大题03 化学反应原理综合题（分类过关）-【大题精做】冲刺2025年高考化学大题突破+限时集训（黑吉辽蒙专用）

大题03 原理综合题 内容概览 类型一 与沉淀溶解平衡有关的原理综合题 类型二 与盐类水解有关的原理综合题 类型三 与溶液酸碱性有关的原理综合题 类型四 与电化学有关的原理综合题 类型五 图象类化学反应原理综合题 类型一 与沉淀溶解平衡有关的原理综合题 1．（2024·辽宁大连·二模）处理烟气中SO2常采用的方法有CO还原法和碱液吸收法。请回答下列问题： I.水煤气还原法﹒ 已知：i. ii. (1)写出CO(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)、H2(g)的热化学方程式： 。若该反应在恒温、恒容体系中进行，达到平衡的标志为 (填选项字母) A．单位时间内，生成nmolCO的同时生成nmolCO2 B．混合气体的平均摩尔质量保持不变 C．混合气体的总压强保持不变 D．H2O(g)与H2(g)的体积比保持不变 (2)一定压强下，发生反应，平衡时的转化率与投料比的比值[]、温度T的关系如图所示。比较平衡时，的转化率：N M(填“>”“<”或“=”，下同)，逆反应速率：N P (3)T℃，向10L恒容密闭容器中充入2molCO(g)、2molSO2(g)和2molH2(g)，发生反应i和反应ii，5min达到平衡时，CO2(g)和H2O(g)的物质的量分别为1.6mol、1.8mol。 ①该温度下，反应ii的平衡常数K= 。 ②其他条件不变，6min时缩小容器体积。 (填“增大”“减小”或“不变”) II.碱液吸收法 步骤1：用足量氨水吸收SO2 步骤2：再加入熟石灰，发生反应：2+Ca2++2OH-+=CaSO3↓+2NH3·H2O (4)已知：25℃时，Kb(NH3·H2O)=a；Ksp(CaSO3)=b，该温度下，步骤2中反应的平衡常数K= (用含a、b的代数式表示)。 2．（2024·辽宁大连·二模）H2S以及COS(羰基硫)是化学工作者重要的研究对象。请回答下列问题: （1）COS的分子结构与CO2相似,COS的电子式为 。 （2）已知:①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)  ΔH1=-17KJ/mol ②COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g) ΔH2=-35kJ/mol ③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH3 则ΔH3= （3）已知常温下,Ksp(CuS)=1.0×10-39,Ksp(PbS)=9.0×10-29。向含有浓度均为0.01mol/L的Cu2+、Pb2+废水中缓慢通入H2S,首先生成的沉淀的化学式是 ；当生成两种沉淀时，c(Pb2+)/c(Cu2+)= . （4）某温度T下,在密闭容器中充入5molH2O(g)和5molCOS(g),测得混合气体中H2S体积分数(Φ)与时间(t)的关系如图所示。 ①A点COS的正反应速率 (填“大于”“小于”或“等于”)B点COS的逆反应速率。 ②在该条件下,COS的平衡转化率为 ③在该温度下,该反应的平衡常数K= ④在B点对应的体系中，改变下列条件，能使COS转化率增大的是 A．再通入H2O(g)   B．加压   C．降温    D．加入催化剂 3．（2024高三上·吉林·期末）H2S在金属离子的鉴定分析、煤化工等领域都有重要应用。请回答： Ⅰ.工业上一种制备H2S的方法是在催化剂、高温条件下，用天然气与SO2反应，同时生成两种能参与大气循环的氧化物。 (1)该反应的化学方程式为 。 Ⅱ.H2S可用于检测和沉淀金属阳离子。 (2)H2S的第一步电离方程式为 。 (3)已知：25 ℃时，Ksp(SnS)＝1.0×10－25，Ksp(CdS)＝8.0×10－27。该温度下，向浓度均为0.1 mol·L－1的CdCl2和SnCl2的混合溶液中通入H2S，当Sn2＋开始沉淀时，溶液中c(Cd2＋)＝ (溶液体积变化忽略不计)。 Ⅲ.H2S是煤化工原料气脱硫过程的重要中间体。反应原理为 ⅰ.COS(g)＋H2(g) H2S(g)＋CO(g)　ΔH＝＋7 kJ·mol－1； ⅱ.CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－42 kJ·mol－1。 (4)已知：断裂1 mol分子中的化学键所需吸收的能量如表所示。 分子 COS(g) H2(g) CO(g) H2S(g) H2O(g) CO2(g) 能量/(kJ·mol－1) 1 319 442 x 678 930 1 606 表中x＝ 。 (5)向10 L容积不变的密闭容器中充入1 mol COS(g)、1 mol H2(g)和1 mol H2O(g)，进行上述两个反应。其他条件不变时，体系内CO的平衡体积分数与温度(T)的关系如图所示。 ①随着温度升高，CO的平衡体积分数 (填“增大”或“减小”)。原因为 ②T1℃时，测得平衡时体系中COS的物质的量为0.80 mol。则该温度下，COS的平衡转化率为 ；反应ⅰ的平衡常数为 (保留两位有效数字)。 4．（2025·辽宁·模拟预测）二十世纪初德国化学家哈伯和工程师博施成功地开发了合成氨的生产工艺，为社会的发展和进步做出了重大贡献。如今科学家为提高氨的产量，以及对各种氨的化合物的研究仍做着各种有益的探索。试回答下列问题： （1）N2（g）+3H2（g）+2NH3（g）   △H =-92.4kJ·mol-1如图所示，合成氨反应中未使用催化剂时，逆反应的活化能Ea（逆）= kJ·mol-1。 （2）①在一定条件下，分别将lmolN2和3molH2置于容积恒定的密闭容器中，达化学平衡状态时，NH3的体积分数为10%，若保持其他条件不变，起始时改为充入2molN2和2molH2，达新平衡后，NH3的体积分数为 10%（填“>”、“<”或“=”）。 ②某温度下，n（N2）：n（H2）=1：3的混合气体在刚性容器内发生反应，起始时气体总压为p0Pa，平衡时气体总压为0.9p0Pa，气体分压（p分）=气体总压（p总）×体积分数，用某物质的平衡分压代替物质的量浓度也可以表示化学反应平衡常数（记作Kp），则此温度下，该反应的化学平衡常数Kp= （用含p0的代数式表示）。 （3）合成氨需要的H2来源比较广泛，氢气的储存制备等问题也日益得到解决。在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MHx（s）+yH2（g）MHx+2y（s）△H<0达到化学平衡。下列有关叙述正确的是( ) a.容器内气体压强保持不变 b.吸收ymolH2需1molMHx c.若向容器内通入少量氢气，新平衡后c（H2）比原平衡大 d.若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）>v（吸氢） （4）利用现代手持技术传感器可以探究压强对化学平衡移动的影响，如以2NO2（g）N2O4（g）为例。在恒定温度和标准压强（100kPa）条件下，往针筒中充入一定体积的NO2气体后密封并保持活塞位置不变。分别在t1、t2时刻迅速移动活塞后并保持活塞位置不变（不考虑温度的变化）。测定针筒内气体压强变化如图所示： ①B、E两点对应的正反应速率大小为vB vE（填“>”、“<”或“=”）。 ②E、F、G、H四点时对应气体的平均相对分子质量最大的点为 。 （5）NH3能够和Ag+形成Ag(NH3)2+，溶液中存在Ag+(aq)+2NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq)常温下，K[Ag(NH3)2+]=1.10×107，反应AgCl(s)+2NH3(aq) Ag(NH3)2(aq)++Cl-(aq)的化学平衡常数K=1.936×10-3，则Ksp（AgCl）= 。 5．（2024·辽宁沈阳·一模）氮及氮的化合物在生产生活中有着重要的用途，NH3、HNQ3等是重要化工产品。 （1）合成氨的原料气N2和H2通常是以焦炭、水和空气为原料来制取的。其主要反应是： ①2C+ O2→2CO ②C+H2O(g)→CO+H2 ③CO+H2O(g)→CO2+H2 某次生产中将焦炭、H2O(g)和空气（设空气中N2和O2的体积比为4:1，下同）混合反应，所得气体产物经分析，组成如下表：表中x＝ m3，实际消耗了 kg焦炭。 气体 CO N2 CO2 H2 O2 体积（m3）（标准状况） x 20 12 60 1.0 （2）一定条件下，通过下列反应可实现燃煤烟气中硫的回收:2CO(g)+SO2(g) 2CO2(g)+S(1) ΔH<0。若向2L 恒容密闭容器中通入2molCO和1molSO2,反应在不同条件下进行上述反应，反应体系总压强随时间的变化如图所示 ①与实验a相比，c组改变的实验条件可能是 。 ②用P0表示开始时总压强，P表示平衡时总压强，.用α表示SO2的平衡转化率，则α表达式为 。 （3）已知N2O4 2NO2，N2O4与NO2共存的温度是264-413K,低于熔点264K时，全部为无色的N2O4晶体，达到264K时N2O4开始分解，沸点294K时成为红棕色的混合气体，温度高与413K时，气体又变为无色。（2NO22NO+O2）。在1L的密闭容器中发生反应N2O42NO2 达到平衡状态。 ①若此时为标准状态下(273K  101kPa)，再向其中加入4.6g纯的NO2，则达到平衡时混合物的颜色 (和原平衡状态比，填选项字母，下同) A．增大(加深)    B．减小(变浅)     C．不变         D．不能确定 ②若此时为25℃，101kPa下，再向其中加入4.6g纯的NO2，则达到平衡时混合物的颜色 ，混合物中NO2的体积分数 。 （4）查阅资料可知：常温下，Ksp[Ag(NH3)2+]= 1.00×107。Ksp[AgC1]=2.50×10-10. ①银氨溶液中存在平衡：Ag+(aq)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)，该反应平衡常数的表达式为K稳= ； ②计算得到可逆反应AgCl (s)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)+Cl－(aq)的化学平衡常数K= ，1 L 1 mol/L氨水中最多可以溶解AgCl mol（保留2位有效数字） 类型二 与盐类水解有关的原理综合题 6．（2024·内蒙古鄂尔多斯·一模）工业生产中产生的SO2、NO直接排放将对大气造成严重污染。利用电化学原理吸收 SO2和NO，同时获得Na2S2O4和NH4NO3产品的工艺流程图如下(Ce为铈元素)。 请回答下列问题： (1)装置 I 中生成 HSO3－的离子方程式为 。 (2)含硫各微粒(H2SO3、HSO3-和 SO32-)存在于SO2与NaOH溶液反应后的溶液中，它们的物质的量分数ω与溶液pH的关系如图所示： ①下列说法正确的是 (填标号)。 A．pH=7 时，溶液中 c( Na+)＜c(HSO3-)+c(SO32-) B．由图中数据，可以估算出 H2SO3 的第二级电离平衡常数 K2≈10-7 C． 为获得尽可能纯的 NaHSO3，应将溶液的 pH 控制在 4～5 为宜 D．pH=9时溶液中 c(OH-)=c (H+)+c(HSO3-)+2c(H2SO3) ②向pH=5的NaHSO3溶液中滴加一定浓度的CaCl2溶液，溶液中出现浑浊，其pH降为 2，用化学平衡移动原理解释溶液pH降低的原因 。 (3)装置Ⅱ中的反应在酸性条件下进行，写出NO被氧化为NO2-离子方程式 。 (4)装置Ⅲ的作用之一是再生Ce4+，其原理如图所示。 图中A为电源的 (填“正”或“负”)极。右侧反应室中发生的主要电极反应为 。 (5)已知进入装置Ⅳ的溶液中NO2-的浓度为0.75 mol/L，要使1 m3该溶液中的NO2-完全转化为NH4NO3，需至少向装置Ⅳ中通入标准状况下的O2的体积为 L 7．（2024·内蒙古呼和浩特·一模）广泛用于纺织工业的连二亚硫酸钠(Na2S2O4)，俗称保险粉，是一种强还原剂，可溶于水，但不溶于乙醇，在碱性介质中稳定。 Ⅰ．工业上制备连二亚硫酸钠的流程如下： 请回答下列问题： (1)步骤①中的化学方程式为 ； (2)步骤②中沉淀为 （填化学式）； (3)步骤③中加入NaCl 固体的作用是 ，分离出保险粉方法为 、洗涤、干燥，洗涤所用试剂是 Ⅱ．工业上也可用右图装置电解NaHSO3溶液制Na2S2O4。 (4)惰性电极a连接电源的 （填“正极”或“负极”），其电极反应式为 ； (5)若不加隔膜，则得不到连二亚硫酸钠，其原因是 。 Ⅲ．探究Na2S2O4的性质： 某课题小组常温下测定0.050 mol•L-1Na2S2O4溶液在空气中的pH变化如下图所示； (6)0-t1段主要生成，根据pH变化图，写出0- t1发生反应的离子方程式为 ； (7)若t1时溶液中Na2S2O4全部被氧化成NaHSO3，此时溶液中c()-c(H2SO3) = mol•L-1（填具体数值，不考虑溶液体积变化） 8．（2024·内蒙古乌兰察布·三模）化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡四种，且均符合勒夏特列原理．请回答下列问题：     （1）常温下，某纯碱（Na2CO3）溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈 性，原因是 ；（用离子方程式表示）     （2）在常温下将pH=2的盐酸10mL加水稀释到1L，则稀释后的溶液的pH值等于 ；     （3）已知在H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS﹣+H+①向H2S溶液中加入NaOH固体时，（不考虑温度变化）电离平衡向 移动，（填“左”或“右”）c（H+） ．（填“增大”、“减小”或“不变”） ②向H2S溶液中加入NaHS固体时，电离平衡向 移动，（填“左”或“右”）c（S2﹣） ．（填“增大”、“减小”或“不变”）     （4）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是 （填“A”或“B”）；设盐酸中加入的Zn质量为m1 ， 醋酸溶液中加入的Zn质量为m2 ． 则m1 m2 ． （选填“＜”、“=”、“＞”）    （5）难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡， 某MgSO4溶液里c（Mg2+）=0.002mol•L﹣1，如果生成Mg（OH）2沉淀，应调整溶液pH，使之大于 ；（该温度下Mg（OH）2的Ksp=2×10﹣11）   （6）常温下，在NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序为 . 9．（2019·吉林长春·一模）酿酒和造醋是古代劳动人民的智慧结晶，白酒和醋也是日常生活中常见的有机物。 (1)上述以高粱为主要原料的酿醋工艺中，利用醋酸溶解性的是 (填选项)。 (2)写出乙酸在水溶液中的电离平衡常数的表达式 。 (3)已知25℃下，CH3COOH在水中电离的电离常数Ka＝2×10－5，则25℃时CH5COONa水解平衡常数Kh＝ (填数值)。 (4)近年来，研究者利用乙酸开发出新工艺合成乙酸乙酯，使产品成本明显降低，其主要反应为： CH2＝CH2 (g)＋CH3COOH(l) CH3COOC2H5(l)。 ①该反应属于有机反应类型中的 。 ②下列描述能说明乙烯与乙酸合成乙酸乙酯的反应已达化学平衡的是 (填选项)。 A 乙烯、乙酸、乙酸乙酯的浓度相同 B 酯化合成反应的速率与酯分解反应的速率相等 C 乙烯断开l mol碳碳双键的同时乙酸恰好消耗l mol D 体系中乙酸的百分含量一定 (5)下图为n(乙烯)与n(乙酸)物料比为1时，在不同压强下进行了乙酸乙酯的产率随温度变化的测定实验，在相同时间点的实验结果如图所示。回答下列问题： ①温度在60－80℃范围内，乙烯与乙酸酯化合成反应速率由大到小的顺序是 [用v(P1)、v(P2)、v(P3)分别表示不同压强下的反应速率]。 ②压强为P1 MPa、温度60℃时，若乙酸乙酯的产率为30%，则此时乙烯的转化率为 。 ③压强为P1 MPa、温度超过80℃时，乙酸乙酯产率下降的原因可能是 。 10．（2025·黑龙江哈尔滨·模拟预测）磷、硫元素的单质及其化合物应用广泛。 (1)磷元素在元素周期表中的位置是 。 (2)磷的重要化合物NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4可通过H3PO4与NaOH溶液反应获得，含磷各物种的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。 ①为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在 ；pH=8时，溶液中主要含磷微粒浓度大小关系为c(HPO) c(H2PO)。(填“>”、“<”或“=”) ②Na2HPO4溶液显碱性，试用数据及文字简述其原因 。 (3)H2O2的一种衍生物(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)，阴离子结构式为()，其S元素的化合价为 ；其溶液加热至沸后，S2O与H2O反应，使溶液pH降低，写出S2O与H2O反应的离子方程式： 。 (4)电解(NH4)2SO4和稀硫酸的混合溶液，常被用于电解产生(NH4)2S2O8，电解时均用惰性电极，阳极发生的电极反应式可表示为 ；阴极生成的气体单质分子式为 。 类型三 与溶液酸碱性有关的原理综合题 11．（2025·吉林·模拟预测）过二硫酸及其盐具有强氧化性，根据所学知识回答下列问题： （1）过二硫酸可看作是H2O2中氢原子被-SO3H取代的产物，其结构简式为，H2O2的电子式为 ，过二硫酸中氧元素的化合价为 价。 （2）在酸性条件下，K2S2O8溶液在Ag+催化下将Mn2+氧化为MnO4-，本身转化为SO42-，则该反应的离子方程式为 。若反应中有0.1mol还原剂参加反应，则消耗氧化剂的物质的量为 mol。 （3）过二硫酸钾可通过电解H2SO4和K2SO4的混合溶液制得，总反应为2H++2SO42-S2O82-+H2↑，其阳极反应方程式为 。电解过程中，阳极产生微量氧化性极强的无色单质气体，该气体可能是 （填化学式）。电解过程中阴极附近溶液的pH将 （填“增大”“减小”或“不变”）。 （4）制得的产品可用碘量法测定其纯度。称取0.2500g产品于碘量瓶中，加30mL 水溶解：加入4.000g KI固体（稍过量），振荡使其充分反应；加入适量醋酸溶液酸化，以 为指示剂，用c mol/L Na2S2O3标准液滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液VmL，计算样品中K2S2O8的纯度为 （用含c、V的代数式表示）。（已知：S2O82- +2I- =2SO42- +I2； 2S2O32-+I2=2I- + S4O62-） 12．（23-24·吉林·期末）工业上常利用软锰矿浆(主要成分是，还含有硅、铁和少量重金属镍的化合物等杂质)制备溶液，并以溶液为原料制取单质锰及粗产品。 (1)溶液的制备： ①还原：以稀硫酸作介质，纤维素还原生成和时，发生反应的化学方程式为 。 ②除杂：除去硅、铁等杂质后，通常用BaS来除去溶液中的镍，pH对除镍效果的影响如图所示。当pH<4.2，pH越小除镍效果越差的原因是 。 (2)电解法制锰：为保证电解顺利进行，电解液中必须保持一定的浓度。浓度和电流效率(电流效率是指电解时在电极上实际沉积或溶解的物质的量与按理论计算出的析出或溶解量之比)的关系如图所示。由图可知当浓度大于时，电流效率随浓度增大反而下降，其原因是 。 (3)溶液可得到粗产品。通过下列方法测定产品纯度：准确称取3.000g样品，加适量ZnO及煮沸、冷却，转移至锥形瓶中，用标准溶液滴定至溶液呈红色且半分钟不褪色，消耗标准溶液20.00mL。计算样品的纯度(写出计算过程)。 已知： 13．（2024·辽宁·二模）绿水青山就是金山银山，生产生活中污染物的合理处理对环境保护具有重要意义。 (1)利用某些催化剂，成功实现将空气中的碳氧化合物和氮氧化合物转化为无毒的大气循环物质。 已知：① ②NO(g)+CO(g)N2(g)+CO2(g) ③2NO(g)+O2(g)2NO2(g) 反应的 ；某温度下，反应①②③的平衡常数分别カ、、，则该反应的K= (用、、表示)。 (2)温度为℃时，在四个容积均为1L的恒容密闭容器中发生反应： ，测得有关实验数据如下： 容器编号 物质的起始浓度() 物质的平衡浓度() Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ ①平衡时，容器Ⅱ与Ⅳ容器的总压强之比 。 ②温度不变，容器Ⅲ中达到平衡后再充入NO、(g)各mol，则反应将向 。(填“正”或“逆”)方向进行。 (3)常温下用0.100盐酸分别滴定10.00mL浓度均为0.100的NaOH溶液和二甲胺[]溶液(在水中电离方式与氨相似)，利电用传感器测得滴定过程中溶液的电导率如图所示。已知电解质溶液电导率越大导电能力越强。    ①a、b、c、d四点的水溶液中，由水电离出氢离子浓度大于的是 ，原因为 。 ②化学反应往往伴有热效应若为绝热体系a的温度 (填“>”，“=”或“<”)c点的温度。 14．（2024·辽宁沈阳·一模）氨是重要的基础化工原料，可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品 （1）已知：25℃时，亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示： 化学式 HNO2 H2N2O2 电离常数 Ka=5.1×10−4 Ka1=6.17×10−8 、Ka2=2.88×10−12 ①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2) pH（NaHN2O2)（填“>”“<”或“=”）。 ②25℃时，NaHN2O2溶液中存在水解平衡，其水解常数Kh= （保留三位有效数字）。 ③0.1mol/L NaHN2O2溶液中离子浓度由大到小为： （2）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2]，涉及的化学反应如下： 反应I：2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=−159.5 kJ·mol−1； 反应II：NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol−1； 反应III：H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol−1。 则反应IV：NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为 。 （3）T1℃时，向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气，使之发生反应IV，反应结束后得到尿素的质量为30 g，容器内的压强(p)随时间(t)的变化如图1所示。 ①T1℃时，该反应的平衡常数K的值为 。 ②图2中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为 （填曲线标记字母）。 15．（2024·辽宁·模拟预测）吸收工厂烟气中的SO2，能有效减少SO2对空气的污染。 (1)ZnO水悬浊液吸收烟气中SO2后经O2催化氧化，可得到硫酸盐。已知：室温下，ZnSO3微溶于水，Zn(HSO3)2易溶于水；溶液中H2SO3、HSO、SO的物质的量分数随pH的分布如图-1所示。    ①向ZnO水悬浊液中匀速缓慢通入SO2，在开始吸收的40mim内，SO2吸收率、溶液pH均经历了从几乎不变到迅速降低的变化(见图-2)。溶液pH几乎不变阶段，主要产物是 (填化学式)；SO2吸收率迅速降低阶段，主要反应的离子方程式为 。 ②O2催化氧化。其他条件相同时，调节吸收SO2得到溶液的pH在4.5～6.5范围 内，pH越低SO生成速率越大，其主要原因是 。 (2)镁法工业烟气脱硫并制备MgSO4·H2O，其过程可表示为： ①在搅拌下向氧化镁浆料中匀速缓慢通入SO2气体，生成MgSO3，反应为Mg(OH)2+H2SO3 =MgSO3+2H2O，其平衡常数K与Ksp[Mg(OH)2]、Ksp(MgSO3)、Ka1 (H2SO3)、Ka2 (H2SO3)的代数关系式为K= ；下列实验操作一定能提高氧化镁浆料吸收SO2效率的有 (填序号)。 A．水浴加热氧化镁浆料                 B．加快搅拌速率 C．降低通入SO2气体的速率             D．通过多孔球泡向氧化镁浆料中通SO2 ②在负载钴的分子筛催化剂作用下MgSO3被O2氧化为MgSO4.其他条件相同时，浆料中MgSO3被O2氧化的速率随pH的变化如图-3所示。在pH=6~8范围内，pH增大，浆料中MgSO3的氧化速率增大，其主要原因是 。 (3)碱式硫酸铝[(1−x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3]溶液用于烟气脱硫，其x值的大小影响碱式硫酸铝溶液的脱硫效率。通过测定碱式硫酸铝溶液中相关离子的浓度确定x的值，测定方法如下： 步骤1：取碱式硫酸铝溶液25.00 mL，加入盐酸酸化的过量BaCl2溶液充分反应，静置后过滤、洗涤，干燥至恒重，得固体2.3300 g。 步骤2：取碱式硫酸铝溶液2.50 mL，稀释至25.00 mL，加入0.1000 mol·L−1EDTA标准溶液25.00 mL，调节溶液pH约为4.2，煮沸，冷却后用0.08000 mol·L−1CuSO4标准溶液滴定过量的EDTA至终点，消耗CuSO4标准溶液20.00 mL(已知Al3+、Cu2+与EDTA反应的化学计量比均为1∶1)。 计算(1−x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中的x值为 (写出计算过程)。 类型四 与电化学有关的原理综合题 16．（2024·内蒙古赤峰·一模）建设“美丽中国”首先要做好环境保护与治理。氮氧化物是严重的大气污染物，其主要来源有汽车尾气和硝酸工厂等。氮氧化物能引起雾霾、光化学烟雾、酸雨等环境问题。某科研机构设计了如下转化氮氧化物的几种方案。请回答下列问题： 方案Ⅰ：利用甲烷在催化剂条件下还原，相关反应如下： ①   ②   ③   (1)表示甲烷燃烧热的热化学方程式为 。 (2)反应③自发进行的条件是 （填“高温自发”、“低温自发”或“任何温度下都自发”），该反应中活化能（逆） （填“>”或“<”）（正）。 方案Ⅱ：利用CO在催化剂条件下还原  。向容积均为2L的甲（温度为）、乙（温度为）两个恒容密闭容器中分别充入2mol和3mol。反应过程中两容器内的物质的量浓度随时间的变化关系如图所示： (3)由图像可得：甲容器中，的平衡转化率为 ； （填“>”或“<”）； 0（填“>”或“<”），判断的依据是 。 (4)温度时，该反应的平衡常数 。 [对于反应，，为物质的量分数] 方案Ⅲ：可以利用原电池原理处理氮氧化物，如下图所示： (5)该原电池的正极反应式为 。 17．（2024·内蒙古呼和浩特·二模）合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义；氨的合成一直是科学重点研究课题。请结合所学知识回答以下问题： (1)2007年度诺贝尔化学奖获得者格哈德·埃特尔，确认了合成氨反应机理。已知。298K、101kPa下，合成氨反应的能量变化如图1所示(吸附在催化剂表面的物质用“*”表示， “Ts”表示过渡态)。    ①该条件下， N2(g)+ H2(g)⇌NH3(g)， ΔH= kJ·mol-1； ②该历程中决速步的活化能( E)为 kJ· mol-1； (2)1913年德国化学家哈伯发明了以低成本制造大量氨的方法，从而大大满足了当时日益增长的人口对粮食的需求。“哈伯法”合成氨的工业条件为400-500℃、10~30MPa，是综合考虑了 因素(至少写两点)； (3)尽管哈伯的合成氨法被评为“20世纪科学领域中最辉煌的成就”之一；但仍存在耗能高、产率低等问题。因此，科学家在持续探索，寻求合成氨的新路径。图2是用低温固体质子导体作为电解质，用Pt- C3N4作阴极催化剂电解H2(g)和N2(g)合成NH3的原理示意图：    ①Pt- C3N4电极反应产生NH3的电极反应式为 ； ②实验研究表明；当外加电压超过一定值后，发现阴极产物中氨气的体积分数随着电压的增大而减小，分析其可能原因 。 (4)据Science报道，我国科学家开发新型催化剂Ba2RuH6在温和条件下合成NH3.已知，向密闭容器中充入5 mol N2和15 mol H2，在该温和条件下合成NH3，相同时间内测得体系中N2的物质的量(mol)与温度、压强的关系如图3所示。    ①P 1.6MPa(填“>”、“<”或“=”)； ②投料比一定时，随着温度升高，在相同温度： 不同压强下N2的物质的量趋向相等；其主要原因是 。 ③一定条件下，上述合成氨反应接近平衡时，遵循如下方程： v (NH3)=k1p(N2)[ ，v为反应的瞬时速率，即正反应速率和逆反应速率之差，k1、k2分别为正反应和逆反应的速率常数；p(N2)、p(H2)、 p(NH3)代表各组分的分压(分压=总压 ×物质的量分数)： α为常数；工业上以Ba2RuH6为催化剂时， α=0.5.由Q点数据计算= MPa-2(保留两位小数)。 18．（2024·内蒙古呼伦贝尔·模拟预测）应对雾霾污染、改善空气质量需要从多方面入手。 Ⅰ.研究发现，NOx是雾霾的主要成分之一，NOx主要来源于汽车尾气。 已知：N2(g)＋O2(g)2NO(g)     △H=＋180.50 kJ·mol-1 2CO(g)＋O2(g)2CO2(g) △H=-566.00 kJ·mol-1 (1)为了减轻大气污染，人们提出在汽车尾气排气管口采用催化剂将NO和CO转化成无污染气体参与大气循环，写出该反应的热化学方程式 。 Ⅱ.开发利用清洁能源可减少污染，解决雾霾问题。甲醇是一种可再生的清洁能源，具有广阔的开发和应用前景，一定条件下用CO和H2合成CH3OH：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，在2L密闭容器中充入物质的量之比为1：2的CO和H2，在催化剂作用下充分反应。平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化如图所示。 (2)该反应的反应热△H 0(填“>”或“＜”)，压强的相对大小为p1 p2(填“>”或“＜”)。 (3)该反应化学平衡常数表达式为 。 (4)下列各项中，能说明该反应已经达到平衡的是_______。 A．容器内气体压强不再变化 B．v(CO) ：v(H2) ：v(CH3OH)=1：2：1 C．容器内的密度不再变化 D．容器内混合气体的平均相对分子质量不再变化 (5)某温度下，在保证H2浓度不变的情况下，增大容器的体积，平衡 (填字母)。 A．向正反应方向移动       B．向逆反应方向移动        C．不移动 (6)T1温度时，在容积为1 L的刚性密闭容器中充入1.0 molCH3OH(g)发生反应CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)，容器内的总压强p随时间t的变化如表所示： 反应时间 t/min 0 2 4 6 8 10 12 总压强p/kPa 100.0 115.0 123.0 130.0 136.0 140.0 140.0 该温度下的平衡常数Kp = (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。 (7)依据燃烧反应原理，合成的甲醇可以设计如图所示的燃料电池装置。 负极电极反应式为 。 19．（2024·辽宁·模拟预测）化学反应都会伴随能量变化，化学能可以与热能、电能、光能等各种形式的能量之间相互转化。回答下列问题： (1)下列反应中，生成物总能量高于反应物总能量的是_______(填字母)。 A．锌与稀硫酸 B．食物的腐烂 C．碳酸钙分解 D．红热的木炭与水蒸气 (2)利用如图所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下： Ⅰ．用量筒量取盐酸倒入内筒中，测出盐酸温度； Ⅱ．用另一量筒量取溶液，并用同一温度计测出其温度； Ⅲ．将NaOH溶液倒入内筒中，使之与盐酸混合均匀，测得混合液最高温度。 ①NaOH溶液稍过量的原因是 。 ②倒入NaOH溶液的正确操作是 (填字母)。 A．沿玻璃棒缓慢倒入    B．分三次少量倒入    C．一次迅速倒入 ③假设盐酸和NaOH溶液的密度都是，中和反应后生成溶液的比热容。为了计算中和反应的反应热，某学生实验记录如表数据。则生成1mol水的反应热 (保留三位有效数字)。 实验序号 起始温度 终止温度 盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液 1 20.0 20.1 23.2 2 20.2 20.4 23.4 3 20.5 20.6 23.6 (3)以为原料合成依然是“碳达峰”环境下的科研热点，相关反应如下： ⅰ．； ⅱ．； ⅲ．。 ① 。 ②部分键能的数据如下表所示，则 。 共价键 H-H C-H C-O O-H 键能 436 803 414 x 464 (4)和是两种比较稳定的温室气体，科学家利用原电池装置，实现了两种分子的耦合转化，装置如图所示。 ①催化电极2是原电池的 (填“正”或“负”)极。 ②催化电极1的电极反应式为 。 20．（2024·吉林·模拟预测）绿色能源是未来能源发展的重要方向，氢能是重要的绿色能源。 (1)氢气是一种环保的气体，不会污染大气且热值高。已知：H2O(g)=H2O(l)  ΔH=-44 kJ·mol-1，相关化学键的键能表示如下： 化学键 O=O H-H O-H 键能E/(kJ·mol-1) 497 436 463 表示氢气燃烧热的热化学方程式 。 (2)催化制氢是目前大规模制取氢气的方法之一：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)+H2(g)  ΔH=-41.2 kJ·mol-1。在T1℃时，将0.10 mol CO与0.40 mol H2O充入5 L的容器中，反应平衡后CO的物质的量分数x(CO)=0.12。 ①H2O的平衡转化率α1= %。 ②由T1℃时上述实验数据计算得到v正～x(CO)和v逆～x(H2)的关系可用图表示。当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为 (填字母)。 ③研究表明，一氧化碳催化变换反应的速率方程为：]，Kp为平衡常数，k为反应的速率常数，在气体组成和催化剂一定的情况下，反应速率与温度变化的关系曲线如图所示。温度升高时，CO催化变换反应的Kp (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 。 (3)在国际空间站中可利用H2处理CO2，反应为：CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)，在一定条件下该反应存在：v正(H2)=k1·c4(H2)·c(CO2)，v逆(H2O)= k2·c2(H2O)·c(CH4)，可知k1·c4(H2)·c(CO2)=k2·c2(H2O)·c(CH4)，则该反应的平衡常数K= (用含k1，k2的代数式表示)。 (4)光催化H2O制H2技术也是研究热点。光催化材料还原H2O的机理如图所示，光照时，低能价带失去电子并产生空穴(h＋，具有强氧化性)。在低能价带上，H2O直接转化为O2的电极反应式为 。 类型五 图象类化学反应原理综合题 21．（2025·内蒙古·模拟预测）在传统克劳斯工艺制备的基础上，科研工作者提出分解制备同时获取的新方法，反应如下： 反应1：     反应2：     (1)传统克劳斯工艺反应如下，则 。           (2)按照新方法，向恒容容器中通入混合气体。的转化率与温度关系曲线如图1所示，三条曲线分别代表平衡转化率及相同反应时间内有、无催化剂的转化率。 ①代表平衡转化率的曲线是 (填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。 ② 0(填“<”“=”或“>”)；新方法加入部分，而未采用直接分解法的原因是 。 ③P点，此时 ，反应2的平衡常数 。 (3)时，恒容容器中发生反应2，和的体积分数随时间变化曲线如图2所示。下列说法正确的是_______。 A．反应2在M点达到化学平衡状态 B．时，通入不变 C．的反应速率： D．时，降低温度，的产率增加 (4)可催化分解。形成立方时，的轨道分裂为两组。请参照基态原子核外电子排布规律将的价电子填充至图3中，完成轨道表示式 。 22．（2025·宁夏内蒙古·模拟预测）氢能是一种极具发展潜力的绿色能源，高效、环保的制氢方法是当前研究的热点问题。请回答： (1)甲烷水蒸气重整制氢： I．CH4(g)＋H2O(g)⇌CO(g)＋3H2(g)  ΔH1=+206kJ·mol−1 Ⅱ．CO(g)＋H2O(g) ⇌CO2(g)＋H2(g)  ΔH2=-41kJ·mol−1 总反应：CH4(g)＋2H2O(g) ⇌CO2(g)＋4H2(g)能自发进行的条件是_______。 A．低温 B．高温 C．任意温度 D．无法判断 (2)恒定压强为时，向某密闭容器中按n(CH4)：n(H2O)=1：3投料，600℃时平衡体系中部分组分的物质的量分数如下表所示： 组分 CH4 H2O H2 CO2 物质的量分数 ①下列措施中一定能提高H2平衡产率的是 。 A．选择合适的催化剂　　　　　　B．移除部分 C．向体系中投入少量　　　　D．恒温恒压下通入气体Ar ②用各组分气体平衡时的分压代替浓度也可以表示化学反应的平衡常数(Kp)，600℃时反应I的平衡常数为Kp= (结果保留两位小数，已知气体分压=气体总压×各气体的体积分数)。 (3)硼氢化钠(NaBH4)水解制氢：常温下，NaBH4自水解过程缓慢，需加入催化剂提高其产氢速率。NaBH4H4在某催化剂表面制氢的微观过程如图所示。 ①根据上图写出NaBH4水解制氢的离子方程式 。 ②其他条件相同时，测得平均每克催化剂使用量下，NaBH4浓度对制氢速率的影响如下图所示。(已知：浓度较大时，NaB(OH)4易以NaBO2形式结晶析出。) 分析NaBH4质量分数超过后制氢速率下降的可能原因 。 (4)一定条件下，利用题图所示装置实现的电化学储氢(忽略其它有机物的反应)。 ①写出由生成的电极反应式： 。 ②该装置的电流效率 。(×100%) 23．（2024·内蒙古呼和浩特·模拟预测）以为主要成分的雾霾综合治理是当前重要的研究课题，其中汽车尾气的处理尤为重要。已知101kPa时：          回答下列问题： (1)汽车尾气中的NO和CO在催化转换器中发生以下反应可减少尾气污染：   ，则 。 (2)向某密闭容器中通入2molNO、2molCO，控制适当条件使其发生反应。测得相同压强时，不同催化剂(甲、乙)、不同温度下，相同时间内NO的转化率如图1所示。不同温度(℃)、不同压强(kPa)下NO的平衡转化率如图2所示。 ①图1中a、b、c、d四点所对应的状态中可能达平衡状态的有 (填字母)，曲线乙中cd段变化趋势的原因是 ； ②图2中Y表示 (填“温度”或“压强”)， (填“>”或“<”)； ③图2中A点温度下平衡常数 (总压用或表示)。 (3)铈(Ce，镧系元素)的氧化物，具有优异的氧化-还原催化性能。作为助催化剂通过低价铈和氧缺陷，在尾气消除过程中实现与()相互转化。汽车尾气中的、CO和碳氢化合物净化原理如图3，氧化铈()催化过程中立方晶胞的组成变化如图4。 CO转化为时，铈的氧化物的转化过程为 → ，晶体结构中的配位数为 。 24．（2024·内蒙古通辽·模拟预测）近年来我国极力主张“绿色环保”、“生态文明”，而的有效利用可以缓解温室效应，解决能源短缺问题。 (1)某研究所的科研人员在新型纳米催化剂和HMCM-22的表面，以为碳源，与电解水产生的催化转化为高附加值的烃类化合物，其过程如下图。 已知：    则图中CO转化为的热化学方程式是 。 (2)甲醇是未来重要的绿色能源之一，在工业中常用CO、合成甲醇，其反应为： 。 ①为了探究浓度对反应速率的影响，维持200℃不变，在20L恒容密闭容器中进行实验，测得的实验数据如下表所示： 实验编号 起始浓度() 起始速率() CO 1 0.25 0.50 0.391 2 0.25 1.00 0.781 3 0.50 0.50 0.780 该反应速率方程为(为与温度有关的速率常数)，由表中数据可确定速率方程中m= ，n= (取正整数)。经测定该反应达到平衡时实验1中，则该反应的平衡常数 。 ②若将一定比例的CO和在装有催化剂的反应器中反应12小时，体系中甲醇的产率和催化剂的催化活性与温度的关系如下左图所示。        请判断图中P(470K，60%)点 (填“是”或“不是”)处于平衡状态；490K之后，甲醇产率随温度升高而减小的可能原因为： 、 (答两点即可)。 (3)近年来，有研究人员用通过电催化生成多种燃料，其工作原理如上右图所示。 ①请写出Cu电极上产生的电极反应式： 。 ②如果Cu电极上只生成0.20mol和0.30mol，则Pt电极上产生的物质的量为 。 ③已知HCOOH为一元弱酸，常温下将HCOOH溶液与NaOH溶液以体积比a∶b混和(忽略溶液体积的变化)时溶液恰好呈中性，则HCOOH的电离常数 (用含a、b的代数式表示)。 25．（2024·内蒙古通辽·一模）利用 CO2 合成甲醇、二甲醚技术是有效利用 CO2 资源，实现“碳中和”目标的重要途径。 (1)开发 CO2 直接催化加氢合成二甲醚技术是很好的一个研究方向。 主反应：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)  1=-122.54kJ•mol-1 副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)  2 ①已知 25℃和 101kPa 下，H2 (g)、CO(g)的燃烧热H 分别为-285.8kJ•mol-1、-283.0kJ•mol-1，H2O(l)=H2O(g)  H=+44kJ•mol-1，则H2= kJ/mol。 ②在催化剂作用下，向恒温恒压(250℃、3.0MPa)的密闭容器中充入反应气，n(CO)：(CO2)：n(H2)= 1：5：20，反应平衡时测得 CO2 的转化率为 20%，二甲醚的选择性为 80%(已知二甲醚的选择性=×100%)，则副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。 (2)利用 CO2 合成甲醇也是有效利用 CO2 资源的重要途径。将原料气(CO2)：n(H2)=1：3 充入某一恒容密闭容器中，只发生 CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)  H3<0，在不同催化剂作用下，反应 t min 时 CO2 的转化率随温度的变化如图所示。 ①下列说法正确的是 。 A．使用催化剂 I 时，d 点已达到平衡 B．T3 K 的平衡常数大于 T4 K 的平衡常数 C．若 a 点时，v(H2)正 = 3v(CH3OH)逆，则此条件下反应已达到最大限度 D．c 点转化率比 a 点低的原因一定是催化剂活性降低 ②若图中 a 点时反应已达平衡，现原料气按(CO2)：n(H2)=1：2.8 充入同一恒容密闭容器中，在催化剂 I 的作用下发生反应。请在图中用实线画出了 T3K～T5K 之间 CO2 的平衡转化率变化曲线 。 (3)水煤气变换反应的机理被广泛研究，其中有一种为羧基机理，某催化剂催化CO*+H2O*CO2*+H2(g) (*表示吸附态、Ea 表示活化能)步骤如下： I．H2O*→OH*+H*  Ea1=141.7kJ/mol II．___________  Ea2=39.5kJ/mol III．COOH*→CO2*+H*  Ea3=132.1kJ/mol IV．___________  Ea4=97.4kJ/mol ①请补充其中的一个反应式：II 。 ②反应CO*+H2O*CO2*+H2(g)的决速步骤是 (填序号)。 (4)一种新型 Zn-CO2  水介质电池，为解决环境和能源问题提供了一种新途径，其工作示意图如图所示，酸性条件下，正极电极反应式为 ；充电时阴极的电极反应式为 。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 大题03 原理综合题 内容概览 类型一 与沉淀溶解平衡有关的原理综合题 类型二 与盐类水解有关的原理综合题 类型三 与溶液酸碱性有关的原理综合题 类型四 与电化学有关的原理综合题 类型五 图象类化学反应原理综合题 类型一 与沉淀溶解平衡有关的原理综合题 1．（2024·辽宁大连·二模）处理烟气中SO2常采用的方法有CO还原法和碱液吸收法。请回答下列问题： I.水煤气还原法﹒ 已知：i. ii. (1)写出CO(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)、H2(g)的热化学方程式： 。若该反应在恒温、恒容体系中进行，达到平衡的标志为 (填选项字母) A．单位时间内，生成nmolCO的同时生成nmolCO2 B．混合气体的平均摩尔质量保持不变 C．混合气体的总压强保持不变 D．H2O(g)与H2(g)的体积比保持不变 (2)一定压强下，发生反应，平衡时的转化率与投料比的比值[]、温度T的关系如图所示。比较平衡时，的转化率：N M(填“>”“<”或“=”，下同)，逆反应速率：N P (3)T℃，向10L恒容密闭容器中充入2molCO(g)、2molSO2(g)和2molH2(g)，发生反应i和反应ii，5min达到平衡时，CO2(g)和H2O(g)的物质的量分别为1.6mol、1.8mol。 ①该温度下，反应ii的平衡常数K= 。 ②其他条件不变，6min时缩小容器体积。 (填“增大”“减小”或“不变”) II.碱液吸收法 步骤1：用足量氨水吸收SO2 步骤2：再加入熟石灰，发生反应：2+Ca2++2OH-+=CaSO3↓+2NH3·H2O (4)已知：25℃时，Kb(NH3·H2O)=a；Ksp(CaSO3)=b，该温度下，步骤2中反应的平衡常数K= (用含a、b的代数式表示)。 【答案】 CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)   AD ＞ ＜ 2700 增大 【详解】(1) 根据盖斯定律可知， CO(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)、H2(g)化学方程式为CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)，可由i.     和ii.  （i-ii）×0.5得到，故所求反应的焓变=（-）×0.5=（-）×0.5=，CO(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)、H2(g)的热化学方程式为CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ，故答案为：CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ； A．单位时间内，生成nmolCO的同时生成nmolCO2，不同物质的正、逆反应速率等于其对应的计量系数比，可以证明反应处于平衡状态，A正确； B．由于该反应前后的气体的总质量和总分子数均保持不变，则混合气体的平均摩尔质量在反应过程中始终保持不变，故无法据此判断该反应是否达到化学平衡状态，B错误； C．反应CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)因反应前后气体系数之和相等，气体压强保持不变，故无法据此判断该反应是否达到化学平衡状态，C错误； D．H2O(g)与H2(g)的体积比保持不变，在反应过程中，该比值发生变化，当H2O(g)与H2(g)体积比保持不变时，说明各组分浓度保持不变，该反应达到化学平衡状态，D正确； 故选AD。 故答案为：AD； (2) 由已知投料比的比值[及图象可知，从N点到M点，CO投料增大，CO转化率减小，故平衡时，的转化率：N＞M；不论正、逆反应速率，其他条件不变时，温度升高，正、逆反应速率均增大，N点到P点，温度升高，故逆反应速率：N＜P，故答案为：＞；＜； (3) ①5 min达到平衡时，CO2(g) 和H2O(g)的物质的量分别为1.6mol、1.8mol，则其平衡浓度分别为0.16mol/L和0.18mol/L，CO2(g) 的变化量为0.16mol/L，则若只发生反应i，SO2(g)的变化量为0.08mol/L，其平衡量为0.12mol/L；根据H元素守恒可知，H2(g) 的平衡浓度为0.02mol/L，H2(g) 的变化量为0.18mol/L，则反应ii中SO2(g)的变化量为0.09mol/L，SO2(g)的平衡量为0.12mol/L -0.09mol/L=0.03mol/L，该温度下，反应ii的平衡常数=2700，故答案为：2700； ②两可逆反应均正反应气体系数和减小，当其他条件不变，6min 时缩小容器容积，则体系的压强增大，两反应化学平衡均向正反应方向移动，故a(SO2)增大，故答案为：增大； (4) 已知：25℃时，Kb(NH3·H2O)=a；Ksp(CaSO3)=b，即= Kb(NH3·H2O)=a ，= Ksp(CaSO3)=b，该温度下，步骤2中反应为2+Ca2++2OH-+NH3·H2O+CaSO3↓，其平衡常数K==，故答案为：。 2．（2024·辽宁大连·二模）H2S以及COS(羰基硫)是化学工作者重要的研究对象。请回答下列问题: （1）COS的分子结构与CO2相似,COS的电子式为 。 （2）已知:①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)  ΔH1=-17KJ/mol ②COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g) ΔH2=-35kJ/mol ③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH3 则ΔH3= （3）已知常温下,Ksp(CuS)=1.0×10-39,Ksp(PbS)=9.0×10-29。向含有浓度均为0.01mol/L的Cu2+、Pb2+废水中缓慢通入H2S,首先生成的沉淀的化学式是 ；当生成两种沉淀时，c(Pb2+)/c(Cu2+)= . （4）某温度T下,在密闭容器中充入5molH2O(g)和5molCOS(g),测得混合气体中H2S体积分数(Φ)与时间(t)的关系如图所示。 ①A点COS的正反应速率 (填“大于”“小于”或“等于”)B点COS的逆反应速率。 ②在该条件下,COS的平衡转化率为 ③在该温度下,该反应的平衡常数K= ④在B点对应的体系中，改变下列条件，能使COS转化率增大的是 A．再通入H2O(g)   B．加压   C．降温    D．加入催化剂 【答案】 -18kJ/mol CuS 9.0×107 大于 80% 16.0 AC 【详解】（1）COS的分子结构与CO2相似,所以COS的电子式为。 （2）①COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)  ΔH1=-17KJ/mol ②COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g) ΔH2=-35kJ/mol ③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH3 根据已知由 ②-①=③所以ΔH3=ΔH2-ΔH1=-35kJ/mol-（-17KJ/mol）=-18 kJ/mol （3）已知常温下,Ksp(CuS)=1.0×10-39，所以c(Cu 2-).c(S 2-)=Ksp(CuS)=1.0×10-39 所以c(S 2-) =(1.0×10-39)/ 0.01mol/L=1.0×10-37mol/L；c(Pb2+).c(S 2-)=Ksp(PbS)=9.0×10-29，c(S 2-)=(9.0×10-29)/ 0.01mol/L=9.0×10-27 mol/L，所以首先生成的沉淀的化学式CuS。在同一溶液中，当同时生成两种沉淀时，c(Pb2+)/c(Cu2+)=(9.0×10-29)mol/L /(1.0×10-37)mol/L== 9.0×107 （4）①A点COS的反应没有达到平衡，所以反应仍然向正反应方向进行，反应物的浓度大于达到平衡时B点COS的浓度，B点COS的反应达到平衡了，正反应速率等于逆反应的速率。所以A点COS的正反应速率大于B点COS的逆反应速率。 ②在该条件下, 由COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g) ΔH2=-35kJ/mol 起始量（mol）    5       5         0      0 变化量（mol）    X      X         X      X 平衡量（mol）   5-X     5-X        X      X 由图知平衡时H2S(g)的体积分数为40，所以X/( 5-X +5-X +X +X)100=40,X=4 mol 所以COS的平衡转化率=4/5100=80%.答案：80%。 ③在该温度下,该反应的平衡常数K=[c(H2S).c(CO2)]/[c(COS).c(H2O)]=44/11=16.0;答案：16.0 ④A.再通入H2O(g)使平衡正反应方向进行，COS转化率增大，符合题意，故A正确；B. COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g) ΔH2=-35kJ/mol，是反应前后气体体积数相等的反应，加压，化学反应平衡不移动，反应物的转化率不会增加，故B错误；C因为此反应是放热反应，降温时，化学平衡向正反应方向移动，COS转化率增大，故C符合题意；D.催化剂只改变化学反应速率，不会影响化学平衡移动，所以不会使COS转化率增大，故D不符合题意；答案：AC。 