资源描述
题型专练(九) 化学反应原理综合
A组
1.(2019·河南开封一模)研究氮氧化物的反应机理,对于消除其对环境的污染有重要意义。
Ⅰ.2NO(g)N2O2(g)(快) ΔH1<0
v1正=k1正c2(NO) v1逆=k1逆c(N2O2)
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g)(慢) ΔH2<0 v2正=k2正c(N2O2)c(O2) v2逆=k2逆c2(NO2)
请回答下列问题:
①反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH= (用含ΔH1和ΔH2的式子表示)。一定温度下,反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)达到平衡状态,请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K= ,升高温度,K值 (填“增大”“减小”或“不变”)。
②决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应速率的是反应Ⅱ,反应Ⅰ的活化能E1与反应Ⅱ的活化能E2的大小关系为E1 E2(填“>”“<”或“=”)。
(2)通过如图所示装置,可将汽车尾气中的NO、NO2转化为重要的化工原料HNO3,其中A、B为多孔惰性电极。该装置的负极是 (填“A”或“B”),B电极的电极反应式为 。
(3)实验室可用NaOH溶液吸收NO2,反应为2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液与0.2 mol NO2恰好完全反应得1 L溶液甲;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,则两溶液中c(NO3-)、c(NO2-)和c(CH3COO-)由大到小的顺序为 (已知HNO2的电离常数Ka=7.1×10-4,CH3COOH的电离常数Ka=1.7×10-5)。可使溶液甲和溶液乙的pH相等的方法是 。
a.向溶液甲中加适量水
b.向溶液甲中加适量NaOH
c.向溶液乙中加适量水
d.向溶液乙中加适量NaOH
答案(1)①ΔH1+ΔH2 k1正×k2正k1逆×k2逆 减小 ②<
(2)A O2+4e-+4H+2H2O
(3)c(NO3-)>c(NO2-)>c(CH3COO-) bc
解析(1)Ⅰ.2NO(g)N2O2(g) ΔH1<0;
Ⅱ.N2O2(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH2<0,Ⅰ+Ⅱ可得:2NO(g)+O2(g)2NO2(g) ΔH=ΔH1+ΔH2;当该反应达到平衡时,v1正=v1逆,v2正=v2逆,所以v1正×v2正=v1逆×v2逆,即k1正c2(NO)×k2正c(N2O2)×c(O2)=k1逆c(N2O2)×k2逆c2(NO2),则反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常数K=c2(NO2)c2(NO)×c(O2)=k1正×k2正k1逆×k2逆;该反应的正反应为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小。
②2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应的快慢由反应慢的反应Ⅱ决定,所以反应的活化能E1<E2。
(2)A电极通入NO、NO2,在转化为HNO3过程中,N元素的化合价升高,失去电子,发生氧化反应产生HNO3,因此该电极为负极;通入O2的电极为正极,O2获得电子,发生还原反应,由于是酸性环境,所以该电极反应为O2+4e-+4H+2H2O。
(3)根据实验室用NaOH溶液吸收NO2的反应方程式2NO2+2NaOHNaNO3+NaNO2+H2O,若NaOH、NO2的物质的量都是0.2 mol,则根据反应方程式可知会产生0.1 mol NaNO3和0.1 mol NaNO2;由于溶液的体积是1 L,NaNO3是强酸强碱盐,不水解,则c(NO3-)=0.1 mol·L-1;而NaNO2是强碱弱酸盐,NO2-发生水解反应而消耗,所以c(NO2-)<0.1 mol·L-1;溶液乙为0.1 mol·L-1的CH3COONa溶液,该盐是强碱弱酸盐,因CH3COO-水解而使c(CH3COO-)<0.1 mol·L-1;根据HNO2、CH3COOH的电离平衡常数可知酸性:HNO2>CH3COOH,故水解程度:CH3COO->NO2-,因此等浓度的CH3COONa、NaNO2中离子浓度c(CH3COO-)<c(NO2-),故三种离子浓度由大到小的顺序是:c(NO3-)>c(NO2-)>c(CH3COO-)。溶液甲是NaNO3和NaNO2的混合溶液,NaNO2水解使溶液显碱性,溶液乙为CH3COONa溶液,水溶液显碱性,由于CH3COONa水解程度大于NaNO2,所以碱性乙>甲,要使溶液甲和溶液乙的pH相等,可采用向甲溶液中加入适量的NaOH,使甲溶液的pH增大,也可以向乙溶液中加入适量的水进行稀释,使乙溶液的pH减小,b、c项正确。
