Question

工業(yè)上可用煤制天然氣，生產(chǎn)過程中有多種途徑生成CH₄．
（1）寫出CO₂與H₂反應(yīng)生成CH₄和H₂O的熱化學(xué)方程式

 

．
已知：①CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ?mol^-1
②C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ?mol^-1
③2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ?mol^-1
（2）另一生成CH₄的途徑是CO（g）+3H₂（g）?CH₄（g）+H₂O（g）．其他條件相同時，H₂的平衡轉(zhuǎn)化率在不同壓強下隨溫度的變化如圖所示．
①該反應(yīng)的△H

 

0（填“＜”、“=”或“＞”）．
②實際生產(chǎn)中采用圖中M點而不是N點對應(yīng)的反應(yīng)條件，運用化學(xué)反應(yīng)速率和平衡知識，同時考慮生產(chǎn)實際，說明選擇該反應(yīng)條件的理由

 

．
（3）某溫度下，將0.1mol CO和0.3mol H₂充入10L的密閉容器內(nèi)發(fā)生反應(yīng)CO（g）+3H₂（g）?CH₄（g）+H₂O（g），平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率為80%，求此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K．（寫出計算過程，計算結(jié)果保留兩位有效數(shù)字）

Answer 1

考點：轉(zhuǎn)化率隨溫度、壓強的變化曲線

專題：化學(xué)平衡專題

分析：（1）根據(jù)蓋斯定律書寫目標(biāo)熱化學(xué)方程式；
（2）①由圖可知，壓強一定時，升高溫度，平衡時氫氣的轉(zhuǎn)化率降低，平衡向逆反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)；
②相對于N點而言，采用M點，溫度在500-600K之間，溫度較高，反應(yīng)速率較快，氫氣的平衡轉(zhuǎn)化率也較高，壓強為常壓對設(shè)備要求不高；
（3）計算平衡時氫氣濃度變化量，利用三段式計算平衡時各組分濃度，代入平衡常數(shù)表達式計算．

解答： 解：（1）已知：①CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ?mol^-1
②C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ?mol^-1
③2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ?mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，②+③-①×2得：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（g）△H=-162kJ?mol^-1，
故答案為：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（g）△H=-162kJ?mol^-1；
（2）①由圖可知，壓強一定時，升高溫度，平衡時氫氣的轉(zhuǎn)化率降低，平衡向逆反應(yīng)方向移動，正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，故△H＜0，故答案為：＜；
②相對于N點而言，采用M點，溫度在500-600K之間，溫度較高，反應(yīng)速率較快，氫氣的平衡轉(zhuǎn)化率也較高，壓強為常壓對設(shè)備要求不高，
故答案為：相對于N點而言，采用M點，溫度在500-600K之間，溫度較高，反應(yīng)速率較快，氫氣的平衡轉(zhuǎn)化率也較高，壓強為常壓對設(shè)備要求不高；
（3）平衡時H₂的轉(zhuǎn)化率為80%，參加反應(yīng)氫氣的物質(zhì)的量=0.3mol×80%=0.24mol，故氫氣的濃度變化量=

0.24mol

10L

=0.024mol/L，則：
             CO（g）+3H₂（g）?CH₄（g）+H₂O（g）
開始（mol/L）：0.01   0.03     0       0
變化（mol/L）：0.008  0.024   0.008    0.008
平衡（mol/L）：0.002  0.006   0.008    0.008
故平衡常數(shù)=

0.008×0.008

0.002×0.0063

=1.5×10⁵
答：此溫度下該反應(yīng)的平衡常數(shù)K為1.5×10⁵．

點評：本題考查熱化學(xué)方程式書寫、化學(xué)平衡影響因素、平衡常數(shù)計算等，注意利用三段式計算，難度中等．