2020高考化学二轮复习课时作业10化学反应原理综合题型研究含解析 11页

课时作业(十)‎ ‎1．碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题：‎ ‎(1)已知反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)　ΔH＝－11 kJ·mol－1，1 mol H2(g)、1 mol HI(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收436 kJ、299 kJ的能量，则1 mol I2(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为________。‎ ‎(2)在密闭容器中发生反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)。如图表示不同温度T1、T2下平衡时HI(g)的体积分数随起始n(H2)∶n(I2)的变化关系。‎ ‎①反应温度：T1________T2(填“>”“<”或“＝”)，A点对应的n(H2)∶n(I2)＝________。‎ ‎②维持B点温度和起始n(H2)∶n(I2)不变，欲加快该化学反应速率，则可采取的措施有________、________。‎ ‎(3)Bodensteins研究了下列反应：2HI(g)H2(g)＋I2(g)，在730 K时，向密闭容器中投入HI，气体混合物中H2的物质的量分数x(H2)与反应时间t的关系如下表：‎ t/min ‎0‎ ‎20‎ ‎40‎ ‎60‎ ‎100‎ ‎120‎ x(H2)‎ ‎0‎ ‎0.05‎ ‎0.08‎ ‎0.09‎ ‎0.10‎ ‎0.10‎ ‎①40 min时，HI的转化率为________，根据上述实验结果，温度为730 K时该反应的平衡常数K＝________。‎ ‎②上述反应中，反应速率v＝v正－v逆＝k正·x2(HI)－k逆·x(H2)x(I2)，k正、k逆分别为正、逆反应速率常数，x为物质的量分数。计算20 min时，＝________(结果保留2位小数)。‎ 答案　(1)151 kJ ‎(2)<　1∶1　增大压强(或缩小容器容积)　加入适当的催化剂 ‎(3)16%　　5.06‎ 解析　(1)设I2(g)的键能为x，根据ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能＝436 kJ·mol－1＋x－2×299 kJ·mol－1＝－11 kJ·mol－1，解得x＝151 kJ·mol－1，则1 mol I2(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为151 kJ。‎ ‎(2)①由题图可知，A点碘化氢的体积分数大于B点，又因H2(g)＋I2(g)2HI(g)　ΔH＝－11 kJ·mol－1的正反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，碘化氢的体积分数减小，所以反应温度：T10。在恒容密闭容器中充入一定量的N2O4，发生上述反应。测得N2O4的平衡转化率[α(N2O4)]随温度的变化为图中的某条曲线：‎ 11‎ α(N2O4)随温度的变化的正确曲线是________(填“ⅰ”或“ⅱ”)。若容器中通入N2O4的起始压强为102 kPa，则a点温度下的平衡常数Kp＝________(用平衡分压代替平衡浓度计算，p分＝p总×物质的量分数)。‎ ‎(3)机动车尾气是造成雾霾的主要因素之一，CO、NO在催化剂作用下可转化为无害气体：2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)　ΔH<0。‎ 已知甲、乙两个恒温恒容容器的容积均为1 L，两个容器中加入的CO的物质的量及CO随反应时间的变化如下表：‎ t/min ‎0‎ ‎40‎ ‎80‎ ‎120‎ ‎160‎ n甲(CO)/mol ‎2.00‎ ‎1.50‎ ‎1.10‎ ‎0.80‎ ‎0.80‎ n乙(CO)/mol ‎2.00‎ ‎1.45‎ ‎1.00‎ ‎1.00‎ ‎1.00‎ 则反应温度高的容器是________(填“甲”或“乙”)；甲容器中，0～120 min的速率v(N2)＝________mol·L－1·min－1，达到化学平衡后，乙容器中各物质的量均加倍，则平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动。‎ ‎(4)已知：25 ℃时，电离常数Kb(NH3·H2O)＝2.0×10－5，Ka1(H2CO3)＝4.0×10－7、Ka2(H2CO3)＝5.0×10－11。‎ ‎①判断0.1 mol·L－1 (NH4)2CO3溶液使pH试纸________(填“变蓝”“不变色”或“变红”)，该溶液中c(CO32－)、c(HCO3－)、c(NH4＋)的浓度大小关系是____________________________。