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1、高考化学易错题专题训练- 化学反应原理综合考查练习题及详细答案一、化学反应原理综合考查1Cr、 S 等元素的化合物常会造成一些环境问题，科研工作者正在研究用各种化学方法来消除这些物质对环境的影响。（1）还原沉淀法是处理含铬（Cr2O72- 和 CrO42- ）工业废水的常用方法，过程如下： 已知：常温下，初始浓度为-1 的 Na2-+1.0 mol L2CrO4溶液中 c(Cr2O7)随 c(H )的变化如图所示。则上述流程中CrO42- 转化为 Cr2O72-的离子方程式为_ 。 还原过程中氧化剂与还原剂的物质的量之比为_。 Cr 3+与 Al3+的化学性质相似，对CrCl3 溶液蒸干并灼烧
2、，最终得到的固体的化学式为_。 常温下， KspCr(OH)3=1.010-32，欲使处理后废水中的3+-5-1（即c(Cr )降至 1.0 10mol L沉淀完全），应调节至溶液的pH=_。（2） “亚硫酸盐法 ”吸收烟中的 SO2 将烟气通入 1.0mol/L 的 Na2SO3 溶液，当 Na2SO3 恰好完全反应时，溶液pH 约为 3，此时，溶液中各种离子浓度由大到小的顺序为_（用离子浓度符号和“ ”号表示）。 室温下，将烟道气通入 (NH4)2SO3 溶液中，测得溶液 pH 与含硫组分物质的量分数的变化关系如图所示。已知部分弱电解质的电离常数（25）如下：电解质电离常数H2SO3Ka1
3、=1.54 10-2Ka2=1.02 10-732Ob 10-5NH HK =1.74（i ） (NH4 2 3溶液呈 _（填 “酸 ”、 “碱 ”或“中”）性，其原因是 _ 。) SO（ ii ）图中 b 点时溶液 pH=7，则 n(NH4+):n(HSO3- )=_。【答案】2-+2- H2O1:6+-+2-)CrO4 2HCr2O7Cr2O3 5 c(Na )c(HSO3) c(H ) c(SO3c(OH-) 碱 H2 SO3的第二电离常数Ka2=1.02 10-7 小于 NH3H2 O 的电离常数 Kb ，故 SO32-的水解程度比 NH4+的水解程度大，溶液呈碱性3:1【解析】【详解
4、】(1) 从图中可以看出，2-+-7mol/L时，c(Cr2O7) 随 c(H )的增大而不断增大，当c(H )=6.0102 72-)=0.4mol/L，此时反应达平衡状态，所以此反应为可逆反应。由此可得4 2-转化c(Cr OCrO为 Cr2O72- 的离子方程式为CrO42- 2H+Cr2O72- H2O 答案为 CrO42- 2H+Cr2O72- H2O 依据电子守恒，氧化剂Cr2O72- 与还原剂 Fe2+的关系为： Cr2O72- 6Fe2+从而得出还原过程中氧化剂与还原剂的物质的量之比为1: 6。答案为 1:6； Cr 3+与 Al3+的化学性质相似，说明Cr3+在水溶液中易发生
5、水解反应，最终生成Al(OH)3，灼烧时再分解为铬的氧化物。所以对CrCl3溶液蒸干并灼烧，最终得到的固体的化学式为Cr2O3。答案为 Cr2O3 KspCr(OH)3= c(Cr 3) c3 (OH)1.010 5c3 (OH ) 1.0 10-32c(OH)10 9 mol / L ， pH=5。答案为 5；(2) 将烟气通入 1.0mol/L 的 Na2SO3 溶液，当 Na2SO3 恰好完全反应时，全部生成NaHSO3，此时溶液pH 约为 3，则表明HSO3-以电离为主。发生的电离、水解反应方程式为：HSO3-H+SO32-、 HSO3-+H2OH2SO3 +OH-、H2OH+OH-
