Question

甲醇是重要的化工原料，在日常生活中有著廣泛的應用．
（1）工業上一般采用下列兩種反應合成甲醇：
反應Ⅰ：CO（g）+2H₂（g）    CH₃OH（g）△H₁
反應Ⅱ：CO₂（g）+3H₂（g）   CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₂
①在以上制備甲醇的兩個反應中：反應I優于反應II，原因為

反應I符合“原子經濟性”的原則即原子利用率為100%

．
②下表所列數據是反應Ⅰ在不同溫度下的化學平衡常數的數值：

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

I、在一密閉容器中發生反應Ⅰ并達到平衡后，保持其他條件不變，對容器升溫，此反應的化學反應平衡應

逆向

移動（填“正向”、“逆向”、“不”）．
II、某溫度下，將1mol CO和4molH₂充入2L的密閉容器中，充分反應達到平衡后，測得c（CO）=0.1mol/L，則CO的轉化率為

80%

，此時的溫度

＜

250℃（填“＞”、“＜”、“=”）
（2）已知在常溫常壓下：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
請寫出甲醇發生不完全燃燒生成一氧化碳和氣態水的熱化學反應方程式：

CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（g）△H=（2Q₃+0.5Q₂-0.5Q₁）kJ/mol

（3）某同學依據甲醇燃燒的反應原理，設計如圖所示的電池裝置，工作一段時間后，測得溶液的pH將

降低

填“升高”、“降低”、“不變”），該燃料電池負極反應的離子方程式為：

CH₃OH-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+6H₂O

．

Answer 1

分析：（1）①比較反應Ⅰ和Ⅱ，從反應物是否完全轉化比較二者的優劣；
②根據溫度升高化學平衡常數的變化趨勢判斷反應進行的方向；比較初始和平衡是的反應物的物質的量，計算消耗的CO的物質的量計算轉化率；計算該平衡的平衡常數，與表中數值比較判斷反應的溫度；
（2）利用蓋斯定律計算反應熱并書寫熱化學方程式；
（3）寫出燃料電池的電極方程式可判斷溶液PH的變化．

解答：解：（1）反應I中反應物完全轉化，子利用率為100%，符合“原子經濟性”的原則，故答案為：①反應I符合“原子經濟性”的原則即原子利用率為100%；
②溫度升高化學平衡常數減小，說明生成物減少，反應物增多，故反應向逆向移動，反應放熱；達到平衡時，反應的CO的物質的量為：1mol-2L×0.2moL/L=0.8mol，轉化率為

0.8

1

×100%=80%，此時平衡常數為k=

c(CH3OH)

c(CO)×c2(H2)

=

0.4mol/L

0.1mol/L×(0.2mol/L)2

=100（mol/L）^-3，溫度小于250℃，
故答案為：I：逆向；II：80%；＜；
（2）根據蓋斯定律計算，2×③+

1

2

×②-

1

2

×①可得甲醇發生不完全燃燒生成一氧化碳和氣態水的熱化學反應方程式
CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（g）△H=（2Q₃+0.5Q₂-0.5Q₁）kJ/mol，
故答案為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（g）△H=（2Q₃+0.5Q₂-0.5Q₁）kJ/mol；
（3）該燃料電池的正極反應為：0₂+4e^-+2H₂O═4OH^-，負極反應為：CH₃OH-6e^-+8OH^-═CO₃^2-+6H₂O，總反應為：2CH₃OH+30₂+4OH^-═2CO₃^2-+6H₂O，根據反應式可知工作一段時間后，測得溶液的pH將降低，故答案為：降低；CH₃OH-6e^-+8OH^-═CO₃^2-+6H₂O．

點評：本題考查較為綜合，涉及綠色化學、化學平衡移動即平衡常數的計算和應用、蓋斯定律以及電化學知識，題目具有一定難度，本題中注意平衡常數的應用和判斷．