Question

【題目】甲醇是一種可再生能源，由CO2制備甲醇的過程可能涉及的反應如下：
反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) ΔH1=49.58 kJ·mol1
反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) ΔH2
反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) ΔH3=90.77 kJ·mol1
回答下列問題：
（1）反應Ⅱ的ΔH2=。
（2）反應Ⅲ能夠自發進行的條件是（填“較低溫度”、“較高溫度”或“任何溫度”）。
（3）恒溫，恒容密閉容器中，對于反應Ⅰ，下列說法中能說明該反應達到化學平衡狀態的是。
A.混合氣體的密度不再變化
B.混合氣體的平均相對分子質量不再變化
C.CO2、H2、CH3OH、H2O的物質的量之比為1∶3∶1∶1
D.甲醇的百分含量不再變化
（4）對于反應Ⅰ，不同溫度對CO2的轉化率及催化劑的效率影響如圖所示，下列有關說法不正確的是______。

A.不同條件下反應，N點的速率最大
B.溫度低于250 ℃時，隨溫度升高乙烯的產率增大
C.M點時平衡常數比N點時平衡常數大
D.實際反應應盡可能在較低的溫度下進行，以提高CO2的轉化率
（5）若在1 L密閉容器中充入 3mol H2 和1molCO2發生反應Ⅰ，則圖中M點時，產物甲醇的體積分數為；該溫度下，反應的平衡常數K=；若要進一步提高甲醇的體積分數，可采取的措施有。

Answer 1

【答案】
（1）+41.19 kJ·mol?1
（2）較低溫度
（3）B,D
（4）A,B,D
（5）16.7%；0.148(或者 )；增大壓強（降低溫度）
【解析】解：(1)根據蓋斯定律，反應II=反應I一反應Ⅲ，故: ΔH2=ΔH1-ΔH3=（49.58 kJ·mol1）-（90.77 kJ·mol1）=+41.19kJ·mol1；(2)反應Ⅲ為熵減的反應ΔS＜0，，反應自發進行，則ΔG=ΔH-TΔS＜0，故要自發進行需要在較低溫度下進行；(3)A、密度是混合氣體的質量和容器容積的比值，在反應過程中質量和容積始終是不變的，所以混合氣體的密度不再變化不能說明反應達到平衡狀態，A錯誤，B、混合氣體的平均相對分子質量是混合氣的質量和混合氣體的總的物質的量的比值，質量不變，物質的量減小，所以混合氣體的平均分子量不再變化能說明反應達到平衡狀態，B正確；C、CO2、H2、CH3OH、H2O的物質的量之比為1:3:1:1不能說明正逆反應速率相等，反應不一定達到平衡狀態，C錯誤;D、甲醇的百分合量不再變化說明反應達到平衡狀態，D正確，答案選BD。 (4)A、化學反應速率隨溫度的升高而加快，催化劑的催化效率降低，所以V（M）有可能小于V（N），故A不正確;B、溫度低于250℃時，隨溫度升高平衡逆向進行乙烯的產率減小，故B不正確;C,升高溫度二氧化碳的平衡轉化率減低，則升溫平衡逆向移動，所以M化學平衡常數大于N，故C正確，D、為提高CO2的轉化率，平衡正向進行，反應是放熱反應，低的溫度下進行反應，平衡正向進行，但催化劑的活性會降低，導致反應速率減小，故D不正確;所以答案是：ABD;（5）若在1L密閉容器中充入體積比為3:1的H2和CO2 ， 設為3 mol,1mol,據圖可知M點時二氧化碳轉化率為50%，

	CO2（g）+	3 H2（g）	CH3OH（g）+	H2O（g）
起始量（mol）	1	3	0	0
變化量（mol）	0.5	1.5	0.5	0.5
平衡量（mol）	0.5	1.5	0.5	0.5

產物甲醇的體積分數=0.5/（0.5+1.5+0.5+0.5）×100%=16.7%；
平衡常數K= =0.148；
反應前后氣體分子總數減少，若要進一步提高甲醇的體積分數，可采取的措施有增大壓強，平衡正向進行。
【考點精析】根據題目的已知條件，利用化學平衡狀態本質及特征和化學平衡移動原理以及影響因素的相關知識可以得到問題的答案，需要掌握化學平衡狀態的特征：“等”即 V正=V逆>0；“動”即是動態平衡，平衡時反應仍在進行；“定”即反應混合物中各組分百分含量不變；“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡；與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態（等效）；影響因素：①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動；②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動．減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動；③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動．降低溫度，平衡向放熱反應方向移動；④催化劑：不能影響平衡移動．