2023届高三化学一轮专题复习—化学反应原理综合题
1．（2022·陕西西安·西安中学校考模拟预测）氮的化合物在生产生活中广泛存在。回答下列问题：
(1)亚硝酰氯(Cl—N=O)气体是有机合成中的重要试剂，它可由Cl2和NO在通常条件下反应制得，该反应的热化学方程式为____。
相关化学键的键能如表所示：
化学键 Cl—Cl N≡O(NO气体) Cl—N N=O
键能/(kJ·mol-1) 243 630 200 607
(2)一定温度下，在恒容密闭容器中充入一定量N2O5进行反应，能判断反应已达到化学平衡状态的是___(填字母)。
a.NO2和O2的浓度比保持不变
b.容器中压强不再变化
c.2v正(NO2)=v逆(N2O5)
d.气体的密度不再改变
(3)向密闭容器中充入1molN2和2.6molH2，在一定条件下合成NH3，相同时间内测得体系中N2的物质的量(mol)与温度、压强的关系如图所示。
①P____(填“＞”，“＜”或“=”)1.8MPa。
②投料比一定时，随温度的升高，不同压强下N2物质的量趋向相同，其主要原因是____。
③在373K时，平衡常数Kp=____MPa-2(Kp为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)
(4)利用现代手持技术传感器探究压强对平衡移动的影响。在恒定温度和标准压强条件下，往针筒中充入一定体积的NO2气体后密封并保持活塞位置不变。分别在t1s、t2s时迅速移动活塞后并保持活塞位置不变，测定针筒内气体压强变化如图，下列说法正确的是____(填字母)。
a．B、E两点对应的正反应速率为B小于E
b．t1s向里快速推注射器活塞，t2s向外快速拉注射器活塞
c．由C到D点，平衡逆向移动，针筒内气体颜色比B点浅
d．E、F、H三点对应气体的平均相对分子质量最大的点为H
(5)电化学气敏传感器可用于监测环境中NH3的含量，其工作原理示意如图，电极a的电极反应为____。
2．（2022·黑龙江哈尔滨·哈尔滨三中校考模拟预测）乙醇在催化剂存在下受热发生脱水反应，既可分子内脱水生成乙烯，也可分子间脱水生成乙醚，具体反应式如下：
①C2H5OH(g)=C2H4(g)+H2O(g)
②2C2H5OH(g)=C2H5OC2H5(g)+H2O(g)
已知：乙醇和乙醚的沸点分别为78.4℃和34.5℃。
试回答下列问题：
(1)若150℃时，一定量的乙醇脱水转化为7gC2H4，该反应吸收11.5kJ的热量，则其热化学方程式为____。
(2)反应进程与相对能量如图所示：
由图可知反应②的△H____0(填“>”“=”或“<”)；要提高反应①的平衡转化率，可采取的措施为____(填选项)。
A．体积不变，增大压强 B．升温
C．体积不变，增加乙醇的量 D．及时分离出乙烯
(3)已选取适当催化剂后，要缩短反应②达到平衡的时间，可采取的措施有____。
(4)如表是常压、某催化剂存在条件下，分别以等量乙醇在不同温度下进行脱水实验获得的数据(设每次实验反应时间均相同)：
反应温度(℃) 乙醇转化率(%) 乙烯选择性(%) 乙醚选择性(%)
100 25.22 4.38 94.52
150 54.25 52.24 46.71
200 78.69 55.26 43.70
250 95.20 96.80 2.20
300 99.56 98.49 1.20
350 99.84 99.20 0.36
注：乙烯选择性=；乙醚选择性=
①在该催化剂条件下制乙烯，选择合适的温度区间是____。温度不宜过低或过高的原因是____。
②250℃时，若在体积为1L的恒容密闭容器中投入1molCH3CH2OH进行反应，反应达平衡时，乙醇的平衡转化率为a，乙烯的选择性为m1，乙醚的选择性为m2。求250℃时反应①的化学平衡常数K为____(用含a、m1、m2的代数式表示)。
3．（2022·北京西城·北京市回民学校校考模拟预测）氨对人类的生存和发展有着重要意义，1909年哈伯在实验室中首次利用氮气与氢气反应合成氨，实现了人工固氮。
(1)①反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的化学平衡常数表达式为_____。
②实验室检验氨气的方法是____。
(2)在一定条件下氨的平衡含量如表。
温度/℃ 压强/MPa 氨的平衡含量
200 10 81.5%
550 10 8.25%
①该反应为_____(填“吸热”或“放热”)反应。
②哈伯选用的条件是550℃、10MPa，而非200℃、10MPa，可能的原因是____。
(3)实验室研究是工业生产的基石。如图中的实验数据是在其它条件不变时，不同温度(200℃、400℃、600℃)、压强下，平衡混合物中NH3的物质的量分数的变化情况。
①曲线a对应的温度是____。
②M、N、Q点平衡常数K的大小关系是____。
(4)尽管哈伯的合成氨法被评为“20世纪科学领域中最辉煌的成就”之一，但仍存在耗能高、产率低等问题。因此，科学家在持续探索，寻求合成氨的新路径。如图为电解法合成氨的原理示意图，阴极的电极反应式为____。
(5)NH3转化为NO是工业制取硝酸的重要一步，已知：100kPa、298K时：
4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) △H=-1268kJ·mol-1
2NO(g)N2(g)+O2(g) △H=-180.5kJ·mol-1
请写出NH3转化为NO的热化学方程式____。
4．（2022·云南昆明·昆明一中校考模拟预测）研究 的利用对实现碳中和具有重要的意义。已知：
I.
II.
回答下列问题：
(1) H=_______kJmol-1
(2)一定条件下，某恒容密闭容器中按 投料，催化作用下同时发生反应I和II。反应体系中 CO2(g)、的浓度随时间变化情况如图所示。
①0~15s时间段内，用表示的平均反应速率为_______ (保留三位有效数字)。
②反应体系中 的选择性_______ CO的选择性(填“大于”“小于”或“等于”)。
③下列示意图中能体现反应I(实线)和反应II(虚线)的活化能大小和反应进程的是_______(填标号)，判断的理由是_______。
④15s时，反应I的v正反应_____________v逆反应(填“大于”“小于”或“等于”)，反应II的浓度商 Qc_______(用含a的式子表示)。
5．（2022·湖北襄阳·枣阳一中校考模拟预测）丁二烯是生产合成橡胶的主要原料。一定条件下，2，3-二甲基-1，3-丁二烯()与溴单质发生液相加成反应(1，2加成和1，4加成)，已知溶剂极性越大越容易发生1，4加成。现体系中同时存在如下反应：
①
②
③
由阿伦尼乌斯公式推知，同一反应在不同温度(T)下，反应速率常数(k)与活化能(Ea)的关系如下：(其中R为常数)。已知体系中两种产物可通过互相转化，反应历程及能量变化如下图所示：
(1)由反应历程及能量变化图示判断，m_______n(填“＞”、“=”或“＜”)，_______。(用含不同活化能的式子表示)
(2)其他条件不变的情况下，升高反应温度，对反应_______(填①或②)的速率提高更有利，分析原因_______。
(3)由反应历程及能量变化图示判断，产物中_______(用系统命名法命名)含量更大，若要提高该产物在平衡体系中的物质的量分数，还可采取的措施是_______。
(4)在一定温度下，向某反应容器中加入1.0mol和一定量的发生上述反应。测得的平衡转化率为，平衡时为b mol，若以物质的量分数表示的平衡常数，反应③的平衡常数，则产物的选择性百分比为_______，反应①的平衡常数_______。
6．（2022·天津河西·天津市新华中学校考一模）工业烟气中的SO2严重污染环境，可用多种方法进行脱除。
(1)H2O2氧化法。H2O2可以将SO2氧化生成H2SO4
由于H2O2储存过程可能发生分解反应：。某兴趣小组研究催化分解H2O2历程如下，请补全第二步反应的热化学方程式。
第一步： 慢反应
第二步：______________ 快反应
请根据I-催化H2O2的分解反应历程补充剩余的能量示意图_______。
(2)ZnO水悬浊液吸收SO2
已知：室温下，ZnSO3微溶于水，Zn(HSO3)2易溶于水。向ZnO水悬浊液中匀速缓慢通入SO2，在开始吸收的40min内，SO2吸收率、溶液pH均经历了从几乎不变到迅速降低的变化，如图。溶液pH几乎不变的阶段，主要产物是_______(填化学式)：SO2吸收率迅速降低阶段，主要反应的离子方程式为_______。
(3)SO2经富集后可用于制备硫酸。现向某密闭容器中充入1mol SO2、1molO2，在催化条件下发生反应：，SO2的平衡转化率与反应温度、压强的关系如图所示。
