題型一　基本概念、基本理論綜合型1．(孝義市高三下學期考前熱身訓練)工業(yè)燃燒煤、石油等化石燃料釋放出大量氮氧化物(NOx)、CO2、SO2等氣體，嚴重污染空氣。對廢氣進行脫硝、脫碳和脫硫處理可實現(xiàn)綠色環(huán)保、廢物利用。Ⅰ.脫硝：已知：H2的燃燒熱為285.8 kJ·mol－1N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g)　 ΔH＝＋133 kJ·mol－1H2O(g)===H2O(l)   ΔH＝－44 kJ·mol－1催化劑存在下，H2還原NO2生成水蒸氣和其他無毒物質的熱化學方程式為____________。Ⅱ.脫碳：(1)向2 L密閉容器中加入2 mol CO2和6 mol H2，在適當?shù)拇呋瘎┳饔孟?，發(fā)生反應：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(l)＋H2O(l)　ΔH＜0①該反應自發(fā)進行的條件是________(填“低溫”“高溫”或“任意溫度”)②下列敘述能說明此反應達到平衡狀態(tài)的是________(填字母)。a．混合氣體的平均相對分子質量保持不變b．CO2和H2的體積分數(shù)保持不變c．CO2和H2的轉化率相等d．混合氣體的密度保持不變e．1 mol CO2生成的同時有3 mol H—H鍵斷裂③CO2的濃度隨時間(0～t2)變化如下圖所示，在t2時將容器容積縮小一倍，t3時達到平衡，t4時降低溫度，t5時達到平衡，請畫出t2～t6 時間段CO2濃度隨時間的變化。(2)改變溫度，使反應CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH<0中的所有物質都為氣態(tài)。起始溫度、體積相同(T1℃、2 L密閉容器)。反應過程中部分數(shù)據(jù)見下表： 反應時間CO2(mol)H2(mol)CH3OH(mol)H2O(mol)反應Ⅰ：恒溫恒容0 min260010 min 4.5  20 min1   30 min  1 反應Ⅱ：絕熱恒容0 min0022 ①達到平衡時，反應Ⅰ、Ⅱ對比：平衡常數(shù)K(Ⅰ)______K(Ⅱ)(填“>”“<”或“＝”，下同)；平衡時CH3OH的濃度c(Ⅰ)________c(Ⅱ)。②對反應Ⅰ，前10 min內的平均反應速率v(CH3OH)＝____________________。在其他條件不變的情況下，若30 min時只改變溫度至T2 ℃，此時H2的物質的量為3.2 mol，則T1________(填“>”“<”或“＝”)T2。若30 min時只向容器中再充入1 mol CO2(g)和1 mol H2O(g)，則平衡____________(填“正向”“逆向”或“不”)移動。(3)利用人工光合作用可將CO2轉化為甲酸，反應原理為2CO2＋2H2O===2HCOOH＋O2，裝置如圖所示：①電極2的電極反應式是_____________________________________________；②在標準狀況下，當電極2室有11.2 L CO2反應。 理論上電極1室液體質量________(填“增加”或“減少”)_______________ ____________________________g。答案　Ⅰ.4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－1 100.2 kJ·mol－1?、?(1)①低溫?、赿e③(2)①<　<?、?.025 mol·L－1 ·min－1　<　不　(3)①CO2＋2H＋＋2e－===HCOOH?、跍p少　9解析?、?根據(jù)氫氣的熱值可書寫氫氣的熱化學方程式是2H2(g)＋ O2(g)===2H2O(l) 　ΔH＝－285.8×2 kJ·mol－1＝－571.6 kJ·mol－1，根據(jù)蓋斯定律，將已知熱化學方程式中的氧氣與液態(tài)水消去得到H2還原NO2生成水蒸氣和氮氣的熱化學方程式，為4H2(g)＋2NO2(g)===N2(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－1 100.2 kJ·mol－1；Ⅱ.