Question

【題目】某溫度下，H2（g）＋CO2（g）H2O（g）＋CO（g）的平衡常數K＝9/4，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，下列判斷不正確是

起始濃度	甲	乙	丙
c（H2）/mol·L－1	0.010	0.020	0.020
c（CO2）/mol·L－1	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0.012 mol·L－1

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】

試題分析：對于甲容器：H2（g）+CO2（g） H2O（g）+CO（g）

開始（mol/L）： 0.01 0.01 0 0

變化（mol/L）： x x x x

平衡（mol/L）： 0.01-x 0.01-x x x

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。