专题14 化学反应原理综合-备战2022届高考化学二轮复习题型专练

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一、原理综合题型的解题方法及思路
该类试题考查的是高中化学主干知识，试题难度一般较大，特别是原理综合题型，将多个知识点组合在一起，客观上增加了思维容量。解题时要采用逐个分析、各个击破的方法，认真分析每个小题考查的知识点，迅速转变思路，防止在一个知识点、一个思路上“走到底”。
平常训练应注重计算能力(重点训练平衡常数以及转化率的计算)、语言表述能力(利用平衡原理解释实际问题)的培养，提高解读图像的能力，掌握解题技巧。电化学应重点掌握电极反应式的书写技巧以及有关电池参数方面的计算，应用盖斯定律解题时要先确定热化学方程式的组合关系，再确定ΔH间的计算关系。
二、相关知识储备
1.化学反应速率题中应注意的问题
（1）对于可逆反应，温度变化对正、逆反应速率均产生影响且影响趋势相同，但影响值不同。升温对吸热反应影响较大，对放热反应影响较小;反之，降温对吸热反应影响较小，对放热反应影响较大。
（2）计算化学反应速率时，要特别注意时间、体积和浓度等单位的换算。
2.盖斯定律的应用技巧
盖斯定律的应用主要是利用给定的热化学方程式求某热化学方程式的反应热，技巧如下:
（1）确定要消掉的物质:凡是待求的热化学方程式中没有而给定的热化学方程式中有的物质，都属于要消掉的物质。消物质时根据“同侧相减，异侧相加”的原则，从而快速确定给定的热化学方程式的反应热是用加法还是用减法。
（2）调整化学计量数:如果要消掉的物质的化学计量数不同，则要调整热化学方程式的化学计量数，使要消掉的物质的化学计量数相等(其余物质的化学计量数也作同倍数的变化)，从而可快速确定给定热化学方程式的反应热需要乘的倍数。
（3）注意检查核对:得到反应热的计算式后，一定要核对一下求得的反应热是不是与所求热化学方程式的化学计量数相对应。
3.平衡计算的应用技巧
（1）平衡常数的应用:反应的化学方程式确定后，该反应的平衡常数只与温度有关;温度不变，该反应的平衡常数就不变，所以利用平衡常数常可以处理多次投料问题。
（2）常用的计算思路:涉及平衡的计算常利用“三段式”法，要注意几个关系的应用，反应物的c(平)=c(初)-c(转)，生成物的c(平)=c(初)+c(转)，反应物的c(初)×α=反应物的c(转)，不同物质的c(转)之比等于它们对应的化学计量数之比。
4.原电池电极反应式的直接书写技巧
原电池的电极反应式的本质是一个氧化还原反应的某个半反应，即氧化反应(在原电池的负极上发生)或还原反应(在原电池的正极上发生)。因此在书写电极反应式时，首先找到两对物质，氧化剂+ne-还原产物、还原剂-ne-氧化产物，然后结合电解质溶液中存在的微粒、电极反应式两边电荷守恒以及原子守恒，确定应该添加的其他物质，最后再配平。
如写出“Pb-PbO2-稀H2SO4”构成的原电池负极和正极的电极反应式。负极Pb失去电子变为Pb2+，而Pb2+能结合电解质溶液中的S生成难溶物PbSO4，因此依据离子方程式的保留原则，得到负极反应式:Pb+-2e-PbSO4;正极PbO2得电子生成Pb2+， Pb2+能与电解质溶液中的结合生成难溶物PbSO4，化合价不变的氧离子与氢离子结合生成水，结合离子方程式的书写原则，得到正极反应式:PbO2++4H++2e-PbSO4+2H2O(注意PbO2不溶于水，书写离子方程式时不能拆)。
5.电离平衡、水解平衡和溶解平衡题中应注意的问题
（1）书写电离平衡、水解平衡、溶解平衡方程式时要用可逆符号连接。
（2）分析离子的存在形式时要考虑弱酸、弱碱的电离和离子能否发生水解。
（3）分析离子浓度大小时要考虑酸、碱、盐对水电离的影响。
（4）利用溶度积常数分析沉淀是否能完成转化时，要考虑溶解平衡式中阴阳离子系数与溶度积常数的关系，溶度积大的其溶解度不一定大。
6.分析图像与作图时的解题步骤



考向一 平衡与反应热的结合

此类试题主要考查速率、平衡和反应热的知识，反应热知识考查的方式有以下几种:①给出两个或两个以上热化学方程式，计算另一个反应的反应热或书写其热化学方程式;②给出几种物质的燃烧热，书写某反应的热化学方程式或计算某反应的反应热;③分析图像计算反应热或书写热化学方程式;④根据键能结合盖斯定律计算反应热或书写热化学方程式。

1.CH4-CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题:
（1）CH4-CO2催化重整反应为:CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)。
已知:C(s)+2H2(g)CH4(g)　 ΔH=-75 kJ·mol-1
C(s)+O2(g)CO2(g)　 ΔH=-394 kJ·mol-1
C(s)+O2(g)CO(g)　 ΔH=-111 kJ·mol-1
该催化重整反应的ΔH=　　　kJ·mol-1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是　　　　(填标号)。 
A.高温低压　　　　　　B.低温高压 C.高温高压 D.低温低压
某温度下，在体积为2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为　　　　mol2·L-2。 
（2）反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表:

积碳反应
CH4(g)C(s)+2H2(g)
消碳反应
CO2(g)+C(s)2CO(g)
ΔH/(kJ·mol-1)
75
172
活化能/
(kJ·mol-1)
催化
剂X
33
91
催化
剂Y
43
72

　　①由上表判断，催化剂X　　　　Y(填“优于”或“劣于”)，理由是　　　　　　　　　　　　　　　　。在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如下图所示。升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是　　　　(填标号)。 

A.K积、K消均增加
B.v积减小、v消增加
C.K积减小、K消增加
D.v消增加的倍数比v积增加的倍数大
②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v=k·p(CH4)·[p(CO2)]-0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如下图所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为　　　　。 

　　解析▶　（1）根据盖斯定律计算，催化重整反应的ΔH=-111 kJ·mol-1×2-(-394 kJ·mol-1)-(-75 kJ·mol-1)=+247 kJ·mol-1 ;催化重整反应的正反应为吸热反应，故升高温度能使平衡向正反应方向移动，甲烷的转化率增大;又因为催化重整反应的正反应为气体分子数增大的反应，故减小压强，能使平衡向正反应方向移动，甲烷的转化率增大，所以A项正确。
已知反应:
　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
起始:　2 mol　 1 mol　　　　0　　　 0
转化:0.5 mol　0.5 mol　　1 mol　　1 mol
平衡:1.5 mol　0.5 mol　　1 mol　　1 mol
由于容器体积为2 L，则平衡常数
K== mol2·L-2。
（2）①由题中表格数据可知，相对于催化剂X，催化剂Y对应的积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小，而消碳反应的活化能相对较小，消碳反应速率大，所以催化剂Y优于催化剂X ;因为积碳反应和消碳反应的反应热均大于0，正反应均为吸热反应，所以升高温度，积碳反应和消碳反应的平衡常数均增大;由图可知，当积碳反应和消碳反应达到平衡状态后，升高温度，积碳量减小，所以升高温度时，消碳反应速率增大的倍数大于积碳反应速率增大的倍数，故A、D两项正确。
②催化剂上积碳反应的速率方程为v=k·p(CH4)·[p(CO2)]-0.5，CO2的压强越大，积碳反应的速率越小，则积碳量越小，由图中积碳量曲线可知:pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。
答案▶　（1）+247　A　
（2）①劣于　相对于催化剂X，催化剂Y对应积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小，而消碳反应活化能相对较小，消碳反应速率大　AD
②pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)

