2019年高考化学真题分类汇编专题08：反应热与焓变
一、单选题
1．（2019·江苏）氢气与氧气生成水的反应是氢能源应用的重要途径。下列有关说法正确的是（ ）
A．一定温度下，反应2H2(g)+O2(g) =2H2O(g)能自发进行，该反应的ΔH<0
B．氢氧燃料电池的负极反应为O2+2H2O+4e =4OH
C．常温常压下，氢氧燃料电池放电过程中消耗11.2 L H2，转移电子的数目为6.02×1023
D．反应2H2(g)+O2(g) =2H2O(g)的ΔH可通过下式估算： ΔH=反应中形成新共价键的键能之和 反应中断裂旧共价键的键能之和
【答案】A
【知识点】化学电源新型电池；焓变和熵变
【解析】【解答】A、反应能自发进行，则要求ΔH-TΔS<0，由于该反应反应前后气体分子数变小，则ΔS<0，要使ΔH-TΔS<0，则要求ΔH<0，A符合题意；
B、在燃料电池中，燃料物质在负极发生失电子的氧化反应，故氢氧燃料电池的负极反应为：H2-2e-=2H+，或H2-2e-+2OH-=2H2O，B不符合题意；
C、未给出气体所处的状态，无法应用Vm=22.4L/mol进行计算，C不符合题意；
D、反应热ΔH=反应物的化学键的键能总和-生成物的化学键的键能总和，D不符合题意；
故答案为：A
【分析】A、结合焓判据和熵判据分析反应是否能自发进行；
B、燃料电池中，燃料物质在负极发生失电子的氧化反应；
C、未给出气体所处的状态，无法应用气体摩尔体积进行计算；
D、根据反应热ΔH的计算分析；
二、实验探究题
2．（2019·江苏）CO2的资源化利用能有效减少CO2排放，充分利用碳资源。
（1）CaO可在较高温度下捕集CO2，在更高温度下将捕集的CO2释放利用。CaC2O4·H2O热分解可制备CaO，CaC2O4·H2O加热升温过程中固体的质量变化见下图。
①写出400~600 ℃范围内分解反应的化学方程式： 。
②与CaCO3热分解制备的CaO相比，CaC2O4·H2O热分解制备的CaO具有更好的CO2捕集性能，其原因是 。
（2）电解法转化CO2可实现CO2资源化利用。电解CO2制HCOOH的原理示意图如下。
①写出阴极CO2还原为HCOO 的电极反应式： 。
②电解一段时间后，阳极区的KHCO3溶液浓度降低，其原因是 。
（3）CO2催化加氢合成二甲醚是一种CO2转化方法，其过程中主要发生下列反应：
反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g) ΔH
=41.2 kJ·mol 1
反应Ⅱ：2CO2(g)+6H2(g)=CH3OCH3(g)+3H2O(g) ΔH
=﹣122.5 kJ·mol 1
在恒压、CO2和H2的起始量一定的条件下，CO2平衡转化率和平衡时CH3OCH3的选择性随温度的变化如图。其中：
CH3OCH3的选择性=×100％
①温度高于300 ℃，CO2平衡转化率随温度升高而上升的原因是 。
②220 ℃时，在催化剂作用下CO2与H2反应一段时间后，测得CH3OCH3的选择性为48%（图中A点）。不改变反应时间和温度，一定能提高CH3OCH3选择性的措施有 。
【答案】（1）CaC2O4 CaCO3+CO↑；CaC2O4·H2O热分解放出更多的气体，制得的CaO更加疏松多孔
（2）CO2+H++2e =HCOO 或CO2+ +2e =HCOO + ；阳极产生O2，pH减小， 浓度降低；K+部分迁移至阴极区
（3）反应Ⅰ的ΔH＞0，反应Ⅱ的ΔH＜0，温度升高使CO2转化为CO的平衡转化率上升，使CO2转化为CH3OCH3的平衡转化率下降，且上升幅度超过下降幅度；增大压强，使用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂
【知识点】化学平衡的影响因素；化学平衡的调控；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）①加热过程中， 第一阶段固体质量的减小（由146g变为128g），主要发生CaC2O4·H2O的脱水反应，形成 CaC2O4固体；第二阶段固体质量的减小（由128g变为100g），CaC2O4热分解形成CaCO3和CO，该反应的化学方程式为：CaC2O4 CaCO3+CO↑；
②CaC2O4·H2O热分解过程中产生大量气体，可使得制得的CaO更加疏松多孔，相对表面积较大，与CO2反应过程中，接触面积更大，更有利于补集CO2；
（2）①CO2在阴极上得电子形成HCOO-，过程中碳元素由+4价变为+2价，得到两个电子，由于所用溶液为KHCO3溶液，因此HCO3-会参与反应，故阴极的电极反应式为：CO2+HCO3-+2e-=HCOO-+CO32-；
②电解过程中，阳极的电极反应式为：4OH--4e-=O2↑+2H2O，电解一段时间后，溶液中c(OH-)减小，c(H+)增大，使得阳极区c(HCO3-)减小，K+部分移向阴极区，最终导致阳极区c(KHCO3)减小；
（3）①反应Ⅰ的ΔH>0，升高温度，平衡正向移动，使CO2转化为CO的平衡转化率上升；反应Ⅱ的ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，使CO2转化为CH3OCH3的平衡转化率下降；且上升幅度超过下降幅度，因此CO2的平衡转化率随温度的升高而上升；
