Question

甲醇是一种非常好的燃料．熔点-97.8°C，沸点64.5°C．一定条件下，CO与H₂反应可制得甲醇：CO+2H₂ CH₃OH
图1表示该反应进行过程中的能量变化；图2表示100°C，在体积为2L的恒容容器中加入4molH₂和一定量的CO后，CO和CH₃OH（g）的浓度随时间变化情况．

（1）已知CO的燃烧热为283kJ/mol，H₂的燃烧热为285.8kJ/mol，写出表示CH₃OH燃烧热的热化学方程式______．
（2）根据上图2计算：该温度下，反应CO（g）+2H₂（g） CH₃OH（g）△H＜0的平衡常数为______；10min后，容器内的压强变为原来的______倍；改变下列条件，能提高CO转化率的是______．
A．降低温度B．加催化剂
C．充入氩气，使体系压强增大D．再充入1molCO和2molH₂
E．恒温恒容改为恒温恒压．

Answer 1

【答案】分析：（1）利用盖斯定律计算；
（2）计算出平衡时各物质的平衡浓度，根据平衡常数等于生成的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积可求得平衡常数，根据阿伏加德罗定律可知压强之比等于物质的量之比，使平衡向正反应方向移动有利于提高CO转化率．
解答：解：（1）CO的燃烧热为283kJ/mol，则CO的与氧气反应的热化学方程式为
CO（g）+O₂（g）═CO₂（g）；△H=-283kJ/mol①
H₂的燃烧热为285.8kJ/mol，则H₂与氧气反应的热化学方程式为H₂（g）+O₂（g）═H₂O（l）；△H=-285.8kJ/mol②
由图1可知，CO与H₂反应可制得甲醇的热化学方程式为：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（l）；△H=-129kJ/mol③
根据盖斯定律，则CH₃OH燃烧热的热化学方程式由①+②×2-③可得：
CH₃OH（l）+O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）；△H=-725.6mol/L，
故答案为：CH₃OH（l）+O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）；△H=-725.6mol/L；
（2）根据平衡时CO的浓度为0.25mol/L可知，反应消耗的H₂物质的量为2×2L×0.75mol/L=3mol，则平衡时H₂的物质的量浓度为0.5mol/L，根据平衡常数等于生成的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积可得，
k===12（mol/L）^-2；
平衡时n（CO）=0.5mol，n（H₂）=1mol，n（CH₃OH）=1.5mol，共3mol，
起始时，n（CO）=2mol，n（H₂））=4mol，共6mol，
根据阿伏加德罗定律可知压强之比等于物质的量之比，10min后，容器内的压强变为原来的倍，
A．因正反应放热，降低温度可使平衡向正反应方向移动，提高CO的转化率，故A正确；
B．加催化剂，平衡不移动，转化率不变，故B错误；
C．充入氩气，使体系压强增大，对于参加反应的物质来说，浓度不变，平衡不移动，转化率不变，故C错误；
D．再充入1molCO和2molH₂压强增大，平衡向正反应方向移动，提高CO的转化率，故D正确；
E．恒温恒容改为恒温恒压，压强较恒容时大，增大压强，平衡向正反应方向移动，提高CO的转化率，故E正确．
故答案为：12（mol/L）^-2；；ADE．
点评：本题考查化学平衡移动以及平衡常数的有关计算，题目难度较大，本题注意热化学方程式的书写．