Question

7．甲醇是一種新型燃料，甲醇燃料電池即將從實驗室走向工業化生產．工業上一般以CO和H₂為原料合成甲醇，該反應的熱化學方程式為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1
（1）下列措施中既有利于增大反應速率又有利于提高CO轉化率的是D．
A．隨時將CH₃OH與反應混合物分離
B．降低反應溫度
C．增大體系壓強
D．使用高效催化劑
（2）在容積為1L的恒容容器中，分別研究在230℃、250℃、270℃三種溫度下合成甲醇的規律．右圖是上述三種溫度下不同的H₂和CO的起始組成比（起始時CO的物質的量均為1mol）與CO平衡轉化率的關系．請回答：
①在上述三種溫度中，曲線Z對應的溫度是270℃
②利用圖中a點對應的數據，計算出曲線Z在對應溫度下CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數 K=4L²•mol^-2．
（3）在某溫度下，將一定量的CO和H₂投入10L的密閉容器中，5min時達到平衡，各物質的物質的濃度（mol•L^-1）變化如下表所示：

	0min	5min	10min
CO	0.1		0.05
H2	0.2		0.2
CH3OH	0	0.04	0.05

若5min～10min只改變了某一條件，所改變的條件是增大H₂的濃度；且該條件所改變的量是增大了0.1mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）根據平衡移動原理進行判斷，溫度升高、壓強增大、使用催化劑，反應速率加快，提高CO轉化率需要改變條件平衡正向進行；
（2）①合成甲醇的反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向進行，反應物轉化率降低，方向圖象曲線變化判斷；
②根據一氧化碳的轉化率求算各物質的平衡濃度，該反應的平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$，帶入計算得到平衡常數；
（3）根據5min和10min時各物質濃度的變化來確定改變條件，反應達到平衡時，根據反應方程式知各物理量之間的關系式知，c（CO）=0.1mol/L-0.04mol/L=0.06mol/L，C（H₂）=0.2mol/L-0.08mol/L=0.12mol/L，10min時，c（CO）減小，c（H₂）增大，c（CH₃OH）增大，則平衡向正反應方向移動，但氫氣濃度增大，所以改變的物理量是增大了氫氣的濃度．

解答 解：（1）A、隨時將CH₃OH與反應混合物分離，CH₃OH的濃度減小，反應速率降低，故A錯誤；
B、溫度降低，平衡正向進行，但反應速率變小，故B錯誤；
C、增大體系壓強，平衡正向進行，壓強增大，反應速率加快，一氧化碳轉化率增大，故C正確；
D、使用催化劑，反應速率加快，但平衡不變，不能提高CO轉化率，故D錯誤；
故選D，
故答案為：D；
（2）①根據反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1，是放熱反應，溫度越高，轉化率越低，所以曲線Z對應的溫度是270℃，
故答案是：270℃；
  ②CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），該反應的平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$，a點時，CO轉化率50%，反應消耗了2mol×50%=1molCO，消耗氫氣2mol，剩余1molCO，n（H₂）=3mol-2mol=1mol，生成1mol甲醇，a點各組分的濃度是：c（CH₃OH）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，c（CO）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，c（H₂）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，
帶人表達式得：K=$\frac{0.5mol/L}{0.5mol/L×（0.5mol/L）^{2}}$=4L²•mol^-2，
故答案是：4L²•mol^-2；
（3）反應達到平衡時，根據反應方程式知各物理量之間的關系式知，c（CO）=0.1mol/L-0.04mol/L=0.06mol/L，C（H₂）=0.2mol/L-0.08mol/L=0.12mol/L，10min時，c（CO）減小，c（H₂）增大，c（CH₃OH）增大，則平衡向正反應方向移動，但氫氣濃度增大，所以改變的物理量是增大了氫氣的濃度，氫氣濃度增大了0.2mol/L-0.12mol/L+0.02mol/L=0.1mol/L，
故答案為：增大H₂的濃度；增大了0.1 mol•L^-1．

點評 本題考查了化學平衡移動原理、蓋斯定律、氧化還原反應的配平等知識點，氧化還原反應根據得失電子相等進行配平即可，難點化學平衡移動的分析，要結合濃度該變量來確定改變條件，難度中等．