甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。（1）工业上一般采用两种方法制备甲醇：反应Ⅰ：CO(g) + 2H2 (g) CH3OH (g) DH1反应Ⅱ： - 高中化学试题 - 超级试练试题库

题目

题型：不详难度：来源：

甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。
（1）工业上一般采用两种方法制备甲醇：
反应Ⅰ：CO(g) + 2H₂(g)

CH₃OH (g) DH₁
反应Ⅱ：CO₂(g)+ 3H₂(g)

CH₃OH (g)+H₂O(g) DH₂
① 下表所列数据是反应Ⅰ在不同温度下的化学平衡常数（K）。

温度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

由表中数据判断DH₁_______________0（填“<”、“=”或“>”）。
② 某温度下，将2molCO和6molH₂充入2L密闭容器中充分反应，4分钟后反应达到平衡，测得CO的物质的量为0.4mol，则CO的反应速率为________________，此时的压强是反应前压强的___________倍。
（2）反应Ⅱ的平衡常数表达式为____________________，为了加快反应Ⅱ的反应速率，并且提高H₂的转化率，采取的措施是_______________（填写正确选项的字母）。
a．增大CO₂的浓度 b．增大H₂的浓度
c．增大压强 d．加入催化剂
（3）工业上利用CO与水蒸气的反应，将有毒的CO转化为无毒的CO₂，书写有关热化学反应方程式__________________________________。该反应在830K下进行时，初始浓度到达平衡的时间有如下的关系：

CO的初始浓度(mol/L)	2	4	1	3
H₂的初始浓度(mol/L)	3	2	3	3
时间（min）	8	6	12	n

则n 为________min。
（4）近年来，科研人员新开发出一种甲醇和氧气以强碱溶液为电解质溶液的新型手机电池。该电池中甲醇发生反应的一极为______极、其电极反应式为_________________。
（5）用该电池作电源，用惰性电极电解饱和NaCl溶液时，每消耗0.2mol CH₃OH，阴极产生标况下气体的体积为 L。

答案

（1）①<(1分)； ② 0.2mol/(L·min) (1分)， 0.6(2分)；
（2）K= c(CH₃OH ) ·c(H₂O) / c(CO₂) ·c³(H₂) (1分)， a、c(1分)；
（3）CO(g)+ H₂O(g)

CO₂(g)+H₂(g) DH = DH₁- DH₂(2分)、 4(2分)；
（4）负（1分）， CH₃OH – 6e^- + 8OH^- = CO₃^2- + 6H₂O（2分）；
（5）13.44(2分)。

解析

试题分析：分析题意随温度升高，平衡常数K减小，所以反应放热；
CO(g) + 2H₂(g)

CH₃OH (g)
初始（mol）：   2      6              0
变化量（mol）：1.6     3.2            1.6
平衡量（mol）：0.4     2.8            1.6
平衡时气体的总量为0.4+2.8+1.6=4.8mol；为原来的4.8/8=0.6倍，则压强为原来的0.6倍；（3）由盖斯定律可知反应Ⅰ-Ⅱ，可得反应CO(g)+ H₂O(g)

CO₂(g)+H₂(g) DH = DH₁- DH₂，表中

CO的初始浓度(mol/L)	2	4	1	3
H₂的初始浓度(mol/L)	3	2	3	3
时间（min）	8	6	12	n

H₂的初始浓度相同，CO的浓度为2：1时，所用时间为2：3，则当CO的浓度为2：3时，所用时间为2：1，则n=4；（4）负 CH₃OH – 6e^- + 8OH^- = CO₃^2- + 6H₂O；（5）每消耗0.2mol CH₃OH，转移的电子为1.2mol，电解池的阴极反应为2H⁺+2e^-=H₂↑所以产生的气体为0.6mol，标况下的体积为13.44L.

