2023届高考化学三轮冲刺 题型突破 第10题 以速率、平衡为中心的原理综合题 教案（含解析）
文档属性
| 名称 | 2023届高考化学三轮冲刺 题型突破 第10题 以速率、平衡为中心的原理综合题 教案（含解析） |  | |
| 格式 | DOCX | ||
| 文件大小 | 3.4MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-01-17 22:46:44 | ||
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文档简介
第10题 以速率、平衡为中心的原理综合题
复习建议：4课时(题型突破2课时 习题2课时)
1.(2022·全国甲卷)金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝＋172 kJ·mol－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)
ΔH2＝－51 kJ·mol－1，Kp2＝1.2×1012Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为__________kJ·mol－1，Kp＝__________Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是_________________________________________________________________。
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡__________移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率__________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1∶2.2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝__________Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因是___________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气－固－固”反应，有利于TiO2－C“固－固”接触的措施是_________________________________________________________________。
答案 (1)①－223 1.2×1014 ②碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化 ③向左 变小
(2)①7.2×105 ②为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品，提高效益
(3)将两固体粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”
解析 (1)①根据盖斯定律，将“反应(ⅱ)－反应(ⅰ)”得到反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)，则ΔH＝－51 kJ·mol－1－(＋172 kJ·mol－1)＝－223 kJ·mol－1；则Kp＝＝ Pa＝1.2×1014Pa；②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，因为碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化；③对应碳氯化反应，气体分子数增大，依据勒夏特列原理，增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动，即平衡向左移动；该反应是放热反应，温度升高，平衡向吸热方向移动，即向左移动，则平衡转化率变小。(2)①从图中可知，1 400 ℃，体系中气体平衡组成比例CO2是0.05，TiCl4是0.35，CO是0.6，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝＝Pa＝7.2×105Pa；②实际生产中需要综合考虑反应的速率、产率等，以达到最佳效益，实际反应温度远高于200 ℃，就是为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品。
(3)固体颗粒越小，比表面积越大，反应接触面积越大。有利于TiO2－C“固－固”接触，可将两者粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”，增大接触面积。
2.(2022·全国乙卷)油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－1 036 kJ·mol－1
②4H2S(g)＋2SO2(g)===3S2(g)＋4H2O(g) ΔH2＝＋94 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH3＝ －484 kJ·mol－1
计算H2S热分解反应④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝________kJ·mol－1。
(2)较普遍采用的H2S处理方法是克劳斯工艺，即利用反应①和②生成单质硫。另一种方法是，利用反应④高温热分解H2S。相比克劳斯工艺，高温热分解方法的优点是______________，缺点是____________________________________。
(3)在1 470 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合气进行H2S热分解反应。平衡时混合气中H2S与H2的分压相等，H2S平衡转化率为__________，平衡常数Kp＝__________ kPa。
(4)在1 373 K、100 kPa反应条件下，对于n(H2S)∶n(Ar)分别为4∶1、1∶1、1∶4、1∶9、1∶19的H2S－Ar混合气，热分解反应过程中H2S转化率随时间的变化如图所示。
①n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率__________，理由是_____________
_________________________________________________________________。
②n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应图中曲线________，计算其在0～0.1 s之间，H2S分压的平均变化率为__________ kPa·s－1。
答案 (1)＋170 (2)副产物氢气可作燃料、不产生SO2污染物 耗能高
(3)50% 4.76 (4)①越高
n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，平衡向正反应方向进行，H2S平衡转化率越高 ②d 24.9
解析 (1)根据盖斯定律(①＋②)×－③即得到④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝(－1 036＋94) kJ·mol－1×＋484 kJ·mol－1＝＋170 kJ·mol－1。(2)根据盖斯定律(①＋②)×可得2H2S(g)＋O2(g)===S2(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－1 036＋94) kJ·mol－1×＝－314 kJ·mol－1，因此，克劳斯工艺的总反应是放热反应；根据硫化氢分解的化学方程式可知，高温热分解方法在生成单质硫的同时还有氢气生成。因此，高温热分解方法的优点是可以获得氢气作燃料；但由于高温分解H2S会消耗大量能量，所以其缺点是耗能高。(3)假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 mol和4 mol，平衡时转化的n(H2S)＝x mol，根据三段式可知：
平衡时H2S和H2的分压相等，则二者的物质的量相等，即1－x＝x，解得x＝0.5，所以H2S的平衡转化率为×100%＝50%，所以平衡常数Kp＝＝≈4.76 kPa。(4)①由于正反应是体积增大的可逆反应，n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，相当于降低压强，平衡向正反应方向移动，因此H2S平衡转化率越高。
②n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率越高，所以n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应的曲线是d；根据图像可知n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9反应进行到0.1 s时H2S转化率为24.0%。假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 mol和9 mol，则根据三段式可知：
此时H2S的压强为×100 kPa≈7.51 kPa，H2S的起始压强为10 kPa，所以H2S分压的平均变化率为＝24.9 kPa·s－1。
3.(2021·全国甲卷)二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。回答下列问题：
(1)二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为：
CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)
该反应一般认为通过如下步骤来实现：
①CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH1＝＋41 kJ·mol－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH2＝－90 kJ·mol－1
总反应的ΔH＝________ kJ·mol－1；若反应①为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是________(填标号)，判断的理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)合成总反应在起始物n(H2)/n(CO2)＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①用各物质的平衡分压表示总反应的平衡常数，表达式Kp＝_________________________________________________________________；
②图中对应等压过程的曲线是________，判断的理由是_________________________________________________________________；
③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________，反应条件可能为________或________。
答案 (1)－49 A ΔH1为正值，ΔH2和ΔH为负值，反应①活化能大于反应②的
(2)① ②b 总反应ΔH<0，升高温度时平衡向逆反应方向移动，甲醇的物质的量分数变小
③33.3% 5×105 Pa，210 ℃ 9×105 Pa，250 ℃
解析 (1)由盖斯定律可知，反应①＋反应②得总反应方程式，则总反应的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41 kJ·mol－1＋(－90 kJ·mol－1)＝－49 kJ·mol－1。该总反应是放热反应，生成物的总能量比反应物的总能量低，B、D错误；反应①为慢反应，是总反应的决速步骤，则反应①的活化能比反应②的大，A正确，C错误。(2)①根据H2和CO2合成甲醇的总反应化学方程式可知，压强平衡常数表达式Kp＝。②H2和CO2合成甲醇的总反应为放热反应，则升高温度，平衡向逆反应方向移动，即混合气体中的甲醇蒸气含量减小，故曲线b为5×105 Pa时等压过程的曲线，而曲线a为250 ℃时等温过程的曲线。③根据＝3，设初始时H2的物质的量为3 mol，CO2的物质的量为1 mol，参加反应的CO2的物质的量为a mol，用“三段式”计算：
则x(CH3OH)＝＝0.10，解得a＝，故CO2的平衡转化率为×100%≈33.3%。对照题图中的x(CH3OH)＝0.10可知，反应条件是9×105 Pa、250 ℃或5×105 Pa、210 ℃。
4.(2021·全国乙卷)一氯化碘(ICl)是一种卤素互化物，具有强氧化性，可与金属直接反应，也可用作有机合成中的碘化剂。回答下列问题：
(1)历史上海藻提碘中得到一种红棕色液体，由于性质相似，Liebig误认为是ICl，从而错过了一种新元素的发现，该元素是________________。
(2)氯铂酸钡(BaPtCl6)固体加热时部分分解为BaCl2、Pt和Cl2，376.8 ℃时平衡常数Kp′＝1.0×104 Pa2。在一硬质玻璃烧瓶中加入过量BaPtCl6，抽真空后，通过一支管通入碘蒸气(然后将支管封闭)。在376.8 ℃，碘蒸气初始压强为20.0 kPa。376.8 ℃平衡时，测得烧瓶中压强为32.5 kPa，则pICl＝________________ kPa，反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝________(列出计算式即可)。
(3)McMorris测定和计算了在136～180 ℃范围内下列反应的平衡常数Kp：
2NO(g)＋2ICl(g)??2NOCl(g)＋I2(g) Kp1
2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g) Kp2
得到lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，如下图所示：
①由图可知，NOCl分解为NO和Cl2反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)。
②反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)的K＝________(用Kp1、Kp2表示)；该反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)，写出推理过程：_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(4)Kistiakowsky曾研究了NOCl光化学分解反应，在一定频率(ν)光的照射下机理为：
NOCl＋hν―→NOCl*
NOCl＋NOCl*―→2NO＋Cl2
其中hν表示一个光子能量，NOCl*表示NOCl的激发态。可知，分解1 mol的NOCl需要吸收________ mol的光子。
答案 (1)溴(或Br) (2)24.8
(3)①大于 ②Kp1·Kp2 大于
lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，根据对数的运算法则可知，lg(Kp1·Kp2)＝lg Kp1＋lg Kp2，取两条线段的首位两个点的数据，可知在最左侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－3.9，在最右侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－4.1，温度降低时，Kp1·Kp2会减小，所以反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)为吸热反应，ΔH>0 (4)0.5
解析 (1)高中阶段常见的红棕色物质有液溴、Fe2O3、NO2(g)，故此处所获得的红棕色液体为液溴，所含元素为溴元素。(2)由题给信息可知，氯铂酸钡固体加热时分解的化学方程式为BaPtCl6??BaCl2＋2Cl2↑＋Pt，该反应的Kp′＝p2(Cl2)＝1.0×104 Pa2，所以平衡时p(Cl2)＝0.1 kPa。根据方程式2ICl(g)??I2(g)＋Cl2(g)，设达到平衡时，碘蒸气减小的压强为p kPa，根据平衡时的总压强为32.5 kPa，有32.5 kPa＝(2p＋20.0－p＋0.1) kPa，解得p＝12.4，则平衡时p(I2)＝20.0 kPa－12.4 kPa＝7.6 kPa，p(ICl)＝2×12.4 kPa＝24.8 kPa，故反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝＝。(3)①纵坐标为lg Kp1、lg Kp2，横坐标为×103。由题图可知，lg Kp2随着的增大逐渐减小，即Kp2随着温度的降低逐渐减小，说明对于反应2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g)，降低温度，平衡逆向移动，则ΔH大于0。②2NO(g)＋2ICl(g)??2NOCl(g)＋I2(g) Kp1(ⅰ)2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g) Kp2(ⅱ)，根据盖斯定律，由(ⅰ)＋(ⅱ)可得2ICl(g)??I2(g)＋Cl2(g) K＝Kp1·Kp2。lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，根据对数的运算法则可知，lg(Kp1·Kp2)＝lg Kp1＋lg Kp2，取两条线段的首位两个点的数据，可知在最左侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－3.9，在最右侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－4.1，温度降低时，Kp1·Kp2会减小，所以反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)为吸热反应，ΔH>0。(4)由题目给出的反应机理可知，反应总方程式为2NOCl＋hν―→2NO＋Cl2，故分解1 mol NOCl需要0.5 mol的光子。
考情预测：预计在2023年的高考中，化学反应原理的综合仍会以与生产生活实际联系紧密的创新题材为载体，考查学生盖斯定律的运用，化学反应速率和平衡的影响因素，通过图像等信息获取解题数据，完成化学平衡常数K、Kp、Kx以及转化率的计算等重要知识点，另外速率常数的理解与应用也是近几年高考考查的重点内容之一，应给予关注。
智能点 一 盖斯定律的两大热点应用——计算和书写
1.计算反应热
[示例1] (1)(2020·全国卷Ⅱ)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1，相关物质的燃烧热数据如表所示：
物质 C2H6(g) C2H4(g) H2(g)
燃烧热ΔH/ (kJ·mol－1) －1 560 －1 411 －286
ΔH1＝________ kJ·mol－1。
(2)已知键能数据如下：
化学键 H—H C===O C≡O H—O C—H
E/(kJ·mol－1) 436 799 1 076 465 413
CH4(g)＋H2O(l)===3H2(g)＋CO(g)的ΔH2＝________ kJ·mol－1。
?思维流程
答案 ＋137 ＋198
[微练1] (2021·江苏卷)CH4与CO2重整的主要反应的热化学方程式为
反应Ⅰ：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝246.5 kJ·mol－1
反应Ⅱ：H2(g)＋CO2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH＝41.2 kJ·mol－1
反应Ⅲ：2CO(g)===CO2(g)＋C(s) ΔH＝－172.5 kJ·mol－1
在CH4与CO2重整体系中通入适量H2O(g)，可减少C(s)的生成，反应3CH4(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)===4CO(g)＋8H2(g)的ΔH＝________。
答案 657.1 kJ·mol－1
2.书写热化学方程式
[示例2] 由合成气(组成为H2、CO和少量CO2)直接制备二甲醚，其中的主要过程包括以下四个反应：
甲醇合成反应：
(ⅰ)CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH1＝－90.1 kJ·mol－1
(ⅱ)CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH2＝－49.0 kJ·mol－1
水煤气变换反应：
(ⅲ)CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH3＝－41.1 kJ·mol－1
二甲醚合成反应：
(ⅳ)2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)
ΔH4＝－24.5 kJ·mol－1
则由H2和CO直接制备二甲醚(另一产物为水蒸气)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
?思维流程
答案 2CO(g)＋4H2(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH＝－204.7 kJ·mol－1
[微练2] (2021·河北卷)大气中的二氧化碳主要来自煤、石油及其他含碳化合物的燃烧。已知25 ℃时，相关物质的燃烧热数据如下表：
物质 H2(g) C(石墨，s) C6H6(l)
燃烧热 ΔH(kJ·mol－1) －285.8 －393.5 －3 267.5
则25 ℃时H2(g)和C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·mol－1
解析 由题给燃烧热数据可得，①H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH1＝－285.8 kJ·mol－1，②C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1，③C6H6(l)＋O2(g)===6CO2(g)＋3H2O(l) ΔH3＝－3 267.5 kJ·mol－1，根据盖斯定律，目标方程式可由3×①＋6×②－③得到，其ΔH＝(－285.8 kJ·mol－1)×3＋(－393.5 kJ·mol－1)×6－(－3 267.5 kJ·mol－1)＝＋49.1 kJ·mol－1，故H2(g)与C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·mol－1。
?微题型建模
智能点 二 两大热点计算——化学反应速率常数和化学平衡常数
1.化学反应速率常数
[要点回顾] 速率方程
(1)含义：一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其计量数为指数的幂的乘积成正比。
(2)表达式
反应：aA(g)＋bB(g)??gG(g)＋hH(g)
表达式：v正＝k正ca(A)·cb(B)(其中k正为正反应的速率常数)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)(其中k逆为逆反应的速率常数)。
[示例3] (2021·海南卷)溶于水的CO2只有部分转化为H2CO3(aq)，大部分以水合CO2的形式存在，水合CO2可用CO2(aq)表示。已知25 ℃时，H2CO3(aq)??CO2(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝600，正反应的速率可表示为v(H2CO3)＝k1·c(H2CO3)，逆反应的速率可表示为v(CO2)＝k2·c(CO2)，则k2________(用含k1的代数式表示)。
答案
解析 当反应达到平衡时，正反应速率等于逆反应速率，则由v(H2CO3)＝v(CO2)可得：k1c(H2CO3)＝k2c(CO2)，＝＝K＝600，解得k2＝。
?归纳总结
速率常数与化学平衡常数之间的关系
推导 一定温度下，可逆反应：aA(g)＋bB(g)??gG(g)＋hH(g)，达到平衡状态时，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)，因平衡时v正＝v逆，则k正·ca(A)·cb(B)＝k逆·cg(G)·ch(H)
关系 ＝＝K
[微练3] (2022·潍坊一模)研究HI的分解与合成对提高反应2CH3I(g)??C2H4(g)＋2HI(g)中CH3I(g)的平衡转化率有重要意义。T ℃，将a mol I2(g)和a mol H2(g)置于已抽成真空的特制1 L密闭容器中，40 min时体系达到平衡，体系中存在如下反应关系：
Ⅰ.I2(g)??2I(g) Kp1＝2.304
