【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题49 化学原理综合
一、非选择题
1．（2024·浙江）通过电化学、热化学等方法，将CO2转化为HCOOH等化学品，是实现“双碳”目标的途径之一。
请回答：
（1）某研究小组采用电化学方法将CO2转化为HCOOH，装置如图1。电极B上的电极反应式是 。
（2）该研究小组改用热化学方法，相关热化学方程式如下：
Ⅰ：C（s）+O2（g）═CO2（g） ΔH1＝﹣393.5kJ mol﹣1
Ⅱ：C（s）+H2（g）+O2（g）═HCOOH（g） ΔH2＝﹣378.7kJ mol﹣1
Ⅲ：CO2（g）+H2（g） HCOOH（g） ΔH3
①ΔH3＝ kJ mol﹣1。
②反应Ⅲ在恒温、恒容的密闭容器中进行，CO2和H2的投料浓度均为1.0mol L﹣1，平衡常数K＝2.4×10﹣8，则CO2的平衡转化率为 。
③用氨水吸收HCOOH，得到1.00mol L﹣1氨水和0.18mol L﹣1甲酸铵的混合溶液，298K时该混合溶液的pH＝ 。[已知：298K时，电离常数Kb（NH3 H2O）＝1.8×10﹣5、Ka（HCOOH）＝1.8×10﹣4]
（3）为提高效率，该研究小组参考文献优化热化学方法，在如图密闭装置中充分搅拌催化剂M的DMSO（有机溶剂）溶液，CO2和H2在溶液中反应制备HCOOH，反应过程中保持CO2（g）和H2（g）的压强不变，总反应CO2+H2 HCOOH的反应速率为v，反应机理如下列三个基元反应，各反应的活化能E2＜E1＜＜E3（不考虑催化剂活性降低或丧失）。
Ⅳ：M+CO2 Q E1
Ⅴ：Q+H2 L E2
Ⅴ：L M+HCOOH E3
①催化剂M足量条件下，下列说法正确的是 ____。
A．v与CO2（g）的压强无关
B．v与溶液中溶解H2的浓度无关
C．温度升高，v不一定增大
D．在溶液中加入N（CH2CH3）3，可提高CO2转化率
（4）②实验测得：298K，p（CO2）＝p（H2）＝2MPa下，v随催化剂M浓度c变化如图3。c c0时，v随c增大而增大：c＞c0时，v不再显著增大。请解释原因 。
2．（2024·吉林模拟）天然气、石油钻探过程会释放出CO2、H2S等气体。某种将CO2和H2S共活化的工艺涉及反应如下：
①
②
③
④
恒压密闭容器中，反应物的平衡转化率、部分生成物的选择性与温度关系如图所示。
已知：i．CO2和H2S的初始物质的量相等：
ii．产率=转化率×选择性：
iii．COS的选择性，H2O的选择性。
回答下列问题：
（1）COS分子的空间结构为 形。
（2） 。
（3）以下温度，COS的产率最高的是____。
A． B． C． D．
（4）温度高于500℃时，H2S的转化率大于CO2，原因是 。
（5）可提高S2平衡产率的方法为____。
A．升高温度 B．增大压强 C．降低温度 D．充入氩气
（6）700℃时反应①的平衡常数K= （精确到0.01）。
（7）催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，通过理论计算得到反应的主要路径如下图所示。表示状态2的为____。
A． B． C．
3．（2024·河南模拟）二氧化碳一甲烷重整反应制备合成气(H2+CO)是一种生产高附加值化学品的低碳过程。该过程存在如下化学反应：
①
②
③
④
回答下列问题：
（1） ，反应① 正向自发进行(填标号)。
A．低温下能 B．高温下能 C．任何温度下都能 D．任何温度下都不能
（2）反应体系总压强分别为和时，平衡转化率随反应温度变化如图所示，则代表反应体系总压强为的曲线是 (填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)，判断依据是 。
（3）当反应体系总压强为时，平衡时部分组分的物质的量随反应温度变化如图所示。随反应温度的升高，的物质的量先增加后减少，主要原因是 。
（4）恒温恒压条件下，向容器中通入和，达到平衡时的转化率为的转化率为，碳单质的物质的量为的物质的量为 ，反应①用摩尔分数表示的平衡常数 (结果保留两位小数)。
上述平衡时，向体系通入气，重新达到平衡时，，则a b(填“>”“<”或“=”)。(已知反应的，物质的摩尔分数)
4．（2023·辽宁）硫酸工业在国民经济中占有重要地位。
（1）我国古籍记载了硫酸的制备方法——“炼石胆(CuSO4·5H2O)取精华法”。借助现代仪器分析，该制备过程中CuSO4·5H2O分解的TG曲线(热重)及DSC曲线(反映体系热量变化情况，数值已省略)如下图所示。700℃左右有两个吸热峰，则此时分解生成的氧化物有SO2、 和 (填化学式)。
（2）铅室法使用了大容积铅室制备硫酸(76%以下)，副产物为亚硝基硫酸，主要反应如下：
NO2+SO2+H2O=NO+H2SO4
2NO+O2=2NO2
(ⅰ)上述过程中NO2的作用为 。
(ⅱ)为了适应化工生产的需求，铅室法最终被接触法所代替，其主要原因是 (答出两点即可)。
（3）接触法制硫酸的关键反应为SO2的催化氧化：
SO2(g)+O2(g)SO3(g) ΔH=-98.9kJ·mol-1
(ⅰ)为寻求固定投料比下不同反应阶段的最佳生产温度，绘制相应转化率(α)下反应速率(数值已略去)与温度的关系如下图所示，下列说法正确的是 。
a．温度越高，反应速率越大
b．α=0.88的曲线代表平衡转化率
c．α越大，反应速率最大值对应温度越低
d．可根据不同下的最大速率，选择最佳生产温度
(ⅱ)为提高钒催化剂的综合性能，我国科学家对其进行了改良。不同催化剂下，温度和转化率关系如下图所示，催化性能最佳的是 (填标号)。
(ⅲ)设O2的平衡分压为p，SO2的平衡转化率为αe，用含p和αe的代数式表示上述催化氧化反应的Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算)。
5．（2023·湖北）纳米碗是一种奇特的碗状共轭体系。高温条件下，可以由分子经过连续5步氢抽提和闭环脱氢反应生成。的反应机理和能量变化如下：
回答下列问题：
（1）已知中的碳氢键和碳碳键的键能分别为和，H-H键能为。估算的 。
（2）图示历程包含 个基元反应，其中速率最慢的是第 个。
（3） 纳米碗中五元环和六元环结构的数目分别为 、 。
（4）1200K时，假定体系内只有反应发生，反应过程中压强恒定为(即的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数为 (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
（5） 及反应的(为平衡常数)随温度倒数的关系如图所示。已知本实验条件下，(R为理想气体常数，c为截距)。图中两条线几乎平行，从结构的角度分析其原因是 。
（6）下列措施既能提高反应物的平衡转化率，又能增大生成的反应速率的是 (填标号)。
a．升高温度 b．增大压强 c．加入催化剂
6．（2023·全国乙卷）硫酸亚铁在工农业生产中有许多用途，如可用作农药防治小麦黑穗病，制造磁性氧化铁、铁催化剂等。回答下列问题：
（1）在气氛中，的脱水热分解过程如图所示：
根据上述实验结果，可知 ， 。
（2）已知下列热化学方程式：
则的 。
（3）将置入抽空的刚性容器中，升高温度发生分解反应：(Ⅰ)。平衡时的关系如下图所示。时，该反应的平衡总压 、平衡常数 。随反应温度升高而 (填“增大”“减小”或“不变”)。
（4）提高温度，上述容器中进一步发生反应(Ⅱ)，平衡时 (用表示)。在时，，则 ， (列出计算式)。
7．（2023·新课标卷）氨是最重要的化学品之一，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题：
（1）根据图1数据计算反应的 。
（2）研究表明，合成氨反应在催化剂上可能通过图2机理进行(*表示催化剂表面吸附位，表示被吸附于催化剂表面的)。判断上述反应机理中，速率控制步骤(即速率最慢步骤)为 (填步骤前的标号)，理由是 。
（3）合成氨催化剂前驱体(主要成分为)使用前经还原，生成包裹的。已知属于立方晶系，晶胞参数，密度为，则晶胞中含有的原子数为 (列出计算式，阿伏加德罗常数的值为)。
（4）在不同压强下，以两种不同组成进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如下图所示。其中一种进料组成为，另一种为。(物质i的摩尔分数：)
①图中压强由小到大的顺序为 ，判断的依据是 。
②进料组成中含有情性气体的图是 。
③图3中，当、时，氮气的转化率 。该温度时，反应的平衡常数 (化为最简式)。
8．（2023·贵州模拟）二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于解决能源短缺问题，涉及的反应如下：
（1）I．主反应CO2(g) + 3H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1
Ⅱ．副反应CO2(g)+ H2(g) =CO(g)+ H2O(g) ΔH2= + 41 kJ/mol
回答下列问题：
已知：
①H2(g)+O2(g) = H2O(g) ΔH = -242 kJ/mol
②CH3OH(g) +O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -677 kJ/mol
则ΔH1 = kJ/mol， 该反应在 (填“低温”或“高温”)易自发进行。
（2）关于二氧化碳催化加氢制甲醇的反应体系，下列说法正确的有____。
A．平衡时，3 v(H2)正= v(CO2)逆
B．平衡后，增大压强有利于提高CH3OH的产率
C．平衡后，移去部分H2O(g)， 反应I、Ⅱ的平衡常数均增大
D．选择理想的催化剂，可提高CH3OH在最终产物中的比率
（3）初始进料比n(CO2)： n(H2)=1：3时，在不同温度下达到平衡，体系中CH3OH、CO的选择性和CO2的平衡转化率[ α(CO2)]与温度的关系如图所示：
已知： CH3OH的选择性=
①用各物质的平衡分压p(B)表示反应I的平衡常数表达式Kp= ；
②该反应体系中的催化剂活性受温度影响变化不大。图中表示CH3OH选择性变化的曲线是 (填 “a”或“b”)，其原因是 。
③当T= 250℃时，H2的平衡转化率α(H2)= 。
（4）我国科学家研究Li-CO2电池取得重大科研成果。该电池放电时，CO2在正极放电的反应机理如下：
(i) 2CO2+2e →
(ii)→ + CO2
(iii) + →2 +C
电池的正极反应式为 。
9．（2023·马鞍山模拟）我国力争2030年前实现碳达峰，2060 年前实现碳中和。CO2 的综合利用是实现碳中和的措施之一。
（1）Ⅰ． CO2和CH4在催化剂表面可以合成CH3COOH，该反应的历程和相对能量的变化情况如下图所示(*指微粒吸附在催化剂表面，H*指H吸附在催化剂载体上的氧原子上，TS表示过渡态)：
决定该过程的总反应速率的基元反应方程式为 。
（2）下列说法正确的有 。
a．增大催化剂表面积可提高CO2在催化剂表面的吸附速率
b． CH3COOH* 比CH3COOH(g)能量高
c．催化效果更好的是催化剂2
d．使用高活性催化剂可降低反应焓变，加快反应速率
（3）Ⅱ． CO2和 H2在一定条件下也可以合成甲醇，该过程存在副反应ii。
反应i： CO2(g) + 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1 = -49.3 kJ·mol-1
反应ii： CO2(g) + H2(g CO(g)+ H2O(g) ΔH2
有关物质能量变化如图所示，稳定单质的焓(H)为0，则ΔH2= kJ·mol-1
（4）恒温恒容条件下，仅发生反应ii，反应达到平衡的标志是 。
a． CO的分压不再发生变化
b．气体平均相对分子质量不再发生变化
c． 气体密度不再发生变化
d． 比值不再发生变化
（5）在5.0MPa，将n(CO2) ： n(H2)=5 ： 16的混合气体在催化剂作用下进行反应。体系中气体平衡组成比例(CO和CH3OH在含碳产物中物质的量百分数)及CO2的转化率随温度的变化如图所示。
①表示平衡时CH3OH在含碳产物中物质的量百分数的曲线是 (填“a”或“b”)。
②CO2平衡转化率随温度的升高先减小后增大，增大的原因可能是 。
③250℃时反应i： CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)的 Kp= (MPa)-2(用最简分数表示)。
10．（2023·宣城模拟）我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和，因此CO2的综合利用是研究热点之一。
（1）以CO2为原料可制取甲醇。
已知：
①H2(g)、CH3OH(l)的燃烧热ΔH分别为-285.8kJ·mol-1和-726.5kJ·mol-1
②CH3OH(l) CH3OH(g) ΔH=+38kJ·mol-1
③H2O(l) H2O(g) ΔH=+44kJ·mol-1
则反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g)的ΔH1= kJ·mol-1。
（2）利用CO2与H2合成甲醇涉及的主要反应如下：
I.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g) ΔH1
II.CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O ΔH2=+41kJ·mol-1
一定条件下向某刚性容器中充入物质的量之比为1：3的CO2和H2发生上述反应，在不同催化剂(catl，cat2)下经相同反应时间，CO2转化率和甲醇的选择性[甲醇的选择=×100%]随温度变化如图甲所示：
①由图可知，催化效果catl cat2(填“>”“＜”或“=”)。
②在210℃-270℃间，CH3OH的选择性随温度的升高而下降，可能原因为 。
③某条件下，达到平衡时CO2的转化率为15%，CH3OH的选择性为80%，则H2的平衡转化率为 ；反应II的平衡常数Kp= (列出算式即可)。
（3）利用制备的甲醇可以催化制取丙烯，过程中发生如下反应：3CH3OH(g)C3H6(g)+3H2O(g)。该反应的实验数据遵循Arhenius经验公式，如图乙中曲线a所示，已知Arthenius经验公式为Rlnk=-+C(Ea为活化能，假设受温度影响忽略不计，k为速率常数，R和C为常数)，则反应的活化能 kJ·mol-1。当改变外界条件时，实验数据如图乙中的曲线b所示，则实验可能改变的外界条件是 ；此经验公式说明对于某个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的 (填“越多”或“越少”)。
11．（2023·唐山模拟）将和两种气体转化为合成气(和CO)，可以实现能量综合利用，对环境保护具有十分重要的意义。甲烷及二氧化碳重整涉及以下反应：
I． 平衡常数
Ⅱ． 平衡常数
Ⅲ． 平衡常数
（1）为标准摩尔生成焓，其定义为标准状态下，由稳定相态的单质生成1 mol该物质的焓变。对于稳定相态单质，其为零。根据下表数据，计算反应Ⅱ的反应热 ，该反应正反应活化能 逆反应活化能(填“大于”、“小于”或“等于”)。
物质 CO
()
（2）平衡常数 (用、表示)。
（3）一定温度下，维持压强，向一密闭容器中通入等物质的量的和发生反应。已知反应Ⅱ的速率方程可表示为，，其中、分别为正、逆反应的速率常数，则以物质的分压表示的反应Ⅱ的平衡常数 (用、表示)，另lgk与的关系如图所示，①、②、③、④四条直线中，表示的是 (填序号)，温度时，图中A、B、C、D点的纵坐标分别为、、、，达到平衡时，测得的转化率为60%，且体系中，则 ，以物质的分压表示的反应I的平衡常数 。(用含的代数式表示，已知：lg5=0.7)
12．（2023·绍兴模拟）二甲醚()是一种重要的化工原料，可以通过制备得到。制备方法和涉及反应如下：
方法a：“二步法”制二甲醚
I：
Ⅱ：
方法b：“一步法”制二甲醚
Ⅲ：
两种方法都伴随副反应：
Ⅳ：
请回答：
（1）反应I自发进行的条件是 ； 。
（2）在一定温度下，向的恒容密闭容器中通入和和利用方法a制备二甲醚。测得的平衡转化率为30%，为，为，反应I的平衡常数为 (用含a、b的式子表示，只需列出计算式)。
（3）恒压条件下，在密闭容器中利用方法b制备二甲醚。按照投料，的平衡转化率和、的选择性随温度变化如图1所示。
(的选择性，的选择性)
①下列说法正确的是
A．当反应达到平衡时，
B．曲线①表示二甲醚的选择性
C．温度越低越有利于工业生产二甲醚
D．工业上引入双功能催化剂是为了降低反应Ⅲ的
②在的范围内，的平衡转化率先降低后升高的原因： 。
（4）有学者研究反应Ⅱ机理，利用磷酸硅铝分子筛催化甲醇制二甲醚，其中简化的分子筛模型与反应过渡态结构模型如图所示，下列说法正确的是____。(已知：磷酸硅铝分子筛中有酸性位点可以将甲醇质子化，题中的分子筛用“”符号表示)
A．制得的磷酸硅铝分子筛的孔径越大催化效率越高
B．该反应机理：[]
C．改变分子筛组分比例适当提高其酸性，有利加快反应速率
D．温度越高，有利于水蒸气脱离分子筛，反应速率越快
13．（2023·大连模拟）甲醇水蒸气催化重整是当前制取清洁能源氢气的主要方法，其反应机理如下：
反应1：
反应Ⅱ：
请回答下列问题：
（1）在精选催化剂R作用下，反应Ⅰ可通过如图1所示的反应历程实现催化重整，则 kJ/mol(用含字母a、b、c的代数式表示)。
（2）将一定量的甲醇气体和水蒸气混合反应，使用催化剂R，测得相同条件下，甲醇的转化率与CO的物质的量分数变化如图2所示。反应Ⅱ为 反应(填“吸热”或“放热”)，选择催化剂R的作用为 。
（3）将1 mol甲醇气体和1.2 mol水蒸气混合充入2 L恒容密闭容器中，控制反应温度为300℃、起始压强为2.5 MPa下进行反应。平衡时容器中 mol。此时的浓度为 ，甲醇的转化率为 ，则反应Ⅱ的逆反应的压强平衡常数 。
（4）相同反应条件下，得到甲醇水蒸气重整反应各组分的实际组成与反应温度关系曲线图。
下列说法正确的是
A．升温对反应Ⅰ的化学反应速率影响更大
B．催化剂的选择应考虑提高生成的选择性
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变
D．若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，则反应Ⅱ一定处于平衡状态
14．（2023·陕西模拟）丁二烯是生产丁苯橡胶SBR、ABS 树脂、聚丁二烯橡胶BR等的基本原料，也是生产氯丁二烯、乙烯基环己烯等化学品的关键中间体，工业上常在钼系催化剂作用下，用丁烯氧化脱氢制丁二烯。丁烯氧化脱氢制丁二烯的反应如下：
反应： 2C4H8 (g) +O2 (g) =2C4H6 (g) +2H2O (g) ΔH
副反应①： C4H8(g) +6O2 (g) =4CO2 (g) +4H2O (g) ΔH =-2542.6kJ·mol-1
副反应②： 2C4H6 (g) +11O2 (g) =8CO2 (g) +6H2O (g) ΔH2= -4886.6kJ·mol-1
（1）丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的 ΔH = 。
（2）在钼系催化剂作用下，某恒压密闭容器中通入一定量的丁烯和氧气发生反应： 2C4H8 (g) +O2 (g) 2C4H6(g) +2H2O (g)，分别测得温度和氧烯比(氧气和丁烯的物质的量之比)对丁烯的转化率和丁二烯选择性的影响如下图所示：
氧烯比固定，温度升高，丁烯单位时间内转化率先增大后无明显变化的原因是 ； 丁
丁二烯最佳的温度和氧烯比分别为 ；
（3）400℃时，在体积为1L的恒容密闭容器中充入1mol C4H8和1mol O2发生丁烯氧化脱氢制丁二烯反应和副反应①和②，测得此时容器的压强为P0，平衡时容器内的压强为1.2P0，C4H8的转化率为70%，丁二烯的选择性为90%，则平衡后C4H6 (g)的体积分数为 ，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的平衡常数K= 。
（4）钼系催化剂上C4H8燃烧反应的速率方程为v (C4H8) =k·px (C4H8) ·Py (O2)。为确定x和y，通过实验获得如图3数据，则： x和y分别为 、 。
（5）一种以C4H8为主要原料的电池工作原理如图4所示。B上的电极反应式为 。
15．（2023·广西壮族自治区模拟）氨是工农业生产中的重要原料，研究氨的合成和转化是一项重要的科研课题。回答下列问题：
（1）已知：工业合成氨合成塔中每产生2molNH3，放出92.2kJ热量，
则1molN-H键断裂吸收的能量为 kJ。
（2）在密闭容器中合成氨气，有利于加快反应速率且能提高H2转化率的措施是____(填字母)
A．升高反应温度 B．增大反应的压强
C．及时移走生成的NH3 D．增加H2的物质的量
（3）将0.6molN2和0.8molH2充入恒容密闭容器中，在不同温度下，平衡时NH3的体积分数随压强变化的曲线如图。
甲、乙、丙中温度从高到低的顺序是 。d点N2的转化率是 ，d点Kp= (Kp是以平衡分压表示的平衡常数，平衡分压=平衡时各组分的物质的量分数×总压)。
（4）催化氧化法消除NO反应原理为：6NO+4NH35N2+6H2O。不同温度条件下，氨气与一氧化氮的物质的量之比为2：1时，得到NO脱除率曲线如图甲所示。脱除NO的最佳温度是 。在温度超过1000℃时NO脱除率骤然下降的原因可能是 。
（5）研究发现NH3与NO的反应历程如图乙所示。下列说法正确的是____(填字母)。
A．该反应历程中形成了非极性键和极性键
B．每生成2molN2，转移的电子总数为8NA
C．Fe2+能降低总反应的活化能，提高反应速率
D．该反应历程中存在：NO+Fe2+-NH2=Fe2++N2↑+H2O
16．（2023·山东模拟）近年，甲醇的制取与应用在全球引发了关于“甲醇经济”的广泛探讨。二氧化碳加氢制甲醇已经成为研究热点，在某催化加氢制的反应体系中，发生的主要反应如下：
Ⅰ.
