Question

【題目】如何降低大氣中CO2的含量及有效地開發利用CO2引起了全世界的普遍重視。目前工業上有一種方法是用CO2來生產燃料甲醇。為探究該反應原理，進行如下實驗：在容積為1L的密閉容器中，充入1molCO2和3molH2，在500℃下發生發應，CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g） + H2O（g）。實驗測得CO2和CH3OH（g）的物質的量（n）隨時間變化如下圖1所示：

（1）從反應開始到平衡，氫氣的平均反應速率v（H2）＝_________________。500℃達平衡時，CH3OH（g）的體積分數為_______，圖2是改變溫度時化學反應速率隨時間變化的示意圖，則該反應的正反應為____反應（填“放熱”或“吸熱”）。

（2）500℃該反應的平衡常數為_______（保留兩位小數），若提高溫度到800℃進行，達平衡時，K值_____（填“增大”“減小”或“不變”）。

（3）下列措施中不能使CO2的轉化率增大的是________________。

A．在原容器中再充入1mol H2 B．在原容器中再充入1molCO2

C．縮小容器的容積 D．使用更有效的催化劑 E.將水蒸氣從體系中分離出

（4）500℃條件下，測得某時刻，CO2（g）、H2（g）、CH3OH（g）和H2O（g）的濃度均為0. 5mol/L，則此時v（正）_____v（逆）（填“＞”“＜”或“=”）。

（5）下列措施能使n（CH3OH）/n（CO2）增大的是______。

A.升高溫度 B.在原容器中充入1molHe

C.將水蒸氣從體系中分離出 D.縮小容器容積，增大壓強

Answer 1

【答案】0.225mol/（L·min） 30﹪ 放熱 5.33 減小 BD ＞ CD

【解析】

（1）根據圖像可知平衡時甲醇的濃度是0.75mol/L，則平衡時消耗氫氣的濃度是3×0.75mol/L，所以從反應開始到平衡，H2的平均反應速率v（H2）＝＝0.225 mol·L－1·min－1。甲醇的體積分數為；圖2中正逆反應速率均增大，但逆反應速率大于正反應速率，這說明升高溫度平衡向逆反應方向進行，所以該反應的正反應為放熱反應。

（2）平衡時甲醇和CO2的平衡濃度分別是0.75mol/L、0.25mol/L，根據方程式可知氫氣和水蒸氣的平衡濃度分別是0.75mol/L和0.75mol/L，所以500℃該反應的平衡常數為＝5.33。正方應是放熱反應，提高溫度到800℃進行，平衡向逆反應方向進行，則達平衡時，K值減小。

（3）A.在原容器中再充入1mol H2，平衡向正反應方向進行，CO2轉化率增大；B.在原容器中再充入1molCO2 ，CO2轉化率降低；C.縮小容器的容積平衡向正反應方向進行，轉化率增大；D.使用更有效的催化劑不能改變平衡狀態，轉化率不變；E.將水蒸氣從體系中分離出，平衡向正反應方向進行，轉化率增大，答案選BD。

（4）500℃條件下，測得某時刻，CO2（g）、H2（g）、CH3OH（g）和H2O（g）的濃度均為0.5mol/L，則此時濃度商＝＜5.3，所以反應向正反應方向進行，則v（正）＞v（逆）。

（5）A.升高溫度平衡向逆反應方向進行，n（CH3OH）/n(CO2）減小；B.在原容器中充入1molHe平衡不移動，比值不變；C.將水蒸氣從體系中分離出，平衡向正反應方向進行，比值增大；D.縮小容器容積，增大壓強，平衡向正反應方向進行，比值增大，答案選CD。