高考化学化学反应原理

高考化学化学反应原理

‎2017年高考化学 第26讲 化学反应原理 ‎【高频考点聚焦】‎ 化学反应原理考查中的热点内容：‎ 化学反应与能量：根据化学键的断裂与形成计算反应热、盖斯定律应用；‎ 化学反应速率和化学平衡：图像分析；化学平衡常数；化学平衡移动影响因素；‎ 电解质溶液；弱电解质电离；盐类水解应用；溶度积常数；难榕电解质的榕解平衡；离子浓度大小比较；‎ 电化学：新型电源；电解原理应用等。‎ 一、化学反应与能量 ‎1、反应热的有关计算 ‎（1）根据热化学方程式计算：反应热与反应物的物质的量成正比。‎ ‎（2）根据盖斯定律求算 ‎（3）根据物质燃烧放热的数值计算：Q(放)＝n(可燃物)×|ΔH|‎ ‎（4）根据键能计算：焓变＝反应物键能总和与生成物键能总和的差值。‎ ‎2、热化学反应方程式的书写 ‎（1）注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa下进行的，可不注明。‎ ‎（2）注明物质状态：常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。‎ ‎（3）注意符号单位：ΔH应包括“＋”或“－”、数字和单位(kJ·mol－1)。‎ ‎（4）注意守恒关系：①原子守恒和得失电子守恒；②能量守恒。(ΔH与化学计量数相对应)‎ ‎（5）区别于普通方程式：一般不注“↑”、“↓”以及“点燃”、“加热”等。‎ ‎（6）注意热化学方程式的化学计量数 热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH也要加倍。‎ 二、化学反应速率和化学平衡 在化学反应中物质的变化必经过三态，即起始态、变化态和最终态。对于化学反应速率、化学平衡及其它化学反应方面的计算，如能根据反应方程式，对应地列出三态的变化，哪么便可使分析、解题变得一目了然。此方面的试题的题型及方法与技巧主要有：‎ ‎（1）化学平衡状态的判断：化学反应是否达到平衡状态，关键是要看正反应速率和逆反应速率是否相等及反应混合物中各组分百分含量是否还随时间发生变化。‎ ‎（2）化学反应速率的计算与分析：要充分利用速率之比等于化学方程式中的计量数之比。 ‎ ‎（3）化学平衡移动的分析：影响因素主要有：浓度、压强、温度，其移动可通过勒沙特列原理进行分析。化学平衡移动的实质是浓度、温度、压强等客观因素对正、逆反应速率变化产生不同的影响，使V正≠V逆，原平衡状态发生移动。‎ ‎（4）等效平衡的分析：主要有等温等容和等温等压两种情况。‎ ‎（5）速率与平衡的图象分析：主要要抓住三点，即起点、拐点和终点。‎ ‎（6）平衡常数的计算：对于反应：nA(g)＋mB(g)pC(g)＋qD(g)，K=‎ ‎①c代表的是浓度，如果物质的量，均需要除以体积得到浓度；‎ ‎②对于固体和纯液体而言，浓度均用1来表示；‎ ‎ ③K有单位，但一般不写单位，其单位与表达式有关；‎ ‎④K表示反应进行的程度，K越大，进行的程度越大；其值只与温度有关，如正反应放热，温度升高，平衡逆向移动，K值减小。‎ 三、电解质溶液的常考考点：‎ ‎1．电离平衡常数的理解及应用；‎ ‎2．有关电离平衡常数的计算；‎ ‎3．水的电离平衡及其影响因素；‎ ‎4．水的离子积常数的判断及其影响因素；‎ ‎5．水的离子积常数的应用；‎ ‎6．电离平衡常数的理解及应用；‎ ‎7．有关电离平衡常数的计算；‎ ‎8．酸碱中和滴定实验中仪器的使用方法及指示剂的选择；‎ ‎9．酸碱中和滴定实验误差分析；‎ ‎10．酸碱中和滴定实验的拓展及应用；‎ ‎11．酸碱中和滴定的曲线分析；‎ 判断滴定终点的答题模板：当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不再恢复原来的颜色。说明：解答此类题目时要注意三个关键词：①最后一滴：必须说明是滴入“最后一滴”溶液。②颜色变化：必须说明滴入“最后一滴”溶液后溶液“颜色的变化”。③半分钟：必须说明溶液颜色变化后“半分钟内不再恢复原来的颜色”。‎ ‎12．盐类水解概念的理解；‎ ‎13．盐类水解(离子)方程式的书写 ‎14．盐类水解的规律及应用；‎ ‎15．条件改变对盐类水解平衡的影响；‎ ‎16．水解平衡移动过程中离子浓度的变化；‎ ‎17．