②要提高CH3OCH3的选择性，则因使反应Ⅱ正向进行的程度增大，故可选用对反应Ⅱ催化活性更强的催化剂；同时由于该反应，反应前后，气体分子数减小，则可通过增大压强的方式，使得反应Ⅱ的平衡正向移动；
【分析】（1）①根据加热过程中固体质量的变化确定发生反应的化学方程式；
②CaC2O4·H2O热分解过程中产生大量气体，可使得制得的CaO更加疏松多孔；
（2）①阴极上CO2发生得电子的还原反应，生成HCOO-，结合电荷守恒书写电极反应式；
②结合阳极的电极反应式进行分析；
（3）①结合温度对平衡移动的影响分析；
②提高CH3OCH3的选择性，则可改变压强促使反应Ⅱ正向进行，或者选用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂；
3．（2019·全国Ⅱ卷）环戊二烯（ ）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题：
（1）已知： (g) = (g)+H2(g) ΔH1=100.3 kJ·mol 1 ①
H2(g)+ I2(g) =2HI(g) ΔH2= 11.0 kJ·mol 1 ②
对于反应： (g)+ I2(g) = (g)+2HI(g) ③ ΔH3= kJ·mol 1。
（2）某温度下，等物质的量的碘和环戊烯（ ）在刚性容器内发生反应③，起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的转化率为 ，该反应的平衡常数Kp= Pa。达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，可采取的措施有 （填标号）。
A．通入惰性气体 B．提高温度
C．增加环戊烯浓度 D．增加碘浓度
（3）环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，该反应为可逆反应。不同温度下，溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示，下列说法正确的是__________（填标号）。
A．T1＞T2
B．a点的反应速率小于c点的反应速率
C．a点的正反应速率大于b点的逆反应速率
D．b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L 1
（4）环戊二烯可用于制备二茂铁（Fe(C5H5)2结构简式为 ），后者广泛应用于航天、化工等领域中。二茂铁的电化学制备原理如下图所示，其中电解液为溶解有溴化钠（电解质）和环戊二烯的DMF溶液（DMF为惰性有机溶剂）。
该电解池的阳极为 ，总反应为 。电解制备需要在无水条件下进行，原因为 。
【答案】（1）89.3
（2）40％；3.56×104；BD
（3）C；D
（4）Fe电极；Fe+2 = +H2↑（Fe+2C5H6=Fe(C5H5)2+H2↑）；水会阻碍中间物Na的生成；水会电解生成OH ，进一步与Fe2+反应生成Fe(OH)2
【知识点】盖斯定律及其应用；化学反应速率；化学平衡常数；化学平衡的调控；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）根据目标反应的反应物和生成物，
① +
② 即为所求，所以反应热为
89.3kJ·mol 1。
（2）
(g)+ I2(g) = (g)+2HI(g)
起始： a a 0 0
变化： x x x 2x
平衡： a-x a-x x 2x
根据 ： 起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20% 列式计算：2a+x/2a=1.2，则a/x=0.4,转化率为 40％ ，平衡常数 Kp =
，根据a/x=0.4,可知平衡后各成分所占的百分含量分别为：
，
，
，
，代入公式Kp =
= 3.56×104 ， 达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，因为是吸热反应，所以可以采用提高温度，也可以通过增加碘的浓度，或减少碘化氢的浓度，环戊二烯的浓度，或通过减小压强。所以选BD 。
（3）因为环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，所以环戊二烯与二聚体系数关系为2:1，因为b点时环戊二烯浓度变化量为0.9，所以二聚体浓度为0.45。因为a点浓度大于b点浓度，所以a点速率快。答案为CD。
（4）
环戊二烯可用于制备二茂铁（Fe(C5H5)2结构简式为 ） ，铁被氧化，所以铁为阳极，总反应为： Fe+2C5H6=Fe(C5H5)2+H2↑ ，因为题中信息为生成钠，钠与水反应，所以环境必须无水。
【分析】本题以盖斯定律为起点引发了一道与平衡相关的问题，借助于平衡有关的知识解决问题。
（2）采用起始，变化，平衡三步计算法求转化率，采用分压法求平衡常数，通过平衡的移动方向确定转化率的变化。
（3）通过图像的变化来比较相关因素。
（4）本题考查了电解的相关原理。阳极发生氧化反应。
4．（2019·全国Ⅲ卷）近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题：
