Question

甲醇是一種新型燃料，甲醇燃料電池即將從實驗室走向工業(yè)化生產．工業(yè)上一般以CO和H₂為原料合成甲醇，該反應的熱化學方程式為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ?mol^-1
（1）下列措施中有利于增大該反應的反應速率的是

CD

．
A．隨時將CH₃OH與反應混合物分離         B．降低反應溫度
C．增大體系壓強                        D．使用高效催化劑
（2）已知：CO（g）+

1

2

O₂（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ?mol^-1
H₂（g）+

1

2

O₂（g）═H₂O（g）△H₃=-242kJ?mol^-1
則表示1mol氣態(tài)甲醇完全燃燒生成CO₂和水蒸氣時的熱化學方程式為：

CH₃OH（g）+3/2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ?mol^-1

．
（3）在容積為2L的恒容容器中，分別研究在230℃、250℃和270℃三種溫度下合成甲醇的規(guī)律．下圖是上述三種溫度下不同的H₂和CO的起始組成比（起始時CO的物質的量均為2mol）與CO平衡轉化率的關系．請回答：
①在上述三種溫度中，曲線Z對應的溫度是

270℃

．
②利用圖中a點對應的數(shù)據(jù)，計算出曲線Z在對應溫度下CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g） 的平衡常數(shù)K=

4L²?mol^-2

．

Answer 1

分析：（1）根據(jù)平衡移動原理進行判斷，溫度升高，反應速率加快，使用催化劑，反應速率加快；
（2）根據(jù)蓋斯定律和題中熱化學方程式寫出甲醇完全燃燒生成二氧化碳的熱化學方程式；
（3）①合成甲醇的反應是放熱反應，溫度升高，轉化率降低；
②根據(jù)平衡常數(shù)表達式和一氧化碳的轉化率求算．

解答：解：（1）A、隨時將CH₃OH與反應混合物分離，沒有改變反應速率，故A錯誤；
B、溫度降低，反應速率變小，故B錯誤；
C、壓強增大，反應速率加快，故C正確；
D、使用催化劑，反應速率加快，故D正確；
故選C D；
（2）根據(jù)反應①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）；△H₁=-116kJ?mol^-1，
  ②CO（g）+

1

2

O2（g）═CO₂（g）△H₂=-283kJ?mol^-1，
           ③H₂（g）+

1

2

O₂（g）═H₂O（g）△H₃=-242kJ?mol^-1 ，
      根據(jù)蓋斯定律：①-②-③×2得：
 CH₃OH（g）+3/2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ?mol^-1，
故答案是：CH₃OH（g）+3/2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-651kJ?mol^-1；
（3）①根據(jù)反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ?mol^-1，是放熱反應，溫度越高，轉化率越低，所以曲線Z對應的溫度是270℃，
故答案是：270℃；
  ②該反應的平衡常數(shù)K=

c(CH3OH)

c(CO)?c(H2)2

，
a點時，CO轉化率50%，反應消耗了2mol×50%=1molCO，消耗氫氣2mol
剩余1molCO，n（H₂）=3mol-2mol=1mol，生成1mol甲醇，
a點各組分的濃度是：c（CH₃OH）=

1mol

2L

=0.5mol/L，c（CO）=

1mol

2L

=0.5mol/L，c（H₂）=

1mol

2L

=0.5mol/L，
帶人表達式得：K=

0.5mol?L-1

0.5mol?L-1×(0.5mol?L-1)2

=4L²?mol^-2，
故答案是：4L²?mol^-2．

點評：本題考查了影響反應速率的因素及反應平衡常數(shù)的計算、熱化學方程式的書寫等知識，注意蓋斯定律的應用，本題難度中等．