(1)①該反應的ΔS<0，所以若反應自發(fā)進行，則ΔH<0，因此反應自發(fā)進行的條件是低溫； ② a項，該體系中的氣體只有二氧化碳和氫氣，且二者的起始物質的量之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比，所以混合氣體的平均相對分子質量始終不變，不能判斷為平衡狀態(tài)，錯誤；b項，二氧化碳與氫氣始終是1∶3的關系，所以CO2和H2的體積分數(shù)保持不變的狀態(tài)不是平衡狀態(tài)，錯誤；c項，二氧化碳與氫氣的起始物質的量之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比，所以二者的轉化率一定相等，與是否達到平衡狀態(tài)無關，錯誤；d項，因為該體系中有液體生成，所以氣體的質量在逐漸減少，則氣體的密度減小，達平衡時，密度保持不變，正確；e項，1 mol CO2生成的同時有3 mol H—H鍵斷裂，符合正、逆反應速率相等，是平衡狀態(tài)，答案選d、e；③在t2時將容器容積縮小一倍，二氧化碳的濃度瞬間增大到1 mol·L－1，則壓強增大，平衡正向移動， t3時達到平衡，達到的平衡與原平衡相同，濃度仍是0.5 mol·L－1；該反應是放熱反應，t4時降低溫度，則平衡正向移動，t5時達到平衡，則二氧化碳的濃度將小于0.5 mol·L－1，對應的圖像為。(2)①因為生成甲醇的反應是放熱反應，而反應Ⅱ是從逆反應開始的，所以反應吸熱，所以絕熱容器的溫度要低于恒溫容器，即反應Ⅰ溫度高于反應Ⅱ，溫度升高，放熱反應的平衡常數(shù)減小，則K(Ⅰ)<K(Ⅱ)；二者都是恒容條件，若是恒溫恒容，二者達到的平衡是等效平衡，甲醇的濃度相同。而反應Ⅰ溫度高于反應Ⅱ，溫度降低，平衡正向移動，則甲醇的濃度增大，平衡時CH3OH的濃度c(Ⅰ)<c(Ⅱ)；②對反應Ⅰ，前10 min內氫氣的物質的量減少6 mol－4.5 mol＝1.5 mol，則甲醇的物質的量增加0.5 mol，所以前10 min內平均反應速率v(CH3OH)＝＝0.025 mol ·L－1·min－1；30 min時是平衡狀態(tài)，生成甲醇1 mol，則消耗氫氣3 mol，平衡時氫氣的物質的量是3 mol，而改變溫度后氫氣的物質的量變?yōu)?.2 mol，物質的量增大，說明平衡逆向移動，因為該反應是放熱反應，所以升高溫度，平衡逆向移動，則T1<T2；若30 min時只向容器中再充入1 mol CO2(g)和1 mol H2O(g)，根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算該溫度下的平衡常數(shù)為K＝，此時Q＝＝K，所以平衡不移動。(3)根據(jù)裝置圖中電子的流向判斷1是負極、2是正極，負極上水失電子生成氫離子和氧氣，判斷電極1電極反應：2H2O－4e－=== O2＋4H＋，酸性增強，H＋通過質子膜進入到電極2區(qū)域；電極2通入二氧化碳，酸性條件下生成HCOOH，電極反應：CO2＋2H＋＋2e－===HCOOH，酸性減弱， 從總反應看，每消耗1 mol CO2，就會消耗1 mol H2O，現(xiàn)有標準狀況下 11.2 L即0.5 mol CO2反應，那就會消耗0.5 mol H2O即9 g。2．(淄博市高三仿真模擬)(1)標準狀況下，1 m3的可燃冰可轉化為160 L甲烷和0.8 m3的水。則可燃冰中n(CH4)∶n(H2O)＝________∶________(列出計算式即可)。(2)羰基硫(COS)多產生于煤化工合成氣中，能引起催化劑中毒，可通過水解反應：COS(g)＋H2O (g)H2S(g)＋CO2(g)　ΔH除去。相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下表： 化學鍵C==O(CO2)C==O(COS)C==S(COS)H—SH—OE/kJ·mol－1803742577339465 則ΔH為________。(3)近期太陽能的利用又有新進展。利用太陽能由CO2制取C的原理如下圖所示，若重整系統(tǒng)發(fā)生的反應中＝4，則重整系統(tǒng)中發(fā)生反應的化學方程式為________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(4)NaHS可用于污水處理的沉淀劑。已知： 25 ℃時，H2S的電離常數(shù)Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝7.0×10－15，反應Hg2＋(aq)＋HS－(aq)HgS(s)＋H＋(aq)的平衡常數(shù)K＝1.75×1038，則Ksp(HgS)＝_____________________________________________。(5)已知CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－42 kJ·mol－1，在進氣比[n(CO) ∶ n(H2O)]不同時，測得相應的CO的平衡轉化率如下圖，圖中各點對應的反應溫度可能相同，也可能不同。