Question

【題目】一氧化碳與氫氣可以合成甲醇，反應為CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) △H<0。

(1)某溫度下，將2 mol CO和6 mol H2充人2 L的密閉容器中，充分反應達到平衡， 測 得c(H2) =2.2 mol·L－1，則CO的轉化率為___________。

(2)T1℃時，此反應的平衡常數為K(T1)=50。此溫度下，在一個2 L的密閉容器中加入一定量CO和H2，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：

物質	H2	CO	CH3OH
濃度／(mol·L-1)	0.2	0.2	0.4

①比較此時正、逆反應速率的大小：_______值(填“>”、“<”或“=”)。

②若其他條件不變時，只改變反應的某一個條件，下列說法正確的是____________。

A．若達到新平衡時c(CO)=0.3 mo1／L，平衡一定逆向移動

B．若將容器體積縮小到原來的一半，達到新平衡時，0.2 mol／L<c(CO)<0.4 mol／L

C．若向容器中同時加入0.4 mol CO和0.8 mol CH3OH(g)，平衡不移動

D．若升高溫度，平衡常數將增大

(3)CO2和SO2的處理是許多科學家都在著力研究 的重點。有學者想以如圖所示裝置用燃料電池原理將 CO2、SO2轉化為重要的化工原料。

①若A為CO2，B為H2，C為CH3OH，電池總反應式CO2＋3H2 ＝CH3OH＋H2O，則正極反應式為____________。

②若A為SO2，B為O2，C為H2SO4，則負極反應式為_______________。

Answer 1

【答案】40% ＝ BC CO2＋6H＋＋6e－＝ CH3OH＋H2O SO2＋2H2O－2e－＝SO42－＋4H＋

【解析】

（1）利用題給條件，結合三段式計算；

（2）①由K（T1）和Qc比較判斷；

②依據化學平衡移動原理和影響因素分析判斷；

（3）①燃料電池的工作原理，正極上是一氧化碳發生得電子發生還原反應；

②根據電極反應：SO2+O2+H2O=H2SO4進行分析，負極是二氧化硫失電子發生氧化反應生成硫酸。

（1）由題意可知，反應開始時，c(CO)為1mol/L、c(H2)為3 mol/L，平衡時，c(H2)為2.2 mol/L，由此建立以下三段式：

CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)

起始濃度（mol/L） 1 3 0

轉化濃度（mol/L） 0.4 0.8 0.4

平衡濃度（mol/L） 0.6 2.2 0.4

則CO的轉化率為×100%=40%，故答案為：40%；

（2）①T1℃時，此反應的平衡常數為K（T1）=50，Qc= =50=K，故反應達到平衡，正逆反應速率相同，故答案為：=；

②A、若達到新平衡時c（CO）=0.3mol/L，可以增大一氧化碳的量，平衡不一定逆向移動，錯誤；

B、若將容器體積縮小到原來的一半，相當于增大壓強，濃度增大一倍，平衡向氣體體積減小的方向進行，達到新平衡時，0.2mol/L<c（CO）<0.4mol/L，正確；

C、若向容器中同時加入0.4mol CO和0.8mol CH3OH（g），計算濃度商Q==50，和0.2molCO，0，2molH2，0.4molCH3OH的平衡狀態相同，故平衡不移動，正確；

D、若向容器中加入0.8molCH3OH（g），相當于增大壓強，平衡正向進行，達到新平衡時，CO的體積分數減小，錯誤。

故答案為：BC；

（3）①若A為CO2，B為H2，C為CH3OH，電池總反應式為CO2+3H2=CH3OH+H2O，則正極上是一氧化碳得到電子生成甲醇，電極反應式為：CO2+6H++6e-=CH3OH+H2O，故答案為：CO2+6H++6e-=

CH3OH+H2O；

②若A為SO2，B為O2，C為H2SO4，反應為SO2+O2+H2O=H2SO4，則負極反應式為：SO2+2H2O-2e-=

SO42-+4H+，故答案為：SO2+2H2O-2e-=SO42-+4H+。