①图中A、B、C三点逆反应速率由大到小的顺序为_______﹔
②实际工业生产时选择A点生产条件而非B点，原因是_______。
③C点对应的Kp为_______MPa-1 (写出关于a的表达式，保留一位小数，Kp为用分压表示的化学平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
7．（2022·河南·校联考模拟预测）CH4－CO2重整技术是获得合成气(CO、H2)、实现碳中和的重要途径之一，具有一定的经济效应和社会意义，反应原理为CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) △H=+247.4kJ·mol-1
(1)上述反应在____(填“低温”或“高温”)条件下能自发进行；已知：CO、H2的燃烧热△H分别为-283.0kJ·mol-1、-285.8kJ·mol-1，则CH4的燃烧热△H=____。
(2)研究表明，在某催化剂作用下上述反应历程可能分两步，其能量变化如图所示：
①积碳反应：CH4(g)C(ads)+2H2(g)[C(ads)为吸附性活性炭]；
②消碳反应：C(ads)+CO2(g)2CO(g)。
决定上述反应速率的步骤是____(填序号)；催化剂表面的C(ads)会影响催化剂的活性，为了消除C(ads)并提高反应速率，可采取的措施有____(填两点)。
(3)以Ni/α－Al2O3为催化剂进行CH4－CO2重整实验。
①按起始投料比=充入恒温恒容密闭容器中，测得容器中总压强p总随时间的变化如图所示：
研究表明CO的生成速率v(CO)正=1.5p(CH4)·p(CO2)×10-2(单位略，压强以kPa为单位)，则t1时刻v(CO)正=____(填数字)。
②容器甲、乙为相同的恒容密闭容器，向甲中充入1molCH4和1molCO2，向乙中充入1molCH4和2molCO2，测得CH4的平衡转化率随温度的变化如图所示：
图中a、b、c三处平衡体系中，H2的体积分数最小的是____(填“a”“b”或“c”)。
(4)以合成气为原料，以Cu－Mn合金为催化剂制备二甲醚的相关反应原理为：
主反应：3H2(g)+3CO(g)CH3OCH3(g)+CO2(g)
副反应：2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)
已知：二甲醚的选择性=×100%。
一定温度下，在1L恒容密闭容器中充入1molCO和1molH2，若平衡时CO的转化率为80%、二甲醚的选择性为90%，则H2的平衡转化率为____；用气体的平衡分压代替其物质的量浓度得到的化学平衡常数为Kp，若平衡时的总压强为20MPa，该温度下副反应的化学平衡常数Kp为____MPa-2(用计算式表示，不必化简；气体分压=气体总压×物质的量分数)。
8．（2022·湖南·模拟预测）大连化学物理研究所开发的DMTO技术曾获得国家科学技术发明一等奖。该技术以煤为原料，经过煤→CO、H2→CH3OH→C2H4、C3H6等一系列变化可获得重要的化工产品乙烯和丙烯。回答下列问题：
(1)煤气化包含一系列化学反应，热化学方程式如下：
①C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) △H1=+131kJ·mol-1
②CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) △H2=akJ·mol-1
③C(s)+CO2(g)=2CO(g) △H=+172kJ·mol-1，
则a=_______。
(2)已知某密闭容器中存在可逆反应：2CH3OH(g) C2H4(g)+2H2O(g) △H，测得其他条件相同时，CH3OH的平衡转化率随着温度(T)、压强(p)的变化如图1所示，平衡常数K与温度T关系如图2所示。
①该反应的△H_______(填“>”或“<”，下同)0，N点v(CH3OH)正_______M点v(CH3OH)逆。
②T1后升高温度，则B、C、D三点中能正确表示该反应的平衡常数K随着温度T改变而变化的点是_______(填字母)。
(3)在一定温度和适当催化剂存在下，将1molCO、2molH2通入恒容密闭容器中，使其发生反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H=-91kJ·mol-1，测得开始时容器内总压为3×105Pa，反应经2min达到平衡且平衡时体系压强降低了，则该温度下的平衡常数Kp=_______Pa-2(Kp为分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
(4)某乙烯熔融碳酸盐燃料电池工作原理如图3所示，则负极上电极反应式为_______；若要维持电池持续稳定工作，则从理论上讲，进入石墨Ⅱ电极上的CO2与石墨Ⅰ电极上生成的CO2的物质的量之比是_______。
9．（2022·河南开封·校联考模拟预测）基于生物质的乙醇转化制氢是目前制氢领域研究较热门的技术之一。回答下列问题：
(1)电催化乙醇制氢的装置如图所示。装置工作时，能量转化方式是_______；阳极的电极反应式为_______。
(2)水蒸气重整乙醇制氢包括的主要反应如下：
Ⅰ．CH3CH2OH(g)CO(g)+CH4(g)+H2(g) ΔH1=+49 kJ·mol-1K1；
Ⅱ．CH3CH2OH(g)+H2O(g)2CO(g)+4H2(g) ΔH2=+256 kJ·mol-1K2；
Ⅲ．CH4(g)+H2O(g)3H2(g)+CO(g) ΔH3K3；
Ⅳ．CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH4=-41 kJ·mol-1
①反应CH3CH2OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)的ΔH=_______kJ·mol-1；反应III的平衡常数K3=_______(用K1、K2表示)。
②在0.1 MPa和650℃条件下，水醇物质的量之比与气体产率的关系如图所示。图中a、b代表的物质依次是_______、_______(填化学式)。
③在0.1 MPa、水醇比为7时，温度对气体产率的影响如图所示。在150~250℃主要发生的反应为_______(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)；温度高于650℃时，随着温度升高，H2的产率略有所下降，其原因是_______。
④在0.1 MPa，水醇比为1时，在恒压密闭容器中若只发生反应CH3CH2OH(g)+H2O(g)2CO(g)+4H2(g)，达平衡时乙醇的转化率为α，则该反应的平衡常数Kp=_______MPa4(以平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×各物质的体积分数)。
10．（2022·浙江绍兴·统考模拟预测）2-甲氧基-2-甲基丁烷(TAME)常用作汽油添加剂。在催化剂作用下，可通过甲醇与烯烃的液相反应制得，体系中同时存在如下反应：
反应Ⅰ：(A)+CH3OH(TAME) ΔH1
反应Ⅱ：(B) +CH3OH(TAME) ΔH2
反应Ⅲ： ΔH3
回答下列问题：
(1)反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ以物质的量分数表示的平衡常数与温度T变化关系如图1所示。
①物质A和B中相对稳定的是_______(用“A”或“B”表示)；
②的数值范围是_______(填标号)。
A．<-1 B．-1～0 C．0～1 D．>1
(2)为研究上述反应体系的平衡关系，向某反应容器中加入，控制温度353K，测得TAME的平衡转化率为α。已知反应Ⅲ的平衡常数
①平衡体系中B的物质的量为_______mol，
②反应Ⅰ的平衡常数_______。
③同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，请判断对反应Ⅰ的化学平衡的影响并说明理由_______
(3)为研究反应体系的动力学行为，向盛有四氢呋喃的另一容器中加入一定量A、B和。控制温度为353K，A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化如图2所示。
①代表B的变化曲线为_______(填“X”或Y”)；
②时，判断反应Ⅲ的正反应速率和逆反应速率的大小并说明理由_______
11．（2022·河南·统考二模）Ⅰ.工业合成氨是人工固氮研究的重要领域，回答下列问题：
