2020届高考化学二轮复习平衡原理综合应用学案

2020届高考化学二轮复习平衡原理综合应用学案

主题10　平衡原理综合应用 全国卷考情分析 高考 年份 ‎2019年全国 ‎2018年全国 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 Ⅰ卷 Ⅱ卷 Ⅲ卷 命题 角度 以水煤气变换为题材考查反应热、活化能、化学反应的倾向性、速率和平衡的计算以及图像分析等 以环戊二烯为素材考查转化率、平衡常数的计算、平衡的移动、平衡图像以及电解原理等 以氯化氢转化为氯气的技术为背景考查平衡常数的影响与计算、转化率的影响因素、盖斯定律以及原电池原理 以N2O5绿色硝化技术为题材考查氧化产物的判断、盖斯定律的应用、反应速率和平衡常数的计算、反应条件的控制 以CH4-CO2催化重整为题材考查盖斯定律的应用、化学平衡的移动、平衡常数的计算、反应条件的控制对速率和平衡的影响 以三氯氢硅为题材考查陌生化学方程式的书写、盖斯定律的应用、转化率与平衡常数的计算、化学平衡的移动、反应速率的计算与比较 命题 规律 反应原理综合题为历年高考必考题,常以具体的事实或反应为背景,结合图表考查化学反应中能量变化、热化学方程式的书写、焓变的计算、化学反应速率计算及影响因素、化学平衡状态的判断、化学平衡移动、转化率和平衡常数计算以及条件选择和控制等,突出了变化观念和平衡思想的应用 ‎⦾命题角度一　反应热与化学平衡结合 以实际工业生产为载体,考查反应热、盖斯定律、化学平衡及其移动、平衡常数和转化率计算等知识,考查考生对变化观念和平衡思想的理解和应用。‎ 例1 (2019年全国Ⅰ卷,28)水煤气变换[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]是重要的化工过程,主要用于合成氨、制氢以及合成加工等工业领域中。回答下列问题:‎ ‎(1)Shibata曾做过下列实验:①使纯H2缓慢地通过处于721 ℃下的过量氧化钴CoO(s),氧化钴部分被还原为金属钴Co(s),平衡后气体中H2的物质的量分数为0.0250。‎ ‎②在同一温度下用CO还原CoO(s),平衡后气体中CO的物质的量分数为0.0192。‎ 根据上述实验结果判断,还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO　　　　H2(填“大于”或“小于”)。 ‎ ‎(2)721 ℃时,在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合,采用适当的催化剂进行反应,则平衡时体系中H2的物质的量分数为　　　(填标号)。 ‎ A.<0.25　　B.0.25　　C.0.25~0.50‎ D.0.50　　　E.>0.50‎ ‎(3)我国学者结合实验与计算机模拟结果,研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历程,如图所示,其中吸附在金催化剂表面上的物种用•标注。‎ ‎　　可知水煤气变换的ΔH　　　　0(填“大于”“等于”或“小于”),该历程中最大能垒(活化能)E正=　　　　eV,写出该步骤的化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)Shoichi研究了467 ℃、489 ℃时水煤气变换中CO和H2分压随时间变化关系(如下图所示),催化剂为氧化铁,实验初始时体系中的和pCO相等、和相等。‎ 计算曲线a的反应在30~90 min内的平均速率(a)=　　　　kPa·min-1。467 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是　　　　、　　　　。489 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是　　　　、　　　　。 ‎ 解析 (1)H2还原氧化钴的化学方程式为H2(g)+CoO(s)Co(s)+H2O(g);CO还原氧化钴的化学方程式为CO(g)+CoO(s)Co(s)+CO2(g),平衡时H2还原体系中H2的物质的量分数[]高于CO还原体系中CO的物质的量分数[],故还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO大于H2。‎ ‎(2)721 ℃时,在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合,可设其物质的量为1 mol,转化的CO的物质的量为x mol,则:‎ ‎　　　　　　CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)‎ 起始(mol) 1 1 　0 　0‎ 转化(mol) x x 　x 　x 平衡(mol) 1-x 1-x 　x 　x 则平衡时体系中H2的物质的量分数为==,因为该反应为可逆反应,故x<1,则H2的物质的量分数小于0.5。‎ 假设H2与CoO反应时,n(H2)=1 mol,转化的n(H2)=a mol,列三段式:‎ ‎　　　　　①CoO(s)+H2(g)Co(s)+H2O(g)　K1‎ ‎　　起始(mol)　　　　　　　1　　　　　　　　0‎ ‎　　转化(mol)　　　　　　　a　　　　　　　　a ‎　　平衡(mol)　　　　　　1-a　　　　　　　 a ‎　　根据题意,=0.0250,解得a=0.9750,K1==39。‎ 同理,假设CO与CoO反应时,n(CO)=1 mol,转化的n(CO)=b mol,列三段式:‎ ‎　　　　　②CoO(s) +CO(g)Co(s)+CO2(g)　K2‎ 起始(mol) 1 0‎ 转化(mol) b b 平衡(mol) 1-b b ‎　　根据题意,=0.0192,解得b=0.9808,K2=≈51。‎ 水煤气的转化反应可由②-①得到,故K==≈1.31,则K=>1,>0.25,H2的物质的量分数大于0.25,由此可判断最终平衡时体系中H2的物质的量分数为0.25~0.50。‎ ‎(3)根据水煤气变换[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]并结合水煤气变换的反应历程相对能量可知,CO(g)+H2O(g)的能量高于CO2(g)+H2(g)的能量,故水煤气变换的ΔH小于0;活化能即反应物状态达到活化状态所需能量,根据变换历程的相对能量可知,在过渡态2时活化能最大,即最大能垒(活化能)E正=1.86 eV-(-0.16) eV=2.02 eV;该步骤的化学方程式为COOH·+H·+H2O·COOH·+2H·+OH·,因反应前后COOH·和1个H·未发生改变,故也可以表示成H2O·H·+OH·。‎ ‎(4)由图可知,30~90 min内曲线a对应物质的分压变化量Δp=(4.08-3.80) kPa=0.28 kPa,故曲线a的反应在30~90 min内的平均速率(a)==0.0047 kPa·min-1;由(2)中分析得出H2的物质的量分数介于0.25~0.5,据此可将图分成两部分:‎ 由此可知,a、b表示的是H2的分压,c、d表示的是CO的分压,该反应为放热反应,故升高温度,平衡逆向移动,CO分压增加,H2分压降低,故467 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是b、c;489 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是a、d。‎ 答案 (1)大于 ‎(2)C ‎(3)小于　2.02　COOH·+H·+H2O·COOH·+2H·+OH·(或H2O·H·+OH·)‎ ‎(4)0.0047　b　c　a　d ‎1.热化学方程式书写的注意事项 ‎(1)注意ΔH的单位:ΔH的单位为kJ·mol-1。‎ ‎(2)注意测定条件:绝大多数的反应热ΔH是在25 ℃、101 kPa 下测定的,此时可不注明温度和压强。‎ ‎(3)注意热化学方程式中的化学计量数:热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数。‎ ‎(4)注意物质的聚集状态:气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。‎ ‎(5)注意ΔH的数值与符号:如果化学计量数加倍,则ΔH也要加倍。逆反应的反应热与正反应的反应热数值相等,但符号相反。‎ ‎(6)对于具有同素异形体的物质,除了要注明聚集状态外,还要注明物质的名称。‎ ‎　　2. 反应热的计算方法 ‎(1)根据盖斯定律求算 ‎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,乘或除以某一个数,然后将它们相加或相减,得到目标热化学方程式,求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式的ΔH的换算关系。‎ ‎②当热化学方程式乘或除以某一个数时,ΔH也要相应地乘或除以某一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,且要带“+”“-”,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。‎ ‎(2)根据键能进行计算 反应物旧化学键断裂吸收能量E1,生成物新化学键形成放出能量E2,则反应的ΔH=E1-E2。‎ ‎3.化学反应速率的计算与影响 ‎(1)计算:v(B)==,注意通常给出的是物质的量,一定要先换算为浓度,书写时要带上单位。‎ ‎(2)影响因素:可归纳为“加增降减”,即升温、加压、增加浓度、使用催化剂,化学反应速率一般增大,反之减小。‎ ‎1.工业上用CO2生产燃料甲醇,既能缓解温室效应,也为发展新能源提供了新渠道。合成甲醇的反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。‎ ‎(1)已知:CO的燃烧热ΔH=-283.0 kJ·mol-1;‎ ‎2H2(g)+O2(g)2H2O(g)　ΔH=-483.6 kJ·mol-1;‎ CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-90.1 kJ·mol-1。‎ 则CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=　　　　kJ·mol-1。 ‎ ‎(2)①T ℃时,测得不同时刻恒容密闭容器中CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度变化如下表所示:‎ 浓度物质时间 CO2(g)‎ H2(g)‎ CH3OH(g)‎ H2O(g)‎ 起始 ‎1 mol·L-1‎ ‎0‎ ‎0‎ ‎3 min ‎1.5‎ ‎0.5‎ ‎ mol·L-1‎ ‎ mol·L-1‎ ‎10 min ‎0.25 mol·L-1‎ ‎0.75 mol·L-1‎ ‎12 min c mol·L-1‎ ‎0.75 mol·L-1‎ ‎　 表格中c=　　　　,从反应开始到平衡时,CH3OH的平均反应速率v(CH3OH)=　　　　。 ‎ ‎②下列能说明该反应达到平衡状态的是　　　　　　(填字母)。 ‎ A.每消耗1 mol CO2的同时生成1 mol CH3OH B.容器中气体的压强不再改变 C.混合气体的平均相对分子质量不发生变化 D.容器中气体的密度不再改变 ‎(3)在催化剂作用下,若测得甲醇的产率与反应温度、压强的关系如图所示:‎ ‎①分析图中数据可知,在220 ℃、5.0 MPa时,CO2的转化率为　　　　,将温度降低至140 ℃,压强减小至2.0 MPa,CO2的转化率将　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。 ‎ ‎②200 ℃、2.0 MPa时,将a mol·L-1 CO2和 3a mol·L-1 H2充入V L密闭容器中,在催化剂作用下反应达到平衡。根据图中数据计算,所得甲醇的质量为　　　　g。(用含a、V的代数式表示) ‎ ‎(4)用NaOH溶液吸收CO2所得饱和碳酸钠溶液可以对废旧电池中的铅膏(主要成分为PbSO4)进行脱硫处理。已知Ksp(PbSO4)=1.6×10-8,Ksp(PbCO3)=7.4×10-14,PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq),则该反应的平衡常数K=　　　(保留三位有效数字);若在其溶液中加入少量Pb(NO3)2晶体,则c(S)∶c(C)的值将　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。 ‎ 解析 (1)根据盖斯定律,①CO(g)+O2(g)CO2(g)ΔH=-283.0 kJ·mol-1;②2H2(g)+O2(g)2H2O(g)ΔH=-483.6 kJ·mol-1;③CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)‎ ΔH=-90.1 kJ·mol-1;由③-①+×②得总反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-90.1 kJ·mol-1-(-283.0 kJ·mol-1)+×(-483.6 kJ·mol-1)=-48.9 kJ·mol-1。‎ ‎(2)①根据表中信息可知,反应进行到3 min时,甲醇的浓度为0.5 mol·L-1,说明氢气的浓度减少了1.5 mol·L-1,又因为剩余氢气的浓度为1.5 mol·L-1,所以原有氢气的浓度为3 mol·L-1。反应进行到10 min时,达到平衡状态,水蒸气的浓度为0.75 mol·L-1,则氢气的浓度减少了2.25 mol·L-1,剩余氢气的浓度为0.75 mol·L-1;达到平衡时,甲醇的浓度为0.75 mol·L-1,CH3OH的平均反应速率v(CH3OH)==0.075 mol·L-1·min-1。②每消耗1 mol CO2的同时生成1 mol CH3OH,反应方向相同,不能判定反应达到平衡状态,A项错误;该反应的体积变化ΔV ‎≠0,容器中气体的压强不再改变时,反应达到平衡状态,B项正确;反应前后混合气体的总质量不变,反应后气体的总物质的量变小,混合气体的平均相对分子质量不发生变化时,反应达到平衡状态,C项正确;反应前后混合气体的总质量不变,容器的容积不变,容器中气体的密度恒为定值,不能判定反应达到平衡状态,D项错误。‎ ‎(3)①由图像可知220 ℃、5.0MPa时甲醇产率为25%,由化学方程式可知CO2与CH3OH的化学计量数之比为1∶1,则CO2的转化率为25%;根据图像可知,将温度降低至140 ℃,压强减小至2.0 MPa时,甲醇的产率增大,因此CO2的转化率也将增大。‎ ‎②起始时CO2的物质的量为aV mol,根据图像可知,200 ℃、2.0 MPa时,甲醇产率为15%,根据关系式CO2~CH3OH可知,CO2转化率也为15%,生成甲醇的物质的量等于CO2的转化量,为0.15aV mol,则甲醇的质量为0.15aV mol×32 g·mol-1=4.8aV g。‎ ‎(4)K====2.16×105;若在其溶液中加入少量Pb(NO3)2晶体,Ksp(PbSO4)和Ksp(PbCO3)不变,所以c(S)∶c(C)的值不变。‎ 答案 (1)-48.9‎ ‎(2)①0.75　0.075 mol·L-1·min-1　②BC ‎(3)①25%　增大　②4.8aV ‎(4)2.16×105　不变 ‎2.(2019年陕西榆林模拟)CO2与CH4反应并转化为CO和H2,对减缓燃料危机,减少温室效应具有重要意义。回答下列问题:‎ ‎(1)已知:①CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)　 ΔH1=+206.1 kJ·mol-1‎ ‎②2H2(g)+CO(g)CH3OH(l)　 ΔH2=-128.3 kJ·mol-1‎ ‎③2H2(g)+O2(g)2H2O(g)　 ΔH3=-483.6 kJ·mol-1‎ ‎25 ℃时,在合适的催化剂作用下,采用甲烷和氧气一步合成液态甲醇的热化学方程式为 ‎ ‎　。 ‎ ‎(2)向某密闭恒容容器中通入物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的CH4与CO2,在一定条件下发生反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图所示:‎ ‎①工业生产时一般会选择在p4和1250 ℃条件下进行反应,请解释其原因:　。 ‎ ‎②在压强为p4、1100 ℃的条件下,该反应在5 min时达到平衡点X,则0~5 min内,用CO表示该反应的平均速率为　　　　　　　　　　　;该温度下,反应的平衡常数为　　　　(保留3位有效数字)。 ‎ ‎(3)工业上用CO和H2制取甲醇的化学方程式为2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)。对于该合成反应,若通入的CO的物质的量一定,如图为4种投料比[n(CO)∶n(H2)分别为5∶7、10∶17、5∶9、1∶2]时,反应温度对CO平衡转化率的影响曲线。‎ ‎①曲线b对应的投料比是　　　　。 ‎ ‎②当反应在曲线a、b、c对应的投料比下,CO达到相同的平衡转化率时,对应的反应温度和投料比的关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎③投料比为10∶17,反应温度为T1时,平衡混合气体中CO的物质的量分数为　　　　。 ‎ 解析 (1)根据盖斯定律,2×①+2×②+③得2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(l)　ΔH=2ΔH1+2ΔH2+ΔH3=2×206.1 kJ·mol-1-2×128.3 kJ·mol-1-483.6 kJ·mol-1=-328.0 kJ·mol-1。‎ ‎(2)①根据图表所示及工业生产需要分析知,较大的压强和较高的温度都能加快反应速率,提高生产效率。‎ ‎②起始时甲烷的浓度为0.1 mol·L-1,平衡时转化率为80%,则甲烷浓度变化为0.1 mol·L-1×80%=0.080 mol·L-1,v(CO)=2v(CH4)=2×=0.032 mol·L-1·min-1,则:‎ ‎　　　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)‎ 起始(mol·L-1)　0.1　　　0.1　　　　0　　　　0‎ 转化(mol·L-1)　0.08　 　0.08　　　0.16　　 0.16‎ 平衡(mol·L-1)　0.02　 　0.02　　　0.16　　 0.16 ‎ K===1.64。‎ ‎(3)①由化学方程式知,投料比n(CO)∶n(H2)越小,CO转化率越高,所以b曲线的投料比是5∶9。‎ ‎②根据图像趋势知投料比越大,反应温度越低。‎ ‎③投料比为10∶17,其对应曲线c,反应温度为T1时,平衡时CO的转化率为75%,则:‎ ‎　　　　　　　2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)‎ 起始(mol·L-1)　　　17　　　10　　　　　0 ‎ 转化(mol·L-1)　　 15 7.5 7.5‎ 平衡(mol·L-1) 2 2.5 7.5‎ 混合气体中CO的物质的量分数为×100%=20.8%。‎ 答案 (1)CH4(g)+O2(g)CH3OH(l)　ΔH=-164.0 kJ·mol-1‎ ‎(2)①较大的压强和较高的温度都能加快反应速率,提高生产效率 ‎②0.032 mol·L-1·min-1　1.64‎ ‎(3)①5∶9‎ ‎②投料比越大,反应温度越低 ‎③20.8%‎ ‎⦾命题角度二　化学平衡与电解质溶液相结合 高考中常以具体的化学反应为载体,考查有关化学平衡特征、弱电解质电离平衡、粒子浓度大小比较、平衡常数及其计算、平衡移动等。考查考生对平衡思想的理解和应用。‎ 例2 (2016年全国Ⅰ卷,27)元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3+(蓝紫色)、Cr(OH(绿色)、Cr2(橙红色)、Cr(黄色)等形式存在,Cr(OH)3为难溶于水的灰蓝色固体,回答下列问题:‎ ‎(1)Cr3+与Al3+的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量,可观察到的现象是 ‎ ‎　。 ‎ ‎(2)Cr和Cr2在溶液中可相互转化。室温下,初始浓度为1.0 mol·L-1的Na2CrO4溶液中c(Cr2)随c(H+)的变化如图所示。‎ ‎①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应 ‎ ‎　。 ‎ ‎②由图可知,溶液酸性增大,Cr的平衡转化率　　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据,计算出该转化反应的平衡常数为　　　　。 ‎ ‎③升高温度,溶液中Cr的平衡转化率减小,则该反应的ΔH　　　　0(填“大于”“小于”或“等于”)。 ‎ ‎(3)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂,以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-,利用Ag+与Cr生成砖红色沉淀,指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5 mol·L-1)时,溶液中c(Ag+)为　　　　mol·L-1,此时溶液中c(Cr)等于　　　　　mol·L-1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10) ‎ ‎(4)+6价铬的化合物毒性较大,常用NaHSO3将废液中的Cr2还原成Cr3+,该反应的离子方程式为 ‎ ‎　。 ‎ 解析 (2)②由图像可知,溶液的酸性增强,Cr2的浓度增大,平衡向正反应方向移动,因此Cr的平衡转化率增大;由反应2Cr+2H+Cr2+H2O得该转化反应的平衡常数表达式为K=,根据A点数据可以得出当c(H+)=1.0×10-7mol·L-1时,c(Cr2)=0.25 mol·L-1,可求出转化的c(Cr)=0.25 mol·L-1×2=0.5 mol·L-1,进一步可求出平衡时c(Cr)=0.5 mol·L-1,代入表达式中得平衡常数K==1.0×1014。‎ ‎③升高温度,溶液中Cr的平衡转化率减小,说明平衡向逆反应方向移动,正反应为放热反应,即ΔH小于0。‎ ‎(3)当溶液中Cl-恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10-5 mol·L-1)时,溶液中c(Ag+)== mol·L-1=2.0×10-5 mol·L-1,此时溶液中c(Cr)== mol·L-1=5.0×10-3 mol·L-1。‎ 答案 (1)蓝紫色溶液变浅,同时有灰蓝色沉淀生成,然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液 ‎(2)①2Cr+2H+Cr2+H2O ‎②增大　1.0×1014‎ ‎③小于 ‎(3)2.0×10-5　5.0×10-3‎ ‎(4)Cr2+3HS+5H+2Cr3++3S+4H2O ‎1.化学平衡状态的判断 ‎(1)判断化学平衡状态的两种方法 动态标志:反应速率相等,即v正=v逆≠0。‎ ‎①同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。‎ ‎②不同物质:必须标明是“异向”的反应速率关系且与方程式系数对应成比例。‎ 静态标志:“变量”不变,即应该变化的量保持不变。‎ ‎①各物质的质量、物质的量或浓度不变。‎ ‎②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。‎ ‎③温度、压强(化学方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。‎ 总之,若物理量由变量变成了不变量,则表明该可逆反应达到平衡状态;若物理量本身为不变量,则不能作为是否达到平衡状态的判断标志。‎ ‎(2)化学平衡标志的判断要注意“三关注”:一要关注反应条件,是恒温恒容、恒温恒压还是绝热容器;二要关注反应特点,是等体积反应,还是非等体积反应;三要关注特殊情况,是否有固体或液体参加或生成,或固体的分解反应。‎ ‎2.掌握化学平衡移动的判断方法 ‎(1)依据勒夏特列原理判断 通过比较平衡破坏时的正、逆反应速率的相对大小来判断平衡移动的方向。‎ ‎①若外界条件改变,引起v正>v逆,此时正反应占优势,则化学平衡向正反应方向(或向右)移动。‎ ‎②若外界条件改变,引起v正K,平衡逆向移动;‎ ‎②若Q=K,平衡不移动;‎ ‎③若Q”“<”或“=”)p2。 ‎ ‎②压强为p2、温度为600 ℃时,达到平衡时反应体系内化学能降低了300 kJ,则NO的转化率为　　　　。 ‎ ‎③600 ℃时,下列各项数据中能表明该反应已达到平衡状态的是　　　　(填字母)。 ‎ a.H2O与NO的生成速率相等 b.混合气体的密度保持不变 c.NH3、N2的生成速率之比为5∶4‎ d.容器的总压强保持不变 ‎(3)将2 mol N2、3 mol H2O(g)、0.5 mol NO的混合气体置于x、y、z三个容积相同的恒容密闭容器中,控制适当的条件发生反应a,反应过程中c(NO)随时间的变化如图2所示。‎ ‎①在建立平衡的过程中,三个容器中反应速率的相对大小为　　　　　　　(用x、y、z表示)。 ‎ ‎②与y容器中反应相比,z容器中反应改变的条件及判断依据分别是　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)2000 ℃时,在一个2 L的密闭容器里发生(1)中反应c,起始时氮气和氧气的浓度均为0.69 mol·L-1,达到平衡时NO的浓度为0.18 mol·L-1,则2000 ℃时该反应的平衡常数K=　　　　。 ‎ ‎(5)常温下,在通入O2的条件下用0.1 mol·L-1的NaOH溶液吸收NO,产物为NaNO3 和NaNO2。已知反应后溶液的pH=12,溶液中N浓度为5.6×10-2 mol·L-1(忽略反应过程中溶液体积变化,HNO2的电离平衡常数Ka=5.1×10-4),则:‎ ‎①=　　　　。 ‎ ‎②反应后溶液中N的浓度约为　　　　mol·L-1。 ‎ ‎③某溶液中c(N)=1.0×10-6 mol·L-1,取该溶液5 mL,加入一滴0.1 mol·L-1硝酸银溶液(一滴为0.05 mL),通过计算说明能否产生沉淀:　　　　　　　　　　　　　。[Ksp(AgNO2)=2×10-8] ‎ 解析 (1)根据盖斯定律,由b-5c可得反应a,则ΔH1=(-925-5×175) kJ·mol-1=-1800 kJ·mol-1。‎ ‎(2)①反应4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)是气体体积增大的反应,增大压强,平衡逆向移动,当温度相同时,p2条件下NO的平衡转化率大于p1条件下NO的平衡转化率,故p1> p2。②压强为p2、温度为600 ℃时,达到平衡时反应体系内化学能降低了300 kJ,根据反应4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)　ΔH1=-1800 kJ·mol-1可知,反应消耗了1 mol NO,则NO的转化率为×100%=33.3%。③H2O与NO的化学计量数相等,两者的生成速率分别表示正、逆反应速率,当两者生成速率相等时,反应达到平衡状态,a项正确;反应在恒容容器中进行,参与的反应物均为气体,混合气体的密度始终保持不变,反应不一定达到平衡,b项错误;NH3、N2的生成速率之比为5∶4 时,正、逆反应速率不相等,没有达到平衡状态,c项错误;反应为气体分子数增多的反应,容器的总压强保持不变说明已达到平衡状态,d项正确。‎ ‎(3)①根据“先拐先平”原则,在建立平衡的过程中,三个容器中反应速率的相对大小为x>y>z。②反应a的正反应为放热反应,降低温度平衡正向移动,z容器达到平衡所用时间比y容器中长,平衡时c(NO)也比y容器中的低,故与y容器中反应相比,z容器中反应改变的条件是降低温度(注意因为初始浓度没变,故不是降低压强)。‎ ‎(4)达到平衡时NO的浓度为0.18 mol·L-1,则根据化学方程式可以计算,达到平衡时氮气和氧气的浓度均为0.6 mol·L-1,平衡常数K==0.09。‎ ‎(5)①HNO2H++N,则Ka=。由c(H+)=10-12 mol·L-1,c(N)=5.6×10-2 mol·L-1,Ka=5.1×10-4得c(HNO2)= mol·L-1,又c(OH-)=10-2 mol·L-1,故==5.1×106。②根据电荷守恒c(H+)+c(Na+)c(N)+c(N)+c(OH-),可求得c(N)≈0.034 mol·L-1。‎ 答案 (1)-1800‎ ‎(2)①>　②33.3%　③ad ‎(3)①x>y>z　②降低温度,z容器达到平衡所用时间比y容器中的长,平衡时c(NO)也比y容器中的低 ‎(4)0.09‎ ‎(5)①5.1×106　②0.034　③滴入硝酸银溶液后,c(N)≈1.0×10-6 mol·L-1,c(Ag+)=≈1.0×10-3 mol·L-1,c(N)·c(Ag+)=1.0×10-6×1.0×10-3=1.0×10-9K(400 ℃)。‎ 由图像知,400 ℃、c(HCl)∶c(O2)=1∶1时,HCl的平衡转化率为84%,用三段式法对数据进行处理:‎ ‎　　　　4HCl(g)+ O2(g) 2Cl2(g)+2H2O(g)‎ 起始浓度 　c0 c0　 0　 0‎ 变化浓度 　0.84c0 0.21c0 0.42c0 0.42c0‎ 平衡浓度 (1-0.84)c0 (1-0.21)c0 0.42c0 0.42c0‎ 则K=。根据题干信息知,进料浓度比过低,氧气大量剩余,导致分离产物氯气和氧气的能耗较高;进料浓度比过高,HCl不能充分反应,导致HCl转化率较低。‎ ‎(2)给题中已知的三个反应依次编号为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ,根据盖斯定律知,(Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ)×2得4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)　ΔH=(ΔH1+ΔH2+ΔH3)×2=-116 kJ·mol-1。‎ ‎(3)若想提高HCl的转化率,应该促使平衡正向移动,该反应为气体体积减小的反应,根据勒夏特列原理,可以增大压强,使平衡正向移动;也可以及时移去产物,减小产物浓度,使平衡正向移动。‎ ‎(4)电解过程中,负极区发生得电子的反应,元素化合价降低,属于还原反应,则图中左侧为负极区,根据图示信息知负极区发生的反应为Fe3++e-Fe2+和4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O;由O2~4e-知,转移1 mol e-,消耗标准状况下O2的体积为1 mol××22.4 L·mol-1=5.6 L。‎ 答案 (1)大于　　O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低 ‎(2)-116‎ ‎(3)增大反应体系压强、及时移去产物 ‎(4)Fe3++e-Fe2+,4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O　5.6‎ ‎1.平衡图像题的解题步骤和技巧 ‎(1)解题步骤 ‎(2)解题技巧 ‎①先拐先平 在含量(转化率)-时间曲线中,先出现拐点的先达到平衡,说明该曲线反应速率快,表示温度较高、有催化剂、压强较大等。‎ ‎②定一议二 当图像中有三个量时,先确定一个量不变,再讨论另外两个量的关系,有时还需要作辅助线。‎ ‎③三步分析法 一看反应速率是增大还是减小;二看v正、v逆的相对大小;三看化学平衡移动的方向。‎ ‎2.