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统考版2023高考化学二轮专题复习第二部分高考填空题专项突破题型2化学反应原理综合应用题
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这是一份统考版2023高考化学二轮专题复习第二部分高考填空题专项突破题型2化学反应原理综合应用题，共53页。试卷主要包含了8 ℃时平衡常数K′p＝1，5%、10，5 kJ·ml－1，6×10－7，Ka2＝5，常见的还原剂及产物预测，0 kJ·ml－1，2 kJ·ml－1，等内容，欢迎下载使用。
题型2 化学反应原理综合应用题
真题·考情
全国卷
1.[2022·全国乙卷]油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g)ΔH1＝－1 036 kJ·mol－1
②4H2S(g)＋2SO2(g)===3S2(g)＋4H2O(g)ΔH2＝94 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)ΔH3＝－484 kJ·mol－1
计算H2S热分解反应④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝________ kJ·mol－1。
(2)较普遍采用的H2S处理方法是克劳斯工艺，即利用反应①和②生成单质硫。另一种方法是，利用反应④高温热分解H2S。相比克劳斯工艺，高温热分解方法的优点是______________________，缺点是____________。
(3)在1 470 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合气进行H2S热分解反应。平衡时混合气中H2S与H2的分压相等，H2S平衡转化率为________，平衡常数Kp＝________ kPa。
(4)在1 373 K、100 kPa反应条件下，对于n(H2S)∶n(Ar)分别为4∶1、1∶1、1∶4、1∶9、1∶19的H2SAr混合气，热分解反应过程中H2S转化率随时间的变化如下图所示。
①n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率________，理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应图中曲线________，计算其在0～0.1 s之间，H2S分压的平均变化率为________ kPa·s－1。
2．[2022·全国甲卷]金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途。目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝172 kJ·mol－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)
ΔH2＝－51 kJ·mol－1，Kp2＝1.2×1012Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为________ kJ·mol－1，Kp＝________ Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是________________________________________________________________________。
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1∶2，2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝________Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因__________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气—固—固”反应，有利于TiO2C“固—固”接触的措施是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
3．[2021·全国甲卷]二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。回答下列问题：
(1)二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为：
CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)
该反应一般认为通过如下步骤来实现：
①CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)ΔH1＝＋41 kJ·mol－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)ΔH2＝－90 kJ·mol－1
总反应的ΔH＝__________ kJ·mol－1；若反应①为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是________(填标号)，判断的理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)合成总反应在起始物nH2nCO2＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①用各物质的平衡分压表示总反应的平衡常数，表达式Kp＝________________；
②图中对应等压过程的曲线是________，判断的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________________，反应条件可能为__________________________或____________________________。
4．[2021·全国乙卷]一氯化碘(ICl)是一种卤素互化物，具有强氧化性，可与金属直接反应，也可用作有机合成中的碘化剂。回答下列问题：
(1)历史上海藻提碘中得到一种红棕色液体，由于性质相似，Liebig误认为是ICl，从而错过了一种新元素的发现。该元素是________。
(2)氯铂酸钡(BaPtCl6)固体加热时部分分解为BaCl2、Pt和Cl2，376.8 ℃时平衡常数K′p＝1.0×104Pa2。在一硬质玻璃烧瓶中加入过量BaPtCl6，抽真空后，通过一支管通入碘蒸气(然后将支管封闭)。在376.8 ℃，碘蒸气初始压强为20.0 kPa。376.8 ℃平衡时，测得烧瓶中压强为32.5 kPa，则pICl＝________kPa，反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝________________________________________________________________________
(列出计算式即可)。
(3)McMorris测定和计算了在136～180 ℃范围内下列反应的平衡常数Kp ：
2NO(g)＋2ICl(g)⇌2NOCl(g)＋I2(g) Kp1
2NOCl(g)⇌2NO(g)＋Cl2(g) Kp2
得到lg Kp1～1T和lg Kp2～1T均为线性关系，如下图所示：
①由图可知，NOCl分解为NO和Cl2反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)。
②反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的K＝________(用Kp1、Kp2表示)；该反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)，写出推理过程
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)Kistiakowsky曾研究了NOCl光化学分解反应，在一定频率(ν)光的照射下机理为：
NOCl＋hν―→NOCl*
NOCl＋NOCl*―→2NO＋Cl2
其中hν表示一个光子能量，NOCl*表示NOCl的激发态。可知，分解1 mol的NOCl需要吸收________mol的光子。
5．[2020·全国卷Ⅰ]硫酸是一种重要的基本化工产品。接触法制硫酸生产中的关键工序是SO2的催化氧化： SO2(g)＋12O2(g) 钒催化剂 SO3(g) ΔH＝－98 kJ·mol－1。回答下列问题：
(1)钒催化剂参与反应的能量变化如图(a)所示，V2O5(s)与SO2(g)反应生成VOSO4(s)和V2O4(s)的热化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)当SO2(g)、O2(g)和N2(g)起始的物质的量分数分别为7.5%、10.5%和82%时，在0.5 MPa、2.5 MPa和5.0 MPa压强下，SO2平衡转化率α随温度的变化如图(b)所示。反应在5.0 MPa、550℃时的α＝________ ，判断的依据是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
影响α的因素有_________________________________________________。
(3)将组成(物质的量分数)为2m% SO2(g)、m% O2(g)和q% N2(g)的气体通入反应器，在温度t、压强p条件下进行反应。平衡时，若SO2转化率为α，则SO3压强为________ ，平衡常数Kp＝_________________________________________________________
(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)研究表明，SO2催化氧化的反应速率方程为：
v＝kαα'-10.8(1－nα′)
式中：k为反应速率常数，随温度t升高而增大；α为SO2平衡转化率，α′为某时刻SO2转化率，n为常数。在α′＝0.90时，将一系列温度下的k、α值代入上述速率方程，得到vt曲线，如图(c)所示。
曲线上v最大值所对应温度称为该α′下反应的最适宜温度tm。ttm后，v逐渐下降。原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
6．[2020·全国卷Ⅱ]天然气的主要成分为CH4，一般还含有C2H6等烃类，是重要的燃料和化工原料。
(1)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1，相关物质的燃烧热数据如表所示：
物质
C2H6(g)
C2H4(g)
H2(g)
燃烧热ΔH/(kJ·mol－1)
－1 560
－1 411
－286
①ΔH1＝________ kJ·mol－1。
②提高该反应平衡转化率的方法有____________、______________。
③容器中通入等物质的量的乙烷和氢气，在等压下(p)发生上述反应，乙烷的平衡转化率为α。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)。
(2)高温下，甲烷生成乙烷的反应如下：2CH4 高温 C2H6＋H2。反应在初期阶段的速率方程为：r＝k×cCH4，其中k为反应速率常数。
①设反应开始时的反应速率为r1，甲烷的转化率为α时的反应速率为r2，则r2＝__________r1。
②对于处于初期阶段的该反应，下列说法正确的是__________。
A．增加甲烷浓度，r增大
B．增加H2浓度，r增大
C．乙烷的生成速率逐渐增大
D．降低反应温度，k减小
(3)CH4和CO2都是比较稳定的分子，科学家利用电化学装置实现两种分子的耦合转化，其原理如图所示：
①阴极上的反应式为____________________________________________________。
②若生成的乙烯和乙烷的体积比为2∶1，则消耗的CH4和CO2体积比为____________。
7．[2020·全国卷Ⅲ]二氧化碳催化加氢合成乙烯是综合利用CO2的热点研究领域。回答下列问题：
(1)CO2催化加氢生成乙烯和水的反应中，产物的物质的量之比n(C2H4)∶n(H2O)＝________。当反应达到平衡时，若增大压强，则n(C2H4)________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)理论计算表明，原料初始组成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，在体系压强为0.1 MPa，反应达到平衡时，四种组分的物质的量分数x随温度T的变化如图所示。
图中，表示C2H4、CO2变化的曲线分别是________、________。CO2催化加氢合成C2H4反应的ΔH____0(填“大于”或“小于”)。
(3)根据图中点A(440 K，0.39)，计算该温度时反应的平衡常数Kp＝________________(MPa)－3(列出计算式。以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)二氧化碳催化加氢合成乙烯反应往往伴随副反应，生成C3H6、C3H8、C4H8等低碳烃。一定温度和压强条件下，为了提高反应速率和乙烯选择性，应当________________________________________________________________________。
省市卷
1.[2022·浙江1月]工业上，以煤炭为原料，通入一定比例的空气和水蒸气，经过系列反应可以得到满足不同需求的原料气。
请回答：
(1)在C和O2的反应体系中：
反应1 C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－394 kJ·mol－1
反应2 2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH2＝－566 kJ·mol－1
反应3 2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH3
①设y＝ΔH－TΔS，反应1、2和3的y随温度T的变化关系如图1所示。图中对应于反应3的线条是________。
②一定压强下，随着温度的升高，气体中CO与CO2的物质的量之比________。
A．不变 B．增大
C．减小 D．无法判断
(2)水煤气反应：C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝131 kJ·mol－1。工业生产水煤气时，通常交替通入合适量的空气和水蒸气与煤炭反应，其理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)一氧化碳变换反应：CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1。
①一定温度下，反应后测得各组分的平衡压强(即组分的物质的量分数×总压)：p(CO)＝0.25 MPa、p(H2O)＝0.25 MPa、p(CO2)＝0.75 MPa和p(H2)＝0.75 MPa，则反应的平衡常数K的数值为________。
②维持与题①相同的温度和总压，提高水蒸气的比例，使CO的平衡转化率提高到90%，则原料气中水蒸气和CO的物质的量之比为________________。
③生产过程中，为了提高变换反应的速率，下列措施中合适的是________。
A.反应温度愈高愈好
B．适当提高反应物压强
C．选择合适的催化剂
D．通入一定量的氮气
④
以固体催化剂M催化变换反应，若水蒸气分子首先被催化剂的活性表面吸附而解离，能量－反应过程如图2所示。用两个化学方程式表示该催化反应历程(反应机理)：
步骤Ⅰ：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
步骤Ⅱ：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．[2021·广东卷]我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应：
a)CH4(g)＋CO2(g)⇌2CO(g)＋2H2(g) ΔH1
b)CO2(g)＋H2(g)⇌CO(g)＋H2O(g) ΔH2
c)CH4(g)⇌C(s)＋2H2(g) ΔH3
d)2CO(g)⇌CO2(g)＋C(s) ΔH4
e)CO(g)＋H2(g)⇌H2O(g)＋C(s) ΔH5
(1)根据盖斯定律，反应a的ΔH1＝________(写出一个代数式即可)。
(2)上述反应体系在一定条件下建立平衡后，下列说法正确的有________。
A．增大CO2与CH4的浓度，反应a、b、c的正反应速率都增加
B．移去部分C(s)，反应c、d、e的平衡均向右移动
C.加入反应a的催化剂，可提高CH4的平衡转化率
D．降低反应温度，反应a～e的正、逆反应速率都减小
(3)一定条件下，CH4分解形成碳的反应历程如图1所示。该历程分________步进行，其中，第________步的正反应活化能最大。
(4)设Kpr为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0＝100 kPa)。反应a、c、e的lnKpr随1T(温度的倒数)的变化如图2所示。
①反应a、c、e中，属于吸热反应的有________(填字母)。
②反应c的相对压力平衡常数表达式为Kpr＝________。
③在图2中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)＝1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)CO2用途广泛，写出基于其物理性质的一种用途：________________________________________________________________________。
3．[2021·湖南卷]氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运，可通过下面两种方法由氨气得到氢气。
方法Ⅰ.氨热分解法制氢气
相关化学键的键能数据
化学键
N≡N
H—H
N—H
键能E/(kJ·mol－1)
946
436.0
390.8
在一定温度下，利用催化剂将NH3分解为N2和H2。回答下列问题：
(1)反应2NH3(g)⇌N2(g)＋3H2(g) ΔH＝________kJ·mol－1；
(2)已知该反应的ΔS＝198.9 J·mol－1·K－1，在下列哪些温度下反应能自发进行？________(填标号)；
A.25 ℃B．125 ℃
C.225 ℃ D．325 ℃
(3)某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将0.1 mol NH3通入3 L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200 kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
①若保持容器容积不变，t1时反应达到平衡，用H2的浓度变化表示0～t1时间内的反应速率v(H2)＝________ mol ·L－1·min－1(用含t1的代数式表示)；
②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后N2分压变化趋势的曲线是________(用图中a、b、c、d表示)，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
③在该温度下，反应的标准平衡常数Kθ＝______[已知：分压＝总压×该组分物质的量分数，对于反应dD(g)＋eE(g)⇌gG(g)＋hH(g) Kθ＝pGpθg·pHpθhpDpθd·pEpθe，其中pθ＝100 kPa，pG、pH、pD、pE为各组分的平衡分压]。
方法Ⅱ.氨电解法制氢气
利用电解原理，将氨转化为高纯氢气，其装置如图所示。
(4)电解过程中OH－的移动方向为____________(填“从左往右”或“从右往左”)；
(5)阳极的电极反应式为______________________________________________________。
4．[2020·山东卷]探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
Ⅰ.CO2 (g)＋3H2(g)⇌CH3OH (g)＋H2O(g)ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g)⇌CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ. CO2(g)＋H2(g)⇌CO(g)＋H2O(g)ΔH3
回答下列问题：
(1)ΔH3＝________kJ·mol－1。
(2)一定条件下，向体积为V L的恒容密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，达到平衡时，容器中CH3OH(g)为a mol，CO为b mol，此时H2O(g)的浓度为________mol·L－1(用含a、b、V的代数式表示，下同)，反应Ⅲ的平衡常数为________________________________________________________________________。
(3)不同压强下，按照n(CO2)∶n(H2)＝1∶3投料，实验测定CO2的平衡转化率和CH3OH的平衡产率随温度的变化关系如图所示。
已知：CO2的平衡转化率＝nCO2初始-nCO2平衡nCO2初始×100%
CH3OH的平衡产率＝nCH3OH平衡nCO2初始×100%
其中纵坐标表示CO2平衡转化率的是图__________(填“甲”或“乙”)；压强p1、p2、p3由大到小的顺序为________；图乙中T1温度时，三条曲线几乎交于一点的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)为同时提高CO2的平衡转化率和CH3OH的平衡产率，应选择的反应条件为________(填标号)。
A.低温、高压 B．高温、低压
C.低温、低压 D．高温、高压
5．[2020·江苏卷]CO2/HCOOH循环在氢能的贮存/释放、燃料电池等方面具有重要应用。
(1)CO2催化加氢。在密闭容器中，向含有催化剂的KHCO3溶液(CO2与KOH溶液反应制得)中通入H2生成HCOO－，其离子方程式为__________________；其他条件不变，HCO3-转化为HCOO－的转化率随温度的变化如图1所示。反应温度在40 ℃～80 ℃范围内，HCO3-催化加氢的转化率迅速上升，其主要原因是____________________________________________________。
(2)HCOOH燃料电池。研究HCOOH燃料电池性能的装置如图2所示，两电极区间用允许K＋、H＋通过的半透膜隔开。
①电池负极电极反应式为__________________________；放电过程中需补充的物质A为________(填化学式)。
②图2所示的HCOOH燃料电池放电的本质是通过HCOOH与O2的反应，将化学能转化为电能，其反应的离子方程式为____________________________。
(3)HCOOH催化释氢。在催化剂作用下，HCOOH分解生成CO2和H2可能的反应机理如图3所示。
①HCOOD催化释氢反应除生成CO2外，还生成________(填化学式)。
