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) △H1=－49.58 kJmol－1

反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2

反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=－90.77 kJmol－1

回答下列問題：

（1）反應Ⅱ的△H2=__________，若反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ平衡常數分別為K1、K2、K3，則K2=________（用K1、K3表示）。

（2）反應Ⅲ自發進行條件是___________（填“較低溫度”、“較高溫度”或“任何溫度”）。

（3）在一定條件下2 L恒容密閉容器中充入3 mol H2和1.5 mol CO2，僅發生反應Ⅰ，實驗測得不同反應溫度與體系中CO2的平衡轉化率的關系，如下表所示。

溫度（℃）	500	T
CO2的平衡轉化率	60℅	40℅

①T______500℃(填“高于”或“低于”)。

②溫度為500℃時，該反應10 min時達到平衡：

a．用H2表示該反應的速率為____________________；

b．該溫度下，反應I的平衡常數K=______________。

（4）某研究小組將一定量的H2和CO2充入恒容密閉容器中并加入合適的催化劑（發生反應I、Ⅱ、Ⅲ），測得不同溫度下體系達到平衡時CO2的轉化率（a）及CH3OH的產率（b），如圖所示。

①該反應達到平衡后，為同時提高反應速率和甲醇的生成量，以下措施一定可行的是_____（選填編號）。

A．升高溫度 B．縮小容器體積 C．分離出甲醇 D．增加CO2的濃度

②據圖可知當溫度高于260℃后，CO的濃度隨著溫度的升高而_________（填“增大”、“減小”、“不變”或“無法判斷”）。

Answer 1

【答案】（1）+41.19kJmol－1（2分）K1/K3（2分）（2）較低溫度（1分）

（3）高于（1分） 0.135mol·L－1·min－1200 L2/mol2

（4）BD（2分，少選扣1分，錯選或多選不給分） 增大（2分）

【解析】試題分析：（1）根據蓋斯定律計算反應熱；依據平衡常數的表達式判斷。

（2）根據反應自發性的條件結合方程式分析。

（3）①根據溫度對轉化率的影響分析。

②根據轉化率結合三段式計算反應速率和平衡常數。

（4）①根據外界條件對反應速率和平衡狀態的影響分析；

②根據圖像變化趨勢結合反應方程式分析判斷。

解析：（1）反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H1=－49.58 kJmol－1

反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2

反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=－90.77 kJmol－1

則根據蓋斯定律可知反應Ⅱ=反應Ⅰ-反應Ⅲ，因此△H2=△H1-△H3=49.58kJmol-1）-（-90.77kJmol-1）=+41.19 kJmol-1；若反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ平衡常數分別為K1、K2、K3，則K2=K1/K3。

（2）根據方程式可知反應Ⅲ為熵減的反應，△S＜0，反應自發進行，則△G=△H-T△S＜0，故要自發進行需要在較低溫度下進行；

（3）①反應I是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向進行，反應物轉化率降低，則T高于500℃。

② CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)

起始濃度（mol/L） 0.75 1.5 0 0

轉化濃度（mol/L） 0.45 1.35 0.45 0.45

平衡濃度（mol/L） 0.3 0.15 0.45 0.45

a．用H2表示該反應的速率為1.35mol/L÷10min＝0.135 mol·L－1·min－1；

b．化學平衡常數是在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值，因此根據方程式可知該溫度下，反應I的平衡常數K=＝200 L2/ mol2。

（4）①A．升高溫度，加快反應速率，正反應為放熱反應，平衡逆向移動，甲醇生產量減小，A錯誤；B．縮小容器體積，增大壓強，加快反應速率，平衡正向移動，甲醇生產量增大，B正確；C．分離出甲醇，平衡正向移動，甲醇生產量增大，但反應速率減慢，C錯誤；D．增加CO2的濃度，可以加快反應速率且使得平衡正向移動，甲醇生產量增大，D正確，答案選BD；

②反應I、反應III均為放熱反應，溫度升高不利于CO2、CO轉化為甲醇，反應II為吸熱反應，溫度升高使更多的CO2轉化為CO，所以當溫度高于260℃后，CO的濃度一定增大。