6、且前面反应进行的程度大于后面反应，从而得出溶液中各种离子浓度由大到小的顺序为c(Na+) c(HSO3-) c(H+) c(SO32-) c(OH-)。答案为 c(Na+) c(HSO3-)c(H+)c(SO3 2-) c(OH- )4234+32-都将发生水解，从表中数据Ka2=1.02 10-7、 （i）在 (NH) SO溶液中， NH、 SOKb=1.74 10-5 可以看出， HSO3-的电离常数小，SO32-的水解常数大，所以溶液呈碱性。答案为碱；溶液呈碱性的原因是：溶液H2 3a2 10-7小于NH32SO 的第二电离常数 K =1.02H O 的电离常数b3 2-的水解程度比NH
7、4+的水解程度大，溶液呈碱性。K ，故 SO答案为： H2 3a2-7 小于 NH3 2b32-的水解SO 的第二电离常数 K =1.02 10H O 的电离常数K，故 SO程度比 NH4+的水解程度大，溶液呈碱性。（ii ）图中 b 点时溶液 pH=7，此时 c(HSO3-)=c(SO3 2-)，则 c(NH4HSO3)=c(NH4)2SO3 ，从而得出+-n(NH4 ) ： n(HSO3 )= 3：1 答案为 3： 1。2 研究煤的合理利用及CO2 的综合应用有着重要的意义。请回答以下问题：I.煤的气化已知煤的气化过程涉及的基本化学反应有：C(s)+H2 O(g)CO(g)+H2(g) H
8、=+131kJ mol -1CO(g)+3H2(g)CH4(g) +H2O(g) H=akJ mol -1查阅资料反应中相关化学键能数据如下表：化学键C OH HH CHOE(kJ mol -1)1072436414465(1)则反应中 a =_。24_kJ ? mol-1， 该反应在(2)煤直接甲烷化反应 C(s) + 2 H (g)CH (g) 的 H=为_ （填“高温”或“低温”）下自发进行。II.合成低碳烯烃在体积为 1 L 的 密闭容器中，充入 1mol CO22, 发生 反应：2和 2 .5 mol H2CO ( g) + 622 42-1，测得温度对催化剂催化效率和CO2平衡转化
9、H (g)C H (g)+4 H O(g) H=-128kJ mol率的影响如右图所 示 ：(3) 图中低温时，随着温度升高催化剂的催化效率提高，但 CO2 的平衡转化率却反而降低 ，其原因是 _(4) 250时，该反应的平衡常数 K 值为 _。III.合成甲醇在恒温2 L 容积不变的密闭容器中，充入1molCO2和2223 molH , 发生反应： . CO (g)+3H (g)CH3OH(g)+ H2 O(g),测得不同时刻反应前后容器内压强变化（p 后 /p 前 ）如下表：时间 /h123456p 后 /p 前0.900.850.820.810.800.80(5) 反应前 1 小时内的平
10、均反应速率 v(H2）为 _mol ?L-1h-1 , 该温度下 CO2 的平衡转化率为 _。【答案】 -206 -75 低温 该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，所以二氧化碳的转化率降低 1 0.3 40%【解析】【分析】【详解】（ 1）焓变 H=反应物的总键能 -生成物的总键能 =a=1072 kJ/mol +3 436 kJ/mol（- 4414kJ/mol +2 465 kJ/mol）=-206kJ/mol ，故答案为：-206；（2）由盖斯定律，方程式 +得到C(s) + 2H2 (g)CH4(g)，则 H=- 75 kJ/mol ，反应H0，S0H TS或”“ ”“或，” “
11、，” “=”)。若此反应在a 点时已达平衡状态，a 点的转化率比c 点高的原因是_。c 点时该反应的平衡常数K _。【答案】加入催化剂abb处反应温度高，则反应速率快，反应相同时间生成的甲醇多，体积分数大abc反应I该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向16移动3【解析】【分析】【详解】(1)反应路径发生了变化，活化能下降，应为加入催化剂；反应发生后，气体物质的量减小，熵值减小，所以S0；(2)2molH 2 完全反应释放的热量是91kJ，现在反应达平衡后只释放了45.5kJ 的热量，所以H 消耗 1mol ，转化率为 50%，化学方程式为CO(g)+2H(g)CH OH(g)，平衡时三种物质2