1.运用盖斯定律时需要注意热化学方程式在加减或调整倍数的同时，ΔH也要相应地加减或调整倍数，同时需要注意ΔH的符号。
2.在用键能求算反应热时需要注意是用反应物总键能减去生成物总键能，并且要正确判断每摩尔物质中所含化学键的物质的量。

　　
考向二 平衡与电化学的结合

此类试题考查的知识点是平衡与电化学知识的综合，重点考查原电池电极反应式的书写、电解池中离子移动方向的判断等。

2.CO2是一种廉价的碳资源，其综合利用具有重要意义。回答下列问题:
（1）CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13，CO2主要转化为　　　　(写离子符号);若所得溶液c()∶c()=2∶1，溶液pH=　　　　。(室温下，H2CO3的K1=4×10-7;K2=5×10-11) 
（2）CO2与CH4经催化重整，制得合成气:
CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
①已知上述反应中相关的化学键键能数据如下:

化学键




键能
/kJ·mol-1
413
745
436
1075

则该反应的ΔH=　　　　。分别在V L恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入CH4和CO2各1 mol的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是　　　　(填“A”或“B”)。 
②按一定体积比加入CH4和CO2，在恒压下发生反应，温度对CO和H2产率的影响如图3所示。此反应优选温度为900 ℃的原因是　。 

图3

图4

（3）O2辅助的Al-CO2电池工作原理如图4所示。该电池电容量大，能有效利用CO2，电池反应产物Al2(C2O4)3是重要的化工原料。
电池的负极反应式:　　　　　　　　。 
电池的正极反应式:6O2+6e-6
6CO2+63+6O2
反应过程中O2的作用是　　　　　　　　。 
该电池的总反应式:　　　　　　　　。 
解析▶　（1）CO2可以被NaOH溶液捕获。若所得溶液pH=13，因为溶液的碱性较强，所以CO2主要转化为。若所得溶液c()∶c()=2∶1，则根据第二步电离平衡常数K2===5×10-11，所以氢离子浓度为1×10-10 mol·L-1，pH=10。
（2）①化学反应的焓变应该等于反应物键能之和减去生成物的键能之和，所以焓变为(4×413+2×745) kJ·mol-1-(2×1075+2×436) kJ·mol-1=+120 kJ·mol-1。初始时容器A、B的压强相等，A容器恒容，随着反应的进行压强逐渐增大(气体物质的量增加)，B容器恒压，压强不变，所以达平衡时压强一定是A中大，B中小，此反应压强减小平衡正向移动且正反应为吸热反应，所以B容器更有利于反应正向进行，吸收的热量更多。
②根据图3可知，温度再升高，反应产率的增大并不明显，而生产中的能耗和成本明显增大，经济效益会下降，所以选择900 ℃为反应最佳温度。
（3）电池的负极为Al，Al失电子，该电解质为氯化铝离子液体，所以Al失电子应转化为Al3+，电极反应式为Al-3e-Al3+(或2Al-6e-2Al3+)。根据电池的正极反应，氧气在反应前后没有变化，故为催化剂。将两极的电极反应式加和得到总反应为2Al+6CO2Al2(C2O4)3。
答案▶　（1）　10
（2）①+120 kJ·mol-1　B　②900 ℃时，合成气产率已经较高，再升高温度产率增幅不大，但能耗升高，经济效益降低
（3）Al-3e-Al3+(或2Al-6e-2Al3+)　催化剂　2Al+6CO2Al2(C2O4)3

　　1.在书写原电池电极反应式时要注意溶液的酸碱性，适当地在电极反应式两边添加H+、OH-、H2O等，以遵循电荷守恒和质量守恒。
2.在书写电解池的电极反应式时，如果氢离子或氢氧根离子来自水，则电极反应式中要写水。
3.在进行电化学计算时关键是抓得失电子守恒。
考向三 平衡与电解质溶液的结合

　　对电解质溶液的考查主要集中在溶度积常数的计算、电离平衡常数的计算、盐类水解平衡的应用等。

3.砷(As)是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有着广泛的用途。回答下列问题:
（1）画出砷的原子结构示意图:　　　　。 
（2）工业上常将含砷废渣(主要成分为As2S3)制成浆状，通入O2氧化，生成H3AsO4和单质硫。写出发生反应的化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　　。该反应需要在加压下进行，原因是　。 
（3）已知:
As(s)+H2(g)+2O2(g)H3AsO4(s)　ΔH1
H2(g)+O2(g)H2O(l)　ΔH2
2As(s)+O2(g)As2O5(s)　ΔH3
则反应As2O5(s) +3H2O(l)2H3AsO4(s)的ΔH=　　　　　　　　。 
（4）298 K时，将20 mL 3x mol·L-1Na3AsO3、20 mL 3x mol·L-1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应:As(aq)+I2(aq)+2OH-(aq)As(aq)+2I-(aq)+H2O(l)。溶液中c(As)与反应时间(t)的关系如图所示。

①下列可判断反应达到平衡的是　　　　(填标号)。 
a.溶液的pH不再变化 b.v(I-)=2v()
c.不再变化 d.c(I-)=y mol·L-1
②tm时，v正　　　　v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。 
③tm时v逆　　　　tn时v逆(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是　。 
④若平衡时溶液的pH=14，则该反应的平衡常数K为　　　　。 
解析▶　（1）As位于元素周期表中第四周期ⅤA族，说明As核外有4个电子层，最外层有5个电子，故原子结构示意图为。
（2）由题意知As2S3+O2H3AsO4+S，As2S3中As元素的化合价由+3价升高到+5价，S元素的化合价由-2价升高到0价，1 mol As2S3共失去10 mol电子，1 mol O2得到4 mol电子，根据得失电子守恒可得:2As2S3+5O24H3AsO4+6S，再由原子守恒可得化学方程式为2As2S3+5O2+6H2O4H3AsO4+6S。该反应加压时，反应物O2的浓度增大，反应速率加快，平衡右移，同时能提高As2S3的转化速率。
（3）将已知三个热化学方程式分别编号为①、②、③，根据盖斯定律，由①×2-②×3-③可得:As2O5(s)+3H2O(l)2H3AsO4(s)　ΔH=2ΔH1-3ΔH2-ΔH3。
（4）①溶液pH不变时，c(OH-)也保持不变，反应处于平衡状态，a项正确;根据离子方程式可知，始终存在速率关系v(I-)=2v()，反应不一定处于平衡状态，b项错误;由于与的总量一定，当不再变化时，c()、c()均保持不变，反应建立平衡，c项正确;由图像可知，建立平衡时c(I-)=2c()=2y mol·L-1，因此当c(I-)=y mol·L-1时，反应没有建立平衡，d项错误。
②tm时，反应正向进行，故v正大于v逆。
③由于生成物，tm时的浓度小于tn时的浓度，因v逆的大小取决于生成物浓度的大小，故tm时的v逆小于tn时的v逆。
④反应前，三种溶液混合后，c(Na3AsO3)=3x mol·L-1×=x mol·L-1，同理，c(I2)=x mol·L-1，平衡时溶液的pH=14，则c(OH-)=1 mol·L-1，反应情况如下:
　　　　(aq)+I2(aq)+2OH-(aq)(aq)+2I-(aq)+H2O(l)
起始浓度
/mol·L-1　 　　x　 　x　　　 　　　 　　0　　　 0
平衡浓度
/mol·L-1　　 　　x-y　　　 x-y　 　　1　 　　y　 2y
K==。
答案▶　（1）
（2）2As2S3+5O2+6H2O4H3AsO4+6S　增加反应物O2的浓度，提高As2S3的转化速率
（3）2ΔH1-3ΔH2-ΔH3
（4）①ac
②大于
③小于　tm时生成物浓度较低
④


