2027届高三化学一轮复习反应原理好题专项训练

一轮复习反应原理好题专练 【教学目标】 1、明确化学反应速率、平衡图像的特点与分析方法。 2、熟悉化学反应方向的判断依据。 3、借助平衡移动原理、化学反应速率等知识，认识相关内容在化学反应的综合调控在实际生产生活中的应用，能够运用平衡移动原理解释相关调控的归因分析。 4、熟练运用“三段式”进行平衡常数、转化率、产率等内容的计算。 5、掌握多重平衡体系的分析方法，灵活运用“三段式”、“守恒法”、“规律法”等方式分析平衡体系。 1、(2025·湖南衡阳高三期中)利用石墨烯量子点为催化剂，将CO2转化为燃料甲烷，空间站基于该反应将航天员呼出的CO2转化为火箭燃料。将5 mol CO2和20 mol H2通入某恒压(压强为p0)密闭容器中，发生如下反应： Ⅰ.CO2(g)＋4H2(g)⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－165 kJ·mol-1(主反应) Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　ΔH＝＋41 kJ·mol-1(副反应) 平衡时容器中含碳元素物质的物质的量[n(X)]随温度(T)的变化如图甲、乙、丙曲线所示。 下列说法错误的是(　　) A．曲线甲、乙、丙分别表示CO2、CO、CH4 B．空间站中使CO2转化为燃料CH4的反应不能采用高温 C．1 050 K时，曲线丙逐渐下降的原因是以反应Ⅱ为主 D．800 K时反应Ⅰ的压强平衡常数Kp≈ 解析：A 反应Ⅰ为放热反应，温度越低，越有利于反应Ⅰ正向移动，故甲为CH4，反应Ⅱ为吸热反应，温度越高，越有利于反应Ⅱ正向移动，故乙为CO，则丙为CO2，A项错误；空间站中使CO2转化为燃料CH4，由图可知，较低温度时，CO2的平衡转化率高，平衡时CH4的物质的量大，B项正确；曲线丙为CO2，高温主要进行反应Ⅱ，该反应正向移动，CO2的平衡转化率提高，含量下降，C项正确；800 K达到平衡时，CH4为3.8 mol，CO2为1.0 mol，CO为0.2 mol，根据三段式法计算： 　　　　　　　CO2(g)＋4H2(g)⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g) n(起始)/mol 5 20 0 0 n(转化)/mol 3.8 15.2 3.8 7.6 n(平衡)/mol 1.0 4.6 3.8 7.8 　　　　　　　CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g) n(起始)/mol 5 20 0 0 n(转化)/mol 0.2 0.2 0.2 0.2 n(平衡)/mol 1.0 4.6 0.2 7.8 容器中n(总)＝17.4 mol，反应Ⅰ中各气体的分压：p(CO2)＝p0，p(H2)＝p0，p(CH4)＝p0，p(H2O)＝p0，800 K时反应Ⅰ的Kp＝≈，D项正确。 2、(湖南高考真题节选)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气： Ⅰ.C(s)＋H2O(g) ⥫⥬CO(g)＋H2(g) ΔH1＝＋131.4 kJ·mol－1 Ⅱ.CO(g)＋H2O(g) ⥫⥬CO2(g)＋H2(g)　ΔH2＝－41.1 kJ·mol－1 反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系__________(填“吸收”或“放出”)热量__________kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝__________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。 