2021-2021備戰(zhàn)高考化學化學反應原理綜合考查的綜合復習附答案解析

1、2021-2021備戰(zhàn)高考化學化學反應原理綜合考查的綜合復習附答案解析2021-2021備戰(zhàn)高考化學化學反應原理綜合考查的綜合復習附答案解析一、化學反應原理綜合考查1資源化利用2CO ，不僅可以減少溫室氣體的排放，還可以獲得燃料或重要的化工產品。(1)2CO 的捕集：2CO 屬于_分子(填“極性”或“非極性”)，其晶體(干冰)屬于_晶體。用飽和23Na CO 溶液做吸收劑可“捕集”2CO 。若所得溶液pH 10=，溶液中()()-2-33c HCO :c CO =_；(室溫下，23H CO 的71112K 410;K 510-=?=?)若吸收劑失效，可利用NaOH 溶液使其再生，寫出該反應的離

2、子方程式_。聚合離子液體是目前廣泛研究的2CO 吸附劑。結合下圖分析聚合離子液體吸附2CO 的有利條件是_。 (2)生產尿素：工業(yè)上以2CO 、3NH 為原料生產尿素()22CO NH ?，該反應分為二步進行：第一步：32242NH (g)CO (g)H NCOONH (s)+?H=159.5kJ /mol -第二步：()24222H NCOONH (s)CO NH (s)H O(g)+? H 72.5kJ /mol =+ 寫出上述合成尿素的熱化學方程式_。(3)合成乙酸：中國科學家首次以3CH OH 、2CO 和2H 為原料高效合成乙酸，其反應路徑如圖所示： 原料中的3CH OH 可通過電解

3、法由2CO 制取，用稀硫酸作電解質溶液，寫出生成3CH OH 的電極反應式：_。根據圖示，寫出總反應的化學方程式：_。 【答案】非極性 分子 2:1 2323HCO OH H O CO -+=+ 低溫，低流速(或25，110mL min -?) ()322222NH (g)CO (g)CO NH (s)H O(g)H=87.0kJ /mol +-?232CO 6e 6H CH OH H O -+=+ *32232Lil 、CH OH+CO +H CH COOH H +H R O【解析】 【分析】 【詳解】（1）極性分子是指分子中正負電荷中心不重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的，不對稱的

4、，而非極性分子是指原子間以共價鍵結合，分子里電荷分布均勻，正負電荷中心重合的分子，2CO 是非金屬氧化物，其結構式為：O =C =O ，屬于非極性分子，干冰是固態(tài)二氧化碳，屬于分子晶體，故答案為：非極性；分子。 根據()()()233H CO 2HCO c c K c +-?=，()()()323HCO 1012H CO c c K 10mol L c -+-=?=?，則()()32310HCO 11CO c 102:1c 510-=?；飽和Na 2CO 3溶液做吸收劑“捕集”CO 2生成NaHCO 3而失效，NaHCO 3是酸式鹽，能與NaOH 反應生成Na 2CO 3和H 2O ，其離子反

5、應方程式為：HCO 3?+OH ?=H 2O +CO 32?，故答案為：2:1；HCO 3?+OH ?=H 2O +CO 32?。觀察圖1可知，溫度相對越低、氣體流速越慢，聚合離子液體吸附CO 2越徹底、效果越好，即吸附CO 2的有利條件溫度為25或低溫，氣體流速為10mL ?min ?1或低流速，故答案為：低溫，低流速(或25，10mL ?min ?1)。 （2）已知：32242NH (g)CO (g)H NCOONH (s)+?H=159.5kJ /mol -；()24222H NCOONH (s)CO NH (s)H O(g)+? H 72.5kJ /mol =+； 根據蓋斯定律，+可得

6、合成尿素的熱化學方程式：()322222NH (g)CO (g)CO NH (s)H O(g)H=87.0kJ /mol +-?，故答案為：()322222NH (g)CO (g)CO NH (s)H O(g)H=87.0kJ /mol +-?。（3）電解時CO 2在陰極得到電子生成CH 3OH ，結合酸性條件寫出陰極電極反應式為：232CO 6e 6H CH OH H O -+=+，故答案為：232CO 6e 6H CH OH H O -+=+。根據圖示可知，CH 3OH 、CO 2和H 2在LiI 、*Rh 作用下生成了乙酸，根據原子守恒寫出化學反應方程式為：*32232Lil 、CH O

7、H+CO +H CH COOH H +H R O ，故答案為：*32232Lil 、CH OH+CO +H CH COOH H +H R O 。2利用工業(yè)廢氣 CO2或 CO 和 H2在一定條件下可制備燃料甲醇。利用工業(yè)廢氣 CO 合成甲醇，其能量變化示意圖如下：(1)圖中曲線 a 到曲線 b 的措施是_。該反應S_0(填“”或“(2)一定條件下，在 2 L 密閉容器中充入 1 mol CO 和 2 mol H2，10 min 后達到平衡，放出熱量 45.5kJ，則 10 min 內 H2的轉化率為_；該溫度下反應的平衡常數K=_；達到平衡后，再向容器中充入 CO、H2、CH3OH 各 1 m

