Question

【題目】甲醇是重要的化工原料，又是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景。
（1）已知反應CO（g）+2H2(g） CH3OH(g)H=-99kJ.mol-1中的相關化學鍵鍵能如下：
則x=。
（2）在一容積可變的密閉容器中，1molCO與2molH2發生反應：CO（g）+2H2(g） CH3OH(g) H1<0，CO在不同溫度下的平衡轉化率（α）與壓
強的關系如下圖所示。

①a、b兩點的反應速率：v(a)v(b）（填“>”“<”或“=”）。
②T1T2（填“>”“<”或“=”），原因是。
③在c點條件下，下列敘述能說明上述反應能達到化學平衡狀態的是（填代號）
a.H2的消耗速率是CH3OH生成速率的2倍 b.CH3OH的體積分數不再改變
c.混合氣體的密度不再改變 d.CO和CH3OH的物質的量之和保持不變
④圖中a點的平衡常數KP=（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×物質的量分數）。
（3）利用合成氣（主要成分為CO和H2）合成甲醇，發生主要反應如下：I：CO（g）+2H2(g） CH3OH(g) H1II：CO2(g)＋H2(g) CO(g) + H2O(g) H2III：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g) H3
上述反應對應的平衡常數分別為K1、K2、K3 ， 它們隨溫度變化曲線如下圖所示。

則H1H3（填“>”、“<”、“=”）， 理由是。

Answer 1

【答案】
（1）1076
（2）＜；＜；CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO的平衡轉化率減小，故Tl＜T2；bc；1.6×10－7（或 1.6×10－13）
（3）＜；由圖可知，隨著溫度升高，K2減小，則△H2＞0，根據蓋斯定律又得△H3＝△H1＋△H2 ， 所以△H1＜△H3
【解析】解：（1）反應焓變=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和，即CO（g）+2H2（g）CH3OH（g），x+2×436-413×3-343-465=-99，解之得x=1076，所以答案是：1076；
（2）①壓強越大反應速率越快，所以a、b兩點的反應速率：v（a）＜v（b），所以答案是：＜；
②壓強相同時一氧化碳的轉化率高，所以平衡正向移動，而正反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO的平衡轉化率減小，故Tl＜T2 ， 所以答案是：＜；
而正反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO的平衡轉化率減小，故Tl＜T2；
③a．只要反應發生就有H2的消耗速率是CH3OH生成速率的2倍，故錯誤；
b．CH3OH的體積分數不再改變，說明各物質的量不變，反應達平衡狀態，故正確；
c．混合氣體的密度不再改變，說明氣體的物質的量不變，反應達平衡狀態，故正確；
d．CO和CH3OH的物質的量之和保持不變，可能平衡也可能未平衡，故錯誤；
故選bc；
④a點的一氧化碳轉化率為50%，總壓為0.5MPa，
CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
起始量（mol） 1 2 0
變化量（mol） x 2x x
平衡量（mol） 1-x 2-2x x
而一氧化碳轉化率為50%，所以x=0.5mol，Kp═=1.6×10-7 （kPa）-2 ， 所以答案是：1.6×10-7 （kPa）-2；
（3）由圖l可知，隨著溫度升高，K1減小，則反應1：CO2（g）+H2（g）CO（g）+H2O（g）△H1＜0，反應3由反應1+2所得，根據蓋斯定律：△H3=△H1+△H2 ， 所以△H2＞△H3 ，
所以答案是：＞；曲圖l可知，隨著溫度升高，K1減小，則△H1＜0，根據蓋斯定律又得△H3=△H1+△H2 ， 所以△H2＞△H3 ．
【考點精析】關于本題考查的化學平衡狀態本質及特征和化學平衡狀態的判斷，需要了解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）；狀態判斷：①v(B耗)=v(B生)②v(C耗):v(D生)=x : y③c(C)、C%、n(C)%等不變④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定⑤體系顏色不變⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等于形成量⑦體系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等才能得出正確答案．