课时作业7-【名师大课堂】2025年高考化学艺术生总复习必备训练册（word课时作业）

课时作业（七） 　 1.（2024·江西九省联考卷）我国科学家成功利用CO还原NO，从源头上减少煤粉燃烧产生的大气污染。一定温度下，在1 L的恒容密闭容器中，充入1 mol CO和1 mol NO，反应2CO(g)＋2NO(g)⥫⥬N2(g)＋2CO2(g)平衡时，测得c(N2)＝0.2 mol/L，下列说法正确的是(　D　) A．升高温度，正、逆反应速率以相同倍数增大 B．加入催化剂使正反应速率加快，逆反应活化能增大 C．若往容器中再通入1 mol NO和1 mol CO2，则此时v正>v逆 D．若往容器中再通入2 mol CO和1 mol N2，则此时v正>v逆 解析：升高温度，平衡一定发生移动，则正、逆反应速率不同，增大的倍数不同，A不正确；加入催化剂使正反应速率加快，则该催化剂降低正反应的活化能，则逆反应活化能减小，B不正确；若往容器中再通入1 mol NO和1 mol CO2，浓度商Qc＝≈0.43＞0.25，则此时平衡逆向移动，v正<v逆，C不正确；D.若往容器中再通入2 mol CO和1 mol N2，则此时Qc＝≈0.079＜0.25，平衡正向移动，v正>v逆，D正确；故选D。 2.稀土被称为新材料的宝库。稀土中的镧系离于可用离子交换法分离，其反应可表示为：Ln3+(aq)＋3RSO3H(s)⥫⥬(RSO3)3Ln(s)＋3H＋(aq)。某温度时，c(H＋)随时间变化关系如图所示。下列说法正确的是(　A　) A．t1时的正反应速率大于t2时的逆反应速率 B．t1－t2时间段的平均反应速率为：v(Ln3+)＝ mol·L-1·s-1 C．t3时增大c(H＋)，该平衡左移，平衡常数减小 D．t3时离子交换反应停止 解析：随着反应的进行，反应物浓度逐渐下降，生成物浓度逐渐上升，直到达到平衡，即正反应逐渐下降，逆反应逐渐上升，直到相等，期间正反应速率始终大于逆反应速率，A正确；化学反应速率之比等于化学计量数之比，即v(Ln3+)＝ mol·L-1·s-1，B错误；温度不变，平衡常数不变，C错误；t3时反应达到平衡，此时的平衡是一种动态平衡，v正＝v逆，反应并未停止，D错误；故选A。 3.肼(N2H4)是一种含氢量高的燃料。向恒容密闭容器内加入3 mol N2H4，一定条件下体系中存在以下平衡： Ⅰ.N2H4(g)⥫⥬N2(g)＋2H2(g) Ⅱ.3N2H4(g)⥫⥬N2(g)＋4NH3(g) 不同温度下达到平衡时，N2H4均几乎完全分解，分解产物的物质的量如图。下列说法正确的是(　C　) A．曲线a对应的物质是N2 B．低于M点对应温度时，以反应Ⅰ为主 C．体系中还存在2NH3(g)⥫⥬3H2(g)＋N2(g) D．N点时，体系内n(N2)∶n(H2)为3∶4 解析：图中为分解产物的物质的量，当温度升高时，NH3趋于0，以反应Ⅰ为主，根据反应N2H4(g)⥫⥬N2(g)＋2H2(g)，曲线a对应的物质是H2，故A错误；低于M点对应温度时，NH3含量高，以反应Ⅱ为主，故B错误；由图可知，不同温度下达到平衡时，N2H4均几乎完全分解，温度升高时，NH3趋于0，所以体系中还存在2NH3(g)⥫⥬3H2(g)＋N2(g)，故C正确；N点时，n(N2)＝n(NH3)＝2 mol，n(H2)＝3 mol，体系内n(N3)∶n(H3)为2∶3，故D错误；故答案选C。 4.金(Au)表面发生分解反应：2X2Y(g)＝2X2(g)＋Y2(g)，其速率方程为v＝kcn(X2Y)，已知部分信息如下： ①k为速率常数，只与催化剂、温度、固体接触面积有关，与浓度、压强无关；②化学上，将物质消耗一半所用时间称为半衰期。 在某温度下，实验测得c(X2Y)与时间变化的关系如下表所示： t/min 0 20 40 60 80 100 c(X2Y)/(mol·L-1) 0.100 0.080 0.060 0.040 0.020 0 下列叙述正确的是(　D　) A．升高温度，反应速率不变 B．n＝2 C．其他条件不变，若X2Y起始浓度为c mol·L-1，则半衰期为250c min D．当使用催化剂时，升高温度，反应10 min时c(X2Y)可能大于0.09 mol/L 分析：由表格数据可知，相同时间内，X2Y浓度变化值相等，说明温度一定时，反应速率与X2Y浓度无关。 