科学家意外发现：二氧化碳变成乙醇只需一步
10月20日消息，据国外媒体报道，美国橡树岭国家实验室的科学家研制了一种嵌入钉状纳米碳的纳米铜颗粒的催化剂，这种催化剂能够在室温下直接把二氧化碳转化为乙醇。有趣的是，这是个偶然的意外发现。实验室最初是出于其它目的而展开研究的。以往科学界以为把二氧化碳气体转化为乙醇的过程可能非常复杂，但这一研究结果发现并非如此。研究团队可以仅仅利用一种催化剂，把二氧化碳通过一个简单的步骤转变为乙醇。他们也没有料想到整个过程会如此简单，他们本以为该过程将涉及几个步骤和多种催化剂。（IT之家补充：原文中是希望用风力等对电网造成负担的间歇性发电系统提供的电力能源，通过这种形式来制造成酒精存储，并解决下温室气体，转化率目前是62%。）研究团队把钉状碳颗粒嵌入到微小的纳米级铜颗粒中，随后它们被安置在硅胶表面。当二氧化碳暴露于这种催化剂时，就会发生燃烧，从而把气体转化为液体形式。而且，这种催化剂尺寸微小，这意味着整个过程不会发生副反应，能够产生高纯度的乙醇。此外，整个转化过程可以在室温下进行。这一发现可应用于大规模的电池生产中，燃烧乙醇产生的二氧化碳可以再次转化为乙醇燃料。本文转自IT之家http://www.ithome.com/html/discovery/265884.htm我觉意义不只是做乙醇
更重要的是可以让那群温室气体专家闭嘴了 现在只是纸面上的数据吧 減碳真是有希望了呀! 还需要深入研究，实现规模化的生产。 2CO2(g)+H2O(l)=CH3CH2OH(l)+O2 标准反应自由焓是1557KJ<0,反应不能自发进行,即使加压也不行.所以这个新闻是个假新闻.如果是事实,我们现有的化学反应基础理论就得全部重写.写这个报道的人缺最基本的科学常识. 当然这个新闻也违背热力学第一第二定律 295889517 发表于 2016-10-26 14:21
当然这个新闻也违背热力学第一第二定律
其实是不违背的，催化剂只是其中之一，可定还得配上相应的工艺，只是老外不会告诉你而已。 295889517 发表于 2016-10-26 14:19
2CO2(g)+H2O(l)=CH3CH2OH(l)+O2 标准反应自由焓是1557KJ
你为什么不考虑氢气，而考虑的是水？ 2CO2(g)+3H2(g)=CH3CH2OH(l)+3/2O2(g)标准反应自由焓是614KJ<0,反应不能自发进行,即使加压也不行.催化剂只能增加反应活性,增加反应目标性,不能违背化学反应原理.
{:1106_400:}…………………………………………………………………… 这个厉害，温室气体派上大用场了。 295889517 发表于 2016-10-27 09:05
2CO2(g)+3H2(g)=CH3CH2OH(l)+3/2O2(g)标准反应自由焓是614KJ
对呀，物化中学的熵判据、吉布斯函数判据、亥姆霍兹函数判据看来大家都还给老师啦！ {:1106_362:} 谢谢你的分享 焓变及熵变与反应方向一、焓变与化学反应方向的关系体系总是趋向于从高能状态转变为低能状态（这时体系往往会对外做工或释放能量）。这一经验规律是能量判断的依据，即焓变是决定一个化学反应能否自发进行的一个重要因素。1. 多数能自发进行的化学反应是放热反应例如：在常温、常压下，氢氧化亚铁被氧化为氢氧化铁的反应就是一个自发的、放热反应。其热化学方程式为：4Fe(OH) 2 (s) + 2H2O(l) + O2(g) === 4Fe(OH)3(s)△H(298K) ＝－444.3 kJ·mol－1 再如：在常温、常压下，氢氧化钠溶液和盐酸的反应也是一个自发的、放热反应。其热化学方程式为：NaOH(aq)+HCl(aq) === NaCl(aq)+ H2O(l)△H(298K)＝－56kJ/mol2. 有一些吸热反应在室温条件下不能自发进行，但在较高温度下却能自发进行。例如：在室温和较高温度下均为吸热过程的CaCO3的分解反应：CaCO3(s) === CaO(s) + CO2(g) △H(298K)＝ +178.2 kJ·mol－1 CaCO3(s) === CaO(s) + CO2(g) △H(1200K)＝ +176.5 kJ·mol－13. 有不少吸热反应在室温条件下也能自发进行。