微專題20191.對化學反應速率計算公式的剖析①濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質,不適用于固體和純液體。②化學反應速率是某段時間內的平均反應速率,而不是瞬時速率,且計算時取正值。③同一反應用不同的物質表示反應速率時,數(shù)值可能不同,但意義相同。④對于可逆反應,反應進行的凈速率是正、逆反應速率之差,當達到平衡時,凈速率為零(注:總反應速率也可理解為凈速率)。(2)比值法:同一化學反應,各物質的反應速率之比等于化學方程式中的化學計量數(shù)之比。對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(mnpq2.氣體反應體系中充入惰性氣體(或無關氣體)時,對反應速率的影響(1)恒容:充入惰性氣體—總壓增大物質濃度不變(活化分子濃度不變)反應速率不變。(2)恒壓:充入惰性氣體—體積增大—物質濃度減小(活化分子濃度減小)—反應速率減慢。3.外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響方向是一致的,但影響程度不一定相同(1)當增大反應物濃度時,v正瞬間增大,隨后逐漸減小,v逆瞬間不變,隨后逐漸增大,直至v正和v逆相等時(2)增大壓強,向氣體分子數(shù)減少的方向的反應速率變化程度更大。(3)對于反應前后氣體分子數(shù)不變的反應,改變壓強可以同等程度地改變正、逆反應速率。(4)升高溫度,v正和v逆都增大,但吸熱反應方向的反應速率增大的程度更大。(5)使用催化劑,能同等程度地改變正、逆反應速率。1.等——“逆向相等”。(1)同一物質(兩種表述):v正=v逆,斷鍵數(shù)=成鍵數(shù)。(2)不同物質:正=逆。2.定——“變量不變”:如果一個量是隨反應的進行而改變的(變量),當其“不變”時,反應達到平衡狀態(tài),即“變量不變”→平衡狀態(tài)。(1)平衡體系中各物質的m、n、c和n%等(2)一定條件下的氣體密度、總壓強、氣體的平均相對分子質量不變等。(3)有色體系的顏色保持不變。3.依據(jù)Qc與K的關系判斷:若Qc=K1.化學平衡常數(shù)(1)代入化學平衡常數(shù)表達式的各物質的濃度為平衡濃度,而不是初始濃度。(2)K越大,說明平衡體系中生成物所占的比例越大,反應正向進行的程度越大,即反應進行得越完全,反應物的轉化率越大;反之,反應進行得越不完全,反應物的轉化率越小。(3)化學平衡常數(shù)只與溫度有關,與濃度、壓強無關。若反應的ΔH<0,升溫,化學平衡逆向移動,K減小;若反應的ΔH>0,升溫,化學平衡正向移動,K增大。(4)若反應物或生成物中有固體或純液體,其濃度可以看作“1”,不用代入化學平衡常數(shù)表達式。(5)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)。若化學方程式中的化學計量數(shù)變化,化學平衡常數(shù)也要發(fā)生變化;當化學反應逆向進行時,其平衡常數(shù)為原平衡常數(shù)的倒數(shù)。2.化學平衡移動方向的判斷(1)根據(jù)勒夏特列原理判斷。(2)根據(jù)圖像中正、逆反應速率的相對大小判斷:若v正>v逆,則平衡向正反應方向移動;反之,平衡向逆反應方(3)根據(jù)變化過程中速率變化的性質判斷:若平衡移動過程中,正反應速率增大(或減小),則平衡向逆(或正)反(4)根據(jù)濃度商(Qc)規(guī)則判斷:若某溫度下Qc<K,則反應向正反應方向進行;Qc>K,反應向逆反應方向進行。1.比較同一物質的正、逆反應速率的相對大小2.惰性氣體對化學平衡的影響宣型題1.(2019年全國Ⅱ卷,27節(jié)選)環(huán)戊二烯()是重要的有機化工原料,廣泛用于農藥、橡膠、塑料等生產?；卮鹣铝袉栴}:環(huán)戊二烯容易發(fā)生聚合生成二聚體,該反應為可逆反應。不同溫度下,溶液中環(huán)戊二烯濃度與反應時間的關系如圖所示,下列說法正確的是(填標號)。B.a點的反應速率小于c點的反應速率C.a點的正反應速率大于b點的逆反應速率D.b點時二聚體的濃度為0.45mol·L-1解析?由圖可知T,2溫度下的反應速率更大,根據(jù)其他條件相同,溫度越高,反應速率越大可知T,2T>1,A項錯誤;分別經a、c兩點作曲線切線,可知a點的斜率更大,故a點的反應速率更大,B項錯誤;a點的濃度大于b點的濃度,所以a點的正反應速率大于b點的正反應速率,b點未達到平衡,所以b點的正反應速率大于b點的逆反應速率,故a點的正反應速率大于b點的逆反應速率,C項正確;b點時環(huán)戊二烯的濃度為0.6mol·L-1,起始為1.5mol·L-1,轉化0.9mol·L-1,因為環(huán)戊二烯與二聚體的化學計量數(shù)之比為2∶1,所以二聚體的濃度為0.45mol·L-答案?CD1.(2019年北京東城區(qū)二模)不同條件下,用O2氧化amol·L-1FeCl2溶液過程中所測的實驗數(shù)據(jù)如圖所示。下列分析或推測合理的是()。A.由①②可知,pH越大,Fe2+越易被氧化B.由②③推測,若pH>7,Fe2+更難被氧化C.由①③推測,FeCl2被O2氧化的反應為放熱反應D.60℃、pH=2.5時,4h內Fe2+的平均消耗速率大于0.15amol·L-1·h-1解析?由②③可知,pH越小,Fe2+被氧化的速率越快,故A項錯誤;若pH>7,Fe2+易發(fā)生水解生成Fe(OH)2,Fe(OH)2非常容易被氧化成Fe(OH)3,故B項錯誤;由①③可知,升高溫度,Fe2+的氧化率變大,則FeCl2被O2氧化的反應為吸熱反應,故C項錯誤;50℃、pH=2.5時,4h內Fe2+的氧化率是60%,即4h內Fe2+的平均消耗速率等于0.15amol·L-1·h-1,pH不變,溫度升高到60℃時,Fe2+的氧化速率加快,4h內Fe2+的平均消耗速率大于0.15amol·L-1·h-1,D項正確。答案?D1.化學反應速率是某一段時間內的平均速率,而不是瞬時速率。2.進行化學反應速率的相關計算時,不能用某物質的物質的量代替其物質的量濃度;比較速率大小時易忽視各物質的反應速率的單位是否一致,單位書寫是否正確。3.一般不用純固體或純液體物質的變化來表示化學反應速率,但若將固體顆粒變小(增大固體的接觸面積),化學反應速率會加快。4.增大壓強,化學反應速率不一定增大。若反應在恒容密閉容器中進行,充入氦氣(或不參與反應的氣體),壓強增大,但參與反應的各物質的濃度不變,反應速率不變。5.正確區(qū)分外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響。如對ΔH<0的反應,升高溫度,平衡逆向移動,正、逆反應速率都增大。考點2?“控制變量”思想在探究影響化學反應2.(2018年北京理綜,27節(jié)選)近年來,研究人員提出利用含硫物質熱化學循環(huán)實現(xiàn)太陽能的轉化與存儲。