解析：由题给信息可知，速率常数只与催化剂、温度、固体接触面积有关，由分析可知，反应速率与X2Y浓度无关，则升高温度，速率常数发生改变，反应速率会发生改变，故A错误；由分析可知，温度一定时，反应速率与X2Y浓度无关，则由v＝kcn(X2Y)可知，n＝0，故B错误；由分析可知，温度一定时，反应速率与X2Y浓度无关，说明其他条件不变，X2Y的半衰期与起始浓度成正比，则X2Y起始浓度为c mol/L时，半衰期为＝500c min，故C错误；当使用催化剂时，升高温度，催化剂的活性减小，反应速率减小，反应10 min时X2Y浓度减小量小于0.01 mol/L，导致浓度大于0.09 mol/L，故D正确；故选D。 5.室温下，某溶液中初始时仅溶有等物质的量的M和N，同时发生以下两个反应：①M＋N＝X＋Z；②N＋N＝X＋Y（产物均易溶）。反应①的速率v1＝k1c2(M)，反应②的速率v2＝k2c2(M)（k1、k2为速率常数）。反应体系中M和Z的浓度随时间变化如图。下列说法正确的是(　C　) A．反应过程中，体系中Y和Z的浓度之比逐渐减小 B．0～30 min内，M的平均反应速率约为6.7×10-4mol·L-1·min-1 C．若反应能进行完全，则反应结束时37.5%的N转化为Y D．反应的活化能：①>② 解析：由图可知，M的起始浓度为0.5 mol/L，反应①的速率v1＝k1c2(M)，反应②的速率v2＝k2c2(M)，k1、k2为速率常数，则同一反应体系中反应①、②的速率之比始终不变，所以Y、Z的浓度变化之比始终不变，A错误；①M＋N===X＋Z②M＋N===X＋Y，则体系中始终有c(Y)＋c(Z)＝Δc(M)，由图可知，30 min时Δc(M)＝0.5 mol/L－0.300 mol/L＝0.2 mol/L，M的平均反应速率为≈6.7×10-3mol/(L·min)，B错误；30 min时，c(Z)＝0.125 mol/L，则c(Y)＝0.2 mol/L－0.125 mol/L＝0.075 mol/L，即反应开始后，体系中Y和Z的浓度之比为0.075 mol/L∶0.125 mol/L＝3∶5，当反应能进行到底时，c(Y)＋c(Z)＝0.5 mol/L，则c(Z)＝×0.5 mol/L＝0.3125 mol/L，c(Y)＝×0.5 mol/L＝0.1875 mol/L，反应结束时N转化为Y的转化率为×100%＝37.5%，C正确；30 min时，v(Y)∶v(Z)＝Δc(Y)∶Δc(Z)＝3∶5，即v(Y)<v(Z)、v2<v1，反应的活化能越高，反应速率越慢，所以反应①的活化能小于反应②的活化能，D错误；故选C。 6.某温度下，利用CO2生产甲醇主要涉及以下两个反应。 反应Ⅰ. 反应Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol-1 回答下列问题： (1)已知CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH3＝－90.6 kJ·mol-1。反应Ⅰ的转化原理如图所示。该反应的热化学方程式为　CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1＝－49.4 kJ·mol-1　，在　低温　条件下反应Ⅰ可自发发生。 (2)若在恒压条件下密闭容器中发生反应Ⅰ和Ⅱ，平衡后再充入惰性气体，反应Ⅱ平衡将　正向　移动（填“正向”、“逆向”或“不”）。 (3)将1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密闭容器发生反应Ⅰ和Ⅱ，并达到平衡状态。相同温度下，在不同压强下测得CO2的平衡转化率、CH3OH(g)的选择性[×100%]和CO的选择性[]随压强变化曲线如图所示。图中表示CO2的平衡转化率的曲线是　n　（填“m”、“n”或“p”），A点时H2的转化率为　24%　，CH3OH的平衡分压为　0.088　MPa（保留两位有效数字）。 (4)研究表明，CO催化变换反应：CO(g)＋H2O(g)⥫⥬CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41.2 kJ·mol-1。此反应的速率方程为v＝k[x(CO)·x(H2O)－]，式中x(CO)、x(H2O)、x(CO2)、x(H2) 分别表示各组分的物质的量分数。