Question

16．水煤气是一种低热值煤气，主要成分为H₂和CO，主要作为工业上合成氨和液体燃料的原料．
（1）反应CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol的v-t图象如图1所示，若其他条件不变，只是在反应前缩小体积使压强增大，则其v-t图象如图2所示．

下列说法正确的是C
①a₁＞a₂ ②a₁＜a₂ ③b₁＞b₂  ④b₁＜b₂  ⑤t₁＞t₂  ⑥t₁=t₂ ⑦两图中阴影部分面积相等  ⑧图2阴影部分面积更大
A．①④⑤⑦B．①③⑥⑦C．②④⑤⑧D．②④⑤⑦
（2）在一定温度下将C单质和CO₂（g）各0.10mol充入体积为1L的恒容密闭容器中发生反应C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172KJ/mol．
①下列示意图正确且能说明反应在t₁时刻已经达到化学平衡状态的是ac（填序号）．

②达到平衡时，容器内的压强为起始时的1.5倍，则此时反应的化学平衡常数K=；若此时再分别加入0.05mol的CO₂和0.1mol的CO，则此时平衡将左移（填“左移”、“右移”或“不移动”．）若将该反应的起始条件改为恒温恒压，则达到平衡时，CO₂的转化率将增大（填“增大”“减小”或“不变”）．
（3）工业上用焦炭和水蒸气制备水煤气的热化学方程式为C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131KJ/mol
（4）在一定条件下以CO和H₂为原料可以合成乙醇，反应方程式为：2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=aKJ/mol．
请从反应能否自发进行的角度解释a一定小于0的原因：该反应的△S＜0，只有当△H＜0时，吉布斯自由能△G=△H-T△S才有可能小于0，反应才能在一定条件下自发进行，所以a＜0，若只改变反应的一个条件，能使平衡体系中n$\frac{C{H}_{3}COOH}{n（{{H}_{2}}^{\;}）}$增大的措施有降温，加压或增加CO的浓度（答出两点即可）

Answer 1

分析 （1）反应CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol的v-t图象如图1所示，反应前后气体体积不变，若其他条件不变，只是在反应前缩小体积使压强增大，物质浓度增大，反应速率增大，达到平衡所需时间缩小，阴影部分为反应物浓度变化量，图2中浓度变化比图1中浓度变化大；
（2）①C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172KJ/mol，反应为气体体积增大的吸热反应，根据化学平衡状态的特征解答，当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化，解题时要注意，选择判断的物理量，随着反应的进行发生变化，当该物理量由变化到定值时，说明可逆反应到达平衡状态；②达到平衡时，容器内的压强为起始时的1.5倍，结合化学平衡三行计算列式计算平衡浓度，平衡常数K=$\frac{生成物平衡浓度幂次方乘积}{反应物平衡浓度幂次方乘积}$；若此时再分别加入0.05mol的CO₂和0.1mol的CO，计算此时的浓度商和平衡常数比较判断反应进行方向；若将该反应的起始条件改为恒温恒压，则达到平衡时，随反应进行其他物质的量增加，为保持恒压，气体体积增大气体压强减小，平衡正向进行；
（3）①CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol，
②C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172KJ/mol．
盖斯定律计算①+②得到所需热化学方程式；
（4）反应自发进行的判断依据为△G=△H-T△S＜0，改变条件使比值$\frac{n（C{H}_{3}C{H}_{2}OH）}{n（{H}_{2}）}$增大，平衡需要正向进行；

解答 解：（1）反应CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol的v-t图象如图1所示，反应前后气体体积不变，若其他条件不变，只是在反应前缩小体积使压强增大，物质浓度增大，反应速率增大，达到平衡所需时间缩小，阴影部分为反应物浓度变化量，图2中浓度变化比图1中浓度变化大，则分析选项得到：a₁＜a₂，b₁＜b₂，t₁＞t₂，两图中阴影部分面积图2阴影部分面积更大，选择②④⑤⑧，故选C，
故答案为：C；
（2）①a．t₁时正逆反应速率相同，说明反应达到平衡状态，故a正确；
b、t₁时平衡常数不继续变化，正逆反应速率不相等，不能说明达到了平衡状态，故b错误；
c、反应前后气体质量变化，质量增加，物质的量增大，t₁时气体平均摩尔质量不变，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故c正确；
d、t₁后气体压强增大，始终发生变化，表明正逆反应速率不相等，反应不能达到平衡状态，故d错误；
故选ac，
故答案为：ac；
②在一定温度下将C单质和CO₂（g）各0.10mol充入体积为1L的恒容密闭容器中发生反应，设二氧化碳消耗浓度为x，
                  C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172KJ/mol，
起始量（mol/L）        0.10           0
变化量（mol/L）        x               2x
平衡量（mol/L）   0.10-x            2x
达到平衡时，容器内的压强为起始时的1.5倍，则0.10-x+2x=0.10×1.5，
x=0.05mol/L，则平衡常数K=$\frac{（2×0.05）^{2}}{0.10-0.05}$=0.2，
若此时再分别加入0.05mol的CO₂和0.1mol的CO，此时浓度商Qc=$\frac{（0.1+0.1）^{2}}{0.05+0.05}$=0.4＞K=0.2，则此时平衡将左移，若将该反应的起始条件改为恒温恒压，随反应进行其他物质的量增加，为保持恒压，气体体积增大气体压强减小，平衡正向进行，则达到平衡时，CO₂的转化率将增大，
故答案为：0.2；左移；增大；
（3）①CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41KJ/mol，
②C（s）+CO₂（g）?2CO（g）△H=+172KJ/mol．
盖斯定律计算①+②得到所需热化学方程式：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131KJ/mol，
故答案为：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131KJ/mol；
（4）在一定条件下以CO和H₂为原料可以合成乙醇，反应方程式为：2CO（g）+4H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=aKJ/mol．
弱反应自发进行△G=△H-T△S＜0，反应前后气体体积减小，△S＜0，只有当△H＜0时，吉布斯自由能△G=△H-T△S才有可能小于0，所以a＜0，
改变条件使比值$\frac{n（C{H}_{3}C{H}_{2}OH）}{n（{H}_{2}）}$增大，平衡需要正向进行，反应是放热反应可以降低温度，反应前后气体体积减小可以是增大压强，也可以增大CO浓度提高氢气转化率，
故答案为：该反应的△S＜0，只有当△H＜0时，吉布斯自由能△G=△H-T△S才有可能小于0，反应才能在一定条件下自发进行，所以a＜0；降温，加压或增加CO的浓度．

点评 本题考查了化学反应速率、化学平衡影响因素分析、热化学方程式书写、平衡常数计算、反应自发进行的判断依据等知识点，掌握基础是解题关键，题目难度中等．