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2020届高考化学二轮复习题型特训（精编24题）——化学反应原理综合题(选考)【 答案+解析】
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这是一份2020届高考化学二轮复习题型特训（精编24题）——化学反应原理综合题(选考)【 答案+解析】，共56页。
二轮复习题型特训
化学反应原理综合题
【精编24题 答案+解析】
1.“雾霾”成为人们越来越关心的环境问题。雾霾中含有二氧化硫、氮氧化物和可吸入颗粒物等污染性物质。请回答下列问题：
(1)汽车尾气是雾霾形成的原因之一。尾气治理可用汽油中挥发出来的烃类物质(CxHy)催化还原尾气中的NO气体，该过程的化学方程式为_______________________________________________________________。
(2)冬季燃煤供暖产生的废气也是雾霾的主要来源之一。经研究发现将煤碳在O2/CO2的气氛下燃烧，能够降低燃煤时NO的排放，主要反应为2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g) ΔH。
已知：①N2(g)＋O2(g)2NO(g)
ΔH1＝＋180.5 kJ·mol－1
②2CO(g)2C(s)＋O2(g) ΔH2＝＋221 kJ·mol－1
③C(s)＋O2(g)CO2(g) ΔH3＝－393.5 kJ·mol－1
则ΔH＝________。
(3)某研究小组用NaOH溶液吸收尾气中的二氧化硫，将得到的Na2SO3溶液进行电解，其中阴、阳膜组合电解装置如图一所示，电极材料为石墨。
①a表示________(填“阴”或“阳”)离子交换膜。A～E分别代表生产中的原料或产品，其中C为硫酸，则A表示________，E表示________。
②阳极的电极反应式为_______________________________________。
(4)SO2经过净化后与空气混合进行催化氧化可制取硫酸，其中SO2发生催化氧化的反应为2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)。若在T1 ℃、0.1 MPa条件下，往一密闭容器中通入SO2和O2[其中n(SO2)∶n(O2)＝2∶1]，测得容器内总压强与反应时间的关系如图二所示。
①图中A点时，SO2的转化率为________。
②在其他条件不变的情况下，测得T2 ℃时压强的变化曲线如图二所示，则C点的正反应速率vC(正)与A点的逆反应速率vA(逆)的大小关系为vC(正)________(填“>”“<”或“＝”)vA(逆)。
③图中B点的压强平衡常数Kp＝________(用平衡分压代表平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
解析：(1)用烃催化还原NO气体得到N2、CO2和H2O，根据得失电子守恒、原子守恒写出并配平化学方程式。(2)根据盖斯定律，由②－①＋2×③可得：2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝ΔH2－ΔH1＋2×ΔH3＝－746.5 kJ·mol－1。(3)①C为硫酸，表明SO向阳极区迁移，即阴离子向右移动，故b为阴离子交换膜，a为阳离子交换膜。阴极反应式为2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑，故阴极区流出的产品A为NaOH溶液，E为氢气。②阳极的电极反应式为SO－2e－＋H2O===2H＋＋SO。(4)①设起始通入的SO2为2a mol，O2为a mol，在A点时，O2转化了x mol，根据三段式法进行计算：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始(mol) 2a a 0
转化(mol) 2x x 2x
平衡(mol) 2a－2x a－x 2x
在恒温恒容条件下，气体压强之比等于物质的量之比，故＝，解得x＝0.45a，则α(SO2)＝×100%＝45%。②T1 ℃下，由A到B，反应趋向平衡，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，B点处于平衡状态，故vA(逆)T1，由B到C，温度升高，反应速率加快，故vC(正)>vB(正)＝vB(逆)>vA(逆)。③设起始通入2b mol SO2，b mol O2，在B点达到平衡时O2转化了y mol，根据三段式法进行计算：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始(mol) 2b b 0
转化(mol) 2y y 2y
平衡(mol) 2b－2y b－y 2y
在恒温恒容条件下，气体压强之比等于物质的量之比，故＝，解得y＝0.9b，故Kp＝＝
＝24 300(MPa)－1。
答案：(1)4CxHy＋(8x＋2y)NO===4xCO2＋(4x＋y)N2＋2yH2O (2)－746.5 kJ·mol－1 (3)①阳 NaOH溶液 氢气
②SO－2e－＋H2O===2H＋＋SO
(4)①45% ②> ③24 300(MPa)－1
2.汽车尾气排放的CO、NOx等气体是大气污染的主要来源,NOx也是大雾天气的主要成因之一。
(1)科学家研究利用催化技术将尾气中有害的NO和CO转变成无害的气体,其热化学方程式为2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)
ΔH1=-746.5 kJ·mol-1。
已知:2C(s)+O2(g)2CO(g)
ΔH2=-221.0 kJ·mol-1,
CO2(g)C(s)+O2(g)
ΔH3=+393.5 kJ·mol-1。
①C(s)的燃烧热ΔH= 。
②NO(g)分解成两种气体单质的热化学方程式为 。
(2)一定温度下,向初始容积均为2 L的A、B、C三个容器中,均投入5 mol CO气体和4 mol NO气体发生如下反应:2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)。
①如图表示该反应中NO的平衡转化率(α)随温度、压强变化的示意图,则X代表的物理量是 ,Y1 Y2(填“>”或“<”)。
②反应过程中,A容器中保持恒温恒压,B容器中保持恒温恒容,C容器中保持绝热恒容。下列说法错误的是 。
a.B、C两个容器中反应达到平衡所用的时长关系是tB>tC
b.3个容器中NO的平衡转化率的大小顺序为αA>αB>αC
c.当A容器内气体平均摩尔质量不变时,说明该反应处于化学平衡状态
d.当B容器内气体密度保持不变时,说明该反应处于化学平衡状态
③当B容器中保持平衡时,NO所占体积分数为25%,则相同温度下,A容器中逆反应的平衡常数K= (保留两位有效数字)。
(3)利用反应NO2+NH3N2+H2O(未配平)消除用电器中NO2的简易装置如图所示。
①a电极上的反应式为 。
②常温下,若用该电池电解0.6 L饱和食盐水,一段时间后,测得饱和食盐水pH变为13,则理论上b电极上消耗B气体的体积为 mL(标准状况,假设电解过程中溶液体积不变)。
答案 (1)①-393.5 kJ·mol-1 ②2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180.5 kJ·mol-1
(2)①压强 < ②d ③4.5
(3)①2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O ②336
解析 (1)①根据CO2(g)C(s)+O2(g) ΔH3=+393.5 kJ·mol-1,有C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH4=-393.5 kJ·mol-1,则C(s)的燃烧热ΔH=-393.5 kJ·mol-1。②已知:Ⅰ.2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) ΔH1=-746.5 kJ·mol-1
Ⅱ.2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH2=-221.0 kJ·mol-1
Ⅲ.CO2(g)C(s)+O2(g) ΔH3=+393.5 kJ·mol-1
由盖斯定律Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ×2得:2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180.5 kJ·mol-1。
(2)①图为2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) ΔH1=-746.5 kJ·mol-1反应中NO的平衡转化率(α)随温度、压强变化的示意图,该反应为放热反应,也是气体体积减小的反应,则NO的平衡转化率(α)随着温度的升高而减小,随着压强的增大而增大,故X为压强,Y1tC,正确;b.A容器相当于对B加压,增大压强,反应正向移动,转化率增大,C看作对B加热,温度升高,平衡逆向移动,转化率减小,故3个容器中NO的平衡转化率的大小顺序为αA>αB>αC,正确;c.A容器中气体质量不变,气体的总物质的量减小,则气体平均摩尔质量不变时,说明该反应处于化学平衡状态,正确;d.B容器中气体质量不变,容器体积恒定不变,则气体密度始终不变时,不能说明该反应达到平衡状态,错误。③向初始容积均为2 L的B容器中,投入5 mol CO气体和4 mol NO气体发生反应,设生成氮气物质的量为x,列三段式:
2CO(g) + 2NO(g)2CO2(g)+N2(g)
起始/mol 5 4 0 0
转化/mol 2x 2x 2x x
平衡/mol 5-2x 4-2x 2x x
平衡时,NO所占体积分数为25%。
则4-2x9-x=25%,解得x=1,则B中平衡常数K=0.5×121.52×12=29,相同温度下K不变,则A容器中逆反应的平衡常数K=92=4.5。
(3)①根据图示可知,a极失去电子发生氧化反应,则为氨气在碱性条件下发生氧化反应生成氮气的反应,电极反应式为2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O。②电解0.6 L饱和食盐水,电解反应为2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑,一段时间后,测得饱和食盐水pH变为13,则溶液中n(OH-)=0.6 L×0.1 mol·L-1=0.06 mol,则转移电子为0.06 mol,同一串联电路转移电子数相同。设消耗的NO2体积为V,根据b极电极反应有:
2NO2+8e-+4H2ON2+8OH-
44.8 L 8 mol
V 0.06 mol
则V=44.8 L×0.06mol8mol=0.336 L=336 mL。
3.工业上利用N2和H2可以实现合成氨气,而氨又可以进一步制备硝酸,在工业上一般可进行连续生产。请回答下列有关问题:
(1)已知N2(g)+O2(g)2NO(g)
ΔH=+180.5 kJ·mol-1
N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
ΔH=-92.4 kJ. mol-1
2H2(g)+O2(g)2H2O(g)
ΔH=-483.6 kJ·mol-1
写出氨气经催化氧化完全生成一氧化氮和水蒸气的热化学方程式为 。
(2)在一定体积的密闭容器中,进行化学反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g),该反应的化学平衡常数K与温度t的关系如下表:
t/K
298
398
498
K
4.1×106
K1
K2
①比较K1、K2的大小:K1 K2(填“>”“=”或“<”);
②在恒温恒压下判断该反应达到化学平衡状态的依据是 (填序号);
A.2v正(H2)=3v逆(NH3)
B.2v正(N2)=v逆(H2)
C.容器内压强保持不变
D.混合气体的密度保持不变
(3)硝酸工业的尾气NO可用于制备NH4NO3,其工作原理如图。
①其阴极的电极反应式为 。
②常温下,1 L pH=6的NH4NO3溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)= mol·L-1。
(4)工业上生产尿素的化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)。在T ℃时,向体积为4 L的密闭容器中通入6 mol NH3和3 mol CO2,反应达到平衡时,c(NH3)=0.5 mol·L-1,c(CO2)=0.25 mol·L-1。若此时保持T ℃和平衡时容器的压强不变,再向体积可变的容器中充入3 mol NH3,则此时反应的v正 (填“>”“<”或“=”)v逆。再次平衡后,平衡常数为 。
(5)已知Ksp(AgCl)=1.8×10-10,若向50 mL 0.09 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.10 mol·L-1的盐酸,混合后溶液中的Ag+的浓度为 mol·L-1。
答案 (1)4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905.0 kJ·mol-1
(2)①> ②AD
(3)①NO+5e-+6H+NH4++H2O ②10-6
(4)< 16
(5)3.6×10-8
解析 (1)①N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180.5 kJ·mol-1,②N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1,③2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH=-483.6 kJ·mol-1。根据盖斯定律①×2-②×2+③×3得4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905.0 kJ·mol-1。
(2)①N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1,正反应放热,升高温度平衡逆向移动,K减小,所以K1>K2。②2v正(H2)=3v逆(NH3),正、逆反应速率比等于计量数比,一定达到平衡状态,A正确;2v正(N2)=v逆(H2),正、逆反应速率比不等于计量数比,没有达到平衡状态,B错误;N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在恒温恒压下反应,压强是恒量,容器内压强保持不变,不一定达到平衡状态,C错误;根据ρ=m(总)V(总),在恒温恒压下反应,气体总质量不变、容器体积变小,所以密度是变量,混合气体的密度保持不变说明反应达到平衡,D正确。
(3)①阴极发生还原反应,根据示意图,NO在阴极得电子发生还原反应生成NH4+,所以阴极电极反应式为NO+5e-+6H+NH4++H2O。②pH=6的NH4NO3溶液中,c(H+)=10-6 mol·L-1,根据质子守恒可知,NH4NO3溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(H+)=10-6 mol·L-1。
(4)平衡常数K=1c2(NH3)·c(CO2)=10.52×0.25=16。同温同压下,体积比等于物质的量比,设T ℃和平衡时容器的压强不变,再向体积可变的容器中充入3 mol NH3,容器体积为V,4 L0.5mol·L-1×4 L+0.25 mol·L-1×4 L=
V0.5mol·L-1×4 L+0.25 mol·L-1×4 L+3 mol,V=8 L,此时Q=1(58)2×(18)>16,即Q>K,反应逆向进行,即v正
4.页岩气是从页岩层中开采出来的一种非常重要的天然气资源，页岩气的主要成分是甲烷，是公认的洁净能源。
(1)页岩气不仅能用作燃料，还可用于生产合成气(CO＋H2)。CH4与H2O(g)通入聚焦太阳能反应器，发生反应：CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g) ΔH。
已知：①CH4、H2、CO的燃烧热分别为a kJ·mol－1、b kJ·mol－1、c kJ·mol－1(a、b、c均大于0)；
②水的汽化热为＋d kJ·mol－1(d>0)。
则ΔH＝________kJ·mol－1(用含a、b、c、d的代数式表示)。
(2)用合成气制甲醇的反应为2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g) ΔH，在10 L的恒容密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，测得CO的平衡转化率与温度和压强的关系如图所示。
①ΔH________(填“>”“<”或“＝”)0。
②写出两条可同时提高反应速率和CO的转化率的措施：________、________。
③下列说法正确的是________(填序号)。
A．温度越高，该反应的平衡常数越大
B．达平衡后再充入稀有气体，CO的转化率提高
C．体系内气体压强不再变化时，反应达到平衡状态
D．图中压强p1
t/min
0
1
3
5
n(H2)/mol
8.0
5.4
4.0
4.0
⑤200 ℃时该反应的平衡常数K＝________。向上述200 ℃的平衡体系中再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持温度不变，则平衡________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)。
(3)甲烷、氧气和KOH溶液可组成燃料电池。标准状况下通入5.6 L甲烷时，测得电路中转移1.96 mol电子，则甲烷的利用率为________。
解析：(1)由题意得：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－a kJ·mol－1；H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－b kJ·mol－1；CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH3＝－c kJ·mol－1；H2O(l)===H2O(g) ΔH4＝＋d kJ·mol－1。根据盖斯定律可知：ΔH＝ΔH1－3ΔH2－ΔH3－ΔH4＝(－a＋3b＋c－d)kJ·mol－1。(2)①p1时，升高温度，CO的平衡转化率减小，说明平衡逆向移动，故该反应的正反应为放热反应。②联想影响化学反应速率和化学平衡的因素，增大H2浓度或增大压强均可达到目的。③该反应为放热反应，升高温度，化学平衡常数减小，A错误。由于容器容积恒定不变，达平衡后再充入稀有气体，各组分的浓度不变，平衡不移动，CO的转化率不变，B错误。体系内气体压强不再变化时，说明各物质的浓度恒定，反应达到平衡状态，C正确。200 ℃、p2时CO的转化率大于200 ℃、p1时CO的转化率，说明p1到p2平衡正向移动，而该反应的正反应为气体分子数减小的反应，故由p1到p2为增大压强，D正确。④0～3 min内，Δt＝3 min，Δn(H2)＝4.0 mol，故v(H2)＝＝ mol·L－1·min－1，则v(CH3OH)＝v(H2)＝ mol·L－1·mol－1。⑤由④中数据可知，平衡时H2、CO、CH3OH的浓度分别是0.4 mol·L－1、0.2 mol·L－1、0.2 mol·L－1，代入平衡常数表达式可求得K＝6.25 L2·mol－2。达平衡后再充入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，H2、CO、CH3OH的浓度分别是0.6 mol·L－1、0.4 mol·L－1、0.4 mol·L－1，Qc＝2.78 L2·mol－2
(2)①< ②增大H2浓度 增大压强 ③CD ④或0.067 ⑤6.25 L2·mol－2 正向移动 (3)98%
5.C、S和Cl元素的单质及化合物在工业生产中的有效利用备受关注。请回答下列问题:
(1)已知:Ⅰ.2SO2(g)+O2(g)+2H2O(l)2H2SO4(aq) ΔH1
Ⅱ.Cl2(g)+H2O(l)HCl(aq)+HClO(aq) ΔH2
Ⅲ.2HClO(aq)2HCl(aq)+O2(g) ΔH3
SO2(g)+Cl2(g)+2H2O(l)2HCl(aq)+H2SO4(aq)
ΔH4= (用含有ΔH1、ΔH2和ΔH3的代数式表示)。
(2)25 ℃时,H2SO3溶液中各含硫微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的变化关系如图甲所示。
甲
乙
已知25 ℃时,NaHSO3的水溶液pH<7,用图中的数据通过计算解释原因 。
(3)NaClO2是一种绿色消毒剂和漂白剂,工业上采用电解法制备NaClO2的原理如图乙所示。
①交换膜应选用 (填“阳离子交换膜”或“阴离子交换膜”)。
②阳极的电极反应式为 。
(4)一定温度下,向2 L恒容密闭容器中通入2 mol CO和1 mol SO2,发生反应2CO(g)+SO2(g)S(l)+2CO2(g) ΔH=-270 kJ·mol-1,若反应进行到20 min时达平衡,测得CO2的体积分数为0.5,则前20 min的反应速率v(CO)= ,该温度下反应化学平衡常数K= 。
(5)在不同条件下,向2 L恒容密闭容器中通入2 mol CO和1 mol SO2,反应体系总压强随时间的变化如图所示:
①图中三组实验从反应开始至达到平衡时,v(CO)最大的为 (填序号)。
②与实验a相比,c组改变的实验条件可能是 。
答案 (1)(ΔH1+2ΔH2+ΔH3)/2
(2)由图中数据可以计算出Ka2(H2SO3)=10-7.2,Ka1(H2SO3)=10-1.9,所以HSO3-的水解常数是10-12.1,HSO3-电离程度大于水解程度,溶液显酸性
(3)①阳离子交换膜 ②2Cl--2e-Cl2↑
(4)0.03 mol·(L·min)-1 11.25
(5)①b ②升高温度
解析 (1)利用盖斯定律可得ΔH4=(ΔH1+2ΔH2+ΔH3)/2。
(2)根据图像pH=1.9的交点计算电离常数Ka1(H2SO3)=c(HSO3-)×c(H+)c(H2SO3)=10-1.9,HSO3-的水解常数Kh=KWKa1(H2SO3)=10-12.1,根据pH=7.2的交点计算Ka2=c(SO32-)×c(H+)c(HSO3-)=10-7.2,由于HSO3-的水解常数Kh小于其电离常数Ka2,所以亚硫酸氢根离子电离程度大于水解程度,则NaHSO3的水溶液pH<7。
(3)仔细分析图像中的反应物和产物,可以看出左侧由ClO2制备NaClO2,需要Na+从右侧移到左侧,所以判定为阳离子交换膜,根据Na+的移动方向可知左侧为阴极,右侧为阳极,阳极电极反应式2Cl--2e-Cl2↑。
(4) 2CO(g)+SO2(g)S(l)+2CO2(g) ΔH=-270 kJ·mol-1
c(初) 1 0.5 0
Δc x x2 x
c(平) 1-x 0.5(1-x) x
根据题意可知0.5=x1-x+0.5(1-x)+x,计算得出x=0.6
v(CO)=ΔcΔt=0.620=0.03 mol·(L·min)-1,K=x2(1-x)2×0.5×(1-x)=0.62(1-0.6)2×0.5×(1-0.6)=11.25。
(5)①根据斜率可以看出b曲线单位时间内变化最快,所以图中三组实验从反应开始至达到平衡时,v(CO)最大的为b。②由于反应物的量和容器容积都相同,c组比a组的压强大,则应是升高了温度。所以与实验a相比,c组改变的实验条件可能是升高温度。
6.二甲醚又称甲醚,简称DME,熔点-141.5 ℃,沸点-24.9 ℃,与石油液化气(LPG)相似,被誉为“21世纪的清洁燃料”。由合成气(CO、H2)制备二甲醚的反应原理如下:
①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH1=-90.0 kJ·mol-1
②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH2=-20.0 kJ·mol-1
回答下列问题。
(1)已知H2O(l)H2O(g) ΔH=+44.0 kJ·mol-1,若由合成气(CO、H2)制备1 mol CH3OCH3(g),且生成H2O(l),其热化学方程式为 。
(2)有人模拟该制备原理。500 K时,在2 L的密闭容器中充入2 mol CO和6 mol H2,5 min后达到平衡,平衡时测得c(H2)=1.8 mol·L-1、c(CH3OCH3)=0.2 mol·L-1,此时CO的转化率为 。用CH3OH表示反应①的速率是 mol·(L·min)-1,可逆反应②的平衡常数K2= 。
(3)在体积一定的密闭容器中发生反应②,如果该反应的平衡常数K2值变小,下列说法正确的是 。
A.平衡向正反应方向移动
B.平衡移动的原因是升高了温度
C.达到新平衡后体系的压强不变
D.容器中CH3OCH3的体积分数减小
(4)一定条件下在恒温恒容的密闭容器中,按不同投料比充入CO(g)和H2(g)进行反应①,平衡时CO(g)和H2(g)的转化率如图所示,则a= (填数值)。
(5)绿色电源“二甲醚燃料电池”的结构如图所示,电解质为熔融态的碳酸盐(如熔融K2CO3),其中CO2会参与电极反应。工作时正极的电极反应式为 。
答案 (1)2CO(g)+4H2(g)CH3OCH3(g)+H2O(l) ΔH2=-244.0 kJ·mol-1
(2)60% 0.12 1
(3)BD (4)2
(5)2CO2+O2+4e-2CO32-
解析 (1)给H2O(l)H2O(g) ΔH=+44.0 kJ·mol-1编号为③,根据盖斯定律,①×2+②-③得2CO(g)+4H2(g)CH3OCH3(g)+H2O(l) ΔH2=-244.0 kJ·mol-1。
(2)由已知,CO和H2按照物质的量之比1∶2反应,H2反应了6 mol-1.8 mol·L-1×2 L=2.4 mol,所以CO反应了1.2 mol,此时CO的转化率为1.2mol2mol×100%=60%。根据反应①,生成1.2 mol CH3OH,用CH3OH表示反应①的速率是1.2 mol÷2 L÷5 min=0.12 mol·(L·min)-1。由c(CH3OCH3)=0.2 mol·L-1,可得反应②H2O(g)的平衡浓度为0.2 mol·L-1,反应②CH3OH(g)的平衡浓度为1.2 mol÷2 L-2×0.2 mol·L-1=0.2 mol·L-1,所以可逆反应②的平衡常数K2=c(CH3OCH3)·c(H2O)c2(CH3OH)=0.2×0.20.22=1。
(3)化学平衡常数只受温度影响,反应②正向为放热反应,升高温度K2值变小,平衡逆向移动,CH3OCH3(g)生成率降低,容器中CH3OCH3的体积分数减小,容器中气体总物质的量不变,容器容积固定,T增大,则p增大,故BD正确。
(4)反应物按化学计量数之比投料,则平衡转化率相同,图中交点纵坐标表示H2和CO转化率相等,横坐标a表示H2(g)和CO(g)的投料比,所以a=2。
(5)正极上是氧气得电子发生还原反应,由已知熔融K2CO3作电解质,CO2参与反应,故正电极反应式为2CO2+O2+4e-2CO32-。
7.丙烯是重要的有机化工原料,丙烷脱氢制丙烯具有显著的经济价值和社会意义。反应原理如下为C3H8(g)C3H6(g)+H2(g) ΔH1。
