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2021届+高三+化学+高考二轮复习+专题十一 化学反应原理综合
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这是一份2021届+高三+化学+高考二轮复习+专题十一 化学反应原理综合，共17页。试卷主要包含了S+2CO2等内容，欢迎下载使用。
专题十一 化学反应原理综合
(建议用时：40分钟)
1．“绿水青山就是金山银山”。目前人们对环境保护、新能源开发很重视，研究NO2、NO、CO、SO2等大气污染物转化为能参与大气循环的物质，对建设美丽中国具有重要意义。
（1）有人设计通过硫循环完成CO的综合处理，原理为
a．2CO(g)+SO2(g) S(l)+2CO2(g) △H1= － 37.4kJ·mol－1
b．S(l)+2H2O(g)2H2(g)+SO2(g) △H2=－45.4 kJ·mol－1
则CO和水蒸气完全反应生成H2和CO2的热化学方程式为__________________________________。
（2）CO可在一定条件下转化为CH3OH。已知：向2L密闭容器中通入2 molCO和4molH2，在适合的催化剂和T1温度下，发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H<0，10min时达到平衡状态，10min后改变温度为T2，20min时达到平衡状态，反应过程中部分数据见表：
反应时间
CO(mol)
H2(mol)
CH3OH(mol)
0min
2
4
0
10min
2
20min
0.2
①前10min内的平均反应速率v(CO)= _______；在20min时，温度T2下，该反应的化学平衡常数为________________。
②若30min时升高温度，化学平衡常数值_______(填：“增大“减小”“不变”)。
③在T1温度下，既能增大反应速率和提高CO平衡转化率的措施有_____________(填两种措施即可)
④在恒温恒容下，下列可以判断CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)反应达到平衡状态的________(填序号)。
a．2v正(H2)=v逆(CH3OH)
b．混合气体的物质的量不再变化
c．单位时间内有1 mol CO消耗同时消耗2molH2
d．混合气体的平均相对分子质量不变
（3）已知反应2NO(g)+O2(g)2NO2的正反应速率v正=k1Cm(NO)Cn(O2)，其中k1为速率常数，可通过下表实验数据计算k1、m、n。
组别
起始浓度/mol·L-1
初始速率/ mol·L-1·S-1
NO
O2
1
0.02
0.0125
7.98×10-3
2
0.02
0.0250
15.96×10-3
3
0.04
0.0125
31.92×10-3
则k1=____， m =_____， n =_____。
解析：【分析】（1）是典型的盖斯定律的应用，注意热化学方程式需要标出各物质的聚集状态；
（2）按照表格给出的数据进行速率的计算、平衡常数的计算即可，在判断反应是否达到平衡状态时，要按照“各物质的浓度不再发生改变”为核心来进行分析；
（3）只要代入表格中的数据进行计算即可。
【详解】（1）将a式和b式相加，再除以2即可得到；
（2）①根据方程式不难看出和是按照2:1消耗的，因此在10min时有1mol，根据即可算出的反应速率；在20min时的物质的量为0.4mol，甲醇的物质的量为1.8mol，代入平衡常数的表达式即可；
②题干告诉我们该反应是放热，因此若30min升高温度，平衡常数将减小；
③方法有很多，例如增大压强可以使平衡向气体分子数减少的方向移动，即正向移动；也可以充入少量氢气，使平衡正向移动，提高一氧化碳的转化率；
④a.平衡时各物质的反应速率之比等于其计量数之比，故当氢气的消耗速率等于甲醇的消耗速率的两倍时，反应才达到平衡状态，a项错误；
b.该反应是一个反应前后气体分子数改变的反应，因此当混合气体的物质的量不再变化时，反应即达平衡状态，b项正确；
c.反应无时不刻在按照1:2的化学计量数之比消耗和，所以不能作为平衡状态的判据，c项错误；
d.因为反应前后气体分子数不同，故当混合气体的平均相对分子质量不变时，反应即达平衡状态，d项正确；
答案选bd；
（3）代入表中的三组数据，有①；②；③；三个未知数三个方程，联立①、③解得，联立①、②解得，将m、n代入任意一个方程解得。
答案：（1）CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) △H=－41.4 kJ·mol－1
（2）0.05mol/(L·min) 225 减小 增大压强或增大氢气浓度或按原比例等倍加入反应物 bd
（3）1596 2 1
2．(2020·潍坊高三联考)燃煤的过程中排放大量CO2、SO2、NOx以及固体颗粒物，对环境污染严重。请回答下列问题：
(1)将煤作为燃料常通过下列两种途径：
途径Ⅰ：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1<0 ①
途径Ⅱ：先制水煤气，后燃烧水煤气
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) ΔH2>0 ②
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH3<0 ③
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH4<0 ④
ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的关系式是_________________________________________。
(2)已知碳的气化反应在不同温度下平衡常数的对数值(lg K)如表：
气化反应
lg K
700 K
900 K
1 200 K
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) i
－2.64
－0.39
1.58
C(s)＋2H2O(g)CO2(g)＋2H2(g) ii
－1.67
－0.03
1.44
升高温度时，反应i中H2的产率________(填“增大”“减小”或“不变”)。在900 K时，反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常数的对数值(lg K)为 __________。
(3)为了减少燃煤污染，可将煤燃烧产生的SO2制成自发电池，其电池总反应为2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，该电池的负极反应式为____________________________________。用这种方法处理含SO2废气的优点是______________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)新型氨法烟气脱硫技术采用氨吸收烟气中的SO2生成亚硫酸铵和亚硫酸氢铵。亚硫酸铵又可用于燃煤烟道气脱氮，将氮氧化物转化为氮气，同时生成一种氮肥，形成共生系统。写出二氧化氮与亚硫酸铵反应的化学方程式：_______________________________________。
(5)用K2CO3溶液可吸收燃煤反应中生成的CO2，常温下pH＝10的K2CO3溶液中由水电离的OH－的物质的量浓度为______________。常温下，0.1 mol·L－1KHCO3 溶液的pH>8，则溶液中c(H2CO3)________c(CO)(填“>”“＝”或“<”)。
解析：(1)根据盖斯定律，由(②×2＋③＋④)/2可得①，则2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4。(2)依题表中数据可知，温度升高时，反应i的lg K增大，平衡正向移动，反应i中H2的产率增大。根据盖斯定律，由反应ii－反应i得CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，900 K时，此反应的平衡常数K＝＝100.36，则lg K＝0.36。(3)2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，在此反应中，SO2被氧化生成H2SO4，通入SO2的一极是负极，负极的电极反应式为SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋。(4)NO2与(NH4)2SO3反应时，NO2是氧化剂，还原产物是N2；(NH4)2SO3是还原剂，氧化产物是(NH4)2SO4。(5)常温下pH＝10的K2CO3溶液中，c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，c(OH－)＝1×10－4mol·L－1，K2CO3溶液中的OH－就是由水电离产生的。KHCO3溶液显碱性，说明HCO的水解能力大于其电离能力，故c(H2CO3)>c(CO)。
