Question

【題目】Ⅰ．已知：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566.0 kJ·mol-1；鍵能EO=O=499.0 kJ·mol-1則CO(g)+O2(g)CO2(g)+O(g)的ΔH=______kJ·mol-1。

Ⅱ.汽車尾氣凈化的主要反應原理為2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+N2(g)。將1.0 mol NO、0.8 mol CO充入2 L恒容密閉容器，分別在T1℃和T2℃下測得n(CO2)隨時間(t)的變化曲線如下圖所示。

（1）T2℃時，0~2s內的平均反應速率v(N2)= ________。

（2）該反應自發(fā)進行的條件（假設ΔH，ΔS不隨溫度變化而變化）___（高溫自發(fā)，低溫自發(fā)，任何溫度均不自發(fā)，任何溫度均自發(fā)）。

（3）為使該反應的反應速度增大，且平衡向正反方向移動的是________。

A．及時分離除CO2氣體 B．適當升高溫度

C．增大CO的濃度 D．選擇高效催化劑

Ⅲ .工業(yè)可以采用下列反應合成甲醇：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)，在一體積可變的密閉容器中（如圖），將2 mol CO和3 mol H2放入容器中，移動活塞至體積為V L，用鉚釘固定在A、B點，發(fā)生反應，測得在不同條件，不同時段內CO的轉化率，得出下列數據。

（1）根據上表數據，比較T1_______T2（選填“>、=、<”）；T2溫度下，第20 min時，反應達到平衡，該溫度下的平衡常數為__________。

（2）T2溫度下，第40 min時，拔出鉚釘后，活塞沒有發(fā)生移動，再向容器中通入6 mol的CO，此時V(正)________V(逆) （選填“>、=、<”），判斷理由是：___________________。

Answer 1

【答案】 -33.5 0.075mol·L-1·s-1 低溫自發(fā) C < V2 < Qc >K，逆動

【解析】本題考查的是蓋斯定律和速率和平衡的影響因素以及平衡常數的計算，關鍵是對題給信息的分析。

Ⅰ．已知：①2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566.0 kJ·mol-1；鍵能EO=O=499.0 kJ·mol-1，熱化學方程式表示為②O2(g)= 2O(g) ΔH=+499.0 kJ·mol-1，則根據蓋斯定律分析，有則（①+②）/2即可得熱化學方程式CO(g)+O2(g)CO2(g)+O(g) ΔH=-566+499=-33.5kJ·mol-1。

Ⅱ. (1) T2℃時，0~2s內二氧化碳的物質的量的改變量為0.6mol，則根據方程式分析，氮氣的改變量為0.3mol，則用氮氣表示反應速率為=0.075mol·L-1·s-1 。 (2)該反應在T1溫度下先到平衡，說明該溫度高，二氧化碳的物質的量小，說明溫度升高，平衡逆向移動，則正反應為放熱反應，該反應正方向為氣體體積減小的方向，所以該反應屬于低溫自發(fā)進行。 （3）A．及時分離除CO2氣體，反應速率減小，平衡正向移動，故錯誤；B．適當升高溫度，反應速率增大，平衡逆向移動，故錯誤；C．增大CO的濃度，反應速率增大，平衡正向移動，故正確；D．選擇高效催化劑，反應速率增大，平衡不移動，故錯誤。故選C。 Ⅲ . (1)從表中數據分析，T2溫度下相等時間一氧化碳的轉化率高，說明反應速率快，則T2溫度高。 (6)

CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)

起始物質的量 2 3 0

改變物質的量 2×50% 2×2×50% 2×50%

平衡物質的量 1 1 1

平衡常數為=V2。

(2) T2溫度下，第40 min時，拔出鉚釘后，活塞沒有發(fā)生移動，說明反應到平衡，此時容器內總物質的量為3mol，容器的體積為vL，再向容器中通入6 mol的CO，則容器的體積變?yōu)?VL，此時Qc = >K，平衡逆向移動，V(正)小于V(逆)。