3．（2024高三上·吉林·期末）H2S在金属离子的鉴定分析、煤化工等领域都有重要应用。请回答： Ⅰ.工业上一种制备H2S的方法是在催化剂、高温条件下，用天然气与SO2反应，同时生成两种能参与大气循环的氧化物。 (1)该反应的化学方程式为 。 Ⅱ.H2S可用于检测和沉淀金属阳离子。 (2)H2S的第一步电离方程式为 。 (3)已知：25 ℃时，Ksp(SnS)＝1.0×10－25，Ksp(CdS)＝8.0×10－27。该温度下，向浓度均为0.1 mol·L－1的CdCl2和SnCl2的混合溶液中通入H2S，当Sn2＋开始沉淀时，溶液中c(Cd2＋)＝ (溶液体积变化忽略不计)。 Ⅲ.H2S是煤化工原料气脱硫过程的重要中间体。反应原理为 ⅰ.COS(g)＋H2(g) H2S(g)＋CO(g)　ΔH＝＋7 kJ·mol－1； ⅱ.CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－42 kJ·mol－1。 (4)已知：断裂1 mol分子中的化学键所需吸收的能量如表所示。 分子 COS(g) H2(g) CO(g) H2S(g) H2O(g) CO2(g) 能量/(kJ·mol－1) 1 319 442 x 678 930 1 606 表中x＝ 。 (5)向10 L容积不变的密闭容器中充入1 mol COS(g)、1 mol H2(g)和1 mol H2O(g)，进行上述两个反应。其他条件不变时，体系内CO的平衡体积分数与温度(T)的关系如图所示。 ①随着温度升高，CO的平衡体积分数 (填“增大”或“减小”)。原因为 ②T1℃时，测得平衡时体系中COS的物质的量为0.80 mol。则该温度下，COS的平衡转化率为 ；反应ⅰ的平衡常数为 (保留两位有效数字)。 【答案】 4SO2＋3CH44H2S＋3CO2＋2H2O H2SH＋＋HS－ 8.0×10－3mol·L－1 1076 增大 反应ⅰ为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，CO的平衡体积分数增大；反应ⅱ为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CO的平衡体积分数也增大 20% 0.044 【分析】I．（1）工业上一种制备H2S的方法是在催化剂、高温条件下，用天然气与SO2反应，同时生成两种能参与大气循环的氧化物，从元素角度考虑，这两种氧化物为CO2和H2O，反应产生H2S； II．（2）H2S的第一步电离产生H+和HS-，是不完全电离； （3）根据溶度积常数计算； III．（4）根据盖斯定律计算，△H=反应物总键能-生成物总键能； （5）①根据方程式和图象分析，升高温度，CO的平衡体积分数增大，升高温度使化学反应平衡向吸热方向进行； ②T1℃时，测得平衡时体系中COS的物质的量为0.80mol，此时CO的平衡体积分数为5%，根据方程式计算COS的平衡转化率，将各组分平衡浓度代入平衡常数表达式计算反应i的平衡常数。 【详解】I．（1）工业上一种制备H2S的方法是在催化剂、高温条件下，用天然气与SO2反应，同时生成两种能参与大气循环的氧化物，从元素角度考虑，这两种氧化物为CO2和H2O，反应产生H2S，则该反应的化学方程式为：4SO2+3CH44H2S+3CO2+2H2O； II．（2）H2S的第一步电离产生H+和HS-，是不完全电离，则H2S的第一步电离方程式为：H2S⇌H++HS-； （3）向浓度均为0.1mol/L的CdCl2和SnCl2的混合溶液中通入H2S，当Sn2+开始沉淀时，溶液中c（S2-）===1.0×10-24mol/L，则溶液中c（Cd2+）===8.0×10-3mol/L； III．（4）根据反应i：COS（g）+H2（g）⇌H2S（g）+CO（g）△H=+7kJ/mol，根据盖斯定律，△H=1319+442-678-x=7，可得x=1076； （5）①根据方程式和图象分析，升高温度，CO的平衡体积分数增大，升高温度使化学反应平衡向吸热方向进行，反应i为吸热反应，升高温度，化学平衡向正反应方向进行，CO的体积分数增大，反应ii为放热反应，升高温度化学平衡向逆反应方向移动，CO的体积分数增大，综合两个反应考虑，CO的体积分数随着温度升高而增大； ②T1℃时，测得平衡时体系中COS的物质的量为0.80mol，此时CO的平衡体积分数为5%，反应起始时，向10L容积不变的密闭容器中充入1mol COS（g）、1mol H2（g）和1mol H2O（g），则COS的平衡转化率为α=×100%=20%； 反应i的方程式： COS（g）+H2（g）⇌H2S（g）+CO（g） 起始（mol）     1         1        0         0 转化（mol）     0.2       0.2       0.2       0.2 平衡（mol）    0.8       0.8        0.2       0.2 反应ii的方程式： CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g） 起始（mol）   0.2      1          0        0.8 转化（mol）   x        x          x        x 平衡（mol）  0.2-x     1-x         x       0.8+x CO的平衡体积分数为5%，则0.2-x=3×5%，可得x=0.05，则平衡时c（COS）==0.08mol/L，c（H2）=mol/L=0.085mol/L，c（H2S）==0.02mol/L，c（CO）=mol/L=0.015mol/L，因此反应i的化学平衡常数为K1===0.044。 4．（2025·辽宁·模拟预测）二十世纪初德国化学家哈伯和工程师博施成功地开发了合成氨的生产工艺，为社会的发展和进步做出了重大贡献。如今科学家为提高氨的产量，以及对各种氨的化合物的研究仍做着各种有益的探索。试回答下列问题： （1）N2（g）+3H2（g）+2NH3（g）   △H =-92.4kJ·mol-1如图所示，合成氨反应中未使用催化剂时，逆反应的活化能Ea（逆）= kJ·mol-1。 （2）①在一定条件下，分别将lmolN2和3molH2置于容积恒定的密闭容器中，达化学平衡状态时，NH3的体积分数为10%，若保持其他条件不变，起始时改为充入2molN2和2molH2，达新平衡后，NH3的体积分数为 10%（填“>”、“<”或“=”）。 ②某温度下，n（N2）：n（H2）=1：3的混合气体在刚性容器内发生反应，起始时气体总压为p0Pa，平衡时气体总压为0.9p0Pa，气体分压（p分）=气体总压（p总）×体积分数，用某物质的平衡分压代替物质的量浓度也可以表示化学反应平衡常数（记作Kp），则此温度下，该反应的化学平衡常数Kp= （用含p0的代数式表示）。 （3）合成氨需要的H2来源比较广泛，氢气的储存制备等问题也日益得到解决。在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MHx（s）+yH2（g）MHx+2y（s）△H<0达到化学平衡。下列有关叙述正确的是( ) a.容器内气体压强保持不变 b.吸收ymolH2需1molMHx c.若向容器内通入少量氢气，新平衡后c（H2）比原平衡大 d.若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）>v（吸氢） （4）利用现代手持技术传感器可以探究压强对化学平衡移动的影响，如以2NO2（g）N2O4（g）为例。在恒定温度和标准压强（100kPa）条件下，往针筒中充入一定体积的NO2气体后密封并保持活塞位置不变。分别在t1、t2时刻迅速移动活塞后并保持活塞位置不变（不考虑温度的变化）。测定针筒内气体压强变化如图所示： ①B、E两点对应的正反应速率大小为vB vE（填“>”、“<”或“=”）。 ②E、F、G、H四点时对应气体的平均相对分子质量最大的点为 。 （5）NH3能够和Ag+形成Ag(NH3)2+，溶液中存在Ag+(aq)+2NH3(aq) Ag(NH3)2+(aq)常温下，K[Ag(NH3)2+]=1.10×107，反应AgCl(s)+2NH3(aq) Ag(NH3)2(aq)++Cl-(aq)的化学平衡常数K=1.936×10-3，则Ksp（AgCl）= 。 【答案】 427.4 < a > H 1.76×10-10 【分析】(4)据图可知t1时刻压强瞬间减小，此时应为拉动活塞使体积增大，压强减小，该反应为气体体积减小的反应，所以平衡逆向移动，即C到D的变化；t2时刻压强瞬间增大压强瞬间变大，可知此时应为推动活塞压缩体积，由于该反应为气体体积减小的反应，所以加压平衡正向移动，即F到H的变化。 【详解】(1)焓变=正反应活化能-逆反应活化能，所以有-92.4kJ·mol-1=335 kJ·mol-1- Ea(逆)，可得Ea(逆)=427.4 kJ·mol-1； (2)①氮气和氢气合成氨的方程式为N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，一定条件下，对于可逆反应当反应物投料比等于计量数之比时，生成物的体积分数达到最大，1molN2和3molH2反应NH3的体积分数为10%，则2molN2和2molH2，达新平衡后，NH3的体积分数小于10%； ②不妨设初始投料为1molN2和3molH2，设△n(N2)=x，列三段式有： 恒容密闭容器中压强比气体的物质的量之比，所以=，解得x=0.2mol，所以平衡时n(N2)=0.8mol，n(H2)=2.4mol，n(NH3)=0.4mol，则p(N2)==0.2p0，同理可得p(H2)=0.6p0，p(NH3)=0.1p0，则Kp==； (3)a．该反应前后气体系数之和不同，所以未达到平衡时容器压强会变，平衡后压强补在变化，故a正确； b．该反应为可逆反应，所以1molMHx不能完全吸收y mol氢气，故b错误； c．该反应平衡常数表达式为，温度不变平衡常数不变，则通入少量氢气后达到的新平衡体系中氢气的浓度不变，故c错误； d．通入少量氢气平衡正向移动，即v(吸氢)>v(放氢)，故d错误； 综上所述选a； (4)①据图可知B点压强大于E点，该实验中是通过改变体积改变压强，所以B点容器体积比E点容器体积要小，浓度要大，所以vB>vE； ②气体平均相对分子质量等于气体总质量与气体总物质的量之比，气体总质量不变，所以气体的总物质的量越小，平均相对分子质量越大，平衡正向移动时气体的物质的量减小，根据分析可知C到D平衡逆向移动，D到E为平衡状态，F到H平衡正向移动，所以H点气体的总物质的量最小，即H点对应气体的平均相对分子质量最大； (5)反应AgCl(s)+2NH3(aq)Ag(NH3)2(aq)++Cl-(aq)的化学平衡常数K=，所以Ksp(AgCl)==1.76 ×10-10。 5．（2024·辽宁沈阳·一模）氮及氮的化合物在生产生活中有着重要的用途，NH3、HNQ3等是重要化工产品。 （1）合成氨的原料气N2和H2通常是以焦炭、水和空气为原料来制取的。其主要反应是： ①2C+ O2→2CO ②C+H2O(g)→CO+H2 ③CO+H2O(g)→CO2+H2 某次生产中将焦炭、H2O(g)和空气（设空气中N2和O2的体积比为4:1，下同）混合反应，所得气体产物经分析，组成如下表：表中x＝ m3，实际消耗了 kg焦炭。 气体 CO N2 CO2 H2 O2 体积（m3）（标准状况） x 20 12 60 1.0 （2）一定条件下，通过下列反应可实现燃煤烟气中硫的回收:2CO(g)+SO2(g) 2CO2(g)+S(1) ΔH<0。若向2L 恒容密闭容器中通入2molCO和1molSO2,反应在不同条件下进行上述反应，反应体系总压强随时间的变化如图所示 ①与实验a相比，c组改变的实验条件可能是 。 ②用P0表示开始时总压强，P表示平衡时总压强，.用α表示SO2的平衡转化率，则α表达式为 。 （3）已知N2O4 2NO2，N2O4与NO2共存的温度是264-413K,低于熔点264K时，全部为无色的N2O4晶体，达到264K时N2O4开始分解，沸点294K时成为红棕色的混合气体，温度高与413K时，气体又变为无色。（2NO22NO+O2）。在1L的密闭容器中发生反应N2O42NO2 达到平衡状态。 ①若此时为标准状态下(273K  101kPa)，再向其中加入4.6g纯的NO2，则达到平衡时混合物的颜色 (和原平衡状态比，填选项字母，下同) A．增大(加深)    B．减小(变浅)     C．不变         D．不能确定 ②若此时为25℃，101kPa下，再向其中加入4.6g纯的NO2，则达到平衡时混合物的颜色 ，混合物中NO2的体积分数 。 （4）查阅资料可知：常温下，Ksp[Ag(NH3)2+]= 1.00×107。Ksp[AgC1]=2.50×10-10. ①银氨溶液中存在平衡：Ag+(aq)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)，该反应平衡常数的表达式为K稳= ； ②计算得到可逆反应AgCl (s)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)+Cl－(aq)的化学平衡常数K= ，1 L 1 mol/L氨水中最多可以溶解AgCl mol（保留2位有效数字） 【答案】 44 30 升高温度 ×100% A A B 2.5×10-3 0.045mol 【详解】（1）氮气不参与反应，且空气中氮气和氧气的体积比为4：1，则空气中氧气的体积为，根据表中知氧气剩余1.0m3，则参与反应的氧气体积为(5-1)m3=4m3，设水蒸气的体积为mm3，根据氧元素守恒可知，x+12×2=4×2+m，由氢元素守恒可知水蒸气的体积为60m3，即m=60，则x=44。和的物质的量为n= ，根据碳元素守恒可知实际消耗焦炭的质量为m=nM==3.0×104g=30kg。答案： 44 ；30。 （2）①a、c开始均通入2molCO和1molSO2，容器的容积相同，而起始时c的压强大于a，物质的量与体积一定，压强与温度呈正比关系，故c组改变的实验条件可能是：升高温度，故答案为：升高温度。 ②用p0表示开始的时候的总压强，p表示平衡时的总压强，a表示CO的平衡转化率，则：       压强之比等于物质的量之比，则p0：p=3：(2-2a+1-a+2a)，整理可得a= ×100%，故答案为a=×100%； （3）①根据N2O42NO2，N2O4与NO2共存的温度是264-413K,低于熔点264K时，全部为无色的N2O4晶体，达到264K时N2O4开始分解，沸点294K时成为红棕色的混合气体，温度高与413K时，气体又变为无色。标准状态下(273K  101kPa)，加入4.6g纯的NO2，知n(NO2)=0.1mol，部分发生反应，生成N2O4，所以颜色变深；答案：A。 ②温度升至25℃，平衡正向移动，向其中加入4.6g纯的NO2，平衡虽然逆向移动，但二氧化氮浓度增大，混合气体颜色变深，因此，本题正确答案是：A． （4）①化学平衡常数等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比,则化学平衡常数=因此，本题正确答案是: ②可逆反应AgCl (s)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)+Cl－(aq)的化学平衡常数K= =K ∙Ksp[AgC1]=1.00×107×2.50×10-10=2.50×10-3； 设溶解的AgCl物质的量为x,反应前后系数相同,可以用物质的量代替平衡浓度计算平衡常数, AgCl (s)+2NH3(aq)Ag(NH3)2+ (aq)+Cl－(aq)根据平衡常数=2.50×10-3，X=0.045mol, 因此，本题正确答案是: 2.5×10-3；0.045mol。 类型二 与盐类水解有关的原理综合题 6．（2024·内蒙古鄂尔多斯·一模）工业生产中产生的SO2、NO直接排放将对大气造成严重污染。利用电化学原理吸收 SO2和NO，同时获得Na2S2O4和NH4NO3产品的工艺流程图如下(Ce为铈元素)。 请回答下列问题： (1)装置 I 中生成 HSO3－的离子方程式为 。 (2)含硫各微粒(H2SO3、HSO3-和 SO32-)存在于SO2与NaOH溶液反应后的溶液中，它们的物质的量分数ω与溶液pH的关系如图所示： ①下列说法正确的是 (填标号)。 A．pH=7 时，溶液中 c( Na+)＜c(HSO3-)+c(SO32-) B．由图中数据，可以估算出 H2SO3 的第二级电离平衡常数 K2≈10-7 C． 为获得尽可能纯的 NaHSO3，应将溶液的 pH 控制在 4～5 为宜 D．pH=9时溶液中 c(OH-)=c (H+)+c(HSO3-)+2c(H2SO3) ②向pH=5的NaHSO3溶液中滴加一定浓度的CaCl2溶液，溶液中出现浑浊，其pH降为 2，用化学平衡移动原理解释溶液pH降低的原因 。 (3)装置Ⅱ中的反应在酸性条件下进行，写出NO被氧化为NO2-离子方程式 。 (4)装置Ⅲ的作用之一是再生Ce4+，其原理如图所示。 图中A为电源的 (填“正”或“负”)极。右侧反应室中发生的主要电极反应为 。 (5)已知进入装置Ⅳ的溶液中NO2-的浓度为0.75 mol/L，要使1 m3该溶液中的NO2-完全转化为NH4NO3，需至少向装置Ⅳ中通入标准状况下的O2的体积为 L 【答案】 SO2+OH-=HSO3- BCD HSO3-在溶液中存在电离平衡：HSO3-SO32-+H+，加入CaCl2溶液后，Ca2+与SO32-结合形成CaSO3白色沉淀，消耗溶液中SO32-，使电离平衡正向移动，使溶液中c(H+)增大 NO+H2O+Ce4+=Ce3++NO2-+2H+ 正 2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O 8400 【分析】装置Ⅰ中酸性氧化物SO2和强碱氢氧化钠之间发生反应产生HSO3-，NO和氢氧化钠之间不会反应；装置Ⅱ中NO在酸性条件下，NO和Ce4+之间会发生氧化还原反应产生NO2-、NO3-；装置Ⅲ中，在电解槽的阳极2Ce3+-2e-=2Ce4+，阴极电极反应式为：2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O；装置Ⅳ中通入氨气、氧气，NO2-与氨气、氧气反应产生NH4NO2。