Question

煤經過化學加工可轉化為氣體或液體燃料以及各種化工產品，從而提高了煤的利用率．

（1）將水蒸氣通過紅熱的碳即可產生水煤氣．反應為：C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）△H=+131.5kJ?mol^-1
①在一體積為2L的密閉容器中，加入1mol C和2mol H₂O（g），達平衡H₂O（g）的轉化率為20%，請計算此時的平衡常數

0.27

；
②若容器體積不變，反應在t₀時達到平衡，平衡常數為K₁；在t₁時升高溫度，t₂重新達到平衡，平衡常數為K₂；t₃時充入水蒸氣，t₄時重新達到平衡；平衡常數為K₃；請在下面的反應速率與時間關系圖1中用直線畫出t₁到t₄正反應速率的變化情況，并比較K₁、K₂、K₃的數值 （用“＞”、“＜”或“=”）

K₁＜K₂=K₃

；
③又知C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172.5kJ?mol^-1，則CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）的焓變△H為

-41kJ?mol^-1

；
（2）CO與H₂在一定條件下可反應生成甲醇，CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．甲醇是一種燃料，可用于設計燃料電池．圖2是甲醇燃料電池的原理示意圖，電解質溶液為稀硫酸．
①a處通入的是

甲醇

（填物質名稱），左側電極上發生的電極反應式為

CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂+6H⁺

；
②該電池工作過程中，H⁺的移動方向為從

左

到

由

（填“左“或“右“）．

Answer 1

分析：（1）①根據轉化計算參加反應的水的物質的量，計算水的濃度變化量，利用三段式計算平衡時各組分的濃度，代入平衡常數表達式計算；
②該反應正反應是吸熱反應，t₁時升高溫度，正反應速率增大更多，隨后降低，平衡向正反應方向移動，平衡時速率增大，平衡常數增大，t₂重新達到平衡，
t₃時充入水蒸氣，正反應速率增大，平衡向正反應方向移動，平衡時速率增大，溫度與t₂時相同，平衡常數不變，據此解答；
③根據蓋斯定律構造目標熱化學方程式，據此計算反應熱；
（2）①電池總反應為：2CH₃OH+3O₂=2CO₂+4H₂O，原電池中電子從負極經外電路流向正極，由圖可知，左側電極流出電子，為負極，發生氧化反應，所以，a處通入甲醇，甲醇生成二氧化碳，由離子交換膜可知還生成氫離子；
②甲醇在催化劑作用下提供質子和電子，電子經外電路、質子經內電路通過質子交換膜到達另一極與氧氣反應．

解答：解：（1）①達平衡H₂O（g）的轉化率為20%，參加反應的水的物質的量=2mol×20%=0.4mol，水的濃度變化量為

0.4mol

2L

=0.2mol/L，則：
             C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）
開始（mol/L）：1        0      0
變化（mol/L）：0.4      0.4    0.4
開始（mol/L）：0.6      0.4    0.4
故平衡常數k=

0.4×0.4

0.6

=0.27，
故答案為：0.27；
②該反應正反應是吸熱反應，t₁時升高溫度，正反應速率增大更多，隨后降低，平衡向正反應方向移動，平衡時速率增大，平衡常數增大，t₂重新達到平衡，
t₃時充入水蒸氣，正反應速率增大，平衡向正反應方向移動，平衡時速率增大，溫度與t₂時相同，平衡常數不變，t₁到t₄正反應速率的變化情況為：，故平衡常數K₁＜K₂=K₃，
故答案為：；K₁＜K₂=K₃；
③已知：①C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）；△H=131.5kJ?mol^-1
       ②C（s）+CO₂（g）?2CO（g）；△H=172.5kJ?mol^-1
所以①-②得，CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ?mol^-1；
故答案為：-41kJ?mol^-1；
（2）①電池總反應為：2CH₃OH+3O₂=2CO₂+4H₂O，原電池中電子從負極經外電路流向正極，由圖可知，左側電極流出電子，為負極，發生氧化反應，所以，a處通入甲醇，甲醇放電生成二氧化碳，由離子交換膜可知還生成氫離子，a電極的電極反應式為：CH₃OH-6e^-+H₂O=CO₂+6H⁺，
故答案為：甲醇；CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂+6H⁺；
②甲醇在催化劑作用下提供質子和電子，電子經外電路、質子經內電路通過質子交換膜到達另一極與氧氣反應．所以H⁺的移動方向為從左到右，
故答案為：左；右．

點評：本題考查影響平衡的因素、化學平衡常數、化學平衡圖象、反應熱的計算、原電池等，難度中等，（2）中注意根據離子交換膜判斷有氫離子生成是關鍵，可以利用總反應式減去正極反應式進行書寫．