Question

【題目】甲醇耐高溫、易存儲熱值高、節能環保，可做燃料，又是重要的化工原料�？茖W家用太陽能分解水生成的氫氣在催化劑作用下與反應生成甲醇。已知：、和的燃燒熱H分別為、和。請回答下列問題：

(1)用太陽能分解水消耗的能量是________。

(2)甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式為________。

(3)催化加氫合成甲醇(反應Ⅱ)中伴隨著反應Ⅰ的發生：

反應Ⅰ：

反應Ⅱ：

在恒壓、和的起始量一定的條件下，平衡轉化率和平衡時的選擇性隨溫度的變化如圖。其中：的選擇性

①溫度高于300℃，平衡轉化率隨溫度升高而上升的原因是_________。

②220℃時，在催化劑作用下與反應一段時間后，測得的選擇性為48%(圖中A點)。不改變反應時間和溫度，一定能提高選擇性的措施有_________________(寫出兩點)。

(4)在體積為的密閉容器中充入和發生反應Ⅱ，到平衡時氫氣的轉化率為25%，求該反應的平衡常數K=________。(結果保留二位有效數字)

(5)研究證實，也可在硫酸溶液中用惰性電極電解生成甲醇，生成甲醇的電極反應式為__________，另一極電解產物是________________。

Answer 1

【答案】571.6 反應Ⅰ的，反應Ⅱ的，溫度升高使轉化為的平衡轉化率上升，使轉化為的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度 增大壓強，使用對反應Ⅱ催化活性更高的催化劑 0.0062

【解析】

（1）氫氣的燃燒熱可知水分解吸收的能量，然后利用化學計量數與反應熱的關系來計算；

（2）CO和CH3OH的燃燒熱概念先書寫熱方程式，再利用蓋斯定律來分析甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式；

（3）①根據題干信息，反應Ⅰ的，反應Ⅱ的，分析溫度對反應Ⅰ和反應Ⅱ的平衡移動情況即可；

②根據的選擇性的定義，溫度不能改變，只能改變壓強和濃度，分析增大H2的濃度和增大壓強，對反應Ⅰ和反應Ⅱ平衡的影響，也可通過催化劑的選擇性來控制反應Ⅱ和反應Ⅰ的發生；

(4)根據題干信息，進行三段式計算可知： ，代入平衡常數表達式求出該反應的平衡常數；

(5)分析該過程中碳的化合價由+4價降低為-2價發生還原反應，故生成甲醇在陰極上發生，且電解質是硫酸溶液，故其電極反應式為，另一極即陽極，陽極發生氧化反應，故電極方程式為： ，故電解產物為O2。

Ⅰ．（1）由H2（g）的燃燒熱△H為-285.8kJmol-1知，1molH2（g）完全燃燒生成1molH2O（l）放出熱量285.8kJ，即分解1mol H2O（l）為1mol H2（g）消耗的能量為285.8kJ，則分解2mol H2O（l）消耗的能量為285.8kJ×2=571.6kJ，故答案為：571.6 kJ；
（2）由CO（g）和CH3OH（l）的燃燒熱△H分別為-283.0kJmol-1和-726.5kJmol-1，則
①CO（g）+1/2O2（g）=CO2（g）△H=-283.0kJmol-1
②CH3OH（l）+3/2O2（g）=CO2（g）+2H2O（l）△H=-726.5kJmol-1
由蓋斯定律可知用②-①得反應CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l），該反應的反應熱△H=-726.5kJmol-1-（-283.0kJmol-1）=-443.5kJmol-1，
故答案為：CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l）△H=-443.5kJmol-1；

（3）①由題干可知：反應Ⅰ的，故溫度升高使轉化為的平衡轉化率上升；而反應Ⅱ的，故溫度升高使轉化為的平衡轉化率下降，但由于上升幅度超過下降幅度，最終導致CO2的平衡轉化率上升，故答案為：反應Ⅰ的，反應Ⅱ的，溫度升高使轉化為的平衡轉化率上升，使轉化為的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度；

②根據的選擇性的定義，想提高其選擇性，應該使得平衡向生成更多CH3OH的方向移動，溫度不能改變，只能改變壓強和濃度，若增大H2的濃度，反應Ⅰ也向正向移動，故CH3OH的選擇性不一定提高，但是增大壓強，反應Ⅰ平衡不移動，反應Ⅱ平衡正向移動，故CH3OH的選擇性一定提高，同時也可通過改變催化劑來控制反應Ⅱ和反應Ⅰ的發生，尋找一種對反應Ⅱ催化活性更高的催化劑來提高其選擇性，故答案為：增大壓強，使用對反應Ⅱ催化活性更高的催化劑；

(4)在體積為的密閉容器中充入和發生反應Ⅱ，到平衡時氫氣的轉化率為25%，根據三段式計算可知： ，該反應的平衡常數，故答案為：0.0062；

(5)研究證實，也可在硫酸溶液中用惰性電極電解生成甲醇，該過程中碳的化合價由+4價降低為-2價發生還原反應，故生成甲醇在陰極上發生，且電解質是硫酸溶液，故其電極反應式為，另一極即陽極，陽極發生氧化反應，故電極方程式為： ，故電解產物為O2，故答案為：，O2。