Question

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)              ΔH₁
反應Ⅱ： CO₂(g) ＋ 3H₂(g)   CH₃OH(g)  +  H₂O(g)   ΔH₂
①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ΔH₁       0 （填“＞”、“＝”或“＜”）。
②某溫度下，將2 mol CO和6 mol H₂充入2L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c(CO)＝ 0.2 mol／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：
① 2CH₃OH(l) ＋ 3O₂(g) ＝ 2CO₂(g) ＋ 4H₂O(l)  ΔH₁＝－1451.6kJ／mol
② 2CO (g)+ O₂(g) ＝ 2CO₂(g)  ΔH₂＝－566.0kJ／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該電池的能量轉化形式為              。
②該電池正極的電極反應為              。
③工作一段時間后，測得溶液的pH減小，則該電池總反應的化學方程式為            。

Answer 1

（1）①＜（2分）     ②80%（2分）   250℃（2分）
（2）CH₃OH(l) ＋ O₂(g) ＝ CO(g) ＋ 2H₂O(l)  ΔH₁＝－442.8kJ／mol（3分）
⑶①化學能轉化為電能（2分）
②O₂ + 2H₂O +4e^- = 4OH^-（2分）
③2CH₃OH ＋ 3O₂ +  4OH^-＝ 2CO₃^2-＋ 6H₂O（3分

解析試題分析：（1）①由題給數據分析，隨著溫度的升高，平衡常數減小，平衡向逆向移動，升溫平衡向吸熱方向移動，該反應正向為放熱反應，ΔH₁＜0；②利用三行式進行計算。按反應II充分反應，達到平衡后，測得c（CO）=0.2mol/L，設轉化的CO的物質的量濃度為x，
CO（g）+2H₂ （g）CH₃OH （g）
起始量（mol/L）     1          3               0
變化量（mol/L）    x          2x              x
平衡量（mol/L）    0.2         3-2x            x
分析知x=0.8mol/L
平衡時各物質的濃度：c（CO）=0.2mol/L，c（H₂）=1.4mol/L，c（CH₃OH）=0.8mol/L；一氧化碳的轉化率=0.8/1×100%=80%，K=0.8/0.2×1.4²=2.041，由表格可知溫度為250℃；（2）由蓋斯定律，①-②得：2CH₃OH（l）+2O₂（g）═2CO（g）+4H₂O（l），△H=-885.6 kJ∕mol，熱化學反應方程式為：CH₃OH（l）+O₂（g）═CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8 kJ∕mol；（3）①分析知此裝置為甲醇燃料電池，該電池的能量轉化形式為化學能轉化為電能；②正極上氧氣得電子和水反應生成氫氧根，所以其電極反應式為O₂+2H₂O+4e^-═4OH^-；③負極上甲醇失電子和氫氧根反應生成碳酸根和水，正極上氧氣得電子和水反應生成氫氧根，所以其電池反應式為：2CH₃OH+3O₂+4KOH═2K₂CO₃+6H₂O。
考點：考查平衡常數的影響因素及計算、原電池原理、蓋斯定律等知識。