盐类水解在溶液配制、物质制备、物质分离提纯中的应用；‎ ‎18．利用水解平衡原理解释生产、生活中的实际问题；‎ ‎19．沉淀溶解平衡概念的理解；‎ ‎20．沉淀溶解平衡的影响因素：沉淀溶解平衡是化学平衡的一种，沉淀溶解平衡的移动也同样遵循勒夏特列原理；溶度积大的难溶电解质的溶解度不一定大，只有组成相似的难溶电解质才有可比性；复分解反应总是向着某些离子浓度减小的方向进行，若生成难溶电解质，则向着生成溶度积较小的难溶电解质的方向进行；一定温度下沉淀溶解平衡，曲线上的任意一点，都代表指定温度下的饱和溶液，由对应的离子浓度可求Ksp。‎ ‎21．溶度积的意义、影响因素及其有关计算；‎ ‎22．沉淀溶解与转化的条件；‎ ‎23．沉淀的溶解平衡在工农业生产中的应用；‎ 沉淀生成的两大应用：①分离离子：同一类型的难溶电解质，如AgCl、AgBr、AgI，溶度积小的物质先析出，溶度积大的物质后析出。②控制溶液的pH来分离物质，如除去CuCl2中的FeCl3就可向溶液中加入CuO或Cu(OH)2等物质，将Fe3＋转化为Fe(OH)＝而除去。‎ 沉淀溶解的三种常用方法：①盐溶解法：加入盐溶液，与沉淀溶解平衡体系中某种离子反应生成弱电解质，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液。②配位溶解法：加入适当的配合剂，与沉淀溶解平衡体系中的某种离子生成稳定的配合物，从而减小离子浓度使沉淀溶解，如AgCl溶于氨水。③氧化还原法：通过发生氧化还原反应使平衡体系中的离子浓度降低，从而使沉淀溶解，如Ag2S溶于硝酸。‎ 四、离子浓度大小比较：‎ 判断电解质溶液中离子浓度的关系，是高考常考题型，一般从单一溶液、混合溶液和不同溶液三个角度进行考查。‎ 五、电化学类试题具有很强的规律性和策略性，在解题过程中需要不断总结，归纳。‎ ‎1、池型判断 ‎（1）根据概念：原电池是将化学能转化为电能，电解池是将电能转化为化学能。‎ ‎（2）根据是否有外接电源判断：有的为电解池。‎ ‎（3）根据可充电电池判断：放电为原电池，充电为电解池。‎ ‎2、原电池反应式的书写 ‎①一般电极反应式的书写 列物质 标得失 看环境 配守恒 两式加 验总式 按照负极发生氧化反应，正极发生还原反应，判断出电解反应产物，找出得失电子的数量 电极产物在电解质溶液的环境中，应能稳定存在，如碱性介质中生成的H+应让其结合OH-生成水。电极反应式要遵守电荷守恒和质量守恒、电子得失守恒等加以配平。‎ 两电极反应式相加，与总反应离子方程式对照验证。‎ ‎3、电解池电极反应式的书写 书写电解反应方程式的一般步骤：以写出用石墨作电极电解CuSO4溶液的电极反应式及总的电解方程式为例。‎ 第一步：明确溶液中存在哪些离子。阳离子：Cu2＋、H＋；阴离子：OH－、SO42－。‎ 第二步：判断阴阳两极附近离子种类及离子放电顺序。阴极：Cu2＋＞H＋，阳极：OH－＞SO42－。‎ 第三步：写电极反应式和总的电解方程式。阴极：2Cu2＋＋4e－=2Cu；阳极：2H2O－4e－=O2↑＋4H＋。‎ 根据得失电子数相等，两极反应式相加得总的电解方程式：2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4。‎ ‎【典例探究】‎ ‎【例1】氨是生产硝酸、尿素等物质的重要原料，工业合成氨是最重要的化工生产之一。‎ ‎（1）氨催化氧化法是工业制硝酸的主要方法。‎ 已知:2NO(g)+3H2（g）2NH3(g)+O2(g) △H1=-272.9 kJ·mol-1，‎ ‎2H2(g)+O2(g)═2H2O(g) △H2= -483.6kJ·mol-1，‎ 则4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+ 6H2O(g)△H3=________ 。‎ ‎（2）恒容密闭容器中进行合成氨反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H4=-92．4kJ·mol-1，其化学平衡常数(K)与温度的关系如下表:‎ 温度/K ‎298‎ ‎398‎ ‎498‎ ‎…‎ 平衡常数（K）‎ ‎4.1×105‎ K1‎ K2‎ ‎…‎ K1 K2(填“＞”或“＜”)，其判断理由是 。