解密20 原理综合题-备战2019年高考化学之高频考点解密（解析版）.doc

解密20 原理综合题 高考考点 考查内容 三年高考探源 考查频率 原理 综合题 1．了解化学反应速率的概念和定量表示方法。能正确计算化学反应的转化率（α）。 2．了解活化能的概念，了解催化剂的重要作用。 3．了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。 4．掌握化学平衡的特征。了解化学平衡常数（K）的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。 5．理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律。 6．了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。 2018课标全国Ⅰ28； 2018课标全国Ⅱ27； 2018课标全国Ⅲ28； 2017课标全国Ⅰ28； 2017课标全国Ⅱ27； 2017课标全国Ⅲ28； 2016课标全国Ⅱ27； 2016课标全国Ⅲ27。 ★★★★★ 考点 化学反应原理综合题的解题策略 化学反应原理综合题涉及的内容主要包括化学反应过程中的焓变、化学能与电能的相互转化、电极反应式的书写、化学反应速率的定性分析与定量计算、化学平衡移动原理在生产中的应用、化学平衡常数的计算、反应条件的控制、弱酸弱碱的转化、pH计算、离子浓度大小的比较、离子的共存、难溶物之间的转化等问题。试题常以选择、填空、读图、作图、计算等形式出现。高考一般以与生产、生活联系紧密的物质为背景材料出组合题，各小题之间有一定独立性。 1．化学反应速率题中应注意的问题 （1）对于可逆反应，温度变化对正、逆反应速率均产生影响， 且影响趋势相同，但影响值不同。升温对吸热反应影响较大，对放热反应影响较小；反之，降温对吸热反应影响较小，对放热反应影响较大。 （2）计算反应速率时，要特别注意时间、体积、浓度单位的换算。 2．化学反应焓变题中应注意的问题 （1）正确理解△H正负号的意义及焓变与能量变化的关系。△H为负值，反应物总能量高于生成物总能量，反应放热；△H为正值，反应物总能量低于生成物总能量。 （2）运用盖斯定律计算多步反应的△H时，要注意反应分子式前面的系数与△H的对应关系，运用数学加减法和移项原理进行加减，在总反应式中没有的物质要用消元法除去，出现的物质要按照总反应式中的分子数保留。 3．化学平衡常数题中应注意的问题 （1）固体物质、纯液体、水溶液中进行的反应，H2O不列入平衡常数的计算表达式中；气体反应、有机反应，H2O的浓度要列入平衡常数的计算表达式中。 （2）平衡常数（K）式中的浓度是平衡状态时的物质的量浓度， 而浓度商（Q）式中的浓度是任意时刻的物质的量浓度。 4．原电池与电解池题中应注意的问题 （1）原电池中负极发生氧化反应，常出现电极材料溶解、质量减轻等现象；正极发生还原反应，常出现质量不变或增重、有气体产生等现象。电解池中与电源负极连接的阴极材料不反应，与电源正极连接的阳极(除惰性电极外)材料发生氧化反应，可能出现电极溶解、质量减轻等现象。 （2）Fe在原电池与电解池反应中发生氧化反应时失去2个电子生成Fe2+。 （3）可充电电池的放电反应是原电池反应，充电反应是电解池反应。放电过程中原池的负极发生氧化反应，充电过程中电池的阴极发生还原反应。 5．电离平衡、水解平衡和溶解平衡题中应注意的问题 （1）书写电离平衡、水解平衡、溶解平衡方程式时要用可逆号连接。 （2）分析离子的存在形式时要考虑弱酸弱碱的电离和离子能否发生水解。 （3）分析离子浓度大小时要考虑酸碱盐对水电离的影响。 （4）利用溶度积常数分析沉淀是否能完成转化时，要考虑溶解平衡式中阴阳离子系数与溶度积常数关系，溶度积大的其溶解度不一定大。 6．分析图表与作图时应注意的问题 （1）仔细分析和准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点。 （2）找准纵坐标与横坐标的对应数据。 （3）描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。 （4）分析表格数据时，找出数据大小的变化规律。 调研1 以天然气代替石油生产液体燃料和基础化学品是当前化学研究和发展的重点。 （1）我国科学家创造性地构建了硅化物晶格限域的单中心铁催化剂，成功实现了甲烷一步高效生产乙烯、芳香烃Y和芳香烃Z等重要化工原料，实现了CO2的零排放，碳原子利用率达100%。已知Y、Z的相对分子质量分别为78、128，其一氯代物分别有1种和2种。 ①有关化学键键能数据如表中所示： 化学键 H－H C=C C－C C≡C C－H E（kJ/mol） 436 615 347.7 812 413.4 写出甲烷一步生成乙烯的热化学方程式：_________________________，反应中硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是________________________； ②已知：原子利用率=期望产物总质量/反应物总质量×100%，则甲烷生成芳香烃Y的原子利用率为___________； ③生成1 mol Z产生的H2约合标准状况下________L。 （2）如图为乙烯气相直接水合法制备乙醇过程中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系[其中n(H2O)∶n(C2H4)=1∶1]。 ①若p2=8.0 MPa，列式计算A点的平衡常数Kp=____________（用平衡分压代替平衡浓度计算；分压=总压×物质的量分数；结果保留到小数点后两位）； ②该反应为__________（填“吸热”或“放热”）反应，图中压强（p1、p2、p3、p4）的大小关系为____________，理由是________________； ③气相直接水合法常采用的工艺条件：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度为290℃，压强为6.9 MPa，n(H2O)∶n(C2H4)=0.6∶1。乙烯的转化率为5%，若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有______________（任写两条）。 【答案】（1）①2CH4(g)C2H4(g)+2H2(g) ΔH=+166.6 kJ/mol 降低反应活化能，加快反应速率 ②81.25% ③179.2 （2）①0.07 ②放热 p1<p2<p3<p4 该反应为反应后气体体积减小的反应，温度不变时，增大压强乙烯的转化率增大 ③将产物乙醇液化移去，或增大水与乙烯的比例 【解析】甲烷一步生产乙烯、芳烃Y和Z，反应过程本身实现了CO2的零排放，即碳原子守恒，Y、Z的相对分子质量分别为78、128，其一氯代物分别有1种和2种，则Y为苯，Z为(CH3)3CCH2C(CH3)3。 ①甲烷一步生成CH2=CH2，断裂碳氢键，形成碳碳双键，根据题中化学键的键能数据可知该反应的反应热△H=（8×413.4−4×413.4−615−2×436）kJ/mol=+166.6 kJ/mol，所以热化学方程式为2CH4(g) C2H4(g)+2H2(g) △H=+166.6 kJ/mol，硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是降低反应的活化能，加快反应的速率；②甲烷生成苯的反应方程式为6CH4→+9H2，所以原子利用率为×100%=81.25%；③由甲烷生成1 mol (CH3)3CCH2C(CH3)3，根据原子守恒，参加反应的甲烷为9 mol，同时生成氢气的物质的量为=8 mol，体积为8 mol×22.4 L/mol=179.2 L。 （2）①C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g) 开始：1         1          0 转化：0.2       0.2       0.2 平衡：0.8       0.8       0.2 乙醇占=，乙烯和水各占=，则乙醇的分压为8.0 MPa×，A点的平衡常数。 ②在恒压条件下，温度升高，乙烯的转化率降低，则平衡逆向移动，该反应为放热反应，在相同温度下由于乙烯转化率为p1<p2<p3<p4，由C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)可知正反应为气体体积减小的反应，所以增大压强，平衡正向移动，乙烯的转化率提高，因此压强关系是p1<p2<p3<p4。 ③若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度，如从平衡体系中将产物乙醇分离出来，或增大水蒸气的浓度，改变二者物质的量的比等。 1．氨及铵盐在生活、生产中有广泛应用。 （1）固氮直接影响作物生长。自然固氮发生的反应有： ①N2(g)＋O2(g)2NO(g) ΔH1=＋180.5 kJ·mol-1 ②2NO(g)＋O2(g)2NO2(g) ΔH2=－114.1 kJ·mol-1 ③N2(g)＋2O2(g)2NO2(g) ΔH3= kJ·mol-1。 在雷电作用下，N2和O2直接发生反应①，而不是反应③，其主要原因是 。 （2）常温下，在x mL c mol·L-1氨水中加入y mL c mol·L-1盐酸得到混合溶液M恰好显中性。 ①M溶液中所有离子浓度大小关系式为 。 ②常温下，NH3·H2O的电离常数K= （用含x和y的代数式表示，忽略溶液混合后的体积变化）。 （3）在催化剂作用下，NH3脱硫反应为8NH3(g)＋6SO2(g)3S2(g)＋4N2(g)＋12H2O(g)。 在2 L恒容密闭容器中充入一定量NH3和 SO2，SO2的平衡转化率与温度的关系如图所示。 图中a、b、c代表不同。 ①升高温度，该反应平衡常数K （填“增大”“减小”或“不变”）。 ②在a、b、c曲线中，最小的是 （填字母）。 ③若起始投入一定量的NH3和3 mol SO2，某温度下发生上述反应，某时刻测得SO2的转化率为60%，此时c(N2)= mol·L-1。 （4）氨气碱性燃料电池中氧化产物为单质，负极的电极反应式为 。 【答案】（1）＋66.4 反应③是焓增、熵减反应，在任何温度下都不能自发进行 （2）①c(Cl-)=c(NH4+)＞c(H+)=c(OH-) ② （3）①增大 ②a ③0.6 （4）2NH3－6e-＋6OH-N2＋6H2O 【解析】（1）由盖斯定律知，①＋②=③，ΔH3=（＋180.5－114.1）kJ·mol-1＝＋66.4 kJ·mol-1。由复合判据知，反应③在任何温度下都不能自发进行。 （2）中性溶液中，c(H+)=c(OH-)，根据电荷守恒可知c(NH4+)=c(Cl-)；由元素守恒可知：c(NH4+)=c(Cl-)=，c(NH3·H2O)=－c(NH4+)=，K==。 （3）①由图像知，升高温度，SO2的平衡转化率增大，说明正反应是吸热反应，平衡常数随着温度升高而增大；②NH3、SO2的物质的量之比越大，SO2的平衡转化率越大，a点代表NH3、SO2的物质的量之比最小。③SO2转化了1.8 mol，则生成N2为1.2 mol，此时N2的浓度为0.6 mol·L-1。 （4）氨气在负极上发生氧化反应生成N2。负极反应式为2NH3－6e-＋6OH-N2＋6H2O。 2．燃煤能排放大量的CO、CO2、SO2，PM2.5(可入肺颗粒物)污染也跟冬季燃煤密切相关。SO2、CO、CO2也是对环境影响较大的气体，对它们的合理控制、利用是优化我们生存环境的有效途径。 （1）用CH4催化还原氮氧化物可以消除氮氧化物的污染。 已知：CH4(g)＋4NO(g)＝2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)反应过程能量变化如图所示： 下列说法正确的是_____。 A．反应过程a有催化剂参与 B．该反应为放热反应，热效应等于ΔH C．改变催化剂，能改变该反应的活化能和反应热 D．有催化剂条件下，反应的活化能等于E1 （2）已知：CH3OH、H2的燃烧热（ΔH）分别为﹣726.5kJ/mol、﹣285.8kJ/mol，则常温下CO2和H2反应生成CH3OH和H2O的热化学方程式是 。 （3）工业上还可以通过下列反应制备甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。在一容积可变的密闭容器 中充入10mol CO和20mol H2，CO的平衡转化率随温度（T）、压强（P）的变化如图所示。 ①下列说法不能判断该反应达到化学平衡状态的是_________（填字母）。 a．H2的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍 b．H2的体积分数不再改变 c．体系中H2的转化率和CO的转化率相等 d．体系中气体的平均摩尔质量不再改变 ②比较A、B两点压强大小PA____PB（填“＞、＜或=”）。 ③若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20 L。如果反应开始时仍充入10molCO和20molH2，则在平衡状态B时容器的体积V（B）＝____L。 （4）SO2在一定条件下可与氧气构成原电池。下图是利用该电池在铁表面镀银的装置示意图： ①该电池的负极反应式是 。 ②当甲中消耗标况下1.12L氧气时，乙中 极（填a或b）增重_ __g。 【答案】（1）BD （2）CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l） ΔH=﹣130.9 kJ/mol （3）①ac ②＜ ③4 （4）① SO2－2e－+2H2O＝4H＋＋SO42- ②b 21.6 【解析】（1）A、b中使用了催化剂，A错误；B、反应物能量高于生成物，反应为放热反应，△H=生成物能量-反应物能量，热效应等于△H，B正确；C、不同的催化剂，反应的活化能不同，改变催化剂，能改变该反应的活化能，但反应热不变，C错误；D、E1、E2分别代表反应过程中各步反应的活化能，整个反应的活化能为能量较高的E1，D正确。答案选BD。 （2）已知CH3OH、H2的燃烧热（△H）分别为﹣726.5kJ/mol、﹣285.8kJ/mol， 则：①CH3OH（l）+3/2O2（g）=CO2（g）+2H2O(l）△H=﹣726.5 kJ/mol； ②H2（g）+1/2O2（g）=H2O(l）△H=﹣285.8kJ/mol； 根据盖斯定律，②×3-①即可得到CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l） △H=﹣130.9 kJ/mol。 （3）①a．氢气的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍，不能说明正逆反应速率相等，不一定平衡，a错误；b．氢气的体积分数不再改变是化学平衡的特征，达到了平衡，b正确；c．体系中氢气的转化率和CO的转化率相等，不能说明正逆反应速率相等，不一定平衡，c错误；d．