Question

為妥善處理氯甲烷生產企業(yè)的副產物CCl₄，以減少其對臭氧層的破壞．化學家研究在催化條件下，通過下列反應，使CCl₄轉化為重要的化工原料氯仿
（CHCl₃）．CCl₄+H₂?CHCl₃+HCl
此反應自伴隨有副反應，會生成CH₂Cl₂、CH₃Cl和CH₄等．已知CCl₄的沸點為77℃，CHCl₃的沸點為61.2℃．
（1）在密閉容器中，該反應達到平衡后，測得如下數據（假設不考慮副反應）．

實驗 序號	溫度℃	初始CCl4濃度 （mol?L-1）	初始H2濃度（mol?L-1）	CCl4的平衡轉化率
1	110	0.8	1.2	A
2	110	1	1	50%
3	100	1	1	B

①此反應的化學平衡常數表達式為

 

，在110℃時平衡常數為

 

．
②實驗l中，CCl₄的轉化率A

 

50%（填“大于”、“小于”或“等于”）．
③實驗2中，10h后達到平衡，H₂的平均反應速率為

 

．在此實驗的平衡體系中，再加入0.5mol CCl₄和1.0mol HCl，平衡將向

 

方向移動．
④實驗3中，B的值

 

（選填序號）．
A．等于50%    B．大于50%
C．小于50%    D．從本題資料，無法判斷
（2）120℃，在相同條件的密閉容器中，分別進行H₂的初始濃度為2mol?L^一1和4mol?L^-1的實驗，測得反應消耗CCl₄的百分率（x%）和生成物中CHCl₃，的百分含量（y%）隨時間（t）的變化關系如圖（圖中實線是消耗CCl₄的百分率變化曲線，虛線是產物中CHCl₃的百分含量變化曲線）．
①在圖中的四條線中，表示H₂起始濃度為2mol?L^一1實驗的消耗CCl₄的百分率變化曲線是

 

（選填序號）．
②根據上圖曲線，氫氣的起始濃度為

 

mol?L^一1時，有利于提高CCl₄的平衡轉化率和產物中CHCl₃的百分含量．你判斷的依據是

 

．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,化學平衡的影響因素

專題：化學平衡專題

分析：（1））①化學平衡常數指一定溫度下，可逆反應到達平衡時生成物濃度化學計量數次數冪之積與生成物濃度化學計量數次數冪之積的比值；
根據三段式計算出各物質的平衡濃度，再代入平衡常數的表達式計算；
②令平衡時CCl₄濃度變化量為amol/L，利用三段式表示出平衡時各組分的濃度，再利用平衡常數列方程計算，進而計算CCl₄的轉化率；
③計算氫氣的濃度變化量，再根據v（H₂）=

△c

△t

計算；濃度商Qc=

c(CHCl3)×c(HCl)

c(CCl4)×c(H2)

，與平衡常數比較，判斷反應移動方向；
④對于實驗3，因溫度不同，又不知該反應的熱效應，所以無法判斷轉化率的大��；
（2）①氫氣濃度越大反應越快，消耗CCl₄的百分率變化就越快，相反就比較慢，據此判斷；
②由圖象可知，氫氣的濃度為4mol/L，CCl₄的平衡轉化率和產物中CHCl₃的百分含量均得到提高．

解答： 解：（1）①因CCl₄的沸點為77℃，CHCl₃的沸點為61.2℃，所以在110℃或100℃反應時各物質均為氣態(tài)，其平衡常數K=

c(CHCl3)×c(HCl)

c(CCl4)×c(H2)

；
110℃時，實驗2中，10h后達到平衡，CCl₄的轉化率為50%，平衡時氫氣的濃度變化量=1mol/L×50%=0.5mol/L，則：
             CCl₄（g）+H₂（g）?CHCl₃（g）+HCl（g），
起始（mol/L）：1        1        0          0
變化（mol/L）：0.5     0.5      0.5        0.5
平衡（mol/L）：0.5     0.5       0.5       0.5 
則平衡常數k=

0.5×0.5

0.5×0.5

=1，
故答案為：

c(CHCl3)×c(HCl)

c(CCl4)×c(H2)

；1；
②實驗1中，設平衡時四氯化碳的濃度變化量為amol/L，則：
              CCl₄（g）+H₂（g）?CHCl₃（g）+HCl（g），
起始（mol/L ） 0.8       1.2     0         0
反應（mol/L ） a         a       a         a 
平衡（mol/L） 0.8-a      1.2-a    a         a
則

a×a

(0.8-a)×(1.2-a)

=1，解得a=0.48，則CCl₄的轉化率為

0.48mol/L

0.8mol/L

×100%=60%＞50%，
故答案為：大于；
③平衡時氫氣的濃度變化量=1mol/L×50%=0.5mol/L，則v（H₂）=

0.5mol/L

10h

=0.05mol/（L?h），
在此實驗的平衡體系中，再加入0.5mol CCl₄和1.0mol HCl，此時濃度商Qc=

c(CHCl3)×c(HCl)

c(CCl4)×c(H2)

，大于平衡常數1，則平衡逆向進行，
故答案為：0.05mol/（L?h）；逆反應；
④對于實驗3，因溫度與實驗1、2不同，又不知該反應的熱效應，所以無法判斷轉化率的大小，
故答案為：D；
（2）①由圖象可知，氫氣濃度越大反應越快，消耗CCl₄的百分率變化就越快，相反就比較慢，所以H₂起始濃度為2mol/L時，消耗CCl₄的百分率變化曲線是③；
故答案為：c；
②由圖象可知，4 mol?L^-1的①、②曲線比2mol?L^-1③、④曲線CCl₄轉化率和產物中CHCl₃的百分率的數值均高，
故答案為：4；從圖中可見，4 mol?L^-1的①、②曲線比2mol?L^-1③、④曲線CCl₄轉化率和產物中CHCl₃的百分率的數值均高．

點評：本題考查化學平衡計算、化學反應速率計算、化學平衡常數計算與應用、影響化學平衡的因素，難度中等，注意掌握三段式計算與平衡常數的應用．