12、3CO、 H 、 CH OH 的浓度分别为0.25mol/L 、 0.5mol/L 、 0.25mol/L ，平衡常数23c(CH 3OH)0.25K= c(CO)c2 (H 2 ) =0.250.52=4；三种物质都加入1mol 后，c(CH 3 OH)0.75=1v 逆 ；Qc=c2(H 2 )=12c(CO)0.75(3)a压缩容器体积，平衡正向移动，甲醇产率增大，a 符合题意；b将 CH OH(g)从体系中分离，平衡正向移动，甲醇产率增大，b 符合题意；3c恒容条件下充入He，各物质浓度不变，对平衡无影响，c 不合题意；d恒压条件下再充入10molCO 和 20molH2，达到平衡时，
13、各物质浓度不变，甲醇的产率不变， d 不合题意；答案为： ab；(4)反应开始 5min 后， a 中温度比 b 中低，反应速率比b 中慢，生成甲醇的量少，体积分数小，所以， b 中甲醇体积分数大于a 中的原因是 b 处反应温度高，则反应速率快，反应相同时间生成的甲醇多，体积分数大；比较b、 c 两点甲醇的体积分数，可得出Hbc。答案为： b 处反应温度高，则反应速率快，反应相同时间生成的甲醇多，体积分数大；abc；(5)在低温时，相同温度、相同时间内反应I 转化率最高，所以催化剂效果最好的是反应I；b 点尚未达到平衡状态，从催化剂效果更好的反应II 和 III 可知， b 点反应仍正向进行，
14、所以 正逆 ；c 点温度更高，比a 提前达到平衡状态，所以a、 c 两点均是平衡点。从a、c 点的比较可以看出，温度升高 CO2 的转化率减小，平衡逆向移动，所以正反应为放热反应，从而得出原因是：该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动；利用三段式，可以建立以下关系：CO 2 (g)3H 2 (g) ?CH 3OH(g)H 2 O(g)起始量 (mol/L)0.51.5001111变化量 (mol/L)3331111平衡量 (mol/L)2336111633K= 11=。33()624 煤炭燃烧时产生大量SO2、 NO 对环境影响极大。(1)使用清洁能源可有效减少SO2 等的排放。煤的液化是现
15、代能源工业中重点推广的能源综合利用方案，最常见的液化方法为用煤生产CH3OH。已知制备甲醇的有关化学反应及平衡常数如下：垐 ?H1 a kJ/moli： CO2(g) 3H2(g) 噲 ? CH3OH(g) H2O(g)ii：CO2 (g)H2(g) 垐 ?CO(g) H2O(g)H2b kJ/mol噲 ?iii： CO(g)垐 ?CH3OH(g)H32H2(g) 噲 ?H3 _。(2)在密闭容器中进行反应 i，改变温度时，该反应中的所有物质都为气态，起始温度、体积相同 (T1 、 2 L 密闭容器 )。反应过程中部分数据见下表：反应时间2232CO /molH /molCH OH/molH
16、O/mol0 min260010 min4.5反应恒温恒容120 min30 min1反应绝00220 min热恒容达到平衡后，反应、对比：平衡常数K( )_K( )(填“ ”“ ”“ ”或“” )。若 30 min 时只向容器中再充入1 mol H2(g)和 1 mol H2O(g)，则平衡 _移动 (填“正向”“逆向”或“不”)。(3)研究人员发现，将煤炭在O2/CO2 的气氛下燃烧，能够降低燃煤时NO 的排放，主要反应为： 2NO(g)2CO(g)=N2(g)2CO2(g)。在一定温度下，于2 L 的恒容密闭容器中充入0.1 molNO 和 0.3 mol CO 发生该反应，如图为容器内
