Question

16．煤氣化和液化是現(xiàn)代能源工業(yè)中重點考慮的能源綜合利用方案．最常見的氣化方法為用煤生產水煤氣，而當前比較流行的液化方法為用煤生產CH₃OH．已知制備甲醇的有關化學反應及平衡常數(shù)如下：
①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g）△H ₁=-90.8KJ/mol，
②CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H ₂=-41.2kJ/mol，
③CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃
850℃平衡常數(shù)分別為k₁=160，K₂=243，K₃=160，甲醇可以與乙酸反應制香料CH₃OH（l）+CH₃COOH（l）→CH₃COOCH₃（l）+H₂O（l）
（1）則反應△H ₃=-132.0 kJ/mol  制香料的K的表達式$\frac{c（C{H}_{3}COOC{H}_{3}）c（{H}_{2}O）}{c（C{H}_{3}OH）c（C{H}_{3}COOH）}$
（2）由CO合成甲醇時，以下有關該反應的說法正確的是AD（填序號）．
A．恒溫、恒容條件下，若容器內的壓強不發(fā)生變化，則可逆反應達到平衡
B．一定條件下，H₂ 的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時，可逆反應達到平衡
C．使用合適的催化劑能縮短達到平衡的時間并提高CH₃OH的產率
D．某溫度下，將2mol CO和6mol H₂ 充入2L密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c （CO）=0.2mol•L^- 1，則CO的轉化率為80%
（3）850℃時，在密閉容器中進行反應①開始時只加入CO₂、H₂，反應10min后測得各組分的濃度如下比較正逆反應的速率的大�。簐_正＞v_逆（填“＞、＜或=”）   該時間段內反應速率v（H₂）=0.12mol/（L•min）

物質	H2	CO2	CH3 OH	H2 O
濃度（mol/L）	0.2	0.2	0.4	0.4

（4）在一定條件下3L恒容密閉容器中，充入一定量的H₂和CO₂僅發(fā)生反應①，實驗測得反應物在不同起始投入量下，反應體系中CO₂的平衡轉化率與溫度的關系曲線，如圖1所示．

①H₂和CO₂的起始的投入量以A和B兩種方式投入
A：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=1.5mol
B：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=2mol，曲線I代表哪種投入方式A（用A、B表示）
②在溫度為500K的條件下，按照A方式充入3mol H₂和1.5mol CO₂，該反應10min時達到平衡，在此條件下，系統(tǒng)中CH₃OH的濃度隨反應時間的變化趨勢如圖2所示，當反應時間達到3min時，迅速將體系溫度升至600K，請在圖2中畫出3～10min內容器中CH₃OH濃度的變化趨勢曲線．

Answer 1

分析 （1）①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g）△H ₁=-90.8KJ/mol，
②CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H ₂=-41.2kJ/mol，
③CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃
依據(jù)蓋斯定律計算①+②得到CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃；平衡常數(shù)K=$\frac{生成物平衡濃度冪次方乘積}{反應物平衡濃度冪次方乘積}$；
（2）CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃=-132.0 kJ/mol，反應是氣體體積減小的放熱反應，依據(jù)化學平衡影響因素和平衡移動原理分析判斷選項；
（3）850℃平衡常數(shù)分別為k₁=160，計算濃度商和平衡常數(shù)比較判斷反應進行方向，
                           CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g），
起始量（mol/L） 0.6          1.4               0                  0
變化量（mol/L） 0.4          1.2             0.4               0.4
10min量（mol/L）0.2        0.2             0.4              0.4
反應速率v=$\frac{△c}{△t}$；
（4）①圖象分析相同溫度下，兩種反應物，增大一種物質的量會提高另一種物質的轉化率；
②將體系溫度升至600K，根據(jù)升高溫度，平衡向著吸熱方向來進行回答．

解答 解：（1）①CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g）△H ₁=-90.8KJ/mol，
②CO（g）+H₂O（g）═CO₂（g）+H₂（g）△H ₂=-41.2kJ/mol，
③CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃
依據(jù)蓋斯定律計算①+②得到CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃=-132.0 kJ/mol，甲醇可以與乙酸反應制香料CH₃OH（l）+CH₃COOH（l）→CH₃COOCH₃（l）+H₂O（l）平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}COOC{H}_{3}）c（{H}_{2}O）}{c（C{H}_{3}OH）c（C{H}_{3}COOH）}$，
故答案為：-132.0 kJ/mol；$\frac{c（C{H}_{3}COOC{H}_{3}）c（{H}_{2}O）}{c（C{H}_{3}OH）c（C{H}_{3}COOH）}$；
（2）CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H ₃=-132.0 kJ/mol，反應是氣體體積減小的放熱反應，
A．反應前后氣體體積變化，恒溫、恒容條件下，若容器內的壓強不發(fā)生變化，則可逆反應達到平衡，故A正確；
B．一定條件下，H₂ 的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時，表明反應正向進行，不能說明可逆反應達到平衡，故B錯誤；
C．催化劑改變反應速率，不改變化學平衡，使用合適的催化劑能縮短達到平衡的時間，但不能提高CH₃OH的產率，故C錯誤；
D．某溫度下，將2mol CO和6mol H₂ 充入2L密閉容器中，充分反應，達到平衡后，測得c （CO）=0.2mol•L^-1，則CO的轉化率=$\frac{2mol-0.2mol/L×2L}{2mol}$×100%=80%，故D正確；
故答案為：AD；
（3）850℃平衡常數(shù)分別為k₁=160，CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g），濃度商Qc=$\frac{0.4×0.4}{0.2×0．{2}^{3}}$=100＜K=160，說明反應正向進行，v_正＞v_逆 ，
                            CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂ O（g），
起始量（mol/L） 0.6            1.4                 0                 0
變化量（mol/L） 0.4            1.2               0.4              0.4
10min量（mol/L）0.2         0.2               0.4              0.4
該時間段內反應速率v（H₂）=$\frac{1.2mol/L}{10min}$=0.12mol/（L•min），
故答案為：＞；0.12mol/（L•min）；
（4）①A：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=1.5mol，B：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=2mol，二者比較B相當于增大二氧化碳的量，轉化率小于A，所以曲線 I代表A的投料，
故答案為：A．
②在溫度為500K的條件下，充入3mol H₂和1.5mol CO₂，該反應10min時達到平衡，二氧化碳的轉化率是60%，
                  CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
初始濃度：0.5             1                  0                     0
變化濃度：0.21          0.63             0.21              0.21
平衡濃度：0.29         0.37               0.21              0.21
當反應時間達到3min時，迅速將體系溫度升至600K，則平衡正向進行，甲醇的濃度會增加，圖象為，
故答案為：；

點評 本題綜合考查學生蓋斯定律的應用、化學反應速率的計算、化學平衡移動的影響因素等知識，屬于綜合知識的考查，題目難度較大．