圖中D、E兩點對應的反應溫度分別為TD和TE。判斷：①TD________(填“<” “＝”或“>”)TE。②與圖中E點對應的反應溫度相同的為________(填字母)。答案　(1)　　(2)－35 kJ·mol－1(3)4FeO＋CO22Fe2O3＋C　(4)4.0×10－53　(5)①<?、贏G解析　(1)標準狀況下，1 m3的可燃冰可轉化為160 L甲烷和0.8 m3的水。則可燃冰中n(CH4)∶n(H2O)＝∶＝∶。(2)根據(jù)反應：COS(g)＋H2O (g)H2S(g)＋CO2(g)　ΔH＝(742＋577＋465×2－803×2－339×2)kJ·mol－1＝－35 kJ·mol－1。(3)根據(jù)圖中信息，二氧化碳和氧化亞鐵為反應物，而另一鐵的氧化物和碳為生成物，且＝4，則4FeO＋CO2FexOy＋C，根據(jù)質量守恒得：x＝4，y＝6，故Fe4O6為2Fe2O3，故方程式為4FeO＋CO22Fe2O3＋C。(4)HgS(s) Hg2＋(aq)＋S2－(aq)，Ksp(HgS)＝c(Hg2＋)·c(S2－)，反應Hg2＋(aq)＋HS－(aq)HgS(s)＋H＋(aq)的平衡常數(shù)K＝＝＝＝1.75×1038，則Ksp(HgS)＝＝4.0×10－53。(5)①根據(jù)反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－42 kJ·mol－1，可知正反應為放熱反應，圖中D、E兩點進氣比[n(CO) ∶ n(H2O)]都為1，升高溫度平衡逆向移動，CO的轉化率降低，故TD<TE；②當溫度相同時，增大水的量，CO的轉化率增大，減小水的量，CO的轉化率減小，故與圖中E點對應的反應溫度相同的為A、G。3．(湖南省普通高等學校招生全國統(tǒng)一考試考前演練)汽車尾氣中排放的NOx和CO污染環(huán)境，在汽車尾氣系統(tǒng)中裝置催化轉化器，可有效降低NOx和CO的排放。已知：①2CO(g)＋O2(g)2CO2(g)ΔH＝－566.0 kJ·mol－1②N2(g)＋O2(g)2NO(g)ΔH＝＋180.5 kJ·mol－1③2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)ΔH＝－116.5 kJ·mol－1回答下列問題：(1)CO的燃燒熱為________。若1 mol N2(g)、1 mol O2(g)分子中化學鍵斷裂時分別需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，則1 mol NO(g) 分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為________kJ。(2)CO將NO2還原為單質的熱化學方程式為________________________________________________________________________________________________________________________________________________。(3)為了模擬反應2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)在催化轉化器內的工作情況，控制一定條件，讓反應在恒容密閉容器中進行，用傳感器測得不同時間NO和CO的濃度如下表：時間/s012345c(NO)/ (10－4 mol·L－1)10.04.502.501.501.001.00c(CO)/ (10－3 mol·L－1)3.603.052.852.752.702.70①前2 s內的平均反應速率v(N2)＝________，此溫度下，該反應的平衡常數(shù)K＝________。②能說明上述反應達到平衡狀態(tài)的是________(填字母)。A．n(CO2)＝2n(N2)B．混合氣體的平均相對分子質量不變C．氣體密度不變D．容器內氣體壓強不變③當NO與CO濃度相等時，體系中NO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如下圖所示，則NO的平衡轉化率隨溫度升高而減小的原因是________________________，圖中壓強(p1、p2、p3)的大小順序為________________。答案　(1)283 kJ·mol－1　631.75　(2)2NO2(g)＋4CO(g)===N2(g)＋4CO2(g)　ΔH＝－1 196 kJ·mol－1　(3)①1.875×10－4 mol·L－1·s－1　5 000?