Question

（16分）工業上可用煤制天然氣，生產過程中有多種途徑生成CH₄。
（1）寫出CO₂與H₂反應生成CH₄和H₂O的熱化學方程式                     。
已知： ① CO(g)+H₂O(g)H₂(g)+CO₂(g)    ΔH＝－41kJ·mol^－1 
② C(s)+2H₂(g)CH₄(g)           ΔH＝－73kJ·mol^－1
③ 2CO(g)C(s)+CO₂(g)          ΔH＝－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的平衡轉化率在不同壓強下隨溫度的變化如圖所示。

①該反應的△H     0（填“＜”、“＝”或“＞”）。
②實際生產中采用圖中M點而不是N點對應的反應條件，運用化學反應速率和平衡知識，同時考慮生產實際，說明選擇該反應條件的理由________________________。
③某溫度下，將0.1 mol CO和0.3 mol H₂充入10L的密閉容器內發生反應CO(g)+3H₂(g) CH₄(g)+H₂O(g)，平衡時H₂的轉化率為80%，求此溫度下該反應的平衡常數K。（寫出計算過程，計算結果保留兩位有效數字）

Answer 1

（1）CO₂(g)+4H₂(g)CH₄(g)+2H₂O(g)    ΔH＝－162kJ·mol^－1  （3分，熱化學方程式2分，數據1分）
（2）①＜      （3分）
②相對于N點而言，采用M點，溫度在500-600K之間，溫度較高，反應速率較快，氫氣的平衡轉化率也較高，壓強為常壓對設備要求不高。    （3分）
③（7分）
CO(g)+3H₂(g) CH₄(g)+H₂O(g)
起始時各物質濃度/ mol·L^－1：   0.01   0 .03        0      0
平衡時各物質濃度/ mol·L^－1       0.002  0.006        0.008   0.008
（以上3分）
K＝＝＝0.148×10⁶
（1分）                      （1分）                        （2分，數據和單位各1分）

解析試題分析：
⑴先寫出該反應的方程式，并標明各物質的狀態：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（g）；將“②+③-①×2”能得該反應方程式，再根據蓋斯定律可計算該反應的反應熱△H＝（-73kJ?mol^-1）+（-171kJ?mol^-1）-（-41kJ?mol^-1）×2＝-162kJ?mol^-1，綜上便可寫出完整的熱化學方程式。
⑵①由圖可知，壓強一定時，升高溫度，平衡時氫氣的轉化率降低，平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，則△H＜0；
②相對于N點而言，采用M點，溫度在500-600K之間，溫度較高，反應速率較快，氫氣的平衡轉化率也較高，壓強為常壓對設備要求不高；
③平衡時H₂的轉化率為80%，參加反應氫氣的物質的量=0.3mol×80%=0.24mol，則氫氣的濃度變化量==0.024mol/L，然后結合三段分析如下：
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K＝＝＝0.148×10⁶。
考點：考查蓋斯定律、化學反應速率和化學平衡。