题目内容
3．使用石油热裂解的副产物CH4来制取CO和H2，其生产流程如图1：
此流程的第Ⅰ步反应为：CH4+H2O?CO+3H2，一定条件下CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图2．则P1＜P2．100℃时，将1mol CH4和2mol H2O通入容积为100L的恒容密闭容器中，达到平衡时CH4的转化率为0.5．此时该反应的平衡常数K=2.25×10-4（．
此流程的第Ⅱ步反应的平衡常数随温度的变化如表：
| 温度/℃ | 400 | 500 | 830 |
| 平衡常数K | 10 | 9 | 1 |
工业上常利用反应Ⅰ产生的CO和H2合成可再生能源甲醇．
①已知CO、CH3OH的燃烧热分别为283.0kJ•mol-1和726.5kJ•mol-1，则CH3OH不完全燃烧生成CO和H2O的热化学方程式为CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l）△H=-443.5kJ•mol-1．
②合成甲醇的方程式为：CO+2H2?CH3OH△H＜0．在230°C〜270℃最为有利．为研究合成气最合适的起始组成比n：n，分别在230℃、250℃和270℃进行实验，结果如图4所示．其中270℃的实验结果所对应的曲线是Z；当曲线X、Y、Z对应的投料比达到相同的CO平衡转化率时，对应的反应温度与投较比的关系是投料比越高，对应的反应温度越高．
③当投料比为1：1，温度为230℃，平衡混合气体中，CH3OH的物质的量分数为33.3%．
分析 正反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，甲烷的转化率增大；
100℃时，将1mol CH4和2mol H2O通入容积为100L的恒容密闭容器中，达到平衡时CH4的转化率为0.5，则转化的甲烷为0.5mol，则：
CH4（g）+H2O（g）?CO（g）+3H2（g）
起始浓度（mol/L）：0.01 0.02 0 0
变化浓度（mol/L）：0.005 0.005 0.005 0.015
平衡浓度（mol/L）：0.005 0.015 0.005 0.015
再根据K=$\frac{c（CO）×{c}^{3}（{H}_{2}）}{c（C{H}_{4}）×c（{H}_{2}O）}$计算平衡常数；
第二步发生反应：CO（g）+H2O（g）?H2（g）+CO2（g），由表中数据可知，随温度升高平衡常数减小，说明升高温度平衡逆向移动，而升高温度平衡向吸热反应方向移动；
设在500℃下平衡时CO的转化率为x，表示出平衡时各组分物质的量浓度，再根据K=$\frac{c（{H}_{2}）×c（C{O}_{2}）}{c（CO）×c（{H}_{2}O）}$=9列方程计算；
t2时刻后CO的浓度减小、CO2浓度增大，平衡向正反应方向移动，可以通过改变温度、改变水蒸气或氢气的量实现；
①CO、CH3OH的燃烧热分别为283.0kJ•mol-1和726.5kJ•mol-1，可得热化学方程式：
Ⅰ．CO（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）=CO2（g）△H=-283.0kJ•mol-1
Ⅱ．CH3OH（l）+$\frac{3}{2}$O2（g）=CO2（g）+2 H2O（l）△H=-726.5kJ•mol-1
由盖斯定律可知，Ⅱ-Ⅰ得反应：CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l）；
②合成甲醇是放热反应，升高温度平衡逆向移动，故温度越高转化率越小；
由图可知，转化率相同时，投料比越高，对应的反应温度越高；
③当投料比为1：1，温度为230℃，曲线为x，由图可知CO的转化率为40%，
CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）
起始量（mol） a a 0
变化量（mol） 0.4a 0.8a 0.4a
平衡量（mol）0.6a 0.2a 0.4a
进而计算CH3OH的物质的量分数．