‎ ‎②0.50 mol·L－1 Na2CO3溶液的pH＝________(不考虑CO32－第二步水解和H2O的电离)。‎ 答案　(1)－346‎ ‎(2)ⅰ　204‎ ‎(3)乙　0.005　正反应 ‎(4)①变蓝　c(NH4＋)>c(CO32－)>c(HCO3－)　②12‎ 解析　(1)根据盖斯定律，由Ⅰ×＋Ⅱ×可得目标反应：NH4＋(aq)＋2O2(g)===2H＋(aq)＋H2O(l)＋NO3－(aq)，则有ΔH＝(－546 kJ·mol－1)×＋(－146 kJ·mol－1)×＝－346 kJ·mol－1。‎ ‎(2)反应N2O4(g)2NO2(g)　ΔH>0，升高温度，平衡正向移动，平衡转化率[α(N2O4)]增大，故题图中曲线ⅰ表示α(N2O4)随温度的变化。题图中a点T2温度下α(N2O4)＝0.5，假设起始N2O4的物质的量为m，则平衡时N2O4的物质的量为0.5m，NO2的物质的量为m，‎ 11‎ 故平衡时N2O4、NO2的物质的量分数分别为、。起始压强为102 kPa，根据阿伏加德罗定律及推论可知，恒温恒容时，气体的压强之比等于其物质的量之比，则有＝，解得p平衡＝153 kPa，故N2O4、NO2的平衡分压分别为×153 kPa＝51 kPa、×153 kPa＝102 kPa，因此a点温度下的平衡常数Kp＝＝＝204。‎ ‎(3)反应2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)的ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，反应物的转化率降低；对比表中数据，甲容器中反应达到平衡时所用时间长，平衡时n(CO)小，说明甲容器的温度低于乙容器。甲容器中0～120 min内消耗1.20 mol CO，同时应生成0.60 mol N2则有v(N2)＝＝0.005 mol·L－1·min－1。达到化学平衡后，乙容器中各物质的量均加倍，与保持各物质的量不变、缩小容器容积至原来一半是等效平衡，而缩小容积相当于增大压强，平衡向正反应方向移动。‎ ‎(4)①(NH4)2CO3溶液中NH4＋、CO32－均存在水解平衡：NH4＋＋H2ONH3·H2O＋H＋、CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，则水解平衡常数Kh(NH4＋)＝＝＝5×10－10，Kh(CO32－)＝＝＝2×10－4，则有Kh(NH4＋)c(CO32－)>c(HCO3－)。②0.50 mol·L－1 Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，由于CO32－的水解程度很小，近似处理：c(HCO3－)≈c(OH－)，c(CO32－)≈0.50 mol·L－1，又因Kh(CO32－)＝2×10－4，则有Kh(CO32－)≈＝＝2×10－4，解得c(OH－)＝1×10－2 mol·L－1，此时溶液中c(H＋)＝＝ mol·L－1＝1×10－12 mol·L－1，故溶液的pH＝12。‎ ‎3．研究碳氧化合物、氮氧化合物、硫氧化合物等大气污染物的处理对缓解环境污染、能源危机具有重要意义。‎ ‎(1)已知：C(s)＋O2(g)CO2(g)ΔH＝－393.5 kJ·mol－1‎ N2(g)＋O2(g)2NO(g)　ΔH＝＋180 kJ·mol－1‎ 则C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。‎ ‎(2)用焦炭还原NO2的反应为2C(s)＋2NO2(g)N2(g)＋2CO2(g)，向两个容积均为2 L、反应温度分别为T1 ℃、T2℃的恒温恒容密闭容器中分别加入足量的焦炭和一定量的NO2，测得各容器中n(NO2)随反应时间t的变化情况如图所示：‎ 11‎ ‎①T1________T2(填“>”或“<”)，该反应为________(填“放热”或“吸热”)反应。‎ ‎②T2 ℃时，40～80 min，用N2的浓度变化表示的平均反应速率v(N2)＝________，此温度下的化学平衡常数K＝________。‎ ‎③T2 ℃下，120 min时，向容器中再加入焦炭和NO2各1 mol，在t时刻达到平衡，此时NO2的转化率比原平衡时________(填“增大”“减小”或“不变”)。‎ ‎(3)工业上消除氮氧化物的常用方法是SCR(选择性催化还原)脱硝法，反应原理为4NH3(g)＋4NO(g)＋O2(g)===4N2(g)＋6H2O(g)　ΔH<0‎ ‎①SCR法除NO，投料比一定时有利于提高NO平衡转化率的反应条件是________、________。