2018届二轮复习5个解答题之2——反应原理综合题学案（全国通用）
5个解答题之——反应原理综合题
1．(2017·全国卷Ⅰ)近期发现，H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。回答下列问题：
(1)下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是________(填标号)。
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
(2)下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)制氢的热化学方程式分别为________________、_______________，制得等量H2所需能量较少的是____________。
(3)H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。
①H2S的平衡转化率α1＝__________%，反应平衡常数K＝________。
②在620 K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率α2______α1，该反应的ΔH______0。(填“>”“<”或“＝”)
③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是________(填标号)。
A．H2S B．CO2
C．COS D．N2
解析：(1)根据较强酸制备较弱酸原理，氢硫酸不和NaHCO3反应，亚硫酸与NaHCO3
反应，说明亚硫酸、碳酸、氢硫酸的酸性依次减弱，A项正确；相同浓度，溶液的导电能力与离子总浓度有关，相同浓度下，氢硫酸溶液导电能力弱，说明氢硫酸的电离能力较弱，即电离出的氢离子数较少，B项正确；相同浓度下，亚硫酸的pH较小，故它的酸性较强，C项正确；酸性强弱与还原性无关，酸性强调酸电离出氢离子的难易，而还原性强调还原剂失电子的难易，D项错误。(2)系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)都是吸热反应，从热化学方程式可以看出，系统(Ⅱ)制备1 mol H2需要消耗20 kJ能量，而系统(Ⅰ)制备1 mol H2需要消耗286 kJ能量，故系统(Ⅱ)消耗的能量较少。(3)①用三段式法计算：该反应是等气体分子数反应，平衡时n(H2O)＝0.02×0.50 mol＝0.01 mol。
H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)
起始/mol 0.40 0.10 0 0
转化/mol 0.01 0.01 0.01 0.01
平衡/mol 0.39 0.09 0.01 0.01
α(H2S)＝×100%＝2.5%。对于等气体分子数反应，可直接用物质的量替代浓度计算平衡常数：K＝＝≈2.8×10－3。②总物质的量不变，H2O的物质的量分数增大，说明平衡向右移动，H2S的转化率增大。即升高温度，平衡向正反应方向移动，正反应是吸热反应。③平衡之后，再充入H2S，则CO2的转化率增大，H2S的转化率减小，A项错误；充入CO2，平衡向右移动，H2S的转化率增大，B项正确；充入COS，平衡向左移动，H2S的转化率减小，C项错误；充入N2，无论体积是否变化，对于气体分子数相等的反应，平衡不移动，H2S的转化率不变，D项错误。
答案：(1)D
(2)H2O(l)===H2(g)＋O2(g)ΔH＝286 kJ·mol－1
H2S(g)===H2(g)＋S(s) ΔH＝20 kJ·mol－1
系统(Ⅱ)
(3)①2.5 2.8×10－3 ②> > ③B
2．(2017·全国卷Ⅲ)砷(As)是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有着广泛的用途。回答下列问题：
(1)画出砷的原子结构示意图________________。
(2)工业上常将含砷废渣(主要成分为As2S3)制成浆状，通入O2氧化，生成H3AsO4和单质硫。写出发生反应的化学方程式：______________________________。该反应需要在加压下进行，原因是________________________________________________________________。
(3)已知：
As(s)＋H2(g)＋2O2(g)===H3AsO4(s) ΔH1
H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2
2As(s)＋O2(g)===As2O5(s) ΔH3
则反应As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s)的ΔH＝________。
(4)298 K时，将20 mL 3x mol·L－1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)与反应时间(t)的关系如图所示。
①下列可判断反应达到平衡的是________(填标号)。
a．溶液的pH不再变化
b．v(I－)＝2v(AsO)
c．c(AsO)/c(AsO)不再变化
d．c(I－)＝y mol·L－1
②tm时，v正________v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。
③tm时v逆________tn时v逆(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是____________________________________。
④若平衡时溶液的pH＝14，则该反应的平衡常数K为________。
解析：(1)从内向外P的各层电子数依次是2、8、5，砷与磷位于同主族且相邻，砷原子比磷原子多一个电子层，所以从内向外砷的各层电子数分别为2、8、18、5，据此可画出其原子结构示意图。(2)根据得失电子守恒先确定As2S3与O2的化学计量数分别为2、5，再结合元素守恒得出H3AsO4、S和H2O的化学计量数分别为4、6、6。(3)将已知热化学方程式依次编号为①、②、③，根据盖斯定律，由①×2－②×3－③可得：As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s) ΔH＝2ΔH1－3ΔH2－ΔH3。(4)①溶液的pH不再变化，即OH－的浓度不再变化，所以平衡体系中各组分的浓度均不再变化，说明反应达到平衡状态，a项正确；当v正(I－)＝2v逆(AsO)或v逆(I－)＝2v正(AsO)时反应达到平衡状态，选项中的速率未指明是正反应速率还是逆反应速率，故b项错误；反应达到平衡之前，c(AsO)逐渐减小而c(AsO)逐渐增大，故c(AsO)/c(AsO)逐渐增大，当c(AsO)/c(AsO)不变时反应达到平衡状态，c项正确；根据离子方程式可知反应体系中恒有c(I－)＝2c(AsO)，观察图像可知反应达到平衡时c(AsO)＝y mol·L－1，此时c(I－)＝2y mol·L－1，故d项错误。②tm时反应未达到平衡状态，所以v正大于v逆。③从tm到tn，反应逐渐趋于平衡状态，反应物浓度逐渐减小而生成物浓度逐渐增大，所以正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，故tm时v逆小于tn时v逆。④根据题意，起始时c(AsO)＝c(I2)＝x mol·L－1。根据图像可知平衡时c(AsO)＝y mol·L－1，则此时c(I－)＝2y mol·L－1，c(AsO)＝c(I2)＝(x－y) mol·L－1，平衡时溶液的pH＝14，则
c(OH－)＝1 mol·L－1，故该反应的平衡常数K＝＝(mol·L－1)－1。
答案：(1) (2)2As2S3＋5O2＋6H2O===4H3AsO4＋6S 增加反应物O2的浓度，提高As2S3的转化速率 (3)2ΔH1－3ΔH2－ΔH3 (4)①ac
②大于 ③小于 tm时生成物浓度较低
④ (mol·L－1)－1
3.(2016·全国卷Ⅲ)煤燃烧排放的烟气含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大气，采用NaClO2溶液作为吸收剂可同时对烟气进行脱硫、脱硝。回答下列问题：
(1)NaClO2的化学名称为________。
(2)在鼓泡反应器中通入含有SO2和NO的烟气，反应温度323 K，NaClO2溶液浓度为5×10－3 mol·L－1。
反应一段时间后溶液中离子浓度的分析结果如下表。
离子
SO
SO
NO
NO
Cl－
c/(mol·L－1)
8.35×10－4
6.87×10－6
1.5×10－4
1.2×10－5
3.4×10－3
①写出NaClO2溶液脱硝过程中主要反应的离子方程式________________________。增加压强，NO的转化率________(填“提高”“不变”或“降低”)。
②随着吸收反应的进行，吸收剂溶液的pH逐渐________(填“增大”“不变”或“减小”)。
③由实验结果可知，脱硫反应速率________脱硝反应速率(填“大于”或“小于”)。原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同，还可能是________________________
________________________________________________________________________。
(3)在不同温度下，NaClO2溶液脱硫、脱硝的反应中SO2和NO的平衡分压pe如图所示。
①由图分析可知，反应温度升高，脱硫、脱硝反应的平衡常数均________(填“增大”“
不变”或“减小”)。
②反应ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常数K表达式为__________________________。
(4)如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，也能得到较好的烟气脱硫效果。
①从化学平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的优点是______________________。
②已知下列反应：
SO2(g)＋2OH－(aq)===SO(aq)＋H2O(l) ΔH1
ClO－(aq)＋SO(aq)===SO(aq)＋Cl－(aq) ΔH2