過程如下:(1)對反應Ⅱ,在某一投料比時,兩種壓強下,H2SO4在平衡體系中物質的量分數(shù)隨溫度的變化關系如圖所示。p21(填“>”或“<”),得出該結論的理由是(2)I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑,可能的催化過程如下。將ⅱ補充完整。2+4I-+4H+S↓+2I2+2H2O(3)探究ⅰ、ⅱ反應速率與SO2歧化反應速率的關系,實驗如下:分別將18mLSO2飽和溶液加入2mL下列試劑中,密閉放置觀察現(xiàn)象。(已知:I2易溶解在KI溶液中)ABCD①B是A的對比實驗,則a=。②比較A、B、C,可得出的結論是。③實驗表明,SO2的歧化反應速率D>A,結合ⅰ、ⅱ反應速率解釋原因:解析?(1)在橫坐標上任取一點,作縱坐標的平行線,可見溫度相同時p,2對應的H2SO4的物質的量分數(shù)大于p1,反應Ⅱ是氣體分子數(shù)減小的反應,增大壓強使平衡向正反應方向移動,H2SO4的物質的量增加,體系總物質的量減小,H2SO4的物質的量分數(shù)增大,所以p2>p1。(2)反應Ⅱ的總反應為3SO2+2H2O2H2SO4+S↓,I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑,催化劑在反應前后質量和化學性質不變,由(總反應-反應ⅰ)÷2得反應ⅱ的離子方程式為I2+2H2O+SO24H++SO2-+2I-。4(3)①B是A的對比實驗,采用控制變量法,B比A中H2SO4的濃度大了0.2mol·L-1,A與B中KI濃度應相等,則a=0.4。②對比A與B,加入H+可以加快SO2歧化反應的速率;對比B與C,H+單獨存在時不能催化SO2的歧化反應;比較A、B、C可得出的結論是I-是SO2歧化反應的催化劑,H+單獨存在時不具有催化作用,但H+可以加快歧化反應速率。③對比D和A,D中加入的KI的濃度小于A,且D中多加了I2,反應ⅰ消耗H+和I-,反應ⅱ中消耗I2,D中“溶液由棕褐色很快褪色,變成黃色,出現(xiàn)渾濁較A快”,反應ⅱ比反應ⅰ速率快,反應速率D>A是由于反應ⅱ產生H+使c(H+)增大,從而使反應ⅰ加快。答案?(1)>反應Ⅱ是氣體物質的量減小的反應,溫度一定時,增大壓強使反應正向移動,H2SO4的物質的量增大,體系總物質的量減小,H2SO4的物質的量分數(shù)增大(2)SO2SOEQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up0(2),4)-4H+(3)①0.4②I-是SO2歧化反應的催化劑,H+單獨存在時不具有催化作用,但H+可以加快歧化反應速率③反應ⅱ比ⅰ快,D中由反應ⅱ產生的H+使反應ⅰ加快2.(2019年北京石景山區(qū)一模)資料顯示:自催化作用是指反應產物之一使該反應速率加快的作用。用稀硫酸酸化的KMnO4溶液進行下列三組實驗,一段時間后溶液均褪色。下列說法不正確的是()。...A.實驗①中發(fā)生氧化還原反應,H2C2O4是還原劑,產物MnSO4能起自催化作用B.實驗②褪色比①快,是因為MnSO4的催化作用加快了反應速率C.實驗③褪色比①快,是因為Cl-的催化作用加快了反應速率D.若用1mL0.2mol·L-1H2C2O4溶液做實驗①,推測比實驗①褪色快解析?H2C2O4與稀硫酸酸化的KMnO4溶液發(fā)生反應的化學方程式為5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO42MnSO4+10CO2↑+8H2O+K2SO4。實驗①中發(fā)生氧化還原反應,H2C2O4作還原劑,生成的MnSO4能起自催化作用,故A項正確;實驗②加入MnSO4固體后,褪色比①快,說明MnSO4的催化作用加快了反應速率,故B項正確;實驗③加入稀鹽酸后,Cl-與KMnO4發(fā)生氧化還原反應,所以褪色比①快,Cl-是還原劑不是催化劑,故C項錯誤;若用1mL0.2mol·L-1H2C2O4溶液做實驗①,還原劑H2C2O4濃度增大,反應速率加快,能更快地將KMnO4消耗完,推測比實驗①褪色快,故D項正確。答案?C一、解題關鍵——變量的控制在研究影響化學反應速率的因素時,由于外界因素較多,若要探究某個因素的影響,需控制其他因素相同或不變,才能進行實驗,即控制變量。命題角度主要有:(1)探究濃度對化學反應速率的影響;(2)探究溶液的酸堿性對化學反應速率的影響;(3)探究原電池反應對化學反應速率的影響;(4)探究溫度及催化劑對化學反應速率的影響;(5)探究綜合因素對化學反應速二、常見的答題必備1.定多變一。在探究時,應先確定其他因素不變,只變化一種因素,看這種因素與探究的問題存在怎樣的關系。確定一種因素的影響結果后,再確定另一種因素的影響結果,通過分析每種因素與所探究問題之間的關系,得出所有影響因素與所探究問題之間的關系。2.數(shù)據(jù)有效。解答時注意選擇的數(shù)據(jù)(或設置實驗)要有效,且變量統(tǒng)一,對于與平均值相差較大的數(shù)據(jù)在計算3.影響化學反應速率的“8”個重要因素:①濃度;②溫度;③壓強;④催化劑;⑤固體表面積;⑥原電池反應;⑦酸堿度;⑧光照強度。3.(2019年河南鄭州模擬)將一定量純凈的氨基甲酸銨置于密閉真空恒容容器中(固體試樣體積忽略不計),在恒定溫度下使其達到分解平衡:NH2COONH4(s)2NH3(g)+CO2(g)ΔH=akJ·mol-1(a>0)。然后在恒定溫度下縮小容器體積,重新達到平衡。下列分析正確的是()。A.若v(NH3)=2v(CO2),則該反應達到平衡狀態(tài)B.兩次平衡中,后一次平衡時c(CO2)更大C.重新達到平衡時,密閉容器中氨氣的體積分數(shù)不變D.若開始時向容器中加入2molNH3和1molCO2,則達到平衡時放出akJ熱量解析?v(NH3)=2v(CO2),未體現(xiàn)正逆的關系,反應不一定達到平衡狀態(tài),A項錯誤;由題可知,化學平衡常數(shù)2(NH3)·c(CO2),達到平衡后c(NH3)=2c(CO2),則K=c43(CO2),由于溫度恒定,K的值一定,所以縮小容器體積,重新達到平衡后c(CO2)不變,c(NH3)也不變,B項錯誤,C項正確;因反應為可逆反應,不能反應徹底,若開始時向容器中加入2molNH3和1molCO2,則達到平衡時放出的熱量小于akJ,D項錯誤。答案?C3.(2019年寧夏銀川第一中學期末)在恒溫恒容的密閉容器中,下列敘述不是可逆反應2C(g)..A(g)+3B(g)達到平衡狀態(tài)標志的是()。①C的生成速率與C的分解速率相等②單位時間內生成amolA,同時消耗3amolB③A、B、C的濃度不再變化④混合氣體的密度不再變化⑤混合氣體的總壓強不再變化⑥若C為固體,A的體積分數(shù)不再變化A.①②B.④⑥C.④⑤D.