2020届高考化学二轮复习平衡原理综合应用学案

主题10　平衡原理综合应用
全国卷考情分析

高考
年份
2019年全国
2018年全国
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
命题
角度
以水煤气变换为题材考查反应热、活化能、化学反应的倾向性、速率和平衡的计算以及图像分析等
以环戊二烯为素材考查转化率、平衡常数的计算、平衡的移动、平衡图像以及电解原理等
以氯化氢转化为氯气的技术为背景考查平衡常数的影响与计算、转化率的影响因素、盖斯定律以及原电池原理
以N2O5绿色硝化技术为题材考查氧化产物的判断、盖斯定律的应用、反应速率和平衡常数的计算、反应条件的控制
以CH4-CO2催化重整为题材考查盖斯定律的应用、化学平衡的移动、平衡常数的计算、反应条件的控制对速率和平衡的影响
以三氯氢硅为题材考查陌生化学方程式的书写、盖斯定律的应用、转化率与平衡常数的计算、化学平衡的移动、反应速率的计算与比较
命题
规律
反应原理综合题为历年高考必考题,常以具体的事实或反应为背景,结合图表考查化学反应中能量变化、热化学方程式的书写、焓变的计算、化学反应速率计算及影响因素、化学平衡状态的判断、化学平衡移动、转化率和平衡常数计算以及条件选择和控制等,突出了变化观念和平衡思想的应用



⦾命题角度一　反应热与化学平衡结合
以实际工业生产为载体,考查反应热、盖斯定律、化学平衡及其移动、平衡常数和转化率计算等知识,考查考生对变化观念和平衡思想的理解和应用。

例1 (2019年全国Ⅰ卷,28)水煤气变换[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]是重要的化工过程,主要用于合成氨、制氢以及合成加工等工业领域中。回答下列问题:
(1)Shibata曾做过下列实验:①使纯H2缓慢地通过处于721 ℃下的过量氧化钴CoO(s),氧化钴部分被还原为金属钴Co(s),平衡后气体中H2的物质的量分数为0.0250。
②在同一温度下用CO还原CoO(s),平衡后气体中CO的物质的量分数为0.0192。
根据上述实验结果判断,还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO　　　　H2(填“大于”或“小于”)。 
(2)721 ℃时,在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合,采用适当的催化剂进行反应,则平衡时体系中H2的物质的量分数为　　　(填标号)。 
A.0.50
(3)我国学者结合实验与计算机模拟结果,研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历程,如图所示,其中吸附在金催化剂表面上的物种用•标注。


　　可知水煤气变换的ΔH　　　　0(填“大于”“等于”或“小于”),该历程中最大能垒(活化能)E正=　　　　eV,写出该步骤的化学方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(4)Shoichi研究了467 ℃、489 ℃时水煤气变换中CO和H2分压随时间变化关系(如下图所示),催化剂为氧化铁,实验初始时体系中的和pCO相等、和相等。

计算曲线a的反应在30~90 min内的平均速率(a)=　　　　kPa·min-1。467 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是　　　　、　　　　。489 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是　　　　、　　　　。 
解析 (1)H2还原氧化钴的化学方程式为H2(g)+CoO(s)Co(s)+H2O(g);CO还原氧化钴的化学方程式为CO(g)+CoO(s)Co(s)+CO2(g),平衡时H2还原体系中H2的物质的量分数[]高于CO还原体系中CO的物质的量分数[],故还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO大于H2。
(2)721 ℃时,在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合,可设其物质的量为1 mol,转化的CO的物质的量为x mol,则:
　　　　　　CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)
起始(mol) 1 1 　0 　0
转化(mol) x x 　x 　x
平衡(mol) 1-x 1-x 　x 　x
则平衡时体系中H2的物质的量分数为==,因为该反应为可逆反应,故x1,>0.25,H2的物质的量分数大于0.25,由此可判断最终平衡时体系中H2的物质的量分数为0.25~0.50。
(3)根据水煤气变换[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]并结合水煤气变换的反应历程相对能量可知,CO(g)+H2O(g)的能量高于CO2(g)+H2(g)的能量,故水煤气变换的ΔH小于0;活化能即反应物状态达到活化状态所需能量,根据变换历程的相对能量可知,在过渡态2时活化能最大,即最大能垒(活化能)E正=1.86 eV-(-0.16) eV=2.02 eV;该步骤的化学方程式为COOH·+H·+H2O·COOH·+2H·+OH·,因反应前后COOH·和1个H·未发生改变,故也可以表示成H2O·H·+OH·。
(4)由图可知,30~90 min内曲线a对应物质的分压变化量Δp=(4.08-3.80) kPa=0.28 kPa,故曲线a的反应在30~90 min内的平均速率(a)==0.0047 kPa·min-1;由(2)中分析得出H2的物质的量分数介于0.25~0.5,据此可将图分成两部分:

由此可知,a、b表示的是H2的分压,c、d表示的是CO的分压,该反应为放热反应,故升高温度,平衡逆向移动,CO分压增加,H2分压降低,故467 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是b、c;489 ℃时和pCO随时间变化关系的曲线分别是a、d。
答案 (1)大于
(2)C
(3)小于　2.02　COOH·+H·+H2O·COOH·+2H·+OH·(或H2O·H·+OH·)
(4)0.0047　b　c　a　d

1.热化学方程式书写的注意事项
(1)注意ΔH的单位:ΔH的单位为kJ·mol-1。
(2)注意测定条件:绝大多数的反应热ΔH是在25 ℃、101 kPa 下测定的,此时可不注明温度和压强。
(3)注意热化学方程式中的化学计量数:热化学方程式中的化学计量数可以是整数,也可以是分数。
(4)注意物质的聚集状态:气体用“g”,液体用“l”,固体用“s”,溶液用“aq”。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
(5)注意ΔH的数值与符号:如果化学计量数加倍,则ΔH也要加倍。逆反应的反应热与正反应的反应热数值相等,但符号相反。
(6)对于具有同素异形体的物质,除了要注明聚集状态外,还要注明物质的名称。

　　2. 反应热的计算方法
(1)根据盖斯定律求算
①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式),结合原热化学方程式(一般2~3个)进行合理“变形”,如热化学方程式颠倒,乘或除以某一个数,然后将它们相加或相减,得到目标热化学方程式,求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式的ΔH的换算关系。
②当热化学方程式乘或除以某一个数时,ΔH也要相应地乘或除以某一个数;方程式进行加减运算时,ΔH也同样要进行加减运算,且要带“+”“-”,即把ΔH看作一个整体进行运算。
③将一个热化学方程式颠倒书写时,ΔH的符号也随之改变,但数值不变。
④在反应过程中,会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化,状态由固→液→气变化时,会吸热;反之会放热。
(2)根据键能进行计算
反应物旧化学键断裂吸收能量E1,生成物新化学键形成放出能量E2,则反应的ΔH=E1-E2。
3.化学反应速率的计算与影响
(1)计算:v(B)==,注意通常给出的是物质的量,一定要先换算为浓度,书写时要带上单位。
(2)影响因素:可归纳为“加增降减”,即升温、加压、增加浓度、使用催化剂,化学反应速率一般增大,反之减小。

1.工业上用CO2生产燃料甲醇,既能缓解温室效应,也为发展新能源提供了新渠道。合成甲醇的反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。
(1)已知:CO的燃烧热ΔH=-283.0 kJ·mol-1;
2H2(g)+O2(g)2H2O(g)　ΔH=-483.6 kJ·mol-1;
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-90.1 kJ·mol-1。
则CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=　　　　kJ·mol-1。 
(2)①T ℃时,测得不同时刻恒容密闭容器中CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度变化如下表所示:

浓度物质时间
CO2(g)
H2(g)
CH3OH(g)
H2O(g)
起始
1 mol·L-1

0
0
3 min

1.5 mol·L-1
0.5 mol·L-1

10 min
0.25 mol·L-1


0.75 mol·L-1
12 min

c mol·L-1

0.75 mol·L-1

　 表格中c=　　　　,从反应开始到平衡时,CH3OH的平均反应速率v(CH3OH)=　　　　。 
②下列能说明该反应达到平衡状态的是　　　　　　(填字母)。 
A.每消耗1 mol CO2的同时生成1 mol CH3OH
B.容器中气体的压强不再改变
C.混合气体的平均相对分子质量不发生变化
D.容器中气体的密度不再改变
(3)在催化剂作用下,若测得甲醇的产率与反应温度、压强的关系如图所示:

①分析图中数据可知,在220 ℃、5.0 MPa时,CO2的转化率为　　　　,将温度降低至140 ℃,压强减小至2.0 MPa,CO2的转化率将　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。 
②200 ℃、2.0 MPa时,将a mol·L-1 CO2和 3a mol·L-1 H2充入V L密闭容器中,在催化剂作用下反应达到平衡。根据图中数据计算,所得甲醇的质量为　　　　g。(用含a、V的代数式表示) 
(4)用NaOH溶液吸收CO2所得饱和碳酸钠溶液可以对废旧电池中的铅膏(主要成分为PbSO4)进行脱硫处理。已知Ksp(PbSO4)=1.6×10-8,Ksp(PbCO3)=7.4×10-14,PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq),则该反应的平衡常数K=　　　(保留三位有效数字);若在其溶液中加入少量Pb(NO3)2晶体,则c(S)∶c(C)的值将　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。 
解析 (1)根据盖斯定律,①CO(g)+O2(g)CO2(g)ΔH=-283.0 kJ·mol-1;②2H2(g)+O2(g)2H2O(g)ΔH=-483.6 kJ·mol-1;③CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH=-90.1 kJ·mol-1;由③-①+×②得总反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-90.1 kJ·mol-1-(-283.0 kJ·mol-1)+×(-483.6 kJ·mol-1)=-48.9 kJ·mol-1。
(2)①根据表中信息可知,反应进行到3 min时,甲醇的浓度为0.5 mol·L-1,说明氢气的浓度减少了1.5 mol·L-1,又因为剩余氢气的浓度为1.5 mol·L-1,所以原有氢气的浓度为3 mol·L-1。反应进行到10 min时,达到平衡状态,水蒸气的浓度为0.75 mol·L-1,则氢气的浓度减少了2.25 mol·L-1,剩余氢气的浓度为0.75 mol·L-1;达到平衡时,甲醇的浓度为0.75 mol·L-1,CH3OH的平均反应速率v(CH3OH)==0.075 mol·L-1·min-1。②每消耗1 mol CO2的同时生成1 mol CH3OH,反应方向相同,不能判定反应达到平衡状态,A项错误;该反应的体积变化ΔV≠0,容器中气体的压强不再改变时,反应达到平衡状态,B项正确;反应前后混合气体的总质量不变,反应后气体的总物质的量变小,混合气体的平均相对分子质量不发生变化时,反应达到平衡状态,C项正确;反应前后混合气体的总质量不变,容器的容积不变,容器中气体的密度恒为定值,不能判定反应达到平衡状态,D项错误。
(3)①由图像可知220 ℃、5.0MPa时甲醇产率为25%,由化学方程式可知CO2与CH3OH的化学计量数之比为1∶1,则CO2的转化率为25%;根据图像可知,将温度降低至140 ℃,压强减小至2.0 MPa时,甲醇的产率增大,因此CO2的转化率也将增大。
②起始时CO2的物质的量为aV mol,根据图像可知,200 ℃、2.0 MPa时,甲醇产率为15%,根据关系式CO2~CH3OH可知,CO2转化率也为15%,生成甲醇的物质的量等于CO2的转化量,为0.15aV mol,则甲醇的质量为0.15aV mol×32 g·mol-1=4.8aV g。
(4)K====2.16×105;若在其溶液中加入少量Pb(NO3)2晶体,Ksp(PbSO4)和Ksp(PbCO3)不变,所以c(S)∶c(C)的值不变。
答案 (1)-48.9
(2)①0.75　0.075 mol·L-1·min-1　②BC
(3)①25%　增大　②4.8aV
(4)2.16×105　不变
2.(2019年陕西榆林模拟)CO2与CH4反应并转化为CO和H2,对减缓燃料危机,减少温室效应具有重要意义。回答下列问题:
(1)已知:①CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)　 ΔH1=+206.1 kJ·mol-1
②2H2(g)+CO(g)CH3OH(l)　 ΔH2=-128.3 kJ·mol-1
③2H2(g)+O2(g)2H2O(g)　 ΔH3=-483.6 kJ·mol-1
25 ℃时,在合适的催化剂作用下,采用甲烷和氧气一步合成液态甲醇的热化学方程式为 
　。 
(2)向某密闭恒容容器中通入物质的量浓度均为0.1 mol·L-1的CH4与CO2,在一定条件下发生反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图所示:

①工业生产时一般会选择在p4和1250 ℃条件下进行反应,请解释其原因:　。 
②在压强为p4、1100 ℃的条件下,该反应在5 min时达到平衡点X,则0~5 min内,用CO表示该反应的平均速率为　　　　　　　　　　　;该温度下,反应的平衡常数为　　　　(保留3位有效数字)。 
(3)工业上用CO和H2制取甲醇的化学方程式为2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)。对于该合成反应,若通入的CO的物质的量一定,如图为4种投料比[n(CO)∶n(H2)分别为5∶7、10∶17、5∶9、1∶2]时,反应温度对CO平衡转化率的影响曲线。

