Question

【題目】CO2的資源化利用能有效減少CO2的排放，充分利用碳資源。

（1）全球變暖現象很可能是大氣中的溫室氣體（如CO2）聚集造成的。有科學家提出可以將CO2通過管道輸送到海底，這樣可減緩空氣中CO2濃度的增加。下列有關說法正確的是______（填字母）。

A 送到海底越深的地方，CO2溶解得越多，同時CO2可能液化甚至變成干冰

B 把CO2輸送到海底，會使海水酸性增強，有利于海洋生態(tài)環(huán)境

C 把CO2輸送到海底，這是人類減緩空氣中CO2濃度增加速率的唯一辦法

D 要減緩空氣中CO2濃度的增加，最有效的措施是使用新能源和植樹造林

（2）已知：

①CH4（g）＋2O2（g）CO2（g）＋2H2O（l） △H＝－890 kJ· mol－1

②2H2（g）＋O2（g）2H2O（l） △H＝－572 kJ· mol－1

則反應CO2（g）＋4H2（g）CH4（g）＋2H2O（l） △H＝______kJ· mol－1，升高溫度，該反應的v（逆）__________（填“增大”或“減小”）。

（3）CO2催化加氫合成二甲醚是CO2轉化的－種方法，主要發(fā)生下列反應：

反應I：CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g） △H＝＋41.2 kJ· mol－1

反應II：2CO2（g）＋6H2（g）CH3OCH3（g）＋3H2O（g） △H＝－122.5 kJ· mol－1

在一體積為1 L的恒容密閉容器中，充入1 mol CO2與1 mol H2，CO2的平衡轉化率和平衡時CH3OCH3的選擇性隨溫度的變化曲線如圖所示。其中：CH3OCH3的選擇性＝×100％。

①CH3OCH3的選擇性隨溫度的升高而降低的原因是___________，溫度高于300℃時，CO2的平衡轉化率隨溫度的升高而增大的原因是____________。

②270°C時，測得平衡時CH3OCH3的物質的量為0.1 mol，此時n（H2O）＝_________mol，反應I的化學平衡常數K＝___________（保留兩位有效數字）。

（4）多晶Cu是目前唯一被實驗證實能高效催化CO2還原為烴類（如C2H4）的金屬。電解裝置中分別以多晶Cu和鉑為電極材料，用陰離子交換膜分隔開陰、陽極室，陰、陽極室的KHCO3溶液的濃度（約0.1 mol·L－1左右）基本保持不變。并向某極室內持續(xù)通入CO2，溫度控制在10℃左右。通入CO2的電極為__________（填“陰極”或“陽極”），生成C2H4的電極反應式為_____________。

Answer 1

【答案】A、B、D -254 增大 生成CH3OCH3的反應反應Ⅱ的ΔH＜0，為放熱反應，溫度越高，平衡左移，導致生成CH3OCH3的物質的量減少，雖然該反應消耗的CO2減少，但反應Ⅰ的ΔH＞0，為吸熱反應，溫度升高平衡右移，消耗的CO2增多，總消耗的CO2的量變化不大 反應Ⅰ的ΔH＞0，反應Ⅱ的ΔH＜0，溫度升高使CO2轉化為CO的平衡轉化率上升，使CO2轉化為CH3OCH3的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度 0.5 0.87 陰極

【解析】

（1）根據二氧化碳氣體的性質，分析處理二氧化碳氣體的可能的方法；

（2）根據蓋斯定律來計算目標反應方程式的ΔH；升高溫度會同時增大正逆反應速率，平衡會發(fā)生移動是因為正逆反應速率增大的幅度不同。

（3）①CH3OCH3的選擇性＝×100％，選擇性的決定因素為生成的CH3OCH3的量和消耗的CO2的量，分析溫度變化會時這兩個量如何變化即選擇性變化的原因；CO2的平衡轉化率是由兩個反應共同決定，所以要從溫度變化時兩個反應分別如何移動的角度去分析；

②已知生成的CH3OCH3的量，通過選擇性的求算公式可知消耗的CO2的量，但要注意是兩個反應共同消耗的CO2的量，之后根據物質之間轉化時的數量關系即可求解水的物質的量；平衡常數據此求解；

（4）電解池中陰極得電子發(fā)生還原反應，陽極失電子發(fā)生氧化反應，通過CO2在反應中的化合價降低可知其為陰極；根據題目信息可知生成C2H4的電極為通入CO2的電極，電解池中陰離子會流向陽極，而該過程中用陰離子交換膜分隔開陰、陽極室，陰、陽極室的KHCO3溶液的濃度基本保持不變，可推測陰極有碳酸氫根生成，再結合電子守恒和元素守恒可得電極反應方程式。

（1）A海底越深的地方壓強越大，CO2溶解得越多，同時CO2可能液化甚至變成干冰，故A項正確；

B.二氧化碳與水反應生成碳酸，溶液呈酸性，會使海水酸性增強，破壞海洋生態(tài)環(huán)境，故B正確；

C．減緩空氣中CO2濃度的方法有多種，如合成聚二氧化碳塑料等，故C錯誤；

D．使用新能源，可減少二氧化碳的排放，植樹造林，可降低二氧化碳的濃度，故D正確．

故答案為：A、B、D；

（2）根據蓋斯定律可知目標反應方程式=②×2-①，故△H=-572×2-（-890）=-254 kJ· mol－1；升高溫度正逆反應速率都增大，故答案為：-254；增大；

（3）①CH3OCH3的選擇性＝×100％，生成CH3OCH3的反應反應Ⅱ的ΔH＜0，為放熱反應，溫度越高，平衡左移，導致生成CH3OCH3的物質的量減少，雖然該反應消耗的CO2減少，但反應Ⅰ的ΔH＞0，為吸熱反應，溫度升高平衡右移，消耗的CO2增多，故CH3OCH3的選擇性下降；

反應Ⅰ的ΔH＞0，反應Ⅱ的ΔH＜0，溫度升高使CO2轉化為CO的平衡轉化率上升，使CO2轉化為CH3OCH3的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度，故溫度高于300℃時，CO2的平衡轉化率隨溫度的升高而增大；

②270°C時，CH3OCH3的選擇性為50%，CH3OCH3的物質的量為0.1 mol，根據其計算公式可知反應消耗的CO2為0.4mol，根據方程式，可知該反應中消耗的CO2為0.2mol，消耗的H2為0.6mol，生成的H2O為0.3mol，共消耗CO2為0.4mol，所以反應中消耗的CO2為0.4-0.2=0.2mol，消耗的H2為0.2mol生成的H2O為0.2mol，生成的CO為0.2mol，所以此時n（H2O）＝0.3+0.2=0.5mol；反應I的化學平衡常數 ,容器的體積為1L，此時容器中CO2的濃度為，H2的濃度為，CO的濃度為，H2O的濃度為，所以平衡常數，故答案為：0.5；0.87；

（4）該過程中CO2經反應后生成C2H4，C元素化合價降低，被還原，還原反應發(fā)生在陰極，故通入CO2的電極為陰極；陰離子會流向陽極，而該過程中用陰離子交換膜分隔開陰、陽極室，陰、陽極室的KHCO3溶液的濃度基本保持不變，可推測陰極有碳酸氫根生成，故電極反應方程式為,故答案為：陰極；。