Question

【題目】甲醇既是重要的化工原料，又可作為燃料。利用CO2和H2在催化劑的作用下合成甲醇，主要發生的反應如下：

反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) H1=-53.7 kJmol-1

反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) H2=+41.2 kJmol-1

(1)已知化學鍵的鍵能如下：

①反應Ⅲ：CO(g)+ 2H2(g) CH3OH(g) H3=_____________。

②碳氧雙鍵的鍵能為__________________。

③在某一條件下，上述反應同時發生，若反應I、Ⅱ、III的化學平衡常數分別為K1、K2、K3，則K2=____________________(用含K1、K3的形式表示)。

(2)研究表明，在催化劑存在下，CO2和H2可發生反應I和Ⅱ。某實驗室控制CO2和H2初始投料比為1：2．2，經過相同反應時間測得如下實驗數據(甲醇選擇性即轉化的CO2中生成甲醇的百分數)：

①543 K時，使用催化劑Cat．2，測得實驗數據時反應I所處的狀態為________________(填：“正向進行”、“平衡狀態”、“逆向進行”)。

②有利于提高反應I中H2平衡轉化率的措施是___________(填標號)。

A．使用催化劑Cat．1 B．降低反應溫度

C．投料比不變，增加反應物的濃度 D．減小CO2和H2的初始投料比

(3)在上述反應中，混合氣體CO、CO2和H2的組成關系為n(H2)／n(CO+ CO2)=2.60時，體系中的CO平衡轉化率α(CO)與溫度和壓強的關系如圖所示：

①圖中的壓強由大到小的順序為____________。

②α(CO)值隨溫度升高而變小的原因是________。

Answer 1

【答案】-94.9 kJ·mol-1 805.6 kJ·mol-1 K1/K3 正向進行 BC p1>p2>p3 溫度升高，反應Ⅲ平衡左移，反應Ⅱ平衡右移，CO的物質的量均增大，導致CO轉化率變小

【解析】

（1）本題考查蓋斯定律的應用，通過蓋斯定律計算反應的反應熱，在化學反應過程中斷開化學鍵吸收能量，形成新的化學鍵釋放能量，H=斷開化學鍵吸收能量-形成新的化學鍵釋放能量；

（2）543 K時，使用催化劑Cat．2，甲醇的選擇性高，說明反應I正向進行，通過平衡的相關知識分析反應Ⅰ；

（3）反應I正反應為放熱反應，反應Ⅲ為吸熱反應，需要同時考慮兩個反應中的物質的變化綜合分析作答。

（1）①根據蓋斯定律，反應Ⅲ= 反應Ⅰ-反應Ⅱ，；②假設碳氧雙鍵的鍵能為x，由反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) H2=+41.2 kJmol-1，

根據化學鍵的鍵能計算：2x+436-1076-465×2=+41.2，求出x=805.6 kJ·mol-1；③；;

故答案為：①-94.9 kJ·mol-1；805.6 kJ·mol-1；K1/K3

(2) ① 543 K時，使用催化劑Cat．2，甲醇的選擇性高，說明反應I正向進行；②A.使用催化劑Cat．1只能改變速率，不能使平衡移動，故A錯誤；B. 反應I為放熱反應，降溫有利于平衡正向移動，氫氣轉化率增大，故B正確；C. 投料比為1：2．2，化學計量數比為1:3，投料比不變增大投料量，相當于增大了反應物中CO2的比例，平衡正向移動，氫氣轉化率增加，故C正確；D. 減小CO2和H2的初始投料比，相當于增大了氫氣的初始量，氫氣的轉化率會降低，故D錯誤；本題選BC。故答案為：①正向進行；②BC。

（3）①由圖可知，壓強一定時，隨溫度的升高，CO的轉化率減小，反應I正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡體系中CO的量增大，反應Ⅲ為吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，又使平衡體系中CO的增大，隨溫度升高，CO的轉化率減小；相同溫度下，反應Ⅲ前后氣體分子數不變，壓強改變不影響其平衡移動，反應I正反應為氣體分子數減小的反應，增大壓強，有利于平衡向正反應方向移動，CO的轉化率增大，故增大壓強有利于CO的轉化率升高，故壓強：P1>P2>P3；②反應I正反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，平衡體系中CO的量增大，反應Ⅲ為吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，又使平衡體系中CO的增大，總結果，隨溫度升高，CO的轉化率減小；故答案為：①P1>P2>P3；②溫度升高，反應Ⅲ平衡左移，反應Ⅱ平衡右移，CO的物質的量均增大，導致CO轉化率變小。