Question

【題目】十九大報告提出要對環(huán)境問題進行全面、系統(tǒng)的可持續(xù)治理。綠色能源是實施可持續(xù)發(fā)展的重要途徑，利用生物乙醇來制取綠色能源氫氣的部分反應過程如下圖所示：

(1)已知：CO(g) +H2O(g)CO2(g)+H2(g) H1=-41 kJ·mol-1

CH3CH2OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g) H2 =+174.1 kJ·mol-1

反應I的熱化學方程式為______。

(2)反應II在進氣比[n(CO) : n(H2O)]不同時，測得相應的 CO 平衡轉化率見下圖(各點對應的反應溫度可能相同，也可能不同；各點對應的其他反應條件都相同)。

①圖中A、E和 G三點對應的反應溫度TA、TE、TG的關系是_____，其原因是 ______。該溫度下，要提高CO平衡轉化率，除了改變進氣比之外，還可采取的措施是______。

②由圖中可知CO的平衡轉化率與進氣比、反應溫度之間的關系是____。

③A、B 兩點對應的反應速率大�。�vA_____vB(填“<” “=”或“>”)。已知反應速率 v=v正v逆= k正x(CO)x(H2O) k逆x(CO2) x(H2) ，k為反應速率常數(shù)，x為物質的量分數(shù)，在達到平衡狀態(tài)為D點的反應過程中，當CO的轉化率剛好達到20％時，=_____。

(3)反應III在飽和KHCO3電解液中，電解活化的CO2來制備乙醇，其原理如圖所示，則陰極的電極反應式為___________。

Answer 1

【答案】CH3CH2OH(g)+H2O(g)4H2(g)+2CO(g) H= +256.1 kJ·mol-1 TA=TE=TG KA=KE=KG=1 及時移去產(chǎn)物 溫度相同，進氣比越大，CO的平衡轉化率越��；進氣比相同，反應溫度越高，CO的平衡轉化率越小 ＜ 36.0 14CO2+12e+9H2O═CH3CH2OH+12HCO3

【解析】

(1)反應I化學方程式為CH3CH2OH(g)+H2O(g)═4H2(g)+2CO(g)，

①CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H1=-41kJ/mol
②CH3CH2OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)△H2=+174.1kJ/mol
根據(jù)蓋斯定律②-①×2計算CH3CH2OH(g)+H2O(g)═4H2(g)+2CO(g)的△H；

(2)①反應II為CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H1=-41kJ/mol，正反應放熱，可用A、E和G三點對應數(shù)值結合反應三段式計算平衡常數(shù)，根據(jù)平衡常數(shù)的變化分析判斷；根據(jù)反應特點，結合溫度、濃度對平衡移動的影響分析提高CO平衡轉化率的措施；

②由圖可知，當CO的轉化率相同時，溫度由低到高對應的進氣比為0.5、1、1.5，由此可確定溫度與進氣比的關系；

③CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H1=-41kJ/mol，反應為放熱反應，升溫平衡逆向進行，CO轉化率減��；達到平衡狀態(tài)為D點的反應過程中，平衡常數(shù)K=，則==K×，根據(jù)反應三段式計算D點時平衡常數(shù)K、計算CO轉化率剛好達到20%時各物質的物質的量分數(shù)x，代入=K×中計算比值；

(3)陰極得電子發(fā)生還原反應，結合電子守恒、電荷守恒書寫電極反應方程式。

(1)反應I化學方程式為CH3CH2OH(g)+H2O(g)═4H2(g)+2CO(g)，①CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H1=41kJ/mol

②CH3CH2OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)△H2=+174.1kJ/mol

根據(jù)蓋斯定律②①×2計算CH3CH2OH(g)+H2O(g)═4H2(g)+2CO(g)的△H=+174.1kJ/mol(41kJ/mol)×2=+256.1kJ/mol，即熱化學方程式為CH3CH2OH(g)+H2O(g)═4H2(g)+2CO(g)△H=+256.1kJ/mol；

(2)①圖中A點數(shù)值為(0.5，66.7)，即=0.5，CO的轉化率為66.7%=，根據(jù)關系列三段式：

KA===1；

圖中E點數(shù)值為(1，50)，即=1，CO的轉化率為50%，根據(jù)關系列三段式：

平衡常數(shù)KE===1；

圖中G點數(shù)值為(1.5，40)，即=1.5，CO的轉化率為40%，根據(jù)關系列三段式：

平衡常數(shù)KG ===1；

根據(jù)以上計算可知，KA=KE=KG=1，平衡常數(shù)不變，平衡常數(shù)是溫度的函數(shù)，溫度不變，則平衡常數(shù)不變，則可得TA=TE=TG；

CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H=41kJmol1，即正向為氣體體積不變的放熱反應，所以恒溫條件下，增大H2O(g)的濃度或及時分離出CO2等產(chǎn)物均可提高CO的平衡轉化率；

②由圖可知，溫度相同，進氣比越大，CO的平衡轉化率越小；進氣比相同，反應溫度越高，CO的平衡轉化率越小；

③CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H1=41kJ/mol，反應為放熱反應，升溫平衡逆向進行，CO轉化率減小，則B點溫度高，反應速率快，即vA＜vB；D點數(shù)值為(1，60)，反應三段式為：

D點溫度下的平衡常數(shù)KD＝==2.25，反應達到平衡時v正=v逆，即k正x（CO）x（H2O）=k逆x（CO2）x（H2），所以===K=2.25，在達到平衡狀態(tài)為D點的反應過程中，當CO轉化率剛好達到20%時，反應三段式為：

X（CO）=x（H2O）==0.4，x（CO2）=x（H2）==0.1，所以==K×=2.25×=36.0；

(3)陰極得電子發(fā)生還原反應，故電極反應方程式14CO2+12e+9H2O═CH3CH2OH+12HCO3。