2.(2019·广东揭阳学业水平考试)Ⅰ.NO是第一个被发现的生命体系气体信号分子,具有舒张血管的功能。工业上可用“氨催化氧化法”生产NO,主要副产物为N2。请回答下列问题:
(1)以氨气、氧气为原料,在催化剂存在下生成NO和副产物N2的热化学方程式如下:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH1①,4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) ΔH2②,N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3③,则上述反应热效应之间的关系式为ΔH3= 。
(2)某化学研究性学习小组模拟工业合成NO的反应。在1 110 K时,向一恒容密闭容器内充入1 mol NH3和2.8 mol O2,加入合适催化剂(催化剂的体积大小可忽略不计),保持温度不变,只发生反应4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH<0。
①下列各项能说明反应已达到化学平衡状态的是 (填字母序号)。
a.5c(NH3)=4c(O2)
b.N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等
c.混合气体的压强不变
d.混合气体的密度不变
②若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,在达到平衡后的体系温度下的化学平衡常数为K1,则K1 K(填“>”“<”或“=”)。
Ⅱ.(3)某化学研究性学习小组模拟用CO和H2合成甲醇,其反应为:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH<O。在容积固定为1 L的密闭容器内充入2 mol CO和4 mol H2,加入合适的催化剂(体积可以忽略不计),保持250 ℃不变发生上述反应,用压力计监测容器内压强的变化如下:
反应时间/min
0
5
10
15
20
25
压强/(MPa)
12.4
10.2
8.4
7.0
6.2
6.2
则反应从开始到20 min时,以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)= ,该温度下平衡常数K= 。
Ⅲ.(4)以甲烷为燃料的新型电池,其成本大大低于以氢气为燃料的传统燃料电池,目前得到广泛的研究。下图是目前研究较多的一类固体氧化物燃料电池工作原理示意图。回答下列问题:
①B极上的电极反应式为 。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)气体时,消耗甲烷的体积为 L(标准状况下)。
答案(1)ΔH1-ΔH22 (2)①bc ②<
(3)0.075 mol·L-1·min-1 3
(4)①CH4+4O2--8e-CO2+2H2O ②2.8
解析(1)由盖斯定律可知,(①—②)×12得N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH3=(ΔH1-ΔH2)×12。
(2)①5c(NH3)=4c(O2)与反应的初始物质的量以及反应进行程度有关,不能确定是否达到平衡,a项错误;N—H键的生成速率与O—H键的生成速率相等说明正、逆反应速率相等,反应达到平衡状态,b项正确;该反应是一个反应前后气体物质的量改变的化学反应,混合气体的压强不变能够说明反应达到平衡状态,c项正确;恒容容器,无论反应是否达到平衡状态,混合气体的总的质量始终不变,混合气体密度始终不变,故混合气体的密度不变不能说明反应达到平衡,d项错误。
②该反应为放热反应,若其他条件不变,将容器改为恒容的绝热容器,反应过程中反应体系温度升高,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小,故答案为:<;
(3)由表中数据可知,20 min时反应处于平衡状态,设CO的转化率为x,依据题意建立如下三段式:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
起始量/mol 2 4 0
变化量/mol x 2x x
平衡量/mol 2-x 4-2x x
