高考化学二轮复习专题9原理综合透题型析(含解析)

这是一份高考化学二轮复习专题9原理综合透题型析(含解析)，共25页。试卷主要包含了原理综合题型的命题特点，原理综合题型的解题思路等内容，欢迎下载使用。


　　专题9　原理综合题型透析




高考
年份
2019
2018
2017
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
Ⅰ
Ⅱ
Ⅲ
题号
分值
T28
14分
T27
15分
T28
15分
T28
15分
T27
14分
T28
15分
T28
14分
T27
14分
T28
14分
考情
透析
考向:结合元素化合物,以工业绿色生产技术为情境,以化学反应和化学平衡为核心,结合图表分析,综合考查化学反应速率、化学平衡、反应热、电解质溶液、电化学、氧化还原反应等知识
题型:非选择题
分值:14或15


一、原理综合题型的命题特点
化学反应原理综合题,通常以速率、平衡知识为中心,还常涉及化学反应与能量变化、电解质溶液等内容。主要的设空方向有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,电极反应式的书写,化学反应速率的定量计算,外界条件对化学反应速率与平衡的影响,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,速率平衡图像与数据表格分析,电离平衡、水解平衡、溶解平衡的理解,Ka(Kb)及Ksp的理解与计算等。主要考查考生的信息处理能力、学科内综合分析能力、解决生产实际中的具体问题能力。体现了“变化观念与平衡思想”的核心素养。原理综合题特别注重对考生图表分析能力的考查,见下表。

考题
2018年
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
图表

t/min
0
40
80
160
p/kPa
35.8
40.3
42.5
45.9
t/min
260
1300
1700
∞
p/kPa
49.2
61.2
62.3
63.1





考题
2019年
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
图表





二、原理综合题型的解题思路
该类试题考查的是高中化学主干知识,试题难度一般较大,特别是原理综合题型,将多个知识点组合在一起,客观上增加了思维容量。解题时要采用逐个分析、各个击破的方法,认真分析每个小题考查的知识点,迅速转变思路,防止在一个知识点、一个思路上“走到底”。
平常训练应注重计算能力(重点训练平衡常数以及转化率的计算)、语言表述能力(利用平衡原理解释实际问题)的培养,提高解读图像的能力,掌握解题技巧。电化学应重点掌握电极反应式的书写技巧以及有关电池参数方面的计算,应用盖斯定律解题时,要先确定热化学方程式的组合关系,再确定ΔH间的计算关系。
1.利用盖斯定律书写热化学方程式的思维模式

2.化学平衡相关计算中的两种思维路径
(1)平衡常数的应用:反应的化学方程式确定后,该反应的平衡常数只与温度有关;温度不变,该反应的平衡常数就不变,所以利用平衡常数常可以处理多次投料问题。
(2)常用的计算思路:涉及平衡的计算常利用“三段式”法,要注意几个关系的应用,反应物的c(平)=c(初)-c(转),生成物的c(平)=c(初)+c(转),反应物的c(初)×α=反应物的c(转),不同物质的c(转)之比等于它们对应的化学计量数之比。
3.电极反应式的书写思路
电极反应式的本质是一个氧化还原反应的某个半反应,即氧化反应(在原电池的负极上或电解池的阳极上发生)或还原反应(在原电池的正极上或电解池的阴极上发生)。因此在书写电极反应式时,首先找到两对物质,氧化剂+ne—→还原产物、还原剂-ne—→氧化产物,然后结合电解质溶液中存在的微粒、电极反应式两边电荷守恒以及原子守恒,确定应该添加的其他物质,最后再配平。

　　4.图像题的分析步骤
化学理论综合题中的陌生图像打破了传统的速率平衡图像模式,纵坐标和横坐标不再局限于时间、温度、压强、速率、转化率等物理量,而是引入了更多的变量,如两种物质的物质的量之比、气体分压的负对数等,使得图像更新颖、信息容量更大、题目难度更大。






考点1

▶　运用盖斯定律计算化学反应热或书写热化学方程式的关键


1.Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行:
Ⅰ.CuCl2(s)CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=+83 kJ·mol-1
Ⅱ.CuCl(s)+O2(g)CuO(s)+Cl2(g) ΔH2=-20 kJ·mol-1
Ⅲ.CuO(s)+2HCl(g)CuCl2(s)+H2O(g) ΔH3=-121 kJ·mol-1
则4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=　　　　kJ·mol-1。 
解析▶　根据盖斯定律,(Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ)×2得4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)　ΔH=(HΔ1+HΔ2+HΔ3)×2=-116 kJ·mol-1。
答案▶　-116
2.(1)用NaOH溶液吸收热电企业产生的废气时,涉及如图1所示转化:

由图中关系可得ΔH4=　　　　　　　　。(用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的式子表示) 
(2)用太阳能分解水制备H2是一项新技术,其过程如图2所示:

已知:①2H2O(g)2H2(g)+O2(g) ΔH=+483.6 kJ·mol-1
②2Fe3O4(s)6FeO(s)+O2(g) ΔH=+313.8 kJ·mol-1
过程Ⅱ的热化学方程式是　　　　　　　　　　　　　　　　　　;整个过程中Fe3O4 的作用是　　　　　　　　。 
解析▶　(1)根据盖斯定律,反应的能量变化取决于反应物和生成物,与过程无关,所以根据图分析,有HΔ1+HΔ2=HΔ3+HΔ4,可得HΔ4=HΔ1+HΔ2-HΔ3。
(2)过程Ⅱ是FeO与H2O(g)反应生成Fe3O4和H2,化学方程式为3FeO(s)+H2O(g)Fe3O4(s)+H2(g),该反应可由得到,所以该反应的ΔH==
+84.9 kJ·mol-1;整个过程中,Fe3O4作催化剂。
答案▶(1) ΔH 1+ΔH 2-ΔH 3
(2)3FeO(s)+H2O(g)Fe3O4(s)+H2(g)　ΔH=+84.9 kJ·mol-1　作催化剂

