Question

能源短缺是人類面臨的重大問題．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景．
（1）工業上一般采用下列兩種反應合成甲醇：
反應I：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
反應II：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₂
下表所列數據是反應Ⅱ在不同溫度下的化學平衡常數（K）

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

①由表中數據判斷△H₂

＜

0（填“＞”、“＜”或“=”），
②若容器容積不變，下列措施可增加甲醇產率的是

BE

，
A．升高溫度         B．將CH₃OH（g）從體系中分離     C．使用合適的催化劑
D．充入He，使體系總壓強增大            E．按原比例再充入 CO和 H₂
③某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L的恒容密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c（CO）=0.2mol?L^-1，則CO的轉化率為

80%

，此時的溫度為

250°C

（從上表中選擇）；
④恒溫下，1mol CO和nmol H₂在一個容積可變的密閉容器中反應達到平衡后，生成a molCH₃OH．若起始時放入3molCO+3nmolH₂，則達平衡時生成CH₃OH

3a

mol．
（2）某實驗小組依據甲醇燃燒的反應原理，設計如圖所示的原電池裝置．
①該電池工作時，OH^-向

負

極移動（填“正”或“負”），
②該電池正極的電極反應式為

O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-

．

Answer 1

分析：（1）①反應Ⅱ在不同溫度下的化學平衡常數隨溫度變化判斷平衡移動方向，結合平衡移動規律分析反應熱量變化；
②依據平衡移動影響因素結合產率的計算概念分析判斷，正向進行可以提高甲醇的產率；
③依據化學平衡三段式列式計算，根據轉化率概念、平衡常數概念計算，依據平衡常數判斷反應溫度；
④恒溫恒壓容器中得到的平衡是等效平衡；
（2）原電池中負極是電子發生氧化反應，正極上 得到電子發生還原反應，燃料電池一般燃料在負極反應，氧氣再正極反應，溶液中的陰離子移向負極；

解答：解：（1）①表中數據分析，隨溫度增大，平衡常數減小，說明平衡逆向進行，根據平衡移動原理，升溫向吸熱反應方向進行，故正向是放熱反應，△H₂＜0；故答案為：＜；
②CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₂＜0；若容器容積不變，可增加甲醇產率的條件分析：
A、升高溫度平衡逆向進行，甲醇產率減小，故A不符合；
B、將CH₃OH（g）從體系中分離，平衡正向進行，甲醇產增大，故B符合；
C、使用合適的催化劑，改變反應速率，不改變化學平衡，甲醇產率不變，故C不符合；
D、充入He，使體系總壓強增大，分壓不變，平衡不動，故D不符合；
E、按原比例再充入 CO和 H₂，相當于增大體系壓強，平衡向氣體體積減小的方向進行，即正向進行，甲醇產率增大，故E符合；
故答案為：BE；
③某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L的恒容密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c（CO）=0.2mol?L^-1，則依據平衡三段式列式計算：
                 CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol）     2       6           0
變化量（mol）    1.6      3.2         1.6
平衡量（mol）    0.4      2.8         1.6
CO的轉化率=

1.6mol

2mol

×100%=80%；
平衡后物質的平衡濃度為：C（CO）=0.2mol/L；C（H₂）=1.4mol/L；C（CH₃OH）=0.8mol/L；
平衡常數K=

C(CH3OH)

C(CO)×C2(H2)

=

0.8

0.2×1．42

=2.041L/mol；依據圖表可知溫度為250°C；
故答案為：80%；  250℃；
④恒溫下，1mol CO和nmol H₂在一個容積可變的密閉容器中反應達到平衡后，生成a molCH₃OH．若起始時放入3molCO+3nmolH₂，依據恒溫恒壓容器中達到的平衡是等效平衡，所以容器中生成甲醇物質的量為3a；故答案為：3a；
（2）①依據甲醇燃燒的反應原理，結合如圖所示的原電池裝置，負極上失電子發生氧化反應，正極上得到電子發生還原反應；一般燃料在負極上發生反應，氧氣再正極發生還原反應；
負極電極反應為：CH₃OH+8OH^--6e^-=CO₃^2-+6H₂O；陰離子移向負極；正極電極反應為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；
故答案為：負；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；

點評：本題考查了化學平衡的平衡常數的分析判斷，反應能量變化，影響化學平衡的因素分析，平衡計算應用，等效平衡的分析應用，原電池的原理應用，題目難度中等．