2025届高三化学二轮复习 热化学、化学反应速率与平衡的综合分析 课件

热化学、化学反应速率与平衡的综合分析 1.题型特点 这类试题往往以化学反应速率、化学平衡知识为主题，借助图像、图表的手段，综合考查关联知识，关联知识主要有： (1)ΔH符号的判断、热化学方程式的书写、应用盖斯定律计算ΔH。 (2)化学反应速率的计算与比较，外因对化学反应速率的影响(浓度、压强、温度、催化剂)。 (3)平衡常数、转化率的计算，温度对平衡常数的影响；化学平衡状态的判断，用化学平衡的影响因素进行分析和解释。 (4)在多层次曲线图中反映化学反应速率、化学平衡与温度、压强、浓度的关系。 2 2.解答化学平衡移动问题的步骤 (1)正确分析反应特点：包括反应物、生成物的状态，气体体积变化，反应的热效应。 (2)明确外界反应条件：恒温恒容、恒温恒压、反应温度是否变化、反应物投料比是否变化。 (3)结合图像或K与Q的关系、平衡移动原理等，判断平衡移动的方向或结果。 3 3.分析图表与作图时应注意的问题 (1)仔细分析并准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点。 (2)找准纵坐标与横坐标的对应数据。 (3)描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。 (4)分析表格数据时，找出数据大小的变化规律。 4 4.解答有关平衡常数的计算 (1)结合题意，运用“三段式”，分析计算、确定各物理量的变化。 (2)多重平衡体系的计算用好连续计算法(分设变量)、守恒法两种方法。 (3)多重平衡体系达到整体综合平衡后，每种平衡组分都只能有一个平衡浓度。 5 精练高考真题 01 1 2 1.(2024·湖北，17)用BaCO3和焦炭为原料，经反应Ⅰ、Ⅱ得到BaC2，再制备乙炔是我国科研人员提出的绿色环保新路线。 反应Ⅰ：BaCO3(s)+C(s) BaO(s)+2CO(g) 反应Ⅱ：BaO(s)+3C(s) BaC2(s)+CO(g) 回答下列问题： (1)写出BaC2与水反应的化学方程式　　　 　　　　 。 BaC2+2H2O―→Ba(OH)2+HC≡CH↑ Ba、Ca同主族，BaC2与CaC2结构相似，BaC2与水反应和CaC2与水反应相似，其反应的化学方程式为BaC2+2H2O―→Ba(OH)2+HC≡CH↑。 3 1 2 (2)已知Kp=(pCO)n、K=()n(n是CO的化学计量系数)。反应Ⅰ、Ⅱ的lg K与温度的关系曲线见图1。 ①反应BaCO3(s)+4C(s) BaC2(s)+3CO(g)在1 585 K的Kp=　　　　　Pa3。  1016 3 1 2 反应Ⅰ+反应Ⅱ得BaCO3(s)+4C(s) BaC2(s)+3CO(g)，则其平衡常数K=KⅠ ×KⅡ=()3；由图1可知，1 585 K时KⅠ=102.5，KⅡ=10-1.5，即()3=102.5× 10-1.5=10，所以=10×(105 Pa)3=1016 Pa3，则Kp==1016 Pa3。 3 1 2 ②保持1 320 K不变，假定恒容容器中只发生反应Ⅰ，达到平衡时pCO=　　　　　 Pa，若将容器体积压缩到原来的，重新建立平衡后pCO=　　　　　 Pa。  105 105 3 1 2 由图1可知，1 320 K时反应Ⅰ的KⅠ=100 =1，即KⅠ=()2=1，所以=(105 Pa)2，即pCO=105 Pa；若将容器体积压缩到原来的，由于温度不变、平衡常数不变，重新建立平衡后pCO不变，即pCO=105 Pa。 3 1 2 (3)恒压容器中，焦炭与BaCO3的物质的量之比为4∶1，Ar为载气。1 400 K和1 823 K下，BaC2产率随时间的关系曲线依实验数据拟合得到图2(不考虑接触面积的影响)。 ①初始温度为900 K，缓慢加热至1 400 K时，实验表明BaCO3已全部消耗，此时反应体系中含Ba物种为　　　 。 BaO 3 1 2 由图2可知，1 400 K时，BaC2的产率为0，即没有BaC2生成，又实验表明BaCO3已全部消耗，此时反应体系中含Ba物种只有BaO。 3 1 2 ②1 823 K下，反应速率的变化特点为_____ 　　　　　　　 ，其原因是___ ____________________________________________________________________________ ______________________________________ _____________。 速率 不变至BaC2产率接近100% 容 器中只发生反应Ⅱ，反应条件恒温1 823 K、恒压，且该反应只有CO为气态，据K= 可知，CO的压强为定值，所以化学 反应速率不变 3 1 2 2.(2024·河北，17节选)氯气是一种重要的基础化工原料，广泛应用于含氯化工产品的生产。硫酰氯及1，4⁃二(氯甲基)苯等可通过氯化反应制备。 (1)硫酰氯常用作氯化剂和氯磺化剂，工业上制备原理如下：SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ· mol-1。 ②恒容密闭容器中按不同进料比充入SO2(g) 和Cl2(g)，测定T1、T2、T3温度下体系达平衡 时的Δp(Δp=p0-p，p0为体系初始压强，p0= 240 kPa，p为体系平衡压强)，结果如图。 3 1 2 右图中温度由高到低的顺序为_________， 判断依据为___________________________ _____________________________________ _____________________________________ _____________________________________ _________________。  M点Cl2的转化率为　　 ，T1温度下用分压表示的平衡常数Kp=　　 kPa-1。 