　　1.多种溶液混合后，求算某溶液浓度时需要注意总体积变化引起的溶液浓度变化。
2.在进行有关电离和水解平衡常数计算时，注意抓住两个关系式:
（1）一元弱酸一元强碱盐:Kh=。
（2）一元强酸一元弱碱盐:Kh=。
3.利用水解原理除杂时注意控制好溶液的pH，不能引入新的杂质，如MgCl2溶液中混有少量FeCl3杂质，除杂时不能加NaOH、NH3·H2O等可溶性碱，否则会引入N、Na+等杂质。
4.沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。在难溶物质的饱和溶液中，溶解度小的沉淀会转化成溶解度更小的沉淀。

1．某反应在体积为5L的恒容密闭容器中进行， 在0-3分钟内各物质的量的变化情况如图所示(A，B，C均为气体，且A气体有颜色)。

（1）该反应的的化学方程式为___________。
（2）反应开始至2分钟时，B的平均反应速率为___________mol／(L·min)
（3）能说明该反应已达到平衡状态的是___________
a．v(A)= 2v(B)
b．容器内各物质的物质的量相等
c．v逆(A)=v正(C)
d．容器内气体的颜色保持不变
（4）由图求得平衡时A的体积分数___________
【答案】（1）2A+B2C （2） 0.1mol·(L·min)-1 （3） cd （4） 37.5%
【详解】
（1） 由图象可以看出，A、B的物质的量逐渐减小，则A、B为反应物，C的物质的量逐渐增多，所以C为生成物，当反应到达2min时，△n(A)=2mol，△n(B)=1mol，△n(C)=2mol，化学反应中，各物质的物质的量的变化值与化学计量数呈正比，则△n(A)：△n(B)：△n(C)=2：1：2，所以反应的化学方程式为：2A+B⇌2C，故答案为：2A+B⇌2C；
（2） 由图象可以看出，反应开始至2分钟时，△n（B）=1mol，B的平均反应速率为： =0.1mol/（L•min），故答案为：0.1 mol·(L·min)-1；
（3） a．v(A)=2v(B)，没有说明正反应和逆反应的关系，则无法判断反应是否达到平衡，故a错误；
b．容器内各物质的物质的量相等，不能说明各组分的浓度不再变化，无法判断是否达到平衡状态，故b错误；
c．在该反应中A和C的计量数相等，当v逆(A)=v正(C)时，正逆反应速率相等，说明反应已达平衡状态了，故c正确；
d．只有A为有色物质，当容器内气体的颜色保持不变，说明各组分的浓度不再变化，该反应已经达到平衡状态，故d正确；
故答案为：cd；
（4） 由图可知，达平衡时，A、B、C的物质的量分别为3mol、1mol、4mol，A的体积分数为；故答案为：37.5%。
【点睛】
本题考查化学平衡的计算，明确图象曲线变化的意义为解答关键，注意掌握化学平衡状态特征、化学反应速率概念。
2．CO2的回收利用对减少温室气体排放，改善人类生存环境具有重要意义。
（1）利用CO2和CH4重整可制合成气(主要成分为CO、H2)，重整过程中部分反应的热化学方程式如下：
①CH4(g)═C(g)+2H2(g)△H=+75.0 kJ•mol-1
②CO2(g)+H2(g)═CO(g)+H2O(g)△H=+4l.0 kJ•mol-1
③CO(g)+H2(g)═C(g)+H2O(g)△H=-131.0 kJ•mol-1
则反应CO2(g)+CH4(g)=2CO(g)+2H2(g)的 △H=___________ 。
（2）CO2可经过催化氢化合成乙烯。反应的化学方程式为： 2CO2(g)+6H2(g) CH2=CH2(g)+aM(g) △H。 在2L密闭容器中充入2 molCO2和n molH2，在一定条件下发生反应，CO2的转化率与温度、投料比X｛X=｝的关系如图所示：

①M的化学式为___________ ， a=___________ 。
②A、B两点对应的平衡常数：Ka___________Kb (填“>”“<”或“=”)
③当X=X2时，C点处V正___________ V逆。(填“>”“<”或“=”)
④合成乙烯的反应能够自发进行的条件是___________。
⑤若X=2、T=300K，当反应进行到50 min时，CO2的转化率为25%，则反应速率v(H2)=___________。
【答案】（1）+247 kJ•mol-1 （2） H2O 4 ＞ ＜ 常温或低温 0.015mol/(L•min)
【详解】
（1）已知①CH4(g)═C(s)+2H2(g) =+75.0kJ/mol ;
②CO2(g)+H2(g)═CO(g)+H2O(g) =+41.0kJ/mol;
③CO(g)+H2(g)═C(s)+H2O(g) =-131.0kJ/mol根据盖斯定律①+②-③可得：CO2(g)+CH4(g)═2CO(g)+2H2(g)，=(+75.0kJ/mol)+(+41.0kJ/mol)-(-131.0kJ/mol)=+247kJ/mol，故答案为：+247 kJ•mol-1；
（2）①由质量守恒可知2CO2(g)+6H2(g)⇌CH2=CH2(g)+aM(g)中M为H2O，且a=4，故答案为：H2O；4；
②由图象可知升高温度，二氧化碳的转化率减小，说明平衡逆向移动，则平衡常数减小，则Ka＞Kb，故答案为：＞；
③当X=X2时，C点向二氧化碳转化率减小的方向移动，即向逆反应方向移动，则v正＜v逆，故答案为：＜；
④对于2CO2(g)+6H2(g)⇌CH2=CH2(g)+4H2O(g)，△H＜0，△S＜0，如能自发进行，应满足△H-T•△S＜0，则可常温或低温下下进行，故答案为：常温或低温；
⑤若X=2、T=300K，则H2的物质的量为4mol，当反应进行到50min时，CO2的转化率为25%，可知消耗0.5molCO2，消耗1.5molH2，则氢气的反应速率为=0.015mol/(L•min)，故答案为：0.015mol/(L•min)。
3．随着天然气在世界能源结构比例增大，煤间接气化制备天然气是当前研究热点，其核心工艺是CO和CO2的甲烷化反应，目前研究人员主要寻找高催化活性的催化剂，同时着力解决产生的积碳对催化剂活性的影响，主要反应如下：
反应Ⅰ：
反应Ⅱ：
反应Ш：
其对应的平衡常数分别为K1、K2、K3，其中K1、K2随温度变化如下表所示：

250℃
300℃
350℃
K1
0.01
0.05
0.1
K2
2
0.2
0.05
回答下列问题：
（1）△H2_______0(填“＞”、“＜”或“=”)，△H2_______△H3(填“＞”、“＜”或“=”)。
（2）往容积可变的密闭容器中通入1mo1CO2和4molH2，在一定条件下发生反应Ⅲ，测得H2的平衡转化率与压强、温度的关系如图所示。

①能说明上述反应已达到平衡状态的是_______(选填字母)。
A． B．CO2与H2的物质的量之比保持不变
C．H-H键、H-O键断裂速率相等 D．CH4的体积分数保持不变
②据图可知，T1_______T2(填“＞”或“＜”)。
③若反应达到平衡点A，此时容器的体积为2L，则该温度下反应Ⅲ的平衡常数K=_______。
（3）若容器的容积固定不变，在坐标系中画出从常温时通入1 mol CO2和4molH2开始(仅发生反应Ⅲ)，随温度不断升高，浓度商Q值( )的变化趋势图_____________。

