精品-迈向名师之星级题库-选修4第二章第三节化学平衡五星题
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| 名称 | 精品-迈向名师之星级题库-选修4第二章第三节化学平衡五星题 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 4.3MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2016-03-08 21:39:39 | ||
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文档简介
精品-迈向名师之星级题库-
选修4第二章第三节化学平衡五星题
1．（共14分）氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用，合成氨工业在国民生产中有重要意义。以下是关于合成氨的有关问题，请回答：
（1）若在一容积为2L的密闭容器中加入0.2 molN2；的和0.6 molH2的，在一定条件下发生反应： ，若在5分钟时反应达到平衡，此时测得NH3 的物质的量为0.2 mol。则前5分钟的平均反应速率v( N2)=____。
（2）平衡后，若要提高H2的转化率，可以采取的措施有______。
A．加了催化剂 B．增大容器体积
C．降低反应体系的温度 D．加入一定量氮气
（3）若在0.5 L的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：
，其化学平衡常数K与温度T的关系如表所示：
请完成下列问题：
①试比较 、 的大小， ____ (填“<”、“>”或“=”)：
②下列各项能作为判断该反应达到化学平衡状态的依据是____（填序号字母）
A．容器内 N2、H2、NH3的物质的量浓度之比为1：3：2
B．
C．容器内压强保持不变
D．混合气体的密度保持不变
③400℃时，反应 的化学平衡常数为____。当测得NH3、N2和H2 物质的量分别为3 mol、2 mol和1 mol时，则该反应的 （填“<”、“>”或“=”)。
（4）根据化学反应速率和化学平衡理论，联系合成氨的生产实际，你认为下列说法不正确的是____。
A．化学反应速率理论可指导怎样在一定时间内快出产品
B．勒夏特列原理可指导怎样使用有限原料多出产品
C．催化剂的使用是提高产品产率的有效方法
D．正确利用化学反应速率和化学反应限度理论都可以提高化工生产的综合经济效益
【答案】（1）0.01mol·L-1·min-1 （2）C、D
（3）①＞② BC ③ 2 ＞ （4） C
【解析】
试题分析：（1）根据化学反应方程式，在5分钟时，生成NH3 的物质的量为0.2 mol，则氮气反应掉0.1mol，则前5分钟的平均反应速率v( N2)=0.1mol/(5min·2L)= 0.01mol·L-1·min-1 ；
（2） A．加入催化剂，不影响平衡，氢气转化率不变，错误；B．增大容器体积，平衡逆向移动，氢气的转化率降低，错误；C．降低反应体系的温度，平衡正向移动，氢气的转化率增大，正确；D．加入一定量氮气，加入氮气，平衡正向移动，氢气的转化率增大，正确；选CD。
（3）①因工业合成氨是放热反应，升高温度平衡向左移动，反应程度减小，K1＞K2；
②A.容器中N2、H2、NH3的浓度之比与反应是否达到平衡状态无关，错误；B.可逆反应达到平衡状态时，v（正）=v（逆），且化学反应速率之比等于化学计量数之比，反应平衡时，3v正(N2)＝v逆(H2)，说明反 应达到平衡状态，正确；C.因反应前后气体总体积发生变化，压强不变，说明反应混合物中各组分的含量不变，即反应处于平衡状态，正确；D.反应前后气体质量不变，容器容积不变，反应过程中混合气体的密度一直保持不变；不能说明反应达到平衡状态，错误；选BC；
③根据可逆反应，平衡常数互为倒数，在400℃时，合成氨反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的化学平衡常数K＝0.5，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的化学平衡常数为2；利用容器中各物质的物质的量浓度可知Q=62/(4×23)=1.125＞2，平衡正向移动，v（正）＞v（逆）。
（4）催化剂不能提高转化率，只能改变化学反应速率，缩短反应时间，选C。
考点：考查化学反应速率的计算，影响平衡的因素，化学平衡状态的判断，化学平衡常数等知识。
2．（15分）运用化学反应原理分析解答以下问题
（1）250℃时，以镍合金为催化剂，向4L容器中通人6 mol CO2、6 molCH4 ，发生如下反应：CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g)。平衡体系中各组分体积分数如下表：
物质 CH4 CO2 CO H2
体积分数 0.1 0.1 0.4 0.4
①此温度下该反应的平衡常数K=___________.
②若再向容器中同时充入2．0molCO2、6．0 molCH4 、4．0 molCO和8．0 molH2 ，则上述平衡向_____（填“正反应”或“逆反应”）方向移动。
（2）硝化法是一种古老的生产硫酸的方法，同时实现了氮氧化物的循环转化，主要反应为：
已知：① NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g) ΔH= —41.8KJ·mol-1
②2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH= —196.6KJ·mol-1
①写出NO和O2反应生成NO2的热化学方程式__________。
②一定温度下，向2L恒容密闭容器中充人NO2和SO2各1 mol，5min达到平衡，此时容器中NO和NO2的浓度之比为3：1，则NO2的平衡转化率是_________。
（3）常温下有浓度均为0.1 mol/L的四种溶液：①Na2CO3、②NaHCO3、③HCl、④NH3.H2O。
①有人称溶液①是油污的“清道夫”，原因是_________（用离子方程式解释）
②上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液中离子浓度由大到小的顺序为__________。
③向④中加入少量氯化铵固体，此时c(NH4+)/ c(OH-)的值_________（填“增大”“减小”或“不变”）。 ④若将③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，则混合前③的体积_________④的体积（填“大于”小于”或“等于”）
⑤将10 mL溶液③加水稀释至100 mL，则此时溶液中由水电离出的c( H＋)=___________。
【答案】（1）①64；②逆反应；（2）2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；75%；
（3）①CO32-+H2OHCO3-+OH-；②c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；
③增大；④小于；⑤10-12mol·L-1
【解析】
试题分析：①在反应开始时，c(CO2)=c(CH4)=6mol÷4L=1.5mol/L，假设在反应过程中，消耗掉的c(CO2)=c(CH4)=xmol/L，则在平衡时各种物质的浓度分别是：c(CO2)=c(CH4)=（1.5-x）mol/L，c(CO)=c(H2)=2xmol/L，由于平衡时CO2的体积分数是0.1，所以（1.5-x）÷（3+2x）=0.1,解得x=1mol/L，此温度下该反应的平衡常数K=；②若再向容器中同时充入2.0molCO2、6.0 molCH4 、4.0 molCO和8.0 molH2，则Qc=,所以上述平衡向逆反应方向移动；（2）①：②-①×2，整理可得：2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；②根据N元素守恒，若充人NO21mol, 达到平衡，此时容器中NO和NO2的浓度之比为3：1，则NO2的转化的物质的量占总物质的量的3/4,所以NO2平衡转化率是(3÷4)×100%=75%;（3）①有人称溶液①Na2CO3是油污的“清道夫”，原因是Na2CO3是强碱弱酸盐，在溶液中，CO32-发生水解反应，消耗水电离产生的H+。使溶液显碱性，而油脂在碱性条件下发生水解反应产生可溶性的物质，因此可以清洗油污，用离子方程式表示为CO32-+H2OHCO3-+OH-；②上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液是NaHCO3，该盐是强碱弱酸盐，HCO3-发生水解反应而消耗，所以c(Na+)>c(HCO3-), HCO3-水解消耗水电离产生H+，使溶液显碱性，c(OH-)>c(H+)，HCO3-还会发生电离作用，但是水解大于电离，而且在溶液中水还会电离产生H+所以c(H+)>c(CO32-)；盐水解的程度是微弱的，主要还是以盐电离产生的离子存在，所以c(HCO3-)>c(OH-)，故溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(HCO3-) >c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；③在④的NH3.H2O存在电离平衡：NH3.H2ONH4++OH-；向其中加入少量氯化铵固体，c(NH4+)增大，电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，此时c(NH4+)/ c(OH-)的值增大；④若将③HCl和④NH3.H2O的溶液混合后溶液恰好呈中性，由于二者的物质的量浓度相等，若二者等体积混合，则恰好完全反应产生NH4Cl，溶液显酸性，所以要使溶液显中性，则混合前③的体积要略小于④的体积；⑤将10 mL溶液③加水稀释至100 mL，在稀释过程中溶质的物质的量不变，稀释后溶液的浓度c(HCl)=( 10 mL×0.1mol/L)÷100ml=0.01mol/L，c(H+)=10-2mol/L，由于在该温度下水的离子积常数是Kw=1×10-14,则c(H+)(水)=c(OH-)=1×10-14÷10-2=1×10-12mol/L。
考点：考查热化学方程式的书写、盐溶液中离子浓度大小比较、外界条件对弱电解质电离平衡的影响的知识、化学平衡常数的计算、物质转化率的计算、电解质溶液中的水电离产生的离子浓度的计算的知识。
3．（14分）常温下钛的化学活性很小，在较高温度下可与多种物质反应。工业上由金红石（含TiO2大于96％）为原料生产钛的流程如下：
（1）TiCl4遇水强烈水解，写出其水解的化学方程式 。
（2）①若液氯泄漏后遇到苯，在钢瓶表面氯与苯的反应明显加快，原因是 。
②Cl2含量检测仪工作原理如下图，则Cl2在Pt电极放电的电极反应式为 。
③实验室也可用KClO3和浓盐酸制取Cl2，方程式为：KClO3 + 6HCl(浓) = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O。
当生成6.72LCl2（标准状况下）时，转移的电子的物质的量为 mol。
（3）一定条件下CO可以发生如下反应：4H2(g)+2CO(g) CH3OCH3(g)+H2O(g) △H。
①该反应的平衡常数表达式为K= 。
②将合成气以n(H2)/n(CO)=2通入1 L的反应器中，CO的平衡转化率随温度、压强变化关系如图所示，下列判断正确的是 （填序号）。
a．△H <0
b．P1c．若在P3和316℃时，起始时n(H2)/n(CO)=3，则达到平衡时，CO转化率小于50％
③采用一种新型的催化剂（主要成分是Cu-Mn的合金），利用CO和H2制备二甲醚（简称DME）。观察下图回答问题。
催化剂中n(Mn)/n(Cu)约为 时最有利于二甲醚的合成。
【答案】（14分）
（1）TiCl4 + 4H2O＝Ti(OH)4↓+ 4HCl↑或TiCl4 + 3H2O＝H2TiO3↓+ 4HCl↑(2分)
（2）①铁与氯气反应生成的氯化铁，对氯与苯的反应有催化作用 (2分)
②Cl2 + 2e- + 2Ag+ == 2AgCl (2分) ③0.5 (2分)
（3）①c(CH3OCH3)c(H2O)/[c(H2)4c(CO)2] （2分）
②a(2分) ③2.0 (2分，1.9～2.1均给分)
【解析】
试题分析：(1) TiCl4遇水强烈水解，生成氯化氢和氢氧化钛，化学方程式是TiCl4 + 4H2O＝Ti(OH)4↓+ 4HCl↑；或TiCl4 + 3H2O＝H2TiO3↓+ 4HCl↑；
（2）①氯气与钢瓶中的铁反应生成的氯化铁对氯气与苯的反应有催化作用，所以钢瓶表面氯与苯的反应明显加快；
②根据图可知，银离子向通入氯气的一极移动，说明通入氯气的一极是阴极，所以氯气得到电子生成氯离子与银离子反应生成氯化银沉淀，电极反应式是Cl2 + 2e- + 2Ag+ == 2AgCl；
③根据KClO3 + 6HCl(浓) = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O，当生成6.72LCl2（标准状况下）物质的量是0.3mol时，消耗氯酸钾的物质的量是0.1mol，氯酸钾中Cl元素的化合价从+5价降低到0价，得到5个电子，则0.1mol氯酸钾参加反应得到电子的物质的量是0.5mol，所以该过程中转移的电子的物质的量为0.5mol；
（3）①根据平衡常数的定义，可知该反应的平衡常数可表示为K= c(CH3OCH3)c(H2O)/[c(H2)4c(CO)2]；
②a、压强一定时，温度升高，CO的转化率降低，说明升高温度，平衡逆向移动，则该反应是放热反应，△H <0，正确；b、压强增大，平衡正向移动，则CO的转化率增大，所以P1>P2>P3，错误；c、若在P3和316℃时，起始时n(H2)/n(CO)=3，即增大氢气的浓度而CO的浓度不变，则平衡正向移动，所以达到平衡时CO的转化率增大，大于50%，错误，答案选a；
③根据图可知，当CO的转化率最大、DME的选择性最大值时对应的横坐标大约在2.0附近，所以n(Mn)/n(Cu)约为2.0时最有利于二甲醚的合成。
考点：考查对物质性质的分析，化学平衡移动的判断，对图像的分析判断
4．(15分)能源、环境与人类生活和社会发展密切相关，研究它们的综合利用有重要意义。
（1）氧化—还原法消除氮氧化物的转化如下：
①反应Ⅰ为：NO＋O3＝NO2＋O2，生成11.2 L O2(标准状况)时，转移电子的物质的量是 mol。
②反应Ⅱ中，当n(NO2)∶n[CO(NH2)2]＝3∶2时，反应的化学方程式是 。
（2）硝化法是一种古老的生产硫酸的方法，同时实现了氮氧化物的循环转化，主要反应为：NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g) △H＝－41.8 kJ·mol－1已知：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) △H＝－196.6 kJ·mol－1写出NO和O2反应生成NO2的热化学方程式 。
（3）某化学兴趣小组构想将NO转化为HNO3，装置如下图，电极为多孔惰性材料。则负极的电极反应式是 。
（4）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)；
①该反应平衡常数表达式为K＝ 。
②已知在某压强下，该反应在不同温度、不同投料比时，CO2的转化率如图所示。该反应的ΔH________(填“>”、“<”或“＝”)0。
（5）合成气CO和H2在一定条件下能发生如下反应：CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) △H<0。在容积均为VL的I、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中分别充入amol CO和2a mol H2，三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变，在其他条件相同的情况下，实验测得反应均进行到t min时CO的体积分数如图所示，此时I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中一定达到化学平衡状态的是 ；若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是 。
【答案】⑴①1（2分）②6NO2＋4CO(NH2)2＝7N2＋8H2O＋4CO2（2分）
⑵2NO(g)+O2(g) ＝ 2NO2(g) △H＝－113.0 kJ/mol（2分） ⑶NO－3e－＋2H2O＝NO3－＋4H+（2分）
⑷① c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) （2分） ② < （2分） ⑸Ⅲ（2分）；T1（1分）
【解析】
试题分析：（1）氧化—还原法消除氮氧化物的转化如下：
①标准状况下11.2L氧气的物质的量是0.5mol，则根据反应NO＋O3＝NO2＋O2可知生成11.2 L O2时，消耗NO是0.5mol。氮元素的化合价从＋2价升高到＋4价，失去2个电子，所以转移电子的物质的量是0.5mol×2＝1mol。
②反应Ⅱ中，当n(NO2)∶n[CO(NH2)2]＝3∶2时，根据原子守恒可知除了生成氮气外，还有CO2和水生成，所以反应的化学方程式是6NO2＋4CO(NH2)2＝7N2＋8H2O＋4CO2。
（2）已知：①NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g) △H＝－41.8 kJ·mol－1，②2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) △H＝－196.6 kJ·mol－1，则根据盖斯定律可知②—①×2即可得到NO和O2反应生成NO2的热化学方程式2NO(g)+O2(g) ＝ 2NO2(g) △H＝－113.0 kJ/mol。
（3）原电池中负极失去电子，发生氧化反应，因此NO在负极通入失去电子转化为硝酸根，电极反应式是NO－3e－＋2H2O＝NO3－＋4H+。
（4）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)；
①化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据方程式可知该反应平衡常数表达式为K＝c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2)。
②根据图像可知在投料比相同的条件下，升高温度CO2的转化率降低，这说明升高温度平衡向逆反应方向进行，所以正反应是放热反应，即该反应的ΔH<0。
