离子浓度大小关系可能为
c（F-）>c（H+）>c（Na+）>c（OH-）或c（F-）>c（Na+）>c（H+）>c（OH-）或c（Na+）=c（F-）>c（OH-）=c（H+）或c（Na+）>
c（F-）>c（OH-）>c（H+）,故D项错误。
4.（2012·江苏高考·4）某反应的反应过程中能量变化如图所示（图中E1表示正反应的活化能,E2表示逆反应的活化能）。
下列有关叙述正确的是 （ ）
A.该反应为放热反应
B.催化剂能改变该反应的焓变
C.催化剂能降低该反应的活化能
D.逆反应的活化能大于正反应的活化能
【解题指南】解答本题时应注意搞清化学反应的热效应与反应物和生成物能量的大小关系、催化剂对化学反应的影响、活化能的概念。
【解析】选C。
A项,该反应生成物能量比反应物能量高,该反应为吸热反应,A项错误;B项,焓变是反应的热效应,催化剂不能改变反应的热效应,B项错误;C项,对照图中有无催化剂的两种情况,有催化剂活化能较低,催化剂能降低反应的活化能,C项正确;D项,E1大于E2,正反应的活化能大,D项错误。
二、非选择题
5.（2012·天津高考·10）金属钨用途广泛,主要用于制造硬质或耐高温的合金,以及灯泡的灯丝。
高温下,在密闭容器中用H2还原WO3可得到金属钨,其总反应为:
WO3（s）+3H2（g）
W（s）+3H2O（g）
请回答下列问题:
（1）上述反应的化学平衡常数表达式为 。
（2）某温度下反应达平衡时,H2与水蒸气的体积比为2∶3,则H2的平衡转化率为 ;随温度的升高,H2与水蒸气的体积比减小,则该反应为 反应（填“吸热”或“放热”）。
（3）上述总反应过程大致分为三个阶段,各阶段主要成分与温度的关系如下表所示:
温度
25℃——550℃——600℃——700℃
主要成分
WO3 W2O5 WO2 W
第一阶段反应的化学方程式为 ；
580℃时,固体物质的主要成分为 ；
假设WO3完全转化为W,则三个阶段消耗H2物质的量之比为 。
（4）已知:
温度过高时,WO2（s）转变为WO2（g）;
WO2（s）+2H2（g）
W（s）+2H2O（g）ΔH=+66.0kJ·mol-1
WO2（g）+2H2（g）
W（s）+2H2O（g）ΔH=-137.9kJ·mol-1
则WO2（s）
WO2（g）的ΔH= 。
（5）钨丝灯管中的W在使用过程中缓慢挥发,使灯丝变细,加入I2可延长灯管的使用寿命,其工作原理为:
W（s）+2I2（g）
WI4（g）。
下列说法正确的有 。
a.灯管内的I2可循环使用
b.WI4在灯丝上分解,产生的W又沉积在灯丝上
c.WI4在灯管壁上分解,使灯管的寿命延长
d.温度升高时,WI4的分解速率加快,W和I2的化合速率减慢
【解题指南】解答本题时注意以下几点:
（1）固体和纯液体不出现在平衡常数表达式中;
（2）利用三阶段法求平衡转化率问题;
（3）根据盖斯定律可以根据已知的热化学方程式求某一反应方程式的焓变。
【解析】
（1）平衡常数表达式中不出现固体和纯液体;
（2）根据氢气和水蒸气的体积比可以求出反应的氢气的体积和反应前的氢气的体积,从而可以计算氢气的转化率,氢气与水蒸气的体积比减小说明平衡正向移动;
（3）根据表格中每一个温度段的主要物质可以判断反应方程式、固体产物以及消耗氢气的量;
（4）反应1-反应2即可得目标反应;
（5）工业生产中向灯泡内充入碘单质之后,它与灯泡内壁上的钨在一定温度下反应生成碘化钨,碘化钨在灯丝上分解生成钨单质,反应体系为密闭体系,反应又是可逆反应,因此碘单质可以循环利用。
答案:
（1）
（2）60% 吸热
（3）2WO3+H2