Ⅱ.
回答下列问题：
（1）下列能说明反应Ⅰ一定达到平衡状态的是____(填标号)。
A．
B．平衡常数不再发生变化
C．混合气体的密度不再发生变化
D．混合气体中的百分含量保持不变
（2）在催化剂作用下，将平均相对分子质量为16的和的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应Ⅰ、Ⅱ，已知反应Ⅱ的反应速率，为速率常数，x为物质的量分数。
①当转化率达到60%时，反应达到平衡状态，这时和的平均相对分子质量为23，若反应Ⅱ的，平衡时反应速率 ；
②经验公式为，其中为活化能，T为热力学温度，k为速率常数，R和C为常数，则 (用含、、T、R的代数式表示)。
③由实验测得，随着温度的逐渐升高，反应Ⅰ为主反应，平衡逆向移动平衡时混合气体的平均相对分子质量几乎又变回16，原因是 。
（3）其他条件相同时，反应温度对选择性的影响如图所示：
由图可知，温度相同时选择性的实验值略高于其平衡值，可能的原因是 。
（4）利用甲醇分解制取烯烃，涉及反应如下。
a.
b.
c.
恒压条件下，平衡体系中各物质的量分数随温度变化如图所示：
已知时，，平衡体系总压强为P，则反应c的平衡常数 。
17．（2023·深圳模拟）“氧化法”和“光催化氧化法”常用于烟气脱硫、脱硝，对环境保护意义重大。回答下列问题：
（1）Ⅰ.氧化法
用氧化烟气中的时，体系中存在以下反应：
a)
b)
c)
根据盖斯定律， 。
（2）在密闭容器中充入和，发生以下反应：
d)
e)
不同压强(p)下，的平衡转化率随反应温度(T)的变化关系如下图所示：
①由图可知， 0(填“大于”或“小于”下同)， 。
②下列有关该反应体系的说法正确的是 (填标号)。
A．恒压下，混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
B．任意时刻，存在
C．恒容下，升高温度，该体系中气体颜色变浅
D．恒容下，增大的浓度，反应d、e的正反应速率均增大
③某温度下，平衡时的物质的量分数为，且与的物质的量分数相等，此时 mol。
（3）Ⅱ.光催化氧化法
光照条件下，催化剂表面产生电子()和空穴()。电子与作用生成离子自由基()，空穴与水电离出的作用生成羟基自由基()，和分别与反应生成。变化过程如下图所示：
一定范围内，NO脱除速率随烟气湿度的增大而增大，结合催化剂的作用机理，分析可能的原因 。
（4）已知该过程中生成的可继续与发生反应：；该反应可分两步进行，请补充反应ⅰ：
ⅰ. ；
ⅱ.。
（5）理论上“光催化氧化法”中，消耗的与生成的的物质的量之比为 。
18．（2023·达州模拟）工业上常用甲烷和水蒸气催化重整制备H2，该工艺同时发生如下反应：
反应Ⅰ：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g) ΔH1
反应Ⅱ：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH2
（1）反应Ⅰ和反应Ⅱ以物质的量分数表示的平衡常数Kx与温度T变化关系如图甲所示，则ΔH1-ΔH2 0(填“>”“<”或“=”)。
（2）恒容密闭容器中，按质量比为8：9加入CH4和H2O，下列说法正确的是____。
A．达平衡时，CH4和H2O的转化率相等
B．反应Ⅰ在低温时容易自发进行
C．当压强不再发生改变时，反应Ⅰ和反应Ⅱ均达到了平衡
D．单位时间内，若有2molH-O键断裂，同时有3molH-H键断裂，则反应Ⅰ处于平衡状态
（3）某科研小组研究了反应I的动力学，获得其速率方程v正=k正·cm(CH4)·cn(H2O)，k正为速率常数(只受温度影响)，反应级数是反应的速率方程式中各反应物浓度的指数之和。在某温度下进行实验，测得各组分初始浓度和反应初始速率如下：
实验序号 1 2 3
CH4浓度/mol·L-1 0.1000 0.2000 0.2000
H2O浓度/mol·L-1 0.1000 0.1000 0.2000
速率/mol·L-1·s-1 3.75×10-4 1.50×10-3 3.00×10-3
若某时刻，测得c(CH4)=0.4000mol·L-1，c(H2O)=0.4000mol·L-1，则此时的反应速率v正= 。
（4）在2.4MPa下，将CH4和H2O(g)按照1：3的比例通入反应器中。平衡时各组分的物质的量分数与温度的关系如图乙所示。
①600℃时，若经过tmin，反应达到平衡。该条件下，反应I的Kp= (MPa)2(列出计算式即可)。
②H2的含量在740℃左右出现峰值的原因为 。
（5）某工厂用电解原理除去H2中的杂质CH4、CO和CO2，其装置如图丙所示：
①CH4参与的电极反应为 。
②经测定，原料气中各气体的体积分数为：
气体 H2 CH4 CO CO2
体积分数 82% 3% 5% 10%
若电解过程中消耗了100m3的原料气，则可得到相同条件下纯净H2 m3。
19．（2023·运城模拟）加深对含氮氧化物的研究，有利于为环境污染提供有效决策。回答下列问题：
（1）已知：2NO(g) +O2(g)2NO2(g) ΔH1=-114 kJ·mol-1；
C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH2= - 393.5 kJ·mol-1；
2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH3=-181 kJ·mol -1。
C(s)与NO2(g)反应生成N2(g)和CO2(g)的热化学方程式为 ；关于该可逆反应，改变下列条件，一段时间后，正反应速率增大的是 (填字母)。
A．恒温下，缩小反应容器体积
B．恒容下，降低反应温度
C．恒温恒容下，通入一定量的N2
D．恒温恒容下，将CO2移出容器
（2）T ℃时，存在如下平衡：2NO2(g)N2O4(g)。该反应正、逆反应速率与NO2、N2O4的浓度关系为：v正= k正c2 (NO2)，v逆=k逆c(N2O4) (k正、k逆为速率常数，仅与温度有关)，且lg v正~lg c(NO2)与lg v逆~lg c(N2O4)的关系如图所示。
①表示v正的直线是 (填“A”或“B")。
②T ℃时，该反应的平衡常数K= 。
③T ℃时，向刚性容器中充入一定量NO2，平衡后测得c(NO2)为0.1 mol·L-1，平衡时NO2的转化率为 (保留一位小数)。平衡后v逆= (用含a的表达式表示)。
④上题③中的反应达到平衡后，其他条件不变，继续通定量入一的NO2，NO2的平衡浓度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
（3）为减少汽车尾气中NOx的排放，某研究小组在实验室以耐高温催化剂催化NO转化为N2，测得NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图所示。结合(1)中的反应，若不使用CO，温度超过775K，发现NO转化为N2的转化率降低，其可能的原因是 ；用平衡移动原理解释加入CO后，NO转化为N2的转化率增大的原因： 。
20．（2023·安阳模拟）CO2与CH4均是温室气体，CO2与CH4催化重整受到越来越多的关注，它是有效应对全球气候变化的重要方法。
（1）CO2与CH4经催化重整可制得合成气CO和H2，其反应原理为CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g) ΔH=+120kJ·mol-1
①该反应在一定温度下能自发进行的原因为 。
②已知键能是指气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，上述反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键 C-H C≡O H-H
键能/(kJ·mol-1) 413 1075 436
则CO2(g)=C(g)+2O(g) ΔH= kJ·mol-1。
（2） 催化重整涉及的反应如下：
i．CH4(g)+CO2(g)2H2(g)+2CO(g)
ii．H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) ΔH=+41.2kJ·mol-1
若在恒温、恒容密闭容器中进行反应i、ii，下列事实能说明上述反应达到平衡状态的是____ (填字母)。
A．相同时间内形成C-H键和H-H键的数目之比为2：1
B．体系内n(H2)/n(CO)保持不变
C．体系内各物质的浓度保持不变
D．体系内混合气体的密度保持不变
（3）在总压为24p0的恒压密闭容器中，起始时通入n(CH4)：n(CO2)=1：1的混合气体，在一定温度下发生反应i、ii，测得CH4、CO2的平衡转化率分别为20%和40%。
①平衡时容器的体积是起始时的 倍。
②该温度下反应i的压强平衡常数Kp= (Kp为用分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
③维持其他因素不变，若向平衡体系中通入一定量的N2(N2不参与反应)，再次平衡后CH4的转化率 (填“增大”“减小”“不变”或“无法判断”，下同)， 。
（4）光催化甲烷重整技术也是研究热点。以Rh/SrTiO3为光催化剂，光照时，价带失去电子并产生空穴(h+，具有强氧化性)，CO2在导带获得电子生成CO和O2-，价带上CH4直接转化为CO和H2，反应机理如图所示：
在Rh表面，每生成1molCO，则价带产生的空穴(h+)数为 NA；价带上的电极反应式可表示为 。
21．（2023·邢台模拟）氨是化肥工业和有机化工的主要原料，历史上在合成氨的理论可行性、工业化及机理等方面的研究上产生过三位诺贝尔奖得主。回答下列问题：
（1）科学家基于不同的催化体系提出了相应的反应机理。
①基于铁催化体系(添加了氧化铝和氧化钾)的反应机理及能量变化如图所示，据此计算反应的ΔΗ= 。
②中科院大连化学物理研究所科研团队构筑了“过渡金属—LiH”双活性中心催化体系，显著提高了传统金属催化剂在温和条件下的合成氨性能，其反应过程分为以下三步(*表示催化剂的活性位点)，据此写出Ⅱ的化学方程式。
I．；Ⅱ． ；Ⅲ．。
（2）研究表明，反应在不同压强(p)和氮氢比[]下，平衡体系中氨的体积分数[]随温度(T)的变化曲线如图所示。
①a点对应的转化率： (填“>”“<”或“=”，下同)； 。
②c点对应的小于a点对应的，解释其原因为 。
③a、b、e三点对应的压强平衡常数(、和)的大小关系为 ；a点对应的压强平衡常数 (用体系中各气体的分压来表示，分压=总压×物质的量分数)
（3）合成氨动力学研究表明，反应达到平衡时，正反应的速率方程为。已知：，、为速率常数。据此计算，中β= ；γ= 。
22．（2023·益阳模拟）二氧化碳是地球上取之不尽用之不竭的碳源，捕集、利用二氧化碳始终是科学研究的热点，回答下列问题：
（1）I.乙醇胺是重要的吸收剂，其吸收的原理可能如下：
乙醇胺
的电子式为 。
（2）已知A能够水解，且能与发生反应。反应①的化学方程式为 。
（3）用一定浓度的乙醇胺溶液吸收模拟烟气中的，将烟气流量分别定为、、进行吸收实验，脱除率随时间变化如图1所示，相同时间内脱除率随气流增大而降低的原因是 。
（4）II.制取C的太阳能工艺如图2所示。
“重整系统”发生反应的化学反应方程式为 。
（5）III.探究利用合成的相关反应有：
①
②ΔH2
已知键能如表所示：
化学键
键能 745 351 436 414 347 460
则= 。
（6）一定条件下，向体积的恒容密闭容器中通入和发生上述反应，达到平衡时，容器中为，为，反应①的平衡常数 (用含a、b、V的代数式表示)。
（7）IV.利用1-氨基吡啶硝酸盐在电化学条件下，可以实现直接从空气中捕获与再释放。原理如图3所示。
通电时，阳极有机产物是 (填结构简式)。
23．（2023·蚌埠模拟）能源的合理开发和利用，低碳减排是人类正在努力解决的大问题。2023 年2月21日，中国气候变化特使谢振华获得首届诺贝尔可持续发展特别贡献奖，以表彰他在全球生态保护中做出的贡献
（1）在298K、100kPa时，已知：
C(s，石墨) +O2(g)=CO2(g) ΔH1= -393.5 kJ·mol-1
H2(g) +O2(g)=H2O(1) ΔH2= -285.8 kJ· mol-1
2C2H2(g) +5O2 (g)= 4CO2(g) +2H2O(1) ΔH3= -2599.0 kJ·mol-1
在298K时由C(s，石墨)和H2(g)反应生成1 mol C2H2(g) 的热化学方程式为 。
（2）在固相催化剂作用下CO2加氢合成甲烷过程中发生以下两个反应：
主反应：CO2(g) +4H2(g) CH4(g) +2H2O(g) ΔH1=-156.9kJ· mol-1
副反应：CO2(g) +H2(g) CO(g) + H2O(g) ΔH2= +41.1 kJ·mol -1
工业合成甲烷通常控制温度为500℃左右，其主要原因为 。
（3）向密闭容器中充入一定量的CH4(g)和NO(g) ，保持总压为100kPa发生反应：
CH4(g) +4NO(g) 2N2(g) +CO2(g) +2H2O(g) ΔH <0。
当=1时，NO的平衡转化率~；T2时NO平衡转化率~的关系如图
①能表示此反应已经达到平衡的是 。
A．气体总体积保持不变
B．混合气体的平均相对分子质量保持不变
C． 不再变化
②表示T2时NO平衡转化率~的关系是 (填“I”或“II”)，T1 T2(填“>”或“<”)。
③在=1、T2时，CH4的平衡分压为 。已知：该反应的标准平衡常数 ，其中=100 kPa，p(CH4)、p(NO)、p(CO)2、 p(N2)和p( H2O)为各组分的平衡分压，则该温度下 = 。(分压=总压 ×物质的量分数。计算结果用分数表示)。
24．（2023·怀仁模拟）全球大气CO2浓度升高对人类生产、生活产生了影响，碳及其化合物的资源化利用成为研究热点。回答下列问题：
（1）已知25℃时，大气中的CO2溶于水存在以下过程
①CO2(g)CO2(aq)
②CO2(aq)+H2O(1)H+(ag)+HCO(aq) K
过程①的ΔH 0(填“＞”“＜”或“=”)。溶液中CO2的浓度与其在大气中的分压(分压=总压×物质的量分数)成正比，比例系数为ymol·L-1·kPa-1。当大气压强为pkPa，大气中CO2(g)的物质的量分数为x时，溶液中H+的浓度为 mol·L-1(忽略HCO和水的电离)。
（2）焦炭与水蒸气可在高温下反应制H2。
反应I：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH1=+131.3kJ·mol-1 K1
反应II：C(s)+2H2O(g)CO2(g)+2H2(g) ΔH2=+90.3kJ·mol-1 K2
反应III：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH3=-41.0kJ·mol-1 K3
上述反应的化学平衡常数随温度变化的关系如图所示，表示K1、K2、K3的曲线分别是c、 、 。
②研究表明，反应III的速率方程为v=k[x(CO)·x(H2O)-]，x表示相应气体的物质的量分数，Kp为平衡常数(用平衡分压代替平衡浓度计算)，k为反应的速率常数，随温度升高而增大。在气体物质的量分数和催化剂一定的情况下，反应速率随温度的变化如图所示。根据速率方程分析T＞Tm时，v逐渐下降的原因是 。
（3）甲烷干法重整制H2同时存在如下反应：
主反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) ΔH1
副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH2
温度为T℃，压强为p0的恒压密闭容器中，通入2molCH4和1molCO2发生上述反应。平衡时H2O(g)的分压为p1，甲烷的转化率为40%。
①下列说法正确的是 (填标号)
A．ΔH1和ΔH2不变，说明反应达到平衡状态
B．相同条件下，主反应的速率大于副反应，说明主反应的活化能小
C．选用合适的催化剂可以提高主反应的选择性，增大甲烷的平衡转化率
D．平衡后，若增大压强，主反应平衡逆向移动，副反应平衡不移动
②平衡时混合气体的总物质的量为 mol，H2(g)的分压是 (用含p0和p1的计算式表示)。
（4）甲醇燃料电池中，吸附在催化剂表面的甲醇分子逐步脱氢得到CO，四步可能脱氢产物及其相对能量如图，则最可行途径为a→ (用b-j等代号表示)。
25．（2023·福州模拟）常用作脱硝催化剂，采用共沉淀法等比掺入金属后，催化剂的脱硝性能及抗硫中毒性能会发生改变。烟气脱硝主要副产物为，主反应如下：
反应I：；
反应II：
（1）已知：。则 。
（2）某条件下对于反应I，，，k正、k逆为速率常数。升高温度时，k正增大m倍，k逆增大n倍，则m n(填“>”“<”或“=”)。
（3）将模拟烟气按一定流速通到催化剂表面，不同温度下气体出口处测定相关物质浓度，得出NO的转化率、的选择性、的生成量随温度变化关系如下图。
①选择时，温度高于260℃时NO转化率下降的原因为 。
②综合分析，该脱硝过程应选择的最佳催化剂中M为 。
③选用合适的催化剂还能抑制催化剂表面出现NH4HSO4结晶现象，结晶会导致 。
（4）273℃，P0kPa下，向恒温恒压密闭的容器中(假设仅发生反应I、II)通入4molNH3、4molNO、2molO2。
①下列选项不能说明反应I、Ⅱ均达到化学平衡状态的是 。
A．混合气体的平均摩尔质量保持不变 B．n(NH3)∶n(NO)保持不变
C．有1molN-H键断裂的同时，有键断裂 D．NO的分压保持不变
②达到平衡后测定O2转化率为30%，体系中NH3为1.2mol。则NO的转化率为 ，反应I的Kp= (写出计算式即可)(分压=总压×物质的量分数)。
26．（2023·乌鲁木齐模拟）减少CO2排放并实现CO2的有效转化已成为科研工作者的研究热点。根据以下几种常见的CO2转化方法，回答下列问题：
（1）I．研究表明，利用如图所示的原理，可以将CO2转化为炭黑。
该过程的能量转化形式为 ，在整个过程中， FeO 的作用是 。
（2）已知：①2Fe3O4(s)=6FeO(s)+O2(g) ΔH1=akJmol
②C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH2=bkJ/mol
则过程1的热化学方程式为 。
II．以氧化铟(In2O3)作催化剂，采用“CO2催化加氢制甲醇”方法将CO2资源化利用。反应历程如下：
i．催化剂活化： In2O3( 无活性) In2O3-x(有活性) ；
ii．CO2与H2在活化的催化剂表面同时发生如下反应：
反应①： CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH3主反应
反应②： CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH4副反应
（3）某温度下，在恒容密闭反应器中，下列能说明反应①达到平衡状态的是____ (填编号 )。
A．混合气体的密度不再变化
B．CH3OH的分压保持不变
C．v正(H2)：v逆(CH3OH)=3：1
D．CO2、H2、CH3OH和H2O的浓度之比为1：3：1：1
（4）增大CO2和H2混合气体的流速，可减少产物中H2O(g) 的积累，从而减少催化剂的失活，请用化学方程式表示催化剂失活的原因： 。
（5）ii中反应①、②的lnK(K代表化学平衡常数)随 ×103 (T代表温度)的变化如图所示。
a．升高温度，反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)的化学平衡常数K (填“增大” “减小”或“不变”)。
b．恒温恒压密闭容器中，加入2molCO2和4molH2，只发生反应①和反应②，初始压强为P0。 在230℃以上，升高温度，CO2 的平衡转化率增大，但甲醇的产率降低，可能原因是 。在300℃发生反应，反应达到平衡时，CO2的转化率为50%，容器体积减小20%，则反应②用平衡分压表示的平衡常数Kp= ( 保留两位有效数字)。
27．（2023·崇明模拟）
（1）Ⅰ.科学家对汽车尾气进行无害化处理反应为：2CO + 2NO2CO2 + N2。一定条件下，在L密闭容器中充入mol CO和mol NO，一段时间后测得CO、CO2浓度随时间变化如图1所示，CO的平衡转化率与温度、起始投料比m的关系如图2所示，图中起始投料比，完成问题：
该反应的化学平衡常数表达式是 。根据图1，用N2表示该反应达平衡过程中的平均反应速率是 mol/(L·min)。
（2）已知：反应2CO(g) + 2NO(g)2CO2(g) + N2(g)中，每生成14克N2时放出373.23kJ热量，试写出上述反应的热化学方程式： 。
（3）该反应的正反应是 反应(填“吸热”或“放热”)。图2中a、b、c三点对应的平衡常数Ka、Kb、Kc相对大小关系是 。
（4）写出一条结论，可表明该反应已经达到平衡状态 。
（5）下列关于该可逆反应的说法错误的是 (单选题)
a．其他条件不变，若充入N2，达到新平衡时，、均增大
b．加入催化剂可提高NO的平衡转化率
c．若适当增大压强，则平衡正向移动
d．其他条件不变，若容器体积扩大一倍，达到新平衡时，c(N2)小于原来的一半
（6）Ⅱ.研究表明：在使用等质量催化剂时，增大催化剂比表面积可提高化学反应速率。为了验证催化剂比表面积对反应速率的影响规律，在温度为T0时，某同学设计了以下实验：
实验编号 T(K) NO的初始浓() CO的初始浓度 () 催化剂的比表面积 ()
I T0 75
II T0 50
在图3中画出表中实验II条件下混合气体中NO的浓度随时间变化的曲线。
28．（2023·房山模拟）氢气是一种清洁能源，氢气的制取与储存是氢能源利用领域的研究热点。
（1）Ⅰ.制取氢气
甲醇和水蒸气制取氢气的过程中有下列反应：
kJ·mol
kJ·mol
写出以甲醇为原料制取氢气的热化学方程式 。
（2）理论上，能提高平衡产率的措施有 (写出一条即可)。
（3）Ⅱ.储存氢气
硼氢化钠()是研究最广泛的储氢材料之一
已知：
i．B的电负性为2.0，H的电负性为2.1
ii.25℃下在水中的溶解度为55 g，在水中的溶解度为0.28 g
在配制溶液时，为了防止发生水解反应，可以加入少量的 (填写化学式)。
（4）向水溶液中加入催化剂Ru/NGR后，能够迅速反应，生成偏硼酸钠()和氢气。写出该反应的化学方程式 。
（5）在研究浓度对催化剂Ru/NGR活性的影响时，发现B点后(见图1)增加的浓度，制氢速率反而下降，推断可能的原因是 。
（6）用惰性电极电解溶液可制得，实现物质的循环使用，制备装置如图2所示。
①钛电极的电极反应式是 。
②电解过程中，阴极区溶液pH (填“增大”“减小”或“不变”)
29．（2023·沈阳模拟）我国力争2030年前实现碳达峰，2060年前实现碳中和。的综合利用是实现碳中和的措施之一。
（1）生产尿素：
①尿素的合成分两步进行：
a.
b.
