Question

7．甲醇是一种新型燃料，甲醇燃料电池即将从实验室走向工业化生产．工业上一般以CO和H₂为原料合成甲醇，该反应的热化学方程式为：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1
（1）下列措施中既有利于增大反应速率又有利于提高CO转化率的是D．
A．随时将CH₃OH与反应混合物分离
B．降低反应温度
C．增大体系压强
D．使用高效催化剂
（2）在容积为1L的恒容容器中，分别研究在230℃、250℃、270℃三种温度下合成甲醇的规律．右图是上述三种温度下不同的H₂和CO的起始组成比（起始时CO的物质的量均为1mol）与CO平衡转化率的关系．请回答：
①在上述三种温度中，曲线Z对应的温度是270℃
②利用图中a点对应的数据，计算出曲线Z在对应温度下CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）的平衡常数 K=4L²•mol^-2．
（3）在某温度下，将一定量的CO和H₂投入10L的密闭容器中，5min时达到平衡，各物质的物质的浓度（mol•L^-1）变化如下表所示：

	0min	5min	10min
CO	0.1		0.05
H2	0.2		0.2
CH3OH	0	0.04	0.05

若5min～10min只改变了某一条件，所改变的条件是增大H₂的浓度；且该条件所改变的量是增大了0.1mol•L^-1．

Answer 1

分析 （1）根据平衡移动原理进行判断，温度升高、压强增大、使用催化剂，反应速率加快，提高CO转化率需要改变条件平衡正向进行；
（2）①合成甲醇的反应是放热反应，温度升高，平衡逆向进行，反应物转化率降低，方向图象曲线变化判断；
②根据一氧化碳的转化率求算各物质的平衡浓度，该反应的平衡常数K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$，带入计算得到平衡常数；
（3）根据5min和10min时各物质浓度的变化来确定改变条件，反应达到平衡时，根据反应方程式知各物理量之间的关系式知，c（CO）=0.1mol/L-0.04mol/L=0.06mol/L，C（H₂）=0.2mol/L-0.08mol/L=0.12mol/L，10min时，c（CO）减小，c（H₂）增大，c（CH₃OH）增大，则平衡向正反应方向移动，但氢气浓度增大，所以改变的物理量是增大了氢气的浓度．

解答 解：（1）A、随时将CH₃OH与反应混合物分离，CH₃OH的浓度减小，反应速率降低，故A错误；
B、温度降低，平衡正向进行，但反应速率变小，故B错误；
C、增大体系压强，平衡正向进行，压强增大，反应速率加快，一氧化碳转化率增大，故C正确；
D、使用催化剂，反应速率加快，但平衡不变，不能提高CO转化率，故D错误；
故选D，
故答案为：D；
（2）①根据反应CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-116kJ•mol^-1，是放热反应，温度越高，转化率越低，所以曲线Z对应的温度是270℃，
故答案是：270℃；
  ②CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g），该反应的平衡常数K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$，a点时，CO转化率50%，反应消耗了2mol×50%=1molCO，消耗氢气2mol，剩余1molCO，n（H₂）=3mol-2mol=1mol，生成1mol甲醇，a点各组分的浓度是：c（CH₃OH）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，c（CO）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，c（H₂）=$\frac{1mol}{2L}$=0.5mol/L，
带人表达式得：K=$\frac{0.5mol/L}{0.5mol/L×（0.5mol/L）^{2}}$=4L²•mol^-2，
故答案是：4L²•mol^-2；
（3）反应达到平衡时，根据反应方程式知各物理量之间的关系式知，c（CO）=0.1mol/L-0.04mol/L=0.06mol/L，C（H₂）=0.2mol/L-0.08mol/L=0.12mol/L，10min时，c（CO）减小，c（H₂）增大，c（CH₃OH）增大，则平衡向正反应方向移动，但氢气浓度增大，所以改变的物理量是增大了氢气的浓度，氢气浓度增大了0.2mol/L-0.12mol/L+0.02mol/L=0.1mol/L，
故答案为：增大H₂的浓度；增大了0.1 mol•L^-1．

点评 本题考查了化学平衡移动原理、盖斯定律、氧化还原反应的配平等知识点，氧化还原反应根据得失电子相等进行配平即可，难点化学平衡移动的分析，要结合浓度该变量来确定改变条件，难度中等．