Question

甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。
（1）工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：
反应Ⅰ： CO(g) ＋ 2H₂(g)   CH₃OH(g)              ΔH₁
反应Ⅱ： CO₂(g) ＋ 3H₂(g)   CH₃OH(g)  +  H₂O(g)   ΔH₂
①下表所列数据是反应Ⅰ在不同温度下的化学平衡常数（K）。

温度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

 
由表中数据判断ΔH₁       0 （填“＞”、“＝”或“＜”）。
②某温度下，将2 mol CO和6 mol H₂充入2L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(CO)＝ 0.2 mol／L，则CO的转化率为        ，此时的温度为        （从上表中选择）。
（2）已知在常温常压下：
① 2CH₃OH(l) ＋ 3O₂(g) ＝ 2CO₂(g) ＋ 4H₂O(l)  ΔH₁＝－1451.6kJ／mol
② 2CO (g)+ O₂(g) ＝ 2CO₂(g)  ΔH₂＝－566.0kJ／mol
写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式：                       
（3）某实验小组依据甲醇燃烧的反应原理，设计如图所示的电池装置：

①该电池的能量转化形式为              。
②该电池正极的电极反应为              。
③工作一段时间后，测得溶液的pH减小，则该电池总反应的化学方程式为            。

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化学能转化为电能（2分）
②O₂ + 2H₂O +4e^- = 4OH^-（2分）
③2CH₃OH ＋ 3O₂ +  4OH^-＝ 2CO₃^2-＋ 6H₂O（3分

解析试题分析：（1）①由题给数据分析，随着温度的升高，平衡常数减小，平衡向逆向移动，升温平衡向吸热方向移动，该反应正向为放热反应，ΔH₁＜0；②利用三行式进行计算。按反应II充分反应，达到平衡后，测得c（CO）=0.2mol/L，设转化的CO的物质的量浓度为x，
CO（g）+2H₂ （g）CH₃OH （g）
起始量（mol/L）     1          3               0
变化量（mol/L）    x          2x              x
平衡量（mol/L）    0.2         3-2x            x
分析知x=0.8mol/L
平衡时各物质的浓度：c（CO）=0.2mol/L，c（H₂）=1.4mol/L，c（CH₃OH）=0.8mol/L；一氧化碳的转化率=0.8/1×100%=80%，K=0.8/0.2×1.4²=2.041，由表格可知温度为250℃；（2）由盖斯定律，①-②得：2CH₃OH（l）+2O₂（g）═2CO（g）+4H₂O（l），△H=-885.6 kJ∕mol，热化学反应方程式为：CH₃OH（l）+O₂（g）═CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8 kJ∕mol；（3）①分析知此装置为甲醇燃料电池，该电池的能量转化形式为化学能转化为电能；②正极上氧气得电子和水反应生成氢氧根，所以其电极反应式为O₂+2H₂O+4e^-═4OH^-；③负极上甲醇失电子和氢氧根反应生成碳酸根和水，正极上氧气得电子和水反应生成氢氧根，所以其电池反应式为：2CH₃OH+3O₂+4KOH═2K₂CO₃+6H₂O。
考点：考查平衡常数的影响因素及计算、原电池原理、盖斯定律等知识。