Question

【題目】頁巖氣是從頁巖層中開采出來的一種非常重要的天然氣資源，頁巖氣的主要成分是甲烷，是公認的潔凈能源。

(1)頁巖氣不僅能用作燃料，還可用于生產(chǎn)合成氣(CO+H2)。CH4與H2O(g)通入聚焦太陽能反應器，發(fā)生反應：CH4(g)+ H2O(g)═CO(g)+3H2(g)　ΔH。

已知：①CH4、H2、CO的燃燒熱分別為a 、b 、c (a、b、c均大于0)；

②水的汽化熱為+d (d >0)。則ΔH=__________ (用含a、b、c、d的代數(shù)式表示)。

(2)用合成氣制甲醇的反應為2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)　ΔH，在10 L的恒容密閉容器中按物質(zhì)的量之比1∶2充入CO和H2，測得CO的平衡轉(zhuǎn)化率與溫度和壓強的關(guān)系如圖所示。

①ΔH________(填“>”“<”或“=”)0。

②寫出兩條可同時提高反應速率和CO的轉(zhuǎn)化率的措施：_______、_____。

③下列說法正確的是___________(填序號)。

A．溫度越高，該反應的平衡常數(shù)越大

B．達平衡后再充入稀有氣體，CO的轉(zhuǎn)化率提高

C．體系內(nèi)氣體壓強不再變化時，反應達到平衡狀態(tài)

D．圖中壓強p1<p2

④200 ℃時，n(H2)隨時間的變化如表所示，3 min時反應剛好達到平衡狀態(tài)，請利用表中的數(shù)據(jù)計算0~3 min內(nèi)v(CH3OH)=_______。

t/min	0	1	3	5
n(H2)/mol	8.0	5.4	4.0	4.0

⑤200℃時該反應的平衡常數(shù)K=____________。向上述200 ℃的平衡體系中再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持溫度不變，則平衡_______(填“正向移動”“逆向移動”或“不移動”)。

(3)甲、氧氣和KOH溶液可組成燃料電池。標準狀況下通入5.6 L甲烷時，測得電路中轉(zhuǎn)移1.96 mol電子，則甲烷的利用率為________。

Answer 1

【答案】(a+3b+cd) < 增大H2濃度 增大壓強 CD 1/15或0.067 6.25 正向移動 98%

【解析】

（1）利用蓋斯定律的計算反應熱時，將各分式與所求總式對比，明確熱化學方程式是否需要反向，是否需要乘以某個數(shù)。

（2）本小問涉及了化學反應速率的計算和影響因素、化學平衡的判定、化學平衡的圖像、化學平衡常數(shù)的計算、濃度商與化學平衡常數(shù)的大小比較判斷反應進行的方向等。綜合度較高。

（3）本小問涉及原電池原理的簡單計算。

（1）據(jù)題意，先寫出相關(guān)的熱化學方程式：

CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-a ①

H2(g)+O2 (g)═H2O (l)　 ΔH=-b ②

CO(g)+ O2 (g)═CO2 (g)　 ΔH=-c ③

H2O(l)=H2O(g) ΔH=d ④

根據(jù)蓋斯定律可知，反應總式CH4(g)+ H2O(g)═CO(g)+3H2(g)　可由前4個分式相加減得到，即①-②×3-③-④，可得CH4(g)+ H2O(g)═CO(g)+3H2(g) 的ΔH =（a+3b+cd）kJ/mol；

（2）①以圖中的p1線為例（保持壓強不變），則隨著溫度的升高，CO的轉(zhuǎn)化率降低，說明升溫平衡左移，該反應正向放熱，即ΔH<0；

②先從提高反應速率的常見措施有升高溫度、增大壓強、提高濃度、使用催化劑4個方面考慮。由于催化劑不能使平衡移動，不改變CO的平衡轉(zhuǎn)化率，所以催化劑不考慮。因為升溫平衡會左移，所以升高溫度不合適。由于該反應是正向氣體分子總數(shù)減小的反應，所以加壓平衡會右移，增大壓強這一措施可行。增大H2的濃度可以提高CO的轉(zhuǎn)化率。

③A項錯誤，該反應正向是吸熱反應，升高溫度，平衡常數(shù)將減�。�

B項錯誤，由于題給的是恒容容器，充入稀有氣體，沒有改變平衡體系中各物質(zhì)的濃度，所以平衡不移動，CO的轉(zhuǎn)化率不變；

C項正確，該反應是一個正向氣體分子數(shù)減小的反應，在恒容時充入反應物進行反應，壓強是一個變量，當壓強不變時，說明該反應已達平衡；

D項正確，畫一條垂直橫軸的線，保持溫度不變，發(fā)現(xiàn)p2在p1的上方，即p2對應的CO的轉(zhuǎn)化率高，據(jù)該反應正向氣體分子數(shù)減小的特點，說明相對于p1，p2是加壓使平衡右移，即p2>p1;

所以答案選CD。

④ 投入H28.0mol，平衡時H2為4.0mol，所以H2反應了4.0mol，其濃度改變量為0.4mol/L,用H2表示的化學反應速率為v(H2)=molL-1min-1；據(jù)化學反應速率之比等于化學計量數(shù)之比可知，用CH3OH表示的化學反應速率為v(CH3OH)=v(H2)= molL-1min-1=molL-1min-1≈0.067 molL-1min-1；

⑤ 2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)

初始 8.0 4.0 0

變化 4.0 2.0 2.0

平衡 4.0 2.0 2.0

所以平衡時各物質(zhì)的濃度分別為：0.4mol/L、0.2mol/L、0.2mol/L，所以200℃時該反應的化學平衡常數(shù)為=6.25；向上述200 ℃的平衡體系再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持溫度不變，此時≈2.78<6.25，所以平衡正向移動；

（3）負極的電極反應式為：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，所以每反應1molCH4，轉(zhuǎn)移8mole-，現(xiàn)轉(zhuǎn)移1.96mol電子，則參加反應的CH4 的物質(zhì)的量為0.245mol，通入甲烷的物質(zhì)的量為0.25mol，所以甲烷的利用率為=98%。