体系中气体的平均摩尔质量等于质量和物质的量的比值，物质的量变化，质量不变，所以当体系中气体的平均摩尔质量不再改变，证明达到了平衡，d正确，答案选ac。 ②正反应方向为气体体积减小的方向，T1℃时比较CO的转化率，转化率越大，则压强越大，图象中PB转化率大于PA，可知PA＜PB。 ③利用A点可得平衡常数K＝，温度不变，平衡常数不变。A、B两容器温度相同，即化学平衡常数相等，且B点时CO的转化率为0.8，则 CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） 起始（mol）：10 20 0 转化（mol）：8 16 8 平衡（mol）：2 4 8 设体积为VL，则有K=＝4 解得V=4L。 （4）①SO2在负极上失去电子，因为电解质溶液中含有H+，则电极方程式为：SO2－2e－+2H2O＝4H＋＋SO42－。 ②甲中消耗氧气的物质的量是1.12L÷22.4L/mol＝0.05 mol，转移电子是0.05mol×4＝0.2mol。乙中银离子在阴极得到电子转化为银。与电源负极相连的是阴极，所以乙中b极增重，增加的质量是0.2mol×108g/mol＝21.6g。 3．大气中CO2含量的增加会加剧温室效应，为减少其排放，需将工业生产中产生的CO2分离出来进行储存和利用。 （1）CO2与NH3反应可合成化肥尿素[化学式为CO(NH2)2]。 已知： ①2NH3(g)＋CO2(g)=NH2CO2NH4(s) ΔH=－159.5kJ/mol ②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH=＋116.5kJ/mol ③H2O(l)=H2O(g) ΔH=＋44.0kJ/mol 写出CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式：______________。 （2）CO2与H2也可用于合成甲醇：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。在体积可变的恒压密闭容器中压强为P时，该反应在不同温度、不同投料比时，达平衡时CO2的转化率如图一所示。 图一 图二 图三 ①该反应的∆S 0，∆H 0（填“＞”或“＜”）。 ②700K时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数KP= 。 ③若温度不变，减小反应物投料比[n(H2)/n(CO2)]，K值 （填“增大”、“减小”或“不变”）。 ④700K投料比[n(H2)/n(CO2)] = 2时，达平衡时H2的转化率为 。 （3）利用太阳能和缺铁氧化物[如Fe0.9O]可将富集到的廉价CO2热解为碳和氧气，实现CO2再资源化，转化过程如图二所示，若用1mol缺铁氧化物[Fe0.9O]与足量CO2完全反应可生成 molC(碳)。 （4）以TiO2/Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率的关系见图三。如何解释图中250~400℃时温度升高与乙酸的生成速率变化的关系？ 。 【答案】（1）2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH＝–87.0kJ/mol （2）①＜ ＜ ② ③不变 ④45% （3）0.1 （4）在250~300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300~400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，因此该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大 【解析】（1）已知：①2NH3(g)＋CO2(g)=NH2CO2NH4(s) ΔH=－159.5 kJ/mol ②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH=＋116.5 kJ/mol ③H2O(l)=H2O(g) ΔH=＋44.0 kJ/mol 则根据盖斯定律可知①+②－③即得到CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式为2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH＝–87.0 kJ/mol。 （2）①反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) 的气体系数在减小，所以∆S＜0；由图一可知，温度越高，CO2的转化率越小，说明温度升高，平衡逆向移动，所以该反应的∆H＜0。 ②700K时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数KP= 。 ③K只与温度有关，温度不变，K值不变。 ④700K投料比[n(H2)/n(CO2)] = 2时，设加入的H2为2mol，CO2为1mol 。此时CO2的转化率为30%，消耗H2为0.9mol，则平衡时H2的转化率为45%。 （3）依据图示得到化学方程式为：Fe0.9O+0.1CO2=xC+0.3Fe3O4，依据碳原子守恒得到x=0.1。 （4）根据图像，在250-300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300-400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，可能是该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大，故答案为：在250-300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，因为催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300-400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大。 4．氮及其化合物与人们的生活息息相关。回答下列问题： I．（1）已知：①CO的燃烧热△H1＝－283 kJ·mol－1； ②N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H2＝＋183 kJ·mol−1。 写出NO和CO反应生成无污染性气体的热化学反应方程式_________________。 （2）在密闭容器中充入10molCO和8molNO，发生反应，如图为平衡时NO的体积分数与温度，压强的关系。 ①该反应达到平衡后，为在提高反应速率同时提高NO的转化率，可采取的措施有__________（填字母序号）。 a．改用高效催化剂 b．缩小容器的体积 c．升高温度 d．增加CO的浓度 ②压强为10 MPa、温度为T1下，若反应进行到20 min达到平衡状态，容器的体积为4 L，则此时NO的转化率＝________，用CO2的浓度变化表示的平均反应速率v(CO2)＝_______，该温度下平衡常数Kp＝______（用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数；保留两位有效数字）。 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。 II．电解硝酸工业的尾气NO可制备NH4NO3，其工作原理如图。 （3）M极应连接电源的______（填“正极”或“负极”），N极的电极反应式为________。 （4）将电解生成的HNO3全部转化为NH4NO3，则通入的NH3与实际参加反应的NO的物质的量之比至少为________。 （5）在25℃时，将a mol·L－1的氨水与0.1mol·L－1的硝酸等体积混合后溶液显中性，用含a的代数式表示NH4NO3的水解常数Kh＝_____________。 【答案】I．（1）2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g) △H＝－749 kJ·moL－1 （2）①bd ②50% 0.05 mol·L－1·min－1 0.089 ③G II．（3）负极 NO-3e-+2H2O＝NO3-+4H+ （4）1∶4 （5） 【解析】I．（1）已知：CO的燃烧热△H1＝－283 kJ·mol－1，则 ①2CO(g)+O2(g)2CO2(g) △H＝－566 kJ·moL－1 ②N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H2＝＋183kJ·mol1。 根据盖斯定律可知①－②即得到NO和CO反应生成无污染性气体的热化学反应方程式为2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g) △H＝－749 kJ·moL－1。 （2）①a．改用高效催化剂不影响平衡，a错误；b．缩小容器的体积，压强增大，反应速率加快，平衡向正反应方向进行，转化率增大，b正确；c．升高温度平衡向逆反应方向进行，转化率降低，c错误；d．增加CO的浓度提高反应速率同时提高NO的转化率，d正确，答案选bd； ②压强为10 MPa、温度为T1下，若反应进行到20 min达到平衡状态，容器的体积为4 L，平衡时NO体积分数是0.25，则根据方程式可知 2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g) 起始量（mol） 10 8 0 0 转化量（mol） 2x 2x x 2x 平衡量（mol） 10－2x 8－2x x 2x ，解得x＝2，所以此时NO的转化率为50%。二氧化碳浓度1mol/L，因此用CO2的浓度变化表示的平均反应速率v(CO2)＝0.05 mol·L－1·min－1；该温度下平衡常数Kp＝0.089；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，平衡向正反应方向进行，NO体积分数降低，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的G点。 