Question

19．工业上可由天然气为原料制备甲醇，也可由水煤气合成甲醇．
（1）已知：2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g），△H=a kJ/mol
CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H=b kJ/mol
试写出由CH₄和O₂制取甲醇的热化学方程式：2CH₄（g）+O₂（g）═2CH₃OH（g）△H=（a+2b） kJ/mol；
（2）通过下列反应制备甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），图甲是反应时CO（g）和CH₃OH（g）的浓度随时间t的变化情况，从反应开始到平衡，用H₂表示平均反应速率v（H₂）=0.15 mol•L^-1•min^-1，平衡时CO的转化83.3%．

（3）在一容积可变的密闭容器中充入10mol CO和20mol H₂，CO的平衡转化率随温度（T）、压强（p）的变化如图乙所示．
①下列说法不能判断该反应达到化学平衡状态的是AC（填字母）
A．H₂的消耗速率等于CH₃OH的生成速率的2倍
B．H₂的体积分数不再改变
C．体系中H₂的转化率和CO的转化率相等
D．体系中气体的平均摩尔质量不再改变
②比较A、B两点压强大小P_A＜P_B（填“＞、＜、=”）
③若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20L，如果反应开始时仍充入10mol CO和20mol H2，则在平衡状态B时，容器的体积V（B）=4L；
（4）以甲醇为燃料，氧气为氧化剂，KOH溶液为电解质溶液，可制成燃料电池（电极材料为惰性电极）
①若KOH溶液足量，则电池负极反应的离子方程式为CH₃OH-6e^-+8OH^-═CO₃^2-+6H₂O；
②若电解质溶液中KOH的物质的量为1.0mol，当有0.75mol甲醇参与反应时，电解质溶液中各种离子的物质的量浓度由大到小的顺序是c（K⁺）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

Answer 1

分析 （1）已知：①2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g）△H=akJ/mol
②CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（g）△H=bkJ/mol
根据盖斯定律，①+②×2可得：2CH₄（g）+O₂（g）=2CH₃OH（g）；
（2）随反应进行，CO浓度减小、甲醇浓度增大，由图可知，10min到达平衡，CO浓度变化为（0.9-0.15）mol/L=0.75mol/L，再根据v=$\frac{△c}{△t}$计算v（CO），转化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%；
化学平衡常数是指：一定温度下，可逆反应到达平衡时，生成物的浓度系数次幂之积与反应物的浓度系数次幂之积的比，固体、纯液体不需要在化学平衡常数中写出；
（3）①可逆反应到达平衡时，同种物质的正逆速率相等，各组分的浓度、含量保持不变，由此衍生的其它一些量不变，判断平衡的物理量应随反应进行发生变化，该物理量由变化到不变化说明到达平衡；
②温度一定时，正反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动，CO的转化率增大；
③A、B温度相同，平衡常数相同，若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20L，CO转化率为50%，则转化的CO为10mol×50%=5mol，则：
                         CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
起始量（mol）：10             20              0
变化量（mol）：5               10             5
平衡量（mol）：5               10              5
平衡常数K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{\frac{5}{20}}{\frac{5}{20}×（\frac{10}{20}）^{2}}$=4，
计算B状态时各组分物质的量，再结合平衡常数计算体积；
（4）①原电池负极发生氧化反应，甲醇在负极失去电子，碱性条件下生成碳酸根离子与水；
②当有0.75mol甲醇参与反应时，产生的二氧化碳是0.75mol，和1mol氢氧化钾反应，根据元素守恒：n （K₂CO₃）+n （KHCO₃）=0.75mol，2n （K₂CO₃）+n（KHCO₃）=1mol，联立解得：n （K₂CO₃）=0.25mol，n （KHCO₃）=0.5mol，溶液呈碱性，且水解程度不大．

解答 解：（1）已知：①2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g）△H=akJ/mol
②CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（g）△H=bkJ/mol
根据盖斯定律，①+②×2可得：2CH₄（g）+O₂（g）=2CH₃OH（g）△H=（a+2b）kJ/mol，
故答案为：2CH₄（g）+O₂（g）=2CH₃OH（g）△H=（a+2b）kJ/mol；
（2）随反应进行，CO浓度减小、甲醇浓度增大，由图可知，10min到达平衡，CO浓度变化为（0.9-0.15）mol/L=0.75mol/L，则v（CO）=$\frac{0.75mol/L}{10min}$=0.075mol•L^-1•min^-1，反应速率之比等于化学方程式计量数之比v（H₂）=2v（CO）=0.15 mol•L^-1•min^-1，平衡时CO的转化率=$\frac{0.75mol/L}{0.9mol/L}$×100%=83.3%，
故答案为：0.15mol•L^-1•min^-1；83.3%；
（3）①A．H₂的消耗速率等于CH₃OH的生成速率的2倍，均表示正反应速率，反应始终按该比例关系进行，不能说明到达平衡，当H₂的消耗速率等于CH₃OH的消耗速率的2倍时，反应到达平衡，故A错误；
B．H₂的体积分数不再改变是化学平衡的特征，达到了平衡，故B正确；
C．氢气、CO的转化率与它们起始物质的量有关，平衡时不一定相等，若起始物质的量之比等于化学计算量之比，转化率始终相等，故C错误；
D．混合气体总质量不变，随反应进行，混合气体总物质的量减小，平均摩尔质量增大，混合气体气体的平均摩尔质量不再改变，说明达到了平衡，故D正确；
故答案为：AC；
②温度一定时，正反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动，CO的转化率增大，故压强P_A＜P_B，
故答案为：＜；
③若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20L，CO转化率为50%，则转化的CO为10mol×50%=5mol，则：
           CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
起始量（mol）：10     20         0
变化量（mol）：5      10         5
平衡量（mol）：5     10         5
平衡常数K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{\frac{5}{20}}{\frac{5}{20}×（\frac{10}{20}）^{2}}$=4，
如果反应开始时仍充入10molCO和20molH₂，在平衡状态B时CO转化率为80%，则转化的CO为10mol×80%=8mol，则：
                       CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
起始量（mol）：10           20             0
变化量（mol）：8            16               8
平衡量（mol）：2              4               8
设体积为VL，则$\frac{\frac{8}{V}}{\frac{2}{V}×（\frac{4}{V}）^{2}}$=4，解得V=4，
故答案为：4；
（4）①原电池负极发生氧化反应，甲醇在负极失去电子，碱性条件下生成碳酸根离子与水，负极电极反应式为：CH₃OH-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O，
故答案为：CH₃OH-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O；
②当有0.75mol甲醇参与反应时，产生的二氧化碳是0.75mol，和1mol氢氧化钾反应，根据元素守恒：n （K₂CO₃）+n （KHCO₃）=0.75mol，2n （K₂CO₃）+n（KHCO₃）=1mol，联立解得：n （K₂CO₃）=0.25mol，n （KHCO₃）=0.5mol，溶液呈碱性，溶液中各种离子的物质的量浓度由大到小的顺序是：c（K⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺），
故答案为：c（K⁺）＞c（HCO₃^-）＞c（CO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

点评 本题考查化学平衡计算、平衡状态判断、盖斯定律应用、原电池、离子浓度大小比较，题目比较综合，需学生具备扎实的基础，是对学生综合能力的考查，（3）中体积计算为难点，注意掌握平衡常数应用，题目难度中等．