则总反应的ΔH= 。
②如图为时，温度对的转化率的影响。解释温度升高的平衡转化率增大的原因：
（2）已知制备甲醇的有关化学反应如下：
①甲醇还可以与乙酸反应制香料，反应方程式为，制香料反应的平衡常数K的表达式为 。
②850℃时，反应的平衡常数K=160，在密闭容器中进行该反应，开始时只加入、，反应10min后测得各组分的浓度如下表。比较正、逆反应的速率的大小：v(正) v(逆)(填“>”“＜”或“=”)。
物质
浓度/() 0.2 0.2 0.4 0.4
（3）一定温度下，在体积为2L的恒容密闭容器中加入4mol CO(g)和4mol (g)发生反应，测得CO(g)和(g)的物质的量随时间的变化如图所示：
①从反应开始至达到化学平衡时，以表示的平均化学反应速率为 。
②若该反应的正、逆反应速率分别可表示为，，、分别为正、逆反应速率常数， A、B两点对应的时刻，该反应的正反应速率之比 。
③若平衡时总压强为pkPa，用平衡分压代替其平衡浓度表示的化学平衡常数 [已知：气体分压()=气体总压()×该气体的体积分数]。
30．（2023·太原模拟）运用化学反应原理研究合成氨反应有重要意义。请回答下列问题，
（1）生成氢气：将水蒸气通过红热的炭即产生水煤气。C(s)+H2O(g) H2(g)+CO(g) ΔH= +131.3 kJ·mol-1 ， ΔS = +133.7 J·mol-1·K-1 ，该反应在低温下 (“能”或“不能”)自发进行。
（2）已知在T ℃时，反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的平衡常数K = 0.5，相关化学键键能数据如表：
化学键 N≡N H-H N-H
键能/(kJ·mol-1) 946 436 390.8
①T℃时， 2NH3(g) N2(g)+3H2(g)的ΔH = 。
②T℃时，在1L密闭容器中进行合成氨反应，一段时间后，测得N2、H2、NH3的物质的量分别为4 mol 、2 mol 、4 mol，则此时反应v正(N2) v逆(N2)(填“>”“<”“=”或“不能确定” )。
（3）近期，我国科学家为了解决合成氨反应速率和平衡产率的矛盾，选择使用Fe-TiO2-xHy双催化剂，通过光辐射产生温差(如体系温度为495℃时，Fe的温度为547℃，而TiO2-xHy的温度为415℃)。结合图示解释该双催化剂的工作原理 。
（4）已知合成氨反应的速率方程为：v= kcα(N2)cβ( H2)c-1(NH3) ，k为反应速率常数。在合成氨过程中，需要不断分离出氨，该操作的目的是 。
（5）以氨为原料生产尿素的方程式为2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(1)+H2O(g)。
①为进一步提高NH3的平衡转化率，下列措施能达到目的的是 (填字母)。
A．增大CO2的浓度 B．增大压强
C．及时转移生成的尿素 D．使用更高效的催化剂
②尿素的合成分两步进行：
a.2NH3(g)+CO2(g) NH2COONH4 (1) ΔH =-117 kJ/mol
b．NH2COONH4(1) CO(NH2)2(1)+H2O(g) ΔH = +15 kJ/mol，
第一步反应速率快，可判断活化能较大的是 (填“第一步”或“第二步”)。
③某实验小组为了模拟工业合成尿素，在恒温恒容的真空密闭容器中充入一定量的CO2和NH3发生反应： 2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(1)+H2O(g)，反应过程中NH3的体积分数如图所示。实验测得体系平衡时的压强为10MPa，计算该反应的平衡常数 (MPa)-2(已知：分压=总压 ×体积分数)。
答案解析部分
1．【答案】（1）
（2）+14.8；2.4×10 8；10.00
（3）C；D
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)
【知识点】盖斯定律及其应用；电极反应和电池反应方程式；化学反应速率的影响因素；化学平衡的计算；电解池工作原理及应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）由图可知，电极B上，二氧化碳发生还原反应生成HCOOH，则电极反应式为，，故答案为：；
（2）①根据盖斯定律，将Ⅱ-Ⅰ得到Ⅲ，则ΔH3= ΔH2 -ΔH1=-378 .7 kJ /mol+393 .5 kJ/mol =+14.8 kJ/ mol，故答案为：+14.8；
②设转化的CO2为x，根据题干数据，列出反应的三段式为：
则，，则转化率= ，故答案为：2.4×10 8；
③用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol L-1氨水和0.18 mol L-1甲酸铵的混合溶液，=0.18mol/L， 根据可知，，，，故答案为：10.00；
（3）A、该反应中v与CO2(g)的压强有关，压强越大，溶液中CO2的浓度越大，v越大，故A错误；
B、v与溶液中溶解H2的浓度有关，氢气浓度越大，速率越快，故B错误；
C、温度升高，v不一定增大，反应Ⅳ和Ⅴ是快反应，而Ⅵ是慢反应（决速步骤），若Ⅳ和Ⅴ是放热反应且可以快速建立平衡状态，则随着温度升高L的浓度减小，若L的浓度减小对反应速率的影响大于温度升高对总反应速率的影响，则总反应速率减小 ，故总反应的速率不一定增大，故C正确；
D、在溶液中加入N(CH2CH3)3，与HCOOH反应，使得三个平衡正向移动，可提高CO2转化率，故D正确；
故答案为：CD；
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限 于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)，故答案为：当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)。
【分析】（1） 将CO2转化为HCOOH，二氧化碳发生还原反应，则电极B为阴极，阴极发生还原反应；
（2）①根据盖斯定律，Ⅲ=Ⅱ-Ⅰ；
②列出反应的三段式计算；
③先计算溶液的c(H+)，再根据pH=-lgc(H+)计算；
（3）活化能越大，反应速率越慢；
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)。
2．【答案】（1）直线
（2）+126.99kJ/mol
（3）B
（4）当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④
（5）A；D
（6）0.02
（7）C
【知识点】判断简单分子或离子的构型；盖斯定律及其应用；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）COS分子的空间结构与CO2相似，CO2为直线形分子，则COS也为直线形，故答案为：直线；
（2）根据盖斯定律，③+④得到 ，则=(+85.79kJ/mol)+(+41.20kJ/mol)=+126.99kJ/mol，故答案为：+126.99kJ/mol；
（3）产率=转化率×选择性，结合题干图示信息可知：400℃时H2S转化率为5%左右，COS的选择性为：90%，则产率为5%×90%=4.5%，600℃时H2S转化率为15%左右，COS的选择性为：60%，则产率为15%×60%=9.0%，800℃时H2S转化率为30%左右，COS的选择性为：25%，则产率为30%×25%=7.5%，1000℃时H2S转化率为58%左右，COS的选择性为：7%，则产率为58%×7%=4.06%，故COS的产率最高的是600℃，故答案为：B；
（4）由题干图示信息可知，温度低于500℃时H2S和CO2的转化率基本相同，说明此时反应只发生反应①、②，而温度升高，反应①、②、③、④均正向移动，当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④，导致H2S的转化率大于CO2，故答案为：当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④；
（5）反应②和反应③均生成 S2 ，反应②和反应③均为气体体积增大的吸热反应；
A、升高温度 ，反应②和反应③的平衡正向移动，S2的平衡产率提高，故A符合题意；
B、增大压强，反应②和反应③的平衡逆向移动，S2的平衡产率降低，故B不符合题意；
C、降低温度，反应②和反应③的平衡逆向移动，S2的平衡产率降低，故C不符合题意；
D、恒压下充入氩气，相当于减小压强，反应②和反应③的平衡正向移动，S2的平衡产率提高，故D符合题意；
故答案为：AD；
（6）由图可知，700℃时H2S的平衡转化率为20%，CO2的平衡转化率为16%，COS的选择性为40%，H2O的选择性为88%，设起始投入的CO2和H2S的物质的量均为amol，容器体积为V，则平衡时CO2的物质的量为：a(1-16%)mol=0.84amol，H2S的物质的量为：a(1-20%)mol=0.8amol，COS的物质的量为：a×20%×40%mol=0.08amol，H2O的物质的量为：a×20%×88%mol=0.176amol，反应①的平衡常数K===0.02，故答案为：0.02；
（7）由题干图示信息可知，催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，反应②的反应物为CO2和H2S，产物为CO、S2和水，则状态3，刚开始反应时，反应物被催化剂吸附，则状态1为，随后在催化剂表面发生断键成键的过程，最终才得到产物，则状态2为；
故答案为：C。
【分析】（1） COS结构与CO2相似；
（2）根据盖斯定律，将③+④可得 ；
（3）产率=转化率×选择性；
（4）当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④；
（5）提高S2平衡产率 ，应使平衡尽量正向移动，平衡移动原理的具体内容为：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动；
（6）根据K=计算；
（7）催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，结合图示分析。
3．【答案】（1）；B
（2）III；恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大
（3）温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小
（4）0.5mol；0.39；>
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据盖斯定律，，则==；反应①是气体体积增大的反应，ΔS>0，为吸热反应，ΔH1>0，在高温下存在ΔH-TΔS<0，则该反应在高温下能自发进行，故答案为： ；B；
（2）反应①和③均为气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小，则 代表反应体系总压强为的曲线是Ⅲ，判断依据是： 恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大，故答案为：Ⅲ； 恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大；
（3）升温②反应左移，使n(CO2)有增大的趋势，①、③反应右移，使n(CO2)有减小的趋势，温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小，故答案为： 温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小 ；
（4） 起始时， 通入和 ，达到平衡时的转化率为80%，CO2的转化率为50%，碳单质的物质的量为0.8mol，据此列出反应的三段式：
平衡时甲烷转化了0.8mol，CO2转化了0.5 mol，生成0.8molC，则x+m=0.8mol、x+y=0.5mol、y+m+n=0.8 mol ，解得n(CO)=2x-n=0.5mol；由氧原子守恒得n(H2O)=，由氢原子守恒得n(H2)=，容器气体总物质的量=，==0.39；反应①平衡时 ，向体系通入气，He气不参加反应，容器体积增大，平衡逆向移动， 重新达到平衡时， ，则a>b，故答案为：0.5mol；0.39；>。
【分析】（1）根据盖斯定律，将②+③-2×④得①；根据ΔH-TΔS<0时反应自发进行分析；
（2）反应①和③均为气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小；
（3） 温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小 ；
（4）列出反应的三段式计算各物质的平衡摩尔分数，再结合计算。
4．【答案】（1）CuO；SO3
（2）催化剂；反应中有污染空气的NO和NO2放出影响空气环境、NO2可以溶解在硫酸中给产物硫酸带来杂质、产率不高（答案合理即可）
（3）cd；d；
【知识点】热化学方程式；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据图示的热重曲线所示，在700℃左右会出现两个吸热峰，说明此时CuSO4发生热分解反应，从TG图像可以看出，质量减少量为原CuSO4质量的一半，说明有固体CuO剩余，还有其他气体产出，此时气体产物为SO2、SO3、O2；
（2）(i)根据所给的反应方程式，NO2在反应过程中线消耗再生成，说明NO2在反应中起催化剂的作用；（ii）铅室法被接触法代替因为在反应中有污染空气的NO和NO2放出影响空气环境；
（3）(i)a．根据不同转化率下的反应速率曲线可以看出，随着温度的升高反应速率先加快后减慢，a错误
b．从图中所给出的速率曲线可以看出，相同温度下，转化率越低反应速率越快，但在转化率小于88%的时的反应速率图像并没有给出，无法判断α=0.88的条件下是平衡转化率，b错误；
c．从图像可以看出随着转化率的增大，最大反应速率不断减小，最大反应速率出现的温度也逐渐降低，c正确；
d．从图像可以看出随着转化率的增大，最大反应速率出现的温度也逐渐降低，这时可以根据不同转化率选择合适的反应温度以减少能源的消耗，d正确；
故答案为：cd；
（ii）从图中可以看出标号为d的催化剂V-K-Cs-Ce对SO2的转化率最好，产率最佳，故答案选d；
(iii)利用分压代替浓度计算平衡常数，反应的平衡常数：
设SO2初始量为xmol，则平衡时n(SO2)=x·αe，n(SO3)=x-x·αe=x(1-αe)；带入Kp可得；
【分析】难点分析：（2）平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
5．【答案】（1）+128
（2）3；3
（3）6；10
（4）
（5）在反应过程中，断裂和形成的化学键相同
（6）a
【知识点】反应热和焓变；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡常数；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）和反应历程可以看出，中断裂了2根碳氢键，形成了1根碳碳键和形成一个H-H键，所以该过程反应热为：
（2）由反应历程可知，包含3个基元反应；其中第三个的活化能最大，反应速率最慢；
（3）由的结构分析，可知其中含有1个五元环，10个六元环，每脱两个氢形成一个五元环，脱氢过程中六元环数目不变，则总共含有6个五元环，10个六元环；
（4）反应过程中压强恒定为P0(即的初始压强)，平衡转化率为α，设起始量为1mol，则根据信息列出三段式为
可得平衡时各物质分压：，，
带入压强平衡常数表达式：，可得
（5）图中两条线几乎平行，说明斜率几乎相等，根据(R为理想气体常数，c为截距)可知，斜率相等，则说明焓变相等，因为在反应过程中，断裂和形成的化学键相同；
（6）a．由反应历程可知，该反应为吸热反应，升温，反应正向进行，提高了平衡转化率反应速率也加快，a正确；
b．由化学方程式可知，该反应为正向体积增大的反应，加压，反应逆向进行，降低了平衡转化率
b不正确；
c．加入催化剂，平衡不移动，不能提高平衡转化率，c不正确；
【分析】（1）根据结构，有机物结构很复杂，只需要弄清楚反应断开和形成化学键即可，利用断开化学键吸收的能量减去形成化学键释放能量即可；
（2）根据反应历程可知，有几个峰就有几个历程，峰越高，代表基元反应活化能越大，越难进行；
（3）有分析可知，脱氢过程六元环数目不变，每脱去2个H形成一个五元环；
（4）根据三段式，求出各物质平衡时物质的量，计算物质的量分数，求出分压，带入压强平衡表达式即可；
（5）根据直线方程可知，斜率代表反应热，二者的斜率基本相同，数目两个反应热相同，进而说明反应断开和形成化学键数目相同
（6）根据化学平衡移动原理以及化学反应速率影响因素进行判断即可。
6．【答案】（1）4；1
（2）(a+c-2b)
（3）3；2.25；增大
（4）；46.26；
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡常数；化学反应速率与化学平衡的综合应用；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）由图中信息可知，当失重比为19.4%时；变成，失去的为水的质量，可得，解的x=4，同理，当失重比为38.8%时，经过计算可得y=1；
（2）根据盖斯定律可知，①+③-②x2可得目标方程式，则
（3）通过图像可知，在温度为660K时，即为a点，=1.5KPa；由于SO3：SO2=1：1，=1.5KPa；
那么总压强为：3KPa；该反应压强平衡常数为：，由图中信息可知随着温度增大儿增大，所以Kp也增大；
（4）由于仅发生反应(Ⅰ)时=，当有反应（II）时，则有，整理可得
，在929K时，P总=84.6kPa，=35.7kPa，又有，联立解的，代入数据可得，=46.26kPa，，那么
【分析】解题技巧分析：平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
7．【答案】（1）
（2）(ⅱ)；在化学反应中，最大的能垒为速率控制步骤，而断开化学键的步骤都属于能垒，由于 的键能比H-H键的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)
（3）
（4）；合成氨的反应为气体分子数减少的反应，压强越大平衡时氨的摩尔分数越大；图4；；
【知识点】晶胞的计算；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据反应物总键能减去生成物总键能，
（2）在化学反应中，最大的活化能为速率控制步骤，由于的键能比H-H键的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)；
（3）晶胞密度为，晶胞参数为：287pm，根据公式：，则，，解的n=，
（4）①合成氨的反应中，压强越大越有利于氨的合成，因此，压强越大平衡时氨的摩尔分数越大。由图中信息可知，在相同温度下，反应达平衡时氨的摩尔分数P1
②在恒压下充入情性气体Ar，反应混合物中各组分的浓度减小，各组分的分压也减小，化学平衡要朝气体分子数增大的方向移动，因此，充入惰性气体Ar不利于合成氨，进料组成中含有惰性气体Ar的图是图4
③假设进料中氢气和氮气的物质的量分别为3mol和1mol，达到平衡时氮气的变化量为x mol，则有
在p2=20MPa时，氨气的摩尔分数为0.2，可得，，解的x=，那么氮气转化率率为：，平衡时氮气，氢气、氨气的物质的量为：、2mol、，各物质的物质的量分数为：，所以=，进而得到。
【分析】难点分析：平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
8．【答案】（1）-49；低温
（2）B；D
（3）；a；反应I是放热反应，温度升高，反应逆向移动，甲醇的选择性降低。(反应Ⅱ是吸热反应，温度升高，反应正向移动，一氧化碳的选择性升高，则甲醇的选择性降低)；0.2
（4）3CO2+4e- = 2 +C
【知识点】盖斯定律及其应用；电极反应和电池反应方程式；焓变和熵变；化学平衡状态的判断；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）由盖斯定律可得，目标反应的反应热ΔH1=－(－677kJ·mol－1)＋3×(－242kJ·mol－1)=－49kJ·mol－1，所以ΔH1=－49kJ·mol－1。
反应自发进行，则ΔH－TΔS＜0，由该反应的气体分子数减小，即ΔS＜0，且ΔH＜0，所以要满足ΔH－TΔS＜0，则反应需在低温条件下进行。因此该反应在低温易自发进行。
（2）A、当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，用不同物质表示的反应速率，其速率之比等于化学计量数之比，所以，所以v正(H2)=3v逆(CO2)，A不符合题意。
B、平衡后，增大压强，平衡向着气体分子数减小的方向移动，因此平衡正向移动，CH3OH的产率增加，B符合题意。
C、平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，C不符合题意。
D、催化剂具有选择性，选择理想的催化剂，可减少副反应的发生，从而提高CH3OH在最终产物中的比率，D符合题意。
故答案为：BD
（3）①用各物质的平衡分压表示反应的平衡常数。
②反应Ⅰ为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CH3OH的平衡转化率降低，因此曲线a表示的是CH3OH的选择性变化。反应Ⅱ为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，CO的平衡产率增大，所以曲边b表示的是CO的选择性。
③令初始进料时n(CO2)=1mol，则n(H2)=3mol。由图可知，当T=250℃时，CO2的平衡转化率为30%，CH3OH、CO的选择性都为50%。所以参与反应的n(CO2)=1mol×30%=0.3mol，反应生成n(CH3OH)=n(CO)=0.15mol。此时反应Ⅰ中消耗n(H2)=0.15mol×3=0.45mol，反应Ⅱ中消耗n(H2)=0.15mol。所以整个反应过程中共消耗n(H2)=0.45mol＋0.15mol=0.6mol，因此H2的平衡转化率为。
（4）由反应机理可得，CO2在正极发生得电子的还原反应，生成CO32－和C，因此电池的正极反应式为：3CO2＋4e－=2CO32－＋C。
【分析】（1）根据盖斯定律计算目标反应的反应热。根据ΔH-TΔS＜0分析反应温度。
（2）A、结合反应速率之比等于化学计量数之比分析。
B、增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动。
C、平衡常数只与温度有关，与浓度无关。
D、催化剂具有选择性，选择理想的催化剂，可减小副反应的发生。