（5）随着反应的进行CO逐渐被消耗，含量逐渐降低，当达到平衡状态以后CO的含量最低。由于正反应是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向进行，所以CO的含量又逐渐增大。根据图像可知I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中CO最高的是Ⅲ，最低的是Ⅱ，这说明温度由T1到T2时CO的含量降低，反应向正反应方向进行，即I一定没有达到平衡状态。温度由T2到T3时CO的含量升高，说明反应向逆反应方向进行，所以Ⅲ一定是平衡状态，而Ⅱ可能是平衡状态，所以一定达到化学平衡状态的是Ⅲ。温度低有利于CO的转化，所以若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是T1。
考点：考查氧化还原反应、盖斯定律、外界条件对平衡状态对影响和计算以及电极反应式等
5．(15分）(一）尿素又称碳酰胺，是含氮量最高的氮肥，工业上利用二氧化碳和氨气在一定条件下合成尿素。其反应分为如下两步：
第一步：2NH3(l)＋CO2(g) H2NCOONH4(氨基甲酸铵) (l) △H1= -330.0 kJ·mol－1
第二步：H2NCOONH4(l) H2O(l)＋H2NCONH2(l) △H2= + 226.3 kJ·mol－1
某实验小组模拟工业上合成尿素的条件，在一体积为0.5 m3 密闭容器中投入4 mol氨和1mol二氧化碳，实验测得反应中各组分的物质的量随时间的变化如下图所示：
①已知总反应的快慢由慢的一步决定，则合成尿素总反应的快慢由第 步反应决定。
②反应进行到10 min时测得CO2的物质的量如上图所示，则用CO2表示的第一步反应的速率v(CO2)＝ mol/(L·min)。
③当反应在一定条件下达到平衡，若在恒温、恒容下再充入一定量气体He，则CO(NH2)2(l)的质量_______(填“增加”、“减小”或“不变”)。
（二）氨是制备尿素的原料，氨气溶于水得到氨水，在25℃下，将a mol/L的氨水与b mol/L的硫酸以3∶2体积比混合反应后溶液呈中性。用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数为_________。此溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_________。
（三）氢气是合成氨的原料。“氢能”将是未来最理想的新能源。
（1）在25℃,101KPa条件下，1 g氢气完全燃烧生成液态水时放出142.9kJ热量，则表示氢气燃烧热的热化学方程式为 。
（2）氢气通常用生产水煤气的方法制得。其中C(s)+ H2O(g) CO(g)+H2(g)，在850℃时平衡常数K=1。若向1升的恒定密闭真空容器中同时加入x mol C和6.0mol H2O。
①当加热到850℃反应达到平衡的标志有______________ 。
A．容器内的压强不变
B．消耗水蒸气的物质的量与生成CO的物质的量相等
C．混合气的密度不变
D．单位时间有n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂
②x应满足的条件是 。
【答案】（15分，第（一）问①1分，其余每空2分）
（一）①二 ②1.5×10-4 ③不变
（二） c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＝c(OH-)
（三）（1）H2(g) +O2(g)＝H2O（l） △H＝-285.8 KJ/mol
（2）①AC ②x＞2
【解析】
试题分析：（一）①通过各组分的物质的量随时间变化关系图可知第二步反应较慢，总反应的反映速率由第二步决定；②V=0.50m3=500L，反应进行到10 min时测得CO2的物质的量是0.25mol，所以用CO2表示反应速率是V(CO2)=(1-0.25)mol÷500L÷10min=1. 5×10-4mol/(L min)；③当反应在一定条件下达到平衡，若在恒温、恒容下再充入一定量气体He，气体的浓度不变，则平衡不发生移动，CO(NH2)2(l)的质量不变；（二）氨是制备尿素的原料，氨气溶于水得到氨水，在25℃下，将a mol/L的氨水与b mol/L的硫酸以3∶2体积比混合反应后溶液呈中性。n(NH3)=3amol；n(H+)=4bmol；NH3+H+=NH4+；根据电荷守恒可得n(H+)+n(NH4+)=n(OH-)+2n(SO42-),由于混合反应后溶液呈中性所以n(H+)= n(OH-)。故n(NH4+)= 2n(SO42-)=2×2b=4bmol；c(NH4+)=4bmol则在溶液中用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数为K=[(4b÷5)mol/L ×10-7mol/L]÷[(3a-4b) ÷5 mol/L]=4b×10-7/(3 -4b)mol/L。此溶液中各离子浓度由大到小的顺序为c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＝c(OH-)；（三）（1）在25℃,101KPa条件下，1 g氢气完全燃烧生成液态水时放出142.9kJ热量，则表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g) +O2(g)＝H2O（l）△H＝-285.8 KJ/mol；（2）氢气通常用生产水煤气的方法制得。其中C(s)+ H2O(g) CO(g)+H2(g)，在850℃时平衡常数K=1。若向1升的恒定密闭真空容器中同时加入x mol C和6.0mol H2O。①A．由于该反应是反应前后气体体积不等的反应，若前后气体容器内的压强不变，则气体的物质的量不变，反应达到平衡，正确； B．在任何时刻都存在消耗水蒸气的物质的量与生成CO的物质的量相等 ，因此不能作为判断平衡的标志，错误；C．由于该反应是反应前后气体的质量改变的反应，若气体的混合气的密度不变，则反应处于平衡状态，正确；D．单位时间有2n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂，则反应处于平衡状态，现在单位时间有n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂，反应未达到平衡状态，错误；②运用三段式处理。假设反应过程中H2O 改变的浓度是amol/L，则产生的CO、H2的浓度也是amol/L，平衡时H2O的浓度是（6-a）mol/L，K=c(CO)c(H2)÷c(H2O)=a2÷（6-a）=1,解得a=2,由于可逆反应反应物不能完全转化为生成物，所以x应满足的条件是x＞2。
考点：考查化学反应速率的计算、弱电解质电离平衡常数的计算、微粒浓度的大小比较、热化学方程式的书写、平衡状态的判断、物质的加入量的计算的知识。
6．（14）CO2是最重要温室气体,如何降低大气中CO2的含量及有效地开发利用CO2具有重大意义。
（1）科学家用H2和CO2生产甲醇燃料。为探究该反应原理，进行如下实验：某温度下，在容积为2 L的密闭容器中充入1 mol CO2和3.5 mol H2，在一定条件下反应，测得CO2、CH3OH(g)和H2O(g)的物质的量(n)随时间的变化关系如图所示。
①写出该反应的化学方程式_______________________计算从反应开始到3 min时，氢气的平均反应速率v(H2)＝____________________。
②下列措施中一定能使CO2的转化率增大的是___________________ 。（双选、填序号）
A.在原容器中再充入1 mol H2 B.在原容器中再充入1 mol CO2
C.缩小容器的容积 D.使用更有效的催化剂
（2）科学家还利用氢气在一定条件下与二氧化碳反应生成乙醇燃料，其热化学反应方程式为:
2CO2(g)＋6H2(g)CH3CH2OH(g)＋3H2O(g) ΔH＝a kJ·mol－1，
在一定压强下，测得该反应的实验数据如表所示。请根据表中数据回答下列问题。
①上述反应的a________0(填“大于”或“小于”)。
②恒温下，向反应体系中加入固体催化剂，则该反应的反应热a值____(填“增大”、“减小”或“不变”)。
在一定温度下，增大的值，CO2转化率_________，生成乙醇的物质的量________(填“增大”、“减小”、“不变”或“不能确定”)。
【答案】（1）① CO2＋3H2CH3OH ＋H2O 0．25 mol·L－1·min－1 ②A、C
（2）①小于；②不变；③增大，不能确定
【解析】
试题分析：（1）①根据质量守恒，反应方程式为CO2＋3H2CH3OH ＋H2O；从反应开始到3 min时，CO2消耗0.5mol，所以消耗氢气1.5mol， mol·L－1·min－1；②在原容器中再充入1 mol H2，平衡正向移动，CO2的转化率增大；原容器中再充入1 mol CO2，虽然平衡正向移动，但CO2的转化率减小；缩小容器的容积，平衡正向移动，CO2的转化率增大；使用更有效的催化剂，平衡不移动，CO2的转化率不变；（2）①随温度升高，CO2的转化率减小，说明平衡逆向移动，ΔH小于0；②反应热只与方程式的系数成正比，所以反应热不变；③增大的值，CO2转化率增大；生成4的物质的量与反应物的物质的量和转化率有关，所以增大的值，生成乙醇的物质的量不能确定。
考点：本题考查化学反应的速率和限度。
7．(14分)汽车作为一种现代交通工具正在进入千家万户，汽车尾气中含有CO、NOx等有毒气体，其污染问题也成为当今社会急需解决的问题。
（1）汽车发动机工作时会引发N2和O2反应，其能量变化示意图如图：
则该反应的热化学方程式为_____________________________。
（2）对汽车加装尾气净化装置，可使CO、NOx有毒气体相互反应转化为无毒气体。
2xCO＋2NOx == 2xCO2＋N2，当转移电子物质的量为0.4x mol时，该反应生成标准状况下的N2体积_____________________L。
（3）一氧化碳是一种用途相当广泛的化工基础原料。可以还原金属氧化物，还可以用来合成很多有机物如甲醇等。在压强为0.1 MPa条件下，将a mol CO与3a mol H2的混合气体在催化剂作用下反应生成甲醇： CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)；△H＝ -b kJ mol-1
①该反应的平衡常数表达式为_____________________________。
②若容器容积不变，下列措施可增加甲醇产率的是______________
A．升高温度 B．将CH3OH(g)从体系中分离
C．充入He，使体系总压强增大 D．再充入1 mol CO和3 mol H2
③经测定不同温度下该反应的平衡常数如下：
温度（℃） 250 300 350
K 2.041 0.270 0.012
若某时刻、250℃测得该反应的反应物与生成物的浓度为c(CO) ＝0.4 mol/L、c(H2)＝0.4 mol/L、c(CH3OH)＝0.8 mol·L-1, 则此时v正___________v逆(填＞、＜或＝)。
（4）甲醇是重要的基础化工原料，又是一种新型的燃料，最近有人制造了一种燃料电池，一个电极通入空气，另一个电极加入甲醇，电池的电解质是掺杂了Y2O3的ZrO2晶体，它在高温下能传导O2-离子。该电池的正极反应式为_____________________________。电池工作时，固体电解质里的O2-向_______极移动。
【答案】（每空2分 共14分）
（1）N2(g)+O2(g)=2NO(g)；△H=+183 kJ/moL （2）2.24L
（3）①K=
②BD ③ ＜
（4）O2+4e-=2O2- 负
【解析】
试题分析：（1）根据反应热=反应物的总键能-生成物的总键能，所以氮气与氧气反应的反应热△H=（945+498）kJ/mol-2×630kJ/mol=+183kJ/mol，所以该反应的热化学方程式为N2(g)+O2(g)=2NO(g)；△H=+183 kJ/moL；
（2）根据2xCO＋2NOx == 2xCO2＋N2，每生成1mol氮气，则转移电子的物质的量是4xmol，所以转移0.4xmol电子时，生成0.1mol氮气，标准状况下的体积是2.24L；
（3）①根据平衡常数的定义，该反应的平衡常数K=
②A、升高温度，平衡逆向移动，甲醇的产率降低，错误；B、将CH3OH(g)从体系中分离，则生成物的浓度减小，平衡正向移动，甲醇的产率增大，正确；C、充入He，使体系总压强增大，但各物质的浓度不变，所以平衡不移动，甲醇的产率不变，错误；D、再充入1 mol CO和3 mol H2，则反应物浓度增大，平衡正向移动，甲醇的产率增大，正确，答案选BD；
③250℃时，Qc==0.8/0.43=12.5>2.041，则反应逆向进行，所以V正（4）甲醇燃料电池中，甲醇在负极发生氧化反应，氧气在正极发生还原反应，因为电池的电解质是掺杂了Y2O3的ZrO2晶体，它在高温下能传导O2-离子，所以正极反应式是O2+4e-=2O2-，在原电池中阴离子向负极移动，所以O2-向负极移动。
考点：考查热化学方程式的书写，化学平衡移动的判断，平衡常数的应用
8．（14分）由于温室效应和资源短缺等问题，如何降低大气中的CO2含量并加以开发利用，引起了各国的普遍重视。目前工业上有一种方法是用CO2生产燃料甲醇。一定条件下发生反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，如下图1表示该反应进行过程中能量(单位为kJ·mol－1)的变化。
（1）关于该反应的下列说法中，正确的是 。(填字母)
A．△H>0，△S>0 B．△H>0，△S<0
C．△H<0，△S<0 D．△H<0，△S>0
（2）容积一定，下列情况不能说明该反应一定达到平衡的是 。
A．混合气体的平均平均相对分子质量不变
B．混合气体的压强不变
C．单位时间内生成3mol H—H键，同时生成2 mol H—O键
D．混合气体中c (CO2) : c (H2) = 1 : 3
（3）温度降低，平衡常数K (填“增大”、“不变”或“减小”)。
（4）为探究反应原理，现进行如下实验：在体积为1L的恒容密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，测得CO2和CH3OH (g)的浓度随时间变化如图2所示。从反应开始到平衡，用H2浓度变化表示的平均反应速率v(H2)为 mol·L－1·min－1, CO2和H2的转化率比是 :
（5）下列措施中能使（4）题中n(CH3OH)/n(CO2)增大的 有 。(填字母)
A．升高温度
B．加入催化剂
C．将H2O(g)从体系中分离
D．充入He(g)，使体系总压强增大
E.再充入1molCO2和3molH2
（6）若在另一个密闭容器中充入1molCO2和3molH2，保持压强不变,并使初始体积与题中容器体积相等，且在相同的温度下进行反应，达到平衡时该容器中的CO2的体积百分数________（4）题中的CO2的体积百分数。(“>”或“<”或“=”，下同)
【答案】（1）C （2） D （3） 增大 （4）0.225 ； 1：1 （5） C E （6）<
【解析】
试题分析：（1）由图1可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，该反应为放热反应，△H<0，由方程式可知，该反应正反应是气体的物质的量减小的反应，正反应为熵减过程，△S<0，选C。
（2）A.混合气体的平均平均相对分子质量=m/n，该反应为物质的量减小的可逆反应，平均相对分子质量不变时，说明反应处于平衡状态，不选；B.混合气体的压强随反应的进行而减小，当压强不变时，说明反应处于平衡状态，不选,C.单位时间内生成3mol H—H键，表示V (逆)同时生成2 mol H—O键，表示V (正)，且速率之比等于化学计量数之比，不选；D.混合气体中c (CO2) : c (H2) = 1 : 3，浓度之比与平衡状态无关，所以选D；
（3）该反应正反应是放热反应，降低温度平衡向正反应移动，平衡常数增大；
（4）由图2可知，10min达平衡时甲醇的浓度变化量为0.75mol/L，所以v（CH3OH）=0.75、10=0.075mol/（L min），速率之比等于化学计量数之比，所以v（H2）=3v（CH3OH）=3×0.075mol/（L min）=0.225mol/（L min）；按系数比加入各反应物，各反应物的转化率相同，所以CO2 和氢气的转化率之比为1:1；
（5）A．升高温度，平衡向逆反应移动，n（CH3OH）/n（CO2）减小，错误；B．加入催化剂，平衡不移动，n（CH3OH）/n（CO2）不变，B错误；C．将H2O（g）从体系中分离，平衡向正反应移动，n（CH3OH）/n（CO2）增大，C正确；D．充入He（g），反应混合物的浓度不变，变化不移动，n（CH3OH）/n（CO2）不变，错误；E.再充入1molCO2和3molH2，相当于增大压强，平衡正向移动，n（CH3OH）/n（CO2）增大，选CE；
（6）（4）中是在恒容条件下建立平衡，该反应是气体分子数减少的可逆反应，随着反应的进行，气体分子数减少，压强降低，（6）中各物质的起始加入量与（4）相同，最初体积也相同，在等压条件下建立平衡，平衡后压强不变，将（4）建立的平衡增大压强可得（6）的平衡，而增大压强，平衡正向移动， CO2 的百分含量减小，所以达到平衡时该容器中的CO2的体积百分数小于（4）题中的CO2的体积百分数。
考点：考查化学反应中的能量转化，平衡状态的判断，化学反应速率剂转化率的计算等知识。
9．(14分)甲醇是一种重要的化工原料，在生产中有着重要的应用。工业上用甲烷氧化法合成甲醇的反应有：
(1)用CH4和02直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为 。
(2)某温度下，向4 L恒容密闭容器中通人6 mol C02和6mol CH4，发生反应(i)，平衡体系中各组分的体积分数均为，则此温度下该反应的平衡常数K= ，CH4的转化率为 。
(3)工业上可通过甲醇羰基化法制取甲酸甲酯，其反应的热化学方程式为：
，科研人员对该反应进行了研究，部分研究结果如下：
①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率”看，工业制取甲酸甲酯应选择的压强是 (填“3．5× 106 Pa” “4．O×106 Pa”或“5.0× 106 Pa”)。
②实际工业生产中采用的温度是80℃，其理由是 。
(4)直接甲醇燃料电池(简称DMFC)由于其结构简单、能量转化率高、对环境无污染，可作为常规能源的替代品而越来越受到关注。DMFC的工作原理如图所示：
①通入a气体的电极是电池的 (填“正”或“负”)极，其电极反应式为 .
