2025届高三化学一轮复习- ---化学反应原理综合题

2025届高三化学复习----化学反应原理综合题 1．（2024高三上·河南南阳·期末）CO2是导致温室效应的主要气体，为减少CO2对环境造成的影响，可采用以下方法将其资源化利用。回答下列问题： (1)工业上用CO2与H2反应合成甲醇(a和b均大于零)： ①　　 kJ⋅mol-1 ②　　 kJ⋅mol-1 ③　　 则 (用含、的代数式表示)， kJ⋅mol-1(用含a、b的代数式表示)。在恒温恒容的密闭容器中，充入等物质的量的CO2和H2发生反应③， 下列能说明该反应达到化学平衡状态的是 (填序号) A．混合气体密度保持不变　　　　B．H2的转化率保持不变 C．CO2的体积分数保持不变　　　D． (2)CO2催化加氢法制乙烯 反应原理为   kJ⋅mol-1。向2 L的恒容密闭容器中加入1 mol CO2和3 molH2，在催化剂作用下发生反应，测得平衡时体系中各气体的物质的量随温度的变化关系如图所示。 ①图中曲线代表乙烯的物质的量随温度的变化关系的是 (填字母)。 ②T1℃时，H2的平衡转化率为 %(保留三位有效数字)，化学平衡常数K= L3⋅mol-3。 ③下列说法正确的是 (填序号)。 A．该反应正反应的活化能小于逆反应的活化能 B．增大压强，可增大活化分子百分数，增大单位时间内有效碰撞次数，加快反应速率 C．其他条件不变时，若扩大容器容积，则平衡逆向移动，v正减小，v逆增大 D．保持温度不变，再通入3 mol H2，达到平衡时的CO2转化率增大，平衡常数K保持不变 2．（24-25高三上·北京大兴·开学考试）过氧化氢有广泛的用途，如医疗上用含的的水溶液消毒。 (1)在实验室中，可以将过氧化钠加到冷的稀硫酸中制备过氧化氢。实验室制备过氧化氢的化学反应方程式是 。 (2)工业上用电解硫酸氢铵水溶液的方法制备过氧化氢，其中： 其流程如下： 资料：(过二硫酸铵)的结构为 ①通电时阳极的电极反应方程式是 。 ②写出上述制备过氧化氢流程中过二硫酸铵水解的化学方程式 。流程中可循环利用的物质是 。 (3)过氧化氢除作为消毒剂外，还有其他用途。 Ⅰ.一种火箭推进器中装有还原剂肼与过氧化氢，当它们混合时即产生大量的氮气和水蒸气，并放出大量的热。已知1g液态肼和足量的液态过氧化氢反应生成和水蒸气时释放20.05kJ热量，此情况下，液态肼反应生成时的热化学方程式为 。 Ⅱ.某科研团队研究在硫酸的存在下，用过氧化氢与乙酸作用制备过氧乙酸，再氧化苯乙烯制取苯甲醛，反应的副产物主要为苯甲酸和环氧苯乙烷。一定条件下，测得一定时间内温度对氧化反应的影响如图： ①80℃时苯乙烯的转化率有所降低，其原因可能是 。 ②结合图像分析，要获得较高的苯甲醛产率，应该选择的温度为 。 3．（2024高三上·广东·期末）CO2(g)可以与SiH4(g)在催化作用下生成HCOOSiH3(g)，反应机理如图所示，回答下列问题： (1)已知：① ② ③ 则反应的 。 (2)为 (填“催化剂”或“中间产物”)；根据反应历程中物质的结构判断，HCOOSiH3 (填“能”或“不能”)发生银镜反应。 (3)T℃下，在容积为2L的恒容密闭容器中充入1molCO2(g)和1molSiH4(g)，发生上述反应，反应过程中压强随时间的变化如图所示。 ①0~2min内，HCOOSiH3(g)分压的平均变化率为 ； ②平衡时，CO2(g)的转化率为 %，平衡常数K= 。 ③若保持其他条件不变，再次向容器中充入1molCO2(g)和1molSiH4(g)，达到平衡时，压强p (填“>”“<”或(“=”)2.4MPa。 4．（2024高三上·广东汕头·期末）2024年5月，中国神舟十六号载人飞船成功发射，三位航天员景海鹏、朱杨柱、桂海潮在天宫空间站开启长达半年的太空生活。 (1)法国化学家PaulSabatier提出并命名的“Sabatier反应”实现了甲烷化，科技人员基于该反应设计如图过程完成空间站中与的循环，从而实现的再生。 ①写出电子式： 。 ②在特定温度下，由稳定态单质生成化合物的焓变叫做该物质在此温度下的标准摩尔生成焓。表中为几种物质在的标准生成焓。 物质 标准摩尔生成焓 0 则Sabatier反应   。 ③下列有关Sabatier反应说法正确的是 。 A．输送进入Sabatier反应器的是电解水装置的阴极产物 B．采用高压和合适催化剂均有利于提高Sabatier反应的转化率 C．恒温条件下，在体积不变的容器中发生Sabatier反应，气体密度不变时，说明反应达到平衡 D．应该在Sabatier反应器的前端维持较高温度，后端维持较低温度 ④一定条件下，分解形成碳的反应历程如图所示。该历程分4步进行，其中决定反应速率的是第 步反应。 (2)航天员呼吸产生的还可以利用Bosch反应：代替Sabatier反应。在时，向体积为恒容密闭容器中通入和发生Bosch反应，测得容器内气压变化如图所示。 ①试解释容器内气压先增大后减小的原因： 。 ②该温度下Bosch反应的Kp= (Kp为用气体的分压表示的平衡常数，分压=气体的体积分数×体系总压)。 ③在上图基础上画出其他条件相同，向体系加入催化剂时其压强随时间的变化曲线 。 5．（2024高三上·广东茂名·期末）水是清洁、可持续的氢能来源．利用太阳能从水中获取氢气符合可持续发展的理念。 (1)“太阳能直接热分解水制氢”通过集中阳光产生以上高温，促使分解为和；若温度进一步升高至与会分解为气态原子。在相同条件下，同时存在如下两个过程： ⅰ．     ⅱ． 比较两个过程放出热量的相对大小（从选项中选择）： 。 A．ⅰ>ⅱ   B．ⅰ=ⅱ    C．ⅰ<ⅱ (2)“太阳能光催化分解水制氢”原理可以表示为：。 ①能说明氯的非金属性比硫强的事实是 。 A．溶解性：      B．氧化性： C．热稳定性：    D．酸性： ②与结构相似，但的沸点高于，原因是 。 ③反应开始一段时间后，取出一定量溶液，写出检验溶液中的操作方法： 。 (3)“太阳能热化学循环制氢”是将太阳能转化成化学能，通过多个化学过程产生。如常见的铁氧化物循环制氢过程如图所示。 ①写出反应Ⅰ的化学方程式： 。 ②科学家想要用组成相似的钴氧化物代替铁氧化物进行循环制氢。查阅资料发现，使用钴氧化物后反应Ⅰ和反应Ⅱ的值随温度变化如图所示。 结合图像判断能否用钴氧化物代替铁氧化物进行热化学循环制氢？若可行，举出采用钴氧化物的一个优势；若不可行，说明理由 。 (4)除了上述“直接热分解”、“光催化分解”和“热化学循环”外，请再设计一种利用太阳能从水中获取氢气的方法： （简述即可，不必展开）。 6．（2024高三上·山西·期末）研发CO2利用技术，降低空气中CO2含量是目前科学家研究的热点之一、CO2与H2在催化作用下生成可再生资源甲醇，相关反应如下： 反应I：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)  H<0 反应II：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)  H2 (1)反应II在低温或常温下不能自发进行，则H2 (填“>”“<”或“=”)0。 (2)CO2和H2合成甲醇时温度对单位时间内CO2转化率及甲醇和CO产率的影响如图1所示。则由图1判断合成CH3OH最适宜的温度是 ；温度升高CH3OH产率先升高后降低，降低的可能原因是 。 (3)在恒温恒容的密闭容器中，充入0.5molCO2(g)和l.0molH2(g)，容器内起始的压强为pkPa，达到平衡时，测定容器内生成了0.3molH2O(g)，且CO2生成CO的选择性为(反应物的选择性=)。 ①下列相关说法正确的是 (填字母)。 A．从反应体系中分离出甲醇，有利于提高反应物的转化率 B．