Question

【題目】甲醇是重要的化工原料，又可作為燃料。工業上利用合成氣（主要成分為CO、CO2和H2）在催化劑的作用下合成甲醇，發生的主反應如下：

①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH1

②CO2(g)+3H2(g)CH3OH（g）+H2O(g) ΔH＝－58 kJ/mol

③CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＝＋41 kJ/mol

回答下列問題：

（1）已知反應①中相關的化學鍵鍵能數據如下：

化學鍵	H－H	C－O	C O	H－O	C－H
E/（kJ·mol-1）	436	343	1076	465	x

則x＝_________。

（2）若將lmol CO2和2mol H2充入容積為2L的恒容密閉容器中，在兩種不同溫度下發生反應②。測得CH3OH的物質的量隨時間的變化如圖所示。

①曲線I、Ⅱ對應的平衡常數大小關系為KI_____KⅡ(填“＞”或“＝”或“＜”)；

②一定溫度下，能判斷該反應達到化學平衡狀態的是_____________。

a．容器中壓強不變 b．甲醇和水蒸氣的體積比保持不變

c．v正（H2）＝3v逆（CH3OH） d．2個C＝O斷裂的同時有6個H—H斷裂

③若5min后反應達到平衡狀態，H2的轉化率為90%，則用CO2表示的平均反應速率________；該溫度下的平衡常數為______；若保持容器溫度不變，下列措施可增加甲醇產率的________。

a．縮小反應容器的容積 b．使用合適的催化劑

c．充入He d．按原比例再充入CO2和H2

Answer 1

【答案】413 > ac 0.06mol/（L·min） 450 ad

【解析】

(1). 已知①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH1

②CO2(g)+3H2(g)CH3OH（g）+H2O(g) ΔH＝－58 kJ/mol

③CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＝＋41 kJ/mol

根據蓋斯定律，②－③=①，則ΔH1=－58 kJ/mol－41 kJ/mol=－99kJ/mol，ΔH=反應物的鍵能總和－生成物的鍵能總和，則ΔH1=1076 kJ·mol-1+436×2 kJ·mol-1－(3x kJ·mol-1+343 kJ·mol-1+465 kJ·mol-1)= －99 kJ·mol-1，解得x=413 kJ·mol-1，故答案為：413；

(2). ①. II達到平衡的時間小于I，說明II的反應速率大于I，則II的溫度大于I，平衡時II中CH3OH的物質的量小于I，說明平衡向逆反應方向移動，則只能是升高溫度，即溫度升高，平衡向逆反應方向移動，導致化學平衡常數減小，所以KI＞KII，故答案為：＞；

②. 反應② CO2(g)+3H2(g)CH3OH（g）+H2O(g) ΔH＝－58 kJ/mol，該反應為氣體體積減小的放熱反應，

a.該反應為反應前后氣體體積不等的可逆反應，相同條件下氣體物質的量之比等于氣體壓強之比，容器中壓強不變說明反應達到平衡狀態，故a選；

b.甲醇和水蒸氣均為生成物，二者的體積比始終保持不變，不能說明反應達到平衡狀態，故b不選；

c.達到平衡時，用不同物質表示的正逆反應速率之比等于其化學方程式計量數之比，v正（H2）＝3v逆（CH3OH）說明該反應的正逆反應速率相等，反應達到平衡狀態，故c選；

d.由反應方程式可知，2個C=O斷裂的同時一定有6個H-H斷裂，不能說明反應達到平衡狀態，故d不選，故答案為：ac；

③. 若5min后反應達到平衡狀態，H2的轉化率為90%，則△n(H2)=2mol×90%=1.8mol，由反應方程式可知△n(CO2)= 1.8mol÷3=0.6mol，所以用CO2表示的平均反應速率v(CO2)= =0.06mol/（L·min）；根據平衡三段式法有：

CO2(g)+3H2(g)CH3OH（g）+H2O(g)

起始濃度 0.5 1 0 0

轉化濃度 0.3 0.9 0.3 0.3

平衡濃度 0.2 0.1 0.3 0.3

平衡常數K==450；

保持容器溫度不變，a. 縮小反應容器的容積，壓強增大，平衡正向移動，甲醇產率增加，故a選；

b.使用催化劑可以加快反應速率，但平衡不移動，甲醇的產率不變，故b不選；

c.恒容條件下充入He，各物質的濃度不變，平衡不移動，甲醇的產率不變，故c不選；

d. 按原比例再充入CO2和H2相當于增大壓強，平衡正向移動，甲醇的產率增大，故d選，則答案為：0.06mol/（L·min）；450；ad。