（4）某研究小组研究了不同电压(电压影响催化剂活性)、不同C/H比对反应Ⅲ的影响如图所示(控制其他条件相同)，下列说法正确的是_______。

A．当C/H比一定时，电压越高，CO2的转化率越高
B．考虑到CO2的转化率和经济成本，应尽可能减小C/H比
C．在合适的电压范围内，增大H2的比例可能有利于消除积碳，提高催化剂的活性
D．为使CO2的转化率达到90%，C/H比应控制在1：5为宜
【答案】（1）＜ ＜ （2） CD （3） ＜ 0.25 （4） CD
【详解】
（1）从表中数据可以看出，温度升高，K2不断减小，则正反应为放热反应，△H2＜0；表中K1的数值随温度升高而增大，则正反应为吸热反应，而反应Ш为反应Ⅰ与反应Ⅱ之和，所以△H2＜△H3。答案为：＜；＜；
（2）①A．时，虽然反应进行的方向相反，但速率之比不等于化学计量数比，所以反应未达平衡状态；
B．因为CO2与H2的起始物质的量之比等于化学计量数之比，所以不管反应进行的程度如何，CO2与H2的物质的量之比不变，不能确定反应是否达平衡状态；
C．H-H键、H-O键断裂速率相等，则反应进行的方向相反，且速率之比等于化学计量数之比，所以反应达平衡状态；
D．CH4的体积分数保持不变，则正、逆反应速率相等，反应达平衡状态；
故选CD。
②因为反应Ш为反应Ⅰ与反应Ⅱ之和，所以K3= K1∙K2，由表中数据可计算出随温度的升高，K3不断减小，则△H3＜0，相同压强时，温度低时H2的转化率大，据图可知，T1＜T2。
③往密闭容器中通入1mo1CO2和4molH2，在一定条件下发生反应Ⅲ，若反应达到平衡点A，H2的转化率为50%，容器的体积为2L，则可建立如下三段式：

该温度下反应Ⅲ的平衡常数K==0.25。答案为：CD；＜；0.25；
（3）若容器的容积固定不变，从常温时通入1 mol CO2和4molH2开始(仅发生反应Ⅲ)，随温度不断升高，浓度商Q值( )的变化趋势图中，起初Q值不断增大，达平衡时Q达最大值，由于正反应为放热反应，所以再升高温度，平衡逆向移动，Q值不断减小，由此得出坐标图为：。
（4）A．当C/H比一定时，电压升高，CO2的转化率增大，但当电压升高到一定程度后，再升高电压，CO2的转化率反而有所降低，A不正确；
B．C/H比在1:5时，CO2的转化率已经很高，若再减小C/H比，虽然能提高CO2的转化率，但经济成本增加，同时会造成尾气中H2含量的增加，给后续处理带来麻烦，B不正确；
C．增大H2的比例，可使反应Ⅲ的平衡正向移动，CO2的转化率增大，所以可能有利于消除积碳，在合适的电压范围内，可提高催化剂的活性，C正确；
D．从图中可以看出，C/H比在1:5时，CO2的转化率高，且可以达到90%，D正确；
故选CD。答案为：CD。
【点睛】
若某反应是另两个热化学反应之和，则其平衡常数为另两个反应的平衡常数之积。


4．碳和氮的化合物在生产生活中广泛存在。回答下列问题:
（1）三氯化氮(NCl3)是一种黄色、油状、具有刺激性气味的挥发性有毒液体，各原子均满足8电子稳定结构。其电子式是________。氯碱工业生产时，由于食盐水中通常含有少量NH4Cl，而在阳极区与生成的氯气反应产生少量NCl3，该反应的化学方程式为__________。
（2）一定条件下，不同物质的量的CO2与不同体积的1.0 mol/L NaOH溶液充分反应放出的热量如下表所示：
反应序号
n(CO2)/mol
V (NaOH) /L
放出的热量/kJ
1
0.5
0.75
a
2
1.0
2.00
b
该条件CO2与NaOH溶液反应生成NaHCO3的热化学反应方程式为________________。
（3）利用CO可以将NO转化为无害的N2，其反应为: 2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)，向容积均为1 L的甲、乙两个恒温(温度分别为300℃、T℃)容器中分别加入2.00 mol NO和2.00 mol CO，测得各容器中n(CO)随反应时间t的变化情况如下表所示:
t/min
0
40
80
120
160
n甲(CO)/mol
2.00
1.50
1.10
0.80
0.80
n乙(CO)/mol
2.00
1.45
1.00
1.00
1.00
①甲容器中，0～40min 内用NO的浓度变化表示的反应速率v(NO)=_____________。
②该反应的△H____0(填“>”或“<”)。
③甲容器反应达到平衡后，若容器内各物质的量均增加1倍，则平衡_________(填“正向”、“逆向”或“不”)移动。
【答案】（1） NH4Cl+3Cl2=NCl3+4HCl （2） NaOH(aq)+CO2(g)=NaHCO3(aq) △H=-(4a-b) kJ/mol （3） 0.0125mol/(L·min) < 正向
【分析】
（1）三氯化氮(NCl3)其原子均满足8e-结构，形成三个共用电子对，氯化铵和氯气反应生成三氯化氮和氯化氢；
（3）②对比甲容器和乙容器，相同时间内乙容器转化的NO的量更多，表明乙容器的化学反应速率更快，则乙容器温度更高，据此判断焓变情况；
③甲容器反应达到平衡后，若容器内各物质的量均增加1倍，相当于增大压强，体积缩小，据此判断平衡移动的方向；
【详解】
（1）三氯化氮(NCl3)其原子均满足8e-结构，形成三个共用电子对，电子式为，氯化铵和氯气反应生成三氯化氮和氯化氢，反应的化学方程式为NH4Cl+3Cl2=NCl3+4HCl，故答案为：； NH4Cl+3Cl2=NCl3+4HCl；
（2）根据图表提供的信息，则有：
①0.5CO2(g)+0.75NaOH(aq)═0.25Na2CO3(aq)+0.25NaHCO3(aq)+0.25H2O(aq)△H1=-akJ/mol，
②CO2(g)+2NaOH(aq)═Na2CO3(aq)+H2O(aq)△H2=-bkJ/mol，
该条件下CO2与NaOH溶液反应生成NaHCO3的化学方程式为：CO2(g)+NaOH(aq)=NaHCO3(aq)，该反应可由①×4-②得到，根据盖斯定律，该反应的焓变为△H=4△H1-△H2=-(4a-b)kJ/mol，故答案为：NaOH(aq)+CO2(g)=NaHCO3(aq) △H=-(4a-b) kJ/mol；
（3）①甲容器中，0～40min内NO转化的物质的量为△n(NO)=2.00mol-1.50mol=0.50mol，反应时间为△t=40min，则用NO的浓度变化表示的平均反应速率，故答案为：0.0125mol/(L•min)；
②对比甲容器和乙容器，相同时间内乙容器转化的NO的量更多，表明乙容器的化学反应速率更快，则乙容器温度更高，温度升高，最终平衡时产物的量减少，表明随着温度升高，有助于逆反应进行，因此正反应为放热反应，即△H＜0，故答案为：＜；
③甲容器反应达到平衡后，若容器内各物质的量均增加1倍，相当于增大压强，体积缩小，则平衡移动向气体物质的量减小的方向移动，即正向移动，故答案为：正向。
5．研究和开发CO2和CO的创新利用是环境保护和资源利用双赢的课题。
（1） CO2催化加氢可合成低碳烯烃：，该过程分两步进行：
第一步：
第二步：
则___________kJ·mol－1。
（2）汽车尾气净化主要反应为。向某恒容密闭容器中充入4molCO和4molNO。
①该反应在___________(填“高温”“低温”或“任何温度”)下能自发进行。
②该反应达到化学平衡后，下列措施能提高NO转化率的是___________。
A．选用更有效的催化剂B．升高反应体系的温度
C．降低反应体系的温度D．缩小容器的体积
③在温度T时反应达平衡，测得CO体积分数为40%，容器压强为20MPa．则该反应的平衡常数___________(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数，保留四位小数)。
（3）利用CO2制备塑料，既减少工业生产对乙烯的依赖，又达到减少CO2排放的目的。以纳米二氧化钛膜为工作电极，稀硫酸为电解质溶液，在一定条件下通入CO2进行电解，在阴极可制得低密度聚乙烯(简称LDPE)。电解时阴极的电极反应式是___________。
【答案】（1）-127.9 （2） 低温 CD 0.0023 （3）
【详解】
（1）根据盖斯定律，由第一步反应×2+第二步反应，可得，则；故答案为－127.9kJ·mol－1；
（2）①根据时反应能自发进行，该反应是放热的、熵减的可逆反应，即、，则该反应在低温下能自发进行；故答案为低温；
②A．选用更有效的催化剂，只改变反应速率不改变化学平衡，转化率不变，故A不符合题意；
B．升高反应体系的温度，平衡逆向进行，NO转化率减小，故B不符合题意；
C．降低反应体系的温度，反应正向进行，NO转化率增大，故C符合题意；
D．缩小容器的体积，压强增大，平衡正向进行，NO转化率增大，故D符合题意；
故答案为CD；
③压强为20MPa、温度为T，平衡时CO的体积分数为40%。可列三段式：，则，解得，可以计算出平衡时NO的物质的量分数为，CO的物质的量分数为，N2的物质的量分数为，CO2的物质的量分数为，故平衡常数；故答案为0.0023；
（3），碳的化合价从+4变为-2，每个C原子得到6个电子，则总共得到12n个电子，根据电荷守恒可得该电极反应式为2nCO2＋12ne－＋12nH＋=4nH2O；故答案为2nCO2＋12ne－＋12nH＋=4nH2O。
6．在化学工业上，Na2SO3 、Na2S2O4(连二亚硫酸钠)是一种重要的还原剂，I2O5是一种重要的氧化剂。
（1）已知：2Na2SO3 (aq)+O2(aq)═2Na2SO4(aq)∆H=m kJ•mol-1，O2(g)⇌O2(aq)∆H=n kJ•mol-1，则Na2SO3溶液与O2(g)反应的热化学方程式为：_________.
（2） Na2SO3的氧化分富氧区和贫氧区两个阶段，贫氧区的速率方程式为v=k•ca(SO)•cb(O2)，k为常数。当溶解氧浓度为4.0mg/L(此时Na2SO3的氧化位于贫氧区)时，c(SO)与速率数值关系如表所示，则a=_________.
c(SO)/(×103)
3.65
5.65
7.65
11.65
v/(×106)
10.2
24.4
44.7
103.6
（3）利用 I2O5 可消除 CO 污染，其反应为 I2O5(s)＋5CO(g) 5CO2(g)＋I2(s)，不同温度下，向装有足量 I2O5 固体的 2 L 恒容密闭容器中通入 2 mol CO，测得 CO2 气体的体积分数φ(CO2)随时间 t 的变化曲线如图所示。