(1)2007年度诺贝尔化学奖获得者格哈德·埃特尔，确认了合成氨反应机理。673 K时，各步反应的能量变化如图所示，其中吸附在催化剂表面上的粒子用“*”标注。
图中决速步骤的反应方程式为_______， 该步反应的活化能Ea=_______kJ·mol-1。
(2)相同质量的同种催化剂，在载体上的分散度越高，催化作用越强，原因是_______，NH3在少量某催化剂下分解的实验数据如下表：
反应时间/min 0 10 20 30 40 50
c(NH3)/mol·L-1 c0 0.9 c0 0.8 c0 0.7 c0 0.6 c0 0.5 c0
分析表中数据可知，随着反应进行，c(NH3)减小，平均反应速率_______(填“增大”、“减小”或“不变”)，对该变化的合理解释是_______。
(3)在一定条件下，向某反应容器中投入5 mol N2、15 mol H2在不同温度下反应，平衡体系中氨的质量分数随压强变化曲线如图所示：
①温度T1、T2、T3中，最大的是_______ ， M点N2的转化率为_______。
②1939年捷姆金和佩热夫推出合成氨反应在衡时净速率方程式为： v(NH3)=，k1、k2分别为正反应和逆反应的速率常数；p(N2)、p(H2)、p(NH3)代表各组分的分压(分压=总压×物质的量分数)；α为常数，工业上以铁为催化剂时，α=0.5，由M点数据计算 =_______(保留2位有效数字)。
Ⅱ.利用磷盐分子作为质子导体，可实现高速率电催化还原反应合成NH3，其原理如图所示。
(4)生成NH3的第二步反应方程式为_______。
12．（2022·内蒙古呼伦贝尔·统考三模）将CO2转化为有经济价值的产物，可以推动经济高质量发展和生态环境质量的持续改善，实现“碳中和”。请回答：
(1)CO2转化为甲醇有利于实现碳中和，该过程经历以下两步：
CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH=+41kJ/mol
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH=-90kJ/mol
①写出CO2(g)合成CH3OH(g) 总反应的热化学方程式：_______
②能说明反应CO2(g)合成CH3OH(g) 总反应已达平衡状态的是_______(填字母)。
A．CO2、H2、CH3OH分子数之比为1：3：1的状态
B．在恒温恒容的容器中，混合气体的平均摩尔质量保持不变
C．在绝热恒容的容器中，反应的平衡常数不再变化
D．在恒温恒压的容器中，气体的密度不再变化
E.单位时间内，每断裂2个C=O键，同时断裂3个O-H键
③在一定条件下，向体积为2L的恒容密闭容器中通入1molCO2和3molH2，发生CO2合成CH3OH的总反应，测得10min达到平衡时氢气的平均速率为0.12mol/(L·min)，则该反应的平衡常数为_______(保留一位小数)。该反应中v正=k正 c(CO2) c3(H2)，v逆=k逆 c(CH3OH) c(H2O)，其中k正、k逆为速率常数，仅与温度有关，则当反应过程中CO2的物质的量为0.5mol时，v正：v逆=_______。
(2)CO2催化加氢生成乙烯和也是CO2的热点研究领域
2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) H<0。
①写出实验室制备乙烯的化学方程式：_______
②达到平衡后，欲增加乙烯的产率，并提高反应的速率，可采取的措施_______(写出其中符合条件的一种)
③CO2催化加氢合成乙烯往往伴随着副反应，生成低碳烃，在一定的温度和压强下，为提高乙烯选择性，应当_______
④如图所示，关闭活塞，向甲乙两个密闭容器分别充入1molCO2和3molH2，发生反应CO2催化加氢生成乙烯，起始温度体积相同(T1℃、4L密闭容器)，达到平衡时，乙的容器容积为2.8L，则平衡时甲容器中CO2的物质的量_______0.2mol(填“大于、小于、等于、无法确定”)
13．（2022·河南·统考模拟预测）近年来，我国大力加强温室气体氢化合成甲醇技术的工业化量产研究，实现可持续发展。在合适的催化剂作用下，二氧化碳可催化加氢制甲醇。
(1)已知：①
②
则反应③ _______。
(2)若将物质的量之比为1∶3的(g)和(g)充入容积为1.0 L的恒容密闭容器中发生反应③，不同压强下转化率随温度的变化关系如图所示。
a.A、B两条曲线的压强分别为、，则_______ (填“>”、“＜”或“=”)；
b.在曲线A的条件下，起始充入(g)和(g)的物质的量分别为1 mol、3 mol，且c点时K=300，则c点对应转化率为_______。
(3)在 MPa、原料气、合适催化剂的条件下发生反应，温度对转化率、产率、选择性的影响如图所示。已知：选择性。
a.转化率随温度升高而增大的原因可能是_______；
b.选择性随温度升高而减小的原因可能是_______；
c.写出240℃时反应①的平衡常数的表达式：_______。
(4)除调控合适的温度外，使选择性增大的方法有_______。
14．（2022·湖南长沙·长沙市明德中学校考二模）氮及其化合物的研究对于生态环境保护和工农业生产发展非常重要。
Ⅰ. 对合成氨的研究
(1)已知： ，该反应的活化能，则合成氨反应：的活化能_______。
(2)在一定条件下，向某反应容器中投入、在不同温度下反应，平衡体系中氨的质量分数随压强变化曲线如图1所示。
①温度、、中，由低到高为_______，点的转化率为_______。
②1939年捷姆金和佩热夫推出氨合成反应在衡时净速率方程式为：，，分别为正反应和逆反应的速率常数；、、代表各组分的分压(分压=总压×物质的量分数)；a为常数，工业上以铁触媒为催化剂时，。温度为时，_______(保留一位小数)。
Ⅱ. 对相关脱硝反应的研究
(3)将等物质的量的和分别充入盛有催化剂①和②的体积相同的刚性容器，进行反应 ，经过相同时间测得的转化率如图2所示。图中c点_______(填“一定”或“不一定”)是平衡状态，请说明理由_______。
(4)氮的氧化物脱除可用电化学原理处理，如图3装置可同时吸收和NO。已知：是一种弱酸。该装置中阴极的电极反应式为_______，应选择_______(填“阳”或“阴”)离子交换膜。
15．（2022·北京朝阳·和平街第一中学校考三模）氮、磷、砷、锑、铋、镆为元素周期表中原子序数依次增大的同族元素。回答下列问题：
(1)砷在元素周期表中的位置_______；的中子数为_______。
(2)已知：
由此推知，其中最稳定的磷单质是_______。
(3)氮、磷、砷、锑、铋、镆电负性依次_______(增大或减小)。
(4)和与卤化氢的反应相似，产物的结构和性质也相似。下列对与反应产物的推断正确的是_______(填序号)。
a.不能与反应 b.含离子键、共价键 c.能与水反应
(5)中配体分子、以及分子的空间结构和相应的键角如图所示。
中P的杂化类型是_______；的键角小于的，分析原因_______。
(6)在1L真空密闭容器中加入amol固体，t℃时发生如下反应：
①
②
③
达平衡时，体系中，，，则t℃时反应①的平衡常数K值为_______(用字母表示)。
16．（2022·辽宁沈阳·辽宁实验中学校考模拟预测）空间站利用“萨巴蒂尔反应”配合生成系统可实现的再生。回答下列问题：
Ⅰ．萨巴蒂尔反应为：
(1)萨巴蒂尔反应的前三步历程图如下。其中物质吸附在催化剂表面用“。”标注，表示过渡态。从物质吸附在催化剂表面到形成过渡态的过程会___________(填“放出热量”或“吸收热量”)。
(2)在恒容密闭容器中加入和，其分压分别20kPa和40kPa，一定条件下发生萨巴蒂尔反应。某时刻测得的分压15kPa，的反应速率，则该时刻___________。
(3)航天器中可用 ，然后电解水又得和来处理。现向一恒容密闭容器中通入和，测得反应过程中压强随时间的变化如图中a所示，若其它条件不变，仅改变某一条件时，测得其压强随时间的变化如图中b所示。曲线a中，反应开始时，压强先变大的原因可能是___________，曲线b改变的条件是___________。
Ⅱ．工业上利用甲酸的能量关系转换图如下：
(4)反应的焓变___________。
(5)温度为℃时，将等物质的量的和充入体积为1L的密闭容器中发生反应：。实验测得：，，、为速率常数。则℃时，___________；温度为℃时，，则℃＞℃，理由是___________。
17．（2022·辽宁大连·统考二模）我国提出2060年前实现碳中和，为有效降低大气CO2中的含量，以CO2为原料制备甲烷、戊烷、甲醇等能源物质具有较好的发展前景。CO2在固体催化剂表面加氢合成甲烷过程中发生如下反应：
Ⅰ.主反应：
Ⅱ.副反应：
(1)已知：Ⅲ.