②常温下，用此电池以惰性电极电解O．5 L饱和食盐水(足量)，若两极共生成气体1．12 L(已折算为标准状况下的体积)，则电解后溶液的pH为 (忽略溶液的体积变化)。
【答案】（1）2CH4（g）+02(g) 2CH3OH(g) △H＝-251.6 kJ/mol
（2）1 33.3%
（3）①4.0×106Pa。
②80℃时速率大且高于80℃时速率变化不明显，又因为升温化学平衡逆向移动，转化率降低。
（4）①甲醇、CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+
②13
【解析】
试题分析：（1）由盖斯定律知(i)×2+(ii)×2+(iii)得2CH4（g）+02(g) 2CH3OH(g) 其△H＝（+247.3kJ/mol）×2+（-90.1 kJ/mol）×2+（-566.0 kJ/mol）=-251.6 kJ/mol（2）利用三行式：设反应消耗CH4物质的量为n
CH4（g）+C02(g) 2CO(g)+2H2(g)
起始n/mol 6 6 0 0
变化n/mol n n 2n 2n
平衡n/mol 6-n 6-n 2n 2n
由题意得：2n/(12+2n)=1/4 解得n=2mol
K=(12×12)/(1×1)=1
CO转化率为(2/6)×100%=33.3%（3）①由图可知， 3．5× 106 Pa 到4．O×106 Pa 之间甲醇转化率提高最明显，且4.0×106Pa时甲醇转化率已经较高，故工业制取甲酸甲酯选择的压强为4.0×106Pa。②图像中80℃时速率大且高于80℃时速率变化不明显，又因为该反应为放热反应升温不利反应正向进行，所以实际采用的温度是80℃。（4）①由DMFC的工作原理图示，根据电子流动方向判断a为负极通入的为甲醇。电极反应方程式为：CH3OH-6e-+2H2O=CO2+6H+②惰性电极电解O．5 L饱和食盐水，两极共生成气体0.05mol即氢气、氯气各0.025mol由反应2Cl-+2H2O=Cl2↑+H2↑+2OH-可得C（OH-）=0.05mol/0.5L=0.1mol/L所以PH＝13
考点：理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。了解化学平衡常数的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，认识并能用相关理论解释其一般规律。 了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。
点评：本题考查热化学方程式的书写及盖斯定律的应用、化学平衡常数的求算、利用影响化学反应速率与化学平衡的因素控制化学反应的进行，电化学方程式的书写有简单计算，考查对知识理解能力与综合运用能力。
10．（16分）实现反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，△H0，对减少温室气体排放和减缓燃料危机具有重要意义。
（1）已知：① 2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) △H1＝－566 kJ·mol－1
② 2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) △H2＝－484 kJ·mol－1
③ CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g) △H3＝－802 kJ·mol－1
则△H0＝ kJ·mol－1
（2）在密闭容器中，通入2.5mol的CH4与2.5mol CO2，一定条件下发生反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，测得CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图。
据图可知，p1、p2、 p3、p4由大到小的顺序 。
（3）CO和H2还可以通过反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2 (g) 制取。
① 在恒温恒容下，若从反应物出发建立平衡，已达到平衡的是
A．体系压强不再变化 B．CO与H2的物质的量之比为1:1
C．混合气体的密度保持不变 D．每消耗1mol H2O(g)的同时生成1mol H2
② 恒温下，在2L的密闭容器中同时投入四种物质，10min时达到平衡，测得容器中有1mol H2O(g)、1mol CO(g)、2molH2(g)和2molC(s)，反应的平衡常数K= 。
若此时增大压强，平衡将向 (填“正”、“逆”)反应方向移动，t1min时达到新的平衡。
③ 请画出增大压强后10min～t1min时容器中H2物质的量n随时间变化的曲线图。
【答案】（1）+248 （３分，无“+”不扣分） ；
（2）P4> P3> P2> P1（3分）；
（3）① AC（４分,填一个对的给2分）;
② 1mol/L（2分,无单位不扣分）；逆（2分）
③
（2分，曲线右下端若连接到十字交叉点的不给分）
【解析】
试题分析：（1）由盖斯定律，③-②-①得反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) △H0：
故：△H0＝△H3－△H2－△H1＝－802 kJ mol－1＋484 kJ mol－1＋566 kJ mol－1＝＋248kJ mol－1。（2）①、由图像可知，相同条件下，p4、p3、p2、p1的CH4的转化率依次增大，又因为H4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)为气体分子数增加的反应，所以在温度不变的条件下，减压化学平衡正向移动，CH4的转化率增大，所以p4＞p3＞p2＞p1。（3） 通过反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)制取CO和H2：①A、因为反应在恒温恒容条件下反应，而反应为气体分子数增加的反应，若化学反应不平衡，压强会增大，若体系压强不变，则可说明达到了平衡状态；故A正确。B、反应开始加入C(s)和H2O(g)可知反应完全正向建立平衡，由化学方程式可知生成的CO和H2的物质的量是相等的，也就是说任意时刻H2与CO的物质的量之比总为1:1，所以当H2与CO的物质的量之比为1:1时不能确定是否达到平衡状态；故B错误。C、由方程式可知该反应为固体生成气体的反应，随着反应的进行，气体的质量增加，但体积不变，所以密度增大，当气体密度不变时，则说明反应达到了平衡状态；故C正确。D、消耗1mol H2O(g)表示的为正反应速率，生成1mol H2表示的仍为正反应速率，无法确定正反应速率与逆反应速率是否相等，所以无法确定是否达到平衡。故D错误。综上所述可以说明反应达到平衡的为AC。②、恒温下，在2L的密闭容器中同时投入四种物质，10min时达到平衡，测得容器中有1mol H2O(g)、1mol CO(g)、2molH2(g)和2molC(s)，可得各气体物质的平衡浓度分别为：c(H2O)=1/2mol/L、c(CO)=1/2mol/L、c(H2)=1mol/L，则该反应的平衡常数：K=c(CO)×c(H2)/c(H2O)=1mol/L若此时加压，平衡向着气体分子数减小的方向即逆反应方向移动；③、在第10分钟时氢气的物质的量为2mol，随着化学反应的逆向移动，氢气的物质的量逐渐减小。但由于可逆反应不能进行到底，再次达平衡时氢气的物质的量应大于1mol。故图像为
考点：能正确书写热化学方程式，能根据盖斯定律进行有关反应热的简单计算。理解化学平衡和化学平衡常数的含义，能用化学平衡常数进行简单计算。理解浓度、温度、压强、催化剂等对化学平衡影响的一般规律。
点评：本题考查盖斯定律的计算、化学平衡状态的判断、化学平衡常数K的计算、化学平衡移动方向的判断等知识点。可逆反应在一定条件下是否达到平衡状态可从两个方面进行判断：一、是根据化学平衡状态的本质特征——正反应速率与逆反应速率相等（υ正＝υ逆）；二、是根据化学平衡状态的宏观表现——各组分的浓度（及与浓度相关的一些物理量如颜色、压强等）保持不变。
11．【化学——选修2：化学与技术】
I、污水经过一级、二级处理后，还含有少量Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子，可加入沉淀剂使其沉淀。下列物质不能作为沉淀剂的是（ ）
A．氨水 B．硫化氢气体 C．硫酸钠溶液 D．纯碱溶液
II、合成氨的流程示意图如下：
回答下列问题：
（1）工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的，通常使用的两种分离方法是 ， ；氢气的来源是水和碳氢化合物，写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学反应方程式 ；
（2）设备A中含有电加热器、触煤和热交换器，设备A的名称 ，其中发生的化学反应方程式为 ；
（3）设备B的名称 ，其中m和n是两个通水口，入水口是 （填“m”或“n”）。不宜从相反方向通水的原因 ；
（4）设备C的作用 ；
（5）在原料气制备过程中混有CO对催化剂有毒害作用，欲除去原料气中的CO，可通过如下反应来实现：CO(g)+H2O(g)CO2 (g)+ H2 (g)，已知1000K时该反应的平衡常数K=0.627，若要使CO的转化超过90%，则起始物中c(H2O)：c(CO)不低于 。
【答案】Ⅰ、AC （2分） Ⅱ、（1） 液化、分馏或蒸馏 ； （1分） 与碳反应除去O2 （1分）
CH4＋H2OCO＋3H2 （1分） C＋H2OCO＋H2（1分） （2） 合成塔 （1分）
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)（1分） （3）冷却塔 （1分） n （1分）
高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好。（2分）
（4）将液氨与未反应的原料气分离。 （1分） （5）13.8 （2分）
【解析】
试题分析：I、A．氨水能与铜离子形成络合物，不能作为沉淀剂，A正确；B．硫化氢气体能与三种金属阳离子反应生成沉淀，作为沉淀剂，B错误；C．硫酸钠与铜离子不能形成沉淀 作为沉淀剂，C正确；D．纯碱溶液能与三种金属阳离子反应生成沉淀，作为沉淀剂，D错误，答案选AC。
II、（1）从空气中分离出来氮气通常使用的两种分离方法是液化、分馏或蒸馏，其次利用与碳反应除去O2以获得氮气；高温下煤和天然气能与水蒸气反应生成氢气，则制取氢气的化学反应方程式为CH4＋H2OCO＋3H2、C＋H2OCO＋H2；
（2）设备A的名称是合成塔，其中发生的化学反应方程式为N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)；
（3）设备B的名称冷却塔，由于逆向冷却效果好，即高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好，所以入水口是n。
（4）设备C是分离器，所以其作用是将液氨与未反应的原料气分离，从而提高原料的利用率；
（5）设起始物中c(H2O)：c(CO)＝x，假设水蒸气是xmol，CO是1mol，则消耗CO是0.9mol，水蒸气也是0.9mol，生成CO2和氢气均是0.9mol。由于反应前后体积不变，因此可以用物质的量表示浓度计算平衡常数，即，解得x＝13.8。
考点：考查化学与技术模块的分析与应用
12．（15分）甲醇是一种可再生能源，又是一种重要的化工原料，具有开发和应用的广阔前景。工业上可用如下方法合成甲醇：
方法一 CO(g) +2H2(g) CH3OH(g)
方法二 CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) H2O(g)
（1）已知：① 2CH3OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) △H=－1275.6 kJ mol-1
② 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) △H=－566.0 kJ mol-1
③ H2O(l) = H2O(g) △H = + 44.0 kJ mol-1
则甲醇不完全燃烧生成CO和液态水的热化学反应方程式为 。
（2）方法一生产甲醇是目前工业上常用的方法。在一定温度下，向2L密闭容器中充入1molCO和2molH2，发生上述反应，5分钟反应达平衡，此时CO的转化率为80%。请回答下列问题：
①前5分钟内甲醇的平均反应速率为 ；已知该反应在低温下能自发进行，则反应的
△H为 （填“＞”、“＜”或 “=”）0。
②在该温度下反应的平衡常数K= 。
③某时刻向该平衡体系中加入CO、H2、CH3OH各0.2mol后，将使ν正 ν逆（填“>”“=”“<”）。
（3）全钒液流储能电池是利用不同价态离子对的氧化还原反应来实现化学能和电能相互转化的装置，其原理如下图所示。
①当左槽溶液逐渐由黄变蓝，其电极反应式为 。
②充电过程中，右槽溶液颜色变化是 。
③若用甲醇燃料电池作为电源对其充电时，若消耗甲醇4.8g时，电路中转移的电量的为 （法拉第常数F=9.65×l04C · mol-1)。
【答案】（1）CH3OH(l) + O2(g)＝CO(g) + 2H2O(l) △H＝－442.8kJ mol-1 （2分）
（2）①0.08mol/(L min) （2分） ＜（2分） ②100（2分） ③ ＞（2分）
（3）①VO2＋—e—＋2H＋＝VO2＋＋H2O （2分）
②由绿色变为紫色（1分） ③8.685×104C（2分）
【解析】
试题分析：（1）已知：① 2CH3OH(l) + 3O2(g)2CO2(g) + 4H2O(g) △H＝－1275.6 kJ mol-1，② 2CO(g) + O2(g)2CO2(g) △H＝－566.0 kJ mol-1，③H2O(l)＝H2O(g) △H = + 44.0 kJ mol-1，则根据盖斯定律可知（①—②—③×4）÷2即得到甲醇不完全燃烧生成CO和液态水的热化学反应方程式CH3OH(l) + O2(g)＝CO(g) + 2H2O(l) △H＝－442.8kJ mol-1。
（2）①5分钟反应达平衡，此时CO的转化率为80%，则消耗CO是0.8mol，根据方程式CO(g) +2H2(g)CH3OH(g)可知生成甲醇是0.8mol，浓度是0.4mol/L，因此前5分钟内甲醇的平均反应速率为0.4mol/L÷5min＝0.08mol/(L min)；已知该反应在低温下能自发进行，由于正方应是体积减小的，即△S＜0，则根据△G＝△H—T·△S可知，该反应为放热反应，即△H＜0。
②消耗CO是0.8mol，则平衡时氢气和CO的物质的量分别是0.4mol和0.2mol，浓度分别是0.2mol/L和0.1mol/L，化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，则在该温度下反应的平衡常数K＝。
③某时刻向该平衡体系中加入CO、H2、CH3OH各0.2mol后，瞬间CO、氢气和甲醇的浓度分别变为0.2mol/L、0.3mol/L、0.5mol/L，则此时浓度商＝＜100，因此平衡向正反应方向进行，所以将使ν正＞ν逆。
（3）①当左槽溶液逐渐由黄变蓝，说明VO2＋转化为VO2＋，即V元素的化合价从+3价升高到+4价，则其电极反应式为VO2＋—e—＋2H＋＝VO2＋＋H2O。
②充电过程中，右槽中电极与电源负极相连，作阴极V3＋得到电子转化为V2＋，因此溶液颜色变化是由绿色变为紫色。
③4.8g甲醇的物质的量是4.8g÷32g/mol＝0.15mol，在反应中失去0.15mol×6＝0.9mol电子，所以电路中转移的电量的为9.65×l04C·mol-1×0.9mol＝8.685×104C。
考点：考查盖斯定律的应用、平衡状态计算、反应自发性以及电化学原理的应用
13．根据下列有关图象，说法正确的是
A．由图Ⅰ知，反应在T1、T3处达到平衡，且该反应的△H＜0
B．由图Ⅱ知，反应在t6时，NH3体积分数最大
C．由图Ⅱ知，t3时采取降低反应温度的措施
D．图Ⅲ在10L容器、850℃时反应，由图知，到4min时，反应放出51.6kJ的热量
【答案】D
【解析】
试题分析：A、反应在T2达到平衡，温度升高Z的体积分数减小，说明反应向逆向移动，正反应为放热反应，不选A；B、根据图像分析，从t3之后平衡向逆向移动，氨气的体积分数减小，所以反应在t1-t3氨气的体积分数最大，不选B；C、t3速率都减小，且平衡逆向移动，说明是采取了减压条件，不选C；D、反应物的浓度减少了0.12mol/L，所以反应了1.2摩尔反应物反应放热为43×1.2=51.6kJ，选D。
考点：图像分析，平衡移动的图像。
14．【化学—选修2：化学与技术】（15分）
I、污水经过一级、二级处理后，还含有少量Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子，可加入沉淀剂使其沉淀。下列物质不能作为沉淀剂的是
A．氨水 B．硫化氢气体 C．硫酸钠溶液 D．纯碱溶液
II、合成氨的流程示意图如下：
回答下列问题：
（1）工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的，通常使用的两种分离方法是 ， ；氢气的来源是水和碳氢化合物，写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学反应方程式 ， ；
（2）设备A中含有电加热器、触煤和热交换器，设备A的名称 ，其中发生的化学反应方程式为 ；
（3）设备B的名称 ，其中m和n是两个通水口，入水口是 （填“m”或“n”）。不宜从相反方向通水的原因 ；
（4）设备C的作用 ；
（5）在原料气制备过程中混有CO对催化剂有毒害作用，欲除去原料气中的CO，可通过如下反应来实现：CO(g)+H2O(g)CO2 (g)+ H2 (g)，已知1000K时该反应的平衡常数K=0.627，若要使CO的转化超过90%，则起始物中c(H2O)：c(CO)不低于 。
【答案】（15分）Ⅰ、AC （2分） Ⅱ、（1） 液化、分馏 ； （1分） 与碳反应除去O2 （1分）
C＋H2OH2＋CO（1分）；CH4＋H2O3H2＋CO （1分）
（2） 合成塔 （1分）（1分）
（3）冷却塔（1分）；n（1分）；高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好。（2分） （4）将液氨与未反应的原料气分离。 （1分） （5）13.8 （2分）
