04 化学反应原理综合题型集训之多重平衡中的Kp计算（附答案解析）-备战高考化学大题逐空突破系列（全国通用）

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化学反应原理综合题型集训之多重平衡中的Kp计算
1．氢气既是一种优质的能源，又是一种重要化工原料，高纯氢的制备是目前的研究热点。
(1)甲烷水蒸气催化重整是制备高纯氢的方法之一，甲烷和水蒸气反应的热化学方程式是：
CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g) ΔH＝＋165.0kJ·mol－1
已知反应器中存在如下反应过程：
I.CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) ΔH1＝＋206.4kJ·mol－1
II.CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g) ΔH2

根据上述信息计算：a＝_________， ΔH2＝_________
(2)某温度下，4molH2O和lmolCH4在体积为2L的刚性容器内同时发生I、II反应，达平衡时，体系中n(CO)＝bmol、n(CO2)＝dmol，则该温度下反应I的平衡常数K值为__________________(用字母表示)
(3)欲增大CH4转化为H2的平衡转化率，可采取的措施有______________
A．适当增大反应物投料比武n(H2O)：n(CH4) B．提高压强 C．分离出CO2
(4)H2用于工业合成氨：N2＋3H22NH3。将n(N2)：n(H2)＝1：3的混合气体，匀速通过装有催化剂的反应器反应，反应器温度变化与从反应器排出气体中NH3的体积分数φ(NH3)关系如图，反应器温度升高NH3的体积分数φ(NH3)先增大后减小的原因是__________________________________________________________
________________________________________________________________________________________

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，起始气体总压为2×l07Pa，平衡时总压为开始的90%，则H2的转化率为____________，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平衡常数(记作Kp)，此温度下，该反应的化学平衡常数Kp＝_________(分压列计算式、不化简)
2．国家主席习近平提出了中国应对气候变化的两个目标：二氧化碳排放力争于2030年前达到峰值，于2060年前实现碳中和。因此，研发CO2利用技术、降低空气中CO2含量成为了研究热点。为减少CO2对环境造成的影响，可采用“CO2催化加氢制甲醇”方法将其资源化利用。该反应体系中涉及以下两个反应：
I．CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1
II．CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2
回答下列问题：
(1)反应I、II的InK(K代表化学平衡常数)随(温度的倒数)的变化如图所示

ΔH1_______0(填“大于”或“小于”或“等于”)；升高温度，反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)的化学平衡常数_____(填“增大”或“减小”或“不变”)
(2)上述反应体系在一定条件下建立平衡后，下列说法正确的有________
A．增大CO的浓度，反应I的平衡向正反应方向移动
B．降低温度，反应I和II的正、逆反应速率都减小
C．恒温恒容下充入氦气，反应I的平衡向正反应方向移动
D．增大压强，反应I和II重新达到平衡的时间不同
(3)恒压下将CO2和H2按体积比1：3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CH3OH的选择性和产率随温度的变化如图

其中：CH3OH的选择性＝×100%
①在上述条件下合成甲醇的工业条件是________
A．210℃ B．230℃ C．催化CZT D．催化剂CZ(Zr－1)T
②在230℃以上，升高温度CO2的转化率增大，但甲醇的产率降低，原因是____________________
(4)恒温恒压密闭容器中，加入2molCO2和4molH2，只发生反应I和反应II，初始压强为p0，在300℃发生反应，反应达平衡时，CO2的转化率为50%，容器体积减小20%，则达到平衡时H2的转化率为________，反应II的平衡常数K＝________(保留两位有效数字)
3．减少氮的氧化物和碳的氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。合理应用和处理碳、氮及其化合物，在生产生活中有重要意义。
(1)对温室气体 CO2 的研究一直是科技界关注的重点。在催化剂存在下用 H2 还原 CO2 是解决溫室效应的重要手段之一
已知：①H2 和 CH4 的燃烧热分别为 285.5 kJ·mol－1 和 890.0 kJ·mol－1
②H2O(1)==H2O(g) ΔH＝＋44kJ·mol－1
试写出H2还原CO2生成CH4和H2O(g)的热化学方程式___________________________________________
(2)CO2在Cu−ZnO催化下，可同时发生如下的反应I、II，其可作为解决温室效应及能源短缺的重要手段。
I．CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－57.8 kJ·mol－1
II．CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1
对于气体参加的反应，表示平衡常数Kp时，用气体组分(B)的平衡分压p(B)代替该气体的平衡浓度c(B)，则反应II的Kp=___________已知：气体各组分的分压p(B)，等于总压乘以其体积分数］。
在Cu−ZnO存在的条件下，保持温度T不变，在一刚性密闭容器中，充入一定量的CO2及H2，起始及达平衡时，容器内各气体物质的量如下表：

