Question

【題目】煤氣化和液化是現(xiàn)代能源工業(yè)中重點(diǎn)考慮的能源綜合利用方案。最常見的氣化方法為用煤生產(chǎn)水煤氣，而當(dāng)前比較流行的液化方法為用煤生產(chǎn)CH3OH。

（1）已知：CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（g）+H2O（g）△H1

2CO（g）+O2（g）=2CO2（g）△H2

2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H3

則反應(yīng)CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）的△H=_____。

（2）如圖是該反應(yīng)在不同溫度下CO的轉(zhuǎn)化率隨時(shí)間變化的曲線。

①T1和T2溫度下的平衡常數(shù)大小關(guān)系K1_____K2是不后填“>”、“<”或“=”）。

②由CO合成甲醇時(shí)，CO在250℃、300℃、350℃下達(dá)到平衡時(shí)轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系曲線如下圖所示，則曲線c所表示的溫度為_____℃。實(shí)際生產(chǎn)條件控制在250℃、1.3×104kPa左右，選擇此壓強(qiáng)的理由是_____。

③以下有關(guān)該反應(yīng)的說法正確的是_____（填序號(hào)）

A.恒溫、恒容條件下，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不再發(fā)生變化，則可逆反應(yīng)達(dá)到平衡

B.一定條件下，H2的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時(shí)，可逆反應(yīng)達(dá)到平衡。

C.使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時(shí)間并提高CH3OH的產(chǎn)率。

D.某溫度下，將2mo1CO和6molH2充入2L密閉容器中，充分反應(yīng)，達(dá)到平衡后，測得c（CO）=0.2mol·L-1，則CO的轉(zhuǎn)化率為80%

（3）一定溫度下，向2L固定體積的密閉容器中加入1molCH3OH（g），發(fā)生反應(yīng)：CH3OH（g）CO（g）+2H2（g），H2的物質(zhì)的量隨時(shí)間變化的曲線如圖所示。

0~2min內(nèi)的平均反應(yīng)速率v（CH3OH）=_____。該溫度下，反應(yīng)CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）的平衡常數(shù)K=_____。相同溫度下，在一個(gè)恒容容器中加入一定量的CO和H2，發(fā)生反應(yīng)2H2(g)+CO（g）=CH3OH（g）的平衡常數(shù)K=_____.相同溫度下，若開始時(shí)加入CH3OH（g）的物質(zhì)的量是原來的2倍，則____是原來的2倍。

A.平衡常數(shù) B. CH3OH的平衡濃度 C.達(dá)到平衡的時(shí)間 D.平衡時(shí)氣體的密度

Answer 1

【答案】 > 350 在1.3×104kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失 AD 0.125molL-1min-1 0.25 4 D

【解析】

（1）已知：①CO2（g）+3H2（g）═CH3OH（g）+H2O（g）△H1

②2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H2

③2H2（g）+O2（g）═2H2O（g）△H3

可利用蓋斯定律將①+×②- -×③計(jì)算CO（g）+2H2（g）═CH3OH（g）的△H=；

（2）①由圖象可知升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，說明平衡逆向移動(dòng)；

②升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高，即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×104kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失；

③A．反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡；

B．無論是否達(dá)到平衡狀態(tài)，都存在H2的消耗速率是CO的消耗速率的2倍；

C．催化劑不能使平衡發(fā)生移動(dòng)；

D．計(jì)算c（CO）以及剩余CO的物質(zhì)的量，可計(jì)算轉(zhuǎn)化率．

（3）平衡時(shí)氫氣的濃度為0.5mol/L，v（H2）==0.25molL-1min-1，則v（CH3OH）=0.125molL-1min-1，計(jì)算平衡濃度，可計(jì)算平衡常數(shù)，CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）的平衡常數(shù)是該反應(yīng)的逆反應(yīng)，體積不變的容器中，反應(yīng)物與生成物全是氣體，質(zhì)量加倍，密度加倍。

(1)已知：①CO2（g）+3H2（g）═CH3OH（g）+H2O（g）△H1

②2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H2

③2H2（g）+O2（g）═2H2O（g）△H3

可利用蓋斯定律將①+×②-×③計(jì)算CO（g）+2H2（g）═CH3OH（g）的△H=；，

故答案為：；

(2)①由圖象可知升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，說明平衡逆向移動(dòng)，則K減小，即K1>K2，故答案為：>；

②升高溫度CO的轉(zhuǎn)化率降低，曲線c轉(zhuǎn)化來看最低，溫度應(yīng)最高,即為350℃，根據(jù)CO在不同溫度下的平衡轉(zhuǎn)化率與壓強(qiáng)的關(guān)系圖2，可以知道在1.3×104kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失，

故答案為：350；在1.3×104kPa下，CO的轉(zhuǎn)化率已經(jīng)很高，如果增加壓強(qiáng)CO的轉(zhuǎn)化率提高不大，而生產(chǎn)成本增，得不償失；

③A. 反應(yīng)前后氣體的物質(zhì)的量不等，恒溫、恒容條件下同，若容器內(nèi)的壓強(qiáng)不發(fā)生變化，可說明可逆反應(yīng)達(dá)到平衡，故A正確；

B. 無論是否達(dá)到平衡狀態(tài),都存在H2的消耗速率是CO的消耗速率的2倍，不能判斷是否達(dá)到平衡狀態(tài)，故B錯(cuò)誤；

C. 使用合適的催化劑能縮短達(dá)到平衡的時(shí)間，但不能使平衡發(fā)生移動(dòng)，故C錯(cuò)誤；

D. 某溫度下，將2molCO和6molH2充入2L密閉容器中，充分反應(yīng),達(dá)到平衡后，測得c(CO)=0.2mol/L，則剩余0.4molCO，則CO的轉(zhuǎn)化率為（2mol0.4mol）÷2mol×100%=80%，故D正確，

故答案為：AD；

(3)平衡時(shí)氫氣的濃度為0.5mol/L，v（H2）==0.25molL-1min-1，則v（CH3OH）=0.125molL-1min-1，

代入公式K=0.5×0.5×0.25÷0.25=0.25，求得該反應(yīng)的化學(xué)平衡常數(shù)為0.25(molL)2。

CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)的平衡常數(shù)是該反應(yīng)的逆反應(yīng)，所以系數(shù)是其倒數(shù)，應(yīng)為4，

體積不變的容器中，反應(yīng)物與生成物全是氣體，質(zhì)量加倍，故密度加倍，

故答案為：0.125molL-1min-1；0.25；4；D。