气体压强之比等于气体物质的量之比,则(2+4)mol6mol-2x=12.4 MPa6.2 MPa,解得x=1.5 mol,则以CO浓度变化表示的平均反应速率v(CO)=1.5mol·L-120min=0.075 mol·L-1·min-1;化学平衡常数K=c(CH3OH)c(CO)c2(H2)=1.5(2-1.5)×(4-2×1.5)2=3。
(4)①由阴离子移动方向可知B为负极,负极发生氧化反应,甲烷被氧化生成二氧化碳和水,电极反应式为CH4+4O2--8e-CO2+2H2O。
②若用该燃料电池作电源,用石墨作电极电解硫酸铜溶液,当阳极收集到5.6 L(标准状况)氧气时,反应转移1 mol电子,由得失电子数目守恒可知消耗甲烷的物质的量为0.125 mol,则标准状况下甲烷的体积为0.125 mol×22.4 mol·L-1=2.8 L。
3.(2019·湖北武昌调研)氨是重要的基础化工原料,利用氨可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品。
(1)水能发生自偶电离2H2OH3O++OH-,液氨比水更难电离,试写出液氨的自偶电离方程式 。
(2)25 ℃时,亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示:
化学式
HNO2
H2N2O2
电离常数
Ka=5.1×10-4
Ka1=6.17×10-8、
Ka2=2.88×10-12
①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2) pH(NaHN2O2)(填“>”“<”或“=”)。
②25 ℃时NaHN2O2溶液中存在水解平衡,其水解常数Kh= (保留三位有效数字)。
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中离子浓度由大到小的顺序为 。
(3)以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2],涉及的化学反应如下:
反应Ⅰ:2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=-159.5 kJ·mol-1;
反应Ⅱ:NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol-1;
反应Ⅲ:H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol-1。
则反应Ⅳ:NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为 。
(4)T1 ℃时,向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气,使之发生反应Ⅳ,反应平衡后得到尿素的质量为30 g,容器内的压强p随时间t的变化如图1所示。
①T1 ℃时,该反应的平衡常数K的值为 。
②图2中能正确反应平衡常数K随温度变化关系的曲线为 (填字母标号)。
(5)据文献报道,二氧化碳在酸性水溶液中用惰性电极电解可制得乙烯,其原理如图3所示。则b电极上的电极反应式为 。
答案(1)2NH3NH4++NH2-
(2)①< ②1.62×10-7 ③c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)
(3)2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
ΔH=-87.0 kJ·mol-1
(4)①128 ②a
(5)2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O
解析(1)水自偶电离方程式中,一个水分子电离生成H+和OH-,H+与另一个水分子以配位键结合成形H3O+,由此可模仿写出液氨的自偶电离方程式:2NH3NH4++NH2-。
(2)电离常数:HNO2>H2N2O2>HN2O2-,则水解常数:NO2-<HN2O2-<N2O22-。
①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液中,水解程度NO2-<HN2O2-,溶液pH(NaNO2)<pH(NaHN2O2)。
②25 ℃时,NaHN2O2水解常数Kh=KWKa1=10-146.17×10-8=1.62×10-7。
③0.1 mol·L-1 Na2N2O2溶液中,溶质完全电离Na2N2O22Na+N2O22-,阴离子分步微弱水解N2O22-+H2OHN2O2-+OH-、HN2O2-+H2OH2N2O2+OH-,结合水的电离H2OH++OH-,离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(N2O22-)>c(OH-)>c(HN2O2-)>c(H+)。
