17.主观题突破(四) 化学反应原理的综合分析(A)(专题微练Word)-【赢在微点·考前顶层设计】2026年高考化学大二轮专题复习

主观题突破(四)　化学反应原理的综合分析(A) 1.(2025·山东联考)利用γ⁃丁内酯(M)制备四氢呋喃(X)和3⁃丁烯⁃1⁃醇(Y),涉及如下可逆反应: 已知:反应Ⅰ、Ⅱ均为放热反应。 回答下列问题: (1)在温度为T0时,分别以0.5 mol的M和1 mol的H2为原料进行上述反应。当产物X和产物Y的产率均为10%时,体系放热a kJ;当产物X产率为15%、产物Y的产率为25%时,体系放热b kJ。若2a>b,则反应Ⅲ的焓变ΔH(Ⅲ) > (填“>”“=”或“<”)0,反应Ⅱ在该条件下的焓变ΔH(Ⅱ)= 10(3a-2b) kJ·mol-1(用含a、b的代数式表示)。 (2)温度为T0时发生上述反应,测得产物X、Y的浓度随时间的变化如图所示,t1时反应达平衡。0~30 s,v(M)= 0.1 mol·L-1·s-1。为获得产物Y可采取的措施为 在反应时间较短时分离产物Y 。相同条件下,若将催化剂改换成催化剂m,可加快反应Ⅱ,产物Y的浓度峰值点变为A处,说明峰值点变化的原因: 催化剂m,可加快反应Ⅱ的速率,缩短到达平衡的时间,产物Y的浓度峰值点提前,反应Ⅰ消耗的M减少,体系中M浓度增大,Y的浓度峰值点增大 。 (3)向容积为1 L的恒容密闭容器中加入n mol M、2n mol H2,控制温度为T0,测得M的平衡转化率为α,则平衡体系中X的物质的量为  mol,反应①的平衡常数K=  。相同条件下,在容积固定的密闭容器中,若增加H2的量,平衡时c(X)和c(Y)的比值 不变 (填“增大”“减小”或“不变”)。 解析　反应Ⅰ为M(g)+2H2(g)X(g)+H2O(g),反应Ⅱ为M(g)+2H2(g)Y(g)+H2O(g),反应Ⅲ为X(g)Y(g)。(1)设反应Ⅰ的反应热为ΔH(Ⅰ),反应Ⅱ的反应热为ΔH(Ⅱ),根据盖斯定律,则反应③的焓变ΔH(Ⅲ)=ΔH(Ⅱ)-ΔH(Ⅰ),根据题意,分别以0.5 mol的M和1 mol的H2为原料进行上述反应,当产物X和产物Y的产率均为10%时,体系放热a kJ;当产物X产率为15%和产物Y的产率为25%时,体系放热b kJ,则可列:①0.5×10%ΔH(Ⅰ)+0.5×10%ΔH(Ⅱ)=-a kJ,②0.5×15%ΔH(Ⅰ)+0.5×25%ΔH(Ⅱ)=-b kJ,根据题意,2a>b,则2a-b>0,根据上述两个式子①×2-②可得0.5×5%ΔH(Ⅰ)-0.5×5%ΔH(Ⅱ)=-(2a-b)kJ<0,即ΔH(Ⅰ)<ΔH(Ⅱ),则ΔH(Ⅲ)=ΔH(Ⅱ)-ΔH(Ⅰ)>0;根据,解得ΔH(Ⅱ)=(3a-2b)×10 kJ·mol-1。(2)Ⅰ、Ⅱ反应中M、X、Y的化学计量数均为1,则0~30 s内,M的平均反应速率为v(M)====0.1 mol·L-1·s-1;根据图像,产物Y在反应较短时间内浓度达到最大,则为获得产物Y可采取的措施为在反应时间较短时分离产物Y;改换成催化剂m,可加快反应Ⅱ的速率,缩短到达平衡的时间,产物Y的浓度峰值点提前,由于时间缩短,反应Ⅰ消耗的M减少,体系中M浓度增大,导致Y浓度大于原峰值。(3)参考(2)中图像数据,达到平衡时,c(X)=2.5 mol·L-1,c(Y)=1.0 mol·L-1,反应Ⅲ的K==0.4,向某反应容器中加入n mol M、2n mol H2,控制温度为T0,测得M的平衡转化率为α,则平衡时n(M)=n(1-α) mol,n(H2)=2n(1-α) mol,n(X)+n(Y)=n(H2O)=αn mol,由反应Ⅲ的K==0.4,解方程组,可以求出平衡体系中n(Y)= mol,n(X)= mol;容器容积为1 L,反应Ⅰ的平衡常数K===;增加H2的量,KⅢ=,温度不变,平衡常数不变,则的值不变。 2.(2025·郑州调研)CO2的综合利用成为研究热点,CO2作为碳源加氢是再生能源的有效方法。回答下列问题: Ⅰ.工业上利用CO2和H2制备HCOOH,已知温度为T、压强为p时的摩尔生成焓(ΔH)如表所示: 气态物质 H2 CO2 HCOOH 摩尔生成焓/ (kJ·mol-1) 0 -393.5 -378.5 已知:一定温度下,由元素的最稳定单质生成1 mol纯物质的热效应称为该物质的摩尔生成焓。 (1)温度为T、压强为p时,反应CO2(g)+H2(g)HCOOH(g)　ΔH1= +15 kJ·mol-1。 (2)已知:温度为T1 ℃时,CO2(g)+H2(g)HCOOH(g)　K=2。实验测得:v正=k正·c(CO2)·c(H2),v逆=k逆·c(HCOOH),k正、k逆为速率常数。 ①T1 ℃时,= 2 。 ②若T2 ℃时,k正=2.1k逆,则T1 < (填“>”“<”或“=”)T2。 Ⅱ.在催化剂作用下,CO2可被氢气还原为甲醇:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH2<0[同时有副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH3>0发生],CO2平衡转化率随温度和压强的变化如图。 (3)判断p1、p2、p3的大小关系: p1>p2>p3 。解释压强一定时,CO2的平衡转化率呈现如图变化的原因: T K之前以副反应为主,转化率随着温度升高而增大,T K之后以主反应为主,转化率随着温度升高而降低 。同时增大CO2的平衡转化率和CH3OH的产率可采取的措施是 增大压强 。 (4)向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2,进行反应,达到平衡状态时,CO2的转化率为20%,生成CO的物质的量为0.1 mol,则甲醇的选择性为 50 %[甲醇选择性=×100%];在该温度下,CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)的压强平衡常数Kp=  (列出计算式,分压=总压×物质的量分数)。 解析　(1)ΔH=生成物的生成焓-反应物的生成焓,则反应CO2(g)+H2(g)HCOOH(g)　ΔH1=-378.5-0-(-393.5)=+15 kJ·mol-1。(2)①T1 ℃时,v正=k正·c(CO2)·c(H2),v逆=k逆·c(HCOOH),k正、k逆为速率常数,则==K=2。②若T2 ℃时,k正=2.1k逆,则平衡常数K=2.1,反应CO2(g)+H2(g)HCOOH(g)　ΔH1=+15 kJ·mol-1,该反应为吸热反应,温度越高,K值越大,则T1<T2。(3)对于反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH2<0,增大压强,平衡正向移动,副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH3>0不受压强影响,当温度固定时,压强越大,CO2平衡转化率越大,故p1>p2>p3;主反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH2<0为放热反应,温度升高,平衡逆向移动,副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH3>0为吸热反应,温度升高,平衡正移,T K前以副反应为主,转化率随着温度升高而增大,T K后以主反应为主,转化率随着温度升高而降低;增大压强,可以使主反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)正向移动,副反应CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)不移动,则增大压强可同时增大CO2的平衡转化率和CH3OH的产率。(4)向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2,进行反应,达到平衡状态时,CO2的转化率为20%,则CO2一共消耗0.2 mol,生成CO 0.1 mol需要消耗0.1 mol CO2,则剩余0.1 mol CO2转化为了CH3OH,则甲醇的选择性为×100%=×100%=50%;在该温度下,反应达平衡时CO2为0.8 mol,H2为2.6 mol,CH3OH为0.1 mol,CO为0.1 mol,H2O为0.2 mol,则p(CO2)=p,p(H2)=p,p(CH3OH)=p,p(H2O)=p,则CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)的压强平衡常数Kp==。 