Question

1．煤氣化和液化是現(xiàn)代能源工業(yè)中重點(diǎn)考慮的能源綜合利用方案．最常見的氣化方法為用煤生產(chǎn)水煤氣，而當(dāng)前比較流行的液化方法為用煤生產(chǎn)CH₃OH．已知制備甲醇的有關(guān)化學(xué)反應(yīng)及平衡常數(shù)如表所示：

化學(xué)反應(yīng)	反應(yīng)熱	平衡常數(shù)（850℃）
①CO （g）+2H2 （g）═CH3 OH（g）	△H1=-90.8kj/mol	k1=160（mol/L）-2
②CO2 （g）+H2 （g）═CO （g）+H2 O（g）	△H2=-41.2kj/mol	K2
③3H2 （g）+CO2 （g）═H2 O（g）+CH3 OH（g）△H 3	△H3	K3=160（mol/L）-2

（1）則反應(yīng)△H₃=-132.0 kJ/mol   K₂1
（2）850℃時(shí)，在密閉容器中進(jìn)行反應(yīng)③開始時(shí)只加入CO₂、H₂，反應(yīng)10min后測(cè)得各組分的濃度如表

物質(zhì)	H2	CO2	CH3OH	H2O
濃度（mol/L）	0.2	0.2	0.4	0.4

①該時(shí)間段內(nèi)反應(yīng)速率v（H₂）=0.12mol/（L•min）
②比較正逆反應(yīng)的速率的大�。簐_正＞v_逆（填“＞、＜或=”）
③反應(yīng)達(dá)到平衡后，保持其他條件不變，只把容器的體積縮小一半，平衡正向  （填“逆向”、“正向”或“不”），平衡常數(shù) K₃不變（填“增大”“減小”“不變”）．如圖1是該反應(yīng)在不同溫度下CO的轉(zhuǎn)化率隨時(shí)間變化的曲線．

（3）由CO合成甲醇時(shí)，CO在250℃、300℃、350℃下達(dá)到平衡時(shí)轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系曲線如圖2所示，則曲線 c 所表示的溫度為350℃．實(shí)際生產(chǎn)條件控制在250℃、1.3×10⁴ kPa左右，選擇此壓強(qiáng)的理由是在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失．
（4）以下有關(guān)該反應(yīng)的說法正確的是AD（填序號(hào)）．
A．恒溫、恒容條件下，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，則可逆反應(yīng)達(dá)到平衡
B．一定條件下，H₂ 的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時(shí)，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡
C．使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時(shí)間并提高CH₃ OH的產(chǎn)率
D．某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測(cè)得c（CO）=0.2mol•L^- 1，則CO的轉(zhuǎn)化率為80%

Answer 1

分析 （1）①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g）△H ₁=-90.8KJ/mol，
②CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H ₂=-41.2kJ/mol，
③CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃
依據(jù)蓋斯定律計(jì)算①+②得到CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃；
由反應(yīng)方程式可知，K₂=$\frac{{K}_{3}}{{K}_{1}}$；
（2）①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計(jì)算v（CH₃OH），再利用速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比計(jì)算v（H₂）；
②計(jì)算此時(shí)的濃度商Qc，與平衡常數(shù)相比判斷反應(yīng)進(jìn)行方向，據(jù)此判斷速率大��；
③容器的體積縮小一半，壓強(qiáng)增大，平衡向體積減小的方向移動(dòng)；平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度不變，平衡常數(shù)不變；
（3）升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高，即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失；
（4）A．反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡；
B．無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，都存在H₂的消耗速率是CO的消耗速率的2倍；
C．催化劑不能使平衡發(fā)生移動(dòng)；
D．計(jì)算c（CO）以及剩余CO的物質(zhì)的量，可計(jì)算轉(zhuǎn)化率．

解答 解：（1）①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g）△H ₁=-90.8KJ/mol，
②CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H ₂=-41.2kJ/mol，
③CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃
依據(jù)蓋斯定律計(jì)算①+②得到CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃=-132.0 kJ/mol；
由反應(yīng)方程式可知，K₂=$\frac{{K}_{3}}{{K}_{1}}$=$\frac{160}{160}$=1；
故答案為：-132.0 kJ/mol；1；
（2）①由表中數(shù)據(jù)可知，l0min內(nèi)甲醇的濃度變化為0.4mol/L，故v（CH₃OH）=$\frac{0.4mol/L}{10min}$=0.04mol/（L•min），速率之比等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，故v（H₂）=3v（CH₃OH）=3×0.04mol/（L•min）=0.12mol/（L•min）；
故答案為：0.12mol/（L•min）；
②10min時(shí)，二氧化碳的濃度為0.2mol/L，氫氣的濃度為0.2mol/L，甲醇的濃度為0.4mol/L，水的濃度為0.4mol/L，故此時(shí)的濃度商Qc=$\frac{0.4×0.4}{0.2×0.2}$=4，小于平衡常數(shù)160，故反應(yīng)向正反應(yīng)進(jìn)行，故v_正＞v_逆，
故答案為：＞；
③容器的體積縮小一半，壓強(qiáng)增大，平衡向體積減小的方向移動(dòng)，故平衡向正反應(yīng)移動(dòng)；
平衡常數(shù)只受溫度影響，與壓強(qiáng)無關(guān)，溫度不變，平衡常數(shù)不變；
故答案為：正向；不變；
（3）升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高，即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失，
故答案為：350；在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失；
（4）A．反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡，故A正確；
B．無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，都存在H₂的消耗速率是CO的消耗速率的2倍，不能判斷是否達(dá)到平衡狀態(tài)，故B錯(cuò)誤；
C．使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，但不能使平衡發(fā)生移動(dòng)，故C錯(cuò)誤；
D．某溫度下，將2molCO和6molH₂充入2L密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測(cè)得c（CO）=0.2mol/L，則剩余0.4molCO，則CO的轉(zhuǎn)化率為$\frac{2mol-0.4mol}{2mol}$=80%，故D正確．
故答案為：AD．

點(diǎn)評(píng) 本題考查化學(xué)平衡計(jì)算與影響因素、平衡常數(shù)、化學(xué)反應(yīng)速率計(jì)算及影響因素、化學(xué)平衡圖象等，側(cè)重于學(xué)生的分析能力和計(jì)算能力的考查，注意理解掌握平衡移動(dòng)原理以及化學(xué)平衡的有關(guān)計(jì)算方法，難度中等．