（3）①根据平衡常数的表达式列式。
②结合温度对平衡移动的影响分析。
③根据三段式进行计算。
（4）由反应机理可得，CO2在正极发生得电子的还原反应，生成CO32－和C，据此写出其电极反应式。
9．【答案】（1）CH3* + CO2*= CH3COO*或CH3*+ H* + CO2*= CH3COO* +H*
（2）ac
（3）+41
（4）ad
（5）a；温度升高后，以副反应(或反应ii )为主，副反应(或反应ii )是一个吸热反应，升高温度平衡正向移动(其他合理答案也可)；
【知识点】盖斯定律及其应用；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡的影响因素；化学平衡状态的判断；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）反应所需的活化能越高，反应速率越慢，决定总反应反应速率的为慢反应，因此决定该过程的总反应速率的基元反应方程式为CH3*＋CO2*=CH3COO*。
（2）a、增大催化剂表面积可增大催化剂与CO2的接触，从而提高CO2在催化剂表面的吸附速率，a符合题意；
b、由相对能量图可知，CH3COOH*的能量低于CH3COOH(g)的能量，b不符合题意；
c、使用催化剂2时，反应所需的活化能更小，因此催化剂2的催化效果更好，c符合题意；
d、使用高活性催化剂可以加快反应速率，但不能降低反应焓变，d不符合题意；
故答案为：ac
（3）由图可得热化学方程式：CO(g)＋O2(g)=CO2(g) ΔH3=－283kJ·mol－1；
；H2(g)＋O2(g)=H2O(g) ΔH4=－242kJ·mol－1。根据盖斯定律可得，反应ⅱ的反应热ΔH2=ΔH4－ΔH3=(－242kJ·mol－1)－(－283kJ·mol－1)=＋41kJ·mol－1，所以反应ⅱ的反应热ΔH2=＋41kJ·mol－1。
（4）a、CO的分压在反应过程中是一个变量，则当其不变时，说明反应达到平衡状态，a符合题意；
b、反应物和生成物都是气体，反应前后混合气体的质量不变，且反应前后气体分子数不变，根据公式可知，反应过程中，混合气体的平均相对分子质量M不是一个变量，因此气体平均相对分子质量不变，不能说明反应达到平衡状态，b不符合题意；
c、反应前后混合气体的总质量保持不变，反应在恒容容器中进行，则混合气体的体积不变，根据公式可得，反应过程中，混合气体的密度保持不变，属于恒量，因此不能说明反应达到平衡状态，c不符合题意；
d、该反应的平衡常数，该反应为吸热反应，反应过程中，温度发生变化，则平衡常数K是一个变量，当其不变时，说明反应达到平衡状态，d符合题意；
故答案为：ad
（5）①生成CH3OH的反应为放热反应，则升高温度，平衡逆向移动，CH3OH的百分数减小，因此图中表示CH3OH在含碳产物中物质的量百分数的为曲线a。
②温度升高后，以反应ⅱ为主，反应ⅱ为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，因此CO2的转化率增大。
③令n(CO2)=5mol，则n(H2)=16mol，此时参与反应的n(CO2)=5mol×20%=1mol，反应生成n(CH3OH)=n(CO)=0.5mol。反应ⅰ中参与反应的n(H2)=0.5mol×3=1.5mol，反应生成的n(H2O)=0.5mol。反应ⅱ中参与反应的n(H2)=0.5mol，反应生成的n(H2O)=0.5mol。所以反应达到平衡时，n(CO2)=5mol－1mol=4mol，n(H2)=16mol－1.5mol－0.5mol=14mol，n(CH3OH)=n(CO)=0.5mol，n(H2O)=0.5mol＋0.5mol=1mol。此时体系中混合气体的总物质的量n(总)=4mol＋14mol＋0.5mol＋0.5mol＋1mol=20mol，所以体系中，，
，
，所以体系中反应ⅰ的平衡常数。
【分析】（1）决定总反应反应速率的是慢反应，反应所需的活化能越高，反应速率越慢。
（2）a、增大接触面积可加快反应速率；
b、根据相对能量变化图分析；
c、反应所需的活化能越低，催化剂的效果越好；
d、催化剂只能降低反应所需的活化能，不能改变反应热；
（3）根据物质能量变化图书写热化学方程式，结合盖斯定律计算目标反应的反应热。
（4）正逆反应速率相等，或“变量不变时”，说明反应达到平衡状态。
（5）①结合温度对平衡移动的影响分析。
②CO2的转化率增大，说明温度升高，平衡正向移动。
③由图可知，CO2的平衡转化率为20%，反应生成CO和CH3OH的物质的量百分数为50%。据此结合三段式进行计算。
10．【答案】（1）-48.9
（2）>；因为反应I的ΔH1<0，而反应II的 ΔH2>0，故升高温度反应I左移，而反应II右移，故CH3OH的选择性降低；13%；
（3）31 kJ/mol；加催化剂；越多
【知识点】盖斯定律及其应用；化学反应速率；化学反应速率的影响因素；化学平衡移动原理
【解析】【解答】（1）写出H2和CH3OH的燃烧方程式： ① H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH 1=-285.8kJ·mol-1；
② CH3OH(l) +3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O（l）ΔH2= -726.5kJ·mol-1 ；
③ CH3OH(l) CH3OH(g) ΔH3=+38kJ·mol-1 ；
④ H2O(l) H2O(g) ΔH4=+44kJ·mol-1 ；
根据盖斯定律可知：① ×3-② +③+④ 得 CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g) ，所以 ΔH = 3ΔH1 - ΔH 2+ ΔH3+ ΔH4= -48.9 kJ·mol-1 ；
（2） ① 由图可知，相同温度时，二氧化碳的转化率和甲醇的选择性Cat1均高于Cat.2，则催化效果Cat1强于Cat.2，故答案为：>；
② 在210℃-270℃间，CH3OH的选择性随温度的升高而下降，可能原因 是催化剂得催化效率降低了；
③ 设起始时物质的量为a，平衡时得一氧化碳得物质的量为b，甲醇得物质的量为c，由甲醇得选择性为80%知b/b+c×100%=80%，解得c=4b，由反应方程式可知，反应消耗得二氧化碳和氢气的物质的量分别为（4b+b)、(12b+b)，由二氧化碳的转化率为15%可得5b/a×100%=15%，J解得a=33b，则氢气的转化率13b/3a×100%=13b/3×33a×100%≈13%；
平衡时二氧化碳、氢气、甲醇、一氧化碳和水的物质的量分别是：（33b-5b）、（99b-13b）、4b、吧、和5b，设平衡时压强为p，则二氧化碳、氢气、一氧化碳和水的平衡分压分别为28p/124、86P/124、P/124、和5P/124，反应的平衡分压为：Kp=p（CO）×p（H2O）/ p（CO2）×p（H2）= ；
（3）根据图像，将交点坐标代入公式：9.2=-3，2Ea+C，3.0=-3.4Ea+C，联立方程，解得Ea=31，当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线B所示，此时满足：9.2=-3.2E+C，1.0=-3.6E+c，联立方程，解得E=2，活化能减小，则实验可能改变的外界条生是更换了更高效的催化剂；此经验公式说明对干<个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的越多。
【分析】（1）燃烧热指的是1mol纯物质充分燃烧生成稳定物质时释放的热量；
（2）催化剂可以降低化学反应中的活化能，可以加快化学反应速率；但是催化剂有一定适应的温度，催化剂的活性最高；
（3）根据图像，将交点坐标代入公式：9.2=-3，2Ea+C，3.0=-3.4Ea+C，联立方程，解得Ea=31，当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线B所示，此时满足：9.2=-3.2E+C，1.0=-3.6E+c，联立方程，解得E=2，活化能减小，则实验可能改变的外界条生是更换了更高效的催化剂：此经验公式说明对干<个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的越多。
11．【答案】（1）；小于
（2）或
（3）；③；；
【知识点】反应热和焓变；化学平衡常数；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）反应Ⅱ的反应热ΔH2=(－393.5kJK·mol－1)－[(－110.5kJ·mol－1)＋(－241.8kJ·mol－1)]=－41.2kJ·mol－1。所以ΔH2=－41.2kJ·mol－1。由于该反应为放热反应，所以正反应的活化能小于逆反应的活化能。
（2）由盖斯定律可得，反应Ⅱ的反应热ΔH2=(ΔH3－ΔH1)，所以反应Ⅱ的平衡常数。
（3）当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，即v正=v逆，所以k正·p(CO)·p(H2O)=k逆·p(CO2)·p(H2)，所以，所以反应Ⅱ的化学平衡常数。
反应②为放热反应，升高温度，反应速率增大，且平衡逆向移动说明升高温度，k正增大，但增大的幅度小于k逆所以表示lgk正的是曲线③。
令n(CH4)=n(H2O)=1mol，平衡时CH4的转化率为60%，所以平衡时n(CH4)=1mol×(1－60%)=0.4mol。由于平衡时p(CO2)=p(H2O)，所以平衡时n(CO2)=n(H2O)。令平衡时n(CO2)=n(H2O)=xmol、n(CO)=ymol。
由碳原子守恒可得：0.4＋x＋y=1
由氧原子守恒可得：2x＋x＋y=1
解得 x=0.2 y=0.4
所以平衡n(CO2)=n(H2O)=0.2mol，n(CO)=0.4mol
由氢原子守恒可得，平衡时
平衡时混合气体的总物质的量n(总)=n(CH4)＋n(CO2)＋n(CO)＋n(H2)＋n(H2O)=0.4mol＋0.2mol＋0.4mol＋2mol＋0.2mol=3.2mol
所以平衡时、、、
所以反应Ⅰ的压强平衡常数。
【分析】（1）根据ΔH=生成物的标准摩尔生成焓-反应物标准摩尔生成焓进行计算。根据反应的热效应判断正逆反应活化能的相对大小。
（2）根据盖斯定律确定ΔH2的表达式，结合ΔH2的表达式确定K2的表达式。
（3）当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，结合平衡常数的表达式分析。根据温度对平衡移动的影响分析。结合平衡三段式进行计算。
12．【答案】（1）低温；--122.4kJ/mol
（2）
（3）B；温度较低(200~280℃)时以反应Ⅲ为主，反应放热，升温平衡逆向移动，二氧化碳平衡转化率降低，温度较高(280~350℃)时以反应Ⅳ为主，反应吸热，升温平衡正向移动，二氧化碳平衡转化率升高
（4）B；C
【知识点】焓变和熵变；化学平衡常数；有关反应热的计算
【解析】【解答】（1）反应Ⅰ中ΔH<0，ΔS＜0，要使反应自发进行，即ΔH-TΔS＜0，此时要求反应温度应较低。故反应Ⅰ自发进行的条件为低温。根据盖斯定律可得，反应Ⅲ的反应热ΔH3=2ΔH1＋ΔH2=2×(－49.5kJ·mol－1)＋(－23.4kJ·mol－1)=122.4kJ·mol－1，所以ΔH3=－122.4kJ·mol－1。
（2）起始时c(CO2)=1mol·L－1，c(H2)=3mol·L－1，CO2的平衡转化率为30%，则参与反应的c(CO2)=1mol·L－1×30%=0.3mol·L－1，所以平衡时c(CO2)=1mol·L－1－0.3mol·L－1=0.7mol·L－1，c(CH3OCH3)=amol·L－1，c(CO)=bmol·L－1。
根据碳元素守恒可得，平衡时c(CH3OH)=(1－07－2a－b)mol·L－1=(0.3－2a－b)mol·L－1；
根据氧元素守恒可得，平衡时c(H2O)=[2－0.7×2－(0.3－2a－b)－a－b]mol·L－1=(0.3＋a)mol·L－1；
根据氢元素守恒可得，平衡时c(H2)=[6－(0.3－2a－b)×4－(0.3＋a)×2－6a]mol·L－1=(2.1＋2b)mol·L－1。
所以平衡时反应Ⅰ的平衡常数.
（3）①A、起始投入n(CO2)：n(H2)=1：3，与反应的化学计量数之比相等，若只发生反应Ⅲ，则平衡时n(CO2)：n(H2)=1：3，但由于副反应的存在，平衡时n(CO2)：n(H2)≠1：3，A不符合题意；
B、生成二甲醚的反应Ⅲ为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，二甲醚的选择性减小，因此曲线①表示二甲醚的选择性，B符合题意；
C、生成二甲醚的反应为放热反应，降低温度有利于平衡正向移动，但由于温度降低，反应速率减慢，生产效率降低，因此并不是温度越低越有利于工业生产，C不符合题意；
D、催化剂只能改变反应历程，从而改变反应速率，但不能改变反应热，D不符合题意；
故答案为：B
② 温度较低(200~280℃)时以反应Ⅲ为主，反应放热，升温平衡逆向移动，二氧化碳平衡转化率降低，温度较高(280~350℃)时以反应Ⅳ为主，反应吸热，升温平衡正向移动，二氧化碳平衡转化率升高。
（4）A、分子筛的孔径越大，则吸附甲醇的效率越低，使得催化效果越低，A不符合题意；
B、由图可知，该反应的反应机理为，B符合题意；
C、由于分子筛中酸性位点可将甲醇质子化，因此改变分子筛组分比例，适当提高其酸性，有利于加快反应速率，C符合题意；
D、温度越高，有利于水蒸气脱离的同时，也有利于甲醇脱离，不利于反应，D不符合题意；
故答案为：BC
【分析】（1）若反应ΔH-TΔS＜0，则该反应可自发进行，据此判断反应自发进行的条件。根据该死定律计算ΔH3。
（2）根据元素守恒计算平衡时体系中各物质的物质的量浓度，结合平衡常数的表达式计算反应Ⅰ的平衡常数。
（3）①A、反应过程中CO2、H2存在副反应，二者的比值无法判断平衡状态；
B、结合温度对平衡移动的影响分析；
C、温度越低，反应速率越慢，生产效率越低；
D、催化剂只能改变反应历程，无法改变反应热；
②结合温度对平衡移动的影响分析。
（4）A、分子筛的孔径越大，吸附效果越差；
B、结合图示确定其反应机理；
C、结合“酸性位点可将甲醇质子化”分析；
D、温度越高，吸附作用越弱；
13．【答案】（1）(a-b+c)
（2）吸热；加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性(其他合理答案也可)
（3）0.2 mol/L；90%(或0.90或0.9)；208
（4）A；B；C
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡常数；化学平衡移动原理；化学平衡状态的判断；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】(1) 根据盖斯定律，反应焓变只与起始与终止状态有关，△H=(a-b+ c) kJ/mol；
(2) 温度升高，甲醇转化率增大，平衡正向移动，反应Ⅱ为吸热反应；加入催化剂R后CO的物质的量分数减小，作用是加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性；
(3) 设甲醇转化物质的量为xmol，平衡时CO物质的量为ymol，平衡时容器中n(CH3OH) = n(CO) = 0.1mol，1- x= y=0.1，x= 0.9， y= 0.1，此时H2O的物质的量为(1.2- x+y)mol = (1.2- 0.9 + 0.1) mol= 0.4mol，浓度为0.42= 0.2mol/L；甲醇的转化率0.91×100%== 90%；反应Ⅱ的逆反应的压强平衡常数体系总物质的量为0.1mol + 0.4mol + 0.8mol + 2.6mol + 0.1mol = 4mol，平衡时压强为P1，2.24=2.5p1，P1=50/11MPa，p(CO)= 0.1/4P1，p(H2O)=0.4/4 P1，p(CO2)= 0.8/4P1，p(H2)= 2.6/4P1，KP正=（ 0.1/4P1x0.4/4 P1）（0.8/4P1x2.6/4P1）=1/208；KP逆=1/KP正=208Mpa；
(4) A．升温甲醇和水蒸气明显降低，CO基本不变，温度对反应Ⅰ的化学反应速率影响更大，A符合题意；
B．催化剂的选择应考虑提高生成CO2的选择性，B符合题意；
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变，C符合题意；
D．根据PV=nRT，n=mM，若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，n保持不变，反应Ⅱ是压强不变的反应，不能判断反应是否平衡，D不符合题意；
【分析】(1) 反应焓变只与起始与终止状态有关；
(2) 温度升高，甲醇转化率增大，平衡正向移动，反应Ⅱ为吸热反应；加入催化剂R后CO的物质的量分数减小，作用是加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性；
(3) 甲醇的转化率的计算；压强平衡常数的计算；
(4) A．温度对化学反应速率的影响判断；
B．催化剂的选择应考虑提高生成CO2的选择性；
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变；
D．根据PV=nRT，n=mM，若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，n保持不变，反应Ⅱ是压强不变的反应，不能判断反应是否平衡。
14．【答案】（1）-198.6 kJ·mol-1
（2）开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化；；440℃，0.85。
（3）25%；40
（4）；0
（5）O2+2CO2+4e-=2CO32-
【知识点】化学平衡的影响因素；化学平衡状态的判断；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学反应速率与化学平衡的综合应用；乙烯的化学性质
【解析】【解答】 (1)分别将三个反应标识为③，①，②，则有③=①×2-②，根据盖斯定律有 H3= H1×2- H2=-2542.6×2-(-4886.6)=-198.6 kJ·mol-1；
(2)开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化，依图1，最佳温度为440℃，依图2，最佳氧烯比为0.85；
(3)反应过程中，丁烯的转化率力70%，二丁烯的选择性为90%，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应中C4H8的变化量为：1×70%×90%=0.63mol，副反应①中C4H8的变化量为1×70%-0.63=0.07mol；反应前容器的压强为P0，平街时容器的压强为1.2P0，平衡时气体总的物质的量为2.4mol，设副反应②消耗C4H6为xmol，根据三段式得（1-0.63-0.07-x）+（1-0.315-0.42-5.5x）+（0.63+0.63）+（0.28+0.28）+（4x+3x）=2.4，解得x=0.03，C4H8(g)、C4H6(g)、H2O(g)，O2(g)，CO2(g)的物质的量分别为0.3mol、0.6mol、1.0mol、0.1mol，0.4mol，平衡后C4H6(g)的体分数为（0.63-0.03）2.4x100%=25%，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的平衡常数K=40；
(4)当p(C4H8)固定时，P (O2)增大时，v (C4H8)不变，得出y=0；固定P (O2)时，490℃时p(C4H8)从10→20，v从2.5→3.535，得出3.5252.5=2x。解得x= ；
(5)由图4可知，B极为O2，发生还原反应： O2+2CO2+4e-=2CO32- ；
【分析】(1)根据盖斯定律有 H3= H1×2- H2；
(2)开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化；
(3)根据三段式求平衡时物质的体积分数以及平衡常数；
(4)当p(C4H8)固定时，P (O2)增大时，v (C4H8)不变，得出y=0；固定P (O2)时，490℃时p(C4H8)从10→20，v从2.5→3.535，得出3.5252.5=2x ；
(5)O2发生还原反应： O2+2CO2+4e-=2CO32- 。
15．【答案】（1）391
（2）B
（3）丙>乙>甲；33.3%；
（4）900℃；催化剂中毒
（5）A；D
【知识点】化学反应速率与化学平衡的综合应用；化学平衡【备考2024年】从巩固到提高 高考化学二轮微专题49 化学原理综合
一、非选择题
1．（2024·浙江）通过电化学、热化学等方法，将CO2转化为HCOOH等化学品，是实现“双碳”目标的途径之一。
请回答：
（1）某研究小组采用电化学方法将CO2转化为HCOOH，装置如图1。电极B上的电极反应式是 。
（2）该研究小组改用热化学方法，相关热化学方程式如下：
Ⅰ：C（s）+O2（g）═CO2（g） ΔH1＝﹣393.5kJ mol﹣1
Ⅱ：C（s）+H2（g）+O2（g）═HCOOH（g） ΔH2＝﹣378.7kJ mol﹣1
Ⅲ：CO2（g）+H2（g） HCOOH（g） ΔH3
①ΔH3＝ kJ mol﹣1。
②反应Ⅲ在恒温、恒容的密闭容器中进行，CO2和H2的投料浓度均为1.0mol L﹣1，平衡常数K＝2.4×10﹣8，则CO2的平衡转化率为 。
③用氨水吸收HCOOH，得到1.00mol L﹣1氨水和0.18mol L﹣1甲酸铵的混合溶液，298K时该混合溶液的pH＝ 。[已知：298K时，电离常数Kb（NH3 H2O）＝1.8×10﹣5、Ka（HCOOH）＝1.8×10﹣4]
（3）为提高效率，该研究小组参考文献优化热化学方法，在如图密闭装置中充分搅拌催化剂M的DMSO（有机溶剂）溶液，CO2和H2在溶液中反应制备HCOOH，反应过程中保持CO2（g）和H2（g）的压强不变，总反应CO2+H2 HCOOH的反应速率为v，反应机理如下列三个基元反应，各反应的活化能E2＜E1＜＜E3（不考虑催化剂活性降低或丧失）。
Ⅳ：M+CO2 Q E1
Ⅴ：Q+H2 L E2
Ⅴ：L M+HCOOH E3
①催化剂M足量条件下，下列说法正确的是 ____。
A．v与CO2（g）的压强无关
B．v与溶液中溶解H2的浓度无关
C．温度升高，v不一定增大
D．在溶液中加入N（CH2CH3）3，可提高CO2转化率
（4）②实验测得：298K，p（CO2）＝p（H2）＝2MPa下，v随催化剂M浓度c变化如图3。c c0时，v随c增大而增大：c＞c0时，v不再显著增大。请解释原因 。
【答案】（1）
（2）+14.8；2.4×10 8；10.00
（3）C；D
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)