Ⅳ.
则_______
(2)CO2加氢合成甲烷时，通常控制温度为左右，其可能的原因为_______
A．反应速率快 B．平衡转化率高
C．催化剂活性高 D．主反应催化剂选择性好
(3)时，向1L恒容密闭容器中充入和，初始压强为p，时主、副反应都达到平衡状态，测得，体系压强为，则内_______，平衡时选择性=_______(选择性，计算保留三位有效数字)
(4)以催化加氢合成的甲醇为原料，在催化剂作用下可以制取丙烯，反应的化学方程式为。该反应的Arrhenius经验公式的实验数据如图中曲线a所示，已知Arhenius经验公式(为活化能，k为速率常数，R和C为常数)。则该反应的活化能_______。当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线b所示，则实验可能改变的外界条件是_______。
18．（2022·宁夏银川·银川一中校考模拟预测）当今中国积极推进绿色低碳发展，力争在2030年前实现碳达峰，2060年前实现碳中和。因此，研发CO2利用技术，降低空气中CO2含量成为研究热点。工业上常用CO2和H2为原料合成甲醇(CH3OH)，过程中发生如下两个反应：
反应I：
反应II：
(1)①一定条件下，一氧化碳加氢生成甲醇的热化学方程式为： △H =___________ kJ·mol-1。
②若反应II逆反应活化能Ea(逆)为120 kJ·mol-1，则该反应的Ea(正)活化能为___________ kJ·mol-1。
(2)有研究表明，用可控Cu/Cu2O界面材料作催化剂可以提高CO2还原合成甲醇的选择性。将6.0 mol CO2和8.0 mol H2充入一体积为2L的恒温密闭容器中，发生反应3H2(g) + CO2(g) CH3OH(g) + H2O(g) △H＜ 0。测得起始压强为70MPa，H2的物质的量随时间的变化如图中实线所示(图中字母后的数字表示对应的坐标)。
①图中虚线A、B为改变某一条件时的变化，与实线相比，虚线A改变的条件可能是___________，虚线B改变的条件可能是___________。
②该反应在0—4min内H2O的平均反应速率为___________(保留2位有效数字)。
③计算该条件下(实线)的Kp为___________MPa-2 (以分压表示，分压=总压×物质的量分数)；
(3)中科院福建物质结构研究所基于CO2和甲酸(HCOOH)的相互转化设计并实现了一种可逆的水系金属二氧化碳电池，结构如图所示。该装置充电时，阳极的电极反应式为______。
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．(1)2NO(g)+Cl2(g)=2ClNO(g) △H=-111kJ·mol-1
(2)b
(3) > 随着温度的升高，温度对平衡的影响大于压强对平衡的影响 12.5
(4)cd
(5)2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O
【解析】(1)
该反应的化学方程式为：2NO(g)+Cl2(g)=2ClNO(g)，反应热，故热化学方程式为：2NO(g)+Cl2(g)=2ClNO(g) △H=-111kJ·mol-1；
(2)
a. 反应过程中NO2和O2的浓度比始终保持不变，不能判断达平衡状态，a错误；
b. 该反应为气体分子数增多的反应，恒容条件下容器中压强不再变化，可以判断达平衡状态，b正确；
c. v正(NO2)= 2v逆(N2O5)时正逆反应速率相等，故所给关系不能判断达平衡状态，c错误；
d. 恒容条件下，气体总质量守恒，气体的密度一直不改变，故气体密度不变不能判断达平衡，d错误；
故选b；
(3)
氮气和氢气反应合成氨气，正向为气体分子数减少的反应，相同温度下，压强增大，平衡正向移动，N2的物质的量减少，故P>1.8MPa；氮气和氢气反应合成氨气为放热反应，投料比一定时，随着温度的升高，平衡逆向移动，压强增大平衡正向移动，但随着温度的升高，温度对平衡的影响大于压强对平衡的影响，不同压强下趋势相同；根据图中数据，平衡时N2的物质的量为0.4mol，可列出三段式：，气体总的物质的量为2.4mol，各物质分压为N2：，H2：，NH3：，平衡常数：；
(4)
t1时压强骤减，是快速拉注射器活塞，t2时压强骤升快速，在0-t1过程中当平衡时，v正=v逆，B点压强突然减小，反应向逆向进行，v正＜v逆；E→H压强增大，平衡正向移动，气体的总物质的量减小，根据可知气体的平均摩尔质量不断增大，即平均相对分子质量MF＜MG＜MH；C点时反应向逆向进行，D颜色变深，但与B相比颜色浅。
a．由上述分析可知，t1压强骤减，化学反应速率减小，故vB大于vE，a错误；
b．t1压强骤减，是快速拉注射器活塞，t2压强骤升快速，是向里快速推注射器活塞，b错误；
c．C点时反应向逆向进行，D颜色变深，但与B相比颜色浅，c正确；
d．E点压强最小，气体的总物质的量最大，故平均相对分子质量最小，即ME＜MF，根据分析，平均相对分子质量MF＜MG＜MH，故H点的平均相对分子质量最大，d正确；
故选cd。
(5)
电极a附近氨气转化为氮气，电极反应为2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O。
2．(1)C2H5OH(g)C2H4(g)+H2O(g) ΔH=+46kJ/mol
(2) < BD
(3)升高温度、增大压强
(4) 250-300℃ 温度过低，乙醇转化率较低，乙烯选择性较低；温度过高，乙醇转化率变化不大，烯选择性变化不大，浪费能源 K=
【解析】(1)
7g乙烯物质的量为0.25mol，吸收的热量为11.5kJ，所以当生成1mol乙烯时吸收热量为46kJ，对应的热化学方程式为:C2H5OH(g) C2H4(g)+H2O(g) ΔH=+46kJ/mol；
(2)
由图可知，乙醇变成乙醚为能量降低的过程，所以H＜0，乙醇转化为乙烯的过程为气体系数和增大的吸热反应，所以升高温度或者减小压强均可以提高反应的平衡转化率，B正确，另外，及时分离出产物也可以使平衡正向移动，从而提高反应物的转化率，D正确，而A体积不变增大压强，平衡会逆向移动，转化率降低，A错误，C选项，体积不变下加入乙醇，相当于增大压强，平衡逆向移动，转化率降低，C不符合题意，答案选BD；
(3)
加快化学反应速率的方法还有升高温度、增大压强；
(4)
①通过表格可知，温度越高，乙醇的转化率越大，乙烯的选择性也越大，当高于250℃时，乙醇转化率和乙烯选择性已经很高，再升高温度，影响小，但温度高，能耗也高，所以选择最佳温度范围为：250-300℃；若温度过低，乙醇转化率较低，乙烯选择性较低；温度过高，乙醇转化率变化不大，烯选择性变化不大，浪费能源；②在体积为1L的恒容密闭容器中投入1molCH3CH2OH进行反应，反应达平衡时，乙醇的平衡转化率为a，乙烯的选择性为m1，乙醚的选择性为m2，假设两个反应为连续反应，则有如下关系：乙醇只转化为乙烯和乙醚，所以m1+m2=1，即1-am1-am2=1-a，体积为1L，所以。
3．(1) 用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝证明有氨气
(2) 放热 催化剂活性最好，可以通过合成氨的反应速率
(3) 200℃ M=Q>N
(4)
(5)4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) △H=-907 kJ·mol-1；
【解析】(1)
①平衡常数是生成物浓度系数次方的乘积与反应物浓度系数次方的的乘积的比值，反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的化学平衡常数表达式为 。
