新教材适用2024版高考化学二轮总复习题型能力提升训练一化学反应原理综合题

这是一份新教材适用2024版高考化学二轮总复习题型能力提升训练一化学反应原理综合题，共9页。试卷主要包含了0 kJ· ml－1，5 kJ· ml－1，2__ml， 除去废水中Cr的方法有多种，5__kJ/ml等内容，欢迎下载使用。
Ⅰ.一定条件下，用CH4催化还原可消除NO污染。
已知：①CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)
ΔH＝－865.0 kJ· ml－1
②2NO(g)＋O2(g)2NO2(g) ΔH＝－112.5 kJ· ml－1
(1)N2和O2完全反应，每生成2.24 L(标准状况)NO时，吸收8.9 kJ的热量；则CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝_－1_155.5__kJ· ml－1。
(2)反应②分两步进行，其反应历程与能量变化关系如图所示，写出决定NO氧化反应速率的化学方程式： N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g) 。
(3)将2 ml NO(g)、1 ml O2(g)和1 ml He(g)通入反应器，在温度T、压强p条件下进行反应②和2NO2(g)N2O4(g)。平衡时，若O2、NO2与N2O4三者的物质的量相等，则NO转化率为_60%__，反应②平衡常数Kp＝ eq \f(15,8p) (用含p的代数式表示，不考虑N2O4)。
Ⅱ.汽车尾气中的氮氧化物可利用如下反应处理：2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝－746.8 kJ· ml－1，实验测得，v正＝k正·c2(NO)·c2(CO)，v逆＝k逆·c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆为速率常数，只与温度有关)。
(4)达到平衡后，仅升高温度，k正增大的倍数_”“Ea1，说明第二步反应的活化能大，反应速率慢，决定NO氧化反应速率，其化学方程式为N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)。(3)由题目信息可知，2 ml NO(g)、1 ml O2(g)和1 ml He(g)通入反应器，在温度T、压强p条件下进行反应。设平衡时n(NO)＝x ml，n(NO2)＝n(O2)＝n(N2O4)＝y ml，根据N守恒可得x＋3y＝2，根据O守恒可得x＋8y＝4，解得n(NO)＝x ml＝0.8 ml，n(NO2)＝n(O2)＝n(N2O4)＝y ml＝0.4 ml。NO转化率为eq \f(2－0.8,2)×100%＝60%；反应②平衡常数Kp＝eq \f(\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(0.4p,3)))2,\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\c1(\f(0.8p,3)))2×\f(0.4p,3))＝eq \f(15,8p)。(4)该反应的正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，则正反应速率小于逆反应速率，则k正增大的倍数__载氧体Ⅱ(填“>”“12时，Cr(Ⅲ)去除率下降的原因可用离子方程式表示为 Cr(OH)3＋OH－===[Cr(OH)4]－ 。
(3)微生物法
①用硫酸盐还原菌(SRB)处理含Cr(Ⅵ)废水时，Cr(Ⅵ)去除率随温度的变化如图所示。55 ℃时，Cr(Ⅵ)的去除率很低的原因是_55_℃时，硫酸盐还原菌发生变性，几乎失去活性__。
②水体中，Fe合金在SRB存在条件下腐蚀的机理如图所示。Fe腐蚀后生成FeS的过程可描述为：Fe失去电子转化为Fe2＋，H2O得到电子转化为H，_SOeq \\al(2－,4)被H还原为S2－，S2－与Fe2＋结合为FeS__。
(4)可用电解法将废水中铬酸钾溶液制成重铬酸钾，其工作原理如图所示：
①该制备过程总反应的化学方程式为 4K2CrO4＋4H2Oeq \(=====,\s\up7(通电))2K2Cr2O7＋2H2↑＋O2↑＋4KOH 。
②电解一段时间后，阳极区溶液中K＋的物质的量由a ml变成b ml，则生成的重铬酸钾的物质的量为 eq \f(a－b,2) ml。
【解析】 (1)①已知：Ⅱ.HCrOeq \\al(－,4)(aq)H＋(aq)＋CrOeq \\al(2－,4)(aq) ΔH2，Ⅲ.2HCrOeq \\al(－,4)(aq)Cr2Oeq \\al(2－,7)(aq)＋H2O(l) ΔH3，由盖斯定律，反应Ⅲ－2×Ⅱ得2CrOeq \\al(2－,4)(aq)＋2H＋(aq)Cr2Oeq \\al(2－,7)(aq)＋H2O(l)，则ΔH＝ΔH3－2ΔH2。②Cr为24号元素，其核外电子排布式为[Ar]3d54s1，则Cr3＋核外电子排布式为[Ar]3d3。③从图看出A点时，c(H＋)＝1.0×10－7 ml·L－1时Cr2Oeq \\al(2－,7)为0.25 ml·L－1，由原子守恒得CrOeq \\al(2－,4)为1.0－0.25×2＝0.5 ml·L－1。则K＝eq \f(cCr2O\\al(2－,7),c2CrO\\al(2－,4)c2H＋)＝eq \f(0.25,0.52×1.0×10－72)＝1.0×1014。加水稀释溶液中的Q>K，平衡逆向移动，同时没有改变温度，K值不变，A项错误；A点Cr2Oeq \\al(2－,7)为0.25 ml·L－1，由原子守恒得溶液中的CrOeq \\al(2－,4)为1.0－0.25×2＝0.5 ml·L－1，则v(CrOeq \\al(2－,4))＝eq \f(1－0.5,5) ml·L－1·s－1＝0.1 ml·L－1·s－1，B项正确；升温CrOeq \\al(2－,4)转化率减小即平衡逆向移动，说明逆向为吸热反应，该反应为放热反应，ΔH12时[Cr(OH)4]－增大而Cr(OH)3降低，则反应为Cr(OH)3＋OH－===[Cr(OH)4]－。