【解析】
试题分析：I、A．氨水能与铜离子形成络合物，不能形成沉淀，即氨气不能作为沉淀剂；B．硫化氢气体与三种金属阳离子均反应生成沉淀，可以作为沉淀剂；C．硫酸钠溶液与铜离子不能产生沉淀，不能作为沉淀剂；D．纯碱溶液与三种金属阳离子均产生碳酸盐沉淀，可以作为沉淀剂，答案选AC。
II、（1）由于氮气的沸点低，且空气中含有氧气，所以从空气中分离出氮气通常使用的两种分离方法是液化、分馏和与碳反应除去O2；氢气的来源是水和碳氢化合物，高温下碳与水蒸气反应生成氢气和CO，甲烷在一定条件下也能与水蒸气反应生成氢气和CO，反应的化学方程式分别是C＋H2OH2＋CO、CH4＋H2O3H2＋CO。
（2）根据装置可知设备A的名称合成塔，其中发生的化学反应方程式为N2＋3H22NH3。
（3）设备B的名称冷却塔，由于高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好，所以入水口是n。
（4）设备C是分离器，及时把将液氨与未反应的原料气分离，有利于平衡向正反应方向进行，提高原料利用率。
（5）设起始物中c(H2O)与c(CO)分别是x与y，则消耗CO是0.9y，生成CO2和氢气均都是0.9y，则根据平衡常数K可知，解得x：y＝13.8，即起始物中c(H2O)：c(CO)不低于13.8。
考点：考查化学与技术模块的分析与由于
15．18.（12分）甲醇可通过将煤的气化过程中生成的CO 和H2在一定条件下发生如下反应制得：CO(g) + 2H2(g)＝CH3OH(g)
请根据下图回答下列问题：
(1)从反应开始到平衡，用CO浓度变化表示平均反应速率v(CO)＝____mol / (L·min)。
(2)写出该反应的热化学方程式_____________________________________________________
(3)恒容条件下，下列措施中能使 n(CO) /n(CH3OH)增大的有 。
A.升高温度 B.充入He气
C.再充入1 mol CO和2 mol H2 D.使用催化剂
(4)若在温度和容积相同的三个密闭容器中，按不同方式投入反应物，测得反应达到平衡时的有关数据如下表：
容器 反应物投入的量 反应物的转化率 CH3OH的浓度 能量变化（Q1、Q2、Q3均大于0）
甲 1 mol CO和2 mol H2 a1 c1 放出Q1kJ热量
乙 1 mol CH3OH a2 c2 吸收Q2kJ热量
丙 2mol CO和4 mol H2 a3 c3 放出Q3kJ热量
则下列关系正确的是：
A. c1＝c2
B.2Q1＝Q3
C.2a1＝a3
D.a1+ a3＝1
E.该反应若生成1 mol CH3OH，则放出（Q1+ Q2）kJ热量
(5)若在一体积可变的密闭容器中充入1 mol CO、2 mol H2和1 mol CH3OH，达到平衡时测得混合气体的密度是同温同压下起始的1.6倍，则该反应向 （填“正”、“逆”）反应方向移动，理由是由质量守恒，密度为原来的1.6倍，所以体积缩小，平衡正移。
【答案】（1）0.075mol/（L min）；
（2）CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=-91 kJ/mol；
（3）C
（4）AE
（5）正
【解析】
试题分析：（1）由图I可知，反应中CO浓度的变化为：1.00-0.25=0.75mol L-1，则v（CO）==0.075mol/（L min），（2）反应物的总能量为419kJ，生成物的总能量为510kJ，则该反应为放热反应，放出的热量为419kJ-510kJ=91kJ，热化学方程式为CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=-91 kJ/mol，：（3）恒容条件下，下列措施中能使n(CO) /n(CH3OH)增大，则平衡正移；已知该反应的正方向为放热反应，升高温度，平衡逆移；充入He气，容器的体积不变，各反应物的浓度不变，平衡不移动；再充入1molCO和2molH2，与原来加入了的量等比例，平衡时比原来的平衡的压强增大，平衡正移；使用催化剂，同等程度的改变正逆反应速率，平衡不移动；（4）A项甲乙为等效平衡，则有c1=c2故A正确；B项丙的起始量为乙的2倍，而该反应为体积减小的反应，所以达到平衡时丙参加反应的CH3OH的物质的量小于乙的2倍，所以吸收的热量也小于乙的2倍，故有Q3＜2Q2； C项甲乙为等效平衡，但它们起始的方向正好相反，所以有α1+α2=1；甲、乙处于相同的平衡状态，则α1+α2=1，丙的起始量为乙的2倍，而该反应为体积减小的反应，所以达到平衡时丙参加反应的CH3OH的物质的量小于乙的2倍，所以α2＞α3。E项甲乙为等效平衡，但它们起始的方向正好相反，所以有α1+α2=1，则反应CO（g）+2H2（g） CH3OH（g）中生成1mol CH3OH放出的热量为（Q1+Q2）kJ；（5）由质量守恒，密度为原来的1.6倍，所以体积缩小，平衡正移。
考点：化学反应速率与化学平衡
点评：本题稍有难度，要把化学平衡相关知识熟练掌握，本题综合性很强，高考题型。
16．（17分）工业上用NH3和CO2反应合成尿素：
2NH3（g）+ CO2（g）CO(NH2)2（g）+ H2O（g） △H1 = -536.1 kJ·mol－1
（1）此反应的平衡常数表达式K= 。升高温度，K值 （填增大、减小或不变）。
（2）其他条件不变，下列方法能同时提高化学反应速率和尿素产率的是 。
A．通入氦气 B．缩小体积
C．加入催化剂 D．除去体系中的水蒸气
（3）尿素可用于处理汽车尾气。CO(NH2)2（g）与尾气中NO反应生成CO2、N2、H2O（g）排出。又知：4NH3（g）+ 6NO（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g） △H2 = -1806.4 kJ·mol－1，写出CO(NH2)2（g）与NO反应的热化学方程式 。
某小组模拟工业合成尿素，探究起始反应物的氨碳比[n（NH3）/n（CO2）]对尿素合成的影响。在恒温下1L容器中，将总物质的量为3mol的NH3和CO2以不同的氨碳比进行反应，实验测得平衡体系中各组分的变化如图所示。回答问题：
（4）若a、b线分别表示NH3或CO2转化率的变化，其中表示NH3转化率的是 （填a或b）线。
（5）若a、b线分别表示NH3或CO2转化率的变化，c线表示平衡体系中尿素体积分数的变化，求M点对应的y值（写出计算过程，结果精确到0.1）。
【答案】（1） (2分) 减小（2分）
（2）B (2分)
（3）2CO(NH2)2(g) + 6NO(g) = 2CO2(g) + 5N2(g) +４H2O(g) △H = -734.2 kJ/mol
（4）b (2分)
（5）由图可知，此时氨气的转化率为80% （1分）
2NH3(g) + CO2(g) CO(NH2)2(g) + H2O(g)
起始浓度/mol.L-1 2 1 0 0
变化浓度/mol.L-1 1.6 0.8 0.8 0.8
平衡浓度/mol.L-1 0.4 0.2 0.8 0.8 （2分）
平衡CO(NH2)2的体积分数 = 0.8/(0.4+0.2+0.8+0.8) =0.364=36.4% （1分），则（答）y =36.4 （1分）（注：有效数字和单位运用同时错误扣1分）
【解析】
试题分析：（1）根据题给反应方程式写出该反应的平衡常数表达式，见答案；该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，K值减小；（2）A、其他条件不变，通入氦气 ，化学反应速率不变，平衡不移动，尿素的产率不变，错误； B、缩小体积化学反应速率加快，平衡正向移动，尿素的产率提高，正确； C、加入催化剂，平衡不移动，尿素的产率不变，错误；D、除去体系中的水蒸气化学反应速率瞬时不变，再达平衡时速率减小，错误，选B；（3）已知：①2NH3（g）+ CO2（g）
CO(NH2)2（g）+ H2O（g） △H1 = -536.1 kJ·mol－1，②4NH3（g）+ 6NO（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g） △H2 = -1806.4 kJ·mol－1，根据盖斯定律：②—①×2得CO(NH2)2（g）与NO反应的热化学方程式2CO(NH2)2(g) + 6NO(g) = 2CO2(g) + 5N2(g) +４H2O(g) △H = -734.2 kJ/mol；（4）随着n（NH3）/n（CO2）的增大，氨气的转化率逐渐减小，二氧化碳的转化率逐渐增大，尿素的产率逐渐增大，结合图像分析，表示NH3转化率的是b；（5）利用三行式结合题给数据进行计算，见答案。
考点：考查化学反应速率、化学平衡，热化学方程式的书写、盖斯定律及分析图像解决问题的能力。
17．液氨常用作制冷剂，回答下列问题
（1）一定条件下在密闭容器中发生反应：
a．NH4I(s) NH3(g) + HI(g) b．2HI(g) H2(g) + I2(g)
① 写出反应a的平衡常数表达式
② 达到平衡后，扩大容器体积，反应b的移动方向 （填“正向”、“逆向”或“不移动”），达到新的平衡时容器内颜色将怎样变化 （填“加深”、“变浅”或“不变”）
（2）工业上合成氨的反应：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.60 kJ·mol－1
下列说法能说明上述反应向正反应方向进行的是________ (填序号)。
a.单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2
b.单位时间内生成6n mol N—H键的同时生成2n mol H—H键
c.用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1∶3∶2
d.混合气体的平均摩尔质量增大
e.容器内的气体密度不变
（3）已知合成氨反应在某温度下2 L的密闭容器中进行N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.60 kJ·mol－1，测得如下数据：
时间(h)物质的量(mol) 0 1 2 3 4
N2 1.50 n1 1.20 n3 1.00
H2 4.50 4.20 3.60 n4 3.00
NH3 0 0.20 n2 1.00 1.00
根据表中数据计算：
①反应进行到2 h时放出的热量为________ kJ。
②0～1 h内N2的平均反应速率为________ mol·L－1·h－1。
③此温度下该反应的化学平衡常数K＝________(保留两位小数)。
④反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00 mol，化学平衡将向________方向移动(填“正反应”或“逆反应”)。
（4）肼（N2H4）的性质类似于NH3，极易溶于水，与水反应生成一种二元弱碱在溶液中分步电离，请用离子反应方程式表示其水溶液显碱性的原因 。
【答案】（1）① k＝[NH3] [HI] (2分 ) ② 正向 (2分 ) 变浅(2分 ) （2） bd (2分 )
（3）①27.78 (2分 ) ②0.05 (2分 ) ③0.15 (2分 ) ④正反应(2分 )
（4）N2H4·2H2O [N2H5·H2O]+ + OH－ (2分 )
【解析】
试题分析：（1）①化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据方程式可知出反应a的平衡常数表达式K＝[NH3] [HI] 。
②达到平衡后，扩大容器体积，压强减小，则a反应向正反应方向进行，所以碘化氢的浓度增大，则b反应向正反应方向进行，达到新的平衡时碘的浓度增大，但仍然比原来小，所以容器内颜色将变浅。
（2）a.单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，a错误；b.单位时间内生成6n mol N—H键的同时生成2n mol H—H键，说明正反应速率大于逆反应速率，所以平衡向正反应方向进行，b正确；c.反应速率之比等于相应的化学计量数之比，因此用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1∶3∶2时不能说明反应向正反应方向进行，c错误；d.混合气体的平均摩尔质量增大，反应前后气体质量不变，说明混合气体的物质的量减小，因此反应向正反应方向进行，d正确；e. 密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以容器内的气体密度始终不变，e错误，答案选bd。
（3）①根据表中数据可知反应进行到2h时消耗氮气是1.5mol—1.2mol＝0.3mol，所以放出的热量为92.60kJ/mol×0.3mol＝27.78kJ。
②0～1 h内消耗氢气是4.50mol—4.20mol＝0.3mol，则根据方程式可知消耗氮气是0.1mol，浓度是0.1mol÷2L＝0.05mol/L，所以0～1 h内N2的平均反应速率为0.05mol/L÷1h＝0.05mol·L－1·h－1。
③平衡时氮气、氢气和氨气的物质的量分别是1mol、3mol、1mol，浓度分别是0.5mol/L、1.5mol/L、0.5mol/L，因此此温度下该反应的化学平衡常数K＝。
④反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00 mol，此时氮气、氢气和氨气的浓度分别是1mol/L、2mol/L、1mol/L，则浓度熵是＜0.15，所以化学平衡将向正反应方向移动。
（4）肼（N2H4）的性质类似于NH3，极易溶于水，与水反应生成一种二元弱碱在溶液中分步电离，则根据一水合氨的电离方程式可知其电离方程式为N2H4·2H2O [N2H5·H2O]+ + OH－。
考点：考查平衡常数、外界条件对平衡状态的影响以及电离方程式等
18．(10分)碳、氮和铝的单质及其化合物在工农业生产和生活中有重要作用。
（1）真空碳热还原氯化法可实现由铝矿制备金属铝，其相关的热化学方程式如下：
①2Al2O3(s)+ 2AlCl3(g)+ 6C(s)＝6AlCl(g)+ 6CO(g) △H＝a kJ mol-1
②3AlCl(g)＝ 2Al(l)+ AlCl3(g) △H＝b kJ mol-1
反应Al2O3(s)+ 3C(s)＝2Al(l)+ 3CO(g)的△H＝ kJ mol-1（用含a、b的代数式表示）。
（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中加入一定量的活性炭和NO，发生反应C(s)+ 2NO(g) N2(g)+ CO2(g) △H=Q kJ mol-1。在T1℃时，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如下：
时间(min）浓度(mol/L) 0 10 20 30 40 50
NO 1.00 0.68 0.50 0.50 0.60 0.60
N2 0 0.16 0.25 0.25 0.30 0.30
CO2 0 0.16 0.25 0.25 0.30 0.30
①T1℃时，该反应的平衡常数K=
②30min后，只改变某一条件，反应重新达到平衡，根据上表中的数据判断改变的条件可能是 （填字母编号）
a．通入一定量的NO b．加入一定量的活性炭
c．加入合适的催化剂 d．适当缩小容器的体积
③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为3：1：1，则Q 0（填“＞”或“＜”）。
④在恒容绝热条件下，能判断该反应一定达到化学平衡状态的依据是
a．单位时间内生成2nmolNO(g)的同时消耗nmolCO2(g)
b．反应体系的温度不再发生改变
c．混合气体的密度不再发生改变
【答案】（1）
（2）① 0.25 ② a d ③ ＜ ④ b c
【解析】
试题分析：（1）根据盖斯定律，△H＝①＋②=；（2）①根据表格数据，20min、40min反应分别达到平衡状态，==0.25；②30min ~ 40min各物质的浓度均增大，所以改变的条件为通入一定量的NO 、适当缩小容器的体积。③30min NO、N2、CO2的浓度之比为2：1：1，升高温度NO、N2、CO2的浓度之比变为3：1：1，所以平衡逆向移动，故该反应放热，Q<0；④单位时间内生成2nmolNO(g)的同时消耗nmolCO2(g)，都指V（逆），故A错误；温度为反应过程的变量，温度不再发生改变说明达到平衡，故B正确；，反应过程中气体质量变化，所以密度为反应过程的变量，混合气体的密度不再发生改变达到平衡状态。
考点：本题考查化学平衡。
19．15分）运用化学反应原理研究氮、硫等单质及其化合物的反应有重要意义
（1）硫酸生产过程中2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，平衡混合体系中SO3 的百分含量和温度的关系如右图所示，根据下图回答下列问题：
①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的△H__________0（填“>”或“<”），
②一定条件下，将SO2与O2以体积比2:1置于一体积不变的密闭容器中发生以上反应，能说明该反应已达到平衡的是 。
a．体系的密度不发生变化
b．SO2与SO3的体积比保持不变
c．体系中硫元素的质量百分含量不再变化
d．单位时间内转移4 mol 电子，同时消耗2 mol SO3
e．容器内的气体分子总数不再变化
（2）一定的条件下，合成氨反应为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)。图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时N2的物质的量随时间的变化曲线。图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响。
①该反应的平衡常数表达式为 ，升高温度，平衡常数 （填“增大”或“减小”或“不变”）。
②由图2信息，计算0~10min内该反应的平均速率v(H2)= ，从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，则n(N2)的变化曲线为 (填“a”或“b”或“c”或“d”)
③图3 a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是 点，温度T1 T2（填“>”或“=”或“<”）