(3)NH3与CO2合成尿素时,由分步反应消去中间产物NH2CO2NH4(s)、H2O(g),即Ⅳ式=Ⅰ式+Ⅱ式-Ⅲ式,反应Ⅳ的热化学方程式为2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=-87.0 kJ·mol-1。
(4)①生成尿素物质的量为30 g60 g·mol-1=0.5 mol;设起始充入NH3、CO2物质的量分别为2x、x
2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
设起始
/mol: 2x x 0 0
转化
/mol: 1.0 0.5 0.5 0.5
平衡
/mol: 2x-1.0 x-0.5 0.5 0.5
由恒温恒容时气体的压强比等于气体物质的量之比,得9 kPa3 kPa=2x+x(2x-1.0mol)+(x-0.5mol),x=0.75 mol。
该反应的平衡常数K=1c2(NH3)·c(CO2)=10.252×0.125=128。
②反应Ⅳ正反应放热,升高温度使平衡左移,平衡常数K减小,故选曲线a。
(5)由图3可以看出,b极为阴极,CO2在b电极上得电子生成乙烯,故电解时b电极反应式为2CO2+12H++12e-C2H4+4H2O。
4.(2019·辽宁葫芦岛一模)研究发现,含PM2.5的雾霾主要成分有CO2、SO2、NOx、CxHy及可吸入颗粒物等。为减少雾霾,对工业废气要进行脱硝、脱硫、脱碳,请回答下列问题:
(1)脱硝。为消除NOx对环境的污染,利用NH3在一定条件下与NO反应生成无污染气体。
已知:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
①NH3(g)与NO(g)在一定条件下反应的热化学方程式为: 。
②图1是①中反应过程中NH3的体积分数随X变化的示意图,X代表的物理量可能是 ,原因是 。
图1
(2)脱硫。利用图2电解装置可将雾霾中的SO2、NO转化为(NH4)2SO4。
图2
①装置中发生反应的化学方程式为 。
②阴极的电极反应式是 。
③某种脱硫工艺中,将废气处理后与一定量的氨气、空气反应,生成硫酸铵和硝酸铵的混合物可作为化肥。硫酸铵和硝酸铵的水溶液pH<7,其原因用离子方程式表示为 ;常温下,在一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则溶液中c(Na+) c(NO3-)(填“>”“=”或“<”)。
图3
(3)脱碳。将CO2转化为甲醇的热化学方程式为:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH。取五份等体积的CO2和H2的混合气体(物质的量之比均为1∶3),分别加入温度不同、容积相同的恒容密闭容器中,发生上述反应,反应相同时间后,测得甲醇的体积分数φ(CH3OH)与反应温度T的关系曲线如图3所示,则CO2转化为甲醇的反应的ΔH= 0(填“>”“<”或“=”)。请解释b比a纵坐标对应数值大的原因 。
答案(1)①4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1
②温度或压强 因为该反应是放热且气体体积增大的可逆反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,使NH3的体积分数增大
(2)①5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4 ②NO+5e-+6H+NH4++H2O
③NH4++H2ONH3·H2O+H+ <
(3)< 由图可知a、b点时反应未达到平衡状态,随温度升高,反应速率增大且v(b)>v(a),故在相同时间内,b点对应反应生成的甲醇体积分数大
解析(1)①已知a:4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) ΔH=-905 kJ·mol-1
b:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=180 kJ·mol-1
依据盖斯定律,a-b×5得到:4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g) ΔH=-1 805 kJ·mol-1。
②该反应的正反应是气体体积增大的放热反应,升高温度或增大压强,平衡均逆向移动,从而使NH3的体积分数增大。
(2)①SO2中S元素的化合价为+4价,在反应中失电子变为硫酸中的+6价,NO中氮元素的化合价从+2价降低至硫酸铵中的-3价,故反应方程式为5SO2+2NO+8H2O(NH4)2SO4+4H2SO4。
②在阴极上NO得电子生成NH4+,电极反应式为:NO+5e-+6H+NH4++H2O。
