2019届二轮复习化学反应原理综合题的研究学案（全国通用）

2019届二轮复习化学反应原理综合题的研究学案（全国通用）

专题二　化学反应原理综合题的研究 热点题型一　反应热与化学平衡的综合 ‎1．题型特点 这类试题往往以化学反应速率，化学平衡知识为主题，借助图像、图表的手段，综合考查关联知识，关联知识主要有：‎ ‎(1)ΔH符号的判断、热化学方程式的书写、应用盖斯定律计算ΔH。‎ ‎(2)化学反应速率的计算与比较，外因对化学反应速率的影响(浓度、压强、温度、催化剂)。‎ ‎(3)平衡常数、转化率的计算，温度对平衡常数的影响；化学平衡状态的判断，用化学平衡的影响因素进行分析和解释。‎ ‎(4)在多层次曲线图中反映化学反应速率、化学平衡与温度、压强、浓度的关系。‎ ‎2．热化学方程式的书写及反应热计算技巧 首先根据要求书写目标热化学方程式的反应物、产物并配平，其次在反应物和生成物的后面括号内注明其状态，再次将目标热化学方程式与已有的热化学方程式比对(主要是反应物和生成物的位置、化学计量数)，最后根据盖斯定律进行适当运算得出目标热化学方程式的反应热ΔH，空一格写在热化学方程式右边即可。‎ ‎3．解答化学平衡移动问题的步骤 ‎(1)正确分析反应特点：包括反应物、生成物的状态，气体体积变化、反应的热效应。‎ ‎(2)明确外界反应条件：恒温恒容、恒温恒压、反应温度是否变化、反应物配料比是否变化。‎ ‎(3)结合图像或K与Q的关系，平衡移动原理等，判断平衡移动的方向或结果。‎ ‎(4)结合题意，运用“三段式”，分析计算、确定各物理量的变化。‎ ‎4．分析图表与作图时应注意的问题 ‎(1)仔细分析并准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点。‎ ‎(2)找准纵坐标与横坐标的对应数据。‎ ‎(3)描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。‎ ‎(4)分析表格数据时，找出数据大小的变化规律。‎ 题组一　真题演练 ‎1．(2018·全国卷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：‎ 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 的变化如下表所示[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×kPa·min－1。t＝62 min时，测得体系中＝2.9 kPa，则此时＝________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　N2O5??NO2＋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 答案　(1)O2　(2)①53.1　②30.0　6.0×10－2　③大于　温度提高，体积不变，总压强提高；NO2二聚为放热反应，温度提高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强提高　④13.4　(3)AC 解析　(1)Cl2与AgNO3反应生成N2O5，还应该有AgCl，氧化产物是一种气体，则该气体为 O2。‎ ‎(2)①令2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)　ΔH1＝－4.4 kJ·mol－1　a ‎2NO2(g)===N2O4(g)　ΔH2＝－55.3 kJ·mol－1　b 根据盖斯定律，a式×－b式可得：‎ N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)　ΔH＝53.1 kJ·mol－1‎ ‎②由方程式2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)可知，62 min时，＝2.9 kPa，则减小的N2O5为5.8 kPa，此时＝35.8 kPa－5.8 kPa＝30.0 kPa，则v(N2O5)＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2 kPa·min－1。‎ ‎④时间无限长时N2O5完全分解，故由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)知，此时生成的＝2＝2×35.8 kPa＝71.6 kPa，＝0.5×35.8 kPa＝17.9 kPa。由题意知，平衡时体系的总压强为63.1 kPa，则平衡体系中NO2、N2O4的压强和为63.1 kPa－17.9 kPa＝45.2 kPa，设N2O4的压强为x kPa，则 ‎　　　　　 N2O4(g) 2NO2(g)‎ 初始压强/kPa　　0　　　 71.6‎ 转化压强/kPa　　x　　　 2x 平衡压强/kPa　　x　　　 71.6－2x 则x＋(71.6－2x)＝45.2，解得x＝26.4,71.6 kPa－26.4 kPa×2＝18.8 kPa，Kp＝＝≈13.4 kPa。‎ ‎(3)第一步反应快速平衡，说明正、逆反应速率很大，极短时间内即可达到平衡，A项正确；第二步反应慢，说明有效碰撞次数少，C项正确；由题给三步反应可知，反应的中间产物有NO3和NO，B项错误；反应快，说明反应的活化能较低，D项错误。‎ 题组二　最新模拟 ‎2．1,2-二氯丙烷(CH2ClCHClCH3)是重要的化工原料，工业上可用丙烯加成法生产，主要副产物为3-氯丙烯(CH2==CHCH2Cl)，反应原理为 ⅰ.CH2==CHCH3(g)＋Cl2(g) CH2ClCHClCH3(g)‎ ΔH＝－134 kJ·mol－1‎ ⅱ.CH2==CHCH3(g)＋Cl2(g) CH2==CHCH2Cl(g)＋HCl(g)　ΔH2＝－102 kJ·mol－1‎ 已知：相关化学键的键能数据如下表所示：‎ 化学键 C==C C—C C—Cl Cl—Cl E/kJ·mol－1‎ ‎611‎ x ‎328‎ ‎243‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)由反应ⅰ计算出表中x＝__________________。‎ ‎(2)一定温度下，密闭容器中发生反应ⅰ和反应ⅱ，达到平衡后增大压强，CH2ClCHClCH3的产率________(填“增大”“减小”或“不变”)，理由是________________________。‎ ‎(3)T1 K时，向10 L恒容的密闭容器中充入1 mol CH2==CHCH2Cl和2 mol HCl，只发生反应CH2==CHCH2Cl(g)＋HCl(g) CH2ClCHClCH3(g)　ΔH3。5 min反应达到平衡，测得0～5 min内，用CH2ClCHClCH3表示的反应速率v(CH2ClCHClCH3)＝0.016 mol·L－1·min－1。‎ ‎①平衡时，HCl的体积分数为________________(保留三位有效数字)。