CO2
H2
CH3OH(g)
CO
H2O(g)
总压强/kPa
起始/mol
5.0
7.0
0
0
0
p0
平衡/mol


n1

n2
p
若反应I、II均达平衡时，p0＝1.2p，则表中n1＝_____；若此时n2＝3。则反应I的平衡常数Kp＝_____(无需带单位，用含总压p的式子表示)
(3)汽车尾气是雾霾形成的原因之一，研究氮氧化物的处理方法可有效减少雾霾的形成。可采用氧化还原法脱硝：4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)4N2(g)＋6H2O(g) ΔH＜0

根据图示判断提高脱硝效率的最佳条件是_____________；氨氮比一定时，在400℃时，脱硝效率最大，其可能的原因是_________________________________________________________________。用活性炭还原法也可以处理氮氧化物，某研究小组向某密闭容器加入一定量的活性炭和NO，发生反应：
C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g) ΔH＞0在T℃时，反应进行到不同时间测得各物质的量浓度如下：
时间/min
0
10
20
30
40
50
c(NO)/mol•L−1
1.0
0.58
0.40
0.40
0.48
0.48
c(N2)/mol•L−1
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
c(CO2)/mol•L−1
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
30min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是______
A．通入一定量的 CO2 B．加入合适的催化剂 C．适当缩小容器的体积
D．通入一定量的 NO E．加入一定量的活性炭 F．适当升高温度
4．甲烷和水蒸气催化制氢主要有如下两个反应：
①CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)　ΔH＝＋206 kJ·mol－1
②CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ·mol－1
恒定压强为100 kPa时，将n(CH4)∶n(H2O)＝1∶3的混合气体投入反应器中，平衡时，各组分的物质的量分数与温度的关系如图所示，回答下列问题：

(1)写出CH4与CO2生成H2和CO的热化学方程式：_____________________________________________
(2)关于甲烷和水蒸气催化制氢反应，下列叙述正确的是________(填字母)。
A.恒温、恒容条件下，加入惰性气体，压强增大，反应速率加快
B.恒温、恒容条件下，加入水蒸气，活化分子百分数增大，反应速率加快
C.升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞频率增大，反应速率加快
D.加入合适的催化剂，降低反应温度也能实现单位时间转化率不变
(3)系统中H2的含量，在700 ℃左右出现峰值，试从化学平衡的角度解释出现峰值的原因：
①低于700 ℃，___________________________________________________________；
②高于700 ℃，_____________________________________________________________
(4)已知投料比为n(CH4)∶n(H2O)＝1∶3的混合气体，p＝100 kPa。600 ℃时，CH4的平衡转化率为________，反应①的平衡常数的计算式为Kp＝________(Kp是以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数)
5．我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。
(1)以生物材质(以C计)与水蒸气反应制取H2是一种低耗能，高效率的制H2方法。该方法由气化炉制造H2和燃烧炉再生CaO两步构成。气化炉中涉及到的反应如下：
I.C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) K1
II.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) K2
III.CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g) K3
IV.C(s)＋O2(g)CO2(g) K4
该工艺制H2总反应可表示为C(s)+2H2O(g)＋CaO(s)CaCO3(s)＋2H2(g)，该反应的平衡常数K=_______(用K1等的代数式表示)
(2)N2O(g)＋CO(g)N2(g)＋CO2(g)的速率方程为v正=k正c(CO)•c(N2O)，v逆=k逆c(CO2)•c(N2)(k正、k逆为速率常数，与温度、催化剂、接触面积有关，与浓度无关)。净反应速率(△v)等于正、逆反应速率之差。平衡时，Δv(500K)_______(填“>”、“<”或“=”) Δv(550K)
(3)一定条件下，CO2与H2反应可合成CH2=CH2，2CO2(g)＋6H2(g)CH2=CH2(g)＋4H2O(g)，该反应分两步进行：
i.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH1
ii.2CO(g)＋4H2(g)CH2=CH2(g)＋2H2O(g) ΔH2
T℃，压强恒定为100kPa时，将n(CO2)：n(H2)=1：3的混合气体和催化剂投入反应器中，达平衡时，部分组分的物质的量分数如表所示
组分
H2
CO
CH2=CH2
物质的量分数(%)



