2020届高考化学二轮复习常考题型大通关16化学反应原理综合应用含解析
化学反应原理综合应用
1、氮及其化合物如及铵盐、、等在中学化学、化工工业、国防等领域占有重要地位。
1.发射航天火箭常用肼()与作燃料与助燃剂。肼()与反应的热化学方程式为
已知相关反应的化学键键能数据如下:
化学键
N-H
N-N
N≡N
O-H
E/()
390
190
946
460
则使1mol(g)分子中化学键完全断裂时需要吸收的能量是__________。
2.(g)与之间存在反应。将一定量的放入恒容密闭容器中,测得其平衡转化率随温度的变化如图甲所示。
①由图甲推测该反应的ΔH__________(填“>”或“<”)0,理由为__________。
②在图甲中a点对应温度下,已知的起始压强为108kPa,则该温度下反应的平衡常数=__________(用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数,取四位有效数字)。
③在一定条件下,该反应中、的消耗速率与自身压强存在一定关系:，，其中、是与反应温度有关的常数。相应的速率-压强关系如图乙所示,一定温度下, 、与平衡常数的关系是=__________,在图乙标出的各点中,能表示反应达到平衡状态的点为__________。
29
3.电解制备,其工作原理如图丙所示。
①阳极的电极反应式为__________。
②为使电解产物全部转化为,需补充物质A,则A的化学式为__________。
2、航天员呼吸产生的用下列反应处理，可实现空间 站中的循环利用。
Sabatier 反应：
水电解反应:
（1）将原料气按= 1 : 4置于恒容密闭容器中发生Sabatier反应，测得的物质的量分数与温度的关系如图所示（虚线表示平衡曲线）。
①已知:、的燃烧热（）分别为
29
A kJ/mol 、B kJ/mol；
= C kJ/mol。计算 Sabatier 反应的= kJ/mol。
②温度过高或过低均不利于该反应的进行，原因是 。
③200℃达到平衡时体系的总压强为p，该反应的平衡常数的计算式为 (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压x物质的量分数，不必化简）。
（2）Sabatier反应在空间站运行，将气体以一定的流速通过有催化剂的反应器时，其他条件相同。
下列措施能提高转化效率的是 (填字母代号）。
A.适当减压
B.增大催化剂的比表面积
C.反应器前段加热，后段冷却
D.提高原料气中所占比例
E.合理控制反应器中气体的流速
（3）—种新的循环利用方案是用Bosch反应：代替 Sabatier反应。在250 ℃时，向体积为2 L且带气压计的恒容密闭容器中通人0.08 mol和 0.04 mol发生 Bosch 反应：。
①若反应起始和平衡时温度相同（均为250℃）测得反应过程中压强（p）随时间（t）
的变化如图I中曲线a所示，则 0(填“>”“<”或“不确定”）；若其他条件相同，
仅改变某一条件时，测得其压强（p）随时间（t）的变化如图I中曲线b所示，则改变的条件
是 .
②图Ⅱ是甲、乙两同学描绘的上述反应平衡 常数的对数值(lgK)与温度的变化关系图，其
中正确的曲线是 (填“甲”或“乙”）；m的值为 .
29
③Bosch反应必须在高温下才能启动，原因是 .
