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2020届高考化学二轮复习化学反应原理综合作业 练习
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题型专练(九) 化学反应原理综合
A组
1.(2019·河南开封一模)研究氮氧化物的反应机理,对于消除其对环境的污染有重要意义。
(1)升高温度,绝大多数的化学反应速率增大,但是2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应速率却随着温度的升高而减小。查阅资料知:2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步:
Ⅰ.2NO(g)N2O2(g)(快) ΔH1<0
v1正=k1正c2(NO) v1逆=k1逆c(N2O2)
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)(慢) ΔH2<0 v2正=k2正c(N2O2)c(O2) v2逆=k2逆c2(NO2)
请回答下列问题:
①反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH= (用含ΔH1和ΔH2的式子表示)。一定温度下,反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)达到平衡状态,请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K= ,升高温度,K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。
②决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应速率的是反应Ⅱ,反应Ⅰ的活化能E1与反应Ⅱ的活化能E2的大小关系为E1 E2(填“>”“<”或“=”)。
(2)通过如图所示装置,可将汽车尾气中的NO、NO2转化为重要的化工原料HNO3,其中A、B为多孔惰性电极。该装置的负极是 (填“A”或“B”),B电极的电极反应式为 。
(3)实验室可用NaOH溶液吸收NO2,反应为2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全反应得1 L溶液甲;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,则两溶液中c(NO3-)、c(NO2-)和c(CH3COO-)由大到小的顺序为 (已知HNO2的电离常数Ka=7.1×10-4,CH3COOH的电离常数Ka=1.7×10-5)。可使溶液甲和溶液乙的pH相等的方法是 。
a.向溶液甲中加适量水
b.向溶液甲中加适量NaOH
c.向溶液乙中加适量水
d.向溶液乙中加适量NaOH
答案(1)①ΔH1+ΔH2 k1正×k2正k1逆×k2逆 减小 ②<
(2)A O2+4e-+4H+2H2O
(3)c(NO3-)>c(NO2-)>c(CH3COO-) bc
解析(1)Ⅰ.2NO(g)N2O2(g) ΔH1<0;
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH2<0,Ⅰ+Ⅱ可得:2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2;当该反应达到平衡时,v1正=v1逆,v2正=v2逆,所以v1正×v2正=v1逆×v2逆,即k1正c2(NO)×k2正c(N2O2)×c(O2)=k1逆c(N2O2)×k2逆c2(NO2),则反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常数K=c2(NO2)c2(NO)×c(O2)=k1正×k2正k1逆×k2逆;该反应的正反应为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小。
②2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应的快慢由反应慢的反应Ⅱ决定,所以反应的活化能E1
(3)根据实验室用NaOH溶液吸收NO2的反应方程式2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O,若NaOH、NO2的物质的量都是0.2 mol,则根据反应方程式可知会产生0.1 mol NaNO3和0.1 mol NaNO2;由于溶液的体积是1 L,NaNO3是强酸强碱盐,不水解,则c(NO3-)=0.1 mol·L-1;而NaNO2是强碱弱酸盐,NO2-发生水解反应而消耗,所以c(NO2-)<0.1 mol·L-1;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,该盐是强碱弱酸盐,因CH3COO-水解而使c(CH3COO-)<0.1 mol·L-1;根据HNO2、CH3COOH的电离平衡常数可知酸性:HNO2>CH3COOH,故水解程度:CH3COO->NO2-,因此等浓度的CH3COONa、NaNO2中离子浓度c(CH3COO-)c(NO2-)>c(CH3COO-)。溶液甲是NaNO3和NaNO2的混合溶液,NaNO2水解使溶液显碱性,溶液乙为CH3COONa溶液,水溶液显碱性,由于CH3COONa水解程度大于NaNO2,所以碱性乙>甲,要使溶液甲和溶液乙的pH相等,可采用向甲溶液中加入适量的NaOH,使甲溶液的pH增大,也可以向乙溶液中加入适量的水进行稀释,使乙溶液的pH减小,b、c项正确。
2.(2019·广东揭阳学业水平考试)Ⅰ.NO是第一个被发现的生命体系气体信号分子,具有舒张血管的功能。工业上可用“氨催化氧化法”生产NO,主要副产物为N2。请回答下列问题:
(1)以氨气、氧气为原料,在催化剂存在下生成NO和副产物N2的热化学方程式如下:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH1①,4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) ΔH2②,N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3③,则上述反应热效应之间的关系式为ΔH3= 。
(2)某化学研究性学习小组模拟工业合成NO的反应。在1 110 K时,向一恒容密闭容器内充入1 mol NH3和2.8 mol O2,加入合适催化剂(催化剂的体积大小可忽略不计),保持温度不变,只发生反应4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH<0。
①下列各项能说明反应已达到化学平衡状态的是 (填字母序号)。
a.5c(NH3)=4c(O2)
b.N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等
c.混合气体的压强不变
d.混合气体的密度不变
②若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,在达到平衡后的体系温度下的化学平衡常数为K1,则K1 K(填“>”“<”或“=”)。
Ⅱ.(3)某化学研究性学习小组模拟用CO和H2合成甲醇,其反应为:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH
0
5
10
15
20
25
压强/(MPa)
12.4
10.2
8.4
7.0
6.2
6.2
则反应从开始到20 min时,以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)= ,该温度下平衡常数K= 。
Ⅲ.(4)以甲烷为燃料的新型电池,其成本大大低于以氢气为燃料的传统燃料电池,目前得到广泛的研究。下图是目前研究较多的一类固体氧化物燃料电池工作原理示意图。回答下列问题:
①B极上的电极反应式为 。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)气体时,消耗甲烷的体积为 L(标准状况下)。
答案(1)ΔH1-ΔH22 (2)①bc ②<
(3)0.075 mol·L-1·min-1 3
(4)①CH4+4O2--8e-CO2+2H2O ②2.8
解析(1)由盖斯定律可知,(①—②)×12得N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3=(ΔH1-ΔH2)×12。
(2)①5c(NH3)=4c(O2)与反应的初始物质的量以及反应进行程度有关,不能确定是否达到平衡,a项错误;N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等说明正、逆反应速率相等,反应达到平衡状态,b项正确;该反应是一个反应前后气体物质的量改变的化学反应,混合气体的压强不变能够说明反应达到平衡状态,c项正确;恒容容器,无论反应是否达到平衡状态,混合气体的总的质量始终不变,混合气体密度始终不变,故混合气体的密度不变不能说明反应达到平衡,d项错误。
②该反应为放热反应,若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,反应过程中反应体系温度升高,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小,故答案为:<;
(3)由表中数据可知,20 min时反应处于平衡状态,设CO的转化率为x,依据题意建立如下三段式:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
起始量/mol 2 4 0
变化量/mol x 2x x
平衡量/mol 2-x 4-2x x
气体压强之比等于气体物质的量之比,则(2+4)mol6mol-2x=12.4 MPa6.2 MPa,解得x=1.5 mol,则以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)=1.5mol·L-120min=0.075 mol·L-1·min-1;化学平衡常数K=c(CH3OH)c(CO)c2(H2)=1.5(2-1.5)×(4-2×1.5)2=3。
(4)①由阴离子移动方向可知B为负极,负极发生氧化反应,甲烷被氧化生成二氧化碳和水,电极反应式为CH4+4O2--8e-CO2+2H2O。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)氧气时,反应转移1 mol电子,由得失电子数目守恒可知消耗甲烷的物质的量为0.125 mol,则标准状况下甲烷的体积为0.125 mol×22.4 mol·L-1=2.8 L。
3.(2019·湖北武昌调研)氨是重要的基础化工原料,利用氨可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品。
(1)水能发生自偶电离2H2OH3O++OH-,液氨比水更难电离,试写出液氨的自偶电离方程式 。
(2)25 ℃时,亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示:
化学式
HNO2
H2N2O2
电离常数
Ka=5.1×10-4
Ka1=6.17×10-8、
Ka2=2.88×10-12
①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2) pH(NaHN2O2)(填“>”“<”或“=”)。
②25 ℃时NaHN2O2溶液中存在水解平衡,其水解常数Kh= (保留三位有效数字)。
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2],涉及的化学反应如下:
反应Ⅰ:2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=-159.5 kJ·mol-1;
反应Ⅱ:NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol-1;
反应Ⅲ:H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol-1。
则反应Ⅳ:NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为 。
(4)T1 ℃时,向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气,使之发生反应Ⅳ,反应平衡后得到尿素的质量为30 g,容器内的压强p随时间t的变化如图1所示。
①T1 ℃时,该反应的平衡常数K的值为 。
②图2中能正确反应平衡常数K随温度变化关系的曲线为 (填字母标号)。
(5)据文献报道,二氧化碳在酸性水溶液中用惰性电极电解可制得乙烯,其原理如图3所示。则b电极上的电极反应式为 。
答案(1)2NH3NH4++NH2-
(2)①< ②1.62×10-7 ③c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)
(3)2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
ΔH=-87.0 kJ·mol-1
(4)①128 ②a
(5)2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O
解析(1)水自偶电离方程式中,一个水分子电离生成H+和OH-,H+与另一个水分子以配位键结合成形H3O+,由此可模仿写出液氨的自偶电离方程式:2NH3NH4++NH2-。
(2)电离常数:HNO2>H2N2O2>HN2O2-,则水解常数:NO2-
