高考化学压轴题专题化学反应原理综合考查的经典综合题含答案(1)

一、化学反应原理综合考查

1．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：

(1)已知甲醇分解反应：CH3OH(g)CO(g)＋2H2(g) △H1＝＋90. kJ·mol－1；

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·mol－1。

(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_____________________________________________。

(3)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。

①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____________________。

②平衡时，测得CH3OH的含量在给定温度范围内极小，H2、H2O(g)、CO、CO2四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________、________。

(4)573.2K时，向一刚性密闭容器中充入5.00 MPa CH3OH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(CH3OH)＝_____MPa·h－1，其分压平衡常数Kp＝_____MPa2。

【答案】+49.44 CH2O*+2H*=CHO*+3H*（或CH2O*=CHO*+H*） 随温度升高，催化活性降低 CO2 H2O（g）  168.75    

【解析】

【分析】

【详解】

（1）甲醇分解反应：CH3OH(g)CO(g)＋2H2(g) △H1＝＋90. kJ·mol－1；①

水蒸气变换反应：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) △H2＝－41.20 kJ·mol－1。②

将①+②，即可求出CH3OH(g)＋H2O(g)CO2(g)＋3H2(g) △H3＝=+90. kJ·mol－1+（-41.20 kJ·mol－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“CH2O*+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CH2O*=CHO*+H*，故答案为：CH2O*+2H*=CHO*+3H*（或CH2O*=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；

②对于反应CO（g）+H2O（g）CO2（g）+H2（g）△H＜0，其他条件不变时，升高温度，平衡向左移动，即CO、H2O的含量均增大，CO2、H2的含量均减小。依据图中信息，可初步得知，a、b曲线分别对应CO2或H2，c、d曲线则对应CO或H2O（g）。根据反应方程式可知：该反应起始时，n（H2）＞n（CO2）、n（H2O）＞n（CO），平衡时含量必然有H2＞CO2、H2O＞CO．故a、b、c、d曲线分别对应H2、CO2、H2O（g）、CO，曲线b、c对应物质的化学式分别为CO2、H2O（g），故答案为：CO2、H2O（g）；

（4）假设CH3OH的压强变化量为x，列出三段式：

  ，x=3.75Mpa，v（CH3OH）== MPa·h－1；Kp= =168.75（MPa）2，

故答案为：；168.75（MPa）2。

【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。

2．利用碳和水蒸气制备水煤气的核心反应为：C(s)＋H2O(g)⇌H2(g)＋CO(g)

(1)已知碳(石墨)、H2、CO的燃烧热分别为393.5kJ·mol－1、285.8kJ·mol－1、283kJ·mol－1，又知H2O(l)=H2O(g)　ΔH＝＋44kJ·mol－1，则C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)　ΔH＝___。

(2)在某温度下，在体积为1L的恒容密闭刚性容器中加入足量活性炭，并充入1mol H2O(g)发生上述反应，反应时间与容器内气体总压强的数据如表：

②该温度下反应的平衡分压常数Kp＝________kPa(结果保留2位有效数字)。

(3)保持25℃、体积恒定的1L容器中投入足量活性炭和相关气体，发生可逆反应C＋H2O(g)⇌CO＋H2并已建立平衡，在40 min时再充入一定量H2，50min时再次达到平衡，反应过程中各物质的浓度随时间变化如图所示：

①40min时，再充入的H2的物质的量为________mol。

②40～50 min内H2的平均反应速率为________mol·L－1·min－1。

(4)新型的钠硫电池以熔融金属钠、熔融硫和多硫化钠(Na2Sx)分别作为两个电极的反应物，固体Al2O3陶瓷(可传导Na＋)为电解质，其原理如图所示：

①放电时，电极A为________极，S发生________反应（填“氧化”或“还原”）。

②充电时，总反应为Na2Sx=2Na＋Sx(3【答案】＋131.3 kJ·mol－1 1.4 40% 27 6 0.1 负 还原 负 Sx2--2e-=Sx    

【解析】

【分析】

【详解】

(1)已知碳(石墨)、H2、CO的燃烧热分别为393.5kJ·mol－1、285.8kJ·mol－1、283kJ·mol－1，则

①C(s)＋O2(g)＝CO2(g)　ΔH＝－393.5kJ·mol－1

②O2(g)＋H2(g)＝H2O(l)　ΔH＝－285.8kJ·mol－1

③CO(g)＋O2(g)＝CO2(g)　ΔH＝－283kJ·mol－1

④H2O(l)=H2O(g)　ΔH＝＋44kJ·mol－1

根据盖斯定律可知①－②－③－④即得到C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1。

(2)根据方程式可知

压强之比是物质的量之比，则(1－x+x+x):1＝1.4:1，解得x＝0.4；

①根据以上分析可知平衡时，容器中气体总物质的量为1.4mol，H2O的转化率为40%。

②该温度下反应的平衡分压常数Kp＝≈27kPa。

(3)①设50min时H2的物质的量为x mol，温度不变平衡常数不变，由于容积是1L，则根据图像可知平衡常数K=，解得x＝8，由于CO的变化量是1mol，所以40min时再充入的H2的物质的量为8mol+1mol－3mol＝6mol。

