Question

化学反应原理在科研和生产中有广泛应用。

（1）已知：3Fe₂O₃(s)+CO(g)=2Fe₃O₄(s)+4CO₂(g)   △H₁=-47kJ/mol；

Fe₃O₄(s)+4CO(g)=3Fe(s)+4CO₂(g)     △H₂=-14kJ/mol。

则Fe₂O₃(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO₂(g)   △H=________。

（2）煤化工行业中常常通过研究不同温度下反应的平衡常数来解决各种实际问题。将等体积的CO和H₂O(g)通入一恒容密闭容器中，发生反应：CO(g)+H₂O(g)H₂(g)+CO₂(g)，该反应的平衡常数随温度的变化如下表所示。

温度／℃	400	500	800
平衡常数K	9.94	9	1

① 该反应的平衡常数表达式K=_______，该反应的正反应是_______（填“吸热”或“放热”）反应。

② 若反应在800℃时进行, CO和H₂O(g)的起始浓度均为0.020 mol·L^-1，则该条件下，CO的平衡转化率为_________。

③ 下列措施中能够提高CO转化率的是______（填字母）

a．降低温度    b．加入催化剂     c．增加CO的浓度     d.加入H₂O(g)

Answer

-25 kJ· mol-1 放热 50% ad

【解析】(1)已知：①3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+4CO2(g) △H1=-47kJ/mol；②Fe3O4(s)+4CO(g)=3Fe(s)+4CO2(g) △H2=-14kJ/mol，根据盖斯定律可知，由①×+②×得Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g) ，则△H=(-47kJ/mol)×+(-14kJ/mol)×=-25 kJ·mol-1 ；

(2)①)①根据CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)，可知：K=；温度升高K值减小，所以正反应为放热反应；

②对于反应：CO(g)+H2O(g)⇌H2(g)+CO2(g)，
开始(mol/L)：0.02 0.02 0 0
变化(mol/L)： c c c c
平衡(mol/L)：0.02-c 0.02-c c c

所以=1，解得：c=0.01，则该条件下，CO的平衡转化率为×100%=50%；

③a．降低温度平衡正向移动，CO转化率提高，故a正确；b．加入催化剂，反应速率改变，但平衡不移动，CO转化率不变，故b错误；c．增加CO的浓度，平衡正向移动，但CO的转化率反而降低，故c错误；d.加入H2O(g)，平衡正向移动，CO的转化提高，故d正确；答案为ad。

点睛：应用盖斯定律进行简单计算时，关键在于设计反应过程，同时注意：①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。②当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“+”“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。③将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。④在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。