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2022届高三化学一轮复习化学反应原理题型必练70化学反应原理基础题含解析
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这是一份2022届高三化学一轮复习化学反应原理题型必练70化学反应原理基础题含解析，共33页。试卷主要包含了下列说法正确的是_______等内容，欢迎下载使用。
化学反应原理基础题
非选择题（共17题）
1．2021年6月17日我国成功发射神舟十二号载人飞船，顺利与空间站对接。飞船和空间站中CO2的清除和O2的再生是研究的重要问题之一、回答下列问题：
(1)空间站的水气整合系统利用“萨巴蒂尔反应”，将CO2转化为CH4和水蒸气，配合O2生成系统可实现O2的再生，流程如图所示。
①已知下列数据：
化学键
H—H
C—H
H—O
C=O
断裂化学键吸收的能量/(kJ·mol-1)
435
415
465
800
则“萨巴蒂尔反应”的热化学方程式为_______。
②“萨巴蒂尔反应”在固定容积的密闭容器中发生，若要提高CO2的平衡转化率，可采取的措施有_______(写两条)。
(2)氢氧燃料电池与电解水装置配合使用，可实现充放电循环，应用于长寿命航天器中。
①CO2的富集与转化是O2再生的核心问题。“电化学富集法”是一种适合飞行器较长时间飞行的方法，装置如图所示。b极为_______极(填“正”或“负”)，a电极上发生的电极反应为_______。
②负载中电解水可实现O2的再生，阳极为_______(填“c”或“d”)，电极反应为_______。
③下列措施可提高O2生成速率的是_______。
A．提高电解时的电源电压 B．向水中加入少量的NaCl
C．适当提高电解液的温度 D．用金属铜作阳极
2．人们常常利用化学反应中的能量变化为人类服务。
(1)氢能是一种具有发展前景的理想清洁能源，氢气燃烧时放出大量的热。氢气燃烧生成水蒸气的能量变化如图所示：
根据上图可知，在化学反应中，不仅存在物质的变化，而且伴随着_______变化，1mol完全燃烧生成1molH2O(气态)时，释放的能量是_______kJ。
(2)下列化学反应在理论上可以设计成原电池的是_______。
A．CO2+C=2COB．
C．CH4+2O2CO2+2H2OD．
(3)某化学兴趣小组为了探索铝电极在原电池中的作用，设计并进行了以下一系列实验。实验结果记录加表：
编号
电极材料
电解质溶液
电流计指针偏转方向
1
Mg、Al
稀盐酸
偏向Al
2
Al、Cu
稀盐酸
偏向Cu
3
Al、石墨
稀盐酸
偏向石墨
4
Mg、Al
NaOH溶液
偏向Mg
根据表中记录的实验现象，回答下列问题。
①实验1中铝为_______极(填正或负)
②实验4中铝为_______极(填正或负)，写出铝电极的电极反应式：_______。
③根据以上实验结果，在原电池中相对活泼的金属作正极还是作负极受到哪些因素的影响？___。
3．研究氮、硫及卤素等单质及其化合物在生产生活和环境保护中有着重要意义。
I.反应I2+2=2I-+常用于精盐中碘含量测定。某同学利用该反应探究浓度对反应速率的影响。实验时均加入1mL淀粉溶液作指示剂，若不经计算，可直接通过褪色时间的长短来判断浓度与反应速率的关系，下列试剂中：
①1mL0.001mol·L-1的碘水
②1mL0.01mol·L-1的碘水
③3mL0.001mol·L-1的Na2S2O3溶液
④3mL0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液
(1)应选择_______(填字母)。
A．①②④ B．①②③ C．①③④ D．②③④
(2)若某同学选取②④进行实验，测得褪色时间为4s，忽略混合后溶液体积的变化，试计算v()=_______。
II.一定条件下，在水溶液中1molCl-、(x=1，2，3，4)的能量(kJ)相对大小如下图所示。
(3)D是_______(填离子符号)；
(4)B→A+C反应的离子方程式为：_______；当生成1molC时，_______kJ的热量(填吸收或放出以及具体数值)。
III.利用CO可有效降低柴油发动机在空气过量条件下的NO排放。T℃时，在容积为2L的恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO，保持温度不变，发生反应2NO(g)+2CO(g)⇌N2(g)+2CO2(g)，5min时达到平衡状态，此时c(N2)=0.4mol·L-1
(5)下列不能说明反应达到平衡状态的是_______。
a.体系压强保持不变 b.容器中气体平均摩尔质量保持不变
c.混合气体颜色保持不变 d.NO与CO的体积比保持不变
(6)NO平衡转化率α(NO)=_______。
4．、CO等都是重要的能源，也是重要的化工原料。
(1)一定条件下，甲烷与水蒸气发生反应：，工业上可利用此反应生产合成氨原料气。
①定温度下，向2L恒容密闭容器中充入1.6mol 和2.4mol 发生上述反应，CO(g)的物质的量随时间的变化如图甲所示。
内的平均反应速率___________。平衡时容器内气体的压强与起始时容器内压强的比值为___________。
②下列措施能加快反应速率的是___________(填字母)。
A．恒压时充入He B．升高温度
C．恒容时充入 D．及时分离出CO
③第1分钟时υ正(CO) ___________第2分钟时υ逆(CO) (填“”“”“”或“无法比较”)
④下列能说明上述反应达到平衡状态的是___________(填字母)。
a．
b．恒温恒容时，容器内混合气体的密度保持不变
c．、浓度保持不变
d．、、CO(g)、的物质的量之比为
e．断开3mol H−H键的同时断开2molO−H键
(2)用和组合形成的质子交换膜燃料电池的结构如图乙：
电极d是___________(填“正极”或“负极”)，电极c的电极反应式为___________。
5．氢能以其来源广、可储存、可再生、零污染等性质，是一种值得期待的清洁高效的二次能源，成为国际能源变革的重要选择，被视为21世纪最具发展潜力的清洁能源。回答下列问题：
(1)298K，101kPa条件下，H2燃烧生成液态水的能量变化如上图所示，则1molH2完全燃烧生成液态水时放出的热量___________kJ。
(2)某原电池的装置如图所示，总反应为，其中阴离子交换膜只允许阴离子和水分子通过。
①通入H2的电极是电源的___________(填电极名称)。
②下列说法正确的是____。
A．正极反应为：
B．放电结束后，溶液的碱性不变
C．OH−通过离子交换膜从正极向负极移动
D．每反应2.24L(标准状况下)氢气，交换膜通过0.2mol离子
(3)为探究实验室制取氢气的合适条件，探究学习小组用纯锌粒和制取氢气。
①实验测得H2的生成速率如图所示，根据t1～t2时间速率变化判断该反应是___________反应(填“吸热”或“放热”)。t2～t3时间速率变化的主要原因是___________。
②若用粗锌(含少量金属铜)代替纯锌进行实验，氢气的生成速率明显加快的原因是___________。
6．现代社会的一切活动都离不开能量，化学反应在发生物质变化的同时伴随有能量变化，能量、速率与限度是认识和研究化学反应的重要视角。
I．化学能与电能之间可以相互转化。
(1)直接提供电能的反应一般是放热反应，下列反应能设计成原电池的是_____
A．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应B．氢氧化钠与稀盐酸反应
C．灼热的炭与CO2反应D．H2与Cl2燃烧反应
(2)氢氧燃料电池是符合绿色化学理念的新型发电装置。图为电池示意图，该电池电极表面镀了一层细小的铂粉，铂吸附气体的能力强，性质稳定。请回答：
①电池的负极反应式为：___________________。
②电池工作时OH-向_________移动(填“正极”或“负极”)。
③正极上消耗标况下4.48L气体时，转移电子的数目为__________。
II．在2L绝热密闭容器中投入2molSO2和bmolO2，图是部分反应物随时间的变化曲线。
①10min时，v(SO3)=________。
②反应达到平衡时，SO2的转化率为______________。
③下列情况能说明该反应达到化学平衡的是______________。
A．v(SO3)=v(SO2)B．混合气体的密度保持不变
C．t时刻，体系的温度不再发生改变D．混合气体的总物质的量不再改变
7．我国力争2060年前实现碳中和，将转化为甲醇是实现碳中和的途径之一、原理为：。在一定温度下，体积为1L的密闭容器中，充入和，测得和的浓度随时间变化如图所示。
回答下列问题：
(1)2min~5min的平均反应速率_______。
(2)平衡时的转化率为_______%。
(3)2min时，_______(填“>”“<”“=”或“无法比较”)。
(4)下图为甲醇酸性燃料电池的构造示意图，根据原电池的工作原理，电极a是____(填“正极”或“负极”)，此电池工作时，负极的电极反应为___。
8．(1)下列说法正确的是_______(填字母序号)。
A.化学反应的实质就是旧化学键的断裂，新化学键的形成，在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，必然伴随着能量的变化
B.钢铁生锈腐蚀时，铁被氧化
C.放热反应发生时，不一定要加热。但吸热反应必须要加热才能发生
(2)在101 kPa时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，氢气完全燃烧的热化学方程式表示为_______。
(3)目前工业上有一种方法是用CO2来生产甲醇：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)。如图1表示该反应进行过程中能量的变化(单位为：kJ·mol-1)，该反应是△H_______0(选填“>”“=”或“<”)。
(4)图2装置属于原电池的是_____(填序号)。在选出的原电池中，_____是负极，发生____(选填“氧化”或“还原”)反应，正极的现象____。此原电池反应的化学方程式为_____。
9．研究氮的固定及含氮化合物的转化对工农业发展及消除环境污染有重要的意义。
已知：Ⅰ.N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) △H1=-92.4 kJ·mol-1；
Ⅱ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g) △H2=＋180 kJ·mol-1；
Ⅲ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H3=-112.3 kJ·mol-1。
请回答下列问题：
(1)反应Ⅰ是工业固氮的重要反应，在体积为2 L的恒温恒容密闭容器中，充入1 mol N2和3 mol H2，5 min末达到平衡，此时容器内压强变为原来的0.75倍。
①下列事实可以判断该反应达到平衡状态的是___________。
a．相同时间内每消耗0.1 mol N2的同时消耗0.2 mol NH3
b．c(N2)：c(H2)=1：3
c．混合气体的密度不再发生变化时
d．氢气的分压不再发生变化时
②5 min内该反应的反应速率v(N2)=___________。
③若将容器扩大一倍，再次平衡后该反应的化学平衡常数会___________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，N2和H2的转化率之比α(N2)：α(H2)会___________。
(2)反应N2(g)＋2O2(g)=2NO2(g) △H=___________。
(3)反应Ⅲ是由以下两步反应完成：
i．___________ △H4＜0；
ii．N2O2(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H5＜0。
①第i步反应的化学方程式为___________。
②△H4___________112.3 kJ·mol-1(填“>”“=”或“＜”，下同)；若第i步反应为快反应，则活化能E(i)___________E(ii)。
③若反应ii的正反应速率=×c(N2O2)·c(O2)，=×c2(NO2)；则该反应的化学平衡常数K=___________(用含“”和“”的代数式表示)。
10．氮的化合物的处理和利用是环境科学研究的热点。
(1)机动车排放的尾气中主要污染物为NOx，可用CH4催化还原NOx以消除其污染。298K时，1.0g CH4(g)与足量的NO气体完全反应生成N2、CO2和H2O(g)，放出72.5kJ的热量。该反应的热化学方程式为_______。
(2)氮氧化物与悬浮大气中的海盐粒子相互作用会生成NOCl，涉及的相关反应有：
热化学方程式
平衡常数
①
2NO2(g)+NaCl(s)⇌NaNO3(s)+NOCl(g) ΔH1
K1
②
4NO2(g)+2NaCl(s)⇌2NaNO3(s)+2NO(g)+Cl2(g) ΔH2
K2
③
2NO(g)+Cl2(g)⇌2NOCl(g) ΔH3
K3
ΔH1、ΔH2、ΔH3之间的关系为ΔH3=_____；K1、K2、K3的关系为K3=______。
(3)对汽车加装尾气净化装置，可使汽车尾气中含有的CO、NO2等有毒气体转化为无毒气体：4CO(g)+2NO2(g)⇌4CO2(g)+N2(g) ΔH=-1200kJ·mol-1.对于该反应，温度不同(T2﹥T1)，其他条件相同时，下列图像正确的是_______(填序号)。
(4)用活性炭还原法也可以处理氮氧化物。向某密闭容器中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浓度如下：
时间/min
浓度/mol·L-1
0
10
20
30
40
50
NO
1.0
0.58
0.40
0.40
0.48
0.48
N2
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
CO2
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
①T1℃时，该反应在0～20min的平均反应速率v(CO2)=____；该反应的平衡常数K=_____；
②30min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是_______(填序号)；
A．加入一定量的活性炭
B．恒温恒压充入氩气
C．适当缩小容器的体积
D．加入合适的催化剂
③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为5：3：3，则和原平衡相比，NO的转化率_______(填“升高”或“降低”)，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)。
11．目前工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇，某研究小组对下列有关甲醇制取的三条化学反应原理进行探究。已知在不同温度下的化学反应平衡常数(K1、K2、K3)如下表所示：
化学反应
平衡常数
平衡常数
500℃
700℃
800℃
①2H2(g)+CO(g)=CH3OH(g) △H1
