Question

除去雜質后的水煤氣主要含H₂、CO，是理想的合成甲醇的原料氣．
（1）生產水煤氣過程中有以下反應：①C（s）+CO_2（g）?2CO（g）△H₁；
②CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H₂；③C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）△H₃；
上述反應△H₃與△H₁、△H₂之間的關系為

 

．
（2）將CH₄轉化成CO，工業(yè)上常采用催化轉化技術，其反應原理為：
2CH₄（g）+3O₂（g）?4CO（g）+4H₂O（g）△H=-1038kJ/mol．工業(yè)上要選擇合適的催化劑，分別對X、Y、Z三種催化劑進行如下實驗（其他條件相同）：
①X在750℃時催化效率最高，能使正反應速率加快約3×10⁵倍；
②Y在600℃時催化效率最高，能使正反應速率加快約3×10⁵倍；
③Z在440℃時催化效率最高，能使逆反應速率加快約1×10⁶倍；
根據上述信息，你認為在生產中應該選擇的適宜催化劑是

 

（填“X”或“Y”或“Z”），選擇的理由是

 

；
（3）請在答題卡中，畫出（2）中反應在有催化劑與無催化劑兩種情況下反應過程中體系能量變化示意圖，并進行必要標注．
（4）合成氣合成甲醇的主要反應是：
2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ?mol^-1，T℃下此反應的平衡常數為160．
此溫度下，在密閉容器中開始只加入CO、H₂，反應10min后測得各組分的濃度如下：

物質	H2	CO	CH3OH
濃度/（mol?L-1）	0.20	0.10	0.40

①該時間段內反應速率υ（H₂）=

 

．
②比較此時正、逆反應速率的大�。害裕ㄕ�）

 

υ（逆）（填“＞”、“＜”或“=”）
（5）生產過程中，合成氣要進行循環(huán)，其目的是

 

．

Answer 1

考點：用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,化學平衡的影響因素,化學平衡的調控作用

專題：化學平衡專題

分析：（1）根據蓋斯定律計算反應熱；
（2）該反應正反應為放熱反應，應選擇催化活性高、速度快、反應溫度較低；
（3）使用催化劑能降低活化能，不影響反應熱；
（4）①根據甲醇的濃度計算氫氣的濃度變化量，再根據v=

△c

△t

計算v（H₂）；
②計算此時的濃度商Qc，與平衡常數比較，判斷反應進行的方向，據此解答；
③從反應轉化率角度考慮．

解答： （1）根據蓋斯定律，反應（1）+（2）得反應（3），相應反應熱也相加得：△H₃=△H₁+△H₂；
故答案為：△H₃=△H₁+△H₂；
（2）該反應正反應為放熱反應，應選擇催化活性高、速度快、反應溫度較低，故選擇Z；
故答案為：Z；催化活性高、速度快、反應溫度較低；
（3）使用催化劑降低活化能，不影響反應熱，在有催化劑情況下反應過程中體系能量變化曲線如圖：
；
故答案為：；
（4）①由表中數據可知，l0min內甲醇的濃度變化量為0.4mol/L，故氫氣的濃度變化量為0.4mol/L×2=0.8mol/L，
故v（H₂）=

0.8mol/L

10min

=0.08 mol?L^-1?min^-1；
故答案為：0.08 mol?L^-1?min^-1；
②由表中數據可知，10min時氫氣的濃度為0.2mol/L、CO的濃度為0.1mol/L、甲醇的濃度為0.4mol/L，
則此時的濃度商Qc=

0.4

0.22×0.1

=100，小于平衡常數160，故反應向正反應方向進行，故V_正＞V_逆；
故答案為：＞；
③該反應為可逆反應，氫氣和一氧化碳都不能完全反應，為提高原料利用率，把甲醇分離出后，把原料氣再循環(huán)利用；
故答案為：提高原料利用率．

點評：本題考查化學平衡常數、化學平衡影響因素、反應速率計算、反應中能量變化等，難度中等，注意掌握平衡常數的應用．