Question

9．甲醇是一種可再生能源，具有開發和應用的廣闊前景，工業上一般可采用如下反應來合成甲醇：2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）；
（1）判斷反應達到平衡狀態的依據是cd（填序號）．
a． 生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等      b． 混合氣體的密度不變
c． 混合氣體的平均相對分子質量不變         d． CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發生變化
（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	2.041	0.270	0.012

①該反應的平衡常數表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）．c（CO）}$，△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）．
②要提高CO的轉化率，可以采取的措施是df（填序號）．
a．升溫  b．加入催化劑  c．增加CO的濃度  d．加入H₂加壓  e．加入惰性氣體加壓  f．分離出甲醇
③300℃時，將容器的容積壓縮到原來的$\frac{1}{2}$，在其他條件不變的情況下，對平衡體系產生的影響是CD（填字母）．
A．c（H₂）減少                    B．正反應速率加快，逆反應速率減慢
C．CH₃OH 的物質的量增加           D．重新平衡時c（H₂）/c（CH₃OH）減小
④某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L的密閉容器中，充分反應10min后，達到平衡時測得c（CO）=0.2mol/L，則CO的轉化率為80%，此時的溫度為250℃．以CH₃OH表示該過程的反應速率v（CH₃OH）=0.08mol/（L•min）．
（3）如圖表示在溫度分別為T₁、T₂時，平衡體系中H₂的體積分數隨壓強變化曲線，A、C兩點的反應速率A＜C（填“＞”、“=”或“＜”，下同），A、C兩點的化學平衡常數A=C，由狀態B到狀態A，可采用升溫的方法（填“升溫”或“降溫”）；
（4）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-b kJ•mol^-1
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ•mol^-1
則CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=$\frac{b-a-4c}{2}$kJ•mol^-1 ．

Answer 1

分析 （1）可逆反應達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，且反應體系中各物質的物質的量不變、物質的量濃度不變、百分含量不變以及由此引起的一系列物理量不變；
（2）①該反應平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）．c（CO）}$；升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，升高溫度平衡常數減小，說明平衡逆向移動；
②要提高CO轉化率，應該使平衡向正反應方向移動，但不能通過增大CO濃度改變；
③在其他條件不變的情況下，300℃時，將容器的容積壓縮到原來的$\frac{1}{2}$，相當于增大壓強，正逆反應速率都增大，平衡正向移動；
④開始時，c（CO）=$\frac{2mol}{2L}$=1mol/L，CO的轉化率=$\frac{（1-0.2）mol/L}{1mol/L}×100%$；平衡時c（CH₃OH）=c（CO） _（反應）=（1-0.2）mol/L=0.8mol/L，c（H₂）=$\frac{6mol}{2L}$-2×（1-0.2）mol/L=1.4mol/L，根據濃度商與平衡常數關系確定反應溫度；先計算CO反應速率，再根據同一可逆反應中同一段時間內各物質的反應速率之比等于其計量數之比計算甲醇的反應速率；
（3）相同溫度下，壓強越大反應速率越大；相同溫度下，化學平衡常數相等；由B到A，氫氣體積分數增大，則平衡逆向移動，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；
（4）根據蓋斯定律計算反應熱．

解答 解：（1）a． 無論反應是否達到平衡狀態都存在生成CH₃OH的速率與消耗CO的速率相等，所以不能據此判斷平衡狀態，故錯誤；      
b． 反應前后氣體質量不變、容器體積不變，所以無論反應是否達到平衡狀態，混合氣體的密度始終不變，所以不能據此判斷平衡狀態，故錯誤；
c．該反應是一個反應前后氣體計量數之和減小的反應，反應前后氣體質量不變，所以反應前后氣體平均相對分子質量改變，當混合氣體的平均相對分子質量不變時，該反應達到平衡狀態，故正確；         
d． CH₃OH、CO、H₂的濃度都不再發生變化時，正逆反應速率相等，該反應達到平衡狀態，故正確；
故選cd；
（2）①該反應平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）．c（CO）}$；升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，升高溫度平衡常數減小，說明平衡逆向移動，則△H＜0，
故答案為：$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）．c（CO）}$；＜；
②a．正反應是放熱反應，升溫平衡逆向移動，則CO的轉化率降低，故錯誤；
b．加入催化劑只改變反應速率不影響平衡移動，CO的轉化率不變，故錯誤；
c．增加CO的濃度平衡正向移動，但CO的轉化率降低，故錯誤；
d．加入H₂加壓平衡正向移動，CO的轉化率增大，故正確；
e．加入惰性氣體加壓，CO、氫氣和甲醇的濃度不變，平衡不移動，CO的轉化率不變，故錯誤；
f．分離出甲醇，平衡正向移動，CO的轉化率增大，故正確；
故選d f；   
③在其他條件不變的情況下，300℃時，將容器的容積壓縮到原來的$\frac{1}{2}$，相當于增大壓強，正逆反應速率都增大，平衡正向移動，
A．體積減小，平衡正向移動，但c（H₂）增大量大于參加反應的增大濃度，所以平衡時氫氣濃度增大，故錯誤；
B．增大壓強，正逆反應速率都增大，故錯誤；
C．增大壓強平衡正向移動，則CH₃OH 的物質的量增加，故正確；           
D．平衡正向移動，氫氣物質的量減小、甲醇物質的量增大，則重新平衡時c（H₂）/c（CH₃OH）減小，故正確；
故選CD；   
④開始時，c（CO）=$\frac{2mol}{2L}$=1mol/L，CO的轉化率=$\frac{（1-0.2）mol/L}{1mol/L}×100%$=80%；平衡時c（CH₃OH）=c（CO） _（反應）=（1-0.2）mol/L=0.8mol/L，c（H₂）=$\frac{6mol}{2L}$-2×（1-0.2）mol/L=1.4mol/L，根據濃度商=$\frac{0.8}{1．{4}^{2}×0.2}$=2.041，所以該溫度是250℃；
v（CO）$\frac{（1-0.2）mol/L}{10min}$=0.08mol/（L．min），再根據同一可逆反應中同一段時間內各物質的反應速率之比等于其計量數之比得甲醇的反應速率為0.08mol/（L．min），故答案為：80%；250℃；0.08；
（3）相同溫度下，壓強越大反應速率越大，C點壓強大于A，所以反應速率A＜C；相同溫度下，化學平衡常數相等，所以A、C點溫度相等；由B到A，氫氣體積分數增大，則平衡逆向移動，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，所以改變條件是升高溫度；
故答案為：＜；=；升溫；    
（4）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-b kJ•mol^-1
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ•mol^-1
則將方程式$\frac{①+4③-②}{2}$得CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l），則△H=$\frac{b-a-4c}{2}$kJ/mol，
故答案為：$\frac{b-a-4c}{2}$．

點評 本題考查化學平衡有關計算、化學平衡狀態判斷、蓋斯定律等知識點，為高頻考點，注意：只有反應前后改變的物理量才能作為平衡狀態的判斷依據，化學平衡常數只與溫度有關，與物質濃度及壓強無關，為易錯點．