题型十一 化学反应原理1.(2022河南开封模拟)纳米级Cu2O由于对某些反应具有优良的催化性能而受到关注,下表是制取Cu2O的三种方法:方法Ⅰ用炭粉在高温条件下还原CuO方法Ⅱ用肼(N2H4)还原新制Cu(OH)2方法Ⅲ电解法:2Cu+H2OCu2O+H2↑(1)已知:2Cu(s)+12O2(g)Cu2O(s)ΔH=-akJ·mol-1C(s)+12O2(g)CO(g)ΔH=-bkJ·mol-1Cu(s)+12O2(g)CuO(s)ΔH=-ckJ·mol-1则方法Ⅰ发生的反应:2CuO(s)+C(s)Cu2O(s)+CO(g)ΔH= kJ·mol-1。 (2)工业上很少用方法Ⅰ制取Cu2O,是由于方法Ⅰ反应条件不易控制,若控温不当,会降低Cu2O产率,请分析原因: 。 (3)方法Ⅱ为加热条件下用液态肼(N2H4)还原新制Cu(OH)2来制备纳米级Cu2O,同时放出N2,该制法的化学方程式为 。 (4)方法Ⅲ采用离子交换膜控制电解液中OH-的浓度而制备纳米Cu2O,装置如图所示,则阳极上的电极反应式为 ,当生成1molCu2O时,就会有 NA个阴离子通过离子交换膜。 (5)在2L的密闭容器中,用以上两种方法制得的Cu2O分别进行催化分解水的实验:2H2O(g)2H2(g)+O2(g) ΔH>0,水蒸气的浓度(mol·L-1)随时间t(min)变化如下表所示。 c(H2O) 时间方法、温度 01020304050方法Ⅰ(T1)0.0500.04920.04860.04820.04800.0480方法Ⅱ(T1)0.0500.04880.04840.04800.04800.048016\n方法Ⅲ(T2)0.100.0880.0800.0800.0800.080①实验时的温度:T2 T1。 ②方法Ⅰ前20min的平均反应速率v(O2) mol·L-1·min-1。 ③方法Ⅲ反应的平衡常数为 。 答案(1)2c-a-b(2)若温度不当,会生成Cu(3)4Cu(OH)2+N2H42Cu2O+6H2O+N2↑(4)2Cu-2e-+2OH-Cu2O+H2O 2(5)①> ②3.5×10-5 ③6.25×10-4解析(1)将已知反应依次编号为①②③,由盖斯定律可知,①-③×2+②得2CuO(s)+C(s)Cu2O(s)+CO(g) ΔH=(2c-a-b)kJ·mol-1。(2)在加热条件下,C与CuO反应也能生成Cu,所以,若温度不当会生成Cu。(3)液态肼(N2H4)还原新制Cu(OH)2制备纳米级Cu2O的化学方程式为4Cu(OH)2+N2H42Cu2O+6H2O+N2↑。(4)阳极上Cu失电子转化为Cu2O,当生成1molCu2O时电路中有2mol电子转移,此时阴极区会有2molOH-生成,根据电荷守恒可知,必有2molOH-离开阴极区。(5)①由于反应的ΔH>0,故实验温度越高达到化学平衡时水蒸气转化率越大,方法Ⅱ和Ⅲ相比,方法Ⅲ水蒸气转化率高,所以T2>T1。②方法Ⅰ前20min的平均反应速率v(O2)=12v(H2O)=12×(0.050mol·L-1-0.0486mol·L-1)20min=3.5×10-5mol·L-1·min-1。③方法Ⅲ中反应达平衡时,c(H2O)=0.080mol·L-1,c(H2)=0.020mol·L-1,c(O2)=0.010mol·L-1,由此可求出K=6.25×10-4。2.(2022浙江宁波模拟)(1)NaCN溶液中各离子浓度的大小关系为 ; NaCN遇酸能产生HCN,25℃时,HCN的电离常数K=6.2×10-10,CH3COOH的电离常数K=1.7×10-5。体积均为100mL、pH=2的CH3COOH溶液和HCN溶液,加水稀释过程中溶液pH的变化与溶液体积的关系如图所示,则表示CH3COOH溶液pH变化的曲线是 (填“A”或“B”);相同条件下,NaCN溶液的pH (填“>”“=”或“<”)CH3COONa溶液的pH。 (2)200℃时,固体硝酸铵可以分解为N2O和H2O,此过程中每转移8mol电子放出84.8kJ热量,写出此反应的热化学方程式: 。 16\n(3)工业上用氯气和二氧化钛制备TiCl4,一定条件下发生反应:TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(g)+O2(g) ΔH>0,某温度下,该反应的平衡常数K为400。在密闭容器中加入TiO2(s)和Cl2(g),反应到t时刻测得各组分的浓度如下表所示:物质Cl2TiCl4O2浓度/(mol·L-1)0.440.60.6①下一时刻此反应向 (填“正”或“逆”)反应方向进行。 ②若经10min反应达到平衡,则该时间内反应速率v(Cl2)= mol·L-1·min-1。下列措施可以使平衡向正反应方向移动的是 (填字母)。 a.使用催化剂 b.增大压强c.减小压强 d.升高温度答案(1)c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+) A >(2)NH4NO3(s)N2O(g)+2H2O(g)ΔH=-42.4kJ·mol-1(3)①正 ②0.16 d解析(1)NaCN为强碱弱酸盐,CN-水解使溶液显碱性,故NaCN溶液中离子浓度大小关系为c(Na+)>c(CN-)>c(OH-)>c(H+)。电离平衡常数越大,酸性越强,稀释相同倍数时,pH变化越大,故曲线A代表CH3COOH溶液的pH变化趋势,曲线B代表HCN溶液的pH变化趋势。酸的酸性越弱,其对应的盐越易水解,故相同条件下,NaCN溶液的碱性强于CH3COONa溶液。(2)NH4NO3分解生成N2O和H2O的化学方程式为NH4NO3(s)N2O(g)+2H2O(g),1molNH4NO3分解时转移4mol电子,放出的热量为42.4kJ,因此热化学方程式为NH4NO3(s)N2O(g)+2H2O(g) ΔH=-42.4kJ·mol-1。(3)①Q=0.6×0.60.442≈1.86<K=400,故该时刻v(正)>v(逆)。②设反应达到平衡时O2的浓度变化为x,则有 TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(g)+O2(g)t时刻/(mol·L-1)0.440.60.6转化/(mol·L-1)2xxx平衡/(mol·L-1)0.44-2x0.6+x0.6+x平衡常数K=(0.6+x)×(0.6+x)(0.44-2x)2=400,解得x=0.2。因初始状态下TiCl4和O2的浓度均为0,则Cl2的初始浓度为0.44mol·L-1+2×0.6mol·L-1=1.64mol·L-1,由此可知0~10min内反应速率16\nv(Cl2)=1.64-(0.44-2×0.2)10mol·L-1·min-1=0.16mol·L-1·min-1。催化剂只能改变化学反应速率,不能使化学平衡发生移动,a项错误;该可逆反应是气体物质的量不变的反应,故压强变化对平衡无影响,b、c两项错误;该反应的ΔH>0,是吸热反应,故升高温度,平衡向正反应方向移动,d项正确。3.(2022浙江金华模拟)“低碳循环”引起各国的高度重视,而如何降低大气中CO2的含量及有效开发利用CO2,已引起全世界的普遍重视。一定条件下,CO2可以转化为甲醇:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。(1)在一恒温恒容密闭容器中充入1molCO2和3molH2进行上述反应。测得CO2(g)和CH3OH(g)浓度随时间变化如下图所示。①0~10min内,氢气的平均反应速率为 ,第10min后,保持温度不变,向该密闭容器中再充入1molCO2(g)和1molH2O(g),则平衡 (填“正向”“逆向”或“不”)移动。 ②若已知:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)ΔH=-akJ·mol-1;2H2(g)+O2(g)2H2O(g)ΔH=-bkJ·mol-1;H2O(g)H2O(l) ΔH=-ckJ·mol-1;CH3OH(g)CH3OH(l)ΔH=-dkJ·mol-1。则表示CH3OH(l)燃烧热的热化学方程式为 。 (2)如下图所示,25℃时以甲醇燃料电池(电解质溶液为稀硫酸)为电源电解600mL一定浓度的NaCl溶液,电池的正极反应式为 。 在电解一段时间后,NaCl溶液的pH变为12(假设电解前后NaCl溶液的体积不变),则理论上消耗甲醇的物质的量为 mol。 (3)向(2)电解后U形管的溶液中通入标准状况下89.6mL的CO2气体,则所得溶液呈 (填“酸”“碱”或“中”)性,溶液中各离子浓度由大到小的顺序为 。 16\n答案(1)①0.225mol·L-1·min-1 正向②CH3OH(l)+32O2(g)CO2(g)+2H2O(l)ΔH=-(32b+2c-a-d)kJ·mol-1(2)O2+4e-+4H+2H2O 0.001(3)碱 c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)解析(1)①由图示可知甲醇的浓度在10min内增加0.75mol·L-1,所以氢气浓度减少3×0.75mol·L-1,10min内氢气的平均反应速率为0.225mol·L-1·min-1;向该密闭容器中再充入1molCO2(g)和1molH2O(g),此时反应的浓度商小于该反应的化学平衡常数,平衡正向移动;②先写出反应的总方程式,并标明状态,然后用盖斯定律计算可得。