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1、题型九化学反应中能量变化、反应速率和化学平衡的综合题高考命题规律2020年高考必备2015年2016年2017年2018年2019年卷卷卷卷卷卷卷卷卷卷卷卷卷卷命题角度1反应热、平衡(或速率)的小综合2727272728命题角度2反应热、速率、平衡的综合272828命题角度3反应热、速率、平衡与其他知识的大综合282728282728命题角度1反应热、平衡(或速率)的小综合高考真题体验对方向1.(2018全国,28)采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术,在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。回答下列问题:(1)1840年Devil用干燥的氯气通过干燥的硝酸银,得到N2O5。该反应的氧化
2、产物是一种气体,其分子式为。(2)F.Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25 时N2O5(g)分解反应:2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)2N2O4(g)其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如下表所示t=时,N2O5(g)完全分解:t/min040801602601 3001 700p/kPa35.840.342.545.949.261.262.363.1已知:2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g)H1=-4.4 kJmol-12NO2(g)N2O4(g)H2=-55.3 kJmol-1则反应N2O5(g)2NO2(g)+12
3、O2(g)的H= kJmol-1。研究表明,N2O5(g)分解的反应速率v=210-3pN2O5(kPamin-1),t=62 min时,测得体系中pO2=2.9 kPa,则此时的pN2O5= kPa,v= kPamin-1。若提高反应温度至35 ,则N2O5(g)完全分解后体系压强p(35 )63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”),原因是。25 时N2O4(g)2NO2(g)反应的平衡常数Kp= kPa(Kp为以分压表示的平衡常数,计算结果保留1位小数)。(3)对于反应2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g),R.A.Ogg提出如下反应历程:第一步 N2O5NO2+NO3 快速平
4、衡第二步 NO2+NO3NO+NO2+O2慢反应第三步 NO+NO32NO2快反应其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是(填标号)。A.v(第一步的逆反应)v(第二步反应)B.反应的中间产物只有NO3C.第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效D.第三步反应活化能较高答案(1)O2(2)53.130.06.010-2大于温度提高,体积不变,总压强提高;NO2二聚为放热反应,温度提高,平衡左移,体系物质的量增加,总压强提高13.4(3)AC解析(1)干燥的氯气与干燥的AgNO3之间发生氧化还原反应时,氯气作氧化剂,而AgNO3中Ag、N元素都处于最高价,所以被氧化的只能为氧元
5、素,则得到的气体为氧气。(2)由盖斯定律可知,(第一个已知反应2)-(第二个已知反应)可得反应:N2O5(g)2NO2(g)+12O2(g),则该反应的H=-4.4 kJmol-12-(-55.3 kJmol-1)=+53.1 kJmol-1。依据反应:N2O5(g)2NO2(g)+12O2(g)及气体的物质的量与其形成的压强成正比,生成的O2的压强p(O2)=2.9 kPa,则剩余N2O5形成的压强p(N2O5)=35.8 kPa-2.9 kPa2=30.0 kPa。则N2O5的分解速率v=210-330.0 kPamin-1=6.010-2 kPamin-1。若提高反应温度至35 ,由于体
6、积不变,但温度提高,总压强增大,且2NO2(g)N2O4(g)H2=-55.3 kJmol-1为放热反应,温度升高,平衡左移,气体的物质的量增大,总压强提高,所以N2O5完全分解后体系压强p大于63.1 kPa。当t=时,体系的总压强为63.1 kPa为平衡时的总压强,此时N2O5完全分解,生成的氧气的压强为:p(O2)=35.8 kPa2=17.9 kPa。若NO2不生成N2O4,则此时的总压应为35.8 kPa52=89.5 kPa,而实际压强为63.1 kPa,压强差为:89.5 kPa-63.1 kPa=26.4 kPa2NO2N2O4压强差 2 1126.4 kPa26.4 kPa则