（1）Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl) ∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系：
可知反应平衡常数K（300℃） K（400℃）（填“大于”或“小于”）。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)=1∶1的数据计算K（400℃）= （列出计算式）。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是 。
（2）Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)=CuCl(s)+ Cl2(g) ΔH1=83 kJ·mol-1
CuCl(s)+ O2(g)=CuO(s)+ Cl2(g) ΔH2=-20 kJ·mol-1
CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g) ΔH3=-121 kJ·mol-1
则4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH= kJ·mol-1。
（3）在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是 。（写出2种）
（4）在传统的电解氯化氢回收氯气技术的基础上，科学家最近采用碳基电极材料设计了一种新的工艺方案，主要包括电化学过程和化学过程，如下图所示：
负极区发生的反应有 （写反应方程式）。电路中转移1 mol电子，需消耗氧气 L（标准状况）
【答案】（1）大于；；O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低
（2）﹣116
（3）增加反应体系压强、及时除去产物
（4）Fe3++e =Fe2+，4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O；5.6
【知识点】化学平衡常数；化学平衡转化过程中的变化曲线；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）由图像可知，当温度升高时，HCl的平衡转化率降低，则温度升高，平衡逆向移动，故温度越高，平衡常数值越小，因此K(300℃)>K(400℃)；
进料浓度比值越大，则相当于增大c(HCl)，则HCl的平衡转化率减小，因此最上方的曲线表示的是进料浓度比为1:1时的曲线，则在400℃时，HCl的平衡转化率为84%，
4HCl(g)+ O2(g)= 2Cl2(g)+ 2H2O(g)
起始（mol/L） c0 c0 0 0
转化（mol/L） 0.84c0 0.21c0 0.42c0 0.42c0
平衡（mol/L） (1-0.84)c0 (1-0.21)c0 0.42c0 0.42c0
则该反应的平衡常数；
按化学计量比投料可以降低产物分离的能耗，因此进料浓度比过低或过高，会使得O2和Cl2的分离能耗较高，HCl的转化率较低；
（2）根据盖斯定律可得，该反应的反应热ΔH=2×(ΔH1+ΔH2+ΔH3)=2×(83kJ/mol-20kJ/mol-121kJ/mol)=-116kJ/mol；
（3）进一步提高HCl的平衡转化率，则应促使平衡正向移动，故可及时移出生成物，降低生成物浓度，平衡正向移动；由于该反应，反应前后，气体分子数减小，因此也可通过增大压强的方式促使平衡正向移动，从而增大HCl的平衡转化率；
（4）该装置为电解池装置，负极区为电解池的阴极，Fe3+在阴极区发生得电子的还原反应，生成Fe2+，其电极反应式为：Fe3++e-=Fe2+；Fe2+被O2氧化成Fe3+，该反应的离子方程式为：4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O；
O2在反应过程中，由0价变为-2价，得到4个电子，故可得关系式“O2~4e-”，因此电路中转移1mol电子时，需要消耗n(O2)=0.25mol，该气体在标准状态下的体积V=n×Vm=0.25mol×22.4L/mol=5.6L；
【分析】（1）结合温度对平衡移动的影响分析不同温度下K值的大小；
根据图像HCl平衡转化率的变化确定三条曲线对应的进料浓度比，进而确定进料浓度比为1:1且温度为400℃时HCl的平衡转化率，再结合三段式计算该温度下的平衡常数；
根据题干信息分析；
（2）根据盖斯定律计算目标反应的反应热；
（3）进一步提高HCl的转化率，则应促使平衡正向移动，据此结合平衡移动的影响因素分析；
（4）该装置为电解池装置，负极区为电解池的阴极，Fe3+在阴极上发生得电子的还原反应，生成的Fe2+与空气中的O2反应生成Fe3+；根据转移1mol电子，结合反应过程中O2化合价的变化计算需要消耗O2的体积；
三、综合题
5．（2019·北京）氢能源是最具有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 和 ，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.
ii.