①从反应开始至 a 点时的平均反应速率 v(CO)=___________。
②b 点时，CO 的转化率为___________。
③b 点和d点的化学平衡常数：Kb ___________(填“＞”“＜”或“=”)Kd，判断的理由是：___________。
（4）以连二亚硫酸根为媒介，使用间接电化学法也可处理燃煤烟气中的 NO，装置如图所示：

①阴极区的电极反应式为___________。
②图中交换膜是 ___________(填写“阳离子”“阴离子”)交换膜，作用是：___________。
③NO 吸收转化后的主要产物为若通电时电路中转移了 0.3 mol e- ，则此通电过程中理论上吸收的 NO 在标准状况下的体积为___________mL。
【答案】（1）2Na2SO3(aq)＋O2(g) = 2Na2SO4(aq) ΔH＝(m＋n) kJ·mol-1 （2） 2 （3） 0.6 mol·L-1·min-1 80% > 其他条件相同时，曲线Ⅱ先达到平衡，则温度高于曲线Ⅰ，说明温度升高，CO2 的产率降低，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小 （4） 2SO＋4H＋＋2e-= S2O＋2H2O 阳离子 阻止 SO和 S2O在阳极放电，以免影响对 NO 的处理 1344
【详解】
（1）已知：①2Na2SO3 (aq)+O2(aq)═2Na2SO4(aq)∆H=m kJ•mol-1
②O2(g)⇌O2(aq)∆H=n kJ•mol-1，，
根据盖斯定律①+②可得2Na2SO3(aq)＋O2(g) = 2Na2SO4(aq) ΔH＝(m＋n) kJ·mol-1；
（2）当溶解氧浓度为4.0mg•L-1时，c(Na2SO3)与速率数值关系如表，v1：v2=c1a(SO)：c2a(SO)，即，解得a=2；
（3）①a点时CO2的体积分数为0.30，该反应前后气体系数之和相等，所以反应过程气体的总物质的量不变，始终为2mol，所以a点处n(CO2)=2mol×0.30=0.60mol，根据方程式可知∆n(CO)=0.60mol，容器体积为2L，反应时间为0.5min，所以v(CO)== 0.6 mol·L-1·min-1；
②b点时CO2的体积分数为0.80；则n(CO2)=2mol×0.80=1.60mol，根据方程式可知∆n(CO)=1.60mol，转化率为=80%；
③其他条件相同时，曲线Ⅱ先达到平衡，则温度高于曲线Ⅰ，说明温度升高，CO2 的产率降低，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，则化学平衡常数：Kb＞Kd；
（4）①由图可知，阴极区通入液体主要含SO，流出主要含S2O，根据电子守恒和元素守恒可知电极反应式为2SO＋4H＋＋2e-= S2O＋2H2O；
②电解池中阴离子有向阳极移动的趋势，阻止 SO和 S2O在阳极放电，以免影响对 NO 的处理，交换膜应选用阳离子交换膜；
②由于NO吸收转化后的主要产物为，则关系式为NO～～5e-，若电路中转移转移0.3mol e-，消耗NO为0.06mol，标准状况下体积为=0.06mol×22.4L/mol=1.344L=1344mL。
7．乙二酸(H2C2O4)俗名草酸，是可溶于水的二元弱酸，25℃时Ka1=5.6×10-2、Ka2=5.4×10-5。
（1）研究发现多种食物中富含草酸。用0.0500mol·L-1酸性KMnO4溶液测定某菠菜提取液中草酸的含量。原理为：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+10CO2↑+8H2O。
①取待测菠菜提取液2mL于锥形瓶中，并将酸性KMnO4标准溶液装入_______中备用。
②滴定终点的判断依据是_______。
③实验数据如下：
滴定次数
待测菠菜提取液的体积/mL
0.0500mol·L-1酸性KMnO4溶液的体积/m L
滴定前刻度
滴定后刻度
溶液体积/mL
1
25.00
0.13
11.43
11.30
2
25.00
1.27
14.07
12.80
3
25.00
0.00
11.10
11.10
造成第2次所用酸性KMnO4溶液体积明显偏大的原因可能是 _______(填标号)
a.锥形瓶用待测液润洗 b.滴定过程中锥形瓶内待测液溅出瓶外 c.滴定结束时，俯视读数
④根据所给数据，计算菠菜提取液中H2C2O4的物质的量浓度为_______。
（2）草酸钙能对血液起抗凝作用。
①已知正常人体血液中Ca2+含量约为25×10-3mol·L-1，则理论上最低为_______时会生成CaC2O4沉淀。[已知Ksp(CaC2O4)=4×10-9]
②某血液抗凝剂原料为pH=9的Na2C2O4溶液，该溶液中阴离子OH-、、结合H+的能力最弱的为_______，此时溶液中_______。
【答案】（1）酸式滴定管 滴加最后一滴KMnO4溶液，溶液由无色变为(浅)紫色(或红色、紫红色)，且半分钟内不退色 a 0.056mol·L-1 （2） 0.16×10-6mol·L-1 5.4×104
【详解】
（1）①酸性KMnO4溶液具有强氧化性，能腐蚀碱式滴定管上的橡胶管，则应装盛在酸式滴定管；
②高锰酸钾溶液显紫色，则滴入最后一滴KMnO4溶液，溶液由无色变为(浅)紫色(或红色、紫红色)，且半分钟内不退色时，为滴定终点；
③a．锥形瓶用待测液润洗，导致草酸的物质的量偏大，使用的高锰酸钾的体积偏大，a符合题意；
b．滴定过程中锥形瓶内待测液溅出瓶外，导致草酸的物质的量偏小，使用的高锰酸钾的体积偏小，b与题意不符；
c．滴定结束时，俯视读数，导致读取高锰酸钾溶液的读数偏小，计算高锰酸钾溶液的体积偏小，c与题意不符；
答案为a；
④第二次数据偏大，舍去不用，两次体积的平均值为11.20mL，c(H2C2O4)= 11.20mL×0.0500mol·L-1×5÷25.00mL÷2=0.056mol·L-1；
（2）①Ksp(CaC2O4)=c(Ca2+)×c(C2O)=4×10-9，c(C2O)=4×10-9÷25×10-3mol·L-1=0.16×10-6mol·L-1；
②pH=9的Na2C2O4溶液中，c(H+)=10-9mol/L，根据Ka1=5.6×10-2、Ka2=5.4×10-5及Kw，溶液中需要c(OH-)=10-5mol/L，c(HC2O)=5.6×107 mol/L、c(C2O)=5.4×104 mol/L，结合H+的能力最弱的为HC2O；= Ka2÷c(H+)=5.4×10-5÷10-9mol/L=5.4×104 mol/L。
8．硫的氧化物是形成酸雨的罪魁祸首，含硫烟气(主要成分为SO2)的处理方法备受关注，主要有以下两种方法。请回答下列问题：
Ⅰ.碱液吸收法
步骤1：用足量氨水吸收SO2
步骤2：再加入熟石灰，发生反应：2＋Ca2+＋2OH-＋=CaSO3↓＋2NH3·H2O
（1）已知：25℃时，Kb(NH3·H2O)=a；Ksp(CaSO3)=b，该温度下，步骤2中反应的平衡常数K=___________(用含a、b的代数式表示)。
Ⅱ．水煤气还原法
已知：i.2CO(g)＋SO2(g)S(l)＋2CO2(g)△H1=-37.0kJ·mol-1
ii.2H2(g)＋SO2(g)S(l)＋2H2O(g)△H2=＋45.4kJ·mol-1
（2）写出CO(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)、H2(g)的热化学方程式：___________。若该反应在恒温、恒容体系中进行，达到平衡的标志为___________(填选项字母)
A．单位时间内，生成nmolCO的同时生成nmolCO2
B．混合气体的平均摩尔质量保持不变
C．混合气体的总压强保持不变
D．H2O(g)与H2(g)的体积比保持不变
（3）反应ii的正反应的活化能E正___________(填“＞”“＜”或“=”)逆反应的活化能E逆。
（4）在一定压强下，发生反应ii.平衡时，α(SO2)(二氧化硫的转化率)与原料气投料比和温度(T)的关系如图所示。

