题目内容
煤的液化是把固体煤炭通过化学加工过程，使其转化成为液体燃料、化工原料和产品的先进洁净煤技术，其中合成CH3OH是最重要的研究方向之一。在2L的密闭容器中，由CO2和H2合成甲醇CO2（g）+3H2（g）
CH3OH（g）+H2O（g），在其他条件不变的情况下，探究温度对反应的影响，实验结果如下图所示（注：T2＞T1均大于300℃）。
①通过分析上图，可以得出对反应CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）的说法正确的是（填
序号） 。
| A．该反应为放热反应 |
| B．T1时的反应速率大于T2时的反应速率 |
| C．该反应在T1时的平衡常数比T2时的大 |
| D．处于A点的反应体系从T1变到T2，达平衡时n(H2)/n(CH3OH)增大 |
a．体系压强保持不变 b．v(H2)＝3v(CO2)
c．CH3OH与H2物质的量之比为1:3 d．每消耗1 mol CO2的同时生成3molH2
e.密闭容器中混合气体的密度不变 f.密闭容器中CH3OH的体积分数不变
③在T1温度时，将2molCO2和6molH2充入该密闭容器中，充分反应达平衡时，若CO2的转化率为60%，则容器内的压强与起始压强之比为 ，该反应的平衡常数为 。
（共10分）① A C D （3分） ② a d f （3分）③ 7:10 、 0.52 （各2分）
解析试题分析：①根据图像可知，当压强相同时，温度为T2的曲线首先达到平衡状态，这说明温度是T2＞T1。但温度高，甲醇的含量低，这说明升高温度平衡向逆反应方向移动，因此正方应是放热反应，即△H＜0，A正确；温度是T2＞T1，所以T1时的反应速率小于于T2时的反应速率，B不正确；C、升高温度平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，所以该反应在T1时的平衡常数比T2时的大，C正确；处于A点的反应体系从T1变到T2时，平衡向逆反应方向移动，所以达平衡时n(H2)/n(CH3OH)增大，D正确，答案选ACD。
②在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。a．反应CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）是体积减小的可逆反应，因此体系压强保持不变时可以说明达到平衡状态，a正确；b．反应速率之比是相应的化学计量数之比，因此v(H2)＝3v(CO2)是恒成立的，b不正确；c．平衡时浓度不再发生变化，但物质之间的浓度不一定相等或满足某种关系，所以CH3OH与H2物质的量之比为1:3不能说明反应达到平衡状态，c不正确；d．每消耗1 mol CO2的同时生成3molH2，由于二者的反应速率相反，且满足反应速率之比是相应的化学计量数之比，因此可以说明达到平衡状态，d正确；e. 密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以密闭容器中混合气体的密度始终不变，e不能说明，e不正确；f.密闭容器中CH3OH的体积分数不变可以说明反应达到平衡状态，f正确，答案选adf。
③ CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g）
起始浓度（mol/L） 1 3 0 0
转化浓度（mol/L） 0.6 1.8 0.6 0.6
平衡浓度（mol/L） 0.4 1.2 0.6 0.6
所以容器内的压强与起始压强之比为
＝
该反应的平衡常数K＝
=
＝0.52
考点：考查外界条件对平衡状态的影响、平衡状态的判断以及平衡常数的计算等
700℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的CO和H2O,发生反应：CO(g)＋H2O(g) 
CO2＋H2(g)反应过程中测定的部分数据见下表（表中t1＞t2）：
| 反应时间/min | n(CO)/mol | n(H2O)/ mol |
| 0 | 1.20 | 0.60 |
| t1 | 0.80 | |
| t2 | | 0.20 |
（1）反应在t1min内的平均速率为v(H2)＝ mol·L－1·min－1
（2）保持其他条件不变，起始时向容器中充入0.60molCO和1.20 molH2O，到达平衡时，n(CO2)＝ mol。
（3）保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20molH2O，与原平衡相比，达到新平衡时CO转化率 （填“增大”或“减小”或“不变” 下同），H2O的体积分数
（4）温度升至800℃，该反应平衡常数为0.64，则正反应为 反应（填“放热”或“吸热”）。
2SO3(g)，平衡混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如图
所示，根据图回答下列问题：
pC达到平衡，若：化学在能源开发与利用中起着十分关键的作用。氢气是一种新型的绿色能源，又是一种重要的化工原料。
I．氢氧燃料电池能量转化率高，具有广阔的发展前景。现用氢氧燃料电池进行如图实验（图中所用电极均为惰性电极）：
（1）对于氢氧燃料电池中，下列表达不正确的是________
| A．a电极是负极，OH－移向正极 |