‎ ‎（3）向氨合成塔中充入10molN2和40mol H2进行氨的合成，一定温度(T)下平衡混合物中氨气的体积分数与压强(p)的关系如图1所示。下列说法正确的是 (填字母)。 ‎ A．由图可知增大体系压强(p)，有利于增大氨气在混合气体中的体积分数 B．若图中T=500℃，则温度为450℃时对应的曲线是b C．工业上采用500℃温度可有效提高氮气的转化率 D．当3v正(H2)=2v逆(NH3)时，反应达到平衡状态当温度为T、氨气的体积分数为25%时，N2的转化率为 。‎ ‎（4）工业上用NH3生产硝酸时，将NH3和O2按体积比1:2混合通入某特定条件的密闭容器中进行反应，所有物质不与外界交换，最后所得溶液中溶质的质量分数为 。‎ ‎（5）氨碳比［n(NH3)/n(CaO2)］对合成尿素的反应：2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(g)+H2O(g)有影响。T℃时，在一定体积为2L的恒容密闭容器中，将物质的量之和为3 mol的NH3和CO2以不同的氨碳比进行反应，结果如图所示，‎ a、b分别表示CO2或NH3的转化率，c表示平衡体系中尿素的体积分数。［n(NH3)/n(CO2)］ __ 时，尿素产量最大；该条件下反应的平衡常数K= ___ 。‎ ‎【例2】目前人们对环境保护、新能源开发很重视。‎ ‎（1）汽车尾气中含有CO、NO2等有毒气体，对汽车加装尾气净化装置，可使有毒气体转化为无毒气体。4CO(g)＋2NO2(g)4CO2(g)＋N2(g) ΔH＝-1200 kJ·mol-1‎ 对于该反应，温度不同（T2＞T1）、其他条件相同时，下列图像正确的是 （填代号）。‎ ‎（2）用活性炭还原法也可以处理氮氧化物，某研究小组向某密闭容器加入一定量的活性炭和NO，发生反应C(s) + 2NO(g) N2(g) + CO2(g) ΔH在T1℃时，反应进行到不同时间测得各物质的量浓度如下：‎ 时间/min 浓度/(mol/L)‎ ‎0‎ ‎10‎ ‎20‎ ‎30‎ ‎40‎ ‎50‎ NO ‎1.0‎ ‎0.58‎ ‎0.40‎ ‎0.40‎ ‎0.48‎ ‎0.48‎ N2‎ ‎0‎ ‎0.21‎ ‎0.30‎ ‎0.30‎ ‎0.36‎ ‎0.36‎ CO2‎ ‎0‎ ‎0.21‎ ‎0.30‎ ‎0.30‎ ‎0.36‎ ‎0.36‎ ‎①根据图表数据分析T1℃时，该反应在0-20min的平均反应速率v（CO2）= ；计算该反应的平衡常数K= 。‎ ‎②30min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是 （填字母代号）。‎ 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 ‎③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为5:3:3，则达到新平衡时NO的转化率 （填“升高”或“降低”），ΔH 0（填“>”或“<”）.‎ ‎(3)以CO2与NH3为原料可合成化肥尿素[化学式为CO(NH2)2]。已知：‎ ‎①2NH3（g）+CO2（g）=NH2CO2NH4（s） ΔH= -l59.5kJ/mol ‎②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)+H2O（g） ΔH= +116.5kJ/mol ‎③H2O（l）=H2O（g） ΔH=+44.0kJ/mol 写出CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式 。‎ ‎（4）一种氨燃料电池，使用的电解质溶液是2mol/L的KOH溶液。‎ 电池反应为：4NH3+3O2=2N2+6H2O；‎ 请写出通入a气体一极的电极反应式为 ；每消耗3.4g NH3转移电子的物质的量为 。‎ ‎【高考模拟题】‎ ‎1．【2016届韶关市一模】二氧化碳的捕捉和利用是我国能源领域的一个重要战略方向。‎ ‎（1）CO2的电子式是 ，所含化学键的类型是 。