向容器按原比例再充入反应物，达到新平衡时各组分的体积分数不变 C．当v生成(CH3OH)=v生成(CO2)，说明反应达到了平衡状态 D．工业合成甲醇时，选择合适催化剂可提高甲醇的产率 ②该温度下，反应II用平衡分压代替平衡浓度计算的平衡常数Kp= 。 (4)CO2和H2在某NiO支撑的In2O3表面的反应历程如图2所示(TS表示过渡态)。 决定总反应速率的步骤的活化能E主= eV。 (5)ZnO/ZrO2固溶体是我国科学家发明了高选择性的CO2加氢合成CH3OH的催化剂，其中ZrO2摩尔质量为Mg/mol，其晶胞结构如图3所示，晶胞的棱长为apm，设NA为阿伏加德罗常数的值。则Zr4+在晶胞中的配位数为 ，该晶胞的密度为 g/cm3。 7．（24-25高三上·湖南长沙·开学考试）氨在工业生产中应用广泛，可由N2、H2合成NH3。 (1)天然气蒸汽转化法是获取原料气中H2的主流方法。CH4经过两步反应完全转化为H2和CO2，其能量变化示意图如下： 结合图像，写出CH4通过蒸汽转化为CO2和H2的热化学方程式： 。 (2)利用透氧膜，一步即获得N2、H2，工作原理如图所示（空气中N2与O2的物质的量之比按4：1计）： 若膜Ⅰ侧所得气体，写出上述过程反应方程式： 。 (3)甲小组模拟工业合成氨在一恒温恒容的密闭容器中发生如下反应：。t1时刻到达平衡后，在t2时刻改变某一条件，其反应过程如图所示，下列说法正确的是 （填标号）。 a．Ⅰ、Ⅱ两过程到达平衡时，平衡常数：KⅠ＞KⅡ b．Ⅰ、Ⅱ两过程到达平衡时，NH3的体积分数：Ⅰ＜Ⅱ c．Ⅰ、Ⅱ两过程到达平衡的标志：混合气体平均相对分子质量不再变化 d．t2时刻改变的条件可以是向密闭容器中加N2和H2混合气 (4)乙小组模拟不同条件下的合成氨反应，向容器充入9.0mol N2和23.0mol H2，如图为不同温度下平衡混合物中氨气的体积分数与总压强（p）的关系图。 ①T1、T2、T3由大到小的排序为 。 ②计算T2、60MPa平衡体系的平衡常数 。（保留两位有效数学）（用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数） (5)T℃时，若在容积为2L的密闭恒容容器中充入0.8mol N2和1.6mol H2，5min后达到平衡，测得N2的浓度为0.2mol/L。 ①计算此段时间的反应速率 。 ②若向平衡后的体系中同时加入1.2 mol N2、1.6 mol H2、1.2 mol NH3，该反应是否处于平衡状态 （填“是”或“否”），此时， （填“＞”“＜”或“＝”）。 8．（2024高三·全国·专题练习）甲烷是重要的资源，通过下列过程可实现由甲烷到氢气的转化。 (1)500℃时，CH4与H2O重整主要发生下列反应：；。已知向重整反应体系中加入适量多孔CaO，其优点是 。 (2)CH4与CO2重整的主要反应的热化学方程式为 反应Ⅰ：CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g)  ΔH=246.5 kJ·mol-1； 反应Ⅱ：H2(g)＋CO2(g)=CO(g)＋H2O(g)  ΔH=41.2 kJ·mol-1； 反应Ⅲ：2CO(g)=CO2(g)＋C(s)  ΔH=-172.5 kJ·mol-1。 1.01×105 Pa下，将的混合气体置于密闭容器中，不同温度下重整体系中CH4和CO2的平衡转化率如图1所示。800 ℃下CO2平衡转化率远大于600 ℃ 下CO2平衡转化率，其原因是 。 (3)利用铜-铈氧化物(xCuO·yCeO2，Ce是活泼金属)催化氧化可除去H2中少量CO，催化氧化过程中Cu、Ce的化合价均发生变化，可能机理如图2所示。将n(CO)∶n(O2)∶n(H2)∶n(N2)=1∶1∶49∶49的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应器，CO的转化率随温度变化的曲线如图3所示。 ①Ce基态原子核外电子排布式为[Xe]4f15d16s2，图2所示机理的步骤(i)中，元素Cu、Ce化合价发生的变化为 。 ②当催化氧化温度超过150 ℃时，催化剂的催化活性下降，其可能原因是 。 9．（2024高三上·山东威海·开学考试）在一容积为2L的密闭容器内加入0.2molN2和0.6molH2，在一定条件下发生如下反应：N2(g)+ H2(g)NH3(g)。 (1)该反应的平衡常数的表达式是： 。 (2)反应中氨气的浓度的变化情况如图所示，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v(H2)= 。 (3)反应达平衡后，第5分钟末，保持其它条件不变，仅改变反应温度，则NH3的物质的量浓度不可能为 。 a.0.2mol/L b.0.12mol/L c.0.10mol/L d.0.08mol/L (4)在第5分钟末，将容器体积缩小一半后，若在第8分钟末达到新平衡(此时NH3浓度约为0.25mol/L)，请在图中画出从第5分钟末开始，再达到新平衡时NH3浓度变化曲线 。    10．（2024高三下·江西九江·阶段练习）二氧化碳是潜在的碳资源，无论是天然的二氧化碳，还是各种炉气、尾气、副产气，进行分离回收和提纯，合理利用，意义重大。在“碳达峰”、“碳中和”的国家战略下，将CO2和CO转化为高附加值化学品成为科学家研究的重要课题。 (1)由CO2制取CH4的部分反应如下： ①  ； ②  ； ③  。 则反应的 kJ/mol。 (2)若在体积为1.0L的恒容密闭容器中充入xmolCO2和ymolH2模拟工业合成甲醇的反应：。 ①关于图1，下列有关说法正确的是 。 A．该反应为 B．若加倍投料，曲线A不可变为曲线B C．当，该反应达到平衡状态 D．容器内压强和混合气体平均相对分子质量不变，均可以说明该反应达到平衡状态 ②若x=2、y=3，测得在相同时间内，不同温度下H2的转化率如图2所示， (“>”、<”或“=”)；填T2时，起始压强为10MPa，则 MPa-2(列式计算；保留两位小数；为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。 (3)一定条件下，选择合适的催化剂只进行反应  ，控制CO2和H2初始投料比为1∶1，分别在不同温度T1、T2、T3下反应，达到平衡后，CO2的转化率分别为50%、60%、75%，已知反应速率，、分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数。最大的是温度 (填“T1”、“T2”或“T3”)。 (4)利用电化学可以将CO2有效转化为，装置如图所示。装置工作时，阴极除有生成外，还可能生成副产物降低电解效率。阴极生成的副产物可能是 ，标准状况下，当阳极生成O2的体积为112mL时，测得阴极区内的，则电解效率 。(忽略电解前后溶液体积的变化)已知：。 11．（2024高三下·广东潮州·期末）I．为了研究碳酸钙与稀盐酸反应的反应速率，一位同学通过实验测定反应中生成的CO2气体体积随反应时间变化的情况，绘制曲线。请分析讨论以下问题。 (1)在0∼t1、t1∼t2、t2∼t3、t3∼t4各相同的时间段里，收集到气体最多的是 时间段。 (2)为了减缓上述反应速率，欲向盐酸溶液中加入下列物质，你认为可行的有___________。 A．蒸馏水 B．NaCl固体 C．醋酸钠固体 D．通入HCl气体 (3)某温度时，在2L密闭容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化曲线如图所示。由图中数据分析，该可逆反应的化学方程式为： 。 (4)用Z表示从0—2min内该反应的平均反应速率为 。 (5)NO、O2和熔融NaNO3可制作燃料电池，其原理如图，该电池在使用过程中石墨II电极上生成氧化物Y(N2O5)，则石墨Ⅰ电极是 (填“正极”或“负极”)，石墨II的电极反应式为 。(已知：NO2电池中参与电极反应)。 (6)研究表明，氮氧化物(NO)和二氧化硫在形成雾霾时与大气中的氨有关，其转化关系如图所示： 下列关于雾霾及其形成的叙述中，不正确的是___________。 A．雾霾的产生与燃料燃烧有关 B．雾霾中含有NH4NO3和 C．整个过程涉及氧化还原反应、化合反应 D．1molSO2与足量的O2在一定条件下反应，生成1molSO3 12．（2024高三·全国·专题练习）氨是重要的化工原料，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题： (1)工业上通常采用铁触媒作催化剂，在400℃～500℃、10～30MPa，原料气中和物质的量之比为1.08：3的条件下合成氨，分析说明原料气中过量的理由是 。 (2)若在1L的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：  ，其化学平衡常数K与温度T的关系如下表所示。 T/℃ 200 300 400 K 0.5 ①试比较、的大小， (填“>”“<”或“=”)。 ②400℃时，反应中，当测得、和物质的量分别为3mol、2mol和1mol时，则该反应 (填“达到平衡状态”“正向进行”或“逆向进行”)。 (3)若在不同压强下，以投料比的方式进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如图所示：(物质i的摩尔分数：) ①图中压强由小到大的顺序为 <20MPa< ，判断依据是 。 ②当时，某温度下。则该温度下，反应的平衡常数 (化为最简式，为以平衡分压代替平衡浓度表示的平衡常数，分压=总压×摩尔分数)。 13．（2024高三上·山西运城·期中）CO2的回收与利用是科学家研究的热点课题，可利用CO2加氢合成甲醇。该工艺主要发生合成甲醇的反应Ⅰ和逆水汽变换反应Ⅱ。 I．   II．   (1)反应Ⅰ能自发进行的条件是 。(填“低温”或“高温”或“任意温度”) (2)根据下表中的键能数据，计算 。 化学键 H—H C≡O O—H C=O 键能/() 436 1071 464 803 (3)在催化剂作用下发生上述反应Ⅰ、Ⅱ，达平衡时CO2的转化率随温度和压强的变化如下图所示，则、、由大到小的顺序为 ，压强一定时，曲线随温度变化先降后升的原因 。 (4)在一定条件下，选择合适的催化剂只进行反应Ⅱ．调整CO2，和H2初始投料比，测得在一定投料比和一定温度下，该反应CO2的平衡转化率如图(各点对应的反应温度可能相同，也可能不同)。 ①经分析，E和G两点对应的反应温度相同，结合数据说明判断理由 。 ②已知反应速率，、分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数。C、D、E三点中最大的是 ，计算E点所示的投料比在从起始到平衡的过程中，当CO2转化率达到20%时， 。 14．（24-25高三上·安徽·开学考试）石油化工、煤化工等行业的废气中均含有硫化氢，H2S的回收利用具有重要意义。 (1)已知相关物质的燃烧热如下表： 物质 燃烧热 则   。 (2)硫化氢与甲醇合成甲硫醇(CH3SH)的催化过程如图： ①过程、均需要 (填“吸收”或“放出”)能量。 ②总反应方程式可以表示为 。 (3)H2S和CH4的重整制氢涉及的反应如下： a．   b．   ①设Kp为压力平衡常数(其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用分压代替浓度。)反应a、b的lgKp在400~1000℃范围内随温度T的变化如图1所示，反应a、b均为 反应。(填“吸热”或“放热”) ②在恒压100kPa下按组成为通入混合气体，测得平衡状态下H2、S2的收率和H2S的转化率随温度的变化曲线如图2所示。 Ⅰ．计算T1温度下H2的收率 ，此时反应a的Kp= kPa(保留2位有效数字)。 已知：H2的收率的收率 Ⅱ．从800℃升温到1000℃过程中，反应a平衡向逆反应方向移动的原因 。 15．（2024·湖北·模拟预测）乙醇被广泛应用于能源、化工、食品等领域，工业上可用以下两种方法制备乙醇。 Ⅰ．工业上采用催化乙烯水合制乙醇()，该反应过程中能量变化如图所示： (1)反应物分子有效碰撞几率最大的步骤对应的基元反应为 。 (2)已知：的反应速率表达式为，，其中、为速率常数。若其他条件不变时，降低温度，则下列推断合理的是_______。 A．增大，减小 B．减小，增大 C．减小的倍数大于 D．减小的倍数小于 Ⅱ．乙酸甲酯()催化加氢制取乙醇。包括以下主要反应： ①； ②。 (3)已知、、、的燃烧热()分别为，，，， 。 (4)其他条件相同，将乙酸甲酯与氢气按一定流速通过固体催化剂表面，乙酸甲酯的转化率随氢酯比()的关系如图所示。已知固体催化剂作用下的反应速率与催化剂表面各反应物的吸附率有关。当氢酯比大于8，乙酸甲酯的转化率反而降低，其原因是： 。 (5)时在1L密闭容器内通入和，初始压强为100MPa，发生反应①和②，达到平衡时体系压强变成90MPa且的分压为分压的5倍，反应①的平衡常数 。 (6)研究发现，在酸性乙醇燃料电池中加入硝酸，可使电池持续大电流放电，工作原理如图。 ①负极的电极反应式为 。 ②当向正极通入且全部被消耗时，理论上负极溶液质量变化为 g(保留两位小数)。 16．（24-25高三上·湖南·开学考试）高纯CO2主要用于电子工业、医学研究及临床诊断，同时CO2在工业上也有重要的运用。回答下列问题： 利用CO2制备CO：主反应(i)为  ； 副反应(ii)为  。 (1)298K时相关物质的相对能量如图1所示。 kJ/mol。 (2)副反应自发进行的条件是 (填“较高温度”“较低温度”或“任何温度”)。 (3)在一恒容密闭容器中充入1molCO2和2molH2，同时发生反应i和反应ii。下列叙述正确的是___________(填标号)。 A．当混合气体的平均摩尔质量不随时间变化时反应达到平衡状态 B．升高温度，反应i和ii的平衡常数都增大 C．达到平衡后，通入Ar，反应i和ii的逆反应速率都不变 D．体系生成0.1molC2H4时放出的热量为33.7kJ (4)在一密闭容器中充入amolCO2和3amolH2，同时发生反应ⅰ和反应ⅱ。在0.1MPa、1.0MPa、10MPa下测得CO2的平衡转化率与温度的关系如图2所示。 ①L3代表的压强为 MPa。 ②随着温度升高，不同压强下CO2的平衡转化率趋向相等，其原因是 。 ③W点时，乙烯为bmol。对应条件下，反应ⅰ的平衡常数Kp= (列出代数式即可)。 提示：用分压计算的平衡常数为Kp，分压总压物质的量分数。 (5)在反应器中充入一定量CO2和H2，在催化剂条件下，同时发生反应ⅰ和反应ⅱ。测得CO2在单位时间内的转化率、C2H4的选择性与温度的关系如图3所示。 温度高于500℃，乙烯的选择性降低，二氧化碳的转化率增大，其原因是 。 (6)以石墨为电极，以KOH溶液为电解质溶液，电解CO2可以制备乙烯。写出阴极上的电极反应式： 。 17．（2024高三上·河北张家口·期末）氨是重要的化工原料。回答下列问题： Ⅰ.某混合溶液始终满足，通过调节溶液的pOH［］，和的变化曲线如下图。 (1)回答下列问题： ①随pOH变化的曲线为 (填“L1”或“L2”)。 ② 。 ③若a点为氨水和NH4Cl溶液等体积混合所得，则混合前NH4Cl溶液的物质的量浓度为 (填选项字母)。 A．    B．    C． Ⅱ.工业上合成氨的原理为  。 (2)提高H2平衡转化率的具体措施为 (任写两条)；若按投入密闭容器进行反应，平衡时二者转化率关系： (填“>”“=”或“<”)。 (3)一定条件下，用铁粉作催化剂，合成氨的部分历程如下图，“*”表示吸附在催化剂表面。 ①催化剂能改变合成氨的 (填“活化能”或“反应热”)。 ②上述反应历程中决速步骤的方程式为 。 (4)工业上将合成氨设计为原电池如下图，其中钯电极A上的电极反应式为 。 18．（24-25高三上·上海·开学考试）氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性质以及氮的循环利用对解决环境和能源问题都具有重要意义。 Ⅰ．工业上合成氨的反应为：。 (1)已知：键能是指气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量或气态原子形成1 mol化学键所放出的能量。结合下表中化学键的键能数值，计算合成氨反应中生成1 mol NH3(g)时 (填“吸收”或“放出”)的热量是 kJ。 化学键 H-H N-H N≡N 键能/(kJ/mol) 436 391 946 (2)某同学在实验室模拟工业合成氨的反应：恒温下，在2 L定容密闭容器中通入1 mol N2(g)和3 mol H2(g)，催化剂存在下发生反应。 ①容器中压强(p)随时间(t)的变化图像如图所示，测得p2=0.8p1 (恒温恒容容器中，压强与气体物质的量成正比)，反应开始至5 min，用H2的浓度变化表示反应的平均速率为 mol/(L·min)。 ②下列情况能说明该反应一定达到化学平衡状态的是 (填标号)。 A．每断裂1 mol H-H的同时生成2 mol N-H B．混合气体的压强保持不变 C．容器中N2和NH3的物质的量浓度相等 D．混合气体的密度不随时间的变化而变化 E．H2的体积分数在混合气体中保持不变 (3)已知合成氨反应N2+3H2(g)2NH3在400℃时的平衡常数K=0.5(mol/L)-2。在400℃时，测得某时刻c(N2)=2 mol/L、c(H2)=2 mol/L、c(NH3)=3 mol/L，此时刻该反应的v正 v逆(填“＞” “=”或“＜”)。 (4)如图表示合成氨在恒压密闭容器中，不同温度下，达到平衡时NH3的体积百分数与投料比[]的关系。 由此判断KA、KB、KC的大小关系为： 。 (5)氮气燃料电池在实现能源转型和减少碳排放方画具有巨大的发展潜力、其中一种液氨—液氧燃料电池工作原理如图所示(已知a、b均为惰性电极，其中电池的总反应为：4NH3+3O2=2N2+6H2O)。 ①C口进入的物质为 。 ②a电极上发生的电极反应式为 。 Ⅱ．NO和NO2等氮氧化物是空气污染物，含有氢氧化物的尾气需处理后才能排放。 (6)催化还原。汽车的尾气净化装置如图所示，在催化剂表面上NOx与CO反应生成N2，若尾气的温度过高导致最终排放出的气体中氮氧化物浓度偏高，原因可能是 。 试卷第1页，共3页 试卷第1页，共3页 学科网（北京）股份有限公司 参考答案： 1．(1) BD (2) q 33.3 (也可) AD 【详解】（1）根据盖斯定律可知，反应③=（3×①-②）， kJ⋅mol-1；；A．混合气体的质量不变，体积不变，密度为恒定值，不能说明该反应达到化学平衡状态，A错误； B．H2的转化率为变量，当变量保持不变，能说明该反应达到化学平衡状态，B正确；C．CO2的体积分数保持不变，能说明该反应达到化学平衡状态，C正确；D．化学反应速率与计量数成正比，且正逆反应速率相等时即平衡，，能说明该反应达到化学平衡状态，D正确；故选BCD； （2）①该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，则随温度升高，物质的量增大的曲线m、n代表反应物，随温度升高，物质的量减小的曲线p、q代表生成物，结合化学计量数关系可知，m表示的物质的量随温度的变化，n表示的物质的量随温度的变化，p表示的物质的量随温度的变化，q表示的物质的量随温度的变化； ②设℃反应达到平衡时生成，列如下三段式：，由题图可知，℃时和的物质的量相等，有，解得，则的转化率为％≈33.3％； ③A．该反应正反应为放热反应，的活化能小于逆反应的活化能，A正确； B．增大压强，可增大单位体积内活化分子数目，增大单位时间内有效碰撞次数，加快反应速率，B错误； C．其他条件不变时，若扩大容器容积，压强减小，则平衡逆向移动，v正减小，v逆减小，C错误； D．保持温度不变，再通入3 mol H2，平衡正向移动，达到平衡时的CO2转化率增大，平衡常数K只与温度有关，温度不变，K保持不变，D正确； 故选AD； 2．(1)Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2 (2) 2-2e-= (NH4)2S2O8+2H2O=2NH4HSO4+H2O2 NH4HSO4 (3) N2H4(g)+2H2O2(g)=N2(g)+4H2O(g) ∆H=641.6kJ/mol； 高温促进了过氧化氢和过氧乙酸分解 70℃ 【详解】（1）在实验室中，可以将过氧化钠加到冷的稀硫酸中制备过氧化氢，根据元素守恒，同时有硫酸钠生成，化学方程式为Na2O2+H2SO4=Na2SO4+H2O2； （2）①电解池，阳极失电子，元素化合价升高，故氧元素全部为-2价的转化为含过氧根，即有两个氧原子为-1价的，溶液为酸性，故电极反应方程式为2-2e-=； ②过二硫酸铵中有过氧键，发生水解可以得到H2O2，水解的化学方程式为(NH4)2S2O8+2H2O=2NH4HSO4+H2O2，根据电解和水解的反应方程式可知，NH4HSO4可以循环利用； （3）Ⅰ.肼(N2H4)与过氧化氢反应生成氮气和水蒸气的反应方程式为N2H4+2H2O2=N2+4H2O，1g液态肼和足量的液态过氧化氢反应生成N2和水蒸气时释放20.05kJ热量，生成1molN2时需要N2H4的物质的量为1mol，质量为32g，故释放热量641.6kJ，液态肼反应生成1molN2时的热化学方程式为N2H4(g)+2H2O2(g)=N2(g)+4H2O(g) ∆H=641.6kJ/mol； Ⅱ.①高温促进了过氧化氢和过氧乙酸分解，故80℃时苯乙烯的转化率有所降低； ②据图可知，60℃以上时苯乙烯的转化率接近100%，而70℃时苯甲醛的选择性最大，所以反应温度选择70℃。 3．(1)﹣1261.2 (2) 中间产物 能 (3) 0.1 50 4 < 【详解】（1）已知：①C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH1=−393.5kJ⋅mol−1 ②Si(s)+2H2(g)=SiH4 (g) ΔH2=−34.3kJ⋅mol−1 ③C(s)+O2(g)+S(s)+2H2(g)=HCOOSiH3(g) ΔH3=−1689kJ⋅mol−1 反应CO2(g)+SiH4(g)⇌HCOOSiH3(g)可以由反应③-反应②-反应①得到，故反应CO2(g)+SiH4(g)⇌HCOOSiH3(g)的ΔH=ΔH3-ΔH2-ΔH1=-1689-(-34.3)-(-393.5)=-1261.2kJ⋅mol−1； （2）由反应机理图可知，先与CO2反应，生成再与SiH4反应得到HCOOSiH3和，故为催化剂，为中间产物；HCOOSiH3结构中有醛基，可以发生银镜反应； （3）①0~2min内，恒容密闭的反应容器总压强由1.6MPa变为1.4MPa，起始时充入1molCO2(g)和1molSiH4(g)， 设HCOOSiH3生成的物质的量为x，列出三段式， 恒容容器，气体物质的量和压强成正比，列出比例式，解得x=0.25mol， HCOOSiH3(g)分压起始时为0，2min时为p(HCOOSiH3)==0.2MPa，0~2min内HCOOSiH3(g)分压的平均变化率为0.1MPa⋅min−1； ②平衡时，反应容器总压强由变为1.2MPa，设HCOOSiH3生成的物质的量为a，列出三段式， 列出比例式，解得x=0.5mol， 故平衡时，CO2(g)的转化率为=50%； 平衡时，c(CO2)=c(SiH4)=c(HCOOSiH3)=0.25mol/L，平衡常数K==4； ③反应是气体体积减小的反应，恒容容器再次充入1molCO2(g)和1molSiH4(g)，压强增大，有利于正反应进行，故再次达到平衡，压强小于原来平衡时的2倍，即压强p<2.4MPa。 