Question

【題目】能源短缺是人類社會面臨的重大問題．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：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）△H1
反應Ⅱ：CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）△H2
①上述反應符合“原子經濟”原則的是（填“I”或“Ⅱ”）．
②下表所列數據是反應I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

由表中數據判斷△H10 （填“＞”、“=”或“＜”）．
③某溫度下，將2mol CO和6molH2充入2L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c（CO）=0.2mol/L，則CO的轉化率為 ， 此時的溫度為（從上表中選擇）．
（2）已知在常溫常壓下：①2CH3OH（l）+3O2（g）=2CO2（g）+4H2O（g）△H=﹣1275.6kJ/mol
②2CO（g）+O2（g）=2CO2（g）△H=﹣566.0kJ/mol
③H2O（g）=H2O（l）△H=﹣44.0kJ/mol
寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式：
（3）某實驗小組依據甲醇燃燒的反應原理，設計如圖所示的電池裝置．
①該電池正極的電極反應為 ．
②工作一段時間后，測得溶液的pH減小，該電池總反應的化學方程式為 ．

Answer 1

【答案】
（1）Ⅰ；＜；80%；250℃
（2）CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l）△H=﹣442.8kJ∕mol
（3）O2+2H2O+4e﹣=4OH﹣；2CH3OH+3O2+4OH﹣=2CO32﹣+6H2O
【解析】解：（1）①原子經濟性原則指的是原子利用率高的反應，Ⅰ是化合反應，原子利用率高達100%，故答案為：Ⅰ；②根據表中數據可以看出，溫度越高則平衡常數越小，可以確定該反應是放熱反應，故答案為：＜；
③設一氧化碳的變化量為x，則
CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
初始濃度（mol/L） 13 0
變化濃度（mol/L） 0.81.6 0.8
平衡濃度（mol/L） 0.22.4 0.8
則CO的轉化率= ×100%=80%，平衡常數K= = =2.041，所以該反應的溫度為250℃，
故答案為：80%；250℃；（2）甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的反應CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l）和反應①2CH3OH（l）+3O2（g）=2CO2（g）+4H2O（g）△H=﹣1275.6kJ/mol，②2CO （g）+O2（g）=2CO2（g）△H=﹣566.0kJ/mol，③H2O（g）=H2O（l）△H=﹣44.0kJ/mol之間的關系為：①× ﹣②× +2×③=﹣442.8 kJ∕mol，
故答案為：CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l）△H=﹣442.8kJ∕mol；（3）①在燃料電池中，正極是氧氣發生得電子的還原反應，即O2+2H2O+4e﹣=4OH﹣ ， 故答案為：O2+2H2O+4e﹣=4OH﹣；
②工作一段時間后，測得溶液的pH減小，說明氫氧根離子被消耗，在在燃料電池中，總反應是燃料燃燒的反應，
故答案為：2CH3OH+3O2+4OH﹣=2CO32﹣+6H2O．
（1）①原子經濟性原則指的是原子利用率高的反應；
②對于放熱反應，溫度越高則平衡常數越�。�
③根據化學方程式計算平衡轉化率和化學平衡常數進而確定反應的溫度；（2）根據蓋斯定律來計算化學反應的焓變，書寫熱化學方程式；（3）極是氧氣發生得電子的還原反應，總反應是燃料燃燒的反應．