K1
2.5
0.34
0.15
②CO2(g)+ H2(g)=CO(g)+H2O(g) △H2
K2
1.0
1.70
2.52
③CO2(g)+ 3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g) △H3
K3
请回答下列问题：
(1)根据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3=___________(用K1、K2表示)；
(2)根据反应③判断熵变△S___________0(填“>”“=”或“<”)，依据反应自发进行的判据：△G=△H-T△S<0时可自发进行，判断：在___________(填“较高”或“较低”)温度下有利于该反应自发进行。
(3)500℃下，测得反应③在某时刻时，CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度分别为0.15 mol·L-1、0.2 mol·L-1、0.4 mol·L-1、0.25 mol·L-1，则此时v正___________v逆(填“>”“=”或“<”)。
(4)要提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率，可采取的措施有___________(填字母代号)。
A．扩大反应容器的容积 B．使用合适的催化剂
C．缩小反应容器的容积 D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)
12．化学反应伴随能量变化，获取反应能量变化有多条途径。
(1)下列反应中，属于吸热反应的是___________(填字母)。
A．Na2O与水反应 B．甲烷的燃烧反应
C．Ba(OH)2·8H2O与氯化铵反应 D．锌与盐酸反应
(2)获取能量变化的途径
①通过化学键的键能计算。已知：
化学键种类
H-H
Cl-Cl
H-Cl
键能(kJ/mol)
436
247
434
计算可得：H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) △H= ___________kJ·mol-1
②通过盖斯定律可计算。已知在25℃、101 kPa时：
I.2Na(s)＋O2(g)=Na2O(s) △H=-414 kJ·mol-1
II.2Na(s)＋O2(g)=Na2O2(s) △H=-511 kJ·mol-1
写出Na2O2与Na反应生成Na2O的热化学方程式：___________。
(3)以CO2(g)和H2(g)为原料合成甲醇，反应的能量变化如下图所示。
①补全上图：图中A处应填入___________。
②该反应需要加入铜-锌基催化剂。加入催化剂后，该反应的△H___________(填“变大”“变小”或“不变”)。
③某研究者分别以甲醇和汽油做燃料，实验测得在发动机高负荷工作情况下，汽车尾气中CO的百分含量与汽车的加速性能的关系如图所示。
据图信息分析，与汽油相比，甲醇作为燃料的优点是___________。
13．二甲醚()具有优良的燃烧性能，被称为21世纪的“清洁能源”。一步法合成二甲醚是以合成气()为原料，在一定温度、压强和催化剂作用下进行，反应器中发生了下列反应：
①
②
③
(1)一种新合成二甲醚的方法为一定条件下：
，该反应的___________；
判断该反应在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，下列不能作为达到化学平衡状态的依据是___________。
A．平均摩尔质量保持不变
B．容器的密度不变
C．容器内压强保持不变
D．单位时间内消耗，同时消耗二甲醚
(2)可采用和二甲醚催化合成乙醇。
反应①：
反应②：
a．压强为时，温度对二甲醚和乙酸甲酯平衡转化率的影响如图甲所示，则___________(填“>”或“<”)0。
b．温度对平衡体系中乙酸甲酯的含量和乙醇的影响如图乙所示，在范围内，乙酸甲酯的含量逐渐增大，而乙醇的百分含量逐渐减小的原因是：___________。
c．若压强为、温度为时，向恒容密闭容器中充入和发生反应①，时达到平衡，则前内的平均生成速率为___________，该条件下反应①的平衡常数___________。
14．I.在火箭推进器中装有强还原剂肼(N2H4)和强氧化剂(H2O2)，当它们混合时，即产生大量的N2和水蒸气，并放出大量热。已知0.4mol液态肼和足量H2O2反应，生成氮气和水蒸气，放出256kJ的热量。
(1)写出该反应的热化学方程式______。
(2)已知H2O(l)=H2O(g)；ΔH=+44kJ/mol，则16g液态肼燃烧生成氮气和液态水时，放出的热量是______kJ。
(3)上述反应应用于火箭推进剂，除释放大量的热和快速产生大量气体外，还有一个很突出的优点是______。
II．某学生用0.2000mol∙L-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：
①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，注入0.2000mol∙L-1的标准NaOH溶液至“0”刻度线以上；
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体；
③调节液面至“0”或“0”刻度线稍下，并记录读数；
④量取20.00mL待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入2～3滴酚酞试液；
⑤用标准NaOH溶液滴定至终点，记下滴定管液面读数；
⑥重复以上滴定操作2～3次。
请回答下列问题：
(1)以上步骤有错误的是______(填编号)，该步骤错误操作会导致测定结果______(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(2)步骤④中，量取20.00mL待测液应使用______(填“酸式”或“碱式”)滴定管；在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水，测定结果______(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(3)步骤⑤滴定时，眼睛应注视______；判断达到滴定终点的依据是______。
(4)以下是实验数据记录表：
滴定次数
盐酸体积/mL
NaOH溶液体积读数/mL
滴定前
滴定后
1
20.00
0.00
18.10
2
20.00
0.00
16.30
3
20.00
0.00
16.22
从上表可以看出，第1次滴定记录的NaOH溶液体积明显大于后两次的体积，其可能的原因是______(填字母)。
A．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡
B．锥形瓶用待测液润洗
C．滴定结束时，俯视读数
(5)根据上表记录数据，通过计算可得，待测盐酸的物质的量浓度为______mol∙L-1。
15．中国政府承诺，到2020年，单位GDP二氧化碳排放比2005年下降40%～50%，CO2可转化成有机物实现碳循环，有效降低碳排放。
(1)在体积为1L的恒容密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，一定条件下反应：CO2(g)+3H2(g)⇌ CH3OH(g)+H2O(g)ΔH=-49.0kJ∙mol-1，测得CO2和CH3OH(g)浓度随时间变化如图所示。
①计算：从0min到3min，H2的平均反应速率v(H2)=_____mol∙L-1∙min-1。
②能说明上述反应达到平衡状态的是_____(填编号)。
A．c(CO2)∶c(CH3OH)=1∶1
B．混合气体的密度不再发生变化
C．单位时间内消耗3molH2，同时生成1molH2O
D．CO2的体积分数在混合气体中保持不变
③反应达到平衡后，保持其他条件不变，能加快反应速率且使体系中气体的物质的量减少，可采取的措施有_____(填编号)。
A．升高温度 B．缩小容器体积
C．再充入CO2气体 D．使用合适的催化剂
(2)将CO2通入适量氢氧化钠溶液中进行处理时，可生成Na2CO3溶液，在Na2CO3溶液中，下列关系式错误的是_____。
A．c()＞c(OH-)＞c()
B．c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)
C．c(OH-)=c(H+)+c()+2c(H2CO3)
D．c(Na+)+c(H+)=c()+c()+c(OH-)
(3)煤燃烧产生的烟气中含有氮的氧化物，用甲烷催化氧化可以还原NOx原理为：
①CH4(g)+2NO2(g)⇌ CO2(g)+N2(g)+H2O(g)ΔH=-867.0kJ/mol；
②N2(g)+2O2(g)⇌2NO2(g) ΔH=+67.8kJ/mol；
③适量的N2和O2完全反应，每生成标准状况下11.2LNO 时，则吸收45kJ的热量，则CH4催化还原NO的热化学反应方程式为_____。
(4)已知A(g)+B(g)⇌C(g)+D(g)ΔH，反应的平衡常数和温度的关系如下：
温度/℃
700
800
830
1000
1200
平衡常数
1.7
1.1
x
0.6
0.4
回答下列问题：
830℃时，向一个2L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，反应至10s时达到平衡，测得A的转化率为80%，计算830℃时，反应的平衡常数x=_____。
16．工业废水中常含有一定量的和，它们会对人类及生态系统产生很大危害，必须进行处理。常用的处理方法有以下两种：
方法1：还原沉淀法。
该法的工艺流程为：Cr3+ Cr(OH)3↓
其中第①步存在平衡2(黄色)+2H+⇌(橙色)+H2O。
(1)若平衡体系的pH=2，该溶液显_____色。
(2)能说明第①步反应达平衡状态的是_____(填序号)。
A．和的浓度相同 B．2v()=v() C．溶液的颜色不变
(3)第②步中，还原1mol离子，需要_____mol的FeSO4∙7H2O。
(4)第③步生成的Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)⇌Cr3+(aq)+3OH-(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp=c(Cr3+)∙c3(OH-)=10-32，要使c(Cr3+)降至10-5mol/L，溶液的pH应调至_____。
方法2：电解法。
该法用Fe做电极电解含的酸性废水，随着电解的进行，在阴极附近溶液pH升高，产生Cr(OH)3沉淀。
(5)用Fe做电极的原因为_____(用电极反应式解释)。
(6)在阴极附近溶液pH升高，溶液中同时生成的沉淀还有_____。
17．阳离子交换膜法电解饱和食盐水具有综合能耗低、环境污染小等优点。生产流程如图所示：
(1)电解饱和食盐水的化学方程式为____________。
(2)电解结束后，能够脱去阳极液中游离氯的试剂或方法是________(填字母序号)。
a．Na2SO4b．NaNO3
c．热空气吹出d．降低阳极区液面上方的气压
(3)食盐水中的I－若进入电解槽，可被电解产生的Cl2氧化为ICl，并进一步转化为。可继续被氧化为高碘酸根()，与Na+结合生成溶解度较小的NaIO4沉积于阳离子交换膜上，影响膜的寿命。
①ICl为有毒的黑色晶体，可用氢氧化钠溶液吸收，请写出相应的离子反应方程式：_______________________。
②请写出NaIO3被氧化为NaIO4的离子反应方程式为________________________。
(4)在酸性条件下加入NaClO溶液，可将食盐水中的I－转化为I2，再进一步除去。通过测定体系的吸光度，可以检测不同pH下I2的生成量随时间的变化，如下图所示。已知：吸光度越高表明该体系中c(I2)越大。
①结合化学用语解释10min时不同pH体系吸光度不同的原因：__________________。
②pH=4.0时，体系的吸光度很快达到最大值，之后快速下降。吸光度快速下降的可能原因____________________。
③研究表明食盐水中I－含量≤0.2mg•L-1时对离子交换膜影响可忽略。现将1m3含I－浓度为1.47mg•L-1的食盐水进行处理，为达到使用标准，理论上至少需要0.05mol•L-1NaClO溶液_____________L。(已知NaClO的反应产物为NaCl，溶液体积变化忽略不计)
参考答案
1．CO2(g)+4H2(g) ⇌CH4(g)+2H2O(g) ∆H=-180kJ·mol-1 降低温度、增大H2和CO2的原料比(合理即可) 正 H2-2e-+=H2O+CO2 d 4OH--4e-=2H2O+O2↑ AC
【详解】
(1)①焓变=反应物的总键能-生成物的总键能，则“萨巴蒂尔反应”的热化学方程式为CO2(g)+4H2(g) ⇌CH4(g)+2H2O(g) ∆H=[(2×800+4×435)- (4×415+4×465)] kJ·mol-1=-180kJ·mol-1。
②可通过促使平衡向右移动的方法来提高CO2的平衡转化率，则可采取的措施有降低温度、增大H2和CO2的原料比(合理即可) (写两条)。
(2)①燃料电池中，通入燃料氢气的一极为负极，通入助燃物空气的一极为正极，由图知，b极为正极，a电极为负极，负极氢气失去电子发生氧化反应转化为水，且负极区产生大量二氧化碳，则a电极上发生的电极反应为H2-2e-+=H2O+CO2。
②电解池中，与电源正极相连的电极是阳极。则阳极为d，阳极上氢氧根失去电子发生氧化反应生成氧气，电极反应为4OH--4e-=2H2O+O2↑。
③想提高O2生成速率，则：
A．提高电解时的电源电压，则增大了电流、增大了单位时间内得失电子的物质的量，即加快了反应速率，A符合；
B．向水中加入少量的NaCl，引入氯离子，氯离子可以在阳极上失去电子发生氧化反应而得不到氧气，B不符合；
C．温度越高、反应速率越快。适当提高电解液的温度，则加快化学反应速率，C符合；
D．用金属铜作阳极，则铜可以在阳极上失去电子发生氧化反应而得不到氧气，D不符合；
则可提高O2生成速率的是AC。
2．能量 245 C 正 负 Al+3e-+4OH-=+2H2O 金属的还原性、电解质溶液
【详解】
(1)根据上图可知，在化学反应中，不仅存在物质的变化，而且伴随着能量变化，1molH2完全燃烧生成1molH2O(气态)时，释放的能量是930kJ-436kJ-240kJ=254kJ；
(2)能设计成原电池的反应通常是放热反应，且必须是能自发进行的氧化还原反应，BD不是氧化还原反应，A为吸热反应，故选C。
(3)①活泼金属做负极，故实验1中的Al作正极；
②实验4中电流表的指针偏向Mg，故Al作负极，因为铝能与氢氧化钠溶液反应而镁不能，负极反应式为Al+3e-+4OH-=+2H2O；
③根据实验结果，总结在原电池中金属铝作正极还是负极受到影响的因素有电解质溶液、金属的还原性。
3．C 放出117 cd 80%
【详解】
I. (1)若不经计算，可直接通过碘的淀粉溶液褪色时间的长短来判断浓度与反应速率的关系，则反应I2+2=2I-+中碘单质对Na2S2O3而言要少量、实验中要控制的变量为Na2S2O3溶液的浓度，故对比实验中，需取等体积而浓度不同的Na2S2O3溶液，加等体积同一浓度的相对少量的碘水，则C满足，答案为C。
