2020届高考化学二轮复习化学反应原理综合作业
题型专练(九) 化学反应原理综合
A 组
1.(2019·河南开封一模)研究氮氧化物的反应机理,对于消除其对环境的污染有重要意义。
(1)升高温度,绝大多数的化学反应速率增大,但是 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的反应速率却随着温度
的升高而减小。查阅资料知:2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的反应历程分两步:
Ⅰ.2NO(g) N2O2(g)(快) ΔH1<0
v1 正=k1 正 c2(NO) v1 逆=k1 逆 c(N2O2)
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g) 2NO2(g)(慢) ΔH2<0 v2 正=k2 正 c(N2O2)c(O2) v2 逆=k2 逆 c2(NO2)
请回答下列问题:
①反应 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的 ΔH= (用含 ΔH1 和 ΔH2 的式子表示)。一定温度下,
反应 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)达到平衡状态,请写出用 k1 正、k1 逆、k2 正、k2 逆表示的平衡常数表达
式 K= ,升高温度,K 值 (填“增大”“减小”或“不变”)。
②决定 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)反应速率的是反应Ⅱ,反应Ⅰ的活化能 E1 与反应Ⅱ的活化能 E2 的
大小关系为 E1 E2(填“>”“<”或“=”)。
(2)通过如图所示装置,可将汽车尾气中的 NO、NO2 转化为重要的化工原料 HNO3,其中 A、B 为多孔
惰性电极。该装置的负极是 (填“A”或“B”),B 电极的电极反应式为 。
(3)实验室可用 NaOH 溶液吸收 NO2,反应为 2NO2+2NaOH NaNO3+NaNO2+H2O。含 0.2 mol
NaOH 的水溶液与 0.2 mol NO2 恰好完全反应得 1 L 溶液甲;溶液乙为 0.1 mol·L-1 的 CH3COONa 溶
液,则两溶液中 c(NO-3)、c(NO-2)和 c(CH3COO-)由大到小的顺序为 (已知 HNO2 的电离常数
Ka=7.1×10-4,CH3COOH 的电离常数 Ka=1.7×10-5)。可使溶液甲和溶液乙的 pH 相等的方法
是 。
a.向溶液甲中加适量水
b.向溶液甲中加适量 NaOH
c.向溶液乙中加适量水
d.向溶液乙中加适量 NaOH
答案(1)①ΔH1+ΔH2
푘1 正 × 푘2 正
푘1 逆 × 푘2 逆
减小 ②<
(2)A O2+4e-+4H+ 2H2O
(3)c(NO-3)>c(NO-2)>c(CH3COO-) bc
解析(1)Ⅰ.2NO(g) N2O2(g) ΔH1<0;
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g) 2NO2(g) ΔH2<0,Ⅰ+Ⅱ可得:2NO(g)+O2(g) 2NO2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2;当
该反应达到平衡时,v1 正=v1 逆,v2 正=v2 逆,所以 v1 正×v2 正=v1 逆×v2 逆,即 k1 正 c2(NO)×k2 正 c(N2O2)×c(O2)=k1
逆 c(N2O2)×k2 逆 c2(NO2),则反应 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)的平衡常数 K=
푐2(NO2)
푐2(NO) × 푐(O2) =
푘1 正 × 푘2 正
푘1 逆 × 푘2 逆
;该
反应的正反应为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小。
②2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)反应的快慢由反应慢的反应Ⅱ决定,所以反应的活化能 E1
CH3COOH,故水解程度:CH3COO->NO-2,因此等浓度的 CH3COONa、NaNO2
中离子浓度 c(CH3COO-)c(NO-2)>c(CH3COO-)。
溶液甲是 NaNO3 和 NaNO2 的混合溶液,NaNO2 水解使溶液显碱性,溶液乙为 CH3COONa 溶液,水溶液
显碱性,由于 CH3COONa 水解程度大于 NaNO2,所以碱性乙>甲,要使溶液甲和溶液乙的 pH 相等,可采
用向甲溶液中加入适量的 NaOH,使甲溶液的 pH 增大,也可以向乙溶液中加入适量的水进行稀释,使
乙溶液的 pH 减小,b、c 项正确。
2.(2019·广东揭阳学业水平考试)Ⅰ.NO 是第一个被发现的生命体系气体信号分子,具有舒张血管的功
能。工业上可用“氨催化氧化法”生产 NO,主要副产物为 N2。请回答下列问题:
(1)以氨气、氧气为原料,在催化剂存在下生成 NO 和副产物 N2 的热化学方程式如下:4NH3(g)+5O2(g)