T3>T2>T1 该反应是放热的、气体分子数减小的反应，恒容条件下，反应正向进行时，容器内压强减小，从T3到T1平衡时Δp增大，说明反应正向进行程度逐渐增大，对应温度逐渐降低 75% 0.03 3 1 2 该反应的正反应为气体体积减小的反应，反应正向进行程度越大，Δp越大。 由图可知，从T3到T1，Δp增大，说明反应正向进行程度逐渐增大，已知正反应为放热反应，则温度由T3到T1逐渐降低，即T3>T2>T1。 由图中M点可知，进料比为n(SO2)∶n(Cl2)=2，平衡时Δp=60 kPa，已知恒温恒容条件下，容器内气体物质的量之比等于压强之比， 3 1 2 可据此列出三段式： 　　　　　　　　SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　Δp 起始压强/kPa　　160　　 80 转化压强/kPa　　60　　 60　　　 60　　　 60 平衡压强/kPa　　100　　 20　　　 60 可计算得α(Cl2)=×100%=75%，Kp===0.03 kPa-1。 3 1 2 ③右图曲线中能准确表示T1温度下Δp随进料比变化的是　　(填序号)。  D 根据“等效平衡”原理，该反应中SO2和Cl2的化学计量数之比为1∶1，则SO2和Cl2的进料比互为倒数(如2与0.5)时，Δp相等。 3 1 2 (2)1，4⁃二(氯甲基)苯(D)是有机合成中的重要中间体，可由对二甲苯(X)的氯 化反应合成。对二甲苯浅度氯化时的反应过程为 以上各反应的速率方程均可表示为v=kc(A)c(B)，其中c(A)、c(B)分别为各反应中对应反应物的浓度，k为速率常数(k1~k5分别对应反应①~⑤)。某温度下，反应器中加入一定量的X，保持体系中氯气浓度恒定(反应体系体积变化忽略不计)，测定不同时刻相关物质的浓度。已知该温度下，k1∶k2∶k3∶k4∶k5=100∶21∶7∶4∶23。 3 1 2 ①30 min时，c(X)=6.80 mol·L-1，且30~60 min内v(X)=0.042 mol·L-1·min-1，反应进行到60 min时，c(X)=　　　　 mol·L-1。  5.54 根据v(X)=，60 min时，c(X)=6.80 mol·L-1-v(X)·Δt=6.80 mol·L-1-0.042 mol·L-1·min-1×30 min=5.54 mol·L-1。 3 1 2 ②60 min时，c(D)=0.099 mol·L-1，若0~60 min产物T的含量可忽略不计，则此时c(G)=　　　　 mol·L-1；60 min后，随T的含量增加，_______ (填“增大”“减小”或“不变”)。  0.033 增大 3 1 2 由题给反应速率方程推知===3，又D、G的初始浓度均为0，则=，则Δc(G)=×Δc(D)=0.033 mol·L-1，即此时c(G) =0.033 mol·L-1。60 min后，D和G转化为T的速率比为= =，结合二者的生成速率可知，D生成的快而消耗的慢，G生成慢而消耗的快，则增大。 3 1 2 3.[2024·黑吉辽，18(1)(2)(3)(4)(5)]为实现氯资源循环利用，工业上采用RuO2催化氧化法处理HCl废气： 2HCl(g)+O2(g) Cl2(g)+H2O(g)　ΔH1= -57.2 kJ·mol-1　ΔS　K。将HCl和O2分别以不同起始流速通入反应器中，在360 ℃、400 ℃和440 ℃下反应，通过检测流出气成分绘制HCl转化率(α)曲线，如右图所示(较低流速下转化率可近似为平衡转化率)。 3 1 回答下列问题： (1)ΔS　　0(填“>”或“<”)；T3=　　℃。  < 360 2HCl(g)+O2(g) Cl2(g)+H2O(g)反应后气 体分子数目减小，该反应 ΔS<0；该反应为放热反应，由于在流速较低时的转化率视为平衡转化率，在流速低的时候，温度越高，HCl的转化率越小，由图像可知，T1代表的温度为440 ℃，T3为360 ℃。 2 3 1 (2)结合以下信息，可知H2的燃烧热ΔH= 　　　　kJ·mol-1。  H2O(l)===H2O(g)　ΔH2=+44.0 kJ·mol-1 H2(g)+Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH3=-184.6 kJ·mol-1 -285.8 根据盖斯定律可得反应H2(g)+O2(g)=== H2O(l)的ΔH=ΔH1+ΔH3-ΔH2=-57.2 kJ·mol-1-184.6 kJ·mol-1-44.0 kJ·mol-1=-285.8 kJ·mol-1，即氢气的燃烧热ΔH=-285.8 kJ·mol-1。 2 3 1 (3)下列措施可提高M点HCl转化率的是 　　　(填标号)。  A.增大HCl的流速 B.将温度升高40 ℃ C.增大n(HCl)∶n(O2) D.使用更高效的催化剂 BD 2 3 1 增大HCl的流速，由图像可知，HCl的转化率减小，A不符合题意； M点对应的温度为360 ℃，由图像可知，温度升高40 ℃为400 ℃时，HCl的转化率增大，B符合题意； 增大n(HCl)∶n(O2)，HCl的转化率减小，C不符合题意； M点时，反应未达到平衡，使用高效催化剂，可以增加该温度下的反应速率，使单位时间内HCl的转化率增加，D符合题意。 2 3 1 (4)图中较高流速时，α(T3)小于α(T2)和α(T1)，原因是_________________________________ _________________________________________________________________________________________________________________。 (5)设N点的转化率为平衡转化率，则该温度下反应的平衡常数K=　　(用平衡物质的量分数代替平衡浓度计算)。  