7、平衡时NO2的分压为63.1 kPa-p(O2)-p(N2O4)=18.8 kPa由此可求反应N2O4(g)2NO2(g)的平衡常数为(18.8 kPa)226.4 kPa13.4 kPa。(3)根据第一步能“快速平衡”及第二步“慢反应”可判断A项正确;反应的中间产物有NO3及NO,B项错误;根据第二步反应:NO2+NO3NO+NO2+O2可知,部分NO2没有参加反应,C项正确;第三步为“快反应”,则该步反应的活化能较低,D项错误。2.(2017全国,27)丁烯是一种重要的化工原料,可由丁烷催化脱氢制备。回答下列问题:(1)正丁烷(C4H10)脱氢制1-丁烯(C4H8)的热化学方程式如下:C4
8、H10(g)C4H8(g)+H2(g)H1已知:C4H10(g)+12O2(g)C4H8(g)+H2O(g)H2=-119 kJmol-1H2(g)+12O2(g)H2O(g)H3=-242 kJmol-1反应的H1为 kJmol-1。图(a)是反应平衡转化率与反应温度及压强的关系图,x0.1(填“大于”或“小于”);欲使丁烯的平衡产率提高,应采取的措施是(填标号)。A.升高温度B.降低温度C.增大压强D.降低压强图(a)图(b)图(c)(2)丁烷和氢气的混合气体以一定流速通过填充有催化剂的反应器(氢气的作用是活化催化剂),出口气中含有丁烯、丁烷、氢气等。图(b)为丁烯产率与进料气中n(氢气)
9、/n(丁烷)的关系。图中曲线呈现先升高后降低的变化趋势,其降低的原因是。(3)图(c)为反应产率和反应温度的关系曲线,副产物主要是高温裂解生成的短碳链烃类化合物。丁烯产率在590 之前随温度升高而增大的原因可能是、;590 之后,丁烯产率快速降低的主要原因可能是。答案(1)+123小于AD(2)原料中过量H2会使反应平衡逆向移动,所以丁烯转化率下降(3)590 前升高温度,反应平衡正向移动升高温度时,反应速率加快,单位时间产生丁烯更多更高温度导致C4H10裂解生成更多的短碳链烃,故丁烯产率快速降低解析(1)根据盖斯定律,式-式可得式,因此H1=H2-H3=-119 kJmol-1+242 kJ
10、mol-1=+123 kJmol-1。由图(a)可以看出,温度相同时,由0.1 MPa 变化到x MPa,丁烷的转化率增大,即平衡正向移动,由于反应是气体物质的量增大的反应,压强越小平衡转化率越大,所以x的压强更小,xc(NO3-),故脱硫速率大于脱硝速率,可能的原因有SO2、NO初始浓度不同,SO2、NO在水中溶解度不同,NO、SO2还原性强弱不同,反应物的活化能越大,反应速率越慢,故还可能是脱硝反应活化能较高等。(3)由图示可知,温度升高,SO2和NO的平衡分压增大,说明升温,平衡逆向移动,因此,升高温度,反应的平衡常数减小。根据反应方程式ClO2-+2SO32-2SO42-+Cl-,可知
11、化学平衡常数表达式为K=c(Cl-)c2(SO42-)c(ClO2-)c2(SO32-)。(4)采用Ca(ClO)2,在脱硫反应中会生成CaSO4沉淀,使c(SO42-)减小,平衡正向移动,SO2转化率提高。按题中反应方程式先后顺序,编序号为,根据盖斯定律,将反应+-即可得目标反应,故H=H1+H2-H3。5.(2015全国,27)甲醇既是重要的化工原料,又可作为燃料。利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂作用下合成甲醇,发生的主要反应如下:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)H1CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)H2CO2(g)+H2(g)CO(g)+H
12、2O(g)H3回答下列问题:(1)已知反应中相关的化学键键能数据如下:化学键HHCOCOHOCHE/(kJmol-1)4363431 076465413由此计算H1= kJmol-1;已知H2=-58 kJmol-1,则H3= kJmol-1。(2)反应的化学平衡常数K表达式为;图1中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为(填曲线标记字母),其判断理由是。图1图2(3)合成气组成n(H2)n(CO+CO2)=2.60时,体系中的CO平衡转化率()与温度和压强的关系如图2所示,(CO)值随温度升高而(填“增大”或“减小”),其原因是;图2中的压强由大到小为,其判断理由是。答案(1)-99+4
