Question

【題目】甲醇既可用于基本有機原料，又可作為燃料用于替代礦物燃料。

(1)以下是工業(yè)上合成甲醇的兩個反應：

反應I： CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) H1

反應II：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)+ H2O(g) H2

①上述反應符合“原子經濟”原則的是____________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②下表所列數據是反應I在不同溫度下的化學平衡常數(K)。

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

由表中數據判斷反應I為______________熱反應(填“吸”或“放”)。

③某溫度下，將2mol CO和6mol H2充入2L的密閉容器中，充分發(fā)生反應，達到平衡后，測得c(CO)＝0.2mol/L，則CO的轉化率為_______，此時的溫度為_______(從表中選擇)。

(2)已知在常溫常壓下：

①2CH3OH(l)＋3O2(g)＝2CO2(g)＋4H2O(g) H1kJ/mol

②2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) H2kJ/mol

③H2O(g)＝H2O(l) H3 kJ/mol

則反應 CH3OH(l)+ O2(g)＝ CO(g)+ 2H2O(l) H＝________kJ/mol

(3)現(xiàn)以甲醇燃料電池，采用電解法來處理酸性含鉻廢水(主要含有Cr2O72)時，實驗室利用如圖裝置模擬該法：

①N電極的電極反應式為____________。

②請完成電解池中Cr2O72-轉化為Cr3+的離子反應方程式：

Cr2O72-+_______Fe2+ +________ [___]═ ________Cr3++_______Fe3++_________[___]

Answer 1

【答案】Ⅰ 放 80% 250℃ O2+4e-+4H+=2H2O 6 14 H+ 2 6 7 H2O

【解析】

（1）①“原子經濟”是指在化學品合成過程中，所用的所有原材料盡可能多的轉化到最終產物中，原子利用率為100%最經濟；

②由表中數據可知，隨溫度升高平衡常數減小，說明升高溫度平衡逆向移動，則正反應為放熱反應；

③某溫度下，將2molCO和6molH2充入2L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c(CO)=0.2mol/L，根據化學反應過程中各物質濃度變化之比等于其化學計量數之比計算平衡時各物質的濃度，然后計算CO轉化率，根據平衡常數的定義計算該溫度下的平衡常數，進而判斷溫度；

（2）利用蓋斯定律構造目標熱化學方程式并求焓變；

（3）①氫離子由質子交換膜由M電極區(qū)移向N電極區(qū)，則M為負極、N為正極，負極上發(fā)生氧化反應，甲醇失去電子，生成二氧化碳與氫離子，正極發(fā)生還原反應，氧氣獲得電子，與通過質子交換膜的氫離子結合為水；

②根據氧化還原反應得失電子守恒、電荷守恒、原子守恒配平。

（1）①反應I中所用原材料原子均轉化到最終產物中，原子利用率為100%最經濟，反應Ⅰ符合“原子經濟”，故答案為：Ⅰ；

②由表數據可知，溫隨溫度升高平衡常數減小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，則逆向是吸熱反應，故正向放熱反應；

③CO的起始濃度為1mol/L、H2的起始濃度為3mol/L，平衡時c(CO)=0.2mol/L，則△c(CO)=1mol/L0.2mol/L=0.8mol/L，由方程式可知△c(H2)=2△c(CO)=1.6mol/L，故平衡時H2的濃度為3mol/L1.6mol/L=1.4mol/L，平衡時c(CH3OH)=△c(CO)=0.8mol/L，CO的轉化率==80%；平衡常數，所以溫度為250℃；

（2）根據蓋斯定律(①②+4×③)可得：CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(l)ΔH=kJ/mol；

（3）①由上述分析可知，N電極上氧氣獲得電子，與通過質子交換膜的氫離子結合為水，其電極反應式為：O2+4e-+4H+=2H2O；

②電解池溶液里轉化為Cr3+，化合價降低共6價，左側Fe電極為陽極，Fe失去電子生成Fe2+，酸性條件Fe2+還原為Cr3+，自身被氧化為Fe3+，化合價升高共1價，化合價升降最小公倍數為6，則的系數為1，Fe2+的系數為6，再結合電荷守恒、原子守恒配平方程式為：。