②由于氢气的变化量是1mol，所以40～50 min内H2的平均反应速率为＝0.1mol·L－1·min－1。

(4)①放电时钠失去电子，则电极A为负极，电极B是正极，则S发生还原反应。

②放电时钠失去电子，则电极A为负极，充电时，Na所在电极是阴极，与直流电源负极相连；阳极发生失去电子的氧化反应，则根据总反应为Na2Sx=2Na＋Sx(3＜x＜5)可知，阳极电极反应式为Sx2--2e-=Sx。

3．H2S是石油化工行业广泛存在的污染性气体，但同时也是重要的氢源和硫源，工业上可以采取多种方式处理。

Ⅰ．干法脱硫

（1）已知H2S的燃烧热为akJ∙mol-1  ，S的燃烧热为bkJ∙mol-1  ，则常温下空气直接氧化脱除H2S的反应：2H2S(g)＋O2(g)=2S(s)＋2H2O(l)  △H＝______kJ∙mol-1  。

（2）常用脱硫剂的脱硫效果及反应条件如下表，最佳脱硫剂为_________。

在密闭容器中，充入一定量的H2S气体，发生热分解反应H2S(g)控制不同的温度和压强进行实验，结果如图(a)。

（3）图(a)中压强关系p1、p2、p3由大到小的顺序为______，该反应为____（填“吸热”或“放热”）反应，若要进一步提高H2S的平衡转化率，除了改变温度和压强外，还可以采取的措施有_______。

（4）若压强为p、温度为975℃时，的平衡常数K=0.04，则起始浓度c=______mol∙Lˉ1，若向容器中再加入1molH2S气体，相同温度下再次达到平衡时，K_____0.04（填“>”1 “<”或“=”）。

Ⅲ．间接电解法脱硫

间接电解法是通过FeCl3溶液吸收并氧化H2S气体，将反应后溶液通过电解再生，实现循环使用，该法处理过程如下图(b)。

（5）电解反应器总反应的离子方程式为________。

（6）气液比为气体与液体的流速比，吸收反应器内液体流速固定。测定吸收器中相同时间内不同气液比下H2S的吸收率和吸收速率，结果如图(c)所示，随着气液比减小，H2S的吸收速率逐渐降低，而吸收率呈上升趋势的原因为____________。

【答案】-2a+2b 活性炭 p3>p2>p1 吸热 移出产物H2或S2 0.018 = 2Fe3++2H+2Fe2++H2↑ 气液比减小，通入H2S的总量减少，参加反应的H2S的量减少，吸收速率减小；吸收液的量增大，气液接触更充分，使硫化氢的吸收率增大。    

【解析】

【分析】

书写燃烧热的热化学方程式，利用盖斯定律进行求解；结合表中信息，选出最佳脱硫剂；分析图象，纵坐标代表的是H2S的平衡转化率，变量为压强和温度，探究压强和温度对平衡移动的影响；已知平衡常数，设初始浓度，利用“三段式”进行计算求解；平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变；分析电解法处理过程，区别吸收速率和吸收率的不同。据此分析

【详解】

(1)已知H2S的燃烧热为akJ∙mol-1，S的燃烧热为bkJ∙mol-1 ，则有H2S(g)+O2(g)=SO2(g)+H2O(l) △H=-akJ∙mol-1①，S(s)+O2(g)=SO2(g) △H=-bkJ∙mol-1②，根据盖斯定律则方程式2H2S(g)＋O2(g)=2S(s)＋2H2O(l) △H＝2×①-2×②=-2a+2bkJ∙mol-1，答案为：-2a+2b；

结合表中信息，活性炭的出口硫小，温度为常温，操作压力较小，且可再生，故最佳脱硫剂为活性炭，答案为：活性炭；

(3)该反应的正反应方向为气体分子数增大，增大压强平衡逆向移动，H2S的平衡转化率减小，即压强越大，H2S的平衡转化率越小，则有p3>p2>p1；由图可知升高温度，H2S的平衡转化率增大，说明升高温度平衡正向移动，则正反应为吸热反应；若要进一步提高H2S的平衡转化率，除了改变温度和压强外，还可以通过减少生成物的浓度使平衡正向移动，即移出产物H2或S2；答案为：p3>p2>p1；吸热；移出产物H2或S2；

(4)已知压强为p、温度为975℃时H2S的平衡转化率为40%，且平衡常数K=0.04，设始浓度为xmol∕L，“三段式”表示为：，已知平衡常数K，则有，解得x=0.018；若向容器中再加入1molH2S气体，相同温度下再次达到平衡时，平衡常数不变，因为平衡常数只与温度有关，温度不变，所以平衡常数不变；答案为：0.018；=；

(5)间接电解法是通过FeCl3溶液吸收并氧化H2S气体，FeCl3溶液被还原为FeCl2，反应后溶液通过电解再生即将FeCl2氧化为FeCl3，所以电解反应器总反应的离子方程式为2Fe3++2H+ 2Fe2++H2↑；答案为：2Fe3++2H+ 2Fe2++H2↑；

(6)结合反应原理和图象分析，气液比减小，通入H2S的总量减少，参加反应的H2S的量减少，吸收速率减小；吸收液的量增大，气液接触更充分，使硫化氢的吸收率增大。答案为：气液比减小，通入H2S的总量减少，参加反应的H2S的量减少，吸收速率减小；吸收液的量增大，气液接触更充分，使硫化氢的吸收率增大。

