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(jīng)濟”原則的是____________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

②下表所列數(shù)據(jù)是反應I在不同溫度下的化學平衡常數(shù)(K)。

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

由表中數(shù)據(jù)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(jīng)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(chǎn)物中，原子利用率為100%最經(jīng)濟；

②由表中數(shù)據(jù)可知，隨溫度升高平衡常數(shù)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(jù)化學反應過程中各物質濃度變化之比等于其化學計量數(shù)之比計算平衡時各物質的濃度，然后計算CO轉化率，根據(jù)平衡常數(shù)的定義計算該溫度下的平衡常數(shù)，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(jù)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(chǎn)物中，原子利用率為100%最經(jīng)濟，反應Ⅰ符合“原子經(jīng)濟”，故答案為：Ⅰ；

②由表數(shù)據(jù)可知，溫隨溫度升高平衡常數(shù)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(shù)，所以溫度為250℃；

（2）根據(jù)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(shù)為6，則的系數(shù)為1，Fe2+的系數(shù)為6，再結合電荷守恒、原子守恒配平方程式為：。