‎ 当反应温度过高时，会发生以下副反应：‎ ‎2NH3(g)＋2O2(g)===N2O(g)＋3H2O(g)‎ ‎4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g)‎ ‎②某科研小组通过系列实验，分析得出脱硝率与氨氮比[NH3/NOx表示氨氮比]、温度的关系如图所示，从图甲可以看出，最佳氨氮比为2.0，理由是___________________________ ____________________________________________________________________________；‎ 由图乙可知，当温度高于405 ℃后，脱硝率会逐渐减小，原因是______________________ __________________________________________________。‎ 答案　(1)－573.5‎ ‎(2)①>　放热　②0.002 5 mol·L－1·min－1　0.675　③减小 11‎ ‎(3)①降低温度　减小压强　②氨氮比从2.0增大到2.2时，脱硝率的变化不大，但氨的浓度增加较大，导致生产成本提高　当温度过高时，会发生副反应 解析　(1)将题给两个热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由①－②可得：C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)，则有ΔH＝(－393.5 kJ·mol－1)－(＋180 kJ·mol－1)＝－573.5 kJ·mol－1。‎ ‎(2)①由题图可知，T1时反应先达到平衡状态，则T1时反应速率快，温度高，则有：T1>T2；T1时反应达到平衡状态时的n(NO2)大于T2时反应达到平衡状态时的n(NO2)，说明温度升高，平衡逆向移动，则该反应为放热反应。②由题图可知，T2 ℃时，40～80 min，n(NO2)由1.50 mol降低到1.10 mol，同时生成0.20 mol N2，则40～80 min，N2的平均反应速率v(N2)＝＝2.5×10－3 mol·L－1·min－1；T2 ℃时，反应达到平衡状态时n(NO2)＝0.80 mol，c(NO2)＝＝0.4 mol·L－1，按“三段式法”计算：‎ ‎　　　　 　2C(s)＋2NO2(g)N2(g)＋2CO2(g)‎ 起始浓度/(mol·L－1)　1.00　　　　　0　　　0‎ 转化浓度/(mol·L－1)　0.60　　　　0.30　　0.60‎ 平衡浓度/(mol·L－1)　0.40　　　　0.30　　0.60‎ 平衡常数K＝＝＝0.675。‎ ‎③T2 ℃下，120 min时再加入1 mol焦炭和1 mol NO2，相当于增大体系压强，平衡逆向移动，在t时刻达到平衡状态，此时NO2的转化率比原平衡时减小。‎ ‎(3)①投料比一定时，为提高NO平衡转化率，应使平衡正向移动，可采取的措施有降低温度、减小压强等。②由题图甲可知，氨氮比从2.0升高到2.2时，脱硝率的变化不大，但氨浓度增加较大，若提高氨氮比会导致生产成本增加，经济效益降低；温度高于405 ℃时，NH3会发生副反应，导致NOx的脱除率逐渐减小。‎ ‎4．Ⅰ.已知：①NaHCO3(s)===Na＋(aq)＋HCO3－(aq)ΔH1＝＋18.81 kJ·mol－1‎ ‎②Na2CO3(s)===2Na＋(aq)＋CO32－(aq)ΔH2＝－16.44 kJ·mol－1‎ ‎③2NaHCO3(s)===Na2CO3(s)＋CO2(g)＋H2O(l)ΔH3＝＋92.34 kJ·mol－1‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)资料显示，NaHCO3固体加热到100 ℃发生分解，但是加热NaHCO3溶液时，不到80 ℃就有大量CO2气体放出。从反应热的角度说明原因：________________________________ ________________________________________。‎ ‎(2)NaHCO3溶液中主要存在2种化学平衡：a.HCO3－＋H2OH2CO3＋OH－，b.2HCO3－CO32－＋H2O＋CO2↑。根据理论计算得0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液中2个反应的转化率随温度变化如图甲所示(不考虑相互影响)：‎ 11‎ ‎①25 ℃ 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液中CO2与H2CO3的总浓度最大可能为________mol·L－1。‎ ‎②加热蒸干NaHCO3溶液最后得到的固体是________。‎ ‎③25 ℃时0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH＝8.3，加热到4 min溶液沸腾，然后保温到7 min。已知常温下Na2CO3溶液的浓度和pH的关系如下表(忽略温度对Kw的影响)：‎ c/(mol·L－1)‎ 饱和 ‎0.20‎ ‎0.10‎ ‎0.010‎ ‎0.001 0‎ pH ‎12.1‎ ‎11.8‎ ‎11.5‎ ‎11.1‎ ‎10.6‎ 请在图乙中作出NaHCO3溶液的pH随时间变化曲线。