答案：(1)2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4
(2)增大 0.36
(3)SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋ 减少环境污染，获得副产品H2SO4，获得电能
(4)4(NH4)2SO3＋2NO2===4(NH4)2SO4＋N2
(5)1×10－4 mol·L－1 >
3．氮、碳氧化物的排放会对环境造成污染。多年来化学工作者对氮、碳的氧化物做了广泛深入的研究并取得一些重要成果。
I．已知2NO（g）+O2（g）2NO2（g）的反应历程分两步：
第一步：2NO（g）N2O2（g） （快） ∆H1<0；
v1正=k1正c2（NO） ；v1逆=k1逆c（N2O2）
第二步：N2O2（g）+O2（g）2NO2（g） （慢） ∆H2< 0；
v2正=k2正c（N2O2）c（O2）；v2逆=k2逆c2（NO2）
①在两步的反应中，哪一步反应的活化能更大___（填“第一步”或“第二步”）。
②一定温度下，反应2NO（g）+O2（g）2NO2（g）达到平衡状态，请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K=____________；
II．（1）利用CO2和CH4重整不仅可以获得合成气（主要成分为CO、H2），还可减少温室气体的排放。已知重整过程中部分反应的热化方程式为：
① CH4（g）=C（s）+2H2（g） ΔH1＞0
② CO2（g）+H2（g）=CO（g）+H2O（g） ΔH2＞0
③ CO（g）+H2（g）=C（s）+H2O（g） ΔH3＜0
则反应CH4（g）+CO2（g）=2CO（g）+2H2（g）的ΔH=______________________（用含 ΔH1 、ΔH2 、 ΔH3的代数式表示）若固定n（CO2）=n（CH4），改变反应温度，CO2和CH4的平衡转化率见图甲。
同温度下CO2的平衡转化率大于CH4的平衡转化率，原因是_________。
（2）在密闭容器中通入物质的量均为0.1mol的CH4和CO2，在一定条件下发生反应CO2（g） + CH4（g） 2CO（g） + 2H2（g），CH4的平衡转化率与温度及压强（单位Pa）的关系如图乙所示。y点：v（正）_____v（逆）（填 “大于”“小于”或“等于”）。已知气体分压（p 分）=气体总压（p 总）× 气体的物质的量分数。用平衡分压代替平衡浓度可以得到平衡常数Kp，求x 点对应温度下反应的平衡常数Kp=__________________。
III．根据2CrO42﹣+2H+ Cr2O72﹣+H2O设计如图丙装置（均为惰性电极）电解Na2CrO4溶液制取Na2Cr2O7，图丙中左侧电极连接电源的_________极，电解制备过程的总反应化学方程式为_________。测定阳极液中Na和Cr的含量，若Na与Cr的物质的量之比为a：b，则此时Na2CrO4的转化率为_________。若选择用熔融K2CO3作介质的甲烷（CH4）燃料电池充当电源，则负极反应式为________________。
解析：Ⅰ. ①总反应的快慢由反应慢的一步决定，慢反应所需要的活化能更大，故答案为：第二步；
②因为反应达到平衡状态，所以v1正=v1逆，v2正=v2逆，所以v1正v2正=v1逆v2逆，即k1正c2（NO）×k2正c（N2O2）c（O2）=k1逆c（N2O2）k2正c（N2O2），则，故答案为：；
Ⅱ.（1）将已知的三个反应重新组合，反应1+2-3，得到反应CH4（g）+CO2（g）2CO（g）+2H2（g），根据盖斯定律得ΔH=ΔH1 + ΔH2 - ΔH3，反应方程式中CH4和CO2的化学计量数之比为1:1，投料比也为1:1，因此二者转化率应该相同，但是所给的转化率图像中，CO2转化率曲线高于CH4转化率曲线，可能是CO2发生了一些副反应造成的，故答案为：ΔH1 +ΔH2-ΔH3；CO2发生了其他副反应；
（2） 反应CH4（g）+CO2（g）2CO（g）+2H2（g）是个气体体积增大的反应，压强越大，CH4的转化率越小，由图可知相同温度下，P1条件下的转化率大于P2，则P1小于P2，压强为P2时，在Y点反应未达到平衡，则反应正向移动，所以v(正)>v(逆)，由图可知该温度下X所处条件下的平衡时甲烷的转化率为50%，则有：
总物质的量=0.3mol，总压为P2，其平衡常数，故答案为：大于；；
Ⅲ. 根据2CrO42-+2H+===Cr2O72-+H2O，电解Na2CrO4溶液制取Na2Cr2O7，应在酸性条件下进行，即右侧电极生成H+，则消耗OH-，发生氧化反应，右侧为阳极，则左侧为阴极，电解电源的负极，电解制备过程的总反应方程式为4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑，设加入反应容器内的Na2CrO4为1mol，反应过程中有x mol Na2CrO4转化为Na2Cr2O7，则阳极区剩余Na2CrO4为(1-x)mol，对应的n(Na)=2(1-x)mol，n(Cr)=(1-x)mol，生成的Na2Cr2O7为mol，对应的n(Na)=x mol，n(Cr)=x mol，根据Na与Cr的物质的量之比为a:b，解得x=，转化率为。
若选择用熔融K2CO3作介质的甲烷燃料电池充当电源，则负极反应式为CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O，故答案为；负；4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑；（2﹣）×100%；CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O。
答案：第二步 ΔH1 +ΔH2 -ΔH3 CO2发生了其他副反应 大于 负 4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑ （2﹣）×100% CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O
4．“绿水青山就是金山银山”。近年来，绿色发展、生态保护成为中国展示给世界的一张新“名片”。汽车尾气是造成大气污染的重要原因之一，减少氮的氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。请回答下列问题：
(1)已知：N2(g)＋O2(g)===2NO(g) ΔH1＝＋180.5 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH3＝－221 kJ·mol－1
若某反应的平衡常数表达式为K＝，则此反应的热化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)N2O5在一定条件下可发生分解反应：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)，某温度下向恒容密闭容器中加入一定量N2O5，测得N2O5浓度随时间的变化如下表：
t/min
0
1
2
3
4
5
c(N2O5)/(mol·L－1)
1.00
0.71
0.50
0.35
0.25
0.17
①反应开始时体系压强为p0，第2 min时体系压强为p1，则p1∶p0＝________。2～5 min内用NO2表示的该反应的平均反应速率为________________。
②一定温度下，在恒容密闭容器中充入一定量N2O5进行该反应，能判断反应已达到化学平衡状态的是______(填字母)。
a．NO2和O2的浓度比保持不变
b．容器中压强不再变化
c．2v正(NO2)＝v逆(N2O5)
d．气体的密度保持不变
(3)Kp是用反应体系中气体物质的分压来表示的平衡常数，即将K表达式中平衡浓度用平衡分压代替。已知反应：NO2(g)＋CO(g)NO(g)＋CO2(g)，该反应中正反应速率v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，逆反应速率v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，其中k正、k逆为速率常数，则Kp＝________________(用k正、k逆表示)。
(4)如图是密闭反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料后，在200 ℃、400 ℃、600 ℃下，合成NH3反应达到平衡时，混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线，已知该反应为放热反应。