(3)①温度过高，硫酸盐还原菌失活导致去除率降低。②从图看H和SOeq \\al(2－,4)经SRB细胞膜之后转变为S2－和H2O，S2－再与Fe2＋结合为FeS。(4)阴极区为H＋放电产生H2。阳极区OH－放电产生H＋和O2，H＋促使2CrOeq \\al(2－,4)＋2H＋Cr2Oeq \\al(2－,7)＋H2O平衡正向移动从而制备K2Cr2O7。总反应为4K2CrO4＋4H2Oeq \(=====,\s\up7(通电))2K2Cr2O7＋2H2↑＋O2↑＋4KOH。由方程式看出每生成1 ml K2Cr2O7产生2 ml KOH，即2 ml K＋移入阴极区产生KOH。当阳极区K＋由a ml变为b ml产生K2Cr2O7为eq \f(a－b,2) ml。
4. (2023·山东聊城二模)甲醇是重要的化工原料，研究甲醇的制备及用途在工业上有重要的意义。
(1)一种重要的工业制备甲醇的反应为：
①CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH
②CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH1＝＋40.9 kJ/ml
③CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ/ml
试计算ΔH＝_－49.5__kJ/ml。
(2)对于反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)，v正＝k正·p(CO2)·p3(H2)，v逆＝k逆·p(CH3OH)·p(H2O)。其中k正、k逆分别为正、逆反应速率常数，p为气体分压(分压＝物质的量分数×总压)。在540 K下，分别按初始投料比n(CO2)∶n(H2)＝3∶1，n(CO2)∶n(H2)＝1∶1、n(CO2)∶n(H2)＝1∶3进行反应，测得H2的平衡转化率随压强变化的关系如图所示：
①投料比n(CO2)∶n(H2)＝1∶3的曲线是_c__(填“a”“b”或“c”)。
②已知点N在曲线b上，计算该温度下压强平衡常数Kp＝_0.32__(MPa)－2(用平衡分压代替平衡浓度计算)。
③该温度下，测得某时刻p(CO2)＝0.2 MPa，p(CH3OH)＝p(H2O)＝0.1 MPa，p(H2)＝0.4 MPa，此时v正∶v逆＝_0.41__(保留2位有效数字)。
(3)甲醇催化制取丙烯的反应为3CH3OH(g)CH3CH===CH2(g)＋3H2O(g)。已知Arrhenius经验公式为Rln k＝－eq \f(Ea,T)＋C(其中Ea为活化能，k为速率常数，R和C为常数)。该反应的Arrhenius经验公式的实验数据如图所示：
①该反应的活化能Ea＝_15.0__kJ/ml。
②当用更高效催化剂时，请在图中画出Rln k与eq \f(1,T)关系的曲线。
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(4)目前世界上一半以上的乙酸都采用甲醇与CO反应来制备：CH3OH(g)＋CO(g)HC3COOH(l) ΔH__v逆(A)(填“>”“＝”或“v(C)>v(B)__[用“v(D)”“v(C)”“v(B)”表示]。
【解析】 (1)已知②CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH1＝＋40.9 kJ/ml，③CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ/ml，根据盖斯定律，由②＋③得反应①CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋40.9 kJ/ml－90.4 kJ/ml＝－49.5 kJ/ml。(2)①投料比越大，氢气的平衡转化率越高，因此a代表n(CO2)∶n(H2)＝3∶1，b代表n(CO2)∶n(H2)＝1∶1，c代表n(CO2)∶n(H2)＝1∶3。②N点为投料比n(CO2)∶n(H2)＝1∶1，氢气平衡转化率为60%，设初始二氧化碳和氢气的物质的量都为1 ml，列三段式：
CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2(g)
初始(ml) 1 1 0 0
转化(ml) 0.2 0.6 0.2 0.2
平衡(ml) 0.8 0.4 0.2 0.2
平衡时二氧化碳分压为eq \f(0.8,1.6)×2.5 MPa＝1.25 MPa，同样的方法，平衡时氢气分压：0.625 MPa，甲醇分压0.312 5 MPa，水蒸气分压0.312 5 MPa，则压强平衡常数K＝eq \f(0.312 5 MPa×0.312 5 MPa,1.25 MPa×0.625 MPa3)＝0.32(MPa)－2。③v正＝k正p(CO2)p3(H2)，v逆＝k逆p(CH3OH)p(H2O)，eq \f(v正,v逆)＝eq \f(k正pCO2p3H2,k逆pCH3OHpH2O)＝eq \f(0.32×0.2×0.43,0.1×0.1)≈0.41。(3)①已知Arrhenius经验公式为Rln k＝－Ea/T＋C(Ea为活化能，k为速率常数，R和C为常数)，可得63＝－2Ea＋C、33＝－4Ea＋C，两式联立解得Ea＝15.0，则反应的活化能为15.0 kJ/ml。②若使用催化剂，活化能降低，即直线的斜率相反数减小，因此示意图如下。
(4)①温度为T1时，A点尚未达到平衡状态，相比于相同温度下达到平衡状态的B点，A点甲醇的浓度大于B点甲醇的浓度，浓度越大，反应速率越快，故v(B)正>v(A)逆。②温度对反应速率的影响大于浓度，且温度越高反应速率越快，故B、C、D三点逆反应速率由大到小的顺序为v(D)>v(C)>v(B)。