Question

【題目】乙烯可作化工原料和清潔能源，研究其制備和綜合利用具有重要意義，請回答下列問題：

(1)乙烯的制備：工業上常利用反應C2H6(g)C2H4(g)+H2(g) ΔH制備乙烯。

已知：Ⅰ．C2H4(g)+3O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) ΔH1=-1556.8kJ·mol-1；

Ⅱ．H2(g)+O2(g)=H2O(l) ΔH2=-285.5kJ·mol-1；

Ⅲ．C2H6(g)+O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH3=-1559.9kJ·mol-1。

則ΔH=______kJ·mol-1。

(2)乙烯可制備乙醇：C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)。向2L某恒容密閉容器中充入a mol C2H4(g)和a mol H2O(g)，測得C2H4(g)的平衡轉化率與溫度的關系如下圖所示：

①該反應為______熱反應(填“吸”或“放”)，理由為____。

②A點時容器中氣體的總物質的量為____mol，計算A點對應溫度下的平衡常數K=_____(用含a的分數表示)。

③已知：C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)的反應速率表達式為v正=k正c(C2H4)·c(H2O)，v逆=k逆c(C2H5OH)，其中，k正、k逆為速率常數，只與溫度有關。則在溫度從250℃升高到340℃的過程中，下列推斷合理的是____(填選項字母)。

a．k正增大，k逆減小 b．k正減小，k逆增大c．k正增大的倍數大于k逆 d．k正增大的倍數小于k逆

④若保持其他條件不變，將容器改為恒壓密閉容器，則300℃時，C2H4(g)的平衡轉化率_____10%(填“＞”、“＜”或“＝”)。

(3)乙烯可以被氧化為乙醛(CH3CHO)，電解乙醛的酸性水溶液可以制備出乙醇和乙酸，則生成乙酸的電極為_____極(填“陰”或“陽”)，對應的電極反應式為______。

Answer 1

【答案】+282.4 放 溫度越高，乙烯的平衡轉化率越低 1.9a d ＞ 陽 CH3CHO-2e+H2O=CH3COOH+2H+

【解析】

根據蓋斯定律可計算C2H6(g)C2H4(g)+H2(g)△H的值；根據圖像轉化率和溫度的關系可判斷正反應是放熱反應；根據A點的轉化率由平衡計算的“三段式”可計算混合氣體總物質的量及K值；根據升高溫度，平衡逆向移動，可判斷k正和k逆增大的倍數大小關系；根據可逆反應氣體的計量系數減小，而恒壓相對于恒容，壓強更大，正向移動，可推出轉化率增大；根據電解池中，陽極失去電子，發生氧化反應，據此解答。

(1)由蓋斯定律Ⅲ-Ⅱ-Ⅰ得C2H6(g)C2H4(g)+H2(g) △H=（-1559.9kJmol-1）-（-285.5kJmol-1）-（-1556.8kJmol-1）=+282.4kJmol-1；答案為：+282.4。

(2)①由圖可知，溫度越高，乙烯的平衡轉化率越低，平衡逆向移動，說明正反應是放熱反應；答案為放，溫度越高，乙烯的平衡轉化率越低，平衡逆向移動。

②由圖可知，A點時乙烯的平衡轉化率為10%，

混合氣體總物質的量=（0.9+0.9+0.1）amol=1.9amol，A點對應溫度下的平衡常數K= = = ；答案為1.9a，。

③平衡時，正、逆反應速率相等，即K==，升高溫度，正、逆反應速率都增大，即k正和k逆均增大，但由于正反應是放熱反應，平衡逆向移動，K減小，故k正增大的倍數小于k逆；答案為d；

④正反應為氣體物質的量減小的反應，平衡時，與恒容容器相比，恒壓密閉容器壓強更大，反應正向進行程度更大，C2H4(g)的平衡轉化率更高，大于10%；答案為＞。

(3)乙醛生成乙酸，碳元素的化合價升高，失去電子，被氧化，發生氧化反應，因而乙醛在陽極發生氧化反應生成乙酸，電極反應式為CH3CHO-2e-+H2O═CH3COOH+2H+；答案為陽， CH3CHO-2e-+H2O═CH3COOH+2H+。