题目内容
【题目】甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。工业上一般采用下列反应合成甲醇CO(g)+2H2 (g)CH3OH(g) ΔH
(1)下表所列数据是反应在不同温度下的化学平衡常数(K)。
由表中数据判断ΔH________0 (填“>”、“=”或“<”),化学平衡常数表达式K=________;
(2)300℃时,在体积为2.0 L的密闭容器中通入2 mol CO和4 mol H2,经过20 s达到平衡状态,
①计算20 s内CO的反应速率为________,此时容器中甲醇的体积分数为_________;
②若向上述平衡体系中同时加入1mol CO,2mol H2和1mol CH3OH气体,平衡移动情况是__________(填“向右”、“向左”或“不移动”),原因是________________________
(3)已知在常温常压下:
①2CH3OH(l)+3O2 (g) = 2CO2 (g)+4H2O(g) ΔH=-1277.0kJ/mol
②2CO(g)+O2 (g) = 2CO2(g) ΔH=-566.0kJ/mol
③H2O(g) =H2O(l) ΔH=-44kJ/mol写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式:
__________________;
(4)甲醇、氧气可制作燃料电池,写出以氢氧化钾为电解质甲醇燃料电池负极反应式_______________;如图,电解KI溶液制碘,在粗试管中加入饱和的KI溶液,然后再加入苯,插入一根石墨电极和一根铁电极,使用该燃料电池做电源,铁电极与极___________(填正或负)相连接,通电一段时间后,断开电源,振荡试管,上层溶液为_______色,当有 1.27g碘单质生成时,需要_______g CH3OH。
【答案】
(1)< ,
(2)①0.025mol/(L·s) 25% ; ②向右,此时浓度熵Qc==0.25
(3)-443.5kJmol-1
(4)CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O,负,紫红, 0.053
【解析】
试题分析:(1)根据表格温度越高,平衡常数越小,说明升温平衡向逆反应方向移动,所以该反应是放热反应,则△H1<0,化学平衡常数的表达式K=;
(2)① CO(g)+2H2 (g)CH3OH(g) ΔH
起始浓度(mol/L) 1 2 0
变化浓度(mol/L) c 2c c
平衡浓度(mol/L) 1-c 2-2c c
此时平衡常数K=1=,解得:c=0.5mol/L;20 s内CO的反应速率为==0.025mol/(L·s);此时容器中甲醇的体积分数为×100%=25%;
②若向上述平衡体系中同时加入1mol CO,2mol H2和1mol CH3OH气体,此时Qc==0.25<K,此时平衡向右移动;
(3)根据盖斯定律,将已知反应(①-②+③×4)÷2得到CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(l),所以该反应的△H=[(-1277.0kJ/mol)-(-566.0kJ/mol)+(-44.0kJ/mol)×4]=-443.5kJmol-1;
(4)以氢氧化钾为电解质甲醇燃料电池负极反应式为CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O;I-的阳极氧化为I2,故Fe不能做阳极,只能做阴极,与电源负极相连;通电一段时间后,生成的碘单质溶解在苯中,苯的密度比水小,在上层,为溶解碘的紫红色溶液;当有1.27g碘单质生成时,转移电子为0.01mol,需要的CH3OH质量为×32g/mol=0.053g。