Question

8．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景．
（1）工業(yè)上常采用下列反應合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H₁
①下表所列數(shù)據(jù)是上述反應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△H₁＜0 （填“＞”、“=”或“＜”）．
②某溫度下，將2mol CO和6mol H₂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，則CO的轉化率為80%．
（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
請計算1mol甲醇不完全燃燒生成1mol一氧化碳和液態(tài)水放出的熱量為266.8kJ．

Answer 1

分析 （1）①根據(jù)表格溫度越高，平衡常數(shù)越小，說明升溫平衡向逆反應方向移動，據(jù)此分析；
②根據(jù)一氧化碳的平衡濃度計算平衡時一氧化碳的物質的量，再根據(jù)轉化率公式計算其轉化率；
（2）根據(jù)蓋斯定律，將已知反應（①-②-③×4）÷2計算得到；

解答 解：（1）①根據(jù)表格溫度越高，平衡常數(shù)越小，說明升溫平衡向逆反應方向移動，所以該反應是放熱反應，則△H₁＜0，故答案為：＜；
②平衡時剩余一氧化碳的物質的量=0.2mol/L×2L=0.4mol，一氧化碳的轉化率=$\frac{（2-0.4）mol}{2mol}$×100%=80%，
故答案為：80%；
（2）根據(jù)蓋斯定律，將已知反應（①-②+③×4）÷2得到CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l），所以該反應的△H=$\frac{1}{2}$[（-1275.6kJ/mol）-（-566.0kJ/mol）-（-44.0kJ/mol）×4]=-266.8kJ•mol^-1，故答案為：266.8；

點評 本題考查化學平衡常數(shù)、化學平衡計算、蓋斯定律的應用等，熟練掌握基礎是關鍵，難度中等．