Question

【題目】工業上可用CO2和H2反應合成甲醇。

已知25°C、101 kPa下：

H2(g)+1/2O2(g)=H2O (g) △H1= - 242kJ/mol

CH3OH(g)+3/2O2(g) =CO2(g)+2H2O(g) △H2= - 676kJ/mol

（1）寫出CO2與H2反應生成CH3OH(g)與H2O (g)的熱化學方程式_________________。常溫下，某實驗中將6 mol CO2和8 mol H2充入2 L的密閉容器中，測得H2的物質的量隨時間變化如圖曲線 (甲)所示。請完成下列問題：

（2）該反應能在________（填“高溫”或“低溫”）條件下自發進行；從a點到b點，用H2表示該反應的平均化學反應速率是____________。（保留兩位有效數字），a點逆反應速率_____b點逆反應速率(填“>”、“<”或“＝”)；達平衡時，CO2的轉化率是_____。

（3）若僅改變某一實驗條件再進行一次實驗，測得H2的物質的量隨時間變化如圖中虛線(乙)所示，曲線(乙)對應改變的實驗條件可以是________(填序號)。

a．加催化劑 b．增大壓強 c．升高溫度 d．增大H2濃度

（4）若曲線甲b點達到平衡時體系壓強為100MPa，此時H2的平衡分壓為_______MPa。(某物質分壓＝總壓×某物質的物質的量分數)

（5）下列敘述能標志該反應達到化學平衡狀態的是_________

a．CO2與H2的轉化率之比不變 b．υ(生成H2) : υ(消耗H2O) = 3:1

c．混合氣體的相對分子質量不變 d．甲醇與水蒸氣的分壓比不變

Answer 1

【答案】CO2(g)＋3H2(g) ＝CH3OH(g)＋H2O(g)　 ΔH＝ -50 kJ/mol 低溫 0.28mol/(L·min) < 33.3% b 20 ac

【解析】

(1)根據蓋斯定律對已知熱化學方程式進行加合運算。

(2) 由CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(g)＋H2O(g) 的ΔH、ΔS的正負，再根據ΔH－TΔS<0時反應才能自發進行，確定該反應自發進行的溫度條件。由圖像分析，初始只投入了反應物，從正反應開始，第8min后反應已處于平衡狀態，根據反應速率公式=計算H2的平均反應速率。根據逆反應速率受生成物濃度影響分析a、b兩點逆反應速率的相對大小。最后根據轉化率概念計算CO2的轉化率。

(3)從圖像分析，再一次實驗時起始投料不變，達到平衡所需要的時間縮短，平衡時H2的物質的量比甲曲線小，表明平衡向正反應方向移動。由此分析。

(4)根據相關數據先計算H2平衡時物質的量分數，再根據“某物質分壓＝總壓×某物質的物質的量分數”得到H2的平衡分壓。

(5)根據化學平衡狀態的特征分析。

(1)給已知的熱化學方程式編號①H2(g)+O2(g)=H2O (g) △H1= - 242kJ/mol。②CH3OH(g)+O2(g) =CO2(g)+2H2O(g) △H2= - 676kJ/mol。根據蓋斯定律，將①×3－②得：CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝(- 242kJ/mol)×3－(- 676kJ/mol)= -50 kJ/mol。即所求的熱化學方程式為CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH=-50 kJ/mol。

(2) 由反應CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH=-50 kJ/mol可知，該反應ΔH<0，ΔS<0，因為只有當ΔH－TΔS<0時該反應才能自發進行，因此只有T值較小時（即低溫）下才可能自發進行。由圖像知從a點到b點過程中Δc(H2)=－=2mol/L，Δt=8min－1min=7min，則用H2表示該反應的平均反應速率===0.28mol/(L·min)。反應開始時生成物濃度為0，逆反應速率為最小，反應開始后生成物濃度逐漸增大，逆反應速率逐漸增大，所以a、b兩點逆反應速率大小關系為：a<b。由圖像可知b、c兩點處于平衡狀態，平衡時H2的物質的量為2mol，參加反應的H2的物質的量Δn(H2)=8mol－2mol=6mol，根據反應方程式計量數得CO2的轉化量Δn(CO2)=·Δn(H2)= ×6mol=2mol，所以達平衡時CO2的轉化率=×100%=×100%=33.3%。

(3)分析圖像可知，再一次實驗的初始投料相同，達到平衡所用時間縮短，平衡向正反應方向移動。a.催化劑不會使平衡移動，a項錯誤；b.對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率增大，平衡向氣體體積減小的方向移動，所以增大壓強，該反應達到平衡所用時間縮短，平衡向正反應方向移動，b項正確；c.升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，即該反應向逆反應方向移動，c項錯誤；d.由圖像知初始時H2的濃度沒有變化，d項錯誤；答案選b。

(4)曲線甲的b點達到平衡時H2的物質的量為2mol，由“三段式”分析如下：

平衡時H2的物質的量分數=×100%=20%，則H2的平衡分壓=100MPa×20%=20MPa。

(5)a. 由反應CO2(g)＋3H2(g)＝CH3OH(g)＋H2O(g)可知，反應過程中CO2和H2轉化量之比=1:3，但初始時CO2和H2的物質的量之比=6mol:8mol=3:4≠1:3，因此反應過程中CO2和H2的轉化率之比≠1:3，且一直在變化，只有達到平衡狀態時CO2和H2的轉化率之比才不變，所以CO2與H2的轉化率之比不變，能標志該反應達到化學平衡狀態，a項正確；b.υ(生成H2)表示逆反應速率，υ(消耗H2O)也表示逆反應速率，不能確定此時反應是否達到化學平衡狀態。所以υ(生成H2) : υ(消耗H2O) = 3:1，不能標志該反應達到化學平衡狀態，b項錯誤；c.根據質量守恒，反應過程中混合氣體總質量（m總）不變，由反應方程式知，在反應過程中混合氣體的總物質的量（n總）一直減小，根據混合氣體的相對分子質量公式=可推知，混合氣體的相對分子質量在反應過程中一直在變化，只有達到平衡狀態時才不變，所以混合氣體的相對分子質量不變，能標志該反應達到化學平衡狀態，c項正確；d.根據“某物質分壓＝總壓×某物質的物質的量分數”可知，物質分壓與對應組分的物質的量成正比，由反應方程式計量數知，生成甲醇與水蒸氣的物質的量之比一直等于1:1，因此反應過程中甲醇與水蒸氣的分壓比一直不變，所以甲醇與水蒸氣的分壓比不變，不能標志該反應達到化學平衡狀態，d項錯誤；答案選ac。