Question

【題目】甲醇可作為燃料電池的原料。以CH4和H2O為原料，通過下列反應來制備甲醇。

Ⅰ：CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) △H=+206.0kJ·mol-1

Ⅱ：CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g) △H =-129.0kJ·mol-1

(1)CH4(g)與H2O(g)反應生成CH3OH (g)和H2(g)的熱化學方程式為______________。

(2)將1.0molCH4和2.0molH2O(g)通入容積為100 L的反應室，在一定條件下發生反應Ⅰ，測得在一定的壓強下CH4的轉化率與溫度的關系如下圖。

假設100℃時達到平衡所需的時間為5min，則用H2表示該反應的平均反應速率為_______。

(3)在壓強為0.1MPa、溫度為300℃條件下，將amolCO與3amol H2的混合氣體在催化劑作用下發生反應Ⅱ生成甲醇，平衡后將容器的容積壓縮到原來的，其他條件不變，對平衡體系產生的影響是__________（填字母序號）。

A.c(H2)減少 B.正反應速率加快，逆反應速率減慢

C.CH3OH 的物質的量增加

D.重新平衡減小 E．平衡常數K增大

(4)1mol甲醇完全燃燒產生氣體通入1L1.5mol/L的NaOH溶液反應，反應后的溶液中各離子濃度大小關系為____________________。

Answer 1

【答案】 CH4(g)+H2O(g)=CH3OH(g)+H2(g) ΔH=+77kJ·mol-1 3×10-3 C D c (Na+) >c (HCO3-) > (CO32-) >c (OH- ) > (H+)

【解析】（1）.Ⅰ：CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g) △H=+206.0kJ·mol-1

Ⅱ：CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g) △H =-129.0kJ·mol-1

依據蓋斯定律Ⅰ+Ⅱ得到CH4(g)+H2O(g)=CH3OH(g)+H2(g) ΔH=+77kJ·mol-1，故答案為：CH4(g)+H2O(g)=CH3OH(g)+H2(g) ΔH=+77kJ·mol-1；

（2）.將1.0mol CH4和2.0mol H2O(g)通入容積固定為100L的反應室，在一定條件下發生反應I，由圖象可知100℃甲烷轉化率為50%，故參加反應的甲烷為1mol×50%=0.5mol，則：

CH4 （g）+H2O （g）=CO （g）+3H2 （g）

起始量（mol）：1.0 2.0 0 0

變化量（mol）：0.5 0.5 0.5 1.5

平衡量（mol）：0.5 1.5 0.5 1.5

假設100℃時達到平衡所需的時間為5min，則用H2表示該反應的平均反應速率==3×10-3 molL-1min-1，故答案為：3×10-3 molL-1min-1；

（3）. A.平衡后將容器的容積壓縮到原來的，壓強增大，平衡向正反應方向移動，生成物的濃度增大，由于平衡常數不變，結合平衡常數可知，平衡時反應物各組分的濃度都增大，故A錯誤；

B. 壓強增大，正逆反應速率都增大，但正反應速率增大更多，故B錯誤；

C. 壓強增大，平衡向正反應方向移動，CH3OH的物質的量增加，故C正確；

D. 壓強增大，平衡向正反應方向移動，氫氣的物質的量減小，甲醇的物質的量增大，故重新平衡時減小，故D正確；

E. 平衡常數只受溫度影響，溫度不變，平衡常數不變，故E錯誤；

故答案為C D；

（4）.1mol甲醇完全燃燒產生氣體n （CO2）=1mol，1L、1.5molL-1的NaOH溶液中n（NaOH）=C×V=1.5mol，則有：2＞ = ＞1，則反應的可能方程式有：CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O，CO2+NaOH=NaHCO3，所以：所得產物為Na2CO3和NaHCO3，設所得產物中含Na2CO3為xmol，NaHCO3為ymol，則得方程組：

x + y = 1 ，2x + y = 1.5，解得：x=0.5，y=0.5，在含等物質的量的碳酸鈉、碳酸氫鈉的溶液中，c（Na+）最大，碳酸根離子水解大于碳酸氫根離子的水解，則c（HCO3-）＞c（CO32-），水解使溶液顯堿性，則c（OH-）＞c（H+），顯性離子大于隱性離子，所以c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（H+），即離子濃度大小為c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（H+），故答案為：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（CO32-）＞c（OH-）＞c（H+）。