②氨气是碱性气体，氨气能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，实验室检验氨气的方法是：用湿润的红色石蕊试纸检验，试纸变蓝证明有氨气。
(2)
①升高温度，氨的平衡含量降低，说明升高温度平衡逆向移动，该反应为放热反应；
②550℃、10Mpa的条件下，催化剂活性最好，可以提高合成氨的反应速率，所以哈伯选用的条件是550℃、10MPa，而非200℃、10MPa；
(3)
①合成氨正反应放热，升高温度平衡逆向移动，氨气的百分含量降低，所以曲线a对应的温度是200℃。
②平衡常数只与温度有关，M、Q温度相同，所以平衡常数相同；N点温度高于M，正反应放热，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，平衡常数K的大小关系是M=Q>N。
(4)
电解法合成氨，阴极氮气得电子生成氨气，电极反应式为。
(5)
①4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g) △H=-1268kJ·mol-1；
②2NO(g)N2(g)+O2(g) △H=-180.5kJ·mol-1；
根据盖斯定律①-②×2得4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g) △H=-1268kJ·mol-1+180.5kJ·mol-1×2=-907 kJ·mol-1；
4．(1)-90.7
(2) 0.00167 小于 A 甲醇的选择性较小，说明反应I的活化能较大，反应速率较小 大于
【解析】(1)
由盖斯定律可知该反应可由反应I-反应II得到，则 H=-()-()= -90.7，故答案为：-90.7；
(2)
①由图可知0~15s时间段内，CO的浓度增加至0.175，则反应II中CO2的浓度消耗为0.175，反应I和II两反应中消耗的二氧化碳的浓度为(0.5-0.3)=0.2，由此可知反应I中二氧化碳的浓度消耗量为0.2-0.175=0.025，结合反应可知的浓度变化量为0.025，用表示的平均反应速率为，故答案为：0.00167；
②由上述分析可知在相同时间内，CO的浓度增加量大于的浓度增加量，说明反应体系中 的选择性小于CO的选择性，故答案为：小于；
③由上述分析可知反应对甲醇的选择性小于CO，说明生成甲醇的反应较生成CO的反应要慢，而反应的活化能越低反应速率越快，活化能越高反应速率越慢，则反应I的活化能大于反应II，符合的图为A，故答案为：A；甲醇的选择性较小，说明反应I的活化能较大，反应速率较小；
④15s时，反应正向进行，正反应速率大于逆反应速率；
由图可知起始时二氧化碳的浓度为0.5mol/L，又，则氢气的起始浓度为0.5amol/L，15s时二氧化碳的浓度为0.300mol/L，CO的浓度0.175，则反应II中消耗氢气的浓度为0.175，该反应生成的水的浓度为0.175；的浓度变化量为0.025，则反应I中消耗氢气的浓度为0.075，生成水的浓度为：0.025，则此时容器中水的总浓度0.200，氢气的浓度为(0.5a-0.175-0.075)=(0.5a-0.175-0.075)=(0.5a-0.250)，反应II的浓度商 Qc=，故答案为：大于；；
5．(1) > -(Ea4+Ea2-Ea1-Ea3)
(2) ② 由题中阿伦尼乌斯公式可知，升高相同的温度，活化能越大，速率常数k增大的越多，Ea2< Ea3，故升高温度，对1，4加成产物的生成速率提高更有利，则其他条件不变的情况下，升高反应温度，对反应②的速率提高更有利
(3) 2，3—二甲基—1，4—二溴—2—丁烯 在极性大的溶剂中进行反应
(4) 80%
【详解】（1）由反应历程及能量变化图示可知，反应物总能量高于生成物总能量，则转化为是放热反应，反应②-①得到 →，根据盖斯定律，(n- m) kJ·mol-1 <0 ，则m>n ； 转化为的 ΔHi=Ea -Ea1，转化为的ΔHii =Ea3-Ea4，这个过程中
ΔHii -ΔHi =Ea3-Ea4-(Ea2-Ea1)=-(Ea4+Ea2-Ea1-Ea3)；
故答案为：>，-(Ea4+Ea2-Ea1-Ea3)。
（2）由题中阿伦尼乌斯公式可知，升高相同的温度，活化能越大，速率常数k增大的越多，Ea2< Ea3，故升高温度，对1，4加成产物的生成速率提高更有利，则其他条件不变的情况下，升高反应温度，对反应②的速率提高更有利；
故答案为：②，由题中阿伦尼乌斯公式可知，升高相同的温度，活化能越大，速率常数k增大的越多，Ea2< Ea3，故升高温度，对1，4加成产物的生成速率提高更有利，则其他条件不变的情况下，升高反应温度，对反应②的速率提高更有利。
（3）由图可知，的能量低于，较稳定，反应生成的容易转化为，则反应达平衡后产物中的含量更大，主链含有4个C原子， 1、4号C原子上含有Br原子，2、3号C原子上含有甲基，2号C原子含有碳碳双键，则该物质的名称为2，3—二甲基—1，4—二溴—2—丁烯；由题目中信息可知，溶剂极性越大越容易发生1，4加成，故若要提高该产物在平衡体系中的物质的量分数，还可采取的措施是在极性大的溶剂中进行反应；
故答案为：2，3—二甲基—1，4—二溴—2—丁烯；在极性大的溶剂中进行反应。
（4）设反应生成xmol，反应③的平衡常数Kx3=4，则生成的物质的量为4xmol，则产物的选择性百分比为；反应开始时，加入1mol，的平衡转化率为，则消耗的物质的量为mol，则消耗Br2的物质的量为mol，平衡时Br2为bmol，故开始加入的Br2为(b+)mol；消耗的物质的量为mol，生成和的总物质的量为mol，产物的选择性百分比为80%，则生成的物质的量为0.2mol，平衡时的物质的量为(1-)mol，Br2为bmol，各物质总物质的量为(1+b)mol，则反应①的平衡常数；
故答案为：80%，
6．(1) IO-(ag) O2(g)+I-(aq)+H2O(l)
(2) ZnSO3 ZnSO3+SO2+H2O=Zn2++2
(3) C＞B＞A A点SO2的平衡转化率已经非常高，B点SO2的平衡转化率比A点提高不大，而增大压强对设备要求高，能耗增加，会增加生产成本
【解析】(1)
因为I-(aq)是催化剂，所以IO-(ag)必然是催化剂的中间产物，H2O2的分解产物是O2和H2O，从而得出第二步：IO-(ag)O2(g)+I-(aq)+H2O(l)
因为第二步反应为快反应，所以其活化能比第一步反应小，中间产物的能量比第一步反应中间产物的能量低；因为总反应为放热反应，所以产物的能量比第一步反应的反应物的能量低，从而可补充剩余的能量示意图为。答案为：IO-(ag)；O2(g)+I-(aq)+H2O(l)；；
(2)
ZnO水悬浊液中匀速缓慢通入SO2，开始转化为ZnSO3，由于ZnSO3微溶于水，所以SO2吸收率、溶液pH几乎不变；后来ZnSO3与SO2继续反应，转化为Zn(HSO3)2，此时溶液显酸性，所以pH不断下降，SO2的溶解度不断减小，吸收效率不断降低。因此溶液pH几乎不变的阶段，主要产物是ZnSO3：SO2吸收率迅速降低阶段，主要反应的离子方程式为ZnSO3+SO2+H2O=Zn2++2。答案为：ZnSO3；ZnSO3+SO2+H2O=Zn2++2；
(3)
①图中B点与A点的温度相同，但B点压强比A点大，所以反应速率B点比A点快，C点的压强与B点相同，但温度比B点高，所以C点的反应速率比B点大，从而得出A、B、C三点逆反应速率由大到小的顺序为；C＞B＞A；
②从图中可以看出，A点时SO2的平衡转化率已经超过95%，增大压强固然可增大SO2的平衡转化率，但增大的幅度很小，而消耗的动力、对设备的要求提高很多，所以实际工业生产时选择A点生产条件而非B点，原因是A点SO2的平衡转化率已经非常高，B点SO2的平衡转化率比A点提高不大，而增大压强对设备要求高，能耗增加，会增加生产成本。
③向某密闭容器中充入1mol SO2、1molO2，SO2的平衡转化率为90%，则可建立以下三段式：