②研究发现：其他条件不变时，以HCOOK溶液代替HCOOH催化释氢的效果更佳，其具体优点是________________________。
6．[2019·北京卷]氢能源是最具应用前景的能源之一，高纯氢的制备是目前的研究热点。
(1)甲烷水蒸气催化重整是制高纯氢的方法之一。
①反应器中初始反应的生成物为H2和CO2，其物质的量之比为4∶1，甲烷和水蒸气反应的方程式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②已知反应器中还存在如下反应：
ⅰ.CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)ΔH1
ⅱ.CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)ΔH2
ⅲ.CH4(g)===C(s)＋2H2(g) ΔH3
……
ⅲ为积炭反应，利用ΔH1和ΔH2计算ΔH3时，还需要利用________________________反应的ΔH。
③反应物投料比采用n(H2O)∶n(CH4)＝4∶1，大于初始反应的化学计量数之比，目的是__________(选填字母序号)。
a.促进CH4转化
b.促进CO转化为CO2
c.减少积炭生成
④用CaO可以去除CO2。H2体积分数和CaO消耗率随时间变化关系如下图所示。
从t1时开始，H2体积分数显著降低，单位时间CaO消耗率________(填“升高”“降低”或“不变”)。此时CaO消耗率约为35%，但已失效，结合化学方程式解释原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)可利用太阳能光伏电池电解水制高纯氢，工作示意图如图。通过控制开关连接K1或K2，可交替得到H2和O2。
①制H2时，连接________。
产生H2的电极反应式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②改变开关连接方式，可得O2。
③结合①和②中电极3的电极反应式，说明电极3的作用：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
考情分析
考向
考点
考情1
化学反应与能量变化
反应热与热化学方程式的书写
化学反应与键能
电化学(以书写电极反应式为主)
考情2
化学反应速率
化学反应速率的计算
化学反应速率的影响因素
化学反应速率变化图像分析
考情3
化学平衡
平衡状态判断及化学平衡影响因素分析
化学平衡图像分析
反应物转化率的计算
化学平衡常数表达式及其计算
考情4
电解质溶液
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
题型·练透
精准备考·要有方向——研析题型角度
题型角度1气态物质反应中化学原理分析
练1 [2022·湖南卷]2021年我国制氢量位居世界第一，煤的气化是一种重要的制氢途径。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)ΔH1＝＋131.4 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)⇌CO2(g)＋H2(g)ΔH2＝－41.1 kJ·mol－1
①下列说法正确的是________；
A．平衡时向容器中充入惰性气体，反应Ⅰ的平衡逆向移动
B．混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
C．平衡时H2的体积分数可能大于23
D．将炭块粉碎，可加快反应速率
②反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系________(填“吸收”或“放出”)热量________kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(2)一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下：
①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，cCO32-:c(HCO3-)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)；
②再生塔中产生CO2的离子方程式为________________________________________；
③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极反应式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
题型角度2化学反应原理的综合应用分析
练2 近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。
回答下列问题：
(1)Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系。
可知反应平衡常数K(300 ℃)________K(400 ℃)(填“大于”或“小于”)。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)＝1∶1的数据计算K(400 ℃)＝________________(列出计算式)。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是______________________、________________________________________________________________________。
(2)Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)===CuCl(s)＋12Cl2(g)ΔH1＝83 kJ·mol－1
CuCl(s)＋12O2(g)===CuO(s)＋12Cl2(g)ΔH2＝－20 kJ·mol－1
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。
(3)在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是________________________________________________________________________。(写出2种)
(4)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，如图所示：
负极区发生的反应有
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(写反应方程式)。电路中转移1 mol电子，需消耗氧气________L(标准状况)。
精准备考·要有方案——高考必备基础
一、信息型氧化还原反应化学(或离子)方程式的书写
1．常见的氧化剂及产物预测
氧化剂
还原产物
KMnO4
Mn2＋(酸性)；MnO2(中性)；MnO42-(碱性)
K2Cr2O7(酸性)
Cr3＋
浓硝酸
NO2
稀硝酸
NO
X2(卤素单质)
X－
H2O2
OH－(碱性)；H2O(酸性)
Na2O2
NaOH(或Na2CO3)
NaClO或(ClO－)
Cl－、Cl2
NaClO3
Cl2、ClO2
2.常见的还原剂及产物预测
还原剂
氧化产物
Fe2＋
Fe3＋(酸性)；Fe(OH)3(碱性)
SO2(或H2SO3、SO32- )
SO42-
S2－或(H2S)
S、SO2(或SO32-)、SO42-
H2C2O4
CO2
H2O2
O2
I－(或HI)
I2、IO3-
CO
CO2
金属单质(Zn、Fe、Cu等)
Zn2＋、Fe2＋(与强氧化剂反应生成Fe3＋ )、Cu2＋
二、利用盖斯定律书写热化学方程式
[解题模板]
应对雾霾污染、改善空气质量需要从多方面入手，如开发利用清洁能源。甲醇是一种可再生的清洁能源，具有广阔的开发和应用前景。
已知：①CH3OH(g)＋H2O(l)===CO2(g)＋3H2(g)ΔH＝＋93.0 kJ·mol－1
②CH3OH(g)＋12O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)ΔH＝－192.9 kJ·mol－1
③CH3OH(g)===CH3OH(l) ΔH＝－38.19 kJ·mol－1
则表示CH3OH燃烧热的热化学方程式为______________________________________。
三、化学平衡状态的判断
说明：对于平衡状态的判断，不断出现新的判断形式，如绝热过程中的热量变化，化学平衡常数，有关图像等，判断时紧紧抓住反应过程中对应物理量是否变化，如果在反应过程中在变，达到平衡时不变，则能说明。
如：汽车尾气净化的主要原理为2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g) ΔH<0。若该反应在绝热、恒容的密闭体系中进行，下列示意图正确且能说明反应在进行到t1时刻达到平衡状态的是________(填编号)。
[答案] ②④⑤
四、化学平衡图像分析
1．根据图像选择合适条件
如：氨气制取尿素[CO(NH2)2]的合成塔中发生反应：2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(l)＋H2O(g)。
如图为合成塔中不同氨碳比a[nNH3nCO2]和水碳比b[nH2OnCO2]时二氧化碳的转化率(α)。b宜控制在________(填字母)范围内。
A．0.6～0.7 B．1～1.1C．1.5～1.6
a宜控制在4.0左右，理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[图像分析] 控制变量，作垂直于横轴的一条直线交三条曲线于三点，转化率越高越好，所以选择A。选择最佳氨碳比，可看最上面曲线的走势，整体增加，曲线先陡后平(略上升)，依然选择拐点，当氨碳比大于4.0时，增大氨气的量CO2转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比太小，CO2转化率低。
[答案] A 氨碳比等于4，CO2转化率较高；当氨碳比大于4.0时，增大NH3的量CO2的转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比小于4.0时，CO2的转化率低
2．根据图像解释产生某种现象的原因
如：以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如下图所示。250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[图像分析] 两根曲线注意看清每个曲线对应的条件，分析两个量之间内在的联系。这里涉及影响反应速率的两个因素：催化剂和温度，弄清影响因素即可。所以，250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是温度超过250 ℃时，催化剂的催化效率降低。
[答案] 温度超过250℃时，催化剂的催化效率降低
3．根据图像推断ΔH变化
如：为了减少空气中的CO2，目前捕碳技术在降低温室气体排放中具有重要的作用，捕碳剂常用(NH4)2CO3，反应为(NH4)2CO3(aq)＋H2O(l)＋CO2(g)===2NH4HCO3(aq) ΔH。为研究温度对(NH4)2CO3捕获CO2效率的影响，在某温度T1下，将一定量的(NH4)2CO3溶液置于密闭容器中，并充入一定量的CO2气体(用氮气作为稀释剂)，在t时刻，测得容器中CO2气体的浓度。然后分别在温度为T2、T3、T4、T5下，保持其他初始实验条件不变，重复上述实验，经过相同时间测得CO2气体浓度，其关系如图，则ΔH________(填“>”“＝”或“<”)0。
[图像分析] 根据可逆反应的特征，准确确定平衡点。温度越高反应速率越快，达到平衡所需的时间越短，在相等时间内，CO2浓度最低的点应该是平衡点。T3往后，温度升高，CO2浓度增大，平衡逆向移动，逆反应吸热，正反应放热。
[答案] <
五、化学平衡常数及转化率
1．化学平衡常数表达式
(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进平衡常数表达式。如：
CaCO3(s)⇌CaO(s)＋CO2(g)K＝c(CO2)
Cr2O72-aq＋H2Ol⇌2CrO42-(aq)＋2H＋(aq)K＝c2CrO42-·c2H+cCr2O72-
但在非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。如：
C2H5OH＋CH3COOHCH3COOC2H5＋H2OK＝cCH3COOC2H5·cH2OcC2H5OH·cCH3COOH
C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)K＝cCO·cH2cH2O
(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：
N2O4(g)⇌2NO2(g) K＝c2NO2cN2O4
12N2O4(g)⇌NO2(g) K′＝cNO2c12N2O4＝K
(3)有气体参与的反应，用平衡分压(总压乘以各自的物质的量分数)表示平衡常数。
如：2A(g)＋B(s)⇌C(g)。若达到平衡时，n(A)＝n1、n(C)＝n2密闭体系的压强为p，则K＝p·n2n1+n2p·n1n1+n22＝n2n1+n2pn12
2．悟透化学平衡常数及转化率计算题解题模式
根据反应进行(或移动)的方向，设定某反应物消耗的量，然后列式求解。
例： mA ＋ nB ⇌ pC ＋ qD
起始量： ab0 0
变化量： mxnxpxqx
平衡量： a－mxb－nxpxqx
注意：①变化量与化学方程式中各物质的化学计量数成比例；
②这里a、b可指：物质的量、浓度、体积等；
③弄清起始浓度、平衡浓度、平衡转化率三者之间的互换关系；
④在使用平衡常数时，要注意反应物或生成物的状态。
如：顺1，2二甲基环丙烷和反1，2二甲基环丙烷可发生如下转化：
该反应的速率方程可表示为：v(正)＝k(正)c(顺)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在一定温度时为常数，分别称作正、逆反应速率常数。回答下列问题：
已知：t1温度下，k(正)＝0.006 s－1，k(逆)＝0.002 s－1，该温度下反应的平衡常数值K1＝________；该反应的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，则ΔH________0(填“小于”“等于”或“大于”)。
[答案] 3 小于
六、Ksp曲线分析
[典型示例]
常温下CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，Ksp(CaSO4)＝9×10-6
[点变化]
从a点到c点，在曲线上变化，条件是增加c(SO42-)
从b点到曲线上，加水稀释就可行
从c点到a点，在曲线上变化，条件是增加c(Ca2＋)
从d点到c点，可以选择增大c(Ca2＋)，加入氯化钙
[点含义]
a点在曲线上，c(Ca2＋)＝5×10－3 mol·L－1，根据Ksp (CaSO4)，c(SO42-)＝1.8×10－3 mol·L－1
b点在曲线上方，c(Ca2＋)＝5×10-3mol·L-1 ，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，此时Qc>Ksp有沉淀生成
c点在曲线上，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，根据Ksp(CaSO4)，c(Ca2＋)＝2.25×10－3 mol·L－1
d点在曲线下方，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，c(Ca2＋)<2.25×10－3 mol·L－1，此时Qc
示例 科学家积极探索新技术对CO2进行综合利用，CO2可用来合成低碳烃。
CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)ΔH＝a kJ·mol-1
(1)已知：①4H2(g)＋2O2(g)===4H2O(g) ΔH＝－967.2 kJ·mol－1。
②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－802.0 kJ·mol－1。
请回答：①②这两个反应在热力学上趋势均很大，其原因是______________________________________；a＝________ kJ·mol－1。
(2)在体积为1 L的密闭刚性容器中，充入4 mol H2和1 mol CO2，测得温度对CO2的平衡转化率和催化剂催化效率的影响如图1所示。
①已知M点总压为1 MPa，该反应在此温度下的平衡常数Kp＝________MPa－2。(Kp是用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数，气体分压＝气体总压×体积分数。)
②欲增加二氧化碳的平衡转化率，可采取的措施有________。
A．通入惰性气体 B．提高温度
C．增加二氧化碳浓度 D．增加氢气浓度
③下列说法正确的是________。
A．平衡常数大小：KN>KM
B．其他条件不变，若不使用催化剂，则250 ℃时CO2的平衡转化率可能位于点M1
C．图1中M点时，甲烷的体积分数为12.5%
D．当压强或nH2nCO2不变时均可证明化学反应已达到平衡状态
(3)新型高效的甲烷燃料电池工作时总反应式：CH4＋2O2===CO2＋2H2O。
①该电池的负极是________(填“a”或“b”)；
②负极电极反应式为_________________________________________________________。
[解析] (1)两个反应在热力学上趋势均很大，两个反应均放热量大，即反应物和生成物的能量差大，因此热力学趋势大，
由①4H2(g)＋2O2(g)===4H2O(g) ΔH1＝－967.2 kJ·mol－1
②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－802.0 kJ·mol－1
所求反应为：CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)，该反应可由①－②得到，根据盖斯定律，该反应焓变为ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－165.2 kJ·mol－1，
(2)①CO2的平衡转化率为50%，
反应为：CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)，
起始(mol) 1 4 0 0
平衡(mol) 0.5 2 0.5 1
所以平衡时p(CO2)＝0.50.5+2+0.5+1×1 MPa＝18MPa，p(H2)＝12MPa，p(CH4)＝18MPa，p(H2O)＝14MPa，
则Kp＝pCH4·p2H2OpCO2·p4H2＝18MPa×14MPa218MPa×12MPa4＝1MPa－2；
②增加二氧化碳的平衡转化率，即促使平衡正向移动，通入惰性气体，在密闭刚性容器中，不改变各组分的平衡浓度，不影响化学平衡，故A不选；提高温度，反应为放热反应，升高温度不利于反应正向进行，导致CO2平衡转化率降低，故B不选；增加CO2浓度导致自身转化率降低，故C不选；增加氢气浓度可促使平衡正向移动，CO2平衡转化率增加，故选D；
③升高温度二氧化碳的平衡转化率降低，则升温平衡逆向移动，所以M化学平衡常数大于N，故A错误；由图像可知，其他条件不变，若不使用催化剂，则250 ℃时CO2的平衡转化率可能位于点M，故B错误；根据以上计算可知，图1中CH4的物质的量分数为0.50.5+2+0.5+1＝18＝12.5%，故C正确；由方程式可知，当压强不变时，说明反应达到了平衡状态，因H2和CO2加入量等于化学计量数之比，则反应过程中nH2nCO2始终不变，所以nH2nCO2不变，不能证明反应达到平衡状态，故D错误；
(3)①电子从电极a流出，说明电极a上发生氧化反应，原电池中负极发生氧化反应，所以a为负极；
②电极a上，CH4转化为CO2，释放出H＋，所以电极反应为：CH4＋2H2O－8e－===CO2＋8H＋。
[答案] (1)两个反应都放出大量的热 －165.2
(2)①1 ②D ③C (3)①a
②CH4＋2H2O－8e－===CO2＋8H＋
模考·预测
1.“氯碱工业”以电解饱和食盐水为基础制取氯气等产品，氯气是实验室和工业上的常用气体。
请回答：
(1)电解饱和食盐水制取氯气的化学方程式是
________________________________________________________________________。
(2)下列说法不正确的是________。
A．可采用碱石灰干燥氯气
B．可通过排饱和食盐水法收集氯气
C．常温下，可通过加压使氯气液化而储存于钢瓶中
D．工业上，常用氢气和氯气反应生成的氯化氢溶于水制取盐酸
(3)在一定温度下，氯气溶于水的过程及其平衡常数为：
Cl2(g)⇌Cl2(aq) K1＝cCl2p
Cl2(aq)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq) K2
其中p为Cl2(g)的平衡压强，c(Cl2)为Cl2在水溶液中的平衡浓度。
①Cl2(g)⇌Cl2(aq)的焓变ΔH1________0(填”>”“＝”或“<”)。
②平衡常数K2的表达式为K2＝__________________。
③氯气在水中的溶解度(以物质的量浓度表示)为c，则c＝________________________。(用平衡压强p和上述平衡常数表示，忽略HClO的电离)
(4)工业上，常采用“加碳氯化”的方法以高钛渣(主要成分为TiO2)为原料生产TiCl4，相应的化学方程式为：
Ⅰ.TiO2(s)＋2Cl2(g)⇌TiCl4(g)＋O2(g) ΔHⅠ＝181 kJ·mol－1，KⅠ＝3.4×10－29
Ⅱ.2C(s)＋O2(g)⇌2CO(g) ΔHⅡ＝－221 kJ·mol－1，KⅡ＝1.2×1048
结合数据说明氯化过程中加碳的理由：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)在一定温度下，以I2为催化剂，氯苯和Cl2在CS2中发生平行反应，分别生成邻二氯苯和对二氯苯，两产物浓度之比与反应时间无关。反应物起始浓度均为0.5 mol·L－1，反应30 min测得氯苯15%转化为邻二氯苯，25%转化为对二氯苯。保持其他条件不变，若要提高产物中邻二氯苯的比例，可采用的措施是________。
A．适当提高反应温度
B．改变催化剂
C．适当降低反应温度
D．改变反应物浓度
2．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(HCO3-) :c(CO32-)＝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：
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产率的影响如图1所示。此反应优选温度为900 ℃的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)O2辅助的AlCO2电池工作原理如图2所示。该电池电容量大，能有效利用CO2，电池反应产物Al2C2O43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-===6O2-.
