Question

能源短缺是人類面臨的重大問題．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景．工業(yè)上一般采用下列兩種反應合成甲醇：
反應I：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）+Q₁
反應Ⅱ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）+Q₂
下表所列數(shù)據(jù)是反應I在不同溫度下的化學平衡常數(shù)（K）

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

（1）在一定條件下將2mol CO和6mol H₂充入2L的密閉容器中發(fā)生反應I，5分鐘后測得c（CO）=0.2mol/L，計算此段時間的反應速率（用H₂表達）

 

 mol/（L?min）．
（2）由表中數(shù)據(jù)判斷Q₁

 

0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）若容器容積不變，下列措施可提高反應I中CO轉化率的是

 

（選填編號）．
a．充入CO，使體系總壓強增大           b．將CH₃OH（g）從體系中分離
c．充入He，使體系總壓強增大            d．原料氣循環(huán)使用
（4）寫出反應Ⅱ的平衡常數(shù)表達式：K=

 

；由于CO₂化學惰性很大，因此找到合適的催化劑是實現(xiàn)該反應工業(yè)化的關鍵．該反應使用催化劑無法達到的效果是

 

（選填編號）．
a．提高甲醇的單位時間產量      b．提高CO₂的轉化率   c．縮短達到平衡所需時間．

Answer 1

分析：（1）計算CO濃度變化量，再根據(jù)v=

△c

△t

計算v（CO），利用速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（H₂）；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，溫度升高K減小，說明溫度升高平衡左移，逆向是吸熱反應，正向是放熱反應；
（3）提高反應I中CO轉化率，改變條件應是平衡向正反應移動，結合選項根據(jù)平衡移動原理解答，但不能只增大CO的濃度；
（4）化學平衡常數(shù)，是指在一定溫度下，可逆反應達到平衡時各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值；
催化劑降低活化能，改變化學反應的反應速率，不能改變化學平衡．

解答：解：（1）CO濃度變化量為

2mol

2L

-0.2mol/L=0.8mol/L，故v（CO）=

0.8mol/L

5min

=0.16mol/（L?min），速率之比等于化學計量數(shù)之比，故v（H₂）=2v（CO）=2×0.16mol/（L?min）=0.32mol/（L?min），
故答案為：0.32；
（2）由表中數(shù)據(jù)可知，隨溫度升高，平衡常數(shù)K減小，說明溫度升高，平衡逆向進行，所以正向是放熱反應，即Q₁＞0，故答案為：＞；
（3）a．充入CO，使體系總壓強增大，平衡向正反應移動，但CO的轉化率降低，故a錯誤；
b．將CH₃OH（g）從體系中分離，平衡向正反應方向移動，CO轉化率增大，故b正確；
c．充入He，使體系總壓強增大，各物質的濃度不變，平衡不移動，CO轉化率不變，故c錯誤；
d．原料氣循環(huán)使用，CO被充分利用，CO的轉化率增大，故d正確；
故答案為：bd；
（4）反應Ⅱ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）的平衡常數(shù)k=

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

；
尋找到合適的催化劑是實現(xiàn)反應工業(yè)化的關鍵，催化劑降低反應活化能，增大反應速率，但不改變化學平衡，
a．反應速率增大，單位時間內生成甲醇增大，提高單位時間內甲醇的產量，故a正確；
b．使用催化劑，不影響平衡移動，二氧化碳的轉化率不變，故b錯誤；
c．催化劑加快反應速率，縮短到達平衡的時間，故c正確；
故答案為：

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

；b．

點評：本題考查化學反應速率、化學平衡常數(shù)、化學平衡的影響因素等，難度中等，注意掌握外界條件對化學平衡的影響．