Question

研究和深度开发CO、CO₂的应用对构建生态文明社会具有重要的意义。

（1）CO可用于炼铁，

已知Fe₂O₃（s） + 3 C（s） = 2 Fe（s） + 3CO （g） △H₁= +489.0 kJ/mol，

C（s）+CO₂（g）=2CO（g） △H₂= +172.5.0 kJ/mol，

则CO还原Fe₂O₃（s）的热化学方程式为__________________。

（2）分离高炉煤气得到的CO与空气可设计成燃料电池（以KOH溶液为电解液），写出该电池的负极反应式_______________。

（3）在一定温度下，将CO₂和H₂充入固定体积的密闭容器中，发生反应：CO₂(g)+3H₂(g) CH₃OH(g)+H₂O(g)

①请用各组分平衡浓度表示该反应的平衡常数表达式_____。

②上述反应达到平衡的标志是_____。

A v_正（CO₂）= v_逆（H₂O）

B 单位时间生成3 mol H₂的同时消耗1 mol CH₃OH

C 容器内的总压强不再随时间变化

D 混合气体的密度不再随时间变化

E 混合气体的平均摩尔质量不再随时间变化

③在两种温度条件下，测得上述反应中CH₃OH的物质的量随时间的变化曲线如图所示，曲线I、II对应的平衡常数大小关系为K_I_______K_II（填“>”、“=”或“<”）

④若某温度下，在2 L的密闭容器中充入2 mol CO₂和6 mol H₂发生上述反应，5 min达到平衡，平衡时CO₂的转化率为60%，用H₂表示该反应的平均速率是______，该温度下的平衡常数为________，若该温度下，在2 L的密闭容器中充入1.5 mol CO₂、3 mol H₂、1 mol CH₃OH和0.5 mol H₂O（g），则此时该反应向_______方向（填“正反应”或“逆反应”）移动，请说明理由：____________。

Answer

Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）△H=-28.5kJ/mol CO+4OH--2e-=CO32-+2H2O ACE ＞ 0.52 正方向 Q浓度商小于平衡常数

【解析】

根据盖斯定律进行相应的加减，据此计算总反应热；CO燃料电池中，负极上是CO发生失电子的氧化反应，正极上是氧气发生得电子的还原反应，又因为电解质是KOH溶液，不会在电极上放出二氧化碳；Ⅱ比Ⅰ的甲醇的物质的量少，根据平衡常数公式进行计算。

（1）根据盖斯定律，CO还原Fe2O3（s）的热化学方程式为①-②×3，得到Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）△H=-28.5kJ/mol。

（2）燃料电池以KOH溶液为电解质溶液时，负极上是CO发生失电子的氧化反应，又因为电解质是KOH溶液，二氧化碳和氢氧化钾反应得到的是碳酸钾，即负极反应为CO+4OH--2e-=CO32-+2H2O。

（3）在一定温度下，将CO2和H2充入固定体积的密闭容器中，发生反应：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)

①用各组分平衡浓度表示该反应的平衡常数表达式。

②A. 反应到达平衡时，某物质正逆反应速率相等，根据反应系数之比等于物质的量之比可知， v正（CO2）= v正（H2O）= v逆（H2O），反应到达平衡；

B. 单位时间生成3 mol H2的同时消耗1 mol CH3OH，为同反应描述，无法判断反应平衡；

C. 反应前后气体体积改变，故容器内的总压强不再随时间变化，反应到达平衡；

D. 根据质量守恒定律，体积不变，混合气体的密度不再随时间变化，与平衡无关；

E. 根据质量守恒定律，质量不变，反应前后物质的量改变，故混合气体的平均摩尔质量不再随时间变化，反应到达平衡；

综上所述，上述反应达到平衡的标志是ACE。

③根据有效碰撞理论，温度越高，反应速率越快，达到平衡时的时间越短，故曲线I的温度低于曲线II，由图可知，曲线Ⅱ的甲醇物质的量低，根据平衡常数公式，故对应的平衡常数大小关系为KI＞KII。

④若某温度下，在2 L的密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2发生上述反应，5 min达到平衡，平衡时CO2的转化率为60%，设反应中二氧化碳变化量为xmol，列三段式

平衡时二氧化碳的转化率为，即x=1.2，用H2表示该反应的平均速率，该温度下的平衡常数为；若该温度下，平衡常数不变，在2 L的密闭容器中充入1.5 mol CO2、3 mol H2、1 mol CH3OH和0.5 mol H2O（g），即<0.52，远未到达平衡，则此时该反应向正反应方向移动。