‎ ‎（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) △H1＝－49.1 kJ·mol－1‎ ‎2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) △H2＝－24.5 kJ·mol－1‎ ‎①写出CO2(g)和H2(g)转化为CH3OCH3(g)和H2O(g)的热化学方程式 。‎ ‎②一定条件下，上述合成二甲醚的的反应达到平衡状态后，若改变反应的某个条件，下列变化能说明平衡一定向正反应方向移动的是（只有一个选项符合题意） （填字母代号）。‎ a．逆反应速率先增大后减小 b．H2的转化率增大 c．CO2的体积百分含量减小 d．容器中c(H2)/c(CO2)的值减小 ‎③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的平衡转化率如右图所示。T1温度下，将6 molCO2和12 molH2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)= ；KA、KB 、KC三者之间的大小关系为 。‎ ‎（3）CO2溶于水形成H2CO3。已知常温下H2CO3的电离平衡常数K1=4.4×10-7，K2=4.7×10-11，NH3·H2O的电离平衡常数K=1.75×10-5。常温下，用氨水吸收CO2可得到NH4HCO3溶液，NH4HCO3溶液显 ；（填“酸性”、“中性”或“碱性”）；请计算反应NH4++HCO3-+H2ONH3·H2O+H2CO3的平衡常数K= 。 ‎ ‎2．【2016届吉林市二模】某实验组为研究“不同条件”对化学平衡的影响情况，进行了如下实验：一定条件下，‎ 向一个密闭容器中加入0.30molX、0.10molY和一定量的Z三种气体，甲图表示发生反应后各物质浓度（c）随 时间（t）的变化〔其中t0～t1阶段c(Z)未画出〕。乙图表示化学反应速率（v）随时间（t）的变化，四个阶段都 只改变一种条件（催化剂、温度、浓度、压强，每次改变条件均不同），已知t3～t4阶段为使用催化剂。‎ 回答下列问题：‎ ‎（1）若t1=5 min，则t0～t1阶段以X浓度变化表示的反应速率为v(X)= 。‎ ‎（2）在t2～t3阶段Y的物质的量减小，则此阶段开始时v正 v逆（填“>”、“=”或“<”）。‎ ‎（3）t4～t5阶段改变的条件为 ，此阶段的平衡常数K = 。‎ ‎（4）t5～t6阶段容器内Z的物质的量共增加0.10 mol，在反应中热量变化总量为a kJ，写出该反应的热化学方程式 。‎ 在乙图Ⅰ～Ⅴ处平衡中，平衡常数最大的是 。‎ ‎（5）若起始实验条件不变，重新向该容器中加入0.60 mol X、0.20 mol Y和0.080 mol Z，反应至平衡状态后X的转化率= 。‎ ‎3．【2016届嘉峪关市二模】汽车尾气是造成雾霾天气的重要原因之一，尾气中的主要污染物为CxHy、NO、CO、‎ SO2及固体颗粒物等。研究汽车尾气的成分及其发生的反应，可以为更好的治理汽车尾气提供技术支持。请回答 下列问题：‎ ‎（1）治理尾气中NO和CO的一种方法是：在汽车排气管上装一个催化转化装置，使二者发生反应转化成无毒无污染气体，该反应的化学方程式是 。‎ ‎（2）活性炭也可用于处理汽车尾气中的NO。在1L恒容密闭容器中加入0.1000 molNO和2.030 mol固体活性炭，生成A、B两种气体，在不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量以及容器内压强如下表：‎ 根据上表数据，写出容器中发生反应的化学方程式 并判断p 3.93MPa(用“>”、“<"或“=”填空)。计算反应体系在200℃时的平衡常数Kp (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×体积分数)。‎ ‎（3）汽车尾气中的S02可用石灰水来吸收，生成亚硫酸钙浊液。常温下，测得某纯CaS03与水形成的浊液pH为9，已知Kal(H2S03)=1.8×10-2 ，Ka2(H2S03)=6．0 ×10-9，忽略SO32-的第二步水解，则Ksp(CaS03)= 。‎ ‎（4）尾气中的碳氢化合物含有甲烷，其在排气管的催化转化器中可发生如下反应CH4(g)+H20（1）=CO(g)+3H2 (g) △H=+250.1 kJ/mol。已知CO(g)、H2 (g)的燃烧热依次为283.0kJ/mol、285.8 kJ/mol，请写出表示甲烷燃烧热的热化学方程式 。