③硫酸铵和硝酸铵都是强酸弱碱盐,NH4+在水溶液中发生水解使溶液中c(H+)>c(OH-),所以溶液的pH<7,其离子方程式为NH4++H2ONH3·H2O+H+;常温下,向一定物质的量浓度的硝酸铵溶液中滴加适量的NaOH溶液,使溶液的pH=7,则c(H+)=c(OH-),根据溶液中存在电荷守恒,有c(H+)+c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-)+c(OH-),而c(H+)=c(OH-),因此c(NH4+)+c(Na+)=c(NO3-),所以c(Na+)<c(NO3-)。
(3)根据图像可知:在温度较低时,升高温度使反应速率增大,更多的反应物转化为甲醇,甲醇的含量增大;当反应达到平衡后,再升高温度,甲醇的体积分数φ(CH3OH)减小,说明升高温度使化学平衡逆向移动,即逆反应是吸热反应,则正反应是放热反应,ΔH<0;图中a、b两点对应的反应均未达到平衡状态,由于温度b>a,温度升高,化学反应速率增大,所以v(b)>v(a),所以b点时生成的甲醇多,甲醇的体积分数大,即b比a纵坐标对应数值大。
B组
1.(2019·福建三明期末检测)Ⅰ.二甲醚(CH3OCH3)被称为21世纪的新型燃料,工业上以CO和H2为原料生产二甲醚。已知:
①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
ΔH=-99 kJ·mol-1
②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
ΔH=-24 kJ·mol-1
③CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)
ΔH=-41 kJ·mol-1
(1)反应4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)的ΔH= 。
(2)某温度下,将4.0 mol H2和4.0 mol CO充入容积为1 L的密闭容器中,发生反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),5 min时CO2的物质的量浓度为0.5 mol·L-1,10 min后反应达到平衡状态,测得二甲醚的体积分数为25%。
①5 min时CO的转化率= ;
②该温度下此反应的平衡常数K= ;
③下列措施能提高CH3OCH3平衡产率的有 (填标号)。
A.分离出CH3OCH3 B.升高温度
C.增大压强 D.改用高效催化剂
Ⅱ.液氨是一种良好的储氢物质
已知:2NH3(g)N2(g)+3H2(g)
ΔH=+92.4 kJ·mol-1
其他条件相同时,反应在不同金属催化剂作用下进行相同时间后,氨的转化率[α(NH3)]随反应温度的变化情况如图所示。
(1)用 作催化剂时,氨气分解反应的活化能最大。
(2)a点所代表的状态 (填“是”或“不是”)平衡状态。
(3)c点时NH3的转化率高于b点时NH3的转化率,原因是 。
答案(1)-222 kJ·mol-1
(2)①37.5% ②1 ③AC
Ⅱ.(1)Fe (2)是
(3)b、c点反应均未达到平衡,c点温度较高,反应速率较大,氨的转化率较高
解析Ⅰ.(1)根据盖斯定律①×2+②可得:4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) ΔH=-222 kJ·mol-1。
(2)①根据反应方程式中物质转化关系可知,反应产生CO2浓度为0.5 mol·L-1,则反应消耗的CO的浓度为1.5 mol·L-1,由于反应开始时CO的浓度为4.0 mol·L-1,所以5 min时CO的转化率=1.5mol·L-14.0mol·L-1×100%=37.5%。
②假设平衡时产生二甲醚物质的量浓度为x,依据反应
3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g)
c(始)mol·L-1 4.0 4.0 0 0
c(变)mol·L-1 3x 3x x x
c(平)mol·L-1 4.0-3x 4.0-3x x x
平衡时各物质的总浓度c(总)=(4.0 mol·L-1-3x)+(4.0 mol·L-1-3x)+x+x=8.0 mol·L-1-4x,根据二甲醚的体积分数为25%,即x8.0mol·L-1-4x×100%=25%,解得x=1 mol·L-1,故该温度下化学反应的平衡常数K=1×113×13=1;
③分离出CH3OCH3,即减少了生成物浓度,平衡正向移动,可提高二甲醚的产率,A项正确;将①×2+②+③,整理可得反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),ΔH=-263 kJ·mol-1,该反应的正反应为放热反应,升高温度化学平衡向逆反应方向移动,CH3OCH3产率降低,B项错误;根据化学方程式可知:该反应的正反应是气体体积减小的反应,增大压强,化学平衡正向移动,可提高CH3OCH3的产率,C项正确;改用高效催化剂,不能使化学平衡发生移动,对物质的产率无影响,D项错误。
