Question

10．甲醇是重要的燃料，有廣闊的應用前景：工業上一般以CO和為原料合成甲醇，該反應的熱化學方程式為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1
（1）下列措施中有利于增大該反應的反應速率且利于反應正向進行的是C．
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）已知：CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO₂（g0△H₂=-283kJ•mol^-1
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g0△H₃=-242kJ•mol^-1
則表示1mol氣態甲醇完全燃燒生成CO₂和水蒸氣時的熱化學方程式為CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ•mol^-1
（3）在容積為2L的恒容容器中，分別研究在三種不同溫度下合成甲醇，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2mol）與CO平衡轉化率的關系．請回答：
①在圖中三條曲線，對應的溫度由高到低的順序是Z＞Y＞X
②利用a點對應的數據，計算出曲線Z在對應溫度下CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g）的平衡常數：K=0.25；
（4）恒溫下，分別將1molCO和2molH₂置于恒容容器I和恒壓容器Ⅱ中（兩容器起始容積相同），充分反應．
①達到平衡所需時間是I＞Ⅱ（填“＞”、“＜”或“=”，下同）．達到平衡后，兩容器中CH₃OH的體積分數關系是I＜Ⅱ．
②平衡時，測得容器工中的壓強減小了30%，則該容器中CO的轉化率為45%．

Answer 1

分析 （1）根據平衡移動原理進行判斷，溫度升高，反應速率加快，使用催化劑，反應速率加快；
（2）根據蓋斯定律和題中熱化學方程式，根據反應
①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；△H₁=-116kJ•mol^-1 
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ•mol^-1，
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₃=-242kJ•mol^-1 ，
根據蓋斯定律：①-②-③×2得寫出甲醇完全燃燒生成二氧化碳的熱化學方程式；
（3）①合成甲醇的反應是放熱反應，溫度升高，轉化率降低，依據圖象變化分析判斷；
②a點時，CO轉化率50%，反應消耗了2mol×50%=1molCO，消耗氫氣2mol，圖象中可知，起始量氫氣物質的量n（H₂）=1.5n（CO）=3mol，剩余1molCO，n（H₂）=3mol-2mol=1mol，生成1mol甲醇，結合化學平衡三段式列式計算平衡濃度，根據平衡常數表達式和一氧化碳的轉化率求算，K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$；
（4）①恒溫下，分別將1molCO和2molH₂置于恒容容器I和恒壓容器Ⅱ中，反應前后氣體體積減小，恒壓容器中體積減小是相當于恒容容器達到平衡狀態下，增大壓強對平衡的影響，壓強增大，反應速率增大，達到平衡需要的時間短，恒壓容器中甲醇含量增大；
②平衡時，測得容器Ⅰ中的壓強減小了30%，氣體物質的量減小30%，結合化學平衡三段式列式計算；
            CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol） 1        2         0
變化量（mol） x       2x         x
平衡量（mol） 1-x     2-2x       x
3-2x=3-3×30%
x=0.45mol
轉化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%．

解答 解：（1）有利于增大該反應的反應速率且利于反應正向進行結合化學平衡移動原理分析．
A、隨時將CH₃OH與反應混合物分離，減小生成物的濃度，利于反應正向進行，但反應速率減小，故A錯誤；
B、反應是放熱反應，溫度降低，利于反應正向進行，但反應速率變小，故B錯誤；
C、反應前后氣體體積減小，壓強增大，利于反應正向進行，反應速率加快，故C正確；
D、使用催化劑，反應速率加快，不改變化學平衡，不能利于反應正向進行，故D錯誤；
故選C；
（2）根據反應①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；△H₁=-116kJ•mol^-1，
  ②CO（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ•mol^-1，
  ③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₃=-242kJ•mol^-1 ，
根據蓋斯定律：①-②-③×2得：
 CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ•mol^-1，
故答案是：CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ•mol^-1；
（3）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對應的溫度最高，X對應的一氧化碳轉化率最大，溫度最低，Y介于二者之間，在圖中三條曲線，對應的溫度由高到低的順序是Z＞Y＞X；
故答案是：Z＞Y＞X；
  ②a點時，CO轉化率50%，反應消耗了2mol×50%=1molCO，消耗氫氣2mol，圖象中可知，起始量氫氣物質的量n（H₂）=1.5n（CO）=3mol，剩余1molCO，n（H₂）=3mol-2mol=1mol，生成1mol甲醇，
             CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol） 2        3         0
變化量（mol） 1        2         1
平衡量（mol） 1        1          1
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，
帶入表達式得：K=$\frac{0.5mol/L}{0.5mol/L×（0.5mol/L）^{2}}$=4L²•mol^-2，
曲線Z在對應溫度下CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g）的平衡常數為上述平衡常數的倒數=0.25；
故答案是：0.25；
（4）①恒溫下，分別將1molCO和2molH₂置于恒容容器I和恒壓容器Ⅱ中，發生反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1 ；反應前后氣體體積減小，恒壓容器中體積減小是相當于恒容容器達到平衡狀態下，增大壓強對平衡的影響，壓強增大，反應速率增大，達到平衡需要的時間短，ⅠⅡ達到平衡所需時間Ⅰ＞Ⅱ，達到平衡后，恒壓容器中平衡正向進行，所以兩容器中CH₃OH的體積分數Ⅰ＜Ⅱ；
故答案為：＞，＜；
②平衡時，測得容器Ⅰ中的壓強減小了30%，氣體物質的量減小30%
            CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol） 1        2         0
變化量（mol） x       2x         x
平衡量（mol） 1-x     2-2x       x
測得容器Ⅰ中的壓強減小了30%，氣體物質的量減小30%
3-2x=3-3×30%
x=0.45mol
則該容器中CO的轉化率=$\frac{0.45mol}{1mol}$×100%=45%；
故答案為：45%．

點評 本題考查了影響反應速率的因素及反應平衡常數的計算、熱化學方程式的書寫等知識，注意蓋斯定律的應用，本題難度中等．