Question

甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。工业上一般采用下列反应合成甲醇CO(g)+2H₂ (g)CH₃OH(g)    ΔH

（1）下表所列数据是反应在不同温度下的化学平衡常数(K)。

由表中数据判断ΔH________0 (填“＞”、“＝”或“＜”)，化学平衡常数表达式K=________；

（2）300℃时，在体积为2.0 L的密闭容器中通入2 mol CO和4 mol H₂，经过20 s达到平衡状态，

①计算20 s内CO的反应速率为________，此时容器中甲醇的体积分数为_________；

②若向上述平衡体系中同时加入1mol CO，2mol H₂和1mol CH₃OH气体，平衡移动情况是__________(填“向右”、“向左”或“不移动”)，原因是________________________

（3）已知在常温常压下：

①2CH₃OH(l)＋3O₂ (g) = 2CO₂ (g)＋4H₂O(g)   ΔH＝－1277.0kJ/mol

②2CO(g)+O₂ (g) = 2CO₂(g)   ΔH＝－566.0kJ/mol

③H₂O(g) =H₂O(l)    ΔH＝－44kJ/mol写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式：

__________________；

（4）甲醇、氧气可制作燃料电池，写出以氢氧化钾为电解质甲醇燃料电池负极反应式_______________；如图，电解KI溶液制碘，在粗试管中加入饱和的KI溶液，然后再加入苯，插入一根石墨电极和一根铁电极，使用该燃料电池做电源，铁电极与极___________（填正或负）相连接，通电一段时间后，断开电源，振荡试管，上层溶液为_______色，当有 1.27g碘单质生成时,需要_______g CH₃OH。

Answer

（1）＜ ，

（2）①0.025mol/(L·s) 25% ； ②向右，此时浓度熵Qc==0.25

（3）-443.5kJ•mol-1

（4）CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O，负，紫红， 0.053

【解析】

试题分析：（1）根据表格温度越高，平衡常数越小，说明升温平衡向逆反应方向移动，所以该反应是放热反应，则△H1＜0，化学平衡常数的表达式K=；

（2）① CO(g)+2H2 (g)CH3OH(g) ΔH

起始浓度（mol/L） 1 2 0

变化浓度（mol/L） c 2c c

平衡浓度（mol/L） 1-c 2-2c c

此时平衡常数K=1=，解得：c=0.5mol/L；20 s内CO的反应速率为==0.025mol/(L·s)；此时容器中甲醇的体积分数为×100%=25%；

②若向上述平衡体系中同时加入1mol CO，2mol H2和1mol CH3OH气体，此时Qc==0.25＜K，此时平衡向右移动；

（3）根据盖斯定律，将已知反应（①-②+③×4）÷2得到CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2H2O（l），所以该反应的△H=[（-1277.0kJ/mol）-（-566.0kJ/mol）+（-44.0kJ/mol）×4]=-443.5kJ•mol-1；

（4）以氢氧化钾为电解质甲醇燃料电池负极反应式为CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；I-的阳极氧化为I2，故Fe不能做阳极，只能做阴极，与电源负极相连；通电一段时间后，生成的碘单质溶解在苯中，苯的密度比水小，在上层，为溶解碘的紫红色溶液；当有1.27g碘单质生成时，转移电子为0.01mol，需要的CH3OH质量为×32g/mol=0.053g。

考点：考查化学平衡常数、化学平衡计算、盖斯定律的应用等，熟练掌握基础是关键。