8、ol，則此時正_逆 (填“”“a壓縮容器體積b將 CH3OH (g)從體系中分離c恒容條件下充入He，使體系總壓強增大d恒壓條件下再充入 10mol CO 和 20mol H2(4)現有容積均為 1L 的 a、b、c 三個密閉容器，向其中分別充入 1molCO 和 2molH2的混合氣體，控制溫度，進行反應，測得相關數據的關系如圖所示。b 中甲醇體積分數大于 a 中的原因是_達到平衡時，a、b、c 中 CO 的轉化率大小關系為_。用工業(yè)廢氣中的 CO2制取甲醇和水蒸氣(5)一定條件下，往2L恒容密閉容器中充入1mol CO2和3mol H2，在不同催化劑作用下發(fā)生反應 I、反應II與反應III

9、，相同時間內CO2的轉化率隨溫度變化如圖所示： 催化劑效果最佳的反應是_(填“反應 I”，“反應 II”，“反應 III”)。 b 點正_逆(填 “”， “若此反應在 a 點時已達平衡狀態(tài)，a 點的轉化率比 c 點高的原因是_。 c 點時該反應的平衡常數K _。【答案】加入催化劑 移動163 【解析】 【分析】 【詳解】(1)反應路徑發(fā)生了變化，活化能下降，應為加入催化劑；反應發(fā)生后，氣體物質的量減小，熵值減小，所以S(2)2molH 2完全反應釋放的熱量是91kJ ，現在反應達平衡后只釋放了45.5kJ 的熱量，所以H 2消耗1mol ，轉化率為50%，化學方程式為CO(g)+2H 2(g)

10、CH 3OH(g)，平衡時三種物質CO 、H 2、CH 3OH 的濃度分別為0.25mol/L 、0.5mol/L 、0.25mol/L ，平衡常數K =322(CH OH)(CO)(H )c c c ?=20.250.250.5?=4；三種物質都加入1mol 后，Q c=322(CH OH)(CO)(H )c c c ?=20.750.751?=1d 恒壓條件下再充入10molCO 和20molH 2，達到平衡時，各物質濃度不變，甲醇的產率不變，d 不合題意； 答案為：ab ；(4)反應開始5min 后，a 中溫度比b 中低，反應速率比b 中慢，生成甲醇的量少，體積分數小，所以，b 中甲醇體

11、積分數大于a 中的原因是b 處反應溫度高，則反應速率快，反應相同時間生成的甲醇多，體積分數大；比較b 、c 兩點甲醇的體積分數，可得出H bc 。答案為：b 處反應溫度高，則反應速率快，反應相同時間生成的甲醇多，體積分數大；abc ；(5)在低溫時，相同溫度、相同時間內反應I 轉化率最高，所以催化劑效果最好的是反應I ；b 點尚未達到平衡狀態(tài)，從催化劑效果更好的反應II 和III 可知，b 點反應仍正向進行，所以正逆；c 點溫度更高，比a 提前達到平衡狀態(tài)，所以a 、c 兩點均是平衡點。從a 、c 點的比較可以看出，溫度升高CO 2的轉化率減小，平衡逆向移動，所以正反應為放熱反應，從而得出原因

12、是：該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動； 利用三段式，可以建立以下關系：2232CO (g)3H (g)CH OH(g)H O(g)(mol/L)0.5 1.500111(mol/L)13331111(mol/L)6233+?起始量變化量平衡量K =3113311()62?=163。3秋冬季是霧霾高發(fā)的季節(jié)，其中汽車尾氣和燃煤尾氣是造成霧霾的主要原因之一。 （1）工業(yè)上利用甲烷催化還原NO ，可減少氮氧化物的排放。 已知：CH 4(g)+4NO 2(g)=4NO(g)+CO 2(g)+2H 2O(g)H=-574kJmol ?1 CH 4(g)+4NO(g)=2N 2(g)+CO 2(g

13、)+2H 2O(g)H=-1160kJmol ?1甲烷直接將NO 2還原為N 2的熱化學方程式為_。 （2）汽車尾氣催化凈化是控制汽車尾氣排放、減少汽車尾氣污染的最有效的手段，主要原理為2NO(g)+2CO(g)N 2(g)+2CO 2(g)HT 時，將等物質的量的NO 和CO 充入容積為2L 的密閉容器中，保持溫度和體積不變，反應過程(015min)中NO 的物質的量隨時間變化如上圖所示。已知：平衡時氣體的分壓氣體的體積分數體系的總壓強，T 時達到平衡，此時體系的總壓強為p=20MPa ，則T 時該反應的壓力平衡常數K p _；平衡后，若保持溫度不變，再向容器中充入NO 和CO 2各0.3m

14、ol ，平衡將_(填“向左”、“向右”或“不”)移動。15min 時，若改變外界反應條件，導致n(NO)發(fā)生如圖所示的變化，則改變的條件可能是_(填序號) A 增大CO 濃度B 升溫C 減小容器體積D 加入催化劑（3）工業(yè)上常采用“堿溶液吸收”的方法來同時吸收SO 2，和氮的氧化物氣體(NO x )，如用氫氧化鈉溶液吸收可得到Na 2SO 3、NaHSO 3、NaNO 2、NaNO 3等溶液。已知：常溫下，HNO 2的電離常數為K a =710-4，H 2SO 3的電離常數為K a1=1.210-2、K a2=5.810-8。 常溫下，相同濃度的Na 2SO 3、NaNO 2溶液中pH 較大的