6CO2+6O2-===3C2O42-＋6O2
反应过程中O2的作用是____________________________________________________。
该电池的总反应式：_______________________________________________________。
3．氮及其化合物对生产、生活有重要的意义。
(1)合成氨的原理如图1所示，该反应的热化学方程式为________________________________________________________________________。
(2)尿素是重要的肥料，工业合成尿素的反应如下：
2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH>0
该反应合适的反应条件是________。
A．高温 B．低温
C．高压 D．低压
E．催化剂
(3)氨基甲酸铵是合成尿素的一种中间产物。将体积比为2∶1的NH3和CO2的混合气体充入一个容积不变的真空密闭容器中，在恒定温度下使其发生下列反应并达到平衡：
2NH3(g)＋CO2(g)⇌NH2COONH4(s)
实验测得的不同温度下的平衡数据如表所示：
温度/℃
15.0
20.0
25.0
30.0
35.0
平衡状态下气体总浓度/(10－3 mol·L－1)
2.4
3.4
4.8
6.8
9.4
①根据表中数据，则2NH3(g)＋CO2(g)⇌NH2COONH4(s) ΔH________(填“>”或“<”)0，列式计算25.0 ℃时的平衡常数：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②关于上述反应的平衡状态，下列说法正确的是________。
A．分离出少量的氨基甲酸铵，反应物的转化率将增大
B．平衡时降低反应体系温度，CO2的体积分数下降
C．NH3的转化率始终等于CO2的转化率
D．加入有效催化剂能够提高氨基甲酸铵的产率
③已知氨基甲酸铵极易发生水解反应：NH2COONH4＋2H2O⇌NH4HCO3＋NH3·H2O
某研究小组分别测定三份初始浓度不同的氨基甲酸铵溶液的水解反应速率，得到c(NH2COO－)随时间变化的趋势如图2所示。
根据图2中信息，说明水解反应速率随温度升高而增大的依据：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
④现将氨基甲酸铵粉末逐渐加入1 L 0.1 mol·L－1的盐酸中直到溶液的pH＝7(室温下，忽略溶液体积变化)，共用去0.052 mol氨基甲酸铵，此时溶液中几乎不含碳元素。此时溶液中c(NH4+)＝________。
4．利用太阳能光解水，制备的H2用于还原CO2合成有机物，可实现资源的再利用。回答下列问题：
Ⅰ.半导体光催化剂浸入水或电解质溶液中，光照时可在其表面得到产物
(1)图1为该催化剂在水中发生光催化反应的原理示意图。光解水能量转化形式为__________________。
(2)若将该催化剂置于Na2SO3溶液中，产物之一为SO42-，另一产物为________。若将该催化剂置于AgNO3溶液中，产物之一为O2，写出生成另一产物的离子反应式________________________。
Ⅱ.用H2还原CO2可以在一定条件下合成CH3OH(不考虑副反应)
CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH<0
(3)某温度下，恒容密闭容器中，CO2和H2的起始浓度分别为a mol·L－1和3a mol·L－1，反应平衡时，CH3OH的产率为b，该温度下反应平衡常数的值为________。
(4)恒压下，CO2和H2的起始物质的量比为1∶3时，该反应在无分子筛膜时甲醇的平衡产率和有分子筛膜时甲醇的产率随温度的变化如图2所示，其中分子筛膜能选择性分离出H2O。
①甲醇平衡产率随温度升高而降低的原因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②P点甲醇产率高于T点的原因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
③根据图2，在此条件下采用该分子筛膜时的最佳反应温度为________℃。
Ⅲ.调节溶液pH可实现工业废气CO2的捕获和释放
5CO32-的空间构型为________。已知25℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，cH2CO3:c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶________∶________。
题型2 化学反应原理综合应用题
真题·考情
全国卷
1．解析：(1)根据盖斯定律可知，反应④＝(①＋②)÷3－③，即ΔH4＝(ΔH1＋ΔH2)÷3－ΔH3＝＋170 kJ·mol－1。(2)克劳斯工艺无法获取H2，且存在副产物SO2，高温热分解能够获得H2，H2可作燃料，且副产物少；高温热分解法的缺点是需要高温条件，能耗高。(3)设初始时H2S为1 mol，则Ar为4 mol，H2S转化了2x mol，列三段式：
2H2S(g)⇌S2(g)＋2H2(g)
初始量/mol: 1 0 0
转化量/mol: 2x x 2x
平衡量/mol: 1－2xx 2x
平衡时H2S与H2的分压相等，则n(H2S)＝n(H2)，1－2x＝2x，可得x＝0.25，则H2S的平衡转化率＝0.25×21×100%＝50%，平衡时，n(H2S)＝n(H2)＝0.5 mol，n(S2)＝0.25 mol，此时容器中气体总物质的量为0.5 mol＋0.5 mol＋0.25 mol＋4 mol＝5.25 mol，则H2S(g)、S2(g)、H2(g)的分压分别为(100×0.55.25) kPa、(100×0.255.25) kPa、(100×0.55.25) kPa，代入Kp＝p2H2×pS2p2H2S，可得Kp≈4.76 kPa。(4)①n(H2S)∶n(Ar)越小，可理解为恒压条件下，不断充入Ar，导致H2S的分压降低，相当于进行减压操作，H2S的热分解反应为气体分子数增大的反应，减压时平衡正向移动，H2S的平衡转化率升高。②由①中分析知n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9时的转化率仅低于n(H2S)∶n(Ar)＝1∶19时的转化率，故对应图中曲线d，0.1 s时，H2S的转化率为24%，设H2S、Ar初始量分别为1 mol、9 mol，列三段式：
2H2S(g)⇌S2(g)＋2H2(g)
初始量/mol: 1 0 0
变化量/mol: 0.24 0.12 0.24
0．1 s时/mol: 0.76 0.12 0.24
H2S的初始分压＝100×11+9 kPa＝10 kPa，0.1 s时，H2S的分压＝100×0.760.76+0.12+0.24+9 kPa≈7.51 kPa，则变化的H2S分压约为10 kPa－7.51 kPa＝2.49 kPa，故H2S分压的平均变化率为2.49 kPa÷0.1 s＝24.9 kPa·s－1。
答案：(1)＋170
(2)高温热分解能够获得H2，H2可作燃料，且副产物少 能耗高
(3)50% 4.76
(4)①越高(或越大) H2S的热分解反应为气体分子数增大的反应，恒压条件下，不断充入Ar，导致H2S的分压降低，相当于减压，平衡正向移动，H2S的平衡转化率升高 ②d 24.9
2．解析：(1)①根据盖斯定律知ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－223 kJ·mol－1，Kp＝Kp2÷Kp1＝1.2×1014 Pa。②碳氯化反应熵增，且放热，自发进行的趋势大，并且平衡常数远大于105 Pa。③碳氯化反应是气体分子数增大的反应，增大压强，平衡向左移动；该反应正反应为放热反应，温度升高，平衡向左移动，平衡转化率将变小。(2)①1 400 ℃时，平衡时CO2、CO的物质的量分数分别为0.05、0.60，则平衡时CO2、CO分压分别为p(CO2)＝1.0×105×0.05 Pa＝5×103 Pa、p(CO)＝1.0×105×0.60 Pa＝6.0×104 Pa，Kp(1 400 ℃)＝p2COpCO2＝7.2×105 Pa。
答案：(1)①－223 1.2×1014 ②碳氯化反应熵增、放热且平衡常数远大于105 Pa ③向左 变小
(2)①7.2×105 ②为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品，提高效益
(3)搅拌或研磨固体成粉
3．解析：(1)根据盖斯定律可知总反应＝反应①＋反应②，则总反应的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41 kJ·mol－1＋(－90 kJ·mol－1)＝－49 kJ·mol－1。总反应是放热反应，即生成物的总能量比反应物的总能量低，则B项、D项错误；反应①为慢反应，则反应①的活化能较大，故A项正确。(2)①根据总反应的化学方程式可知，其压强平衡常数表达式Kp＝pH2O·pCH3OHpCO2·p3H2。②氢气和二氧化碳合成甲醇的总反应为放热反应，则升温平衡向逆反应方向移动，混合气体中甲醇的物质的量分数减小，故曲线b表示等压过程的曲线。③根据起始物n(H2)/n(CO2)＝3，设初始时H2为3 mol，CO2为1 mol，达到平衡时转化的CO2为a mol，应用三段式法计算：
CO2(g) ＋ 3H2(g)===CH3OH(g) ＋ H2O(g)
起始量/mol 1 3 0 0
转化量/mol a 3a a a
平衡量/mol 1－a 3－3a a a
则a4-2a＝0.10，计算得a＝13，故CO2的平衡转化率为13 mol÷(1 mol)×100%≈33.3%。结合上述分析知，曲线a、b分别对应t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p的曲线、p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t的曲线，对照图像中的x(CH3OH)＝0.10可知，反应条件可能是5×105Pa，210 ℃或9×105Pa，250 ℃。
答案：(1)－49 A ΔH1为正值，ΔH2和ΔH为负值，反应①活化能大于反应②的
(2)①pH2O·pCH3OHp3H2·pCO2
②b 总反应ΔH<0，升高温度时平衡向逆反应方向移动，甲醇的物质的量分数变小
③33.3% 5×105 Pa，210 ℃ 9×105 Pa，250 ℃
4．解析：(1)根据题给信息“得到一种红棕色液体”，且含有一种新元素，结合卤素的性质，可知所得液体中含有的新元素应为溴(或Br)。(2)结合BaPtCl6(s)⇌BaCl2(s)＋Pt(s)＋2Cl2(g)可得376.8 ℃时K′p＝1.0×104 Pa2＝p2(Cl2)，则平衡时p(Cl2)＝1.0×104 Pa＝1.0×102 Pa＝0.1 kPa。相同温度、相同容积下，气体物质的量之比等于压强之比，设平衡时I2减小的压强为x kPa，根据三段式法得
I2(g) ＋ Cl2(g)⇌2ICl(g)
起始压强/(kPa): 20.0 0
转化压强/(kPa): xx 2x
平衡压强/(kPa): 20.0－x 0.1 2x
根据平衡时总压强为32.5 kPa得(20.0－x)＋0.1＋2x＝32.5，解得x＝12.4，则平衡时pICl＝12.4 kPa×2＝24.8 kPa。结合上述分析可知反应2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝pCl2×pI2p2ICl＝100×20.0×103-12.4×10324.8×1032[或0.1×20.0-12.424.82]。(3)①结合图像lg Kp2～1T×103可知，随横坐标逐渐增大，即温度逐渐降低，lg Kp2逐渐减小，即平衡逆向移动，说明该反应的正反应为吸热反应，即ΔH大于0。②结合题中信息可知Kp1＝p2NOCl×pI2p2NO×p2ICl、Kp2＝p2NO×pCl2p2NOCl，故反应2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝pCl2×pI2p2ICl＝Kp1·Kp2。设T′>T，即1T'<1T，据图可知lg Kp2(T′)－lg Kp2(T)>|lg Kp1(T′)－lg Kp1(T)|＝lg Kp1(T)－lg Kp1(T′)，则lg Kp2(T′)＋lg Kp1(T′)>lg Kp2(T)＋lg Kp1(T)，即lg [Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg [Kp2(T)·Kp1(T)]，故K(T′)>K(T)，由此可判断出2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)为吸热反应，即ΔH大于0。(4)结合在光的照射下NOCl分解的反应机理可得，总反应为2NOCl＋hν―→2NO＋Cl2，可知分解1 mol NOCl时需吸收0.5 mol光子。
答案：(1)溴(或Br)
(2)24.8 100×20.0×103-12.4×10324.8×1032
(3)①大于 ②Kp1·Kp2 大于
设T′>T，即1T'<1T，由图可知：
lg Kp2(T′)－lg Kp2(T)>|lg Kp1(T′)－lg Kp1(T)|＝lg Kp1(T)－lg Kp1(T′)
则lg [Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg [Kp2(T)·Kp1(T)]，K(T′)>K(T)
(4)0.5
5．解析：(1)V2O5和SO2反应生成VOSO4和V2O4的化学方程式为2V2O5＋2SO2===2VOSO4＋V2O4。由题图(a)可得以下两个热化学方程式：①V2O4(s)＋2SO3(g)===2VOSO4(s) ΔH1＝－399 kJ·mol－1，②V2O4(s)＋SO3(g)===V2O5(s)＋SO2(g) ΔH2＝－24 kJ·mol－1，将①－2×②可得：2V2O5(s)＋2SO2(g)===2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－351 kJ·mol－1。
(2)该反应的正反应是气体分子数减少的反应，压强增大，平衡正向移动，SO2的平衡转化率变大，故在相同温度下，压强越大，SO2的平衡转化率越高，则p1＝5.0 MPa，由题图可知在550 ℃、5.0 MPa时，α＝0.975；由该反应的正反应是气体分子数减少的放热反应可知，影响α的因素有压强、温度和反应物的起始浓度等。
(3)设充入气体的总物质的量为100 mol，则SO2为2m mol，O2为m mol，N2为(100－3m) mol，SO2的转化率为α，列三段式为：
SO2(g) ＋ 12O2(g)⇌SO3(g)
n(起始)/mol 2m m 0
n(转化)/mol 2mα mα 2mα
n(平衡)/mol 2m－2mα m－mα 2mα
故平衡时容器中的气体的总物质的量为(2m－2mα＋m－mα＋2mα＋100－3m)mol＝(100－mα)mol。各物质的分压分别为p(SO2)＝2m-2mα100-mαp，p(O2)＝m-mα100-mαp，p(SO3)＝2mα100-mαp，故Kp＝2mα100-mαp2m-2mα100-mαpm-mα100-mαp0.5＝α1-α1.5m100-mαp0.5。
(4)由反应的速率方程可知，当α′＝0.90时，(1－nα′)是常数，温度大于tm后，温度升高，k增大，而v逐渐下降，原因是SO2(g)＋12O2(g)⇌SO3(g)是放热反应，升高温度时平衡逆向移动，α减小，αα'-10.8减小，k增大对v的提高小于α引起的降低。
答案：(1)2V2O5(s)＋2SO2(g)===2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－351 kJ·mol－1
(2)0.975 该反应气体分子数减少，增大压强，α提高。5.0 MPa>2.5 MPa＝p2，所以p1＝5.0 MPa 温度、压强和反应物的起始浓度(组成)
(3)2mα100-mαp α1-α1.5m100-mαp0.5
(4)升高温度，k增大使v逐渐提高，但α降低使v逐渐下降。ttm后，k增大对v的提高小于α引起的降低
6．解析：(1)①根据题表中数据信息可写出热化学方程式
(ⅰ)C2H6(g)＋72O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l)
ΔH＝－1 560 kJ·mol－1、
(ⅱ)C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 411 kJ·mol－1、
(ⅲ)H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH＝－286 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由(ⅰ)－(ⅱ)－(ⅲ)得C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1＝＋137 kJ·mol－1。
②由于该反应为吸热反应、且为气体分子数增大的反应，因此可通过升高温度、减小体系压强等提高该反应的平衡转化率。③设起始时C2H6和H2的物质的量均为1 mol，列出三段式：
C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g)
起始量/mol 1 0 1
转化量/mol α α α
平衡量/mol 1－α α 1＋α
平衡时C2H6、C2H4和H2对应的分压分别为1-α2+αp、α2+αp和1+α2+αp，则该反应的平衡常数Kp＝α2+αp×1+α2+αp1-α2+αp＝α1+α2+α1-α×p。
(2)①反应初始时可认为cCH4＝1 mol·L－1，则根据初期阶段的速率方程可知k＝r1，当CH4的转化率为α时，cCH4＝(1－α)mol·L－1，则此时r2＝(1－α)r1。②由r＝k×cCH4可知，CH4的浓度越大，反应速率r越大，A项正确；增加H2浓度，CH4的浓度减小或不变，则r减小或不变，B项错误；随着反应的进行，CH4的浓度逐渐减小，则反应速率逐渐减小，C项错误；降低温度，该反应进行非常缓慢甚至停止，即k也随着减小，D项正确。
(3)①结合图示可知CO2在阴极发生还原反应生成CO，即阴极上的反应式为CO2＋2e－===CO＋O2－。②设生成C2H4和C2H6的物质的量分别为2 mol和1 mol，则反应中转移电子的物质的量为4 mol×2＋2 mol×1＝10 mol，根据碳原子守恒，可知反应的CH4为6 mol；则由CO2→CO转移10 mol电子，需消耗5 mol CO2，则反应中消耗CH4和CO2的体积比为6∶5。
答案：(1)①137 ②升高温度 减小压强(增大体积)
③α1+α2+α1-α×p
(2)①(1－α) ②AD
(3)①CO2＋2e－===CO＋O2－ ②6∶5
7．解析：(1)由题意知二氧化碳与氢气反应生成乙烯和水，反应的化学方程式为2CO2＋6H2⇌CH2===CH2＋4H2O，n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4；此反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向(正反应方向)移动，n(C2H4)变大。(2)反应方程式中CO2和H2的系数之比为1∶3，开始时加入的n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，则平衡时n(CO2)∶n(H2)也应为1∶3，n(C2H4)∶n(H2O)应为1∶4，由题图可知曲线a为H2，b为H2O，c为CO2，d为C2H4，随温度升高，平衡时C2H4和H2O的物质的量分数逐渐减小，H2和CO2的物质的量分数逐渐增加，说明升高温度平衡逆向移动，根据升高温度平衡向吸热的方向移动，知正反应方向为放热反应，ΔH小于0。(3)在440 K时，氢气的物质的量分数为0.39，H2O的物质的量分数也为0.39，根据平衡时n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，知CO2的物质的量分数为0.39/3，根据平衡时n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4，知C2H4的物质的量分数为0.39/4，则p(H2)＝0.39×0.1 MPa，p(H2O)＝0.39×0.1 MPa，p(C2H4)＝0.39×0.14 MPa，p(CO2)＝0.39×0.13 MPa，Kp＝p4H2O·pC2H4p6H2·p2CO2＝0.394×0.3940.396×0.3932×10.13(MPa)－3＝94×10.0393(MPa)－3。(4)压强和温度一定，若要提高反应速率和乙烯的选择性，可采用选择合适催化剂等方法。
答案：(1)1∶4 变大
(2)d c 小于
(3)94×10.0393或0.394×0.3940.396×0.3932×10.13等
(4)选择合适催化剂等
省市卷
1．解析：(1)①反应3为气体体积增大的反应，其ΔS＞0，随温度T的升高，其y减小，故反应3对应的线条为a。②根据盖斯定律，由2×反应1－反应2可得反应3，则ΔH3＝－222 kJ·mol－1，由反应3－反应1可得C(s)＋CO2(g)===2CO(g) ΔH＝＋172 kJ·mol－1，温度升高，此反应正向进行，反应2逆向进行，气体中CO与CO2的物质的量之比增大。(3)①该反应为气体体积不变的反应，其K＝Kp＝pCO2·pH2pCO·pH2O＝0.7520.252＝9.0。②维持与①中相同的温度，则K值也相同。①中反应达平衡时总压强为2 MPa，当CO的平衡转化率为90%时，可设原料气中CO的分压为x MPa，H2O(g)的分压为(2－x)MPa，列三段式：
CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)
起始压强(MPa) x2－x0 0
变化压强(MPa) 0.9x 0.9x0.9x 0.9x
平衡压强(MPa) 0.1x 2－1.9x 0.9x 0.9x
温度不变，则K＝pCO2·pH2pCO·pH2O＝0.9x×0.9x0.1x×2-1.9x＝9.0，解得x＝57，则2－x＝97，原料气中H2O(g)与CO的物质的量之比是9∶5＝1.8∶1。③升高体系温度，反应速率加快，但该反应的ΔH＜0，升高温度使平衡转化率降低，故温度不宜过高，A错误；该反应是气体体积不变的反应，压强不影响平衡移动，适当加压能加快反应速率，B正确；选择合适的催化剂可以加快反应速率，C正确；恒容条件下，通入N2，反应物浓度不变，反应速率不变，恒压条件下，通入N2，反应物浓度减小，反应速率减小，D错误。④H2O在反应中先被吸附而解离，由总反应可推知，解离的产物是H2和MO，MO再与CO反应生成CO2和M。
答案：(1)①a ②B (2)水蒸气与煤炭反应吸热，氧气与煤炭反应放热，交替通入空气和水蒸气有利于维持体系热量平衡，保持较高温度，有利于加快化学反应速率
(3)①9.0 ②1.8∶1 ③BC
④M＋H2O===MO＋H2 MO＋CO===M＋CO2
2．解析：(1)由题给反应方程式可知，反应a可由反应c－d或反应b＋c－e得到，故根据盖斯定律，ΔH1＝ΔH3－ΔH4或ΔH1＝ΔH2＋ΔH3－ΔH5。(2)增大CO2的浓度，反应a、b的正反应速率增加；增大CH4的浓度，反应a、c的正反应速率增加，A正确。由于C(s)是固体，移去部分C(s)，平衡不移动，B错误。催化剂只能改变反应速率，不影响化学平衡移动，则不能提高CH4的平衡转化率，C错误。降低反应温度，正、逆反应速率均减小，D正确。故选AD。(3)由题图1可知，反应分为CH4 1 CH3＋H 2 CH2＋2H 3 CH＋3H 4 C＋4H 4个步骤，其中第4步的正反应活化能最大。(4)①由题图2可知，反应a、c的Kpr随T升高而增大，故a、c均为吸热反应。反应e的Kpr随T升高而减小，故e为放热反应。②由于C(s)是固体，因此反应c的相对压力平衡常数表达式为Kpr＝pH2p02pCH4p0＝p2H2pCH4·p0。③由题图2可知，A点对应温度下反应c的lnKpr＝0，即Kpr＝p2H2pCH4·p0＝1，p(CH4)＝p2H2p0＝40 kPa2100 kPa＝16 kPa，根据反应条件，可知二氧化碳与甲烷物质的量之比等于压强之比，则p初始(CH4)＝11+1×100 kPa＝50 kPa，则CH4的平衡转化率为50 kPa-16 kPa50 kPa×100%＝68%。(5)CO2经加压、降温可转化为干冰，干冰常用于制冷剂、人工降雨等。
