暑假作业20 化学反应原理综合题-【暑假分层作业】2025年高二化学暑假培优练（2026届一轮复习通用）

限时练习：40min 完成时间： 月 日 天气： 暑假作业20 化学反应原理综合题 1.无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，其化学反应速率都取正值，且是某一段时间内的_________。除了用物质浓度的变化量表示反应速率外，还可以用物质质量、物质的量、压强、体积的变化量表示。 2.化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是_________的反应速率。 3.在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为_________。由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。 4.在同一反应中，用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的_________进行换算。 5.一般来说在反应过程中都不是_________进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 6.由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变其用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率_________。 7.压强对化学反应速率的影响是通过改变反应物浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，要从反应物浓度是否发生改变的角度来分析。若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率_________，如恒容时通入稀有气体来增大压强，反应速率不变（因为浓度未改变）。 8.改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则_________发生变化。 9.其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要_________，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。 10.在不同条件下进行的反应物和生成物相反的反应不是可逆反应。 11.各物质的物质的量之比等于方程式的化学计量数之比时，_________是平衡状态，因为此条件并不能说明各组分的物质的量不再变化了。 12.化学平衡的建立与_________无关，既可以从正反应方向(投入反应物)，也可以从逆反应方向(投入生成物)建立。 13.某一可逆反应，在一定条件下达到了平衡，化学反应速率再改变时，平衡_________发生移动，如反应前后气体体积不变的 反应，增大压强或使用催化剂，速率发生变化，但平衡不移动。如果平衡发生了移动，则化学反应速率一定发生了改变。 14.化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率_________增大，若有多种反应物的反应，当增大某一反应物的浓度，化学平衡向正反应方向移动，只会使别的反应物的转化率增大，但该物质的转化率反而减小。 15.增加固体或纯液体的量，化学平衡_________因为当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定 的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学反应速率以及化学平衡均无影响，但要注意固体的表面积对化学反应速率的影响。 16.化学平衡发生移动时，化学平衡常数不一定改变，只有______改变，平衡常数才会改变。 17.要记清楚最基本的速率时间图，如改变反应物或生成物的浓度导致速率变化时，正反应和逆反应速率中有一支与原平衡点相连。若同时改变反应物和生成物浓度(或改变压强、温度、使用催化剂)则与原平衡点相脱离。记住先到达平衡表示温度高，压强大。根据平衡图像分析可逆反应特点时，往往从_____以后进行分析，也就是说研究的对象必须是已建立平衡的反应。 18.改变浓度和压强_____改变活化分子百分数，但能改变单位体积活化分子数，故能改变反应速率。改变温度和使用催化剂均能改变活化分子百分数，使单位体积活化分子数改变，从而改变反应速率。 19.勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时_____的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 20.正、逆反应的平衡常数互为_____；若化学方程式中各物质的化学计量数都扩大或缩小至原来的n倍，则化学平衡常数变为原来的n次幂或次幂；两方程式相加得到新的化学方程式，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积。 21.代入平衡常数表达式的是平衡浓度，而不是任意时刻的浓度，更不能将物质的量代入，反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“l”而_____公式。 22.化学平衡常数只与_____有关，与反应物或生成物的浓度无关。 23.起始浓度、平衡浓度不一定符合化学计量数之比，但物质之间是按化学计量数之比反应和生成的，故各物质的浓度变化之比_____等于化学计量数之比，这是计算的关键。 24.反应能否自发进行需综合考虑焓变和熵变对反应的影响，复合判据ΔH－TΔS<0的反应不一定能够实际发生，只是指出了在该条件下化学反应自发进行的趋势，还要考虑化学反应的_____问题。 25.判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。 26．升高温度，不论吸热还是放热反应，也不论正反应速率还是逆反应速率都_____。 27．向恒温恒容已达平衡的反应体系中，充入“惰性气体”(不参加反应的气体)，对平衡_____。 28．增大压强(缩小体积)，化学平衡向气体物质的量减小的方向移动，但v正、v逆均_____。 29．平衡常数K只受_____影响，既与任何一种反应物或生成物的浓度变化无关，也与压强的改变无关。 30．对于一个可逆反应，若升高温度，K值增大，则正反应为_____反应。 三层必刷：巩固提升+能力培优+创新题型 1．回答下列问题： (1)已知：①2NaOH(s)+CO2(g)=Na2CO3(s)+H2O(g)　ΔH1=-127.4 kJ/mol ②NaOH(s)+CO2(g)=NaHCO3(s)　ΔH2=-131.5 kJ/mol 反应2NaHCO3(s)=Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g)的ΔH= kJ/mol。 (2)已知：25℃、101 kPa时，1.00gCH4完全燃烧生成稳定的化合物放出55.6 kJ热量，书写甲烷燃烧热的热化学方程式 。 (3)已知①As(s)+H2(g)+2O2(g)=H3AsO4(s)ΔH1；②H2(g)+O2(g)=H2O(l)　ΔH2；③2As(s)+O2(g)=As2O5(s)　ΔH3.则反应As2O5(s)+3H2O(l)=2H3AsO4(s)的ΔH = 。 已知H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l) ΔH=−57.3kJ·mol−1，回答有关中和反应的问题。 (4)如图装置中仪器A的名称 。 (5)碎泡沫塑料的作用是 。 (6)中和热是指在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生1molH2O(1)时放出的热量。中和热的测定实验中，下列操作可能造成测定值偏大的是 。 A．用浓NaOH溶液代替碱溶液 B．使用了稍过量的酸 C．将两种溶液的体积均增大一倍 D．向酸溶液中缓缓加入碱溶液，并搅拌均匀 2．甲烷是重要的气体燃料和化工原料，由制取合成气()的反应原理为。回答下列问题： (1)若生成，吸收热量，相关化学键的键能(断裂化学键所吸收的能量)，如表所示。 化学键 键能/ 414 436 467 ①的键能为 (用含a的式子表示)。 ②当体系温度等于TK时，温度大于T时 (填“>”“<”或“=”)0。 (2)在体积为1L的恒容密闭容器中通入和，在不同条件下发生反应，测得平衡时的体积分数与温度、压强的关系如图所示。 ①X表示 (填“温度”或“压强”)，该反应的平衡常数表达式 。 ②m、n、q点的平衡常数由大到小的顺序为 。 ③若q点对应的纵坐标为30，此时甲烷的转化率为 ，该条件下平衡常数 (保留两位有效数字)。 3．汽车尾气系统中均安装了催化转化器以减少尾气污染。 ．汽车尾气中含有大量和等有害物质，会对人体健康和环境产生危害。 (1)汽车尾气中产生的原因为 (用化学方程式表示)。 ．在催化剂作用下，汽车尾气中的和可转化成CO2和N2，其反应为：。 (2)反应过程中的能量变化如图所示，该反应为 (填“吸热”或“放热”)反应。 (3)在恒温恒容密闭容器中发生上述反应，下列情况能说明该反应达到化学平衡的有___________(填标号)。 A．和的物质的量之比为 B．单位时间内生成的同时消耗 C．容器内的压强不再变化 D．的含量保持不变 (4)在体积相同的三个恒容密闭容器中按下表进行实验，三组实验中随时间t变化的曲线如图所示(已知：其他条件不变时，催化剂的比表面积越大，催化效率越高)。 编号 催化剂的比表面积 i 280 80 ii 280 x iii 360 80 ①结合图、表信息，表中x 80(填“>”“<”或“=”)。 ②由实验 (填编号，下同)和实验 可得出结论：温度越高，的转化速率越大。 ③实验i开始至的平均反应速率为 (用含的代数式表示)；实验iii达到平衡时的转化率为 (已知：转化率是指已被转化的反应物的物质的量与其初始的物质的量之比)。 4．肼(N2H4)是一种高能燃料，常温下呈液态，在工业生产中用途广泛。请回答下列问题： (1)肼分子中的氮原子均满足8电子稳定结构，则其电子式为 。 (2)101kPa，液态肼与氧气充分反应生成水蒸气和一种无污染的气体。每消耗16 g肼，反应放热267 kJ，则该反应的热化学方程式为 。 (3)某化学兴趣小组设计了一种肼−空气燃料电池，除能将化学能转化为电能外，还能淡化海水(以饱和食盐水模拟海水)，同时获得浓盐酸、NaOH浓溶液两种副产品。其工作原理如图： ①电极B作该燃料电池的 (填“正极”或“负极”)，电极A的电极反应式为 。 ②N膜为 交换膜(填“阳离子”或“阴离子”)。 ③当电路中转移0.2 mol电子时，正极室的质量增加 g。 5．氨基甲酸铵()在医药试剂、电子元件等领域有着广泛的应用。某制备氨基甲酸铵的反应为：　。 回答问题： (1)该反应的熵变 0(填、、) (2)已知：　 　 则反应的 。 (3)T℃下，向1L恒容密闭容器中通入和，反应达到平衡时测得容器中。则平衡常数K值为 ；既能提高平衡转化率又能提高反应速率的措施是 。 (4)恒温恒压下，将与通入加有催化剂的密闭容器，在相同反应时间内测得组分含量随温度的变化曲线如图所示，催化剂的最佳催化温度为 。随着温度的升高，物质的量下降的原因是 。 6．为实现碳中和，研究人员开发了双功能催化剂，它具有吸收二氧化碳和将其吸收的二氧化碳与氢气反应转化为甲烷的功能，过程中发生的反应为CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)。已知：断开1mol物质中的化学键所要吸收的能量如表。 物质 CO2(g) H2(g) CH4(g) H2O(g) 吸收能量 1490kJ∙mol−1 436kJ∙mol−1 1652kJ∙mol−1 926kJ∙mol−1 (1)该反应的反应物总能量 (填“>”或“<”)生成物总能量；每有1molCH4参与反应，反应CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g) (填“放出”或“吸收”) kJ能量。 (2)某温度下，在2L的密闭容器中冲入n(CO2)：n(H2)=1：5的混合气体，发生上述反应，n(CO2)和n(CH4)随时间变化如图所示 ① 0-2min内，用H2表示该反应的平均反应速率v(H2)= mol∙L−1∙min−1；到达5min时，c(H2O)= mol∙L−1。 ②下列条件的改变对其反应速率无影响的是 。 A．保持体积不变，充入N2使体系压强增大 B．保持压强不变充入N2使容器体积变大 ③若到达x点时，H2的物质的量占反应体系内总物质的量之和的一半，则此时n(CO2)= mol。 7．合成气(CO、H2)可由煤、天然气和生物质等非石油路线获得，由合成气制取甲醇是科研工作者的研究热点。回答下列问题： (1)已知：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)  ΔH1=-49kJ•mol-1 CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH2=+41kJ•mol-1 则CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)  ΔH3= ，该反应 (填高温或低温)自发。 (2)在一恒温恒容的密闭容器中发生反应 CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，下列说法不能说明该反应达到化学平衡状态的是___________(填字母)。 A．体系的压强保持不变 B．混合气体的密度保持不变 C．2v(H2)正=v(CH3OH)逆 D．CH3OH的浓度保持不变 (3)在一定条件下，在容积恒定为VL的密闭容器中充入1molCO与2molH2在催化剂作用下合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。CO转化率与温度、压强的关系如图所示： ①由图可知p1 (填“>”“<”或“=”)p2。 ②图中b、c、d三点的化学平衡常数为Kb、Kc、Kd，从大到小的顺序为 。 ③下列措施中能够同时满足增大正反应速率和提高CO转化率的是 (填字母)。 A．使用高效催化剂    B．降低反应温度 C．再充入2molCO与4molH2   D．不断将甲醇从体系混合物中分离出来 8．工业合成氨是人类科学技术的重大突破，其反应原理为。回答下列问题： (1)氮的固定分为人工固氮和 。 (2)已知部分化学键断裂或形成时的能量变化如图。则合成氨工业中，每产生 （填“释放”或“吸收”） 能量。 (3)相同温度下，在容积均为的恒容密闭容器甲、乙中，分别投入和发生上述反应，其中乙提前加入适量的铁触媒。甲、乙容器中随时间的变化如表： 时间/min 0 5 10 15 20 25 甲中 1.00 0.75 0.72 0.70 0.70 中 1.00 0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 ①铁触媒的作用是 。 ②表中的值可能为 （填选项字母）。 A．0.90            B．0.85            C．0.80            D．0.70 ③甲容器中反应达到平衡时，的转化率为 。 (4)向另一恒温恒容密闭容器中充入和，测得气体的总压强随时间的变化如图。点正反应速率 点逆反应速率（填“>”“<”或“=”）；点容器中气体的总物质的量为 mol。 9．能源是现代文明的原动力，电池与我们的生活和生产密切相关。 (1)事实证明，能设计成原电池的反应通常是放热反应，下列化学反应在理论上可以设计成原电池的有___________(填字母)。 A． B． C． D． (2)甲、乙两位同学想探究铝电极在原电池中的作用，两人均用镁片和铝片作电极，但甲同学将电极放入稀硫酸中，乙同学将电极放入溶液中，实验装置如下图所示。 写出乙装置铝电极的电极反应式： 。 (3)“神舟九号”飞船的电源系统共有3种，分别是太阳能电池帆板、镉镍蓄电池和应急电池。在紧急状况下，应急电池会自动启动，工作原理为，其正极的电极反应式为 。 (4)目前正在研发的高能量密度燃料电池车，是以肼()燃料电池作为动力来源，电池结构如图所示。 ①起始时正极区与负极区KOH溶液浓度相同，工作一段时间后，KOH浓度较大的是 (填“正”或“负”)极区。 ②该电池负极的电极反应式为 。 10．按要求回答下列问题： (1)下列变化中属于吸热反应的是 。 铝片与稀盐酸的反应将胆矾加热变为白色干冰汽化 氯酸钾分解制氧气甲烷在氧气中的燃烧反应 与盐酸的反应 (2)在体积为的密闭容器中，充入和，一定条件下反应：，测得和的浓度随时间变化如下图所示： 从到， 。 第分钟时 第分钟时(填、或)。 (3)电化学法处理SO2是目前研究的热点。利用过氧化氢吸收SO2可消除SO2污染，设计装置如图所示。 ①正极的电极反应式为 ②若11.2L(标准状况)SO2参与反应，则迁移H+的物质的量为 。 11．含氮物质在自然界中有着广泛的分布和形态。 (1)已知： 反应I． ； 反应Ⅱ． 。 则反应2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g) 。 (2)若反应2NO2(g)⇌N2O4(g)在体积为1L的恒容密闭容器中进行，保持温度不变，达到平衡后，向反应容器中再充入少量NO2，，重新达到平衡后和原平衡相比，NO2的体积分数 (填“增大”、“减小”或“不变”)。 (3)已知： △H<0。T°C时，在有催化剂的恒容密闭容器中充入N2和H2。下图为不同投料比[]时某反应物X的平衡转化率变化曲线。反应物X是 (填“N2或H2”)。 在其他条件相同时，下图为分别测定不同压强、不同温度下，合成氨反应N2的平衡转化率。 L表示 (填“温度”或“压强”)，其中X1 X2(填“>”或“<”)。 (4)最新“人工固氮”的研究报道：常温常压、光照条件下，N2在催化剂表面与某物质发生反应，相应的平衡常数表达式为K=。 ①写出上述反应的化学方程式 。 ②已知该反应的平衡常数K与温度的关系如图，则此反应的正反应 。