4NO(g)+6H2O(g) ΔH1①,4NH3(g)+3O2(g) 2N2(g)+6H2O(g) ΔH2②,N2(g)+O2(g) 2NO(g)
ΔH3③,则上述反应热效应之间的关系式为 ΔH3= 。
(2)某化学研究性学习小组模拟工业合成 NO 的反应。在 1 110 K 时,向一恒容密闭容器内充入 1 mol
NH3 和 2.8 mol O2,加入合适催化剂(催化剂的体积大小可忽略不计),保持温度不变,只发生反应
4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) ΔH<0。
①下列各项能说明反应已达到化学平衡状态的是 (填字母序号)。
a.5c(NH3)=4c(O2)
b.N—H 键的生成速率与 O—H 键的生成速率相等
c.混合气体的压强不变
d.混合气体的密度不变
②若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,在达到平衡后的体系温度下的化学平衡常数为 K1,
则 K1 K(填“>”“<”或“=”)。
Ⅱ.(3)某化学研究性学习小组模拟用 CO 和 H2 合成甲醇,其反应为:CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)
ΔH”“<”或
“=”)。
②25 ℃时 NaHN2O2 溶液中存在水解平衡,其水解常数 Kh= (保留三位有效数字)。
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2 溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)以 NH3 与 CO2 为原料可以合成尿素[CO(NH2)2],涉及的化学反应如下:
反应Ⅰ:2NH3(g)+CO2(g) NH2CO2NH4(s) ΔH1=-159.5 kJ·mol-1;
反应Ⅱ:NH2CO2NH4(s) CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol-1;
反应Ⅲ:H2O(l) H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol-1。
则反应Ⅳ:NH3 与 CO2 合成尿素同时生成液态水的热化学方程式
为 。
(4)T1 ℃时,向容积为 2 L 的恒容密闭容器中充入 n(NH3)∶n(CO2)=2∶1 的原料气,使之发生反应Ⅳ,反
应平衡后得到尿素的质量为 30 g,容器内的压强 p 随时间 t 的变化如图 1 所示。
①T1 ℃时,该反应的平衡常数 K 的值为 。
②图 2 中能正确反应平衡常数 K 随温度变化关系的曲线为 (填字母标号)。
(5)据文献报道,二氧化碳在酸性水溶液中用惰性电极电解可制得乙烯,其原理如图 3 所示。则 b 电极
上的电极反应式为 。
答案(1)2NH3 NH+4 +NH-2
(2)①< ②1.62×10-7 ③c(Na+)>c(N2O2-
2 )>c(OH-)>c(HN2O-2)>c(H+)
(3)2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)
ΔH=-87.0 kJ·mol-1
(4)①128 ②a
(5)2CO2+12H++12e- C2H4+4H2O
解析(1)水自偶电离方程式中,一个水分子电离生成 H+和 OH-,H+与另一个水分子以配位键结合成形
H3O+,由此可模仿写出液氨的自偶电离方程式:2NH3 NH+4 +NH-2。
(2)电离常数:HNO2>H2N2O2>HN2O-2,则水解常数:NO-2c(N2O2-
2 )>c(OH-)>c(HN2O-2)>c(H+)。
(3)NH3 与 CO2 合成尿素时,由分步反应消去中间产物 NH2CO2NH4(s)、H2O(g),即Ⅳ式=Ⅰ式+Ⅱ
式-Ⅲ式,反应Ⅳ的热化学方程式为 2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=-87.0 kJ·mol-1。
(4)①生成尿素物质的量为 30 g
60 g·mol-1=0.5 mol;设起始充入 NH3、CO2 物质的量分别为 2x、x
2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)
设起始
/mol: 2x x 0 0
转化
/mol: 1.0 0.5 0.5 0.5
平衡
/mol: 2x-1.0 x-0.5 0.5 0.5
由恒温恒容时气体的压强比等于气体物质的量之比,得9 kPa
3 kPa = 2푥 + 푥
(2푥 - 1.0mol) + (푥 - 0.5mol),x=0.75
mol。
该反应的平衡常数 K= 1
푐2(NH3)·푐(CO2) = 1
0.252 × 0.125=128。
②反应Ⅳ正反应放热,升高温度使平衡左移,平衡常数 K 减小,故选曲线 a。
(5)由图 3 可以看出,b 极为阴极,CO2 在 b 电极上得电子生成乙烯,故电解时 b 电极反应式为
2CO2+12H++12e- C2H4+4H2O。
4.(2019·辽宁葫芦岛一模)研究发现,含 PM2.5 的雾霾主要成分有 CO2、SO2、NOx、CxHy 及可吸入颗
