Question

能源短缺是人类面临的重大问题．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：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
反应II：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₂
下表所列数据是反应Ⅱ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

①由表中数据判断△H₂

＜

0（填“＞”、“＜”或“=”），
②若容器容积不变，下列措施可增加甲醇产率的是

BE

，
A．升高温度         B．将CH₃OH（g）从体系中分离     C．使用合适的催化剂
D．充入He，使体系总压强增大            E．按原比例再充入 CO和 H₂
③某温度下，将2mol CO和6mol H₂充入2L的恒容密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c（CO）=0.2mol?L^-1，则CO的转化率为

80%

，此时的温度为

250°C

（从上表中选择）；
④恒温下，1mol CO和nmol H₂在一个容积可变的密闭容器中反应达到平衡后，生成a molCH₃OH．若起始时放入3molCO+3nmolH₂，则达平衡时生成CH₃OH

3a

mol．
（2）某实验小组依据甲醇燃烧的反应原理，设计如图所示的原电池装置．
①该电池工作时，OH^-向

负

极移动（填“正”或“负”），
②该电池正极的电极反应式为

O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-

．

Answer 1

分析：（1）①反应Ⅱ在不同温度下的化学平衡常数随温度变化判断平衡移动方向，结合平衡移动规律分析反应热量变化；
②依据平衡移动影响因素结合产率的计算概念分析判断，正向进行可以提高甲醇的产率；
③依据化学平衡三段式列式计算，根据转化率概念、平衡常数概念计算，依据平衡常数判断反应温度；
④恒温恒压容器中得到的平衡是等效平衡；
（2）原电池中负极是电子发生氧化反应，正极上 得到电子发生还原反应，燃料电池一般燃料在负极反应，氧气再正极反应，溶液中的阴离子移向负极；

解答：解：（1）①表中数据分析，随温度增大，平衡常数减小，说明平衡逆向进行，根据平衡移动原理，升温向吸热反应方向进行，故正向是放热反应，△H₂＜0；故答案为：＜；
②CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₂＜0；若容器容积不变，可增加甲醇产率的条件分析：
A、升高温度平衡逆向进行，甲醇产率减小，故A不符合；
B、将CH₃OH（g）从体系中分离，平衡正向进行，甲醇产增大，故B符合；
C、使用合适的催化剂，改变反应速率，不改变化学平衡，甲醇产率不变，故C不符合；
D、充入He，使体系总压强增大，分压不变，平衡不动，故D不符合；
E、按原比例再充入 CO和 H₂，相当于增大体系压强，平衡向气体体积减小的方向进行，即正向进行，甲醇产率增大，故E符合；
故答案为：BE；
③某温度下，将2mol CO和6mol H₂充入2L的恒容密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c（CO）=0.2mol?L^-1，则依据平衡三段式列式计算：
                 CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol）     2       6           0
变化量（mol）    1.6      3.2         1.6
平衡量（mol）    0.4      2.8         1.6
CO的转化率=

1.6mol

2mol

×100%=80%；
平衡后物质的平衡浓度为：C（CO）=0.2mol/L；C（H₂）=1.4mol/L；C（CH₃OH）=0.8mol/L；
平衡常数K=

C(CH3OH)

C(CO)×C2(H2)

=

0.8

0.2×1．42

=2.041L/mol；依据图表可知温度为250°C；
故答案为：80%；  250℃；
④恒温下，1mol CO和nmol H₂在一个容积可变的密闭容器中反应达到平衡后，生成a molCH₃OH．若起始时放入3molCO+3nmolH₂，依据恒温恒压容器中达到的平衡是等效平衡，所以容器中生成甲醇物质的量为3a；故答案为：3a；
（2）①依据甲醇燃烧的反应原理，结合如图所示的原电池装置，负极上失电子发生氧化反应，正极上得到电子发生还原反应；一般燃料在负极上发生反应，氧气再正极发生还原反应；
负极电极反应为：CH₃OH+8OH^--6e^-=CO₃^2-+6H₂O；阴离子移向负极；正极电极反应为：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；
故答案为：负；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-；

点评：本题考查了化学平衡的平衡常数的分析判断，反应能量变化，影响化学平衡的因素分析，平衡计算应用，等效平衡的分析应用，原电池的原理应用，题目难度中等．