‎ ‎②保持其他条件不变，6 min时再向该容器中充入0.6 mol CH2==CHCH2Cl、0.2 mol HCl和0.1 mol CH2ClCHClCH3，则起始反应速率v正(HCl)＝____________________________(填“>”“<”或“＝”)v逆(HCl)。‎ ‎(4)一定压强下，向密闭容器中充入一定量的CH2==CHCH3和Cl2发生反应ⅱ。设起始的＝w，平衡时Cl2的体积分数(φ)与温度(T)、w的关系如图甲所示。w＝1时，正、逆反应的平衡常数(K)与温度(T)的关系如图乙所示。‎ ‎①图甲中，w2________(填“>”“<”或“＝”)1‎ ‎②图乙中，表示正反应平衡常数的曲线为________(填“A”或“B”)，理由为 ‎________________________________________________________________________。‎ ‎③T1 K，w1条件下，平衡时φ(Cl2)＝________________。‎ ‎(5)起始时向某恒容绝热容器中充入1 molCH2==CHCH3和1 mol Cl2发生反应ⅱ，达到平衡时，容器内气体压强________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ 答案　(1)332‎ ‎(2)增大　增大压强，反应ⅱ的平衡不移动，反应ⅰ的平衡正向移动，所以CH2ClCHClCH3的产率增大 ‎(3)①54.5%　②>‎ ‎(4)①>　②B　反应ⅱ的正反应为放热反应，温度升高，正反应的平衡常数减小 ‎③25%　(5)增大 解析　(1)根据ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和计算。‎ ‎(2)依据压强对化学平衡的影响解答。‎ ‎(3)①生成n(CH2ClCHClCH3)＝0.016 mol·L－1×5 min×10 L＝0.8 mol，‎ 则HCl的体积分数为＝×100%≈54.5%；‎ ‎②依据上述数据计算T1 K下的平衡常数，再根据新加入各组分的量计算此时Q，通过比较Q－K的相对大小，判断反应进行的方向。‎ ‎(4)①相同温度下，ω2时φ(Cl2)小，相当于其他条件不变，增大CH2==CHCH3的浓度，即w2>1。‎ ‎③由乙可知，T1 K条件下K(正)＝K(逆)＝1，再应用三段式和平衡常数表达式解答。‎ ‎(5)该反应正向放热，随反应进行，温度升高，压强增大。‎ ‎3．(2018·海南，16)过氧化氢(H2O2)是重要的化工产品，广泛应用于绿色化学合成、医疗消毒等领域。回答下列问题：‎ ‎(1)已知：‎ H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＝－286 kJ·mol－1‎ H2(g)＋O2(g)===H2O2(l)　ΔH2＝－188 kJ·mol－1‎ 过氧化氢分解反应2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)的ΔH＝______ kJ·mol－1。不同温度下过氧化氢分解反应的平衡常数K313K______K298K(填“大于”“小于”或“等于”)。‎ ‎(2)100 ℃时，在不同金属离子存在下，纯过氧化氢24 h的分解率见下表：‎ 离子 加入量/(mg·L－1)‎ 分解率/%‎ 离子 加入量/(mg·L－1)‎ 分解率/%‎ 无 ‎－‎ ‎2‎ Fe3＋‎ ‎1.0‎ ‎15‎ Al3＋‎ ‎10‎ ‎2‎ Cu2＋‎ ‎0.1‎ ‎86‎ Zn2＋‎ ‎10‎ ‎10‎ Cr3＋‎ ‎0.1‎ ‎96‎ 由上表数据可知，能使过氧化氢分解反应活化能降低最多的离子是________。储运过氧化氢时，可选用的容器材质为________(填标号)。‎ A．不锈钢 B．纯铝 C．黄铜 D．铸铁 ‎(3)过氧化氢的Ka1＝2.24×10－12，H2O2的酸性______H2O(填“大于”“小于”或“等于”)。研究表明，过氧化氢溶液中HO的浓度越大，过氧化氢的分解速率越快。常温下，不同浓度的过氧化氢分解率与pH的关系如下图所示。一定浓度的过氧化氢，pH增大分解率增大的原因是________________________________________________________________________；‎ 相同pH下，过氧化氢浓度越大分解率越低的原因是____________________________。‎ 答案　(1)－196　小于 ‎(2)Cr3＋　B ‎(3)大于　pH升高，HO的浓度增加，分解速率加快　过氧化氢浓度越高，其电离程度越低，分解率越小 热点题型二　溶液、电化学与化学平衡的综合 ‎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．解题技巧 ‎(1)浏览全题，根据题目提供的信息，结合相关基础知识，先对简单问题进行解答 ‎(2)化学反应速率的影响因素的实验探究 影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。‎ ‎(3)化学平衡常数及平衡转化率的计算 平衡常数的计算可用三段法即找出浓度可变的反应物、产物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后代入平衡常数表达式(平衡时生成物浓度化学计量数次幂的乘积与反应物浓度化学计量数次幂乘积的比值)进行计算。‎ ‎(4)对于电化学类试题，首先判断是原电池还是电解池，然后分析电极类别，书写电极反应式，按电极反应式进行相关计算。‎ ‎(5)对于电解质溶液类试题，要明确溶液中的物质类型及其可能存在的平衡类型，然后进行解答。‎ 有关Ksp的计算往往与pH的计算结合起来，要注意pH与c(OH－)浓度关系的转换，难溶电解质的悬浊液即为其沉淀溶解平衡状态，满足相应的Ksp。‎ 题组一　真题演练 ‎1．(2018·天津，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产率的影响如下图所示。此反应优选温度为900 ℃的原因是_______________________________________。‎ ‎(3)O2辅助的Al—CO2电池工作原理如上图所示。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：_________________________________________________________。‎ 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 解析　(1)因反应后所得溶液碱性较强，故CO2应主要转化为碱性较强的CO。‎ 由HCO??CO＋H＋知，K2＝，将c(CO)∶c(HCO)＝1∶2代入可得：c(H＋)＝2K2＝2×5×10－11＝10－10，故pH＝10。‎ ‎(2)①反应的ΔH＝413 kJ·mol－1×4＋745 kJ·mol－1×2－1 075 kJ·mol－1×2－436 kJ·mol－1×2＝＋120 kJ·mol－1。