2020高考化学二轮复习专题十一化学反应原理综合专题强化训练

专题十一 化学反应原理综合

(建议用时：40分钟)

1．(2020·潍坊高三联考)燃煤的过程中排放大量CO2、SO2、NOx以及固体颗粒物，对环境污染严重。请回答下列问题：

(1)将煤作为燃料常通过下列两种途径：

途径Ⅰ：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1<0 ①

途径Ⅱ：先制水煤气，后燃烧水煤气

C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　ΔH2>0 ②

2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g)　ΔH3<0 ③

2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH4<0 ④

ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的关系式是_________________________________________。

(2)已知碳的气化反应在不同温度下平衡常数的对数值(lg K)如表：

升高温度时，反应i中H2的产率________(填“增大”“减小”或“不变”)。在900 K时，反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常数的对数值(lg K)为 __________。

(3)为了减少燃煤污染，可将煤燃烧产生的SO2制成自发电池，其电池总反应为2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，该电池的负极反应式为____________________________________。用这种方法处理含SO2废气的优点是______________________________________________

________________________________________________________________________。

(4)新型氨法烟气脱硫技术采用氨吸收烟气中的SO2生成亚硫酸铵和亚硫酸氢铵。亚硫酸铵又可用于燃煤烟道气脱氮，将氮氧化物转化为氮气，同时生成一种氮肥，形成共生系统。写出二氧化氮与亚硫酸铵反应的化学方程式：_______________________________________。

(5)用K2CO3溶液可吸收燃煤反应中生成的CO2，常温下pH＝10的K2CO3溶液中由水电离的OH－的物质的量浓度为______________。常温下，0.1 mol·L－1KHCO3 溶液的pH>8，则溶液中c(H2CO3)________c(CO)(填“>”“＝”或“<”)。

解析：(1)根据盖斯定律，由(②×2＋③＋④)/2可得①，则2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4。(2)依题表中数据可知，温度升高时，反应i的lg K增大，平衡正向移动，反应i中H2的产率增大。根据盖斯定律，由反应ii－反应i得CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，900 K时，此反应的平衡常数K＝＝100.36，则lg K＝0.36。(3)2SO2＋O2＋2H2O===2H2SO4，在此反应中，SO2被氧化生成H2SO4，通入SO2的一极是负极，负极的电极反应式为SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋。(4)NO2与(NH4)2SO3反应时，NO2是氧化剂，还原产物是N2；(NH4)2SO3是还原剂，氧化产物是(NH4)2SO4。(5)常温下pH＝10的K2CO3溶液中，c(H＋)＝1×10－10mol·L－1，c(OH－)＝1×10－4mol·L－1，K2CO3溶液中的OH－就是由水电离产生的。KHCO3溶液显碱性，说明HCO的水解能力大于其电离能力，故c(H2CO3)>c(CO)。

答案：(1)2ΔH1＝2ΔH2＋ΔH3＋ΔH4

(2)增大　0.36

(3)SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋　减少环境污染，获得副产品H2SO4，获得电能

(4)4(NH4)2SO3＋2NO2===4(NH4)2SO4＋N2

(5)1×10－4 mol·L－1　>

2．“绿水青山就是金山银山”。近年来，绿色发展、生态保护成为中国展示给世界的一张新“名片”。汽车尾气是造成大气污染的重要原因之一，减少氮的氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一。请回答下列问题：

(1)已知：N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH1＝＋180.5 kJ·mol－1

C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1

2C(s)＋O2(g)===2CO(g)　ΔH3＝－221  kJ·mol－1

若某反应的平衡常数表达式为K＝，则此反应的热化学方程式为

________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(2)N2O5在一定条件下可发生分解反应：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)，某温度下向恒容密闭容器中加入一定量N2O5，测得N2O5浓度随时间的变化如下表：

①反应开始时体系压强为p0，第2 min时体系压强为p1，则p1∶p0＝________。2～5 min内用NO2表示的该反应的平均反应速率为________________。

②一定温度下，在恒容密闭容器中充入一定量N2O5进行该反应，能判断反应已达到化学平衡状态的是______(填字母)。

a．NO2和O2的浓度比保持不变

b．容器中压强不再变化

c．2v正(NO2)＝v逆(N2O5)

d．气体的密度保持不变

(3)Kp是用反应体系中气体物质的分压来表示的平衡常数，即将K表达式中平衡浓度用平衡分压代替。已知反应：NO2(g)＋CO(g)NO(g)＋CO2(g)，该反应中正反应速率v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，逆反应速率v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，其中k正、k逆为速率常数，则Kp＝________________(用k正、k逆表示)。