Ⅱ.(1)反应的活化能越高,则反应中活化分子数越少,反应速率越小,则一定温度时氨气分解速率最小的反应活化能最大,即Fe作催化剂时反应的活化能最大。
(2)850°以后氨气的转化率不再变化,说明a点处于平衡状态。
2.(2019·福建莆田第二次质量检测)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如下:
氢化反应:+H2(g)
ΔH=-100.5 kJ·mol-1
副反应:(l)+H2(g) ΔH=-109.4 kJ·mol-1
解聚反应:2(g) ΔH>0
回答下列问题:
(1)反应(l)+2H2(g)(l)的ΔH= kJ·mol-1。
(2)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂进行氢化反应(不考虑二聚反应),反应过程中保持氢气压力不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间变化如图所示:
①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是 。
②最佳的反应时间为 h。若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有 (写一条即可)。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是 。
(3)解聚反应在刚性容器中进行(不考虑氢化反应和副反应)。
①其他条件不变,有利于提高双环戊二烯平衡转化率的是 (填标号)。
A.增大双环戊二烯的用量
B.使用催化剂
C.及时分离产物
D.适当提高温度
②实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的温度(水蒸气不参与反应)。某温度下,通入总压为300 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为500 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则p(H2O)= kPa,平衡常数Kp= kPa(Kp为以分压表示的平衡常数)。
答案(1)-209.9
(2)①氢化反应的活化能小或反应物的浓度大
②4 排出氢气或急剧降温 ③副反应增加
(3)①CD ②50 3 200
解析(1)结合盖斯定律,氢化反应与副反应相加得到反应(l)+2H2(g)(l) ΔH=-209.9 kJ·mol-1。
(2)①0~4 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是氢化反应的活化能小或反应物的浓度大。
②根据图像可知,在4 h时环戊烯产率最大、环戊烷产率较小,说明最佳的反应时间为4 h;若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有急剧降低反应物H2的浓度或利用温度对化学反应速率的影响,急剧降温。
③一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是发生了副反应,导致环戊烯的产率降低。
(3)增大双环戊二烯的用量,相当于增大压强,由反应方程式可以看出,增大压强会使反应物的转化率降低,A项错误;使用催化剂化学平衡不发生移动,平衡转化率不变,B项错误;及时分离产物,平衡正向移动,使更多的双环戊二烯发生反应,双环戊二烯的转化率增大,C项正确;由于该反应的正反应是吸热反应,适当提高温度,化学平衡正向移动,双环戊二烯的转化率增大,D项正确。
②假设反应前双环戊二烯的物质的量为a,水蒸气的物质的量为b,
化学反应:
n(开始)/mol a 0
n(转化)/mol 0.8a 1.6a
n(平衡)/mol 0.2a 1.6a
同温同体积条件下,气体的压强与气体的物质的量呈正比,反应前总压为300 kPa,反应达到平衡后总压为500 kPa,500 kPa300 kPa=0.2a+1.6a+ba+b,解得ab=51,由于反应前气体的总压强为300 kPa,所以p(H2O)=11+5×300 kPa=50 kPa,p(双环戊二烯)p=0.2a0.2a+1.6a+b,由于ab=51,所以p(双环戊二烯)=50 kPa,p(环戊二烯)=1.6a0.2ap(双环戊二烯)=8×50 kPa=400 kPa,所以平衡常数Kp=p2(环戊二烯)p(双环戊二烯)=(400 kPa)250 kPa=3 200 kPa。
3.(2019云南昆明模拟)开发新能源是解决环境污染的重要举措,工业上常用CH4与CO2反应制备H2和CO,再用H2和CO合成甲醇。
