2019-2020年高考化學分類題庫 考點7 化學反應速率和化學平衡.doc

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2019-2020年高考化學分類題庫 考點7 化學反應速率和化學平衡 ．(xx安徽高考11)汽車尾氣中NO產(chǎn)生的反應為N2(g)＋O2(g)2NO(g),一定條件下,等物質的量的N2(g)和O2(g)在恒容密閉容器中反應,如圖曲線a表示該反應在溫度T下N2的濃度隨時間的變化,曲線b表示該反應在某一起始反應條件改變時N2的濃度隨時間的變化。下列敘述正確的是 ( ) A．溫度T下,該反應的平衡常數(shù)K= B．溫度T下,隨著反應的進行,混合氣體的密度減小 C．曲線b對應的條件改變可能是加入了催化劑 D．若曲線b對應的條件改變是溫度,可判斷該反應的ΔH<0 【解題指南】解答本題時應注意以下3點: (1)曲線b比曲線a到達平衡所需要的時間短,反應速率快些; (2)催化劑能改變反應速率,不能改變平衡狀態(tài); (3)密度ρ=m/V。 【解析】選A。根據(jù)圖象知T溫度下,N2的濃度變化為c0－c1, 　　　　N2?。22NO 起始: c0 c0 0 變化: c0－c1 c0－c1 2(c0－c1) 平衡: c1 c1 2(c0－c1) 平衡常數(shù)K==,A正確;該反應是氣體體積不變的反應,容積固定,氣體質量守恒,則氣體密度始終不變,B錯誤;催化劑對平衡移動沒有影響,若曲線b對應的條件改變是使用了催化劑,則曲線a、b的平衡狀態(tài)應相同,但圖象顯示曲線b對應的氮氣的平衡濃度小些,C錯誤;根據(jù)“先拐先平”知,若曲線b對應的條件是溫度的改變,則曲線b對應的溫度高,若該反應的ΔH<0,則升溫,平衡逆向移動,氮氣的平衡濃度增大,即比曲線a對應的氮氣的平衡濃度大些,與圖象不符,D錯誤。 ．(xx福建高考12)在不同濃度(c)、溫度(T)條件下,蔗糖水解的瞬時速率(v)如下表。下列判斷不正確的是 c/molL－1 v/mmol L－1min－1 T/ K 0.600 0.500 0.400 0.300 318.2 3.60 3.00 2.40 1.80 328.2 9.00 7.50 a 4.50 b 2.16 1.80 1.44 1.08 A.a=6.00 B．同時改變反應溫度和蔗糖的濃度,v可能不變 C．b<318.2 D．不同溫度時,蔗糖濃度減少一半所需的時間相同 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)數(shù)據(jù)信息的處理能力; (2)影響反應速率因素的理解與應用。 【解析】選D。A.根據(jù)表格的數(shù)據(jù)可知:在328.2 K時,蔗糖的濃度越大,水解的速率越快。根據(jù)濃度與速率的變化關系可知在328.2 K時,蔗糖的濃度每減小0.100 molL－1,速率減小1.50 mmolL－1min－1,所以在濃度是0.400 molL－1時,水解的速率是6.00 mmolL－1min－1,即a=6.00,正確。B.根據(jù)表格數(shù)據(jù)可知:升高溫度,水解速率增大,增大濃度,水解速率也增大,若同時改變反應物的濃度和反應的溫度,則對反應速率的影響因素可能相互抵消,即反應速率可能不變,正確。C.在濃度不變時,升高溫度,水解速率增大,降低溫度,水解速率減小。由于在濃度是0.600 molL－1時,當318.2 K時水解速率是3.60 mmolL－1min－1,現(xiàn)在該反應的速率是2.16 mmolL－1min－1<3.60 mmolL－1min－1,所以反應溫度低于318.2 K,即b<318.2,正確。D.溫度不同時,在相同的濃度時反應速率不相同,濃度減少一半時所需的時間也不同,錯誤。 ．(xx四川高考7)一定量的CO2與足量的碳在體積可變的恒壓密閉容器中反應:C(s)＋CO2(g)2CO(g),平衡時,體系中氣體體積分數(shù)與溫度的關系如下圖所示: 已知:氣體分壓(p分)=氣體總壓(p總)體積分數(shù)。下列說法正確的是 ( ) A．550℃時,若充入惰性氣體,v正、v逆均減小,平衡不移動 B．650℃時,反應達平衡后CO2的轉化率為25.0% C．T℃時,若充入等體積的CO2和CO,平衡向逆反應方向移動 D．925℃時,用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數(shù)Kp=24.0p總 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)圖象為在不同溫度下的平衡狀態(tài)時氣體的百分含量; (2)Kp的計算方法和Kw的計算方法類似。 【解析】選B。A項,因容器的體積可變,故充入惰性氣體后容器體積變大,混合氣體整體被稀釋,反應應正向移動,故A錯誤;B項,在此條件下,若設二氧化碳的初始濃度為1,轉化濃度為x則: 　　　　C(s)＋CO2(g)2CO(g) 初始: 1 0 轉化: x 2x 達到平衡時一氧化碳的百分含量為40.0%,則2x/(1－x＋2x)=40.0%,得x=0.25,CO2的轉化率為25.0%;C項,由圖象可知T℃時,平衡體系中CO2和CO的體積分數(shù)相等,則在恒壓密閉容器中同時充入等體積的CO2和CO,平衡不移動,故C錯誤;D中,925℃時,Kp==,通過計算Kp應等于23.04p總,故D錯誤。 ．(xx天津高考3)下列說法不正確的是 ( ) A．Na與H2O的反應是熵增的放熱反應,該反應能自發(fā)進行 B．飽和Na2SO4溶液或濃硝酸均可使蛋白質溶液產(chǎn)生沉淀,但原理不同 C．FeCl3和MnO2均可加快H2O2分解,同等條件下二者對H2O2分解速率的改變相同 D．Mg(OH)2固體在溶液中存在平衡:Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq),該固體可溶于NH4Cl溶液 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)ΔG=ΔH－TΔS<0,該反應能自發(fā)進行。 (2)催化劑具有高效性、專一性,條件不同作用效果不同。 【解析】選C。Na與水的反應是固體與液體反應生成氣體,為熵增的反應,ΔS>0,在反應中鈉會熔化成一個閃亮的小球四處游動,且發(fā)出嘶嘶的聲音,此反應為放熱反應,則ΔH<0,故ΔG=ΔH－TΔS<0,該反應能自發(fā)進行,A項正確;飽和Na2SO4溶液使蛋白質溶液產(chǎn)生沉淀是蛋白質的鹽析,濃硝酸是強氧化性酸,使蛋白質溶液產(chǎn)生沉淀是蛋白質的變性,原理不同,B項正確;FeCl3和MnO2均可作為催化劑加快H2O2分解,但同等條件下二者對H2O2分解催化效果不相同,故反應速率的改變不相同,C項錯誤;Mg(OH)2固體在溶液中存在平衡:Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq),NH4Cl溶液中N水解使溶液呈酸性,消耗OH－,使平衡正向移動,Mg(OH)2固體可溶于NH4Cl溶液,D項正確。 ．(xx天津高考6)某溫度下,在2 L的密閉容器中,加入1 mol X(g)和2 mol Y(g)發(fā)生反應:X(g)＋mY(g)3Z(g)　平衡時,X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g),再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是 ( ) A．m=2 B．兩次平衡的平衡常數(shù)相同 C．X與Y的平衡轉化率之比為1∶1 D．第二次平衡時,Z的濃度為0.4 molL－1 【解析】選D。在此平衡體系中加入1 mol Z(g),在合并瞬間X、Y、Z的體積分數(shù)不變,但單位體積內體系分子總數(shù)增多,依據(jù)勒夏特列原理,平衡應向使單位體積內分子總數(shù)減小的方向移動,但再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分數(shù)不變,則說明m＋1=3,故m=2,A項正確;同一化學反應的平衡常數(shù)只與溫度有關,兩次平衡溫度不變,平衡常數(shù)不變,B項正確;m=2,則起始量X與Y物質的量之比為1∶2,則反應過程中由方程式可知反應的X與Y物質的量之比為1∶2,故X與Y的平衡轉化率之比為1∶1,C項正確;m=2,則該反應為反應前后氣體總量不變的反應,故第二次平衡時Z的物質的量為(3＋1)10%=0.4(mol),故Z的濃度為0.4 mol2 L=0.2 molL－1,故D項錯誤。 【誤區(qū)提醒】判斷平衡常數(shù)時,忽視同一化學反應的平衡常數(shù)只與溫度有關,而認為平衡逆向移動,從而錯誤地判斷平衡常數(shù)減小。 ．(xx重慶高考7)羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑,能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中,將CO和H2S混合加熱并達到下列平衡:CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)　K=0.1 反應前CO物質的量為10 mol,平衡后CO物質的量為8 mol,下列說法正確的是 ( ) A．升高溫度,H2S濃度增加,表明該反應是吸熱反應 B．通入CO后,正反應速率逐漸增大 C．反應前H2S物質的量為7 mol D．CO的平衡轉化率為80% 【解析】選C。A.升高溫度,H2S濃度增加,說明平衡逆向移動,則該反應是放熱反應,錯誤;B.通入CO后,正反應速率瞬間增大,又逐漸減小,錯誤; C．根據(jù) 　CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)　K=0.1 起始物質的量/mol 10 n 0 0 變化物質的量/mol 2 2 2 2 平衡物質的量/mol 8 n－2 2 2 設該容器的體積為V,根據(jù)K=0.1,列關系式得(22)[8(n－2)]=0.1,解得n=7,正確;D.根據(jù)上述數(shù)據(jù)CO的平衡轉化率為2 mol10 mol100%=20%,錯誤。 ．