高考化学二轮总复习优化设计-专题突破练八-化学反应的热效应(B).docx

专题突破练八　化学反应的热效应(B)
一、选择题
1.(2021河南平顶山模拟)HI分解反应的能量变化如图所示,下列说法错误的是(　　)

A.HI(g)分解为H2(g)和I2(g)的反应是吸热反应
B.断裂和形成的共价键类型相同
C.催化剂能降低反应的活化能
D.催化剂不改变反应的焓变和平衡常数
2.(2021福建宁德模拟)我国科学家使用双功能催化剂(能吸附不同粒子)催化水煤气变换反应:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)　ΔH<0,在低温下获得较高反应速率,反应过程如图所示,下列说法错误的是(　　)

A.双功能催化剂参与反应,在反应前后质量和化学性质不变
B.图中过程Ⅰ、过程Ⅱ共断裂了2个O—H
C.在该反应过程中,总共消耗了2个H2O分子
D.原料气需要净化以防止催化剂中毒
3.(双选)(2021山东青岛模拟)CO和N2O是环境污染性气体,可在Pt2O+表面转化为无害气体,其反应原理为N2O(g)+CO(g)CO2(g)+N2(g)　ΔH,有关化学反应的物质变化过程及能量变化过程如图所示。下列说法不正确的是(　　)

A.ΔH=(x-y) kJ·mol-1
B.ΔH=ΔH1-ΔH2
C.该反应若使用更高效的催化剂,ΔH的值会减小
D.N2和CO2分子中的原子均达到8电子稳定结构
4.(2021湖南长沙雅礼中学月考)我国科学家已成功将CO2催化氢化获得甲酸,利用化合物1催化CO2氢化的反应过程如图甲所示,其中化合物2与H2O反应变成化合物3与HCOO-的反应过程如图乙所示,其中TS表示过渡态,Ⅰ表示中间体,下列说法正确的是(　　)

甲

乙
A.该过程中最大能垒(活化能)E正=16.87 kJ·mol-1
B.化合物1到化合物2的过程中存在碳氧键的断裂和碳氢键的形成
C.升高温度可促进化合物2与H2O反应生成化合物3与HCOO-的程度
D.使用更高效的催化剂可降低反应所需的活化能,最终提高CO2的转化率
二、非选择题
5.(2021山西吕梁模拟)为了合理利用化学能,确保安全生产,化工设计需要充分考虑化学反应的反应热,并采取相应措施。化学反应的反应热通常用实验进行测定,也可进行理论推算。
(1)实验测得,5 g液态甲醇在氧气中充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5 kJ的热量,试写出甲醇燃烧的热化学方程式: 
　。 
(2)今有如下两个热化学方程式:则a　　　　(选填“>”“<”或“=”)b。 
H2(g)+12O2(g)H2O(g)　ΔH1=a kJ·mol-1
H2(g)+12O2(g)H2O(l)　ΔH2=b kJ·mol-1
(3)由气态基态原子形成1 mol化学键释放的最低能量叫键能。从化学键的角度分析,化学反应的过程就是反应物的化学键的断裂和生成物的化学键的形成过程。

化学键
H—H
N—H
N≡N
键能/(kJ·mol-1)
436
391
945

已知反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=a kJ·mol-1。试根据表中所列键能数据计算a的值:　　　　　　。 
(4)依据盖斯定律可以对某些难以通过实验直接测定的化学反应的反应热进行推算。
已知:C(s)+O2(g)CO2(g)　ΔH1=-393.5 kJ·mol-1
2H2(g)+O2(g)2H2O(l)　ΔH2=-571.6 kJ·mol-1
2C2H2(g)+5O2(g)4CO2(g)+2H2O(l)　ΔH3=-2 599 kJ·mol-1
根据盖斯定律,计算298 K时由C(s)和H2(g)生成1 mol C2H2(g)反应的反应热ΔH=　　　　　　　　　　　　　。 
6.氮的化合物在生产、生活中有着重要作用。如何增加氨的产量,减少机动车尾气中NOx和CO的排放是科学家一直关注研究的课题。
(1)工业合成氨:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=a kJ·mol-1的反应过程和能量变化如图所示,标注“*”表示在催化剂表面吸附的物质。