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中,溶质完全电离Na2N2O22Na+N2O22-,阴离子分步微弱水解N2O22-+H2OHN2O2-+OH-、HN2O2-+H2OH2N2O2+OH-,结合水的电离H2OH++OH-,离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)。
(3)NH3与CO2合成尿素时,由分步反应消去中间产物NH2CO2NH4(s)、H2O(g),即Ⅳ式=Ⅰ式+Ⅱ式-Ⅲ式,反应Ⅳ的热化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=-87.0 kJ·mol-1。
(4)①生成尿素物质的量为30 g60 g·mol-1=0.5 mol;设起始充入NH3、CO2物质的量分别为2x、x
2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
设起始
/mol: 2x x 0 0
转化
/mol: 1.0 0.5 0.5 0.5
平衡
/mol: 2x-1.0 x-0.5 0.5 0.5
由恒温恒容时气体的压强比等于气体物质的量之比,得9 kPa3 kPa=2x+x(2x-1.0mol)+(x-0.5mol),x=0.75 mol。
该反应的平衡常数K=1c2(NH3)·c(CO2)=10.252×0.125=128。
②反应Ⅳ正反应放热,升高温度使平衡左移,平衡常数K减小,故选曲线a。
(5)由图3可以看出,b极为阴极,CO2在b电极上得电子生成乙烯,故电解时b电极反应式为2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O。
4.(2019·辽宁葫芦岛一模)研究发现,含PM2.5的雾霾主要成分有CO2、SO2、NOx、CxHy及可吸入颗粒物等。为减少雾霾,对工业废气要进行脱硝、脱硫、脱碳,请回答下列问题:
(1)脱硝。为消除NOx对环境的污染,利用NH3在一定条件下与NO反应生成无污染气体。
已知:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
①NH3(g)与NO(g)在一定条件下反应的热化学方程式为: 。
②图1是①中反应过程中NH3的体积分数随X变化的示意图,X代表的物理量可能是 ,原因是 。
图1
(2)脱硫。利用图2电解装置可将雾霾中的SO2、NO转化为(NH4)2SO4。
图2
①装置中发生反应的化学方程式为 。
②阴极的电极反应式是 。
③某种脱硫工艺中,将废气处理后与一定量的氨气、空气反应,生成硫酸铵和硝酸铵的混合物可作为化肥。硫酸铵和硝酸铵的水溶液pH<7,其原因用离子方程式表示为 ;常温下,在一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则溶液中c(Na+) c(NO3-)(填“>”“=”或“<”)。
图3
(3)脱碳。将CO2转化为甲醇的热化学方程式为:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH。取五份等体积的CO2和H2的混合气体(物质的量之比均为1∶3),分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭容器中,发生上述反应,反应相同时间后,测得甲醇的体积分数φ(CH3OH)与反应温度T的关系曲线如图3所示,则CO2转化为甲醇的反应的ΔH= 0(填“>”“<”或“=”)。请解释b比a纵坐标对应数值大的原因 。
答案(1)①4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1
②温度或压强 因为该反应是放热且气体体积增大的可逆反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,使NH3的体积分数增大
(2)①5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4 ②NO+5e-+6H+NH4++H2O
③NH4++H2ONH3·H2O+H+ <
(3)< 由图可知a、b点时反应未达到平衡状态,随温度升高,反应速率增大且v(b)>v(a),故在相同时间内,b点对应反应生成的甲醇体积分数大
解析(1)①已知a:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
b:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=180 kJ·mol-1
依据盖斯定律,a-b×5得到:4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1。
②该反应的正反应是气体体积增大的放热反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,从而使NH3的体积分数增大。
(2)①SO2中S元素的化合价为+4价,在反应中失电子变为硫酸中的+6价,NO中氮元素的化合价从+2价降低至硫酸铵中的-3价,故反应方程式为5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4。
②在阴极上NO得电子生成NH4+,电极反应式为:NO+5e-+6H+NH4++H2O。
③硫酸铵和硝酸铵都是强酸弱碱盐,NH4+在水溶液中发生水解使溶液中c(H+)>c(OH-),所以溶液的pH<7,其离子方程式为NH4++H2ONH3·H2O+H+;常温下,向一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则c(H+)=c(OH-),根据溶液中存在电荷守恒,有c(H+)+c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-)+c(OH-),而c(H+)=c(OH-),因此c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-),所以c(Na+)
B组
1.(2019·福建三明期末检测)Ⅰ.二甲醚(CH3OCH3)被称为21世纪的新型燃料,工业上以CO和H2为原料生产二甲醚。已知:
①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH=-99 kJ·mol-1
②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH=-24 kJ·mol-1
③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)
ΔH=-41 kJ·mol-1
(1)反应4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)的ΔH= 。
(2)某温度下,将4.0 mol H2和4.0 mol CO充入容积为1 L的密闭容器中,发生反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),5 min时CO2的物质的量浓度为0.5 mol·L-1,10 min后反应达到平衡状态,测得二甲醚的体积分数为25%。
①5 min时CO的转化率= ;
②该温度下此反应的平衡常数K= ;
③下列措施能提高CH3OCH3平衡产率的有 (填标号)。
A.分离出CH3OCH3 B.升高温度
C.增大压强 D.改用高效催化剂
Ⅱ.液氨是一种良好的储氢物质
已知:2NH3(g)N2(g)+3H2(g)
ΔH=+92.4 kJ·mol-1
其他条件相同时,反应在不同金属催化剂作用下进行相同时间后,氨的转化率[α(NH3)]随反应温度的变化情况如图所示。
(1)用 作催化剂时,氨气分解反应的活化能最大。
(2)a点所代表的状态 (填“是”或“不是”)平衡状态。
(3)c点时NH3的转化率高于b点时NH3的转化率,原因是 。
答案(1)-222 kJ·mol-1
(2)①37.5% ②1 ③AC
Ⅱ.(1)Fe (2)是
(3)b、c点反应均未达到平衡,c点温度较高,反应速率较大,氨的转化率较高
解析Ⅰ.(1)根据盖斯定律①×2+②可得:4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) ΔH=-222 kJ·mol-1。
(2)①根据反应方程式中物质转化关系可知,反应产生CO2浓度为0.5 mol·L-1,则反应消耗的CO的浓度为1.5 mol·L-1,由于反应开始时CO的浓度为4.0 mol·L-1,所以5 min时CO的转化率=1.5mol·L-14.0mol·L-1×100%=37.5%。
②假设平衡时产生二甲醚物质的量浓度为x,依据反应
3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g)
c(始)mol·L-1 4.0 4.0 0 0
c(变)mol·L-1 3x 3x x x
c(平)mol·L-1 4.0-3x 4.0-3x x x
平衡时各物质的总浓度c(总)=(4.0 mol·L-1-3x)+(4.0 mol·L-1-3x)+x+x=8.0 mol·L-1-4x,根据二甲醚的体积分数为25%,即x8.0mol·L-1-4x×100%=25%,解得x=1 mol·L-1,故该温度下化学反应的平衡常数K=1×113×13=1;
③分离出CH3OCH3,即减少了生成物浓度,平衡正向移动,可提高二甲醚的产率,A项正确;将①×2+②+③,整理可得反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),ΔH=-263 kJ·mol-1,该反应的正反应为放热反应,升高温度化学平衡向逆反应方向移动,CH3OCH3产率降低,B项错误;根据化学方程式可知:该反应的正反应是气体体积减小的反应,增大压强,化学平衡正向移动,可提高CH3OCH3的产率,C项正确;改用高效催化剂,不能使化学平衡发生移动,对物质的产率无影响,D项错误。
Ⅱ.(1)反应的活化能越高,则反应中活化分子数越少,反应速率越小,则一定温度时氨气分解速率最小的反应活化能最大,即Fe作催化剂时反应的活化能最大。
(2)850°以后氨气的转化率不再变化,说明a点处于平衡状态。
2.(2019·福建莆田第二次质量检测)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如下:
氢化反应:+H2(g)
ΔH=-100.5 kJ·mol-1
副反应:(l)+H2(g) ΔH=-109.4 kJ·mol-1
解聚反应:2(g) ΔH>0
回答下列问题:
(1)反应(l)+2H2(g)(l)的ΔH= kJ·mol-1。
(2)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂进行氢化反应(不考虑二聚反应),反应过程中保持氢气压力不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间变化如图所示:
①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是 。
②最佳的反应时间为 h。若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有 (写一条即可)。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是 。
(3)解聚反应在刚性容器中进行(不考虑氢化反应和副反应)。
①其他条件不变,有利于提高双环戊二烯平衡转化率的是 (填标号)。
A.增大双环戊二烯的用量
B.使用催化剂
C.及时分离产物
D.适当提高温度
②实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的温度(水蒸气不参与反应)。某温度下,通入总压为300 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为500 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则p(H2O)= kPa,平衡常数Kp= kPa(Kp为以分压表示的平衡常数)。
答案(1)-209.9
(2)①氢化反应的活化能小或反应物的浓度大
②4 排出氢气或急剧降温 ③副反应增加
(3)①CD ②50 3 200
解析(1)结合盖斯定律,氢化反应与副反应相加得到反应(l)+2H2(g)(l) ΔH=-209.9 kJ·mol-1。
(2)①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是氢化反应的活化能小或反应物的浓度大。
②根据图像可知,在4 h时环戊烯产率最大、环戊烷产率较小,说明最佳的反应时间为4 h;若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有急剧降低反应物H2的浓度或利用温度对化学反应速率的影响,急剧降温。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是发生了副反应,导致环戊烯的产率降低。
(3)增大双环戊二烯的用量,相当于增大压强,由反应方程式可以看出,增大压强会使反应物的转化率降低,A项错误;使用催化剂化学平衡不发生移动,平衡转化率不变,B项错误;及时分离产物,平衡正向移动,使更多的双环戊二烯发生反应,双环戊二烯的转化率增大,C项正确;由于该反应的正反应是吸热反应,适当提高温度,化学平衡正向移动,双环戊二烯的转化率增大,D项正确。
②假设反应前双环戊二烯的物质的量为a,水蒸气的物质的量为b,
化学反应:
n(开始)/mol a 0