Kp为平衡常数，k为反应的速率常数，温度升高时k值增大。在气体组成和催化剂一定的情况下，反应速率随温度变化的曲线如图所示。温度升高时，CO催化变换反应的Kp　减小　（填“增大”、“减小”或“不变”）。根据速率方程分析，T>Tm时v逐渐减小的原因是　随温度升高，Kp减小使v减小的程度大于k增大使v减小的程度　。 解析：(1)某温度下，利用CO2生产甲醇主要涉及以下两个反应： 反应Ⅰ.　　　　 反应Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol-1 已知反应：CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH3＝－90.6 kJ·mol-1。利用盖斯定律，将反应Ⅱ＋已知反应，可得反应Ⅰ的热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1＝(＋41.2 kJ·mol-1)＋(－90.6 kJ·mol-1)＝－49.4 kJ·mol-1，该反应为气体体积缩小的放热反应，在低温条件下反应I可自发发生。(2)若在恒压条件下密闭容器中发生反应Ⅰ和Ⅱ，平衡后再充入惰性气体，则混合气的体积增大，各物质的浓度减小，相当于原平衡体系减压，反应Ⅰ的平衡逆向移动，H2的物质的量增大，H2O(g)的物质的量减小，对反应Ⅱ来说，相当于增大反应物浓度，同时减小生成物浓度，则反应Ⅱ平衡将正向移动。(3)增大压强，反应Ⅰ的平衡正向移动，CH3OH的选择性增大，此时H2的物质的量减小，H2O(g)的物质的量增大，反应Ⅱ的平衡逆向移动，CO的选择性减小，由于反应Ⅰ占主导地位，所以总的来说，CO2的平衡转化率增大，因此图中m表示CH3OH的选择性曲线，p表示H2的选择性曲线，表示CO2的平衡转化率的曲线是n。采集图中数据，可得出压强为1.5 MPa时，将1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密闭容器发生反应I和Ⅱ，并达到平衡状态，CO2的平衡转化率为30%，CO的选择性为30%，则CH3OH的选择性为70%，由此可建立如下三段式： CO2(g) ＋ 3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g) 1 3 0 0 1×0.3×0.7 0.21×3 0.21 0.21 0.7 2.28 0.21 0.3 CO2(g)　＋　H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　 1 3 0 0 1×0.3×0.3 0.09 0.09 0.09 0.7 2.28 0.09 0.3 A点时H2的转化率为×100%＝24%，CH3OH的平衡分压为 ×1.5 MPa≈ 0.088 MPa。 (4)因为ΔH＝－41.2 kJ·mol-1＜0，所以温度升高时，平衡逆向移动，CO催化变换反应的Kp减小。根据速率方程分析，升高温度，k增大，可使v增大，升高温度可使Kp减小，Kp减小可使v减小。T>Tm时v逐渐减小，表明Kp减小对v的影响更大，原因是：随温度升高，Kp减小使v减小的程度大于k增大使v减小的程度。 7.煤的气化与液化是实现煤清洁利用的基本途径；CO2的资源化利用有利于碳中和目标的实现。回答下列问题： (1)煤制备乙烯的途径之一如下： C(s)＋H2O(g)⥫⥬CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋130 kJ·mol-1； CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH＝－91 kJ·mol-1； 2CH3OH(g)⥫⥬C2H4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol-1。 已知：①2CO(g)＋2H2O(g)===C2H4(g)＋2O2(g)　ΔH＝＋75 kJ·mol-1； ②2H2(g)＋O2(g)＝2H2(g)　ΔH＝－484 kJ·mol-1。 则a＝　－29　，反应2CH3OH(g)⥫⥬C2H4(g)＋2H2O(g)的自发性与温度的关系是　任意温度下均可自发进行　。 (2)CO2催化加氢可得到甲烷：CO2(g)＋4H2(g)⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－156.9 kJ·mol-1，从速率与平衡移动两方面考虑，反应温度不宜过低或过高，理由是　温度过低反应速率慢，温度过高不利于反应正向进行　。 (3)向某密闭容器中充入一定量的CO2(g)和H2(g)，在160 kPa条件下发生反应：CO2(g)＋4H2(g)⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g)。当充入量＝1时H2的平衡转化率～的关系与T2K时H2的平衡转化率～的关系如图所示： ①表示T2K时H2平衡转化率～的关系是　Ⅱ　（填“Ⅰ”或“Ⅱ”）。 ②当充入量＝1、温度为T3K时，反应开始后经过10 min达到平衡状态，若最初充入2 mol H2，则0～10 min内v(H2O)＝　4　kPa·min-1，Kp＝　0.0025　(kPa)-2；实际生产中从反应炉出来的气体中H2的转化率总是低于图中表示的相应值，最可能的原因是　反应炉中的反应没有达到平衡状态　。 ③下列事实不能说明在一定温度下该反应已经达到平衡状态的是　D　（填选项字母）。 A．容器中气体总体积保持不变 B．混合气体的平均相对分子质量保持不变 C．相同时间内H—H键与C—H键断裂的数目相等 D．n(CH4)与n(H2O)比值保持不变 解析：(1)已知：①2CO(g)＋2H2O(g)===C2H4(g)＋2O2(g)　ΔH＝＋757 kJ·mol-1； ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－484 kJ·mol-1； ③C(s)＋H2O(g)⥫⥬CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋130 kJ·mol-1； ④CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH＝－91 kJ·mol-1； ⑤2CH3OH(g)⥫⥬C2H4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol-1。 根据盖斯定律，反应⑤＝①＋2×②－④×2，a＝－29 kJ·mol-1，根据ΔH－TΔS<0自发进行，2CH3OH(g)⥫⥬C2H4(g)＋2H2O(g)的ΔH<0、ΔS>0，自发性与温度的关系是任意温度下均可自发进行。 (2)由于正反应是放热反应，因此温度不能过低也不能过高，过低反应速率慢；过高不利于化学平衡向生成CH4的方向移动。(3)①相同温度下，H2的平衡转化率随的增大而降低，由图可知，曲线Ⅱ符合此特征。②当＝1、温度为T3K时，因曲线Ⅰ是表示当＝1时，H2的平衡转化率～的关系，由曲线Ⅰ可看出在T3K时H2的平衡转化率为80%，列三段式： CO2(g)＋4H2(g)⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g) 2 2 0 0 0.4 1.6 0.4 0.8 1.6 0.4 0.4 0.8 平衡时混合气体总物质的量为3.2 mol，各物质平衡分压分别为p(CO2)＝×160 kPa＝80 kPa、p(H2)＝p(CH4)＝20 kPa、p(H2O)＝40 kPa，故c(H2O)＝4 kpa·min-1，Kp＝0.0025(kPa)-2；实际生产中不可能等到反应达到平衡状态时才将混合物从反应炉中转移出来。③为反应前后气体分子数目发生变化，故温度、压强不变时容器容积肯定发生变化，当其不变时表明反应达到平衡状态，A项不符合题意；由M＝及气体分子数目在反应没有达到平衡时是不断地发生变化的，故当M不变时反应达到平衡状态，B项不符合题意；相同时间内H—H键与C—H键断裂的数目相等，说明正逆反应速率相等，反应已达到平衡状态，C项不符合题意；由方程式可知，n(CH4)与n(H2O)比值始终是1∶2，不能说明反应已达到平衡状态，D项符合题意。故选D。 8.油气开采、石油化工、煤化工等行业的废气中普遍含有H2S，需要对H2S回收处理并加以利用。 已知：①2H2S(g)⥫⥬S2(g)＋2H2(g)　ΔH1＝＋180 kJ·mol-1 ②CS2(g)＋2H2(g)⥫⥬CH4(g)＋S2(g)　ΔH2＝－81 kJ·mol-1 ③CH4(g)＋2H2S(g)⥫⥬CS2(g)＋4H2(g)　ΔH3 回答下列问题： (1)反应③的ΔH3＝　＋261 kJ/mol　。 (2)下列叙述不能说明反应③达到平衡状态的是　CD　（填标号）。 A．断裂4 mol C—H键的同时断裂2 mol C===S键 B．恒容恒温条件下，反应体系的气体压强不再变化 C．恒容条件下，反应体系的气体密度不再变化 D．反应速率：v逆反应(CH4)＝4v正反应(H2) (3)在不同温度、反应压强为100 kPa，进料H2S的物质的量分数为0.1%～20%的条件下（其余为N2），对于反应①来说，H2S分解的平衡转化率与H2S的物质的量分数的关系如图1所示。则温度T1、T2、T3由大到小的顺序为　T1>T2>T3　。温度一定时，H2S的物质的量分数越大，H2S分解的平衡转化率越小，原因是　恒压条件下，H2S的物质的量分数增大，H2S的分压增大，平衡逆向移动，H2S的平衡转化率减小　。 图1 图2 图3 (4)压强为10 MPa时，向恒压密闭容器中充入5 mol H2S发生反应①，平衡时各组分的体积分数与温度的关系如图2所示。代表S2(g)的是曲线　Ⅲ　（填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”）。X点对应温度下，反应①的压强平衡常数Kp＝　2　MPa。 (5)反应①的速率方程为v正＝k正·c2(H2S)，v逆＝k逆·c(S2)·c2(H2)（k正、k逆为速率常数）。 ①某温度下，反应①的化学平衡常数K＝10，k逆＝3，则k正＝　30　。 ②已知：R ln k正＝（式中，R为常数，Rln k正单位为kJ·mol-1·K-1，温度(T)单位为K，E正表示正反应的活化能，单位为kJ·mol-1）。Rlink正与不同催化剂（Cat1、Cat2为催化剂）、温度(T)关系如图3所示。相同条件下，催化效率较高的是　Cat2　（填“Cat1”或“Cat2”），判断依据是　相同温度时，Cat2对应活化能更小　。在催化剂Cat2作用下，正反应的活化能为　200　kJ·mol-1。 解析：(1)由盖斯定律，反应③＝反应①－反应②，则ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝180＋81＝261 kJ/mol；(2)断裂4 mol C—H键表示正反应消耗1 mol甲烷，断裂2 mol C===S键表示逆反应消耗1 mol CS2，即正逆反应速率相等，说明反应达到平衡状态，A不选；反应③是气体分子数增多的可逆反应，恒容恒温下，随着反应的进行，气体压强不断增大，当反应体系压强不再变化时，说明已平衡，B不选；恒容条件下，气体的总质量不变，则气体密度恒定，因此气体密度不再变化时，不能说明反应达到平衡，C选；不同物质的反应速率之比等于系数比，当反应速率：4v逆反应(CH4)＝v正反应(H2)才能说明反应平衡，D选；故选CD；(3)反应①是吸热的可逆反应，压强和进料相同，H2S的物质的量分数一定时，升高温度，平衡正向移动，H2S分解的平衡转化率增大，则温度：T1>T2>T3，恒压条件下，H2S的物质的量分数增大，H2S的分压增大，平衡逆向移动，H2S的平衡转化率减小；(4)反应①是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，H2S的体积分数减小，H2和S2的体积分数增大，且H2的体积分数是S2的2倍，故曲线Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ分别是H2、H2S、S2，列三段式： 2H2S(g)⥫⥬2H2(g)＋S2(g)　　 起始量/mol 5 0 0 变化量/mol 2x 2x x 平衡量/mol 5－2x 2x x X点对应温度下平衡时，H2、H2S的体积分数相同，即物质的量相同，则5－2x＝2x，x＝1.25，则X点对应温度下，反应①的压强平衡常数Kp＝＝＝2MPa；(5)①平衡时正、逆反应速率相等，得出化学平衡常数K＝＝10，k逆＝3，则k正＝30；②根据表达式Rlnk正＝－可知，温度相同时，E正越小，－越大，即R ln k正越大，故k正也越大，相同条件下，催化效率较高的是Cat2，在催化剂Cat2作用下，把点(500，－0.4)代入R ln k正＝－，即－0.4＝－，解得E正＝200。 学科网（北京）股份有限公司 $$