、贐D　③該反應的正反應放熱，升高溫度，平衡逆向移動，NO的轉化率減小(或正反應放熱，溫度越高，越不利于反應正向進行，NO的平衡轉化率越小)　p1>p2>p3解析　(1)由①2CO(g)＋O2(g)2CO2(g)　ΔH＝－566.0 kJ·mol－1可知， 2 mol CO完全燃燒放出566.0 kJ的熱量，所以1 mol CO完全燃燒放出283 kJ的熱量，所以CO的燃燒熱為283 kJ·mol－1。若1 mol N2(g)、1 mol O2(g) 分子中化學鍵斷裂時分別需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，設1 mol NO(g) 分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為x kJ，由②N2(g)＋O2(g) 2NO(g)　 ΔH＝946 kJ·mol－1＋498 kJ·mol－1 －2x kJ·mol－1＝＋180.5 kJ·mol－1，解之得x＝631.75，所以1 mol NO(g) 分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為631.75 kJ。(2)①×2－②－③可得：2NO2(g)＋4CO(g)===N2(g)＋4CO2(g)　ΔH＝(－566.0 kJ·mol－1)×2－(＋180.5 kJ·mol－1)－(－116.5 kJ·mol－1)＝－1 196 kJ·mol－1，所以CO將NO2還原為單質的熱化學方程式為2NO2(g)＋4CO(g)===N2(g)＋4CO2(g)　ΔH＝－1 196 kJ·mol－1。(3)①由表中數(shù)據(jù)可知，前2 s內，NO的變化量為(10.0－2.50)×10－4 mol·L－1＝7.50×10－4 mol·L－1，由N原子守恒可得N2的變化量為3.75×10－4 mol·L－1，所以前2 s內平均反應速率v(N2)＝ mol·L－1＝1.875×10－4mol·L－1·s－1，此溫度下，反應在第4 s達平衡狀態(tài)，各組分的平衡濃度分別為c(NO)＝1.00×10－4 mol·L－1、c(CO)＝2.70×10－3 mol·L－1、c(N2)＝×10－4 mol·L－1＝4.5×10－4 mol·L－1、c(CO2)＝(3.60－2.7)×10－3 mol·L－1＝9.0×10－4 mol·L－1，所以該反應的平衡常數(shù)K＝＝＝5 000。②A項，在反應過程中關系式n(CO2)＝2n(N2) 恒成立，所以不能說明是平衡狀態(tài)； B項，雖然反應過程中氣體的總質量恒不變，但是氣體的總物質的量變小，所以混合氣體的平均摩爾質量在反應過程中變大，平均相對分子質量也變大，因此當氣體的平均相對分子質量不變時，能說明是平衡狀態(tài)；C項，反應過程中氣體的總體積和總質量都不變，所以氣體密度不變，因此該說法也不能說明是平衡狀態(tài)； D項，正反應是氣體體積減小的反應，所以反應過程中氣體的壓強是變量，當容器內氣體壓強不變時，說明反應達平衡狀態(tài)。綜上所述，能說明上述反應達到平衡狀態(tài)的是B、D。③當NO與CO濃度相等時，體系中NO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示，則NO的平衡轉化率隨溫度升高而減小的原因是該反應的正反應放熱，升高溫度，平衡逆向移動，NO的轉化率減小(或正反應放熱，溫度越高，越不利于反應正向進行，NO的平衡轉化率越小)；由反應方程式可知，在相同溫度下壓強越大，越有利于反應正向進行，則NO的轉化率越大，所以圖中壓強(p1、p2、p3)的大小順序為p1>p2>p3 。4．(湖南省高考沖刺預測卷)頁巖氣是從頁巖層中開采出來的一種非常重要的天然氣資源，頁巖氣的主要成分是甲烷，是公認的潔凈能源。(1)頁巖氣不僅能用作燃料，還可用于生產合成氣(CO和H2)。CH4與H2O(g)通入聚焦太陽能反應器，發(fā)生反應 CH4(g)＋ H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)　ΔH1已知：①CH4、H2、CO 的燃燒熱(ΔH)分別為－a kJ·mol－1、－b kJ·mol－1、－c kJ·mol－1；②H2O (l)===H2O(g)　ΔH＝＋d kJ·mol－1則ΔH1＝__________________(用含字母a、b、c、d的代數(shù)式表示)kJ·mol－1。