4．(1) -164.98 AD 4或四 (2) 该反应是放热反应，反应开始时容器内温度上升，压强增大，随着反应进行，反应气体分子数减少，压强减小 0.05 【详解】（1） ①二氧化碳分子中C、O原子间共用2对电子，C、O原子最外层电子数达到8个，其电子式为； ②由表中几种物质在298K的标准摩尔生成晗可知， ①C(s)+O2(g)=CO2(g)  ΔH=-393.51kJ/mol； ②C(s)+2H2(g)=CH4(g) ΔH=-74.85kJ/mol； ③H2(g)+O2(g)=H2O(g) ΔH=-241.82kJ/mol； 方程式②-①+③得到：，故-74.85kJ/mol-(-393.51kJ/mol)+2(-241.82kJ/mol)= -164.98 kJ/mol； ③A．电解水时，阴极上水中H+放电生成H2，故A正确； B．采用合适催化剂只能加快反应速率，不能提高Sabatier反应的转化率，故B错误； C．在体积不变的容器中发生Sabatier反应，气体密度始终不变，不能说明反应达到平衡，故C错误； D．在Sabatier反应器的前端维持较高温度，有利于启动反应并加快反应速率，后端维持较低温度，有利于平衡正向移动，提高反应物的转化率，故D正确； 答案为AD； ④由图可知，第4步反应的活化能最大，为慢反应，也是决定反应速率反应； （2）①的正反应气体分子数目减小，导致容器内压强减小，而开始阶段压强增大，是该反应是放热反应，反应开始时容器内温度升高，使压强增大，而随着反应进行，反应气体分子数减少，压强减小； ②由图可知，起始时压强为120kPa，平衡时压强为100kPa，设平衡时转化的CO2的物质的量为xmol，则： 有，解得x=0.5，H2O、CO2、H2的物质的量分别为1mol、0.5mol、1mol，混合气体总物质的量为2.5mol，则Kp===0.05； ③其他条件相同，加入催化剂，加快反应速率，但化学平衡不移动，平衡时总压不变，做出图像为。 5．(1)A (2) C 分子间能形成氢键 取少量待测溶液与试管中，先滴加稀盐酸，无现象，再滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀，说明溶液中含有 (3) 由图可知，找不到在哪一温度下，反应I和反应II都能自发进行，故不能用钴氧化物代替铁氧化物进行热化学循环制氢 (4)可以将太阳能先转化为电能，再利用电解水的方法制得H2 【详解】（1）i．属于化学键形成的过程，释放的能量高，ii．是化学反应过程，包含旧化学键的断裂和新化学键的形成，旧键断开要吸收热量，释放的能量比i低，故答案为A； （2）①A．溶解性不能说明元素非金属性的强弱，故A不选； B．氧化性：不能说明非金属性氯比硫强，故B不选； C．气态氢化物热稳定性越好，非金属性越强，热稳定性：能说明非金属性氯比硫强，故C选； D．氢化物的酸性：不能说明非金属性氯比硫强，故D不选； 答案为C； ②H2O分子间能形成氢键，而H2S分子间不能形成氢键，故H2O沸点高于H2S； ③检验硫酸根离子的方法是：取少量待测溶液与试管中，先滴加稀盐酸，无现象，再滴加BaCl2溶液，产生白色沉淀，说明溶液中含有； （3）①根据图像可知，反应I为FeO与H2O反应生成H2和Fe3O4，化学方程式为3FeO+H2OH2+Fe3O4； ②由反应I和反应II的△H-T△S值随温度T变化图可知，找不到在哪一温度下，反应I和反应II都能自发进行，故不能用钴氧化物代替铁氧化物进行热化学循环制氢； （4）除了上述“直接热分解”、“光催化分解”和“热化学循环”外，还可以将太阳能先转化为电能，再利用电解水的方法制得H2。 6．(1)> (2) 250℃ 反应I的正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，产率降低；温度升高，催化剂的活性下降，产率降低（合理即可） (3) A (4)2.17 (5) 8 【详解】（1）反应II在低温或常温下不能自发进行，需要高温可自发，为使，故该反应； （2）由图乙中可以看出，250℃时CH3OH的产率最高，所以合成CH3OH最适宜的温度是250℃；降低的可能原因是：反应I的正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，产率降低；温度升高，催化剂的活性下降，产率降低（合理即可）； （3）①A．从反应体系中分离出甲醇，反应I正向移动，有利于提高反应物的转化率，A正确； B．向容器按原比例再充入反应物，温度不变，压强增大，反应I平衡正向移动，达到新平衡时各组分的体积分数改变，B错误； C．当v生成(CH3OH)=v生成(CO2)，生成二氧化碳的反应的两个，故不能说明反应达到了平衡状态，C错误； D．工业合成甲醇时，催化剂不能影响平衡移动，不能提高甲醇的产率，D错误； 故选A； ②达到平衡后，根据方程式得关系式：，则参加反应的CO2为0.3mol，设生成， ， 故平衡后，，，， ，，，，反应II用平衡分压代替平衡浓度计算的平衡常数 （4）活化能最大的步骤反应速率最慢是反应的决速步骤，根据反应历程如下图可以看出活化能最大，2.98-0.81=2.17eV； （5）以面心Zr4+为参考，每个晶胞中有4个O2-与Zr4+距离最近，面由两个晶胞共用，故Zr4+配位数为8；晶胞中Zr4+位于顶点和面心，个数为，O2-位于晶胞体心，个数为8，则一个晶胞含有4个ZrO2，质量为，晶胞体积为a3×10-30 cm3，可知； 7．(1)CH4(g)+2H2O(g)=CO2(g)+4H2(g)   ΔH = +165.4 kJ/mol (2)6CH4+4H2O+O2 = 6CO + 16H2 (3)cd (4) T3>T2>T1 0.043(MPa)-2 (5) 0.08mol/(L·min) 否 ＞ 【详解】（1）CH4通过蒸汽转化为CO2和H2的化学方程式为CH4（g）+2H2O（g）=CO2（g）+4H2（g），由图可知反应①为CH4（g）+H2O（g）=CO（g）+3H2（g）△H=+206.4kJ/mol，反应②为CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41.0kJ/mol，根据盖斯定律①+②计算CH4（g）+2H2O（g）=CO2（g）+4H2（g）的△H=+206.4kJ/mol+（-41.0kJ/mol）=+165.4 kJ/mol，热化学方程式：CH4（g）+2H2O（g）=CO2（g）+4H2（g）△H=+165.4 kJ/mol； （2）空气中N2与O2的物质的量之比为4：1，膜Ⅰ侧所得气体，氮气在反应前后不变，设氮气为4mol，则生成氢气为4mol，消耗氧气为1mol，膜Ⅰ侧发生的反应是H2O+2e-=H2+O2-、O2+4e-=2O2-，由膜I侧反应生成4molH2可知，4molH2O得到8mol电子、1molO2得到4mol电子，共得到12mol电子，膜Ⅱ上1molCH4中C失去6mol电子、4molH得到4mol电子，即1molCH4失去2mol电子，根据电子守恒可知需要6molCH4反应，则反应为6CH4+4H2O+O2 = 6CO + 16H2； （3）v-t图象中，曲线的点是连续的点，t2时刻改变的条件应该是增大反应物的浓度，温度没有发生变化； a．