2020屆高考化學二輪復習平衡原理綜合應用學案-學案下載-教習網

全國卷考情分析

高考
年份
2019年全國
2018年全國
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
Ⅰ卷
Ⅱ卷
Ⅲ卷
命題
角度
以水煤氣變換為題材考查反應熱、活化能、化學反應的傾向性、速率和平衡的計算以及圖像分析等
以環(huán)戊二烯為素材考查轉化率、平衡常數(shù)的計算、平衡的移動、平衡圖像以及電解原理等
以氯化氫轉化為氯氣的技術為背景考查平衡常數(shù)的影響與計算、轉化率的影響因素、蓋斯定律以及原電池原理
以N2O5綠色硝化技術為題材考查氧化產物的判斷、蓋斯定律的應用、反應速率和平衡常數(shù)的計算、反應條件的控制
以CH4-CO2催化重整為題材考查蓋斯定律的應用、化學平衡的移動、平衡常數(shù)的計算、反應條件的控制對速率和平衡的影響
以三氯氫硅為題材考查陌生化學方程式的書寫、蓋斯定律的應用、轉化率與平衡常數(shù)的計算、化學平衡的移動、反應速率的計算與比較
命題
規(guī)律
反應原理綜合題為歷年高考必考題,常以具體的事實或反應為背景,結合圖表考查化學反應中能量變化、熱化學方程式的書寫、焓變的計算、化學反應速率計算及影響因素、化學平衡狀態(tài)的判斷、化學平衡移動、轉化率和平衡常數(shù)計算以及條件選擇和控制等,突出了變化觀念和平衡思想的應用

?命題角度一　反應熱與化學平衡結合
以實際工業(yè)生產為載體,考查反應熱、蓋斯定律、化學平衡及其移動、平衡常數(shù)和轉化率計算等知識,考查考生對變化觀念和平衡思想的理解和應用。

例1 (2019年全國Ⅰ卷,28)水煤氣變換[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]是重要的化工過程,主要用于合成氨、制氫以及合成加工等工業(yè)領域中。回答下列問題:
(1)Shibata曾做過下列實驗:①使純H2緩慢地通過處于721 ℃下的過量氧化鈷CoO(s),氧化鈷部分被還原為金屬鈷Co(s),平衡后氣體中H2的物質的量分數(shù)為0.0250。
②在同一溫度下用CO還原CoO(s),平衡后氣體中CO的物質的量分數(shù)為0.0192。
根據(jù)上述實驗結果判斷,還原CoO(s)為Co(s)的傾向是CO　　　　H2(填“大于”或“小于”)。?
(2)721 ℃時,在密閉容器中將等物質的量的CO(g)和H2O(g)混合,采用適當?shù)拇呋瘎┻M行反應,則平衡時體系中H2的物質的量分數(shù)為　　　(填標號)。?
A.0.50
(3)我國學者結合實驗與計算機模擬結果,研究了在金催化劑表面上水煤氣變換的反應歷程,如圖所示,其中吸附在金催化劑表面上的物種用?標注。

　　可知水煤氣變換的ΔH　　　　0(填“大于”“等于”或“小于”),該歷程中最大能壘(活化能)E正=　　　　eV,寫出該步驟的化學方程式:　　　　　　　　　　　　　　　　。?
(4)Shoichi研究了467 ℃、489 ℃時水煤氣變換中CO和H2分壓隨時間變化關系(如下圖所示),催化劑為氧化鐵,實驗初始時體系中的和pCO相等、和相等。

計算曲線a的反應在30~90 min內的平均速率(a)=　　　　kPa·min-1。467 ℃時和pCO隨時間變化關系的曲線分別是　　　　、　　　　。489 ℃時和pCO隨時間變化關系的曲線分別是　　　　、　　　　。?
解析 (1)H2還原氧化鈷的化學方程式為H2(g)+CoO(s)Co(s)+H2O(g);CO還原氧化鈷的化學方程式為CO(g)+CoO(s)Co(s)+CO2(g),平衡時H2還原體系中H2的物質的量分數(shù)[]高于CO還原體系中CO的物質的量分數(shù)[],故還原CoO(s)為Co(s)的傾向是CO大于H2。
(2)721 ℃時,在密閉容器中將等物質的量的CO(g)和H2O(g)混合,可設其物質的量為1 mol,轉化的CO的物質的量為x mol,則:
　　　　　　CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)
起始(mol) 1 1 　0 　0
轉化(mol) x x 　x 　x
平衡(mol) 1-x 1-x 　x 　x
則平衡時體系中H2的物質的量分數(shù)為==,因為該反應為可逆反應,故x1,>0.25,H2的物質的量分數(shù)大于0.25,由此可判斷最終平衡時體系中H2的物質的量分數(shù)為0.25~0.50。
(3)根據(jù)水煤氣變換[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]并結合水煤氣變換的反應歷程相對能量可知,CO(g)+H2O(g)的能量高于CO2(g)+H2(g)的能量,故水煤氣變換的ΔH小于0;活化能即反應物狀態(tài)達到活化狀態(tài)所需能量,根據(jù)變換歷程的相對能量可知,在過渡態(tài)2時活化能最大,即最大能壘(活化能)E正=1.86 eV-(-0.16) eV=2.02 eV;該步驟的化學方程式為COOH·+H·+H2O·COOH·+2H·+OH·,因反應前后COOH·和1個H·未發(fā)生改變,故也可以表示成H2O·H·+OH·。
(4)由圖可知,30~90 min內曲線a對應物質的分壓變化量Δp=(4.08-3.80) kPa=0.28 kPa,故曲線a的反應在30~90 min內的平均速率(a)==0.0047 kPa·min-1;由(2)中分析得出H2的物質的量分數(shù)介于0.25~0.5,據(jù)此可將圖分成兩部分:

