Question

能源問題是人類社會面臨的重大課題，甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，研究甲醇具有重要意義。

（1）用CO合成甲醇的反應為：CO(g)+2H₂(g) CH₃OH(g)在容積為1L。的密閉容器中分別充入1molCO和2molH₂，實驗測得甲醇的物質的量和溫度、時間的關系曲線如圖所示。則該正反應的△H_______0（填“＜”、“＞”或“=”），判斷的理由是______。

（2）利用工業(yè)廢氣中的CO₂可制取甲醇，其反應為：CO₂+3H₂CH₃OH+H₂O。

①常溫常壓下已知下列反應的能量變化如下圖所示：

由二氧化碳和氫氣制備甲醇的熱化學方程式為_______。

②為探究用CO₂生產燃料甲醇的反應原理，現(xiàn)進行如下實驗：在一恒溫恒容密閉容器中，充入1molCO₂ 和3molH₂，進行上述反應。測得CO₂。和CH₃OH(g)的濃度隨時間變化如圖所示。從反應開始到平衡，v(H₂)=_______ ；該溫度下的平衡常數(shù)數(shù)值K=______。能使平衡體系中n(CH₃OH)/n(CO₂))增大的措施有_______（任寫一條）。

（3）工業(yè)上利用甲醇制備氫氣的常用方法有兩種。

①甲醇蒸汽重整法。主要反應為；CH₃OH(g)  CO(g)+2H₂(g)設在容積為2.0L的密閉容器中充入0. 60 molCH₃OH(g)，體系壓強為P₁，在一定條件下達到平衡時，體系壓強為P₂，且P₂/P₁ =2.2，則該條件下CH₃OH   的平衡轉化率為______ 。

②甲醇部分氧化法。在一定溫度下以Ag/CeO₂－ZnO為催化劑時原料氣比例對反應的選擇性（選擇性越大，表示生成的該物質越多）影響關系如圖所示。則當n(O₂)／n(CH₃OH) =0.25時。CH₃OH與O₂發(fā)生的主要反應方程式為______ 。在制備H₂：時最好控制n(O₂))/n(CH₃OH)=______。

 

 

Answer 1

【答案】

（1）＜溫度升高，平衡時甲醇的量減少，平衡逆向移動，則正反應放熱（或溫度升高，平衡常數(shù)減小，平衡逆向移動，則正反應放熱）。（2）① CO₂(g)+3H₂(g)=CH₃OH(l)+H₂O(l) ΔH=-50KJ/mol. ②0.225mol/(L·min)  5.3  降低溫度（或加壓或增大H₂的量或將H₂O蒸汽從體系中分離等）。（3） ①60﹪  ②2CH₃OH+ O₂ =2HCHO+ 2H₂O  0. 5

【解析】

試題分析：（1）當反應達到平衡后，由于升高溫度，n(CH₃OH)減小，平衡時CH₃OH的含量降低，說明升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動。根據(jù)平衡移動原理，升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動。逆反應方向是吸熱反應，所以正反應是放熱反應。故△H＜0. （2） ①由圖一可知：CO₂(g)+H₂(g)=CO(g)+H₂O(l)  △H=41KJ/mol, 由圖二可知：CO(g)+2H₂(g) CH₃OH(g)  △H= -91KJ/mol.將兩式相加可得：CO₂(g) +3H₂(g)=CH₃OH(l)+H₂O(l) ΔH=-50KJ/mol. ② V(CO₂)= (1.00-0.25) mol/L÷10min= 0.075mol/(l·min). V(H₂):V(CO₂)=3:1,所以V(H₂)=3 V(CO₂)= 0.225mol/(L·min) . 在該溫度下的平衡常數(shù)數(shù)值由于反應 CO₂(g) +3H₂(g)= CH₃OH(l)+H₂O(l) ΔH=-50KJ/mol.的正反應是一個放熱反應，所以降低溫度能使平衡體系中n(CH₃OH)/n(CO₂)增大。另外比如加壓、增加H₂的量或將水蒸氣從混合物中分離出來等措施也能使平衡體系中n(CH₃OH)/n(CO₂))增大。（3）反應開始時n(CH₃OH)=0.6mol,n(CO)=0mol,n(H₂)=0mol.假設反應過程中CH₃OH改變的物質的量為X，則達到平衡時各物質的物質的量為n(CH₃OH)= (0.6-X)mol, n(CO) =Xmol n(H₂)=2Xmol,對于體積固定的密閉容器中的氣體反應來說，反應前后的壓強比等于它們的物質的量的比。所以(0.6+2X)÷0.6=2.2,解得X=0.36.所以CH₃OH的平衡轉化率為0.36÷0.6×100﹪=60﹪。②由圖可知當n(O₂)／n(CH₃OH) =0.25時得到的產物是甲醛，CH₃OH與O₂發(fā)生的主要反應方程式為2CH₃OH + O₂=2HCHO+ 2H₂O。在制備H₂時由于在n(O₂)／n(CH₃OH) =0.5時選擇性最高，所以最好控制n(O₂))/n(CH₃OH)= 0.5。

考點：考查關于甲醇燃料電池的化學反應原理及制法等知識。