Question

【題目】甲醇是一種可再生能源，由CO2制備甲醇的過程可能涉及的反應如下：

反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H1=-49.58kJ·mol-1

反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2

反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=-90.77kJ·mol-1

回答下列問題：

(1)反應Ⅱ的△H2=______________。

(2)反應Ⅲ能夠自發(fā)進行的條件是______________(填“較低溫度”、“ 較高溫度”或“任何溫度”)。

(3)恒溫，恒容密閉容器中，對于反應Ⅰ，下列說法中能說明該反應達到化學平衡狀態(tài)的是________。

A.混合氣體的密度不再變化

B.混合氣體的平均相對分子質量不再變化

C.CO2、H2、CH3OH、H2O的物質的量之比為1：3：1：1

D.甲醇的百分含量不再變化

(4)對于反應Ⅰ，不同溫度對CO2的轉化率及催化劑的效率影響如圖所示，下列有關說法不正確的是____。

A.其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO2的平衡轉化率可能位于M1

B.溫度低于250℃時，隨溫度升高甲醇的產率增大

C.M點時平衡常數比N點時平衡常數大

D.實際反應應盡可能在較低的溫度下進行，以提高CO2的轉化率

(5)若在1L密閉容器中充入3molH2和1molCO2發(fā)生反應Ⅰ，則圖中M點時，產物甲醇的體積分數為_____；該溫度下，反應的平衡常數K=__________；若要進一步提高甲醇積分數�？刹扇〉拇胧┯�________。

Answer 1

【答案】 +41.19kJ·mol-1 較低溫度 BD ABD 16.7% 0.148(或者) 增大壓強(降低溫度)

【解析】試題分析：(1)根據蓋斯定律計算反應Ⅱ的△H2；(2)根據 判斷反應Ⅲ能夠自發(fā)進行的條件；(3)根據平衡標志判斷恒溫、恒容密閉容器中反應Ⅰ是否達到平衡狀態(tài)；(4)根據影響反應速率、平衡移動的因素分析。(5)利用“三段式”計算甲醇的體積分數、反應的平衡常數；根據影響平衡移動的因素分析。

解析：(1)根據蓋斯定律，反應Ⅰ－反應Ⅲ，得CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2=-49.58kJ·mol-1-(-90.77kJ·mol-1)= +41.19kJ·mol-1；(2) CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H3=-90.77kJ·mol-1，該反應 ， 才能自發(fā)進行，所以反應Ⅲ能夠自發(fā)進行的條件是較低溫度；(3)反應前后氣體的質量不變、容器體積不變，所以密度是恒量 ，混合氣體的密度不再變化，不一定平衡，故A錯誤；反應前后氣體的質量不變，氣體物質的量是變量，根據 ，混合氣體的平均相對分子質量是變量，混合氣體的平均相對分子質量不再變化，一定達到平衡狀態(tài)，故B正確； 物質濃度保持不變是平衡狀態(tài)，CO2、H2、CH3OH、H2O的物質的量之比為1：3：1：1時，不一定平衡，故C錯誤；甲醇的百分含量是變量，甲醇的百分含量不再變化，一定達到平衡狀態(tài)，故D正確； (4) A.催化劑不能使平衡發(fā)生移動，所以其他條件不變，若不使用催化劑，則250℃時CO2的平衡轉化率仍位于M，故A錯誤； B.反應放熱，升高溫度平衡逆向移動，隨溫度升高甲醇的產率降低，故B錯誤；C. 反應放熱，升高溫度平衡逆向移動，M點時平衡常數比N點時平衡常數大，故C正確； D.溫度太低，反應速率太慢，實際生產應考慮反應速率和CO2的轉化率兩個因素，故D錯誤。

(5)

產物甲醇的體積分數為 ；平衡常數K= ；增大壓強、降低溫度，平衡正向移動，可以提高甲醇體積分數增大。