Question

【題目】甲醇是一種可再生的清潔能源，具有廣闊的開發和應用前景。

（1）已知 ①CH3OH(g)+H2O(l)=CO2(g)+3H2(g) ΔH= + 93.0kJ·mol－1

②CH3OH(g)+O2(g)=CO2(g)+2H2(g) ΔH=－192.9 kJ·mol－1

③甲醇的燃燒熱為726.51kJ·mol-1。

要寫出表示甲醇燃燒熱的熱化學方程式，還缺少的熱化學方程式為________________。

（2）甲醇可采用煤的氣化、液化制取(CO+2H2CH3OH ΔH<0)。在T1℃時，體積為2L的恒容容器中充入物質的量之和為3mol的H2和CO，反應達到平衡時CH3OH的體積分數(V%)與的關系如圖所示。

①當起始=2，經過5min達到平衡，0~5min內平均反應速率v(H2)=0.1molL-1min-1，則該條件CO的平衡轉化率為_____；若其它條件不變，在T2℃(T2>T1)下達到平衡時CO的體積分數可能是____(填標號)

A.< B.= C.~ D.= E.>

②當=3.5時，達到平衡狀態后，CH3OH的體積分數可能是圖象中的____點選填“D”、“E”或“F”)。

（3）制甲醇的CO和H2可用天然氣來制取：CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g)。在某一密閉容器中有濃度均為0.1mol·L1的CH4和CO2，在一定條件下反應，測得CH4的平衡轉化率與溫度及壓強的關系如圖所示，則該反應的ΔH______(選填“大于”“小于”或“等于”）0。壓強p1_______(選填“大于”或“小于”)p2。當壓強為p2時，在y點：v(正)__________(選填“大于”“小于”或“等于”)v(逆)。若p2=6Mpa，則T℃時該反應的平衡常數Kp=_____MPa2（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×物質的量分數）。

（4）研究表明：CO2和H2在一定條件下也可以合成甲醇，反應方程式為CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) [反應Ⅰ]。

①一定條件下，往2L恒容密閉容器中充入2.0mol CO2和4.0mol H2，在不同催化劑作用下合成甲醇，相同時間內CO2的轉化率隨溫度變化如下圖所示，其中活化能最高的反應所用的催化劑是____(填“A”、“B”或“C”)。

②在某催化劑作用下，CO2和H2除發生反應①外，還發生如下反應CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)[反應Ⅱ]。維持壓強不變，按固定初始投料比將CO2和H2按一定流速通過該催化劑，經過相同時間測得實驗數據：

T(K)	CO2實際轉化率（%）	甲醇選擇性（%）
543	12.3	42.3
553	15.3	39.1

注：甲醇的選擇性是指發生反應的CO2中轉化為甲醇的百分比。

表中數據說明，升高溫度，CO2的實際轉化率提高而甲醇的選擇性降低，其原因是_________。

Answer 1

【答案】CH3OH(g)=CH3OH(l) △H=38.19kJ/mol 50% C D ＞ ＜ ＞ 16 C 升高溫度，反應Ⅰ、Ⅱ的反應速率均加快，但反應Ⅱ的反應速率變化更大

【解析】

(1)根據題意，甲醇燃燒熱的熱化學方程式：CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=726.51kJmol1，根據蓋斯定律計算；

(2)①根據氫氣的平衡反應速率，計算氫氣的濃度變化量，進而計算CO轉化率；CO+2H2CH3OH ΔH＜0反應放熱，根據溫度對化學平衡移動的影響分析；

②當=2：1時，平衡時生成物的含量最大，當=3.5時，CH3OH的體積分數小于最大值；

(3)根據影響化學平衡的因素分析即可；根據圖像，結合“三段式”計算平衡常數；

(4)①在T1溫度下，相同時間內，活化能越高，反應越困難，CO2轉化率最小；

②表格數據表明，升高溫度，可能升高溫度，反應Ⅰ、Ⅱ的反應速率都加快，但反應Ⅱ的反應速率變化更大。

(1)已知 ①CH3OH(g)+H2O(l)=CO2(g)+3H2(g) ΔH= + 93.0kJ·mol－1

②CH3OH(g)+O2(g)=CO2(g)+2H2(g) ΔH=－192.9 kJ·mol－1

③CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H=726.51kJmol1，

根據蓋斯定律②×3-①×2-③可得：CH3OH(g)=CH3OH(l) △H=38.19kJ/mol；

(2)①0～5min內平均反應速率v(H2)=0.1molL-1min-1，根據c(H2)= v(H2)×t=0.1molL-1min-1×5min=0.5mol/L，根據CO+2H2CH3OH，CO的濃度變化量=0.25mol/L，H2和CO總共為3mol，且起始=2：1，可知H2為2mol、CO為1mol，平衡時H2為1mol，CO為0.5mol，CH3OH為0.5mol，則該條件CO的平衡轉化率=×100%=50%，相同條件下，體積之比等于物質的量之比，此時H2的體積分數為=；CO+2H2CH3OH ΔH＜0反應放熱，其它條件不變，在T2℃(T2＞T1)時，升高溫度平衡逆向移動，氫氣的含量增大，體積分數增大；

②混合比例等于化學計量數之比時，平衡時生成物的含量最大，故當=3.5時，達到平衡狀態后，CH3OH的體積分數小于C點，故選D；

(3)由圖象可知，升高溫度CO的轉化率增大，即升高溫度，平衡向正方向移動，所以反應為吸熱反應，即△H＞0；由圖象可得，在相同溫度下，pl時CO的轉化率大于p2時CO的轉化率，該反應的正反應方向為氣體體積增大的方向，壓強越大CO的轉化越小，則pl＜p2；當壓強為p2時，y點CO的轉化率小于平衡x點的CO的轉化率，則y點反應正向進行，即，在y點，v(正)＞v(逆)；根據圖像，當壓強為p2時，甲烷的轉化率為50%，列“三段式”：

若p2=6Mpa，平衡時，各物質的總物質的量為0.05+0.05+0.1+0.1=0.3mol，則T℃時該反應的平衡常數Kp==16MPa2；

(4)①如圖所示，在T1溫度下，相同時間內，催化劑A作用下的轉化率最大，催化劑C的作用下的轉化率最小，活化能越高，反應越困難，CO2轉化率越低，故答案選C；

②表格數據表明，可能升高溫度，反應Ⅰ、Ⅱ的反應速率都加快，但反應Ⅱ的反應速率變化更大，因此，甲醇的選擇性降低，其原因是升高溫度，反應Ⅰ、Ⅱ的反應速率均加快，但反應Ⅱ的反應速率變化更大。