Question

1．（1）用CO₂和氫氣合成CH₃OCH₃（甲醚）是解決能源危機的研究方向之一．
已知：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.7kJ•mol^-1K₁
2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ•mol^-1K₂
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ•mol^-1K₃
（1）則CO₂和氫氣合成CH₃OCH₃（g）的熱化學方程式為2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H=-122.5kJ/mol；
該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{{{K}_{1}}^{2}•{K}_{2}}{{{K}_{3}}^{2}}$（用K₁、K₂、K₃表示）
（2）如圖表示在密閉容器中反應：2SO₂+O₂?2SO₃△H＜0達到平衡時，由于條件改變而引起反應速率和化學平衡的變化情況，a→b過程中改變的條件可能是升高溫度；b→c過程中改變的條件可能是將SO₃從體系中分離出來．
（3）在10L恒容密閉容器中充入X（g）和Y（g），發(fā)生反應X（g）+Y（g）═M（g）+N（g），所得實驗數(shù)據(jù)如表：

實驗 編號	溫度/℃	起始時物質(zhì)的量/mol		平衡時物質(zhì)的量/mol
		n（X）	n（Y）	n（M）
①	700	0.40	0.10	0.090
②	800	0.10	0.40	0.080
③	800	0.20	0.30	a
④	900	0.10	0.15	b

則實驗③中達到平衡時X的轉(zhuǎn)化率為60%； 實驗④中達到平衡時b＜（填“＞”“＜”或“=”）0.060．

Answer 1

分析 （1）已知：①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.7kJ•mol^-1K₁，
②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ•mol^-1K₂，
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ•mol^-1K₃，利用蓋斯定律，將①×2+②-③×2可得CO₂和氫氣合成CH₃OCH₃（g）的熱化學方程式；
（2）由圖象可知a→b正逆反應速率都增大，且平衡逆向移動，b→c正逆反應速率都減小，平衡正向移動；
（3）溫度不變平衡常數(shù)不變，根據(jù)平衡常數(shù)可求出轉(zhuǎn)化量，進而求出轉(zhuǎn)化率；對比實驗①②的平衡常數(shù)可知，正反應為放熱反應，升溫平衡左移，平衡常數(shù)減小，轉(zhuǎn)化率減小，根據(jù)實驗③中X的轉(zhuǎn)化率為60%，則實驗④中X的轉(zhuǎn)化率小于60%，達到平衡時，b＜0.060．

解答 解：（1）已知：①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.7kJ•mol^-1K₁，
②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ•mol^-1K₂，
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ•mol^-1K₃，利用蓋斯定律，將①×2+②-③×2可得2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H=-122.5kJ/mol，
則該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{{{K}_{1}}^{2}•{K}_{2}}{{{K}_{3}}^{2}}$，
故答案為：2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H=-122.5kJ/mol；$\frac{{{K}_{1}}^{2}•{K}_{2}}{{{K}_{3}}^{2}}$；
（2）在a時刻，正逆反應速率都增大，且逆反應速率大于正反應速率，即平衡逆向移動，因為反應的△H＜0，根據(jù)影響化學反應速率和化學平衡的條件可知，a～b過程中改變的條件可能是升溫；在b時刻，正反應速率不變，逆反應速率減小，且正反應速率大于逆反應速率，即平衡正向移動，根據(jù)影響化學反應速率和化學平衡的條件可知，b～c過程中改變的條件可能是將SO₃從體系中分離出來，減小生成物SO₃的濃度，
故答案為：升高溫度；將SO₃從體系中分離出來；
（3）X（g）+Y（g）?M（g）+N（g）
起始濃度（mol/L） 0.02     0.03         0      0
轉(zhuǎn)化濃度（mol/L） 0.1a    0.1a          0.1a     0.1a
平衡濃度（mol/L）0.02-0.1a  0.03-0.1a   0.1a    0.1a
該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{c（M）c（N）}{c（X）c（Y）}$=$\frac{0.1a×0.1a}{（0.02-0.1a）×（0.03-0.1a）}$=1.0，解得a=0.12，實驗③中，X的轉(zhuǎn)化率=$\frac{0.12}{0.2}$100%=60%，
700℃時，化學平衡常數(shù)K≈2.6，升高溫度至800℃得平衡常數(shù)為K=1.0，K減小，即平衡逆向移動，則正反應為放熱反應，若④的溫度為800℃，恒容體系中，氣體體積不變的反應，④與③為等效平衡，b=$\frac{1}{2}$a=0.06mol，但④的實際溫度為900℃，相比較800℃，平衡逆向移動，b＜0.06，
故答案為：60%；＜．

點評 本題考查較為綜合，為高考常見題型，題目涉及反應熱的計算、平衡常數(shù)以及影響反應速率和化學平衡的計算等知識，注意把握平衡常數(shù)的計算以及平衡移動的影響因素，難度中等．