iii. ·
Ⅲ为积碳反应，利用 和 计算 时，还需要利用 反应的
③反应物投料比采用 ，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 转化
ｂ．促进 转化为
ｃ．减少积碳生成
④用 可以去除 。 体积分数和 消耗率随时间变化关系如下图所示。
从 时开始， 体积分数显著降低，单位时间 消耗率 （填“升高”“降低”或“不变”）。此时 消耗率约为 ，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，工作示意图如下。通过控制开关连接 或 ，可交替得到 和 。
①制 时，连接 。
产生 的电极方程式是 。
②改变开关连接方式，可得 。
③结合①和②中电极3的电极反应式，说明电极3的作用： 。
【答案】（1）CH4+2H2O4H2+CO2；C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)；abc；降低；CaO+ CO2= CaCO3，CaCO3覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积
（2）K1；2H2O+2e-=H2↑+2OH-；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
【知识点】热化学方程式；盖斯定律及其应用；化学电源新型电池；化学平衡移动原理
【解析】【解答】（1）①甲烷和水蒸气在催化剂作用下发生的反应为：CH4+2H2O4H2+CO2；
②.根据三个反应方程式可知要想计算出△H3 ，应该再利用C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)反应，因此答案为：C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)；
③在反应刚开始投料比大于计量数之比的目的是促进甲烷和一氧化碳的转化以及减少固态碳的生成，因此答案为abc；
④根据图像可知：从 时开始， 体积分数显著降低，单位时间 消耗率降低，这是由于氧化钆和二氧化碳反应生成了碳酸钙，减少了二氧化碳和碳的接触面积，因此降低了反应的速率；
（2）①制氢气时，应该使电极1为阴极，电极反应为水得到电子生成氢气和氢氧根，因此答案为：2H2O+2e-=H2↑+2OH-；
③结合①和②可知，电极3的作用是：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。
【分析】（1）根据盖斯定律可知，要么计算反应3的反应热，应该再增加一个反应，即：C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)；
增大投料比的目的是促进甲烷和一氧化碳德转化以及减少固态碳的生成；
（2） 电解池的阳极失去电子，发生的是氧化反应，阴极得到电子，发生的是还原反应。
6．（2019·天津）多晶硅是制作光伏电池的关键材料。以下是由粗硅制备多晶硅的简易过程。
回答下列问题：
（1）Ⅰ．硅粉与 在300℃时反应生成 气体和 ，放出 热量，该反应的热化学方程式为 。 的电子式为 。
（2）Ⅱ．将 氢化为 有三种方法，对应的反应依次为：
①
②
③
氢化过程中所需的高纯度 可用惰性电极电解 溶液制备，写出产生 的电极名称 （填“阳极”或“阴极”），该电极反应方程式为 。
（3）已知体系自由能变 ， 时反应自发进行。三个氢化反应的 与温度的关系如图1所示，可知：反应①能自发进行的最低温度是 ；相同温度下，反应②比反应①的 小，主要原因是 。
（4）不同温度下反应②中 转化率如图2所示。下列叙述正确的是 （填序号）。
a．B点： b． ：A点 点 c．反应适宜温度： ℃
（5）反应③的 （用 ， 表示）。温度升高，反应③的平衡常数 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
（6）由粗硅制备多晶硅过程中循环使用的物质除 、 和 外，还有 （填分子式）。
【答案】（1） ；
（2）阴极； 或
（3）1000℃； 导致反应②的 小
（4）a、c
（5）；减小
（6） 、
【知识点】反应热和焓变；盖斯定律及其应用；化学平衡常数；含硅矿物及材料的应用；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）硅粉与HCl在300℃下反应生成1molSiHCl3时放出的热量为225kJ，该反应的热化学方程式为：；
Si的最外层电子数为4，H的最外层电子数为1，Cl的最外层电子数为7，因此SiHCl3的电子式为：；
（2）电解KOH溶液时，H2是由H+得电子后产生的，因此H2是在阴极生成的，其电极反应式为：2H++2e-=H2↑；
（3）由图像可知，当温度高于1000℃时，反应①的自由能变ΔG<0，反应能自发进行，因此反应①能自发进行的最低温度为1000℃；
由反应的化学方程式可知，反应①和反应②的ΔS值变化不大，因此在相同温度下，ΔG的相对大小取决于ΔH的大小；故反应②比反应①的ΔG小，是由于ΔH2<ΔH1导致的；
（4）a、反应②为放热反应，因此温度升高，平衡逆向移动，SiCl4的转化应减小，而A点到D点的过程中，随着温度的升高，SiCl4的转化率在增大，因此该过程中反应未达到平衡状态，且反应正向进行，因此B点v正>v逆，a符合题意；
b、由于A点反应温度小于E点反应温度，因此正反应速率v正：A点c、由图像可知，当温度在480~520℃时，SiCl4的转化率最高，因此该反应的适宜温度为480~520℃，c符合题意；
故答案为：ac
（5）由盖斯定律可得，反应③的反应热ΔH3=ΔH2-ΔH1；由于ΔH2<0，ΔH1>0，因此ΔH3=ΔH2-ΔH1<0，即该反应为放热反应，因此当温度升高时，平衡逆向移动，则该反应的平衡常数K减小；
（6）由制备流程图可知，由粗硅制备多晶硅的过程中需要加入HCl和H2，而制备过程中也有HCl和H2生成，因此可循环利用的物质还有HCl和H2；
【分析】（1）结合生成1molSiHCl3时放出的热量，书写反应的热化学方程式；结合原子的最外层电子数书写SiHCl3的电子式；
（2）根据产生H2的电极反应式分析；
（3）根据所给自由能变结合图像进行分析；
（4）a、结合温度对平衡移动的影响分析反应进行的方向，从而判断正逆反应速率的大小；
b、结合温度对反应速率的影响分析；
c、根据图示确定反应的适宜温度；
（5）根据盖斯定律计算反应③反应热ΔH3；结合温度对平衡移动的影响分析升高温度对反应③平衡常数K的影响；