由此可知,a、b表示的是H2的分壓,c、d表示的是CO的分壓,該反應為放熱反應,故升高溫度,平衡逆向移動,CO分壓增加,H2分壓降低,故467 ℃時和pCO隨時間變化關系的曲線分別是b、c;489 ℃時和pCO隨時間變化關系的曲線分別是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.熱化學方程式書寫的注意事項
(1)注意ΔH的單位:ΔH的單位為kJ·mol-1。
(2)注意測定條件:絕大多數(shù)的反應熱ΔH是在25 ℃、101 kPa 下測定的,此時可不注明溫度和壓強。
(3)注意熱化學方程式中的化學計量數(shù):熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù),也可以是分數(shù)。
(4)注意物質的聚集狀態(tài):氣體用“g”,液體用“l(fā)”,固體用“s”,溶液用“aq”。熱化學方程式中不用“↑”和“↓”。
(5)注意ΔH的數(shù)值與符號:如果化學計量數(shù)加倍,則ΔH也要加倍。逆反應的反應熱與正反應的反應熱數(shù)值相等,但符號相反。
(6)對于具有同素異形體的物質,除了要注明聚集狀態(tài)外,還要注明物質的名稱。

　　2. 反應熱的計算方法
(1)根據(jù)蓋斯定律求算
①參照新的熱化學方程式(目標熱化學方程式),結合原熱化學方程式(一般2~3個)進行合理“變形”,如熱化學方程式顛倒,乘或除以某一個數(shù),然后將它們相加或相減,得到目標熱化學方程式,求出目標熱化學方程式的ΔH與原熱化學方程式的ΔH的換算關系。
②當熱化學方程式乘或除以某一個數(shù)時,ΔH也要相應地乘或除以某一個數(shù);方程式進行加減運算時,ΔH也同樣要進行加減運算,且要帶“+”“-”,即把ΔH看作一個整體進行運算。
③將一個熱化學方程式顛倒書寫時,ΔH的符號也隨之改變,但數(shù)值不變。
④在反應過程中,會遇到同一物質的三態(tài)(固、液、氣)的相互轉化,狀態(tài)由固→液→氣變化時,會吸熱;反之會放熱。
(2)根據(jù)鍵能進行計算
反應物舊化學鍵斷裂吸收能量E1,生成物新化學鍵形成放出能量E2,則反應的ΔH=E1-E2。
3.化學反應速率的計算與影響
(1)計算:v(B)==,注意通常給出的是物質的量,一定要先換算為濃度,書寫時要帶上單位。
(2)影響因素:可歸納為“加增降減”,即升溫、加壓、增加濃度、使用催化劑,化學反應速率一般增大,反之減小。

1.工業(yè)上用CO2生產燃料甲醇,既能緩解溫室效應,也為發(fā)展新能源提供了新渠道。合成甲醇的反應為CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。
(1)已知:CO的燃燒熱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。
則CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=　　　　kJ·mol-1。?
(2)①T ℃時,測得不同時刻恒容密閉容器中CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的濃度變化如下表所示:

濃度物質時間
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=　　　　,從反應開始到平衡時,CH3OH的平均反應速率v(CH3OH)=　　　　。?
②下列能說明該反應達到平衡狀態(tài)的是　　　　　　(填字母)。?
A.每消耗1 mol CO2的同時生成1 mol CH3OH
B.容器中氣體的壓強不再改變
C.混合氣體的平均相對分子質量不發(fā)生變化
D.容器中氣體的密度不再改變
(3)在催化劑作用下,若測得甲醇的產率與反應溫度、壓強的關系如圖所示:

①分析圖中數(shù)據(jù)可知,在220 ℃、5.0 MPa時,CO2的轉化率為　　　　,將溫度降低至140 ℃,壓強減小至2.0 MPa,CO2的轉化率將　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。?
②200 ℃、2.0 MPa時,將a mol·L-1 CO2和 3a mol·L-1 H2充入V L密閉容器中,在催化劑作用下反應達到平衡。根據(jù)圖中數(shù)據(jù)計算,所得甲醇的質量為　　　　g。(用含a、V的代數(shù)式表示)?
(4)用NaOH溶液吸收CO2所得飽和碳酸鈉溶液可以對廢舊電池中的鉛膏(主要成分為PbSO4)進行脫硫處理。已知Ksp(PbSO4)=1.6×10-8,Ksp(PbCO3)=7.4×10-14,PbSO4(s)+C(aq)PbCO3(s)+S(aq),則該反應的平衡常數(shù)K=　　　(保留三位有效數(shù)字);若在其溶液中加入少量Pb(NO3)2晶體,則c(S)∶c(C)的值將　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。?
解析 (1)根據(jù)蓋斯定律,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得總反應為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根據(jù)表中信息可知,反應進行到3 min時,甲醇的濃度為0.5 mol·L-1,說明氫氣的濃度減少了1.5 mol·L-1,又因為剩余氫氣的濃度為1.5 mol·L-1,所以原有氫氣的濃度為3 mol·L-1。反應進行到10 min時,達到平衡狀態(tài),水蒸氣的濃度為0.75 mol·L-1,則氫氣的濃度減少了2.25 mol·L-1,剩余氫氣的濃度為0.75 mol·L-1;達到平衡時,甲醇的濃度為0.75 mol·L-1,CH3OH的平均反應速率v(CH3OH)==0.075 mol·L-1·min-1。②每消耗1 mol CO2的同時生成1 mol CH3OH,反應方向相同,不能判定反應達到平衡狀態(tài),A項錯誤;該反應的體積變化ΔV≠0,容器中氣體的壓強不再改變時,反應達到平衡狀態(tài),B項正確;反應前后混合氣體的總質量不變,反應后氣體的總物質的量變小,混合氣體的平均相對分子質量不發(fā)生變化時,反應達到平衡狀態(tài),C項正確;反應前后混合氣體的總質量不變,容器的容積不變,容器中氣體的密度恒為定值,不能判定反應達到平衡狀態(tài),D項錯誤。
(3)①由圖像可知220 ℃、5.0MPa時甲醇產率為25%,由化學方程式可知CO2與CH3OH的化學計量數(shù)之比為1∶1,則CO2的轉化率為25%;根據(jù)圖像可知,將溫度降低至140 ℃,壓強減小至2.0 MPa時,甲醇的產率增大,因此CO2的轉化率也將增大。
②起始時CO2的物質的量為aV mol,根據(jù)圖像可知,200 ℃、2.0 MPa時,甲醇產率為15%,根據(jù)關系式CO2~CH3OH可知,CO2轉化率也為15%,生成甲醇的物質的量等于CO2的轉化量,為0.15aV mol,則甲醇的質量為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晶體,Ksp(PbSO4)和Ksp(PbCO3)不變,所以c(S)∶c(C)的值不變。
答案 (1)-48.9
(2)①0.75　0.075 mol·L-1·min-1?、贐C
(3)①25%　增大?、?.8aV
(4)2.16×105　不變
2.(2019年陜西榆林模擬)CO2與CH4反應并轉化為CO和H2,對減緩燃料危機,減少溫室效應具有重要意義?；卮鹣铝袉栴}:
(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 ℃時,在合適的催化劑作用下,采用甲烷和氧氣一步合成液態(tài)甲醇的熱化學方程式為?
　。?
(2)向某密閉恒容容器中通入物質的量濃度均為0.1 mol·L-1的CH4與CO2,在一定條件下發(fā)生反應CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g),測得CH4的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示:

①工業(yè)生產時一般會選擇在p4和1250 ℃條件下進行反應,請解釋其原因:　。?
②在壓強為p4、1100 ℃的條件下,該反應在5 min時達到平衡點X,則0~5 min內,用CO表示該反應的平均速率為　　　　　　　　　　　;該溫度下,反應的平衡常數(shù)為　　　　(保留3位有效數(shù)字)。?
(3)工業(yè)上用CO和H2制取甲醇的化學方程式為2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)。對于該合成反應,若通入的CO的物質的量一定,如圖為4種投料比[n(CO)∶n(H2)分別為5∶7、10∶17、5∶9、1∶2]時,反應溫度對CO平衡轉化率的影響曲線。