(1)一定温度下,向10 L恒容密闭容器中充入2 mol C3H8发生反应,经过10 min达到平衡状态,测得平衡时气体压强是开始的1.75倍。
①0~10 min内丙烯的生成速率v(C3H6)= ,C3H8的平衡转化率为 。
②下列情况能说明该反应达到平衡状态的是 。
A.气体密度保持不变
B.[c(C3H6)·c(H2)]/c(C3H8)保持不变
C.ΔH1保持不变
D.C3H8分解速率与C3H6消耗速率相等
(2)总压强分别为p1和p2时,上述反应在不同温度下达到平衡,测得丙烷及丙烯的物质的量分数如下图所示:
①压强:p1 (填“>”或“<”)p2。
②为了提高反应速率和反应物的转化率,可采取的措施是 。
③若p1=0.1 MPa,起始时充入一定量的丙烷发生反应,计算Q点对应温度下该反应的平衡常数Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④在0.1 MPa、527 ℃条件下,向恒容密闭容器中通入丙烷和稀有气体,发生丙烷脱氢反应,随着n(稀有气体)n(丙烷)的增加,丙烷脱氢转化率逐渐增大。试解释原因 。
(3)在实际生产中,还可能存在如下副反应:
C3H8(g)C2H4(g)+CH4(g)
ΔH2=+81.7 kJ·mol-1
C2H4(g)+H2(g)C2H6(g) ΔH3
C3H8(g)+H2(g)CH4(g)+C2H6(g)
ΔH4=-54.8 kJ·mol-1
则ΔH3= 。
答案 (1)①0.015 mol·(L·min)-1 75% ②BD
(2)①> ②升高温度 ③0.012 5 MPa ④该反应是气体分子数增加的反应,随着稀有气体比例的增加,总压强一定,降低了反应体系各气体的分压,相当于减压,从而促进反应向正反应方向进行,提高了丙烷脱氢的转化率
(3)-136.5 kJ·mol-1
解析 (1)根据方程式可知:
C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)
起始量/mol 2 0 0
变化量/mol x x x
平衡量/mol 2-x x x
根据阿伏加德罗定律,等温等容条件下,气体压强之比等于物质的量之比,则2-x+x+x2=1.75,解得x=1.5。
①0~10 min内丙烯的生成速率v(C3H6)=1.5mol10 L×10min=0.015 mol·(L·min)-1,C3H8的平衡转化率为1.52×100%=75%。②气体总质量和容器容积不变,所以气体密度始终保持不变,故其密度保持不变不能说明达到平衡状态,A错误;[c(C3H6)·c(H2)]/c(C3H8)是化学平衡常数表达式,若保持不变,则说明达到平衡状态,B正确;该反应的焓变是常量,焓变保持不变不能说明达到平衡状态,C错误;C3H8分解速率与C3H6消耗速率相等表示正逆反应速率相等,则说明达到平衡状态,D正确。
(2)①由图可知,温度一定时,p1时丙烷的物质的量分数大于p2时,由方程式可知,压强越大,平衡逆向移动,丙烷的物质的量分数越大,所以压强p1>p2。②由图可知,随着温度升高,丙烷的物质的量分数降低,说明升高温度平衡向正反应方向进行,反应速率和反应物的转化率都增大。③假设起始时丙烷的物质的量为1 mol,根据方程式可知:
C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)
起始量/mol 1 0 0
变化量/mol y y y
平衡量/mol 1-y y y
Q点时丙烷的物质的量分数为50%,则1-y=0.5(1+y),解得y=13,则C3H8(g)、C3H6(g)、H2(g)平衡时的物质的量分数分别为:12、14、14,则Q点对应温度下该反应的平衡常数Kp=p(C3H6)·p(H2)p(C3H8)=14×0.1 MPa×14×0.1MPa12×0.1MPa=0.012 5 MPa。④由反应方程式C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)可知,该反应是气体分子数增加的反应,随着稀有气体比例的增加,总压强一定,降低了反应体系各气体的分压,相当于减压,从而促进反应向正反应方向进行,提高了丙烷脱氢的转化率。
(3)将已知反应编号:②C3H8(g)C2H4(g)+CH4(g) ΔH2=+81.7 kJ·mol-1
③C2H4(g)+H2(g)C2H6(g) ΔH3
④C3H8(g)+H2(g)CH4(g)+C2H6(g) ΔH4=-54.8 kJ·mol-1
根据盖斯定律,由④-②可得反应③,则ΔH3=ΔH4-ΔH2=-54.8 kJ·mol-1-81.7 kJ·mol-1=-136.5 kJ·mol-1。
8.以含1个碳原子的物质(如CO、CO2、CH4、CH3OH等)为原料的碳一化学处于未来化学产业的核心，成为科学家研究的重要课题。
(1)已知某反应的平衡常数的表达式为K＝，它所对应的化学方程式为__________________________________________。
(2)已知CO、H2、CH3OH(g)的燃烧热分别为283.0 kJ·mol－1、285.8 kJ·mol－1、764.5 kJ·mol－1。则反应Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝________；向密闭容器中，按n(CO)∶n(H2)＝1∶2充入反应物，发生反应Ⅰ。L(L1、L2)、X代表压强或温度，如图表示L一定时，平衡混合物中CH3OH的体积分数随X的变化关系。X表示________(填“温度”或“压强”)，L1________L2(填“>”“＝”或“<”)。
(3)在2 L恒容密闭容器中充入3 mol CO、3 mol H2，发生反应3CO(g)＋3H2(g)CH3OCH3(g)＋CO2(g)，CO的平衡转化率(α)与温度、压强的关系如图所示：
①p1、p2、p3中最大的是________。
②对于气相反应，用某组分(B)的平衡压强(pB)代表物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，则A点平衡常数Kp＝________。
(4)一定条件下，向容积不变的某密闭容器中加入a mol CO2和b mol H2发生反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)，欲使整个反应过程中CO2的体积分数为恒定值，则a与b的关系是________。
解析：(1)平衡常数为生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，平衡常数中，分子为生成物，分母为反应物，所以该反应的化学方程式为2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g)。(2)由CO、H2、CH3OH(g)的燃烧热可得热化学方程式：
①CO(g)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)
ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1
③CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH3＝－764.5 kJ·mol－1由盖斯定律可知，①＋2×②－③可得CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝ΔH1＋2ΔH2－ΔH3＝－90.1 kJ·mol－1。反应Ⅰ为气体分子数减小的放热反应，升高温度，甲醇的体积分数减小，则X代表温度，故L代表压强；增大压强，甲醇的体积分数增大，L1>L2。(3)①正反应是气体分子数减小的反应，其他条件不变，增大压强平衡正向移动，CO的平衡转化率增大，则p3>p2>p1。②A点CO的平衡转化率为0.6，CO、H2的起始浓度均为1.5 mol·L－1，依据转化率计算平衡物质的量浓度：
3CO(g) ＋ 3H2(g)===CH3OCH3(g)＋CO2(g)
起始(mol·L－1) 1.5 1.5 0 0
变化(mol·L－1) 1.5×0.6 1.5×0.6 0.3 0.3
平衡(mol·L－1) 0.6 0.6 0.3 0.3
φ(CO)＝φ(H2)＝＝
φ(CH3OCH3)＝φ(CO2)＝＝
分压为p(CO)＝6 MPa×＝2 MPa，p(H2)＝6 MPa×＝2 MPa，p(CH3OCH3)＝6 MPa×＝1 MPa，p(CO2)＝6 MPa×＝1 MPa
Kp＝＝＝(MPa)－4。
(4) CO2(g) ＋ 3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
起始量(mol) a b 0 0
变化量(mol) x 3x x x
平衡量(mol) a－x b－3x x x
φ(CO2)＝＝＝＝，则有a＝b。
答案：(1)2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g)
(2)－90.1 kJ·mol－1 温度 >
(3)①p3 ②(MPa)－4 (4)a＝b
9.合成氨工业是基础化学工业的重要组成部分。
(1)以NH3与CO2为原料可合成化肥尿素。
已知：①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2CO2NH4(s)
ΔH1＝－159.5 kJ·mol－1；
②NH2CO2NH4(s)===CO(NH2)2＋H2O(l)
ΔH2＝＋28.5 kJ·mol－1
③H2O(l)===H2O(g) ΔH3＝＋44.0 kJ·mol－1。
则NH3(g)与CO2(g)合成CO(NH2)2(s)和H2O(g)的热化学方程式为_____________________________________________________________________。
(2)工业合成氨在合成塔中进行，测得合成塔入口气体体积之比V(N2)∶V(H2)∶V(NH3)＝6∶18∶1，出口气体体积之比为V(N2)∶V(H2)∶V(NH3)＝9∶27∶8，则H2的转化率为________。
(3)为降低合成氨工业废水的氨氮浓度，在厌氧氨氧化菌的催化作用下，使铵盐与亚硝酸盐反应生成N2，该反应的离子方程式是_____________________________________________________________________。
(4)犹他大学化学家发明了N2/H2生物燃料电池，以质子交换膜为隔膜，在室温条件下合成了氨的同时还提供了电
能(工作原理如图甲所示)。该生物燃料电池中，正极电极反应式为______________________________________________________________________。
(5)NH3可用于烟气的脱硝，使烟气中的NO还原为N2。某研究小组研究了NH3和NO在Ag2O催化剂表面的反应活性随温度的变化关系，实验结果如图乙所示。在有氧条件下，温度580 K之后NO生成N2的转化率降低的原因可能是_____________________________________________________________________。
在温度在420～580 K时，有氧条件下NO生成N2的转化率明显高于无氧条件下原因可能是_______________________________________________________。
解析 (1)由盖斯定律知：2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g)的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－87.0 kJ·mol－1。(2)设入口气体量N2、H2、NH3物质的分别为6 mol、18 mol、1 mol，计算如下：
N2 ＋ 3H22NH3
n0/mol： 6 18 1
Δn/mol: x 3x 1＋2x
n平/mol: 6－x 18－3x 1＋2x
根据题意有(6－x)∶(1＋2x)＝9∶8，解得x＝1.5，则H2的转化率＝×100%＝×100%＝25%。(3)先根据题意写出NH＋NO―→N2↑，然后配平。(5)第一空要从温度升高对反应的影响或对催化剂的影响去考虑；第二空要从加入O2后，O2可能存在的影响去考虑。
答案 (1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝－87.0 kJ·mol－1
(2)25%
(3)NH＋NON2↑＋2H2O
(4)N2＋6e－＋6H＋===2NH3
(5)催化剂活性降低
NO与O2反应生成NO2，NO2更易与NH3反应
10.H2是一种清洁能源。在冶金、电力、材料等领域应用广泛。请回答下列问题:
(1)某科研团队利用透氧膜获得N2、H2的工作原理如图甲所示(空气中N2与O2的物质的量之比按4∶1计)。上述过程中,膜Ⅰ侧所得气体的物质的量之比n(H2)∶n(N2)=3∶1,则CH4、H2O与O2反应的化学方程式为 。
甲
(2)用H2和CO合成甲醇的热化学方程式为CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH1。已知:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH2=-49.0 kJ·mol-1,CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH3=-41.1 kJ·mol-1,则ΔH1= kJ·mol-1。
(3)向容积可变的密闭容器中充入1 mol CO和2.2 mol H2,在恒温恒压条件下发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),平衡时CO的转化率[α(CO)]随温度、压强的变化情况如图乙所示。
乙
丙
①压强:p1 (填“>”“<”或“=”)p2。
②M点时,H2的转化率为 (计算结果精确到0.1%),该反应的平衡常数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不同温度下,该反应的平衡常数的对数值(lg K)如图丙所示,其中,A点为506 K时平衡常数的对数值,则B、C、D、E四点中能正确表示该反应的lg K与温度(T)的关系的是 。
(4)H2还原NO的反应为2NO(g)+2H2(g)N2(g)+2H2O(l),实验测得反应速率的表达式为v=kcm(NO)·cn(H2)(k是速率常数,只与温度有关)。
①某温度下,反应速率与反应物浓度的变化关系如下表所示。
编号
c(H2)(mol·L-1)
c(NO)(mol·L-1)
vmol·(L·min)-1
1
0.10
0.10
0.414k
2
0.10
0.20
1.656k
3
0.50
0.10
2.070k
由表中数据可知,m= ,n= 。
②上述反应分两步进行:ⅰ.2NO(g)+H2(g)N2(g)+H2O2(l)(慢反应);ⅱ.H2O2(l)+H2(g)2H2O(l)(快反应)。下列叙述正确的是 (填字母)。
A.H2O2是该反应的催化剂
B.反应ⅰ的活化能较高
C.总反应速率由反应ⅱ的速率决定
D.反应ⅰ中NO和H2的碰撞仅部分有效
答案 (1)14CH4+12H2O+O214CO+40H2
(2)-90.1 (3)①> ②54.5% 6p12 ③B点和E点
(4)①2 1 ②BD
解析 (1)空气中N2和O2的物质的量之比约为4∶1,膜Ⅰ侧所得气体中n(H2)n(N2)=3,氮气的量在反应前后不变,设氮气为4 mol,则生成的氢气是12 mol,由膜Ⅰ侧反应可知,12 mol水和1 mol氧气得到电子,膜Ⅰ上发生反应:12H2O+24e-12H2↑+12O2-、O2+4e-2O2-,膜Ⅱ上14 mol CH4中C失去84 mol电子、H得到56 mol电子时,总反应遵守电子守恒,则反应为14CH4+12H2O+O214CO+40H2。
(2)根据盖斯定律可得ΔH1=ΔH2+ΔH3=-90.1 kJ·mol-1。
(3)①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)是气体体积减小的反应,增大压强,平衡向右移动,CO的转化率会变大,结合图像乙,保持温度不变,转化率大的表示压强大,所以p1>p2。②该问可用三段式解决,M点α(CO)=60%,则CO转化了1 mol×60%=0.6 mol,下面列三段式:
CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)
起始量/mol 1 2.2 0
转化量/mol 0.6 1.2 0.6
平衡量/mol 0.4 1 0.6
可知,H2转化了1.2 mol,则H2的转化率为1.2mol2.2mol×100%=54.5%。平衡时总物质的量n=(0.4+1+0.6) mol=2 mol。
Kp=p(CH3OH)p(CO)·p2(H2)=0.62p10.42p1×(12p1)2=6p12。
③该反应为放热反应,当温度越高时,平衡常数K越小,则lg K也会越小,因此T与lg K呈反比,所以B点和E点符合lg K与温度(T)的关系。
(4)①保持H2的浓度不变,则v1v2=cm1(NO)cm2(NO),带入编号1和编号2数据可得1.6560.414=0.2m0.1m,解得m=2,保持N2的浓度不变,则v1v2=cn1(H2)cn2(H2),带入编号1和编号3数据,得0.4142.070=0.1n0.5n,解得n=1。②H2O2参与两个反应,但第一步未做反应物,因而不是催化剂,实际上H2O2仅仅是中间产物,A项错误;反应ⅰ是慢反应,说明反应速率小,在其他条件一样的情况下,活化能比较高,B项正确;总反应速率由慢反应决定,即反应(ⅰ)决定总反应速率,C项错误;碰撞理论指出能发生化学反应的碰撞是指有效碰撞,即需要一定的能量和取向的碰撞,所以在所有碰撞中部分是有效地,D项正确。
11.近年我国汽车拥有量呈较快增长趋势，汽车尾气已成为重要的空气污染物。回答下列问题：
(1)汽车发动机工作时会引起反应：N2(g)＋O2(g)2NO(g)，是导致汽车尾气中含有NO的原因这一。2 000 K时，向容积为2 L的密闭容器中充入2 mol N2与2 mol O2，发生上述反应，经过5 min达到平衡，此时容器内NO的体积分数为0.75%，则该反应在5 min内的平均反应速率v(O2)＝________mol·L－1·min－1，N2的平衡转化率为________，2 000 K时该反应的平衡常数K＝________。
(2)一定量NO发生分解的过程中，NO的转化率随时间变化的关系如图所示。
①反应2NO(g)N2(g)＋O2(g)为________(填“吸热”或“放热”)反应。
②一定温度下，能够说明反应2NO(g)N2(g)＋O2(g)已达到平衡的是________(填序号)。
a．容器内的压强不发生变化
b．混合气体的密度不发生变化
c．NO、N2、O2的浓度保持不变
d．单位时间内分解4 mol NO，同时生成2 mol N2
③在四个容积和温度均完全相同的密闭容器中分别加入下列物质，相应物质的量(mol)如表所示。相同条件下达到平衡后，N2的体积分数最大的是________(填容器代号)。
容器代号
NO
N2
O2
A
2
0
0
B
0
1
1
C
0.4
0.6
0.8
D
1
0.5
0.4
(3)当发动机工作时，发生反应产生的尾气中的主要污染物为NOx。可用CH4催化还原NOx以消除氮氧化物污染。
已知：CH4(g)＋4NO2(g)===4NO(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－574 kJ·mol－1
CH4(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－867 kJ·mol－1
①写出CH4与NO反应生成N2、CO2、H2O(g)的热化学方程式：
_____________________________________________________________。
②使用催化剂可以将汽车尾气的主要有害成分一氧化碳(CO)和氮氧化物(NOx)转化为无毒气体，该反应的化学方程式为
_____________________________________________________________。
解析：(1)该反应在反应前后气体分子数不变，则平衡时n(NO)＝4 mol×0.75%＝0.03 mol，转化的O2的物质的量为0.015 mol，v(O2)＝＝0.001 5 mol·L－1·min－1。转化的N2的物质的量也为0.015 mol，N2的平衡转化率为×100%＝0.75%。平衡时n(NO)＝0.03 mol，n(N2)＝n(O2)＝1.985 mol，平衡常数K＝＝＝2.28×10－4。(2)①由题图知，T2时先达到平衡，则T2>T1，T2→T1，温度降低，NO的转化率增大，说明平衡向正反应方向移动，则正反应为放热反应。②反应前后该反应的气体分子总数不变，则容器内的压强始终不变，a项不能说明反应已达到平衡，a项不符合题意；该反应体系中全为气体物质，混合气体的体积始终不变，因此混合气体的密度始终不变，b项不能说明反应已达到平衡，b项不符合题意；NO、N2、O2的浓度保持不变，说明反应已达到平衡，c项符合题意；单位时间内分解4 mol NO，同时生成2 mol N2均为正反应方向，d项不能说明反应已达到平衡，d项不符合题意。③对于N2(g)＋O2(g)2NO(g)，A容器中反应等效于B容器中反应，C容器中反应等效于起始时充入0.8 mol N2、1 mol O2，C容器中反应相当于B容器中反应起始时减少0.2 mol N2，平衡后N2的体积分数比B容器中的小，D容器中反应等效于起始时充入1 mol N2、0.9 mol O2，D容器中反应相当于B容器中反应起始时减少0.1 mol O2，平衡后N2的体积分数比B容器中的大，故N2的体积分数最大的为D容器。(3)①将题给热化学方程式依次编号为a、b，根据盖斯定律，由b×2－a可得CH4(g)＋4NO(g)===2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－867 kJ·mol－1×2－(－574 kJ·mol－1)＝－1 160 kJ·mol－1。②由题意知，使用催化剂可将CO和NOx转化为CO2和N2，化学方程式为2xCO＋2NOx2xCO2＋N2。
答案：(1)0.001 5 0.75% 2.28×10－4 (2)①放热
②c ③D (3)①CH4(g)＋4NO(g)===2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－1 160 kJ·mol－1
②2xCO＋2NOx2xCO2＋N2
12.研究碳、氮及其化合物的转化对于环境的改善有重大意义。
(1)氧化还原法消除NOx的转化如下：NONO2N2
已知：NO(g)＋O3(g)===NO2(g)＋O2(g) ΔH＝－200.9 kJ·mol－1
2NO(g)＋O2(g)===2NO2(g) ΔH＝－116.2 kJ·mol－1
则反应Ⅰ的热化学方程式为
_____________________________________________________________。
(2)有人设想将CO按下列反应除去：2CO(g)===2C(s)＋O2(g) ΔH>0，请你分析该设想能否实现？________(填“能”或“否”)，依据是
______________________________________________________________。
(3)一定条件下，CO可与粉末状的氢氧化钠作用生成甲酸钠。已知常温时，甲酸的电离平衡常数Ka＝1.70×10－4。
①甲酸钠的水溶液呈碱性，请用离子方程式表示其原因
____________________________________________________________
______________________________________________________________。
②向20 mL 0.1 mol·L－1的甲酸钠溶液中滴加10 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，混合液呈________(填“酸”或“碱”)性，溶液中离子浓度从大到小的顺序为
______________________________________________________________。
(4)活性炭也可用于处理汽车尾气中的NO。在2 L恒容密闭容器中加入0.100 0 mol NO和2.030 mol固体活性炭，生成A、B两种气体，在不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量如表所示：
温度
固体活性炭/mol
NO/mol
A/mol
B/mol
200 ℃
2.000
0.040 0
0.030 0
0.030 0
335 ℃
2.005
0.050 0
0.025 0
0.025 0
①该反应的正反应为________(填“吸热”或“放热”)反应。
②200 ℃时，平衡后向恒容容器中再充入0.1 mol NO，再次平衡后，NO的百分含量将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
③计算反应在335 ℃时的平衡常数为________。
解析：(1)将题给热化学方程式依次编号为①、②，由①＋②可得：3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g) ΔH＝－317.1 kJ·mol－1。(2)该反应是吸热、熵减的反应，根据ΔG＝ΔH－TΔS知，该反应在任何温度下均不能自发进行。(3)①根据甲酸的电离平衡常数可知其为弱酸，HCOO－水解使甲酸钠的水溶液呈碱性。②向20 mL 0.1 mol·L－1的甲酸钠溶液中滴加10 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，得到等浓度的HCOONa、HCOOH和NaCl的混合液。HCOO－发生水解反应：HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－，水解常数Kh＝＝＝＝0.59×10－10c(HCOO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)。(4)根据题意可确定反应的化学方程式为C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)。①对比表中数据可知，升高温度，NO的平衡浓度增大，即升高温度，平衡逆向移动，说明正反应是放热反应。②该反应是反应前后气体分子数不变的反应，增大NO的浓度，NO的百分含量不变。③335 ℃达到平衡时，NO、CO2、N2的浓度分别为0.025 0 mol·L－1、0.012 5 mol·L－1、0.012 5 mol·L－1，则平衡常数K＝＝＝0.25。
答案：(1)3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g)
ΔH＝－317.1 kJ·mol－1 (2)否 该反应是焓增、熵减的反应，根据ΔG＝ΔH－T·ΔS，ΔG>0
(3)①HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－ ②酸
c(Na＋)>c(HCOO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)