(2) 若某同学选取②④进行实验， ②1mL0.01mol·L-1的碘水 ④3mL0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液，则I2+2=2I-+反应中硫代硫酸钠过量、碘单质全消耗，应按计算，测得褪色时间为4s，忽略混合后溶液体积的变化，则有。
II(3)由图知，D中氯元素+7，则Z是 (填离子符号)；
(4)由图知，B、A和C分别为，氯元素的化合价分别从+1降低到-1、升高到+5，按得失电子数守恒、B→A+C反应的离子方程式为：；由图知，3molB、2molA和1molC的相对能量分别为3mol×60kJ/mol、2mol×0 kJ/mol、1mol×63 kJ/mol，则反应物总能量高于生成物总能量，为放热反应，生成1molC(氯酸根离子)时放出3mol×60kJ/mol-(2mol×0 kJ/mol+1mol×63kJ/mol )=117kJ的热量，故答案为放出117。
III (5) a．该反应气体分子总数会随着反应而改变、故压强也会改变。当体系压强不随时间变化时，则气体分子总数不变、各成分的物质的量及浓度保持不变，说明反应达到平衡状态，故不符合；
b．该反应气体分子总数会随着反应而改变、故气体平均摩尔质量也会改变。当容器中气体平均摩尔质量保持不变，说明反应达到平衡状态，故不符合；
c．混合气体颜色始终是无色，c不能说明，故符合；
d． 充入2molNO和2molCO，反应中消耗等物质的量的NO和CO，故NO与CO的体积比始终保持不变，d不能说明，故符合；
答案为cd。
(6) T℃时，在容积为2L的恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO，保持温度不变，发生反应2NO(g)+2CO(g)⇌N2(g)+2CO2(g)，5min时达到平衡状态，此时c(N2)=0.4mol·L-1，则消耗NO为2×0.4mol·L-1=0.8mol·L-1，NO平衡转化率 。
4． BC ＞ ce 正极
【详解】
(1)①内CO物质的量的改变量为1.2mol，则氢气物质的量的改变量为3.6mol，因此的平均反应速率。甲烷减少了1.2mol，剩余甲烷0.4mol，水的物质的量减少了1.2mol，剩余水的物质的量为1.2mol，因此平衡时容器内气体的压强与起始时容器内压强的比值为(1.2mol+3.6mol+0.4mol+1.2mol)：(1.6mol+2.4mol)=8:5；故答案为：；8:5。
②A．恒压时充入He，容器体积变大，浓度减小，速率减小，故A不符合题意；B．升高温度，反应速率加快，故B符合题意；C．恒容时充入，甲烷浓度增大，反应速率加快，故C符合题意；D．及时分离出CO，生成物浓度减小，反应速率减小，故D不符合题意；综上所述，答案为BC。
③反应在第2min时达到平衡，即2min前正反应速率大于逆反应速率，因此第1分钟时υ正(CO) ＞第2分钟时υ逆(CO) ；故答案为：＞。
④a．，一个正反应方向，一个逆反应方向，但速率之比不等于计量数之比，不能说明达到平衡，故a不符合题意；b．恒温恒容时，气体密度等于气体质量除以容器体积，气体质量不变，容器体积不变，密度始终不变，因此当容器内混合气体的密度保持不变，不能说明达到平衡，故b不符合题意；c．正向反应，、逐渐减小，当、浓度保持不变，则说明达到平衡，故c符合题意；d．、、CO(g)、的物质的量之比为，不能说明达到化学平衡，故d不符合题意；e．断开3mol H−H键，逆向反应，同时断开2molO−H键，正向反应，两个不同方向，速率比等于计量系数之比，故e符合题意；综上所述，答案为：ce。
(2)根据电子移动方向得出电极d是正极，电极c为负极，则为甲烷失去电子，其电极反应式为；故答案为：正极；。
5．289 负极 CD 放热 随着反应进行硫酸浓度降低 金属铜、金属锌和硫酸形成原电池，金属锌失去电子的速率加快，生成H2速率加快
【详解】
(1)298K，101kPa条件下，1molH2燃烧生成气态水放热为930kJ-436kJ-249kJ=245kJ，1mol水蒸气变为液态水释放44kJ的热量，则1molH2完全燃烧生成液态水时放出的热量245kJ+44kJ=289kJ，答案为：289；
(2)①根据总反应，氢气发生失电子的氧化反应，所以通入H2的电极是电源的负极，答案为：负极；
②A．正极氧化汞得到电子，发生的反应为：，A错误；
B．放电结束后，反应生成水，氢氧化钠溶液浓度减小，碱性减弱，B错误；
C．OH−通过离子交换膜从正极向负极移动，C正确；
D．氢气和通过离子间的关系为：，每反应2.24L(标准状况下)氢气，交换膜通过0.2mol离子，D正确；
答案为：CD；
(3)①t1～t2时间段反应速率加快是因为锌与稀硫酸反应放热；t2～t3时间段溶液中氢离子浓度逐渐减小，反应速率减小，答案为：放热；随着反应进行硫酸浓度降低；
②粗锌中含有铜，与锌形成原电池，氢气的生成速率明显加快，答案为：金属铜、金属锌和硫酸形成原电池，金属锌失去电子的速率加快，生成H2速率加快。
6．D H2-2e-+2OH-=2H2O 负极 0.8NA 0.05mol/(L·min) 70% CD
【详解】
I．(1)放热的氧化还原反应能设计成原电池，A为吸热反应，B为非氧化还原反应，C为吸热反应，D为放热的氧化还原反应，故选D。
(2)①氢氧燃料电池的负极是氢气，故碱性条件下的负极反应式为：H2-2e-+2OH-=2H2O；
②a为负极，b为正极，OH-向负极移动；
③氧气的体积，根据O2～4e-，转移的电子数目为0.8NA；
II．①由图可知10min时生成三氧化硫是1mol，浓度是0.5mo1·L-1，则v(SO3)=0.05mol/(L·min)；
②反应达到平衡时生成三氧化硫1.4mol，则根据方程式可知消耗二氧化硫是1.4mol，SO2的转化率为；
③v(SO3)=v(SO2)中没有指明反应的方向，则不能说明反应达平衡状态，A项错误；密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，因此混合气体的密度保持不变不能说明反应达平衡状态，B项错误；由于是绝热密闭容器，则t时刻，体系的温度不再发生改变时说明正逆反应速率相等，反应达到了平衡状态，C项正确；正反应是体积减小的可逆反应，则混合气体的总物质的量不再改变时说明正逆反应速率相等，反应达到了平衡状态，D项正确，故选CD。
7．(或) 75 > 正极
【详解】
(1)由图可知，2min~5min转化的浓度为1.00mol/L-0.50 mol/L=0.50 mol/L，则2min~5min的平均反应速率(CO2)==，故答案为：；
(2) 由图可知，5min时CO2的浓度不再改变，达到平衡状态，转化的浓度为2.00mol/L-0.50 mol/L=1.50 mol/L，则H2转化的浓度为1.50 mol/L3=4.50 mol/L，H2转化的物质的量为4.50 mol/L 1L=4.50mol，平衡时的转化率为100%=75%，故答案为：75；
(3) 由图可知，2min时反应向正反应方向进行，则>，故答案为：>；
(4) 由图可知，电子由电极b流出，则电极b为负极，电极a为正极，负极上甲醇失电子发生氧化反应生成二氧化碳，电极反应为：，故答案为：正极；。
8．AB 2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) ΔH=-571.6 kJ•mol-1 ＜ ⑤ Fe 氧化 有气泡产生 Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑
【详解】
(1)A．化学反应的实质就是旧化学键的断裂，新化学键的形成，在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，由于反应物和生成物的能量不等，必然发生能量的变化，故A正确；
B．钢铁发生腐蚀，铁失电子发生氧化反应，故B正确；
C．放热反应发生时不一定要加热，如氧化钙和水之间的反应，吸热反应不一定加热才能发生，如氯化铵和氢氧化钡晶体之间的反应，如碳酸氢铵分解，在常温下就能发生，故C错误；
故答案为AB；
(2)2gH2即1mol完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，则2mol氢气完全燃烧生成液态水，放出571.6kJ热量，所以该热化学方程式为：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) ΔH=-571.6 kJ•mol-1；
(3)由于反应物能量高于生成物能量，所以该反应为放热反应，ΔH＜0；
(4)构成原电池的条件为：活泼性不同的电极、电解质溶液、构成闭合回路，能发生自发的氧化还原反应。①中没有两个活泼性不同的电极，所以不能构成原电池；②没有构成闭合回路，所以不能构成原电池；③酒精为非电解质溶液，所以不能构成原电池；④两材料相同，所以不能构成原电池；⑤符合原电池的构成条件，所以能构成原电池；故答案为⑤；该装置中，铁易失电子而作负极，铜作正极，负极上铁失电子发生氧化反应生成亚铁离子，正极上氢离子得电子发生还原反应而生成氢气，所以有气泡生成，电池反应式为Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑。
9．ad 0.05mol·L-1·min-1 不变 不变 +67.7 kJ·mol-1 2NO(g)N2O2 2NO(g)N2O2 ＞ ＜
【详解】
(1) 反应I是工业固氮的重要反应，在体积为2L的恒温恒容密闭容器中，充入1 molN2和 3 mol H2，5 min末达到平衡，此时容器内压强变为原来的0.75倍。
①a．相同时间内每消耗0.1 mol N2的同时消耗0.2 mol NH3说明正、逆反应速率相等，可以判断该反应已达到平衡状态，故a正确；
b．c(N2)：c(H2)=1：3，并不能说明任何问题，故b错误；
c．体积不变，气体质量也不变，所以混合气体的密度不会发生变化，故c错误；
d．氢气的分压不再发生变化时，说明氢气浓度不变，能证明该反应已达到平衡状态，故d正确；
故选ad；
②
则有0.5-x+1.3-3x+2x=2×0.75，得x=0.25。
所以5 min内该反应的反应速率，故答案为：0.05mol·L-1·min-1；
③温度不变化学平衡常数不变, N2和H2按系数比投料,所以转化率之比恒相等,故答案为：不变，不变；
(2) 反应Ⅱ+反应Ⅲ可得N2O2(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H=+67.7 kJ·mol-1，故答案为：+67.7 kJ·mol-1；
(3) ①由反应Ⅲ和反应ii可知第i步反应的化学方程式为2NO(g)N2O2，故答案为：2NO(g)N2O2；
②总反应与两个分反应均为放热反应，所以任何一步分反应放出的热量均小于总反应放出的热量,所以△H4 ＞-112.3 kJ·mol-1；若第i步反应为快反应,则第一步反应的活化能低，所以活化能E(i) ＜E(ii)，故答案为：＞，＜；
③平衡时v正=v逆，即v正=k正×c(N2O2) ·c(O2)=v逆×c2(NO2)，所以K=，故答案为：。
10．CH4(g)+4NO(g) = 2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-1160kJ·mol-1 2ΔH1-ΔH2 乙 0.015mol·L-1·min-1 C 降低 0.36(或9/25)
【分析】
根据盖斯定律计算反应热；根据化学方程式之间的数量关系分析化学平衡常数之间的关系；根据影响化学平衡的因素分析图像变化的原因，并分析图像是否正确；根据平衡时各组分的含量及百分含量计算反应速率与平衡常数。
【详解】
(1)CH4和NO反应的方程式为CH4+4NO=CO2+2H2O+2N2，16g CH4反应放出的热量为16×72.5kJ=1160kJ，则热化学反应方程式为CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-1160kJ·mol-1；
(2)根据③的反应，因此有①×2-②得出ΔH3=2ΔH1-ΔH2，①K1=，②K2=，③K3=，因此有K3=；
(3)甲图，升高温度，化学反应速率加快，即升高温度，正逆反应速率都增大，故甲错误；
乙图，T2>T1，T2先达到平衡，正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，则NO2的转化率降低，故乙正确；
丙图，升高温度，平衡向逆反应方向移动，CO的体积分数增大，故丙错误；
故答案为：乙；
(4)①根据化学反应速率的数学表达式，v(CO2)==0.015mol/(L·min)，根据表格数据，在20min达到平衡，根据化学平衡常数的表达式K===；
②A．加入活性炭，活性炭为固体，对化学平衡移动无影响，故A错误；
B．恒温恒压下，充入氩气，容器的体积增大，组分的浓度降低，故B错误；
C．适当缩小容器的体积，组分的浓度增大，故C正确；
D．加入合适的催化剂，催化剂对化学平衡移动无影响，故D错误；
故答案选C；
③此时的化学平衡常数为<，因此升高温度，NO的转化率降低，平衡时用平衡分压代替平衡浓度计算平衡常数，设平衡时体系的总压为p，则平衡时NO的分压p(NO)=p，N2的分压p(N2)=p，CO2的分压p(CO2)=p，根据平衡常数表达式Kp=有，Kp==。
11．K1·K2 < 较低 < C
【分析】
(1)根据盖斯定律，反应①+②可得反应③；
(2)反应③CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)是气体体积减小的反应△S＜0，反应③的平衡常数，500°C时，K 3= K 1×K 2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K 3= K 1×K 2=2.52×0.15=0.375，随温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以反应③是放热反应，再结合公式作答；
(3)500℃时K 3= K 1×K 2=2.5，根据浓度商Qc判断反应方向；
(4) A．扩大反应容器的容积 ，会降低反应速率；
B．使用合适的催化剂，会提高反应③的反应速率，但不会改变CH3OH(g)的产率；
C．缩小反应容器的容积，会提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率；
D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)，不改变反应③的反应速率。
【详解】
(1)根据盖斯定律，反应①+②可得反应③，则平衡常数K3= K1·K 2，故答案为：K 1·K 2；
(2)反应③CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)是气体体积减小的反应△S＜0，反应③的平衡常数，500°C时，K 3= K 1×K 2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K 3= K 1×K 2=2.52×0.15=0.375，随温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以反应③是放热反应，焓变△H＜0，所以反应在低温下能自发进行，故答案为：＜；较低；