| B．b电极的电极反应为：O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ |
C．电池总反应式为：2H2+O2 2H2O |
| D．电解质溶液的pH保持不变 |
（2）上图装置中盛有100mL、0.1mol·L—1AgNO3溶液，当氢氧燃料电池中消耗氢气112mL（标准状况下）时，则此时上图装置中溶液的pH＝________（溶液体积变化忽略不计）
II．氢气是合成氨的重要原料。工业上合成氨的反应是：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) ΔH＝－92.20 kJ·mol－1。（1）下列事实中，不能说明上述可逆反应已达到平衡的是________
①单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2
②单位时间内生成n mol N—H的同时生成n mol N≡N
③用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1︰3︰2
④N2、H2、NH3的体积分数不再改变
⑤混合气体的平均摩尔质量不再改变
⑥混合气体的总物质的量不再改变
（2）已知合成氨反应在某温度下2L的密闭容器中进行，测得如下数据：
| 时间（h） 物质的量（mol） | 0 | 1 | 2 | 3 | 4 |
| N2 | 1.50 | n1 | 1.20 | n3 | 1.00 |
| H2 | 4.50 | 4.20 | 3.60 | n4 | 3.00 |
| NH3 | 0 | 0.20 | n2 | 1.00 | 1.00 |
根据表中数据计算：
反应进行到2小时时放出的热量为________
0～1小时内N2的平均反应速率________mol·L－1·h－1；
③此条件下该反应的化学平衡常数K=________（保留两位小数）
④反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00mol，化学平衡将向________ 方向移动（填“正反应”或“逆反应”、“不移动”）。
常温下按照如下方案完成实验。
| 实验编号 | 反应物 | 催化剂 |
| ① | 10mL2% H2O2溶液 | 无 |
| ② | 10mL5% H2O2溶液 | 无 |
| ③ | 10mL5% H2O2溶液 | 1mL0.1mol·L－1FeCl3溶液 |
| ④ | 10mL5% H2O2溶液＋少量HCl溶液 | 1mL0.1mol·L－1FeCl3溶液 |
| ⑤ | 10mL5% H2O2溶液＋少量NaOH溶液 | 1mL0.1mol·L－1FeCl3溶液 |
（1）催化剂能加快化学反应速率的原因是_____________________________________。
（2）实验①和②的目的是____________________________。实验时由于较长时间没有观察到明显现象而无法得出结论。资料显示，通常条件下H2O2稳定，不易分解。为了达到实验目的，你对原实验方案的改进是____________________。
（3）写出实验③的化学反应方程式 。
（4）实验③、④、⑤中，测得生成氧气的体积随时间变化的关系如下图。
分析上图能够得出的实验结论是______________________________________。
工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇。已知甲醇制备的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如下表所示：
| 化学反应 | 平衡常数 | 温度℃ | ||
| 500 | 700 | 800 | ||
①2H2(g)+CO(g) CH3OH(g) | K1 | 2.5 | 0.34 | 0.15 |
| ②H2(g)+CO2(g) H2O (g)+CO(g) | K2 | 1.0 | 1.70 | 2.52 |
| ③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O (g) | K3 | | | |
请回答下列问题：
（1）反应②是 （填“吸热”或“放热”）反应。
（2）据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3= （用K1、K2表示）。
（3）500℃时测得反应③在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O (g)的浓度（mol·L-1）分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时V正 V逆（填“ > ”、“=”或“<”）。
（4）反应①按照相同的物质的量投料，测得CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如下图所示。下列说法正确的是_____________（填序号）。
A．温度：T1＞T2＞T3
B．正反应速率：υ(a)＞υ(c) , υ(b)＞υ(d)
C．平衡常数：K(a)＞K(c) , K(b)=K(d)
D．平均摩尔质量：M(a)＞M(c) , M(b)＞M(d)
C(g)＋D(g)达到平衡后，升高温度容器内气体的密度增大。请回答下列问题：