甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。(1)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇:反应Ⅰ: CO(g) + 2H2(g)   CH3OH(g)     

甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。(1)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇:反应Ⅰ: CO(g) + 2H2(g)   CH3OH(g)     

题型:不详难度:来源:
甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。
(1)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇:
反应Ⅰ: CO(g) + 2H2(g)   CH3OH(g)              ΔH1
反应Ⅱ: CO2(g) + 3H2(g)   CH3OH(g)  +  H2O(g)   ΔH2
①下表所列数据是反应Ⅰ在不同温度下的化学平衡常数(K)。
温度
250℃
300℃
350℃
K
2.041
0.270
0.012
 
由表中数据判断ΔH1       0 (填“>”、“=”或“<”)。
②某温度下,将2 mol CO和6 mol H2充入2L的密闭容器中,充分反应,达到平衡后,测得c(CO)= 0.2 mol/L,则CO的转化率为        ,此时的温度为        (从上表中选择)。
(2)已知在常温常压下:
① 2CH3OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 4H2O(l)  ΔH1=-1451.6kJ/mol
② 2CO (g)+ O2(g) = 2CO2(g)  ΔH2=-566.0kJ/mol
写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式:                       
(3)某实验小组依据甲醇燃烧的反应原理,设计如图所示的电池装置:

①该电池的能量转化形式为              
②该电池正极的电极反应为              
③工作一段时间后,测得溶液的pH减小,则该电池总反应的化学方程式为            
答案
(1)①<(2分)     ②80%(2分)   250℃(2分)
(2)CH3OH(l) + O2(g) = CO(g) + 2H2O(l)  ΔH1=-442.8kJ/mol(3分)
⑶①化学能转化为电能(2分)
②O2 + 2H2O +4e- = 4OH-(2分)
③2CH3OH + 3O2 +  4OH-= 2CO32-+ 6H2O(3分
解析

试题分析:(1)①由题给数据分析,随着温度的升高,平衡常数减小,平衡向逆向移动,升温平衡向吸热方向移动,该反应正向为放热反应,ΔH1<0;②利用三行式进行计算。按反应II充分反应,达到平衡后,测得c(CO)=0.2mol/L,设转化的CO的物质的量浓度为x,
CO(g)+2H2 (g)CH3OH (g)
起始量(mol/L)     1          3               0
变化量(mol/L)    x          2x              x
平衡量(mol/L)    0.2         3-2x            x
分析知x=0.8mol/L
平衡时各物质的浓度:c(CO)=0.2mol/L,c(H2)=1.4mol/L,c(CH3OH)=0.8mol/L;一氧化碳的转化率=0.8/1×100%=80%,K=0.8/0.2×1.42=2.041,由表格可知温度为250℃;(2)由盖斯定律,①-②得:2CH3OH(l)+2O2(g)═2CO(g)+4H2O(l),△H=-885.6 kJ∕mol,热化学反应方程式为:CH3OH(l)+O2(g)═CO(g)+2H2O(l)△H=-442.8 kJ∕mol;(3)①分析知此装置为甲醇燃料电池,该电池的能量转化形式为化学能转化为电能;②正极上氧气得电子和水反应生成氢氧根,所以其电极反应式为O2+2H2O+4e-═4OH-;③负极上甲醇失电子和氢氧根反应生成碳酸根和水,正极上氧气得电子和水反应生成氢氧根,所以其电池反应式为:2CH3OH+3O2+4KOH═2K2CO3+6H2O。
举一反三
已知H2(g)+ Br2(l)→ 2HBr(g)+ 42 kJ。1mol Br2(g)液化放出的能量为30 kJ,其它相关数据如下表:
 
H2(g)
Br2(g)
HBr(g)
1 mol 分子中的化学键断裂时需要吸收的能量/kJ
436
a
369
则上述表格中的a值为(    )
A、404     B、344       C、230        D、200
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(14分) 能源短缺是人类社会面临的重大问题。甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。
(1)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇:
反应I:  CO(g) + 2H2(g)   CH3OH(g) 
反应II: CO2(g) + 3H2(g)   CH3OH(g)  +  H2O(g) 
上述反应符合“原子经济”原则的是                  (填“I”或“Ⅱ”)。
(2)已知在常温常压下:
① 2CH3OH(l) + 3O2(g) = 2CO2(g) + 4H2O(g)   ΔH =-1275.6 kJ/mol
② 2CO (g)+ O2(g) = 2CO2(g)  ΔH =-566.0 kJ/mol
③ H2O(g) = H2O(l)  ΔH =-44.0 kJ/mol
则CH3OH(l)+ O2(g) = CO(g) + 2H2O(l) ΔH               
(3)某实验小组依据甲醇燃烧的反应原理,设计如下左图所示的电池装置。
①      该电池负极的电极反应为                          
② 工作一段时间后,测得溶液的pH                   (填增大、不变、减小)。
③用该电池作电源,组成如下右图所示装置(a、b、c、d均为石墨电极),甲容器装250mL0.04mol/LCuSO4溶液,乙容器装300mL饱和NaCl溶液,写出c电极的电极反应        ,常温下,当300mL乙溶液的pH为13时,断开电源,则在甲醇电池中消耗O2的体积为                  mL(标准状况) ,电解后向甲中加入适量下列某一种物质,可以使溶液恢复到原来状态,该物质是           (填写编号) 。
A.CuOB.CuCO3  C.Cu(OH)2D.Cu2(OH)2CO3