3.(2025·沧州模拟)氢能是最为理想的能源之一,氢气的制取是氢能源利用领域的研究热点。 (1)乙醇—水蒸气催化重整制氢气是主要方法,反应Ⅰ可通过如图所示的反应历程实现。 图示历程包含 3 个基元反应,写出反应Ⅰ的热化学方程式:C2H5OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)　ΔH=(a-b+c+d-e) kJ·mol-1 。(ΔH用含字母a、b、c、d、e的代数式表示) (2)乙醇—水蒸气催化重整制氢还伴随反应Ⅱ:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41.2 kJ·mol-1。100 kPa条件下,按n始(C2H5OH)∶n始(H2O)=1∶3开始反应,平衡时H2的产率随温度的变化如图所示。 ①低温时H2的产率随温度升高而增大的原因为 反应Ⅰ、Ⅱ都是吸热反应,但低温条件下以反应Ⅰ为主,生成的氢气大于消耗的氢气,氢气的产率增大 ,一定温度下,可采取 移去CO2(或加入CaO吸收CO2或用分子膜分离出H2) 方法提高C2H5OH的平衡转化率。 ②T ℃时,向容器中充入1 mol C2H5OH(g)和3 mol H2O(g),发生反应Ⅰ和反应Ⅱ,5 min后达到平衡状态,测得C2H5OH(g)的转化率为80%,容器内CO(g)的体积分数为10%,则0~5 min内用C2H5OH分压表示的平均反应速率为  kPa·min-1(用分数表示),反应Ⅰ的平衡常数Kp=  (kPa)4(列出计算式即可,不需化简)。 (3)在催化剂作用下,HCOOH也能分解生成H2,可能的反应机理如图所示。 ①根据元素电负性的规律,如图所示步骤Ⅰ可描述为 电负性O>H、N>C,甲酸中的H+与带负电的N成键,负电性HCOO-与正电性的催化剂结合 。 ②研究发现其他条件不变时,以HCOOK溶液代替HCOOH催化释氢的效果更佳,试解释原因: HCOOK是强电解质,其水溶液中HCOO-浓度大 。 解析　(1)由图可知,乙醇—水蒸气催化重整制氢气的反应历程含有3个过渡态,说明包含3个基元反应;反应的方程式为C2H5OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g),反应焓变ΔH为(a-b+c+d-e) kJ·mol-1,则反应的热化学方程式为C2H5OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)　ΔH=(a-b+c+d-e) kJ·mol-1。(2)①低温时氢气的产率随温度升高而增大是因为反应Ⅰ、Ⅱ都是吸热反应,但低温条件下反应以反应Ⅰ为主,生成的氢气大于消耗的氢气,氢气的产率增大;一定温度下,移去二氧化碳或加入氧化钙吸收二氧化碳或用分子膜分离出H2,有利于减小二氧化碳的浓度或氢气的浓度,使反应Ⅰ的平衡向正反应方向移动,提高乙醇的平衡转化率。②设平衡时生成一氧化碳的物质的量为a mol,由乙醇的转化率可知,反应Ⅰ消耗乙醇的物质的量为1 mol×80%=0.8 mol,由方程式可知,反应Ⅰ消耗水蒸气的物质的量为2.4 mol,生成二氧化碳、氢气的物质的量分别为1.6 mol、4.8 mol,反应Ⅱ消耗二氧化碳、氢气的物质的量和生成一氧化碳、水的物质的量都为a mol,由一氧化碳的体积分数为10%可得:×100%=10%,解得a=0.72,则0~5 min内乙醇分压表示的平均反应速率为= kPa·min-1,反应Ⅰ的平衡常数Kp= (kPa)4。 4.(2025·成都模拟)随着煤和石油等不可再生能源的日益枯竭,同时在“碳达峰”与“碳中和”可持续发展的目标下,作为清洁能源的天然气受到了广泛的关注。 (1)目前正在开发用甲烷和氧气合成甲醇:2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(g),已知:RlnKp=-+C(C为常数)。根据图中信息,恒压条件下,温度升高,Kp 减小 (填“增大”“减小”或“不变”);该反应的热化学方程式为 2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(g)　ΔH=-251 kJ·mol-1 。 (2)甲烷干重整反应(DRM)可以将两种温室气体(CH4和CO2)直接转化为合成气(主要成分为CO和H2),兼具环境效益和经济效益。甲烷干重整过程中可能存在反应: R1:CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g)(主反应) R2:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) R3:CH4(g)C(s)+2H2(g) R4:2CO(g)C(s)+CO2(g) R5:CO(g)+H2(g)C(s)+H2O(g) 在1×105 Pa、进料配比n(CH4)∶n(CO2)=1∶1、温度为500~1 000 ℃的条件下,甲烷干重整过程中甲烷的转化率、CO2的转化率和积碳率随着温度变化的规律如图所示。 ①甲烷干重整的最佳温度为 900(850~950之间都可以) ℃。 ②恒容绝热条件下仅发生主反应时,下列情况能说明该反应达到平衡状态的有 D (填字母)。 A.CH4和CO2的转化率相等 B.v正(CH4)=2v逆(CO) C.容器内气体密度不变 D.平衡常数K不变 ③在最佳温度、初始压强p条件下,向某2 L的恒容密闭容器中加入2 mol CO2和2 mol CH4,设只发生R1、R2两个反应。达平衡后,测得容器中CO的浓度为1.2 mol·L-1,CO2的转化率为80%,则此时R1反应的压强平衡常数Kp=  (列出计算表达式,压强平衡常数用各组分的平衡分压代替物质的量浓度进行计算,平衡分压=物质的量分数×平衡总压强)。 (3)利用甲烷干重整反应中的气体CO2和H2在某催化剂表面制备甲醇的反应机理如图所示。 ①催化循环中产生的中间体微粒共 6 种。 ②CO2催化加氢制甲醇总反应的化学方程式为 CO2+3H2H2O+CH3OH 。 解析　(1)根据图中信息,恒压条件下,温度升高,减小,Kp减小;根据坐标值,可得0.055 kJ·mol-1·K-1=-1.5×10-3K-1ΔH+C,0.431 5 kJ·mol-1·K-1=-3×10-3K-1ΔH+C,得ΔH=-251 kJ·mol-1,该反应的热化学方程式为2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(g)　ΔH=-251 kJ·mol-1。(2)①从图中可看出,随温度升高,甲烷干重整过程中甲烷的转化率增大、CO2的转化率增大和积碳率减小,温度升高到900 ℃后CH4的转化率与CO2的转化率几乎相等,且达到97%以上,900 ℃后积碳率很低,说明几乎只发生甲烷干重整主反应R1,故甲烷干重整的最佳温度为900 ℃(850~950 ℃之间都可以)。②仅发生主反应CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g),进料配比n(CH4)∶n(CO2)=1∶1,CH4和CO2的转化率一直相等,不能说明该反应达到平衡状态,A项错误;2v正(CH4)=v逆(CO)表明正逆反应速率相等,v正(CH4)=2v逆(CO)不能说明该反应达到平衡状态,B项错误;恒容条件下,容器内气体密度保持不变,不能说明该反应达到平衡状态,C项错误;平衡常数K只与温度相关,K不变说明温度不变,恒容绝热条件下,温度不变能说明该反应达到平衡状态,D项正确。