(3)500℃时K 3= K 1×K 2=2.5，浓度商Qc==83.3＞K=2.5，平衡向逆反应移动，则v(正)＜v(逆)，故答案为：<；
(4) A．扩大反应容器的容积 ，会降低反应速率，不满足题意，A项错误；
B．使用合适的催化剂，会提高反应③的反应速率，但不会改变CH3OH(g)的产率，不满足题意，B项错误；
C．缩小反应容器的容积，会提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率，满足题意，C项正确；
D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)，不改变反应③的反应速率，不满足题意，D项错误；
综上，正确的为C，故答案为：C。
【点睛】
本题重点(1)，对于已知反应去求另外反应的焓变等值，要发现其关系，利用盖斯定律解答。
12．C -185 Na2O2(s)＋2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317 kJ·mol-1 1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g) 不变 汽车的加速性能相同的情况下，CO排放量低，污染小
【详解】
(1)常见的吸热反应有：大多数的分解反应、C或氢气作还原剂的氧化还原反应、氯化铵与氢氧化钡的反应等；A、氧化钠与水反应B、燃烧反应D、置换都属于放热反应，只有C为吸热反应，答案：C；
(2)①焓变等于反应物的键能总和减去生成物的键能总和，H2(g)+ Cl2 (g)=2HCl(g) ∆H=(436+247-2×434)kJ·mol-1=-185kJ·mol-1，答案：-185；
②由I.2Na(s)+O2(g)=Na2O(s) △H=-414kJ·mol-1
II.2Na(s)+O2(g)=Na2O2(s) △H=-511kJ·mol-1；
结合盖斯定律可知I×2-II得到Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317kJ·mol-1，答案：Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317kJ·mol-1；
(3)①以CO2(g)和H2(g)为原料合成甲醇，反应生成1mol甲醇和1mol水，根据质量守恒，需要1mol二氧化碳和3mol氢气，因此图中A处应填入1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g)，故答案为1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g)；
②加入催化剂，不能改变反应的焓变，因此Δ H不变，故答案为：不变；
③根据图像可知，汽车的加速性能相同的情况下，甲醇作为燃料时CO排放量低，污染小，故答案为汽车的加速性能相同的情况下，CO排放量低，污染小；
13． B < 在300～600内。随温度升高。反应①向逆反应方向移动的程度比反应②的小 180
【分析】
由盖斯定律从已知热化学方程式，可计算出；在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，反应是否处于平衡状态，就从化学平衡状态的特征“等”、“定”来判断，除此之外，可选定某个物理量，一开始会随着反应的发生而变化，而当这个量不再改变的时候，就达到化学平衡状态；抓住图像提供的信息，结合勒夏特列原理，判断反应是否放热、对于乙酸甲酯同时参与的2个反应，注意从图像的比较中判断温度对2个反应中哪一个的影响 更大，结合各个数据、运用三段式和定义计算反应速率和平衡常数；
【详解】
(1)已知：①，
②
③，由盖斯定律知，反应2×①+②-2×③可得反应：的2×1+2-2×3=2×(-90.7)+ (-23.5) -2×(-41.2)=-122.5；反应在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，不能作为达到化学平衡状态的依据是：
A．反应中混合气体的平均摩尔质量会随着反应而变，故平均摩尔质量保持不变能说明已平衡，选项A不符合；
B．密闭容器中， ，气体总质量守恒，容积体积的不变，故气体密度不变不能说明已平衡，选项B符合；
C．反应中容器内压强会随着反应而变，故容器内压强保持不变能说明已平衡，选项C不符合；
D．从速率的角度，任何时刻都满足υ正(CO2)= υ正()，υ逆(CO2)= υ逆()，而平衡时满足υ正()= υ逆()，则单位时间内消耗，同时消耗二甲醚，则说明已平衡，选项D不满足；
故答案为B；
(2)a．由图1可知：压强为时，随着温度的升高，二甲醚和乙酸甲酯平衡转化率均降低，说明温度升高，反应①、反应②均逆向移动，即反应的正方向均为放热反应，则<0；
b．△H2<0，△H1<0，升高温度反应①，②均逆向移动，但从图甲可以知道，300～600K时，反应②逆向进行程度更大从而乙醇百分含量逐渐减少；
c．若压强为、温度为时，向2L恒容密闭容器中充入和发生反应①，时达到平衡，则：，前内的平均生成速率为 ，该条件下反应①的平衡常数。
14．N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)ΔH=-640kJ∙mol-1 408 生成物为氮气和水，不污染空气 ① 偏大 酸式 无影响 锥形瓶中溶液颜色变化 锥形瓶中溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色 AB 0.1626
【详解】
Ⅰ．(1)0.4mol液态肼和足量H2O2反应，生成氮气和水蒸气，放出256kJ的热量，则1mol液态肼与足量液态双氧水反应时放出的热量256kJ´2.5=640kJ，所以热化学方程式为：N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)ΔH=-640kJ∙mol-1；
(2)因①N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g) ΔH=-640kJ∙mol-1；
②H2O(l)═H2O(g) ΔH=+44kJ∙mol-1；
根据盖斯定律，①-②×4，得N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(l) ΔH=-816kJ∙mol-1，1mol液态肼与足量液态过氧化氢反应生成氮气和液态水时，放出的热量为816kJ；16g液态肼的物质的量为0.5mol，所以与足量液态过氧化氢反应生成氮气和液态水时，放出的热量为408kJ；
(3)上述反应除释放大量热和快速产生大量气体外，生成物为氮气和水，不污染空气；
Ⅱ．(1)用蒸馏水洗涤盛装0.2000mol∙L-1标准NaOH溶液的碱式滴定管后，要先用标准NaOH溶液润洗2～3次，再装入标准NaOH溶液。若用蒸馏水洗涤后，直接装入标准NaOH溶液，则c(NaOH)偏小，滴定过程中消耗标准NaOH溶液的体积偏大，使测得的c(HCl)偏大，故步骤①错误；
(2)待测液是未知浓度的盐酸，故量取20.00mL待测液要选用酸式滴定管。在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水，消耗标准NaOH溶液的体积不变，故对测定结果无影响；
(3)步骤⑤滴定时，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色变化。向盐酸中滴加2～3滴酚酞，溶液呈无色，达到滴定终点时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色；
(4)A．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡，由于原来气泡占据的空间被标准NaOH溶液充满，则消耗标准NaOH溶液的体积偏大，A符合题意；
B．锥形瓶用待测液润洗，则锥形瓶内待测液中n(HCl)偏大，滴定时消耗标准NaOH溶液的体积偏大，B符合题意；
C．滴定结束时，俯视读数，读取消耗标准NaOH溶液的体积偏小，C不符合题意；
答案选AB；
(5)第1次实验数据存在明显误差，舍去，根据第2、3次数据可知，消耗标准NaOH溶液的平均体积为16.26mL，根据滴定过程中c(HCl)∙V(HCl)=c(NaOH)∙V(NaOH)，则有c(HCl)×20.00×10-3L=0.2000mol∙L-1×16.26×10-3L，解得c(HCl)=0.1626mol∙L-1。
15．0.5 D B D CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-1159.2kJ/mol 1
【详解】
(1)①图象分析可知甲醇浓度变化为0.5mol/L，根据化学方程式CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)，甲醇和氢气的物质的量浓度之比等于1∶3，氢气浓度变化=3×0.5mol/L=1.5mol/L，反应开始到平衡，H2的平均反应速率v(H2)==0.5mol∙L-1∙min-1；
②A．c(CO2)∶c(CH3OH)=1∶1，并不能表示浓度保持不变，故A不符合题意；
B．混合气体的密度等于质量和体积比值，由于恒容密闭容器，密度是一个定值，当密度不再发生变化时，不能说明反应达到了平衡，故B不符合题意；
C．单位时间内消耗3mol H2，同时生成1mol H2O，只能表示反应正向进行，不能说明正逆反应速率相等，故C不符合题意；
D．CO2的体积分数在混合气体中保持不变是化学平衡的特征，故D符合题意；
答案选D；
③A．升高温度速率加快，但是反应逆向移动，气体物质的量增加，故A不符合题意；
B．缩小容器体积压强增大，速率加快，但是反应正向移动，气体物质的量减小，故B符合题意；
C．再充入CO2气体压强增大，速率加快，气体物质的量增加，故C不符合题意；
D．使用合适的催化剂，速率加快，气体物质的量不变，故D不符合题意；
答案选B；
(2)A．在Na2CO3溶液中，碳酸根离子会发生水解，导致溶液显示碱性，存在：c()＞c(OH-)＞c()，故A不符合题意；
B．在Na2CO3溶液中，存在物料守恒：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，故B不符合题意；
C．在Na2CO3溶液中，存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c()+2c(H2CO3)，故C不符合题意；
D．在Na2CO3溶液中，存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c()+c()+c(OH-)，故D符合题意；
答案选D；
(3)①CH4(g)+2NO2(g)⇌CO2(g)+N2(g)+2H2O(g)ΔH=-867.0kJ/mol；
②N2(g)+2O2(g)⇌2NO2(g) ΔH=+67.8kJ/mol；
③N2+O2=2NO，每生成标准状况下11.2LNO，n===0.5molNO时，则吸收45kJ的热量，生成2mol一氧化氮吸收180kJ的热量，即N2(g)+O2(g)=2NO(g)，ΔH=+180kJ/mol；
根据盖斯定律，CH4催化还原NO的热化学反应方程式CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)可以由①-2×③得到，反应焓变ΔH=-867.0kJ/mol-2×180kJ/mol=-1159.2kJ/mol，则CH4催化还原NO的热化学反应方程式为：CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-1159.2kJ/mol；
(4)830℃时，向一个2L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，反应至10s时达到平衡，测得A的转化率为80%，设得到三段式如下：
x=。
16．橙 C 6 5 Fe-2e-=Fe2+，提供还原剂Fe2+ Fe(OH)3
【详解】
(1)溶液显酸性，c(H+)较大，2(黄色)+2H+⇌(橙色)+H2O，该平衡右移，该溶液显橙色；
(2)A．和的浓度相同，但是不一定是浓度保持不变的状态，反应不一定达到平衡状态，平衡时浓度不变，故A不符合题意；
B．2v()=v()，没有标出正、逆反应速率，无法判定反应是否达到平衡状态，故B不符合题意；
C．平衡时各物质的浓度不再改变，即溶液的颜色不再改变，可以判断反应达到平衡状态，故C符合题意；
答案选C；
(3)由元素的化合价变化可知，还原1 mol离子，得到Cr3+，得到电子为2×(6-3)=6 mol，Fe2+被氧化为Fe3+，需要FeSO4∙7H2O的物质的量为=6 mol；
(4)当c(Cr3+)=10-5 mol/L时，溶液的c(OH-)==10-9 mol/L，c(H+)=mol/L=10-5 mol/L，pH=5，即要使c(Cr3+)降至10-5 mol/L，溶液的pH应调至5；
(5)用Fe做阳极，发生氧化反应，失电子：Fe-2e-=Fe2+，产生的亚铁离子做还原剂；
(6)溶液中氢离子在阴极得电子被还原为氢气，阴极极反应为：2H++2e-=H2↑，导致溶液酸性减弱，溶液pH升高；同时溶液中亚铁离子被氧化为铁离子，酸性减弱，铁离子产生沉淀Fe(OH)3。
17．2NaCl+2H2OC12↑+H2↑+2NaOH cd ICl+2OH-=IO-+Cl-+H2O Na+++Cl2+H2O===NaIO4↓+2H++2Cl— ClO-+2H++2I-===I2+Cl-+H2O,10min时pH越低，c(H+)越大反应速率加快(或ClO-氧化性增强)，所以c(I2)越高吸光度越大 c(H+)较高，ClO-继续将I2氧化为高价含碘微粒，所以c(I2)降低吸光度下降 0.1
【分析】
电解精制的饱和食盐水得到氢氧化钠、氢气和氯气，要从电解液中脱去溶解的氯气，可通过改变外界条件，降低氯气的溶解度；共存的杂质碘离子会参与氧化还原反应，逐步被氧化，转变出ICl等，从组成元素非金属性I
(1)电解饱和食盐水时，氯离子在阳极失电子发生氧化反应生成氯气，水电离的氢离子在阴极得电子发生还原反应生成氢气，则电解的化学方程式为2NaCl +2H2O C12↑+ H2↑+2NaOH。
(2)a．Na2SO4与游离氯不反应，不能除去阳极液中游离氯，故a不符合题意；
b．NaNO3与游离氯不反应，不能除去阳极液中游离氯，故b不符合题意；
c．海水中提取溴用到“空气吹出法”将游离态的溴吹出，则除去阳极液中游离氯也可采取此方法，故c符合题意；
d．由于气体的溶解度随压强的减小而减小，则降低阳极区液面上方的气压，游离氯的溶解度减小从液体中逸出，可除去阳极液中游离氯，故d符合题意；
答案选cd。
(3)①碘元素和氯元素处于同一主族(VIIA)，二者最外层电子数均为7，ICl中共用一对电子，由于碘原子半径大于氯原子，碘原子得电子能力弱于氯原子，故共用电子对偏离碘原子，使得碘元素显+1价、氯元素呈-1价， ICl和OH-反应是非氧化还原反应，生成IO-、Cl-和H2O，则反应的离子方程式为：ICl+2OH-=IO-+Cl-+H2O；
②NaIO3中I元素失电子发生氧化反应，化合价由+5价升高到+7价，生成溶解度较小的NaIO4而析出， Cl2中氯元素得电子发生还原反应，化合价由0价降低到-1价生成Cl-，离子方程式为Na+++ Cl2 + H2O=== NaIO4↓+ 2H++2Cl-。