（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，所得溶液呈 性，所得溶液中c（H+）－c（OH－）= （填写表达式）（已知：H2SO3：Ka1=1.7×10－2，Ka2=6.0×10－8，NH3·H2O：Kb=1.8×10－5）
【答案】（15分）
（1）①<（2分） ② be（2分）
（2）①k=c2(NH3)/（c(N2)×c3(H2)） （1分） 减小（1分）
②0.045mol/(L·min) （2分） d（2分）
③c（1分） <（1分）
（3）酸性（1分）
c(HSO3－) + 2c(SO32－)—c(NH4+)或c(SO32－) + c(NH3·H2O)—c(H2SO3)（2分）
【解析】
试题分析：（1）①温度升高，三氧化硫的含量降低，说明温度升高，平衡逆向移动，则正反应是放热反应，所以△H<0；
②a．因为容器的体积不变，气体的总质量不变，所以体系的密度一直不变，所以气体密度不变的状态不能判断为平衡状态，错误；b．SO2与SO3的体积比保持不变时为平衡状态，符合化学平衡中“定”的特征，正确；c．根据质量守恒定律，气体的总质量不变，S元素的质量不变，则体系中硫元素的质量百分含量一直不变，所以不能判断为平衡状态，错误；d．单位时间内转移4 mol 电子不能说明反应进行的方向，所以不是平衡状态，错误；e．该反应是气体的物质的量发生改变的可逆反应，当容器内的气体分子总数不再变化说明反应达到平衡状态，正确，答案选be；
（2）①氮气与氢气反应生成氨气，反应物的总能量大于生成物的总能量，所以该反应是放热反应。根据化学方程式及平衡常数的定义，该反应的平衡常数表达式为K=c2(NH3)/（c(N2)×c3(H2)）；因为该反应是放热反应，所以温度升高，平衡逆向移动，则平衡常数减小；
②由图2信息， 0~10min内氮气的物质的量减少0.6-0.3=0.3mol，则氢气的物质的量减少3×0.3mol=0.9mol，该反应的平均速率v(H2)=0.9mol/2L/10min=0.045mol/(L·min)；从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，氮气的物质的量瞬间不变，但压强增大，平衡正向移动，氮气的物质的量减小，所以则n(N2)的变化曲线为d；
③图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响，增大氢气的浓度，则会增大氮气的转化率，而氢气的转化率降低，所以 a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是c点；氢气的量相同时，温度升高，平衡逆向移动，氨气的含量减少，所以下方的曲线表示的温度高，则T1（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，所得溶液为亚硫酸氢铵，根据所给的电离常数，亚硫酸氢根离子的电离程度大于铵根离子的水解程度，所以溶液呈酸性；根据电荷守恒，则c（H+）+ c(NH4+)= c(HSO3－) + 2c(SO32－)+ c（OH－），所以c（H+）- c（OH－）= c(HSO3－) + 2c(SO32－)—c(NH4+)；或者根据物料守恒，c(NH4+)+ c(NH3·H2O)= c(HSO3－) + c(SO32－)+ c(H2SO3)，代入上式，可得c（H+）- c（OH－）= c(SO32－) + c(NH3·H2O)—c(H2SO3)。
考点：考查化学反应与能量的关系，化学平衡的移动的判断，平衡常数的表达，对图像的分析，溶液中离子浓度的关系判断
20．(15分)氮的氢化物NH3、N2H4等在工农业生产、航空航天等领域有广泛应用。
（1）已知25℃时，几种难溶电解质的溶度积如下表所示：
氢氧化物 Cu(OH)2 Fe(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
Ksp 2.2×10-20 4.0×10-38 8.0×10-16 1.8×10-11
向Cu2+、Mg2+、Fe3+、Fe2+浓度都为0.01mol·L-1的溶液中缓慢滴加稀氨水，产生沉淀的先后顺序为 （用化学式表示）。
（2）实验室制备氨气的化学方程式为 。
工业上，制备肼（N2H4）的方法之一是用次氯酸钠溶液在碱性条件下与氨气反应。以石墨为电极，将该反应设计成原电池，该电池的负极反应为 。
（3）在3 L密闭容器中，起始投入4 mol N2和9 mol H2在一定条件下合成氨，平衡时仅改变温度测得的数据如表所示：
温度(K) 平衡时NH3的物质的量(mol)
T1 2.4
T2 2.0
已知：破坏1 mol N2(g)和3 mol H2(g)中的化学键消耗的总能量小于破坏2 mol NH3(g)中的化学键消耗的能量。
①则T1 T2（填“>”、“<”或“=”）。
②在T2 K下，经过10min达到化学平衡状态，则0～10min内H2的平均速率v(H2)= ，平衡时N2的转化率α（N2）= 。若再增加氢气浓度，该反应的平衡常数将 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
③下列图像分别代表焓变（△H）、混合气体平均相对分子质量（）、N2体积分数φ（N2）和气体密度（ρ）与反应时间关系，其中正确且能表明该可逆反应达到平衡状态的是 。
【答案】（1）Fe（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Mg（OH）2（2分，顺序不正确不得分）
（2）2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O（2分，未标加热或气体符号或未配平扣1分）
2NH3+2OH －2e ＝N2H4+2H2O（2分）
（3）①＜（2分） ②0.1 mol L-1 min-1 （2分） 25%（2分）不变（1分） ③BC（2分）
【解析】
试题分析：（1）溶度积常数越小，越溶液产生沉淀，根据溶度积常数大小可知产生沉淀的先后顺序是Fe（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Mg（OH）2。
（2）实验室利用熟石灰与氯化铵加热制备氨气，反应的化学方程式为2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O；原电池中负极失去电子发生氧化反应，因此氨气在负极通入，失去电子转化为肼，所以该电池的负极反应为2NH3+2OH －2e ＝N2H4+2H2O。
（3）①已知破坏1 mol N2(g)和3 mol H2(g)中的化学键消耗的总能量小于破坏2 mol NH3(g)中的化学键消耗的能量，这说明该反应是放热反应。根据表中数据可知T1时生成的氨气多，温度低有利于氨气的生成，所以T1＜T2。
②平衡时氨气的物质的量是2mol，则根据方程式N2＋3H22NH3可知消耗氢气的物质的量是3mol，浓度是1mol/L，所以0～10min内H2的平均速率v(H2)＝1mol/L÷10min＝0.1 mol L-1 min-1 ；消耗氮气的物质的量是1mol，所以氮气的转化率是；平衡常数只与温度有关系，因此若再增加氢气浓度，该反应的平衡常数将不变。
③在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。A、对于具体的化学方程式反应热是不变，因此反应热不变不能表明该可逆反应达到平衡状态，A错误；B、混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以当平均相对分子质量不再发生变化时，能表明该可逆反应达到平衡状态，B正确；C、当氮气含量不再发生变化时，可以说明反应达到平衡状态，C正确；D、密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，即密度始终是不变，D错误，答案选BC。
考点：考查溶度积常数应用、氨气制备、电极反应式书写、化学平衡状态的判断、计算等
21．(16分)某工厂对工业生产钛白粉产生的废液进行综合利用，废液中含有大量FeSO4、H2SO4和少量Fe2(SO4)3、TiOSO4，可用于生产颜料铁红和补血剂乳酸亚铁。其生产工艺流程如下：
已知：
①TiOSO4可溶于水，在水中可以电离为TiO2+和SO42-：
②)TiOSO4水解的反应为：TiOSO4+(x+1)H2O=TiO2 xH2O↓+H2SO4
请回答：
（1）步骤①所得滤渣的主要成分为__________________。
（2）步骤③硫酸亚铁在空气中煅烧生成铁红和三氧化硫，该反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比_______。
（3）步骤④需控制反应温度低于35℃，其目的是___________________。
（4）步骤④反应的离子方程式是______________________。
（5）已知：FeCO3(s) Fe2+(aq)+CO32-(aq)，试用平衡移动原理解释步骤⑤生成乳酸亚铁的原因__________。
（6）溶液B常被用于电解生产(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)。电解时均用惰性电极，阳极发生的电极反应可表示为_____________________________________。
（7）Fe3+对H2O2的分解具有催化作用。利用下图(a)和(b)中的信息，按图(c)装置(连通的A、B瓶中已充有NO2气体)进行实验。可观察到B瓶中气体颜色比A瓶中的_________(填“深”或“浅”)，其原因是______________。
【答案】(16分) （1）TiO2 xH2O、Fe（2分）；（2）1:4 （2分）（3）防止NH4HCO3分解（或减少Fe2＋的水解）（2分）
（4）Fe2+ + 2HCO3一== FeCO3 ↓+ H2O + CO2 ↑（2分）
（5）乳酸(电离出的H+)与CO32一反应，降低了CO32一的浓度，使上述沉淀溶解平衡正向移动，使碳酸亚铁溶解得到乳酸亚铁溶液（2分）
（6）2SO42－－2e－==S2O82－（2分）
（7）①深（2分）；②H2O2分解放热，使平衡2NO2N2O4向生成NO2方向移动（2分）
【解析】
试题分析：（1）在反应废液中含有大量FeSO4、H2SO4和少量Fe2(SO4)3、TiOSO4，向其中加入Fe屑，发生反应：Fe2(SO4)3+Fe= 3FeSO4； Fe+H2SO4= FeSO4+ H2↑; 随着反应的进行，溶液的酸性减弱，TiOSO4发生水解反应： TiOSO4+(x+1)H2O=TiO2 xH2O↓+H2SO4；所以得到的滤渣成分是TiO2 xH2O；（2） ③FeSO4溶液蒸发浓缩，冷却结晶得到绿矾，然后将其在空气中煅烧，发生反应：4FeSO4+O22Fe2O3+4SO3，生成铁红和三氧化硫，该反应中氧化剂是O2，还原剂是FeSO4。由于在氧化还原反应中电子转移守恒，所以氧化剂与还原剂的物质的量之比1:4；（3）步骤④是FeSO4溶液中加入NH4HCO3，来制取FeCO3，需控制反应温度低于35℃，是为了防止NH4HCO3分解及减少Fe2＋的水解反应的发生；（4）步骤④反应的离子方程式是Fe2+ + 2HCO3一== FeCO3 ↓+ H2O + CO2 ↑；（5） FeCO3难溶于水，但是在水中也有一定的溶解度，因此在溶液中存在沉淀溶解平衡：FeCO3(s) Fe2+(aq)+CO32-(aq)，当向其中加入乳酸时，乳酸电离出的H+与CO32一反应，形成HCO3-，降低了CO32一的浓度，使上述沉淀溶解平衡正向移动，使碳酸亚铁溶解得到乳酸亚铁溶液；（6）在溶液B中含有SO42一,常被用于电解生产(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)。电解时均用惰性电极，阳极发生氧化反应，该电极的电极反应可表示为2SO42－－2e－==S2O82－；（7）根据图a可知H2O2的负极反应是放热反应，反应2NO2N2O4的正反应是放热反应。在装置c的左边烧内放有水，在右边的烧杯内放有H2O2和Fe2(SO4)3的混合溶液，因为Fe3+对H2O2的分解具有催化作用，所以H2O2会不断分解，放出热量没事右边的烧杯内的水的温度升高。根据平衡移动原理：升高温度，平衡向吸热的逆反应方向移动，NO2浓度增大，所以连通器内的气体颜色加深。
考点：考查生产钛白粉产生的废液的综合利用的知识。主要包括物质的分离、氧化还原反应中物质的关系、盐的水解、沉淀溶解平衡、原电池反应原理、反应热的综合利用及温度对可逆反应的平衡移动的影响。
22．（14分）为了减少煤燃烧对大气造成的污染，煤的气化和液化是高效、清洁利用煤炭的重要途径，而减少CO2气体的排放也是人类面临的重大课题．煤综合利用的一种途径如下所示：
（1）用下图所示装置定量检测过程①产生的CO2（已知：煤粉燃烧过程中会产生SO2），B中预 期的实验现象是 。
（2）已知：C(s)+H2O(g)====CO(g)+H2(g) △H1=+131.3kJ mol-1
C(s)+2H2O(g)====CO2(g)+2H2(g) △H2=+90kJ mol-1
则一氧化碳与水蒸气反应生成二氧化碳和氢气的热化学方程式是 。
（3）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：
2CO2(g)+6H2(g) CH3OCH3(g)+3H2O(g)；ΔH
①该反应平衡常数表达式为K＝ 。
②已知在某压强下，该反应在不同温度、不同投料比时，CO2的转化率如右图所示。该反应的ΔH________(填
“>”、“<”或“＝”)0。若温度不变，减小反应投料比[n(H2) /n(CO2)]，则K将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
（4）合成气CO和H2在一定条件下能发生如下反应：CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) △H<0。在容积均为VL的I、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中分别充入amol CO和2a mol H2，三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变，在其他条件相同的情况下，实验测得反应均进行到t min时CO的体积分数如图所示，此时I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中一定达到化学平衡状态的是 ；若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是 。
【答案】（1）品红溶液不变色
（2）CO(g)+H2O(g)====CO2(g)+H2(g) △H=-41.3kJ mol-1；
（3）① c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) ② < 不变
（4）Ⅲ；T1
【解析】
试题分析：（1）燃煤烟气的成分为CO2、SO2、CO、H2O，酸性高锰酸钾能够除去SO2，CO2、CO、H2O不能使品红溶液褪色，故答案为：品红溶液不变色；（2）C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H1=+131.3kJ mol-1
①C（s）+2H2O（g）=CO2（g）+2H2（g）△H2=+90kJ mol-1 ② 由盖斯定律②-①得： CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41.3kJ mol-1(3) ①该反应平衡常数表达式为K＝c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) ②由图可知，温度高CO2转化率低，平衡逆向移动，反应放热；平衡常数只与温度有关，温度不变，k不变；（4）温度越高平衡左移CO的体积分数越大，但T2时CO的体积分数小于T1时CO的体积分数，说明反应未达平衡，T3时CO的体积分数大于T2时CO的体积分数，说明Ⅲ达到平衡。而达到平衡时，根据反应放热可判断出，升高温度，平衡逆向移动，CO的体积分数减小，故CO转化率最大的反应温度是T1，
考点：煤的综合利用、盖斯定律、平衡常数的表达及影响因素、反应热的判断、化学平衡状态的判断。
23．（10分） CO2和CH4是两种重要的温室气体，通过CH4和CO2反应来制造更高价值的化学品是目前的研究目标。
（1）250 ℃时，以镍合金为催化剂，向体积为4 L的密闭容器中通入6 mol CO2、6 mol CH4，发生如下反应：CO2(g)＋CH4(g) ?2CO(g)＋2H2(g)。
平衡体系中各组分体积分数(某一成分物质的量占总气体物质的量的百分数)如下表：
物质 CH4 CO2 CO H2
体积分数 0.1 0.1 0.4 0.4
①此温度下该反应的平衡常数K＝________。
②已知：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH＝＋2.8 kJ·mol－1
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566.0 kJ·mol－1
反应CO2(g)＋CH4(g) ===?2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝________。
（2）以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。
①在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如下图所示。250～300 ℃时，乙酸的生成速率减小的原因是__________________________________________________。
②将Cu2Al2O4溶解在稀硝酸中的离子方程式为_______________________________。
（3）以CO2为原料可以合成多种物质。
如合成聚碳酸酯。已知CO2的分子结构为O===C===O，它的“C===O”双键与乙烯的“C===C”双键一样，在一定条件下可发生加聚反应，聚碳酸酯是一种易降解的新型合成材料，它是由CO2加聚而成。写出聚碳酸酯的结构简式：______________________________________。
【答案】（共10分，各2分） （1）①64 ② ＋247.3 kJ·mol－1
（2）①催化剂的催化效率降低
