备战高考化学提高题专题复习化学反应原理综合考查练习题附详细答案

2020-2021备战高考化学提高题专题复习化学反应原理综合考查练习题附详细 答案一、化学反应原理综合考查1. (15分)甲烷水蒸气催化重整(SMR)是传统制取富氢混合气的重要方法，具有工艺 简单、成本低等优点。回答下列问题：(1) 已知1000 K时，下列反应的平衡常数和反应热： CHg)C(s)+2H2(g) K1=10.2 HA 2CO(g)C(s)+CQ(g) =0.6 HA CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) K3=1.4 HA CH4(g)+2H2O(g)CQ(g)+4H2(g) K4 AH4 ( SMR)则 1000 K 时，K4=； AH4= (用 AH1、AH2、AH3 来表示)。(2) 在进入催化重整装置前，先要对原料气进行脱硫操作，使其浓度为0.5 ppm以下。脱硫的目的为。(3) 下图为不同温度条件下电流强度对CH4转化率的影响。由图可知，电流对不同催化剂、不同温度条件下的甲烷水蒸气催化重整反应均有着促进作用，则可推知AH40 (填“我“。(4)下图为不同温度条件下6小时稳定测试电流强度对 H2产率的影响。由图可知，随着温度的降低，电流对 H2产率的影响作用逐渐 (填 增加”减小”或 不变”),600 C时，电流对三种催化剂中的 (用图中的催化剂表示式回答)影响效果H2产率趋于相同，其最为显著，当温度高于 750 C时，无论电流强度大小，有无催化剂, 原因是。8070屯60H504030MM)650700750/T(5 )我国科学家对甲烷和水蒸气催化重整反应机理也进行了广泛研究，通常认为该反应分两步进行。第一步：CH4催化裂解生成H2和碳(或碳氢物种)，其中碳(或碳氢物种)吸 附在催化剂上，如 CH4fCds/C(H)nads+(2-n)H2；第二步：碳(或碳氢物种)和啟0反应生2成C02和H2，如Cads/C(H)nads +2H2S C02 +(2+n)H2。反应过程和能量变化残图如下(过2程没有加催化剂，过程加入催化剂)，过程和少的关系为：(填“”或1”)；控制整个过程反应速率的是第 步，其原因为【答案】33.32出i+2出3- H硫能使催化剂中毒(或硫能使催化剂活性下降等) 增加10Ni-3MgO/Y -Al 2O3温度高于750 C时，几种情况下的反应均达到平衡，催化剂不改 变平衡状态 =n 第n步的活化能大，反应速率慢【解析】【分析】【详解】(1) 方程式CH4(g)+2H2O(g)CQ(g)+4H2(g),是由方程式+2 -得到，2K4=2K1K3KT10.2 1.40.6=33.32,少4=/Hi+2 出3- ZH2o(2) 硫会与催化剂反应，会使催化剂中毒，因此要脱硫。(3 )由图可知电流相同时，750 C甲烷的转化率比600 C时甲烷的转化率高，说明温度越高，转化率越高，K越大，出40。(4 )据图可知，随温度降低，H2产率的变化幅度也增大，电流对H2产率的影响作用逐渐增加；600 C时，10Ni-3MgO/Y -AI26催化剂在不同电流时 H2产率的变化幅度最大，因此 电流对10Ni-3MgO/Y -Al 2O3催化剂影响最为显著；测试时间为 6小时，当温度高于 750 C 时，由于反应速率加快，反应已经达平衡移动，而催化剂不影响平衡移动，因此无论电流 强度大小，有无催化剂，H2产率趋于相同。(5)同一化学反应，催化剂只能改变反应的速率，对反应热不会造成影响，故过程和 少相等。根据活化能越大，反应速率就越慢，故控制整个反应速率的是活化能较高的步 骤，即控速步骤为第 n步。2. 中国是世界上最大的钨储藏国，超细钨粉是生产硬质合金所必须的原料。(1)工业上可以采用铝热还原法生产钨铁合金，已知： WO3(s)+2AI(s)=W(s)+A2O3(s) ?H1 3Fe3O4(s)+8AI(s)=9Fe(s)+4A2O3(s) ?H2则四氧化三铁与钨反应的热化学方程式为 仮应热写为？出并用含 H1、AH2的代数式表示);在反应中若有 0.1molFe3O4参加反应，则转移电子 mol。(2)自然界中钨主要存在于黑钨矿中(主要成分是铁和锰的钨酸盐)，从中制备出黄钨(WO3)后再用H2逐级还原： WO3T WO2.90T WO2.72T WQW，总反应为3H2(g)+WO3(s)? W(s)+3H2O(g) ?H,实验测得一定条件下平衡时H2的体积分数曲线如图所“或“气体物质的量分数)o 已知在高温下，氧化钨会与水蒸气反应生成一种挥发性极强的水钨化合物WO2(OH)2，因此在反应中要适当加快氢气的流速，原因是_。