备战高考化学综合题专练化学反应原理综合考查及答案.docx
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备战高考化学综合题专练化学反应原理综合考查及答案
2020-2021备战高考化学综合题专练∶化学反应原理综合考查及答案
一、化学反应原理综合考查
1．碳、氮及其化合物在化工生产和国防工业中具有广泛应用。
请回答：
（1）科学家研究利用某种催化剂，成功实现将空气中的碳氧化合物和氮氧化合物转化为无毒的大气循环物质。
已知：
①N2（g）+O2（g）
2NO（g）ΔH1=+180kJ·mol−1
②NO2（g）+CO（g）
NO（g）+CO2（g）ΔH2=-235kJ·mol−1
③2NO（g）+O2（g）
2NO2（g）ΔH3=-112kJ·mol−1
则反应2NO（g）+2CO（g）
N2（g）+2CO2（g）的ΔH=__kJ·mol−1，有利于提高CO平衡转化率的条件是__（填标号）。
A．高温低压B．低温高压C．高温高压D．低温低压
某温度下，在体积为2L的容器中加入2molNO、2molCO，达到平衡时CO的转化率是50%，其平衡常数为__。
（2）在密闭容器中充入10molCO和8molNO，发生反应，如下图为平衡时NO的体积分数与温度，压强的关系。
①由图判断，温度T1__T2（填“低于”或“高于”），理由是__？
升高温度时，下列关于该反应的平衡常数（K）和速率（v）的叙述正确的是__填标号）。
A．K、V均增加B．K增加，v减小
C．K减小，V增加D．K、V均减小
②压强为20MPa、温度为T2下，若反应进行到10min达到平衡状态，容器的体积为2L，则此时CO的转化率=__，用CO2的浓度变化表示的平均反应速率v（CO2）=__，该温度下，如图所示A、B、C对应的pA（CO2）、pB（CO2）、pC（CO2）从大到小的顺序为__。
③若在D点对反应容器降温的同时缩小体积至体系压强增大，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的__点。
（3）用活化后的V2O5作催化剂，氨气将NO还原成N2的一种反应历程如图所示。
测得该反应的平衡常数与温度的关系为1gK=5.08+217.5/T，该反应是__反应（填“吸热”或“放热”）。
该反应的含氮气体浓度随温度变化如图所示，则将NO转化为N2的最佳温度为__；当温度达到700K时，发生副反应的化学方程式__。
【答案】-762B1低于）该反应为放热反应，其他条件相同时，升高温度有利于反应向逆反应方向移动，图中T2对应的NO的体积分数更高，所以对应的温度也更高C10%0.05mol·（L·min）−1pC（CO2）＞pB（CO2）＞pA（CO2）G放热600K4NH3+5O2
4NO+6H2O
【解析】
【分析】
（1）由①N2（g）+O2（g）⇌2NO（g）ΔH1=+180kJ·mol−1
②NO2（g）+CO（g）⇌NO（g）+CO2（g）ΔH2=-235kJ·mol−1
③2NO（g）+O2（g）⇌2NO2（g）ΔH3=-112kJ·mol−1
结合盖斯定律可知，②×2＋③−①得到反应2NO（g）+2CO（g）⇌N2（g）+2CO2（g）；有利于提高CO平衡转化率的条件根据反应是放热还是吸热、该反应气体体积缩小的角度进行分析；用“三段式”法分析反应后各物质的浓度，化学反应平衡常数K=
；
（2）①该反应是放热反应，温度越高，平衡逆向移动，NO的体积分数越大；升高温度时，反应向吸热方向进行；
②用“三段式”法分析反应后各物质的浓度，计算CO的转化率和用CO2的浓度变化表示的平均反应速率；该反应是气体体积减小的反应，压强越大，平衡正向移动，p（CO2）越大；
③D点对反应容器降温的同时缩小体积至体系压强增大，平衡正向移动，NO的体积分数减小；