17、的压强(p)与起始压强 (p 0)的比值 (p/p 0)随时间的变化曲线。 0 5 min 内，该反应的平均反应速率v(NO) _；平衡时 N2 的产率为 _。若 13 min 时，向该容器中再充入0.06 mol CO2， 15 min 时再次达到平衡，此时容器内p / p0 的比值应在图中 A 点的 _(填“上方”或“下方” )。 3【答案】 (a+b)kJ/mol正向610mol/(L min80%上方【解析】【分析】【详解】( 1) 已知： i： CO2( g) 3H垐 ?H1 a kJ/ mol2( g) 噲 ? CH3OH( g) H2O( g)垐 ?ii： CO2 ( g) H2
18、 ( g)噲 ?CO( g) H2O( g)H2 b kJ/ mol垐 ?iii： CO( g) 2H2( g)噲 ?CH3OH( g)H3垐 ?根据盖斯定律可知i ii 即得到 CO( g) 2H2( g) 噲 ?CH3OH( g)H3 ( a+b) kJ/ mol 。( 2) 正反应放热，反应 I 是恒温恒容容器，反应绝热恒容，图表中反应若恒温恒容达到相同平衡状态，为逆向恒容绝热，温度降低，平衡正向进行，平衡常数增大，所以达到平衡后，反应、对比：平衡常数K( ) K( ) ，平衡时 CO2 的浓度 c( ) c( ) 。对反应，根据表中数据可知平衡时氢气的物质的量是3mol ，在其他条件不
19、变下，若30 min 时只改变温度为 T2 ，再次平衡时H2 的物质的量为2. 5 mol ，说明平衡正向进行温度降低，则 T1 T2。根据表中数据可知反应中平衡时二氧化碳、氢气、甲醇、水蒸气浓度分别是（molL/）0. 5、 1. 5、 0. 5、0. 5，则该温度下平衡常数为K0.50.50.5 。若 30 min 时只向容0.51.531.53器中再充入 1molH2( g) 和 1molH2O( g) ，浓度熵为 Q10.5 K ，则平衡正向移0.523动。( 3) 根据图像可知5min 时混合气体的物质的量是0. 4mol 0. 925 0. 37mol ，物质的量减003mol，根
20、据方程式2NOg2CO g)=N2 g2CO2gNO006mol少 .( ) (是.，浓( ) ) 可知消耗度是0. 03mol / L，所以 0 5 min 内，该反应的平均反应速率v( NO) 0. 03mol / L 5min 3mol/(Lmin) ；同理可计算平衡时气体的物质的量是0.4mol09 0.36mol，减610.少 0.04mol ，所以生成氮气是0 . 04mol ，理论上生成氮气是0 . 05mol ，则平衡时N2 的产率为 0.04 100%=80% 。0.05若 13 min 时，向该容器中再充入0. 06 mol CO2，若平衡不移动，则p0.42p00.41.
21、05 。增大生成物浓度平衡逆向进行，混合气体的物质的量增大，则再次达到平衡，此时容器内p / p0 的比值应在图中A 点的上方。【点睛】（ 2）是解答的易错点和难点，明确等效平衡的含义和反应中从生成物开始建立平衡是解答的关键。5 合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大突破，研究表明液氨是一种良好的储氢物质。（ 1）化学家 Gethard Ertl 证实了氢气与氮气在固体催化剂表面合成氨的过程，示意如下图：下列说法正确的是 _（选填字母）。A表示 N2、 H2 分子中均是单键B 需要吸收能量C该过程表示了化学变化中包含旧化学键的断裂和新化学键的生成（2）氨气分解反应的热化学方程式如下：2NH3（
22、 g）N2（ g） 3H2（ g）H，若N 三 N 键、 H 一 H 键和 N 一 H 键的键能分别记作 a、 b 和 c（单位： kJ mol l），则上述反应的 H _kJmol一 1。（3）研究表明金属催化剂可加速氨气的分解。下表为某温度下等质量的不同金属分别催化等浓度氨气分解生成氢气的初始速率（一1m mol min）。不同催化剂存在下，氨气分解反应活化能最大的是_（填写催化剂的化学式）。温度为 T，在一体积固定的密闭容器中加入2 molNH 3，此时压强为0，用 Ru 催化氨气P分解，若平衡时氨气分解的转化率为50，则该温度下反应 2NH3（ g）N2 （g）十3H2（ g）用平衡分