【答案】3Fe3O4(s)+ 4W(s)=9Fe(s)+ 4WO3(s) H3=A H2- 4A Hi 0.8 BD 75% 27加快氢气的流速可以脱除氢气中的水蒸汽，提高钨的产率【解析】【分析】【详解】(1 WO3(s)+2AI(s)=W(s)+Al2O3(s) ?Hi 3Fe3O4(s)+8Al(s)=9Fe(s)+4A2O3(s) ?H2由盖斯定律：-X4则四氧化三铁与钨反应的热化学方程式为3Fe3O4(s)+ 4W(s)=9Fe(s)+ 4WO3(s) H3=AH2-4 AH1(反应热写为？H3并用含 如1、AH2的代数式表示)；在反应中若8有0.1molFe3O4参加反应，则转移电子 -x 3 x 0.1mol=0.8mo故答案为：3Fe3O4(s) +34W(s)=9Fe(s)+ 4WO3(s) AH3=H2-4AH1; 0.8;(2) 由图可知，3H2(g)+WO3(s)? W(s)+3H2O(g)随温度升高，氢气的体积分数减小，平 衡正向进行，正向为吸热反应，该反应的？H0; a点要达平衡状态，氢的体积分数要减小，反应正向进行，a点处的v正v逆。故答案为：； 如果上述反应在体积不变的密闭容器中达到平衡，A. 氢气消耗的速率与水消耗的速率相等，v正(H2)=v逆(H20)，故A正确；B. WO3是固体，加入 WO3,则H2的转化率不变，故 B错误；C. 反应前后气体的质量不同，容器内气体的密度不变时，一定达到平衡状态，故C正 确；D. 反应前后气体的体积不变，容器内压强不变时，不一定达到平衡状态，故D错误； 故答案为：BD； 由图可知900K, M点时氢气的体积分数为 25%,设氢气的起始量为 3mol，转化率为x, 氢气的变化量为3xmol，列出三段式：3H2O g03x3x3H2 gWO3 s ? W s开始3转化3x平衡 3 3x3 3x则有100%25% , x=0.75，氢气的平衡转化率为 75%；3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。水蒸汽的0 753分压为p总X 0.75氢气的分压为 p总x 0.25 Kp(900K)= =33 =27。故答案为：75%；0.2527； 在高温下，氧化钨会与水蒸气反应生成一种挥发性极强的水钨化合物WO2(OH)2,因此在反应中要适当加快氢气的流速，原因是加快氢气的流速可以脱除氢气中的水蒸汽，提高钨 的产率。故答案为：加快氢气的流速可以脱除氢气中的水蒸汽，提高钨的产率。【点睛】本题考查化学平衡的计算，把握盖斯定律计算焓变、化学平衡三段法、转化率及Kp的计算为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，综合性较强，难点(2)列出三段式，利用Kp的定义进行计算。3. 甲醇与水蒸气重整制氢可直接用于燃料电池。回答下列问题：已知甲醇分解反应： CHOH(g)? CO(g)+ 2H2(g) Hi = + 90.64 kJ mo1 ；水蒸气变换反应： CO(g)+ H2O(g)? CO2(g) + H2(g) H2= 41.20 kJ mol 1则 CH3OH(g)+ H2O(g) ? CO2(g) + 3H2(g) H3 =kJ mol1(2)科学家通过密度泛函理论研究甲醇与水蒸气重整制氢反应机理时，得到甲醇在Pd(III)表面发生解离时四个路径与相对能量的关系如图所示，其中附在Pd(III)表面的物种用*标注。此历程中活化能最小的反应方程式为 在0.1MPa下，将总进料量为 1 mol且n(CH3OH)： n(H2O)= 1： 1.3的混合气体充入一刚性密闭容器中反应。 实验测得水蒸气变换反应的速率随温度的升高明显下降，原因是 平衡时，测得 CfOH的含量在给定温度范围内极小，H2、H2O(g)、COCO2四种组分的含量与反应温度的关系如图所示，曲线b、c对应物质的化学式分别为 、60XJ2010()140 I 和 22026(13403(1反应註度厲：573.2K时，向一刚性密闭容器中充入5.00 MPa CHOH使其分解，t h后达平衡时H2的物质的量分数为60%,则t h内v(CfOH)=MPa h1，其分压平衡常数 Kp =MPa2。【答案】+49.44 CfO*+2H*=CHO*+3H* (或CH2O*=CHO*+H* )随温度升高，催化活性降低 CO H2O (g)【解析】3.75t168.75【分析】【详解】(1 )甲醇分解反应：CH3OH(g) ? CO(g)+ 2H2(g) H1 = + 90.64 kJ mo1 ； 水蒸气变换反应：CO(g)+ H2O(g)? CO2(g) + H2(g) AH2=- 41.20 kJmor1。 