(4)①放热 ②不变 ③0.25
13.汽车尾气中氮氧化物的处理对实现绿色环保、减少雾霾具有重要意义。
(1)汽车尾气中的主要污染物为NO，用H2催化还原NO可以达到消除污染的目的。
已知：①2NO(g)N2(g)＋O2(g) ΔH＝－180.5 kJ·mol－1
②2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋571.6 kJ·mol－1
写出H2(g)与NO(g)反应生成N2(g)和H2O(l)的热化学方程式________。
(2)用焦炭还原NO的反应为2NO(g)＋C(s)N2(g)＋CO2(g)，向容积均为1 L的甲、乙、丙三个恒容恒温(反应温度分别为400 ℃、400 ℃、T ℃)容器中分别加入足量的焦炭和一定量的NO，测得各容器中n(NO)随反应时间(t)的变化情况如下表所示：
t/min
0
40
80
120
160
n(NO)(甲容器)/mol
2.00
1.50
1.10
0.80
0.80
n(NO)(乙容器)/mol
1.00
0.80
0.65
0.53
0.45
n(NO)(丙容器)/mol
2.00
1.45
1.00
1.00
1.00
①该反应为________(填“放热”或“吸热”)反应。
②乙容器中反应在200 min时达到平衡状态，则0～200 min内用NO的浓度变化表示的平均反应速率v(NO)＝________。
(3)新型O3氧化技术对尾气中的氮氧化物的脱除效果显著，尾气中的NOx多数以NO形式存在，可发生反应NO(g)＋O3(g)NO2(g)＋O2(g)，然后通入Na2SO3溶液可转化为N2。
①将NO2转化N2的离子方程式为
____________________________________________________________。
②在一定条件下，将NO和O3通入绝热恒容密闭容器中发生上述反应，正反应速率随时间的变化如图1所示。下列说法正确的是________。
A．反应在c点达到平衡状态
B．反应物浓度：b点小于c点
C．反应物的总能量低于生成物的总能量
D．Δt1＝Δt2时，NO的转化量：a～b段小于b～c段
(4)利用固体氧化物电解池(SOEC)通过电解方式分解氮氧化物如图2所示。该电源的b端是__________________________________________________极，
当电路中通过的电子数为6.02×1022时，处理掉的NO质量为________。
解析：(1)由盖斯定律，①－②可得2H2(g)＋2NO(g)===N2(g)＋2H2O(l)，则ΔH＝－180.5 kJ·mol－1－(＋571.6 kJ·mol－1)＝－752.1 kJ·mol－1。(2)①对比甲、丙两容器中n(NO)数据可知，丙中反应的反应速率大于甲的，则丙中的反应温度高，且平衡时丙中的NO比甲中的多，故相当于丙中平衡逆向移动，故正反应为放热反应。②由于该反应为反应前后气体分子数不变的反应，故达到平衡时，甲、乙两容器中NO的含量相同，即两容器中的平衡为等效平衡，故乙中反应达到平衡时，NO的物质的量应为0.40 mol，故v(NO)＝＝0.003 mol·L－1·min－1。
(3)①NO2将Na2SO3氧化为Na2SO4，本身被还原为N2，由化合价升降法配平得2NO2＋4SO===N2＋4SO。②由图可知反应速率开始时增大，该反应为放热反应，使得容器内的温度升高。反应物的总能量高于生成物的总能量，C项错误；由题图1可知c点v正还在变化，故反应在c点并没有达到平衡状态，A项错误；随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，反应物浓度：b点大于c点，B项错误；Δt1时间段内反应速率小于Δt2时间段，故相同时间段内NO的转化量：a～b段小于b～c段，D项正确。(4)由题图2可知通入的NO转化为N2，该极得到电子，故为阴极，其电极反应式为2NO＋4e－===N2＋2O2－，故通过的电子为0.1 mol时，参与反应的NO为1.50 g。
答案：(1)2H2(g)＋2NO(g)===N2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－752.1 kJ·mol－1
(2)①放热 ②0.003 mol·L－1·min－1
(3)①2NO2＋4SO===N2＋4SO ②D
(4)负 1.50 g
14.在工业上常用CO与H2合成甲醇，热化学方程式为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)
ΔH＝a kJ·mol－1。
已知：①O2(g)＋CO(g)CO2(g) ΔH＝－283.0 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)H2O(g) ΔH＝－241.8 kJ·mol－1
③CH3OH(g)＋O2(g)CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－192.2 kJ·mol－1
回答下列问题：
(1)a＝________。
(2)已知由CO2生成CO的化学方程式为CO2(g)＋O(g)CO(g)＋O2(g)，其正反应速率为v正＝k正·c(CO2)·c(O)，逆反应速率为v逆＝k逆·c(CO)·c(O2)，k为速率常数。2 500 K时，k逆＝1.21×105 L·s－1·mol－1，k正＝3.02×105 L·s－1·mol－1，则该温度下该反应的平衡常数K为________。(保留小数点后一位小数)
(3)在T1时，向体积为2 L的恒容容器中充入物质的量之和为3 mol的CO和H2，发生反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，反应达到平衡时CH3OH(g)的体积分数(φ)与的关系如图所示。
①当起始＝2时，经过5 min达到平衡，CO的转化率为0.6，则0～5 min内平均反应速率v(H2)＝______。若此刻再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol，达到新平衡时H2的转化率将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
②当＝3.5时，达到平衡后，CH3OH的体积分数可能是图像中的________(填“D”“E”或“F”)点。
(4)在一容积可变的密闭容器中充有10 mol CO和20 mol H2。CO的平衡转化率(α)与温度(T)、压强(p)的关系如图所示。
①A、B、C三点的平衡常数KA、KB、KC的大小关系为________。
②若达到平衡状态A时，容器的体积为10 L，则在平衡状态B时容器的体积为________L。
(5)以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图所示。则电源的负极为________(填“A”或“B”)，写出阳极的电极反应式________。
解析：(1)根据盖斯定律，由①＋②×2－③可得a＝－283.0－241.8×2＋192.2＝－574.4。(2)该反应的平衡常数K＝c(CO)·c(O2)/[c(CO2)·c(O)]，而反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正·c(CO2)·c(O)＝k逆·c(CO)·c(O2)，c(CO)·c(O2)/[c(CO2)·c(O)]＝k正/k逆≈2.5。(3)①＝2，又n(CO)＋n(H2)＝3 mol，则n(H2)＝2 mol，n(CO)＝1 mol,0～5 min内转化的CO的Δn(CO)＝0.6 mol，
CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)
c(起始)/(mol·L－1) 0.5 1 0
Δc/(mol·L－1) 0.3 0.6 0.3
c(平衡)/(mol·L－1) 0.2 0.4 0.3
v(H2)＝0.6 mol·L－1/5 min＝0.12 mol·L－1·min－1，K＝0.3 mol·L－1/[0.2 mol·L－1×(0.4 mol·L－1)2]>(0.3 mol·L－1＋0.2 mol·L－1)/[(0.2 mol·L－1＋0.2 mol·L－1)×(0.4 mol·L－1)2]，所以平衡正向移动，v正大于v逆，H2的转化率将增大。②反应物按方程式中各物质的计量数比投料时产物的体积分数最大，否则都会使产物的体积分数减小，故应选F点。(4)①平衡常数与温度有关，CO与H2反应生成CH3OH的反应为放热反应，则升高温度，平衡常数减小，则KCKC。②达到平衡状态A时，容器的体积为10 L，状态A与B的平衡常数相同，状态A时CO的转化率是0.5，则平衡时CO的物质的量是10 mol×(1－0.5)＝5 mol，浓度是0.5 mol·L－1，氢气的物质的量浓度是CO的2倍，c(H2)为1 mol·L－1，生成甲醇的物质的量是5 mol，浓度是0.5 mol·L－1，所以平衡常数KA＝1 L2·mol－2；设状态B时容器的体积是V L，状态B时CO的转化率是0.8，则平衡时，CO的物质的量浓度为2/V mol·L－1，氢气的物质的量浓度是4/V mol·L－1，生成甲醇的物质的量浓度是8/V mol·L－1，KB＝[8/V mol·L－1]/[2/V mol·L－1×(4/V mol·L－1)2]＝1 L2·mol－2，解得V＝2。
(5)根据图中H＋向右移动，使右侧电极为阴极，故B为负极，左侧电极为阳极，阳极上CH3OH、CO转化为(CH3O)2CO，电极反应式为2CH3OH＋CO－2e－===(CH3O)2CO＋2H＋。
答案：(1)－574.4
(2)2.5
(3)①0.12 mol·L－1·min－1 增大 ②F
(4)①KA＝KB>KC ②2
(5)B 2CH3OH＋CO－2e－===(CH3O)2CO＋2H＋
15.“低碳经济”已成为全世界科学家研究的重要课题。为减小和消除CO2对环境的影响，一方面世界各国都在限制其排放量，另一方面科学家加强了对CO2创新利用的研究。
(1)已知：①CO(g)＋H2O(g)H2(g)＋CO2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1
②C(s)＋2H2(g)CH4(g) ΔH＝－73 kJ·mol－1
③2CO(g)C(s)＋CO2(g) ΔH＝－171 kJ·mol－1
写出CO2与H2反应生成CH4和H2O(g)的热化学方程式：________________________________________________________________
_______________________________________________________________。
(2)目前工业上有一种方法是用CO2来生产燃料甲醇。为探究该反应原理，在容积为2 L密闭容器中，充入1 mol CO2和3.25 mol H2在一定条件下发生反应，测得CO2、CH3OH(g)和H2O(g)的物质的量(n)随时间的变化如图所示：
①从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率v(H2)＝________。
②下列措施一定不能使CO2的转化率增大的是________。
A．在原容器中再充入1 mol CO2
B．在原容器中再充入1 mol H2
C．在原容器中充入1 mol氦气
D．使用更有效的催化剂
E．缩小容器的容积 F．将水蒸气从体系中分离
(3)煤化工通常研究不同条件下CO转化率以解决实际问题。已知在催化剂存在条件下反应：CO(g)＋H2O(g)H2(g)＋CO2(g)中CO的平衡转化率随p(H2O)/p(CO)及温度变化关系如图所示：
①上述反应的正反应方向是________反应(填“吸热”或“放热”)；
②对于气相反应，用某组分(B)的平衡压强(pB)代替物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，则该反应的Kp＝________，提高，则Kp________(填“变大”“变小”或“不变”)。
使用铁镁催化剂的实际工业流程中，一般采用400 ℃左右、＝3～5，采用此条件的原因可能是_______________________________________
__________________________________________________________。
(4)科学家用氮化镓材料与铜组装成如图所示的人工光合系统，利用该装置实现了用CO2和H2O合成CH4。下列关于该电池的叙述错误的是________。
A．该装置能量转化形式仅存在将太阳能转化为电能
B．铜电极为正极，电极反应式为CO2＋8e－＋8H＋===CH4＋2H2O
C．电池内部H＋透过质子交换膜从左向右移动
D．为提高该人工光合系统的工作效率，可向装置中加入少量硝酸
解析：(1)由盖斯定律知②＋③－①×2可得目标热化学方程式。(2)①反应方程式为CO2＋3H2CH3OH＋H2O(g)，故反应速率v(H2)＝3v(CO2)＝3×(0.75 mol÷2 L÷10 min)＝0.112 5 mol·L－1·min－1；②使CO2的转化率增大须使平衡向正反应方向移动，可采取的措施有增大压强、分离生成物或增加另一种反应物等，在原容器中再充入1 mol CO2，虽然平衡向正反应方向移动，但CO2自身的转化率降低；在原容器中充入1 mol氦气和使用催化剂，平衡不移动。(3)①作垂直于y轴的辅助线，可看出在p(H2O)/p(CO)不变的情况下，温度越高，CO的平衡转化率越低，故正反应为放热反应。②400 ℃左右、投料比3～5时转化率已经很高，再增大压强比，成本提高较多，但CO的平衡转化率提高幅度不大，经济上不合算。
(4)由图可知，该装置将太阳能转化为电能，再转化为化学能；根据电子流向知，铜为正极，电极反应式为CO2＋8e－＋8H＋===CH4＋2H2O；放电时氢离子向正极移动；若加入硝酸，会溶解铜电极，且硝酸易挥发，也使产物不纯。
答案：(1)CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－162 kJ·mol－1
(2)①0.112 5 mol·L－1·min－1 ②ACD
(3)①放热 ② 不变 催化剂的活性温度在400 ℃左右；投料比太低，CO的平衡转化率不高，而400 ℃左右，投料比3～5时CO的平衡转化率较高，已能满足要求，再增加投料比，成本增大，但CO的平衡转化率提高不多，经济上不合算
(4)AD
16.镓(Ga)与铝位于同一主族，金属镓的熔点是29.8 ℃，沸点是2 403 ℃，是一种广泛用于电子工业和通讯领域的重要金属。
(1)工业上利用镓与NH3在1 000 ℃高温下合成固体半导体材料氮化镓(GaN)，同时生成氢气，每生成1 mol H2时放出10.27 kJ热量。写出该反应的热化学方程式___________________________________________________。
(2)在密闭容器中，充入一定量的Ga与NH3发生反应，实验测得反应平衡体系中NH3的体积分数与压强p和温度T的关系曲线如图1所示。
①图1中A点和C点化学平衡常数的大小关系是：KA________(填“<”“＝”或“>”)KC，理由是_________________________________________________
___________________________________________________________。
②在T1和p6条件下反应至3 min时达到平衡，此时改变条件并于D点处重新达到平衡，H2的浓度随反应时间的变化趋势如图2所示(3～4 min的浓度变化未表示出来)，则改变的条件为________(仅改变温度或压强中的一种)。
(3)气相平衡中用组分的平衡分压(pB)代替物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，用含p6的式子表示B点的Kp＝________。
(4)电解精炼法提纯镓的具体原理如下：以粗镓(含Zn、Fe、Cu杂质)为阳极，以高纯镓为阴极，以NaOH溶液为电解质，在电流作用下使粗镓溶解进入电解质溶液，并通过某种离子迁移技术到达阴极并在阴极放电析出高纯镓。
①已知离子氧化性顺序为Zn2＋
GaO在阴极放电的电极反应式是______________________________。
解析：(1)根据题意，该反应的热化学方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－×3＝－30.81 kJ·mol－1。(2)①由题图1知，压强恒定时，由T1→T2，NH3的体积分数减小，说明平衡向正反应方向移动，该反应为放热反应，降低温度，平衡向正反应方向移动，故T1>T2，则KA
答案：(1)2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－30.81 kJ·mol－1 (2)①< 该反应是放热反应，其他条件一定时，温度升高，平衡逆向移动，K减小
②增大容器体积(或减小压强) (3)
(4)①Fe、Cu ②Ga3＋＋4OH－===GaO＋2H2O GaO＋3e－＋2H2O===Ga＋4OH－
17.碳及其化合物与人类生产、生活密切相关。请回答下列问题：
(1)在化工生产过程中，少量CO的存在会引起催化剂中毒。为了防止催化剂中毒，常用SO2将CO氧化，SO2被还原为S。已知：
①C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH1＝－126.4 kJ·mol－1
②C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
③S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3＝－296.8 kJ·mol－1
则SO2氧化CO的热化学方程式为_______________________________。
(2)CO可用于合成甲醇，反应方程式为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。
①CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图1所示，该反应的ΔH________0(填“>”或“<”)。
图2表示CO的平衡转化率与起始投料比、温度的变化关系，测得B(x1,60)点氢气的转化率为40%，则x1＝________。
②一定条件下，将2 mol CO和2 mol H2置于容积为2 L固定的密闭容器中发生上述反应，反应达到平衡时CO与H2体积之比为2∶1，则平衡常数K＝________。
(3)最新研究发现，用隔膜电解法可以处理高浓度乙醛废水。原理：使用惰性电极电解，乙醛分别在阴、阳极转化为乙醇和乙酸，总反应为2CH3CHO＋H2O===CH3CH2OH＋CH3COOH。
实验室中，以一定浓度的乙醛－Na2SO4溶液为电解质溶液，模拟乙醛废水的处理过程，其装置示意图如图所示。
①试写出电解过程中，阴极的电极反应式____________________________。
②在实际工艺处理过程中，当电路中I＝50 A时，10 min处理乙醛8.8 g，则电流效率为________(计算结果保留1位小数，每个电子电量为1.6×10－19 C，电流效率＝实际反应所需电量/电路中通过电量×100%)。
③乙醛废水通过分离提纯也可和空气设计成燃料电池，既可转化成电能又可消除污染，请写出在碱性条件下负极的电极反应式__________________。
解析：(1)由盖斯定律可知，2×②－2×①－③即可的所求热化学方程式。(2)①由于温度越高CO的平衡转化率越低，则可推出温度高平衡向逆反应方向移动，则正反应放热，即ΔH<0。令CO的起始物质的量为1 mol，H2的起始物质的量为x mol，当CO变化0.6 mol时，H2变化1.2 mol，则有1.2/x×100%＝40%，解得x＝3，则x1＝3。②列出三段式，先根据两种气体体积比为2∶1，可列式求出平衡浓度c(CH3OH)＝1/3 mol·L－1，c(CO)＝2/3 mol·L－1，c(H2)＝1/3 mol·L－1，然后列式计算K＝c(CH3OH)/[c(CO)·c2(H2)]＝4.5 L2·mol－2。(3)①电化学首先分清楚是原电池问题还是电解池问题，电解池问题需先判断阴、阳极，明确反应类型，再判断放电物质价态和产物价态，然后书写电极反应式即可，阴极得电子，即乙醛得电子生成乙醇。②电路中电量＝50 A×600 s＝30 000 C，由总反应方程式得处理2 mol乙醛转移电子2 mol，则处理8.8 g乙醛需要电量8.8÷44×6.02×1023×1.6×10－19C＝1.926×104 C，电流效率＝1.926×104/30 000×100%＝64.2%。③通过价态变化判断得失电子数，通过反应条件判断产物，再通过电荷守恒、原子守恒就可写出电极反应式。
答案：(1)SO2(g)＋2CO(g)===S(s)＋2CO2(g) ΔH＝－237.4 kJ·mol－1
(2)①< 3 ②4.5 L2·mol－2
(3)①CH3CHO＋2e－＋2H＋===CH3CH2OH
②64.2% ③CH3CHO－10e－＋14OH－===2CO＋9H2O
18.亚硝酰氯(ClNO)是有机合成中的重要试剂，工业上可用NO与Cl2合成。回答下列问题：
(1)一定条件下，氮氧化物与悬浮在大气中的海盐粒子相互作用时会生成亚硝酰氯，涉及的热化学方程式和平衡常数如表：
序号
热化学方程式
平衡常数
①
2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g) ΔH1
K1
②
4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g) ΔH2
K2
③
2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g) ΔH3
K3
则ΔH3＝________(用ΔH1和ΔH2表示)；K3＝________(用K1和K2表示)。
(2)300 ℃时，在一密闭容器中发生反应：2ClNO(g)2NO(g)＋Cl2(g)，其正反应速率表达式为v正＝k·cn(ClNO)，测得速率和浓度的关系如表：
序号
c(ClNO)/(mol·L－1)
v正/(mol·L－1·s－1)
①
0.30
3.60×10－9
②
0.60
1.44×10－8
③
0.90
3.24×10－8
则n＝________；k＝________；达到平衡后，若减小压强，则混合气体的平均相对分子质量将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25 ℃时，向体积为2 L且带气压计的恒容密闭容器中通入0.08 mol NO和0.04 mol Cl2发生反应：2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g) ΔH。
①若反应起始和平衡时温度相同，测得反应过程中压强(p)随时间(t)的变化如图Ⅰ曲线a所示，则ΔH________(填“>”“<”或“不确定”)0；若其他条件相同，仅改变某一条件时，测得其压强(p)随时间(t)的变化如图Ⅰ曲线b所示，则改变的条件是________。
②图Ⅱ是甲、乙两同学描绘上述反应平衡常数的对数值(lg K)与温度的变化关系，其中正确的曲线是________(填“甲”或“乙”)；m的值为________。
解析：(1)根据盖斯定律，由①×2－②可得③，则ΔH3＝2ΔH1－ΔH2，K3＝。(2)将第①、②组数据代入正反应速率表达式中，可得：3.60×10－9＝k·(0.30)n、1.44×10－8＝k·(0.60)n，解得n＝2，k＝4.0×10－8。该反应为气体分子数增大的反应，若减小压强，则混合气体的分子数增大，混合气体的质量不变，故其平均相对分子质量减小。(3)①该反应为气体分子数减小的反应，若不考虑反应的热效应，则反应正向进行时，体系压强应不断减小，而图Ⅰ曲线a中反应未达到平衡时，体系压强先增大后减小，说明反应正向进行时，能量变化使体系压强增大，因此反应放热，ΔH<0。其他条件相同，仅改变某一条件时，曲线b和曲线a达到的平衡相同，但曲线b比曲线a先达到平衡，因此改变的条件为加入催化剂。②该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，lg K减小，故正确的曲线为乙。根据题图Ⅰ，25 ℃时，起始与平衡时压强之比为6∶5，容器恒容，则起始与平衡时气体的物质的量之比为6∶5，设平衡时ClNO为x mol，则平衡时NO为(0.08－x)mol，Cl2为(0.04－0.5x) mol，故(0.08＋0.04)∶(0.08－x＋0.04－0.5x＋x)＝6∶5，解得x＝0.04，故平衡时NO为0.04 mol，Cl2为0.02 mol，ClNO为0.04 mol，平衡常数K＝＝＝100，故m＝lg 100＝2。
答案：(1)2ΔH1－ΔH2 (2)2 4.0×10－8 减小
(3)①< 加入催化剂 ②乙 2
19.氮的化合物应用广泛，但氮氧化物是重要的空气污染物，应降低其排放。
(1)用CO2和NH3可合成氮肥尿素
已知：①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2CO2NH4(s) ΔH＝－159.5 kJ·mol－1
②NH2CO2NH4(s)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝＋116.5 kJ·mol－1
③H2O(l)＝H2O(g) ΔH＝＋44 kJ·mol－1
用CO2和NH3合成尿素(副产物是液态水)的热化学方程式为
______________________________________________________________。
(2)工业上常用如下反应消除氮氧化物的污染：
CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH
在温度为T1和T2时，分别将0.40 mol CH4和1.0 mol NO2充入体积为1 L的密闭容器中，n(CH4)随反应时间的变化如图所示：
①根据如图判断该反应的ΔH________0(填“＞”“＜”或“＝”)，理由是________________________________
____________________________________________。
②温度为T1时，0～10 min内NO2的平均反应速率v(NO2)＝________，反应的平衡常数K＝________(保留三位小数)。
③该反应达到平衡后，为在提高反应速率同时提高NO2的转化率，可采取的措施有________(填标号)。
A．改用高效催化剂 B．升高温度
C．缩小容器的体积 D．增加CH4的浓度
(3)利用原电池反应可实现NO2的无害化，总反应为6NO2＋8NH3===7N2＋12H2O，电解质溶液为NaOH溶液，工作一段时间后，该电池正极区附近溶液pH________(填“增大”“减小”或“不变”)，负极的电极反应式为________。
(4)氮的一种氢化物HN3，其水溶液酸性与醋酸相似，则NaN3溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________；常温下，将ɑ mol·L－1的HN3与b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(N)，则该混合物溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，溶液中c(HN3)＝________mol·L－1。
