Question

【題目】乙醇是一種重要的化工原料和燃料，常見合成乙醇的途徑如下：

(1)乙烯氣相直接水合法：C2H4(g)+H2O(g)=C2H5OH(g) ΔH1=akJ·mol-1

已知：C2H4(g)+3O2(g)=2CO2(g)+2H2O(g) ΔH2=-1323.0kJ·mol-1

C2H5OH(g)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(g) ΔH3=-1278.5kJ·mol-1，則a=__。

(2)工業(yè)上常采用CO2和H2為原料合成乙醇，某實驗小組將CO2(g)和H2(g)按1：3的比例置于一恒容密閉容器中發(fā)生反應：2CO2(g)+6H2(g)C2H5OH(g)+3H2O(g) ΔH=bkJ·mol-1。在相同的時間內，容器中CO2的濃度隨溫度T的變化如圖1所示，上述反應的pK(pK=-lgK，K表示反應平衡常數(shù))隨溫度T的變化如圖2所示。

①由圖1可知，b=__(填“”“”或“<”)0。

②在T1～T2及T4～T5兩個溫度區(qū)間內，容器中CO2(g)的濃度呈現(xiàn)如圖1所示的變化趨勢，其原因是___。

③圖1中點1、2、3對應的逆反應速率v1、v2、v3中最大的是___(填“v1”“v2”或“v3”)；要進一步提高H2(g)的轉化率，可采取的措施有___(任答一條)。

④圖2中當溫度為T1時，pK的值對應A點，則B、C、D、E四點中表示錯誤的是__。

⑤乙烯氣相直接水合法過程中會發(fā)生乙醇的異構化反應：C2H5OH(g)CH3OCH3(g) ΔH=+50.7kJ·mol-1，該反應的速率方程可表示為v正=k正c(C2H5OH)和v逆=k逆c(CH3OCH3)，k正和k逆只與溫度有關。該反應的活化能Ea(正)__(填“”“”或“<”) Ea(逆)，已知：T℃時，k正=0.006s-1，k逆=0.002s-1，該溫度下向某恒容密閉容器中充入1.5mol乙醇和4mol甲醚，此時反應__(填“正向”或“逆向”)進行。

Answer 1

【答案】-44.5 < T1~T2區(qū)間，化學反應未達到平衡，反應正向進行，溫度越高，反應速率越快，所以CO2的濃度隨溫度的升高而減�。�T3以后曲線上對應的點均達到平衡，該反應的正反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO2的濃度隨溫度的升高而增大 v3 提高CO2的濃度或適當降溫或及時移出生成物 BE > 正向

【解析】

(1) 已知：I：C2H4(g)+3O2(g)=2CO2(g)+2H2O(g) ΔH2=-1323.0kJ·mol-1

II：C2H5OH(g)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(g) ΔH3=-1278.5kJ·mol-1；

根據(jù)蓋斯定律I-II可得C2H4(g)+H2O(g)=C2H5OH(g) ΔH1=ΔH2-ΔH3=(-1323.0kJ·mol-1)-(-1278.5kJ·mol-1)=-44.5 kJ·mol-1；

(2)①據(jù)圖可知當溫度低于T3時隨溫度上升，CO2的濃度下降，而溫度高于T3時隨溫度上升，CO2的濃度上降，說明相同時間內溫度低于T3時反應沒有達到平衡，而溫度高于T3時，該時段內反應達到平衡，且溫度上升平衡左移CO2的濃度上降，所以正反應為放熱反應，所以b<0；

②T1~T2區(qū)間，化學反應未達到平衡，反應正向進行，溫度越高，反應速率越快，所以CO2的濃度隨溫度的升高而減�。�T3以后曲線上對應的點均達到平衡，該反應的正反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO2的濃度隨溫度的升高而增大；

③溫度越高反應速率越快，所以逆反應速率最大的是v3；提高CO2的濃度或及時移出生成物，平衡都可以正向移動增大氫氣的轉化率，該反應正反為放熱反應，適當降低溫度也可以提高提高氫氣的轉化率；

④該反應為放熱反應，所以溫度越高平衡常數(shù)越小，則pK越大，所以BE二點表示錯誤；

⑤該反應焓變大于0，焓變=正反應活化能-逆反應活化能>0，所以Ea(正)> Ea(逆)；反應達到平衡時正逆反應速率相等，即v正=k正c(C2H5OH)=v逆=k逆c(CH3OCH3)，所以有，T℃時，k正=0.006s-1，k逆=0.002s-1，所以該溫度下平衡常數(shù)K==3，該反應前后氣體系數(shù)之和相等，所以可以用物質的量代替濃度計算濃度商和平衡常數(shù)， 所以該溫度下向某恒容密閉容器中充入1.5mol乙醇和4mol甲醚時，濃度商Q=<3，所以此時反應正向移動。