(填“吸热“放热”或“不能确定”) 12．氨是重要的化工产品，其生产流程如图(1)所示。 (1)工业合成氨在合成塔中进行原理为：，已知断开所需能量946kJ，断开所需能量436kJ，断开所需能量391kJ，该反应生成放出 kJ的热量。 (2)下列说法正确的是___________。 A．利用压缩机进行加压有利于更快更多的生产氨气 B．热交换器可以预热原料气，提高氨的产率 C．当断裂键的同时生成键则说明合成氨反应已达平衡 D．催化剂既可以加快反应速率，也可以提高氨的平衡产率 (3)在2L恒容密闭容器中通入一定量的和，在一定条件下进行反应：，测得部分气体的物质的量随时间变化关系如下图所示： X代表的物质是： ；反应至25分钟时，用X表示反应的平均速率为： (4)研究表明，采用新型铁改性的镍金属陶瓷作电极，可以增强对氨利用的催化活性，提高质子陶瓷燃料电池的性能，工作原理如上图，质子固体电解质可以允许通过，请写出氨气这一极的电极方程式： ；当消耗时，可产生氮气在标况下的体积为： L。 13．为减轻大气污染，在汽车尾气排放口加装“催化净化器”，可将尾气中的有害气体CO、NO转化为参与大气循环的无毒混合气体，可改善空气质量，回答下列问题。 (1)汽车尾气中NO生成过程的能量变化如图所示。1 mol N2和1 mol O2完全反应生成NO会 (填“吸收”或“放出”)能量。 (2)一种新型催化剂能使NO和CO发生反应：2NO + 2CO2CO2 + N2。已知：增大催化剂的比表面积可提高该反应速率。为了验证温度、催化剂的比表面积对化学反应速率的影响规律，某同学设计了三组实验，如表所示： 实验编号 t /︒C NO初始浓度/ mol·L-1 CO初始浓度/ mol·L-1 催化剂的比表面积/m2·g-1 Ⅰ 280 1.20 × 10 -3 5.80 × 10 -3 82 Ⅱ 280 1.20 × 10 -3 5.80 × 10 -3 124 Ⅲ 350 a 5.80 × 10 -3 82 ①表中a= 。 ②能验证催化剂的比表面积对化学反应速率影响规律的实验是 (填实验编号)。 ③实验Ⅰ和实验Ⅱ中，NO的物质的量浓度c(NO)随时间t的变化曲线如图所示，其中表示实验Ⅱ的是曲线 (填“甲”或“乙”)。 (3)在容积固定的绝热容器中能发生反应：2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+ N2(g)，不能说明该反应已达到平衡状态的是_______(填字母)。 A．气体的平均相对分子质量保持不变 B．气体的压强保持不变 C．2 v逆(NO)= v正(N2) D．气体的密度保持不变 (4)CO还可以与H2反应制备CH3OH，CH3OH可作为燃料使用，用CH3OH和O2组合形成的质子交换膜燃料电池的结构示意图如下： 电池总反应为2CH3OH+3O2 = 2CO2+4H2O，甲醇从 （填“a”或“b”）处进料，则电极c是 (填“正极”或“负极”)，电极d反应的电极方程式为 ，若线路中转移2 mol电子，则上述CH3OH燃料电池，消耗的O2在标准状况下的体积为 L。 14．物质变化和能量变化在化学研究中占据核心地位，它们不仅是化学反应的基本特征，也是化学研究的重要对象。通过深入研究这些变化，可以更好地理解和利用化学反应，为人类的生产和生活带来更多的可能性。请回答以下问题： (1)如图所示，有关化学反应和能量变化的说法，不正确的是___________(填字母)。 A．反应物比生成物稳定 B．该反应一定需要加热才能发生 C．表示的是吸热反应的能量变化 D．不可以表示强酸与强碱发生中和反应的能量变化 (2)化学反应的焓变与反应物和生成物的键能有关。 已知： 共价键 键能 436 247 则键的键能为 。 (3)如图是与反应生成和的过程中能量变化示意图。 ①请写出该反应的热化学方程式： 。 ②若在该反应体系中加入催化剂，则对反应热 (填“有”或“无”)影响。 (4)金属钛()在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石转化为，再进一步还原得到钛。转化为有直接氯化法和碳氯化法。在1000℃时反应的热化学方程式如下： i．直接氯化： ii．碳氯化： 则反应的。 (5)“氧弹量热仪”可以测定蔗糖的燃烧热，“氧弹”是一个耐高温高压可通电点火的金属罐，将蔗糖和足量氧气充入“氧弹”中点燃，产生的热量被“氧弹”外的水吸收，通过测定水温的变化从而计算出蔗糖的燃烧热。已知：蔗糖的质量为，其摩尔质量是；量热计中水的质量为，水的比热容为；忽略金属“氧弹”吸收的热量。反应前后所测水温如下表。 序号 点火前温度/℃ 燃烧后测得的最高温度/℃ 1 20.73 22.63 2 20.76 21.25 3 20.72 22.82 ①上述蔗糖燃烧放出的热量Q= J。 ②请写出蔗糖燃烧的热化学方程式： 。 15．三氧化钼是石油工业中常用的催化剂，也是瓷轴药的颜料，该物质常使用辉钼矿(主要成分为)通过一定条件来制备，回答下列相关问题。已知： ①          ② ③ (1)则的 (用含的代数式表示)。 (2)若在恒温恒容的容器中加入一定量，仅发生反应。 ①下列说法正确的是 (填字母)。 a．气体的密度不变，则反应一定达到了平衡状态 b．气体的相对分子质量不变，反应不一定处于平衡状态 c．增加的量，平衡正向移动 ②当上述反应达到平衡时，在时刻改变条件，时刻反应再次达到平衡状态，如下图所示。改变的条件为 ；改变的条件为 。 (3)在2L恒容密闭容器中充入和，若仅发生反应：，后反应达到平衡，此时容器压强为起始时的，则内，的反应速率为 。 (4)在恒温恒容密闭容器中，若初始时加入足量的并通入7.0molO2，仅发生反应：。平衡时测得氧气的转化率为50%，容器的压强为5.50MPa，则该反应的平衡常数 (用气体平衡分压代替气体平衡浓度计算，分压=总压×气体的物质的量分数，写出计算式即可)。 (5)中国科学院大学以为电极材料，利用电化学催化还原制备。用计算机模拟在电极材料表面发生还原反应的历程如图所示(*表示微粒与的接触位点)：依据反应历程图中数据，你认为电催化还原生成的选择性 (填“高于”或“低于”)生成的选择性，理由是 。 1．CH4与CO2的处理：通过下列反应，可将CH4与CO2转化：(正反应为吸热反应)。 (1)写出CH4的电子式 。 (2)CO2属于_______。 A．强电解质 B．弱电解质 C．酸 D．氧化物 (3)上述过程中的能量变化可以用下图表示，则“？”处应填 。 (4)能判断该反应达到平衡状态的是_______。 A． B．CH4、CO2的分子数之比为1：1 C．CH4、CO2、CO、H2的浓度相等 D．CH4、CO2、CO、H2的浓度不随时间变化 (5)一定温度下，在1L密闭容器中充入1molCH4(g)和1molCO2(g)，发生上述反应，测得CH4气体的物质的量随时间变化关系如图所示： ①2 min时， (填“>”“＜”或“=”)。 ②0~4 min内CO2(g)的平均反应速率 。 ③4min后，若降低反应体系的温度，反应平衡的移动方向是 。 A．正向移动    B．逆向移动    C．不移动    D．无法确定 2．氨气是一种重要的化工原料，在很多领域有重要的应用。请回答下列问题： (1)已知：合成氨反应，经计算合成氨反应在下能自发进行，其计算过程为 。 (2)丙烯腈在农药、香料、金属缓蚀剂或液晶材料等方面应用广泛，氨氧化法是丙烯腈的重要生产方法，其制备原理为。向一定温度下的恒容密闭容器中充入、，在不同催化剂作用下发生上述反应，相同时间内的转化率随温度的变化如图所示(假设无副反应发生、温度对催化剂的活性无影响)。 ①从微观角度分析，单位时间内断裂键的同时 (填“断裂”或“形成”)键 ，反应达到化学平衡状态。 ②使用催化剂 (填“I”“II”或“III”)，该反应的活化能最低；之前的转化率随温度升高而增大的原因是 。 (3)肼被视为一种极具应用潜力的化学储氢材料。肼释氢过程中发生的主副反应有： 反应序号 反应 化学平衡常数 主反应 反应i 副反应 反应ii ①已知，则 。 ②一定温度下，向恒容密闭容器内加入一定量，发生上述主副反应。经历反应均达到平衡，测得起始和平衡压强分别为和，混合物中的平衡分压为。在内反应ii的速率 ；的平衡转化率为 ；该温度下，反应i用分压表示的平衡常数 (分压总压物质的量分数)。 3．“绿水青山就是金山银山”，近年来，绿色发展、生态保护成为中国的新名片。 I．已知和下： ① ② ③ (1)表示燃烧热的热化学方程式为 。 Ⅱ．和在一定条件下反应可制得合成气，在密闭容器中分别通入和，发生反应： (2)该反应在 (填“高温”或“低温”)条件下能自发进行 (3)下列能判断达到平衡状态的是_______(填序号)。 A．一定温度下，容积固定的容器中，密度保持不变 B．容积固定的绝热容器中，温度保持不变 C．一定温度和容积固定的容器中，平均相对分子质量不变 D．和的物质的量之比不再改变 Ⅲ．利用电化学方法可以将有效地转化为(其中C元素的化合价为价)，装置如图所示。 (4)在该装置中，左侧电极为 (填“阴极”或“阳极”)。 (5)装置工作时，阴极除了生成，还可能生成副产物降低电解效率。已知：。 ①副产物可能是 (写出一种即可)。 ②标准状况下，当阳极生成氧气体积为时，测得整个阴极区内的，电解效率为 (忽略电解前后溶液的体积变化)。 (6)研究表明，溶液会影响转化为的效率。如图是(以计)在水溶液中各种存在形式的物质的量分数随变化的情况。 ①时，几乎未转化为，此时在溶液中的主要存在形式为 。 ②时，的转化效率较高，溶液中相应的电极反应式为 。 4．硫化氢广泛存在于自然界，且在生产中发挥着重要作用。 (1)天然气中普遍含有H2S，H2S和CH4重整制氢的反应为： ①H2S的空间结构为 。ΔH1= (用代数式表示)。 ②在一定条件下，只发生反应i，反应达到平衡后，下列说法正确的是 。 A．若升高反应温度时H2S的体积分数减小，则ΔH1<0 B．增大反应器的体积，H2S的平衡转化率增大 C．降低反应温度，反应i 的正、逆反应速率都减小 D．加入合适的催化剂，可以降低反应i的焓变 ③在金属硫化物的催化下发生反应i，催化机理如1，请补充机理图补充完整：X为 ，Y为 。 (2)H2S可用于沉淀工业废水中的重金属离子，发生反应ii：      (M2+为Cu2+或Hg2+) 室温下，往含有某种重金属离子的酸性废水中持续通入H2S，维持c(H2S)为0.1mol·L-1，调节溶液的pH。 测得溶液中-lgc(M2+)与溶液pH的关系如图. 已知：室温下，H2S的 Ka1=1.1×10-7，Ka2=1.3×10-13。 ①根据图中信息判断，Ksp(CuS) Ksp(HgS)(填“>”“<”或“=”)。 ②当M2+为Cu2+时，反应ii的平衡常数K= 。 ③Ksp(CuS)= (写出计算过程)。 5．将一定量纯净的氨基甲酸铵固体置于恒容密闭真空容器中(固体试样体积忽略不计)，在一定温度下达到分解平衡：。某同学实验测得不同温度下的平衡数据如下表所示。 温度/℃ 15 20 25 30 35 平衡总压强/kPa 5.7 8.3 12.0 17.1 24.0 回答下列问题： (1)分解反应属于 (填“放热”或“吸热”)反应， (填“>”或“=”“<”)0。 (2)20℃时，若在恒温下扩大容器体积，的质量将 (填“增加”“减少”或“不变”)。 (3)35℃时，的分解平衡常数 (以平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压物质的量分数)。 (4)下列可以判断该分解反应已经达到平衡的是 (填字母)。 a．    b．密闭容器中总压强不变 c．密闭容器中混合气体的密度不变    d．密闭容器中氨气的体积分数不变 6．二氧化碳加氢制备甲醇可以实现二氧化碳的转化利用，有利于二氧化碳的减排。回答下列问题： 反应A   CO2(g)＋H2(g)⇌H2O(g)＋CO(g)　ΔH1=＋41.1 kJ·mol-1； 反应B   CO(g)＋2H2(g)⇌CH3OH(g)　ΔH2=-90.1 kJ·mol-1. (1)CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为 。 (2)500 ℃时，在2 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应：CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡时体系压强为p0 MPa，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间的变化关系如图所示。 ①0～4 min内平均反应速率v(CO2)= 。 ②平衡时H2的转化率为 。 ③下列能说明该反应已达到平衡状态的是 (填字母)。 A．气体的密度不再变化 B．容器内气体的压强不再变化 C．v正(H2)=3v正(CH3OH) D．CO2、H2、CH3OH和H2O的浓度之比为1∶3∶1∶1 ④该温度下平衡常数Kp= MPa-2(用含p0的代数式表示，Kp为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。 7．研究氨及其合成工艺在工、农业上有着重要意义。回答下列问题： (1)研究发现铁催化剂表面上合成氨的反应历程如图所示，其中吸附在铁催化剂表面上的物种用“*”标注。 ①该反应历程中最大活化能对应步骤的化学方程式为 。 ②利于合成氨反应自发进行的条件是 (填“高温”或“低温”)。 ③标准状况下，的燃烧热为(，表示燃烧热的热化学方程式为 ；分子的空间结构为 。 (2)研究发现与NO的反应历程如下图所示。下列说法正确的是_______(填字母)。 A．该反应历程中形成了非极性键和极性键 B．每生成2molN_______2，转移的电子总数为 C．能降低总反应的焓变，提高反应速率 D．该反应历程中存在： (3)压强为20MPa下，以、(x代表物质的量分数)进料，反应达平衡时氮气的转化率与温度的结果如下图中曲线b所示。 ①若保持压强不变，以、、进料，则平衡时氮气的转化率与温度的结果是曲线 (填“a”或“c”)。判断的依据是 。 ②若保持压强不变，当平衡时，则该温度下，反应的平衡常数 (化为最简式)[对于气相反应，用某组分B的平衡压强代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数，记作，如，p为平衡总压强，为平衡系统中B的物质的量分数]。 8．研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。 (1)常温时，向溶液中滴加溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。 ①溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 ②向溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，发生反应的离子方程式为 。 ③图中a、b、c、d四个点中水的电离程度最大的是 。 (2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数： 化学式 HClO 电离平衡常数(K)    ①25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01mol/L，达到电离平衡时溶液中 。(已知：) ②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液pH关系为： (填“>”、“<”或“=”)。 ③实验测得0.5mol/L的溶液以及的pH随温度变化曲线如图所示。60℃，0.5mol/L的溶液中由水电离出的浓度是 。 (3)在水中，硒酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：，； ①25℃时，溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。 ②关于稀溶液，下列说法正确的是 。 A．溶液呈酸性，原因是电离程度大于水解程度 B．溶液中，水的电离受到抑制 C．加入少量固体，增大 D．加入少量NaOH固体，增大 9．Ⅰ.已知Na2S2O3与硫酸的反应为Na2S2O3＋H2SO4=Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O，某研究小组为研究外界条件对化学反应速率的影响，设计实验如表，请回答下列问题。 实验 编号 反应 温度 加入0.1mol/L Na2S2O3溶液的体积 加入0.1mol/L 硫酸溶液的体积 加入水 的体积 出现浑浊 的时间 ℃ mL mL mL s ① 20 2 2 0 t1 ② 40 2 V1 0 t2 ③ 20 1 2 V2 t3 (1)实验①②研究的是 对化学反应速率的影响，V1= 。 (2)实验①③研究的是 对化学反应速率的影响，V2= 。 (3) t1、t2、t3由大到小的顺序是 。 Ⅱ．某温度时，在2L的密闭容器中，X、Y、Z三种气体的物质的量随时间的变化曲线如图所示： (4)由图中所给数据进行分析，该反应的化学方程式为 。 (5)若上述反应中X、Y、Z分别为H2、N2、NH3，某温度下，在容积恒定为2.0L的密闭容器中充入2.0mol N2和2.0mol H2，一段时间后反应达平衡状态，实验数据如表所示： t/s 0 50 150 250 350 n(NH3)/mol 0 0.24 0.36 0.40 0.40 50—150s内的平均反应速率v(N2)= 。 (6)已知：键能指在标准状况下，将1mol气态分子AB(g)解离为气态原子A (g)、B(g)所需的能量，用符号E表示，单位为kJ/mol。N≡N的键能为946kJ/mol， H－H的键能为436kJ/mol，N－H的键能为391kJ/mol，则生成1mol NH3过程中ΔH= 。反应达到(5)中的平衡状态时，对应的能量变化的数值为 kJ。 (7)为加快反应速率，可以采取的措施是 。 a．降低温度    b．增大压强    c．恒容时充入He气 d．恒压时充入He气    e．及时分离NH3 10．合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如下： 温度(℃) 360 440 520 K值 0.036 0.010 0.0038 (1)①写出工业合成氨的化学方程式 。 ②由上表数据可知该反应为放热反应，理由是 。 ③理论上，为了增大平衡时的转化率，可采取的措施是 。(填序号) a．增大压强    b．使用合适的催化剂    c．升高温度    d．及时分离出产物中的 (2)原料气可通过反应获取，已知该反应中，当初始混合气中的恒定时，温度、压强对平衡混合气含量的影响如右图所示： ①图中，两条曲线表示压强的关系是： (填“>”、“=”或“<”)。 ②该反应为 反应(填“吸热”或“放热”)。 (3)原料气还可通过反应获取。 ①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1mol，反应达平衡后，测得的浓度为，则平衡时的转化率为 ，该温度下反应的平衡常数K值为 。 ②保持温度仍为T℃，改变水蒸气和的初始物质的量之比，充入容器进行反应，下列描述能够说明体系处于平衡状态的是 (填序号)。 a．容器内压强不随时间改变 b．混合气体的密度不随时间改变 c．单位时间内生成amol的同时消耗amol d．混合气中 11．回答下列问题。 (1)超音速飞机在平流层飞行时，尾气中的会破坏臭氧层。科学家正在研究利用催化技术将尾气中的和转变成和，化学方程式如下：；为了测定在某种催化剂作用下的反应速率，在某温度下用气体传感器测得不同时间的和浓度如下表： 时间 0 1 2 3 4 5 请回答下列问题(均不考虑温度变化对催化剂催化效率的影响)： ①写出该反应的平衡常数表达式 。 ②前2s内的平均反应速率 。 ③在上述条件下反应能够自发进行，则反应的 0，(填写“>”、“<”、“=”)，温度升高，K (填“增大”“减小”“不变”)。 ④假设在密闭容器中发生上述反应，达到平衡时下列措施能提高转化率的是 。 a．选用更有效的催化剂        b．升高反应体系的温度 c．降低反应体系的温度        d．缩小容器的体积 ⑤在温度和体积保持不变的条件下，能够说明该反应达到平衡状态的标志是 。 a．反应混合物各组分物质的量浓度相等 b．、、、分子数之比为2：2：2：1 c．混合气体的密度保持不变 d．单位时间内消耗的同时，就有生成 (2)锌及其化合物用途广泛，火法炼锌以闪锌矿(主要成分是)为主要原料，涉及的主要反应有： 反应的 。 12．研究化学反应中的能量变化具有重要价值。 (1)在中和热的测定实验中，取盐酸和溶液进行反应。NaOH浓度大于盐酸浓度的原因是 。 (2)通过化学键的键能可计算化学反应的反应热。 共价键 键能/ 413 436 463 745 则和反应生成和气态水的热化学方程式为： 。 (3)水煤气变换反应为。若无催化剂时该反应体系的相对能量随反应过程变化如图所示，则该反应的= (用含、的代数式表示)。已知该反应在固体催化剂M催化下分两步完成： I．　 Ⅱ．　 在图中画出该反应在M催化下的相对能量-反应过程示意图 (已知M的相对能量为0) (4)已知反应在恒温、恒容的密闭容器中进行，和的投料浓度均为，的平衡转化率为a，则该温度下反应的平衡常数 。 13．利用催化氧化反应将转化为是工业上生产硫酸的关键步骤，发生反应：。请回答下列问题： (1)反应过程的能量变化如图所示，则该反应为 (填“放热”或“吸热”)反应。 (2)恒温恒容时，下列措施能使该反应速率增大的是 (填字母，下同)。 a．增加的浓度        b．选择高效催化剂        c．充入氦气        d．适当降低温度 (3)下列情况能说明该反应达到化学平衡状态的是 。 a．        b．恒温恒容时，混合气体的密度不再随时间变化 c．的物质的量不再变化        d．三者的浓度之比为 (4)某次实验中，在容积为的恒温密闭容器中通入和，反应过程中部分物质的物质的量随反应时间的变化如图所示。 ①时， (填“>”“<”或“=”)。 ②用的浓度变化表示内反应的平均速率是 。 ③反应达到平衡时，的转化率为，则 。 14．氨在国民经济中占有重要地位。 (1)合成氨工业中，合成塔中每产生，放出热量。 ①工业合成氨的热化学方程式是 。 ②若起始时向容器内放入和，达平衡后放出的热量为Q，则Q(填少“<”、“<”或“=”) 。 ③已知： 键断裂吸收的能量约等于 。 (2)工业生产尿素的原理是以和为原料合成尿素，反应的化学方程式为，该反应的平衡常数和温度关系如下： 165 175 185 195 K 111.9 74.1 50.6 34.8 ①焓变(填“>”、“<”或“=”) 0。 ②在一定温度和压强下，若原料气中的和的物质的量之比(氨碳比)，下图是氨碳比与平衡转化率的关系。随着x增大而增大的原因是 。 ③上图中的B点处，的平衡转化率为 。 15．钠及其化合物在生产、生活中具有广泛的用途，回答下列问题： (1)常温下，分别用的溶液滴定的溶液和的溶液，滴定曲线如图所示。 已知：和均为一元酸；常温下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成时，放出57.3kJ的热量。 ①溶液和溶液的反应为 (填“放热”或“吸热”)反应。 ②常温下，若将溶液与溶液一次性迅速倒入简易量热计中，充分混合后，理论上所测得的中和反应反应热 (填“>”“<”或“=”)。 ③酸性： (填“>”“<”或“=”)。 (2)工业上电解饱和食盐水制氯气的原理如图所示。 ①装置工作时，能量的转化形式主要是 (填“化学能”或“电能”，下同)转化为 。 ②该离子交换膜为 (填“阴”或“阳”)离子交换膜。 ③装置工作时，右侧工作室溶液的pH (填“增大”或“减小”)。 ④装置工作时，该电解池发生的总反应的离子方程式为 。 1．减少的排放、捕集并利用是我国能源、环保领域的一个重要战略方向。 Ⅰ．航天员呼吸所用的循环利用，原理为Bosch反应： ； 热力学中规定由最稳定单质生成1mol某物质的焓变称为该物质的标准生成焓，最稳定单质的标准生成焓规定为0. 标准生成焓(符号：) 数值 (1)Bosch反应的 ，在 (填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。 Ⅱ．催化重整制，原理为在体积相等的多个恒容密闭容器中，分别充入和，在不同温度下反应相同时间，测得的转化率与温度的关系如图所示。已知该反应的速率方程为，，其中为速率常数，只受温度影响。 (2) O(填“>”或“<”)。 (3)a点时反应速率 (填“>”“<”或“=”)。 (4)温度下反应达到平衡时，气体总压强为pkPa，则温度下反应的 (列出计算式)。 Ⅲ．催化合成甲醇，原理为，反应进程如下图所示(吸附在催化剂表面的物质用*标注，TS代表过渡态)。 (5)反应进程中甲醇分子从催化剂表面上“脱附”下来，需要 (填“吸收”或“放出”)能量，降低步骤 (填反应方程式)的能垒，能有效加快甲醇的生成速率。 (6)恒定总压和碳氢投料比时，在不同温度下反应相同时间后甲醇的产率如图所示。当温度高于520K时，甲醇的产率随温度升高而下降的原因可能为 (写两条)。 2．催化加氢制甲醇涉及到的反应如下： I．   II．   III．   回答下列问题： (1) ，反应I能自发进行的条件是 （填标号）。 a．高温b．低温c．任意温度d．无法判断 (2)实验测得反应II的，。已知，其中为活化能，为速率常数，和为常数；为平衡常数。则 （用含、、的代数式表示），图中线变为线的过程可能改变的条件是 。 (3)压力下，往密闭容器中充入和，平衡时、、的摩尔分数随温度变化的曲线如图所示，则线对应物种为 （填化学式）。时，体系中的摩尔分数 ，反应II的平衡常数 （用含、的代数式表示）。 3．燃煤烟气中、CO等有害气体会污染环境，用CO还原脱除制硫磺，对工业生产具有重要的意义。涉及的主要反应有： Ⅰ：   Ⅱ：   Ⅲ：   (1)反应   。 (2)550℃下，催化CO还原的反应过程如图1所示。 ①过程中，起催化作用的物质为 (填化学式)，步骤ⅰ的化学方程式为 ，中间产物COS的电子式为 。 ②下列说法正确的是 。 a．燃煤烟气中氧气含量越大，还原过程中硫磺的产率越高 b．刚性容器中，混合气体密度保持不变，说明反应均达到平衡状态 c．向反应体系中添加适量活性炭，可以提高还原过程中的转化率 (3)测得550℃，不同进料比下，的平衡转化率和硫磺产率如图2所示(图中起始投料固定为1mol)。 ①表示平衡转化率的曲线为 (填“m”或“n”)。 ②在投料比时，升高温度，CO和的转化率之比增大，可能的原因是 。 ③初始压强为kPa的恒容容器中，进料比为2.5时，反应I的平衡常数 (为平衡分压代替平衡浓度的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。 4．甲烷是最简单的有机化合物，可用于制备多种化工原料。 Ⅰ.  CH4-H2O重整制CO和H2 CH4与H2O重整主要发生下列反应： ① CH4(g)＋H2O(g)=CO(g)＋3H2(g) ② CO(g)＋H2O(g)=CO2(g)＋H2(g) 保持起始投料n(CH4)=n(H2O)=1 mol，相同压强下，CH4与H2O平衡时物质的量随温度的变化如图1所示；不同压强下，CH4的平衡转化率随温度的变化如图2所示。 (1)图1中，代表CH4的曲线为 (填字母)。 (2)图2中，压强p1、p2、p3中最大的为 。压强为p3、温度为650 ℃，测得平衡时H2的物质的量为1.9 mol，则CO的物质的量为 mol。 Ⅱ. CH4-CO2直接合成乙酸 (3)已知CH4(g)和CH3COOH(g)的燃烧热分别为890 kJ·mol-1和923 kJ·mol-1。请分析反应CH4(g)＋CO2(g)=CH3COOH(g)能否自发及其原因： 。 Ⅲ.利用CH4燃料电池可以电解制备Ca(H2PO4)2，并得到副产物NaOH、H2、Cl2等，装置如图所示。 (4)分析上图中a电极上发生的电极反应为 。 (5)①K膜为 离子交换膜(填“阴”或“阳”)，可在产品室得到Ca(H2PO4)2。 ②a极上通入标准状况下2.24 L CH4，阳极室Ca2+减少 mol。 5．空气中含量的控制和资源利用具有重要意义。 (1)和一定条件下可以合成甲醇，但是该过程往往存在副反应ii。 反应i：   反应ii：   则反应在 (选填“高温”、“低温”或“任意温度”)下可以自发进行。 (2)恒压下将和按体积比混合，在不同催化剂作用下发生反应i和反应ii，在相同的时间段内的选择性和产率随温度的变化如图。 已知：选择性。 ①在上述条件下合成甲醇的工业条件是 。 ②，升高温度甲醇的选择性降低但甲醇的产率增大，其原因是 。 (3)光催化重整技术也是研究热点。以为光催化剂，光照时，价带失去电子并产生空穴(，具有强氧化性)，在导带获得电子生成CO和，价带上直接转化为CO和，反应机理如图所示： 在Rh表面，每生成1mol CO，则价带产生的空穴()数为 ；价带上的电极反应式可表示为 。 (4)利用配位化学原理也可以实现的捕捉和释放，从而实现的回收利用。上图是一种含锌配合物捕捉和释放的反应过程，请在方框内画出转化中间体的结构式 。 / / 学科网（北京）股份有限公司 $$ 限时练习：40min 完成时间： 月 日 天气： 暑假作业20 化学反应原理综合题 1.无论是用某一反应物表示还是用某一生成物表示，由于Δc是取浓度变化的绝对值，因此，其化学反应速率都取正值，且是某一段时间内的平均速率。除了用物质浓度的变化量表示反应速率外，还可以用物质质量、物质的量、压强、体积的变化量表示。 2.化学反应速率可用反应体系中一种反应物或生成物浓度的变化来表示，一般是以最容易测定的一种物质表示，书写时应标明是什么物质的反应速率。 3.在一定温度下，固体和纯液体物质，其单位体积里的物质的量保持不变，即物质的量浓度为常数，因此它们的化学反应速率也被视为常数。由此可知，现在采用的表示化学反应速率的方法还有一定的局限性。 4.在同一反应中，用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值可能不同，但这些数值所表达的意义是相同的即都是表示同一反应的速率。各物质表示的反应速率的数值有相互关系，彼此可以根据化学方程式中的各化学计量数进行换算。 5.一般来说在反应过程中都不是等速进行的，因此某一时间内的反应速率实际上是这一段时间内的平均速率。 6.由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变其用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 7.压强对化学反应速率的影响是通过改变反应物浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，要从反应物浓度是否发生改变的角度来分析。若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变，如恒容时通入稀有气体来增大压强，反应速率不变（因为浓度未改变）。 8.改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。 9.其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增加的程度不同。 10.在不同条件下进行的反应物和生成物相反的反应不是可逆反应。 11.各物质的物质的量之比等于方程式的化学计量数之比时，不一定是平衡状态，因为此条件并不能说明各组分的物质的量不再变化了。 12.化学平衡的建立与途径无关，既可以从正反应方向(投入反应物)，也可以从逆反应方向(投入生成物)建立。 13.某一可逆反应，在一定条件下达到了平衡，化学反应速率再改变时，平衡不一定发生移动，如反应前后气体体积不变的 反应，增大压强或使用催化剂，速率发生变化，但平衡不移动。如果平衡发生了移动，则化学反应速率一定发生了改变。 14.化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率不一定增大，若有多种反应物的反应，当增大某一反应物的浓度，化学平衡向正反应方向移动，只会使别的反应物的转化率增大，但该物质的转化率反而减小。 15.增加固体或纯液体的量，化学平衡不移动，因为当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或液体物质时，由于其“浓度”是恒定 的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或液体的量，对化学反应速率以及化学平衡均无影响，但要注意固体的表面积对化学反应速率的影响。 16.化学平衡发生移动时，化学平衡常数不一定改变，只有温度改变，平衡常数才会改变。 17.要记清楚最基本的速率时间图，如改变反应物或生成物的浓度导致速率变化时，正反应和逆反应速率中有一支与原平衡点相连。若同时改变反应物和生成物浓度(或改变压强、温度、使用催化剂)则与原平衡点相脱离。记住先到达平衡表示温度高，压强大。根据平衡图像分析可逆反应特点时，往往从最高点以后进行分析，也就是说研究的对象必须是已建立平衡的反应。 18.改变浓度和压强不能改变活化分子百分数，但能改变单位体积活化分子数，故能改变反应速率。改变温度和使用催化剂均能改变活化分子百分数，使单位体积活化分子数改变，从而改变反应速率。 19.勒夏特列原理只适用于判断“改变一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据平衡移动原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据平衡移动原理进行判断。例如，N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压同时又降温，则平衡向正反应方向移动。高温、高压 催化剂 20.正、逆反应的平衡常数互为倒数；若化学方程式中各物质的化学计量数都扩大或缩小至原来的n倍，则化学平衡常数变为原来的n次幂或次幂；两方程式相加得到新的化学方程式，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积。 21.代入平衡常数表达式的是平衡浓度，而不是任意时刻的浓度，更不能将物质的量代入，反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“l”而不代入公式。 22.化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。 23.起始浓度、平衡浓度不一定符合化学计量数之比，但物质之间是按化学计量数之比反应和生成的，故各物质的浓度变化之比一定等于化学计量数之比，这是计算的关键。 24.反应能否自发进行需综合考虑焓变和熵变对反应的影响，复合判据ΔH－TΔS<0的反应不一定能够实际发生，只是指出了在该条件下化学反应自发进行的趋势，还要考虑化学反应的快慢问题。 25.判断一个化学反应能否自发进行，若无任何外加条件，可以认为我们所学过的化学反应(电解反应除外)都是能够自发进行的。 26．升高温度，不论吸热还是放热反应，也不论正反应速率还是逆反应速率都增大。 27．向恒温恒容已达平衡的反应体系中，充入“惰性气体”(不参加反应的气体)，对平衡无影响。 28．增大压强(缩小体积)，化学平衡向气体物质的量减小的方向移动，但v正、v逆均增大。 29．平衡常数K只受温度影响，既与任何一种反应物或生成物的浓度变化无关，也与压强的改变无关。 30．对于一个可逆反应，若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应。 三层必刷：巩固提升+能力培优+创新题型 1．回答下列问题： (1)已知：①2NaOH(s)+CO2(g)=Na2CO3(s)+H2O(g)　ΔH1=-127.4 kJ/mol ②NaOH(s)+CO2(g)=NaHCO3(s)　ΔH2=-131.5 kJ/mol 反应2NaHCO3(s)=Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g)的ΔH= kJ/mol。 (2)已知：25℃、101 kPa时，1.00gCH4完全燃烧生成稳定的化合物放出55.6 kJ热量，书写甲烷燃烧热的热化学方程式 。 (3)已知①As(s)+H2(g)+2O2(g)=H3AsO4(s)ΔH1；②H2(g)+O2(g)=H2O(l)　ΔH2；③2As(s)+O2(g)=As2O5(s)　ΔH3.