Ⅱ.H2(g)＋I2(g)??2HI(g) Kp2
Ⅲ.HI(g)??H(g)＋I(g) Kp3＝8.0×10－6
Ⅳ.H2(g)??2H(g) Kp4＝1.0×10－9
①则Kp2＝________。
②实验测得平衡体系总压强为5.0×107 Pa，HI的分压为3.6×107 Pa，H2的分压为7.2×106 Pa，已知该反应的正反应速率为v正＝k正·x(H2)·x(I2)，逆反应速率为v逆＝k逆·x2(HI)，其中k正、k逆为速率常数，x为物质的量分数，若k正＝b min－1，在t＝40 min时，v正＝________ min－1(用含b的代数式表示)。
答案 ①36 ②1.44×10－2b
解析 ①由盖斯定律可知，Ⅱ＝Ⅰ＋Ⅳ－2Ⅲ，故Kp2＝＝＝36。
②因为压强之比等于物质的量之比，40 min达到平衡时，Kp＝，即36＝，故p(I2)＝5×106 Pa，故v正＝k正·x(H2)·x(I2)＝b×× min－1＝1.44×10－2b min－1。
2.化学平衡常数
[要点回顾] Kp含义及表达式
(1)含义
有气体参与的反应，在化学平衡体系中，各气体物质的分压替代平衡浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。
(2)表达式
对于一般可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时其压强平衡常数Kp可表示为Kp＝
其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)表示反应物和生成物的分压，用平衡分压可以这样计算：
分压＝总压×物质的量分数。
p(总)＝p(A)＋p(B)＋p(C)＋p(D)；
＝＝。
[示例4] (2021·广东卷)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应：
a)CH4(g)＋CO2(g)??2CO(g)＋2H2(g) ΔH1
b)CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g) ΔH2
c)CH4(g)??C(s)＋2H2(g) ΔH3
d)2CO(g)??CO2(g)＋C(s) ΔH4
e)CO(g)＋H2(g)??H2O(g)＋C(s) ΔH5
设K为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0＝100 kPa)。反应a、c、e的ln K随(温度的倒数)的变化如图所示。
①反应a、c、e中，属于吸热反应的有________(填字母)。
②反应c的相对压力平衡常数表达式为K＝________。
③在图中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)＝1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程：_____________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ①ac ②
③由题图中A点对应温度下反应c的ln K＝0，即K＝＝1，p(CH4)＝＝＝16 kPa，p初始(CH4)＝100 kPa×＝50 kPa，CH4的平衡转化率为×100%＝68%
解析 ①由题图可知，反应a、c的K随T升高而增大，故a、c均为吸热反应。反应e的K随T升高而减小，故e为放热反应。②由于C(s)是固体，因此反应c的相对压力平衡常数表达式为K＝＝。③由题图可知，A点对应温度下反应c的lnK＝0，即K＝＝1，p(CH4)＝＝＝16 kPa，根据反应条件，可知二氧化碳与甲烷物质的量之比等于压强之比，则p初始(CH4)＝×100 kPa＝50 kPa，则CH4的平衡转化率为×100%＝68%。
?思维流程
1.根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
2.计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
3.根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
4.根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
[微练4] (2022·河北九师联盟质检)C3H8制备C3H6(丙烯)的两种反应如下：
(Ⅰ)直接脱氢：C3H8(g)??C3H6(g)＋H2(g) Kp(Ⅰ)
(Ⅱ)氧化脱氢：C3H8(g)＋CO2(g)??C3H6(g)＋CO(g)＋H2O(g) Kp(Ⅱ)
恒压条件下，反应(Ⅰ)、反应(Ⅱ)[起始＝1]分别发生反应达到平衡时，C3H8的平衡转化率随温度(K)变化的曲线如图所示。
①反应(Ⅱ)的ΔH________0(填“>”“＝”或“＜”)。
②若恒温时，压强增大，则的值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
③若初始压强为p，计算N点处，该温度下的Kp(Ⅰ)＝________，其中Kp是以分压(分压＝总压×物质的量分数)表示的平衡常数。
答案 ①1> ②不变 ③p
解析 ①由图可知随着温度升高，C3H8的转化率升高故该反应为吸热反应，即ΔH>0；②平衡常数只与温度有关，温度不变，常数不变，故不变；③设起始加入的二氧化碳和丙烷的物质的量为x mol，由图可知N点C3H8的平衡转化率为50%，N点对应反应Ⅰ，可得平衡时C3H8、C3H6、H2的物质的量均为0.5x mol，C3H8、C3H6、H2的物质的量分数均为，则平衡常数Kp(Ⅰ)＝＝＝p。
智能点三 读懂图像——精准判断速率、平衡对实际生产的调控作用
[示例5] (2020·天津卷)恒压下，CO2和H2的起始物质的量比为1∶3时，发生反应CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＜0，该反应在无分子筛膜时甲醇的平衡产率和有分子筛膜时甲醇的产率随温度的变化如图所示，其中分子筛膜能选择性分离出H2O。
①甲醇平衡产率随温度升高而降低的原因为_________________________________________________________________。
②P点甲醇产率高于T点的原因为_________________________________
_________________________________________________________________。
③根据上图，在此条件下采用该分子筛膜时的最佳反应温度为________ ℃。
?思维流程
思维流程 第一问 第二问
叙反应特点 该反应为放热反应 反应体系全为气体
说条件变化 升高温度 不断分离出H2O，生成物浓度减小
定移动方向 平衡逆向移动 平衡正向移动
得影响结论 甲醇平衡产率降低 P点甲醇产率高于T点
答案 ①该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动(或平衡常数减小) ②分子筛膜从反应体系中不断分离出H2O，有利于反应正向进行，甲醇产率升高 ③210
[微练5] (2021·湖南卷)氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运。某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将0.1 mol NH3通入3 L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200 kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
①若保持容器容积不变，t1时反应达到平衡，用H2的浓度变化表示0～t1时间内的反应速率v(H2)＝________ mol·L－1·min－1(用含t1的代数式表示)；
②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后N2分压变化趋势的曲线是________(用图中a、b、c、d表示)，理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ① ②b 容积迅速缩小至原来的一半时，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小
[微练6] (2022·湘豫名校联考)乙烯的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的重要标志之一。羟基氮化硼可高效催化乙烷氧化脱氢制乙烯。
主反应：2C2H6(g)＋O2(g)??2C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－211.6 kJ·mol－1；
副反应：C2H4(g)===C2H2(g)＋H2(g) ΔH2＝＋174.3 kJ·mol－1。
工业上催化氧化制乙烯时，通常在乙烷和氧气的混合气体中掺入惰性气体，即将一定比例的C2H6、O2和N2混合气体以一定的流速通过两种不同的催化剂进行反应，相同时间内测得乙烯的产率如图所示。
(1)a点________(填“是”或“不是”)对应温度下乙烯的平衡产率，并说明理由_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)温度较低时乙烯的产率随温度变化不大的主要原因是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)不是 催化剂不能改变化学平衡，根据曲线Ⅱ可知，a点对应的温度下乙烯的平衡产率应该更高 (2)温度较低时，催化剂的活性低，反应速率较慢，产率较低
【微题型建模】 化学平衡图像分析
【题型建模】
[典例] (2021·山东卷)2－甲氧基－2－甲基丁烷(TAME)常用作汽油原添加剂。在催化剂作用下，可通过甲醇与烯烃的液相反应制得，体系中同时存在如图反应：
反应Ⅰ： ΔH1
反应Ⅱ： ΔH2
反应Ⅲ： ΔH3
回答下列问题：
(1)反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ以物质的量分数表示的平衡常数Kx与温度T变化关系如图所示。的数值范围是____________(填标号)。
A.<－1 B.－1～0
C.0～1 D.>1
(2)为研究上述反应体系的平衡关系，向某反应容器中加入1.0 mol TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则平衡体系中B的物质的量为____________ mol，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝____________。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)平衡时，A与CH3OH物质的量浓度之比c(A)∶c(CH3OH)＝____________。
(3)为研究反应体系的动力学行为，向盛有四氢呋喃的另一容器中加入一定量A、B和CH3OH。控制温度为353 K，A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化如图所示。代表B的变化曲线为________(填“X”或“Y”)；t＝100 s时，反应Ⅲ的正反应速率v正________逆反应速率v逆(填“＞”“＜”或“＝”)。
答案 (1)D (2)0.9α
逆向移动 1∶10
(3)X ＜
解析 (1)由平衡常数Kx与温度T变化关系曲线可知，反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数的自然对数随温度升高(要注意横坐标为温度的倒数)而减小，说明3个反应均为放热反应，即ΔH1＜0、ΔH2＜0、ΔH3＜0，由盖斯定律可知，Ⅰ－Ⅱ＝Ⅲ，则ΔH1－ΔH2＝ΔH3＜0，因此ΔH1＜ΔH2，由于放热反应的ΔH越小，其绝对值越大，则的数值范围是大于1，选D。
(2)向某反应容器中加入1.0 mol TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α，则平衡时n(TAME)＝(1－α) mol，n(A)＋n(B)＝n(CH3OH)＝α mol。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则＝9.0，将该式代入上式可以求出平衡体系中B的物质的量为0.9α mol，n(A)＝0.1α mol，容器中气体总物质的量为TAME＋A＋B＋CH3OH＝1－α＋α＋α＝1＋α mol ，A的物质的量分数，CH3OH的物质的量分数，TAME的物质的量分数，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝＝。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将向着分子数增大的方向移动，即逆向移动。平衡时，TAME的转化率变大，但是平衡常数不变，A与CH3OH物质的量浓度之比不变，c(A)∶c(CH3OH)＝0.1α∶α＝1∶10。
(3)温度为353 K，反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，＝9.0。由A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化曲线可知，X代表的平衡浓度高于Y，则代表B的变化曲线为X；由曲线的变化趋势可知，100 s 以后各组分的浓度仍在变化，t＝100 s时＝≈10.2＞9，因此，反应Ⅲ正在向逆反应方向移动，故其正反应速率v正小于逆反应速率v逆。
?解题模型
【分点突破】
微题型1 速率、平衡综合题
[精练1] (2022·辽宁卷)工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，目前已有三位科学家因其获得诺贝尔奖，其反应为：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 ΔS＝－200 J·K－1·mol－1
回答下列问题：
(1)合成氨反应在常温下________(填“能”或“不能”)自发。
(2)________温(填“高”或“低”，下同)有利于提高反应速率，________温有利于提高平衡转化率，综合考虑催化剂(铁触媒)活性等因素，工业常采用400～500 ℃。
针对反应速率与平衡产率的矛盾，我国科学家提出了两种解决方案。
(3)方案二：M－LiH复合催化剂。
下列说法正确的是________。
a.300 ℃时，复合催化剂比单一催化剂效率更高
b.同温同压下，复合催化剂有利于提高氨的平衡产率
c.温度越高，复合催化剂活性一定越高
(4)某合成氨速率方程为：v＝kcα(N2)cβ(H2)·cγ(NH3)，根据表中数据，γ＝________。
实验
1 m n p q
2 2m n p 2q
3 m n 0.1p 10q
4 m 2n p 2.828q
在合成氨过程中，需要不断分离出氨的原因为________。
a.有利于平衡正向移动
b.防止催化剂中毒
c.提高正反应速率
答案 (1)能 (2)高 低 (3)a (4) －1 a
解析 (1)对于合成氨反应，常温下，ΔG＝ΔH－TΔS＝－92.4 kJ·mol－1－298 K×(－0.2 kJ·K－1·mol－1)＝－32.8 kJ·mol－1<0，故合成氨反应在常温下能自发进行；(2)其他条件一定时，升高温度，可以提供更高的能量，使活化分子百分数增大，反应速率加快；合成氨反应是放热反应，要提高平衡转化率，即使反应平衡正向移动，应降低温度；(3)由题图可知，300 ℃时，复合催化剂催化时合成氨反应的反应速率比单一催化剂催化时大很多，说明300 ℃时复合催化剂比单一催化剂效率更高，a正确；同温同压下，复合催化剂能提高反应速率，但不能使平衡发生移动，故不能提高氨的平衡产率，b错误；温度过高，复合催化剂可能会失去活性，催化效率反而降低，c错误；故选a；(4)将实验1、3中数据分别代入合成氨的速率方程可得：①q＝k·mα·nβ·pγ，③10q＝k·mα·nβ·(0.1p)γ，可得γ＝－1。合成氨过程中，不断分离出氨，即降低体系中c(NH3)，生成物浓度下降，平衡向正反应方向移动，但不会提高正反应速率，a正确，c错误；反应主产物即氨不能使催化剂中毒，b错误。
微题型2 速率、平衡——能量变化综合题
[精练2] (2022·浙江6月选考)主要成分为H2S的工业废气的回收利用有重要意义。
(1)回收单质硫。将三分之一的H2S燃烧，产生的SO2与其余H2S混合后反应：
2H2S(g)＋SO2(g)??S8(s)＋2H2O(g)。在某温度下达到平衡，测得密闭系统中各组分浓度分别为c(H2S)＝2.0×10－5mol·L－1、c(SO2)＝5.0×10－5 mol·L－1、c(H2O)＝4.0×10－3 mol·L－1，计算该温度下的平衡常数K＝__________。
(2)热解H2S制H2。根据文献，将H2S和CH4的混合气体导入石英管反应器热解(一边进料，另一边出料)，发生如下反应：
Ⅰ.2H2S(g)??2H2(g)＋S2(g) ΔH1＝170 kJ·mol－1
Ⅱ.CH4(g)＋S2(g)??CS2(g)＋2H2(g) ΔH2＝64 kJ·mol－1
总反应：
Ⅲ.2H2S(g)＋CH4(g)??CS2(g)＋4H2(g)
投料按体积之比V(H2S)∶V(CH4)＝2∶1，并用N2稀释；常压，不同温度下反应相同时间后，测得H2和CS2体积分数如下表：
温度/℃ 950 1 000 1 050 1 100 1 150
H2/V(%) 0.5 1.5 3.6 5.5 8.5
CS2/V(%) 0.0 0.0 0.1 0.4 1.8
请回答：
①反应Ⅲ能自发进行的条件是_________________________________。
②下列说法正确的是______。
A.其他条件不变时，用Ar替代N2作稀释气体，对实验结果几乎无影响
B.其他条件不变时，温度越高，H2S的转化率越高
C.由实验数据推出H2S中的S—H键强于CH4中的C—H键
D.恒温恒压下，增加N2的体积分数，H2的浓度升高
③在1 000 ℃，常压下，保持通入的H2S体积分数不变，提高投料比[V(H2S)∶V(CH4)]，H2S的转化率不变，原因是________________________
_________________________________________________________________。
④在950 ℃～1 150 ℃范围内(其他条件不变)，S2(g)的体积分数随温度升高发生变化，写出该变化规律并分析原因_________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)8×108 L·mol－1 (2)①高温 ②AB ③1 000 ℃时CH4不参与反应，相同分压的H2S经历相同的时间转化率相同 ④先升后降；在低温段，以反应Ⅰ为主，随温度升高，S2(g)的体积分数增大；在高温段，随温度升高，反应Ⅱ消耗S2的速率大于反应Ⅰ生成S2的速率，S2(g)的体积分数减小
解析 (1)根据方程式可知该温度下平衡常数K＝＝ L·mol－1＝8×108 L·mol－1；(2)①根据盖斯定律可知Ⅰ＋Ⅱ即得到反应Ⅲ的ΔH＝234 kJ·mol－1，这说明反应Ⅲ是吸热的体积增大(即ΔS＞0)的反应，根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0可自发进行可知反应Ⅲ自发进行的条件是高温；②Ar是稀有气体，与体系中物质不反应，所以其他条件不变时，用Ar替代N2作稀释气体，对实验结果几乎无影响，A正确；正反应吸热，升高温度平衡正向进行，温度越高，H2S的转化率越高，B正确；根据表中数据无法得出H2S中S—H键和CH4中C—H键的相对强弱，事实上C—H键的键能大于S—H键键能，C错误；恒温恒压下，增加N2的体积分数，相当于减压，平衡正向进行，H2的物质的量增加，故容器容积增加，H2浓度减小，D错误；③根据表中数据可知1 000 ℃时CH4不参与反应，相同分压的H2S经历相同的时间转化率相同，所以在1 000 ℃常压下，保持通入的H2S体积分数不变，提高投料比时H2S的转化率不变；④由于在低温段，以反应Ⅰ为主，随温度升高，S2(g)的体积分数增大；在高温段，随温度升高，反应Ⅱ消耗S2的速率大于反应Ⅰ生成S2的速率，S2(g)的体积分数减小，因此变化规律是先升后降。
[精练3] (2022·山东卷)利用γ－丁内酯(BL)制备1，4－丁二醇(BD)，反应过程中伴有生成四氢呋喃(THF)和1－丁醇(BuOH)的副反应，涉及反应如下：
已知：①反应Ⅰ为快速平衡，可认为不受慢反应Ⅱ、Ⅲ的影响；②因反应Ⅰ在高压H2氛围下进行，故H2压强近似等于总压。回答下列问题：
(1)以5.0×10－3 mol BL或BD为初始原料，在493 K、3.0×103 kPa的高压H2氛围下，分别在恒压容器中进行反应。达平衡时，以BL为原料，体系向环境放热X kJ；以BD为原料，体系从环境吸热Y kJ。忽略副反应热效应，反应Ⅰ焓变ΔH(493 K，3.0×103 kPa)＝________ kJ·mol－1。
(2)初始条件同上。xi表示某物种i的物质的量与除H2外其它各物种总物质的量之比，xBL和xBD随时间t变化关系如图甲所示。实验测得X(3)(xBD/xBL)max为达平衡时xBD与xBL的比值。(493 K，2.5×103 kPa)、(493 K，3.5×103 kPa)、(513 K，2.5×103 kPa)三种条件下，以5.0×10－3 mol BL为初始原料，在相同体积的刚性容器中发生反应，随时间t变化关系如图乙所示。因反应在高压H2氛围下进行，可忽略压强对反应速率的影响。曲线a、b、c中，(xBD/xBL)max最大的是________(填代号)；与曲线b相比，曲线c达到＝1.0所需时间更长，原因是________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)－200(X＋Y) (2)a或c
8.3×10－8 0.08 39%
(3)c 由于b和c代表的温度相同，而压强对反应速率的影响可忽略，压强增大反应Ⅱ、Ⅲ均是逆向移动，(xBD/xBL)max增大，故＝1.0所需时间更长
解析 (1)依题意，结合已知信息，可推定在同温同压下，以同物质的量的BL或BD为初始原料，达到平衡时的状态相同，两个平衡完全等效。则以5.0×10－3 mol的BL为原料，达到平衡时放出X kJ热量与同物质的量的BD为原料达到平衡时吸收Y kJ热量的能量二者能量差值为(X＋Y)kJ，则1 mol时二者能量差值为200(X＋Y) kJ，反应Ⅰ为放热反应，因此焓变ΔH＝－200(X＋Y) kJ·mol－1。(2)实验测定X[精练4] (2022·包头期末)减少氮的氧化物和碳的氧化物在大气中的排放是环境保护的重要内容之一，合理应用和处理碳、氮及其化合物，在生产生活中有重要意义。
(1)对温室气体 CO2的研究一直是科技界关注的重点。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。
已知：①H2和CH4的燃烧热分别为285.5 kJ/mol和890.0 kJ/mol。
②H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ/mol
试写出H2还原CO2生成CH4和H2O(g)的热化学方程式_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)汽车尾气是雾霾形成的原因之一，研究氮氧化物的处理方法可有效减少雾霾的形成。
①可采用氧化还原法脱硝：4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)??4N2(g)＋6H2O(g) ΔH＜0
a.根据如图所示判断提高脱硝效率的最佳条件是_________________________________________________________________；
氨氮比一定时，在400 ℃时，脱硝效率最大，其可能的原因是_________________________________________________________________。
b.如图为平衡时N2的体积分数与温度、压强的关系，若在D点对反应容器升温的同时压缩体积使体系压强增大，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的________点。
②用活性炭还原法可以处理氮氧化物，某研究小组向某密闭容器加入一定量的活性炭和NO，发生反应：C(s)＋2NO(g)??N2(g)＋CO2(g) ΔH＞0在T ℃时，反应进行到不同时间测得各物质的量浓度如下：
时间/min 0 10 20 30 40 50
c(NO)/mol·L－1 1.0 0.58 0.40 0.40 0.48 0.48
c(N2)/mol·L－1 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36
c(CO2)/mol·L－1 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36
30 min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是__________(填字母)。