4．乙烯是一种重要的化工原料，可由乙烷为原料制取，回答下列问题。

（1）传统的热裂解法和现代的氧化裂解法的热化学方程式如下：

①C2H6(g)=C2H4(g)+H2(g)    ΔH1=+136kJ·mol-1

②C2H6(g)+O2(g)=C2H4(g)+H2O(g)    ΔH2=-110kJ·mol-1

已知反应相关的部分化学键键能数据如下：

（2）乙烷的氧化裂解反应产物中除了C2H4外，还存在CH4、CO、CO2等副产物(副反应均为放热反应)，图甲为温度对乙烷氧化裂解反应性能的影响。乙烷的转化率随温度的升高而升高的原因是___，反应的最佳温度为___(填序号)。

A．700℃     B．750℃     C．850℃     D．900℃

[乙烯选择性=；乙烯收率=乙烷转化率×乙烯选择性]

（3）烃类氧化反应中，氧气含量低会导致反应产生积炭堵塞反应管。图乙为的值对乙烷氧化裂解反应性能的影响。判断乙烷氧化裂解过程中的最佳值是___，判断的理由是___。

（4）工业上，保持体系总压恒定为100kPa的条件下进行该反应，通常在乙烷和氧气的混合气体中掺混惰性气体(惰性气体的体积分数为70%)，掺混惰性气体的目的是___。反应达平衡时，各组分的体积分数如下表：

【答案】465 氧化裂解反应是放热反应，节约能源(或氧化裂解反应热力学趋势上大) 温度升高，反应速率加快，转化率升高 C 2.0 比值小于2.0时，乙烯的收率降低；比值大于2.0时，乙烯的收率并未增加且产生更多的积炭，堵塞反应管 正反应是气体分子数增多的反应，恒压充入惰性气体相当于扩大容器体积，降低分压，有利于平衡正向移动 75(kPa)0.5    

【解析】

【分析】

(1)根据盖斯定律，得出H2(g)＋O2(g)=H2O(g)的反应热，再根据△H＝反应物的总键能−生成物的总键能，可求出x的值；

(2)温度升高，化学反应速率加快，根据图象，随温度升高，乙烷的转换率越高；综合乙烯的转化率和选择性，图中即可对应找出最佳的反应温度；

(3)含氧量高，会造成积炭，要根据图象找出乙烯收率高而相对积炭少的点，即图中的比值为2时最佳；

(4)根据平衡常数与反应物、生成物的关系，并且将浓度关系转变为分压关系来解答。

【详解】

(1)根据盖斯定律，②−①得到：H2(g)＋O2(g)═H2O(g) △H＝−246kJ/mol，根据键能关系△H＝反应物的总键能−生成物的总键能＝436＋496/2−2x＝−246，x＝465；由热化学方程式可以看出，热裂解法是吸热反应，需要消耗能源，氧裂解法是放热反应，不需要从外界得到能量，故答案为：465；氧化裂解反应是放热反应，节约能源(或氧化裂解反应热力学趋势上大)；

(2)由图可知，随温度的升高，乙烷的转化率在升高，考虑化学反应速率的影响因素，温度越高，反应速率越快；由图，要乙烷的转化率尽可能高，而副产物又相对较少，及乙烯的选择性较高，应找到乙烯收率较高时的温度，对应下温度在850左右，故答案为：温度升高，反应速率加快，转化率升高；C；

(3)由(2)分析可知，我们要选择乙烯收率较高的点，在图2中，比值小于2时，乙烯收率随比值增大在上升，比值大于2时，乙烯的收率并未增加，并且氧含量值在降低，会造成积炭，故答案为：2.0；比值小于2.0时，乙烯的收率降低；比值大于2.0时，乙烯的收率并未增加且产生更多的积炭，堵塞反应管；

(4)C2H6(g)＋O2(g)＝C2H4(g)＋H2O(g)反应是体积在增大的反应，充入惰性气体，总压恒定，分压就降低了，压强降低会促使反应向体积增大的方向移动，即正向移动。根据平衡常数的表达式Kp＝＝75(kPa)0.5，故答案为：75(kPa)0.5。

【点睛】

解答(1)关键在于考查断键吸热，成键放热的知识；利用反应速率的影响因素来分析实践生活中最佳的反应条件，本题主要考虑温度，化学反应速率常数的表达式要转变成用分压来表示。

5．氮氧化物(主要为NO和NO2)是大气污染物，如何有效地消除氮氧化物的污染是目前科学家们研究的热点问题。

（1）用尿素[CO(NH2)2]吸收氮氧化物是一种可行的方法。

①尿素在高温条件下与NO2反应转化成无毒气体，该反应的化学方程式为___。用尿素溶液也可吸收氮氧化物，研究表明，当混合气体中=1时，总氮还原率最高，随着，比值增大，总氮还原率降低的主要原因是___。

②在一个体积为1L的恒容密闭容器中充入1molCO2和1molNH3，在恒定温度下使其发生反应2NH3(g)+CO2(g)NH2CONH2(s)+H2O(g)   △H＜0并达到平衡，混合气体中氨气的体积分数随时间的变化如图所示。