例如： 2N2O5(g) === 4NO2(g)+O2(g) △H(298K) ＝ +56.7kJ/mol(NH4)2CO3(s) === NH4HCO3(s)+NH3(g)△H(298K) ＝ +74.9 kJ/molNH4HCO3(s) + CH3COOH(aq) === CO2(g) + CH3COONH4(aq) + H2O(l)△H(298K)＝ +37.30 kJ·mol－1反应放热有利于反应自发进行，反应吸热也有可能自发进行，这说明反应的焓变只是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。二、熵变与化学反应方向的关系在同一条件下，不同的物质熵值不同，且一物质的熵与其聚集状态及外界条件还有关，一般来说，S(g)＞S(l)＞S (s)。在密闭的条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向，该变化过程体系的熵增大。熵值越大，体系的混乱程度越大。1. 许多熵增加的反应在常温、常压下可以自发进行。产生气体或气体物质的物质的量增大的反应，熵变通常都是正值，为熵增加反应。例如： 2H2O2(aq) === 2H2O(l) + O2(g)。2. 有些熵增加的反应在常温、常压下不能自发进行，但在较高温度下可以自发进行。例如：CaCO3(s)
高温 CaO(s) + CO2(g)； C(s，石墨) + H2 O(g)
高温 CO(g) + H2(g)。 3. 有不少熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行。例如：2Al(s) + Fe2O3(s)
高温 Al2O3(s) + 2Fe(s) 熵增加有利于反应自发进行，熵减小的反应，在一定条件下也可自发进行。故熵增原理是解释反应能否自发进行有关的一个因素，但不是唯一因素。 由此可见，焓变和熵变都与反应的自发性有关，又都不能独立地作为自发性的判据，要判断反应进行的方向，必须综合考虑体系的焓变和熵变。三、焓变和熵变与化学反应进行的方向一个化学反应能否自发进行，既与反应的焓变有关，又与反应的熵变有关。一般来说体系能量减小和混乱度增加都能促使反应自发进行，焓变和熵变共同制约着化学反应进行的方向，但焓和熵都不是唯一因素，我们不能单纯地根据焓变或熵变来判断某个反应是否自发进行。在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的。化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示。且△G ＝ △H－T△S：当△G ＝ △H－T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行。 当△G ＝ △H－T△S＝0时，反应达到平衡状态。当△G ＝ △H－T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行。在一定条件下，自发反应总是向△H－T△S＜0的方向进行，直至达到平衡状态。 当△H＜0、△S＞0时，反应自发进行。 当△H＞0、△S＜0时，反应不能自发进行。当△H＞0、△S＞0时，焓的因素不利于反应，而熵的因素（－T△S）却有利于反应。谁大谁小，决定于具体体系的具体数值。但可以肯定的是，若增加温度，则增加熵因素的影响，甚至可以使熵因素的正面影响超过焓因素的负面影响，反应就变成可以自发进行的了，即该类反应在高温下正向自发、低温下正向不自发。当△H＜0、△S＜0时，焓因素有利于反应，而熵的因素（－T△S）却不利于反应。谁大谁小，决定于具体体系的具体数值。但可以肯定的是，若降低温度，则减小熵因素的负面影响，甚至可以使焓因素的正面影响超过熵因素的负面影响，反应就变成可以自发进行的了，即该类反应在低温下正向自发、高温下正向不自发。上述讨论都是定性的讨论，在后两种情况中，若改变温度，也要考虑到不同温度下△H和△S自身的变化。化学反应方向的判据指出的仅仅是在一定条件下化学反应进行的趋势，并不能说明在该条件下反应能否实际发生。 good
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