A.通入一定量的CO2
B.加入合适的催化剂
C.适当缩小容器的体积
D.通入一定量的NO
E.加入一定量的活性炭
F.适当升高温度
(3)CO2在Cu－ZnO催化下，可同时发生如下的反应Ⅰ、Ⅱ，可作为解决温室效应及能源短缺的重要手段。
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－57.8 kJ/mol
Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ/mol
在Cu－ZnO存在的条件下，保持温度T不变，在一刚性密闭容器中，充入一定量的
CO2及H2，起始及达平衡时，容器内各气体物质的量如下表：
CO2 H2 CH3OH CO H2O(g) 总压/kPa
起始/mol 5.0 7.0 0 0 0 p0
平衡/mol n1 n2 p
若反应Ⅰ、Ⅱ均达平衡时，p0＝1.2p，则表中n1＝________，此时n2＝2，则反应Ⅰ的平衡常数Kp＝________(已知：气体各组分的分压p(B)，等于总压乘以其体积分数，用含总压p的式子表示)。
答案 (1)4H2(g)＋CO2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－164 kJ/mol
(2)①400 ℃，氨氮物质的量之比是1 400 ℃时，催化剂活性最好，催化效率高，同时温度较高，反应速率较快 G ②CD
(3)1.0
解析 (1)H2 和 CH4 的燃烧热分别为
285.5 kJ/mol 和 890.0 kJ/mol，则有①H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.5 kJ·mol－1；②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.0 kJ·mol－1；又已知③H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ/mol，根据盖斯定律反应①×4－②＋③×2即可得H2还原CO2生成CH4和H2O(g)的热化学方程式4H2(g)＋CO2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－285.5×4＋890.0＋44×2) kJ/mol＝－164 kJ/mol。(2)①a.据图可知400 ℃，氨氮物质的量之比是1时，脱硝效率最高；400 ℃时，催化剂活性最好，催化效率高，同时温度较高，反应速率较快，所以脱硝效率最大。b.根据氧化还原法脱硝反应方程式：4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)??4N2(g)＋6H2O(g) ΔH＜0可知，若在D点对反应容器升温平衡逆向移动，平衡时N2的体积分数减小；同时压缩体积使体系压强增大，平衡也向逆向移动，平衡时N2的体积分数减小，所以最终D点会转移到G点。②A.通入一定量的CO2，平衡逆向移动，平衡后N2浓度减小，故不选A；B.加入合适的催化剂，平衡不移动，各物质浓度不变，故不选B；C.适当缩小容器的体积，各物质浓度均同种程度增大，故选C；D.通入一定量的NO，相当于加压，各物质浓度均同种程度增大，故选D；E.加入一定量的活性炭，加入固体，平衡不移动，气体浓度不变，故不选E；F.正反应吸热，适当升高温度，平衡正向移动，NO浓度降低，故不选F。(3)反应前气体的物质的量是12 mol，压强为p0＝1.2p，反应后气体压强变为p，则反应后气体的物质的量是12×＝10 mol，设生成甲醇的物质的量是n1，
所以n1＝1 mol；则该反应生成水1 mol，消耗CO2 1 mol、消耗H2 3 mol，此时n2＝2，则CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)反应生成1 mol H2O，消耗1 mol CO2、消耗1 mol H2，所以容器中CO2、H2的物质的量分别是3 mol、3 mol；反应Ⅰ的平衡常数Kp＝＝。
微题型3 速率、平衡——电化学综合题
[精练5] (2022·湖南卷)2021年我国制氢量位居世界第一，煤的气化是一种重要的制氢途径。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g)
ΔH1＝＋131.4 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g) ΔH2＝－41.1 kJ·mol－1
①下列说法正确的是__________。
A.平衡时向容器中充入惰性气体，反应Ⅰ的平衡逆向移动
B.混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
C.平衡时H2的体积分数可能大于
D.将炭块粉碎，可加快反应速率
②反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系__________(填“吸收”或“放出”)热量__________kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝__________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(2)一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下：
①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝__________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
②再生塔中产生CO2的离子方程式为_________________________________
_________________________________________________________________。
③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极反应式为_________________________________________________________________。
答案 (1)①BD ②吸收 31.2 0.02 MPa
(2)①10 ②2HCOCO2↑＋CO＋H2O
③2CO2＋12e－＋12H＋===C2H4＋4H2O、AgCl＋e－===Ag＋Cl－
解析 (1)①在恒温恒容条件下，平衡时向容器中充入惰性气体不能改变反应物的浓度，因此反应Ⅰ的平衡不移动，A说法不正确；在反应中有固体C转化为气体，气体的质量增加，而容器的体积不变，因此气体的密度在反应过程中不断增大，当混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，B说法正确；若C(s)和H2O(g)完全反应全部转化为CO2(g)和H2(g)，由C(s)＋2H2O(g)===CO2(g)＋2H2(g)可知，H2的体积分数的极值为，由于可逆反应有一定的限度，反应物不可能全部转化为生成物，因此，平衡时H2的体积分数不可能大于，C说法不正确；将炭块粉碎可以增大其与H2O(g)的接触面积，因此可加快反应速率，D说法正确。②反应达到平衡时，H2O(g)的转化率为50%，则水的变化量为0.5 mol，水的平衡量也是0.5 mol，由于CO的物质的量为0.1 mol，CO和CO2中的O均来自于H2O中，则根据O原子守恒可知CO2的物质的量为0.2 mol，生成0.2 mol CO2时消耗了0.2 mol CO，故在反应Ⅰ实际生成了0.3 mol CO。根据相关反应的热化学方程式可知，整个体系的热量变化为＋131.4 kJ·mol－1×0.3 mol－41.1 kJ·mol－1×0.2 mol＝39.42 kJ－8.22 kJ＝31.2 kJ；由H原子守恒可知，平衡时H2的物质的量为0.5 mol，CO的物质的量为0.1 mol，CO2的物质的量为0.2 mol，水的物质的量为0.5 mol，则平衡时气体的总物质的量为0.5 mol＋0.1 mol＋0.2 mol＋0.5 mol＝1.3 mol，在同温同体积条件下，气体的总压之比等于气体的总物质的量之比，则平衡体系的总压为0.2 MPa×1.3＝0.26 MPa，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝×p总＝×0.26 MPa≈0.02 MPa。(2)①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝可知，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。
②再生塔中KHCO3受热分解生成K2CO3、H2O和CO2，该反应的离子方程式为2HCOCO2↑＋CO＋H2O。③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极上发生还原反应，阳极上水放电生成氧气和H＋，H＋通过质子交换膜迁移到阴极区参与反应生成乙烯，铂电极和AgCl/Ag电极均为阴极，在电解过程中AgCl可以转化为Ag，则阴极的电极反应式为2CO2＋12e－＋12H＋===C2H4＋4H2O、AgCl＋e－===Ag＋Cl－。
微题型4 速率、平衡——电解质溶液综合题
[精练6] (2022·安徽十八校联盟模拟)碳的氧化物在金属冶炼、有机合成中有着广泛的应用。回答下列问题：
(1)向某密闭实验炉中加入足量Fe2O3(s)、适量的CO(g)，控制适当条件使其反应得到Fe(s)、CO2 (g)，实验表明，无论如何调控反应条件及反应时间，最终混合气体中总会含有一定量的CO(设体积分数为a%)，最可能的原因是_________________________________________________________________。
若维持温度不变，再向该容器中充入一定量的CO，经过充分反应，体系中CO的体积分数________a%(填“>”、“＜”或“＝”)。
(2)在催化剂存在下，反应开始时，向密闭容器中加入6 mol H2、2 mol CO2，发生反应：6H2(g)＋2CO2(g)??CH2===CH2 (g)＋4H2O(g) ΔH。在恒压(4 MPa)下测得CO2的平衡转化率、催化剂催化效率与温度的关系如下图所示。
①该反应的ΔH________0。(填“>”、“＜”或“＝”)，转化中应将温度控制在________ ℃较好，写出一定温度下提高CO2转化率的两种方法_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②已知在恒压(4 MPa)、恒温(250 ℃)下，经过10 min后反应达到平衡状态，则v(H2)________ MPa·min－1(保留到小数点后3位数字)，Kp＝________(列出算式即可)。
(3)碳捕捉技术的发展有利于实现CO2资源性利用。常温下，某次用NaOH溶液捕捉空气中CO2，所得溶液中c(HCO)＝2c(CO)，则c(Na＋)－[c(HCO)＋2c(CO)]≈________(填具体数据)，已知相应温度下Ka1(H2CO3)＝4.4×107、Ka2(H2CO3)＝5×10－11。
答案 (1)CO与Fe2O3的反应是可逆反应 ＝ (2)①< 250 适当增大压强、增大H2用量，不断分离出产品 ②0.115 (3)10－4 mol/L
解析 (1)①因为无论如何调控反应条件及反应时间，最终混合气体中总会含有一定量的CO(设体积分数为a%)，说明反应物一定存在，故该反应为可逆反应。②该反应的化学平衡常数的表达式为：K＝，当温度不变时，不论加入CO的量，平衡常数不变，故保持不变，故体系中CO的体积分数＝a%。(2)①如图所示，CO2的平衡转化率随温度升高而下降，则平衡逆向移动，反应放热，故ΔH<0，因为在250 ℃时催化剂的催化效率最大，故转化中应将温度控制在250 ℃较好，保持温度不变，通过适当增大压强、增大H2用量、不断分离出产品等方法可以提高CO2的转化率。②由题干和图像，可列三段式：
因为反应体系为恒压体系，
故v(H2)＝＝≈0.115 MPa·min－1，故Kp＝＝。(3)因为Ka2(H2CO3)＝且c(HCO)＝2c(CO)，故Ka2(H2CO3)＝，故c(H＋)＝－10－10 mol/L，c(OH－)＝10－4 mol/L，由电荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，故c(Na＋)－[c(HCO)＋2c(CO)]＝c(OH－)－c(H＋)≈10－4 mol/L。
题型特训
题型特训1 速率、平衡——能量变化综合题
1.(2022·安徽六校联考)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。“碳中和”是指二氧化碳的排放总量和减少总量相当，这对于改善环境，实现绿色发展至关重要。回答下列问题：
Ⅰ.化学链燃烧(CLC)是利用载氧体将空气中的氧传输至燃料的新技术，与传统燃烧方式相比，避免了空气和燃料的直接接触，有利于高效捕集CO2。基于CuO/Cu2O载氧体的甲烷化学链燃烧技术示意图如下。
空气反应器与燃料反应器中发生的反应分别为：
①2Cu2O(s)＋O2(g)===4CuO(s) ΔH＝－227 kJ/mol
②8CuO(s)＋CH4(g)===4Cu2O(s)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－348 kJ/mol
(1)反应CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝________ kJ/mol。
(2)氧的质量分数：载氧体Ⅰ________(填“＞”“＝”或“＜”)载氧体Ⅱ。
(3)往盛有CuO/Cu2O载氧体的刚性密闭容器中充入空气[氧气的物质的量分数x(O2)为21%]，发生反应①。平衡时x(O2)随反应温度T变化的曲线如图1所示。985 ℃时O2的平衡转化率α(O2)＝________(保留2位有效数字)。
Ⅱ.利用工厂废气中的硫化氢可将CO转化为化工原料羰基硫(COS)：CO(g)＋H2S(g)===COS(g)＋H2(g) ΔH，240 ℃时，其平衡常数K＝1。
(4)在某密闭容器中，以不同投料比[]进行上述反应，相同时间内H2S的转化率与温度(T)的关系如图2所示。则ΔH________(填“＞”或“＜”)0，转化率先增大后减小的原因是___________________________________________
_________________________________________________________________。
(5)分别在300 ℃、320 ℃进行上述反应，反应中H2S(g)和COS(g)的体积分数(w)随时间(t)的变化关系如图3所示。已知：起始时密闭容器中w[H2S(g)]和w[CO(g)]、w[COS(g)]和w[H2(g)]分别相等。则320 ℃时，表示w[H2S(g)]的曲线是________(填“甲”、“乙”、“丙”或“丁”)。
Ⅲ.二氧化碳催化加氢合成乙烯也是综合利用CO2的热点研究领域。CO2和H2在铁系催化剂作用下发生化学反应：
①2CO2(g)＋6H2(g)??C2H4(g)＋4H2O(g)
②CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)
(6)在1 L密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2，在铁系催化剂作用下进行反应，CO2的平衡转化率随温度和压强的变化如图4所示，图4中点M(350，70)，此时乙烯的选择性为(选择性：转化的CO2中生成C2H4和CO的百分比)。则该温度时反应②的平衡常数Kp＝________(分压＝总压×物质的量分数)。
答案 (1)－802 (2)＞ (3)58%
(4)＜ 该反应为放热反应，温度小于T0时反应未达平衡，故随温度升高，H2S转化率增大；温度大于T0后反应已达平衡，升温导致平衡逆向移动，硫化氢平衡转化率降低
(5)甲 (6) (或0.73)
解析 (1)根据盖斯定律，由①×2＋②得反应CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－227 kJ/mol ×2＋(－348 kJ/mol)＝－802 kJ/mol；(2)由图可知，载氧体Ⅰ在空气反应器中吸收空气中的氧气，然后转移到燃料反应器中，再和甲烷发生反应释放出水和二氧化碳，得到载氧体Ⅱ，所以氧的质量分数大小为：载氧体Ⅰ>载氧体Ⅱ；(3)根据题意，往盛有CuO/Cu2O载氧体的刚性密闭容器中充入空气发生反应①，且氧气的物质的量分数x(O2)为21%，设通入的空气的物质的量为a mol，氧气的消耗量为b mol，则起始时氧气的物质的量为0.21a mol，平衡时氧气的物质的量为(0.21a－b) mol，空气中其他气体的物质的量为0.79a mol，由图可知，985 ℃时，平衡时x(O2)＝10%，即×100%＝10%，整理得b＝a，则平衡转化率a(O2)＝×100%≈58%；(4)当反应平衡后随着升温转化率下降，反应逆向进行，故正反应为放热反应；该反应为放热反应，温度小于T0时反应未达平衡，故随温度升高，H2S转化率增大；温度大于T0后反应已达平衡，升温导致平衡逆向移动，硫化氢平衡转化率降低；(5)240 ℃时，其平衡常数K＝1，w[H2S(g)]＝w[CO(g)]＝w[COS(g)]＝w[H2(g)]＝25%，反应放热升高温度平衡逆向移动，生成物体积分数减小，反应物体积分数增大，起始时密闭容器中w[H2S(g)]和w[CO(g)]、w[COS(g)]和w[H2(g)]分别相等，甲、丁处于同一温度体系(320 ℃)，乙、丙处于同温度体系(300 ℃)，320 ℃时，表示w[H2S(g)]的曲线是甲；(6)在1 L密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2，在铁系催化剂作用下进行反应CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)，图4中点M(350，70)，即350 ℃时CO2的平衡转化率为70%，转化的CO2的物质的量为1 mol×70%＝0.7 mol，此时乙烯的选择性为，则转化为乙烯的二氧化碳的物质的量为×0.7 mol＝0.4 mol，转化为CO的CO2的物质的量为0.7 mol－0.4 mol＝0.3 mol，根据化学方程式列出三段式：
平衡时CO2的物质的量为1 mol－0.3 mol－0.4 mol＝0.3 mol，CO的物质的量为0.3 mol，H2的物质的量为3 mol－0.3 mol－1.2 mol＝1.5 mol，水蒸气的物质的量为0.3 mol＋0.8 mol＝1.1 mol，C2H4的物质的量为0.2 mol，气体的总物质的量为0.3 mol＋0.3 mol＋1.5 mol＋1.1 mol＋0.2 mol＝3.4 mol，则该温度时反应②的平衡常数Kp＝＝。
2.(2022·渭南质检)Ⅰ.将二氧化碳转化为高附加值碳基燃料可有效减少碳排放。二氧化碳加氢制甲醇[CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g)]引起了科学界和工业界的极大兴趣。回答下列问题：
(1)相关的化学键键能数据如表所示：
化学键 H—H C===O H—O C—H C—O
E(kJ/mol) 436 745 465 413 351
写出二氧化碳催化加氢制甲醇的热化学方程式_________________________________________________________________。
(2)采用真空封管法制备磷化硼纳米颗粒，成功的实现了高选择性电催化还原CO2制备甲醇，该反应历程如图所示。
①该过程容易产生副产物________。
②上述合成甲醇的反应速率较慢，要使反应速率加快，需要降低某步骤的能量变化，写出该基元反应的化学方程式：_________________________________
_________________________________________________________________。
Ⅱ.工业中，CO2和H2在催化剂作用下可发生两个平行反应，分别生成CH3OH和CO。
反应a：CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1；
反应b：CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O ΔH2＞0；
在传统的催化固定反应床(CFBR)中，CO2转化率和甲醇选择性通常都比较低，科学团队发展了一种具有反应分离双功能的分子筛膜催化反应器(MR)用于CO2催化加氢制备甲醇，极大地改善了该问题，原理如图所示。
保持压强为5 MPa，向密闭容器中投入一定量CO2和H2，不同反应模式下CO2的平衡转化率和甲醇选择性的相关实验数据如表所示。
实验组 ① ② ③
反应模式 CFBR CFBR CMR
3 3 3
压强/MPa 5 5 3
温度/℃ 250 230 260
CO2转化率 25.6 20.0 36.1
CH3OH选择性 61.3 70.0 100
已知CH3OH选择性：转化的CO2中生成CH3OH的百分比。
(3)CFBR模式时，投料比＝3、一定温度下发生反应，下列说法能作为反应a达到平衡状态的判据是________(填选项字母)。
A.气体压强不再变化
B.CO的体积分数不再变化
C.气体平均相对分子质量不再变化
D.不再变化
E.CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量之比为1∶3∶1∶1
(4)由表中数据可知CMR模式下，CO2的转化率显著提高，结合具体反应分析可能的原因：_________________________________________________。
(5)压力平衡常数Kp是指用平衡分压代替平衡浓度进行计算的平衡常数，平衡分压＝p总×物质的量分数。根据表中数据计算温度为230 ℃时，反应a的Kp值为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
(无需计算，写表达式)。
答案 (1)CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－187 kJ/mol
(2)①CO和CH2O ②·CO＋·OH―→·CO＋·H2O
(3)BCD (4)CMR模式下，只发生反应a，双功能分子筛催化膜反应器能及时分离出产物水蒸气，使平衡右移，二氧化碳的产率增大
(5)
解析 (1)该反应断裂2 mol C===O、3 mol H—H，形成3 mol C—H、1 mol C—O、3 mol H—O，ΔH＝(745 kJ·mol－1×2＋436 kJ·mol－1×3)－(413 kJ·mol－1×3＋351 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1×3)＝－187 kJ·mol－1，则其热化学方程式为：CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－187 kJ/mol；(2)①由图可知，该过程中有副产物CO和CH2O产生；②反应慢的步骤决定整体反应速率，据图可知合成甲醇的过程中·CO＋·OH―→·CO＋·H2O的活化能最大，反应速率最慢，所以需要主要降低该步骤中的能量变化；(3)A.气体压强不再变化由题意可知，反应容器压强为5 MPa不变，反应a和反应b在CFBR模式下反应达到平衡状态时，气体压强不变，故压强不变不能证明反应达到平衡，A错误；B.反应b生成一氧化碳，其体积分数不断增加，CO的体积分数不再变化，可以证明反应达到平衡，B正确；C.这两个反应中，所有的反应物、产物都是气体，故总质量不变，但是反应a前后气体计量系数不同，故气体总物质的量是不断变化的，因此气体平均相对分子质量不再变化可以证明反应达到平衡，C正确；D.反应a中两种物质的投料比和系数比相等，反应b中两种物质的投料比和系数比不相等，是不断变化的，故不再变化可以证明反应达到平衡，D正确；E.反应中各种物质的量之比是无法确定的，故CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量之比为1∶3∶1∶1，无法确定反应达到平衡，E错误；故选BCD；(4)CMR模式下，只发生CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g)，双功能分子筛催化膜反应器能及时分离出产物水蒸气占主导因素，平衡右移，二氧化碳的产率增大；(5)设CO2和H2起始投料分别为1 mol和3 mol。由表中数据知230 ℃时二氧化碳的平衡转化率为20%，得知平衡时CO2的物质的量为0.8 mol。CO2参与反应a生成甲醇的选择性是70%，参与反应b的选择性则是30%，存在两个平衡体系，分别写出三段式如下：
反应b：
反应a：
平衡体系五种气体总物质的量为0.8 mol＋2.52 mol＋0.14 mol＋0.2 mol＋0.06 mol＝3.72 mol。平衡时，反应a中CO2、H2、CH3OH、H2O四种气体的物质的量分数分别为：、、、；Kp＝＝
。
3.(2022·玉林、贵港联考)我国煤炭资源丰富，煤资源的综合利用是重要的研究课题之一。
请回答下列问题：
