Question

【題目】“潔凈煤技術”研究在世界上相當普遍，科研人員通過向地下煤層氣化爐中交替鼓入空氣和水蒸氣的方法，連續產出了高熱值的煤炭氣，其主要成分是CO和H2。CO和H2可作為能源和化工原料，應用十分廣泛。生產煤炭氣的反應之一是：

C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)ΔH=+131.4kJ/mol

（1）在容積為3 L的密閉容器中發生上述反應，5 min后容器內氣體的密度增大了0.12 g/L，用H2O表示0 ~ 5 min的平均反應速率為______________________。

（2）關于上述反應在化學平衡狀態時的描述正確的是 。

A．CO的含量保持不變

B．v正（H2O）= v正（H2）

C．容器中混合氣體的平均相對分子質量保持不變

（3）若上述反應在t0時刻達到平衡（如圖），在t1時刻改變某一條件，請在右圖中繼續畫出t1時刻之后正反應速率隨時間的變化：

①縮小容器體積，t2時到達平衡（用實線表示）；

②t3時平衡常數K值變大，t4到達平衡（用虛線表示）。

（4）在一定條件下用CO和H2可以制得甲醇，CH3OH和CO的燃燒熱為別725.8 kJ/mol ，283.0 kJ/mol，水的摩爾蒸發焓為44.0 kJ/mol，寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和氣態水的熱化學方程式： 。

（5）如下圖所示，以甲醇燃料電池作為電源實現下列電解過程。乙池中發生反應的離子方程式為 。當甲池中增重16 g時，丙池中理論上產生沉淀質量的最大值為 g。

Answer 1

【答案】（1）0.002mol∕L·min（2）ABC

（3）

（4）CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(g)ΔH=-354.8kJ∕mol

（5）2Cu2++2H2O2Cu+O2+4H+；34.8

【解析】

試題分析：（1）5min后容器內氣體的密度增大了0.12g／L，因此氣體的質量增加了0.12g/L×3L＝0.36g，根據方程式可知：

所以消耗水蒸氣的物質的量濃度是0.03mol÷3L＝0.01mol/L，因此用H2O表示0～5miin的平均反應速率為0.01mol/L÷5min＝0.002mol/(L·min)。

（2）在一定條件下，當可逆反應的正反應速率和逆反應速率相等時（但不為0），反應體系中各種物質的濃度或含量不再發生變化的狀態，稱為化學平衡狀態。A容器中CO的體積分數保持不變，說明反應得到平衡狀態，A正確；正逆速率比等于系數比，v正（H2O）= v正（H2）一定平衡，B正確；c．生成物CO(g)和H2(g)的平均相對分子質量為15，反應前氣體只有水，反應前后相對分子質量不同，容器中混合氣體的平均相對分子質量保持不變一定平衡，C正確；（3）①縮小容器體積，體系中濃度變大，v正、v正突然變大，平衡逆向移動，v正再有變大的趨勢，t2時到達平衡。②t3時平衡常數K值變大，說明改變條件是升高溫度，v正、v正突然變大，平衡正向移動，v正再有變小的趨勢，t4到達平衡；

（4）根據燃燒熱的定義，為別725.8 kJ/mol ，283.0 kJ/mol，水的摩爾蒸發熱為44.0 kJ/mol，則熱化學方程式①CH3OH (l) + O2 (g) =CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH=-725.8 kJ ∕ mol ②CO (g) + O2 (g) =CO2 (g) ΔH=-283.0 kJ∕mol ③H2O (l)= H2O (g) ΔH=+44.0 kJ∕mol；根據蓋斯定律①－②＋③×2得CH3OH (l) + O2 (g) =CO (g) + 2H2O (g) ΔH=-354.8 kJ ∕ mol；（5）乙池為電解池，石墨是陽極，發生反應的離子方程式為2Cu2++2H2O2Cu+O2+4H+；甲池中發生的反應為:2CH3OH+3O2+4KOH=2K2CO3+6H2O，溶液中甲醇和氧氣反應后導致溶液質量增大，每反應2mol甲醇和3mol氧氣反應溶液質量增加=2mol×32g/mol+3mol×32g/mol=160g，電子轉移為12mol，當甲池中增重16g時，電子轉移1.2mol，電子守恒得到丙池中理論上產生沉淀為氫氧化鎂質量，MgCl2+2H2OMg(OH)2↓+H2↑+Cl2↑。電子轉移1.2mol，生成氫氧化鎂0.6mol，質量為0.6mol×58g/mol=34.8g