则A点时v正(CO2)___(填“＞”“＜”或“=”)B点时v正(CO2)，原因是___。B点时，NH3的转化率为___。

③下列有关反应2NH3(g)+CO2(g)CO（NH2)2(s)+H2O(g)的说法正确的是___。

A．分离出少量的尿素，NH3的转化率将增大

B．反应达到平衡时，降低反应体系的温度，CO2的浓度减小

C．NH3的转化率始终等于CO2的转化率

D．加入有效的催化剂能够提高尿素的产率

（2）已知O3氧化氮氧化物的主要反应的热化学方程式如下：

2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)    △H1=akJ·mol-1

NO(g)+O3(g)=NO2(g)+O2(g)    △H2=bkJ·mol-1

6NO2(g)+O3(g)=3N2O5(g)    △H3=ckJ·mol-1

则反应4NO2(g)+O2(g)=2N2O5(g)△H=___(用含a、b、c的代数式表示)kJ·mol-1。

（3）氮氧化物也可用碱液吸收。若NO和NO2的混合气体被NaOH溶液完全吸收，只生成一种盐，则该盐的化学式为___；已知常温下Ka(HNO2)=5×10-4，则反应HNO2(aq)+NaOH(aq)NaNO2(aq)+H2O(l)的平衡常数K=___。

【答案】4CO(NH2)2+6NO27N2+4CO2+8H2O NO不溶于水，难与尿素反应 > 由A点到B点，温度不变，氨气的体积分数减小，正反应速率减小 75% B  NaNO2 5×1010    

【解析】

【分析】

(1)①尿素[CO(NH2)2]在高温条件下与与NO2反应转化成无毒气体，即生成氮气、二氧化碳和水，根据NO不溶于水、和水不反应性质解答；

②利用三段式，求解NH3的转化率；

③根据化学平衡移动原理解答；

(2)利用盖斯定律求解△H；

(3)根据氧化还原反应规律推测生成物；化学平衡常数k定义：化学平衡常数等于生成物浓度幂积与反应物浓度幂积之比，结合Kw的关系式解答。NO和NO2混合气体被NaOH溶液完全吸收，只生成一种盐，该反应中只有N元素化合价发生变化，且NO中N元素化合价为+2、NO2中N元素化合价为+4，则生成的盐中N元素化合价为+3价，即亚盐。

【详解】

(1)①尿素[CO(NH2)2]在高温条件下与NO反应转化成三种无毒气体，可生成N2、CO2和水，反应的方程式为4CO(NH2)2+6NO27N2+4CO2+8H2O；由于NO不溶于水，和水不反应，所以氮氧化物气体中NO的体积分数越大，总氮还原率降低；

②恒温条件下，A点氨气体积分数大于B的氨气体积分数，说明A点未达到平衡，反应正向进行，B点达到平衡状态，则A到B的反应过程中，氨气的体积分数减小，正反应速率逐渐减小，有A点v正(CO2)＞B点时v正(CO2)；

设达到平衡状态时反应了2xmolNH3，有

NH3的体积分数为20%，则，求得x=mol，则NH3的转化率为；

③有关反应2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(g)的说法；

A．尿素是固体，浓度是个定值，分离出尿素，浓度不改变，化学反应速率不变，平衡不移动，A错误；

B．该反应是放热反应，降低温度，平衡正向移动，CO2的浓度减小，B正确；

C．根据上问的分析，设达到平衡状态时反应了2xmolNH3，NH3的转化率等于，CO2的转化率等于，转化率不相等，C错误；

D．催化剂能够对加快化学反应速率，但不能使平衡发生移动，不能提高尿素的产率，D错误。

答案选B；

(2)①2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)    △H1=akJ·mol-1

②NO(g)+O3(g)=NO2(g)+O2(g)    △H2=bkJ·mol-1

③6NO2(g)+O3(g)=3N2O5(g)    △H3=ckJ·mol-1

根据盖斯定律(①＋2×③－2×②)得反应4NO2(g)+O2(g)=2N2O5(g)，可知△H=(△H1＋2×△H3－2×△H2)=(a+2c-2b)；

(3)NO和NO2混合气体被NaOH溶液完全吸收，只生成一种盐，反应中只有N元素化合价发生变化，且这两种氧化物得失电子相等，NO中N元素化合价为+2、NO2中N元素化合价为+4，则生成的盐中N元素化合价为+3价，为亚盐，化学式为NaNO2。反应HNO2(aq)+NaOH(aq)NaNO2(aq)+H2O(l)的平衡常数（由于Na＋实际上没有参与反应过程，因此没有出现在表达式中。），上下同时乘以c(H+),有，带入数据可得。

【点睛】

问题(1) ③C项，有规律，当物质的投料比等于化学计量数之比，则其转化率相等；当物质的投料相同，则转化率之比等于计量数之比。题中，投料相同，因此其转化率之比等于计量数之比2:1。知道此规律，可以快速判断。

6．甲醇、乙醇来源丰富、价格低廉、运输贮存方便，都是重要的化工原料，有着重要的用途和应用前景，可以用多种方法合成。

I．用CO2生产甲醇、乙醇

(1)已知：H2的燃烧热为-285.8 kJ/mol，CH3OH(l)的燃烧热为-725.8kJ/mol，CH3OH(g)=CH3OH(l)  △H= -37.3 kJ/mol，则CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+ H2O(1)   △H=____kJ/mol。

(2)将CO2和H2按物质的量之比1:3充入体积为2.0L的恒容密闭容器中反应[生成 H2O(g)]，如图1表示压强为0.1 MPa和5.0 MPa下CO2转化率随温度的变化关系。