W2O5+H2O W2O5、WO2
1∶1∶4
（4）+203.9kJ·mol-1
（5）a、b
6.（2012·海南高考·13）氮元素的氢化物和氧化物在工业生产和国防建设中都有广泛应用。
回答下列问题:
（1）氮元素原子的L层电子数为 ；
（2）NH3与NaClO反应可得到肼（N2H4）,该反应的化学方程式为；
（3）肼可作为火箭发动机的燃料,与氧化剂N2O4反应生成N2和水蒸气。
已知:
①N2（g）+2O2（g）
N2O4（l） ΔH2=-19.5kJ·mol-1
②N2H4（l）+O2（g）
N2（g）+2H2O（g） ΔH2=-534.2kJ·mol-1
写出肼和N2O4反应的热化学方程式 ；
（4）肼-空气燃料电池是一种碱性电池,该电池放电时,负极的反应式为 。
【解题指南】解答本题时注意以下几点:
（1）根据盖斯定律,利用已知的热化学方程式可以求未知反应的热化学方程式;
（2）燃料电池燃料在负极上反应,并且产物可能与电解质溶液发生反应。
【解析】
（2）小题给出了反应物和某生成物,NaClO中的氯元素化合价降得-1价,因而产物中有NaCl生成,元素守恒得产物有水生成;（3）小题方程式可由②×2-①得到,所以ΔH=2ΔH2-ΔH1;（4）小题负极反应应该是还原剂失电子的反应,但要注意碱性条件。
答案:
（1）5
（2）2NH3+NaClO
N2H4+NaCl+H2O
（3）2N2H4（l）+N2O4（l）
3N2（g）+4H2O（g） ΔH=-1048.9kJ/mol
（4）N2H4+4OH--4e-
4H2O+N2↑
7.（2012·广东高考·31）碘在科研与生活中有重要应用,某兴趣小组用
0.50mol·L-1KI、0.2%淀粉溶液、0.20mol·L-1K2S2O8、0.10mol·L-1Na2S2O3等试剂,探究反应条件对化学反应速率的影响。
已知:
S2O82-+2I-
2SO42-+I2（慢）
I2+2S2O32-
2I-+S4O62-（快）
（1）向KI、Na2S2O3与淀粉的混合溶液中加入一定量的K2S2O8溶液,当溶液中的 耗尽后,溶液颜色将由无色变为蓝色,为确保能观察到蓝色,S2O32-与S2O82-初始的物质的量需满足的关系为:
n（S2O32-）∶n（S2O82-） 。
（2）为探究反应物浓度对化学反应速率的影响,设计的实验方案如下表:
实验
序号
体积V/mL
K2S2O8溶液
水
KI溶液
Na2S2O3溶液
淀粉溶液
①
10.0
0.0
4.0
4.0
2.0
②
9.0
1.0
4.0
4.0
2.0
③
8.0
Vx
4.0
4.0
2.0
表中Vx= mL,理由是 。
（3）已知某条件下,浓度c（S2O82-）反应时间t的变化曲线如图所示,若保持其他条件不变,请在答题卡坐标图中,分别画出降低反应温度和加入催化剂时c（S2O82-）-t的变化曲线示意图（进行相应的标注）
（4）碘也可用作心脏起搏器电源-锂碘电池的材料,该电池反应为:
2Li（s）+I2（s）
2LiI（s） ΔH
已知:
4Li（s）+O2（g）
2Li2O（s） ΔH1
4LiI（s）+O2（g）
2I2（s）+2Li2O（s） ΔH2
则电池反应的ΔH= ;碘电极作为该电池的 极。
【解题指南】解答本题时应从化学反应原理进行思考,主要分析反应物的量对实验现象的影响以及外界条件对化学反应速率的影响规律,还有盖斯定律的应用。
【解析】
（1）中要想得到蓝色溶液,根据已知两个反应分析可得出结论;
（2）中由表格数据观察分析得知其他条件不变,只要改变K2S2O8的浓度就可以达到探究反应物浓度对化学反应速率的影响;