①曲线a对应的温度是________。
②M点对应的H2的转化率是________。
(5)工业生产中产生的SO2废气可用如图方法获得H2SO4。写出电解的阳极反应式：________________________________________________________________________。
解析：(1)若某反应的平衡常数表达式为K＝，则其化学方程式为2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)，将题中3个已知热化学方程式依次编号为①②③，根据盖斯定律，由②×2－①－③，可得：2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝(－393.5 kJ·mol－1)×2－(＋180.5 kJ·mol－1)－(－221 kJ·mol－1)＝－746.5 kJ·mol－1。(2)①根据题表中数据及三段式法有：
2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)
开始/(mol·L－1) 1.00 0 0
转化/(mol·L－1) 0.50 1.00 0.25
2 min时/(mol·L－1) 0.50 1.00 0.25
该反应在恒温恒容条件下发生，反应前后气体的压强之比等于物质的量之比，也等于物质的量浓度之比，所以p1∶p0＝(0.50＋1.00＋0.25)∶1.00＝7∶4。2～5 min内，v(N2O5)＝＝0.11 mol·L－1·min－1，v(NO2)＝2v(N2O5)＝0.22 mol·L－1·min－1。②反应过程中NO2和O2的浓度比始终保持不变，a项不能说明反应已经达到化学平衡状态；该反应在反应前后气体分子数不相等，反应过程中容器内压强为变量，容器内压强不再变化可以说明反应已经达到化学平衡状态，b项符合题意；v正(NO2)＝2v逆(N2O5)时，正、逆反应速率相等，而2v正(NO2)＝v逆(N2O5)时，正、逆反应速率不相等，c项不能说明反应已经达到化学平衡状态；反应物和生成物全为气体，气体总质量不变，而容器恒容，故反应过程中气体密度始终不变，d项不能说明反应已经达到化学平衡状态。(3)Kp＝，v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，平衡时正、逆反应速率相等，即k正·p(NO2)·p(CO)＝k逆·p(NO)·p(CO2)，则＝，故Kp＝。(4)①合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，NH3的产率降低，NH3的物质的量分数减小，曲线a、b、c中，在相同条件下曲线a对应NH3的物质的量分数最高，其反应温度最低，所以曲线a对应的温度为200 ℃。②M点NH3的物质的量分数为60%，设NH3为0.6a mol，则N2、H2共为0.4a mol，因为反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料，故M点时H2为0.3a mol，结合N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)可知，转化的H2的物质的量为0.9a mol，所以M点对应H2的转化率为×100%＝75%。(5)由题图可知，在电解池的阳极发生Mn2＋转化为MnO2的反应，电极反应式为Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋。
答案：(1)2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝－746.5 kJ·mol－1
(2)①7∶4 0.22 mol·L－1·min－1 ②b
(3)
(4)①200 ℃ ②75%
(5)Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋
5．对温室气体二氧化碳的研究一直是科技界关注的重点。
Ⅰ.在催化剂存在下用H2还原CO2是解决温室效应的重要手段之一，相关反应如下：
主反应：CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH1
副反应：CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1
已知H2和CH4的燃烧热分别为－285.5 kJ·mol－1和－890.0 kJ·mol－1
H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ·mol－1
(1)ΔH1＝________kJ·mol－1。
(2)有利于提高CH4平衡产率的反应条件是____________________________________
______________________________________________________________(至少写两条)。
工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是__________。
(3)T ℃时，若在体积恒为2 L的密闭容器中同时发生上述反应，将物质的量之和为5 mol的H2和CO2以不同的投料比进行反应，结果如图1所示。若a、b表示反应物的转化率，则表示H2转化率的是________，c、d分别表示CH4(g)和CO(g)的体积分数，由图可知＝________时，甲烷产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，则T ℃时①的平衡常数K＝________。
Ⅱ.溶于海水的CO2 95%以HCO形式存在。在海洋中，通过如图2钙化作用实现碳自净。
(4)写出钙化作用的离子方程式：_____________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)如图3，电解完成后，a室的pH________(填“变大”“变小”或“几乎不变”)；其间b室发生反应的离子方程式为________________________________________________。
解析：Ⅰ.(1)根据已知有②CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH3＝－571.0 kJ·mol－1
④CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH4＝－890.0 kJ·mol－1
⑤H2O(l)===H2O(g) ΔH5＝＋44 kJ·mol－1
根据盖斯定律，由③×2－④＋⑤×2可得CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝2ΔH3－ΔH4＋2ΔH5＝－164.0 kJ·mol－1。
(2)反应CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)是正方向为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强都有利于反应正向移动，提高CH4平衡产率；工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是催化剂。
(3)随着比值的增大，氢气的转化率降低，则表示H2转化率的是b。随着比值的增大，氢气的量增多，一氧化碳的量减少，甲烷的量增加，故c为CH4(g)的体积分数，由图可知＝4时，甲烷的产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，＝4，由于H2、CO2的物质的量之和为5 mol，则H2和CO2分别为4 mol和1 mol，平衡转化率为0.80，则利用三段式法：
CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)
开始时浓度
/(mol·L－1) 0.5 2 0 0
改变的浓度
/(mol·L－1) 0.4 1.6 0.4 0.8
平衡时浓度
/(mol·L－1) 0.1 0.4 0.4 0.8
K＝＝100。
Ⅱ.(4)根据图中信息可知，钙化作用是碳酸氢钙转化为碳酸钙、二氧化碳和水，其反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。
(5)电解完成后，a室中水放电产生氧气，而氢离子进入b室，pH几乎不变；其间b室发生反应的离子方程式为H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。
答案：Ⅰ.(1)－164.0 (2)降低温度，增大压强(答案合理即可) 催化剂 (3)b 4 100