Kp=≈MPa-1。答案为：C＞B＞A；A点SO2的平衡转化率已经非常高，B点SO2的平衡转化率比A点提高不大，而增大压强对设备要求高，能耗增加，会增加生产成本；。
【点睛】酸性气体在碱性溶液中的溶解度比在中性溶液中大，在酸性溶液中的溶解度比在中性溶液中小。
7．(1) 高温 -890.2kJ·mol-1
(2) ① 适当升高温度、增大CO2浓度
(3) 2.25 b
(4) 88%
【解析】（1）
反应①△H=+247.4kJ·mol-1是气体分子数增大的吸热反应，则△S>0、△H>0，由自发进行的判据△G=△H-T△S<0，则反应在高温条件下能自发进行；已知：CO、H2的燃烧热△H分别为-283.0kJ·mol-1、-285.8kJ·mol-1，可得燃烧热的热化学方程式为②，③，根据盖斯定律，反应①+2×②+2×③可得CH4的燃烧热的热化学方程式为△H=+247.4+2×(-283.0)+2×(-285.8)= -890.2kJ·mol-1；
（2）
正反应活化能越大反应速率越慢，由图知积碳反应的活化能比消碳反应的活化能大，则反应速率最慢，决定上述反应速率的步骤是①；为了消除C(ads)并提高反应速率，该反应是吸热反应，升高温度平衡正向移动，可采取的措施有适当升高温度、增大CO2浓度；
（3）
①按起始投料比=，假设起始n(CH4)=4mol，n(CO2)=5mol，起始总压为45kPa，t1时刻总压为65kPa，列三段式：，由压强之比等于物质的量之比，则，解得x=2，p(CH4)=，p(CO2)= ，v(CO)正=1.5p(CH4)·p(CO2)×10-2=1.5×10×15×10-2=2.25；
②其他条件相同时，增大一种反应物的量，另一种反应物转化率增大，由图可知，乙的甲烷平衡转化率大，则乙中混合气的总物质的量大，b、c点甲烷转化率相同，生成氢气的量相同，则H2的体积分数最小的是b；
（4）
二甲醚的选择性为90%，则转化为二甲醚消耗CO的物质的量为1mol×80%×90%=0.72mol，则副反应消耗CO的物质的量为1×80%-0.72=0.08mol，列三段式：、，H2的平衡转化率为，平衡时的总压强为20MPa，该温度下副反应的化学平衡常数 MPa-2。
8．(1)-41
(2) < > C
(3)1×10-10
(4) C2H4+6CO-12e-=8CO2+2H2O 3∶4
【详解】（1）根据盖斯定律可知，①－③得出ΔH2=[(＋131)－(＋172)]kJ·mol－1=－41kJ·mol－1，故答案为－41；
（2）根据图1，随着温度升高，CH3OH的转化率降低，说明升高温度，平衡向逆反应方向进行，根据勒夏特列原理，正反应ΔH＜0；该反应为物质的量增大反应，相同条件下，增大压强，平衡向逆反应方向进行，CH3OH转化率降低，因此p2＞p1，压强增大，化学反应速率加快，即N点v(CH3OH)正＞M点v(CH3OH)逆；故答案为＜；＞；
化学平衡常数只受温度影响，该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向进行，K减小，根据图2，推出C点符合题意；故答案为C；
（3）容器为恒容，总压为3×105Pa，开始时充入1molCO和2molH2，则开始时P(CO)=1×105Pa，P(H2)=2×105Pa，令达到平衡时消耗CO的分压为xPa，则达到平衡时的总压为(1×105－x)＋(2×105－2x)+x=3×105－3×105×，解得x=0.5×105，达到平衡时Kp==1×10－10；故答案为1×10－10；
（4）根据装置图，石墨Ⅰ上C2H4转化成CO2和H2O，C的化合价由－2价升高为＋4价，根据原电池工作原理，该电极为负极，熔融碳酸盐作电解质，碳酸根需要在负极上参与反应，电极反应式为C2H4＋6CO－12e－=8CO2＋2H2O；石墨Ⅱ为正极，电极反应式为O2＋2CO2＋4e－=2CO，电路中得失电子数目守恒，进入石墨Ⅱ电极上的CO2与石墨Ⅰ电极上生成的CO2的物质的量之比是6∶8=3∶4；因此故答案为C2H4＋6CO－12e－=8CO2＋2H2O；3∶4。
9．(1) 电能转化为化学能 C2H5OH-12e-+3H2O=2CO2+12H+
(2) ΔH=+174 kJ/mol H2 CO2 Ⅰ 反应Ⅳ的正反应是放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，反应消耗H2，导致H2的产率降低
【解析】（1）
电催化乙醇制氢的装置如图所示。装置工作时，能量转化方式是电能转化为化学能；
在电解时阳极上C2H5OH失去电子产生CO2、H+，故阳极的电极反应式为：C2H5OH-12e-+3H2O=2CO2+12H+；
（2）
①已知：Ⅰ．CH3CH2OH(g)CO(g)+CH4(g)+H2(g) ΔH1=+49 kJ·mol-1 K1；
Ⅱ．CH3CH2OH(g)+H2O(g)2CO(g)+4H2(g) ΔH2=+256 kJ·mol-1 K2；
Ⅲ．CH4(g)+H2O(g)3H2(g)+CO(g) ΔH3K3；
Ⅳ．CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH4=-41 kJ·mol-1
根据盖斯定律，(Ⅲ)=(Ⅱ)- (Ⅰ)，所以CH4(g)+H2O(g)3H2(g)+CO(g) ΔH3=+207 kJ/mol，
将(Ⅱ)+ (Ⅳ)×2，整理可得反应CH3CH2OH(g)+3H2O(g)2CO2(g)+6H2(g)的ΔH=+174 kJ/mol；
化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比。根据盖斯定律可知(Ⅲ)=(Ⅱ)- (Ⅰ)，所以根据化学平衡常数的含义可知反应：CH4(g)+H2O(g)3H2(g)+CO(g)的化学平衡常数K3=；
②从给出的四个反应看，越大， Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ化学平衡正向移动，CO是Ⅱ、Ⅲ的生成物，同时是Ⅳ的反应物，随着不断增大，CO的产率应该减小，而CO2、H2的产率不断增大，且根据方程式可知生成的H2比CO2多，故H2的产率增大的要比CO2多，故曲线a表示物质为H2，曲线b表示物质为CO2；
③根据图示可知：在温度为150~250℃H2的产率较低，结合Ⅰ、Ⅱ两个反应中H2的物质的量多少，可知该温度段主要发生的反应是反应Ⅰ；
当温度高于650℃时，随着温度升高，H2的产率略有所下降，这是由于反应Ⅳ．CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g) ΔH4=-41 kJ·mol-1 的正反应是放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，又反应消耗H2，因此导致H2的产率降低；
④在0.1 MPa，水醇比为1时，假设H2O、C2H5OH的物质的量都是1 mol，在恒压密闭容器中若只发生反应CH3CH2OH(g)+H2O(g)2CO(g)+4H2(g)，达平衡时乙醇的转化率为α，则根据物质反应转化关系可知平衡时n(CH3CH2OH)=n(H2O)=(1-α) mol，n(CO)=2α mol，n(H2)=4α mol，n(总)=(1-α)mol+(1-α)mol+2α mol+4α mol=2(1+2α) mol，平衡分压p(CH3CH2OH)=p(H2O)=，p(CO)=，p(H2)= ，所以该反应的平衡常数Kp==MPa4。
10．(1) B D
(2) 0.9α 同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，导致反应Ⅰ体系的各物质浓度减小，使反应Ⅰ向逆反应方向移动
(3) X 100s时，，所以v正