1.(2019年广东茂名测试)甲醛在木材加工、医药等方面有重要用途。甲醇直接脱氢是工业上合成甲醛的新方法,制备过程涉及的主要反应如下:
反应Ⅰ:CH3OH(g)HCHO(g)+H2(g) ΔH1=+85.2 kJ·mol-1
反应Ⅱ:CH3OH(g)+O2(l)HCHO(g)+H2O(g)　ΔH2
反应Ⅲ:H2(g)+O2(g)H2O(g) ΔH3=-241.8 kJ·mol-1
计算反应Ⅱ的反应热ΔH2=　　　　　。 
解析▶　根据盖斯定律可知,反应Ⅱ可由反应Ⅰ+反应Ⅲ得到,所以HΔ2=HΔ1+HΔ3=85.2 kJ·mol-1-241.8 kJ·mol-1=-156.6 kJ·mol-1。
答案▶　-156.6 kJ·mol-1
2.(2019年福建南平第一次模拟)氨催化分解既可防治氨气污染,又能得到氢能源。已知:
①4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) ΔH1=-1266.6 kJ·mol-1
②H2(g)+O2(g)H2O(l) ΔH2=-285.8 kJ·mol-1
③H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol-1
(1)NH3分解为N2和H2的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(2)反应①在任何温度下都能自发进行的原因为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
解析▶　(1)NH3分解为N2和H2的化学方程式为2NH3(g)N2(g)+3H2(g),可由①×-②×3-③×3得到,所以该反应的ΔH=+285.8 kJ·mol-1×3-44.0 kJ·mol-1×3=+92.1 kJ·mol-1。
答案▶　(1)2NH3(g)N2(g)+3H2(g)　ΔH=+92.1 kJ·mol-1
(2)反应①的ΔH<0,ΔS>0,ΔG=ΔH-TΔS<0,在任意温度下反应都能自发进行

　　运用盖斯定律计算化学反应热或书写热化学方程式的关键
1.参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,然后将它们相加或相减,得到目标热化学方程式,求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式的ΔH之间的换算关系。
2.当热化学方程式乘、除以某一个数时,ΔH也应相应地乘、除以某一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,且要带“+”“-”,即把ΔH看作一个整体进行运算。
3.在设计反应过程中,会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。
考点2

▶　有关反应速率、平衡常数、转化率的计算


3.(2019年福建南平第一次检测)T ℃时,体积为2 L的恒容密闭容器中加入1.0 mol NH3和0.2 mol H2,30 min 达到平衡时,N2的体积分数为20%,则T ℃ 时平衡常数K=　　　　,NH3的转化率为　　　　　;达到平衡后再加入1.0 mol NH3和0.2 mol H2,此时体系中v正　　　　　(填“>”“<”或“=”)v逆。 
解析▶设平衡时n(N2)=x mol,列三段式可得:
　 　　　　　2NH3(g)N2(g)+3H2(g)
起始量(mol) 1 0 0.2
变化量(mol) 2x x 3x
平衡量(mol) 1-2x x 0.2+3x
相同条件下气体的物质的量之比等于体积之比,平衡时N2的体积分数为20%,则=0.2,x=0.4,代入三段式,平衡时三种物质的浓度分别为0.1 mol·L-1、0.2 mol·L-1、0.7 mol·L-1,K==6.86;NH3的转化率为×100%=80%;达到平衡后再加入1.0 mol NH3和0.2 mol H2,NH3、N2、H2的浓度分别为0.6 mol·L-1,0.2 mol·L-1,0.8 mol·L-1,Qc==0.28v逆。
答案▶6.86　80%　>

3.(2019年安徽安庆第二次模拟)科学家研究出了一种高效催化剂,可以将CO和NO2转化为无污染气体,反应的热化学方程式为2NO2(g)+4CO(g)4CO2(g)+N2(g)　ΔH<0。
某温度下,向10 L密闭容器中分别充入0.1 mol NO2和0.2 mol CO,发生上述反应,随着反应的进行,容器内的压强变化如表所示:

时间/min
0
2
4
6
8
10
12
压强/kPa
75
73.4
71.95
70.7
69.7
68.75
68.75

回答下列问题:
(1)在此温度下,反应的平衡常数Kp=　　　　kPa-1(Kp为以分压表示的平衡常数,计算结果精确到小数点后2位);平衡后,若保持温度不变,再将CO、CO2气体浓度分别增加一倍,则平衡　　　　(填“右移”“左移”或“不移动”)。 
(2)若将温度降低,反应再次平衡后,与原平衡相比,体系压强(p总)如何变化?　　　　(填“增大”“减小”或“不变”),原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 

解析▶　(1)反应10 min达到平衡,体系内压强由75 kPa减少到68.75 kPa,设NO2转化了2x mol·L-1,可列三段式:
　　　　　2NO2(g)+4CO(g)4CO2(g)+N2(g)
开始(mol·L-1)　0.01　 0.02　　 　0　　　　0
转化(mol·L-1) 　2x　 　4x　 　　4x　 　　x
平衡(mol·L-1) 0.01-2x　0.02-4x 　4x 　 　　x
根据=,=,解得x=0.0025;根据公式Kp=,p(A)=p(总)×,可解得Kp=0.04 kPa-1。
若平衡后再将CO、CO2的浓度增加一倍,由于方程式中两种物质的化学计量数相同,所以Qc=K,因此化学平衡不发生移动。
答案▶　(1)0.04　不移动
(2)减小　降低温度,分子运动速率减慢,对容器的碰撞次数减小,压强降低,同时该反应的正反应为放热反应,降低温度,平衡正向移动,导致体系内气体分子数减小,所以总压强也会减小