3、氮的氧化物是造成大气污染的主要物质。研究氮氧化物的 反应机理，对于消除环境污染有重要意义。回答下列问题：
（1）已 知 :
则：
（2）以 乙 烯（)作为还原剂脱硝（NO)，脱 硝 机 理如图1。若反应中，则总反应的化学方程式为 ；脱硝率与温度、负载率（分子筛中催化剂的质量分数）的关系如图2，为达到最佳脱硝效果，应采用的条件是 。
（3）温 度 时，在 容 积 为 2 L的恒容密闭容器中发生 反应:。实验测得：，；、为速率常数，只受温度影响。 不同时刻测得容器中、如表：
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时间/s
0
1
2
3
4
5
n( NO)/mol
0.20
0.10
0.08
0.07
0.06
0.06
/mol
0.10
0.05
0.04
0.035
0.03
0.03
①0〜2 s内该反应的平均速率v(NO) =
②温度时，化学平衡常数K = (结果保留3位有效数字）。
③化学平衡常数K与速率常数、的数学关系是K= 。若将容器的温度改变为时其=，则 (填 “ > ”“<”或“=”）。
④已知的反应历程为：
第一步快速平衡
第二步慢反应
下列叙述正确的是 (填序号）
A.v(第一步的正反应）
”“=”或“<”)。②某温度下,在体积固定的2 L密闭容器中将 1 mol CO和2 mol H2混合,使反应达到平衡, 实验测得平衡时与起始时的气体压强比值为0.7,则该温度下反应的平衡常数为 (保留1位小数)。
(3)利用钠碱循环法可除去SO2。常温下,若吸收液吸收一定量 SO2 后,n() :n() =3:2,则此时溶液呈 (填“酸性”“中性”或“碱性”)。(已知:H2SO3的电离常数为 Ka1 = 1.54×10-2、Ka2 = 1.02× 10-7)
(4)利用电化学法处理工业尾气SO2的装置如图所示,写出Pt(2)的电极反应式: ;当电路中转移0.02 mol e-时(较浓H2SO4尚未排出),阳离子交换膜左侧溶液中约增加 mol离子
7、水煤气变换[]是重要的化工过程，主要用于合成氨、制氢以及合成气加工等工业领域中。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)，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( )
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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相等、和相等。
计算曲线a的反应在30~90 min内的平均速率=___________。467 ℃时和随时间变化关系的曲线分别是___________、___________。489℃时和随时间变化关系的曲线分别是___________、___________。
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8、“绿水青山就是金山银山”,近年来,绿色发展、生态保护成为中国展示给世界的一张新“名片”。汽车尾气是造成大气污染的重要原因之一,减少氮氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。请回答下列问题:
1.已知:N2(g)+O2(g)=2NO(g) ΔΗ1=+180.5kJ·mol-1
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔΗ2=-393.5kJ·mol-1
2C(s)+O2(g)=2CO(g) ΔΗ3=-221kJ·mol-1
若某反应的平衡常数表达式,则此反应的热化学方程式为____________________。
2.N2O5在一定条件下可发生分解反应:2N2O5(s) 4NO2(g)+O2(g),某温度下向恒容密闭容器中加入一定量N2O5,测得浓度随时间的变在如表所示:
t/min
0
1
2
3
4
5
c(N2O5)/(mol·L-1)
1.00
0.71
0.50
0.35
0.25
0.17
① 反应开始时体系压强为p0,第2min时体系压强为p1,则p1:p0=_______。2〜5min内用NO2表示的该反应的平均反应速率为______。
② 一定温度下,在恒容密闭容器中充入一定量N2O5进行该反应,能判断反应已达到化学平衡状态的是_____(填标号)。
a.NO2和O2的浓度比保持不变 b.容器中压强不再变化
c.2v正(NO2)=v逆(N2O5) d.气体的密度保持不变
3.Kp是用反应体系中气体物质的分压来表示的平衡常数,即将K表达式中平衡浓度用平衡分压代替。已知反应:NO2(g)+CO(g)NO(g)+CO2(g),该反应中正反应速率v正=k正·p(NO2)·p(CO),逆反应速率v逆=k逆·p(NO)·p(CO2),其中k正、k逆为速率常数,则Kp为_________(用k正、k逆表示)。
4.如图,在密闭反应器中按n(N2) ︰n(H2)=1︰3投料后,在200℃、400℃、600℃下,合成NH3反应达到平衡时,混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线,已知该反应为放热反应。