以CH4 (g)为燃料可以设计甲烷燃料电池，该电池以稀H2 S04作电解质溶液，其负极电极反应式为 ，已知该电池的能量转换效率为86. 4%，则该电池的比能量为 kW．h．kg-1(结果保留1位小数，比能量=，lkW·h= 3. 6×1 06J) 。‎ 4． ‎【2016届青海省平安高级中学4月模拟】1992年德国化学家哈伯研究出合成氨的方法，基反应原理为：‎ ‎ N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)；△H(△H＜0)‎ ‎（1）在一容积为4L的密闭容器中，加入0.4mol的N2和1.2mol的H2，在一定条件下发生反应，反应中NH3的物质的量浓度变化情况如图1：‎ ‎①根据图1，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v(H2)为________mol/(L•min)；‎ ‎②反应达到平衡后，第5分钟末，保持其它条件不变，若改变反应温度，则NH3的物质的量浓度不可能为________________；‎ A． 0.20mol/L B． 0.12mol/L C． 0.10mol/L D． 0.08mol/L ‎（2）某温度时，N2与H2反应过程中的能量变化如图2所示．下列叙述正确的是__________‎ A．b曲线是加入催化剂时的能量变化曲线 B．在密闭容器中加入1mol N2、3mol H2，充分反应放出的热量小于92kJ C．由图可知，断开1mol 氮氮三键与1mol 氢氢键吸收的能量和小于形成1mol 氮氢键所放出的能量 D．反应物的总能量低于生成物的能量 ‎（3）哈伯因证实N2、H2在固体催化剂(Fe)表面吸附和解吸以合成氨的过程而获诺贝尔奖．若用分别表示N2、H2、NH3和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程可用下图表示：‎ ‎①吸附后，能量状态最低的是________(填字母序号)．‎ ‎②由上述原理，在铁表面进行NH3的分解实验，发现分解速率与浓度关系如图3．从吸附和解吸过程分析，c0前速率增加的原因可能是________________；c0后速率降低的原因可能是_______________；‎ ‎（4）已知液氨中存在：2NH3(l)⇌NH2-+NH4+．用Pt电极对液氨进行电解也可产生H2和N2．阴极的电极反应式是_______________。‎ ‎【第26讲 化学反应原理 参考答案】‎ 例1：【答案】（1）-905.0kJ·mol-1；（2）＞；该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，平衡常数减小；‎ ‎（3）AB；50%；（4）77.8%；（5）2；40。‎ ‎【解析】 ‎ 试题分析：（1） 根据题意可知①2NO(g)+3H2（g）2NH3(g)+O2(g) △H1=-272.9 kJ·mol-1， ② 2H2(g)+O2(g)═2H2O(g) △H2= -483.6kJ·mol-1，②×3-①×2，整理可得：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+ 6H2O(g)△H3=-905.0kJ·mol-1；‎ ‎（2）在恒容密闭容器中进行合成氨反应N2(g) +3H2(g) 2NH3(g) △H4 = - 92．4 kJ·mol-1是一个放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，化学平衡常数减小，所以K1＞K2；‎ ‎（3）A．由于合成氨气的反应N2(g) +3H2(g) 2NH3(g)是气体体积减小的反应，增大压强，化学平衡正向移动，使氨气的含量增大，正确；B．若图中T=500℃，由于正反应是放热反应，降低温度，化学平衡向正反应方向移动，氨气的平衡含量增大，所以温度为450℃时对应的曲线是b，正确；C．由于合成氨气的反应是放热反应，所以升高温度，化学平衡向逆反应方向移动，对于提高氮气的转化率不利，错误；D．