①T1___________T2(填“＞”“＜”或“=”)
②逆反应速率：M___________Q(填“＞”“＜”或“=”)
（5）T℃，向10L恒容密闭容器中充入2molCO(g)、2molSO2(g)和2molH2(g)，发生反应i和反应ii，5min达到平衡时，CO2(g)和H2O(g)的物质的量分别为1.6mol、1.8mol。
①该温度下，反应ii的平衡常数K=___________
②其他条件不变，6min时缩小容器体积。α(SO2)___________(填“增大”“减小”或“不变”)
（6）二氧化硫——空气质子交换膜燃料电池实现了制硫酸、发电、环保三位一体的结合，原理如图所示。

①该电池放电时质子从___________(填“b→a”或“a→b”)
②该电池负极反应为___________
【答案】（1） （2）CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)△H=-41.2kJ/mol AD （3） ＞ （4） ＞ ＞ （5） 2700 增大 （6） a→b SO2-2e-＋2H2O=＋4H+
【分析】
写出平衡常数的表达式，设法运用所给数据进行计算；根据盖斯定律计算反应热；判断相关物质量是否为变量，变量不变达到平衡；根据平衡移动原理，比较相关物质的转化率；根据变化量之比等于化学计量数之比，求出相关物质的平衡浓度，计算平衡常数。
【详解】
Ⅰ. （1） 已知：25℃时，；，该温度下，步骤2中的反应为，其平衡常数
（2）已知：ⅰ.
ⅱ.
根据盖斯定律可知，由(ⅰ-ⅱ)´0.5可以得到，则，所以，与反应生成、的热化学方程式为；
A．单位时间内，生成nmolCO的同时生成nmolCO2，一正一逆且消耗等于生成，可以证明反应处于平衡状态，故A符合题意；
B．由于该反应前后的气体的总质量和总分子数均保持不变，则混合气体的平均摩尔质量在反应过程中始终保持不变，故无法据此判断该反应是否达到化学平衡状态，B不符合题意；
C．反应因反应前后气体系数之和相等，气体压强保持不变，故无法据此判断该反应是否达到化学平衡状态，C不符合题意；
D．H2O(g)与H2(g)的体积比保持不变，在反应过程中，该比值发生变化，当与的体积比保持不变时，说明各组分的浓度保持不变，该反应达到化学平衡状态，D符合题意；
综上所述，答案选AD。
（3）反应ii2H2(g)＋SO2(g)S(l)＋2H2O(g) △H2=＋45.4kJ·mol-1，先吸收能量（正反应的活化能E正）用于断键，再形成新键放出能量（逆反应的活化能E逆），该反应为吸热反应，吸收能量大于放出能量，故正反应的活化能E正＞逆反应的活化能E逆；
（4）①由于是吸热反应，在其他条件不变的情况下，升高温度可使该化学平衡向正反应方向移动，变大，因此，结合图中信息可知，T1＞T2；
②M和Q两点对应的均为化学平衡状态，正反应速率等于逆反应速率，由于M点对应的温度高于Q点，温度越高，化学反应速率越大，所以，逆反应速率：M＞Q；
（5）T℃，向10L恒容密闭容器中充入2molCO(g)、2molSO2(g)和2molH2(g)，发生反应i和反应ii，5min达到平衡时，CO2(g)和H2O(g)的物质的量分别为1.6mol、1.8mol；
（5）T℃，向恒容密闭容器中充入、和，则其起始浓度均为0.2mol/L，发生反应ⅰ和反应ⅱ（ⅰ.；ⅱ.）；
达到平衡时，和的物质的量分别为、，则其平衡浓度分别为0.16mol/L和0.18mol/L，的变化量为0.16mol/L，则若只发生反应ⅰ，的变化量为0.08mol/L，其平衡量为0.12mol/L；
①根据H元素守恒可知，的平衡浓度为0.02mol/L，的变化量为0.18mol/L，则反应ⅱ中的变化量为0.09mol/L，的平衡量为0.12mol/L -0.09mol/L =0.03mol/L，该温度下，反应ⅱ的平衡常数2700；
②其他条件不变，时缩小容器容积，则体系的压强增大，两反应的化学平衡均向正反应方向移动，故增大；
（6） 如图所示，由题意该装置为原电池装置，Pt1电极上SO2转化为硫酸，硫元素化合价升高，失电子，发生氧化反应，a为负极，则b为正极，以此解题；
①该电池放电时，电解液中的阳离子移向正极，由a→b；
②a为该电池的负极，失去电子，根据图示，通入二氧化硫和水，生成硫酸（水中电离），故反应式为：SO2-2e-＋2H2O=＋4H+。
9．CO2的回收与利用是科学家研究的热点课题，工业上有一种用CO2生产甲醇燃料的方法：CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g) △H=-49.0kJ•mo1-1。将6molCO2和8molH2充入2L的密闭容器中，测得的物质的量随时间变化如图所示(实线)。

