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甲醇是一種基本的有機化工原料,用途十分廣泛。應用CO2催化加氫規(guī)模化生產甲醇是綜合利用CO2,實現(xiàn)“碳達峰”的有效措施之一。我國科學家研究發(fā)現(xiàn)二氧化碳電催化還原制甲醇的反應CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g)ΔH,需通過以下兩步實現(xiàn):
Ⅰ.CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g)ΔH1
Ⅱ.CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)ΔH2
(1)反應過程中各物質的相對能量變化情況如圖所示。
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ΔH2=
-90kJ/mol
-90kJ/mol
。
(2)若CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g)ΔS=-175J?mol-1?K-1,下列溫度下反應能自發(fā)進行的是
A
A
(填序號)。
A.5℃
B.10℃
C.50℃
D.500℃
(3)恒壓下,分別向無分子篩膜和有分子篩膜(能選擇性分離出H2O)的兩個同體積容器中通入1molCO2和3molH2,甲醇的產率隨溫度的變化如圖所示。溫度相同時,有分子篩膜的容器中甲醇的產率大于無分子篩膜的原因為
分子篩膜能不斷分離出H2O(g),有利于反應正向進行
分子篩膜能不斷分離出H2O(g),有利于反應正向進行
。
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(4)按照n(CO2):n(H2)=1:3投料,在恒容密閉容器中進行反應,CO2的平衡轉化率隨溫度和壓強變化如圖所示。
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①壓強P1、P2、P3由大到小的順序是
P3>P2>P1
P3>P2>P1

②壓強為P2時,溫度高于670℃之后,隨著溫度升高平衡轉化率增大的原因是
ΔH1>0,ΔH2<0,升高溫度,反應Ⅰ正向移動,反應Ⅱ逆向移動,670℃之后,反應Ⅰ起主導作用,CO2的平衡轉化率增大
ΔH1>0,ΔH2<0,升高溫度,反應Ⅰ正向移動,反應Ⅱ逆向移動,670℃之后,反應Ⅰ起主導作用,CO2的平衡轉化率增大
。
③同時增大CO2的平衡轉化率和CH3OH的產率可采取的措施是
增大壓強
增大壓強
。
④一種應用雙極膜(由陽離子和陰離子交換膜構成)通過電化學還原CO2制備甲醇的電解原理如圖所示。催化電極的電極反應式為
C
O
2
+
6
HC
O
-
3
+
6
e
-
=
C
H
3
OH
+
6
C
O
2
-
3
+
H
2
O
C
O
2
+
6
HC
O
-
3
+
6
e
-
=
C
H
3
OH
+
6
C
O
2
-
3
+
H
2
O
,雙極膜內每消耗18g水,理論上石墨電極產生標準狀況下
5.6
5.6
LO2。
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【答案】-90kJ/mol;A;分子篩膜能不斷分離出H2O(g),有利于反應正向進行;P3>P2>P1;ΔH1>0,ΔH2<0,升高溫度,反應Ⅰ正向移動,反應Ⅱ逆向移動,670℃之后,反應Ⅰ起主導作用,CO2的平衡轉化率增大;增大壓強;
C
O
2
+
6
HC
O
-
3
+
6
e
-
=
C
H
3
OH
+
6
C
O
2
-
3
+
H
2
O
;5.6
【解答】
【點評】
聲明:本試題解析著作權屬菁優(yōu)網(wǎng)所有,未經(jīng)書面同意,不得復制發(fā)布。
發(fā)布:2024/9/5 3:0:9組卷:22引用:3難度:0.5
相似題
  • 1.CH3OH是一種綠色燃料,工業(yè)上制備CH3OH發(fā)生如下反應:
    反應1:CO2(g)+3H2(g)?CH3OH(g)+H2O(g)ΔH1=-49.5kJ/mol
    反應2:CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(g)ΔH2=+41.2kJ/mol
    (1)n起始(CO2):n起始(H2)=1:3的混合氣體發(fā)生反應1和反應2,恒壓分別為1MPa、3MPa、5MPa下反應達到平衡時CO2的轉化率(α)(曲線a、b、c)以及3MPa時生成CH3OH、CO選擇性(S)的變化如圖1所示(選擇性為目標產物在總產物中的比率)。
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    ①隨著溫度升高,a、b、c三條曲線接近重合的原因是
     
    。
    ②250℃時,反應2的平衡常數(shù)K=
     
    。
    (2)恒壓下,n起始(CO2):n起始(H2)=1:3的混合氣體以一定流速通入分子篩膜反應器(如圖2所示),反應相同時間,測得甲醇選擇性隨溫度的變化如圖3所示。
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    ①隨溫度升高,平衡時CH3OH選擇性降低的原因是
     