然后结合化学反应原理逐一分析解答。 【详解】(1)装置Ⅰ中二氧化硫是酸性氧化物，能和强碱氢氧化钠发生反应产生NaHSO3，反应的离子方程式为：SO2+OH-=HSO3-， (2)①A．pH=7时，溶液呈中性，c(H+)=c(OH-)，溶液中存在电荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(HSO3-)+2c(SO32-)+c(OH-)，故溶液中c(Na+)=c(HSO3-)+2c(SO32-)，所以c(Na+)＞c(HSO3-)+c(SO32-)，A错误； B．HSO3-在溶液中存在电离平衡：HSO3-SO32-+H+，由图中数据，pH=7时，c(HSO3-)=c(SO32-)，由Ka的表达式可知，H2SO3的第二级电离平衡常数K2≈c(H+)=10-7，B正确； C．溶液的pH控制在4～5时，c(HSO3-)最大，则为获得尽可能纯的NaHSO3，可将溶液的pH控制在4～5左右，C正确； D．由图可知，pH=9时溶液为亚硫酸钠溶液，根据质子守恒可得：c(OH-)=c (H+)+c(HSO3-)+2c(H2SO3)，D正确； 故合理选项是BCD； ②NaHSO3溶液pH=5，说明HSO3-电离程度大于其水解程度，HSO3-在溶液中存在电离平衡：HSO3-SO32-+H+，向该溶液中滴加一定浓度的CaCl2溶液，Ca2+与SO32-结合形成CaSO3白色沉淀，消耗溶液中SO32-，电离平衡正向移动，使溶液中c(H+)增大，最终导致溶液的pH由5降为2； (3)在装置Ⅱ中NO在酸性条件下，NO和Ce4+之间会发生氧化还原反应：NO+H2O+Ce4+=Ce3++NO2-+2H+，NO+2H2O+3Ce4+=3Ce3++NO3-+4H+，反应产生NO2-的离子方程式为：NO+H2O+Ce4+=Ce3++NO2-+2H+； (4)由装置图可知：在左侧Ce3+失去电子变为Ce4+，所以左侧电极为阳极，与电源A连接，A电极为电源的正极；右侧电极为阴极，与电源B电极连接，B电极为负极；在装置Ⅲ中，在电解槽的阳极发生反应：2Ce3+-2e-=2Ce4+，左侧正电荷数目增加，使溶液中H+不断通过质子交换膜由左侧进入右侧，在右侧的阴极发生的电极反应式为：2HSO3-+2H++2e-=S2O42-+2H2O； (5)装置Ⅳ中通入氨气、氧气，发生反应2NO2-+O2+2H++2NH3=2NH4++2NO3-，NO2-的浓度为0.75 mol/L，要使1m3该溶液中的NO2-完全转化为NH4NO3，n(NO2-)=cV=0.75 mol/L×1000 L=750 mol，根据反应方程式中物质反应关系可知消耗氧气的物质的量n(O2)=n(NO2-)=375 mol，则消耗氧气在标准状况下的体积V=375 mol×22.4 L/mol=8400 L。 7．（2024·内蒙古呼和浩特·一模）广泛用于纺织工业的连二亚硫酸钠(Na2S2O4)，俗称保险粉，是一种强还原剂，可溶于水，但不溶于乙醇，在碱性介质中稳定。 Ⅰ．工业上制备连二亚硫酸钠的流程如下： 请回答下列问题： (1)步骤①中的化学方程式为 ； (2)步骤②中沉淀为 （填化学式）； (3)步骤③中加入NaCl 固体的作用是 ，分离出保险粉方法为 、洗涤、干燥，洗涤所用试剂是 Ⅱ．工业上也可用右图装置电解NaHSO3溶液制Na2S2O4。 (4)惰性电极a连接电源的 （填“正极”或“负极”），其电极反应式为 ； (5)若不加隔膜，则得不到连二亚硫酸钠，其原因是 。 Ⅲ．探究Na2S2O4的性质： 某课题小组常温下测定0.050 mol•L-1Na2S2O4溶液在空气中的pH变化如下图所示； (6)0-t1段主要生成，根据pH变化图，写出0- t1发生反应的离子方程式为 ； (7)若t1时溶液中Na2S2O4全部被氧化成NaHSO3，此时溶液中c()-c(H2SO3) = mol•L-1（填具体数值，不考虑溶液体积变化） 【答案】(1)Zn+2SO2=ZnS2O4 (2)Zn(OH)2 (3) 降低Na2S2O4的溶解度，使更多Na2S2O4析出 过滤 乙醇 (4) 负极 2+2e-=+2OH- (5)Na2S2O4被阳极生成的氧气氧化或在阳极失电子得到硫酸根 (6)2H2O+2+O2=4 (7)10-5-10-9 【分析】Ⅰ.锌粉加水形成分散系，再通入二氧化硫反应得到ZnS2O4，加入18%d NaOH溶液反应得到氢氧化锌沉淀、Na2S2O4，最后加入NaCl降低Na2S2O4的溶解度，析出Na2S2O4，溶液D中含有NaCl，Ⅱ. a极上NaHSO3生成Na2S2O4，S元素化合价由+4价降低到+3价，发生还原反应，应为阴极，a连接电源的负极，b极上氢氧化钠溶液中的水被氧化生成氧气，为阳极，b连接电源的正极，据此分析解题： 【详解】（1）根据上述分析，步骤①中的化学方程式为Zn+2SO2=ZnS2O4，故答案为：Zn+2SO2=ZnS2O4； （2）由分析可知，步骤②中沉淀为Zn(OH)2，故答案为：Zn(OH)2； （3）步骤③中加入NaCl 固体可以降低Na2S2O4的溶解度，使更多Na2S2O4析出，然后过滤、洗涤、干燥即可分离出保险粉；连二亚硫酸钠(Na2S2O4)是一种强还原剂，可溶于水，但不溶于乙醇。为了减少Na2S2O4的溶解损失，洗涤液可以选用乙醇，故答案为：降低Na2S2O4的溶解度，使更多Na2S2O4析出；过滤；乙醇； （4）根据上述分析，惰性电极a连接电源的负极，其电极反应式为2+2e-=+2OH-，故答案为：负极；2+2e-=+2OH-； （5）若不加隔膜，Na2S2O4被阳极生成的氧气氧化得到硫酸根或在阳极失电子得到硫酸根，得不到连二亚硫酸钠，故答案为：Na2S2O4被阳极生成的氧气氧化得到硫酸根或在阳极失电子得到硫酸根； （6）Na2S2O4溶液在空气中易被氧化生成亚硫酸氢钠，则0~t1段发生离子反应方程式为 2H2O+2+O2=4，故答案为：2H2O+2+O2=4； （7）若t1时溶液中Na2S2O4全部被氧化成NaHSO3，浓度为0.1 mol/L，根据图象，此时溶液的pH=5，溶液中存在物料守恒，c()+c(H2SO3)+ c()=0.1 mol/L，也存在电荷守恒，c(Na+)+ c(H+)=2c()+ c()+ c(OH-)，则c()-c(H2SO3)= c(Na+)+ c(H+)- c(OH-)-0.1 mol/L= c(H+)- c(OH-)=(10-5-10-9)mol/L，故答案为：10-5-10-9。 8．（2024·内蒙古乌兰察布·三模）化学学科中的平衡理论主要包括：化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡四种，且均符合勒夏特列原理．请回答下列问题：     （1）常温下，某纯碱（Na2CO3）溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈 性，原因是 ；（用离子方程式表示）     （2）在常温下将pH=2的盐酸10mL加水稀释到1L，则稀释后的溶液的pH值等于 ；     （3）已知在H2S溶液中存在下列平衡：H2SHS﹣+H+①向H2S溶液中加入NaOH固体时，（不考虑温度变化）电离平衡向 移动，（填“左”或“右”）c（H+） ．（填“增大”、“减小”或“不变”） ②向H2S溶液中加入NaHS固体时，电离平衡向 移动，（填“左”或“右”）c（S2﹣） ．（填“增大”、“减小”或“不变”）     （4）常温下，取pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL，向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如图所示．则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是 （填“A”或“B”）；设盐酸中加入的Zn质量为m1 ， 醋酸溶液中加入的Zn质量为m2 ． 则m1 m2 ． （选填“＜”、“=”、“＞”）    （5）难溶电解质在水溶液中存在溶解平衡， 某MgSO4溶液里c（Mg2+）=0.002mol•L﹣1，如果生成Mg（OH）2沉淀，应调整溶液pH，使之大于 ；（该温度下Mg（OH）2的Ksp=2×10﹣11）   （6）常温下，在NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序为 . 【答案】 碱性； CO32﹣+H2O⇌HCO3﹣+OH﹣ 4 右 减小 左 增大 B ＜ 10 c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-） 【详解】（1）常温下，某纯碱（Na2CO3）溶液中滴入酚酞，溶液呈红色，则该溶液呈碱性，原因是 CO32﹣水解，CO32﹣+H2O⇌HCO3﹣+OH﹣；（2）在常温下将pH=2的盐酸10mL加水稀释到1L，c(H＋)=10-2mol·L－1×0.01L/1L=10-4mol·L－1，则稀释后的溶液的pH值等于-lg10-4=4；（3）①向H2S溶液中加入NaOH固体时，氢离子的浓度减小，电离平衡向右移动；②向H2S溶液中加入NaHS固体时，硫氢根离子浓度变大，H2SHS－+H＋电离平衡向左移动，硫氢根离子的电离，c（S2－）增大；（4）由于醋酸是弱电解质，与Zn反应时，末电离的醋酸不断电离出H＋，pH变化较缓慢，B曲线是醋酸溶液的pH变化曲线。由图知盐酸和醋酸的pH变化都是由2到4，盐酸中氢离子浓度逐渐减小，但醋酸中存在电离平衡，氢离子和锌反应时，醋酸电离平衡正向移动，补充反应的氢离子，醋酸是边反应边电离H＋，故消耗的Zn多，所以m1＜m2。（5）0.002mol·L－1MgSO4溶液中c（Mg2＋）=0.002mol·L－1，沉淀平衡时c（OH－）= mol·L－1=10-4 mol·L－1，则c（H＋）=10-10 mol·L－1，所以溶液的pH=-lgc（H＋）=10，故应调整溶液pH大于10。（6）氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解导致溶液呈酸性，则c（OH－）＜c（H＋），溶液中存在电荷守恒，根据电荷守恒得c（NH4＋）+cH＋）=c（Cl－）+c（OH－），所以得c（NH4＋）＜c（Cl－），铵根离子水解程度较小，所以常温下，在NH4Cl溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Cl－）＞c（NH4＋）＞c（H＋）＞c（OH－）。 点睛：本题考查了离子浓度大小比较、水的电离及其影响因素、弱电解质的电离平衡，溶度积计算等知识，题目难度较大，小题量较大，充分考查了学生对所学知识的掌握情况，易错点（4）明确同pH的盐酸和醋酸溶液中，醋酸是弱电解质，浓度大，能提供的氢离子物质的量多。 9．（2019·吉林长春·一模）酿酒和造醋是古代劳动人民的智慧结晶，白酒和醋也是日常生活中常见的有机物。 (1)上述以高粱为主要原料的酿醋工艺中，利用醋酸溶解性的是 (填选项)。 (2)写出乙酸在水溶液中的电离平衡常数的表达式 。 (3)已知25℃下，CH3COOH在水中电离的电离常数Ka＝2×10－5，则25℃时CH5COONa水解平衡常数Kh＝ (填数值)。 (4)近年来，研究者利用乙酸开发出新工艺合成乙酸乙酯，使产品成本明显降低，其主要反应为： CH2＝CH2 (g)＋CH3COOH(l) CH3COOC2H5(l)。 ①该反应属于有机反应类型中的 。 ②下列描述能说明乙烯与乙酸合成乙酸乙酯的反应已达化学平衡的是 (填选项)。 A 乙烯、乙酸、乙酸乙酯的浓度相同 B 酯化合成反应的速率与酯分解反应的速率相等 C 乙烯断开l mol碳碳双键的同时乙酸恰好消耗l mol D 体系中乙酸的百分含量一定 (5)下图为n(乙烯)与n(乙酸)物料比为1时，在不同压强下进行了乙酸乙酯的产率随温度变化的测定实验，在相同时间点的实验结果如图所示。回答下列问题： ①温度在60－80℃范围内，乙烯与乙酸酯化合成反应速率由大到小的顺序是 [用v(P1)、v(P2)、v(P3)分别表示不同压强下的反应速率]。 ②压强为P1 MPa、温度60℃时，若乙酸乙酯的产率为30%，则此时乙烯的转化率为 。 ③压强为P1 MPa、温度超过80℃时，乙酸乙酯产率下降的原因可能是 。 【答案】 C Ka= 5×10-10 加成反应 BD v(P1)>v(P2)>v(P3) 30% 该反应为放热反应，在压强不变时升高温度平衡逆向移动，致使产率下降。 【详解】（1）以高粱为主要原料的酿醋工艺中，利用醋酸溶解性的是用水淋，故选C； （2）乙酸是弱电解质，在水溶液中电离CH3COOHCH3COO-+H+，电离平衡常数的表达式 Ka= 。 （3）25℃时,CH3COONa的水解平衡常数Kh= =5×10-10； (4)①该反应双键变成单键，属于有机反应类型中的加成反应。 ②A 、乙烯、乙酸、乙酸乙酯的浓度相同，不能确定各组分的浓度是否保持不变，故A错误； B 、酯化合成反应的速率与酯分解反应的速率相等，即正反应速率等于逆反应速率，故B正确； C、乙烯断开l mol碳碳双键的同时乙酸恰好消耗l mol，均表示正速率，故C错误； D、体系中乙酸的百分含量一定，浓度保持不变，故D正确； 故选BD。 （5）①温度在60－80℃范围内，当温度相同时，P1时乙酸乙酯的产率最高，速率最大，乙烯与乙酸酯化合成反应速率由大到小的顺序是v(P1)>v(P2)>v(P3)[用v(P1)、v(P2)、v(P3)分别表示不同压强下的反应速率]。 ②压强为P1 MPa、温度60℃时，若乙酸乙酯的产率为30%，根据CH2＝CH2 (g)＋CH3COOH(l) CH3COOC2H5(l)，则此时乙烯的转化率等于乙酸乙酯的产率为30%。 ③压强为P1 MPa、温度超过80℃时，乙酸乙酯产率下降的原因可能是该反应为放热反应，在压强不变时升高温度平衡逆向移动，致使产率下降。 10．（2025·黑龙江哈尔滨·模拟预测）磷、硫元素的单质及其化合物应用广泛。 (1)磷元素在元素周期表中的位置是 。 (2)磷的重要化合物NaH2PO4、Na2HPO4和Na3PO4可通过H3PO4与NaOH溶液反应获得，含磷各物种的分布分数(平衡时某微粒的浓度占各微粒浓度之和的分数)与pH的关系如图所示。 ①为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制在 ；pH=8时，溶液中主要含磷微粒浓度大小关系为c(HPO) c(H2PO)。(填“>”、“<”或“=”) ②Na2HPO4溶液显碱性，试用数据及文字简述其原因 。 (3)H2O2的一种衍生物(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)，阴离子结构式为()，其S元素的化合价为 ；其溶液加热至沸后，S2O与H2O反应，使溶液pH降低，写出S2O与H2O反应的离子方程式： 。 (4)电解(NH4)2SO4和稀硫酸的混合溶液，常被用于电解产生(NH4)2S2O8，电解时均用惰性电极，阳极发生的电极反应式可表示为 ；阴极生成的气体单质分子式为 。 【答案】(1)第三周期第VA族 (2) 4～5.5 ＞ Na2HPO4溶液中的水解常数大于电离常数Ka3=10-12.2，水解程度大于电离程度，因此Na2HPO4溶液呈碱性 (3) +6 +2H2O=2H++2+H2O2 (4) 2-2e-═ H2 【详解】（1）磷元素在元素周期表中的位置是第三周期第VA族； （2）①为获得尽可能纯的NaH2PO4，pH应控制从图表中找出H2PO4-分布分数最大值所在区间，即4～5.5，溶液中主要含磷物种浓度大小关系可由图表得出 c（）＞c（）； ②由电离方程式当c(H3PO4)=c()时Ka1=c(H+)，则每个交点可得Ka1=10-2.1，同理可得Ka2=10-7.2、Ka3=10-12.2，Na2HPO4溶液中离子既能发生电离又能发生水解，电离反应式为，电离常数为Ka3=10-12.2，水解反应式为，水解常数为，水解程度大于电离程度，因此Na2HPO4溶液呈碱性； （3）由过二硫酸根离子结构式可知含有1个过氧根，则8个O原子由2个-1价的O和6个-2价的O原子组成，设S元素化合价为x，则2x+[-1×2+(-2) ×6]=-2，解得x=+6，则S元素的化合价为+6；与H2O反应，使溶液pH降低说明产生H+，反应的离子方程式：+2H2O=2H++2+H2O2； （4）通过电解电解(NH4)2SO4和稀硫酸的混合溶液生成(NH4)2S2O8和氢气，阳极发生氧化反应，在阳极失去电子生成，阳极电极反应式为：2-2e-═，阴极生成的气体单质分子式为H2。 类型三 与溶液酸碱性有关的原理综合题 11．（2025·吉林·模拟预测）过二硫酸及其盐具有强氧化性，根据所学知识回答下列问题： （1）过二硫酸可看作是H2O2中氢原子被-SO3H取代的产物，其结构简式为，H2O2的电子式为 ，过二硫酸中氧元素的化合价为 价。 （2）在酸性条件下，K2S2O8溶液在Ag+催化下将Mn2+氧化为MnO4-，本身转化为SO42-，则该反应的离子方程式为 。若反应中有0.1mol还原剂参加反应，则消耗氧化剂的物质的量为 mol。 （3）过二硫酸钾可通过电解H2SO4和K2SO4的混合溶液制得，总反应为2H++2SO42-S2O82-+H2↑，其阳极反应方程式为 。电解过程中，阳极产生微量氧化性极强的无色单质气体，该气体可能是 （填化学式）。电解过程中阴极附近溶液的pH将 （填“增大”“减小”或“不变”）。 （4）制得的产品可用碘量法测定其纯度。称取0.2500g产品于碘量瓶中，加30mL 水溶解：加入4.000g KI固体（稍过量），振荡使其充分反应；加入适量醋酸溶液酸化，以 为指示剂，用c mol/L Na2S2O3标准液滴定至终点，消耗Na2S2O3溶液VmL，计算样品中K2S2O8的纯度为 （用含c、V的代数式表示）。