（3）中催化剂可以加快反应的反应速率,而降低温度会减慢反应的反应速率,所以可以根据图中标准线画出另外两条曲线,但要注意的有两点:
第一是曲线的拐点,第二是曲线的终点;
（4）中根据盖斯定律的原理可以求出ΔH的表达式。
判断原电池的正负极时,可以根据原电池的反应原理判断,此处根据碘在反应中的化合价降低,发生还原反应,得出碘作正极。
答案:
（1）Na2S2O3 <2
（2）2.0 保证反应物K2S2O8浓度改变,而其他的条件不变,才能达到实验目的
（3）
（4）（ΔH1-ΔH2）/2 正
8.（2012·江苏高考·20）铝是地壳中含量最高的金属元素,其单质及合金在生产生活中的应用日趋广泛。
（1）真空碳热还原-氯化法可实现由铝土矿制备金属铝,其相关反应的热化学方程式如下:
Al2O3（s）+AlCl3（g）+3C（s）
3AlCl（g）+3CO（g）ΔH=akJ·mol-1
3AlCl（g）
2Al（l）+AlCl3（g） ΔH=bkJ·mol-1
①反应Al2O3（s）+3C（s）
2Al（l）+3CO（g）的ΔH= kJ·mol-1（用含a、b的代数式表示）。
②Al4C3是反应过程中的中间产物。
Al4C3与盐酸反应（产物之一是含氢量最高的烃）的化学方程式为 。
（2）镁铝合金（Mg17Al12）是一种潜在的贮氢材料,可在氩气保护下,将一定化学计量比的Mg、Al单质在一定温度下熔炼获得。
该合金在一定条件下完全吸氢的反应方程式为Mg17Al12+17H2
17MgH2+12Al。
得到的混合物Y（17MgH2+12Al）在一定条件下可释放出氢气。
①熔炼制备镁铝合金（Mg17Al12）时通入氩气的目的是_______________________________________________________________________________________________________________________________________。
②在6.0mol·L-1HCl溶液中,混合物Y能完全释放出H2。
1molMg17Al12完全吸氢后得到的混合物Y与上述盐酸完全反应,释放出H2的物质的量为 。
③在0.5mol·L-1NaOH和1.0mol·L-1MgCl2溶液中,混合物Y均只能部分放出氢气,反应后残留固体物质的X-射线衍射谱图如图所示（X-射线衍射可用于判断某晶态物质是否存在,不同晶态物质出现衍射峰的衍射角不同）。
在上述NaOH溶液中,混合物Y中产生氢气的主要物质是 （填化学式）。
（3）铝电池性能优越,Al-AgO电池可用作水下动力电源,其原理如图所示。
该电池反应的化学方程式为 。
【解题指南】解答本题时应注意题目提供的信息,结合相关化学原理和涉及到的物质的性质,分析解决具体问题。
【解析】
（1）①将题给的两个热化学方程式相加;②含氢量最高的烃为甲烷,由质量守恒推知另一产物为氯化铝;
（2）①镁、铝性质活泼,通入氩气防止镁、铝与空气反应;
②与盐酸反应后将释放出吸收的17mol氢气,另外,镁与盐酸反应生成17mol氢气,铝与盐酸反应生成18mol氢气,共52mol氢气;
③镁不与氢氧化钠溶液反应,铝可以与氢氧化钠溶液反应;
（3）原电池负极发生氧化反应（铝被氧化）,正极发生还原反应（银被还原）,结合电解质溶液可知,铝转化为偏铝酸钠。
答案:
（1）①a+b
②Al4C3+12HCl
4AlCl3+3CH4↑
（2）①防止Mg、Al被空气氧化
②52mol ③Al
（3）2Al+3AgO+2NaOH
2NaAlO2+3Ag+H2O