该反应的正反应是气体体积增大的吸热反应。假设都在恒温恒容的密闭容器中，达到相同的平衡状态，将其中的一个容器恢复到原来压强状态，平衡向右移动，吸收的热量多。‎ ‎(3)Al—CO2电池，Al为负极，反应式为Al－3e－===Al3＋(或2Al－6e－===2Al3＋)。‎ 根据电池的正极反应式可知O2的作用是作催化剂。‎ 将正负极两个电极反应式相加，可得电池的总反应式为2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3。‎ ‎2．(2016·全国卷Ⅰ，27)元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3＋(蓝紫色)、Cr(OH)(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________。‎ ‎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______________________________________________________________________。‎ 答案　(1)蓝紫色溶液颜色变浅，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 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)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(Ag2CrO4)＝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。‎ 题组二　最新模拟 ‎3．硒(Se)是第四周期ⅥA元素，是人体内不可或缺的微量元素，其氢化物H2Se是制备新型光伏太阳能电池、半导体材料和金属硒化物的基础原料。‎ ‎(1)已知：①2H2Se(g)＋O2(g)??2Se(s)＋2H2O(l)　ΔH1＝a kJ·mol－1‎ ‎②2H2(g)＋O2(g)??2H2O(l)　ΔH2＝b kJ·mol－1‎ 某同学可以从反应能否自发进行的角度判断出a<0，你认为他的判断理由是____________，反应H2(g)＋Se(s)??H2Se(g)的反应热ΔH3＝________kJ·mol－1(用含a、b的代数式表示)。‎ ‎(2)温度为T时，向一恒容密闭容器中加入3 mol H2和1 mol Se，发生反应H2(g)＋Se(s)??H2Se(g)。‎ ‎①下列情况可判断反应达到平衡状态的是________(填字母)。‎ a．气体的密度不变 b．v(H2)＝v(H2Se)‎ c．气体的压强不变 d．气体的平均摩尔质量不变 ‎②当反应达到平衡后，将平衡混合气体通入气体液化分离器使H2Se气体转化为液体H2Se，并将分离出的H2再次通入发生反应的密闭容器中继续与Se反应时，Se的转化率会提高。请用化学平衡理论解释：__________________________________________________________。‎ ‎③以5小时内得到的H2Se为产量指标，且温度、压强对H2Se产率的影响如图1、图2所示：‎ 则制备H2Se的最佳温度和压强为__________________。‎ ‎(3)已知常温下H2Se的电离平衡常数K1＝1.3×10－4，K2＝5.0×10－11，则NaHSe溶液呈________(填“酸性”或“碱性”)，该溶液中的物料守恒关系式为_________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(4)用电化学方法制备H2Se的实验装置如图所示：‎ 写出Pt电极上发生反应的电极反应式：_______________________________________。‎ ‎(5)H2Se在一定条件可以制备出CuSe，已知常温时CuSe的Ksp＝7.9×10－49，CuS的Ksp＝1.3‎ ‎×10－36，则反应CuS(s)＋Se2－(aq)??CuSe(s)＋S2－(aq)的化学平衡常数K＝__________(保留2位有效数字)。‎ 答案　(1)反应①的正反应为熵减反应，只有当ΔH1小于零即a<0时，正反应在一定条件下才能发生　(b－a)‎ ‎(2)①ad　②将分离出的H2重新通入反应容器中，平衡正向移动，Se的转化率提高　③550 ℃、0.3 Mpa ‎(3)碱性　c(Na＋)＝c(HSe－)＋c(Se2－)＋c(H2Se)‎ ‎(4)CO－2e－＋H2O===CO2＋2H＋‎ ‎(5)1.6×1012‎ 解析　(1)根据盖斯定律可知反应ΔH3＝(ΔH2－ΔH1)＝(b－a) kJ·mol－1；反应①为气体分子数减小的熵减反应，即ΔS<0，只有当正反应为放热反应时，即a<0时，该反应才能在一定条件下发生。(2)①由于反应前后气体的质量发生了变化，但气体的总物质的量不变，则恒容容器中气体的密度不变和气体的平均摩尔质量不变均可作为反应达到平衡状态的判定依据；压强不变不能作为反应达到平衡状态的判定依据；反应过程中v(H2)＝v(H2Se)恒成立，不能作为达到平衡状态的判定依据，故选ad。②将平衡混合气通入气体液化分离器将气体H2Se转化为液体H2Se，并将分离出的H2重新通入反应容器，会增大反应物中H2的浓度，平衡正向移动，Se的转化率提高。③由于最终是以5小时内得到的H2Se为产量指标，则从图1可知，在550 ℃时产率最高，所以最适宜的反应温度为550 ℃，由图2可知，当压强从0.3 MPa上升到1 MPa时，H2Se的产率变化不大，考虑到成本因素和安全性，最适宜压强为0.3 MPa。(3)HSe－在溶液中存在电离平衡和水解平衡，HSe－的水解平衡常数＝＝＝7.7×10－11，大于其电离平衡常数K2，即HSe－的水解能力大于其电离能力，则NaHSe溶液呈碱性，溶液中的物料守恒关系为c(Na＋)＝c(HSe－)＋c(Se2－)＋c(H2Se)。(4)通入CO的电极为原电池的负极，发生氧化反应，电极反应式为CO－2e－＋H2O===CO2＋2H＋，Se在石墨电极发生还原反应，电极反应式为Se＋2e－＋2H＋===H2Se，电池的总反应为CO＋H2O＋Se===CO2＋H2Se。(5)反应CuS(s)＋Se2－(aq)??CuSe(s)＋S2－(aq)的化学平衡常数K＝＝＝＝≈1.6×1012。‎ ‎4．氮元素形成的化合物氨、肼等是重要的工业原料，在农业、医药、国防和化工等领域有重要应用。‎ ‎(1)用N2和H2在一定条件下合成氨，下列措施能使正反应速率增大，且使平衡混合物中NH3的体积分数一定增大的是______(填字母)。‎ A．降低反应温度 B．压缩反应混合物 C．充入N2 D．