CO2的平衡转化率为________，反应i的平衡常数Kp=________(Kp是以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)
(4)利用(Q)与(QH2)电解转化法从烟气中分离CO2的原理如图。已知气体可选择性通过膜电极，溶液不能通过

①(填“a”或“b”)______为电源负极
②CO2从出口______(填“1”或“2”)排出，CO2在M极上发生的反应为_____________________






【化学反应原理综合题型集训之多重平衡中的Kp计算】答案
1．(1)415.1 -41.4kJ·mol－1
(2)
(3)AC
(4)温度低于T0时未达平衡，温度升高、反应速率加快，NH3的体积分数增大;高于T0时反应达平衡,由于该反应是放热反应，温度升高平衡常数减小，NH3的体积分数减小 20%
解析：（1）反应CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) △H1＝=4a kJ·mol－1+2×465 kJ·mol－1-(1076 kJ·mol－1+3×436 kJ·mol－1)= +206.4kJ·mol－1，解得a=415.1 kJ·mol－1；ⅢCH2(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g) △H＝+165.0kJ·mol－1，I.CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g) △H1＝+206.4kJ·mol－1，根据盖斯定律可知II=Ⅲ- I，所以△H2=△H-△H1=+165.0kJ·mol－1-206.4kJ·mol－1=-41.4kJ·mol－1，
故答案为：415.1；-41.4kJ·mol－1；
（2）由n(CO2)＝dmol可知反应II生成的n(H2)= dmol，同时消耗的n(CO)=dmol，消耗的n(H2O)=dmol，则在反应I中生成的n(CO)=(b+d)mol，消耗的n(CH4)= (b+d)mol，消耗的n(H2O)= (b+d)mol，生成的n(H2)=(3b+3d)mol，则平衡时体系内：n(CH4)=(1-b-d)mol、n(H2O)=(4-b-2d)mol、n(CO)=bmol、n(H2)=(3b+4d)mol，容器体积为2L，故平衡常数；
（3）A.适当增大反应物投料比武n(H2O)：n(CH4)，增大水的量促进甲烷转化成CO，促进CO转化成CO2，故A正确；B.提高压强，反应I平衡左移，故B错误；C.分离出CO2可使平衡右移，故C正确；故答案为：AC；
（4）温度低于T0时未达平衡，温度升高、反应速率加快，NH3的体积分数增大;高于T0时反应达平衡,由于该反应是放热反应，温度升高平衡常数减小，NH3的体积分数减小；设初始加入的N2为1 mol、H2为3 mol ，温度、体积一定时气体物质的量之比等于压强之比，气体物质的量减少4×10 % =0.4 mol；