解答 解：由图可知，相同温度下，压强P1时甲烷转化率大于压强P2的，正反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，甲烷的转化率增大，则P1＜P2；
100℃时，将1mol CH4和2mol H2O通入容积为100L的恒容密闭容器中，达到平衡时CH4的转化率为0.5，则转化的甲烷为0.5mol，则：
CH4（g）+H2O（g）?CO（g）+3H2（g）
起始浓度（mol/L）：0.01 0.02 0 0
变化浓度（mol/L）：0.005 0.005 0.005 0.015
平衡浓度（mol/L）：0.005 0.015 0.005 0.015
故平衡常数K=$\frac{c（CO）×{c}^{3}（{H}_{2}）}{c（C{H}_{4}）×c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.005×0.01{5}^{3}}{0.005×0.015}$=2.25×10-4；
第二步发生反应：CO（g）+H2O（g）?H2（g）+CO2（g），由表中数据可知，随温度升高平衡常数减小，说明升高温度平衡逆向移动，而升高温度平衡向吸热反应方向移动，则正反应为放热反应；
设在500℃下平衡时CO的转化率为x，则：
CO（g）+H2O（g）?CO2（g）+H2（g）
起始浓度（mol/L）：0.02 0.02 0 0
变化浓度（mol/L）：0.02x 0.02x 0.02x 0.02x
平衡浓度（mol/L）：0.02（1-x） 0.02（1-x） 0.02x 0.02x
则K=$\frac{c（{H}_{2}）×c（C{O}_{2}）}{c（CO）×c（{H}_{2}O）}$=$\frac{0.02x×0.02x}{0.02（1-x）×0.02（1-x）}$=9，解得x=75%；
t2时刻后CO的浓度减小、CO2浓度增大，平衡向正反应方向移动，正反应为放热反应，可以降低温度，或增加水蒸汽的量，或减少氢气的量；
①CO、CH3OH的燃烧热分别为283.0kJ•mol-1和726.5kJ•mol-1，可得热化学方程式：
Ⅰ．CO（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）=CO2（g）△H=-283.0kJ•mol-1
Ⅱ．CH3OH（l）+$\frac{3}{2}$O2（g）=CO2（g）+2 H2O（l）△H=-726.5kJ•mol-1
由盖斯定律可知，Ⅱ-Ⅰ得反应：CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l），则△H=-726.5kJ•mol-1-（-283.0kJ•mol-1）=-443.5kJ•mol-1，
故热化学方程式为：CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l）△H=-443.5kJ•mol-1；
②合成甲醇是放热反应，升高温度平衡逆向移动，故温度越高转化率越小，270℃的实验结果所对应的曲线是Z，由图可知，转化率相同时，投料比越高，对应的反应温度越高；
③当投料比为1：1，温度为230℃，曲线为x，由图可知CO的转化率为40%，
CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）
起始量（mol） a a 0
变化量（mol） 0.4a 0.8a 0.4a
平衡量（mol）0.6a 0.2a 0.4a
故平衡时CH3OH的物质的量分数为$\frac{0.4a}{1.2a}$×100%=33.3%，
故答案为：＜；2.25×10-4；放热；75%；降低温度，或增加水蒸汽的量，或减少氢气的量；
CH3OH（l）+O2（g）=CO（g）+2 H2O（l）△H=-443.5kJ•mol-1；
Z；投料比越高，对应的反应温度越高；33.3%．
点评 本题考查化学平衡计算与影响因素、平衡常数计算、化学平衡图象、盖斯定律应用等，侧重考查学生分析计算能力，题目难度中等．
CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41kJ/mol