（已知：S2O82- +2I- =2SO42- +I2； 2S2O32-+I2=2I- + S4O62-） 【答案】 -1、-2 2Mn2++5S2O82-+8H2O2MnO4-+10SO42-+16H+ 0.25 2SO42--2e-=S2O82- O2 增大 淀粉溶液 54cV% 【详解】（1）过二硫酸可看作是H2O2中氢原子被-SO3H取代的产物，其结构简式为，H2O2的电子式为，根据过氧化氢中氧的化合价为-1，-SO3H中氧的化合价为-2，则过二硫酸中氧元素的化合价为-1和-2价；（2）在酸性条件下，K2S2O8溶液在Ag+催化下将Mn2+氧化为MnO4-，本身转化为SO42-，则该反应的离子方程式为2Mn2++5S2O82-+8H2O2MnO4-+10SO42-+16H+；根据反应方程式可知，K2S2O8为氧化剂，Mn2+为还原剂，若反应中有0.1mol还原剂参加反应，则消耗氧化剂的物质的量为0.25mol；（3）根据总反应2H++2SO42-S2O82-+H2↑可知，阳极上SO42-失电子生成S2O82-，其反应方程式为2SO42--2e-=S2O82-；电解过程中，阳极上水电离产生的氢氧根离子也可能放电，产生微量氧化性极强的有色单质气体，该气体可能是O2；电解过程中阴极电极反应式为：2H++2e-= H2↑，电极附近溶液氢离子消耗，氢氧根离子浓度增大，pH增大；（4）滴定过程中先用碘化钾还原过二硫酸钠产生碘单质，再用硫代硫酸钠反应滴，故可以用淀粉为指示剂；根据已知：S2O82-+2I- =2SO42-+I2；2S2O32-+I2=2I-+ S4O62-，有S2O82- I22S2O32-，故样品中K2S2O8的纯度为=54cV%。 12．（23-24·吉林·期末）工业上常利用软锰矿浆(主要成分是，还含有硅、铁和少量重金属镍的化合物等杂质)制备溶液，并以溶液为原料制取单质锰及粗产品。 (1)溶液的制备： ①还原：以稀硫酸作介质，纤维素还原生成和时，发生反应的化学方程式为 。 ②除杂：除去硅、铁等杂质后，通常用BaS来除去溶液中的镍，pH对除镍效果的影响如图所示。当pH<4.2，pH越小除镍效果越差的原因是 。 (2)电解法制锰：为保证电解顺利进行，电解液中必须保持一定的浓度。浓度和电流效率(电流效率是指电解时在电极上实际沉积或溶解的物质的量与按理论计算出的析出或溶解量之比)的关系如图所示。由图可知当浓度大于时，电流效率随浓度增大反而下降，其原因是 。 (3)溶液可得到粗产品。通过下列方法测定产品纯度：准确称取3.000g样品，加适量ZnO及煮沸、冷却，转移至锥形瓶中，用标准溶液滴定至溶液呈红色且半分钟不褪色，消耗标准溶液20.00mL。计算样品的纯度(写出计算过程)。 已知： 【答案】(1) 12nMnO2+(C6H10O5)n+12nH2SO4=12nMnSO4+6nCO2↑+17nH2O pH越小，H+浓度增大，BaS会与H+反应生成H2S气体 (2)Mn2+浓度增大，Mn2+扩散至阳极失去电子放电 (3)84.5% 【详解】（1）①由题意可知，在稀硫酸作用下，纤维素与二氧化锰反应生成硫酸锰、二氧化碳和水，反应的化学方程式为12nMnO2+(C6H10O5)n+12nH2SO4=12nMnSO4+6nCO2↑+17nH2O，故答案为：12nMnO2+(C6H10O5)n+12nH2SO4=12nMnSO4+6nCO2↑+17nH2O； ②用硫化钡来除去溶液中的镍元素时，若溶液pH<4.2，溶液中氢离子浓度增大，硫化钡会与硫化氢反应生成硫化氢气体，导致除镍效果降低，故答案为：pH越小，H+浓度增大，BaS会H+与反应生成H2S气体； （2）由题意可知，当溶液中锰离子浓度大于22g/L时，锰离子浓度过大，扩散到阳极，在阳极失去电子放电生成高价态锰元素，导致电流效率随锰离子浓度增大反而下降，故答案为：Mn2+浓度增大，Mn2+扩散至阳极失去电子放电； （3）由题给方程式可得如下关系：3MnSO4·H2O—2KMnO4，滴定消耗20.00mL0.5000mol/L高锰酸钾标准溶液，则3.000gMnSO4·H2O样品的纯度为×100%=84.5%，故答案为：84.5%。 13．（2024·辽宁·二模）绿水青山就是金山银山，生产生活中污染物的合理处理对环境保护具有重要意义。 (1)利用某些催化剂，成功实现将空气中的碳氧化合物和氮氧化合物转化为无毒的大气循环物质。 已知：① ②NO(g)+CO(g)N2(g)+CO2(g) ③2NO(g)+O2(g)2NO2(g) 反应的 ；某温度下，反应①②③的平衡常数分别カ、、，则该反应的K= (用、、表示)。 (2)温度为℃时，在四个容积均为1L的恒容密闭容器中发生反应： ，测得有关实验数据如下： 容器编号 物质的起始浓度() 物质的平衡浓度() Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ ①平衡时，容器Ⅱ与Ⅳ容器的总压强之比 。 ②温度不变，容器Ⅲ中达到平衡后再充入NO、(g)各mol，则反应将向 。(填“正”或“逆”)方向进行。 (3)常温下用0.100盐酸分别滴定10.00mL浓度均为0.100的NaOH溶液和二甲胺[]溶液(在水中电离方式与氨相似)，利电用传感器测得滴定过程中溶液的电导率如图所示。已知电解质溶液电导率越大导电能力越强。    ①a、b、c、d四点的水溶液中，由水电离出氢离子浓度大于的是 ，原因为 。 ②化学反应往往伴有热效应若为绝热体系a的温度 (填“>”，“=”或“<”)c点的温度。 【答案】 -234.0 K2 1：1 逆 a 此时恰好生成强酸弱碱盐，对水的电离有促进作用 < 【分析】（1）根据盖斯定律进行计算； （2）利用三段式，根据平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，结合数据进行求算； (3)①NaOH属于强碱，二甲胺的水溶液属于弱碱溶液，曲线①为滴定二甲胺溶液；强酸弱碱盐，对水的电离有促进作用； ②酸碱中和反应为放热反应，二甲胺的电离吸热，若为绝热体系a的温度<c点的温度。 【详解】（1）已知：① ② ③ 根据盖斯定律，由②+①×-③×得反应的+×-×=-234.0；根据以上反应可知，某温度下，反应①②③的平衡常数分别为、、，则该反应的K=K2； （2）恒温恒容下，体系的压强比等于气体的物质的量之比，对于反应Ⅱ有： 2NO(g) + 2H2(g)N2(g) + 2H2O(g) 起始：6 2 0 0 反应：x x 0.5x x 平衡：6-x 2-x 0.5x x 对于反应Ⅳ有： 2NO(g) + 2H2(g)N2(g) + 2H2O(g) 起始：2 6 0 0 反应：y y 0.5y y 平衡：2-y 6-y 0.5y y（以上单位都是10-3mol/L） ①温度相同两个反应的平衡常数必然相等，列出其平衡常数计算式K=，一定得到x=y。则得到达平衡时两个反应体系的气体总物质的量相等，所以压强相等，故平衡时，容器Ⅱ与Ⅳ容器的总压强之比为1：1； ②对于反应Ⅰ有： 2NO(g) + 2H2(g)N2(g) + 2H2O(g) 起始：0.006 0.001 0 0 反应：0.0004 0.0004 0.0002 0.0004 平衡：0.0056 0.0006 0.0002 0.0004 K==2.83； 容器III起始充入NO、H2的浓度依次为1×10-3mol/L、6×10-3mol/L，根据方程式的特点，温度不变，容器Ⅰ与容器Ⅲ的平衡常数相等，容器III达到平衡时NO、H2、N2、H2O（g）的物质的量浓度依次为0.0006mol/L、0.0056mol/L、0.0002mol/L、0.0004mol/L，所以充入NO、H2O(g）各2×10-4mol，则Q==3.59>K，故反应将向逆反应方向进行； (3)①NaOH属于强碱，二甲胺的水溶液属于弱碱溶液，曲线①为滴定二甲胺溶液；碱或酸过量，会抑制水的电离，盐类水解促进水的电离，滴定终点前碱过量，滴定终点后酸过量，恰好完全滴定时形成盐，NaCl不会水解，而(CH3）2NH2+会水解，加入10mL盐酸时恰好完全反应，因此，a、b、c、d四点的溶液中，a点由水电离出氢离子浓度大于；因为此时恰好生成强酸弱碱盐，对水的电离有促进作用； ②酸碱中和反应为放热反应，二甲胺的电离吸热，若为绝热体系a的温度<c点的温度。 14．（2024·辽宁沈阳·一模）氨是重要的基础化工原料，可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品 （1）已知：25℃时，亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示： 化学式 HNO2 H2N2O2 电离常数 Ka=5.1×10−4 Ka1=6.17×10−8 、Ka2=2.88×10−12 ①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2) pH（NaHN2O2)（填“>”“<”或“=”）。 ②25℃时，NaHN2O2溶液中存在水解平衡，其水解常数Kh= （保留三位有效数字）。 ③0.1mol/L NaHN2O2溶液中离子浓度由大到小为： （2）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2]，涉及的化学反应如下： 反应I：2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=−159.5 kJ·mol−1； 反应II：NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol−1； 反应III：H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol−1。 则反应IV：NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为 。 （3）T1℃时，向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气，使之发生反应IV，反应结束后得到尿素的质量为30 g，容器内的压强(p)随时间(t)的变化如图1所示。 ①T1℃时，该反应的平衡常数K的值为 。 ②图2中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为 （填曲线标记字母）。 【答案】 < 1.62×10−7 c（Na+）＞c（HN2O2-）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（N2O22-） 2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)  ΔH=−87.0 kJ·mol−1 128(mol/L)-3 a   【详解】(1)①根据“越弱越水解”的规律，可知NaHN2O2的水解程度大于NaNO2，故pH(NaNO2) ＜pH(NaHN2O2)。 ②根据NaHN2O2的水解方程式，可得关系式：Kh= =1.62×10−7。 ③由HN2O2-的电离平衡常数Ka2=2.88×10−12小于HN2O2-的水解平衡常数Kh =1.62×10−7，所以NaHN2O2溶液呈碱性，所以NaHN2O2溶液中离子浓度由大到小为：c（Na+）＞c（HN2O2-）＞c（OH-）＞c（H+）＞c（N2O22-）。 (2)根据盖斯定律：I式-II式-III式得方程式2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)，则ΔH=−159.5 kJ·mol−1-116.5 kJ·mol−1-44.0 kJ·mol−1=−87.0 kJ·mol−1。 (3)①尿素的质量为30g，则尿素的物质的量为30g÷60g/mol=0.5mol,因为 n(NH3)∶n(CO2)=2∶1，设n(NH3)为2 a，n(CO2)为a，则根据反应方程式的三段式： 化学反应方程式：2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) 起始物质的量/mol 2a     a            0 0 转化物质的量/mol 1     0.5           0.5 0.5 平衡物质的量/mol 2a−1 a−0.5          0.5 0.5 恒温恒容条件下，压强之比等于气体物质的量之比，由图象可知：(2 a + a):( 2a−1+ a−0.5)=9:3，解之得：a=0.75,平衡时c(NH3)=(2 a -1)mol/2L =0.25 mol·L−1，c(CO2)=( a−0.5) mol/2L =0.125 mol·L−1；根据反应可知平衡常数K= =128(mol/L)-3。 ②正反应放热，升温平衡向左移动，故平衡常数K减小，故a曲线表。 15．（2024·辽宁·模拟预测）吸收工厂烟气中的SO2，能有效减少SO2对空气的污染。 (1)ZnO水悬浊液吸收烟气中SO2后经O2催化氧化，可得到硫酸盐。已知：室温下，ZnSO3微溶于水，Zn(HSO3)2易溶于水；溶液中H2SO3、HSO、SO的物质的量分数随pH的分布如图-1所示。    ①向ZnO水悬浊液中匀速缓慢通入SO2，在开始吸收的40mim内，SO2吸收率、溶液pH均经历了从几乎不变到迅速降低的变化(见图-2)。溶液pH几乎不变阶段，主要产物是 (填化学式)；SO2吸收率迅速降低阶段，主要反应的离子方程式为 。 ②O2催化氧化。其他条件相同时，调节吸收SO2得到溶液的pH在4.5～6.5范围 内，pH越低SO生成速率越大，其主要原因是 。 (2)镁法工业烟气脱硫并制备MgSO4·H2O，其过程可表示为： ①在搅拌下向氧化镁浆料中匀速缓慢通入SO2气体，生成MgSO3，反应为Mg(OH)2+H2SO3 =MgSO3+2H2O，其平衡常数K与Ksp[Mg(OH)2]、Ksp(MgSO3)、Ka1 (H2SO3)、Ka2 (H2SO3)的代数关系式为K= ；下列实验操作一定能提高氧化镁浆料吸收SO2效率的有 (填序号)。 A．水浴加热氧化镁浆料                 B．加快搅拌速率 C．降低通入SO2气体的速率             D．通过多孔球泡向氧化镁浆料中通SO2 ②在负载钴的分子筛催化剂作用下MgSO3被O2氧化为MgSO4.其他条件相同时，浆料中MgSO3被O2氧化的速率随pH的变化如图-3所示。在pH=6~8范围内，pH增大，浆料中MgSO3的氧化速率增大，其主要原因是 。 (3)碱式硫酸铝[(1−x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3]溶液用于烟气脱硫，其x值的大小影响碱式硫酸铝溶液的脱硫效率。通过测定碱式硫酸铝溶液中相关离子的浓度确定x的值，测定方法如下： 步骤1：取碱式硫酸铝溶液25.00 mL，加入盐酸酸化的过量BaCl2溶液充分反应，静置后过滤、洗涤，干燥至恒重，得固体2.3300 g。 步骤2：取碱式硫酸铝溶液2.50 mL，稀释至25.00 mL，加入0.1000 mol·L−1EDTA标准溶液25.00 mL，调节溶液pH约为4.2，煮沸，冷却后用0.08000 mol·L−1CuSO4标准溶液滴定过量的EDTA至终点，消耗CuSO4标准溶液20.00 mL(已知Al3+、Cu2+与EDTA反应的化学计量比均为1∶1)。 计算(1−x)Al2(SO4)3·xAl(OH)3中的x值为 (写出计算过程)。 【答案】(1) ZnSO3 ZnSO3+SO2+H2O=Zn2++2HSO或ZnO+2SO2+H2O=Zn2++2HSO 随着pH降低，HSO浓度增大 (2) BD pH增大，c(SO)增大，氧化速率加快 (3)0.41 【详解】（1）①反应开始时，悬浊液中ZnO大量吸收SO2生成微溶于水的ZnSO3，此时溶液pH几乎不变，一旦ZnO完全反应生成ZnSO3后，ZnSO3继续吸收SO2生成易溶于水的Zn(HSO3)2，此时溶液pH逐渐变小，SO2的吸收率降低，主要反应的离子方程式为ZnSO3+SO2+H2O=Zn2++2HSO或ZnO+2SO2+H2O=Zn2++2HSO； ②pH大于6.5时，S（Ⅳ）以微溶物ZnSO3形式存在，使S（Ⅳ）不利于与O2接触，反应速率慢，pH降低，S（Ⅳ）主要以HSO形式存在于水中，与O2接触，因此pH降低有SO生成速率增大，随着反应不断进行，大量的HSO反应生成SO，故其主要原因是随着pH降低，HSO浓度增大； （2）① K ② ③ ④ ⑤ ⑥ Kw 由盖斯定律可知，①=②-③+④+⑤-2×⑥，则； A．加热可加快反应速率，但温度升高，SO2在水中溶解度降低，且会导致H2SO3受热分解，不一定能提高吸收SO2效率，A错误； B．加快搅拌速率，可以使反应物充分接触，提高吸收SO2效率，B正确； C．降低通入SO2气体的速率，SO2可与MgO浆料充分接触，但会降低反应速率，不一定能提高吸收SO2效率，C错误； D．多孔球泡可以让SO2与MgO浆料充分接触，能提高吸收SO2效率，D正确； 故选BD。 ②pH增大，抑制的水解，反应物的浓度增大，故可加快氧化速率； （3）25.00 mL溶液中，根据滴定过程可知，2.50mL碱式硫酸铝溶液中Al3+的物质的量为，25.00 mL碱式硫酸铝溶液中，根据元素守恒有，，解得x=0.41，故答案为：0.41。 类型四 与电化学有关的原理综合题 16．（2024·内蒙古赤峰·一模）建设“美丽中国”首先要做好环境保护与治理。氮氧化物是严重的大气污染物，其主要来源有汽车尾气和硝酸工厂等。氮氧化物能引起雾霾、光化学烟雾、酸雨等环境问题。某科研机构设计了如下转化氮氧化物的几种方案。请回答下列问题： 方案Ⅰ：利用甲烷在催化剂条件下还原，相关反应如下： ①   ②   ③   (1)表示甲烷燃烧热的热化学方程式为 。 (2)反应③自发进行的条件是 （填“高温自发”、“低温自发”或“任何温度下都自发”），该反应中活化能（逆） （填“>”或“<”）（正）。 方案Ⅱ：利用CO在催化剂条件下还原  。向容积均为2L的甲（温度为）、乙（温度为）两个恒容密闭容器中分别充入2mol和3mol。反应过程中两容器内的物质的量浓度随时间的变化关系如图所示： (3)由图像可得：甲容器中，的平衡转化率为 ； （填“>”或“<”）； 0（填“>”或“<”），判断的依据是 。 (4)温度时，该反应的平衡常数 。 [对于反应，，为物质的量分数] 方案Ⅲ：可以利用原电池原理处理氮氧化物，如下图所示： (5)该原电池的正极反应式为 。 