①③解析?C的生成速率與C的分解速率相等,正、逆反應速率相等,反應達到平衡狀態(tài),①正確;單位時間內生成amolA,同時消耗3amolB,說明正反應速率等于逆反應速率,反應達到平衡狀態(tài),②正確;A、B、C的濃度不再變化時,正、逆反應速率相等,該反應達到平衡狀態(tài),③正確;反應前后氣體的質量不變,容器的體積不變,則密度始終不變,所以不能證明該反應達到平衡狀態(tài),④錯誤;該反應為氣體分子數(shù)減小的反應,當混合氣體的總壓強不再變化時,各物質的物質的量不變,反應達到平衡狀態(tài),⑤正確;若C為固體,容器的體積不變,所以在反應過程中和平衡狀態(tài)下A的體積分數(shù)都不變,不能說明該反應達到平衡狀態(tài),⑥錯誤。答案?B條件特征是否平衡在單位時間內消耗mmolA的同時生成mmolA在單位時間內消耗nmolB的同時消耗pmolC在單位時間內消耗nmolB是是是是4.(2019年山東濟南模擬)如圖所示為工業(yè)合成氨的流程圖。下列有關說法錯誤的是()。..A.正催化劑一般可降低反應的活化能B.步驟②中“加壓”既可以提高原料的轉化率,又可以加快反應速率C.步驟③④⑤均有利于提高原料的轉化率D.產品液氨除可生產化肥外,還可用作制冷劑解析?催化劑能有效降低反應的活化能,加快反應速率,A項正確;步驟②中“加壓”,可增大氮氣、氫氣濃度,既可以加快合成氨反應速率又能使平衡右移,提高原料轉化率,B項正確;合成氨反應放熱,步驟③使用較高溫度不利于提高原料轉化率,同時使用催化劑也不能使平衡移動,步驟④⑤有利于提高原料的轉化率,C項錯誤;產品液氨可用酸吸收生成銨態(tài)氮肥,液氨汽化時會吸收大量熱,可用作制冷劑,D項正確。答案?C4.(2019年北京海淀區(qū)高三上期末)某電路板生產企業(yè)的水質情況及國家允許排放的污水標準如表所示。為研究廢水中Cu2+處理的最佳pH,取5份等量的廢水,分別用30%的NaOH溶液調節(jié)pH至8.5、9、9.5、10、11,靜置后,分析上層清液中銅元素的含量,實驗結果如圖所示。EQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up1(+),4)查閱資料,平衡Ⅰ:Cu(OH)2+4NH3[Cu(NH3)4]2++2OH-;平衡Ⅱ:Cu(OH)2+2OH-[Cu(OH)4]2-。下列說法不正確的是()。...A.廢水中Cu2+處理的最佳pH約為9B.b~c段:隨pH升高,Cu(OH)2的量增加,平衡Ⅰ正向移動,銅元素含量上升C.c~d段:隨pH升高,c(OH-)增大,平衡Ⅰ逆向移動,銅元素含量下降D.d點以后,隨c(OH-)增大,銅元素含量可能上升解析?根據(jù)圖像可知,在pH=9時,Cu元素的含量最小,即廢水中Cu2+處理的最佳pH約為9,A項正確;b~c段隨著pH增大,c(OH-)增大,根據(jù)勒夏特列原理,平衡Ⅰ逆向移動,B項錯誤;c~d段pH增大,c(OH-)增大,平衡Ⅰ向逆反應方向進行,銅元素含量下降,C項正確;d點以后,c(OH-)增大,平衡Ⅱ向正反應方向進行,生成[Cu(OH)4]2-,銅元素含量可能增大,D項正確。答案?B1.若反應物只有一種:aA(g)bB(g)+cC(g)。不改變其他條件下,增加A的量,平衡向正反應方向移動,但是A的轉化率與氣體物質的化學計量數(shù)有關(可用等效平衡的方法分析)。(1)若a=b+c,A的轉化率不變;(2)若a>b+c,A的轉化率增大;2.若反應物不止一種:aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)。(1)在不改變其他條件時,只增加A的量,平衡向正反應方向移動,但是A的轉化率減小,而B的轉化率增大。(2)若按原比例同倍數(shù)地增加A和B,平衡向正反應方向移動,但是反應物的轉化率與氣體物質的化學計量數(shù)有關。若a+b=c+d,A、B的轉化率都不變;若a+b>c+d,A、B的轉化率都增大;若a+b<c+d,A、B的轉化率1.常見基本圖像[mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)ΔH>0,m+n>p+q](1)速率曲線圖(2)轉化率曲線圖:恒溫、恒壓曲線(p1<p2)2.幾種特殊圖像(1)對于化學反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),如圖甲、乙,M點前,表示從反應物開始,v正>v逆;M點為剛達到平衡點;M點后為平衡受溫度的影響情況,即升溫,A的百分含量增加或C的百分含量減少,平衡左移,故正反應的ΔH<0。(2)對于化學反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),如圖丙,L線上所有的點都是平衡點。L線的上方(E點),A的百分含量大于此壓強時平衡體系的A的百分含量,所以,E點v正>v逆;則L線的下方(F點)v正<v逆。如mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),令A、B的起始物質的量濃度分別為amol·L-1、bmol·L-1,達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mxmol·L-1。mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始(mol·L-1)a變化(mol·L-1)平衡(mol·L-1)(a-mx)m·(b-nx)n2.說明(1)反應物:c(平)=c(始)-c(變);生成物:c(平)=c(始)+c(變)。(2)各物質的轉化濃度之比等于化學方程式中化學計量數(shù)之比。反應物起始的濃度考點1化學反應速率、化學平衡圖像1.(2019年上海黃浦區(qū)等級考二模)在容積不變的密閉容器中存在如下反應:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔH<0。某研究小組研究了其他條件不變時,改變某一條件對上述反應的影響,下列分析正確的是()。A.圖Ⅰ研究的是t1時刻增大O2的濃度對反應速率的影響B(tài).圖Ⅱ研究的是t1時刻加入催化劑后對反應速率的影響C.圖Ⅲ研究的是催化劑對平衡的影響,且甲的催化速率比乙高D.圖Ⅲ研究的是溫度對化學平衡的影響,且乙的溫度較低解析?2SO2(g)+O2(g)一2SO3(g)ΔH<0,則該反應的正反應為氣體體積減小的放熱反應。增大O2的濃度,逆反應瞬時速率不變,圖Ⅰ不符,應為增大壓強,A項錯誤;圖Ⅱ正、逆反應速率同等程度地增大,平衡不移動,為催化劑對反應速率的影響,B項正確;催化劑不會使化學平衡移動,C項錯誤;若圖Ⅲ研究的是溫度對化學平衡的影響,乙先達到平衡,對應的溫度高,該反應的正反應為放熱反應,升溫不利于SO2的轉化,D項錯誤。答案?B2.