CaSO4(s)===Ca2＋(aq)＋SO(aq) ΔH3
则反应SO2(g)＋Ca2＋(aq)＋ClO－(aq)＋2OH－(aq)===CaSO4(s)＋H2O(l)＋Cl－(aq)的ΔH＝________。
解析：(1)NaClO2中Cl元素的化合价为＋3，其化学名称为亚氯酸钠。(2)①分析表中数据可知，NaClO2溶液脱硝过程中主要生成Cl－和NO，结合电子守恒和元素守恒写出离子方程式：4NO＋3ClO＋4OH－===4NO＋3Cl－＋2H2O。该反应中只有NO是气体，增加压强，有利于NO的吸收，NO的转化率提高。②由于吸收SO2和NO过程中生成H＋，溶液中c(H＋)不断增大，溶液的pH逐渐减小。③由表中数据可知，相同时间内，c(SO)比c(NO)增加得多，说明脱硫反应速率大于脱硝反应速率，其原因除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同外，还可能是NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高。(3)①由图可知，温度升高，SO2和NO的平衡分压pe对应的－lg pe逐渐减小，说明SO2和NO的平衡分压pe逐渐增大，则脱硫、脱硝反应逆向进行，平衡常数均减小。②反应ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常数K的表达式为K＝。(4)①利用Ca(ClO)2替代NaClO2，形成CaSO4沉淀，反应平衡向产物方向移动，SO2转化率提高。②将题给三个热化学方程式分别标号为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，根据盖斯定律，由Ⅰ＋Ⅱ－Ⅲ可得：SO2(g)＋Ca2＋(aq)＋ClO－(aq)＋2OH－(aq)===CaSO4(s)＋H2O(l)＋Cl－(aq)，则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3。
答案：(1)亚氯酸钠 (2)①4NO＋3ClO＋4OH－===4NO＋3Cl－＋2H2O 提高 ②减小 ③大于
NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高 (3)①减小
②K＝ (4)①形成CaSO4沉淀，反应平衡向产物方向移动，SO2转化率提高
②ΔH1＋ΔH2－ΔH3
4．(2015·全国卷Ⅱ)甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料，利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂作用下合成甲醇。发生的主要反应如下：
①CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1
②CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH2
③CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH3
回答下列问题：
(1)已知反应①中相关的化学键键能数据如下：
化学键
HH
CO
HO
CH
E/(kJ·mol－1)
436
343
1 076
465
413
由此计算ΔH1＝________kJ·mol－1；已知ΔH2＝－58 kJ·mol－1，则ΔH3＝________kJ·mol－1。
(2)反应①的化学平衡常数K表达式为____________；图1中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为__________(填曲线标记字母)，其判断理由是___________________
________________________________________________________________________。
(3)合成气组成n(H2)/n(CO＋CO2)＝2.60时，体系中的CO平衡转化率(α)与温度和压强的关系如图2所示。α(CO)值随温度升高而________(填“增大”或“减小”)，其原因是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
图2中的压强由大到小为________，其判断理由是____________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据键能与反应热的关系可知，ΔH1＝反应物的键能之和－生成物的键能之和＝(1 076 kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1)－(413 kJ·mol－1×3＋343 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1)＝－99 kJ·mol－1。根据质量守恒定律，由②－①可得：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，结合盖斯定律可得：ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝(－58 kJ·mol－1)－(－99 kJ·mol－1)＝＋41 kJ·mol－1
。(2)根据化学平衡常数的书写要求可知，反应①的化学平衡常数为K＝。反应①为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，平衡常数K减小，故曲线a符合要求。(3)由图2可知，压强一定时，CO的平衡转化率随温度的升高而减小，其原因是反应①为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，反应③为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，又使产生CO的量增大，而总结果是随温度升高，CO的转化率减小。反应①的正反应为气体总分子数减小的反应，温度一定时，增大压强，平衡正向移动，CO的平衡转化率增大，而反应③为气体总分子数不变的反应，产生CO的量不受压强的影响，因此增大压强时，CO的转化率提高，故压强p1、p2、p3的关系为p1＜p2＜p3。
答案：(1)－99 ＋41
(2)K＝
a 反应①为放热反应，平衡常数数值应随温度升高变小
(3)减小 升高温度时，反应①为放热反应，平衡向左移动，使得体系中CO的量增大；反应③为吸热反应，平衡向右移动，又使产生CO的量增大；总结果，随温度升高，使CO的转化率降低
p3＞p2＞p1 相同温度下，由于反应①为气体分子数减小的反应，加压有利于提升CO的转化率；而反应③为气体分子数不变的反应，产生CO的量不受压强影响。故增大压强时，有利于CO的转化率升高
化学反应原理主要考查热化学、电化学、化学反应速率和化学平衡、电解质溶液等主干理论知识，主要命题点有盖斯定律的应用，反应速率和化学平衡的分析，化学平衡常数的表达式书写与计算，反应条件的分析选择、生产生活中的实际应用等，试题常以填空、读图、作图、计算等形式呈现。
高考一般以与生产、生活紧密联系的物质为背景材料命制组合题，各小题之间又有一定的独立性。主要考查学生的信息处理能力、学科内综合分析能力，应用反应原理解决生产实际中的具体问题，体现了“变化观念与平衡思想”的核心素养。
(一)反应热问题
求反应热的几种方法
(1)从宏观角度分析
ΔH＝H1(生成物的总能量)－H2(反应物的总能量)
(2)从微观角度分析
ΔH＝E1(反应物的键能总和)－E2(生成物的键能总和)
(3)从活化能角度分析
ΔH＝E1(正反应活化能)－E2(逆反应活化能)
(4)根据盖斯定律计算
①计算步骤
②计算方法
(二)化学反应速率问题
外界条件对化学反应速率的影响
(1)纯液体和固体浓度视为常数，它们的量的改变不会影响化学反应速率。但固体颗粒的大小导致接触面积的大小发生变化，故影响反应速率。
(2)对于固体、液体物质，由于压强改变对它们的体积影响很小，因而压强对它们浓度的影响可看作不变，压强对无气体参加的化学反应的速率无影响。
(3)升高温度，不论吸热反应还是放热反应，也不论正反应速率还是逆反应速率都增大。
(4)使用催化剂催化的化学反应，由于催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才能达到最大，故在许多工业生产中温度的选择还需考虑催化剂的活性温度范围。
(5)“惰性气体”(不参加反应的气体)对反应速率的影响。
①恒温恒容：充入“惰性气体”总压强增大―→物质浓度不变(活化分子浓度不变)，反应速率不变。
②恒温恒压：充入“惰性气体”体积增大物质浓度减小(活化分子浓度减小)反应速率减小。
(三)化学平衡问题
1．外界条件对化学平衡移动的影响规律
温度的影响
升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动；
降低温度，化学平衡向放热反应方向移动
浓度的影响
增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；
减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动
压强的影响
增大压强会使平衡向气体体积减小的方向移动；
减小压强会使平衡向气体体积增大的方向移动
2．化学平衡计算中两组常用公式
在可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)中
(1)化学平衡常数(K)与浓度商(Q)
①K＝(式中的浓度是指平衡状态的浓度，固体物质、纯液体、水溶液中进行的反应，H2O不列入平衡常数的计算表达式中；气体反应、有机反应，H2O的浓度要列入平衡常数的计算表达式中)
②Q＝(式中的浓度是任意时刻的浓度)
(2)转化率(α)计算公式
α＝×100%
(四)原电池与电解池问题
(1)原电池中负极发生氧化反应，常出现电极材料溶解、质量减轻等现象；正极发生还原反应，常出现质量不变或增重、有气体产生等现象。
(2)电解池中与电源负极连接的阴极材料不反应，与电源正极连接的阳极(除惰性电极外)材料发生氧化反应，可能出现电极溶解、质量减轻等现象。
(3)Fe在原电池与电解池反应中发生氧化反应时失去2个电子生成Fe2＋。
(4)可充电电池的放电反应是原电池反应，充电反应是电解池反应。放电过程中原电池的负极发生氧化反应，充电过程中电解池的阴极发生还原反应。
(五)电离平衡、水解平衡和溶解平衡应用中注意的问题