反应未达平衡时，流速过快，反应物分子来不及在催化剂表面接触而发生反应，导致转化率下降，同时，T3温度低，反应速率低，故单位时间内氯化氢的转化率低 6 2 3 1 由图像可知，N点HCl的平衡转化率为80%，设起始n(HCl)=n(O2)=4 mol，可列出三段式： 2HCl(g)+O2(g) Cl2(g)+H2O(g) 起始量/mol　　 4　　　 4　　　　0　　 0 变化量/mol　　 3.2　　 0.8　　　 1.6　 1.6 平衡量/mol　　 0.8　　 3.2　　　 1.6　 1.6 则K==6。 2 3 题型突破练(A) 02 答案 1 2 3 4 1. (1)能　(2)6a-b-9c (3)反应ⅰ有积炭生成，随着反应的进行，生成的积炭逐渐增多，覆盖在催化剂表面，使催化剂催化性能逐渐降低，化学反应速率减小 (4)10.0　pH=10.0时，产物中积炭平均含量最低，CH4平均转化率最大，芳烃平均产率最高 (5)20%　(或) (6)适当降低温度，加入合适的催化剂(合理即可) 答案 1 2 3 4 2. (1)CuO　SO3 (2)ⅰ.催化剂　ⅱ.铅室法制得的产品中存在亚硝基硫酸杂质，生产过程中需使用有毒的氮氧化物 (3)ⅰ.cd　ⅱ.d　ⅲ. 答案 1 2 3 4 3. (1)ΔH1+ΔH2+ΔH3 (2)H2　当温度高于T1，CaCO3(s)已完全分解，只发生反应Ⅱ，温度升高，反应Ⅱ平衡逆向移动，所以CO2的摩尔分数逐渐降低 (3)　0.5　不变　不变 答案 1 2 3 4 4. (1)CH4(g)+CO2(g)===2CO(g)+2H2(g)　ΔH=+247.3 kJ·mol-1 (2)①A　②<　>　4 (3)②　催化剂降低了活化能　第Ⅱ步的活化能大，反应速率慢 1.(2024·贵州，17)在无氧环境下，CH4经催化脱氢芳构化可以直接转化为高附加值的芳烃产品。一定温度下，CH4芳构化时同时存在如下反应： ⅰ.CH4(g)―→C(s)+2H2(g)　ΔH1=+74.6 kJ·mol-1　ΔS=+80.84 J·mol-1·K-1 ⅱ.6CH4(g)―→C6H6(l)+9H2(g)　ΔH2 回答下列问题： (1)反应 ⅰ 在1 000 K时　　　(填“能”或“不能”)自发进行。  1 2 3 4 答案 能 反应ⅰ.CH4(g)―→C(s)+2H2(g)　ΔH1=+74.6 kJ·mol-1　ΔS=+80.84 J· mol-1·K-1，在1 000 K时，ΔG=ΔH-TΔS=+74.6 kJ·mol-1-1 000 K×80.84 ×10-3 kJ·mol-1·K-1=-6.24 kJ·mol-1<0，故反应ⅰ在1 000 K时能自发进行。 36 (2)已知25 ℃时有关物质的燃烧热数据如表，则反应ⅱ的ΔH2=　　　　 kJ· mol-1(用含a、b、c的代数式表示)。  1 2 3 4 答案 物质 CH4(g) C6H6(l) H2(g) ΔH/(kJ·mol-1) a b c 6a-b-9c 1 2 3 4 答案 ⅱ.6CH4(g)―→C6H6(l)+9H2(g)　ΔH2 由题给数据可得出以下热化学方程式： ①CH4(g)+2O2(g)―→CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=a kJ·mol-1 ②C6H6(l)+O2(g)―→6CO2(g)+3H2O(l)　ΔH=b kJ·mol-1 ③H2(g)+O2(g)===H2O(l)　ΔH=c kJ·mol-1 依据盖斯定律，将反应①×6-②-③×9得，反应ⅱ的ΔH2=(6a-b-9c) kJ· mol-1。 (3)受反应ⅰ影响，随着反应进行，单位时间内甲烷转化率和芳烃产率逐渐降低，原因是_________________________________________________ ____________________________________________________________________。 1 2 3 4 答案 反应ⅰ有积炭生成，随着反应的进行，生成的积炭逐渐增多，覆盖在催化剂表面，使催化剂催化性能逐渐降低，化学反应速率减小 (4)对催化剂在不同的pH条件下进行处理，能够改变催化剂的活性。将催化剂在5种不同pH条件下处理后分别用于催化CH4芳构化，相同反应时间内测定相关数据如下表，其中最佳pH为　　 ，理由是____________________________ _____________________________________________。 1 2 3 4 答案 10.0 pH CH4平均转化率/% 芳烃平均产率/% 产物中积碳平均含量/% 2.4 9.60 5.35 40.75 4.0 9.80 4.60 45.85 7.0 9.25 4.05 46.80 10.0 10.45 6.45 33.10 12.0 9.95 4.10 49.45 pH=10.0时，产物中积炭平均含 量最低，CH4平均转化率最大，芳烃平均产率最高 (5)973 K、100 kPa下，在某密闭容器中按n(C6H6)∶n(CH4)=1∶5充入气体，发生反应C6H6(g)+CH4(g)―→C7H8(g)+H2(g)，平衡时C6H6与C7H8的分压比为4∶1，则C6H6的平衡转化率为　　　，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，列出计算式即可)。  1 2 3 4 答案 20% (或) 1 2 3 4 答案 设起始时C6H6的物质的量为1 mol，CH4的物质的量为5 mol，参加反应的C6H6的物质的量为x mol，则可建立如下三段式： 　　　　　　C6H6(g) +CH4(g)―→C7H8(g) +H2(g) 起始量/mol　 1　　　 5　　　　0　　　 0 转化量/mol　 x　　　 x　　　　 x　　　 x 平衡量/mol　 1－x　　5－x　　 x　　　 x 根据平衡时C6H6与C7H8的分压比为4∶1得=，解得x=0.2。 