届高考化学化学反应原理综合一轮训练题附答案.docx
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届高考化学化学反应原理综合一轮训练题附答案
2021届高考化学：
化学反应原理综合（一轮）训练题附答案
一轮：
化学反应原理综合
1、下列关于化学反应速率的说法正确的是（ ）
A. 化学反应速率是指一定时间内任何一种反应物浓度的减少或者任何一种生成物浓度的增加
B. 化学反应速率为“0.8mol/（L•s）”表示的意思是：
时间为1s时，某物质的浓度为0.8mol/L
C. 对于任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象越明显
D. 根据化学反应速率的大小可以知道化学反应进行的快慢
【答案】D
2、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：
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的变化如表所示（t＝∞时，N2O5（g）完全分解）：
t/min
0
40
80
160
260
1300
1700
∞
p/kPa
35.8
40.3
42.5
45.9
49.2
61.2
62.3
63.1
①已知：
2N2O5（g）===2N2O4（g）＋O2（g）ΔH1＝－4.4kJ·mol－1
2NO2（g）===N2O4（g） ΔH2＝－55.3kJ·mol－1
则反应N2O5（g）===2NO2（g）＋
O2（g）的ΔH＝______kJ·mol－1。
②研究表明，N2O5（g）分解的反应速率v＝2×10－3×pN2O5（kPa·min－1）。
t＝62min时，测得体系中pO2＝2.9kPa，则此时的pN2O5＝________kPa，v＝________kPa·min－1。
③若提高反应温度至35℃，则N2O5（g）完全分解后体系压强p∞（35℃）________63.1kPa（填“大于”“等于”或“小于”），原因是_________________________________________________________________________________________________________________。
④25℃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快速平衡
第二步 NO2＋NO3―→NO＋NO2＋O2慢反应
第三步 NO＋NO3―→2NO2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NO3
C．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
[解析]
（1）氯气与硝酸银反应生成N2O5，氯气作氧化剂，还原产物为氯化银，又硝酸银中氮元素、银元素已经是最高化合价，则只能是氧元素化合价升高，所以气体氧化产物为O2。
（2）①将已知热化学方程式依次编号为a、b，根据盖斯定律，由
×a－b得N2O5（g）===2NO2（g）＋
O2（g） ΔH＝
＝
kJ·mol－1＝＋53.1kJ·mol－1。
②t＝62min时，体系中pO2＝2.9kPa，根据三段式法得
则62min时pN2O5＝30.0kPa，v＝2×10－3×30.0kPa·min－1＝6.0×10－2kPa·min－1。
③刚性反应容器的体积不变，25℃N2O5（g）完全分解时体系的总压强为63.1kPa，升高温度，从两个方面分析：
一方面是体积不变，升高温度，体系总压强增大；另一方面，2NO2N2O4的逆反应是吸热反应，升温，平衡向生成NO2的方向移动，体系物质的量增大，故体系总压强增大。
④N2O5完全分解生成N2O4和O2，起始pN2O5＝35.8kPa，其完全分解时pN2O4＝35.8kPa，pO2＝17.9kPa，设25℃平衡时N2O4转化了x，则
N2O4 2NO2
平衡35.8kPa－x2x
35．8kPa－x＋2x＋17.9kPa＝63.1kPa，解得x＝9.4kPa。
平衡时，pN2O4＝26.4kPa，pNO2＝18.8kPa，K＝
＝
kPa＝13.4kPa。
（3）快速平衡，说明第一步反应的正、逆反应速率都较大，则第一步反应的逆反应速率大于第二步反应的速率，A项正确；反应的中间产物除NO3外还有NO，B项错误；有效碰撞才能发生反应，第二步反应慢，说明部分碰撞有效，C项正确；第三步反应快，说明反应活化能较低，D项错误。
[答案]
（1）O2
（2）①＋53.1 ②30.0 6.0×10－2 ③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 ④13.4