(1)书写电离平衡、水解平衡、溶解平衡方程式时要用可逆号连接。
(2)分析离子的存在形式时要考虑弱酸弱碱的电离和离子能否发生水解。
(3)分析离子浓度大小时要考虑酸碱盐对水电离的影响。
(4)利用溶度积常数分析沉淀是否能完成转化时，要考虑溶解平衡式中阴阳离子计量数与溶度积常数关系，溶度积大的其溶解度不一定大。
一、“化学反应原理”题目的一个难点——陌生平衡图像的考查
化学理论综合题中最容易失分的是速率与平衡的陌生图像，在非选择题中的陌生图像打破了传统的速率平衡图像模式，反应体系不再局限于气相反应，引入了更多的液相反应，纵坐标和横坐标不再局限于时间、温度、压强、速率、转化率等物理量，而是引入了更多的变量，如两种物质的物质的量之比、气体分压的负对数等，使得图像更新颖、信息容量更大、题目难度更大。
考查点(一) 根据图像判断转化率和平衡常数
[典例1] 煤燃烧排放的烟气含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大气，采用NaClO2溶液作为吸收剂可同时对烟气进行脱硫、脱硝。在不同温度下，NaClO2溶液脱硫、脱硝的反应中SO2和NO的平衡分压pe如图所示。
由图分析可知，反应温度升高，脱硫、脱硝反应的平衡常数均________(填“增大”“不变”或“减小”)。
[图像分析]
由图可知，温度升高，SO2和NO的平衡分压pe对应的－lg pe逐渐减小，说明SO2和NO的平衡分压pe逐渐增大，则脱硫、脱硝反应逆向进行，平衡常数均减小。
[典例2] CrO和Cr2O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(Cr2O)随c(H＋)的变化如图所示。
由图可知，溶液酸性增大，CrO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________。
[图像分析]
由图可知，溶液的酸性增强，Cr2O的浓度越大，平衡向正反应方向移动，因此CrO的平衡转化率增大；由反应2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O得该转化反应的平衡常数表达式为，根据A点数据可以得出c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1、c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1，可求出转化的c(CrO)＝0.25 mol·L－1×2＝0.5 mol·L－1，进一步可得平衡时c(CrO)＝0.5 mol·L－1，代入表达式中得平衡常数K＝1.0×1014。
[典例3] 利用合成气(主要成分为CO和H2)合成甲醇，发生主要反应如下：
Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1
Ⅱ：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2
Ⅲ：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH3
上述反应对应的平衡常数分别为K1、K2、K3，它们随温度变化曲线如下图所示。
则ΔH1________ΔH3(填“>”“<”或“＝”), 理由是__________________________。
[图像分析]
由图可知，随着温度升高，K2增大，则ΔH2＞0，根据盖斯定律又得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH1＜ΔH3。
考查点(二) 根据图像选择最佳反应条件
[典例4] 以丙烯、氨、氧气为原料，在催化剂存在下生成丙烯腈(C3H3N)和副产物丙烯醛(C3H4O)的热化学方程式如下：
①C3H6(g)＋NH3(g)＋O2(g)===C3H3N(g)＋3H2O(g)ΔH＝－515 kJ·mol－1
②C3H6(g)＋O2(g)===C3H4O(g)＋H2O(g)ΔH＝－353 kJ·mol－1
丙烯腈和丙烯醛的产率与的关系如图所示。由图可知，最佳约为________。
[图像分析]
由图可知，当＝1时，丙烯腈的产率最高，而丙烯醛的产率已趋近于0，如果再增大，丙烯腈的产率反而降低，故最佳约为1。
[典例5] 用催化转化装置净化汽车尾气，装置中涉及的反应之一为2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)。
探究上述反应中NO的平衡转化率与压强、温度的关系，得到如图所示的曲线。催化装置比较适合的温度和压强是________。
[图像分析]
从图中看出400 K,1 MPa时NO的转化率已比较大。
考查点(三) 根据图像计算
[典例6] 研究发现利用NH3可消除硝酸工业尾气中的NO污染。NH3与NO的物质的量之比分别为1∶3、3∶1、4∶1时，NO脱除率随温度变化的曲线如图所示。
①曲线a中，NO的起始浓度为6×10－4 mg·m－3，从A点到B点经过0.8 s，该时间段内NO的脱除速率为________mg·m－3·s－1。
②曲线b对应的NH3与NO的物质的量之比是________，其理由是________________。
[图像分析]
从A点到B点的浓度变化为(0.75－0.55)×6×10－4 mg·m－3＝1.2×10－4 mg·m－3
，脱除速率为＝1.5×10－4 mg·m－3·s－1；根据勒夏特列原理，NH3与NO的物质的量之比越大，NH3量越多，促使平衡向正反应方向移动，NO的脱除率越大，再根据图像，可推曲线b对应的NH3与NO的物质的量之比为3∶1。
[典例7] 煤制天然气发生2个反应，反应Ⅰ：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋135 kJ·mol－1，反应Ⅱ：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1。下图表示不同温度条件下，煤气化反应Ⅰ发生后的汽气比(水蒸气与原料气中CO物质的量之比)与CO平衡转化率的变化关系。
若煤气化反应Ⅰ发生后的汽气比为0.8，经煤气化反应Ⅰ和水气变换反应Ⅱ后，得到CO与H2的物质的量之比为1∶3，则反应Ⅱ应选择的温度是________(填“T1”“T2”或“T3”)。
[图像分析]
要知道反应的温度，根据图像，只能求CO的转化率。
设反应Ⅰ开始时n(H2O)＝a mol，平衡时转化的n(H2O)＝x mol
反应Ⅱ平衡时转化的n(H2O)＝y mol，则
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)
起始： a 0 0
变化： x x x
平衡： a－x x x
汽气比为0.8，得出＝0.8，
CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)
起始： x a－x 0 0
变化： y y y y
平衡： x－y a－x－y y y
因此有：＝，解得＝，即CO的转化率为50%，对应温度是T3。
考查点(四) 解释图像中曲线的变化趋势
[典例8] 以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如下图所示。250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是________________________。
[图像分析]
在两条曲线中注意看清每条曲线对应的条件，分析两个量之间内在的联系。这里涉及影响反应速率的两个因素：催化剂和温度，弄清影响因素即可。所以，250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是温度超过250 ℃时，催化剂的催化效率降低。
[典例9] 已知H2S高温热分解制H2的反应如下：
H2S(g)H2(g)＋S(g)
在恒容密闭容器中，控制不同温度进行H2S的分解实验。以H2S的起始浓度均为c mol·L－1测定H2S的转化率，结果如下图所示。图中a为H2S的平衡转化率与温度的关系曲线，b曲线表示不同温度下反应经过相同时间且未达到化学平衡时H2S的转化率。请说明随温度的升高，曲线b向曲线a逼近的原因：__________________________。
[图像分析]
弄清两条曲线表示的含义，温度低时，H2S转化率相差较大，温度高时，H2S转化率几乎相等。说明温度高时，在该段时间里已经达到平衡，因而温度升高，反应速率加快，达到平衡所需的时间缩短，故曲线b向曲线a靠近。
[典例10] 6NO(g)＋4NH3(g)5N2(g)＋6H2O(g) ΔH＝－1 807.0 kJ·mol－1；NO和NH3在Ag2O催化剂表面的反应活性随温度的变化曲线见下图。
随着反应温度的进一步升高，在有氧的条件下NO的转化率明显下降的可能原因是____________________。
[图像分析]
可逆反应转化率的变化一般可以从平衡移动的角度去分析，该反应是放热反应，升高温度反应更有利于向逆反应方向进行；也可从高温条件下会发生4NH3＋5O2===4NO＋6H2O副反应，至NO转化率降低。
[典例11] NH3催化还原氮氧化物(SCR)技术是目前应用最广泛的烟气氮氧化物脱除技术。在氨气足量的情况下，不同c(NO2)/c(NO)、不同温度对脱氮率的影响如图所示(已知氨气催化还原氮氧化物的正反应为放热反应)，请回答温度对脱氮率的影响：________________________________________________________________________。
[图像分析]
根据图示信息：300 ℃之前，温度升高脱氮率逐渐增大；300 ℃之后，温度升高脱氮率逐渐减小。说明300 ℃之前，反应未平衡，反应向右进行，脱氮率增大；300 ℃时反应达平衡后，升温平衡逆向移动，脱氮率减小。
二、命制“化学反应原理”题目常采用的三条串联线索
题型一 以元素性质为主线串联反应原理
[典例1] 氢能是一种极具发展潜力的清洁能源。以太阳能为热源，热化学硫碘循环分解水是一种高效、无污染的制氢方法。其反应过程如下图所示：
(1)反应Ⅰ的化学方程式是______________________________________________。
(2)反应Ⅰ得到的产物用I2进行分离。该产物的溶液在过量I2的存在下会分成两层——含低浓度I2的H2SO4层和含高浓度I2的HI层。
①根据上述事实，下列说法正确的是______(选填序号)。
a．两层溶液的密度存在差异
b．加I2前，H2SO4溶液和HI溶液不互溶