（6）根据制备过程分析可循环利用的物质；
1 / 12019年高考化学真题分类汇编专题08：反应热与焓变
一、单选题
1．（2019·江苏）氢气与氧气生成水的反应是氢能源应用的重要途径。下列有关说法正确的是（ ）
A．一定温度下，反应2H2(g)+O2(g) =2H2O(g)能自发进行，该反应的ΔH<0
B．氢氧燃料电池的负极反应为O2+2H2O+4e =4OH
C．常温常压下，氢氧燃料电池放电过程中消耗11.2 L H2，转移电子的数目为6.02×1023
D．反应2H2(g)+O2(g) =2H2O(g)的ΔH可通过下式估算： ΔH=反应中形成新共价键的键能之和 反应中断裂旧共价键的键能之和
二、实验探究题
2．（2019·江苏）CO2的资源化利用能有效减少CO2排放，充分利用碳资源。
（1）CaO可在较高温度下捕集CO2，在更高温度下将捕集的CO2释放利用。CaC2O4·H2O热分解可制备CaO，CaC2O4·H2O加热升温过程中固体的质量变化见下图。
①写出400~600 ℃范围内分解反应的化学方程式： 。
②与CaCO3热分解制备的CaO相比，CaC2O4·H2O热分解制备的CaO具有更好的CO2捕集性能，其原因是 。
（2）电解法转化CO2可实现CO2资源化利用。电解CO2制HCOOH的原理示意图如下。
①写出阴极CO2还原为HCOO 的电极反应式： 。
②电解一段时间后，阳极区的KHCO3溶液浓度降低，其原因是 。
（3）CO2催化加氢合成二甲醚是一种CO2转化方法，其过程中主要发生下列反应：
反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g)=CO(g)+H2O(g) ΔH
=41.2 kJ·mol 1
反应Ⅱ：2CO2(g)+6H2(g)=CH3OCH3(g)+3H2O(g) ΔH
=﹣122.5 kJ·mol 1
在恒压、CO2和H2的起始量一定的条件下，CO2平衡转化率和平衡时CH3OCH3的选择性随温度的变化如图。其中：
CH3OCH3的选择性=×100％
①温度高于300 ℃，CO2平衡转化率随温度升高而上升的原因是 。
②220 ℃时，在催化剂作用下CO2与H2反应一段时间后，测得CH3OCH3的选择性为48%（图中A点）。不改变反应时间和温度，一定能提高CH3OCH3选择性的措施有 。
3．（2019·全国Ⅱ卷）环戊二烯（ ）是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题：
（1）已知： (g) = (g)+H2(g) ΔH1=100.3 kJ·mol 1 ①
H2(g)+ I2(g) =2HI(g) ΔH2= 11.0 kJ·mol 1 ②
对于反应： (g)+ I2(g) = (g)+2HI(g) ③ ΔH3= kJ·mol 1。
（2）某温度下，等物质的量的碘和环戊烯（ ）在刚性容器内发生反应③，起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的转化率为 ，该反应的平衡常数Kp= Pa。达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，可采取的措施有 （填标号）。
A．通入惰性气体 B．提高温度
C．增加环戊烯浓度 D．增加碘浓度
（3）环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，该反应为可逆反应。不同温度下，溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示，下列说法正确的是__________（填标号）。
A．T1＞T2
B．a点的反应速率小于c点的反应速率
C．a点的正反应速率大于b点的逆反应速率
D．b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L 1
（4）环戊二烯可用于制备二茂铁（Fe(C5H5)2结构简式为 ），后者广泛应用于航天、化工等领域中。二茂铁的电化学制备原理如下图所示，其中电解液为溶解有溴化钠（电解质）和环戊二烯的DMF溶液（DMF为惰性有机溶剂）。
该电解池的阳极为 ，总反应为 。电解制备需要在无水条件下进行，原因为 。
4．（2019·全国Ⅲ卷）近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题：
（1）Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl) ∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系：
可知反应平衡常数K（300℃） K（400℃）（填“大于”或“小于”）。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)=1∶1的数据计算K（400℃）= （列出计算式）。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是 。
（2）Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)=CuCl(s)+ Cl2(g) ΔH1=83 kJ·mol-1
CuCl(s)+ O2(g)=CuO(s)+ Cl2(g) ΔH2=-20 kJ·mol-1
CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g) ΔH3=-121 kJ·mol-1
则4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH= kJ·mol-1。
（3）在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是 。（写出2种）
（4）在传统的电解氯化氢回收氯气技术的基础上，科学家最近采用碳基电极材料设计了一种新的工艺方案，主要包括电化学过程和化学过程，如下图所示：
负极区发生的反应有 （写反应方程式）。电路中转移1 mol电子，需消耗氧气 L（标准状况）
三、综合题
5．（2019·北京）氢能源是最具有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 和 ，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.
ii.