15、是_溶液。 常溫下，NaHSO 3顯_性(填“酸”“堿”或“中”，判斷的理由是(通過計算說明)_。（4）鈰元素(Ce)是鑭系金屬中自然豐度最高的一種，常見有+3、+4兩種價態(tài)。霧霾中含有大量的污染物NO ，可以被含Ce 4+的溶液吸收，生成NO 2-、NO 3-（二者物質的量之比為11)?？刹捎秒娊夥▽⑸鲜鑫找褐械腘O 2-轉化為無毒物質，同時再生Ce 4+，其原理如圖所示。 Ce 4+從電解槽的_(填字母代號)口流出。寫出陰極的電極反應式：_?！敬鸢浮緾H 4(g)+2NO 2(g)=N 2(g)+CO 2(g)+2H 2O(g) H =-867kJmol ?1 0.0875(MPa)-1

16、或780(MPa)-1 不 AC Na 2SO 3 酸 因為HSO 3-的電離常數K a2=5.810-8，水解常數K h =wa2K K 8.310-13，電離常數大于水解常數，所以溶液顯酸性 a 2NO 2-+8H +6e ?=N 2+4H 2O 【解析】 【分析】(4)電解過程中Ce 3+在陽極失電子，變?yōu)镃e 4+，則b 進Ce 3+，a 出Ce 4+，NO 2-在陰極得電子變?yōu)镹 2，則d 進NO 2-，c 出N 2。 【詳解】(1)CH 4(g)+4NO 2(g)=4NO(g)+CO 2(g)+2H 2O(g) H 1=-574kJmol ?1 CH 4(g)+4NO(g)=2N

17、2(g)+CO 2(g)+2H 2O(g) H 2=-1160kJmol ?1 +2得：CH 4(g)+2NO 2(g)=N 2(g)+CO 2(g)+2H 2O(g) H =-1-1(-574kJ mol )+(-1160kJ mol 2)?=-867kJmol ?1，故答案為：CH 4(g)+2NO 2(g)=N 2(g)+CO 2(g)+2H 2O(g) H =-867kJmol ?1； (2)由圖可知，NO 起始物質的量為0.4mol ，0到15min 共減少了0.2mol ，則222NO(g)+2CO(g)N (g)+2CO (g)/mol 0.40.400/mol 0.20.20.

18、10.2/mol0.20.20.10.2垐垐?噲垐?催化劑起始值變化值平衡值，平衡時p(NO)=20MPa0.20.2+0.2+0.1+0.2=407MPa ，同理可得：p(CO)=407MPa ，p(N 2)=207MPa ，p(CO 2)=407MPa ，所以K p ()()()()22222p CO p N p NO p CO ?=2224020MPa MPa 774040MPa MPa 77?（）（）（）=0.0875(MPa)-1或780(MPa)-1。再向容器中充入NO 和CO 2各0.3mol ，加入的NO 和CO 2物質的量相等，那么二者引起壓強增大量相等，假設二者引起的壓強增

19、量分別為p ，則Qc=2224020MPa+p MPa774040MPa+p MPa 77?（）（）（）=780(MPa)-1，Qc=Kp ，平衡不移動，故答案為：0.0875(MPa)-1或780(MPa)-1；不； 由圖可知NO 物質的量減小，說明平衡正向移動。A 增大CO 濃度，平衡正向移動，NO 物質的量減小，A 正確；B 升溫，平衡逆向移動，NO 物質的量增大，B 錯誤；C 減小容器體積，等同于增大壓強，平衡正向移動，NO 物質的量減小，C 正確；D 加入催化劑，反應速率增大，但平衡不移動，NO 物質的量不變，D 錯誤； 故答案為：AC ；(3)HNO 2的電離常數為K a =710

20、-4，H 2SO 3的電離常數為K a1=1.210-2、K a2=5.810-8可知，HNO 2的酸性強于HSO 3-的酸性，則NO 2-的水解程度小于SO 32-，所以相同濃度的Na 2SO 3、NaNO 2溶液，Na 2SO 3的堿性更強，pH 更大，故答案為：Na 2SO 3； HSO 3-+H 2O?H 2SO 3，K a2K h =K w ，故HSO 3-的水解常數K h =-14-2101.210?8.310-13，又因為HSO 3-的電離常數K a2=5.810-8，所以，HSO 3-的電離常數大于水解常數，常溫下，NaHSO 3顯酸性，故答案為：酸；因為HSO 3-的電離常數

21、K a2=5.810-8，水解常數K h =wa2K K 8.310-13，電離常數大于水解常數，所以溶液顯酸性；(4)生成Ce 4+，則Ce 3+-e -= Ce 4+，Ce 4+在陽極生成，從a 口流出，故答案為：a ； NO 2-轉化為無毒物質，則NO 2-在陰極得電子，轉化為N 2，結合電子得失守恒、電荷守恒可得陰極電極反應為：2NO 2-+8H +6e ?=N 2+4H 2O ，故答案為：2NO 2-+8H +6e ?=N 2+4H 2O 。 【點睛】K a K h =K w ，越弱越水解。 4蘊藏在海底的大量“可燃冰”，其開發(fā)利用是當前解決能源危機的重要課題。用甲烷制水煤氣(CO