c．I2在HI溶液中比在H2SO4溶液中易溶
②辨别两层溶液的方法是____________________________________________。
③经检测，H2SO4层中c(H＋)∶c(SO)＝2.06∶1，其比值大于2的原因是________________________________________________________________________。
(3)反应Ⅱ：
2H2SO4(l)===2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝＋550 kJ·mol－1
它由两步反应组成：
ⅰ.H2SO4(l)===SO3(g)＋H2O(g)
ΔH＝＋177 kJ·mol－1；
ⅱ.SO3(g)分解。
L(L1，L2)，X可分别代表压强或温度。如图表示L一定时，ⅱ中SO3(g)的平衡转化率随X的变化关系。
①X代表的物理量是______。
②判断L1、L2的大小关系，并简述理由_________________________________________
________________________________________________________________________。
[解析] (1)由图知反应Ⅰ中的反应物为SO2、H2O、I2，生成物为H2SO4、HI，故反应的化学方程式为SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI。
(2)①H2SO4和HI溶液是互溶的，加入I2后溶液才分成两层，H2SO4层含I2量低，HI层含I2量高，则I2在HI溶液中比在H2SO4溶液中易溶；溶液能分为两层，则两层溶液的密度一定不同，故a、c正确。
②I2在两层溶液中的溶解能力差别较大，故可直接用观察颜色的方法来进行辨别，颜色深的是HI层，颜色浅的是H2SO4层。
③H2SO4层中含有少量的HI，HI===H＋＋I－，使H2SO4层中c(H＋)大于2c(SO)。
(3)已知：2H2SO4(l)===2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(g) ΔH＝＋550 kJ·mol－1
，H2SO4(l)===SO3(g)＋H2O(g) ΔH＝＋177 kJ·mol－1。根据盖斯定律可得：2SO3(g)===2SO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋196 kJ·mol－1。图象中SO3的平衡转化率随X的增大而减小，则X应为压强，则L代表温度；该反应为吸热反应，依据勒夏特列原理知当压强一定时，温度升高，平衡转化率增大，因此L1＜L2。
[答案] (1)SO2＋I2＋2H2O===H2SO4＋2HI
(2)①a、c
②观察颜色，颜色深的是HI层，颜色浅的是H2SO4层
③H2SO4层中含有少量HI
(3)①压强 ②L1＜L2；SO3(g)分解的热化学方程式：2SO3(g)===2SO2(g)＋O2(g) ΔH＝＋196 kJ·mol－1，当压强一定时，温度升高，平衡转化率增大
“四步”突破元素性质与反应原理类试题
[针对训练]
1．(2017·湖北四校二次联考)CO、SO2是常见的大气污染物，应用化学原理变废为宝，意义重大。
(1)CO与SO2用铝矾土作催化剂、475 ℃条件下反应生成CO2和硫蒸气，该反应可用于从烟道气中回收硫，反应过程中各组分的物质的量与反应时间的关系如图所示，该反应的化学方程式为__________________________________________________。
(2)利用CO可以合成新能源物质——甲醇。其原理为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH。
在压强分别为p1、p2，体积均为V L的两个容器中充入a mol CO、2a mol H2，在催化剂作用下反应生成甲醇，平衡时转化率与温度、压强的关系有下表数据：
温度
转化率
压强
50 ℃
100 ℃
200 ℃
300 ℃
400 ℃
p1
0.65
0.50
0.40
0.32
0.24
p2
0.80
0.70
0.65
0.50
0.41
①ΔH________0，p1________p2。(填“>”“<”或“＝”)
②压强为p2，温度为300 ℃时，该反应的平衡常数K＝________。
③压强为p1，温度为100 ℃时，达到平衡后，继续向其中通入0.5a mol CO、a mol H2、0.5a mol CH3OH，则平衡时CH3OH的体积分数________(填“增大”“减小”或“不变”)。
④下列说法正确的是________。
a．当n(CO)∶n(H2)∶n(CH3OH)＝1∶2∶1时，可逆反应达到平衡状态
b．平衡后向体积为V L的容器内继续充入He，平衡不移动
c．使用新型催化剂，可提高CO的平衡转化率
(3)MnO2悬浊液、NaOH溶液都是SO2气体常用的吸收剂。
①已知MnO2＋SO2===MnSO4，吸收SO2的装置如图所示。反应过程中，为使SO2尽可能转化完全，可采取的合理措施有_________________、___________________。
②将标准状况下4.48 L SO2气体缓缓通入100 mL 3 mol·L－1 NaOH溶液中，充分反应后c(Na＋)＝______________________(填几种粒子浓度之和)。
③取②中所得溶液10 mL，加水稀释成1 L，向其中加入CaCl2固体至有沉淀CaSO3(Ksp＝3.1×10－7)生成，则所加CaCl2固体的质量为________mg。
解析：(1)由图像可知反应物、生成物的变化，可抓住反应至40 min时的数据，由反应物、生成物的变化量之比确定其在化学方程式中的计量数。(2)①温度越高，转化率越小，则该反应为放热反应。根据CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)可得压强越大，转化率越大，则p1
v(p2)>v(p3)。该反应为气体分子数减小的反应，增大压强，平衡正向移动，乙酸乙酯的产率增大，故p1>p2>p3，对于有气体参与的反应，其他条件相同时，压强越大，反应速率越快。②乙烯与乙酸乙酯的化学计量数相等，故乙烯的转化率与乙酸乙酯的产率相等。④根据题图，p1 MPa、80 ℃时乙酸乙酯的产率最大，为较适宜的生产条件。根据平衡移动原理，通入乙烯气体或增大压强，均可提高乙酸乙酯的合成速率和产率。
答案：(1)CH3COOHCH3COO－＋H＋ ＋8.8 (2) (3)BD (4)①v(p1)>v(p2)>v(p3) 其他条件相同时，对于有气体参与的反应，压强越大，化学反应速率越快 ②30% ③由图像可知，p1 MPa、80 ℃时反应已达平衡且正反应放热，故压强不变升高温度平衡逆向移动，产率下降 ④p1 MPa、80 ℃ 通入乙烯气体或增大压强
题型三 以氧化还原反应为主线串联反应原理
[典例3] 锂的化合物用途广泛。Li3N是非常有前途的储氢材料；LiFePO4、Li2FeSiO4等可以作为电池的正极材料。
回答下列问题：
(1)将锂在纯氮气中燃烧可制得Li3N，其反应的化学方程式为_______________________。
(2)氮化锂在氢气中加热时可得到氨基锂(LiNH2)，其反应的化学方程式为Li3N＋2H2LiNH2＋2LiH，氧化产物为________(填化学式)。在270 ℃时，该反应可逆向进行放出H2，因而氮化锂可作为储氢材料，储存氢气最多可达Li3N质量的________%(精确到0.1)。
(3)将Li2CO3、FeC2O4·2H2O和SiO2粉末均匀混合，在800 ℃的氩气中烧结6小时制得Li2FeSiO4，写出反应的化学方程式：___________________________________________。
制备Li2FeSiO4的过程必须在惰性气体氛围中进行，其原因是______________________。
(4)将一定浓度的磷酸二氢铵、氯化锂混合溶液作为电解液，以铁棒为阳极，石墨为阴极，电解析出LiFePO4沉淀，阳极的电极反应为_____________________________________。
(5)磷酸亚铁锂电池充放电过程中，发生LiFePO4与Li1－xFePO4之间的转化，电池放电时负极发生的反应为LixC6－xe－===xLi＋＋6C，写出电池放电时反应的化学方程式：________________________________________________________________________。
[解析] (1)反应物为金属锂和氮气，生成物为Li3N，因此其反应的化学方程式为6Li＋N22Li3N。(2)分析给出的化学方程式中三种元素的化合价，N、Li两种元素在反应前后化合价不变，而H从H2中的0价转化为LiNH2中的＋1价和LiH中的－1价，故LiNH2
为氧化产物。由给出的化学方程式知，35 g(1 mol)Li3N最多可储存氢气4 g(2 mol)，故储存氢气最多可达Li3N质量的11.4%。(3)根据给出的反应物Li2CO3、FeC2O4·2H2O、SiO2，生成物之一Li2FeSiO4及反应条件，结合化学反应中的元素守恒可知生成物还有H2O、CO2及CO，由此可写出反应的化学方程式。对比反应物FeC2O4·2H2O和生成物Li2FeSiO4可知反应前后Fe的化合价没有变化，且为＋2价，故在惰性气体氛围中进行的目的是防止＋2价铁被氧化。(4)铁作阳极，Fe 发生氧化反应，电极反应为Fe－2e－===Fe2＋，然后发生离子反应：Fe2＋＋Li＋＋H2PO===LiFePO4↓＋2H＋。(5)分析题给信息可知LiFePO4为电池放电时的生成物，故Li1－xFePO4为反应物，因此放电时电池反应的化学方程式为Li1－xFePO4＋LixC6===LiFePO4＋6C。
[答案] (1)6Li＋N22Li3N
(2)LiNH2 11.4
(3)Li2CO3＋FeC2O4·2H2O＋SiO2Li2FeSiO4＋CO↑＋2CO2↑＋2H2O 防止二价铁被氧化
(4)Fe＋H2PO＋Li＋－2e－===LiFePO4＋2H＋(或Fe－2e－===Fe2＋)
(5)Li1－xFePO4＋LixC6===LiFePO4＋6C
“四步”突破氧化还原反应与反应原理类试题
[针对训练]
3．氮、硫、氯及其化合物是中学化学重要的组成部分。
(1)氨气燃料电池使用的电解质溶液是KOH溶液，电池反应为4NH3＋3O2===2N2＋6H2O。该电池负极的电极反应式为________________________________________；