粒物等。为减少雾霾,对工业废气要进行脱硝、脱硫、脱碳,请回答下列问题:
(1)脱硝。为消除 NOx 对环境的污染,利用 NH3 在一定条件下与 NO 反应生成无污染气体。
已知:4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
①NH3(g)与 NO(g)在一定条件下反应的热化学方程式为: 。
②图 1 是①中反应过程中 NH3 的体积分数随 X 变化的示意图,X 代表的物理量可能
是 ,原因是 。
图 1
(2)脱硫。利用图 2 电解装置可将雾霾中的 SO2、NO 转化为(NH4)2SO4。
图 2
①装置中发生反应的化学方程式为 。
②阴极的电极反应式是 。
③某种脱硫工艺中,将废气处理后与一定量的氨气、空气反应,生成硫酸铵和硝酸铵的混合物可作为
化肥。硫酸铵和硝酸铵的水溶液 pH<7,其原因用离子方程式表示
为 ;常温下,在一定物质的量浓度的硝酸铵
溶液中滴加适量的 NaOH 溶液,使溶液的 pH=7,则溶液中 c(Na+) c(NO-3)(填“>”“=”或“<”)。
图 3
(3)脱碳。将 CO2 转化为甲醇的热化学方程式为:CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) ΔH。取五份
等体积的 CO2 和 H2 的混合气体(物质的量之比均为 1∶3),分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭
容器中,发生上述反应,反应相同时间后,测得甲醇的体积分数 φ(CH3OH)与反应温度 T 的关系曲线如
图 3 所示,则 CO2 转化为甲醇的反应的 ΔH= 0(填“>”“<”或“=”)。请解释 b 比 a 纵坐标对应数
值大的原因 。
答案(1)①4NH3(g)+6NO(g) 5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1
②温度或压强 因为该反应是放热且气体体积增大的可逆反应,升高温度或增大压强,平衡均逆
向移动,使 NH3 的体积分数增大
(2)①5SO2+2NO+8H2O (NH4)2SO4+4H2SO4 ②NO+5e-+6H+ NH+4 +H2O
③NH+4 +H2O NH3·H2O+H+ <
(3)< 由图可知 a、b 点时反应未达到平衡状态,随温度升高,反应速率增大且 v(b)>v(a),故在相同
时间内,b 点对应反应生成的甲醇体积分数大
解析(1)①已知 a:4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
b:N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH=180 kJ·mol-1
依据盖斯定律,a-b×5 得到:4NH3(g)+6NO(g) 5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1。
②该反应的正反应是气体体积增大的放热反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,从而使
NH3 的体积分数增大。
(2)①SO2 中 S 元素的化合价为+4 价,在反应中失电子变为硫酸中的+6 价,NO 中氮元素的化合价
从+2 价降低至硫酸铵中的-3 价,故反应方程式为 5SO2+2NO+8H2O (NH4)2SO4+4H2SO4。
②在阴极上 NO 得电子生成 NH+4 ,电极反应式为:NO+5e-+6H+ NH+4 +H2O。
③硫酸铵和硝酸铵都是强酸弱碱盐,NH+4 在水溶液中发生水解使溶液中 c(H+)>c(OH-),所以溶液
的 pH<7,其离子方程式为 NH+4 +H2O NH3·H2O+H+;常温下,向一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中
滴加适量的 NaOH 溶液,使溶液的 pH=7,则 c(H+)=c(OH-),根据溶液中存在电荷守恒,有
c(H+)+c(NH+4 )+c(Na+)=c(NO-3)+c(OH-),而 c(H+)=c(OH-),因此 c(NH+4 )+c(Na+)=c(NO-3),所以 c(Na+)a,温度升高,化学反应速率增大,所以 v(b)>v(a),所以 b 点时生成的甲醇多,甲醇的体积
分数大,即 b 比 a 纵坐标对应数值大。
B 组
1.(2019·福建三明期末检测)Ⅰ.二甲醚(CH3OCH3)被称为 21 世纪的新型燃料,工业上以 CO 和 H2 为原
料生产二甲醚。已知:
①CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)
ΔH=-99 kJ·mol-1
②2CH3OH(g) CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH=-24 kJ·mol-1
③CO(g)+H2O(g) H2(g)+CO2(g)
ΔH=-41 kJ·mol-1
(1)反应 4H2(g)+2CO(g) CH3OCH3(g)+H2O(g)的 ΔH= 。
(2)某温度下,将 4.0 mol H2 和 4.0 mol CO 充入容积为 1 L 的密闭容器中,发生反应 3CO(g)+3H2(g)