①曲线b对应的投料比是　　　　。 
②当反应在曲线a、b、c对应的投料比下,CO达到相同的平衡转化率时,对应的反应温度和投料比的关系是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
③投料比为10∶17,反应温度为T1时,平衡混合气体中CO的物质的量分数为　　　　。 
解析 (1)根据盖斯定律,2×①+2×②+③得2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(l)　ΔH=2ΔH1+2ΔH2+ΔH3=2×206.1 kJ·mol-1-2×128.3 kJ·mol-1-483.6 kJ·mol-1=-328.0 kJ·mol-1。
(2)①根据图表所示及工业生产需要分析知,较大的压强和较高的温度都能加快反应速率,提高生产效率。
②起始时甲烷的浓度为0.1 mol·L-1,平衡时转化率为80%,则甲烷浓度变化为0.1 mol·L-1×80%=0.080 mol·L-1,v(CO)=2v(CH4)=2×=0.032 mol·L-1·min-1,则:
　　　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
起始(mol·L-1)　0.1　　　0.1　　　　0　　　　0
转化(mol·L-1)　0.08　 　0.08　　　0.16　　 0.16
平衡(mol·L-1)　0.02　 　0.02　　　0.16　　 0.16
K===1.64。
(3)①由化学方程式知,投料比n(CO)∶n(H2)越小,CO转化率越高,所以b曲线的投料比是5∶9。
②根据图像趋势知投料比越大,反应温度越低。
③投料比为10∶17,其对应曲线c,反应温度为T1时,平衡时CO的转化率为75%,则:
　　　　　　　2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)
起始(mol·L-1)　　　17　　　10　　　　　0
转化(mol·L-1)　　 15 7.5 7.5
平衡(mol·L-1) 2 2.5 7.5
混合气体中CO的物质的量分数为×100%=20.8%。
答案 (1)CH4(g)+O2(g)CH3OH(l)　ΔH=-164.0 kJ·mol-1
(2)①较大的压强和较高的温度都能加快反应速率,提高生产效率
②0.032 mol·L-1·min-1　1.64
(3)①5∶9
②投料比越大,反应温度越低
③20.8%
⦾命题角度二　化学平衡与电解质溶液相结合
高考中常以具体的化学反应为载体,考查有关化学平衡特征、弱电解质电离平衡、粒子浓度大小比较、平衡常数及其计算、平衡移动等。考查考生对平衡思想的理解和应用。

例2 (2016年全国Ⅰ卷,27)元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3+(蓝紫色)、Cr(OH(绿色)、Cr2(橙红色)、Cr(黄色)等形式存在,Cr(OH)3为难溶于水的灰蓝色固体,回答下列问题:
(1)Cr3+与Al3+的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量,可观察到的现象是 
　。 
(2)Cr和Cr2在溶液中可相互转化。室温下,初始浓度为1.0 mol·L-1的Na2CrO4溶液中c(Cr2)随c(H+)的变化如图所示。

①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应 
　。 
②由图可知,溶液酸性增大,Cr的平衡转化率　　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据,计算出该转化反应的平衡常数为　　　　。 
③升高温度,溶液中Cr的平衡转化率减小,则该反应的ΔH　　　　0(填“大于”“小于”或“等于”)。 
(3)在化学分析中采用K2CrO4为指示剂,以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl-,利用Ag+与Cr生成砖红色沉淀,指示到达滴定终点。当溶液中Cl-恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10-5 mol·L-1)时,溶液中c(Ag+)为　　　　mol·L-1,此时溶液中c(Cr)等于　　　　　mol·L-1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10-12和2.0×10-10) 
(4)+6价铬的化合物毒性较大,常用NaHSO3将废液中的Cr2还原成Cr3+,该反应的离子方程式为 
　。 
解析 (2)②由图像可知,溶液的酸性增强,Cr2的浓度增大,平衡向正反应方向移动,因此Cr的平衡转化率增大;由反应2Cr+2H+Cr2+H2O得该转化反应的平衡常数表达式为K=,根据A点数据可以得出当c(H+)=1.0×10-7mol·L-1时,c(Cr2)=0.25 mol·L-1,可求出转化的c(Cr)=0.25 mol·L-1×2=0.5 mol·L-1,进一步可求出平衡时c(Cr)=0.5 mol·L-1,代入表达式中得平衡常数K==1.0×1014。
③升高温度,溶液中Cr的平衡转化率减小,说明平衡向逆反应方向移动,正反应为放热反应,即ΔH小于0。
(3)当溶液中Cl-恰好完全沉淀(浓度等于1.0×10-5 mol·L-1)时,溶液中c(Ag+)== mol·L-1=2.0×10-5 mol·L-1,此时溶液中c(Cr)== mol·L-1=5.0×10-3 mol·L-1。
答案 (1)蓝紫色溶液变浅,同时有灰蓝色沉淀生成,然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液
(2)①2Cr+2H+Cr2+H2O
②增大　1.0×1014
③小于
(3)2.0×10-5　5.0×10-3
(4)Cr2+3HS+5H+2Cr3++3S+4H2O