(1)工业上将水蒸气通过红热的碳即可产生水煤气(CO和H2的混合气体)，称为煤的气化。
①已知该条件下有如下反应：
a.C(s)＋CO2(g)??2CO(g)
ΔH1＝＋172.5 kJ/mol
b.CO(g)＋H2O(g)??H2(g)＋CO2(g)
ΔH2＝－41.2 kJ/mol
请写出水蒸气通过红热的碳产生水煤气的热化学方程式_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②一定温度下，在一个恒容密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，发生上述可逆反应，下列能说明该反应已经达到平衡状态的有________(填标号)。
A.c(CO)＝c(H2)
B.断裂2 mol H—O键的同时生成1 mol H—H键
C.容器内气体的压强保持不变
D.混合气体的密度保持不变
(2)为了比较煤灰中Fe2O3和CaO的催化活性，950 ℃时，将物质的量均为0.2 mol的NO和CO充入容积为2 L的恒容石英玻璃管中，加入催化剂发生反应2NO(g)＋2CO(g)??N2(g)＋2CO2(g) ΔH<0，烟气分析仪测得n(CO)随时间t的变化如图所示：
①写出CO2的电子式：________。
②使用________(填化学式)作催化剂的催化效率更快。
③用CaO作催化剂时，0～2 min内，用N2的浓度变化表示的平均反应速率为________。该反应的化学平衡常数K＝________ (mol/L)－1，若保持反应体系温度不变，达到平衡后，再向容器中充入0.2 mol NO和0.1 mol N2，则v(正)________v(逆)(填“>”“<”或“＝”)。
④3 min时，n(CO)的变化如图所示，则改变的外界条件可能是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________(任答两条)。
答案 (1)①C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.3 kJ/mol ②CD
(2)① ②Fe2O3
③0.012 5 mol·L－1·min－1 10 ＞
④降温、减小生成物浓度、向容器中充入NO
解析 (1)①由已知方程式a＋b可得目标方程式：C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g) ΔH，结合盖斯定律得ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋172.5 kJ/mol＋(－41.2 kJ/mol)＝＋131.3 kJ/mol；②A.由于CO与H2生成比例为1∶1，且起始投料均为0，故CO和H2的浓度始终相等，所以两者浓度相等不能说明反应达平衡状态，A不符合题意；B.断裂2 mol H—O键，说明有1 mol H2O消耗，生成1 mol H—H键，说明生成1 mol H2，两者描述的均为正反应速率，不能说明正、逆反应速率相等，B不符合题意；C.随着反应的进行，气体的总物质的量发生改变，压强也随之变化，当压强不变时，说明反应达平衡状态，C符合题意；D.随着反应的进行，气体的总质量发生改变，由于容器体积不变，故混合气体的密度也会随之改变，当混合气体密度不变时，说明反应达平衡状态，D符合题意；(2)①CO2分子中，每个氧原子与碳原子之间共用两对电子，对应电子式为；②由图示知，用Fe2O3作催化剂时，反应在1 min时达平衡，而用CaO作催化剂时，反应在2 min时才达平衡，说明Fe2O3催化效率更快；③由所给数据列三段式如下：
则v(N2)＝＝0.012 5 mol·L－1·min－1；该反应平衡常数K＝
＝＝10；若再充入0.2 mol NO、0.1 mol N2，则此时该反应的浓度商Qc＝＝＝3.33＜K，故平衡正向移动，正反应速率大于逆反应速率；④条件改变瞬间，CO的物质的量不变，说明不是改变CO的量，但条件改变后，CO量减少，说明平衡正向移动，故可能改变的条件是：降温、减小生成物浓度、向容器中充入NO等。
4.(2022·河南示范性高中调研)氨是最重要的氮肥，也是产量最大的化工产品之一。合成氨工艺是人工固氮的重要途径。回答下列问题：
(1)已知气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，叫做该化学键的键能(kJ·mol－1)。一些键能数据如下表：
化学键 N≡N H—H N—H
键能E(kJ·mol－1) 946.0 436.0 390.8
反应N2 (g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH＝________ kJ·mol－1。
(2)化学家格哈德·埃特尔在哈伯研究所证实了部分参加反应的分子在固体催化剂表面合成氨的反应过程，模拟示意图如下：
、、分别表示N2、H2、NH3
i.图②表示N2、H2被吸附在催化剂表面，图⑤表示生成的NH3离开催化剂表面，图②到图③的过程________能量(填“吸收”或“放出”)。
ii.N2的吸附分解反应速率慢，决定了合成氨的整体反应速率。实际生产中，原料N2和H2物质的量之比为1∶2.8，分析说明N2过量的理由是_________________________________________________________________
和_________________________________________________________________。
iii.关于合成氨工艺，下列说法正确的是________。
A.控制温度(773 K)远高于室温，是为了提高平衡转化率和加快化学反应速率
B.基于NH3有较强的分子间作用力，可将其液化，不断将液氨移去，利于化学平衡向正反应方向移动
C.当温度、体积一定时，在原料气中添加少量惰性气体，有利于提高平衡转化率
D.原料气须经过净化处理，以防止催化剂中毒和安全事故发生
(3)在体积相同的密闭容器中按物质的量比 1∶3 投入氮气和氢气，发生反应：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，分别在200 ℃、400 ℃、600 ℃条件下进行反应，平衡时NH3的物质的量分数随总压强的变化曲线如图所示：
i.M点和N点的平衡常数大小关系是KM________KN(填“＞”、“＜”或者“＝”)。
ii.M点的平衡常数Kp＝________ MPa－2 (计算结果保留到小数点后2位。用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数。)
答案 (1)－90.8
(2)吸收 原料气中N2相对易得，适度过量有利于提高H2的转化率 N2在催化剂上的吸附是决速步骤，适度过量有利于提高整体反应速率 BD (3)＞ 0.05
解析 (1)根据表中键能数据，可得ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝946.0 kJ·mol－1＋436.0 kJ·mol－1×3－390.8 kJ·mol－1×6＝－90.8 kJ·mol－1；(2)i.根据模拟示意图可知，图②到图③的过程表示的是化学键断裂的过程，化学键断裂需要吸收热量，所以该过程表示的是吸热过程。ii.原料中N2相对H2易得，且合成氨反应是可逆反应，N2适度过量有利于提高H2的转化率，N2在催化剂上的吸附是决速步骤，适度过量有利于提高整体反应速率。iii.A.合成氨反应是可逆的放热反应，根据勒夏特列原理，升高温度并不能提高平衡转化率，但能加快化学反应速率和提高催化剂活性，选项A错误；B.由于NH3有较强的分子间作用力，可将其液化，不断将液氨移去，有利于化学平衡向正反应方向移动，选项B正确；C.当温度、体积一定时，在原料气中添加少量惰性气体，并不能改变N2和H2的浓度，并不利于提高平衡转化率，选项C错误；D.制备原料气过程中会产生其他气体杂质，为了防止催化剂中毒和安全事故发生，因此原料气须经过净化处理，选项D正确；(3)i.合成氨反应是放热反应，温度越高，混合物中氨的物质的量分数越低，所以M点对应的温度小于N点对应的温度，温度越高，平衡常数越小，故KM>KN。ii.由M点的坐标可知此时总压是50 MPa，氨的物质的量分数是60%。由投入氮气和氢气的物质的量比是1∶3，它们反应时N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，消耗的物质的量比也是1∶3，所以平衡时剩余的氮气和氢气的物质的量比也是1∶3。则混合气体中剩余的40%分子中，N2分子10%，H2分子占30%，则根据分压＝总压×物质的量分数，可得p(N2)＝50 MPa×10%＝5 MPa，p(H2)＝50 MPa×30%＝15 MPa，p(NH3)＝50 MPa×60%＝30 MPa，则Kp＝＝ MPa－2＝0.05 MPa－2。
5.(2022·东北三校二模)深入研究碳、氮元素的物质转化有着重要的实际意义，合成尿素的反应为：
2NH3(g)＋CO2(g)??CO(NH2)2(g)＋H2O(l) ΔH＝－87.0 kJ/mol
按要求回答下列问题：
(1)若向某恒温且恒容的密闭容器中加入等物质的量的NH3和CO2，发生上述反应。下列叙述不能说明反应已经达到平衡状态的是________(填标号)。
A.断裂6 mol N—H键的同时断裂2 mol O—H键
B.压强不再变化
C.混合气体的密度不再变化
D.CO2的体积分数不再变化
(2)在T1 ℃和T2 ℃时(T1＜T2)，向恒容容器中投入等物质的量的两种反应物，发生以下反应：
HN===C===O(g)＋NH3(g)??CO(NH2)2(g)，平衡时lg p(NH3)与lg p[CO(NH2)2]的关系如下图Ⅰ所示，p为物质的分压强(单位为kPa)。
①若v正＝k正×p(HNCO)×p(NH3)，v逆＝k逆×p[CO(NH2)2]。T1 ℃时，＝________ kPa－1。
②T2 ℃时此反应的标准平衡常数Kθ＝________。(已知：分压＝总压×该组分物质的量分数，对于反应：dD(g)＋eE(g)??gG(g)，Kθ＝，其中pθ＝100 kPa，p(G)、p(D)、p(E)为各组分的平衡分压。)
③若点A时继续投入等物质的量的两种反应物，再次达到平衡时(温度不变)，CO(NH2)2的体积分数________(填“变大”“变小”或“不变”)。
④图Ⅱ为在不同催化剂下，反应至相同时间容器中尿素的物质的量随温度变化的曲线，则在T1 ℃，催化效率最好的是催化剂________(填序号)。T2 ℃以上，n[CO(NH3)2]下降的原因可能是______________________________________
_________________________________________________________________
(答出一点即可，不考虑物质的稳定性)。
答案 (1)A (2)①1 000 ②1 000 ③变大 ④③ 随温度升高，可能是催化剂活性降低，反应速率降低，相同时间生成的尿素的物质的量减少
解析 (1)A.根据方程式可知：每2分子NH3反应产生1分子CO(NH2)2，会断裂2个N—H键，即1个NH3分子断裂1个N—H键。现在断裂6 mol N—H键，就是6 mol NH3反应，要生成3 mol H2O，形成6 mol O—H键，同时断裂2 mol O—H键，就是1 mol水发生反应，生成水的物质的量大于消耗的水的物质的量，正、逆反应速率不相等，没有达到平衡，A符合题意；B.该反应在恒温恒容条件下进行，反应前后气体的物质的量发生改变，当气体压强不再变化时，气体的物质的量不变，则反应达到了平衡状态，B不符合题意；C.反应前后气体的质量发生变化，而反应在恒温恒容条件下进行，气体的体积不变，气体的密度会发生变化，若混合气体的密度不再变化，则反应达到了平衡状态，C不符合题意；D.若CO2的体积分数不再变化，说明混合气体中各种气体的物质的量不变，反应达到了平衡状态，D不符合题意。(2)①依据pV＝nRT，恒容时，温度越高，压强越大，因为T1＜T2，故在图中上面的那条线是T1对应的图像，则平衡时v正＝v逆，即k正×p(HNCO)×p(NH3)＝k逆×p[CO(NH2)2]，代入横坐标为1，纵坐标为5的那个点的数据，可得：＝＝＝1 000；
②根据平衡常数表达式，并代入A点数据，可知T2 ℃时此反应的标准平衡常数Kθ＝＝＝1 000；③若点A时继续投入等物质的量的两种反应物，体积不变，则相当于增大压强，加压时化学平衡向气体体积减小的方向移动，故化学平衡正向移动，CO(NH2)2的体积分数变大；④由图Ⅱ可知在温度为T1时，在催化剂③的作用下，CO(NH2)2的物质的量较多，其物质的量分数较大，故该温度下催化效率最好的是催化剂③；催化剂存在活化温度，在活化温度时催化效果较高，由图Ⅱ的CO(NH2)2的体积分数随着温度的变化趋势可知T2 ℃以上，n[CO(NH2)2]下降，原因可能是：随温度的升高，可能导致催化剂活性降低，使反应速率降低，相同时间生成的CO(NH2)2的物质的量减少。
6.(2022·四省八校模拟)甲醇是重要的化工原料，主要用于精细化工和制造塑料。利用二氧化碳生产甲醇实现CO2资源化，同时减少温室气体的排放。
已知：一定条件下，CO2催化加氢生产甲醇，发生如下反应：
反应i：3H2(g)＋CO2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－49 kJ·mol－1 K1
反应ii：H2(g)＋CO2(g)??CO(g)＋H2O(g)
ΔH2＝＋41 kJ·mol－1 K2
(1)反应体系中存在反应iii：CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)则ΔH3＝________ kJ·mol－1；相同条件下，反应iii的平衡常数K3＝________(用平衡常数K1、K2表示)。
(2)CO2催化加氢生产甲醇的反应历程的能量变化如下图所示(吸附在催化剂表面的物质用*标注，如*CO2表示CO2吸附在催化剂表面；图中*H已省略)。
该反应历程中，决定反应速率的步骤所需的活化能为________ eV。
(3)保持压强为a MPa，将二氧化碳和氢气按照＝投入密闭容器中，同时发生反应i和ii，一段时间后，体系中CO2平衡转化率及甲醇产率随温度变化关系如下图所示。
①上图中曲线Ⅰ表示________(填“CO2平衡转化率”或“甲醇产率”)随温度变化的曲线，请简述理由：_________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②550 K时，该平衡体系中CO的物质的量为________ mol，反应i的平衡常数Kp＝________ (MPa)－2(列出计算式)。
答案 (1)－90
(2)1.85
(3)①CO2平衡转化率 反应i为放热反应，反应ii为吸热反应，温度升高，反应i平衡向逆反应方向移动，反应ii平衡向正反应方向移动；低于600 K，反应i占主导，CO2的转化率随温度升高而减小，高于600 K，反应ii占主导，CO2的转化率随温度升高而增大。因此，CO2平衡转化率先减小后增大，则曲线Ⅰ为CO2平衡转化率随温度变化的曲线
②0.1
解析 (1)根据盖斯定律，由i－ii＝iii得CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g) ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝－49 kJ·mol－1－41 kJ·mol－1＝－90 kJ·mol－1；方程式相减，K相除，则K3＝；(2)生成甲醇的过程中，能垒最高的变化为*OCH3→CH3OH，该反应速率最慢，该反应历程中，决定反应速率的快慢，所需的活化能为0.43－(－1.42) eV＝1.85 eV；(3)根据热化学方程式可知，反应i为放热反应，反应ii为吸热反应，温度升高，反应i平衡向逆向移动，反应ii平衡向正向移动；低于600 K，反应i占主导，CO2的转化率随温度升高而减小，高于600 K，反应ii占主导，CO2的转化率随温度升高而增大。因此，CO2平衡转化率先减小后增大，则曲线Ⅰ为CO2平衡转化率随温度变化的曲线；②设起始氢气为3 mol，二氧化碳为1 mol，由图可知，550 K时甲醇平衡产率为20%，二氧化碳平衡转化率为30%，则有：
由三段式分析可知，平衡体系中CO的物质的量为0.1 mol；H2、CO2、CH3OH和H2O的平衡分压分别为×a MPa、×a MPa、×a MPa、×a MPa，反应i的平衡常数Kp＝ (MPa)－2。
7.(2022·成都树德中学测试)我国要在2030年前实现碳达峰、2060年前实现碳中和的目标。因此CO2的捕集、利用与固化封存成为科学家研究的重要课题。
(1)研究表明CO2与CH4在催化剂存在下可发生反应制得合成气：CO2(g)＋CH4(g)??2CO(g)＋2H2(g) ΔH，已知CO2(g)、CH4(g)、CO(g)的摩尔生成焓分别为－395 kJ·mol－1、－74.9 kJ·mol－1、－110.4 kJ·mol－1(一定压强下，由最稳定单质生成1 mol化合物的焓变为该物质的摩尔生成焓)。则上述反应的ΔH＝________ kJ·mol－1，利于反应自发进行的条件是________(填“高温”或“低温”)。
(2)CO2和H2合成甲烷也是CO2资源化利用的重要方法。对于反应CO2(g)＋4H2(g)??CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－165 kJ·mol－1，催化剂的选择是CO2甲烷化技术的核心。在两种不同催化剂条件下反应相同时间，测得CO2转化率和生成CH4选择性随温度变化的影响如下图所示。
高于320 ℃后，以Ni－CeO2为催化剂，CO2转化率略有下降，而以Ni为催化剂，CO2转化率却仍在上升，其原因是__________________________________
_________________________________________________________________。
工业上应选择的催化剂是________，使用的合适温度为________。
(3)CO2和H2合成甲醇，是人工合成淀粉的重要步骤。回答下列问题：CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－49 kJ·mol－1，合成总反应在起始物＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①图中对应A、B 两点的速率：vA(正)________vB(逆)(填“大于”、“小于”或“等于”)。
②当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________%(保留 3 位有效数字)，用各物质的平衡分压表示反应的平衡常数，当T＝210 ℃，Kp＝________(MPa)－2(用化简的分数表示)。
答案 (1)＋249.1 高温
(2)以Ni－CeO2为催化剂，其选择性有所下降，所以CO2转化率略有下降，且以Ni－CeO2为催化剂，测定转化率时，CO2甲烷化反应已达平衡，升高温度平衡左移，CO2转化率下降；以Ni为催化剂，CO2甲烷化反应速率较慢，升高温度反应速率加快，反应相同时间时CO2转化率增加 Ni－CeO2 320 ℃ (3)①小于 ②33.3
解析 (1)由摩尔生成焓的含义可得：
Ⅰ.C (s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－395 kJ·mol－1，Ⅱ.C (s)＋2H2(g)===CH4(g) ΔH2＝－74.9 kJ·mol－1，
Ⅲ.C (s)＋O2(g)===CO(g) ΔH3＝－110.4 kJ·mol－1，由盖斯定律：2×反应Ⅲ－反应Ⅰ－反应Ⅱ可得CO2(g)＋CH4(g)??2CO(g)＋2H2(g)，ΔH＝2×(－110.4)－(－395)－(－74.9)＝＋249.1 kJ·mol－1；该反应气体分子数增大，则ΔS>0，ΔH>0，由ΔG＝ΔH－TΔS<0反应能自发进行，则高温下能自发进行；(2)高于320 ℃后，以Ni－CeO2为催化剂，其选择性有所下降，所以CO2转化率略有下降，且以Ni－CeO2为催化剂，测定转化率时，CO2甲烷化反应已达平衡，升高温度平衡左移，CO2转化率下降；以Ni为催化剂，CO2甲烷化反应速率较慢，升高温度反应速率加快，反应相同时间时CO2转化率增加；根据图像分析可知，温度适宜(320 ℃)时，以Ni－CeO2为催化剂明显比以Ni为催化剂时CO2转化率高，且催化剂选择性强，所以应选择Ni－CeO2为催化剂，最佳温度为320 ℃；(3)①该反应正向为气体分子数减小的反应，温度一定时增大压强，平衡向正反应方向移动，体系中x(CH3OH)将增大，因此图中对应等压过程的曲线是a，则等温过程的是曲线b，A点温度较低压强较小，B点相反，则vA(正)，
当平衡时x(CH3OH)＝0.10时，＝0.1，解得x＝ mol，平衡时CO2的转化率＝×100%≈33.3%；T＝210 ℃，p＝5×105 Pa＝5×102 MPa，则Kp＝＝
＝ (MPa)－2。
题型特训2 反应原理综合题
1.(2022·咸阳模拟)环氧乙烷作为一种高效消毒剂，能与微生物的蛋白质、DNA、RNA发生非特异性烷基化作用，阻碍细菌蛋白质的新陈代谢，因此，常用于一次性口罩生产过程中灭菌和新冠病毒的消杀。工业上常用乙烯氧化法生产环氧乙烷，具体反应原理为：
主反应：2CH2===CH2(g)＋O2(g)=== (g) ΔH1＝－209.8 kJ·mol－1
副反应：CH2===CH2(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－1 323.0 kJ·mol－1
(1)C2H4的燃烧热ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，则环氧乙烷(g)的燃烧热ΔH＝________。
(2)以下既能加快反应速率又能提高环氧乙烷产率的方法有________(填字母序号)。
A.降低温度
B.向容器中充入N2使压强增大
C.采用改性的催化剂
D.用空气替代氧气
(3)若在1 L的密闭容器中充入2 mol CH2===CH2(g)和1 mol O2(g)，在一定温度下只发生主反应，达到平衡时CH2===CH2的转化率为75%，则平衡时用各组分的物质的量分数表示的化学平衡常数Kx＝________(保留2位有效数字)。
(4)已知： (g)＋HCl(g)??(l)，测得该反应过程中温度与氯乙醇的平衡产率关系如图a。30 ℃时，原料投料比与氯乙醇的平衡产率关系如图b。则随着反应温度的升高，氯乙醇平衡产率降低的可能原因是____________________________________________________________
_________________________________________________________________；
其它条件不变时，降低原料投料比，环氧乙烷的平衡转化率将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(5)用电解法也能制备环氧乙烷，具体方法为：使用惰性电极电解KCl溶液，用Cl－交换膜将电解液分为阴极区和阳极区，其中一区持续通入乙烯；电解结束，移出交换膜，两区混合反应即得环氧乙烷。若阳极区的生成物为HOCH2CH2Cl，则乙烯应从________(填“阳极”或“阴极”)通入，阴极的电极反应式为_________________________________________________________________。
答案 (1)－1 306.1 kJ·mol－1 (2)C (3)81 (4)反应的ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，导致平衡产率降低 增大 (5)阳极 2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑
解析 (1)C2H4的燃烧热ΔH＝
－1 411.0 kJ·mol－1，则有①CH2===CH2(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，主反应：②2CH2===CH2(g)＋O2(g)＝(g) ΔH1＝－209.8 kJ·mol－1，根据盖斯定律①－×②得到环氧乙烷(g)的燃烧热的热化学方程式为： (g)＋O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)，故其燃烧热ΔH＝ΔH－ΔH1＝－1 411.0 kJ·mol－1－×(－209.8 kJ·mol－1)＝－1 306.1 kJ·mol－1；(2)分析环氧己烷合成的反应方程式可得其正向反应放热，气体分子数减小。A.降低温度，反应速率减慢，A错误；B.向容器中充入N2使压强增大，但在反应容器容积不变的前提下加入与反应无关的惰性气体对反应速率没有影响，B错误；C.采用改性的催化剂可以加快反应速率，减少副反应，提高产率，C正确；D.用空气替代氧气，空气的纯度比氧气要低，用空气替换氧气不利于反应进行，D错误；(3)在1 L的密闭容器中充入2 mol CH2===CH2(g)和1 mol O2(g)，在一定温度下只发生主反应，平衡时CH2===CH2的转化率为75%，列出三段式：