①曲線b對應的投料比是　　　　。?
②當反應在曲線a、b、c對應的投料比下,CO達到相同的平衡轉化率時,對應的反應溫度和投料比的關系是　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?
③投料比為10∶17,反應溫度為T1時,平衡混合氣體中CO的物質的量分數(shù)為　　　　。?
解析 (1)根據(jù)蓋斯定律,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根據(jù)圖表所示及工業(yè)生產需要分析知,較大的壓強和較高的溫度都能加快反應速率,提高生產效率。
②起始時甲烷的濃度為0.1 mol·L-1,平衡時轉化率為80%,則甲烷濃度變化為0.1 mol·L-1×80%=0.080 mol·L-1,v(CO)=2v(CH4)=2×=0.032 mol·L-1·min-1,則:
　　　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
起始(mol·L-1)　0.1　　　0.1　　　　0　　　　0
轉化(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由化學方程式知,投料比n(CO)∶n(H2)越小,CO轉化率越高,所以b曲線的投料比是5∶9。
②根據(jù)圖像趨勢知投料比越大,反應溫度越低。
③投料比為10∶17,其對應曲線c,反應溫度為T1時,平衡時CO的轉化率為75%,則:
　　　　　　　2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)
起始(mol·L-1)　　　17　　　10　　　　　0
轉化(mol·L-1)　　 15 7.5 7.5
平衡(mol·L-1) 2 2.5 7.5
混合氣體中CO的物質的量分數(shù)為×100%=20.8%。
答案 (1)CH4(g)+O2(g)CH3OH(l)　ΔH=-164.0 kJ·mol-1
(2)①較大的壓強和較高的溫度都能加快反應速率,提高生產效率
②0.032 mol·L-1·min-1　1.64
(3)①5∶9
②投料比越大,反應溫度越低
③20.8%
?命題角度二　化學平衡與電解質溶液相結合
高考中常以具體的化學反應為載體,考查有關化學平衡特征、弱電解質電離平衡、粒子濃度大小比較、平衡常數(shù)及其計算、平衡移動等?？疾榭忌鷮ζ胶馑枷氲睦斫夂蛻?。

例2 (2016年全國Ⅰ卷,27)元素鉻(Cr)在溶液中主要以Cr3+(藍紫色)、Cr(OH(綠色)、Cr2(橙紅色)、Cr(黃色)等形式存在,Cr(OH)3為難溶于水的灰藍色固體,回答下列問題:
(1)Cr3+與Al3+的化學性質相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至過量,可觀察到的現(xiàn)象是?
　。?
(2)Cr和Cr2在溶液中可相互轉化。室溫下,初始濃度為1.0 mol·L-1的Na2CrO4溶液中c(Cr2)隨c(H+)的變化如圖所示。

