题目内容
【题目】（题文）甲醇是重要的化工原料，CO和CO2均可用于合成甲醇。用CO2来生产甲醇的反应方程式为：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
则CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g) △H4＝_______
（2）由CO合成甲醇时，CO的平衡转化率与温度和压强的关系如图所示。P点和Q点的平衡常数的大小KP____ KQ (填“大于”、“小于”或“等于”)。实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右，选择此压强的理由是________________。
（3）一定温度下，向2 L密闭容器中加入1 mol CH3OH(g)，发生反应CH3OH(g) ＝CO(g)+ 2H2(g)，CO的体积分数随时间的变化如图所示。
①反应达到平衡状态的标志是___________。
A．气体的密度不变
B．气体的压强保持不变
C．υ正（CH3OH）=2υ正(H2)
D．υ正(H2)=2υ逆（CO）
②该温度下，CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g)的平衡常数K=_________。
③若在t1时刻再加入1mol CH3OH(g)，在t2 时刻重新达到平衡，请在图上画出CO的体积分数随时间变化的曲线（不要求计算具体数值，画出变化的趋势和范围即可）_______。
（4）以CH3OH为燃料(以KOH溶液作电解质溶液)可制成CH3OH燃料电池。负极的电极反应式为_________________________。
【答案】△H1+
△H2—△H3大于在1.3×104kPa下，CO的转化率已经很高，没必要再增加压强使生产成本增加BD4L2·mol-2
CH3OH-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，根据盖斯定律，将①+×②-×③得：CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g) △H4＝△H1+△H2-△H3，故答案为：△H1+△H2-△H3；
(2)从横坐标上一点0.5处，画一条平行于纵坐标的虚线，看相同压强下不同温度时CO的平衡转化率，温度越低转化率越低，说明，升温时平衡向逆向移动，因此P点和Q点的平衡常数的大小KP大于KQ；工业生产要考虑速经济效益，要考虑速度和效率，压强越大需要的条件越高，花费越大，故答案为：大于；在1.3×104kPa下，CO的转化率已经很高，没必要再增加压强使生产成本增加；
(3)①A．容器的体积不变，气体的质量不变，气体的密度始终不变，不能判断是平衡状态，故错误；B．该反应前后气体的物质的量发生变化，气体的体积不变，气体的压强保持不变时，说明气体的物质的量保持不变，能够说明达到平衡状态，故正确；C．υ正(CH3OH)=2υ正(H2)均为正反应速率，不能说明正反应速率与逆反应速率相等，故错误；D．υ正(H2)=2υ逆(CO)表示正逆反应速率相等，达到平衡状态，故正确；故选BD；
②CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)
起始(mol/L )0.5 0 0
反应(mol/L )0.25 0.25 0.5
平衡(mol/L )0.25 0.25 0.5
K=
=0.25(mol/L)2，则CO(g)+ 2H2(g)＝CH3OH(g)的平衡常数K=
=4 L2·mol-2；
③若在t1时刻再加入1mol CH3OH(g)，CO的体积分数突然减小，随着反应的进行，CO的体积分数又逐渐增大，但再加入1mol CH3OH(g)，相当于增大压强，逆向移动，达到新平衡时，CO的体积分数小于0.25，CO的体积分数随时间变化的曲线如图
，故答案为：；
(4)甲燃料碱性电池中，总反应为2CH3OH+3O2+4OH-=2CO32-+6H2O，加入燃料的电极是负极，所以加入甲醇的电极是负极，充入氧气的电极是正极，正极反应式为3O2+12e-+6H2O=12OH-，用电池反应方程式减去正极，得到负极反应式为CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O，故答案为：CH3OH+8OH--6e-=CO32-+6H2O。