平衡时气体总物质的量为0.5 mol＋0.25 mol＋1.5 mol＝2.25 mol，故x(CH2===CH2)＝0.5 mol/2.25 mol＝，x(O2)＝0.25 mol/2.25 mol＝，x(C2H4O)＝1.5 mol/2.25 mol＝，Kx＝＝＝81；(4)温度升高，氯乙醇的平衡产率降低，可能因为该反应ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，导致平衡产率降低，若其他条件不变时，降低环氧乙烷与HCl的投料比，则HCl的投料更多，环氧乙烷的平衡转化率将增大。(5)环氧乙烷的制备原理：Cl－在阳极被氧化生成Cl2，Cl2与水发生反应Cl2＋H2O??HCl＋HClO，HClO与乙烯发生加成反应生成HOCH2CH2Cl；阴极区水电离出的氢离子放电生成氢气，同时产生氢氧根，电解结束移出交换膜，两区混合发生反应：HOCH2CH2Cl＋OH－===Cl－＋H2O＋，故乙烯从阳极通入；阴极发生的电极反应方程式为水放电生成氢气和氢氧根：2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑。
2.(2022·吕梁名校联考)国内外目前生产苯乙烯的方法主要是乙苯脱氢法，反应
复习建议：4课时(题型突破2课时 习题2课时)
1.(2022·全国甲卷)金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝＋172 kJ·mol－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)
ΔH2＝－51 kJ·mol－1，Kp2＝1.2×1012Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为__________kJ·mol－1，Kp＝__________Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是_________________________________________________________________。
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡__________移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率__________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1∶2.2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝__________Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因是___________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气－固－固”反应，有利于TiO2－C“固－固”接触的措施是_________________________________________________________________。
答案 (1)①－223 1.2×1014 ②碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化 ③向左 变小
(2)①7.2×105 ②为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品，提高效益
(3)将两固体粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”
解析 (1)①根据盖斯定律，将“反应(ⅱ)－反应(ⅰ)”得到反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)，则ΔH＝－51 kJ·mol－1－(＋172 kJ·mol－1)＝－223 kJ·mol－1；则Kp＝＝ Pa＝1.2×1014Pa；②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，因为碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化；③对应碳氯化反应，气体分子数增大，依据勒夏特列原理，增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动，即平衡向左移动；该反应是放热反应，温度升高，平衡向吸热方向移动，即向左移动，则平衡转化率变小。(2)①从图中可知，1 400 ℃，体系中气体平衡组成比例CO2是0.05，TiCl4是0.35，CO是0.6，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝＝Pa＝7.2×105Pa；②实际生产中需要综合考虑反应的速率、产率等，以达到最佳效益，实际反应温度远高于200 ℃，就是为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品。
(3)固体颗粒越小，比表面积越大，反应接触面积越大。有利于TiO2－C“固－固”接触，可将两者粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”，增大接触面积。
2.(2022·全国乙卷)油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－1 036 kJ·mol－1
②4H2S(g)＋2SO2(g)===3S2(g)＋4H2O(g) ΔH2＝＋94 kJ·mol－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH3＝ －484 kJ·mol－1
计算H2S热分解反应④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝________kJ·mol－1。
(2)较普遍采用的H2S处理方法是克劳斯工艺，即利用反应①和②生成单质硫。另一种方法是，利用反应④高温热分解H2S。相比克劳斯工艺，高温热分解方法的优点是______________，缺点是____________________________________。
(3)在1 470 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合气进行H2S热分解反应。平衡时混合气中H2S与H2的分压相等，H2S平衡转化率为__________，平衡常数Kp＝__________ kPa。
(4)在1 373 K、100 kPa反应条件下，对于n(H2S)∶n(Ar)分别为4∶1、1∶1、1∶4、1∶9、1∶19的H2S－Ar混合气，热分解反应过程中H2S转化率随时间的变化如图所示。
①n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率__________，理由是_____________
_________________________________________________________________。
②n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应图中曲线________，计算其在0～0.1 s之间，H2S分压的平均变化率为__________ kPa·s－1。
答案 (1)＋170 (2)副产物氢气可作燃料、不产生SO2污染物 耗能高
(3)50% 4.76 (4)①越高
n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，平衡向正反应方向进行，H2S平衡转化率越高 ②d 24.9
解析 (1)根据盖斯定律(①＋②)×－③即得到④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝(－1 036＋94) kJ·mol－1×＋484 kJ·mol－1＝＋170 kJ·mol－1。(2)根据盖斯定律(①＋②)×可得2H2S(g)＋O2(g)===S2(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－1 036＋94) kJ·mol－1×＝－314 kJ·mol－1，因此，克劳斯工艺的总反应是放热反应；根据硫化氢分解的化学方程式可知，高温热分解方法在生成单质硫的同时还有氢气生成。因此，高温热分解方法的优点是可以获得氢气作燃料；但由于高温分解H2S会消耗大量能量，所以其缺点是耗能高。(3)假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 mol和4 mol，平衡时转化的n(H2S)＝x mol，根据三段式可知：
平衡时H2S和H2的分压相等，则二者的物质的量相等，即1－x＝x，解得x＝0.5，所以H2S的平衡转化率为×100%＝50%，所以平衡常数Kp＝＝≈4.76 kPa。(4)①由于正反应是体积增大的可逆反应，n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，相当于降低压强，平衡向正反应方向移动，因此H2S平衡转化率越高。
②n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率越高，所以n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应的曲线是d；根据图像可知n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9反应进行到0.1 s时H2S转化率为24.0%。假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 mol和9 mol，则根据三段式可知：
此时H2S的压强为×100 kPa≈7.51 kPa，H2S的起始压强为10 kPa，所以H2S分压的平均变化率为＝24.9 kPa·s－1。
3.(2021·全国甲卷)二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。回答下列问题：
(1)二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为：
CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)
该反应一般认为通过如下步骤来实现：
①CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH1＝＋41 kJ·mol－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH2＝－90 kJ·mol－1
总反应的ΔH＝________ kJ·mol－1；若反应①为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是________(填标号)，判断的理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)合成总反应在起始物n(H2)/n(CO2)＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①用各物质的平衡分压表示总反应的平衡常数，表达式Kp＝_________________________________________________________________；
②图中对应等压过程的曲线是________，判断的理由是_________________________________________________________________；
③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________，反应条件可能为________或________。
答案 (1)－49 A ΔH1为正值，ΔH2和ΔH为负值，反应①活化能大于反应②的
(2)① ②b 总反应ΔH<0，升高温度时平衡向逆反应方向移动，甲醇的物质的量分数变小
③33.3% 5×105 Pa，210 ℃ 9×105 Pa，250 ℃
解析 (1)由盖斯定律可知，反应①＋反应②得总反应方程式，则总反应的ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41 kJ·mol－1＋(－90 kJ·mol－1)＝－49 kJ·mol－1。该总反应是放热反应，生成物的总能量比反应物的总能量低，B、D错误；反应①为慢反应，是总反应的决速步骤，则反应①的活化能比反应②的大，A正确，C错误。(2)①根据H2和CO2合成甲醇的总反应化学方程式可知，压强平衡常数表达式Kp＝。②H2和CO2合成甲醇的总反应为放热反应，则升高温度，平衡向逆反应方向移动，即混合气体中的甲醇蒸气含量减小，故曲线b为5×105 Pa时等压过程的曲线，而曲线a为250 ℃时等温过程的曲线。③根据＝3，设初始时H2的物质的量为3 mol，CO2的物质的量为1 mol，参加反应的CO2的物质的量为a mol，用“三段式”计算：
则x(CH3OH)＝＝0.10，解得a＝，故CO2的平衡转化率为×100%≈33.3%。对照题图中的x(CH3OH)＝0.10可知，反应条件是9×105 Pa、250 ℃或5×105 Pa、210 ℃。
4.(2021·全国乙卷)一氯化碘(ICl)是一种卤素互化物，具有强氧化性，可与金属直接反应，也可用作有机合成中的碘化剂。回答下列问题：
(1)历史上海藻提碘中得到一种红棕色液体，由于性质相似，Liebig误认为是ICl，从而错过了一种新元素的发现，该元素是________________。
(2)氯铂酸钡(BaPtCl6)固体加热时部分分解为BaCl2、Pt和Cl2，376.8 ℃时平衡常数Kp′＝1.0×104 Pa2。在一硬质玻璃烧瓶中加入过量BaPtCl6，抽真空后，通过一支管通入碘蒸气(然后将支管封闭)。在376.8 ℃，碘蒸气初始压强为20.0 kPa。376.8 ℃平衡时，测得烧瓶中压强为32.5 kPa，则pICl＝________________ kPa，反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝________(列出计算式即可)。
(3)McMorris测定和计算了在136～180 ℃范围内下列反应的平衡常数Kp：
2NO(g)＋2ICl(g)??2NOCl(g)＋I2(g) Kp1
2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g) Kp2
得到lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，如下图所示：
①由图可知，NOCl分解为NO和Cl2反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)。
②反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)的K＝________(用Kp1、Kp2表示)；该反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)，写出推理过程：_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(4)Kistiakowsky曾研究了NOCl光化学分解反应，在一定频率(ν)光的照射下机理为：
NOCl＋hν―→NOCl*
NOCl＋NOCl*―→2NO＋Cl2
其中hν表示一个光子能量，NOCl*表示NOCl的激发态。可知，分解1 mol的NOCl需要吸收________ mol的光子。
答案 (1)溴(或Br) (2)24.8
(3)①大于 ②Kp1·Kp2 大于
lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，根据对数的运算法则可知，lg(Kp1·Kp2)＝lg Kp1＋lg Kp2，取两条线段的首位两个点的数据，可知在最左侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－3.9，在最右侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－4.1，温度降低时，Kp1·Kp2会减小，所以反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)为吸热反应，ΔH>0 (4)0.5
解析 (1)高中阶段常见的红棕色物质有液溴、Fe2O3、NO2(g)，故此处所获得的红棕色液体为液溴，所含元素为溴元素。(2)由题给信息可知，氯铂酸钡固体加热时分解的化学方程式为BaPtCl6??BaCl2＋2Cl2↑＋Pt，该反应的Kp′＝p2(Cl2)＝1.0×104 Pa2，所以平衡时p(Cl2)＝0.1 kPa。根据方程式2ICl(g)??I2(g)＋Cl2(g)，设达到平衡时，碘蒸气减小的压强为p kPa，根据平衡时的总压强为32.5 kPa，有32.5 kPa＝(2p＋20.0－p＋0.1) kPa，解得p＝12.4，则平衡时p(I2)＝20.0 kPa－12.4 kPa＝7.6 kPa，p(ICl)＝2×12.4 kPa＝24.8 kPa，故反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝＝。(3)①纵坐标为lg Kp1、lg Kp2，横坐标为×103。由题图可知，lg Kp2随着的增大逐渐减小，即Kp2随着温度的降低逐渐减小，说明对于反应2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g)，降低温度，平衡逆向移动，则ΔH大于0。②2NO(g)＋2ICl(g)??2NOCl(g)＋I2(g) Kp1(ⅰ)2NOCl(g)??2NO(g)＋Cl2(g) Kp2(ⅱ)，根据盖斯定律，由(ⅰ)＋(ⅱ)可得2ICl(g)??I2(g)＋Cl2(g) K＝Kp1·Kp2。lg Kp1～和lg Kp2～均为线性关系，根据对数的运算法则可知，lg(Kp1·Kp2)＝lg Kp1＋lg Kp2，取两条线段的首位两个点的数据，可知在最左侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－3.9，在最右侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－4.1，温度降低时，Kp1·Kp2会减小，所以反应2ICl(g)??Cl2(g)＋I2(g)为吸热反应，ΔH>0。(4)由题目给出的反应机理可知，反应总方程式为2NOCl＋hν―→2NO＋Cl2，故分解1 mol NOCl需要0.5 mol的光子。
考情预测：预计在2023年的高考中，化学反应原理的综合仍会以与生产生活实际联系紧密的创新题材为载体，考查学生盖斯定律的运用，化学反应速率和平衡的影响因素，通过图像等信息获取解题数据，完成化学平衡常数K、Kp、Kx以及转化率的计算等重要知识点，另外速率常数的理解与应用也是近几年高考考查的重点内容之一，应给予关注。
智能点 一 盖斯定律的两大热点应用——计算和书写
1.计算反应热
[示例1] (1)(2020·全国卷Ⅱ)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1，相关物质的燃烧热数据如表所示：
物质 C2H6(g) C2H4(g) H2(g)
燃烧热ΔH/ (kJ·mol－1) －1 560 －1 411 －286
ΔH1＝________ kJ·mol－1。
(2)已知键能数据如下：
化学键 H—H C===O C≡O H—O C—H
E/(kJ·mol－1) 436 799 1 076 465 413
CH4(g)＋H2O(l)===3H2(g)＋CO(g)的ΔH2＝________ kJ·mol－1。
?思维流程
答案 ＋137 ＋198
[微练1] (2021·江苏卷)CH4与CO2重整的主要反应的热化学方程式为
反应Ⅰ：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝246.5 kJ·mol－1
反应Ⅱ：H2(g)＋CO2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH＝41.2 kJ·mol－1
反应Ⅲ：2CO(g)===CO2(g)＋C(s) ΔH＝－172.5 kJ·mol－1
在CH4与CO2重整体系中通入适量H2O(g)，可减少C(s)的生成，反应3CH4(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)===4CO(g)＋8H2(g)的ΔH＝________。
答案 657.1 kJ·mol－1
2.书写热化学方程式
[示例2] 由合成气(组成为H2、CO和少量CO2)直接制备二甲醚，其中的主要过程包括以下四个反应：
甲醇合成反应：
(ⅰ)CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH1＝－90.1 kJ·mol－1
(ⅱ)CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH2＝－49.0 kJ·mol－1
水煤气变换反应：
(ⅲ)CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH3＝－41.1 kJ·mol－1
二甲醚合成反应：
(ⅳ)2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)
ΔH4＝－24.5 kJ·mol－1
则由H2和CO直接制备二甲醚(另一产物为水蒸气)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
?思维流程
答案 2CO(g)＋4H2(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH＝－204.7 kJ·mol－1
[微练2] (2021·河北卷)大气中的二氧化碳主要来自煤、石油及其他含碳化合物的燃烧。已知25 ℃时，相关物质的燃烧热数据如下表：
物质 H2(g) C(石墨，s) C6H6(l)
燃烧热 ΔH(kJ·mol－1) －285.8 －393.5 －3 267.5
则25 ℃时H2(g)和C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·mol－1
解析 由题给燃烧热数据可得，①H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH1＝－285.8 kJ·mol－1，②C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1，③C6H6(l)＋O2(g)===6CO2(g)＋3H2O(l) ΔH3＝－3 267.5 kJ·mol－1，根据盖斯定律，目标方程式可由3×①＋6×②－③得到，其ΔH＝(－285.8 kJ·mol－1)×3＋(－393.5 kJ·mol－1)×6－(－3 267.5 kJ·mol－1)＝＋49.1 kJ·mol－1，故H2(g)与C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·mol－1。
?微题型建模
智能点 二 两大热点计算——化学反应速率常数和化学平衡常数
1.化学反应速率常数
[要点回顾] 速率方程
(1)含义：一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其计量数为指数的幂的乘积成正比。
(2)表达式
反应：aA(g)＋bB(g)??gG(g)＋hH(g)
表达式：v正＝k正ca(A)·cb(B)(其中k正为正反应的速率常数)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)(其中k逆为逆反应的速率常数)。
[示例3] (2021·海南卷)溶于水的CO2只有部分转化为H2CO3(aq)，大部分以水合CO2的形式存在，水合CO2可用CO2(aq)表示。已知25 ℃时，H2CO3(aq)??CO2(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝600，正反应的速率可表示为v(H2CO3)＝k1·c(H2CO3)，逆反应的速率可表示为v(CO2)＝k2·c(CO2)，则k2________(用含k1的代数式表示)。
答案
解析 当反应达到平衡时，正反应速率等于逆反应速率，则由v(H2CO3)＝v(CO2)可得：k1c(H2CO3)＝k2c(CO2)，＝＝K＝600，解得k2＝。
?归纳总结
速率常数与化学平衡常数之间的关系
推导 一定温度下，可逆反应：aA(g)＋bB(g)??gG(g)＋hH(g)，达到平衡状态时，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)，因平衡时v正＝v逆，则k正·ca(A)·cb(B)＝k逆·cg(G)·ch(H)
关系 ＝＝K
[微练3] (2022·潍坊一模)研究HI的分解与合成对提高反应2CH3I(g)??C2H4(g)＋2HI(g)中CH3I(g)的平衡转化率有重要意义。T ℃，将a mol I2(g)和a mol H2(g)置于已抽成真空的特制1 L密闭容器中，40 min时体系达到平衡，体系中存在如下反应关系：