答案　吸收　31.2　0.02 MPa 解析　反应达到平衡时，H2O(g)的转化率为50%，则水的变化量为0.5 mol，水的平衡量也是0.5 mol，由于CO的物质的量为0.1 mol，CO和CO2中的O均来自于H2O中，则根据O原子守恒可知CO2的物质的量为0.2 mol，生成0.2 mol CO2时消耗了0.2 mol CO，故在反应Ⅰ实际生成了0.3 mol CO。根据相关反应的热化学方程式可知，整个体系的热量变化为＋131.4 kJ·mol－1×0.3 mol－41.1 kJ·mol－1×0.2 mol＝39.42 kJ－8.22 kJ＝31.2 kJ；由H原子守恒可知，平衡时H2的物质的量为0.5 mol，CO的物质的量为0.1 mol，CO2的物质的量为0.2 mol，水的物质的量为0.5 mol，则平衡时气体的总物质的量为0.5 mol＋0.1 mol＋0.2 mol＋0.5 mol＝1.3 mol，在同温同体积条件下，气体的总压之比等于气体的总物质的量之比，则平衡体系的总压为0.2 MPa×1.3＝0.26 MPa，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝＝×p总＝×0.26 MPa＝0.02 MPa。 3、[2025·八省联考陕西演练]将一定量的丁烯在密闭容器中进行反应，测得不同温度下丁烯的平衡转化率与体系压强的关系如下图所示。 （1） 图中温度由高到低的顺序为_  _  _  _  _  _   _  _  _  _  _  _  ， 判断依据为___________________________________________________________________ _____________________________________________________________________________。 （2） 已知的标准平衡常数，其中，则温度下，该反应的_  _  _  _  _  _  。 【答案】（1） ；该反应为吸热反应，相同条件下，升高温度，平衡正向移动，丁烯的平衡转化率升高 （2） 【解析】 （1） 该反应为吸热反应，相同条件下，升高温度，平衡正向移动，丁烯的平衡转化率升高，故图中温度 由高到低的顺序为。 （2） 由题图可知，温度下，平衡时压强为，丁烯的平衡转化率为，设 丁烯投料量为，列“三段式”： 反应后总的物质的量为，、、的分压分别为、、，该反应的。 4、(2024·湖北部分州市高三期末)在2023年第19届杭州亚运会上，主火炬塔的燃料首次使用废碳再生的绿色甲醇，实现循环内的零排放，这也是首次在大型体育赛事上使用这种绿色燃料。 (1)常温常压下利用铜基催化剂实现二氧化碳选择性加氢制甲醇的反应机理和能量变化如图(其中吸附在催化剂表面上的粒子用*标注)。 ①下列说法正确的是AD(填字母)。 A．CO2转化为甲醇，在高温下不能自发进行 B．甲醇被称为绿色燃料，因为甲醇无毒无害无污染 C．零排放是指甲醇在燃烧过程中，没有CO、CO2等物质生成 D．寻找高效催化剂，有利于CO2的回收利用，早日实现国家碳中和战略目标 ②该转化历程的决速步的化学方程式为HCOO*＋4H*===CH3O*＋H2O(或HCOO*＋5H*===CH3O*＋H2O＋H*)。 (2)一定条件下，CO2和H2可以发生如下两个平行反应： Ⅰ.CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　ΔH1>0 Ⅱ.CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH2 ①为了提高CO2的平衡转化率且增大甲醇的平衡产率，可采用的措施是BC(填字母)。 A．增大n(CO2)　　　　 B．及时移走甲醇 C．减小容器容积　 D．充入He ②保持温度恒定，向一定容积的密闭容器中按体积比1∶3充入CO2和H2，起始压强为4 MPa。发生上述平行反应，达到平衡后压强为2.8 MPa。已知达到平衡时CH3OH的选择性为75%(反应中转化的CO2中生成CH3OH的百分比)。则： CO2的转化率为80%；该条件下反应Ⅱ的压强平衡常数Kp为2.4_(MPa)-2(用分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。 ③对于反应Ⅱ，已知v(正)＝k正·c(CO2)·c3(H2)，v(逆)＝k逆·c(CH3OH)·c(H2O)，(k正、k逆分别为正、逆反应速率常数)。该反应的lg k正、lg k逆随温度变化的曲线如图所示，则n(填“m”或“n”)表示lg k正随温度变化的曲线。 解析：(1)①CO2转化为甲醇，正反应气体物质的量减少，ΔS<0，正反应放热，ΔH<0，在高温下不能自发进行，A正确；甲醇有毒，B错误；根据元素守恒，甲醇在燃烧过程中有CO、CO2等物质生成，C错误；寻找高效催化剂，降低反应活化能，加快反应速率，有利于CO2的回收利用，早日实现国家碳中和战略目标，D正确。②活化能越大反应速率越慢，慢反应决定总反应速率，根据图示，该转化历程的决速步的化学方程式为HCOO*＋4H*===CH3O*＋H2O或HCOO*＋5H*===CH3O*＋H2O＋H*。(2)①A项，增大n(CO2)，CO2的平衡转化率降低；B项，及时移走甲醇，甲醇浓度降低，反应Ⅱ正向移动，CO2的平衡转化率、甲醇的平衡产率都增大；C项，反应Ⅱ正反应气体物质的量减少，减小容器容积，增大压强，平衡正向移动，CO2的平衡转化率、甲醇的平衡产率都增大；D项，恒容时充入He，各物质浓度均不变，平衡不移动，CO2的平衡转化率、甲醇的平衡产率都不变，恒压时充入He，反应Ⅱ逆向移动，甲醇的平衡产率减小。②第一步：计算初始分压。已知恒温时，向一定容积的密闭容器中按体积比1∶3充入CO2和H2，起始压强为4 MPa，所以p起始(CO2)＝1 MPa，p起始(H2)＝3 MPa。第二步：列三段式计算平衡时各物质的分压。 　　　　　　　CO2(g) ＋ 3H2(g) ⥫⥬ CH3OH(g) ＋ H2O(g)　 Δp 初始压强/MPa 1 3 0 0 变化压强/MPa x 3x x x 2x 平衡压强/MPa 1－x－y 3－3x－y x x＋y 2x 　　　　　　　CO2(g) ＋ H2(g) ⥫⥬ CO(g) ＋ H2O(g) 　Δp 初始压强/MPa 1 3 0 0 变化压强/MPa y y y y 0 平衡压强/MPa 1－x－y 3－3x－y y x＋y 压强变化：2x MPa＝(4－2.8) MPa，CH3OH的选择性：×100%＝75%，所以x＝0.6，y＝0.2。第三步：计算转化率、Kp。CO2的转化率为×100%＝80%；该条件下反应Ⅱ的压强平衡常数Kp＝＝2.4 (MPa)-2。③对于反应Ⅱ，v(正)＝k正·c(CO2)·c3(H2)，v(逆)＝k逆·c(CH3OH)·c(H2O)，达到平衡时k正·c(CO2)·c3(H2)＝k逆·c(CH3OH)·c(H2O)，＝＝K。根据(1)可知，CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)正反应放热，升高温度，K减小，即升高温度，减小，则lg k正随温度变化增大的幅度小，lg k逆随温度变化增大的幅度大，则n表示lg k正随温度变化的曲线。 5、[2024贵阳摸底考试]一种在常温、常压下催化电解实现工业合成氨反应的工艺为2N2（g）＋6H2O（l） 4NH3（g）＋3O2（g）　ΔH1＝＋1 530 kJ·mol－1。该反应可分两步完成： 反应Ⅰ　N2（g）＋3H2（g） 2NH3（g）　ΔH2＝－92.4 kJ·mol－1 反应Ⅱ　2H2O（l） 2H2（g）＋O2（g）　ΔH3 （1）ΔH3＝　＋571.6　kJ·mol－1。 （2）将1.00 mol N2和3.00 mol H2充入3 L的恒容密闭容器中模拟反应Ⅰ： ①该反应中物质浓度随时间变化的曲线如图甲所示，0～10 min内，v（H2）＝　0.075 mol·L－1·min－1　。 ②不同温度和压强下测得平衡时混合物中氨的体积分数与温度的关系如图乙所示，则B、C两点的平衡常数KB　＝　KC（填“＞”“＜”“＝”或“不确定”）；B点时N2的转化率＝　82％　（保留2位有效数字）。 （3）从图乙中获知反应Ⅰ存在着高温降低平衡产率与低温降低反应速率等调控矛盾。