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6．甲醇（CH3OH）是重要的溶剂和替代燃料．


（1）CO和H2的混合气体俗称合成气，可以在一定条件下制备甲醇．
CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）△H＜0，该反应平衡常数的表达式为$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）}{c（CO）×c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}$．若压强、投料比x[n（CO）/n（H2）]对该反应的影响如图1所示，则图中曲线所示的压强关系：p1＜ p2 （填“=”“＞”或“＜”）．
（2）NH4Cl（s）═NH3（g）+HCl（g）△H=+163.9kJ•mol-1
HCl（g）+CH3OH（g）→CH3Cl（g）+H2O（g）△H=-31.9kJ•mol-1
写出氯化铵和甲醇反应的热化学方程式：NH4Cl（s）+CH3OH（g）→NH3（g）+CH3Cl（g）+H2O（g）△H=+132kJ•mol-1，该反应在一定条件下能自发进行的原因是△S＞0．

由图2知，HCl和CH3OH的混合气体通过催化剂时的最佳流速在20L•min-1～30L•min-1之间．流速过快，会导致氯甲烷产率下降，原因是流速过高反应物与催化剂的接触时间过短，原料利用率降低，导致产率降低．流速过慢，会使副产物二甲醚增多，其反应为2CH3OH→CH3OCH3+H2O，生产中常通入适量的水蒸气，该操作对制备CH3Cl的影响是对主副反应有抑制作用，提高CH3Cl纯度的同时，也降低了其产率．
（3）将有机污水去除氧气后加入到如图3所示的微生物电解池内，可以实现污水处理和二氧化碳还原制甲醇．写出电解时阴极的电极反应式CO2+6H++6e-=CH3OH+H2O．

分析 （1）化学平衡常数指在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值；
正反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动，氢气的含量降低；
（2）根据盖斯定律，由已知热化学方程式乘以适当的系数进行加减构造目标热化学方程式，反应热也进行相应的计算；
当△G=△H-T△S＜0，反应可以自发进行；
流速过高反应物与催化剂的接触时间过短，原料利用率降低；
主、副反应中都有水生成，对主、副反应有抑制作用，提高CH3Cl纯度的同时，也降低了其产率；
（3）阴极发生还原反应，由电解池图结构可知，二氧化碳获得电子，在氢离子参与反应条件下生成甲醇．

解答 解：（1）可逆反应：CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g），其平衡常数表达式K=$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）}{c（CO）×c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}$；
由图可知，压强P1时的百分含量大于压强P2的百分含量，由于正反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动，氢气的含量降低，故压强P1＜P2，
故答案为：$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）}{c（CO）×c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}$；＜；
（2）已知：①NH4Cl（s）=NH3（g）+HCl（g）△H=+163.9kJ•mol-1
②HCl（g）+CH3OH（g）→CH3Cl（g）+H2O（g）△H=-31.9kJ•mol-1
根据盖斯定律，①+②可得：NH4Cl（s）+CH3OH（g）→NH3（g）+CH3Cl（g）+H2O（g）△H=+132kJ•mol-1；
当△G=△H-T△S＜0，正反应为吸热反应，由于反应△S＞0，再高温下可以自发进行；
流流速过高反应物与催化剂的接触时间过短，原料利用率降低，导致产率降低；
主、副反应中都有水生成，对主、副反应有抑制作用，提高CH3Cl纯度的同时，也降低了其产率；
故答案为：NH4Cl（s）+CH3OH（g）→NH3（g）+CH3Cl（g）+H2O（g）△H=+132kJ•mol-1；△S＞0；流速过高反应物与催化剂的接触时间过短，原料利用率降低，导致产率降低；对主副反应有抑制作用，提高CH3Cl纯度的同时，也降低了其产率；
（3）阴极发生还原反应，由电解池图结构可知，二氧化碳获得电子，在氢离子参与反应条件下生成甲醇，阴极电极反应式为：CO2+6H++6e-=CH3OH+H2O，
故答案为：CO2+6H++6e-=CH3OH+H2O．

点评 本题考查化学平衡常数含义及影响因素、热化学方程式的书写、可逆反应条件控制、电极反应式书写等，侧重考查学生对知识的迁移应用，难度中等．

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