　　平衡常数的计算可用三段式法,即找出浓度可变的反应物和产物起始、转化、平衡的浓度,然后代入平衡常数表达式进行计算即可。用分压表示的化学平衡常数表达式为Kp=
其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)分别为A、B、C、D气体的分压。
气体的分压=气体总压×体积分数;气体体积之比等于气体物质的量之比。
考点3

▶　电极反应式的书写及有关计算


4.(2019年全国Ⅲ卷,28节选)在传统的电解氯化氢回收氯气技术的基础上,科学家最近采用碳基电极材料设计了一种新的工艺方案,主要包括电化学过程和化学过程,如下图所示:

负极区发生的反应有　　　　　　　　　　　　　(写电极反应式和离子方程式)。电路中转移1 mol电子,需消耗氧气　　　　L(标准状况)。 
解析▶　电解过程中,负极区发生得电子的反应,元素化合价降低,属于还原反应,则图中左侧为负极区,根据图示信息知负极区发生的反应为Fe3++e-Fe2+和4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O;由O2~4e-知,转移1 mol e-,消耗标准状况下O2的体积为1 mol××22.4 L·mol-1=5.6 L。
答案▶　Fe3++e-Fe2+,4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O　5.6
5.(2019年山东潍坊第一次模拟)利用惰性电极电解,能对烟气进行脱硝处理。电解原理如图所示:

电极a处发生的电极反应为　　　　　　　　　　　　　　　,当电解44.8 L(标准状况)含5% NO的烟气,理论上电路中通过电子的物质的量为　　　　mol。 
解析▶　根据图示信息可知,b口产生氢气,为溶液中的H+得电子的产物,电解池中阳离子在阴极得电子发生还原反应,故b连接电源的负极,a连接电源的正极,阳极区NO失电子被氧化为N,发生的电极反应为NO-3e-+2H2ON+4H+,电解的烟气中n(NO)==0.1 mol,所以转移的电子的物质的量为0.1 mol×3=0.3 mol。
答案▶　NO-3e-+2H2ONO3-+4H+　0.3

4.(2019年河南安阳第二次模拟)氨气是合成众多含氮物质的原料,利用H2—N2—生物燃料电池,科学家以固氮酶为正极催化剂、氢化酶为负极催化剂,X交换膜为隔膜,在室温条件下既实现了合成NH3还获得了电能。其工作原理图如下:

则X膜为　　　　　交换膜,正极的电极反应式为　　　　　　　　　　　。 
解析▶　由图知,正极上N2转化为NH3时需要结合H+,故负极上生成的H+应移向正极,X膜为质子交换膜或阳离子交换膜,N2在正极上得到电子后转化为NH3。
答案▶　质子(或阳离子)　N2+6e-+6H+2NH3
5.回答下列问题:
(1)CO-空气碱性燃料电池(用KOH作电解质),当恰好完全生成KHCO3时停止放电。写出此时负极的电极反应式:　　　　　　　　　　　。 
(2)(2019年山东青岛第一次模拟)电解法可以对亚硝酸盐污水进行处理(工作原理如图所示)。通电后,左极区产生浅绿色溶液,随后生成无色气体。当Fe电极消耗11.2 g时,理论上可处理 NaNO2含量为4.6%的污水　　　　　g。 


解析▶　(1)负极上CO在碱性溶液中失去电子发生氧化反应生成KHCO3,负极的电极反应式为CO-2e-+3OH-HC+H2O。
(2)当铁消耗11.2 g(0.2 mol)时生成0.2 mol Fe2+,与N反应生成N2和Fe3+,根据电子守恒原理,消耗的n(N)= mol,则可处理污水的质量为 g=100 g。
答案▶　(1)CO-2e-+3OH-HCO3-+H2O
(2)100

　　电极反应式的书写技巧
1.首先要读懂题意,尤其是相关示意图,分析所给物质(或离子)化合价变化情况,标出得失电子的情况,结合原电池或电解池原理,确定正负极或阴阳极,找准、找全反应物和生成物,然后根据得失电子守恒、电荷守恒、原子守恒书写并配平电极反应式。
2.在书写原电池的电极反应式时要注意溶液的酸碱性,适当地在反应式两边添加H+、OH—、H2O等,以遵守电荷守恒和原子守恒。
3.在书写电解池电极反应式时,如果H+或OH—来自H2O,则电极反应式中要写H2O。
考点4

▶　化学图像信息的提取与加工


6.(2019年山东青岛第一次模拟)亚硝酸盐广泛存在于各种水体和腌制品中,可用电吸附装置去除。去除量跟电压、初始浓度、共存阴离子等因素有关。某科研机构的实验结果如图所示:

(1)根据图示可知,待处理液中NO2-与NO3-的c0=　　　　　mg·L-1时,装置对NO3-的吸附量高于NO2-。 
(2)根据图示分析,为提高离子去除量可采取的措施有　　　　　　　　　　　(写出一条即可)。 
解析▶　当NO2-与NO3-的c0=500 mg·L-1时,NO3-的去除率比NO2-的高,且氯化钠浓度越低,去除率越高,所以提高离子去除率可采取的措施为将NO2-预先氧化成 NO3-或降低氯化钠浓度。
答案▶　(1)500
(2)将NO2-预先氧化成 NO3-(或降低氯化钠浓度)
7.(2019年广东惠州第三次调研)CO2可通过反应CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g)来制取H2。在1.0 L 密闭容器中充入CO2、CH4各1 mol,发生上述反应,测得CH4的平衡转化率与温度压强的关系如图所示:

