Question

【題目】工業上在恒容密閉容器中用下列反應合成甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH=akJ/mol下，表所列數據是反應在不同溫度下的化學平衡常數(Kc)。

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.0	0.27	0.012

（1）寫出該反應的壓強平衡常數的表達式Kp______。

（2）判斷該反應達到平衡狀態的依據有_________。

A．消耗CH3OH的速率與消耗CO的速率相等 B．混合氣體的平均相對分子質量不變

C．混合氣體的密度不變 D．容器內氣壓不變

（3）根據上表數據，要同時提高CO的平衡轉化率和反應速率，可采取的措施是______。

A．升溫 B．充入H2 C．分離出甲醇 D．加入催化劑

（4）250℃時，將2 mol CO和一定量的H2充入2 L的密閉容器中，充分反應10min后，達到平衡時測得c(CO)=0.2mol·L－1，則以H2表示的反應速率v(H2)=_____。平衡后再向容器中加入0.1 mol CO和 0.4 mol CH3OH，則此時v正___v逆(填“＞”、“＜”或“=”)。

（5）CO還可以用做燃料電池的燃料。若電池用Li2CO3和Na2CO3的熔融鹽混合物作電解質，CO為負極燃氣，空氣與CO2的混和氣為正極助燃氣，電池在650 ℃下工作時，其正極反應式:O2+ 2CO2 + 4e-＝2CO32-，則負極反應式為:________。

Answer 1

【答案】Kp= ABD B 0.16 mol/(L·min) = 2CO + 2CO32--4e-＝4CO2

【解析】

（1）平衡常數K等于生成物濃度冪之積除以反應物冪之積，據此書寫平衡常數表達式

（2）達到平衡狀態時，正反應速率等于逆反應速率，且各物質的濃度不隨時間的變化而變化，據此判斷平衡狀態；

（3）由表格可知升高溫度，平衡常數減小，正反應為放熱，再結合勒夏特列原理進行分析；

（4）根據v=計算速率，根據平衡的移動判斷正逆反應速率的大小關系；

（5）燃料電池中，負極上燃料失電子發生氧化反應，正極上氧化劑得電子發生還原反應，得失電子相等時，正負電極反應的和即為電池的總反應。

（1）由平衡常數的定義得壓強平衡常數表達式為：Kp=；

（2）A．消耗CH3OH為逆反應，消耗CO為正反應，速率相等，即有v(正)=v(逆)，反應達到平衡該狀態，A項正確；

B．該反應為非等體積反應，混合氣體的平均相對分子質量不變，證明反應達到平衡狀態，B項正確；

C．反應的總質量不變，在恒容密閉容器中，氣體體積不變，則混合氣體的密度不變，不能證明達到平衡狀態，C項錯誤；

D．該反應為非等體積反應，容器內氣壓不變，反應達到平衡狀態，D項正確；

答案選ABD；

（3）A.由表格可知升高溫度，平衡常數減小，正反應為放熱，升高溫度，平衡向著吸熱的方向移動，即平衡逆向移動，CO的平衡轉化率減小，反應速率加快，A項錯誤；

B. 充入H2，平衡正向移動，CO的平衡轉化率增大，反應速率加快，B項正確；

C. 分離出甲醇，平衡正向移動，CO的平衡轉化率增大，反應速率減小，C項錯誤；

D. 加入催化劑，反應速率加快，平衡不移動，CO的平衡轉化率不變，D項錯誤；

答案選B；

（4）設起始時H2的濃度為x mol/L

CO(g) ＋ 2H2(g) CH3OH(g)

始(mol/L) 1 x 0

轉(mol/L) 0.8 1.6 0.8

平(mol/L) 0.2 x-1.6 0.8

v===0.16 mol/(L·min)；

250℃時K=2.0，可知K==2.0，那么x=3.0mol/L

平衡后再向容器中加入0.1 mol CO和 0.4 mol CH3OH，此時QC=K=2.0，反應達到平衡狀態，即有v正=v逆；

（5）燃料電池中，總反應為CO+O2=2CO2，正極反應為O2+ 2CO2 + 4e-＝2CO32-，相減可得負極反應為：2CO + 2CO32--4e-＝4CO2。