（3）AC
3、LiFePO4用于锂离子二次电池的电极材料，可由LiI和FePO4制备。
（1）FePO4难溶于水，制备方法如下：
Ⅰ.用稍过量的稀H2SO4溶解废铁屑，加热，搅拌，过滤；
Ⅱ.向滤液中加入一定量的H2O2；
Ⅲ.向含Fe3+的溶液加入Na2HPO4溶液，过滤后经进一步处理得FePO4。
①Ⅰ中反应进行完全的现象是。
②用离子方程式说明H2O2的作用是。
③已知：
H2PO
HPO
+H+；HPO
PO
+H+。
产生FePO4的离子方程式是。
④Na2HPO4溶液显碱性的原因是。
（2）制备LiFePO4：
将FePO4与LiI混合，在惰性气氛中加热，制得LiFePO4。
化合物LiI中碘离子的作用是。
（3）锂离子二次电池的负极材料为金属锂和石墨的复合材料（石墨作为金属锂的载体），电
池反应为：
FePO4（s）+Li（s）LiFePO4（s），装置如下：
①该电池不能用电解质水溶液，原因是。
②充电时，b极的电极反应式是。
【答案】
（1）①不再产生气泡（2分）
②2Fe2++2H++H2O2=2Fe3++2H2O（2分）
③Fe3++2HPO42-=FePO4↓+H2PO4-（2分）
④由于HPO42-可以电离：
HPO42-
PO43-+H+，又可以水解：
HPO42-+H2O
H2PO4-+OH-，且水解程度大于电离程度，所以溶液溶解显碱性。
（2分）
（2）作还原剂（1分）
（3）①金属Li可与水发生反应（或2Li+2H2O＝2LiOH+H2↑）（1分）
②LiFePO4－e-=Li++FePO4（2分）
4、研究氮氧化物的反应机理，对于消除环境污染有重要意义。
（1）氮氧化物（NOx）可在催化剂作用下与氨反应生成无污染的物质，该反应的化学方程式为______________________________________________________________。
（2）对于一般的化学反应：
aA＋bB===cC＋dD存在反应速率方程v＝kcm（A）cn（B），利用反应速率方程可求出化学反应瞬时速率。
m＋n为反应级数，当m＋n分别等于0、1、2…时分别称为零级反应、一级反应、二级反应……k为反应速率常数，k与温度、活化能有关，与浓度无关，温度升高，k增大。
在600K下反应2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）的初始浓度与初始速率如表所示：
初始浓度/（mol/L）
初始速率/[mol/（L·s）]
c（NO）
c（O2）
0.010
0.010
2.5×10－3
0.010
0.020
5.0×10－3
0.030
0.020
45×10－3
通过分析表中实验数据，得出该反应的速率方程为v＝________________，为______级反应，当c（NO）＝0.015mol/L、c（O2）＝0.025mol/L时的初始速率为______（保留两位有效数字）。
（3）升高温度绝大多数的化学反应速率增大，但是2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）的反应速率却随着温度的升高而减小。
某化学小组为探究该特殊现象的原因，查阅资料知其反应历程分两步：
a．2NO（g）N2O2（g） ΔH1<0 快速平衡 v1正＝k1正c2（NO） v1逆＝k1逆c（N2O2）
b．N2O2（g）＋O2（g）2NO2（g） ΔH2 慢反应 v2正＝k2正c（N2O2）c（O2） v2逆＝k2逆c2（NO2）
①反应2NO（g）＋O2（g）2NO2（g） ΔH＝______（用含ΔH1和ΔH2的式子表示）。
②反应______为整个反应的速控反应，用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）的平衡常数K＝______
。
③反应a的活化能E1与反应b的活化能E2的大小关系为E1______E2（填“>”“<”或“＝”）。
若2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）的反应速率方程v＝
×k2正×c2（NO）×c（O2），分析升高温度该反应速率减小的原因可能是____________________________________________________
________________________________________________________________________。
④对反应a和b，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．反应的中间产物为N2O2
C．反应b中N2O2与O2的碰撞仅部分有效
解析：