(1)已知:①2CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(g)
ΔH1=-1 274.0 kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g)2CO2(g)
ΔH2=-566.0 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l) ΔH3=-44 kJ·mol-1
则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为
。
(2)在恒容密闭容器中通入CH4与CO2,使其物质的量浓度均为1.0 mol·L-1,在一定条件下发生反应:CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如下图所示:
则:①该反应的ΔH 0(填“<”“=”或“>”)。
②压强p1、p2、p3、p4由大到小的关系为 ,压强为p4时,在b点:v(正) v(逆)(填“<”“=”或“>”)。
③对于气相反应,用某组分(B)的平衡压强p(B)代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数(记作Kp),则该反应的平衡常数的表达式Kp= ;如果p4=0.36 MPa,求1 100 ℃时的平衡常数Kp= (保留3位有效数字,用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④为探究速率与浓度的关系,该实验中,根据相关实验数据,粗略绘制出了2条速率-浓度关系曲线:v正~c(CH4)和v逆~c(CO)。
则:a.与曲线v正~c(CH4)相对应的是上图中曲线 (填“甲”或“乙”)。
b.当降低到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的平衡点分别为 (填字母)。
答案(1)CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l)
ΔH=-442 kJ·mol-1
(2)①> ②p4>p3>p2>p1 >
③p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4) 1.64(MPa)2 ④a.乙 b.B、F
解析(1)根据盖斯定律,由(①-②+③×4)×12可得:CH3OH(l)+O2(g)CO(g)+2H2O(l) ΔH=(ΔH1-ΔH2+ΔH3×4)×12=(-1 274.0 kJ·mol-1+566.0 kJ·mol-1-44 kJ·mol-1×4)×12=-442 kJ·mol-1。
(2)①根据图示,压强不变时,升高温度,CH4的平衡转化率增大,说明正反应为吸热反应,ΔH>0。
②正反应为气体分子数增大的反应,温度不变时,降低压强,平衡向正反应方向移动,CH4的平衡转化率增大,故p4>p3>p2>p1。压强为p4时,b点时反应尚未达到平衡,反应正向进行,故v(正)>v(逆)。
③由用平衡浓度表示的平衡常数类推可知,用平衡分压表示的平衡常数K=p2(CO)·p2(H2)p(CO2)·p(CH4)。1 100 ℃、p4条件下CH4的平衡转化率为80%,则平衡时c(CH4)=c(CO2)=0.2 mol·L-1,c(CO)=c(H2)=1.6 mol·L-1,则p(CH4)=p(CO2)=p4×0.20.2×2+1.6×2=118p4,p(CO)=p(H2)=p4×1.60.2×2+1.6×2=49p4,故K=(49p4)2×(49p4)2118p4×118p4=84×p42182=1.64(MPa)2。
④a.CH4的浓度由1.0 mol·L-1逐渐减小,而CO的浓度由0逐渐增加,故与v(正)~c(CH4)相对应的曲线为乙。
b.降低温度,正、逆反应速率均减小,平衡向逆反应方向移动,则CH4的浓度增大,而CO的浓度减小,故相应的平衡点分别为B、F。
4.(2019·安徽六校教育研究会第二次联考)氮的氧化物是严重的大气污染物,可以通过以下方法处理:
Ⅰ.催化还原法:如在汽车排气管上安装一个催化转化器,发生如下反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
(1)已知:N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1
化学键
OO
CO
C≡O
键能/(kJ·mol-1)
497
803
1 072
则反应:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH= kJ·mol-1。
(2)在一定温度下,向体积为1 L的密闭容器中充入2 mol NO、1 mol CO,10 min时反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)达到平衡状态,反应过程中反应物浓度随时间变化情况如图1所示。