n(转化)/mol 0.8a 1.6a
n(平衡)/mol 0.2a 1.6a
同温同体积条件下,气体的压强与气体的物质的量呈正比,反应前总压为300 kPa,反应达到平衡后总压为500 kPa,500 kPa300 kPa=0.2a+1.6a+ba+b,解得ab=51,由于反应前气体的总压强为300 kPa,所以p(H2O)=11+5×300 kPa=50 kPa,p(双环戊二烯)p=0.2a0.2a+1.6a+b,由于ab=51,所以p(双环戊二烯)=50 kPa,p(环戊二烯)=1.6a0.2ap(双环戊二烯)=8×50 kPa=400 kPa,所以平衡常数Kp=p2(环戊二烯)p(双环戊二烯)=(400 kPa)250 kPa=3 200 kPa。
3.(2019云南昆明模拟)开发新能源是解决环境污染的重要举措,工业上常用CH4与CO2反应制备H2和CO,再用H2和CO合成甲醇。
(1)已知:①2CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(g)
ΔH1=-1 274.0 kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g)2CO2(g)
ΔH2=-566.0 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l) ΔH3=-44 kJ·mol-1
则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为
。
(2)在恒容密闭容器中通入CH4与CO2,使其物质的量浓度均为1.0 mol·L-1,在一定条件下发生反应:CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如下图所示:
则:①该反应的ΔH 0(填“<”“=”或“>”)。
②压强p1、p2、p3、p4由大到小的关系为 ,压强为p4时,在b点:v(正) v(逆)(填“<”“=”或“>”)。
③对于气相反应,用某组分(B)的平衡压强p(B)代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数(记作Kp),则该反应的平衡常数的表达式Kp= ;如果p4=0.36 MPa,求1 100 ℃时的平衡常数Kp= (保留3位有效数字,用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④为探究速率与浓度的关系,该实验中,根据相关实验数据,粗略绘制出了2条速率-浓度关系曲线:v正~c(CH4)和v逆~c(CO)。
则:a.与曲线v正~c(CH4)相对应的是上图中曲线 (填“甲”或“乙”)。
b.当降低到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的平衡点分别为 (填字母)。
答案(1)CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l)
ΔH=-442 kJ·mol-1
(2)①> ②p4>p3>p2>p1 >
③p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4) 1.64(MPa)2 ④a.乙 b.B、F
解析(1)根据盖斯定律,由(①-②+③×4)×12可得:CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l) ΔH=(ΔH1-ΔH2+ΔH3×4)×12=(-1 274.0 kJ·mol-1+566.0 kJ·mol-1-44 kJ·mol-1×4)×12=-442 kJ·mol-1。
(2)①根据图示,压强不变时,升高温度,CH4的平衡转化率增大,说明正反应为吸热反应,ΔH>0。
②正反应为气体分子数增大的反应,温度不变时,降低压强,平衡向正反应方向移动,CH4的平衡转化率增大,故p4>p3>p2>p1。压强为p4时,b点时反应尚未达到平衡,反应正向进行,故v(正)>v(逆)。
③由用平衡浓度表示的平衡常数类推可知,用平衡分压表示的平衡常数K=p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4)。1 100 ℃、p4条件下CH4的平衡转化率为80%,则平衡时c(CH4)=c(CO2)=0.2 mol·L-1,c(CO)=c(H2)=1.6 mol·L-1,则p(CH4)=p(CO2)=p4×0.20.2×2+1.6×2=118p4,p(CO)=p(H2)=p4×1.60.2×2+1.6×2=49p4,故K=(49p4)2×(49p4)2118p4×118p4=84×p42182=1.64(MPa)2。
④a.CH4的浓度由1.0 mol·L-1逐渐减小,而CO的浓度由0逐渐增加,故与v(正)~c(CH4)相对应的曲线为乙。
b.降低温度,正、逆反应速率均减小,平衡向逆反应方向移动,则CH4的浓度增大,而CO的浓度减小,故相应的平衡点分别为B、F。
4.(2019·安徽六校教育研究会第二次联考)氮的氧化物是严重的大气污染物,可以通过以下方法处理:
Ⅰ.催化还原法:如在汽车排气管上安装一个催化转化器,发生如下反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
(1)已知:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
化学键
OO
CO
C≡O
键能/(kJ·mol-1)
497
803
1 072
则反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH= kJ·mol-1。
(2)在一定温度下,向体积为1 L的密闭容器中充入2 mol NO、1 mol CO,10 min时反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)达到平衡状态,反应过程中反应物浓度随时间变化情况如图1所示。
①该反应的平衡常数K的计算式为 ;前10 min内用氮气表示的反应速率为 。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时反应的v正 v逆(填“>”“=”或“<”)。
③若保持其他条件不变,15 min时压缩容器的体积至0.5 L,20 min时反应重新达到平衡,NO的浓度对应的点应是图1中的 (填字母)。
④某科研小组研究发现以Ag-ZSM-5为催化剂,NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图2所示。若不使用CO,温度超过775 K,发现NO的分解率降低,其可能的原因是 。
Ⅱ.利用电化学原理,将NO2、O2和熔融KNO3制成燃料电池,其原理如图3所示,该电池在工作过程中,NO2转变成绿色硝化剂Y,Y是一种氧化物,可循环使用,石墨Ⅱ是电池的 极,石墨Ⅰ附近发生反应的电极反应式为 ;相同条件下,消耗的O2和NO2的体积比为 。
答案Ⅰ.(1)-751 (2)①(0.4)2×0.2(1.6)2×(0.6)2 0.02 mol·L-1·min-1
②= ③B ④NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动
Ⅱ.正 NO2-e-+NO3-N2O5 1∶4
解析Ⅰ.(1)根据反应焓变=反应物总键能-生成物总键能,由表中数据可得2CO(g)+O2(g)2CO2(g) ΔH=(497+2×1 072-803×4) kJ·mol-1=-571 kJ·mol-1①;N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1②,则①-②得:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH=-571 kJ·mol-1-180 kJ·mol-1=-751 kJ·mol-1。
(2)① 2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
起始浓度mol·L-1 2 1 0 0
转化浓度mol·L-1 0.4 0.4 0.2 0.4
平衡浓度mol·L-1 1.6 0.6 0.2 0.4
该反应平衡常数表达式K=c(N2)·c2(CO2)c2(NO)·c2(CO)=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,10 min内N2平均反应速率v(N2)=0.2mol·L-110min=0.02 mol·L-1·min-1。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时c(NO)=3.2 mol·L-1;c(CO)=0.6 mol·L-1;c(CO2)=0.8 mol·L-1;c(N2)=0.2 mol·L-1;反应的浓度商Qc=0.2×(0.8)2(3.2)2×(0.6)2=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,说明反应处于平衡状态,故v正=v逆。
③若保持其条件不变,15 min时压缩容器至0.5 L时反应重新达到平衡,加压平衡正向移动,依据可逆反应特点,利用极值可知当CO全部反应,则平衡后一氧化氮浓度为2 mol·L-1,所以一氧化氮浓度应介于2 mol·L-1和3.2 mol·L-1之间。
④由已知反应可知2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180 kJ·mol-1,NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动,所以NO的分解率降低。
Ⅱ.该燃料电池中负极上通入NO2,石墨Ⅰ为负极,电极反应式为NO2-e-+NO3-N2O5;正极上通入O2,石墨Ⅱ为正极,电极反应式为O2+2N2O5+4e-4NO3-,1 mol氧气得到4 mol电子,1 mol二氧化氮失去1 mol 电子,根据得失电子守恒,消耗的O2和NO2的体积比为1∶4。
C组
1.(2019·安徽淮南二模)合成氨工业在国民经济中占有举足轻重的地位,是化学工业的支柱。
(1)20年代初,化学家哈伯利用氢气和氮气在固体催化剂铁触媒的作用下突破了合成氨工艺,反应方程式为:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),根据表中数据计算298 K时该反应ΔH= 。
化学键
H—H
N—H
N≡N
键能/(kJ·mol-1)
436
391
946
(2)在一密闭容器内,以起始原料比n(N2)∶n(H2)=1∶3投料,在不同温度和压强条件下反应,达到平衡时产物中氨气的体积分数变化如图所示:
①下列说法错误的是 。
A.图中温度的关系是T1>T2>T3>T4
B.在投料相同的条件下,X、Y、Z三点达到平衡所用的时间:Y
D.合成氨工艺中采用循环操作,有利于提高原料的利用率
②在50 MPa,T3条件下,平衡常数Kp= MPa-2(Kp为以分压表示的平衡常数,分压=总压×物质的量分数,计算结果保留小数点后两位)。
(3)某研究小组探讨合成氨反应的一种可能机理如下:首先是氮分子在铁催化剂表面上进行化学吸附,使氮原子间的化学键减弱。接着是化学吸附的氢原子不断地跟表面上的氮分子作用,在催化剂表面上逐步生成—NH、—NH2和NH3,最后氨分子在表面上脱附而生成气态的氨。上述反应途径可简单地表示为(Ea表示反应的活化能):
ⅰ.Fe+N2Fe…N Ea1=167 kJ·mol-1
ⅱ.Fe…NFe…NHFe…NH2Fe…NH3Fe+NH3 Ea2=13 kJ·mol-1
根据反应机理,上述两步机理中决定合成氨整体反应速率的是 (填“机理ⅰ”或“机理ⅱ”),请说明理由 。
(4)2012年Rong Lan等人利用电化学原理,以Nafion薄膜为电解质,在常温常压条件下以空气和水为原料高效地完成了合成氨反应。反应原理如图所示:图中B极连接电源的 极,A电极的电极反应式为 。
答案(1)-92 kJ·mol-1
(2)①AC ②0.04
(3)“机理ⅰ” “机理ⅰ”反应的活化能高,化学反应速率小
(4)正 N2+6e-+6H+2NH3
解析(1)ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能=946 kJ·mol-1+3×436 kJ·mol-1-6×391 kJ·mol-1=-92 kJ·mol-1。
(2)①合成氨反应为放热反应,投料比和压强相同时,温度越低,平衡时氨气体积分数越大,所以温度关系为T1
起始量/mol 1 3 0
变化量/mol x 3x 2x
平衡量/mol 1-x 3-3x 2x
50 MPa,T3条件下NH3的体积分数=2x1mol-x+3mol-3x+2x=0.6,解得x=0.75 mol,p(N2)=1-0.754-2×0.75×50 MPa=5 MPa,p(H2)=15 MPa,p(NH3)=30 MPa,平衡常数Kp=p2(NH3)p(N2)·p3(H2)=(30 MPa)25 MPa×(15 MPa)3=475(MPa)-2=0.05(MPa)-2。
(3)机理ⅰ的活化能Ea1大于机理ⅱ的活化能Ea2,反应的活化能越高,化学反应速率越小,所以“机理ⅰ”的反应速率决定整个反应的速率。
(4)由反应原理图可知:空气中的N2结合电解质产生的H+→NH3,发生得到电子的还原反应,即A电极为阴极与电源负极相接,电极反应式为N2+6e-+6H+2NH3;H2O中-2价的氧失去电子发生氧化反应生成O2和H+,即B电极为阳极、与电源正极相接。
2.(2019·江西赣州一模)目前,人们对环境保护、新能源开发非常重视。
(1)已知:
①CH4(g)+2NO2(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)
