Question

(共10分) 甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景。工業(yè)上一般采用下列兩種反應合成甲醇。反應Ⅰ：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)，△H1

反應Ⅱ：C02(g)+3H2(g) CH30H(g)+ H2O(g)，△H2

下表所列數(shù)據(jù)是反應I在不同溫度下的化學平衡常數(shù)(K)：

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.O	0.27	0.012

（1）在一定條件下將2 molCO和6molH2充入2L的密閉容器中發(fā)生反應I，5min后測得c(CO)=0.4 mol／L，計算此段時間的反應速率(用H2表示) mol／(L·min)。

（2）由表中數(shù)據(jù)判斷△H1 0(填“>”、“<”或“=”)反應C02(g)+H2(g)CO(g)+H20(g)△H3= (用△H1和△H2表示)。

（3）若容器容積不變，下列措施可提高反應Ⅰ中CO轉化率的是 (選字母)。

a．充入CO，使體系總壓強增大

b．將CH3OH(g)從體系中分離

e．充入He，使體系總壓強增大

d．使用高效催化劑

（4）寫出反應Ⅱ的化學平衡常數(shù)表達式：K= ；保持恒溫恒容的條件下將反應Ⅱ的平衡體系各物質濃度均增加一倍，則化學平衡 (填“正向”、“逆向”或“不”)移動，平衡常數(shù)K (填“變大”、“變小”或“不變”)。

（5）這兩種合成甲醇的方法比較，原子利用率較高的是 (填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。

 

Answer 1

21.（1） 0.24 （2） ＜ , △H2 - △H1 （3） b

（4） C（CH3 OH）C（H2 O）/ C（C O2）C3（H2）, 正向 ；不變 （5） Ⅰ

【解析】

試題分析：（1）CO濃度變化量為2/2mol/L -0.4mol/L=0.6mol/L，v（CO）=0.6/5=0.12mol/（L?min），速率之比等于化學計量數(shù)之比，=v（H2）=2v（CO）=2×0.12mol/（L?min）=0.24mol/（L?min）;

（2）由表中數(shù)據(jù)可知，隨溫度升高，平衡常數(shù)K減小，說明溫度升高，平衡逆向進行，所以正向是放熱反應，即△H1 < 0；根據(jù)蓋斯定律，C02(g)+H2(g) CO(g)+H20(g)△H3=△H2 - △H1；

（3）a．充入CO，使體系總壓強增大，平衡向正反應移動，但CO的轉化率降低，a錯誤；b．將CH3OH（g）從體系中分離，平衡向正反應方向移動，CO轉化率增大，b正確；c．充入He，使體系總壓強增大，各物質的濃度不變，平衡不移動，CO轉化率不變，c錯誤；d．使用高效催化劑，不能改變平衡，d錯誤；選b；（4）（4）反應Ⅱ：CO2（g）+3H2（g）?CH3OH（g）+H2O（g）的平衡常數(shù)k=；保持恒溫恒容的條件下將反應Ⅱ的平衡體系各物質濃度均增加一倍，根據(jù)等效平衡理論，相當于增大壓強，則化學平衡正向移動，因為溫度不變，平衡常數(shù)K也不變；（5）這兩種合成甲醇的方法比較，原子利用率較高的是Ⅰ（為100%）。

考點：考查化學反應速率的計算，化學平衡常數(shù)，影響平衡的因素，平衡轉化率等知識。