1.化学平衡状态的判断
(1)判断化学平衡状态的两种方法
动态标志:反应速率相等,即v正=v逆≠0。
①同种物质:同一物质的生成速率等于消耗速率。
②不同物质:必须标明是“异向”的反应速率关系且与方程式系数对应成比例。
静态标志:“变量”不变,即应该变化的量保持不变。
①各物质的质量、物质的量或浓度不变。
②各物质的百分含量(物质的量分数、质量分数等)不变。
③温度、压强(化学方程式两边气体体积不相等)或颜色(某组分有颜色)不变。
总之,若物理量由变量变成了不变量,则表明该可逆反应达到平衡状态;若物理量本身为不变量,则不能作为是否达到平衡状态的判断标志。
(2)化学平衡标志的判断要注意“三关注”:一要关注反应条件,是恒温恒容、恒温恒压还是绝热容器;二要关注反应特点,是等体积反应,还是非等体积反应;三要关注特殊情况,是否有固体或液体参加或生成,或固体的分解反应。
2.掌握化学平衡移动的判断方法
(1)依据勒夏特列原理判断
通过比较平衡破坏时的正、逆反应速率的相对大小来判断平衡移动的方向。
①若外界条件改变,引起v正>v逆,此时正反应占优势,则化学平衡向正反应方向(或向右)移动。
②若外界条件改变,引起v正K,平衡逆向移动;
②若Q=K,平衡不移动;
③若Q”“ p2。②压强为p2、温度为600 ℃时,达到平衡时反应体系内化学能降低了300 kJ,根据反应4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)　ΔH1=-1800 kJ·mol-1可知,反应消耗了1 mol NO,则NO的转化率为×100%=33.3%。③H2O与NO的化学计量数相等,两者的生成速率分别表示正、逆反应速率,当两者生成速率相等时,反应达到平衡状态,a项正确;反应在恒容容器中进行,参与的反应物均为气体,混合气体的密度始终保持不变,反应不一定达到平衡,b项错误;NH3、N2的生成速率之比为5∶4 时,正、逆反应速率不相等,没有达到平衡状态,c项错误;反应为气体分子数增多的反应,容器的总压强保持不变说明已达到平衡状态,d项正确。
(3)①根据“先拐先平”原则,在建立平衡的过程中,三个容器中反应速率的相对大小为x>y>z。②反应a的正反应为放热反应,降低温度平衡正向移动,z容器达到平衡所用时间比y容器中长,平衡时c(NO)也比y容器中的低,故与y容器中反应相比,z容器中反应改变的条件是降低温度(注意因为初始浓度没变,故不是降低压强)。
(4)达到平衡时NO的浓度为0.18 mol·L-1,则根据化学方程式可以计算,达到平衡时氮气和氧气的浓度均为0.6 mol·L-1,平衡常数K==0.09。
(5)①HNO2H++N,则Ka=。由c(H+)=10-12 mol·L-1,c(N)=5.6×10-2 mol·L-1,Ka=5.1×10-4得c(HNO2)= mol·L-1,又c(OH-)=10-2 mol·L-1,故==5.1×106。②根据电荷守恒c(H+)+c(Na+)c(N)+c(N)+c(OH-),可求得c(N)≈0.034 mol·L-1。
答案 (1)-1800
(2)①>　②33.3%　③ad
(3)①x>y>z　②降低温度,z容器达到平衡所用时间比y容器中的长,平衡时c(NO)也比y容器中的低
(4)0.09
(5)①5.1×106　②0.034　③滴入硝酸银溶液后,c(N)≈1.0×10-6 mol·L-1,c(Ag+)=≈1.0×10-3 mol·L-1,c(N)·c(Ag+)=1.0×10-6×1.0×10-3=1.0×10-9K(400 ℃)。
由图像知,400 ℃、c(HCl)∶c(O2)=1∶1时,HCl的平衡转化率为84%,用三段式法对数据进行处理:
　　　　4HCl(g)+ O2(g) 2Cl2(g)+2H2O(g)
起始浓度 　c0 c0　 0　 0
变化浓度 　0.84c0 0.21c0 0.42c0 0.42c0
平衡浓度 (1-0.84)c0 (1-0.21)c0 0.42c0 0.42c0
则K=。根据题干信息知,进料浓度比过低,氧气大量剩余,导致分离产物氯气和氧气的能耗较高;进料浓度比过高,HCl不能充分反应,导致HCl转化率较低。
(2)给题中已知的三个反应依次编号为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ,根据盖斯定律知,(Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ)×2得4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)　ΔH=(ΔH1+ΔH2+ΔH3)×2=-116 kJ·mol-1。
(3)若想提高HCl的转化率,应该促使平衡正向移动,该反应为气体体积减小的反应,根据勒夏特列原理,可以增大压强,使平衡正向移动;也可以及时移去产物,减小产物浓度,使平衡正向移动。
(4)电解过程中,负极区发生得电子的反应,元素化合价降低,属于还原反应,则图中左侧为负极区,根据图示信息知负极区发生的反应为Fe3++e-Fe2+和4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O;由O2~4e-知,转移1 mol e-,消耗标准状况下O2的体积为1 mol××22.4 L·mol-1=5.6 L。
答案 (1)大于　　O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低
(2)-116
(3)增大反应体系压强、及时移去产物
(4)Fe3++e-Fe2+,4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O　5.6

