Question

16．煤化工中兩個重要反應為①C（s）+H₂O（g）?H₂（g）+CO（g）
△H=+131.3kJ•mol^-1，②CO（g）+H₂O（g）$?_{△}^{催化劑}$CO₂（g）+H₂（g）．
（1）下列說法正確的是A．
A．當反應①的容器中混合氣體的密度不再變化時反應達到最大限度
B．反應②的熵變△S＞0
C．反應①中增加C固體的量能增大反應速率
D．在反應②中及時分離出產(chǎn)生的H₂對正反應速率無影響
（2）若工業(yè)上要增加反應①的速率，最經(jīng)濟的措施為粉碎煤炭、增加H₂O（g）的濃度、使用合適的催化劑．
（3）現(xiàn)將不同量的CO（g）和H₂O（g）分別通入2L恒容密閉容器中進行反應，得到如下三組數(shù)據(jù)：

實驗 組	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		達到平衡所 需時間/min
		CO	H2O	H2	CO2
Ⅰ	650	4	2	1.6	1.6	5
Ⅱ	900	2	1	0.5	0.5	3
Ⅲ	900	a	b	c	d	t

①實驗Ⅰ中，從反應開始到反應達到平衡時，H₂O（g）的平均反應速率為0.16mol•L^-1•min^-1．
②CO（g）和H₂O（g）反應的△H小于0（填“大于”“小于”或“等于”）．
③實驗Ⅲ中，若平衡時，CO的轉(zhuǎn)化率大于水蒸氣，則a、b必須滿足的關系是a＜b，與實驗Ⅱ相比，化學平衡常數(shù)不變（填“增大”“減小”或“不變”）．
④若在900℃時，實驗Ⅱ反應達到平衡后，向此容器中再加入1mol CO、0.5mol H₂O、0.2mol _CO2、0.5mol H2，平衡正反應方向移動（填“向正反應方向移動”“向逆反應方向移動”“不移動”）．
（4）CO、H₂可用于生產(chǎn)甲醇和甲醚，其反應為（m、n均大于0）：
反應①：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-mkJ•mol^-1
反應②：2CO（g）+4H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-nkJ•mol^-1
反應③：2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H＜0
則m與n的關系為n＞2m．

Answer 1

分析 （1）A、反應①中有固體參與反應，反應進行的過程中，混合氣體的質(zhì)量會不斷變化，體積不變，氣體的密度也會變化，故當容器中混合氣體的密度不再變化時反應達到最大限度即平衡狀態(tài)；
B、反應②反應前后氣體體積變化為0，則熵變△S=0；
C、反應①中增加C固體的量不影響反應速率；
D、在反應②中及時分離出產(chǎn)生的H₂時，逆反應速率瞬間減小，正反應速率瞬間不變，然后逐漸減小，重新形成平衡；
（2）根據(jù)外界條件的變化對化學反應速率的影響分析解答；
（3）①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$進行計算求解；
②根據(jù)圖中的數(shù)據(jù)計算650℃和900℃時的平衡常數(shù)，比較K的大小，得出反應的熱效應；
③實驗Ⅲ中，若起始時CO和H₂O等物質(zhì)的量，因二者反應過程中變化量相等，轉(zhuǎn)化率也相等，若在此基礎上增加水蒸氣的量，水的轉(zhuǎn)化率降低，CO的轉(zhuǎn)化率增大，故若平衡時，CO的轉(zhuǎn)化率大于水蒸氣，則a、b必須滿足的關系是a＜b；因溫度沒有變，平衡常數(shù)只與溫度有關，故與實驗Ⅱ相比，化學平衡常數(shù)不變；
④比較平衡常數(shù)和濃度商的大小，來判斷反應進行的方向；
（4）根據(jù)蓋斯定律可知：反應③=②-①×2＜0，來分析解答．

解答 解：（1）A、反應①中有固體參與反應，反應進行的過程中，混合氣體的質(zhì)量會不斷變化，體積不變，氣體的密度也會變化，故當容器中混合氣體的密度不再變化時反應達到最大限度即平衡狀態(tài)，故A正確；
B、反應②反應前后氣體體積變化為0，則熵變△S=0，故B錯誤；
C、反應①中增加C固體的量不影響反應速率，故C錯誤；
D、在反應②中及時分離出產(chǎn)生的H₂時，逆反應速率瞬間減小，正反應速率瞬間不變，然后逐漸減小，重新形成平衡，故D錯誤；
故選A；
（2）結(jié)合影響反應速率的因素，最經(jīng)濟的措施為粉碎煤炭、增加H₂O（g）的濃度、使用合適的催化劑等，故答案為：粉碎煤炭、增加H₂O（g）的濃度、使用合適的催化劑；
（3）①實驗Ⅰ中，水的起始濃度為1 mol•L^-1，平衡時H₂的平衡量為1.6 mol，說明反應中水的變化量也是1.6 mol，則水的平衡濃度為0.2 mol•L^-1，H₂O的平均反應速率為：$\frac{0.8}{5}$=0.16 mol•L^-1•min^-1，故答案為：0.16 mol•L^-1•min^-1；
②650℃時，反應平衡常數(shù)K₁=$\frac{1.6×1.6}{2.4×0.4}$=$\frac{8}{3}$，900℃實驗Ⅱ的常數(shù)K₂=$\frac{0.5×0.5}{1.5×0.5}$=$\frac{1}{3}$，隨著溫度的升高，平衡常數(shù)減小，說明反應逆向進行，即△H小于0，故答案為：小于；
③實驗Ⅲ中，若起始時CO和H₂O等物質(zhì)的量，因二者反應過程中變化量相等，轉(zhuǎn)化率也相等，若在此基礎上增加水蒸氣的量，水的轉(zhuǎn)化率降低，CO的轉(zhuǎn)化率增大，故若平衡時，CO的轉(zhuǎn)化率大于水蒸氣，則a、b必須滿足的關系是a＜b；因溫度沒有變，平衡常數(shù)只與溫度有關，故與實驗Ⅱ相比，化學平衡常數(shù)不變，故答案為：a＜b；不變；
④若在900℃時，實驗Ⅱ反應達到平衡的狀態(tài)：1.5 mol CO、0.5 mol H₂O、0.5 mol CO₂、0.5 mol H₂，向此容器中再加入1 mol CO、0.5 mol H₂O、0.2 mol CO₂、0.5 mol H₂，即瞬間狀態(tài)：2.5 mol CO、1.0 mol H₂O、0.7 mol CO₂、1.0 mol H₂，此時Qc=0.28＜K₂，此時平衡向正反應方向移動，故答案為：正反應方向移動；
（4）根據(jù)蓋斯定律可知：反應③=②-①×2，即（-nkJ•mol-1）-（-mkJ•mol-1）×2＜0，得：n＞2m，故答案為：n＞2m．

點評 本題考查化學平衡的計算，題目難度中等，做題時注意把握影響平衡移動的因素以及平衡常數(shù)的有關計算，此為化學平衡常考查問題．