ΔH1=-860.0 kJ·mol-1
②2NO2(g)N2O4(g) ΔH2=-66.9 kJ·mol-1
写出CH4催化还原N2O4(g)生成N2、H2O(g)和CO2的热化学方程式
。
(2)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,在t1 ℃时,反应进行到不同时间测得各物质的物质的量浓度如下:
浓度(mol·L-1) 时间/min
物质
0
10
20
30
40
50
NO
1.0
0.58
0.40
0.40
0.46
0.46
N2
0
0.21
0.3
0.3
0.36
0.36
CO2
0
0.21
0.3
0.3
0.36
0.36
①根据表中数据分析,t1 ℃时,该反应在0~20 min的平均反应速率v(NO)= ,该反应的平衡常数K= 。
②30 min时,只改变某一条件,根据上表中的数据判断改变的条件可能是 (填字母代号)。
A.适当缩小容器的体积
B.加入合适的催化剂
C.加入一定量的活性炭
D.通入一定量的NO
③若30 min后升高温度至t2 ℃,达到平衡时,容器中NO、N2、CO的浓度之比为5∶3∶3,则达到新平衡时NO的转化率 (填“升高”或“降低”);ΔH 0(填“>”或“<”)。
(3)①已知在一定温度下,反应2NH3(g)+CO2(g)H2NCOONH4(s) ΔH=-159.5 kJ·mol-1
在2 L恒容密闭容器中充入2 mol NH3和1 mol CO2,到达平衡时放出127.6 kJ的热量,此时,c(NH3)为 。
②室温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH 0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液的pH(填“>”“<”或“=”)。
已知:(25 ℃)
H2CO3
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
H2SO3
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
③有一种可充电电池Na-Al/FeS,电池工作时Na+的物质的量保持不变,并且是用含Na+的导电固体作为电解质,已知该电池负极电极反应式为Na-e-Na+,则正极反应式为 。
答案(1)CH4(g)+N2O4(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-793.1 kJ·mol-1
(2)①0.03 mol·L-1·min-1 0.56 ②AD ③降低 <
(3)①0.2 mol·L-1 ②< ③2Na++FeS+2e-Na2S+Fe
解析(1)依据盖斯定律,①-②得到CH4(g)+N2O4(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)的ΔH=-860.0 kJ·mol-1-(-66.9 kJ·mol-1)=-793.1 kJ·mol-1。
(2)①0~20 min内,NO的平均反应速率v(NO)=(1.0-0.4)mol·L-120min=0.03 mol·L-1·min-1;C(s)+2NO(g)N2(g)+CO2(g)的平衡浓度c(N2)=c(CO2)=0.3 mol·L-1;c(NO)=0.4 mol·L-1,平衡常数K=c(N2)×c(CO2)c2(NO)=0.3×0.30.42=916≈0.56。
②适当缩小容器的体积,由于反应前后气体体积不变,平衡时各物质浓度同比例增大,A项正确;催化剂只改变化学反应速率,不影响化学平衡,B项错误;加入一定量的活性炭,碳是固体对平衡无影响,平衡不移动,C项错误;通入一定量的NO,达到新平衡状态时各物质平衡浓度均增大,D项正确。
③若30 min后升高温度至t2 ℃,达到平衡时,容器中NO、N2、CO2的浓度之比从原来的约为4∶3∶3变为5∶3∶3,说明平衡向逆反应方向移动,达到新平衡时NO的转化率降低,故逆反应是吸热反应,则正反应是放热反应。
(3)①由反应2NH3(g)+CO2(g)H2NCOONH4(s)
ΔH=-159.5 kJ·mol-1可知:2 mol NH3完全反应放出159.5 kJ热量,当放出127.6 kJ热量时则有1.6 mol NH3反应,剩余NH3(2 mol-1.6 mol)=0.4 mol,浓度为0.2 mol·L-1。
②因为HCO3-的水解常数Kh=KWK1=10-144.3×10-7=2.3×10-8,SO32-的水解常数Kh'=KWK2=10-141.02×10-7=10-7,由于Kh
3.(2019·湖南益阳模拟)随着低碳钢等洁净钢技术的发展,Al2O3-C耐火材料和钢水之间的相互作用已成为当前的一个研究重点。
请回答下列问题:
(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,原因是 。
(2)在埋炭实验条件下,不同碳素材料的Al2O3-C耐火材料与钢水之间的可能反应如下:
①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)
ΔH1=+335 kJ·mol-1;
②C(s)+O2(g)CO2(g)
ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;
③C(s)+CO2(g)2CO(g)
ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH= kJ·mol-1。
(3)实验温度下,(Al2O3-C)/Fe系统中存在着相互反应,如Al2O3溶入钢水中,导致钢水中平衡的铝的百分含量的对数(lg[Al])和平衡氧(O2)的百分含量的对数(lg[O2])关系如图所示,图中温度T1 1 973 K(填“>”或“<”)。
图1
(4)在埋炭情况下,碳过剩时,碳的氧化反应主要考虑:C(s)+CO2(g)2CO(g)。在实验室研究该反应,一定温度下,向某体积可变的恒压密闭容器(总压强为p总)加入足量的碳和1 mol CO2,平衡时体系中气体体积分数与温度的关系如图2所示:
图2
①650 ℃时,该反应达到平衡后吸收热量是 ,消耗碳的质量为 。
②T ℃时,若向平衡体系中再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,平衡 (填“向正反应方向”“向逆反应方向”或“不”)移动。
③925 ℃时,用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp= [用含p总的代数式表示,气体分压(p分)=气体总压(p总)×体积分数]。
(5)CO可用作某熔融盐电池的燃料,电解质为Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物,空气与CO2的混合气为助燃气,电池在650 ℃下工作时,负极的电极反应式为 。
答案(1)铝用品表面为一层致密的Al2O3薄膜,阻止铝的进一步氧化
(2)-681.5
(3)< (4)①43.125 kJ 3.0 g ②向正反应方向 ③23.04p总
(5)CO+CO32--2e-2CO2
解析(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,主要原因是因为铝制品表面有一层致密的Al2O3薄膜,可阻止铝的进一步氧化。
(2)将已知反应式进行编号,利用盖斯定律找出目标反应式与已知反应式的关系:
①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)
ΔH1=+335 kJ·mol-1;
②C(s)+O2(g)CO2(g)
ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;
③C(s)+CO2(g)2CO(g)
ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH=(①-3×③+3×②)×12=-681.5 kJ·mol-1。
(3)从图中可看出,当铝的百分含量的对数(lg[Al])一定时,T1时的平衡氧(O2)的百分含量的对数(lg[O2])比1 973 K时低,说明对于2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)这一吸热的可逆反应,从1 973 K变为T1时平衡逆向移动,说明图中温度T1<1 973 K。
(4)①从图2可知,650 ℃反应达平衡时产物CO的体积分数为40%,设发生反应的CO2物质的量为x,列出三段式
C(s)+CO2(g)2CO(g) ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
起始 1 mol 0 mol
转化 x 2x
平衡 1 mol-x 2x
可得2x1mol-x+2x×100%=40%,求解可得x=0.25 mol;
故此时反应吸收的热量为0.25 mol×172.5 kJ·mol-1=43.125 kJ;
清耗碳的质量为12 g·mol-1×0.25 mol=3 g。
②从图2可知,T ℃该反应达平衡时,V(CO2)%=V(CO)%,该平衡体系的平衡常数K=c2(CO)c(CO2)=c(CO)。若再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,此时体系中的Qc=c2(CO)c(CO2)
(5)用CO作燃料的燃料电池中,CO在原电池负极上发生反应,氧化产物为CO2,由于电解质为Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物,故负极的电极反应式为CO+CO32--2e-2CO2。
4.(2019·陕西宝鸡模拟检测二)CO2和CO可作为工业合成甲醇(CH3OH)的直接碳源,还可利用CO2依据电化学原理制备塑料,既减少工业生产对乙烯的依赖,又达到减少CO2排放的目的。
(1)利用CO2和H2合成甲醇的反应原理为:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。
上述反应常用CuO和ZnO的混合物作催化剂,相同的温度和时间段内,催化剂中CuO的质量分数影响CO2的转化率和CH3OH的产率的实验数据如下表所示:
w(CuO)/%
10
20
30
40
50
60
70
80
90
CH3OH的
产率
25%
30%
35%
45%
50%
65%
55%
53%
50%
CO2的
转化率
10%
13%
15%
20%
35%
45%
40%
35%
30%
由表可知,CuO的质量分数为 时催化效果最佳。
(2)利用CO和H2在一定条件下可合成甲醇,发生如下反应:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),该反应在不同条件下的能量变化曲线如下图a、b所示,下列说法正确的是( )
A.上述反应的ΔH=-91 kJ·mol-1
B.a反应正反应的活化能为510 kJ·mol-1
C.b过程中第Ⅰ阶段为吸热反应,第Ⅱ阶段为放热反应
D.b过程使用催化剂后降低了反应的活化能和ΔH
E.b过程的反应速率:第Ⅱ阶段>第Ⅰ阶段
(3)①在1 L的恒定密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2,测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化情况如图1所示,则压强p2 p1(填“>”“<”或“=”);平衡由A点移至C点、D点移至B点,分别可采取的具体措施为 、 ;在C点时,CO的转化率为 。
②甲和乙两个恒容密闭容器的体积相同,向甲中加入1 mol CO和2 mol H2,向乙中加入2 mol CO和4 mol H2,测得不同温度下CO的平衡转化率如图2所示,则L、M两点容器内压强:p(M) 2p(L);平衡常数:K(M) K(L)(填“>”“<”或“=”)。
(4)以纳米二氧化钛膜为工作电极,稀硫酸为电解质溶液,在一定条件下通入CO2进行电解,在阴极可制得低密度聚乙烯?H2C—CH2?(简称LDPE)。
①电解时,阴极的电极反应式是 。
②工业上生产1.4×105 kg的LDPE,理论上需要标准状况下 L的CO2。
答案(1)60% (2)ACE
(3)①< 保持压强为p2,将温度由250 ℃升高到300 ℃ 保持温度为300 ℃,将压强由p3增大到p1 75%
②> < (4)①2nCO2+12nH++12ne-
?H2C—CH2?+4nH2O ②2.24×105
解析(1)由表中数据可知,CuO的质量分数为60%时催化效果最佳。
(2)由图像可知:ΔH=419 kJ·mol-1-510 kJ·mol-1=-91 kJ·mol-1,A项正确;a反应正反应的活化能为419 kJ·mol-1,B项错误;第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于起始反应物的能量,所以第Ⅰ阶段为吸热反应,同时第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于最终产物的能量,所以第Ⅱ阶段为放热反应,C项正确;b过程使用催化剂后降低了反应的活化能,但ΔH不变,D项错误;由图所示,b过程第Ⅱ阶段的活化能小于第Ⅰ阶段,所以反应速率:第Ⅱ阶段>第Ⅰ阶段,E项正确。
(3)①根据勒夏特列原理,压强增大平衡正向移动,由图1可知,300 ℃时,C点的CH3OH体积分数小于B点,故p2
CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)
起始 1 mol 2 mol 0
转化 n 2n n
平衡 1 mol-n 2 mol-2n n
则有n1mol-n+2mol-2n+n=50%