Ⅰ.I2(g)??2I(g) Kp1＝2.304
Ⅱ.H2(g)＋I2(g)??2HI(g) Kp2
Ⅲ.HI(g)??H(g)＋I(g) Kp3＝8.0×10－6
Ⅳ.H2(g)??2H(g) Kp4＝1.0×10－9
①则Kp2＝________。
②实验测得平衡体系总压强为5.0×107 Pa，HI的分压为3.6×107 Pa，H2的分压为7.2×106 Pa，已知该反应的正反应速率为v正＝k正·x(H2)·x(I2)，逆反应速率为v逆＝k逆·x2(HI)，其中k正、k逆为速率常数，x为物质的量分数，若k正＝b min－1，在t＝40 min时，v正＝________ min－1(用含b的代数式表示)。
答案 ①36 ②1.44×10－2b
解析 ①由盖斯定律可知，Ⅱ＝Ⅰ＋Ⅳ－2Ⅲ，故Kp2＝＝＝36。
②因为压强之比等于物质的量之比，40 min达到平衡时，Kp＝，即36＝，故p(I2)＝5×106 Pa，故v正＝k正·x(H2)·x(I2)＝b×× min－1＝1.44×10－2b min－1。
2.化学平衡常数
[要点回顾] Kp含义及表达式
(1)含义
有气体参与的反应，在化学平衡体系中，各气体物质的分压替代平衡浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。
(2)表达式
对于一般可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时其压强平衡常数Kp可表示为Kp＝
其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)表示反应物和生成物的分压，用平衡分压可以这样计算：
分压＝总压×物质的量分数。
p(总)＝p(A)＋p(B)＋p(C)＋p(D)；
＝＝。
[示例4] (2021·广东卷)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应：
a)CH4(g)＋CO2(g)??2CO(g)＋2H2(g) ΔH1
b)CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g) ΔH2
c)CH4(g)??C(s)＋2H2(g) ΔH3
d)2CO(g)??CO2(g)＋C(s) ΔH4
e)CO(g)＋H2(g)??H2O(g)＋C(s) ΔH5
设K为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0＝100 kPa)。反应a、c、e的ln K随(温度的倒数)的变化如图所示。
①反应a、c、e中，属于吸热反应的有________(填字母)。
②反应c的相对压力平衡常数表达式为K＝________。
③在图中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)＝1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程：_____________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ①ac ②
③由题图中A点对应温度下反应c的ln K＝0，即K＝＝1，p(CH4)＝＝＝16 kPa，p初始(CH4)＝100 kPa×＝50 kPa，CH4的平衡转化率为×100%＝68%
解析 ①由题图可知，反应a、c的K随T升高而增大，故a、c均为吸热反应。反应e的K随T升高而减小，故e为放热反应。②由于C(s)是固体，因此反应c的相对压力平衡常数表达式为K＝＝。③由题图可知，A点对应温度下反应c的lnK＝0，即K＝＝1，p(CH4)＝＝＝16 kPa，根据反应条件，可知二氧化碳与甲烷物质的量之比等于压强之比，则p初始(CH4)＝×100 kPa＝50 kPa，则CH4的平衡转化率为×100%＝68%。
?思维流程
1.根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
2.计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
3.根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
4.根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝。
[微练4] (2022·河北九师联盟质检)C3H8制备C3H6(丙烯)的两种反应如下：
(Ⅰ)直接脱氢：C3H8(g)??C3H6(g)＋H2(g) Kp(Ⅰ)
(Ⅱ)氧化脱氢：C3H8(g)＋CO2(g)??C3H6(g)＋CO(g)＋H2O(g) Kp(Ⅱ)
恒压条件下，反应(Ⅰ)、反应(Ⅱ)[起始＝1]分别发生反应达到平衡时，C3H8的平衡转化率随温度(K)变化的曲线如图所示。
①反应(Ⅱ)的ΔH________0(填“>”“＝”或“＜”)。
②若恒温时，压强增大，则的值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
③若初始压强为p，计算N点处，该温度下的Kp(Ⅰ)＝________，其中Kp是以分压(分压＝总压×物质的量分数)表示的平衡常数。
答案 ①1> ②不变 ③p
解析 ①由图可知随着温度升高，C3H8的转化率升高故该反应为吸热反应，即ΔH>0；②平衡常数只与温度有关，温度不变，常数不变，故不变；③设起始加入的二氧化碳和丙烷的物质的量为x mol，由图可知N点C3H8的平衡转化率为50%，N点对应反应Ⅰ，可得平衡时C3H8、C3H6、H2的物质的量均为0.5x mol，C3H8、C3H6、H2的物质的量分数均为，则平衡常数Kp(Ⅰ)＝＝＝p。
智能点三 读懂图像——精准判断速率、平衡对实际生产的调控作用
[示例5] (2020·天津卷)恒压下，CO2和H2的起始物质的量比为1∶3时，发生反应CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＜0，该反应在无分子筛膜时甲醇的平衡产率和有分子筛膜时甲醇的产率随温度的变化如图所示，其中分子筛膜能选择性分离出H2O。
①甲醇平衡产率随温度升高而降低的原因为_________________________________________________________________。
②P点甲醇产率高于T点的原因为_________________________________
_________________________________________________________________。
③根据上图，在此条件下采用该分子筛膜时的最佳反应温度为________ ℃。
?思维流程
思维流程 第一问 第二问
叙反应特点 该反应为放热反应 反应体系全为气体
说条件变化 升高温度 不断分离出H2O，生成物浓度减小
定移动方向 平衡逆向移动 平衡正向移动
得影响结论 甲醇平衡产率降低 P点甲醇产率高于T点
答案 ①该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动(或平衡常数减小) ②分子筛膜从反应体系中不断分离出H2O，有利于反应正向进行，甲醇产率升高 ③210
[微练5] (2021·湖南卷)氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运。某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将0.1 mol NH3通入3 L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200 kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
①若保持容器容积不变，t1时反应达到平衡，用H2的浓度变化表示0～t1时间内的反应速率v(H2)＝________ mol·L－1·min－1(用含t1的代数式表示)；
②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后N2分压变化趋势的曲线是________(用图中a、b、c、d表示)，理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ① ②b 容积迅速缩小至原来的一半时，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小
[微练6] (2022·湘豫名校联考)乙烯的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的重要标志之一。羟基氮化硼可高效催化乙烷氧化脱氢制乙烯。
主反应：2C2H6(g)＋O2(g)??2C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－211.6 kJ·mol－1；
副反应：C2H4(g)===C2H2(g)＋H2(g) ΔH2＝＋174.3 kJ·mol－1。
工业上催化氧化制乙烯时，通常在乙烷和氧气的混合气体中掺入惰性气体，即将一定比例的C2H6、O2和N2混合气体以一定的流速通过两种不同的催化剂进行反应，相同时间内测得乙烯的产率如图所示。
(1)a点________(填“是”或“不是”)对应温度下乙烯的平衡产率，并说明理由_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)温度较低时乙烯的产率随温度变化不大的主要原因是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)不是 催化剂不能改变化学平衡，根据曲线Ⅱ可知，a点对应的温度下乙烯的平衡产率应该更高 (2)温度较低时，催化剂的活性低，反应速率较慢，产率较低
【微题型建模】 化学平衡图像分析
【题型建模】
[典例] (2021·山东卷)2－甲氧基－2－甲基丁烷(TAME)常用作汽油原添加剂。在催化剂作用下，可通过甲醇与烯烃的液相反应制得，体系中同时存在如图反应：
反应Ⅰ： ΔH1
反应Ⅱ： ΔH2
反应Ⅲ： ΔH3
回答下列问题：
(1)反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ以物质的量分数表示的平衡常数Kx与温度T变化关系如图所示。的数值范围是____________(填标号)。
A.<－1 B.－1～0
C.0～1 D.>1
(2)为研究上述反应体系的平衡关系，向某反应容器中加入1.0 mol TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则平衡体系中B的物质的量为____________ mol，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝____________。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)平衡时，A与CH3OH物质的量浓度之比c(A)∶c(CH3OH)＝____________。
(3)为研究反应体系的动力学行为，向盛有四氢呋喃的另一容器中加入一定量A、B和CH3OH。控制温度为353 K，A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化如图所示。代表B的变化曲线为________(填“X”或“Y”)；t＝100 s时，反应Ⅲ的正反应速率v正________逆反应速率v逆(填“＞”“＜”或“＝”)。
答案 (1)D (2)0.9α
逆向移动 1∶10
(3)X ＜
解析 (1)由平衡常数Kx与温度T变化关系曲线可知，反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数的自然对数随温度升高(要注意横坐标为温度的倒数)而减小，说明3个反应均为放热反应，即ΔH1＜0、ΔH2＜0、ΔH3＜0，由盖斯定律可知，Ⅰ－Ⅱ＝Ⅲ，则ΔH1－ΔH2＝ΔH3＜0，因此ΔH1＜ΔH2，由于放热反应的ΔH越小，其绝对值越大，则的数值范围是大于1，选D。
(2)向某反应容器中加入1.0 mol TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α，则平衡时n(TAME)＝(1－α) mol，n(A)＋n(B)＝n(CH3OH)＝α mol。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则＝9.0，将该式代入上式可以求出平衡体系中B的物质的量为0.9α mol，n(A)＝0.1α mol，容器中气体总物质的量为TAME＋A＋B＋CH3OH＝1－α＋α＋α＝1＋α mol ，A的物质的量分数，CH3OH的物质的量分数，TAME的物质的量分数，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝＝。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将向着分子数增大的方向移动，即逆向移动。平衡时，TAME的转化率变大，但是平衡常数不变，A与CH3OH物质的量浓度之比不变，c(A)∶c(CH3OH)＝0.1α∶α＝1∶10。
(3)温度为353 K，反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，＝9.0。由A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化曲线可知，X代表的平衡浓度高于Y，则代表B的变化曲线为X；由曲线的变化趋势可知，100 s 以后各组分的浓度仍在变化，t＝100 s时＝≈10.2＞9，因此，反应Ⅲ正在向逆反应方向移动，故其正反应速率v正小于逆反应速率v逆。
?解题模型
【分点突破】
微题型1 速率、平衡综合题
[精练1] (2022·辽宁卷)工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，目前已有三位科学家因其获得诺贝尔奖，其反应为：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1 ΔS＝－200 J·K－1·mol－1
回答下列问题：
(1)合成氨反应在常温下________(填“能”或“不能”)自发。
(2)________温(填“高”或“低”，下同)有利于提高反应速率，________温有利于提高平衡转化率，综合考虑催化剂(铁触媒)活性等因素，工业常采用400～500 ℃。
针对反应速率与平衡产率的矛盾，我国科学家提出了两种解决方案。
(3)方案二：M－LiH复合催化剂。
下列说法正确的是________。
a.300 ℃时，复合催化剂比单一催化剂效率更高
b.同温同压下，复合催化剂有利于提高氨的平衡产率
c.温度越高，复合催化剂活性一定越高
(4)某合成氨速率方程为：v＝kcα(N2)cβ(H2)·cγ(NH3)，根据表中数据，γ＝________。
实验
1 m n p q
2 2m n p 2q
3 m n 0.1p 10q
4 m 2n p 2.828q
在合成氨过程中，需要不断分离出氨的原因为________。
a.有利于平衡正向移动
b.防止催化剂中毒
c.提高正反应速率
答案 (1)能 (2)高 低 (3)a (4) －1 a
解析 (1)对于合成氨反应，常温下，ΔG＝ΔH－TΔS＝－92.4 kJ·mol－1－298 K×(－0.2 kJ·K－1·mol－1)＝－32.8 kJ·mol－1<0，故合成氨反应在常温下能自发进行；(2)其他条件一定时，升高温度，可以提供更高的能量，使活化分子百分数增大，反应速率加快；合成氨反应是放热反应，要提高平衡转化率，即使反应平衡正向移动，应降低温度；(3)由题图可知，300 ℃时，复合催化剂催化时合成氨反应的反应速率比单一催化剂催化时大很多，说明300 ℃时复合催化剂比单一催化剂效率更高，a正确；同温同压下，复合催化剂能提高反应速率，但不能使平衡发生移动，故不能提高氨的平衡产率，b错误；温度过高，复合催化剂可能会失去活性，催化效率反而降低，c错误；故选a；(4)将实验1、3中数据分别代入合成氨的速率方程可得：①q＝k·mα·nβ·pγ，③10q＝k·mα·nβ·(0.1p)γ，可得γ＝－1。合成氨过程中，不断分离出氨，即降低体系中c(NH3)，生成物浓度下降，平衡向正反应方向移动，但不会提高正反应速率，a正确，c错误；反应主产物即氨不能使催化剂中毒，b错误。
微题型2 速率、平衡——能量变化综合题
[精练2] (2022·浙江6月选考)主要成分为H2S的工业废气的回收利用有重要意义。
(1)回收单质硫。将三分之一的H2S燃烧，产生的SO2与其余H2S混合后反应：
2H2S(g)＋SO2(g)??S8(s)＋2H2O(g)。在某温度下达到平衡，测得密闭系统中各组分浓度分别为c(H2S)＝2.0×10－5mol·L－1、c(SO2)＝5.0×10－5 mol·L－1、c(H2O)＝4.0×10－3 mol·L－1，计算该温度下的平衡常数K＝__________。
(2)热解H2S制H2。根据文献，将H2S和CH4的混合气体导入石英管反应器热解(一边进料，另一边出料)，发生如下反应：
Ⅰ.2H2S(g)??2H2(g)＋S2(g) ΔH1＝170 kJ·mol－1
Ⅱ.CH4(g)＋S2(g)??CS2(g)＋2H2(g) ΔH2＝64 kJ·mol－1
总反应：
Ⅲ.2H2S(g)＋CH4(g)??CS2(g)＋4H2(g)
投料按体积之比V(H2S)∶V(CH4)＝2∶1，并用N2稀释；常压，不同温度下反应相同时间后，测得H2和CS2体积分数如下表：
温度/℃ 950 1 000 1 050 1 100 1 150
H2/V(%) 0.5 1.5 3.6 5.5 8.5
CS2/V(%) 0.0 0.0 0.1 0.4 1.8
请回答：
①反应Ⅲ能自发进行的条件是_________________________________。
②下列说法正确的是______。
A.其他条件不变时，用Ar替代N2作稀释气体，对实验结果几乎无影响
B.其他条件不变时，温度越高，H2S的转化率越高
C.由实验数据推出H2S中的S—H键强于CH4中的C—H键
D.恒温恒压下，增加N2的体积分数，H2的浓度升高
③在1 000 ℃，常压下，保持通入的H2S体积分数不变，提高投料比[V(H2S)∶V(CH4)]，H2S的转化率不变，原因是________________________
_________________________________________________________________。
④在950 ℃～1 150 ℃范围内(其他条件不变)，S2(g)的体积分数随温度升高发生变化，写出该变化规律并分析原因_________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)8×108 L·mol－1 (2)①高温 ②AB ③1 000 ℃时CH4不参与反应，相同分压的H2S经历相同的时间转化率相同 ④先升后降；在低温段，以反应Ⅰ为主，随温度升高，S2(g)的体积分数增大；在高温段，随温度升高，反应Ⅱ消耗S2的速率大于反应Ⅰ生成S2的速率，S2(g)的体积分数减小
解析 (1)根据方程式可知该温度下平衡常数K＝＝ L·mol－1＝8×108 L·mol－1；(2)①根据盖斯定律可知Ⅰ＋Ⅱ即得到反应Ⅲ的ΔH＝234 kJ·mol－1，这说明反应Ⅲ是吸热的体积增大(即ΔS＞0)的反应，根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0可自发进行可知反应Ⅲ自发进行的条件是高温；②Ar是稀有气体，与体系中物质不反应，所以其他条件不变时，用Ar替代N2作稀释气体，对实验结果几乎无影响，A正确；正反应吸热，升高温度平衡正向进行，温度越高，H2S的转化率越高，B正确；根据表中数据无法得出H2S中S—H键和CH4中C—H键的相对强弱，事实上C—H键的键能大于S—H键键能，C错误；恒温恒压下，增加N2的体积分数，相当于减压，平衡正向进行，H2的物质的量增加，故容器容积增加，H2浓度减小，D错误；③根据表中数据可知1 000 ℃时CH4不参与反应，相同分压的H2S经历相同的时间转化率相同，所以在1 000 ℃常压下，保持通入的H2S体积分数不变，提高投料比时H2S的转化率不变；④由于在低温段，以反应Ⅰ为主，随温度升高，S2(g)的体积分数增大；在高温段，随温度升高，反应Ⅱ消耗S2的速率大于反应Ⅰ生成S2的速率，S2(g)的体积分数减小，因此变化规律是先升后降。
[精练3] (2022·山东卷)利用γ－丁内酯(BL)制备1，4－丁二醇(BD)，反应过程中伴有生成四氢呋喃(THF)和1－丁醇(BuOH)的副反应，涉及反应如下：
已知：①反应Ⅰ为快速平衡，可认为不受慢反应Ⅱ、Ⅲ的影响；②因反应Ⅰ在高压H2氛围下进行，故H2压强近似等于总压。回答下列问题：
(1)以5.0×10－3 mol BL或BD为初始原料，在493 K、3.0×103 kPa的高压H2氛围下，分别在恒压容器中进行反应。达平衡时，以BL为原料，体系向环境放热X kJ；以BD为原料，体系从环境吸热Y kJ。忽略副反应热效应，反应Ⅰ焓变ΔH(493 K，3.0×103 kPa)＝________ kJ·mol－1。
(2)初始条件同上。xi表示某物种i的物质的量与除H2外其它各物种总物质的量之比，xBL和xBD随时间t变化关系如图甲所示。实验测得X
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)－200(X＋Y) (2)a或c
8.3×10－8 0.08 39%
(3)c 由于b和c代表的温度相同，而压强对反应速率的影响可忽略，压强增大反应Ⅱ、Ⅲ均是逆向移动，(xBD/xBL)max增大，故＝1.0所需时间更长
解析 (1)依题意，结合已知信息，可推定在同温同压下，以同物质的量的BL或BD为初始原料，达到平衡时的状态相同，两个平衡完全等效。则以5.0×10－3 mol的BL为原料，达到平衡时放出X kJ热量与同物质的量的BD为原料达到平衡时吸收Y kJ热量的能量二者能量差值为(X＋Y)kJ，则1 mol时二者能量差值为200(X＋Y) kJ，反应Ⅰ为放热反应，因此焓变ΔH＝－200(X＋Y) kJ·mol－1。(2)实验测定X
(1)对温室气体 CO2的研究一直是科技界关注的重点。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。
已知：①H2和CH4的燃烧热分别为285.5 kJ/mol和890.0 kJ/mol。
②H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ/mol
试写出H2还原CO2生成CH4和H2O(g)的热化学方程式_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)汽车尾气是雾霾形成的原因之一，研究氮氧化物的处理方法可有效减少雾霾的形成。
①可采用氧化还原法脱硝：4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)??4N2(g)＋6H2O(g) ΔH＜0
a.根据如图所示判断提高脱硝效率的最佳条件是_________________________________________________________________；
氨氮比一定时，在400 ℃时，脱硝效率最大，其可能的原因是_________________________________________________________________。
b.如图为平衡时N2的体积分数与温度、压强的关系，若在D点对反应容器升温的同时压缩体积使体系压强增大，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的________点。
②用活性炭还原法可以处理氮氧化物，某研究小组向某密闭容器加入一定量的活性炭和NO，发生反应：C(s)＋2NO(g)??N2(g)＋CO2(g) ΔH＞0在T ℃时，反应进行到不同时间测得各物质的量浓度如下：
时间/min 0 10 20 30 40 50
c(NO)/mol·L－1 1.0 0.58 0.40 0.40 0.48 0.48
c(N2)/mol·L－1 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36
c(CO2)/mol·L－1 0 0.21 0.30 0.30 0.36 0.36
30 min后，只改变某一条件，根据上表的数据判断改变的条件可能是__________(填字母)。
A.通入一定量的CO2
B.加入合适的催化剂
C.适当缩小容器的体积
D.通入一定量的NO
E.加入一定量的活性炭
F.适当升高温度
(3)CO2在Cu－ZnO催化下，可同时发生如下的反应Ⅰ、Ⅱ，可作为解决温室效应及能源短缺的重要手段。
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－57.8 kJ/mol
Ⅱ.CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.2 kJ/mol
在Cu－ZnO存在的条件下，保持温度T不变，在一刚性密闭容器中，充入一定量的