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① 曲线a对应的温度是________。
② M点对应的H2的转化率是________。
5.利用工业生产中产生的SO2废气,用如图方法可获得H2SO4。写出电解的阳极反应式:__________________。
9、合理利用和转化NO2、SO2、CO、NO等污染性气体是环保领域的重要课题。
1.用CH4催化还原氮氧化物可以消除氮氧化物污染。
已知:①CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-574.0 kJ/mol
②CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-1160.0 kJ/mol
③H2O(g=H2O(1) △H=-44.0 kJ/mol
CH4(g)与NO2(g)反应生成N2(g)、CO2(g)和H2O(1)的热化学方程式是______________。
2.用活性炭还原法处理氮氧化物的有关反应为:
C(s)+2NO(g)N2(g)+CO2(g)。
向恒容密闭容器中加入一定量的活性炭和NO,恒温(T ℃)时,各物质的浓度随时间的变化如下表:
NO
N2
CO2
0
0.100
0
0
29
10
0.058
0.021
0.021
20
0.040
0.030
0.030
30
0.040
0.030
0.030
40
0.032
0.034
0.017
50
0.032
0.034
0.017
①T ℃时,该反应的平衡常数为_________________(保留两位有效数字)。
②在31 min时,若只改变某一条件使平衡发生移动,40 min、50 min时各物质的浓度如上表所示,则改变的条件是_____________。
③在51 min时,保持温度和容器体积不变再充入NO和N2,使二者的浓度均增加至原来的两倍,则化学平衡______________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)。
3.反应N2O4(g)2NO2(g) △H>0,在一定条件下N2O4与NO2的消耗速率与各自的分压(分压=总压×物质的量分数)有如下关系:v(N2O4)=k1•p(N2O4),v(NO2)=k2•p2(NO2),其中k1、k2是与温度有关的常数,相应的速率与N2O4或NO2的分压关系如图所示。
在T ℃时,图中M、N点能表示该反应达到平衡状态,理由是___________。改变温度,(NO2)会由M点变为A、B或C,v(N2O4)会由N点变为D、E或F,当升高到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的点分别为______________(填字母)。
10、铁及其化合物在日常生活、生产中应用广泛,研究铁及其化合物的应用意义重大。试回答下列问题:
1.高炉炼铁过程中会发生如下反应: ①FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g) ΔH1
②3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) ΔH2
③Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) ΔH3
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则反应Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)的ΔH=____________(用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的代数式表示)。
2.上述反应在高炉中大致分为三个阶段,各阶段主要成分与温度的关系如下表:
温度/℃
250
600
1000
2000
主要成分
Fe2O3
Fe3O4
FeO
Fe
1600 ℃时固体物质的主要成分为_____________(填化学式);若该温度下,测得固体混合物中m(Fe)︰m(O)=35︰4,则FeO被CO还原为Fe的百分率为____________(设其他固体杂质中不含Fe、O元素)。
3.铁的某些化合物可用作CO与H2反应的催化剂。已知某种铁的化合物可用来催化反应:
CO(g)+3H2CH4(g)+H2O(g) ΔH<0,在T℃、a MPa时,将2 mol CO和6 mol H2充入某容积可变的密闭容器中,实验测得CO的体积分数x(CO)如下表:
t/min
0
10
20
30
40
50
x(CO)
0.25
0.23
0.21
0.20
0.18
0.18
①T℃、a MPa时,达到平衡时CO的转化率为_______________。
②上图表示该反应中CO的平衡转化率与温度、压强的关系。图中温度T1、T2、T3由低到高的顺序是___________,其理由是_____________。
4.高铁酸钾(K2FeO4)具有极强的氧化性,是一种优良的水处理剂,其水溶液中的存在形态如下图所示。下列说法正确的是________。