用该电池进行粗铜(含Al、Zn、Ag、Pt、Au等杂质)的电解精炼，以CuSO4溶液为电解质溶液，下列说法正确的是________。
a．电能全部转化为化学能
b．Cu2＋的物质的量浓度不变(不考虑溶液体积变化)
c．溶液中Cu2＋向阳极移动
d．利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属
e．若阳极质量减少64 g，则转移电子数为2NA个
(2)①将SO2通入到BaCl2
溶液中，出现了异常现象，看到了明显的白色沉淀，为探究该白色沉淀的成分，设计了实验流程：所得悬浊液白色沉淀观察现象并判断。则试剂A的化学式为____________。实验表明，加入试剂A后，白色沉淀未见溶解，产生该白色沉淀的离子方程式为________________________________________________________。
②利用如图所示电化学装置吸收工业尾气中SO2，阴极上生成Cu。该装置中阳极的电极反应式为________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)电池反应为4NH3＋3O2===2N2＋6H2O。该电池负极是氨气失电子生成氮气，反应的电极反应式为2NH3＋6OH－－6e－===N2＋6H2O，电解精炼铜时利用了电解原理，a.电能转化为化学能，也有少量转化为热能，错误；b.电解精炼时粗铜作阳极，发生氧化反应，精铜作阴极，阴极上发生还原反应，阳极含有铝、锌失电子发生氧化反应，溶液中铜离子在阴极得到电子发生还原反应，溶液中铜离子浓度减小，错误；c.电解时，溶液中的阳离子向阴极移动，在阴极上得电子，溶液中Cu2＋向阴极移动，错误；d.粗铜中的不活泼金属不能失电子，以阳极泥的形式沉积在阳极附近，利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属，正确；e.若阳极质量减少64 g，铝、锌也失电子发生氧化反应，电子转移不是0.2 mol，错误；
(2)①实现固体和液体的分离可以采用过滤的方法，将SO2通入到BaCl2溶液中，出现的白色浑浊可能是硫酸钡还可能是亚硫酸钡，硫酸钡和盐酸不反应，但是亚硫酸钡可以和盐酸反应而溶解，可以用盐酸来鉴别沉淀成分，实验表明，加入试剂A后，白色沉淀未见溶解，产生该白色沉淀的离子方程式是2SO2＋2Ba2＋＋O2＋2H2O===2BaSO4↓＋4H＋。②电解池中吸收工业尾气中SO2，阴极上生成Cu，阳极是二氧化硫失电子发生氧化反应生成硫酸根离子，电极反应为SO2＋2H2O－2e－===4H＋＋SO。
答案：(1)2NH3＋6OH－－6e－===N2＋6H2O d
(2)①HCl 2SO2＋2Ba2＋＋O2＋2H2O===2BaSO4↓＋4H＋
②SO2＋2H2O－2e－===4H＋＋SO
[课堂练——练熟方法]
1．甲醇是一种可再生能源，又是一种重要的化工原料，具有广阔的开发和应用前景。如下是合成甲醇的两种方法：
CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH1＝a kJ·mol－1 反应①
CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(l)ΔH2＝b kJ·mol－1 反应②
(1)欲利用上述热化学方程式求出CO的燃烧热(实际结果为ΔH3＝c kJ·mol－1)，还缺少一个热化学方程式(其中不含CH3OH)，该热化学方程式为____________________________
_____________________________________________________(焓变用a、b、c表示)。
(2)对于有气体参与的反应，表示平衡常数Kp时用气体组分B的平衡压强p(B)代替该气体物质的量浓度c(B)，则反应①的Kp＝________________(用表达式表示)。
(3)反应①在不同催化剂(Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ)作用下，CH3OH产量随时间的变化如图1所示，则在0～15 h内，CH3OH的平均生成速率从大到小的顺序为________(用Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ表示)。欲计算0～15 h内，在不同催化剂作用下甲醇的生成速率，尚缺少的物理量是________。
(4)恒温恒容条件下，将一定量CO2和H2充入密闭容器中发生反应②，测得n(H2)随时间(t)变化的总趋势曲线如图2所示。若保持其他条件不变，请在图2中用实线分别画出降低反应温度(已知b<0)和加入催化剂时，n(H2)随时间变化的总趋势曲线，要求在对应的曲线上分别注明“1”“2”。
解析：(1)根据题意可知：
CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH1＝a kJ·mol－1①
CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(l)ΔH2＝b kJ·mol－1②
CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH3＝c kJ·mol－1③
根据盖斯定律：由②＋③－①得：H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝(b＋c－a)kJ·mol－1。(2)根据平衡常数的定义，用压强代替浓度即可。(3)0～15 h内，三种催化剂Ⅱ、Ⅲ、Ⅰ对应生成的甲醇的量逐渐减少，所以反应速率由大到小的顺序是Ⅱ>Ⅲ>Ⅰ。计算反应速率是用浓度变化量除以反应时间，但该题给出的是甲醇物质的量的变化量，所以欲计算反应速率，还需要知道容器的容积。(4)曲线的要点：降低温度，曲线的斜率减小，达到平衡的时间增长。由于是放热反应，降低温度平衡正向移动，所以平衡时氢气的物质的量减小；使用催化剂，反应速率加快，达到平衡所用的时间缩短，但平衡后氢气的物质的量不变。
答案：(1)H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝(b＋c－a)kJ·mol－1或2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝2(b＋c－a) kJ·mol－1
(2)
(3)Ⅱ>Ⅲ>Ⅰ 容器的容积
(4)
2．(2017·福州质检)高铁酸钾(K2FeO4)有强氧化性，是一种安全性很高的水处理剂。
(1)高铁酸钾中铁元素的化合价是________，它可以将废水中的亚硝酸钾(KNO2)氧化，同时生成具有吸附性的Fe(OH)3，该反应的化学方程式为__________________。
(2)某学习小组用废铁泥(主要成分为Fe2O3、FeO、CuO和少量Fe)制备高铁酸钾的流程如下：
①操作Ⅰ要在通风橱中进行，其原因是______________________________________
________________________________________________________________________。
②溶液A中含有的金属阳离子是________。
③25 ℃时，若将溶液B中的金属离子完全沉淀，应调节c(H＋)小于________。
(已知：ⅰ.Ksp[Fe(OH)3]＝2.7×10－39、Ksp[Fe(OH)2]＝4.0×10－17、Ksp[Cu(OH)2]＝1.6×10－20；ⅱ.溶液中离子浓度小于10－5 mol·L－1时，可视为沉淀完全)
④该小组经多次实验，得到如图结果，他们的实验目的是______________________。
(3)高铁酸钾还可以用电解法制取，电解池以铁丝网为阳极，电解液使用氢氧化钾溶液，其阳极反应式为__________________________________________。
解析：(1)根据化合物中各元素化合价的代数和为零，可以推断K2FeO4中铁元素的化合价为＋6。K2FeO4与KNO2发生氧化还原反应，K2FeO4转化为Fe(OH)3，铁元素的化合价降低，则N的化合价升高，KNO2转化为KNO3，根据得失电子守恒配平化学方程式。(2)①操作Ⅰ中Fe、FeO与硝酸反应产生有毒的氮氧化物，因此操作Ⅰ须在通风橱中进行。②硝酸足量，因此溶液A中的金属阳离子为Fe3＋、Cu2＋。③溶液B中的金属离子为Cu2＋
，根据提供的Ksp[Cu(OH)2]，Cu2＋沉淀完全时，c(OH－)>＝4×10－8 mol·L－1，则c(H＋)<2.5×10－7 mol·L－1。④该图中纵坐标为K2FeO4的生成率，横坐标为硝酸铁的质量浓度，因此实验目的是探究高铁酸钾的生成率与温度、硝酸铁的质量浓度的变化关系。(3)电解时阳极上Fe发生氧化反应，且OH－向阳极移动参与反应：Fe＋8OH－－6e－===FeO＋4H2O。
答案：(1)＋6 2K2FeO4＋3KNO2＋5H2O===2Fe(OH)3(胶体)＋3KNO3＋4KOH
(2)①反应产生的氮氧化物有毒 ②Fe3＋、Cu2＋
③2.5×10－7 mol·L－1 ④探究高铁酸钾的生成率与温度、硝酸铁的质量浓度的变化关系
(3)Fe＋8OH－－6e－===FeO＋4H2O
3．(2017·邯郸模拟)某地今年启动11项工程治理氮磷污染，以保护空气环境和饮用水源。下面是有关氮污染防治及处理方法。据此回答下列问题：
(1)三效催化剂是最常见的汽车尾气催化剂，能同时净化汽车尾气中的CO、CxHy、NOx，其催化剂表面物质转化的关系如图A所示，化合物X可借助傅里叶红外光谱图(如图B所示)确定。
从最终排放的气体看，氮元素将________(填“被氧化”或“被还原”)；若NOx中，NO、NO2的体积之比为1∶1，写出生成X的化学方程式：_______________________________。
(2)已知CO可将NO转化为N2，某研究小组在实验室研究反应条件对NO转化率的影响。
①由图1可知CO的百分含量越高，NO转化为N2的转化率越________(填“高”或“低”)。
②当
＝1时，NO的转化率随温度的变化如图2所示，则应控制反应的最佳温度在________左右。
(3)在催化剂存在的条件下，用H2将NO还原为N2。已知：
则氢气和一氧化氮反应生成氮气和水蒸气的热化学方程式是____________________。
(4)氨气氮氧化物燃料电池可用于处理氮氧化物，防止空气污染，其装置如图所示。通入氨气的电极为______(填“正极”或“负极”)。负极的电极反应式为___________。