（3）1gK＝5.08＋217.5/T，可知温度越高，K越小；由图可知600K最适合将NO转化为N2，当温度达到700K时NO较多。
【详解】
（1）由①N2（g）+O2（g）⇌2NO（g）ΔH1=+180kJ·mol−1
②NO2（g）+CO（g）⇌NO（g）+CO2（g）ΔH2=-235kJ·mol−1
③2NO（g）+O2（g）⇌2NO2（g）ΔH3=-112kJ·mol−1
结合盖斯定律可知，②×2＋③−①得到反应2NO（g）+2CO（g）⇌N2（g）+2CO2（g），其ΔH＝（−235kJ/mol）×2＋（−112kJ/mol）−（＋180kJ/mol）＝−762kJ/mol，则该反应是放热反应、气体体积缩小，有利于提高CO平衡转化率的条件是低温高压；某温度下，在体积为2L的容器中加入2molNO、2molCO，达到平衡时CO的转化率是50%，列“三段式”得：
化学反应平衡常数K=
=
=1；
（2）①该反应为放热反应，其他条件相同时，升高温度有利于反应向逆反应方向移动，图中T2对应的NO的体积分数更高，所以对应的温度也更高，则温度T1低于T2；升高温度时，反应向吸热方向进行，化学平衡常数减小，化学反应速率增加；
②压强为20MPa、温度为T2下，若反应进行到10min达到平衡状态，NO体积分数为40%，容器的体积为2L，设平衡时c（N2）=xmol/L，用“三段式”法分析得：
=40%，解得x=0.25，CO的转化率为
=10%，v（CO2）=
=0.05mol·（L·min）−1；该反应是气体体积减小的反应，压强越大，平衡正向移动，p（CO2）越大，A、B、C对应的压强依次增大，则A、B、C对应的pA（CO2）、pB（CO2）、pC（CO2）从大到小的顺序为pC（CO2）＞pB（CO2）＞pA（CO2）；
③D点对反应容器降温，平衡正向移动，缩小体积至体系压强增大，平衡正向移动，NO的体积分数减小，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的G点。
（3）lgK＝5.08＋217.5/T，可知温度越高，K越小，则正反应为放热反应；由图可知，将NO转化为N2的最佳温度为600K，当温度达到700K时，发生副反应的化学方程式为4NH3+5O2
4NO+6H2O。
【点睛】
把握K的意义、盖斯定律、图象分析为解答的关键，注意
（2）为解答的难点，正确分析题目信息结合勒夏特列原理、化学平衡三段式解答。
2．
（1）SO2的排放主要来自于煤的燃烧，工业上常用氨水吸收法处理尾气中的SO2。
已知吸收过程中相关反应的热化学方程式如下：
①SO2（g）+NH3·H2O（aq）=NH4HSO3（aq）ΔH1=akJ/mol；
②NH3·H2O（aq）+NH4HSO3（aq）=（NH4）2SO3（ag）+H2O（l）ΔH2=bkJ/mol；
③2（NH4）2SO3（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）ΔH3=ckJ/mol。
则反应2SO2（g）+4NH3·H2O（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）+2H2O（l）的ΔH=____kJ/mol。
（2）SO2是形成酸雨的主要污染物，燃煤脱硫原理为2CaO（s）+2SO2（g）+O2（g）⇌2CaSO4（s）。
向10L恒温恒容密闭容器中加入3molCaO，并通入2molSO2和lmolO2发生上述反应，2min时达平衡，此时CaSO4为1.8mol。
0〜2min内，用SO2表示的该反应的速率v（SO2）=____，其他条件保持不变，若上述反应在恒压条件下进行，达到平衡时SO2的转化率____（填“增大”、“减小”或“不变”）。
（3）NO的排放主要来自于汽车尾气，净化原理为：