液化分离出NH3‎ ‎(2)已知：N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g)　ΔH1‎ N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g)　ΔH2‎ 写出N2H4和NO2发生反应的热化学方程式____________________________________‎ ‎_________________________________________________________(ΔH用ΔH1和ΔH2表示)。‎ ‎(3)常温下向100 mL 0.2 mol·L－1的氨水中逐滴加入0.2 mol·L－1的盐酸，所得溶液的pH、溶液中NH和NH3·H2O的物质的量分数(φ)与加入盐酸的体积关系如上图所示，根据图像回答下列问题。‎ ‎①表示NH3·H2O的物质的量分数随加入盐酸体积的变化曲线是__________(填“A”或“B”)。‎ ‎②NH3·H2O的电离常数为________。‎ ‎③当加入盐酸的体积为50 mL时，溶液中c(NH)－c(NH3·H2O)＝________(用代数式表示)mol·L－1。‎ ‎(4)①氨气和次氯酸钠溶液反应生成肼的离子方程式为___________________________。‎ ‎②肼为二元弱碱，肼与硫酸反应生成的酸式盐的化学式为____________________。‎ ‎(5)活性炭还原NO2的反应为2NO2(g)＋2C(s)??N2(g)＋2CO2(g)，在恒温条件下，1 mol NO2和足量活性炭发生该反应，测得平衡时NO2和CO2的物质的量浓度与平衡总压的关系如下图所示：‎ ‎①A、B、C三点中NO2的转化率最高的是________(填“A”“B”或“C”)点。‎ ‎②计算C点时该反应的平衡常数Kp＝________(Kp是用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。‎ 答案　(1)B　(2)2N2H4(l)＋2NO2(g)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝2ΔH2－ΔH1‎ ‎(3)①A　②1.8×10－5(或10－4.74)　③2×10－5－2×10－9‎ ‎(4)①ClO－＋2NH3===N2H4＋Cl－＋H2O ‎②N2H6(HSO4)2‎ ‎(5)①A　②4‎ 解析　(1)降低反应温度，化学反应速率降低，故A错误；根据反应3H2＋N22NH3可知，压缩反应混合物，压强增大，化学反应速率加快，平衡向正反应方向移动，平衡混合物中NH3的体积分数增大，故B正确；若恒温恒容条件下充入N2，正反应速率加快，则平衡混合物中氨气的体积分数减小，故C错误；液化分离出NH3的瞬间正反应速率不变，后慢慢减小，故D错误。(2)将已知热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由2×②－①得2N2H4(l)＋2NO2(g)===3N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝2ΔH2－ΔH1。(3)①根据题意，向氨水中滴加盐酸，发生反应：NH3·H2O＋HCl===NH4Cl＋H2O，随着盐酸的加入，NH3·H2O的浓度降低，根据图像知A、B曲线分别代表NH3·H2O、NH的物质的量分数随加入盐酸体积的变化曲线。②NH3·H2O的电离常数Kb＝，当pH＝9.26时，c(NH)＝c(NH3·H2O), 则Kb＝10－4.74。③根据电荷守恒，c(NH)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，根据物料守恒，c(NH)＋c(NH3·H2O)＝2c(Cl－)，此时溶液pH＝9.00，则c(NH)－c(NH3·H2O)＝2c(OH－)－2c(H＋)＝2×(10－5－10－9) mol·L－1。(4)②肼为二元弱碱，酸碱发生中和反应生成盐，则肼与硫酸反应生成酸式盐的化学式为N2H6(HSO4)2。(5)①增大压强，平衡左移，NO2的平衡转化率减小，所以A点NO2的平衡转化率最高。②设C点时NO2的浓度为x mol·L－1，则CO2的浓度也为x mol·L－1，N2的浓度为x mol·L－1，则p(NO2)＝20 MPa×＝8 MPa，p(N2)＝20 MPa×＝4 MPa，p(CO2)＝20MPa×＝8 MPa，Kp＝＝＝4。‎ 专题特训 A组 ‎1．(2018·全国卷Ⅱ，27)CH4—CO2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)CH4—CO2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 ‎________________________________________________________________________。‎ 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下图所示。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下图所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为______________________。‎ 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)‎ 解析　(1)将题给三个反应依次编号为①、②、③：‎ C(s)＋2H2(g)===CH4(g)　ΔH＝－75 kJ·mol－1①‎ C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－394 kJ·mol－1②‎ C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－111 kJ·mol－1③‎ 根据盖斯定律，由③×2－①－②可得 CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)‎ ΔH＝247 kJ·mol－1‎ 根据平衡移动的影响因素，该反应的正反应是一个吸热、气体体积增大的反应，所以高温低压有利于反应正向移动。‎ ‎　　　　 CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)‎ 　　　1　　　 0.5　　　0　　　 0‎ 0.25 0.25 0.5 0.5‎ 0.75 0.25 0.5 0.5‎ K＝＝＝ mol2·L－2‎ ‎(2)①积碳反应中，由于催化剂X的活化能比催化剂Y的活化能要小，所以催化剂X更有利于积碳反应的进行；而消碳反应中，催化剂X的活化能大于催化剂Y，所以催化剂Y更有利于消碳反应的进行；综合分析，催化剂X劣于催化剂Y。‎ 由表格可知积碳反应、消碳反应都是吸热反应，温度升高，平衡右移，K积、K消均增加，反应速率均增大，从图像上可知，随着温度的升高，催化剂表面的积碳量是减小的，所以v消增加的倍数要比v积增加的倍数大。