(2)正极发生还原反应,氧气得电子结合氢离子生成水,电极反应式为O2+4e-+4H+2H2O;利用得失电子守恒可知每消耗1mol甲醇,转移电子数目为6mol,即可算得消耗甲醇的物质的量为0.001mol。(3)通入CO2后,得到等浓度的Na2CO3和NaHCO3的混合溶液,CO32-的水解程度大于HCO3-的水解程度,所以溶液中各离子浓度的大小关系为c(Na+)>c(HCO3-)>c(CO32-)>c(OH-)>c(H+)。4.(2022湖北黄冈模拟)研究氮氧化物的反应机理对于消除氮氧化物对环境的污染有重要意义。升高温度绝大多数的化学反应速率增大,但是2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应速率却随着温度的升高而减小。某化学小组为研究该特殊现象的实质原因,查阅资料知2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步:①2NO(g)N2O2(g)(快) v1正=k1正c2(NO)v1逆=k1逆c(N2O2) ΔH1<0②N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)(慢)v2正=k2正·c(N2O2)c(O2) v2逆=k2逆c2(NO2)ΔH2<0请回答下列问题:(1)反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH= (用含ΔH1和ΔH2的式子表示)。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= ,升高温度,K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应速率的是反应②,反应①的活化能E1与反应②的活化能E2的大小关系为E1 (填“>”“<”或“=”)E2。由实验数据得到v2正与c(O2)的关系可用如图表示。当x点升高到某一温度时,反应重新达到平衡,则变为相应的点为 (填字母)。 16\n(3)工业上可用氨水作为NO2的吸收剂,NO2通入氨水中发生反应2NO2+2NH3·H2ONH4NO3+NH4NO2+H2O。若向反应后的溶液中滴入甲基橙呈红色,则反应后溶液中c(NH4+) (填“>”“<”或“=”)c(NO3-)+c(NO2-)。工业上也可用电解法处理氮氧化物的污染,电解池如图所示,阴阳电极间是新型固体氧化物陶瓷,在一定条件下可传导O2-。该电解池阴极的电极反应式是 ,O2-移向与电源 极(填“a”或“b”)相连的电极。 答案(1)ΔH1+ΔH2 k1正·k2正k1逆·k2逆 减小(2)< a(3)< 2NOx+4xe-N2+2xO2- b解析(1)①+②可得2NO(g)+O2(g)2NO2(g),故ΔH=ΔH1+ΔH2。反应达到平衡时,v(正)=v(逆)。对于反应①有k1正c2(NO)=k1逆c(N2O2),K1=c(N2O2)c2(NO)=k1正k1逆,同理可求出K2=k2正k2逆,则K=K1×K2=k1正·k2正k1逆·k2逆。由于反应①②均是放热反应,故ΔH<0,升高温度后K值减小。(2)反应速率小的反应,活化分子百分数少,活化能较大,故E1<E2。温度升高平衡向左移动,导致c(N2O2)减少(①属于快反应),由于速率最终是减小的,这表明反应②的正反应速率一定是减小的,故v2正减小;升高温度后,反应速率减小,排除e、d、f点,由于平衡向左移动,故c(O2)增大,答案为a。(3)由甲基橙颜色变化可知溶液显酸性,即NH4+的水解程度大于NO2-的水解程度,由电荷守恒原理知,c(NH4+)<c(NO2-)+c(NO3-)。由图示可知,在与电源a极相连的电极上,NOx得电子转化为N2,故该电极是阴极;电解池中阴离子移向与电源正极(b极)相连的阳极。5.(2022四川绵阳诊断)工业制硝酸的重要反应之一为4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(l) ΔH(1)已知:氢气的燃烧热为285.8kJ·mol-1N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH=-92.4kJ·mol-1N2(g)+O2(g)2NO(g)ΔH=+180.6kJ·mol-1则上述工业制硝酸重要反应的ΔH= 。 (2)在容积固定的密闭容器中发生上述反应,容器内部分物质的物质的量浓度如下表:浓度c(NH3)(mol·L-1)c(O2)(mol·L-1)c(NO)(mol·L-1)起始0.81.60第2min0.6a0.2第4min0.30.9750.5第6min0.30.9750.5第8min0.71.4750.116\n①反应在第2min到第4min内,O2的平均反应速率为 。 ②反应在第6min时改变了条件,改变的条件可能是 (填字母)。 A.使用催化剂 B.升高温度C.减小压强 D.增加O2的浓度③下列说法中能说明4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)达到平衡状态的是 (填字母)。 A.单位时间内生成nmolNO的同时,生成nmolNH3B.条件一定,混合气体的平均相对分子质量不再变化C.百分含量w(NH3)=w(NO)D.反应速率v(NH3)∶v(O2)∶v(NO)∶v(H2O)=4∶5∶4∶6E.若在恒温恒压下容积可变的容器中反应,混合气体的密度不再变化(3)某研究所组装的CH3OH-O2燃料电池的工作原理如图1所示。 图1 图2①该电池工作时,b口通入的物质为 。 ②该电池正极的电极反应式为 。 ③以此电池作电源,在实验室中模拟铝制品表面“钝化”处理(装置如图2所示)的过程中,发现溶液逐渐变浑浊并有气泡产生,其原因可能是 (用相关的离子方程式表示)。 答案(1)-1168.8kJ·mol-1(2)①0.1875mol·L-1·min-1 ②B ③ABE(3)①CH3OH ②O2+4e-+4H+2H2O③Al-3e-Al3+、Al3++3HCO3-Al(OH)3↓+3CO2↑解析(1)已知氢气的燃烧热为285.8kJ·mol-1,则①2H2(g)+O2(g)2H2O(l) ΔH=-285.8×2kJ·mol-1=-571.6kJ·mol-1,又知②N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4kJ·mol-1,③N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180.6kJ·mol-1,利用盖斯定律,将①×3-②×2+③×2可得4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(l) ΔH=-1168.8kJ·mol-1。(2)①2~4min内,氨气的平均反应速率为v=ΔcΔt=(0.6-0.3)mol·L-12min=0.15mol·L-1·min-1,同一化学反应同一时间段内,各物质的反应速率之比等于化学计量数之比,v(O2)=54v(NH3)=0.1875mol·L-1·min-1。②通过表中数据知,第616\nmin后,反应物浓度增大,生成物浓度减小,所以平衡向逆反应方向移动。使用催化剂,平衡不移动,A错误;升高温度,平衡逆向移动,反应物浓度增大,生成物浓度减小,B正确;减小压强,反应物和生成物浓度均减小,平衡正向移动,C错误;增加O2的浓度,平衡正向移动,c(NH3)减小,D错误。③单位时间内生成nmolNO的同时,生成nmolNH3,说明正、逆反应速率相等,反应达到平衡状态,A正确;条件一定,混合气体的平均相对分子质量不再变化,说明混合气体的物质的量不再变化,反应达到平衡状态,B正确;百分含量w(NH3)=w(NO),不能说明反应达到平衡状态,C错误;不管反应是否达到平衡,正反应速率都符合v(NH3)∶v(O2)∶v(NO)∶v(H2O)=4∶5∶4∶6,D错误;若在恒温恒压下容积可变的容器中反应,混合气体的密度不再变化,说明气体的体积不再变化,反应达到平衡状态,E正确。(3)①根据H+的移动方向可知,左侧电极为电池的负极,则b口通入的物质为CH3OH。②c口通入氧气,电极反应式为O2+4e-+4H+2H2O。③在电解池中,金属铝为阳极,阳极发生反应Al-3e-Al3+,生成的铝离子会和碳酸氢根离子发生相互促进的水解反应,生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳,离子方程式为Al3++3HCO3-Al(OH)3↓+3CO2↑,故溶液逐渐变浑浊并有气泡产生。6.(2022山东泰安模拟)硫的化合物在科研、生活及化学工业中具有重要的作用。(1)在废水处理领域中,H2S或Na2S能使某些金属离子生成极难溶的硫化物而除去。