①a、b两点化学反应速率分别用Va、Vb，表示，则Va ___Vb（填“大于”、“小于”或“等于”）。

②列出a点对应的平衡常数表达式K= ____________________。

(3)在1.0 L恒容密闭容器中投入1 mol CO2和2.75 mol H2发生反应：CO2(g)+3H2(g) CH3OH (g)+H2O(g)，实验测得不同温度及压强下，平衡时甲醇的物质的量变化如图2所示，下列说法正确的是_____。

A.该反应的正反应为放热反应

B．压强大小关系为p1＜p2＜p3

C．M点对应的平衡常数K的值约为1.04×10－2

D．在p2及512 K时，图中N点υ(正)＜υ(逆)

(4)CO2催化加氢合成乙醇的反应为：2CO2(g)+6H2(g) C2H5OH(g) +3H2O(g) △H；m代表起始时的投料比，即m＝

①图3中投料比相同，温度T3＞T2＞T1，则该反应的焓变△H____0（填“＞”、“＜”）。

②m=3时，该反应达到平衡状态后p(总)=20a MPa，恒压条件下各物质的物质的量分数与温度的关系如图4所示，则曲线b代表的物质为_________（填化学式），T4温度时，反应达到平衡时物质d的分压p(d)=___________。

Ⅱ．甲醇的应用

(5)以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图5所示。

离子交换膜a为_____（填“阳膜”、“阴膜”），阳极的电极反应式为______________。

【答案】-94.3 大于 K＝ AC ＜ CO2 2.5a MPa 阳膜 2CH3OH+CO−2e−=(CH3O)2CO+2H+    

【解析】

【分析】

【详解】

(1)①H2(g)+O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，

②CH3OH(g)=CH3OH(l)△H= -37.3kJ/mol，

③CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=-725.8kJ/mol，

由盖斯定律①×3-③-②；可得CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(1)△H=-94.3kJ/mol；

(2)①a、b两点温度相同，正反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，二氧化碳转化率增大，故压强曲线A大于曲线B，压强越大反应速率越快，故反应速率Va大于Vb；

②a点发生反应：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)，平衡常数表达式K=；

(3)A．由图可知，随着温度升高，平衡时甲醇的物质的量在减小，所以升温平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应，故A正确；

B．由图可知，作一条等温线，因为该反应为气体体积减小的反应，压强越大，平衡时甲醇的物质的量也越大，所以p1＞p2＞p3，故B错误；

C．由图可知，M点对应的甲醇产量为0.25mol，则

所以K==1.04×10−2；故C正确；

D．由图可知，在p2及512K时，N点甲醇的物质的量还小于平衡时的量，所以应该正向移动，则v(正)＞v(逆)，故D错误；

答案选AC；

(4)①由图3可知，相同压强下，温度越高氢气转化率越小，说明升高温度反应向逆向移动，正反应放热，△H＜0；

②温度升高，反应逆向进行，所以产物的物质的量是逐渐减少的，反应物的物质的量增大，由图可知，根据反应计量系数关系，曲线a代表的物质为H2，b表示CO2，c为H2O，d为C2H5OH；设开始氢气的投入量是3nmol，则二氧化碳是nmol，二氧化碳的转化量是x，

N点b、d的物质的量分数相同，所以n-x=0.5x，解得x=n，总物质的量是n-x+3n-3x+0.5x+1.5x=n，压强之比等于物质的量之比，组分平衡分压=总压×该组分的物质的量分数，d为C2H5OH，达到平衡时乙醇的分压p(乙醇)==2.5a MPa；

(5)由图分析可知氧气得电子，发生还原反应，与氢离子结合生成水，该电极为阴极，则氢离子要透过交换膜a在阴极与氧气结合，则交换膜a为阳离子交换膜；阳极上是甲醇和一氧化碳反应失电子发生氧化反应，电极反应为：2CH3OH+CO-2e−=(CH3O)2CO+2H+。

7．氨是重要的基础化工原料，可以制备尿素[CO(NH2)2]、N2H4等多种含氮的化工产品。

（1）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2]，涉及的化学反应如下：

反应I：

反应Ⅱ：

反应Ⅲ：H2O(1)＝H2O(g)    △H3=+44.0 kJ·mol－1

则反应：__________kJ/mol

（2）将氨气与二氧化碳在有催化剂的反应器中反应，体系中尿素的产率和催化剂的活性与温度的关系如图1所示：

①a点________(填是或不是)处于平衡状态，T1之后尿素产率下降的原因是___________________________。

②实际生产中，原料气带有水蒸气，图2表示CO2的转化率与氨碳比、水碳比的变化关系。曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ对应的水碳比最大的是___________，测得b点氨的转化率为30％，则x=___________________。

③已知该反应的，，k(正)和k(逆)为速率常数，则平衡常数K与k(正)，k(逆)的关系式是____________________________________。

（3）N2H4可作火箭推进剂。已知25℃时N2H4水溶液呈弱碱性：

；

①25℃时，向N2H4水溶液中加入H2SO4，欲使，同时，应控制溶液pH范围_____________(用含a、b式子表示)。

②水合肼(N2H4·H2O)的性质类似一水合氨，与硫酸反应可以生成酸式盐，该盐的化学式为_______________。

【答案】－87.0 不是 升高温度反应逆向移动；催化剂活性降低 Ⅰ 4  14－b＜pH＜14－a N2H6(HSO4)2    

【解析】

【分析】

【详解】

(1)已知：

反应I：

反应Ⅱ：

反应Ⅲ：H2O(1)＝H2O(g)    △H3=+44.0 kJ·mol－1

NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)+H2O(l)，根据盖斯定律I+II-III得2NH3(g)+CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)+H2O(l)，则△H=-159.5kJ•mol-1+(+116.5kJ•mol-1)-(+44.0kJ•mol-1)=-87.0 kJ•mol-1；

