Question

CO和H₂可作為能源和化工原料，應用十分廣泛．
已知（Ⅰ）CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（g）△H₁=-90.1kJ?mol^-1
（Ⅱ）CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₂=-49.0kJ?mol^-1
（Ⅲ）CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41.1kJ?mol^-1
（Ⅳ）2CH₃OH（g）=CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₄=-24.5kJ?mol^-1
回答下列問題：
（1）寫出由H₂和CO直接制備二甲醚的熱化學方程式為

 

．根據(jù)化學反應原理，分析增加壓強對直接制備二甲醚反應的影響

 

．
（2）有研究者在催化劑（含Cu-Zn-Al-O和Al₂O₃）、壓強為5.0MPa的條件下，由H₂和CO直接制備二甲醚，結果如圖甲所示．其中CO轉化率隨溫度升高而降低的原因是

 

．
（3）由CO和H₂在催化劑作用下，也可以合成甲醇．反應原理為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．
①對于氣相反應，用某組分（B）的平衡壓強（P_B）代替物質的量濃度（c_B）也可以平衡常數(shù)（記作K_P），則以上反應K_P=

 

；
②在容積均為1L的密閉容器（a、b、c、d、e）中，分別充入1mol CO和2mol H₂等量混合氣體，在不同的溫度下（溫度分別為T₁、T₂、T₃、T₄、T₅），經(jīng)相同的時間，在t時刻，測得容器甲醇的體積分數(shù)（如圖乙所示）．解析在T₁～T₂及T₄～T₅二個溫度區(qū)間，容器內甲醇的體積分數(shù)如圖乙所示的變化趨勢，其原因是

 

．
③在不改變反應物用量情況下，將容器c中的平衡狀態(tài)轉變到容器d中的平衡狀態(tài)，可采取的措施有（寫出2點）

 

、

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的影響因素,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算

專題：化學反應中的能量變化,化學平衡專題

分析：（1）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律進行計算，依據(jù)計算得到的反應結合化學平衡移動原理分析判斷增大壓強的影響；
（2）依據(jù)化學平衡移動原理分析；
（3）①根據(jù)平衡常數(shù)的定義列出表達式；
②根據(jù)影響化學反應速率和化學平衡的因素進行判斷得出正確結論．a、b沒有達到平衡狀態(tài)，c、d、e達到平衡狀態(tài)；
③根據(jù)影響化學平衡的因素進行判斷得出正確結論．

解答： 解：（1）Ⅰ、CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H₁=-90.1kJ?mol^-1
Ⅳ、2CH₃OH（g）═CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₄=-24.5kJ?mol^-1
依據(jù)蓋斯定律Ⅰ×2+Ⅳ得到：2CO（g）+4H₂（g）=CH₃OCH₃+H₂O（g），△H=-204.7kJ?mol^-1；
該反應是氣體體積減小的反應，增加壓強，平衡正向進行，反應速率加快，CO和H₂的轉化率增大，CH₃OCH₃產率增加，
故答案為：2CO（g）+4H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+H₂O（g），△H=-204.7kJ?mol^-1；增大壓強，化學反應速率增大，平衡正向移動，CO和H₂轉化率增大，CH₃OCH₃產率增加；
（2）CO轉化率隨溫度升高而降低，是因為反應是放熱反應，升溫平衡逆向進行，故答案為：反應放熱，溫度升高，平衡逆向移動；
（3）①平衡常數(shù)指的是：生成物濃度之冪或分壓力的乘積與反應物濃度的冪或分壓力的乘積之間的比值，故K_P=

c(CH3OH)

c(CO)c2(H2)

，
故答案為：

c(CH3OH)

c(CO)c2(H2)

；
②反應進行到t時刻時，a、b沒有達到平衡狀態(tài)，c、d、e達到平衡狀態(tài)，故T₁-T₂區(qū)間，化學反應未達到平衡狀態(tài)，溫度越高，化學反應速率越快，所以甲醇的體積分數(shù)隨著溫度的升高而提高．T₃-T₄區(qū)間，化學反應已達到平衡狀態(tài)，由于正反應為放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以甲醇的體積分數(shù)減少，
故答案為：T₁-T₂區(qū)間，化學反應未達到平衡狀態(tài)，溫度越高，化學反應速率越快，所以甲醇的體積分數(shù)隨著溫度的升高而提高．T₃-T₄區(qū)間，化學反應已達到平衡狀態(tài)，由于正反應為放熱反應，溫度升高平衡向逆反應方向移動，所以甲醇的體積分數(shù)減少；
③將容器c中的平衡狀態(tài)轉變到容器d中的平衡狀態(tài)，即降低甲醇的含量，使平衡逆向移動，可采取的措施有：升溫、減壓，
故答案為：升溫；降壓．

點評：本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的應用，化學平衡移動原理的分析判斷，平衡常數(shù)的表示方法，題目難度中等．