(雙選)(xx海南高考8)10 mL濃度為1 molL－1的鹽酸與過量的鋅粉反應,若加入適量的下列溶液,能減慢反應速率但又不影響氫氣生成量的是 ( ) A．K2SO4 B．CH3COONa C．CuSO4 D．Na2CO3 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)影響反應速率的因素; (2)鹽酸具有強酸性,和弱酸鹽發(fā)生復分解反應,還需要注意反應生成的氫氣量不變。 【解析】選A、B。Zn與稀鹽酸發(fā)生反應:Zn＋2HClZnCl2＋H2↑,若加入物質使反應速率降低,則c(H＋)減小,但是不影響生成氫氣的物質的量,說明最終電離產(chǎn)生的n(H＋)不變。A項,K2SO4是強酸強堿鹽,不發(fā)生水解,溶液顯中性,溶液中的水對鹽酸起稀釋作用,使c(H＋)減小,但沒有消耗H＋,因此n(H＋)不變,符合題意;B項,CH3COONa與HCl發(fā)生反應:CH3COONa＋HClCH3COOH＋NaCl,使溶液中c(H＋)減小,反應速率降低,當反應進行到一定程度,會發(fā)生反應:2CH3COOH＋Zn(CH3COO)2Zn＋H2↑,因此最終不會影響生成氫氣的物質的量,符合題意;C項,加入CuSO4溶液與Zn發(fā)生置換反應:CuSO4＋ZnCu＋ZnSO4,生成的Cu與Zn和鹽酸構成原電池,會加快反應速率,與題意不符合;D項,若加入Na2CO3溶液,會與鹽酸發(fā)生反應:Na2CO3＋2HCl2NaCl＋H2O＋CO2↑,使溶液中的c(H＋)減小,但由于部分H＋生成了H2O,因此使n(H＋)也減小,生成氫氣的物質的量減小,不符合題意。 【誤區(qū)提醒】需要注意加入硫酸鉀溶液相當于加入水,溶液體積增大,鹽酸濃度減小,容易忽略體積變化而漏選A。C項,由于沒有考慮鋅與硫酸銅溶液置換出單質銅,形成原電池加快反應速率而錯選C。 ．(xx江蘇高考11)下列說法正確的是 ( ) A．若H2O2分解產(chǎn)生1 mol O2,理論上轉移的電子數(shù)約為46.021023 B．室溫下,pH=3的CH3COOH溶液與pH=11的NaOH溶液等體積混合,溶液pH>7 C．鋼鐵水閘可用犧牲陽極或外加電流的陰極保護法防止其腐蝕 D．一定條件下反應N2＋3H22NH3達到平衡時,3v正(H2)=2v逆(NH3) 【解析】選C。2H2O22H2O ＋ O2↑,生成1 mol O2時轉移2 mol電子,A項錯誤;pH=3的CH3COOH中已電離出的H＋,就可以將pH=11的NaOH電離出的OH－完全中和,但是CH3COOH是弱酸,還會繼續(xù)電離,即醋酸過量,反應后溶液顯酸性,B項錯誤;鐵可用作原電池的正極或作為電解池的陰極,此時鐵均會受到保護,C項正確;由反應方程式的化學計量數(shù)知,任何時候均存在2v正(H2)=3v正(NH3),氮氣與氫氣合成氨氣達到平衡時,速率關系為2v正(H2)=3v逆(NH3),D項錯誤。 ．(雙選)(xx江蘇高考15)在體積均為1.0 L的兩恒容密閉容器中加入足量的相同的碳粉,再分別加入0.1 mol CO2和0.2 mol CO2,在不同溫度下反應CO2(g)＋C(s)2CO(g)達到平衡,平衡時CO2的物質的量濃度c(CO2)隨溫度的變化如圖所示(圖中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ點均處于曲線上)。下列說法正確的是 ( ) A．反應CO2(g)＋C(s)2CO(g)的ΔS>0、ΔH<0 B．體系的總壓強p總:p總(狀態(tài)Ⅱ)>2p總(狀態(tài)Ⅰ) C．體系中c(CO):c(CO,狀態(tài)Ⅱ)<2c(CO,狀態(tài)Ⅲ) D．逆反應速率v逆:v逆(狀態(tài)Ⅰ)>v逆(狀態(tài)Ⅲ) 【解析】選B、C。C和CO2反應是吸熱反應,ΔH>0,A項錯誤;點Ⅰ所在的曲線是通入0.1 mol CO2,點Ⅱ所在的曲線是通入0.2 mol CO2,狀態(tài)Ⅱ可以看作先通 0.1 mol CO2,此時的壓強相等,再通入0.1 mol CO2,假如平衡不移動,此時的壓強等于2倍p總(狀態(tài)Ⅰ),但要求CO2的濃度相等,應對其加熱使平衡向正反應方向移動,氣體物質的量增加,因此p總(狀態(tài)Ⅱ)>2p總(狀態(tài)Ⅰ),B項正確;狀態(tài)Ⅱ可以看作先通0.1 mol CO2,此時兩者CO的濃度相等,再通入0.1 mol CO2,假如平衡不移動,c(CO,狀態(tài)Ⅱ)=2c(CO,狀態(tài)Ⅲ),但再充入CO2,相當于增大壓強,平衡左移,消耗CO,因此c(CO,狀態(tài)Ⅱ)<2c(CO,狀態(tài)Ⅲ),C項正確;溫度越高,反應速率越快,v逆(狀態(tài)Ⅰ)L1。 答案:(1)SO2＋2H2O＋I2H2SO4＋2HI (2)①a、c ②觀察顏色,顏色深的是HI層,顏色淺的是H2SO4層 ③H2SO4層含少量HI (3)①壓強 ②L2>L1;SO3(g)分解的熱化學方程式為2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g) ΔH=＋196 kJmol－1,當壓強一定時,溫度升高,平衡轉化率增大 ．