Ⅱ.(4)2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O (5)几乎不变 H＋＋HCO===CO2↑＋H2O
6．甲醇、乙醇来源丰富、价格低廉、运输贮存方便，都是重要的化工原料，有着重要的用途和应用前景，可以用多种方法合成。
I．用CO2生产甲醇、乙醇
（1）已知：H2的燃烧热为-285.8 kJ/mol，CH3OH(l)的燃烧热为-725.8kJ/mol，CH3OH(g)=CH3OH(l) △H= -37.3 kJ/mol，则CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+ H2O（1） △H=____kJ/mol。
（2）将CO2和H2按物质的量之比1:3充入体积为2.0L的恒容密闭容器中反应[生成 H2O(g)]，如图1表示压强为0.1 MPa和5.0 MPa下CO2转化率随温度的变化关系。
①a、b两点化学反应速率分别用Va、Vb，表示，则Va ___Vb（填“大于”、“小于”或“等于”）。
②列出a点对应的平衡常数表达式K= ____________________。
（3）在1.0 L恒容密闭容器中投入1 mol CO2和2.75 mol H2发生反应：CO2(g)+3H2(g) CH3OH (g)+H2O(g)，实验测得不同温度及压强下，平衡时甲醇的物质的量变化如图2所示，下列说法正确的是_____。
A.该反应的正反应为放热反应
B．压强大小关系为p1＜p2＜p3
C．M点对应的平衡常数K的值约为1.04×10－2
D．在p2及512 K时，图中N点υ(正)＜υ(逆)
（4）CO2催化加氢合成乙醇的反应为：2CO2(g)+6H2(g) C2H5OH(g) +3H2O(g) △H；m代表起始时的投料比，即m＝
①图3中投料比相同，温度T3＞T2＞T1，则该反应的焓变△H____0（填“＞”、“＜”）。
②m=3时，该反应达到平衡状态后p(总)=20a MPa，恒压条件下各物质的物质的量分数与温度的关系如图4所示，则曲线b代表的物质为_________（填化学式），T4温度时，反应达到平衡时物质d的分压p(d)=___________。
Ⅱ．甲醇的应用
（5）以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图5所示。
离子交换膜a为_____（填“阳膜”、“阴膜”），阳极的电极反应式为______________。
解析：（1）①H2(g)+O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，
②CH3OH(g)=CH3OH(l)△H= -37.3kJ/mol，
③CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=-725.8kJ/mol，
由盖斯定律①×3-③-②；可得CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O（1）△H=-94.3kJ/mol；
（2）①a、b两点温度相同，正反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，二氧化碳转化率增大，故压强曲线A大于曲线B，压强越大反应速率越快，故反应速率Va大于Vb；
②a点发生反应：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)，平衡常数表达式K=；
（3）A．由图可知，随着温度升高，平衡时甲醇的物质的量在减小，所以升温平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应，故A正确；
B．由图可知，作一条等温线，因为该反应为气体体积减小的反应，压强越大，平衡时甲醇的物质的量也越大，所以p1＞p2＞p3，故B错误；
C．由图可知，M点对应的甲醇产量为0.25mol，则
所以K==1.04×10−2；故C正确；
D．由图可知，在p2及512K时，N点甲醇的物质的量还小于平衡时的量，所以应该正向移动，则v(正)＞v(逆)，故D错误；
答案选AC；
（4）①由图3可知，相同压强下，温度越高氢气转化率越小，说明升高温度反应向逆向移动，正反应放热，△H＜0；
②温度升高，反应逆向进行，所以产物的物质的量是逐渐减少的，反应物的物质的量增大，由图可知，根据反应计量系数关系，曲线a代表的物质为H2，b表示CO2，c为H2O，d为C2H5OH；设开始氢气的投入量是3nmol，则二氧化碳是nmol，二氧化碳的转化量是x，
N点b、d的物质的量分数相同，所以n-x=0.5x，解得x=n，总物质的量是n-x+3n-3x+0.5x+1.5x=n，压强之比等于物质的量之比，组分平衡分压=总压×该组分的物质的量分数，d为C2H5OH，达到平衡时乙醇的分压p(乙醇)==2.5a MPa；
（5）由图分析可知氧气得电子，发生还原反应，与氢离子结合生成水，该电极为阴极，则氢离子要透过交换膜a在阴极与氧气结合，则交换膜a为阳离子交换膜；阳极上是甲醇和一氧化碳反应失电子发生氧化反应，电极反应为：2CH3OH+CO-2e−=(CH3O)2CO+2H+。
答案：（1）-94.3
（2）大于 K＝
（3）AC
（4）＜ CO2 2.5a MPa
（5）阳膜 2CH3OH+CO−2e−=(CH3O)2CO+2H+
7．甲醇既是重要的化工原料，又是一种可再生能源，具有广泛地开发和应用前景。
(1)已知反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝－99 kJ·mol－1 中的相关化学键键能如下：
化学键
H—H
C—O
C≡O
H—O
C—H
E/(kJ·mol－1)
436
343
x
465
413
则x＝________。
(2)在一容积可变的密闭容器中，1 mol CO与2 mol H2发生反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH<0，CO在不同温度下的平衡转化率(α)与压强的关系如图所示。
①a、b两点的反应速率：v(a)________(填“>”“<”或“＝”)v(b)。
②T1________(填“>”“<”或“＝”)T2，原因是__________________________________
________________________________________________________________________。
③在c点条件下，下列叙述能说明上述反应达到化学平衡状态的是________(填字母)。
A．H2的消耗速率是CH3OH的生成速率的2倍
B．CH3OH的体积分数不再改变
C．混合气体的密度不再改变
D．CO和CH3OH的物质的量之和保持不变
④计算图中a点的平衡常数Kp＝__________________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
(3)利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)合成甲醇，发生的主要反应如下：
Ⅰ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1
Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2
Ⅲ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH3
上述反应对应的平衡常数分别为K1、K2、K3，它们随温度变化的曲线如图所示。
则ΔH1________(填“>”“<”或“＝”)ΔH3，理由是_____________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝－99 kJ·mol－1及表中数据可知，反应断键吸收的能量为(x＋2×436) kJ，成键放出的能量为(3×413＋465＋343) kJ＝2 047 kJ，反应放出99 kJ的热量，则2 047－(x＋2×436)＝99，x＝1 076。(2)①a、b两点处在同一条等温线上，a点的压强小于b点的压强，由于增大压强，化学反应速率增大，则反应速率v(a)
起始/mol 1 2 0
变化/mol 0.5 1 0.5
平衡/mol 0.5 1 0.5
CO、H2、CH3OH的物质的量分数分别为0.25、0.5、0.25，平衡分压分别为0.25×0.5×104 kPa、0.5×0.5×104 kPa、0.25×0.5×104 kPa，所以a点的平衡常数Kp＝＝1.6×10－7。
答案：(1)1 076 (2)①< ②< CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故T10，根据盖斯定律可得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH1<ΔH3