解之得n=0.75 mol,故CO的转化率为0.75mol1mol×100%=75%。
②M和L点,CO的转化率相同,因为体积相同,且乙中气体是甲中气体的2倍,则相同温度时,p(M)=2p(L),但由于M点的温度高,所以p(M)>2p(L);平衡常数只和温度有关,该反应为放热反应,温度越高反应进行的限度越小,平衡常数越小,所以K(M)
②n(CO2)=1.4×105g28 g·mol-1×2=1×104 mol,V(CO2)=22.4×104 L=2.24×105 L。
A组
1.(2019·河南开封一模)研究氮氧化物的反应机理,对于消除其对环境的污染有重要意义。
(1)升高温度,绝大多数的化学反应速率增大,但是2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应速率却随着温度的升高而减小。查阅资料知:2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步:
Ⅰ.2NO(g)N2O2(g)(快) ΔH1<0
v1正=k1正c2(NO) v1逆=k1逆c(N2O2)
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)(慢) ΔH2<0 v2正=k2正c(N2O2)c(O2) v2逆=k2逆c2(NO2)
请回答下列问题:
①反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH= (用含ΔH1和ΔH2的式子表示)。一定温度下,反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)达到平衡状态,请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K= ,升高温度,K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。
②决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应速率的是反应Ⅱ,反应Ⅰ的活化能E1与反应Ⅱ的活化能E2的大小关系为E1 E2(填“>”“<”或“=”)。
(2)通过如图所示装置,可将汽车尾气中的NO、NO2转化为重要的化工原料HNO3,其中A、B为多孔惰性电极。该装置的负极是 (填“A”或“B”),B电极的电极反应式为 。
(3)实验室可用NaOH溶液吸收NO2,反应为2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全反应得1 L溶液甲;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,则两溶液中c(NO3-)、c(NO2-)和c(CH3COO-)由大到小的顺序为 (已知HNO2的电离常数Ka=7.1×10-4,CH3COOH的电离常数Ka=1.7×10-5)。可使溶液甲和溶液乙的pH相等的方法是 。
a.向溶液甲中加适量水
b.向溶液甲中加适量NaOH
c.向溶液乙中加适量水
d.向溶液乙中加适量NaOH
答案(1)①ΔH1+ΔH2 k1正×k2正k1逆×k2逆 减小 ②<
(2)A O2+4e-+4H+2H2O
(3)c(NO3-)>c(NO2-)>c(CH3COO-) bc
解析(1)Ⅰ.2NO(g)N2O2(g) ΔH1<0;
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH2<0,Ⅰ+Ⅱ可得:2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2;当该反应达到平衡时,v1正=v1逆,v2正=v2逆,所以v1正×v2正=v1逆×v2逆,即k1正c2(NO)×k2正c(N2O2)×c(O2)=k1逆c(N2O2)×k2逆c2(NO2),则反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常数K=c2(NO2)c2(NO)×c(O2)=k1正×k2正k1逆×k2逆;该反应的正反应为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小。
②2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应的快慢由反应慢的反应Ⅱ决定,所以反应的活化能E1
(3)根据实验室用NaOH溶液吸收NO2的反应方程式2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O,若NaOH、NO2的物质的量都是0.2 mol,则根据反应方程式可知会产生0.1 mol NaNO3和0.1 mol NaNO2;由于溶液的体积是1 L,NaNO3是强酸强碱盐,不水解,则c(NO3-)=0.1 mol·L-1;而NaNO2是强碱弱酸盐,NO2-发生水解反应而消耗,所以c(NO2-)<0.1 mol·L-1;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,该盐是强碱弱酸盐,因CH3COO-水解而使c(CH3COO-)<0.1 mol·L-1;根据HNO2、CH3COOH的电离平衡常数可知酸性:HNO2>CH3COOH,故水解程度:CH3COO->NO2-,因此等浓度的CH3COONa、NaNO2中离子浓度c(CH3COO-)
2.(2019·广东揭阳学业水平考试)Ⅰ.NO是第一个被发现的生命体系气体信号分子,具有舒张血管的功能。工业上可用“氨催化氧化法”生产NO,主要副产物为N2。请回答下列问题:
(1)以氨气、氧气为原料,在催化剂存在下生成NO和副产物N2的热化学方程式如下:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH1①,4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) ΔH2②,N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3③,则上述反应热效应之间的关系式为ΔH3= 。
(2)某化学研究性学习小组模拟工业合成NO的反应。在1 110 K时,向一恒容密闭容器内充入1 mol NH3和2.8 mol O2,加入合适催化剂(催化剂的体积大小可忽略不计),保持温度不变,只发生反应4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH<0。
①下列各项能说明反应已达到化学平衡状态的是 (填字母序号)。
a.5c(NH3)=4c(O2)
b.N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等
c.混合气体的压强不变
d.混合气体的密度不变
②若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,在达到平衡后的体系温度下的化学平衡常数为K1,则K1 K(填“>”“<”或“=”)。
Ⅱ.(3)某化学研究性学习小组模拟用CO和H2合成甲醇,其反应为:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH
0
5
10
15
20
25
压强/(MPa)
12.4
10.2
8.4
7.0
6.2
6.2
则反应从开始到20 min时,以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)= ,该温度下平衡常数K= 。
Ⅲ.(4)以甲烷为燃料的新型电池,其成本大大低于以氢气为燃料的传统燃料电池,目前得到广泛的研究。下图是目前研究较多的一类固体氧化物燃料电池工作原理示意图。回答下列问题:
①B极上的电极反应式为 。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)气体时,消耗甲烷的体积为 L(标准状况下)。
答案(1)ΔH1-ΔH22 (2)①bc ②<
(3)0.075 mol·L-1·min-1 3
(4)①CH4+4O2--8e-CO2+2H2O ②2.8
解析(1)由盖斯定律可知,(①—②)×12得N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3=(ΔH1-ΔH2)×12。
(2)①5c(NH3)=4c(O2)与反应的初始物质的量以及反应进行程度有关,不能确定是否达到平衡,a项错误;N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等说明正、逆反应速率相等,反应达到平衡状态,b项正确;该反应是一个反应前后气体物质的量改变的化学反应,混合气体的压强不变能够说明反应达到平衡状态,c项正确;恒容容器,无论反应是否达到平衡状态,混合气体的总的质量始终不变,混合气体密度始终不变,故混合气体的密度不变不能说明反应达到平衡,d项错误。
②该反应为放热反应,若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,反应过程中反应体系温度升高,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小,故答案为:<;
(3)由表中数据可知,20 min时反应处于平衡状态,设CO的转化率为x,依据题意建立如下三段式:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
起始量/mol 2 4 0
变化量/mol x 2x x
平衡量/mol 2-x 4-2x x
气体压强之比等于气体物质的量之比,则(2+4)mol6mol-2x=12.4 MPa6.2 MPa,解得x=1.5 mol,则以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)=1.5mol·L-120min=0.075 mol·L-1·min-1;化学平衡常数K=c(CH3OH)c(CO)c2(H2)=1.5(2-1.5)×(4-2×1.5)2=3。
(4)①由阴离子移动方向可知B为负极,负极发生氧化反应,甲烷被氧化生成二氧化碳和水,电极反应式为CH4+4O2--8e-CO2+2H2O。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)氧气时,反应转移1 mol电子,由得失电子数目守恒可知消耗甲烷的物质的量为0.125 mol,则标准状况下甲烷的体积为0.125 mol×22.4 mol·L-1=2.8 L。
3.(2019·湖北武昌调研)氨是重要的基础化工原料,利用氨可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品。
(1)水能发生自偶电离2H2OH3O++OH-,液氨比水更难电离,试写出液氨的自偶电离方程式 。
(2)25 ℃时,亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示:
化学式
HNO2
H2N2O2
电离常数
Ka=5.1×10-4
Ka1=6.17×10-8、
Ka2=2.88×10-12
①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2) pH(NaHN2O2)(填“>”“<”或“=”)。
②25 ℃时NaHN2O2溶液中存在水解平衡,其水解常数Kh= (保留三位有效数字)。
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2],涉及的化学反应如下:
反应Ⅰ:2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=-159.5 kJ·mol-1;
反应Ⅱ:NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol-1;
反应Ⅲ:H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol-1。
则反应Ⅳ:NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为 。
(4)T1 ℃时,向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气,使之发生反应Ⅳ,反应平衡后得到尿素的质量为30 g,容器内的压强p随时间t的变化如图1所示。
①T1 ℃时,该反应的平衡常数K的值为 。
②图2中能正确反应平衡常数K随温度变化关系的曲线为 (填字母标号)。
(5)据文献报道,二氧化碳在酸性水溶液中用惰性电极电解可制得乙烯,其原理如图3所示。则b电极上的电极反应式为 。
答案(1)2NH3NH4++NH2-
(2)①< ②1.62×10-7 ③c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)
(3)2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
ΔH=-87.0 kJ·mol-1
(4)①128 ②a
(5)2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O
解析(1)水自偶电离方程式中,一个水分子电离生成H+和OH-,H+与另一个水分子以配位键结合成形H3O+,由此可模仿写出液氨的自偶电离方程式:2NH3NH4++NH2-。
(2)电离常数:HNO2>H2N2O2>HN2O2-,则水解常数:NO2-