iii. ·
Ⅲ为积碳反应，利用 和 计算 时，还需要利用 反应的
③反应物投料比采用 ，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 转化
ｂ．促进 转化为
ｃ．减少积碳生成
④用 可以去除 。 体积分数和 消耗率随时间变化关系如下图所示。
从 时开始， 体积分数显著降低，单位时间 消耗率 （填“升高”“降低”或“不变”）。此时 消耗率约为 ，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，工作示意图如下。通过控制开关连接 或 ，可交替得到 和 。
①制 时，连接 。
产生 的电极方程式是 。
②改变开关连接方式，可得 。
③结合①和②中电极3的电极反应式，说明电极3的作用： 。
6．（2019·天津）多晶硅是制作光伏电池的关键材料。以下是由粗硅制备多晶硅的简易过程。
回答下列问题：
（1）Ⅰ．硅粉与 在300℃时反应生成 气体和 ，放出 热量，该反应的热化学方程式为 。 的电子式为 。
（2）Ⅱ．将 氢化为 有三种方法，对应的反应依次为：
①
②
③
氢化过程中所需的高纯度 可用惰性电极电解 溶液制备，写出产生 的电极名称 （填“阳极”或“阴极”），该电极反应方程式为 。
（3）已知体系自由能变 ， 时反应自发进行。三个氢化反应的 与温度的关系如图1所示，可知：反应①能自发进行的最低温度是 ；相同温度下，反应②比反应①的 小，主要原因是 。
（4）不同温度下反应②中 转化率如图2所示。下列叙述正确的是 （填序号）。
a．B点： b． ：A点 点 c．反应适宜温度： ℃
（5）反应③的 （用 ， 表示）。温度升高，反应③的平衡常数 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
（6）由粗硅制备多晶硅过程中循环使用的物质除 、 和 外，还有 （填分子式）。
答案解析部分
1．【答案】A
【知识点】化学电源新型电池；焓变和熵变
【解析】【解答】A、反应能自发进行，则要求ΔH-TΔS<0，由于该反应反应前后气体分子数变小，则ΔS<0，要使ΔH-TΔS<0，则要求ΔH<0，A符合题意；
B、在燃料电池中，燃料物质在负极发生失电子的氧化反应，故氢氧燃料电池的负极反应为：H2-2e-=2H+，或H2-2e-+2OH-=2H2O，B不符合题意；
C、未给出气体所处的状态，无法应用Vm=22.4L/mol进行计算，C不符合题意；
D、反应热ΔH=反应物的化学键的键能总和-生成物的化学键的键能总和，D不符合题意；
故答案为：A
【分析】A、结合焓判据和熵判据分析反应是否能自发进行；
B、燃料电池中，燃料物质在负极发生失电子的氧化反应；
C、未给出气体所处的状态，无法应用气体摩尔体积进行计算；
D、根据反应热ΔH的计算分析；
2．【答案】（1）CaC2O4 CaCO3+CO↑；CaC2O4·H2O热分解放出更多的气体，制得的CaO更加疏松多孔
（2）CO2+H++2e =HCOO 或CO2+ +2e =HCOO + ；阳极产生O2，pH减小， 浓度降低；K+部分迁移至阴极区
（3）反应Ⅰ的ΔH＞0，反应Ⅱ的ΔH＜0，温度升高使CO2转化为CO的平衡转化率上升，使CO2转化为CH3OCH3的平衡转化率下降，且上升幅度超过下降幅度；增大压强，使用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂
【知识点】化学平衡的影响因素；化学平衡的调控；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）①加热过程中， 第一阶段固体质量的减小（由146g变为128g），主要发生CaC2O4·H2O的脱水反应，形成 CaC2O4固体；第二阶段固体质量的减小（由128g变为100g），CaC2O4热分解形成CaCO3和CO，该反应的化学方程式为：CaC2O4 CaCO3+CO↑；
②CaC2O4·H2O热分解过程中产生大量气体，可使得制得的CaO更加疏松多孔，相对表面积较大，与CO2反应过程中，接触面积更大，更有利于补集CO2；
（2）①CO2在阴极上得电子形成HCOO-，过程中碳元素由+4价变为+2价，得到两个电子，由于所用溶液为KHCO3溶液，因此HCO3-会参与反应，故阴极的电极反应式为：CO2+HCO3-+2e-=HCOO-+CO32-；
②电解过程中，阳极的电极反应式为：4OH--4e-=O2↑+2H2O，电解一段时间后，溶液中c(OH-)减小，c(H+)增大，使得阳极区c(HCO3-)减小，K+部分移向阴极区，最终导致阳极区c(KHCO3)减小；
（3）①反应Ⅰ的ΔH>0，升高温度，平衡正向移动，使CO2转化为CO的平衡转化率上升；反应Ⅱ的ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，使CO2转化为CH3OCH3的平衡转化率下降；且上升幅度超过下降幅度，因此CO2的平衡转化率随温度的升高而上升；
②要提高CH3OCH3的选择性，则因使反应Ⅱ正向进行的程度增大，故可选用对反应Ⅱ催化活性更强的催化剂；同时由于该反应，反应前后，气体分子数减小，则可通过增大压强的方式，使得反应Ⅱ的平衡正向移动；
【分析】（1）①根据加热过程中固体质量的变化确定发生反应的化学方程式；