②3Cu2Al2O4＋32H＋＋===6Cu2＋＋6Al3＋＋2NO↑＋16H2O
（3）
【解析】
试题分析：（1）①设平衡时二氧化碳的物质的量为xmol，则甲烷的物质的量也是xmol，所以生成CO、氢气的物质的量是2（6-x）mol=(12-2x)mol，根据题意，x/(x+x+12-2x+12-2x)=0.1，解得x=2，所以此温度下该反应的平衡常数K＝(8mol/4L)2(8mol/4L)2/(2mol/4L)2=64；
②根据盖斯定律将O2、H2O(g)消去，得反应CO2(g)＋CH4(g) ===?2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝（－890.3 kJ·mol－1）-2×（－566.0 kJ·mol－1）+2×（＋2.8 kJ·mol－1）= ＋247.3 kJ·mol－1；
（2）①由图可知250℃时，催化剂的催化效率最高，温度升高，则催化剂的催化效率降低，所以乙酸的产率降低；
②根据化合价规律，Cu2Al2O4中O元素的化合价是-2价，Al是+3价，根据化合价代数和为0的原则，则Cu的化合价只能是+1价，所以Cu2Al2O4与硝酸发生氧化还原反应，生成铜离子、铝离子和NO气体、水，离子方程式是3Cu2Al2O4＋32H＋＋===6Cu2＋＋6Al3＋＋2NO↑＋16H2O；
（3）聚碳酸酯是一种易降解的新型合成材料，它是由CO2加聚而成，二氧化碳中的碳氧双键断裂，发生加聚反应，所以聚碳酸酯的结构简式是。
考点：考查平衡常数的计算，盖斯定律的应用，有机结构简式的判断
24．（13分）对含氮物质的研究和利用有着极为重要的意义。
（1）N2、O2和H2相互之间可以发生化合反应，已知反应的热化学方程式如下：
N2(g)+O2(g)=2NO(g) H= +180.5kJ·mol-1；
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H = -483.6 kJ·mol-1；
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) H = -92.4 kJ·mol-1。
则氨的催化氧化反应的热化学方程式为 。
（2）汽车尾气净化的一个反应原理为：
2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) H<0。一定温度下，将2.8mol NO、2.4mol CO通入固定容积为2L的密闭容器中，反应过程中部分物质的物质的量变化如图所示。
①NO的平衡转化率为 ，0~20min平均反应速率v(NO)为 。25min时，若保持反应温度不变，再向容器中充入CO、N2各0．8 mol，则化学平衡将 移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
②若只改变某一反应条件X，反应由原平衡I达到新平衡II，变量Y的变化趋势如下图所示。下列说法正确的是 (填字母代号)。
（3）某化学小组拟设计以N2和H2为电极反应物，以HCl—NH4Cl为电解质溶液制成燃料电池，则该电池的正极反应式为 。假设电解质溶液的体积不变，下列说法正确的是 (填字母代号)。
a．放电过程中，电解质溶液的pH保持不变
b．溶液中的NH4Cl浓度增大，但Cl-离子浓度不变
c．每转移6.02×1023个电子，则有标准状况下11.2L电极反应物被氧化
d．为保持放电效果，电池使用一段时间需更换电解质溶液
【答案】（13分）
（1）4NH3(g)+5O2(g)====4NO(g) +6H2O(g) ΔH＝﹣905kJ·mol-1（2分）
（2）① 28.6%（2分） 0.02 mol·L-1·min-1（2分） 向左（1分）
② b（2分）
（3） N2+8H++6e-＝2NH4+ （2分） ，bcd（2分，少选一个得1分，多选、错选不得分）
【解析】
试题分析：（1）将已知热化学方程式中的氮气、氢气按照盖斯定律消去，可得氨气的催化氧化的热化学方程式为：4NH3(g)+5O2(g)====4NO(g) +6H2O(g) ΔH＝﹣905kJ·mol-1；
（2）①根据图像可知生成氮气的物质的量是0.4mol，则消耗NO的物质的量是0.8mol,所以NO的转化率是0.8mol/2.8mol100%=28.6%;20min时反应达到平衡，则NO的反应速率是0.8mol/2L/20min=0.02 mol·L-1·min-1; 根据图像可计算NO的浓度是1.0mol/L，CO的浓度是0.8mol/L，氮气的浓度是0.2mol/L，二氧化碳的浓度是0.4mol/L，所以平衡常数K=0.42×0.2/0.8×1=0.04,若保持反应温度不变，再向容器中充入CO、N2各0．8 mol，则此时CO的浓度是1.2mol/L，氮气的浓度是0.6mol/L，浓度商是0.42×0.6/1×1.2=0.08>0.04，所以平衡向左移动；
②a.压强增大，平衡常数不变，错误；b.温度升高，平衡逆向移动，则CO的平衡浓度增大，符合图像，正确；c.温度升高，平衡逆向移动，氮气的体积分数降低，与图不符，错误；d.使用催化剂，对平衡无影响，所以NO的转化率不变，错误，答案选b；
（3）以N2和H2为电极反应物，以HCl—NH4Cl为电解质溶液制成燃料电池，则氮气发生还原反应，氢气发生氧化反应，所以正极是氮气得到电子，与氢离子结合生成铵根离子，电极反应式为N2+8H++6e-＝2NH4+；负极的反应式为H2-2e-=2H+，所以总反应方程式为N2+2H++ 3H2＝2NH4+；则放电过程中，氢离子浓度降低，pH增大，a错误；因为该过程中生成铵根离子，所以溶液中的NH4Cl浓度增大，但Cl-的物质的量不变，所以氯离子离子浓度不变，b正确；每转移6.021023个电子，即1mol电子，则有0.5mol氢气被氧化， 标准状况下的体积是11.2L，c正确；随着反应的进行，氯化铵的浓度增大，而HCl的浓度逐渐减小，所以为保持放电效果，电池使用一段时间需更换电解质溶液，d正确，答案选bcd。
考点：考查对原电池反应原理的应用、盖斯定律的应用，化学平衡移动的判断
25．(14分)氢能以其洁净、高效、高热值、环境友好等特点成为最有前途的新能源，制氢和储氢的方法有很多。
（1）下图所示电化学装置工作时均与H2有关。
①图A所示装置可用于电解K2MnO4制KMnO4，通电一段时间后阴极附近溶液的pH将会 （填“增大”、“减小”或“不变”） 。
②图B所示装置为吸附了氢气的纳米碳管等材料制作的二次电池的原理，
开关连接用电器时，镍电极发生 （填“氧化”或“还原”）反应；开关连接充电器时，阳极的电极反应为 。
（2）热化学循环法制氢。已知：
①2Br2(g)+2CaO(s) == 2CaBr2(s)+O2(g) △H= —146kJ·mol—1
②3FeBr2(s)+4H2O(g) == Fe3O4(s)+6HBr(g
选修4第二章第三节化学平衡五星题
1．（共14分）氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用，合成氨工业在国民生产中有重要意义。以下是关于合成氨的有关问题，请回答：
（1）若在一容积为2L的密闭容器中加入0.2 molN2；的和0.6 molH2的，在一定条件下发生反应： ，若在5分钟时反应达到平衡，此时测得NH3 的物质的量为0.2 mol。则前5分钟的平均反应速率v( N2)=____。
（2）平衡后，若要提高H2的转化率，可以采取的措施有______。
A．加了催化剂 B．增大容器体积
C．降低反应体系的温度 D．加入一定量氮气
（3）若在0.5 L的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：
，其化学平衡常数K与温度T的关系如表所示：
请完成下列问题：
①试比较 、 的大小， ____ (填“<”、“>”或“=”)：
②下列各项能作为判断该反应达到化学平衡状态的依据是____（填序号字母）
A．容器内 N2、H2、NH3的物质的量浓度之比为1：3：2
B．
C．容器内压强保持不变
D．混合气体的密度保持不变
③400℃时，反应 的化学平衡常数为____。当测得NH3、N2和H2 物质的量分别为3 mol、2 mol和1 mol时，则该反应的 （填“<”、“>”或“=”)。
（4）根据化学反应速率和化学平衡理论，联系合成氨的生产实际，你认为下列说法不正确的是____。
A．化学反应速率理论可指导怎样在一定时间内快出产品
B．勒夏特列原理可指导怎样使用有限原料多出产品
C．催化剂的使用是提高产品产率的有效方法
D．正确利用化学反应速率和化学反应限度理论都可以提高化工生产的综合经济效益
【答案】（1）0.01mol·L-1·min-1 （2）C、D
（3）①＞② BC ③ 2 ＞ （4） C
【解析】
试题分析：（1）根据化学反应方程式，在5分钟时，生成NH3 的物质的量为0.2 mol，则氮气反应掉0.1mol，则前5分钟的平均反应速率v( N2)=0.1mol/(5min·2L)= 0.01mol·L-1·min-1 ；
（2） A．加入催化剂，不影响平衡，氢气转化率不变，错误；B．增大容器体积，平衡逆向移动，氢气的转化率降低，错误；C．降低反应体系的温度，平衡正向移动，氢气的转化率增大，正确；D．加入一定量氮气，加入氮气，平衡正向移动，氢气的转化率增大，正确；选CD。
（3）①因工业合成氨是放热反应，升高温度平衡向左移动，反应程度减小，K1＞K2；
②A.容器中N2、H2、NH3的浓度之比与反应是否达到平衡状态无关，错误；B.可逆反应达到平衡状态时，v（正）=v（逆），且化学反应速率之比等于化学计量数之比，反应平衡时，3v正(N2)＝v逆(H2)，说明反 应达到平衡状态，正确；C.因反应前后气体总体积发生变化，压强不变，说明反应混合物中各组分的含量不变，即反应处于平衡状态，正确；D.反应前后气体质量不变，容器容积不变，反应过程中混合气体的密度一直保持不变；不能说明反应达到平衡状态，错误；选BC；
③根据可逆反应，平衡常数互为倒数，在400℃时，合成氨反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的化学平衡常数K＝0.5，则2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的化学平衡常数为2；利用容器中各物质的物质的量浓度可知Q=62/(4×23)=1.125＞2，平衡正向移动，v（正）＞v（逆）。
（4）催化剂不能提高转化率，只能改变化学反应速率，缩短反应时间，选C。
考点：考查化学反应速率的计算，影响平衡的因素，化学平衡状态的判断，化学平衡常数等知识。
2．（15分）运用化学反应原理分析解答以下问题
（1）250℃时，以镍合金为催化剂，向4L容器中通人6 mol CO2、6 molCH4 ，发生如下反应：CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g)。平衡体系中各组分体积分数如下表：
物质 CH4 CO2 CO H2
体积分数 0.1 0.1 0.4 0.4
①此温度下该反应的平衡常数K=___________.
②若再向容器中同时充入2．0molCO2、6．0 molCH4 、4．0 molCO和8．0 molH2 ，则上述平衡向_____（填“正反应”或“逆反应”）方向移动。
（2）硝化法是一种古老的生产硫酸的方法，同时实现了氮氧化物的循环转化，主要反应为：
已知：① NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g) ΔH= —41.8KJ·mol-1
②2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH= —196.6KJ·mol-1
①写出NO和O2反应生成NO2的热化学方程式__________。
②一定温度下，向2L恒容密闭容器中充人NO2和SO2各1 mol，5min达到平衡，此时容器中NO和NO2的浓度之比为3：1，则NO2的平衡转化率是_________。
（3）常温下有浓度均为0.1 mol/L的四种溶液：①Na2CO3、②NaHCO3、③HCl、④NH3.H2O。
①有人称溶液①是油污的“清道夫”，原因是_________（用离子方程式解释）
②上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液中离子浓度由大到小的顺序为__________。
③向④中加入少量氯化铵固体，此时c(NH4+)/ c(OH-)的值_________（填“增大”“减小”或“不变”）。 ④若将③和④的溶液混合后溶液恰好呈中性，则混合前③的体积_________④的体积（填“大于”小于”或“等于”）
⑤将10 mL溶液③加水稀释至100 mL，则此时溶液中由水电离出的c( H＋)=___________。
【答案】（1）①64；②逆反应；（2）2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；75%；
（3）①CO32-+H2OHCO3-+OH-；②c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；
③增大；④小于；⑤10-12mol·L-1
【解析】
试题分析：①在反应开始时，c(CO2)=c(CH4)=6mol÷4L=1.5mol/L，假设在反应过程中，消耗掉的c(CO2)=c(CH4)=xmol/L，则在平衡时各种物质的浓度分别是：c(CO2)=c(CH4)=（1.5-x）mol/L，c(CO)=c(H2)=2xmol/L，由于平衡时CO2的体积分数是0.1，所以（1.5-x）÷（3+2x）=0.1,解得x=1mol/L，此温度下该反应的平衡常数K=；②若再向容器中同时充入2.0molCO2、6.0 molCH4 、4.0 molCO和8.0 molH2，则Qc=,所以上述平衡向逆反应方向移动；（2）①：②-①×2，整理可得：2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)；ΔH=-113.0kJ·mol-1；②根据N元素守恒，若充人NO21mol, 达到平衡，此时容器中NO和NO2的浓度之比为3：1，则NO2的转化的物质的量占总物质的量的3/4,所以NO2平衡转化率是(3÷4)×100%=75%;（3）①有人称溶液①Na2CO3是油污的“清道夫”，原因是Na2CO3是强碱弱酸盐，在溶液中，CO32-发生水解反应，消耗水电离产生的H+。使溶液显碱性，而油脂在碱性条件下发生水解反应产生可溶性的物质，因此可以清洗油污，用离子方程式表示为CO32-+H2OHCO3-+OH-；②上述溶液中，既能与氢氧化钠反应，又能和硫酸反应的溶液是NaHCO3，该盐是强碱弱酸盐，HCO3-发生水解反应而消耗，所以c(Na+)>c(HCO3-), HCO3-水解消耗水电离产生H+，使溶液显碱性，c(OH-)>c(H+)，HCO3-还会发生电离作用，但是水解大于电离，而且在溶液中水还会电离产生H+所以c(H+)>c(CO32-)；盐水解的程度是微弱的，主要还是以盐电离产生的离子存在，所以c(HCO3-)>c(OH-)，故溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(HCO3-) >c(OH-)>c(H+)>c(CO32-)；③在④的NH3.H2O存在电离平衡：NH3.H2ONH4++OH-；向其中加入少量氯化铵固体，c(NH4+)增大，电离平衡逆向移动，c(OH-)减小，此时c(NH4+)/ c(OH-)的值增大；④若将③HCl和④NH3.H2O的溶液混合后溶液恰好呈中性，由于二者的物质的量浓度相等，若二者等体积混合，则恰好完全反应产生NH4Cl，溶液显酸性，所以要使溶液显中性，则混合前③的体积要略小于④的体积；⑤将10 mL溶液③加水稀释至100 mL，在稀释过程中溶质的物质的量不变，稀释后溶液的浓度c(HCl)=( 10 mL×0.1mol/L)÷100ml=0.01mol/L，c(H+)=10-2mol/L，由于在该温度下水的离子积常数是Kw=1×10-14,则c(H+)(水)=c(OH-)=1×10-14÷10-2=1×10-12mol/L。
考点：考查热化学方程式的书写、盐溶液中离子浓度大小比较、外界条件对弱电解质电离平衡的影响的知识、化学平衡常数的计算、物质转化率的计算、电解质溶液中的水电离产生的离子浓度的计算的知识。
3．（14分）常温下钛的化学活性很小，在较高温度下可与多种物质反应。工业上由金红石（含TiO2大于96％）为原料生产钛的流程如下：
（1）TiCl4遇水强烈水解，写出其水解的化学方程式 。
（2）①若液氯泄漏后遇到苯，在钢瓶表面氯与苯的反应明显加快，原因是 。
②Cl2含量检测仪工作原理如下图，则Cl2在Pt电极放电的电极反应式为 。
③实验室也可用KClO3和浓盐酸制取Cl2，方程式为：KClO3 + 6HCl(浓) = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O。
当生成6.72LCl2（标准状况下）时，转移的电子的物质的量为 mol。
（3）一定条件下CO可以发生如下反应：4H2(g)+2CO(g) CH3OCH3(g)+H2O(g) △H。
①该反应的平衡常数表达式为K= 。
②将合成气以n(H2)/n(CO)=2通入1 L的反应器中，CO的平衡转化率随温度、压强变化关系如图所示，下列判断正确的是 （填序号）。
a．△H <0
b．P1
③采用一种新型的催化剂（主要成分是Cu-Mn的合金），利用CO和H2制备二甲醚（简称DME）。观察下图回答问题。
催化剂中n(Mn)/n(Cu)约为 时最有利于二甲醚的合成。
【答案】（14分）
（1）TiCl4 + 4H2O＝Ti(OH)4↓+ 4HCl↑或TiCl4 + 3H2O＝H2TiO3↓+ 4HCl↑(2分)
（2）①铁与氯气反应生成的氯化铁，对氯与苯的反应有催化作用 (2分)
②Cl2 + 2e- + 2Ag+ == 2AgCl (2分) ③0.5 (2分)
（3）①c(CH3OCH3)c(H2O)/[c(H2)4c(CO)2] （2分）
②a(2分) ③2.0 (2分，1.9～2.1均给分)
【解析】
试题分析：(1) TiCl4遇水强烈水解，生成氯化氢和氢氧化钛，化学方程式是TiCl4 + 4H2O＝Ti(OH)4↓+ 4HCl↑；或TiCl4 + 3H2O＝H2TiO3↓+ 4HCl↑；
（2）①氯气与钢瓶中的铁反应生成的氯化铁对氯气与苯的反应有催化作用，所以钢瓶表面氯与苯的反应明显加快；
②根据图可知，银离子向通入氯气的一极移动，说明通入氯气的一极是阴极，所以氯气得到电子生成氯离子与银离子反应生成氯化银沉淀，电极反应式是Cl2 + 2e- + 2Ag+ == 2AgCl；