①a=　　　　　　;用化学方程式表示出对总反应速率影响较大的步骤:　。 
②控制压强为p0、温度在700 K,将N2(g)和H2(g)按照体积比1∶3充入密闭容器合成NH3(g)。反应达到平衡状态时体系中NH3的体积分数为60%,则化学平衡常数Kp=　　　　　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算,气体分压=气体总压×气体体积分数)。 
(2)汽车排气管装有三元催化剂装置,在催化剂表面通过发生吸附、解吸消除CO、NO等污染物。反应机理如下[Pt(s)表示催化剂,右上角带“*”表示吸附状态]:
Ⅰ.NO+Pt(s)NO*
Ⅱ.CO+Pt(s)CO*
Ⅲ.NO*N*+O*
Ⅳ.CO*+O*CO2+Pt(s)
Ⅴ.N*+N*N2+Pt(s)
Ⅵ.NO*+N*N2O+Pt(s)
经测定汽车尾气中反应物浓度及生成物浓度随温度T变化关系如图1和图2所示

图1

图2
①图1中温度从Ta升至Tb的过程中,反应物浓度急剧减小的主要原因是 
　。 
②图2中温度为T2时反应Ⅴ的活化能　　　　(填“<”“>”或“=”)反应Ⅵ的活化能;温度为T3时发生的主要反应为　　　(填“Ⅳ”“Ⅴ”或“Ⅵ”)。 
③模拟汽车的“催化转化器”,将2 mol NO(g)和2 mol CO(g)充入1 L的密闭容器中,发生反应2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g),测得CO的平衡转化率α随温度T变化的曲线如图所示。

图像中A点逆反应速率　　　　　　(填“>”“=”或“<”)C点正反应速率;实验测得:v正=k正·c2(NO)·c2(CO),v逆=k逆·c(N2)·c2(CO2),k正、k逆分别是正、逆反应速率常数。则T1时A点处对应的v正∶v逆=　　　　　　。 