【知识点】盖斯定律及其应用；电极反应和电池反应方程式；化学反应速率的影响因素；化学平衡的计算；电解池工作原理及应用；电离平衡常数
【解析】【解答】（1）由图可知，电极B上，二氧化碳发生还原反应生成HCOOH，则电极反应式为，，故答案为：；
（2）①根据盖斯定律，将Ⅱ-Ⅰ得到Ⅲ，则ΔH3= ΔH2 -ΔH1=-378 .7 kJ /mol+393 .5 kJ/mol =+14.8 kJ/ mol，故答案为：+14.8；
②设转化的CO2为x，根据题干数据，列出反应的三段式为：
则，，则转化率= ，故答案为：2.4×10 8；
③用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol L-1氨水和0.18 mol L-1甲酸铵的混合溶液，=0.18mol/L， 根据可知，，，，故答案为：10.00；
（3）A、该反应中v与CO2(g)的压强有关，压强越大，溶液中CO2的浓度越大，v越大，故A错误；
B、v与溶液中溶解H2的浓度有关，氢气浓度越大，速率越快，故B错误；
C、温度升高，v不一定增大，反应Ⅳ和Ⅴ是快反应，而Ⅵ是慢反应（决速步骤），若Ⅳ和Ⅴ是放热反应且可以快速建立平衡状态，则随着温度升高L的浓度减小，若L的浓度减小对反应速率的影响大于温度升高对总反应速率的影响，则总反应速率减小 ，故总反应的速率不一定增大，故C正确；
D、在溶液中加入N(CH2CH3)3，与HCOOH反应，使得三个平衡正向移动，可提高CO2转化率，故D正确；
故答案为：CD；
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限 于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)，故答案为：当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)。
【分析】（1） 将CO2转化为HCOOH，二氧化碳发生还原反应，则电极B为阴极，阴极发生还原反应；
（2）①根据盖斯定律，Ⅲ=Ⅱ-Ⅰ；
②列出反应的三段式计算；
③先计算溶液的c(H+)，再根据pH=-lgc(H+)计算；
（3）活化能越大，反应速率越慢；
（4）当c≤c0时，v随c增大而增大，因M是基元反应IV的反应物(直接影 响基元反应VI中反应物L的生成)； c>c0时，v不再显著增加，因受限于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)。
2．（2024·吉林模拟）天然气、石油钻探过程会释放出CO2、H2S等气体。某种将CO2和H2S共活化的工艺涉及反应如下：
①
②
③
④
恒压密闭容器中，反应物的平衡转化率、部分生成物的选择性与温度关系如图所示。
已知：i．CO2和H2S的初始物质的量相等：
ii．产率=转化率×选择性：
iii．COS的选择性，H2O的选择性。
回答下列问题：
（1）COS分子的空间结构为 形。
（2） 。
（3）以下温度，COS的产率最高的是____。
A． B． C． D．
（4）温度高于500℃时，H2S的转化率大于CO2，原因是 。
（5）可提高S2平衡产率的方法为____。
A．升高温度 B．增大压强 C．降低温度 D．充入氩气
（6）700℃时反应①的平衡常数K= （精确到0.01）。
（7）催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，通过理论计算得到反应的主要路径如下图所示。表示状态2的为____。
A． B． C．
【答案】（1）直线
（2）+126.99kJ/mol
（3）B
（4）当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④
（5）A；D
（6）0.02
（7）C
【知识点】判断简单分子或离子的构型；盖斯定律及其应用；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）COS分子的空间结构与CO2相似，CO2为直线形分子，则COS也为直线形，故答案为：直线；
（2）根据盖斯定律，③+④得到 ，则=(+85.79kJ/mol)+(+41.20kJ/mol)=+126.99kJ/mol，故答案为：+126.99kJ/mol；
（3）产率=转化率×选择性，结合题干图示信息可知：400℃时H2S转化率为5%左右，COS的选择性为：90%，则产率为5%×90%=4.5%，600℃时H2S转化率为15%左右，COS的选择性为：60%，则产率为15%×60%=9.0%，800℃时H2S转化率为30%左右，COS的选择性为：25%，则产率为30%×25%=7.5%，1000℃时H2S转化率为58%左右，COS的选择性为：7%，则产率为58%×7%=4.06%，故COS的产率最高的是600℃，故答案为：B；
（4）由题干图示信息可知，温度低于500℃时H2S和CO2的转化率基本相同，说明此时反应只发生反应①、②，而温度升高，反应①、②、③、④均正向移动，当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④，导致H2S的转化率大于CO2，故答案为：当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④；
（5）反应②和反应③均生成 S2 ，反应②和反应③均为气体体积增大的吸热反应；
A、升高温度 ，反应②和反应③的平衡正向移动，S2的平衡产率提高，故A符合题意；
B、增大压强，反应②和反应③的平衡逆向移动，S2的平衡产率降低，故B不符合题意；
C、降低温度，反应②和反应③的平衡逆向移动，S2的平衡产率降低，故C不符合题意；
D、恒压下充入氩气，相当于减小压强，反应②和反应③的平衡正向移动，S2的平衡产率提高，故D符合题意；
故答案为：AD；
（6）由图可知，700℃时H2S的平衡转化率为20%，CO2的平衡转化率为16%，COS的选择性为40%，H2O的选择性为88%，设起始投入的CO2和H2S的物质的量均为amol，容器体积为V，则平衡时CO2的物质的量为：a(1-16%)mol=0.84amol，H2S的物质的量为：a(1-20%)mol=0.8amol，COS的物质的量为：a×20%×40%mol=0.08amol，H2O的物质的量为：a×20%×88%mol=0.176amol，反应①的平衡常数K===0.02，故答案为：0.02；
（7）由题干图示信息可知，催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，反应②的反应物为CO2和H2S，产物为CO、S2和水，则状态3，刚开始反应时，反应物被催化剂吸附，则状态1为，随后在催化剂表面发生断键成键的过程，最终才得到产物，则状态2为；
故答案为：C。
【分析】（1） COS结构与CO2相似；
（2）根据盖斯定律，将③+④可得 ；
（3）产率=转化率×选择性；
（4）当温度高于500℃时，发生副反应③正向移动的幅度大于反应④；
（5）提高S2平衡产率 ，应使平衡尽量正向移动，平衡移动原理的具体内容为：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动；
（6）根据K=计算；
（7）催化剂CeO2-MgO对反应②具有高选择性，结合图示分析。
3．（2024·河南模拟）二氧化碳一甲烷重整反应制备合成气(H2+CO)是一种生产高附加值化学品的低碳过程。该过程存在如下化学反应：
①
②
③
④
回答下列问题：
（1） ，反应① 正向自发进行(填标号)。
A．低温下能 B．高温下能 C．任何温度下都能 D．任何温度下都不能
（2）反应体系总压强分别为和时，平衡转化率随反应温度变化如图所示，则代表反应体系总压强为的曲线是 (填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)，判断依据是 。
（3）当反应体系总压强为时，平衡时部分组分的物质的量随反应温度变化如图所示。随反应温度的升高，的物质的量先增加后减少，主要原因是 。
（4）恒温恒压条件下，向容器中通入和，达到平衡时的转化率为的转化率为，碳单质的物质的量为的物质的量为 ，反应①用摩尔分数表示的平衡常数 (结果保留两位小数)。
上述平衡时，向体系通入气，重新达到平衡时，，则a b(填“>”“<”或“=”)。(已知反应的，物质的摩尔分数)
【答案】（1）；B
（2）III；恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大
（3）温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小
（4）0.5mol；0.39；>
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据盖斯定律，，则==；反应①是气体体积增大的反应，ΔS>0，为吸热反应，ΔH1>0，在高温下存在ΔH-TΔS<0，则该反应在高温下能自发进行，故答案为： ；B；
（2）反应①和③均为气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小，则 代表反应体系总压强为的曲线是Ⅲ，判断依据是： 恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大，故答案为：Ⅲ； 恒温减压时平衡①、③右移，甲烷平衡转化率增大；
（3）升温②反应左移，使n(CO2)有增大的趋势，①、③反应右移，使n(CO2)有减小的趋势，温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小，故答案为： 温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小 ；
（4） 起始时， 通入和 ，达到平衡时的转化率为80%，CO2的转化率为50%，碳单质的物质的量为0.8mol，据此列出反应的三段式：
平衡时甲烷转化了0.8mol，CO2转化了0.5 mol，生成0.8molC，则x+m=0.8mol、x+y=0.5mol、y+m+n=0.8 mol ，解得n(CO)=2x-n=0.5mol；由氧原子守恒得n(H2O)=，由氢原子守恒得n(H2)=，容器气体总物质的量=，==0.39；反应①平衡时 ，向体系通入气，He气不参加反应，容器体积增大，平衡逆向移动， 重新达到平衡时， ，则a>b，故答案为：0.5mol；0.39；>。
【分析】（1）根据盖斯定律，将②+③-2×④得①；根据ΔH-TΔS<0时反应自发进行分析；
（2）反应①和③均为气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小；
（3） 温度在500摄氏度以前，温度对②反应影响更大，所以n(CO2)增大，温度高于500摄氏度，温度对①、③反应影响更大，所以n(CO2)减小 ；
（4）列出反应的三段式计算各物质的平衡摩尔分数，再结合计算。
4．（2023·辽宁）硫酸工业在国民经济中占有重要地位。
（1）我国古籍记载了硫酸的制备方法——“炼石胆(CuSO4·5H2O)取精华法”。借助现代仪器分析，该制备过程中CuSO4·5H2O分解的TG曲线(热重)及DSC曲线(反映体系热量变化情况，数值已省略)如下图所示。700℃左右有两个吸热峰，则此时分解生成的氧化物有SO2、 和 (填化学式)。
（2）铅室法使用了大容积铅室制备硫酸(76%以下)，副产物为亚硝基硫酸，主要反应如下：
NO2+SO2+H2O=NO+H2SO4
2NO+O2=2NO2
(ⅰ)上述过程中NO2的作用为 。
(ⅱ)为了适应化工生产的需求，铅室法最终被接触法所代替，其主要原因是 (答出两点即可)。
（3）接触法制硫酸的关键反应为SO2的催化氧化：
SO2(g)+O2(g)SO3(g) ΔH=-98.9kJ·mol-1
(ⅰ)为寻求固定投料比下不同反应阶段的最佳生产温度，绘制相应转化率(α)下反应速率(数值已略去)与温度的关系如下图所示，下列说法正确的是 。
a．温度越高，反应速率越大
b．α=0.88的曲线代表平衡转化率
c．α越大，反应速率最大值对应温度越低
d．可根据不同下的最大速率，选择最佳生产温度
(ⅱ)为提高钒催化剂的综合性能，我国科学家对其进行了改良。不同催化剂下，温度和转化率关系如下图所示，催化性能最佳的是 (填标号)。
(ⅲ)设O2的平衡分压为p，SO2的平衡转化率为αe，用含p和αe的代数式表示上述催化氧化反应的Kp= (用平衡分压代替平衡浓度计算)。
【答案】（1）CuO；SO3
（2）催化剂；反应中有污染空气的NO和NO2放出影响空气环境、NO2可以溶解在硫酸中给产物硫酸带来杂质、产率不高（答案合理即可）
（3）cd；d；
【知识点】热化学方程式；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据图示的热重曲线所示，在700℃左右会出现两个吸热峰，说明此时CuSO4发生热分解反应，从TG图像可以看出，质量减少量为原CuSO4质量的一半，说明有固体CuO剩余，还有其他气体产出，此时气体产物为SO2、SO3、O2；
（2）(i)根据所给的反应方程式，NO2在反应过程中线消耗再生成，说明NO2在反应中起催化剂的作用；（ii）铅室法被接触法代替因为在反应中有污染空气的NO和NO2放出影响空气环境；
（3）(i)a．根据不同转化率下的反应速率曲线可以看出，随着温度的升高反应速率先加快后减慢，a错误
b．从图中所给出的速率曲线可以看出，相同温度下，转化率越低反应速率越快，但在转化率小于88%的时的反应速率图像并没有给出，无法判断α=0.88的条件下是平衡转化率，b错误；
c．从图像可以看出随着转化率的增大，最大反应速率不断减小，最大反应速率出现的温度也逐渐降低，c正确；
d．从图像可以看出随着转化率的增大，最大反应速率出现的温度也逐渐降低，这时可以根据不同转化率选择合适的反应温度以减少能源的消耗，d正确；
故答案为：cd；
（ii）从图中可以看出标号为d的催化剂V-K-Cs-Ce对SO2的转化率最好，产率最佳，故答案选d；
(iii)利用分压代替浓度计算平衡常数，反应的平衡常数：
设SO2初始量为xmol，则平衡时n(SO2)=x·αe，n(SO3)=x-x·αe=x(1-αe)；带入Kp可得；
【分析】难点分析：（2）平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
5．（2023·湖北）纳米碗是一种奇特的碗状共轭体系。高温条件下，可以由分子经过连续5步氢抽提和闭环脱氢反应生成。的反应机理和能量变化如下：
回答下列问题：
（1）已知中的碳氢键和碳碳键的键能分别为和，H-H键能为。估算的 。
（2）图示历程包含 个基元反应，其中速率最慢的是第 个。
（3） 纳米碗中五元环和六元环结构的数目分别为 、 。
（4）1200K时，假定体系内只有反应发生，反应过程中压强恒定为(即的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数为 (用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
（5） 及反应的(为平衡常数)随温度倒数的关系如图所示。已知本实验条件下，(R为理想气体常数，c为截距)。图中两条线几乎平行，从结构的角度分析其原因是 。
（6）下列措施既能提高反应物的平衡转化率，又能增大生成的反应速率的是 (填标号)。
a．升高温度 b．增大压强 c．加入催化剂
【答案】（1）+128
（2）3；3
（3）6；10
（4）
（5）在反应过程中，断裂和形成的化学键相同
（6）a
【知识点】反应热和焓变；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡常数；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）和反应历程可以看出，中断裂了2根碳氢键，形成了1根碳碳键和形成一个H-H键，所以该过程反应热为：
（2）由反应历程可知，包含3个基元反应；其中第三个的活化能最大，反应速率最慢；
（3）由的结构分析，可知其中含有1个五元环，10个六元环，每脱两个氢形成一个五元环，脱氢过程中六元环数目不变，则总共含有6个五元环，10个六元环；
（4）反应过程中压强恒定为P0(即的初始压强)，平衡转化率为α，设起始量为1mol，则根据信息列出三段式为
可得平衡时各物质分压：，，
带入压强平衡常数表达式：，可得
（5）图中两条线几乎平行，说明斜率几乎相等，根据(R为理想气体常数，c为截距)可知，斜率相等，则说明焓变相等，因为在反应过程中，断裂和形成的化学键相同；
（6）a．由反应历程可知，该反应为吸热反应，升温，反应正向进行，提高了平衡转化率反应速率也加快，a正确；
b．由化学方程式可知，该反应为正向体积增大的反应，加压，反应逆向进行，降低了平衡转化率
b不正确；
c．加入催化剂，平衡不移动，不能提高平衡转化率，c不正确；
【分析】（1）根据结构，有机物结构很复杂，只需要弄清楚反应断开和形成化学键即可，利用断开化学键吸收的能量减去形成化学键释放能量即可；
（2）根据反应历程可知，有几个峰就有几个历程，峰越高，代表基元反应活化能越大，越难进行；
（3）有分析可知，脱氢过程六元环数目不变，每脱去2个H形成一个五元环；
（4）根据三段式，求出各物质平衡时物质的量，计算物质的量分数，求出分压，带入压强平衡表达式即可；
（5）根据直线方程可知，斜率代表反应热，二者的斜率基本相同，数目两个反应热相同，进而说明反应断开和形成化学键数目相同
（6）根据化学平衡移动原理以及化学反应速率影响因素进行判断即可。
6．（2023·全国乙卷）硫酸亚铁在工农业生产中有许多用途，如可用作农药防治小麦黑穗病，制造磁性氧化铁、铁催化剂等。回答下列问题：
（1）在气氛中，的脱水热分解过程如图所示：
根据上述实验结果，可知 ， 。
（2）已知下列热化学方程式：
则的 。
（3）将置入抽空的刚性容器中，升高温度发生分解反应：(Ⅰ)。平衡时的关系如下图所示。时，该反应的平衡总压 、平衡常数 。随反应温度升高而 (填“增大”“减小”或“不变”)。
（4）提高温度，上述容器中进一步发生反应(Ⅱ)，平衡时 (用表示)。在时，，则 ， (列出计算式)。
【答案】（1）4；1
（2）(a+c-2b)
（3）3；2.25；增大
（4）；46.26；
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡常数；化学反应速率与化学平衡的综合应用；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）由图中信息可知，当失重比为19.4%时；变成，失去的为水的质量，可得，解的x=4，同理，当失重比为38.8%时，经过计算可得y=1；
（2）根据盖斯定律可知，①+③-②x2可得目标方程式，则
（3）通过图像可知，在温度为660K时，即为a点，=1.5KPa；由于SO3：SO2=1：1，=1.5KPa；
那么总压强为：3KPa；该反应压强平衡常数为：，由图中信息可知随着温度增大儿增大，所以Kp也增大；
（4）由于仅发生反应(Ⅰ)时=，当有反应（II）时，则有，整理可得
，在929K时，P总=84.6kPa，=35.7kPa，又有，联立解的，代入数据可得，=46.26kPa，，那么
【分析】解题技巧分析：平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
7．（2023·新课标卷）氨是最重要的化学品之一，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题：
（1）根据图1数据计算反应的 。
（2）研究表明，合成氨反应在催化剂上可能通过图2机理进行(*表示催化剂表面吸附位，表示被吸附于催化剂表面的)。判断上述反应机理中，速率控制步骤(即速率最慢步骤)为 (填步骤前的标号)，理由是 。
（3）合成氨催化剂前驱体(主要成分为)使用前经还原，生成包裹的。已知属于立方晶系，晶胞参数，密度为，则晶胞中含有的原子数为 (列出计算式，阿伏加德罗常数的值为)。
（4）在不同压强下，以两种不同组成进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如下图所示。其中一种进料组成为，另一种为。(物质i的摩尔分数：)
①图中压强由小到大的顺序为 ，判断的依据是 。
②进料组成中含有情性气体的图是 。
③图3中，当、时，氮气的转化率 。该温度时，反应的平衡常数 (化为最简式)。
【答案】（1）
（2）(ⅱ)；在化学反应中，最大的能垒为速率控制步骤，而断开化学键的步骤都属于能垒，由于 的键能比H-H键的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)
（3）
（4）；合成氨的反应为气体分子数减少的反应，压强越大平衡时氨的摩尔分数越大；图4；；
【知识点】晶胞的计算；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）根据反应物总键能减去生成物总键能，
（2）在化学反应中，最大的活化能为速率控制步骤，由于的键能比H-H键的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)；
（3）晶胞密度为，晶胞参数为：287pm，根据公式：，则，，解的n=，
（4）①合成氨的反应中，压强越大越有利于氨的合成，因此，压强越大平衡时氨的摩尔分数越大。由图中信息可知，在相同温度下，反应达平衡时氨的摩尔分数P1②在恒压下充入情性气体Ar，反应混合物中各组分的浓度减小，各组分的分压也减小，化学平衡要朝气体分子数增大的方向移动，因此，充入惰性气体Ar不利于合成氨，进料组成中含有惰性气体Ar的图是图4
③假设进料中氢气和氮气的物质的量分别为3mol和1mol，达到平衡时氮气的变化量为x mol，则有
在p2=20MPa时，氨气的摩尔分数为0.2，可得，，解的x=，那么氮气转化率率为：，平衡时氮气，氢气、氨气的物质的量为：、2mol、，各物质的物质的量分数为：，所以=，进而得到。
【分析】难点分析：平衡图像解题技巧：对应化学反应速率图像和化学平衡图像，应该注意下列几点：1、横轴坐标和纵坐标含义；2、曲线斜率或者趋势；3、曲线上特殊点，如起点、终点、交点和拐点等；4、根据需要运用辅助线，如等温线、等压线等。
8．（2023·贵州模拟）二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于解决能源短缺问题，涉及的反应如下：
（1）I．主反应CO2(g) + 3H2(g) = CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1
Ⅱ．副反应CO2(g)+ H2(g) =CO(g)+ H2O(g) ΔH2= + 41 kJ/mol
回答下列问题：
已知：
①H2(g)+O2(g) = H2O(g) ΔH = -242 kJ/mol
②CH3OH(g) +O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -677 kJ/mol
