Question

2．研究表明，在CuZnO₂催化劑存在下，CO₂和H₂可發(fā)生兩個平行反應，分別生成CH₃OH和CO，反應的熱化學方程式如下：
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁     平衡常數(shù)K₁    反應Ⅰ
CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g）△H₂=+41.2kJ•mol^-1平衡常數(shù)K₂   反應Ⅱ
（1）一定條件下，將n（CO₂）：n（H₂）=1：1的混合氣體充入絕熱恒容密閉容器中發(fā)生反應．下列事實可以說明反應CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）已達到平衡的是BCD
A 容器內(nèi)氣體密度保持不變     B  CO₂體積分數(shù)保持不變
C 該反應的平衡常數(shù)保持不變   D 混合氣體的平均相對分子質量不變
（2）研究證實，CO₂也可在酸性水溶液中通過電解生成甲醇，則生成甲醇的反應的電極反應式是CO₂+6e^-+6H⁺=CH₃OH+H₂O．
（3）反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)K₃=$\frac{{K}_{1}}{{K}_{2}}$（用K₁和K₂表示）．
（4）在恒壓密閉容器中，由CO₂和H₂進行反應I合成甲醇，在其它條件不變的情況下，探究溫度對化學平衡的影響，實驗結果如圖．
①△H₁＜0（填“＞”、“＜”或“=”）
②有利于提高CO₂平衡轉化率的措施有A（填標號）．
A．降低反應溫度
B．投料比不變，增加反應物的物質的量
C．增大CO₂和H₂的初始投料比
D．混合氣體中摻入一定量惰性氣體（不參與反應）
（5）在T₁溫度時，將1.00molCO₂和3.00molH₂充入體積為1.00L的恒容密閉容器中，容器起始壓強為P₀，僅進行反應I．
①充分反應達到平衡后，若CO₂轉化率為a，則容器的壓強與起始壓強之比為$\frac{2-a}{2}$（用a表示）．
②若經(jīng)過3h反應達到平衡，平衡后，混合氣體物質的量為3.00mol，則該過程中H₂的平均反應速率為0.500mol•L^-1•h^-1（保留三位有效數(shù)字）；平衡常數(shù)K可用反應體系中氣體物質分壓表示，即K表達式中用平衡分壓代替平衡濃度，分壓=總壓×物質的量分數(shù)．寫出上述反應壓力平衡常數(shù)K_P為$\frac{27}{64{{P}_{0}}^{2}}$（用P₀表示，并化簡）．

Answer 1

分析 （1）直接標志：①速率關系：正反應速率與逆反應速率相等；②反應體系中各物質的百分含量保持不變．間接標志：①混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量不隨時間的改變而改變（m+n≠p+q）；②各物質的濃度、物質的量不隨時間的改變而改變；③各氣體的體積、各氣體的分壓不隨時間的改變而改變．
A．CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）在密閉容器中m_{（混合氣體）}和v都不變，不能根據(jù)密度判斷平衡狀態(tài)；
B．混合氣體m+n≠p+q反應體系中CO₂的百分含量保持不變，達到平衡狀態(tài)；
C．平衡常數(shù)只與溫度有關，平衡常數(shù)變化，能判斷達到平衡狀態(tài)；
D．平均相對分子質量不變，由M_{（混合氣體）}=$\frac{m（混合氣體）}{n（混合氣體）}$可知，在密閉容器中能判斷平衡狀態(tài)；
（2）CO₂也可在酸性水溶液中通過電解生成甲醇，在電解池的陰極CO₂被還原生成甲醇；
（3）根據(jù)蓋斯定律CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₃=△H₁-△H₂計算；
（4）①圖中T₂＞T₁，溫度越高水蒸氣的含量越少，平衡逆向移動，所以正反應是放熱反應，所以△H₁＜0；
②A．降低反應溫度，平衡正向移動，CO₂平衡轉化率增大；
B．在恒壓密閉容器中，投料比不變，增加反應物的濃度，CO₂平衡轉化率不變；
C．增大CO₂和H₂的初始投料比，二氧化碳轉化率降低，而氫的轉化率增大；
D．混合氣體中摻入一定量惰性氣體，相當于減小壓強，平衡逆向移動，二氧化碳轉化率降低；
（5）在T₁溫度時，將1.00molCO₂和3.00molH₂充入體積為1.00L的恒容密閉容器中，容器起始壓強為P₀，僅進行反應I．
①容器的壓強與起始壓強之比為等于物質的量之比；
②根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$，求H₂的平均反應速率；K_p=$\frac{P（{H}_{2}O）•P（C{H}_{3}OH）}{P（C{O}_{2}）•{P}^{3}（{H}_{2}）}$．

