2020版高考化学二轮复习 第二篇 理综化学填空题突破 第9题 以速率、平衡为中心的原理综合题学案

2020版高考化学二轮复习 第二篇 理综化学填空题突破 第9题 以速率、平衡为中心的原理综合题学案

第9题　以速率、平衡为中心的原理综合题 复习建议：4课时(题型突破2课时　习题2课时)‎ ‎1．(2018·课标全国Ⅰ，28)采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。回答下列问题：‎ ‎(1)1840年Devil用干燥的氯气通过干燥的硝酸银，得到N2O5。该反应的氧化产物是一种气体，其分子式为________。‎ ‎(2)F.Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25 ℃时N2O5(g)分解反应：‎ ‎2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)‎  ‎2N2O4(g)‎ 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如表所示(t＝∞时，N2O5(g)完全分解)：‎ t/min ‎0‎ ‎40‎ ‎80‎ ‎160‎ ‎260‎ ‎1 300‎ ‎1 700‎ ‎∞‎ p/kPa ‎35.8‎ ‎40.3‎ ‎42.5‎ ‎45.9‎ ‎49.2‎ ‎61.2‎ ‎62.3‎ ‎63.1‎ ‎①已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)‎ ΔH1＝－4.4 kJ·mol－1‎ ‎2NO2(g)===N2O4(g)　ΔH2＝－55.3 kJ·mol－1‎ 则反应N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。‎ ‎②研究表明，N2O5(g)分解的反应速率v＝2×10－3×pN2O5(kPa·min－1)。t＝62 min时，测得体系中pO2＝2.9 kPa，则此时的pN2O5＝________kPa，v＝________kPa·min－1。‎ ‎③若提高反应温度至35 ℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35 ℃)________63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是________________________________________________________________________。‎ ‎④25 ℃时N2O4(g)2NO2(g)反应的平衡常数Kp＝________kPa(Kp 61‎ 为以分压表示的平衡常数，计算结果保留1位小数)。‎ ‎(3)对于反应2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)，R.A.Ogg提出如下反应历程：‎ 第一步　N2O5NO2＋NO3　　　　　快速平衡 第二步　NO2＋NO3―→NO＋NO2＋O2 慢反应 第三步　NO＋NO3―→2NO2 快反应 其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是________(填标号)。‎ A．v(第一步的逆反应)>v(第二步反应)‎ B．反应的中间产物只有NO3‎ C．第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效 D．第三步反应活化能较高 解析　(1)氯气与硝酸银反应生成N2O5，氯气作氧化剂，还原产物为氯化银，又硝酸银中氮元素、银元素已经是最高化合价，则只能是氧元素化合价升高，所以气体氧化产物为O2。(2)①将已知热化学方程式依次编号为a、b，根据盖斯定律，由×a－b得N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)　ΔH＝＝kJ·mol－1＝＋53.1 kJ·mol－1。②t＝62 min时，体系中pO2＝2.9 kPa，根据三段式法得 则62 min时pN2O5＝30.0 kPa，v＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2kPa·min－1。③刚性反应容器的体积不变，25 ℃ N2O5(g)完全分解时体系的总压强为63.1 kPa，升高温度，从两个方面分析：一方面是体积不变，升高温度，体系总压强增大；另一方面，2NO2N2O4的逆反应是吸热反应，升温，平衡向生成NO2的方向移动，气体物质的量增大，故体系总压强增大。④N2O5完全分解生成N2O4和O2，起始pN2O5＝35.8 kPa，其完全分解时pN2O4＝35.8 kPa，pO2＝17.9 kPa，设25 ℃平衡时N2O4转化了x，则 ‎35．8 kPa－x＋2x＋17.9 kPa＝63.1 kPa，解得x＝9.4 kPa。平衡时，pN2O4＝26.4 kPa，pNO2＝18.8 kPa，K＝＝ kPa＝13.4 kPa。(3)快速平衡，说明第一步反应的正、逆反应速率都较大，则第一步反应的逆反应速率大于第二步反应的速率，‎ 61‎ A项正确；反应的中间产物除NO3外还有NO，B项错误；有效碰撞才能发生反应，第二步反应慢，说明部分碰撞有效，C项正确；第三步反应快，说明反应活化能较低，D项错误。‎ 答案　(1)O2‎ ‎(2)①53.1　②30.0　6.0×10－2　③大于　温度升高，体积不变，总压强增大；NO2二聚为放热反应，温度提高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强增大　④13.4‎ ‎(3)AC ‎2．(2018·课标全国Ⅱ，27)CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题：‎ ‎(1)CH4CO2催化重整反应为：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)。‎ 已知：C(s)＋2H2(g)===CH4(g)　ΔH＝－75 kJ·mol－1‎ C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－394 kJ·mol－1‎ C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－111 kJ·mol－1‎ 该催化重整反应的ΔH＝________kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是________(填标号)。‎ A．高温低压 B．低温高压 C．高温高压 D．低温低压 某温度下，在体积为2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为________ mol2·L－2。‎ ‎(2)反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表：‎ 积碳反应 CH4(g)=== C(s)＋2H2(g)‎ 消碳反应 CO2(g)＋C(s) ===2CO(g)‎ ΔH/(kJ·mol－1)‎ ‎75‎ ‎172‎ 活化能(kJ·mol－1)‎ 催化剂X ‎33‎ ‎91‎ 催化剂Y ‎43‎ ‎72‎ ‎①由上表判断，催化剂X________Y(填“优于”或“劣于”)，理由是____________________________________________________________。‎ 61‎ 在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如图1所示，升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是________(填标号)。‎ A．K积、K消均增加 B．v积减小、v消增加 C．K积减小、K消增加 D．v消增加的倍数比v积增加的倍数大 ‎②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如图2所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为_________________________________________________。‎ 解析　(1)将已知中3个反应依次记为①、②、③，根据盖斯定律③×2－①－②得该催化重整反应的ΔH＝[(－111)×2＋75＋394]kJ·mol－1＝＋247 kJ·mol－1。由于该反应为吸热且气体体积增大的反应，要提高CH4的平衡转化率，需在高温低压下进行。根据平衡时消耗的CO2为1 mol×50%＝0.5 mol，则消耗的CH4为0.5 mol，生成的CO和H2均为1 mol，根据三段式法可知平衡时CH4、CO2、CO和H2的平衡浓度分别为0.75 mol·L－1、0.25 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1，则平衡常数K＝＝ mol2·L－2。(2)①从表格中数据可看出相对于催化剂X，用催化剂Y催化时积碳反应的活化能大，则积碳反应的反应速率小，而消碳反应活化能相对小，则消碳反应的反应速率大，再根据题干信息“反应中催化剂活性会因积碳反应而降低”可知催化剂X劣于催化剂Y。两个反应均吸热，故随温度升高，K积和K消均增加，且消碳反应速率增加的倍数比积碳反应的大，故A、D正确。②由该图像可知在反应时间和p(CH4)相同时，图象中速率关系va>vb>vc，结合沉积碳的生成速率方程v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5，在p(CH4)相同时，随着p(CO2)增大，反应速率逐渐减慢，即可判断：pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。‎ 61‎ 答案　(1)247　A　 ‎(2)①劣于　相对于催化剂X，催化剂Y积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小；而消碳反应活化能相对小，消碳反应速率大　AD　②pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)‎ ‎3．(2018·课标全国Ⅲ，28)三氯氢硅(SiHCl3)是制备硅烷、多晶硅的重要原料。回答下列问题：‎ ‎(1)SiHCl3在常温常压下为易挥发的无色透明液体，遇潮气时发烟生成(HSiO)2O等，写出该反应的化学方程式________________________________________。‎ ‎(2)SiHCl3在催化剂作用下发生反应：‎ ‎2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)‎ ΔH＝48 kJ·mol－1‎ ‎3SiH2Cl2(g)===SiH4(g)＋2SiHCl3(g)‎ ΔH＝－30 kJ·mol－1‎ 则反应4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g)的ΔH为________kJ·mol－1。‎ ‎(3)对于反应2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)，采用大孔弱碱性阴离子交换树脂催化剂，在323 K和343 K时SiHCl3的转化率随时间变化的结果如图所示。‎ ‎①343 K时反应的平衡转化率α＝________%。平衡常数K343 K＝________(保留2位小数)。‎ ‎②在343 K下：要提高SiHCl3转化率，可采取的措施是________________；要缩短反应达到平衡的时间，可采取的措施有______________________。‎ ‎③比较a、b处反应速率大小：va________vb(填“大于”“小于”或“等于”)。反应速率v＝v正－v逆＝k正x2SiHCl3－k逆xSiH2Cl2xSiCl4，k正、k逆分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数，计算a处的＝________(保留1位小数)。‎ 解析　(1)SiHCl3遇潮气发生反应生成(HSiO)2O和HCl，即2SiHCl3＋3H2O===(HSiO)2O＋6HCl。(2)将已知热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由①×3＋②，可得：4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g)　ΔH＝3×48 kJ·mol－1－30 kJ·mol－1＝114 kJ·mol－1。(3)①温度越高，反应越先达到平衡，根据图示，左侧曲线对应的温度为343 K，343‎ 61‎ ‎ K时反应的平衡转化率为22%。设开始时加入SiHCl3的浓度为a mol·L－1，根据化学方程式和SiHCl3的平衡转化率知，达平衡时，SiHCl3、SiH2Cl2、SiCl4的浓度分别为0.78a mol·L－1、0.11a mol·L－1、0.11a mol·L－1，化学平衡常数K＝＝0.02。②根据化学平衡移动原理并结合该反应特点，及时分离出生成物可提高反应物的转化率。缩短反应达到平衡的时间，实质就是提高反应速率，可采用加压的方式或选择更为高效的催化剂。③温度越高，反应速率越大，a点所在曲线对应的温度高于b点所在曲线对应的温度，所以a点反应速率大于b点反应速率。a点所在曲线达到平衡时，v正＝v逆，即k正x2SiHCl3＝k逆xSiH2Cl2xSiCl4，从题图上可知a点所在曲线平衡时SiHCl3的转化率为22%，设投入SiHCl3 y mol，则根据三段式法得 代入k正x2SiHCl3＝k逆xSiH2Cl2xSiCl4得，k正×0.782＝k逆×0.112，则＝　①‎ 在a处SiHCl3的转化率为20%，根据三段式法得 则＝＝×，将①代入计算得出v正/v逆＝1.3。