1 2 3 4 答案 平衡时，n(C6H6)=0.8 mol，n(CH4)=4.8 mol，n(C7H8)=0.2 mol，n(H2) =0.2 mol，则C6H6的平衡转化率为×100%=20%，平衡常数Kp= 或。 (6)引入丙烷可促进甲烷芳构化制备苯和二甲苯，反应如下： 1 2 3 4 答案 (两个反应可视为同级数的平行反应) 对于同级数的平行反应有==，其中v、k分别为反应速率和反应速率常数，Ea为反应活化能，A1、A2为定值，R为常数，T为温度，同一温度下是定值。已知Ea，苯<Ea，二甲苯，若要提高苯的产率，可采取的措施有　　　　 。  适当降低温度，加入合适的催化剂(合理即可) 1 2 3 4 答案 已知Ea，苯<Ea，二甲苯，=，降低温度，增大，可提高苯的产率； 加入合适的催化剂，选择性降低Ea，苯，能加快生成苯的速率，提高苯的产率。 2.(2023·辽宁，18)硫酸工业在国民经济中占有重要地位。 (1)我国古籍记载了硫酸的制备方法——“炼石胆(CuSO4·5H2O)取精华法”。借助现代仪器分析，该制备过程中CuSO4·5H2O分解的TG曲线(热重)及DSC曲线(反映体系热量变化情况，数值已省略)如图1所示。700 ℃左右有两个吸热峰，则此时分解生成的氧化物有SO2、　　 和　　 (填化学式)。  1 2 3 4 答案 CuO SO3 1 2 3 4 答案 由图可知，起始时有2.5 mg CuSO4· 5H2O，其物质的量是0.01 mmol，所含结晶水的质量为0.9 mg，则固体质量剩余1.6 mg时所得固体为CuSO4，加热过程中Cu元素的质量不变，则 固体质量剩余0.8 mg时所得的固体是CuO，结合题图DSC曲线有两个吸热峰可知，700 ℃发生的反应为CuSO4―→CuO+SO3、SO3―→SO2+ O2，则生成的氧化物除SO2外，还有CuO、SO3。 (2)铅室法使用了大容积铅室制备硫酸(76%以下)，副产物为亚硝基硫酸，主要反应如下： NO2+SO2+H2O===NO+H2SO4 2NO+O2===2NO2 ⅰ.上述过程中NO2的作用为　　　　。  1 2 3 4 答案 催化剂 根据所给的反应方程式，NO2在反应过程中先消耗再生成，说明NO2在反应中起催化剂的作用。 ⅱ.为了适应化工生产的需求，铅室法最终被接触法所代替，其主要原因是_____________________________________________________________ 　　　 　 (答出两点即可)。  1 2 3 4 答案 铅室法制得的产品中存在亚硝基硫酸杂质，生产过程中需使用有毒的 氮氧化物 (3)接触法制硫酸的关键反应为SO2的催化氧化：SO2(g)+O2(g) SO3(g)　ΔH=-98.9 kJ·mol-1 ⅰ.为寻求固定投料比下不同反应阶段的最佳生产温度，绘制相应转化率(α)下反应速率(数值已略去)与温度的关系如图2所示，下列说法正确的是　　 。 a.温度越高，反应速率越大 b.α=0.88的曲线代表平衡转化率 c.α越大，反应速率最大值对应温度越低 d.可根据不同α下的最大速率，选择最佳生产温度 1 2 3 4 答案 cd 1 2 3 4 答案 根据不同转化率下的反应速率曲线可以看出，随着温度的升高反应速率先加快后减慢，a错误； 由图像可知，相同温度下，转化率可以达到0.90和0.92，则α=0.88不是平衡转化率，b错误； 随着转化率的增大，最大反应速率不断减小，最大反应速率出现的温度也逐渐降低，c正确； ⅱ.为提高钒催化剂的综合性能，我国科学家对其进行了改良。不同催化剂下，温度和转化率关系如图3所示，催化性能最佳的是____ (填标号)。 ⅲ.设O2的平衡分压为p，SO2的平衡转化率为αe，用含p和αe的代数式表示上述催化氧化 反应的Kp=　　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算)。  1 2 3 4 答案 d 1 2 3 4 答案 利用分压代替浓度计算平衡常数，反应的 平衡常数Kp== =； 设SO2初始量为m，则平衡时n(SO2)=m-mαe=m(1-αe)，n(SO3)=mαe，Kp ==。 1 2 3 4 答案 3.(2024·山东，20)水煤气是H2的主要来源，研究CaO对C-H2O体系制H2的影响，涉及主要反应如下： C(s)+H2O(g) CO(g)＋H2(g)(Ⅰ)　ΔH1>0 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　ΔH2<0 CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0 (1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g) CaCO3(s)+2H2(g)的焓变ΔH=______________ (用代数式表示)。 ΔH1+ΔH2+ΔH3 根据盖斯定律，目标总反应=反应(Ⅰ)+反应(Ⅱ)+反应(Ⅲ)，则其ΔH= ΔH1+ΔH2+ΔH3。 1 2 3 4 答案 (2)压力p下，C-H2O-CaO体系达平衡后，图示温度范围内C(s)已完全反应，CaCO3(s)在T1温度时完全分解。气相中CO、CO2和H2摩尔分数随温度的变化关系如图所示，则a线对应物种为　　(填化学式)。当温度高于T1时，随温度升高c线对应物种摩尔分数逐渐 降低的原因是___________________________________________________ _______________________________________________________。 