电化学知识的有关计算 串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电荷量等类型的计算,要注意运用电子守恒法。万能恒等式为4e-~O2~2Cu~2H2~2Cl2~4Ag~4H+~4OH-,计算时,可直接根据已知量代入上述关系式求出相应的物质。‎ ‎1.(2019年湖南益阳模考)随着低碳钢等洁净钢技术的发展,Al2O3-C耐火材料和钢水之间的相互作用已成为当前的一个研究重点。请回答下列问题:‎ ‎(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)在埋炭实验条件下,不同碳素材料的Al2O3-C耐火材料与铁液之间的可能反应如下:‎ ‎①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g) ΔH1=+335 kJ·mol-1;‎ ‎②C(s)+O2(g)CO2(g)‎ ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;‎ ‎③C(s)+CO2(g)2CO(g) ΔH3=+172.5 kJ·mol-1。‎ 则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH4=　　　　kJ·mol-1。 ‎ ‎(3)实验温度下,(Al2O3-C)/Fe系统中存在着相互反应。将Al2O3溶入铁液中,导致铁液中平衡的铝的百分含量的对数{lg[Al]}和平衡氧(O2)的百分含量的对数{lg[O2]}的变化关系如图1所示,则图中温度T1　　　(填“>”或“<”)1973 K。 ‎ 图1‎ ‎(4)在埋炭情况下,碳过剩时,碳的氧化反应主要考虑:C(s)+CO2(g)2CO(g)。在实验室研究该反应,一定温度下,向某体积可变的恒压密闭容器(总压强为p总)中加入足量的碳和1 mol CO2,平衡时体系中气体体积分数与温度的关系如图2所示:‎ 图2‎ ‎①650 ℃时,该反应达到平衡后吸收的热量是　　　　,消耗碳的质量为　　　　。 ‎ ‎②T ℃时,若向平衡体系中再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,平衡　　　　　　(填“向正反应方向”“向逆反应方向”或“不”)移动。 ‎ ‎③925 ℃时,用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp=　　　　[用含p总的代数式表示,气体分压(p分)=气体总压(p总)×体积分数]。 ‎ ‎(5)CO可作某熔融盐电池的燃料,电解质为LiCO3和Na2CO3的熔融盐混合物,空气与CO2的混合气为助燃气,电池在650 ℃下工作时,负极的电极反应式为　　　　　　　　　　。 ‎ 解析 (2)根据盖斯定律,×①+×②-×③可得3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g),则ΔH4=ΔH1+ΔH2-ΔH3=-681.5 kJ·mol-1。‎ ‎(3)从图1可知,当铝的百分含量的对数{lg[Al]}一定时,T1时的平衡氧(O2)的百分含量的对数{lg[O2]}比1973 K时低,而可逆反应2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)的正反应为吸热反应,说明T1时平衡逆向移动,图中温度T1<1973 K。‎ ‎(4)①从图2可知,650 ℃时,反应达平衡时产物CO的体积分数为40%,设发生反应的CO2的物质的量为x mol,列出三段式:‎ ‎　　　　C(s)+CO2(g)2CO(g)‎ 起始(mol)　　　　　　 1　　　 　0‎ 转化(mol)　　　　　　 x　　　　2x 平衡(mol)　　　　　 1-x 　　　2x 可得×100%=40%,解得x=0.25。故此时反应吸收的热量为0.25 mol×172.5 kJ·mol-1=43.125 kJ,消耗碳的质量为12 g·mol-1×0.25 mol=3 g。‎ ‎ ②从图2可知,T ℃该反应达平衡时,V(CO)=V(CO2)。若再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,相当于增大c(CO2),故平衡将向正反应方向移动。‎ ‎③925 ℃时,CO的体积分数为96%,此时CO2的体积分数为4%,所以用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp==23.04p总。‎ ‎(5)CO作燃料时,在原电池负极上发生反应,氧化产物为CO2,此时的电解质为LiCO3和Na2CO3的熔融盐混合物,故负极的电极反应式为CO+C-2e-2CO2。‎ 答案 (1)铝用品表面为一层致密的Al2O3薄膜,阻止铝的进一步氧化 ‎(2)-681.5‎ ‎(3)<‎ ‎(4)①43.125 kJ　3.0 g ‎②向正反应方向 ‎③23.04p总 ‎(5)CO+C-2e-2CO2‎ ‎2.(2019年湖北天门、仙桃等八市联考)“低碳循环”引起各国的高度重视,而如何降低大气中CO2的含量及有效地开发利用CO2,引起了全世界的普遍重视。将CO2转化为甲醇:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g),此研究对CO2的深度开发应用和构建生态文明社会具有重要的意义。‎ ‎(1)在一恒温恒容密闭容器中充入1 mol CO2和3 mol H2进行上述反应。测得CO2(g)和CH3OH(g)浓度随时间变化如图1所示:‎ ‎①0~10 min内,氢气的平均反应速率为　　　　　,第10 min后,保持温度不变,向该密闭容器中再充入2 mol CO2(g)和2 mol H2O(g),则平衡　　　　(填“正向”“逆向”或“不”)移动。 ‎ ‎②一定温度下,若此反应在恒压容器中进行,能判断该反应达到化学平衡状态的依据是　　　　(填字母)。 ‎ a.容器中压强不变 b.H2的体积分数不变 c.c(H2)=3c(CH3OH)‎ d.容器中气体的密度不变 e.2个CO键断裂的同时有3个H—H键断裂 ‎(2)若已知:①O2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)‎ ΔH=-a kJ·mol-1‎ ‎②2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH=-b kJ·mol-1‎ ‎③2O(g)H2O(l) ΔH=-c kJ·mol-1‎ ‎④H3OH(g)CH3OH(l) ΔH=-d kJ·mol-1‎ 则表示CH3OH(l) 燃烧热的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)如图2,25 ℃时以甲醇燃料电池(电解质溶液为稀硫酸)为电源电解600 mL 一定浓度的NaCl溶液。‎ 图2‎ ‎①U形管内发生反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎②电解一段时间后,NaCl溶液的pH变为12(假设电解前后NaCl溶液的体积不变),则理论上消耗甲醇的物质的量为　　　　mol。若向U形管内电解后的溶液中通入CO2气体,使所得溶液c(HC)∶c(C)=2∶1,则此时溶液中的c(H+)= 　　　　mol·L-1(室温下,H2CO3的Ka1=4×10-7,Ka2=5×10-11)。 ‎ 解析 (1)①由图像分析可知,0~10 min内甲醇浓度变化量为0.75 mol·L-1,故v(H2)=3v(CH3OH)=3×=0.225 mol·L-1·min-1,图像分析可知体积为1 L,则:‎ CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ‎ 起始(mol·L-1)　 1　　　　 3　　　　　0　　　　　0 ‎ 转化(mol·L-1)　0.75　　　2.25　　　　0.75　　　0.75 ‎ 平衡(mol·L-1)　0.25　　　0.75　　　　0.75　　　0.75‎ 该温度下平衡常数K==5.3,第10 min后,保持温度不变,向该密闭容器中再充入2 mol CO2(g)和2 mol H2O(g), Qc==2.2”“<”或“=”,下同)α1,该反应的 ΔH3　　　　0。 ‎ ‎③向反应器中分别充入下列气体,能使CO转化率增大的是　　　　(填字母)。 ‎ A.CO　　　B.NO　　　C.CO2　　　D.氩气 解析 (1)具有氧化性的物质容易使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色,a项正确;充满V L NO2的试管倒立于盛有水的水槽中,此时生成的NO与NO2、水反应可能会产生HNO2,根据题中提供的信息,最终还有可能无气体剩余,即最终试管中余下气体的体积应该小于 L,b项错误;若0.1 mol·L-1 的HNO2为强酸,pH应该为1,实验测得pH=3,说明HNO2部分电离,HNO2为弱酸,c项正确;根据盐类水解规律可知,亚硝酸钠溶液显碱性,d项正确。‎ ‎(2)根据盖斯定律可得,系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)处理氮氧化物的热化学方程式分别为CH4(g)+2NO2(g)CO2(g)+2H2O(l)+N2(g)　ΔH=(a+c-b) kJ ·mol-1 、CH4(g)+4NO(g)CO2(g)+2H2O(l)+2N2(g)　ΔH= kJ·mol-1,处理等质量(m g)的NOx时,x=1,需要甲烷的质量为 g,x=2,需要甲烷的质量为 g,故系统(Ⅱ)需要的甲烷较少。‎ ‎(3)①设达到平衡时,消耗CO的物质的量为2x mol,由题意可列出如下三段式:‎ ‎　　　　2CO(g)+2NO(g) N2(g)+2CO2(g)‎ 起始(mol)　 　0.5　　　0.2　　　　0　　　　0‎ 转化(mol)　　　2x 2x x 2x 平衡(mol)　 0.5- 2x　0.2-2x x 2x 反应平衡后N2的物质的量分数为,则=,解得x =0.025,CO的平衡转化率α1=×100%=10%,平衡常数K==≈0.027。‎ ‎②在820 K重复实验,平衡后N2的物质的量分数为,说明升高温度,平衡正向移动,则正向为吸热反应,CO的平衡转化率增大。‎ ‎③在密闭体系中,充入CO,平衡正向移动,但其自身转化率降低,A项错误;充入NO,平衡正向移动,CO的平衡转化率升高,B项正确;充入CO2,平衡逆向移动,CO的平衡转化率降低,C项错误;充入Ar,平衡不移动,CO的平衡转化率不变,D项错误。‎ 答案 (1)acd ‎ ‎(2)CH4(g) + 2NO2(g)CO2(g)+2H2O(l)+N2(g) ΔH=(a+c-b) kJ·mol-1‎ CH4(g)+4NO(g) CO2(g)+2H2O(l)+2N2(g) ΔH= kJ·mol-1‎ 系统(Ⅱ)‎ ‎(3)①10　0.027‎ ‎②>　>‎ ‎③B ‎4.