Question

甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景．
（1）工業(yè)上一般可采用下列反應合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H
①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“＜”）．
②某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L的密閉容器中，5min該反應達到平衡，測得c（CO）=0.2mol/L，則用H₂表示的5min內該反應的反應速率為

 

，此時的溫度為

 

（從上表中選擇）．
③300℃時，向2L的密閉容器中投入CH₃OH（g）發(fā)生反應I，達平衡時CH₃OH（g）的分解率是50%，求起始投入CH₃OH（g）的物質的量

 

mol．
（2）在壓強為0.1MPa條件下，將a mol CO與 3a mol H₂的混合氣體在催化劑作用下能自發(fā)反應生成甲醇．若容器容積不變，下列措施可增加甲醇產率的是

 

．
A．升高溫度                        
B．將CH₃OH（g）從體系中分離
C．充入He，使體系總壓強增大       
D．再充入1mol CO和3mol H₂．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,化學平衡的影響因素

專題：化學平衡專題

分析：（1）①升高溫度，可逆反應向吸熱反應方向移動，根據平衡常數與溫度變化關系確定焓變；
②根據反應速率v=

△c

△t

計算出CO的反應速率，然后根據反應速率與化學計量數成正比計算出氫氣的反應速率；根據三段式計算出達到平衡時各組分的濃度，然后根據平衡常數表達式計算出此時的平衡常數，然后判斷溫度；
③設出反應開始投入一氧化碳的濃度，根據甲醇的分解率計算出達到平衡時各組分的濃度，然后利用該溫度下的平衡常數K=0.25列式計算；
（2）增加甲醇產率，應改變條件使平衡向正反應方向移動，根據平衡移動原理分析解答．

解答： 解：（1）①升高溫度，平衡向吸熱方向移動，由數據知，溫度越高，化學平衡常數越小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，所以正反應是放熱反應，即△H＜0，
故答案為：＜；
②5min內CO的平均反應速率為：v（CO）=

1mol/L-0.2mol/L

5min

=0.16mol/（L?min），
5min內氫氣的平均反應速率為：v（H₂）=2v（CO）=0.16mol/（L?min）×2=0.32mol/（L?min）；
反應開始前投入的CO、氫氣的濃度為：c（CO）=

2mol

2L

=1mol/L，c（H₂）=

6mol

2L

=3mol/L，
            CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
反應開始    1mol/L  3mol/L      0       
反應轉化    0.8mol/L 1.6mol/L  0.8mol/L
平衡時    0.2mol/L  1.4mol/L   0.8mol/L
該溫度下該反應的平衡常數為：K=

0.8

0.2×1．42

=2.04，對照標準數據可知，該反應溫度為250℃，
故答案為：0.32mol/（L?min）；250℃；
③設起始投入CH₃OH（g）的物質的量為x，達平衡時CH₃OH（g）的分解率是50%，分解的甲醇的濃度為0.5x，達到平衡時甲醇的濃度為0.5x，
則甲醇分解生成CO的濃度為0.5x，生成氫氣的濃度為x，
300℃時該反應的平衡常數為：K=

0.5x

0.5x×x2

=0.25，
解得：x=2mol/L，
初始加入甲醇的物質的量為：n=cV=2mol/L×2L=4mol，
故答案為：4；
（2）增加甲醇產率，應改變條件使平衡向正反應方向移動，
A．正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，甲醇的產率減小，故A錯誤；
B．將CH₃OH（g）從體系中分離，降低生成物的濃度，平衡向正反應方向移動，甲醇的產率增大，故B正確；
C．充入He，使體系總壓強增大，容器的容積不變，反應混合物各組分濃度不變，平衡不移動，甲醇的產率不變，故C錯誤；
D．再充入1mol CO和3mol H₂，可以等效為增大壓強，平衡向體積減小的正反應方向移動，甲醇的產率增大，故D正確，
故答案為：BD．

點評：本題考查化學反應速率、平衡常數、化學平衡計算、化學平衡的影響因素等知識，題目難度中等，試題綜合性較強、知識面廣，應加強平時知識的積累，試題側重考查學生的分析、理解能力及靈活應用所學知識的能力．