CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。 （一）CO2的化学捕获： （...

CO32﹣ CO2+2e﹣═CO+O2﹣、H2O+2e﹣=H2+O2﹣ +247.3 BC 或23.15 【解析】 （一）（1）K2==5×10﹣11，当溶液的pH=13，c（H＋）=10-13，有==500，即c（CO32﹣）＞＞c（HCO3﹣）； （2）电解池中，根据O2－移动方向可知：A电极为阴极，该电极上发生还原反应，CO2、H2O分别在A极得到电子发生还原反应生成CO、H2，同时生成O2－； （二）（1）写出H2、CO、CH4燃烧热的热化学方程式：①H2（g）+O2（g）=H2O（g）△H=﹣285.8kJ•mol﹣1、②CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=﹣283.0kJ•mol﹣1、③CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）△H=﹣890.3kJ•mol﹣1，再利用盖斯定律求出CH4（g）H+CO2（g）=2CO（g）+2H2（g）的△H1； （2）①A．反应2CO2（g）+6H2（g）=CH3OCH3（g）+3H2O（g）正向是体积减小的反应，△S＜0；由图1可知，状态d是用Ce作催化剂的平衡状态，随着温度的升高，反应物CO2的转化率降低，说明反应正向放热； B．催化剂能降低反应物的活化能，加快反应速率，使可逆反应快速达到平衡，用Ce作催化剂时，CO2的转化率小、且比用Ir作催化剂后达到平衡，即反应速率小； C．状态d是使用两种催化剂时一定温度下，某一时刻的平衡状态，反应速率不变； D．状态b到d是用Ir作催化剂的平衡体系，平衡状态d相对开始平衡（750℃左右）时，α（CO2）减小主要由温度影响，可能平衡逆向移动； ②α（CO2）=50%，则c（CO2）的变化量为0.2mol·L－1×50%=0.1mol·L－1，利用三段式列式，求出平衡量，再求出平衡常数k； ③H2和CO2的物质的量之比为n：1，随着H2的增加，即H2和CO2的物质的量之比增大，平衡体系中CO2的转化率增大，二甲醚的物质的量分数x也增大，当n：1=6：2=3：1时，x值最大；当n：1＞3：1时，x值逐渐减小；当n=3时，x=1/12。 （一）（1）K2==5×10﹣11，当溶液的pH=13，c（H+）=10﹣13，有==500，即c（CO32﹣）＞＞c（HCO3﹣），所以该溶液中含碳粒子以阴离子CO32﹣为主； （2）根据电解池中O2﹣移动方向推断：A电极为阴极，该电极上发生还原反应，CO2、H2O分别在A极得到电子发生还原反应生成CO、H2，同时生成O2，所以CO2在A极反应式为：CO2+2e﹣═CO+O2﹣，H2O在A电极反应式为：H2O+2e﹣=H2+O2﹣； （二）（1）H2、CO、CH4燃烧热的热化学方程式分别为：①H2（g）+O2（g）=H2O（g）△H=﹣285.8kJ•mol﹣1、②CO（g）+O2（g）=CO2（g）△H=﹣283.0kJ•mol﹣1、③CH4（g）+2O2（g）=CO2（g）+2H2O（g）△H=﹣890.3kJ•mol﹣1，再利用盖斯定律、依据总反应有：③﹣2×②﹣2×①，△H1=﹣890.3kJ•mol﹣1﹣（﹣283.0kJ•mol﹣1）﹣2×（﹣285.8kJ•mol﹣1）=+247.3kJ•mol﹣1； （2）①A．反应2CO2（g）+6H2（g）⇌CH3OCH3（g）+3H2O（g）正向是体积减小的反应，△S＜0；由图1可知，随着温度的升高，反应物CO2的转化率降低，说明平衡逆向移动，逆反应吸热，则反应正向放热，故A正确； B．催化剂能降低反应物的活化能，使可逆反应快速达到平衡，用Ce作催化剂时，CO2的转化率小、且比用Ir作催化剂后达到平衡，说明用Ir作催化剂时反应物的活化能高、反应速率小，故B错误； C．状态d是800℃时某一时刻的平衡状态，反应速率不变，v（正）=v（逆），故C错误； D．用Ir作催化剂的平衡体系，不平衡状态b到d平衡状态，α（CO2）先增大后减小，状态d相对开始平衡（750℃左右）时，α（CO2）减小的主要是温度升高，可能平衡逆向移动，故D正确； 故选：BC； ②α（CO2）=50%，则c（CO2）的变化量为0.2mol/L×50%=0.1mol/L，三段式列式为： 2CO2（g）+6H2（g）⇌CH3OCH3（g）+3H2O（g） 初始浓度：0.2 0.6 0 0 变化浓度：0.1 0.3 0.05 0.15 平衡浓度：0.1 0.3 0.05 0.15 K===≈23.15； ③H2和CO2的物质的量之比为n：1，随着H2的增加，即H2和CO2的物质的量之比增大，平衡体系中CO2的转化率增大，二甲醚的物质的量分数x也增大，当n：1=6：2=3：1时，x值最大；当n：1＞3：1时，x值逐渐减小；当n=3时，x=；故答案为：。