则反应As2O5(s)+3H2O(l)=2H3AsO4(s)的ΔH = 。 已知H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l) ΔH=−57.3kJ·mol−1，回答有关中和反应的问题。 (4)如图装置中仪器A的名称 。 (5)碎泡沫塑料的作用是 。 (6)中和热是指在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生1molH2O(1)时放出的热量。中和热的测定实验中，下列操作可能造成测定值偏大的是 。 A．用浓NaOH溶液代替碱溶液 B．使用了稍过量的酸 C．将两种溶液的体积均增大一倍 D．向酸溶液中缓缓加入碱溶液，并搅拌均匀 【答案】(1)+135.6 (2)CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(L) ΔH= -889.6 kJ/mol (3)2ΔH1-3ΔH2-ΔH3 (4)玻璃搅拌器 (5)保温隔热，防止热量损失 (6)A 【详解】（1）根据盖斯定律，反应①-2×②得到反应2NaHCO3(s)=Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g)的ΔH=-127.4 kJ/mol-2×(-131.5 kJ/mol)= +135.6 kJ/mol； （2）1molCH4完全燃烧生成稳定的化合物放出55.6 kJ×16=889.6 kJ热量，甲烷燃烧热的热化学方程式CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(L) ΔH= -889.6 kJ/mol； （3）根据盖斯定律，反应①×2-②×3-③可得反应As2O5(s)+3H2O(l)=2H3AsO4(s)的ΔH =2ΔH1-3ΔH2-ΔH3； （4）装置中仪器A的名称是玻璃搅拌器； （5）碎泡沫塑料的作用是保温隔热，防止热量损失； （6）A．浓NaOH溶液稀释放热，造成测定值偏大，A正确； B．使用了稍过量的酸，能保证碱完全反应，对结果没有影响，B错误； C．中和热是指在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生1molH2O(1)时放出的热量，将两种溶液的体积均增大一倍，对结果没有影响，C错误； D．向酸溶液中缓缓加入碱溶液，热量散失较多，造成测定值偏小，D错误； 故选A。 2．甲烷是重要的气体燃料和化工原料，由制取合成气()的反应原理为。回答下列问题： (1)若生成，吸收热量，相关化学键的键能(断裂化学键所吸收的能量)，如表所示。 化学键 键能/ 414 436 467 ①的键能为 (用含a的式子表示)。 ②当体系温度等于TK时，温度大于T时 (填“>”“<”或“=”)0。 (2)在体积为1L的恒容密闭容器中通入和，在不同条件下发生反应，测得平衡时的体积分数与温度、压强的关系如图所示。 ①X表示 (填“温度”或“压强”)，该反应的平衡常数表达式 。 ②m、n、q点的平衡常数由大到小的顺序为 。 ③若q点对应的纵坐标为30，此时甲烷的转化率为 ，该条件下平衡常数 (保留两位有效数字)。 【答案】(1) 1282−4a < (2) 压强 q>n>m 25% 0.19 【详解】（1）①若生成7g CO，吸收热量a kJ，则生成1mol CO吸收热量为4a kJ，设C≡O(CO)的键能为x，ΔH=断键吸收的总能量−形成化学键放出的总能量=4×414+2×467−x−3×436=+4a kJ/mol ，解出x=1282−4a； ②该反应ΔH>0，并且该反应是一个气体体积增大、熵增大的反应，可知ΔS>0，当体系温度等于T K时ΔH−TΔS=0，温度大于T时，ΔH不变，ΔS>0，可得出：ΔH−TΔS<0； （2）① 该反应正反应吸热，升高温度，化学平衡正向移动，H2O(g)的体积分数减小，根据曲线可以判断出横坐标是温度，该反应是一个气体体积增大的反应，增大压强，化学平衡逆向移动，H2O(g)的体积分数增大，可以判断出X1>X2，即X表示的是压强；该反应的平衡常数表达式Kc=； ②该反应正反应吸热，升高温度，化学平衡常数增大，由图可知温度：q>n>m，所以，m、n、q点的平衡常数由大到小的顺序为：q>n>m；③列出三段式： 由题意可知：，计算出x=0.25，此时甲烷的转化率为： ，该条件下平衡常数Kc===0.19。 3．汽车尾气系统中均安装了催化转化器以减少尾气污染。 ．汽车尾气中含有大量和等有害物质，会对人体健康和环境产生危害。 (1)汽车尾气中产生的原因为 (用化学方程式表示)。 ．在催化剂作用下，汽车尾气中的和可转化成CO2和N2，其反应为：。 (2)反应过程中的能量变化如图所示，该反应为 (填“吸热”或“放热”)反应。 (3)在恒温恒容密闭容器中发生上述反应，下列情况能说明该反应达到化学平衡的有___________(填标号)。 A．和的物质的量之比为 B．单位时间内生成的同时消耗 C．容器内的压强不再变化 D．的含量保持不变 (4)在体积相同的三个恒容密闭容器中按下表进行实验，三组实验中随时间t变化的曲线如图所示(已知：其他条件不变时，催化剂的比表面积越大，催化效率越高)。 编号 催化剂的比表面积 i 280 80 ii 280 x iii 360 80 ①结合图、表信息，表中x 80(填“>”“<”或“=”)。 ②由实验 (填编号，下同)和实验 可得出结论：温度越高，的转化速率越大。 ③实验i开始至的平均反应速率为 (用含的代数式表示)；实验iii达到平衡时的转化率为 (已知：转化率是指已被转化的反应物的物质的量与其初始的物质的量之比)。 【答案】(1) (2)放热 (3)CD (4) > i iii 50% 【详解】（1）空气中的氮气和氧气在汽车汽缸内的放电条件下生成一氧化氮，化学方程式为：； （2）根据反应过程-能量图可知，反应物的总能量>生成物的总能量，所以该反应属于放热反应； （3）A．反应开始时加入反应物，反应正向进行时和的物质的量之比始终维持不变，故和的物质的量之比为不能说明反应已达到平衡，A错误； B．单位时间内生成的同时消耗，均表示正反应速率，不能说明反应是否达到平衡，B错误； C．该反应为气体分子数减小的反应，当容器内的压强不再变化时，能说明反应达到化学平衡，C正确； D．反应开始时加入反应物，反应正向进行时的含量保持不断减少，若的含量保持不变，则能说明反应达到化学平衡，D正确； 故答案为：CD； （4）①由曲线图可知，在t1时，实验ii的反应速率大于实验i，结合已知信息，其他条件不变时，催化剂的比表面积越大，催化效率越高，故表中x>80； ②实验i和实验iii只有温度不同，催化剂的比表面积相同时，由实验i和实验iii可得出结论：温度越高，的转化速率越大； ③实验i开始至t1时，消耗了 ，生成了，则的平均反应速率为；实验iii达到平衡时，的转化率为。 4．肼(N2H4)是一种高能燃料，常温下呈液态，在工业生产中用途广泛。请回答下列问题： (1)肼分子中的氮原子均满足8电子稳定结构，则其电子式为 。 (2)101kPa，液态肼与氧气充分反应生成水蒸气和一种无污染的气体。每消耗16 g肼，反应放热267 kJ，则该反应的热化学方程式为 。 (3)某化学兴趣小组设计了一种肼−空气燃料电池，除能将化学能转化为电能外，还能淡化海水(以饱和食盐水模拟海水)，同时获得浓盐酸、NaOH浓溶液两种副产品。其工作原理如图： ①电极B作该燃料电池的 (填“正极”或“负极”)，电极A的电极反应式为 。 ②N膜为 交换膜(填“阳离子”或“阴离子”)。 ③当电路中转移0.2 mol电子时，正极室的质量增加 g。 【答案】(1) (2)N2H4(l) + O2(g) = N2(g) + 2H2O(g) ΔH＝−534 kJ∙mol−1 (3) 正极 N2H4 – 4e− = N2 + 4H+ 阳离子 6.2 【详解】（1）肼分子中的氮原子均满足8电子稳定结构，N的价电子数为5，通过共用3个电子对达到8电子稳定结构，则其电子式为； （2）液态肼与氧气充分反应生成水蒸气和一种无污染的气体，该气体为，每消耗16 g肼，物质的量为0.5mol,反应放热267 kJ，1mol液态肼与氧气充分反应生成水蒸气和氮气放出热量为534 kJ，则该反应的热化学方程式为； （3）①肼中N从-2价升高为0价，发生氧化反应，为负极，则电极B为正极，电极反应为：，电极A的电极反应式为：； ②N膜中发生了Na+从左到右的转移，在右侧得到浓NaOH，因此N为阳离子交换膜； ③正极反应式为，同时转移进入4个Na+，因此当转移0.2mol电子时，质量增加：molO2与0.2molNa+共mol×32g/mol+0.2mol×23g/mol=6.2g。 5．氨基甲酸铵()在医药试剂、电子元件等领域有着广泛的应用。某制备氨基甲酸铵的反应为：　。 回答问题： (1)该反应的熵变 0(填、、) (2)已知：　 　 则反应的 。 (3)T℃下，向1L恒容密闭容器中通入和，反应达到平衡时测得容器中。则平衡常数K值为 ；既能提高平衡转化率又能提高反应速率的措施是 。 (4)恒温恒压下，将与通入加有催化剂的密闭容器，在相同反应时间内测得组分含量随温度的变化曲线如图所示，催化剂的最佳催化温度为 。随着温度的升高，物质的量下降的原因是 。 【答案】(1) (2) (3) 适当增加浓度(或加压) (4) 40℃ 该反应是放热反应，升温平衡向逆反应方向移动，减少；同时温度升高导致催化剂活性下降 【详解】（1）是气体体积减小的反应，该反应的熵变0。 （2）已知：①　；② 　；③　；由盖斯定律可知，①+②+③可得的=。 （3）根据已知条件列出“三段式” 则平衡常数K值为=，适当增加浓度或加压可以使平衡正向移动，既能提高平衡转化率又能提高反应速率。 （4）由图可知，40℃时，氨基甲酸铵的物质的量最高，催化剂的最佳催化温度为40℃，随着温度的升高，物质的量下降的原因是：该反应是放热反应，升温平衡向逆反应方向移动，减少；同时温度升高导致催化剂活性下降。 6．为实现碳中和，研究人员开发了双功能催化剂，它具有吸收二氧化碳和将其吸收的二氧化碳与氢气反应转化为甲烷的功能，过程中发生的反应为CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)。已知：断开1mol物质中的化学键所要吸收的能量如表。 物质 CO2(g) H2(g) CH4(g) H2O(g) 吸收能量 1490kJ∙mol−1 436kJ∙mol−1 1652kJ∙mol−1 926kJ∙mol−1 (1)该反应的反应物总能量 (填“>”或“<”)生成物总能量；每有1molCH4参与反应，反应CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g) (填“放出”或“吸收”) kJ能量。 (2)某温度下，在2L的密闭容器中冲入n(CO2)：n(H2)=1：5的混合气体，发生上述反应，n(CO2)和n(CH4)随时间变化如图所示 ① 0-2min内，用H2表示该反应的平均反应速率v(H2)= mol∙L−1∙min−1；到达5min时，c(H2O)= mol∙L−1。 ②下列条件的改变对其反应速率无影响的是 。 A．保持体积不变，充入N2使体系压强增大 B．保持压强不变充入N2使容器体积变大 ③若到达x点时，H2的物质的量占反应体系内总物质的量之和的一半，则此时n(CO2)= mol。 【答案】(1) > 吸收 270kJ (2) 0.5 0.8 A 【详解】（1）CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)的，则该反应的反应物总能量大于生成物总能量，则每有1molCH4参与反应，反应CH4(g)+2H2O(g)CO2(g)+4H2(g)吸收270kJ能量。 （2）①由图可知，2min时，CH4的物质的量为0.5mol，此时c(CH4)==0.25mol/L，v(CH4)=mol·L-1·min-1，化学反应速率之比等于化学计量数之比，因此vH2=4×0.125 mol·L-1·min-1=0.5 mol·L-1·min-1；反应达到平衡时，生成了0.8mol的CH4，即生成了1.6mol的H2O，c(H2O)=； ②A．保持体积不变，充入氮气，氮气不参与反应，反应体系中的各物质的浓度不变，则反应速率不变，故A正确； B．保持压强不变，充入氮气，使容器的体积变大，反应体系中各物质的浓度减小，则反应速率减小，故B错误； 故答案为A。 ③初始状态n(CO2)=1mol，由于n(CO2)：n(H2)=1：5，则n(H2)=5mol，根据反应方程式可知，到达x点时n(CO2)=(1-x)mol、n(H2)=(5-4x)mol、n(CH4)=xmol、n(H2O)=2xmol，则反应体系内总物质的量为5mol，H2的物质的量占反应体系内总物质的量之和的一半，则此时，x=mol，n(CO2)=mol。 7．合成气(CO、H2)可由煤、天然气和生物质等非石油路线获得，由合成气制取甲醇是科研工作者的研究热点。回答下列问题： (1)已知：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)  ΔH1=-49kJ•mol-1 CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH2=+41kJ•mol-1 则CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)  ΔH3= ，该反应 (填高温或低温)自发。 (2)在一恒温恒容的密闭容器中发生反应 CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，下列说法不能说明该反应达到化学平衡状态的是___________(填字母)。 A．体系的压强保持不变 B．混合气体的密度保持不变 C．2v(H2)正=v(CH3OH)逆 D．CH3OH的浓度保持不变 (3)在一定条件下，在容积恒定为VL的密闭容器中充入1molCO与2molH2在催化剂作用下合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。CO转化率与温度、压强的关系如图所示： ①由图可知p1 (填“>”“<”或“=”)p2。 ②图中b、c、d三点的化学平衡常数为Kb、Kc、Kd，从大到小的顺序为 。 ③下列措施中能够同时满足增大正反应速率和提高CO转化率的是 (填字母)。 A．使用高效催化剂    B．降低反应温度 C．再充入2molCO与4molH2   D．不断将甲醇从体系混合物中分离出来 【答案】(1) -90kJ•mol-1 低温 (2)BC (3) < Kb=Kd>Kc C 【详解】（1）已知：①CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)△H=-49kJ·mol-1；②CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)△H2=+41kJ·mol-1；根据盖斯定律：①-②可得CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)△H3=-90kJ•mol-1；该反应熵减、放热，根据反应自发进行，可知该反应在低温下自发进行； （2）A．该反应是一个气体总量可变的可逆反应，当混合气体的总量不再发生变化，体系的压强也就不再发生变化，反应达到平衡状态，故A不符合题意； B．恒容的密闭容器中，反应前后混合和气体的总质量保持不变，所以混合气体的密度始终保持不变，不能判定反应是否达到平衡状态，故B符合题意； C．2v(H2)正=v(CH3OH)逆，虽然体现了正逆反应的速率方向，但不满足速率之比和物质的系数成正比的规律，反应没有达到平衡状态，故C符合题意； D．CH3OH的浓度保持不变，正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故D不符合题意； 故选BC； （3）根据图象变可推知，当压强不变时，升高温度，一氧化碳的转化率减小，平衡向左移动，该反应正反应为放热反应；当温度不变时，压强由p1→p2，一氧化碳的转化率增大，平衡向正反应方向移动，该反应为气体体积减小的可逆反应，所以应该是增大压强，所以p1<p2； ①根据以上分析可知，p1<p2； ②平衡常数只受温度的影响，200℃时，Kb=Kd；该反应为放热反应，c点温度高于200℃，升高温度，平衡左移，Kc减小，所有Kb=Kd>Kc； ③A．使用高效催化剂，可以加快反应速率，但是平衡不移动，一氧化碳的转化率不变，故A不选； B．降低反应温度，反应速率减慢，故B不选； C．在体积不变的情况下，再充入2molCO与4molH2，与原平衡相比，等效于加压过程，平衡正向移动，反应速率加快，一氧化碳的转化率增大，故C可选； D．不断将甲醇从体系混合物中分离出来，相当于减小生成物浓度，反应速率减慢，故D不选； 故选C。 8．工业合成氨是人类科学技术的重大突破，其反应原理为。回答下列问题： (1)氮的固定分为人工固氮和 。 (2)已知部分化学键断裂或形成时的能量变化如图。则合成氨工业中，每产生 （填“释放”或“吸收”） 能量。 (3)相同温度下，在容积均为的恒容密闭容器甲、乙中，分别投入和发生上述反应，其中乙提前加入适量的铁触媒。甲、乙容器中随时间的变化如表： 时间/min 0 5 10 15 20 25 甲中 1.00 0.75 0.72 0.70 0.70 中 1.00 0.70 0.70 0.70 0.70 0.70 ①铁触媒的作用是 。 ②表中的值可能为 （填选项字母）。 A．0.90            B．0.85            C．0.80            D．0.70 ③甲容器中反应达到平衡时，的转化率为 。 (4)向另一恒温恒容密闭容器中充入和，测得气体的总压强随时间的变化如图。点正反应速率 点逆反应速率（填“>”“<”或“=”）；点容器中气体的总物质的量为 mol。 