Question

(12分) 甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景。
（1）工業上一般采用下列兩種反應合成甲醇：
反應I：  CO(g) ＋ 2H₂(g)  CH₃OH(g)  ΔH₁
反應II： CO₂(g) ＋ 3H₂(g) CH₃OH(g)  +  H₂O(g)  ΔH₂
①上述反應符合“原子經濟”原則的是     （填“I”或“Ⅱ”）。
②已知反應Ⅰ的能量變化如圖所示：由表中數據判斷  ΔH₁      0 （填“＞”、“＝”或“＜”）。

③某溫度下，將2 mol CO和6 mol H₂充入2L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c(CO)＝ 0.2 mol／L，    則CO的轉化率為          
（2）已知在常溫常壓下：
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
請計算1 mol甲醇不完全燃燒生成1 mol一氧化碳和液態水放出的熱量為________
（3）某實驗小組依據甲醇燃燒的反應原理，設計如右圖所示的電池裝置。

①該電池正極的電極反應為____________
②工作一段時間后，測得溶液的pH減小，該電池總反應的化學方程式為____________.

Answer 1

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

（1）①根據方程式可知，反應I中反應物全部轉化為甲醇，符合“原子經濟”原則。
②根據圖像可知，反應物的總能量高于生成物的總能量，所以反應是放熱反應，則ΔH₁＜0。
③反應前CO的濃度是1mol/L，所以消耗的CO是1mol/L－0.2mol/L＝0.8mol/L，所以其轉化率是80％。
（2）考查反應熱的有關計算。根據蓋斯定律可知，（①－②＋③×4）÷2即得到CH₃OH(l) ＋ O₂(g) ＝ CO₂(g) ＋ 2H₂O(l)，所以反應熱是△H＝（－1275.6 kJ／mol＋566.0 kJ／mol－44.0 kJ／mol×4）÷2＝－442.8kJ／mol，所以1 mol甲醇不完全燃燒生成1 mol一氧化碳和液態水放出的熱量為442.8kJ。
（3）①原電池中正極得到電子，所以氧氣在正極通入。由于電解質是氫氧化鉀溶液，所以正極反應式是O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-。
②由于負極是甲醇失去電子，生成碳酸鉀和水，所以總反應式是2CH₃OH+3O₂+4OH^-=2CO₃^2-+6H₂O。