(1)由图可知,压强p1 　　　　(填“大于”或“小于”,下同)p2,该反应的ΔH　　　　0。 
(2)当压强为p2时,y点的v正　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)v逆 ;y点对应温度下,该反应的平衡常数K=　　　　(保留四位有效数字)。 
(3)实验表明,温度高于1250 ℃时,容器中c(CO2)>c(CH4),请结合两种反应物的性质分析可能的原因:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
解析▶　(1)该反应的正反应为气体体积增大的反应,压强越大,CH4的转化率越小,已知相同温度下p,1条件下的转化率大于p2条件下的转化率,则p1小于p2;在压强一定时,温度越高,CH4的转化率越大,所以正反应为吸热反应,ΔH大于0。
(2)压强为p2时,y点反应未达到平衡,则反应正向移动,所以v正大于v逆;y点对应温度为1100 ℃,平衡时CH4的转化率为80%,利用三段式法可求出平衡时CO2、CH4、CO、H2的浓度分别为0.2 mol·L-1、0.2 mol·L-1、1.6 mol·L-1、1.6 mol·L-1,带入平衡常数表达式计算出K≈163.8。
答案▶　 (1)小于　大于
(2)大于　163.8
(3)CH4在高温下分解使其浓度减小,CO2较稳定

6.(2019年福建南平第一次模拟)在Co-Al催化剂体系中,压强p0下氨气以一定流速通过反应器,发生反应2NH3(g)N2(g)+3H2(g)。在相同时间下测转化率,得到不同催化剂下氨气转化率随温度变化曲线如图所示。使反应的活化能最小的催化剂为　　　　;同一催化剂下,温度高时NH3的转化率接近平衡转化率的原因为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;如果增大氨气浓度(其他条件不变),则b点对应的点可能为　　　　(填“a”“c”或“d”)点。 

解析▶　由图可知,90 Co-Al催化剂在较低的温度就达到平衡,反应的活化能最小;同一催化剂下,温度高时NH3的转化率接近平衡转化率,是因为温度升高,反应速率加快,达到平衡所需时间减小,转化率接近平衡转化率;该反应的正反应为气体体积增大的反应,如果增大氨气浓度(其他条件不变),平衡逆向移动,则b点对应的点可能为c。
答案▶　90 Co-Al　温度升高,反应速率加快,转化率接近平衡转化率　c
7.(2019年福建莆田第一次模拟)容积均为1 L的甲、乙两个容器,其中甲为绝热容器,乙为恒温容器。相同温度下,分别充入0.2 mol的NO2,发生反应:2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0,甲中NO2的相关量随时间变化如图所示。

(1)0~3 s内,甲容器中NO2的反应速率增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(2)甲达平衡时,若温度为T ℃,此温度下的平衡常数Kc=　　　　。 
(3)平衡时,K甲　　　　(填“>”“<”或“=”,下同)K乙,p甲　　　　p乙。 

　　解析▶　(2)到达平衡时,c(NO2)=0.02 mol·L-1,c(N2O4)=0.09 mol·L-1K,c==225。
(3)甲为绝热容器,乙为恒温容器,该反应为放热反应,则到达平衡时甲的温度高于乙,故K甲p乙。
答案▶　(1)该反应为放热反应,故0~3 s内温度升高对反应速率的影响大于浓度降低的影响,导致反应速率增大
(2)225
(3)<　>

　　化学图像等信息的提取和加工常考题型有依据图像判断转化率和平衡常数的变化,解释产生某种现象的原因,选择最佳反应条件,判断化学反应的方向,计算物料投放比例、反应速率、化学平衡常数、转化率等。图像题的分析方法:
1.明标:明晰横、纵坐标所表示的化学含义,这是理解题意和进行正确思维的前提。
明晰坐标含义,也就是用变量的观点分析坐标,找出横、纵坐标的关系,再结合教材,联系相应的知识点。
2.找点:找出曲线中的特殊点(起点、顶点、拐点、终点、交叉点、平衡点等),分析这些点所表示的化学意义以及影响这些点的主要因素及限制因素等,大多考题就落在这些点的含义分析上,因为这些点往往隐含着某些限制条件或某些特殊的化学含义。
3.析线:正确分析曲线的走向、变化趋势(上升、下降、平缓、转折等),同时对走势有转折变化的曲线,要分区段进行分析,找出并研究各段曲线的变化趋势及其含义。


1.(2019年广东广州3月测试)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如下:
解聚反应:
ΔH>0
氢化反应:(l)+H2(g)(l) ΔH=-100.5 kJ·mol-1
副反应:(l)+H2(g)(l) ΔH=-109.4 kJ·mol-1
回答下列问题:
(1)反应(l)+2H2(g)(l)的ΔH=　　　　kJ·mol-1。 
(2)解聚反应在刚性容器中进行。
①其他条件不变,下列有利于提高双环戊二烯的平衡转化率的条件是　　　　(填字母)。 
A.升高温度　　　　B.降低温度
C.增大压强 D.减小压强
②实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的沸点。某温度下,通入总压为100 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为160 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则p(H2O)=　　　　kPa,平衡常数Kp=　　　kPa (Kp为以分压表示的平衡常数)。 
(3)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂中进行氢化反应,反应过程中保持氢气压力不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间的变化曲线如图所示:

①将环戊二烯溶于有机溶剂中可减少二聚反应的发生,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
②最佳的反应时间为　　　　h;活化能较大的是　　　　(填“氢化反应”或“副反应”)。 
(4)已知氢化反应的平衡常数为1.6×1012,副反应的平衡常数为2.0×1012。在恒温恒容下,环戊二烯与氢气按物质的量之比1∶1进行反应,则环戊二烯的含量随时间的变化趋势是　　　　　　　　　　　(不考虑环戊二烯的二聚反应)。 
解析▶　(1)根据盖斯定律,由氢化反应+副反应得(l)+2H2(g)(l)　ΔH=-100.5 kJ·mol-1-109.4 kJ·mol-1=-209.9 kJ·mol-1。
(2)①提高双环戊二烯的平衡转化率即使平衡正向移动。升高温度,平衡向吸热反应方向即正反应方向移动,A项符合,B项不符合;减小压强,平衡向气体体积增大的方向即正反应方向移动,D项符合,C项不符合。
②某温度下,通入总压为100 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为160 kPa,增压60 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则反应前双环戊二烯的分压为=75 kPa,则p(H2O)=100 kPa-75 kPa=25 kPa。平衡时双环戊二烯、环戊二烯的平衡分压分别为15 kPa、120 kPa,平衡常数Kp==960 kPa。
(3)②根据图中信息可知,4 h时环戊烯的产率最大,故最佳的反应时间为4 h;根据各反应的焓变以及环戊烯和环戊烷产率随时间的变化曲线可知,活化能较大的是副反应。
(4)开始一段时间,氢化反应的活化能较小,氢化反应比副反应快,环戊二烯的含量随时间的推移变小;一段时间后,由于副反应的平衡常数大于氢化反应的平衡常数,副反应进行的程度大、放热多,使氢化反应逆向进行,环戊二烯的含量随时间推移又变大,直至最后不变。
答案▶　(1)-209.9
(2)①AD　②25　960
(3)①降低环戊二烯浓度,减小二聚速率;稀释有利于平衡向解聚方向移动
②4　副反应
(4)先变小后变大(最后不变)
2.(2019年广西桂林3月调研)研究发现,氮氧化物和硫氧化物是雾霾的主要成分。回答下列问题:
(1)现有下列反应:
①N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH1=+180.5 kJ·mol-1
②C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH2=-393.5 kJ·mol-1
③2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH3=-221.0 kJ·mol-1
已知某反应的平衡常数表达式K=,请写出此反应的热化学方程式: 　。 
(2)往1 L恒容密闭容器中充入一定量的NO2,在三种不同条件下发生反应:2NO2(g)2NO(g)+O2(g),实验测得NO2的浓度随时间的变化如表所示(不考虑生成N2O4)。

浓度(mol·L-1)时间(min)实验序号/温度(℃)
0
10
20
30
40
50
实验1/800
1.00
0.80
0.65
0.55
0.50
0.50
实验2/800
1.00
0.70
0.50
0.50
0.50
0.50
实验3/850
1.00
0.50
0.40
0.35
0.35
0.35

①下列说法正确的是　　　　(填字母,下同)。 
A.实验2容器内压强比实验1的小
B.由实验2和实验3可判断该反应是放热反应
C.实验1的平衡常数比实验3大
D.实验2使用了比实验1效率更高的催化剂
E.在0~10 min内实验2的反应速率v(O2)=0.015 mol·L-1·min-1
②不能判断反应已达到化学平衡状态的是　　　　。 
A.容器内的气体压强不变
B.2v正(NO2)=v逆(O2)
C.气体的平均相对分子质量保持不变
D.NO2和NO的浓度比保持不变
③已知容器内的起始压强为p0 kPa,在800 ℃下该反应的平衡常数Kp=　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。在该温度下达到平衡后,再向容器中加入NO2和NO各2 mol,平衡将　　　　　　　(填“向正反应方向移动”“向逆反应方向移动”或“不移动”)。 
(3)为了减少雾霾中的SO2,工业尾气中SO2可用饱和Na2SO3溶液吸收,该反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　;25 ℃时,若用1 mol·L-1的Na2SO3溶液吸收SO2,当恰好完全反应时,溶液的pH　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)7,溶液中各离子浓度由大到小的顺序为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(已知:常温下H2SO3的电离常数Ka1=1.3×10-2,Ka2=6.2×10-8)。 
解析▶　(1)若某反应的平衡常数表达式K=,可知反应为2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g),根据盖斯定律,将②×2-③-①得到2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)　ΔH=-746.5 kJ·mol-1。
(2)①由表中数据可知实验2和实验1温度相同,起始量相同,达到平衡状态时c(NO2)相同,但达到平衡状态所需时间实验2小于实验1,说明实验2使用了比实验1更高效的催化剂,实验2容器内压强和实验1的压强相同,A项错误,D项正确;实验3在850 ℃下反应,达到平衡时c(NO2)比在800 ℃下小,说明升高温度,化学平衡向正反应方向移动,则正反应为吸热反应,B项错误;升高温度,平衡向正反应方向移动,平衡常数会增大,所以实验3的化学平衡常数比实验1的大,C项错误;在0~10 min内实验2的反应速率v(O2)=v(NO2)=×=0.015 mol·L-1·min-1,E项正确。
②A项,由于该反应是在恒容条件下进行的,反应前后气体体积不相等,若容器内的气体压强不变,说明反应达到平衡状态;B项,速率之比等于化学计量数之比,v正(NO2)=2v逆(O2)能说明O2的正逆反应速率相等,反应达到平衡状态,而2v正(NO2)=v逆(O2)不符合;C项,其他条件不变,若反应未达到平衡状态,气体的物质的量改变,气体的平均相对分子质量会发生变化,因此气体平均相对分子质量保持不变,说明反应达到平衡状态;D项,NO2和NO的浓度比保持不变说明正逆反应速率相同,反应处于平衡状态。
③已知容器内的起始压强为p0 kPa,800 ℃下达到平衡状态时c(NO2)=0.50 mol·L-1,由于容器的容积为1 L,所以n(NO2)=0.50 mol,结合三段式法列式计算:
　　　　 　　2NO2(g)2NO(g)+O2(g)
起始量(mol)　　1　　　　　 0　　　0
转化量(mol) 0.5　　　　0.5 0.25
平衡量(mol) 0.5　　　　0.5 0.25
平衡状态气体的总物质的量n(总)=0.5 mol+0.5 mol+0.25 mol=1.25 mol,则平衡时压强为1.25p0 kPa。在800 ℃下该反应的平衡常数Kp==0.25p0;在该温度下达到平衡后,平衡常数K==0.25,再向容器中加入NO2和NO各2 mol,浓度商Qc==0.25=K,说明平衡不移动。
(3)当恰好完全反应,溶液中生成NaHSO3,根据题意可知HS的电离平衡常数为Ka2=6.2×10-8,HS在溶液中也存在水解平衡HS+H2OH2SO3+OH-,水解平衡常数Kh====≈7.7×10-13<6.2×10-8,说明HS的电离程度大于HS的水解程度,溶液呈酸性,pH<7,所以溶液中离子浓度大小顺序为c(Na+)>c(HS)>c(H+)>c(S)>c(OH-)。
答案▶　(1)2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)　ΔH=-746.5 kJ·mol-1
(2)①DE　②B　③0.25p0　不移动
(3)Na2SO3+SO2+H2O2NaHSO3　小于　c(Na+)>c(HS)>c(H+)>c(S)>c(OH-)
3.(2019年福建泉州期末)乙烯是重要的基本化工原料,以乙烷为原料生产乙烯有多种方法。
Ⅰ.乙烷裂解脱氢法。
该方法的反应为C2H6(g)C2H4(g)+H2(g) ΔH=a kJ·mol-1。
(1)已知101 kPa、298 K时,C(s)和H2(g)生成1 mol C2H6(g)、1 mol C2H4(g)的ΔH分别为-84.7 kJ·mol-1、+52.3 kJ·mol-1。则a=　　　　　。 
Ⅱ.乙烷氧化脱氢法。在原料气中加入氧气,乙烷氧化脱氢的反应如下:
2C2H6(g)+O2(g)2C2H4(g)+2H2O(g)　ΔH<0,副反应都为放热反应,副产物有CH4(g)、CO(g)、CO2(g)。原料气(70.1%为空气、29.9%为C2H6)在反应容器中停留15 s,获得相关数据如表所示:

反应温度/℃
乙烷转化率/%
乙烯选择性/%
产率/%
750
80.5
62.9
50.6
800
85.6
64.5
55.2
850
92.2
63.2
58.3
900
97.6
59.0
57.6

(2)①反应的平衡常数表达式K=　　　　,K(750 ℃)　　　　(填“>”“<”或“=”)K(900 ℃)。 
②当温度超过800 ℃时,乙烯的选择性降低,其主要原因可能是　　　　　　　　　　　 　。根据表中数据判断适宜的反应温度为　　　　。 
Ⅲ.乙烷催化氧化脱氢法。以Mo-V-Nb-Sb的氧化物为催化剂,在常压、380 ℃下,反应速率与氧气分压[p(O2)]、乙烷分压[p(C2H6)]的关系如图所示:

(3)已知该反应的速率方程为v=kpm(O2)·pn(C2H6),则m=　　　　　,n=　　　　　。 
Ⅳ.质子膜燃料电池法。
(4)乙烷氧化制乙烯会排放出大量CO2,近年研究人员开发了乙烷氧化制乙烯的质子膜燃料电池(SOFC),该燃料电池的负极反应式为　　　　　　　　　　　,这种电池工作过程中没有CO2排放,原因是　 
　。 
解析▶　(1)根据已知条件可得:ⅰ.2C(s)+3H2(g)C2H6(g)　HΔ1=-84.7 kJ·mol-1;ⅱ.2C(s)+2H2(g)C2H4(g)　HΔ2=+52.3 kJ·mol-1。根据盖斯定律,由ⅱ-ⅰ得反应ⅲ.C2H6(g)C2H4(g)+H2(g)　ΔH=+52.3 kJ·mol-1+84.7 kJ·mol-1=137.0 kJ·mol-1。
(2)①反应2C2H6(g)+O2(g)2C2H4(g)+2H2O(g) 的平衡常数表达式K=;因该反应为放热反应,升高温度,平衡逆向移动,K减小,故K(750 ℃)>K(900 ℃)。
②当温度超过800 ℃时,副反应速率变大(或副反应增多),乙烯的选择性降低。根据表中数据,乙烷转化率较高、乙烯选择性较高且产率较高的温度为850 ℃,故适宜的反应温度为850 ℃。
(3)已知该反应的速率方程为v=kpm(O2)·pn(C2H6),根据图中信息可知v不随pm(O2)的变化而变化,故m=0,v与pn(C2H6)呈正比例关系,故n=1。
(4)在燃料电池的负极,乙烷在酸性条件下失去电子生成乙烯,电极反应式为C2H6-2e-C2H4+2H+,这种电池工作过程中没有CO2排放,原因是质子膜将氧气和乙烷、乙烯隔开,使脱氢和氧化分开进行,所以没有CO2产生。
答案▶　(1)+137.0
(2)① 　>
②副反应速率变大(或副反应增多)　850 ℃
(3)0　1
(4)C2H6-2e-C2H4+2H+　质子膜将氧气和乙烷、乙烯隔开,使脱氢和氧化分开进行,所以没有CO2产生
4.(2019年福建福州质检)二甲醚(CH3OCH3)是一种新兴化工原料,具有甲基化反应性能。
Ⅰ.二甲醚的生产
二甲醚的生产原理之一是利用甲醇脱水成二甲醚,化学方程式如下:
反应ⅰ　 2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH1
(1)已知:甲醇、二甲醚的气态标准燃烧热分别为-761.5 kJ·mol-1、-1455.2 kJ·mol-1,且H2O(g)H2O(l)　ΔH=-44.0 kJ·mol-1。
反应ⅰ的ΔH1=　　　　kJ·mol-1。 
(2)反应ⅰ中甲醇转化率、二甲醚选择性的百分率与不同催化剂的关系如图1所示,生产时,选择的最佳催化剂是　　　　 　。 

催化剂
甲醇转化率/%
二甲醚选择性/%
SO2-TiO2/S
35.1
98.1
SO2-TiO2/Fe3+
52.9
98.7
GiSNL-108
81.0
98.1
SO2-Al2O3
62.1
96.4