解析：(1)根据图A，NOx变为N2，N的化合价降低，被还原；根据图B，X中含有NO，因此反应方程式是BaO＋NO＋NO2＋O2===Ba(NO3)2；(2)①2CO＋2NON2＋2CO2，根据图像，随着CO百分含量增加，NO的转化率增大；②控制最佳温度，应是NO的转化率最高，根据图2，温度应是900 K；(3)断键吸收能量，形成化学键释放能量，断键吸收能量总和是(2×630＋2×436) kJ＝2 132 kJ，形成化学键释放的能量总和是(941.7＋2×962.5) kJ＝2 866.7 kJ，释放能量大于吸收能量，说明此反应是放热反应，2NO(g)＋2H2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－(2 866.7－2 132)kJ·mol－1＝－734.7 kJ·mol－1；(4)通入NH3的一极，氮元素化合价由－3价→0，化合价升高，根据原电池的工作原理，通NH3一极为负极，其电极反应式为2NH3－6e－===N2＋6H＋。
答案：(1)被还原 BaO＋NO＋NO2＋O2===Ba(NO3)2 (2)①高 ②900 K (3)2NO(g)＋2H2(g)===N2 (g)＋2H2O(g) ΔH＝－734.7 kJ·mol－1 (4)负极 2NH3－6e－===N2＋6H＋
[课下练——练通高考]
专题检测A
1．二氧化碳的捕集、利用是我国能源领域的一个重要战略方向。
(1)科学家提出由CO2制取C的太阳能工艺如图1所示。若“重整系统”发生的反应中＝6，则FexOy的化学式为____________________。
图1
(2)工业上用CO2和H2反应合成二甲醚。
已知：CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH1＝－53.7 kJ·mol－1
CH3OCH3(g)＋H2O(g)===2CH3OH(g)ΔH2＝＋23.4 kJ·mol－1
则2CO2(g)＋6H2(g)CH3OCH3(g)＋3H2O(g)ΔH3＝________kJ·mol－1。
(3)①一定条件下，上述合成二甲醚的反应达到平衡状态后，若改变反应的某一个条件，下列变化能说明平衡一定向正反应方向移动的是________(填代号)。
a．逆反应速率先增大后减小
b．H2的转化率增大
c．反应物的体积分数减小
d．容器中减小
②在某压强下，合成二甲醚的反应在不同温度、不同投料比时，CO2的平衡转化率如图2所示。T1温度下，将6 mol CO2和12 mol H2充入2 L的密闭容器中，5 min后反应达到平衡状态，则0～5 min内的平均反应速率v(CH3OCH3)＝___________________________。
图2
③上述合成二甲醚的过程中提高CO2的转化率可采取的措施有________________(回答2点)。
(4)常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，在NH4HCO3溶液中，c(NH)______(填“>”“<”或“＝”)c(HCO)；反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝__________。(已知常温下NH3·H2O的电离常数Kb＝2×10－5，H2CO3的电离常数K1＝4×10－7，K2＝4×10－11)
(5)据报道，以二氧化碳为原料采用特殊的电极电解强酸性的二氧化碳水溶液可得到多种燃料，其原理如图3所示。电解时b极上生成乙烯的电极反应式为____________。
图3
解析：(1)根据＝6可写出反应的化学方程式：6FeO＋CO2===FexOy＋C，根据原子守恒知x∶y＝3∶4。(2)将题中热化学方程式依次编号为a、b、c，根据盖斯定律，a×2－b＝c，则ΔH3＝2ΔH1－ΔH2＝－53.7 kJ·mol－1×2－23.4 kJ·mol－1＝－130.8 kJ·mol－1。(3)①逆反应速率先增大后减小，可能是增大了生成物浓度，平衡逆向移动，a项错误；H2的转化率增大，平衡一定正向移动，b项正确；反应物的体积分数减小，可能是加入了生成物，平衡逆向移动，c项错误；容器中减小，可能是移出了CO2，平衡逆向移动，d项错误。②T1温度下，将6 mol CO2和12 mol H2充入2 L的密闭容器中，根据图像可知二氧化碳的转化率为60%，即消耗二氧化碳6 mol×60%＝3.6 mol，生成二甲醚1.8 mol，v(CH3OCH3)＝＝0.18 mol·L－1·min－1。
(4)根据电离常数及“越弱越水解”知水解程度：NHc(HCO)；
平衡常数K＝
＝
＝＝＝1.25×10－3。
(5)b极上CO2得电子，结合氢离子生成乙烯和水：2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O。
答案：(1)Fe3O4 (2)－130.8 (3)①b ②0.18 mol·L－1·min－1 ③增大投料比、增大压强、降低温度等 (4)> 1.25×10－3 (5)2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O
2．(2017·广州五校联考)碳和氮是动植物体中的重要组成元素，向大气中过度排放二氧化碳会造成温室效应，氮氧化物会产生光化学烟雾，目前，这些有毒有害气体的处理成为科学研究的重要内容。
(1)已知热化学方程式：
①2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1
②C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH3
则反应④2C(s)＋H2(g)===C2H2(g)的ΔH为____________。(用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的关系式表示)
(2)利用上述反应①设计燃料电池(电解质溶液为氢氧化钾溶液)，写出电池的负极反应式：__________________。
(3)用活性炭还原法可以处理氮氧化物。某研究小组向某密闭容器中加入一定量的活性炭和NO，发生反应C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g) ΔH<0。在T1 ℃时，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如下：
时间/min
浓度/ (mol·L－1)
物质
0
10
20
30
40
50
NO
1.00
0.68
0.50
0.50
0.60
0.60
N2
0
0.16
0.25
0.25
0.30
0.30
CO2
0
0.16
0.25
0.25
0.30
0.30
①10～20 min内，NO的平均反应速率v(NO)＝______________，T1 ℃时，该反应的平衡常数K＝________。
②30 min后，只改变某一条件，反应重新达到平衡，根据上表中的数据判断改变的条件可能是________(填字母编号)。
a．通入一定量的NO
b．加入一定量的C
c．适当升高反应体系的温度
d．加入合适的催化剂
e．适当缩小容器的体积
③若保持与上述反应前30 min的反应条件相同，起始时NO的浓度为2.50 mol·L－1，则反应达平衡时c(NO)＝________mol·L－1，NO的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。
解析：(1)根据盖斯定律，由②×2＋③－①×可得：2C(s)＋H2(g)===C2H2(g) ΔH＝2ΔH2＋ΔH3－ΔH1。(2)该燃料电池负极上C2H2发生氧化反应，生成CO，电极反应式为C2H2－10e－＋14OH－===2CO＋8H2O。(3)①10～20 min内，v(NO)＝＝0.018 mol·L－1·min－1。根据表中数据可知，20～30 min内反应处于平衡状态，且平衡时c(NO)＝0.50 mol·L－1、c(N2)＝0.25 mol·L－1、c(CO2)＝0.25 mol·L－1，则平衡常数K＝＝
eq f(0.25×0.25,0.502)＝0.25。②当通入一定量的NO，使c(NO)增大，平衡向右移动c(N2)、c(CO2)均增大，达到平衡时c(NO)达到原来浓度，故a项符合题意；由C为固体，加入C，对平衡没有影响，b项不符合题意；升高温度平衡左移c(N2)、c(CO2)减小，c(NO)增大，c项不符合题意；催化剂仅能改变反应速率对平衡没有影响，d项不符合题意；缩小容器的体积，虽平衡不移动，但c(NO)、c(N2)、c(CO2)均增大，e项符合题意。③设达平衡时c(NO)＝x mol·L－1，则平衡时c(N2)＝c(CO2)＝×(2.50－x) mol·L－1，由于温度不变，故平衡常数不变，则有：K＝＝＝0.25，解得x＝1.25，c(NO)＝1.25 mol·L－1。增大NO的起始浓度，体系压强增大，由于该反应为反应前后气体分子数不变的反应，故平衡不移动，NO的转化率不变。
答案：(1)2ΔH2＋ΔH3－ΔH1
(2)C2H2－10e－＋14OH－===2CO＋8H2O
(3)①0.018 mol·L－1·min－1 0.25 ②ae ③1.25 不变
3．(2017·天津高考)H2S和SO2会对环境和人体健康带来极大的危害，工业上采取多种方法减少这些有害气体的排放，回答下列各方法中的问题。
Ⅰ.H2S的除去
方法1：生物脱H2S的原理为：
H2S＋Fe2(SO4)3===S↓＋2FeSO4＋H2SO4
4FeSO4＋O2＋2H2SO42Fe2(SO4)3＋2H2O
(1)硫杆菌存在时，FeSO4被氧化的速率是无菌时的5×105倍，该菌的作用是________。
(2)由图1和图2判断使用硫杆菌的最佳条件为________________。若反应温度过高，反应速率下降，其原因是_______________________________________________。
方法2：在一定条件下，用H2O2氧化H2S
(3)随着参加反应的n(H2O2)/n(H2S)变化，氧化产物不同。当n(H2O2)/n(H2S)＝4时，氧化产物的分子式为________。
Ⅱ.SO2的除去
方法1(双碱法)：用NaOH吸收SO2，并用CaO使NaOH再生
NaOH溶液Na2SO3溶液
(4)写出过程①的离子方程式：___________________________________________；
CaO在水中存在如下转化：
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)