‎ 答案　(1)2SiHCl3＋3H2O===(HSiO)2O＋6HCl ‎(2)114‎ ‎(3)①22　0.02‎ ‎②及时移去产物　改良催化剂；提高反应物压强(浓度)‎ ‎③大于　1.3‎ ‎4．(2017·课标全国Ⅰ，28)近期发现，H2S是继NO、CO之后第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调解神经信号传递、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 61‎ 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重复试验，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)H2SO3能和NaHCO3反应放出CO2，说明酸性：H2SO3>H2CO3，而H2S不能和NaHCO3反应，说明酸性：H2S　>　③B ‎5．(2016·课标全国Ⅰ，27)元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3＋(蓝紫色)、[Cr(OH)4]－(绿色)、Cr2O(橙红色)、CrO(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)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。‎ ‎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，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________。‎ 61‎ ‎③升高温度，溶液中CrO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的Cl－，利用Ag＋与CrO生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。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＋)为________mol·L－1，此时溶液中c(CrO)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Cr2O还原成Cr3＋，该反应的离子方程式为__________________________________‎ ‎_______________________________________________________。‎ 解析　(1)由于Cr3＋与Al3＋的化学性质相似，所以Cr(OH)3也具有两性，根据题目信息，则可知在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液，先生成灰蓝色沉淀Cr(OH)3，并逐渐增多，随着滴加NaOH溶液的过量，灰蓝色沉淀Cr(OH)3逐渐溶解并生成绿色[Cr(OH)4]－溶液。‎ ‎(2)由图可知，随着溶液酸性增大，溶液中c(Cr2O)逐渐增大，说明CrO逐渐转化为Cr2O，则CrO的平衡转化率逐渐增大，其反应的离子方程式为：2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O；由图中A点数据，可知：c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1、c(H＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，则进一步可知c(CrO)＝1.0 mol·L－1－2×0.25 mol·L－1＝0.5 mol·L－1，根据平衡常数的定义可计算出该转化反应的平衡常数为1.0×1014；升高温度，溶液中CrO的平衡转化率减小，说明化学平衡逆向移动，则正反应为放热反应，即该反应的ΔH小于0。‎ ‎(3)根据Ksp(AgCl)＝c(Ag＋)·c(Cl－)＝2.0×10－10，可计算出当溶液中Cl－恰好完全沉淀(即浓度等于1.0×10－5 mol·L－1)时，溶液中c(Ag＋)＝2.0×10－5 mol·L－1，然后再根据Ksp(Ag2 CrO4)＝c2(Ag＋)·c(CrO)＝2.0×10－12，又可计算出此时溶液中c(CrO)＝5×10－3 mol·L－1。‎ ‎(4)根据得失电子守恒、电荷守恒和原子守恒可写出NaHSO3将废液中的Cr2O还原成Cr3＋反应的离子方程式：Cr2O＋3HSO＋5H＋===2Cr3＋＋3SO＋4H2O。‎ 答案　(1)蓝紫色溶液变浅，同时有灰蓝色沉淀生成，最后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液 ‎(2)①2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O　②增大　1.0×1014　③小于 ‎(3)2.0×10－5　5×10－3‎ ‎(4)Cr2O＋3HSO＋5H＋===2Cr3＋＋3SO＋4H2O 命题调研(2014～2018五年大数据)‎ 61‎ 命题角度 设空方向 频数 难度 ‎1.化学反应与能量变化 反应热与热化学方程式的书写 ‎12‎ ‎0.42‎ 化学反应与键能 ‎3‎ ‎0.40‎ 电化学(以书写电极反应式为主)‎ ‎1‎ ‎0.38‎ ‎2.化学反应速率 化学反应速率的计算 ‎4‎ ‎0.44‎ 化学反应速率的影响因素 ‎8‎ ‎0.46‎ 化学反应速率变化图像分析 ‎10‎ ‎0.42‎ ‎3.化学平衡 平衡状态判断及化学平衡图像分析 ‎12‎ ‎0.41‎ 化学平衡影响因素分析 ‎8‎ ‎0.48‎ 反应物转化率的计算 ‎7‎ ‎0.46‎ 化学平衡常数表达式及其计算 ‎13‎ ‎0.40‎ ‎4.电解质溶液 电离平衡、水解平衡、溶解平衡的理解 ‎1‎ ‎0.45‎ Ka (Kb)及Ksp的理解与计算 ‎2‎ ‎0.39‎ ‎ 化学反应原理综合题，是高考的固定题型，通常以速率、平衡知识为中心，还常涉及到化学反应与能量变化及电解质溶液等内容。对于化学反应与能量变化的考查，一方面涉及到氧化还原反应分析及电化学电极书写，但最为常见的题型还是盖斯定律的应用，根据已知热化学方程式书写待求热化学方程式或直接计算其反应热，难度不大，是高考热点；对于化学反应速率与化学平衡的考查主要有以下方面：化学反应速率的定量计算、外界条件对速率、平衡的影响、新情境下平衡状态的判定、平衡常数的表达式及平衡常数与转化率的计算、以及其速率平衡图像、数据表格分析等。预计在2019年的高考中，化学反应原理的综合仍会以创新考查为主，特别是在情境、取材上创新，在图像上创新，同时联系生产生活实际考查学生选择温度、压强、酸碱性环境等适宜的反应条件，体现学生知识运用能力，另外化学平衡常数的多种表达形式，通过图像信息获取解题数据，完成平衡常数 61‎ 与转化率的计算，也是高考考查的重点内容之一，应给予关注！‎ ‎1．计算反应热 解题模板 ‎[示例1] 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：‎ 已知反应①中相关的化学键键能数据如下：‎ 化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H 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。‎ ‎[模型应用]‎ 答案　－99　＋41‎ ‎[示例2]　工业生产中可用苯乙烷生产苯乙烯 已知： ‎ 61‎ ΔH1＝＋117.6 kJ·mol－1‎ H2(g)＋CO2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1‎ 则 (g)＋CO2(g) (g)＋CO(g)＋H2O(g)的ΔH为________。‎ 答案　＋158.8 kJ·mol－1(将已知的两个热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由①＋②可得)‎ ‎2．利用盖斯定律书写热化学方程式 ‎[解题模板]‎ 应对雾霾污染、改善空气质量需要从多方面入手，如开发利用清洁能源。甲醇是一种可再生的清洁能源，具有广阔的开发和应用前景。‎ 已知：①CH3OH(g)＋H2O(l)===CO2(g)＋3H2(g)‎ ΔH＝＋93.0 kJ·mol－1‎ ‎②CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)‎ ΔH＝－192.9 kJ·mol－1‎ ‎③CH3OH(g)===CH3OH(l)　ΔH＝－38.19 kJ·mol－1‎ 则表示CH3OH燃烧热的热化学方程式为___________________________________‎ ‎_________________________________________________________‎ ‎_____________________________________________________。‎ 61‎ ‎[示例3]　[2017·江苏化学，26(1)]TiO2与Cl2难以直接反应，加碳生成CO和CO2可使反应得以进行。‎ 已知：TiO2(s)＋2Cl2(g)=== TiCl4(g)＋O2(g)　ΔH1＝＋175.4 kJ·mol－1‎ ‎2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH2＝－220.9 kJ·mol－1‎ 沸腾炉中加碳氯化生成TiCl4(g)和CO(g)的热化学方程式：___________________________________________________________‎ ‎___________________________________________________________。‎ 答案　TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)　ΔH＝－45.5 kJ/mol 说明：对于平衡状态的判断，不断出现新的判断形式，如绝热过程中的热量变化，化学平衡常数，有关图像等，判断时紧紧抓住反应过程中对应物理量是否变化，如果在反应过程中在变，达到平衡时不变，则能说明。‎ 61‎ ‎[示例4] 汽车尾气净化的主要原理为2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g)　ΔH＜0。若该反应在绝热、恒容的密闭体系中进行，下列示意图正确且能说明反应在进行到t1时刻达到平衡状态的是________(填编号)。‎ 答案　②④⑤‎ 分析：在研究平衡移动时，常用构造模型的方法，比如在一定温度下，2 mol SO2和1 mol O2在容器甲中建立的平衡体系中，再加入2 mol SO2和1 mol O2的混合气体，你可以在另一个相同体积的容器乙中先建立平衡如图，此时这两个平衡体系完全一致，此时如果把甲、乙之间的隔板抽去，各物质的量增倍，百分含量不变，然后再把它压成此时体积的，压强增大，平衡右移，所以通过这样的虚拟过程，可以看出，在体积不变时，成比例加入反应物相当于增大压强。‎ ‎[示例5]　在温度、容积相同的3个密闭容器中，按不同方式投入反应物，保持恒温、恒容，测得反应达到平衡时的有关数据如下[已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1]‎ 容器 甲 乙 丙 反应物投入量 ‎1 mol N2、3 mol H2‎ ‎2 mol NH3‎ ‎4 mol NH3‎ 61‎ c1‎ c2‎ c3‎ 体系压强(Pa)‎ p1‎ p2‎ p3‎ 反应物转化率 α1‎ α2‎ α3‎ 判断：2c1________c3　2p2________p3　α1＋α3________1(填“>” “＜” “＝”)‎ 答案　＜　 >　＜‎ ‎1．根据图像选择合适条件 ‎[示例6]　氨气制取尿素[CO(NH2)2]的合成塔中发生反应：2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(l)＋H2O(g)。‎ 下图为合成塔中不同氨碳比a[]和水碳比b[]时二氧化碳转化率(α)。b宜控制在________(填字母)范围内。‎ A．0.6～0.7 B．1～1.1 C．1.5～1.6‎ a宜控制在4.0左右，理由是___________________________‎ ‎_________________________________________________。‎ ‎[图像分析]　控制变量，作垂直于横轴的一条直线交三条曲线于三点，转化率越高越好，所以选择A。选择最佳氨碳比，可看最上面曲线的走势，整体增加，曲线先陡后平(略上升)，依然选择拐点，当氨碳比大于4.0时，增大氨气的量CO2转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比太小，CO2转化率低。‎ 答案　A　氨碳比等于4，CO2转化率较高　当氨碳比大于4.0时，增大NH3的量CO2的转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比小于4.0时，CO2的转化率低。‎ ‎2.根据图像解释产生某种现象的原因 ‎[示例7]　以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4‎ 61‎ 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]　两根曲线注意看清每个曲线对应的条件，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。