Question

甲醇是一種用途廣泛的化工原料。

（1）工業(yè)上常用下列兩種反應制備甲醇：

①CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) ΔH1= -90．1KJ/mol

②CO2(g)＋ 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(l) ΔH2

已知：CO(g)+ H2O (g) ＝ CO2 (g) + H2 (g) ΔH3=-41．1 KJ/mol ③

H2O (l) ＝H2O (g) ΔH4=+44．0KJ/mol ④

則ΔH2＝

（2）實驗室模擬用CO和H2反應來制甲醇。在250℃下，將一定量的CO和H2投入10L的密閉容器中，各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度(mol?L-1)變化如下表所示：（前6min沒有改變條件）

	2min	4min	6min	8min	…
CO	0．07	0．06	0．06	0．05	…
H2	x	0．12	0．12	0．2	…
CH3OH	0．03	0．04	0．04	0．05	…

 

①x= 。

②250℃時該反應的平衡常數(shù)K值為： (不必化簡)。

③若6min～8min只改變了某一條件，所改變的條件是 。

④第8min時,該反應是不是達到平衡狀態(tài) 。(填“是”或“不是”)

⑤該合成反應的溫度一般控制在240～270℃，選擇此溫度的原因是：Ⅰ．此溫度下的催化劑活性高；Ⅱ． 。

（3）電解甲醇水溶液制氫的優(yōu)點是需要的電壓低，而且制得的氫氣比電解相同物質(zhì)的量的水多。寫出電解甲醇水溶液的反應式為：陽極： 。

 

Answer 1

（1）-93．0 KJ/mol （3分）

（2）①x=0．14 （2分）

② （2分）

③增加了1 mol氫氣；（2分）

④ 不是（2分）

⑤溫度低，反應速率慢，單位時間內(nèi)的產(chǎn)量低；而該反應為放熱反應，溫度過高，轉(zhuǎn)化率降低。（2分）

（3）陽極：CH3OH+H2O=6H++CO2↑+6e-或CH3OH+H2O-6e-=6H++CO2↑；（3分）

【解析】

試題分析：（1）根據(jù)蓋斯定律，②=①-（③+④），所以ΔH2＝ΔH1-（ΔH3+ΔH4）=-93．0 KJ/mol；

（2）①CO在2～4min濃度減少0．01mol/L,則H2的濃度減少0．02mol/L，4min時氫氣的濃度是0．12mol/L,所以x=0．02mol/L+0．12mol/L=0．14 mol/L；

②250℃時在6min時達平衡，根據(jù)平衡常數(shù)的計算式得K=

③8min時CO的濃度減小，氫氣的濃度增大，甲醇的濃度增大，說明改變條件平衡正向移動，CO濃度減少0．01mol/L，則氫氣的濃度減少0．02mol/L，所以改變條件時氫氣的濃度是0．22mol/L，與6min時相比氫氣的濃度增加0．1mol/L，物質(zhì)的量增加1mol，所以改變的條件是氫氣增加1mol；

④用8min時生成物的濃度冪除以反應物的濃度冪之積，與相比，若相等則是平衡狀態(tài)，若不等則不是平衡狀態(tài)；

⑤溫度太低，反應速率小，單位時間內(nèi)的產(chǎn)量低；而該反應為放熱反應，溫度過高，轉(zhuǎn)化率降低，所以溫度以催化劑的活性為主進行選擇；

（3）電解甲醇水溶液比電解相同物質(zhì)的量的水多，電解1molH2O得1mol氫氣，則電解1mol甲醇水溶液產(chǎn)生的氫氣將大于1mol，所以電解1mol甲醇水溶液產(chǎn)生的H+將大于2mol，說明甲醇分子中的氫原子通過電解液成為H+，故電解甲醇水溶液的陽極反應式為CH3OH+H2O-6e-=6H++CO2↑。

考點：考查蓋斯定律的應用，化學平衡的有關(guān)計算，對反應條件的分析，用平衡常數(shù)判斷平衡狀態(tài)，電解原理的應用