1.平衡图像题的解题步骤和技巧
(1)解题步骤

(2)解题技巧
①先拐先平
在含量(转化率)-时间曲线中,先出现拐点的先达到平衡,说明该曲线反应速率快,表示温度较高、有催化剂、压强较大等。
②定一议二
当图像中有三个量时,先确定一个量不变,再讨论另外两个量的关系,有时还需要作辅助线。
③三步分析法
一看反应速率是增大还是减小;二看v正、v逆的相对大小;三看化学平衡移动的方向。
2.电化学知识的有关计算
串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电荷量等类型的计算,要注意运用电子守恒法。万能恒等式为4e-~O2~2Cu~2H2~2Cl2~4Ag~4H+~4OH-,计算时,可直接根据已知量代入上述关系式求出相应的物质。

1.(2019年湖南益阳模考)随着低碳钢等洁净钢技术的发展,Al2O3-C耐火材料和钢水之间的相互作用已成为当前的一个研究重点。请回答下列问题:
(1)日常生活中铝用品比铁器件更耐腐蚀,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。 
(2)在埋炭实验条件下,不同碳素材料的Al2O3-C耐火材料与铁液之间的可能反应如下:
①2Al2O3(s)4Al(s)+3O2(g) ΔH1=+335 kJ·mol-1;
②C(s)+O2(g)CO2(g)
ΔH2=-393.5 kJ·mol-1;
③C(s)+CO2(g)2CO(g) ΔH3=+172.5 kJ·mol-1。
则3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH4=　　　　kJ·mol-1。 
(3)实验温度下,(Al2O3-C)/Fe系统中存在着相互反应。将Al2O3溶入铁液中,导致铁液中平衡的铝的百分含量的对数{lg[Al]}和平衡氧(O2)的百分含量的对数{lg[O2]}的变化关系如图1所示,则图中温度T1　　　(填“>”或“c(S2-)。
(5)H2S和FeCl2反应的化学方程式为xH2S(g)+FeCl2(s)FeSx(s)+2HCl(g)+(x-1)H2(g)。
①由化学方程式可得关系式:2∶(x-1)=0.80p0∶0.04p0,解得x=1.1。
②H2S和FeCl2反应的化学方程式为1.1H2S(g)+FeCl2(s)FeS1.1(s)+2HCl(g)+0.1H2(g),由化学方程式可得平衡分压常数Kp==。
答案 (1)OCS
(2)-21 kJ·mol-1
(3)①放热反应　②c(HS-)>c(H+)=c(OH-)>c(S2-)
(5)①1.1　 ②
3.(2019年四川邻水实验学校月考)Ⅰ.能源短缺是人类面临的重大问题。甲醇是一种可再生能源,具有广泛的开发和应用前景。
(1)工业上一般采用如下反应合成甲醇:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　 ΔH
下表所列数据是该反应在不同温度下的化学平衡常数(K):
温度
250 ℃
300 ℃
350 ℃
K
2.041
0.270
0.012

①由表中数据判断ΔH　　　(填“>”“HClO>HC,所以结合H+的能力由强到弱的顺序为C>ClO->HC>CH3COO-。
(3)A项,由于酸性CH3COOH>H2CO3,所以可以发生反应C+2CH3COOH2CH3COO-+CO2↑+H2O;B项,由于酸性CH3COOH>HClO,因此可发生反应ClO-+CH3COOHCH3COO-+HClO;C项,由于酸性H2CO3>HClO,所以该反应不能发生;D项,由于酸性H2CO3>HClO>HC,所以该反应不能发生。
(4)A项,加水稀释促进醋酸电离,n(H+)增大,n(CH3COOH)减小,所以=的比值减小;B项,加水稀释促进醋酸电离,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)减小,则=的比值增大;C项,加水稀释促进醋酸电离,但c(CH3COO-)、c(H+)都减小,由于温度不变,所以水的离子积常数Kw不变,所以的比值减小;D项,加水稀释促进醋酸电离,c(H+)减小,由于温度不变,水的离子积常数Kw不变,则溶液中c(OH-)增大,故的比值减小。
(5)由图可知,两种溶液开始时pH相同,即c(H+)相同,稀释相同的倍数,HX的pH变化程度大于CH3COOH,说明HX的酸性强于CH3COOH的酸性,酸的酸性越强,其电离平衡常数越大;当酸稀释后,HX电离生成的c(H+)小于CH3COOH电离生成的c(H+),对水的电离平衡的抑制能力小于CH3COOH,因此HX溶液中水电离出来的c(H+)大于CH3COOH。
答案 Ⅰ.(1)①B>D>C
(3)CD
(4)B
(5)大于　大于
⦾类题三　化学平衡与电化学结合
1.(2019年河南八市联考)NF3是微电子工业中常用的一种等离子蚀刻气体,具有较强的氧化性,工业生产NF3常用的方法有气-液反应法、气-固反应法和电解法等。
(1)气-液反应法中发生的主反应和副反应包括:
①3F2(g)+NH3(l)NF3(g)+3HF(l)　ΔH1
②3F2(g)+NH4HF2(l)NF3(g)+5HF(l)　ΔH2
③4F2(g)+2NH3(l)N2F2(g)+6HF(l)　ΔH3
④NH3(l)+2HF(l)NH4HF2(l)　ΔH4
ΔH1=　　　　　(且含ΔH2、ΔH4的式子表示)。部分键能数据如下表所示,则ΔH3=　　　　kJ·mol-1。 
化学键
N—N
NN
N≡N
H—F
F—F
N—H
N—F
键能
(kJ·mol-1)
159
456
946
565
153
389
272