‎ ‎②由速率方程表达式v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5可知，v与p(CO2)成反比例关系，p(CO2)越大，反应速率越小，所以pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。‎ ‎2．“循环经济”和“低碳经济”是目前备受关注的课题，因而对碳、硫及其化合物的综合利用成为研究的热点。‎ ‎(1)下列事实中，能用来比较碳元素和硫元素的非金属性强弱的是________(填字母)。‎ A．SO2具有漂白性而CO2没有 B．少量H2SO3可与Na2CO3反应生成NaHCO3‎ C．SO2能使酸性KMnO4溶液褪色而CO2不能 D．Na2CO3溶液显碱性，而Na2SO4溶液显中性 ‎(2)通过热循环进行能源综合利用的反应系统的原理如下图所示。‎ 系统(Ⅱ)制取氢气的热化学方程式为_________________________________________；‎ 两个系统制得等量的H2时所需能量较少的是__________________。‎ ‎(3)向10 L恒容密闭容器中充入2 mol CO和1 mol SO2，发生反应2CO(g)＋SO2(g)??S(g)＋2CO2(g)。CO和CO2的平衡体积分数(φ)与温度(T)的变化关系如下图所示。‎ ‎①图中表示CO的平衡体积分数与温度的变化关系的曲线为________(填“L1”或“L2”)。‎ ‎②T1 ℃时，SO2的平衡转化率α1＝________，反应的平衡常数K1＝________。‎ ‎③只改变下列条件，既能加快该反应的反应速率，又能增大CO的平衡转化率的是________(填字母)。‎ A．增大压强 B．充入一定量的H2S C．充入一定量的SO2 D．加入适当催化剂 ‎④向起始温度为T1 ℃的10 L绝热容器中充入2 mol CO和1 mol SO2，重复实验，该反应的平衡常数K2________(填“>”“<”或“＝”)K1，理由为_______________________。‎ 答案　(1)D ‎(2)S(g)＋2H2O(g)??SO2(g)＋2H2(g)　ΔH＝－158.8 kJ·mol－1　系统(Ⅱ)‎ ‎(3)①L2　②50%　1　③C　④<　该反应为吸热反应，平衡时绝热容器内的温度低于恒温容器内的温度，平衡逆向移动，平衡常数减小 解析　(1)SO2具有漂白性，其原因为SO2与有色物质反应生成不稳定的无色物质，与元素的非金属性无关，A错误；少量H2SO3可与Na2CO3反应生成NaHCO3，证明H2SO3的酸性强于HCO的酸性，但不能比较碳元素与硫元素的非金属性强弱，B错误；SO2能使酸性KMnO4溶液褪色，体现其还原性，低价态氧化物的还原性强弱不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；Na2CO3溶液显碱性说明H2CO3为弱酸，Na2SO4溶液显中性说明H2SO4为强酸，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，D正确。(3)①该反应为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，CO的平衡体积分数减小，CO2‎ 的平衡体积分数增大，故图中表示CO的平衡体积分数与温度的变化关系的曲线为L2。②由图中信息，T1 ℃时，M点对应体系中CO和CO2的平衡体积分数相等，则平衡时CO和CO2的物质的量相等，设参与反应的SO2的物质的量为x，根据“三段式”法可得2 mol－2x＝2x，解得x＝0.5 mol，故SO2的平衡转化率α1＝×100%＝50%。同时计算得CO(g)、SO2(g)、S(g)、CO2(g)的平衡浓度分别为0.1 mol·L－1、0.05 mol·L－1、0.05 mol·L－1、0.1 mol·L－1，故该反应的平衡常数K1＝1。‎ ‎3．亚硝酰氯(NOCl)是有机合成中的重要试剂，工业上可用NO和Cl2合成。‎ ‎(1)已知：①2NO2(g)＋NaCl(s)??NaNO3(s)＋NOCl(g)　ΔH1‎ ‎②4NO2(g)＋2NaCl(s)??2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)　ΔH2‎ ‎③2NO(g)＋Cl2(g)??2NOCl(g)　ΔH3‎ 则ΔH3＝______________________(用含ΔH1、ΔH2的代数式表示)。‎ ‎(2)在恒容绝热密闭容器中充入一定量的NO和Cl2，发生反应2NO(g)＋Cl2(g)??2NOCl(g)。‎ ‎①下列情况不能判断上述反应达到平衡状态的是______(填字母)。‎ A．气体密度不再改变 B．气体平均相对分子质量不再改变 C.不再改变 D．容器内气体温度不再改变 ‎②达到平衡后，提高NO平衡转化率的措施有__________________(任写两条)。‎ ‎(3)一定温度下，向2 L密闭容器中充入a mol NOCl(g)，发生反应2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g)。‎ ‎①已知上述反应中正反应速率的表达式为v正＝k·cn(NOCl)。300 ℃时，测得正反应速率与NOCl的浓度的关系如下表所示：‎ c(NOCl)/mol·L－1‎ v/mol·L－1·s－1‎ ‎0.20‎ ‎1.6×10－9‎ ‎0.40‎ ‎6.4×10－9‎ ‎0.60‎ ‎1.44×10－8‎ n＝________，k＝________；当c(NOCl)＝0.50 mol·L－1时，v正＝________ mol·L－1·s－1。‎ ‎②测得NO的物质的量与温度的关系如下图所示(x<0.5 a)。T1______T2(填“>”“<”或“＝”)；T2温度下，平衡常数K＝____________(用含a、x的代数式表示)。‎ 答案　(1)2ΔH1－ΔH2　(2)①A　②充入Cl2、分离出NOCl或按初始投料比充入更多的反应物(任写两条，其他合理答案也给分)　(3)①2　4.0×10－8　1.0×10－8‎ ‎②>　 解析　(1)根据盖斯定律，三个热化学方程式之间的关系为③＝①×2－②。(2)①反应物和产物都是气体，气体的质量不变，容器的容积不变，因此无论反应是否达到平衡，气体的密度都不变。②反应容器恒容、绝热，可通过充入Cl2、分离出NOCl或按初始投料比充入更多的反应物来提高NO的转化率。(3)①利用表中的任意两组数据和正反应速率表达式可求出n＝2及k＝4.0×10－8。利用正反应速率公式可计算出当c(NOCl)＝0.5 mol·L－1时的正反应速率。②由图可知，T1温度下反应先达到平衡，故T1>T2。‎ ‎　　　　　　 2NOCl(g)??2NO(g)　＋　Cl2(g)‎ 起始/mol·L－1　 0.5a 　 0 　 0‎ 反应/mol·L－1　　x 　 x 0.5x 平衡/mol·L－1　(0.5a－x) 　x 0.5x K＝＝。‎ ‎4．对温室气体二氧化碳的研究一直是科技界关注的重点。