将 + ，即可求出 CH3OH(g)+ H2O(g)? CC2(g)+ 3H2(g) AH3= =+90.64 kJ mol-1+ (-41.20 kJmol-1) =+49.44 kJ mol-1,故答案为：+49.44;(2) 活化能为反应物的总能量与过渡态能量之差，从图中可以看出，过渡态3发生的反应活化能最小。反应物为“C2O*+2H* ”，产物为“CHO*+3H*故反应方程式为CH2O*+2H*=CHO*+3H* 因为2H*反应前后都吸附在催化剂表面，未参与反应，故反应实 质为 CH?O*=CHO*+H*，故答案为：CH?O*+2H*=CHO*+3H* (或 CH?O*=CHO*+H* );(3) 因为温度升高，反应速率应加快，而图中速率减小，显然不是温度的影响，只能为催 化剂的活性降低，故答案为：随温度升高，催化活性降低；对于反应CO (g) +H2O (g) = CO2 (g) +H2 ( g) AH n (CQ)、n ( H2O) n (CO)，平衡时含量必然有 H2 CQ、H2O CO.故 a、b、c、d 曲线分别对应 H2、CQ、H2O (g)、CO,曲线 b、c 对应物质的化学式分别为 CQ、H2O (g),故答案为：CQ、H2O ( g)；(4) 假设CfOH的压强变化量为 x,列出三段式：CH3OH (g)?CO (g)2H(g)起始(MPa) 转化(MPa) 平衡(MPa)5.02x2x 605 2x 100P CO 中2 Kp=5.00-x2x,x=3.75Mpa , v (CHOH) = 3.75MPa = 375 MPa if1；thtP CH3OH2主二一7.5MPa=168.75 (MPa) 2,1.25MPa3 75 故答案为：31_ ； 168.75 (MPa) 2。t【点睛】本题综合考查化学平衡问题，题目涉及化学平衡计算与影响因素、反应热计算等，侧重考查学生分析计算能力，注意盖斯定律在反应热计算中应用，难点(4)列出三段式，理清平衡时各物质的量，是解题关键。4. (1)如图的氮循环是生态系统物质循环的重要部分，人类活动加剧了氮循环中的物质A. 固氮过程中，N2只做氧化剂B. 硝化过程需要有氧化剂参与C. 反硝化过程有助于弥补人工固氮对氮循环造成的影响D. 同化、氨化过程中，实现了氮元素在无机物和有机物之间的转化反硝化过程中，CfOH可作为反应的还原剂，1mol还原剂失去6mol电子。请将该反应的离子方程式补充完整：5CHsOH+ NOT而-+ + + (2 )研究表明，氮氧化物(NOx)和二氧化硫都与大气中雾霾的形成有关。 已知：SQ 生成 SO3 总反应方程式是 2SQ(g)+ O2(g)b 2SC3(g) 县196.6kJ/mol此反应可通过如下两步完成：2NO(g) + Q(g)b2NO2(g) A1H 113kJ/molNO2(g) + SQ(g)、 SQ(g)+ NO(g) AH=。 一定温度下，向2L恒容密闭容器中充入 NO?和SQ各1mol, 5min达到平衡，此时容器中N02和NO的浓度之比为1 : 3，则NO2的平衡转化率是 。(3) 砷(As)是第四周期V A族元素，其化合物，有着广泛的用途。AsH3的稳定性比NH3的稳定性 (填 强或 弱用原子结构解释原因 常将含砷废渣(主要成分为AS2$)制成浆状，通入 02氧化，生成H3ASO4和单质硫。写出发生反应的化学方程式 。 298K 时，将 20mL3xmol?L-1Na3As03、20mL3xmol?L-1b 和 20mLNaOH 溶液混合，发生反 应：AsO33-(aq)+|2(aq)+2OH-AsO43-(aq)+2l-(aq)+H2O(l)。溶液中 c(AsO43)与反应时间(t)的关系如图所示。若平衡时溶液的pH=14,则该反应的平衡常数K为。yo一 2有X4OSVVL11 屮 S 1V 1I1 T:11 to*J-J * - d*X/1-T【答案】BCD 5CHOH+6NO3-ESN2f +4HCO-+CQ2-+8H2O 41.8kJ/mol 75% 弱 N和As位于同一主族，As的电子层数比N的多，原子半径 As比N的大，得电子能力 As比N弱，非金属性 As比N弱，氢化物 AsH3的稳定性比 NH3弱 2As2S+5O2+6H2O=4H3AsO4+6S4y3(x-y)2【解析】【分析】【详解】(1 )A.氮气在大气中氧化为亚硝酸根离子、硝酸根离子，N的化合价升高，被氧化,所以N2作还原剂，故 A错误;B. NH3转化成HNO2，增加了 O元素，则NH3被氧气氧化，所以在硝化细菌作用下发生的硝化过程需要有氧化剂参与，故B正确;C. 