Question

3．甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應(yīng)用的廣闊前景，研究甲醇具有重要意義．
（1）工業(yè)上可用C0₂和H₂制取甲醇，已知下列反應(yīng)的能量變化圖：
則由二氧化碳和氫氣制備甲醇的熱化學(xué)方程式為CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-50KJ/mol．
（2）某化學(xué)研究性學(xué)習(xí)小組模擬用CO和H₂合成甲醇，其反應(yīng)為：CO（g）+2H₂（g）
CH₃0H（g）△H＜O．在容積固定為2L的密閉容器內(nèi)充人1mol CO和2mol H₂，加入合適的催化劑（體積可以忽略不計(jì)）、保持250℃不變發(fā)生上述反應(yīng)，用壓力計(jì)監(jiān)測(cè)容器內(nèi)壓強(qiáng)的變化如下：

反應(yīng)時(shí)間/min	O	5	10	15	20	25
壓強(qiáng)/MPa	12.6	10.8	9.5	8.7	8.4	8.4

則反應(yīng)從開始到20min時(shí)，以CO濃度變化表示的平均反應(yīng)速率V（CO）=0.0125mol/（L•min），該溫度下平衡常數(shù)K=4，若升高溫度則K值減小（填增大、減小或不變）．

Answer 1

分析 （1）圖象分析書寫熱化學(xué)方程式為：①CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol，②CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（l）△H=-91KJ/mol；依據(jù)蓋斯定律②-①計(jì)算得到；
（2）通過（1）寫出的熱化學(xué)方程式可知反應(yīng)是氣體體積減小的放熱反應(yīng)，當(dāng)減小到20min時(shí)反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，依據(jù)反應(yīng)速率概念V=$\frac{△c}{△t}$計(jì)算速率，平衡常數(shù)是利用平衡狀態(tài)下生成物濃度冪次方乘積除以反應(yīng)物濃度的冪次方乘積得到；對(duì)于放熱反應(yīng)，溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)會(huì)減�。�

解答 解：（1）圖象分析書寫熱化學(xué)方程式為：①CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol，②CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（l）△H=-91KJ/mol；依據(jù)蓋斯定律②-①得到：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-50KJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+3H₂（g）=CH₃OH（l）+H₂O（l）△H=-50KJ/mol；
（2）從反應(yīng)開始到20min時(shí)，設(shè)CO的濃度變化量是x，
              CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
初始濃度（mol/L）：0.5 1 　　　　 0
變化濃度（mol/L）：x 2x 　　　　 x
平衡濃度（mol/L）：0.5-x 1-2x 　　　　 x
根據(jù)反應(yīng)前后壓強(qiáng)之比等于物質(zhì)的量之比，則$\frac{3}{3-4x}$=$\frac{12.6}{8.4}$，解得x=0.25mol/L，
從反應(yīng)開始到20min時(shí)，以CO表示的平均反應(yīng)速率v=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{0.25mol/L}{20min}$=0.0125mol/（L•min），
平衡常數(shù)K=$\frac{c（CH{\;}_{3}OH）}{c（CO）c{\;}^{2}（H{\;}_{2}）}$=$\frac{0.25mol/L}{0.25mol/L×（0.5mol/L）{\;}^{2}}$=4，
對(duì)于該放熱反應(yīng)，溫度升高，化學(xué)平衡常數(shù)會(huì)減�。桓鶕�(jù)△G=△H-T△S可知，該反應(yīng)為熵減的反應(yīng)，所以T值越小，△G＜0的可能性就越大，所以要反應(yīng)自發(fā)進(jìn)行，最好要在低溫下，
故答案為：0.0125mol/（L•min）；4；減�。�

點(diǎn)評(píng) 本題涉及蓋斯定律的應(yīng)用、化學(xué)反應(yīng)速率和平衡常數(shù)的計(jì)算及化學(xué)平衡移動(dòng)的有關(guān)知識(shí)，綜合性強(qiáng)，有一定的難度．