答案：(1)ΔH3－ΔH4(或ΔH2＋ΔH3－ΔH5)
(2)AD
(3)4 4
(4)①ac ②p2H2pCH4·p0 ③由题图2中A点对应温度下反应c的lnKpr＝0，即Kpr＝p2H2pCH4·p0＝1，p(CH4)＝p2H2p0＝40 kPa2100 kPa＝16 kPa，p初始(CH4)＝100 kPa×12＝50 kPa，CH4的平衡转化率为50 kPa-16 kPa50 kPa×100%＝68%
(5)干冰做制冷剂、人工降雨等(合理即可)
3．解析：(1)ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，根据热化学方程式以及表格中数据可得ΔH＝390.8 kJ·mol－1×3×2－(946 kJ·mol－1＋436.0 kJ·mol－1×3)＝＋90.8 kJ·mol－1。(2)若反应能自发进行，则ΔG＝ΔH－TΔS<0，代入数据，ΔG＝ΔH－TΔS＝90.8×103 J·mol－1－T×198.9 J·mol－1·K－1<0，则T>456.5 K，转化成摄氏温度，则t>183.5 ℃，故选C、D。(3)①设0～t1时间内生成的氮气为x mol，列“三段式”：
2NH3⇌N2＋3H2
起始量/mol 0.1 0 0
变化量/mol 2xx 3x
平衡量/mol 0.1－2xx 3x
由题图可知t1时，氨气和氢气的平衡分压相等，根据压强之比等于物质的量之比，所以n(NH3)＝n(H2)，则3x＝0.1－2x，解得x＝0.02，所以v(H2)＝0.02×3 mol3 Lt1 min＝0.02t1 mol·L－1·min－1。②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，即该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小，故选b。③由题图可知，t1时，反应达到平衡状态，且p(NH3)＝p(H2)＝1.2×100 kPa，p(N2)＝0.4×100 kPa，则Kθ＝pH2pθ3·pN2pθpNH3pθ2＝1.2×100 kPa100 kPa3×0.4×100 kPa100 kPa1.2×100 kPa100 kPa2＝0.48。(4)根据反应物以及两极产物，可以看出产生氢气的一极氢元素的化合价变化为＋1→0，发生还原反应，应为阴极，产生氮气的一极氮元素的化合价变化为－3→0，发生氧化反应，应为阳极。电解池中，阴离子向阳极移动，所以电解过程中OH－的移动方向为从右往左。(5)阳极上NH3变为N2，溶液环境为碱性，所以阳极的电极反应式为2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O。
答案：(1)＋90.8
(2)CD
(3)①0.02t1 ②b 容积迅速缩小至原来的一半时，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小 ③0.48
(4)从右往左
(5)2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O
4．解析：本题考查盖斯定律的应用、平衡浓度及平衡常数的计算、化学平衡中的问题分析及化学平衡移动的分析等，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知。(1)分析三个热化学方程式，可应用盖斯定律计算，ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝－49.5 kJ·mol－1－(－ 90.4 kJ·mol－1)＝＋40.9 kJ·mol－1。(2)由题述三个反应可知，平衡时H2O(g)的浓度等于CH3OH(g)和CO(g)的浓度之和，即H2O(g)的浓度为a+bV mol·L－1。平衡时CH3OH(g)、CO(g)、H2O(g)的浓度分别为aV mol·L－1、bV mol·L－1、a+bV mol·L－1，则从开始至平衡，消耗CO2(g)的浓度为(aV+bV)mol·L－1＝a+bV mol·L－1，消耗H2(g)的浓度为(3aV+bV)mol·L－1＝3a+bV mol·L－1，即平衡时CO2(g)、H2(g)的浓度分别为1-a-bV mol·L－1、3-3a-bVmol·L－1，则反应Ⅲ的平衡常数为cCO·cH2OcCO2·cH2＝bV×a+bV1-a-bV×3-3a-bV＝ba+b1-a-b3-3a-b。(3)反应Ⅰ为放热反应，故低温阶段，温度越高，CO2的平衡转化率越低，而反应Ⅲ为吸热反应，温度较高时，主要发生反应Ⅲ，则温度越高，CO2的平衡转化率越高，即图乙的纵坐标表示的是CO2的平衡转化率。反应Ⅰ为气体分子数减少的反应，反应Ⅲ为气体分子数不变的反应，因此压强越大，CO2的平衡转化率越高，故压强由大到小的顺序是p1、p2、p3。反应Ⅲ为吸热反应，温度较高时，主要发生反应Ⅲ，且反应Ⅲ前后气体分子数相等，故CO2的平衡转化率几乎不再受压强影响。(4)由上述分析知，图甲、图乙的纵坐标分别表示CH3OH的平衡产率、CO2的平衡转化率，且p1>p2>p3，分析图像可知，应选择的反应条件为低温、高压，A项正确。
答案：(1)＋40.9
(2)a+bV ba+b1-a-b3-3a-b
(3)乙 p1、p2 、p3 T1时以反应Ⅲ为主，反应Ⅲ前后气体分子数相等，压强改变对平衡没有影响
(4)A
5．解析：本题考查离子方程式的书写、影响化学反应速率的因素、原电池的工作原理等知识，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想。1HCO3-和H2在催化剂的作用下反应生成HCOO－，根据原子守恒和电荷守恒，可知生成物中还有水，据此可写出有关反应的离子方程式。适当升高温度时，催化剂的活性增强，HCO3-催化加氢的反应速率增大，相同反应时间内，HCO3-催化加氢的转化率迅速上升。(2)①负极发生氧化反应，碱性条件下，HCOO－(其中的碳元素为＋2价)被氧化生成HCO3-(其中的碳元素为＋4价)，则负极的电极反应式为HCOO-+2OH--2e-===HCO3-＋H2O。正极反应中，Fe3＋被还原为Fe2＋，Fe2＋再被O2在酸性条件下氧化为Fe3＋，Fe3＋相当于催化剂，因为最终有K2SO4生成，O2氧化Fe2＋的过程中要消耗H＋，故需要补充的物质A为H2SO4。②结合上述分析可知，HCOOH与O2反应的离子方程式为2HCOOH+2OH-+O2===2HCO3-＋2H2O或2HCOO-+O2===2HCO3-。(3)①根据原子守恒并结合题图3，可知HCOOD催化释氢反应除生成CO2外，还生成HD。②从题图3可以看出，HCOOH催化释氢的第一步是转化为HCOO－，故以HCOOK溶液代替HCOOH催化释氢，可以提高释放氢气的速率，又HCOOK催化释氢时，氢元素的来源单一，提高释放出氢气的纯度。
答案：1HCO3-＋H2催化剂=====HCOO－＋H2O 温度升高，反应速率增大，催化剂的活性增强
2①HCOO-+2OH--2e-===HCO3-＋H2O H2SO4
②2HCOOH+2OH-+O2===2HCO3-＋2H2O或2HCOO-+O2===2HCO3-
(3)①HD ②提高释放氢气的速率，提高释放出氢气的纯度
6．解析：本题考查的内容是化学反应原理中的化学反应与能量变化、化学平衡的移动、电化学等。试题的综合性强、信息量大，侧重考查了学生接受、吸收、整合化学信息的能力和分析问题、解决问题的能力，体现了变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知的学科核心素养及培养学生关注社会发展、科技进步的意识和创新思维、创新意识的价值观念。
(1)②反应ⅲ中有固体碳生成，而ⅰ、ⅱ中都没有碳参与反应，所以必须有一个有碳参与反应的ΔH才能计算ΔH3。
(2)①控制开关连接K1时，电极1作阴极，H2O在电极周围放电产生H2。
③开关连接K1时，电极3作阳极，Ni(OH)2被氧化为NiOOH；开关连接K2时，电极3作阴极，NiOOH被还原为Ni(OH)2。
答案：
(1)①CH4＋2H2O催化剂=====4H2＋CO2
②C(s)＋2H2O(g)===CO2(g)＋2H2(g)或C(s)＋CO2(g)===2CO(g)
③abc
④降低 CaO＋CO2===CaCO3，CaCO3覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积
(2)①K1 2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－
③制H2时，电极3发生反应：Ni(OH)2＋OH－－e－===NiOOH＋H2O；制O2时，上述电极反应逆向进行，使电极3得以循环使用
题型·练透
练1 解析：(1)①平衡时向容器中充入惰性气体，各物质浓度不变，反应Ⅰ的平衡不移动，A错误；C(s)在反应过程中转化成气体，气体质量增大，使气体密度增大，直至反应达到平衡，B正确；由Ⅰ＋Ⅱ得C(s)＋2H2O(g)⇌CO2(g)＋2H2(g)，当该反应进行到底时，H2的体积分数为23，但可逆反应不可能进行到底，故C错误；将炭块粉碎，增大了炭与水蒸气的接触面积，可加快反应速率，D正确。②设反应达到平衡时，反应Ⅰ消耗x mol H2O(g)、反应Ⅱ消耗y mol H2O(g)，由题中信息可得：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)
起始量/mol： 1 0 0
变化量/mol: xxx
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)⇌CO2(g)＋H2(g)
变化量/mol: yyyy
平衡量/mol: x－y 1－x－yyx＋y
则x＋y＝50%×1、x－y＝0.1，解得x＝0.3、y＝0.2，故整个体系的热量变化为＋131.4 kJ·mol－1×0.3 mol－41.1 kJ·mol－1×0.2 mol＝＋31.2 kJ(吸收热量)。平衡时气体总物质的量是1.3 mol，总压强为0.26 MPa，故反应Ⅰ的平衡常数Kp＝pCO·pH2pH2O＝0.11.3×0.26 MPa×0.51.3×0.26 MPa0.51.3×0.26 MPa＝0.02 MPa。
(2)①由Ka2＝cCO32-·cH+cHCO3-＝5.0×10－11、c(CO32-):c(HCO3-)＝1∶2，可得c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝10。②再生塔中产生CO2的同时生成K2CO3，说明KHCO3在水蒸气加热条件下发生分解反应。③由题意知，CO2在阴极得到电子生成C2H4，图中质子交换膜提示有H＋参与反应，故阴极反应式为2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O。
答案：(1)①BD ②吸收 31.2 0.02 MPa
(2)①10 ②2HCO3- ≜H2O＋CO2↑＋CO32-
③2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O
练2 解析：本题涉及的考点有化学平衡常数的计算及影响因素、外界条件对转化率的影响、利用盖斯定律计算ΔH、电极方程式的书写、氧化还原反应中的相关计算。考查学生对图像的理解，获取有关知识并进行加工、吸收的能力和运用相关知识分析、解决简单化学问题的能力。体现了化学变化有一定限度，是可以调控的，体现了变化观念与平衡思想的学科核心素养。
(1)由题图可知，温度升高，HCl平衡转化率降低，即平衡逆向移动，则该可逆反应的正反应是放热反应，故K(300 ℃)>K(400 ℃)；随着进料浓度比c(HCl)∶c(O2)逐渐增大，HCl平衡转化率逐渐降低，所以图中三条曲线由上到下分别对应的进料浓度比c(HCl)∶c(O2)为1∶1、4∶1、7∶1，400 ℃、c(HCl)∶c(O2)＝1∶1时，HCl的平衡转化率为84%。设HCl初始浓度为c0(O2初始浓度也为c0)，则平衡时HCl、O2、Cl2、H2O(g)的浓度分别为(1－0.84)c0、(1－0.21)c0、0.42c0、0.42c0，则K(400 ℃)＝0.42c02×0.42c021-0.844×c04×1－0.21c0＝0.422×0.4221-0.844×1-0.21c0。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低，导致平衡时气体中混有大量O2，增大分离能耗；进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过高，会导致平衡时HCl转化率较低。
(2)将题给反应过程依次记为①、②、③，则根据盖斯定律，由③×2＋②×2＋①×2可得到4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g) ΔH＝2ΔH3＋2ΔH2＋2ΔH1＝-116 kJ·mol-1。
(3)温度一定的条件下，提高某种反应物的转化率的方法有适当提高另一种反应物的浓度、及时分离产物、改变体系压强等，而该反应是一个气体分子数减小的反应，故应增大压强使平衡正向移动。
(4)负极区发生的是得电子的还原反应，故负极区的反应有Fe3＋＋e－===Fe2＋、4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O；根据得失电子守恒得出关系式：
Fe3＋～e－～Fe2＋～14O2
1 mol 0.25 mol
n(O2)＝0.25 mol，标准状况下体积为5.6 L。
答案：(1)大于 0.422×0.4221-0.844×1-0.21c0 O2和Cl2分离能耗较高 HCl转化率较低
(2)－116 (3)增加反应体系压强、及时分离出产物
(4)Fe3＋＋e－===Fe2＋，4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O 5.6
模考·预测
1．解析：(1)电解饱和食盐水制取氯气时，同时还生成氢气和氢氧化钠，该反应的化学方程式是2NaCl＋2H2O通电=====2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。(2)氯气可以与碱反应，所以不能用碱石灰干燥氯气，A说法错误；氯气可以与水反应生成盐酸和次氯酸，该反应是可逆反应，在饱和食盐水中存在浓度较大的氯离子，可以使氯气的溶解平衡逆向移动，因此氯气在饱和食盐水中的溶解度较小，可以通过排饱和食盐水法收集氯气，B说法正确；常温下，干燥氯气不容易与金属铁反应，所以可通过加压使氯气液化而储存于钢瓶中，C说法正确；氢气和氯气反应生成氯化氢，氯化氢溶于水得到盐酸，因此工业上，常用氢气和氯气反应生成的氯化氢溶于水制取盐酸，D说法正确。(3)①Cl2(g)⇌Cl2(aq)表示的是氯气的溶解平衡，气体的溶解度随温度的升高而减小，即升温，平衡Cl2(g)⇌Cl2(aq)逆向移动，说明正向放热，则ΔH1<0。②根据化学方程式和平衡常数的意义可得，K2＝cH+·cCl-·cHClOcCl2。③Cl2(g)⇌Cl2(aq)与Cl2(aq)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq)相加可得到Cl2(g)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq)，氯气在水中的溶解度(以物质的量浓度表示)为c，根据物料守恒可知，c＝c(Cl2)＋12c(HClO)＋12c(Cl－)，由于HCl是强电解质，若忽略水的电离和次氯酸的电离，则c(H＋)＝c(Cl－)＝c(HClO)，由K2＝cH+·cCl-·cHClOcCl2可知c(Cl－)＝c(HClO)＝cCl2K213，由K1＝cCl2p可知，c(Cl2)＝K1p，则c(Cl－)＝c(HClO)＝K1K2p13，因此，c＝K1p＋K1K2p13。(4)根据反应Ⅰ：TiO2(s)＋2Cl2(g)⇌TiCl4(g)＋O2(g) ΔHⅠ＝181 kJ·mol－1，KⅠ＝3.4×10－29，可知该反应正向进行程度非常小，正向反应还需要吸收能量，所以单独进行该反应是不可能的；加碳消耗氧气促进反应Ⅰ平衡正向移动，同时由反应Ⅰ＋反应Ⅱ得：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)，K＝KⅠKⅡ＝4.08×1019远大于KⅠ，从而使TiO2氯化为TiCl4得以实现。(5)由题意可知，在该温度下，生成对二氯苯的反应更容易发生，说明生成邻二氯苯的反应活化能大，如果想促进生成邻二氯苯，可以提高反应温度，A正确，C错误；还可以通过改变催化剂，改变反应途径，使生成邻二氯苯的反应更容易发生，B正确；反应物浓度对于平行反应的影响是相同的，D错误。
答案：(1)2NaCl＋2H2O通电=====2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)A
(3)①< ②cH+·cCl-·cHClOcCl2
③K1p＋K1K2p13
(4)反应Ⅰ＋反应Ⅱ得TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)，该反应的K＝KⅠKⅡ＝4.08×1019远大于KⅠ，反应Ⅱ使TiO2氯化为TiCl4得以实现；ΔH＝ΔHⅠ＋ΔHⅡ＝－40 kJ·mol－1，反应Ⅱ可为反应Ⅰ提供所需的能量
(5)AB
2．解析：(1)若所得溶液的pH＝13，溶液呈强碱性，则CO2主要转化为CO32-。
若所得溶液cHCO3-:c(CO32-)＝2∶1，根据K2＝cH+·cCO32-cHCO3-，则c(H＋)＝K2×cHCO3-cCO32-＝5×10－11×2 mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝－lg 10－10＝10。
(2)①根据ΔH＝反应物总键能－生成物总键能，该反应的ΔH＝(413×4＋745×2) kJ·mol－1－(1 075×2＋436×2) kJ·mol－1＝+120 kJ·mol-1。该反应为气体分子数增大的吸热反应，恒容时达到的平衡相当于恒压条件下达到平衡后增大压强，加压平衡向逆反应方向移动，故恒容时反应达平衡后吸收的热量比恒压时反应达平衡后吸收的热量少。②根据题图1知，900 ℃时，合成气产率已经较高，再升高温度产率增幅不大，但升高温度，能耗升高，经济效益降低。温度低，反应慢，产率低。
(3)该电池中Al作负极，电解质为含AlCl3的离子液体，故负极反应为Al－3e－===Al3＋。正极为多孔碳电极，根据正极反应式，得正极总反应为6CO2+6e-===3C2O42-，O2不参与正极的总反应，故O2为催化剂。将负极反应：2Al－6e－===2Al3＋和正极反应：6CO2+6e-===3C2O42-相加，可得该电池的总反应式为2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3。
答案：1CO32- 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，温度低时合成气产率低，反应速率慢
(3)Al－3e－===Al3＋(或2Al－6e－===2Al3＋) 催化剂 2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3
3．解析：本题主要考查化学反应原理，意在考查考生对图表信息的处理能力及对化学平衡等知识的综合应用能力。
(1)由题图1可知，破坏1 mol N2与3 mol H2中的旧化学键吸收的热量＝946 kJ＋3×436 kJ＝2 254 kJ，形成2 mol NH3中新化学键所释放的热量为2×1 173 kJ，故合成氨的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＝(2 254－2×1 173) kJ·mol－1＝－92 kJ·mol－1。
(2)2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH>0，该反应为吸热反应且正反应是气体体积减小的反应，故反应条件应选择高温、高压，加入合适的催化剂有利于提高反应的速率和选择性。
(3)①随着温度的升高，气体的总浓度增大，说明平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，ΔH<0。根据表中数据，25.0 ℃时的平衡常数K＝1cCO2·c2NH3＝14.8×10-3×13×4.8×10-3×232＝6.1×107。②氨基甲酸铵是固体，分离出少量的氨基甲酸铵，平衡不移动，反应物的转化率不变，选项A错误；按系数比加入各反应物，各反应物的转化率始终相同，反应达到平衡时，降低反应体系温度，平衡正向移动。氨气和CO2的转化率相同且均增大，但CO2的体积分数不变，选项B错误，选项C正确；加入有效催化剂只能加快化学反应速率，不能提高氨基甲酸铵的产率，选项D错误。③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但25 ℃时0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大。④根据电荷守恒，c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，常温下pH＝7的溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH4+)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1。
答案：(1)N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＝－92 kJ·mol－1
(2)ACE
(3)①< K＝1cCO2·c2NH3＝14.8×10-3×13×4.8×10-3×232＝6.1×107 ②C ③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大 ④0.1 mol·L－1
4．解析：本题考查氧化还原反应、化学平衡等知识，考查的化学学科核心素养是变化观念与平衡思想。(1)在光照下，水转化为H2、O2，故能量转化形式为光能转化为化学能。2SO32-转化为SO42-的过程中，硫元素化合价升高，根据氧化还原反应中化合价有升必有降的规律及反应体系中只有Na、S、H、O四种元素，可知另一产物为H2。在催化剂存在的条件下，AgNO3溶液通过反应生成O2，氧元素的化合价升高，故有单质银生成，相应的离子反应式为Ag＋＋e－===Ag。
(3)列三段式如下：
CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)
起始浓度mol·L-1 a 3a0 0
转化浓度mol·L-1 ab 3ababab
平衡浓度mol·L-1 a(1－b) 3a(1－b) abab
K＝cCH3OH×cH2OcCO2×c3H2＝b227a21-b4。
(4)①该反应是放热反应，温度升高有利于平衡逆向移动，甲醇的平衡产率随温度升高而降低。②P点对应反应有分子筛膜，分子筛膜能选择性分离出水，有利于反应正向进行，故P点甲醇产率高于T点甲醇产率。③由图2知，当温度为210℃时，甲醇的产率最高，因此最佳反应温度为210 ℃。5CO32-中碳原子与三个氧原子形成了3个σ键，孤电子对数＝12×(4－2×3＋2)＝0，故价层电子对数为3，碳原子的杂化类型为sp2，CO32-为平面三角形结构。Ka1＝c(HCO3-)×c(H＋)/c(H2CO3)，Ka2＝c(CO32- )×c(H+)/c(HCO3-)，pH＝12时，c(H＋)＝10－12mol·L－1，则c(CO32-)＝1012Ka2 c(HCO3- )，c(HCO3-)＝1012Ka1c(H2CO3)，进而可得c(CO32-)＝1012Ka2×1012Ka1c(H2CO3)，故有c(H2CO3):c(HCO3-):c(CO32-)＝c(H2CO3)∶1012Ka1c(H2CO3)∶[1012Ka2×1012Ka1c(H2CO3)]＝1∶1012Ka1∶1024Ka1Ka2。