23、压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp _。 己知：气体分压（p 分 ）气体总压（ p 总 ） x 体积分数 （4）关于合成氨工艺的理解，下列正确的是_。A合成氨工业常采用的反应温度为500左右，可用勒夏特列原理解释B使用初始反应速率更快的催化剂Ru，不能提高平衡时 NH3 的产量C合成氨工业采用 10 MPa 一 30 MPa，是因常压下N2 和 H2 的转化率不高D采用冷水降温的方法可将合成后混合气体中的氨液化（5）下图为合成氨反应在不同温度和压强、使用相同催化剂条件下，初始时氮气、氢气的体积比为 1 ：3 时，平衡混合物中氨的体积分数（NH3） 。若分别用 vA（ NH3）和 vB（ NH
24、3）表示从反应开始至达平衡状态A、B 时的化学反应速率，则 vA（ NH3） _vB（ NH3）（填 “ ”、 “ ”或 “ ”）。41 位）。在 250、 1.0 10kPa下， H2 的转化率为 _%（计算结果保留小数点后（6） N2 和 H2 在铁作催化剂作用下从145就开始反应，随着温度上升，单位时间内NH3产率增大，但温度高于900后，单位时间内NH3 产率逐渐下降的原因 _。【答案】 BC 6c-a-3bFe27P02BC 66.7 高于 900后，产率受平衡移动影响为64主，温度升高，平衡向左移动，NH3 产率下降【解析】【分析】A. N2 分子中是三键不是单键；B. 的过程是分
25、子中价键断裂为原子，价键断裂是吸收能量的；C. 化学变化的本质就是旧化学键的断裂，新化学键的生成。H反应物化学键断裂吸收的能量-生成物化学键生成放出的能量，根据反应方程式 2NH 3 (g) ?N 2 (g)+3H 2 (g) 计算；根据碰撞理论的解释，催化剂的催化原理实质上是降低反应的活化能，活化能越低，则活化分子百分数越高，反应速率越大；体积分数等于物质的量分数所以NH 3 的体积分数为11、 H 2 的体积、 N2 的体积分数为63分数为 1，根据同温同体积下，压强之比等于物质的量之比得总压强P=3P0 化学平衡常22(P1)3(P1)3327数 K p2622116P 带入 P=P0
26、，得 KpP0(P2264)3 A.反应为放热反应，按勒夏特列原理，应选择较低温度，此反应考虑到催化剂的活化温度；B.催化剂的作用是增大反应速率，使反应尽快到到平衡，但不影响反应物转化率；C. N 2 (g)+3H 2 (g) ? 2NH 3 (g) 反应是体积减小的反应，增大压强反应向右进行，增大转化率；D.氨气的沸点比水低，采用冷水降温的方法不能将合成后混合气体中的氨液化；压强大，速率大，温度高，速率大； 初始时氮气、氢气的体积比为 1：3 时，假设 N 2 为 1 mol 、 H 2 为 3 mol， 设平衡时， N2 消耗 x mol ，再根据三段式法列式计算。合成氨的反应是放热反应，
27、当温度高于900后，产率受平衡移动影响为主，温度升高，平衡向左移动，NH3 产率下降；【详解】A.N2 分子中是三键不是单键，故A 错误；B. 的过程是分子中价键断裂为原子，价键断裂是吸收能量的，故需要吸收能量，故B 正确；C.化学变化的本质就是旧化学键的断裂，新化学键的生成，所以氢气与氮气在固体催化剂表面合成氨的过程表示了化学变化中包含旧化学键的断裂和新化学键的生成，故C 正确；故答案为： BC。 H反应物化学键断裂吸收的能量-生成物化学键生成放出的能量， NH 3 含有三个 N-H 键，根据反应方程式 2NH 3 (g) ?N 2 (g)+3H 2 (g) 可得H6c a 3bkJgmol 1 ，故答案为：6ca 3b； Fe 作催化剂时，氢气的初始生成速率最小，根据碰撞理论的解释，催化剂的催化原理实质上是降低反应的活化能，活化能越低，则活化分子百分数越高，反应速率越大