2NO（g）+2CO（g）⇌N2（g）+2CO2（g）ΔH=−746.8kJ/mol。
实验测得，v正=k正·c2（NO）·c2（CO），v逆=k逆·c（N2）·c2（CO2）（k正、k逆为速率常数，只与温度有关）。
①达到平衡后，仅升高温度，k正增大的倍数____（填“>”“<”或“=”）k逆增大的倍数。
②若在1L的密闭容器中充入1molCO和1molNO，在一定温度下达到平衡时，CO的转化率为40%，则k正︰k逆=____。
（4）以连二硫酸根（S2O42-）为媒介，使用间接电化学法也可处理燃煤烟气中的NO，装置如图所示：
①阴极区的电极反应式为____。
②NO吸收转化后的主要产物为NH4+，若通电时电路中转移了0.3mole－，则此通电过程中理论上吸收的NO在标准状况下的体积为____mL。
（5）欲用5LNa2CO3溶液将23.3gBaSO4固体全都转化为BaCO3，则所用的Na2CO3溶液的物质的量浓度至少为____。
[已知：
常温下K（BaSO4）=1×10−7、K（BaCO3）=2.5×10−6]。
（忽略溶液体积的变化）
【答案】2a+2b+c0.09mol/（L·min）增大﹤
2SO32-+4H++2e-=S2O42-+2H2O13440.52mol/L
【解析】
【分析】
（1）根据盖斯定律解答；
（2）根据化学反应速率的数学表达式计算反应速率；向正反应方向进行，气体物质的量减小，维持恒压不变，SO2的转化率比恒容时增大；
（3）①正反应为放热反应，升高温度平衡向左移动，则正反应速率增大的倍数小于逆反应速率增大的倍数，据此解答；
②当反应达到平衡时，
故
，平衡时
，
，据此解答；
（4）①阴极区发生还原反应，从图中找出阴极反应物，写它发生还原反应的电极反应式；
②NO吸收转化后的主要产物为NH4+，写出关系式，按电子数守恒，求出一氧化氮在标准状况下体积；
（5）n（BaSO4）=
=0.1mol，将0.1mol硫酸钡溶解于5L溶液中，设至少需要物质的量浓度为xmol/L的Na2CO3溶液，当BaSO4完全溶解后，所得5L溶液中c（SO42-）=0.02mol/L，此时溶液中c（CO32-）=（x-0.02）mol/L，由BaSO4+CO32-=BaCO3+SO42-可知，此反应的化学平衡常数
。
【详解】
（1）根据盖斯定律，热化学方程式①×2+②×2+③得：
，故该反应的
，故答案为：
2a+2b+c；
（2）生成CaSO4物质的量为1.8mol的同时消耗SO2的物质的量为1.8mol，根据化学反应速率的数学表达式，v（SO2）=1.8/（10×2）mol/（L·min）=0.09mol/（L·min）；向正反应方向进行，气体物质的量减小，维持恒压不变，SO2的转化率比恒容时增大，故答案为：
0.09mol/（L·min）；增大；
（3）①正反应为放热反应，升高温度平衡向左移动，则正反应速率增大的倍数小于逆反应速率增大的倍数，浓度不变，故
增大的倍数小于
增大的倍数，故答案为：
；
②当反应达到平衡时，
故
，平衡时
，
，则
，故答案为：
；
（4）①由图可知，阴极区通入液体主要含SO32-，流出主要含S2O42-，所以阴极区电极反应式为2SO32-+4H++2e-=S2O42-+2H2O，故答案为：
2SO32-+4H++2e-=S2O42-+2H2O；
②NO吸收转化后的主要产物为NH4+，若通电一段时间后阴极区n（SO32-）减少了0.3mol，此过程转移0.3mole−；由于NO吸收转化后的主要产物为NH4+，NO～NH4+～5e−，若电路中转移转移0.3mole−，消耗NO0.06mol，标准状况下体积为V（NO）=0.06mol×22.4L/mol=1.344L=1344mL，故答案为：
1344；
（5）设至少需要物质的量浓度为x的
溶液，当
完全溶解后，所得5L溶液中