(2)①产率最高之前，未达到平衡状态，反应为放热反应，达到平衡之后，升高温度，平衡逆向移动，产率下降，且催化剂活性降低；

②氨碳比相同时曲线Ⅲ二氧化碳的转化率大，所以曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ对应的水碳比最大的是为Ⅰ；由题意可知：

即，=0.6，则x=4；

③当V正=V逆时反应达到平衡，即，此时平衡常数K==；

(3)①N2H4+H2O⇌N2H5++OH- K1=1×10-a；N2H5++H2O⇌N2H62++OH- K2=1×10-b，可知K1= =1×10-a，K2= =1×10-b，欲使c(N2H5+)＞c(N2H4)，同时c(N2H5+)＞c(N2H62+)，则1×10-b＜c(OH-)＜1×10-a，即应控制溶液pH范围为14－b＜pH＜14－a；

②既然水合肼的性质类似一水合氨，在水中应该能电离产生N2H62+和OH-，因此它的硫酸酸式盐的化学式为(N2H6)(HSO4)2。

【点睛】

通常应用盖斯定律进行简单计算的基本方法是参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。

8．碳及其化合物在科研、工业生产中有着重要作用。请按要求回答下列问题。

（1）一定条件下，CH4 和 CO2 都能与 H2O 形成笼状结构的水合物晶体，CH4 与 H2O形成的水合物俗称“可燃冰”。已知：CO2（g）+nH2O（l）=CO2·nH2O（s）△H=-57.98 kJ·mol-1， CH4（g）+nH2O（l）=CH4·nH2O（s）    △H=-54.49 kJ·mol-1  。则反应： CO2（g）+CH4·nH2O（s） = CH4（g） +CO2·nH2O（s）的△H=_______________；该反应能在一定 条件下自发进行的理论依据是______________。

（2）固定和利用 CO2 能有效地利用资源并减少空气中的温室气体。工业上利用 CO2 生产甲醇方法的反应原理：CO2（g）+3H2（g）CH3OH（g）+H2O（g） ΔH＜0。现将6mol CO2 和 8 mol H2 充入一容积为 2 L 的密闭容器中（温度保持不变），测得 H2 的物质的量随时间变化如下图实线所示。

①该反应在 0～8 min 时，H2 的平均反应速率：_____________；v 正（a）_____________v 正（d）（填“<”“>”“=”）；CO2 的平衡转化率：_____________。该温度下平衡常数的值 为_____________。

②若起始反应物投料量不变，重新进行两次实验（每次仅改变某一条件），所测得 H2 的物质的量随时间变化如上图中两条虚线。则 b、c、d 三点平衡常数： K（b）______________K（c）______________K（d）（填“<”“>”“=”）。

③在恒温恒容的条件下，再充入 3 mol CO2 和 4 mol H2，达新平衡时，H2O 的体积分数将______________（填“增大”“不变”或“减小”）

（3）如图为甲醇燃料电池，其负极电极 方程式为______________。

【答案】-3.49 kJ·mol-1 △G=△H- T·△S＜0 0.375mol·L-1·min-1 > 33.3% 0.5 ＜ = 增大 CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+    

【解析】

【分析】

(1)由盖斯定律可知，CO2(g)+nH2O(l)=CO2·nH2O(s)△H=-57.98 kJ·mol-1，CH4(g)+nH2O(s) =CH4·nH2O(s) △H=-54.49 kJ·mol-1，以上两个式子相减得CO2(g)+CH4·nH2O(s)=CH4(g) +CO2·nH2O(s) △H=(-57.98 kJ·mol-1)-(-54.49)=-3.49 kJ·mol-1；判断反应能否自发进行，依据△G=△H- T·△S，若△G＜0，反应能自发进行；△G＞0反应不能自发进行，因为该反应的△H=-3.49 kJ·mol-1＜0，所以一定条件下能自发进行；

(2)①计算0～8 min 时，H2 的物质的量的变化，求出H2 的物质的量浓度的变化，依据反应中反应物、生成物物质的量变化之比等于化学计量数之比，计算出△n(CO2)、△n(CH3OH)、△n(H2O)，然后计算出平衡时的反应物、生成物的物质的量浓度；

②如图所示，以d点实线曲线为标准分析，b点曲线反应速率增大，但转化的氢气的物质的量少，应是升高温度，因该反应放热，升高温度平衡逆向移动；c点曲线反应速率增大，转化的氢气的物质的量多，平衡正向移动，应是增大压强；平衡常数只受温度的影响，该反应放热，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小；

③借助于等效平衡处理该题，达到平衡后在通入反应物物质的量之比与平衡前通入反应物的物质的量之比相等，相当于增大压强，反应物生成物浓度同等倍数增加。

(3)甲醇燃料电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，图中的交换层为质子交换层，故电解质为酸，负极的电极反应式：CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+。