②CaC2O4·H2O热分解过程中产生大量气体，可使得制得的CaO更加疏松多孔；
（2）①阴极上CO2发生得电子的还原反应，生成HCOO-，结合电荷守恒书写电极反应式；
②结合阳极的电极反应式进行分析；
（3）①结合温度对平衡移动的影响分析；
②提高CH3OCH3的选择性，则可改变压强促使反应Ⅱ正向进行，或者选用对反应Ⅱ催化活性更高的催化剂；
3．【答案】（1）89.3
（2）40％；3.56×104；BD
（3）C；D
（4）Fe电极；Fe+2 = +H2↑（Fe+2C5H6=Fe(C5H5)2+H2↑）；水会阻碍中间物Na的生成；水会电解生成OH ，进一步与Fe2+反应生成Fe(OH)2
【知识点】盖斯定律及其应用；化学反应速率；化学平衡常数；化学平衡的调控；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）根据目标反应的反应物和生成物，
① +
② 即为所求，所以反应热为
89.3kJ·mol 1。
（2）
(g)+ I2(g) = (g)+2HI(g)
起始： a a 0 0
变化： x x x 2x
平衡： a-x a-x x 2x
根据 ： 起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20% 列式计算：2a+x/2a=1.2，则a/x=0.4,转化率为 40％ ，平衡常数 Kp =
，根据a/x=0.4,可知平衡后各成分所占的百分含量分别为：
，
，
，
，代入公式Kp =
= 3.56×104 ， 达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，因为是吸热反应，所以可以采用提高温度，也可以通过增加碘的浓度，或减少碘化氢的浓度，环戊二烯的浓度，或通过减小压强。所以选BD 。
（3）因为环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，所以环戊二烯与二聚体系数关系为2:1，因为b点时环戊二烯浓度变化量为0.9，所以二聚体浓度为0.45。因为a点浓度大于b点浓度，所以a点速率快。答案为CD。
（4）
环戊二烯可用于制备二茂铁（Fe(C5H5)2结构简式为 ） ，铁被氧化，所以铁为阳极，总反应为： Fe+2C5H6=Fe(C5H5)2+H2↑ ，因为题中信息为生成钠，钠与水反应，所以环境必须无水。
【分析】本题以盖斯定律为起点引发了一道与平衡相关的问题，借助于平衡有关的知识解决问题。
（2）采用起始，变化，平衡三步计算法求转化率，采用分压法求平衡常数，通过平衡的移动方向确定转化率的变化。
（3）通过图像的变化来比较相关因素。
（4）本题考查了电解的相关原理。阳极发生氧化反应。
4．【答案】（1）大于；；O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低
（2）﹣116
（3）增加反应体系压强、及时除去产物
（4）Fe3++e =Fe2+，4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O；5.6
【知识点】化学平衡常数；化学平衡转化过程中的变化曲线；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）由图像可知，当温度升高时，HCl的平衡转化率降低，则温度升高，平衡逆向移动，故温度越高，平衡常数值越小，因此K(300℃)>K(400℃)；
进料浓度比值越大，则相当于增大c(HCl)，则HCl的平衡转化率减小，因此最上方的曲线表示的是进料浓度比为1:1时的曲线，则在400℃时，HCl的平衡转化率为84%，
4HCl(g)+ O2(g)= 2Cl2(g)+ 2H2O(g)
起始（mol/L） c0 c0 0 0
转化（mol/L） 0.84c0 0.21c0 0.42c0 0.42c0
平衡（mol/L） (1-0.84)c0 (1-0.21)c0 0.42c0 0.42c0
则该反应的平衡常数；
按化学计量比投料可以降低产物分离的能耗，因此进料浓度比过低或过高，会使得O2和Cl2的分离能耗较高，HCl的转化率较低；
（2）根据盖斯定律可得，该反应的反应热ΔH=2×(ΔH1+ΔH2+ΔH3)=2×(83kJ/mol-20kJ/mol-121kJ/mol)=-116kJ/mol；
（3）进一步提高HCl的平衡转化率，则应促使平衡正向移动，故可及时移出生成物，降低生成物浓度，平衡正向移动；由于该反应，反应前后，气体分子数减小，因此也可通过增大压强的方式促使平衡正向移动，从而增大HCl的平衡转化率；
（4）该装置为电解池装置，负极区为电解池的阴极，Fe3+在阴极区发生得电子的还原反应，生成Fe2+，其电极反应式为：Fe3++e-=Fe2+；Fe2+被O2氧化成Fe3+，该反应的离子方程式为：4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O；
O2在反应过程中，由0价变为-2价，得到4个电子，故可得关系式“O2~4e-”，因此电路中转移1mol电子时，需要消耗n(O2)=0.25mol，该气体在标准状态下的体积V=n×Vm=0.25mol×22.4L/mol=5.6L；