答案：(1)光能转化为化学能
(2)H2 Ag＋＋e－===Ag
(3)b227a21-b4
(4)①该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动(或平衡常数减小) ②分子筛膜从反应体系中不断分离出H2O，有利于反应正向进行，甲醇产率升高 ③210
(5)平面(正)三角形 1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2
题型2 化学反应原理综合应用题
真题·考情
全国卷
1.[2022·全国乙卷]油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g)ΔH1＝－1 036 kJ·mol－1
②4H2S(g)＋2SO2(g)===3S2(g)＋4H2O(g)ΔH2＝94 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)ΔH3＝－484 kJ·mol－1
计算H2S热分解反应④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝________ kJ·mol－1。
(2)较普遍采用的H2S处理方法是克劳斯工艺，即利用反应①和②生成单质硫。另一种方法是，利用反应④高温热分解H2S。相比克劳斯工艺，高温热分解方法的优点是______________________，缺点是____________。
(3)在1 470 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合气进行H2S热分解反应。平衡时混合气中H2S与H2的分压相等，H2S平衡转化率为________，平衡常数Kp＝________ kPa。
(4)在1 373 K、100 kPa反应条件下，对于n(H2S)∶n(Ar)分别为4∶1、1∶1、1∶4、1∶9、1∶19的H2SAr混合气，热分解反应过程中H2S转化率随时间的变化如下图所示。
①n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率________，理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应图中曲线________，计算其在0～0.1 s之间，H2S分压的平均变化率为________ kPa·s－1。
2．[2022·全国甲卷]金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途。目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝172 kJ·mol－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：
TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)
ΔH2＝－51 kJ·mol－1，Kp2＝1.2×1012Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为________ kJ·mol－1，Kp＝________ Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是________________________________________________________________________。
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1∶2，2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝________Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因__________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气—固—固”反应，有利于TiO2C“固—固”接触的措施是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
3．[2021·全国甲卷]二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。回答下列问题：
(1)二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为：
CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)
该反应一般认为通过如下步骤来实现：
①CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)ΔH1＝＋41 kJ·mol－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)ΔH2＝－90 kJ·mol－1
总反应的ΔH＝__________ kJ·mol－1；若反应①为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是________(填标号)，判断的理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)合成总反应在起始物nH2nCO2＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①用各物质的平衡分压表示总反应的平衡常数，表达式Kp＝________________；
②图中对应等压过程的曲线是________，判断的理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________________，反应条件可能为__________________________或____________________________。
4．[2021·全国乙卷]一氯化碘(ICl)是一种卤素互化物，具有强氧化性，可与金属直接反应，也可用作有机合成中的碘化剂。回答下列问题：
(1)历史上海藻提碘中得到一种红棕色液体，由于性质相似，Liebig误认为是ICl，从而错过了一种新元素的发现。该元素是________。
(2)氯铂酸钡(BaPtCl6)固体加热时部分分解为BaCl2、Pt和Cl2，376.8 ℃时平衡常数K′p＝1.0×104Pa2。在一硬质玻璃烧瓶中加入过量BaPtCl6，抽真空后，通过一支管通入碘蒸气(然后将支管封闭)。在376.8 ℃，碘蒸气初始压强为20.0 kPa。376.8 ℃平衡时，测得烧瓶中压强为32.5 kPa，则pICl＝________kPa，反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝________________________________________________________________________
(列出计算式即可)。
(3)McMorris测定和计算了在136～180 ℃范围内下列反应的平衡常数Kp ：
2NO(g)＋2ICl(g)⇌2NOCl(g)＋I2(g) Kp1
2NOCl(g)⇌2NO(g)＋Cl2(g) Kp2
得到lg Kp1～1T和lg Kp2～1T均为线性关系，如下图所示：
①由图可知，NOCl分解为NO和Cl2反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)。
②反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的K＝________(用Kp1、Kp2表示)；该反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)，写出推理过程
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)Kistiakowsky曾研究了NOCl光化学分解反应，在一定频率(ν)光的照射下机理为：
NOCl＋hν―→NOCl*
NOCl＋NOCl*―→2NO＋Cl2
其中hν表示一个光子能量，NOCl*表示NOCl的激发态。可知，分解1 mol的NOCl需要吸收________mol的光子。
5．[2020·全国卷Ⅰ]硫酸是一种重要的基本化工产品。接触法制硫酸生产中的关键工序是SO2的催化氧化： SO2(g)＋12O2(g) 钒催化剂 SO3(g) ΔH＝－98 kJ·mol－1。回答下列问题：
(1)钒催化剂参与反应的能量变化如图(a)所示，V2O5(s)与SO2(g)反应生成VOSO4(s)和V2O4(s)的热化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)当SO2(g)、O2(g)和N2(g)起始的物质的量分数分别为7.5%、10.5%和82%时，在0.5 MPa、2.5 MPa和5.0 MPa压强下，SO2平衡转化率α随温度的变化如图(b)所示。反应在5.0 MPa、550℃时的α＝________ ，判断的依据是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
影响α的因素有_________________________________________________。
(3)将组成(物质的量分数)为2m% SO2(g)、m% O2(g)和q% N2(g)的气体通入反应器，在温度t、压强p条件下进行反应。平衡时，若SO2转化率为α，则SO3压强为________ ，平衡常数Kp＝_________________________________________________________
(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)研究表明，SO2催化氧化的反应速率方程为：
v＝kαα'-10.8(1－nα′)
式中：k为反应速率常数，随温度t升高而增大；α为SO2平衡转化率，α′为某时刻SO2转化率，n为常数。在α′＝0.90时，将一系列温度下的k、α值代入上述速率方程，得到vt曲线，如图(c)所示。
曲线上v最大值所对应温度称为该α′下反应的最适宜温度tm。t
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
6．[2020·全国卷Ⅱ]天然气的主要成分为CH4，一般还含有C2H6等烃类，是重要的燃料和化工原料。
(1)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1，相关物质的燃烧热数据如表所示：
物质
C2H6(g)
C2H4(g)
H2(g)
燃烧热ΔH/(kJ·mol－1)
－1 560
－1 411
－286
①ΔH1＝________ kJ·mol－1。
②提高该反应平衡转化率的方法有____________、______________。
③容器中通入等物质的量的乙烷和氢气，在等压下(p)发生上述反应，乙烷的平衡转化率为α。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)。
(2)高温下，甲烷生成乙烷的反应如下：2CH4 高温 C2H6＋H2。反应在初期阶段的速率方程为：r＝k×cCH4，其中k为反应速率常数。
①设反应开始时的反应速率为r1，甲烷的转化率为α时的反应速率为r2，则r2＝__________r1。
②对于处于初期阶段的该反应，下列说法正确的是__________。
A．增加甲烷浓度，r增大
B．增加H2浓度，r增大
C．乙烷的生成速率逐渐增大
D．降低反应温度，k减小
(3)CH4和CO2都是比较稳定的分子，科学家利用电化学装置实现两种分子的耦合转化，其原理如图所示：
①阴极上的反应式为____________________________________________________。
②若生成的乙烯和乙烷的体积比为2∶1，则消耗的CH4和CO2体积比为____________。
7．[2020·全国卷Ⅲ]二氧化碳催化加氢合成乙烯是综合利用CO2的热点研究领域。回答下列问题：
(1)CO2催化加氢生成乙烯和水的反应中，产物的物质的量之比n(C2H4)∶n(H2O)＝________。当反应达到平衡时，若增大压强，则n(C2H4)________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)理论计算表明，原料初始组成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，在体系压强为0.1 MPa，反应达到平衡时，四种组分的物质的量分数x随温度T的变化如图所示。
图中，表示C2H4、CO2变化的曲线分别是________、________。CO2催化加氢合成C2H4反应的ΔH____0(填“大于”或“小于”)。
(3)根据图中点A(440 K，0.39)，计算该温度时反应的平衡常数Kp＝________________(MPa)－3(列出计算式。以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)二氧化碳催化加氢合成乙烯反应往往伴随副反应，生成C3H6、C3H8、C4H8等低碳烃。一定温度和压强条件下，为了提高反应速率和乙烯选择性，应当________________________________________________________________________。
省市卷
1.[2022·浙江1月]工业上，以煤炭为原料，通入一定比例的空气和水蒸气，经过系列反应可以得到满足不同需求的原料气。
请回答：
(1)在C和O2的反应体系中：
反应1 C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH1＝－394 kJ·mol－1
反应2 2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)ΔH2＝－566 kJ·mol－1
反应3 2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH3
①设y＝ΔH－TΔS，反应1、2和3的y随温度T的变化关系如图1所示。图中对应于反应3的线条是________。
②一定压强下，随着温度的升高，气体中CO与CO2的物质的量之比________。
A．不变 B．增大
C．减小 D．无法判断
(2)水煤气反应：C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g) ΔH＝131 kJ·mol－1。工业生产水煤气时，通常交替通入合适量的空气和水蒸气与煤炭反应，其理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)一氧化碳变换反应：CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1。
①一定温度下，反应后测得各组分的平衡压强(即组分的物质的量分数×总压)：p(CO)＝0.25 MPa、p(H2O)＝0.25 MPa、p(CO2)＝0.75 MPa和p(H2)＝0.75 MPa，则反应的平衡常数K的数值为________。
②维持与题①相同的温度和总压，提高水蒸气的比例，使CO的平衡转化率提高到90%，则原料气中水蒸气和CO的物质的量之比为________________。
③生产过程中，为了提高变换反应的速率，下列措施中合适的是________。
A.反应温度愈高愈好
B．适当提高反应物压强
C．选择合适的催化剂
D．通入一定量的氮气
④
以固体催化剂M催化变换反应，若水蒸气分子首先被催化剂的活性表面吸附而解离，能量－反应过程如图2所示。用两个化学方程式表示该催化反应历程(反应机理)：
步骤Ⅰ：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
步骤Ⅱ：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．[2021·广东卷]我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应：
a)CH4(g)＋CO2(g)⇌2CO(g)＋2H2(g) ΔH1
b)CO2(g)＋H2(g)⇌CO(g)＋H2O(g) ΔH2
c)CH4(g)⇌C(s)＋2H2(g) ΔH3
d)2CO(g)⇌CO2(g)＋C(s) ΔH4
e)CO(g)＋H2(g)⇌H2O(g)＋C(s) ΔH5
(1)根据盖斯定律，反应a的ΔH1＝________(写出一个代数式即可)。
(2)上述反应体系在一定条件下建立平衡后，下列说法正确的有________。
A．增大CO2与CH4的浓度，反应a、b、c的正反应速率都增加
B．移去部分C(s)，反应c、d、e的平衡均向右移动
C.加入反应a的催化剂，可提高CH4的平衡转化率
D．降低反应温度，反应a～e的正、逆反应速率都减小
(3)一定条件下，CH4分解形成碳的反应历程如图1所示。该历程分________步进行，其中，第________步的正反应活化能最大。
(4)设Kpr为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0＝100 kPa)。反应a、c、e的lnKpr随1T(温度的倒数)的变化如图2所示。
①反应a、c、e中，属于吸热反应的有________(填字母)。
②反应c的相对压力平衡常数表达式为Kpr＝________。
③在图2中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)＝1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)CO2用途广泛，写出基于其物理性质的一种用途：________________________________________________________________________。
3．[2021·湖南卷]氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运，可通过下面两种方法由氨气得到氢气。
方法Ⅰ.氨热分解法制氢气
相关化学键的键能数据
化学键
N≡N
H—H
N—H
键能E/(kJ·mol－1)
946
436.0
390.8
在一定温度下，利用催化剂将NH3分解为N2和H2。回答下列问题：
(1)反应2NH3(g)⇌N2(g)＋3H2(g) ΔH＝________kJ·mol－1；
(2)已知该反应的ΔS＝198.9 J·mol－1·K－1，在下列哪些温度下反应能自发进行？________(填标号)；
A.25 ℃B．125 ℃
C.225 ℃ D．325 ℃
(3)某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将0.1 mol NH3通入3 L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200 kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
①若保持容器容积不变，t1时反应达到平衡，用H2的浓度变化表示0～t1时间内的反应速率v(H2)＝________ mol ·L－1·min－1(用含t1的代数式表示)；
②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后N2分压变化趋势的曲线是________(用图中a、b、c、d表示)，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________；
③在该温度下，反应的标准平衡常数Kθ＝______[已知：分压＝总压×该组分物质的量分数，对于反应dD(g)＋eE(g)⇌gG(g)＋hH(g) Kθ＝pGpθg·pHpθhpDpθd·pEpθe，其中pθ＝100 kPa，pG、pH、pD、pE为各组分的平衡分压]。
方法Ⅱ.氨电解法制氢气
利用电解原理，将氨转化为高纯氢气，其装置如图所示。
(4)电解过程中OH－的移动方向为____________(填“从左往右”或“从右往左”)；
(5)阳极的电极反应式为______________________________________________________。
4．[2020·山东卷]探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
Ⅰ.CO2 (g)＋3H2(g)⇌CH3OH (g)＋H2O(g)ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g)⇌CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ. CO2(g)＋H2(g)⇌CO(g)＋H2O(g)ΔH3
回答下列问题：
(1)ΔH3＝________kJ·mol－1。
(2)一定条件下，向体积为V L的恒容密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，达到平衡时，容器中CH3OH(g)为a mol，CO为b mol，此时H2O(g)的浓度为________mol·L－1(用含a、b、V的代数式表示，下同)，反应Ⅲ的平衡常数为________________________________________________________________________。
(3)不同压强下，按照n(CO2)∶n(H2)＝1∶3投料，实验测定CO2的平衡转化率和CH3OH的平衡产率随温度的变化关系如图所示。
已知：CO2的平衡转化率＝nCO2初始-nCO2平衡nCO2初始×100%
CH3OH的平衡产率＝nCH3OH平衡nCO2初始×100%
其中纵坐标表示CO2平衡转化率的是图__________(填“甲”或“乙”)；压强p1、p2、p3由大到小的顺序为________；图乙中T1温度时，三条曲线几乎交于一点的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)为同时提高CO2的平衡转化率和CH3OH的平衡产率，应选择的反应条件为________(填标号)。
A.低温、高压 B．高温、低压
C.低温、低压 D．高温、高压
5．[2020·江苏卷]CO2/HCOOH循环在氢能的贮存/释放、燃料电池等方面具有重要应用。
(1)CO2催化加氢。在密闭容器中，向含有催化剂的KHCO3溶液(CO2与KOH溶液反应制得)中通入H2生成HCOO－，其离子方程式为__________________；其他条件不变，HCO3-转化为HCOO－的转化率随温度的变化如图1所示。反应温度在40 ℃～80 ℃范围内，HCO3-催化加氢的转化率迅速上升，其主要原因是____________________________________________________。
(2)HCOOH燃料电池。研究HCOOH燃料电池性能的装置如图2所示，两电极区间用允许K＋、H＋通过的半透膜隔开。
①电池负极电极反应式为__________________________；放电过程中需补充的物质A为________(填化学式)。
②图2所示的HCOOH燃料电池放电的本质是通过HCOOH与O2的反应，将化学能转化为电能，其反应的离子方程式为____________________________。