    。
    ②溫度相同時,CH3OH選擇性的實驗值高于平衡值,其原因可能是
     

    ③分子篩膜反應器可提高CO2轉化率的原因是
     
    。
    (3)某甲醇燃料電池的工作原理如圖4所示。負極的電極反應式為
     
    。
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    發(fā)布:2024/10/24 7:0:1組卷:13引用:1難度:0.4
  • 2.一碳化學是指化學反應過程中反應物只含一個碳原子的反應,例如下列反應:
    反應Ⅰ:CO2(g)+3H2(g)?CH3OH(g)+H2O(g)ΔH1=-48.5kJ/mol
    反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(g)ΔH2=+41.2kJ/mol
    反應Ⅲ:CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)ΔH3
    回答下列問題:
    (1)根據(jù)反應Ⅰ和反應Ⅱ,反應Ⅲ的焓變,ΔH3=
     
    kJ?mol?1。
    (2)在一個恒溫恒壓的密閉容器中只發(fā)生反應I,下列能說明可逆反應達到平衡的是
     
    。
    A.混合氣體密度不再發(fā)生改變
    B.混合氣體顏色不再發(fā)生改變
    C.混合氣體平均相對分子質量不再發(fā)生改變
    D.v(H2)=3v(H2O)
    E.每當有2molC=O鍵發(fā)生斷裂,同時有3molO-H鍵形成
    (3)T℃時,在一個體積恒為2L的密閉容器中只發(fā)生反應Ⅲ,向容器中投入1molCO和2molH2,經(jīng)歷10min反應Ⅲ到達平衡,此時H2的濃度c(H2)=0.4mol?L?1。
    ①則從開始到平衡時CO的化學反應速率為υ(CO)=
     
    。
    ②在該溫度下反應Ⅲ的化學平衡常數(shù)K=
     

    ③若在反應Ⅲ達到平衡之后的某一時刻,向體系中再加入1molCO(g)和1molCH3OH(g),此時反應Ⅲ的化學反應速率ν
     
    ν(填“>”、“<”或“=”)。
    (4)另在一個密閉容器中發(fā)生上述所有反應,研究數(shù)據(jù)發(fā)現(xiàn):在一定溫度范圍內,CO2的轉化率均隨溫度升高而增大。
    ①用平衡移動原理解釋上述CO2轉化率增大的原因是
     
    。
    ②已知CH3OH的選擇性=
    C
    H
    3
    OH
    產率
    C
    O
    2
    轉化率
    ,除調控反應體系的溫度外,還可以增大CH3OH的選擇性的方法有
     
    (任寫一條即可)。
    發(fā)布:2024/10/25 3:0:4組卷:2引用:2難度:0.5
  • 3.硫酸的消費量常用來衡量一個國家工業(yè)發(fā)展水平。其中SO2的催化氧化是重要的一步,其反應為:2SO2(g)+O2(g)?2SO3(g)ΔH=-196kJ/mol?;卮鹣铝袉栴}:
    (1)SO2催化氧化反應在
     
    溫下自發(fā)(填“高”或“低”,下同),
     
    壓有利于提高反應速率,
     
    壓有利于提高平衡轉化率。根據(jù)下表數(shù)據(jù)(450℃條件下測得)闡述實際工業(yè)生產選擇0.1MPa的理由:
     
    。
    壓強 0.1MPa 0.5MPa 1MPa 5MPa 10MPa
    平衡時SO2的轉化率 97.5% 98.9% 99.2% 99.6% 99.7%
    (2)科研人員使用CaCO3為基礎固硫材料,復合不同的催化劑(V2O5、V2O5-MnO2、V2O5-GeO2)催化SO2向SO3的轉化。同時研究了不同溫度下使用三種催化劑對CaCO3固硫效率(用單位時間SO2轉化率表示)的影響,結論如圖:
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    ①僅使用CaCO3而不使用催化劑獲得的X線的實驗目的是
     
    。
    ②下列有關說法正確的是
     

    a.三種催化劑中V2O5催化劑效率最低
    b.同溫同壓下,使用復合催化劑有利于提高SO3的平衡產率
    c.溫度越高一定越有利于催化劑催化效率的提升
    (3)某SO2催化氧化生成SO3反應的速率方程為:v=k?pα(SO2)?pβ(O2)?pγ(SO3),根據(jù)表中數(shù)據(jù),β=
     

    實驗 p(SO2)/kPa p(O2)/kPa p(SO3)/kPa v/kPa-1
    1 m n p q
    2 2m n p 2q
    3 m n 0.1p 10q
    4 m 2n p 1.414q
    發(fā)布:2024/10/25 0:0:1組卷:5引用:2難度:0.5
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