Question

17．甲醇是一種新型的汽車動力燃料，工業(yè)上可通過CO和H₂化合來制備甲醇：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）
（1）在容積固定為2L的密閉容器內充入1mol CO和2mol H₂，加入 催化劑后在250℃開始反應，CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示．
容器中M、N兩點氣體的物質的量之比為5：4．
M、N、Q三點的平衡常數(shù)K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q．
（2）通過壓力計監(jiān)測上述容器內壓強的變化如下：

反應時間/min	0	5	10	15	20	25
壓強/Mpa	12.6	10.8	9.5	8.7	8.4	8.4

則從反應開始到20min時，以CO表示的平均反應速率為0.0125mol/（L．min），該溫度下平衡常數(shù)K=4．
（3）下列描述中能說明上述反應已達平衡狀態(tài)的是BC．
A．2v（H₂）_正=v（CH₃OH）_逆
B．容器內氣體的平均摩爾質量保持不變
C．容器中氣體的壓強保持不變
D．單位時間內生成n mol CO的同時生成2n mol H₂
（4）25℃時以甲醇燃料電池（電解質溶液為稀硫酸）為電源電解300mL NaCl溶液，正極反應式為O₂+4 H⁺+4 e^-=2 H₂O．在電解一段時間后，NaCl溶液的pH變?yōu)?3（假設NaCl溶液的體積不變），則理論上消耗甲醇的物質的量為0.005mol．

Answer 1

分析 （1）M點CO轉化率為50%，則轉化的CO為0.5mol，由方程式可知氣體物質的量減小0.5mol×2=1mol，混合氣體總物質的量為（1+2-1）mol=2mol，N點CO轉化率為70%，則轉化的CO為0.7mol，由方程式可知氣體物質的量減小0.7mol×2=1.4mol，混合氣體總物質的量為（1+2-1.4）mol=1.6mol；
由圖可知，隨溫度升高，CO的轉化率減小，說明平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，平衡常數(shù)知識溫度影響，溫度相同平衡常數(shù)相同；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，20min時處于平衡狀態(tài)，設轉化的CO為x，則：
           CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）
起始量（mol）：1      2         0
變化量（mol）：x      2x        x
平衡量（mol）：1-x    2-2x      x
壓強之比等于物質的量之比，則平衡時混合氣體總物質的量為（1mol+2mol）×$\frac{8.4MPa}{12.6MPa}$=（1-x+2-2x）+x）mol，解得x=0.5，再根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（CO），而平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$；
（3）A．不同物質表示正逆速率之比等于化學計量數(shù)之比，反應到達平衡；
B．正向是氣體物質的量減小的方向，而反應前后氣體總的質量是不變的，只要是正向移動，混合氣體的摩爾質量就會增大；
C．正向是氣體物質的量減小的方向，隨反應進行，壓強減小，壓強不再變化說明到達平衡；
D．單位時間內生成n mol CO的同時生成2n mol H₂，均表示逆反應速率，反應始終存在該比例關系；
（4）正極上發(fā)生還原反應，氧氣在正極獲得電子，酸性條件下生成水，電解NaCl溶液發(fā)生反應：2NaCl+2H₂O$\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$2NaOH+H₂↑+Cl₂↑，在電解一段時間后，NaCl溶液的pH變?yōu)?3，則NaOH濃度為0.1mol/L，故生成NaOH為0.3L×0.1mol/L=0.03mol，燃料電池中甲醇氧化生成二氧化碳，根據(jù)電子轉移守恒計算理論上消耗甲醇的物質的量．

解答 解：（1）M點CO轉化率為50%，則轉化的CO為0.5mol，由方程式可知氣體物質的量減小0.5mol×2=1mol，混合氣體總物質的量為（1+2-1）mol=2mol，N點CO轉化率為70%，則轉化的CO為0.7mol，由方程式可知氣體物質的量減小0.7mol×2=1.4mol，混合氣體總物質的量為（1+2-1.4）mol=1.6mol，容器中M、N兩點氣體的物質的量之比為2mol：1.6mol=5：4；
M、N兩點溫度相同，則K_M=K_N、K_Q，圖可知，隨溫度升高，CO的轉化率減小，說明平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，Q點的溫度比M、N高，故平衡常數(shù)K_M=K_N＞K_Q，
故答案為：5：4；K_M=K_N＞K_Q；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，20min時處于平衡狀態(tài)，設轉化的CO為x，則：
             CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）
起始量（mol）：1      2          0
變化量（mol）：x      2x         x
平衡量（mol）：1-x    2-2x        x
壓強之比等于物質的量之比，則平衡時混合氣體總物質的量為（1mol+2mol）×$\frac{8.4MPa}{12.6MPa}$=（1-x+2-2x）+x）mol，解得x=0.5，
則v（CO）=$\frac{\frac{0.5mol}{2L}}{20min}$=0.0125mol/（L．min），
平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{\frac{0.5}{2}}{\frac{1-0.5}{2}×（\frac{2-0.5×2}{2}）^{2}}$=4，
故答案為：0.0125mol/（L．min）；4；
（3）A．不同物質表示正逆速率之比等于化學計量數(shù)之比，反應到達平衡，應是v（H₂）_正=2v（CH₃OH）_逆表示反應到達平衡狀態(tài)，故A錯誤；
B．正向是氣體物質的量減小的方向，而反應前后氣體總的質量是不變的，只要是正向移動，混合氣體的摩爾質量就會增大，反之會減小，故混合氣體摩爾質量不變可以說明到達平衡，故正確；
C．正向是氣體物質的量減小的方向，隨反應進行，壓強減小，壓強不再變化說明到達平衡，故正確；
D．單位時間內生成n mol CO的同時生成2n mol H₂，均表示逆反應速率，反應始終存在該比例關系，故錯誤，
故選：BC；
（4）正極上發(fā)生還原反應，氧氣在正極獲得電子，酸性條件下生成水，電極反應式為：O₂+4 H⁺+4 e^-=2 H₂O，
電解NaCl溶液發(fā)生反應：2NaCl+2H₂O$\frac{\underline{\;電解\;}}{\;}$2NaOH+H₂↑+Cl₂↑，在電解一段時間后，NaCl溶液的pH變?yōu)?3，則NaOH濃度為0.1mol/L，故生成NaOH為0.3L×0.1mol/L=0.03mol，則生成氯氣為0.015mol，燃料電池中甲醇氧化生成二氧化碳，根據(jù)電子轉移守恒，理論上消耗甲醇的物質的量為$\frac{0.015mol×2}{6}$=0.005mol．
）故答案為：O₂+4 H⁺+4 e^-=2 H₂O；0.005mol．

點評 本題考查化學平衡的有關計算、化學平衡影響因素、化學平衡狀態(tài)的判斷、電化學等，側重考查學生分析計算能力，難度中等．