Question

工業上通常在恒容密閉容器中采用CO（g）和H₂（g）反應催化合成甲醇CH₃OH（g）：
（1）已知：①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ?mol^-1
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-398.0kJ?mol^-1
③2CH₃OH（g）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1104.0kJ?mol^-1
則CO（g）與H₂（g）合成CH₃OH（g）的熱化學方程式是

 

；
（2）判斷反應達到平衡狀態的依據是（填字母序號，下同）

 

；
A．混合氣體的密度不變
B．混合氣體的平均相對分子質量不變
C．CH₃OH（g）、CO（g）、H₂（g）的濃度都不再發生變化
D．生成CH₃OH（g）的速率與消耗CO（g）的速率相等
（3）下表所列數據是反應在不同溫度下的化學平衡常數（K）；

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.250	0.012

某溫度下，將2mol CO（g）和6mol H₂（g）充入2L的密閉容器中，充分反應后，達到平衡時測得c（CO）=0.5mol/L，則CO（g）的轉化率為

 

，此時的溫度為

 

；
（4）要提高CO（g）的轉化率，可以采取的措施是

 

；
A．升高溫度     B．加入催化劑    C．增加CO（g）的濃度    D．加入H₂（g）加壓     E．分離出甲醇    F．加入惰性氣體加壓
（5）一定條件下，在容積相同的三個密閉容器中，按不同方式投入反應物，保持恒溫、恒容，測得反應達到平衡時的有關數據如下：

容器		甲	乙	丙
反應物投入量		1mol CO  2mol H2	1mol CH3OH	2mol CH3OH
平衡數據	CH3OH的濃度（mol/L）	c 1	c 2	c 3
	反應的能量變化的絕對值（kJ）	a	b	c
	體系壓強（Pa）	P1	P2	P3
	反應物轉化率	α1	α2	α3

下列說法正確的是

 

；
A.2c₁＞c₃      B．a+b=129         C.2p₂＜p₃      D．α₁+α₃＜1．

Answer 1

考點：熱化學方程式,化學平衡的影響因素,化學平衡狀態的判斷,等效平衡,化學平衡的計算

專題：基本概念與基本理論

分析：（1）依據熱化學方程式 和蓋斯定律計算所需熱化學方程式；
（2）根據化學平衡狀態的特征：逆、定、動、變、等來回答判斷；
（3）依據化學平衡三段式列式計算CO轉化的濃度，求出轉化率；求出平衡濃度，結合平衡常數概念計算平衡常數，與表中數據比較的到所需溫度；
（4）要提高CO（g）的轉化率，則平衡需向正方向移動，根據影響平衡的因素分析；
（5）A、甲、丙相比較，把甲等效為開始加入1molCH₃OH，丙中甲醇的物質的量為甲的2倍，壓強增大，對于反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），平衡向生成甲醇的方向移動；
B、由題目可知生成1molCH₃OH的能量變化129kJ，甲、乙平衡狀態相同，令平衡時甲醇為nmol，計算反應熱數值，據此判斷；
C、比較乙、丙可知，丙中甲醇的物質的量為乙的2倍，壓強增大，對于反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），平衡向生成甲醇的方向移動；
D、甲、乙處于相同的平衡狀態，則α₁+α₂=1，由C的分析可知α₂＞α₃，據此判斷．

解答： 解：（1）已知①2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566.0kJ?mol^-1，
②2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-398.0kJ?mol^-1，
③2CH₃OH（g）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1104.0kJ?mol^-1，
根據蓋斯定律：①×

1

2

+②-③×

1

2

得：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；△H=-129.0 kJ?mol^-1；
故答案為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；△H=-129.0 kJ?mol^-1；
（2）A．反應容器的體積不變，質量守恒，所以混合氣體的密度始終不變，不能判斷平衡狀態，故A錯誤；
B．反應后氣體的物質的量減少，氣體的質量不變，所以混合氣體的平均相對分子質量逐漸減小，當混合氣體的平均相對分子質量保持不變即是平衡狀態，故B正確；
C．CH₃OH（g）、CO（g）、H₂（g）的濃度都不再發生變化，即是平衡狀態，故C正確；
D．生成CH₃OH（g）為正速率，消耗CO（g）的也為正速率，均為正速率，二者相等，不能說明達到平衡狀態，故D錯誤；
故答案為：BC；
（3）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）=0.5mol?L^-1，
                CO（g）+2H₂（g）?CH₃ OH（g）
起始量（mol/L）  1       3        0
變化量（mol/L） 0.5      1       0.5
平衡量（mol/L） 0.5      2       0.5
則CO（g）的轉化率為：

0.5

1

×100%=50%；
平衡常數K=

c(CH3OH)

c(CO)c2(H2)

=

0.5

0.5×22

=0.25；
對比圖表可知，反應是在300℃達到的平衡，
故答案為：50%；300℃；
（4）A．已知該反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆移，CO的轉化率減小，故A錯誤；
B．加入催化劑，平衡不移動，則CO的轉化率不變，故B錯誤；
C．增加CO（g）的濃度，CO的轉化率減小，故C錯誤；
D．加入H₂（g）加壓，平衡正移，CO的轉化率增大，故D正確；
E．分離出甲醇，則平衡正移，CO的轉化率增大，故E正確；
F．加入惰性氣體加壓，由于容器的體積不變，各反應物的濃度不變，平衡不移動，CO的轉化率不變，故F錯誤；
故答案為：DE；
（5）A、甲、丙相比較，把甲等效為開始加入1molCH₃OH，丙中甲醇的物質的量為甲的2倍，壓強增大，對于反應CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g），平衡向生成甲醇的方向移動，故2c₁＜c₃，故A錯誤；
B、由題目可知生成1molCH₃OH的能量變化129kJ，甲、乙平衡狀態相同，令平衡時甲醇為nmol，對于甲容器，a=129n，對于乙容器b=129（1-n），故a+b=129，故B正確；
C、比較乙、丙可知，丙中甲醇的物質的量為乙的2倍，壓強增大，對于反應CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g），平衡向生成甲醇的方向移動，故2p₂＞p₃，故C錯誤；
D、甲、乙處于相同的平衡狀態，則α₁+α₂=1，由C的分析可知α₂＞α₃，所以a₁+a₃＜1，故D正確；
故答案為：BD．

點評：本題考查較為綜合，涉及蓋斯定律的應用、化學平衡的計算、平衡狀態的判斷、平衡常數的計算與運用以及等效平衡問題，難度較大，注意理解等效平衡問題．