(xx北京高考28)為探討化學平衡移動原理與氧化還原反應規(guī)律的聯(lián)系,某同學通過改變濃度研究“2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2”反應中Fe3＋和Fe2＋的相互轉化。實驗如下: (1)待實驗Ⅰ溶液顏色不再改變時,再進行實驗Ⅱ,目的是使實驗Ⅰ的反應達到　 。 (2)ⅲ是ⅱ的對比實驗,目的是排除ⅱ中　　　　造成的影響。 (3)ⅰ和ⅱ的顏色變化表明平衡逆向移動,Fe2＋向Fe3＋轉化。用化學平衡移動原理解釋原因:　 。 (4)根據(jù)氧化還原反應的規(guī)律,該同學推測ⅰ中Fe2＋向Fe3＋轉化的原因:外加Ag＋使c(I－)降低,導致I－的還原性弱于Fe2＋,用如圖裝置(a、b均為石墨電極)進行實驗驗證。 ①K閉合時,指針向右偏轉,b作　　　　極。 ②當指針歸零(反應達到平衡)后,向U型管左管中滴加0.01 molL－1AgNO3溶液,產(chǎn)生的現(xiàn)象證實了其推測,該現(xiàn)象是 　。 (5)按照(4)的原理,該同學用上圖裝置進行實驗,證實了ⅱ中Fe2＋向Fe3＋轉化的原因。 ①轉化原因是　 。 ②與(4)實驗對比,不同的操作是　 。 (6)實驗Ⅰ中,還原性:I－>Fe2＋;而實驗Ⅱ中,還原性:Fe2＋>I－,將(3)和(4)、(5)作對比,得出的結論是 。 【解題指南】解答本題時應按照以下流程: 【解析】(1)待實驗Ⅰ溶液顏色不再改變時,再進行實驗Ⅱ,目的是使實驗Ⅰ的反應達到化學平衡狀態(tài)。 (2)實驗ⅲ加入了水,是實驗ⅱ的對比實驗,因此目的是排除因加入FeSO4溶液而將溶液稀釋引起溶液顏色的變化。 (3)ⅰ中加入AgNO3,Ag＋與I－生成AgI黃色沉淀,I－濃度降低,2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2平衡逆向移動,溶液褪色;ⅱ中加入FeSO4,Fe2＋濃度增大,平衡逆向移動,溶液顏色變淺。 (4)①K閉合時,指針向右偏轉,表明b極為正極,Fe3＋得電子;②當指針歸零(反應達到平衡)后,向U型管左管滴加0.01 molL－1AgNO3溶液,產(chǎn)生黃色沉淀,I－濃度減小,2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2平衡左移,指針向左偏轉。 (5)①Fe2＋向Fe3＋轉化的原因是Fe2＋濃度增大,還原性增強。 ②與(4)實驗對比,不同的操作是當指針歸零后,向U型管右管中滴加 1 molL－1FeSO4溶液。 (6)將(3)和(4)、(5)作對比,得出的結論是在其他條件不變時,物質的氧化性和還原性與濃度有關,濃度的改變可影響物質的氧化性和還原性,導致平衡移動。 答案:(1)化學平衡狀態(tài) (2)溶液稀釋對顏色變化 (3)ⅰ中加入Ag＋發(fā)生反應:Ag＋＋I－AgI↓,c(I－)降低;ⅱ中加入FeSO4,c(Fe2＋)增大,平衡均逆向移動 (4)①正　 ②左管產(chǎn)生黃色沉淀,指針向左偏轉 (5)①Fe2＋濃度增大,還原性增強,使Fe2＋還原性強于I－ ②向U型管右管中滴加1 molL－1FeSO4溶液 (6)該反應為可逆氧化還原反應,在平衡時,通過改變物質的濃度,可以改變物質的氧化性和還原性,并影響平衡移動方向 ．(xx全國卷Ⅰ28)碘及其化合物在合成殺菌劑、藥物等方面具有廣泛用途。回答下列問題: (1)大量的碘富集在海藻中,用水浸取后濃縮,再向濃縮液中加MnO2和H2SO4,即可得到I2。該反應的還原產(chǎn)物為　 。 (2)上述濃縮液中主要含有I－、Cl－等離子。取一定量的濃縮液,向其中滴加AgNO3溶液,當AgCl開始沉淀時,溶液中為　　　　。已知Ksp(AgCl)=1.810－10,Ksp(AgI)=8.510－17。 (3)已知反應2HI(g)H2(g)＋I2(g)的ΔH=＋11 kJmol－1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化學鍵斷裂時分別需要吸收436 kJ、151 kJ的能量,則1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為　　　　kJ。 (4)Bodensteins研究了下列反應:2HI(g)H2(g)＋I2(g),在716 K時,氣體混合物中碘化氫的物質的量分數(shù)x(HI)與反應時間t的關系如下表: t/min 0 20 40 60 80 120 x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.60 0.73 0.773 0.780 0.784 ①根據(jù)上述實驗結果,該反應的平衡常數(shù)K的計算式為 　。 ②上述反應中,正反應速率為v正=k正x2(HI),逆反應速率為v逆=k逆x(H2)x(I2),其中k正、k逆為速率常數(shù),則k逆為　　 　　(以K和k正表示)。若k正=0.002 7 min－1,在t=40 min時,v正=　　　　min－1。 ③由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的關系可用下圖表示。