Question

I．甲醇是一種優質燃料，可制作燃料電池。工業上可用下列兩種反應制備甲醇：
已知：CO(g) + 2H₂(g)  CH₃OH(g)  ΔH₁
CO₂(g) ＋ 3H₂(g)  CH₃OH(g)  +  H₂O(g)   ΔH₂   
2H₂(g)+ O₂(g)=2H₂O(g)   ΔH₃
則2CO(g)＋O₂(g)=2CO₂(g) 的反應熱ΔH=____ ___（用ΔH₁、ΔH₂、ΔH₃表示）。
II．工業上可利用“甲烷蒸氣轉化法生產氫氣”，反應為：CH₄(g)+H₂O(g)CO(g)+3H₂(g)。
已知溫度、壓強和水碳比[n(H₂O)/ n(CH₄)]對甲烷平衡含量的影響如下圖：

圖1（水碳比為3）                        圖2（800℃）
（1）溫度對該反應的反應速率和平衡移動的影響是                            。
（2）其他條件不變，請在圖2中畫出壓強為2 MPa時，CH₄平衡含量與水碳比之間關系曲線。（只要求畫出大致的變化曲線）
（3）已知：在700℃，1MPa時，1mol CH₄與1mol H₂O在1L的密閉容器中反應，6分鐘達到平衡，此時CH₄的轉化率為80%，求這6分鐘H₂的平均反應速率和該溫度下反應的平衡常數是多少？（寫出計算過程，結果保留小數點后一位數字。） 
III．某實驗小組設計如圖a所示的電池裝置，正極的電極反應式為____                     ____。

Answer 1

（16分）
I．2ΔH₁－2ΔH₂+ΔH₃（3分）
II．（1）其他條件不變，升高溫度，反應速率加快，平衡向正反應方向移動。（或描述降溫的變化，3分）
（2）如下圖（2分）（形狀1分，標注1分）

（3）計算過程為：（格式2分，速率1分，常數2分，共5分）
CH₄(g)+H₂O(g)    CO(g)+3H₂(g) 
起始濃度（mol/L） 1      1              0      0
變化濃度（mol/L）0.8     0.8            0.8     2.4
平衡濃度（mol/L）0.2     0.2            0.8     2.4
  

（平衡常數沒寫單位不扣分）
III．O₂ + 2H₂O + 4e^－=4OH^－（3分）

試題分析：I．先將4個熱化學方程式依次編號為①②③④，再觀察、比較后可得：①×2—②×2+③=④，由蓋斯定律可知，④的焓變=①的焓變×2—②的焓變×2+③的焓變=2ΔH₁－2ΔH₂+ΔH₃；II．（1）先讀圖1，發現在1Mpa或2Mpa、600℃～1000℃時，隨著溫度的升高，甲烷平衡含量均逐漸減小，說明平衡向正反應方向移動；再根據溫度對化學反應速率和化學平衡的影響規律，當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快，平衡向吸熱反應方向或正反應方向移動，則甲烷蒸氣轉化為氫氣的正反應是吸熱反應；（2）畫圖要點：①甲烷蒸氣轉化為氫氣的正反應是氣體體積增大的反應，當溫度和水碳比保持不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小方向或逆反應方向移動，則甲烷平衡含量增大，因此2MPa時甲烷平衡含量與水碳比之間關系曲線一定高于1MPa時甲烷平衡含量與水碳比之間關系曲線；②當溫度和壓強保持不變時，隨著水碳比的增大，甲烷平衡含量逐漸減小；（3）依題意可知該可逆反應中各組分起始、變化、平衡濃度，則：
CH₄(g)+H₂O(g)CO(g)+3H₂(g) 
起始濃度（mol/L）    1      1        0      0
變化濃度（mol/L）   0.8     0.8      0.8     2.4
平衡濃度（mol/L）   0.2     0.2      0.8     2.4
根據平均反應速率的定義式，v(H₂)===0.4mol/(L?min)
根據化學平衡常數的定義式，K==mol²/L²≈276.5 mol²/L²
III．甲醇燃料電池中正極的主要反應物為氧氣，氧元素由0降為—2價，則1個氧氣分子得到4個電子，在KOH溶液中只能用氫氧根離子使反應物和產物的電荷守恒，則O₂+4e^－→4OH^－；左邊比右邊少4個H、2個O原子，根據氫、氧原子個數守恒可知反應物中還有2H₂O，則正極反應式為O₂ +4e^－+2H₂O =4OH^－。