(4)①ClO- + 2H+ + 2I-=== I2 + Cl- + H2O， 10 min时pH越低，c(H+)越大，反应速率加快(或ClO-氧化性增强)，c(I2)越高，吸光度越大；
②c(H+)较高，ClO-继续将I2 氧化为高价含碘微粒，c(I2)降低，吸光度下降；
③研究表明食盐水中I-含量≤0.2 mg•L-1时对离子交换膜影响可忽略。即1m3食盐水中I-的含量≤0.2 mg•L-1×1m3×1000=0.2g时对离子交换膜影响可忽略，则1m3含I-浓度为1.47 mg•L-1 的食盐水需处理掉1.47 mg•L-1×1m3-0.2g=1.27g的I-时对离子交换膜影响可忽略。1.27gI-的物质的量为0.01mol，根据反应方程式ClO- + 2H+ + 2I-=== I2 + Cl- + H2O，需NaClO的物质的量为0.005mol，则此NaClO的体积为0.005mol/0.05mol/L=0.1L。
化学反应原理基础题
非选择题（共17题）
1．2021年6月17日我国成功发射神舟十二号载人飞船，顺利与空间站对接。飞船和空间站中CO2的清除和O2的再生是研究的重要问题之一、回答下列问题：
(1)空间站的水气整合系统利用“萨巴蒂尔反应”，将CO2转化为CH4和水蒸气，配合O2生成系统可实现O2的再生，流程如图所示。
①已知下列数据：
化学键
H—H
C—H
H—O
C=O
断裂化学键吸收的能量/(kJ·mol-1)
435
415
465
800
则“萨巴蒂尔反应”的热化学方程式为_______。
②“萨巴蒂尔反应”在固定容积的密闭容器中发生，若要提高CO2的平衡转化率，可采取的措施有_______(写两条)。
(2)氢氧燃料电池与电解水装置配合使用，可实现充放电循环，应用于长寿命航天器中。
①CO2的富集与转化是O2再生的核心问题。“电化学富集法”是一种适合飞行器较长时间飞行的方法，装置如图所示。b极为_______极(填“正”或“负”)，a电极上发生的电极反应为_______。
②负载中电解水可实现O2的再生，阳极为_______(填“c”或“d”)，电极反应为_______。
③下列措施可提高O2生成速率的是_______。
A．提高电解时的电源电压 B．向水中加入少量的NaCl
C．适当提高电解液的温度 D．用金属铜作阳极
2．人们常常利用化学反应中的能量变化为人类服务。
(1)氢能是一种具有发展前景的理想清洁能源，氢气燃烧时放出大量的热。氢气燃烧生成水蒸气的能量变化如图所示：
根据上图可知，在化学反应中，不仅存在物质的变化，而且伴随着_______变化，1mol完全燃烧生成1molH2O(气态)时，释放的能量是_______kJ。
(2)下列化学反应在理论上可以设计成原电池的是_______。
A．CO2+C=2COB．
C．CH4+2O2CO2+2H2OD．
(3)某化学兴趣小组为了探索铝电极在原电池中的作用，设计并进行了以下一系列实验。实验结果记录加表：
编号
电极材料
电解质溶液
电流计指针偏转方向
1
Mg、Al
稀盐酸
偏向Al
2
Al、Cu
稀盐酸
偏向Cu
3
Al、石墨
稀盐酸
偏向石墨
4
Mg、Al
NaOH溶液
偏向Mg
根据表中记录的实验现象，回答下列问题。
①实验1中铝为_______极(填正或负)
②实验4中铝为_______极(填正或负)，写出铝电极的电极反应式：_______。
③根据以上实验结果，在原电池中相对活泼的金属作正极还是作负极受到哪些因素的影响？___。
3．研究氮、硫及卤素等单质及其化合物在生产生活和环境保护中有着重要意义。
I.反应I2+2=2I-+常用于精盐中碘含量测定。某同学利用该反应探究浓度对反应速率的影响。实验时均加入1mL淀粉溶液作指示剂，若不经计算，可直接通过褪色时间的长短来判断浓度与反应速率的关系，下列试剂中：
①1mL0.001mol·L-1的碘水
②1mL0.01mol·L-1的碘水
③3mL0.001mol·L-1的Na2S2O3溶液
④3mL0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液
(1)应选择_______(填字母)。
A．①②④ B．①②③ C．①③④ D．②③④
(2)若某同学选取②④进行实验，测得褪色时间为4s，忽略混合后溶液体积的变化，试计算v()=_______。
II.一定条件下，在水溶液中1molCl-、(x=1，2，3，4)的能量(kJ)相对大小如下图所示。
(3)D是_______(填离子符号)；
(4)B→A+C反应的离子方程式为：_______；当生成1molC时，_______kJ的热量(填吸收或放出以及具体数值)。
III.利用CO可有效降低柴油发动机在空气过量条件下的NO排放。T℃时，在容积为2L的恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO，保持温度不变，发生反应2NO(g)+2CO(g)⇌N2(g)+2CO2(g)，5min时达到平衡状态，此时c(N2)=0.4mol·L-1
(5)下列不能说明反应达到平衡状态的是_______。
a.体系压强保持不变 b.容器中气体平均摩尔质量保持不变
c.混合气体颜色保持不变 d.NO与CO的体积比保持不变
(6)NO平衡转化率α(NO)=_______。
4．、CO等都是重要的能源，也是重要的化工原料。
(1)一定条件下，甲烷与水蒸气发生反应：，工业上可利用此反应生产合成氨原料气。
①定温度下，向2L恒容密闭容器中充入1.6mol 和2.4mol 发生上述反应，CO(g)的物质的量随时间的变化如图甲所示。
内的平均反应速率___________。平衡时容器内气体的压强与起始时容器内压强的比值为___________。
②下列措施能加快反应速率的是___________(填字母)。
A．恒压时充入He B．升高温度
C．恒容时充入 D．及时分离出CO
③第1分钟时υ正(CO) ___________第2分钟时υ逆(CO) (填“”“”“”或“无法比较”)
④下列能说明上述反应达到平衡状态的是___________(填字母)。
a．
b．恒温恒容时，容器内混合气体的密度保持不变
c．、浓度保持不变
d．、、CO(g)、的物质的量之比为
e．断开3mol H−H键的同时断开2molO−H键
(2)用和组合形成的质子交换膜燃料电池的结构如图乙：
电极d是___________(填“正极”或“负极”)，电极c的电极反应式为___________。
5．氢能以其来源广、可储存、可再生、零污染等性质，是一种值得期待的清洁高效的二次能源，成为国际能源变革的重要选择，被视为21世纪最具发展潜力的清洁能源。回答下列问题：
(1)298K，101kPa条件下，H2燃烧生成液态水的能量变化如上图所示，则1molH2完全燃烧生成液态水时放出的热量___________kJ。
(2)某原电池的装置如图所示，总反应为，其中阴离子交换膜只允许阴离子和水分子通过。
①通入H2的电极是电源的___________(填电极名称)。
②下列说法正确的是____。
A．正极反应为：
B．放电结束后，溶液的碱性不变
C．OH−通过离子交换膜从正极向负极移动
D．每反应2.24L(标准状况下)氢气，交换膜通过0.2mol离子
(3)为探究实验室制取氢气的合适条件，探究学习小组用纯锌粒和制取氢气。
①实验测得H2的生成速率如图所示，根据t1～t2时间速率变化判断该反应是___________反应(填“吸热”或“放热”)。t2～t3时间速率变化的主要原因是___________。
②若用粗锌(含少量金属铜)代替纯锌进行实验，氢气的生成速率明显加快的原因是___________。
6．现代社会的一切活动都离不开能量，化学反应在发生物质变化的同时伴随有能量变化，能量、速率与限度是认识和研究化学反应的重要视角。
I．化学能与电能之间可以相互转化。
(1)直接提供电能的反应一般是放热反应，下列反应能设计成原电池的是_____
A．Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl反应B．氢氧化钠与稀盐酸反应
C．灼热的炭与CO2反应D．H2与Cl2燃烧反应
(2)氢氧燃料电池是符合绿色化学理念的新型发电装置。图为电池示意图，该电池电极表面镀了一层细小的铂粉，铂吸附气体的能力强，性质稳定。请回答：
①电池的负极反应式为：___________________。
②电池工作时OH-向_________移动(填“正极”或“负极”)。
③正极上消耗标况下4.48L气体时，转移电子的数目为__________。
II．在2L绝热密闭容器中投入2molSO2和bmolO2，图是部分反应物随时间的变化曲线。
①10min时，v(SO3)=________。
②反应达到平衡时，SO2的转化率为______________。
③下列情况能说明该反应达到化学平衡的是______________。
A．v(SO3)=v(SO2)B．混合气体的密度保持不变
C．t时刻，体系的温度不再发生改变D．混合气体的总物质的量不再改变
7．我国力争2060年前实现碳中和，将转化为甲醇是实现碳中和的途径之一、原理为：。在一定温度下，体积为1L的密闭容器中，充入和，测得和的浓度随时间变化如图所示。
回答下列问题：
(1)2min~5min的平均反应速率_______。
(2)平衡时的转化率为_______%。
(3)2min时，_______(填“>”“<”“=”或“无法比较”)。
(4)下图为甲醇酸性燃料电池的构造示意图，根据原电池的工作原理，电极a是____(填“正极”或“负极”)，此电池工作时，负极的电极反应为___。
8．(1)下列说法正确的是_______(填字母序号)。
A.化学反应的实质就是旧化学键的断裂，新化学键的形成，在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，必然伴随着能量的变化
B.钢铁生锈腐蚀时，铁被氧化
C.放热反应发生时，不一定要加热。但吸热反应必须要加热才能发生
(2)在101 kPa时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ热量，氢气完全燃烧的热化学方程式表示为_______。
(3)目前工业上有一种方法是用CO2来生产甲醇：CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)。如图1表示该反应进行过程中能量的变化(单位为：kJ·mol-1)，该反应是△H_______0(选填“>”“=”或“<”)。
(4)图2装置属于原电池的是_____(填序号)。在选出的原电池中，_____是负极，发生____(选填“氧化”或“还原”)反应，正极的现象____。此原电池反应的化学方程式为_____。
9．研究氮的固定及含氮化合物的转化对工农业发展及消除环境污染有重要的意义。
已知：Ⅰ.N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) △H1=-92.4 kJ·mol-1；
Ⅱ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g) △H2=＋180 kJ·mol-1；
Ⅲ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H3=-112.3 kJ·mol-1。
请回答下列问题：
(1)反应Ⅰ是工业固氮的重要反应，在体积为2 L的恒温恒容密闭容器中，充入1 mol N2和3 mol H2，5 min末达到平衡，此时容器内压强变为原来的0.75倍。
①下列事实可以判断该反应达到平衡状态的是___________。
a．相同时间内每消耗0.1 mol N2的同时消耗0.2 mol NH3
b．c(N2)：c(H2)=1：3
c．混合气体的密度不再发生变化时
d．氢气的分压不再发生变化时
②5 min内该反应的反应速率v(N2)=___________。
③若将容器扩大一倍，再次平衡后该反应的化学平衡常数会___________(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，N2和H2的转化率之比α(N2)：α(H2)会___________。
(2)反应N2(g)＋2O2(g)=2NO2(g) △H=___________。
(3)反应Ⅲ是由以下两步反应完成：
i．___________ △H4＜0；
ii．N2O2(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H5＜0。
①第i步反应的化学方程式为___________。
②△H4___________112.3 kJ·mol-1(填“>”“=”或“＜”，下同)；若第i步反应为快反应，则活化能E(i)___________E(ii)。
③若反应ii的正反应速率=×c(N2O2)·c(O2)，=×c2(NO2)；则该反应的化学平衡常数K=___________(用含“”和“”的代数式表示)。
10．氮的化合物的处理和利用是环境科学研究的热点。
(1)机动车排放的尾气中主要污染物为NOx，可用CH4催化还原NOx以消除其污染。298K时，1.0g CH4(g)与足量的NO气体完全反应生成N2、CO2和H2O(g)，放出72.5kJ的热量。该反应的热化学方程式为_______。
(2)氮氧化物与悬浮大气中的海盐粒子相互作用会生成NOCl，涉及的相关反应有：
热化学方程式
平衡常数
①
2NO2(g)+NaCl(s)⇌NaNO3(s)+NOCl(g) ΔH1
K1
②
4NO2(g)+2NaCl(s)⇌2NaNO3(s)+2NO(g)+Cl2(g) ΔH2
K2
③
2NO(g)+Cl2(g)⇌2NOCl(g) ΔH3
K3
ΔH1、ΔH2、ΔH3之间的关系为ΔH3=_____；K1、K2、K3的关系为K3=______。
(3)对汽车加装尾气净化装置，可使汽车尾气中含有的CO、NO2等有毒气体转化为无毒气体：4CO(g)+2NO2(g)⇌4CO2(g)+N2(g) ΔH=-1200kJ·mol-1.对于该反应，温度不同(T2﹥T1)，其他条件相同时，下列图像正确的是_______(填序号)。
(4)用活性炭还原法也可以处理氮氧化物。向某密闭容器中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浓度如下：
时间/min
浓度/mol·L-1
0
10
20
30
40
50
NO
1.0
0.58
0.40
0.40
0.48
0.48
N2
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
CO2
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
①T1℃时，该反应在0～20min的平均反应速率v(CO2)=____；该反应的平衡常数K=_____；
②30min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是_______(填序号)；
A．加入一定量的活性炭
B．恒温恒压充入氩气
C．适当缩小容器的体积
D．加入合适的催化剂
③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为5：3：3，则和原平衡相比，NO的转化率_______(填“升高”或“降低”)，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)。