反硝化过程，生成氮气，向大气提供氮气，即反硝化过程有助于弥补人工固氮对氮循环造成的影响，故C正确；D. 氨化过程是动植物蛋白转化为氨气或铵根离子，即有机物转化为无机物，同化、氨化过程中，实现了氮元素在无机物和有机物之间的转化，故D正确；故选BCD。反硝化过程中， CfOH可作为反应的还原剂，1mol还原剂失去6mol电子。CHsOH与硝 酸根离子反应生成氮气、碳酸根离子、碳酸氢根离子和水，反应的离子方程式为： 5CH3OH+6NO3-.工昱N2 f +4HCO-+CQ2-+8H2O,故答案为：5CH3OH+6NO3-=2=N2 T +4HCQ-+CQ2-+8H2O；（2）I .2SO2（g）+ 02（g）b2SO（g） 非196.6kJmoln .2N0（g） + 02（g） 2NO2（g） Aift= 113kJ mol 1盖斯定律计算（I -n） xl 得到 NO2（g）+ SQ（g）SO3（g）+ NO（g） AH= -41.8 kJ mol 1, 故2答案为：-41.8 kJ mol 1;一定温度下，向2 L恒容密闭容器中充入 NO2和S02各1 mol, 5min达到平衡，此时容器 中NO2和NO的浓度之比为1 : 3，结合三行计算列式得到，设消耗 NO2的物质的量为x：NO(g) +SO( g) ?SO3(g)+ NO (g)起始量（mol）1100变化量（mol）xxxx平衡量（mol）1-x1-xxxNO2和NO的浓度之比为1： 3,物质的量之比=1： 3,( 1-x )：x=1: 3, x=0.75mol, NO20.75mol的平衡转化率=X 100%=75%1mol故答案为：75%;（3）非金属性：NAs, Asf的稳定性比NH3的稳定性弱，用原子结构解释原因：N和As位于同一主族，As的电子层数比N的多，原子半径 As比N的大，得电子能力 As比N 弱，非金属性 As比N弱，氢化物 AsH3的稳定性比NH3弱； 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，结合电子转移配平得方程式为：2As2S3+5O2+6H2O=4H3AsC4+6S;故答案为：2As2S3+5O2+6H2O=4H3AsC4+6S； 列三段式如下：AsO33(aq) +(aq) +2OH一？ASO43 (aq) +2I(aq)+ H2O 起始量转化量平衡量x-yx-y2y2yK=3 一2 c(AsO43 ) c2(l )22yc(AsO33) c I2 c2(OH )3纶，故答x y x y (x-y)案为：（：）2。根据平衡常数表达式5. 秋冬季是雾霾高发的季节，其中汽车尾气和燃煤尾气是造成雾霾的主要原因之一。（1） 工业上利用甲烷催化还原NO,可减少氮氧化物的排放。已知：CH4（g）+4NO2（g）=4NO（g）+CQ（g）+2H2O（g） A H=74kJmol-1CH4（g）+4NO（g）=2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g） A H=160kJ mol-1甲烷直接将 NO2还原为 N2的热化学方程式为 （2）汽车尾气催化净化是控制汽车尾气排放、减少汽车尾气污染的最有效的手段，主要原理为 2NO(g)+2CO(g)1 N2(g)+2CO2(g) HKh=Kw，故 HSOf 的水解常数 Kh=万8.3 X 10-13，又因为1.2 10-2HS03-的电离常数Ka2=5.8 X 180所以，HS03-的电离常数大于水解常数，常温下，NaHSQ显酸性，故答案为：酸；因为KHSQ的电离常数Ka2=5.8 X布 水解常数Kh=疋8.3 X1!0K a2电离常数大于水解常数，所以溶液显酸性； 生成Ce4+,贝U Ce3+-e-= Ce4+，Ce4阳极生成，从a 口流出，故答案为：a；N02-转化为无毒物质，则 NO,在阴极得电子，转化为N2,结合电子得失守恒、电荷守恒可得阴极电极反应为：2NO2-+8H+6e-=N2f +4H2O,故答案为：2NO2-+8H+6e-=N2 f +4H2O。【点睛】KaXKi=Kw，越弱越水解。6.已知，常温下 H2S、H2CO3的电离常数如下表Ka1Ka2H2S9.1 X 1%1 X 105H2CO34.3 X fd5.6 X fd1(1) 常温下，0.1mol/L的硫化钠溶液和 0.1mol.L-1的碳酸钠溶液，碱性更强的是 。其原因是。 常温下，硫化钠水解的离子方程式 。(2) H2S能与许多金属离子发生反应，生成溶解度不同和各种颜色的金属硫化物沉淀，可用于分离和鉴定金属离子。 