CH3OCH3(g)+CO2(g),5 min 时 CO2 的物质的量浓度为 0.5 mol·L-1,10 min 后反应达到平衡状态,测得二
甲醚的体积分数为 25%。
①5 min 时 CO 的转化率= ;
②该温度下此反应的平衡常数 K= ;
③下列措施能提高 CH3OCH3 平衡产率的有 (填标号)。
A.分离出 CH3OCH3 B.升高温度
C.增大压强 D.改用高效催化剂
Ⅱ.液氨是一种良好的储氢物质
已知:2NH3(g) N2(g)+3H2(g)
ΔH=+92.4 kJ·mol-1
其他条件相同时,反应在不同金属催化剂作用下进行相同时间后,氨的转化率[α(NH3)]随反应温度的
变化情况如图所示。
(1)用 作催化剂时,氨气分解反应的活化能最大。
(2)a 点所代表的状态 (填“是”或“不是”)平衡状态。
(3)c 点时 NH3 的转化率高于 b 点时 NH3 的转化率,原因
是 。
答案(1)-222 kJ·mol -1
(2)①37.5% ②1 ③AC
Ⅱ.(1)Fe (2)是
(3)b、c 点反应均未达到平衡,c 点温度较高,反应速率较大,氨的转化率较高
解析Ⅰ.(1)根据盖斯定律①×2+②可得:4H2(g)+2CO(g) CH3OCH3(g)+H2O(g) ΔH=-222 kJ·mol-1。
(2)①根据反应方程式中物质转化关系可知,反应产生 CO2 浓度为 0.5 mol·L-1,则反应消耗的 CO
的浓度为 1.5 mol·L-1,由于反应开始时 CO 的浓度为 4.0 mol·L-1,所以 5 min 时 CO 的转化率=1.5mol·L-1
4.0mol·L-1
×100%=37.5%。
②假设平衡时产生二甲醚物质的量浓度为 x,依据反应
3CO(g)+3H2(g) CH3OCH3(g)+CO2(g)
푐(始)
mol·L-1 4.0 4.0 0 0
푐(变)
mol·L-1 3x 3x x x
푐(平)
mol·L-1 4.0-3x 4.0-3x x x
平衡时各物质的总浓度 c(总)=(4.0 mol·L-1-3x)+(4.0 mol·L-1-3x)+x+x=8.0 mol·L-1-4x,根据二甲醚
的体积分数为 25%,即 푥
8.0mol·L-1 - 4푥×100%=25%,解得 x=1 mol·L-1,故该温度下化学反应的平衡常数 K=
1 × 1
13 × 13=1;
③分离出 CH3OCH3,即减少了生成物浓度,平衡正向移动,可提高二甲醚的产率,A 项正确;将①
×2+②+③,整理可得反应 3CO(g)+3H2(g) CH3OCH3(g)+CO2(g),ΔH=-263 kJ·mol-1,该反应的正反应
为放热反应,升高温度化学平衡向逆反应方向移动,CH3OCH3 产率降低,B 项错误;根据化学方程式可
知:该反应的正反应是气体体积减小的反应,增大压强,化学平衡正向移动,可提高 CH3OCH3 的产率,C
项正确;改用高效催化剂,不能使化学平衡发生移动,对物质的产率无影响,D 项错误。
Ⅱ.(1)反应的活化能越高,则反应中活化分子数越少,反应速率越小,则一定温度时氨气分解速率
最小的反应活化能最大,即 Fe 作催化剂时反应的活化能最大。
(2)850°以后氨气的转化率不再变化,说明 a 点处于平衡状态。
2.(2019·福建莆田第二次质量检测)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如
下:
氢化反应: +H2(g)
ΔH=-100.5 kJ·mol-1
副反应: (l)+H2(g) ΔH=-109.4 kJ·mol-1
解聚反应: 2 (g) ΔH>0
回答下列问题:
(1)反应 (l)+2H2(g) (l)的 ΔH= kJ·mol-1。
(2)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂进行氢化反应(不考虑二聚反应),反应过程中保持氢气压力
不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间变化如图所示:
①0~4 h 氢化反应速率比副反应大的可能原因是 。
②最佳的反应时间为 h。若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有 (写一条即
可)。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是 。
(3)解聚反应在刚性容器中进行(不考虑氢化反应和副反应)。
①其他条件不变,有利于提高双环戊二烯平衡转化率的是 (填标号)。
A.增大双环戊二烯的用量
B.使用催化剂
C.及时分离产物
D.适当提高温度
②实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的温度(水蒸气不参与反应)。某温度下,通入总压为
300 kPa 的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为 500 kPa,双环戊二烯的转化率为 80%,则 p(H2O)=
kPa,平衡常数 Kp= kPa(Kp 为以分压表示的平衡常数)。
答案(1)-209.9
(2)①氢化反应的活化能小或反应物的浓度大