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A.不论溶液酸碱性如何变化,铁元素都有4种存在形态
B.向pH=2的溶液中加KOH溶液至pH=10,的分布分数先增大后减小
C.向pH=8的溶液中加KOH溶液,发生反应的离子方程式为H2FeO4+OH-=+H2O
5.以一氧化碳和氢气、空气、氢氧化钠溶液为原料,以石墨为电极可直接构成燃料电池,则该电池的正极反应式为____________;若以2.24 L/min(标准状况)的速率向电池中通入一氧化碳和氢气的混合气体,用该电池电解400 mL 4 mol/L CusO4溶液,通电1.5 min后,理论上可析出氧气的体积(标准状况)为______________。
答案以及解析
1答案及解析：
答案：1.1941kJ;
2.①>； 温度升高，增大,说明平衡正向移动,该反应为吸热反应,ΔH>0
② 115.2kPa
③ ; B点与D点
3.①
②
解析：
29
1.根据ΔH与键能的关系:ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能,设1mol (g)分子中化学键完全断裂时需要吸收的能量是x kJ,则-1077=(390×8mol+190×2mol+x kJ)-(946×3mol+460×8mol),解得x=1941。
2.① 由图甲可知,随着温度的升高, 的平衡转化率增大,即升温平衡正向移动,故正反应为吸热反应,ΔH>0。
②设平衡时压强为p,起始时投入x mol,由图甲知a点时的平衡转化率为0.4,则平衡时为0.6mol,生成0.8x mol,根据压强之比等于物质的量之比可得,则平衡时体系的总压强为1.4×108kPa=151.2kPa,则该温度下的
③反应达平衡时有消耗速率,即,而,结合上式可得;由图乙可得B点与D点的速率符合,故达到平衡状态的点为B点与D点。
3.①由图丙知阳极失电子生成,且电解质溶液显酸性,故阳极的电极反应式为
②阴极的电极反应式为,阳极转移1mol e-生成1mol,而阴极转移7mol才生成1mol,故需要补充,使电解产物全部转化为
2答案及解析：
答案：（1）①4A-B+2C
②温度过低，反应速率小；温度过高，反应正向进行的程度小
③
（2）BCE
29
（3）①<；加入催化剂
②乙；2
③反应的活化能高
解析：
（1）①根据、的燃烧热分别写出对应的热化学方程式：
①
②
又知③
根据盖斯定律4①-②+2③得②由图像知温度太低时，反应速率小，一定时间内达不到平衡，温度太高，由于反应放热，反应进行程度减小。
③由图像知200℃时，平衡后，的物质的量分数为0.6。由方程式知的物质的量分数为，的物质的虽分数为，的物质的量分数为。所以
（2）减压平衡逆向移动且反应速率减小，故A错误。增大催化剂的比表面积，反应速率加快.一定时间内转化量增加，故B正确反应器 前段加热加快速率能提高吸收效率，后段降温能提高转化率从而提高吸收效率，故C正确提高原料气中比例，转化效率降低，故D错误，合理控制反应器中气体流速可提高转化效率，E正确。
（3）①由图I知，前面压强增大，后面压强减小，前期压强增大是由于反应放热，温度升高，后期则由于容器中的热量逐渐向环境散失，压强又逐渐减小，故；b曲线显示反应较快，但平衡后，b与a 压强相同，应为加入了催化剂。
29
②由①知，温度升高K减小，所以lgK也减小，乙正确：m即为250℃的lg K，由图I知，向2 L容器中充入0.08 mol和0.04 mol，初始压强为，平衡后为，所以平衡后的气体的总物质的量为，根据差量法可进行如下计算：
1 2 2 1
0.02 mol 0.04 mol 0.04 mol（0.12-0.1）mol
所以各物质平衡浓度，，，
，m=lg K=lg100=2
3答案及解析：
答案：（1）-2.2
（2）
350℃左右、负载率3.0%
（3）①0.03②363 ③/> ④BC
解析：（1）①
②
根据盖斯定律，①+②得:
（2）由题图1可得：，由题图2可知温度在350℃左右，负载率为3.0%时，脱硝效果最好。
（3）①。
②
③平衡时：所以
29
，时小于时的平衡常数，又因为，所以。
④快反应速率大于慢反应速率，故A错误;总反应快慢取决于慢反 应，故B正确；快反应活化能低，故C正确；有效碰撞不可能100% ,故D错误。
4答案及解析：
答案：（1)①
② I；该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动
（2）①放热 ②；
（3）
解析：
（1）①根据CO(g)和的燃烧热（),可列热化学 方程式：
（Ⅰ）；
( II )
根据图像曲线变化可写出热化学方程式（Ⅲ) :
根据盖斯定律，利用（Ⅱ）+（Ⅲ）-（Ⅰ），可得新的热化学方程式:。②由图像可知催化剂I的催化效果最佳；该反应为放热反应，达到平衡后， 随温度升高,平衡逆向移动，的转化率降低（2）
①650℃时. 根据三段式进行有关数据处理：
起始/mol 4 2 0 0
转化mol 1.6 1.6 1.6 1.6
29
平衡/mol 2.4 0.4 1.6 1.6
故650℃时，平衡常数，900℃时，结合CO的转化率，根据三段式进行有关数据处理：
起始/mol 3 2 0 0
转化/mol 1 1 1 1