①用離子方程式表示Na2CrO4溶液中的轉化反應?
　。?
②由圖可知,溶液酸性增大,Cr的平衡轉化率　　　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。根據(jù)A點數(shù)據(jù),計算出該轉化反應的平衡常數(shù)為　　　　。?
③升高溫度,溶液中Cr的平衡轉化率減小,則該反應的ΔH　　　　0(填“大于”“小于”或“等于”)。?
(3)在化學分析中采用K2CrO4為指示劑,以AgNO3標準溶液滴定溶液中Cl-,利用Ag+與Cr生成磚紅色沉淀,指示到達滴定終點。當溶液中Cl-恰好沉淀完全(濃度等于1.0×10-5 mol·L-1)時,溶液中c(Ag+)為　　　　mol·L-1,此時溶液中c(Cr)等于　　　　　mol·L-1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分別為2.0×10-12和2.0×10-10)?
(4)+6價鉻的化合物毒性較大,常用NaHSO3將廢液中的Cr2還原成Cr3+,該反應的離子方程式為?
　。?
解析 (2)②由圖像可知,溶液的酸性增強,Cr2的濃度增大,平衡向正反應方向移動,因此Cr的平衡轉化率增大;由反應2Cr+2H+Cr2+H2O得該轉化反應的平衡常數(shù)表達式為K=,根據(jù)A點數(shù)據(jù)可以得出當c(H+)=1.0×10-7mol·L-1時,c(Cr2)=0.25 mol·L-1,可求出轉化的c(Cr)=0.25 mol·L-1×2=0.5 mol·L-1,進一步可求出平衡時c(Cr)=0.5 mol·L-1,代入表達式中得平衡常數(shù)K==1.0×1014。
③升高溫度,溶液中Cr的平衡轉化率減小,說明平衡向逆反應方向移動,正反應為放熱反應,即ΔH小于0。
(3)當溶液中Cl-恰好完全沉淀(濃度等于1.0×10-5 mol·L-1)時,溶液中c(Ag+)== mol·L-1=2.0×10-5 mol·L-1,此時溶液中c(Cr)== mol·L-1=5.0×10-3 mol·L-1。
答案 (1)藍紫色溶液變淺,同時有灰藍色沉淀生成,然后沉淀逐漸溶解形成綠色溶液
(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.化學平衡狀態(tài)的判斷
(1)判斷化學平衡狀態(tài)的兩種方法
動態(tài)標志:反應速率相等,即v正=v逆≠0。
①同種物質:同一物質的生成速率等于消耗速率。
②不同物質:必須標明是“異向”的反應速率關系且與方程式系數(shù)對應成比例。
靜態(tài)標志:“變量”不變,即應該變化的量保持不變。
①各物質的質量、物質的量或濃度不變。
②各物質的百分含量(物質的量分數(shù)、質量分數(shù)等)不變。
③溫度、壓強(化學方程式兩邊氣體體積不相等)或顏色(某組分有顏色)不變。
總之,若物理量由變量變成了不變量,則表明該可逆反應達到平衡狀態(tài);若物理量本身為不變量,則不能作為是否達到平衡狀態(tài)的判斷標志。
(2)化學平衡標志的判斷要注意“三關注”:一要關注反應條件,是恒溫恒容、恒溫恒壓還是絕熱容器;二要關注反應特點,是等體積反應,還是非等體積反應;三要關注特殊情況,是否有固體或液體參加或生成,或固體的分解反應。
2.掌握化學平衡移動的判斷方法
(1)依據(jù)勒夏特列原理判斷
通過比較平衡破壞時的正、逆反應速率的相對大小來判斷平衡移動的方向。
①若外界條件改變,引起v正>v逆,此時正反應占優(yōu)勢,則化學平衡向正反應方向(或向右)移動。
②若外界條件改變,引起v正K,平衡逆向移動;
②若Q=K,平衡不移動;
③若Q”“ p2。②壓強為p2、溫度為600 ℃時,達到平衡時反應體系內化學能降低了300 kJ,根據(jù)反應4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)　ΔH1=-1800 kJ·mol-1可知,反應消耗了1 mol NO,則NO的轉化率為×100%=33.3%。③H2O與NO的化學計量數(shù)相等,兩者的生成速率分別表示正、逆反應速率,當兩者生成速率相等時,反應達到平衡狀態(tài),a項正確;反應在恒容容器中進行,參與的反應物均為氣體,混合氣體的密度始終保持不變,反應不一定達到平衡,b項錯誤;NH3、N2的生成速率之比為5∶4 時,正、逆反應速率不相等,沒有達到平衡狀態(tài),c項錯誤;反應為氣體分子數(shù)增多的反應,容器的總壓強保持不變說明已達到平衡狀態(tài),d項正確。
(3)①根據(jù)“先拐先平”原則,在建立平衡的過程中,三個容器中反應速率的相對大小為x>y>z。②反應a的正反應為放熱反應,降低溫度平衡正向移動,z容器達到平衡所用時間比y容器中長,平衡時c(NO)也比y容器中的低,故與y容器中反應相比,z容器中反應改變的條件是降低溫度(注意因為初始濃度沒變,故不是降低壓強)。
(4)達到平衡時NO的濃度為0.18 mol·L-1,則根據(jù)化學方程式可以計算,達到平衡時氮氣和氧氣的濃度均為0.6 mol·L-1,平衡常數(shù)K==0.09。
(5)①HNO2H++N,則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根據(jù)電荷守恒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>?、?3.3%　③ad
(3)①x>y>z?、诮档蜏囟?z容器達到平衡所用時間比y容器中的長,平衡時c(NO)也比y容器中的低
(4)0.09
(5)①5.1×106?、?.034?、鄣稳胂跛徙y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 ℃)。
由圖像知,400 ℃、c(HCl)∶c(O2)=1∶1時,HCl的平衡轉化率為84%,用三段式法對數(shù)據(jù)進行處理:
　　　　4HCl(g)+ O2(g) 2Cl2(g)+2H2O(g)
起始濃度　c0 c0　 0　 0
變化濃度　0.84c0 0.21c0 0.42c0 0.42c0
平衡濃度 (1-0.84)c0 (1-0.21)c0 0.42c0 0.42c0
則K=。根據(jù)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)給題中已知的三個反應依次編號為Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ,根據(jù)蓋斯定律知,(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(jù)勒夏特列原理,可以增大壓強,使平衡正向移動;也可以及時移去產物,減小產物濃度,使平衡正向移動。
(4)電解過程中,負極區(qū)發(fā)生得電子的反應,元素化合價降低,屬于還原反應,則圖中左側為負極區(qū),根據(jù)圖示信息知負極區(qū)發(fā)生的反應為Fe3++e-Fe2+和4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O;由O2~4e-知,轉移1 mol e-,消耗標準狀況下O2的體積為1 mol××22.4 L·mol-1=5.6 L。
答案 (1)大于　　O2和Cl2分離能耗較高、HCl轉化率較低
(2)-116
(3)增大反應體系壓強、及時移去產物
(4)Fe3++e-Fe2+,4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O　5.6