②4 排出氢气或急剧降温 ③副反应增加
(3)①CD ②50 3 200
解析(1)结合盖斯定律,氢化反应与副反应相加得到反应 (l)+2H2(g) (l) ΔH=-209.9 kJ·mol-
1。
(2)①0~4 h 氢化反应速率比副反应大的可能原因是氢化反应的活化能小或反应物的浓度大。
②根据图像可知,在 4 h 时环戊烯产率最大、环戊烷产率较小,说明最佳的反应时间为 4 h;若需迅
速减小甚至停止反应,可采取的措施有急剧降低反应物 H2 的浓度或利用温度对化学反应速率的影响,
急剧降温。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是发生了副反应,导致环戊烯的产率降低。
(3)增大双环戊二烯的用量,相当于增大压强,由反应方程式可以看出,增大压强会使反应物的转化
率降低,A 项错误;使用催化剂化学平衡不发生移动,平衡转化率不变,B 项错误;及时分离产物,平衡正
向移动,使更多的双环戊二烯发生反应,双环戊二烯的转化率增大,C 项正确;由于该反应的正反应是吸
热反应,适当提高温度,化学平衡正向移动,双环戊二烯的转化率增大,D 项正确。
②假设反应前双环戊二烯的物质的量为 a,水蒸气的物质的量为 b,
化学反应:
n(开始)/mol a 0
n(转化)/mol 0.8a 1.6a
n(平衡)/mol 0.2a 1.6a
同温同体积条件下,气体的压强与气体的物质的量呈正比,反应前总压为 300 kPa,反应达到平衡
后总压为 500 kPa,500 kPa
300 kPa = 0.2푎 + 1.6푎 + 푏
푎 + 푏 ,解得푎
푏 = 5
1,由于反应前气体的总压强为 300 kPa,所以
p(H2O)= 1
1 + 5×300 kPa=50 kPa,푝(双环戊二烯)
푝 = 0.2푎
0.2푎 + 1.6푎 + 푏,由于푎
푏 = 5
1,所以 p(双环戊二烯)=50 kPa,p(环
戊二烯)=1.6푎
0.2푎p(双环戊二烯)=8×50 kPa=400 kPa,所以平衡常数 Kp= 푝2(环戊二烯)
푝(双环戊二烯) = (400 kPa)2
50 kPa =3 200
kPa。
3.(2019 云南昆明模拟)开发新能源是解决环境污染的重要举措,工业上常用 CH4 与 CO2 反应制备 H2
和 CO,再用 H2 和 CO 合成甲醇。
(1)已知:①2CH3OH(l)+3O2(g) 2CO2(g)+4H2O(g)
ΔH1=-1 274.0 kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)
ΔH2=-566.0 kJ·mol-1
③H2O(g) H2O(l) ΔH3=-44 kJ·mol-1
则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为
。
(2)在恒容密闭容器中通入 CH4 与 CO2,使其物质的量浓度均为 1.0 mol·L-1,在一定条件下发生反
应:CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g),测得 CH4 的平衡转化率与温度及压强的关系如下图所示:
则:①该反应的 ΔH 0(填“<”“=”或“>”)。
②压强 p1、p2、p3、p4 由大到小的关系为 ,压强为 p4 时,在 b 点:v(正)
v(逆)(填“<”“=”或“>”)。
③对于气相反应,用某组分(B)的平衡压强 p(B)代替物质的量浓度 c(B)也可表示平衡常数(记作 Kp),则
该反应的平衡常数的表达式 Kp= ;如果 p4=0.36 MPa,求 1 100 ℃时的平衡常数 Kp=
(保留 3 位有效数字,用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④为探究速率与浓度的关系,该实验中,根据相关实验数据,粗略绘制出了 2 条速率-浓度关系曲线:v 正
~c(CH4)和 v 逆~c(CO)。
则:a.与曲线 v 正~c(CH4)相对应的是上图中曲线 (填“甲”或“乙”)。
b.当降低到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的平衡点分别为 (填字母)。
答案(1)CH3OH(l)+O2(g) CO(g)+2H2O(l)
ΔH=-442 kJ·mol-1
(2)①> ②p4>p3>p2>p1 >
③
푝2(CO)·푝2(H2)
푝(CO2)·푝(CH4) 1.64(MPa)2 ④a.乙 b.B、F
解析(1)根据盖斯定律,由(①-②+③×4)×1
2可得:CH3OH(l)+O2(g) CO(g)+2H2O(l) ΔH=(ΔH1-
ΔH2+ΔH3×4)×1
2=(-1 274.0 kJ·mol-1+566.0 kJ·mol-1-44 kJ·mol-1×4)×1
2=-442 kJ·mol-1。
(2)①根据图示,压强不变时,升高温度,CH4 的平衡转化率增大,说明正反应为吸热反应,ΔH>0。
②正反应为气体分子数增大的反应,温度不变时,降低压强,平衡向正反应方向移动,CH4 的平衡转
化率增大,故 p4>p3>p2>p1。压强为 p4 时,b 点时反应尚未达到平衡,反应正向进行,故 v(正)>v(逆)。