在工业生产中为提高合成氨的产率，通常从以下多个视角来综合考虑合理的工业生产条件： 反应速率的视角：①加入催化剂　②提高温度（控制在催化剂的活性温度范围内）； 平衡移动和原料的转化率的视角：③　增大压强　　④　增大N2的浓度　。 （4）科学家为避免直接破坏键而消耗大量热能，通过新型催化剂降低了反应路径（如图丙）中决速步的能垒，使该反应在常温、常压下采用电化学方法也能实现，反应装置如图丁所示： ①反应路径中的决速步为　Ⅱ　（填“Ⅰ”“Ⅱ”“Ⅲ”或“Ⅳ”）。 ②阴极上的电极反应式为　N2＋6H＋＋6e－ 2NH3　。 解析　（1）由盖斯定律知，ΔH3＝＝＋571.6 kJ·mol－1。（2）①由图甲可知，从反应开始到达到平衡，X、Y的浓度变化量分别为0.50 mol·L－1和0.75 mol·L－1，变化量之比为2∶3，所以X为NH3、Y为H2，则0～10 min内v（H2）＝0.75 mol·L－1÷10 min＝0.075 mol·L－1·min－1。②由于B、C两点的温度相同，平衡常数只与温度有关，因此KB＝KC；B点平衡体系中氨的体积分数为70％，设氮气的转化率为x，则平衡时氢气和氨气的变化量分别为3x mol和2x mol，平衡体系中共有（4－2x） mol气体，所以×100％＝70％，解得x≈82％。（3）根据影响平衡移动的因素分析，该反应是气体分子数减小的反应，增大压强可以使平衡正向移动，从而提高原料转化率；N2较易得到、价廉，增大N2的浓度也可使平衡正向移动，同时能提高H2的转化率。（4）①反应路径中的决速步为活化能最高的一步，故决速步为Ⅱ。②与电源负极相连的电极为阴极，阴极发生还原反应，电极反应式为N2＋6H＋＋6e－ 2NH3。 6、CO2催化加氢合成甲醇是重要的碳捕获利用与封存技术，该过程发生下列反应： 反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g) ===CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-58.6 kJ·mol-1 反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g) ===CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41.2 kJ·mol-1 0.5 MPa下，将n(H2)∶n(CO2)=3的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应器，测得CO2的转化率、CH3OH或CO的选择性[×100%]以及CH3OH的收率(CO2的转化率×CH3OH的选择性)随温度的变化如图所示。下列说法正确的是(　　) A.CO(g)+2H2(g) ===CH3OH(g)　ΔH=+99.8 kJ·mol-1 B.曲线a表示CH3OH的选择性随温度的变化 C.图中所示270 ℃时，对应CO2的转化率为21% D.在210~250 ℃之间，CH3OH的收率增大是由于CH3OH的选择性增大导致 答案　C 解析　 由盖斯定律，反应Ⅰ-反应Ⅱ得反应：CO(g)+2H2(g)===CH3OH(g)，ΔH=(-58.6-41.2) kJ·mol-1=-99.8 kJ·mol-1，A错误；在210~250 ℃之间，反应Ⅰ未达平衡，CH3OH的收率增大是由于温度升高，生成CH3OH的反应速率增大导致，D错误。 7、在二氧化碳加氢制甲烷的反应体系中，除主反应(反应Ⅰ)外，还会发生副反应(反应Ⅱ)。 反应Ⅰ：CO2(g)+4H2(g)CH4(g) +2H2O(g)　KⅠ 反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g) +H2O(g)　KⅡ 一定压强下，向某容积可变的密闭容器中通入CO2和H2 的混合气体(其中CO2和H2的物质的量之比为1∶4)，在某催化剂的作用下同时发生反应Ⅰ和反应Ⅱ，测得CO2的转化率、CH4的选择性、CO的选择性随反应温度的变化情况如图所示。 