9.（2012·新课标全国卷·27）光气（COCl2）在塑料、制革、制药等工业中有许多用途,工业上采用高温下CO与Cl2在活性炭催化下合成。
（1）实验室中常用来制备氯气的化学方程式为 ;
（2）工业上利用天然气（主要成分为CH4）与CO2进行高温重整制备CO,已知CH4、H2和CO的燃烧热（ΔH）分别为-890.3kJ·mol-1、-285.8kJ·mol-1和-283.0kJ·mol-1,则生成1m3（标准状况）CO所需热量为 ;
（3）实验室中可用氯仿（CHCl3）与双氧水直接反应制备光气,其反应的化学方程式为 。
（4）COCl2的分解反应为COCl2（g）
Cl2（g）+CO（g） ΔH=+108kJ·mol-1。
反应体系达到平衡后,各物质的浓度在不同条件下的变化状况如图所示（第10min到
14min的COCl2浓度变化曲线未示出）:
①计算反应在第8min时的平衡常数K= ；
②比较第2min反应温度T
（2）与第8min反应温度T（8）的高低:
T
（2） T（8）（填“<”、“>”或“=”）;
③若12min时反应于温度T（8）下重新达到平衡,则此时c（COCl2）= mol·L-1;
④比较产物CO在2min～3min、5min～6min和12min～13min时平均反应速率[平均反应速率分别以v（2～3）、v（5～6）、v（12～13）表示]的大小 ;
⑤比较反应物COCl2在5min～6min和15min～16min时平均反应速率的大小:
v（5～6） v（15～16）（填“<”、“>”或“=”）,原因是 。
【解题指南】解答本题时应注意外界条件对化学平衡和化学反应速率的影响,以及化学反应速率的意义。
【解析】
（1）实验室一般用浓盐酸和二氧化锰反应制取氯气;
（2）CH4+CO2
2CO+2H2 ΔH=反应物的燃烧热-2×产物的燃烧热=
+247.3kJ·mol-1,也就是生成2molCO,需要吸热247.3kJ,那么要得到1立方米的CO,放热为（1000/22.4）×247.3/2=5.52×103kJ。
（3）分析碳元素化合价的变化,CHCl3碳为+2价,COCl2中碳为+4价,即可写出方程式。
（4）①根据平衡常数K计算公式代入即可求出。
②由表可看出,由T
（2）平衡到T（8）平衡,反应物COCl2的浓度减小,产物浓度增大,且4min时该物质的浓度连续增大或减小,说明是升高温度使平衡正向移动,T
（2）③8min和12min时的平衡温度相同,平衡常数相同,所以
可计算c（COCl2）=0.031mol·L-1;
④用单位时间CO的浓度的变化表示反应速率,由表格中看出,2min～3min、
12min～13min处于平衡状态,用CO的浓度变化表示的平均反应速率为0。
5min～6min反应未达平衡状态,所以平均反应速率大于处于平衡状态时。
⑤从表中曲线变化的斜率可看出单位时间内5min～6min时浓度改变大于
15min～16min。
答案:
（1）MnO2+4HCl（浓）
MnCl2+Cl2↑+2H2O
（2）5.52×103kJ
（3）CHCl3+H2O2
HCl+H2O+COCl2
（4）①0.234 ②< ③0.031
④v（5～6）>v（2～3）=v（12～13）
5>在相同温度时,该反应的反应物浓度越高,反应速率越大
10.（2012·浙江高考·27）甲烷自热重整是先进的制氢方法,包含甲烷氧化和蒸汽重整。
向反应系统同时通入甲烷、氧气和水蒸气,发生的主要化学反应有:
化学方程式
焓变ΔH/
kJ·mol-1
活化能
Ea/kJ·mol-1
甲烷
