Question

 “潔凈煤技術”研究在世界上相當普遍，科研人員通過向地下煤層氣化爐中交替鼓入空氣和水蒸氣的方法，連續(xù)產出了熱值高達122500～16000kJ•m^﹣3的煤炭氣，其主要成分是CO和H₂．CO和H₂可作為能源和化工原料，應用十分廣泛．

（1）已知：

C（s）+O₂（g）=CO₂（g）△H₁=﹣393.5kJ•mol^﹣1　　�、�

2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H₂=﹣483.6kJ•mol^﹣1　　 ②

C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H₃=+131.3kJ•mol^﹣1　  ③

則反應CO（g）+H₂（g）+O₂（g）=H₂O（g）+CO₂（g），△H=　　kJ•mol^﹣1．標準狀況下的煤炭氣（CO、H₂）33.6L與氧氣完全反應生成CO₂和H₂O，反應過程中轉移　　mol e^﹣．

（2）密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，在催化劑作用下反應生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）⇌CH₃OH（g）；CO的平衡轉化率（a）與溫度、壓強的關系如圖所示．

①若A、B兩點表示在某時刻達到的平衡狀態(tài)，此時在A點時容器的體積為V_AL，則該溫度下的平衡常數K=　　；A、B兩點時容器中物質的物質的量之比為n（A）_總：n（B）_總=　　．

②若A、C兩點都表示達到的平衡狀態(tài)，則自反應開始到達平衡狀態(tài)所需的時間t_A　　t_C（填“大于”、“小于”或“等于”）．

③在不改變反應物用量的情況下，為提高CO的轉化率可采取的措施是　　．

A 降溫     B 加壓     C 使用催化劑    D 將甲醇從混合體系中分離出來．

Answer 1

考點：

用蓋斯定律進行有關反應熱的計算；化學平衡的影響因素；轉化率隨溫度、壓強的變化曲線．

專題：

化學反應中的能量變化；化學平衡專題．

分析：

（1）依據熱化學方程式和蓋斯定律來計算得到；依據n=計算物質的量結合化學方程式的電子轉移計算；

（2）①A、B點是同溫度下的平衡，轉化率變化，但平衡常數不變，結合化學平衡三段式列式計算A處的平衡常數，A點一氧化碳轉化率為50%，B點一氧化碳轉化率為70%；

②C點溫度高速率達，達到平衡所需要的時間短；

③提高CO的轉化率可采取的措施是改變條件促使平衡正向進行．

解答：

解：（1）C（s）+O₂（g）=CO₂（g）△H₁=﹣393.5kJ/mol①

C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H₂=+131.3kJ/mol②

由蓋斯定律①﹣②得到CO（g）+H₂（g）+O₂（g）=H₂O（g）+CO₂（g）△H=﹣524.8KJ/mol；

在標準狀況下，33.6L的煤炭合成氣物質的量為1.5mol，與氧氣完全反應生成CO₂和H₂O，反應過程中2mol合成氣完全反應電子轉移4mol，所以1.5mol合成氣反應轉移電子3mol；

故答案為：﹣524.8； 3；

（3）CO（g）+2H₂（g）⇌CH₃OH（g），圖象分析溫度越高，一氧化碳轉化率減小，逆向進行，正反應是放熱反應；

①依據圖象分析可知AB是同溫度下的平衡，平衡常數隨溫度變化，所以平衡常數不變，A點一氧化碳轉化率為50%，B點一氧化碳轉化率為70%，密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，A點平衡常數結合平衡三段式列式計算；

              CO（g）+2H₂ （g）⇌CH₃OH（g）

起始量（mol）  10      20        0

變化量（mol）  5       10        5

平衡量（mol）  5       10        5

平衡常數K==L²/mol²；

B點一氧化碳轉化率為70%，

則              CO（g）+2H₂ （g）⇌CH₃OH（g）

起始量（mol）  10      20        0

變化量（mol）  7       14        7

平衡量（mol）  3       6         7

A、B兩點時容器中，n（A）總：n（B）總=（5+10+5）：（3+6+7）=20：16=5：4；

故答案為：L²/mol²；5：4；

②達到A、C兩點的平衡狀態(tài)所需的時間，C點溫度高反應速率快達到反應速率需要的時間短，t_A＞t_C，故答案為：大于；

③反應是氣體體積減小的放熱反應，提高CO的轉化率可采取的措施是降溫、加壓、分離出甲醇，故答案為：ABD．

點評：

本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律的計算應用，化學平衡標志判斷，圖象分析，影響平衡的因素分析判斷，化學平衡移動原理是解題關鍵，題目難度中等．