，此时溶液中
，由
可知，此反应的化学平衡常数
，解得
，故答案为：
。
3．1799年，英国化学家汉弗莱·戴维发现了N2O气体。
在食品行业中，N2O可用作发泡剂和密封剂。
（l）N2是硝酸生产中氨催化氧化的副产物，NH3与O2在加热和催化剂的作用下生成N2O的化学方程式为________。
（2）N2O在金粉表面发生热分解反应：
2N2O（g） =2N2（g）+O2（g） △H。
已知：
2NH3（g）+3N2O（g）=4N2（g）+3H2O（l）△H1=-1010KJ/mol
4NH3（g）+3O2（g）=2N2（g）+6H2O（l）△H2=-1531KJ/mol
△H=__________。
（3）N2O和CO是环境污染性气体，研究表明，CO与N2O在Fe+作用下发生反应：
N2O（g）+CO（g）
CO2（g）十N2（g）的能量变化及反应历程如下图所示，两步反应分别为：
反应①Fe++N2O
FeO+N2；反应②______________
由图可知两步反应均为____（填“放热”或“吸热”）反应，由______（填“反应①或反应②”）决定反应达到平衡所用时间。
（4）在固定体积的密闭容器中，发生反应：
N2O（g）+CO（g）
CO2（g）+N2（g），改变原料气配比进行多组实验（各次实验的温度可能相同，也可能不同），测定N2O的平衡转化率。
部分实验结果如图所示：
①如果要将图中C点的平衡状态改变为B点的平衡状态，应采取的措施是：
____；
②图中C、D两点对应的实验温度分别为TC和TD，，通过计算判断TC____TD（填“>”“=”或“<”）。
（5）在某温度下，向1L密闭容器中充入CO与N2O，发生反应：
N2O（g）+CO（g）
CO2（g）十N2（g），随着反应的进行，容器内CO的物质的量分数变化如下表所示：
时间/min
0
2
4
6
8
10
物质的量分数
50.0%
40.25%
32.0%
26.2%
24.0%
24.0%
则该温度下反应的平衡常数K=____。
【答案】2NH3+2O2
N2O+3H2O-163kJ/molFeO++CO
CO2+Fe+放热反应①降低温度=1.17
【解析】
【分析】
（2）利用盖斯定律求反应热；
（3）根据总反应减去反应①得到反应②；根据反应物和生成物的相对能量判断反应热；根据活化能的相对大小判断化学反应速率大小，从而确定决速步；
（4）根据不同温度下的平衡常数的大小，判断温度的变化；
（5）根据三等式求算平衡常数。
【详解】
（1）NH3和O2反应得到N2O，根据化合价升降守恒配平，NH3中N的化合价从－3升高到N2O中的＋1，共升高4价；O2中O的化合价从0降低到－2，共降低4价，化合价升降守恒，则NH3和O2的系数比为1：
1，根据原子守恒配平，可得2NH3+2O2
N2O+3H2O；
（2）已知①2NH3（g）+3N2O（g）=4N2（g）+3H2O（l）△H1=-1010KJ/mol，②4NH3（g）+3O2（g）=2N2（g）+6H2O（l）△H2=-1531KJ/mol；反应①×
-反应②×
可得目标反应，则△H=△H1×
-△H2×
=-1010kJ/mol×
-（-1531kJ/mol）×
=-163kJ/mol；
（3）总反应为N2O（g）+CO（g）
CO2（g）十N2（g），实际过程是分2步进行，因此反应①和反应②相加得到总反应，则反应②等于总反应减去反应①，可得反应②为FeO++CO
CO2+Fe+；
根据反应历程图可知，反应物的总能量大于生成物的总能量，则该两步反应均为放热反应；
根据反应①的历程图可知，由Fe＋和N2O经过过渡态得到产物FeO＋和N2，过渡态和反应物Fe＋和N2O的能量差为反应①的活化能，同理，可知反应②的活化能，可知，反应①的活化能大于反应②的活化能，活化能越大，化学反应速率越慢，而化学反应速率慢的步骤为决速步，决定反应达到平衡所用时间，即反应①决定反应达到平衡所用时间；