已知：CH4或CO的选择性指反应生成CH4或CO时所消耗的CO2的物质的量占参与反应的CO2总物质的量的百分比。下列说法正确的是(　　) A.相同温度下，反应2CO(g)+2H2(g) CO2(g) +CH4(g)的平衡常数K= B.温度升高，反应Ⅰ的平衡常数KⅠ和反应Ⅱ的平衡常数KⅡ都增大 C.通过控制反应温度、调节压强等措施可提高CH4的选择性 D.500 ℃时，反应达到平衡后，增大压强，体系中CO和CH4的体积分数均减小 答案　C 解析　根据盖斯定律，目标反应可由反应Ⅰ-2×反应Ⅱ得到，则目标反应的平衡常数K=，A错误；由题图可知，在温度为340~400 ℃时，CH4的选择性为100%，即此温度范围内只发生反应Ⅰ，在此温度范围内升高温度，CO2的转化率减小，说明反应Ⅰ的平衡逆向移动，KⅠ减小，B错误；由分析及反应Ⅰ、反应Ⅱ在反应前后气体分子数的变化特点可知，温度、压强可影响CH4的选择性，为提高CH4的选择性，可采用控制反应温度、调节压强等措施，C正确；增大压强，反应Ⅰ的平衡正向移动，可提高甲烷的产率，反应Ⅰ的平衡移动也会影响反应Ⅱ中CO的产率，D错误。 8、(2024·沈阳高三模拟)(1)CO2催化加氢制备甲醇，反应如下： 主反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49 kJ·mol-1 副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+41.2 kJ·mol-1 CO2的平衡转化率X和CH3OH的选择性S随温度、压强变化如图： CH3OH的选择性=×100%，则下列说法正确的是　　　　　(填字母)。  A.p1>p2 B.恒温密闭体系中，加压时副反应平衡不移动 C.300~350 ℃曲线变化的原因可能是此时以发生副反应为主 D.300 ℃时，当体系中混合气体的平均摩尔质量不再改变，则该体系达到平衡状态 (2)在T ℃下，恒压反应器中，按初始投料n(CO2)∶n(H2)=1∶1发生反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，初始总压为2 MPa，反应平衡后，H2的平衡转化率为60%，则该反应的平衡常数Kp=　　　　　(MPa)-2(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。  答案　(1)ACD　(2)0.5 解析　(1)主反应反应前后气体分子数减小，副反应反应前后气体分子数不变，其他条件相同时，增大压强，主反应正向移动，CO2的平衡转化率增大，CH3OH的选择性增大，则p1>p2，A项正确；恒温密闭体系中，加压时主反应平衡正向移动，CO2、H2物质的量减小，副反应平衡逆向移动，B项错误；300~350 ℃在不同的压强下CO2的平衡转化率趋于重合，说明压强影响不大，升温CO2平衡转化率升高，CH3OH选择性降低，说明此时以发生副反应为主，C正确；该体系中所有物质都呈气态，建立平衡的过程中混合气体的总质量始终不变，混合气体的总物质的量是变量，混合气体的平均摩尔质量是变量，故当体系中混合气体的平均摩尔质量不再改变，该体系达到平衡状态，D项正确。(2)设CO2、H2的初始物质的量均为a mol。列三段式： 　　　　　CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) 起始/mol　　a　　　a　　　　0　　　　　0 转化/mol　　0.2a　　0.6a　　　0.2a　　　0.2a 平衡/mol　　0.8a　　0.4a　　　0.2a　　　0.2a 平衡总物质的量为1.6a mol，平衡时CO2、H2、CH3OH、H2O的分压依次为1 MPa、0.5 MPa、0.25 MPa、0.25 MPa，则该反应的平衡常数Kp==0.5(MPa)-2。 9、(2025·辽宁重点高中协作校联考)二氧化碳甲烷化是有效利用二氧化碳资源的途径之一,是减少二氧化碳的一种比较有效的方法,在环境保护方面显示出较大潜力。 