Question

【題目】煤的氣化得CO和H2，在催化劑存在條件下進一步合成甲醇（反應I），并同時發(fā)生反 應II.

I.CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) △H1 = -81 kJ mol-1

II. CO(g)+H2(g) C(s)+H2O (g) △H2

已知：①2C(s)+O2(g)=2CO(g) △H3 =-221 kJ mol-1

② H2O(g)=H2O(1) △H4 =-44.0 kJ mol-1

③H2的標準燃燒熱為285. 8 kJ mol-1

④反應過程中催化劑對選擇性會產(chǎn)生影響，甲醇選擇性是指轉化的CO中生成甲醇的百分比。

請回答：

（1）反應 II 中△H2 =______ kJ mol-1

（2）為減弱副反應II的發(fā)生，下列采取的措施合理的是_________。

A.反應前加入少量的水蒸氣 B.增壓

C.降低反應溫度 D.使用合適催化劑，平衡前提高甲醇的選擇性

（3）在常壓下，CO和H2的起始加入量為10 mol、14 mol，容器體積為10 L.選用Cu/NiO催化劑，升高溫度在450℃時測得甲醇的選擇性為80%，CO的轉化率與溫度的關系如圖所示，則此溫度下反應I的平衡常數(shù)K=_______，并說明CO的轉化率隨溫度升高先增大后減小的原因：____________。

（4）350℃時甲醇的選擇性為90%，其他條件不變，畫出350℃時甲醇的物質的量隨時間的變化曲線。_________________

（5）甲醇燃料電池由甲醇電極、氧電極和質子交換膜構成，寫出負極的電極反應式：_________。實驗證明CO在酸性介質中可電解產(chǎn)生甲醇，寫出陰極的電極反應式:__________。

Answer 1

【答案】 -131.3 AD 3.2 在150℃至350℃時，測量時，反應I、II未達到平衡，隨溫度升高，CO轉化率增大，350℃后測量時，反應I、II已達到平衡，兩反應均放熱，平衡逆向移動，CO轉化率減小 （說明：平衡時，n=6.3） CH3OH+H2O-6e-=CO2+6H+ CO+4H++4e-=CH3OH

【解析】（1）本題考查熱化學反應方程式的計算，①2C(s)+O2(g)=2CO(g)，② H2O(g)=H2O(1) ，③H2(g)＋1/2O2(g)=H2O(l) △H=－285.8kJ·mol－1，根據(jù)II，得出：③－②－①/2，△H2=－131.3kJ·mol－1；（2）本題考查化學平衡的移動，減弱II的發(fā)生，要求II的平衡向逆反應方向移動，A、加入少量的水蒸氣，增加II的生成物的濃度，平衡向逆反應方向進行，CO和H2的量增加，反應I向正反應方向進行，故A正確；B、增大壓強，反應II向正反應方向進行，不利于甲醇的生成，故B錯誤；C、兩個反應都是放熱反應，降低溫度，平衡都向正反應方向移動，不利于甲醇的生成，故C錯誤；D、根據(jù)信息④，使用合適的催化劑，提高甲醇的選擇性，有利于甲醇的生成，故D正確；（3）考查化學平衡常數(shù)的計算，

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

起始： 10 14 0

變化： 10×50%×80% 8 4 根據(jù)信息，有1molCO和1molH2參與反應II，因此達到平衡，CO和H2的物質的量都是5，甲醇的物質的量為4mol，根據(jù)平衡常數(shù)的表達式，K=，代入數(shù)值解得K=3.2，在150℃至350℃時，測量時，反應I、II未達到平衡，隨溫度升高，CO轉化率增大，350℃后測量時，反應I、II已達到平衡，兩反應均放熱，平衡逆向移動，CO轉化率減小 ；（4）考查化學平衡計算，根據(jù)（3）的分析，當350℃時，甲醇的選擇性為90%，達到平衡n(CH3OH)=6.3，即圖像為：；（5）考查電極反應式的書寫，因為是質子交換膜，說明環(huán)境是酸性，甲醇在負極上失電子，轉變成CO2，因此負極反應式為： CH3OH+H2O-6e－=CO2+6H＋ ；根據(jù)電解原理，陰極上得電子，化合價降低，CO中C的化合價為＋2價，甲醇中C的化合價為－2價，因此陰極反應式為CO+4H＋+4e－=CH3OH。