Question

20．煤氣化和液化是現(xiàn)代能源工業(yè)中重點(diǎn)考慮的能量綜合利用方案．最常見的氣化方法為用煤生成水煤氣，而當(dāng)前比較流行的液化方法用煤生成CH₃OH．
（1）已知：CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂
2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
則反應(yīng)CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g） 的△H=△H₁+$\frac{△{H}_{2}-△{H}_{3}}{2}$．
（2）如圖1是該反應(yīng)在不同溫度下CO的轉(zhuǎn)化率隨時間變化的曲線．
①T₁和T₂溫度下平衡常數(shù)大小關(guān)系是K₁＞K₂（填“＞”“＜”或“=”）．
②由CO合成甲醇時，CO在250℃、300℃、350℃下達(dá)到平衡時轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系曲線如圖2所示，則曲線c所表示的溫度為350℃，實(shí)際生產(chǎn)條件控制在250℃、1.3×10⁴kPa左右，選擇此壓強(qiáng)的理由是在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失．
③以下有關(guān)該反應(yīng)的說法正確的是AD（填序號）．
A．恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，則可逆反應(yīng)達(dá)到平衡
B．一定條件下，H₂的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡
C．使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時間并提高CH₃OH的產(chǎn)率
D．某溫度下，將2molCO和6molH₂充入2L密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測得c（CO）=0.2mol/L，則CO的轉(zhuǎn)化率為80%
（3）一定溫度下，向2L固定體積的密閉容器中加入1molCH₃OH，發(fā)生反應(yīng)：CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g），H₂的物質(zhì)的量隨時間變化的曲線如圖3所示．0～2min內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（CH₃OH）=0.125mol•L^-1•min^-1；該溫度下，CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)K=4L²•mol^-2；相同溫度下，若開始加入CH₃OH（g）的物質(zhì)的量是原來的2倍，則D 是原來的2倍．
A．平衡常數(shù)      B．CH₃OH的平衡濃度     C．達(dá)到平衡的時間   D．平衡時氣體的密度．

Answer 1

分析 （1）已知：①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
可利用蓋斯定律將①+$\frac{1}{2}×$②-$\frac{1}{2}×$③計算CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g） 的△H$\frac{△{H}_{2}-△{H}_{3}}{2}$；
（2）①由圖象可知升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，說明平衡逆向移動；
②升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高，即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失；
③A．反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡；
B．無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，都存在H₂的消耗速率是CO的消耗速率的2倍；
C．催化劑不能使平衡發(fā)生移動；
D．計算c（CO）以及剩余CO的物質(zhì)的量，可計算轉(zhuǎn)化率．
（3）平衡時氫氣的濃度為0.5mol/L，v（H₂）=$\frac{0.5mol/L}{2miqn}$=0.25mol•L^-1•min^-1，則v（CH₃OH）=0.125mol•L^-1•min^-1，計算平衡濃度，可計算平衡常數(shù)，CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)是該反應(yīng)的逆反應(yīng)，體積不變的容器中，反應(yīng)物與生成物全是氣體，質(zhì)量加倍，密度加倍．

解答 解：（1）已知：①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）△H₃
則由①+$\frac{1}{2}×$②-$\frac{1}{2}×$③可得CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g） 的△H=（△H₁+$\frac{△{H}_{2}-△{H}_{3}}{2}$），
故答案為：△H₁+$\frac{△{H}_{2}-△{H}_{3}}{2}$；
（2）①由圖象可知升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，說明平衡逆向移動，則K減小，即K₁＞K₂，故答案為：＞；
②升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高，即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失，
故答案為：350；在1.3×10⁴kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失；
③A．反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡，故A正確；
B．無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，都存在H₂的消耗速率是CO的消耗速率的2倍，不能判斷是否達(dá)到平衡狀態(tài)，故B錯誤；
C．使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時間，但不能使平衡發(fā)生移動，故C錯誤；
D．某溫度下，將2molCO和6molH₂充入2L密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測得c（CO）=0.2mol/L，則剩余0.4molCO，則CO的轉(zhuǎn)化率為$\frac{2mol-0.4mol}{2mol}×100%$=80%，故D正確．
故答案為：AD；
（3）平衡時氫氣的濃度為0.5mol/L，v（H₂）=$\frac{0.5mol/L}{2miqn}$=0.25mol•L^-1•min^-1，則v（CH₃OH）=0.125mol•L^-1•min^-1，
                  CH₃OH（g）?CO（g）+2H₂（g）
反應(yīng)前濃度（mol/L ）0.5        0       0
反應(yīng)的濃度（mol/L ）0.25      0.25    0.5
反應(yīng)的濃度（mol/L ）0.25      0.25    0.5
代入公式K=$\frac{0.5×0.5×0.25}{0.25}$=0.25，求得該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)為0.25（mol•L）²．
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)是該反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以系數(shù)是其倒數(shù)，應(yīng)為4，
體積不變的容器中，反應(yīng)物與生成物全是氣體，質(zhì)量加倍，故密度加倍，
故答案為：0.125mol•L^-1•min^-1； 4 L²•mol^-2； D．

點(diǎn)評 本題考查化學(xué)平衡計算與影響因素、平衡常數(shù)、化學(xué)反應(yīng)速率計算及影響因素、化學(xué)平衡圖象等，為高考常見題型，側(cè)重于學(xué)生的分析能力和計算能力的考查，注意理解掌握平衡移動原理，難度中等．