核心考点

试题【甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。（1）工业上一般采用两种方法制备甲醇：反应Ⅰ：CO(g) + 2H2 (g) CH3OH (g) DH1反应Ⅱ：】；主要考察你对化学平衡状态的判断等知识点的理解。[详细]

举一反三

己知反应A(g) + B(g)

C(g) + D(g)的平衡常数K值与温度的关系如表所示。830℃时，向一个2 L的密闭容器中充入0．20 mol A和0．20 mol B，10 s时达平衡。下列说法不正确的是

温度/℃	700	830	1200
K值	1．7	1．0	0．4

A．达到平衡后，B的转化率为50%
B．增大压强，正、逆反应速率均加快
C．该反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动
D．反应初始至平衡，A的平均反应速率v(A) = 0．005 mol·L^－1·s^－1

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下图是向100 mL的盐酸中逐渐加入NaOH溶液时，溶液的pH变化图像，根据如图所得结论正确的是 (　　)

A．原来盐酸的物质的量浓度为0.1 mol·L^－1

B．NaOH溶液的浓度为0.1 mol·L^－1

C．原来盐酸的物质的量浓度为1 mol·L^－1

D．NaOH溶液的浓度为0.01 mol·L^－1

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哈伯因发明了由氮气和氢气合成氨气的方法而获得1918年诺贝尔化学奖。现将氢气和氮气充入某密闭容器中，在一定条件下反应的有关数据为：

项目	H₂	N₂	NH₃
起始时	5 mol·L^－¹	3 mol·L^－¹	0
2 s末	2 mol·L^－¹

(1)氢气和氮气反应生成氨气(在2 s内)的反应速率v(H₂)＝__________。若此时已达平衡，则可求得平衡常数为__________。
(2)下图表示合成NH₃反应在时间t₀→t₆中反应速率与反应过程曲线图，则在下列达到化学平衡的时间段中，化学平衡常数最大的一段时间是__________。
①t₀→t₁　②t₂→t₃　③t₃→t₄　④t₅→t₆

若t₁时改变的条件是升高温度，则说明合成NH₃反应的焓变ΔH________0(填“大于”或“小于”)。

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氨是重要的氮肥，是产量较大的化工产品之一。课本里介绍的合成氨技术称为哈伯法，是德国人哈伯在1905年发明的，其合成原理为：
N₂(g)＋3H₂(g)

2NH₃(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol^－¹
他因此获得了1918年诺贝尔化学奖。试回答下列问题：
(1)合成氨工业中采取的下列措施可用勒夏特列原理解释的是________。

A．采用较高压强

B．采用500 ℃的高温

C．用铁触媒作催化剂

D．将生成的氨液化并及时从体系中分离出来，剩余N₂和H₂循环到合成塔

中，并补充N₂和H₂
(2)下图是实验室模拟工业合成氨的简易装置，简述检验有氨气生成的方法：
_________________________________________________________________。

(3)在298 K时，将10 mol N₂和30 mol H₂通入合成塔中，放出的热量小于924kJ，原因是______________________________
(4)1998年希腊亚里斯多德大学的Marmellos和Stoukides采用高质子导电性
的SCY陶瓷(能传递H^＋)，实现了高温、常压下高转化率的电化学合成氨。其
实验装置如下图，则其阴极的电极反应式为____________________________。

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合成氨的流程示意图如下：

回答下列问题：
(1)工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的，通常使用的两种分离方法是____________、____________；氢气的来源是水和碳氢化合物，写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学方程式________________________，__________________________。
(2)设备A中含有电加热器，触媒和热交换器，设备A的名称是________，其中发生的化学反应方程式为__________________________。
(3)设备B的名称为________，其中m和n是两个通水口，入水口是________(填“m”或“n”)。不宜从相反方向通水的原因是________________________________________。
(4)设备C的作用是____________________________________________。
(5)在原料气制备过程中混有的CO对催化剂有毒害作用，欲除去原料气中的CO，可通过如下反应来实现：
CO(g)＋H₂O(g)

CO₂(g)＋H₂(g)
已知1 000 K时该反应的平衡常数K＝0.627，若要使CO的转化率超过90%，则起始物中c(H₂O)∶c(CO)不低于________。

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