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中,溶质完全电离Na2N2O22Na+N2O22-,阴离子分步微弱水解N2O22-+H2OHN2O2-+OH-、HN2O2-+H2OH2N2O2+OH-,结合水的电离H2OH++OH-,离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)。
(3)NH3与CO2合成尿素时,由分步反应消去中间产物NH2CO2NH4(s)、H2O(g),即Ⅳ式=Ⅰ式+Ⅱ式-Ⅲ式,反应Ⅳ的热化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=-87.0 kJ·mol-1。
(4)①生成尿素物质的量为30 g60 g·mol-1=0.5 mol;设起始充入NH3、CO2物质的量分别为2x、x
2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
设起始
/mol: 2x x 0 0
转化
/mol: 1.0 0.5 0.5 0.5
平衡
/mol: 2x-1.0 x-0.5 0.5 0.5
由恒温恒容时气体的压强比等于气体物质的量之比,得9 kPa3 kPa=2x+x(2x-1.0mol)+(x-0.5mol),x=0.75 mol。
该反应的平衡常数K=1c2(NH3)·c(CO2)=10.252×0.125=128。
②反应Ⅳ正反应放热,升高温度使平衡左移,平衡常数K减小,故选曲线a。
(5)由图3可以看出,b极为阴极,CO2在b电极上得电子生成乙烯,故电解时b电极反应式为2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O。
4.(2019·辽宁葫芦岛一模)研究发现,含PM2.5的雾霾主要成分有CO2、SO2、NOx、CxHy及可吸入颗粒物等。为减少雾霾,对工业废气要进行脱硝、脱硫、脱碳,请回答下列问题:
(1)脱硝。为消除NOx对环境的污染,利用NH3在一定条件下与NO反应生成无污染气体。
已知:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
①NH3(g)与NO(g)在一定条件下反应的热化学方程式为: 。
②图1是①中反应过程中NH3的体积分数随X变化的示意图,X代表的物理量可能是 ,原因是 。
图1
(2)脱硫。利用图2电解装置可将雾霾中的SO2、NO转化为(NH4)2SO4。
图2
①装置中发生反应的化学方程式为 。
②阴极的电极反应式是 。
③某种脱硫工艺中,将废气处理后与一定量的氨气、空气反应,生成硫酸铵和硝酸铵的混合物可作为化肥。硫酸铵和硝酸铵的水溶液pH<7,其原因用离子方程式表示为 ;常温下,在一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则溶液中c(Na+) c(NO3-)(填“>”“=”或“<”)。
图3
(3)脱碳。将CO2转化为甲醇的热化学方程式为:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH。取五份等体积的CO2和H2的混合气体(物质的量之比均为1∶3),分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭容器中,发生上述反应,反应相同时间后,测得甲醇的体积分数φ(CH3OH)与反应温度T的关系曲线如图3所示,则CO2转化为甲醇的反应的ΔH= 0(填“>”“<”或“=”)。请解释b比a纵坐标对应数值大的原因 。
答案(1)①4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1
②温度或压强 因为该反应是放热且气体体积增大的可逆反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,使NH3的体积分数增大
(2)①5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4 ②NO+5e-+6H+NH4++H2O
③NH4++H2ONH3·H2O+H+ <
(3)< 由图可知a、b点时反应未达到平衡状态,随温度升高,反应速率增大且v(b)>v(a),故在相同时间内,b点对应反应生成的甲醇体积分数大
解析(1)①已知a:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
b:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=180 kJ·mol-1
依据盖斯定律,a-b×5得到:4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1。
②该反应的正反应是气体体积增大的放热反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,从而使NH3的体积分数增大。
(2)①SO2中S元素的化合价为+4价,在反应中失电子变为硫酸中的+6价,NO中氮元素的化合价从+2价降低至硫酸铵中的-3价,故反应方程式为5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4。
②在阴极上NO得电子生成NH4+,电极反应式为:NO+5e-+6H+NH4++H2O。
③硫酸铵和硝酸铵都是强酸弱碱盐,NH4+在水溶液中发生水解使溶液中c(H+)>c(OH-),所以溶液的pH<7,其离子方程式为NH4++H2ONH3·H2O+H+;常温下,向一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则c(H+)=c(OH-),根据溶液中存在电荷守恒,有c(H+)+c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-)+c(OH-),而c(H+)=c(OH-),因此c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-),所以c(Na+)
B组
1.(2019·福建三明期末检测)Ⅰ.二甲醚(CH3OCH3)被称为21世纪的新型燃料,工业上以CO和H2为原料生产二甲醚。已知:
①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH=-99 kJ·mol-1
②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH=-24 kJ·mol-1
③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)
ΔH=-41 kJ·mol-1
(1)反应4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)的ΔH= 。
(2)某温度下,将4.0 mol H2和4.0 mol CO充入容积为1 L的密闭容器中,发生反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),5 min时CO2的物质的量浓度为0.5 mol·L-1,10 min后反应达到平衡状态,测得二甲醚的体积分数为25%。
①5 min时CO的转化率= ;
②该温度下此反应的平衡常数K= ;
③下列措施能提高CH3OCH3平衡产率的有 (填标号)。
A.分离出CH3OCH3 B.升高温度
C.增大压强 D.改用高效催化剂
Ⅱ.液氨是一种良好的储氢物质
已知:2NH3(g)N2(g)+3H2(g)
ΔH=+92.4 kJ·mol-1
其他条件相同时,反应在不同金属催化剂作用下进行相同时间后,氨的转化率[α(NH3)]随反应温度的变化情况如图所示。
(1)用 作催化剂时,氨气分解反应的活化能最大。
(2)a点所代表的状态 (填“是”或“不是”)平衡状态。
(3)c点时NH3的转化率高于b点时NH3的转化率,原因是 。
答案(1)-222 kJ·mol-1
(2)①37.5% ②1 ③AC
Ⅱ.(1)Fe (2)是
(3)b、c点反应均未达到平衡,c点温度较高,反应速率较大,氨的转化率较高
解析Ⅰ.(1)根据盖斯定律①×2+②可得:4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) ΔH=-222 kJ·mol-1。
(2)①根据反应方程式中物质转化关系可知,反应产生CO2浓度为0.5 mol·L-1,则反应消耗的CO的浓度为1.5 mol·L-1,由于反应开始时CO的浓度为4.0 mol·L-1,所以5 min时CO的转化率=1.5mol·L-14.0mol·L-1×100%=37.5%。
②假设平衡时产生二甲醚物质的量浓度为x,依据反应
3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g)
c(始)mol·L-1 4.0 4.0 0 0
c(变)mol·L-1 3x 3x x x
c(平)mol·L-1 4.0-3x 4.0-3x x x
平衡时各物质的总浓度c(总)=(4.0 mol·L-1-3x)+(4.0 mol·L-1-3x)+x+x=8.0 mol·L-1-4x,根据二甲醚的体积分数为25%,即x8.0mol·L-1-4x×100%=25%,解得x=1 mol·L-1,故该温度下化学反应的平衡常数K=1×113×13=1;
③分离出CH3OCH3,即减少了生成物浓度,平衡正向移动,可提高二甲醚的产率,A项正确;将①×2+②+③,整理可得反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),ΔH=-263 kJ·mol-1,该反应的正反应为放热反应,升高温度化学平衡向逆反应方向移动,CH3OCH3产率降低,B项错误;根据化学方程式可知:该反应的正反应是气体体积减小的反应,增大压强,化学平衡正向移动,可提高CH3OCH3的产率,C项正确;改用高效催化剂,不能使化学平衡发生移动,对物质的产率无影响,D项错误。
Ⅱ.(1)反应的活化能越高,则反应中活化分子数越少,反应速率越小,则一定温度时氨气分解速率最小的反应活化能最大,即Fe作催化剂时反应的活化能最大。
(2)850°以后氨气的转化率不再变化,说明a点处于平衡状态。
2.(2019·福建莆田第二次质量检测)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如下:
氢化反应:+H2(g)
ΔH=-100.5 kJ·mol-1
副反应:(l)+H2(g) ΔH=-109.4 kJ·mol-1
解聚反应:2(g) ΔH>0
回答下列问题:
(1)反应(l)+2H2(g)(l)的ΔH= kJ·mol-1。
(2)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂进行氢化反应(不考虑二聚反应),反应过程中保持氢气压力不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间变化如图所示:
①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是 。
②最佳的反应时间为 h。若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有 (写一条即可)。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是 。
(3)解聚反应在刚性容器中进行(不考虑氢化反应和副反应)。
①其他条件不变,有利于提高双环戊二烯平衡转化率的是 (填标号)。
A.增大双环戊二烯的用量
B.使用催化剂
C.及时分离产物
D.适当提高温度
②实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的温度(水蒸气不参与反应)。某温度下,通入总压为300 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为500 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则p(H2O)= kPa,平衡常数Kp= kPa(Kp为以分压表示的平衡常数)。
答案(1)-209.9
(2)①氢化反应的活化能小或反应物的浓度大
②4 排出氢气或急剧降温 ③副反应增加
(3)①CD ②50 3 200
解析(1)结合盖斯定律,氢化反应与副反应相加得到反应(l)+2H2(g)(l) ΔH=-209.9 kJ·mol-1。
(2)①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是氢化反应的活化能小或反应物的浓度大。
②根据图像可知,在4 h时环戊烯产率最大、环戊烷产率较小,说明最佳的反应时间为4 h;若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有急剧降低反应物H2的浓度或利用温度对化学反应速率的影响,急剧降温。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是发生了副反应,导致环戊烯的产率降低。
(3)增大双环戊二烯的用量,相当于增大压强,由反应方程式可以看出,增大压强会使反应物的转化率降低,A项错误;使用催化剂化学平衡不发生移动,平衡转化率不变,B项错误;及时分离产物,平衡正向移动,使更多的双环戊二烯发生反应,双环戊二烯的转化率增大,C项正确;由于该反应的正反应是吸热反应,适当提高温度,化学平衡正向移动,双环戊二烯的转化率增大,D项正确。
②假设反应前双环戊二烯的物质的量为a,水蒸气的物质的量为b,
化学反应:
n(开始)/mol a 0
n(转化)/mol 0.8a 1.6a
n(平衡)/mol 0.2a 1.6a