专题十一 化学反应原理综合
(建议用时：40分钟)
1．“绿水青山就是金山银山”。目前人们对环境保护、新能源开发很重视，研究NO2、NO、CO、SO2等大气污染物转化为能参与大气循环的物质，对建设美丽中国具有重要意义。
（1）有人设计通过硫循环完成CO的综合处理，原理为
a．2CO(g)+SO2(g) S(l)+2CO2(g) △H1= － 37.4kJ·mol－1
b．S(l)+2H2O(g)2H2(g)+SO2(g) △H2=－45.4 kJ·mol－1
则CO和水蒸气完全反应生成H2和CO2的热化学方程式为__________________________________。
（2）CO可在一定条件下转化为CH3OH。已知：向2L密闭容器中通入2 molCO和4molH2，在适合的催化剂和T1温度下，发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H<0，10min时达到平衡状态，10min后改变温度为T2，20min时达到平衡状态，反应过程中部分数据见表：
反应时间
CO(mol)
H2(mol)
CH3OH(mol)
0min
2
4
0
10min
2
20min
0.2
①前10min内的平均反应速率v(CO)= _______；在20min时，温度T2下，该反应的化学平衡常数为________________。
②若30min时升高温度，化学平衡常数值_______(填：“增大“减小”“不变”)。
③在T1温度下，既能增大反应速率和提高CO平衡转化率的措施有_____________(填两种措施即可)
④在恒温恒容下，下列可以判断CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)反应达到平衡状态的________(填序号)。
a．2v正(H2)=v逆(CH3OH)
b．混合气体的物质的量不再变化
c．单位时间内有1 mol CO消耗同时消耗2molH2
d．混合气体的平均相对分子质量不变
（3）已知反应2NO(g)+O2(g)2NO2的正反应速率v正=k1Cm(NO)Cn(O2)，其中k1为速率常数，可通过下表实验数据计算k1、m、n。
组别
起始浓度/mol·L-1
初始速率/ mol·L-1·S-1
NO
O2
1
0.02
0.0125
7.98×10-3
2
0.02
0.0250
15.96×10-3
3
0.04
0.0125
31.92×10-3
则k1=____， m =_____， n =_____。
解析：【分析】（1）是典型的盖斯定律的应用，注意热化学方程式需要标出各物质的聚集状态；
（2）按照表格给出的数据进行速率的计算、平衡常数的计算即可，在判断反应是否达到平衡状态时，要按照“各物质的浓度不再发生改变”为核心来进行分析；
（3）只要代入表格中的数据进行计算即可。
【详解】（1）将a式和b式相加，再除以2即可得到；
（2）①根据方程式不难看出和是按照2:1消耗的，因此在10min时有1mol，根据即可算出的反应速率；在20min时的物质的量为0.4mol，甲醇的物质的量为1.8mol，代入平衡常数的表达式即可；
②题干告诉我们该反应是放热，因此若30min升高温度，平衡常数将减小；
③方法有很多，例如增大压强可以使平衡向气体分子数减少的方向移动，即正向移动；也可以充入少量氢气，使平衡正向移动，提高一氧化碳的转化率；
④a.平衡时各物质的反应速率之比等于其计量数之比，故当氢气的消耗速率等于甲醇的消耗速率的两倍时，反应才达到平衡状态，a项错误；
b.该反应是一个反应前后气体分子数改变的反应，因此当混合气体的物质的量不再变化时，反应即达平衡状态，b项正确；
c.反应无时不刻在按照1:2的化学计量数之比消耗和，所以不能作为平衡状态的判据，c项错误；
d.因为反应前后气体分子数不同，故当混合气体的平均相对分子质量不变时，反应即达平衡状态，d项正确；
答案选bd；
（3）代入表中的三组数据，有①；②；③；三个未知数三个方程，联立①、③解得，联立①、②解得，将m、n代入任意一个方程解得。
答案：（1）CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) △H=－41.4 kJ·mol－1
（2）0.05mol/(L·min) 225 减小 增大压强或增大氢气浓度或按原比例等倍加入反应物 bd
（3）1596 2 1
2．(2020·潍坊高三联考)燃煤的过程中排放大量CO2、SO2、NOx以及固体颗粒物，对环境污染严重。请回答下列问题：
(1)将煤作为燃料常通过下列两种途径：
途径Ⅰ：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1<0 ①
途径Ⅱ：先制水煤气，后燃烧水煤气
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) ΔH2>0 ②
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH3<0 ③
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH4<0 ④
ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的关系式是_________________________________________。
(2)已知碳的气化反应在不同温度下平衡常数的对数值(lg K)如表：
气化反应
lg K
700 K
900 K
1 200 K
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) i
－2.64
－0.39
1.58
C(s)＋2H2O(g)CO2(g)＋2H2(g) ii
－1.67
－0.03
1.44
升高温度时，反应i中H2的产率________(填“增大”“减小”或“不变”)。在900 K时，反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常数的对数值(lg K)为 __________。
(3)为了减少燃煤污染，可将煤燃烧产生的SO2制成自发电池，其电池总反应为2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，该电池的负极反应式为____________________________________。用这种方法处理含SO2废气的优点是______________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)新型氨法烟气脱硫技术采用氨吸收烟气中的SO2生成亚硫酸铵和亚硫酸氢铵。亚硫酸铵又可用于燃煤烟道气脱氮，将氮氧化物转化为氮气，同时生成一种氮肥，形成共生系统。写出二氧化氮与亚硫酸铵反应的化学方程式：_______________________________________。
(5)用K2CO3溶液可吸收燃煤反应中生成的CO2，常温下pH＝10的K2CO3溶液中由水电离的OH－的物质的量浓度为______________。常温下，0.1 mol·L－1KHCO3 溶液的pH>8，则溶液中c(H2CO3)________c(CO)(填“>”“＝”或“<”)。
解析：(1)根据盖斯定律，由(②×2＋③＋④)/2可得①，则2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4。(2)依题表中数据可知，温度升高时，反应i的lg K增大，平衡正向移动，反应i中H2的产率增大。根据盖斯定律，由反应ii－反应i得CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，900 K时，此反应的平衡常数K＝＝100.36，则lg K＝0.36。(3)2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，在此反应中，SO2被氧化生成H2SO4，通入SO2的一极是负极，负极的电极反应式为SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋。(4)NO2与(NH4)2SO3反应时，NO2是氧化剂，还原产物是N2；(NH4)2SO3是还原剂，氧化产物是(NH4)2SO4。(5)常温下pH＝10的K2CO3溶液中，c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，c(OH－)＝1×10－4mol·L－1，K2CO3溶液中的OH－就是由水电离产生的。KHCO3溶液显碱性，说明HCO的水解能力大于其电离能力，故c(H2CO3)>c(CO)。