H2 当温度高于T1，CaCO3(s)已完全分解，只发生反应Ⅱ，温 度升高，反应Ⅱ平衡逆向移动，所以CO2的摩尔分数逐渐降低 1 2 3 4 答案 图示温度范围内C(s)已完全反应，则反应Ⅰ已经进行完全，反应Ⅱ和Ⅲ均为放热反应，从开始到T1，温度不断升高，反应Ⅱ和Ⅲ平衡逆向移动，依据反应Ⅱ，H2量减小，摩尔分数减小，CO量升高，摩尔分数增大， 所以a线代表H2的摩尔分数的变化，b线代表CO的摩尔分数的变化。T1时，CaCO3(s)已完全分解，当温度高于T1，相当于只发生反应Ⅱ，CO2的摩尔分数减小，则c线代表CO2的摩尔分数随温度的变化。 1 2 3 4 答案 (3)压力p下、温度为T0时，图示三种气体的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05，则反应CO(g) +H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常数Kp=　　；此时气体总物质的量为4.0 mol，则CaCO3(s)的物质的量为_____ mol；若向平衡体系中通 入少量CO2(g)，重新达平衡后，分压p(CO2)将　　　(填“增大”“减小”或“不变”)，p(CO)将　　　 (填“增大”“减小”或“不变”)。  0.5 不变 不变 1 2 3 4 答案 压力p下、温度为T0时，H2、CO、CO2的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05，则H2O(g)的摩尔分数为1-0.5-0.15-0.05=0.3，则反应CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常数 Kp= ==； 从H2的来源分析，产生H2多少取决于消耗碳的量和生成不同含碳物种量的多少。平衡时，可独立分析产生H2与消耗碳和生成各含碳物种的化学反应， 1 2 3 4 答案 如下： Ⅰ：C(s)+H2O(g)===CO(g)+H2(g) Ⅳ：C(s)+2H2O(g)===CO2(g)+2H2(g) Ⅴ：C(s)+CaO(s)+2H2O(g) CaCO3(s)+2H2(g) 平衡时气体n(总)=4 mol，根据H2、CO、 CO2的摩尔分数可计算三者的物质的量分别为： n(H2)=4 mol×0.5=2 mol，同理，n(CO)=0.6 mol，n(CO2)=0.2 mol，平衡时，由反应(Ⅰ)生成的H2：n(H2)Ⅰ=n(CO)=0.6 mol， 1 2 3 4 答案 由反应(Ⅳ)生成的H2：n(H2)Ⅳ=2n(CO2)=2× 0.2 mol=0.4 mol，则由反应(Ⅴ)生成的H2：n(H2)Ⅴ=2 mol-0.6 mol-0.4 mol=1 mol，由反 应(Ⅴ)产物关系可得n(CaCO3)=n(H2)Ⅴ=× 1 mol=0.5 mol； 若向平衡体系中通入少量CO2(g)后，反应ⅢCaO(s)+CO2(g)===CaCO3(s) 重新达平衡，Kp=，温度不变，Kp不变，则分压p(CO2)不变，Kc =，c(CO2)也不变，其他气体的浓度均不变，所以p(CO)不变。 1 2 3 4 答案 4.二氧化碳、甲烷等是主要的温室气体。研发二氧化碳和甲烷的利用技术对治理生态环境具有重要意义。 已知：常温常压下，一些物质的燃烧热如表所示。 物质 CH4(g) H2(g) CO(g) ΔH/(kJ·mol-1) -890.3 -285.8 -283.0 (1)在催化剂作用下，甲烷的催化重整是制备合成气的重要方法，写出CH4(g)与CO2(g)反应生成CO(g)和H2(g)的热化学方程式：______________ 　　　 　　　　 。  CH4(g)+CO2(g) ===2CO(g)+2H2(g)　ΔH=+247.3 kJ·mol-1 1 2 3 4 答案 根据已知燃烧热可得热化学方程式： ①CH4(g)+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-890.3 kJ·mol-1；②H2(g)+ O2(g)===H2O(l)　ΔH=-285.8 kJ·mol-1；③CO(g)+O2(g)===CO2(g)　 ΔH=-283.0 kJ·mol-1。根据盖斯定律，将热化学方程式①-②×2-③×2，整理可得CH4(g)+CO2(g)===2CO(g)+2H2(g)　ΔH=+247.3 kJ·mol-1。 1 2 3 4 答案 (2)在恒温恒容密闭容器中，通入一定量的CH4、CO2发生催化重整反应。 ①下列能说明该反应达到化学平衡状态的是　　　　(填字母)。  A.混合气体的平均相对分子质量不再变化 B.v正(CH4)=2v逆(CO) C.CO与H2浓度的比值不再变化 D.容器内混合气体的密度不再变化 物质 CH4(g) H2(g) CO(g) ΔH/(kJ·mol-1) -890.3 -285.8 -283.0 A 1 2 3 4 答案 在恒温恒容密闭容器中，通入一定量的CH4、CO2发生催化重整反应：CH4(g)+CO2(g)===2CO(g)+2H2(g)，该反应的正反应是气体体积增大的反应，反应后气体的物质的量增大，根据M=可知，混合气体m不变，n变化，平均相对分子质量变化，当平均相对分子质量不再变化，反应达到平衡状态，A正确； 反应速率之比等于化学计量数之比，当2v正(CH4)=v逆(CO)，反应达到平衡状态，故v正(CH4)=2v逆(CO)时反应未达到平衡状态，B错误； 1 2 3 4 答案 CO与H2都是生成物，二者的浓度比始终保持不变，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，C错误； 该反应的反应物都是气体，气体的质量不变，反应在恒温恒容密闭容器中进行，气体的体积不变，则根据ρ=可知容器内混合气体的密度始终不变化，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，D错误。 1 2 3 4 答案 ②当投料比=1.0时，CO2的平衡转化率(α)与温度(T)、初始压强(p)的关系如图所示。