Question

（2013?重慶一模）（1）將不同量的CO（g）和H₂O（g）分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，進(jìn)行反應(yīng)：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），得到如下三組數(shù)據(jù)：

實驗組	溫度 ℃	起始量/mol		平衡量/mol		達(dá)到平衡所需時間/min[
		CO	H2O	H2	CO
1	650	4	2	1.6	2.4	6
2	900	2	1	0.4	1.6	3
3	900	a	b	c	d	t

該反應(yīng)為

放

（填“吸”或“放”）熱反應(yīng)，實驗2條件下平衡常數(shù)K=

0.17

．
（2）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ/mol
②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學(xué)方程式：

CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol；

．
（3）某實驗小組依據(jù)甲醇燃燒的反應(yīng)原理，設(shè)計如圖所示的電池裝置． 寫出負(fù)極反應(yīng)式：

CH₃OH+8OH^--6e^-=CO₃^2-+6H₂O

．反應(yīng)一段時間后溶液的pH將

減小

．（填增大、減小或不變）

Answer 1

分析：（1）第二組溫度比第一組高，反應(yīng)物物質(zhì)的量比第一組減半，但是平衡時H₂的物質(zhì)的量比第一組的一半少，表明該反應(yīng)為放熱反應(yīng)；依據(jù)圖表數(shù)據(jù)列式計算平衡濃度，結(jié)合化學(xué)平衡常數(shù)概念計算；
（2）依據(jù)熱化學(xué)方程式和蓋斯定律計算得到；
（3）甲醇燃燒的反應(yīng)原理，設(shè)計如圖所示的電池裝置，甲醇在負(fù)極失電子發(fā)生氧化反應(yīng)，正極是氧氣得到電子生成氫氧根離子，依據(jù)原電池原理分析書寫電極反應(yīng)和溶液pH變化．

解答：解：（1）實驗1中CO的轉(zhuǎn)化率為

1.6mol

4mol

×100%=40%，實驗2中CO的轉(zhuǎn)化率為

0.4mol

2mol

×100%=20%，則實驗1的轉(zhuǎn)化率大于實驗2，則說明溫度升高平衡向逆反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)放熱，實驗2條件下平衡常數(shù)，需要列式計算平衡濃度；
            H₂O（g）+CO（g）?CO₂（g）+H₂（g）
初始濃度   0.5mol/L   1mol/L     0        0
轉(zhuǎn)化濃度  0.2mol/L   0.2mol/l  0.2mol/l  0.2mol/l
平衡濃度  0.3mol/L  0.8mol/L  0.2mol/l  0.2mol/l
K=

c(CO2)c(H2)

c(H2O)c(CO)

=

0.2×0.2

0.3×0.8

=0.17
故答案為：放；0.17；
（2）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ/mol
②2CO （g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ/mol
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
依據(jù)蓋斯定律①-②+③×4得到甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學(xué)方程式：2CH₃OH（l）+2O₂（g）=2CO （g）+4H₂O（l）△H=-885.6KJ/mol；
得到熱化學(xué)方程式為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol；
故答案為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO （g）+2H₂O（l）△H=-442.8KJ/mol；
（3）甲醇燃燒的反應(yīng)原理，設(shè)計如圖所示的電池裝置，甲醇在負(fù)極失電子發(fā)生氧化反應(yīng)，CH₃OH+8OH^--6e^-=CO₃^2-+6H₂O，反應(yīng)過程中消耗氫氧根離子，溶液pH減小，
故答案為：CH₃OH+8OH^--6e^-=CO₃^2-+6H₂O；減�。�

點評：本題考查了化學(xué)平衡的影響因素分析判斷，平衡常數(shù)計算應(yīng)用，蓋斯定律的計算應(yīng)用，原電池電極反應(yīng)的書寫方法，題目難度中等．