答案：(1)2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4
(2)增大 0.36
(3)SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋ 减少环境污染，获得副产品H2SO4，获得电能
(4)4(NH4)2SO3＋2NO2===4(NH4)2SO4＋N2
(5)1×10－4 mol·L－1 >
3．氮、碳氧化物的排放会对环境造成污染。多年来化学工作者对氮、碳的氧化物做了广泛深入的研究并取得一些重要成果。
I．已知2NO（g）+O2（g）2NO2（g）的反应历程分两步：
第一步：2NO（g）N2O2（g） （快） ∆H1<0；
v1正=k1正c2（NO） ；v1逆=k1逆c（N2O2）
第二步：N2O2（g）+O2（g）2NO2（g） （慢） ∆H2< 0；
v2正=k2正c（N2O2）c（O2）；v2逆=k2逆c2（NO2）
①在两步的反应中，哪一步反应的活化能更大___（填“第一步”或“第二步”）。
②一定温度下，反应2NO（g）+O2（g）2NO2（g）达到平衡状态，请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K=____________；
II．（1）利用CO2和CH4重整不仅可以获得合成气（主要成分为CO、H2），还可减少温室气体的排放。已知重整过程中部分反应的热化方程式为：
① CH4（g）=C（s）+2H2（g） ΔH1＞0
② CO2（g）+H2（g）=CO（g）+H2O（g） ΔH2＞0
③ CO（g）+H2（g）=C（s）+H2O（g） ΔH3＜0
则反应CH4（g）+CO2（g）=2CO（g）+2H2（g）的ΔH=______________________（用含 ΔH1 、ΔH2 、 ΔH3的代数式表示）若固定n（CO2）=n（CH4），改变反应温度，CO2和CH4的平衡转化率见图甲。
同温度下CO2的平衡转化率大于CH4的平衡转化率，原因是_________。
（2）在密闭容器中通入物质的量均为0.1mol的CH4和CO2，在一定条件下发生反应CO2（g） + CH4（g） 2CO（g） + 2H2（g），CH4的平衡转化率与温度及压强（单位Pa）的关系如图乙所示。y点：v（正）_____v（逆）（填 “大于”“小于”或“等于”）。已知气体分压（p 分）=气体总压（p 总）× 气体的物质的量分数。用平衡分压代替平衡浓度可以得到平衡常数Kp，求x 点对应温度下反应的平衡常数Kp=__________________。
III．根据2CrO42﹣+2H+ Cr2O72﹣+H2O设计如图丙装置（均为惰性电极）电解Na2CrO4溶液制取Na2Cr2O7，图丙中左侧电极连接电源的_________极，电解制备过程的总反应化学方程式为_________。测定阳极液中Na和Cr的含量，若Na与Cr的物质的量之比为a：b，则此时Na2CrO4的转化率为_________。若选择用熔融K2CO3作介质的甲烷（CH4）燃料电池充当电源，则负极反应式为________________。
解析：Ⅰ. ①总反应的快慢由反应慢的一步决定，慢反应所需要的活化能更大，故答案为：第二步；
②因为反应达到平衡状态，所以v1正=v1逆，v2正=v2逆，所以v1正v2正=v1逆v2逆，即k1正c2（NO）×k2正c（N2O2）c（O2）=k1逆c（N2O2）k2正c（N2O2），则，故答案为：；
Ⅱ.（1）将已知的三个反应重新组合，反应1+2-3，得到反应CH4（g）+CO2（g）2CO（g）+2H2（g），根据盖斯定律得ΔH=ΔH1 + ΔH2 - ΔH3，反应方程式中CH4和CO2的化学计量数之比为1:1，投料比也为1:1，因此二者转化率应该相同，但是所给的转化率图像中，CO2转化率曲线高于CH4转化率曲线，可能是CO2发生了一些副反应造成的，故答案为：ΔH1 +ΔH2-ΔH3；CO2发生了其他副反应；
（2） 反应CH4（g）+CO2（g）2CO（g）+2H2（g）是个气体体积增大的反应，压强越大，CH4的转化率越小，由图可知相同温度下，P1条件下的转化率大于P2，则P1小于P2，压强为P2时，在Y点反应未达到平衡，则反应正向移动，所以v(正)>v(逆)，由图可知该温度下X所处条件下的平衡时甲烷的转化率为50%，则有：
总物质的量=0.3mol，总压为P2，其平衡常数，故答案为：大于；；
Ⅲ. 根据2CrO42-+2H+===Cr2O72-+H2O，电解Na2CrO4溶液制取Na2Cr2O7，应在酸性条件下进行，即右侧电极生成H+，则消耗OH-，发生氧化反应，右侧为阳极，则左侧为阴极，电解电源的负极，电解制备过程的总反应方程式为4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑，设加入反应容器内的Na2CrO4为1mol，反应过程中有x mol Na2CrO4转化为Na2Cr2O7，则阳极区剩余Na2CrO4为(1-x)mol，对应的n(Na)=2(1-x)mol，n(Cr)=(1-x)mol，生成的Na2Cr2O7为mol，对应的n(Na)=x mol，n(Cr)=x mol，根据Na与Cr的物质的量之比为a:b，解得x=，转化率为。
若选择用熔融K2CO3作介质的甲烷燃料电池充当电源，则负极反应式为CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O，故答案为；负；4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑；（2﹣）×100%；CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O。
答案：第二步 ΔH1 +ΔH2 -ΔH3 CO2发生了其他副反应 大于 负 4Na2CrO4+4H2O2Na2Cr2O7+4NaOH+2H2↑+O2↑ （2﹣）×100% CH4﹣8e﹣+4CO32﹣=5CO2+2H2O
4．“绿水青山就是金山银山”。近年来，绿色发展、生态保护成为中国展示给世界的一张新“名片”。汽车尾气是造成大气污染的重要原因之一，减少氮的氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。请回答下列问题：
(1)已知：N2(g)＋O2(g)===2NO(g) ΔH1＝＋180.5 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
2C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH3＝－221 kJ·mol－1
若某反应的平衡常数表达式为K＝，则此反应的热化学方程式为
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(2)N2O5在一定条件下可发生分解反应：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)，某温度下向恒容密闭容器中加入一定量N2O5，测得N2O5浓度随时间的变化如下表：
t/min
0
1
2
3
4
5
c(N2O5)/(mol·L－1)
1.00
0.71
0.50
0.35
0.25
0.17
①反应开始时体系压强为p0，第2 min时体系压强为p1，则p1∶p0＝________。2～5 min内用NO2表示的该反应的平均反应速率为________________。
②一定温度下，在恒容密闭容器中充入一定量N2O5进行该反应，能判断反应已达到化学平衡状态的是______(填字母)。
a．NO2和O2的浓度比保持不变
b．容器中压强不再变化
c．2v正(NO2)＝v逆(N2O5)
d．气体的密度保持不变
(3)Kp是用反应体系中气体物质的分压来表示的平衡常数，即将K表达式中平衡浓度用平衡分压代替。已知反应：NO2(g)＋CO(g)NO(g)＋CO2(g)，该反应中正反应速率v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，逆反应速率v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，其中k正、k逆为速率常数，则Kp＝________________(用k正、k逆表示)。
(4)如图是密闭反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料后，在200 ℃、400 ℃、600 ℃下，合成NH3反应达到平衡时，混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线，已知该反应为放热反应。
①曲线a对应的温度是________。
②M点对应的H2的转化率是________。