11．目前工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇，某研究小组对下列有关甲醇制取的三条化学反应原理进行探究。已知在不同温度下的化学反应平衡常数(K1、K2、K3)如下表所示：
化学反应
平衡常数
平衡常数
500℃
700℃
800℃
①2H2(g)+CO(g)=CH3OH(g) △H1
K1
2.5
0.34
0.15
②CO2(g)+ H2(g)=CO(g)+H2O(g) △H2
K2
1.0
1.70
2.52
③CO2(g)+ 3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g) △H3
K3
请回答下列问题：
(1)根据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3=___________(用K1、K2表示)；
(2)根据反应③判断熵变△S___________0(填“>”“=”或“<”)，依据反应自发进行的判据：△G=△H-T△S<0时可自发进行，判断：在___________(填“较高”或“较低”)温度下有利于该反应自发进行。
(3)500℃下，测得反应③在某时刻时，CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度分别为0.15 mol·L-1、0.2 mol·L-1、0.4 mol·L-1、0.25 mol·L-1，则此时v正___________v逆(填“>”“=”或“<”)。
(4)要提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率，可采取的措施有___________(填字母代号)。
A．扩大反应容器的容积 B．使用合适的催化剂
C．缩小反应容器的容积 D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)
12．化学反应伴随能量变化，获取反应能量变化有多条途径。
(1)下列反应中，属于吸热反应的是___________(填字母)。
A．Na2O与水反应 B．甲烷的燃烧反应
C．Ba(OH)2·8H2O与氯化铵反应 D．锌与盐酸反应
(2)获取能量变化的途径
①通过化学键的键能计算。已知：
化学键种类
H-H
Cl-Cl
H-Cl
键能(kJ/mol)
436
247
434
计算可得：H2(g)＋Cl2(g)=2HCl(g) △H= ___________kJ·mol-1
②通过盖斯定律可计算。已知在25℃、101 kPa时：
I.2Na(s)＋O2(g)=Na2O(s) △H=-414 kJ·mol-1
II.2Na(s)＋O2(g)=Na2O2(s) △H=-511 kJ·mol-1
写出Na2O2与Na反应生成Na2O的热化学方程式：___________。
(3)以CO2(g)和H2(g)为原料合成甲醇，反应的能量变化如下图所示。
①补全上图：图中A处应填入___________。
②该反应需要加入铜-锌基催化剂。加入催化剂后，该反应的△H___________(填“变大”“变小”或“不变”)。
③某研究者分别以甲醇和汽油做燃料，实验测得在发动机高负荷工作情况下，汽车尾气中CO的百分含量与汽车的加速性能的关系如图所示。
据图信息分析，与汽油相比，甲醇作为燃料的优点是___________。
13．二甲醚()具有优良的燃烧性能，被称为21世纪的“清洁能源”。一步法合成二甲醚是以合成气()为原料，在一定温度、压强和催化剂作用下进行，反应器中发生了下列反应：
①
②
③
(1)一种新合成二甲醚的方法为一定条件下：
，该反应的___________；
判断该反应在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，下列不能作为达到化学平衡状态的依据是___________。
A．平均摩尔质量保持不变
B．容器的密度不变
C．容器内压强保持不变
D．单位时间内消耗，同时消耗二甲醚
(2)可采用和二甲醚催化合成乙醇。
反应①：
反应②：
a．压强为时，温度对二甲醚和乙酸甲酯平衡转化率的影响如图甲所示，则___________(填“>”或“<”)0。
b．温度对平衡体系中乙酸甲酯的含量和乙醇的影响如图乙所示，在范围内，乙酸甲酯的含量逐渐增大，而乙醇的百分含量逐渐减小的原因是：___________。
c．若压强为、温度为时，向恒容密闭容器中充入和发生反应①，时达到平衡，则前内的平均生成速率为___________，该条件下反应①的平衡常数___________。
14．I.在火箭推进器中装有强还原剂肼(N2H4)和强氧化剂(H2O2)，当它们混合时，即产生大量的N2和水蒸气，并放出大量热。已知0.4mol液态肼和足量H2O2反应，生成氮气和水蒸气，放出256kJ的热量。
(1)写出该反应的热化学方程式______。
(2)已知H2O(l)=H2O(g)；ΔH=+44kJ/mol，则16g液态肼燃烧生成氮气和液态水时，放出的热量是______kJ。
(3)上述反应应用于火箭推进剂，除释放大量的热和快速产生大量气体外，还有一个很突出的优点是______。
II．某学生用0.2000mol∙L-1的标准NaOH溶液滴定未知浓度的盐酸，其操作可分为如下几步：
①用蒸馏水洗涤碱式滴定管，注入0.2000mol∙L-1的标准NaOH溶液至“0”刻度线以上；
②固定好滴定管并使滴定管尖嘴充满液体；
③调节液面至“0”或“0”刻度线稍下，并记录读数；
④量取20.00mL待测液注入洁净的锥形瓶中，并加入2～3滴酚酞试液；
⑤用标准NaOH溶液滴定至终点，记下滴定管液面读数；
⑥重复以上滴定操作2～3次。
请回答下列问题：
(1)以上步骤有错误的是______(填编号)，该步骤错误操作会导致测定结果______(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(2)步骤④中，量取20.00mL待测液应使用______(填“酸式”或“碱式”)滴定管；在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水，测定结果______(填“偏大”“偏小”或“无影响”)。
(3)步骤⑤滴定时，眼睛应注视______；判断达到滴定终点的依据是______。
(4)以下是实验数据记录表：
滴定次数
盐酸体积/mL
NaOH溶液体积读数/mL
滴定前
滴定后
1
20.00
0.00
18.10
2
20.00
0.00
16.30
3
20.00
0.00
16.22
从上表可以看出，第1次滴定记录的NaOH溶液体积明显大于后两次的体积，其可能的原因是______(填字母)。
A．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡
B．锥形瓶用待测液润洗
C．滴定结束时，俯视读数
(5)根据上表记录数据，通过计算可得，待测盐酸的物质的量浓度为______mol∙L-1。
15．中国政府承诺，到2020年，单位GDP二氧化碳排放比2005年下降40%～50%，CO2可转化成有机物实现碳循环，有效降低碳排放。
(1)在体积为1L的恒容密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，一定条件下反应：CO2(g)+3H2(g)⇌ CH3OH(g)+H2O(g)ΔH=-49.0kJ∙mol-1，测得CO2和CH3OH(g)浓度随时间变化如图所示。
①计算：从0min到3min，H2的平均反应速率v(H2)=_____mol∙L-1∙min-1。
②能说明上述反应达到平衡状态的是_____(填编号)。
A．c(CO2)∶c(CH3OH)=1∶1
B．混合气体的密度不再发生变化
C．单位时间内消耗3molH2，同时生成1molH2O
D．CO2的体积分数在混合气体中保持不变
③反应达到平衡后，保持其他条件不变，能加快反应速率且使体系中气体的物质的量减少，可采取的措施有_____(填编号)。
A．升高温度 B．缩小容器体积
C．再充入CO2气体 D．使用合适的催化剂
(2)将CO2通入适量氢氧化钠溶液中进行处理时，可生成Na2CO3溶液，在Na2CO3溶液中，下列关系式错误的是_____。
A．c()＞c(OH-)＞c()
B．c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)
C．c(OH-)=c(H+)+c()+2c(H2CO3)
D．c(Na+)+c(H+)=c()+c()+c(OH-)
(3)煤燃烧产生的烟气中含有氮的氧化物，用甲烷催化氧化可以还原NOx原理为：
①CH4(g)+2NO2(g)⇌ CO2(g)+N2(g)+H2O(g)ΔH=-867.0kJ/mol；
②N2(g)+2O2(g)⇌2NO2(g) ΔH=+67.8kJ/mol；
③适量的N2和O2完全反应，每生成标准状况下11.2LNO 时，则吸收45kJ的热量，则CH4催化还原NO的热化学反应方程式为_____。
(4)已知A(g)+B(g)⇌C(g)+D(g)ΔH，反应的平衡常数和温度的关系如下：
温度/℃
700
800
830
1000
1200
平衡常数
1.7
1.1
x
0.6
0.4
回答下列问题：
830℃时，向一个2L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，反应至10s时达到平衡，测得A的转化率为80%，计算830℃时，反应的平衡常数x=_____。
16．工业废水中常含有一定量的和，它们会对人类及生态系统产生很大危害，必须进行处理。常用的处理方法有以下两种：
方法1：还原沉淀法。
该法的工艺流程为：Cr3+ Cr(OH)3↓
其中第①步存在平衡2(黄色)+2H+⇌(橙色)+H2O。
(1)若平衡体系的pH=2，该溶液显_____色。
(2)能说明第①步反应达平衡状态的是_____(填序号)。
A．和的浓度相同 B．2v()=v() C．溶液的颜色不变
(3)第②步中，还原1mol离子，需要_____mol的FeSO4∙7H2O。
(4)第③步生成的Cr(OH)3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：Cr(OH)3(s)⇌Cr3+(aq)+3OH-(aq)，常温下，Cr(OH)3的溶度积Ksp=c(Cr3+)∙c3(OH-)=10-32，要使c(Cr3+)降至10-5mol/L，溶液的pH应调至_____。
方法2：电解法。
该法用Fe做电极电解含的酸性废水，随着电解的进行，在阴极附近溶液pH升高，产生Cr(OH)3沉淀。
(5)用Fe做电极的原因为_____(用电极反应式解释)。
(6)在阴极附近溶液pH升高，溶液中同时生成的沉淀还有_____。
17．阳离子交换膜法电解饱和食盐水具有综合能耗低、环境污染小等优点。生产流程如图所示：
(1)电解饱和食盐水的化学方程式为____________。
(2)电解结束后，能够脱去阳极液中游离氯的试剂或方法是________(填字母序号)。
a．Na2SO4b．NaNO3
c．热空气吹出d．降低阳极区液面上方的气压
(3)食盐水中的I－若进入电解槽，可被电解产生的Cl2氧化为ICl，并进一步转化为。可继续被氧化为高碘酸根()，与Na+结合生成溶解度较小的NaIO4沉积于阳离子交换膜上，影响膜的寿命。
①ICl为有毒的黑色晶体，可用氢氧化钠溶液吸收，请写出相应的离子反应方程式：_______________________。
②请写出NaIO3被氧化为NaIO4的离子反应方程式为________________________。
(4)在酸性条件下加入NaClO溶液，可将食盐水中的I－转化为I2，再进一步除去。通过测定体系的吸光度，可以检测不同pH下I2的生成量随时间的变化，如下图所示。已知：吸光度越高表明该体系中c(I2)越大。
①结合化学用语解释10min时不同pH体系吸光度不同的原因：__________________。
②pH=4.0时，体系的吸光度很快达到最大值，之后快速下降。吸光度快速下降的可能原因____________________。
③研究表明食盐水中I－含量≤0.2mg•L-1时对离子交换膜影响可忽略。现将1m3含I－浓度为1.47mg•L-1的食盐水进行处理，为达到使用标准，理论上至少需要0.05mol•L-1NaClO溶液_____________L。(已知NaClO的反应产物为NaCl，溶液体积变化忽略不计)
参考答案
1．CO2(g)+4H2(g) ⇌CH4(g)+2H2O(g) ∆H=-180kJ·mol-1 降低温度、增大H2和CO2的原料比(合理即可) 正 H2-2e-+=H2O+CO2 d 4OH--4e-=2H2O+O2↑ AC
【详解】
(1)①焓变=反应物的总键能-生成物的总键能，则“萨巴蒂尔反应”的热化学方程式为CO2(g)+4H2(g) ⇌CH4(g)+2H2O(g) ∆H=[(2×800+4×435)- (4×415+4×465)] kJ·mol-1=-180kJ·mol-1。
②可通过促使平衡向右移动的方法来提高CO2的平衡转化率，则可采取的措施有降低温度、增大H2和CO2的原料比(合理即可) (写两条)。
(2)①燃料电池中，通入燃料氢气的一极为负极，通入助燃物空气的一极为正极，由图知，b极为正极，a电极为负极，负极氢气失去电子发生氧化反应转化为水，且负极区产生大量二氧化碳，则a电极上发生的电极反应为H2-2e-+=H2O+CO2。
②电解池中，与电源正极相连的电极是阳极。则阳极为d，阳极上氢氧根失去电子发生氧化反应生成氧气，电极反应为4OH--4e-=2H2O+O2↑。
③想提高O2生成速率，则：
A．提高电解时的电源电压，则增大了电流、增大了单位时间内得失电子的物质的量，即加快了反应速率，A符合；
B．向水中加入少量的NaCl，引入氯离子，氯离子可以在阳极上失去电子发生氧化反应而得不到氧气，B不符合；
C．温度越高、反应速率越快。适当提高电解液的温度，则加快化学反应速率，C符合；
D．用金属铜作阳极，则铜可以在阳极上失去电子发生氧化反应而得不到氧气，D不符合；
则可提高O2生成速率的是AC。
2．能量 245 C 正 负 Al+3e-+4OH-=+2H2O 金属的还原性、电解质溶液
【详解】
(1)根据上图可知，在化学反应中，不仅存在物质的变化，而且伴随着能量变化，1molH2完全燃烧生成1molH2O(气态)时，释放的能量是930kJ-436kJ-240kJ=254kJ；
(2)能设计成原电池的反应通常是放热反应，且必须是能自发进行的氧化还原反应，BD不是氧化还原反应，A为吸热反应，故选C。
(3)①活泼金属做负极，故实验1中的Al作正极；
②实验4中电流表的指针偏向Mg，故Al作负极，因为铝能与氢氧化钠溶液反应而镁不能，负极反应式为Al+3e-+4OH-=+2H2O；
③根据实验结果，总结在原电池中金属铝作正极还是负极受到影响的因素有电解质溶液、金属的还原性。
3．C 放出117 cd 80%
【详解】
I. (1)若不经计算，可直接通过碘的淀粉溶液褪色时间的长短来判断浓度与反应速率的关系，则反应I2+2=2I-+中碘单质对Na2S2O3而言要少量、实验中要控制的变量为Na2S2O3溶液的浓度，故对比实验中，需取等体积而浓度不同的Na2S2O3溶液，加等体积同一浓度的相对少量的碘水，则C满足，答案为C。