1.平衡圖像題的解題步驟和技巧
(1)解題步驟

(2)解題技巧
①先拐先平
在含量(轉化率)-時間曲線中,先出現(xiàn)拐點的先達到平衡,說明該曲線反應速率快,表示溫度較高、有催化劑、壓強較大等。
②定一議二
當圖像中有三個量時,先確定一個量不變,再討論另外兩個量的關系,有時還需要作輔助線。
③三步分析法
一看反應速率是增大還是減小;二看v正、v逆的相對大小;三看化學平衡移動的方向。
2.電化學知識的有關計算
串聯(lián)電路、陰陽兩極產物、正負兩極產物、相同電荷量等類型的計算,要注意運用電子守恒法。萬能恒等式為4e-~O2~2Cu~2H2~2Cl2~4Ag~4H+~4OH-,計算時,可直接根據(jù)已知量代入上述關系式求出相應的物質。

1.(2019年湖南益陽?？?隨著低碳鋼等潔凈鋼技術的發(fā)展,Al2O3-C耐火材料和鋼水之間的相互作用已成為當前的一個研究重點。請回答下列問題:
(1)日常生活中鋁用品比鐵器件更耐腐蝕,原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。?
(2)在埋炭實驗條件下,不同碳素材料的Al2O3-C耐火材料與鐵液之間的可能反應如下:
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。
則3CO(g)+Al2O3(s)2Al(s)+3CO2(g)的ΔH4=　　　　kJ·mol-1。?
(3)實驗溫度下,(Al2O3-C)/Fe系統(tǒng)中存在著相互反應。將Al2O3溶入鐵液中,導致鐵液中平衡的鋁的百分含量的對數(shù){lg[Al]}和平衡氧(O2)的百分含量的對數(shù){lg[O2]}的變化關系如圖1所示,則圖中溫度T1　　　(填“>”或“c(S2-)。
(5)H2S和FeCl2反應的化學方程式為xH2S(g)+FeCl2(s)FeSx(s)+2HCl(g)+(x-1)H2(g)。
①由化學方程式可得關系式:2∶(x-1)=0.80p0∶0.04p0,解得x=1.1。
②H2S和FeCl2反應的化學方程式為1.1H2S(g)+FeCl2(s)FeS1.1(s)+2HCl(g)+0.1H2(g),由化學方程式可得平衡分壓常數(shù)Kp==。
答案 (1)OCS
(2)-21 kJ·mol-1
(3)①放熱反應　②c(HS-)>c(H+)=c(OH-)>c(S2-)
(5)①1.1　 ②
3.(2019年四川鄰水實驗學校月考)Ⅰ.能源短缺是人類面臨的重大問題。甲醇是一種可再生能源,具有廣泛的開發(fā)和應用前景。
(1)工業(yè)上一般采用如下反應合成甲醇:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　 ΔH
下表所列數(shù)據(jù)是該反應在不同溫度下的化學平衡常數(shù)(K):
溫度
250 ℃
300 ℃
350 ℃
K
2.041
0.270
0.012

①由表中數(shù)據(jù)判斷ΔH　　　(填“>”“HClO>HC,所以結合H+的能力由強到弱的順序為C>ClO->HC>CH3COO-。
(3)A項,由于酸性CH3COOH>H2CO3,所以可以發(fā)生反應C+2CH3COOH2CH3COO-+CO2↑+H2O;B項,由于酸性CH3COOH>HClO,因此可發(fā)生反應ClO-+CH3COOHCH3COO-+HClO;C項,由于酸性H2CO3>HClO,所以該反應不能發(fā)生;D項,由于酸性H2CO3>HClO>HC,所以該反應不能發(fā)生。
(4)A項,加水稀釋促進醋酸電離,n(H+)增大,n(CH3COOH)減小,所以=的比值減小;B項,加水稀釋促進醋酸電離,n(CH3COO-)增大,n(CH3COOH)減小,則=的比值增大;C項,加水稀釋促進醋酸電離,但c(CH3COO-)、c(H+)都減小,由于溫度不變,所以水的離子積常數(shù)Kw不變,所以的比值減小;D項,加水稀釋促進醋酸電離,c(H+)減小,由于溫度不變,水的離子積常數(shù)Kw不變,則溶液中c(OH-)增大,故的比值減小。
(5)由圖可知,兩種溶液開始時pH相同,即c(H+)相同,稀釋相同的倍數(shù),HX的pH變化程度大于CH3COOH,說明HX的酸性強于CH3COOH的酸性,酸的酸性越強,其電離平衡常數(shù)越大;當酸稀釋后,HX電離生成的c(H+)小于CH3COOH電離生成的c(H+),對水的電離平衡的抑制能力小于CH3COOH,因此HX溶液中水電離出來的c(H+)大于CH3COOH。
答案 Ⅰ.(1)①B>D>C
(3)CD
(4)B
(5)大于　大于
?類題三　化學平衡與電化學結合
1.(2019年河南八市聯(lián)考)NF3是微電子工業(yè)中常用的一種等離子蝕刻氣體,具有較強的氧化性,工業(yè)生產NF3常用的方法有氣-液反應法、氣-固反應法和電解法等。
(1)氣-液反應法中發(fā)生的主反應和副反應包括:
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)。部分鍵能數(shù)據(jù)如下表所示,則ΔH3=　　　　kJ·mol-1。?
化學鍵
N—N
NN
N≡N
H—F
F—F
N—H
N—F
鍵能
(kJ·mol-1)
159
456
946
565
153
389
272