‎ Ⅰ.在催化剂存在下用H2还原CO2是解决温室效应的重要手段之一，相关反应如下：‎ 主反应：CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH1‎ 副反应：CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1‎ 已知H2和CH4的燃烧热分别为－285.5 kJ·mol－1和－890.0 kJ·mol－1‎ H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44 kJ·mol－1‎ ‎(1)ΔH1＝________ kJ·mol－1。‎ ‎(2)有利于提高CH4平衡产率的反应条件是(至少写两条)__________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是_____________________________________。‎ ‎(3)T ℃时，若在体积恒为2 L的密闭容器中同时发生上述反应，将物质的量之和为5 mol的H2和CO2以不同的投料比进行反应，结果如下图所示。若a、b表示反应物的转化率，则表示H2转化率的是________，c、d分别表示CH4(g)和CO(g)的体积分数，由图可知＝‎ ‎______时，甲烷产率最高。若该条件CO的产率趋于0，则T ℃时①的平衡常数K＝________。‎ Ⅱ.溶于海水的CO2 95%以HCO形式存在。在海洋中，通过如下左图钙化作用实现碳自净。‎ ‎(4)写出钙化作用的离子方程式_______________________________________________。‎ ‎(5)电解完成后，a室的pH________(“变大”“变小”或“几乎不变”)；其间b室发生反应的离子方程式为____________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)－164.0　(2)降低温度，增大压强　催化剂　(3)b　4　100　(4)2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O ‎(5)几乎不变　H＋＋HCO===CO2↑＋H2O 解析　Ⅰ.(1)根据已知有：②CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1‎ ‎③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH3＝－571.0 kJ·mol－1‎ ‎④CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH4＝－890.0 kJ·mol－1‎ ‎⑤H2O(l)===H2O(g)　ΔH5＝＋44 kJ·mol－1‎ 根据盖斯定律，由主反应＝③×2－④＋⑤×2，则 CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)‎ ΔH1＝2ΔH3－ΔH4＋2ΔH5＝－164.0 kJ·mol－1。‎ ‎(2)反应CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)是正方向为气体体积缩小的放热反应，降低温度和增大压强都有利于反应正向移动，提高CH4平衡产率；工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是催化剂。‎ ‎(3)随着比值的增大，氢气的转化率降低，则表示H2转化率的是b。随着比值的增大，氢气的量增多，一氧化碳的量减少，甲烷的量增加，故c为CH4(g)的体积分数，由图可知＝4时，甲烷的产量最高。若该条件下CO的产率趋于0，＝4‎ ‎，开始物质的量之和为5 mol的H2和CO2分别为4 mol和1 mol，平衡转化率为80%，则平衡时各物质的量浓度为：‎ ‎　　　　 CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)‎ 开始时浓度/mol·L－1　 0.5　　　 2　　　 0　　　 0‎ 改变的浓度/mol·L－1　 0.4　　　1.6　　　0.4　　　0.8‎ 平衡时浓度/mol·L－1　 0.1　　　0.4　　　0.4　　 0.8‎ K＝＝100。‎ Ⅱ.(4)根据图中信息可知，钙化作用是碳酸氢钙转化为碳酸钙、二氧化碳和水，其反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。‎ ‎(5)电解完成后，a室氢氧根离子失电子产生氧气，而氢离子进入b室，pH几乎不变；其间b室发生反应的离子方程式为：H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。‎ B组 ‎1．甲醇既是重要的化工原料，又是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。‎ ‎(1)已知反应CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1中的相关化学键键能如下：‎ 化学键 H—H C—O C≡O H—O C—H E/kJ·mol－1‎ ‎436‎ ‎343‎ x ‎465‎ ‎413‎ 则x＝________________________。‎ ‎(2)在一容积可变的密闭容器中，1 mol CO与2 mol H2发生反应：CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)　ΔH1＜0，CO在不同温度下的平衡转化率(α)与压强的关系如图所示。‎ ‎①a、b两点的反应速率：v(a)________(填“＞”“＜”或“＝”)v(b)。‎ ‎②T1________(填“＞”“＜”或“＝”)T2，原因是____________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎③在c点条件下，下列叙述能说明上述反应达到化学平衡状态的是________(填字母)。‎ A．H2的消耗速率是CH3OH生成速率的2倍 B．CH3OH的体积分数不再改变 C．混合气体的密度不再改变 D．CO和CH3OH的物质的量之和保持不变 ‎‎ ‎④计算图中a点的平衡常数Kp＝________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。‎ ‎(3)利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)合成甲醇，发生的主要反应如下：‎ 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，它们随温度变化的曲线如图所示。