【答案】(1)   (2) 低温自发 > (3) 30% > < 温度升高，浓度减小，平衡逆向移动，正反应为放热反应 (4)36 (5) 【详解】（1）① ③ 甲烷的燃烧热是1mol甲烷完全燃烧生成二氧化碳气体和液态水放出的能量，根据盖斯定律①×2+③得甲烷燃烧热的热化学方程式为 。 （2）  ，焓变小于0，熵变小于0，自发进行的条件是低温自发；正反应放热，所以该反应中活化能(逆)>(正)。 （3）甲容器中，CO2的平衡浓度为0.6mol/L， 的平衡转化率为；根据“先拐先平”，>；升高温度，二氧化碳浓度降低，可知平衡逆向移动，正反应为放热反应，所以<0。 （4）温度时，CO2的平衡浓度为1mol/L， 该反应的平衡常数。 （5）该电池正极NO得电子发生还原反应生成氮气，正极反应式为。 17．（2024·内蒙古呼和浩特·二模）合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义；氨的合成一直是科学重点研究课题。请结合所学知识回答以下问题： (1)2007年度诺贝尔化学奖获得者格哈德·埃特尔，确认了合成氨反应机理。已知。298K、101kPa下，合成氨反应的能量变化如图1所示(吸附在催化剂表面的物质用“*”表示， “Ts”表示过渡态)。    ①该条件下， N2(g)+ H2(g)⇌NH3(g)， ΔH= kJ·mol-1； ②该历程中决速步的活化能( E)为 kJ· mol-1； (2)1913年德国化学家哈伯发明了以低成本制造大量氨的方法，从而大大满足了当时日益增长的人口对粮食的需求。“哈伯法”合成氨的工业条件为400-500℃、10~30MPa，是综合考虑了 因素(至少写两点)； (3)尽管哈伯的合成氨法被评为“20世纪科学领域中最辉煌的成就”之一；但仍存在耗能高、产率低等问题。因此，科学家在持续探索，寻求合成氨的新路径。图2是用低温固体质子导体作为电解质，用Pt- C3N4作阴极催化剂电解H2(g)和N2(g)合成NH3的原理示意图：    ①Pt- C3N4电极反应产生NH3的电极反应式为 ； ②实验研究表明；当外加电压超过一定值后，发现阴极产物中氨气的体积分数随着电压的增大而减小，分析其可能原因 。 (4)据Science报道，我国科学家开发新型催化剂Ba2RuH6在温和条件下合成NH3.已知，向密闭容器中充入5 mol N2和15 mol H2，在该温和条件下合成NH3，相同时间内测得体系中N2的物质的量(mol)与温度、压强的关系如图3所示。    ①P 1.6MPa(填“>”、“<”或“=”)； ②投料比一定时，随着温度升高，在相同温度： 不同压强下N2的物质的量趋向相等；其主要原因是 。 ③一定条件下，上述合成氨反应接近平衡时，遵循如下方程： v (NH3)=k1p(N2)[ ，v为反应的瞬时速率，即正反应速率和逆反应速率之差，k1、k2分别为正反应和逆反应的速率常数；p(N2)、p(H2)、 p(NH3)代表各组分的分压(分压=总压 ×物质的量分数)： α为常数；工业上以Ba2RuH6为催化剂时， α=0.5.由Q点数据计算= MPa-2(保留两位小数)。 【答案】(1) -46 79 (2)化学反应速率，化学平衡移动，原料转化率，催化剂活性等 (3) N2+6e -+6H+= 2NH3 电压增大到一定程度，H+得电子能力增强 (4) > 压强影响小于温度影响 0.73 【详解】（1）①依图可知，从反应的进程来看，相对能量由开始的0kJ·mol-1 [ N2(g)+ H2(g)]至结束的-46kJ·mol-1 [ NH3(g)]，故N2(g)+ H2(g)⇌NH3(g)，ΔH=-46kJ·mol-1； ②历程中决速步的活化能即为所需要的最高能量，依图能量上升的最多的即为TS2阶段所需的能量，即从-250到-171(kJ·mol-1)，为79kJ·mol-1； （2）工业合成氨考虑的因素主要有化学反应速率、化学平衡移动、原料转化率、催化剂活性等； （3）①产生NH3为正极，反应物分别为N2和H+，反应为：N2+6e -+6H+= 2NH3； ②当外加电压增大时，H+的得电子能力也会增强而变成H2； （4）①由图3可知，温度相同、相同时间内，1.6MPa下N2的物质的量大，说明反应速率更慢，p>1.6MPa； ②此时压强对平衡的影响小于温度的影响； ③由图3，Q点n(N2)=3mol，由三段式，可知，平衡时n(NH3)=4mol，n(H2)=9mol，n(总)=16mol，p总=1.6MPa，p(N2)==0.3MPa，同理p(H2)=0.9 MPa，p(NH3)=0.4 MPa，又α=0.5，代入方程知：v(NH3)=k1×0.3×-k2×=0，解得=0.73。 18．（2024·内蒙古呼伦贝尔·模拟预测）应对雾霾污染、改善空气质量需要从多方面入手。 Ⅰ.研究发现，NOx是雾霾的主要成分之一，NOx主要来源于汽车尾气。 已知：N2(g)＋O2(g)2NO(g)     △H=＋180.50 kJ·mol-1 2CO(g)＋O2(g)2CO2(g) △H=-566.00 kJ·mol-1 (1)为了减轻大气污染，人们提出在汽车尾气排气管口采用催化剂将NO和CO转化成无污染气体参与大气循环，写出该反应的热化学方程式 。 Ⅱ.开发利用清洁能源可减少污染，解决雾霾问题。甲醇是一种可再生的清洁能源，具有广阔的开发和应用前景，一定条件下用CO和H2合成CH3OH：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，在2L密闭容器中充入物质的量之比为1：2的CO和H2，在催化剂作用下充分反应。平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化如图所示。 (2)该反应的反应热△H 0(填“>”或“＜”)，压强的相对大小为p1 p2(填“>”或“＜”)。 (3)该反应化学平衡常数表达式为 。 (4)下列各项中，能说明该反应已经达到平衡的是_______。 A．容器内气体压强不再变化 B．v(CO) ：v(H2) ：v(CH3OH)=1：2：1 C．容器内的密度不再变化 D．容器内混合气体的平均相对分子质量不再变化 (5)某温度下，在保证H2浓度不变的情况下，增大容器的体积，平衡 (填字母)。 A．向正反应方向移动       B．向逆反应方向移动        C．不移动 (6)T1温度时，在容积为1 L的刚性密闭容器中充入1.0 molCH3OH(g)发生反应CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)，容器内的总压强p随时间t的变化如表所示： 反应时间 t/min 0 2 4 6 8 10 12 总压强p/kPa 100.0 115.0 123.0 130.0 136.0 140.0 140.0 该温度下的平衡常数Kp = (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。 (7)依据燃烧反应原理，合成的甲醇可以设计如图所示的燃料电池装置。 负极电极反应式为 。 【答案】(1)2CO(g) ＋2NO(g) ⇌N2(g)＋2CO2(g)  △H=-746.50 kJ·mol-1 (2) ＜ > (3)K= (4)AD (5)C (6)400.0 kPa2 (7)CH3OH-6e-＋8OH-=CO＋6H2O 【详解】（1）①N2(g)＋O2(g)2NO(g)     △H=＋180.50 kJ·mol-1 ②2CO(g)＋O2(g)2CO2(g) △H=-566.00 kJ·mol-1 NO和CO转化成无污染的氮气和二氧化碳，根据盖斯定律②-①得2CO(g) ＋2NO(g) ⇌N2(g)＋2CO2(g) △H=-566.00 kJ·mol-1-180.50 kJ·mol-1= -746.50 kJ·mol-1； （2）随温度升高，甲醇的体积分数减小，说明CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)平衡逆向移动，该反应的反应热△H<0；正反应气体系数和减小，增大压强，平衡正向移动，甲醇的体积分数增大，所以压强的相对大小为p1>p2。 （3）化学平衡常数为生成物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的乘积之比，该反应化学平衡常数表达式为K=； （4）A. 反应前后气体系数和不同，压强是变量，容器内气体压强不再变化，说明反应一定达到平衡状态，故选A； B.反应达到平衡状态，各物质浓度保持不变，v(CO) ：v(H2) ：v(CH3OH)=1：2：1，不能判断浓度是否改变，反应不一定平衡，故不选B； C. 反应前后气体总质量不变、容器体积不变，密度是恒量，容器内的密度不再变化，反应不一定平衡，故不选C； D.反应前后气体总质量不变，反应前后气体分子数改变，容器内混合气体的平均相对分子质量是变量，若容器内混合气体的平均相对分子质量不再变化，说明反应一定达到平衡状态，故选D； 选AD。 （5）某温度下，在保证H2浓度不变的情况下，增大容器的体积，CO(g)、CH3OH(g)的浓度同等程度的改变，Q=K，平衡不移动，选C； （6） 100+2x=140，x=20，该温度下的平衡常数Kp =kPa2； （7）负极甲醇失电子生成碳酸根离子，负极电极反应式为CH3OH-6e-＋8OH-=CO＋6H2O。 19．（2024·辽宁·模拟预测）化学反应都会伴随能量变化，化学能可以与热能、电能、光能等各种形式的能量之间相互转化。回答下列问题： (1)下列反应中，生成物总能量高于反应物总能量的是_______(填字母)。 A．锌与稀硫酸 B．食物的腐烂 C．碳酸钙分解 D．红热的木炭与水蒸气 (2)利用如图所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下： Ⅰ．用量筒量取盐酸倒入内筒中，测出盐酸温度； Ⅱ．用另一量筒量取溶液，并用同一温度计测出其温度； Ⅲ．将NaOH溶液倒入内筒中，使之与盐酸混合均匀，测得混合液最高温度。 ①NaOH溶液稍过量的原因是 。 ②倒入NaOH溶液的正确操作是 (填字母)。 A．沿玻璃棒缓慢倒入    B．分三次少量倒入    C．一次迅速倒入 ③假设盐酸和NaOH溶液的密度都是，中和反应后生成溶液的比热容。为了计算中和反应的反应热，某学生实验记录如表数据。则生成1mol水的反应热 (保留三位有效数字)。 实验序号 起始温度 终止温度 盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液 1 20.0 20.1 23.2 2 20.2 20.4 23.4 3 20.5 20.6 23.6 (3)以为原料合成依然是“碳达峰”环境下的科研热点，相关反应如下： ⅰ．； ⅱ．； ⅲ．。 ① 。 ②部分键能的数据如下表所示，则 。 共价键 H-H C-H C-O O-H 键能 436 803 414 x 464 (4)和是两种比较稳定的温室气体，科学家利用原电池装置，实现了两种分子的耦合转化，装置如图所示。 ①催化电极2是原电池的 (填“正”或“负”)极。 ②催化电极1的电极反应式为 。 【答案】(1)CD (2) 使盐酸充分反应 C -51.8 (3) -48.6 328.6 (4) 正 2CH4-4e-+2O2-=C2H4+2H2O 【详解】（1）生成物总能量高于反应物总能量的反应是吸热反应，锌与稀硫酸反应放热，A项错误； 食物腐烂是缓慢氧化，为放热反应，B项错误； 碳酸钙分解为吸热反应，C项正确； 红热的木炭与水蒸气反应为吸热反应，D项正确； 故答案为：CD； （2）①溶液稍过量的目的是使盐酸充分反应，测得的数据更准确。 ②倒入氢氧化钠溶液时，必须一次迅速倒入，目的是减少热量的散失，不能分几次倒入氢氧化钠溶液，否则会导致热量散失，影响测定结果。 ③根据表格数据分析可知，实验1反应前后温度变化量为23.2-，实验2反应前后温度变化量为23.4-，实验3反应前后温度变化量为23.6-，温度差平均值为，50ml0.50mol·L-1盐酸与50ml0.55 mol·L-1溶液进行中和反应生成水的物质的量为0.05L×0.50 mol·L-1=0.025mol，溶液的质量为100g，温度的变化值为△t=3.1，则生成0.025mol水放出的热量为Q=cm△t=100g×4.18J·g-1·°C-1×3.1°C=1295.8J=1.2958kJ，即，所以实验测得的生成1mol水的反应热△H=-1。 （3）①根据盖斯定律，△H1=△H2+△H3=+41.6-90.2=-48.6kJ·mol-1； ②反应热=反应物的总键能-生成物的总键能，即-48.6=803×2+436×3-414×3-x-464×3，计算得x=325.6。 （4）①催化电极2发生CO2转化为CO的还原反应，因此催化电极2作正极。 ②催化电极1为负极，负极发生氧化反应，其电极反应式为2CH4-4e-+2O2-=C2H4+2H2O。 20．（2024·吉林·模拟预测）绿色能源是未来能源发展的重要方向，氢能是重要的绿色能源。 (1)氢气是一种环保的气体，不会污染大气且热值高。已知：H2O(g)=H2O(l)  ΔH=-44 kJ·mol-1，相关化学键的键能表示如下： 化学键 O=O H-H O-H 键能E/(kJ·mol-1) 497 436 463 表示氢气燃烧热的热化学方程式 。 (2)催化制氢是目前大规模制取氢气的方法之一：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)+H2(g)  ΔH=-41.2 kJ·mol-1。在T1℃时，将0.10 mol CO与0.40 mol H2O充入5 L的容器中，反应平衡后CO的物质的量分数x(CO)=0.12。 ①H2O的平衡转化率α1= %。 ②由T1℃时上述实验数据计算得到v正～x(CO)和v逆～x(H2)的关系可用图表示。当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为 (填字母)。 ③研究表明，一氧化碳催化变换反应的速率方程为：]，Kp为平衡常数，k为反应的速率常数，在气体组成和催化剂一定的情况下，反应速率与温度变化的关系曲线如图所示。温度升高时，CO催化变换反应的Kp (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 。 (3)在国际空间站中可利用H2处理CO2，反应为：CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)，在一定条件下该反应存在：v正(H2)=k1·c4(H2)·c(CO2)，v逆(H2O)= k2·c2(H2O)·c(CH4)，可知k1·c4(H2)·c(CO2)=k2·c2(H2O)·c(CH4)，则该反应的平衡常数K= (用含k1，k2的代数式表示)。 (4)光催化H2O制H2技术也是研究热点。光催化材料还原H2O的机理如图所示，光照时，低能价带失去电子并产生空穴(h＋，具有强氧化性)。在低能价带上，H2O直接转化为O2的电极反应式为 。 【答案】(1) (2) 10 EB 减小 Kp减小对v的降低大于k增大对v的提高 (3) (4)2H2O+4h+=4H++O2↑或写为2H2O-4e-=4H++O2↑ 【详解】（1）H2燃烧热是1 mol可燃物H2完全燃烧产生1 mol H2O(l)水时放出的热量。反应热等于断裂反应物化学键吸收的总热量与形成生成物化学键释放的热量的差，结合H2O(g)=H2O(l)  ΔH=-44 kJ·mol-1，可知该反应的反应热△H=(436 kJ/mol+×497 kJ/mol)-2×463 kJ/mol-44 kJ/mol=-285.5 kJ/mol，故反应的热化学方程式为：； （2）①在T1℃时，将0.10 mol CO与0.40 mol H2O充入5 L的容器中，发生反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)+H2(g)，假设反应的CO的物质的量是a，根据物质反应转化关系，可知平衡后各种气体的物质的量分别是n(CO)=(0.10-a)mol，n(H2O)=(0.40-a)mol，n(CO2)=n(H2)=a mol，由于平衡时CO的物质的量分数x(CO)=0.12，则，解得a=0.04 mol，则水的转化率为×100%=10%； ②根据CO(g)＋H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H=-41.2 kJ/mol，可知反应的正反应是放热反应，在反应达到平衡时CO的物质的量分数x(CO)=0.12。在其它条件不变时，升高温度时，化学反应速率v正、v逆都增大，由于温度对吸热反应速率影响更大，因此升高温度后v逆＞v正，化学平衡逆向移动，使CO的转化率降低，CO的含量增大，H2的含量降低，故当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为E、B； ③该反应的正反应是放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆向移动，导致化学平衡常数Kp减小； 根据图示可知：在温度T＞Tm时，v逐渐减小，这是由于Kp减小对反应速率v的降低的影响大于k增大对v的提高的影响，因此温度升高，化学反应速率反而降低； （3）根据平衡常数的含义可知该反应的化学平衡常数K=。由于当反应达到平衡时，v正=v逆，则根据v正(H2)=k1·c4(H2)·c(CO2)，v逆(H2O)= k2·c2(H2O)·c(CH4)，可知k1·c4(H2)·c(CO2)=k2·c2(H2O)·c(CH4)， 则K==； （4）根据图示可知：在低能带，H2O得到h+变为O2，发生反应：2H2O+4h+=4H++O2↑；也可写为2H2O-4e-=4H++O2↑；在高能带，H+得到电子变为H2逸出，电极反应式为：4H++4e-=2H2↑。 类型五 图象类化学反应原理综合题 21．（2025·内蒙古·模拟预测）在传统克劳斯工艺制备的基础上，科研工作者提出分解制备同时获取的新方法，反应如下： 反应1：     反应2：     (1)传统克劳斯工艺反应如下，则 。           (2)按照新方法，向恒容容器中通入混合气体。