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，具有廣泛的開發和應用前景．工業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
下表所列數據是反應I在不同溫度下的化學平衡常數（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）由表中數據判斷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．原料氣循環使用
（4）寫出反應Ⅱ的平衡常數表達式：K=

 

；由于CO₂化學惰性很大，因此找到合適的催化劑是實現該反應工業化的關鍵．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v=

△c

△t

計算v（CO），利用速率之比等于化學計量數之比計算v（H₂）；
（2）由表中數據可知，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，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次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數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）由表中數據可知，隨溫度升高，平衡常數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k=

c(CH3OH)?c(H2O)

c(CO2)?c3(H2)

；
尋找到合適的催化劑是實現反應工業化的關鍵，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、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．