【分析】（1）结合温度对平衡移动的影响分析不同温度下K值的大小；
根据图像HCl平衡转化率的变化确定三条曲线对应的进料浓度比，进而确定进料浓度比为1:1且温度为400℃时HCl的平衡转化率，再结合三段式计算该温度下的平衡常数；
根据题干信息分析；
（2）根据盖斯定律计算目标反应的反应热；
（3）进一步提高HCl的转化率，则应促使平衡正向移动，据此结合平衡移动的影响因素分析；
（4）该装置为电解池装置，负极区为电解池的阴极，Fe3+在阴极上发生得电子的还原反应，生成的Fe2+与空气中的O2反应生成Fe3+；根据转移1mol电子，结合反应过程中O2化合价的变化计算需要消耗O2的体积；
5．【答案】（1）CH4+2H2O4H2+CO2；C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)；abc；降低；CaO+ CO2= CaCO3，CaCO3覆盖在CaO表面，减少了CO2与CaO的接触面积
（2）K1；2H2O+2e-=H2↑+2OH-；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
【知识点】热化学方程式；盖斯定律及其应用；化学电源新型电池；化学平衡移动原理
【解析】【解答】（1）①甲烷和水蒸气在催化剂作用下发生的反应为：CH4+2H2O4H2+CO2；
②.根据三个反应方程式可知要想计算出△H3 ，应该再利用C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)反应，因此答案为：C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)或C(s)+ CO2(g)=2CO(g)；
③在反应刚开始投料比大于计量数之比的目的是促进甲烷和一氧化碳的转化以及减少固态碳的生成，因此答案为abc；
④根据图像可知：从 时开始， 体积分数显著降低，单位时间 消耗率降低，这是由于氧化钆和二氧化碳反应生成了碳酸钙，减少了二氧化碳和碳的接触面积，因此降低了反应的速率；
（2）①制氢气时，应该使电极1为阴极，电极反应为水得到电子生成氢气和氢氧根，因此答案为：2H2O+2e-=H2↑+2OH-；
③结合①和②可知，电极3的作用是：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。
【分析】（1）根据盖斯定律可知，要么计算反应3的反应热，应该再增加一个反应，即：C(s)+2H2O(g)= CO2(g)+2H2(g)；
增大投料比的目的是促进甲烷和一氧化碳德转化以及减少固态碳的生成；
（2） 电解池的阳极失去电子，发生的是氧化反应，阴极得到电子，发生的是还原反应。
6．【答案】（1） ；
（2）阴极； 或
（3）1000℃； 导致反应②的 小
（4）a、c
（5）；减小
（6） 、
【知识点】反应热和焓变；盖斯定律及其应用；化学平衡常数；含硅矿物及材料的应用；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）硅粉与HCl在300℃下反应生成1molSiHCl3时放出的热量为225kJ，该反应的热化学方程式为：；
Si的最外层电子数为4，H的最外层电子数为1，Cl的最外层电子数为7，因此SiHCl3的电子式为：；
（2）电解KOH溶液时，H2是由H+得电子后产生的，因此H2是在阴极生成的，其电极反应式为：2H++2e-=H2↑；
（3）由图像可知，当温度高于1000℃时，反应①的自由能变ΔG<0，反应能自发进行，因此反应①能自发进行的最低温度为1000℃；
由反应的化学方程式可知，反应①和反应②的ΔS值变化不大，因此在相同温度下，ΔG的相对大小取决于ΔH的大小；故反应②比反应①的ΔG小，是由于ΔH2<ΔH1导致的；
（4）a、反应②为放热反应，因此温度升高，平衡逆向移动，SiCl4的转化应减小，而A点到D点的过程中，随着温度的升高，SiCl4的转化率在增大，因此该过程中反应未达到平衡状态，且反应正向进行，因此B点v正>v逆，a符合题意；
b、由于A点反应温度小于E点反应温度，因此正反应速率v正：A点c、由图像可知，当温度在480~520℃时，SiCl4的转化率最高，因此该反应的适宜温度为480~520℃，c符合题意；
故答案为：ac
（5）由盖斯定律可得，反应③的反应热ΔH3=ΔH2-ΔH1；由于ΔH2<0，ΔH1>0，因此ΔH3=ΔH2-ΔH1<0，即该反应为放热反应，因此当温度升高时，平衡逆向移动，则该反应的平衡常数K减小；
（6）由制备流程图可知，由粗硅制备多晶硅的过程中需要加入HCl和H2，而制备过程中也有HCl和H2生成，因此可循环利用的物质还有HCl和H2；
【分析】（1）结合生成1molSiHCl3时放出的热量，书写反应的热化学方程式；结合原子的最外层电子数书写SiHCl3的电子式；
（2）根据产生H2的电极反应式分析；
（3）根据所给自由能变结合图像进行分析；
（4）a、结合温度对平衡移动的影响分析反应进行的方向，从而判断正逆反应速率的大小；
b、结合温度对反应速率的影响分析；
c、根据图示确定反应的适宜温度；
（5）根据盖斯定律计算反应③反应热ΔH3；结合温度对平衡移动的影响分析升高温度对反应③平衡常数K的影响；
（6）根据制备过程分析可循环利用的物质；
1 / 1