(3)HCOOH催化释氢。在催化剂作用下，HCOOH分解生成CO2和H2可能的反应机理如图3所示。
①HCOOD催化释氢反应除生成CO2外，还生成________(填化学式)。
②研究发现：其他条件不变时，以HCOOK溶液代替HCOOH催化释氢的效果更佳，其具体优点是________________________。
6．[2019·北京卷]氢能源是最具应用前景的能源之一，高纯氢的制备是目前的研究热点。
(1)甲烷水蒸气催化重整是制高纯氢的方法之一。
①反应器中初始反应的生成物为H2和CO2，其物质的量之比为4∶1，甲烷和水蒸气反应的方程式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②已知反应器中还存在如下反应：
ⅰ.CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)ΔH1
ⅱ.CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)ΔH2
ⅲ.CH4(g)===C(s)＋2H2(g) ΔH3
……
ⅲ为积炭反应，利用ΔH1和ΔH2计算ΔH3时，还需要利用________________________反应的ΔH。
③反应物投料比采用n(H2O)∶n(CH4)＝4∶1，大于初始反应的化学计量数之比，目的是__________(选填字母序号)。
a.促进CH4转化
b.促进CO转化为CO2
c.减少积炭生成
④用CaO可以去除CO2。H2体积分数和CaO消耗率随时间变化关系如下图所示。
从t1时开始，H2体积分数显著降低，单位时间CaO消耗率________(填“升高”“降低”或“不变”)。此时CaO消耗率约为35%，但已失效，结合化学方程式解释原因：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)可利用太阳能光伏电池电解水制高纯氢，工作示意图如图。通过控制开关连接K1或K2，可交替得到H2和O2。
①制H2时，连接________。
产生H2的电极反应式是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②改变开关连接方式，可得O2。
③结合①和②中电极3的电极反应式，说明电极3的作用：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
考情分析
考向
考点
考情1
化学反应与能量变化
反应热与热化学方程式的书写
化学反应与键能
电化学(以书写电极反应式为主)
考情2
化学反应速率
化学反应速率的计算
化学反应速率的影响因素
化学反应速率变化图像分析
考情3
化学平衡
平衡状态判断及化学平衡影响因素分析
化学平衡图像分析
反应物转化率的计算
化学平衡常数表达式及其计算
考情4
电解质溶液
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
题型·练透
精准备考·要有方向——研析题型角度
题型角度1气态物质反应中化学原理分析
练1 [2022·湖南卷]2021年我国制氢量位居世界第一，煤的气化是一种重要的制氢途径。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)ΔH1＝＋131.4 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)⇌CO2(g)＋H2(g)ΔH2＝－41.1 kJ·mol－1
①下列说法正确的是________；
A．平衡时向容器中充入惰性气体，反应Ⅰ的平衡逆向移动
B．混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
C．平衡时H2的体积分数可能大于23
D．将炭块粉碎，可加快反应速率
②反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系________(填“吸收”或“放出”)热量________kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(2)一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下：
①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，cCO32-:c(HCO3-)＝1∶2，则该溶液的pH＝________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)；
②再生塔中产生CO2的离子方程式为________________________________________；
③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极反应式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
题型角度2化学反应原理的综合应用分析
练2 近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。
回答下列问题：
(1)Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系。
可知反应平衡常数K(300 ℃)________K(400 ℃)(填“大于”或“小于”)。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)＝1∶1的数据计算K(400 ℃)＝________________(列出计算式)。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是______________________、________________________________________________________________________。
(2)Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)===CuCl(s)＋12Cl2(g)ΔH1＝83 kJ·mol－1
CuCl(s)＋12O2(g)===CuO(s)＋12Cl2(g)ΔH2＝－20 kJ·mol－1
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。
(3)在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是________________________________________________________________________。(写出2种)
(4)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，如图所示：
负极区发生的反应有
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
(写反应方程式)。电路中转移1 mol电子，需消耗氧气________L(标准状况)。
精准备考·要有方案——高考必备基础
一、信息型氧化还原反应化学(或离子)方程式的书写
1．常见的氧化剂及产物预测
氧化剂
还原产物
KMnO4
Mn2＋(酸性)；MnO2(中性)；MnO42-(碱性)
K2Cr2O7(酸性)
Cr3＋
浓硝酸
NO2
稀硝酸
NO
X2(卤素单质)
X－
H2O2
OH－(碱性)；H2O(酸性)
Na2O2
NaOH(或Na2CO3)
NaClO或(ClO－)
Cl－、Cl2
NaClO3
Cl2、ClO2
2.常见的还原剂及产物预测
还原剂
氧化产物
Fe2＋
Fe3＋(酸性)；Fe(OH)3(碱性)
SO2(或H2SO3、SO32- )
SO42-
S2－或(H2S)
S、SO2(或SO32-)、SO42-
H2C2O4
CO2
H2O2
O2
I－(或HI)
I2、IO3-
CO
CO2
金属单质(Zn、Fe、Cu等)
Zn2＋、Fe2＋(与强氧化剂反应生成Fe3＋ )、Cu2＋
二、利用盖斯定律书写热化学方程式
[解题模板]
应对雾霾污染、改善空气质量需要从多方面入手，如开发利用清洁能源。甲醇是一种可再生的清洁能源，具有广阔的开发和应用前景。
已知：①CH3OH(g)＋H2O(l)===CO2(g)＋3H2(g)ΔH＝＋93.0 kJ·mol－1
②CH3OH(g)＋12O2(g)===CO2(g)＋2H2(g)ΔH＝－192.9 kJ·mol－1
③CH3OH(g)===CH3OH(l) ΔH＝－38.19 kJ·mol－1
则表示CH3OH燃烧热的热化学方程式为______________________________________。
三、化学平衡状态的判断
说明：对于平衡状态的判断，不断出现新的判断形式，如绝热过程中的热量变化，化学平衡常数，有关图像等，判断时紧紧抓住反应过程中对应物理量是否变化，如果在反应过程中在变，达到平衡时不变，则能说明。
如：汽车尾气净化的主要原理为2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g) ΔH<0。若该反应在绝热、恒容的密闭体系中进行，下列示意图正确且能说明反应在进行到t1时刻达到平衡状态的是________(填编号)。
[答案] ②④⑤
四、化学平衡图像分析
1．根据图像选择合适条件
如：氨气制取尿素[CO(NH2)2]的合成塔中发生反应：2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(l)＋H2O(g)。
如图为合成塔中不同氨碳比a[nNH3nCO2]和水碳比b[nH2OnCO2]时二氧化碳的转化率(α)。b宜控制在________(填字母)范围内。
A．0.6～0.7 B．1～1.1C．1.5～1.6
a宜控制在4.0左右，理由是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[图像分析] 控制变量，作垂直于横轴的一条直线交三条曲线于三点，转化率越高越好，所以选择A。选择最佳氨碳比，可看最上面曲线的走势，整体增加，曲线先陡后平(略上升)，依然选择拐点，当氨碳比大于4.0时，增大氨气的量CO2转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比太小，CO2转化率低。
[答案] A 氨碳比等于4，CO2转化率较高；当氨碳比大于4.0时，增大NH3的量CO2的转化率增加不大，但生产成本提高了；氨碳比小于4.0时，CO2的转化率低
2．根据图像解释产生某种现象的原因
如：以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如下图所示。250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[图像分析] 两根曲线注意看清每个曲线对应的条件，分析两个量之间内在的联系。这里涉及影响反应速率的两个因素：催化剂和温度，弄清影响因素即可。所以，250～300 ℃时，温度升高而乙酸的生成速率降低的原因是温度超过250 ℃时，催化剂的催化效率降低。
[答案] 温度超过250℃时，催化剂的催化效率降低
3．根据图像推断ΔH变化
如：为了减少空气中的CO2，目前捕碳技术在降低温室气体排放中具有重要的作用，捕碳剂常用(NH4)2CO3，反应为(NH4)2CO3(aq)＋H2O(l)＋CO2(g)===2NH4HCO3(aq) ΔH。为研究温度对(NH4)2CO3捕获CO2效率的影响，在某温度T1下，将一定量的(NH4)2CO3溶液置于密闭容器中，并充入一定量的CO2气体(用氮气作为稀释剂)，在t时刻，测得容器中CO2气体的浓度。然后分别在温度为T2、T3、T4、T5下，保持其他初始实验条件不变，重复上述实验，经过相同时间测得CO2气体浓度，其关系如图，则ΔH________(填“>”“＝”或“<”)0。
[图像分析] 根据可逆反应的特征，准确确定平衡点。温度越高反应速率越快，达到平衡所需的时间越短，在相等时间内，CO2浓度最低的点应该是平衡点。T3往后，温度升高，CO2浓度增大，平衡逆向移动，逆反应吸热，正反应放热。
[答案] <
五、化学平衡常数及转化率
1．化学平衡常数表达式
(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进平衡常数表达式。如：
CaCO3(s)⇌CaO(s)＋CO2(g)K＝c(CO2)
Cr2O72-aq＋H2Ol⇌2CrO42-(aq)＋2H＋(aq)K＝c2CrO42-·c2H+cCr2O72-
但在非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。如：
C2H5OH＋CH3COOHCH3COOC2H5＋H2OK＝cCH3COOC2H5·cH2OcC2H5OH·cCH3COOH
C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)K＝cCO·cH2cH2O
(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。如：
N2O4(g)⇌2NO2(g) K＝c2NO2cN2O4
12N2O4(g)⇌NO2(g) K′＝cNO2c12N2O4＝K
(3)有气体参与的反应，用平衡分压(总压乘以各自的物质的量分数)表示平衡常数。
如：2A(g)＋B(s)⇌C(g)。若达到平衡时，n(A)＝n1、n(C)＝n2密闭体系的压强为p，则K＝p·n2n1+n2p·n1n1+n22＝n2n1+n2pn12
2．悟透化学平衡常数及转化率计算题解题模式
根据反应进行(或移动)的方向，设定某反应物消耗的量，然后列式求解。
例： mA ＋ nB ⇌ pC ＋ qD
起始量： ab0 0
变化量： mxnxpxqx
平衡量： a－mxb－nxpxqx
注意：①变化量与化学方程式中各物质的化学计量数成比例；
②这里a、b可指：物质的量、浓度、体积等；
③弄清起始浓度、平衡浓度、平衡转化率三者之间的互换关系；
④在使用平衡常数时，要注意反应物或生成物的状态。
如：顺1，2二甲基环丙烷和反1，2二甲基环丙烷可发生如下转化：
该反应的速率方程可表示为：v(正)＝k(正)c(顺)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在一定温度时为常数，分别称作正、逆反应速率常数。回答下列问题：
已知：t1温度下，k(正)＝0.006 s－1，k(逆)＝0.002 s－1，该温度下反应的平衡常数值K1＝________；该反应的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，则ΔH________0(填“小于”“等于”或“大于”)。
[答案] 3 小于
六、Ksp曲线分析
[典型示例]
常温下CaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线，Ksp(CaSO4)＝9×10-6
[点变化]
从a点到c点，在曲线上变化，条件是增加c(SO42-)
从b点到曲线上，加水稀释就可行
从c点到a点，在曲线上变化，条件是增加c(Ca2＋)
从d点到c点，可以选择增大c(Ca2＋)，加入氯化钙
[点含义]
a点在曲线上，c(Ca2＋)＝5×10－3 mol·L－1，根据Ksp (CaSO4)，c(SO42-)＝1.8×10－3 mol·L－1
b点在曲线上方，c(Ca2＋)＝5×10-3mol·L-1 ，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，此时Qc>Ksp有沉淀生成
c点在曲线上，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，根据Ksp(CaSO4)，c(Ca2＋)＝2.25×10－3 mol·L－1
d点在曲线下方，c(SO42-)＝4.0×10－3 mol·L－1，c(Ca2＋)<2.25×10－3 mol·L－1，此时Qc
示例 科学家积极探索新技术对CO2进行综合利用，CO2可用来合成低碳烃。
CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)ΔH＝a kJ·mol-1
(1)已知：①4H2(g)＋2O2(g)===4H2O(g) ΔH＝－967.2 kJ·mol－1。
②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－802.0 kJ·mol－1。
请回答：①②这两个反应在热力学上趋势均很大，其原因是______________________________________；a＝________ kJ·mol－1。
(2)在体积为1 L的密闭刚性容器中，充入4 mol H2和1 mol CO2，测得温度对CO2的平衡转化率和催化剂催化效率的影响如图1所示。
①已知M点总压为1 MPa，该反应在此温度下的平衡常数Kp＝________MPa－2。(Kp是用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数，气体分压＝气体总压×体积分数。)
②欲增加二氧化碳的平衡转化率，可采取的措施有________。
A．通入惰性气体 B．提高温度
C．增加二氧化碳浓度 D．增加氢气浓度
③下列说法正确的是________。
A．平衡常数大小：KN>KM
B．其他条件不变，若不使用催化剂，则250 ℃时CO2的平衡转化率可能位于点M1
C．图1中M点时，甲烷的体积分数为12.5%
D．当压强或nH2nCO2不变时均可证明化学反应已达到平衡状态
(3)新型高效的甲烷燃料电池工作时总反应式：CH4＋2O2===CO2＋2H2O。
①该电池的负极是________(填“a”或“b”)；
②负极电极反应式为_________________________________________________________。
[解析] (1)两个反应在热力学上趋势均很大，两个反应均放热量大，即反应物和生成物的能量差大，因此热力学趋势大，
由①4H2(g)＋2O2(g)===4H2O(g) ΔH1＝－967.2 kJ·mol－1
②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－802.0 kJ·mol－1
所求反应为：CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)，该反应可由①－②得到，根据盖斯定律，该反应焓变为ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－165.2 kJ·mol－1，
(2)①CO2的平衡转化率为50%，
反应为：CO2(g)＋4H2(g)⇌CH4(g)＋2H2O(g)，
起始(mol) 1 4 0 0
平衡(mol) 0.5 2 0.5 1
所以平衡时p(CO2)＝0.50.5+2+0.5+1×1 MPa＝18MPa，p(H2)＝12MPa，p(CH4)＝18MPa，p(H2O)＝14MPa，
则Kp＝pCH4·p2H2OpCO2·p4H2＝18MPa×14MPa218MPa×12MPa4＝1MPa－2；
②增加二氧化碳的平衡转化率，即促使平衡正向移动，通入惰性气体，在密闭刚性容器中，不改变各组分的平衡浓度，不影响化学平衡，故A不选；提高温度，反应为放热反应，升高温度不利于反应正向进行，导致CO2平衡转化率降低，故B不选；增加CO2浓度导致自身转化率降低，故C不选；增加氢气浓度可促使平衡正向移动，CO2平衡转化率增加，故选D；
③升高温度二氧化碳的平衡转化率降低，则升温平衡逆向移动，所以M化学平衡常数大于N，故A错误；由图像可知，其他条件不变，若不使用催化剂，则250 ℃时CO2的平衡转化率可能位于点M，故B错误；根据以上计算可知，图1中CH4的物质的量分数为0.50.5+2+0.5+1＝18＝12.5%，故C正确；由方程式可知，当压强不变时，说明反应达到了平衡状态，因H2和CO2加入量等于化学计量数之比，则反应过程中nH2nCO2始终不变，所以nH2nCO2不变，不能证明反应达到平衡状态，故D错误；
(3)①电子从电极a流出，说明电极a上发生氧化反应，原电池中负极发生氧化反应，所以a为负极；
②电极a上，CH4转化为CO2，释放出H＋，所以电极反应为：CH4＋2H2O－8e－===CO2＋8H＋。
[答案] (1)两个反应都放出大量的热 －165.2
(2)①1 ②D ③C (3)①a
②CH4＋2H2O－8e－===CO2＋8H＋
模考·预测
1.“氯碱工业”以电解饱和食盐水为基础制取氯气等产品，氯气是实验室和工业上的常用气体。
请回答：
(1)电解饱和食盐水制取氯气的化学方程式是
________________________________________________________________________。
(2)下列说法不正确的是________。
A．可采用碱石灰干燥氯气
B．可通过排饱和食盐水法收集氯气
C．常温下，可通过加压使氯气液化而储存于钢瓶中
D．工业上，常用氢气和氯气反应生成的氯化氢溶于水制取盐酸
(3)在一定温度下，氯气溶于水的过程及其平衡常数为：
Cl2(g)⇌Cl2(aq) K1＝cCl2p
Cl2(aq)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq) K2
其中p为Cl2(g)的平衡压强，c(Cl2)为Cl2在水溶液中的平衡浓度。
①Cl2(g)⇌Cl2(aq)的焓变ΔH1________0(填”>”“＝”或“<”)。
②平衡常数K2的表达式为K2＝__________________。
③氯气在水中的溶解度(以物质的量浓度表示)为c，则c＝________________________。(用平衡压强p和上述平衡常数表示，忽略HClO的电离)
(4)工业上，常采用“加碳氯化”的方法以高钛渣(主要成分为TiO2)为原料生产TiCl4，相应的化学方程式为：
Ⅰ.TiO2(s)＋2Cl2(g)⇌TiCl4(g)＋O2(g) ΔHⅠ＝181 kJ·mol－1，KⅠ＝3.4×10－29
Ⅱ.2C(s)＋O2(g)⇌2CO(g) ΔHⅡ＝－221 kJ·mol－1，KⅡ＝1.2×1048
结合数据说明氯化过程中加碳的理由：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)在一定温度下，以I2为催化剂，氯苯和Cl2在CS2中发生平行反应，分别生成邻二氯苯和对二氯苯，两产物浓度之比与反应时间无关。反应物起始浓度均为0.5 mol·L－1，反应30 min测得氯苯15%转化为邻二氯苯，25%转化为对二氯苯。保持其他条件不变，若要提高产物中邻二氯苯的比例，可采用的措施是________。
A．适当提高反应温度
B．改变催化剂
C．适当降低反应温度
D．改变反应物浓度
2．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(HCO3-) :c(CO32-)＝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：
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产率的影响如图1所示。此反应优选温度为900 ℃的原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)O2辅助的AlCO2电池工作原理如图2所示。该电池电容量大，能有效利用CO2，电池反应产物Al2C2O43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-===6O2-.
6CO2+6O2-===3C2O42-＋6O2
反应过程中O2的作用是____________________________________________________。
该电池的总反应式：_______________________________________________________。