22、、H 2)，再合成甲醇可以代替日益供應緊張的燃油。下面是產生水煤氣的幾種方法：CH 4(g)+H 2O(g)=CO(g)+3H 2(g) H 1=+206.2kJmol -1CH4(g)+12O2(g)=CO(g)+2H2(g) H2=-35.4kJmol-1CH4(g)+2H2O(g)=CO2(g)+4H2(g) H3=+165.0kJmol-1（1）CH4(g)與CO2(g)反應生成CO(g)和H2(g)的熱化學方程式為_。（2）從原料、能源利用的角度，分析以上三個反應，作為合成甲醇更適宜的是反應_(填序號)。（3）也可將CH4設計成燃料電池，來解決能源問題，如圖裝置所示。持續(xù)通入甲烷，在

23、標準狀況下，消耗甲烷VL。033.6LV=44.8L時，溶液中離子濃度大小關系為_。（4）工業(yè)合成氨時，合成塔中每產生1molNH3，放出46.1kJ的熱量。某小組研究在上述溫度下該反應過程中的能量變化。他們分別在體積均為VL的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發(fā)生反應。相關數據如下表：容器編號起始時各物質物質的量/mol達到平衡的時間/min達到平衡時體系能量的變化/kJN2H2NH3140t1放出熱量：36.88280t2放出熱量：Q容器中，0t1時間的平均反應速率v(H2)=_。下列敘述正確的是_(填字母)。a.平衡時，兩容器中H2的體積分數相等b.容器中反應達到

24、平衡狀態(tài)時，Q73.76c.反應開始時，兩容器中反應的化學反應速率相等d.平衡時，容器中N2的轉化率：e.兩容器達到平衡時所用時間：t1t2（5）如圖是在反應器中將N2和H2按物質的量之比為13充入后，在200、400、600下，反應達到平衡時，混合物中NH3的體積分數隨壓強的變化曲線。 曲線a 對應的溫度是_。圖中M 、N 、Q 點平衡常數K 的大小關系是_。 M 點對應的H 2轉化率是_?！敬鸢浮緾H 4(g)CO 2(g)=2CO(g)2H 2(g) H =247.4kJmol -1 CH 48e -10OH -=CO 32-7H 2O CH 42O 2Na 2CO 3=2NaHCO 3

25、H 2O c(Na +)c(HCO 3-)c(CO 32-)c(OH -)c(H +)11.2V t molL -1min -1 bde 200 K Q =K M K N 75% 【解析】 【分析】(1)由蓋斯定律計算；(2)從原料和能量角度進行分析；(3)由于燃料電池中電解液(氫氧化鈉溶液)中n (NaOH)3 mol ，因此燃料電池放電時，當負極消耗標準狀況下甲烷體積不同時，負極反應式不同，由消耗甲烷體積推斷發(fā)生的反應和生成物，據此進行分析；(4)由題意知產生1 mol NH 3，放出46.1 kJ 的熱量，結合容器中放出的熱量可得其中反應生成的氨氣的物質的量，求出用氨氣表示的反應速率，由

26、反應方程式的化學計量數關系知，相同時間內用氫氣表示的反應速率是氨氣的1.5倍，可得用氫氣表示的反應速率v (H 2)；a 根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向；b 根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向，進而判斷容器中Q 范圍；c 由于兩容器初始時反應物濃度不等，故化學反應速率不等；d 根據等效平衡的思想，判斷平衡移動的方向，進行分析；e 容器相當于在容器的基礎上加壓，其反應物濃度高，反應速率快；(5)合成氨反應是體積減小的放熱反應，因此溫度高反應速率快，但達到平衡時氨的含量低，增加壓強達到平衡時氨的含量變大，因此在坐標圖中向橫坐標作垂線交于3個曲線，根據同壓下不同溫度時平衡時氨的含量，可以

27、判斷曲線的溫度高低；合成氨反應為放熱反應，反應溫度越高，越不利于反應的進行，曲線a 的NH 3的物質的量分數最高，其反應溫度應相對最低；Q 、M 點的溫度相等(均為400 )，平衡常數相等，N 點在溫度為600 的曲線上，合成氨是放熱反應，溫度越高平衡常數越小；在M 點NH 3的物質的量分數為60%，又按n (N 2)：n (H 2)1：3投料，設氫氣的轉化率為x ，根據化學反應的物質的量關系進行計算。 【詳解】(1)由蓋斯定律，將反應2得：CH 4(g)CO 2(g)=2CO(g)2H 2(g) H 247.4 kJmol1；(2)題給3個反應生產水煤氣，從原料角度看都易得，但從能量角度看，