由图象分析可知，平衡常数是温度的函数，温度不变平衡常数不变，故a错误； b．t2时刻改变条件后达到平衡时，正反应速率大于逆反应速率，说明平衡正向移动，但可能是增大H2浓度引起的改变，使NH3的体积分数减小，故b错误； c．该反应是体积减小的反应，混合气体平均相对分子质量不再变化，反应达到平衡，故c正确； d．v-t图象中，曲线的点是连续的点，t2时刻改变的条件应该是浓度的改变，可以是向密闭容器中加入N2和H2混合气，平衡正向移动，故d正确； 故选cd； （4）①N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H＜0，相同压强下，升高温度平衡逆向移动，氨气的体积分数减小，根据图知，温度由大到小的顺序为T3＞T2＞T1； ②若体系在T2、60MPa下达到平衡，相同温度下，气体的体积分数等于其物质的量分数，设平衡时n（NH3）=xmol，列出三段式为： 平衡时氨气体积分数=×100%=60%，解得x=12，氮气分压=×60MPa=9MPa，氨气的分压=60%×60MPa=36MPa，氢气分压=60MPa-9MPa-36MPa=15MPa，此时的平衡常数Kp=≈0.043（MPa）-2； （5）①在容积为2L的密闭恒容容器中充入0.8molN2(g)和1.6molH2(g)，开始时，氮气和氢气的浓度分别为0.4mol/L和0.8mol/L，5min后达到平衡，测得N2的浓度为0.2mol/L，氢气的浓度为0.8mol/L-3×(0.4-0.2)mol/L=0.2mol/L，氨气的浓度为2×(0.4-0.2)mol/L=0.4mol/L，则此段时间的反应速率v(NH3)= = =0.08mol/(L.min)； ②T℃时，平衡常数K===100，若向平衡后的体系中同时加入1.2molN2、1.6molH2、1.2molNH3，此时氮气、氢气和氨气的物质的量浓度分别为0.8mol/L、1.0mol/L、1.0mol/L，Q==1.25＜K，未达到平衡状态，则平衡将正向移动，＞。 8．(1))吸收CO2，提高H2的产率，提供热量 (2)反应Ⅰ和反应Ⅱ的ΔH>0，高温下反应的平衡常数大(反应正向进行程度大)，CO2的消耗量大，反应Ⅲ的ΔH＜0，高温下反应的平衡常数小(反应正向进行程度小)，CO2的生成量小 (3) 铜的化合价由＋2价变为＋1价，铈的化合价由＋4价变为＋3价 高温下，Cu(＋2价)或Cu(＋1价)被H2还原为金属Cu 【详解】（1）已知CaO(s)＋CO2(g)=CaCO3(s)　ΔH=-178.8 kJ·mol-1，因此向重整反应体系中加入适量多孔CaO的优点是吸收CO2，使平衡正向移动，提高H2的产率，同时提供热量； （2）由于反应Ⅰ和反应Ⅱ的ΔH>0，高温下反应的平衡常数大(反应正向进行程度大)，CO2的消耗量大，反应Ⅲ的ΔH＜0，高温下反应的平衡常数小(反应正向进行程度小)，CO2的生成量小，所以800 ℃下CO2平衡转化率远大于600 ℃下CO2平衡转化率； （3）①图2所示机理的步骤(i)中CO结合氧原子转化为二氧化碳，根据Cu、Ce两种元素原子的核外电子排布式可判断元素Cu、Ce化合价发生的变化为铜的化合价由＋2价变为＋1价，铈的化合价由＋4价变为＋3价； ②由于高温下，Cu(＋2价)或Cu(＋1价)被H2还原为金属Cu，所以当催化氧化温度超过150 ℃时，催化剂的催化活性下降。 9．(1) (2)0.0375mol/(L·min) (3)a c (4) 【详解】（1）平衡常数可以用生成物平衡浓度的幂次方乘积除以反应物平衡浓度的幂次方乘积得到；该反应的平衡常数的表达式是：； （2）△n(NH3)=0.1mol·L-1×2L=0.2mol， v(H2)= = 0.0375mol/(L·min)； （3）改变反应温度，平衡一定移动，而氮气和氢气不可能完全转化为氨气，所以c(NH3)＜0.20mol·L-1， a．如果氨气的浓度是0.20mol·L-1，则氮气与氢气完全转化，故错误； b．降低温度，氨气的浓度可能为0.12mol·L-1，故正确； c．温度改变，平衡一定移动，所以不可能为0.10mol·L-1，故错误； d．升高温度，平衡逆向移动，所以氨气浓度变小，可能为：0.08mol·L-1，故正确； 故答案为：ac； （4）把容器的体积缩小一半的瞬间氨气的浓度，氨气的浓度变为0.20mol·L-1，平衡后浓度约为0.3mol·L-1，所以第5分钟末到此平衡时NH3浓度的变化曲线为： 。 10．(1)-25.1 (2) BCD ＜ 0.62 (3)T3 (4) H2 80% 【详解】（1）①  ； ②  ； ③  。 ②-①-③×2得的-=-25.1kJ/mol。 （2）①A．根据图示，随温度升高，CO2的平衡转化率降低，可知正反应放热， ，故A错误； B．若加倍投料，相当于加压，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大，曲线A不可变为曲线B，故B正确； C．当，正逆反应速率比等于系数比，该反应一定达到平衡状态，故C正确； D．反应前后气体系数和不同，压强、平均相对分子质量均为变量，容器内压强和混合气体平均相对分子质量不变，均可以说明该反应达到平衡状态，故D正确； 选BCD； ②根据图3可知，c点氢气的转化率大于a点，则c点生成物的浓度大于a点，c的温度高于a点，温度升高化学反应速率加快，所以v(a)逆＜v(c)逆； 根据图3所示T2时H2转化率为80%， T2时，起始压强为10MPa，则平衡时总压强为6.8 MPa，则MPa-2。 （3），则反应达到平衡，，正反应吸热，升高温度，K增大，增大，则最大的是温度T3。 （4）利用电化学可以将CO2有效转化为，装置如图所示。装置工作时，阴极除有生成外，还可能生成副产物降低电解效率。阴极发生还原反应，在阴极氢离子也易得到电子转化为H2，则阴极生成的副产物可能是H2；标准状况下，当阳极生成O2的体积为112mL时，电路中转移电子的物质的量为，测得阴极区内的，阴极碳元素化合价由+4降低为+2，生成转移电子的物质的量，则电解效率。 11．(1)t1∼t2 (2)AC (3) (4) (5) 正极 (6)D 【详解】（1）曲线的斜率为该反应的化学反应速率，斜率越大其反应速率越大，根据图象知，斜率最大的是t1∼t2，所以速率最快，相同的时间段里，收集到气体最多的时间段是t1∼t2； （2）降低反应速率，可以通过减小溶液中氢离子浓度实现，加水稀释或加入醋酸钠固体都能使氢离子浓度降低，从而降低反应速率，通入氯化氢使溶液中氢离子浓度增大，反应速率加快，故选AC； （3）由图象可以看出，反应中X、Y的物质的量减少，应为反应物，Z的物质的量增多，应为生成物，当反应进行到5min时，各种物质的物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，此时X、Y和Z的物质的量的变化量分别是0.6mol、0.2mol和0.4mol，根据参加反应的物质的物质的量之比等于化学计量数之比，则反应的方程式为：； （4）从0—2min内，物质Z的平均反应速率为：； （5）根据电池工作示意图，石墨Ⅰ电极上O2得电子发生还原反应，为电池正极，故石墨Ⅰ电极为电池正极；石墨II电极上NO2失去电子与池中结合转化为N2O5，故电极反应反应式为； （6）A．根据图示，燃料燃烧产生的颗粒物形成雾霾，则雾霾形成与燃料燃烧有关，故A正确； B．根据图示，NH4NO3和构成无机颗粒物，无机颗粒物形成雾霾，故B正确； C．