Question

在密閉容器中進行反應①Fe（s）+C0₂（g）?FeO（s）+CO（g）△H₁=akJ?mol^一1反應②2CO（g）+0₂（g）?2C0₂（g）△H₂=b kJ?mol^-1反應③2Fe（s）+0₂（g）?2FeO（s）△H₃
（1）△H₃=

 

（用含a、b的代數式表示）．
（2）反應①的化學平衡常數表達式K=

 

，已知500℃時反應①的平衡常數K=1.0，在此溫度下2L密閉容器中進行反應①，Fe和C0₂的起始量均為2.0mol，達到平衡時CO₂的轉化率為

 

，CO的平衡濃度為

 

．
（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是C0₂濃度的兩倍，則a

 

0（填“＞”、“＜”或“=”）．為了加快化學反應速率且使體系中CO的物質的量增加，其他條件不變時，可以采取的措施有

 

（填序號）．
A．縮小反應器體積    B．再通入CO₂    c．升高溫度    D．使用合適的催化劑．

Answer 1

考點：用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,化學平衡的影響因素,化學平衡的計算

專題：化學反應中的能量變化,化學平衡專題

分析：（1）依據熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需讓化學方程式，得到反應焓變；
（2）化學平衡常數，是指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值，據此書寫反應①的平衡常數，注意固體不需要寫出；
令平衡時參加反應的二氧化碳的物質的量為xmol，利用三段式表示出平衡時各組分的物質的量，氣體的化學計量數都為1，前后氣體的物質的量相等，用物質的量代替濃度代入平衡常數計算x的值，再利用轉化率定義計算二氧化碳的轉化率；
根據參加反應的二氧化碳的物質的量計算生成的CO的物質的量，再根據c=

n

V

計算c（CO）；
（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是C0₂濃度的兩倍，說明升高溫度平衡向正反應移動，據此判斷a值的符號，根據平衡移動原理進行分析解答；

解答： 解：（1）①Fe（s）+C0₂（g）?FeO（s）+CO（g）△H₁=akJ?mol^-1
②2CO（g）+0₂（g）?2C0₂（g）△H₂=b kJ?mol^-
③2Fe（s）+0₂（g）?2FeO（s）△H₃
由蓋斯定律①×2+②得到：2Fe（s）+0₂（g）?2FeO（s）△H₃=（2a+b）kJ?mol^-1，
故答案為：（2a+b）kJ?mol^-1；
（2）反應Fe（s）+CO₂（g）═FeO（s）+CO（g）的平衡常數K=

c(CO)

c(CO2)

，
令平衡時參加反應的二氧化碳的物質的量為xmol，則：
           Fe（s）+CO₂（g）═FeO（s）+CO（g）
開始（mol）：2                  0
變化（mol）：x                  x
平衡（mol）：2-x                 x
所以

x

2-x

=1，解得x=1，
故二氧化碳的轉化率為

1mol

2mol

×100%=50%，
故CO的平衡濃度c（CO）=

1mol

2L

=0.5mol/L，
故答案為：

c(CO)

c(CO2)

；50%；0.5mol/L；
（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是C0₂濃度的兩倍，對于反應①，說明升高溫度平衡向正反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應進行，故a＞0，
A．該反應前后氣體的物質的量不變，縮小反應器體積，壓強增大，平衡不移動，故A不符合；
B．通入CO₂ ，濃度增大，平衡向正反應移動，故B符合；
C．該反應正反應是吸熱反應，升高溫度到900℃，平衡向正反應移動，故C符合；
D．使用合適的催化劑，加快反應速率，平衡不移動，故D不符合；
故答案為：＞；BC；

點評：本題目綜合性較大，涉及反應速率計算、平衡常數、化學平衡計算、影響反應速率與化學平衡移動的因素、蓋斯定律與反應熱的計算等，難度中等．