28、反應和是吸熱反應，反應是放熱反應，所以反應比較適合應用于生產；(3)由于燃料電池中電解液(氫氧化鈉溶液)中n (NaOH)3 mol ，因此燃料電池放電時，當負極消耗標準狀況下甲烷0)c (HCO )c (CO )c (OH )c (H )；(4)由題意知產生1 mol NH 3，放出46.1 kJ 的熱量，結合容器中放出的熱量可得，其中反應生成的氨氣的物質的量為-136.88kJ46.1kJ molg 0.8 mol ，則用氨氣表示的反應速率為10.8V t g molL 1min 1，由反應方程式的化學計量數關系知，相同時間內用氫氣表示的反應速率是氨氣的1.5倍，則用氫氣表示的反應速率v

29、(H 2)11.2V t g molL 1min 1； a 由于容器和容積相等，但初始加入的反應物的量后者是前者的2倍，相當于增大壓強，而合成氨反應是氣體體積減小的反應，增大壓強平衡向右移動，因此，平衡時容器中氫氣的體積分數大于容器，a 項錯誤；b 反應達到平衡狀態(tài)時容器中Q236.88，b 項正確；c 由于兩容器初始時反應物濃度不等，故化學反應速率不等，c 項錯誤；d 壓強大的容器中反應物的轉化率大，d 項正確；e 容器相當于在容器的基礎上加壓，其反應物濃度高，反應速率快，因此容器比容器先達到平衡狀態(tài)，e 項正確；故答案選bde ；(5)合成氨反應是體積減小的放熱反應，因此溫度高反應速率快，

30、但達到平衡時氨的含量低，增加壓強達到平衡時氨的含量變大，因此在坐標圖中向橫坐標作垂線交于3個曲線，根據同壓下不同溫度時平衡時氨的含量，可以判斷曲線的溫度高低；合成氨反應為放熱反應，反應溫度越高，越不利于反應的進行，曲線a 的NH 3的物質的量分數最高，其反應溫度應相對最低，由此可判斷曲線a 對應的溫度是200 ；Q 、M 點的溫度相等(均為400 )，平衡常數相等，N 點在溫度為600 的曲線上，合成氨是放熱反應，溫度越高平衡常數越小，因此有：K Q K M K N ；在M 點NH 3的物質的量分數為60%，又按n (N 2)：n (H 2)1：3投料，設氫氣的轉化率為x ，則平衡時各物質的量

31、為n (N 2)(1x) mol ，n (H 2)3(1x) mol ，n (NH 3)2x mol ，則有2xmol(1-x)mol+3(1-x)mol+2xmol100%60%，得x 0.75，即H 2的轉化率為75%?！军c睛】本題在解答(4)題時，注意要應用等效平衡的思想，判斷平衡移動方向以及對化學反應速率的影響，此為解題難點。5氯氣是現代工業(yè)的重要原料，將氯化氫轉化為氯氣的技術成為科學研究的熱車點，回答下列問題：（1）Deacon發(fā)明的直接氧化法為：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。可按下列催化過程進行：.CuCl2(s)=CuCl(s)+12Cl2(g) H

32、1=+83kJmol-1.CuCl(s)+12O2(g)=CuO(s)+12Cl2(g) H2=-20kJmol-1.4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g) H3反應能自發(fā)進行的條件是_。利用H1和H2計算H3時，還需要利用反應_的H。（2）如圖為剛性容器中，進料濃度比c(HCl)：c(O2)分別等于1：1、4：1、7：1時HCl平衡轉化率隨溫度變化的關系：可知反應平衡常數K（400）_K（500）（填“大于”或“小于”）。設容器內初始壓強為p0，根據進料濃度比c(HCl)：c(O2)=4：1的數據，計算400時容器內的平衡壓強=_（列出計算式）。按化學計量比進料可以保持反

33、應物高轉化率，同時降低產物分離的能耗。進料濃度比c(HCl)：c(O2)過低、過高的不利影響分別是_。（3）已知：氯氣與NaOH溶液反應可生成NaClO3。有研究表明，生成NaClO3的反應分兩步進行：.2ClO-=ClO2-+Cl-.ClO2-+ClO-=ClO3-+Cl-常溫下，反應能快速進行，但氯氣與NaOH溶液反應很難得到NaClO3，試用碰撞理論解釋其原因：_。（4）電解NaClO3水溶液可制備NaClO4，寫出陽極反應式：_?！敬鸢浮扛邷?CuO（s）+2HCl（g）CuCl2（s）+H2O（g）大于 0.848p0 Cl2和O2分離能耗較高、HCl轉化率較低反應的活化能高，活化分

34、子百分數低，不利于ClO向ClO3轉化 ClO3H2O2e=ClO42H【解析】【分析】【詳解】（1）.CuCl 2(s )=CuCl (s )+12Cl 2(g ) H 1=+83kJ mol -1，S 0，則要G =H -T S 0，須高溫條件下才能自發(fā)；.CuCl 2(s )=CuCl (s )+12Cl 2(g ) H 1=+83kJ mol -1.CuCl (s )+12O 2(g )=CuO (s )+12Cl 2(g ) H 2=-20kJ mol -1 .4HCl (g )+O 2(g )=2Cl 2(g )+2H 2O (g ) H 3利用H 1和H 2計算H 3時，由蓋斯定

