Question

(8分)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：CO (g)＋2H₂(g)CH₃OH(g)　ΔH₁
反应Ⅱ：CO₂(g)＋3H₂(g)CH₃OH(g)＋H₂O(g)　ΔH₂
①上述反应符合“原子经济”原则的是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
②下表所列数据是反应Ⅰ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

由表中数据判断，ΔH₁______0(填“＞”、“＝”或“＜”)。
③某温度下，将2 mol CO和6 mol H₂充入2 L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(CO)＝0．2 mol·L^－1，则CO的转化率为________，此时的温度为________(从上表中选择)。
（2）下列各项能作为判断反应Ⅰ在2 L的密闭容器中达到化学平衡状态的依据的是_______（填序号字母）。
A．容器内CO、H₂、CH₃OH的浓度之比为1∶2∶1
B．2v(H₂)_(正)＝ v(CO)_(逆)
C．容器内压强保持不变
D．混合气体的密度保持不变
（3）已知在常温常压下：
①2CH₃OH(l)＋3O₂(g)===2CO₂(g)＋4H₂O(g)  ΔH₁＝－1 275．6 kJ·mol^－1
②2CO(g)＋O₂(g)===2CO₂(g)  ΔH₂＝－566．0 kJ·mol^－1
③H₂O(g)===H₂O(l)　ΔH₃＝－44．0 kJ·mol^－1
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：                

Answer 1

（1）①Ⅰ　②＜　③80%　250 ℃ （2）C
（3）CH₃OH(l)＋O₂(g)===CO(g)＋2H₂O(l)  ΔH＝－442．8 kJ·mol^－

解析试题分析：（1） ①工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：反应Ⅰ：CO (g)＋2H₂(g)CH₃OH(g)　原子的利用率为100%，反应Ⅱ：CO₂(g)＋3H₂(g)CH₃OH(g)＋H₂O(g)有副产物水生成，符合“原子经济”原则的是Ⅰ；②分析题给数据知，随着温度的升高，化学平衡常数逐渐减小，平衡逆向移动，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，故反应Ⅰ为放热反应，ΔH₁＜0；③平衡时一氧化碳的物质的量=0.2mol/L×2L=0.4mol，转化率= n(CO)(反应)/ n(CO)(起始)×100%=(2—0.4)mol/2mol×100%=80%；
CO（g）+2H₂（g）CH₃OH（g）
起始浓度（mol/L） 1       3             0       
转化浓度（mol/L）  0.8     1.6         0.8
平衡浓度（mol/L）  0.2     1.4         0.8
平衡常数K=2.041，所以是250℃；（2）A、容器内CO、H₂、CH₃OH的浓度之比为1∶2∶1，不一定为化学平衡状态，错误；B、2v(H₂)_(正)＝ v(CO)_(逆)，速率之比不等于化学计量数之比，错误；C、根据阿伏加德罗定律：同温同体积下，气体的压强之比等于物质的量之比，该反应正反应为气体物质的量减小的反应，压强随反应的进行不断变化，容器内压强保持不变，说明反应已达化学平衡状态，正确；D、根据质量守恒定律知，混合气体的质量反应前后相同，容器的体积恒定，所以密度不随反应的进行而变化，密度保持不变不能作为化学平衡的标志，错误，选C；
（3）已知：①2CH₃OH(l)＋3O₂(g)===2CO₂(g)＋4H₂O(g)  ΔH₁＝－1 275．6 kJ·mol^－1
②2CO(g)＋O₂(g)===2CO₂(g)  ΔH₂＝－566．0 kJ·mol^－1
③H₂O(g)===H₂O(l)　ΔH₃＝－44．0 kJ·mol^－1，根据盖斯定律：①×1/2—②×1/2+③×2得甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为：CH₃OH(l)＋O₂(g)===CO(g)＋2H₂O(l)  ΔH＝－442．8 kJ·mol^－1。
考点：考查化学平衡状态的判断，平衡计算，盖斯定律，热化学方程式书写。