(5)工业生产中产生的SO2废气可用如图方法获得H2SO4。写出电解的阳极反应式：________________________________________________________________________。
解析：(1)若某反应的平衡常数表达式为K＝，则其化学方程式为2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)，将题中3个已知热化学方程式依次编号为①②③，根据盖斯定律，由②×2－①－③，可得：2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝(－393.5 kJ·mol－1)×2－(＋180.5 kJ·mol－1)－(－221 kJ·mol－1)＝－746.5 kJ·mol－1。(2)①根据题表中数据及三段式法有：
2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)
开始/(mol·L－1) 1.00 0 0
转化/(mol·L－1) 0.50 1.00 0.25
2 min时/(mol·L－1) 0.50 1.00 0.25
该反应在恒温恒容条件下发生，反应前后气体的压强之比等于物质的量之比，也等于物质的量浓度之比，所以p1∶p0＝(0.50＋1.00＋0.25)∶1.00＝7∶4。2～5 min内，v(N2O5)＝＝0.11 mol·L－1·min－1，v(NO2)＝2v(N2O5)＝0.22 mol·L－1·min－1。②反应过程中NO2和O2的浓度比始终保持不变，a项不能说明反应已经达到化学平衡状态；该反应在反应前后气体分子数不相等，反应过程中容器内压强为变量，容器内压强不再变化可以说明反应已经达到化学平衡状态，b项符合题意；v正(NO2)＝2v逆(N2O5)时，正、逆反应速率相等，而2v正(NO2)＝v逆(N2O5)时，正、逆反应速率不相等，c项不能说明反应已经达到化学平衡状态；反应物和生成物全为气体，气体总质量不变，而容器恒容，故反应过程中气体密度始终不变，d项不能说明反应已经达到化学平衡状态。(3)Kp＝，v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，平衡时正、逆反应速率相等，即k正·p(NO2)·p(CO)＝k逆·p(NO)·p(CO2)，则＝，故Kp＝。(4)①合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，NH3的产率降低，NH3的物质的量分数减小，曲线a、b、c中，在相同条件下曲线a对应NH3的物质的量分数最高，其反应温度最低，所以曲线a对应的温度为200 ℃。②M点NH3的物质的量分数为60%，设NH3为0.6a mol，则N2、H2共为0.4a mol，因为反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料，故M点时H2为0.3a mol，结合N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)可知，转化的H2的物质的量为0.9a mol，所以M点对应H2的转化率为×100%＝75%。(5)由题图可知，在电解池的阳极发生Mn2＋转化为MnO2的反应，电极反应式为Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋。
答案：(1)2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝－746.5 kJ·mol－1
(2)①7∶4 0.22 mol·L－1·min－1 ②b
(3)
(4)①200 ℃ ②75%
(5)Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋
5．对温室气体二氧化碳的研究一直是科技界关注的重点。
Ⅰ.在催化剂存在下用H2还原CO2是解决温室效应的重要手段之一，相关反应如下：
主反应：CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH1
副反应：CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1
已知H2和CH4的燃烧热分别为－285.5 kJ·mol－1和－890.0 kJ·mol－1
H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ·mol－1
(1)ΔH1＝________kJ·mol－1。
(2)有利于提高CH4平衡产率的反应条件是____________________________________
______________________________________________________________(至少写两条)。
工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是__________。
(3)T ℃时，若在体积恒为2 L的密闭容器中同时发生上述反应，将物质的量之和为5 mol的H2和CO2以不同的投料比进行反应，结果如图1所示。若a、b表示反应物的转化率，则表示H2转化率的是________，c、d分别表示CH4(g)和CO(g)的体积分数，由图可知＝________时，甲烷产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，则T ℃时①的平衡常数K＝________。
Ⅱ.溶于海水的CO2 95%以HCO形式存在。在海洋中，通过如图2钙化作用实现碳自净。
(4)写出钙化作用的离子方程式：_____________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)如图3，电解完成后，a室的pH________(填“变大”“变小”或“几乎不变”)；其间b室发生反应的离子方程式为________________________________________________。
解析：Ⅰ.(1)根据已知有②CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH3＝－571.0 kJ·mol－1
④CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH4＝－890.0 kJ·mol－1
⑤H2O(l)===H2O(g) ΔH5＝＋44 kJ·mol－1
根据盖斯定律，由③×2－④＋⑤×2可得CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝2ΔH3－ΔH4＋2ΔH5＝－164.0 kJ·mol－1。
(2)反应CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)是正方向为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强都有利于反应正向移动，提高CH4平衡产率；工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是催化剂。
(3)随着比值的增大，氢气的转化率降低，则表示H2转化率的是b。随着比值的增大，氢气的量增多，一氧化碳的量减少，甲烷的量增加，故c为CH4(g)的体积分数，由图可知＝4时，甲烷的产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，＝4，由于H2、CO2的物质的量之和为5 mol，则H2和CO2分别为4 mol和1 mol，平衡转化率为0.80，则利用三段式法：
CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)
开始时浓度
/(mol·L－1) 0.5 2 0 0
改变的浓度
/(mol·L－1) 0.4 1.6 0.4 0.8
平衡时浓度
/(mol·L－1) 0.1 0.4 0.4 0.8
K＝＝100。
Ⅱ.(4)根据图中信息可知，钙化作用是碳酸氢钙转化为碳酸钙、二氧化碳和水，其反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。
(5)电解完成后，a室中水放电产生氧气，而氢离子进入b室，pH几乎不变；其间b室发生反应的离子方程式为H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。
答案：Ⅰ.(1)－164.0 (2)降低温度，增大压强(答案合理即可) 催化剂 (3)b 4 100
Ⅱ.(4)2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O (5)几乎不变 H＋＋HCO===CO2↑＋H2O