(2019年湖南醴陵一中期末)根據(jù)有關圖像,判斷下列說法正確的是()。A.由圖Ⅰ知,該反應的ΔH>0B.由圖Ⅱ知,該反應為放熱反應C.由圖Ⅲ知,t3時一定是采取降低反應溫度的措施D.由圖Ⅲ知,反應在t6時,NH3的體積分數(shù)最大解析?由圖Ⅰ可以看出,當溫度低于T2時,隨著溫度升高,反應物X的體積分數(shù)逐漸減小,生成物Z的體積分數(shù)逐漸增大;當溫度高于T2時,隨著溫度升高,反應物X的體積分數(shù)逐漸增大,生成物Z的體積分數(shù)逐漸減小?？赏浦猅2條件下該反應已達到平衡狀態(tài),隨后,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,則該反應的正反應是放熱反應,ΔH<0,A項錯誤。圖Ⅱ是生成物B分別在T1和T2條件下,其物質的量隨時間的變化曲線,根據(jù)“先拐先平”的規(guī)律T,1下該反應先達到平衡,說明溫度T1T>2。由圖Ⅱ知平衡時T,1條件下B的物質的量小于T2條件下的,說明該反應溫度由T1降低到T2時,平衡向正反應方向移動,則該反應為放熱反應,B項正確。由圖Ⅲ可知t,3時正、逆反應速率都減小,且v逆v>正,由于N2(g)+3H2(g)2NH3(g)ΔH<0為放熱反應,降低溫度,平衡正向移動v,正v>逆,與圖像不符,故t3時改變的條件是減小壓強,C項錯誤。由圖Ⅲ可知,反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在t1時第一次建立平衡t,1t~3時平衡沒有移動,NH3的體積分數(shù)不變t;3t~4過程中平衡向逆反應方向移動,NH3的體積分數(shù)減小t;5t~6改變的條件使平衡向逆反應方向移動,NH3的體積分數(shù)進一步減小,所以t6時NH3的體積分數(shù)答案?B1.(2019年新疆維吾爾自治區(qū)三模)合成乙烯的主要反應為6H2(g)+2CO2(g)+4H2O(g)ΔH<0。圖中L(L1、L2)、X分別代表壓強或溫度。下列說法正確的是()。B.X代表壓強C.M、N兩點對應的平衡常數(shù)相同D.M點的v正小于N點的v逆解析?由圖可知,X越大,CO2的平衡轉化率越小,說明平衡逆向移動,所以X代表的是溫度的變化,而L1和L2為等壓線L。1對應二氧化碳的轉化率更高,所以L1L>2,A項錯誤;X代表溫度,B項錯誤;M、N對應的溫度不同,所以兩點對應的平衡常數(shù)不相同,C項錯誤;溫度越高,反應速率越快,所以M點的v正小于N點的v逆,D項正確。答案?D1.兩個原則(1)先拐先平。例如,在轉化率-時間圖像上,先出現(xiàn)拐點的曲線先達到平衡,此時逆向推理可得該曲線對應的溫度高、濃度大或壓強大。(2)定一議二。當圖像中有三個量時,先確定一個量不變,再討論另外兩個量的關系。2.三個步驟23.(2019年福州第三次質量檢測)甲醇是一種可再生能源,具有廣闊的開發(fā)和應用前景,可用Pt/Al2O3、Pd/C、Rh/SiO2等作催化劑,采用如下反應來合成甲醇:2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)。(1)下表所列數(shù)據(jù)是各化學鍵鍵能,該反應的ΔH=(用含字母的代數(shù)式表示)。化學鍵H—HC三0'C—HC—OO—H(2)某科研小組用Pd/C作催化劑,在450℃時,研究了n(H)∶n(CO)分別為2∶1、3∶1時CO轉化率的變化情況(如圖),則圖中表示n(H2)∶n(CO)=3∶1的變化曲線為(填“曲線a”或“曲線b”)。(3)某化學研究性學習小組模擬工業(yè)合成甲醇的反應,在2L的恒容密閉容器內充入1molCO和2molH2,加入合適催化劑后在某溫度下開始反應,并用壓力計監(jiān)測容器內壓強的變化如下:則從反應開始到20min時,v(CO)=,該溫度下的平衡常數(shù)K為。(4)將CO和H2加入密閉容器中,在一定條件下發(fā)生反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)ΔH<0。平衡時CO的體積分數(shù)(%)與溫度和壓強的關系如圖所示(虛線框表示沒有測定該條件下的數(shù)據(jù))。T1、T2、T3由大到小的關系是,判斷理由是。解析(1)已知反應熱ΔH=反應物的鍵能之和-生成物鍵能之和,則2H2(g)+CO(g)一CH3OH(g)的反應(2)n(H2)(3)反應進行到20min時達到平衡,在恒溫恒容容器中壓強與氣體的物質的量成正比,起始時總物質的量為3mol,壓強為12.6MPa,平衡時壓強為8.4MPa,則平衡時總物質的量為3mol×8.4MPa=2mol,設反應中參加反應的CO的物質的量為xmol,列三段式:2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)起始量(mol)變化量(mol)平衡量(mol)22-2x1x0xx故(2-2x)+(1-x)+x=2,解得x=0.5,則從反應開始到20min時,v(CO)=0.EQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up10(5m),2L)ol=0.0125mol·L-1·min-1;該溫度下的平衡常數(shù)(4)已知CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)ΔH<0,平衡時溫度升高平衡逆向移動,CO的體積分數(shù)增大,由圖示可知壓強越大,CO的體積分數(shù)越小,T1、T2、T3對應的CO的體積分數(shù)逐漸增大,該反應向左移動,則T3>T2>T1。(2)曲線a(3)0.0125mol·L-1·min-14>T1壓強越大,CO的體積分數(shù)越小,T1、T2、T3對應的CO的體積分數(shù)逐漸增大,該反應向左移動,1(5)①正②CH3OH+H2O-6e-CO2↑+6H+2.(2019年山東臨沂5月第三次模擬)1,2-二氯丙烷(CH2ClCHClCH3)是一種重要的化工原料,工業(yè)上可用丙烯加成法制備,主要副產物為3-氯丙烯(CH2CHCH2Cl),反應原理為:請回答下列問題:(1)已知CH2CHCH2Cl(g)+HCl(g)CH2ClCHClCH3(g)的活化能Ea(正)為132kJ·mol-1,則該反應的活化能a(逆)為kJ·mol-1。(2)一定溫度下,向恒容密閉容器中充入等物質的量的CH2CHCH3(g)和Cl2(g)。在催化劑作用下發(fā)生反應Ⅰ、Ⅱ,容器內氣體的壓強隨時間的變化如下表所示。①用單位時間內氣體分壓的變化來表示反應速率,即v=Δp,則前ΔtkPa·min-1。(保留小數(shù)點后2位)。120min內平均反應速率v(CH2ClCHClCH3)=②該溫度下,若平衡時HCl的體積分數(shù)為1,則丙烯的平衡總轉化率α=;反應Ⅰ的平衡常數(shù)kPa-1(Kp為以分壓表示的平衡常數(shù),保留小數(shù)點后2位)。