解析：(1)目标反应是CO2＋2NH3===CO(NH2)2＋H2O，即①＋②－③得出2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(l)；ΔH＝－87 kJ·mol－1，①先达到平衡说明反应速率快，即T2>T1，随着温度的升高，甲烷的物质的量增加，说明升高温度，平衡向逆反应方向移动，即正反应方向ΔH<0；②前10 min，消耗甲烷的物质的量为(0.4－0.3) mol＝0.1 mol，即消耗NO2的物质的量为2×0.1 mol＝0.2 mol，根据化学反应速率的表达式，
v(NO2)＝0.2/(1×10) mol·L－1·min－1＝0.02 mol·L－1·min－1。
CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)
0.4 1 0 0 0
变化： 0.3 0.6 0.3 0.3 0.6
平衡： 0.1 0.4 0.3 0.3 0.6
根据化学平衡常数的定义，K＝(0.62×0.3×0.3)/(0.42×0.1)＝2.025；③A.使用催化剂，只加快反应速率，对化学平衡无影响，故A错误；B.正反应方向是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，NO2的转化率降低，但化学反应速率加快，故B错误；C.缩小容器的体积，增大压强，平衡向逆反应方向进行，NO2的转化率降低，但反应速率加快，故C错误；D.增加CH4的浓度，平衡向正反应方向移动，NO2的转化率增大，化学反应速率加快，故D正确；(3)正极上发生还原反应，氮元素化合价降低，应是NO2参与反应，因此正极反应式为2NO2＋4H2O＋8e－===N2＋8OH－，c(OH－)增大，pH增大；根据电池反应，负极反应式为2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O；(4)醋酸属于弱酸，HN3也属于弱酸，因此N发生水解反应，溶液显碱性，但水解程度微弱，即离子浓度大小顺序是c(Na＋)>c(N)>c(OH－)>c(H＋)；根据溶液显电中性，即有2c(Ba2＋)＋c(H＋)===c(OH－)＋c(N)，因为2c(Ba2＋)＝c(N)，因此c(OH－)＝c(H＋)，溶液显中性；反应后溶液的溶质为Ba(N3)2和HN3，假设溶液体积为1 L，则Ba(N3)2的物质的量为b mol，则HN3的物质的量(a－2b) mol，即c(HN3)＝(－b)mol·L－1。
答案：(1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋ H2O(l) ΔH＝－87 kJ·mol－1 (2)①< T1
(4)c(Na＋)＞c(N)＞c(OH－)＞c(H＋) 中 (－b)
20.以天然气代替石油生产液体燃料和基础化学品是当前化学研究和发展的重点。
(1)我国科学家创造性地构建了硅化物晶格限域的单中心铁催化剂，成功实现了甲烷一步高效生产乙烯、芳香烃Y和芳香烃Z等重要化工原料，实现了CO2的零排放，碳原子利用率达100%。已知Y、Z的相对分子质量分别为78、128，其一氯代物分别有1种和2种。
①有关化学键键能数据如表中所示：
化学键
H－H
C＝C
C－C
C≡C
C－H
E(kJ/mol)
436
615
347.7
812
413.4
写出甲烷一步生成乙烯的热化学方程式_____________________________，
反应中硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是____________________________________________________________；
②已知：原子利用率＝期望产物总质量/反应物总质量×100%，则甲烷生成芳香烃Y的原子利用率为________；
③生成1 mol Z产生的H2约合标准状况下________L。
(2)如图为乙烯气相直接水合法制备乙醇中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系(其中n(H2O)∶n(C2H4)＝1∶1)。
①若p2＝8.0 MPa，列式计算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；结果保留到小数点后两位)；
②该反应为________(填“吸热”或“放热”)反应，图中压强(p1、p2、p3、p4)的大小关系为_________________________________________________，
理由是_________________________________________________；
③气相直接水合法常采用的工艺条件：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度为290 ℃，压强为6.9 MPa，n(H2O)∶n(C2H4)＝0.6∶1。乙烯的转化率为5%，若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有________________________________________________(任写两条)。
(3)乙烯可以作为燃料电池的负极燃料，请写出以熔融碳酸盐作为电解质时，负极的电极反应式_______________________________________________
______________________________________________________________。
解析：甲烷一步生产乙烯、芳香烃Y和Z，反应过程本身实现了CO2的零排放，即碳原子守恒，Y、Z的相对分子质量分别为78、128，且X、Y的核磁共振氢谱只有一个峰，Z的核磁共振氢谱有二个峰，则X为CH2===CH2，Y为苯，Z为(CH3)3CCH2C(CH3)3，①甲烷一步生成CH2===CH2，断裂碳氢键，形成碳碳双键，根据题中化学键的键能数据可知该反应的反应热ΔH＝(8×413.4－4×413.4－615－2×436.0) kJ/mol＝＋166.6 kJ/mol，所以热化学方程式为2CH4(g) C2H4(g)＋2H2(g) ΔH＝－166.6 kJ/mol，硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是降低反应的活化能，加快反应的速率；②甲烷生成苯的反应方程式为6CH4→＋9H2，所以原子利用率为×100%＝81.25%；③由甲烷生成1 mol(CH3)3CCH2C(CH3) 3，根据原子守恒，参加反应的甲烷为9 mol，同时生成氢气的物质的量为＝8 mol，体积为8 mol×22.4 L·mol－1＝179.2 L；(2)由题意可设乙烯、水的物质的量都为1 mol，根据A点时Ⅰ烯转化率为20%，可知反应达平衡时：n(C2H4)＝1 mol－1 mol×20%＝0.8 mol
n(H2O)＝0.8 mol n(C2H5OH)＝0.2 mol乙醇占＝，乙烯和水各占＝，则乙醇的分压为8.0 MPa×，A点的平衡常数K＝＝＝＝0.07 MPa；②在恒压条件下，温度升高，乙烯的转化率降低，则平衡逆向移动，该反应为放热反应，在相同温度下由于乙烯转化率为p1＜p2＜p3＜p4，由C2H4(g)＋H2O(g)===C2H5OH(g)可知正反应为气体体积减小的反应，所以增大压强，平衡正向移动，乙烯的转化率提高，因此压强关系是p1＜p2＜p3＜p4；③若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度，如从平衡体系中将产物乙醇分离出来，或增大水蒸气的浓度，改变二者物质的量的比等；(3)负极上乙烯失电子被氧化生成CO2，其电极反应式为C2H4－12e－＋6CO===8CO2＋2H2O。
答案：(1)①2CH4(g)===C2H4(g)＋2H2(g) ΔH＝＋166.6 kJ/mol 降低反应活化能，加快反应速率
②81.25% ③179.2
(2)①K＝＝＝＝0.07 MPa ②放热 p1
③将产物乙醇液化移去或增大水与乙烯的比例
(3)C2H4－12e－＋6CO===8CO2＋2H2O
21.利用化学原理对废气、废水进行脱硝、脱碳处理，可实现绿色环保、废物利用，对构建生态文明有重要意义。
Ⅰ.脱硝：
(1)H2还原法消除氮氧化物
已知：N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝＋133 kJ·mol－1
H2O(g)===H2O(l) ΔH＝－44 kJ·mol－1
H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1
在催化剂存在下，H2还原NO2生成水蒸气和氮气的热化学方程式为________________________________________________________________。
(2)用NH3催化还原法消除氮氧化物，发生反应：
4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(l) ΔH＜0
相同条件下，在2 L恒容密闭容器中，选用不同催化剂，产生N2的量随时间变化如图所示。
①计算0～4分钟在A催化剂作用下， 反应速率v(NO)＝________。
②下列说法正确的是________。
A．该反应的活化能大小顺序是：Ea(A)＞Ea(B)＞Ea(C)
B．增大压强能使反应速率加快，是因为增加了活化分子百分数
C．单位时间内H－O键与N－H键断裂的数目相等时，说明反应已达到平衡
D．若反应在恒容绝热的密闭容器中进行，当K值不变时，说明已达到平衡
(3)微生物燃料电池(MFC)是一种现代化氨氮去除技术。下图为MFC碳氮联合同时去除的氮转化系统原理示意图。
① 已知A、B两极生成CO2和N2的物质的量之比为5∶2，写出A极的电极反应式______________________________________________________。
②解释去除NH的原理______________________________________。
Ⅱ.脱碳：
(4)用甲醇与CO反应生成醋酸可消除CO污染。常温下，将a mol·L－1醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，忽略溶液体积变化，计算醋酸的电离常数Ka＝________(用含a、b的代数式表示)。
解析：Ⅰ.(1)由已知得： ①N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH1＝＋133 kJ·mol－1
②H2O(g)===H2O(l) ΔH2＝－44 kJ·mol－1
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH3＝－285.8 kJ·mol－1
根据盖斯定律由③×4－①－②×4得反应：4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝4ΔH3―ΔH1―4ΔH2＝－1 100.2 kJ·mol－1；
(2)① 结合反应4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(l)，根据图中信息可计算v(NO)＝v(N2)＝＝0.375 mol·L－1·min－1
②A.反应的活化能越大，反应越难进行，单位时间内产生氮气的量越少，故该反应的活化能大小顺序是：Ea(C)>Ea(B)>Ea(A)，选项A错误；B.增大压强，增加单位体积活化分子数目，有效碰撞的机率增大，反应速率加快，选项B错误；C.单位时间内H—O键与N—H键断裂的数目相等时，说明正逆反应速率相等，反应已达到平衡，选项C正确；D.若反应在恒容绝热的密闭容器中进行，当K值不变时，说明各反应物的浓度保持不变了，反应已达到平衡，选项D正确。
(3)①图示分析可知微生物燃料电池中氢离子移向B电极，说明A为原电池的负极，B为原电池的正极，硝酸根离子在正极得到电子生成氮气发生还原反应，CH3COO－在原电池负极失电子生成二氧化碳气体，发生氧化反应，环境为酸性介质，则A极的电极反应式为：CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋；B极的电极反应式为2NO＋12H＋＋10e－===N2↑＋6H2O；若产生5 mol CO2转移电子数为20 mol，则产生的氮气为2 mol符合题给信息，故A极的电极反应式为CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋；②NH在好氧微生物反应器中转化为硝酸根离子：NH＋2O2===NO＋2H＋＋H2O，硝酸根离子在MFC电池正极发生还原反应生成氮气：2NO＋12H＋＋10e－===N2↑＋6H2O，从而除去NH离子。
Ⅱ.(4)根据电荷守恒可知2c(Ba2＋)＋c(H＋)===c(CH3COO－)＋c(OH－)，因此根据2c(Ba2＋)===c(CH3COO－)可知，溶液中c(H＋)===c(OH－)。根据原子守恒可知2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)＝b mol/L，因此溶液中醋酸分子的浓度是0.5a mol/L－b mol/L，则醋酸溶液的电离常数Ka＝＝＝×10－7mol/L。
答案：Ⅰ.(1)4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－1 100.2 kJ·mol－1
(2)①0.375 mol·L－1·min－1 ②CD
(3)①CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋
②NH在好氧微生物反应器中转化为NO，NO在MFC电池正极转化为N2
Ⅱ.(4)2b/(a－2b)×10－7mol/L
22.合理利用或转化NO2、SO2、CO、NO等污染性气体是人们共同关注的课题。
Ⅰ.某化学课外小组查阅资料后得知：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步：
①2NO(g)N2O2(g)(快) v1正＝k1正·c2(NO)，v1逆＝k1逆·c(N2O2) ΔH1<0
②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)(慢) v2正＝k2正·c(N2O2)·c(O2)，v2逆＝k2逆·c2(NO2) ΔH2<0
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，写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示平衡常数的表达式K＝________。
(2)决定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)反应速率是反应②，反应①的活化能E1与反应②的活化能E2的大小关系为E1________E2(填“>”“<”或“＝”)。
Ⅱ.(3)反应N2O4(g)2NO2(g)，在一定条件下N2O4与NO2的消耗速率与自身压强有如下关系：v(N2O4)＝k1·p(N2O4)，v(NO2)＝k2·p2(NO2)。其中k1、k2是与温度有关的常数。一定温度下，相应的速率与压强关系如图所示，在图中标出的点中，能表示该反应达到平衡状态的两个点是____________，理由是_________________________________________________________________。
(4)在25 ℃时，将a mol·L－1的氨水溶液与0.02 mol·L－1 HCl溶液等体积混合后溶液恰好呈中性(忽略溶液混合后体积的变化)，用含a的表达式表示25 ℃时NH3·H2O的电离常数Kb＝________。用质量分数为17%，密度为0.93 g/cm3的氨水，配制200 mL a mol·L－1的氨水溶液，所需原氨水的体积V＝________mL。
(5)如图电解装置可将雾霾中的NO、SO2分别转化为NH和SO。物质A的化学式为________，阴极的电极反应式是__________________________。
解析：Ⅰ.(1)①2NO(g)N2O2(g)；②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)，而目标反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的ΔH＝①＋②＝ΔH1＋ΔH2，由反应达平衡状态，所以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K＝＝；(2)因为决定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)速率的是反应②，所以反应①的活化能E1远小于反应②的活化能E2；
Ⅱ.(3)满足平衡条件v(NO2)＝2v(N2O4)即为平衡点，B、D点的压强之比等于其反应速率之比为1∶2，所以B、D为平衡点；(4)反应后溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝0.01 mol/L，则c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，溶液呈中性，故Kb＝＝＝(2×10－9)/(a－0.02)；设氨水的体积为V mL，则根据稀释定律可知：V×0.93 g·cm－3×17%＝a mol·L－1×0.2 L，解得V＝21.5a mL。
(5)NO得电子生成铵根，离子方程式为NO＋5e－＋6H＋===NH＋H2O，为阴极反应，阳极上SO2失电子形成硫酸。
答案：Ⅰ.(1)ΔH1＋ΔH2 k1k2/k2k1 (2)<
Ⅱ.(3)BD 图中只有D点的NO2的消耗速率是B点N2O4的消耗速率的2倍，所以表示达到化学平衡状态的点是BD (4)2×10－9/(a－0.02) 21.5a或200a/9.3或2 000a/93 (5)H2SO4 NO＋6H＋＋5e－===NH＋H2O
23.碳及其化合物广泛存在于自然界。请回答下列问题：
(1)以CO2与NH3为原料可合成尿素。已知：
①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2COONH4(s) ΔH＝－159.47 kJ·mol－1
②NH2COONH4(s)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝＋116.49 kJ·mol－1
③H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋88.0 kJ·mol－1
写出NH3和CO2合成尿素和液态水的热化学方程式__________________。
(2)海洋是地球上碳元素的最大“吸收池”。
①溶于海水中的CO2主要以四种无机碳形式存在，即：CO2、H2CO3、________、________。
②在海洋碳循环中，可通过如图所示的途径固碳。写出钙化作用的离子方程式________________________________________________________________________。
(3)常温常压下，空气中的CO2溶于水中达到平衡时，其转化关系如下：
①CO2＋H2OH2CO3 K＝1.8×10－3
②H2CO3H＋＋HCO Ka1＝4.3×10－7，
③HCOH＋＋CO Ka2＝5.6×10－11，
通常情况下，海水的pH约为8，若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则溶液中c(CO2)＝________________________________________________
mol/L。(保留两位有效数字)
(4)为了测量某湖水中无机碳含量，量取100 mL湖水，酸化后用N2吹出CO2，再用NaOH溶液吸收。用1.0 mol/L盐酸滴定吸收液，生成的V(CO2)随V(盐酸)变化关系如图1所示，则吸收液中离子浓度由大到小的顺序为________，湖水中无机碳的浓度为________mol/L。
(5)用CO2和天然气可以制备CO和H2，CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)。密闭容器中浓度均为0.1 mol/L的CH4与CO2，在一定条件下反应，测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如图2所示，则压强p1________p2(填“>”或“<”)。若p2＝3MPa，则T ℃时该反应的平衡常数Kp＝________MPa2(用平衡分压代替平衡浓度计算， 分压＝总压×物质的量分数)。
解析：(1)①＋②－③得到2NH3(g)＋CO2===CO(NH2)(s)＋H2O(l) ΔH＝(－159.47＋116.49－88)kJ·mol－1＝－130.98 kJ·mol－1；(2)①H2CO3是二元弱酸，在水中发生电离，即H2CO3HCO＋H＋、HCO＋H2OCO＋H＋，因此还含有的碳元素的形式为HCO和CO；②根据示意图，参加反应的物质是Ca2＋和HCO，生成物是CaCO3、CO2和H2O，因此离子方程式为Ca2＋＋2HCO===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O；(3)忽略水的电离和HCO的电离，pH＝8，因此溶液中c(H＋)＝10－8 mol·L－1，根据②溶液中c(HCO)＝c(H＋)＝10－8 mol·L－1，根据Ka1＝c(H＋)×c(HCO)/c(H2CO3)，代入数值，得到c(H2CO3)＝10－16/4.3×10－7 mol·L－1，根据K＝c(H2CO3)/c(CO2)，代入数值，c(CO2)＝10－16/(4.3×10－7×1.8×10－3) mol·L－1＝1.3×10－7mol·L－1；(4)根据V(CO2)和V(HCl)的关系图，推出反应后溶液中溶质为NaHCO3和Na2CO3，且两者物质的量相等，因此CO的水解程度大于HCO，因此离子浓度大小顺序是c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)，加入30 mL盐酸，气体达到最大，即此时的溶质为NaCl，n(Na＋)＝n(NaCl)＝n(HCl)＝30×10－3×1 mol＝3×10－2 mol，因此n(Na2CO3)＝0.01 mol，n(NaHCO3)＝0.01 mol，即碳元素守恒，无机碳的浓度为(0.01＋0.01)/(100×10－3)mol·L－1＝0.2 mol·L－1；(5)增大压强平衡向逆反应方向移动，即甲烷的转化率降低，即p2>p1；
CO2(g) ＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)
起始：0.1 0.1 0 0
变化： 0.05 0.05 0.1 0.1
平衡： 0.05 0.05 0.1 0.1
H2的物质的量分数为0.1/0.3＝1/3，CO的物质的量分数为1/3，CH4和CO2的物质的量分数为0.05/0.3＝0.5/3，Kp＝＝＝4。
答案：(1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)(s)＋H2O(l) ΔH＝－130.98 kJ/mol
(2)HCO CO Ca2＋＋2HCO===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O (3)1.3×10－7 (4)c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋) 0.2
(5)< 4
24.碳及其化合物广泛存在于自然界中，试回答下列问题：
(1)某处碳循环如图1所示，CaCO3转化为HCO的离子方程式为________________________________________________________________。
(2)常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，无机碳在浓液中以4种形式存在，其转化关系如下：
①CO2(g)＋H2OH2CO3 K＝10－2.8
②H2CO3H＋＋HCO K1＝10－3.5
③HCOH＋＋CO K2＝10－10.3
若溶液中c(CO2)＝1.0×10－5mol/L，且忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则溶液pH＝________。
(3)某化学小组为了测量湖水中无机碳的含量，量取 100 mL湖水，酸化后用N2吹出CO2，再用NaOH溶液吸收，将吸收液用0.10 mol/L盐酸滴定，生成的V(CO2)随V(盐酸)变化关系如图2所示，则吸收液中离子浓度由大到小的顺序为________________(不用写出H＋)，湖水中无机碳的浓度为________mol/L。
(4)一定条件下，CO2和H2O可以转化为CO和H2，通过反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)制备甲醇，若起始时在密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，测得平衡时CO转化率α(CO)随T、p的变化关系如图3所示。
①p1________p2(填“大于”“小于”或“等于”)；
②该反应在195 ℃、p2条件下达到平衡后，c(H2)＝0.5 mol/L，则该反应的平衡常数为________。
③已知CH3OH和CO的燃烧热分别为725.8 kJ/mol、283.0 kJ/mol,1 mol液态水变成气态水吸热44.0 kJ，写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学方程式：
______________________________________________________________。
(5)用CH3OH和O2组合形成的质子交换膜燃料电池的结构如图4，则c电极的反应方程式为________________________________________________