‎ Ⅱ.研究得出当甲烷分解时，几种气体平衡时分压(Pa)的对数与温度(℃)的关系如图丙所示。‎ ‎(3)T ℃时，向1 L恒容密闭容器中充入0.3 mol CH4，只发生反应2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)，达到平衡时，c(C2H4)＝c(CH4)，CH4的平衡转化率为________；上述平衡状态的某一时刻，若改变温度至T2 ℃，CH4以0.01 mol·L－1·s－1的平均速率增加，经t s后再次达到平衡，且平衡时，c(CH4)＝2c(C2H4)，则t＝________s。‎ ‎(4)列式计算反应2CH4(g)C2H2(g)＋3H2(g)在图丙中温度为A时的平衡常数K＝________(用平衡分压代替平衡浓度计算，lg0.05＝－1.3)。‎ ‎(5)由图丙可知，甲烷裂解制乙炔时有副产物乙烯生成，为提高甲烷制乙炔的转化率，除改变温度外，还可采取的措施有________________。‎ 答案　Ⅰ.(1)2HCO3－(aq)===CO32－(aq)＋CO2(g)＋H2O(l)　ΔH＝＋38.28 kJ·mol－1，HCO3－为液态时反应需要的能量比固态时小(其他合理的说法也给分)‎ 11‎ ‎(2)①1.7×10－3　②Na2CO3‎ Ⅱ.(3)66.7%　5　(4)5.0×104‎ ‎(5)充入适量的乙烯 解析　(1)根据已知条件及盖斯定律，由③＋②－2×①可得热化学方程式：2HCO3－(aq)===CO32－(aq)＋CO2(g)＋H2O(l)　ΔH＝＋92.34 kJ·mol－1＋(－16.44 kJ·mol－1)－2×(＋18.81 kJ·mol－1)＝＋38.28 kJ·mol－1。加热固体NaHCO3放出CO2气体的反应热ΔH3＝＋92.34 kJ·mol－1；而加热NaHCO3溶液放出CO2气体的反应热ΔH＝＋38.28 kJ·mol－1，说明NaHCO3溶液受热分解放出CO2时需要的能量比固体低。‎ ‎(2)①根据题图甲可知，25 ℃时，反应a中HCO3－的转化率为0.2%，即生成H2CO3的浓度为0.10 mol·L－1×0.2%＝2×10－4 mol·L－1，25 ℃时，反应b中HCO3－的转化率为3.0%，即生成CO2的浓度为0.10 mol·L－1×3.0%×＝1.5×10－3 mol·L－1，所以25 ℃ 0.10 mol·L－1 NaHCO3溶液中CO2与H2CO3的总浓度最大可能为2×10－4 mol·L－1＋1.5×10－3 mol·L－1＝1.7×10－3 mol·L－1。②加热蒸干NaHCO3溶液，NaHCO3受热分解生成Na2CO3、CO2和水，所以最后得到的固体是Na2CO3。③根据已知条件，碳酸氢钠溶液的起始pH为8.3，所以曲线的起点为(0，8.3)，加热过程中碳酸氢钠会分解为碳酸钠，溶液的pH增大，加热到4 min溶液沸腾，说明碳酸氢钠分解为碳酸钠，此时碳酸钠的浓度为0.05 mol·L－1，由表格中数据可知，碳酸钠的浓度是0.10 mol·L－1时，溶液的pH为11.5，浓度是0.010 mol·L－1时，溶液的pH为11.1，即4 min时，碳酸钠溶液的pH为11.1到11.5之间；4～7 min内，pH变化不大。据此画出曲线。‎ Ⅱ.(3)根据方程式2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)，假设达到平衡时，生成n(C2H4)为x，则有：‎ ‎　　 　　2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)‎ 起始量/mol　0.3　　 　　 　0　　　　0‎ 转化量/mol　2x　　　 　 　x　　　　2x 平衡量/mol　0.3－2x　　 x　　　　2x 由于恒容密闭容器的容积不变，且达到平衡时，c(C2H4)＝c(CH4)，则n(C2H4)＝n(CH4)，x＝0.3－2x，解得x＝0.1 mol，甲烷的转化率为×100%≈66.7%；从题图丙可知，‎ 11‎ 温度升高，甲烷的分压增大，平衡逆向移动，甲烷的物质的量增加，则T2>T，假设再次平衡时乙烯的物质的量是y，则甲烷的物质的量是2y，因此0.1＋2×(0.1－y)＝2y，解得y＝0.075 mol，说明甲烷的物质的量增加了0.075 mol×2－0.1 mol＝0.05 mol，即浓度增加了0.05 mo1·L－1，所以时间t＝＝5 s。‎ ‎(4)根据题图丙可知，温度为A时，平衡时甲烷、氢气、乙炔的分压分别是103、104、0.05，所以该温度下的平衡常数K＝＝＝5.0×104。‎ ‎(5)根据方程式可知，增大乙烯的浓度，可使反应2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)的平衡逆向移动，甲烷的浓度增大，从而使反应2CH4(g)C2H2(g)＋3H2(g)平衡正向移动，乙炔的浓度增大，故可通入适量的乙烯以提高制乙炔的转化率。