解析?(1)根據(jù)蓋斯定律可知,Ⅰ-Ⅱ得CH2CHCH2Cl(g)+HCl(g)CH2ClCHClCH3(g),此反應的反應1)=164kJ·mol-1。(2)①因反應Ⅱ的ΔV=0,Δp=0,則反應Ⅰ的Δp=80kPa-69.4kPa=10.6kPa,120min內平均反應速率②設起始時CH2CHCH3(g)和Cl2(g)均為5mol,則容器內起始時總物質的量為10mol,根據(jù)恒溫恒容條件下氣體的物質的量與壓強成正比可知,平衡時氣體的總物質的量為10mol減小的物質的量為10mol-7.2mol=2.8mol,根據(jù)反應Ⅰ可知反應生成的CH2ClCHClCH3(g)為2.8mol,平衡時HCl的體積分數(shù)為1,說明生成的HCl為7.2mol×1=0.9mol,結合反應Ⅰ、Ⅱ,則參加反應的丙烯的總物質的量為2.8mol+0.9mol=3.7mol,故平衡時丙烯的平衡總轉化率α=35.EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up4(7mo),mol)l×100%=74%;另外平衡時CHCH3和Cl2(g)均為1.3mol,CH2ClCHClCH3為2.8mol,則反應Ⅰ的平衡常數(shù)答案?(1)164(2)①0.09②74%0.211.化學平衡相關計算的解題思維路徑2.化學平衡常數(shù)解題思維路徑1.數(shù)學表達式對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)來說,K=cp(C)·cq(D)。【注意】(1)不要把反應體系中的純固體、純液體以及稀水溶液中水的濃度寫進平衡常數(shù)表達式中。但在非水溶液中,若有水參加反應或生成,則此時水的濃度不可視為常數(shù),應寫進平衡常數(shù)表達式中。(2)同一化學反應,化學方程式的寫法不同,其平衡常數(shù)表達式及其數(shù)值亦不同。因此書寫平衡常數(shù)表達式及其數(shù)值時,要與化學方程式相對應,否則意義就不明確。2.用平衡分壓表示化學平衡常數(shù)對于氣體反應,書寫平衡常數(shù)表達式時,除可以用平衡時的物質的量濃度表示外,還可以用平衡時各氣體的分壓來表示,例如:EQ\*jc3\*hps19\o\al(\s\up11(p2),N2)EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up10(N),p)EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up10(H),3)【注意】p(NH3)、p(N2)、p(H2)分別為NH3、N2、H2的平衡分壓,某氣體平衡分壓=平衡時總壓×該氣體3.化學平衡計算中的常用公式(1)有關轉化率、產率、百分含量的計算反應物的起始量產物理論產量物質的百分含量=物質的平衡濃度×100%各物質的平衡濃度之和(2)常用的氣體定律同溫同體積:p(前)=n(前)p(后)n(后)P(后)M(后)V(后)n(后)1.(2019年北京東城區(qū)一模)高爐煉鐵過程中發(fā)生反應:EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up4(1),3)Fe2O3(s)+CO(g)EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up4(2),3)Fe(s)+CO2(g),該反應在不同溫度下的平衡常數(shù)見下表:下列說法正確的是()。A.增加高爐的高度可以有效降低煉鐵尾氣中CO的含量B.由表中數(shù)據(jù)可判斷該反應:反應物的總能量>生成物的總能量C.為了使該反應的K增大,可以在其他條件不變時,增大c(CO)D.1000℃下一定量的Fe2O3與CO反應,tmin達到平衡時c(CO)=2×10-3mol·L-1,則用CO表示該反應的平均速率為2×10-3mol·L-1·min-1t解析?增加高爐的高度,上述反應的化學平衡不會移動,CO的含量不會降低,A項錯誤;由表中數(shù)據(jù)可知升高溫度,該反應的平衡常數(shù)減小,所以該反應屬于放熱反應,反應物的總能量大于生成物的總能量,B項正確;平衡常數(shù)只和溫度有關,所以增大c(CO)不會改變平衡常數(shù),C項錯誤;1000℃下達到平衡時,c(CO)=2×10-3mol·L-1,平衡常數(shù)K=C(CO2)=4.0,則c(CO)=8×10-3mol·L-1,因為CO~CO,所以CO的濃度變化量為8×,v(CO)=8×10-3mol·L-1·min-1,D項錯誤。t答案?B2.(2019年北京朝陽區(qū)二模)乙烯氣相直接水合反應制備乙醇:C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)。乙烯的平衡轉化率隨溫度、壓強的變化關系如圖所示[起始時,n(H2O)=n(C2H4)=1mol,容器體積為1L]:下列分析不正確的是()。...A.乙烯氣相直接水合反應的ΔH<0C.圖中a點對應的平衡常數(shù)K=5D.a、b兩點達到平衡狀態(tài)所需要的時間:a>b解析?依據(jù)圖像分析,同壓條件下,隨著溫度的升高,乙烯平衡轉化率降低,可知該反應的正反應為放熱反應,即ΔH<0,A項正確;該反應的正反應為氣體體積減小的反應,所以增大壓強,平衡正向移動,乙烯的轉化率提高,因此壓強p1p<2p<3,B項錯誤;起始時,n(H2O)=n(C2H4)=1mol,容器體積為1L,a點乙烯的平衡轉化率為20%,則轉化的c(C2H4)=0.2mol·L-1,則:4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)開始(mol·L-1)轉化(mol·L-1)平衡(mol·L-1)110所以K=0.2=5,C項正確;因為b點的壓強大于a點的壓強,b點的溫度高于a點的溫度,所以a、b兩點達到平衡狀態(tài)所需要的時間a>b,D項正確。答案?B3.(2019年天津部分區(qū)一模聯(lián)考)已知反應:+Cl2(g)CHY—CHCH,CIg)+HCl(g)。在一定壓強下,按w=向密閉容器中充入氯氣與丙烯。圖甲表示平衡時,丙烯的體積分數(shù)(φ)與溫度(T)、w的關系,圖乙表示正、逆反應的平衡常數(shù)K與溫度T的關系。下列說法正確的是()。A.圖甲中w1>1B.若在恒容絕熱裝置中進行上述反應,則達到平衡時,裝置內的氣體壓強不變C.溫度為T1、w=2時,Cl2的轉化率約為33.3%D.