13、1(2)K=c(CH3OH)c(CO)c2(H2)或Kp=p(CH3OH)p(CO)p2(H2)a反应为放热反应,平衡常数数值应随温度升高变小(3)减小升高温度时,反应为放热反应,平衡向左移动,使得体系中CO的量增大;反应为吸热反应,平衡向右移动,又使产生CO的量增大;总结果,随温度升高,使CO的转化率降低p3p2p1相同温度下,由于反应为气体分子数减小的反应,加压有利于提升CO的转化率;而反应为气体分子数不变的反应,产生CO的量不受压强影响。故增大压强时,有利于CO的转化率升高解析(1)由反应H1=(反应物键能)-(产物键能)代入求得H1=(1 076+2436-3413-343-465)
14、kJmol-1=-99 kJmol-1。由盖斯定律,H3=H2-H1=-58 kJmol-1+99 kJmol-1=+41 kJmol-1。(2)反应的K表达式为c(CH3OH)c(CO)c2(H2)。因反应为放热反应,所以平衡常数应随温度升高而变小,所以选a。(3)升高温度,反应平衡向左移动,使体系中n(CO)增大;反应为吸热反应,平衡向右移动,又使产生n(CO)增大;总结果是随温度升高,CO的转化率降低。因为相同温度下,由于反应为气体分子数减小的反应,加压有利于增大CO的转化率;反应为气体分子数不变的反应,压强改变对平衡不产生影响。所以压强增大,CO转化率升高,在图2中,同一温度下,CO转
15、化率高的对应压强大,则p3p2p1。典题演练提能刷高分1.(2019湖北黄冈质量检测)近年来环境问题突出,大气污染更为严重。回答下面问题:(1)下列选项中属于重点城市空气质量日报主要污染物的是。A.CO2B.SO2C.可吸入颗粒物D.H2S(2)汽车尾气常含有CO、NO等有毒气体,汽车气缸中生成NO的化学方程式是。(3)汽车排气管安装三元催化装置,可以消除CO、NO的污染,反应机理如下(以Pt催化剂为例):NO+Pt(s)NO(s)(Pt(s)表示催化剂,NO(s)表示吸附态NO,下同):CO+Pt(s)CO(s):NO(s)N(s)+O(s):CO(s)+O(s)CO2+2Pt(s):N(s
16、)+N(s)N2+2Pt(s):NO(s)+N(s)N2O+2Pt(s)尾气中反应物及生成物浓度随温度的变化关系如下图。反应物浓度(ppm)随温度的变化关系生成物浓度(ppm)随温度的变化关系EXP:指数曲线回答下面问题:消除汽车尾气污染反应最适宜的温度是。A.250 B.300 C.330 D.400 330 以下的低温区发生的主要反应的化学方程式是。低温区N2O选择性高于N2,由此可推断出:反应的活化能反应的活化能(填“”或“=”),理由是。结合反应机理和图像分析,温度位于330400 时,升高温度,反应的反应速率(填“增大”“减小”或“不变”,下同),反应的反应速率。答案(1)BC(2)
17、N2+O22NO(3)DCO+2NOCO2+N2O反应的活化能小,化学反应速率大,选择性高增大增大解析(1)属于重点城市空气质量日报主要污染物的有硫的氧化物、氮的氧化物、可吸入颗粒物。(2)在汽车气缸中高温高压条件下,空气中的氧气与氮气反应生成NO,反应的化学方程式是N2+O22NO。(3)根据图中曲线变化可知,消除汽车尾气污染反应最适宜的温度是400 。330 以下的低温区CO2、N2O含量较高,故发生的主要反应的化学方程式是CO+2NOCO2+N2O;低温区N2O选择性高于N2,由此可推断出:反应的活化能反应的活化能,理由是反应的活化能越小,化学反应速率越大,选择性越高。不管是哪一种化学反
18、应,升高温度化学反应速率均增大。2.(2019湖北四地七校联盟2月联考)氢气作为清洁能源有着广泛的应用前景,利用含硫天然气制备氢气的流程如下:天然气转化脱硫蒸气转化CO变换H2提纯请回答下列问题:.转化脱硫:将天然气压入吸收塔,30 时,在T.F菌作用下,酸性环境中脱硫过程示意图如下。(1)过程的离子反应方程式为。(2)已知:Fe3+在pH=1.9时开始沉淀,pH=3.2时沉淀完全。30 时,在T.F菌作用下,不同pH的FeSO4溶液中Fe2+的氧化速率如下表:pH0.71.11.51.92.32.7Fe2+的氧化速率(gL-1h-1)4.55.36.26.87.06.6在转化脱硫中,最佳pH
19、范围是pH”“0.48(4)CO32-+CO2+H2O2HCO3-解析(1)由图可知,过程中H2S与Fe2(SO4)3溶液反应生成FeSO4和S,根据电子得失守恒,过程的离子反应方程式为H2S+2Fe3+2Fe2+S+2H+。(2)由已知可知,Fe3+在pH=1.9时开始沉淀,故pH应小于1.9;由已知可知,pH在1.5的时候的氧化速率较大,故pH的取值范围是1.5pHp2。根据“三段式”计算模板,设转化的CH4的物质的量为x,CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)起始/mol1100变化/molxxx3x平衡/mol1-x1-xx3x根据起始时混合气体的密度是平衡时混合气体密度的
