Question

【題目】（題文）甲醇是重要的化工原料，CO和CO2均可用于合成甲醇。用CO2來生產甲醇的反應方程式為：CO2(g)+3H2(g)＝CH3OH(g)+H2O(g) △H1

（1）已知：

2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) △H2

2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) △H3

則CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g) △H4＝_______

（2）由CO合成甲醇時，CO的平衡轉化率與溫度和壓強的關系如圖所示。P點和Q點的平衡常數的大小KP____ KQ (填“大于”、“小于”或“等于”)。實際生產條件控制在250℃、1.3×104kPa左右，選擇此壓強的理由是________________。

（3）一定溫度下，向2 L密閉容器中加入1 mol CH3OH(g)，發生反應CH3OH(g) ＝CO(g)+ 2H2(g)，CO的體積分數隨時間的變化如圖所示。

①反應達到平衡狀態的標志是___________。

A．氣體的密度不變

B．氣體的壓強保持不變

C．υ正（CH3OH）=2υ正(H2)

D．υ正(H2)=2υ逆（CO）

②該溫度下，CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g)的平衡常數K=_________。

③若在t1時刻再加入1mol CH3OH(g)，在t2 時刻重新達到平衡，請在圖上畫出CO的體積分數隨時間變化的曲線（不要求計算具體數值，畫出變化的趨勢和范圍即可）_______。

（4）以CH3OH為燃料(以KOH溶液作電解質溶液)可制成CH3OH燃料電池。負極的電極反應式為_________________________。

Answer 1

【答案】△H1+△H2—△H3大于在1.3×104kPa下，CO的轉化率已經很高，沒必要再增加壓強使生產成本增加BD4L2·mol-2CH3OH-6e-+8OH-＝CO32-+6H2O

【解析】

(1)①CO2(g)+3H2(g)＝CH3OH(g)+H2O(g) △H1，②2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g)△H2，③2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g)△H3，根據蓋斯定律，將①+×②-×③得：CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g) △H4＝△H1+△H2-△H3，故答案為：△H1+△H2-△H3；

(2)從橫坐標上一點0.5處，畫一條平行于縱坐標的虛線，看相同壓強下不同溫度時CO的平衡轉化率，溫度越低轉化率越低，說明，升溫時平衡向逆向移動，因此P點和Q點的平衡常數的大小KP大于KQ；工業生產要考慮速經濟效益，要考慮速度和效率，壓強越大需要的條件越高，花費越大，故答案為：大于；在1.3×104kPa下，CO的轉化率已經很高，沒必要再增加壓強使生產成本增加；

(3)①A．容器的體積不變，氣體的質量不變，氣體的密度始終不變，不能判斷是平衡狀態，故錯誤；B．該反應前后氣體的物質的量發生變化，氣體的體積不變，氣體的壓強保持不變時，說明氣體的物質的量保持不變，能夠說明達到平衡狀態，故正確；C．υ正(CH3OH)=2υ正(H2)均為正反應速率，不能說明正反應速率與逆反應速率相等，故錯誤；D．υ正(H2)=2υ逆(CO)表示正逆反應速率相等，達到平衡狀態，故正確；故選BD；

②CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)

起始(mol/L )0.5 0 0

反應(mol/L )0.25 0.25 0.5

平衡(mol/L )0.25 0.25 0.5

K==0.25(mol/L)2，則CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g)的平衡常數K==4 L2·mol-2；

③若在t1時刻再加入1mol CH3OH(g)，CO的體積分數突然減小，隨著反應的進行，CO的體積分數又逐漸增大，但再加入1mol CH3OH(g)，相當于增大壓強，逆向移動，達到新平衡時，CO的體積分數小于0.25，CO的體積分數隨時間變化的曲線如圖，故答案為：；

(4)甲燃料堿性電池中，總反應為2CH3OH+3O2+4OH-=2CO32-+6H2O，加入燃料的電極是負極，所以加入甲醇的電極是負極，充入氧氣的電極是正極，正極反應式為3O2+12e-+6H2O=12OH-，用電池反應方程式減去正極，得到負極反應式為CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O，故答案為：CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O。