____________________________________________________________。
解析：(1)根据图示，碳酸钙与二氧化碳反应生成HCO的离子方程式为CO2＋CaCO3＋H2O===Ca2＋＋2HCO；(2)设溶液pH为x，根据①CO2(g)＋H2OH2CO3 K＝10－2.8，②H2CO3H＋＋HCO K1＝10－3.5，c(CO2)＝1.0×10－5mol/L，则K＝10－2.8＝，K1＝10－3.5＝，因此K×K1＝＝＝10－6.3，解得x＝5.65；(3)根据图像，先后发生的反应为①OH－＋H＋===H2O；②CO＋H＋===HCO；③HCO＋H＋===CO2↑＋H2O，反应③中消耗盐酸10 mL，说明含有H2CO3 0.001 mol，说明反应②中消耗盐酸10 mL，反应①中消耗盐酸10 mL，说明含有OH－0.001 mol，因此吸收液中含有0.001 mol NaOH和0.001 mol Na2CO3，吸收液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(OH－)>c(CO)>c(HCO)，湖水中无机碳的浓度为＝0.01 mol/L；(4)①根据CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，相同温度条件下，压强越大，CO的转化率越大，根据图像，p1＜p2；②起始时在密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，平衡后，c(H2)＝0.5 mol/L ，则c(CO)＝0.25 mol/L ，c(CH3OH)＝0.25 mol/L ，该反应的平衡常数K＝ ＝4；③由CO(g)和CH3OH(l)的燃烧热分别为283.0 kJ·mol－1和725.8 kJ·mol－1，1 mol液态水变成气态水吸热44.0 kJ，则①CO(g)＋1/2O2(g)===CO2(g) ΔH ＝－283.0 kJ·mol－1，②CH3OH(l)＋3/2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－725.8 kJ·mol－1，③H2O(l)＝H2O(g) ΔH＝＋44.0 kJ/mol，由盖斯定律可知用②－①＋③得反应CH3OH(l)＋O2(g)===CO(g)＋2H2O(g)，该反应的反应热ΔH＝－726.5 kJ/mol－(－283.0 kJ/mol)＋(＋44.0 kJ/mol)＝－354.8 kJ·mol－1；(5)根据电子移动的方向，c为负极，甲醇具有还原性，在负极上发生氧化反应生成CO2，电极反应式为：CH3OH－6e－＋H2O===CO2＋6H＋。
答案：(1)CO2＋CaCO3＋H2O===Ca2＋＋2HCO
(2)5.65
(3)c(Na＋)>c(OH－)>c(CO)>c(HCO) 0.01
(4)小于 4
CH3OH(l)＋O2(g)===CO(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－354.8 kJ/mol
(5)CH3OH－6e－＋H2O===CO2＋6H＋
二轮复习题型特训
化学反应原理综合题
【精编24题 答案+解析】
1.“雾霾”成为人们越来越关心的环境问题。雾霾中含有二氧化硫、氮氧化物和可吸入颗粒物等污染性物质。请回答下列问题：
(1)汽车尾气是雾霾形成的原因之一。尾气治理可用汽油中挥发出来的烃类物质(CxHy)催化还原尾气中的NO气体，该过程的化学方程式为_______________________________________________________________。
(2)冬季燃煤供暖产生的废气也是雾霾的主要来源之一。经研究发现将煤碳在O2/CO2的气氛下燃烧，能够降低燃煤时NO的排放，主要反应为2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g) ΔH。
已知：①N2(g)＋O2(g)2NO(g)
ΔH1＝＋180.5 kJ·mol－1
②2CO(g)2C(s)＋O2(g) ΔH2＝＋221 kJ·mol－1
③C(s)＋O2(g)CO2(g) ΔH3＝－393.5 kJ·mol－1
则ΔH＝________。
(3)某研究小组用NaOH溶液吸收尾气中的二氧化硫，将得到的Na2SO3溶液进行电解，其中阴、阳膜组合电解装置如图一所示，电极材料为石墨。
①a表示________(填“阴”或“阳”)离子交换膜。A～E分别代表生产中的原料或产品，其中C为硫酸，则A表示________，E表示________。
②阳极的电极反应式为_______________________________________。
(4)SO2经过净化后与空气混合进行催化氧化可制取硫酸，其中SO2发生催化氧化的反应为2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)。若在T1 ℃、0.1 MPa条件下，往一密闭容器中通入SO2和O2[其中n(SO2)∶n(O2)＝2∶1]，测得容器内总压强与反应时间的关系如图二所示。
①图中A点时，SO2的转化率为________。
②在其他条件不变的情况下，测得T2 ℃时压强的变化曲线如图二所示，则C点的正反应速率vC(正)与A点的逆反应速率vA(逆)的大小关系为vC(正)________(填“>”“<”或“＝”)vA(逆)。
③图中B点的压强平衡常数Kp＝________(用平衡分压代表平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
解析：(1)用烃催化还原NO气体得到N2、CO2和H2O，根据得失电子守恒、原子守恒写出并配平化学方程式。(2)根据盖斯定律，由②－①＋2×③可得：2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝ΔH2－ΔH1＋2×ΔH3＝－746.5 kJ·mol－1。(3)①C为硫酸，表明SO向阳极区迁移，即阴离子向右移动，故b为阴离子交换膜，a为阳离子交换膜。阴极反应式为2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑，故阴极区流出的产品A为NaOH溶液，E为氢气。②阳极的电极反应式为SO－2e－＋H2O===2H＋＋SO。(4)①设起始通入的SO2为2a mol，O2为a mol，在A点时，O2转化了x mol，根据三段式法进行计算：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始(mol) 2a a 0
转化(mol) 2x x 2x
平衡(mol) 2a－2x a－x 2x
在恒温恒容条件下，气体压强之比等于物质的量之比，故＝，解得x＝0.45a，则α(SO2)＝×100%＝45%。②T1 ℃下，由A到B，反应趋向平衡，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，B点处于平衡状态，故vA(逆)
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始(mol) 2b b 0
转化(mol) 2y y 2y
平衡(mol) 2b－2y b－y 2y
在恒温恒容条件下，气体压强之比等于物质的量之比，故＝，解得y＝0.9b，故Kp＝＝
＝24 300(MPa)－1。
答案：(1)4CxHy＋(8x＋2y)NO===4xCO2＋(4x＋y)N2＋2yH2O (2)－746.5 kJ·mol－1 (3)①阳 NaOH溶液 氢气
②SO－2e－＋H2O===2H＋＋SO
(4)①45% ②> ③24 300(MPa)－1
2.汽车尾气排放的CO、NOx等气体是大气污染的主要来源,NOx也是大雾天气的主要成因之一。
(1)科学家研究利用催化技术将尾气中有害的NO和CO转变成无害的气体,其热化学方程式为2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)
ΔH1=-746.5 kJ·mol-1。
已知:2C(s)+O2(g)2CO(g)
ΔH2=-221.0 kJ·mol-1,
CO2(g)C(s)+O2(g)
ΔH3=+393.5 kJ·mol-1。
①C(s)的燃烧热ΔH= 。
②NO(g)分解成两种气体单质的热化学方程式为 。
(2)一定温度下,向初始容积均为2 L的A、B、C三个容器中,均投入5 mol CO气体和4 mol NO气体发生如下反应:2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g)。
①如图表示该反应中NO的平衡转化率(α)随温度、压强变化的示意图,则X代表的物理量是 ,Y1 Y2(填“>”或“<”)。
②反应过程中,A容器中保持恒温恒压,B容器中保持恒温恒容,C容器中保持绝热恒容。下列说法错误的是 。
a.B、C两个容器中反应达到平衡所用的时长关系是tB>tC
b.3个容器中NO的平衡转化率的大小顺序为αA>αB>αC
c.当A容器内气体平均摩尔质量不变时,说明该反应处于化学平衡状态
d.当B容器内气体密度保持不变时,说明该反应处于化学平衡状态
③当B容器中保持平衡时,NO所占体积分数为25%,则相同温度下,A容器中逆反应的平衡常数K= (保留两位有效数字)。
(3)利用反应NO2+NH3N2+H2O(未配平)消除用电器中NO2的简易装置如图所示。
①a电极上的反应式为 。
②常温下,若用该电池电解0.6 L饱和食盐水,一段时间后,测得饱和食盐水pH变为13,则理论上b电极上消耗B气体的体积为 mL(标准状况,假设电解过程中溶液体积不变)。
答案 (1)①-393.5 kJ·mol-1 ②2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180.5 kJ·mol-1
(2)①压强 < ②d ③4.5
(3)①2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O ②336
解析 (1)①根据CO2(g)C(s)+O2(g) ΔH3=+393.5 kJ·mol-1,有C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH4=-393.5 kJ·mol-1,则C(s)的燃烧热ΔH=-393.5 kJ·mol-1。②已知:Ⅰ.2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) ΔH1=-746.5 kJ·mol-1
Ⅱ.2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH2=-221.0 kJ·mol-1
Ⅲ.CO2(g)C(s)+O2(g) ΔH3=+393.5 kJ·mol-1
由盖斯定律Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ×2得:2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180.5 kJ·mol-1。
(2)①图为2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) ΔH1=-746.5 kJ·mol-1反应中NO的平衡转化率(α)随温度、压强变化的示意图,该反应为放热反应,也是气体体积减小的反应,则NO的平衡转化率(α)随着温度的升高而减小,随着压强的增大而增大,故X为压强,Y1
2CO(g) + 2NO(g)2CO2(g)+N2(g)
起始/mol 5 4 0 0
转化/mol 2x 2x 2x x
平衡/mol 5-2x 4-2x 2x x
平衡时,NO所占体积分数为25%。
则4-2x9-x=25%,解得x=1,则B中平衡常数K=0.5×121.52×12=29,相同温度下K不变,则A容器中逆反应的平衡常数K=92=4.5。
(3)①根据图示可知,a极失去电子发生氧化反应,则为氨气在碱性条件下发生氧化反应生成氮气的反应,电极反应式为2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O。②电解0.6 L饱和食盐水,电解反应为2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑,一段时间后,测得饱和食盐水pH变为13,则溶液中n(OH-)=0.6 L×0.1 mol·L-1=0.06 mol,则转移电子为0.06 mol,同一串联电路转移电子数相同。设消耗的NO2体积为V,根据b极电极反应有:
2NO2+8e-+4H2ON2+8OH-
44.8 L 8 mol
V 0.06 mol
则V=44.8 L×0.06mol8mol=0.336 L=336 mL。
3.工业上利用N2和H2可以实现合成氨气,而氨又可以进一步制备硝酸,在工业上一般可进行连续生产。请回答下列有关问题:
(1)已知N2(g)+O2(g)2NO(g)
ΔH=+180.5 kJ·mol-1
N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
ΔH=-92.4 kJ. mol-1
2H2(g)+O2(g)2H2O(g)
ΔH=-483.6 kJ·mol-1
写出氨气经催化氧化完全生成一氧化氮和水蒸气的热化学方程式为 。
(2)在一定体积的密闭容器中,进行化学反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g),该反应的化学平衡常数K与温度t的关系如下表:
t/K
298
398
498
K
4.1×106
K1
K2
①比较K1、K2的大小:K1 K2(填“>”“=”或“<”);
②在恒温恒压下判断该反应达到化学平衡状态的依据是 (填序号);
A.2v正(H2)=3v逆(NH3)
B.2v正(N2)=v逆(H2)
C.容器内压强保持不变
D.混合气体的密度保持不变
(3)硝酸工业的尾气NO可用于制备NH4NO3,其工作原理如图。
①其阴极的电极反应式为 。
②常温下,1 L pH=6的NH4NO3溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)= mol·L-1。
(4)工业上生产尿素的化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)。在T ℃时,向体积为4 L的密闭容器中通入6 mol NH3和3 mol CO2,反应达到平衡时,c(NH3)=0.5 mol·L-1,c(CO2)=0.25 mol·L-1。若此时保持T ℃和平衡时容器的压强不变,再向体积可变的容器中充入3 mol NH3,则此时反应的v正 (填“>”“<”或“=”)v逆。再次平衡后,平衡常数为 。
(5)已知Ksp(AgCl)=1.8×10-10,若向50 mL 0.09 mol·L-1的AgNO3溶液中加入50 mL 0.10 mol·L-1的盐酸,混合后溶液中的Ag+的浓度为 mol·L-1。
答案 (1)4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905.0 kJ·mol-1
(2)①> ②AD
(3)①NO+5e-+6H+NH4++H2O ②10-6
(4)< 16
(5)3.6×10-8
解析 (1)①N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180.5 kJ·mol-1,②N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1,③2H2(g)+O2(g)2H2O(g) ΔH=-483.6 kJ·mol-1。根据盖斯定律①×2-②×2+③×3得4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905.0 kJ·mol-1。
(2)①N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1,正反应放热,升高温度平衡逆向移动,K减小,所以K1>K2。②2v正(H2)=3v逆(NH3),正、逆反应速率比等于计量数比,一定达到平衡状态,A正确;2v正(N2)=v逆(H2),正、逆反应速率比不等于计量数比,没有达到平衡状态,B错误;N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在恒温恒压下反应,压强是恒量,容器内压强保持不变,不一定达到平衡状态,C错误;根据ρ=m(总)V(总),在恒温恒压下反应,气体总质量不变、容器体积变小,所以密度是变量,混合气体的密度保持不变说明反应达到平衡,D正确。
(3)①阴极发生还原反应,根据示意图,NO在阴极得电子发生还原反应生成NH4+,所以阴极电极反应式为NO+5e-+6H+NH4++H2O。②pH=6的NH4NO3溶液中,c(H+)=10-6 mol·L-1,根据质子守恒可知,NH4NO3溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)=c(H+)=10-6 mol·L-1。
(4)平衡常数K=1c2(NH3)·c(CO2)=10.52×0.25=16。同温同压下,体积比等于物质的量比,设T ℃和平衡时容器的压强不变,再向体积可变的容器中充入3 mol NH3,容器体积为V,4 L0.5mol·L-1×4 L+0.25 mol·L-1×4 L=
V0.5mol·L-1×4 L+0.25 mol·L-1×4 L+3 mol,V=8 L,此时Q=1(58)2×(18)>16,即Q>K,反应逆向进行,即v正
4.页岩气是从页岩层中开采出来的一种非常重要的天然气资源，页岩气的主要成分是甲烷，是公认的洁净能源。
(1)页岩气不仅能用作燃料，还可用于生产合成气(CO＋H2)。CH4与H2O(g)通入聚焦太阳能反应器，发生反应：CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g) ΔH。
已知：①CH4、H2、CO的燃烧热分别为a kJ·mol－1、b kJ·mol－1、c kJ·mol－1(a、b、c均大于0)；
②水的汽化热为＋d kJ·mol－1(d>0)。
则ΔH＝________kJ·mol－1(用含a、b、c、d的代数式表示)。
(2)用合成气制甲醇的反应为2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g) ΔH，在10 L的恒容密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，测得CO的平衡转化率与温度和压强的关系如图所示。
①ΔH________(填“>”“<”或“＝”)0。
②写出两条可同时提高反应速率和CO的转化率的措施：________、________。
③下列说法正确的是________(填序号)。
A．温度越高，该反应的平衡常数越大
B．达平衡后再充入稀有气体，CO的转化率提高
C．体系内气体压强不再变化时，反应达到平衡状态
D．图中压强p1
t/min
0
1
3
5
n(H2)/mol
8.0
5.4
4.0
4.0
⑤200 ℃时该反应的平衡常数K＝________。向上述200 ℃的平衡体系中再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持温度不变，则平衡________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)。
(3)甲烷、氧气和KOH溶液可组成燃料电池。标准状况下通入5.6 L甲烷时，测得电路中转移1.96 mol电子，则甲烷的利用率为________。
解析：(1)由题意得：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－a kJ·mol－1；H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH2＝－b kJ·mol－1；CO(g)＋O2(g)===CO2(g) ΔH3＝－c kJ·mol－1；H2O(l)===H2O(g) ΔH4＝＋d kJ·mol－1。根据盖斯定律可知：ΔH＝ΔH1－3ΔH2－ΔH3－ΔH4＝(－a＋3b＋c－d)kJ·mol－1。(2)①p1时，升高温度，CO的平衡转化率减小，说明平衡逆向移动，故该反应的正反应为放热反应。②联想影响化学反应速率和化学平衡的因素，增大H2浓度或增大压强均可达到目的。③该反应为放热反应，升高温度，化学平衡常数减小，A错误。由于容器容积恒定不变，达平衡后再充入稀有气体，各组分的浓度不变，平衡不移动，CO的转化率不变，B错误。体系内气体压强不再变化时，说明各物质的浓度恒定，反应达到平衡状态，C正确。200 ℃、p2时CO的转化率大于200 ℃、p1时CO的转化率，说明p1到p2平衡正向移动，而该反应的正反应为气体分子数减小的反应，故由p1到p2为增大压强，D正确。④0～3 min内，Δt＝3 min，Δn(H2)＝4.0 mol，故v(H2)＝＝ mol·L－1·min－1，则v(CH3OH)＝v(H2)＝ mol·L－1·mol－1。⑤由④中数据可知，平衡时H2、CO、CH3OH的浓度分别是0.4 mol·L－1、0.2 mol·L－1、0.2 mol·L－1，代入平衡常数表达式可求得K＝6.25 L2·mol－2。达平衡后再充入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，H2、CO、CH3OH的浓度分别是0.6 mol·L－1、0.4 mol·L－1、0.4 mol·L－1，Qc＝2.78 L2·mol－2
(2)①< ②增大H2浓度 增大压强 ③CD ④或0.067 ⑤6.25 L2·mol－2 正向移动 (3)98%
5.C、S和Cl元素的单质及化合物在工业生产中的有效利用备受关注。请回答下列问题:
(1)已知:Ⅰ.2SO2(g)+O2(g)+2H2O(l)2H2SO4(aq) ΔH1
Ⅱ.Cl2(g)+H2O(l)HCl(aq)+HClO(aq) ΔH2
Ⅲ.2HClO(aq)2HCl(aq)+O2(g) ΔH3
SO2(g)+Cl2(g)+2H2O(l)2HCl(aq)+H2SO4(aq)
ΔH4= (用含有ΔH1、ΔH2和ΔH3的代数式表示)。
(2)25 ℃时,H2SO3溶液中各含硫微粒的物质的量分数(δ)与溶液pH的变化关系如图甲所示。
甲
乙
已知25 ℃时,NaHSO3的水溶液pH<7,用图中的数据通过计算解释原因 。
(3)NaClO2是一种绿色消毒剂和漂白剂,工业上采用电解法制备NaClO2的原理如图乙所示。
①交换膜应选用 (填“阳离子交换膜”或“阴离子交换膜”)。
②阳极的电极反应式为 。
(4)一定温度下,向2 L恒容密闭容器中通入2 mol CO和1 mol SO2,发生反应2CO(g)+SO2(g)S(l)+2CO2(g) ΔH=-270 kJ·mol-1,若反应进行到20 min时达平衡,测得CO2的体积分数为0.5,则前20 min的反应速率v(CO)= ,该温度下反应化学平衡常数K= 。
(5)在不同条件下,向2 L恒容密闭容器中通入2 mol CO和1 mol SO2,反应体系总压强随时间的变化如图所示:
①图中三组实验从反应开始至达到平衡时,v(CO)最大的为 (填序号)。
②与实验a相比,c组改变的实验条件可能是 。
答案 (1)(ΔH1+2ΔH2+ΔH3)/2
(2)由图中数据可以计算出Ka2(H2SO3)=10-7.2,Ka1(H2SO3)=10-1.9,所以HSO3-的水解常数是10-12.1,HSO3-电离程度大于水解程度,溶液显酸性
(3)①阳离子交换膜 ②2Cl--2e-Cl2↑
(4)0.03 mol·(L·min)-1 11.25
(5)①b ②升高温度
解析 (1)利用盖斯定律可得ΔH4=(ΔH1+2ΔH2+ΔH3)/2。
(2)根据图像pH=1.9的交点计算电离常数Ka1(H2SO3)=c(HSO3-)×c(H+)c(H2SO3)=10-1.9,HSO3-的水解常数Kh=KWKa1(H2SO3)=10-12.1,根据pH=7.2的交点计算Ka2=c(SO32-)×c(H+)c(HSO3-)=10-7.2,由于HSO3-的水解常数Kh小于其电离常数Ka2,所以亚硫酸氢根离子电离程度大于水解程度,则NaHSO3的水溶液pH<7。
(3)仔细分析图像中的反应物和产物,可以看出左侧由ClO2制备NaClO2,需要Na+从右侧移到左侧,所以判定为阳离子交换膜,根据Na+的移动方向可知左侧为阴极,右侧为阳极,阳极电极反应式2Cl--2e-Cl2↑。
(4) 2CO(g)+SO2(g)S(l)+2CO2(g) ΔH=-270 kJ·mol-1
c(初) 1 0.5 0
Δc x x2 x
c(平) 1-x 0.5(1-x) x
根据题意可知0.5=x1-x+0.5(1-x)+x,计算得出x=0.6
v(CO)=ΔcΔt=0.620=0.03 mol·(L·min)-1,K=x2(1-x)2×0.5×(1-x)=0.62(1-0.6)2×0.5×(1-0.6)=11.25。
(5)①根据斜率可以看出b曲线单位时间内变化最快,所以图中三组实验从反应开始至达到平衡时,v(CO)最大的为b。②由于反应物的量和容器容积都相同,c组比a组的压强大,则应是升高了温度。所以与实验a相比,c组改变的实验条件可能是升高温度。
6.二甲醚又称甲醚,简称DME,熔点-141.5 ℃,沸点-24.9 ℃,与石油液化气(LPG)相似,被誉为“21世纪的清洁燃料”。由合成气(CO、H2)制备二甲醚的反应原理如下:
①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH1=-90.0 kJ·mol-1
②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH2=-20.0 kJ·mol-1
回答下列问题。
(1)已知H2O(l)H2O(g) ΔH=+44.0 kJ·mol-1,若由合成气(CO、H2)制备1 mol CH3OCH3(g),且生成H2O(l),其热化学方程式为 。
(2)有人模拟该制备原理。500 K时,在2 L的密闭容器中充入2 mol CO和6 mol H2,5 min后达到平衡,平衡时测得c(H2)=1.8 mol·L-1、c(CH3OCH3)=0.2 mol·L-1,此时CO的转化率为 。用CH3OH表示反应①的速率是 mol·(L·min)-1,可逆反应②的平衡常数K2= 。
(3)在体积一定的密闭容器中发生反应②,如果该反应的平衡常数K2值变小,下列说法正确的是 。
A.平衡向正反应方向移动
B.平衡移动的原因是升高了温度
C.达到新平衡后体系的压强不变
D.容器中CH3OCH3的体积分数减小
(4)一定条件下在恒温恒容的密闭容器中,按不同投料比充入CO(g)和H2(g)进行反应①,平衡时CO(g)和H2(g)的转化率如图所示,则a= (填数值)。
(5)绿色电源“二甲醚燃料电池”的结构如图所示,电解质为熔融态的碳酸盐(如熔融K2CO3),其中CO2会参与电极反应。工作时正极的电极反应式为 。
答案 (1)2CO(g)+4H2(g)CH3OCH3(g)+H2O(l) ΔH2=-244.0 kJ·mol-1
(2)60% 0.12 1
(3)BD (4)2
(5)2CO2+O2+4e-2CO32-
解析 (1)给H2O(l)H2O(g) ΔH=+44.0 kJ·mol-1编号为③,根据盖斯定律,①×2+②-③得2CO(g)+4H2(g)CH3OCH3(g)+H2O(l) ΔH2=-244.0 kJ·mol-1。
(2)由已知,CO和H2按照物质的量之比1∶2反应,H2反应了6 mol-1.8 mol·L-1×2 L=2.4 mol,所以CO反应了1.2 mol,此时CO的转化率为1.2mol2mol×100%=60%。根据反应①,生成1.2 mol CH3OH,用CH3OH表示反应①的速率是1.2 mol÷2 L÷5 min=0.12 mol·(L·min)-1。由c(CH3OCH3)=0.2 mol·L-1,可得反应②H2O(g)的平衡浓度为0.2 mol·L-1,反应②CH3OH(g)的平衡浓度为1.2 mol÷2 L-2×0.2 mol·L-1=0.2 mol·L-1,所以可逆反应②的平衡常数K2=c(CH3OCH3)·c(H2O)c2(CH3OH)=0.2×0.20.22=1。
(3)化学平衡常数只受温度影响,反应②正向为放热反应,升高温度K2值变小,平衡逆向移动,CH3OCH3(g)生成率降低,容器中CH3OCH3的体积分数减小,容器中气体总物质的量不变,容器容积固定,T增大,则p增大,故BD正确。