平衡/mol 2 1 1 1
900℃时，平衡常数，则温度升高，平衡常数减小，故正反应为放热反应。
②，
（3）发生反应，由图像可知，温度为时，平衡转化率为40%.故所消耗的物质的量为，剩余 H2S 的物质的量为。生成的物质的量为0.08 mol，生成的物质的量为0.04mol，则，，故平衡常数
5答案及解析：
答案：（1）
（2）①
②逆向移动
（3）①ABC②抑制；-1.8 V(与-1.8 V上下比较接近的也可）
（4）催化
29
解析：（1）先求出反应①、②、③的焓变，再根据盖斯定律①+2②-③即可得目标方程式。
1；
②，温度升高，平衡向逆反应方向移动，平衡常数K减小，由①中数据计算可得300℃时平衡常数K=4,所以400℃、5 MPa条件下的平衡常数K<4,而，平衡向逆反应方向移动。
（3）①D项，阴极的电极反应式应为；②因为生成一氧化碳的时候消耗氢离子，对析氢反应有抑制作用。由图可知，电势为-1.8 V左右时，CO与的电流效率比约为1 : 2，恰好为CO和反应的物质的最之比。
（4）由图可知，水参加反应，最后又生成等量的水，故水在电还原反应中起催化作用
6答案及解析：
答案：(1)HCHO；-470 kJ • mol-1
(2)①放热；<②2.7
(3)碱性
(4)2+2e-+2H+= +2H2O; 0.03
解析：(1)由题图可知，在催化剂作用下生成甲醛的反应活化能 小，化学反应速率快，所以主要产物为HCHO;由题图知，1 mol HCHO(g)转化为 1 mol CO(g)放出的能量为（676-283-158)kJ = 235 kJ,故=(-235×2)kJ ▪ mol-1=-470 kJ ▪ mol-1。
(2)①根据题表中数据可知，随着温度升高，平衡常数减小.平衡逆 向移动，逆反应为吸热反应，则正反应为放热反应；,大于250时的平衡常数2.041，反应逆向进行,正反应速率小于逆反应速率。②同温同体积时，压 强之比等于物质的量之比，平衡时与起始时的气体压强比值为0.7, 开始时气体总物质的量为1 mol+2 mol = 3 mol，则平衡时气体总物质 的量为 3 mol×0.7=2.1 mol。
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
开始/mol 1 2 0
29
转化/mol x 2x x
平衡/mol 1-x 2-2x x
1-x+2-2x+x=2.1，得x=0.45；容器体积为2L，则
(3)在同一溶液中，浓度之比等于物质的量之比，则，得c(H+)=6.8×10-8mol▪L-1<10-7 mol▪L-1溶液呈碱性。(4)根据题图,Pt(2)电极上→的化合价从+ 4降低到 +3,电解质溶液呈酸性，则电极反应式为2+2e-+2H+ =+2H2O;Pt(2)为阴极，Pt(l)为阳极，阳极的电极反应式为 SO2-2e-+2H2O=+4H+,电路中转移 0.02 mol e-时，左侧生 成0.01 mol 和0.04 mol H+，为平衡电荷，有0.02 mol的H+经阳 离子交换膜转移到右侧，则左侧的离子增加了 0.03 mol。
7答案及解析：
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
解析：1.H2还原氧化钴的方程式为：H2(g)＋CoO(s)=Co(s)＋H2O(g)；CO还原氧化钴的方程式为：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.利用“三段式”解答。721 ℃时，设气体反应物开始浓度均为1 mol•L-1，则
H2（g）+CoO（s）Co（s）+H2O（g）
起始（mol•L-1） 1 0
转化（mol•L-1） x x
平衡（mol•L-1） 1-x x
29
则有(1-x)/x=0.025 0，解得x=0.975，故K1==39;
CO（g）+CoO（s）Co（s）+CO2（g）
起始（mol•L-1） 1 0
转化（mol•L-1） y y
平衡（mol•L-1） 1-y y
则有(1-y)/1=0.0192,解得y=0.9808，故K2=≈51；
CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)
起始（mol•L-1） 1 1 0 0
转化（mol•L-1） z z z z
平衡（mol•L-1） 1-z 1-z z z
则有K3==51/39,解得z=0.5327。H2的物质的量分数为z/2=0.2664,故选C。
3.观察计算机模拟结果，据ΔH=生成物总能量-反应物总能量，可知ΔH=-0.72-0<0；该历程中最大能垒（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*或H2O*=H*+OH*。
4.；据“先拐先平数值大”，结合图像可知，虚线（a、d）表示489 ℃时气体分压变化曲线，实线（b、c）表示467 ℃时气体分压变化曲线；当温度由467 ℃升至489 ℃时，平衡逆向移动，则减小，增大，由图像可知，b→a气体分压减小，故曲线b表示467 ℃时变化曲线，曲线a表示489 ℃时变化曲线；c→d气体分压增大，则曲线c表示467 ℃时变化曲线，曲线d表示489 ℃时变化曲线。
8答案及解析：