(2)气-固反应法主要包括两步反应:
(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)　反应Ⅰ
NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)
反应Ⅱ
反应Ⅰ的平衡常数K1和反应Ⅱ的平衡常数K2的关系是　　　　。若在恒温、恒容的密闭容器中模拟气-固反应法(固体足量),起始时F2(g)的浓度为5 mol·L-1,反应过程中容器中压强随时间变化曲线如图1所示,则前2 min 的平均反应速率v(NF3)=　　　　　mol·L-1·min-1,该温度下K2=　　　　　。 
(3)电解法是通过电解含氟的熔融盐生产NF3,其原理如图2所示。a需要接电源的　　　　(填“正极”或“负极”),生成气体A的电极反应是　　　　　　　　　　　　。 

　　　　　　图1　　　　　　　　　　　　图2
(4)用NF3对多晶硅电子元件进行蚀刻时不会在电子元件表面形成任何残留物,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用化学用语解释)。 
解析 (1)已知:②3F2(g)+NH4HF2(l)NF3(g)+5HF(l)　ΔH2
④NH3(l)+2HF(l)NH4HF2(l)　ΔH4
根据盖斯定律,②+④得反应3F2(g)+NH3(l)NF3(g)+3HF(l)　ΔH1=ΔH2+ΔH4;N2F2的结构式是F—NN—F,反应热=反应物总键能-生成物总键能,因此ΔH3=(4×153+6×389-6×565-2×272-456)kJ·mol-1=-1444 kJ·mol-1。
(2)根据反应(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)可得K1=,根据反应NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)可得K2=,故K1=。恒温、恒容的密闭容器中压强之比等于气体的总物质的量浓度之比,因此2 min时容器中气体总浓度为6 mol·L-1,平衡时气体总浓度为7.5 mol·L-1。两个反应中三种气体的化学计量数之比相同,计算浓度时可根据其中一个反应计算。
NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)　 Δc
　　　　　　　　3　　　　1　　　　4 2
2 min内浓度变化
(mol·L-1)　　　　　　　0.5 6-5
因此v(NF3)=0.25 mol·L-1·min-1。
用同样的方法可算出平衡时F2(g)、NF3(g)、HF(g)的浓度依次是1.25 mol·L-1、1.25 mol·L-1、5 mol·L-1,因此K2==400。
(3)根据图中信息可知,氢离子向b电极移动,则b为阴极。a为阳极,需要连接电源的正极,阳极上N失电子产生NF3,生成气体A的电极反应是N-6e-+3F-NF3↑+4H+或N-6e-+7F-NF3↑+4HF。
答案 (1)ΔH2+ΔH4　-1444
(2)K1=　0.25　400
(3)正极　N-6e-+3F-NF3↑+4H+(或N-6e-+7F-NF3↑+4HF)
(4)4NF3+3Si2N2+3SiF4
2.(2019年福州市质量检测)甲醇是一种可再生能源,具有广阔的开发和应用前景,可用Pt/Al2O3、Pd/C、 Rh/SiO2等作催化剂,采用如下反应来合成甲醇:2H2 (g)+CO(g)CH3OH(g)。
(1)下表所列数据是各化学键的键能,该反应的ΔH=　　　　(用含字母的代数式表示)。 
化学键
H—H
CO
C—H
C—O
O—H
键能/kJ·mol-1
a
b
c
d
e

(2)某科研小组用Pd/C作催化剂,在450 ℃时,研究了n(H)∶n(CO)分别为2∶1、3∶1时CO转化率的变化情况(如图),则图中表示n(H2)∶n(CO)=3∶1的变化曲线是　　　　(填“曲线a”或“曲线b”)。 