同温同体积条件下,气体的压强与气体的物质的量呈正比,反应前总压为300 kPa,反应达到平衡后总压为500 kPa,500 kPa300 kPa=0.2a+1.6a+ba+b,解得ab=51,由于反应前气体的总压强为300 kPa,所以p(H2O)=11+5×300 kPa=50 kPa,p(双环戊二烯)p=0.2a0.2a+1.6a+b,由于ab=51,所以p(双环戊二烯)=50 kPa,p(环戊二烯)=1.6a0.2ap(双环戊二烯)=8×50 kPa=400 kPa,所以平衡常数Kp=p2(环戊二烯)p(双环戊二烯)=(400 kPa)250 kPa=3 200 kPa。
3.(2019云南昆明模拟)开发新能源是解决环境污染的重要举措,工业上常用CH4与CO2反应制备H2和CO,再用H2和CO合成甲醇。
(1)已知:①2CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(g)
ΔH1=-1 274.0 kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g)2CO2(g)
ΔH2=-566.0 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l) ΔH3=-44 kJ·mol-1
则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为
。
(2)在恒容密闭容器中通入CH4与CO2,使其物质的量浓度均为1.0 mol·L-1,在一定条件下发生反应:CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如下图所示:
则:①该反应的ΔH 0(填“<”“=”或“>”)。
②压强p1、p2、p3、p4由大到小的关系为 ,压强为p4时,在b点:v(正) v(逆)(填“<”“=”或“>”)。
③对于气相反应,用某组分(B)的平衡压强p(B)代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数(记作Kp),则该反应的平衡常数的表达式Kp= ;如果p4=0.36 MPa,求1 100 ℃时的平衡常数Kp= (保留3位有效数字,用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④为探究速率与浓度的关系,该实验中,根据相关实验数据,粗略绘制出了2条速率-浓度关系曲线:v正~c(CH4)和v逆~c(CO)。
则:a.与曲线v正~c(CH4)相对应的是上图中曲线 (填“甲”或“乙”)。
b.当降低到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的平衡点分别为 (填字母)。
答案(1)CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l)
ΔH=-442 kJ·mol-1
(2)①> ②p4>p3>p2>p1 >
③p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4) 1.64(MPa)2 ④a.乙 b.B、F
解析(1)根据盖斯定律,由(①-②+③×4)×12可得:CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l) ΔH=(ΔH1-ΔH2+ΔH3×4)×12=(-1 274.0 kJ·mol-1+566.0 kJ·mol-1-44 kJ·mol-1×4)×12=-442 kJ·mol-1。
(2)①根据图示,压强不变时,升高温度,CH4的平衡转化率增大,说明正反应为吸热反应,ΔH>0。
②正反应为气体分子数增大的反应,温度不变时,降低压强,平衡向正反应方向移动,CH4的平衡转化率增大,故p4>p3>p2>p1。压强为p4时,b点时反应尚未达到平衡,反应正向进行,故v(正)>v(逆)。
③由用平衡浓度表示的平衡常数类推可知,用平衡分压表示的平衡常数K=p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4)。1 100 ℃、p4条件下CH4的平衡转化率为80%,则平衡时c(CH4)=c(CO2)=0.2 mol·L-1,c(CO)=c(H2)=1.6 mol·L-1,则p(CH4)=p(CO2)=p4×0.20.2×2+1.6×2=118p4,p(CO)=p(H2)=p4×1.60.2×2+1.6×2=49p4,故K=(49p4)2×(49p4)2118p4×118p4=84×p42182=1.64(MPa)2。
④a.CH4的浓度由1.0 mol·L-1逐渐减小,而CO的浓度由0逐渐增加,故与v(正)~c(CH4)相对应的曲线为乙。
b.降低温度,正、逆反应速率均减小,平衡向逆反应方向移动,则CH4的浓度增大,而CO的浓度减小,故相应的平衡点分别为B、F。
4.(2019·安徽六校教育研究会第二次联考)氮的氧化物是严重的大气污染物,可以通过以下方法处理:
Ⅰ.催化还原法:如在汽车排气管上安装一个催化转化器,发生如下反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
(1)已知:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
化学键
OO
CO
C≡O
键能/(kJ·mol-1)
497
803
1 072
则反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH= kJ·mol-1。
(2)在一定温度下,向体积为1 L的密闭容器中充入2 mol NO、1 mol CO,10 min时反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)达到平衡状态,反应过程中反应物浓度随时间变化情况如图1所示。
①该反应的平衡常数K的计算式为 ;前10 min内用氮气表示的反应速率为 。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时反应的v正 v逆(填“>”“=”或“<”)。
③若保持其他条件不变,15 min时压缩容器的体积至0.5 L,20 min时反应重新达到平衡,NO的浓度对应的点应是图1中的 (填字母)。
④某科研小组研究发现以Ag-ZSM-5为催化剂,NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图2所示。若不使用CO,温度超过775 K,发现NO的分解率降低,其可能的原因是 。
Ⅱ.利用电化学原理,将NO2、O2和熔融KNO3制成燃料电池,其原理如图3所示,该电池在工作过程中,NO2转变成绿色硝化剂Y,Y是一种氧化物,可循环使用,石墨Ⅱ是电池的 极,石墨Ⅰ附近发生反应的电极反应式为 ;相同条件下,消耗的O2和NO2的体积比为 。
答案Ⅰ.(1)-751 (2)①(0.4)2×0.2(1.6)2×(0.6)2 0.02 mol·L-1·min-1
②= ③B ④NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动
Ⅱ.正 NO2-e-+NO3-N2O5 1∶4
解析Ⅰ.(1)根据反应焓变=反应物总键能-生成物总键能,由表中数据可得2CO(g)+O2(g)2CO2(g) ΔH=(497+2×1 072-803×4) kJ·mol-1=-571 kJ·mol-1①;N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1②,则①-②得:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH=-571 kJ·mol-1-180 kJ·mol-1=-751 kJ·mol-1。
(2)① 2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
起始浓度mol·L-1 2 1 0 0
转化浓度mol·L-1 0.4 0.4 0.2 0.4
平衡浓度mol·L-1 1.6 0.6 0.2 0.4
该反应平衡常数表达式K=c(N2)·c2(CO2)c2(NO)·c2(CO)=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,10 min内N2平均反应速率v(N2)=0.2mol·L-110min=0.02 mol·L-1·min-1。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时c(NO)=3.2 mol·L-1;c(CO)=0.6 mol·L-1;c(CO2)=0.8 mol·L-1;c(N2)=0.2 mol·L-1;反应的浓度商Qc=0.2×(0.8)2(3.2)2×(0.6)2=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,说明反应处于平衡状态,故v正=v逆。
③若保持其条件不变,15 min时压缩容器至0.5 L时反应重新达到平衡,加压平衡正向移动,依据可逆反应特点,利用极值可知当CO全部反应,则平衡后一氧化氮浓度为2 mol·L-1,所以一氧化氮浓度应介于2 mol·L-1和3.2 mol·L-1之间。
④由已知反应可知2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180 kJ·mol-1,NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动,所以NO的分解率降低。
Ⅱ.该燃料电池中负极上通入NO2,石墨Ⅰ为负极,电极反应式为NO2-e-+NO3-N2O5;正极上通入O2,石墨Ⅱ为正极,电极反应式为O2+2N2O5+4e-4NO3-,1 mol氧气得到4 mol电子,1 mol二氧化氮失去1 mol 电子,根据得失电子守恒,消耗的O2和NO2的体积比为1∶4。
C组
1.(2019·安徽淮南二模)合成氨工业在国民经济中占有举足轻重的地位,是化学工业的支柱。
(1)20年代初,化学家哈伯利用氢气和氮气在固体催化剂铁触媒的作用下突破了合成氨工艺,反应方程式为:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),根据表中数据计算298 K时该反应ΔH= 。
化学键
H—H
N—H
N≡N
键能/(kJ·mol-1)
436
391
946
(2)在一密闭容器内,以起始原料比n(N2)∶n(H2)=1∶3投料,在不同温度和压强条件下反应,达到平衡时产物中氨气的体积分数变化如图所示:
①下列说法错误的是 。
A.图中温度的关系是T1>T2>T3>T4
B.在投料相同的条件下,X、Y、Z三点达到平衡所用的时间:Y
D.合成氨工艺中采用循环操作,有利于提高原料的利用率
②在50 MPa,T3条件下,平衡常数Kp= MPa-2(Kp为以分压表示的平衡常数,分压=总压×物质的量分数,计算结果保留小数点后两位)。
(3)某研究小组探讨合成氨反应的一种可能机理如下:首先是氮分子在铁催化剂表面上进行化学吸附,使氮原子间的化学键减弱。接着是化学吸附的氢原子不断地跟表面上的氮分子作用,在催化剂表面上逐步生成—NH、—NH2和NH3,最后氨分子在表面上脱附而生成气态的氨。上述反应途径可简单地表示为(Ea表示反应的活化能):
ⅰ.Fe+N2Fe…N Ea1=167 kJ·mol-1
ⅱ.Fe…NFe…NHFe…NH2Fe…NH3Fe+NH3 Ea2=13 kJ·mol-1
根据反应机理,上述两步机理中决定合成氨整体反应速率的是 (填“机理ⅰ”或“机理ⅱ”),请说明理由 。
(4)2012年Rong Lan等人利用电化学原理,以Nafion薄膜为电解质,在常温常压条件下以空气和水为原料高效地完成了合成氨反应。反应原理如图所示:图中B极连接电源的 极,A电极的电极反应式为 。
答案(1)-92 kJ·mol-1
(2)①AC ②0.04
(3)“机理ⅰ” “机理ⅰ”反应的活化能高,化学反应速率小
(4)正 N2+6e-+6H+2NH3
解析(1)ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能=946 kJ·mol-1+3×436 kJ·mol-1-6×391 kJ·mol-1=-92 kJ·mol-1。
(2)①合成氨反应为放热反应,投料比和压强相同时,温度越低,平衡时氨气体积分数越大,所以温度关系为T1
起始量/mol 1 3 0
变化量/mol x 3x 2x
平衡量/mol 1-x 3-3x 2x
50 MPa,T3条件下NH3的体积分数=2x1mol-x+3mol-3x+2x=0.6,解得x=0.75 mol,p(N2)=1-0.754-2×0.75×50 MPa=5 MPa,p(H2)=15 MPa,p(NH3)=30 MPa,平衡常数Kp=p2(NH3)p(N2)·p3(H2)=(30 MPa)25 MPa×(15 MPa)3=475(MPa)-2=0.05(MPa)-2。
(3)机理ⅰ的活化能Ea1大于机理ⅱ的活化能Ea2,反应的活化能越高,化学反应速率越小,所以“机理ⅰ”的反应速率决定整个反应的速率。
(4)由反应原理图可知:空气中的N2结合电解质产生的H+→NH3,发生得到电子的还原反应,即A电极为阴极与电源负极相接,电极反应式为N2+6e-+6H+2NH3;H2O中-2价的氧失去电子发生氧化反应生成O2和H+,即B电极为阳极、与电源正极相接。
2.(2019·江西赣州一模)目前,人们对环境保护、新能源开发非常重视。
(1)已知:
①CH4(g)+2NO2(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)
ΔH1=-860.0 kJ·mol-1
②2NO2(g)N2O4(g) ΔH2=-66.9 kJ·mol-1