25℃时,在0.10mol·L-1H2S溶液中,通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH,溶液pH与c(S2-)关系如下表(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)所示。pH357911c(S2-)(mol·L-1)1.4×10-151.4×10-116.8×10-81.3×10-51.3×10-3 某溶液含0.020mol·L-1Mn2+、0.10mol·L-1H2S,当溶液的pH=5时,Mn2+开始沉淀,MnS的溶度积为 。 (2)工业上采用高温分解H2S制取氢气,其反应原理为2H2S(g)2H2(g)+S2(g) ΔH1,在膜反应器中分离出H2。①已知:H2S(g)H2(g)+S(g) ΔH2;2S(g)S2(g) ΔH3,则ΔH1= (用含ΔH2、ΔH3的式子表示)。 ②在密闭容器中充入0.10molH2S(g),发生反应2H2S(g)2H2(g)+S2(g),控制不同温度和压强进行实验,结果如图所示。图中压强p1、p2、p3由大到小的顺序为 ,理由是 。若容器的容积为2.0L,则压强为p3,温度为950℃时,反应经3h达到平衡,则达到平衡时v(S2)= ;若压强p2=7.2MPa、温度为975℃时,该反应的平衡常数Kp= 16\n(用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。若保持压强不变,升温至1000℃时,则该反应的平衡常数 (填“增大”“不变”或“减小”)。 (3)工业上用惰性电极电解KHSO4饱和溶液制取H2O2,反应原理如图所示:①低温电解KHSO4饱和溶液时阳极的电极反应式为 。 ②K2S2O8水解生成H2O2和KHSO4的化学方程式为 。 答案(1)2.8×10-13 (2)①2ΔH2+ΔH3 ②p3>p2>p1 该反应的正反应为气体物质的量增加的反应,其他条件相同时,增大压强平衡逆向移动,H2S的转化率减小,故p3>p2>p1 0.0025mol·L-1·h-1 0.53MPa 增大 (3)①2SO42--2e-S2O82- ②K2S2O8+2H2OH2O2+2KHSO4解析(1)结合表格中的数据,pH=5时,c(S2-)=1.4×10-11mol·L-1,Ksp(MnS)=c(Mn2+)·c(S2-)=0.020×1.4×10-11=2.8×10-13。(2)①对三个热化学方程式依次编号为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ,可知方程式Ⅰ=2×Ⅱ+Ⅲ,那么ΔH1=2ΔH2+ΔH3。②反应后气体体积增大,加压使平衡逆向移动,H2S的平衡转化率降低,结合图像可知p3>p2>p1。950℃、压强为p3时,达到平衡时H2S的平衡转化率为30%,v(S2)=12v(H2S)=12×0.10mol×30%3h×2L=0.0025mol·L-1·h-1;p2=7.2MPa,温度为975℃,达到平衡时H2S的平衡转化率为40%,则n(H2S)=0.06mol,n(H2)=0.04mol,n(S2)=0.02mol,Kp=p2(H2)×p(S2)p2(H2S)=7.2×132×7.2×167.2×122MPa=0.53MPa。压强不变,升高温度,H2S的平衡转化率升高,即平衡正向移动,K增大。(3)结合电解反应原理示意图可知,电解池阳极为SO42-失电子转化为S2O82-;K2S2O8溶液水解过程中有H2O2生成,则S2O82-得电子转化为SO42-,据此可以写出反应的化学方程式。7.Ⅰ.煤制天然气的工艺流程简图如下:(1)反应Ⅰ:C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH=+135kJ·mol-1,通入的氧气会与部分碳发生燃烧反应。请利用能量转化及平衡移动原理说明通入氧气的作用: 。 (2)反应Ⅱ:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)ΔH=-41kJ·mol-1。如图表示不同温度条件下,煤气化反应Ⅰ发生后的汽气比(水蒸气与CO物质的量之比)与CO平衡转化率的变化关系。16\n①判断T1、T2和T3的大小关系 。(从小到大的顺序) ②若煤气化反应Ⅰ发生后的汽气比为0.8,经煤气化反应Ⅰ和水气变换反应Ⅱ后,得到CO与H2的物质的量之比为1∶3,则反应Ⅱ应选择的温度是 (填“T1”“T2”或“T3”)。 (3)①甲烷化反应Ⅳ发生之前需要进行脱酸反应Ⅲ。煤经反应Ⅰ和Ⅱ后的气体中含有两种酸性气体,分别是H2S和 。 ②工业上常用热碳酸钾溶液脱除H2S气体得到两种酸式盐,该反应的离子方程式是 。 Ⅱ.利用甲烷超干重整CO2技术可得到富含CO的气体,将甲烷和二氧化碳转化为可利用的化学品,其能源和环境上的双重意义重大。该技术中的化学反应为:CH4(g)+3CO2(g)2H2O(g)+4CO(g) ΔH>0CH4超干重整CO2的催化转化原理示意如图:(4)过程Ⅱ,实现了含氢物质与含碳物质的分离。生成H2O(g)的化学方程式是 。 (5)假设过程Ⅰ和过程Ⅱ中的各步均转化完全,下列说法正确的是 。(填字母) A.过程Ⅰ和过程Ⅱ中均含有氧化还原反应B.过程Ⅱ中使用的催化剂为Fe3O4和CaCO3C.若过程Ⅰ投料n(CH4)n(CO2)=1,可导致过程Ⅱ中催化剂失效(6)一定条件下,向体积为2L的恒容密闭容器中充入1.2molCH4(g)和4.8molCO2(g),发生反应CH4(g)+3CO2(g)2H2O(g)+4CO(g) ΔH>0,实验测得,反应吸收的能量和甲烷的体积分数随时间变化的曲线图像如图。计算该条件下,此反应的ΔH= 。 答案Ⅰ.(1)氧气与碳发生燃烧反应放热,放出的热被可逆反应吸收利用,促进反应正向移动16\n(2)①T1<T2<T3 ②T3(3)①CO2 ②CO32-+H2SHS-+HCO3-Ⅱ.(4)4H2+Fe3O43Fe+4H2O(5)AC (6)+330kJ·mol-1解析Ⅰ.(1)C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH=+135kJ·mol-1,是吸热反应,而碳与氧气反应放出热量,使反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)向正反应方向移动,提高碳的利用率。(2)①反应CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH=-41kJ·mol-1的正反应为放热反应,温度越高一氧化碳的转化率越低,由图可知,温度的大小为T1<T2<T3。②若煤气化反应Ⅰ发生后的汽气比为0.8,设水蒸气的物质的量是4mol,则生成的CO物质的量为5mol,同时生成5mol氢气,经煤气化反应Ⅰ和水气变换反应Ⅱ后,设反应Ⅱ中CO转化的物质的量为xmol,则生成xmol氢气,则(5-x)∶(5+x)=1∶3,x=2.5,CO的转化率α(CO)=2.5mol5mol×100%=50%,根据图知,反应温度为T3。(3)①根据反应Ⅱ知,生成的酸性气体还有二氧化碳;②工业上常用热碳酸钾法脱除H2S气体得到两种酸式盐,则二者反应生成碳酸氢钾和硫氢化钾,反应的离子方程式为CO32-+H2SHS-+HCO3-。Ⅱ.(4)由图示可知,过程Ⅱ中氢气还原Fe3O4生成H2O。(5)过程Ⅰ有氢气生成,而过程Ⅱ中存在氢气还原四氧化三铁,均属于氧化还原反应,A正确。过程Ⅱ中使用的催化剂为Fe3O4和CaO,B错误。若过程Ⅰ投料n(CH4)n(CO2)=1,则CH4和CO2恰好生成CO和H2,无多余的CO2,导致催化剂失效,C正确。(6)设转化的甲烷的物质的量为xmol。 CH4(g)+3CO2(g)2H2O(g)+4CO(g)起始物质的量/mol1.24.800变化物质的量/molx3x2x4x平衡物质的量/mol1.2-x4.8-3x2x4x平衡时CH4的体积分数为18=1.2-x6+2x,解得x=0.36,则ΔH=+118.8×10.36kJ·mol-1=+330kJ·mol-1。8.为研究哈伯法合成氨反应,T℃时,在容积为2L的恒容容器中通入4molN2和12molH2,反应如下:N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.0kJ·mol-1,相关键能数据如下:N≡NH—HN—H键能数据/(kJ·mol-1)946436x16\n若25min时反应达到平衡,各物质浓度随时间变化曲线如图1中甲、乙、丙。回答下列问题:图1(1)0~25min内,反应的平均速率v(H2)为 ;表中x= 。 (2)T℃时,该反应的平衡常数K= (用最简分数表达)。 (3)T℃时,若起始充入8molN2和24molH2,则反应刚达到平衡时,表示c(H2)在图1中相应的点为 (填字母)。 (4)以煤为主要原料的合成氨工业中,原料气氢气常用下述方法获得:①C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH1②CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH2若已知CO和H2的燃烧热分别为283kJ·mol-1和285.8kJ·mol-l;H2O(g)H2O(l) ΔH=-44kJ·mol-1,则ΔH2= 。 (5)氨气是生产硝酸的重要原料,其过程如下:图2写出步骤Ⅰ的化学方程式: 。 (6)图3是科学家提出的利用电解法常温常压下由氮气、氢气合成氨的示意图:图3由图可知,钯电极B是电解池的 (填“阴极”或“阳极”);钯电极A上的电极反应式为 。 答案(1)0.12mol·L-1·min-1 391(2)42716\n(3)B(4)-41.2kJ·mol-1(5)4NH3+5O24NO+6H2O(6)阳极 N2+6H++6e-2NH3解析(1)根据图像,25min时,氢气的浓度变成3mol·L-1,v(H2)=ΔcΔt=6mol·L-1-3mol·L-125min=0.12mol·L-1·min-1;ΔH=-92.0kJ·mol-1=946kJ·mol-1+436kJ·mol-1×3-6x,x=391kJ·mol-1。(2)T℃时,平衡时c(N2)=1mol·L-1,c(H2)=3mol·L-1,c(NH3)=2mol·L-1,该反应的平衡常数K=c2(NH3)c(N2)·c3(H2)=427。(3)T℃时,若起始充入8molN2和24molH2,相当于增大压强,若平衡不移动,氢气的浓度变为原来的2倍,为6mol·L-1,而增大压强,平衡正向移动,c(H2)减小,反应速率加快,建立平衡需要的时间缩短。(4)已知:①CO(g)+12O2(g)CO2(g) ΔH=-283kJ·mol-1;②H2(g)+12O2(g)H2O(l) ΔH=-285.8kJ·mol-1;③H2O(g)H2O(l) ΔH=-44kJ·mol-l,由盖斯定律可知,①-②+③可得CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH=-283.0kJ·mol-1-(-285.8kJ·mol-1)+(-44kJ·mol-1)=-41.2kJ·mol-1。(6)钯电极A上氮气生成了氨气,发生了还原反应,是阴极,则钯电极B是电解池的阳极;钯电极A上的电极反应式为N2+6H++6e-2NH3。9.(1)将Cl2通入水中,Cl2部分与水反应:Cl2+H2OH++Cl-+HClO。若要减少Cl2的溶解,可在氯水中加入少量 。 A.AgNO3晶体B.CaCO3粉末C.NaCl晶体D.蒸馏水E.浓盐酸(2)在一定条件下,同时加入CO、H2O(g)、CO2、H2于一密闭容器中发生如下反应:CO+H2O(g)CO2+H2,反应开始时向右进行。下列说法中不正确的是 。 A.反应开始时,正反应速率大于逆反应速率B.反应开始时,正反应速率最大,逆反应速率为零C.随着反应的进行,正反应速率逐渐减小,最后为零D.随着反应的进行,逆反应速率增大,正反应速率减小,最后相等(3)一定条件下(温度恒定),SO2与O2反应的浓度随时间的变化如下表。时间/min010203040506070c(SO2)/(mol·L-1)1.0c(O2)/(mol·L-1)0.50.350.250.180.10.050.050.05c(SO3)/(mol·L-1)00.30.50.650.80.90.90.9由上表数据计算:16\nA.30~40min时间段,以SO2表示的反应速率为 ; B.该温度下,正反应的平衡常数的值为 ; C.平衡时,SO2的转化率为 。 (4)电解尿素的碱性溶液制氢气的装置示意图见下图(电解池中隔膜仅阻止气体通过,阴、阳极均为惰性电极)。电解时,阳极的电极反应式为 。 (5)3.04g铜镁合金完全溶解于100mL密度为1.40g·cm-3、质量分数为63%的硝酸中,得到NO2气体2688mL(标准状况),向反应后的溶液中加入1.0mol·L-1NaOH溶液,当金属离子全部沉淀时,得到5.08g沉淀。则加入NaOH溶液的体积是 mL。 答案(1)CE (2)BC(3)0.015mol·L-1·min-1 1620 90%(或0.9)(4)CO(NH2)2+8OH--6e-CO32-+N2↑+6H2O(5)1280解析(1)加入硝酸银晶体,AgNO3与Cl-反应生成氯化银沉淀,平衡右移,A错误。加入碳酸钙固体,与氢离子反应,平衡右移,B错误。加入NaCl晶体,增加氯离子浓度,平衡左移,抑制氯气的溶解,C正确。加水稀释,促进氯气的溶解,D错误。加入浓盐酸,氯离子浓度增大,平衡向逆反应方向移动,抑制氯气的溶解,E正确。(2)反应开始时,因为反应向右进行,因此正反应速率大于逆反应速率,A正确。