将CO2和H2在催化剂作用下,可实现二氧化碳甲烷化: ①CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) ΔH1=-164.9 kJ·mol-1 ②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　 ΔH2=+41.2 kJ·mol-1 ③CO(g)+3H2(g)CH4(g)+H2O(g)　 ΔH3 (1)经计算,ΔH3=　　　　kJ·mol-1。  (2)一定温度条件下,利用不同催化剂,在相同反应时间内,测得产物的生成速率与催化剂的关系如图,则有利于制甲烷的催化剂是　　　　。  (3)不同条件下,按照n(CO2)∶n(H2)=1∶4投料同时发生上述反应,CO2的平衡转化率如图所示。 ①压强p1、p2、p3由大到小的顺序是　　　　。压强为p2时,温度高于700 ℃之后,温度升高转化率增大的原因是 　。  ②在某温度下,向恒容密闭容器中充入1 mol CO2和4 mol H2,初始压强为5p0 kPa,上述反应达平衡时,p(CO)=a kPa,p(CO2)=b kPa,则CH4的选择性=　　　　　　　　　　　　　　　 CH4的选择性=×100%,用含p0、a、b的代数式表示,下同,该温度下反应②的化学平衡常数Kp=　　　　　　　。  答案:(1)-206.1　(2)Cat4　(3)①p3>p2>p1　反应①为放热反应,随温度升高平衡逆向移动,二氧化碳转化率降低,反应②为吸热反应,随温度升高平衡正向移动,二氧化碳转化率升高,温度高于700 ℃之后,二氧化碳转化率取决于反应②　 ②×100%　 解析:(1)根据盖斯定律:反应①-反应②得反应③,则ΔH3=ΔH1-ΔH2=-206.1 kJ·mol-1; (2)根据图示可知,催化剂Cat4甲烷生成速率最大且CO生成速率最小,有利于制甲烷; (3)相同温度下,增大压强,反应①平衡正向移动,二氧化碳转化率增大,结合图示可知,压强:p3>p2>p1;温度高于700 ℃之后,温度升高转化率增大的原因:反应①为放热反应,随温度升高平衡逆向移动,二氧化碳转化率降低,反应②为吸热反应,随温度升高平衡正向移动,二氧化碳转化率升高,温度高于700 ℃之后,二氧化碳转化率取决于反应②;初始充入1 mol CO2和4 mol H2,初始总压为5p0 kPa,即CO2初始分压p0 kPa,H2初始分压4p0 kPa,反应达平衡时,p(CO)=a kPa,p(CO2)=b kPa,其转化量为(p0-b)kPa,根据碳原子守恒,p(CH4)=(p0-b-a)kPa,则CH4的选择性:×100%;根据氧原子守恒,平衡时p(H2O)=(2p0-2b-a)kPa,根据氢原子守恒,平衡时p(H2)=[4p0-(2p0-2b-a)-2(p0-b-a)]kPa=(3a+4b)kPa,则该温度下反应②的化学平衡常数Kp=。 10、(2025·张家口模拟)将金红石(TiO2)转化为TiCl4是生产金属钛的关键步骤。在1.0×105 Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量之比为1∶2∶2进行反应，平衡体系中主要物质的物质的量分数(x)随温度变化理论计算结果如图所示。 下列说法不正确的是(　　) A.200~1 600 ℃反应达到平衡时，TiO2的转化率均已接近100% B.将400 ℃时的平衡体系加热至800 ℃，平衡C(s)+CO2(g)2CO(g)向正反应方向移动 C.1 000 ℃时，测得某时刻x(TiCl4)=0.2。其他条件不变，延长反应时间能使x(TiCl4)超过该温度下平衡时的x(TiCl4) D.