當升高到某一溫度時,反應重新達到平衡,相應的點分別為　　　　(填字母)。 【解析】(1)根據(jù)化合價升降規(guī)律,結合實驗室制取氯氣的反應,碘元素的化合價升高,錳元素的化合價降低,所以還原產(chǎn)物為硫酸錳。 (2)==,代入數(shù)據(jù)可得=≈4.710－7。 (3)根據(jù)焓變等于反應物鍵能減去生成物鍵能可知:2EH—I－EH—H－EI—I= ＋11 kJmol－1,得EH—I=299 kJmol－1。 (4)①K==,x(HI)=0.784,x(H2)=x(I2)=(1－0.784)2=0.108。 ②平衡時,v正=v逆,k正x2(HI)=k逆x(H2)x(I2), k逆==;v正=k正x2(HI),k正=0.002 7 min－1,在t=40 min時,x(HI)=0.85,代入數(shù)據(jù)得v正≈1.9510－3min－1。 ③升高溫度,正逆反應速率均增大,在圖象上v正、v逆均上移;但平衡右移,x(HI)減少,在圖象上數(shù)值減小,即A點,平衡右移,x(H2)、x(I2)增大,在圖象上數(shù)值增大,即E點。 答案:(1)MnSO4(或Mn2＋)　(2)4.710－7　(3)299 (4)①K=?、凇?.9510－3 ③A、E ．(xx全國卷Ⅱ27)甲醇是重要的化工原料,又可作為燃料。利用合成氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑作用下合成甲醇,發(fā)生的主要反應如下: Ⅰ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1 Ⅱ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH2 Ⅲ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH3 回答下列問題: (1)已知反應Ⅰ中相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下: 化學鍵 H—H C—O C≡O H—O C—H E/(kJmol－1) 436 343 1 076 465 413 由此計算ΔH1=　　　　　　　　　kJmol－1;已知ΔH2=－58 kJmol－1,則 ΔH3=　　　　　　　　kJmol－1。 (2)反應Ⅰ的化學平衡常數(shù)K表達式為　　　　　　　　　　　　　　　　; 圖1中能正確反映平衡常數(shù)K隨溫度變化關系的曲線為 　　　　　　 (填曲線標記字母),其判斷理由是 　　　　　　　　 。 (3)合成氣組成n(H2)/n(CO＋CO2)=2.60時,體系中的CO平衡轉化率(α)與溫度和壓強的關系如圖2所示。α(CO)值隨溫度升高而　　　　(填“增大”或“減小”),其原因是　 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 ; 圖2中的壓強由大到小為　　　　,其判斷理由是 　　　　　　　 　 　。 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)焓變等于反應物的鍵能減去生成物的鍵能; (2)溫度升高,平衡向吸熱的方向進行。 【解析】(1)反應熱等于反應物鍵能減去生成物鍵能,根據(jù)反應Ⅰ:CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)可知ΔH1=1 076 kJmol－1＋2436 kJmol－1－3 413 kJmol－1－343 kJmol－1－465 kJmol－1=－99 kJmol－1,再根據(jù)蓋斯定律:Ⅱ－Ⅰ=Ⅲ,則ΔH3=－58 kJmol－1＋99 kJmol－1=＋41 kJmol－1。 (2)根據(jù)平衡常數(shù)表達式可知反應Ⅰ的K=;正反應是放熱反應,升高溫度平衡向逆反應方向移動,所以平衡常數(shù)減小,a正確。 (3)升高溫度時,反應Ⅰ為放熱反應,平衡向左移動,使得體系中CO的量增大;反應Ⅲ為吸熱反應,平衡向右移動,產(chǎn)生CO的量增大;總結果,隨溫度升高,使CO的轉化率減小;由于同溫時反應Ⅰ加壓右移,有利于CO的轉化,反應Ⅲ平衡不移動,CO的量不受壓強影響,故增大壓強時,有利于CO的轉化率升高,所以圖2中的壓強由大到小為p3>p2>p1。 答案:(1)－99?。?1 (2)K=[或Kp=]　a 反應Ⅰ為放熱反應,平衡常數(shù)數(shù)值應隨溫度升高而變小 (3)減小　升高溫度時,反應Ⅰ為放熱反應,平衡向左移動,使得體系中CO的量增大;反應Ⅲ為吸熱反應,平衡向右移動,又使產(chǎn)生CO的量增大;總結果,隨溫度升高,使CO的轉化率降低　p3>p2>p1　相同溫度下,由于反應Ⅰ為氣體分子數(shù)減小的反應,加壓有利于提高CO的轉化率;而反應Ⅲ為氣體分子數(shù)不變的反應,產(chǎn)生CO的量不受壓強影響,故增大壓強時,有利于CO的轉化率升高 ．(xx山東高考30)合金貯氫材料具有優(yōu)異的吸放氫性能,在配合氫能的開發(fā)中起著重要作用。 (1)一定溫度下,某貯氫合金(M)的貯氫過程如圖所示,縱軸為平衡時氫氣的壓強(p),橫軸表示固相中氫原子與金屬原子的個數(shù)比(H/M)。 在OA段,氫溶解于M中形成固溶體MHx,隨著氫氣壓強的增大,H/M逐漸增大;在AB段,MHx與氫氣發(fā)生氫化反應生成氫化物MHy,氫化反應方程式為:zMHx(s)＋H2(g)zMHy(s)　ΔH(Ⅰ);在B點,氫化反應結束,進一步增大氫氣壓強,H/M幾乎不變。反應(Ⅰ)中z=　　　　(用含x和y的代數(shù)式表示)。溫度為T1時,2 g某合金4 min內吸收氫氣240 mL,吸氫速率v= 　　mLg－1min－1。反應(Ⅰ)的焓變ΔHⅠ　　　　0(填“>”“<”或“=”)。 (2)η表示單位質量貯氫合金在氫化反應階段的最大吸氫量占其總吸氫量的比例,則溫度為T1、T2時,η(T1)　　　　η(T2)(填“>”“<”或“=”)。當反應(Ⅰ)處于圖中a點時,保持溫度不變,向恒容體系中通入少量氫氣,達到平衡后反應(Ⅰ)可能處于圖中的　　　　點(填“b”“c”或“d”),該貯氫合金可通過　　　　或　　　　的方式釋放氫氣。 (3)貯氫合金ThNi5可催化由CO、H2合成CH4的反應,溫度為T時,該反應的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 已知溫度為T時:CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g) ΔH=＋165 kJmol－1 CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH=－41 kJmol－1 【解題指南】解答本題注意以下兩點: (1)注意圖象的縱、橫坐標所代表的含義; (2)熱化學方程式書寫的注意事項。 【解析】(1)根據(jù)元素守恒可得zx＋2=zy,解得z=2/(y－x);吸氫速率v=240 mL2 g4 min=30 mLg－1min－1;根據(jù)圖象可知,T1η(T2);處于圖中的a點時,保持溫度不變,向恒容體系中通入少量的氫氣,氫氣的壓強增大,H/M逐漸增大,根據(jù)圖象可能處于c點;根據(jù)平衡移動原理,可以通過加熱或減小壓強的方式使平衡逆向移動,釋放氫氣。 (3)設題給熱化學方程式的反應熱分別為ΔH1、ΔH2,寫出由CO、H2合成CH4的化學方程式并注明狀態(tài):CO(g)＋3H2(g)CH4(g)＋H2O(g),然后根據(jù)蓋斯定律可得該反應的ΔH=ΔH2－ΔH1=－206 kJmol－1。 答案:(1)2/(y－x)　30　< (2)>　c　加熱　減壓 (3)CO(g)＋3H2(g)CH4(g)＋H2O(g)　　ΔH=－206 kJmol－1 【誤區(qū)提醒】本題熱化學方程式的書寫易出現(xiàn)錯誤,主要有以下幾點: (1)方程式中的狀態(tài)未標; (2)熱量計算出現(xiàn)錯誤; (3)ΔH的單位書寫出現(xiàn)錯誤。 ．(xx浙江高考28)乙苯催化脫氫制苯乙烯反應: (g)(g)＋H2(g) (1)已知: 化學鍵 C—H C—C CC H—H 鍵能/kJmol－1 412 348 612 436 計算上述反應的ΔH=　　　　kJmol－1。 (2)維持體系總壓p恒定,在溫度T時,物質的量為n、體積為V的乙苯蒸氣發(fā)生催化脫氫反應。已知乙苯的平衡轉化率為α,則在該溫度下反應的平衡常數(shù)K= 　　　　(用α等符號表示)。 (3)工業(yè)上,通常在乙苯蒸氣中摻混水蒸氣(原料氣中乙苯和水蒸氣的物質的量之比為1∶9),控制反應溫度600℃,并保持體系總壓為常壓的條件下進行反應。在不同反應溫度下,乙苯的平衡轉化率和某催化劑作用下苯乙烯的選擇性(指除了H2以外的產(chǎn)物中苯乙烯的物質的量分數(shù))示意圖如下: ①摻入水蒸氣能提高乙苯的平衡轉化率,解釋說明該事實 　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 　。 ②控制反應溫度為600℃的理由是 　　　　　　　　 　。 (4)某研究機構用CO2代替水蒸氣開發(fā)了綠色化學合成工藝——乙苯－二氧化碳耦合催化脫氫制苯乙烯。保持常壓和原料氣比例不變,與摻水蒸氣工藝相比,在相同的生產(chǎn)效率下,可降低操作溫度;該工藝中還能夠發(fā)生反應:CO2＋H2CO＋H2O,CO2＋C2CO。新工藝的特點有　　　　　(填編號)。 ①CO2與H2反應,使乙苯脫氫反應的化學平衡右移 ②不用高溫水蒸氣,可降低能量消耗 ③有利于減少積炭 ④有利于CO2資源利用 【解析】(1)ΔH=反應物的總鍵能－生成物的總鍵能=412 kJmol－12＋ 348 kJmol－1－612 kJmol－1－436 kJmol－1=124 kJmol－1。 (2)恒壓條件下,反應是體積增大的反應,反應前后體積會發(fā)生變化,=,反應后的體積V2=(1＋α)V,代入平衡常數(shù)的計算公式可求出:K=α2n/[(1－α2)V]。 (3)①水不參加反應,相當于通入惰性氣體,保持壓強不變,對于反應來說相當于減小壓強,平衡向氣體體積增大的方向進行,即向正反應方向進行,因此能提高乙苯的轉化率。 ②溫度控制在600℃,能保持較快的反應速率,乙苯的轉化率和苯乙烯的選擇性都較高。溫度過低,反應速率慢,轉化率低;溫度過高,可能使催化劑失活,且能耗大。雖然乙苯的轉化率提高,但苯乙烯的選擇性大幅下降。 (4)與摻水蒸氣工藝相比,不用高溫水蒸氣,可降低能量消耗;CO2與H2反應,使乙苯脫氫反應的化學平衡右移;CO2＋C2CO,有利于減少積炭,且充分利用了CO2資源。 答案:(1)124　(2)Kc=α2n/[(1－α2)V]或Kp=p (3)①正反應方向氣體分子數(shù)增加,加入水蒸氣稀釋,相當于起減壓的效果 ②溫度控制在600℃,能保持較快的反應速率,乙苯的轉化率和苯乙烯的選擇性都較高。溫度過低,反應速率慢,轉化率低;溫度過高,選擇性下降。高溫還可能使催化劑失活,且能耗大 (4)①②③④ ．(xx重慶高考30)我國古代青銅器工藝精湛,有很高的藝術價值和歷史價值,但出土的青銅器大多受到環(huán)境腐蝕,故對其進行修復和防護具有重要意義。 (1)原子序數(shù)為29的銅元素位于元素周期表中第　　　　周期。 (2)某青銅器中Sn、Pb的質量分別為119 g、20.7 g,則該青銅器中Sn和Pb原子的數(shù)目之比為　　　　。 (3)研究發(fā)現(xiàn),腐蝕嚴重的青銅器表面大都存在CuCl。關于CuCl在青銅器腐蝕過程中的催化作用,下列敘述正確的是　　　　。 ( ) A．降低了反應的活化能 B．增大了反應的速率 C．降低了反應的焓變 D．增大了反應的平衡常數(shù) (4)采用“局部封閉法”可以防止青銅器進一步被腐蝕。如將糊狀Ag2O涂在被腐蝕部位,Ag2O與有害組分CuCl發(fā)生復分解反應,該化學方程式為　　　　　　。 (5)下圖為青銅器在潮濕環(huán)境中發(fā)生的電化學腐蝕的原理示意圖。 ①腐蝕過程中,負極是　　　　(填圖中字母“a”或“b”或“c”); ②環(huán)境中的Cl－擴散到孔口,并與正極反應產(chǎn)物和負極反應產(chǎn)物作用生成多孔粉狀銹Cu2(OH)3Cl,其離子方程式為 　; ③若生成4.29 g Cu2(OH)3Cl,則理論上耗氧體積為　　　L(標準狀況)。 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)根據(jù)元素的核外電子排布可以推測元素在周期表中的位置; (2)復分解反應是兩者相互交換離子。 【解析】(1)銅為29號元素,根據(jù)核外電子排布規(guī)則可知,銅元素位于元素周期表中第4周期。 (2)根據(jù)N=NA,青銅器中Sn、Pb的質量分別為119 g、20.7 g,則該青銅器中Sn和Pb原子數(shù)目之比為(119 g119 gmol－1)∶(20.7 g207 gmol－1)= 10∶1。 (3)催化劑能降低反應的活化能,從而加快化學反應速率,但是催化劑不能改變反應的焓變,也不能改變反應的化學平衡常數(shù),選A、B。 (4)Ag2O與CuCl發(fā)生復分解反應,沒有化合價的升降,則化學方程式為Ag2O＋2CuCl2AgCl＋Cu2O。 (5)①根據(jù)圖示,腐蝕過程中,銅失電子生成Cu2＋,則負極是銅,選c; ②根據(jù)上述分析,正極產(chǎn)物是OH－,負極產(chǎn)物為Cu2＋,環(huán)境中的Cl－擴散到孔口,與正極反應產(chǎn)物和負極反應產(chǎn)物作用生成多孔粉狀銹Cu2(OH)3Cl,則離子方程式為2Cu2＋＋3OH－＋Cl－Cu2(OH)3Cl↓; ③4.29 g Cu2(OH)3Cl的物質的量為4.29/214.5=0.02(mol),根據(jù)銅原子守恒,Cu2＋的物質的量為0.04 mol,負極反應為2Cu－4e－2Cu2＋,正極反應為O2＋4e－＋2H2O4OH－,根據(jù)正、負極放電量相等,則理論上耗氧體積為0.02 mol22.4 Lmol－1=0.448 L。 答案:(1)4　(2)10∶1　(3)A、B (4)Ag2O ＋2CuCl2AgCl＋Cu2O (5)①c?、?Cu2＋＋3OH－＋Cl－Cu2(OH)3Cl↓ ③0.448 【誤區(qū)提醒】上題中的(3)容易錯選C、D,催化劑只能改變化學反應速率,無法改變化學平衡狀態(tài),因此是否加入催化劑不會影響化學平衡常數(shù)以及反應的焓變。 ．(xx海南高考16)氨是合成硝酸、銨鹽和氮肥的基本原料,回答下列問題: (1)氨的水溶液顯弱堿性,其原因為 (用離子方程式表示), 0.1 molL－1的氨水中加入少量NH4Cl固體,溶液的pH　　　　(填“升高”或“降低”);若加入少量明礬,溶液中N的濃度　　　　(填“增大”或“減小”)。 (2)硝酸銨加熱分解可得到N2O和H2O,250℃時,硝酸銨在密閉容器中分解達到平衡,該分解反應的化學方程式為 　　　　　　 　, 平衡常數(shù)表達式為　 ;若有1 mol硝酸銨完全分解,轉移的電子數(shù)為 　　　　mol。 (3)由N2O和NO反應生成N2和NO2的能量變化如圖所示,若生成1 mol N2,其 ΔH=　　　　kJmol－1。 