圖乙中,曲線A表示正反應的平衡常數(shù)解析?w增大,的轉化率增大,則丙烯的體積分數(shù)φ減小,由圖知φ1φ>2w,2=1,則w1w<2w,1<1,A項錯誤;由圖甲可知,升高溫度,平衡逆向移動,正反應放熱,在恒容絕熱裝置中進行題述反應,平衡時,氣體分子數(shù)不變,但體系內溫度升高,根據(jù)pV=nRT,達到平衡時,裝置內的氣體壓強將增大,B項錯誤;由圖乙可知T,1時平衡常數(shù)為1,設起始時CHZ—CHCH,和Cl2的濃度分別為amol·L-1和2amol·L-1,達到平衡時轉化的Cl2的濃度為xmol·L-1,下列三段式進行計算:(a-x)(2a-x)32則x2=1,解得x=2a,則Cl的轉化率為EQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up11(2),3)a×(a-x)(2a-x)32應,溫度升高,正反應平衡常數(shù)減小,圖乙中,曲線A表示逆反應的平衡常數(shù),D項錯誤。答案?C4.(2019年河南鄭州一模)在容積為2L的剛性密閉容器中,加入1molCO2和3molH2,發(fā)生反應CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。在其他條件不變的情況下,溫度對反應的影響結果如圖所示(注:T1、T2均大于300℃)。下列說法正確的是()。A.該反應在T1時的平衡常數(shù)比T2時的小B.處于A點的反應體系從T1變到T2,達到平衡時減小C.T下反應達到平衡時生成甲醇的平均速率為v(CHOH)=nBmolD.T1下,若反應達到平衡后CO2的轉化率為α,則容器內的平衡壓強與起始壓強之比為(2-α)∶2解析?由圖像可知T,1T<2,溫度越高,平衡時生成甲醇的物質的量越小,說明正反應為放熱反應,則溫度越高,平衡常數(shù)越小,該反應在T1時的平衡常數(shù)比T2時的大,A項錯誤;因T1T<2,故A點反應體系從T1變到T2時,平衡 逆向進行,達到平衡時增大,B項錯誤T;2下達到平衡狀態(tài)項錯誤T;1下,若反應達到平衡后CO2的轉化率為a,則:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)起始1300變化αα平衡3-3ααα故容器內的平衡壓強與起始壓強之比平=平=1-α+3-3α+α+α=2-α,D項正確。p起答案?Dn起25.(2019年江西紅色七校第二次聯(lián)考)CO2經催化加氫可合成乙烯:2CO2(g)+6H2(g)一C2H4(g)+4H2O(g)。0.2MPa時,按n(CO2)∶n(H2)=1∶3投料,測得不同溫度下,平衡時體系中各物質濃度的關系如圖所示。下列敘述正確的是()。A.該反應為吸熱反應EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up18(H),逆)EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up18(平),曲)EQ\*jc3\*hps25\o\al(\s\up2147483645(2),項)EQ\*jc3\*hps25\o\al(\s\up15(H2),反)6.(2019年安徽蚌埠一模)溫度分別為T1和T2時,將氣體X和氣體Y各0.16mol充入10L恒容密閉容器中,發(fā)生反應X(g)+Y(g)2Z(g),一段時間后達到平衡,反應過程中測定的數(shù)據(jù)如下表:T2t0.14ttt下列說法正確的是()。A.該反應的正反應為放熱反應B.T2溫度下此反應的平衡常數(shù)K=4D.溫度為T時達到平衡后保持其他條件不變再充入0.2molZ,再次達到平衡時X的體積分數(shù)增大C.溫度為T1時,0~t1時間段的平均速率v(Z)=2.0EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up4(×),t)EQ\*jc3\*hps24\o\al(\s\up4(10),1)-3mol·L-1D.溫度為T時達到平衡后保持其他條件不變再充入0.2molZ,再次達到平衡時X的體積分數(shù)增大EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up2147483645(大于),錯誤)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(由),T2)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(在),Y)EQ\*jc3\*hps31\o\al(\s\up13(t),的)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(時Y),較少)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(的物質的量小于T),說明升溫使平衡右1)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(的),則)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(明),反)EQ\*jc3\*hps31\o\al(\s\up13(T),應)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(率),A項)X(g)+Y(g)2Z(g)初始(mol)轉化(mol)平衡(mol)0.160.1600.080.080.160.080.080.16所以項正確;溫度為T1時,0~t1時段 項錯誤;其他條件不變時,充入0.2molZ等效于在恒溫恒容容器中充入0.1molX和0.1molY,即相當于起始加入0.26molX和0.26molY,該反應前后氣體分子數(shù)相等,所以起始加入0.26molX和0.26molY與起始加入0.16molX和0.16molY為等效平衡,達到平衡時X的體積分數(shù)不變,D項錯誤。答案?B7.(2019年北京海淀區(qū)一模)三氯氫硅(SiHCl3)是光伏產業(yè)的一種關鍵化學原料,制備的化學方程式為Si(s)+3HCl(g)SiHCl3(g)+H2(g),同時還有其他副反應發(fā)生。當反應體系的壓強為0.05MPa時,分別改變進料比[n(HCl)∶n(Si)]和反應溫度,二者對SiHCl3產率的影響如圖所示。下列說法正確的是()。EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up12(逆),C)EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up2147483645(B),可)EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up12(會),平)EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up12(低),常)EQ\*jc3\*hps39\o\al(\s\up12(A),n)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up0(增),答)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up0(大到),案?)3的產率是增大的,當增大到6∶1時,SiHCl3的產率反而減小,D項錯誤。8.(2019年北京順義區(qū)高三第二次統(tǒng)練)研究表明,在催化劑a(或催化劑b)存在下,CO2和H2能同時發(fā)生兩個平行反應,反應的熱化學方程式如下:①CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(ΔH),經過相同反應時間測得的)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(+41),驗數(shù))EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(k),如)EQ\*jc3\*hps29\o\al(\s\up12(J),下)12342下列說法不正確的是()。...A.相同溫度下,在該時刻催化劑b對CO2轉化成CH3OH有較高的選擇性B.其他條件不變,升高溫度,反應①中CO2轉化為CH3OH的平衡轉化率增大C.其他條件不變,增大反應體系壓強,反應②中平衡常數(shù)不變D.反應①在無催化劑、有催化劑a和有催化劑b三種情況下的能量變化如圖所示解析?將實驗1和2、實驗3和4的數(shù)據(jù)進行對比可知,相同溫度下,催化劑b對CO2轉化成CH3OH有較高的選擇性,A項正確;反應①為放熱反應,其他條件不變,升高溫度,反應①逆向移動,CO2轉化為CH3OH的平衡轉化率減小,B項錯誤;平衡常數(shù)只與溫度有關,溫度不變,平衡常數(shù)不變,則其他條件不變,增大反應體系壓強,反應②中平衡常數(shù)不變,C項正確;分析表中的數(shù)據(jù),在催化劑b的作用下,甲醇的選擇性更大,說明催化劑b對反應①催化效果更好,催化劑能降低反應的活化能,說明使用催化劑b的反應過程中活化能更低,D項正確。答案?B9.(2019年江蘇揚州期末)在恒容密閉容器中發(fā)生反應2SiHCl3(g)一SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)。在323K和343K時SiHCl3的轉化率隨時間變化的結果如圖所示。下列說法正確的是()。A.323K時,縮小容器體積可提高SiHCl3的轉化率B.a、b點對應的反應速率大小關系:v(a)<v(b)C.343K時,上述反應的化學平衡常數(shù)約為0.02D.正反應為放熱反應解析?上述反應中,反應前后氣體的分子數(shù)不變,則縮小容器體積平衡不移動,SiHCl3的轉化率不變,A項錯誤;a、b點對應的SiHCl3轉化率相等,則a、b點對應各物質的濃度相同,根據(jù)先拐先平數(shù)值大原則可知,a點對應的溫度高,則其反應速率v(a)>v(b),B項錯誤;343K時,SiHCl3的平衡轉化率為22%,設SiHCl3的起始濃度為1mol·L-1,列三段式:2SiHCl3(g)一SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)起始(mol·L-1)1轉化(mol·L-1)0.220.110.11平衡(mol·L-1)0.780.110.11因此343K時,上述反應的化學平衡常數(shù)為0.11mol·L-1×0.11mol·L-1≈0.02,C項正確;從圖中可看出,升高溫度有利于SiHCl3的轉化,則平衡向正反應方向移動,說明正反應為吸熱反應,D項錯誤。答案?C10.(2019年江蘇蘇錫常鎮(zhèn)四市三模)一定溫度下,在三個容積均為1L的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物,發(fā)生反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)(正反應放熱),測得反應的相關數(shù)據(jù)如下:22c11K13c22K2v33K3下列敘述正確的是()。解析?采用比較的方法分析,對照容器的特點,將容器1和容器2對比,將容器1和容器3對比。容器2中加入2molCH3OH等效于在相同條件下投入2molCO、4molH2,容器2中起始反應物的物質的量為容器1的2倍,容器2相當于在容器1達到平衡后,將容器的體積縮小到原來的一半,壓強增大,反應速率加快,則v1v<2,平衡向正反應方向移動,平衡時c2>c21p,2<p21α,1(CO)+α2(CH3OH)<1;容器1和容器2的溫度相同,則K1K=2;容器3相當于在容器1達到平衡后升高溫度,反應速率加快,則v1v<3,平衡逆向移動,平衡時>c23α,1(CO)α+2(CH3OH)<1α,1(答案?D11.(2019年湖北荊門四校聯(lián)考)工業(yè)上利用N2和H2可以實現(xiàn)合成氨氣,而氨又可以進一步制備硝酸,在工業(yè)上一般可進行連續(xù)生產。請回答下列有關問題:(1)已知:①N2(g)+O2(g)2NO(g)ΔH1=+180.5kJ·mol-1③2H2(g)+O2(g)2H2O(g)ΔH3=-483.6kJ·mol-1寫出氨氣經催化氧化完全生成一氧化氮和水蒸氣的熱化學方程式:。(2)在一定體積的密閉容器中,發(fā)生反應N2(g)+3H2(g)一2NH3(g),其化學平衡常數(shù)K與溫度T的關系如下表:T/KK2②恒溫恒壓下,合成氨反應達到化學平衡狀態(tài)的依據(jù)是(填字母)。A.2v正(H2)=3v逆(NH3)B.2v正(N2)=v逆(H2)C.容器內壓強保持不變D.混合氣體的密度保持不變(3)硝酸工業(yè)的尾氣NO可用于制備NH4NO3,其工作原理如圖所示:①其陰極的電極反應式為。②常溫下,1LpH=6的NH4NO3溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-)=mol·L-1。(4)工業(yè)上生產尿素的化學方程式為2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)。T℃時,向體積為4L的密閉容器中通入6molNH3和3molCO2,反應達到平衡時,c(NH3)=0.5mol·L-1,c(CO2)=0.25mol·L-1。若此時保持T℃和平衡時容器的壓強不變,再向體積可變的容器中充入3molNH3,則此時反應的v正(填解析(1)由蓋斯定律,①×2-②×2+③×3得4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)ΔH=-905.0kJ·mol-1。