近年，甲醇的制取與應用在全球引發(fā)了關于“甲醇經(jīng)濟”的廣泛探討。二氧化碳加氫制甲醇已經(jīng)成為研究熱點，在某CO₂催化加氫制CH₃OH的反應體系中，發(fā)生的主要反應如下：
Ⅰ．CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）ΔH₁＜0
Ⅱ．CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g）ΔH₂＞0
回答下列問題：
（1）表中數(shù)據(jù)是該反應中的相關物質的標準摩爾生成焓（ΔfH_w^θ）數(shù)據(jù)：

物質	H2（g）	CO2（g）	CH3OH（g）	H2O（g）
ΔfHmθ/（kJ?mol-1）	0	-394	-201	-240

標準摩爾生成焓是指在298.15K、100kPa,由穩(wěn)定態(tài)單質生成1mol化合物時的焓變。則ΔH₁=

-47kJ?mol^-1

-47kJ?mol^-1

，反應Ⅰ的熱力學趨勢較小，原因是

放熱少，且熵減

放熱少，且熵減

。
（2）下列能說明反應Ⅰ一定達到平衡狀態(tài)的是

D

D

（填標號）。
A．v_正（CO₂）=3v_逆（H₂）
B．平衡常數(shù)不再發(fā)生變化
C．混合氣體的密度不再發(fā)生變化
D．混合氣體中H₂O（g）的百分含量保持不變
（3）將平均相對分子質量為16的CO₂和H₂的混合氣體充入一恒容密閉容器中，在化劑作用下發(fā)生反應Ⅰ、Ⅱ，已知反應Ⅱ的反應速率v_正=k_正?x（CO₂）?x（H₂），v_逆=k_逆?x（CO₂）?x（H₂O），k_正，k_逆為速率常數(shù)，x為物質的量分數(shù)。
①當CO₂轉化率達到60%時，反應達到平衡狀態(tài)，這時CO₂和H₂的體積分數(shù)相同，若反應Ⅱ的k_正=20mol?L^-1?s^-1，平衡時反應Ⅱ的v_逆=

0.89

0.89

mol?L^-1?s^-1；
②Arrhenius經(jīng)驗公式為Rlnk=

E

a

T

+C，其中E_a為活化能，T為熱力學溫度，k為速率常數(shù)，R和C為常數(shù)，則ΔH₂=

-TRlnk_正/k_逆

-TRlnk_正/k_逆

kJ?mol^-1（用含k_正、k_逆、T、R的代數(shù)式表示）；
③由實驗測得，隨著溫度的逐漸升高，平衡時混合氣體的平均相對分子質量幾乎又變回16，原因是

反應I為放熱反應，反應Ⅱ為吸熱反應，當溫度升高時，以反應Ⅱ為主，反應Ⅱ是等體積反應，反應前后氣體分子數(shù)相等，發(fā)生反應Ⅱ氣體平均相對分子質量不變

反應I為放熱反應，反應Ⅱ為吸熱反應，當溫度升高時，以反應Ⅱ為主，反應Ⅱ是等體積反應，反應前后氣體分子數(shù)相等，發(fā)生反應Ⅱ氣體平均相對分子質量不變

。
（4）其他條件相同時，反應溫度對CH₃OH選擇性的影響如圖所示。由圖可知，溫度相同時CH₃OH選擇性的實驗值略高于其平衡值，可能的原因是

在該條件下反應I的速率大于反應II，單位時間內生成甲醇的量比生成CO的量多

在該條件下反應I的速率大于反應II，單位時間內生成甲醇的量比生成CO的量多

。