3．氮及其化合物对生产、生活有重要的意义。
(1)合成氨的原理如图1所示，该反应的热化学方程式为________________________________________________________________________。
(2)尿素是重要的肥料，工业合成尿素的反应如下：
2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH>0
该反应合适的反应条件是________。
A．高温 B．低温
C．高压 D．低压
E．催化剂
(3)氨基甲酸铵是合成尿素的一种中间产物。将体积比为2∶1的NH3和CO2的混合气体充入一个容积不变的真空密闭容器中，在恒定温度下使其发生下列反应并达到平衡：
2NH3(g)＋CO2(g)⇌NH2COONH4(s)
实验测得的不同温度下的平衡数据如表所示：
温度/℃
15.0
20.0
25.0
30.0
35.0
平衡状态下气体总浓度/(10－3 mol·L－1)
2.4
3.4
4.8
6.8
9.4
①根据表中数据，则2NH3(g)＋CO2(g)⇌NH2COONH4(s) ΔH________(填“>”或“<”)0，列式计算25.0 ℃时的平衡常数：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②关于上述反应的平衡状态，下列说法正确的是________。
A．分离出少量的氨基甲酸铵，反应物的转化率将增大
B．平衡时降低反应体系温度，CO2的体积分数下降
C．NH3的转化率始终等于CO2的转化率
D．加入有效催化剂能够提高氨基甲酸铵的产率
③已知氨基甲酸铵极易发生水解反应：NH2COONH4＋2H2O⇌NH4HCO3＋NH3·H2O
某研究小组分别测定三份初始浓度不同的氨基甲酸铵溶液的水解反应速率，得到c(NH2COO－)随时间变化的趋势如图2所示。
根据图2中信息，说明水解反应速率随温度升高而增大的依据：
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
④现将氨基甲酸铵粉末逐渐加入1 L 0.1 mol·L－1的盐酸中直到溶液的pH＝7(室温下，忽略溶液体积变化)，共用去0.052 mol氨基甲酸铵，此时溶液中几乎不含碳元素。此时溶液中c(NH4+)＝________。
4．利用太阳能光解水，制备的H2用于还原CO2合成有机物，可实现资源的再利用。回答下列问题：
Ⅰ.半导体光催化剂浸入水或电解质溶液中，光照时可在其表面得到产物
(1)图1为该催化剂在水中发生光催化反应的原理示意图。光解水能量转化形式为__________________。
(2)若将该催化剂置于Na2SO3溶液中，产物之一为SO42-，另一产物为________。若将该催化剂置于AgNO3溶液中，产物之一为O2，写出生成另一产物的离子反应式________________________。
Ⅱ.用H2还原CO2可以在一定条件下合成CH3OH(不考虑副反应)
CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH<0
(3)某温度下，恒容密闭容器中，CO2和H2的起始浓度分别为a mol·L－1和3a mol·L－1，反应平衡时，CH3OH的产率为b，该温度下反应平衡常数的值为________。
(4)恒压下，CO2和H2的起始物质的量比为1∶3时，该反应在无分子筛膜时甲醇的平衡产率和有分子筛膜时甲醇的产率随温度的变化如图2所示，其中分子筛膜能选择性分离出H2O。
①甲醇平衡产率随温度升高而降低的原因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
②P点甲醇产率高于T点的原因为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
③根据图2，在此条件下采用该分子筛膜时的最佳反应温度为________℃。
Ⅲ.调节溶液pH可实现工业废气CO2的捕获和释放
5CO32-的空间构型为________。已知25℃碳酸电离常数为Ka1、Ka2，当溶液pH＝12时，cH2CO3:c(HCO3-):c(CO32-)＝1∶________∶________。
题型2 化学反应原理综合应用题
真题·考情
全国卷
1．解析：(1)根据盖斯定律可知，反应④＝(①＋②)÷3－③，即ΔH4＝(ΔH1＋ΔH2)÷3－ΔH3＝＋170 kJ·mol－1。(2)克劳斯工艺无法获取H2，且存在副产物SO2，高温热分解能够获得H2，H2可作燃料，且副产物少；高温热分解法的缺点是需要高温条件，能耗高。(3)设初始时H2S为1 mol，则Ar为4 mol，H2S转化了2x mol，列三段式：
2H2S(g)⇌S2(g)＋2H2(g)
初始量/mol: 1 0 0
转化量/mol: 2x x 2x
平衡量/mol: 1－2xx 2x
平衡时H2S与H2的分压相等，则n(H2S)＝n(H2)，1－2x＝2x，可得x＝0.25，则H2S的平衡转化率＝0.25×21×100%＝50%，平衡时，n(H2S)＝n(H2)＝0.5 mol，n(S2)＝0.25 mol，此时容器中气体总物质的量为0.5 mol＋0.5 mol＋0.25 mol＋4 mol＝5.25 mol，则H2S(g)、S2(g)、H2(g)的分压分别为(100×0.55.25) kPa、(100×0.255.25) kPa、(100×0.55.25) kPa，代入Kp＝p2H2×pS2p2H2S，可得Kp≈4.76 kPa。(4)①n(H2S)∶n(Ar)越小，可理解为恒压条件下，不断充入Ar，导致H2S的分压降低，相当于进行减压操作，H2S的热分解反应为气体分子数增大的反应，减压时平衡正向移动，H2S的平衡转化率升高。②由①中分析知n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9时的转化率仅低于n(H2S)∶n(Ar)＝1∶19时的转化率，故对应图中曲线d，0.1 s时，H2S的转化率为24%，设H2S、Ar初始量分别为1 mol、9 mol，列三段式：
2H2S(g)⇌S2(g)＋2H2(g)
初始量/mol: 1 0 0
变化量/mol: 0.24 0.12 0.24
0．1 s时/mol: 0.76 0.12 0.24
H2S的初始分压＝100×11+9 kPa＝10 kPa，0.1 s时，H2S的分压＝100×0.760.76+0.12+0.24+9 kPa≈7.51 kPa，则变化的H2S分压约为10 kPa－7.51 kPa＝2.49 kPa，故H2S分压的平均变化率为2.49 kPa÷0.1 s＝24.9 kPa·s－1。
答案：(1)＋170
(2)高温热分解能够获得H2，H2可作燃料，且副产物少 能耗高
(3)50% 4.76
(4)①越高(或越大) H2S的热分解反应为气体分子数增大的反应，恒压条件下，不断充入Ar，导致H2S的分压降低，相当于减压，平衡正向移动，H2S的平衡转化率升高 ②d 24.9
2．解析：(1)①根据盖斯定律知ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－223 kJ·mol－1，Kp＝Kp2÷Kp1＝1.2×1014 Pa。②碳氯化反应熵增，且放热，自发进行的趋势大，并且平衡常数远大于105 Pa。③碳氯化反应是气体分子数增大的反应，增大压强，平衡向左移动；该反应正反应为放热反应，温度升高，平衡向左移动，平衡转化率将变小。(2)①1 400 ℃时，平衡时CO2、CO的物质的量分数分别为0.05、0.60，则平衡时CO2、CO分压分别为p(CO2)＝1.0×105×0.05 Pa＝5×103 Pa、p(CO)＝1.0×105×0.60 Pa＝6.0×104 Pa，Kp(1 400 ℃)＝p2COpCO2＝7.2×105 Pa。
答案：(1)①－223 1.2×1014 ②碳氯化反应熵增、放热且平衡常数远大于105 Pa ③向左 变小
(2)①7.2×105 ②为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品，提高效益
(3)搅拌或研磨固体成粉
3．解析：(1)根据盖斯定律可知总反应＝反应①＋反应②，则总反应的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41 kJ·mol－1＋(－90 kJ·mol－1)＝－49 kJ·mol－1。总反应是放热反应，即生成物的总能量比反应物的总能量低，则B项、D项错误；反应①为慢反应，则反应①的活化能较大，故A项正确。(2)①根据总反应的化学方程式可知，其压强平衡常数表达式Kp＝pH2O·pCH3OHpCO2·p3H2。②氢气和二氧化碳合成甲醇的总反应为放热反应，则升温平衡向逆反应方向移动，混合气体中甲醇的物质的量分数减小，故曲线b表示等压过程的曲线。③根据起始物n(H2)/n(CO2)＝3，设初始时H2为3 mol，CO2为1 mol，达到平衡时转化的CO2为a mol，应用三段式法计算：
CO2(g) ＋ 3H2(g)===CH3OH(g) ＋ H2O(g)
起始量/mol 1 3 0 0
转化量/mol a 3a a a
平衡量/mol 1－a 3－3a a a
则a4-2a＝0.10，计算得a＝13，故CO2的平衡转化率为13 mol÷(1 mol)×100%≈33.3%。结合上述分析知，曲线a、b分别对应t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p的曲线、p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t的曲线，对照图像中的x(CH3OH)＝0.10可知，反应条件可能是5×105Pa，210 ℃或9×105Pa，250 ℃。
答案：(1)－49 A ΔH1为正值，ΔH2和ΔH为负值，反应①活化能大于反应②的
(2)①pH2O·pCH3OHp3H2·pCO2
②b 总反应ΔH<0，升高温度时平衡向逆反应方向移动，甲醇的物质的量分数变小
③33.3% 5×105 Pa，210 ℃ 9×105 Pa，250 ℃
4．解析：(1)根据题给信息“得到一种红棕色液体”，且含有一种新元素，结合卤素的性质，可知所得液体中含有的新元素应为溴(或Br)。(2)结合BaPtCl6(s)⇌BaCl2(s)＋Pt(s)＋2Cl2(g)可得376.8 ℃时K′p＝1.0×104 Pa2＝p2(Cl2)，则平衡时p(Cl2)＝1.0×104 Pa＝1.0×102 Pa＝0.1 kPa。相同温度、相同容积下，气体物质的量之比等于压强之比，设平衡时I2减小的压强为x kPa，根据三段式法得
I2(g) ＋ Cl2(g)⇌2ICl(g)
起始压强/(kPa): 20.0 0
转化压强/(kPa): xx 2x
平衡压强/(kPa): 20.0－x 0.1 2x
根据平衡时总压强为32.5 kPa得(20.0－x)＋0.1＋2x＝32.5，解得x＝12.4，则平衡时pICl＝12.4 kPa×2＝24.8 kPa。结合上述分析可知反应2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝pCl2×pI2p2ICl＝100×20.0×103-12.4×10324.8×1032[或0.1×20.0-12.424.82]。(3)①结合图像lg Kp2～1T×103可知，随横坐标逐渐增大，即温度逐渐降低，lg Kp2逐渐减小，即平衡逆向移动，说明该反应的正反应为吸热反应，即ΔH大于0。②结合题中信息可知Kp1＝p2NOCl×pI2p2NO×p2ICl、Kp2＝p2NO×pCl2p2NOCl，故反应2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝pCl2×pI2p2ICl＝Kp1·Kp2。设T′>T，即1T'<1T，据图可知lg Kp2(T′)－lg Kp2(T)>|lg Kp1(T′)－lg Kp1(T)|＝lg Kp1(T)－lg Kp1(T′)，则lg Kp2(T′)＋lg Kp1(T′)>lg Kp2(T)＋lg Kp1(T)，即lg [Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg [Kp2(T)·Kp1(T)]，故K(T′)>K(T)，由此可判断出2ICl(g)⇌I2(g)＋Cl2(g)为吸热反应，即ΔH大于0。(4)结合在光的照射下NOCl分解的反应机理可得，总反应为2NOCl＋hν―→2NO＋Cl2，可知分解1 mol NOCl时需吸收0.5 mol光子。
答案：(1)溴(或Br)
(2)24.8 100×20.0×103-12.4×10324.8×1032
(3)①大于 ②Kp1·Kp2 大于
设T′>T，即1T'<1T，由图可知：
lg Kp2(T′)－lg Kp2(T)>|lg Kp1(T′)－lg Kp1(T)|＝lg Kp1(T)－lg Kp1(T′)
则lg [Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg [Kp2(T)·Kp1(T)]，K(T′)>K(T)
(4)0.5
5．解析：(1)V2O5和SO2反应生成VOSO4和V2O4的化学方程式为2V2O5＋2SO2===2VOSO4＋V2O4。由题图(a)可得以下两个热化学方程式：①V2O4(s)＋2SO3(g)===2VOSO4(s) ΔH1＝－399 kJ·mol－1，②V2O4(s)＋SO3(g)===V2O5(s)＋SO2(g) ΔH2＝－24 kJ·mol－1，将①－2×②可得：2V2O5(s)＋2SO2(g)===2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－351 kJ·mol－1。
(2)该反应的正反应是气体分子数减少的反应，压强增大，平衡正向移动，SO2的平衡转化率变大，故在相同温度下，压强越大，SO2的平衡转化率越高，则p1＝5.0 MPa，由题图可知在550 ℃、5.0 MPa时，α＝0.975；由该反应的正反应是气体分子数减少的放热反应可知，影响α的因素有压强、温度和反应物的起始浓度等。
(3)设充入气体的总物质的量为100 mol，则SO2为2m mol，O2为m mol，N2为(100－3m) mol，SO2的转化率为α，列三段式为：
SO2(g) ＋ 12O2(g)⇌SO3(g)
n(起始)/mol 2m m 0
n(转化)/mol 2mα mα 2mα
n(平衡)/mol 2m－2mα m－mα 2mα
故平衡时容器中的气体的总物质的量为(2m－2mα＋m－mα＋2mα＋100－3m)mol＝(100－mα)mol。各物质的分压分别为p(SO2)＝2m-2mα100-mαp，p(O2)＝m-mα100-mαp，p(SO3)＝2mα100-mαp，故Kp＝2mα100-mαp2m-2mα100-mαpm-mα100-mαp0.5＝α1-α1.5m100-mαp0.5。
(4)由反应的速率方程可知，当α′＝0.90时，(1－nα′)是常数，温度大于tm后，温度升高，k增大，而v逐渐下降，原因是SO2(g)＋12O2(g)⇌SO3(g)是放热反应，升高温度时平衡逆向移动，α减小，αα'-10.8减小，k增大对v的提高小于α引起的降低。
答案：(1)2V2O5(s)＋2SO2(g)===2VOSO4(s)＋V2O4(s) ΔH＝－351 kJ·mol－1
(2)0.975 该反应气体分子数减少，增大压强，α提高。5.0 MPa>2.5 MPa＝p2，所以p1＝5.0 MPa 温度、压强和反应物的起始浓度(组成)
(3)2mα100-mαp α1-α1.5m100-mαp0.5
(4)升高温度，k增大使v逐渐提高，但α降低使v逐渐下降。t
6．解析：(1)①根据题表中数据信息可写出热化学方程式
(ⅰ)C2H6(g)＋72O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(l)
ΔH＝－1 560 kJ·mol－1、
(ⅱ)C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－1 411 kJ·mol－1、
(ⅲ)H2(g)＋12O2(g)===H2O(l) ΔH＝－286 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由(ⅰ)－(ⅱ)－(ⅲ)得C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1＝＋137 kJ·mol－1。
②由于该反应为吸热反应、且为气体分子数增大的反应，因此可通过升高温度、减小体系压强等提高该反应的平衡转化率。③设起始时C2H6和H2的物质的量均为1 mol，列出三段式：
C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g)
起始量/mol 1 0 1
转化量/mol α α α
平衡量/mol 1－α α 1＋α
平衡时C2H6、C2H4和H2对应的分压分别为1-α2+αp、α2+αp和1+α2+αp，则该反应的平衡常数Kp＝α2+αp×1+α2+αp1-α2+αp＝α1+α2+α1-α×p。
(2)①反应初始时可认为cCH4＝1 mol·L－1，则根据初期阶段的速率方程可知k＝r1，当CH4的转化率为α时，cCH4＝(1－α)mol·L－1，则此时r2＝(1－α)r1。②由r＝k×cCH4可知，CH4的浓度越大，反应速率r越大，A项正确；增加H2浓度，CH4的浓度减小或不变，则r减小或不变，B项错误；随着反应的进行，CH4的浓度逐渐减小，则反应速率逐渐减小，C项错误；降低温度，该反应进行非常缓慢甚至停止，即k也随着减小，D项正确。
(3)①结合图示可知CO2在阴极发生还原反应生成CO，即阴极上的反应式为CO2＋2e－===CO＋O2－。②设生成C2H4和C2H6的物质的量分别为2 mol和1 mol，则反应中转移电子的物质的量为4 mol×2＋2 mol×1＝10 mol，根据碳原子守恒，可知反应的CH4为6 mol；则由CO2→CO转移10 mol电子，需消耗5 mol CO2，则反应中消耗CH4和CO2的体积比为6∶5。
答案：(1)①137 ②升高温度 减小压强(增大体积)
③α1+α2+α1-α×p
(2)①(1－α) ②AD
(3)①CO2＋2e－===CO＋O2－ ②6∶5
7．解析：(1)由题意知二氧化碳与氢气反应生成乙烯和水，反应的化学方程式为2CO2＋6H2⇌CH2===CH2＋4H2O，n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4；此反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向(正反应方向)移动，n(C2H4)变大。(2)反应方程式中CO2和H2的系数之比为1∶3，开始时加入的n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，则平衡时n(CO2)∶n(H2)也应为1∶3，n(C2H4)∶n(H2O)应为1∶4，由题图可知曲线a为H2，b为H2O，c为CO2，d为C2H4，随温度升高，平衡时C2H4和H2O的物质的量分数逐渐减小，H2和CO2的物质的量分数逐渐增加，说明升高温度平衡逆向移动，根据升高温度平衡向吸热的方向移动，知正反应方向为放热反应，ΔH小于0。(3)在440 K时，氢气的物质的量分数为0.39，H2O的物质的量分数也为0.39，根据平衡时n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，知CO2的物质的量分数为0.39/3，根据平衡时n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4，知C2H4的物质的量分数为0.39/4，则p(H2)＝0.39×0.1 MPa，p(H2O)＝0.39×0.1 MPa，p(C2H4)＝0.39×0.14 MPa，p(CO2)＝0.39×0.13 MPa，Kp＝p4H2O·pC2H4p6H2·p2CO2＝0.394×0.3940.396×0.3932×10.13(MPa)－3＝94×10.0393(MPa)－3。(4)压强和温度一定，若要提高反应速率和乙烯的选择性，可采用选择合适催化剂等方法。
答案：(1)1∶4 变大
(2)d c 小于
(3)94×10.0393或0.394×0.3940.396×0.3932×10.13等
(4)选择合适催化剂等
省市卷
1．解析：(1)①反应3为气体体积增大的反应，其ΔS＞0，随温度T的升高，其y减小，故反应3对应的线条为a。②根据盖斯定律，由2×反应1－反应2可得反应3，则ΔH3＝－222 kJ·mol－1，由反应3－反应1可得C(s)＋CO2(g)===2CO(g) ΔH＝＋172 kJ·mol－1，温度升高，此反应正向进行，反应2逆向进行，气体中CO与CO2的物质的量之比增大。(3)①该反应为气体体积不变的反应，其K＝Kp＝pCO2·pH2pCO·pH2O＝0.7520.252＝9.0。②维持与①中相同的温度，则K值也相同。①中反应达平衡时总压强为2 MPa，当CO的平衡转化率为90%时，可设原料气中CO的分压为x MPa，H2O(g)的分压为(2－x)MPa，列三段式：
CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)
起始压强(MPa) x2－x0 0
变化压强(MPa) 0.9x 0.9x0.9x 0.9x
平衡压强(MPa) 0.1x 2－1.9x 0.9x 0.9x
温度不变，则K＝pCO2·pH2pCO·pH2O＝0.9x×0.9x0.1x×2-1.9x＝9.0，解得x＝57，则2－x＝97，原料气中H2O(g)与CO的物质的量之比是9∶5＝1.8∶1。③升高体系温度，反应速率加快，但该反应的ΔH＜0，升高温度使平衡转化率降低，故温度不宜过高，A错误；该反应是气体体积不变的反应，压强不影响平衡移动，适当加压能加快反应速率，B正确；选择合适的催化剂可以加快反应速率，C正确；恒容条件下，通入N2，反应物浓度不变，反应速率不变，恒压条件下，通入N2，反应物浓度减小，反应速率减小，D错误。④H2O在反应中先被吸附而解离，由总反应可推知，解离的产物是H2和MO，MO再与CO反应生成CO2和M。
答案：(1)①a ②B (2)水蒸气与煤炭反应吸热，氧气与煤炭反应放热，交替通入空气和水蒸气有利于维持体系热量平衡，保持较高温度，有利于加快化学反应速率
(3)①9.0 ②1.8∶1 ③BC
④M＋H2O===MO＋H2 MO＋CO===M＋CO2
2．解析：(1)由题给反应方程式可知，反应a可由反应c－d或反应b＋c－e得到，故根据盖斯定律，ΔH1＝ΔH3－ΔH4或ΔH1＝ΔH2＋ΔH3－ΔH5。(2)增大CO2的浓度，反应a、b的正反应速率增加；增大CH4的浓度，反应a、c的正反应速率增加，A正确。由于C(s)是固体，移去部分C(s)，平衡不移动，B错误。催化剂只能改变反应速率，不影响化学平衡移动，则不能提高CH4的平衡转化率，C错误。降低反应温度，正、逆反应速率均减小，D正确。故选AD。(3)由题图1可知，反应分为CH4 1 CH3＋H 2 CH2＋2H 3 CH＋3H 4 C＋4H 4个步骤，其中第4步的正反应活化能最大。(4)①由题图2可知，反应a、c的Kpr随T升高而增大，故a、c均为吸热反应。反应e的Kpr随T升高而减小，故e为放热反应。②由于C(s)是固体，因此反应c的相对压力平衡常数表达式为Kpr＝pH2p02pCH4p0＝p2H2pCH4·p0。③由题图2可知，A点对应温度下反应c的lnKpr＝0，即Kpr＝p2H2pCH4·p0＝1，p(CH4)＝p2H2p0＝40 kPa2100 kPa＝16 kPa，根据反应条件，可知二氧化碳与甲烷物质的量之比等于压强之比，则p初始(CH4)＝11+1×100 kPa＝50 kPa，则CH4的平衡转化率为50 kPa-16 kPa50 kPa×100%＝68%。(5)CO2经加压、降温可转化为干冰，干冰常用于制冷剂、人工降雨等。
答案：(1)ΔH3－ΔH4(或ΔH2＋ΔH3－ΔH5)
(2)AD
(3)4 4