则ΔH1 = kJ/mol， 该反应在 (填“低温”或“高温”)易自发进行。
（2）关于二氧化碳催化加氢制甲醇的反应体系，下列说法正确的有____。
A．平衡时，3 v(H2)正= v(CO2)逆
B．平衡后，增大压强有利于提高CH3OH的产率
C．平衡后，移去部分H2O(g)， 反应I、Ⅱ的平衡常数均增大
D．选择理想的催化剂，可提高CH3OH在最终产物中的比率
（3）初始进料比n(CO2)： n(H2)=1：3时，在不同温度下达到平衡，体系中CH3OH、CO的选择性和CO2的平衡转化率[ α(CO2)]与温度的关系如图所示：
已知： CH3OH的选择性=
①用各物质的平衡分压p(B)表示反应I的平衡常数表达式Kp= ；
②该反应体系中的催化剂活性受温度影响变化不大。图中表示CH3OH选择性变化的曲线是 (填 “a”或“b”)，其原因是 。
③当T= 250℃时，H2的平衡转化率α(H2)= 。
（4）我国科学家研究Li-CO2电池取得重大科研成果。该电池放电时，CO2在正极放电的反应机理如下：
(i) 2CO2+2e →
(ii)→ + CO2
(iii) + →2 +C
电池的正极反应式为 。
【答案】（1）-49；低温
（2）B；D
（3）；a；反应I是放热反应，温度升高，反应逆向移动，甲醇的选择性降低。(反应Ⅱ是吸热反应，温度升高，反应正向移动，一氧化碳的选择性升高，则甲醇的选择性降低)；0.2
（4）3CO2+4e- = 2 +C
【知识点】盖斯定律及其应用；电极反应和电池反应方程式；焓变和熵变；化学平衡状态的判断；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）由盖斯定律可得，目标反应的反应热ΔH1=－(－677kJ·mol－1)＋3×(－242kJ·mol－1)=－49kJ·mol－1，所以ΔH1=－49kJ·mol－1。
反应自发进行，则ΔH－TΔS＜0，由该反应的气体分子数减小，即ΔS＜0，且ΔH＜0，所以要满足ΔH－TΔS＜0，则反应需在低温条件下进行。因此该反应在低温易自发进行。
（2）A、当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，用不同物质表示的反应速率，其速率之比等于化学计量数之比，所以，所以v正(H2)=3v逆(CO2)，A不符合题意。
B、平衡后，增大压强，平衡向着气体分子数减小的方向移动，因此平衡正向移动，CH3OH的产率增加，B符合题意。
C、平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，C不符合题意。
D、催化剂具有选择性，选择理想的催化剂，可减少副反应的发生，从而提高CH3OH在最终产物中的比率，D符合题意。
故答案为：BD
（3）①用各物质的平衡分压表示反应的平衡常数。
②反应Ⅰ为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，CH3OH的平衡转化率降低，因此曲线a表示的是CH3OH的选择性变化。反应Ⅱ为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，CO的平衡产率增大，所以曲边b表示的是CO的选择性。
③令初始进料时n(CO2)=1mol，则n(H2)=3mol。由图可知，当T=250℃时，CO2的平衡转化率为30%，CH3OH、CO的选择性都为50%。所以参与反应的n(CO2)=1mol×30%=0.3mol，反应生成n(CH3OH)=n(CO)=0.15mol。此时反应Ⅰ中消耗n(H2)=0.15mol×3=0.45mol，反应Ⅱ中消耗n(H2)=0.15mol。所以整个反应过程中共消耗n(H2)=0.45mol＋0.15mol=0.6mol，因此H2的平衡转化率为。
（4）由反应机理可得，CO2在正极发生得电子的还原反应，生成CO32－和C，因此电池的正极反应式为：3CO2＋4e－=2CO32－＋C。
【分析】（1）根据盖斯定律计算目标反应的反应热。根据ΔH-TΔS＜0分析反应温度。
（2）A、结合反应速率之比等于化学计量数之比分析。
B、增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动。
C、平衡常数只与温度有关，与浓度无关。
D、催化剂具有选择性，选择理想的催化剂，可减小副反应的发生。
（3）①根据平衡常数的表达式列式。
②结合温度对平衡移动的影响分析。
③根据三段式进行计算。
（4）由反应机理可得，CO2在正极发生得电子的还原反应，生成CO32－和C，据此写出其电极反应式。
9．（2023·马鞍山模拟）我国力争2030年前实现碳达峰，2060 年前实现碳中和。CO2 的综合利用是实现碳中和的措施之一。
（1）Ⅰ． CO2和CH4在催化剂表面可以合成CH3COOH，该反应的历程和相对能量的变化情况如下图所示(*指微粒吸附在催化剂表面，H*指H吸附在催化剂载体上的氧原子上，TS表示过渡态)：
决定该过程的总反应速率的基元反应方程式为 。
（2）下列说法正确的有 。
a．增大催化剂表面积可提高CO2在催化剂表面的吸附速率
b． CH3COOH* 比CH3COOH(g)能量高
c．催化效果更好的是催化剂2
d．使用高活性催化剂可降低反应焓变，加快反应速率
（3）Ⅱ． CO2和 H2在一定条件下也可以合成甲醇，该过程存在副反应ii。
反应i： CO2(g) + 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1 = -49.3 kJ·mol-1
反应ii： CO2(g) + H2(g CO(g)+ H2O(g) ΔH2
有关物质能量变化如图所示，稳定单质的焓(H)为0，则ΔH2= kJ·mol-1
（4）恒温恒容条件下，仅发生反应ii，反应达到平衡的标志是 。
a． CO的分压不再发生变化
b．气体平均相对分子质量不再发生变化
c． 气体密度不再发生变化
d． 比值不再发生变化
（5）在5.0MPa，将n(CO2) ： n(H2)=5 ： 16的混合气体在催化剂作用下进行反应。体系中气体平衡组成比例(CO和CH3OH在含碳产物中物质的量百分数)及CO2的转化率随温度的变化如图所示。
①表示平衡时CH3OH在含碳产物中物质的量百分数的曲线是 (填“a”或“b”)。
②CO2平衡转化率随温度的升高先减小后增大，增大的原因可能是 。
③250℃时反应i： CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)的 Kp= (MPa)-2(用最简分数表示)。
【答案】（1）CH3* + CO2*= CH3COO*或CH3*+ H* + CO2*= CH3COO* +H*
（2）ac
（3）+41
（4）ad
（5）a；温度升高后，以副反应(或反应ii )为主，副反应(或反应ii )是一个吸热反应，升高温度平衡正向移动(其他合理答案也可)；
【知识点】盖斯定律及其应用；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡的影响因素；化学平衡状态的判断；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）反应所需的活化能越高，反应速率越慢，决定总反应反应速率的为慢反应，因此决定该过程的总反应速率的基元反应方程式为CH3*＋CO2*=CH3COO*。
（2）a、增大催化剂表面积可增大催化剂与CO2的接触，从而提高CO2在催化剂表面的吸附速率，a符合题意；
b、由相对能量图可知，CH3COOH*的能量低于CH3COOH(g)的能量，b不符合题意；
c、使用催化剂2时，反应所需的活化能更小，因此催化剂2的催化效果更好，c符合题意；
d、使用高活性催化剂可以加快反应速率，但不能降低反应焓变，d不符合题意；
故答案为：ac
（3）由图可得热化学方程式：CO(g)＋O2(g)=CO2(g) ΔH3=－283kJ·mol－1；
；H2(g)＋O2(g)=H2O(g) ΔH4=－242kJ·mol－1。根据盖斯定律可得，反应ⅱ的反应热ΔH2=ΔH4－ΔH3=(－242kJ·mol－1)－(－283kJ·mol－1)=＋41kJ·mol－1，所以反应ⅱ的反应热ΔH2=＋41kJ·mol－1。
（4）a、CO的分压在反应过程中是一个变量，则当其不变时，说明反应达到平衡状态，a符合题意；
b、反应物和生成物都是气体，反应前后混合气体的质量不变，且反应前后气体分子数不变，根据公式可知，反应过程中，混合气体的平均相对分子质量M不是一个变量，因此气体平均相对分子质量不变，不能说明反应达到平衡状态，b不符合题意；
c、反应前后混合气体的总质量保持不变，反应在恒容容器中进行，则混合气体的体积不变，根据公式可得，反应过程中，混合气体的密度保持不变，属于恒量，因此不能说明反应达到平衡状态，c不符合题意；
d、该反应的平衡常数，该反应为吸热反应，反应过程中，温度发生变化，则平衡常数K是一个变量，当其不变时，说明反应达到平衡状态，d符合题意；
故答案为：ad
（5）①生成CH3OH的反应为放热反应，则升高温度，平衡逆向移动，CH3OH的百分数减小，因此图中表示CH3OH在含碳产物中物质的量百分数的为曲线a。
②温度升高后，以反应ⅱ为主，反应ⅱ为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，因此CO2的转化率增大。
③令n(CO2)=5mol，则n(H2)=16mol，此时参与反应的n(CO2)=5mol×20%=1mol，反应生成n(CH3OH)=n(CO)=0.5mol。反应ⅰ中参与反应的n(H2)=0.5mol×3=1.5mol，反应生成的n(H2O)=0.5mol。反应ⅱ中参与反应的n(H2)=0.5mol，反应生成的n(H2O)=0.5mol。所以反应达到平衡时，n(CO2)=5mol－1mol=4mol，n(H2)=16mol－1.5mol－0.5mol=14mol，n(CH3OH)=n(CO)=0.5mol，n(H2O)=0.5mol＋0.5mol=1mol。此时体系中混合气体的总物质的量n(总)=4mol＋14mol＋0.5mol＋0.5mol＋1mol=20mol，所以体系中，，
，
，所以体系中反应ⅰ的平衡常数。
【分析】（1）决定总反应反应速率的是慢反应，反应所需的活化能越高，反应速率越慢。
（2）a、增大接触面积可加快反应速率；
b、根据相对能量变化图分析；
c、反应所需的活化能越低，催化剂的效果越好；
d、催化剂只能降低反应所需的活化能，不能改变反应热；
（3）根据物质能量变化图书写热化学方程式，结合盖斯定律计算目标反应的反应热。
（4）正逆反应速率相等，或“变量不变时”，说明反应达到平衡状态。
（5）①结合温度对平衡移动的影响分析。
②CO2的转化率增大，说明温度升高，平衡正向移动。
③由图可知，CO2的平衡转化率为20%，反应生成CO和CH3OH的物质的量百分数为50%。据此结合三段式进行计算。
10．（2023·宣城模拟）我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和，因此CO2的综合利用是研究热点之一。
（1）以CO2为原料可制取甲醇。
已知：
①H2(g)、CH3OH(l)的燃烧热ΔH分别为-285.8kJ·mol-1和-726.5kJ·mol-1
②CH3OH(l) CH3OH(g) ΔH=+38kJ·mol-1
③H2O(l) H2O(g) ΔH=+44kJ·mol-1
则反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g)的ΔH1= kJ·mol-1。
（2）利用CO2与H2合成甲醇涉及的主要反应如下：
I.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g) ΔH1
II.CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O ΔH2=+41kJ·mol-1
一定条件下向某刚性容器中充入物质的量之比为1：3的CO2和H2发生上述反应，在不同催化剂(catl，cat2)下经相同反应时间，CO2转化率和甲醇的选择性[甲醇的选择=×100%]随温度变化如图甲所示：
①由图可知，催化效果catl cat2(填“>”“＜”或“=”)。
②在210℃-270℃间，CH3OH的选择性随温度的升高而下降，可能原因为 。
③某条件下，达到平衡时CO2的转化率为15%，CH3OH的选择性为80%，则H2的平衡转化率为 ；反应II的平衡常数Kp= (列出算式即可)。
（3）利用制备的甲醇可以催化制取丙烯，过程中发生如下反应：3CH3OH(g)C3H6(g)+3H2O(g)。该反应的实验数据遵循Arhenius经验公式，如图乙中曲线a所示，已知Arthenius经验公式为Rlnk=-+C(Ea为活化能，假设受温度影响忽略不计，k为速率常数，R和C为常数)，则反应的活化能 kJ·mol-1。当改变外界条件时，实验数据如图乙中的曲线b所示，则实验可能改变的外界条件是 ；此经验公式说明对于某个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的 (填“越多”或“越少”)。
【答案】（1）-48.9
（2）>；因为反应I的ΔH1<0，而反应II的 ΔH2>0，故升高温度反应I左移，而反应II右移，故CH3OH的选择性降低；13%；
（3）31 kJ/mol；加催化剂；越多
【知识点】盖斯定律及其应用；化学反应速率；化学反应速率的影响因素；化学平衡移动原理
【解析】【解答】（1）写出H2和CH3OH的燃烧方程式： ① H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) ΔH 1=-285.8kJ·mol-1；
② CH3OH(l) +3/2O2(g)=CO2(g)+2H2O（l）ΔH2= -726.5kJ·mol-1 ；
③ CH3OH(l) CH3OH(g) ΔH3=+38kJ·mol-1 ；
④ H2O(l) H2O(g) ΔH4=+44kJ·mol-1 ；
根据盖斯定律可知：① ×3-② +③+④ 得 CO2(g)+3H2(g) CH3OH(l)+H2O(g) ，所以 ΔH = 3ΔH1 - ΔH 2+ ΔH3+ ΔH4= -48.9 kJ·mol-1 ；
（2） ① 由图可知，相同温度时，二氧化碳的转化率和甲醇的选择性Cat1均高于Cat.2，则催化效果Cat1强于Cat.2，故答案为：>；
② 在210℃-270℃间，CH3OH的选择性随温度的升高而下降，可能原因 是催化剂得催化效率降低了；
③ 设起始时物质的量为a，平衡时得一氧化碳得物质的量为b，甲醇得物质的量为c，由甲醇得选择性为80%知b/b+c×100%=80%，解得c=4b，由反应方程式可知，反应消耗得二氧化碳和氢气的物质的量分别为（4b+b)、(12b+b)，由二氧化碳的转化率为15%可得5b/a×100%=15%，J解得a=33b，则氢气的转化率13b/3a×100%=13b/3×33a×100%≈13%；
平衡时二氧化碳、氢气、甲醇、一氧化碳和水的物质的量分别是：（33b-5b）、（99b-13b）、4b、吧、和5b，设平衡时压强为p，则二氧化碳、氢气、一氧化碳和水的平衡分压分别为28p/124、86P/124、P/124、和5P/124，反应的平衡分压为：Kp=p（CO）×p（H2O）/ p（CO2）×p（H2）= ；
（3）根据图像，将交点坐标代入公式：9.2=-3，2Ea+C，3.0=-3.4Ea+C，联立方程，解得Ea=31，当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线B所示，此时满足：9.2=-3.2E+C，1.0=-3.6E+c，联立方程，解得E=2，活化能减小，则实验可能改变的外界条生是更换了更高效的催化剂；此经验公式说明对干<个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的越多。
【分析】（1）燃烧热指的是1mol纯物质充分燃烧生成稳定物质时释放的热量；
（2）催化剂可以降低化学反应中的活化能，可以加快化学反应速率；但是催化剂有一定适应的温度，催化剂的活性最高；
（3）根据图像，将交点坐标代入公式：9.2=-3，2Ea+C，3.0=-3.4Ea+C，联立方程，解得Ea=31，当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线B所示，此时满足：9.2=-3.2E+C，1.0=-3.6E+c，联立方程，解得E=2，活化能减小，则实验可能改变的外界条生是更换了更高效的催化剂：此经验公式说明对干<个基元反应，当升高相同温度时，其活化能越大，反应速率增大的越多。
11．（2023·唐山模拟）将和两种气体转化为合成气(和CO)，可以实现能量综合利用，对环境保护具有十分重要的意义。甲烷及二氧化碳重整涉及以下反应：
I． 平衡常数
Ⅱ． 平衡常数
Ⅲ． 平衡常数
（1）为标准摩尔生成焓，其定义为标准状态下，由稳定相态的单质生成1 mol该物质的焓变。对于稳定相态单质，其为零。根据下表数据，计算反应Ⅱ的反应热 ，该反应正反应活化能 逆反应活化能(填“大于”、“小于”或“等于”)。
物质 CO
()
（2）平衡常数 (用、表示)。
（3）一定温度下，维持压强，向一密闭容器中通入等物质的量的和发生反应。已知反应Ⅱ的速率方程可表示为，，其中、分别为正、逆反应的速率常数，则以物质的分压表示的反应Ⅱ的平衡常数 (用、表示)，另lgk与的关系如图所示，①、②、③、④四条直线中，表示的是 (填序号)，温度时，图中A、B、C、D点的纵坐标分别为、、、，达到平衡时，测得的转化率为60%，且体系中，则 ，以物质的分压表示的反应I的平衡常数 。(用含的代数式表示，已知：lg5=0.7)
【答案】（1）；小于
（2）或
（3）；③；；
【知识点】反应热和焓变；化学平衡常数；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）反应Ⅱ的反应热ΔH2=(－393.5kJK·mol－1)－[(－110.5kJ·mol－1)＋(－241.8kJ·mol－1)]=－41.2kJ·mol－1。所以ΔH2=－41.2kJ·mol－1。由于该反应为放热反应，所以正反应的活化能小于逆反应的活化能。
（2）由盖斯定律可得，反应Ⅱ的反应热ΔH2=(ΔH3－ΔH1)，所以反应Ⅱ的平衡常数。
（3）当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，即v正=v逆，所以k正·p(CO)·p(H2O)=k逆·p(CO2)·p(H2)，所以，所以反应Ⅱ的化学平衡常数。
反应②为放热反应，升高温度，反应速率增大，且平衡逆向移动说明升高温度，k正增大，但增大的幅度小于k逆所以表示lgk正的是曲线③。
令n(CH4)=n(H2O)=1mol，平衡时CH4的转化率为60%，所以平衡时n(CH4)=1mol×(1－60%)=0.4mol。由于平衡时p(CO2)=p(H2O)，所以平衡时n(CO2)=n(H2O)。令平衡时n(CO2)=n(H2O)=xmol、n(CO)=ymol。
由碳原子守恒可得：0.4＋x＋y=1
由氧原子守恒可得：2x＋x＋y=1
解得 x=0.2 y=0.4
所以平衡n(CO2)=n(H2O)=0.2mol，n(CO)=0.4mol
由氢原子守恒可得，平衡时
平衡时混合气体的总物质的量n(总)=n(CH4)＋n(CO2)＋n(CO)＋n(H2)＋n(H2O)=0.4mol＋0.2mol＋0.4mol＋2mol＋0.2mol=3.2mol
所以平衡时、、、
所以反应Ⅰ的压强平衡常数。
【分析】（1）根据ΔH=生成物的标准摩尔生成焓-反应物标准摩尔生成焓进行计算。根据反应的热效应判断正逆反应活化能的相对大小。
（2）根据盖斯定律确定ΔH2的表达式，结合ΔH2的表达式确定K2的表达式。
（3）当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，结合平衡常数的表达式分析。根据温度对平衡移动的影响分析。结合平衡三段式进行计算。
12．（2023·绍兴模拟）二甲醚()是一种重要的化工原料，可以通过制备得到。制备方法和涉及反应如下：
方法a：“二步法”制二甲醚
I：
Ⅱ：
方法b：“一步法”制二甲醚
Ⅲ：
两种方法都伴随副反应：
Ⅳ：
请回答：
（1）反应I自发进行的条件是 ； 。
（2）在一定温度下，向的恒容密闭容器中通入和和利用方法a制备二甲醚。测得的平衡转化率为30%，为，为，反应I的平衡常数为 (用含a、b的式子表示，只需列出计算式)。
（3）恒压条件下，在密闭容器中利用方法b制备二甲醚。按照投料，的平衡转化率和、的选择性随温度变化如图1所示。
(的选择性，的选择性)
①下列说法正确的是
A．当反应达到平衡时，
B．曲线①表示二甲醚的选择性
C．温度越低越有利于工业生产二甲醚
D．工业上引入双功能催化剂是为了降低反应Ⅲ的
②在的范围内，的平衡转化率先降低后升高的原因： 。
（4）有学者研究反应Ⅱ机理，利用磷酸硅铝分子筛催化甲醇制二甲醚，其中简化的分子筛模型与反应过渡态结构模型如图所示，下列说法正确的是____。(已知：磷酸硅铝分子筛中有酸性位点可以将甲醇质子化，题中的分子筛用“”符号表示)
A．制得的磷酸硅铝分子筛的孔径越大催化效率越高
B．该反应机理：[]
C．改变分子筛组分比例适当提高其酸性，有利加快反应速率
D．温度越高，有利于水蒸气脱离分子筛，反应速率越快
【答案】（1）低温；--122.4kJ/mol
（2）
（3）B；温度较低(200~280℃)时以反应Ⅲ为主，反应放热，升温平衡逆向移动，二氧化碳平衡转化率降低，温度较高(280~350℃)时以反应Ⅳ为主，反应吸热，升温平衡正向移动，二氧化碳平衡转化率升高
（4）B；C
【知识点】焓变和熵变；化学平衡常数；有关反应热的计算
【解析】【解答】（1）反应Ⅰ中ΔH<0，ΔS＜0，要使反应自发进行，即ΔH-TΔS＜0，此时要求反应温度应较低。故反应Ⅰ自发进行的条件为低温。根据盖斯定律可得，反应Ⅲ的反应热ΔH3=2ΔH1＋ΔH2=2×(－49.5kJ·mol－1)＋(－23.4kJ·mol－1)=122.4kJ·mol－1，所以ΔH3=－122.4kJ·mol－1。
（2）起始时c(CO2)=1mol·L－1，c(H2)=3mol·L－1，CO2的平衡转化率为30%，则参与反应的c(CO2)=1mol·L－1×30%=0.3mol·L－1，所以平衡时c(CO2)=1mol·L－1－0.3mol·L－1=0.7mol·L－1，c(CH3OCH3)=amol·L－1，c(CO)=bmol·L－1。
根据碳元素守恒可得，平衡时c(CH3OH)=(1－07－2a－b)mol·L－1=(0.3－2a－b)mol·L－1；
根据氧元素守恒可得，平衡时c(H2O)=[2－0.7×2－(0.3－2a－b)－a－b]mol·L－1=(0.3＋a)mol·L－1；
根据氢元素守恒可得，平衡时c(H2)=[6－(0.3－2a－b)×4－(0.3＋a)×2－6a]mol·L－1=(2.1＋2b)mol·L－1。
所以平衡时反应Ⅰ的平衡常数.