(2) 若某同学选取②④进行实验， ②1mL0.01mol·L-1的碘水 ④3mL0.01mol·L-1的Na2S2O3溶液，则I2+2=2I-+反应中硫代硫酸钠过量、碘单质全消耗，应按计算，测得褪色时间为4s，忽略混合后溶液体积的变化，则有。
II(3)由图知，D中氯元素+7，则Z是 (填离子符号)；
(4)由图知，B、A和C分别为，氯元素的化合价分别从+1降低到-1、升高到+5，按得失电子数守恒、B→A+C反应的离子方程式为：；由图知，3molB、2molA和1molC的相对能量分别为3mol×60kJ/mol、2mol×0 kJ/mol、1mol×63 kJ/mol，则反应物总能量高于生成物总能量，为放热反应，生成1molC(氯酸根离子)时放出3mol×60kJ/mol-(2mol×0 kJ/mol+1mol×63kJ/mol )=117kJ的热量，故答案为放出117。
III (5) a．该反应气体分子总数会随着反应而改变、故压强也会改变。当体系压强不随时间变化时，则气体分子总数不变、各成分的物质的量及浓度保持不变，说明反应达到平衡状态，故不符合；
b．该反应气体分子总数会随着反应而改变、故气体平均摩尔质量也会改变。当容器中气体平均摩尔质量保持不变，说明反应达到平衡状态，故不符合；
c．混合气体颜色始终是无色，c不能说明，故符合；
d． 充入2molNO和2molCO，反应中消耗等物质的量的NO和CO，故NO与CO的体积比始终保持不变，d不能说明，故符合；
答案为cd。
(6) T℃时，在容积为2L的恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO，保持温度不变，发生反应2NO(g)+2CO(g)⇌N2(g)+2CO2(g)，5min时达到平衡状态，此时c(N2)=0.4mol·L-1，则消耗NO为2×0.4mol·L-1=0.8mol·L-1，NO平衡转化率 。
4． BC ＞ ce 正极
【详解】
(1)①内CO物质的量的改变量为1.2mol，则氢气物质的量的改变量为3.6mol，因此的平均反应速率。甲烷减少了1.2mol，剩余甲烷0.4mol，水的物质的量减少了1.2mol，剩余水的物质的量为1.2mol，因此平衡时容器内气体的压强与起始时容器内压强的比值为(1.2mol+3.6mol+0.4mol+1.2mol)：(1.6mol+2.4mol)=8:5；故答案为：；8:5。
②A．恒压时充入He，容器体积变大，浓度减小，速率减小，故A不符合题意；B．升高温度，反应速率加快，故B符合题意；C．恒容时充入，甲烷浓度增大，反应速率加快，故C符合题意；D．及时分离出CO，生成物浓度减小，反应速率减小，故D不符合题意；综上所述，答案为BC。
③反应在第2min时达到平衡，即2min前正反应速率大于逆反应速率，因此第1分钟时υ正(CO) ＞第2分钟时υ逆(CO) ；故答案为：＞。
④a．，一个正反应方向，一个逆反应方向，但速率之比不等于计量数之比，不能说明达到平衡，故a不符合题意；b．恒温恒容时，气体密度等于气体质量除以容器体积，气体质量不变，容器体积不变，密度始终不变，因此当容器内混合气体的密度保持不变，不能说明达到平衡，故b不符合题意；c．正向反应，、逐渐减小，当、浓度保持不变，则说明达到平衡，故c符合题意；d．、、CO(g)、的物质的量之比为，不能说明达到化学平衡，故d不符合题意；e．断开3mol H−H键，逆向反应，同时断开2molO−H键，正向反应，两个不同方向，速率比等于计量系数之比，故e符合题意；综上所述，答案为：ce。
(2)根据电子移动方向得出电极d是正极，电极c为负极，则为甲烷失去电子，其电极反应式为；故答案为：正极；。
5．289 负极 CD 放热 随着反应进行硫酸浓度降低 金属铜、金属锌和硫酸形成原电池，金属锌失去电子的速率加快，生成H2速率加快
【详解】
(1)298K，101kPa条件下，1molH2燃烧生成气态水放热为930kJ-436kJ-249kJ=245kJ，1mol水蒸气变为液态水释放44kJ的热量，则1molH2完全燃烧生成液态水时放出的热量245kJ+44kJ=289kJ，答案为：289；
(2)①根据总反应，氢气发生失电子的氧化反应，所以通入H2的电极是电源的负极，答案为：负极；
②A．正极氧化汞得到电子，发生的反应为：，A错误；
B．放电结束后，反应生成水，氢氧化钠溶液浓度减小，碱性减弱，B错误；
C．OH−通过离子交换膜从正极向负极移动，C正确；
D．氢气和通过离子间的关系为：，每反应2.24L(标准状况下)氢气，交换膜通过0.2mol离子，D正确；
答案为：CD；
(3)①t1～t2时间段反应速率加快是因为锌与稀硫酸反应放热；t2～t3时间段溶液中氢离子浓度逐渐减小，反应速率减小，答案为：放热；随着反应进行硫酸浓度降低；
②粗锌中含有铜，与锌形成原电池，氢气的生成速率明显加快，答案为：金属铜、金属锌和硫酸形成原电池，金属锌失去电子的速率加快，生成H2速率加快。
6．D H2-2e-+2OH-=2H2O 负极 0.8NA 0.05mol/(L·min) 70% CD
【详解】
I．(1)放热的氧化还原反应能设计成原电池，A为吸热反应，B为非氧化还原反应，C为吸热反应，D为放热的氧化还原反应，故选D。
(2)①氢氧燃料电池的负极是氢气，故碱性条件下的负极反应式为：H2-2e-+2OH-=2H2O；
②a为负极，b为正极，OH-向负极移动；
③氧气的体积，根据O2～4e-，转移的电子数目为0.8NA；
II．①由图可知10min时生成三氧化硫是1mol，浓度是0.5mo1·L-1，则v(SO3)=0.05mol/(L·min)；
②反应达到平衡时生成三氧化硫1.4mol，则根据方程式可知消耗二氧化硫是1.4mol，SO2的转化率为；
③v(SO3)=v(SO2)中没有指明反应的方向，则不能说明反应达平衡状态，A项错误；密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，因此混合气体的密度保持不变不能说明反应达平衡状态，B项错误；由于是绝热密闭容器，则t时刻，体系的温度不再发生改变时说明正逆反应速率相等，反应达到了平衡状态，C项正确；正反应是体积减小的可逆反应，则混合气体的总物质的量不再改变时说明正逆反应速率相等，反应达到了平衡状态，D项正确，故选CD。
7．(或) 75 > 正极
【详解】
(1)由图可知，2min~5min转化的浓度为1.00mol/L-0.50 mol/L=0.50 mol/L，则2min~5min的平均反应速率(CO2)==，故答案为：；
(2) 由图可知，5min时CO2的浓度不再改变，达到平衡状态，转化的浓度为2.00mol/L-0.50 mol/L=1.50 mol/L，则H2转化的浓度为1.50 mol/L3=4.50 mol/L，H2转化的物质的量为4.50 mol/L 1L=4.50mol，平衡时的转化率为100%=75%，故答案为：75；
(3) 由图可知，2min时反应向正反应方向进行，则>，故答案为：>；
(4) 由图可知，电子由电极b流出，则电极b为负极，电极a为正极，负极上甲醇失电子发生氧化反应生成二氧化碳，电极反应为：，故答案为：正极；。
8．AB 2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) ΔH=-571.6 kJ•mol-1 ＜ ⑤ Fe 氧化 有气泡产生 Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑
【详解】
(1)A．化学反应的实质就是旧化学键的断裂，新化学键的形成，在化学反应中，反应物转化为生成物的同时，由于反应物和生成物的能量不等，必然发生能量的变化，故A正确；
B．钢铁发生腐蚀，铁失电子发生氧化反应，故B正确；
C．放热反应发生时不一定要加热，如氧化钙和水之间的反应，吸热反应不一定加热才能发生，如氯化铵和氢氧化钡晶体之间的反应，如碳酸氢铵分解，在常温下就能发生，故C错误；
故答案为AB；
(2)2gH2即1mol完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，则2mol氢气完全燃烧生成液态水，放出571.6kJ热量，所以该热化学方程式为：2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) ΔH=-571.6 kJ•mol-1；
(3)由于反应物能量高于生成物能量，所以该反应为放热反应，ΔH＜0；
(4)构成原电池的条件为：活泼性不同的电极、电解质溶液、构成闭合回路，能发生自发的氧化还原反应。①中没有两个活泼性不同的电极，所以不能构成原电池；②没有构成闭合回路，所以不能构成原电池；③酒精为非电解质溶液，所以不能构成原电池；④两材料相同，所以不能构成原电池；⑤符合原电池的构成条件，所以能构成原电池；故答案为⑤；该装置中，铁易失电子而作负极，铜作正极，负极上铁失电子发生氧化反应生成亚铁离子，正极上氢离子得电子发生还原反应而生成氢气，所以有气泡生成，电池反应式为Fe+H2SO4＝FeSO4+H2↑。
9．ad 0.05mol·L-1·min-1 不变 不变 +67.7 kJ·mol-1 2NO(g)N2O2 2NO(g)N2O2 ＞ ＜
【详解】
(1) 反应I是工业固氮的重要反应，在体积为2L的恒温恒容密闭容器中，充入1 molN2和 3 mol H2，5 min末达到平衡，此时容器内压强变为原来的0.75倍。
①a．相同时间内每消耗0.1 mol N2的同时消耗0.2 mol NH3说明正、逆反应速率相等，可以判断该反应已达到平衡状态，故a正确；
b．c(N2)：c(H2)=1：3，并不能说明任何问题，故b错误；
c．体积不变，气体质量也不变，所以混合气体的密度不会发生变化，故c错误；
d．氢气的分压不再发生变化时，说明氢气浓度不变，能证明该反应已达到平衡状态，故d正确；
故选ad；
②
则有0.5-x+1.3-3x+2x=2×0.75，得x=0.25。
所以5 min内该反应的反应速率，故答案为：0.05mol·L-1·min-1；
③温度不变化学平衡常数不变, N2和H2按系数比投料,所以转化率之比恒相等,故答案为：不变，不变；
(2) 反应Ⅱ+反应Ⅲ可得N2O2(g)＋O2(g) 2NO2(g) △H=+67.7 kJ·mol-1，故答案为：+67.7 kJ·mol-1；
(3) ①由反应Ⅲ和反应ii可知第i步反应的化学方程式为2NO(g)N2O2，故答案为：2NO(g)N2O2；
②总反应与两个分反应均为放热反应，所以任何一步分反应放出的热量均小于总反应放出的热量,所以△H4 ＞-112.3 kJ·mol-1；若第i步反应为快反应,则第一步反应的活化能低，所以活化能E(i) ＜E(ii)，故答案为：＞，＜；
③平衡时v正=v逆，即v正=k正×c(N2O2) ·c(O2)=v逆×c2(NO2)，所以K=，故答案为：。
10．CH4(g)+4NO(g) = 2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-1160kJ·mol-1 2ΔH1-ΔH2 乙 0.015mol·L-1·min-1 C 降低 0.36(或9/25)
【分析】
根据盖斯定律计算反应热；根据化学方程式之间的数量关系分析化学平衡常数之间的关系；根据影响化学平衡的因素分析图像变化的原因，并分析图像是否正确；根据平衡时各组分的含量及百分含量计算反应速率与平衡常数。
【详解】
(1)CH4和NO反应的方程式为CH4+4NO=CO2+2H2O+2N2，16g CH4反应放出的热量为16×72.5kJ=1160kJ，则热化学反应方程式为CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-1160kJ·mol-1；
(2)根据③的反应，因此有①×2-②得出ΔH3=2ΔH1-ΔH2，①K1=，②K2=，③K3=，因此有K3=；
(3)甲图，升高温度，化学反应速率加快，即升高温度，正逆反应速率都增大，故甲错误；
乙图，T2>T1，T2先达到平衡，正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，则NO2的转化率降低，故乙正确；
丙图，升高温度，平衡向逆反应方向移动，CO的体积分数增大，故丙错误；
故答案为：乙；
(4)①根据化学反应速率的数学表达式，v(CO2)==0.015mol/(L·min)，根据表格数据，在20min达到平衡，根据化学平衡常数的表达式K===；
②A．加入活性炭，活性炭为固体，对化学平衡移动无影响，故A错误；
B．恒温恒压下，充入氩气，容器的体积增大，组分的浓度降低，故B错误；
C．适当缩小容器的体积，组分的浓度增大，故C正确；
D．加入合适的催化剂，催化剂对化学平衡移动无影响，故D错误；
故答案选C；
③此时的化学平衡常数为<，因此升高温度，NO的转化率降低，平衡时用平衡分压代替平衡浓度计算平衡常数，设平衡时体系的总压为p，则平衡时NO的分压p(NO)=p，N2的分压p(N2)=p，CO2的分压p(CO2)=p，根据平衡常数表达式Kp=有，Kp==。
11．K1·K2 < 较低 < C
【分析】
(1)根据盖斯定律，反应①+②可得反应③；
(2)反应③CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)是气体体积减小的反应△S＜0，反应③的平衡常数，500°C时，K 3= K 1×K 2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K 3= K 1×K 2=2.52×0.15=0.375，随温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以反应③是放热反应，再结合公式作答；
(3)500℃时K 3= K 1×K 2=2.5，根据浓度商Qc判断反应方向；
(4) A．扩大反应容器的容积 ，会降低反应速率；
B．使用合适的催化剂，会提高反应③的反应速率，但不会改变CH3OH(g)的产率；
C．缩小反应容器的容积，会提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率；
D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)，不改变反应③的反应速率。
【详解】
(1)根据盖斯定律，反应①+②可得反应③，则平衡常数K3= K1·K 2，故答案为：K 1·K 2；
(2)反应③CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)是气体体积减小的反应△S＜0，反应③的平衡常数，500°C时，K 3= K 1×K 2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K 3= K 1×K 2=2.52×0.15=0.375，随温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以反应③是放热反应，焓变△H＜0，所以反应在低温下能自发进行，故答案为：＜；较低；
(3)500℃时K 3= K 1×K 2=2.5，浓度商Qc==83.3＞K=2.5，平衡向逆反应移动，则v(正)＜v(逆)，故答案为：<；
(4) A．扩大反应容器的容积 ，会降低反应速率，不满足题意，A项错误；