(2)①合成氨反應為放熱反應,升高溫度,平衡逆向移動,平衡常數(shù)K減小,則K1>K2。②2v正(H2)=3v逆(NH3),說明正反應速率等于逆反應速率,反應達到平衡狀態(tài),A項正確;2v正(N2)=v逆(H2),說明正反應速率不等于逆反應速率,反應沒有達到平衡狀態(tài),B項錯誤;恒溫恒壓下,無論是否達到平衡,容器內壓強始終保持不變,反應不一定達到平衡狀態(tài),C項錯誤;由質量守恒定律可知,平衡前后氣體總質量不變,該反應是氣體體積減小的反應,反應時容器體積變小,混合氣體密度增大,混合氣體的密度保持不變,說明正反應速率等于逆反應速率,反應達到平衡狀態(tài),D項正確。(3)①電解時,陰極上發(fā)生還原反應,根據(jù)示意圖可知,酸性條件下,NO在陰極得電子發(fā)生還原反應生成NH,4電極反應式為42②pH=6的NH4NO3溶液中,c(H+)=1×10-6mol·L-1,根據(jù)質子守恒,溶液中c(NH3·H2O)+c(OH-(4)由化學方程式可知,平衡常數(shù)K=1,反應達到平衡時,c(NH)=0.5mol·L-1,c(CO)=0.25mol·L-,則K=1=16,溫度不變,該反應的平衡常數(shù)不變;保持T℃和平衡時容器的壓強不變,再向體積可變的容器中充入3molNH3,設容器體積為V,由同溫同壓下,體積比等于物質的量比可得關系mol·L-1,濃度商Qc=C2(NH3·C(CO2)=(EQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up2147483642(5),8)mol·L-1)2EQ\*jc3\*hps20\o\al(\s\up2147483642(1),8)mol·L-1)=20.48>K,反應逆向進行,則答案(1)4NH3(g)+5O2(g)—4NO(g)+6H2O(g)ΔH=-905.0kJ·mol-1(2)①>②AD(3)①NO+5e-+6H+—NH4+H2O②1×10-612.(2019年遼寧大連二模)十九大報告指出:“堅持全民共治、源頭防治,持續(xù)實施大氣污染防治行動,打贏藍天保衛(wèi)戰(zhàn)!”以NOx為主要成分的霧霾的綜合治理是當前重要的研究課題。Ⅰ.汽車尾氣中的NO(g)和CO(g)在一定條件下可發(fā)生如下反應:①2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)ΔH1(1)已知:反應②N2(g)+O2(g)一2NO(g)ΔH2=+180.5kJ·mol-1。CO的燃燒熱為283.0kJ·mol-1,則ΔH1=。(2)在密閉容器中充入5molCO和4molNO,發(fā)生上述反應①,圖1為平衡時NO的體積分數(shù)與溫度、壓強的①溫度:T1(填“<”或“>”)T2。②若在D點對反應容器升溫的同時擴大體積使體系壓強減小,則重新達到的平衡狀態(tài)可能是圖中A~G點中的(3)某研究小組探究催化劑對CO、NO轉化的影響。將NO和CO以一定的流速通過兩種不同的催化劑進行反應,相同時間內測量逸出的氣體中NO的含量,從而確定尾氣脫氮率(NO的轉化率),結果如圖2所示。若低于200℃,圖2曲線中脫氮率隨溫度升高而變化不大的主要原因為;a點(填“是”或“不是”)對應溫度下平衡時的脫氮率,說明理Ⅱ.N2O是一種強溫室氣體,且易形成顆粒性污染物,研究N2O的分解對環(huán)境保護有重要意義。(4)碘蒸氣存在能大幅度提高N2O的分解速率,反應歷程如下:第一步:I2(g)一2I(g)(快反應)第二步:I(g)+N2O(g)N2(g)+IO(g)(慢反應)第三步:IO(g)+N2O(g)N2(g)+O2(g)+I2(g)(快反應)實驗表明,含碘時N2O分解速率方程為v=k·c(N2O)·[c(I2)]0.5(k為速率常數(shù))。下列表述正確的是(填字母)。A.N2O分解反應中,k值與是否含碘蒸氣無關B.第二步對總反應速率起決定作用C.第二步活化能比第三步小D.IO為反應的中間產物解析Ⅰ.(1)CO的燃燒熱為283.0kJ·mol-1,熱化學方程式為③2CO(g)+O2(g)2CO2(g)ΔH=-566.0kJ·mol-1,根據(jù)蓋斯定律,③-②得①2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)HΔ1=-746.5kJ·mol-1。(2)反應①為放熱反應,升高溫度,平衡逆向移動,NO的體積分數(shù)會增大,所以T1>T2。Ⅱ.(4)碘蒸氣存在能大幅度提高N2O的分解速率,根據(jù)題中信息,k為有碘蒸氣存在時N2O分解速率的速率常數(shù),若沒有碘存在,k就沒有了意義,因此k的取值與碘蒸氣有關,A項錯誤;第二步反應慢,所以對總反應速率起決定作用,B項正確;第二步反應比第三步反應慢,說明第二步反應活化能大,C項錯誤;從總反應2N2O(g)2N2(g)+O2(g)來看,IO在反應前后都不存在,其為反應的中間產物,D項正確。答案(1)-746.5kJ·mol-1(2)①>②A(3)溫度較低時,催化劑的活性偏低不是因為該反應為放熱反應,根據(jù)曲線Ⅱ可知,a點對應溫度的平衡脫氮率應該更高13.(2019年山東濟南三模)NOx是空氣的主要污染物之一。回答下列問題:(1)汽車尾氣中的NO來自反應:N2(g)+O2(g)一2NO(g)。如圖表示在不同溫度時,一定量NO在分解過程中N2的體積分數(shù)隨時間的變化。則N2(g)+O2(g)2NO(g)為(填“吸熱”或“放熱”)反應。2000℃時,向容積為2L的密閉容器中充入10molN2和5molO2,發(fā)生上述反應,10min后達到平衡,產生2molNO,則10min內的平均反應速率v(O2)=mol·L-1·min-1。(2)在汽車的排氣管上加裝催化轉化裝置可減少NOx的排放。研究表明,NOx的脫除率除與還原劑、催化劑相關外,還取決于催化劑表面氧缺位的密集程度。以La0.8A0.2BCoO3+x(A、B均為過渡元素)為催化劑,用H2還原NO的機理如下:第一階段:B4+(不穩(wěn)定)+H2低價態(tài)的金屬離子(還原前后催化劑中金屬原子的個數(shù)不變)第二階段:NO(g)+□NO(a)ΔH1、K1注:□表示催化劑表面的氧缺位,g表示氣態(tài),a表示吸附態(tài)第一階段用氫氣還原B4+得到低價態(tài)的金屬離子越多,第二階段反應的速率越快,原因是。第二階段中各反應焓變之間的關系為2ΔH1+ΔH2+ΔH3=;該溫度下,NO脫除反應2NO(g)N2(g)+O2(g)的平(3)工業(yè)廢氣中的NO和NO2可用NaOH溶液吸收。向20mL0.1mol·L-1NaOH溶液中通入含NO和NO2的廢氣,溶液pH隨氣體體積V的變化如圖1所示(過程中溫度保持不變),B點對應的溶液中c(HNO2)=c