Question

【題目】甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景。工業上一般采用下列反應合成甲醇CO(g)+2H2 (g)CH3OH(g) ΔH

（1）下表所列數據是反應在不同溫度下的化學平衡常數(K)。

由表中數據判斷ΔH________0 (填“＞”、“＝”或“＜”)，化學平衡常數表達式K=________；

（2）300℃時，在體積為2.0 L的密閉容器中通入2 mol CO和4 mol H2，經過20 s達到平衡狀態，

①計算20 s內CO的反應速率為________，此時容器中甲醇的體積分數為_________；

②若向上述平衡體系中同時加入1mol CO，2mol H2和1mol CH3OH氣體，平衡移動情況是__________(填“向右”、“向左”或“不移動”)，原因是________________________

（3）已知在常溫常壓下：

①2CH3OH(l)＋3O2 (g) = 2CO2 (g)＋4H2O(g) ΔH＝－1277.0kJ/mol

②2CO(g)+O2 (g) = 2CO2(g) ΔH＝－566.0kJ/mol

③H2O(g) =H2O(l) ΔH＝－44kJ/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：

__________________；

（4）甲醇、氧氣可制作燃料電池，寫出以氫氧化鉀為電解質甲醇燃料電池負極反應式_______________；如圖，電解KI溶液制碘，在粗試管中加入飽和的KI溶液，然后再加入苯，插入一根石墨電極和一根鐵電極，使用該燃料電池做電源，鐵電極與極___________（填正或負）相連接，通電一段時間后，斷開電源，振蕩試管，上層溶液為_______色，當有 1.27g碘單質生成時,需要_______g CH3OH。

Answer 1

【答案】

（1）＜ ，

（2）①0.025mol/(L·s) 25% ； ②向右，此時濃度熵Qc==0.25

（3）-443.5kJmol-1

（4）CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O，負，紫紅， 0.053

【解析】

試題分析：（1）根據表格溫度越高，平衡常數越小，說明升溫平衡向逆反應方向移動，所以該反應是放熱反應，則△H1＜0，化學平衡常數的表達式K=；

（2）① CO(g)+2H2 (g)CH3OH(g) ΔH

起始濃度（mol/L） 1 2 0

變化濃度（mol/L） c 2c c

平衡濃度（mol/L） 1-c 2-2c c

此時平衡常數K=1=，解得：c=0.5mol/L；20 s內CO的反應速率為==0.025mol/(L·s)；此時容器中甲醇的體積分數為×100%=25%；

②若向上述平衡體系中同時加入1mol CO，2mol H2和1mol CH3OH氣體，此時Qc==0.25＜K，此時平衡向右移動；

（3）根據蓋斯定律，將已知反應（①-②+③×4）÷2得到CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l），所以該反應的△H=[（-1277.0kJ/mol）-（-566.0kJ/mol）+（-44.0kJ/mol）×4]=-443.5kJmol-1；

（4）以氫氧化鉀為電解質甲醇燃料電池負極反應式為CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；I-的陽極氧化為I2，故Fe不能做陽極，只能做陰極，與電源負極相連；通電一段時間后，生成的碘單質溶解在苯中，苯的密度比水小，在上層，為溶解碘的紫紅色溶液；當有1.27g碘單質生成時，轉移電子為0.01mol，需要的CH3OH質量為×32g/mol=0.053g。