(4)反应物按化学计量数之比投料,则平衡转化率相同,图中交点纵坐标表示H2和CO转化率相等,横坐标a表示H2(g)和CO(g)的投料比,所以a=2。
(5)正极上是氧气得电子发生还原反应,由已知熔融K2CO3作电解质,CO2参与反应,故正电极反应式为2CO2+O2+4e-2CO32-。
7.丙烯是重要的有机化工原料,丙烷脱氢制丙烯具有显著的经济价值和社会意义。反应原理如下为C3H8(g)C3H6(g)+H2(g) ΔH1。
(1)一定温度下,向10 L恒容密闭容器中充入2 mol C3H8发生反应,经过10 min达到平衡状态,测得平衡时气体压强是开始的1.75倍。
①0~10 min内丙烯的生成速率v(C3H6)= ,C3H8的平衡转化率为 。
②下列情况能说明该反应达到平衡状态的是 。
A.气体密度保持不变
B.[c(C3H6)·c(H2)]/c(C3H8)保持不变
C.ΔH1保持不变
D.C3H8分解速率与C3H6消耗速率相等
(2)总压强分别为p1和p2时,上述反应在不同温度下达到平衡,测得丙烷及丙烯的物质的量分数如下图所示:
①压强:p1 (填“>”或“<”)p2。
②为了提高反应速率和反应物的转化率,可采取的措施是 。
③若p1=0.1 MPa,起始时充入一定量的丙烷发生反应,计算Q点对应温度下该反应的平衡常数Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④在0.1 MPa、527 ℃条件下,向恒容密闭容器中通入丙烷和稀有气体,发生丙烷脱氢反应,随着n(稀有气体)n(丙烷)的增加,丙烷脱氢转化率逐渐增大。试解释原因 。
(3)在实际生产中,还可能存在如下副反应:
C3H8(g)C2H4(g)+CH4(g)
ΔH2=+81.7 kJ·mol-1
C2H4(g)+H2(g)C2H6(g) ΔH3
C3H8(g)+H2(g)CH4(g)+C2H6(g)
ΔH4=-54.8 kJ·mol-1
则ΔH3= 。
答案 (1)①0.015 mol·(L·min)-1 75% ②BD
(2)①> ②升高温度 ③0.012 5 MPa ④该反应是气体分子数增加的反应,随着稀有气体比例的增加,总压强一定,降低了反应体系各气体的分压,相当于减压,从而促进反应向正反应方向进行,提高了丙烷脱氢的转化率
(3)-136.5 kJ·mol-1
解析 (1)根据方程式可知:
C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)
起始量/mol 2 0 0
变化量/mol x x x
平衡量/mol 2-x x x
根据阿伏加德罗定律,等温等容条件下,气体压强之比等于物质的量之比,则2-x+x+x2=1.75,解得x=1.5。
①0~10 min内丙烯的生成速率v(C3H6)=1.5mol10 L×10min=0.015 mol·(L·min)-1,C3H8的平衡转化率为1.52×100%=75%。②气体总质量和容器容积不变,所以气体密度始终保持不变,故其密度保持不变不能说明达到平衡状态,A错误;[c(C3H6)·c(H2)]/c(C3H8)是化学平衡常数表达式,若保持不变,则说明达到平衡状态,B正确;该反应的焓变是常量,焓变保持不变不能说明达到平衡状态,C错误;C3H8分解速率与C3H6消耗速率相等表示正逆反应速率相等,则说明达到平衡状态,D正确。
(2)①由图可知,温度一定时,p1时丙烷的物质的量分数大于p2时,由方程式可知,压强越大,平衡逆向移动,丙烷的物质的量分数越大,所以压强p1>p2。②由图可知,随着温度升高,丙烷的物质的量分数降低,说明升高温度平衡向正反应方向进行,反应速率和反应物的转化率都增大。③假设起始时丙烷的物质的量为1 mol,根据方程式可知:
C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)
起始量/mol 1 0 0
变化量/mol y y y
平衡量/mol 1-y y y
Q点时丙烷的物质的量分数为50%,则1-y=0.5(1+y),解得y=13,则C3H8(g)、C3H6(g)、H2(g)平衡时的物质的量分数分别为:12、14、14,则Q点对应温度下该反应的平衡常数Kp=p(C3H6)·p(H2)p(C3H8)=14×0.1 MPa×14×0.1MPa12×0.1MPa=0.012 5 MPa。④由反应方程式C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)可知,该反应是气体分子数增加的反应,随着稀有气体比例的增加,总压强一定,降低了反应体系各气体的分压,相当于减压,从而促进反应向正反应方向进行,提高了丙烷脱氢的转化率。
(3)将已知反应编号:②C3H8(g)C2H4(g)+CH4(g) ΔH2=+81.7 kJ·mol-1
③C2H4(g)+H2(g)C2H6(g) ΔH3
④C3H8(g)+H2(g)CH4(g)+C2H6(g) ΔH4=-54.8 kJ·mol-1
根据盖斯定律,由④-②可得反应③,则ΔH3=ΔH4-ΔH2=-54.8 kJ·mol-1-81.7 kJ·mol-1=-136.5 kJ·mol-1。
8.以含1个碳原子的物质(如CO、CO2、CH4、CH3OH等)为原料的碳一化学处于未来化学产业的核心，成为科学家研究的重要课题。
(1)已知某反应的平衡常数的表达式为K＝，它所对应的化学方程式为__________________________________________。
(2)已知CO、H2、CH3OH(g)的燃烧热分别为283.0 kJ·mol－1、285.8 kJ·mol－1、764.5 kJ·mol－1。则反应Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝________；向密闭容器中，按n(CO)∶n(H2)＝1∶2充入反应物，发生反应Ⅰ。L(L1、L2)、X代表压强或温度，如图表示L一定时，平衡混合物中CH3OH的体积分数随X的变化关系。X表示________(填“温度”或“压强”)，L1________L2(填“>”“＝”或“<”)。
(3)在2 L恒容密闭容器中充入3 mol CO、3 mol H2，发生反应3CO(g)＋3H2(g)CH3OCH3(g)＋CO2(g)，CO的平衡转化率(α)与温度、压强的关系如图所示：
①p1、p2、p3中最大的是________。
②对于气相反应，用某组分(B)的平衡压强(pB)代表物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，则A点平衡常数Kp＝________。
(4)一定条件下，向容积不变的某密闭容器中加入a mol CO2和b mol H2发生反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)，欲使整个反应过程中CO2的体积分数为恒定值，则a与b的关系是________。
解析：(1)平衡常数为生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，平衡常数中，分子为生成物，分母为反应物，所以该反应的化学方程式为2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g)。(2)由CO、H2、CH3OH(g)的燃烧热可得热化学方程式：
①CO(g)＋O2(g)===CO2(g)
ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)
ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1
③CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH3＝－764.5 kJ·mol－1由盖斯定律可知，①＋2×②－③可得CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝ΔH1＋2ΔH2－ΔH3＝－90.1 kJ·mol－1。反应Ⅰ为气体分子数减小的放热反应，升高温度，甲醇的体积分数减小，则X代表温度，故L代表压强；增大压强，甲醇的体积分数增大，L1>L2。(3)①正反应是气体分子数减小的反应，其他条件不变，增大压强平衡正向移动，CO的平衡转化率增大，则p3>p2>p1。②A点CO的平衡转化率为0.6，CO、H2的起始浓度均为1.5 mol·L－1，依据转化率计算平衡物质的量浓度：
3CO(g) ＋ 3H2(g)===CH3OCH3(g)＋CO2(g)
起始(mol·L－1) 1.5 1.5 0 0
变化(mol·L－1) 1.5×0.6 1.5×0.6 0.3 0.3
平衡(mol·L－1) 0.6 0.6 0.3 0.3
φ(CO)＝φ(H2)＝＝
φ(CH3OCH3)＝φ(CO2)＝＝
分压为p(CO)＝6 MPa×＝2 MPa，p(H2)＝6 MPa×＝2 MPa，p(CH3OCH3)＝6 MPa×＝1 MPa，p(CO2)＝6 MPa×＝1 MPa
Kp＝＝＝(MPa)－4。
(4) CO2(g) ＋ 3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
起始量(mol) a b 0 0
变化量(mol) x 3x x x
平衡量(mol) a－x b－3x x x
φ(CO2)＝＝＝＝，则有a＝b。
答案：(1)2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g)
(2)－90.1 kJ·mol－1 温度 >
(3)①p3 ②(MPa)－4 (4)a＝b
9.合成氨工业是基础化学工业的重要组成部分。
(1)以NH3与CO2为原料可合成化肥尿素。
已知：①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2CO2NH4(s)
ΔH1＝－159.5 kJ·mol－1；
②NH2CO2NH4(s)===CO(NH2)2＋H2O(l)
ΔH2＝＋28.5 kJ·mol－1
③H2O(l)===H2O(g) ΔH3＝＋44.0 kJ·mol－1。
则NH3(g)与CO2(g)合成CO(NH2)2(s)和H2O(g)的热化学方程式为_____________________________________________________________________。
(2)工业合成氨在合成塔中进行，测得合成塔入口气体体积之比V(N2)∶V(H2)∶V(NH3)＝6∶18∶1，出口气体体积之比为V(N2)∶V(H2)∶V(NH3)＝9∶27∶8，则H2的转化率为________。
(3)为降低合成氨工业废水的氨氮浓度，在厌氧氨氧化菌的催化作用下，使铵盐与亚硝酸盐反应生成N2，该反应的离子方程式是_____________________________________________________________________。
(4)犹他大学化学家发明了N2/H2生物燃料电池，以质子交换膜为隔膜，在室温条件下合成了氨的同时还提供了电
能(工作原理如图甲所示)。该生物燃料电池中，正极电极反应式为______________________________________________________________________。
(5)NH3可用于烟气的脱硝，使烟气中的NO还原为N2。某研究小组研究了NH3和NO在Ag2O催化剂表面的反应活性随温度的变化关系，实验结果如图乙所示。在有氧条件下，温度580 K之后NO生成N2的转化率降低的原因可能是_____________________________________________________________________。
在温度在420～580 K时，有氧条件下NO生成N2的转化率明显高于无氧条件下原因可能是_______________________________________________________。
解析 (1)由盖斯定律知：2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g)的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝－87.0 kJ·mol－1。(2)设入口气体量N2、H2、NH3物质的分别为6 mol、18 mol、1 mol，计算如下：
N2 ＋ 3H22NH3
n0/mol： 6 18 1
Δn/mol: x 3x 1＋2x
n平/mol: 6－x 18－3x 1＋2x
根据题意有(6－x)∶(1＋2x)＝9∶8，解得x＝1.5，则H2的转化率＝×100%＝×100%＝25%。(3)先根据题意写出NH＋NO―→N2↑，然后配平。(5)第一空要从温度升高对反应的影响或对催化剂的影响去考虑；第二空要从加入O2后，O2可能存在的影响去考虑。
答案 (1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝－87.0 kJ·mol－1
(2)25%
(3)NH＋NON2↑＋2H2O
(4)N2＋6e－＋6H＋===2NH3
(5)催化剂活性降低
NO与O2反应生成NO2，NO2更易与NH3反应
10.H2是一种清洁能源。在冶金、电力、材料等领域应用广泛。请回答下列问题:
(1)某科研团队利用透氧膜获得N2、H2的工作原理如图甲所示(空气中N2与O2的物质的量之比按4∶1计)。上述过程中,膜Ⅰ侧所得气体的物质的量之比n(H2)∶n(N2)=3∶1,则CH4、H2O与O2反应的化学方程式为 。
甲
(2)用H2和CO合成甲醇的热化学方程式为CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH1。已知:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH2=-49.0 kJ·mol-1,CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH3=-41.1 kJ·mol-1,则ΔH1= kJ·mol-1。
(3)向容积可变的密闭容器中充入1 mol CO和2.2 mol H2,在恒温恒压条件下发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),平衡时CO的转化率[α(CO)]随温度、压强的变化情况如图乙所示。
乙
丙
①压强:p1 (填“>”“<”或“=”)p2。
②M点时,H2的转化率为 (计算结果精确到0.1%),该反应的平衡常数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不同温度下,该反应的平衡常数的对数值(lg K)如图丙所示,其中,A点为506 K时平衡常数的对数值,则B、C、D、E四点中能正确表示该反应的lg K与温度(T)的关系的是 。
(4)H2还原NO的反应为2NO(g)+2H2(g)N2(g)+2H2O(l),实验测得反应速率的表达式为v=kcm(NO)·cn(H2)(k是速率常数,只与温度有关)。
①某温度下,反应速率与反应物浓度的变化关系如下表所示。
编号
c(H2)(mol·L-1)
c(NO)(mol·L-1)
vmol·(L·min)-1
1
0.10
0.10
0.414k
2
0.10
0.20
1.656k
3
0.50
0.10
2.070k
由表中数据可知,m= ,n= 。
②上述反应分两步进行:ⅰ.2NO(g)+H2(g)N2(g)+H2O2(l)(慢反应);ⅱ.H2O2(l)+H2(g)2H2O(l)(快反应)。下列叙述正确的是 (填字母)。
A.H2O2是该反应的催化剂
B.反应ⅰ的活化能较高
C.总反应速率由反应ⅱ的速率决定
D.反应ⅰ中NO和H2的碰撞仅部分有效
答案 (1)14CH4+12H2O+O214CO+40H2
(2)-90.1 (3)①> ②54.5% 6p12 ③B点和E点
(4)①2 1 ②BD
解析 (1)空气中N2和O2的物质的量之比约为4∶1,膜Ⅰ侧所得气体中n(H2)n(N2)=3,氮气的量在反应前后不变,设氮气为4 mol,则生成的氢气是12 mol,由膜Ⅰ侧反应可知,12 mol水和1 mol氧气得到电子,膜Ⅰ上发生反应:12H2O+24e-12H2↑+12O2-、O2+4e-2O2-,膜Ⅱ上14 mol CH4中C失去84 mol电子、H得到56 mol电子时,总反应遵守电子守恒,则反应为14CH4+12H2O+O214CO+40H2。
(2)根据盖斯定律可得ΔH1=ΔH2+ΔH3=-90.1 kJ·mol-1。
(3)①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)是气体体积减小的反应,增大压强,平衡向右移动,CO的转化率会变大,结合图像乙,保持温度不变,转化率大的表示压强大,所以p1>p2。②该问可用三段式解决,M点α(CO)=60%,则CO转化了1 mol×60%=0.6 mol,下面列三段式:
CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g)
起始量/mol 1 2.2 0
转化量/mol 0.6 1.2 0.6
平衡量/mol 0.4 1 0.6
可知,H2转化了1.2 mol,则H2的转化率为1.2mol2.2mol×100%=54.5%。平衡时总物质的量n=(0.4+1+0.6) mol=2 mol。
Kp=p(CH3OH)p(CO)·p2(H2)=0.62p10.42p1×(12p1)2=6p12。
③该反应为放热反应,当温度越高时,平衡常数K越小,则lg K也会越小,因此T与lg K呈反比,所以B点和E点符合lg K与温度(T)的关系。
(4)①保持H2的浓度不变,则v1v2=cm1(NO)cm2(NO),带入编号1和编号2数据可得1.6560.414=0.2m0.1m,解得m=2,保持N2的浓度不变,则v1v2=cn1(H2)cn2(H2),带入编号1和编号3数据,得0.4142.070=0.1n0.5n,解得n=1。②H2O2参与两个反应,但第一步未做反应物,因而不是催化剂,实际上H2O2仅仅是中间产物,A项错误;反应ⅰ是慢反应,说明反应速率小,在其他条件一样的情况下,活化能比较高,B项正确;总反应速率由慢反应决定,即反应(ⅰ)决定总反应速率,C项错误;碰撞理论指出能发生化学反应的碰撞是指有效碰撞,即需要一定的能量和取向的碰撞,所以在所有碰撞中部分是有效地,D项正确。
11.近年我国汽车拥有量呈较快增长趋势，汽车尾气已成为重要的空气污染物。回答下列问题：
(1)汽车发动机工作时会引起反应：N2(g)＋O2(g)2NO(g)，是导致汽车尾气中含有NO的原因这一。2 000 K时，向容积为2 L的密闭容器中充入2 mol N2与2 mol O2，发生上述反应，经过5 min达到平衡，此时容器内NO的体积分数为0.75%，则该反应在5 min内的平均反应速率v(O2)＝________mol·L－1·min－1，N2的平衡转化率为________，2 000 K时该反应的平衡常数K＝________。
(2)一定量NO发生分解的过程中，NO的转化率随时间变化的关系如图所示。
①反应2NO(g)N2(g)＋O2(g)为________(填“吸热”或“放热”)反应。
②一定温度下，能够说明反应2NO(g)N2(g)＋O2(g)已达到平衡的是________(填序号)。
a．容器内的压强不发生变化
b．混合气体的密度不发生变化
c．NO、N2、O2的浓度保持不变
d．单位时间内分解4 mol NO，同时生成2 mol N2
③在四个容积和温度均完全相同的密闭容器中分别加入下列物质，相应物质的量(mol)如表所示。相同条件下达到平衡后，N2的体积分数最大的是________(填容器代号)。
容器代号
NO
N2
O2
A
2
0
0
B
0
1
1
C
0.4
0.6
0.8
D
1
0.5
0.4
(3)当发动机工作时，发生反应产生的尾气中的主要污染物为NOx。可用CH4催化还原NOx以消除氮氧化物污染。
已知：CH4(g)＋4NO2(g)===4NO(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－574 kJ·mol－1
CH4(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－867 kJ·mol－1
①写出CH4与NO反应生成N2、CO2、H2O(g)的热化学方程式：
_____________________________________________________________。
②使用催化剂可以将汽车尾气的主要有害成分一氧化碳(CO)和氮氧化物(NOx)转化为无毒气体，该反应的化学方程式为
_____________________________________________________________。
解析：(1)该反应在反应前后气体分子数不变，则平衡时n(NO)＝4 mol×0.75%＝0.03 mol，转化的O2的物质的量为0.015 mol，v(O2)＝＝0.001 5 mol·L－1·min－1。转化的N2的物质的量也为0.015 mol，N2的平衡转化率为×100%＝0.75%。平衡时n(NO)＝0.03 mol，n(N2)＝n(O2)＝1.985 mol，平衡常数K＝＝＝2.28×10－4。(2)①由题图知，T2时先达到平衡，则T2>T1，T2→T1，温度降低，NO的转化率增大，说明平衡向正反应方向移动，则正反应为放热反应。②反应前后该反应的气体分子总数不变，则容器内的压强始终不变，a项不能说明反应已达到平衡，a项不符合题意；该反应体系中全为气体物质，混合气体的体积始终不变，因此混合气体的密度始终不变，b项不能说明反应已达到平衡，b项不符合题意；NO、N2、O2的浓度保持不变，说明反应已达到平衡，c项符合题意；单位时间内分解4 mol NO，同时生成2 mol N2均为正反应方向，d项不能说明反应已达到平衡，d项不符合题意。③对于N2(g)＋O2(g)2NO(g)，A容器中反应等效于B容器中反应，C容器中反应等效于起始时充入0.8 mol N2、1 mol O2，C容器中反应相当于B容器中反应起始时减少0.2 mol N2，平衡后N2的体积分数比B容器中的小，D容器中反应等效于起始时充入1 mol N2、0.9 mol O2，D容器中反应相当于B容器中反应起始时减少0.1 mol O2，平衡后N2的体积分数比B容器中的大，故N2的体积分数最大的为D容器。(3)①将题给热化学方程式依次编号为a、b，根据盖斯定律，由b×2－a可得CH4(g)＋4NO(g)===2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－867 kJ·mol－1×2－(－574 kJ·mol－1)＝－1 160 kJ·mol－1。②由题意知，使用催化剂可将CO和NOx转化为CO2和N2，化学方程式为2xCO＋2NOx2xCO2＋N2。
答案：(1)0.001 5 0.75% 2.28×10－4 (2)①放热
②c ③D (3)①CH4(g)＋4NO(g)===2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－1 160 kJ·mol－1
②2xCO＋2NOx2xCO2＋N2
12.研究碳、氮及其化合物的转化对于环境的改善有重大意义。
(1)氧化还原法消除NOx的转化如下：NONO2N2
已知：NO(g)＋O3(g)===NO2(g)＋O2(g) ΔH＝－200.9 kJ·mol－1
2NO(g)＋O2(g)===2NO2(g) ΔH＝－116.2 kJ·mol－1
则反应Ⅰ的热化学方程式为
_____________________________________________________________。
(2)有人设想将CO按下列反应除去：2CO(g)===2C(s)＋O2(g) ΔH>0，请你分析该设想能否实现？________(填“能”或“否”)，依据是
______________________________________________________________。
(3)一定条件下，CO可与粉末状的氢氧化钠作用生成甲酸钠。已知常温时，甲酸的电离平衡常数Ka＝1.70×10－4。
①甲酸钠的水溶液呈碱性，请用离子方程式表示其原因
____________________________________________________________
______________________________________________________________。
②向20 mL 0.1 mol·L－1的甲酸钠溶液中滴加10 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，混合液呈________(填“酸”或“碱”)性，溶液中离子浓度从大到小的顺序为
______________________________________________________________。
(4)活性炭也可用于处理汽车尾气中的NO。在2 L恒容密闭容器中加入0.100 0 mol NO和2.030 mol固体活性炭，生成A、B两种气体，在不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量如表所示：
温度
固体活性炭/mol
NO/mol
A/mol
B/mol
200 ℃
2.000
0.040 0
0.030 0
0.030 0
335 ℃
2.005
0.050 0
0.025 0
0.025 0
①该反应的正反应为________(填“吸热”或“放热”)反应。
②200 ℃时，平衡后向恒容容器中再充入0.1 mol NO，再次平衡后，NO的百分含量将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
③计算反应在335 ℃时的平衡常数为________。
解析：(1)将题给热化学方程式依次编号为①、②，由①＋②可得：3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g) ΔH＝－317.1 kJ·mol－1。(2)该反应是吸热、熵减的反应，根据ΔG＝ΔH－TΔS知，该反应在任何温度下均不能自发进行。(3)①根据甲酸的电离平衡常数可知其为弱酸，HCOO－水解使甲酸钠的水溶液呈碱性。②向20 mL 0.1 mol·L－1的甲酸钠溶液中滴加10 mL 0.1 mol·L－1的盐酸，得到等浓度的HCOONa、HCOOH和NaCl的混合液。HCOO－发生水解反应：HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－，水解常数Kh＝＝＝＝0.59×10－10
答案：(1)3NO(g)＋O3(g)===3NO2(g)
ΔH＝－317.1 kJ·mol－1 (2)否 该反应是焓增、熵减的反应，根据ΔG＝ΔH－T·ΔS，ΔG>0
(3)①HCOO－＋H2OHCOOH＋OH－ ②酸
c(Na＋)>c(HCOO－)>c(Cl－)>c(H＋)>c(OH－)
(4)①放热 ②不变 ③0.25
13.汽车尾气中氮氧化物的处理对实现绿色环保、减少雾霾具有重要意义。
(1)汽车尾气中的主要污染物为NO，用H2催化还原NO可以达到消除污染的目的。
已知：①2NO(g)N2(g)＋O2(g) ΔH＝－180.5 kJ·mol－1
②2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋571.6 kJ·mol－1
