Question

甲醇是一种用途广泛的化工原料。

（1）工业上常用下列两种反应制备甲醇：

①CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) ΔH1= -90．1KJ/mol

②CO2(g)＋ 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(l) ΔH2

已知：CO(g)+ H2O (g) ＝ CO2 (g) + H2 (g) ΔH3=-41．1 KJ/mol ③

H2O (l) ＝H2O (g) ΔH4=+44．0KJ/mol ④

则ΔH2＝

（2）实验室模拟用CO和H2反应来制甲醇。在250℃下，将一定量的CO和H2投入10L的密闭容器中，各物质的物质的量浓度(mol?L-1)变化如下表所示：（前6min没有改变条件）

	2min	4min	6min	8min	…
CO	0．07	0．06	0．06	0．05	…
H2	x	0．12	0．12	0．2	…
CH3OH	0．03	0．04	0．04	0．05	…

 

①x= 。

②250℃时该反应的平衡常数K值为： (不必化简)。

③若6min～8min只改变了某一条件，所改变的条件是 。

④第8min时,该反应是不是达到平衡状态 。(填“是”或“不是”)

⑤该合成反应的温度一般控制在240～270℃，选择此温度的原因是：Ⅰ．此温度下的催化剂活性高；Ⅱ． 。

（3）电解甲醇水溶液制氢的优点是需要的电压低，而且制得的氢气比电解相同物质的量的水多。写出电解甲醇水溶液的反应式为：阳极： 。

 

Answer 1

（1）-93．0 KJ/mol （3分）

（2）①x=0．14 （2分）

② （2分）

③增加了1 mol氢气；（2分）

④ 不是（2分）

⑤温度低，反应速率慢，单位时间内的产量低；而该反应为放热反应，温度过高，转化率降低。（2分）

（3）阳极：CH3OH+H2O=6H++CO2↑+6e-或CH3OH+H2O-6e-=6H++CO2↑；（3分）

【解析】

试题分析：（1）根据盖斯定律，②=①-（③+④），所以ΔH2＝ΔH1-（ΔH3+ΔH4）=-93．0 KJ/mol；

（2）①CO在2～4min浓度减少0．01mol/L,则H2的浓度减少0．02mol/L，4min时氢气的浓度是0．12mol/L,所以x=0．02mol/L+0．12mol/L=0．14 mol/L；

②250℃时在6min时达平衡，根据平衡常数的计算式得K=

③8min时CO的浓度减小，氢气的浓度增大，甲醇的浓度增大，说明改变条件平衡正向移动，CO浓度减少0．01mol/L，则氢气的浓度减少0．02mol/L，所以改变条件时氢气的浓度是0．22mol/L，与6min时相比氢气的浓度增加0．1mol/L，物质的量增加1mol，所以改变的条件是氢气增加1mol；

④用8min时生成物的浓度幂除以反应物的浓度幂之积，与相比，若相等则是平衡状态，若不等则不是平衡状态；

⑤温度太低，反应速率小，单位时间内的产量低；而该反应为放热反应，温度过高，转化率降低，所以温度以催化剂的活性为主进行选择；

（3）电解甲醇水溶液比电解相同物质的量的水多，电解1molH2O得1mol氢气，则电解1mol甲醇水溶液产生的氢气将大于1mol，所以电解1mol甲醇水溶液产生的H+将大于2mol，说明甲醇分子中的氢原子通过电解液成为H+，故电解甲醇水溶液的阳极反应式为CH3OH+H2O-6e-=6H++CO2↑。

考点：考查盖斯定律的应用，化学平衡的有关计算，对反应条件的分析，用平衡常数判断平衡状态，电解原理的应用