因为同时加入CO、H2O(g)、CO2、H2,且此反应是可逆反应,因此正逆反应同时进行,开始时向右进行,正反应速率最大,逆反应速率最小,但不等于0,只不过正反应方向速率大于逆反应方向速率,B错误。随着反应的进行,正反应速率逐渐减小,当正、逆反应速率相等,化学平衡建立,但正反应速率不等于0,C错误。随着反应进行,正反应速率减小,逆反应速率增大,当两者相等时,化学平衡建立,D正确。(3)v(SO3)=0.8-0.6510mol·L-1·min-1=0.015mol·L-1·min-1,根据化学反应速率之比等于化学计量数之比,因此v(SO2)=v(SO3)=0.015mol·L-1·min-1。达到化学平衡时c(SO2)=(1-0.9)mol·L-1=0.1mol·L-1,根据化学平衡常数的表达式,K=c2(SO3)c2(SO2)·c(O2)=1620。SO2的转化率为α(SO2)=(1-0.1)mol1mol×100%=90%。(4)根据电解示意图,阳极得到N2,因此是CO(NH2)2在阳极上放电,因此电极反应式为CO(NH2)2+8OH--6e-CO32-+N2↑+6H2O。(5)当金属离子全部转化成沉淀时,溶液中的溶质为NaNO3,根据元素守恒有,n(NaOH)=n(NaNO3)=n(HNO3)-n(NO2)=100mL×1.40g·cm-3×63%63g·mol-1-2688×10-3L22.4L·mol-1=1.28mol,因此需要的氢氧化钠溶液的体积为1.28mol1.0mol·L-1×103mL·L-1=1280mL。16\n10.钼及其合金在冶金、环保和航天等方面有着广泛的应用。(1)Mo可被发烟硝酸及氢氟酸氧化为MoO2F2和MoOF4(少量),硝酸本身被还原为NO2,则该反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为 。 (2)已知:①2Mo(s)+3O2(g)2MoO3(s) ΔH1②2MoS2(s)+7O2(g)2MoO3(s)+4SO2(g) ΔH2③MoS2(s)+2O2(g)Mo(s)+2SO2(g) ΔH3则ΔH3= (用含ΔH1、ΔH2的代数式表示)。 (3)电氧化法提纯钼的原理:将辉钼矿(MoS2)放入装有食盐水的电解槽中,用惰性电极电解,MoS2被氧化为MoO42-和SO42-。①辉钼矿应放入电解槽的 (填“阴极区”或“阳极区”)。 ②阴极的电极反应式为 。 (4)碳酸钠作固硫剂并用氢还原辉钼矿的原理为MoOS2(s)+4H2(g)+2Na2CO3(s)MoO(s)+2CO(g)+4H2O(g)+2Na2S(s) ΔH,实验测得平衡时的有关变化曲线如图所示。图1 不同压强下温度与H2平衡转化率的关系图2 0.1MPa下温度与平衡时气体成分的关系①由图1可知,该反应ΔH (填“>”或“<”)0,p1、p2、p3由大到小的顺序为 。 ②由图2可知,A点时H2的平衡转化率为 。 ③B点对应的平衡常数K= 。 答案(1)6∶1(2)12ΔH2-12ΔH1(3)①阳极区 ②2H2O+2e-H2↑+2OH-(或2H++2e-H2↑)(4)①> p3>p2>p1 ②50% ③0.0116\n解析(1)Mo可被发烟硝酸及氢氟酸氧化为MoO2F2,硝酸本身被还原为NO2,Mo从0价升高到+6价,N从+5价降低到+4价,根据电子守恒,氧化剂与还原剂的物质的量之比为6∶1。(2)根据盖斯定律,由②×12-①×12,得ΔH3=12ΔH2-12ΔH1。(3)①MoS2被氧化为MoO42-和SO42-,电解池的阳极区发生氧化反应,则辉钼矿应放入电解槽的阳极区。②阴极发生还原反应,是水电离的H+得电子还原为氢气,电极反应式为2H2O+2e-H2↑+2OH-(或2H++2e-H2↑)。(4)①由图1可知,氢气的转化率随温度升高而升高,说明温度升高平衡正向移动,即正反应为吸热反应,即该反应ΔH>0,在恒温条件下,增大压强平衡逆向移动,氢气的转化率应降低,则由图示可知p1、p2、p3由大到小的顺序为p3>p2>p1。②MoOS2(s)+4H2(g)+2Na2CO3(s)MoO(s)+2CO(g)+4H2O(g)+2Na2S(s),设A点时混合气体的总物质的量为1mol,则H2的物质的量为0.4mol,H2O(g)的物质的量为0.4mol,则变化的H2的物质的量为0.4mol,A点时H2的平衡转化率为α(H2)=0.4mol0.4mol+0.4mol×100%=50%。③B点时H2、CO的体积分数均为25%,则H2O(g)的体积分数为0.5,B点对应的平衡常数K=p2(CO)·p4(H2O)p4(H2)=0.01。16
