Question

【題目】黨的十九大報告中多次提及“綠色環(huán)保”、“生態(tài)文明”，而 CO2 的有效利用可以緩解溫室效應，解決能源短缺問題。

(1)某研究所的科研人員在新型納米催化劑 Na－Fe3O4 和 HMCM－22 的表面，以 CO2 為碳源，與電解水產(chǎn)生的 H2 催化轉(zhuǎn)化為高附加值的烴類化合物，其過程如圖。

圖中 CO2 轉(zhuǎn)化為 CO 的反應為：CO2(g) + H2(g)=CO(g) + H2O(g) ΔH1 = + 41 kJmol-1。已知：2CO2(g) + 6H2(g)=C2H4(g) + 4H2O(g) ΔH2=－128 kJmol-1。圖中 CO 轉(zhuǎn)化為 C2H4 的熱化學方程式是__________________ 。

(2)甲醇是未來重要的綠色能源之一，在工業(yè)中常用 CO、H2 合成甲醇，其反應為：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH3 < 0

①為了探究濃度對反應速率的影響，200℃ 時在 10 L 恒容密閉容器中進行實驗，測得的實驗數(shù)據(jù)如下表所示：

實驗	起始濃度/(mol·L-1)		初始速率/(mol·L-1·min-1)
	CO	H2
1	0.25	0.50	0.391
2	0.25	1.00	0.781
3	0.50	0.50	0.780

該反應速率的通式為 v正=k正 cm(CO)cn(H2)(k 正是與溫度有關的速率常數(shù))。由表中數(shù)據(jù)可確定反應速率通式中 m =_______、n =_____(取正整數(shù))。實驗發(fā)現(xiàn)，當實驗 1 中 c(H2) = 0.25 molL－1時達到平衡，請計算該反應的平衡常數(shù) K = _____。

②若將一定比例的 CO 和 H2 在裝有催化劑的反應器中反應 12 小時，體系中甲醇的產(chǎn)率和催化劑的催化活性與溫度的關系如圖所示。

請判斷溫度為 470 K 時，圖中 P 點 _________(填“是”或“不是”)處于平衡狀態(tài)，490 K 之后，甲醇產(chǎn)率隨溫度升高而減小的可能原因為：_____、 _____。

(3)近年來，有研究人員用 CO2 通過電催化生成多種燃料，其工作原理如圖所示。

①請寫出 Cu 電極上產(chǎn)生 CH3OH 的電極反應式：_____________。

②如果Cu 電極上只生成 0.15 mol C2H4 和 0.30 mol CH3OH，則 Pt 電極上產(chǎn)生O2 的物質(zhì)的量為 ___________mol。

③已知 HCOOH 為一元弱酸，常溫下將 0.1 molL－1 HCOOH 溶液與 0.1 molL－1 NaOH 溶液按體積比 a : b混和(忽略溶液體積的變化)，混合后溶液恰好顯中性，則 HCOOH 的電離常數(shù) Ka=_____________(用含 a、b 的代數(shù)式表示)。

Answer 1

【答案】2CO(g) +4H2(g) = C2H4(g) + 2H2O(g) △H= - 210 kJ/mol 1 1 16 不是 升高溫度，反應逆向移動 催化劑活性降低 CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O 0.675

【解析】

(1)根據(jù)蓋斯定律計算；

(2)①將表格數(shù)據(jù)代入公式，利用待定系數(shù)法求解；通過三段式計算平衡常數(shù)；

②根據(jù)圖示和影響反應速率因素作答；

(3)①銅電極為陰極，得電子發(fā)生還原反應；

②根據(jù)電路中電子守恒進行計算；

③HCOOH的電離常數(shù)K=，據(jù)此進行計算。

(1)圖中CO2轉(zhuǎn)化為CO的反應為： CO2(g)+H2(g) = CO(g)+H2O(g) △H= +41kJ/mol，已知：2CO2(g) + 6H2(g) = C2H4(g) + 4H2O(g) △H= -128kJ/mol，將第二個方程式減去第一個方程式的2倍得到CO轉(zhuǎn)化為C2H4的熱化學方程式：2CO(g) +4H2(g) = C2H4(g) + 2H2O(g) △H= - 210 kJ/mol，故答案為：2CO(g) +4H2(g) = C2H4(g) + 2H2O(g) △H= - 210 kJ/mol；

(2) ①v正=k正 cm(CO)cn(H2)可知實驗1中，0.391mol/(L·min)= k正×(0.25mol/L)m×(0.50mol/L)n；實驗2中：0.781mol/(L·min)= k正×(0.25mol/L)m×(1.00mol/L)n；實驗2中：0.780mol/(L·min)= k正×(0.50mol/L)m×(0.50mol/L)n；則2/1可得2=2n，即n=1；3/1得2=2m，則m=1；當實驗 1 中 c(H2) = 0.25 mol·L－1時達到平衡，通過三段式計算有，平衡常數(shù) K ==16，故答案為：1；1；16；

②溫度為470K時，圖中P點不是處于平衡狀態(tài)；在490K之前，甲醇產(chǎn)率隨著溫度升高而增大的原因是溫度越高化學反應速率越快，490K之后，甲醇產(chǎn)率下降的原因是升高溫度，反應逆向移動、催化劑活性降低，故答案為：不是；升高溫度，反應逆向移動；催化劑活性降低；

(3)①銅電極與電源負極相連為陰極，CO2得電子被還原生成CH3OH，根據(jù)電荷守恒元素守恒可知電極反應方程式為：CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O，故答案為：CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O；

②C2H4和CH3OH中碳均為-2價，CO2轉(zhuǎn)化成C2H4和CH3OH化合價均降低6價，所以生成0.15molC2H4和0.30 molCH3OH時轉(zhuǎn)移的電子為2.7mol，則生成的氧氣為=0.675mol，故答案為：0.675；

③混合后溶液呈中性，所以c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L，根據(jù)電荷可知c(HCOO-)=c(Na+)=，根據(jù)物料守恒有：c(HCOO-)+ c(HCOOH)= ，所以c(HCOOH)= ，電離平衡常數(shù)Ka=，故答案為：。