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（g）△H₂=-283kJ•mol^-1
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△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，如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I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）升高溫度、增大壓強、使用催化劑等均可加快反應速率，結合平衡移動原理分析解答；
（2）已知：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）；
（3）①合成甲醇是放熱反應，溫度升高，CO的轉化率降低；
②a點時，CO轉化率50%，反應消耗了2mol×50%=1molCO，圖象中可知，起始量氫氣物質的量n（H₂）=1.5n（CO）=3mol，則：
            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
再根據K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$計算平衡常數，相同溫度下CH₃OH（g）═CO（g）+2H₂（g）的平衡常數與 CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數互為倒數；
（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，正反應為氣體體積減小的反應，隨反應進行氣體物質的量減小，I中壓強減小，壓強越大反應速率越快，Ⅱ中平衡等效再I中平衡基礎上增大壓強，平衡正向移動；
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%，即減少（1+2）mol×30%=0.9mol，利用差量法計算參加反應CO的物質的量，進而計算CO轉化率．

解答 解：（1）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．正反應為氣體積減小的反應，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，不影響化學平衡移動，故D錯誤；
故選：C；
（（2）已知：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，
故答案為：CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ•mol^-1；
（3）①反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1，是放熱反應，溫度越高，CO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，圖象中可知，起始量氫氣物質的量n（H₂）=1.5n（CO）=3mol，則：
             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
容器容積為2L，則平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{0.5}{0.5×0．{5}^{2}}$=4，相同溫度下CH₃OH（g）═CO（g）+2H₂（g）的平衡常數=$\frac{1}{4}$=0.25，
故答案為：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，正反應為氣體體積減小的反應，隨反應進行氣體物質的量減小，I中壓強減小，壓強越大反應速率越快，達到平衡需要的時間短，故達到平衡所需時間Ⅰ＞Ⅱ；
Ⅱ中平衡等效再I中平衡基礎上增大壓強，平衡正向移動，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%，即減少（1+2）mol×30%=0.9mol，則：
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）物質的量減小△n
1                                2
0.45mol                          0.9mol
則該容器中CO的轉化率=$\frac{0.45mol}{1mol}$×100%=45%，
故答案為：45%．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、化學平衡圖象、化學反應速率影響因素、化學平衡常數、熱化學方程式的書寫等知識，是對學生綜合能力的考查，難度中等．