（3）①A、起始投入n(CO2)：n(H2)=1：3，与反应的化学计量数之比相等，若只发生反应Ⅲ，则平衡时n(CO2)：n(H2)=1：3，但由于副反应的存在，平衡时n(CO2)：n(H2)≠1：3，A不符合题意；
B、生成二甲醚的反应Ⅲ为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，二甲醚的选择性减小，因此曲线①表示二甲醚的选择性，B符合题意；
C、生成二甲醚的反应为放热反应，降低温度有利于平衡正向移动，但由于温度降低，反应速率减慢，生产效率降低，因此并不是温度越低越有利于工业生产，C不符合题意；
D、催化剂只能改变反应历程，从而改变反应速率，但不能改变反应热，D不符合题意；
故答案为：B
② 温度较低(200~280℃)时以反应Ⅲ为主，反应放热，升温平衡逆向移动，二氧化碳平衡转化率降低，温度较高(280~350℃)时以反应Ⅳ为主，反应吸热，升温平衡正向移动，二氧化碳平衡转化率升高。
（4）A、分子筛的孔径越大，则吸附甲醇的效率越低，使得催化效果越低，A不符合题意；
B、由图可知，该反应的反应机理为，B符合题意；
C、由于分子筛中酸性位点可将甲醇质子化，因此改变分子筛组分比例，适当提高其酸性，有利于加快反应速率，C符合题意；
D、温度越高，有利于水蒸气脱离的同时，也有利于甲醇脱离，不利于反应，D不符合题意；
故答案为：BC
【分析】（1）若反应ΔH-TΔS＜0，则该反应可自发进行，据此判断反应自发进行的条件。根据该死定律计算ΔH3。
（2）根据元素守恒计算平衡时体系中各物质的物质的量浓度，结合平衡常数的表达式计算反应Ⅰ的平衡常数。
（3）①A、反应过程中CO2、H2存在副反应，二者的比值无法判断平衡状态；
B、结合温度对平衡移动的影响分析；
C、温度越低，反应速率越慢，生产效率越低；
D、催化剂只能改变反应历程，无法改变反应热；
②结合温度对平衡移动的影响分析。
（4）A、分子筛的孔径越大，吸附效果越差；
B、结合图示确定其反应机理；
C、结合“酸性位点可将甲醇质子化”分析；
D、温度越高，吸附作用越弱；
13．（2023·大连模拟）甲醇水蒸气催化重整是当前制取清洁能源氢气的主要方法，其反应机理如下：
反应1：
反应Ⅱ：
请回答下列问题：
（1）在精选催化剂R作用下，反应Ⅰ可通过如图1所示的反应历程实现催化重整，则 kJ/mol(用含字母a、b、c的代数式表示)。
（2）将一定量的甲醇气体和水蒸气混合反应，使用催化剂R，测得相同条件下，甲醇的转化率与CO的物质的量分数变化如图2所示。反应Ⅱ为 反应(填“吸热”或“放热”)，选择催化剂R的作用为 。
（3）将1 mol甲醇气体和1.2 mol水蒸气混合充入2 L恒容密闭容器中，控制反应温度为300℃、起始压强为2.5 MPa下进行反应。平衡时容器中 mol。此时的浓度为 ，甲醇的转化率为 ，则反应Ⅱ的逆反应的压强平衡常数 。
（4）相同反应条件下，得到甲醇水蒸气重整反应各组分的实际组成与反应温度关系曲线图。
下列说法正确的是
A．升温对反应Ⅰ的化学反应速率影响更大
B．催化剂的选择应考虑提高生成的选择性
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变
D．若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，则反应Ⅱ一定处于平衡状态
【答案】（1）(a-b+c)
（2）吸热；加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性(其他合理答案也可)
（3）0.2 mol/L；90%(或0.90或0.9)；208
（4）A；B；C
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡常数；化学平衡移动原理；化学平衡状态的判断；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】(1) 根据盖斯定律，反应焓变只与起始与终止状态有关，△H=(a-b+ c) kJ/mol；
(2) 温度升高，甲醇转化率增大，平衡正向移动，反应Ⅱ为吸热反应；加入催化剂R后CO的物质的量分数减小，作用是加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性；
(3) 设甲醇转化物质的量为xmol，平衡时CO物质的量为ymol，平衡时容器中n(CH3OH) = n(CO) = 0.1mol，1- x= y=0.1，x= 0.9， y= 0.1，此时H2O的物质的量为(1.2- x+y)mol = (1.2- 0.9 + 0.1) mol= 0.4mol，浓度为0.42= 0.2mol/L；甲醇的转化率0.91×100%== 90%；反应Ⅱ的逆反应的压强平衡常数体系总物质的量为0.1mol + 0.4mol + 0.8mol + 2.6mol + 0.1mol = 4mol，平衡时压强为P1，2.24=2.5p1，P1=50/11MPa，p(CO)= 0.1/4P1，p(H2O)=0.4/4 P1，p(CO2)= 0.8/4P1，p(H2)= 2.6/4P1，KP正=（ 0.1/4P1x0.4/4 P1）（0.8/4P1x2.6/4P1）=1/208；KP逆=1/KP正=208Mpa；
(4) A．升温甲醇和水蒸气明显降低，CO基本不变，温度对反应Ⅰ的化学反应速率影响更大，A符合题意；
B．催化剂的选择应考虑提高生成CO2的选择性，B符合题意；
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变，C符合题意；
D．根据PV=nRT，n=mM，若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，n保持不变，反应Ⅱ是压强不变的反应，不能判断反应是否平衡，D不符合题意；
【分析】(1) 反应焓变只与起始与终止状态有关；
(2) 温度升高，甲醇转化率增大，平衡正向移动，反应Ⅱ为吸热反应；加入催化剂R后CO的物质的量分数减小，作用是加快反应速率，降低反应Ⅱ的选择性；
(3) 甲醇的转化率的计算；压强平衡常数的计算；
(4) A．温度对化学反应速率的影响判断；
B．催化剂的选择应考虑提高生成CO2的选择性；
C．催化剂的活性与温度有关，且反应前后化学性质保持不变；
D．根据PV=nRT，n=mM，若容器内气体的平均摩尔质量保持不变，n保持不变，反应Ⅱ是压强不变的反应，不能判断反应是否平衡。
14．（2023·陕西模拟）丁二烯是生产丁苯橡胶SBR、ABS 树脂、聚丁二烯橡胶BR等的基本原料，也是生产氯丁二烯、乙烯基环己烯等化学品的关键中间体，工业上常在钼系催化剂作用下，用丁烯氧化脱氢制丁二烯。丁烯氧化脱氢制丁二烯的反应如下：
反应： 2C4H8 (g) +O2 (g) =2C4H6 (g) +2H2O (g) ΔH
副反应①： C4H8(g) +6O2 (g) =4CO2 (g) +4H2O (g) ΔH =-2542.6kJ·mol-1
副反应②： 2C4H6 (g) +11O2 (g) =8CO2 (g) +6H2O (g) ΔH2= -4886.6kJ·mol-1
（1）丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的 ΔH = 。
（2）在钼系催化剂作用下，某恒压密闭容器中通入一定量的丁烯和氧气发生反应： 2C4H8 (g) +O2 (g) 2C4H6(g) +2H2O (g)，分别测得温度和氧烯比(氧气和丁烯的物质的量之比)对丁烯的转化率和丁二烯选择性的影响如下图所示：
氧烯比固定，温度升高，丁烯单位时间内转化率先增大后无明显变化的原因是 ； 丁
丁二烯最佳的温度和氧烯比分别为 ；
（3）400℃时，在体积为1L的恒容密闭容器中充入1mol C4H8和1mol O2发生丁烯氧化脱氢制丁二烯反应和副反应①和②，测得此时容器的压强为P0，平衡时容器内的压强为1.2P0，C4H8的转化率为70%，丁二烯的选择性为90%，则平衡后C4H6 (g)的体积分数为 ，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的平衡常数K= 。
（4）钼系催化剂上C4H8燃烧反应的速率方程为v (C4H8) =k·px (C4H8) ·Py (O2)。为确定x和y，通过实验获得如图3数据，则： x和y分别为 、 。
（5）一种以C4H8为主要原料的电池工作原理如图4所示。B上的电极反应式为 。
【答案】（1）-198.6 kJ·mol-1
（2）开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化；；440℃，0.85。
（3）25%；40
（4）；0
（5）O2+2CO2+4e-=2CO32-
【知识点】化学平衡的影响因素；化学平衡状态的判断；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学反应速率与化学平衡的综合应用；乙烯的化学性质
【解析】【解答】 (1)分别将三个反应标识为③，①，②，则有③=①×2-②，根据盖斯定律有 H3= H1×2- H2=-2542.6×2-(-4886.6)=-198.6 kJ·mol-1；
(2)开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化，依图1，最佳温度为440℃，依图2，最佳氧烯比为0.85；
(3)反应过程中，丁烯的转化率力70%，二丁烯的选择性为90%，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应中C4H8的变化量为：1×70%×90%=0.63mol，副反应①中C4H8的变化量为1×70%-0.63=0.07mol；反应前容器的压强为P0，平街时容器的压强为1.2P0，平衡时气体总的物质的量为2.4mol，设副反应②消耗C4H6为xmol，根据三段式得（1-0.63-0.07-x）+（1-0.315-0.42-5.5x）+（0.63+0.63）+（0.28+0.28）+（4x+3x）=2.4，解得x=0.03，C4H8(g)、C4H6(g)、H2O(g)，O2(g)，CO2(g)的物质的量分别为0.3mol、0.6mol、1.0mol、0.1mol，0.4mol，平衡后C4H6(g)的体分数为（0.63-0.03）2.4x100%=25%，丁烯氧化脱氢制丁二烯反应的平衡常数K=40；
(4)当p(C4H8)固定时，P (O2)增大时，v (C4H8)不变，得出y=0；固定P (O2)时，490℃时p(C4H8)从10→20，v从2.5→3.535，得出3.5252.5=2x。解得x= ；
(5)由图4可知，B极为O2，发生还原反应： O2+2CO2+4e-=2CO32- ；
【分析】(1)根据盖斯定律有 H3= H1×2- H2；
(2)开始时，温度升高反应速率加快，丁烯单位时间内转化率增大；随着温度更高时，副反应增多，故转化率无明显变化；
(3)根据三段式求平衡时物质的体积分数以及平衡常数；
(4)当p(C4H8)固定时，P (O2)增大时，v (C4H8)不变，得出y=0；固定P (O2)时，490℃时p(C4H8)从10→20，v从2.5→3.535，得出3.5252.5=2x ；
(5)O2发生还原反应： O2+2CO2+4e-=2CO32- 。
15．（2023·广西壮族自治区模拟）氨是工农业生产中的重要原料，研究氨的合成和转化是一项重要的科研课题。回答下列问题：
（1）已知：工业合成氨合成塔中每产生2molNH3，放出92.2kJ热量，
则1molN-H键断裂吸收的能量为 kJ。
（2）在密闭容器中合成氨气，有利于加快反应速率且能提高H2转化率的措施是____(填字母)
A．升高反应温度 B．增大反应的压强
C．及时移走生成的NH3 D．增加H2的物质的量
（3）将0.6molN2和0.8molH2充入恒容密闭容器中，在不同温度下，平衡时NH3的体积分数随压强变化的曲线如图。
甲、乙、丙中温度从高到低的顺序是 。d点N2的转化率是 ，d点Kp= (Kp是以平衡分压表示的平衡常数，平衡分压=平衡时各组分的物质的量分数×总压)。
（4）催化氧化法消除NO反应原理为：6NO+4NH35N2+6H2O。不同温度条件下，氨气与一氧化氮的物质的量之比为2：1时，得到NO脱除率曲线如图甲所示。脱除NO的最佳温度是 。在温度超过1000℃时NO脱除率骤然下降的原因可能是 。
（5）研究发现NH3与NO的反应历程如图乙所示。下列说法正确的是____(填字母)。
A．该反应历程中形成了非极性键和极性键
B．每生成2molN2，转移的电子总数为8NA
C．Fe2+能降低总反应的活化能，提高反应速率
D．该反应历程中存在：NO+Fe2+-NH2=Fe2++N2↑+H2O
【答案】（1）391
（2）B
（3）丙>乙>甲；33.3%；
（4）900℃；催化剂中毒
（5）A；D
【知识点】化学反应速率与化学平衡的综合应用；化学平衡的计算；有关反应热的计算
【解析】【解答】（1）该合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g)=2NH3(g)，设1molN-H化学键断裂吸收的能量为xkJ·mol－1，则该反应的反应热ΔH=945.8kJ·mol－1＋3×436kJ·mol－1－2×3×xkJ·mol－1=－92.2kJ·mol－1，解得 x=391kJ·mol－1，所以1molN－H键断裂吸收的能量为391kJ。
（2）A、升高反应温度，反应速率加快，由于该反应为放热反应，升高温度平衡向吸热反应（逆反应）方向移动，H2的转化率降低，A不符合题意。
B、增大反应的压强，反应速率加快；由于该反应为气体分子数减小的反应，因此增大压强，平衡正向移动，H2的转化率增大，B符合题意。
C、及时移走生成的NH3，则正反应速率不变，逆反应速率减小，因此没有反应速率增大，C不符合题意。
D、增加H2的物质的量，平衡正向移动，氢气的转化率增大，但反应速率不会加快，D不符合题意。
故答案为：B
（3）合成氨的反应为放热反应，因此升高温度，平衡逆向移动，则NH3的体积分数减小，所以NH3的体积分数越小，反应温度越高。因此甲、乙、丙中温度由高到低的顺序为丙＞乙＞甲。
d点时NH3的平衡体积分数为40%，设参与反应的n(N2)=a mol，则可得平衡三段式如下：
相同条件下，压强之比等于物质的量之比，所以
解得 a=0.2mol
所以d点N2的平衡转化率为。
d点时容器内总物质的量n(总)=0.4mol+0.2mol+0.4mol=1mol，此时、
所以d点的压强平衡常数
（4）由图可知，在900℃时，NO的脱除率最高，因此脱出NO的最佳温度为900℃。
催化剂在一定温度下催化活性最高，当高于某一温度时，催化剂会中毒失活，使得NO的脱除率降低。因此在温度超过1000℃时NO的脱除率下降，是由于催化剂中毒。
（5）由图乙可知，该反应的化学方程式为4NH3＋6NO5N2＋6H2O。
A、反应生成的N2中含有非极性键，H2O中含有极性键，A符合题意。
B、反应过程中NH3中氮元素为－3价，转化为N2的氮元素为0价，因此转移电子数为4×3=12，即每生成5molN2，转移12mol电子。因此每生成2molN2，则转移电子数为，B不符合题意。
C、由反应历程图可知，该反应的催化剂为Fe3＋，可降低总反应的活化能，提高反应速率。而Fe2＋为中间产物，C不符合题意。
D、由反应历程图可知，该反应中存在反应：NO＋Fe2＋－NH2=Fe2＋＋N2↑＋H2O，D符合题意。
故答案为：AD
【分析】（1）根据反应热热等于反应物的键能总和减去生成物的键能总和计算断裂1molN-H所吸收的能量。
（2）结合浓度、温度、压强、催化剂对反应速率、平衡移动的影响分析。
（3）合成氨的反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，NH3的体积分数减小，据此判断温度大小。根据d点时NH3的体积分数结合三段式计算N2的转化率和平衡常数。
（4）根据坐标图中NO的脱除率分析。温度超过1000℃时，催化剂活性降低，反应速率减慢。
（5）根据图示反应过程中物质变化进行分析。
16．（2023·山东模拟）近年，甲醇的制取与应用在全球引发了关于“甲醇经济”的广泛探讨。二氧化碳加氢制甲醇已经成为研究热点，在某催化加氢制的反应体系中，发生的主要反应如下：
Ⅰ.
Ⅱ.
回答下列问题：
（1）下列能说明反应Ⅰ一定达到平衡状态的是____(填标号)。
A．
B．平衡常数不再发生变化
C．混合气体的密度不再发生变化
D．混合气体中的百分含量保持不变
（2）在催化剂作用下，将平均相对分子质量为16的和的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应Ⅰ、Ⅱ，已知反应Ⅱ的反应速率，为速率常数，x为物质的量分数。
①当转化率达到60%时，反应达到平衡状态，这时和的平均相对分子质量为23，若反应Ⅱ的，平衡时反应速率 ；
②经验公式为，其中为活化能，T为热力学温度，k为速率常数，R和C为常数，则 (用含、、T、R的代数式表示)。
③由实验测得，随着温度的逐渐升高，反应Ⅰ为主反应，平衡逆向移动平衡时混合气体的平均相对分子质量几乎又变回16，原因是 。
（3）其他条件相同时，反应温度对选择性的影响如图所示：
由图可知，温度相同时选择性的实验值略高于其平衡值，可能的原因是 。
（4）利用甲醇分解制取烯烃，涉及反应如下。
a.
b.
c.
