Question

2．為了有效的控制CO₂的排放，工業(yè)上有一種方法是用CO₂來生產(chǎn)燃料甲醇．為探究反應(yīng)原理，現(xiàn)進行如下實驗，在體積為1L的密閉容器中，充入1molCO₂和3molH₂，在500℃下發(fā)生反應(yīng)：CO₂（g）+3H₂（g）$\frac{\underline{\;\;\;\;\;催化劑\;\;\;\;\;}}{加熱，加壓}$CH₃OH（g）；△H＜0．進行試驗時所得實驗圖象如下則下列描述錯誤的是（　�。�

• A． 平衡時該反應(yīng)的平衡常數(shù)=$\frac{16}{3}（mol/L）^{-2}$
• B． 平衡時CO₂的轉(zhuǎn)化率為50%
• C． t₂時刻改變的條件是高溫度
• D． 在0-3min時H₂的反應(yīng)速率為0.5mol•（L•min）^-1

Answer 1

分析 A、開始時c（CO₂）=1mol/L、c（H₂）=3mol/L，平衡時c（CO₂）=0.25mol/L，c（CH₃OH）=c（H₂O）=0.75mol/L，則c（H₂）=3mol/L-0.75mol/L×3=0.75mol/L，
                 CO₂（g）+3H₂（g）$\frac{\underline{\;\;\;\;\;催化劑\;\;\;\;\;}}{加熱，加壓}$CH₃OH（g）+H₂O（g）；
起始量（mol/L）    1        3                     0        0
變化量（mol/L）    0.75     2.25                  0.75     0.75
平衡量（mol/L）   0.25      0.75                  0.75     0.75
用化學(xué)平衡濃度計算平衡常數(shù)，平衡常數(shù)等于生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應(yīng)物平衡濃度冪次方乘積；
B、先根據(jù)濃度變化計算平衡時各物質(zhì)的濃度，轉(zhuǎn)化率=$\frac{消耗量}{起始量}$×100%；
C、反應(yīng)是放熱反應(yīng)，升高溫度反應(yīng)速率都增大，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動；
D、由圖可知，3min時甲醇的濃度變化為0.5mol/L，由方程式可知氫氣的濃度變化等于甲醇的濃度變化量3倍為1.5mol/L，結(jié)合反應(yīng)速率v=$\frac{△c}{△t}$計算．

解答 解：A、開始時c（CO₂）=1mol/L、c（H₂）=3mol/L，平衡時c（CO₂）=0.25mol/L，c（CH₃OH）=c（H₂O）=0.75mol/L，則c（H₂）=3mol/L-0.75mol/L×3=0.75mol/L，
                 CO₂（g）+3H₂（g）$\frac{\underline{\;\;\;\;\;催化劑\;\;\;\;\;}}{加熱，加壓}$CH₃OH（g）+H₂O（g）；
起始量（mol/L）    1        3                     0        0
變化量（mol/L）    0.75     2.25                  0.75     0.75
平衡量（mol/L）   0.25      0.75                  0.75     0.75
K=$\frac{0.75×0.75}{0.25×0.7{5}^{3}}$=$\frac{16}{3}$（mol/L）^-2，故A正確；
B、平衡時CO₂的轉(zhuǎn)化率=$\frac{0.75mol/L}{1mol/L}$×100%=75%，故B錯誤；
C、根據(jù)圖象知，改變條件正逆反應(yīng)速率度增大，且逆反應(yīng)速率增大的多，平衡逆向進行，逆反應(yīng)速率大于正反應(yīng)速率，平衡向逆反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)是放熱反應(yīng)，說明升高溫度符合，故C正確；
D、由圖可知，3min時甲醇的濃度變化為0.5mol/L，由方程式CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O可知，由方程式可知氫氣的濃度變化等于甲醇的濃度變化量3倍=3×0.5mol/L=1.5mol/L，故v（H₂）=$\frac{1.5mol/L}{3min}$0.5mol/（L•mon），故D正確；
故選B．

點評 本題考查了化學(xué)平衡的有關(guān)計算等知識點，根據(jù)溫度對可逆反應(yīng)平衡移動方向影響來確定反應(yīng)熱，題目難度中等．