如图所示，S元素的化合价升高，化合价发生变化，属于氧化还原反应，三氧化硫和水反应生成硫酸，属于化合反应，故C正确； D．1molSO2与足量的O2在一定条件下反应，因为是可逆反应，所以生成的SO3小于1mol，故D错误； 故选D。 12．(1))原料气中相对易得，适度过量有利于提高的转化率 (2) > 逆向进行 (3) 该反应为气体分子数减小的反应，当温度不变时，压强越大，的摩尔分数越大 【详解】（1）从制备途径而言，原料气中氮气相对易得，适度过量有利于增大反应物浓度，使平衡向正反应方向移动，从而提高氢气的转化率 （2）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，反应的平衡常数减小，则平衡常数大于； ②400℃时，氨气、氮气和氢气物质的量分别为、和时，则容器中反应的浓度熵，则平衡逆向进行； （3）①该反应为气体分子数减小的反应，当温度不变时，增大压强，平衡向正反应方向移动，氨气的摩尔分数增大，由图可知，、、条件下氨气的摩尔分数依次增大，则压强的大小顺序为，故答案为：。 ②设起始时氮气和氢气的物质的量分别为和，平衡时生成氨气为，由题意可建立如下三段式： 由氨气的摩尔分数为0.2可得：，解得，氮气、氢气、氨气的平衡分压分别为、、，反应的平衡常数。 13．(1)低温 (2)+43kJ/mol (3) p1>p2>p3 开始升温时以反应Ⅰ为主，反应放热，压强一定时，温度升高，平衡逆向移动，CO2的平衡转化率减小；升高三定温度后，以反应Ⅱ为主，反应吸热，压强一定时，温度升高，平衡正向移动，的平衡转化率增大 (4) 因为，平衡常数相同，反应温度相同 C 16 【详解】（1）反应是熵减的放热反应，，当使反应能自发进行，反应I能自发进行的条件是低温。 （2）=反应物的键能-生成物的键能=2×803+436-1071-2×464=。 （3）根据图中信息，反应①是体积减小的反应，反应②是等体积反应，固定温度，从下到上，二氧化碳转化率增大，则对反应②平衡不移动，反应①来说平衡正向移动，说明是加压，因此P1、P2、P3由大到小的顺序为P1>P2>P3；CO2平衡转化率随温度变化先降后升的原因：开始升温时以反应Ⅰ为主，反应放热，压强一定时，温度升高，平衡逆向移动，CO2的平衡转化率减小；升高三定温度后，以反应Ⅱ为主，反应吸热，压强一定时，温度升高，平衡正向移动，的平衡转化率增大； （4）①因为平衡常数只与温度有关，故判断温度是否相同可通过计算平衡常数是否相同去分析。已知：Kx是以物质的量分数表示的化学平衡常数。依据Kx的定义计算A、E和G三点对应的平衡常数，设参加反应的CO2为0.5mol，H2为1mol，E点列三段式有： 　，平衡后总物质的量为mol，代入平衡常数表达式：Kx==。同理可求，E和G两点的Kx=1，因为KE=KG=1，平衡常数相同，反应温度相同。 ②已知反应速率v=v正－v逆=k正x(CO2)x(H2)－k逆x(CO)x(H2O)，k正、k逆分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数。C、D、E三点中，因为进料比相同，但CO2转化率C>D>E，所以推出TC>TD>TE,故三点中C点温度最高，k正变化幅度最大；在达到平衡状态E点的反应过程中，当CO2转化率刚好达到20%时，===，E点平衡常数K=1，当CO2转化率刚好达到20%时，列三段式有： Q=，==16； 14．(1) (2) 吸收 (3) 吸热 20% 0.22 温度对反应b的影响大于反应a，H2S浓度减小，导致反应a向逆反应方向移动 【详解】（1）由题干表中数据可知，反应Ⅰ：H2S(g)+O2(g)=SO2(g)+H2O(l) =-562.0kJ/mol；反应Ⅱ：S(s)+ O2(g)=SO2(g) =-296.8kJ/mol；反应Ⅲ：H2(g)+O2(g)=H2O(l) =-285.8.0kJ/mol；则反应Ⅰ-反应Ⅱ-反应Ⅲ可得反应，根据盖斯定律可知，--=(-562.0kJ/mol)-(-296.8kJ/mol)-( -285.8.0kJ/mol)=kJ/mol，故答案为：+20.6； （2）①由题干硫化氢与甲醇合成甲硫醇(CH3SH)的催化过程图可知，过程Ⅰ、Ⅱ均为化学键的断裂，故需要吸收能量，故答案为：吸收； ②由题干硫化氢与甲醇合成甲硫醇(CH3SH)的催化过程图可知，该反应的反应物为CH3OH和H2S，生成物为CH3SH和H2O，故总反应方程式可以表示为，故答案为：； （3）①由题干反应a、b的lgKp在范围内随温度T的变化如图1所示信息可知，随着温度的升高反应a、b的lgKp均增大，即Kp增大，说明反应化学平衡正向移动，故反应a、b均为吸热反应，故答案为：吸热； ②Ⅰ．设充入的H2S、CH4分别为1mol、1mol，反应a、b中消耗的H2S分别为xmol、ymol，三段式分析为：，，由图2可知，T1温度下，S2的收率为4%，×100%=4%，可得x=0.04mol，H2S的转化率为32%，×100%=32%，则y=0.28mol，H2的收率=×100%=×100%=×100%=20%，此时H2S的平衡分压为：×100kPa=×100kPa=9.71kPa，同理H2的平衡分压为：×100kPa =×100kPa =8.57kPa，S2(g)的平衡分压为：=×100kPa =0.286kPa，则此时反应a的Kp===0.22，故答案为：20%；0.22； Ⅱ．由题干图像信息可知，从800℃升温到1000℃过程中，H2的收率和H2S的转化率增大，而S2(g)的收率减小，反应a平衡向逆反应方向移动的原因是温度对反应b的影响大于反应a，H2S浓度减小，导致反应a向逆反应方向移动，故答案为：温度对反应b的影响大于反应a，H2S浓度减小，导致反应a向逆反应方向移动。 15．(1)或 (2)D (3) (4)氢酯比大于8，大量的吸附在催化剂的表面，阻碍了催化剂吸附乙酸甲酯，导致乙酸甲酯的转化率减小 (5)0.006 (6) 33.33 【详解】（1）反应所需活化最小的是第二步，第二步反应速率最快，反应物分子有效碰撞几率最大，该反应方程式为； （2）若其他条件不变时，降低温度，正逆反应速率均减小，浓度瞬间是不变的，所以、均减小，再根据能量图，反应物总能量大于生成物，为放热反应，降低温度，平衡正移，逆反应速率减小的更多，即减小的倍数小于，答案选D； （3）燃烧热是1mol物质完全燃烧生成稳定产物的放热，通过盖斯定律，反应①可以由燃烧反应燃烧反应燃烧反应燃烧反应得到，故可以算出； （4）由题目提示，固体催化剂作用下的反应速率与催化剂表面各反应物的吸附率有关，故氢酯比小于8，乙酸甲酯及均有较大的吸附率，增大氢酯比，的吸附率增大，使乙酸甲酯转化率增大(或增大氢酯比，平衡正向移动，乙酸甲酯转化率增大)；氢酯比大于8，大量的吸附在催化剂的表面，阻碍了催化剂吸附乙酸甲酯，导致乙酸甲酯的转化率减小，故氢酯比为8附近，乙酸甲酯的转化率最大； （5）由反应①和反应②知，压强减小是反应①造成，设反应①中反应，列出三段式：，解得，设反应②中反应，根据反应②的方式化学计量数，反应②中也反应，根据达到平衡时的分压为分压的5倍，，解得，则平衡时、、、物质的量分别为、、、，气体总物质的量为，反应①的平衡常数； （6）①燃料电池，燃料通负极，故通入甲醇的一级为负极，失电子转化为，负极反应为； ②根据负极电极反应，转移12mol电子生成和，氢离子通过质子交换膜进入正极区，减少质量，故转移4mol电子减少质量33.33g。 16．