35、律，（-2-2）/2得：還需要利用反應CuO （s ）+2HCl （g ）CuCl 2（s ）+H 2O （g ）的H 。故答案為：高溫；CuO （s ）+2HCl （g ）CuCl 2（s ）+H 2O （g ）；（2）根據圖象可知，進料濃度比相同時，溫度越高HCl 平衡轉化率越低，說明該反應為放熱反應，升高溫度平衡向著逆向移動，則溫度越高平衡常數越小，所以反應平衡常數K （400）大于K （500）；進料濃度比c （HCl ）：c （O 2）的比值越大，HCl 的平衡轉化率越低，根據圖象可知，相同溫度時HCl 轉化率最高的為進料濃度比c （HCl ）：c （O 2）=4：1，該曲線中400

36、HCl 的平衡轉化率為76%。則222 4HCl g +O g 2Cl g +2H O g 410040.760.7620.7620.7640.240.2420.7620.76?（）（）（）（）初始轉化平衡p =40.2410.2420.7620.7641?+?+?+?+ p 0=0.848p 0；進料濃度比c （HCl ）：c （O 2）過低時，O 2濃度較大，HCl 的轉化率較高，但Cl 2和O 2分離能耗較高，生成成本提高；進料濃度比c （HCl ）：c （O 2）過高時，O 2濃度較低，導致HCl 的轉化率減?。还蚀鸢笧椋捍笥?；p =40.2410.2420.7620.7641?+?+

37、?+?+ p 0=0.848p 0；Cl 2和O 2分離能耗較高、HCl 轉化率較低；（3）生成NaClO 3的反應分兩步進行：.2ClO -=ClO 2-+Cl -，.ClO 2-+ClO -=ClO 3-+Cl -，常溫下，反應能快速進行，但氯氣與NaOH 溶液反應很難得到NaClO 3，用碰撞理論解釋其原因：反應的活化能高，活化分子百分數低，不利于ClO 向ClO 3轉化； 故答案為：反應的活化能高，活化分子百分數低，不利于ClO 向ClO 3轉化； （4）電解NaClO 3水溶液可制備NaClO 4，陽極發(fā)生氧化反應生成ClO 4，陽極反應式：ClO 3H 2O 2e =ClO 42H

38、 。故答案為：ClO 3H 2O 2e =ClO 42H 。 【點睛】本題考查化學平衡計算、蓋斯定律應用及電解原理等知識，明確化學平衡及其影響為解答關鍵，難點（2）注意掌握蓋斯定律內容及三段式在化學平衡計算中的應用，試題側重考查學生的分析、理解能力及綜合應用能力。6工業(yè)上用CO、CO2均可以生產甲醇。CO在一定條件下發(fā)生反應：CO(g)+2H 2(g)CH3OH(g)。（1）圖1是反應時CO和CH3OH(g)的濃度隨時間變化情況。從反應開始到平衡，用H2濃度變化表示平均反應速率v(H2)=_；（2）圖2表示該反應進行過程中能量的變化，請根據圖像寫出反應的熱化學方程式：_；（3）在載人航天器的生

39、態(tài)系統(tǒng)中，不僅要求分離去除CO2，還要求提供充足的O2。某種電化學裝置可實現如下轉化：2CO2=2CO+O2，CO可用作燃料。已知該反應的陽極反應為：4OH-4e-=O2+2H2O，則陰極反應式為：_；（4）一種甲醇燃料電池，使用的電解質溶液是2molL-1的KOH溶液。請寫出加入(通入)a物質一極的電極反應式_?！敬鸢浮?.15mol/(Lmin) CO(g)+2H 2(g)CH3OH(g) H=91kJ/mol 2CO2+2H2O+4e-=2CO+4OH- CH3OH+8OH-6e-=CO32-+6H2O【解析】【分析】(1)依據速率公式進行計算；(2)根據熱化學反應方程式的特點進行分析解

40、答；(3)根據電解池工作原理和氧化還原反應規(guī)律書寫電解反應式；(4)根據燃料電池的特點，燃料做負極來書寫電解反應式?！驹斀狻?1)由圖1可知，CO是反應物，變化量為0.75 mol/L，根據CO(g)+2H 2(g)CH3OH(g)反應可知，H2的濃度變化量為1.5 mol/L，所以從反應開始到平衡，用H2濃度變化表示平均反應速率v(H2)=1.5mol/L10min=0.15mol/(Lmin)，故答案：0.15mol/(Lmin)；(2)由圖2可知，反應物為：1molCO(g)和2molH2(g)反應，生成1mol CH3OH(g)放出91kJ熱量，所以該反應的熱化學方程式：CO(g)+2

41、H2(g)CH3OH(g) H=91kJ/mol，故答案：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) H=91kJ/mol；(3)已知該反應的陽極反應為：4OH-4e-=O2+2H2O，總反應方程式為：2CO2=2CO+O2，所以陰極反應式為：2CO2+2H2O+4e-=2CO+4OH-，故答案：2CO2+2H2O+4e-=2CO+4OH-；（4）根據電子移動方向可知，a為負極，充入的是甲醇燃料，失電子發(fā)生氧化反應，其電極反應式為CH3OH+8OH-6e-=CO32-+6H2O，故答案：CH3OH+8OH-6e-=CO32-+6H2O。7近年來，隨著聚酯工業(yè)的快速發(fā)展，氯氣的需求量和氯化氫的產出