II．（3）M极上NO转化为铵根，氮元素化合价降低，得到电子，为阴极，应连接电源的负极，N极是NO失去电子转化为硝酸根，电极反应式为NO-3e-+2H2O＝NO3-+4H+。（4）总反应方程式为8NO＋7H2O3NH4NO3＋2HNO3，生成的硝酸和反应的NO的物质的量之比等于2∶8＝1∶4，通入的NH3的物质的量至少应与生成的硝酸的物质的量相等，因此通入的NH3与实际参加反应的NO的物质的量之比至少为1∶4；（5）在25℃时，将a mol·L－1的氨水与0.1mol·L－1的硝酸等体积混合后溶液显中性，溶液中c（NH4+）＝c（NO3-）＝0.05 mol/L，根据物料守恒得c（NH3·H2O）＝（0.5a-0.05） mol/L，根据电荷守恒得c（H+）＝c（OH-）＝10-7 mol/L，因此NH4NO3的水解常数Kh＝。 5．氨是重要的基础化工原料，可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品。 （1）已知：25℃时，亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示： 化学式 HNO2 H2N2O2 电离常数 Ka=5.1×10−4 Ka1=6.17×10−8 、Ka2=2.88×10−12 ①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2)_________pH（NaHN2O2)（填“>”“<”或“=”）。 ②25℃时，NaHN2O2溶液中存在水解平衡，其水解常数Kh=_________（保留三位有效数字）。 （2）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2]，涉及的化学反应如下： 反应Ⅰ：2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=−159.5 kJ·mol−1； 反应Ⅱ：NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol−1； 反应Ⅲ：H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol−1。 则反应Ⅳ：NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为__________________。 （3）T1℃时，向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气，使之发生反应Ⅳ，反应结束后得到尿素的质量为30 g，容器内的压强(p)随时间(t)的变化如图1所示。 ①0～5 min内，该反应的平均反应速率v(CO2)=_________________。 ②T1℃时，该反应的平衡常数K的值为______________。 ③图2中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为_________（填曲线标记字母），其判断理由是___________________________。 ④该反应最好在加压条件下进行，其原因是___________________________。 【答案】（1）①< ②1.62×10−7 （2）2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=−87 kJ·mol−1 （3）①0.05 mol·L−1·min−1 ②128 ③a 升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小 ④增大反应速率，平衡向右移动，提高尿素的产量 【解析】（1）①根据“越弱越水解”的规律，可知NaHN2O2的水解程度大于NaNO2，故pH(NaHN2O2)>pH(NaNO2)。 ②根据NaHN2O2的水解方程式，可得关系式：Kh===1.62×10−7。 （2）根据盖斯定律：Ⅰ式+Ⅱ式−Ⅲ式得反应方程式：2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)，则ΔH=−159.5 kJ·mol−1+116.5 kJ·mol−1−44.0 kJ·mol−1=−87 kJ·mol−1。 （3）①尿素的质量为30 g，则n[CO(NH2)2]==0.5 mol，因n(NH3)∶n(CO2)=2∶1，设NH3为2a mol，CO2为a mol，则根据反应方程式，列三段式得： 化学反应方程式：2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) 起始物质的量/mol 2a a 0 0 转化物质的量/mol 1 0.5 0.5 0.5 平衡物质的量/mol 2a−1 a−0.5 0.5 0.5 恒温恒容条件下，压强之比等于气体物质的量之比，由图像可知：，解之得：a=0.75。