由图可知：压强p1　　　　(填“>”“<”或“=”)2 MPa；当温度为T3 K、初始压强为 2 MPa时，a点的v逆　　　　(填“>”“<”或 “=”)v正。起始时向1 L恒容容器中加入2 mol CH4和2 mol CO2，在温度为T6 K、初始压强为2 MPa条件下反应，用压强表示该反应的平衡常数Kp=　　　　MPa2(分压=总压×物质的量分数)。  < > 4 1 2 3 4 答案 该反应的正反应为气体分子数增多的反应，在其他条件不变时，增大压强，化学平衡逆向移动α(CO2)减小，故压强：p1<2 MPa； 根据图示可知，当温度为T3 K、初始压强为2 MPa时，反应进行到a点时CO2的转化率大 于该压强下的CO2平衡转化率，则说明反应逆向进行，故反应速率关系：v逆>v正； 根据图示可知，在温度为T6 K，起始压强为2 MPa时，CO2的平衡转化率为0.5。 1 2 3 4 答案 由于开始时加入n(CH4)=n(CO2)=2 mol，则根据CH4(g)+CO2(g)===2CO(g)+2H2(g)中反应转化关系可知平衡时n(CH4)=n(CO2)=1 mol，n(H2)=n(CO)=2 mol，气体总物质的量为n(总) =6 mol，反应在恒温恒容密闭容器中进行，气 体的压强与气体的物质的量呈正比，则平衡时气体总压强为p(平衡)= ×2 MPa=3 MPa，则压强平衡常数Kp= MPa2=4 MPa2。 1 2 3 4 答案 (3)我国科学家对甲烷和水蒸气催化重整反应机理也进行了广泛研究，通常认为该反应分两步进行。第一步：CH4催化裂解生成H2和碳(或碳氢物种)，其中碳(或碳氢物种)吸附在催化剂上，如CH4―→Cads/[C(H)n]ads+(2- )H2；第二步：碳(或碳氢物种)和H2O反应生成CO2和H2，如Cads/[C(H)n]ads+2H2O―→CO2+(2+)H2。反应过程和能量变化残图如图： 判断过程　　(填序号)加入了催化剂，原因是　　　 　　 　　。控制整个过程②反应速率的是第Ⅱ步，其原因为　　　　 。 ② 催化剂降低了活化能 第Ⅱ步的活化能大，反应速率慢 1 2 3 4 答案 根据图示可知曲线②的活化能比曲线①的活化能低，反应速率快，故过程②加入了催化剂；对于多步反应，总反应速率快慢由慢反应决定。反应的活化能越大，反应需要的能量就越高， 反应速率就越慢。根据图示可知第Ⅱ步的活化能大，反应速率慢，其决定了整个反应速率的快慢。 题型突破练(B) 03 答案 1 2 3 4 1. (1)-1366.8 (2)①AB　②C2H4　随温度升高，平衡正向移动，C2H4的含量增大，且O2物质的量分数增大量是C2H4的3倍　③　④2m+2 答案 1 2 3 4 2. (1)+72.5 (2)①反应Ⅰ　②BE　③该反应为放热反应，c点所在温度高，平衡逆向移动，转化率低于a点；b点所在温度低，反应速率慢，相同时间内反应未达到平衡，转化率低于a点　④ 答案 1 2 3 4 3. (1)-31.4 kJ·mol-1 (2)①BiIn　②大于　K(T2)=0.8α<K(T1)=α，该反应ΔH<0，温度越高，K越小　③CO2的转化率　升高温度，反应Ⅰ平衡逆向移动程度大于反应Ⅱ平衡正向移动程度　 答案 1 2 3 4 4. (1)+164.6 kJ·mol-1　高温 (2)O2与CO反应为放热反应，温度高有利于重整反应的进行　如果O2的量过大，可能会与H2反应，降低产率 (3)CaO与CO2反应生成CaCO3，多孔CaO与CO2接触面积大，吸收CO2速率快，使得反应Ⅱ和Ⅲ正向进行，提高氢气的产率同时为反应提供热能 (4)①CH4　CO2　②4.67 MPa2 1.(2024·湖南益阳高三模拟)煤的间接液化是煤的综合利用的一种重要方法。首先是煤燃烧生成CO2，再在钼系催化剂的催化作用下与H2O反应，最终生成C2H5OH。过程中主要发生如下反应： 反应Ⅰ：C(s)+O2(g)===CO2(g)　ΔH1=-393.5 kJ·mol-1 反应Ⅱ：2CO2(g)+2H2O(g)===C2H4(g)+3O2(g)　ΔH2=+1 323 kJ·mol-1 反应Ⅲ：C2H4(g)+H2O(g)===C2H5OH(l)　ΔH3=-88.2 kJ·mol-1 (1)已知H2O(l)===H2O(g)　ΔH4=+44.0 kJ·mol-1，C2H5OH的燃烧热ΔH5= 　　　　 kJ·mol-1。  答案 1 2 3 4 -1366.8 (2)为更好地研究煤的液化过程，某学习小组对反应Ⅱ进行了系统的研究。在一个2 L的刚性容器中加入2 mol CO2气体及4 mol水蒸气，在500 ℃及钼系催化剂(固体)存在条件下只发生反应Ⅱ。 ①下列能说明该反应已达到平衡状态的是　　　　(填字母)。  A.CO2的体积分数不再改变 B.n(CO2)∶n(H2O)不再改变 C.容器的总压不再改变 D.容器中气体的密度不再改变 答案 1 2 3 4 AB 答案 1 2 3 4 CO2的体积分数不再改变，浓度不变，反应达到平衡状态，A选； 充入的反应物不是按系数比充入，n(CO2)∶n(H2O)不再改变，反应达到平衡状态，B选； 该反应反应前后气体总物质的量不变，容器的总压不再改变，不能判断反应已达到平衡状态，C不选； 该反应反应前后气体总物质的量不变，容器的体积不变，密度为定值，容器中气体的密度不再改变，不能判断反应已达到平衡状态，D不选。 ②如图为平衡时四种组分的物质的量分数随温度的变化曲线。图中曲线b表示的物质是　　　，原因是_____________________________________ _________________________________________。 答案 1 2 3 4 C2H4 随温度升高，平衡正向移动，C2H4的含量 增大，且O2物质的量分数增大量是C2H4的3倍 ③T1 K时该反应的平衡常数为　　 。  