【详解】

(1)由盖斯定律可知，CO2(g)+nH2O(l)=CO2·nH2O(s)△H=-57.98 kJ·mol-1，CH4(g)+nH2O(s)=CH4·nH2O(s) △H=-54.49 kJ·mol-1，以上两个式子相减得CO2(g)+CH4·nH2O(s)= CH4(g) +CO2·nH2O(s) △H=(-57.98 kJ·mol-1)-( -54.49)=-3.49kJ·mol-1；根据体系自由能变化△G=△H- T·△S，判断反应能否自发进行，若△G=△H-T·△S＜0，反应能自发进行；

(2)①该反应在0～8 min时，△n(H2)=8mol-2mol=6mol，v(H2)==0.375mol·L-1·min-1；由a到d的过程，反应物的浓度逐渐减小，正反应速率逐渐变慢，故v正(a)＞v正(d)；反应中变化的物质的量之比等于化学计量数之比，因为△n(H2)=6mol，所以△n(CO2)=2mol，△n(CH3OH)=△n(H2O)=2mol，CO2的平衡转化率：×100%=33.3%；平衡时n(H2)=8mol-6mol=2mol，n(CO2)=6mol-2mol=4mol，n(CH3OH)=n(H2O)=2mol，平衡时反应物生成物的物质的量浓度为：c(H2)=c(CH3OH)=c(H2O)= =1mol·L-1，c(CO2) ==2 mol·L-1，该温度下平衡常数的值为： =0.5；

②根据图像，b点曲线反应速率增大，但与d点所在的实线曲线相比，转化的氢气的物质的量少，应是升高温度，因CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH＜0，该反应正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，不利于氢气的转化，故b点曲线改变的条件是升高温度；c点曲线反应速率增大，但与d点所在的实线曲线相比，转化的氢气的物质的量多，因增大压强平衡正向移动，故c点曲线改变的条件是增大压强；平衡常数只受温度的影响，该反应放热，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，故温度越高平衡常数越小，b点曲线温度最高，d点实线曲线和c点曲线温度相同，即T(b)＞T(c)=T(d)故K(b)＜K(c)=K(d)；

③在恒温恒容的条件下，再充入3mol CO2和4 molH2，相当于同等倍数的增大反应物的物质的量浓度，压强增大，平衡向着气体分子数减小的方向(正反应方向)移动，H2O 的体积分数将增大；

(3)甲醇燃料电池，负极发生氧化反应，图中的交换层为质子交换层，故电解质为酸，负极的电极反应式：CH3OH-6e-+ H2O = CO2+6H+。

【点睛】

平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，(2)②中需要根据图像分析判断影响平衡移动的因素。

9．以下是关于“外界因素对化学平衡移动影响的实验研究”的课题，回答问题：

（1）影响化学平衡因素的界定：化学平衡发生移动的本质原因是________，所以影响化学平衡的因素可以从分析影响的因素入手．

a． v（正）≠v（逆）   ．v（正）和v（逆）都增大    v（正）和v（逆）都减小

（2）研究的思路与方法

①研究对象的选择，现有以下可逆反应：

．  ．

其中，适合于研究_______对平衡的影响，适合于研究_______对平衡的影响．

．浓度      ．温度    ．压强      ．催化剂

②研究方法：采用控制其他因素不变，改变其中一个因素的方法，并进行对比实验．

（3）单一因素对化学平衡移动影响的实验研究：

．浓度：将与反应后所得的混合液分为等份，分别加入浓溶液、浓溶液和固体，观察现象．现象：加入浓溶液后的混合溶液红色________，加入固体后，混合溶液红棕色________．

．温度：将密封并相互连通的盛有的两个玻璃球，一个放人热水中，另一个放入冷水中．

现象：放入热水中的球内红棕色________；放入冷水中的球内红棕色________．

（4）综合（3）能得出的影响化学平衡移动的原因是________．

【答案】a abc ab 变深 变浅 变深 变浅 温度 压强    

【解析】

本题探究温度、压强、浓度对化学平衡的影响。（1）化学平衡状态的特征为V（正）=V（逆），所以化学平衡发生移动的本质原因是正逆反应速率不相等，即V（正）≠V（逆）；（2）反应A．2NO2（g）⇌N2O4 （g）△H＜0中，反应前后气体体积不相等，反应为放热反应，则温度、压强、浓度都会影响化学平衡，但是催化剂不影响平衡，所以反应A适合于研究温度、压强、浓度对平衡应的影响，即abc正确；B反应FeCl3+3KSCN⇌Fe（SCN）3+3KCl在溶液中进行，压强和催化剂不影响平衡，而温度和浓度会影响平衡，所以B适合研究温度、压强对平衡的影响，即ab正确；（3）a．浓度：将FeCl3与KSCN反应后所得的混合液分为3等份，分别加入浓FeCl3溶液、浓KSCN溶液和NaOH固体，观察现象．现象：加入浓FeCl3溶液后，铁离子浓度增大，平衡向着正向移动，则混合溶液红色变深；加入NaOH固体后，氢氧根离子与铁离子反应生成难溶物氢氧化铁，则溶液中铁离子浓度减小，混合溶液红棕色变浅；b．温度：将密封并相互连通的盛有NO2的两个玻璃球，一个放人热水中，另一个放入冷水中；现象：由于反应2NO2（g）⇌N2O4 （g）△H＜0为放热反应，升高温度后平衡向着逆向移动，二氧化氮浓度增大，球内红棕色变深；放入冷水中，平衡向着正向移动，二氧化氮浓度减小，则球内红棕色变浅；（4）根据（3）温度、浓度对化学平衡的影响可知：在其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，平衡向正向移动，增大生成物浓度或减小反应物浓度，平衡向逆向移动；升高温度，平衡向吸热方向进行，降低温度，平衡向放热方向进行。

