Question

I．已知CO₂可以生產(chǎn)綠色燃料甲醇．CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）；△H=-87.4kJ?mol^-1．300℃時，在一定容積的密閉容器中，當c（CO₂）=1.00kJ?mol^-1、c（H₂）=1.60kJ?mol^-1開始反應，結(jié)果如圖所示，回答下列問題：
（1）使用催化劑I時，反應在10小時內(nèi)的平均反應速率：
V（H₂）=

 

 mol?（L?h）^-1．
（2）下列敘述正確的是

 

．
A．當容器內(nèi)氣體的密度不再改變時，反應不一定達到平衡狀態(tài)
B．充入氬氣增大壓強有利于提高CO₂的轉(zhuǎn)化率
C．CO₂平衡轉(zhuǎn)化率：在上述反應條件下，催化劑Ⅱ比催化劑Ⅰ高
D．催化效率：在上述反應條件下，催化劑Ⅱ比催化劑Ⅰ高
（3）根據(jù)圖中數(shù)據(jù)，計算此反應在300℃時的平衡常數(shù)．（寫出計算過程）
（4）將上述平衡體系升溫至400℃，平衡常數(shù)：K（400℃）

 

K（300℃）（填＜、=或＞）．

Answer 1

考點：轉(zhuǎn)化率隨溫度、壓強的變化曲線

專題：化學平衡專題

分析：（1）根據(jù)反應在10小時內(nèi)二氧化碳的轉(zhuǎn)化率計算出消耗二氧化碳的物質(zhì)的量濃度，再計算出用二氧化碳表示的平均反應速率，最后根據(jù)反應速率與化學計量數(shù)的關(guān)系計算出用氫氣表示的反應速率；
（2）A、該反應兩邊都是氣體，容器容積不變，所以密度始終不變；
B、充入稀有氣體，不影響反應體系中各組分濃度，化學平衡不移動；
C、催化劑只影響反應速率，不影響化學平衡；
D、根據(jù)圖示可知，在催化劑Ⅱ作用下的反應速率大于比催化劑Ⅰ作用下的反應速率；
（3）根據(jù)圖象中達到平衡狀態(tài)時二氧化碳的轉(zhuǎn)化率、利用化學平衡三段式求算出達到平衡狀態(tài)時各組分的濃度，然后利用平衡常數(shù)表達式計算出該溫度下的平衡常數(shù)；
（4）該反應為放熱反應，溫度升高，化學平衡向著逆向移動，化學平衡常數(shù)減�。�

解答： 解：（1）用催化劑I時，反應在10小時內(nèi)二氧化碳的轉(zhuǎn)化率為0.18，二氧化碳的濃度變化為：1.00mol?L^-1×0.18=0.18mol/L，則反應在10小時內(nèi)二氧化碳的平均反應速率為：v（CO₂）=

0.18mol/L

10h

=0.018mol?（L?h）^-1，則v（H₂）=3v（CO₂）=0.054mol?（L?h）^-1，
故答案為：0.054；
（2）A、該反應前后氣體的質(zhì)量不變，容器的容積固定，所以混合氣體的密度始終不變，故當容器內(nèi)氣體的密度不再改變時，反應不一定達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B、充入氬氣增大壓強，但是反應體系中各組分的濃度不變，化學平衡不發(fā)生移動，所以CO₂的轉(zhuǎn)化率不變，故B錯誤；
C、催化劑不影響化學平衡，所以CO₂平衡轉(zhuǎn)化率在上述反應條件下，催化劑Ⅱ與催化劑Ⅰ的轉(zhuǎn)化率相等，故C錯誤；
D、在上述反應條件下，催化劑Ⅱ的反應速率大于催化劑Ⅰ的，說明催化劑Ⅱ比催化劑Ⅰ的催化效率高，故D正確；
故選AD；
（3）CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
起始濃度（mol/L）1.00     1.60      0         0
變化濃度（mol/L）0.20      0.60     0.20      0.20
平衡濃度（mol/L）0.80      1.0      0.20      0.20
K=

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

=

0.2×0.2

0.8×1．03

L²?mol^-2=0.050L²?mol^-2，
故答案為：0.050 L²?mol^-2；
（4）由于該反應為放熱反應，溫度增大，化學平衡向著逆向移動，反應物濃度減小，生成物濃度增大，化學平衡常數(shù)增大，故平衡常數(shù)K（400℃）＜K（300℃），
故答案為：＜；

點評：本題考查了化學反應速率、化學平衡常數(shù)的計算、影響化學反應速率因素、熱化學方程式書寫及蓋斯定律的應用等知識，題目難度中等，注意掌握化學反應速率、化學平衡常數(shù)的表達式及計算方法，明確蓋斯定律的含義及其應用方法．