【答案】(1)自然固氮 (2) 释放 90.8 (3) 催化剂，加快反应速率 BC 30% (4) > 3.2 【详解】（1）氮的固定是指将游离态的氮转化为氮的化合物的过程，氮的固定分为人工固氮和自然固氮； （2）由反应式可知，当生成2molNH3时，键断裂吸收的热量为：946kJ+3×436kJ=2254 kJ，键形成释放的热量为2×3×390.8 kJ=2344.8 kJ，则每产生2molNH3释放(2344.8-2254)kJ=90.8 kJ的能量； （3）①由题表中数据判断，乙容器达到平衡时所用时间比甲短，反应速率较快，则铁触媒的作用是作催化剂； ②建立平衡过程中，正反应速率逐渐减小，由表格数据可得：，即0.875>a>0.78，则表中的值可能为0.85、0.80，故选BC； ③甲容器中达到平衡时有0.70mol N2，则N2的转化率为； （4）合成氨反应是气体分子数减少的反应，向另一恒温恒容密闭容器中充入和，反应开始至达到平衡过程，气体的总压强不断减小，则m点反应正向进行，即m点：，点反应达到平衡，即点：，且反应正向进行过程中正反应速率不断减小，则点正反应速率>点逆反应速率；设点容器中气体的总物质的量为x，恒温恒容条件下，气体压强之比等于其物质的量之比，则有，x=3.2mol。 9．能源是现代文明的原动力，电池与我们的生活和生产密切相关。 (1)事实证明，能设计成原电池的反应通常是放热反应，下列化学反应在理论上可以设计成原电池的有___________(填字母)。 A． B． C． D． (2)甲、乙两位同学想探究铝电极在原电池中的作用，两人均用镁片和铝片作电极，但甲同学将电极放入稀硫酸中，乙同学将电极放入溶液中，实验装置如下图所示。 写出乙装置铝电极的电极反应式： 。 (3)“神舟九号”飞船的电源系统共有3种，分别是太阳能电池帆板、镉镍蓄电池和应急电池。在紧急状况下，应急电池会自动启动，工作原理为，其正极的电极反应式为 。 (4)目前正在研发的高能量密度燃料电池车，是以肼()燃料电池作为动力来源，电池结构如图所示。 ①起始时正极区与负极区KOH溶液浓度相同，工作一段时间后，KOH浓度较大的是 (填“正”或“负”)极区。 ②该电池负极的电极反应式为 。 【答案】(1)C (2) (3)Ag2O+2e-+H2O=2OH-+2Ag (4) 正 N2H4+4OH- −4e-=N2+4H2O 【分析】能设计成原电池的反应通常是放热反应，且为氧化还原反应。在原电池中，还原剂在负极失去电子发生氧化反应，电子从负极流出，电子沿着导线流向正极，正极上氧化剂得到电子发生还原反应，内电路中阴离子移向负极、阳离子移向正极。 【小题1】A．为吸热反应，故A错误； B．，是放热反应但属于非氧化还原反应，故B错误； C．是放热反应，且为氧化还原反应，故C正确； D．为吸热反应，故D错误； 故答案为C。 【小题2】将铝片和镁片用导线相连，甲中镁为负极、铝为正极，电池总反应为Mg+2H+=Mg2++H2↑；乙中铝为负极、镁为正极，电池总反应为2Al+2NaOH+6H2O=2NaAl(OH)4+3H2↑，乙装置铝电极的电极反应式为。 【小题3】紧急状况下，应急电池自动启动，放电时，氧化银作正极，氧化银得到电子被还原为银单质，故正极的电极反应式为Ag2O+2e-+H2O=2OH-+2Ag； 【小题4】①燃料电池工作时，氧气为正极反应物，氧气得电子被还原，正极电极反应式为：O2 ＋2H2O＋4e- =4OH-，负极上肼失电子生成氮气，电极反应式为N2H4+4OH--4e-=N2+4H2O，故工作一段时间后，KOH浓度较大的是正极区； ②该电池负极反应物为肼，由图知，肼失去电子被氧化为氮气，电极反应式为N2H4+4OH--4e-=N2+4H2O。 10．按要求回答下列问题： (1)下列变化中属于吸热反应的是 。 铝片与稀盐酸的反应将胆矾加热变为白色干冰汽化 氯酸钾分解制氧气甲烷在氧气中的燃烧反应 与盐酸的反应 (2)在体积为的密闭容器中，充入和，一定条件下反应：，测得和的浓度随时间变化如下图所示： 从到， 。 第分钟时 第分钟时(填、或)。 (3)电化学法处理SO2是目前研究的热点。利用过氧化氢吸收SO2可消除SO2污染，设计装置如图所示。 ①正极的电极反应式为 ②若11.2L(标准状况)SO2参与反应，则迁移H+的物质的量为 。 【答案】(1)②④⑥ (2) (3) 1mol 【详解】（1）①铝片与稀盐酸的反应是放热反应； ②将胆矾加热变为白色粉末是吸热反应； ③干冰汽化是物理变化； ④氯酸钾分解制氧气是吸热反应；⑤甲烷在氧气中的燃烧反应是放热反应； 与盐酸的反应是吸热反应； 故选：②④⑥； （2）①从3min到9min，v(H2)=3v(CO2)= 0.125mol/(L·min)； ②第9分钟时反应达到平衡状态，则有v正(CH3OH)=v逆(CH3OH)，反应3min到9min过程是建立平衡的过程，v正(CH3OH)逐渐减小，第9分钟时v逆(CH3OH)<第3分钟时v正(CH3OH)； （3）①正极的过氧化氢得到电子发生还原反应生成水，电极反应式为； ②若11.2L(标准状况为0.5mol)SO2参与反应，二氧化硫中硫化合价由+4变为+6，转移电子0.5mol×2=1.0mol，则迁移H+的物质的量为1mol。 11．含氮物质在自然界中有着广泛的分布和形态。 (1)已知： 反应I． ； 反应Ⅱ． 。 则反应2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g) 。 (2)若反应2NO2(g)⇌N2O4(g)在体积为1L的恒容密闭容器中进行，保持温度不变，达到平衡后，向反应容器中再充入少量NO2，，重新达到平衡后和原平衡相比，NO2的体积分数 (填“增大”、“减小”或“不变”)。 (3)已知： △H<0。T°C时，在有催化剂的恒容密闭容器中充入N2和H2。下图为不同投料比[]时某反应物X的平衡转化率变化曲线。反应物X是 (填“N2或H2”)。 在其他条件相同时，下图为分别测定不同压强、不同温度下，合成氨反应N2的平衡转化率。 L表示 (填“温度”或“压强”)，其中X1 X2(填“>”或“<”)。 (4)最新“人工固氮”的研究报道：常温常压、光照条件下，N2在催化剂表面与某物质发生反应，相应的平衡常数表达式为K=。 ①写出上述反应的化学方程式 。 ②已知该反应的平衡常数K与温度的关系如图，则此反应的正反应 。(填“吸热“放热”或“不能确定”) 【答案】(1)-113 (2)减小 (3) N2 压强 ＜ (4) N2(g)+6H2O(l)⇌4NH3(g)+3O2(g) 吸热 【详解】（1）根据盖斯定律，反应I-2×反应Ⅱ得反应2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g) ； （2）反应为气体分子数减小的反应，达到平衡后，向反应容器中再充入少量NO2，相当于增大压强，重新达到平衡后，在原平衡基础上平衡正向移动，则NO2的体积分数减小； （3）若增大氢气的投料，平衡正向移动，氢气自身的平衡转化率降低，促使氮气的平衡转化率升高，所以反应物X表示N2； 反应为气体分子数减小的放热反应；恒温增大压强，平衡正向移动；正反应放热，升高温度平衡逆向移动；随L值增大，N2的平衡转化率增大，说明平衡正向移动，则L表示压强，X表示温度，温度越高，N2的平衡转化率越低，则X1<X2。 （4）①化学平衡常数等于生成物的浓度系数次方与反应物的浓度系数次方之比；由平衡常数表达式，结合质量守恒，反应中还会有液态水参与反应，上述反应的化学方程式N2(g)+6H2O(l)⇌4NH3(g)+3O2(g)。 ②随着温度升高，K值增大，则平衡正向移动，则正反应为吸热反应。 12．氨是重要的化工产品，其生产流程如图(1)所示。 (1)工业合成氨在合成塔中进行原理为：，已知断开所需能量946kJ，断开所需能量436kJ，断开所需能量391kJ，该反应生成放出 kJ的热量。 (2)下列说法正确的是___________。 A．利用压缩机进行加压有利于更快更多的生产氨气 B．热交换器可以预热原料气，提高氨的产率 C．当断裂键的同时生成键则说明合成氨反应已达平衡 D．催化剂既可以加快反应速率，也可以提高氨的平衡产率 (3)在2L恒容密闭容器中通入一定量的和，在一定条件下进行反应：，测得部分气体的物质的量随时间变化关系如下图所示： X代表的物质是： ；反应至25分钟时，用X表示反应的平均速率为： (4)研究表明，采用新型铁改性的镍金属陶瓷作电极，可以增强对氨利用的催化活性，提高质子陶瓷燃料电池的性能，工作原理如上图，质子固体电解质可以允许通过，请写出氨气这一极的电极方程式： ；当消耗时，可产生氮气在标况下的体积为： L。 【答案】(1)46 (2)A (3) 0.006 (4) 44.8 【详解】（1）结合数据计算，反应的焓变为，因此该反应生成放出46kJ的热量。 （2）A．已知该反应的正反应是一个气体分子数减小的反应，利用压缩机进行加压，平衡正向移动且反应速率加快，因此有利于更快更多的生产氨气，故A正确； B．已知该反应的正反应是放热反应，热交换器可以冷却进入的原料气，从而使得体系温度降低，平衡正向移动，从而提高氨气的产率，故B错误； C．当断裂1mol N≡N键的同时生成2mol N—H键，都描述的是正反应，不能说明正逆反应速率相等，因此无法说明合成氨反应已达平衡，故C错误； D．使用催化剂，可加快反应速率，但是平衡不移动，因此氨的平衡产率不变，故D错误； 故选A。 （3）在化学反应中，物质的量变化量之比等于化学计量数之比，由图可得，，故X为；反应至25分钟时，转化了0.3mol，平均反应速率为。 （4）由图可知，NH3转化为N2，N元素化合价从-3价升高为0价，失去电子，则电极a为负极，负极的电极反应式为；O2转化为H2O，O元素化合价从0价降低为-2价，得到电子，则电极b为正极，正极的电极反应式为，当消耗时，转移12mol电子，可产生氮气为2mol，在标况下的体积为。 13．为减轻大气污染，在汽车尾气排放口加装“催化净化器”，可将尾气中的有害气体CO、NO转化为参与大气循环的无毒混合气体，可改善空气质量，回答下列问题。 (1)汽车尾气中NO生成过程的能量变化如图所示。1 mol N2和1 mol O2完全反应生成NO会 (填“吸收”或“放出”)能量。 (2)一种新型催化剂能使NO和CO发生反应：2NO + 2CO2CO2 + N2。已知：增大催化剂的比表面积可提高该反应速率。为了验证温度、催化剂的比表面积对化学反应速率的影响规律，某同学设计了三组实验，如表所示： 实验编号 t /︒C NO初始浓度/ mol·L-1 CO初始浓度/ mol·L-1 催化剂的比表面积/m2·g-1 Ⅰ 280 1.20 × 10 -3 5.80 × 10 -3 82 Ⅱ 280 1.20 × 10 -3 5.80 × 10 -3 124 Ⅲ 350 a 5.80 × 10 -3 82 ①表中a= 。 ②能验证催化剂的比表面积对化学反应速率影响规律的实验是 (填实验编号)。 ③实验Ⅰ和实验Ⅱ中，NO的物质的量浓度c(NO)随时间t的变化曲线如图所示，其中表示实验Ⅱ的是曲线 (填“甲”或“乙”)。 (3)在容积固定的绝热容器中能发生反应：2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+ N2(g)，不能说明该反应已达到平衡状态的是_______(填字母)。 A．气体的平均相对分子质量保持不变 B．气体的压强保持不变 C．2 v逆(NO)= v正(N2) D．气体的密度保持不变 (4)CO还可以与H2反应制备CH3OH，CH3OH可作为燃料使用，用CH3OH和O2组合形成的质子交换膜燃料电池的结构示意图如下： 电池总反应为2CH3OH+3O2 = 2CO2+4H2O，甲醇从 （填“a”或“b”）处进料，则电极c是 (填“正极”或“负极”)，电极d反应的电极方程式为 ，若线路中转移2 mol电子，则上述CH3OH燃料电池，消耗的O2在标准状况下的体积为 L。 【答案】(1)吸收 (2) 1.20×10-3 Ⅰ和II 乙 (3)CD (4) a 负极 O2+4e-+4H+=2H2O 11.2 【详解】（1），反应物键能总和-生成物键能总和，则该反应生成会吸收热量。 （2）①验证温度对化学反应速率的影响，只能是温度不同，其他条件必须相同，对比实验和可知。 ②要验证催化剂的比表面积对化学反应速率影响规律，对比实验中只有催化剂表面积不同，其他条件应该相同，三组实验中只有实验和的催化剂的比表面积不同，其他条件均相同，即通过对比实验和可验证催化剂的比表面积对化学反应速率影响。 ③催化积的比表面积大，反应速率快，达到平衡所需时间短，由图可知，曲线乙代表的实验的反应速率快，实验的催化剂的比表面积大，其他条件与相同，则表示实验的是曲线乙。 （3）A．由于反应不是等体积反应，左右两边气体的物质的量不同，气体的平均相对分子质量是变量，当气体的平均相对分子质量保持不变，说明反应达到平衡，A不符合题意； B．反应左右两边气体的物质的量不同，当压强不变，说明到达平衡状态，B不符合题意； C．正逆反应速率相等时即 ，不能说明反应已达到平衡状态，C符合题意； D．由于容器体积不变，气体质量不变，气体的密度不是变量，当气体的密度保持不变，不能说明反应已达到平衡状态，D符合题意； 故选CD。 （4）根据电池中电子转移方向和氢离子移动方向可知，电极是负极，失去子，则电极是正极，得到电子。燃料作为燃料电池负极反应的主要物质，所以甲醇从口加入。电极是氧气在此处得到电子，其电极反应式为：。根据正极反应式，线路中转移电子，则消耗氧气，所以消耗的氧气在标准状况下的体积为：。 14．物质变化和能量变化在化学研究中占据核心地位，它们不仅是化学反应的基本特征，也是化学研究的重要对象。通过深入研究这些变化，可以更好地理解和利用化学反应，为人类的生产和生活带来更多的可能性。请回答以下问题： (1)如图所示，有关化学反应和能量变化的说法，不正确的是___________(填字母)。 A．反应物比生成物稳定 B．该反应一定需要加热才能发生 C．表示的是吸热反应的能量变化 D．不可以表示强酸与强碱发生中和反应的能量变化 (2)化学反应的焓变与反应物和生成物的键能有关。 已知： 共价键 键能 436 247 则键的键能为 。 (3)如图是与反应生成和的过程中能量变化示意图。 ①请写出该反应的热化学方程式： 。 ②若在该反应体系中加入催化剂，则对反应热 (填“有”或“无”)影响。 (4)金属钛()在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石转化为，再进一步还原得到钛。转化为有直接氯化法和碳氯化法。在1000℃时反应的热化学方程式如下： i．直接氯化： ii．碳氯化： 则反应的。 (5)“氧弹量热仪”可以测定蔗糖的燃烧热，“氧弹”是一个耐高温高压可通电点火的金属罐，将蔗糖和足量氧气充入“氧弹”中点燃，产生的热量被“氧弹”外的水吸收，通过测定水温的变化从而计算出蔗糖的燃烧热。已知：蔗糖的质量为，其摩尔质量是；量热计中水的质量为，水的比热容为；忽略金属“氧弹”吸收的热量。反应前后所测水温如下表。 序号 点火前温度/℃ 燃烧后测得的最高温度/℃ 1 20.73 22.63 2 20.76 21.25 3 20.72 22.82 ①上述蔗糖燃烧放出的热量Q= J。 ②请写出蔗糖燃烧的热化学方程式： 。 【答案】(1)BD (2)434 (3) NO2(g)+CO(g)=NO(g)+CO2(g) ΔH = −252 kJ/mol 无 (4)-223 (5) 6000c C12H22O11(s) + 12O2(g) =12CO2(g) +11H2O(l) ΔH=-1200c kJ/mol 【详解】（1）A．物质的能量越低，越稳定，由图可知，反应物的能量低于生成物，则反应物比生成物稳定，A正确； B．由图可知，反应物的能量低于生成物，该反应为吸热反应，吸热反应不一定需要加热才能发生，B错误； C．由图可知，反应物的能量低于生成物，该反应为吸热反应，C正确； D．由图可知，反应物的能量低于生成物，该反应为吸热反应，强酸与强碱发生中和反应的过程中放热，该图像不可以表示强酸与强碱发生中和反应的能量变化，D错误； 故选BD。 （2）ΔH=反应物的总键能- 生成物的总键能=436 kJ/mol+ 247 kJ/mol-2×E(H-Cl)= ，则 E(H-Cl) = 434 kJ/mol。 （3）①由题图提供的E1=134 kJ/mol、E2=386 kJ/mol可推知，该反应的焓变ΔH = E1-E2 = 134 kJ/mol-386kJ/mol=-252 kJ/mol，对应热化学方程式为：NO2(g)+CO(g)=NO(g)+CO2(g) ΔH = −252 kJ/mol； ②若在该反应体系中加入催化剂，只改变反应途径，不改变反应的热效应，则对反应热没有影响。 （4）利用盖斯定律，将反应ⅱ-ⅰ得的-51-172 =-223。 （5）①利用表中数据，计算三次实验中反应前后的温度变化分别为实验1：1.9℃，实验2：0.49℃，实验3：2.1℃，由于实验2的测定结果与另两次实验的误差过大，数据不能采用。反应放出的热量Q= c J·g-1·C-1×3000g×℃=6000cJ； ②蔗糖的物质的量为=0.005mol，则1mol蔗糖燃烧放出的量为=1.2×106cJ=1200ckJ，蔗糖燃烧的热化学方程式：C12H22O11(s) + 12O2(g) =12CO2(g) +11H2O(l) ΔH=-1200c kJ/mol。 15．三氧化钼是石油工业中常用的催化剂，也是瓷轴药的颜料，该物质常使用辉钼矿(主要成分为)通过一定条件来制备，回答下列相关问题。已知： ①          ② ③ (1)则的 (用含的代数式表示)。 (2)若在恒温恒容的容器中加入一定量，仅发生反应。 ①下列说法正确的是 (填字母)。 a．气体的密度不变，则反应一定达到了平衡状态 b．气体的相对分子质量不变，反应不一定处于平衡状态 c．增加的量，平衡正向移动 ②当上述反应达到平衡时，在时刻改变条件，时刻反应再次达到平衡状态，如下图所示。改变的条件为 ；改变的条件为 。 (3)在2L恒容密闭容器中充入和，若仅发生反应：，后反应达到平衡，此时容器压强为起始时的，则内，的反应速率为 。 (4)在恒温恒容密闭容器中，若初始时加入足量的并通入7.0molO2，仅发生反应：。平衡时测得氧气的转化率为50%，容器的压强为5.50MPa，则该反应的平衡常数 (用气体平衡分压代替气体平衡浓度计算，分压=总压×气体的物质的量分数，写出计算式即可)。 (5)中国科学院大学以为电极材料，利用电化学催化还原制备。用计算机模拟在电极材料表面发生还原反应的历程如图所示(*表示微粒与的接触位点)：依据反应历程图中数据，你认为电催化还原生成的选择性 (填“高于”或“低于”)生成的选择性，理由是 。 