①该反应的平衡常数K的计算式为 ;前10 min内用氮气表示的反应速率为 。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时反应的v正 v逆(填“>”“=”或“<”)。
③若保持其他条件不变,15 min时压缩容器的体积至0.5 L,20 min时反应重新达到平衡,NO的浓度对应的点应是图1中的 (填字母)。
④某科研小组研究发现以Ag-ZSM-5为催化剂,NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图2所示。若不使用CO,温度超过775 K,发现NO的分解率降低,其可能的原因是 。
Ⅱ.利用电化学原理,将NO2、O2和熔融KNO3制成燃料电池,其原理如图3所示,该电池在工作过程中,NO2转变成绿色硝化剂Y,Y是一种氧化物,可循环使用,石墨Ⅱ是电池的 极,石墨Ⅰ附近发生反应的电极反应式为 ;相同条件下,消耗的O2和NO2的体积比为 。
答案Ⅰ.(1)-751 (2)①(0.4)2×0.2(1.6)2×(0.6)2 0.02 mol·L-1·min-1
②= ③B ④NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动
Ⅱ.正 NO2-e-+NO3-N2O5 1∶4
解析Ⅰ.(1)根据反应焓变=反应物总键能-生成物总键能,由表中数据可得2CO(g)+O2(g)2CO2(g) ΔH=(497+2×1 072-803×4) kJ·mol-1=-571 kJ·mol-1①;N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH=+180 kJ·mol-1②,则①-②得:2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH=-571 kJ·mol-1-180 kJ·mol-1=-751 kJ·mol-1。
(2)① 2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)
起始浓度mol·L-1 2 1 0 0
转化浓度mol·L-1 0.4 0.4 0.2 0.4
平衡浓度mol·L-1 1.6 0.6 0.2 0.4
该反应平衡常数表达式K=c(N2)·c2(CO2)c2(NO)·c2(CO)=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,10 min内N2平均反应速率v(N2)=0.2mol·L-110min=0.02 mol·L-1·min-1。
②若保持温度不变,15 min时再向该容器中充入1.6 mol NO、0.4 mol CO2,则此时c(NO)=3.2 mol·L-1;c(CO)=0.6 mol·L-1;c(CO2)=0.8 mol·L-1;c(N2)=0.2 mol·L-1;反应的浓度商Qc=0.2×(0.8)2(3.2)2×(0.6)2=0.2×(0.4)2(1.6)2×(0.6)2,说明反应处于平衡状态,故v正=v逆。
③若保持其条件不变,15 min时压缩容器至0.5 L时反应重新达到平衡,加压平衡正向移动,依据可逆反应特点,利用极值可知当CO全部反应,则平衡后一氧化氮浓度为2 mol·L-1,所以一氧化氮浓度应介于2 mol·L-1和3.2 mol·L-1之间。
④由已知反应可知2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH=-180 kJ·mol-1,NO的分解反应为放热反应,升高温度平衡逆向移动,所以NO的分解率降低。
Ⅱ.该燃料电池中负极上通入NO2,石墨Ⅰ为负极,电极反应式为NO2-e-+NO3-N2O5;正极上通入O2,石墨Ⅱ为正极,电极反应式为O2+2N2O5+4e-4NO3-,1 mol氧气得到4 mol电子,1 mol二氧化氮失去1 mol 电子,根据得失电子守恒,消耗的O2和NO2的体积比为1∶4。
C组
1.(2019·安徽淮南二模)合成氨工业在国民经济中占有举足轻重的地位,是化学工业的支柱。
(1)20年代初,化学家哈伯利用氢气和氮气在固体催化剂铁触媒的作用下突破了合成氨工艺,反应方程式为:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),根据表中数据计算298 K时该反应ΔH= 。
化学键
H—H
N—H
N≡N
键能/(kJ·mol-1)
436
391
946
(2)在一密闭容器内,以起始原料比n(N2)∶n(H2)=1∶3投料,在不同温度和压强条件下反
展开阅读全文
浙ICP备2021020529号-1 | 浙B2-20240490 