则v (CO2)=÷5 min=0.05 mol·L−1·min−1。 ②平衡时c(NH3)==0.25 mol·L−1，c(CO2)==0.125 mol·L−1；根据反应可知平衡常数K==128。 ③正反应放热，升温平衡向左移动，故平衡常数K减小，故a曲线表示K与温度的关系。 ④正反应为气体物质的量减小的反应，增大压强平衡向右移动，能提高尿素的产量，并加快反应速率。 1．[2018新课标Ⅰ卷] 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的变化如下表所示（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=−4.4 kJ·mol−1 2NO2（g） N2O4（g） ΔH 2=−55.3 kJ·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×（kPa·min−1）。t=62 min时，测得体系中 =2.9 kPa，则此时的=________ 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℃）____63.1 kPa（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 N2O5NO3+NO2 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 【答案】（1）O2 （2）53.1 30.0 6.0×10－2 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 13.4 （3）AC 【解析】分析：（1）根据还原剂失去电子转化为氧化产物判断； （2）①根据盖斯定律计算； ②根据压强之比是物质的量之比计算； ③根据温度对压强和平衡状态的影响分析； ④根据五氧化二氮完全分解时的压强计算出二氧化氮、氧气的压强，然后再根据二氧化氮转化的方程式计算平衡时二氧化氮、四氧化二氮的压强。 （3）根据三步反应的特点分析判断。 详解：（1）氯气在反应中得到电子作氧化剂，硝酸银中只有氧元素化合价会升高，所以氧化产物是氧气，分子式为O2； （2）①已知： ⅰ、2N2O5(g)＝2N2O4(g)+O2(g) △H1＝－4.4kJ/mol ⅱ、2NO2(g)＝N2O4(g) △H2＝－55.3kJ/mol 根据盖斯定律可知ⅰ÷2－ⅱ即得到N2O5(g)＝2NO2(g)+1/2O2(g) △H1＝＋53.1kJ/mol； ②根据方程式可知氧气与消耗五氧化二氮的物质的量之比是1:2，又因为压强之比是物质的量之比，所以消耗五氧化二氮减少的压强是2.9kPa×2＝5.8kPa，则此时五氧化二氮的压强是35.8kPa－5.8kPa＝30.0kPa，因此此时反应速率v＝2.0×10－3×30＝6.0×10－2（kPa·min－1）； ③由于温度升高，容器容积不变，总压强提高，且二氧化氮二聚为放热反应，温度提高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强提高，所以若提高反应温度至35℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35℃)大于63.1 kPa。 ④根据表中数据可知五氧化二氮完全分解时的压强是63.1kPa，根据方程式可知完全分解时最初生成的二氧化氮的压强是35.8kPa×2＝71.6 kPa，氧气是35.8kPa÷2＝17.9 kPa，总压强应该是71.6 kPa+17.9 kPa＝89.5 kPa，平衡后压强减少了89.5 kPa－63.1kPa＝26.4kPa，所以根据方程式2NO2(g)N2O4(g)可知平衡时四氧化二氮对应的压强是26.4kPa，二氧化氮对应的压强是71.6 kPa－26.4kPa×2＝18.8kPa，则反应的平衡常数。 （3）A、第一步反应快，所以第一步的逆反应速率大于第二步的逆反应速率，A正确； B、根据第二步和第三步可知中间产物还有NO，B错误； C、根据第二步反应生成物中有NO2可知NO2与NO3的碰撞仅部分有效，C正确； D、第三步反应快，所以第三步反应的活化能较低，D错误。答案选AC。 点睛：本题主要是考查化学反应原理，侧重于化学反应速率与化学平衡的有关分析与计算，题目难度较大。试题设计新颖，陌生感强，计算量较大，对学生的要求较高。压强和平衡常数的计算是解答的难点，注意从阿伏加德罗定律的角度去理解压强与气体物质的量之间的关系，注意结合反应的方程式和表中数据的灵活应用。也可以直接把压强看作是物质的量利用三段式计算。 2．[2018新课标Ⅱ卷] CH4-CO2催化重整不仅可以得到合成气（CO和H2），还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题： （1）CH4-CO2催化重整反应为：CH4(g)+ CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)。 已知：C(s