(1) (2)较低温度 (3)AC (4) 0.1 温度对反应i的影响大于反应ii，反应i起主要作用；而反应i是反应前后气体分子数相等的反应，压强对反应i几乎无影响 (5)催化剂对乙烯的选择性降低，温度对反应ii的影响小于反应i (6) 【详解】（1）已知反应热等于生成物的总能量减去反应物的总能量，结合298K时相关物质的相对能量如图1所示信息，故 (283kJ/mol)+(151kJ/mol)-393kJ/mol=+41kJ/mol，故答案为：+41； （2）由题干信息可知，副反应正反应是一个气体体积减小的放热反应，即，根据综合判据即自由能变可知，该反应自发进行的条件是较低温度，故答案为：较低温度； （3）A. 由题干方程式信息可知，反应i是一个气体体积不变的反应，而反应ii是一个气体体积减小的反应，即反应过程中混合气体的物质的量一直在改变，而气体质量不变，即混合气体的平均摩尔质量一直在改变，故当混合气体的平均摩尔质量不随时间变化时反应达到平衡状态，A正确； B. 由(1)分析可知，反应i为吸热反应，反应ii为放热反应，故升高温度，反应i的平衡常数增大，而反应ii的平衡常数却减小，B错误； C. 在恒容密闭容器中，达到平衡后，通入Ar，反应体系各物质的浓度均保持不变，故反应i和ii的逆反应速率都不变，C正确； D. 生成乙烯的同时也生成了CO，故体系生成0.1molC2H4时放出的热量小于33.7kJ，D错误； 故答案为：AC； （4）①反应i反应前后气体分子数不变，反应ii反应前后气体分子数减少，故增大压强，反应ii平衡正向移动，反应i平衡不移动，导致CO2的平衡转化率增大，结合图像可知，L3代表的压强为0.1MPa，故答案为：0.1； ②随着温度升高，不同压强下CO2的平衡转化率趋向相等，说明压强对平衡的影响越来越不明显，随着温度升高，对反应i的影响大于反应ii，高温下主要发生反应i，反应i反应前后气体分子数不变，压强不能影响该反应平衡，故不同压强下CO2的平衡转化率趋向相等，故答案为：温度对反应i的影响大于反应ii，反应i起主要作用；而反应i是反应前后气体分子数相等的反应，压强对反应i几乎无影响； ③W点时，乙烯为bmol，对应条件下，L1代表的压强为10MPa，由三段式分析可知： 根据此温度下，CO2的转化率为65%，则有2b+x=0.65a，x=0.65a-2b，n(CO2)=a-0.65a=0.35a mol，n(CO)=(0.65a-2b)mol，n(H2)=3a-6b-x=(2.35a-4b)mol，n(H2O)=(0.65a+b)mol，根据反应i的特点可知，平衡常数与总压强无关，可以物质的量代替分压进行计算，则反应ⅰ的平衡常数Kp===，故答案为：； （5）由题干反应方程式信息可知，反应i为吸热反应，反应ii为放热反应，故由于催化剂对乙烯的选择性降低，温度对反应ii的影响小于反应i，导致温度高于500℃，乙烯的选择性降低，二氧化碳的转化率增大，故答案为：催化剂对乙烯的选择性降低，温度对反应ii的影响小于反应i； （6）以石墨为电极，以KOH溶液为电解质溶液，电解CO2可以制备乙烯，阴极上的电极反应即CO2得到电子被还原为C2H4，故该电极反应式为：，故答案为：。 17．(1) L1 B (2) 增大N2浓度、增大压强、降低温度 = (3) 活化能 (4) 【详解】（1）①pOH越大，酸性越强，越小，所以表示的为L1； ②根据交点对应pOH=4.7可知，； ③若氨水和NH4Cl溶液等浓度，由于氨水的电离程度大于的水解程度，而a点时，，故，，又因为电离程度本身较小，故二者浓度应接近，故混合前NH4Cl溶液的物质的量浓度为； （2）①提高H2平衡转化率的具体措施为增大N2浓度、增大压强、降低温度； ②若按投入密闭容器进行反应，反应量为，所以； （3）①催化剂能改变合成氨的活化能，不能改变反应热； ②决速步骤为活化能最高的步骤，所以上述反应历程中决速步骤的方程式为； （4）由图可知，钯电极B上发生的反应为，通过固体介质移向钯电极A，故钯电极A上的电极反应式为。 18．(1) 放出 46 (2) 0.12 BE (3)＜ (4)KA=KB＞KC (5) O2 2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O (6)温度过高导致催化剂的活性下降，NOx与CO的反应速率变小 【详解】（1）1 mol N2与3 mol H2反应产生2 mol NH3时，断裂化学键吸收的总能量为Q吸=(3×436+946) kJ=2254 kJ，形成2 mol NH3中的化学键释放的总能量为Q放=(6×391)kJ=2346 kJ，可见反应过程中放出热量多于吸收热量，因此该反应是放热反应，反应产生2 mol NH3，放出热量为：2346 kJ-2254 kJ=92 kJ的热量，因此反应产生1 mol NH3(g)，放出热量是46 kJ； （2）①根据图像可知：在5 min后气体压强不再改变，说明反应达到平衡。假设达到平衡时消耗氮气的物质的量为x mol，则消耗氢气物质的量为3xmol 生成氨气物质的量为2x mol。达到平衡时氮气物质的量为(1-x) mol，氢气的物质的量为(3-3x) mol，利用相同条件下，压强之比等于气体物质的量之比，因此有，解得x=0.4 mol，则平衡时用H2浓度变化表示的化学反应速率v(H2)==0.12 mol/(L·min； ②A．每断裂1 mol H-H的同时生成2 mol N-H表示的都是反应正向进行，不能据此判断反应是否达到平衡状态，A错误； B．反应在恒温恒容条件下进行，该反应是反应前后气体物质的量不等的反应，若混合气体的压强保持不变，则气体的物质的量不变，反应达到平衡状态，B正确； C．反应在恒容密闭容器中进行，加入的N2与H2的物质的量的比是1：3，反应消耗N2与H2的物质的量的比是1：3，则平衡时容器中N2和NH3的物质的量的浓度不变，它们的比也是1：3，不可能相等，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，C错误； D．反应在恒容密闭容器中进行，气体的体积不变；反应混合物都是气体，气体的质量不变，则无论反应是否达到平衡状态，混合气体的密度始终不变，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，D错误； E．反应在恒容密闭容器中进行，该反应的前后气体分子数不相等，加入的N2与H2的物质的量的比是1：3，若H2的体积分数在混合气体中保持不变，则气体的物质的量不变，反应达到平衡状态，E正确； 故合理选项是BE； （3）在400℃的该时刻浓度商Qc==0.5625＞0.5，反应逆向进行，因此化学反应速率：v正＜v逆； （4）影响化学平衡常数的外界因素为温度。A、B两点所处温度相同，故化学平衡常数KA=KB；根据图象可知，当相同时，平衡时NH3含量：T2＞T1，由于该反应的正反应为放热反应，升高温度化学平衡逆向移动，导致NH3的含量减小，化学平衡常数K减小，说明温度：T2＜T1、化学平衡常数K(T2)＞K(T1)，故A、B、C三点的化学平衡常数的大小关系为：KA=KB＞KC； （5）①根据图示可知：电子由a电极经负载流向b电极。电子由负极流向正极。因此根据电子移动方向可知：a电极为负极，由A口通入液NH3；b电极为正极，由C口通入O2； ②在a电极上发生失去电子的氧化反应，由于电解质溶液为KOH溶液，显碱性，故a电极反应式为：2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O； （6）汽车的尾气净化装置如图所示，在催化剂表面上NOx与CO反应生成N2，若尾气的温度过高导致最终排放出的气体中氮氧化物浓度偏高，可能原因是温度过高导致催化剂的活性下降，NOx与CO的反应速率变小，NOx未得到被还原为N2就被排出，从而使最终排放出的气体中氮氧化物浓度偏高。 答案第1页，共2页 答案第1页，共2页 学科网（北京）股份有限公司 $$