的转化率与温度关系曲线如图1所示，三条曲线分别代表平衡转化率及相同反应时间内有、无催化剂的转化率。 ①代表平衡转化率的曲线是 (填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。 ② 0(填“<”“=”或“>”)；新方法加入部分，而未采用直接分解法的原因是 。 ③P点，此时 ，反应2的平衡常数 。 (3)时，恒容容器中发生反应2，和的体积分数随时间变化曲线如图2所示。下列说法正确的是_______。 A．反应2在M点达到化学平衡状态 B．时，通入不变 C．的反应速率： D．时，降低温度，的产率增加 (4)可催化分解。形成立方时，的轨道分裂为两组。请参照基态原子核外电子排布规律将的价电子填充至图3中，完成轨道表示式 。 【答案】(1) (2) I > 使与反应生成水，减小的浓度，使反应2平衡正向移动 (3)BC (4) 【详解】（1）根据盖斯定律（④+③）得，； （2）①催化剂不影响转化率，只影响速率，因此平衡转化率是该条件下的最大转化率，有无催化剂都不会超过最大转化率，故平衡转化率曲线是I； ②温度升高，的转化率升高，反应1为放热反应，温度升高转化率降低，故反应2为吸热反应，温度升高，转化率升高，且程度比反应1大，故>0； 新方法加入部分，而未采用直接分解法的原因是使与反应生成水，减小的浓度，使反应2平衡正向移动； ③向恒容容器中通入混合气体，则，，设生成了2xmol和2ymol，，，P点的转化率50%，，，解得y=，x=，；； （3）A．化学平衡状态是指各组分浓度不再变化，反应2在M点未达到平衡，因在M点后体积分数依然在改变，A错误； B．恒容容器中，时已达到平衡，通入不影响平衡移动，故不变，B正确； C．M点的的浓度高于N点，故反应速率：，C正确； D．时，反应2为吸热反应，降低温度平衡向放热方向移动，平衡逆向移动，的产率减小，D错误； 故选BC； （4） 的价层电子排布式为3d8，原子核外电子排布先排能量低再排能量高，且根据泡利不相容原理轨道表示式； 22．（2025·宁夏内蒙古·模拟预测）氢能是一种极具发展潜力的绿色能源，高效、环保的制氢方法是当前研究的热点问题。请回答： (1)甲烷水蒸气重整制氢： I．CH4(g)＋H2O(g)⇌CO(g)＋3H2(g)  ΔH1=+206kJ·mol−1 Ⅱ．CO(g)＋H2O(g) ⇌CO2(g)＋H2(g)  ΔH2=-41kJ·mol−1 总反应：CH4(g)＋2H2O(g) ⇌CO2(g)＋4H2(g)能自发进行的条件是_______。 A．低温 B．高温 C．任意温度 D．无法判断 (2)恒定压强为时，向某密闭容器中按n(CH4)：n(H2O)=1：3投料，600℃时平衡体系中部分组分的物质的量分数如下表所示： 组分 CH4 H2O H2 CO2 物质的量分数 ①下列措施中一定能提高H2平衡产率的是 。 A．选择合适的催化剂　　　　　　B．移除部分 C．向体系中投入少量　　　　D．恒温恒压下通入气体Ar ②用各组分气体平衡时的分压代替浓度也可以表示化学反应的平衡常数(Kp)，600℃时反应I的平衡常数为Kp= (结果保留两位小数，已知气体分压=气体总压×各气体的体积分数)。 (3)硼氢化钠(NaBH4)水解制氢：常温下，NaBH4自水解过程缓慢，需加入催化剂提高其产氢速率。NaBH4H4在某催化剂表面制氢的微观过程如图所示。 ①根据上图写出NaBH4水解制氢的离子方程式 。 ②其他条件相同时，测得平均每克催化剂使用量下，NaBH4浓度对制氢速率的影响如下图所示。(已知：浓度较大时，NaB(OH)4易以NaBO2形式结晶析出。) 分析NaBH4质量分数超过后制氢速率下降的可能原因 。 (4)一定条件下，利用题图所示装置实现的电化学储氢(忽略其它有机物的反应)。 ①写出由生成的电极反应式： 。 ②该装置的电流效率 。(×100%) 【答案】(1)B (2) CD 0.59 (3) BH+4H2O=B(OH)+4H2↑ NaBH4浓度较高时，生成较多的NaB(OH)4以NaBO2形式结晶析出，覆盖在催化剂表面，阻碍BH与催化剂活性位的接触(或催化剂活性下降)，制氢速率下降 (4) 64.3% 【详解】（1）根据盖斯定律可知，总反应=反应I+反应Ⅱ，因此，该反应为气体分子数增多的反应，可知ΔS＞0，根据ΔG=ΔH-TΔS，当ΔG＜0时反应自发进行，根据该反应ΔH＞0、ΔS＞0可知该反应高温下可自发进行，故选B。 （2）①A．选择合适的催化剂，只能加快反应速率，对平衡无影响，故A不符合题意； B．移除CO，降低CO的浓度，可使反应I平衡正向移动，但是反应Ⅱ逆向移动，H2(g)的平衡产率不一定提高，故B不符合题意； C．向体系中投入少量CaO，反应为：CaO+H2O=Ca(OH)2，Ca(OH)2能与CO2反应产生CaCO3和H2O，可知体系中的CO2减小，可知反应Ⅱ、总反应平衡正向移动，H2(g)的平衡产率一定提高，故C符合题意； D．恒温恒压下通入Ar气，体积扩大，平衡向气体分子数增大的方向移动，即反应I平衡正向移动，一定能提高H2平衡产率，故D符合题意； 故选CD。 ②由表格数据可知，平衡时CO的物质的量分数=1-0.04-0.32-0.50-0.08=0.06，600℃时反应I的压强平衡常数为。 （3）①NaBH4与水反应生成NaB(OH)4和氢气，发生归中反应，其离子方程式为：+4H2O=+4H2↑。 ②由于NaBH4浓度较高时，生成较多的NaB(OH)4以NaBO2形式结晶析出，覆盖在催化剂表面，阻碍与催化剂活性位的接触(或催化剂活性下降)，因此制氢速率下降。 （4）①由生成的电极反应在酸性条件下发生的，电极反应为。 ②阳极生成的H+经过高分子电解质膜移动至阴极，一部分H+与苯生成环己烷，还有一部分H+得电子生成H2(2H++2e-= H2↑，阴极的副反应)，左边(阴极区)出来的混合气体为未反应的苯、生成的环己烷和H2，生成2.8 mol O2失去电子的物质的量为4×2.8 mol =11.2 mol，同时生成了2molH2(转移4mol电子)由此可知其中只有7.2mol电子用于生成；因此该装置的电流效率。 23．（2024·内蒙古呼和浩特·模拟预测）以为主要成分的雾霾综合治理是当前重要的研究课题，其中汽车尾气的处理尤为重要。已知101kPa时：          回答下列问题： (1)汽车尾气中的NO和CO在催化转换器中发生以下反应可减少尾气污染：   ，则 。 (2)向某密闭容器中通入2molNO、2molCO，控制适当条件使其发生反应。测得相同压强时，不同催化剂(甲、乙)、不同温度下，相同时间内NO的转化率如图1所示。不同温度(℃)、不同压强(kPa)下NO的平衡转化率如图2所示。 ①图1中a、b、c、d四点所对应的状态中可能达平衡状态的有 (填字母)，曲线乙中cd段变化趋势的原因是 ； ②图2中Y表示 (填“温度”或“压强”)， (填“>”或“<”)； ③图2中A点温度下平衡常数 (总压用或表示)。 (3)铈(Ce，镧系元素)的氧化物，具有优异的氧化-还原催化性能。作为助催化剂通过低价铈和氧缺陷，在尾气消除过程中实现与()相互转化。汽车尾气中的、CO和碳氢化合物净化原理如图3，氧化铈()催化过程中立方晶胞的组成变化如图4。 CO转化为时，铈的氧化物的转化过程为 → ，晶体结构中的配位数为 。 【答案】(1) (2) b 温度升高催化剂失去活性 温度 < (3) 8 【详解】（1）①   ②   ③   ②×2-①-③得=-749 （2）①随温度升高，反应速率加快，催化剂不能使平衡移动，所以图1中a、b、c、d四点所对应的状态中可能达平衡状态的有b点，曲线乙没有达到平衡，cd段NO的转化率随温度升高而减小，说明中cd段反应速率减慢，变化趋势的原因是温度升高催化剂失去活性； ②正反应放热，随温度升高，NO平衡转化率减小，正反应气体系数和减小，增大压强平衡正向移动，NO平衡转化率增大，可知X表示压强，则图2中Y表示温度，<； ③ 图2中A点温度下平衡常数。 （3）根据图示， CO转化为时得到氧原子，则铈的氧化物失去氧原子，所以转化过程为→；根据晶胞图，晶胞上表面上与晶胞内4个O2-成键，面心的被2个晶胞共用，所以晶体结构中的配位数为8。 24．（2024·内蒙古通辽·模拟预测）近年来我国极力主张“绿色环保”、“生态文明”，而的有效利用可以缓解温室效应，解决能源短缺问题。 (1)某研究所的科研人员在新型纳米催化剂和HMCM-22的表面，以为碳源，与电解水产生的催化转化为高附加值的烃类化合物，其过程如下图。 已知：    则图中CO转化为的热化学方程式是 。 (2)甲醇是未来重要的绿色能源之一，在工业中常用CO、合成甲醇，其反应为： 。 ①为了探究浓度对反应速率的影响，维持200℃不变，在20L恒容密闭容器中进行实验，测得的实验数据如下表所示： 实验编号 起始浓度() 起始速率() CO 1 0.25 0.50 0.391 2 0.25 1.00 0.781 3 0.50 0.50 0.780 该反应速率方程为(为与温度有关的速率常数)，由表中数据可确定速率方程中m= ，n= (取正整数)。经测定该反应达到平衡时实验1中，则该反应的平衡常数 。 ②若将一定比例的CO和在装有催化剂的反应器中反应12小时，体系中甲醇的产率和催化剂的催化活性与温度的关系如下左图所示。        请判断图中P(470K，60%)点 (填“是”或“不是”)处于平衡状态；490K之后，甲醇产率随温度升高而减小的可能原因为： 、 (答两点即可)。 (3)近年来，有研究人员用通过电催化生成多种燃料，其工作原理如上右图所示。 ①请写出Cu电极上产生的电极反应式： 。 ②如果Cu电极上只生成0.20mol和0.30mol，则Pt电极上产生的物质的量为 。 ③已知HCOOH为一元弱酸，常温下将HCOOH溶液与NaOH溶液以体积比a∶b混和(忽略溶液体积的变化)时溶液恰好呈中性，则HCOOH的电离常数 (用含a、b的代数式表示)。 【答案】(1)2CO(g)+4H2(g)=C2H4(g)+2H2O(g) △H=-210 kJ/mol (2) 1 1 16 不是 升高温度，反应逆向移动 催化剂活性降低 (3) CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O 0.9 【详解】（1）图中CO2转化为CO的反应为：CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g) △H=+41kJ/mol，已知：2CO2(g)+6H2(g)=C2H4(g)+4H2O(g) △H= -128kJ/mol，将第二个方程式减去第一个方程式的2倍得到CO转化为C2H4的热化学方程式：2CO(g)+4H2(g)=C2H4(g)+2H2O(g) △H=-210 kJ/mol，故答案为：2CO(g)+4H2(g)=C2H4(g)+2H2O(g) △H=-210 kJ/mol； （2）①v正=k正cm(CO)•cn(H2)可知： 实验1中，0.391mol/(L·min)= k正×(0.25mol/L)m×(0.50mol/L)n； 实验2中：0.781mol/(L·min)= k正×(0.25mol/L)m×(1.00mol/L)n； 实验3中：0.780mol/(L·min)= k正×(0.50mol/L)m×(0.50mol/L)n； 则2/1可得2=2n，即n=1；3/1得2=2m，则m=1；当实验 1 中 c(H2) = 0.25 mol·L-1时达到平衡，通过三段式计算有，平衡常数K==16，故答案为：1；1；16； ②温度为470K时，图中P点不是处于平衡状态；在490K之前，甲醇产率随着温度升高而增大的原因是温度越高化学反应速率越快，490K之后，甲醇产率下降的原因是升高温度，反应逆向移动、催化剂活性降低，故答案为：不是；升高温度，反应逆向移动；催化剂活性降低； （3）①铜电极与电源负极相连为阴极，CO2得电子被还原生成CH3OH，根据电荷守恒元素守恒可知电极反应方程式为：CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O，故答案为：CO2+6H++6e-= CH3OH+H2O； ②C2H4和CH3OH中碳均为-2价，CO2转化成C2H4和CH3OH化合价均降低6价，所以生成0.15molC2H4和0.30 molCH3OH时转移的电子为3.6mol，则生成的氧气为=0.9mol，故答案为：0.9； ③混合后溶液呈中性，所以c(H+)= c(OH-)=10-7mol/L，根据电荷可知c(HCOO-)=c(Na+)=mol/L，根据物料守恒有：c(HCOO-)+ c(HCOOH)=mol/L，所以c(HCOOH)=mol/L-mol/L=mol/L ，电离平衡常数Ka=，故答案为：。 25．（2024·内蒙古通辽·一模）利用 CO2 合成甲醇、二甲醚技术是有效利用 CO2 资源，实现“碳中和”目标的重要途径。 (1)开发 CO2 直接催化加氢合成二甲醚技术是很好的一个研究方向。 主反应：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)  1=-122.54kJ•mol-1 副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)  2 ①已知 25℃和 101kPa 下，H2 (g)、CO(g)的燃烧热H 分别为-285.8kJ•mol-1、-283.0kJ•mol-1，H2O(l)=H2O(g)  H=+44kJ•mol-1，则H2= kJ/mol。 ②在催化剂作用下，向恒温恒压(250℃、3.0MPa)的密闭容器中充入反应气，n(CO)：(CO2)：n(H2)= 1：5：20，反应平衡时测得 CO2 的转化率为 20%，二甲醚的选择性为 80%(已知二甲醚的选择性=×100%)，则副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。 (2)利用 CO2 合成甲醇也是有效利用 CO2 资源的重要途径。将原料气(CO2)：n(H2)=1：3 充入某一恒容密闭容器中，只发生 CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)  H3<0，在不同催化剂作用下，反应 t min 时 CO2 的转化率随温度的变化如图所示。 ①下列说法正确的是 。 A．使用催化剂 I 时，d 点已达到平衡 B．T3 K 的平衡常数大于 T4 K 的平衡常数 C．若 a 点时，v(H2)正 = 3v(CH3OH)逆，则此条件下反应已达到最大限度 D．c 点转化率比 a 点低的原因一定是催化剂活性降低 ②若图中 a 点时反应已达平衡，现原料气按(CO2)：n(H2)=1：2.8 充入同一恒容密闭容器中，在催化剂 I 的作用下发生反应。请在图中用实线画出了 T3K～T5K 之间 CO2 的平衡转化率变化曲线 。 (3)水煤气变换反应的机理被广泛研究，其中有一种为羧基机理，某催化剂催化CO*+H2O*CO2*+H2(g) (*表示吸附态、Ea 表示活化能)步骤如下： I．H2O*→OH*+H*  Ea1=141.7kJ/mol II．___________  Ea2=39.5kJ/mol III．COOH*→CO2*+H*  Ea3=132.1kJ/mol IV．___________  Ea4=97.4kJ/mol ①请补充其中的一个反应式：II 。 ②反应CO*+H2O*CO2*+H2(g)的决速步骤是 (填序号)。 (4)一种新型 Zn-CO2  水介质电池，为解决环境和能源问题提供了一种新途径，其工作示意图如图所示，酸性条件下，正极电极反应式为 ；充电时阴极的电极反应式为 。 【答案】(1) +41.2 0.024(或) (2) BC (3) CO*+OH*→COOH* I (4) CO2+2e-+2H+=HCOOH Zn(OH)2e+4H+Zn4H2O 【详解】（1）①设H2(g)、CO(g)的燃烧热分别为△H3和△H4，液态水转变为气态水反应热为△H5，根据盖斯定律有△H2=△H3+△H5-△H4=(-285.8 kJ•mol-1)+( +44kJ•mol-1)-( -283.0kJ•mol-1)=+41.2 kJ•mol-1。 ②设n(CO)、n(CO2)、n(H2)分别为1mol、5mol和20mol，，则达到平衡时，n(CO)=1.2mol，n(CO2)=4mol，n(H2)=17.4mol，n(CH3OCH3)=0.4mol，n(H2O)=1.4mol，平衡时混合气体总物质的量为24.4mol，副反应Kp=。 （2）①A．使用催化剂I时，CO2的转化率随温度升高先增大后减小。温度低于T4时，该反应未达平衡，温度升高，CO2的转化率随着化学反应速率增大而增大；温度高于T4时，可能是催化剂失活或活性降低，也可能是平衡逆向移动。因此d点未达到平衡，A错误； B．升高温度，平衡逆向移动，平衡常数K减小，因此T3K的平衡常数大于T4K的平衡常数，B正确； C．a点时，v(H2)正 = 3v(CH3OH)逆，则达到化学平衡状态，此时反应已达到最大限度，C正确； D．温度高于T4时，可能是催化剂失活或活性降低，也可能是平衡逆向移动，D错误； 故选BC。 ②原料气按(CO2)：n(H2)=1：2.8充入同一恒容密闭容器中达到平衡，相当于在平衡点a减少氢气的物质的量，平衡逆向移动，CO2的平衡转化率降低，因此在T4时，CO2的平衡转化率在a点下方。又因为温度升高，平衡逆向移动，CO2的平衡转化率逐渐降低，由此可画出T3K～T5K之间CO2的平衡转化率变化曲线如下。 （3）①步骤III中COOH*作反应物，说明步骤II中有COOH*生成，再结合步骤I和元素守恒知，步骤II中反应物有CO*和OH*，于是可得步骤II的反应式为CO*+OH*→COOH*。 ②步骤I- IV中活化能Ea1> Ea3> Ea4> Ea2，则活化能最大的是步骤I，活化能越大，反应速率越慢，因此决速步骤是I。 （4）放电时，酸性条件下，Zn→Zn(OH)，Zn化合价降低，发生还原反应，Zn为负极选择性材料为正极，CO2转化为HCOOH，正极电极反应式为CO2+2e-+2H+=HCOOH；充电时Zn(OH)转化为Zn，阴极的电极反应式为Zn(OH)2e+4H+Zn4H2O。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$