Question

15．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景．工業上一般可采用下列反應合成甲醇：
CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H
（1）化學平衡常數（K）的表達式為$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$．
（2）下表所列數據是該反應在不同溫度下的化學平衡常數（K）

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.04	0.25	0.012

由表中數據判斷△H＜0 （填“＞”、“=”或“＜”）．
（3）某溫度下，將6mol CO和4.4mol H₂充入2L的密閉容器中，10min該反應達到平衡，測得c（CO）=2.4mol•L^-1，則用H₂表示的10min內該反應的反應速率為0.12mol•L^-1•min^-1，此時的溫度為300℃（從上表中選擇），H₂轉化率=54.5%．
（4）判斷該可逆反應達到化學平衡狀態的標志是③④⑥（填序號）．
①單位時間內，消耗2mol H₂，同時生成1molCH₃OH
②混合氣體的密度不再改變
③混合氣體的平均相對分子質量不再改變
④CO、H₂、CH₃OH的濃度均不再變化
⑤CO、H₂、CH₃OH的分子數目比為1：2：1
⑥混合氣體的總壓強不再變化．

Answer 1

分析 （1）平衡常數是指一定溫度下，可能反應到達平衡時生成物濃度系數次冪的乘積與反應物濃度系數次冪的乘積的比；
（2）由表中數據可知，隨溫度升高平衡常數減小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動；
（3）某溫度下，將6mol CO和4.4mol H₂充入2L的密閉容器中，10min該反應達到平衡，測得c（CO）=2.4mol•L^-1，則：
             CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
起始量（mol/L）：3      2.2       0
變化量（mol/L）：0.6    1.2       0.6
平衡量（mol/L）：2.4    1         0.6
根據v=$\frac{△c}{△t}$計算v（H₂）；計算平衡常數，判斷反應溫度；氫氣轉化率=$\frac{氫氣濃度變化量}{氫氣起始濃度}$×100%；
（4）當反應達到平衡狀態時，同種物質的正、逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發生變化，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態．

解答 解：（1）CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）的平衡常數表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$，
故答案為：$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$；
（2）由表中數據可知，隨溫度升高平衡常數減小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，而升高溫度平衡向吸熱反應移動，故正反應為放熱反應，即△H＜0，
故答案為：＜；
（3）某溫度下，將6mol CO和4.4mol H₂充入2L的密閉容器中，10min該反應達到平衡，測得c（CO）=2.4mol•L^-1，則：
             CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
起始量（mol/L）：3     2.2        0
變化量（mol/L）：0.6   1.2        0.6
平衡量（mol/L）：2.4   1          0.6
故v（H₂）=$\frac{1.2mol/L}{10min}$=0.12mol/（L．min）；
該溫度下平衡常數K=$\frac{0.6}{2.4×{1}^{2}}$=0.25，故反應溫度為300℃；氫氣轉化率=$\frac{1.2mol/L}{2.2mol/L}$×100%=54.5%；
故答案為：0.12；300℃；54.5%；
（4）①單位時間內消耗2mol H₂同時生成1molCH₃OH，均表示正反應速率，反應始終按該比例關系進行，故錯誤；
②混合氣體總質量不變，容器容積不變，混合氣體的密度始終不變，故錯誤；
③混合氣體總質量不變，隨反應進行混合氣體總的物質的量減小，混合氣體的平均相對分子質量增加，平均相對分子質量不再改變說明到達平衡，故正確；
④CO、H₂、CH₃OH的濃度均不再變化說明到達平衡，故正確；
⑤CO、H₂、CH₃OH的分子數目比與反應物起始投入量及轉化率有關，不一定等于化學計量數之比，故錯誤；
為1：2：1
⑥混合氣體總質量不變，隨反應進行混合氣體總的物質的量減小，恒溫恒容下混合氣體壓強減小，當混合氣體的總壓強不再變化說明到達平衡，故正確，
故選：③④⑥．

點評 本題考查化學平衡計算、平衡狀態判斷、反應速率計算、平衡常數等，注意判斷平衡的物理量應隨著反應的進行發生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態．