答案 1 2 3 4 答案 1 2 3 4 列出三段式： 2CO2(g)+2H2O(g)===C2H4(g)+3O2(g) 初始/mol　　2　　　 4　　　　 0　　　 0 转化/mol　　2x　　　2x　　　　 x　　　 3x 平衡/mol　　2-2x　　 4-2x　　　 x　　　 3x 平衡时2-2x=x，解得x=，则平衡时c(CO2)= mol·L-1，c(H2O)= mol·L-1， c(C2H4)= mol·L-1，c(O2)=1 mol·L-1，故T1 K时反应的平衡常数K= =。 ④T1 K时，某同学在该容器中加入m mol CO2和n mol H2O(g)，同时加入了1 mol C2H4和3 mol O2，达到平衡后CO2的体积分数仍与N点相同，则n=　　　(用含m的代数式表示)。  答案 1 2 3 4 2m+2 加入1 mol C2H4和3 mol O2，等效于加入2 mol CO2和2 mol H2O，可得 =，解得n=2m+2。 答案 1 2 3 4 2.(2023·辽宁抚顺普通高中高三模拟)我国承诺在2030年前实现碳达峰即二氧化碳的排放量不再增长。因此，研发二氧化碳利用技术、降低空气中二氧化碳含量成为研究热点。请回答下列问题： (1)以CO2和NH3为原料合成尿素是利用CO2的成功范例。在尿素合成塔中的主要反应可表示如下： 反应①：2NH3(g)+CO2(g) NH2COONH4(s)　ΔHl=-159.5 kJ·mol-1 反应②：NH2COONH4(s) CO(NH2)2(s)+H2O(g)　ΔH2 总反应③：2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(g)　ΔH3=-87.0 kJ·mol-1 反应②的ΔH2=　　　　 kJ·mol-1。 +72.5 答案 1 2 3 4 根据盖斯定律，反应①+反应②得总反应③，即ΔH2=ΔH3-ΔH1=-87.0 kJ· mol-1-(-159.5 kJ·mol-1)=+72.5 kJ·mol-1。 答案 1 2 3 4 (2)利用工业废气中的CO2可以制取甲醇：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+ H2O(g)，一定条件下往恒容密闭容器中充入1 mol CO2和3 mol H2，在不同催化剂作用下发生反应Ⅰ、反应Ⅱ与反应Ⅲ，相同时间内CO2的转化率随温度变化如图所示。 ①催化剂效果最佳的反应是______(填“反应Ⅰ”“反应Ⅱ”或“反应Ⅲ”)。  反应Ⅰ 根据图像分析，相同温度下，CO2转化率最高的为反应Ⅰ，故其催化效果最好。 答案 1 2 3 4 ②一定温度下，下列不能说明上述反应Ⅰ达到化学平衡状态的是_______ (填字母)。  A.CO2的质量分数在混合气体中保持不变 B.反应中CO2与H2的物质的量之比为1∶3 C.3v正(CO2)=v逆(H2) D.容器内气体总压强不再变化 E.容器内混合气体的密度不再变化 BE 答案 1 2 3 4 CO2的质量分数在混合气体中保持不变，即反应体系各组分浓度保持不变，说明反应达到平衡状态，A不合题意； 起始时CO2与H2的物质的量之比为1∶3， 根据化学方程式可知，转化中CO2与H2的物质的量之比一直为1∶3，故不能说明反应达到平衡状态，B符合题意； 当3v正(CO2)=v逆(H2)时，正、逆反应速率相等，反应达到化学平衡状态，C不合题意； 答案 1 2 3 4 反应过程中气体的物质的量发生改变，故容器内气体总压强发生改变，当容器内压强不再变化时说明反应达到平衡状态，D不合题意； 反应过程中气体的质量不变，容器的体积不变，即容器内混合气体的密度一直不变，故混合气体的密度不再变化不能说明反应达到平衡状态，E符合题意。 答案 1 2 3 4 ③若反应Ⅲ在a点时已达平衡状态，a点CO2转化率高于b点和c点的原因是 ____________________________________________________________________________________________________________________________________。 ④c点时总压强为0.1 MPa，该反应的平衡 常数=　　　 MPa-2(用平衡分压代替平 衡浓度，分压=总压×物质的量分数，计 算结果用最简分式表示)。  该反应为放热反应，c点所在温度高，平衡逆向移动，转化率低于a点；b点所在温度低，反应速率慢，相同时间内反应未达到平衡，转化率低于a点 答案 1 2 3 4 c点时总压强为0.1 MPa，且c点CO2的转化率为，列三段式分析： CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) 起始量/mol　　　1　　　　3　　　　0　　　　0 转化量/mol　　　　　　　2　　　　 平衡量/mol　　　　　　　1　　　　 则平衡体系中气体的总物质的量为(+1++) mol= mol，p(CO2)=× 0.1 MPa= MPa，p(H2)=×0.1 MPa= MPa， 答案 1 2 3 4 p(CH3OH)=p(H2O)=×0.1 MPa= MPa， 所以反应的化学平衡常数为Kp= == MPa-2。 3.(2024·江西九江高三二模)CO2与H2反应合成HCOOH，是实现“碳中和”的有效途径。 (1)已知： 答案 1 2 3 4 CO2(g)+H2(g) HCOOH(g)　ΔH=　　　　　　 。 -31.4 kJ·mol-1 由盖斯定律得ΔH=(283.0-241.8-72.6) kJ·mol-1=-31.4 kJ·mol-1。 (2)在催化作用下，温度为T1 ℃时，将一定量CO2和H2充入密闭容器中发生如下反应： 主反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g) HCOOH(g)　K=α； 副反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41.2 kJ·mol-1。 ①如图是不同催化剂电化学还原CO2生产 HCOOH的催化性能及机理，并通过DFT 计算催化剂表面该还原过程的物质的相对 能量，如图所示(带“*”表示物质处于吸 附态)。 电化学还原CO2生产HCOOH，使用　　　作催化剂较优。  答案 1 2 3 4 BiIn 答案 1 2 3 4 由图可知BiIn作催化剂较优，它对应的反应历程活化能最小，化学反应速率最快。 ②实验测得反应Ⅰ：v正=k正c(CO2)·c(H2)，v逆=k逆c(HCOOH)，k正、k逆为速率常数。温度为T2 ℃时，k正=0.8αk逆，则T2　　　(填“大于”“小于”或“等于”)T1，判断依据是______________________________________ _____________。 答案 1 2 3 4 大于 K(T2)=0.8α<K(T1)=α，该反应ΔH<0，温度 越高，K越小 ③实验测得平衡时CO2的转化率及HCOOH和CO的选择性(产物的选择性：生成的HCOOH或CO与转化的CO2的比值)随温度变化如图所示。 曲线b表示　　　　 ，200~360 ℃， 答案 1 2 3 4 升高温度曲线b对应纵坐标值减小的原因是__________________________ 　　　　　　　　　　 。240 ℃时，平衡体系中氢气的分 压为p0 kPa，主反应Ⅰ的Kp=　　　　kPa-1(用x、y、p0表示)。  CO2的转化率 升高温度，反应Ⅰ平衡逆向移 动程度大于反应Ⅱ平衡正向移动程度 答案 1 2 3 4 温度相同时，CO和HCOOH的选择性相加为1，同时主反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，HCOOH选择性下降，即曲线a为HCOOH的选择性，曲 线c为CO的选择性，曲线b为CO2的转化率； 200~360 ℃，升高温度曲线b对应纵坐标值减小，是因为反应Ⅰ平衡逆向移动程度大于反应Ⅱ平衡正向移动程度； 答案 1 2 3 4 由图可知240 ℃时，CO2转化率为y，CO的选择性为x， 则HCOOH的选择性为1-x，设投入的CO2物质的量为a mol，可得 CO2(g)　　+　　　H2(g) HCOOH(g) 起始/mol 转化/mol　ay(1-x)　　　　　ay(1-x)　　　ay(1-x) 平衡/mol ay(1-x) 答案 1 2 3 4 　　　　　CO2(g)　+　H2(g)　　CO(g)　+　H2O(g) 起始/mol 转化/mol　 ayx　　　　 ayx　　　 ayx　　　　ayx 平衡/mol　　　　　　　　　　　 ayx　　　　ayx 平衡时，n(CO2)=[a(1-y)] mol，n(HCOOH)=[ay(1-x)]mol，设总物质的 量为n总 mol，总压强为p总 kPa，可得Kp= kPa-1= kPa-1。 答案 1 2 3 4 4.CH4是重要的资源，CH4⁃H2O催化重整不仅可制得H2，还对温室气体的减排具有重要意义。工业上常用甲烷水蒸气重整制备氢气，体系中发生如下反应： Ⅰ.CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)　ΔH1=+205.8 kJ·mol-1 Ⅱ.CO(g)+H2O(g) H2(g)+CO2(g)　ΔH2=-41.2 kJ·mol-1 总反应： Ⅲ.CH4(g)+2H2O(g) CO2(g)+4H2(g)　ΔH3 (1)反应Ⅲ的ΔH3=　　 　　；该反应自发进行的条件是　　　。  +164.6 kJ·mol-1 高温 答案 1 2 3 4 根据盖斯定律，反应Ⅰ+反应Ⅱ得到反应Ⅲ，ΔH3=ΔH1+ΔH2=(+205.8-41.2) kJ·mol-1=+164.6 kJ·mol-1，反应Ⅲ的ΔH>0，ΔS>0，则高温下，ΔG=ΔH-TΔS<0，即高温条件下自发进行。 答案 1 2 3 4 (2)常向反应体系中通入一定比例的O2，有利于重整反应。试从能量角度分析其原因：　　　 　　　　 ； 进料中氧气量不能过大，原因是___________________________________ 　　　  。  (3)生产中向重整反应体系中加入适量多孔CaO，其优点是_____________ ________________________________________________________________________________________________________________。 O2与CO反应为放热反应，温度高有利于重整反应的进行 如果O2的量过大，可能会与H2反应，降 低产率 CaO与CO2反 应生成CaCO3，多孔CaO与CO2接触面积大，吸收CO2速率快，使得反应Ⅱ和Ⅲ正向进行，提高氢气的产率同时为反应提供热能 答案 1 2 3 4 (4)在8 MPa、840 ℃条件下，甲烷水蒸气重 整反应达到平衡时体系中各组分摩尔分数与 投料水碳比[]的计算结果如图所示。 (物质i的摩尔分数xi=) ①曲线②④分别代表体系中　　　、______ 的变化曲线(填化学式)。  CH4 CO2 答案 1 2 3 4 水碳比[]增加，H2O增加，提高CH4 转化率，但H2O转化率降低，故随水碳比 []增加升高最明显的①是H2O，降低 明显的②是CH4，水碳比较大时，CO会与H2O进一步反应生成H2，使CO摩尔分数 降低，CO2摩尔分数升高，故③为CO，④为CO2。 答案 1 2 3 4 ②投料水碳比为4时，反应Ⅲ的平衡常数Kp=　　　　　(以分压表示，分压=总压×物质的量分数，结果保留3位有效数字)。  4.67 MPa2 根据反应Ⅲ，p(H2O)=0.48×8 MPa，p(H2)=0.36×8 MPa，p(CH4)= p(CO2)=0.053×8 MPa，Kp==≈ 4.67 MPa2。 $$