在任何时刻都存在2v正(H2)=3v逆(NH3)，若3v正(H2)=2v逆(NH3)，则4 v逆(NH3)=9 v正(NH3)，用同一物质表示的正反应、逆反应速率不相等，反应未达到平衡状态，错误；当温度为T、氨气的体积分数为25%时，假设反应的N2的物质的量是x，则反应的氢气的物质的量是3x，反应产生的NH3的物质的量是2x，平衡时N2的物质的量是(10-x)mol；H2的物质的量是(40-3x)mol，则2x÷(50-2x)= 25%，解得x=5mol，所以N2的转化率为(5mol÷10mol)×100%=50%；‎ ‎（4）工业上用NH3生产硝酸时，将NH3和O2按体积比1:2混合通入某特定条件的密闭容器中进行反应，4NH3+5O2=4NO+6H2O，4NO+3O2+2H2O=4HNO3，将两个方程式叠加，可得反应方程式：NH3+2O2=HNO3+H2O，若所有物质不与外界交换，最后所得溶液中溶质的质量分数为[63÷(63+18)] ×100%=77.8%；‎ ‎（5）根据图像可知，当n(NH3)/n(CO2)=2时，二者的转化率相等；在反应开始时c(NH3)=1mol/L，c(CO2)=0.5mol/L，由于二者的转化率是0.8，所以二者反应产生的CO(NH2)2、H2O的物质的量浓度是0.4mol/L，此时c(NH3)=0.2mol/L, c(CO2)=0.1mol/L，所以化学平衡常数K=(0.4×0.4)÷(0.22×0.1)=40。‎ 考点：考查热化学方程式的书写、化学平衡常数的计算及比较、物质转化率的计算等知识。‎ 例2：【答案】（1）乙；（2）①0.015mol·L－1·min－1；0．56（或9/16）②bc；③降低；<；‎ ‎（3）2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l)ΔH＝–87.0kJ·mol－1‎ ‎（4）2NH3+6OH－–6e－=N2+6H2O 0.6mol ‎【解析】‎ 试题分析：(1)甲：升高温度，化学平衡逆向移动，化学反应速率会迅速增大，会离开原来的速率点，错误；乙：升高温度，化学反应速率会迅速增大，所以T2 时先达到化学平衡状态，并且由于该反应的正反应是放热反应，所以升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，使二氧化氮的转化率减小，正确；丙：对于该反应来说，正反应是气体体积减小的反应，在温度不变时，增大压强，平衡正向移动，一氧化碳的体积分数会减小，错误；‎ ‎(2) ①根据表格数据可知：在20min内CO2的浓度增大0.30mol/L，则用CO2的浓度改变表示反应速率是V(CO2)=0.30mol/L÷20min=0.015mol/(L·min)；反应达到平衡时，各种物质的浓度分别是：c(NO)=0.48mol/L；c(N2)=c(CO2)=0.36mol/L，所以在该温度下的化学平衡常数K= c(N2)·c(CO2)÷c2(NO)= (0.36mol/L ×0.36mol/L )÷(0.48mol/L)2=9/16=0.56；‎ ‎②30min 后，只改变某一条件，反应重新达到平衡，依据图表数据分析，平衡状态各物质浓度增大，而平衡常数只随温度变化，平衡常数不变说明改变的条件一定不是温度；依据数据分析，氮气浓度增大，二氧化碳和一氧化氮浓度增大，反应前后气体体积不变，所以可能是减小溶液体积或加入一定量一氧化氮；故答案为bc；‎ ‎③在原来平衡时，c(NO):c(N2):c(CO2)= 0.48:0.36:0.36=4:3:3,若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为5：3：3，氮气和二氧化碳浓度之比始终为1：1，所以5：3＞4：3，说明平衡向逆反应方向移动，升高温度平衡逆向移动，根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热的反应方向移动，说明逆反应是吸热反应，则正反应是放热反应，故△H＜0；‎ ‎(3)依据热化学方程式和盖斯定律计算①+②-③得到CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式为2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH＝–87.0 kJ·mol－1；‎ ‎(4) 电池反应为：4NH3+3O2=2N2+6H2O．