【解題指南】解答本題時應注意以下兩點: (1)氮及其化合物的性質及轉化; (2)電解質溶液中電離平衡、水解平衡以及化學平衡、反應中的能量變化等化學反應原理知識的理解與應用。 【解析】(1)氨水中一水合氨部分電離生成銨根離子和氫氧根離子,使溶液呈堿性;若加入氯化銨,銨根離子濃度增大,電離平衡逆向移動,氫氧根離子濃度減小,pH減小;若加入明礬,Al3＋水解消耗OH－,使NH3H2O的電離反應正向移動,c(N)增大。 (2)硝酸銨分解生成N2O和H2O為可逆反應,因此化學方程式為NH4NO3(s)N2O(g)＋2H2O(g)(250℃時,水為氣態(tài)),則K=c(N2O)c2(H2O);硝酸銨中氮元素化合價分別從－3和＋5價均變?yōu)椋?價,因此轉移電子數(shù)為4個,每有1 mol硝酸銨反應轉移電子數(shù)為4 mol。 (3)N2O＋NON2＋NO2,根據(jù)圖示每生成1 mol氮氣, ΔH=209 kJmol－1－348 kJmol－1=－139 kJmol－1。 答案:(1)NH3H2ON＋OH－　降低　增大 (2)NH4NO3N2O↑＋2H2O↑　K=c(N2O)c2(H2O)　4 (3)－139 ．(xx廣東高考31)用O2將HCl轉化為Cl2,可提高效益,減少污染。 (1)傳統(tǒng)上該轉化通過如下所示的催化循環(huán)實現(xiàn)。 其中,反應①為: 2HCl(g)＋ CuO(s)H2O(g)＋CuCl2(s)　ΔH1 反應②生成1 mol Cl2(g)的反應熱為ΔH2,則總反應的熱化學方程式為 　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　(反應熱用ΔH1和ΔH2表示)。 (2)新型RuO2催化劑對上述HCl轉化為Cl2的總反應具有更好的催化活性。 ①實驗測得在一定壓強下,總反應的HCl平衡轉化率隨溫度變化的αHCl~T曲線如圖: 則總反應的ΔH　　　　0(填“>”“=”或“<”);A、B兩點的平衡常數(shù)K(A)與K(B)中較大的是　　　　　　　　　。 ②在上述實驗中若壓縮體積使壓強增大,畫出相應αHCl~T曲線的示意圖,并簡要說明理由:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 ③下列措施中,有利于提高αHCl的有　　　　　　　　　　。 ( ) A．增大n(HCl) B．增大n(O2) C．使用更好的催化劑 D．移去H2O (3)一定條件下測得反應過程中n(Cl2)的數(shù)據(jù)如下: t/min 0 2.0 4.0 6.0 8.0 n(Cl2)/10－3mol 0 1.8 3.7 5.4 7.2 計算2.0～6.0 min內以HCl的物質的量變化表示的反應速率(以molmin－1為單 位,寫出計算過程)。 (4)Cl2用途廣泛,寫出用Cl2制備漂白粉的化學反應方程式　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 【解題指南】解答本題注意以下兩點: (1)掌握利用蓋斯定律計算熱效應的方法; (2)掌握外界條件對化學平衡的影響。 【解析】本題主要考查熱化學方程式的書寫、蓋斯定律的應用、平衡移動原理、化學反應速率的計算、圖象問題的分析和處理能力。 (1)注意反應熱和化學計量數(shù)之間的關系,反應②生成1 mol Cl2(g)的反應熱為ΔH2,根據(jù)蓋斯定律可求出總反應的反應熱,2HCl(g)＋ 1/2O2(g)H2O(g)＋Cl2(g) ΔH=ΔH1＋ΔH2。 (2)①根據(jù)溫度升高,氯化氫的轉化率降低可知,該反應的正反應是放熱反應,即ΔH<0。當溫度升高時,平衡逆向移動,平衡常數(shù)減小,所以K(A)>K(B); ②根據(jù)反應特點,反應后氣體分子數(shù)減少,增大壓強,氯化氫的轉化率升高,故此時的αHCl～T曲線應該在題中所給曲線的上方; ③增大n(HCl),平衡雖然正向移動但是氯化氫的轉化率下降,A不正確;增大氧氣的濃度,可以提高αHCl,B正確;催化劑只能改變反應速率不能改變化學平衡,C不正確;移去H2O,平衡正向移動,αHCl變大,D正確。 (3)應用題目給出的數(shù)值可以計算速率為1.810－3molmin－1。 (4)制備漂白粉是用氯氣和石灰乳反應制得,反應的化學方程式為2Cl2＋2Ca(OH)2CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 答案:(1)2HCl(g)＋ 1/2O2(g)H2O(g)＋Cl2(g) ΔH=ΔH1＋ΔH2 (2)①<　K(A)?、谝娤聢D 增大壓強,平衡右移,αHCl增大,相同溫度下,HCl的平衡轉化率比之前實驗的大?、跙、D (3)解:設2.0～6.0 min內,HCl轉化的物質的量為n 2HCl(g)＋1/2O2(g)H2O(g)＋Cl2(g) 2 　1 n 　 (5.4－1.8)10－3mol 解得n=7.210－3mol v(HCl)=7.210－3mol/(6.0－2.0)min=1.810－3molmin－1 (4)2Cl2＋2Ca(OH)2CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O