(2017年全国Ⅲ卷,28改编)亚砷酸(H3AsO3)可用于提炼元素砷,是冶炼砷合金和制造半导体的原料。玻璃工业用作澄清剂和脱色剂,以增强玻璃制品的透光性。回答下列问题。‎ ‎(1)已知:　‎ ‎①4As(s)+3O2(g)2As2O3(s)　ΔH1‎ ‎②2H2(g)+O2(g)2H2O(l)　ΔH2‎ ‎③As2O3(s)+3H2O(l)2H3AsO3(s)　ΔH3‎ 则反应2As(s)+3H2(g)+3O2(g)2H3AsO3(s)的ΔH=　　　　。 ‎ ‎(2)观察图像可知,pKa1(H3AsO3)为　　　　(第一步电离平衡常数,pKa=-lgKa),NaH2AsO3溶液呈　　　　(填“酸性”“中性”或“碱性”),试通过计算说明:　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(3)室温下,将20 mL a mol·L-1 H3AsO3、20 mL 2a mol·L-1 H2O2溶液混合(设混合后溶液体积为40 mL),发生反应H3AsO3(aq)+H2O2(aq)H3AsO4(aq)+H2O(l)。溶液中c(H3AsO4)与反应时间(t)的关系如图所示。‎ ‎①下列可判断该反应达到平衡的是　　　　(填字母)。 ‎ a.溶液的pH不再变化 b.v正(H2O2)=v逆(H3AsO4)‎ c.不再变化 d.c(H3AsO3)=b mol·L-1‎ ‎②tp时v正　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)tq时v逆。 ‎ ‎③室温下,该反应的平衡常数K为　　　　(用字母表示)。 ‎ ‎(4)工业电解 Na2HAsO3 溶液可得到亚砷酸,装置示意图如下,分析产品室可得到H3AsO3的原因:　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ 解析 (1)由盖斯定律可知,①×+②×+③可得反应2As(s)+3H2(g)+3O2(g)2H3AsO3(s),则该反应的ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。‎ ‎(2)H3AsO3是弱酸,存在平衡H3AsO3H++H2As,电离平衡常数Ka1=,利用pH=9,此时c(H3AsO3)=c(H2As),因此Ka1=c(H+)=10-9,则pKa1(H3AsO3)=9;根据水解平衡常数Kh3===10-5,观察图像可知Ka2=c(H+)= 10-12,即Ka2tq时的v正>tq时的v逆。‎ ‎③根据化学反应 H3AsO3 (aq)+H2O2 (aq)H3AsO4 (aq)+H2O(l)‎ ‎　　起始 ‎(mol·L-1)　　　0.5a　 　　　a　　　　　0‎ ‎　　转化 ‎(mol·L-1) b b b ‎　　平衡 ‎(mol·L-1)　　0.5a-b　　　　a-b b ‎　　K=。‎ 答案 (1)ΔH1+ΔH2+ΔH3 ‎ ‎(2)9　碱性　Kh3= =10-5<10-12,即Ka20。NO的物质的量随反应时间t的变化曲线如图:‎ ‎①前10 s内N2的平均生成速率为　　　　。  ‎ ‎②已知在t1时刻反应速率加快,则在t1时刻改变的条件可能是　　　　(填写1种)。 ‎ ‎(3)在723 K时,将0.1 mol H2和0.2 mol CO2通入抽空的上述密闭容器中,发生如下反应:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)。反应平衡后,水的物质的量分数为0.10。‎ ‎①CO2 的平衡转化率等于　　　,反应的平衡常数K等于　　　(保留两位有效数字)。 ‎ ‎②再向容器中加入过量的CoO(s)和Co(s),则容器中又会增加如下平衡:CoO(s)+H2 (g)Co(s)+H2O(g)　K1;CoO(s)+CO(g)Co(s)+CO2(g)　K2。最后反应平衡时,容器中水的物质的量分数为0.30,则K1=　　　　　。 ‎ 解析 (1)①主要反应的化学方程式中=1.25,副反应中=0.75,采用物料比[]在1.7~2.0之间,增加O2的量,有利于反应按主反应进行,且提高NH3的转化率。‎ ‎②根据盖斯定律,由(主反应-副反应)÷2得N2(g)+O2(g)2NO(g)　ΔH=(-905 kJ·mol-1+1268 kJ·mol-1)÷2=+181.5 kJ·mol-1。设断开1 mol NO中的化学键需要吸收x kJ的能量,则946+497.3-2x=181.5,解得x=630.9。‎ ‎(2)①前10 s内N2的平均生成速率:‎ v(N2)==×‎ ‎=0.04 mol·L-1·s-1。‎ ‎②由图知,在t1时刻,NO的物质的量逐渐减少,说明平衡向正反应方向移动,而反应速率加快,说明改变的条件可能是升高温度或增大了CO的浓度。‎ ‎(3)①根据化学方程式,设反应到达平衡后,CO2转化了a mol,则:‎ ‎　　　　　　　 　CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)‎ ‎　起始(mol)　　　　　　0.2　　　0.1　　　0　　　0‎ ‎　转化(mol) a a a a ‎　平衡(mol) (0.2-a) (0.1-a) a a ‎=0.10,解得a=0.03,‎ CO2的平衡转化率为×100%=15%。‎ 反应的平衡常数K===0.076。‎ ‎②容器中各个反应前后气体的物质的量不变,所以再加入过量的CoO(s)和Co(s)并达到新的平衡后,所有气体的总物质的量仍然为0.2 mol+0.1 mol=0.3 mol,此时H2O的物质的量为0.3 mol×0.30=0.09 mol。根据原子守恒,此时H2的物质的量为0.1 mol-0.09 mol=0.01 mol。K1===9。‎ 答案 (1)①促进主反应发生,提高NH3的转化率　②630.9‎ ‎(2)①0.04 mol·L-1·s-1　②升高温度(或增大了CO的浓度)‎ ‎(3)①15%　0.076　②9‎ ‎2.(2019年河南八市质量检测)甲醇是一种新型的汽车动力燃料。请回答下列问题:‎ ‎(1)工业上可通过CO和H2化合来制备CH3OH(g)。已知某些化学键的键能数据如下表:‎ 化学键 C—C C—H H—H C—O CO H—O 键能/kJ·mol-1‎ ‎348‎ ‎413‎ ‎436‎ ‎358‎ ‎1072‎ ‎463‎ ‎　 已知:CO中的C与O之间形成的化学键为CO键。工业上制备甲醇的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)在容积固定为2 L的密闭容器内充入1 mol CO和2 mol H2,加入合适的催化剂(体积可以忽略不计)后,在250 ℃下开始反应,并用压力计检测容器内压强的变化如下:‎ 反应时间/min ‎0‎ ‎5‎ ‎10‎ ‎15‎ ‎20‎ ‎25‎ 压强/MPa ‎10.8‎ ‎9.6‎ ‎8.4‎ ‎7.8‎ ‎7.2‎ ‎7.2‎ 则从反应开始到20 min时,以CO表示的平均反应速率为　　　　,该温度下的平衡常数K= 　　　　;若升高温度,则CO的转化率　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。 ‎ ‎(3)在三个容积均为1 L的恒容密闭容器中只发生反应2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)。依据表中的相关数据可确定该反应的ΔH　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)0;容器A、C达到平衡时,容器中总压强　　　　2;容器A达到平衡时,向容器中再充入CH3OH(g)、C2H4(g)、H2O(g)各0.1 mol,此时,v(正)　　　　v(逆)。  ‎ 容器 温度/℃‎ 起始加入量/mol 平衡时 乙烯/mol CH3OH(g)‎ C2H4(g)‎ H2O(g)‎ A ‎310‎ ‎0.2‎ ‎0‎ ‎0‎ ‎0.05‎ B ‎327‎ ‎0‎ ‎0.1‎ ‎0.2‎ ‎0.047‎ C ‎310‎ ‎0.2‎ ‎0.1‎ ‎0.2‎ ‎—‎ ‎　　解析 (1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),反应的ΔH=反应物总键能-生成物总键能,根据表中提供的化学键的键能可得,ΔH=1072 kJ·mol-1+2×436 kJ·mol-1-(3×413 kJ·mol-1 +358 kJ·mol-1+ 463 kJ·mol-1)=-116 kJ·mol-1。‎ ‎(2)从反应开始到20 min时,设CO的浓度变化量是x mol·L-1,则:‎ ‎　　　　　　　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)‎ 初始浓度(mol·L-1)　　　0.5　　　1　　　　　0‎ 变化浓度(mol·L-1) x 2x x 平衡浓度(mol·L-1)　　0.5-x　　1-2x x 根据反应前后压强之比等于物质的量之比,则=,解得x=0.25,从反应开始到20 min时,以CO表示的平均反应速率v(CO)===0.0125 mol·L-1·min-1;平衡常数K===4;该反应为放热反应,温度升高,平衡逆向移动,CO的转化率减小。‎ ‎(3)根据反应2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)可知,A、B起始充入的物质等效,比较容器A、B可知,升高温度,平衡时乙烯的量减少,说明升高温度平衡逆向移动,因此正反应为放热反应,即ΔH<0;容器C中起始时气体的物质的量相当于A的2倍,若平衡等效,在体积相同时,平衡压强应该为A的2倍,但增大压强,平衡逆向移动,气体的物质的量减少,因此平衡时容器中总压强<2;对于A容器:‎ ‎2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)‎ 初始浓度(mol·L-1)　　　0.2　　　 　　0　　　　0‎ 变化浓度(mol·L-1)　　　0.1　　　　　0.05 0.1‎ 平衡浓度(mol·L-1)　　　0.1　　　　　0.05 0.1‎ 平衡常数K==0.05,容器A达到平衡时,向容器中再充入CH3OH(g)、C2H4(g)、H2O(g)各0.1 mol,此时Qc==0.15>K,平衡逆向移动,说明v(正)”“< ”或“=”) k逆增大的倍数。  ‎ ‎②若在1 L 的密闭容器中充入1 mol CO和1 mol NO,在一定温度下达到平衡,CO的转化率为40%,则=　　　　(保留2位有效数字)。 ‎ 解析 (1)利用盖斯定律,将①×2+②×2+③可得2SO2(g)+4NH3·H2O(aq)+O2(g)2(NH4)2SO4(aq)+2H2O(l)　ΔH=(2a+2b+c) kJ·mol-1。‎ ‎(2)①在1050 K前反应未达到平衡状态,随着温度升高,反应速率加快,NO转化率增大;达到平衡后,升高温度,平衡左移,NO的转化率降低。假设加入1 mol NO,在1100 K时,NO的转化率为40%,则Δn(NO)=0.4 mol,故n(CO2)=0.2 mol,由于反应前后气体的总物质的量不变,故混合气体中CO2的体积分数为×100%=20%。‎ ‎②假设加入1 mol NO,在1050 K时, α(NO)=80%,平衡时n(NO)=0.2 mol,n(N2)=0.4 mol,n(CO2)=0.4 mol,各气体的平衡分压p分(NO)=×1.1×106 Pa,p分(N2)=×1.1×106 Pa,p分(CO2)=×1.1×106 Pa,故反应的化学平衡常数Kp=×1.1×106 Pa××1.1×106 Pa÷(×1.1×106 Pa)2=4。‎ ‎(3)A反应速率最快,先达到平衡,故活化能最小。‎ ‎(4)①正反应为放热反应,升高温度平衡左移,则正反应速率增大的倍数小于逆反应速率增大的倍数,故k正增大的倍数小于k逆增大的倍数。‎ ‎②当反应达到平衡时,v正=v逆,故==K,根据化学方程式可知,平衡时c(NO)=c(CO)=0.6 mol·L-1,c(N2)=0.2 mol·L-1,c(CO2)=0.4 mol·L-1,故===≈0.25。‎ 答案 (1)(2a+2b+c) kJ·mol-1‎ ‎(2)①1050 K前反应未达到平衡状态,随着温度升高,反应速率加快,NO转化率增大　20%　②4‎ ‎(3)A ‎(4)①<　②0.25‎ ‎⦾类题二　化学平衡与电解质溶液结合 ‎1.(2019年山东济宁市模拟)习近平主席在《中央城镇化工作会议》发出号召:“让居民望得见山,看得见水,记得住乡愁”。消除含氮、硫、氯等化合物对大气和水体的污染对建设美丽家乡,打造宜居环境具有重要意义。‎ ‎(1)以HCl为原料,用O2氧化制取Cl2,可提高效益,减少污染。反应为4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)　ΔH=-115.4 kJ·mol-1,通过控制合适条件,分两步循环进行,可使HCl转化率接近100%。原理如图所示:‎ 过程Ⅰ的反应为2HCl(g)+CuO(s)CuCl2(s)+H2O(g)　ΔH=-120.4 kJ·mol-1,过程Ⅱ反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)容积均为1 L的甲、乙两个恒容密闭容器,其中甲为绝热容器,乙为恒温容器。相同温度下,分别充入0.2 mol NO2,发生反应2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0,甲中NO2的相关量随时间的变化关系如图所示。‎ ‎①0~3 s内,甲容器中NO2的反应速率增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎②甲容器中达到平衡时,温度若为T ℃,此温度下的平衡常数K=　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎③平衡时,K甲　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)K乙,p甲　　　　p乙。 ‎ ‎(3)水体中过量氨氮(用NH3表示)会导致水体富营养化。‎ ‎①可用次氯酸钠除去氨氮,同时产生一种大气组成的气体。写出总反应的化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎②EFH2O2FeOx法可用于水体中有机污染物降解,其反应机理如图所示。则阴极附近Fe2+参与反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(4)工业上可用Na2SO3溶液吸收法处理SO2,25 ℃时用1 mol·L -1的Na2SO3溶液吸收SO2,当溶液pH=7时,溶液中各离子浓度的大小关系为　　　　　　　　。(已知25 ℃时:H2SO3的电离常数Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8) ‎ 解析 (1)①4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)　ΔH=-115.4 kJ·mol-1,过程Ⅰ的反应为②2HCl(g)+CuO(s)CuCl2(s)+H2O(g)　ΔH=-120.4 kJ·mol-1,根据盖斯定律,将①-2×②得过程Ⅱ反应的热化学方程式:2CuCl2(s)+O2(g)2CuO (s)+2Cl2(g)　ΔH=+125.4 kJ·mol-1。‎ ‎(2)①甲为绝热容器,2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0,反应为放热反应,放出的热量对反应速率影响大,0~3 s内,甲容器中NO2的反应速率增大的原因是0~3 s内温度升高对反应速率的影响大于浓度降低的影响。‎ ‎②甲中根据图像可列三段式:‎ ‎　　　2NO2(g)N2O4(g)‎ 起始量(mol·L-1)　　　0.2　　　　0‎ 变化量(mol·L-1) 0.18 0.09‎ 平衡量(mol·L-1) 0.02 0.09‎ ‎　　平衡常数K==225。‎ ‎③甲容器中温度升高,平衡逆向进行,平衡常数减小,则K甲p乙。‎ ‎(3)②根据图示,阳极上Fe失去电子生成Fe2+,阳极反应式为Fe-2e-Fe2+,阴极附近Fe2+、H2O2与H+反应,结合图中生成物可知离子反应为H2O2+H++Fe2+Fe3++H2O+·OH。‎ ‎(4)25 ℃时用1 mol·L-1的Na2SO3 溶液吸收SO2,当溶液pH=7 时,溶液中的溶质为Na2SO3 和NaHSO3,故c(Na+)最大,c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1,根据Ka2=6.2×10-8=,则=0.62,即c(HS)>c(S),则有c(Na+)>c(HS)>c(S)>c(H+)=c(OH-)。‎ 答案 (1)2CuCl2(s)+O2(g)2CuO(s)+2Cl2(g)　ΔH2=+125.4 kJ·mol-1‎ ‎(2)①反应放热,体系的温度升高,反应速率加快 ‎②225　③<　>‎ ‎(3)①2NH3+3NaClON2+3NaCl+3H2O ‎②H2O2+H+ +Fe2+ Fe3+ +H2O+·OH ‎(4)c(Na+)>c(HS)>c(S)>c(H+)=c(OH-)‎ ‎2.(2019年湖南衡阳联考)有研究表明,内源性H2S作为气体信号分子家族新成员,在抗炎、舒张血管等方面具有重要的生理作用,而笼状COS(羰基硫)分子可作为H2S的新型供体(释放剂)。试回答下列有关问题:‎ ‎(1)COS的分子结构与CO2相似,COS的结构式为　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)已知:①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)　ΔH1=-15 kJ·mol-1;‎ ‎②COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g)　ΔH2=-36 kJ·mol-1;‎ ‎③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)　ΔH3,则ΔH3=　　　　。 ‎ ‎(3)COS可由CO和H2S在一定条件下反应制得。在容积为1 L的恒容密闭容器中发生反应并达到平衡:CO(g)+H2S(g)COS(g)+H2(g)。数据如下表所示:‎ 实验 温度 ‎/℃‎ 起始时 平衡时 n(CO)‎ ‎/mol n(H2S)‎ ‎/mol n(COS)‎ ‎/mol n(H2)‎ ‎/mol n(CO)‎ ‎/mol ‎1‎ ‎150‎ ‎10.0‎ ‎10.0‎ ‎0‎ ‎0‎ ‎7.0‎ ‎2‎ ‎150‎ ‎7.0‎ ‎8.0‎ ‎2.0‎ ‎4.5‎ x ‎3‎ ‎400‎ ‎20.0‎ ‎20.0‎ ‎0‎ ‎0‎ ‎16.0‎ ‎　 ①该反应为　　　　(填“吸热反应”或“放热反应”)。 ‎ ‎②实验2达到平衡时,x　　　　(填“>”“<”或“=”)7.0。 ‎ ‎③实验3达到平衡时,CO的转化率α=　　　　。 ‎ ‎(4)已知常温下,H2S和NH3·H2O的电离常数如表所示。向pH=a的氢硫酸中滴加等浓度的氨水,加入氨水的体积(V)与溶液pH的关系如图所示:‎ 酸或碱 电离常数 H2S Ka1=1.0×10-7‎ Ka2=7.0×10-15‎ NH3·H2O Kb=1.0×10-5‎ ‎①若c(H2S)=0.1 mol·L-1,则a=　　　　。 ‎ ‎②若b点溶液pH=7,则b点溶液中所有离子浓度大小关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(5)一定条件下,将H2S通入装有固体FeCl2的真空密闭烧瓶内,反应达到平衡时,烧瓶中固体只有FeCl2和FeSx(x并非整数),另有H2S、HCl和H2三种气体,其分压依次为0.30p0、0.80p0和0.04p0(p0表示标准大气压)。当化学方程式中FeCl2的计量数为1时,该反应的气体压强平衡常数记为Kp。计算:‎ ‎①x=　　　　(保留两位有效数字)。 ‎ ‎②Kp=　　　　(数字用指数式表示)。 ‎ 解析 (1)由二氧化碳分子的结构式可知,COS分子中C与O、S均形成两对共用电子对,所以COS的结构式为OCS。‎ ‎(2)根据盖斯定律,②-①得到CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)的ΔH3=-36 kJ·mol-1-(-15 kJ·mol-1)=-21 kJ·mol-1。‎ ‎(3)①由题意可建立实验1反应的三段式:‎ ‎　　　　　　　CO(g)+H2S(g)COS(g)+H2(g)‎ 起始(mol·L-1)　　10.0　　10.0　　　　0　 　　0‎ 变化(mol·L-1) 3.0 3.0 3.0 3.0‎ 平衡(mol·L-1) 7.0 7.0 3.0 3.0‎ K(150 ℃)===。‎ 由题意可建立实验3反应的三段式:‎ ‎　　　　　　　　CO(g)+H2S(g)COS(g)+H2(g)‎ 起始(mol·L-1)　20.0　　20.0　　　　0　　　　0‎ 变化(mol·L-1) 4.0 4.0 4.0 4.0‎ 平衡(mol·L-1) 16.0 16.0 4.0 4.0‎ K(400 ℃)===<,所以升高温度,平衡常数K减小,即平衡逆向移动,正向为放热反应。