写出H2(g)与NO(g)反应生成N2(g)和H2O(l)的热化学方程式________。
(2)用焦炭还原NO的反应为2NO(g)＋C(s)N2(g)＋CO2(g)，向容积均为1 L的甲、乙、丙三个恒容恒温(反应温度分别为400 ℃、400 ℃、T ℃)容器中分别加入足量的焦炭和一定量的NO，测得各容器中n(NO)随反应时间(t)的变化情况如下表所示：
t/min
0
40
80
120
160
n(NO)(甲容器)/mol
2.00
1.50
1.10
0.80
0.80
n(NO)(乙容器)/mol
1.00
0.80
0.65
0.53
0.45
n(NO)(丙容器)/mol
2.00
1.45
1.00
1.00
1.00
①该反应为________(填“放热”或“吸热”)反应。
②乙容器中反应在200 min时达到平衡状态，则0～200 min内用NO的浓度变化表示的平均反应速率v(NO)＝________。
(3)新型O3氧化技术对尾气中的氮氧化物的脱除效果显著，尾气中的NOx多数以NO形式存在，可发生反应NO(g)＋O3(g)NO2(g)＋O2(g)，然后通入Na2SO3溶液可转化为N2。
①将NO2转化N2的离子方程式为
____________________________________________________________。
②在一定条件下，将NO和O3通入绝热恒容密闭容器中发生上述反应，正反应速率随时间的变化如图1所示。下列说法正确的是________。
A．反应在c点达到平衡状态
B．反应物浓度：b点小于c点
C．反应物的总能量低于生成物的总能量
D．Δt1＝Δt2时，NO的转化量：a～b段小于b～c段
(4)利用固体氧化物电解池(SOEC)通过电解方式分解氮氧化物如图2所示。该电源的b端是__________________________________________________极，
当电路中通过的电子数为6.02×1022时，处理掉的NO质量为________。
解析：(1)由盖斯定律，①－②可得2H2(g)＋2NO(g)===N2(g)＋2H2O(l)，则ΔH＝－180.5 kJ·mol－1－(＋571.6 kJ·mol－1)＝－752.1 kJ·mol－1。(2)①对比甲、丙两容器中n(NO)数据可知，丙中反应的反应速率大于甲的，则丙中的反应温度高，且平衡时丙中的NO比甲中的多，故相当于丙中平衡逆向移动，故正反应为放热反应。②由于该反应为反应前后气体分子数不变的反应，故达到平衡时，甲、乙两容器中NO的含量相同，即两容器中的平衡为等效平衡，故乙中反应达到平衡时，NO的物质的量应为0.40 mol，故v(NO)＝＝0.003 mol·L－1·min－1。
(3)①NO2将Na2SO3氧化为Na2SO4，本身被还原为N2，由化合价升降法配平得2NO2＋4SO===N2＋4SO。②由图可知反应速率开始时增大，该反应为放热反应，使得容器内的温度升高。反应物的总能量高于生成物的总能量，C项错误；由题图1可知c点v正还在变化，故反应在c点并没有达到平衡状态，A项错误；随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，反应物浓度：b点大于c点，B项错误；Δt1时间段内反应速率小于Δt2时间段，故相同时间段内NO的转化量：a～b段小于b～c段，D项正确。(4)由题图2可知通入的NO转化为N2，该极得到电子，故为阴极，其电极反应式为2NO＋4e－===N2＋2O2－，故通过的电子为0.1 mol时，参与反应的NO为1.50 g。
答案：(1)2H2(g)＋2NO(g)===N2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－752.1 kJ·mol－1
(2)①放热 ②0.003 mol·L－1·min－1
(3)①2NO2＋4SO===N2＋4SO ②D
(4)负 1.50 g
14.在工业上常用CO与H2合成甲醇，热化学方程式为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)
ΔH＝a kJ·mol－1。
已知：①O2(g)＋CO(g)CO2(g) ΔH＝－283.0 kJ·mol－1
②H2(g)＋O2(g)H2O(g) ΔH＝－241.8 kJ·mol－1
③CH3OH(g)＋O2(g)CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－192.2 kJ·mol－1
回答下列问题：
(1)a＝________。
(2)已知由CO2生成CO的化学方程式为CO2(g)＋O(g)CO(g)＋O2(g)，其正反应速率为v正＝k正·c(CO2)·c(O)，逆反应速率为v逆＝k逆·c(CO)·c(O2)，k为速率常数。2 500 K时，k逆＝1.21×105 L·s－1·mol－1，k正＝3.02×105 L·s－1·mol－1，则该温度下该反应的平衡常数K为________。(保留小数点后一位小数)
(3)在T1时，向体积为2 L的恒容容器中充入物质的量之和为3 mol的CO和H2，发生反应CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，反应达到平衡时CH3OH(g)的体积分数(φ)与的关系如图所示。
①当起始＝2时，经过5 min达到平衡，CO的转化率为0.6，则0～5 min内平均反应速率v(H2)＝______。若此刻再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol，达到新平衡时H2的转化率将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
②当＝3.5时，达到平衡后，CH3OH的体积分数可能是图像中的________(填“D”“E”或“F”)点。
(4)在一容积可变的密闭容器中充有10 mol CO和20 mol H2。CO的平衡转化率(α)与温度(T)、压强(p)的关系如图所示。
①A、B、C三点的平衡常数KA、KB、KC的大小关系为________。
②若达到平衡状态A时，容器的体积为10 L，则在平衡状态B时容器的体积为________L。
(5)以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图所示。则电源的负极为________(填“A”或“B”)，写出阳极的电极反应式________。
解析：(1)根据盖斯定律，由①＋②×2－③可得a＝－283.0－241.8×2＋192.2＝－574.4。(2)该反应的平衡常数K＝c(CO)·c(O2)/[c(CO2)·c(O)]，而反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正·c(CO2)·c(O)＝k逆·c(CO)·c(O2)，c(CO)·c(O2)/[c(CO2)·c(O)]＝k正/k逆≈2.5。(3)①＝2，又n(CO)＋n(H2)＝3 mol，则n(H2)＝2 mol，n(CO)＝1 mol,0～5 min内转化的CO的Δn(CO)＝0.6 mol，
CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)
c(起始)/(mol·L－1) 0.5 1 0
Δc/(mol·L－1) 0.3 0.6 0.3
c(平衡)/(mol·L－1) 0.2 0.4 0.3
v(H2)＝0.6 mol·L－1/5 min＝0.12 mol·L－1·min－1，K＝0.3 mol·L－1/[0.2 mol·L－1×(0.4 mol·L－1)2]>(0.3 mol·L－1＋0.2 mol·L－1)/[(0.2 mol·L－1＋0.2 mol·L－1)×(0.4 mol·L－1)2]，所以平衡正向移动，v正大于v逆，H2的转化率将增大。②反应物按方程式中各物质的计量数比投料时产物的体积分数最大，否则都会使产物的体积分数减小，故应选F点。(4)①平衡常数与温度有关，CO与H2反应生成CH3OH的反应为放热反应，则升高温度，平衡常数减小，则KC
(5)根据图中H＋向右移动，使右侧电极为阴极，故B为负极，左侧电极为阳极，阳极上CH3OH、CO转化为(CH3O)2CO，电极反应式为2CH3OH＋CO－2e－===(CH3O)2CO＋2H＋。
答案：(1)－574.4
(2)2.5
(3)①0.12 mol·L－1·min－1 增大 ②F
(4)①KA＝KB>KC ②2
(5)B 2CH3OH＋CO－2e－===(CH3O)2CO＋2H＋
15.“低碳经济”已成为全世界科学家研究的重要课题。为减小和消除CO2对环境的影响，一方面世界各国都在限制其排放量，另一方面科学家加强了对CO2创新利用的研究。
(1)已知：①CO(g)＋H2O(g)H2(g)＋CO2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1
②C(s)＋2H2(g)CH4(g) ΔH＝－73 kJ·mol－1
③2CO(g)C(s)＋CO2(g) ΔH＝－171 kJ·mol－1
写出CO2与H2反应生成CH4和H2O(g)的热化学方程式：________________________________________________________________
_______________________________________________________________。
(2)目前工业上有一种方法是用CO2来生产燃料甲醇。为探究该反应原理，在容积为2 L密闭容器中，充入1 mol CO2和3.25 mol H2在一定条件下发生反应，测得CO2、CH3OH(g)和H2O(g)的物质的量(n)随时间的变化如图所示：
①从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率v(H2)＝________。
②下列措施一定不能使CO2的转化率增大的是________。
A．在原容器中再充入1 mol CO2
B．在原容器中再充入1 mol H2
C．在原容器中充入1 mol氦气
D．使用更有效的催化剂
E．缩小容器的容积 F．将水蒸气从体系中分离
(3)煤化工通常研究不同条件下CO转化率以解决实际问题。已知在催化剂存在条件下反应：CO(g)＋H2O(g)H2(g)＋CO2(g)中CO的平衡转化率随p(H2O)/p(CO)及温度变化关系如图所示：
①上述反应的正反应方向是________反应(填“吸热”或“放热”)；
②对于气相反应，用某组分(B)的平衡压强(pB)代替物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，则该反应的Kp＝________，提高，则Kp________(填“变大”“变小”或“不变”)。
使用铁镁催化剂的实际工业流程中，一般采用400 ℃左右、＝3～5，采用此条件的原因可能是_______________________________________
__________________________________________________________。
(4)科学家用氮化镓材料与铜组装成如图所示的人工光合系统，利用该装置实现了用CO2和H2O合成CH4。下列关于该电池的叙述错误的是________。
A．该装置能量转化形式仅存在将太阳能转化为电能
B．铜电极为正极，电极反应式为CO2＋8e－＋8H＋===CH4＋2H2O
C．电池内部H＋透过质子交换膜从左向右移动
D．为提高该人工光合系统的工作效率，可向装置中加入少量硝酸
解析：(1)由盖斯定律知②＋③－①×2可得目标热化学方程式。(2)①反应方程式为CO2＋3H2CH3OH＋H2O(g)，故反应速率v(H2)＝3v(CO2)＝3×(0.75 mol÷2 L÷10 min)＝0.112 5 mol·L－1·min－1；②使CO2的转化率增大须使平衡向正反应方向移动，可采取的措施有增大压强、分离生成物或增加另一种反应物等，在原容器中再充入1 mol CO2，虽然平衡向正反应方向移动，但CO2自身的转化率降低；在原容器中充入1 mol氦气和使用催化剂，平衡不移动。(3)①作垂直于y轴的辅助线，可看出在p(H2O)/p(CO)不变的情况下，温度越高，CO的平衡转化率越低，故正反应为放热反应。②400 ℃左右、投料比3～5时转化率已经很高，再增大压强比，成本提高较多，但CO的平衡转化率提高幅度不大，经济上不合算。
(4)由图可知，该装置将太阳能转化为电能，再转化为化学能；根据电子流向知，铜为正极，电极反应式为CO2＋8e－＋8H＋===CH4＋2H2O；放电时氢离子向正极移动；若加入硝酸，会溶解铜电极，且硝酸易挥发，也使产物不纯。
答案：(1)CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－162 kJ·mol－1
(2)①0.112 5 mol·L－1·min－1 ②ACD
(3)①放热 ② 不变 催化剂的活性温度在400 ℃左右；投料比太低，CO的平衡转化率不高，而400 ℃左右，投料比3～5时CO的平衡转化率较高，已能满足要求，再增加投料比，成本增大，但CO的平衡转化率提高不多，经济上不合算
(4)AD
16.镓(Ga)与铝位于同一主族，金属镓的熔点是29.8 ℃，沸点是2 403 ℃，是一种广泛用于电子工业和通讯领域的重要金属。
(1)工业上利用镓与NH3在1 000 ℃高温下合成固体半导体材料氮化镓(GaN)，同时生成氢气，每生成1 mol H2时放出10.27 kJ热量。写出该反应的热化学方程式___________________________________________________。
(2)在密闭容器中，充入一定量的Ga与NH3发生反应，实验测得反应平衡体系中NH3的体积分数与压强p和温度T的关系曲线如图1所示。
①图1中A点和C点化学平衡常数的大小关系是：KA________(填“<”“＝”或“>”)KC，理由是_________________________________________________
___________________________________________________________。
②在T1和p6条件下反应至3 min时达到平衡，此时改变条件并于D点处重新达到平衡，H2的浓度随反应时间的变化趋势如图2所示(3～4 min的浓度变化未表示出来)，则改变的条件为________(仅改变温度或压强中的一种)。
(3)气相平衡中用组分的平衡分压(pB)代替物质的量浓度(cB)也可以表示平衡常数(记作Kp)，用含p6的式子表示B点的Kp＝________。
(4)电解精炼法提纯镓的具体原理如下：以粗镓(含Zn、Fe、Cu杂质)为阳极，以高纯镓为阴极，以NaOH溶液为电解质，在电流作用下使粗镓溶解进入电解质溶液，并通过某种离子迁移技术到达阴极并在阴极放电析出高纯镓。
①已知离子氧化性顺序为Zn2＋
GaO在阴极放电的电极反应式是______________________________。
解析：(1)根据题意，该反应的热化学方程式为2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－×3＝－30.81 kJ·mol－1。(2)①由题图1知，压强恒定时，由T1→T2，NH3的体积分数减小，说明平衡向正反应方向移动，该反应为放热反应，降低温度，平衡向正反应方向移动，故T1>T2，则KA
答案：(1)2Ga(l)＋2NH3(g)2GaN(s)＋3H2(g) ΔH＝－30.81 kJ·mol－1 (2)①< 该反应是放热反应，其他条件一定时，温度升高，平衡逆向移动，K减小
②增大容器体积(或减小压强) (3)
(4)①Fe、Cu ②Ga3＋＋4OH－===GaO＋2H2O GaO＋3e－＋2H2O===Ga＋4OH－
17.碳及其化合物与人类生产、生活密切相关。请回答下列问题：
(1)在化工生产过程中，少量CO的存在会引起催化剂中毒。为了防止催化剂中毒，常用SO2将CO氧化，SO2被还原为S。已知：
①C(s)＋1/2O2(g)===CO(g) ΔH1＝－126.4 kJ·mol－1
②C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1
③S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH3＝－296.8 kJ·mol－1
则SO2氧化CO的热化学方程式为_______________________________。
(2)CO可用于合成甲醇，反应方程式为CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。
①CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图1所示，该反应的ΔH________0(填“>”或“<”)。
图2表示CO的平衡转化率与起始投料比、温度的变化关系，测得B(x1,60)点氢气的转化率为40%，则x1＝________。
②一定条件下，将2 mol CO和2 mol H2置于容积为2 L固定的密闭容器中发生上述反应，反应达到平衡时CO与H2体积之比为2∶1，则平衡常数K＝________。
(3)最新研究发现，用隔膜电解法可以处理高浓度乙醛废水。原理：使用惰性电极电解，乙醛分别在阴、阳极转化为乙醇和乙酸，总反应为2CH3CHO＋H2O===CH3CH2OH＋CH3COOH。
实验室中，以一定浓度的乙醛－Na2SO4溶液为电解质溶液，模拟乙醛废水的处理过程，其装置示意图如图所示。
①试写出电解过程中，阴极的电极反应式____________________________。
②在实际工艺处理过程中，当电路中I＝50 A时，10 min处理乙醛8.8 g，则电流效率为________(计算结果保留1位小数，每个电子电量为1.6×10－19 C，电流效率＝实际反应所需电量/电路中通过电量×100%)。
③乙醛废水通过分离提纯也可和空气设计成燃料电池，既可转化成电能又可消除污染，请写出在碱性条件下负极的电极反应式__________________。
解析：(1)由盖斯定律可知，2×②－2×①－③即可的所求热化学方程式。(2)①由于温度越高CO的平衡转化率越低，则可推出温度高平衡向逆反应方向移动，则正反应放热，即ΔH<0。令CO的起始物质的量为1 mol，H2的起始物质的量为x mol，当CO变化0.6 mol时，H2变化1.2 mol，则有1.2/x×100%＝40%，解得x＝3，则x1＝3。②列出三段式，先根据两种气体体积比为2∶1，可列式求出平衡浓度c(CH3OH)＝1/3 mol·L－1，c(CO)＝2/3 mol·L－1，c(H2)＝1/3 mol·L－1，然后列式计算K＝c(CH3OH)/[c(CO)·c2(H2)]＝4.5 L2·mol－2。(3)①电化学首先分清楚是原电池问题还是电解池问题，电解池问题需先判断阴、阳极，明确反应类型，再判断放电物质价态和产物价态，然后书写电极反应式即可，阴极得电子，即乙醛得电子生成乙醇。②电路中电量＝50 A×600 s＝30 000 C，由总反应方程式得处理2 mol乙醛转移电子2 mol，则处理8.8 g乙醛需要电量8.8÷44×6.02×1023×1.6×10－19C＝1.926×104 C，电流效率＝1.926×104/30 000×100%＝64.2%。③通过价态变化判断得失电子数，通过反应条件判断产物，再通过电荷守恒、原子守恒就可写出电极反应式。
答案：(1)SO2(g)＋2CO(g)===S(s)＋2CO2(g) ΔH＝－237.4 kJ·mol－1
(2)①< 3 ②4.5 L2·mol－2
(3)①CH3CHO＋2e－＋2H＋===CH3CH2OH
②64.2% ③CH3CHO－10e－＋14OH－===2CO＋9H2O
18.亚硝酰氯(ClNO)是有机合成中的重要试剂，工业上可用NO与Cl2合成。回答下列问题：
(1)一定条件下，氮氧化物与悬浮在大气中的海盐粒子相互作用时会生成亚硝酰氯，涉及的热化学方程式和平衡常数如表：
序号
热化学方程式
平衡常数
①
2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g) ΔH1
K1
②
4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g) ΔH2
K2
③
2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g) ΔH3
K3
则ΔH3＝________(用ΔH1和ΔH2表示)；K3＝________(用K1和K2表示)。
(2)300 ℃时，在一密闭容器中发生反应：2ClNO(g)2NO(g)＋Cl2(g)，其正反应速率表达式为v正＝k·cn(ClNO)，测得速率和浓度的关系如表：
序号
c(ClNO)/(mol·L－1)
v正/(mol·L－1·s－1)
①
0.30
3.60×10－9
②
0.60
1.44×10－8
③
0.90
3.24×10－8
则n＝________；k＝________；达到平衡后，若减小压强，则混合气体的平均相对分子质量将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)25 ℃时，向体积为2 L且带气压计的恒容密闭容器中通入0.08 mol NO和0.04 mol Cl2发生反应：2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g) ΔH。
①若反应起始和平衡时温度相同，测得反应过程中压强(p)随时间(t)的变化如图Ⅰ曲线a所示，则ΔH________(填“>”“<”或“不确定”)0；若其他条件相同，仅改变某一条件时，测得其压强(p)随时间(t)的变化如图Ⅰ曲线b所示，则改变的条件是________。
②图Ⅱ是甲、乙两同学描绘上述反应平衡常数的对数值(lg K)与温度的变化关系，其中正确的曲线是________(填“甲”或“乙”)；m的值为________。
解析：(1)根据盖斯定律，由①×2－②可得③，则ΔH3＝2ΔH1－ΔH2，K3＝。(2)将第①、②组数据代入正反应速率表达式中，可得：3.60×10－9＝k·(0.30)n、1.44×10－8＝k·(0.60)n，解得n＝2，k＝4.0×10－8。该反应为气体分子数增大的反应，若减小压强，则混合气体的分子数增大，混合气体的质量不变，故其平均相对分子质量减小。(3)①该反应为气体分子数减小的反应，若不考虑反应的热效应，则反应正向进行时，体系压强应不断减小，而图Ⅰ曲线a中反应未达到平衡时，体系压强先增大后减小，说明反应正向进行时，能量变化使体系压强增大，因此反应放热，ΔH<0。其他条件相同，仅改变某一条件时，曲线b和曲线a达到的平衡相同，但曲线b比曲线a先达到平衡，因此改变的条件为加入催化剂。②该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，lg K减小，故正确的曲线为乙。根据题图Ⅰ，25 ℃时，起始与平衡时压强之比为6∶5，容器恒容，则起始与平衡时气体的物质的量之比为6∶5，设平衡时ClNO为x mol，则平衡时NO为(0.08－x)mol，Cl2为(0.04－0.5x) mol，故(0.08＋0.04)∶(0.08－x＋0.04－0.5x＋x)＝6∶5，解得x＝0.04，故平衡时NO为0.04 mol，Cl2为0.02 mol，ClNO为0.04 mol，平衡常数K＝＝＝100，故m＝lg 100＝2。
答案：(1)2ΔH1－ΔH2 (2)2 4.0×10－8 减小
(3)①< 加入催化剂 ②乙 2
19.氮的化合物应用广泛，但氮氧化物是重要的空气污染物，应降低其排放。
(1)用CO2和NH3可合成氮肥尿素
已知：①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2CO2NH4(s) ΔH＝－159.5 kJ·mol－1
②NH2CO2NH4(s)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝＋116.5 kJ·mol－1
③H2O(l)＝H2O(g) ΔH＝＋44 kJ·mol－1
用CO2和NH3合成尿素(副产物是液态水)的热化学方程式为
______________________________________________________________。
(2)工业上常用如下反应消除氮氧化物的污染：
CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH
在温度为T1和T2时，分别将0.40 mol CH4和1.0 mol NO2充入体积为1 L的密闭容器中，n(CH4)随反应时间的变化如图所示：
①根据如图判断该反应的ΔH________0(填“＞”“＜”或“＝”)，理由是________________________________
____________________________________________。
②温度为T1时，0～10 min内NO2的平均反应速率v(NO2)＝________，反应的平衡常数K＝________(保留三位小数)。
③该反应达到平衡后，为在提高反应速率同时提高NO2的转化率，可采取的措施有________(填标号)。
A．改用高效催化剂 B．升高温度
C．缩小容器的体积 D．增加CH4的浓度
(3)利用原电池反应可实现NO2的无害化，总反应为6NO2＋8NH3===7N2＋12H2O，电解质溶液为NaOH溶液，工作一段时间后，该电池正极区附近溶液pH________(填“增大”“减小”或“不变”)，负极的电极反应式为________。
(4)氮的一种氢化物HN3，其水溶液酸性与醋酸相似，则NaN3溶液中各离子浓度由大到小的顺序为________；常温下，将ɑ mol·L－1的HN3与b mol·L－1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(N)，则该混合物溶液呈________(填“酸”“碱”或“中”)性，溶液中c(HN3)＝________mol·L－1。
解析：(1)目标反应是CO2＋2NH3===CO(NH2)2＋H2O，即①＋②－③得出2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋H2O(l)；ΔH＝－87 kJ·mol－1，①先达到平衡说明反应速率快，即T2>T1，随着温度的升高，甲烷的物质的量增加，说明升高温度，平衡向逆反应方向移动，即正反应方向ΔH<0；②前10 min，消耗甲烷的物质的量为(0.4－0.3) mol＝0.1 mol，即消耗NO2的物质的量为2×0.1 mol＝0.2 mol，根据化学反应速率的表达式，
v(NO2)＝0.2/(1×10) mol·L－1·min－1＝0.02 mol·L－1·min－1。
CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)
0.4 1 0 0 0
变化： 0.3 0.6 0.3 0.3 0.6
平衡： 0.1 0.4 0.3 0.3 0.6