点睛：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。

10．CO、SO2是常见的大气污染物，应用化学原理变废为宝，意义重大。

(1)CO与SO2用铝矾土作催化剂、475 ℃条件下反应生成CO2和硫蒸气，该反应可用于从烟道气中回收硫，反应过程中各组分的物质的量与反应时间的关系如图所示，该反应的化学方程式为________。

(2)利用CO可以合成新能源物质——甲醇。其原理为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH。在压强分别为p1、p2，体积均为V L的两个容器中充入a mol CO、2a mol H2，在催化剂作用下反应生成甲醇，平衡时转化率与温度、压强的关系有下表数据：

②压强为p2，温度为300 ℃时，该反应的平衡常数K＝________。

③压强为p1，温度为100 ℃时，达到平衡后，继续向其中通入0.5a mol CO、a mol H2、0.5a mol CH3OH，则平衡时CH3OH的体积分数________(填“增大”“减小”或“不变”)。

④下列说法正确的是________。

a．当n(CO)∶n(H2)∶n(CH3OH)＝1∶2∶1时，可逆反应达到平衡状态

b．平衡后向体积为V L的容器内继续充入He，平衡不移动

c．使用新型催化剂，可提高CO的平衡转化率

(3)MnO2悬浊液、NaOH溶液都是SO2气体常用的吸收剂。

①已知MnO2＋SO2＝MnSO4，吸收SO2的装置如图所示。反应过程中，为使SO2尽可能转化完全，可采取的合理措施有___________、__________。

②将标准状况下4.48 L SO2气体缓缓通入100 mL 3 mol·L－1 NaOH溶液中，充分反应后c(Na＋)＝___ (填几种粒子浓度之和)。

③取②中所得溶液10 mL，加水稀释成1 L，向其中加入CaCl2固体至有沉淀CaSO3(Ksp＝3.1×10－7)生成，则所加CaCl2固体的质量为_____mg。

【答案】4CO＋2SO24CO2＋S2 ＜ ＜  增大 b 缓慢通入SO2 控制合适的温度 1.5[c(SO32—)＋c(HSO3—)＋c(H2SO3)] 3.441    

【解析】

【详解】

(1)结合题中所给图像可知反应物、生成物的变化量，0～40min，两种反应物的变化量分别为2mol、1mol，两种生成物的变化量分别为2mol、0.5mol，反应物CO中的C为+2价，生成物CO2中的C为+4价，而反应物SO2中的S为+4价，生成物硫蒸气中的S为0价，根据氧化还原反应中得失电子守恒，以及反应物、生成物的变化量之比等于化学计量数之比，推断出硫蒸气的化学式为S2，该方程式为4CO＋2SO24CO2＋S2；  

(2)①当压强一定时，温度越高，反应物的转化率越低，故该反应为放热反应，ΔH＜0，由CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)的方程式可知，该反应为反应前后气体分子数减小的反应，压强越大，转化率越高，故p1＜p2；     

②压强为p2，温度为300 ℃时，平衡时转化率为0.50，可知平衡时：c(CO)=0.5a/VmolL-1、c(H2)=a/VmolL-1、c(CH3OH)=0.5a/VmolL-1，该反应的平衡常数K＝c(CH3OH)/c2(H2)c(CO)＝；

③压强为p1，温度为100 ℃时，达到平衡后，平衡时转化率为0.50，CO、H2、CH3OH的物质的量分别为0.5a mol、a mol、0.5a mol，继续向其中通入0.5a mol CO、a mol H2、0.5a mol CH3OH，各物质的浓度加倍，等效于体积压缩一半，平衡正向移动，CH3OH的体积分数增大；

④a．没有说明温度压强，当n(CO)∶n(H2)∶n(CH3OH)＝1∶2∶1时，不能排判断该反应达到平衡，a错误；

b．平衡后向体积为V L的容器内继续充入He，反应物、生成物的浓度没有改变，平衡不移动，b正确；     

c．使用新型催化剂，可提高反应速率，但是不能提高CO的平衡转化率，c错误；

(3)①反应过程中，为使SO2尽可能转化完全，可采取缓慢通入SO2，增大SO2与MnO2的接触时间，另外也可以降低温度，因为温度越高，气体在溶液中的溶解度越小；

②n(Na+)=0.3mol，n(SO32-)＋n(HSO3—)＋n(H2SO3)=0.2mol，故根据物料守恒c(Na+)=1.5[c(SO32—)＋c(HSO3—)＋c(H2SO3)]；

③ 0.2mol SO2与0.3mol NaOH反应生成0.1molNa2SO3、0.1molNaHSO3，此时c(SO32—)=0.1mol/0.1L=1molL-1，取该溶液溶液10 mL，加水稀释成1 L，稀释后c(SO32—)=0.01 mol L-1，c(SO32—) c(Ca2+)=0.01c(Ca2+)=3.1×10－7，c(Ca2+)=3.1×10－5 molL-1，m(CaCl2)= 3.1×10－5 molL-1 1L 111gL-1 1000mgg-1=3.441 mg。