CO2及H2，起始及达平衡时，容器内各气体物质的量如下表：
CO2 H2 CH3OH CO H2O(g) 总压/kPa
起始/mol 5.0 7.0 0 0 0 p0
平衡/mol n1 n2 p
若反应Ⅰ、Ⅱ均达平衡时，p0＝1.2p，则表中n1＝________，此时n2＝2，则反应Ⅰ的平衡常数Kp＝________(已知：气体各组分的分压p(B)，等于总压乘以其体积分数，用含总压p的式子表示)。
答案 (1)4H2(g)＋CO2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－164 kJ/mol
(2)①400 ℃，氨氮物质的量之比是1 400 ℃时，催化剂活性最好，催化效率高，同时温度较高，反应速率较快 G ②CD
(3)1.0
解析 (1)H2 和 CH4 的燃烧热分别为
285.5 kJ/mol 和 890.0 kJ/mol，则有①H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.5 kJ·mol－1；②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－890.0 kJ·mol－1；又已知③H2O(l)===H2O(g) ΔH＝＋44 kJ/mol，根据盖斯定律反应①×4－②＋③×2即可得H2还原CO2生成CH4和H2O(g)的热化学方程式4H2(g)＋CO2(g)===CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－285.5×4＋890.0＋44×2) kJ/mol＝－164 kJ/mol。(2)①a.据图可知400 ℃，氨氮物质的量之比是1时，脱硝效率最高；400 ℃时，催化剂活性最好，催化效率高，同时温度较高，反应速率较快，所以脱硝效率最大。b.根据氧化还原法脱硝反应方程式：4NO(g)＋4NH3(g)＋O2(g)??4N2(g)＋6H2O(g) ΔH＜0可知，若在D点对反应容器升温平衡逆向移动，平衡时N2的体积分数减小；同时压缩体积使体系压强增大，平衡也向逆向移动，平衡时N2的体积分数减小，所以最终D点会转移到G点。②A.通入一定量的CO2，平衡逆向移动，平衡后N2浓度减小，故不选A；B.加入合适的催化剂，平衡不移动，各物质浓度不变，故不选B；C.适当缩小容器的体积，各物质浓度均同种程度增大，故选C；D.通入一定量的NO，相当于加压，各物质浓度均同种程度增大，故选D；E.加入一定量的活性炭，加入固体，平衡不移动，气体浓度不变，故不选E；F.正反应吸热，适当升高温度，平衡正向移动，NO浓度降低，故不选F。(3)反应前气体的物质的量是12 mol，压强为p0＝1.2p，反应后气体压强变为p，则反应后气体的物质的量是12×＝10 mol，设生成甲醇的物质的量是n1，
所以n1＝1 mol；则该反应生成水1 mol，消耗CO2 1 mol、消耗H2 3 mol，此时n2＝2，则CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)反应生成1 mol H2O，消耗1 mol CO2、消耗1 mol H2，所以容器中CO2、H2的物质的量分别是3 mol、3 mol；反应Ⅰ的平衡常数Kp＝＝。
微题型3 速率、平衡——电化学综合题
[精练5] (2022·湖南卷)2021年我国制氢量位居世界第一，煤的气化是一种重要的制氢途径。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，起始压强为0.2 MPa时，发生下列反应生成水煤气：
Ⅰ.C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g)
ΔH1＝＋131.4 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g) ΔH2＝－41.1 kJ·mol－1
①下列说法正确的是__________。
A.平衡时向容器中充入惰性气体，反应Ⅰ的平衡逆向移动
B.混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
C.平衡时H2的体积分数可能大于
D.将炭块粉碎，可加快反应速率
②反应平衡时，H2O(g)的转化率为50%，CO的物质的量为0.1 mol。此时，整个体系__________(填“吸收”或“放出”)热量__________kJ，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝__________(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(2)一种脱除和利用水煤气中CO2方法的示意图如下：
①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，则该溶液的pH＝__________(该温度下H2CO3的Ka1＝4.6×10－7，Ka2＝5.0×10－11)。
②再生塔中产生CO2的离子方程式为_________________________________
_________________________________________________________________。
③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极反应式为_________________________________________________________________。
答案 (1)①BD ②吸收 31.2 0.02 MPa
(2)①10 ②2HCOCO2↑＋CO＋H2O
③2CO2＋12e－＋12H＋===C2H4＋4H2O、AgCl＋e－===Ag＋Cl－
解析 (1)①在恒温恒容条件下，平衡时向容器中充入惰性气体不能改变反应物的浓度，因此反应Ⅰ的平衡不移动，A说法不正确；在反应中有固体C转化为气体，气体的质量增加，而容器的体积不变，因此气体的密度在反应过程中不断增大，当混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，B说法正确；若C(s)和H2O(g)完全反应全部转化为CO2(g)和H2(g)，由C(s)＋2H2O(g)===CO2(g)＋2H2(g)可知，H2的体积分数的极值为，由于可逆反应有一定的限度，反应物不可能全部转化为生成物，因此，平衡时H2的体积分数不可能大于，C说法不正确；将炭块粉碎可以增大其与H2O(g)的接触面积，因此可加快反应速率，D说法正确。②反应达到平衡时，H2O(g)的转化率为50%，则水的变化量为0.5 mol，水的平衡量也是0.5 mol，由于CO的物质的量为0.1 mol，CO和CO2中的O均来自于H2O中，则根据O原子守恒可知CO2的物质的量为0.2 mol，生成0.2 mol CO2时消耗了0.2 mol CO，故在反应Ⅰ实际生成了0.3 mol CO。根据相关反应的热化学方程式可知，整个体系的热量变化为＋131.4 kJ·mol－1×0.3 mol－41.1 kJ·mol－1×0.2 mol＝39.42 kJ－8.22 kJ＝31.2 kJ；由H原子守恒可知，平衡时H2的物质的量为0.5 mol，CO的物质的量为0.1 mol，CO2的物质的量为0.2 mol，水的物质的量为0.5 mol，则平衡时气体的总物质的量为0.5 mol＋0.1 mol＋0.2 mol＋0.5 mol＝1.3 mol，在同温同体积条件下，气体的总压之比等于气体的总物质的量之比，则平衡体系的总压为0.2 MPa×1.3＝0.26 MPa，反应Ⅰ的平衡常数Kp＝×p总＝×0.26 MPa≈0.02 MPa。(2)①某温度下，吸收塔中K2CO3溶液吸收一定量的CO2后，c(CO)∶c(HCO)＝1∶2，由Ka2＝可知，c(H＋)＝×Ka2＝2×5.0×10－11 mol·L－1＝1.0×10－10 mol·L－1，则该溶液的pH＝10。
②再生塔中KHCO3受热分解生成K2CO3、H2O和CO2，该反应的离子方程式为2HCOCO2↑＋CO＋H2O。③利用电化学原理，将CO2电催化还原为C2H4，阴极上发生还原反应，阳极上水放电生成氧气和H＋，H＋通过质子交换膜迁移到阴极区参与反应生成乙烯，铂电极和AgCl/Ag电极均为阴极，在电解过程中AgCl可以转化为Ag，则阴极的电极反应式为2CO2＋12e－＋12H＋===C2H4＋4H2O、AgCl＋e－===Ag＋Cl－。
微题型4 速率、平衡——电解质溶液综合题
[精练6] (2022·安徽十八校联盟模拟)碳的氧化物在金属冶炼、有机合成中有着广泛的应用。回答下列问题：
(1)向某密闭实验炉中加入足量Fe2O3(s)、适量的CO(g)，控制适当条件使其反应得到Fe(s)、CO2 (g)，实验表明，无论如何调控反应条件及反应时间，最终混合气体中总会含有一定量的CO(设体积分数为a%)，最可能的原因是_________________________________________________________________。
若维持温度不变，再向该容器中充入一定量的CO，经过充分反应，体系中CO的体积分数________a%(填“>”、“＜”或“＝”)。
(2)在催化剂存在下，反应开始时，向密闭容器中加入6 mol H2、2 mol CO2，发生反应：6H2(g)＋2CO2(g)??CH2===CH2 (g)＋4H2O(g) ΔH。在恒压(4 MPa)下测得CO2的平衡转化率、催化剂催化效率与温度的关系如下图所示。
①该反应的ΔH________0。(填“>”、“＜”或“＝”)，转化中应将温度控制在________ ℃较好，写出一定温度下提高CO2转化率的两种方法_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②已知在恒压(4 MPa)、恒温(250 ℃)下，经过10 min后反应达到平衡状态，则v(H2)________ MPa·min－1(保留到小数点后3位数字)，Kp＝________(列出算式即可)。
(3)碳捕捉技术的发展有利于实现CO2资源性利用。常温下，某次用NaOH溶液捕捉空气中CO2，所得溶液中c(HCO)＝2c(CO)，则c(Na＋)－[c(HCO)＋2c(CO)]≈________(填具体数据)，已知相应温度下Ka1(H2CO3)＝4.4×107、Ka2(H2CO3)＝5×10－11。
答案 (1)CO与Fe2O3的反应是可逆反应 ＝ (2)①< 250 适当增大压强、增大H2用量，不断分离出产品 ②0.115 (3)10－4 mol/L
解析 (1)①因为无论如何调控反应条件及反应时间，最终混合气体中总会含有一定量的CO(设体积分数为a%)，说明反应物一定存在，故该反应为可逆反应。②该反应的化学平衡常数的表达式为：K＝，当温度不变时，不论加入CO的量，平衡常数不变，故保持不变，故体系中CO的体积分数＝a%。(2)①如图所示，CO2的平衡转化率随温度升高而下降，则平衡逆向移动，反应放热，故ΔH<0，因为在250 ℃时催化剂的催化效率最大，故转化中应将温度控制在250 ℃较好，保持温度不变，通过适当增大压强、增大H2用量、不断分离出产品等方法可以提高CO2的转化率。②由题干和图像，可列三段式：
因为反应体系为恒压体系，
故v(H2)＝＝≈0.115 MPa·min－1，故Kp＝＝。(3)因为Ka2(H2CO3)＝且c(HCO)＝2c(CO)，故Ka2(H2CO3)＝，故c(H＋)＝－10－10 mol/L，c(OH－)＝10－4 mol/L，由电荷守恒可知c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HCO)＋2c(CO)，故c(Na＋)－[c(HCO)＋2c(CO)]＝c(OH－)－c(H＋)≈10－4 mol/L。
题型特训
题型特训1 速率、平衡——能量变化综合题
1.(2022·安徽六校联考)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。“碳中和”是指二氧化碳的排放总量和减少总量相当，这对于改善环境，实现绿色发展至关重要。回答下列问题：
Ⅰ.化学链燃烧(CLC)是利用载氧体将空气中的氧传输至燃料的新技术，与传统燃烧方式相比，避免了空气和燃料的直接接触，有利于高效捕集CO2。基于CuO/Cu2O载氧体的甲烷化学链燃烧技术示意图如下。
空气反应器与燃料反应器中发生的反应分别为：
①2Cu2O(s)＋O2(g)===4CuO(s) ΔH＝－227 kJ/mol
②8CuO(s)＋CH4(g)===4Cu2O(s)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－348 kJ/mol
(1)反应CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝________ kJ/mol。
(2)氧的质量分数：载氧体Ⅰ________(填“＞”“＝”或“＜”)载氧体Ⅱ。
(3)往盛有CuO/Cu2O载氧体的刚性密闭容器中充入空气[氧气的物质的量分数x(O2)为21%]，发生反应①。平衡时x(O2)随反应温度T变化的曲线如图1所示。985 ℃时O2的平衡转化率α(O2)＝________(保留2位有效数字)。
Ⅱ.利用工厂废气中的硫化氢可将CO转化为化工原料羰基硫(COS)：CO(g)＋H2S(g)===COS(g)＋H2(g) ΔH，240 ℃时，其平衡常数K＝1。
(4)在某密闭容器中，以不同投料比[]进行上述反应，相同时间内H2S的转化率与温度(T)的关系如图2所示。则ΔH________(填“＞”或“＜”)0，转化率先增大后减小的原因是___________________________________________
_________________________________________________________________。
(5)分别在300 ℃、320 ℃进行上述反应，反应中H2S(g)和COS(g)的体积分数(w)随时间(t)的变化关系如图3所示。已知：起始时密闭容器中w[H2S(g)]和w[CO(g)]、w[COS(g)]和w[H2(g)]分别相等。则320 ℃时，表示w[H2S(g)]的曲线是________(填“甲”、“乙”、“丙”或“丁”)。
Ⅲ.二氧化碳催化加氢合成乙烯也是综合利用CO2的热点研究领域。CO2和H2在铁系催化剂作用下发生化学反应：
①2CO2(g)＋6H2(g)??C2H4(g)＋4H2O(g)
②CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)
(6)在1 L密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2，在铁系催化剂作用下进行反应，CO2的平衡转化率随温度和压强的变化如图4所示，图4中点M(350，70)，此时乙烯的选择性为(选择性：转化的CO2中生成C2H4和CO的百分比)。则该温度时反应②的平衡常数Kp＝________(分压＝总压×物质的量分数)。
答案 (1)－802 (2)＞ (3)58%
(4)＜ 该反应为放热反应，温度小于T0时反应未达平衡，故随温度升高，H2S转化率增大；温度大于T0后反应已达平衡，升温导致平衡逆向移动，硫化氢平衡转化率降低
(5)甲 (6) (或0.73)
解析 (1)根据盖斯定律，由①×2＋②得反应CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－227 kJ/mol ×2＋(－348 kJ/mol)＝－802 kJ/mol；(2)由图可知，载氧体Ⅰ在空气反应器中吸收空气中的氧气，然后转移到燃料反应器中，再和甲烷发生反应释放出水和二氧化碳，得到载氧体Ⅱ，所以氧的质量分数大小为：载氧体Ⅰ>载氧体Ⅱ；(3)根据题意，往盛有CuO/Cu2O载氧体的刚性密闭容器中充入空气发生反应①，且氧气的物质的量分数x(O2)为21%，设通入的空气的物质的量为a mol，氧气的消耗量为b mol，则起始时氧气的物质的量为0.21a mol，平衡时氧气的物质的量为(0.21a－b) mol，空气中其他气体的物质的量为0.79a mol，由图可知，985 ℃时，平衡时x(O2)＝10%，即×100%＝10%，整理得b＝a，则平衡转化率a(O2)＝×100%≈58%；(4)当反应平衡后随着升温转化率下降，反应逆向进行，故正反应为放热反应；该反应为放热反应，温度小于T0时反应未达平衡，故随温度升高，H2S转化率增大；温度大于T0后反应已达平衡，升温导致平衡逆向移动，硫化氢平衡转化率降低；(5)240 ℃时，其平衡常数K＝1，w[H2S(g)]＝w[CO(g)]＝w[COS(g)]＝w[H2(g)]＝25%，反应放热升高温度平衡逆向移动，生成物体积分数减小，反应物体积分数增大，起始时密闭容器中w[H2S(g)]和w[CO(g)]、w[COS(g)]和w[H2(g)]分别相等，甲、丁处于同一温度体系(320 ℃)，乙、丙处于同温度体系(300 ℃)，320 ℃时，表示w[H2S(g)]的曲线是甲；(6)在1 L密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2，在铁系催化剂作用下进行反应CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)，图4中点M(350，70)，即350 ℃时CO2的平衡转化率为70%，转化的CO2的物质的量为1 mol×70%＝0.7 mol，此时乙烯的选择性为，则转化为乙烯的二氧化碳的物质的量为×0.7 mol＝0.4 mol，转化为CO的CO2的物质的量为0.7 mol－0.4 mol＝0.3 mol，根据化学方程式列出三段式：
平衡时CO2的物质的量为1 mol－0.3 mol－0.4 mol＝0.3 mol，CO的物质的量为0.3 mol，H2的物质的量为3 mol－0.3 mol－1.2 mol＝1.5 mol，水蒸气的物质的量为0.3 mol＋0.8 mol＝1.1 mol，C2H4的物质的量为0.2 mol，气体的总物质的量为0.3 mol＋0.3 mol＋1.5 mol＋1.1 mol＋0.2 mol＝3.4 mol，则该温度时反应②的平衡常数Kp＝＝。
2.(2022·渭南质检)Ⅰ.将二氧化碳转化为高附加值碳基燃料可有效减少碳排放。二氧化碳加氢制甲醇[CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g)]引起了科学界和工业界的极大兴趣。回答下列问题：
(1)相关的化学键键能数据如表所示：
化学键 H—H C===O H—O C—H C—O
E(kJ/mol) 436 745 465 413 351
写出二氧化碳催化加氢制甲醇的热化学方程式_________________________________________________________________。
(2)采用真空封管法制备磷化硼纳米颗粒，成功的实现了高选择性电催化还原CO2制备甲醇，该反应历程如图所示。
①该过程容易产生副产物________。
②上述合成甲醇的反应速率较慢，要使反应速率加快，需要降低某步骤的能量变化，写出该基元反应的化学方程式：_________________________________
_________________________________________________________________。
Ⅱ.工业中，CO2和H2在催化剂作用下可发生两个平行反应，分别生成CH3OH和CO。
反应a：CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1；
反应b：CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O ΔH2＞0；
在传统的催化固定反应床(CFBR)中，CO2转化率和甲醇选择性通常都比较低，科学团队发展了一种具有反应分离双功能的分子筛膜催化反应器(MR)用于CO2催化加氢制备甲醇，极大地改善了该问题，原理如图所示。
保持压强为5 MPa，向密闭容器中投入一定量CO2和H2，不同反应模式下CO2的平衡转化率和甲醇选择性的相关实验数据如表所示。
实验组 ① ② ③
反应模式 CFBR CFBR CMR
3 3 3
压强/MPa 5 5 3
温度/℃ 250 230 260
CO2转化率 25.6 20.0 36.1
CH3OH选择性 61.3 70.0 100
已知CH3OH选择性：转化的CO2中生成CH3OH的百分比。
(3)CFBR模式时，投料比＝3、一定温度下发生反应，下列说法能作为反应a达到平衡状态的判据是________(填选项字母)。
A.气体压强不再变化
B.CO的体积分数不再变化
C.气体平均相对分子质量不再变化
D.不再变化
E.CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量之比为1∶3∶1∶1
(4)由表中数据可知CMR模式下，CO2的转化率显著提高，结合具体反应分析可能的原因：_________________________________________________。
(5)压力平衡常数Kp是指用平衡分压代替平衡浓度进行计算的平衡常数，平衡分压＝p总×物质的量分数。根据表中数据计算温度为230 ℃时，反应a的Kp值为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
(无需计算，写表达式)。
答案 (1)CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－187 kJ/mol
(2)①CO和CH2O ②·CO＋·OH―→·CO＋·H2O
(3)BCD (4)CMR模式下，只发生反应a，双功能分子筛催化膜反应器能及时分离出产物水蒸气，使平衡右移，二氧化碳的产率增大
(5)
解析 (1)该反应断裂2 mol C===O、3 mol H—H，形成3 mol C—H、1 mol C—O、3 mol H—O，ΔH＝(745 kJ·mol－1×2＋436 kJ·mol－1×3)－(413 kJ·mol－1×3＋351 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1×3)＝－187 kJ·mol－1，则其热化学方程式为：CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－187 kJ/mol；(2)①由图可知，该过程中有副产物CO和CH2O产生；②反应慢的步骤决定整体反应速率，据图可知合成甲醇的过程中·CO＋·OH―→·CO＋·H2O的活化能最大，反应速率最慢，所以需要主要降低该步骤中的能量变化；(3)A.气体压强不再变化由题意可知，反应容器压强为5 MPa不变，反应a和反应b在CFBR模式下反应达到平衡状态时，气体压强不变，故压强不变不能证明反应达到平衡，A错误；B.反应b生成一氧化碳，其体积分数不断增加，CO的体积分数不再变化，可以证明反应达到平衡，B正确；C.这两个反应中，所有的反应物、产物都是气体，故总质量不变，但是反应a前后气体计量系数不同，故气体总物质的量是不断变化的，因此气体平均相对分子质量不再变化可以证明反应达到平衡，C正确；D.反应a中两种物质的投料比和系数比相等，反应b中两种物质的投料比和系数比不相等，是不断变化的，故不再变化可以证明反应达到平衡，D正确；E.反应中各种物质的量之比是无法确定的，故CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量之比为1∶3∶1∶1，无法确定反应达到平衡，E错误；故选BCD；(4)CMR模式下，只发生CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g)，双功能分子筛催化膜反应器能及时分离出产物水蒸气占主导因素，平衡右移，二氧化碳的产率增大；(5)设CO2和H2起始投料分别为1 mol和3 mol。由表中数据知230 ℃时二氧化碳的平衡转化率为20%，得知平衡时CO2的物质的量为0.8 mol。CO2参与反应a生成甲醇的选择性是70%，参与反应b的选择性则是30%，存在两个平衡体系，分别写出三段式如下：
反应b：
反应a：
平衡体系五种气体总物质的量为0.8 mol＋2.52 mol＋0.14 mol＋0.2 mol＋0.06 mol＝3.72 mol。平衡时，反应a中CO2、H2、CH3OH、H2O四种气体的物质的量分数分别为：、、、；Kp＝＝
。
3.(2022·玉林、贵港联考)我国煤炭资源丰富，煤资源的综合利用是重要的研究课题之一。
请回答下列问题：
(1)工业上将水蒸气通过红热的碳即可产生水煤气(CO和H2的混合气体)，称为煤的气化。
①已知该条件下有如下反应：
a.C(s)＋CO2(g)??2CO(g)
ΔH1＝＋172.5 kJ/mol
b.CO(g)＋H2O(g)??H2(g)＋CO2(g)
ΔH2＝－41.2 kJ/mol
请写出水蒸气通过红热的碳产生水煤气的热化学方程式_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②一定温度下，在一个恒容密闭容器中加入足量的C(s)和1 mol H2O(g)，发生上述可逆反应，下列能说明该反应已经达到平衡状态的有________(填标号)。
A.c(CO)＝c(H2)
B.断裂2 mol H—O键的同时生成1 mol H—H键
C.容器内气体的压强保持不变