③由用平衡浓度表示的平衡常数类推可知,用平衡分压表示的平衡常数 K=
푝2(CO)·푝2(H2)
푝(CO2)·푝(CH4)。1
100 ℃、p4 条件下 CH4 的平衡转化率为 80%,则平衡时 c(CH4)=c(CO2)=0.2 mol·L-1,c(CO)=c(H2)=1.6
mol·L-1,则 p(CH4)=p(CO2)=p4× 0.2
0.2 × 2 + 1.6 × 2 = 1
18p4,p(CO)=p(H2)=p4× 1.6
0.2 × 2 + 1.6 × 2 = 4
9p4,故 K=
(4
9푝4)2 × (4
9푝4)2
1
18푝4 × 1
18푝4
=
84 × 푝2
4
182 =1.64(MPa)2。
④a.CH4 的浓度由 1.0 mol·L-1 逐渐减小,而 CO 的浓度由 0 逐渐增加,故与 v(正)~c(CH4)相对应的
曲线为乙。
b.降低温度,正、逆反应速率均减小,平衡向逆反应方向移动,则 CH4 的浓度增大,而 CO 的浓度减
小,故相应的平衡点分别为 B、F。
4.(2019·安徽六校教育研究会第二次联考)氮的氧化物是严重的大气污染物,可以通过以下方法处理:
Ⅰ.催化还原法:如在汽车排气管上安装一个催化转化器,发生如下反应:2NO(g)+2CO(g)
N2(g)+2CO2(g)
(1)已知:N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
化学键 O
O
C
O C≡O
键能
/(kJ·mol-1) 497 803 1
072
则反应:2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH= kJ·mol-1。
(2)在一定温度下,向体积为 1 L 的密闭容器中充入 2 mol NO、1 mol CO,10 min 时反应
2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)达到平衡状态,反应过程中反应物浓度随时间变化情况如图 1 所
示。
①该反应的平衡常数 K 的计算式为 ;前 10 min 内用氮气表示的反应速率
为 。
②若保持温度不变,15 min 时再向该容器中充入 1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时反应的 v 正
v 逆(填“>”“=”或“<”)。
③若保持其他条件不变,15 min 时压缩容器的体积至 0.5 L,20 min 时反应重新达到平衡,NO 的浓度对
应的点应是图 1 中的 (填字母)。
④某科研小组研究发现以 Ag-ZSM-5 为催化剂,NO 转化为 N2 的转化率随温度变化情况如图 2 所
示。若不使用 CO,温度超过 775 K,发现 NO 的分解率降低,其可能的原因
是 。
Ⅱ.利用电化学原理,将 NO2、O2 和熔融 KNO3 制成燃料电池,其原理如图 3 所示,该电池在工作过程
中,NO2 转变成绿色硝化剂 Y,Y 是一种氧化物,可循环使用,石墨Ⅱ是电池的 极,石墨Ⅰ附
近发生反应的电极反应式为 ;相同条件下,消耗的 O2 和 NO2
的体积比为 。
答案Ⅰ.(1)-751 (2)① (0.4)2 × 0.2
(1.6)2 × (0.6)2 0.02 mol·L-1·min-1
②= ③B ④NO 的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动
Ⅱ.正 NO2-e-+NO-3 N2O5 1∶4
解析Ⅰ.(1)根据反应焓变=反应物总键能-生成物总键能,由表中数据可得 2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)
ΔH=(497+2×1 072-803×4) kJ·mol-1=-571 kJ·mol-1①;N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1②,则
①-②得:2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH=-571 kJ·mol-1-180 kJ·mol-1=-751 kJ·mol-1。
(2)① 2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)
起始浓度
mol·L-1 2 1 0 0
转化浓度
mol·L-1 0.4 0.4 0.2 0.4
平衡浓度
mol·L-1 1.6 0.6 0.2 0.4
该反应平衡常数表达式 K=
푐(N2)·푐2(퐶O2)
푐2(NO)·푐2(CO) = 0.2 × (0.4)2
(1.6)2 × (0.6)2,10 min 内 N2 平均反应速率 v(N2)=0.2mol·L-1
10min
=0.02 mol·L-1·min-1。
②若保持温度不变,15 min 时再向该容器中充入 1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时 c(NO)=3.2
mol·L-1;c(CO)=0.6 mol·L-1;c(CO2)=0.8 mol·L-1;c(N2)=0.2 mol·L-1;反应的浓度商 Qc= 0.2 × (0.8)2