恒压条件下，平衡体系中各物质的量分数随温度变化如图所示：
已知时，，平衡体系总压强为P，则反应c的平衡常数 。
【答案】（1）D
（2）；-TRlnK；反应Ⅰ为放热反应，反应Ⅱ为吸热反应，当温度升高时，以反应Ⅱ为主，反应Ⅱ是等体积反应，反应前后气体分子数相等，发生反应Ⅱ气体平均相对分子质量不变
（3）在该条件下反应Ⅰ的速率大于反应Ⅱ，单位时间内生成甲醇的量比生成CO的量多
（4）
【知识点】化学反应速率；化学平衡状态的判断；化学平衡的计算
【解析】【解答】（1）A．当时，反应达到平衡，A不正确；
B．平衡常数只与温度有关，恒温条件下，平衡常数保持不变，但反应不一定达到平衡，所以平衡常数不再发生变化，反应不一定达到平衡状态， B不正确；
C．当反应在恒容条件下进行时，由于反应物和生成物均为气体，混合气体的密度一直保持不变，则混合气体的密度不再发生变化，反应不一定达到平衡，C不正确；
D．混合气体中的百分含量保持不变，说明水的浓度不再变化，反应达到平衡，D正确；
故答案为：D；
（2）①平均相对分子质量为16的和的混合气体中，和的物质的量之比为1：2，设加入和的物质的量1mol、2mol，当转化率达到60%时，反应达到平衡状态，这时和的平均相对分子质量为23，此时和的物质的量之比为1：1，CO2反应了0.6mol，剩余0.4mol，则H2剩余0.4mol，氢气反应1.6mol，和反应的总物质的量为2.2mol，结合反应Ⅰ. 、Ⅱ. ，总物质的量减少1.1mol，x（CO2）= x（H2）=，反应达到平衡状态，，反应Ⅱ的，平衡时反应速率=；
②反应Ⅱ的，，根据，可得反应Ⅱ的K为，反应Ⅱ为吸热反应，，，，=-TRlnK；
③反应Ⅰ为放热反应，反应Ⅱ为吸热反应，当温度升高时，以反应Ⅱ为主，反应Ⅱ是等体积反应，反应前后气体分子数相等，发生反应Ⅱ气体平均相对分子质量不变，故随着温度的逐渐升高，平衡时混合气体的平均相对分子质量几乎又变回16；
（3）由图可知，温度相同时，CH3OH选择性的实验值略高于平衡值，从化学反应速率的角度看原因是：在该条件下反应Ⅰ的速率大于反应Ⅱ，单位时间内生成甲醇的量比生成CO的量多。
（4）时，，设在时，向容器中加入5molCH3OH（g）使之发生反应a、b，得到n0（C2H4）=1mol，n0（C3H6）=1mol，n0（H2O）=5mol，反应式c可如下列式：
因为，所以2（1-3n）=1+2n，解得n=，所以最终平衡体系中含有1-3n=molC2H4，1+2n=molC3H6，以及5molH2O，则x（C3H6）==，x（C2H4）==，代入Kp=。
【分析】（1）依据化学平衡的特征“等”和“定”进行分析判断；
（2）①利用v=Δc/Δt计算；
②利用已知信息中的公式计算；
③依据化学平衡移动原理分析；
（3）依据影响反应速率和化学平衡的因素分析；
（4）利用三段式法计算。
17．（2023·深圳模拟）“氧化法”和“光催化氧化法”常用于烟气脱硫、脱硝，对环境保护意义重大。回答下列问题：
（1）Ⅰ.氧化法
用氧化烟气中的时，体系中存在以下反应：
a)
b)
c)
根据盖斯定律， 。
（2）在密闭容器中充入和，发生以下反应：
d)
e)
不同压强(p)下，的平衡转化率随反应温度(T)的变化关系如下图所示：
①由图可知， 0(填“大于”或“小于”下同)， 。
②下列有关该反应体系的说法正确的是 (填标号)。
A．恒压下，混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
B．任意时刻，存在
C．恒容下，升高温度，该体系中气体颜色变浅
D．恒容下，增大的浓度，反应d、e的正反应速率均增大
③某温度下，平衡时的物质的量分数为，且与的物质的量分数相等，此时 mol。
（3）Ⅱ.光催化氧化法
光照条件下，催化剂表面产生电子()和空穴()。电子与作用生成离子自由基()，空穴与水电离出的作用生成羟基自由基()，和分别与反应生成。变化过程如下图所示：
一定范围内，NO脱除速率随烟气湿度的增大而增大，结合催化剂的作用机理，分析可能的原因 。
（4）已知该过程中生成的可继续与发生反应：；该反应可分两步进行，请补充反应ⅰ：
ⅰ. ；
ⅱ.。
（5）理论上“光催化氧化法”中，消耗的与生成的的物质的量之比为 。
【答案】（1）
（2）小于；小于；AD；
（3）随着烟气湿度的增大，更多的在催化剂表面转化为，提高了的氧化速率
（4）
（5）3：4
【知识点】盖斯定律及其应用；化学平衡的影响因素；化学平衡状态的判断
【解析】【解答】（1）根据盖斯定律，(反应b+反应c)可得反应a，则(-286.6-196.6)= ；
（2）①由图可知，同一压强下，温度升高的平衡转化率减小，说明平衡逆向移动，该反应为放热反应，则小于0，同一温度下，增大压强反应d的平衡逆向移动，减小，则小于；
②A．恒压下混合气体的总质量不变，但反应前后气体分子数不相等即物质的量会发生变化，根据pV=nRT，容器的体积会发生变化，则密度是一变量，当密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，故A正确；
B．任意时刻，由氮元素质量守恒，存在，故B不正确；
C．恒容下，升高温度，反应d正向移动，c(NO2)增大，则该体系中气体颜色变深，故C不正确；
D．恒容下，增大的浓度，则压强变大，反应d、e的正反应速率均增大，故D正确；
故答案为：AD；
③起始充入和，列三段式：、，平衡时的物质的量分数为，则，且与的物质的量分数相等，则2x=y，联立两式，解得x=0.1，y=0.2，此时0.2mol=mol；
（3）一定范围内，NO脱除速率随烟气湿度的增大而增大，可能的原因是：随着烟气湿度的增大，更多的在催化剂表面转化为，提高了的氧化速率；
（4）将总反应减去反应ii可得反应i为；
（5）“光催化氧化法”中由H2O电离出的， 和分别与反应生成，N元素化合价升高了3，生成1mol失去3mol电子，而电子与作用生成离子自由基()，消耗1mol得到4mol电子，由得失电子守恒有关系式3~3~4，消耗的与生成的的物质的量之比为3：4。
【分析】（1）根据盖斯定律分析；
（2）①依据化学平衡移动原理分析；
②A．利用“变者不变即平衡”；
B．依据氮元素质量守恒分析；
CD．依据影响化学平衡的因素分析；
③利用三段式法计算；
（3）依据影响反应速率的因素分析；
（4）根据盖斯定律分析；
（5）依据得失电子守恒计算。
18．（2023·达州模拟）工业上常用甲烷和水蒸气催化重整制备H2，该工艺同时发生如下反应：
反应Ⅰ：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g) ΔH1
反应Ⅱ：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH2
（1）反应Ⅰ和反应Ⅱ以物质的量分数表示的平衡常数Kx与温度T变化关系如图甲所示，则ΔH1-ΔH2 0(填“>”“<”或“=”)。
（2）恒容密闭容器中，按质量比为8：9加入CH4和H2O，下列说法正确的是____。
A．达平衡时，CH4和H2O的转化率相等
B．反应Ⅰ在低温时容易自发进行
C．当压强不再发生改变时，反应Ⅰ和反应Ⅱ均达到了平衡
D．单位时间内，若有2molH-O键断裂，同时有3molH-H键断裂，则反应Ⅰ处于平衡状态
（3）某科研小组研究了反应I的动力学，获得其速率方程v正=k正·cm(CH4)·cn(H2O)，k正为速率常数(只受温度影响)，反应级数是反应的速率方程式中各反应物浓度的指数之和。在某温度下进行实验，测得各组分初始浓度和反应初始速率如下：
实验序号 1 2 3
CH4浓度/mol·L-1 0.1000 0.2000 0.2000
H2O浓度/mol·L-1 0.1000 0.1000 0.2000
速率/mol·L-1·s-1 3.75×10-4 1.50×10-3 3.00×10-3
若某时刻，测得c(CH4)=0.4000mol·L-1，c(H2O)=0.4000mol·L-1，则此时的反应速率v正= 。
（4）在2.4MPa下，将CH4和H2O(g)按照1：3的比例通入反应器中。平衡时各组分的物质的量分数与温度的关系如图乙所示。
①600℃时，若经过tmin，反应达到平衡。该条件下，反应I的Kp= (MPa)2(列出计算式即可)。
②H2的含量在740℃左右出现峰值的原因为 。
（5）某工厂用电解原理除去H2中的杂质CH4、CO和CO2，其装置如图丙所示：
①CH4参与的电极反应为 。
②经测定，原料气中各气体的体积分数为：
气体 H2 CH4 CO CO2
体积分数 82% 3% 5% 10%
若电解过程中消耗了100m3的原料气，则可得到相同条件下纯净H2 m3。
【答案】（1）>
（2）C
（3）0.024mol·L-1·s-1
（4）；740℃前，反应I进行程度大，740℃后，则是反应Ⅱ进行程度大
（5）CH4-8e-+10OH-=+7H2O；99
【知识点】化学平衡转化过程中的变化曲线；化学反应速率与化学平衡的综合应用；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）根据盖斯定律，反应Ⅰ-反应Ⅱ得：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，平衡常数为，则，结合图像可知，随着温度升高，减小、增大，则随着温度升高，则反应吸热反应，焓变ΔH1-ΔH2大于零；
（2）A．CH4和H2O物质的量投料为1：1，反应Ⅰ中甲烷与水系数比为1：1，水还参与反应Ⅱ，故达平衡时，CH4和H2O的转化率不会相等，A不正确；
B．结合图像可知，随着温度升高，增大，反应Ⅰ为吸热反应，反应为吸热的熵增反应，故在高温时容易自发进行，B不正确；
C．反应Ⅰ为气体分子数改变的反应，且2个反应同时进行，当压强不再发生改变时，说明平衡不再移动，反应Ⅰ和反应Ⅱ均达到了平衡，C正确；
D．由于反应Ⅱ中也存在氢氧键断裂、氢氢键断裂，故单位时间内，若有2molH-O键断裂，同时有3molH-H键断裂，不说明反应Ⅰ中正逆反应速率相等，不能说明反应Ⅰ处于平衡状态，D不正确；
故答案为：C；
（3）由实验1、2可知，3.75×10-4 mol·L-1·s-1= k正· (0.1000) m· (0.1000) n、1.50×10-3 mol·L-1·s-1= k正· (0.2000) m· (0.1000) n，可知m=2；
由实验2、3可知，1.50×10-3 mol·L-1·s-1= k正· (0.2000) m· (0.1000) n、3.00×10-3mol·L-1·s-1= k正· (0.2000) m· (0. 2000) n，可知n=2；
3.00×10-3mol·L-1·s-1= k正· (0.2000) m· (0. 2000) n，结合c(CH4)=0.4000mol·L-1，c(H2O)=0.4000mol·L-1时：v正= k正· (0.4000) m· (0. 4000) n，解得v正=0.024mol·L-1·s-1；
（4）①600℃时，在2.4MPa下，将CH4和H2O(g)按照1：3的比例通入反应器中，假设甲烷、水投料分别为1mol、3mol；
600℃时，若经过tmin，反应达到平衡，总的物质的量为(4+2a)mol，氢气、水的物质的量分数分别为0.35、0.45，则、，解得a=0.5mol、b=0.25mol，则平衡时总的物质的量为5mol，甲烷、一氧化碳分别为0.5mol、0.25mol，其物质的量分数分别为0.1、0.05，故该条件下，反应I的Kp= (MPa)2；
②等量水参与反应，反应Ⅰ生成氢气更多，740℃前，反应Ⅰ进行程度大，740℃后，则是反应Ⅱ进行程度大，导致H2的含量在740℃左右出现峰值；
（5）①由图可知，B极生成氢气，为阴极；则CH4在阳极失去电子发生氧化反应生成碳酸根离子，参与的电极反应为CH4-8e-+10OH-=+7H2O。
②用电解原理除去H2中的杂质CH4、CO和CO2，混合气中CO2被氢氧化钠吸收，不是氧化还原反应，CH4、CO在阳极发生氧化反应均生成碳酸根离子，根据电子守恒可知，、，则甲烷、一氧化碳生成氢气分别为100m3×3%×4=12 m3、100m3×5%×1=5 m3，原混合气中有氢气82 m3，故共得到相同条件下纯净H299m3。
【分析】（1）两式相加，则平衡常数相乘，两式相减，则平衡常数相除；
（2）A、转化率为变化量和起始量的比值；
B、结合△G=△H-T△S判断；
C、左右两边气体化学计量数不同，压强不变反应达到平衡；
D、不同物质速率满足：同侧异，异侧同，成比例；
（3）化学反应速率要结合速率常数以及题目所给数据判断；
（4） ① 分压平衡常数要结合总压强和总物质的量判断；
② 740℃前，反应I进行程度大，740℃后，则是反应Ⅱ进行程度大 ；
（5） ① 甲烷失去电子，结合氢氧根生成碳酸根和水；
② 结合电子守恒判断。
19．（2023·运城模拟）加深对含氮氧化物的研究，有利于为环境污染提供有效决策。回答下列问题：
（1）已知：2NO(g) +O2(g)2NO2(g) ΔH1=-114 kJ·mol-1；
C(s)+O2(g)CO2(g) ΔH2= - 393.5 kJ·mol-1；
2NO(g)N2(g)+O2(g) ΔH3=-181 kJ·mol -1。
C(s)与NO2(g)反应生成N2(g)和CO2(g)的热化学方程式为 ；关于该可逆反应，改变下列条件，一段时间后，正反应速率增大的是 (填字母)。
A．恒温下，缩小反应容器体积
B．恒容下，降低反应温度
C．恒温恒容下，通入一定量的N2
D．恒温恒容下，将CO2移出容器
（2）T ℃时，存在如下平衡：2NO2(g)N2O4(g)。该反应正、逆反应速率与NO2、N2O4的浓度关系为：v正= k正c2 (NO2)，v逆=k逆c(N2O4) (k正、k逆为速率常数，仅与温度有关)，且lg v正~lg c(NO2)与lg v逆~lg c(N2O4)的关系如图所示。
①表示v正的直线是 (填“A”或“B")。
②T ℃时，该反应的平衡常数K= 。
③T ℃时，向刚性容器中充入一定量NO2，平衡后测得c(NO2)为0.1 mol·L-1，平衡时NO2的转化率为 (保留一位小数)。平衡后v逆= (用含a的表达式表示)。
④上题③中的反应达到平衡后，其他条件不变，继续通定量入一的NO2，NO2的平衡浓度将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
（3）为减少汽车尾气中NOx的排放，某研究小组在实验室以耐高温催化剂催化NO转化为N2，测得NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图所示。结合(1)中的反应，若不使用CO，温度超过775K，发现NO转化为N2的转化率降低，其可能的原因是 ；用平衡移动原理解释加入CO后，NO转化为N2的转化率增大的原因： 。
【答案】（1）2C(s)+2NO2(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH= - 854.0kJ·mol-1；AC
（2）A；100；95.2%；10a；增大
（3）NO分解成N2的反应是放热反应，775 K后，升高温度，该反应逆向进行；加入CO后，与NO分解生成的O2反应，使NO分解向生成N2的方向移动
【知识点】盖斯定律及其应用；化学反应速率的影响因素；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线；化学反应速率与化学平衡的综合应用
【解析】【解答】（1）由盖斯定律可知，题给反应②×2+反应③-反应①可得C(s)与NO2(g)反应生成N2(g)和CO2(g)的反应，，故答案为：2C(s)+2NO2(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH= - 854.0kJ·mol-1。恒温缩小容器体积，反应物浓度升高，反应速率加快；恒容降低温度，活化分子百分数降低，有效碰撞减少，反应速率降低；恒温恒容充入氮气，平衡逆向移动，反应物浓度升高，正反应速率升高；移出二氧化碳，平衡正向移动，反应物浓度降低，正反应速率降低；故答案为：AC。
（2）①由反应速率表达式及题给图像可知，正反应速率受物质浓度变化影响更大，体现在图像中则为随浓度变化，变化越快，对应图中直线A；②，当反应达到平衡时即 k正c2 (NO2)=k逆c(N2O4)，则，由图可知当时则，，则K=100。③由K=100可知，当c(NO2)为0.1 mol·L-1时，c(N2O4)=1 mol·L-1，则Δc(NO2)=2 mol·L-1，转化率为， k逆c(N2O4)=10a×1=10a。④由勒夏特列原理可知，通入二氧化氮，二氧化氮浓度升高，平衡向着二氧化氮浓度降低的方向移动，但是只能削弱二氧化氮浓度的升高但是不能抵消，因此最终二氧化氮的浓度仍旧为增大。
（3）由反应（1）可知，该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，一氧化氮转化率降低；一氧化碳能与氧气反应，使平衡正向移动。
【分析】（1）将三个热化学方程式依次编号为①、②、③，根据盖斯定律，反应②×2+反应③-反应①可得目标方程式；影响反应速率的因素有：温度、压强、催化剂等；
（2）①正反应速率受物质浓度变化影响更大；
②可逆反应达到平衡时，正逆反应速率相等，则；
③根据计算；
④平衡移动原理的具体内容为：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动；
（3） NO分解成N2的反应是放热反应，775 K后，升高温度，该反应逆向进行 ，导致NO转化为N2的转化率降低；平衡移动原理的具体内容为：如果改变可逆反应的条件（如浓度、压强、温度等），化学平衡就被破坏，并向减弱这种改变的方向移动。
20．（2023·安阳模拟）CO2与CH4均是温室气体，CO2与CH4催化重整受到越来越多的关注，它是有效应对全球气候变化的重要方法。
（1）CO2与CH4经催化重整可制得合成气CO和H2，其反应原理为CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g) ΔH=+120kJ·mol-1
①该反应在一定温度下能自发进行的原因为 。
②已知键能是指气态分子中1mol化学键解离成气态原子所吸收的能量，上述反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键 C-H C≡O H-H
键能/(kJ·mol-1) 413 1075 436
则CO2(g)=C(g)+2O(g) ΔH= kJ·mol-1。
（2） 催化重整涉及的反应如下：
i．CH4(g)+CO2(g)2H2(g)+2CO(g)
ii．H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) ΔH=+41.2kJ·mol-1
若在恒温、恒容密闭容器中进行反应i、ii，下列事实能说明上述反应达到平衡状态的是____ (填字母)。
A．相同时间内形成C-H键和H-H键的数目之比为2：1
B．体系内n(H2)/n(CO)保持不变
C．体系内各物质的浓度保持不变
D．体系内混合气体的密度保持不变
（3）在总压为24p0的恒压密闭容器中，起始时通入n(CH4)：n(CO2)=1：1的混合气体，在一定温度下发生反应i、ii，测得CH4、CO2的平衡转化率分别为20%和40%。
①平衡时容器的体积是起始时的 倍。
②该温度下反应i的压强平衡常数Kp= (Kp为用分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
③维持其他因素不变，若向平衡体系中通入一定量的N2(N2不参与反应)，再次平衡后CH4的转化率 (填“增大”“减小”“不变”或“无法判断”，下同)， 。
（4）光催化甲烷重整技术也是研究热点。以Rh/SrTiO3为光催化剂，光照时，价带失去电子并产生空穴(h+，具有强氧化性)，CO2在导带获得电子生成CO和O2-，价带上CH4直接转化为CO和H2，反应机理如图所示：
在Rh表面，每生成1molCO，则价带产生的空穴(h+)数为 NA；价带上的电极反应式可表示为 。
【答案】（1）该反应的ΔH>0，ΔS>0，高温时ΔG=ΔH-TΔS<0(合理即可)；+1490
（2）B；C
（3）1.2；3；增大；不变
（4）2；CH4+2h++O2-=CO+2H2
【知识点】反应热和焓变；化学平衡常数；化学平衡状态的判断
【解析】【解答】（1）①该反应为吸热反应，根据吉布斯自由能公式ΔG=ΔH-TΔS<0反应可以自发进行，故该反应可以发生的原因是：该反应的ΔH>0，ΔS>0，高温时ΔG=ΔH-TΔS<0；
②根据反应热=反应物键能和-生成物键能和，则ΔH=2E(C=O)+4×413-2×1075-2×436=120kJ/mol，解得，E(C=O)=745kJ/mol，故CO2(g)=C(g)+2O(g) ΔH=745×2=+1490kJ/mol；
（2）A. 两个可逆反应中都有氢气参加反应，故相同时间内形成C-H键和H-H键的数目之比为2：1，不能证明反应达到平衡，A不正确；
B. 在反应进行的过程中，氢气的物质的量和一氧化碳的物质的量比值是一个变量，故当其不变的时候，可以证明反应达到平衡，B正确；
C. 在反应进行的过程中，体系内各物质的浓度是变量，故当其保持不变时可以证明反应达到平衡，C正确；
D.体系内所有物质都是气体，且为恒容容器，故混合气体的密度不是一个变化的量，故当其保持不变时，不能证明反应达到平衡，D不正确；
故答案为：BC；
（3）根据题给数据可得以下三段式：
①根据体积之比等于压强之比，则平衡时容器的体积是起始时的；
②平衡时气体总物质的量=2.4mol，则此时反应i平衡常数；
③加入氮气相当于减压，反应i正向移动，CH4的转化率增大；反应i平衡常数，反应ii平衡常数，则，平衡常数只与温度有关，故该比值不变；
（4）1molCH4转化为1molCO反应为，转移2 mol电子，即2NA个电子，则形成空穴(h+)数为2NA；由图可知在价带上甲烷结合空穴和氧离子形成一氧化碳和氢气，可以表示为：CH4+2h++O2-=CO+2H2。
【分析】（1）①依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析；
②根据反应热=反应物键能和-生成物键能和计算；
（2）依据化学平衡的特征“等”和“定”进行分析判断；
（3）利用三段式法计算；依据化学平衡移动原理分析；平衡常数只与温度有关；
（4）依据图像分析，在价带上甲烷结合空穴和氧离子形成一氧化碳和氢气。
21．（2023·邢台模拟）氨是化肥工业和有机化工的主要原料，历史上在合成氨的理论可行性、工业化及机理等方面的研究上产生过三位诺贝尔奖得主。回答下列问题：
（1）科学家基于不同的催化体系提出了相应的反应机理。
①基于铁催化体系(添加了氧化铝和氧化钾)的反应机理及能量变化如图所示，据此计算反应的ΔΗ= 。
②中科院大连化学物理研究所科研团队构筑了“过渡金属—LiH”双活性中心催化体系，显著提高了传统金属催化剂在温和条件下的合成氨性能，其反应过程分为以下三步(*表示催化剂的活性位点)，据此写出Ⅱ的化学方程式。
I．；Ⅱ． ；Ⅲ．。
（2）研究表明，反应在不同压强(p)和氮氢比[]下，平衡体系中氨的体积分数[]随温度(T)的变化曲线如图所示。
①a点对应的转化率： (填“>”“<”或“=”，下同)； 。
②c点对应的小于a点对应的，解释其原因为 。
③a、b、e三点对应的压强平衡常数(、和)的大小关系为 ；a点对应的压强平衡常数 (用体系中各气体的分压来表示，分压=总压×物质的量分数)
（3）合成氨动力学研究表明，反应达到平衡时，正反应的速率方程为。已知：，、为速率常数。据此计算，中β= ；γ= 。
【答案】（1）2(E2 + E4 + E6 –E1–E3 –E5 )+2(ΔH1+ΔH2)；N*+LiH=*+ [LiNH](或2N*+2LiH =2*+2[LiNH])
（2）=；>；合成氨反应是一个气体分子数减小的放热反应，减小压强或升高温