42、量也隨之迅速增長。因此，將氯化氫轉化為氯氣的技術成為科學研究的熱點。回答下列問題：（1）Deacon發(fā)明的直接氧化法為：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。下圖為剛性容器中，進料濃度比c(HCl) c(O2)分別等于11、41、71時HCl平衡轉化率隨溫度變化的關系：可知反應平衡常數K（300）_K（400）（填“大于”或“小于”）。設HCl初始濃度為c0，根據進料濃度比c(HCl)c(O2)=11的數據計算K（400）=_（列出計算式）。按化學計量比進料可以保持反應物高轉化率，同時降低產物分離的能耗。進料濃度比c(HCl)c(O2)過低、過高的不利影響分別是_。（2）

43、Deacon直接氧化法可按下列催化過程進行：CuCl2(s)=CuCl(s)+12Cl2(g) H1=83kJmol-1，CuCl(s)+12O2(g)=CuO(s)+12Cl2(g) H2=-20 kJmol-1，CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g) H3=-121 kJmol-1，則4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的H=_kJmol-1。（3）在一定溫度的條件下，進一步提高HCl的轉化率的方法是_。（寫出2種）【答案】大于224 (0.42)(0.42)(10.84)(10.21)c?-?-O2和Cl2分離能耗較高、HCl轉化率較低116增

44、加反應體系壓強、及時除去產物【解析】 【分析】(1)結合圖象可知，進料濃度比相同時，溫度越高HCl 平衡轉化率越低，說明該反應為放熱反應，升高溫度平衡向著逆向移動，溫度越高平衡常數越小；進料濃度比c(HCl)：c(O 2)的比值越大，HCl 的平衡轉化率越低，根據圖象可知，相同溫度時HCl 轉化率最高的為進料濃度比c(HCl)：c(O 2)=1：1，該曲線中400HCl 的平衡轉化率為84%， 4HCl(g)+O 2(g)2Cl 2(g)+2H 2O(g) 初始 c 0 c 0 0 0平衡 0.84c 0 0.21c 0 0.42c 0 0.42c 0 轉化c 0-0.84c 0 c 0-0.

45、21c 0 0.42c 0 0.42c 0 帶入K=2240(0.42)(0.42)(10.84)(10.21)c ?-?-計算即可；進料濃度比c(HCl)：c(O 2)過低時，O 2濃度較大，Cl 2和O 2分離能耗較高；進料濃度比c(HCl)：c(O 2)過高時，O 2濃度過低，HCl 的轉化率減??； (2)CuCl 2(s)CuCl(s)+12Cl 2(g)H 1=83kJ?mol -1，CuCl(s)+12O 2(g)CuO(s)+12Cl 2(g)H 2=-20kJ?mol -1，CuO(s)+2HCl(g)CuCl 2(s)+H 2O(g)H 3=-121kJ?mol -1，根據蓋

46、斯定律，(+)2可得4HCl(g)+O 2(g)2Cl 2(g)+2H 2O(g)，據此計算該反應的H ；(3)4HCl(g)+O 2(g)2Cl 2(g)+2H 2O(g)為氣體體積縮小的放熱反應，若要提高HCl 的轉化率，需要使平衡向著正向移動，結合平衡移動原理分析。 【詳解】(1)根據反應方程式知，HCl 平衡轉化率越大，平衡常數K 越大，結合圖像知升高溫度平衡轉化率降低，說明升高溫度平衡向逆反應方向進行，則K(300)K(400)； 由圖像知，400時，HCl 平衡轉化率為84%，用三段式法對數據進行處理得：2224HCl(g)O (g)2Cl (g)2H O(g)+=+起始(濃度)

47、c 0 c 0 0 0變化(濃度) 0.84c 0 0.21c 0 0.42c 0 0.42c 0 平衡(濃度)(1-0.84)c 0 (1-0.21)c 0 0.42c 0 0.42c 0則K=2240(0.42)(0.42)(10.84)(10.21)c ?-?-；根據題干信息知，進料濃度比過低，氧氣大量剩余，導致分離產物氯氣和氧氣的能耗較高；進料濃度比過高，HCl 不能充分反應，導致HCl 轉化率較低；(2)根據蓋斯定律知，(+)2得2224HCl(g)O (g)2Cl (g)2H O(g)+=+ ?H=(?H 1+?H 2+?H 3)2=-116kJmol -1；(3)若想提高HCl

48、的轉化率，應該促使平衡正向移動，該反應為氣體體積減小的反應，根據勒夏特列原理，可以增大壓強，使平衡正向移動；也可以及時除去產物，減小產物濃度，使平衡正向移動。 【點睛】勒夏特列原理為：如果改變影響平衡的條件之一，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動，但影響因素不能完全被消除；使用勒夏特列原理時，必須注意研究對象必須為可逆反應，否則勒夏特列原理不適用，特別是改變平衡移動的因素不能用平衡移動原理解釋，如催化劑的使用只能改變反應速率，不改變平衡移動，無法用勒夏特列原理解釋。8生活污水中的氮和磷主要以銨鹽和磷酸鹽形式存在，可用電解法從溶液中去除。電解裝置如圖：以鐵作陰極、石墨作陽極，可進行除氮；翻轉電