常温下，NaHS溶液显 (选填 酸性” 中性”或 碱性”NaOH溶液体积的关系曲线如图所示:浓度由大到小的排列顺序是水的电离程度最大的是 常温下，向100 mL 0.1 mol Lr 1 H2S溶液中滴加0.1 mol LNaOH溶液，得到溶液 pH与;在b点，溶液中各离子(3) 脱除天然气中的硫化氢既能减少环境污染，又可回收硫资源，该部分硫化氢用过量NaOH溶液吸收后，再以石墨作电极电解该溶液可回收硫，写出电解得到硫的总反应方程 式(忽略氧的氧化还原) ;从整个生产工艺的角度分析，该方法不仅能减少环境污染、回收硫、得到一定量的副产物，还具有的优点是 。【答案】硫化钠溶液硫化氢的Ka2小于碳酸的Ka2 ,硫化钠更易水解彳+出0 HS +OH-、HS + H2OH2S + 0H 碱性 c c(Na+) c(HS_)c(OH_)= c(H+) c(S2_)Na2S+ 2H2O 9 S J + H2T+ 2NaOH 或 S2_ + 2缶0S J + H2T+ 20H_ 产物 NaOH 可循环使用【解析】试题分析：(1)H2CO3的第二步电离平衡常数是5.6 X Td1，大于H2S的第二步电离平衡常数1 X 105,说明S2-的水解程度大于 CO2-；S 2-的水解分两步进行； (1)根据HS- 的 水解平衡常数和电离平衡常数分析NaHS溶液的酸碱性；H2S抑制水电离，加入 NaOH中和H2S, H2S抑制作用逐渐减小，到 c点HS恰好与NaOH生成Na2S, Na2S水解促进水电 离；d点氢氧化钠过量，过量的氢氧化钠抑制水电离。NaHS溶液呈碱性，在 b点溶液呈中性，所以b点溶质是NaHS和HS HS要水解和电离，HS、H2S的电离生成 S2-; HS 、H2S、H2O电离出H+o( 3)硫化氢用过量 NaOH溶液吸收后生成 Na2S,电解硫化钠溶液 生成硫、氢气、氢氧化钠。解析：(1)H 2COJ的第二步电离平衡常数是 5.6 X 101，大于H2S的第二步电离平衡常 数1X 105,说明S2-的水解程度大于 CO2-,硫化钠更易水解，所以硫化钠溶液的碱性 强；S 2-的水解分两步进行，硫化钠水解的离子方程式笑+ HzO _- HS + 0H HS +Kw 10-111H2O=H2S + OH;( 2)HS-的水解平衡常数 k = -X1C 6，电离平心 19. x nr8 91衡常数1X 105,水解大于电离，所以 NaHS溶液的呈碱性； H2S抑制水电离，加入 NaOH 中和H2S, H2S抑制作用逐渐减小，到 c点HS恰好与NaOH生成Na2S, Na2S水解促进水电 离；d点氢氧化钠过量，过量的氢氧化钠抑制水电离，所以C点水电离程度最大。NaHS溶液呈碱性，在b点溶液呈中性，所以 b点溶质是NaHS和H2S, HS、H2S的电离生成 扌 ；HS-、H2S、H2O电离出H+,所以b点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是c(Na+ ) c(HS) c(OH_)= c(H+) c(gT)( 3)硫化氢用过量 NaOH溶液吸收后生成 Na2S,电 解硫化钠溶液生成硫、氢气、氢氧化钠，电解总方程式为NaS+ 2H2O二_SJ+ H2f+ 2NaOHo该方法不仅能减少环境污染、回收硫、得到一定量的副产物，还具有的优点是NaOH可循环使用。电解：向酸溶液中逐滴加入碱溶液，水电离程度逐渐增大，碱过量时水的电离程度再逐渐 减小。NaHA溶液的酸碱性要根据 HA的电离和水解程度判断，若电离程度大于水解程度， 溶液呈酸性；若水解大于电离，则溶液呈碱性。7.甲醛(HCHC)俗称蚁醛，在化工、医药、农药等方面有广泛的应用。I 甲醛的制备工业上利用甲醇脱氢法制备甲醛，己知：CHsOH(g)上HCHqg)+H2(g)H(1) 该反应的能量变化如图甲所示，H=_kJ?mol-1。(2) 为提高CH3OH转化率，采取的措施有 、；在温恒容条件下，该反应达到平衡 状态的标志有(填标号)。a. 混合气体的密度保持不变b. 混合气体的总压强保持不变c. v( CH3OH)消耗=v( H2)生成d. 甲醛的浓度保持不变(3) 选用Ag/SiQ ZnO作催化剂，在400750 C区间进行活性评价，图乙给出了甲醇转 化率与甲醛选择性(选择性越大，表示生成该物质越多)随反应温度的变化曲线。制备甲 醛的最佳反应温度为(填标号)，理由是。