6．甲醇、乙醇来源丰富、价格低廉、运输贮存方便，都是重要的化工原料，有着重要的用途和应用前景，可以用多种方法合成。
I．用CO2生产甲醇、乙醇
（1）已知：H2的燃烧热为-285.8 kJ/mol，CH3OH(l)的燃烧热为-725.8kJ/mol，CH3OH(g)=CH3OH(l) △H= -37.3 kJ/mol，则CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+ H2O（1） △H=____kJ/mol。
（2）将CO2和H2按物质的量之比1:3充入体积为2.0L的恒容密闭容器中反应[生成 H2O(g)]，如图1表示压强为0.1 MPa和5.0 MPa下CO2转化率随温度的变化关系。
①a、b两点化学反应速率分别用Va、Vb，表示，则Va ___Vb（填“大于”、“小于”或“等于”）。
②列出a点对应的平衡常数表达式K= ____________________。
（3）在1.0 L恒容密闭容器中投入1 mol CO2和2.75 mol H2发生反应：CO2(g)+3H2(g) CH3OH (g)+H2O(g)，实验测得不同温度及压强下，平衡时甲醇的物质的量变化如图2所示，下列说法正确的是_____。
A.该反应的正反应为放热反应
B．压强大小关系为p1＜p2＜p3
C．M点对应的平衡常数K的值约为1.04×10－2
D．在p2及512 K时，图中N点υ(正)＜υ(逆)
（4）CO2催化加氢合成乙醇的反应为：2CO2(g)+6H2(g) C2H5OH(g) +3H2O(g) △H；m代表起始时的投料比，即m＝
①图3中投料比相同，温度T3＞T2＞T1，则该反应的焓变△H____0（填“＞”、“＜”）。
②m=3时，该反应达到平衡状态后p(总)=20a MPa，恒压条件下各物质的物质的量分数与温度的关系如图4所示，则曲线b代表的物质为_________（填化学式），T4温度时，反应达到平衡时物质d的分压p(d)=___________。
Ⅱ．甲醇的应用
（5）以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图5所示。
离子交换膜a为_____（填“阳膜”、“阴膜”），阳极的电极反应式为______________。
解析：（1）①H2(g)+O2(g)=H2O(l)△H=-285.8kJ/mol，
②CH3OH(g)=CH3OH(l)△H= -37.3kJ/mol，
③CH3OH(l)+O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H=-725.8kJ/mol，
由盖斯定律①×3-③-②；可得CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O（1）△H=-94.3kJ/mol；
（2）①a、b两点温度相同，正反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，二氧化碳转化率增大，故压强曲线A大于曲线B，压强越大反应速率越快，故反应速率Va大于Vb；
②a点发生反应：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)，平衡常数表达式K=；
（3）A．由图可知，随着温度升高，平衡时甲醇的物质的量在减小，所以升温平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应，故A正确；
B．由图可知，作一条等温线，因为该反应为气体体积减小的反应，压强越大，平衡时甲醇的物质的量也越大，所以p1＞p2＞p3，故B错误；
C．由图可知，M点对应的甲醇产量为0.25mol，则
所以K==1.04×10−2；故C正确；
D．由图可知，在p2及512K时，N点甲醇的物质的量还小于平衡时的量，所以应该正向移动，则v(正)＞v(逆)，故D错误；
答案选AC；
（4）①由图3可知，相同压强下，温度越高氢气转化率越小，说明升高温度反应向逆向移动，正反应放热，△H＜0；
②温度升高，反应逆向进行，所以产物的物质的量是逐渐减少的，反应物的物质的量增大，由图可知，根据反应计量系数关系，曲线a代表的物质为H2，b表示CO2，c为H2O，d为C2H5OH；设开始氢气的投入量是3nmol，则二氧化碳是nmol，二氧化碳的转化量是x，
N点b、d的物质的量分数相同，所以n-x=0.5x，解得x=n，总物质的量是n-x+3n-3x+0.5x+1.5x=n，压强之比等于物质的量之比，组分平衡分压=总压×该组分的物质的量分数，d为C2H5OH，达到平衡时乙醇的分压p(乙醇)==2.5a MPa；
（5）由图分析可知氧气得电子，发生还原反应，与氢离子结合生成水，该电极为阴极，则氢离子要透过交换膜a在阴极与氧气结合，则交换膜a为阳离子交换膜；阳极上是甲醇和一氧化碳反应失电子发生氧化反应，电极反应为：2CH3OH+CO-2e−=(CH3O)2CO+2H+。
答案：（1）-94.3
（2）大于 K＝
（3）AC
（4）＜ CO2 2.5a MPa
（5）阳膜 2CH3OH+CO−2e−=(CH3O)2CO+2H+
7．甲醇既是重要的化工原料，又是一种可再生能源，具有广泛地开发和应用前景。
(1)已知反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝－99 kJ·mol－1 中的相关化学键键能如下：
化学键
H—H
C—O
C≡O
H—O
C—H
E/(kJ·mol－1)
436
343
x
465
413
则x＝________。
(2)在一容积可变的密闭容器中，1 mol CO与2 mol H2发生反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH<0，CO在不同温度下的平衡转化率(α)与压强的关系如图所示。
①a、b两点的反应速率：v(a)________(填“>”“<”或“＝”)v(b)。
②T1________(填“>”“<”或“＝”)T2，原因是__________________________________
________________________________________________________________________。
③在c点条件下，下列叙述能说明上述反应达到化学平衡状态的是________(填字母)。
A．H2的消耗速率是CH3OH的生成速率的2倍
B．CH3OH的体积分数不再改变
C．混合气体的密度不再改变
D．CO和CH3OH的物质的量之和保持不变
④计算图中a点的平衡常数Kp＝__________________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
(3)利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)合成甲醇，发生的主要反应如下：
Ⅰ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH1
Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2
Ⅲ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH3
上述反应对应的平衡常数分别为K1、K2、K3，它们随温度变化的曲线如图所示。
则ΔH1________(填“>”“<”或“＝”)ΔH3，理由是_____________________________
________________________________________________________________________。
解析：(1)根据反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝－99 kJ·mol－1及表中数据可知，反应断键吸收的能量为(x＋2×436) kJ，成键放出的能量为(3×413＋465＋343) kJ＝2 047 kJ，反应放出99 kJ的热量，则2 047－(x＋2×436)＝99，x＝1 076。(2)①a、b两点处在同一条等温线上，a点的压强小于b点的压强，由于增大压强，化学反应速率增大，则反应速率v(a)
起始/mol 1 2 0
变化/mol 0.5 1 0.5
平衡/mol 0.5 1 0.5
CO、H2、CH3OH的物质的量分数分别为0.25、0.5、0.25，平衡分压分别为0.25×0.5×104 kPa、0.5×0.5×104 kPa、0.25×0.5×104 kPa，所以a点的平衡常数Kp＝＝1.6×10－7。
答案：(1)1 076 (2)①< ②< CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故T1
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