Question

【題目】某溫度下，H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）的平衡常數K= ．該溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2（g）和CO2（g），其起始濃度如表所示．下列判斷不正確的是（ ）

起始濃度	甲	乙	丙
c（H2）/mol/L	0.010	0.020	0.020
c（CO2）/mol/L	0.010	0.010	0.020

A.平衡時，乙中CO2的轉化率大于60%
B.平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均是60%
C.平衡時，丙中c（CO2）是甲中的2倍，是0.012mol/L
D.反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢

Answer 1

【答案】C
【解析】解：對于甲容器：H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）開始（mol/L）：0.01 0.01 00
變化（mol/L）：x x x x
平衡（mol/L）：0.01﹣x 0.01﹣x xx
所以 = ，
解得x=0.006
A、由上述計算可知，甲容器內二氧化碳的轉化率為 ×100%=60%，恒溫恒容下，乙中氫氣的起始濃度比甲中氫氣的起始濃度大，故乙中二氧化碳的轉化率比甲中高，故平衡時，乙中CO2的轉化率大于60%，故A正確；
B、恒溫恒容下，由表中數據可知，該溫度下在甲、丙兩容器內起始濃度n（H2）：n（CO2）=1：1，反應H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）前后氣體的體積不變，故甲、丙為等效平衡，平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均相等，由上述計算可知，甲容器內氫氣的轉化率為 ×100%=60%，故甲中和丙中H2的轉化率均為60%，故B正確；
C、由上述計算可知，平衡時甲容器內c（CO2）=（0.01﹣x ）mol/L=0.004mol/L，甲、丙為等效平衡，平衡時，甲中和丙中CO2的轉化率相等，由A中計算可知為60%，故平衡時丙容器內c（CO2）=0.02mol/L×（1﹣60%）=0.008mol/L，平衡時，丙中c（CO2）是甲中的2倍，但不是0.012mol/L，故C錯誤；
D、濃度越大反應速率越快，由表中數據可知，甲、乙容器內，開始CO2濃度相等，乙中H2濃度比甲中濃度大，所以速率乙＞甲，乙、丙容器內，開始H2濃度相等，丙中CO2濃度比乙中濃度大，所以速率丙＞乙，故速率丙＞乙＞甲，故D正確．
故選：C．
【考點精析】本題主要考查了化學平衡的計算的相關知識點，需要掌握反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%；產品的產率=實際生成產物的物質的量÷理論上可得到產物的物質的量×100%才能正確解答此題．