从平衡移动的角度，简述过程②NaOH再生的原理____________________________
________________________________________________________________________。
方法2：用氨水除去SO2
(5)已知25 ℃，NH3·H2O的Kb＝1.8×10－5，H2SO3的Ka1＝1.3×10－2，Ka2＝6.2×10－8。若氨水的浓度为2.0 mol·L－1，溶液中的c(OH－)＝________mol·L－1。将SO2通入该氨水中，当c(OH－)降至1.0×10－7 mol·L－1时，溶液中的c(SO)/c(HSO)＝________。
解析：(1)使用硫杆菌，反应速率加快，说明硫杆菌作催化剂，能够降低反应的活化能，加快反应速率。(2)根据题图可知，当温度为30 ℃、pH＝2.0时，Fe2＋被氧化的速率最快。反应温度过高，反应速率下降，可能是因为催化剂的催化活性降低，即硫杆菌中蛋白质发生变性。(3)当n(H2O2)/n(H2S)＝4时，设氧化产物中S的化合价为x。根据得失电子守恒，知[－1－(－2)]×2×4＝[x－(－2)]×1，解得x＝6，故H2S对应的氧化产物的分子式为H2SO4。(4)过程①的离子方程式为2OH－＋SO2===SO＋H2O。加入CaO，Ca2＋与SO生成CaSO3沉淀，平衡正向移动，因此有NaOH生成。(5)设氨水中c(OH－)＝x mol·L－1，根据NH3·H2O的Kb＝，则＝1.8×10－5，解得x＝6.0×10－3。根据H2SO3的Ka2＝，则＝，当c(OH－)降至1.0×10－7mol·L－1时，c(H＋)为1.0×10－7 mol·L－1，则＝＝0.62。
答案：(1)降低反应活化能(或作催化剂)
(2)30 ℃、pH＝2.0 蛋白质变性(或硫杆菌失去活性)
(3)H2SO4
(4)2OH－＋SO2===SO＋H2O SO与Ca2＋生成CaSO3沉淀，平衡正向移动，有NaOH生成
(5)6.0×10－3 0.62
4．许多含碳、含氢物质都是重要的化工原料。
(1)某新型储氢合金(化学式为Mg17Al12)的储氢原理为Mg17Al12＋17H2===17MgH2＋12Al，该反应的氧化产物是________________。
(2)C2O3是一种无色无味的气体，可溶于水生成草酸(H2C2O4)，写出它与足量NaOH溶液反应的化学方程式：____________________________________________。
(3)已知：①H2(g)＋O2(g)===H2O(g)ΔH1＝－198 kJ·mol－1
②CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
③CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)ΔH3＝－846.3 kJ·mol－1
化学键
O===O
C===O
键能/(kJ·mol－1)
958.5
497
745
CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)的ΔH＝____________。
(4)向容积为2 L的某恒容密闭容器中充入3 mol CH4(g)、4 mol H2O(g)，温度为T K时，测出容器内c(H2)随时间的变化关系如图中曲线Ⅱ所示。图中曲线Ⅰ、Ⅲ分别表示相对于曲线Ⅱ改变反应条件后c(H2)随时间的变化关系。
①若曲线Ⅰ代表的是仅改变一种条件后的情况，则改变的条件可能是________，a、b两点用CO浓度变化值表示的反应速率关系为________。
②曲线Ⅱ对应反应的平衡常数等于____________；该温度下，若将等物质的量浓度的CH4、H2O、CO、H2混合在该容器中，则开始时H2的生成速率________H2的消耗速率(填“>”“<”“＝”或“无法确定”)。
解析：(1)反应中镁元素的化合价由0价升高到＋2价，发生氧化反应，生成氧化产物MgH2。(2)由C2O3溶于水生成草酸知，C2O3与NaOH反应生成草酸钠与水。(3)ΔH2＝反应物总键能－生成物总键能＝(958.5＋0.5×497)kJ·mol－1－2×745 kJ·mol－1＝－283 kJ·mol－1，由盖斯定律知：ΔH＝ΔH3－(ΔH2＋3ΔH1)＝－846.3 kJ·mol－1－[－283 kJ·mol－1＋3×(－198 kJ·mol－1)]＝＋30.7 kJ·mol－1。(4)①曲线Ⅰ相对于曲线Ⅱ而言，达到平衡所需要的时间较少，平衡时c(H2)较大，说明条件改变后反应速率较快，更有利于平衡向右进行，故改变的条件是升高温度。a、b两点反应均处于平衡状态，故平均反应速率均为0。②由题给数据并结合反应的化学方程式易求出平衡时c(CH4)＝0.5 mol·L－1、c(H2O)＝1 mol·L－1、c(CO)＝1 mol·L－1，故平衡常数为54。当几种物质等物质的量浓度(设为c)混合时，Qc＝c2，因c值不确定，故无法确定Qc与K的相对大小，所以反应进行的方向也无法确定。
答案：(1)MgH2
(2)C2O3＋2NaOH===Na2C2O4＋H2O
(3)＋30.7 kJ·mol－1
(4)①升高温度 均为0 ②54 无法确定
专题检测B
1．(2017·襄阳调研)(1)汽车尾气的主要污染物为NO，用H2催化还原NO可以达到消除污染的目的。
已知：2NO(g)N2(g)＋O2(g)ΔH＝－180.5 kJ·mol－1
2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋571.6 kJ·mol－1
则H2(g)与NO(g)反应生成N2(g)和H2O(l)的热化学方程式是________________________________________________________________________。
(2)消除汽车尾气的过程中，反应2NO(g)N2(g)＋O2(g)起决定作用，某研究小组模拟研究如下：向1 L恒容密闭容器中充入a mol NO，其浓度与反应温度和时间的关系如图所示。
①T2下，在0～t1时间段内，v(O2)＝____mol·L－1·min－1；反应N2(g)＋O2(g)2NO(g)平衡常数K＝________(用相关字母表示)。
②该反应进行到M点放出的热量________(填“大于”“小于”或“等于”)进行到W点放出的热量；M点时再加入一定量的NO，平衡后NO的转化率________(填“变大”“变小”或“不变”)。
③反应开始至达到平衡的过程中，容器中下列各项发生变化的是________(填字母)。
a．混合气体的密度
b．混合气体的压强
c．逆反应速率
d．单位时间内，N2和NO的消耗量之比
e．气体的平均相对分子质量
(3)工业上用氨水吸收废气中的SO2。已知NH3·H2O的电离常数Kb＝1.8×10－5；H2SO3的电离常数Ka1＝1.2×10－2，Ka2＝1.3×10－8。在通入废气的过程中：
①当恰好生成正盐时，溶液中离子浓度的大小关系为_____________________。
②当恰好生成酸式盐时，加入少量NaOH溶液，反应的离子方程式为________________________________________________________________________。
解析：(2)①根据图像，T2下，在0～t1时间段内，v(NO)＝ mol·L－1·min－1，v(O2)＝
mol·L－1·min－1；
2NO(g)N2(g)＋O2(g)
起始(mol·L－1) a 0 0
反应(mol·L－1) a－m
平衡(mol·L－1) m
平衡常数K′＝＝，则N2(g)＋O2(g)2NO(g)平衡常数K＝＝。②由于2NO(g)N2(g)＋O2(g) ΔH＝－180.5 kJ·mol－1，反应放热，放出的热量与反应消耗的NO的物质的量成正比，W点c(NO)浓度小，反应消耗的NO多，因此进行到M点放出的热量小于进行到W点放出的热量；M点时再加入一定量NO，相当于增大压强，增大压强，平衡不移动，平衡后NO的转化率不变。③反应开始至达到平衡的过程中，容器的体积不变，气体的质量不变，混合气体的密度不变，a项不符合题意；该反应是一个反应前后气体分子数不变的反应，反应前后混合气体的压强不变，b项不符合题意；开始时逆反应速率为0，随着反应的进行，生成物的浓度逐渐增大，逆反应速率逐渐增大，c项符合题意；在平衡之前，正反应速率大于逆反应速率，N2的消耗量小于NO的消耗量的，d项符合题意；气体的物质的量不变，气体的质量不变，气体的平均相对分子质量不变，e项不符合题意。(3)①正盐为亚硫酸铵，在亚硫酸铵溶液中，由于Kb(NH3·H2O)>Ka2(H2SO3)，故亚硫酸根离子水解程度大于铵根离子，因此c(NH)>c(SO)、c(OH－)>c(H＋)，由亚硫酸根离子的两步水解可知c(OH－)>c(HSO)，碱性溶液c(H＋)最小，故c(NH)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H＋)。②亚硫酸氢铵中加入少量NaOH溶液，反应生成亚硫酸钠、亚硫酸铵和水，反应的离子方程式为HSO＋OH－===H2O＋SO。
答案：(1)2H2(g)＋2NO(g)===N2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－752.1 kJ·mol－1
(2)① ②小于 不变 ③cd
(3)①c(NH)>c(SO)>c(OH－)>c(HSO)>c(H＋) ②HSO＋OH－===H2O＋SO
2．氢气是一种常用的化工原料，如合成氨和尿素[CO(NH2)2]等。
(1)以H2合成CO(NH2)2的有关热化学方程式有：
①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH1＝－92.40 kJ·mol－1
②2NH3(g)＋CO2(g)NH2CO2NH4(s)ΔH2＝－159.47 kJ·mol－1
③NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)＋H2O(l)ΔH3＝＋72.49 kJ·mol－1
则N2(g)、H2(g)与CO2(g)反应生成CO(NH2)2(s)和H2O(l)的热化学方程式为________________________________________________________________________。
(2)尿素在土壤里会缓慢转化成碳酸铵、碳酸氢铵：CO(NH2)2＋2H2O(NH4)2CO3、(NH4)2CO3＋H2ONH4HCO3＋NH3·H2O。已知，常温下CH3COOH和NH3·H2O的电离常数相等。