(2)氣-固反應法主要包括兩步反應:
(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)　反應Ⅰ
NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)
反應Ⅱ
反應Ⅰ的平衡常數(shù)K1和反應Ⅱ的平衡常數(shù)K2的關系是　　　　。若在恒溫、恒容的密閉容器中模擬氣-固反應法(固體足量),起始時F2(g)的濃度為5 mol·L-1,反應過程中容器中壓強隨時間變化曲線如圖1所示,則前2 min 的平均反應速率v(NF3)=　　　　　mol·L-1·min-1,該溫度下K2=　　　　　。?
(3)電解法是通過電解含氟的熔融鹽生產NF3,其原理如圖2所示。a需要接電源的　　　　(填“正極”或“負極”),生成氣體A的電極反應是　　　　　　　　　　　　。?

　　　　　　圖1　　　　　　　　　　　　圖2
(4)用NF3對多晶硅電子元件進行蝕刻時不會在電子元件表面形成任何殘留物,其原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(用化學用語解釋)。?
解析 (1)已知:②3F2(g)+NH4HF2(l)NF3(g)+5HF(l)　ΔH2
④NH3(l)+2HF(l)NH4HF2(l)　ΔH4
根據(jù)蓋斯定律,②+④得反應3F2(g)+NH3(l)NF3(g)+3HF(l)　ΔH1=ΔH2+ΔH4;N2F2的結構式是F—NN—F,反應熱=反應物總鍵能-生成物總鍵能,因此ΔH3=(4×153+6×389-6×565-2×272-456)kJ·mol-1=-1444 kJ·mol-1。
(2)根據(jù)反應(NH4)3AlF6(s)+6F2(g)2NF3(g)+8HF(g)+NH4AlF4(s)可得K1=,根據(jù)反應NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)可得K2=,故K1=。恒溫、恒容的密閉容器中壓強之比等于氣體的總物質的量濃度之比,因此2 min時容器中氣體總濃度為6 mol·L-1,平衡時氣體總濃度為7.5 mol·L-1。兩個反應中三種氣體的化學計量數(shù)之比相同,計算濃度時可根據(jù)其中一個反應計算。
NH4AlF4(s)+3F2(g)NF3(g)+4HF(g)+ AlF3(s)　 Δc
　　　　　　　　3　　　　1　　　　4 2
2 min內濃度變化
(mol·L-1)　　　　　　　0.5 6-5
因此v(NF3)=0.25 mol·L-1·min-1。
用同樣的方法可算出平衡時F2(g)、NF3(g)、HF(g)的濃度依次是1.25 mol·L-1、1.25 mol·L-1、5 mol·L-1,因此K2==400。
(3)根據(jù)圖中信息可知,氫離子向b電極移動,則b為陰極。a為陽極,需要連接電源的正極,陽極上N失電子產生NF3,生成氣體A的電極反應是N-6e-+3F-NF3↑+4H+或N-6e-+7F-NF3↑+4HF。
答案 (1)ΔH2+ΔH4　-1444
(2)K1=　0.25　400
(3)正極　N-6e-+3F-NF3↑+4H+(或N-6e-+7F-NF3↑+4HF)
(4)4NF3+3Si2N2+3SiF4
2.(2019年福州市質量檢測)甲醇是一種可再生能源,具有廣闊的開發(fā)和應用前景,可用Pt/Al2O3、Pd/C、 Rh/SiO2等作催化劑,采用如下反應來合成甲醇:2H2 (g)+CO(g)CH3OH(g)。
(1)下表所列數(shù)據(jù)是各化學鍵的鍵能,該反應的ΔH=　　　　(用含字母的代數(shù)式表示)。?
化學鍵
H—H
CO
C—H
C—O
O—H
鍵能/kJ·mol-1
a
b
c
d
e

(2)某科研小組用Pd/C作催化劑,在450 ℃時,研究了n(H)∶n(CO)分別為2∶1、3∶1時CO轉化率的變化情況(如圖),則圖中表示n(H2)∶n(CO)=3∶1的變化曲線是　　　　(填“曲線a”或“曲線b”)。?

