甲醇为什么是可再生能源

应该是：甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景．

(1)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：

反应Ⅰ：CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g)△H1

反应Ⅱ：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)△H2

甲醇的生产，主要是合成法，尚有少量从木材干馏作为副产回收。合成的化学反应式为：

H2 + CO → CH3OH

合成甲醇可以固体（如煤、焦炭）液体（如原油、重油、轻油）或气体（如天然气及其他可燃性气体）为原料，经造气净化（脱硫）变换，除去二氧化碳，配制成一定的合成气（一氧化碳和氢）。在不同的催化剂存在下，选用不同的工艺条件。单产甲醇（分高压法低压和中压法），或与合成氨联产甲醇（联醇法）。将合成后的粗甲醇，经预精馏脱除甲醚，精馏而得成品甲醇。

可再生能源（英语：Renewable Energy）是指风能、太阳能、水能、生物质能、地热能、海洋能等非化石能源。

以上，生物法乙醇或甲醇可以作为可再生能源。

故答案为：＜；

②某温度下，将2mol CO和6mol H2充入2L密闭容器中充分反应，4分钟后反应达到平衡，测得CO的物质的量为0.4mol，依据化学平衡三段式列式计算；

               CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）

起始量（mol）  2         6            0

变化量（mol）1.6         3.2        1.6

平衡量（mol） 0.4       2.8         1.6

CO的反应速率=

平衡状态气体压强和起始压强之比等于气体物质的量之比P（平衡）：P（起始）=（0.4+2.8+1.6）：（2+6）=4.8：8=0.6；

故答案为：0.2mol/（L?min），0.6；

（2）CO2（g）+3H2（g）?CH3OH（g）+H2O（g），反应的平衡常数K=

为了加快反应Ⅱ的反应速率，并且提高H2的转化率；

a．增大CO2的浓度，增大氢气的转化率，平衡正向进行，反应速率加快，故a符合；

b．增大H2的浓度，平衡正向进行，反应速率增大，氢气的转化率减小，故b不符合；

c．增大压强，反应速率增大，平衡正向进行，氢气转化率增大，故c符合；

d．加入催化剂改变化学反应速率不改变化学平衡，氢气转化率不变，故d不符合；

故答案为：K=

（3）反应Ⅰ：CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）△H1

反应Ⅱ：CO2（g）+3H2（g）?CH3OH（g）+H2O（g）△H2

依据盖斯定律反应Ⅰ-反应Ⅱ得到CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=△H1-△H2；

图表中数据保持氢气初始浓度不变，一氧化碳浓度增大一倍，达到平衡所需时间缩短4分钟，所以分析判断n=4min；

故答案为：CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=△H1-△H2 、4；

（4）甲醇和氧气以强碱溶液为电解质溶液的新型手机电池，燃料电池中燃料在原电池负极发生氧化反应，甲醇失电子在碱溶液中生成碳酸钾，该电池中甲醇发生反应的一极为负极，电极反应为：CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；

故答案为：负，CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O；

（5）用该电池作电源，用惰性电极电解饱和NaCl溶液时，CH3OH-6e-+8OH-=CO32-+6H2O，每消耗0.2mol CH3OH，转移电子1.2mol，阴极电极反应为2H++2e-=H2↑，产生标况下气体的体积=0.6mol×22.4L/mol=13.44L；

故答案为：13.44．

B．增大氢气的量，促进二氧化碳的转化，则提高H2与CO2的物质的量之比，可提高CO2的转化率，故B正确；

C．分离出甲醇，反应正向移动，甲醇的产率增大，故C错误；

D．恒容条件下充入He（g），各物质的浓度不变，反应速率不变，平衡不移动，转化率不变，故D错误；

故选B．

故选：A；

（2）依据图1写出反应的热化学方程式：CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）△H=-91KJ/mol，

依据图2可知反应达到平衡时生成乙醇1.5mol，反应热为：-91KJ/mol×1.5mol=-136.5KJ/mol，放出热量136.5KJ；

由图2可知，反应中减小的CO的浓度为1mol/L-0.25mol/L=0.75mol/L，10min时达到平衡，

所以V（CO）=

依据方程式：

     CO（g）+2H2（g） CH3OH（g）

开始 1mol/L     2mol/L              0

转化 0.75mol/L   1.5mol/L        0.75mol/L

平衡 0.25mol/L   0.5mol/L         0.75mol/L

所以该反应的化学平衡常数K=

故答案为：0.15mol?L-1?min-1；136.5；12 （L2?mol-2）；

（3）达到平衡时测得c（CO）=0.2mol/L，则转化的CO的物质的量为2.0mol-0.2mol/L×2L=1.6mol，

所以CO的转化率为

      CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）

起始：1mol/L   3mol/L      0

转化：0.8mol/L  1.6mol/L 0.8mol/L

平衡：0.2mol/L  1.4mol/L 0.8mol/L

则K′=

反应为放热反应，K＞K′，温度升高平衡向逆向移动，所以T2＞T1；

故答案为：80%；＞；

（4）由表中数据可知，10min时氢气的浓度为0.2mol/L、CO的浓度为0.1mol/L、甲醇的浓度为0.4mol/L，则此时的浓度商Qc=

生产过程中，合成气要进行循环，提高原料的利用率；

故答案为：＞；提高原料利用率；

（5）2CH3OH+3O2?2CO2+4H2O为放热反应，升高温度平衡向逆向移动，该反应的平衡常数K将减小，不利用电池将化学能转化为电能；

依据氢离子移向可知b电极为正极，a电极为负极，负极发生氧化反应，甲醇在b极失去电子发生氧化反应生成二氧化碳和氢离子，电极反应式为：CH3OH+H2O-6e-=CO2↑+6H+；

故答案为：减小；不利；a；CH3OH+H2O-6e-=CO2↑+6H+．

3、依据燃烧热概念分析可知热化学方程式符合燃烧热的概念，故3正确；

C、反应生成的水为水蒸气，不是稳定的氧化物，故C错误；

D、热化学方程式是表示2m我l甲醇燃烧放热的热化学方程式，不符合燃烧热的概念，故D错误；

故选：3．

（2）根据“先拐先平数值大”知T2＞T1，升高温度CO的转化率降低，平衡向逆反应方向移动，则正反应是放热反应，△H＜0，故答案为：＜；

②A．升高温度，平衡向逆反应方向移动，则减少甲醇产率，故错误；

B．将CH3OH（g）从体系中分离，平衡向正反应方向移动，则增加甲醇产率，故正确；

C．使用合适的催化剂只改变反应速率，不影响平衡移动，所以不能甲醇产率不变，故错误；

D．充入He，使体系总压强增大，但反应物、生成物浓度不变，则平衡不移动，甲醇的产率不变，故错误；

故选B；          

（3）①2CH3OH（l）+3O2（g）═2CO2（g）+4H2O（g）△H=-a kJ?mol-1

②2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H=-b kJ?mol-1

③H2O（g）═H2O（l）△H=-c kJ?mol-1

将方程式

故答案为：