Question

4．氫氣是清潔能源，也是重要的化工原料．
（1）已知H₂S高溫熱分解制H₂的反應為H₂S（g）?H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g），在體積為2L的恒容密閉容器中，通入3.5mol H₂S，控制不同溫度進行H₂S的分解實驗，測得H₂S的平衡轉化率與溫度的關系如圖1所示．
①985℃時，反應經7min達到平衡，則上述反應從起始至7min內的反應速率v（S₂）=0.05molL^-1min^-1．
②反應S₂（g）+2H₂（g）?2H₂S（g）的△H＜（填“＞”或“＜”）0．
（2）使用石油熱裂解的副產物CH₄來制取CO和H₂，其生產流程如圖2所示．
①此流程的第Ⅰ步反應為CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g），一定條件下CH₄的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖3所示，則p₁＜（填“＜”“＞”或“=”）p₂．
②100℃時，將3mol CH₄和4mol H₂O通入容積為100L的恒密閉容器中，達到平衡時容器中CO（g）和H₂O（g）的濃度相同.100℃時該反應的平衡常數K=0.0216．

Answer 1

分析 （1）①根據在985℃時，H₂S的轉化率為40%，即可求出H₂S的物質的量的變化量，然后根據在反應中，物質的量的變化量之比等于計量數之比，即可求出S₂的物質的量的變化量，然后根據v=$\frac{△c}{△t}$來計算反應速率．
②據圖可知，溫度越高，H₂S的平衡轉化率越高，則說明升高溫度，反應H₂S=H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g）平衡右移，反應吸熱；
（2）①由圖可知溫度相同時，到達平衡時，壓強為P₁的CH₄轉化率高，反應為氣體體積增大的反應，減小壓強平衡向體積增大的方向移動，據此分析；
②依據化學平衡三段式列式計算平衡濃度結合平衡常數K=$\frac{c（CO）c{\;}^{3}（H{\;}_{2}）}{c（CH{\;}_{4}）c（H{\;}_{2}O）}$計算得到．

解答 解：（1）①985℃時，H₂S的轉化率為40%，H₂S的物質的量的變化量△n=3.5mol×40%=1.4mol，在反應中，物質的量的變化量之比等于計量數之比，故S₂的物質的量的變化量△n=$\frac{1}{2}$×1.4moL=0.7mol，故反應速率v（S₂）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{0.7}{2}}{7}$=0.05mol/（L•min），
故答案為：0.05 mol L^-1min ^-1；
②據圖可知，溫度越高，H₂S的平衡轉化率越高，則說明升高溫度，反應H₂S=H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g）平衡右移，反應吸熱，故反應S₂（g）+2H₂（g）=2H₂S（g）放熱，即△H＜0，故答案為：＜；
（2）①由圖可知溫度相同時，到達平衡時，壓強為P₁的CH₄轉化率高，平衡向正反應方向移動，又反應為氣體體積增大的反應，則減小壓強平衡向正反應方向移動，所以P₁＜P₂；故答案為：＜；
②100℃時，將3mol CH₄和4mol H₂O通入容積為100L的恒容密閉容器中，CO（g）和H₂O（g））的濃度相同，
               CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）
起始量（mol/L） 0.03    0.04       0        0
變化量（mol/L） 0.02    0.02     0.02     0.06
平衡量（mol/L） 0.01    0.02     0.02      0.06
平衡常數K=$\frac{c（CO）c{\;}^{3}（H{\;}_{2}）}{c（CH{\;}_{4}）c（H{\;}_{2}O）}$=$\frac{0.02×0.06{\;}^{3}}{0.01×0.02}$=0.0216；
故答案為：0.0216．

點評 本題綜合考查化學平衡的計算，為高考常見題型和高頻考點，側重考查學生的分析、計算能力，涉及利用蓋斯定律來解題和反應速率的求算、平衡的計算以及利用溫度對平衡轉化率的影響來分析反應吸熱還是放熱等，難度不大．