题目

题型：不详难度：来源：

(12分) 甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。
（1）工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：
反应I：  CO(g) ＋ 2H₂(g)  CH₃OH(g)  ΔH₁
反应II： CO₂(g) ＋ 3H₂(g) CH₃OH(g)  +  H₂O(g)  ΔH₂
①上述反应符合“原子经济”原则的是     （填“I”或“Ⅱ”）。
②已知反应Ⅰ的能量变化如图所示：由表中数据判断  ΔH₁      0 （填“＞”、“＝”或“＜”）。

③某温度下，将2 mol CO和6 mol H₂充入2L的密闭容器中，充分反应，达到平衡后，测得c(CO)＝ 0.2 mol／L，    则CO的转化率为          
（2）已知在常温常压下：
① 2CH₃OH(l) ＋ 3O₂(g) ＝ 2CO₂(g) ＋ 4H₂O(g)   ΔH ＝－1275.6 kJ／mol
② 2CO (g)+ O₂(g) ＝ 2CO₂(g)  ΔH ＝－566.0 kJ／mol
③ H₂O(g) ＝ H₂O(l)  ΔH ＝－44.0 kJ／mol
请计算1 mol甲醇不完全燃烧生成1 mol一氧化碳和液态水放出的热量为________
（3）某实验小组依据甲醇燃烧的反应原理，设计如右图所示的电池装置。

①该电池正极的电极反应为____________
②工作一段时间后，测得溶液的pH减小，该电池总反应的化学方程式为____________.

答案

（1）①1    ②＜  ③80%  （2）442.8KJ
（3）①O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-        ②2CH₃OH+3O₂+4OH^-=2CO₃^2-+6H₂O

解析

（1）①根据方程式可知，反应I中反应物全部转化为甲醇，符合“原子经济”原则。
②根据图像可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，所以反应是放热反应，则ΔH₁＜0。
③反应前CO的浓度是1mol/L，所以消耗的CO是1mol/L－0.2mol/L＝0.8mol/L，所以其转化率是80％。
（2）考查反应热的有关计算。根据盖斯定律可知，（①－②＋③×4）÷2即得到CH₃OH(l) ＋ O₂(g) ＝ CO₂(g) ＋ 2H₂O(l)，所以反应热是△H＝（－1275.6 kJ／mol＋566.0 kJ／mol－44.0 kJ／mol×4）÷2＝－442.8kJ／mol，所以1 mol甲醇不完全燃烧生成1 mol一氧化碳和液态水放出的热量为442.8kJ。
（3）①原电池中正极得到电子，所以氧气在正极通入。由于电解质是氢氧化钾溶液，所以正极反应式是O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-。
②由于负极是甲醇失去电子，生成碳酸钾和水，所以总反应式是2CH₃OH+3O₂+4OH^-=2CO₃^2-+6H₂O。