Question

（1）已知： C(s)+O2(g)=CO2(g)???????? ΔH1＝－393.5 kJ/mol

C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)? ΔH2＝＋131.3 kJ/mol

則反應CO(g)+H2(g) +O2(g)= H2O(g)+CO2(g)，ΔH= ____? ___kJ/mol。

（2）在一恒容的密閉容器中，由CO和H2合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)? ΔH

①下列情形不能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是_______（填序號）。

A．每消耗1 mol CO的同時生成2molH2

B．混合氣體總物質的量不變

C．生成CH3OH的速率與消耗CO的速率相等

D．CH3OH、CO、H2的濃度都不再發(fā)生變化

②CO的平衡轉化率（α）與溫度、壓強的關系如圖所示。A、B兩點的平衡常數(shù)K(A)_______K(B)（填“＞”、“=”或“＜”,下同）；由圖判斷ΔH _____0。

③某溫度下，將2.0 mol CO和6.0 molH2充入2 L的密閉容器中，充分反應后，達到平衡時測得c(CO)=0.25 mol/L，則CO的轉化率=?????????? ，此溫度下的平衡常數(shù)K=????????????? （保留二位有效數(shù)字）。

（3）工作溫度650℃的熔融鹽燃料電池，用煤炭氣（CO、H2）作負極反應物，空氣與CO2的混合氣體為正極反應物，催化劑鎳作電極，用一定比例的Li2CO3和Na2CO3低熔點混合物作電解質。負極的電極反應式為：CO+H2－4e-+2CO32-=3CO2+H2O；則該電池的正極反應式為???????????????????????? 。

 

Answer 1

【答案】

（1）-524.8（2分）?

（2）①c（2分）；② =（2分）；<（2分）；③75%（3分）； 1.3（2分）

（3）O2+4e-+2CO2=2CO32-（2分）

【解析】

試題分析： （1）根據蓋斯定律和已知方程式可得，ΔH=ΔH1－ΔH2 ＝－393.5 kJ/mol－131.3 kJ/mol=-524.8 kJ/mol。

（2）①A項每消耗1 mol CO的同時生成2molH2 表示的是正逆反應速率相等，所以反應達到平衡。

B．根據反應方程式中氣體系數(shù)可知，該反應是前后氣體的減少的反應，所以混合氣體總物質的量不變時，反應達到平衡，B正確；

C．生成CH3OH的速率與消耗CO的速率均表示正反應速率，不能說明反應達平衡，C錯誤；

D．反應中各物質的濃度不再變化是化學反應達到平衡的重要標志，D正確。

②反應的平衡常數(shù)只與溫度有關，所以圖像中A、B的溫度相等，所以平衡常數(shù)也相等，即K(A)= K(B)；又可看出圖像曲線隨著溫度升高，CO的轉化率不斷降低，所以溫度升高對正反應不利，使平衡逆向移動，所以該反應的正反應是一個放熱反應，ΔH <0。

③??????????????? CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)

初始濃度（mol/L）：1?????? 3????????????? ????????? 0

轉化濃度（mol/L）：0.75??? 2.25????????????? ????? 0.75

平衡濃度（mol/L）：0.25??? 0.75????????????? ????? 0.75

所以H2的轉化率=0.75÷1×100%=75%

平衡常數(shù)K= c(CH3OH) / c(CO)c2(H2) =0.75/ 0.752 0.25=1.3

（3）該電池的反應原理實質是用水煤氣做燃料，制成一個燃料電池，所以電池總反應式就是水煤氣的燃燒反應CO+H2 +O2=CO2+H2O，可以看出Li2CO3和Na2CO3只是做電解質并沒有發(fā)生反應，所以根據已知得負極反應式消耗CO32-可推得正極反應式應生成CO32-，所以可得正極反應式為O2+4e-+2CO2=2CO32- 。

考點：本題考查的是化學反應原理的知識，設計蓋斯定律的應用計算、化學平衡標志的判斷、轉化率和化學平衡常數(shù)的計算、電化學方程式的書寫等內容。