49、源正負極，以鐵作陽極、石墨作陰極，可進行除磷。I電解除氮（1）在堿性溶液中，NH3能直接在電極放電，轉化為N2，相應的電極反應式為：_。（2）有Cl-存在時，除氮原理如圖1所示，主要依靠有效氯（HClO、ClO-）將NH4+ 或NH3氧化為N2。在不同pH條件下進行電解時，氮的去除率和水中有效氯濃度如圖2：當pH結合平衡移動原理解釋，當pH_。當pH8時，ClO-發(fā)生歧化導致有效氯濃度下降，而氮的去除率卻并未明顯下降，可能的原因是（答出一點即可）：_。II電解除磷（3）除磷的原理是利用Fe2+ 將PO43- 轉化為Fe3(PO4)2沉淀。用化學用語表示產生Fe2+的主要過程：_。如圖為某含Cl

50、- 污水在氮磷聯合脫除過程中溶液pH的變化。推測在20-40 min時脫除的元素是_。（4）測定污水磷含量的方法如下：取100mL污水，調節(jié)至合適pH后用AgNO3溶液使磷全部轉化為Ag3PO4沉淀。將沉淀過濾并洗滌后，用硝酸溶解，再使用NH4SCN溶液滴定產生的Ag+，發(fā)生反應Ag+SCN-=AgSCN，共消耗c mol/LNH4SCN溶液V mL。則此污水中磷的含量為_mg/L（以磷元素計）?！敬鸢浮?NH36e-+6OH-=N2+6H2O 3HClO +2NH4+=3Cl-+N2+3H2O+5H+隨溶液pH降低，c(H+)增大，Cl2 + H2O?H+ + Cl- +HClO平衡逆向移動

51、，溶液中c(HClO)減小，使NH4+的氧化率下降 pH升高有利于NH4+轉變?yōu)镹H3，NH3可直接在電極上放電而氧化（或pH升高有利于NH4+轉變?yōu)镹H3，且有利于NH3逸出） Fe2e-=Fe2+磷310cv 3【解析】【分析】（1）堿性溶液中，NH3轉化為N2，化合價降低得電子；（2）當pH（3）除磷時，Fe作陽極失電子；電解除氮，pH會減小。電解除磷，pH會增大；（4）由關系式P Ag3PO4 3AgSCN3NH4SCN解答。【詳解】（1）在堿性溶液中，NH3轉化為N2，化合價降低得電子，相應的電極反應式為2NH36e-+6OH-=N2+6H2O；（2）當pH+N2+3H2O+5H+；

52、當pH當pH8時，ClO-發(fā)生歧化導致有效氯濃度下降，NH4+的氧化率下降，而氮的去除率卻并未明顯下降，可能的原因是pH升高有利于NH4+轉變?yōu)镹H3，NH3可直接在電極上放電而氧化（或pH升高有利于NH4+轉變?yōu)镹H3，且有利于NH3逸出）；（3）除磷時，Fe作陽極失電子，產生Fe2+的主要過程為Fe2e-=Fe2+；由圖溶液pH的變化，在堿性溶液中，電解除氮時2NH3N2+3H2，消耗NH3，pH會減小。電解除磷，陽極電解鐵，陰極電解氫離子，pH會增大，20-40min時pH增大，則脫除的元素是磷；（4）由關系式PAg3PO43AgSCN3NH4SCN可知：n（P）=13n（NH4SCN）

53、=13cV310-?mol，則此污水中磷的含量為：13cV310-?mol331g/mol/10mg g?0.1L=3103cVmg/L?！军c睛】第（4）問解題關鍵是找準所求量與標準液的關系，如PAg3PO43AgSCN3NH4SCN。9研究和深度開發(fā)CO、CO2的應用對構建生態(tài)文明社會具有重要的意義。（1）CO2可以被NaOH溶液捕獲。若所得溶液c(HCO3-)：c(CO32-)=2：1，溶液中由水電離出的c(H+)=_。(室溫下，H2CO3的K1=410-7；K2=510-11)（2）CO2和H2充入一定體積的密閉容器中，反應過程和在兩種溫度下CH3OH的物質的量隨時間的變化如圖所示。已知圖所示反應每消耗1molH2，熱量變化是16.3kJ，則反應的熱化學方程式為_。曲線I、對應的平衡常數大小關系為K1_K2(填“”或“=”或“”)。一定溫度下，若此反應在恒壓容器中進行，能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的依據是_。a.容器中壓強不變b.H2的體積分數不變c.c(H2)=3c(CH3OH)d.容器中密度不變e.2個C=O斷裂的同時有3個HH斷裂一定比例的合成氣在裝有催化劑的反應器中反應12小時，體系中甲醇的產率和催化劑的催化活性與溫度的關系如圖所示。當溫度為470K時，圖中P點_(填“是”或“不是”)處于平衡狀態(tài)。490K之后，甲醇產率下降的原因是_。（3）用二