Question

【題目】甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景。工業(yè)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

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)(KⅠ)：

溫度	250 ℃	300 ℃	350 ℃
KⅠ	2.0	0.27	0.012

（1）在一定條件下將2 mol CO和6 mol H2充入2 L的密閉容器中發(fā)生反應Ⅰ，5 min后測得c(CO)＝0.4 mol·L－1，計算可得此段時間的反應速率(用H2表示)為________mol·L－1·min－1。

（2）由表中數(shù)據(jù)判斷ΔH1______(填“>”“<”或“＝”)0；反應CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3＝_________(用ΔH1和ΔH2表示)。

（3）若容器容積不變，則下列措施可提高反應Ⅰ中CO轉(zhuǎn)化率的是______(填序號)。

a．充入CO，使體系總壓強增大

b．將CH3OH(g)從體系中分離

c．充入He，使體系總壓強增大

d．使用高效催化劑

（4）寫出反應Ⅱ的化學平衡常數(shù)表達式：KⅡ＝__________________；保持恒溫恒容，將反應Ⅱ的平衡體系中各物質(zhì)濃度均增大為原來的2倍，則化學平衡_______(填“正向”“逆向”或“不”)移動，平衡常數(shù)KⅡ__________(填“變大”“變小”或“不變”)。

（5）比較這兩種合成甲醇的方法，原子利用率較高的是______(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

Answer 1

【答案】 0.24 < ΔH2－ΔH1 b 正向 不變 Ⅰ

【解析】(1)CO濃度變化量為2mol/2L0.4mol/L=0.6mol/L，故v(CO)=0.6mol/L/5min=0.12mol/(Lmin)，速率之比等于化學計量數(shù)之比，故v(H2)=2v(CO)=2×0.16mol/(Lmin)=0.24mol/(Lmin)，

故答案為：0.24；

(2)由表中數(shù)據(jù)可知，隨溫度升高，平衡常數(shù)K減小，說明溫度升高，平衡逆向進行，所以正向是放熱反應，即△H1<0，

反應Ⅰ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H1

反應Ⅱ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H2

根據(jù)蓋斯定律ⅡⅠ得到CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H3=△H2△H1，故答案為：<;△H2△H1；

(3)a.充入CO，使體系總壓強增大，平衡向正反應移動，但CO的轉(zhuǎn)化率降低，故a錯誤；

b.將CH3OH(g)從體系中分離，平衡向正反應方向移動，CO轉(zhuǎn)化率增大，故b正確；

c.充入He，使體系總壓強增大，各物質(zhì)的濃度不變，平衡不移動，CO轉(zhuǎn)化率不變，故c錯誤；d.使用高效催化劑，平衡不移動，CO的轉(zhuǎn)化率不變，故d錯誤；故答案為：b；

(4)反應Ⅱ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)的平衡常數(shù)k=c(CH3OH)c(H2O)/c(CO2)c3(H2)；

保持恒溫恒容，將反應Ⅱ的平衡體系中各物質(zhì)濃度均增大為原來的2倍，相對于增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動即正向移動;平衡常數(shù)僅與溫度有關(guān)，所以平衡常數(shù)KⅡ不變，故答案為：c(CH3OH)c(H2O)/c(CO2)c3(H2)；正向；不變。

(5) 原子利用率是指被利用的原子數(shù)比上總原子數(shù)，公式為原子利用率=（預期產(chǎn)物的總質(zhì)量/全部反應物的總質(zhì)量）×100%，副產(chǎn)物越少原子利用率越高，故答案為Ⅰ。