【答案】(1) (2) ab 加压或增大S2浓度 加入(正)催化剂 (3)0.05mol·L-1·min-1 (4) (5) 高于 生成CO的中间体的活化能高于生成HCOOH的中间体的活化能 【详解】（1）由盖斯定律，反应2×①+2×②+③得反应，则； （2）①a．容器体积始终不变，而反应中气体的质量为变量，则混合气体的密度不变，说明反应已达平衡，正确； b．该反应只有S2(g)是气体，气体的相对分子质量始终不变，因此气体的相对分子质量不变时，反应不一定处于平衡状态，正确； c．为固体，增加的量，不影响平衡的移动，错误； 故选ab； ②该正向反应为气体体积增加的反应；如图，t1时刻，v(逆)瞬间增大，且v(逆)> v(正)，平衡逆向移动，则t1改变的条件为加压或增大S2浓度；t3时刻，v(正)、v(逆)均瞬间增大，且v(正)=v(逆)，平衡不移动，则t3改变条件为加入正催化剂； （3）在2L恒容密闭容器中，充入和，仅发生反应：，后反应达到平衡，此时容器压强为起始时的，则总的物质的量为2.5mol×80%=2mol，反应为气体分子数减小1的反应，则反应S2(g)2.5mol-2mol=0.5mol，内，的反应速率为； （4）平衡时测得氧气的转化率为50%，则反应3.5mol氧气； 总的物质的量5.5mol，该反应的平衡常数； （5）过渡态物质的总能量与反应物总能量的差值为活化能，即图中峰值越大则活化能越大，峰值越小则活化能越小，活化能越小反应越快，活化能越大反应越慢，由图，生成CO的中间体的活化能高于生成HCOOH的中间体的活化能，故电催化还原生成的选择性高于生成的选择性。 1．CH4与CO2的处理：通过下列反应，可将CH4与CO2转化：(正反应为吸热反应)。 (1)写出CH4的电子式 。 (2)CO2属于_______。 A．强电解质 B．弱电解质 C．酸 D．氧化物 (3)上述过程中的能量变化可以用下图表示，则“？”处应填 。 (4)能判断该反应达到平衡状态的是_______。 A． B．CH4、CO2的分子数之比为1：1 C．CH4、CO2、CO、H2的浓度相等 D．CH4、CO2、CO、H2的浓度不随时间变化 (5)一定温度下，在1L密闭容器中充入1molCH4(g)和1molCO2(g)，发生上述反应，测得CH4气体的物质的量随时间变化关系如图所示： ①2 min时， (填“>”“＜”或“=”)。 ②0~4 min内CO2(g)的平均反应速率 。 ③4min后，若降低反应体系的温度，反应平衡的移动方向是 。 A．正向移动    B．逆向移动    C．不移动    D．无法确定 【答案】(1) (2)D (3) (4)D (5) > B 【详解】（1） 甲烷为共价化合物，电子式为：； （2）CO2熔融状态不能电离，水溶液中二氧化碳本身也不能电离，为非电解质；其含2种元素一种为氧，属于氧化物；故选D； （3）已知，CH4与CO2转化：，该正反应为吸热反应，生成物能量大于反应物能量，则“？”处应填：； （4）A. 正逆反应速率比等于系数比，，则正逆反应速率不相等，反应没有定达到平衡状态，故不选A； B. CH4、CO2的分子数之比为1：1，不能判断浓度是否还发生改变，反应不一定平衡，故不选B； C. CH4、CO2、CO、H2的浓度相等，不能判断浓度是否还发生改变，反应不一定平衡，故不选C； D. CH4、CO2、CO、H2的浓度不随时间变化，则平衡不再移动，说明反应一定达到平衡状态，故选D； 故选D。 （5）①根据图，2min后CH4的物质的量继续减小，说明此时反应正向进行，>。 ②0~4 min内甲烷的物质的量减少0.4mol，则二氧化碳的物质的量减少0.4mol，二氧化碳的平均反应速率。 ③正反应为吸热反应，4min后，反应已经平衡，若降低反应体系的温度，则反应平衡逆向进行，故选B。 2．氨气是一种重要的化工原料，在很多领域有重要的应用。请回答下列问题： (1)已知：合成氨反应，经计算合成氨反应在下能自发进行，其计算过程为 。 (2)丙烯腈在农药、香料、金属缓蚀剂或液晶材料等方面应用广泛，氨氧化法是丙烯腈的重要生产方法，其制备原理为。向一定温度下的恒容密闭容器中充入、，在不同催化剂作用下发生上述反应，相同时间内的转化率随温度的变化如图所示(假设无副反应发生、温度对催化剂的活性无影响)。 ①从微观角度分析，单位时间内断裂键的同时 (填“断裂”或“形成”)键 ，反应达到化学平衡状态。 ②使用催化剂 (填“I”“II”或“III”)，该反应的活化能最低；之前的转化率随温度升高而增大的原因是 。 (3)肼被视为一种极具应用潜力的化学储氢材料。肼释氢过程中发生的主副反应有： 反应序号 反应 化学平衡常数 主反应 反应i 副反应 反应ii ①已知，则 。 ②一定温度下，向恒容密闭容器内加入一定量，发生上述主副反应。经历反应均达到平衡，测得起始和平衡压强分别为和，混合物中的平衡分压为。在内反应ii的速率 ；的平衡转化率为 ；该温度下，反应i用分压表示的平衡常数 (分压总压物质的量分数)。 【答案】(1) (2) 断裂 2 I 温度越高，反应速率越快(合理即可) (3) 2 【详解】（1）该反应是体积减少的放热反应，［-92.4-298×(-200)×10-3] =-32.8＜0，故上述反应在常温下能自发进行。 （2）①单位时间内消耗(断裂键)的同时消耗(断裂键)，反应达到化学平衡状态，因此当断裂键的同时断裂2键，反应达到化学平衡状态。 ②由图可判断，相同温度下，催化剂I对应的转化率最大，说明催化剂I的催化效率最高，反应的活化能最小；之前，温度越高，反应速率越快，因此的转化率随温度升高而增大。 （3）①反应ⅲ：，根据盖斯定律，，。 ②在内反应ii的速率；设反应i中的分压变化为xKPa：，混合物中的平衡分压为，则反应ii：即。的平衡转化率为。反应i用分压表示的平衡常数。 3．“绿水青山就是金山银山”，近年来，绿色发展、生态保护成为中国的新名片。 I．已知和下： ① ② ③ (1)表示燃烧热的热化学方程式为 。 Ⅱ．和在一定条件下反应可制得合成气，在密闭容器中分别通入和，发生反应： (2)该反应在 (填“高温”或“低温”)条件下能自发进行 (3)下列能判断达到平衡状态的是_______(填序号)。 A．一定温度下，容积固定的容器中，密度保持不变 B．容积固定的绝热容器中，温度保持不变 C．一定温度和容积固定的容器中，平均相对分子质量不变 D．和的物质的量之比不再改变 Ⅲ．利用电化学方法可以将有效地转化为(其中C元素的化合价为价)，装置如图所示。 (4)在该装置中，左侧电极为 (填“阴极”或“阳极”)。 (5)装置工作时，阴极除了生成，还可能生成副产物降低电解效率。已知：。 ①副产物可能是 (写出一种即可)。 ②标准状况下，当阳极生成氧气体积为时，测得整个阴极区内的，电解效率为 (忽略电解前后溶液的体积变化)。 (6)研究表明，溶液会影响转化为的效率。如图是(以计)在水溶液中各种存在形式的物质的量分数随变化的情况。 ①时，几乎未转化为，此时在溶液中的主要存在形式为 。 ②时，的转化效率较高，溶液中相应的电极反应式为 。 【答案】(1) (2)高温 (3)BC (4)阳极 (5) (或等其他合理答案) (6) 【详解】（1）燃烧热是在101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量；由盖斯定律可知，①+②+2×③得反应； （2），反应能够自发进行，该反应为吸热的熵增反应，则在高温下能够自发进行； （3）A．一定温度下，容器体积和气体质量始终不变，则混合气体的密度始终不变，因此不能说明反应已达平衡； B．容积固定的绝热容器中，反应进行伴随能量变化，温度保持不变，则平衡不再移动，达到平衡状态； C．一定温度和容积固定的容器中，混合气体的平均摩尔质量M= m/n，气体质量不变，但是气体的总物质的量随反应进行而改变，所以M会发生改变，当M不变时，反应达到平衡； D．和的投料比等于反应中系数比，则物质的量之比为定值，其不再改变不能说明反应已达平衡； 故选BC； （4）利用电化学方法可以将有效地转化为，由图，在该装置中，右侧电极上二氧化碳得到电子发生还原反应转化为，为阴极，则左侧电极为阳极； （5）①阴极水中氢得到电子发生还原反应生成氢气，或二氧化碳得到电子发生还原反应生成CO，故副产物可能是(或等其他合理答案)。 ②阳极反应为水失去电子发生氧化反应生成氧气：，标准状况下，当阳极生成氧气体积为时（为0.01mol），则转移电子0.04mol，测得整个阴极区内的，为0.017mol，结合生成的反应中碳化合价由+4变为+2，存在，则电解效率为。 （6）①据图可知当pH>12时，在溶液中的主要存在形式为； ②据图可知当pH=8.5时，在溶液中的主要存在形式为，得电子被还原成HCOO-，电解反应式为。 4．硫化氢广泛存在于自然界，且在生产中发挥着重要作用。 (1)天然气中普遍含有H2S，H2S和CH4重整制氢的反应为： ①H2S的空间结构为 。ΔH1= (用代数式表示)。 ②在一定条件下，只发生反应i，反应达到平衡后，下列说法正确的是 。 A．若升高反应温度时H2S的体积分数减小，则ΔH1<0 B．增大反应器的体积，H2S的平衡转化率增大 C．降低反应温度，反应i 的正、逆反应速率都减小 D．加入合适的催化剂，可以降低反应i的焓变 ③在金属硫化物的催化下发生反应i，催化机理如1，请补充机理图补充完整：X为 ，Y为 。 (2)H2S可用于沉淀工业废水中的重金属离子，发生反应ii：      (M2+为Cu2+或Hg2+) 室温下，往含有某种重金属离子的酸性废水中持续通入H2S，维持c(H2S)为0.1mol·L-1，调节溶液的pH。 测得溶液中-lgc(M2+)与溶液pH的关系如图. 已知：室温下，H2S的 Ka1=1.1×10-7，Ka2=1.3×10-13。 ①根据图中信息判断，Ksp(CuS) Ksp(HgS)(填“>”“<”或“=”)。 ②当M2+为Cu2+时，反应ii的平衡常数K= 。 ③Ksp(CuS)= (写出计算过程)。 【答案】(1) V形 ∆H2 + ∆H3 − ∆H4 B C CH4 H2S (2) ＞ 1016 1.43×10−36 【详解】（1）①H2S分子中中心S原子价层电子对数为，S原子采用sp3杂化，S原子上含有2对孤电子对，分子是V形分子；由盖斯定律可知，ΔH1=∆H2 + ∆H3 − ∆H4； ②在一定条件下，只发生反应i，反应达到平衡； A．若升高反应温度，H2S的体积分数减小，说明平衡正向移动，则正反应为吸热反应，ΔH1>0，错误； B．反应为气体分子数增大的反应，增大反应器的体积，物质浓度减小，则平衡正向移动，导致H2S的平衡转化率增大，正确； C．降低反应温度，活化分子比例减小，反应i 的正、逆反应速率都减小，正确； D．加入合适的催化剂，可以降低反应活化能，加快反应速率，但不改变反应的焓变，错误； 故选BC； ③由反应机理、结合质量守恒，X为CH4，Y为H2S。 （2）①溶液中pH=1时，，维持c(H2S)为0.1mol·L-1，则，；根据图中坐标（1,33），则，根据图中坐标（1,17），则；则Ksp(CuS)>Ksp(HgS)； ②由①分析，，当M2+为Cu2+时，反应ii的平衡常数1016。 ③由①分析，Ksp(CuS)= 。 5．将一定量纯净的氨基甲酸铵固体置于恒容密闭真空容器中(固体试样体积忽略不计)，在一定温度下达到分解平衡：。某同学实验测得不同温度下的平衡数据如下表所示。 温度/℃ 15 20 25 30 35 平衡总压强/kPa 5.7 8.3 12.0 17.1 24.0 回答下列问题： (1)分解反应属于 (填“放热”或“吸热”)反应， (填“>”或“=”“<”)0。 (2)20℃时，若在恒温下扩大容器体积，的质量将 (填“增加”“减少”或“不变”)。 (3)35℃时，的分解平衡常数 (以平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压物质的量分数)。 (4)下列可以判断该分解反应已经达到平衡的是 (填字母)。 a．    b．密闭容器中总压强不变 c．密闭容器中混合气体的密度不变    d．密闭容器中氨气的体积分数不变 【答案】(1) 吸热 > (2)减少 (3)2048 (4) 【详解】（1）升高温度，平衡总压强增大，说明升温平衡正向移动，则正反应是吸热反应，该反应是气体体积增大的反应，则； （2）若在恒温下扩大容器体积，相当于减压，平衡正向移动，的质量将减少； （3）35℃时，平衡总压强为24kPa，结合反应可知p(NH3)=16kPa，p(CO2)=8kpa，K= (16kPa)2×8kpa=2048(kPa)3； （4）a．当，无法表明正逆反应速率相等，无法判定平衡状态，a不选； b．反应物是固体，密闭容器体积不变，压强是变量，当总压强不变可判定达到平衡状态，b选； c．反应物是固体，容器中气体质量是变量，体积不变，则密度是变量，当密度不变时，可定达到平衡状态，c选； d．根据生成物的系数可知，氨气的体积分数始终保持不变，d不选； 故选bc。 6．二氧化碳加氢制备甲醇可以实现二氧化碳的转化利用，有利于二氧化碳的减排。回答下列问题： 反应A   CO2(g)＋H2(g)⇌H2O(g)＋CO(g)　ΔH1=＋41.1 kJ·mol-1； 反应B   CO(g)＋2H2(g)⇌CH3OH(g)　ΔH2=-90.1 kJ·mol-1. (1)CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为 。 (2)500 ℃时，在2 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应：CO2(g)＋3H2(g)⇌CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡时体系压强为p0 MPa，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间的变化关系如图所示。 ①0～4 min内平均反应速率v(CO2)= 。 ②平衡时H2的转化率为 。 ③下列能说明该反应已达到平衡状态的是 (填字母)。 A．气体的密度不再变化 B．容器内气体的压强不再变化 C．v正(H2)=3v正(CH3OH) D．CO2、H2、CH3OH和H2O的浓度之比为1∶3∶1∶1 ④该温度下平衡常数Kp= MPa-2(用含p0的代数式表示，Kp为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。 【答案】(1) (2) 0.125mol/(L· min) 75% B 【详解】（1）反应 反应 将反应A+B式可得：，由盖斯定律得该反应的=ΔH1+ΔH2=+41.1 kJ∙mol-1+(-90.1 kJ∙mol-1)=-49.0 kJ∙mol-1，则CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为：； （2）①内平均反应速率； ②平衡时，则，H2转化率为； ③A．混合气体质量不变，容器容积不变，则气体的密度始终不变，所以气体的密度不再变化时，不能说明该反应已达到平衡状态，A不符合题意； B．该反应是气体分子数减少的反应，反应开始至达到平衡过程，恒容密闭容器内气体的压强不断减小，则容器内气体的压强不再变化时，能说明该反应已达到平衡状态，B符合题意； C．与均为正反应方向的速率，并未体现正、逆反应速率相等，不能说明该反应已达到平衡状态，C不符合题意； D．CO2、H2、CH3OH和H2O浓度之比为1∶3∶1∶1，不能说明各组分浓度不变，则不能说明该反应已达到平衡状态，D不符合题意； 故选B； ④根据题意可列出三段式： 平衡后气体总物质的量浓度为(0.25+0.75+0.75+0.75)mol/L=2.5mol/L，CO2、H2、CH3OH和H2O的物质的量分数分别为、、、，其分压分别为、、、，则该温度下平衡常数 MPa-2。 7．研究氨及其合成工艺在工、农业上有着重要意义。回答下列问题： (1)研究发现铁催化剂表面上合成氨的反应历程如图所示，其中吸附在铁催化剂表面上的物种用“*”标注。 ①该反应历程中最大活化能对应步骤的化学方程式为 。 ②利于合成氨反应自发进行的条件是 (填“高温”或“低温”)。 ③标准状况下，的燃烧热为(，表示燃烧热的热化学方程式为 ；分子的空间结构为 。 (2)研究发现与NO的反应历程如下图所示。下列说法正确的是_______(填字母)。 A．该反应历程中形成了非极性键和极性键 B．每生成2molN_______2，转移的电子总数为 C．能降低总反应的焓变，提高反应速率 D．该反应历程中存在： (3)压强为20MPa下，以、(x代表物质的量分数)进料，反应达平衡时氮气的转化率与温度的结果如下图中曲线b所示。 ①若保持压强不变，以、、进料，则平衡时氮气的转化率与温度的结果是曲线 (填“a”或“c”)。判断的依据是 。 ②若保持压强不变，当平衡时，则该温度下，反应的平衡常数 (化为最简式)[对于气相反应，用某组分B的平衡压强代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数，记作，如，p为平衡总压强，为平衡系统中B的物质的量分数]。 【答案】(1) 低温 三角锥形 (2)AD (3) a 相同温度下，恒压充入稀有气体，反应物分压减小，平衡逆向移动 【详解】（1）①根据图中信息过渡态4活化能最大的步骤，该反应历程中最大活化能对应步骤的化学方程式为NH2*+H*=NH3*；②由反应历程知该反应为放热反应，故有利于合成氨反应自发进行的条件是低温。③由燃烧热定义知，燃烧热的热化学方程式为；NH3中N的价层电子对数为=4，所以中心原子杂化方式为sp3，所以NH3的空间构型为三角锥形。 （2）A．该反应历程中形成了水中的氢氧极性键和氮气中的氮氮非极性键，A正确； B．由图可知，总反应为氨气、一氧化氮、氧气在催化剂作用下生成氮气和水，反应为4NH3+4NO+O24N2+6H2O，电子转移关系为，则每生成2molN2，转移的电子总数为6NA，B错误； C．Fe3+为反应的催化剂，能降低总反应的活化能，提高反应速率，亚铁离子为反应中间产物，C错误； D．由图可知，该反应历程中存在：，D正确； 故选AD。 （3）①若保持压强不变，以x(H2)=0.675、x(N2)=0.225、x(Ar)=0.1进料相当于减小压强，平衡向逆反应方向移动，氮气的转化率减小，所以平衡时氮气的转化率与温度的结果是曲线a，故答案为：a；相同温度下，恒压充入稀有气体会使反应物分压减小，平衡逆向移动； ②设起始充入反应物总量为1mol，平衡时消耗氮气amol，由题意可建立如下三段式： 由平衡时氨气的物质的量分数可得：=0.2，解得a=，则平衡时氮气、氢气和氨气的物质的量分数为0.2、0.6、0.2，反应的平衡常数为Kp==，故答案为：。 8．研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。 (1)常温时，向溶液中滴加溶液，得到溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。 ①溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是 。 ②向溶液中滴加NaOH溶液到a点的过程中，发生反应的离子方程式为 。 ③图中a、b、c、d四个点中水的电离程度最大的是 。 (2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数： 化学式 HClO 电离平衡常数(K)    ①25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01mol/L，达到电离平衡时溶液中 。(已知：) ②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液pH关系为： (填“>”、“<”或“=”)。 ③实验测得0.5mol/L的溶液以及的pH随温度变化曲线如图所示。60℃，0.5mol/L的溶液中由水电离出的浓度是 。 (3)在水中，硒酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：，； ①25℃时，溶液的pH (填“>”“<”或“=”)7。 ②关于稀溶液，下列说法正确的是 。 A．溶液呈酸性，原因是电离程度大于水解程度 B．溶液中，水的电离受到抑制 C．加入少量固体，增大 D．加入少量NaOH固体，增大 【答案】(1) a (2) 4.2×10-4mol/L ＜ (3) ＞ BC 【详解】（1）①硫酸氢铵溶液中，硫酸氢铵在溶液中电离出氢离子、铵根离子和氢氧根离子，铵根离子在溶液中水解生成一水合氨和氢离子，则溶液中离子浓度大小顺序为； ②NH4HSO4溶液中滴加NaOH，OH－先与NH4HSO4电离出H＋反应，当加入100mLNaOH时，NaOH恰好与NH4HSO4电离出H＋反应完全，离子方程式为； ③a、b、c、d四个点，根据反应量的关系，a点恰好消耗完H＋，溶液中只有与，b、c、d三点溶液均含有，(NH4)2SO4可以促进水的电离，而抑制水的电离，所以a点水的电离程度最大； （2）①初始醋酸浓度为0.01mol/L，醋酸电离平衡常数为1.75×10-5，则有，氢离子浓度等于醋酸根离子浓度，醋酸浓度约为0.01mol/L，则氢离子浓度为mol/L=4.2×10-4mol/L； ②次氯酸的电离平衡常数大于的电离平衡常数，则次氯酸根离子的水解程度小于的水解程度，因此等浓度的NaClO和两种溶液，的pH更大； ③温度升高至60℃，溶液中由水电离出的浓度等于醋酸根离子水解得到的氢氧根离子浓度，从图像中可知，醋酸钠的pH=7.9，水的pH=6.5，所以此时Kw=，则醋酸钠中由水电离出的浓度=； （3）①由硒酸的第二步电离并不完全可知，常温下硒酸根离子在溶液中水解使溶液呈碱性，所以硒酸钠溶液的pH大于7； ②A．由硒酸是一种强酸，第一步电离是完全的可知，硒酸氢根离子在溶液中不能发生水解反应，所以硒酸氢钠溶液呈酸性是因为硒酸氢根离子在溶液中部分电离出氢离子所致，故错误； B．由硒酸是一种强酸，第一步电离是完全的，第二步电离并不完全可知，硒酸氢根离子在溶液中部分电离出氢离子会抑制水的电离，故正确； C．向溶液中加入少量硒酸钠固体，溶液中硒酸根离子浓度增大，第二步电离的电离平衡左移，溶液中硒酸氢根离子浓度增大，故正确； D．向溶液中加入少量氢氧化钠固体，氢氧根离子会中和溶液中的氢离子，使第二步电离的电离平衡右移，溶液中硒酸氢根离子浓度减小，故错误； 故选BC。 9．Ⅰ.已知Na2S2O3与硫酸的反应为Na2S2O3＋H2SO4=Na2SO4＋SO2↑＋S↓＋H2O，某研究小组为研究外界条件对化学反应速率的影响，设计实验如表，请回答下列问题。 实验 编号 反应 温度 加入0.1mol/L Na2S2O3溶液的体积 加入0.1mol/L 硫酸溶液的体积 加入水 的体积 出现浑浊 的时间 ℃ mL mL mL s ① 20 2 2 0 t1 ② 40 2 V1 0 t2 ③ 20 1 2 V2 t3 (1)实验①②研究的是 对化学反应速率的影响，V1= 。 (2)实验①③研究的是 对化学反应速率的影响，V2= 。 (3) t1、t2、t3由大到小的顺序是 。 Ⅱ．某温度时，在2L的密闭容器中，X、Y、Z三种气体的物质的量随时间的变化曲线如图所示： (4)由图中所给数据进行分析，该反应的化学方程式为 。 (5)若上述反应中X、Y、Z分别为H2、N2、NH3，某温度下，在容积恒定为2.0L的密闭容器中充入2.0mol N2和2.0mol H2，一段时间后反应达平衡状态，实验数据如表所示： t/s 0 50 150 250 350 n(NH3)/mol 0 0.24 0.36 0.40 0.40 50—150s内的平均反应速率v(N2)= 。 (6)已知：键能指在标准状况下，将1mol气态分子AB(g)解离为气态原子A (g)、B(g)所需的能量，用符号E表示，单位为kJ/mol。N≡N的键能为946kJ/mol， H－H的键能为436kJ/mol，N－H的键能为391kJ/mol，则生成1mol NH3过程中ΔH= 。反应达到(5)中的平衡状态时，对应的能量变化的数值为 kJ。 (7)为加快反应速率，可以采取的措施是 。 a．降低温度    b．增大压强    c．恒容时充入He气 d．恒压时充入He气    e．及时分离NH3 【答案】(1) 温度 2 (2) 浓度 1 (3)t3＞t1＞t2 (4)3X+Y⇌2Z (5)3×10-4mol·L-1·s-1 (6) －46kJ/mol 18.4 (7)b 【详解】（1）由表格数据可知，实验①②的反应温度不同，说明实验探究温度对化学反应速率的影响，由变量唯一化原则可知，实验中反应物的浓度和混合溶液的体积应保持不变，所以V1应为2mL。 答案为：温度      2。 （2）由表格数据可知，实验①③的反应温度和稀硫酸溶液的体积相同，说明实验探究反应物Na2S2O3的浓度对化学反应速率的影响，由变量唯一化原则可知，实验中反应温度、稀硫酸的浓度和混合溶液的体积应保持不变，所以V2应为1mL。 答案为：浓度       1。 （3）由表格数据可知，实验①②中，实验②的反应温度高于实验①，温度越高，反应速率越快，则反应速率②快于①。实验①③中，实验①的Na2S2O3溶液的浓度大于实验③，浓度越大，反应速率越快，则反应速率①快于③，反应速率越快，出现浑浊的时间越短，实验速率：②＞①＞③，所以三组实验出现浑浊的时间由大到小的顺序为t3＞t1＞t2。 答案为：t3＞t1＞t2。 （4）由图象可以看出，反应中X、Y的物质的量减小，Z的物质的量增多，则X、Y为反应物，Z为生成物。2min后，各物质的物质的量不变，说明反应达到平衡，该反应为可逆反应。Δn(X):Δn(Y):Δn(Z)=0.3mol:0.1mol:0.2mol=3:1:2。在反应中，各物质的物质的量的变化之比等于化学计量数之比，则反应的化学方程式为3X+Y⇌2Z。 答案为：3X+Y⇌2Z。 （5）50—150s内，NH3物质的量变化了0.36mol-0.24mol=0.12mol，根据方程式可知，N2物质的量变化了0.06mol，则v(N2)=。 答案为：3×10-4mol·L-1·s-1。 （6）断裂1mol N≡N吸收946kJ的能量，断裂1mol H－H键吸能量436kJ，形成1mol N－H键放出能量391kJ，根据方程式3H2+N2⇌2NH3，生成2mol NH3，断键吸收的能量是946kJ+436kJ×3=2254kJ，成键放出的能量是391kJ×6=2346kJ，则生成2molNH3过程中放出的能量为2346kJ－2254kJ=92kJ，则生成1mol NH3过程中ΔH=－46kJ/mol。反应达到(5)中的平衡状态时生成0.4mol NH3，所以放出的能量是46kJ/mol×0.4mol=18.4kJ。 答案为：－46kJ/mol     18.4。 （7）a．降低温度，反应速率减慢，a不符合题意； b．增大压强，体积减小，反应物浓度增大，反应速率加快，b符合题意； c．恒容时充入He气，反应物浓度不变，反应速率不变，c不符合题意； d．恒压时充入He气，容器体积增大，反应物浓度减小，反应速率减慢，d不符合题意； e．及时分离NH3，平衡正向移动，随着反应的进行，反应物浓度减小，反应速率减慢，e不符合题意； 综上b符合题意； 答案选：b。 10．合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如下： 温度(℃) 360 440 520 K值 0.036 0.010 0.0038 (1)①写出工业合成氨的化学方程式 。 ②由上表数据可知该反应为放热反应，理由是 。 ③理论上，为了增大平衡时的转化率，可采取的措施是 。(填序号) a．增大压强    b．使用合适的催化剂    c．升高温度    d．及时分离出产物中的 (2)原料气可通过反应获取，已知该反应中，当初始混合气中的恒定时，温度、压强对平衡混合气含量的影响如右图所示： ①图中，两条曲线表示压强的关系是： (填“>”、“=”或“<”)。 ②该反应为 反应(填“吸热”或“放热”)。 (3)原料气还可通过反应获取。 ①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1mol，反应达平衡后，测得的浓度为，则平衡时的转化率为 ，该温度下反应的平衡常数K值为 。 ②保持温度仍为T℃，改变水蒸气和的初始物质的量之比，充入容器进行反应，下列描述能够说明体系处于平衡状态的是 (填序号)。 a．容器内压强不随时间改变 b．混合气体的密度不随时间改变 c．单位时间内生成amol的同时消耗amol d．混合气中 【答案】(1) 随温度升高，反应的平衡常数K减小 ad (2) < 吸热 (3) 60% 9/4或2.25 cd 【详解】（1）①工业合成氨的化学方程式为：； ②表中的数据表明升高温度，K值在减小，生成物浓度减小，反应物浓度增大，所以可以推出该反应是放热反应； ③a. 增大压强，平衡向正反应方向（气体体积减小的方向）移动移动，则H2的平衡转化率增大，a正确； b. 催化剂不影响平衡的移动，不会引起H2的平衡转化率的改变，b错误； c. 升高温度，平衡向逆反应方向（吸热反应方向）移动，则H2的平衡转化率减小，c错误； d. 及时分离出NH3，则NH3的浓度减小，平衡正向移动，H2的平衡转化率增大，d正确； 故合理选项为ad。 （2）①温度相同时，压强增大，平衡逆向移动（该反应的逆反应是气体体积减小的反应），CH4的平衡含量升高，所以由图可得P1＜P2； ②压强相同时，升高温度，CH4的平衡含量降低，说明平衡正向移动，则该反应是吸热反应。 （3）①设转化的c(CO)为xmol/L，用三段式计算，0.2-x=0.08，x=0.12，CO的转化率==60%；K===2.25。 ②a.因为反应前后气体系数之和相等，根据PV=nRT，反应过程中压强始终保持不变，因此压强不变，不能说明反应达到平衡，故a错误； b.组分都是气体，因此气体质量不变，容器是恒定，根据，反应过程中密度始终保持不变，因此密度保持不变，不能说明反应达到平衡，故b错误； c.用不同物质的反应速率表示达到平衡，要求反应方向一正一逆，且反应速率之比等于化学计量数之比，消耗氢气，说明反应向逆反应方向进行，生成CO2，说明反应向正反应方向进行，且等于化学计量数之比，反应达到平衡，故c正确； d.根据浓度商进行计算，此时的浓度商为，等于化学平衡常数，说明反应达到平衡，故d正确。 答案选cd。 11．回答下列问题。 (1)超音速飞机在平流层飞行时，尾气中的会破坏臭氧层。科学家正在研究利用催化技术将尾气中的和转变成和，化学方程式如下：；为了测定在某种催化剂作用下的反应速率，在某温度下用气体传感器测得不同时间的和浓度如下表： 时间 0 1 2 3 4 5 请回答下列问题(均不考虑温度变化对催化剂催化效率的影响)： ①写出该反应的平衡常数表达式 。 ②前2s内的平均反应速率 。 ③在上述条件下反应能够自发进行，则反应的 0，(填写“>”、“<”、“=”)，温度升高，K (填“增大”“减小”“不变”)。 ④假设在密闭容器中发生上述反应，达到平衡时下列措施能提高转化率的是 。 a．选用更有效的催化剂        b．升高反应体系的温度 c．降低反应体系的温度        d．缩小容器的体积 ⑤在温度和体积保持不变的条件下，能够说明该反应达到平衡状态的标志是 。 a．反应混合物各组分物质的量浓度相等 b．、、、分子数之比为2：2：2：1 c．混合气体的密度保持不变 d．单位时间内消耗的同时，就有生成 (2)锌及其化合物用途广泛，火法炼锌以闪锌矿(主要成分是)为主要原料，涉及的主要反应有： 反应的 。 【答案】(1) < 减小 cd d (2) 【详解】（1）①平衡常数等于生成物浓度系数次方之积与反应物浓度系数次方之积的比；该反应的平衡常数表达式。 ②前2s内的平均反应速率。 ③在上述条件下反应为熵减的反应，反应能够自发进行，结合反应能够自发，则反应的<0，温度升高，平衡逆向移动，则K减小。 ④a．选用更有效的催化剂，加快反应速率，但不改变平衡移动，不能提高转化率；         b．反应为放热反应，升高反应体系的温度，平衡逆向移动，不能提高转化率； c．降低反应体系的温度，平衡正向移动，能提高转化率；         d．反应为气体分子数减小的反应，缩小容器的体积，平衡正向移动，能提高转化率； 故选cd； ⑤a．反应混合物各组分物质的量浓度相等，不能说明正逆反应速率相等，不确定反应是否平衡； b．、、、分子数之比为2：2：2：1，不能说明正逆反应速率相等，不确定反应是否平衡； c．在密闭容器中发生上述反应，容器体积和气体总质量始终不变，则混合气体的密度始终不变，因此不能说明反应已达平衡； d．单位时间内消耗的同时，就有生成，则正逆反应速率相等，达到平衡； 故选d； （2）已知： ① ② ③ 由盖斯定律，得反应，。 12．研究化学反应中的能量变化具有重要价值。 (1)在中和热的测定实验中，取盐酸和溶液进行反应。NaOH浓度大于盐酸浓度的原因是 。 (2)通过化学键的键能可计算化学反应的反应热。 共价键 键能/ 413 436 463 745 则和反应生成和气态水的热化学方程式为： 。 (3)水煤气变换反应为。若无催化剂时该反应体系的相对能量随反应过程变化如图所示，则该反应的= (用含、的代数式表示)。已知该反应在固体催化剂M催化下分两步完成： I．　 Ⅱ．　 在图中画出该反应在M催化下的相对能量-反应过程示意图 (已知M的相对能量为0) (4)已知反应在恒温、恒容的密闭容器中进行，和的投料浓度均为，的平衡转化率为a，则该温度下反应的平衡常数 。 【答案】(1)保证盐酸完全被中和 (2)CO2(g)+4H2(g)═CH4(g)+2H2O(g) ΔH= -270 kJ/mol (3) E1－E2 (4) 【详解】（1）在中和热的测定实验中，取盐酸和溶液进行反应。NaOH浓度大于盐酸浓度的原因是保证盐酸完全被中和。故答案为：保证盐酸完全被中和； （2）CO2和H2反应生成CH4和气态H2O的热化学方程式为：CO2(g)+4H2(g)═CH4(g)+2H2O(g) ΔH=2×745kJ/mol+4×436kJ/mol-4×413kJ/mol-4×463kJ/mol=-270 kJ/mol，故答案为：CO2(g)+4H2(g)═CH4(g)+2H2O(g) ΔH= -270 kJ/mol； （3）水煤气变换反应为。若无催化剂时该反应体系的相对能量随反应过程变化如图所示，则该反应的=(E1－E2)kJ/mol； 该反应在固体催化剂M催化下分两步完成，第一步为吸热反应，第二步为放热反应，总反应为放热反应，催化剂影响反应历程，对反应的始末状态无影响，该反应在M催化下的相对能量-反应过程示意图为：。 故答案为：E1－E2；； （4）已知反应在恒温、恒容的密闭容器中进行，和的投料浓度均为，的平衡转化率为a，则该温度下反应的平衡常数 。故答案为：。 13．利用催化氧化反应将转化为是工业上生产硫酸的关键步骤，发生反应：。请回答下列问题： (1)反应过程的能量变化如图所示，则该反应为 (填“放热”或“吸热”)反应。 (2)恒温恒容时，下列措施能使该反应速率增大的是 (填字母，下同)。 a．增加的浓度        b．选择高效催化剂        c．充入氦气        d．适当降低温度 (3)下列情况能说明该反应达到化学平衡状态的是 。 a．        b．恒温恒容时，混合气体的密度不再随时间变化 c．的物质的量不再变化        d．三者的浓度之比为 (4)某次实验中，在容积为的恒温密闭容器中通入和，反应过程中部分物质的物质的量随反应时间的变化如图所示。 ①时， (填“>”“<”或“=”)。 ②用的浓度变化表示内反应的平均速率是 。 ③反应达到平衡时，的转化率为，则 。 【答案】(1)放热 (2)ab (3)ac (4) > 0.8 8 【详解】（1）根据反应过程的能量变化如图可知：反应物的总能量高于生成物的总能量，所以该反应为放热反应； （2）根据2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)ΔH<0和影响化学反应速率的因素可知： a．恒温恒容时，增加O2的浓度可以加快化学反应速率，故a符合题意； b．催化剂能加快化学反应速率，故b符合题意； c．恒温恒容充入氦气对反应物和生成物的浓度无影响，所以不会加快化学反应速率，故c不符合题意； d．适当降低温度会降低化学反应速率，故d不符合题意； 故选ab； （3）a．根据2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)可知：2v正(O2)= v逆(SO2)说明正逆反应速率相等，能够说明反应达到化学平衡状态，故a符合题意； b．