其中p0=2×l07Pa ；
H2的转化率为0.6/3=20%；
平衡常数。
2．(1)小于 减小
(2)AB
(3)BD
230℃以上，温度升高，反应Ⅰ的平衡向逆反应方向移动，反应Ⅱ的平衡向正反应方向移动，但温度对反应Ⅱ的平衡影响更大
(4)55% 0.22
解析：(1)温度T降低，增大，由图像可知，反应I的lnK随的增大而增大，反应II的lnK随的增大而减小，即随着的增大，反应I的K增大、反应II的K减小。所以，当温度降低，反应I的K增大、平衡正向移动，反应I为放热反应，ΔH1小于0；当温度降低，反应II的K减小、平衡逆向移动，反应II为吸热反应，ΔH2大于0。依据盖斯定律，反应CO(g)+2H2(g)→CH3OH(g)可由I-II得到，即焓变ΔH=ΔH1-ΔH2，而ΔH1<0、ΔH2>0，所以ΔH<0，温度升高，平衡逆向移动，化学平衡常数减小。(2)A．增大一氧化碳浓度，反应II逆向移动，二氧化碳和氢气浓度增大，相当于反应I的反应物浓度增大，反应I正向移动，A正确；B．降低温度，反应I和II的正、逆反应速率都减小，B正确；C．恒温恒容下充入氦气，各物质浓度不变，平衡不移动，C错误；
D．增大压强，反应I平衡正向移动、反应II平衡就得逆向移动，当反应I达到平衡时，二氧化碳和氢气浓度不再改变，反应II也得达到平衡，因此增大压强，反应I和II重新达到平衡的时间相同，D错误；
答案选AB。(3)①由图可知，230℃时甲醇产率最高，该温度下使用催化剂CZ(Zr-1)T，甲醇选择性较大，答案选BD。②230℃以上，温度升高，反应Ⅰ的平衡向逆反应方向移动，反应Ⅱ的平衡向正反应方向移动，但温度对反应Ⅱ的平衡影响更大，所以在230℃以上，升高温度CO2的转化率增大，但甲醇的产率降低。(4)由于发生反应I，容器容积减小，设参加反应I的二氧化碳的物质的量为xmol，则有关系式：，解得x=0.6mol，则参加反应I的氢气的物质的量为1.8mol，生成甲醇的物质的量为0.6mol，生成水蒸气的物质的量为0.6mol，而二氧化碳的转化率为50%，则参加反应II的二氧化碳的物质的量为，反应II消耗氢气0.4mol，生成一氧化碳0.4mol，生成水蒸气0.4mol，平衡时容器中有二氧化碳1mol，氢气1.8mol，甲醇0.6mol，水蒸气1mol，一氧化碳0.4mol，氢气转化率为，设平衡时容器体积为V，则反应II的平衡常数。
3．(1)
(2) 1.0mol
(3)400℃下，氨氮比1.0 温度过低，反应速率太慢，温度过高，平衡常数太低 CD
解析:（1）将设为式①，设为式②，水的蒸发设为式③，则用即可得到，再根据盖斯定律算出反应热即可；在条件一定的情况下，气体的分压和物质的量成正比，而物质的量与浓度也成正比，因此可用压强来代替浓度，因此；
（2）若只发生反应II，反应前后气体分子数不变，压强是不变的，因此只有反应I能改变压强；根据化学计量数之比，每生成1mol甲醇，气体分子总数就要减少2mol，则，解得；此时体系中气体总物质的量为10mol，因此，，又因为体系中一共消耗了3mol ，所以平衡时剩余的的分压为，同理，代入反应I的化学平衡表达式解得；
（3）根据图示可以看出当氨氮比为1.0，且温度为400℃时脱硝效率最高，接近100%，故此时为最佳条件；正反应是放热的，因此若温度过高会导致平衡常数减小，反应不能完全进行，但若温度太低会导致反应速率过慢，因此400℃是一个最佳的反应条件；根据表中数据我们发现反应进行到20min时已经达到了平衡状态，一直持续到30min，代入平衡常数的表达式，在30min时改变了某一条件，在40min时又达到了平衡状态，此时的，平衡常数没变说明温度没有改变，因此F项错误；再来分析其它选项，若通入一定量的会导致平衡逆向移动，虽然和的浓度都在上升，但是的浓度是在下降的，因此A是错误的；活性炭是固体，加入一定量的活性炭不会影响平衡，E项错误；而催化剂不影响平衡，B项错误；因此答案为CD，适当缩小体积会让所有气体的浓度都增大，此时虽然平衡会移动导致某些气体减少，但是整体上来讲浓度还是增大的。
4．(1)CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝247 kJ·mol－1　
(2)C　
(3)①由于正反应方向吸热，随着温度的升高，反应向正反应方向进行的程度较大，氢气的物质的量逐渐增大　②随着反应的进行，一氧化碳的物质的量增大，发生反应②，反应②正反应放热，当温度升高时，平衡逆向移动，使氢气的物质的量减小
(4)77.78%　