氧化
CH4（g）+2O2（g）
CO2（g）+2H2O（g）
-802.6
125.6
CH4（g）+O2（g）
CO2（g）+2H2（g）
-322.0
172.5
蒸汽
重整
CH4（g）+H2O（g）
CO（g）+3H2（g）
206.2
240.1
CH4（g）+2H2O（g）
CO2（g）+4H2（g）
165.0
243.9
回答下列问题:
（1）反应CO（g）+H2O（g）
CO2（g）+H2（g）的ΔH= kJ·mol-1。
（2）在初始阶段,甲烷蒸汽重整的反应速率 甲烷氧化的反应速率（填“大于”“小于”或“等于”）。
（3）对于气相反应,用某组分（B）的平衡压强（pB）代替物质的量浓度（cB）也可表示平衡常数（记作Kp）,则反应CH4（g）+H2O（g）
CO（g）+3H2（g）的Kp= ;随着温度的升高,该平衡常数 （填“增大”“减小”或“不变”）。
（4）从能量角度分析,甲烷自热重整方法的先进之处在于
。
（5）在某一给定进料比的情况下,温度、压强对H2和CO物质的量分数的影响如下图:
①若要达到H2物质的量分数>65%、CO物质的量分数<10%,以下条件中最合适的是 。
A.600℃,0.9MPa B.700℃,0.9MPa
C.800℃,1.5MPaD.1000℃,1.5MPa
②画出600℃,0.1MPa条件下,系统中H2物质的量分数随反应时间（从常温进料开始计时）的变化趋势示意图:
（6）如果进料中氧气量过大,最终导致H2物质的量分数降低,原因是 。
【解题指南】解答本题时应注意以下两点:
（1）掌握利用盖斯定律计算反应热的方法。
（2）吸热反应的平衡常数随温度的升高逐渐变大。
【解析】
（1）由蒸汽重整的两个反应可知,利用第二个反应减去第一个反应则得出该反应的反应热为:
ΔH=（165.0-206.2）kJ·mol-1=-41.2kJ·mol-1。
（2）由于甲烷氧化的活化能比甲烷蒸汽重整的活化能要小,所以一开始甲烷氧化的反应速率要比甲烷蒸汽重整的反应速率快。
（3）由平衡常数的定义可知则Kp=________,随着温度的升高,由于该反应是吸热反应,所以平衡会正向移动,平衡常数增大。
（4）由于甲烷自热重整的过程就是吸收能量的过程,而甲烷氧化的过程是放出能量的过程,所以该方法的先进之处在于系统内强放热的甲烷氧化反应为强吸热的蒸汽重整过程提供了所需的能量。
（5）①由上述两图分析,600℃,0.9MPa时H2物质的量分数小于65%,采用
700℃、0.9MPa时二者均能满足,800℃,1.5MPa和1000℃,1.5MPaCO的物质的量分数均大于10%。
②根据以上分析可知,图示如下:
（6）如果进料中氧气量过大,会导致甲烷的氧化程度过高,氢气和氧气反应了,最终导致H2物质的量分数降低。
答案:
（1）-41.2
（2）小于 （3）
增大
（4）系统内强放热的甲烷氧化反应为强吸热的蒸汽重整反应提供了所需的能量（其他合理答案均可）
（5）①B
②
（6）甲烷氧化程度过高,氢气和氧气反应（其他合理答案均可）
11.（2012·北京高考·26）用Cl2生产某些含氯有机物时会产生副产物HCl。
利用反应A,可实现氯的循环利用。
反应A:
4HCl+O2
2Cl2+2H2O
（1）已知:
ⅰ.反应A中,4molHCl被氧化,放出115.6kJ的热量。
ⅱ.
①H2O的电子式是 。
②反应A的热化学方程式是 。
③断开1molH—O键与断开1molH—Cl键所需能量相差约为
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