根据2SO2(g)+O2(g)⇌2SO3(g)可知：混合气体的总质量是不变的，恒温恒容时，混合气体的密度是恒定不变的，所以恒温恒容时，混合气体的密度不再随时间变化不能说明反应达到化学平衡状态，故b不符合题意； c．SO3的物质的量不再变化，说明反应达到化学平衡状态，故c符合题意； d．SO2、O2、SO3三者的浓度之比为2∶1∶2不能得出正逆反应速率相等，不能说明反应达到化学平衡状态，故d不符合题意； 故选ac； （4）①时，反应正在正向进行，故>； ②用SO3的浓度变化表示0-5min内反应的平均速率是； ③由图中可以读出平衡时二氧化硫减少8mol，化学反应中各组分物质的量变化之比等于对应化学计量数之比，因此氧气减少4mol，而转化率为50%，则氧气的起始量amol=8mol。 14．氨在国民经济中占有重要地位。 (1)合成氨工业中，合成塔中每产生，放出热量。 ①工业合成氨的热化学方程式是 。 ②若起始时向容器内放入和，达平衡后放出的热量为Q，则Q(填少“<”、“<”或“=”) 。 ③已知： 键断裂吸收的能量约等于 。 (2)工业生产尿素的原理是以和为原料合成尿素，反应的化学方程式为，该反应的平衡常数和温度关系如下： 165 175 185 195 K 111.9 74.1 50.6 34.8 ①焓变(填“>”、“<”或“=”) 0。 ②在一定温度和压强下，若原料气中的和的物质的量之比(氨碳比)，下图是氨碳比与平衡转化率的关系。随着x增大而增大的原因是 。 ③上图中的B点处，的平衡转化率为 。 【答案】(1) < 391 (2) < x增大说明的浓度增大，可逆反应正向移动，参加反应的增多，的平衡转化率增大 【详解】（1）①氮气和氢气在催化剂作用下生成氨气，每产生，放出热量，则工业合成氨的热化学方程式是，故答案为：。 ②反应为可逆反应，进行不完全，则若起始时向容器内放入和，达平衡后放出的热量为Q，则Q＜，故答案为：＜。 ③反应焓变为反应物键能和减去生成物键能和，设1molN-H键断裂吸收的能量约等于a，则，，解得a=391 kJ/mol，故答案为：391。 （2）①由图表可知，随着温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，反应为放热反应，焓变，故答案为：＜。 ②x增大说明的浓度增大，可逆反应正向移动，参加反应的增多，的平衡转化率增大，故答案为：x增大说明的浓度增大，可逆反应正向移动，参加反应的增多，的平衡转化率增大。 ③上图中的B点处，NH3和CO2的物质的量之比为4.0，设氨气、二氧化碳的物质的量分别为4mol、1mol，二氧化碳的转化率为64%，则反应二氧化碳的物质的量为0.64mol，反应氨气的物质的量为1.28mol，则的平衡转化率=，故答案为：。 15．钠及其化合物在生产、生活中具有广泛的用途，回答下列问题： (1)常温下，分别用的溶液滴定的溶液和的溶液，滴定曲线如图所示。 已知：和均为一元酸；常温下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成时，放出57.3kJ的热量。 ①溶液和溶液的反应为 (填“放热”或“吸热”)反应。 ②常温下，若将溶液与溶液一次性迅速倒入简易量热计中，充分混合后，理论上所测得的中和反应反应热 (填“>”“<”或“=”)。 ③酸性： (填“>”“<”或“=”)。 (2)工业上电解饱和食盐水制氯气的原理如图所示。 ①装置工作时，能量的转化形式主要是 (填“化学能”或“电能”，下同)转化为 。 ②该离子交换膜为 (填“阴”或“阳”)离子交换膜。 ③装置工作时，右侧工作室溶液的pH (填“增大”或“减小”)。 ④装置工作时，该电解池发生的总反应的离子方程式为 。 【答案】(1) 放热 = > (2) 电能 化学能 阳 增大 【分析】(1)由题干图像信息可知，0.1mol/LHA溶液的pH=1，说明HA完全电离即HA为强酸，而0.2mol/L的HB溶液的pH=3，说明HB不完全电离，即HB为弱酸， (2)电解饱和食盐水的过程中，阳极反应式为：2Cl--2e-=Cl2↑，阴极反应式为：2H2O+2e-=2OH-+H2↑，为避免H2和Cl2接触，Cl2和OH-接触，电解池中采用阳离子交换膜，据此分析解题。 【详解】（1）①已知酸碱中和反应均为放热反应，故HB溶液和NaOH溶液的反应为放热反应； ②由分析可知，HA为强酸，结合中和热的定义可知，常温下，若将50mL0.50mol/LHA溶液与50mL0.55mol/LNaOH溶液一次性迅速倒入简易量热计中，充分混合后，理论上所测得的中和反应反应热=； ③由分析可知，HA为强酸，HB为弱酸，即酸性：HA>HB； （2）①由题干装置图可知，该装置工作时是电解池，故能量的转化形式主要是电能转化为化学能； ②电解池工作时，Na+从阳极移向阴极，故该离子交换膜为阳离子交换膜； ③由题干装置图可知，装置工作时，右侧工作室的电极反应为：2H2O+2e-=2OH-+H2↑，故导致溶液的pH增大； ④由题干装置图可知，装置工作时，该电解池发生的总反应的离子方程式为：。 1．减少的排放、捕集并利用是我国能源、环保领域的一个重要战略方向。 Ⅰ．航天员呼吸所用的循环利用，原理为Bosch反应： ； 热力学中规定由最稳定单质生成1mol某物质的焓变称为该物质的标准生成焓，最稳定单质的标准生成焓规定为0. 标准生成焓(符号：) 数值 (1)Bosch反应的 ，在 (填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。 Ⅱ．催化重整制，原理为在体积相等的多个恒容密闭容器中，分别充入和，在不同温度下反应相同时间，测得的转化率与温度的关系如图所示。已知该反应的速率方程为，，其中为速率常数，只受温度影响。 (2) O(填“>”或“<”)。 (3)a点时反应速率 (填“>”“<”或“=”)。 (4)温度下反应达到平衡时，气体总压强为pkPa，则温度下反应的 (列出计算式)。 Ⅲ．催化合成甲醇，原理为，反应进程如下图所示(吸附在催化剂表面的物质用*标注，TS代表过渡态)。 (5)反应进程中甲醇分子从催化剂表面上“脱附”下来，需要 (填“吸收”或“放出”)能量，降低步骤 (填反应方程式)的能垒，能有效加快甲醇的生成速率。 (6)恒定总压和碳氢投料比时，在不同温度下反应相同时间后甲醇的产率如图所示。当温度高于520K时，甲醇的产率随温度升高而下降的原因可能为 (写两条)。 【答案】(1) 低温 (2)< (3)> (4)或(或其他正确计算式) (5) 吸收 (或) (6)高于520K后，温度升高，催化剂的活性降低；反应放热温度升高，平衡逆向移动；温度高于520K，促进了副反应的进行 【详解】（1）根据标准生成焓计算：；反应，（气体物质的量减少），根据，低温时，反应在低温自发； （2）由转化率与温度关系，温度升高（减小），转化率先增大后减小，最高点后升温抑制正向，反应放热，； （3）a点对应的处于曲线的上升阶段，说明此时反应尚未达到平衡，且正反应占主导地位，的转化率还在增加，因此，； （4）设转化，平衡时各物质的量：、、、，总物质的量4.2 mol，分压、、、，； （5）甲醇脱附能量升高，需吸收能量；降低步骤能垒，能有效加快甲醇的生成速率。 （6）高于520K后，温度升高，催化剂的活性降低；反应放热温度升高，平衡逆向移动；温度高于520K，促进了副反应的进行。 2．催化加氢制甲醇涉及到的反应如下： I．   II．   III．   回答下列问题： (1) ，反应I能自发进行的条件是 （填标号）。 a．高温b．低温c．任意温度d．无法判断 (2)实验测得反应II的，。已知，其中为活化能，为速率常数，和为常数；为平衡常数。则 （用含、、的代数式表示），图中线变为线的过程可能改变的条件是 。 (3)压力下，往密闭容器中充入和，平衡时、、的摩尔分数随温度变化的曲线如图所示，则线对应物种为 （填化学式）。时，体系中的摩尔分数 ，反应II的平衡常数 （用含、的代数式表示）。 【答案】(1) (2) 使用了更高效的催化剂 (3) 【详解】（1）根据盖斯定律I- II= III，，由方程式可知，，所以反应I在低温能自发进行； （2），，已知，其中为活化能，为速率常数，和为常数；为平衡常数。-，则，图中线变为线的过程，可知斜率减小，即活化能降低，所以改变的条件是使用了更高效的催化剂； （3）压力下，往密闭容器中充入和，随着温度升高，反应I和III逆向移动，反应II正向移动，平衡时的摩尔分数随温度减小、的摩尔分数随温度基本不变、的摩尔分数随温度增大，则线对应物种为，时，由图可知和的摩尔分数为a，的摩尔分数为b，假设反应I甲醇生成ymol，反应III甲醇生成zmol，反应II一氧化碳生成xmol，得的摩尔分数=，一氧化碳的摩尔分数=，故体系中的摩尔分数=，体系中的摩尔分数=，故反应II的平衡常数。 3．燃煤烟气中、CO等有害气体会污染环境，用CO还原脱除制硫磺，对工业生产具有重要的意义。涉及的主要反应有： Ⅰ：   Ⅱ：   Ⅲ：   (1)反应   。 (2)550℃下，催化CO还原的反应过程如图1所示。 ①过程中，起催化作用的物质为 (填化学式)，步骤ⅰ的化学方程式为 ，中间产物COS的电子式为 。 ②下列说法正确的是 。 a．燃煤烟气中氧气含量越大，还原过程中硫磺的产率越高 b．刚性容器中，混合气体密度保持不变，说明反应均达到平衡状态 c．向反应体系中添加适量活性炭，可以提高还原过程中的转化率 (3)测得550℃，不同进料比下，的平衡转化率和硫磺产率如图2所示(图中起始投料固定为1mol)。 ①表示平衡转化率的曲线为 (填“m”或“n”)。 ②在投料比时，升高温度，CO和的转化率之比增大，可能的原因是 。 ③初始压强为kPa的恒容容器中，进料比为2.5时，反应I的平衡常数 (为平衡分压代替平衡浓度的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。 【答案】(1)-58.6 (2) c (3) m 反应Ⅱ平衡逆向移动程度小于反应Ⅲ平衡移动程度 72 【详解】（1）由Ⅰ×-Ⅲ×可得反应，则由盖斯定律可得该反应的； （2） ①该过程中，CO还原生成硫单质和，其中参与反应，最终又生成，则起催化作用的物质为，步骤ⅰ为与CO反应生成和COS，反应的化学方程式为：，中间产物COS是共价化合物，其电子式为； ②a．燃煤烟气中氧气含量越大，CO和生成的硫磺均会被氧气氧化分别生成、，导致还原过程中硫磺的产率越低，a错误； b．该反应条件下硫为气体，该反应为反应前后混合气体总质量不变的反应，则刚性容器中，混合气体密度始终不变，所以刚性容器中，混合气体密度保持不变，不能说明反应均达到平衡状态，b错误； c．向反应体系中添加适量活性炭，可以增大CO的浓度，使其平衡正向移动，从而提高还原过程中的转化率，c正确； 故选c。 （3）①起始投料固定为1mol，增大进料比，相当于增大CO的浓度，平衡正向移动，SO2的平衡转化率增大；增大CO的浓度，反应速率加快，硫磺产率增大，当CO过量时，CO能与S反应生成COS，导致硫磺产率降低，即随进料比的增大，硫磺产率先增大后减小，所以表示平衡转化率的曲线为m，表示硫磺产率的曲线为n； ②在投料比时，升高温度，反应Ⅱ、Ⅲ平衡均逆向移动，且反应Ⅱ平衡逆向移动程度较小，导致CO和的转化率之比增大，则可能的原因是：反应Ⅱ平衡逆向移动程度小于反应Ⅲ平衡移动程度； ③起始投料固定为1mol，进料比为2.5时，CO初始投料为2.5mol，由图可知，此时平衡转化率为90%，硫磺产率为80%，设反应I转化的CO的物质的量为2xmol，反应II转化的CO的物质的量为ymol，则： 可得：，，解得，，则平衡时、、、、，；恒温恒容条件下，气体的物质的量之比等于压强之比，即，则，所以反应I的平衡常数。 4．甲烷是最简单的有机化合物，可用于制备多种化工原料。 Ⅰ.  CH4-H2O重整制CO和H2 CH4与H2O重整主要发生下列反应： ① CH4(g)＋H2O(g)=CO(g)＋3H2(g) ② CO(g)＋H2O(g)=CO2(g)＋H2(g) 保持起始投料n(CH4)=n(H2O)=1 mol，相同压强下，CH4与H2O平衡时物质的量随温度的变化如图1所示；不同压强下，CH4的平衡转化率随温度的变化如图2所示。 (1)图1中，代表CH4的曲线为 (填字母)。 (2)图2中，压强p1、p2、p3中最大的为 。压强为p3、温度为650 ℃，测得平衡时H2的物质的量为1.9 mol，则CO的物质的量为 mol。 Ⅱ. CH4-CO2直接合成乙酸 (3)已知CH4(g)和CH3COOH(g)的燃烧热分别为890 kJ·mol-1和923 kJ·mol-1。请分析反应CH4(g)＋CO2(g)=CH3COOH(g)能否自发及其原因： 。 Ⅲ.利用CH4燃料电池可以电解制备Ca(H2PO4)2，并得到副产物NaOH、H2、Cl2等，装置如图所示。 (4)分析上图中a电极上发生的电极反应为 。 (5)①K膜为 离子交换膜(填“阴”或“阳”)，可在产品室得到Ca(H2PO4)2。 ②a极上通入标准状况下2.24 L CH4，阳极室Ca2+减少 mol。 【答案】(1)A (2) p1 0.5 (3)不自发。该反应的△H=+33kJ/mol，且△S＜0，任何温度不自发 (4)CH4 - 8e- + 4O2- = CO2 + 2H2O (5) 阳 0.4 【详解】（1）CH4与H2O重整主要发生下列反应： ①CH4(g)＋H2O(g)=CO(g)＋3H2(g) ②CO(g)＋H2O(g)=CO2(g)＋H2(g) 保持起始投料n(CH4)=n(H2O)=1 mol，由于反应①②都需消耗H2O，所以平衡时n(CH4)＞n(H2O)，则图1中，代表CH4的曲线为A。 （2）加压，反应②的平衡不移动，反应①的平衡逆向移动，则压强小，CH4的平衡转化率大，所以图2中，压强p1、p2、p3中最大的为p1。压强为p3、温度为650℃，反应达平衡时，CH4的平衡转化率为60%，则参加反应CH4的物质的量为1×60%=0.6mol，反应①生成CO的物质的量为0.6mol，生成H2的物质的量为1.8mol，平衡时H2的物质的量为1.9 mol，则反应②生成H2的物质的量为1.9mol-1.8mol=0.1mol，消耗CO的物质的量也为0.1mol，所以共生成CO的物质的量为0.6mol-0.1mol=0.5mol。 （3）已知CH4(g)和CH3COOH(g)的燃烧热分别为890 kJ·mol-1和923 kJ·mol-1，则可得出如下热化学方程式： ③CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)     ∆H=-890 kJ·mol-1 ④CH3COOH(g)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l)  ∆H=-923 kJ·mol-1 依据盖斯定律，将反应③-④得，CH4(g)＋CO2(g)=CH3COOH(g)  ∆H=(-890 kJ·mol-1)-(-923 kJ·mol-1)=+33 kJ·mol-1＞0，其∆S＜0，反应不能自发进行，所以不能自发，原因：不自发。该反应的△H=+33kJ/mol，且△S＜0，任何温度不自发。 （4）利用CH4燃料电池可以电解制备Ca(H2PO4)2，并得到副产物NaOH、H2、Cl2等，则a极中CH4失电子发生氧化反应，作负极，b极O2得电子发生还原反应，作正极。阳极室的石墨电极作阳极，阴极室的石墨电极作阴极。在阳极，Cl-失电子生成Cl2，Ca2+透过K膜(阳膜)进入产品室；在阴极，H2O得电子生成H2和OH-，原料室中的Na+透过M膜(阳膜)进入阴极室；原料室中的透过L膜(阴膜)进入产品室。 分析上图，a电极为负极，CH4失电子产物与O2-反应生成CO2等，依据得失电子守恒和元素守恒，可得出发生的电极反应为CH4 - 8e- + 4O2- = CO2 + 2H2O。 （5）①由分析可知，K膜为阳离子交换膜，可在产品室得到Ca(H2PO4)2。 ②a极上通入标准状况下2.24 L CH4，物质的量为0.1mol，由电极反应式和离子迁移，可得出如下关系式：CH4——8e-——4Ca2+，则阳极室Ca2＋减少0.4mol。 5．空气中含量的控制和资源利用具有重要意义。 (1)和一定条件下可以合成甲醇，但是该过程往往存在副反应ii。 反应i：   反应ii：   则反应在 (选填“高温”、“低温”或“任意温度”)下可以自发进行。 (2)恒压下将和按体积比混合，在不同催化剂作用下发生反应i和反应ii，在相同的时间段内的选择性和产率随温度的变化如图。 已知：选择性。 ①在上述条件下合成甲醇的工业条件是 。 ②，升高温度甲醇的选择性降低但甲醇的产率增大，其原因是 。 (3)光催化重整技术也是研究热点。以为光催化剂，光照时，价带失去电子并产生空穴(，具有强氧化性)，在导带获得电子生成CO和，价带上直接转化为CO和，反应机理如图所示： 在Rh表面，每生成1mol CO，则价带产生的空穴()数为 ；价带上的电极反应式可表示为 。 (4)利用配位化学原理也可以实现的捕捉和释放，从而实现的回收利用。上图是一种含锌配合物捕捉和释放的反应过程，请在方框内画出转化中间体的结构式 。 【答案】(1)高温 (2) 230℃、催化剂CZ(Zr-1)T 升高温度，反应i、ii的化学反应速率均增大，所以CO2的转化率提高、甲醇产率增大，但是由于反应i放热、反应ii吸热，升高温度对正向反应有利，而对反应i正向反应不利，所以甲醇的选择性降低。 (3) 2NA CH4+2h++O2-=CO+2H2 (4) 【详解】（1）根据盖斯定律，反应ii-反应i得到应，则，反应是气体分子数增加的反应：，则反应在高温下可以自发进行。 （2）①由图象可知在230℃下CH3OH的转化率最高，催化剂CZ(Zr-1)T对CH3OH的选择性最好，因此合成甲醇的工业条件是230℃、催化剂CZ(Zr-1)T； ②升高温度，反应i、ii的化学反应速率均增大，所以CO2的转化率提高、甲醇产率增大，但是由于反应i放热、反应ii吸热，升高温度对正向反应有利，而对反应i正向反应不利，所以甲醇的选择性降低。 （3）当价带产生1mol空穴(h+)时，电子转移为1mol，在Rh表面生成的CO数目为0.5NA，则每生成1mol CO，则价带产生的空穴(h+)的物质的量为2mol，空穴数为2NA；价带上的电极反应式为CH4+2h++O2-=CO+2H2。 （4）根据反应过程可知，方框内画出转化中间体的结构式为。 / 学科网（北京）股份有限公司 $$