B．使用合适的催化剂，会提高反应③的反应速率，但不会改变CH3OH(g)的产率，不满足题意，B项错误；
C．缩小反应容器的容积，会提高反应③的反应速率，同时增大CH3OH(g)的产率，满足题意，C项正确；
D．从平衡体系中及时分离出CH3OH(g)，不改变反应③的反应速率，不满足题意，D项错误；
综上，正确的为C，故答案为：C。
【点睛】
本题重点(1)，对于已知反应去求另外反应的焓变等值，要发现其关系，利用盖斯定律解答。
12．C -185 Na2O2(s)＋2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317 kJ·mol-1 1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g) 不变 汽车的加速性能相同的情况下，CO排放量低，污染小
【详解】
(1)常见的吸热反应有：大多数的分解反应、C或氢气作还原剂的氧化还原反应、氯化铵与氢氧化钡的反应等；A、氧化钠与水反应B、燃烧反应D、置换都属于放热反应，只有C为吸热反应，答案：C；
(2)①焓变等于反应物的键能总和减去生成物的键能总和，H2(g)+ Cl2 (g)=2HCl(g) ∆H=(436+247-2×434)kJ·mol-1=-185kJ·mol-1，答案：-185；
②由I.2Na(s)+O2(g)=Na2O(s) △H=-414kJ·mol-1
II.2Na(s)+O2(g)=Na2O2(s) △H=-511kJ·mol-1；
结合盖斯定律可知I×2-II得到Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317kJ·mol-1，答案：Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(s) △H=-317kJ·mol-1；
(3)①以CO2(g)和H2(g)为原料合成甲醇，反应生成1mol甲醇和1mol水，根据质量守恒，需要1mol二氧化碳和3mol氢气，因此图中A处应填入1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g)，故答案为1 mol CO2(g) + 3 mol H2(g)；
②加入催化剂，不能改变反应的焓变，因此Δ H不变，故答案为：不变；
③根据图像可知，汽车的加速性能相同的情况下，甲醇作为燃料时CO排放量低，污染小，故答案为汽车的加速性能相同的情况下，CO排放量低，污染小；
13． B < 在300～600内。随温度升高。反应①向逆反应方向移动的程度比反应②的小 180
【分析】
由盖斯定律从已知热化学方程式，可计算出；在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，反应是否处于平衡状态，就从化学平衡状态的特征“等”、“定”来判断，除此之外，可选定某个物理量，一开始会随着反应的发生而变化，而当这个量不再改变的时候，就达到化学平衡状态；抓住图像提供的信息，结合勒夏特列原理，判断反应是否放热、对于乙酸甲酯同时参与的2个反应，注意从图像的比较中判断温度对2个反应中哪一个的影响 更大，结合各个数据、运用三段式和定义计算反应速率和平衡常数；
【详解】
(1)已知：①，
②
③，由盖斯定律知，反应2×①+②-2×③可得反应：的2×1+2-2×3=2×(-90.7)+ (-23.5) -2×(-41.2)=-122.5；反应在一定温度下、体积恒定的密闭容器中，不能作为达到化学平衡状态的依据是：
A．反应中混合气体的平均摩尔质量会随着反应而变，故平均摩尔质量保持不变能说明已平衡，选项A不符合；
B．密闭容器中， ，气体总质量守恒，容积体积的不变，故气体密度不变不能说明已平衡，选项B符合；
C．反应中容器内压强会随着反应而变，故容器内压强保持不变能说明已平衡，选项C不符合；
D．从速率的角度，任何时刻都满足υ正(CO2)= υ正()，υ逆(CO2)= υ逆()，而平衡时满足υ正()= υ逆()，则单位时间内消耗，同时消耗二甲醚，则说明已平衡，选项D不满足；
故答案为B；
(2)a．由图1可知：压强为时，随着温度的升高，二甲醚和乙酸甲酯平衡转化率均降低，说明温度升高，反应①、反应②均逆向移动，即反应的正方向均为放热反应，则<0；
b．△H2<0，△H1<0，升高温度反应①，②均逆向移动，但从图甲可以知道，300～600K时，反应②逆向进行程度更大从而乙醇百分含量逐渐减少；
c．若压强为、温度为时，向2L恒容密闭容器中充入和发生反应①，时达到平衡，则：，前内的平均生成速率为 ，该条件下反应①的平衡常数。
14．N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)ΔH=-640kJ∙mol-1 408 生成物为氮气和水，不污染空气 ① 偏大 酸式 无影响 锥形瓶中溶液颜色变化 锥形瓶中溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色 AB 0.1626
【详解】
Ⅰ．(1)0.4mol液态肼和足量H2O2反应，生成氮气和水蒸气，放出256kJ的热量，则1mol液态肼与足量液态双氧水反应时放出的热量256kJ´2.5=640kJ，所以热化学方程式为：N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)ΔH=-640kJ∙mol-1；
(2)因①N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g) ΔH=-640kJ∙mol-1；
②H2O(l)═H2O(g) ΔH=+44kJ∙mol-1；
根据盖斯定律，①-②×4，得N2H4(l)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(l) ΔH=-816kJ∙mol-1，1mol液态肼与足量液态过氧化氢反应生成氮气和液态水时，放出的热量为816kJ；16g液态肼的物质的量为0.5mol，所以与足量液态过氧化氢反应生成氮气和液态水时，放出的热量为408kJ；
(3)上述反应除释放大量热和快速产生大量气体外，生成物为氮气和水，不污染空气；
Ⅱ．(1)用蒸馏水洗涤盛装0.2000mol∙L-1标准NaOH溶液的碱式滴定管后，要先用标准NaOH溶液润洗2～3次，再装入标准NaOH溶液。若用蒸馏水洗涤后，直接装入标准NaOH溶液，则c(NaOH)偏小，滴定过程中消耗标准NaOH溶液的体积偏大，使测得的c(HCl)偏大，故步骤①错误；
(2)待测液是未知浓度的盐酸，故量取20.00mL待测液要选用酸式滴定管。在锥形瓶装液前，留有少量蒸馏水，消耗标准NaOH溶液的体积不变，故对测定结果无影响；
(3)步骤⑤滴定时，眼睛应注视锥形瓶中溶液颜色变化。向盐酸中滴加2～3滴酚酞，溶液呈无色，达到滴定终点时，溶液由无色变为浅红色，且半分钟内不褪色；
(4)A．滴定前滴定管尖嘴有气泡，滴定结束无气泡，由于原来气泡占据的空间被标准NaOH溶液充满，则消耗标准NaOH溶液的体积偏大，A符合题意；
B．锥形瓶用待测液润洗，则锥形瓶内待测液中n(HCl)偏大，滴定时消耗标准NaOH溶液的体积偏大，B符合题意；
C．滴定结束时，俯视读数，读取消耗标准NaOH溶液的体积偏小，C不符合题意；
答案选AB；
(5)第1次实验数据存在明显误差，舍去，根据第2、3次数据可知，消耗标准NaOH溶液的平均体积为16.26mL，根据滴定过程中c(HCl)∙V(HCl)=c(NaOH)∙V(NaOH)，则有c(HCl)×20.00×10-3L=0.2000mol∙L-1×16.26×10-3L，解得c(HCl)=0.1626mol∙L-1。
15．0.5 D B D CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-1159.2kJ/mol 1
【详解】
(1)①图象分析可知甲醇浓度变化为0.5mol/L，根据化学方程式CO2(g)+3H2(g)⇌CH3OH(g)+H2O(g)，甲醇和氢气的物质的量浓度之比等于1∶3，氢气浓度变化=3×0.5mol/L=1.5mol/L，反应开始到平衡，H2的平均反应速率v(H2)==0.5mol∙L-1∙min-1；
②A．c(CO2)∶c(CH3OH)=1∶1，并不能表示浓度保持不变，故A不符合题意；
B．混合气体的密度等于质量和体积比值，由于恒容密闭容器，密度是一个定值，当密度不再发生变化时，不能说明反应达到了平衡，故B不符合题意；
C．单位时间内消耗3mol H2，同时生成1mol H2O，只能表示反应正向进行，不能说明正逆反应速率相等，故C不符合题意；
D．CO2的体积分数在混合气体中保持不变是化学平衡的特征，故D符合题意；
答案选D；
③A．升高温度速率加快，但是反应逆向移动，气体物质的量增加，故A不符合题意；
B．缩小容器体积压强增大，速率加快，但是反应正向移动，气体物质的量减小，故B符合题意；
C．再充入CO2气体压强增大，速率加快，气体物质的量增加，故C不符合题意；
D．使用合适的催化剂，速率加快，气体物质的量不变，故D不符合题意；
答案选B；
(2)A．在Na2CO3溶液中，碳酸根离子会发生水解，导致溶液显示碱性，存在：c()＞c(OH-)＞c()，故A不符合题意；
B．在Na2CO3溶液中，存在物料守恒：c(Na+)=2c()+2c()+2c(H2CO3)，故B不符合题意；
C．在Na2CO3溶液中，存在质子守恒：c(OH-)=c(H+)+c()+2c(H2CO3)，故C不符合题意；
D．在Na2CO3溶液中，存在电荷守恒：c(Na+)+c(H+)=2c()+c()+c(OH-)，故D符合题意；
答案选D；
(3)①CH4(g)+2NO2(g)⇌CO2(g)+N2(g)+2H2O(g)ΔH=-867.0kJ/mol；
②N2(g)+2O2(g)⇌2NO2(g) ΔH=+67.8kJ/mol；
③N2+O2=2NO，每生成标准状况下11.2LNO，n===0.5molNO时，则吸收45kJ的热量，生成2mol一氧化氮吸收180kJ的热量，即N2(g)+O2(g)=2NO(g)，ΔH=+180kJ/mol；
根据盖斯定律，CH4催化还原NO的热化学反应方程式CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)可以由①-2×③得到，反应焓变ΔH=-867.0kJ/mol-2×180kJ/mol=-1159.2kJ/mol，则CH4催化还原NO的热化学反应方程式为：CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)ΔH=-1159.2kJ/mol；
(4)830℃时，向一个2L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，反应至10s时达到平衡，测得A的转化率为80%，设得到三段式如下：
x=。
16．橙 C 6 5 Fe-2e-=Fe2+，提供还原剂Fe2+ Fe(OH)3
【详解】
(1)溶液显酸性，c(H+)较大，2(黄色)+2H+⇌(橙色)+H2O，该平衡右移，该溶液显橙色；
(2)A．和的浓度相同，但是不一定是浓度保持不变的状态，反应不一定达到平衡状态，平衡时浓度不变，故A不符合题意；
B．2v()=v()，没有标出正、逆反应速率，无法判定反应是否达到平衡状态，故B不符合题意；
C．平衡时各物质的浓度不再改变，即溶液的颜色不再改变，可以判断反应达到平衡状态，故C符合题意；
答案选C；
(3)由元素的化合价变化可知，还原1 mol离子，得到Cr3+，得到电子为2×(6-3)=6 mol，Fe2+被氧化为Fe3+，需要FeSO4∙7H2O的物质的量为=6 mol；
(4)当c(Cr3+)=10-5 mol/L时，溶液的c(OH-)==10-9 mol/L，c(H+)=mol/L=10-5 mol/L，pH=5，即要使c(Cr3+)降至10-5 mol/L，溶液的pH应调至5；
(5)用Fe做阳极，发生氧化反应，失电子：Fe-2e-=Fe2+，产生的亚铁离子做还原剂；
(6)溶液中氢离子在阴极得电子被还原为氢气，阴极极反应为：2H++2e-=H2↑，导致溶液酸性减弱，溶液pH升高；同时溶液中亚铁离子被氧化为铁离子，酸性减弱，铁离子产生沉淀Fe(OH)3。
17．2NaCl+2H2OC12↑+H2↑+2NaOH cd ICl+2OH-=IO-+Cl-+H2O Na+++Cl2+H2O===NaIO4↓+2H++2Cl— ClO-+2H++2I-===I2+Cl-+H2O,10min时pH越低，c(H+)越大反应速率加快(或ClO-氧化性增强)，所以c(I2)越高吸光度越大 c(H+)较高，ClO-继续将I2氧化为高价含碘微粒，所以c(I2)降低吸光度下降 0.1
【分析】
电解精制的饱和食盐水得到氢氧化钠、氢气和氯气，要从电解液中脱去溶解的氯气，可通过改变外界条件，降低氯气的溶解度；共存的杂质碘离子会参与氧化还原反应，逐步被氧化，转变出ICl等，从组成元素非金属性I
(1)电解饱和食盐水时，氯离子在阳极失电子发生氧化反应生成氯气，水电离的氢离子在阴极得电子发生还原反应生成氢气，则电解的化学方程式为2NaCl +2H2O C12↑+ H2↑+2NaOH。
(2)a．Na2SO4与游离氯不反应，不能除去阳极液中游离氯，故a不符合题意；
b．NaNO3与游离氯不反应，不能除去阳极液中游离氯，故b不符合题意；
c．海水中提取溴用到“空气吹出法”将游离态的溴吹出，则除去阳极液中游离氯也可采取此方法，故c符合题意；
d．由于气体的溶解度随压强的减小而减小，则降低阳极区液面上方的气压，游离氯的溶解度减小从液体中逸出，可除去阳极液中游离氯，故d符合题意；
答案选cd。
(3)①碘元素和氯元素处于同一主族(VIIA)，二者最外层电子数均为7，ICl中共用一对电子，由于碘原子半径大于氯原子，碘原子得电子能力弱于氯原子，故共用电子对偏离碘原子，使得碘元素显+1价、氯元素呈-1价， ICl和OH-反应是非氧化还原反应，生成IO-、Cl-和H2O，则反应的离子方程式为：ICl+2OH-=IO-+Cl-+H2O；
②NaIO3中I元素失电子发生氧化反应，化合价由+5价升高到+7价，生成溶解度较小的NaIO4而析出， Cl2中氯元素得电子发生还原反应，化合价由0价降低到-1价生成Cl-，离子方程式为Na+++ Cl2 + H2O=== NaIO4↓+ 2H++2Cl-。
(4)①ClO- + 2H+ + 2I-=== I2 + Cl- + H2O， 10 min时pH越低，c(H+)越大，反应速率加快(或ClO-氧化性增强)，c(I2)越高，吸光度越大；
②c(H+)较高，ClO-继续将I2 氧化为高价含碘微粒，c(I2)降低，吸光度下降；
③研究表明食盐水中I-含量≤0.2 mg•L-1时对离子交换膜影响可忽略。即1m3食盐水中I-的含量≤0.2 mg•L-1×1m3×1000=0.2g时对离子交换膜影响可忽略，则1m3含I-浓度为1.47 mg•L-1 的食盐水需处理掉1.47 mg•L-1×1m3-0.2g=1.27g的I-时对离子交换膜影响可忽略。1.27gI-的物质的量为0.01mol，根据反应方程式ClO- + 2H+ + 2I-=== I2 + Cl- + H2O，需NaClO的物质的量为0.005mol，则此NaClO的体积为0.005mol/0.05mol/L=0.1L。
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