‎ ‎②150 ℃,实验2的浓度商Qc==≈c(HS-),由于HS-的电离程度很小,主要以水解为主,HS-的水解促进水的电离,所以c(OH-)>c(S2-),即b点时溶液中所有离子浓度大小关系是c(N)>c(HS-)>c(H+)=c(OH-)>c(S2-)。‎ ‎(5)H2S和FeCl2反应的化学方程式为xH2S(g)+FeCl2(s)FeSx(s)+2HCl(g)+(x-1)H2(g)。‎ ‎①由化学方程式可得关系式:2∶(x-1)=0.80p0∶0.04p0,解得x=1.1。‎ ‎②H2S和FeCl2反应的化学方程式为1.1H2S(g)+FeCl2(s)FeS1.1(s)+2HCl(g)+0.1H2(g),由化学方程式可得平衡分压常数Kp==。‎ 答案 (1)OCS ‎(2)-21 kJ·mol-1‎ ‎(3)①放热反应　②<　③20%‎ ‎(4)①4　 ②c(N)>c(HS-)>c(H+)=c(OH-)>c(S2-)‎ ‎(5)①1.1　 ②‎ ‎3.(2019年四川邻水实验学校月考)Ⅰ.能源短缺是人类面临的重大问题。甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。‎ ‎(1)工业上一般采用如下反应合成甲醇:‎ CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　 ΔH 下表所列数据是该反应在不同温度下的化学平衡常数(K):‎ 温度 ‎250 ℃‎ ‎300 ℃‎ ‎350 ℃‎ K ‎2.041‎ ‎0.270‎ ‎0.012‎ ‎①由表中数据判断ΔH　　　(填“>”“<”或“=”)0。 ‎ ‎②若容器容积不变,下列措施可增大甲醇产率的是　　　　(填字母)。 ‎ A.升高温度 B.将CH3OH(g)从体系中分离 C.使用合适的催化剂 D.充入He,使体系总压强增大 E.按原比例再充入CO和H2‎ ‎③某温度下,将2 mol CO和6 mol H2充入2 L的恒容密闭容器中,充分反应,达到平衡后,测得c(CO) =0.2 mol·L-1,则CO的转化率为　　　　,此时的温度为　　　　(从上表中选择)。 ‎ ‎④恒温下,1 mol CO和n mol H2在一个容积可变的密闭容器中反应达到平衡后,生成 a mol CH3OH。若起始时充入3 mol CO、3n mol H2,则达平衡时生成CH3OH的物质的量为　　　　mol。 ‎ Ⅱ.25 ℃时,CH3COOH、H2CO3、HClO的电离平衡常数如下:‎ 化学式 CH3COOH H2CO3‎ HClO 电离平衡常数 ‎1.8×10-5‎ K1=4.3×10-7‎ K2=5.6×10-11‎ ‎3.0×10-8‎ ‎(2)下列四种离子结合质子的能力由强到弱的顺序是　　　(填字母,下同)。 ‎ A.C　B.ClO-　C.CH3COO-　D.HC ‎(3)下列反应不能发生的是　　　　。 ‎ A.C+2CH3COOH2CH3COO-+CO2↑+H2O B.ClO-+CH3COOHCH3COO-+HClO C.C+2HClOCO2↑ +H2O +2ClO-‎ D.2ClO-+CO2+H2OC+2HClO ‎(4)用蒸馏水稀释0.10 mol·L-1的醋酸,则下列各式表示的数值随水量的增加而增大的是　　　　。 ‎ A.　　　　　B.‎ C. D.‎ ‎(5)体积为10 mL pH=2的醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000 mL,稀释过程 pH的变化如图,则HX的电离平衡常数　　　　(填“大于”“等于”或“小于”,下同)醋酸的电离平衡常数,稀释后,HX溶液中水电离出来的c(H+)　　　　醋酸溶液中水电离出来的 c(H+)。 ‎ 解析 Ⅰ.(1)①依据表格数据可知,温度升高,化学平衡常数减小,说明升高温度,化学平衡逆向移动,逆反应方向为吸热反应,则该反应的正反应为放热反应,所以ΔH<0。‎ ‎②A项,该反应的正反应为放热反应,升高温度,平衡逆向移动,甲醇的产率降低;B项,将CH3OH(g)从体系中分离,即减小生成物浓度,更多的反应物发生反应转化为甲醇,甲醇的产率增大;C项,使用合适的催化剂对化学平衡移动无影响,因此不能提高甲醇的产率;D项,充入He,使体系总压强增大,由于反应体系中各物质的物质的量浓度不变,因此平衡不移动,甲醇的产率不变;E项,按原比例再充入CO和H2,相当于增大压强,平衡正向移动,可以得到更多的甲醇,甲醇的产率增大。‎ ‎③充分反应达到平衡后,测得c(CO)=0.2 mol·L-1,n(CO)为0.4 mol。‎ ‎　　　　　　　 CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)‎ 起始量(mol)　 　2　　 　6　　　　　0‎ 变化量(mol) 1.6 3.2 1.6‎ 平衡量(mol) 0.4 2.8 1.6‎ CO的转化率为 ×100%=80%。‎ 该温度下平衡常数K=≈2.041,对应的温度为250 ℃。‎ ‎④在恒温和容积可变的密闭容器中发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),容器的容积与气体的物质的量呈正比,因此物质的平衡转化率不变。由于加入1 mol CO和n mol H2反应达到平衡后,生成a mol CH3OH,则充入3 mol CO、3n mol H2,达平衡时生成CH3OH的物质的量为3a mol。‎ Ⅱ.(2)弱酸的电离平衡常数越大,相应酸的酸性就越强,其酸根离子结合H+的能力就越弱。根据酸电离平衡常数可知酸性CH3COOH>H2CO3>HClO>HC,所以结合H+的能力由强到弱的顺序为C>ClO->HC>CH3COO-。‎ ‎(3)A项,由于酸性CH3COOH>H2CO3,所以可以发生反应C+2CH3COOH2CH3COO-+CO2↑+H2O;B项,由于酸性CH3COOH>HClO,因此可发生反应ClO-+CH3COOHCH3COO-+HClO;C项,由于酸性H2CO3>HClO,所以该反应不能发生;D项,由于酸性H2CO3>HClO>HC,所以该反应不能发生。‎ ‎(4)A项,加水稀释促进醋酸电离,n(H+)增大,n(CH3COOH)减小,所以=的比值减小;B项,加水稀释促进醋酸电离,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小,则=的比值增大;C项,加水稀释促进醋酸电离,但c(CH3COO-)、c(H+)都减小,由于温度不变,所以水的离子积常数Kw不变,所以的比值减小;D项,加水稀释促进醋酸电离,c(H+)减小,由于温度不变,水的离子积常数Kw不变,则溶液中c(OH-)增大,故的比值减小。‎ ‎(5)由图可知,两种溶液开始时pH相同,即c(H+)相同,稀释相同的倍数,HX的pH变化程度大于CH3COOH,说明HX的酸性强于CH3COOH的酸性,酸的酸性越强,其电离平衡常数越大;当酸稀释后,HX电离生成的c(H+)小于CH3COOH电离生成的c(H+),对水的电离平衡的抑制能力小于CH3COOH,因此HX溶液中水电离出来的c(H+)大于CH3COOH。‎ 答案 Ⅰ.(1)①<　②BE　③80%　250 ℃　④3a Ⅱ.(2)A>B>D>C ‎(3)CD ‎(4)B ‎(5)大于　大于 ‎⦾类题三　化学平衡与电化学结合 ‎1.(2019年河南八市联考)NF3是微电子工业中常用的一种等离子蚀刻气体,具有较强的氧化性,工业生产NF3常用的方法有气-液反应法、气-固反应法和电解法等。‎ ‎(1)气-液反应法中发生的主反应和副反应包括:‎ ‎①3F2(g)+NH3(l)NF3(g)+3HF(l)　ΔH1‎ ‎②3F2(g)+NH4HF2(l)NF3(g)+5HF(l)　ΔH2‎ ‎③4F2(g)+2NH3(l)N2F2(g)+6HF(l)　ΔH3‎ ‎④NH3(l)+2HF(l)NH4HF2(l)　ΔH4‎ ΔH1=　　　　　(且含ΔH2、ΔH4的式子表示)。部分键能数据如下表所示,则ΔH3=　　　　kJ·mol-1。 ‎ 化学键 N—N NN N≡N H—F F—F N—H N—F 键能 ‎(kJ·mol-1)‎ ‎159‎ ‎456‎ ‎946‎ ‎565‎ ‎153‎ ‎389‎ ‎272‎ ‎(2)气-固反应法主要包括两步反应:‎ ‎(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)　反应Ⅰ NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)‎ 反应Ⅱ 反应Ⅰ的平衡常数K1和反应Ⅱ的平衡常数K2的关系是　　　　。若在恒温、恒容的密闭容器中模拟气-固反应法(固体足量),起始时F2(g)的浓度为5 mol·L-1,反应过程中容器中压强随时间变化曲线如图1所示,则前2 min 的平均反应速率v(NF3)=　　　　　mol·L-1·min-1,该温度下K2=　　　　　。 ‎ ‎(3)电解法是通过电解含氟的熔融盐生产NF3,其原理如图2所示。a需要接电源的　　　　(填“正极”或“负极”),生成气体A的电极反应是　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎　　　　　　图1　　　　　　　　　　　　图2‎ ‎(4)用NF3对多晶硅电子元件进行蚀刻时不会在电子元件表面形成任何残留物,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用化学用语解释)。 ‎ 解析 (1)已知:②3F2(g)+NH4HF2(l)NF3(g)+5HF(l)　ΔH2‎ ‎④NH3(l)+2HF(l)NH4HF2(l)　ΔH4‎ 根据盖斯定律,②+④得反应3F2(g)+NH3(l)NF3(g)+3HF(l)　ΔH1=ΔH2+ΔH4;N2F2的结构式是F—NN—F,反应热=反应物总键能-生成物总键能,因此ΔH3=(4×153+6×389-6×565-2×272-456)kJ·mol-1=-1444 kJ·mol-1。‎ ‎(2)根据反应(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)可得K1=,根据反应NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)可得K2=,故K1=。恒温、恒容的密闭容器中压强之比等于气体的总物质的量浓度之比,因此2 min时容器中气体总浓度为6 mol·L-1,平衡时气体总浓度为7.5 mol·L-1。两个反应中三种气体的化学计量数之比相同,计算浓度时可根据其中一个反应计算。