该电池负极是氨气失电子生成氮气，根据示意图可知a电极是负极，发生氧化反应，发生的电极反应式为2NH3+6OH－–6e－=N2 + 6H2O，反应中2mol氨气反应电子转移6mol电子，每消耗3.4g NH3的物质的量=13.4g÷17g/mol=0.2mol，所以转移的电子数为0.36NA 。‎ 考点：考查化学反应速率、化学平衡的有关知识、盖斯定律的应用及原电池、电解池的反应原理的知识。‎ ‎【模拟题】‎ ‎1.【答案】（1）； 共价键（或极性键）； （2）①2CO2(g)＋6H2(g)CH3OCH3(g)＋3H2O(g) △H＝－122.7 kJ·mol－1；②b；③0.18 mol·L-1·min-1； KA = KC＞KB；（3）碱性；1.3×10-3；‎ ‎2.【答案】（1）0.018 mol·L—1 ·min—1；（2）＜；（3）减小压强，2.8；‎ ‎（4）3X(g) 2Y(g)+Z(g) △H= －10a kJ/mol，Ⅴ；（5）60%。‎ ‎3.【答案】（1）2NO+2CON2+2CO2； （2）C+2NON2+CO2；＞；；（3）4.2×10-9；‎ ‎（4）CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=-890.3kJ•mol-1；CH4-8e-+2H2O═CO2+8H+；13.4。‎ ‎【解析】‎ 试题分析：（1）在催化剂条件下NO和CO反应，生成CO2和N2，反应的方程式为2NO+2CON2+2CO2，故答案为：2NO+2CON2+2CO2；‎ ‎（2）根据表中数据可知，C、NO、E、F的化学计量数之比为0.03：0.06：0.03：0.03=1：2：1：1，反应中C被氧化，结合原子守恒可知，生成为N2与CO2，且该反应为可逆反应，故反应方程式为：C+2NON2+CO2；根据数据可知，升高温度，NO的物质的量增大，平衡向逆反应分析移动，，气体的物质的量增大，容器中气体的压强增大，因此p＞3. 93MPa；平衡时c(NO)==0.02mol/L，c(N2)=c(CO2)=‎ ‎=0.015mol/L，故200℃时该反应的平衡常数为K==，故答案为：C+2NON2+CO2；＞；；‎ ‎（3）由Ka2(H2SO3)=6.0×10-9可知SO32-+H2O⇌HSO3-+OH-的水解Kh= =1.67×10-4，常温下，测得某纯CaSO3与水形成的浊液pH为9，c(HSO3-)=c(OH-)=1×10-5，可知c(SO32-)= =6×10-5，又c(Ca2+)=c(SO32-)+c(HSO3-)=7×10-5，Ksp(CaSO3)=c(Ca2+)×c(SO32-)=7×10-5×6×10-5=4.2×10-9；‎ ‎（4）①CH4(g)+H20（1）=CO(g)+3H2 (g) △H=+250.1 kJ/mol。‎ H2的燃烧热△H=-285.8kJ•mol-1，有②H2(g)+O2(g)=H2O(l)△H=-285.8KJ/mol；CO的燃烧热△H=-282.8kJ•mol-1，有③CO(g)+O2(g)=CO2(g)△H=-282.8KJ/mol；根据盖斯定律。将①+②×3+③，得：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=(+250.1 kJ/mol)+(-285.8KJ/mol)×3+(-282.8KJ/mol)＝-890.3kJ•mol-1；在甲烷燃料电池中，负极b极上是燃料甲烷发生失电子的氧化反应，在酸性环境下的电极反应为：CH4-8e-+2H2O═CO2+8H+；假设甲烷的质量为16g，物质的量为1mol，根据电极方程式，转移的电子的物质的量为8mol，则该电池的比能量=13.4，故答案为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=-890.3kJ•mol-1；CH4-8e-+2H2O═CO2+8H+；13.4。‎ ‎4.【答案】（1）①0.0375 ②AC（2）AB（3）①C②氨的浓度增加，催化剂表面吸附的氨分子增多，速率增大；达到一定浓度后，氨分子浓度太大阻碍N2和H2的解吸 ‎（4）2NH3+2e-=H2+2NH2- 或2NH4++2e-=H2↑+2NH3 ‎