③在最佳温度、初始压强p条件下,向某2 L的恒容密闭容器中加入2 mol CO2和2 mol CH4,设只发生R1:CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g)、R2:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)两个反应,平衡后,测得容器中CO的浓度为1.2 mol·L-1,CO的物质的量为2.4 mol,CO2的转化率为80%,CO2的物质的量为2 mol×(1-80%)=0.4 mol,根据碳原子守恒,CH4的物质的量为(4-2.4-0.4)=1.2 mol,根据氧原子守恒,H2O的物质的量为(2×2-2.4-0.4×2)=0.8 mol,根据氢原子守恒,H2的物质的量为×(2×4-1.2×4-0.8×2) mol=0.8 mol,平衡时气体总的物质的量为 (2.4+0.4+1.2+0.8+0.8)mol=5.6 mol,恒温恒容,压强之比等于气体物质的量之比,平衡时压强为p=,则CO2、CH4、CO、H2的分压分别为××××,则此时R1反应的压强平衡常数Kp=。(3)①根据图示,催化循环中产生的中间体微粒共6种。②CO2催化加氢生成甲醇和水,总反应的化学方程式CO2+3H2H2O+CH3OH。 5.氨是现代工业、农业生产最基础的化工原料之一。 Ⅰ.传统的“哈伯法”反应原理为 N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ· mol-1　ΔS=-200 J·K-1· mol-1 (1)上述反应在常温下 能 (填“能”或“不能”)自发进行。 (2)“哈伯法”合成氨的工业条件为400~500 ℃、10 MPa~30 MPa,是综合考虑了 反应速率、平衡转化率、催化剂的活性 因素(至少写两点)。 (3)T ℃时向2 L的某刚性容器中充入1 mol N2和3 mol H2。已知平衡时体系中NH3的体积占比为,则该反应的平衡常数K= 8.33或 。 Ⅱ.“哈伯法”的原料H2来自化石燃料,该过程会产生大量温室气体CO2。近年来有科学家提出通过电解氮气和水来合成氨(NRR反应)。 (4)一种常温常压下NRR反应的装置如图所示,阴极的电极反应式为 8H++N2+6e-2N 。 (5)表格为不同电压下进行电解时Mo2C/C电极表面的气体产生情况(以NH3为计算值)。 电压 /V N2通入速率 /(mL ·min-1) H2生成速率 /(mL ·min-1) NH3生成速率 /(mg·min-1) 0.2 25 0.015 0.51 0.3 25 0.038 0.68 0.4 25 0.095 0.65 0.5 25 0.11 0.52 ①表中NH3的最大产率= 1.96% (产率=实际产量/理论产量×100%,常温常压下Vm=24.5 L· mol-1,结果保留3位有效数字)。 ②较高电压下NH3的生成速率下降的原因是 高电压有利于竞争反应2H++2e-H2↑的进行,从而不利于产NH3 。 (6)如图为Mo2C/C电极表面“N2→NH3”的可能路径(表示电极表面)。该过程中会产生两种具有对称结构的副产物,分别为 N2H2和N2H4 (填化学式)。 解析　(1)正反应是体积减小的放热反应,ΔG=ΔH-TΔS=-92.4-298×(-0.2)<0,故上述反应在常温下能自发进行。(2)“哈伯法”合成氨的工业条件为400~500 ℃、10 MPa~30 MPa,是综合考虑了反应速率、平衡转化率、催化剂的活性。(3)设参与反应的氮气为x mol,则有 相同条件下,物质的量之比等于体积之比=,x=0.6;K===。(4)与电源负极相连的是电解池的阴极,题图中左侧氮气进入的极为阴极,阴极发生得电子的还原反应,根据题图可知,电解质溶液呈酸性,则阴极的电极反应式为8H++N2+6e-2N。(5)①题表中电压为0.3 V时,氨气产率最大。常温常压下Vm=24.5 L· mol-1,n(N2)=== mol,由元素守恒知氨气的理论产量n(NH3)=2n(N2)= mol,m(NH3)= mol×17 000 mg· mol-1= mg,NH3的最大产率=×100%=1.96%。②较高电压下NH3的生成速率下降的原因是高电压有利于竞争反应2H++2e-H2↑的进行,从而不利于产NH3。(6)由Mo2C/C电极表面“N2→NH3”的可能路径图知该过程中会产生两种具有对称结构的副产物,分别为N2H2和N2H4。 学科网（北京）股份有限公司 $