（2）根据v＝kcm（NO）cn（O2），当O2浓度不变，NO浓度变为原来的3倍时，初始速率变为原来的9倍，所以初始速率与NO浓度的平方成正比，m＝2；同理n＝1；任选一组数据代入方程，得k＝2.5×103，故v＝2.5×103c2（NO）c（O2）。
（3）②反应b为慢反应，是整个反应的速控反应。
达到平衡时，正、逆反应速率相等，所以v1正＝v1逆，K1＝
＝
，v2正＝v2逆，K2＝
＝
，所以反应2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）的K＝
＝
×
＝
×
。
③反应速率越快，说明反应越容易发生，反应的活化能越小。
反应a的ΔH1<0，升高温度时平衡逆向移动，K1＝
减小，k2正随温度升高而增大，但增大的程度比
减小的程度小，故反应速率减小。
答案：
（1）6NOx＋4xNH3
（3＋2x）N2＋6xH2O
（2）2.5×103c2（NO）c（O2） 三 1.4×10－2mol/（L·s）
（3）①ΔH1＋ΔH2 ②b
×
③< 反应a的ΔH1<0，升高温度时平衡逆向移动，K1＝
减小，k2正随温度升高而增大，但增大的程度比
减小的程度小，故反应速率减小 ④ABC
5、（2019·高考北京卷）
氢能源是最具应用前景的能源之一，高纯氢的制备是目前的研究热点。
（1）甲烷水蒸气催化重整是制高纯氢的方法之一。
①反应器中初始反应的生成物为H2和CO2，其物质的量之比为4∶1，甲烷和水蒸气反应的方程式是____________________________________________________________。
②已知反应器中还存在如下反应：
i．CH4（g）＋H2O（g）===CO（g）＋3H2（g） ΔH1
ii.CO（g）＋H2O（g）===CO2（g）＋H2（g） ΔH2
iii.CH4（g）===C（s）＋2H2（g） ΔH3
……
iii为积炭反应，利用ΔH1和ΔH2计算ΔH3时，还需要利用________________反应的ΔH。
③反应物投料比采用n（H2O）∶n（CH4）＝4∶1，大于初始反应的化学计量数之比，目的是________（选填字母序号）。
a．促进CH4转化
b．促进CO转化为CO2
c．减少积炭生成
④用CaO可以去除CO2。
H2体积分数和CaO消耗率随时间变化关系如图所示。
从t1时开始，H2体积分数显著降低，单位时间CaO消耗率________（填“升高”“降低”或“不变”）。
此时CaO消耗率约为35%，但已失效，结合化学方程式解释原因：
______________________________________________。
（2）可利用太阳能光伏电池电解水制高纯氢，工作示意图如图。
通过控制开关连接K1或K2，可交替得到H2和O2。
①制H2时，连接________。
产生H2的电极反应式是
________________________________________________________________________。
②改变开关连接方式，可得O2。
③结合①和②中电极3的电极反应式，说明电极3的作用：
_______________________。
解析：
（1）①根据CH4与H2O反应生成H2、CO2的物质的量之比为4∶1，结合原子守恒可得反应的化学方程式为CH4＋2H2O
4H2＋CO2。
②根据盖斯定律，由i＋ii－iii或i－ii－iii可得目标热化学方程式。
③反应物的投料比n（H2O）∶n（CH4）＝4∶1，大于初始反应的化学计量数之比，H2O的物质的量增加，有利于促进CH4转化，促进CO转化为CO2，防止CH4分解生成C（s），从而减少积炭生成。
④根据题图可知，从t1时开始，CaO消耗率曲线的斜率逐渐减小，单位时间内CaO消耗率逐渐降低。
CaO与CO2反应生成CaCO3，CaCO3会覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积，从而失效。
（2）①电解碱性电解液时，H2O电离出的H＋在阴极得到电子产生H2，根据题图可知电极1与电池负极连接，为阴极，所以制H2时，连接K1，产生H2的电极反应式为2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－。
③制备O2时碱性电解液中的OH－失去电子生成O2，连接K2，O2在电极2上产生。
连接K1时，电极3为电解池的阳极，Ni（OH）2失去电子生成NiOOH，电极反应式为Ni（OH）2－e－＋OH－===NiOOH＋H2O，连接K2时，电极3为电解池的阴极，电极反应式为NiOOH＋e－＋H2O===Ni（OH）2＋OH－，使电极3得以循环使用。
答案：
（1）①CH4＋2H2O
4H2＋CO2
②C（s）＋2H2O（g）===CO2（g）＋2H2（g）或C（s）＋CO2（g）===2CO（g）
