Question

甲醇是重要的化工原料，在日常生活中有着广泛的应用．
（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）△H₁
反应Ⅱ：CO₂（g）+3H₂（g）   CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₂
①在以上制备甲醇的两个反应中：反应I优于反应II，原因为______．
②下表所列数据是反应Ⅰ在不同温度下的化学平衡常数的数值：

温度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

I、在一密闭容器中发生反应Ⅰ并达到平衡后，保持其他条件不变，对容器升温，此反应的化学反应平衡应______移动（填“正向”、“逆向”、“不”）．
II、某温度下，将1mol CO和4molH₂充入2L的密闭容器中，充分反应达到平衡后，测得c（CO）=0.1mol/L，则CO的转化率为______，此时的温度______250℃（填“＞”、“＜”、“=”）
（2）已知在常温常压下：①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（l）△H₁=-Q₁kJ/mol
②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H₂=-Q₂ kJ/mol③H₂O（g）=H₂O（l）△H₃=-Q₃ kJ/mol
请写出甲醇发生不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学反应方程式：______
（3）某同学依据甲醇燃烧的反应原理，设计如图所示的电池装置，工作一段时间后，测得溶液的pH将______填“升高”、“降低”、“不变”），该燃料电池负极反应的离子方程式为：______．

Answer 1

【答案】分析：（1）①比较反应Ⅰ和Ⅱ，从反应物是否完全转化比较二者的优劣；
②根据温度升高化学平衡常数的变化趋势判断反应进行的方向；比较初始和平衡是的反应物的物质的量，计算消耗的CO的物质的量计算转化率；计算该平衡的平衡常数，与表中数值比较判断反应的温度；
（2）利用盖斯定律计算反应热并书写热化学方程式；
（3）写出燃料电池的电极方程式可判断溶液PH的变化．
解答：解：（1）反应I中反应物完全转化，子利用率为100%，符合“原子经济性”的原则，故答案为：①反应I符合“原子经济性”的原则即原子利用率为100%；
②温度升高化学平衡常数减小，说明生成物减少，反应物增多，故反应向逆向移动，反应放热；达到平衡时，反应的CO的物质的量为：1mol-2L×0.2moL/L=0.8mol，转化率为，此时平衡常数为k===100（mol/L）^-3，温度小于250℃，
故答案为：I：逆向；II：80%；＜；
（2）根据盖斯定律计算，2×③+×②-×①可得甲醇发生不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学反应方程式
CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（g）△H=（2Q₃+0.5Q₂-0.5Q₁）kJ/mol，
故答案为：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（g）△H=（2Q₃+0.5Q₂-0.5Q₁）kJ/mol；
（3）该燃料电池的正极反应为：0₂+4e^-+2H₂O═4OH^-，负极反应为：CH₃OH-6e^-+8OH^-═CO₃^2-+6H₂O，总反应为：2CH₃OH+30₂+4OH^-═2CO₃^2-+6H₂O，根据反应式可知工作一段时间后，测得溶液的pH将降低，故答案为：降低；CH₃OH-6e^-+8OH^-═CO₃^2-+6H₂O．
点评：本题考查较为综合，涉及绿色化学、化学平衡移动即平衡常数的计算和应用、盖斯定律以及电化学知识，题目具有一定难度，本题中注意平衡常数的应用和判断．