‎ 答案　温度超过250 ℃时，催化剂的催化效率降低 ‎3．根据图像推断ΔH变化 ‎[示例8]　为了减少空气中的CO2，目前捕碳技术在降低温室气体排放中具有重要的作用，捕碳剂常用(NH4)2CO3，反应为(NH4)2CO3(aq)＋H2O(l)＋CO2(g)===2NH4HCO3(aq)　ΔH。为研究温度对(NH4)2CO3捕获CO2效率的影响，在某温度T1下，将一定量的(NH4)2CO3溶液置于密闭容器中，并充入一定量的CO2气体(用氮气作为稀释剂)，在t时刻，测得容器中CO2气体的浓度。然后分别在温度为T2、T3、T4、T5下，保持其他初始实验条件不变，重复上述实验，经过相同时间测得CO2气体浓度，其关系如图，则ΔH________(填“>”、“＝”或“<”)0。‎ ‎[图像分析]　根据可逆反应的特征，准确确定平衡点。温度越高反应速率越快，达到平衡所需的时间越短，在相等时间内，CO2浓度最低的点应该是平衡点。T3往后，温度升高，CO2浓度增大，平衡逆向移动，逆反应吸热，正反应放热。‎ 答案　<‎ ‎1．化学平衡常数表达式 ‎(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进平衡常数表达式。如：‎ 61‎ CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)‎ K＝c(CO2)‎ Cr2O(aq)＋H2O(l)2CrO(aq)＋2H＋(aq)‎ K＝ 但在非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。如：‎ C2H5OH＋CH3COOHCH3COOC2H5＋H2O K＝ C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)‎ K＝ ‎(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：‎ N2O4(g)2NO2(g)　K＝ N2O4(g)NO2(g)　K′＝＝ ‎(3)有气体参与的反应，用平衡分压(总压乘以各自的物质的量分数)表示平衡常数。‎ 如：2A(g)＋B(s)C(g)。若达到平衡时，n(A)＝n1、‎ n(C)＝n2密闭体系的压强为p，则K＝＝。‎ ‎2．悟透化学平衡常数及转化率计算题解题模式 根据反应进行(或移动)的方向，设定某反应物消耗的量，然后列式求解。‎ 例：　　　mA　＋　nB　　pC　＋　qD 起始量： a b 0 0‎ 变化量： mx nx px qx 平衡量： a－mx b－nx px qx 注意：①变化量与化学方程式中各物质的化学计量数成比例；‎ 61‎ ‎②这里a、b可指：物质的量、浓度、体积等；‎ ‎③弄清起始浓度、平衡浓度、平衡转化率三者之间的互换关系；‎ ‎④在使用平衡常数时，要注意反应物或生成物的状态。‎ ‎[示例9]　顺1，2二甲基环丙烷和反1，2二甲基环丙烷可发生如下转化：‎ 该反应的速率方程可表示为：v(正)＝k(正)c(顺)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在一定温度时为常数，分别称作正、逆反应速率常数。回答下列问题：‎ ‎(1)已知：t1温度下，k(正)＝0.006 s－1，k(逆)＝0.002 s－1，该温度下反应的平衡常数值K1＝________；该反应的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，则ΔH________0(填“小于”“等于”或“大于”)。‎ 答案　3　小于 ‎1．题型特点 此类试题以元素及化合物、化学平衡知识为主题，借助图像、图表的手段考查相关联的知识。主要考查点：‎ ‎(1)反应现象的描述。‎ ‎(2)氧化还原反应、原电池与电解池、陌生离子方程式的书写。‎ ‎(3)化学键与反应的热效应计算、信息条件下速率计算、平衡常数的计算、Ksp的计算。‎ ‎(4)平衡的影响因素、平衡移动与图像及相关原因的分析。‎ ‎2．解题思路：四步突破物质性质与化学平衡综合题 ‎ 　‎ 61‎ 分析： 2016·课标全国卷Ⅰ27题(题目见“考情解码”第5题)就是借助元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3＋(蓝紫色)、[Cr(OH)4]－(绿色)、Cr2O(橙红色)、CrO(黄色)等形式存在， 根据Cr3＋与Al3＋的化学性质相似， 写实验现象及转化的离子反应，进一步根据图像考查化学平衡常数及转化率。‎ ‎[典例演示1] (2017·课标全国Ⅱ，27)丁烯是一种重要的化工原料，可由丁烷催化脱氢制备。回答下列问题：‎ ‎(1)正丁烷(C4H10)脱氢制1丁烯(C4H8)的热化学方程式如下：‎ ‎①C4H10(g)===C4H8(g)＋H2(g)　ΔH1‎ 已知：②C4H10(g)＋O2(g)===C4H8(g)＋H2O(g)　ΔH2＝－119 kJ·mol－1‎ ‎③H2(g)＋ O2(g)===H2O(g)　ΔH3＝－242 kJ·mol－1‎ 反应①的ΔH1为________ kJ·mol－1。图(a)是反应①平衡转化率与反应温度及压强的关系图，x________0.1(填“大于”或“小于”)；欲使丁烯的平衡产率提高，应采取的措施是________(填标号)。‎ A．升高温度 B．降低温度 C．增大压强 D．降低压强 61‎ ‎(2)丁烷和氢气的混合气体以一定流速通过填充有催化剂的反应器(氢气的作用是活化催化剂)，出口气中含有丁烯、丁烷、氢气等。图(b)为丁烯产率与进料气中n(氢气)/n(丁烷)的关系。图中曲线呈现先升高后降低的变化趋势，其降低的原因是___________________________________________________________‎ ‎______________________________________________________________。‎ ‎(3)图(c)为反应产率和反应温度的关系曲线，副产物主要是高温裂解生成的短碳链烃类化合物。丁烯产率在590 ℃之前随温度升高而增大的原因可能是______________________________________________________________、‎ ‎______________________________________________________________；‎ ‎590 ℃之后，丁烯产率快速降低的主要原因可能是____________________________________________________________‎ ‎___________________________________________________________‎ ‎__________________________________________________________。‎ 解析　(1)根据盖斯定律，用②式－③式可得①式，因此ΔH1＝ΔH2－ΔH3＝－119 kJ/mol＋242 kJ/mol＝＋123 kJ/mol。由a图可以看出，温度相同时，由0.1 MPa变化到x MPa，丁烷的转化率增大，即平衡正向移动，所以x的压强更小，x<0.1。由于反应①为吸热反应，所以温度升高时，平衡正向移动，丁烯的平衡产率增大，因此A正确、B错误。反应①正向进行时体积增大，加压时平衡逆向移动，丁烯的平衡产率减小，因此C错误，D正确。(2)反应初期，H2可以活化催化剂，进料气中n(氢气)/n(丁烷)较小，丁烷浓度大，反应向正反应方向进行的程度大，丁烯转化率升高；然后进料气中n(氢气)/n 61‎ ‎(丁烷)增大，原料中过量的H2会使反应①平衡逆向移动，所以丁烯转化率下降。(3)590 ℃之前，温度升高时反应速率加快，生成的丁烯会更多，同时由于反应①是吸热反应，升高温度平衡正向移动，平衡体系中会含有更多的丁烯。而温度超过590 ℃时，由于丁烷高温会裂解生成短链烃类，所以参加反应①的丁烷也就相应减少。‎ 答案　(1)＋123　小于　AD ‎(2)原料中过量H2会使反应①平衡逆向移动，所以丁烯转化率下降 ‎(3)590 ℃前升高温度，反应①平衡正向移动　升高温度时，反应速率加快，单位时间产生丁烯更多　高于590 ℃时则有更多的C4H10裂解导致产率降低 ‎ ‎[题型训练1] (2018·天津理综，10)CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。回答下列问题：‎ ‎(1)CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH＝13，CO2主要转化为________(写离子符号)；若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，溶液pH＝________。(室温下，H2CO3的K1＝4×10－7；K2＝5×10－11)‎ ‎(2)CO2与CH4经催化重整，制得合成气：‎ CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)‎ ‎①已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：‎ 化学键 C—H C===O H—H CO(CO)‎ 键能/kJ·mol－1‎ ‎413‎ ‎745‎ ‎436‎ ‎1 075‎ 则该反应的ΔH＝________。分别在V L恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入CH4和CO2各1 mol的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是________(填“A”或“B”)。‎ ‎②按一定体积比加入CH4和CO2，在恒压下发生反应，温度对CO和H2产率的影响如图1所示。此反应优选温度为900 ℃的原因是_________________________________________________________。‎ 61‎ ‎(3)O2辅助的AlCO2电池工作原理如图2所示。该电池电容量大，能有效利用CO2，电池反应产物Al2(C2O4)3是重要的化工原料。‎ 电池的负极反应式：__________________________________________________。‎ 电池的正极反应式：6O2＋6e－===6O ‎6CO2＋6O===3C2O＋6O2‎ 反应过程中O2的作用是_____________________________________。‎ 该电池的总反应式：___________________________________________。‎ 解析　(1)若所得溶液的pH＝13，溶液呈强碱性，则CO2主要转化为CO。若所得溶液c(HCO)∶c(CO)＝2∶1，根据K2＝，则c(H＋)＝K2×＝5×10－11×2 mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝－lg 10－10＝10。(2)①根据ΔH＝反应物总键能－生成物总键能，该反应的ΔH＝(413×4＋745×2)kJ·mol－1－(1 075×2＋436×2)kJ·mol－1＝＋120 kJ·mol－1。该反应为气体分子数增大的吸热反应，恒容时达到的平衡相当于恒压条件下达到平衡后增大压强，加压平衡向逆反应方向移动，故恒容时反应达平衡后吸收的热量比恒压时反应达平衡后吸收的热量少。②根据题图1知，900 ℃时，合成气产率已经较高，再升高温度产率增幅不大，但升高温度，能耗升高，经济效益降低。(3)该电池中Al作负极，电解质为含AlCl3的离子液体，故负极反应为Al－3e－===Al3＋。正极为多孔碳电极，根据正极反应式，得正极总反应为6CO2＋6e－===3C2O，O2不参与正极的总反应，故O2为催化剂。将负极反应式：2Al－6e－===2Al3＋和正极反应式：6CO2＋6e－===3C2O相加，可得该电池的总反应式为2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3。‎ 答案　(1)CO　10‎ ‎(2)①＋120 kJ·mol－1　B ‎②900 ℃时，合成气产率已经较高，再升高温度产率增幅不大，但能耗升高，经济效益降低 ‎(3)Al－3e－===Al3＋(或2Al－6e－===2Al3＋)　催化剂 ‎2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3‎ 61‎ ‎[题型训练2] NO2与SO2能发生反应：NO2＋SO2SO3＋NO，某研究小组对此进行相关实验探究。‎ ‎(1)硝酸厂向大气中排放NO2造成的环境问题是____________________________‎ ‎_________________________________________________。‎ ‎(2)为了减少SO2的排放，将含SO2的烟气通过洗涤剂X，充分吸收后再向吸收后的溶液中加入稀硫酸，既可以回收SO2，同时又可得到化肥。上述洗涤剂X可以是________(填序号)。‎ a．Ca(OH)2 b．K2CO3‎ c．Na2SO3 d．NH3·H2O ‎(3)实验中，尾气可以用碱溶液吸收。NaOH溶液吸收NO2时，发生的反应为2NO2＋2OH－===NO＋NO＋H2O，反应中形成的化学键是________(填化学键的类型)。用NaOH溶液吸收少量SO2的离子方程式为________________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ ‎(4)已知：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)　ΔH＝－113.0 kJ·mol－1‎ ‎2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1‎ 则NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)　ΔH＝________。