根据化学平衡常数的定义，K＝(0.62×0.3×0.3)/(0.42×0.1)＝2.025；③A.使用催化剂，只加快反应速率，对化学平衡无影响，故A错误；B.正反应方向是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，NO2的转化率降低，但化学反应速率加快，故B错误；C.缩小容器的体积，增大压强，平衡向逆反应方向进行，NO2的转化率降低，但反应速率加快，故C错误；D.增加CH4的浓度，平衡向正反应方向移动，NO2的转化率增大，化学反应速率加快，故D正确；(3)正极上发生还原反应，氮元素化合价降低，应是NO2参与反应，因此正极反应式为2NO2＋4H2O＋8e－===N2＋8OH－，c(OH－)增大，pH增大；根据电池反应，负极反应式为2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O；(4)醋酸属于弱酸，HN3也属于弱酸，因此N发生水解反应，溶液显碱性，但水解程度微弱，即离子浓度大小顺序是c(Na＋)>c(N)>c(OH－)>c(H＋)；根据溶液显电中性，即有2c(Ba2＋)＋c(H＋)===c(OH－)＋c(N)，因为2c(Ba2＋)＝c(N)，因此c(OH－)＝c(H＋)，溶液显中性；反应后溶液的溶质为Ba(N3)2和HN3，假设溶液体积为1 L，则Ba(N3)2的物质的量为b mol，则HN3的物质的量(a－2b) mol，即c(HN3)＝(－b)mol·L－1。
答案：(1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)2(s)＋ H2O(l) ΔH＝－87 kJ·mol－1 (2)①< T1
(4)c(Na＋)＞c(N)＞c(OH－)＞c(H＋) 中 (－b)
20.以天然气代替石油生产液体燃料和基础化学品是当前化学研究和发展的重点。
(1)我国科学家创造性地构建了硅化物晶格限域的单中心铁催化剂，成功实现了甲烷一步高效生产乙烯、芳香烃Y和芳香烃Z等重要化工原料，实现了CO2的零排放，碳原子利用率达100%。已知Y、Z的相对分子质量分别为78、128，其一氯代物分别有1种和2种。
①有关化学键键能数据如表中所示：
化学键
H－H
C＝C
C－C
C≡C
C－H
E(kJ/mol)
436
615
347.7
812
413.4
写出甲烷一步生成乙烯的热化学方程式_____________________________，
反应中硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是____________________________________________________________；
②已知：原子利用率＝期望产物总质量/反应物总质量×100%，则甲烷生成芳香烃Y的原子利用率为________；
③生成1 mol Z产生的H2约合标准状况下________L。
(2)如图为乙烯气相直接水合法制备乙醇中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系(其中n(H2O)∶n(C2H4)＝1∶1)。
①若p2＝8.0 MPa，列式计算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；结果保留到小数点后两位)；
②该反应为________(填“吸热”或“放热”)反应，图中压强(p1、p2、p3、p4)的大小关系为_________________________________________________，
理由是_________________________________________________；
③气相直接水合法常采用的工艺条件：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度为290 ℃，压强为6.9 MPa，n(H2O)∶n(C2H4)＝0.6∶1。乙烯的转化率为5%，若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有________________________________________________(任写两条)。
(3)乙烯可以作为燃料电池的负极燃料，请写出以熔融碳酸盐作为电解质时，负极的电极反应式_______________________________________________
______________________________________________________________。
解析：甲烷一步生产乙烯、芳香烃Y和Z，反应过程本身实现了CO2的零排放，即碳原子守恒，Y、Z的相对分子质量分别为78、128，且X、Y的核磁共振氢谱只有一个峰，Z的核磁共振氢谱有二个峰，则X为CH2===CH2，Y为苯，Z为(CH3)3CCH2C(CH3)3，①甲烷一步生成CH2===CH2，断裂碳氢键，形成碳碳双键，根据题中化学键的键能数据可知该反应的反应热ΔH＝(8×413.4－4×413.4－615－2×436.0) kJ/mol＝＋166.6 kJ/mol，所以热化学方程式为2CH4(g) C2H4(g)＋2H2(g) ΔH＝－166.6 kJ/mol，硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是降低反应的活化能，加快反应的速率；②甲烷生成苯的反应方程式为6CH4→＋9H2，所以原子利用率为×100%＝81.25%；③由甲烷生成1 mol(CH3)3CCH2C(CH3) 3，根据原子守恒，参加反应的甲烷为9 mol，同时生成氢气的物质的量为＝8 mol，体积为8 mol×22.4 L·mol－1＝179.2 L；(2)由题意可设乙烯、水的物质的量都为1 mol，根据A点时Ⅰ烯转化率为20%，可知反应达平衡时：n(C2H4)＝1 mol－1 mol×20%＝0.8 mol
n(H2O)＝0.8 mol n(C2H5OH)＝0.2 mol乙醇占＝，乙烯和水各占＝，则乙醇的分压为8.0 MPa×，A点的平衡常数K＝＝＝＝0.07 MPa；②在恒压条件下，温度升高，乙烯的转化率降低，则平衡逆向移动，该反应为放热反应，在相同温度下由于乙烯转化率为p1＜p2＜p3＜p4，由C2H4(g)＋H2O(g)===C2H5OH(g)可知正反应为气体体积减小的反应，所以增大压强，平衡正向移动，乙烯的转化率提高，因此压强关系是p1＜p2＜p3＜p4；③若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度，如从平衡体系中将产物乙醇分离出来，或增大水蒸气的浓度，改变二者物质的量的比等；(3)负极上乙烯失电子被氧化生成CO2，其电极反应式为C2H4－12e－＋6CO===8CO2＋2H2O。
答案：(1)①2CH4(g)===C2H4(g)＋2H2(g) ΔH＝＋166.6 kJ/mol 降低反应活化能，加快反应速率
②81.25% ③179.2
(2)①K＝＝＝＝0.07 MPa ②放热 p1
③将产物乙醇液化移去或增大水与乙烯的比例
(3)C2H4－12e－＋6CO===8CO2＋2H2O
21.利用化学原理对废气、废水进行脱硝、脱碳处理，可实现绿色环保、废物利用，对构建生态文明有重要意义。
Ⅰ.脱硝：
(1)H2还原法消除氮氧化物
已知：N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝＋133 kJ·mol－1
H2O(g)===H2O(l) ΔH＝－44 kJ·mol－1
H2的燃烧热为285.8 kJ·mol－1
在催化剂存在下，H2还原NO2生成水蒸气和氮气的热化学方程式为________________________________________________________________。
(2)用NH3催化还原法消除氮氧化物，发生反应：
4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(l) ΔH＜0
相同条件下，在2 L恒容密闭容器中，选用不同催化剂，产生N2的量随时间变化如图所示。
①计算0～4分钟在A催化剂作用下， 反应速率v(NO)＝________。
②下列说法正确的是________。
A．该反应的活化能大小顺序是：Ea(A)＞Ea(B)＞Ea(C)
B．增大压强能使反应速率加快，是因为增加了活化分子百分数
C．单位时间内H－O键与N－H键断裂的数目相等时，说明反应已达到平衡
D．若反应在恒容绝热的密闭容器中进行，当K值不变时，说明已达到平衡
(3)微生物燃料电池(MFC)是一种现代化氨氮去除技术。下图为MFC碳氮联合同时去除的氮转化系统原理示意图。
① 已知A、B两极生成CO2和N2的物质的量之比为5∶2，写出A极的电极反应式______________________________________________________。
②解释去除NH的原理______________________________________。
Ⅱ.脱碳：
(4)用甲醇与CO反应生成醋酸可消除CO污染。常温下，将a mol·L－1醋酸与b mol·L－1 Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)，忽略溶液体积变化，计算醋酸的电离常数Ka＝________(用含a、b的代数式表示)。
解析：Ⅰ.(1)由已知得： ①N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH1＝＋133 kJ·mol－1
②H2O(g)===H2O(l) ΔH2＝－44 kJ·mol－1
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH3＝－285.8 kJ·mol－1
根据盖斯定律由③×4－①－②×4得反应：4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝4ΔH3―ΔH1―4ΔH2＝－1 100.2 kJ·mol－1；
(2)① 结合反应4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(l)，根据图中信息可计算v(NO)＝v(N2)＝＝0.375 mol·L－1·min－1
②A.反应的活化能越大，反应越难进行，单位时间内产生氮气的量越少，故该反应的活化能大小顺序是：Ea(C)>Ea(B)>Ea(A)，选项A错误；B.增大压强，增加单位体积活化分子数目，有效碰撞的机率增大，反应速率加快，选项B错误；C.单位时间内H—O键与N—H键断裂的数目相等时，说明正逆反应速率相等，反应已达到平衡，选项C正确；D.若反应在恒容绝热的密闭容器中进行，当K值不变时，说明各反应物的浓度保持不变了，反应已达到平衡，选项D正确。
(3)①图示分析可知微生物燃料电池中氢离子移向B电极，说明A为原电池的负极，B为原电池的正极，硝酸根离子在正极得到电子生成氮气发生还原反应，CH3COO－在原电池负极失电子生成二氧化碳气体，发生氧化反应，环境为酸性介质，则A极的电极反应式为：CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋；B极的电极反应式为2NO＋12H＋＋10e－===N2↑＋6H2O；若产生5 mol CO2转移电子数为20 mol，则产生的氮气为2 mol符合题给信息，故A极的电极反应式为CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋；②NH在好氧微生物反应器中转化为硝酸根离子：NH＋2O2===NO＋2H＋＋H2O，硝酸根离子在MFC电池正极发生还原反应生成氮气：2NO＋12H＋＋10e－===N2↑＋6H2O，从而除去NH离子。
Ⅱ.(4)根据电荷守恒可知2c(Ba2＋)＋c(H＋)===c(CH3COO－)＋c(OH－)，因此根据2c(Ba2＋)===c(CH3COO－)可知，溶液中c(H＋)===c(OH－)。根据原子守恒可知2c(Ba2＋)＝c(CH3COO－)＝b mol/L，因此溶液中醋酸分子的浓度是0.5a mol/L－b mol/L，则醋酸溶液的电离常数Ka＝＝＝×10－7mol/L。
答案：Ⅰ.(1)4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g) ΔH＝－1 100.2 kJ·mol－1
(2)①0.375 mol·L－1·min－1 ②CD
(3)①CH3COO－－8e－＋2H2O===2CO2↑＋7H＋
②NH在好氧微生物反应器中转化为NO，NO在MFC电池正极转化为N2
Ⅱ.(4)2b/(a－2b)×10－7mol/L
22.合理利用或转化NO2、SO2、CO、NO等污染性气体是人们共同关注的课题。
Ⅰ.某化学课外小组查阅资料后得知：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步：
①2NO(g)N2O2(g)(快) v1正＝k1正·c2(NO)，v1逆＝k1逆·c(N2O2) ΔH1<0
②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)(慢) v2正＝k2正·c(N2O2)·c(O2)，v2逆＝k2逆·c2(NO2) ΔH2<0
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，写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示平衡常数的表达式K＝________。
(2)决定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)反应速率是反应②，反应①的活化能E1与反应②的活化能E2的大小关系为E1________E2(填“>”“<”或“＝”)。
Ⅱ.(3)反应N2O4(g)2NO2(g)，在一定条件下N2O4与NO2的消耗速率与自身压强有如下关系：v(N2O4)＝k1·p(N2O4)，v(NO2)＝k2·p2(NO2)。其中k1、k2是与温度有关的常数。一定温度下，相应的速率与压强关系如图所示，在图中标出的点中，能表示该反应达到平衡状态的两个点是____________，理由是_________________________________________________________________。
(4)在25 ℃时，将a mol·L－1的氨水溶液与0.02 mol·L－1 HCl溶液等体积混合后溶液恰好呈中性(忽略溶液混合后体积的变化)，用含a的表达式表示25 ℃时NH3·H2O的电离常数Kb＝________。用质量分数为17%，密度为0.93 g/cm3的氨水，配制200 mL a mol·L－1的氨水溶液，所需原氨水的体积V＝________mL。
(5)如图电解装置可将雾霾中的NO、SO2分别转化为NH和SO。物质A的化学式为________，阴极的电极反应式是__________________________。
解析：Ⅰ.(1)①2NO(g)N2O2(g)；②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)，而目标反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的ΔH＝①＋②＝ΔH1＋ΔH2，由反应达平衡状态，所以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K＝＝；(2)因为决定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)速率的是反应②，所以反应①的活化能E1远小于反应②的活化能E2；
Ⅱ.(3)满足平衡条件v(NO2)＝2v(N2O4)即为平衡点，B、D点的压强之比等于其反应速率之比为1∶2，所以B、D为平衡点；(4)反应后溶液中c(NH)＝c(Cl－)＝0.01 mol/L，则c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1，溶液呈中性，故Kb＝＝＝(2×10－9)/(a－0.02)；设氨水的体积为V mL，则根据稀释定律可知：V×0.93 g·cm－3×17%＝a mol·L－1×0.2 L，解得V＝21.5a mL。
(5)NO得电子生成铵根，离子方程式为NO＋5e－＋6H＋===NH＋H2O，为阴极反应，阳极上SO2失电子形成硫酸。
答案：Ⅰ.(1)ΔH1＋ΔH2 k1k2/k2k1 (2)<
Ⅱ.(3)BD 图中只有D点的NO2的消耗速率是B点N2O4的消耗速率的2倍，所以表示达到化学平衡状态的点是BD (4)2×10－9/(a－0.02) 21.5a或200a/9.3或2 000a/93 (5)H2SO4 NO＋6H＋＋5e－===NH＋H2O
23.碳及其化合物广泛存在于自然界。请回答下列问题：
(1)以CO2与NH3为原料可合成尿素。已知：
①2NH3(g)＋CO2(g)===NH2COONH4(s) ΔH＝－159.47 kJ·mol－1
②NH2COONH4(s)===CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH＝＋116.49 kJ·mol－1
③H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋88.0 kJ·mol－1
写出NH3和CO2合成尿素和液态水的热化学方程式__________________。
(2)海洋是地球上碳元素的最大“吸收池”。
①溶于海水中的CO2主要以四种无机碳形式存在，即：CO2、H2CO3、________、________。
②在海洋碳循环中，可通过如图所示的途径固碳。写出钙化作用的离子方程式________________________________________________________________________。
(3)常温常压下，空气中的CO2溶于水中达到平衡时，其转化关系如下：
①CO2＋H2OH2CO3 K＝1.8×10－3
②H2CO3H＋＋HCO Ka1＝4.3×10－7，
③HCOH＋＋CO Ka2＝5.6×10－11，
通常情况下，海水的pH约为8，若忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则溶液中c(CO2)＝________________________________________________
mol/L。(保留两位有效数字)
(4)为了测量某湖水中无机碳含量，量取100 mL湖水，酸化后用N2吹出CO2，再用NaOH溶液吸收。用1.0 mol/L盐酸滴定吸收液，生成的V(CO2)随V(盐酸)变化关系如图1所示，则吸收液中离子浓度由大到小的顺序为________，湖水中无机碳的浓度为________mol/L。
(5)用CO2和天然气可以制备CO和H2，CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)。密闭容器中浓度均为0.1 mol/L的CH4与CO2，在一定条件下反应，测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如图2所示，则压强p1________p2(填“>”或“<”)。若p2＝3MPa，则T ℃时该反应的平衡常数Kp＝________MPa2(用平衡分压代替平衡浓度计算， 分压＝总压×物质的量分数)。
解析：(1)①＋②－③得到2NH3(g)＋CO2===CO(NH2)(s)＋H2O(l) ΔH＝(－159.47＋116.49－88)kJ·mol－1＝－130.98 kJ·mol－1；(2)①H2CO3是二元弱酸，在水中发生电离，即H2CO3HCO＋H＋、HCO＋H2OCO＋H＋，因此还含有的碳元素的形式为HCO和CO；②根据示意图，参加反应的物质是Ca2＋和HCO，生成物是CaCO3、CO2和H2O，因此离子方程式为Ca2＋＋2HCO===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O；(3)忽略水的电离和HCO的电离，pH＝8，因此溶液中c(H＋)＝10－8 mol·L－1，根据②溶液中c(HCO)＝c(H＋)＝10－8 mol·L－1，根据Ka1＝c(H＋)×c(HCO)/c(H2CO3)，代入数值，得到c(H2CO3)＝10－16/4.3×10－7 mol·L－1，根据K＝c(H2CO3)/c(CO2)，代入数值，c(CO2)＝10－16/(4.3×10－7×1.8×10－3) mol·L－1＝1.3×10－7mol·L－1；(4)根据V(CO2)和V(HCl)的关系图，推出反应后溶液中溶质为NaHCO3和Na2CO3，且两者物质的量相等，因此CO的水解程度大于HCO，因此离子浓度大小顺序是c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋)，加入30 mL盐酸，气体达到最大，即此时的溶质为NaCl，n(Na＋)＝n(NaCl)＝n(HCl)＝30×10－3×1 mol＝3×10－2 mol，因此n(Na2CO3)＝0.01 mol，n(NaHCO3)＝0.01 mol，即碳元素守恒，无机碳的浓度为(0.01＋0.01)/(100×10－3)mol·L－1＝0.2 mol·L－1；(5)增大压强平衡向逆反应方向移动，即甲烷的转化率降低，即p2>p1；
CO2(g) ＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)
起始：0.1 0.1 0 0
变化： 0.05 0.05 0.1 0.1
平衡： 0.05 0.05 0.1 0.1
H2的物质的量分数为0.1/0.3＝1/3，CO的物质的量分数为1/3，CH4和CO2的物质的量分数为0.05/0.3＝0.5/3，Kp＝＝＝4。
答案：(1)2NH3(g)＋CO2(g)===CO(NH2)(s)＋H2O(l) ΔH＝－130.98 kJ/mol
(2)HCO CO Ca2＋＋2HCO===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O (3)1.3×10－7 (4)c(Na＋)>c(HCO)>c(CO)>c(OH－)>c(H＋) 0.2
(5)< 4
24.碳及其化合物广泛存在于自然界中，试回答下列问题：
(1)某处碳循环如图1所示，CaCO3转化为HCO的离子方程式为________________________________________________________________。
(2)常温常压下，空气中的CO2溶于水，达到平衡时，无机碳在浓液中以4种形式存在，其转化关系如下：
①CO2(g)＋H2OH2CO3 K＝10－2.8
②H2CO3H＋＋HCO K1＝10－3.5
③HCOH＋＋CO K2＝10－10.3
若溶液中c(CO2)＝1.0×10－5mol/L，且忽略水的电离及H2CO3的第二级电离，则溶液pH＝________。
(3)某化学小组为了测量湖水中无机碳的含量，量取 100 mL湖水，酸化后用N2吹出CO2，再用NaOH溶液吸收，将吸收液用0.10 mol/L盐酸滴定，生成的V(CO2)随V(盐酸)变化关系如图2所示，则吸收液中离子浓度由大到小的顺序为________________(不用写出H＋)，湖水中无机碳的浓度为________mol/L。
(4)一定条件下，CO2和H2O可以转化为CO和H2，通过反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)制备甲醇，若起始时在密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，测得平衡时CO转化率α(CO)随T、p的变化关系如图3所示。
①p1________p2(填“大于”“小于”或“等于”)；
②该反应在195 ℃、p2条件下达到平衡后，c(H2)＝0.5 mol/L，则该反应的平衡常数为________。
③已知CH3OH和CO的燃烧热分别为725.8 kJ/mol、283.0 kJ/mol,1 mol液态水变成气态水吸热44.0 kJ，写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学方程式：
______________________________________________________________。
(5)用CH3OH和O2组合形成的质子交换膜燃料电池的结构如图4，则c电极的反应方程式为________________________________________________
____________________________________________________________。
解析：(1)根据图示，碳酸钙与二氧化碳反应生成HCO的离子方程式为CO2＋CaCO3＋H2O===Ca2＋＋2HCO；(2)设溶液pH为x，根据①CO2(g)＋H2OH2CO3 K＝10－2.8，②H2CO3H＋＋HCO K1＝10－3.5，c(CO2)＝1.0×10－5mol/L，则K＝10－2.8＝，K1＝10－3.5＝，因此K×K1＝＝＝10－6.3，解得x＝5.65；(3)根据图像，先后发生的反应为①OH－＋H＋===H2O；②CO＋H＋===HCO；③HCO＋H＋===CO2↑＋H2O，反应③中消耗盐酸10 mL，说明含有H2CO3 0.001 mol，说明反应②中消耗盐酸10 mL，反应①中消耗盐酸10 mL，说明含有OH－0.001 mol，因此吸收液中含有0.001 mol NaOH和0.001 mol Na2CO3，吸收液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na＋)>c(OH－)>c(CO)>c(HCO)，湖水中无机碳的浓度为＝0.01 mol/L；(4)①根据CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，相同温度条件下，压强越大，CO的转化率越大，根据图像，p1＜p2；②起始时在密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，平衡后，c(H2)＝0.5 mol/L ，则c(CO)＝0.25 mol/L ，c(CH3OH)＝0.25 mol/L ，该反应的平衡常数K＝ ＝4；③由CO(g)和CH3OH(l)的燃烧热分别为283.0 kJ·mol－1和725.8 kJ·mol－1，1 mol液态水变成气态水吸热44.0 kJ，则①CO(g)＋1/2O2(g)===CO2(g) ΔH ＝－283.0 kJ·mol－1，②CH3OH(l)＋3/2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－725.8 kJ·mol－1，③H2O(l)＝H2O(g) ΔH＝＋44.0 kJ/mol，由盖斯定律可知用②－①＋③得反应CH3OH(l)＋O2(g)===CO(g)＋2H2O(g)，该反应的反应热ΔH＝－726.5 kJ/mol－(－283.0 kJ/mol)＋(＋44.0 kJ/mol)＝－354.8 kJ·mol－1；(5)根据电子移动的方向，c为负极，甲醇具有还原性，在负极上发生氧化反应生成CO2，电极反应式为：CH3OH－6e－＋H2O===CO2＋6H＋。
答案：(1)CO2＋CaCO3＋H2O===Ca2＋＋2HCO
(2)5.65
(3)c(Na＋)>c(OH－)>c(CO)>c(HCO) 0.01
(4)小于 4
CH3OH(l)＋O2(g)===CO(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－354.8 kJ/mol
(5)CH3OH－6e－＋H2O===CO2＋6H＋
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