Question

甲醇是一种可再生能源，具有开发和应用的广阔前景，工业上一般可采用如下反应

来合成甲醇：2H₂(g) + CO(g) CH₃OH(g) △H<0

（1）① 要提高CO的转化率，可以采取的措施是_____________（填序号）。

a．升温    b．加入催化剂  c．增加CO的浓度    d．加入H₂加压

e．加入惰性气体加压       f．分离出甲醇

② 300℃时，将容器的容积压缩到原来的1/2，在其他条件不变的情况下，对平衡体系产生的影响

是         （填字母）。

A． c（H₂）减少                     B．正反应速率加快，逆反应速率减慢

C．CH₃OH 的物质的量增加             D．重新平衡时c（H₂）/ c（CH₃OH）减小

（2）下图表示在温度分别为T₁、T₂时，平衡体系中H₂的体积分数随压强变化曲线，A、C两点的反应速率A_______C（填“＞”、“＝”或“＜”，下同），B、C两点的反应速率B_________C，由状态B到状态A，可采用_________的方法（填“升温”或“降温”）。

（3）氢氧燃料电池的总反应方程式为2H₂+ O₂=2H₂O,以30%KOH溶液为电解质.其中，氢气在______（填“正”或“负”）极发生_____反应（填“氧化”或“还原”）,半电极反应方程式___________________。电路中每转移0.2mol电子，标准状况下消耗O₂的体积是______L 。

（4）已知在常温常压下：
①2CH₃OH(l)+3O₂(g)=2CO₂(g)+4H₂O(g)    ΔH ＝－a kJ·mol^－1
②2CO(g)+O₂(g)=2CO₂(g)  ΔH ＝－b kJ·mol^－1
③H₂O(g)= H₂O(l)        ΔH＝－c kJ·mol^－1
则，CH₃OH(l)+O₂(g) =CO(g)+2H₂O(l)  ΔH＝      kJ·mol^－1。

Answer

（1） ① df ② CD（2）< < 升温（3）负 氧化 H2-2e-+2OH-=2H2O 1.12L（4）b/2-a/2-2c

【解析】

试题分析：（1）①根据化学反应2H2(g) + CO(g) CH3OH(g) △H<0，a．该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的转化率降低，不选；b．加入催化剂只能加快化学反应速率，不能改变平衡，不选；c．增加CO的浓度，平衡正向移动，但CO的转化率降低，不选；d．加入H2加压，平衡正向移动，CO的转化率升高，选；e．加入惰性气体加压，各成分的浓度不变，平衡不移动，不选；f．分离出甲醇，平衡正向移动，CO的转化率升高，选；答案选df。

②将容器的容积压缩后，c(H2)增大，A项错误；正逆反应速率均加快，B项错误；平衡正向移动，CH3OH的物质的量增加，C项正确；重新平衡时c(CH3OH)比c(H2)增加得更多，c(H2)／c(CH3OH)减小，D项正确；答案选CD。

（2）由图象可知，A、C两点都在等温线上，C点的压强大，则A、C两点的反应速率：A＜C；升高温度，化学平衡逆向移动，H2的体积分数增大，由图象可知，A点氢气的体积分数大，则T1＜T2，由B到C采取的措施是升温、加压，化学反应速率加快，则B、C两点的反应速率B< C；根据上述分析，由状态B到状态A，可以用升温的方法。

（3）氢气具有还原性，在形成原电池反应时，应为负极，被氧化，发生氧化反应，在KOH溶液中，负极的电极反应式为H2-2e-+2OH-=2H2O，正极的电极反应式为O2+4e－+2H2O =4OH－，由电极方程式可知，电路中每转移0.2mol电子，则生成0.05mol氧气，体积为0.05mol×22.4L/mol=1.12L。

（4）①2CH3OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+4H2O(g) ΔH ＝－a kJ·mol－1；②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH ＝－b kJ·mol－1；③H2O(g)= H2O(l) ΔH＝－c kJ·mol－1，根据盖斯定律可知（①-②+③×4）÷2可得CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l），则△H=[(-a)-(-b)+(-c)×4]÷2kJ/mol= b/2-a/2-2ckJ/mol。

考点：考查影响平衡的因素，原电池的工作原理，盖斯定律的应用等知识。