Question

【題目】某溫度下，H2(g)＋CO2(g) H2O(g)＋CO(g)的平衡常數K=9/4，該溫度下在甲、乙、丙三個體積相同的恒容密閉容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始濃度如下表所示,

起始濃度	甲	乙	丙
c(H2)(mol/L)	0.010	0.020	0.020
c(CO2)(mol/L)	0.010	0.010	0.020

下列判斷不正確的是：

A. 平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均是60%

B. 平衡時， 乙中H2的轉化率大于60%

C. 平衡時，丙中c(CO)是甲中的2倍，是0.012 mol/L

D. 反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢

Answer 1

【答案】B

【解析】

反應H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）前后氣體的體積不變，恒溫恒容下，甲、乙、丙中平衡常數相同．由表中數據可知，該溫度下在甲、丙兩容器內起始濃度n（H2）：n（CO2）=1：1，甲、丙為等效平衡．乙中氫氣的起始濃度比甲中氫氣的起始濃度大，故乙中二氧化碳的轉化率比甲中高．根據三段式結合平衡常數計算出甲容器內，平衡時各物質的濃度變化量、平衡濃度；

A、計算甲容器內二氧化碳的轉化率，乙中氫氣的起始濃度比甲中氫氣的起始濃度大，故乙中二氧化碳的轉化率比甲中高；

B、甲、丙為等效平衡，甲中和丙中H2的轉化率均相等，根據三段式計算甲中氫氣的轉化率；

C、甲、丙為等效平衡，甲中和丙中CO2的轉化率均相等，根據三段式計算平衡時甲中的CO2的濃度、轉化率，進而計算丙中CO的濃度；

D、濃度越大反應速率越快。

對于甲容器： H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）

開始（mol/L）：0.01 0.01 0 0

變化（mol/L）：x x x x

平衡（mol/L）：0.01-x 0.01-x x x

所以 =，解得x=0.006，

A、恒溫恒容下，由表中數據可知，該溫度下在甲、丙兩容器內起始濃度n（H2）：n（CO2）=1：1，反應H2（g）+CO2（g）H2O（g）+CO（g）前后氣體的體積不變，故甲、丙為等效平衡，平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均相等，由上述計算可知，甲容器內氫氣的轉化率為×100%=60%，故甲中和丙中H2的轉化率均為60%，選項A正確；

B、由上述計算可知，甲容器內氫氣的轉化率為×100%=60%，恒溫恒容下，乙中氫氣的起始濃度比甲中氫氣的起始濃度大，故乙中氫氣的轉化率比甲中低，故平衡時，乙中H2的轉化率小于60%，選項B不正確；

C、由上述計算可知，平衡時甲容器內c（CO）=xmol/L=0.006mol/L，甲、丙為等效平衡，平衡時，甲中和丙中CO2的轉化率相等，由A中計算可知為60%，故平衡時丙容器內c（CO）=0.02mol/L×60%=0.012mol/L，平衡時，丙中c（CO）是甲中的2倍，選項C正確；

D、濃度越大反應速率越快，由表中數據可知，甲、乙容器內，開始CO2濃度相等，乙中H2濃度比甲中濃度大，所以速率乙＞甲，乙、丙容器內，開始H2濃度相等，丙中CO2濃度比乙中濃度大，所以速率丙＞乙，故速率丙＞乙＞甲，選項D正確。

答案選B。