Question

【題目】工業(yè)上利用CO和H2合成甲醇，而CO和H2來源于煤的氣化�；卮鹣铝袉栴}。

（I）.（1）己知：①H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol

②C(s)+ O2(g)=CO(g) △H2=-110.5kJ/mol

則焦炭與水蒸氣反應的熱化學方程式為_____________。

（2）已知反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H=-99kJ/mol中的相關化學鍵鍵能如下：

則x=________

（II）(3)在一容積可變的密閉容器中，lmolCO與2molH2發(fā)生反應：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g), CO在不同溫度下的平衡轉化率(a)與總壓強的關系如下圖所示。

①該反應的△S_____0，圖中的Tl____T2（填“>”、“<”或“=”)。

②該合成反應的溫度一般控制在240～270℃，選擇此溫度范圍的原因有：________。

③圖中a點時以CH3OH的物質的量分數(shù)為_______，該反應的壓強平衡常數(shù)為Kp=______(KPa)-2（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×物質的量分數(shù)）。

（4）利用合成氣(主要成分為CO和H2)合成甲醇，發(fā)生主要反應如下：

I: CO(g)+2H2(g) CH3OH(g) △H1

II：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) △H2

III：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) △H31

上述反應對應的平衡常數(shù)分別為K1、K2、K3，它們隨溫度變化曲線如下圖所示。

則△H1______△H3（填“>”、“<”或“=”)。理由是____________。

Answer 1

【答案】 C(s)+H2O(g)===CO(g) + H2 (g) △H2=+131. 3 kJ/mol 1076 < < 此溫度范圍下的催化劑活性高；溫度低于240℃，反應速率太慢；同時該反應為放熱反應，溫度高于270℃，化學平衡逆向移動，轉化率降低 0.25 1.6×10－7 ＜ 由圖可知，隨著溫度升高，K2減小，則△H2＞0，根據(jù)蓋斯定律又得△H3＝△H1＋△H2，所以△H1＜△H3（1分）

【解析】（I）（1）己知：①H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) △H1=-241.8kJ/mol，

②C(s)+ O2(g)=CO(g) △H2=-110.5kJ/mol，根據(jù)蓋斯定律可知由②-①可得C(s)+H2O(g)===CO(g) + H2 (g) ，則△H2=（-110.5kJ/mol）-（-241.8kJ/mol）=+131. 3 kJ/mol ；即焦炭與水蒸氣反應的熱化學方程式為C(s)+H2O(g)===CO(g) + H2 (g) △H2=+131. 3 kJ/mol ；

（2）反應焓變=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和，即CO（g）+2H2（g）CH3OH（g），x+2×436-413×3-343-465=-99，解之得x=1076；

（II）①反應CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)正方向是氣體物質的量總和減小的方向，則△S＜0，壓強相同時一氧化碳的轉化率高，所以平衡正向移動，而正反應是放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，CO的平衡轉化率減小，故Tl＜T2；

②當溫度低于240℃，反應速率太慢；同時該反應為放熱反應，溫度高于270℃，化學平衡逆向移動，轉化率降低，可見該合成反應的溫度一般控制在240～270℃，并且此時催化劑活性高；

③a點的一氧化碳轉化率為50%，總壓為0.5MPa，
CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
起始量（mol）12 0
變化量（mol）x2xx
平衡量（mol）1-x2-2x x
而一氧化碳轉化率為50%，所以x=0.5mol，a點時以CH3OH的物質的量分數(shù)為×100%=25%；Kp==1.6×10-7（kPa）-2；

（4）由圖可知，隨著溫度升高，K2減小，則△H2＞0，根據(jù)蓋斯定律又得△H3＝△H1＋△H2，所以△H1＜△H3。