‎ ‎5．2018年张家口市公交行业迈入氢能源时代，为绿色冬奥再添新“绿”。“制氢”“储氢”“用氢”一直都是能源研究的热点。工业上制取H2有多种方法，如：‎ ‎①C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)ΔH1＝＋131.5 kJ·mol－1‎ ‎②CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g)ΔH2＝＋206.2 kJ·mol－1‎ ‎③CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)ΔH3＝＋247.4 kJ·mol－1‎ ‎④2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)ΔH4＝＋483.6 kJ·mol－1‎ ‎(1)CH4(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)和H2(g)的热化学方程式为_______________ ____________________________________________________________________________。‎ ‎(2)镧镍合金是一种良好的储氢材料，在一定条件下通过如下反应实现储氢：LaNi3(s)＋3H2(g)LaNi3H6(s)　ΔH<0。某实验室模拟该过程，向容积一定的密闭容器中充入反应物发生反应。H2的平衡转化率与其初始加入量(n)、反应温度(T)的关系如图甲所示；一定温度下，容器内的压强(p)随时间(t)的变化关系如图乙所示。‎ 11‎ ‎①图甲中H2初始充入量最大的是________(填“n1”“n2”或“n3”)。‎ ‎②该反应平衡常数的大小关系为K(T1)________(填“>”“<”或“＝”)K(T2)，理由是________________________________________________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎③保持温度不变，在t6时刻将容器的容积压缩至原容积的一半，并在t9时刻达到平衡。请在图乙中画出相应的变化曲线。‎ ‎(3)氢气燃料电池能大幅度提高能量的转化率。相同条件下，其能量密度(能量密度之比等于单位质量的可燃物转移电子数之比)是甲醇燃料电池的________倍(计算结果保留两位有效数字)。‎ ‎(4)科学家研发的“全氢电池”的工作原理如图丙所示，下列有关该电池的说法正确的是________(填序号)。‎ a．电池的总反应是2H2＋O2===2H2O b．左边电极上的电势高于右边电极上的电势 c．负极的电极反应是H2－2e－＋2OH－===2H2O d．装置中所用的是阴离子交换膜 e．产生能源的源泉是酸和碱的中和能 答案　(1)CH4(g)＋2H2O(g)===CO2(g)＋4H2(g)ΔH＝＋165.0 kJ·mol－1‎ ‎(2)①n3　②>　该可逆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，平衡常数减小③‎ ‎(3)5.3　(4)ce 解析　(1)CH4(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)和H2(g)的化学方程式为CH4(g)＋2H2O(g)===CO2(g)＋4H2(g)，根据盖斯定律该反应可由2×②－③得到，所以ΔH＝2ΔH2－ΔH3＝2×(＋206.2 kJ·mol－1)－(＋247.4 kJ·mol－1)＝＋165.0 kJ·mol－1。‎ ‎(2)①该反应的化学平衡常数K＝，而温度不变时化学平衡常数不变，即平衡时的c(H2)不变，所以起始充入H2量越大、H2的平衡转化率越高，即H2初始充入量：n3>n2>n1。②该反应的正反应是放热反应，所以其他条件不变时温度越高、化学平衡常数越小，即K(T1)>K(T2)>K(T3)。③容器的容积变为原容积一半的瞬间，体系的压强变为原来的两倍，即6 kPa，再由平衡常数表达式可知再次达到平衡时c(H2)不变，‎ 11‎ 即再次达到平衡时的压强与原平衡相同，还是3 kPa。‎ ‎(3)由能量密度之比等于单位质量的可燃物转移电子数之比可知H2和甲醇的能量密度之比为∶≈5.3。‎ ‎(4)a项，由图示可知左侧H2参与反应、右侧生成H2，所以没有O2参与总反应，错误；b项，左侧H2，与OH－反应生成H2O，即H2发生氧化反应，所以对应电极是原电池的负极，而原电池中电势：正极>负极，错误；c项，左侧为负极，H2发生失电子的氧化反应生成H2O，电极反应式是H2－2e－＋2OH－===2H2O，正确；d项，由溶液呈电中性可知，左侧消耗OH－，则Na＋移向右侧，则装置中所用的是阳离子交换膜，错误；e项，负极上H2失去电子后生成的H＋与电解质溶液中的OH－反应，即发生的中和反应释放能量，正确。‎ 11‎