Question

【題目】工業(yè)生產(chǎn)會產(chǎn)生大量CO2，增加了碳排放量。人們一直努力將CO2變廢為寶。

途徑一：將CO2催化加氫可制取乙烯。

已知：2CO2(g)+6H2(g) C2H4(g)+4H2O(g) ΔH= －152kJ/mol

（1）如圖所示為在體積為2L的恒容容器中，投料為1mol CO2和3mol H2時，測得溫度對CO2的平衡轉(zhuǎn)化率和催化劑催化效率的影響。請回答：

①計算250℃時該反應的化學平衡常數(shù)K=_______（列出計算式即可）。

②下列說法正確的是_____。

a．平衡常數(shù)大�。篗＞N

b．反應物活化分子百分數(shù)大�。篗＞N

c．當壓強、混合氣體的密度或不變時均可視為化學反應已達到平衡狀態(tài)

d．其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO2的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M1

（2）下列措施一定可以提高平衡體系中C2H4百分含量，又能加快反應速率的是 ________。

a．升高溫度 b．縮小體積，增大壓強

c．增大H2的濃度 d．將產(chǎn)物從反應體系中分離出來

途徑二：以稀硫酸為電解質(zhì)溶液，利用電解原理將CO2轉(zhuǎn)化為乙烯。

已知：該電解池的工作原理如圖所示。

（1）M極上的電極反應式為________________________；

（2）已知鉛蓄電池放電時發(fā)生的反應為：PbO2+ Pb + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O。若鉛蓄電池中消耗1molH2SO4，理論上能產(chǎn)生標準狀況下C2H4____________L（結果保留兩位小數(shù)）。

（3）反應一段時間后，停止通電并撤掉交換膜使溶液充分混合。此時和電解前相比，硫酸溶液的pH____________（選填“變大”、“變小”或“不變” ）。

Answer 1

【答案】 a b 2CO2+12e- +12H+ = C2H4 + 4H2O 1.87 變小

【解析】途徑一：

(1)①由圖可知,250℃時CO2的平衡轉(zhuǎn)化率為50%，則

2CO2(g)+6H2(g)CH2=CH2(g)+4H2O(g)

c始：0.51.50 0

c轉(zhuǎn)：0.250.750.125 0.5

c平：0.250.750.125 0.5

則平衡常數(shù)K=；故答案為：

②a.該反應正方向為放熱反應，升高溫度逆向移動，N點的溫度大于M點，所以M點反應向正方向進行的程度大，即平衡常數(shù)大小：M>N，a項正確；b.溫度越高，反應物活化分子百分數(shù)越大，N點的溫度高，所以反應物活化分子百分數(shù)大小：M<N，b項錯誤；c.混合氣體的質(zhì)量不變，體積不變，所以混合氣體的密度始終不變，所以不能根據(jù)混合氣體的密度來判斷化學反應是否達到平衡狀態(tài)，項c錯誤；

d.由圖象可知,其他條件不變,若不使用催化劑,則250℃時CO2的平衡轉(zhuǎn)化率可能位于點M，d項錯誤；故答案為：a；

(2)a.升高溫度,有利于逆方向,平衡體系中C2H4百分含量降低，a項錯誤；b.縮小體積,增大壓強,反應速率加快,平衡正向移動,平衡體系中C2H4百分含量增加，b項正確；c.增大H2的濃度,反應速率加快。平衡正向移動,有利于C2H4的生成,但是平衡體系中C2H4百分含量降低，c項錯誤；d.將產(chǎn)物從反應體系中分離出來，反應速率減慢，d項錯誤；故答案為：b；

途徑二：

(1)由圖可知M極由二氧化碳生成乙烯,則該極得電子發(fā)生氧化反應,電極反應式為：2CO2+12H++12e=CH2=CH2+4H2O；故答案為：2CO2+12H++12e=CH2=CH2+4H2O；

(2)已知鉛蓄電池放電時發(fā)生的反應為：PbO2+Pb+2H2SO4═2PbSO4+2H2O.若鉛蓄電池中消耗1molH2SO4,則轉(zhuǎn)移電子為1mol,根據(jù)2CO2+12H++12e=CH2=CH2+4H2O,生成的乙烯為mol，標況下的體積為mol×22.4L/moL=1.87L；故答案為：1.87；

(3)M極由二氧化碳生成乙烯，電極反應式為：2CO2+12H++12e=CH2=CH2+4H2O，N極溶液中水參與放電生成氧氣，電極反應式為：2H2O4e=4H++O2↑,則總反應：2CO2+2H2O=C2H4+3O2，混合后硫酸溶液中水的量減少，酸性增強，pH變小；故答案為：變小。