(3)某化学研究性学习小组模拟工业合成甲醇的反应,在2 L的恒容密闭容器内充入1 mol CO和2 mol H2,加入合适催化剂后在某温度下开始反应,并用压力计监测到容器内压强的变化如下:
反应时间/min
0
5
10
15
20
25
压强/MPa
12.6
10.8
9.5
8.7
8.4
8.4

则从反应开始到20 min时,CO的平均反应速率为　　　　,该温度下的平衡常数K为　　　　。 
(4)将CO和H2加入密闭容器中,在一定条件下发生反应:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔHT1。
(5)①石墨2通入O2,发生还原反应生成H2O,而原电池的正极发生还原反应,则石墨2为正极。②石墨1为燃料电池的负极,甲醇被氧化生成CO2,发生的电极反应为CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+。
答案 (1)(2a+b-3c-d-e) kJ·mol-1
(2)曲线a
(3)0.0125 mol·L-1·min-1　4
(4)T3>T2>T1;温度相同时,压强越大,CO的体积分数越小,而T1、T2、T3对应的CO的体积分数逐渐增大,该反应向左移动,则T3>T2>T1
(5)①正　②CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+
3.(2019年湖北部分重点中学联考)科学家对一碳化学进行了广泛深入的研究并取得了一些重要成果。
(1)已知:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　 ΔH1=-90.1 kJ·mol-1;
3CH3OH(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)　 ΔH2-31.0 kJ·mol-1。
CO与H2合成CH3CHCH2的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　。 
(2)现向三个容积均为2 L的恒容密闭容器Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中,均分别充入1 mol CO和2 mo1 H2发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1=-90.1 kJ·mol-1。三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变。当反应均进行到5 min时H2的体积分数如图1所示,其中只有一个容器中的反应已经达到平衡状态。

图1
①5 min时三个容器中的反应达到化学平衡状态的是容器　　　　 (填序号)。 
②0~5 min内容器Ⅰ中用CH3OH表示的化学反应速率v(CH3OH)=　　　　。(保留两位有效数字) 
③平衡常数最小的是容器　　　　(填序号)。 
(3)CO常用于工业冶炼金属,在不同温度下用CO 还原4种金属氧化物,达到平衡后气体中lg与温度(T)的关系如图2所示。下列说法正确的是　　　(填字母)。 

图2
A.工业上可以通过增高反应装置来增大矿石和CO的接触面积,减少尾气中CO的含量
B.CO用于工业冶炼金属铬(Cr)时,还原效率不高
C.工业冶炼金属铜(Cu) 时,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大
D.CO还原PbO2反应的ΔH>0
(4)一种甲醇燃料电池,使用的电解质溶液是2 mol·L-1的KOH溶液。

请写出加入(通入)a物质一极的电极反应式:　　　　　　　　　　　　　　　;每消耗6.4 g甲醇转移的电子数为　　　　　　　　　　　　　　　。 
(5)一定条件下,用甲醇与一氧化碳反应合成乙酸可以消除一氧化碳污染。常温下,将a mol·L-1的醋酸与b mol·L-1Ba(OH)2溶液等体积混合后,若溶液呈中性,用含a和b的代数式表示该混合溶液中醋酸的电离常数Ka:　　　　　　。 
解析 (1)将已知的两个反应依次编号为ⅰ、ⅱ,根据盖斯定律,ⅰ×3+ⅱ得到CO与H2合成CH3CHCH2的热化学方程式:3CO(g)+6H2(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)ΔH=-301.3 kJ·mol-1。
(2)①温度越高反应速率越快,达到平衡时间越短,其中只有一个容器中的反应已经达到平衡状态,则是容器Ⅲ。②设反应生成的甲醇浓度为x mol·L-1。
　　　　　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
开始(mol·L-1)　 　0.5　　 　1　　　　　0
转化(mol·L-1) x 2x x
平衡(mol·L-1)　　0.5-x 1-2x x
容器Ⅰ中到5 min时,氢气的体积分数为0.4,则=0.4,解得x=,容器 Ⅰ 中用CH3OH表示的化学反应速率v(CH3OH)==≈0.067 mol·L-1·min-1。③该反应为放热反应,升温平衡逆向进行,容器Ⅲ中的平衡常数最小。

　　(3)增加炉的高度,增大CO与矿石的接触面积,不能影响平衡移动,CO的利用率不变,A项错误;由图像可知用CO工业冶炼金属铬时,lg一直很高,说明CO的转化率很低,B项正确;由图像可知冶炼Cu时,温度越低,lg越小,故CO的转化率越高,工业冶炼金属铜时,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大,C项正确;CO还原PbO2的反应,达到平衡后升高温度,lg增大,即升高温度,CO的含量增大,说明平衡逆向移动,此反应的ΔH