(4)如图是密闭反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料后，在200 ℃、400 ℃、600 ℃下，合成NH3反应达到平衡时，混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线，已知该反应为放热反应。

①曲线a对应的温度是________。

②M点对应的H2的转化率是________。

(5)工业生产中产生的SO2废气可用如图方法获得H2SO4。写出电解的阳极反应式：________________________________________________________________________。

解析：(1)若某反应的平衡常数表达式为K＝，则其化学方程式为2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)，将题中3个已知热化学方程式依次编号为①②③，根据盖斯定律，由②×2－①－③，可得：2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＝(－393.5 kJ·mol－1)×2－(＋180.5 kJ·mol－1)－(－221 kJ·mol－1)＝－746.5 kJ·mol－1。(2)①根据题表中数据及三段式法有：

　　　　　　2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)

开始/(mol·L－1)  1.00  0  0

转化/(mol·L－1)  0.50  1.00  0.25

2 min时/(mol·L－1)  0.50  1.00  0.25

该反应在恒温恒容条件下发生，反应前后气体的压强之比等于物质的量之比，也等于物质的量浓度之比，所以p1∶p0＝(0.50＋1.00＋0.25)∶1.00＝7∶4。2～5 min内，v(N2O5)＝＝0.11 mol·L－1·min－1，v(NO2)＝2v(N2O5)＝0.22 mol·L－1·min－1。②反应过程中NO2和O2的浓度比始终保持不变，a项不能说明反应已经达到化学平衡状态；该反应在反应前后气体分子数不相等，反应过程中容器内压强为变量，容器内压强不再变化可以说明反应已经达到化学平衡状态，b项符合题意；v正(NO2)＝2v逆(N2O5)时，正、逆反应速率相等，而2v正(NO2)＝v逆(N2O5)时，正、逆反应速率不相等，c项不能说明反应已经达到化学平衡状态；反应物和生成物全为气体，气体总质量不变，而容器恒容，故反应过程中气体密度始终不变，d项不能说明反应已经达到化学平衡状态。(3)Kp＝，v正＝k正·p(NO2)·p(CO)，v逆＝k逆·p(NO)·p(CO2)，平衡时正、逆反应速率相等，即k正·p(NO2)·p(CO)＝k逆·p(NO)·p(CO2)，则＝，故Kp＝。(4)①合成氨反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，NH3的产率降低，NH3的物质的量分数减小，曲线a、b、c中，在相同条件下曲线a对应NH3的物质的量分数最高，其反应温度最低，所以曲线a对应的温度为200 ℃。②M点NH3的物质的量分数为60%，设NH3为0.6a mol，则N2、H2共为0.4a mol，因为反应器中按n(N2)∶n(H2)＝1∶3投料，故M点时H2为0.3a mol，结合N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)可知，转化的H2的物质的量为0.9a mol，所以M点对应H2的转化率为×100%＝75%。(5)由题图可知，在电解池的阳极发生Mn2＋转化为MnO2的反应，电极反应式为Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋。

答案：(1)2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＝－746.5 kJ·mol－1　

(2)①7∶4　0.22 mol·L－1·min－1　②b

(3)

(4)①200 ℃　②75%

(5)Mn2＋＋2H2O－2e－===MnO2↓＋4H＋

3．(2019·天津检测)对温室气体二氧化碳的研究一直是科技界关注的重点。

Ⅰ.在催化剂存在下用H2还原CO2是解决温室效应的重要手段之一，相关反应如下：

主反应：CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH1

副反应：CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1

已知H2和CH4的燃烧热分别为－285.5 kJ·mol－1和－890.0 kJ·mol－1

H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44 kJ·mol－1

(1)ΔH1＝________kJ·mol－1。

(2)有利于提高CH4平衡产率的反应条件是____________________________________

______________________________________________________________(至少写两条)。

工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是__________。

(3)T ℃时，若在体积恒为2 L的密闭容器中同时发生上述反应，将物质的量之和为5 mol的H2和CO2以不同的投料比进行反应，结果如图1所示。若a、b表示反应物的转化率，则表示H2转化率的是________，c、d分别表示CH4(g)和CO(g)的体积分数，由图可知＝________时，甲烷产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，则T ℃时①的平衡常数K＝________。

Ⅱ.溶于海水的CO2 95%以HCO形式存在。在海洋中，通过如图2钙化作用实现碳自净。

(4)写出钙化作用的离子方程式：_____________________________________________

________________________________________________________________________。

(5)如图3，电解完成后，a室的pH________(填“变大”“变小”或“几乎不变”)；其间b室发生反应的离子方程式为________________________________________________。

解析：Ⅰ.(1)根据已知有②CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)　ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1