a. 400 C b. 650 C c. 700 C d. 750 CMO 4M1 MfrMO ftlft TOO 7OR161OU9OW70605O站虻対1勺(4) TC时，在2L恒容密闭容器中充入 1mo1甲醇，发生反应： CH3OH(g)HCHqg)+H2(g) CH3OH(g)丄 CO(g)+2H2(g)平衡时甲醇为0.2mol，甲醛为0.7mo1。则反应i的平衡常数 K=_。II.甲醛的用途(5 )将甲醛水溶液与硫酸镍(NiSQ)溶液混合，可用于化学镀镍。反应过程中有CC2产生，则该反应的离子方程式为 :若收集到112mLCQ (标准状况)，理论上转移电子mol。【答案】+84 升高温度 降低压强bd c此温度下甲醛的选择性和甲醇的转化率均较高1.575 HCH62Ni2+H2O=2Ni+CQ f +4H+0. 02【解析】【分析】【详解】(1) 生成物和反应物之间的能量差为463kJ/mol-379kJ/mol=84kJ/mol ；(2) 该反应是气体分子数增加的、吸热的可逆反应，因此根据勒夏特列原理，我们可以采用升高温度、降低压强的方法来促进平衡正向移动，提高转化率；再来看平衡的标志：a. 反应物和生成物都是气体，因此气体的密度是恒定不变的，a项错误；b. 该反应前后气体分子数不等，因此当压强保持不变时，说明反应已达到平衡状态，b项正确；c. 甲醇和氢气的化学计量数相同，因此无论何时都有v( CHOH)消耗=v( H2)生成，c项错误；d. 当甲醛的浓度保持不变，说明其消耗速率和生成速率相同，即此时达到了平衡状态，d项正确；答案选bd;(3) 在700C时，甲醛选择性和甲醇转化率均较高，因此700C是最合适的温度，答案选c；(4) 平衡时甲醇为 0.2mol，因此有0. 8mol甲醇被消耗，其中甲醛有0. 7mol，说明有0.7mol甲醇发生了反应，有 0.1mol甲醇发生了反应，因此氢气一共有0.7mol+0.1mol 2=0.9mol，代入平衡常数的表达式有c(HCHO)c(H 2) _ 0.35mol/L 0.45mol/LK= 1.575 c(CH3OH)0.1mol/L(5既然是镀镍，则镍被还原为单质，而甲醛被氧化为二氧化碳，因此反应的离子方程式2+为HCHO+2Ni +H2O=2Ni+CO2+4H ；甲醛中的碳可以按 0价处理，二氧化碳中的碳为+4价，因此每生成1个二氧化碳分子需要转移 4个电子，而112mL二氧化碳的物质的0 112L量为=0.005mol，因此一共要转移 0. 02mol电子。22.4L/mol【点睛】对于任意一个氧化还原反应，总有氧化剂得电子数=还原剂失电子数=转移的总电子数，因此只需求出最好求的那一项，另外两项就迎刃而解了。&尿素在农业、医药等诸多领域应用广泛。工业上有多种工艺用NH3和CQ直接合成尿素。(1)水溶液全循环法合成尿素的反应过程可用下列热化学方程式表示：反应 I 2NH3(1) +CO2(g)? NH2 COONHi(1) H1 = - 119.2 kJ?mol-1反应 II NH2COONHi(1)? CO(NH2)2(1)+ H2O(1) H2= 15.5 kJ?mol-1 写出NH3(1)与CO2(g)反应生成CO(NH2)2(1)和液态水的热化学方程式： 。 该工艺要求在190 200C、13 24 MPa的条件下反应，90C左右反应可实现最高平衡转化率。试解释选择高压条件的理由： 。n NH3n H2O在不同氨碳比L=和水碳比W=条件下CO2平衡转化率x随温度T变n CO2n CO 2化情况如图所示:1-. Fzf)J g/1J1II170LHOiqo loo nr CO2平衡转化率x随温度T升高先增大后减小，试分析原因： 。 在图中，画出 L=4 W=O时CO2平衡转化率x随温度T变化的曲线示意图 。实验室模拟热气循环法合成尿素，TC度时，将5.6mol NH3与5.2molCO2在容积恒定为0.5L 的恒温密闭容器中发生反应： 2NH3(g)+CC2(g)? CO(NH2)2(s)+H2O (g) Hi= 43kJ?mo- 勺。达到平衡状态时， NH3与CQ的平衡分压之比 p(NH3): p(CO2)= 2:13。p(NH3)= x(NH3)?p, x(NH3)为平衡体系中NH3的物质的量分数，p为平衡总压。 T C时，该反应的平衡常数K =。 若不考虑副反应，对于该反应体系，下列说法正确的是。A. 当反应体系中气体分子的平均摩尔质量保持不变时，反应达到平衡状态B. 相同条件下，提高水碳比或降低氨碳比都会使 NH3的平衡转化率降低C. 在容器中加入 CaO,(可与H2O反应)，提高CO(NH2)2产率D. 