Question

隨著人類對溫室效應和資源短缺等問題的重視，如何降低大氣中CO₂的含量及有效地開發(fā)利用CO₂，引起了普遍的重視．

（1）目前工業(yè)上有一種方法是用CO₂來生產甲醇．一定條件下發(fā)生反應：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
圖1表示該反應進行過程中能量（單位為kJ?mol^-1）的變化．
①該反應是

放熱

（填“吸熱”或“放熱”）反應．
②反應體系中加入催化劑對反應熱是否有影響？

否

（填“是”或“否”）．
（2）若將6mol CO₂和8mol H₂充入2L的密閉容器中，測得H₂的物質的量隨時間變化的曲線如圖2所示（實線）．
①該條件下反應的平衡常數K=

0.5

．
②僅改變某一實驗條件再進行兩次實驗，測得H₂的物質的量隨時間變化如圖2中虛線所示，曲線I對應的實驗條件改變是

升高溫度

，曲線Ⅱ對應的實驗條件改變是

增大壓強

．
③下列措施中能使H₂轉化率增大的是

CD

．
A．升高溫度    B．充入He（g），使體系壓強增大     C．將H₂O（g）從體系中分離出來    D．再充入3mol CO₂
（3）如將CO₂與H₂以1：4的體積比混合，在適當的條件下可制得CH₄．
已知：
CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H₁=-890.3kJ?mol^-1
H₂（g）+

1

2

O₂（g）═H₂O（l）△H₂=-285.8kJ?mol^-1
寫出CO₂（g）與H₂（g）反應生成CH₄（g）與液態(tài)水的熱化學方程式

CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-252.9kJ?mol^-1

．

Answer 1

分析：（1）由圖象可知反應物總能量大于生成物總能量，反應為放熱反應，催化劑只改變反應的活化能，不能改變反應熱；
（2）①計算出平衡時各物質的濃度，可計算平衡常數；
②曲線I反應速率增大，氫氣的平衡物質的量較大，說明氫氣的轉化率減小，曲線Ⅱ反應速率增大，氫氣的平衡物質的量較小，結合影響化學平衡的因素判斷；
③使H₂轉化率增大，應使平衡向正反應方向移動；
（3）利用蓋斯定律計算反應熱．

解答：解：（1）①由圖象可知反應物總能量大于生成物總能量，反應為放熱反應，故答案為：放熱；
②催化劑只改變反應的活化能，不能改變反應熱，故答案為：否；
（2）①CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
起始（mol/L）   3         4        0        0
轉化（mol/L）   1         3        1        1
平衡（mol/L）   2         1        1        1
則k=

1×1

2×1

=0.5，
故答案為：0.5；
②曲線I反應速率增大，但轉化的氫氣的物質的量少，應是升高溫度，因該反應放熱，升高溫度平衡逆向移動，不利于氫氣的轉化，故曲線I是升高溫度；
曲線Ⅲ反應速率增大，轉化的氫氣的物質的量多，因增大壓強平衡正向移動，故應是增大壓強；
故答案為：升高溫度； 增大壓強；
③A．升高溫度，平衡向逆反應方向移動，氫氣的轉化率減小，故A錯誤；    
B．充入He（g），使體系壓強增大，但平衡不移動，故B錯誤；    
C．將H₂O（g）從體系中分離出來，可使平衡向正反應方向移動，故C正確；   
 D．再充入3mol CO₂，平衡向正反應方向移動，則氫氣的轉化率增大，故D正確．
故答案為：CD；
（3）已知：
①CH₄（g）+2O₂（g）═CO₂（g）+2H₂O（l）△H₁=-890.3kJ?mol^-1
②H₂（g）+

1

2

O₂（g）═H₂O（l）△H₂=-285.8kJ?mol^-1，
利用蓋斯定律，將②×4-①可得CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=4×（-285.8kJ?mol^-1）-（-890.3kJ?mol^-1）=-252.9kJ?mol^-1，
故答案為：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-252.9kJ?mol^-1．

點評：本題綜合考查化學平衡的計算、反應熱與焓變等知識，側重于化學平衡的移動以及蓋斯定律的考查，為高考常見題型，注意相關基礎知識的積累，難度不大．