解答 解：（1）A．由ρ_{（混合氣體）}=$\frac{m（混合氣體）}{V}$知，密閉容器中m_{（混合氣體）}和v都不變，比值不變，即ρ_{（混合氣體）}不變，密度不再改變不能達到平衡狀態(tài)，故A錯誤；
B．CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）反應前后體積不等，CO₂的體積分數(shù)保持不變時，即反應體系中CO₂的百分含量保持不變，達到平衡狀態(tài)，故B正確；
C．平衡常數(shù)只與溫度有關，絕熱恒容密閉容器中發(fā)生反應，該反應的溫度變化，所以平衡常數(shù)也變化，所以平衡常數(shù)能判斷達到平衡狀態(tài)，故C正確；
D．平均相對分子質量不變，由M_{（混合氣體）}=$\frac{m（混合氣體）}{n（混合氣體）}$，密閉容器中m_{（混合氣體）}不變，而n_{（混合氣體）}向正反應方向移動時減小，向逆反應方向移動時增大，故混合氣體的平均相對分子質量不變，平衡不移動，能達到平衡狀態(tài)，故D正確；
故選：BCD；
（2）CO₂也可在酸性水溶液中通過電解生成甲醇，C元素化合價降低，被還原，應為電解池的陰極反應，電極方程式為CO₂+6e^-+6H⁺=CH₃OH+H₂O，
故答案為：CO₂+6e^-+6H⁺=CH₃OH+H₂O；
（3）由CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁ 平衡常數(shù)K₁ 反應Ⅰ；
CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g）△H₂=+41.2kJ•mol^-8平衡常數(shù)K₂ 反應Ⅱ；
所以根據(jù)蓋斯定律CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₃=△H₁-△H₂，K₃=$\frac{{K}_{1}}{{K}_{2}}$，
故答案為：$\frac{{K}_{1}}{{K}_{2}}$；
（4）①圖中T₂＞T₁，溫度越高水蒸氣的含量越少，平衡逆向移動，所以正反應是放熱反應，所以△H₁＜0，
故答案為：＜；
②A．降低反應溫度，平衡正向移動，CO₂平衡轉化率增大，故A正確；
B．在恒壓密閉容器中，投料比不變，增加反應物的濃度，CO₂平衡轉化率不變，故B錯誤；
C．增大CO₂和H₂的初始投料比，二氧化碳轉化率降低，而氫的轉化率增大，故C錯誤；
D．混合氣體中摻入一定量惰性氣體，相當于減小壓強，平衡逆向移動，二氧化碳轉化率降低，故D錯誤；
故答案為：A；
（5）①CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
c（初）：1             3                 0                  0
c（變）：a            3a                 a                  a
c（平）：1-a           3-3a              a                  a
所以$\frac{{P}_{0}}{P}$=$\frac{4}{4-2a}$；$\frac{{P}_{0}}{P}$=$\frac{2-a}{2}$，
故答案為：$\frac{2-a}{2}$；
②平衡后，混合氣體物質的量為3.00mol，則反應的氫氣的物質的量為1.5mol，v=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{1.5mol}{1L}}{3h}$=0.500mol•L^-1•h^-1；
             CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）
c（初）：1              3                 0                    0
c（變）：0.5          1.5              0.5                  0.5
c（平）：0.5          1.5             0.5                   0.5

$\frac{P}{{P}_{0}}$=$\frac{1.5}{2}$，所以P=0.75P₀，K_p=$\frac{P（{H}_{2}O）•P（C{H}_{3}OH）}{P（C{O}_{2}）•{P}^{3}（{H}_{2}）}$=$\frac{\frac{0.5}{3}×0.75{P}_{0}×\frac{0.5}{3}×0.75{P}_{0}}{\frac{0.5}{3}×0.75{P}_{0}×（\frac{1.5}{3}×0.75{P}_{0}）^{3}}$=$\frac{27}{64{{P}_{0}}^{2}}$．
故答案為：0.500mol•L^-1•h^-1；$\frac{27}{64{{P}_{0}}^{2}}$．

點評 本題考查較為綜合，涉及化學平衡的計算，平衡移動以及電化學等知識，為高考常見題型，側重于學生的分析能力、計算能力的考查，注意電解池的工作原理等知識，題目難度中等，化學平衡計算為該題的難點．