③根据KClO3 + 6HCl(浓) = KCl + 3Cl2↑ + 3H2O，当生成6.72LCl2（标准状况下）物质的量是0.3mol时，消耗氯酸钾的物质的量是0.1mol，氯酸钾中Cl元素的化合价从+5价降低到0价，得到5个电子，则0.1mol氯酸钾参加反应得到电子的物质的量是0.5mol，所以该过程中转移的电子的物质的量为0.5mol；
（3）①根据平衡常数的定义，可知该反应的平衡常数可表示为K= c(CH3OCH3)c(H2O)/[c(H2)4c(CO)2]；
②a、压强一定时，温度升高，CO的转化率降低，说明升高温度，平衡逆向移动，则该反应是放热反应，△H <0，正确；b、压强增大，平衡正向移动，则CO的转化率增大，所以P1>P2>P3，错误；c、若在P3和316℃时，起始时n(H2)/n(CO)=3，即增大氢气的浓度而CO的浓度不变，则平衡正向移动，所以达到平衡时CO的转化率增大，大于50%，错误，答案选a；
③根据图可知，当CO的转化率最大、DME的选择性最大值时对应的横坐标大约在2.0附近，所以n(Mn)/n(Cu)约为2.0时最有利于二甲醚的合成。
考点：考查对物质性质的分析，化学平衡移动的判断，对图像的分析判断
4．(15分)能源、环境与人类生活和社会发展密切相关，研究它们的综合利用有重要意义。
（1）氧化—还原法消除氮氧化物的转化如下：
①反应Ⅰ为：NO＋O3＝NO2＋O2，生成11.2 L O2(标准状况)时，转移电子的物质的量是 mol。
②反应Ⅱ中，当n(NO2)∶n[CO(NH2)2]＝3∶2时，反应的化学方程式是 。
（2）硝化法是一种古老的生产硫酸的方法，同时实现了氮氧化物的循环转化，主要反应为：NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g) △H＝－41.8 kJ·mol－1已知：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) △H＝－196.6 kJ·mol－1写出NO和O2反应生成NO2的热化学方程式 。
（3）某化学兴趣小组构想将NO转化为HNO3，装置如下图，电极为多孔惰性材料。则负极的电极反应式是 。
（4）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)；
①该反应平衡常数表达式为K＝ 。
②已知在某压强下，该反应在不同温度、不同投料比时，CO2的转化率如图所示。该反应的ΔH________(填“>”、“<”或“＝”)0。
（5）合成气CO和H2在一定条件下能发生如下反应：CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) △H<0。在容积均为VL的I、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中分别充入amol CO和2a mol H2，三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变，在其他条件相同的情况下，实验测得反应均进行到t min时CO的体积分数如图所示，此时I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中一定达到化学平衡状态的是 ；若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是 。
【答案】⑴①1（2分）②6NO2＋4CO(NH2)2＝7N2＋8H2O＋4CO2（2分）
⑵2NO(g)+O2(g) ＝ 2NO2(g) △H＝－113.0 kJ/mol（2分） ⑶NO－3e－＋2H2O＝NO3－＋4H+（2分）
⑷① c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) （2分） ② < （2分） ⑸Ⅲ（2分）；T1（1分）
【解析】
试题分析：（1）氧化—还原法消除氮氧化物的转化如下：
①标准状况下11.2L氧气的物质的量是0.5mol，则根据反应NO＋O3＝NO2＋O2可知生成11.2 L O2时，消耗NO是0.5mol。氮元素的化合价从＋2价升高到＋4价，失去2个电子，所以转移电子的物质的量是0.5mol×2＝1mol。
②反应Ⅱ中，当n(NO2)∶n[CO(NH2)2]＝3∶2时，根据原子守恒可知除了生成氮气外，还有CO2和水生成，所以反应的化学方程式是6NO2＋4CO(NH2)2＝7N2＋8H2O＋4CO2。
（2）已知：①NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g) △H＝－41.8 kJ·mol－1，②2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) △H＝－196.6 kJ·mol－1，则根据盖斯定律可知②—①×2即可得到NO和O2反应生成NO2的热化学方程式2NO(g)+O2(g) ＝ 2NO2(g) △H＝－113.0 kJ/mol。
（3）原电池中负极失去电子，发生氧化反应，因此NO在负极通入失去电子转化为硝酸根，电极反应式是NO－3e－＋2H2O＝NO3－＋4H+。
（4）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)；
①化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据方程式可知该反应平衡常数表达式为K＝c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2)。
②根据图像可知在投料比相同的条件下，升高温度CO2的转化率降低，这说明升高温度平衡向逆反应方向进行，所以正反应是放热反应，即该反应的ΔH<0。
（5）随着反应的进行CO逐渐被消耗，含量逐渐降低，当达到平衡状态以后CO的含量最低。由于正反应是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向进行，所以CO的含量又逐渐增大。根据图像可知I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中CO最高的是Ⅲ，最低的是Ⅱ，这说明温度由T1到T2时CO的含量降低，反应向正反应方向进行，即I一定没有达到平衡状态。温度由T2到T3时CO的含量升高，说明反应向逆反应方向进行，所以Ⅲ一定是平衡状态，而Ⅱ可能是平衡状态，所以一定达到化学平衡状态的是Ⅲ。温度低有利于CO的转化，所以若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是T1。
考点：考查氧化还原反应、盖斯定律、外界条件对平衡状态对影响和计算以及电极反应式等
5．(15分）(一）尿素又称碳酰胺，是含氮量最高的氮肥，工业上利用二氧化碳和氨气在一定条件下合成尿素。其反应分为如下两步：
第一步：2NH3(l)＋CO2(g) H2NCOONH4(氨基甲酸铵) (l) △H1= -330.0 kJ·mol－1
第二步：H2NCOONH4(l) H2O(l)＋H2NCONH2(l) △H2= + 226.3 kJ·mol－1
某实验小组模拟工业上合成尿素的条件，在一体积为0.5 m3 密闭容器中投入4 mol氨和1mol二氧化碳，实验测得反应中各组分的物质的量随时间的变化如下图所示：
①已知总反应的快慢由慢的一步决定，则合成尿素总反应的快慢由第 步反应决定。
②反应进行到10 min时测得CO2的物质的量如上图所示，则用CO2表示的第一步反应的速率v(CO2)＝ mol/(L·min)。
③当反应在一定条件下达到平衡，若在恒温、恒容下再充入一定量气体He，则CO(NH2)2(l)的质量_______(填“增加”、“减小”或“不变”)。
（二）氨是制备尿素的原料，氨气溶于水得到氨水，在25℃下，将a mol/L的氨水与b mol/L的硫酸以3∶2体积比混合反应后溶液呈中性。用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数为_________。此溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_________。
（三）氢气是合成氨的原料。“氢能”将是未来最理想的新能源。
（1）在25℃,101KPa条件下，1 g氢气完全燃烧生成液态水时放出142.9kJ热量，则表示氢气燃烧热的热化学方程式为 。
（2）氢气通常用生产水煤气的方法制得。其中C(s)+ H2O(g) CO(g)+H2(g)，在850℃时平衡常数K=1。若向1升的恒定密闭真空容器中同时加入x mol C和6.0mol H2O。
①当加热到850℃反应达到平衡的标志有______________ 。
A．容器内的压强不变
B．消耗水蒸气的物质的量与生成CO的物质的量相等
C．混合气的密度不变
D．单位时间有n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂
②x应满足的条件是 。
【答案】（15分，第（一）问①1分，其余每空2分）
（一）①二 ②1.5×10-4 ③不变
（二） c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＝c(OH-)
（三）（1）H2(g) +O2(g)＝H2O（l） △H＝-285.8 KJ/mol
（2）①AC ②x＞2
【解析】
试题分析：（一）①通过各组分的物质的量随时间变化关系图可知第二步反应较慢，总反应的反映速率由第二步决定；②V=0.50m3=500L，反应进行到10 min时测得CO2的物质的量是0.25mol，所以用CO2表示反应速率是V(CO2)=(1-0.25)mol÷500L÷10min=1. 5×10-4mol/(L min)；③当反应在一定条件下达到平衡，若在恒温、恒容下再充入一定量气体He，气体的浓度不变，则平衡不发生移动，CO(NH2)2(l)的质量不变；（二）氨是制备尿素的原料，氨气溶于水得到氨水，在25℃下，将a mol/L的氨水与b mol/L的硫酸以3∶2体积比混合反应后溶液呈中性。n(NH3)=3amol；n(H+)=4bmol；NH3+H+=NH4+；根据电荷守恒可得n(H+)+n(NH4+)=n(OH-)+2n(SO42-),由于混合反应后溶液呈中性所以n(H+)= n(OH-)。故n(NH4+)= 2n(SO42-)=2×2b=4bmol；c(NH4+)=4bmol则在溶液中用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数为K=[(4b÷5)mol/L ×10-7mol/L]÷[(3a-4b) ÷5 mol/L]=4b×10-7/(3 -4b)mol/L。此溶液中各离子浓度由大到小的顺序为c(NH4+)＞c(SO42-)＞c(H+)＝c(OH-)；（三）（1）在25℃,101KPa条件下，1 g氢气完全燃烧生成液态水时放出142.9kJ热量，则表示氢气燃烧热的热化学方程式为H2(g) +O2(g)＝H2O（l）△H＝-285.8 KJ/mol；（2）氢气通常用生产水煤气的方法制得。其中C(s)+ H2O(g) CO(g)+H2(g)，在850℃时平衡常数K=1。若向1升的恒定密闭真空容器中同时加入x mol C和6.0mol H2O。①A．由于该反应是反应前后气体体积不等的反应，若前后气体容器内的压强不变，则气体的物质的量不变，反应达到平衡，正确； B．在任何时刻都存在消耗水蒸气的物质的量与生成CO的物质的量相等 ，因此不能作为判断平衡的标志，错误；C．由于该反应是反应前后气体的质量改变的反应，若气体的混合气的密度不变，则反应处于平衡状态，正确；D．单位时间有2n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂，则反应处于平衡状态，现在单位时间有n个H—O键断裂的同时有n个H—H键断裂，反应未达到平衡状态，错误；②运用三段式处理。假设反应过程中H2O 改变的浓度是amol/L，则产生的CO、H2的浓度也是amol/L，平衡时H2O的浓度是（6-a）mol/L，K=c(CO)c(H2)÷c(H2O)=a2÷（6-a）=1,解得a=2,由于可逆反应反应物不能完全转化为生成物，所以x应满足的条件是x＞2。
考点：考查化学反应速率的计算、弱电解质电离平衡常数的计算、微粒浓度的大小比较、热化学方程式的书写、平衡状态的判断、物质的加入量的计算的知识。
6．（14）CO2是最重要温室气体,如何降低大气中CO2的含量及有效地开发利用CO2具有重大意义。
（1）科学家用H2和CO2生产甲醇燃料。为探究该反应原理，进行如下实验：某温度下，在容积为2 L的密闭容器中充入1 mol CO2和3.5 mol H2，在一定条件下反应，测得CO2、CH3OH(g)和H2O(g)的物质的量(n)随时间的变化关系如图所示。
①写出该反应的化学方程式_______________________计算从反应开始到3 min时，氢气的平均反应速率v(H2)＝____________________。
②下列措施中一定能使CO2的转化率增大的是___________________ 。（双选、填序号）
A.在原容器中再充入1 mol H2 B.在原容器中再充入1 mol CO2
C.缩小容器的容积 D.使用更有效的催化剂
（2）科学家还利用氢气在一定条件下与二氧化碳反应生成乙醇燃料，其热化学反应方程式为:
2CO2(g)＋6H2(g)CH3CH2OH(g)＋3H2O(g) ΔH＝a kJ·mol－1，
在一定压强下，测得该反应的实验数据如表所示。请根据表中数据回答下列问题。
①上述反应的a________0(填“大于”或“小于”)。
②恒温下，向反应体系中加入固体催化剂，则该反应的反应热a值____(填“增大”、“减小”或“不变”)。
在一定温度下，增大的值，CO2转化率_________，生成乙醇的物质的量________(填“增大”、“减小”、“不变”或“不能确定”)。
【答案】（1）① CO2＋3H2CH3OH ＋H2O 0．25 mol·L－1·min－1 ②A、C
（2）①小于；②不变；③增大，不能确定
【解析】
试题分析：（1）①根据质量守恒，反应方程式为CO2＋3H2CH3OH ＋H2O；从反应开始到3 min时，CO2消耗0.5mol，所以消耗氢气1.5mol， mol·L－1·min－1；②在原容器中再充入1 mol H2，平衡正向移动，CO2的转化率增大；原容器中再充入1 mol CO2，虽然平衡正向移动，但CO2的转化率减小；缩小容器的容积，平衡正向移动，CO2的转化率增大；使用更有效的催化剂，平衡不移动，CO2的转化率不变；（2）①随温度升高，CO2的转化率减小，说明平衡逆向移动，ΔH小于0；②反应热只与方程式的系数成正比，所以反应热不变；③增大的值，CO2转化率增大；生成4的物质的量与反应物的物质的量和转化率有关，所以增大的值，生成乙醇的物质的量不能确定。
考点：本题考查化学反应的速率和限度。
7．(14分)汽车作为一种现代交通工具正在进入千家万户，汽车尾气中含有CO、NOx等有毒气体，其污染问题也成为当今社会急需解决的问题。
（1）汽车发动机工作时会引发N2和O2反应，其能量变化示意图如图：
则该反应的热化学方程式为_____________________________。
（2）对汽车加装尾气净化装置，可使CO、NOx有毒气体相互反应转化为无毒气体。
2xCO＋2NOx == 2xCO2＋N2，当转移电子物质的量为0.4x mol时，该反应生成标准状况下的N2体积_____________________L。
（3）一氧化碳是一种用途相当广泛的化工基础原料。可以还原金属氧化物，还可以用来合成很多有机物如甲醇等。在压强为0.1 MPa条件下，将a mol CO与3a mol H2的混合气体在催化剂作用下反应生成甲醇： CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)；△H＝ -b kJ mol-1
①该反应的平衡常数表达式为_____________________________。
②若容器容积不变，下列措施可增加甲醇产率的是______________
A．升高温度 B．将CH3OH(g)从体系中分离
C．充入He，使体系总压强增大 D．再充入1 mol CO和3 mol H2
③经测定不同温度下该反应的平衡常数如下：
温度（℃） 250 300 350
K 2.041 0.270 0.012
若某时刻、250℃测得该反应的反应物与生成物的浓度为c(CO) ＝0.4 mol/L、c(H2)＝0.4 mol/L、c(CH3OH)＝0.8 mol·L-1, 则此时v正___________v逆(填＞、＜或＝)。
（4）甲醇是重要的基础化工原料，又是一种新型的燃料，最近有人制造了一种燃料电池，一个电极通入空气，另一个电极加入甲醇，电池的电解质是掺杂了Y2O3的ZrO2晶体，它在高温下能传导O2-离子。该电池的正极反应式为_____________________________。电池工作时，固体电解质里的O2-向_______极移动。
【答案】（每空2分 共14分）
（1）N2(g)+O2(g)=2NO(g)；△H=+183 kJ/moL （2）2.24L
（3）①K=
②BD ③ ＜
（4）O2+4e-=2O2- 负
【解析】
试题分析：（1）根据反应热=反应物的总键能-生成物的总键能，所以氮气与氧气反应的反应热△H=（945+498）kJ/mol-2×630kJ/mol=+183kJ/mol，所以该反应的热化学方程式为N2(g)+O2(g)=2NO(g)；△H=+183 kJ/moL；
（2）根据2xCO＋2NOx == 2xCO2＋N2，每生成1mol氮气，则转移电子的物质的量是4xmol，所以转移0.4xmol电子时，生成0.1mol氮气，标准状况下的体积是2.24L；
（3）①根据平衡常数的定义，该反应的平衡常数K=
②A、升高温度，平衡逆向移动，甲醇的产率降低，错误；B、将CH3OH(g)从体系中分离，则生成物的浓度减小，平衡正向移动，甲醇的产率增大，正确；C、充入He，使体系总压强增大，但各物质的浓度不变，所以平衡不移动，甲醇的产率不变，错误；D、再充入1 mol CO和3 mol H2，则反应物浓度增大，平衡正向移动，甲醇的产率增大，正确，答案选BD；
③250℃时，Qc==0.8/0.43=12.5>2.041，则反应逆向进行，所以V正
考点：考查热化学方程式的书写，化学平衡移动的判断，平衡常数的应用