③abc ④降低 CaO＋CO2===CaCO3，CaCO3覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积
（2）①K1 2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－
③制H2时，电极3发生反应：
Ni（OH）2＋OH－－e－===NiOOH＋H2O。
制O2时，上述电极反应逆向进行，使电极3得以循环使用
6、对温室气体二氧化碳的研究一直是科技界关注的重点。
Ⅰ.在催化剂存在下用H2还原CO2是解决温室效应的重要手段之一，相关反应如下：
主反应：
CO2（g）＋4H2（g）===CH4（g）＋2H2O（g） ΔH1
副反应：
CO2（g）＋H2（g）===CO（g）＋H2O（g） ΔH2＝＋41.2kJ·mol－1
已知H2和CH4的燃烧热分别为－285.5kJ·mol－1和－890.0kJ·mol－1
H2O（l）===H2O（g） ΔH＝＋44kJ·mol－1
（1）ΔH1＝________kJ·mol－1。
（2）有利于提高CH4平衡产率的反应条件是__________________________________（至少写两条）。
工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是__________。
（3）T℃时，若在体积恒为2L的密闭容器中同时发生上述反应，将物质的量之和为5mol的H2和CO2以不同的投料比进行反应，结果如图1所示。
若a、b表示反应物的转化率，则表示H2转化率的是________，c、d分别表示CH4（g）和CO（g）的体积分数，由图可知
＝________时，甲烷产率最高。
若该条件CO的产率趋于0，则T℃时①的平衡常数K＝________。
Ⅱ.溶于海水的CO295%以HCO
形式存在。
在海洋中，通过如图2钙化作用实现碳自净。
（4）写出钙化作用的离子方程式：
_____________________________________。
（5）如图3，电解完成后，a室的pH________（“变大”“变小”或“几乎不变”）；其间b室发生反应的离子方程式为______________________________________。
解析：
Ⅰ.
（1）根据已知有②CO2（g）＋H2（g）===CO（g）＋H2O（g） ΔH2＝＋41.2kJ·mol－1
③2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l） ΔH3＝－571.0kJ·mol－1
④CH4（g）＋2O2（g）===CO2（g）＋2H2O（l） ΔH4＝－890.0kJ·mol－1
⑤H2O（l）===H2O（g） ΔH5＝＋44kJ·mol－1
根据盖斯定律，由③×2－④＋⑤×2可得CO2（g）＋4H2（g）===CH4（g）＋2H2O（g） ΔH1＝2ΔH3－ΔH4＋2ΔH5＝－164.0kJ·mol－1。
（2）反应CO2（g）＋4H2（g）===CH4（g）＋2H2O（g）是正方向为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强都有利于反应正向移动，提高CH4平衡产率；工业上提高甲烷反应选择性的关键因素是催化剂。
（3）随着
比值的增大，氢气的转化率降低，则表示H2转化率的是b。
随着
比值的增大，氢气的量增多，一氧化碳的量减少，甲烷的量增加，故c为CH4（g）的体积分数，由图可知
＝4时，甲烷的产量最高。
若该条件下CO的产率趋于0，
＝4，由于H2、CO2的物质的量之和为5mol，则H2和CO2分别为4mol和1mol，平衡转化率为0.80，则利用三段式法：
CO2（g）＋4H2（g）===CH4（g）＋2H2O（g）
开始时浓度/（mol·L－1）0.5200
改变的浓度/（mol·L－1）0.41.60.40.8
平衡时浓度/（mol·L－1）0.10.40.40.8
K＝
＝100。
Ⅱ.（4）根据图中信息可知，钙化作用是碳酸氢钙转化为碳酸钙、二氧化碳和水，其反应的离子方程式为2HCO
＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O。
（5）电解完成后，a室中水放电产生氧气，而氢离子进入b室，pH几乎不变；其间b室发生反应的离子方程式为H＋＋HCO
===CO2↑＋H2O。
答案：
Ⅰ.
（1）－164.0
（2）降低温度，增大压强 催化剂
（3）b 4 100 Ⅱ.（4）2HCO
＋Ca2＋===CaCO3↓＋CO2↑＋H2O （5）几乎不变 H＋＋HCO
===CO2↑＋H2O
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