(3.2)2 × (0.6)2 =
0.2 × (0.4)2
(1.6)2 × (0.6)2,说明反应处于平衡状态,故 v 正=v 逆。
③若保持其条件不变,15 min 时压缩容器至 0.5 L 时反应重新达到平衡,加压平衡正向移动,依据
可逆反应特点,利用极值可知当 CO 全部反应,则平衡后一氧化氮浓度为 2 mol·L-1,所以一氧化氮浓度
应介于 2 mol·L-1 和 3.2 mol·L-1 之间。
④由已知反应可知 2NO(g) N2(g)+O2(g) ΔH=-180 kJ·mol-1,NO 的分解反应为放热反应,升高
温度平衡逆向移动,所以 NO 的分解率降低。
Ⅱ.该燃料电池中负极上通入 NO2,石墨Ⅰ为负极,电极反应式为 NO2-e-+NO-3 N2O5;正极上通
入 O2,石墨Ⅱ为正极,电极反应式为 O2+2N2O5+4e- 4NO-3,1 mol 氧气得到 4 mol 电子,1 mol 二氧化
氮失去 1 mol 电子,根据得失电子守恒,消耗的 O2 和 NO2 的体积比为 1∶4。
C 组
1.(2019·安徽淮南二模)合成氨工业在国民经济中占有举足轻重的地位,是化学工业的支柱。
(1)20 年代初,化学家哈伯利用氢气和氮气在固体催化剂铁触媒的作用下突破了合成氨工艺,反应方程
式为:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g),根据表中数据计算 298 K 时该反应 ΔH= 。
化学键 H—
H
N—
H N≡N
键能
/(kJ·mol-1) 436 391 946
(2)在一密闭容器内,以起始原料比 n(N2)∶n(H2)=1∶3 投料,在不同温度和压强条件下反应,达到平衡
时产物中氨气的体积分数变化如图所示:
①下列说法错误的是 。
A.图中温度的关系是 T1>T2>T3>T4
B.在投料相同的条件下,X、Y、Z 三点达到平衡所用的时间:Y”或“<”)。
(3)①已知在一定温度下,反应 2NH3(g)+CO2(g) H2NCOONH4(s) ΔH=-159.5 kJ·mol-1
在 2 L 恒容密闭容器中充入 2 mol NH3 和 1 mol CO2,到达平衡时放出 127.6 kJ 的热量,此时,c(NH3)
为 。
②室温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3 溶液的 pH 0.1 mol·L-1 Na2SO3 溶液的 pH(填“>”“<”或“=”)。
已知:(25 ℃)
H2CO3 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-
11
H2SO3
K1=1.54×10-
2
K2=1.02×10-
7
③有一种可充电电池 Na-Al/FeS,电池工作时 Na+的物质的量保持不变,并且是用含 Na+的导电固体作
为电解质,已知该电池负极电极反应式为 Na-e- Na+,则正极反应式为 。
答案(1)CH4(g)+N2O4(g) N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-793.1 kJ·mol-1
(2)①0.03 mol·L-1·min-1 0.56 ②AD ③降低 <
(3)①0.2 mol·L-1 ②< ③2Na++FeS+2e- Na2S+Fe
解析(1)依据盖斯定律,①-②得到 CH4(g)+N2O4(g) N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)的 ΔH=-860.0 kJ·mol-1-(-
66.9 kJ·mol-1)=-793.1 kJ·mol-1。
(2)①0~20 min 内,NO 的平均反应速率 v(NO)=(1.0 - 0.4)mol·L-1
20min =0.03 mol·L-1·min-1;C(s)+2NO(g)
N2(g)+CO2(g)的平衡浓度 c(N2)=c(CO2)=0.3 mol·L-1;c(NO)=0.4 mol·L-1,平衡常数 K=
푐(N2) × 푐(CO2)
푐2(NO) =
0.3 × 0.3
0.42 = 9
16≈0.56。
②适当缩小容器的体积,由于反应前后气体体积不变,平衡时各物质浓度同比例增大,A 项正确;催
化剂只改变化学反应速率,不影响化学平衡,B 项错误;加入一定量的活性炭,碳是固体对平衡无影响,
平衡不移动,C 项错误;通入一定量的 NO,达到新平衡状态时各物质平衡浓度均增大,D 项正确。
③若 30 min 后升高温度至 t2 ℃,达到平衡时,容器中 NO、N2、CO2 的浓度之比从原来的约为
4∶3∶3 变为 5∶3∶3,说明平衡向逆反应方向移动,达到新平衡时 NO 的转化率降低,故逆反应是吸
热反应,则正反应是放热反应。
(3)①由反应 2NH3(g)+CO2(g) H2NCOONH4(s)
ΔH=-159.5 kJ·mol-1 可知:2 mol NH3 完全反应放出 159.5 kJ 热量,当放出 127.6 kJ 热量时则有 1.6 mol
NH3 反应,剩余 NH3(2 mol-1.6 mol)=0.4 mol,浓度为 0.2 mol·L-1。
②因为 HCO-3的水解常数 Kh=
퐾W
퐾1
= 10-14
