Question

16．甲醇是一種新型的汽車動力燃料，工業(yè)上可通過CO和H2化合來制備甲醇．已知某些化學鍵的鍵能數據如下表：

化學鍵	C-C	C-H	H-H	C-O	C≡O	H-O
鍵能/kJ•mol-1	348	413	436	358	1072	463

請回答下列問題：
（1）已知CO中的C與O之間為叁鍵連接，則工業(yè)制備甲醇的熱化學方程式為CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）△H=-116 kJ•mol^-1；
（2）某化學研究性學習小組模擬工業(yè)合成甲醇的反應，在容積固定為2L的密閉容器內充入1molCO和 2molH2，加入合適催化劑（體積可以忽略不計）后在250°C開始反應，并用壓力計監(jiān)測容器內壓強的變化如下：

反應時間/min	0	5	10	15	20	25
壓強/MPa	12.6	10.8	9.5	8.7	8.4	8.4

則從反應開始到20min時，以CO表示的平均反應速率=0.0125mol/（L•min），該溫度下平衡常數K=4（mol/L）^-2，若升高溫度則K值減�。ㄌ睢霸龃蟆�、“減小”或“不變”）；
（3）下列描述中能說明上述反應已達平衡的是BC；
A．2v（H₂）_正=v（CH₃OH）_逆             B．容器內氣體的平均摩爾質量保持不變
C．容器中氣體的壓強保持不變             D．單位時間內生成 n molCO 的同時生成 2n molH₂．

Answer 1

分析 （1）依據化學反應焓變=反應物鍵能總和-生成物鍵能總和計算，標注物質聚集狀態(tài)和對應反應的焓變寫出熱化學方程式；
（2）通過（1）寫出的熱化學方程式可知反應是氣體體積減小的放熱反應，當減小到20min時反應達到平衡狀態(tài)，依據反應速率概念V=$\frac{△c}{△t}$計算速率，平衡常數是利用平衡狀態(tài)下生成物濃度冪次方乘積除以反應物濃度的冪次方乘積得到；對于放熱反應，溫度升高，化學平衡常數會減小；
（3）反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發(fā)生變化，可由此進行判斷．

解答 解：（1）CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g），反應的焓變可以根據反應物的總鍵能和生成物的總鍵能計算得到，焓變=反應物總鍵能之和-生成物總鍵能之和，依據圖表提供的化學鍵的鍵能計算得到，）△H₁═1072KJ/mol+2×436KJ/mol-（3×413KJ/mol+358KJ/mol+463KJ/mol）=-116 kJ•mol^-1，熱化學方程式CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）△H=-116 kJ•mol^-1，
故答案為：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH （g）△H=-116 kJ•mol^-1；
（2）從反應開始到20min時，設CO的濃度變化量是x，
         CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
初始濃度：0.5     1        0
變化濃度：x       2x       x
平衡濃度：0.5-x   1-2x      x
根據反應前后壓強之比等于物質的量之比，則$\frac{3}{3-4x}$=$\frac{12.6}{8.4}$，解得x=0.25mol/L，
從反應開始到20min時，以CO表示的平均反應速率v=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{0.25mol/L}{20min}$=0.0125mol/（L•min），
平衡常數K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{0.25mol/L}{0.25mol/L×（0.5mol/L）^{2}}$=4（mol/L）^-2，
對于該放熱反應，溫度升高，化學平衡常數會減�。�
故答案為：0.0125mol/（L•min）；4（mol/L）^-2；減小；
（3）反應是氣體體積減小的放熱反應，則
A、v（H₂）_正=2v（CH₃OH）_逆才能說明正逆反應速率相等，化學反應達到平衡，故A錯誤；
B、容器內氣體的平均摩爾質量等于總質量除以總物質的量，質量是守恒的保持不變，但是n變化，當氣體的平均摩爾質量不變了，證明達到平衡，故B正確；
C、反應是前后氣體體積變化的反應，容器中氣體的壓強保持不變，證明達到了平衡，故C正確；
D、單位時間內生成nmolCO的同時生成2nmolH₂，不能說明正逆反應速率相等，不一定平衡，故D錯誤．
故選BC．

點評 本題涉及化學反應的焓變和化學鍵鍵能之間的關系、化學反應速率和平衡、等效平衡以及化學平衡的有關計算知識，綜合性強，難度中等．