反应开始后的一段时间内，适当升温可提高单位时间内CQ的转化率【答案】2NH3(l)+ CQ(g)? CO(NH2)2 (l)+ H2OQ) H =-103.7kJ mol-1 190200C时，NH2COONH1容易分解为NHs和CQ,高压有利于反应I正向进行 温度升高，反应I平衡逆向 移动，反应II平衡正向移动，在 190200C之前，反应II正向进行的趋势更大，190200 C之后，反应I逆向进行的趋势更大57LJ.1701K0IW1.5625 D【解析】【分析】【详解】(1) 水溶液全循环法合成尿素的反应过程可用下列热化学方程式表示：反应 I 2NH3(1) +CO2(g)? NH2 C00NHi(1) Hi = - 119.2 kJ?mo1反应 II NH2C00NHi(1)? CO(NH2)2(1)+ H20(1) += 15.5 kJ?mol-1 根据盖斯定律，反应 1+反应II得：NH3(1)与C02(g)反应生成C0(NH2)2(1)和液态水的热化 学方程式：2NH3(|)+ C02(g)? C0(NH2)2 (l)+ H2OQ) H =-103.7kJmol-1。故答案为：2NH3(|)+ CQ(g)? C0(NH2)2 (|)+ H2OQ) AH2=-103.7kJ mol-1； 反应I 2NH3(1) +CO2(g)? NH2 COONHi(1)是气体体积减小的反应，选择高压条件的理由：190200C时，NH 2COONT容易分解为 NH3和CQ,高压有利于反应 I正向进行。故答案 为：190200 C时，NH 2COONH容易分解为NH3和CQ,高压有利于反应I正向进行；(2 CO2平衡转化率x随温度T升高先增大后减小，因为：温度升高，反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动，在 190200C之前，反应II正向进行的趋势更大，190200 C 之后，反应I逆向进行的趋势更大。故答案为：温度升高，反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动，在190200C之前，反应II正向进行的趋势更大，190200 C之后，反应I逆 向进行的趋势更大；L越大，氨的比例越大，根据反应I，提高氨的浓度，二氧化碳的转化率增大，曲线应在原曲线之上，温度升高，反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动，在190200C之前,反应II正向进行的趋势更大，转化率先增大，此后变小，L=4、W=O时CQ平衡转化率x随温度T变化的曲线示意图故答案为:r n !(3 )T C时，该反应的平衡常数2NH3 g + CO2 g开始 /mol 5.6变化/mol 2x平衡 /mol 5.6-2x5.2x5.2-xCO NH2 2 s + H2O g0xx5.6 2x25.2 x13x=2.6mol2.6=1.5625。K二0.52.6（吩 05 （05丿故答案为：1.5625;A. 2NH3（g）+CC2（g）? CO（NH2）2（s）+H2O （g）该反应中，若平衡正向移动，混合气的总质量减 小，总物质的量也减小，所以反应体系中气体分子的平均摩尔质量不能确定是否保持不 变，故当反应体系中气体分子的平均摩尔质量不再变化时，不能判断反应是否达到平衡状 态，故A错误；B. 相同条件下，提高水碳比相当于提高生成物浓度，氨的平衡转化率降低，降低氨碳比会 使NH3的平衡转化率增大，故 B错误；C. 在容器中加入 CaO,（可与H2O）反应，但生成的氢氧化钙也能与反应物反应，降低CO（NH2）2产率，故 C错误；D. 反应开始后的一段时间内，在没有达到平衡前，适当升温可提高单位时间内CO2的转 化率，故D正确；故选D。故答案为：Do9. 碳和氮的氢化物是广泛的化工原料，回答下列问题：（1 ）工业上合成氨的反应为N2（g）+3H2（g）= 2NH3（g） H=-92.2kJ/mol，反应过程中能量变化如图I所示。能,2NH 血）图I 反应过程 氨分解：2NH3（g）匸二N2（g）+3H2（g）的活化能为 kJ/mol 合成氨时加入铁粉可以加快生成NH3的速率，在图I中画出加入铁粉后的能量变化曲线。（2）联氨作火箭燃料的反应为：2N2H4（l）+N2O4（l）=3N2（g）+4H2O（g） AH1已知：2O2(g)+N2(g)=N2O4(1) H2 N2H4(1)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) H3上述热效应之间的关系式为AIHi=。某新型火箭用液氧/煤油代替联氨/N2O4，这种替换可能的好处是(一条即可)。