Question

9．甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，工業(yè)上一般可采用如下反應來合成甲醇：2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）
（1）該反應的平衡常數(shù)表達式K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•{c}^{2}（{H}_{2}）}$
（2）下列各項中，不能夠說明該反應已達到平衡的是bd
a．恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發(fā)生變化
b．恒溫、恒容條件下，容器內的氣體密度不發(fā)生變化
c．一定條件下，CO、H₂和CH₃CH的濃度保持不變
d．一定條件下，單位時間內生成1mol H₂，同時生成1mol CH₃OH
e．混合氣體的平均相對分子質量不再變化
（3）下表所列數(shù)據(jù)是該反應在不同溫度下的化學平衡常數(shù)（K）

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

①若容器容積不變，可增加甲醇產(chǎn)率的措施是降低溫度或及時分離甲醇．
②其他條件相同時，在上述三個溫度下分別發(fā)生該反應．300℃時，H₂的轉化率隨時間的變化如圖所示，請補充完成250℃時H₂的轉化率隨時間的變化示意圖．
（4）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-b kJ•mol^-1
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ•mol^-1
則 CH₃OH（l）+O₂（g）═CO（g）+2H₂O（l）△H=$\frac{b-a-4c}{2}$  kJ•mol^-1．

Answer 1

分析 （1）平衡常數(shù)指平衡時各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值；
（2）化學反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度不再改變，由此衍生的一些物理量不變，以此進行判斷；
（3）①由表可知溫度越高平衡常數(shù)越小，說明正反應是放熱反應，由此分析解答；
②正反應是放熱反應，所以降低溫度平衡正向移動，氫氣的轉化率變大，但達平衡的時間變長，結合變化繪制曲線變化；
（4）利用蓋斯定律的原理解答．

解答 解：（1）可逆反應：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•{c}^{2}（{H}_{2}）}$，故答案為：K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•{c}^{2}（{H}_{2}）}$；
（2）a．恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發(fā)生變化，說明氣體的物質的量不變反應達平衡狀態(tài)，故正確；
b．恒溫、恒容條件下，容器內的氣體密度始終不變，故錯誤；
c．一定條件下，CO、H₂和CH₃CH的濃度保持不變，說明正逆反應速率相等，反應達平衡狀態(tài)，故正確；
d．一定條件下，單位時間內生成1mol H₂，同時生成1mol CH₃OH，速率之比不等于物質的量之比，故錯誤；
e．混合氣體的平均相對分子質量不再變化，說明氣體的物質的量不變反應達平衡狀態(tài)，故正確；

故答案為：bd；
（3）①由表可知溫度越高平衡常數(shù)越小，說明正反應是放熱反應，要使甲醇產(chǎn)率增大，使平衡正向移動，可采取降低溫度或及時分離甲醇，故答案為：降低溫度或及時分離甲醇； 
②由表中數(shù)據(jù)可知溫度降低，化學反應速率減小，平衡正向移動，H₂的轉化率增大；溫度升高，化學反應速率增大，平衡逆向移動，H₂的轉化率減小，則250℃和350℃時H₂的轉化率隨時間的變化示意圖為，故答案為：；
（4）已知：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）=2CO₂（g）+4H₂O（g）△H=-a kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-b kJ•mol^-1
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-c kJ•mol^-1
據(jù)蓋斯定律，[（①-②）+4×③]÷2得CH₃OH（l）+O₂（g）=CO（g）+2H₂O（l）△H=$\frac{b-a-4c}{2}$kJ•mol^-1，故答案為：$\frac{b-a-4c}{2}$．

點評 本題考查了化學平衡計算應用，平衡常數(shù)，蓋斯定律，影響平衡的因素和圖象繪制方法，掌握基礎是關鍵，題目難度中等．