‎ NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)　 Δc ‎　　　　　　　　3　　　　1　　　　4 2‎ ‎2 min内浓度变化 ‎(mol·L-1)　　　　　　　0.5 6-5‎ 因此v(NF3)=0.25 mol·L-1·min-1。‎ 用同样的方法可算出平衡时F2(g)、NF3(g)、HF(g)的浓度依次是1.25 mol·L-1、1.25 mol·L-1、5 mol·L-1,因此K2==400。‎ ‎(3)根据图中信息可知,氢离子向b电极移动,则b为阴极。a为阳极,需要连接电源的正极,阳极上N失电子产生NF3,生成气体A的电极反应是N-6e-+3F-NF3↑+4H+或N-6e-+7F-NF3↑+4HF。‎ 答案 (1)ΔH2+ΔH4　-1444‎ ‎(2)K1=　0.25　400‎ ‎(3)正极　N-6e-+3F-NF3↑+4H+(或N-6e-+7F-NF3↑+4HF)‎ ‎(4)4NF3+3Si2N2+3SiF4‎ ‎2.(2019年福州市质量检测)甲醇是一种可再生能源,具有广阔的开发和应用前景,可用Pt/Al2O3、Pd/C、 Rh/SiO2等作催化剂,采用如下反应来合成甲醇:2H2 (g)+CO(g)CH3OH(g)。‎ ‎(1)下表所列数据是各化学键的键能,该反应的ΔH=　　　　(用含字母的代数式表示)。 ‎ 化学键 H—H CO C—H C—O O—H 键能/kJ·mol-1‎ a b c d e ‎ (2)某科研小组用Pd/C作催化剂,在450 ℃时,研究了n(H)∶n(CO)分别为2∶1、3∶1时CO转化率的变化情况(如图),则图中表示n(H2)∶n(CO)=3∶1的变化曲线是　　　　(填“曲线a”或“曲线b”)。 ‎ ‎(3)某化学研究性学习小组模拟工业合成甲醇的反应,在2 L的恒容密闭容器内充入1 mol CO和2 mol H2,加入合适催化剂后在某温度下开始反应,并用压力计监测到容器内压强的变化如下:‎ 反应时间/min ‎0‎ ‎5‎ ‎10‎ ‎15‎ ‎20‎ ‎25‎ 压强/MPa ‎12.6‎ ‎10.8‎ ‎9.5‎ ‎8.7‎ ‎8.4‎ ‎8.4‎ 则从反应开始到20 min时,CO的平均反应速率为　　　　,该温度下的平衡常数K为　　　　。 ‎ ‎(4)将CO和H2加入密闭容器中,在一定条件下发生反应:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH<0。平衡时CO的体积分数(%)与温度和压强的关系如图所示(虚线框表示没有测定该条件下的数据)。‎ T1、T2、T3由大到小的关系是　　　　　,判断理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎ (5)美国的两家公司合作开发了多孔硅甲醇直接燃料电池,其工作原理如图所示:‎ ‎①石墨2为　　　　(填“正”或“负”)极。 ‎ ‎②石墨1极的电极反应式为　。 ‎ 解析 (1)反应热ΔH=反应物的键能总和-生成物的键能总和,则2H2 (g)+CO(g)CH3OH(g)的反应热ΔH=(2a+b) kJ·mol-1-(3c+d+e) kJ·mol-1=(2a+b-3c-d-e)kJ·mol-1。‎ ‎ (2)n(H2)∶n(CO)越大,平衡时CO的转化率越大,故曲线a表示n(H2)∶n(CO)=3∶1的变化曲线。‎ ‎(3)反应进行到20 min时达到平衡,在恒温恒容容器中压强与气体的物质的量成正比,起始时总物质的量为3 mol,压强为12.6 MPa,平衡时压强为8.4 MPa,则平衡时总物质的量为3 mol×=2 mol,设反应中参加反应的CO的物质的量为x mol,则:‎ ‎　　　　　　　　2H2 (g)+CO(g)CH3OH(g)‎ 起始(mol)　　　　　　2　　　 　1　　　　0‎ 变化(mol)　　　　　　2x x x 平衡(mol)　　　　　　2-2x 1-x x 故(2-2x)+(1-x )+x=2,解得x=0.5。‎ 则从反应开始到20 min时,CO的平均反应速率为=0.0125 mol·L-1·min-1;该温度下的平衡常数K===4。‎ ‎(4)已知CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH<0,平衡时温度升高平衡逆向移动,CO的体积分数增大,由图示可知,压强越大,CO的体积分数应越小,T1、T2、T3对应的CO的体积分数逐渐增大,该反应向左移动,则T3>T2>T1。‎ ‎(5)①石墨2通入O2,发生还原反应生成H2O,而原电池的正极发生还原反应,则石墨2为正极。②石墨1为燃料电池的负极,甲醇被氧化生成CO2,发生的电极反应为CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+。‎ 答案 (1)(2a+b-3c-d-e) kJ·mol-1‎ ‎(2)曲线a ‎(3)0.0125 mol·L-1·min-1　4‎ ‎(4)T3>T2>T1;温度相同时,压强越大,CO的体积分数越小,而T1、T2、T3对应的CO的体积分数逐渐增大,该反应向左移动,则T3>T2>T1‎ ‎(5)①正　②CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+‎ ‎3.(2019年湖北部分重点中学联考)科学家对一碳化学进行了广泛深入的研究并取得了一些重要成果。‎ ‎(1)已知:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　 ΔH1=-90.1 kJ·mol-1;‎ ‎3CH3OH(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)　 ΔH2-31.0 kJ·mol-1。‎ CO与H2合成CH3CHCH2的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(2)现向三个容积均为2 L的恒容密闭容器Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中,均分别充入1 mol CO和2 mo1 H2发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1=-90.1 kJ·mol-1。三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变。当反应均进行到5 min时H2的体积分数如图1所示,其中只有一个容器中的反应已经达到平衡状态。‎ 图1‎ ‎①5 min时三个容器中的反应达到化学平衡状态的是容器　　　　 (填序号)。 ‎ ‎②0~5 min内容器Ⅰ中用CH3OH表示的化学反应速率v(CH3OH)=　　　　。(保留两位有效数字) ‎ ‎③平衡常数最小的是容器　　　　(填序号)。 ‎ ‎(3)CO常用于工业冶炼金属,在不同温度下用CO 还原4种金属氧化物,达到平衡后气体中lg与温度(T)的关系如图2所示。下列说法正确的是　　　(填字母)。 ‎ 图2‎ A.工业上可以通过增高反应装置来增大矿石和CO的接触面积,减少尾气中CO的含量 B.CO用于工业冶炼金属铬(Cr)时,还原效率不高 C.工业冶炼金属铜(Cu) 时,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大 D.CO还原PbO2反应的ΔH>0‎ ‎(4)一种甲醇燃料电池,使用的电解质溶液是2 mol·L-1的KOH溶液。‎ 请写出加入(通入)a物质一极的电极反应式:　　　　　　　　　　　　　　　;每消耗6.4 g甲醇转移的电子数为　　　　　　　　　　　　　　　。 ‎ ‎(5)一定条件下,用甲醇与一氧化碳反应合成乙酸可以消除一氧化碳污染。常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(OH)2溶液等体积混合后,若溶液呈中性,用含a和b的代数式表示该混合溶液中醋酸的电离常数Ka:　　　　　　。 ‎ 解析 (1)将已知的两个反应依次编号为ⅰ、ⅱ,根据盖斯定律,ⅰ×3+ⅱ得到CO与H2合成CH3CHCH2的热化学方程式:3CO(g)+6H2(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)ΔH=-301.3 kJ·mol-1。‎ ‎(2)①温度越高反应速率越快,达到平衡时间越短,其中只有一个容器中的反应已经达到平衡状态,则是容器Ⅲ。②设反应生成的甲醇浓度为x mol·L-1。‎ ‎　　　　　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)‎ 开始(mol·L-1)　 　0.5　　 　1　　　　　0 ‎ 转化(mol·L-1) x 2x x 平衡(mol·L-1)　　0.5-x 1-2x x ‎ 容器Ⅰ中到5 min时,氢气的体积分数为0.4,则=0.4,解得x=,容器 Ⅰ 中用CH3OH表示的化学反应速率v(CH3OH)==≈0.067 mol·L-1·min-1。③该反应为放热反应,升温平衡逆向进行,容器Ⅲ中的平衡常数最小。‎ ‎　　(3)增加炉的高度,增大CO与矿石的接触面积,不能影响平衡移动,CO的利用率不变,A项错误;由图像可知用CO工业冶炼金属铬时,lg一直很高,说明CO的转化率很低,B项正确;由图像可知冶炼Cu时,温度越低,lg越小,故CO的转化率越高,工业冶炼金属铜时,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大,C项正确;CO还原PbO2的反应,达到平衡后升高温度,lg增大,即升高温度,CO的含量增大,说明平衡逆向移动,此反应的ΔH<0,D项错误。‎ ‎(4)电池反应为2CH3OH+3O2+4KOH2K2CO3+6H2O。该电池的负极是甲醇失电子,生成碳酸钾,由图可知a极为负极,电极反应式为CH3OH-6e-+8OH-C+6H2O,每消耗6.4 g(0.2 mol)甲醇,转移电子的物质的量为1.2 mol,即 1.2NA(1.2×6.02×1023)个电子。‎ ‎(5)常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1 Ba(OH)2溶液等体积混合,混合后溶液pH=7,则2c(Ba2+)=c(CH3COO-)=b mol·L-1,溶液中c(H+)=c(OH-)=10-7 mol·L-1,醋酸电离平衡常数K===。‎ 答案 (1)3CO(g)+6H2(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)　ΔH=-301.3 kJ·mol-1‎ ‎(2)①Ⅲ　②0.067 mol·L-1·min-1　③Ⅲ ‎(3)BC ‎(4)CH3OH-6e-+8OH-C+6H2O ‎1.2NA(1.2×6.02×1023)‎ ‎(5)‎