20、1.4倍,气体的总质量不变,密度与气体的总物质的量成反比,则(2mol+2x)2mol=1.4,解得x=0.4 mol,此时容器的容积为2 L,则平衡时,CH4、H2O、CO、H2的浓度分别为:0.3 molL-1、0.3 molL-1、0.2 molL-1、0.6 molL-1,则该反应的平衡常数为K=c(CO)c3(H2)c(CH4)c(H2O)=0.20.630.30.3=0.48。(4)由图示可知,吸收池中发生K2CO3溶液吸收CO2的反应,离子方程式是CO32-+CO2+H2O2HCO3-。3.(2019福建三明期末检测).二甲醚(CH3OCH3)被称为21世纪的新型燃料,工业上以C
21、O和H2为原料生产二甲醚。已知:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)H=-99 kJmol-12CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)H=-24 kJmol-1CO(g)+H2O(g)H2(g)+CO2(g)H=-41 kJmol-1(1)反应4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)的H=。(2)某温度下,将4.0 mol H2和4.0 mol CO充入容积为1 L的密闭容器中,发生反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),5 min时CO2的物质的量浓度为0.5 molL-1,10 min后反应达到平衡状态,测得二甲醚的体积分数为2
22、5%。5 min时CO的转化率=;该温度下此反应的平衡常数K=;下列措施能提高CH3OCH3平衡产率的有(填标号)。A.分离出CH3OCH3B.升高温度C.增大压强D.改用高效催化剂.液氨是一种良好的储氢物质已知:2NH3(g)N2(g)+3H2(g)H=+92.4 kJmol-1其他条件相同时,反应在不同金属催化剂作用下进行相同时间后,氨的转化率(NH3)随反应温度的变化情况如图所示。(1)用作催化剂时,氨气分解反应的活化能最大。(2)a点所代表的状态(填“是”或“不是”)平衡状态。(3)c点时NH3的转化率高于b点时NH3的转化率,原因是。答案(1)-222 kJmol-1(2)37.5%
23、1AC.(1)Fe(2)是(3)b、c点反应均未达到平衡,c点温度较高,反应速率较大,氨的转化率较高解析.(1)根据盖斯定律2+可得:4H2(g)+2CO(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)H=-222 kJmol-1。(2)根据反应方程式中物质转化关系可知,反应产生CO2浓度为0.5 molL-1,则反应消耗的CO的浓度为1.5 molL-1,由于反应开始时CO的浓度为4.0 molL-1,所以5 min时CO的转化率=1.5molL-14.0molL-1100%=37.5%。假设平衡时产生二甲醚物质的量浓度为x,依据反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g)c(始
24、)molL-14.04.000c(变)molL-13x3xxxc(平)molL-14.0-3x4.0-3xxx平衡时各物质的总浓度c(总)=(4.0 molL-1-3x)+(4.0 molL-1-3x)+x+x=8.0 molL-1-4x,根据二甲醚的体积分数为25%,即x8.0molL-1-4x100%=25%,解得x=1 molL-1,故该温度下化学反应的平衡常数K=111313=1;分离出CH3OCH3,即减少了生成物浓度,平衡正向移动,可提高二甲醚的产率,A项正确;将2+,整理可得反应3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g),H=-263 kJmol-1,该反应的正
25、反应为放热反应,升高温度化学平衡向逆反应方向移动,CH3OCH3产率降低,B项错误;根据化学方程式可知:该反应的正反应是气体体积减小的反应,增大压强,化学平衡正向移动,可提高CH3OCH3的产率,C项正确;改用高效催化剂,不能使化学平衡发生移动,对物质的产率无影响,D项错误。.(1)反应的活化能越高,则反应中活化分子数越少,反应速率越小,则一定温度时氨气分解速率最小的反应活化能最大,即Fe作催化剂时反应的活化能最大。(2)850以后氨气的转化率不再变化,说明a点处于平衡状态。4.(2019福建莆田第二次质量检测)环戊烯是生产精细化工产品的重要中间体,其制备涉及的反应如下:氢化反应:+H2(g)