图1


图2
(3)选定催化剂后,测得平衡时甲醇的转化率与温度的关系如图2所示。经研究产物的典型色谱图发现该过程主要存在的副反应为:
反应ⅱ　2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g) ΔH2=-29.1 kJ·mol-1
①工业上生产二甲醚的温度通常在270~300 ℃,高于330 ℃之后,甲醇的转化率下降,根据化学平衡移动原理分析原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　;根据化学反应速率变化分析原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
②某温度下,以CH3OH(g)为原料,平衡时各物质的分压数据如下表:

物质
CH3OH(g)
CH3OCH3(g)
C2H4(g)
H2O(g)
分压/MPa
0.16
0.288
0.016
……

则反应ⅰ中,CH3OH(g)的平衡转化率α=　　　　,反应ⅰ的平衡常数Kp=　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算,结果保留两位有效数字)。 
Ⅱ.二甲醚的应用
(4)图3为绿色电源“直接二甲醚燃料电池”的工作原理示意图:


图3
①该电池的负极反应式为　　　 　　　　　。 
②若串联该燃料电池电解硫酸钠溶液,消耗4.6 g 二甲醚后总共可在电解池两极收集到13.44 L(标准状况)气体,该套装置的能量利用率为　　　　　。(保留3位有效数字) 
解析▶　(1)已知:①CH3OH(g)+O2(g)CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-761.5 kJ·mol-1
②CH3OCH3(g)+3O2(g)2CO2(g)+3H2O(l)
ΔH=-1455.2 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l) ΔH=-44.0 kJ·mol-1
根据盖斯定律,①×2-②-③得:2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) 的ΔH1=(-761.5 kJ·mol-1)×2-(-1455.2 kJ·mol-1)-(-44.0 kJ·mol-1)=-23.8 kJ·mol-1。
(3)①工业上生产二甲醚的反应是放热反应,温度升高,平衡逆向移动,甲醇的转化率下降,所以高于330 ℃ 之后,甲醇的转化率下降;从化学反应速率变化分析,温度升高,催化剂失活,对二甲醚的选择性下降,甲醇的转化率下降。
②用平衡分压代替平衡浓度列出三段式:
　 　　　2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
起始(Mpa)　0.736　　　　　 0　　　　 0
转化(Mpa)　0.576　　　　 0.288　　　0.288
平衡(Mpa)　0.16　　　　　0.288　　　0.288
由化学方程式2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)可知,转化为C2H4的CH3OH的量为0.016 MPa×2=0.032 MPa,所以起始时CH3OH的总量为0.736 MPa+0.032 MPa=0.768 MPa,其他条件相同时,压强之比等于物质的量之比,则反应ⅰ中CH3OH(g)的平衡转化率α=×100%=75%。
由化学方程式2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)可知,反应ⅱ转化为H2O的量为0.016 MPa×2=0.032 MPa,则平衡时H2O(g)的平衡分压为0.288 MPa+0.032 MPa=0.32 MPa。
反应ⅰ的平衡常数Kp===3.6。
(4)①原电池负极发生氧化反应,由图可知,溶液为酸性条件,二甲醚失电子生成二氧化碳,电极反应式为CH3OCH3-12e-+3H2O2CO2↑+12H+。
②电解硫酸钠溶液,两极生成氢气和氧气,若两极收集到13.44 L(标准状况)气体,生成气体的物质的量为=0.6 mol,生成的氢气和氧气的体积之比为2∶1,则阴极产生0.4 mol H2,阳极产生0.2 mol O2,电路中转移电子0.2 mol×4=0.8 mol。由燃料电池负极反应式CH3OCH3-12e-+3H2O2CO2↑+12H+可知,消耗4.6 g二甲醚转移电子×12=1.2 mol,所以能量利用率为×100%≈66.7%。
答案▶　(1)-23.8
(2)GiSNL-108
(3)①该反应是放热反应,温度升高,平衡逆向移动,故甲醇的转化率下降　温度升高,催化剂失活,对二甲醚的选择性下降,故甲醇的转化率下降　②75%　3.6
(4)①CH3OCH3-12e-+3H2O2CO2↑+12H+　②66.7%
5.(2019年湖南衡阳第一次联考)含硫化合物在工业上应用广泛,硫化物是脱硫、染料行业重要的原材料。
(1)硫酸工业烟道气中的SO2、CO,可用如图所示的综合循环吸收法脱除:

已知再生塔中每产生 1 mol CO2(g),放出29.9 kJ 的热量,则其发生反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(2)H2S热分解反应为2H2S(g)2H2(g)+S2(g)。在恒容密闭容器中,H2S的起始浓度均为c mol·L—1,控制不同温度使之分解。相同时间后测得H2S转化率曲线如图1所示,其中a为平衡时转化率、b为未平衡时转化率分别与温度的关系曲线。
①在975 ℃,t s时反应达到平衡,则平衡前反应的平均速率v(S2)=　　　　　　　　　　(用含c、t的代数式表示)。 
②请说明随温度的升高,曲线b向曲线a逼近的原因:　。 