③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH3＝－571.0 kJ·mol－1

④CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH4＝－890.0 kJ·mol－1

⑤H2O(l)===H2O(g)　ΔH5＝＋44 kJ·mol－1

根据盖斯定律，由③×2－④＋⑤×2可得CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH1＝2ΔH3－ΔH4＋2ΔH5＝－164.0 kJ·mol－1。

(2)反应CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)是正方向为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强都有利于反应正向移动，提高CH4平衡产率；工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是催化剂。

(3)随着比值的增大，氢气的转化率降低，则表示H2转化率的是b。随着比值的增大，氢气的量增多，一氧化碳的量减少，甲烷的量增加，故c为CH4(g)的体积分数，由图可知＝4时，甲烷的产率最高。若该条件下CO的产率趋于0，＝4，由于H2、CO2的物质的量之和为5 mol，则H2和CO2分别为4 mol和1 mol，平衡转化率为0.80，则利用三段式法：

　　　　 CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)

开始时浓度

/(mol·L－1)  0.5  2  0  0

改变的浓度

/(mol·L－1)  0.4  1.6  0.4  0.8

平衡时浓度

/(mol·L－1)  0.1  0.4  0.4  0.8

K＝＝100。

Ⅱ.(4)根据图中信息可知，钙化作用是碳酸氢钙转化为碳酸钙、二氧化碳和水，其反应的离子方程式为2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。

(5)电解完成后，a室中水放电产生氧气，而氢离子进入b室，pH几乎不变；其间b室发生反应的离子方程式为H＋＋HCO===CO2↑＋H2O。

答案：Ⅰ.(1)－164.0　(2)降低温度，增大压强(答案合理即可)　催化剂　(3)b　4　100

Ⅱ.(4)2HCO＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O　(5)几乎不变　H＋＋HCO===CO2↑＋H2O

4．甲醇既是重要的化工原料，又是一种可再生能源，具有广泛地开发和应用前景。

(1)已知反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1 中的相关化学键键能如下：

则x＝________。

(2)在一容积可变的密闭容器中，1 mol CO与2 mol H2发生反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH<0，CO在不同温度下的平衡转化率(α)与压强的关系如图所示。

①a、b两点的反应速率：v(a)________(填“>”“<”或“＝”)v(b)。

②T1________(填“>”“<”或“＝”)T2，原因是__________________________________

________________________________________________________________________。

③在c点条件下，下列叙述能说明上述反应达到化学平衡状态的是________(填字母)。

A．H2的消耗速率是CH3OH的生成速率的2倍

B．CH3OH的体积分数不再改变

C．混合气体的密度不再改变

D．CO和CH3OH的物质的量之和保持不变

④计算图中a点的平衡常数Kp＝__________________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。

(3)利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)合成甲醇，发生的主要反应如下：

Ⅰ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1

Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH2

Ⅲ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH3

上述反应对应的平衡常数分别为K1、K2、K3，它们随温度变化的曲线如图所示。

则ΔH1________(填“>”“<”或“＝”)ΔH3，理由是_____________________________

________________________________________________________________________。

解析：(1)根据反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1及表中数据可知，反应断键吸收的能量为(x＋2×436) kJ，成键放出的能量为(3×413＋465＋343) kJ＝2 047 kJ，反应放出99 kJ的热量，则2 047－(x＋2×436)＝99，x＝1 076。(2)①a、b两点处在同一条等温线上，a点的压强小于b点的压强，由于增大压强，化学反应速率增大，则反应速率v(a)<v(b)。③H2的消耗速率在任何时候都是CH3OH的生成速率的2倍，不能说明反应达到平衡状态，A项错误；CH3OH的体积分数不再改变，说明正、逆反应速率相等，能说明反应达到平衡状态，B项正确；该装置的容积可变，混合气体的总质量不变，则混合气体的密度是一变量，当混合气体的密度不再改变时，能说明反应达到平衡状态，C项正确；CO和CH3OH的物质的量之和保持不变，不能说明反应达到平衡状态，D项错误。④根据图中a点时CO的转化率是0.5，则有

　  　　CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)

起始/mol　　1　　　　2　　　　0

变化/mol　　0.5　　　1　　　　0.5

平衡/mol　　0.5　　　1　　　　0.5

CO、H2、CH3OH的物质的量分数分别为0.25、0.5、0.25，平衡分压分别为0.25×0.5×104 kPa、0.5×0.5×104 kPa、0.25×0.5×104 kPa，所以a点的平衡常数Kp＝＝1.6×10－7。

答案：(1)1 076　(2)①<　②<　CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO的平衡转化率减小，故T1<T2　③BC　④1.6×10－7　(3)<　由图可知，随着温度升高，K2增大，则ΔH2>0，根据盖斯定律可得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH1<ΔH3