参考答案

专题突破练八　化学反应的热效应(B)
1.B　解析 由图可知,生成物的总能量比反应物的总能量高,所以HI(g)分解为H2(g)和I2(g)的反应是吸热反应,A正确;HI发生分解时,断裂的是H—I极性共价键,形成的是H—H、I—I非极性共价键,共价键类型不相同,B错误;催化剂能改变反应的途径,使活化分子的能量降低,从而降低反应的活化能,C正确;催化剂能改变反应的活化能,但不改变反应物和生成物的总能量,也不改变反应物的平衡转化率,所以不改变反应的焓变和平衡常数,D正确。
2.C　解析 催化剂参与化学反应,在反应前后质量和化学性质不变,A正确;根据图示,图中过程Ⅰ、过程Ⅱ共断裂了2个O—H,B正确;根据图示,在该反应过程中,总共消耗了1个H2O分子,C错误;某些杂质可能使催化剂失去活性,所以原料气需要净化以防止催化剂中毒,D正确。
3.BC　解析 焓变等于生成物总能量减去反应物总能量,所以N2O(g)+CO(g)CO2(g)+N2(g)　ΔH=(x-y) kJ·mol-1,A正确;根据盖斯定律,N2O(g)+CO(g)CO2(g)+N2(g)　ΔH=ΔH1+ΔH2,B错误;催化剂只能降低反应活化能,使用更高效的催化剂,ΔH的值不变,C错误;N2分子中存在氮氮三键,CO2分子中存在碳氧双键,原子均达到8电子稳定结构,D正确。
4.B　解析 根据图示,该过程中最大能垒(活化能)E正=16.87 kJ·mol-1-(-1.99 kJ·mol-1)=18.86 kJ·mol-1,A错误;化合物1和二氧化碳反应生成化合物2的过程中存在碳氧键的断裂和碳氢键的形成,B正确;化合物2与H2O反应生成化合物3与HCOO-的反应放热,升高温度,平衡逆向移动,降低化合物2与H2O反应生成化合物3与HCOO-的转化率,C错误;使用更高效的催化剂可降低反应所需的活化能,加快反应速率,催化剂不能使平衡移动,所以CO2的转化率不变,D错误。
5.答案 (1)2CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(l)　ΔH=-1 452.8 kJ·mol-1
(2)>
(3)-93
(4)+226.7 kJ·mol-1
解析 (1)5 g液态甲醇在氧气中充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5 kJ的热量,则1 mol甲醇(即32 g甲醇)充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5 kJ×32 g5 g=726.4 kJ的热量,2 mol甲醇充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出726.4 kJ×2=1 452.8 kJ的热量,所以甲醇燃烧的热化学方程式为2CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(l)
ΔH=-1 452.8 kJ·mol-1。
(2)气态水转化为液态水要放出热量,由于放热反应的反应热为负值,则a>b。
(3)ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能,N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=945 kJ·mol-1+436 kJ·mol-1×3-391 kJ·mol-1×6=-93 kJ·mol-1=a kJ·mol-1,因此a=-93。
(4)已知:①C(s)+O2(g)CO2(g)　ΔH1=-393.5 kJ·mol-1,②2H2(g)+O2(g)2H2O(l)　ΔH2=-571.6 kJ·mol-1,③2C2H2(g)+5O2(g)4CO2(g)+2H2O(l)　ΔH3=-2 599 kJ·mol-1,根据盖斯定律,[①×4+②-③]÷2得到反应的热化学方程式为2C(s)+H2(g)C2H2(g)　ΔH=[-393.5 kJ·mol-1×4-571.6 kJ·mol-1-(-2 599 kJ·mol-1)]÷2=+226.7 kJ·mol-1。
6.答案 (1)①-92　2N*+6H*2NH3*(或N*+3H*NH3*)
②4003p02
(2)①温度升高,催化剂活性增强,反应速率增大,所以反应物浓度快速减小　②>　Ⅳ　③<　40.5
解析 (1)①由图可知,合成氨反应为放热反应,反应的反应热ΔH=-(500-308-100) kJ·mol-1=-92 kJ·mol-1,则a=-92;反应的活化能越大,反应速率越慢,总反应速率取决于最慢的一步,由图可知,2N*、6H*转为2NH3*时,反应的活化能最大,反应速率最慢,则对总反应速率影响较大的步骤的方程式为2N*+6H*2NH3*(或N*+3H*NH3*)。
②由化学方程式可知,氮气和氢气按照体积比1∶3充入密闭容器合成氨气时,容器中氮气和氢气的体积比恒定为1∶3,反应达到平衡状态时体系中氨气的体积分数为60%,则氮气的体积分数为(1-60%)×14=10%,氢气的体积分数为(1-60%)×34=30%,化学平衡常数Kp=(60%p0)210%p0×(30%p0)3=4003p02。
(2)①由图1可知,温度升高,反应物的消耗量增大,说明催化剂的活性增强,反应速率增大,则温度从Ta升至Tb的过程中,反应物浓度急剧减小的主要原因是:温度升高后催化剂活性增强,反应速率增大,所以反应物浓度快速减小。
②反应的活化能越小,反应速率越大,反应物的消耗量越大,其浓度越小,产物的浓度越大。由图2可知,温度为T2时,氮气的浓度小于一氧化二氮的浓度,说明反应Ⅴ的反应速率小于反应Ⅵ,反应Ⅴ的活化能大于反应Ⅵ;温度为T3时,生成物二氧化碳的浓度最大,说明发生的主要反应为反应Ⅳ。
③T1时B点一氧化碳转化率为50%,由化学方程式可知,一氧化碳和一氧化氮的浓度均为(2 mol·L-1-2 mol·L-1×50%)=1 mol·L-1,氮气的浓度为2 mol·L-1×50%×12=0.5 mol·L-1,二氧化碳的浓度为2 mol·L-1×50%=1 mol·L-1,由v正=v逆可得,k正k逆=c(N2)c2(CO2)c2(NO)c2(CO)=0.5mol·L-1×(1 mol·L-1)2(1mol·L-1)2×(1 mol·L-1)2=0.5,A点一氧化碳转化率为25%,则由化学方程式可知,一氧化碳和一氧化氮的浓度均为(2 mol·L-1-2 mol·L-1×25%)=1.5 mol·L-1,氮气的浓度为2 mol·L-1×25%×12=0.25 mol·L-1,二氧化碳的浓度为2 mol·L-1×25%=0.5 mol·L-1,v正v逆=k正c2(NO)c2(CO)k逆c(N2)c2(CO2)=0.5×(1.5mol·L-1)2×(1.5 mol·L-1)20.25mol·L-1×(0.5 mol·L-1)2=40.5。

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