（1）已知2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-483.6kJ•mol-1。依据题中信息计算反应：2CH3OH(g)+3O2=2CO2(g)+4H2O(g) △H=__kJ•mol-1。
（2）a点正反应速率___(填大于、等于或小于)逆反应速率，前4min内，用CO2表示的平均反应速率为___mol•L-1•min-1。
（3）平衡时氢气的转化率a=___，该条件下反应的平衡常数K=___。
（4）仅改变某一实验条件再进行实验，测得H2的物质的量随时间变化如图中虚线所示，对应的实验条件改变的是___。
（5）二氧化碳催化加氢也可以合成乙烯，该反应是综合利用CO2的热点研究领城。CO2催化加氢生成乙烯和水的反应中，产物的物质的量之比n(C2H4)：n(H2O)=___。当反应达到平衡时，若增大压强，则n(C2H4)___(填“变大”“变小”或“不变”)。
【答案】（1）-1352.8 （2）大于 （3） 或0.167 75% 0.5 （4） 增大二氧化碳的量 （5）1：4 变大
【详解】
（1）由题干可知，反应①CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g) △H1=-49.0kJ•mo1-1，反应②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H2=-483.6kJ•mol-1，根据盖斯定律可知，反应③2CH3OH(g)+3O2=2CO2(g)+4H2O(g)可以由3②-2①得到，故△H=3×(-483.6kJ•mol-1)-2×(-49.0kJ•mo1-1)=-1352.8kJ•mol-1，故答案为：-1352.8kJ•mol-1；
（2）由图中可知，a点以后H2的物质的量还在减小，反应还在向正向进行，故a点正反应速率大于逆反应速率，前4min内，用CO2表示的平均反应速率为=0.167 mol•L-1•min-1，故答案为：大于；0.167；
（3）有图中可知，平衡时氢气的物质的量为2mol，故转化率==75%，由三段式可知：，该条件下反应的平衡常数K===0.5，故答案为：75%，0.5；
（4）由图中可知，改变条件后H2的量减少，达到平衡所需要的时间更短，即反应速率加快，且H2的物质的量是逐渐减少的，故仅改变某一实验条件再进行实验，对应的实验条件改变的是增大二氧化碳的量，增大一种反应物的浓度平衡正向移动，另一种反应物的转化率增大，符合题意，故答案为：增大二氧化碳的量；
（5）二氧化碳催化加氢也可以合成乙烯，该反应是综合利用CO2的热点研究领城。CO2催化加氢生成乙烯和水的反应中，该反应方程式为：2CO2(g)+6H2(g)=C2H4(g)+4H2O(g)，故产物的物质的量之比n(C2H4)：n(H2O)= 1：4，该反应正向是一个气体体积减小的反应，故当反应达到平衡时，若增大压强，平衡正向移动，则n(C2H4)变大，故答案为：1：4；变大。
10．氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用，合成氨工业在国民生产中有重要意义。以下是关于合成氨的有关问题，请回答：
（1）若在一容积为 2 L 的密闭容器中加入 0.2 mol 的N2 和 0.6 mol 的 H2 在一定条件下发生反应： N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，若在 5 分钟时反应达到平衡，此时测得 NH3 的物质的量为0.2 mol。则平衡时 c(N2)=_______。平衡时H2 的转化率为________%。
（2）平衡后，若提高H2 的转化率，可以采取的措施有_______。
A．加催化剂 B．增大容器体积 C．降低反应体系的温度 D．加入一定量 N2
（3）若在 0.5 L 的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，其化学平衡常数 K 与温度 T 的关系如表所示： 请完成下列问题：
T/℃
200
300
400
K
K1
K2
0.5
①写出化学平衡常数 K 的表达式_______；
②试比较 K1、K2 的大小，K1_______K2(填“>”“＜”或“=”)；
③400 ℃时，反应 2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数为_______。当测得 NH3、N2 和 H2物质的量分别为 3 mol、2 mol 和 1 mol 时，则该反应的 v(N2)正_______v(N2)逆(填“>”“＜” 或“=”)。
（4）根据化学反应速率和化学平衡理论，联系合成氨的生产实际，你认为下列说法不正确是_______。
A．化学反应速率理论可指导怎样在一定时间内快出产品
B．勒夏特列原理可指导怎样使用有限原料多出产品
C．催化剂的使用是提高产品产率的有效方法
D．正确利用化学反应速率和化学反应限度理论都可以提高化工生产的综合经济效益
（5）请分析 0.1 mol·L-1 NaHCO3 溶液显碱性原因的离子方程式_______。
（6）实验室中配制 FeCl3 溶液时常加入_______溶液以抑制其水解，若把 NaHCO3 和 FeCl3 溶液混合，将产生红褐色沉淀和无色气体，该反应的离子方程式为_______。
【答案】（1）0.05 mol•L-1 50% （2） CD （3） K= > 2 > （4） C （5） +H2OH2CO3+OH- （6） 盐酸 3+Fe3+=3CO2↑+Fe(OH)3↓
【详解】
（1）在 5 分钟时反应达到平衡，此时测得 NH3 的物质的量为0.2 mol，则消耗的N2的物质的量为0.1 mol，剩余的N2的物质的量为0.2 mol-0.1 mol=0.1 mol，c(N2)== 0.05 mol•L-1；平衡时剩余的H2的物质的量为0.3 mol，平衡转化率为
（2） A．加催化剂只能改变化学反应速率，不改变转化率，故A错误；
B．增大容器体积，相当于减小压强，平衡逆向移动，H2的转化率降低，故B错误；
C．反应为放热反应，降低反应体系的温度，平衡正向移动，H2的转化率升高，故C正确；
D．加入一定量 N2，平衡向正反应方向移动，H2的转化率升高，故D正确；
故答案为CD。
（3）①化学平衡常数 K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，表达式为K=。
②该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，温度越高平衡常数越小，故，K1＞K2。
③400 ℃时，反应 2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数K的值与反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) 的平衡常数呈倒数，所以K==2；当测得 NH3、N2 和 H2物质的量分别为 3 mol、2 mol 和 1 mol 时，容器的体积为0.5 L，则NH3、N2 和 H2物质的量浓度分别为6 mol•L-1、4 mol•L-1、2 mol•L-1，此时浓度商Qc=＜K=2，说明反应向正反应方向进行，则该反应的 v(N2)正＞v(N2)逆。
（4） A．根据影响化学反应速率的因素，可指导怎样在一定时间内快出产品，故A正确；
B．结合影响化学平衡的因素，采用合适的外界条件，使平衡向正反应移动，可提高产率，故B正确；
C．催化剂只能改变化学反应速率，不能提高产品产率，故C错误；
D．在一定的反应速率的前提下，尽可能使平衡向正反应方向移动，可提高化工生产的综合经济效益，故D正确；
故答案为C。
（5）水解生成OH-，使溶液显碱性，反应的离子方程式为+H2OH2CO3+OH-。
（6） FeCl3 溶液中的Fe3+会发生水解生成Fe(OH)3和H+，时常加入盐酸溶液以抑制其水解； NaHCO3 和 FeCl3 溶液混合，将产生红褐色沉淀和无色气体，该反应的离子方程式为3+Fe3+=3CO2↑+Fe(OH)3↓。
11．氮和硫的化合物在工农业生产、生活中具有重要应用。请回答下列问题：
（1）航天领域中常用N2H4作为火箭发射的助燃剂。N2H4与氨气相似，是一种碱性气体，易溶于水，生成弱碱N2H4·H2O。用电离方程式表示N2H4·H2O显碱性的原因_______。
（2）在恒温条件下，1 mol NO2和足量C发生反应：2NO2(g)+2C(s) N2(g)+2CO2(g)，测得平衡时NO2和CO2的物质的量浓度与平衡总压的关系如图所示：

