Question

【题目】甲醇是重要的化工原料，又是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。
（1）已知反应CO（g）+2H2(g） CH3OH(g)H=-99kJ.mol-1中的相关化学键键能如下：
则x=。
（2）在一容积可变的密闭容器中，1molCO与2molH2发生反应：CO（g）+2H2(g） CH3OH(g) H1<0，CO在不同温度下的平衡转化率（α）与压
强的关系如下图所示。

①a、b两点的反应速率：v(a)v(b）（填“>”“<”或“=”）。
②T1T2（填“>”“<”或“=”），原因是。
③在c点条件下，下列叙述能说明上述反应能达到化学平衡状态的是（填代号）
a.H2的消耗速率是CH3OH生成速率的2倍 b.CH3OH的体积分数不再改变
c.混合气体的密度不再改变 d.CO和CH3OH的物质的量之和保持不变
④图中a点的平衡常数KP=（用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数）。
（3）利用合成气（主要成分为CO和H2）合成甲醇，发生主要反应如下：I：CO（g）+2H2(g） CH3OH(g) H1II：CO2(g)＋H2(g) CO(g) + H2O(g) H2III：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g) H3
上述反应对应的平衡常数分别为K1、K2、K3 ， 它们随温度变化曲线如下图所示。

则H1H3（填“>”、“<”、“=”）， 理由是。

Answer 1

【答案】
（1）1076
（2）＜；＜；CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故Tl＜T2；bc；1.6×10－7（或 1.6×10－13）
（3）＜；由图可知，随着温度升高，K2减小，则△H2＞0，根据盖斯定律又得△H3＝△H1＋△H2 ， 所以△H1＜△H3
【解析】解：（1）反应焓变=反应物键能总和-生成物键能总和，即CO（g）+2H2（g）CH3OH（g），x+2×436-413×3-343-465=-99，解之得x=1076，所以答案是：1076；
（2）①压强越大反应速率越快，所以a、b两点的反应速率：v（a）＜v（b），所以答案是：＜；
②压强相同时一氧化碳的转化率高，所以平衡正向移动，而正反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故Tl＜T2 ， 所以答案是：＜；
而正反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故Tl＜T2；
③a．只要反应发生就有H2的消耗速率是CH3OH生成速率的2倍，故错误；
b．CH3OH的体积分数不再改变，说明各物质的量不变，反应达平衡状态，故正确；
c．混合气体的密度不再改变，说明气体的物质的量不变，反应达平衡状态，故正确；
d．CO和CH3OH的物质的量之和保持不变，可能平衡也可能未平衡，故错误；
故选bc；
④a点的一氧化碳转化率为50%，总压为0.5MPa，
CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
起始量（mol） 1 2 0
变化量（mol） x 2x x
平衡量（mol） 1-x 2-2x x
而一氧化碳转化率为50%，所以x=0.5mol，Kp═=1.6×10-7 （kPa）-2 ， 所以答案是：1.6×10-7 （kPa）-2；
（3）由图l可知，随着温度升高，K1减小，则反应1：CO2（g）+H2（g）CO（g）+H2O（g）△H1＜0，反应3由反应1+2所得，根据盖斯定律：△H3=△H1+△H2 ， 所以△H2＞△H3 ，
所以答案是：＞；曲图l可知，随着温度升高，K1减小，则△H1＜0，根据盖斯定律又得△H3=△H1+△H2 ， 所以△H2＞△H3 ．
【考点精析】关于本题考查的化学平衡状态本质及特征和化学平衡状态的判断，需要了解化学平衡状态的特征：“等”即 V正=V逆>0；“动”即是动态平衡，平衡时反应仍在进行；“定”即反应混合物中各组分百分含量不变；“变”即条件改变，平衡被打破，并在新的条件下建立新的化学平衡；与途径无关，外界条件不变，可逆反应无论是从正反应开始，还是从逆反应开始，都可建立同一平衡状态（等效）；状态判断：①v(B耗)=v(B生)②v(C耗):v(D生)=x : y③c(C)、C%、n(C)%等不变④若A、B、C、D为气体，且m+n≠x+y，压强恒定⑤体系颜色不变⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量⑦体系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等才能得出正确答案．