(3) 天然气制氢气是工业上制氢气的主要方法之一，其主要反应如下：i. CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3Hz(g)-+2H=.4kJ/mol ,ii. CO(g)+ HO(g)= CO2(g)+H2(g)-41H=cJ/mol在一定温度下，2L的密闭容器中加入 a molCH4和2amolH2O发生反应，t min时反应达平衡，测得容器内 CObmol、CQcmol。回答下列问题： 下列可判断体系达到平衡状态的是 。n(CO)、“A. CO的体积分数不变B.容器内气体密度不变C. 3v(CH4)=v(H2) D.不再变化n(H 2) 0tmin反应速率v(CO2)=, CH的的转化率为 ，反应ii的平衡常数 K=2AH3-H2环境污染小(或【答案】427.2c(3b+4c)TC之后，反应为放热反b(2a-b-2c)c (CO2)的主要因素，故 c (CQ)减小b+c x100%cmol/(L min)2ta应，升高温度反应向逆反应方向移动是影响【解析】【分析】(1 )放热反应的反应热 H= ( Ea2囱)成本低)AD催化剂可以降低反应的活化能，增大反应速率，即Ea、Ea1均减小，但反应热不变；(2 )依据盖斯定律计算可得；液氧 /煤油所用原料成本低，无毒；(3)反应达到化学平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质浓度或百分含量保持不变； 依据题给数据，建立三段式，结合速率、转化率和化学平衡常数表达式计算可得； 反应i为吸热反应，反应ii为放热反应，由图n可知 TC时反应达到平衡，升高温度，反应i向正反应方向移动，一氧化碳浓度增大，反应ii向逆反应方向移动，温度对 c (CO?)的影响大于浓度的影响。【详解】(1)放热反应的反应热 H=( Ea2 Eai)，由图可知Ea仁335.0 kJ mol，则合成氨反应 H=( Ea2335. 0 kJ mol) = 92. 2kJ mol, Ea2=427. 2 kJ mol，即2NH3(g) =N2(g)+3H2(g)的活化能为 427.2 k/mol，故答案为 427.2;催化剂可以降低反应的活化能，增大反应速率，即Ea、Ea1均减小，但反应热不变，则加 H2;用液氧/煤油代替联氨/N2O4的主要原因是液氧/煤油所用原料成本低，无毒，对环 境污染小，故答案为 2 H3- H2；环境污染小；(3 A、CO的体积分数不变，说明正反应速率等于逆反应速率，该反应已达平衡状态， 故正确；B、根据质量守恒定律，平衡前后气体质量是不变的，在恒温恒容密闭体系中，整个反应过 程混合气体的密度始终是不变的，不可作为判断体系达到平衡状态的判据，故错误；C、3v(CH4)=v(H2)不能说明正反应速率等于逆反应速率，不可作为判断体系达到平衡状态 的判据，故错误；n (CO)D、不再变化，说明在恒温恒容密闭体系中CO和H2的浓度不在变化，该反应已达n (H2)平衡状态，故正确；AD正确，故答案为 AD；设反应i生成一氧化碳的物质的量为x,由题给条件建立如下三段式：CH4( g)+ H2O( g)cq g)+ 3H2(g)起( mol) a2a00变(mol) xxx3x平(mol) ax2axx3xCO(g)+ H2O( g)-CQ(g)+ H2(g)起( mol) x2ax03x变(mol) cccc平(mol) x c2ax cc3x+cc0tmin内，生成CO2的物质的量为cmol，浓度的变化量为mol/L,则反应速率2cv(CQ)=mol/( L min);由题意可知一氧化碳的物质的量为bmol，则有x c=b,2tb+cb2a-b2cx=c+b,CH4的转化率为x 100%平衡时，c (CO)为一 mol/L,c( H2O)为2 2cmol/L, c (CO2)为 3 mol / L,c ( H2O)为3b+4C mol/L,反应ii的平衡常数2c 3b+4cc (CO 2) c (H2)K=K=c ( CO) c ( H2O)22=，故答案为 一 mol/( L min);b 2a-b-2c b(2a-b-2c)2t2 2b+c “c c(3b+4c)x 100% ；ab(2a-b-2c)反应i为吸热反应，反应ii为放热反应，由图n可知 TC时反应达到平衡，升高温度，反 应i向正反应方向移动，一氧化碳浓度增大，使二氧化碳浓度有增大的趋势，反应ii向逆反应方向移动，使二氧化碳浓度有减小的趋势，由于温度对c( CQ)的影响大于浓度的影响，所以c(CQ)随温度升高而减小，故答案为TC之后，反应为放热反应，升高温度反应向逆反应方向移动是影响c