（4）①根据图像，C点和B点，反应物的投料比相同，但是B点表示的平衡状态，N2O的转化率高于C点，C点的平衡状态改变为B点的平衡状态，平衡正向移动，N2O的转化率增加；B和C点的反应物投料比相同，因此不是改变反应物的浓度；反应前后的气体体积不变，因此压强不影响平衡移动，只能是温度，该反应为放热反应，平衡正向移动，因此采取的措施是降低温度；
①利用三等式求出C和D点平衡状态的平衡常数，从而比较温度大小；
设定容器体积的体积为VL。
C点的平衡状态其反应物的投标比为1，则设N2O和CO的物质的量均为1mol，其N2O的转化率为0.50，则根据三等式有
，则在平衡常数
；
D点的平衡状态其反应物的投标比为1.5，则设N2O和CO的物质的量为1.5mol和1mol，其N2O的转化率为0.40，N2O反应了1.5mol×0.40=0.6mol，则根据三等式有
，则在平衡常数
；
C点和D点表示的平衡状态的平衡常数相同，则温度相同，有TC=TD；
（5）根据表格的数据，开始时CO的物质的量分数为50.0%，则设CO和N2O的物质的量各位1mol，假设到达平衡时，CO转化了xmol，根据三等式有
，达到平衡时，CO的物质的量分数为24.0%，则有
，解得x=0.52mol，则平衡常数
。
4．资源化利用CO2，可以减少温室气体排放，还可以获得燃料或重要的化工产品。
回答下列问题：
（1）CO2的捕集
①用饱和Na2CO3溶液做吸收剂可“捕集”CO2。
写出“捕集”CO2反应的离子方式_____________。
②聚合离子液体是目前广泛研究的CO2吸附剂。
结合图像分析聚合离子液体吸附CO2的有利条件是_________________________。
（2）生产尿素：
工业上以CO2、NH3为原料生产尿素[CO（NH2）2]，该反应分为二步进行：
第一步：
2NH3（g）+CO2（g）⇌H2NCOONH4（s）△H=-159.5kJ·mol-1
第二步：
H2NCOONH4（s）⇌CO（NH2）2（s）+H2O（g）△H=+116.5kJ·mol-1
①写出上述合成尿素的热化学方程式___________________________。
该反应化学平衡常数K的表达式：
_________________________。
②某实验小组模拟工业上合成尿素，在一定体积的密闭容器中投入4molNH3和1molCO2，实验测得反应中各组分物质的量随时间的变化如图所示：
已知总反应的快慢由慢的一步反应决定，则合成尿素总反应的快慢由第__________步反应决定，总反应进行到___________min时到达平衡
（3）合成乙酸：
中国科学家首次以CH3OH、CO2和H2为原料高效合成乙酸，其反应路径如图所示：
①原料中的CH3OH可通过电解法由CO2制取，用稀硫酸作电解质溶液，写出生成CH3OH的电极反应式_______________________。
②根据图示，写出总反应的化学方程___________。
【答案】H2O+CO32-+CO2=2HCO3-低温，低流速2NH3（g）+CO2（g）⇌CO（NH2）2（s）+H2O（g）△H=-43kJ·mol-1K=[H2O]/[NH3]2.[CO2]二55CO2+6e-+6H+=CH3OH+H2OCH3OH+CO2+H2
CH3COOH+H2O
【解析】
【分析】
（1）①H2O、CO32－、CO2反应生成HCO3－；
②根据图知，温度越低、流速越小吸附量越大；
（2）利用盖斯定律求解热化学方程式；K等于气体生成物浓度幂之积与气体反应物浓度幂之积的比；
②达到平衡时时间越长，反应速率越慢，慢反应决定整个反应速率；各物质的物质的量不变时反应达到平衡状态；
（3）①电解时，CO2失电子和H＋反应生成CH3CH2OH；