(3)25 ℃时,H2S的电离平衡常数Ka1=1.3×10-7、Ka2=7.0×10-15。用NaOH溶液吸收H2S气体得到pH=10的Na2S溶液,在此过程中水的电离程度将　　　(填“增大”“减小”或“不变”);此时溶液中=　　　　　　。 
(4)加热Na2S溶液可以生成Na2S2O3、NaOH和H2,温度升高时还可生成Na2SO4,图2是含3 mol Na2S 的溶液在不同温度下反应生成H2的物质的量与反应时间的关系。分析图像,完全反应后生成Na2S2O3的物质的量最多的是　　　(填“c”或“d”)点;不考虑离子的水解,则c点溶液中浓度最高的阴离子为　　　　(写化学式),S2的物质的量为　　　　。 
解析▶　(1)再生塔中发生的反应是Na2SO4+4CO4CO2+Na2S,生成4 mol CO2时放出的热量为4×29.9 kJ=119.6 kJ,该反应的热化学方程式为Na2SO4(s)+4CO(g)Na2S(s)+4CO2(g)　ΔH=-119.6 kJ·mol-1。
(2)①达到平衡时,消耗的c(H2S)=0.4c mol·L-1,同时生成的c(S2-)=0.2c mol·L-1,v(S2)= mol·L-1·s-1。②随着温度升高,化学反应速率增大,达到平衡所需时间缩短,曲线b向曲线a逼近。
(3)NaOH为强碱,抑制水的电离,Na2S为强碱弱酸盐,S2-水解促进水的电离,因此用NaOH溶液吸收H2S气体生成Na2S的过程中,水的电离程度增大;===7.0×10-5。
(4)温度升高可生成Na2SO4,c点温度高于d点温度,一部分S元素转化为Na2SO4,因此生成Na2S2O3物质的量最多的是d点;根据反应,S元素的化合价升高,H元素的化合价降低,设生成的n(Na2S2O3)=x mol,根据硫元素守恒,n(Na2SO4)=(3-2x) mol,根据得失电子守恒,得出2x mol×4+(3-2x) mol×8=10 mol×2,解得x=0.5,即n(Na2S2O3)=0.5 mol,n(Na2SO4)=2 mol,c点溶液中浓度最高的阴离子是S,S2的物质的量为0.5 mol。
答案▶　(1)Na2SO4(s)+4CO(g)Na2S(s)+4CO2(g)　ΔH=-119.6 kJ·mol-1
(2)① mol·L-1·s-1　②温度升高,反应速率增大,达到平衡所需时间缩短
(3)增大　7.0×10-5
(4)d　S　0.5 mol
6.(2019年山东日照模拟)二氧化碳是潜在的碳资源,无论是天然的二氧化碳气藏,还是各种炉气、尾气、副产气,进行分离回收和提纯,合理利用,意义重大。
(1)在空间站中常利用CO2(g)+2H2(g)C(s)+2H2O(g),再电解水来实现O2的循环利用。350 ℃时,向容积为2 L的恒容密闭容器中通入8 mol H2和4 mol CO2发生以上反应。
①若反应起始和平衡时温度相同(均为350 ℃),测得反应过程中压强(p)随时间(t)的变化如图1中曲线a所示,则上述反应的ΔH　　　　　(填“>”或“<”)0;其他条件相同时,若仅改变某一条件,测得其压强(p)随时间(t)的变化如图1中曲线b所示,则改变的条件是　。 

②反应平衡常数的对数与温度的变化关系如图2所示,m点的纵坐标的值为　　　　 　。 


(2)CO2在 Cu-ZnO催化下,同时发生如下反应Ⅰ、Ⅱ,是解决温室效应和能源短缺的重要技术。
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH1<0
Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH2>0
保持温度T ℃时,在容积不变的密闭容器中,充入一定量的CO2及H2,起始及达到平衡时,容器内各气体的物质的量及总压强如表所示:


CO2
H2
CH3OH(g)
CO
H2O(g)
总压强/kPa
起始量
/mol
0.5
0.9
0
0
0
p0
平衡量
/mol
-
-
n
-
0.3
p

若反应Ⅰ、Ⅱ均达平衡时,p0=1.4p,则表中n=　　　　;反应Ⅰ的平衡常数Kp=　　　　 (kPa)-2(用含p的式子表示)。 
(3)Al-CO2电池是一种以低温熔融盐[Al2(CO3)3]为电解质,以完全非碳的钯(Pd)包覆纳米多孔金属为催化剂的可充电电池。正极反应式为3CO2+4e-2C+C,则生成Al的反应发生在　　　　　(填“阳”或“阴”)极,该电池充电时反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
解析▶　(1)①根据pV=nRT,此反应V一定,正反应为气体体积减小的反应,图像显示有一段时间压强增大,说明T增大,正反应为放热反应,ΔH<0;根据图像分析发现曲线b相对于曲线a的不同点只是速率加快,达到平衡时间缩短,所以改变的条件是使用了催化剂。

　　②设CO2转化了x mol·L-1,列三段式:
　 　　　　CO2(g)+2H2(g)C(s)+2H2O(g)
起始(mol·L-1)　 2　　　4　　　　　　　　0
转化(mol·L-1) x 2x 2x
平衡(mol·L-1) 2-x 4-2x 2x
=,解得x=1,
K==1,lgK=lg1=0。
(2)根据表格列出各物质的物质的量变化:
Ⅰ.　　　　CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
转化(mol)　　n　　 　3n　　　　　n　　　　 n
Ⅱ.　　　　CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)
转化(mol)　0.3-n 　0.3-n　0.3-n　　 0.3-n
平衡时各物质的物质的量:n(CO2)=(0.5-n-0.3+n)mol=0.2 mol;n(H2)=(0.9-3n-0.3+n) mol=(0.6-2n) mol;n(CH3OH)=n mol;n[H2O(g)]=0.3 mol;n(CO)=(0.3-n) mol。
根据T、V一定时,压强之比等于物质的量之比计算n,==1.4,解得n=0.2。
平衡后总物质的量为(0.2+0.6-2×0.2+0.2+0.3+0.3-0.2)mol=1.0 mol。平衡后各物质分压:p(CO2)=p=0.2p;p(H2)=p=0.2p;p(CH3OH)=p=0.2p;p[H2O(g)]=p=0.3p。Kp== (kPa)-2。
(3)因为放电时负极反应式为Al-3e-Al3+,则充电时发生的电极反应是Al3++3e-Al,得电子为阴极反应;充电时总反应式为2Al2(CO3)3+3C4Al+9CO2↑。
答案▶　(1)①<　加入催化剂　②0
(2)0.2　
(3)阴　2Al2(CO3)3+3C4Al+9CO2↑