Question

15．甲醇是一種可再生能源，在日常生活中有著廣泛的應用．工業(yè)上用CO生產(chǎn)燃料甲醇，如：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．圖1表示反應中能量的變化；圖2表示一定溫度下，在體積為2L的密閉容器中加入4mol H₂和一定量的CO后，CO和CH₃OH（g）的濃度隨時間變化．

請回答下列問題：
（1）圖1表示使用和未使用催化劑時反應過程和能量的對應關系．下列有關催化劑的說法不正確是A
A．降低分子的能量                      B．增加了活化分子數(shù)
C．提高了活化分子百分數(shù)                D．增加了單位體積內(nèi)的活化分子數(shù)
（2）從反應開始到建立平衡，該過程中釋放136.5 kJ熱量．
（3）在T₂℃下，將2molCO和6molH₂充入2L的密閉容器中，達到平衡狀態(tài)時，測得c（CO）=0.2mol•L^-1，則CO的轉(zhuǎn)化率為80%．
（4）如圖3為常用筆記本電腦所用甲醇質(zhì)子交換膜燃料電池的結(jié)構(gòu)示意圖如．電池總反應為2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O．在電腦的使用過程中，電池的溫度往往因為各種原因會升高．溫度升高不利于（填：“有利于”或“不利于”）電池將化學能轉(zhuǎn)化為電能．該裝置中a（填：“a”或“b”）為電池的負極，該電極反應式為CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂↑+6H⁺．

Answer 1

分析 （1）使用催化劑通過改變反應的歷程，降低反應的活化能，增加了活化分子數(shù)目及其百分含量而加快反應速率；
（2）依據(jù)圖1寫出反應的熱化學方程式，依據(jù)熱化學方程式計算生成0.75mol/L×2L=1.5mol乙醇放出的熱量；
（3）根據(jù)起始量和平衡量計算轉(zhuǎn)化率；
（4）2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O為放熱反應，升高溫度平衡向逆向移動，據(jù)此判斷K變化；
依據(jù)氫離子的移動方向判斷燃料電池的電極，負極發(fā)生氧化反應，正極發(fā)生還原反應．

解答 解：（1）使用催化劑通過改變反應的歷程，降低反應的活化能，增加了活化分子數(shù)目及其百分含量而加快反應速率；
故選：A；
（2）依據(jù)圖1寫出反應的熱化學方程式：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-91KJ/mol，
依據(jù)圖2可知反應達到平衡時生成乙醇1.5mol，反應熱為：-91KJ/mol×1.5mol=-136.5KJ/mol，放出熱量136.5KJ；
故答案為：136.5；
（3）由圖2可知，反應中減小的CO的濃度為1mol/L-0.25mol/L=0.75mol/L，10min時達到平衡，
依據(jù)方程式：
     CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
開始 1mol/L     2mol/L       0
轉(zhuǎn)化 0.75mol/L   1.5mol/L    0.75mol/L
平衡 0.25mol/L   0.5mol/L    0.75mol/L
CO的轉(zhuǎn)化率為$\frac{0.8mol/L}{1mol/L}$×100%=80%，故答案為：80%；
（4）2CH₃OH+3O₂?2CO₂+4H₂O為放熱反應，升高溫度平衡向逆向移動，該反應的平衡常數(shù)K將減小，不利用電池將化學能轉(zhuǎn)化為電能；
依據(jù)氫離子移向可知b電極為正極，a電極為負極，負極發(fā)生氧化反應，甲醇在b極失去電子發(fā)生氧化反應生成二氧化碳和氫離子，電極反應式為：CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂↑+6H⁺；
故答案為：不利于；a；CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂↑+6H⁺．

點評 本題涉及電化學、熱化學以及化學反應速率和平衡的綜合知識的考查，注意化學平衡常數(shù)的計算及其意義，題目難度中等．