Question

【題目】Ⅰ 甲醇是重要的化工原料,在日常生活中有著廣泛的應用.

（1）工業上一般采用下列兩種反應合成甲醇：

反應Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1

反應Ⅱ：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH2

在以上制備甲醇的兩個反應中:反應I優于反應II,原因為_____________。

（2）已知在常溫常壓下：

①2CH3OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2O(l)ΔH1＝－Q1 kJ／mol

②2CO(g)+ O2(g)＝2CO2(g) ΔH2＝－Q2 kJ／mol

③H2O(g)＝H2O(l) ΔH3＝－Q3 kJ／mol

請寫出甲醇發生不完全燃燒生成一氧化碳和氣態水的熱化學反應方程式：_______。

（3）某同學依據甲醇燃燒的反應原理，設計如下圖所示的電池裝置，工作一段時間后，測得溶液的pH將___________填“升高”、“降低”、“不變”），該燃料電池負極反應的離子方程式為：________________。

Ⅱ 325K、起始壓強為100kPa時，在體積為2L的密閉容器中充入4.6 g NO2 ,發生反應：2NO2(g)N2O4(g)。

（1）NO2與N2O4的消耗速率與其濃度的關系如圖所示，圖中交點A表示該反應所處的狀態為________；

A．平衡狀態 B．朝正反應方向移動 C．朝逆反應方向移動 D．無法判斷

（2）能夠說明上述反應已經達到平衡狀態的有____________；

a．NO2和N2 O4的物質的量相等

b．體系顏色不在變化

c．容器內混合氣體的密度不再改變

d．容器內氣體壓強不發生變化

（3）若達到平衡后容器內混合氣體的平均相對分子質量為57.5。平衡時NO2的轉化率為_______，此條件下的平衡常數K=________________。

Answer 1

【答案】 反應I符合“原子經濟性”的原則即原子利用率為100% CH3OH(l)＋O2(g)＝CO(g)＋2H2O(g) ΔH=(2Q3+0.5Q2-0.5Q1) kJ／mol 降低 CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O C bd 40% 100/9(或11.11)

【解析】Ⅰ、（1）反應I中反應物完全轉化，原子利用率為100%，符合“原子經濟性”的原則，所以制備甲醇的兩個反應中反應I優于反應II；

（2）已知在常溫常壓下：

①2CH3 OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2 O(l)ΔH1＝－Q1 kJ／mol

②2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) ΔH2＝－Q2 kJ／mol

③H2 O(g)＝H2 O(l) ΔH3＝－Q3 kJ／mol

根據蓋斯定律可知0.5×①－0.5×②－2×③即得到甲醇發生不完全燃燒生成一氧化碳和氣態水的熱化學反應方程式為CH3 OH(l)＋O2(g)＝CO(g)＋2H2O(g) ΔH=(2Q3+0.5Q2－0.5Q1) kJ/mol。

（3）反應中甲醇失去電子轉化為碳酸鉀，因此工作一段時間后，測得溶液的pH將降低，該燃料電池負極反應的離子方程式為CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；

Ⅱ、（1）圖中交點A表示的消耗速率v（N2O4）=v（NO2），而達到平衡時NO2的消耗速率應該是N2O4消耗速率的2倍，v（NO2）=2v（N2O4），因此此時v逆大于v正，所以反應向逆反應方向移動，答案選C。（2）a．NO2和N2O4的物質的量相等，不能說明正逆反應速率相等，不一定處于平衡狀態，a錯誤；b．體系顏色不在變化是，說明NO2濃度不再發生變化，達到平衡狀態，b正確；c．密度是混合氣的質量和容器容積的比值，在反應過程中質量和容積始終是不變的，所以容器內混合氣體的密度不再改變不能說明達到平衡狀態，c錯誤；d．正反應體積增大，容器內氣體壓強不發生變化說明反應達到平衡狀態，d正確，答案選bd。（3）4.6gNO2的物質的量是0.1mol，則根據方程式可知

2NO2(g) N2 O4(g)

起始量（mol） 0.1 0

轉化量（mol） x 0.5x

平衡量（mol） 0.1－x 0.5x

則，解得x＝0.04，所以平衡時NO2的轉化率為0.04/0.1×100%＝40%。平衡時NO2和N2O4的濃度分別是0.03mol/L、0.01mol/L，則此條件下的平衡常數。