Question

甲醇具有開發和應用廣闊的前景．工業上一般采用下列兩種途徑合成甲醇：
途徑Ⅰ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
途徑Ⅱ：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₂
（1）上述反應符合“原子經濟”規律的是

 

．
（2）下列各項中，能夠說明反應Ⅱ已達到平衡的是

 

．
a．恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發生變化
b．一定條件下，CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變
c．一定條件下，CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等
d．一定條件下，單位時間內消耗1mol CO，同時生成1mol CH₃OH
（3）如圖是反應途徑Ⅱ在不同溫度下CO的轉化率隨時間變化的曲線．
①該反應的焓變△H₂_

 

_0（填“＞”、“＜”或“=”）．
②如表所列數據是反應途徑Ⅱ在不同溫度下的化學平衡常數（K）．

溫度	250℃	350℃
K	2.041	0.012

請用化學平衡常數解釋上面①中你的判斷：

 

．
（4）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ?mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-b kJ?mol^-1
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ?mol-1
則，CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=

 

kJ?mol^-1．
（5）用甲醇作燃料，KOH溶液作電解液，惰性電極材料組成的原電池工作時，其正極反應式

 

；負極反應式

 

．

Answer 1

分析：（1）原子經濟性主要是指原子利用率高，化合反應原子利用率是100%；
（2）可逆反應達到平衡狀態時，正逆反應速率相等（同種物質）或正逆反應速率之比等于系數之比（不同物質），平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發生變化，由此衍生的一些物理量不變，以此分析；
（3）①對于吸熱反應，溫度越高，K越大，反之越低，對于放熱反應，溫度越高，K越小，反之越大；
②根據溫度對化學平衡移動的影響來回答判斷即可；
（4）根據蓋斯定律，由已知熱化學方程式乘以適當的系數進行加減構造目標方程式，反應熱越乘以相應的系數并進行相應的計算；
（5）根據燃料電池的工作原理規律：正極上是氧氣得電子的還原反應，負極上是燃料失電子的氧化反應來回答．

解答：解：（1）反應Ⅱ屬于化合反應，原子利用率是100%，符合“原子經濟”規律，故答案為：Ⅱ；
（2）a．該反應是前后氣體系數和不相等的反應，當恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發生變化，證明達到了平衡狀態，故a正確；
b．一定條件下，CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變，是化學平衡狀態的特征，故b正確；
c．一定條件下，CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等，證明正逆反應速率相等，達到了平衡狀態，故c正確；
d．一定條件下，單位時間內消耗1mol CO，同時生成1mol CH₃OH，不能證明正逆反應速率相等，不一定達到了平衡狀態，故d錯誤．
故選abc；
（3）①根據圖示的數據可以知道，溫度越高，K越小，所以反應是一個放熱反應，故答案為：＜；
②250℃的K值大于350℃的K值，說明升高溫度，途徑Ⅱ平衡向逆反應方向移動，因此，其正反應為放熱反應，故答案為：250℃的K值大于350℃的K值，說明升高溫度，途徑Ⅱ平衡向逆反應方向移動，因此，其正反應為放熱反應，△H₂＜0；
（4）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ?mol^-1，
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-b kJ?mol^-1，
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ?mol^-1，
根據蓋斯定律可知，則

①-②+③×4

2

可得CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l），則△H=

(-a)-(-b)+(-c)×4

2

kJ/mol=

b-a-4c

2

kJ/mol，
故答案為：

b-a-4c

2

kJ/mol；
（5）燃料電池的工作原理規律：正極上是氧氣得電子的還原反應，在堿性環境下，電極反應式為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，負極上是燃料失電子的氧化反應，在堿性環境下，電極反應式為：CH₃OH-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O，故答案為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；CH₃OH-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O．

點評：本題涉及電化學、熱化學以及化學反應速率和平衡的影響因素、判斷化學平衡的方法等知識，屬于綜合知識的考查，難度不大．