間變化的曲線如圖2所示（實線）．
①請在答題卷圖中繪出甲醇的物質的量隨時間變化曲線．
②僅改變某一實驗條件再進行兩次實驗，測得H₂的物質的量隨時間變化如圖中虛線所示，曲線I對應的實驗條件改變是升高溫度，曲線Ⅱ對應的實驗條件改變是增大壓強．
（4）將標準狀況下4.48L CO₂通入1L 0.3mol•L^-1NaOH溶液中完全反應，所得溶液中微粒濃度關系正確的是
A．c（Na⁺）=c（HCO₃^-）+c（CO₃^2-）+c（H₂CO₃）
B．c（OH^-）+c（CO₃^2-）=c（H₂CO₃）+c（H⁺）
C．c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+2c（CO₃^2-）+c（OH^-）
D．2c（Na⁺）=3c（HCO₃^-）+3c（CO₃^2-）+3c（H₂CO₃）

Answer 1

分析 （1）①已知：Ⅰ、2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₁=-566kJ•mol^-1
Ⅱ、2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H₂=-572kJ•mol^-1
Ⅲ、CH₃CH₂OH（g）+3O₂（g）═2CO₂（g）+3H₂O（g）△H₃=-1366kJ•mol^-1
Ⅳ、H₂O（g）═H₂O（l）△H₄=-44kJ•mol^-1
由蓋斯定律Ⅰ+2×Ⅱ-Ⅲ-Ⅳ可得2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g），據此計算；
②溫度越高，反應速率越大，反應到達平衡的時間越短；
③根據三段式求出平衡狀態(tài)時各物質的濃度，根據化學平衡常數表達式計算得到答案；
④原電池負極得電子發(fā)生氧化反應，再結合介質寫電極反應式；
（2）二氧化碳的含量較大且易獲取，二氧化碳減少能減輕對環(huán)境的影響；
（3））①隨著反應的進行，甲醇的物質的量逐漸增大，當達到平衡狀態(tài)時，參加反應的氫氣物質的量=（8-2）mol=6mol，再計算生成甲醇的物質的量；
②I達到平衡的時間縮短，說明反應速率增大，但氫氣的轉化率減小，說明改變條件抑制平衡向正反應方向移動；Ⅱ達到平衡的時間縮短，說明反應速率增大，且氫氣的轉化率增大，說明改變條件促進平衡向正反應方向移動；
（4）該溶液是0.2mol二氧化碳與0.3mol的氫氧化鈉反應，最終是0.1mol碳酸鈉與0.1mol碳酸氫鈉的混合溶液，再結合三大守恒判斷．

解答 解：（1）①已知：Ⅰ、2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₁=-566kJ•mol^-1
Ⅱ、2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H₂=-572kJ•mol^-1
Ⅲ、CH₃CH₂OH（g）+3O₂（g）═2CO₂（g）+3H₂O（g）△H₃=-1366kJ•mol^-1
Ⅳ、H₂O（g）═H₂O（l）△H₄=-44kJ•mol^-1
由蓋斯定律Ⅰ+2×Ⅱ-Ⅲ-Ⅳ可得2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=-566kJ•mol^-1；
故答案為：-300；
②A的溫度小于C點，溫度越高，反應速率越大，則反應到達平衡的時間越短，所以t_A大于t_C；
故答案為：＞；
③2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）
起始濃度（mol/L） 1     2          0        0
轉化濃度（mol/L）0.5    1.0       0.25    0.25
平衡濃度（mol/L）0.5    1.0       0.25    0.25
根據化學平衡常數是在一定條件下，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可知，該溫度下反應的平衡常數K=$\frac{0.25×0.25}{0．{5}^{2}×1．{0}^{4}}$=0.25L⁴•mol^-4；
故答案為：0.25L⁴•mol^-4；
④CO在負極上發(fā)生氧化反應生成CO₂，電極反應式為：CO-2e^-+CO₃^2-═2CO₂；
CO-2e^-+CO₃^2-═2CO₂；
（2）原料易得、原料無污染、可以減輕溫室效應等（1 分）
（3）①根據圖象可知平衡時氫氣的物質的量是2mol，消耗氫氣的物質的量是8mol-2mol=6mol，平衡時生成甲醇的物質的量是$\frac{1}{2}$×6mol=2mol，因此圖象可表示為：
故答案為：；
②根據圖象知，I反應到達平衡的時間縮短，說明反應速率增大，但氫氣的轉化率減小，平衡向逆反應方向移動，則改變的條件是升高溫度；II反應到達平衡的時間縮短，說明反應速率增大，且氫氣的轉化率增大，說明改變條件促進平衡向正反應方向移動，則改變的條件是增大壓強；
故答案為：升高溫度；增大壓強；
（4）該溶液是0.2mol二氧化碳與0.3mol的氫氧化鈉反應，發(fā)生的反應為CO₂+2NaOH=Na₂CO₃+H₂O，二氧化碳剩余，氫氧化鈉充分反應生成0.15mol的碳酸鈉，剩余的0.05mol二氧化碳與碳酸鈉反應：Na₂CO₃+H₂O+CO₂=2NaHCO₃，則Na₂CO₃剩余0.1mol，生成NaHCO₃0.1mol，即混合溶液為等量的碳酸鈉與碳酸氫鈉：
A、根據電荷守恒可知：C（Na⁺）+C（H⁺）=2C（CO₃^2-）+C（HCO₃^-）+C（OH^-），而C（H⁺）≤C（CO₃^2-），故A錯誤；
B、根據電荷守恒可知：C（Na⁺）+C（H⁺）=2C（CO₃^2-）+C（HCO₃^-）+C（OH^-），故B錯誤；
C、根據電荷守恒可知：C（Na⁺）+C（H⁺）=2C（CO₃^2-）+C（HCO₃^-）+C（OH^-），故C正確；
D、電荷守恒可知：C（Na⁺）+C（H⁺）=2C（CO₃^2-）+C（HCO₃^-）+C（OH^-）…①，物料守恒可知：2C（Na⁺）=3[C（HCO₃^-）+C（CO₃^2-）+C（H₂CO₃）…②，將①代入②得：C（CO₃^2-）+2C（OH^-）=3C（H₂CO₃）+C（HCO₃^-）+2C（H⁺），故D正確；
故答案為：CD．

點評 本題考查學反應速率計算、化學平衡影響因素、化學平衡常數及其計算、離子濃度大小的比較，掌握三大守恒和正確分析圖象中曲線變化是解本題關鍵，再結合物質的性質、外界條件對化學平衡的影響等知識點來分析解答；題目難度中等．