某小组研究在相同温度下该反应过程中的能量变化．他们分别在体积均为V L的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应．相关数据如下：
| 容器编号 | 起始时各物质物质的量/mol | 达到平衡的时间/min | 达平衡时体系能量的变化/kJ | ||||
| CO | H2O | CO2 | H2 | ||||
| ① | 1 | 4 | 0 | 0 | t1 | 放出热量：32.8 kJ | |
| ② | 2 | 8 | 0 | 0 | t2 | 放出热量：Q | |
（2）容器①中反应达平衡时，CO的转化率为80%．
（3）计算容器②中反应的平衡常数k=1
（4）下列叙述正确的是a（填字母序号）．
a．平衡时，两容器中H2的体积分数相等
b．容器②中反应达平衡状态时，Q＞65.6kJ
c．反应开始时，两容器中反应的化学反应速率相等
d．容器①中，化学反应速率为：v（H2O）=$\frac{4}{{Vt}_{1}}$mol/（L•min）
（5）已知：2H2 （g）+O2 （g）=2H2O （g）△H=-484kJ/mol，写出CO完全燃烧生成CO2的热化学方程式：2CO（g）+O2（g）﹦2CO2（g）△H=-566kJ/mol．
（6）容器①中反应进行到t min时，测得混合气体中CO2的物质的量为0.6mol．若用200mL 5mol/L的NaOH溶液将其完全吸收，反应的离子方程式为（用一个离子方程式表示）3CO2+5OH-═2CO32-+HCO3-+2H2O．
实验室用乙醇、浓硫酸和溴化钠反应来制备溴乙烷，其反应原理和实验的装置如下（反应需要加热，图中省去了加热装置）：H2SO4（浓）+NaBr$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$NaHSO4+HBr↑．CH3CH2OH+HBr$\stackrel{△}{→}$CH3CH2Br+H2O．有关数据见表：| 乙醇 | 溴乙烷 | 溴 | |
| 状态 | 无色液体 | 无色液体 | 深红色液体 |
| 密度/（g•cm-3） | 0.79 | 1.44 | 3.1 |
| 沸点/℃ | 78.5 | 38.4 | 59 |
（2）实验中用滴液漏斗代替分液漏斗的优点为平衡压强，使浓硫酸顺利流下．
（3）给A加热温度过高或浓硫酸的浓度过大，均会使C中收集到的粗产品呈橙色，原因是A中发生了副反应，写出此反应的化学方程式2HBr+H2SO4（浓）$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$Br2↑+SO2↑+2H2O．
（4）给A加热的目的是升高温度加快反应速率，同时使生成的溴乙烷气化分离出来促进平衡移动，F接橡皮管导入稀NaOH溶液，其目的主要是吸收SO2、Br2、HBr防止空气污染．
（5）图中C中的导管E的末端须在水面以下，其目的是使溴乙烷充分冷凝，提高产率．
（6）为了除去产品中的主要杂质，最好选择下列C（选填序号）溶液来洗涤所得粗产品．
A．氢氧化钠 B．碘化钾 C．亚硫酸钠 D．碳酸氢钠
（7）粗产品用上述溶液洗涤、分液后，再经过蒸馏水洗涤、分液，然后加入少量的无水硫酸镁固体，静置片刻后过滤，再将所得滤液进行蒸馏，收集到的馏分约10.0g．
①在上述提纯过程中每次分液时产品均从分液漏斗的下口（上口或下口）取得．
②从乙醇的角度考虑，本实验所得溴乙烷的产率是53.3%．
①钠浮于液面上 ②熔化成小球 ③发出嘶嘶的响声，放出气体 ④有蓝色沉淀产生 ⑤钠周围蓝色沉淀部分变黑 ⑥析出大量红色的铜 ⑦小球沉在溶液底部 ⑧小球在液面上游动、逐渐变小，直至消失．
| A． | ①②③④⑤⑥ | B． | ①②③④⑤⑧ | C． | ①②③⑥⑧ | D． | ②⑥⑦ |
X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示．若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是（ ）| A． | 四种元素的简单氢化物都为极性分子 | |
| B． | 最高价氧化物对应的水化物的酸性W比Z弱 | |
| C． | Z的单质与氢气反应较Y剧烈 | |
| D． | X、Y形成的化合物都易溶于水 |