②根据图知，反应物是CH3CH2OH、CO2和H2，生成物是CH3COOH和水，LiI和Rh作催化剂。
【详解】
（1）①H2O、CO32－、CO2反应生成HCO3－，离子方程式为H2O+CO32－+CO2=2HCO3－；
②根据图知，温度越低、流速越小吸附量越大，所以聚合离子液体吸附CO2的有利条件是低温，低流速（或25℃，10mL·min-1）；
（2）①将第一步和第二步方程式相加得到方程式2NH3（g）+CO2（g）⇌CO（NH2）2（s）+H2O（g）△H=（-159.5+116.5）kJ·mol－1=-43kJ·mol－1；化学平衡常数K等于气体生成物浓度幂之积与气体反应物浓度幂之积的比，
；
②达到平衡时时间越长，反应速率越慢，慢反应决定整个反应速率。
根据图知，第一步的反应，的反应物NH3和CO2的量迅速达到定值，说明第一步反应速率大，第二步反应较慢，所以第二步决定整个反应速率；根据图知，55min各物质的物质的量不变，反应达到平衡状态；
（3）①电解时，CO2失电子和H＋反应生成CH3OH，电极反应式为CO2+6e－+6H＋=CH3OH+H2O；
②根据图知，反应物是甲醇、二氧化碳和氢气，生成物是乙酸和水，LiI和Rh作催化剂，总反应方程式为：
CH3OH+CO2+H2
CH3COOH+H2O。
5．合成氨对人类生存具有重大意义，反应为：
N2（g）+3H2（g）
2NH3（g）△H
（1）科学家研究在催化剂表面合成氨的反应机理，反应步骤与能量的关系如图所示（吸附在催化剂表面的微粒用*标注，省略了反应过程中部分微粒）。
①NH3的电子式是___。
②决定反应速率的一步是___（填字母a、b、c、…）。
③由图象可知合成氨反应的△H____0（填“＞”、“＜”或“=”）。
（2）传统合成氨工艺是将N2和H2在高温、高压条件下发生反应。
若向容积为1.0L的反应容器中投入5molN2、15molH2，在不同温度下分别达平衡时，混合气中NH3的质量分数随压强变化的曲线如图所示：
①温度T1、T2、T3大小关系是___。
②M点的平衡常数K=____（可用分数表示）。
（3）目前科学家利用生物燃料电池原理（电池工作时MV2+/MV+在电极与酶之间传递电子），研究室温下合成氨并取得初步成果，示意图如图：
①导线中电子移动方向是____。
②固氮酶区域发生反应的离子方程式是___。
③相比传统工业合成氨，该方法的优点有___。
【答案】
b＜T3＞T2＞T17.32×10-3a→bN2+6H++6MV+=2NH3+6MV2+条件温和、生成氨的同时释放电能
【解析】
【分析】
（1）①从分子中每个原子都形成了稳定结构的角度分析；
②反应需要的能量最高的反应决定总反应速率；
③根据能量图，反应物的总能量高于产物的总能量，则反应为放热反应；
（2）①正反应为放热反应，相同压强下，温度越高，对应NH3的含量越小；
②根据反应三段式进行计算；
（3）①根据装置电极b上MV2+转化为MV+判断正负极，原电池工作时，电子从负极经过导线流向正极；
②固氮酶区域中N2转化为NH3，MV+转化为MV2+；
③该电化学装置工作时，可将化学能转化为电能，同时利用生物酶在室温下合成氨，不需要高温条件、反应条件温和。
【详解】
（1）①NH3分子中一个N原子与三个H原子形成3对共用电子对，N原子还有1对孤电子对，NH3电子式为：
；
②根据合成氨的反应机理与各步能量的关系图可知，反应b需要的能量最大，反应需要的能量越高，反应速率越慢，需要能量最高的反应决定总反应速率，所以决定反应速率的一步是b；
③根据能量图，反应物的总能量高于产物的总能量，则反应为放热反应，△H＜0；
（2）①正反应为放热反应，相同压强下，温度越高，对应NH3的含量越
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