实际生产时反应温度选择900 ℃而不选择200 ℃，其主要原因是900 ℃比200 ℃时化学反应速率更快，生产效益更高 答案　C 解析　在1.0×105 Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量之比为1∶2∶2进行反应：TiO2+2C+2Cl2TiCl4+2CO，三者完全反应时，生成TiCl4、CO的物质的量之比为1∶2，此时TiCl4的物质的量分数约为33.3%，结合图像可知，200~1 600 ℃反应达到平衡时，TiCl4的物质的量分数约为33.3%，则TiO2转化率均已接近100%，A正确；结合图像可知，将400 ℃时的平衡体系加热至800 ℃，二氧化碳含量减小、一氧化碳含量增加，则平衡C(s)+CO2(g)2CO(g)向正反应方向移动，B正确；延长时间不能改变平衡时物质的转化率，C错误。 11、(2024·山西晋城一模)氨是一种重要的化工产品。回答下列问题： (1)已知：①N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.0 kJ·mol-1 ②H2(g)+O2(g)H2O(g)　ΔH=-240.0 kJ·mol-1 ③2Fe(s)+O2(g)Fe2O3(s)　ΔH=-1 644.0 kJ·mol-1 则反应2NH3(g)+Fe2O3(s)N2(g)+3H2O(g)+2Fe(s)　ΔH=　　　　　 kJ·mol-1，该反应在　　　　　(填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。  (2)温度为T ℃，压强恒定为p MPa，用Fe2O3处理NH3和HCN(起始时NH3的体积分数为58%)的混合气体，部分气体的体积分数随时间的变化如图，反应经30 min达到平衡。 ①0~30 min内用NH3的压强变化表示的反应速率v(NH3)=　　　　　 MPa·min-1。  ②反应2NH3(g)+Fe2O3(s)N2(g)+3H2O(g)+2Fe(s)的平衡常数Kp=　　　　　 MPa2(列出计算式即可)；若升高温度，该反应的平衡常数将　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  (3)在催化剂作用下，可用NH3去除NO，其反应原理为4NH3+6NO5N2+6H2O。不同温度条件下，n(NH3)∶n(NO)分别为4∶1、3∶1、1∶3时，得到的NO脱除率曲线如图所示。 ①曲线a中，在温度超过900 ℃时，NO脱除率骤然下降的原因可能是　　　 　　　　。  ②曲线b对应的NH3与NO的物质的量之比是　　　　　。  答案　(1)+1 016.0　高温 (2)①0.019p　②　增大 (3)①催化剂失去活性　②3∶1 解析　(1)由盖斯定律可知，反应②×3-①-③得反应2NH3(g)+Fe2O3(s)N2(g)+3H2O(g)+2Fe(s)　ΔH，则ΔH=(-240.0 kJ·mol-1)×3-(-92.0 kJ·mol-1)-(-1 644.0 kJ·mol-1)=+1 016.0 kJ·mol-1，该反应为熵增的吸热反应，高温条件下ΔH-TΔS<0，反应能自发进行。(2)①由图可知，起始时氨气的体积分数为58%，分压为58%×p MPa=0.58p MPa，30 min反应达到平衡时氨气的体积分数为1%，分压为1%×p MPa=0.01p MPa，则氨气反应速率为=0.019p MPa·min-1。②由图可知，30 min反应达到平衡时氨气、氮气、水蒸气的体积分数分别为1%、25%、45%，则反应的平衡常数Kp== MPa2，该反应是吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，平衡常数增大。(3)②氨气和一氧化氮的物质的量的比值增大，相当于增大氨气的浓度，平衡向正反应方向移动，一氧化氮的脱除率增大，则由图可知，曲线b对应的物质的量之比是3∶1。 12、(2025陕晋宁青卷)MgCO3/MgO循环在CO2捕获及转化等方面具有重要应用。科研人员设计了利用MgCO3与H2反应生成CH4的路线,主要反应如下: Ⅰ.MgCO3(s)MgO(s)+CO2(g)　ΔH1=+101 kJ·mol-1 Ⅱ.CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)　ΔH2=-166 kJ·mol-1 Ⅲ.CO2(g)+H2(g)H2O(g)+CO(g)　ΔH3=+41 kJ·mol-1 回答下列问题。 (1)计算MgCO3(s)+4H2(g)MgO(s)+2H2O(g)+CH4(g)　ΔH4=　　　　 kJ·mol-1。  (2)提高CH4平衡产率的条件是　　　　(填字母)。  A.高温高压 B.低温高压 C.高温低压 D.低温低压 (3)高温下MgCO3分解产生的MgO催化CO2与H2反应生成CH4,部分历程如图甲,其中吸附在催化剂表面的物种用*标注。所示步骤中最慢的基元反应是　　　　　　(填序号),生成水的基元反应方程式为　 。  甲 (4)100 kPa下,在密闭容器中H2(g)和MgCO3(s)各1 mol发生反应。反应物(H2、MgCO3)的平衡转化率和生成物(CH4、CO2)的选择性随温度变化关系如图乙、丙所示(反应Ⅲ在360 ℃以下不考虑)。 乙 该图为乙图内点M附近区域放大图 丙 注:含碳生成物选择性=×100%。 ①表示CH4选择性的曲线是　　　　(填字母)。  ②点M温度下,反应Ⅱ的Kp=　　　(kPa)-2(列出计算式即可)。  ③在550 ℃下达到平衡时,n(CO)=　　　　 mol。500~600 ℃,随温度升高H2平衡转化率下降的原因可能是　  　。  答案:(1)-65　 (2)B (3)④　HO*+CC+H2O (4)①c　②　③0.2　温度越高,主要发生反应Ⅱ,且反应Ⅱ平衡逆向移动对H2的影响大于反应Ⅲ平衡正向移动对H2的影响 解析:(1)反应Ⅰ+反应Ⅱ可得:MgCO3(s)+4H2(g)MgO(s)+2H2O(g)+CH4(g)　ΔH4=ΔH1+ΔH2=(101-166) kJ·mol-1=-65 kJ·mol-1。 (2)反应Ⅱ是一个气体体积减小的放热反应,故低温高压有利于平衡正向移动,提高CH4平衡产率。 (3)基元反应的活化能越大,反应速率越小。观察图示知,基元反应④的活化能最大。生成水的基元反应是③,反应方程式为HO*+CC+H2O。 (4)①分析题中3个反应,360 ℃以下不考虑反应Ⅲ,根据选择性定义,此时CH4和CO2的选择性相加为100%,结合点M附近区域放大图可知曲线b、c表示CH4或CO2的选择性,随温度升高反应Ⅰ平衡正向移动,即MgCO3的平衡转化率增大至接近100%,则曲线a代表MgCO3的平衡转化率。反应Ⅱ为放热反应,随温度升高平衡逆移,CH4的选择性减小,反应Ⅰ吸热,随温度升高平衡正向移动,CO2的选择性升高,则曲线c表示CH4的选择性。 ②分析图丙知:点M温度下MgCO3的平衡转化率为49%,即此时MgCO3分解了0.49 mol,此时CH4、CO2的选择性均为50%,即n(CH4)=n(CO2)=0.49 mol×50%=0.245 mol。 依体系中碳元素守恒有: n(C)=n(CH4)+n(CO2)=0.49 mol,且n(CH4)=n(CO2)=0.245 mol。 依体系中氧元素守恒有: n(O)=n(CO2)×2+n(H2O)=0.49 mol×2,得n(H2O)=0.49 mol。 依体系中氢元素守恒有: n(H)=n(CH4)×4+n(H2O)×2+n(H2)×2=2.0 mol,得n(H2)=0.02 mol。 此时体系中气体总物质的量为n(CH4)+n(CO2)+n(H2O)+n(H2)=0.245 mol+0.245 mol+0.49 mol+0.02 mol=1.0 mol。 则反应Ⅱ的Kp== (kPa)-2。 ③分析图乙,在550 ℃下,MgCO3转化率为100%,CO2选择性为70%(生成CO2 0.7 mol),CH4选择性为10%(生成CH4 0.1 mol),依据碳元素守恒,反应Ⅲ生成CO 0.2 mol。 在500~600 ℃条件下,体系中只存在反应Ⅱ和反应Ⅲ,反应Ⅱ为放热反应,反应Ⅲ为吸热反应,温度升高反应Ⅱ平衡逆移,反应Ⅲ平衡正移。因为H2平衡转化率下降,说明主要发生反应Ⅱ,反应Ⅱ逆向移动对H2的影响大于反应Ⅲ正向移动对H2的影响。 2 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $