Question

【題目】甲醇是一種重要的可再生能源。

（1）已知2CH4(g)+O2(g)=2CO(g)+4H2(g) ΔH =a kJ·mol-1

CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g) ΔH =b kJ·mol-1

試寫出由CH4和O2制取甲醇的熱化學方程式 。

（2）還可通過下列反應制甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。甲圖是反應時CO和CH3OH(g)的濃度隨時間的變化情況。從反應開始到達平衡，用H2表示反應速率υ(H2)= 。

（3）在一容積可變的密閉容器中充入10 mol CO和20 mol H2，CO的平衡轉化率隨溫度（T）、壓強（P）的變化如乙圖所示。

①下列說法能判斷該反應達到化學平衡狀態的是_______（填字母）。

A．H2的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍

B．H2的體積分數不再改變

C．體系中H2的轉化率和CO的轉化率相等

D．體系中氣體的平均摩爾質量不再改變

②比較A、B兩點壓強大小PA________PB（填“＞、＜、=”）。

③若達到化學平衡狀態A時，容器的體積為20 L。如果反應開始時仍充入10 molCO和20 molH2，則在平衡狀態B時容器的體積V(B)= L。

（4）以甲醇為燃料，氧氣為氧化劑，KOH溶液為電解質溶液，可制成燃料電池（電極材料為惰性電極）。

①若KOH溶液足量，則寫出電池負極反應式________________________。

②若電解質溶液中KOH的物質的量為0.8 mol，當有0.5 mol甲醇參與反應時，電解質溶液中各種離子的物質的量濃度由大到小的順序是 。

Answer 1

【答案】（1）2CH4(g)+O2(g)=2CH3OH(g)；ΔH=(a+2b) kJ·mol-1

（2）0.15mol·L-1·min-1

（3）①BD②＜③4

（4）①CH3OH+8OH- -6e-=+6H2O②c(K+)＞c()＞c()＞c(OH-)＞c(H+)

【解析】

試題解析：

（1）已知①2CH4(g)+O2(g)=2CO(g)+4H2(g)；△H=a KJ/mol ②CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)；△H=b KJ/mol，

①+②×2可得到2CH4(g)+O2(g)=2CH3OH(g)；△H=（a+2b）kJ/mol

（2）用甲醇表示的反應速率υ(CH3OH)==0.075mol/（Lmin），氫氣表示的反應速率是甲醇的2倍，即υ(H2)=0.15mol/（Lmin）。

（3）①A．因為H2是反應物，甲醇是生成物，且二者計量數之比為2:1，所以無論平衡與否，反應過程中

H2的消耗速率始終等于CH3OH的生成速率的2倍，故A錯誤；B．H2的體積分數不再改變是化學

平衡的特征，達到了平衡狀態，故B正確；C．因為體系中加入的H2和CO的物質的量之比為2: 1，

二者的計量數之比為2:1，所以反應的轉化率始終相等，不能說明反應一定平衡，故C錯誤；D．體

系中氣體的平均摩爾質量等于氣體總質量和氣體總物質的量的比值，總質量不變，反應時氣體物質

的量減小，所以當體系中氣體的平均摩爾質量不再改變時，證明反應達到了平衡，故D正確。

②正反應方向為氣體體積減小的方向，T1℃時比較CO的轉化率，轉化率越大，則壓強越大，圖象中

PB轉化率大于PA，可知PA＜PB。

③A、B兩容器溫度相同，即化學平衡常數相等，根據A點時CO的轉化率為0.5，容器容積為20L，

可計算出平衡常數K==4；B點時CO的轉化率為0.8，則

CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)

起始（mol）： 10 20 0

轉化（mol）： 8 16 8

平衡（mol）： 2 4 8

設體積為VL，則有K==4，V=4。

（4）①燃料電池總反應是燃料燃燒的化學方程式，在堿性環境下，二氧化碳轉化為碳酸根離子，即

2CH3OH+3O2+4OH-=2+6H2O，電池的負極是甲醇失去電子被氧化的過程：CH3OH+8OH--6e-

=+6H2O

②當有0.5mol甲醇參與反應時，產生的二氧化碳是0.5mol，和0.8mol氫氧化鉀反應，根據元素守恒

可以計算n (K2CO3)=0.3mol，n (KHCO3)=0.2mol，二者的水溶液均為堿性，所以c(K+)＞c(CO)＞

c (HCO)＞c (OH)＞c (H+)。