Question

14．“潔凈煤技術”研究在世界上相當普遍．
（1）科研人員通過向地下煤層（焦炭）氣化爐中鼓入水蒸氣的方法，連續(xù)產出了高熱值
的煤炭氣，其主要成分是CO和H₂．
已知：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-241.8kJ•mol^-1
C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H₂=-110.5kJ•mol^-1
則生產煤炭氣的熱化學方程式為C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1．
（2）CO在催化劑作用下可以與H₂反應生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．
在2L密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示．
①關于上述反應在化學平衡狀態(tài)時的描述正確的是ABC．
A．CO的含量保持不變
B．v_正（CO）=v_正（CH₃OH）
C．容器中混合氣體的平均相對分子質量保持不變
②該圖象中P₁＜P₂（填“＞”、“=”或“＜”）；
該反應逆反應的△H＜0 （填“＞”、“=”或“＜”）．
③該反應的化學平衡常數表達式為K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）×c（CO）}$，M、N、Q三點的平衡常數K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q．
④M、N兩點平衡狀態(tài)下，容器中總物質的物質的量之比為：n（M）_總：n（N）_總=10：7．
（3）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ/mol
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-566.0kJ/mol
③H₂O（g）═H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol
寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學方程式：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8kJ∕mol．

Answer 1

分析 （1）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-241.8kJ•mol^-1②C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H₂=-110.5kJ•mol^-1②-①得到：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g），根據蓋斯定律來計算；
（2）①反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發(fā)生變化，可由此進行判斷；
②升高溫度CO的轉化率減小，據此判斷反應的吸放熱情況；相同溫度下，同一容器中，增大壓強，平衡向正反應方向移動，則CO的轉化率增大；
③K=$\frac{各個生成物平衡濃度系數次冪之積}{各個反應物平衡濃度系數次冪之積}$；化學平衡常數只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數減小；
④M點時，CO轉化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉化率為80%，參加反應的n（CO）=10mol×80%=8mol，還剩余2molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-8mol×2=4mol，生成n（CH₃OH）=8mol，據此計算其物質的量之比；
（3）根據熱化學方程式利用蓋斯定律計算反應熱并書寫熱化學方程式．

解答 解：（1）①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-241.8kJ•mol^-1
②C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H₂=-110.5kJ•mol^-1
②-①得到：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g），根據蓋斯定律得到△H=-110.5kJ•mol^-1+241.8kJ•mol^-1=+131.3kJ•mol^-1，
則生產煤炭氣的熱化學方程式為C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g），△H=+131.3kJ•mol^-1，
故答案為：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1；
（2）①A．CO的含量保持不變是化學平衡的特征，故A正確；
B．v_正（CO）=v_正（CH₃OH）可以說明正逆反應速率相等，達到了平衡，故B正確；
C．容器中混合氣體的平均相對分子質量等于質量和物質的量的比值，質量始終守恒，物質的量會變化，所以混合氣體的平均相對分子質量保持不變，說明反應達到了平衡，故C正確，故選ABC；
 ②相同溫度下，同一容器中，增大壓強，平衡向正反應方向移動，則CO的轉化率增大，根據圖象知，p₁小于p₂，升高溫度CO的轉化率減小，平衡逆向移動，所以反應是放熱反應，焓變小于零，
故答案為：＜；＜；
③化學平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）×c（CO）}$，K只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數減小，根據圖象知，溫度：M=N＜Q，則若M、N、Q三點的平衡常數K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q；
故答案為：$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{{c}^{2}（{H}_{2}）×c（CO）}$；K_M=K_N＞K_Q；
④M點時，CO轉化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉化率為80%，參加反應的n（CO）=10mol×80%=8mol，還剩余2molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-8mol×2=4mol，生成n（CH₃OH）=8mol，所以容器中總物質的物質的量之比為：n（M）_總：n（N）_總=（5+10+5）mol：（2+4+8）mol=10：7，
故答案為：10：7；
（3）①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-1275.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-566.0kJ•mol^-1
③H₂O（g）═H₂O（l）△H=-44.0kJ•mol^-1
根據蓋斯定律，將已知反應$\frac{1}{2}$×（①-②+③×4）得到CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l），所以該反應的△H=$\frac{1}{2}$×[（-1275.6kJ/mol）-（-566.0kJ/mol）+（-44.0kJ/mol）×4]=-442.8kJ•mol^-1，即CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8kJ•mol^-1，
故答案為：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8kJ•mol^-1．

點評 本題考查了蓋斯定律的應用、轉化率與溫度、壓強關系，明確溫度、壓強對該反應平衡影響是解本題關鍵，題目綜合性較強，是對學生能力的考查，難度中等．