Question

【題目】科學家利用太陽能分解水生成的氫氣在催化劑作用下與二氧化碳反應生成甲醇，并開發出直接以甲醇為燃料的燃料電池。已知在常溫常壓下：

①2CH3OH(l) + 3O2 (g) = 2CO2(g) + 4H2O(g) H1= – 1276.0 kJ/mol

②2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) H2 = – 482.0 kJ/mol；

③H2O(g) = H2O(l) H3= – 44.0 kJ/mol

(1)寫出由CO2和H2合成甲醇和液態水的熱化學方程式______________________。

(2)在容積為2 L的密閉容器中，通入2mol CO2和5mol H2合成甲醇，在其他條件不變的情況下，考察溫度對反應的影響，實驗結果如下圖所示；

①T1 ______T2(填“<，>或=”)，處于A點的反應體系從T1變到T2，達到平衡時_______(填“增大，減小或不變”)。

②若在T2溫度下5 min達到化學平衡，求平衡時用H2表示的平均反應速率為______。

(3)某實驗小組依據甲醇燃燒的反應原理，設計下圖所示的電池裝置：

①寫出電池負極的電極反應式：_____________________________________，該電池工作一段時間，測得溶液的pH________(填“增大，減小或不變”)。

②寫出該電池總反應的離子方程式為________________________________________。

Answer 1

【答案】CO2 (g)＋3H2(g)＝CH3OH(l)＋H2O(l)　ΔH＝– 129 kJ·mol－1 < 增大 0.3 mol·L－1·min－1 CH3OH －6e + 8OH－＝CO32－＋6H2O 減小 2CH3OH＋3O2 + 4 OH－＝2CO32－＋6 H2O

【解析】

（1）根據蓋斯定律進行計算；

（2）①由于該反應是放熱反應，所以升高溫度，平衡逆向移動，甲醇的含量降低，因此溫度T2>T1，處于A點的反應體系從T1變到T2，因為溫度從T1升高到T2時，平衡逆向移動，故氫氣的物質的量增大，甲醇的物質的量減小，故n（H2）/n（CH3OH）增大；

②根據速率的計算公式進行計算；

（3）在甲醇燃料電池中，負極失電子發生氧化反應，正極得電子發生還原反應，電解質溶液為堿性，總反應方程式為：2CH3OH＋3O2+4OH－＝2CO32－＋6H2O。

（1）已知在常溫常壓下：①2CH3OH(l) +3O2 g)=2CO2(g)+4H2O(g) H1=–1276.0kJ/mol；②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H2 =–482.0kJ/mol；③H2O(g)=H2O(l) H3=–44.0kJ/mol，根據蓋斯定律由CO2和H2合成甲醇和液態水的熱化學方程式為：CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(l)＋H2O(l) ΔH=3/2H2+H3-1/2H1=（–482.0）×3/2+（–44.0）-（–1276.0）×1/2=-129kJ·mol－1，故答案為：CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(l)＋H2O(l) ΔH＝–129kJ·mol－1。

（2）①由于該反應是放熱反應，所以升高溫度，平衡逆向移動，甲醇的含量降低，因此溫度T2>T1，處于A點的反應體系從T1變到T2，因為溫度從T1升高到T2時，平衡逆向移動，故氫氣的物質的量增大，甲醇的物質的量減小，故n（H2）/n（CH3OH）增大，故答案為：<，增大。

②依據圖像分析，若在T2溫度下達到化學平衡時，甲醇的物質的量為1mol，依據化學方程式為：CO2＋3H2＝CH3OH＋H2O，甲醇物質的量的變化量為1mol，則消耗氫氣的物質的量為3mol，平衡時用H2表示的平均反應速率為3mol÷2L÷5min=0.3mol·L－1·min－1，故答案為：0.3mol·L－1·min－1。

（3）在甲醇燃料電池中，燃料在負極失電子發生氧化反應，電解質溶液為堿性，負極的方程式為：CH3OH－6e+8OH－＝CO32－＋6H2O，電池工作一段時間后，氫氧根離子被消耗，所以溶液的pH減小，故答案為：CH3OH－6e+8OH－＝CO32－＋6H2O，減小。

由燃料電池是原電池的一種，負極失電子發生氧化反應，正極得電子發生還原反應，電解質溶液為堿性，總反應方程式為：2CH3OH＋3O2+4OH－＝2CO32－＋6H2O，故答案為：2CH3OH＋3O2+4OH－＝2CO32－＋6H2O。