(2)用合成氣生成甲醇的反應：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH2，在10 L恒容密閉容器中按物質的量之比1∶2充入CO和H2，測得CO的平衡轉化率與溫度和壓強的關系如下圖所示，200 ℃時n(H2)隨時間的變化如下表所示：t/min0135n(H2)/mol8.05.44.04.0 ①ΔH2________(填“>”“<”或“＝ ”)0。②寫出兩條可同時提高反應速率和CO轉化率的措施：_________________________________________________________________________________________________。③下列說法正確的是________(填字母)。a．溫度越高，該反應的平衡常數(shù)越大b．達平衡后再充入稀有氣體，CO的轉化率提高c．容器內氣體壓強不再變化時，反應達到最大限度d．圖中壓強p1<p2④0～3 min內用CH3OH表示的反應速率v(CH3OH)＝________mol· L－1·min－1。⑤ 200 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝________。向上述200 ℃達到平衡的恒容密閉容器中再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持溫度不變，則化學平衡________(填“正向”“逆向”或“不”)移動。(3)甲烷、氧氣和KOH溶液可組成燃料電池。標準狀況下通入5.6 L甲烷，測得電路中轉移1.2 mol電子，則甲烷的利用率為________。答案　(1)－a＋3b＋c－d　(2)①<?、谠龃驢2濃度、增大壓強?、踓d?、?/span>(或0.067)　⑤6.25　正向　(3)60%解析　(1)已知CH4、H2、CO 的燃燒熱(ΔH)分別為－a kJ·mol－1、－b kJ·mol－1、－c kJ·mol－1，則有①CH4(g)＋ 2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－a kJ·mol－1②H2(g)＋ 1/2O2(g)===H2O(l)ΔH＝－b kJ·mol－1③CO(g)＋ 1/2O2(g)===CO2(g)ΔH＝－c kJ·mol－1④H2O (l)===H2O(g)　ΔH＝＋d kJ·mol－1則根據(jù)蓋斯定律可知①－②×3－③－④即得到反應CH4(g)＋ H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)的ΔH1＝(－a＋3b＋c －d) kJ·mol－1。(2)①隨溫度的升高CO轉化率降低，這說明升高溫度平衡向逆反應方向進行，則正反應是放熱反應，因此ΔH2<0；②由于正反應是體積減小的放熱反應，則可同時提高反應速率和CO轉化率的措施為增大H2濃度，增大壓強；③升高溫度平衡向逆反應方向進行，因此溫度越高，該反應的平衡常數(shù)越小，a錯誤；達平衡后再充入稀有氣體，反應物濃度不變，CO的轉化率不變，b錯誤；正反應體積減小，則容器內氣體壓強不再變化時，反應達到最大限度，即達到平衡狀態(tài)，c正確；正反應體積減小，增大壓強平衡向正反應方向進行，CO轉化率增大，所以圖中壓強p1<p2，d正確，答案選c、d；④0～3 min內消耗氫氣是4 mol，生成甲醇是2 mol，濃度是0.2 mol·L－1，則用CH3OH表示的反應速率v(CH3OH)＝0.2 mol·L－1÷3 min＝ mol· L－1·min－1；⑤根據(jù)方程式可知　　　　　　　　   CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)起始濃度( mol·L－1)  0.4     0.8        0轉化濃度( mol·L－1)  0.2     0.4        0.2平衡濃度( mol·L－1)  0.2     0.4        0.2所以 200 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K ＝＝6.25。向上述200 ℃達到平衡的恒容密閉容器中再加入2 mol CO、2 mol H2、2 mol CH3OH，保持溫度不變，此時≈2.78＜6.25，所以化學平衡正向移動。(3)標準狀況下通入5.6 L甲烷，甲烷的物質的量是0.25 mol，碳元素化合價從－4價升高到＋4價，則理論上轉移0.25 mol×8＝2 mol電子，測得電路中轉移1.2 mol電子，則甲烷的利用率為×100%＝60%。

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