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运用化学反应原理知识研究如何利用CO、SO2等污染物有重要意义。
(1)用CO可以合成甲醇。已知:
CH3OH(g)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-764.5 kJ·mol-1
CO(g)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-283.0 kJ·mol-1
H2(g)+O2(g)=H2O(l) ΔH=-285.8 kJ·mol-1
则CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH=________kJ·mol-1
(2)下列措施中能够增大上述合成甲醇反应的反应速率的是________(填写序号).
a.使用高效催化剂  b.降低反应温度
c.增大体系压强  d.不断将CH3OH从反应混合物中分离出来

(3)在一定压强下,容积为V L的容器中充入a mol CO与2a mol H2,在催化剂作用下反应生成甲醇,平衡转化率与温度、压强的关系如右图所示。
①p1________p2(填“大于”、“小于”或“等于”);
②100 ℃时,该反应的化学平衡常数K=________(mol·L-1)-2
③在其它条件不变的情况下,再增加a mol CO和2a molH2,达到新平衡时,CO的转化率________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(4)某科研小组用SO2为原料制取硫酸。
①利用原电池原理,用SO2、O2和H2O来制备硫酸,该电池用多孔材料作电极,它能吸附气体,同时也能使气体与电解质溶液充分接触。请写出该电池的负极的电极反应式________________。
②用Na2SO3溶液充分吸收SO2得NaHSO3溶液,然后电解该溶液可制得硫酸。电解原理示意图如下图所示。请写出开始时阳极反应的电极反应式________________。

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高炉炼铁是冶炼铁的主要方法,发生的主要反应为:
Fe2O3(s)+3CO(g)  2Fe(s)+3CO2(g)   ΔH =" a" kJ  mol1
(1)已知:
①Fe2O3(s)+3C(石墨) = 2Fe(s)+3CO(g)   ΔH1 =" +" 489.0 kJ  mol1 
②C(石墨)+CO2(g) = 2CO(g)            ΔH2 =" +" 172.5 kJ  mol1
则a =         kJ  mol1
(2)冶炼铁反应的平衡常数表达式K =       ,温度升高后,K值        (填“增大”、“不变”或“减小”)。
(3)在T℃时,该反应的平衡常数K=64,在2L恒容密闭容器甲和乙中,分别按下表所示加入物质,反应经过一段时间后达到平衡。
 
Fe2O3
CO
Fe
CO2
甲/mol
1.0
1.0
1.0
1.0
乙/mol
1.0
2.0
1.0
1.0
 
① 甲容器中CO的平衡转化率为        
② 下列说法正确的是         (填字母)。
a.若容器内气体密度恒定时,标志反应达到平衡状态
b.甲容器中CO的平衡转化率大于乙的
c.甲、乙容器中,CO的平衡浓度之比为2∶3
d.增加Fe2O3可以提高CO的转化率
(4)采取一定措施可防止钢铁腐蚀。下列装置中的烧杯里均盛有等浓度、等体积的NaCl溶液。
①在a~c装置中,能保护铁的是        (填字母)。
②若用d装置保护铁,X极的电极材料应是           (填名称)。
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100℃时,在1L恒温恒容的密闭容器中,通入0.1 mol N2O4,发生反应:N2O4(g) 2NO2(g);△H=" +57.0" kJ·mol-1,NO2和N2O4的浓度如图甲所示。NO2和N2O4的消耗速率与其浓度的关系如乙图所示,

(1)在0~60s内,以N2O4表示的平均反应速率为                    mol·L-1·s-1
(2)根据甲图中有关数据,计算100℃时该反应的平衡常数K1=              =0.36mol.L-1.S-1
若其他条件不变,升高温度至120℃,达到新平衡的常数是k2,则k1       k2(填“>”、“<”或“=”)。(3)反应进行到100s时,若有一项条件发生变化,变化的条件可能是                   
A.降低温度  B.通入氦气使其压强增大   C.又往容器中充入N2O4  D.增加容器体积
(4)乙图中, 交点A表示该反应的所处的状态为             
A.平衡状态     B.朝正反应方向移动     C.朝逆反应方向移动     D.无法判断
(5)已知N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)         △H=" +67.2" kJ·mol-1
N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g)  △H=" -534.7" kJ·mol-1
N2O4(g) 2NO2(g)          △H=" +57.0" kJ·mol-1
则2N2H4(g)+N2O4(g)=3N2(g)+4H2O(g)      △H=           kJ·mol-1
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