‎ 则ΔH1________(填“＞”“＜”或“＝”)ΔH3，理由是_________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)1 076　(2)①＜　②＜　CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故T1＜T2　③BC　④1.6×10－7　(3)＜　由图可知，随着温度升高，K2增大，则ΔH2＞0，根据盖斯定律可得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH1＜ΔH3‎ 解析　(1)根据反应CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1及表中数据可知，反应断键吸收的能量为(x＋2×436) kJ，成键放出的能量为(3×413＋465＋343) kJ＝2 047 kJ，反应放出99 kJ的热量，则2 047－(x＋2×436)＝99，x＝1 076。(2)①a、b两点处在同一条等温线上，a点的压强小于b点的压强，由于增大压强，化学反应速率增大，则反应速率v(a)＜v(b)。③H2的消耗速率在任何时候都是CH3OH生成速率的2倍，不能说明达到平衡状态，A项错误；CH3OH的体积分数不再改变，说明正、逆反应速率相等，能说明达到平衡状态，B项正确；该装置的容积可变，混合气体的总质量不变，则混合气体的密度是一变量，当混合气体的密度不再改变时，能说明达到平衡状态，C项正确；CO和CH3OH的物质的量之和保持不变，不能说明达到平衡状态，D项错误。‎ ‎④根据图中a点时CO的转化率是0.5，则有 CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)‎ 起始/mol 1 2 0‎ 变化/mol 0.5 1 0.5‎ 平衡/mol 0.5 1 0.5‎ CO、H2、CH3OH的物质的量分数分别为0.25、0.5、0.25，平衡分压分别为0.25×0.5×104 kPa、0.5×0.5×104 kPa、0.25×0.5×104 kPa，所以a点的平衡常数Kp＝＝1.6×‎ ‎10－7。‎ ‎2．大气中的部分碘源于O3对海水中I－的氧化。某科学小组进行O3与含I－溶液反应的相关研究。‎ ‎(1)O3将I－氧化生成I2的过程由3步反应组成：‎ ‎①I－(aq)＋O3(g)===IO－(aq)＋O2(g)　ΔH1‎ ‎②IO－(aq)＋H＋(aq) HIO(aq)　ΔH2‎ ‎③HIO(aq)＋I－(aq)＋H＋(aq) I2(aq)＋H2O(l)　ΔH3‎ 用热化学方程式表示O3氧化I－生成I2的反应：________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)O3在水中易分解，一定条件下，O3的浓度减少一半时所需的时间(t)如下表所示。已知：O3的起始浓度为0.021 6 mol·L－1。‎ ‎ pH t /min T/℃‎ ‎3.0‎ ‎4.0‎ ‎5.0‎ ‎6.0‎ ‎20‎ ‎301‎ ‎231‎ ‎169‎ ‎58‎ ‎30‎ ‎158‎ ‎108‎ ‎48‎ ‎15‎ ‎50‎ ‎31‎ ‎26‎ ‎15‎ ‎7‎ ‎①在30 ℃、pH＝4.0条件下，O3的分解速率为________ mol·L－1·min－1。‎ ‎②pH增大能加速O3分解，表明对O3分解起催化作用的是________。‎ ‎③根据表中数据，推测O3在下列条件下分解速率按依次增大的顺序排列为________(填字母)。‎ a．40 ℃、pH＝3.0‎ b．10 ℃、pH＝4.0‎ c．30 ℃、pH＝7.0‎ ‎(3)I2在KI溶液中存在下列平衡：‎ I2(aq)＋I－(aq) I(aq)‎ 测得不同温度下该反应的平衡常数如图甲所示。‎ 下列说法正确的是________(填字母)。‎ A．反应I2(aq)＋I－(aq) I(aq)的ΔH＞0‎ B．利用该反应可以除去硫粉中少量的碘单质 C．在上述平衡体系中加入苯，平衡不移动 D．25 ℃时，在上述平衡体系中加入少量KI固体，平衡常数K小于680‎ ‎(4)将I2溶于CCl4中，得到紫红色的溶液，再加入一定浓度的KI溶液，现象如图乙所示：‎ ‎①上层溶液中含碘元素的微粒有________(用化学符号表示)。‎ ‎②由实验现象可推测关于I2溶解性的结论是___________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)O3(g)＋2I－(aq)＋2H＋(aq)===I2(aq)＋H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3‎ ‎(2)①1.00×10－4　②OH－　③b＜a＜c　(3)B ‎(4)①I－、I2、I ‎②在此温度下，I2在KI溶液中的溶解度比在CCl4中大 解析　(1)将所给的三个反应进行加和：①＋②＋③，可得总反应：2I－(aq)＋O3(g)＋2H＋(aq)===I2(aq)＋O2(g)＋H2O(l)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。‎ ‎(2)①v(O3)＝＝＝1.00×10－4 mol·L－1·min－1；②pH增大，则OH－浓度增大，pH增大能加速O3分解，表明对O3分解起催化作用的是OH－；③由表中数据可知，40 ℃、pH＝3.0时，所需时间在31～158 min之间；10 ℃、pH＝4.0时，所需时间＞231 min；30 ℃、pH＝7.0时，所需时间＜15 min，则分解速率按依次增大的顺序排列为b＜a＜c。‎ ‎(3)由图中数据可知，温度越高平衡常数越小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，即ΔH＜0，A项错误；碘单质难溶于水，而I2与I－形成I易溶于水，可以达到除去少量碘的目的，B项正确；加入苯，苯萃取溶液中的碘单质，这样水中碘的浓度变小，平衡向左移动，C项错误；加入KI固体，平衡向右移动，但平衡常数只受温度影响，与物质的浓度无关，故加入少量KI固体，平衡常数K不变，D项错误。‎ ‎(4)①上层溶液是碘化钾的水溶液，存在平衡I2(aq)＋I－(aq)??I(aq)，所以溶液中含碘元素的微粒有I－、I2、I；②由实验现象可推测出在此温度下，I2在KI溶液中的溶解度比在CCl4中大。‎ ‎3．二甲醚又称甲醚，简称DME，熔点－141.5 ℃，沸点－24.9 ℃，与石油液化气(LPG)相似，被誉为“21世纪的清洁燃料”。