解析：(1)①CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)　ΔH＝＋206 kJ·mol－1；②CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ·mol－1，根据盖斯定律，①－②，ΔH＝＋206 kJ·mol－1＋41 kJ·mol－1＝247 kJ·mol－1，得到CH4和CO2生成H2和CO的热化学方程式：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝247 kJ·mol－1。(2)根据反应CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)　ΔH＝＋206 kJ·mol－1进行判断。A.恒温、恒容条件下，加入惰性气体，总压强增大，各物质的分压不变，各气体的浓度不变，化学反应速率不变，故不符合题意；B.恒温、恒容条件下，加入水蒸气，活化分子百分数不变，单位体积活化分子数增加，有效碰撞几率增大，反应速率加快，故不符合题意；C.升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞频率增大，反应速率加快，故符合题意；D.反应为吸热反应，加入合适的催化剂，缩短达到平衡的时间，但不影响平衡的移动，不会影响单位时间内气体的转化率；降低反应温度，平衡逆向移动，单位时间内气体的转化率减小，故不符合题意。(3)①温度低于700 ℃时，由于正反应方向吸热，随着温度的升高，反应向正反应方向进行的程度较大，氢气的物质的量逐渐增大；②温度高于700 ℃，随着反应的进行，一氧化碳的物质的量增大，发生反应②，反应②正反应放热，当温度升高时，平衡逆向移动，使氢气的物质的量减小。(4)已知投料比为n(CH4)∶n(H2O)＝1∶3的混合气体，设甲烷的初始物质的量为1 mol，水蒸气的物质的量为3 mol，转化的甲烷的物质的量为x，转化的一氧化碳的物质的量为y，列三段式：
CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)
开始量/mol　　　1　　　　3　　　0　　 　0
变化量/mol　　　x x x 3x
平衡量/mol　　　1－x 3－x x 3x
CO(g)＋H2O(g)=== CO2(g)＋ H2(g)
开始量/mol　　　x　 　 　3－x　 　 　0　 　　3x
变化量/mol　　　y 　 y y y
平衡量/mol　　　x－y 3－x－y y 3x＋y
由图可知，600 ℃时，CH4的物质的量分数为0.04，各气体的总物质的量为1－x＋3－x－y＋x＋3x＋y＝4＋2x，＝＝0.04，解得x＝ mol，CH4的平衡转化率为×100%≈77.78%；600 ℃ 时，由图可知，p＝100 kPa，CH4和CO的物质的量分数为0.04，H2O的物质的量分数为0.32，H2的物质的量分数为0.50，CO反应①的平衡常数的计算式为Kp＝＝。
5．(1)
(2)=
(3)①90% ②3.4
(4)①a ②2 ③CO2+OH-=HCO
解析：(1)根据平衡常数的定义K1=、K2=、K3=c(CO2)，C(s)+2H2O(g)+CaO(s)CaCO3(s)+2H2(g)的平衡常数K==；
(2)净反应速率(Δv)等于正、逆反应速率之差，反应达到平衡状态，正逆反应速率相等，净速率为0，平衡时，Δv(500 K)=Δv(550 K)。
(3)设初始投料为1molCO2和3molH2，反应Ⅰ生成CO的物质的量为xmol，反应Ⅱ生成乙烯的物质的量为ymol，平衡时二氧化碳的物质的量为(1-x)mol，氢气的物质的量为(3-x-4y)mol，乙烯的物质的量为ymol，CO的物质的量为(x-2y)mol，水的物质的量为(x+2y)mol，气体总物质的量为(1-x)mol+(3-x-4y)mol+ymol+(x-2y)mol+(x+2y)mol=(4-3y)mol，由表格可知，乙烯的物质的量分数为，解得y=0.4，CO的物质的量分数为=，解得x=0.9，CO2的平衡转化率为×100%=90%；二氧化碳的体积分数为=，水的体积分数为=，反应i的平衡常数Kp==3.4。
(4)①M电极上Q被还原为QH2，所以M电极为阴极，则a为电源负极；
②通入的二氧化碳与M极生成氢氧根离子反应：CO2+OH-=HCO，生成碳酸氢根离子向阳极(N极)移动，和N极产生的氢离子反应得到二氧化碳，所以CO2从出口2排出。