‎ ‎(5)在固定体积的密闭容器中，使用某种催化剂，改变原料气配比进行多组实验(各次实验的温度可能相同，也可能不同)，测定NO2的平衡转化率。部分实验结果如图所示：‎ ‎①如果要将图中C点的平衡状态改变为B点的平衡状态，应采取的措施是_________________________________________________________________‎ ‎____________________________________________________________；‎ ‎②若A点对应实验中，SO2(g)的起始浓度为c0 mol·L－1，经过t min达到平衡状态，该时段化学反应速率v(NO2)＝________ mol·L－1·min－1；‎ ‎③图中C、D两点对应的实验温度分别为TC和TD，通过计算判断TC________TD 61‎ ‎(填“>”“＝”或“<”)。‎ 解析　(1)硝酸厂向大气中排放NO2造成的环境问题是酸雨、光化学烟雾等。(2)SO2是酸性氧化物，由于同时又可得到化肥，因此洗涤剂应该是碳酸钾或氨水。(3)发生的反应为2NO2＋2OH－===NO＋NO＋H2O，反应中生成亚硝酸根、硝酸根和水，形成的化学键是共价键；用NaOH溶液吸收少量SO2反应生成亚硫酸钠和水，反应的离子方程式为SO2＋2OH－===SO＋H2O。(4)①2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)　ΔH＝－113.0 kJ·mol－1，②2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－196.6 kJ·mol－1，利用盖斯定律由(②－①)×1/2得到NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)　ΔH＝－41.8 kJ·mol－1。(5)NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)　ΔH＝－41.8 kJ·mol－1，反应为气体体积不变的放热反应，则①如果将图中C点的平衡状态改变为B点的平衡状态，平衡转化率增大，平衡正向进行，正反应为放热反应，降低温度平衡正向进行。②A点平衡转化率为50%，n0(NO2)∶n0(SO2)＝0.4，SO2(g)的起始浓度为c0 mol·L－1，NO2起始浓度为0.4c0 mol·L－1，反应的二氧化氮浓度为0.4c0 mol·L－1×50%＝0.2c0 mol·L－1，该时段化学反应速率v(NO2)＝＝ mol·L－1·min－1。③NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)　ΔH＝－41.8 kJ·mol－1，反应为放热反应，C点n0(NO2)∶n0(SO2)＝1.0，SO2(g)的起始浓度为c0 mol·L－1，NO2起始浓度c(NO2)＝c0 mol·L－1，图中C、D两点对应的实验温度分别为TC和TD，C点二氧化氮转化率为50%，‎ 平衡常数KC＝1，‎ D点二氧化氮转化率40%，n0(NO2)∶n0(SO2)＝1.5，SO2(g)的起始浓度为c0 mol·L－1，NO2起始浓度c(NO2)＝1.5c0 mol·L－1，则 61‎ 平衡常数KD＝1，‎ 平衡常数相同说明反应温度相同，TC＝TD。‎ 答案　(1)酸雨、光化学烟雾　(2)bd ‎(3)共价键　SO2＋2OH－===SO＋H2O ‎(4)－41.8 kJ·mol－1‎ ‎(5)①降低温度　②　③＝‎ ‎[典例演示2] 氮及其化合物对生产、生活有重要的意义。‎ ‎(1)合成氨的原理如图1所示，该反应的热化学方程式为 ‎________________________________________________________________‎ ‎______________________________________________________________。‎ ‎(2)尿素是重要的肥料，工业合成尿素的反应如下：‎ ‎2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)‎ ΔH>0‎ 该反应合适的反应条件是________。‎ A．高温 B．低温 ‎ C．高压 D．低压 61‎ E．催化剂 ‎(3)氨基甲酸铵是合成尿素的一种中间产物。将体积比为2∶1的NH3和CO2的混合气体充入一个容积不变的真空密闭容器中，在恒定温度下使其发生下列反应并达到平衡：‎ ‎2NH3(g)＋CO2(g)NH2COONH4(s)‎ 实验测得的不同温度下的平衡数据如表所示：‎ 温度/℃‎ ‎15.0‎ ‎20.0‎ ‎25.0‎ ‎30.0‎ ‎35.0‎ 平衡状态下气体总 浓度/(10－3 mol·L－1)‎ ‎2.4‎ ‎3.4‎ ‎4.8‎ ‎6.8‎ ‎9.4‎ ‎①根据表中数据，则2NH3(g)＋CO2(g)NH2COONH4(s)　ΔH________(填“>”或“<”)0，列式计算25.0 ℃时的平衡常数：_______________________。‎ ‎②关于上述反应的平衡状态，下列说法正确的是________。‎ A．分离出少量的氨基甲酸铵，反应物的转化率将增大 B．平衡时降低反应体系温度，CO2的体积分数下降 C．NH3的转化率始终等于CO2的转化率 D．加入有效催化剂能够提高氨基甲酸铵的产率 ‎③已知氨基甲酸铵极易发生水解反应：NH2COONH4＋2H2ONH4HCO3＋NH3·H2O某研究小组分别测定三份初始浓度不同的氨基甲酸铵溶液的水解反应速率，得到c(NH2COO－)随时间变化的趋势如图2所示。‎ 根据图2中信息，说明水解反应速率随温度升高而增大的依据：__________________________________________________________‎ ‎_________________________________________________________。‎ ‎④现将氨基甲酸铵粉末逐渐加入1 L 0.1 mol·L－1的盐酸中直到溶液的pH＝7(室温下，忽略溶液体积变化)，共用去0.052 mol氨基甲酸铵，此 61‎ 时溶液中几乎不含碳元素。此时溶液中c(NH)＝________。‎ 解析　本题主要考查化学反应原理，意在考查考生对图表信息的处理能力及对化学平衡等知识的综合应用能力。‎ ‎(1)由题图l可知，破坏1 mol N2与3 mol H2中的旧化学键吸收的热量＝946 kJ＋3×436 kJ＝2 254 kJ，形成2 mol NH3中新化学键所释放的热量：2×1 173 kJ，故合成氨的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝(2 254－2×1 173)kJ·mol－1＝－92 kJ·mol－1。‎ ‎(2)2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)　ΔH>0，该反应为吸热反应且正反应是气体体积减小的反应，故反应条件应选择高温、高压，加入合适的催化剂有利于提高反应的速率和选择性。(3)①随着温度的升高，气体的总浓度增大，说明平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，ΔH<0。根据表中数据，25.0 ℃时的平衡常数K＝＝＝6.1×107。②氨基甲酸铵是固体，分离出少量的氨基甲酸铵，平衡不移动，反应物的转化率不变，选项A错误；按系数比加入各反应物，各反应物的转化率始终相同，反应达到平衡时，降低反应体系温度，平衡正向移动。氨气和CO2的转化率相同且均增大，但CO2的体积分数不变，选项B错误，选项C正确；加入有效催化剂只能加快化学反应速率，不能提高氨基甲酸铵的产率，选项D错误。③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但25 ℃时0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大。④根据电荷守恒，c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，常温下pH＝7的溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1。‎ 答案　(1)N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ·mol－1　(2)ACE ‎(3)①<　K＝＝‎ ＝6.1×107‎ ‎②C　③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大　④0.1 mol·L－1‎ ‎[题型训练3] 氢能是理想的清洁能源，资源丰富。以太阳能为热源分解Fe3O4，经由热化学铁氧化合物循环分解水制H2的过程如图1：‎ 61‎ ‎(1)过程Ⅰ：2Fe3O4(s)6FeO(s)＋O2(g)　ΔH＝＋313.2 kJ·mol－1‎ ‎①过程Ⅰ需要将O2不断分离出去，目的是_________________________‎ ‎______________________________________________________。‎ ‎②一定温度下，在容积可变的密闭容器中，该反应已达到平衡，下列说法正确的是________(填字母标号)。‎ a．容器内气体密度和相对分子质量都不再改变 b．升高温度，容器内气体密度变大 c．向容器中通入N2，Fe3O4的转化率不变 d．缩小容器容积，O2(g)浓度变大 ‎③在压强p1下，Fe3O4的平衡转化率随温度变化的曲线如图2所示。若将压强由p1增大到p2，在图2中画出p2下的α(Fe3O4)—T曲线示意图。‎ ‎(2)已知H2的燃烧热是285.8 kJ·mol－1，则液态水通过过程Ⅱ转化的热化学方程式为_____________________________________________________。‎ ‎(3)其他条件不变时，过程Ⅱ在不同温度下，H2O的转化率随时间的变化[α(H2O)—t]曲线如图3所示，温度T1、T2、T3由大到小的关系是________________，‎ 判断依据是__________________________________________________‎ ‎________________________________________________________。‎ ‎(4)科研人员研制出透氧膜(OTM)，它允许电子和O2－同时透过，可实现水连续分解制H2，工作时CO、H2O分别在透氧膜的两侧反应。工作原理如图所示：‎ 61‎ CO在________(填“a”或“b”)侧反应，另一侧的电极反应式为___________________________________________________‎ ‎_______________________________________________________。‎ 解析　(1)①过程Ⅰ将O2不断分离出去，降低c(O2)，使平衡正向移动，从而提高Fe3O4的转化率。②容器中只有O2为气体，气体的密度和相对分子质量不再改变时，反应达到平衡，a项正确；升高温度，平衡正向移动，气体的质量增加，但容器的容积也增大，无法定性判断气体密度的变化，可以根据理想气体状态方程来判断，pV＝nRT可变形为p＝RT，容器容积可变，则p不变，而M、R为常数，则升温时，ρ减小，b项错误；向容器中通入N2，则容器容积增大，平衡向正反应方向移动，Fe3O4的转化率增大，c项错误；温度不变，平衡常数不变，O2浓度不变，d项错误。③相同温度下，增大压强，平衡逆向移动，Fe3O4的平衡转化率减小。(2)过程Ⅱ的反应为：3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)，已知①2Fe3O4(s)6FeO(s)＋O2(g)　ΔH＝＋313.2 kJ·mol－1，②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由－(①×)－②，可得3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)　ΔH＝－(313.2 kJ·mol－1×)－(－285.8 kJ·mol－1)＝＋129.2 kJ·mol－1。(3)其他条件相同时，在相同时间段内，转化率：α(H2O)T1>α(H2O)T2>α(H2O)T3，因为该反应是吸热反应，升高温度平衡右移，所以T1>T2>T3。(4)根据水分解制H2，则水得到电子，发生还原反应，H2O在a侧反应，CO在b侧反应，a侧的电极反应为：H2O＋2e－===H2↑＋O2－。‎ 答案　(1)①提高Fe3O4的转化率　②a ‎③如图所示 ‎(2)3FeO(s)＋H2O(l)===H2(g)＋Fe3O4(s)　ΔH＝＋129.2 kJ·mol－1‎ ‎(3)T1>T2>T3　其他条件相同时，因为该反应是吸热反应，升高温度平衡右移，所以T1>T2>T3‎ 61‎ ‎(4)b　H2O＋2e－===H2↑＋O2－‎ ‎1．(2018·昆明市高三模拟调研，8)钼(Mo)是一种难熔稀有金属，我国的钼储量居世界第二。钼及其合金在冶金、农业、电器、化工、环保等方面有着广泛的应用。‎ ‎(1)Mo可被发烟硝酸氧化，产物MoOF4和MoO2F2的物质的量之比为1∶1，完成下列化学方程式：‎ ‎________Mo＋________HF＋________HNO3===________MoO2F2＋________MoOF4＋________NO2↑＋________‎ ‎(2)已知：①2Mo(s)＋3O2(g)===2MoO3(s)　ΔH1‎ ‎②MoS2(s)＋2O2(g)===Mo(s)＋2SO2(g)　ΔH2‎ ‎③2MoS2(s)＋7O2(g)===2MoO3(s)＋4SO2(g)　ΔH3‎ 则ΔH3＝________(用含ΔH1、ΔH2的代数式表示)，在反应③中若有0.2 mol MoS2参加反应，则转移电子________ mol。‎ ‎(3)密闭容器中用Na2CO3(s)作固硫剂，同时用一定量的氢气还原辉钼矿(MoS2)的原理是：‎ MoS2(s)＋4H2(g)＋2Na2CO3(s)Mo(s)＋2CO(g)＋4H2O(g)＋2Na2S(s)　ΔH 实验测得平衡时的有关变化曲线如图所示：‎ ‎①由图可知，该反应的ΔH________(填“>”或“<”)0；p2________(填“>”或“<”)0.1 MPa。‎ ‎②如果上述反应在体积不变的密闭容器中达到平衡，下列说法错误的是________(选填编号)。‎ A．v正(H2)＝v逆(H2O)‎ B．再加入MoS2，则H2的转化率增大 C．容器内气体的密度不变时，一定达到平衡状态 D．容器内压强不变时，一定达到平衡状态 ‎③由图可知M点时氢气的平衡转化率为________(计算结果保留三位有效数字)。‎ ‎④平衡常数可用平衡分压代替平衡浓度计算，气体分压＝气体总压×物质的量分数。求图中M点的平衡常数Kp＝________(MPa)2。‎ 61‎ 解析　(1)由于MoOF4和MoO2F2的物质的量之比为1∶1，设二者的系数均为1，则Mo的系数为2，HF的系数为6，根据Mo元素化合价变化，可确定HNO3的系数为12，NO2的系数为12，根据元素守恒可知缺项物质为H2O，其系数为9。(2)根据盖斯定律，由①＋②×2得③，故ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2。反应③中MoS2和O2分别作还原剂和氧化剂，若0.2 mol MoS2参加反应，则参加反应的O2为0.7 mol，转移电子的物质的量为0.7 mol×4＝2.8 mol。(3)①从图像可看出随着温度升高，H2的体积分数减小，即升温平衡正向移动，正反应为吸热反应，ΔH>0。该反应为气体分子数增大的反应，增大压强平衡逆向移动，H2的体积分数增大，故p2>0.1 MPa。②该反应中H2和H2O的化学计量数均为4，则达到平衡状态时v正(H2)＝v逆(H2O)，A项正确；MoS2为固态，再加入MoS2对平衡移动无影响，H2的转化率不变，B项错误；反应前后气体的总质量不相等，当气体的密度不再发生变化时反应达到平衡状态，C项正确；容器内压强不再发生变化，说明气体的物质的量不再发生变化，则反应一定达到化学平衡状态，D项正确。③设起始时加入容器中的H2的物质的量为a mol，达到M点平衡状态时，反应的H2的物质的量为x mol，根据三段式法可知平衡时CO和H2O(g)的物质的量分别为x/2 mol、x mol，则平衡时H2的物质的量为(a－x)mol，根据平衡时H2的体积分数为25%得×100%＝25%，解得x＝，则H2的平衡转化率为×100%≈66.7%。④根据③中分析可知平衡时H2、CO、H2O(g)的物质的量分别为 mol、 mol和 mol，设气体总压为p，则平衡时H2产生的分压为p＝，同理可得CO、H2O(g)产生的分压分别为和，则图中M点的平衡常数Kp＝＝p2，代入p＝0.1 MPa得Kp＝0.01(MPa)2。‎ 答案　(1)2　6　12　1　1　12　9H2O ‎(2)ΔH1＋2ΔH2　2.8‎ ‎(3)①>　>　②B　③66.7%　④0.01‎ ‎2．(2018·唐山第一学期统考，28)苯乙烯是重要的化工原料。以乙苯(C6H5—CH2CH3)为原料，采用催化脱氢的方法制取苯乙烯(C6H5—CH===CH2)，反应的化学方程式为：C6H5—CH2CH3(g)C6H5—CH===CH2(g)＋H2(g)　ΔH＝＋117.6 kJ·mol－1。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)已知：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)‎ ΔH＝－285.8 kJ·mol－1；‎ 61‎ C6H5—CH2CH3(g)＋O2(g)===8CO2(g)＋5H2O(l)　ΔH＝－4 607.1 kJ·mol－1。‎ 则C6H5—CH===CH2(g)＋10O2(g)===8CO2(g)＋4H2O(l)‎ ΔH＝________。‎ ‎(2)工业上，在恒压设备中进行上述反应制取苯乙烯，常在乙苯蒸气中通入大量水蒸气。请用化学平衡理论解释通入大量水蒸气的原因______________________‎ ‎___________________________________________________________。‎ ‎(3)已知T ℃下，将a mol乙苯蒸气通入到体积为V L的密闭容器中进行上述反应，反应时间与容器内的总压强数据如表：‎ 时间t/min ‎0‎ ‎10‎ ‎20‎ ‎30‎ ‎40‎ 总压强p/‎ ‎1 000 kPa ‎1.0‎ ‎1.3‎ ‎1.45‎ ‎1.5‎ ‎1.5‎ ‎①由表中数据计算0～10 min内v(C6H5—CH2CH3)＝________。(用含a、V的式子表示)‎ ‎②该反应平衡时乙苯的转化率为________。‎ ‎(4)苯乙烯与溴化氢发生的加成反应产物有两种，其反应的化学方程式如下：‎ i．C6H5—CH===CH2(g)＋HBr(g)C6H5—CH2CH2Br(g)‎ ii.C6H5—CH===CH2(g)＋HBr(g)C6H5—CHBrCH3(g)‎ ‎600 ℃时，向3 L恒容密闭容器中充入1.2 mol C5H6—CH===CH2(g)和1.2 mol HBr(g)发生反应，达到平衡时C6H5—CH2CH2Br(g)和C6H5—CHBrCH3(g)的物质的量(n)随时间(t)变化的曲线如图所示。‎ ‎①600 ℃，反应ii的化学平衡常数Kii＝________。‎ ‎②反应平衡后，若保持其他条件不变，向该容器中再充入1 mol C6H5—CH2CH2Br(g)，则反应ii将________(填“正向”、“逆向”或“不”)移动。‎ ‎③在恒温恒容的密闭容器中，苯乙烯与溴化氢发生i、ii两个加成反应，可以判断反应已达到平衡状态的是________。‎ 61‎ A．容器内混合气体的密度不再改变 B．C6H5—CH2CH2Br(g)的生成速率与C6H5—CHBrCH3(g)的分解速率相等 C．反应器中压强不再随时间变化而变化 D．混合气体的平均相对分子质量保持不变 解析　(1)将题中已知热化学方程式依次编号为①②③④，根据盖斯定律；④＝③－②－①，故ΔH＝－4 607.1 kJ·mol－1－(－285.8 kJ·mol－1)－(117.6 kJ·mol－1)＝－4 438.9 kJ·mol－1。(2)该反应是气体分子数增大的可逆反应，恒压条件下通入水蒸气，总压不变，容器体积增大，平衡向正反应方向移动，苯乙烯产量提高。(3)①根据C6H5—CH2CH3(g)C6H5—CH===CH2(g)＋H2(g)，设0～10 min内乙苯转化x mol，则10 min末乙苯为(a－x)mol，苯乙烯、H2均为x mol，根据起始时和10 min时的压强，有a∶(a＋x)＝1.0∶1.3，解得x＝0.3a，故v(乙苯)＝＝ mol·L－1·min－1。②根据表格中数据，反应在30 min时处于平衡状态，设平衡建立过程中乙苯转化y mol，则平衡时乙苯为(a－y)mol，苯乙烯、H2均为y mol，根据起始时和平衡时的压强，有a∶(a＋y)＝1.0∶1.5，解得y＝0.5a，故乙苯的平衡转化率为×100＝50%。(4)①根据图示，600 ℃两反应达平衡时，n(C6H5—CHBrCH3)＝0.6 mol，n(C6H5—CH===CH2)＝(1.2－0.3－0.6)mol＝0.3 mol，n(HBr)＝0.3 mol，则反应ii的平衡常数Kii＝/(×)＝20 L·mol－1。②反应平衡后，向该容器中再充入1 mol C6H5—CH2CH2Br(g)，反应i向逆反应方向移动，苯乙烯、HBr的浓度增大。苯乙烯、HBr的浓度增大，反应ii向正反应方向移动。③该反应体系全为气体，气体质量不变，又容器恒容，因此气体密度始终不变，A项不能说明反应达平衡，A项错误；C6H5—CH2CH2Br(g)的生成速率与C6H5—CH2CH2Br(g)的分解速率相等，表明反应1的正反应速率和反应ii的逆反应速率相等，不是同一反应的正逆反应速率相等，不能说明反应达到平衡状态，B项错误；两个反应在反应前后气体分子数均不相等，因此气体的压强为变量，压强不变时可以说明反应达平衡，C项正确；反应体系全为气体，气体质量不变，两个反应前后气体分子数均不相等，因此气体的平均相对分子质量为变量，故混合气体的平均相对分子质量不变可以说明反应达平衡，D项正确。‎ 答案　(1)－4 438.9 kJ·mol－1‎ ‎(2)该反应是气体分子数增大的可逆反应，恒压条件下通入水蒸气，总压不变，容器体积增大，反应体系分压减小，平衡正移，苯乙烯产量提高 61‎ ‎(3)①(0.03 a/V)mol·L－1·min－1　②50%‎ ‎(4)①20(或20 L·mol－1)　②正向　③CD ‎3．(2018·黄岗高三调研考试，29)中科院大连化学物理研究所的一项最新成果实现了甲烷高效生产乙烯，甲烷在催化作用下脱氢，在气相中经自由基偶联反应生成乙烯，如图所示。‎ 物质 燃烧热/(kJ·mol－1)‎ 氢气 ‎285.8‎ 甲烷 ‎890.3‎ 乙烯 ‎1 411.0‎ ‎(1)已知相关物质的燃烧热如上表，写出甲烷制备乙烯的热化学方程式__________________________________________________________。‎ ‎(2)在400 ℃时，向1 L的恒容反应器中充入1 mol CH4，发生上述反应，测得平衡混合气体中C2H4的体积分数为20.0%。则在该温度下，其平衡常数K＝________。按化学平衡移动原理，在下图中画出CH4的平衡转化率与温度及压强(p1>p2)的关系曲线。‎ ‎(3)在制备C2H4时，通常存在副反应：2CH4(g)===C2H6(g)＋H2(g)。在常温下，向体积为1 L的恒容反应器中充入1 mol CH4，然后不断升高温度，得到上图。‎ ‎①在200 ℃时，测出乙烷的量比乙烯多的主要原因是____________________‎ ‎____________________________________________________________。‎ ‎②在600 ℃后，乙烯的体积分数减少的主要原因是__________________________‎ ‎___________________________________________________________。‎ ‎(4)工业上常采用除杂效率高的吸收—电解联合法，除去天然气中杂质气体H2S，并将其转化为可回收利用的单质硫，其装置如下图所示。‎ 61‎ 通电前，先通入一段时间含H2S的甲烷气，使部分NaOH吸收H2S转化为Na2S，再接通电源，继续通入含H2S杂质的甲烷气，并控制好通气速率。则装置中右端碳棒为________极，左端碳棒上的电极反应为________，右池中的c(NaOH)∶c(Na2S)________(填“增大”、“基本不变”或“减小”)。‎ 解析　(1)根据H2、CH4和C2H4的燃烧热数据可写出热化学方程式：①H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1，③C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由②×2－③－①×2得2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋202.0 kJ·mol－1。‎ ‎(2)设平衡时转化的CH4的物质的量为2x mol，根据三段式法进行计算：‎ 则×100%＝20.0%，解得x＝0.25，则平衡时CH4、C2H4、H2的物质的量浓度分别为0.50 mol·L－1、0.25 mol·L－1和0.50 mol·L－1，则K＝＝0.25。该反应为吸热反应，升高温度，CH4的平衡转化率增大；该反应为气体分子数增大的反应，温度相同时增大压强，CH4的平衡转化率降低，据此画出图像。(3)①题图中200 ℃时乙烷的量比乙烯多，这是因为该条件下乙烷的生成速率比乙烯的快。②在600 ℃后，乙烯的体积分数减少，主要是因为乙烯发生了分解反应。(4)结合题图可知右侧通入含有H2S杂质的甲烷气，得到除杂后的甲烷气，结合题意，则右端碳棒为电解池的阳极，左端碳棒为阴极。阴极上水电离出的H＋得电子被还原为H2，电极反应式为2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑或2H＋＋2e－===H2↑。右池中相当于H2S发生氧化反应而被除去，则溶液中c(NaOH)∶c(Na2S)基本保持不变。‎ 61‎ 答案　(1)2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋202.0 kJ·mol－1(或CH4(g)C2H4(g)＋H2(g)　ΔH＝＋101.0 kJ·mol－1)‎ ‎(2)0.25或0.25 mol·L－1　如图所示 ‎(3)①在200 ℃时，乙烷的生成速率比乙烯的快 ‎②在600 ℃后，乙烯开始分解为碳和氢气 ‎(4)阳　2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑或2H＋＋2e－===H2↑　基本不变 题型特训(一)　对应学生用书P142‎ ‎1．(2017·课标全国Ⅲ，28)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－1Na3AsO3、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。‎ 61‎ ‎①下列可判断反应达到平衡状态的是________(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)As原子序数为33，位于第四周期第ⅤA族，据此可画出原子结构示意图(见答案)；‎ ‎(2)由题意可知反应物中有As2S3 、O2，产物为H3AsO4 、S，根据电子得失守恒可以配平这四种物质的系数，根据元素守恒可知反应物还有水且系数为6，配平后的方程式为2As2S3＋5O2＋6H2O===4H3AsO4＋6S，加压可以增加反应物O2的浓度，提高As2S3的转化率；‎ ‎(3)由盖斯定律可知①×2－②×3－③可得所求反应，故ΔH＝2ΔH1－3ΔH2－ΔH3；‎ ‎(4)①a项，随着反应进行，溶液的pH不断降低，当pH不再变化时，说明反应达到了平衡；b项，速率之比等于化学计量数之比，该结论在任何时刻都成立，故无法判断是否达到平衡；c项，随着反应进行，c(AsO)不断增大，c(AsO)不断减小，当二者比值不变时，说明二者浓度不再改变，则反应达到平衡；d项，由图像并结合方程式可知，平衡时c(I－)＝2y mol/L，故当c(I－)＝y mol/L时，反应未达到平衡；‎ ‎②由图像可知tm时刻后c(AsO)仍在不断增加，说明反应还在正向进行，故此时v正大于v逆；‎ ‎③tm到tn时刻，反应一直正向进行，生成物的浓度逐渐增大，所以逆反应速率不断增大，故tm时v逆小于tn时v逆；‎ ‎④混合后c(AsO)＝x mol/L，c(I2)＝x mol/L，由图像可知平衡时生成的c(AsO)＝y mol/L，溶液的pH＝14，则c(OH－)＝1 mol/L，列出三段式为 ‎ AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)‎ 61‎ x　 x　　 　　　　　　　0　　 0‎ y y 2y y 2y x－y x－y 1 y 2y 则平衡常数K＝＝。‎ 答案　(1)‎ ‎(2)2As2S3＋5O2＋6H2O===4H3AsO4＋6S　加压可以增加反应物O2的浓度，提高As2S3的转化率 ‎(3)2ΔH1－3ΔH2－ΔH3‎ ‎(4)①ac　②大于　③小于　tm时生成物浓度较低 ‎④ ‎2．二氧化碳是用途非常广泛的基础化工原料，回答下列问题：‎ ‎(1)工业上可以用CO2来生产燃料甲醇。‎ 已知：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(l)＋H2O(l)　ΔH＝－131.0 kJ·mol－1；‎ H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1‎ CH3OH(l)的燃烧热ΔH＝________。‎ ‎(2)在催化剂作用下，CO2和CH4可以直接转化为乙酸：‎ CO2(g)＋CH4(g)===CH3COOH(g)　ΔH＝＋36.0 kJ·mol－1。‎ 在不同温度下乙酸的生成速率变化如图所示。‎ ‎①当温度在250 ℃～300 ℃范围时，乙酸的生成速率减慢的主要原因是_________________________________________________________，‎ 当温度在300 ℃～400 ℃范围时，影响乙酸生成速率的主要因素是____________________________________________________。‎ 61‎ ‎②欲使乙酸的平衡产率提高，应采取的措施是________(填标号)。‎ A．升高温度 B．降低温度 C．增大压强 D．降低压强 ‎(3)高温下，CO2与足量的碳在密闭容器中实现反应：‎ C(s)＋CO2(g)2CO(g)。‎ ‎①向容积为1 L的恒容容器中加入0.2 mol CO2，在不同温度下达到平衡时CO2的物质的量浓度c(CO2)随温度的变化如图所示。则该反应为________(填“放热”或“吸热”)反应，某温度下，若向该平衡体系中再通入0.2 mol CO2，平衡________(填“正向”“逆向”或“不”)移动，达到新平衡后，体系中CO的百分含量________(填“变大”“变小”或“不变”)。‎ ‎②向压强为p、体积可变的恒压容器中充入一定量CO2，650 ℃时反应达到平衡，CO的体积分数为40.0%，则CO2的转化率为________。气体分压(p分)＝气体总压(p总)×体积分数，用某物质的平衡分压代替物质的量浓度也可以表示化学平衡常数(记作Kp)，此温度下，该反应的化学平衡常数Kp＝________(用含p的代数式表示)，若向平衡体系中再充入V(CO2)∶V(CO)＝5∶4的混合气体，平衡________(填“正向”“逆向”或“不”)移动。‎ 解析　(1)燃烧热是指25 ℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。将题中已知的热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由②×3－①可得：CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)‎ ΔH＝(－285.8 kJ·mol－1)×3－(－131.0 kJ·mol－1)＝－726.4 kJ·mol－1。(2)①当温度在250 ℃～300 ℃范围时，随着温度的升高乙酸的生成速率反而减慢，主要原因是催化剂活性降低。当温度在300 ℃～400 ℃范围时，随着温度的升高乙酸的生成速率又有所上升，是因为该反应是吸热反应，此时影响乙酸生成速率的主要因素是温度。②因为该反应是气体分子数减小的吸热反应，根据平衡移动原理，欲使乙酸的平衡产率提高，可采取的措施是升高温度、增大压强，A、C项正确。(3)①由题图可得，随着温度的升高，平衡时CO2‎ 61‎ 的物质的量浓度逐渐减小，根据平衡移动原理，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，所以该反应为吸热反应。向该平衡体系中再通入0.2 mol CO2，反应物浓度增加，平衡正向移动。再通入CO2达到的平衡与在原平衡的基础上增大压强达到的平衡互为等效平衡，该反应为气体分子数增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，故达到新平衡后，体系中CO的百分含量变小。②设CO2的初始浓度为a mol·L－1，转化浓度为x mol·L－1，根据三段式法进行计算：‎ 则有：×100%＝40.0%，解得x＝a，所以CO2的转化率为×100%＝25%。根据题意可知，气体总浓度为＋＝(mol·L－1)。CO2的分压为p×(÷)＝0.6p，CO的分压为p×(÷)＝0.4p，故Kp＝≈0.267p。原平衡体系中V(CO2)∶V(CO)＝3∶2，恒压条件下，向原平衡体系中再充入V(CO2)∶V(CO)＝5∶4的混合气体，相当于在原平衡的基础上再通入CO，所以平衡逆向移动。‎ 答案　(1)－726.4 kJ·mol－1‎ ‎(2)①催化剂活性降低　温度　②AC ‎(3)①吸热　正向　 变小　②25%　(或0.267p)‎ 逆向 ‎3．要实现人类的可持续发展，必须重视环境保护问题。‎ Ⅰ.硫和氮的氧化物直接排放会引起严重的环境问题，请回答下列问题：‎ ‎(1)下列环境问题主要由硫和氮的氧化物的排放引起的是________(填标号)。‎ a．全球变暖 b．酸雨 c．水体富营养化 d．白色污染 ‎(2)SO2的排放主要来自于煤的燃烧。常用石灰石进行脱硫，其产物可以作建筑材料。‎ 已知：CaCO3(s)===CO2(g)＋CaO(s)　ΔH＝＋178.2 kJ·mol－1‎ SO2(g)＋CaO(s)===CaSO3(s)　ΔH＝－402.0 kJ·mol－1‎ ‎2CaSO3(s)＋O2(g)===2CaSO4(s)　ΔH＝－234.2 kJ·mol－1‎ 写出石灰石脱硫反应的热化学方程式：__________________________________‎ ‎________________________________________________________。‎ 61‎ Ⅱ.NOx的排放主要来自于汽车尾气，包含NO2和NO，有人提出用活性炭对NOx进行吸附，发生反应如下：‎ 反应a：C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)‎ ΔH＝－34.0 kJ·mol－1‎ 反应b：2C(s)＋2NO2(g)N2(g)＋2CO2(g)‎ ΔH＝－64.2 kJ·mol－1‎ ‎(3)对于反应a，在T1 ℃时，借助传感器测得反应在不同时刻各物质的浓度如表所示：‎ ‎　　　　时间/min 浓度/(mol·L－1)　　　　‎ ‎0‎ ‎10‎ ‎20‎ ‎30‎ ‎40‎ ‎50‎ NO ‎1.00‎ ‎0.58‎ ‎0.40‎ ‎0.40‎ ‎0.48‎ ‎0.48‎ N2‎ ‎0‎ ‎0.21‎ ‎0.30‎ ‎0.30‎ ‎0.36‎ ‎0.36‎ ‎①0～10 min内，NO的平均反应速率v(NO)＝________，升高反应温度，该反应的平衡常数K________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ ‎②30 min后，只改变某一条件，反应重新达到平衡，根据表中的数据判断改变的条件可能是________(填标号)。‎ a．加入一定量的活性炭 b．通入一定量的NO c．适当缩小容器的体积 d．加入合适的催化剂 ‎(4)某实验室模拟反应b，在密闭容器中加入足量的活性炭和一定量的NO2，维持温度为T2 ℃，不同压强下反应b经过相同时间NO2的转化率随压强变化曲线如图所示：‎ ‎1 050 kPa前，反应b中NO2转化率随着压强增大而增大的原因是_____________________________________________________‎ ‎_______________________________________________________。‎ 在1 100 kPa时，NO2的体积分数为________。‎ 61‎ ‎(5)用某物质的平衡分压代替其物质的量浓度也可以表示化学平衡常数(Kp)；在T2 ℃、1.1×106 Pa时，反应b的化学平衡常数Kp＝________；已知气体分压(p分)＝气体总压(p总)×体积分数，保留3位有效数字。‎ 解析　(1)全球变暖主要是CO2的大量排放引起的；酸雨主要是大量排放含SO2或氮氧化物的气体引起的；水体富营养化是大量排放含氮、磷元素的废水引起的；白色污染是指塑料污染。(2)石灰石脱硫反应的热化学方程式为2CaCO3(s)＋2SO2(g)＋O2(g)===2CaSO4(s)＋2CO2(g)，根据盖斯定律，ΔH＝＋178.2 kJ·mol－1×2＋(－402.0 kJ·mol－1×2)＋(－234.2 kJ·mol－1)＝－681.8 kJ·mol－1。(3)①0～10 min内，v(NO)＝(1.00－0.58)mol·L－1÷10 min＝0.042 mol·L－1·min－1，该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数K减小。②30 min后，反应物NO和生成物N2的浓度都增大，且增大的幅度相同，结合该反应是反应前后气体分子数不变的反应，则改变的条件可能是适当缩小容器的体积；通入一定量的NO，平衡正向移动，NO和N2浓度均增大，符合表中数据的变化趋势。(4)1 050 kPa前反应未达到平衡状态，随着压强的增大，物质的浓度增大，反应速率加快，NO2转化率增大。在1 100 kPa时，NO2的转化率为40%，设NO2的起始物质的量为2 mol，则平衡时NO2、N2、CO2的物质的量依次为1.2 mol、0.4 mol、0.8 mol，NO2的体积分数(即物质的量分数)为50%。(5)根据第(4)问可知，在T2 ℃、1.1×106 Pa时，平衡时NO2、N2、CO2的体积分别占气体总体积的、、，化学平衡常数Kp＝≈8.15×104。‎ 答案　(1)b ‎(2)2CaCO3(s)＋2SO2(g)＋O2(g)===2CaSO4(s)＋2CO2(g)　ΔH＝－681.8 kJ·mol－1‎ ‎(3)①0.042 mol·L－1·min－1　减小　②bc ‎(4)1 050 kPa前反应未达平衡状态，随着压强增大，物质的浓度增大，反应速率加快，NO2转化率增大　50%‎ ‎(5)8.15×104‎ ‎4．(2018·山东六校联考，28)航天员呼吸产生的CO2用下列反应处理，可实现空间站中O2的循环利用。‎ Sabatier反应：CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)‎ 电解水反应：2H2O(l)2H2(g)＋O2(g)‎ 61‎ ‎(1)将原料气按n(CO2)∶n(H2)＝1∶4置于5 L恒容密闭容器中发生Sabatier反应(整个过程不再充入任何物质)，其他条件相同时，测得φ(H2O)与温度的关系如图所示(虚线表示平衡曲线)。‎ ‎①400 ℃以上，上述体系中反应的平衡常数K随φ(H2O)降低而________(填“增大”、“减小”或“不变”)。‎ ‎②温度过高或过低均不利于该反应的进行，原因是_________________‎ ‎___________________________________________________。‎ ‎③Sabatier反应产生的CH4可用于消除空间站中NOx(NO和NO2的混合气体)的污染，实验测得相同状况下25 mL CH4可反应掉80 mL NOx，则氮氧化物中NO和NO2的体积比为________。‎ ‎(2)Sabatier反应在空间站进行时，下列措施能提高CO2平衡转化率的是________(填标号)。‎ a．增大催化剂的比表面积 b．反应器前段加热，后段冷却 c．提高原料气中CO2所占比例 ‎(3)500 ℃时，在恒压容器中充入1 mol CO2、4 mol H2，初始体积为5 L，经过5 min达到平衡，α(CO2)＝75%，则该温度下，Sabatier反应的平衡常数K＝________。(保留三位有效数字)‎ ‎(4)一种新的循环利用方案是用Bosch反应代替Sabatier反应。‎ ‎①经测定：Bosch反应平衡体系中，除生成了碳单质且φ(CH4)＝0外，其他所含物质及其聚集状态与Sabatier反应体系中相同。已知CO2(g)、H2O(g)的生成焓分别为－394 kJ·mol－1、－242 kJ·mol－1(生成焓指一定条件下由对应单质生成1 mol化合物时的焓变)。写出Bosch反应的热化学方程式：________________‎ 61‎ ‎______________________________________________________。‎ ‎②一定条件下Bosch反应必须在高温下才能启动，原因是 ‎________________________________________________________；‎ 若使用催化剂，在较低温度下反应就能启动。‎ 解析　(1)①由400 ℃以上，φ(H2O)的变化图像可知，该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，φ(H2O)减小，K减小。②温度过低，反应速率慢，单位时间内的产率低，温度过高，平衡逆向移动，反应物的转化率低。③相同状况下气体的体积之比等于物质的量之比，则甲烷为25 mol时，反应掉的NO和NO2共80 mol，在反应中CH4转化为CO2，NOx转化为N2，甲烷在反应中失去电子的物质的量为25 mol×8＝200 mol，设NO为x mol，NO2为y mol，则有：x＋y＝80，2x＋4y＝200，解得x＝60，y＝20，故NO和NO2的体积比为3∶1。(2)催化剂只能增大反应速率，不能提高CO2的平衡转化率，a项错误；反应器前段加热，后段冷却，降温平衡正向移动，有利于提高CO2的平衡转化率，b项正确；提高原料气中CO2所占比例，能提高氢气的平衡转化率，CO2的平衡转化率降低，c项错误。(3)根据三段式法，则有：‎ 设平衡时容器的体积为V L，由(1＋4)/5＝(0.25＋1＋0.75＋1.5)/V，得V＝3.5。则平衡时c(CO2)＝0.5/7 mol·L－1，c(H2)＝2/7 mol·L－1，c(CH4)＝1.5/7 mol·L－1，c(H2O)＝3/7 mol·L－1，K＝＝82.7。‎ ‎(4)①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－394 kJ·mol－1(a)，H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－242 kJ·mol－1(b)，根据盖斯定律，由2b－a得：CO2(g)＋2H2(g)C(s)＋2H2O(g)　ΔH＝－90 kJ·mol－1。②Bosch反应的活化能较高，反应必须在高温下才能启动。‎ 答案　(1)①减小　②温度过低，反应速率慢，单位时间内产率低；温度过高反应物转化率低　③3∶1‎ ‎(2)b　(3)82.7‎ ‎(4)①CO2(g)＋2H2(g)C(s)＋2H2O(g)　ΔH＝－90 kJ·mol－1　②‎ 61‎ 反应的活化能较高 ‎5．燃煤产生的烟气中含有较多的CO2、CO、SO2等影响环境的气体。如何综合利用这些气体一直是科研单位研究的热点。‎ ‎(1)已知：‎ ‎2CO2(g)＋6H2(g)CH3OCH3(g)＋3H2O(g)　ΔH1‎ CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH2‎ ‎2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)　ΔH3‎ 用ΔH2、ΔH3表示ΔH1，ΔH1＝________。‎ ‎(2)针对CO2与H2反应转化为二甲醚(g)和H2O(g)，研究发现，该反应中CO2的平衡转化率随反应温度、投料比[n(H2)/n(CO2)]的变化曲线如图：‎ ‎①ΔH1________(填写“>”或“<”)0。‎ ‎②若其他条件不变，仅仅增大压强，则逆反应速率会________(填写“增大”‘减小”或“不变”，下同)，平衡常数K会________。‎ ‎③在其他条件不变时，请在图中画出平衡时CH3OCH3的体积分数随投料比[n(H2)/n(CO2)]变化的曲线图。‎ ‎(3)研究发现，催化剂可以促使烟气CO、SO2转化为CO2、S。反应原理为：2CO(g)＋SO2(g)2CO2(g)＋S(l)　ΔH＝－270 kJ·mol－1。‎ ‎①其他条件相同，研究发现，分别选取Fe2O3、NiO、Cr2O3作上述反应的催化剂时，SO2的转化率随反应温度的变化如图，研究得出，应该选择Fe2O3‎ 61‎ 作催化剂，主要原因可能是：_________________________________________。‎ ‎②若在2 L恒容密闭容器中，将3 mol CO、1 mol SO2混合，在一定条件下引发反应，当SO2的平衡转化率为40%时，此时K＝________。‎ ‎③向反应容器中再分别通入下列气体，可以使SO2转化率增大的是________(填写编号)。‎ A．CO　　B．SO2　　C．N2　　D．H2S 　　E．CO2‎ 解析　(1)根据盖斯定律，得出ΔH1＝ΔH3－2ΔH2。‎ ‎(2)①由题图可知，当投料比一定时，温度越高，CO2的平衡转化率越低，所以升温，平衡左移，正反应为放热反应。②其他条件不变，增大压强，正、逆反应速率均增大；平衡常数只与温度有关，不随其他条件的变化而变化。③当反应物按系数之比投料时，CH3OCH3的体积分数最大。(3)①根据题图，可以得出Fe2O3作催化剂时，在相对较低的温度下可获得较高的SO2转化率，从而节约能源。②利用三段式法进行计算：‎ K＝＝0.44‎ ‎③增加CO的量，可以使SO2的转化率增大，A项符合题意；若增加SO2的量，平衡向正反应方向移动，但是SO2的转化率会降低，B项不符合题意；通入N2，不影响平衡移动，C项不符合题意；通入H2S，H2S会与SO2反应，平衡逆向移动，SO2的转化率会降低，D项不符合题意；通入CO2，平衡逆向移动，SO2的转化率会降低，E项不符合题意。‎ 答案　(1)ΔH3－2ΔH2‎ ‎(2)①<　②增大　不变 61‎ ‎③‎ ‎(3)①Fe2O3作催化剂时，在相对较低的温度下可获得较高的SO2转化率，从而节约能源　②0.44　③A 题型特训(二)　‎ ‎1．磷单质及其化合物在工农业生产中有着重要的应用。回答下列问题：‎ ‎(1)有一种磷单质的结构式是，它与白磷的关系是________。‎ ‎(2)已知PCl5(g)中P—Cl键的键能为a kJ·mol－1，PCl3(g)中P—Cl键的键能为b kJ·mol－1，Cl2(g)中Cl—Cl键的键能为c kJ·mol－1，则反应PCl5(g) PCl3(g)＋Cl2(g)的ΔH＝________ kJ·mol－1。在2 L恒容密闭容器中，充入2 mol PCl5(g)，达到平衡时，PCl5(g)的转化率为80%，该反应的平衡常数K＝________；若再充入1 mol PCl5(g)，达到新平衡后，PCl5(g)的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ ‎(3)PH3的稳定性________(填“大于”或“小于”)GeH4。“鬼火”主要是PH3在空气中燃烧所致，“鬼火”生成的最终物质是________(填化学式)。PH3具有强还原性，PH3与AgNO3溶液在某条件下反应时，氧化剂与还原剂的物质的量之比为2∶1，则二者反应的化学方程式为_____________________________________‎ ‎_______________________________________________________________。‎ ‎(4)298 K时，向H3PO4溶液中滴入NaOH溶液，溶液中H3PO4、H2PO、HPO和PO的物质的量分数δ(X)随pH的变化如图所示。‎ ‎①H3PO4的三步电离常数分别为Ka1、Ka2、Ka3，则Ka2＝________________；请根据结构与性质的关系解释Ka1≫Ka2的原因：__________________________‎ ‎___________________________________________________________。‎ 61‎ ‎②pH＝7时，溶液中主要含磷元素的离子浓度大小关系为 ‎____________________________________________________________，‎ Kh(HPO)＝________。‎ 解析　(2)PCl5的分解反应是气体分子数增大的可逆反应，平衡后再充入PCl5(g)，相当于将容器压缩，平衡逆向移动，PCl5(g)的转化率减小。(3)PH3燃烧生成P2O5和H2O，P2O5与H2O化合生成H3PO4。‎ ‎(4)①Ka2＝，图中HPO与H2PO的交点表示c(HPO)＝c(H2PO)，此时Ka2＝c(H＋)＝1.0×10－7.2。‎ ‎②Kh(HPO)＝＝＝＝＝1.0×10－6.8。‎ 答案　(1)互为同素异形体 ‎(2)5a－3b－c　3.2　减小 ‎(3)大于　H3PO4　PH3＋2AgNO3===H3PO4＋2Ag↓＋2NO ‎(4)①1.0×10－7.2　第一步电离后生成的阴离子较难进一步电离出带正电荷的氢离子 ‎②c(H2PO)>c(HPO)　1.0×10－6.8‎ ‎2．氨为重要的化工原料，有广泛用途。‎ ‎(1)合成氨中的氢气可由下列反应制取：‎ a．CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)‎ ΔH＝＋216.4 kJ·mol－1‎ b．CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)‎ ΔH＝－41.2 kJ·mol－1‎ 则反应CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g)　ΔH＝________。‎ ‎(2)起始时投入氮气和氢气的物质的量分别为1 mol、3 mol，在不同温度和压强下合成氨。平衡时混合物中氨的体积分数与温度的关系如图。‎ 61‎ ‎①恒压时，反应一定达到平衡状态的标志是________(填序号)。‎ A．N2和H2的转化率相等 B．反应体系密度保持不变 C.保持不变 D.＝2‎ ‎②p1________(填“>”、“<”、“＝”或“不确定”，下同)p2；反应的平衡常数：B点________D点。‎ ‎③C点H2的转化率为________；在A、B两点条件下，该反应从开始到平衡时生成氨气的平均速率：v(A)________v(B)。‎ ‎(3)N2H4可作火箭推进剂，NH3和NaClO在一定条件下反应可生成N2H4。‎ ‎①写出NH3和NaClO反应生成N2H4的化学方程式 ‎_________________________________________________________。‎ ‎②已知25 ℃时，N2H4的水溶液呈弱碱性：‎ N2H4＋H2ON2H＋OH－　K1＝1×10－a N2H＋H2ON2H＋OH－　K2＝1×10－b ‎25 ℃时，向N2H4水溶液中加入H2SO4，欲使c(N2H)>c(N2H4)，同时c(N2H)>c(N2H)，应控制溶液pH的范围为________(用含a、b的式子表示)。‎ 解析　(1)根据盖斯定律，由反应a＋反应b，可得：CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g)，则ΔH＝＋216.4 kJ·mol－1－41.2 kJ·mol－1＝＋175.2 kJ·mol－1。(2)合成氨的反应为N2＋3H22NH3。①A项，起始时N2、H2按化学计量数之比投料，二者的转化率始终相等，因此N2、H2的转化率相等不能说明反应达到平衡状态，错误；B项，该反应体系中的物质均为气体，混合气体的质量始终不变，该反应前后气体分子数不相等，随着反应的进行，要保持恒压，则容器体积 61‎ 发生变化，反应体系的密度也不断变化，当反应体系的密度不变时说明反应达到平衡状态，正确；C项，反应过程中，c(H2)、c(NH3)的变化趋势相反，保持不变，说明c(H2)、c(NH3)均保持不变，可以说明反应达到平衡状态，正确；D项，＝2，不能说明c(NH3)、c(N2)均保持不变，因此不能说明反应达到平衡状态，错误。②温度相同时，压强由p1→p2，平衡时氨的体积分数增大，说明平衡正向移动，故p1D点。③设C点时N2转化的物质的量为x mol，则C点时N2的物质的量为(1－x)mol，H2的物质的量为(3－3x)mol，NH3的物质的量为2x mol，则有×100%＝50%，解得x＝，H2的转化率为×100%≈66.7%。A点温度比B点温度低，且A点压强比B点压强小，因此v(A)c(N2H4)，即c(H＋)>10a－14。同理，根据K2＝＝＝1×10－b，则＝1，若c(N2H)>c(N2H)，则c(H＋)<10b－14。故10a－14‎ ‎③66.7%(或)　<‎ ‎(3)①2NH3＋NaClON2H4＋NaCl＋H2O ‎②14－b”或“<”)，得出该结论的理由是_________________________________________________‎ ‎___________________________________________________。‎ ‎(3)I－可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将ii补充完整。‎ i．SO2＋4I－＋4H＋===S↓＋2I2＋2H2O ii.I2＋2H2O＋________===________＋________＋2I－‎ ‎(4)探究i、ii反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mL SO2饱和溶液加入到2 mL下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)‎ 序号 A B C D 试剂组成 ‎0.4 mol·L－1 KI a mol·L－1 KI ‎0.2 mol·L－1 H2SO4‎ ‎0.2 mol·L－1 H2SO4‎ ‎0.2 mol·L－1 KI ‎0.000 2 mol I2‎ 实验现象 溶液变黄，一段时间后出现浑浊 溶液变黄，出现浑浊较A快 无明显现象 溶液由棕褐色很快褪色，变成黄色，出现浑浊较A快 ‎①B是A的对比实验，则a＝________。‎ ‎②比较A、B、C，可得出的结论是_______________________________________。‎ ‎③实验表明，SO2的歧化反应速率D>A。结合i、ii反应速率解释原因：______________________________________________________________。‎ 61‎ 解析　(1)由于反应Ⅱ是二氧化硫的歧化反应，且由题意可知其氧化产物和还原产物分别为H2SO4和S，根据得失电子守恒和元素守恒可写出反应Ⅱ的化学方程式为：3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)。根据盖斯定律，反应I与反应Ⅲ的热化学方程式相加得：2H2SO4(l)＋S(s)===3SO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝＋254 kJ·mol－1，所以反应Ⅱ的热化学方程式为：3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)　ΔH2＝－254 kJ·mol－1。(3)由题意知二氧化硫的歧化反应可由i与ii相加所得，所以反应Ⅱ的离子方程式3SO2＋2H2O===4H＋＋2SO＋S↓，减去i式得：2I2＋4H2O＋2SO2===2SO＋8H＋＋4I－，化简得到：I2＋2H2O＋SO2===SO＋4H＋＋2I－。(4)①由于B是A的对比实验，所以两组实验中KI的浓度必须相同，即a＝0.4。②A说明I－能催化二氧化硫发生歧化反应。C中无明显现象，说明H＋单独存在时不具有催化作用，不能使二氧化硫歧化反应速率加快。B中溶液变黄，出现浑浊较A快，结合C可知，增强溶液的酸性，可增强I－的催化效果。③由于I－催化二氧化硫的歧化反应是i与ii两个过程分步进行，所以两个反应中任何一个反应的速率都会影响总反应的速率。D中直接加入I2，故反应ii可立即发生，而由反应ii产生的H＋可使反应i速率加快，所以D的反应速率比A快。‎ 答案　(1)3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)　ΔH2＝－254 kJ·mol－1‎ ‎(2)>　反应Ⅱ是气体物质的量减小的反应，温度一定时，增大压强使反应正向移动，H2SO4的物质的量增大，体系总物质的量减小，H2SO4的物质的量分数增大 ‎(3)SO2　SO　4H＋‎ ‎(4)①0.4‎ ‎②I－是SO2歧化反应的催化剂，H＋单独存在时不具有催化作用，但H＋可以加快歧化反应速率 ‎③反应ii比i快；D中由反应ii产生的H＋使反应i加快 ‎4．氨和二氧化碳都是重要的化工原料。‎ Ⅰ.氨在农业、化工和国防上意义重大。‎ ‎(1)利用NH3的还原性可消除氮氧化物的污染，相关热化学方程式如下：‎ ‎①N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH1＝＋a kJ·mol－1‎ ‎②4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)‎ ΔH2＝－b kJ·mol－1‎ a、b均大于0，则反应4NH3(g)＋6NO(g)===5N2(g)＋6H2O(g)的ΔH3＝________ kJ·mol－1(用a、b表示)。‎ 61‎ ‎(2)工业上用氨催化氧化法制硝酸的主要反应是4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)　ΔH<0。若其他条件不变，下列关系图错误的是________(填标号)。‎ Ⅱ.以CO2和NH3为原料合成尿素的化学方程式为2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)　ΔH<0。‎ ‎(3)在一定的温度下，向2.0 L的密闭容器中通入0.2 mol NH3和0.1 mol CO2，测得反应时间与气体总压强p的数据如表所示：‎ 时间/min ‎0‎ ‎10‎ ‎20‎ ‎30‎ ‎40‎ ‎50‎ ‎65‎ ‎80‎ ‎100‎ 总压强p/‎ ‎(100 kPa)‎ ‎9.0‎ ‎7.5‎ ‎6.3‎ ‎5.7‎ ‎5.2‎ ‎4.9‎ ‎4.6‎ ‎4.5‎ ‎4.5‎ 平衡时NH3的转化率为________。‎ ‎(4)在恒容的绝热容器中投入0.2 mol NH3和0.1 mol CO2进行化学反应，下列可以说明该反应达到平衡状态的有________(填序号)。‎ ‎①混合气体的平均摩尔质量不变 ‎②v正(H2O)＝2v逆(NH3)‎ ‎③化学平衡常数K不变 ‎④NH3和CO2物质的量的比值不变 Ⅲ.CO2溶于水形成H2CO3。已知常温下H2CO3的电离平衡常数Ka1＝4.4×10－7，Ka2＝4.7×10－11，NH3·H2O的电离平衡常数Kb＝1.7×10－5。‎ ‎(5)NH4HCO3溶液呈________(填“酸性”“中性”或“碱性”)；反应NH＋HCO＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________(保留3位有效数字)。‎ ‎(6)25 ℃时，Al(OH)3的Ksp＝8.0×10－33。若要使某铝盐溶液中的Al3＋的浓度降至1.0×10－6 mol·L－1，则需要加氨水调节溶液的pH至________(已知lg 5≈0.7)。‎ 解析　(1)根据盖斯定律，由②－①×5得目标反应的化学方程式，则ΔH3＝－(b＋5a)kJ·mol－1‎ 61‎ ‎。(2)催化剂能加快化学反应速率，但不能影响反应的平衡状态，A项正确；该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，H2O的含量减小，B项错误；增大压强，平衡逆向移动，NO的含量减小，C项正确。(3)设平衡时消耗的CO2的物质的量为x，则 根据同温、同体积时，气体的压强之比等于其物质的量之比可知，初始时气体压强与平衡时气体压强之比为＝，解得x＝0.075 mol，NH3的转化率为×100%＝75%。(4)该反应的生成物中有固态物质，混合气体的质量和物质的量均在发生变化，混合气体的平均摩尔质量不变说明混合气体的质量和物质的量达到稳定，反应达到平衡，①对；2v正(H2O)＝v逆(NH3)时反应达到平衡，②错；绝热容器中，化学平衡常数K不变，说明反应体系的温度不再改变，反应达到平衡状态，③对；NH3和CO2是以化学计量数之比投料，不管反应是否达到平衡，NH3和CO2物质的量的比值始终不变，④错。(5)NH3·H2O的电离平衡常数Kb大于H2CO3的第一步电离平衡常数Ka1，HCO的水解程度大于NH的水解程度，故NH4HCO3溶液呈碱性。该反应的平衡常数K＝＝＝≈1.34×10－3。(6)Ksp[Al(OH)3]＝c(Al3＋)·c3(OH－)＝1.0×10－6×c3(OH－)＝8.0×10－33，c(OH－)＝2.0×10－9 mol·L－1，则c(H＋)＝5.0×10－6 mol·L－1，pH＝6－lg 5＝5.3。‎ 答案　(1)－(b＋5a)　(2)B　(3)75%　(4)①③　(5)碱性　1.34×10－3　(6)5.3‎ 题型特训(三)(教师素材)‎ ‎1．目前，国内对“真空碳热还原—氯化法”冶炼铝的研究较多，利用该方法冶炼金属铝，既节能又环保。‎ 已知：①Al2O3(s)＋AlCl3(g)＋3C(s)===3AlCl(g)＋3CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1‎ ‎②3AlCl(g)===2Al(l)＋AlCl3(g)　ΔH＝b kJ·mol－1‎ ‎③Al(l)===Al(s)　ΔH＝c kJ·mol－1‎ ‎(1)Al2O3(s)与C(s)反应生成Al(s)和CO(g)的热化学方程式为___________________________________________________________‎ ‎_____________________________________________________________。‎ ‎(2)Al4C3是“真空碳热还原—氯化法”冶炼铝的中间产物，它与水反应生成气体CH4，CH4‎ 61‎ 与CO2经高温重整可得合成气(CO和H2)。向密闭容器中充入1 mol CH4和1 mol CO2(g)，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α(CH4)与温度、压强的关系如图所示。‎ ‎①据图分析x________(填“>”“<”或“＝”)0.1，理由是 ‎_______________________________________________________‎ ‎____________________________________________________________。‎ ‎②下列关于图中a、b两点的说法正确的是________(填序号)。‎ A．a点：v正(CH4)＝2v逆(CO)‎ B．反应速率：vaMb，C项错误；压强不变时，升高温度，CH4的平衡转化率α(CH4)增大，平衡向正反应方向移动，平衡常数增大，故平衡常数：Ka”“<”或“＝”)0，550 ℃时，平衡后若充入惰性气体，平衡________(填“正移”“逆移”或“不移动”)。‎ ‎②650 ℃时，反应达平衡后CO2的转化率为________(保留2位有效数字)。‎ ‎③T时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp＝________p总。‎ 解析　(1)2×①＋②＋③得出ΔH＝2ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝[2×(－90.7)－23.5－41.2] kJ·mol－1＝－246.1 kJ·mol－1。(4)①根据图像知，随着温度升高，CO2的体积分数降低，说明平衡向正反应方向进行，根据勒夏特列原理，正反应方向是吸热反应，即ΔH>0，恒压状态下，充入非反应气体，体积增大，组分浓度降低，平衡向正反应方向移动；‎ 61‎ ‎②设CO2浓度变化为x ×100%＝40.0%，解得x＝0.25 mol·L－1，即CO2的转化率为×100%＝25%；‎ ‎③T ℃时，CO的平衡分压为50%p总，CO2的分压为50%p总，Kp＝＝0.5p总。‎ 答案　(1)－246.1　(2)D　(3)DE　(4)①>　正移 ‎②25%　③0.5‎ ‎4．银及其化合物在制造钱币、电子电器等方面用途广泛。‎ ‎(1)已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，AgCl溶于氨水：AgCl＋2NH3[Ag(NH3)2]＋＋Cl－，平衡常数为K1。室温时，AgCl(s)的溶解度与氨水的起始浓度关系如图1所示。‎ ‎①若氨水起始浓度c(NH3)＝2.0 mol·L－1，AgCl在氨水中达到溶解平衡时，c平衡(NH3)＝________。‎ ‎②反应Ag＋＋2NH3[Ag(NH3)2]＋的平衡常数K2＝________(只需列出计算式，不要求得出计算结果)。‎ ‎(2)Ag＋和Fe2＋在溶液中可发生反应。室温时，向初始浓度为0.1 mol·L－1的Fe(NO3)2溶液中加入AgNO3固体，溶液中Fe3＋的平衡浓度随c(Ag＋)的变化关系如图2所示。‎ ‎①由图2可知，溶液中c(Ag＋)增大，Fe2＋的平衡转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据，计算出该反应的平衡常数K＝________(保留三位有效数字)。‎ 61‎ ‎②如图3所示装置中，闭合开关K，立即能观察到的实验现象是____________________________________________________________，‎ 石墨为电池的________极，理由是______________________________。‎ 解析　(1)①氨水的起始浓度c(NH3)为2.0 mol·L－1，溶解的AgCl为0.1 mol·L－1，消耗的NH3为0.2 mol·L－1，然后用“三段式法”计算如下：‎ 故AgCl在氨水中达到溶解平衡时c平衡(NH3)＝1.8 mol·L－1。②K2＝＝‎ ＝‎ ＝＝‎ 。(2)①随着Ag＋浓度增大，Fe3＋浓度增大，即Ag＋把Fe2＋氧化为Fe3＋，Ag＋浓度增大，反应Fe2＋(aq)＋Ag＋(aq)Fe3＋(aq)＋Ag(s)的平衡向正反应方向移动，Fe2＋的平衡转化率增大。A点对应的c(Ag＋)＝1.0 mol·L－1、c(Fe3＋)＝0.076 mol·L－1，据此可推出：c(Fe2＋)＝0.1 mol·L－1－0.076 mol·L－1＝0.024 mol·L－1，该反应的平衡常数K＝＝≈3.17。②该题考查考生在新情境中能够利用Qc与K的关系判断反应进行的方向。Qc＝＝>3.17，故反应Fe2＋(aq)＋Ag＋(aq)Fe3＋(aq)＋Ag(s)的平衡向逆反应方向移动，此时Fe3＋作氧化剂，石墨电极为正极，银被氧化，银电极为负极；闭合开关K立即能观察到的实验现象是电流表指针发生偏转。‎ 61‎ 答案　(1)①1.8 mol·L－1‎ ‎② ‎(2)①增大　3.17‎ ‎②电流表指针发生偏转　正　Qc＝＝>3.17，平衡向逆反应方向移动 61‎