答案：1.2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g) ΔΗ=-746.5kJ·mol-1
2.①7:4;0.22mol·L-1·min-1;②b;
3
4.①200 ℃;②75%;
5.Mn2++2H2O-2e-=MnO2↓+4H+
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解析：1.若某反应的平衡常数表达式,则其化学方程式为2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g),将题中3个已知热化学方程式依次编号为①、②、③,根据盖斯定律,由②×2-①-③,可得2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g) ΔΗ=-393.5kJ·mol-1×2-180.5kJ·mol-1-(-221kJ·mol-1)=-746.5kJ·mol-1。
2.①根据题表中数据列三段式：
2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)
开始(mol•L-1) 1.00 0 0
转化(mol•L-1) 0.50 1.00 0.25
2 min时(mol•L-1) 0.50 1.00 0.25
该反应在恒温恒容条件下发生,反应前后气体的压强之比等于物质的量之比,也等于物质的量浓度之比,所以p1:p0=(0.50+1.00+0.25) ︰1.00=7︰4.2~5 min内, ,v(NO2)=2v(N2O5)=0.22 mol·L-1·min-1。
②反应过程中NO2和O2的浓度比始终保持不变,a项不能说明反应已经达到化学平衡状态;该反应在反应前后气体分子数不相等,反应过程中容器中压强为变量,容器中压强不再变化可以说明反应已经达到化学平衡状态,b项符合题意;v正(NO2)=2v逆(N2O5)时,正、逆反应速率相等,而2v正(NO2)=v逆(N2O5)时,正、逆反应速率不相等,c项不能说明反应已经达到化学平衡状态;反应物和生成物全为气体,气体总质量不变,而容器恒容,故反应过程中气体密度始终不变,d项不能说明反应已经达到化学平衡状态。
3.,v正=k正·p(NO2)·p(CO),v逆=k逆·p(NO)·p(CO2),平衡时正、逆反应速率相等,即k正·p(NO2)·p(CO)=k逆·p(NO)·p(CO2),则,故。
4.①合成氨反应为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,NH3的产率降低,NH3的物质的量分数减小,曲线a、b、c中,在相同条件下曲线a对应NH3的物质的量分数最高,其反应温度最低,所以曲线a对应的温度为200 ℃。
②M点对应的NH3的物质的量分数为60%,设NH3为0.6a mol,则N2、H2共为0.4a mol
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,因为反应器中按n(N2) ︰n(H2)=1︰3投料,结合N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)；可知,M点时对应的H2为0.3a mol,转化的H2的物质的量为0.9a mol,所以M点对应H2的转化率。
5.由题图可知在电解池的阳极发生Mn2+转化为MnO2的反应,电极反应式为Mn2++2H2O-2e-=MnO2↓+4H+。
9答案及解析：
答案：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（1） ΔH=-955.0 kJ/mol；
2.①0.56;②减小CO2浓度（其他合理也可）;③正向移动;
3.M点v（NO2）是N点（N2O4）的2倍，根据化学方程式N2O4（g）2NO2（g）可以判断出该反应的正反应速率等于逆反应速率（其他合理答案也可）；B、F
解析：1.①CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（1） ΔH=-955.0 kJ/mol
②CH4（g）+4NO（g）=2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）ΔH=-1160.0 kJ/mol
③H2O（g）=H2O（1） ΔH=-44.0 kJ/mol
根据盖斯定律由（①+②+③×4）×1/2得到CH4（g）与NO2（g）反应生成N2（g）、CO2（g）和H2O（1）的热化学方程式：CH4（g）+2NO2（g）=N2（g）+CO2（g）+2H2O（1）ΔH=-955.0 kJ/mol；
2. ①平衡状态物质的平衡浓度：c（NO）=0.04 mol/L、c（N2）=0.03 mol/L、c（CO2）=0.03 mol/L;K==0.56；
②根据数据分析，氮气浓度增大，二氧化碳和一氧化氮浓度减小，反应前后气体体积不变，所以改变的条件可能是减小二氧化碳浓度；
③在51 min时保持温度和容器体积不变再充入NO和N2，使二者的浓度均增加至原来的两倍，则此时Qc==0.28
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