D.混合气体的密度保持不变
(2)为了比较煤灰中Fe2O3和CaO的催化活性，950 ℃时，将物质的量均为0.2 mol的NO和CO充入容积为2 L的恒容石英玻璃管中，加入催化剂发生反应2NO(g)＋2CO(g)??N2(g)＋2CO2(g) ΔH<0，烟气分析仪测得n(CO)随时间t的变化如图所示：
①写出CO2的电子式：________。
②使用________(填化学式)作催化剂的催化效率更快。
③用CaO作催化剂时，0～2 min内，用N2的浓度变化表示的平均反应速率为________。该反应的化学平衡常数K＝________ (mol/L)－1，若保持反应体系温度不变，达到平衡后，再向容器中充入0.2 mol NO和0.1 mol N2，则v(正)________v(逆)(填“>”“<”或“＝”)。
④3 min时，n(CO)的变化如图所示，则改变的外界条件可能是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________(任答两条)。
答案 (1)①C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g) ΔH＝＋131.3 kJ/mol ②CD
(2)① ②Fe2O3
③0.012 5 mol·L－1·min－1 10 ＞
④降温、减小生成物浓度、向容器中充入NO
解析 (1)①由已知方程式a＋b可得目标方程式：C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g) ΔH，结合盖斯定律得ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋172.5 kJ/mol＋(－41.2 kJ/mol)＝＋131.3 kJ/mol；②A.由于CO与H2生成比例为1∶1，且起始投料均为0，故CO和H2的浓度始终相等，所以两者浓度相等不能说明反应达平衡状态，A不符合题意；B.断裂2 mol H—O键，说明有1 mol H2O消耗，生成1 mol H—H键，说明生成1 mol H2，两者描述的均为正反应速率，不能说明正、逆反应速率相等，B不符合题意；C.随着反应的进行，气体的总物质的量发生改变，压强也随之变化，当压强不变时，说明反应达平衡状态，C符合题意；D.随着反应的进行，气体的总质量发生改变，由于容器体积不变，故混合气体的密度也会随之改变，当混合气体密度不变时，说明反应达平衡状态，D符合题意；(2)①CO2分子中，每个氧原子与碳原子之间共用两对电子，对应电子式为；②由图示知，用Fe2O3作催化剂时，反应在1 min时达平衡，而用CaO作催化剂时，反应在2 min时才达平衡，说明Fe2O3催化效率更快；③由所给数据列三段式如下：
则v(N2)＝＝0.012 5 mol·L－1·min－1；该反应平衡常数K＝
＝＝10；若再充入0.2 mol NO、0.1 mol N2，则此时该反应的浓度商Qc＝＝＝3.33＜K，故平衡正向移动，正反应速率大于逆反应速率；④条件改变瞬间，CO的物质的量不变，说明不是改变CO的量，但条件改变后，CO量减少，说明平衡正向移动，故可能改变的条件是：降温、减小生成物浓度、向容器中充入NO等。
4.(2022·河南示范性高中调研)氨是最重要的氮肥，也是产量最大的化工产品之一。合成氨工艺是人工固氮的重要途径。回答下列问题：
(1)已知气态分子中1 mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，叫做该化学键的键能(kJ·mol－1)。一些键能数据如下表：
化学键 N≡N H—H N—H
键能E(kJ·mol－1) 946.0 436.0 390.8
反应N2 (g)＋3H2(g)??2NH3(g) ΔH＝________ kJ·mol－1。
(2)化学家格哈德·埃特尔在哈伯研究所证实了部分参加反应的分子在固体催化剂表面合成氨的反应过程，模拟示意图如下：
、、分别表示N2、H2、NH3
i.图②表示N2、H2被吸附在催化剂表面，图⑤表示生成的NH3离开催化剂表面，图②到图③的过程________能量(填“吸收”或“放出”)。
ii.N2的吸附分解反应速率慢，决定了合成氨的整体反应速率。实际生产中，原料N2和H2物质的量之比为1∶2.8，分析说明N2过量的理由是_________________________________________________________________
和_________________________________________________________________。
iii.关于合成氨工艺，下列说法正确的是________。
A.控制温度(773 K)远高于室温，是为了提高平衡转化率和加快化学反应速率
B.基于NH3有较强的分子间作用力，可将其液化，不断将液氨移去，利于化学平衡向正反应方向移动
C.当温度、体积一定时，在原料气中添加少量惰性气体，有利于提高平衡转化率
D.原料气须经过净化处理，以防止催化剂中毒和安全事故发生
(3)在体积相同的密闭容器中按物质的量比 1∶3 投入氮气和氢气，发生反应：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，分别在200 ℃、400 ℃、600 ℃条件下进行反应，平衡时NH3的物质的量分数随总压强的变化曲线如图所示：
i.M点和N点的平衡常数大小关系是KM________KN(填“＞”、“＜”或者“＝”)。
ii.M点的平衡常数Kp＝________ MPa－2 (计算结果保留到小数点后2位。用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数。)
答案 (1)－90.8
(2)吸收 原料气中N2相对易得，适度过量有利于提高H2的转化率 N2在催化剂上的吸附是决速步骤，适度过量有利于提高整体反应速率 BD (3)＞ 0.05
解析 (1)根据表中键能数据，可得ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和＝946.0 kJ·mol－1＋436.0 kJ·mol－1×3－390.8 kJ·mol－1×6＝－90.8 kJ·mol－1；(2)i.根据模拟示意图可知，图②到图③的过程表示的是化学键断裂的过程，化学键断裂需要吸收热量，所以该过程表示的是吸热过程。ii.原料中N2相对H2易得，且合成氨反应是可逆反应，N2适度过量有利于提高H2的转化率，N2在催化剂上的吸附是决速步骤，适度过量有利于提高整体反应速率。iii.A.合成氨反应是可逆的放热反应，根据勒夏特列原理，升高温度并不能提高平衡转化率，但能加快化学反应速率和提高催化剂活性，选项A错误；B.由于NH3有较强的分子间作用力，可将其液化，不断将液氨移去，有利于化学平衡向正反应方向移动，选项B正确；C.当温度、体积一定时，在原料气中添加少量惰性气体，并不能改变N2和H2的浓度，并不利于提高平衡转化率，选项C错误；D.制备原料气过程中会产生其他气体杂质，为了防止催化剂中毒和安全事故发生，因此原料气须经过净化处理，选项D正确；(3)i.合成氨反应是放热反应，温度越高，混合物中氨的物质的量分数越低，所以M点对应的温度小于N点对应的温度，温度越高，平衡常数越小，故KM>KN。ii.由M点的坐标可知此时总压是50 MPa，氨的物质的量分数是60%。由投入氮气和氢气的物质的量比是1∶3，它们反应时N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，消耗的物质的量比也是1∶3，所以平衡时剩余的氮气和氢气的物质的量比也是1∶3。则混合气体中剩余的40%分子中，N2分子10%，H2分子占30%，则根据分压＝总压×物质的量分数，可得p(N2)＝50 MPa×10%＝5 MPa，p(H2)＝50 MPa×30%＝15 MPa，p(NH3)＝50 MPa×60%＝30 MPa，则Kp＝＝ MPa－2＝0.05 MPa－2。
5.(2022·东北三校二模)深入研究碳、氮元素的物质转化有着重要的实际意义，合成尿素的反应为：
2NH3(g)＋CO2(g)??CO(NH2)2(g)＋H2O(l) ΔH＝－87.0 kJ/mol
按要求回答下列问题：
(1)若向某恒温且恒容的密闭容器中加入等物质的量的NH3和CO2，发生上述反应。下列叙述不能说明反应已经达到平衡状态的是________(填标号)。
A.断裂6 mol N—H键的同时断裂2 mol O—H键
B.压强不再变化
C.混合气体的密度不再变化
D.CO2的体积分数不再变化
(2)在T1 ℃和T2 ℃时(T1＜T2)，向恒容容器中投入等物质的量的两种反应物，发生以下反应：
HN===C===O(g)＋NH3(g)??CO(NH2)2(g)，平衡时lg p(NH3)与lg p[CO(NH2)2]的关系如下图Ⅰ所示，p为物质的分压强(单位为kPa)。
①若v正＝k正×p(HNCO)×p(NH3)，v逆＝k逆×p[CO(NH2)2]。T1 ℃时，＝________ kPa－1。
②T2 ℃时此反应的标准平衡常数Kθ＝________。(已知：分压＝总压×该组分物质的量分数，对于反应：dD(g)＋eE(g)??gG(g)，Kθ＝，其中pθ＝100 kPa，p(G)、p(D)、p(E)为各组分的平衡分压。)
③若点A时继续投入等物质的量的两种反应物，再次达到平衡时(温度不变)，CO(NH2)2的体积分数________(填“变大”“变小”或“不变”)。
④图Ⅱ为在不同催化剂下，反应至相同时间容器中尿素的物质的量随温度变化的曲线，则在T1 ℃，催化效率最好的是催化剂________(填序号)。T2 ℃以上，n[CO(NH3)2]下降的原因可能是______________________________________
_________________________________________________________________
(答出一点即可，不考虑物质的稳定性)。
答案 (1)A (2)①1 000 ②1 000 ③变大 ④③ 随温度升高，可能是催化剂活性降低，反应速率降低，相同时间生成的尿素的物质的量减少
解析 (1)A.根据方程式可知：每2分子NH3反应产生1分子CO(NH2)2，会断裂2个N—H键，即1个NH3分子断裂1个N—H键。现在断裂6 mol N—H键，就是6 mol NH3反应，要生成3 mol H2O，形成6 mol O—H键，同时断裂2 mol O—H键，就是1 mol水发生反应，生成水的物质的量大于消耗的水的物质的量，正、逆反应速率不相等，没有达到平衡，A符合题意；B.该反应在恒温恒容条件下进行，反应前后气体的物质的量发生改变，当气体压强不再变化时，气体的物质的量不变，则反应达到了平衡状态，B不符合题意；C.反应前后气体的质量发生变化，而反应在恒温恒容条件下进行，气体的体积不变，气体的密度会发生变化，若混合气体的密度不再变化，则反应达到了平衡状态，C不符合题意；D.若CO2的体积分数不再变化，说明混合气体中各种气体的物质的量不变，反应达到了平衡状态，D不符合题意。(2)①依据pV＝nRT，恒容时，温度越高，压强越大，因为T1＜T2，故在图中上面的那条线是T1对应的图像，则平衡时v正＝v逆，即k正×p(HNCO)×p(NH3)＝k逆×p[CO(NH2)2]，代入横坐标为1，纵坐标为5的那个点的数据，可得：＝＝＝1 000；
②根据平衡常数表达式，并代入A点数据，可知T2 ℃时此反应的标准平衡常数Kθ＝＝＝1 000；③若点A时继续投入等物质的量的两种反应物，体积不变，则相当于增大压强，加压时化学平衡向气体体积减小的方向移动，故化学平衡正向移动，CO(NH2)2的体积分数变大；④由图Ⅱ可知在温度为T1时，在催化剂③的作用下，CO(NH2)2的物质的量较多，其物质的量分数较大，故该温度下催化效率最好的是催化剂③；催化剂存在活化温度，在活化温度时催化效果较高，由图Ⅱ的CO(NH2)2的体积分数随着温度的变化趋势可知T2 ℃以上，n[CO(NH2)2]下降，原因可能是：随温度的升高，可能导致催化剂活性降低，使反应速率降低，相同时间生成的CO(NH2)2的物质的量减少。
6.(2022·四省八校模拟)甲醇是重要的化工原料，主要用于精细化工和制造塑料。利用二氧化碳生产甲醇实现CO2资源化，同时减少温室气体的排放。
已知：一定条件下，CO2催化加氢生产甲醇，发生如下反应：
反应i：3H2(g)＋CO2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－49 kJ·mol－1 K1
反应ii：H2(g)＋CO2(g)??CO(g)＋H2O(g)
ΔH2＝＋41 kJ·mol－1 K2
(1)反应体系中存在反应iii：CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g)则ΔH3＝________ kJ·mol－1；相同条件下，反应iii的平衡常数K3＝________(用平衡常数K1、K2表示)。
(2)CO2催化加氢生产甲醇的反应历程的能量变化如下图所示(吸附在催化剂表面的物质用*标注，如*CO2表示CO2吸附在催化剂表面；图中*H已省略)。
该反应历程中，决定反应速率的步骤所需的活化能为________ eV。
(3)保持压强为a MPa，将二氧化碳和氢气按照＝投入密闭容器中，同时发生反应i和ii，一段时间后，体系中CO2平衡转化率及甲醇产率随温度变化关系如下图所示。
①上图中曲线Ⅰ表示________(填“CO2平衡转化率”或“甲醇产率”)随温度变化的曲线，请简述理由：_________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
②550 K时，该平衡体系中CO的物质的量为________ mol，反应i的平衡常数Kp＝________ (MPa)－2(列出计算式)。
答案 (1)－90
(2)1.85
(3)①CO2平衡转化率 反应i为放热反应，反应ii为吸热反应，温度升高，反应i平衡向逆反应方向移动，反应ii平衡向正反应方向移动；低于600 K，反应i占主导，CO2的转化率随温度升高而减小，高于600 K，反应ii占主导，CO2的转化率随温度升高而增大。因此，CO2平衡转化率先减小后增大，则曲线Ⅰ为CO2平衡转化率随温度变化的曲线
②0.1
解析 (1)根据盖斯定律，由i－ii＝iii得CO(g)＋2H2(g)??CH3OH(g) ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝－49 kJ·mol－1－41 kJ·mol－1＝－90 kJ·mol－1；方程式相减，K相除，则K3＝；(2)生成甲醇的过程中，能垒最高的变化为*OCH3→CH3OH，该反应速率最慢，该反应历程中，决定反应速率的快慢，所需的活化能为0.43－(－1.42) eV＝1.85 eV；(3)根据热化学方程式可知，反应i为放热反应，反应ii为吸热反应，温度升高，反应i平衡向逆向移动，反应ii平衡向正向移动；低于600 K，反应i占主导，CO2的转化率随温度升高而减小，高于600 K，反应ii占主导，CO2的转化率随温度升高而增大。因此，CO2平衡转化率先减小后增大，则曲线Ⅰ为CO2平衡转化率随温度变化的曲线；②设起始氢气为3 mol，二氧化碳为1 mol，由图可知，550 K时甲醇平衡产率为20%，二氧化碳平衡转化率为30%，则有：
由三段式分析可知，平衡体系中CO的物质的量为0.1 mol；H2、CO2、CH3OH和H2O的平衡分压分别为×a MPa、×a MPa、×a MPa、×a MPa，反应i的平衡常数Kp＝ (MPa)－2。
7.(2022·成都树德中学测试)我国要在2030年前实现碳达峰、2060年前实现碳中和的目标。因此CO2的捕集、利用与固化封存成为科学家研究的重要课题。
(1)研究表明CO2与CH4在催化剂存在下可发生反应制得合成气：CO2(g)＋CH4(g)??2CO(g)＋2H2(g) ΔH，已知CO2(g)、CH4(g)、CO(g)的摩尔生成焓分别为－395 kJ·mol－1、－74.9 kJ·mol－1、－110.4 kJ·mol－1(一定压强下，由最稳定单质生成1 mol化合物的焓变为该物质的摩尔生成焓)。则上述反应的ΔH＝________ kJ·mol－1，利于反应自发进行的条件是________(填“高温”或“低温”)。
(2)CO2和H2合成甲烷也是CO2资源化利用的重要方法。对于反应CO2(g)＋4H2(g)??CH4(g)＋2H2O(g) ΔH＝－165 kJ·mol－1，催化剂的选择是CO2甲烷化技术的核心。在两种不同催化剂条件下反应相同时间，测得CO2转化率和生成CH4选择性随温度变化的影响如下图所示。
高于320 ℃后，以Ni－CeO2为催化剂，CO2转化率略有下降，而以Ni为催化剂，CO2转化率却仍在上升，其原因是__________________________________
_________________________________________________________________。
工业上应选择的催化剂是________，使用的合适温度为________。
(3)CO2和H2合成甲醇，是人工合成淀粉的重要步骤。回答下列问题：CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－49 kJ·mol－1，合成总反应在起始物＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①图中对应A、B 两点的速率：vA(正)________vB(逆)(填“大于”、“小于”或“等于”)。
②当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________%(保留 3 位有效数字)，用各物质的平衡分压表示反应的平衡常数，当T＝210 ℃，Kp＝________(MPa)－2(用化简的分数表示)。
答案 (1)＋249.1 高温
(2)以Ni－CeO2为催化剂，其选择性有所下降，所以CO2转化率略有下降，且以Ni－CeO2为催化剂，测定转化率时，CO2甲烷化反应已达平衡，升高温度平衡左移，CO2转化率下降；以Ni为催化剂，CO2甲烷化反应速率较慢，升高温度反应速率加快，反应相同时间时CO2转化率增加 Ni－CeO2 320 ℃ (3)①小于 ②33.3
解析 (1)由摩尔生成焓的含义可得：
Ⅰ.C (s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－395 kJ·mol－1，Ⅱ.C (s)＋2H2(g)===CH4(g) ΔH2＝－74.9 kJ·mol－1，
Ⅲ.C (s)＋O2(g)===CO(g) ΔH3＝－110.4 kJ·mol－1，由盖斯定律：2×反应Ⅲ－反应Ⅰ－反应Ⅱ可得CO2(g)＋CH4(g)??2CO(g)＋2H2(g)，ΔH＝2×(－110.4)－(－395)－(－74.9)＝＋249.1 kJ·mol－1；该反应气体分子数增大，则ΔS>0，ΔH>0，由ΔG＝ΔH－TΔS<0反应能自发进行，则高温下能自发进行；(2)高于320 ℃后，以Ni－CeO2为催化剂，其选择性有所下降，所以CO2转化率略有下降，且以Ni－CeO2为催化剂，测定转化率时，CO2甲烷化反应已达平衡，升高温度平衡左移，CO2转化率下降；以Ni为催化剂，CO2甲烷化反应速率较慢，升高温度反应速率加快，反应相同时间时CO2转化率增加；根据图像分析可知，温度适宜(320 ℃)时，以Ni－CeO2为催化剂明显比以Ni为催化剂时CO2转化率高，且催化剂选择性强，所以应选择Ni－CeO2为催化剂，最佳温度为320 ℃；(3)①该反应正向为气体分子数减小的反应，温度一定时增大压强，平衡向正反应方向移动，体系中x(CH3OH)将增大，因此图中对应等压过程的曲线是a，则等温过程的是曲线b，A点温度较低压强较小，B点相反，则vA(正)
当平衡时x(CH3OH)＝0.10时，＝0.1，解得x＝ mol，平衡时CO2的转化率＝×100%≈33.3%；T＝210 ℃，p＝5×105 Pa＝5×102 MPa，则Kp＝＝
＝ (MPa)－2。
题型特训2 反应原理综合题
1.(2022·咸阳模拟)环氧乙烷作为一种高效消毒剂，能与微生物的蛋白质、DNA、RNA发生非特异性烷基化作用，阻碍细菌蛋白质的新陈代谢，因此，常用于一次性口罩生产过程中灭菌和新冠病毒的消杀。工业上常用乙烯氧化法生产环氧乙烷，具体反应原理为：
主反应：2CH2===CH2(g)＋O2(g)=== (g) ΔH1＝－209.8 kJ·mol－1
副反应：CH2===CH2(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－1 323.0 kJ·mol－1
(1)C2H4的燃烧热ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，则环氧乙烷(g)的燃烧热ΔH＝________。
(2)以下既能加快反应速率又能提高环氧乙烷产率的方法有________(填字母序号)。
A.降低温度
B.向容器中充入N2使压强增大
C.采用改性的催化剂
D.用空气替代氧气
(3)若在1 L的密闭容器中充入2 mol CH2===CH2(g)和1 mol O2(g)，在一定温度下只发生主反应，达到平衡时CH2===CH2的转化率为75%，则平衡时用各组分的物质的量分数表示的化学平衡常数Kx＝________(保留2位有效数字)。
(4)已知： (g)＋HCl(g)??(l)，测得该反应过程中温度与氯乙醇的平衡产率关系如图a。30 ℃时，原料投料比与氯乙醇的平衡产率关系如图b。则随着反应温度的升高，氯乙醇平衡产率降低的可能原因是____________________________________________________________
_________________________________________________________________；
其它条件不变时，降低原料投料比，环氧乙烷的平衡转化率将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(5)用电解法也能制备环氧乙烷，具体方法为：使用惰性电极电解KCl溶液，用Cl－交换膜将电解液分为阴极区和阳极区，其中一区持续通入乙烯；电解结束，移出交换膜，两区混合反应即得环氧乙烷。若阳极区的生成物为HOCH2CH2Cl，则乙烯应从________(填“阳极”或“阴极”)通入，阴极的电极反应式为_________________________________________________________________。
答案 (1)－1 306.1 kJ·mol－1 (2)C (3)81 (4)反应的ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，导致平衡产率降低 增大 (5)阳极 2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑
解析 (1)C2H4的燃烧热ΔH＝
－1 411.0 kJ·mol－1，则有①CH2===CH2(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，主反应：②2CH2===CH2(g)＋O2(g)＝(g) ΔH1＝－209.8 kJ·mol－1，根据盖斯定律①－×②得到环氧乙烷(g)的燃烧热的热化学方程式为： (g)＋O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)，故其燃烧热ΔH＝ΔH－ΔH1＝－1 411.0 kJ·mol－1－×(－209.8 kJ·mol－1)＝－1 306.1 kJ·mol－1；(2)分析环氧己烷合成的反应方程式可得其正向反应放热，气体分子数减小。A.降低温度，反应速率减慢，A错误；B.向容器中充入N2使压强增大，但在反应容器容积不变的前提下加入与反应无关的惰性气体对反应速率没有影响，B错误；C.采用改性的催化剂可以加快反应速率，减少副反应，提高产率，C正确；D.用空气替代氧气，空气的纯度比氧气要低，用空气替换氧气不利于反应进行，D错误；(3)在1 L的密闭容器中充入2 mol CH2===CH2(g)和1 mol O2(g)，在一定温度下只发生主反应，平衡时CH2===CH2的转化率为75%，列出三段式：
平衡时气体总物质的量为0.5 mol＋0.25 mol＋1.5 mol＝2.25 mol，故x(CH2===CH2)＝0.5 mol/2.25 mol＝，x(O2)＝0.25 mol/2.25 mol＝，x(C2H4O)＝1.5 mol/2.25 mol＝，Kx＝＝＝81；(4)温度升高，氯乙醇的平衡产率降低，可能因为该反应ΔH<0，升高温度，平衡逆向移动，导致平衡产率降低，若其他条件不变时，降低环氧乙烷与HCl的投料比，则HCl的投料更多，环氧乙烷的平衡转化率将增大。(5)环氧乙烷的制备原理：Cl－在阳极被氧化生成Cl2，Cl2与水发生反应Cl2＋H2O??HCl＋HClO，HClO与乙烯发生加成反应生成HOCH2CH2Cl；阴极区水电离出的氢离子放电生成氢气，同时产生氢氧根，电解结束移出交换膜，两区混合发生反应：HOCH2CH2Cl＋OH－===Cl－＋H2O＋，故乙烯从阳极通入；阴极发生的电极反应方程式为水放电生成氢气和氢氧根：2H2O＋2e－===2OH－＋H2↑。
2.(2022·吕梁名校联考)国内外目前生产苯乙烯的方法主要是乙苯脱氢法，反应
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