②由图象可知，横坐标增大，也增大，则降低温度，平衡常数增大，可知Ⅰ、Ⅱ正反应为放热反应，并且ΔH1大于ΔH2，则的数值范围是大于1，答案选D；
（2）①向反应容器中加入，测得TAME的平衡转化率为α，则平衡时，则，已知应Ⅲ的平衡常数，则，解得平衡体系中B的物质的量为0.9αmol；
②A的物质的量为0.1αmol，反应Ⅰ的平衡常数为：；
③同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，导致反应Ⅰ体系的各物质浓度减小，使反应Ⅰ向逆反应方向移动；
（3）①温度为353K，由A、B的物质的量浓度随时间的变化可知，曲线X代表的平衡浓度高于曲线Y，则代表B的变化为曲线X；
②由变化趋势可知，100s以后各组分的浓度仍在变化，t=100s时，，此时反应Ⅲ向逆向移动，即正反应速率小于逆反应速率。
11．(1) 62
(2) 分散度越高，总表面积越大，吸附的反应物越多 不变 催化剂表面已充分吸附氨气，反应中氨气浓度减小但吸附量不变，平均反应速率不变
(3) T3 40% 0.0073(MPa)-2
(4)Li3N+3H+=NH3↑+3Li+
【详解】（1）整个反应历程中活化能最大的反应，为慢反应，也是决速反应，所以上述历程中决速步骤为：；该反应的活化能为45 kJ·mol-1-（-17）kJ·mol-1=62 kJ·mol-1；
（2）相同质量的同种催化剂，分散度越高，总表面积越大，吸附的反应物越多，则催化效果越好；该反应在催化剂表面发生，由表中数据可知，随着反应进行，催化剂表面已充分吸附氨气，反应中氨气浓度减小但吸附量不变，所以平均反应速率不变；
（3）①由上述反应历程可知，合成氨为放热反应，其他条件不变时，随着温度的升高，平衡向逆反应方向移动，则氨气的质量分数减小，所以温度最高的是T3；图中表示，M点氨气的质量分数为40%，因反应前后气体的总质量保持不变，所以氨气的质量为=68g，所以得到的氨气的物质的量为=4mol，又各物质的转化量之比等于参加反应的化学计量数之比，所以转化的氮气的物质的量为=2mol，其转化率为=40%，故答案为：T3；40%；
②结合上述公式可推出=Kp，根据图象可看出M点已经达到反应平衡状态，根据①计算可得出平衡时各物质的物质的量分别为：n(N2)=5mol-2mol=3mol，n(H2)=15mol-6mol=9mol，n(NH3)=0mol+4mol=4mol，则对应各物质的分压分别为：p(N2)==3MPa，p(H2)= =9MPa，n(NH3)= =4MPa，所以=Kp=，故答案为：0.0073(MPa)-2；
（4）根据图示可知，上述过程为电解池原理，生成氨气的一极有电子的流入，为阴极，磷盐分子在电解中的作用为传导质子，故生成氨气的第二步反应方程式为：Li3N+3H+=NH3↑+3Li+。
12．(1) CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g) +H2O(g) H=-49KJ/mol BCDE 59.3 100
(2) 增大压强 选择合适的催化剂 大于
【解析】(1)
①CO2合成甲醇的反应方程式为CO2＋3H2=CH3OH＋H2O，CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH=+41kJ/mol……①；CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH=-90kJ/mol……②；根据盖斯定律可得到①＋②得出ΔH=－49kJ·mol－1，热化学反应方程式为CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g) +H2O(g) H=-49KJ/mol；故答案为CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g) +H2O(g) H=-49kJ/mol；
②A．题中没有给出投入量以及转化率，因此无法通过分子数之比判断化学反应达到平衡，故A不符合题意；
B．容器为恒温恒容，该反应为混合气体总物质减少的反应，组分都是气体，混合气体总质量不变，因此当混合气体的平均摩尔质量保持不变，说明反应达到平衡，故B符合题意；
C．容器为绝热，该反应为放热反应，容器温度升高，化学平衡常数发生变化，因此达到化学平衡常数不变，说明反应达到平衡，故C符合题意；
D．组分都是气体，混合气体的质量不变，容器恒温恒压，随着反应进行，气体总物质的量减少，容器体积减少，因此当气体密度不再变化，说明反应达到平衡，故D符合题意；
E．断裂2个C=O键，消耗1个CO2分子，断裂3个O－H，消耗1个CH3OH和1个H2O，因此可以判断该反应达到平衡，故E符合题意；
答案为BCDE；
③10min达到平衡时氢气的平均速率为0.12mol/(L·min)，消耗氢气的物质的量为0.12mol/(L·min)×10min×2L=2.4mol，消耗CO2的物质的量0.8mol，生成n(CH3OH)=n(H2O)=0.8mol，此时K=≈59.3；达到平衡时，正逆反应速率相等，即k正 c(CO2) c3(H2)=k逆 c(CH3OH) c(H2O)，推出=59.3，该时间段消耗H2物质的量为3×(1－0.5)mol=1.5mol，生成n(CH3OH)=n(H2O)= (1－0.5)mol=0.5mol，≈100；故答案为59.3；100；
(2)
①实验室制备乙烯，常用无水乙醇在浓硫酸下，加热到170℃，其反应方程式为；故答案为；
②增加乙烯的产率，并提高反应的速率，可采取的措施是增大压强；故答案为增大压强；
③为提高乙烯选择性，应当选择合适的催化剂；故答案为选择合适的催化剂；
④令乙容器中生成C2H4的物质的量为amol，则达到平衡是n(H2O)=4amol，n(CO2)=(1－2a)mol，n(H2)=(3－6a)mol，相同条件下，体积比等于物质的量之比，即有，解得a=0.4mol，则达到平衡，容器中CO2的物质的量为0.2mol，CO2催化加氢生成乙烯的反应为气体物质的量减少的反应，甲为恒容，乙为恒压，乙容器中的压强比甲容器压强大，即乙容器反应相当于在甲容器基础上加压，平衡向正反应方向进行，CO2的转化率增大，因此平衡时甲容器中CO2的物质的量大于0.2mol，；故答案为大于。
13．(1)-49.1
(2) > 90%
(3) 反应①为吸热反应，温度升高不但能加快反应速率，而且有利于该反应正向进行 反应②(或反应③)为放热反应，而反应①为吸热反应，所以温度升高不利于的合成，但有利于CO的生成，所以产率降低
(4)增大压强或使用更高效的催化剂
【详解】（1）反应③=反应①+反应②，则ΔH3=ΔH1+ΔH2=+41.4 kJ mol 1+(-90.5kJ mol 1)=-49.1kJ mol 1。
（2）a．反应③是气体体积减小的反应，同一温度下，增大压强，平衡正向移动，CO2转化率升高，则pA＞pB；
b．在曲线A的条件下，起始充入CO2(g)和H2(g)的物质的量分别为1mol、3mol，则CO2(g)和H2(g)的起始浓度分别为1mol/L、3mol/L，设c点时，CO2的转化浓度为x mol/L，则H2、CH3OH、H2O的转化浓度分别为3x mol/L、x mol/L、x mol/L，则c点时CO2、H2、CH3OH、H2O的浓度分别为(1-x)mol/L、(3-3x)mol/L、x mol/L、x mol/L，K==300，则=300，解得x=0.9，则c点对应CO2转化率为=90%。
（3）a．反应①为吸热反应，温度升高不但能加快反应速率，而且有利于该反应正向进行，故CO2转化率随温度升高而增大；
b．反应②(或反应③)为放热反应，而反应①为吸热反应，所以温度升高不利于CH3OH的合成，但有利于CO的生成，所以CH3OH产率降低，CH3OH选择性减小；