(3)某化學研究性學習小組模擬工業(yè)合成甲醇的反應,在2 L的恒容密閉容器內充入1 mol CO和2 mol H2,加入合適催化劑后在某溫度下開始反應,并用壓力計監(jiān)測到容器內壓強的變化如下:
反應時間/min
0
5
10
15
20
25
壓強/MPa
12.6
10.8
9.5
8.7
8.4
8.4

則從反應開始到20 min時,CO的平均反應速率為　　　　,該溫度下的平衡常數(shù)K為　　　　。?
(4)將CO和H2加入密閉容器中,在一定條件下發(fā)生反應:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔHT1。
(5)①石墨2通入O2,發(fā)生還原反應生成H2O,而原電池的正極發(fā)生還原反應,則石墨2為正極。②石墨1為燃料電池的負極,甲醇被氧化生成CO2,發(fā)生的電極反應為CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+。
答案 (1)(2a+b-3c-d-e) kJ·mol-1
(2)曲線a
(3)0.0125 mol·L-1·min-1　4
(4)T3>T2>T1;溫度相同時,壓強越大,CO的體積分數(shù)越小,而T1、T2、T3對應的CO的體積分數(shù)逐漸增大,該反應向左移動,則T3>T2>T1
(5)①正?、贑H3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+
3.(2019年湖北部分重點中學聯(lián)考)科學家對一碳化學進行了廣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與H2合成CH3CHCH2的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　。?
(2)現(xiàn)向三個容積均為2 L的恒容密閉容器Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中,均分別充入1 mol CO和2 mo1 H2發(fā)生反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH1=-90.1 kJ·mol-1。三個容器的反應溫度分別為T1、T2、T3且恒定不變。當反應均進行到5 min時H2的體積分數(shù)如圖1所示,其中只有一個容器中的反應已經達到平衡狀態(tài)。

圖1
①5 min時三個容器中的反應達到化學平衡狀態(tài)的是容器　　　　 (填序號)。?
②0~5 min內容器Ⅰ中用CH3OH表示的化學反應速率v(CH3OH)=　　　　。(保留兩位有效數(shù)字)?
③平衡常數(shù)最小的是容器　　　　(填序號)。?
(3)CO常用于工業(yè)冶煉金屬,在不同溫度下用CO 還原4種金屬氧化物,達到平衡后氣體中l(wèi)g與溫度(T)的關系如圖2所示。下列說法正確的是　　　(填字母)。?

圖2
A.工業(yè)上可以通過增高反應裝置來增大礦石和CO的接觸面積,減少尾氣中CO的含量
B.CO用于工業(yè)冶煉金屬鉻(Cr)時,還原效率不高
C.工業(yè)冶煉金屬銅(Cu) 時,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大
D.CO還原PbO2反應的ΔH>0
(4)一種甲醇燃料電池,使用的電解質溶液是2 mol·L-1的KOH溶液。

請寫出加入(通入)a物質一極的電極反應式:　　　　　　　　　　　　　　　;每消耗6.4 g甲醇轉移的電子數(shù)為　　　　　　　　　　　　　　　。?
(5)一定條件下,用甲醇與一氧化碳反應合成乙酸可以消除一氧化碳污染。常溫下,將a mol·L-1的醋酸與b mol·L-1Ba(OH)2溶液等體積混合后,若溶液呈中性,用含a和b的代數(shù)式表示該混合溶液中醋酸的電離常數(shù)Ka:　　　　　　。?
解析 (1)將已知的兩個反應依次編號為ⅰ、ⅱ,根據(jù)蓋斯定律,ⅰ×3+ⅱ得到CO與H2合成CH3CHCH2的熱化學方程式:3CO(g)+6H2(g)CH3CHCH2(g)+3H2O(g)ΔH=-301.3 kJ·mol-1。
(2)①溫度越高反應速率越快,達到平衡時間越短,其中只有一個容器中的反應已經達到平衡狀態(tài),則是容器Ⅲ。②設反應生成的甲醇濃度為x mol·L-1。
　　　　　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
開始(mol·L-1)　　0.5　　　1　　　　　0
轉化(mol·L-1) x 2x x
平衡(mol·L-1)　　0.5-x 1-2x x
容器Ⅰ中到5 min時,氫氣的體積分數(shù)為0.4,則=0.4,解得x=,容器 Ⅰ 中用CH3OH表示的化學反應速率v(CH3OH)==≈0.067 mol·L-1·min-1。③該反應為放熱反應,升溫平衡逆向進行,容器Ⅲ中的平衡常數(shù)最小。

　　(3)增加爐的高度,增大CO與礦石的接觸面積,不能影響平衡移動,CO的利用率不變,A項錯誤;由圖像可知用CO工業(yè)冶煉金屬鉻時,lg一直很高,說明CO的轉化率很低,B項正確;由圖像可知冶煉Cu時,溫度越低,lg越小,故CO的轉化率越高,工業(yè)冶煉金屬銅時,600 ℃下CO的利用率比1000 ℃下CO的利用率更大,C項正確;CO還原PbO2的反應,達到平衡后升高溫度,lg增大,即升高溫度,CO的含量增大,說明平衡逆向移動,此反應的ΔH