写出CH4催化还原N2O4(g)生成N2、H2O(g)和CO2的热化学方程式
。
(2)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,在t1 ℃时,反应进行到不同时间测得各物质的物质的量浓度如下:
浓度(mol·L-1) 时间/min
物质
0
10
20
30
40
50
NO
1.0
0.58
0.40
0.40
0.46
0.46
N2
0
0.21
0.3
0.3
0.36
0.36
CO2
0
0.21
0.3
0.3
0.36
0.36
①根据表中数据分析,t1 ℃时,该反应在0~20 min的平均反应速率v(NO)= ,该反应的平衡常数K= 。
②30 min时,只改变某一条件,根据上表中的数据判断改变的条件可能是 (填字母代号)。
A.适当缩小容器的体积
B.加入合适的催化剂
C.加入一定量的活性炭
D.通入一定量的NO
③若30 min后升高温度至t2 ℃,达到平衡时,容器中NO、N2、CO的浓度之比为5∶3∶3,则达到新平衡时NO的转化率 (填“升高”或“降低”);ΔH 0(填“>”或“<”)。
(3)①已知在一定温度下,反应2NH3(g)+CO2(g)H2NCOONH4(s) ΔH=-159.5 kJ·mol-1
在2 L恒容密闭容器中充入2 mol NH3和1 mol CO2,到达平衡时放出127.6 kJ的热量,此时,c(NH3)为 。
②室温下,0.1 mol·L-1 NaHCO3溶液的pH 0.1 mol·L-1 Na2SO3溶液的pH(填“>”“<”或“=”)。
已知:(25 ℃)
H2CO3
K1=4.3×10-7
K2=5.6×10-11
H2SO3
K1=1.54×10-2
K2=1.02×10-7
③有一种可充电电池Na-Al/FeS,电池工作时Na+的物质的量保持不变,并且是用含Na+的导电固体作为电解质,已知该电池负极电极反应式为Na-e-Na+,则正极反应式为 。
答案(1)CH4(g)+N2O4(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-793.1 kJ·mol-1
(2)①0.03 mol·L-1·min-1 0.56 ②AD ③降低 <
(3)①0.2 mol·L-1 ②< ③2Na++FeS+2e-Na2S+Fe
解析(1)依据盖斯定律,①-②得到CH4(g)+N2O4(g)N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)的ΔH=-860.0 kJ·mol-1-(-66.9 kJ·mol-1)=-793.1 kJ·mol-1。
(2)①0~20 min内,NO的平均反应速率v(NO)=(1.0-0.4)mol·L-120min=0.03 mol·L-1·min-1;C(s)+2NO(g)N2(g)+CO2(g)的平衡浓度c(N2)=c(CO2)=0.3 mol·L-1;c(NO)=0.4 mol·L-1,平衡常数K=c(N2)×c(CO2)c2(NO)=0.3×0.30.42=916≈0.56。
②适当缩小容器的体积,由于反应前后气体体积不变,平衡时各物质浓度同比例增大,A项正确;催化剂只改变化学反应速率,不影响化学平衡,B项错误;加入一定量的活性炭,碳是固体对平衡无影响,平衡不移动,C项错误;通入一定量的NO,达到新平衡状态时各物质平衡浓度均增大,D项正确。
③若30 min后升高温度至t2 ℃,达到平衡时,容器中NO、N2、CO2的浓度之比从原来的约为4∶3∶3变为5∶3∶3,说明平衡向逆反应方向移动,达到新平衡时NO的转化率降低,故逆反应是吸热反应,则正反应是放热反应。
(3)①由反应2NH3(g)+CO2(g)H2NCOONH4(s)
ΔH=-159.5 kJ·mol-1可知:2 mol NH3完全反应放出159.5 kJ热量,当放出127.6 kJ热量时则有1.6 mol NH3反应,剩余NH3(2 mol-1.6 mol)=0.4 mol,浓度为0.2 mol·L-1。
②因为HCO3-的水解常数Kh=KWK1=10-144.3×10-7=2.3×10-8,SO32-的水解常数Kh'=KWK2=10-141.02×10-7=10-7,由于Kh
3.(2019·湖南益阳模拟)随着低碳钢等洁净钢技术的发展,Al2O3-C耐火材料和钢水之间的相互作用已成为当前的一个研究重点。
请回答下列问题:
(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,原因是 。
(2)在埋炭实验条件下,不同碳素材料的Al2O3-C耐火材料与钢水之间的可能反应如下:
①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)
ΔH1=+335 kJ·mol-1;
②C(s)+O2(g)CO2(g)
ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;
③C(s)+CO2(g)2CO(g)
ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH= kJ·mol-1。
(3)实验温度下,(Al2O3-C)/Fe系统中存在着相互反应,如Al2O3溶入钢水中,导致钢水中平衡的铝的百分含量的对数(lg[Al])和平衡氧(O2)的百分含量的对数(lg[O2])关系如图所示,图中温度T1 1 973 K(填“>”或“<”)。
图1
(4)在埋炭情况下,碳过剩时,碳的氧化反应主要考虑:C(s)+CO2(g)2CO(g)。在实验室研究该反应,一定温度下,向某体积可变的恒压密闭容器(总压强为p总)加入足量的碳和1 mol CO2,平衡时体系中气体体积分数与温度的关系如图2所示:
图2
①650 ℃时,该反应达到平衡后吸收热量是 ,消耗碳的质量为 。
②T ℃时,若向平衡体系中再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,平衡 (填“向正反应方向”“向逆反应方向”或“不”)移动。
③925 ℃时,用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp= [用含p总的代数式表示,气体分压(p分)=气体总压(p总)×体积分数]。
(5)CO可用作某熔融盐电池的燃料,电解质为Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物,空气与CO2的混合气为助燃气,电池在650 ℃下工作时,负极的电极反应式为 。
答案(1)铝用品表面为一层致密的Al2O3薄膜,阻止铝的进一步氧化
(2)-681.5
(3)< (4)①43.125 kJ 3.0 g ②向正反应方向 ③23.04p总
(5)CO+CO32--2e-2CO2
解析(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,主要原因是因为铝制品表面有一层致密的Al2O3薄膜,可阻止铝的进一步氧化。
(2)将已知反应式进行编号,利用盖斯定律找出目标反应式与已知反应式的关系:
①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)
ΔH1=+335 kJ·mol-1;
②C(s)+O2(g)CO2(g)
ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;
③C(s)+CO2(g)2CO(g)
ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH=(①-3×③+3×②)×12=-681.5 kJ·mol-1。
(3)从图中可看出,当铝的百分含量的对数(lg[Al])一定时,T1时的平衡氧(O2)的百分含量的对数(lg[O2])比1 973 K时低,说明对于2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g)这一吸热的可逆反应,从1 973 K变为T1时平衡逆向移动,说明图中温度T1<1 973 K。
(4)①从图2可知,650 ℃反应达平衡时产物CO的体积分数为40%,设发生反应的CO2物质的量为x,列出三段式
C(s)+CO2(g)2CO(g) ΔH3=+172.5 kJ·mol-1;
起始 1 mol 0 mol
转化 x 2x
平衡 1 mol-x 2x
可得2x1mol-x+2x×100%=40%,求解可得x=0.25 mol;
故此时反应吸收的热量为0.25 mol×172.5 kJ·mol-1=43.125 kJ;
清耗碳的质量为12 g·mol-1×0.25 mol=3 g。
②从图2可知,T ℃该反应达平衡时,V(CO2)%=V(CO)%,该平衡体系的平衡常数K=c2(CO)c(CO2)=c(CO)。若再充入一定量V(CO2)∶V(CO)=5∶4的混合气体,此时体系中的Qc=c2(CO)c(CO2)
(5)用CO作燃料的燃料电池中,CO在原电池负极上发生反应,氧化产物为CO2,由于电解质为Li2CO3和Na2CO3的熔融盐混合物,故负极的电极反应式为CO+CO32--2e-2CO2。
4.(2019·陕西宝鸡模拟检测二)CO2和CO可作为工业合成甲醇(CH3OH)的直接碳源,还可利用CO2依据电化学原理制备塑料,既减少工业生产对乙烯的依赖,又达到减少CO2排放的目的。
(1)利用CO2和H2合成甲醇的反应原理为:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。
上述反应常用CuO和ZnO的混合物作催化剂,相同的温度和时间段内,催化剂中CuO的质量分数影响CO2的转化率和CH3OH的产率的实验数据如下表所示:
w(CuO)/%
10
20
30
40
50
60
70
80
90
CH3OH的
产率
25%
30%
35%
45%
50%
65%
55%
53%
50%
CO2的
转化率
10%
13%
15%
20%
35%
45%
40%
35%
30%
由表可知,CuO的质量分数为 时催化效果最佳。
(2)利用CO和H2在一定条件下可合成甲醇,发生如下反应:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),该反应在不同条件下的能量变化曲线如下图a、b所示,下列说法正确的是( )
A.上述反应的ΔH=-91 kJ·mol-1
B.a反应正反应的活化能为510 kJ·mol-1
C.b过程中第Ⅰ阶段为吸热反应,第Ⅱ阶段为放热反应
D.b过程使用催化剂后降低了反应的活化能和ΔH
E.b过程的反应速率:第Ⅱ阶段>第Ⅰ阶段
(3)①在1 L的恒定密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2,测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化情况如图1所示,则压强p2 p1(填“>”“<”或“=”);平衡由A点移至C点、D点移至B点,分别可采取的具体措施为 、 ;在C点时,CO的转化率为 。
②甲和乙两个恒容密闭容器的体积相同,向甲中加入1 mol CO和2 mol H2,向乙中加入2 mol CO和4 mol H2,测得不同温度下CO的平衡转化率如图2所示,则L、M两点容器内压强:p(M) 2p(L);平衡常数:K(M) K(L)(填“>”“<”或“=”)。
(4)以纳米二氧化钛膜为工作电极,稀硫酸为电解质溶液,在一定条件下通入CO2进行电解,在阴极可制得低密度聚乙烯?H2C—CH2?(简称LDPE)。
①电解时,阴极的电极反应式是 。
②工业上生产1.4×105 kg的LDPE,理论上需要标准状况下 L的CO2。
答案(1)60% (2)ACE
(3)①< 保持压强为p2,将温度由250 ℃升高到300 ℃ 保持温度为300 ℃,将压强由p3增大到p1 75%
②> < (4)①2nCO2+12nH++12ne-
?H2C—CH2?+4nH2O ②2.24×105
解析(1)由表中数据可知,CuO的质量分数为60%时催化效果最佳。
(2)由图像可知:ΔH=419 kJ·mol-1-510 kJ·mol-1=-91 kJ·mol-1,A项正确;a反应正反应的活化能为419 kJ·mol-1,B项错误;第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于起始反应物的能量,所以第Ⅰ阶段为吸热反应,同时第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于最终产物的能量,所以第Ⅱ阶段为放热反应,C项正确;b过程使用催化剂后降低了反应的活化能,但ΔH不变,D项错误;由图所示,b过程第Ⅱ阶段的活化能小于第Ⅰ阶段,所以反应速率:第Ⅱ阶段>第Ⅰ阶段,E项正确。
(3)①根据勒夏特列原理,压强增大平衡正向移动,由图1可知,300 ℃时,C点的CH3OH体积分数小于B点,故p2
CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)
起始 1 mol 2 mol 0
转化 n 2n n
平衡 1 mol-n 2 mol-2n n
则有n1mol-n+2mol-2n+n=50%
解之得n=0.75 mol,故CO的转化率为0.75mol1mol×100%=75%。
②M和L点,CO的转化率相同,因为体积相同,且乙中气体是甲中气体的2倍,则相同温度时,p(M)=2p(L),但由于M点的温度高,所以p(M)>2p(L);平衡常数只和温度有关,该反应为放热反应,温度越高反应进行的限度越小,平衡常数越小,所以K(M)
②n(CO2)=1.4×105g28 g·mol-1×2=1×104 mol,V(CO2)=22.4×104 L=2.24×105 L。
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