c．反应①的平衡常数的表达式为K=。
（4）反应②（或反应③）是气体体积减小的反应，反应①是气体体积不变的反应，增大压强，反应①的平衡不移动，反应②（或反应③）的平衡正向移动，CH3OH产率增大，CH3OH选择性增大；使用更高效的催化剂，加快反应②（或反应③）的速率，使CH3OH产率增大，从而使CH3OH选择性增大；综上所述，除调控合适的温度外，使CH3OH选择性增大的方法有增大压强或使用更高效的催化剂。
14．(1)
(2) 40% 136.7
(3) 不一定 c点后NO转化率下降，不一定是温度升高导致平衡逆移，也可能是催化剂活性降低，反应速率减慢所致
(4) 阳
【解析】(1)
设N2(g)+3 H2(g)2NH3(g)的活化能为x kJ·mol-1，则N2(g)+3 H2(g)2NH3(g)的ΔH=(x-600)kJ·mol-1=反应物的总键能-生成物的总键能=(946+3×436-6×391) kJ·mol-1，解得x=508，即N2(g)+3 H2(g)2NH3(g)的活化能Ea1=508 kJ·mol-1；
(2)
①合成氨反应是放热反应，其它条件相同，升高温度，平衡逆向移动，平衡体系中氨的质量分数减小，故T1
(3)
由图可知c点后温度升高NO转化率下降，c点后NO转化率下降，不一定是温度升高导致平衡逆移，也可能是催化剂活性降低，反应速率减慢所致，故图中c点不一定(否)是平衡状态；
(4)
有外加的直流电源，则右边装置为电解池装置，与a相连的电极S由+4降低为+3价，则该极为阴极，与b相连的电极为阳极，故直流电源的正极为b；阴极为亚硫酸氢根离子得电子转化为H2S2O4，电极反应式为；阳极二氧化硫转化为硫酸，电极反应式为SO2+2H2O-2e-=4H++，结合阴极反应式可知需要部分氢离子移向左边电极参与阴极反应，故阳需要阳离子交换膜。
15．(1) 第四周期第VA族 173
(2)黑磷
(3)减小
(4)bc
(5) 含有一对孤对电子，而含有两对孤对电子，中的孤对电子对成键电子对的排斥作用较大
(6)
【解析】（1）
砷与磷同主族在磷下方，在元素周期表中的位置为第四周期第ⅤA族，的中子数为288-115=173。
（2）
物质的能量越低越稳定，白磷转化成红磷放热17.6kJ，白磷转化成黑磷放热39.3kJ，说明黑磷能量最低，最稳定。
（3）
一般而言，元素非金属性越强，电负性越强，同一主族的元素，从上到下，电负性逐渐减小。
（4）
PH3和NH3与卤代氢的反应相似，产物的结构和性质也相似，PH3与HI反应产物为PH4I相当于铵盐，具有铵盐的结构性质，铵盐能与NaOH发生复分解反应，则PH4I也能和NaOH反应，a错误；铵盐中含有离子键和共价键，则PH4I中也含有离子键、共价键，b正确；铵盐易发生水解反应，则PH4I能与水反应，c正确。
（5）
PH3中P原子形成3个σ键，有1对孤电子对，则P的杂化类型为sp3杂化。H2O中O原子形成2个σ键，有2对孤电子对，NH3中N原子形成3个σ键，有1对孤电子对，H2O中的孤电子对对成键电子对的排斥作用较大。
（6）
由题可知，达平衡后体系中n(HI)=bmol，n(I2)=cmol，n(H2)=dmol，根据方程式③，生成cmolI2的同时生成H2cmol，消耗2cmolHI，同时体系中尚有bmolHI，则反应①共生成HI（2c+b）mol，同时生成PH3（2c+b）mol，平衡时体系中共有H2dmol，则反应②生成H2（d-c）mol，则反应②消耗的PH3为mol，已知反应①生成PH3（2c+b）mol，则平衡时体系中PH3有（2c+b）-=mol，则t℃时反应①的平衡常数K=c(PH3)·c(HI)= ·b。
16．(1)吸收热量
(2)0.6
(3) 正反应放热，使体系温度升高，压强增大 催化剂
(4)-31.4
(5) 0.5 由k正=1.9k逆，，说明平衡逆向移动，而CO2(g)+H2(g) HCOOH(g),为放热反应，可知T2＞ T1
【详解】（1）由图可知物质吸附在催化剂表面，形成过渡态的过程会吸收热量；
（2）列三段式有：，根据；
（3）该反应为气体分子数减少的反应，温度不变时，压强应减小，由图象可知，开始一段时间，压强增大，说明该反应放热，温度升高使得压强变大；由图象可知b线与a线到达平衡时的总压强相等，平衡未移动，但到达平衡的时间变短，反应速率变大，说明使用了催化剂，故答案为：正反应放热，使体系温度升高，压强增大；催化剂；
（4）由图示可知①ΔH=+72.6kJ/mol；②ΔH=-283.0kJ/mol；③ΔH=-241.8kJ/mol，利用盖斯定律，将③-①-②可得ΔH=-241.8-(+72.6)+(-283.0)=-31.4kJ/mol；
（5）反应CO2(g)+H2(g) HCOOH(g)达到化学平衡时，有v正=v逆，即k 正 c(CO2) c(H2)=k 逆 c (HCOOH)，所以，所以k正=2k逆，即k逆=0.5k正；温度改变为T2时，k正=1.9k逆，，说明平衡相对于T1，逆向移动移动，气体的物质的量增多，则T2时平衡压强大于T1时平衡压强，所以温度升高，体积不变，总压强增大，CO2(g)+H2(g) HCOOH(g)为放热反应，温度升高，平衡左移，体系的物质的量增加，总压强增大；故答案为：0.5；由k正=1.9k逆，，说明平衡逆向移动，而CO2(g)+H2(g) HCOOH(g)为放热反应，可知T2＞ T1。
17．(1)
(2)ACD
(3) 66.7%
(4) 64 使用更高效的催化剂或增大催化剂的比表面积
【解析】(1)
根据盖斯定律反应Ⅲ的2倍减去反应Ⅰ得到Ⅳ，则；故答案为：。
(2)
CO2加氢合成甲烷时，也有副产物发生，主反应是放热反应，副反应是吸热反应，通常控制温度为左右，此时催化剂的活性高，反应速率快，由于有副反应发生，因此应是主反应催化剂选择性好，而温度高，对副反应平衡正向移动，对主反应平衡逆向移动；故答案为：ACD。
(3)
时，向1L恒容密闭容器中充入和，初始压强为p，时主、副反应都达到平衡状态，测得，体系压强为，建立三段式，，2x+y=5，根据物质的量之比等于压强之比得到，解得x=2，y=1，则内，平衡时选择性；故答案为：；66.7%。
(4)
根据题意和a曲线上两点得到8.0＝ 3.2×103×Ea+C，1.6＝ 3.3×10 3×Ea+C，两者方程式相减得到Ea＝64，则该反应的活化能64。当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线b所示，斜率降低，说明活化能降低，则实验可能改变的外界条件是使用更高效的催化剂或增大催化剂的比表面积；故答案为：64；使用更高效的催化剂或增大催化剂的比表面积。
18．(1) -92 161
(2) 升高温度 缩小体积(或加压) 0.24mol·L-1·min-1 或0.005或
(3)HCOOH-2e-=CO2↑+2H+
【解析】（1）
①I：
II：
根据盖斯定律I - II得 △H =；
②焓变=正反应活化能-逆反应活化能，若反应II逆反应活化能Ea(逆)为120 kJ·mol-1，则该反应的Ea(正)活化能为(41+120)=161kJ·mol-1。
（2）
①虚线A，反应速率加快，氢气平衡浓度增大，说明改变条件平衡逆向移动，改变的条件可能是升高温度；虚线B，反应速率加快，氢气平衡浓度减小，说明改变条件平衡正向移动，改变的条件可能是增大压强。
②该反应在0—4min内消耗氢气的物质的量为(8-2.3)=5.7mol，根据方程式可知生成水的物质的量为1.9mol，H2O的平均反应速率为mol·L-1·min-1。
③反应达到平衡状态，氢气的物质的量为2mol；
同温、同体积，压强比等于物质的量比，平衡时总压强为70MPaMPa； Kp=0.005MPa-2；
（3）
该装置充电时，阳极HCOOH失电子生成CO2，阳极的电极反应式为HCOOH-2e-=CO2↑+2H+