由合成气(CO、H2)制备二甲醚的反应原理如下：‎ ‎①CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH1＝－90.0 kJ·mol－1‎ ‎②2CH3OH(g) CH3OCH3(g)＋H2O(g)　ΔH2＝－20.0 kJ·mol－1‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)已知：H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1，若由合成气(CO、H2)制备1 mol ‎ CH3OCH3(g)，且生成H2O(l)，其热化学方程式为______________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎(2)有人模拟该制备原理：500 K时，在2 L的密闭容器中充入2 mol CO和6 mol H2,5 min达到平衡，平衡时测得c(H2)＝1.8 mol·L－1，c(CH3OCH3)＝0.2 mol·L－1，此时CO的转化率为__________。用CH3OH表示反应①的速率是________ mol·L－1·min－1，可逆反应②的平衡常数K2＝________。‎ ‎(3)在体积一定的密闭容器中发生反应②，如果该反应的平衡常数K2值变小，下列说法正确的是__________(填字母)。‎ A．平衡向正反应方向移动 B．平衡移动的原因是升高了温度 C．达到新平衡后体系的压强不变 D．容器中CH3OCH3的体积分数减小 ‎(4)一定条件下在恒温恒容的密闭容器中，按不同投料比充入CO(g)和H2(g)进行反应①，平衡时CO(g)和H2(g)的转化率如图1所示，则a＝________(填数值)。‎ ‎(5)绿色电源“二甲醚燃料电池”的结构如图2所示，电解质为熔融态的碳酸盐(如熔融K2CO3)，其中CO2会参与电极反应。工作时正极的电极反应为___________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ 答案　(1)2CO(g)＋4H2(g) CH3OCH3(g)＋H2O(l)　ΔH＝－244.0 kJ·mol－1‎ ‎(2)60%　0.12　1　(3)BD　(4)2‎ ‎(5)2CO2＋O2＋4e－===2CO 解析　(1)将H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1编号为③，根据盖斯定律，①×2＋②－③得：2CO(g)＋4H2(g)??CH3OCH3(g)＋H2O(l)　ΔH＝－244.0 kJ·mol－1。‎ ‎(2)由已知，CO和H2按照物质的量之比1∶2反应，H2反应了6 mol－1.8 mol·L－1×2 L＝2.4 mol，所以CO反应了1.2 mol，此时CO的转化率为1.2 mol÷2 mol×100%＝60%；根据反应①,生成CH3OH 1.2 mol,用CH3OH表示反应①的速率是1.2 mol÷2 L÷5 min＝0.12 mol·L－1·min－1；由c(CH3OCH3)＝0.2 mol·L－1，可得反应②H2O(g)的平衡浓度为0.2 mol·L－1，反应②CH3OH(g)的平衡浓度为1.2 mol÷2 L－2×0.2 mol·L－1＝0.2 mol·L－1，所以可逆反应②的平衡常数K2＝＝＝1。‎ ‎(3)化学平衡常数只受温度影响，反应②正向为放热反应，升高温度K2‎ 值变小，平衡逆向移动，CH3OCH3(g)生成率降低，容器中CH3OCH3的体积分数减小；容器中气体总物质的量不变，容器容积固定，T增大，根据pV＝nRT，则p增大，故BD正确。‎ ‎(4)反应物按化学计量数之比投料，则平衡转化率相同，如图，交点纵坐标表示H2和CO转化率相等，横坐标a表示H2(g)和CO(g)的投料比，所以a＝2。‎ ‎(5)正极上是氧气得电子发生还原反应，由已知熔融K2CO3作电解质，CO2参与反应，故电极反应式为：2CO2＋O2＋4e－===2CO。‎ ‎4．瓦克法乙烯制乙醛具有产率高、副产物少、产物易分离等优点，其反应原理为：C2H4(g)＋H2O(g)＋PdCl2(s) CH3CHO(g)＋Pd(s)＋2HCl(g)。‎ ‎(1)已知：C2H4(g)＋H2O(g)===CH3CHO(g)＋H2(g)　ΔH1＝－482 kJ·mol－1‎ H2(g)＋PdCl2(s)===Pd(s)＋2HCl(g)　ΔH2＝＋602.6 kJ·mol－1‎ 则C2H4(g)＋H2O(g)＋PdCl2(s) CH3CHO(g)＋Pd(s)＋2HCl(g)　ΔH＝________ kJ·mol－1‎ ‎(2)某小组同学根据该反应原理模拟合成乙醛，探究起始反应物的碳氧比对乙醛合成的影响。保持恒温恒容，T ℃时在1 L容器中，将总物质的量为3 mol的C2H4、H2O以及一定量的PdCl2固体进行反应，实验测得平衡体系中气体组分的转化率或体积分数变化如图所示。‎ ‎①根据图像推测转化率1表示的是________的转化率。‎ ‎②A点时，为________，该反应的平衡常数K＝________。‎ ‎(3)研究发现CuCl2可作为该反应的催化剂。为研究温度、催化剂中Cu2＋负载量对乙醛产率的影响，控制其他条件一定，得到的实验结果如图所示。‎ 为使乙醛的产率最高，应选择的反应温度和Cu2＋负载量分别是________、________。‎ ‎(4)化学家提出了一种电解合成乙醛的新型方法，即在常压下把氧气和乙烯通入一个加热到400 ℃的电解池中，采用高质子导电性的SCY陶瓷(能传递H＋)为介质，用吸附在它内外表面上的金属钯多晶薄膜作电极，实现了常压、400 ℃条件下高转化率的电解法合成乙醛(装置如图)。‎ ‎①钯电极A接电源的________(填“正”或“负”)极。‎ ‎②钯电源B发生的电极反应为________________________________________________。‎ 答案　(1)＋120.6　(2)①C2H4　②1　16　(3)350 ℃　3%　(4)①负　②C2H4－2e－＋H2O===CH3CHO＋2H＋‎ 解析　(1)根据盖斯定律，所求的热化学方程式可由已知的两个热化学方程式相加得到，即ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝－482 kJ·mol－1＋602.6 kJ·mol－1＝＋120.6 kJ·mol－1。(2)①转化率1随着碳氧比的增大而减小，转化率2随着碳氧比的增大而增大，则转化率1代表C2H4的转化率，转化率2代表H2O的转化率。②A点时，设起始时C2H4的物质的量为n mol，则H2O的物质的量为(3－n)mol，反应达到平衡时，C2H4反应了a mol。由三段式法可得：‎ ‎　　　 C2H4(g)＋H2O(g)＋PdCl2(s) CH3CHO(g)＋Pd(s)＋2HCl(g)‎ 起始/mol　n　 　 3－n　　　　　　　0　　　　　　　　 0‎ 转化/mol　a　　　 a　　　　　　　　 a　　　　　　　　 2a 平衡/mol　n－a　 3－n－a　　　　　 a　　　　　　　　 2a 由题图可得＝，解得n＝1.5，×100%＝25%，解得a＝1，所以A点时，为1，平衡常数K＝＝＝16。(3)由题图可知，为使乙醛的产率达到最高，应选择的反应温度和Cu2＋负载量分别是350 ℃、3%。(4)①由题图可知钯电极A为H＋移向一极，即为阴极，其与电源的负极相连。②钯电极B为阳极，阳极上C2H4发生氧化反应：C2H4＋H2O－2e－===CH3CHO＋2H＋。‎