26、H=-100.5 kJmol-1副反应:(l)+H2(g)H=-109.4 kJmol-1解聚反应:2(g)H0回答下列问题:(1)反应(l)+2H2(g)(l)的H= kJmol-1。(2)一定条件下,将环戊二烯溶于有机溶剂进行氢化反应(不考虑二聚反应),反应过程中保持氢气压力不变,测得环戊烯和环戊烷的产率(以环戊二烯为原料计)随时间变化如图所示:04 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是。最佳的反应时间为 h。若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有(写一条即可)。一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是。(3)解聚反应在刚性容器中进行(不考虑氢化反应和副反应)。其他条件不变,有利于提高
27、双环戊二烯平衡转化率的是(填标号)。A.增大双环戊二烯的用量B.使用催化剂C.及时分离产物D.适当提高温度实际生产中常通入水蒸气以降低双环戊二烯的温度(水蒸气不参与反应)。某温度下,通入总压为300 kPa的双环戊二烯和水蒸气,达到平衡后总压为500 kPa,双环戊二烯的转化率为80%,则p(H2O)= kPa,平衡常数Kp=kPa(Kp为以分压表示的平衡常数)。答案(1)-209.9(2)氢化反应的活化能小或反应物的浓度大4排出氢气或急剧降温副反应增加(3)CD503 200解析(1)结合盖斯定律,氢化反应与副反应相加得到反应(l)+2H2(g)(l)H=-209.9 kJmol-1。(2)
28、04 h氢化反应速率比副反应大的可能原因是氢化反应的活化能小或反应物的浓度大。根据图像可知,在4 h时环戊烯产率最大、环戊烷产率较小,说明最佳的反应时间为4 h;若需迅速减小甚至停止反应,可采取的措施有急剧降低反应物H2的浓度或利用温度对化学反应速率的影响,急剧降温。一段时间后,环戊烯产率快速下降的原因可能是发生了副反应,导致环戊烯的产率降低。(3)增大双环戊二烯的用量,相当于增大压强,由反应方程式可以看出,增大压强会使反应物的转化率降低,A项错误;使用催化剂化学平衡不发生移动,平衡转化率不变,B项错误;及时分离产物,平衡正向移动,使更多的双环戊二烯发生反应,双环戊二烯的转化率增大,C项正确;
29、由于该反应的正反应是吸热反应,适当提高温度,化学平衡正向移动,双环戊二烯的转化率增大,D项正确。假设反应前双环戊二烯的物质的量为a,水蒸气的物质的量为b,化学反应:n(开始)/mola0n(转化)/mol0.8a1.6an(平衡)/mol0.2a1.6a同温同体积条件下,气体的压强与气体的物质的量呈正比,反应前总压为300 kPa,反应达到平衡后总压为500 kPa,500 kPa300 kPa=0.2a+1.6a+ba+b,解得ab=51,由于反应前气体的总压强为300 kPa,所以p(H2O)=11+5300 kPa=50 kPa,p(双环戊二烯)p=0.2a0.2a+1.6a+b,由于a
30、b=51,所以p(双环戊二烯)=50 kPa,p(环戊二烯)=1.6a0.2ap(双环戊二烯)=850 kPa=400 kPa,所以平衡常数Kp=p2(环戊二烯)p(双环戊二烯)=(400 kPa)250 kPa=3 200 kPa。5.(2019湖北黄冈中学高三适应性考试)1799年由英国化学家汉弗莱戴维发现一氧化二氮(N2O)气体具有轻微的麻醉作用,而且对心脏、肺等器官无伤害,后被广泛应用于医学手术中。(1)一氧化二氮早期被用于牙科手术的麻醉,它可由硝酸铵在催化剂下分解制得,该反应的化学方程式为。(2)已知反应2N2O(g)2N2(g)+O2(g)H=-163 kJmol-1,1 mol
31、N2(g)、1 mol O2(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收945 kJ、498 kJ的能量,则1 mol N2O(g)分子中化学键断裂时需要吸收的能量为 kJ。(3)一定温度下的恒容容器中,反应2N2O(g)2N2(g)+O2(g)的部分实验数据如下:反应时间/min0102030405060708090100c(N2O)(molL-1)0.100.090.080.070.060.050.040.030.020.010.00在020 min时段,反应速率v(N2O)为 mol(Lmin)-1。若N2O起始浓度c0为0.150 molL-1,则反应至30 min时N2O的转化率=。不同温度
32、(T)下,N2O分解半衰期随起始压强的变化关系如图所示(图中半衰期指任一浓度N2O消耗一半时所需的相应时间),则T1(填“”“=”或“”)T2。当温度为T1、起始压强为p0时,反应至t1 min时,体系压强p=(用p0表示)。(4)碘蒸气存在能大幅度提高N2O的分解速率,反应历程为:第一步I2(g)2I(g)(快反应)第二步I(g)+N2O(g)N2(g)+IO(g)(慢反应)第三步IO(g)+N2O(g)N2(g)+O2(g)+I(g)(快反应)实验表明,含碘时N2O分解速率方程v=kc(N2O)c(I2)0.5(k为速率常数)。下列表述正确的是(填标号)。A.温度升高,k值增大B.第一步对总反应速率起决定作用C.第二步活化能比第三步大D.I2的浓度与N2O分解速率无关答案(1)NH4NO3N2O+2H2O(2