(4)①ac ②p2H2pCH4·p0 ③由题图2中A点对应温度下反应c的lnKpr＝0，即Kpr＝p2H2pCH4·p0＝1，p(CH4)＝p2H2p0＝40 kPa2100 kPa＝16 kPa，p初始(CH4)＝100 kPa×12＝50 kPa，CH4的平衡转化率为50 kPa-16 kPa50 kPa×100%＝68%
(5)干冰做制冷剂、人工降雨等(合理即可)
3．解析：(1)ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，根据热化学方程式以及表格中数据可得ΔH＝390.8 kJ·mol－1×3×2－(946 kJ·mol－1＋436.0 kJ·mol－1×3)＝＋90.8 kJ·mol－1。(2)若反应能自发进行，则ΔG＝ΔH－TΔS<0，代入数据，ΔG＝ΔH－TΔS＝90.8×103 J·mol－1－T×198.9 J·mol－1·K－1<0，则T>456.5 K，转化成摄氏温度，则t>183.5 ℃，故选C、D。(3)①设0～t1时间内生成的氮气为x mol，列“三段式”：
2NH3⇌N2＋3H2
起始量/mol 0.1 0 0
变化量/mol 2xx 3x
平衡量/mol 0.1－2xx 3x
由题图可知t1时，氨气和氢气的平衡分压相等，根据压强之比等于物质的量之比，所以n(NH3)＝n(H2)，则3x＝0.1－2x，解得x＝0.02，所以v(H2)＝0.02×3 mol3 Lt1 min＝0.02t1 mol·L－1·min－1。②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，即该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小，故选b。③由题图可知，t1时，反应达到平衡状态，且p(NH3)＝p(H2)＝1.2×100 kPa，p(N2)＝0.4×100 kPa，则Kθ＝pH2pθ3·pN2pθpNH3pθ2＝1.2×100 kPa100 kPa3×0.4×100 kPa100 kPa1.2×100 kPa100 kPa2＝0.48。(4)根据反应物以及两极产物，可以看出产生氢气的一极氢元素的化合价变化为＋1→0，发生还原反应，应为阴极，产生氮气的一极氮元素的化合价变化为－3→0，发生氧化反应，应为阳极。电解池中，阴离子向阳极移动，所以电解过程中OH－的移动方向为从右往左。(5)阳极上NH3变为N2，溶液环境为碱性，所以阳极的电极反应式为2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O。
答案：(1)＋90.8
(2)CD
(3)①0.02t1 ②b 容积迅速缩小至原来的一半时，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小 ③0.48
(4)从右往左
(5)2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O
4．解析：本题考查盖斯定律的应用、平衡浓度及平衡常数的计算、化学平衡中的问题分析及化学平衡移动的分析等，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知。(1)分析三个热化学方程式，可应用盖斯定律计算，ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝－49.5 kJ·mol－1－(－ 90.4 kJ·mol－1)＝＋40.9 kJ·mol－1。(2)由题述三个反应可知，平衡时H2O(g)的浓度等于CH3OH(g)和CO(g)的浓度之和，即H2O(g)的浓度为a+bV mol·L－1。平衡时CH3OH(g)、CO(g)、H2O(g)的浓度分别为aV mol·L－1、bV mol·L－1、a+bV mol·L－1，则从开始至平衡，消耗CO2(g)的浓度为(aV+bV)mol·L－1＝a+bV mol·L－1，消耗H2(g)的浓度为(3aV+bV)mol·L－1＝3a+bV mol·L－1，即平衡时CO2(g)、H2(g)的浓度分别为1-a-bV mol·L－1、3-3a-bVmol·L－1，则反应Ⅲ的平衡常数为cCO·cH2OcCO2·cH2＝bV×a+bV1-a-bV×3-3a-bV＝ba+b1-a-b3-3a-b。(3)反应Ⅰ为放热反应，故低温阶段，温度越高，CO2的平衡转化率越低，而反应Ⅲ为吸热反应，温度较高时，主要发生反应Ⅲ，则温度越高，CO2的平衡转化率越高，即图乙的纵坐标表示的是CO2的平衡转化率。反应Ⅰ为气体分子数减少的反应，反应Ⅲ为气体分子数不变的反应，因此压强越大，CO2的平衡转化率越高，故压强由大到小的顺序是p1、p2、p3。反应Ⅲ为吸热反应，温度较高时，主要发生反应Ⅲ，且反应Ⅲ前后气体分子数相等，故CO2的平衡转化率几乎不再受压强影响。(4)由上述分析知，图甲、图乙的纵坐标分别表示CH3OH的平衡产率、CO2的平衡转化率，且p1>p2>p3，分析图像可知，应选择的反应条件为低温、高压，A项正确。
答案：(1)＋40.9
(2)a+bV ba+b1-a-b3-3a-b
(3)乙 p1、p2 、p3 T1时以反应Ⅲ为主，反应Ⅲ前后气体分子数相等，压强改变对平衡没有影响
(4)A
5．解析：本题考查离子方程式的书写、影响化学反应速率的因素、原电池的工作原理等知识，考查的化学学科核心素养是宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想。1HCO3-和H2在催化剂的作用下反应生成HCOO－，根据原子守恒和电荷守恒，可知生成物中还有水，据此可写出有关反应的离子方程式。适当升高温度时，催化剂的活性增强，HCO3-催化加氢的反应速率增大，相同反应时间内，HCO3-催化加氢的转化率迅速上升。(2)①负极发生氧化反应，碱性条件下，HCOO－(其中的碳元素为＋2价)被氧化生成HCO3-(其中的碳元素为＋4价)，则负极的电极反应式为HCOO-+2OH--2e-===HCO3-＋H2O。正极反应中，Fe3＋被还原为Fe2＋，Fe2＋再被O2在酸性条件下氧化为Fe3＋，Fe3＋相当于催化剂，因为最终有K2SO4生成，O2氧化Fe2＋的过程中要消耗H＋，故需要补充的物质A为H2SO4。②结合上述分析可知，HCOOH与O2反应的离子方程式为2HCOOH+2OH-+O2===2HCO3-＋2H2O或2HCOO-+O2===2HCO3-。(3)①根据原子守恒并结合题图3，可知HCOOD催化释氢反应除生成CO2外，还生成HD。②从题图3可以看出，HCOOH催化释氢的第一步是转化为HCOO－，故以HCOOK溶液代替HCOOH催化释氢，可以提高释放氢气的速率，又HCOOK催化释氢时，氢元素的来源单一，提高释放出氢气的纯度。
答案：1HCO3-＋H2催化剂=====HCOO－＋H2O 温度升高，反应速率增大，催化剂的活性增强
2①HCOO-+2OH--2e-===HCO3-＋H2O H2SO4
②2HCOOH+2OH-+O2===2HCO3-＋2H2O或2HCOO-+O2===2HCO3-
(3)①HD ②提高释放氢气的速率，提高释放出氢气的纯度
6．解析：本题考查的内容是化学反应原理中的化学反应与能量变化、化学平衡的移动、电化学等。试题的综合性强、信息量大，侧重考查了学生接受、吸收、整合化学信息的能力和分析问题、解决问题的能力，体现了变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知的学科核心素养及培养学生关注社会发展、科技进步的意识和创新思维、创新意识的价值观念。
(1)②反应ⅲ中有固体碳生成，而ⅰ、ⅱ中都没有碳参与反应，所以必须有一个有碳参与反应的ΔH才能计算ΔH3。
(2)①控制开关连接K1时，电极1作阴极，H2O在电极周围放电产生H2。
③开关连接K1时，电极3作阳极，Ni(OH)2被氧化为NiOOH；开关连接K2时，电极3作阴极，NiOOH被还原为Ni(OH)2。
答案：
(1)①CH4＋2H2O催化剂=====4H2＋CO2
②C(s)＋2H2O(g)===CO2(g)＋2H2(g)或C(s)＋CO2(g)===2CO(g)
③abc
④降低 CaO＋CO2===CaCO3，CaCO3覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积
(2)①K1 2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－
③制H2时，电极3发生反应：Ni(OH)2＋OH－－e－===NiOOH＋H2O；制O2时，上述电极反应逆向进行，使电极3得以循环使用
题型·练透
练1 解析：(1)①平衡时向容器中充入惰性气体，各物质浓度不变，反应Ⅰ的平衡不移动，A错误；C(s)在反应过程中转化成气体，气体质量增大，使气体密度增大，直至反应达到平衡，B正确；由Ⅰ＋Ⅱ得C(s)＋2H2O(g)⇌CO2(g)＋2H2(g)，当该反应进行到底时，H2的体积分数为23，但可逆反应不可能进行到底，故C错误；将炭块粉碎，增大了炭与水蒸气的接触面积，可加快反应速率，D正确。②设反应达到平衡时，反应Ⅰ消耗x mol H2O(g)、反应Ⅱ消耗y mol H2O(g)，由题中信息可得：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)⇌CO(g)＋H2(g)
起始量/mol： 1 0 0
变化量/mol: xxx
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)⇌CO2(g)＋H2(g)
变化量/mol: yyyy
平衡量/mol: x－y 1－x－yyx＋y
则x＋y＝50%×1、x－y＝0.1，解得x＝0.3、y＝0.2，故整个体系的热量变化为＋131.4 kJ·mol－1×0.3 mol－41.1 kJ·mol－1×0.2 mol＝＋31.2 kJ(吸收热量)。平衡时气体总物质的量是1.3 mol，总压强为0.26 MPa，故反应Ⅰ的平衡常数Kp＝pCO·pH2pH2O＝0.11.3×0.26 MPa×0.51.3×0.26 MPa0.51.3×0.26 MPa＝0.02 MPa。
(2)①由Ka2＝cCO32-·cH+cHCO3-＝5.0×10－11、c(CO32-):c(HCO3-)＝1∶2，可得c(H＋)＝1.0×10－10mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝10。②再生塔中产生CO2的同时生成K2CO3，说明KHCO3在水蒸气加热条件下发生分解反应。③由题意知，CO2在阴极得到电子生成C2H4，图中质子交换膜提示有H＋参与反应，故阴极反应式为2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O。
答案：(1)①BD ②吸收 31.2 0.02 MPa
(2)①10 ②2HCO3- ≜H2O＋CO2↑＋CO32-
③2CO2＋12H＋＋12e－===C2H4＋4H2O
练2 解析：本题涉及的考点有化学平衡常数的计算及影响因素、外界条件对转化率的影响、利用盖斯定律计算ΔH、电极方程式的书写、氧化还原反应中的相关计算。考查学生对图像的理解，获取有关知识并进行加工、吸收的能力和运用相关知识分析、解决简单化学问题的能力。体现了化学变化有一定限度，是可以调控的，体现了变化观念与平衡思想的学科核心素养。
(1)由题图可知，温度升高，HCl平衡转化率降低，即平衡逆向移动，则该可逆反应的正反应是放热反应，故K(300 ℃)>K(400 ℃)；随着进料浓度比c(HCl)∶c(O2)逐渐增大，HCl平衡转化率逐渐降低，所以图中三条曲线由上到下分别对应的进料浓度比c(HCl)∶c(O2)为1∶1、4∶1、7∶1，400 ℃、c(HCl)∶c(O2)＝1∶1时，HCl的平衡转化率为84%。设HCl初始浓度为c0(O2初始浓度也为c0)，则平衡时HCl、O2、Cl2、H2O(g)的浓度分别为(1－0.84)c0、(1－0.21)c0、0.42c0、0.42c0，则K(400 ℃)＝0.42c02×0.42c021-0.844×c04×1－0.21c0＝0.422×0.4221-0.844×1-0.21c0。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低，导致平衡时气体中混有大量O2，增大分离能耗；进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过高，会导致平衡时HCl转化率较低。
(2)将题给反应过程依次记为①、②、③，则根据盖斯定律，由③×2＋②×2＋①×2可得到4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g) ΔH＝2ΔH3＋2ΔH2＋2ΔH1＝-116 kJ·mol-1。
(3)温度一定的条件下，提高某种反应物的转化率的方法有适当提高另一种反应物的浓度、及时分离产物、改变体系压强等，而该反应是一个气体分子数减小的反应，故应增大压强使平衡正向移动。
(4)负极区发生的是得电子的还原反应，故负极区的反应有Fe3＋＋e－===Fe2＋、4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O；根据得失电子守恒得出关系式：
Fe3＋～e－～Fe2＋～14O2
1 mol 0.25 mol
n(O2)＝0.25 mol，标准状况下体积为5.6 L。
答案：(1)大于 0.422×0.4221-0.844×1-0.21c0 O2和Cl2分离能耗较高 HCl转化率较低
(2)－116 (3)增加反应体系压强、及时分离出产物
(4)Fe3＋＋e－===Fe2＋，4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O 5.6
模考·预测
1．解析：(1)电解饱和食盐水制取氯气时，同时还生成氢气和氢氧化钠，该反应的化学方程式是2NaCl＋2H2O通电=====2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。(2)氯气可以与碱反应，所以不能用碱石灰干燥氯气，A说法错误；氯气可以与水反应生成盐酸和次氯酸，该反应是可逆反应，在饱和食盐水中存在浓度较大的氯离子，可以使氯气的溶解平衡逆向移动，因此氯气在饱和食盐水中的溶解度较小，可以通过排饱和食盐水法收集氯气，B说法正确；常温下，干燥氯气不容易与金属铁反应，所以可通过加压使氯气液化而储存于钢瓶中，C说法正确；氢气和氯气反应生成氯化氢，氯化氢溶于水得到盐酸，因此工业上，常用氢气和氯气反应生成的氯化氢溶于水制取盐酸，D说法正确。(3)①Cl2(g)⇌Cl2(aq)表示的是氯气的溶解平衡，气体的溶解度随温度的升高而减小，即升温，平衡Cl2(g)⇌Cl2(aq)逆向移动，说明正向放热，则ΔH1<0。②根据化学方程式和平衡常数的意义可得，K2＝cH+·cCl-·cHClOcCl2。③Cl2(g)⇌Cl2(aq)与Cl2(aq)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq)相加可得到Cl2(g)＋H2O(l)⇌H＋(aq)＋Cl－(aq)＋HClO(aq)，氯气在水中的溶解度(以物质的量浓度表示)为c，根据物料守恒可知，c＝c(Cl2)＋12c(HClO)＋12c(Cl－)，由于HCl是强电解质，若忽略水的电离和次氯酸的电离，则c(H＋)＝c(Cl－)＝c(HClO)，由K2＝cH+·cCl-·cHClOcCl2可知c(Cl－)＝c(HClO)＝cCl2K213，由K1＝cCl2p可知，c(Cl2)＝K1p，则c(Cl－)＝c(HClO)＝K1K2p13，因此，c＝K1p＋K1K2p13。(4)根据反应Ⅰ：TiO2(s)＋2Cl2(g)⇌TiCl4(g)＋O2(g) ΔHⅠ＝181 kJ·mol－1，KⅠ＝3.4×10－29，可知该反应正向进行程度非常小，正向反应还需要吸收能量，所以单独进行该反应是不可能的；加碳消耗氧气促进反应Ⅰ平衡正向移动，同时由反应Ⅰ＋反应Ⅱ得：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)，K＝KⅠKⅡ＝4.08×1019远大于KⅠ，从而使TiO2氯化为TiCl4得以实现。(5)由题意可知，在该温度下，生成对二氯苯的反应更容易发生，说明生成邻二氯苯的反应活化能大，如果想促进生成邻二氯苯，可以提高反应温度，A正确，C错误；还可以通过改变催化剂，改变反应途径，使生成邻二氯苯的反应更容易发生，B正确；反应物浓度对于平行反应的影响是相同的，D错误。
答案：(1)2NaCl＋2H2O通电=====2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
(2)A
(3)①< ②cH+·cCl-·cHClOcCl2
③K1p＋K1K2p13
(4)反应Ⅰ＋反应Ⅱ得TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)，该反应的K＝KⅠKⅡ＝4.08×1019远大于KⅠ，反应Ⅱ使TiO2氯化为TiCl4得以实现；ΔH＝ΔHⅠ＋ΔHⅡ＝－40 kJ·mol－1，反应Ⅱ可为反应Ⅰ提供所需的能量
(5)AB
2．解析：(1)若所得溶液的pH＝13，溶液呈强碱性，则CO2主要转化为CO32-。
若所得溶液cHCO3-:c(CO32-)＝2∶1，根据K2＝cH+·cCO32-cHCO3-，则c(H＋)＝K2×cHCO3-cCO32-＝5×10－11×2 mol·L－1＝10－10 mol·L－1，pH＝－lg 10－10＝10。
(2)①根据ΔH＝反应物总键能－生成物总键能，该反应的ΔH＝(413×4＋745×2) kJ·mol－1－(1 075×2＋436×2) kJ·mol－1＝+120 kJ·mol-1。该反应为气体分子数增大的吸热反应，恒容时达到的平衡相当于恒压条件下达到平衡后增大压强，加压平衡向逆反应方向移动，故恒容时反应达平衡后吸收的热量比恒压时反应达平衡后吸收的热量少。②根据题图1知，900 ℃时，合成气产率已经较高，再升高温度产率增幅不大，但升高温度，能耗升高，经济效益降低。温度低，反应慢，产率低。
(3)该电池中Al作负极，电解质为含AlCl3的离子液体，故负极反应为Al－3e－===Al3＋。正极为多孔碳电极，根据正极反应式，得正极总反应为6CO2+6e-===3C2O42-，O2不参与正极的总反应，故O2为催化剂。将负极反应：2Al－6e－===2Al3＋和正极反应：6CO2+6e-===3C2O42-相加，可得该电池的总反应式为2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3。
答案：1CO32- 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，温度低时合成气产率低，反应速率慢
(3)Al－3e－===Al3＋(或2Al－6e－===2Al3＋) 催化剂 2Al＋6CO2===Al2(C2O4)3
3．解析：本题主要考查化学反应原理，意在考查考生对图表信息的处理能力及对化学平衡等知识的综合应用能力。
(1)由题图1可知，破坏1 mol N2与3 mol H2中的旧化学键吸收的热量＝946 kJ＋3×436 kJ＝2 254 kJ，形成2 mol NH3中新化学键所释放的热量为2×1 173 kJ，故合成氨的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＝(2 254－2×1 173) kJ·mol－1＝－92 kJ·mol－1。
(2)2NH3(g)＋CO2(g)⇌CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH>0，该反应为吸热反应且正反应是气体体积减小的反应，故反应条件应选择高温、高压，加入合适的催化剂有利于提高反应的速率和选择性。
(3)①随着温度的升高，气体的总浓度增大，说明平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，ΔH<0。根据表中数据，25.0 ℃时的平衡常数K＝1cCO2·c2NH3＝14.8×10-3×13×4.8×10-3×232＝6.1×107。②氨基甲酸铵是固体，分离出少量的氨基甲酸铵，平衡不移动，反应物的转化率不变，选项A错误；按系数比加入各反应物，各反应物的转化率始终相同，反应达到平衡时，降低反应体系温度，平衡正向移动。氨气和CO2的转化率相同且均增大，但CO2的体积分数不变，选项B错误，选项C正确；加入有效催化剂只能加快化学反应速率，不能提高氨基甲酸铵的产率，选项D错误。③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但25 ℃时0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大。④根据电荷守恒，c(NH4+)＋c(H＋)＝c(Cl－)＋c(OH－)，常温下pH＝7的溶液中c(H＋)＝c(OH－)，则c(NH4+)＝c(Cl－)＝0.1 mol·L－1。
答案：(1)N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH＝－92 kJ·mol－1
(2)ACE
(3)①< K＝1cCO2·c2NH3＝14.8×10-3×13×4.8×10-3×232＝6.1×107 ②C ③25 ℃时反应物的起始浓度比15 ℃时反应物的起始浓度小，但0～6 min内的平均反应速率(曲线的斜率)比15 ℃的大 ④0.1 mol·L－1
4．解析：本题考查氧化还原反应、化学平衡等知识，考查的化学学科核心素养是变化观念与平衡思想。(1)在光照下，水转化为H2、O2，故能量转化形式为光能转化为化学能。2SO32-转化为SO42-的过程中，硫元素化合价升高，根据氧化还原反应中化合价有升必有降的规律及反应体系中只有Na、S、H、O四种元素，可知另一产物为H2。在催化剂存在的条件下，AgNO3溶液通过反应生成O2，氧元素的化合价升高，故有单质银生成，相应的离子反应式为Ag＋＋e－===Ag。
(3)列三段式如下：
CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)
起始浓度mol·L-1 a 3a0 0
转化浓度mol·L-1 ab 3ababab
平衡浓度mol·L-1 a(1－b) 3a(1－b) abab
K＝cCH3OH×cH2OcCO2×c3H2＝b227a21-b4。
(4)①该反应是放热反应，温度升高有利于平衡逆向移动，甲醇的平衡产率随温度升高而降低。②P点对应反应有分子筛膜，分子筛膜能选择性分离出水，有利于反应正向进行，故P点甲醇产率高于T点甲醇产率。③由图2知，当温度为210℃时，甲醇的产率最高，因此最佳反应温度为210 ℃。5CO32-中碳原子与三个氧原子形成了3个σ键，孤电子对数＝12×(4－2×3＋2)＝0，故价层电子对数为3，碳原子的杂化类型为sp2，CO32-为平面三角形结构。Ka1＝c(HCO3-)×c(H＋)/c(H2CO3)，Ka2＝c(CO32- )×c(H+)/c(HCO3-)，pH＝12时，c(H＋)＝10－12mol·L－1，则c(CO32-)＝1012Ka2 c(HCO3- )，c(HCO3-)＝1012Ka1c(H2CO3)，进而可得c(CO32-)＝1012Ka2×1012Ka1c(H2CO3)，故有c(H2CO3):c(HCO3-):c(CO32-)＝c(H2CO3)∶1012Ka1c(H2CO3)∶[1012Ka2×1012Ka1c(H2CO3)]＝1∶1012Ka1∶1024Ka1Ka2。
答案：(1)光能转化为化学能
(2)H2 Ag＋＋e－===Ag
(3)b227a21-b4
(4)①该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动(或平衡常数减小) ②分子筛膜从反应体系中不断分离出H2O，有利于反应正向进行，甲醇产率升高 ③210
(5)平面(正)三角形 1012·Ka1 1024·Ka1·Ka2
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