①A、B两点的浓度平衡常数关系：Kc(A)_______ Kc(B)(填“＜”或“>”或“=”)。
②A、B、C三点中NO2的转化率最高的是_______(填“A”或“B”或“C”)点。
③计算C点时该反应的压强平衡常数Kp=_______(写出计算结果，Kp是用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
（3）亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4(298K)。它的性质和硝酸很类似。已知298K 时，H2CO3的Ka1=4.2×10-7；Ka2=5.61×10-11.向含有2mol碳酸钠的溶液中加入1mol的HNO2后，则溶液中CO、HCO和NO的离子浓度由大到小是_______。
（4）一种煤炭脱硫技术可以把硫元素以CaSO4的形成固定下来，但产生的CO又会与CaSO4发生化学反应，相关的热化学方程式如下：
① CaSO4(s)+CO(g) CaO(s)+SO2(g)+CO2(g)△H = +210.5kJ•mol-1
②CaSO4(s)+ 4CO(g) CaS(s)+ 4CO2(g) △H= -189.2kJ•mol-1
反应CaO(s)+3CO(g)+SO2(g) CaS(s)+3CO2(g) △H=_______kJ•mol-1；
（5）H2S气体溶于水形成的氢硫酸是一种二元弱酸，25℃时，在0.10 mol·L-1H2S溶液中，通入HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c(S2-)关系如图所示(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。

①pH=13时，溶液中的c(H2S)+c(HS-)=_______mol·L-1；
②某溶液含0.010 mol·L-1Fe2+和0.10 mol·L-1H2S，当溶液pH=_______时，Fe2+开始沉淀。（已知：KSP(FeS)=1.4×10-19）
【答案】（1）N2H4·H2ON2H+OH-(或N2H4+H2ON2H+OH-) （2） = A 4 MPa （3） c(HCO)>c(NO)>c(CO) （4） -399.7 （5） 0.043 2
【分析】
（2）①平衡常数只受温度影响；
②增大压强平衡向气体体积减小的方向移动；
③在C点时，二氧化碳与二氧化氮的浓度相等，根据反应2NO2(g)+2C(s)⇌N2(g)+2CO2(g)，可知氮气的浓度为二氧化碳的一半，据此确定各成份气体的体积分数，进而确定反应的压强平衡常数Kp；
（4）利用盖斯定律将②×4-①可得CaO(s)+3CO(g)+SO2(g)⇌CaS(s)+3CO2(g)反应热；
（5）①根据物料守恒进行分析；②根据硫化亚铁的溶度积计算公式进行计算。
【详解】
（1）肼易溶于水，它是与氨类似的弱碱，则电离生成OH-和阳离子，电离方程式为N2H4·H2ON2H+OH-，故答案为：N2H4·H2ON2H+OH-；
（2）①平衡常数只受温度影响，所以Kc(A)=Kc(B)，故答案为：=；
②增大压强平衡向气体体积减小的方向移动，该反应的正反应是气体体积增大的反应，所以A、B、C三点中NO2的转化率最高的是A点，故答案为：A；
③在C点时，二氧化碳与二氧化氮的浓度相等，根据反应2NO2(g)+2C(s)⇌N2(g)+2CO2(g)，可知氮气的浓度为二氧化碳的一半，所以混合气体中CO2的体积分数为，NO2的体积分数，N2的体积分数，所以反应的压强平衡常数，故答案为：4 MPa；
（3）由亚硝酸的电离平衡常数Ki=5.1×10 -4，H2CO₃的Ki1=4.2×10-7，Ki2=5.61×10-11，可知溶液中完全反应生成等物质的量的Na2CO3、NaHCO3和NaNO2，可判断水解程度大小顺序为CO＞NO2-＞HCO，CO水解生成HCO，所以溶液中CO离子、HCO离子和NO2-离子的浓度大小关系为c(HCO)>c(NO)>c(CO)，故答案为：c(HCO)>c(NO)>c(CO)；
（4）由盖斯定律可知将②×4-①可得CaO(s)+3CO(g)+SO2(g)⇌CaS(s)+3CO2(g)△H=4×(-47.3kJ•mol-1)-(210.5kJ•mol-1)=-399.7kJ•mol-1，故答案为：-399.7；
（5）①根据图象，pH=13时，溶液中c(S2-)=5.7×10-2mol/L，根据物料守恒，则溶液中c(H2S)+c(HS-)=0.1mol/L-5.7×10-2mol/L=0.043mol/L，故答案为：0.043；
②当Qc=Ksp(FeS)时开始沉淀，所以，结合图象得出此时的pH=2，所以pH=2时Fe2+离子开始沉淀，故答案为：2。
12．“绿水青山就是金山银山”，研究并消除氮氧化物污染对建设美丽家乡，打造宜居环境有重要意义。
（1）已知：2NO(g)+O2(g)=2NO2(g) ΔH1=-114kJ∙mol-1
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH2=-393.5kJ∙mol-1
N2(g)+O2(g)=2NO(g) ΔH3=+181kJ∙mol-1
若某反应的平衡常数表达式为K=，请写出此反应的热化学方程式___。
（2）T℃时，存在如下平衡：2NO2(g)N2O4(g)。该反应正逆反应速率与NO2、N2O4的浓度关系为：v正=k正c2(NO2)，v逆=k逆c(N2O4)(k正、k逆是速率常数)，且lgv正~lgc(NO2)与lgv逆~lgc(N2O4)的关系如图所示。

①T℃时，该反应的平衡常数K=___。
②T℃时，往刚性容器中充入一定量NO2，平衡后测得c(N2O4)为1.0mol/L，则平衡时NO2的物质的量分数为___(以分数表示)。平衡后v正=__(用含a的表达式表示)。
（3）用活性炭还原法处理氮氧化物的有关反应为：C(s)+2NO(g)N2(g)+CO2(g)。向一恒压密闭容器中加入一定量(足量)的活性炭和NO，在t2时刻改变某一条件，其反应过程如图所示。

①则t2时刻改变的条件为__。
②t1时刻的v逆__t2时刻的v正(填“＞”“＜”或“=”)。
（4）在恒容密闭容器中发生反应2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(g) △H＜0。下列说法正确的是___。
A．及时分离出生成的尿素，有利于NH3的转化率增大
B．反应达到平衡后，混合气体的密度不再发生改变
C．反应在任何温度下都能自发进行
D．当尿素的质量不变时，说明反应达到平衡
【答案】（1）2C(s)+2NO2(g)=N2(g)+2CO2(g) ΔH=-854 kJ∙mol-1 （2） 100 10a （3） 向密闭容器中加入NO ＜ （4） BD
【详解】
（1）2NO(g)+O2(g)=2NO2(g) ΔH1=-114kJ∙mol-1 ①
C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH2=-393.5kJ∙mol-1 ②
N2(g)+O2(g)=2NO(g) ΔH3=+181kJ∙mol-1 ③
若某反应的平衡常数表达式为K=，则反应为2C(s)+2NO2(g)=N2(g)+2CO2(g)，将②×2-①-③，得ΔH=(-393.5×2+114-181) kJ∙mol-1=-854 kJ∙mol-1，此反应的热化学方程式为2C(s)+2NO2(g)=N2(g)+2CO2(g) ΔH= -854 kJ∙mol-1。答案为：2C(s)+2NO2(g)=N2(g)+2CO2(g) ΔH= -854 kJ∙mol-1；
（2）由化学方程式可知，v正的斜率更大一些，从而得出lg v正=a+2，lg v逆=a，则lg v正=lgk正+2lg c(NO2)= lgk正=a+2，k正=10（a+2），lg v逆=a，则lg v逆= lgk逆+lg c(N2O4)= lgk逆=a，k逆=10a。
①T℃时，该反应的平衡常数K==100。
②T℃时，往刚性容器中充入x mol/LNO2，平衡后测得c(N2O4)为1.0mol/L，则可建立如下三段式：

K=，x=2.1mol/L，则平衡时NO2的物质的量分数为=。平衡后v正=10（a+2）×0.12=10a。答案为：100；；10a；
（3）①因为恒压容器中，改变条件的瞬间，逆反应速率减小，但平衡正向移动且达平衡后，逆反应速率与原平衡时相同，所以t2时刻改变的条件为向密闭容器中加入NO。
②t2时刻，充入NO，反应物的浓度增大，正反应速率增大，所以t1时刻的v逆＜t2时刻的v正。
（4）A．因为尿素呈固态，所以及时分离出生成的尿素，对NH3的转化率没有影响，A不