①在同温度、同浓度的下列溶液中，pH由大到小的顺序为____________(用字母表示)。
a．NH4Cl(aq) B．氨水
c．CH3COONH4(aq) D．NH4HCO3(aq)
e．(NH4)2CO3(aq)
②碳酸铵溶液中c(H＋)－c(OH－)＝____________。
(3)电解制H2的原理为C(s)＋2H2O(l)CO2(g)＋2H2(g)。某学习小组拟以二甲醚－空气碱性燃料电池为电源，电解煤浆液(由煤粉与稀硫酸组成)探究上述原理，装置如图所示。
①离子交换膜可能是________(填字母)。
a．阳离子交换膜 b．阴离子交换膜 c．质子交换膜
②已知4.6 g二甲醚(CH3OCH3)参与反应，装置Ⅰ的能量转化率为80%，C4极收集到8 064 mL(标准状况)气体，装置Ⅱ的电流效率η＝________。
(4)在电催化作用下，丙烷与水反应生成氢气和一种含有三元环的环氧化合物X。写出该反应的化学方程式：______________________；环氧化合物Y是X的同分异构体，Y的结构简式为__________________。
解析：(1)根据盖斯定律，由①＋②＋③得：N2(g)＋3H2(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(l) ΔH＝(－92.40－159.47＋72.49)kJ·mol－1＝－179.38 kJ·mol－1。(2)①根据越弱越水解知，水解能力排序为CO>HCO>NH＝CH3COO－，所以同温度、同浓度的碳酸铵溶液的碱性比碳酸氢铵溶液的强。即同温度、同浓度条件下，氨水、碳酸铵溶液、碳酸氢铵溶液、醋酸铵溶液、氯化铵溶液的pH依次减小。②碳酸铵溶液中，由电荷守恒知c(NH)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，变形得c(H＋)－c(OH－)＝c(HCO)＋2c(CO)－c(NH)。(3)①二甲醚发生氧化反应，C1极为负极，C4极为阴极，C3极为阳极。C3极的电极反应式为C－4e
－＋2H2O===CO2↑＋4H＋，C4极的电极反应式为4H＋＋4e－===2H2↑。阴极区氢离子的浓度减小，阳极区中氢离子从左透过交换膜向右迁移，故离子交换膜可能为质子交换膜或阳离子交换膜(煤浆中没有其他阳离子)。②装置Ⅰ中负极反应式为CH3OCH3－12e－＋16OH－===2CO＋11H2O，n(CH3OCH3)＝0.1 mol，装置Ⅰ向装置Ⅱ提供电子的物质的量为0.1 mol×12×80%＝0.96 mol。n(H2)＝＝0.36 mol，生成0.36 mol氢气需要电子的物质的量为0.72 mol。根据电流效率定义，装置Ⅱ的电流效率η＝×100%＝75%。(4)CH3CH2CH3与H2O反应生成氢气和X，X是三元环氧化合物，1个三元环中含1个氧原子、2个碳原子，即X为甲基环氧乙烷，它的环氧化合物类同分异构体为环氧丙烷。
答案：(1)N2(g)＋3H2(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(l) ΔH＝－179.38 kJ·mol－1
(2)①b>e>d>c>a
②c(HCO)＋2c(CO)－c(NH)
(3)①ac ②75%
3．能源是制约国家发展进程的因素之一。甲醇、二甲醚等被称为21世纪的绿色能源，工业上以天然气为主要原料与二氧化碳、水蒸气在一定条件下制备合成气(CO、H2)，再制成甲醇、二甲醚。
(1)工业上，可以分离合成气中的氢气，用于合成氨，常用醋酸二氨合亚铜[Cu(NH3)2]Ac溶液来吸收合成气中的一氧化碳，其反应原理为[Cu(NH3)2]Ac(aq)＋CO(g)＋NH3(g)[Cu(NH3)3]Ac·CO(aq) ΔH<0。
常压下，将吸收一氧化碳的溶液处理重新获得[Cu(NH3)2]Ac溶液的措施是____________________。
(2)工业上一般采用下列两种反应合成甲醇：
反应a：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH＝－49.0 kJ·mol－1
反应b：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH<0
①对于反应a，某温度下，将4.0 mol CO2(g)和12.0 mol H2(g)充入容积为2 L
的密闭容器中，反应达到平衡时，测得甲醇蒸气的体积分数为30%，则该温度下反应的平衡常数为________。
②对于反应b，某温度下，将1.0 mol CO(g)和2.0 mol H2(g)充入固定容积的密闭容器中，反应达到平衡时，改变温度和压强，平衡体系中CH3OH(g)的物质的量分数变化情况如图所示，关于温度和压强的关系判断正确的是________。(填字母代号)
A．p3>p2、T3>T2 B．p2>p4、T4>T2
C．p1>p3、T1>T3 D．p1>p4、T2>T3
(3)CO可以合成二甲醚，二甲醚可以作为燃料电池的原料，化学反应原理为2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH<0。
在恒容密闭容器里按体积比为1∶2充入一氧化碳和氢气，一定条件下反应达到平衡状态。当改变反应的某一个条件后，下列变化能说明平衡一定向正反应方向移动的是________。
A．逆反应速率先增大后减小
B．正反应速率先增大后减小
C．反应物的体积百分含量减小
D．化学平衡常数K值增大
(4)已知1 g二甲醚气体完全燃烧生成稳定的氧化物放出的热量为31.63 kJ，请写出表示二甲醚燃烧热的热化学方程式：_______________________________________________。
解析：(1)由题给信息知该反应是放热反应，升高温度平衡逆向移动，可重新生成[Cu(NH3)2]Ac。(2)①设达到平衡时，CO2转化了x mol·L－1，由“三段式”知，
CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
起始(mol·L－1) 2.0 6.0 0 0
转化(mol·L－1) x 3x x x
平衡(mol·L－1) 2.0－x 6.0－3x x x
由题意得：＝×100%＝30%，解得x＝1.5，所以平衡常数K＝＝。②由题给信息知，反应b为放热反应，随温度升高，甲醇的物质的量分数逐渐降低，由图可推出T1>T2>T3>T4。同时反应b是一个气体分子数减小的反应，随压强增加，甲醇的物质的量分数逐渐升高，由图可推出p1>p2>p3>p4
，故选C、D。(3)A项，平衡逆向移动，故A错误。B项，平衡一定正向移动，故B正确。C项，根据题目所给信息知，反应达到平衡状态时，生成物中CH3OCH3(g)与H2O(g)的体积比为1∶1，平衡后，若按体积比1∶1充入CH3OCH3(g)与H2O(g)的混合气体，则平衡逆向移动，但CO2和H2的体积分数减小，因此，反应物的体积分数减小，平衡不一定正向移动，故C错误。平衡常数与温度有关，该反应是放热反应，平衡常数增大必然是降低了温度，平衡一定正向移动，D正确。(4)书写燃烧热的热化学方程式时，注意可燃物必须是1 mol，根据已知数据可计算出1 mol二甲醚完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量为1 454.98 kJ。
答案：(1)加热
(2)① ②CD
(3)BD
(4)CH3OCH3(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l)ΔH＝－1 454.98 kJ·mol－1
4．锌元素是重要的金属元素，锌及其化合物在生活、生产中有广泛应用，回答下列问题：
(1)ZnO和Al2O3的化学性质相似，写出ZnO和NaOH溶液反应的离子方程式：__________________________。
(2)闪锌矿(主要成分为ZnS)、软锰矿(主要成分为MnO2)与硫酸共热时可以析出单质硫，该反应的化学方程式为________________________________________________。
(3)火法炼锌时在鼓风炉中加热到1 100～1 300 ℃，发生反应Ⅰ：ZnO(s)＋CO(g)Zn(g)＋CO2(g)ΔH＝＋198 kJ·mol－1。
①该反应的平衡常数表达式K＝________。
②温度为T1时，反应Ⅰ的平衡常数为K1，则同温下反应Ⅱ：ZnO(s)＋CO(g)Zn(g)＋CO2(g)的平衡常数K2＝________(用K1表示)。
③某温度时反应Ⅰ的平衡常数K＝1.0，起始时在容积固定的密闭鼓风炉中通入0.11 mol·L－1 CO(ZnO足量)，达平衡时，CO的浓度为________。
(4)粗铜电解精炼的废电解液中常含有Zn2＋、Pb2＋，向废电解液中加入Na2S溶液，当有PbS和ZnS沉淀时，＝________。[已知：Ksp(PbS)＝3.4×10－28，Ksp(ZnS)＝1.6×10－24]
(5)利用电化学还原CO2制取ZnC2O4的示意图如图所示，电解液不参与反应。则Pb电极的电极反应为__________，当通入标准状况下11.2 L CO2时，转移电子数为________。
解析：(1)由Al2O3与NaOH溶液的反应可以类推ZnO与NaOH溶液的反应，离子方程式为ZnO＋2OH－===ZnO＋H2O。(2)题给反应中析出单质硫，说明ZnS被氧化为S，则MnO2被还原为Mn2＋，根据得失电子守恒、原子守恒配平化学方程式，得MnO2＋ZnS＋2H2SO4MnSO4＋ZnSO4＋S↓＋2H2O。(3)①反应Ⅰ的平衡常数表达式K＝。②反应Ⅱ的平衡常数K2＝＝＝。③设平衡建立过程中CO的转化浓度为x mol·L－1，则平衡时CO的浓度为(0.11－x) mol·L－1，Zn(g)、CO2的浓度均为x mol·L－1，则＝1.0，解得x＝0.1，则平衡时CO的浓度为0.11 mol·L－1－0.1 mol·L－1＝0.01 mol·L－1。(4)＝＝＝×104。(5)电解法制备ZnC2O4，CO2在阴极上发生还原反应转化为C2O，电极反应式为2CO2＋2e－===C2O。根据2CO2＋2e－===C2O，可知通入标准状况下11.2 L CO2时，转移0.5 mol电子。
答案：(1)ZnO＋2OH－===ZnO＋H2O
(2)MnO2＋ZnS＋2H2SO4MnSO4＋ZnSO4＋S↓＋2H2O
(3)① ② ③0.01 mol·L－1
(4)×104
(5)2CO2＋2e－===C2O 0.5NA或3.01×1023
