Question

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：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．
（1）分析該反應并回答下列問題：
①平衡常數(shù)表達式為K=

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

．
②下列各項中，不能夠說明該反應已達到平衡的是

a、b、c

（填序號）．
a．恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發(fā)生變化
b．一定條件下，CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等
c．一定條件下，CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變
d．一定條件下，單位時間內消耗2mol CO，同時生成1mol CH₃OH
e．恒溫、恒容條件下，容器內的氣體密度不發(fā)生變化
（2）如圖是該反應在不同溫度下CO的轉化率隨時間變化的曲線．
①該反應的焓變△H

＜

0（填“＞”、“＜”或“=”）．
②T₁和T₂溫度下的平衡常數(shù)大小關系是K₁

＞

K₂（填“＞”、“＜”或“=”
（3）某溫度下，向容積為1 L的密閉反應器中充入0.50 mol CO和0.90 mol H₂，當反應器中的氣體壓強不再變化時測得CO的轉化率為80%，則該溫度下反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）平衡常數(shù)為

400

．

Answer 1

分析：（1）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；
（2）根據(jù)先拐先平數(shù)值大原則，由圖1可知，溫度T₁＜T₂，平衡時，溫度越高CO的轉化率越小，說明升高溫度，平衡向逆反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應移動，據(jù)此判斷反應熱，K₁與K₂關系；
（3）利用三段式法計算平衡時各物質的濃度，結合平衡常數(shù)的計算公式可計算．

解答：解：（1）①可逆反應：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常數(shù)K=

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

，故答案為：

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

；
②a．反應前后氣體的體積不等，恒溫、恒容條件下，容器內的壓強不發(fā)生變化，可說明達到平衡狀態(tài)，故a正確；
b．定條件下，CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等，可說明正逆反應速率相等，達到平衡狀態(tài)，故b正確；
c．一定條件下，CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變，說明達到平衡狀態(tài)，故c正確；
d．一定條件下，單位時間內消耗2molCO，同時生成1molCH₃OH，不符合轉化關系，不能說明達到平衡狀態(tài)，故d錯誤；
e．氣體的質量不變，容器的體積不變，無論是否達到平衡狀態(tài)，都存在密度不變的特征，不能說明達到平衡狀態(tài)，故e錯誤．
故答案為：a、b、c；
（2）由圖1可知，溫度T₁＜T₂，平衡時，溫度越高CO的轉化率越小，說明升高溫度，平衡向逆反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應移動，故該反應正反應為放熱反應，則△H＜0，升高溫度，平衡向逆反應移動，所以K₁＞K₂，
故答案為：①＜；②＞；
（3）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始（mol/L）  0.5      0.9          0
轉化（mol/L）  0.4       0.8        0.4
平衡（mol/L）  0.1      0.1         0.4
則K=

c(CH3OH)

c(CO)?c2(H2)

=

0.4

0.1×0．12

=400，
故答案為：400．

點評：本題考查較為綜合，涉及平衡常數(shù)的計算、平衡狀態(tài)的判斷以及外界條件對平衡移動的影響等問題，題目難度中等，本題注意把握計算方法以及平衡常數(shù)的運用．