4.3 × 10-7=2.3×10-8,SO2-
3 的水解常数 Kh'=
퐾W
퐾2
= 10-14
1.02 × 10-7=10-7,由
于 Kh”或“<”)。
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)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 可用作某熔融盐电池的燃料,电解质为 Li2CO3 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 。
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+CO2-
3 -2e- 2CO2
解析(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,主要原因是因为铝制品表面有一层致密的 Al2O3 薄膜,
可阻止铝的进一步氧化。
(2)将已知反应式进行编号,利用盖斯定律找出目标反应式与已知反应式的关系:
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 ΔH=(①-3×③+3×②)×1
2=-681.5 kJ·mol-1。
(3)从图中可看出,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 1 973 K 时低,说明对于 2Al2O3(s) 4Al(s)+3O2(g)这一吸热的可逆反应,从 1 973 K 变为
T1 时平衡逆向移动,说明图中温度 T1<1 973 K。
(4)①从图 2 可知,650 ℃反应达平衡时产物 CO 的体积分数为 40%,设发生反应的 CO2 物质的量
为 x,列出三段式
C(s)+CO2(g) 2CO(g) ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
起始 1 mol 0 mol
转化 x 2x
平衡 1 mol-x 2x
可得 2푥
1mol - 푥 + 2푥×100%=40%,求解可得 x=0.25 mol;
故此时反应吸收的热量为 0.25 mol×172.5 kJ·mol-1=43.125 kJ;
清耗碳的质量为 12 g·mol-1×0.25 mol=3 g。
②从图 2 可知,T ℃该反应达平衡时,V(CO2)%=V(CO)%,该平衡体系的平衡常数 K=푐2(CO)
푐(CO2)
=c(CO)。若再充入一定量 V(CO2)∶V(CO)=5∶4 的混合气体,此时体系中的 Qc=푐2(CO)
푐(CO2)第Ⅰ阶段
(3)①在 1 L 的恒定密闭容器中按物质的量之比 1∶2 充入 CO 和 H2,测得平衡混合物中 CH3OH 的体
积分数在不同压强下随温度的变化情况如图 1 所示,则压强 p2 p1(填“>”“<”或“=”);平衡由 A
点移至 C 点、D 点移至 B 点,分别可采取的具体措施为 、 ;在 C 点时,CO 的转
化率为 。
②甲和乙两个恒容密闭容器的体积相同,向甲中加入 1 mol CO 和 2 mol H2,向乙中加入 2 mol CO 和 4
mol H2,测得不同温度下 CO 的平衡转化率如图 2 所示,则 L、M 两点容器内压强:p(M)
2p(L);平衡常数:K(M) K(L)(填“>”“<”或“=”)。
(4)以纳米二氧化钛膜为工作电极,稀硫酸为电解质溶液,在一定条件下通入 CO2 进行电解,在阴极可
制得低密度聚乙烯H2C—CH2(简称 LDPE)。
①电解时,阴极的电极反应式是 。
②工业上生产 1.4×105 kg 的 LDPE,理论上需要标准状况下 L 的 CO2。
答案(1)60% (2)ACE
(3)①< 保持压强为 p2,将温度由 250 ℃升高到 300 ℃ 保持温度为 300 ℃,将压强由 p3 增大到
p1 75%
②> < (4)①2nCO2+12nH++12ne-
H2C—CH2+4nH2O ②2.24×105
解析(1)由表中数据可知,CuO 的质量分数为 60%时催化效果最佳。
(2)由图像可知:ΔH=419 kJ·mol-1-510 kJ·mol-1=-91 kJ·mol-1,A 项正确;a 反应正反应的活化能为
419 kJ·mol-1,B 项错误;第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于起始反应物的能量,所以第Ⅰ阶段为吸热反
应,同时第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于最终产物的能量,所以第Ⅱ阶段为放热反应,C 项正确;b 过
程使用催化剂后降低了反应的活化能,但 ΔH 不变,D 项错误;由图所示,b 过程第Ⅱ阶段的活化能小于
第Ⅰ阶段,所以反应速率:第Ⅱ阶段>第Ⅰ阶段,E 项正确。
(3)①根据勒夏特列原理,压强增大平衡正向移动,由图 1 可知,300 ℃时,C 点的 CH3OH 体积分数
小于 B 点,故 p22p(L);平衡常数只和温度有关,该反应为放热反应,温
度越高反应进行的限度越小,平衡常数越小,所以 K(M)
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