8．（14分）由于温室效应和资源短缺等问题，如何降低大气中的CO2含量并加以开发利用，引起了各国的普遍重视。目前工业上有一种方法是用CO2生产燃料甲醇。一定条件下发生反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，如下图1表示该反应进行过程中能量(单位为kJ·mol－1)的变化。
（1）关于该反应的下列说法中，正确的是 。(填字母)
A．△H>0，△S>0 B．△H>0，△S<0
C．△H<0，△S<0 D．△H<0，△S>0
（2）容积一定，下列情况不能说明该反应一定达到平衡的是 。
A．混合气体的平均平均相对分子质量不变
B．混合气体的压强不变
C．单位时间内生成3mol H—H键，同时生成2 mol H—O键
D．混合气体中c (CO2) : c (H2) = 1 : 3
（3）温度降低，平衡常数K (填“增大”、“不变”或“减小”)。
（4）为探究反应原理，现进行如下实验：在体积为1L的恒容密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，测得CO2和CH3OH (g)的浓度随时间变化如图2所示。从反应开始到平衡，用H2浓度变化表示的平均反应速率v(H2)为 mol·L－1·min－1, CO2和H2的转化率比是 :
（5）下列措施中能使（4）题中n(CH3OH)/n(CO2)增大的 有 。(填字母)
A．升高温度
B．加入催化剂
C．将H2O(g)从体系中分离
D．充入He(g)，使体系总压强增大
E.再充入1molCO2和3molH2
（6）若在另一个密闭容器中充入1molCO2和3molH2，保持压强不变,并使初始体积与题中容器体积相等，且在相同的温度下进行反应，达到平衡时该容器中的CO2的体积百分数________（4）题中的CO2的体积百分数。(“>”或“<”或“=”，下同)
【答案】（1）C （2） D （3） 增大 （4）0.225 ； 1：1 （5） C E （6）<
【解析】
试题分析：（1）由图1可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，该反应为放热反应，△H<0，由方程式可知，该反应正反应是气体的物质的量减小的反应，正反应为熵减过程，△S<0，选C。
（2）A.混合气体的平均平均相对分子质量=m/n，该反应为物质的量减小的可逆反应，平均相对分子质量不变时，说明反应处于平衡状态，不选；B.混合气体的压强随反应的进行而减小，当压强不变时，说明反应处于平衡状态，不选,C.单位时间内生成3mol H—H键，表示V (逆)同时生成2 mol H—O键，表示V (正)，且速率之比等于化学计量数之比，不选；D.混合气体中c (CO2) : c (H2) = 1 : 3，浓度之比与平衡状态无关，所以选D；
（3）该反应正反应是放热反应，降低温度平衡向正反应移动，平衡常数增大；
（4）由图2可知，10min达平衡时甲醇的浓度变化量为0.75mol/L，所以v（CH3OH）=0.75、10=0.075mol/（L min），速率之比等于化学计量数之比，所以v（H2）=3v（CH3OH）=3×0.075mol/（L min）=0.225mol/（L min）；按系数比加入各反应物，各反应物的转化率相同，所以CO2 和氢气的转化率之比为1:1；
（5）A．升高温度，平衡向逆反应移动，n（CH3OH）/n（CO2）减小，错误；B．加入催化剂，平衡不移动，n（CH3OH）/n（CO2）不变，B错误；C．将H2O（g）从体系中分离，平衡向正反应移动，n（CH3OH）/n（CO2）增大，C正确；D．充入He（g），反应混合物的浓度不变，变化不移动，n（CH3OH）/n（CO2）不变，错误；E.再充入1molCO2和3molH2，相当于增大压强，平衡正向移动，n（CH3OH）/n（CO2）增大，选CE；
（6）（4）中是在恒容条件下建立平衡，该反应是气体分子数减少的可逆反应，随着反应的进行，气体分子数减少，压强降低，（6）中各物质的起始加入量与（4）相同，最初体积也相同，在等压条件下建立平衡，平衡后压强不变，将（4）建立的平衡增大压强可得（6）的平衡，而增大压强，平衡正向移动， CO2 的百分含量减小，所以达到平衡时该容器中的CO2的体积百分数小于（4）题中的CO2的体积百分数。
考点：考查化学反应中的能量转化，平衡状态的判断，化学反应速率剂转化率的计算等知识。
9．(14分)甲醇是一种重要的化工原料，在生产中有着重要的应用。工业上用甲烷氧化法合成甲醇的反应有：
(1)用CH4和02直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为 。
(2)某温度下，向4 L恒容密闭容器中通人6 mol C02和6mol CH4，发生反应(i)，平衡体系中各组分的体积分数均为，则此温度下该反应的平衡常数K= ，CH4的转化率为 。
(3)工业上可通过甲醇羰基化法制取甲酸甲酯，其反应的热化学方程式为：
，科研人员对该反应进行了研究，部分研究结果如下：
①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率”看，工业制取甲酸甲酯应选择的压强是 (填“3．5× 106 Pa” “4．O×106 Pa”或“5.0× 106 Pa”)。
②实际工业生产中采用的温度是80℃，其理由是 。
(4)直接甲醇燃料电池(简称DMFC)由于其结构简单、能量转化率高、对环境无污染，可作为常规能源的替代品而越来越受到关注。DMFC的工作原理如图所示：
①通入a气体的电极是电池的 (填“正”或“负”)极，其电极反应式为 .
②常温下，用此电池以惰性电极电解O．5 L饱和食盐水(足量)，若两极共生成气体1．12 L(已折算为标准状况下的体积)，则电解后溶液的pH为 (忽略溶液的体积变化)。
【答案】（1）2CH4（g）+02(g) 2CH3OH(g) △H＝-251.6 kJ/mol
（2）1 33.3%
（3）①4.0×106Pa。
②80℃时速率大且高于80℃时速率变化不明显，又因为升温化学平衡逆向移动，转化率降低。
（4）①甲醇、CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+
②13
【解析】
试题分析：（1）由盖斯定律知(i)×2+(ii)×2+(iii)得2CH4（g）+02(g) 2CH3OH(g) 其△H＝（+247.3kJ/mol）×2+（-90.1 kJ/mol）×2+（-566.0 kJ/mol）=-251.6 kJ/mol（2）利用三行式：设反应消耗CH4物质的量为n
CH4（g）+C02(g) 2CO(g)+2H2(g)
起始n/mol 6 6 0 0
变化n/mol n n 2n 2n
平衡n/mol 6-n 6-n 2n 2n
由题意得：2n/(12+2n)=1/4 解得n=2mol
K=(12×12)/(1×1)=1
CO转化率为(2/6)×100%=33.3%（3）①由图可知， 3．5× 106 Pa 到4．O×106 Pa 之间甲醇转化率提高最明显，且4.0×106Pa时甲醇转化率已经较高，故工业制取甲酸甲酯选择的压强为4.0×106Pa。②图像中80℃时速率大且高于80℃时速率变化不明显，又因为该反应为放热反应升温不利反应正向进行，所以实际采用的温度是80℃。（4）①由DMFC的工作原理图示，根据电子流动方向判断a为负极通入的为甲醇。电极反应方程式为：CH3OH-6e-+2H2O=CO2+6H+②惰性电极电解O．5 L饱和食盐水，两极共生成气体0.05mol即氢气、氯气各0.025mol由反应2Cl-+2H2O=Cl2↑+H2↑+2OH-可得C（OH-）=0.05mol/0.5L=0.1mol/L所以PH＝13
考点：理解盖斯定律，并能运用盖斯定律进行有关反应焓变的简单计算。了解化学平衡常数的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，认识并能用相关理论解释其一般规律。 了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。
点评：本题考查热化学方程式的书写及盖斯定律的应用、化学平衡常数的求算、利用影响化学反应速率与化学平衡的因素控制化学反应的进行，电化学方程式的书写有简单计算，考查对知识理解能力与综合运用能力。
10．（16分）实现反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，△H0，对减少温室气体排放和减缓燃料危机具有重要意义。
（1）已知：① 2CO(g)+O2(g)＝2CO2(g) △H1＝－566 kJ·mol－1
② 2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) △H2＝－484 kJ·mol－1
③ CH4(g)+2O2(g)＝CO2(g)+2H2O(g) △H3＝－802 kJ·mol－1
则△H0＝ kJ·mol－1
（2）在密闭容器中，通入2.5mol的CH4与2.5mol CO2，一定条件下发生反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，测得CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图。
据图可知，p1、p2、 p3、p4由大到小的顺序 。
（3）CO和H2还可以通过反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2 (g) 制取。
① 在恒温恒容下，若从反应物出发建立平衡，已达到平衡的是
A．体系压强不再变化 B．CO与H2的物质的量之比为1:1
C．混合气体的密度保持不变 D．每消耗1mol H2O(g)的同时生成1mol H2
② 恒温下，在2L的密闭容器中同时投入四种物质，10min时达到平衡，测得容器中有1mol H2O(g)、1mol CO(g)、2molH2(g)和2molC(s)，反应的平衡常数K= 。
若此时增大压强，平衡将向 (填“正”、“逆”)反应方向移动，t1min时达到新的平衡。
③ 请画出增大压强后10min～t1min时容器中H2物质的量n随时间变化的曲线图。
【答案】（1）+248 （３分，无“+”不扣分） ；
（2）P4> P3> P2> P1（3分）；
（3）① AC（４分,填一个对的给2分）;
② 1mol/L（2分,无单位不扣分）；逆（2分）
③
（2分，曲线右下端若连接到十字交叉点的不给分）
【解析】
试题分析：（1）由盖斯定律，③-②-①得反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) △H0：
故：△H0＝△H3－△H2－△H1＝－802 kJ mol－1＋484 kJ mol－1＋566 kJ mol－1＝＋248kJ mol－1。（2）①、由图像可知，相同条件下，p4、p3、p2、p1的CH4的转化率依次增大，又因为H4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)为气体分子数增加的反应，所以在温度不变的条件下，减压化学平衡正向移动，CH4的转化率增大，所以p4＞p3＞p2＞p1。（3） 通过反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)制取CO和H2：①A、因为反应在恒温恒容条件下反应，而反应为气体分子数增加的反应，若化学反应不平衡，压强会增大，若体系压强不变，则可说明达到了平衡状态；故A正确。B、反应开始加入C(s)和H2O(g)可知反应完全正向建立平衡，由化学方程式可知生成的CO和H2的物质的量是相等的，也就是说任意时刻H2与CO的物质的量之比总为1:1，所以当H2与CO的物质的量之比为1:1时不能确定是否达到平衡状态；故B错误。C、由方程式可知该反应为固体生成气体的反应，随着反应的进行，气体的质量增加，但体积不变，所以密度增大，当气体密度不变时，则说明反应达到了平衡状态；故C正确。D、消耗1mol H2O(g)表示的为正反应速率，生成1mol H2表示的仍为正反应速率，无法确定正反应速率与逆反应速率是否相等，所以无法确定是否达到平衡。故D错误。综上所述可以说明反应达到平衡的为AC。②、恒温下，在2L的密闭容器中同时投入四种物质，10min时达到平衡，测得容器中有1mol H2O(g)、1mol CO(g)、2molH2(g)和2molC(s)，可得各气体物质的平衡浓度分别为：c(H2O)=1/2mol/L、c(CO)=1/2mol/L、c(H2)=1mol/L，则该反应的平衡常数：K=c(CO)×c(H2)/c(H2O)=1mol/L若此时加压，平衡向着气体分子数减小的方向即逆反应方向移动；③、在第10分钟时氢气的物质的量为2mol，随着化学反应的逆向移动，氢气的物质的量逐渐减小。但由于可逆反应不能进行到底，再次达平衡时氢气的物质的量应大于1mol。故图像为
考点：能正确书写热化学方程式，能根据盖斯定律进行有关反应热的简单计算。理解化学平衡和化学平衡常数的含义，能用化学平衡常数进行简单计算。理解浓度、温度、压强、催化剂等对化学平衡影响的一般规律。
点评：本题考查盖斯定律的计算、化学平衡状态的判断、化学平衡常数K的计算、化学平衡移动方向的判断等知识点。可逆反应在一定条件下是否达到平衡状态可从两个方面进行判断：一、是根据化学平衡状态的本质特征——正反应速率与逆反应速率相等（υ正＝υ逆）；二、是根据化学平衡状态的宏观表现——各组分的浓度（及与浓度相关的一些物理量如颜色、压强等）保持不变。
11．【化学——选修2：化学与技术】
I、污水经过一级、二级处理后，还含有少量Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子，可加入沉淀剂使其沉淀。下列物质不能作为沉淀剂的是（ ）
A．氨水 B．硫化氢气体 C．硫酸钠溶液 D．纯碱溶液
II、合成氨的流程示意图如下：
回答下列问题：
（1）工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的，通常使用的两种分离方法是 ， ；氢气的来源是水和碳氢化合物，写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学反应方程式 ；
（2）设备A中含有电加热器、触煤和热交换器，设备A的名称 ，其中发生的化学反应方程式为 ；
（3）设备B的名称 ，其中m和n是两个通水口，入水口是 （填“m”或“n”）。不宜从相反方向通水的原因 ；
（4）设备C的作用 ；
（5）在原料气制备过程中混有CO对催化剂有毒害作用，欲除去原料气中的CO，可通过如下反应来实现：CO(g)+H2O(g)CO2 (g)+ H2 (g)，已知1000K时该反应的平衡常数K=0.627，若要使CO的转化超过90%，则起始物中c(H2O)：c(CO)不低于 。
【答案】Ⅰ、AC （2分） Ⅱ、（1） 液化、分馏或蒸馏 ； （1分） 与碳反应除去O2 （1分）
CH4＋H2OCO＋3H2 （1分） C＋H2OCO＋H2（1分） （2） 合成塔 （1分）
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)（1分） （3）冷却塔 （1分） n （1分）
高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好。（2分）
（4）将液氨与未反应的原料气分离。 （1分） （5）13.8 （2分）
【解析】
试题分析：I、A．氨水能与铜离子形成络合物，不能作为沉淀剂，A正确；B．硫化氢气体能与三种金属阳离子反应生成沉淀，作为沉淀剂，B错误；C．硫酸钠与铜离子不能形成沉淀 作为沉淀剂，C正确；D．纯碱溶液能与三种金属阳离子反应生成沉淀，作为沉淀剂，D错误，答案选AC。
II、（1）从空气中分离出来氮气通常使用的两种分离方法是液化、分馏或蒸馏，其次利用与碳反应除去O2以获得氮气；高温下煤和天然气能与水蒸气反应生成氢气，则制取氢气的化学反应方程式为CH4＋H2OCO＋3H2、C＋H2OCO＋H2；
（2）设备A的名称是合成塔，其中发生的化学反应方程式为N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)；
（3）设备B的名称冷却塔，由于逆向冷却效果好，即高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好，所以入水口是n。
（4）设备C是分离器，所以其作用是将液氨与未反应的原料气分离，从而提高原料的利用率；
（5）设起始物中c(H2O)：c(CO)＝x，假设水蒸气是xmol，CO是1mol，则消耗CO是0.9mol，水蒸气也是0.9mol，生成CO2和氢气均是0.9mol。由于反应前后体积不变，因此可以用物质的量表示浓度计算平衡常数，即，解得x＝13.8。
考点：考查化学与技术模块的分析与应用
12．（15分）甲醇是一种可再生能源，又是一种重要的化工原料，具有开发和应用的广阔前景。工业上可用如下方法合成甲醇：
方法一 CO(g) +2H2(g) CH3OH(g)
方法二 CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) H2O(g)
（1）已知：① 2CH3OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 4H2O(g) △H=－1275.6 kJ mol-1
② 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) △H=－566.0 kJ mol-1
③ H2O(l) = H2O(g) △H = + 44.0 kJ mol-1
则甲醇不完全燃烧生成CO和液态水的热化学反应方程式为 。
（2）方法一生产甲醇是目前工业上常用的方法。在一定温度下，向2L密闭容器中充入1molCO和2molH2，发生上述反应，5分钟反应达平衡，此时CO的转化率为80%。请回答下列问题：
①前5分钟内甲醇的平均反应速率为 ；已知该反应在低温下能自发进行，则反应的
△H为 （填“＞”、“＜”或 “=”）0。
②在该温度下反应的平衡常数K= 。
③某时刻向该平衡体系中加入CO、H2、CH3OH各0.2mol后，将使ν正 ν逆（填“>”“=”“<”）。
（3）全钒液流储能电池是利用不同价态离子对的氧化还原反应来实现化学能和电能相互转化的装置，其原理如下图所示。
①当左槽溶液逐渐由黄变蓝，其电极反应式为 。
②充电过程中，右槽溶液颜色变化是 。
③若用甲醇燃料电池作为电源对其充电时，若消耗甲醇4.8g时，电路中转移的电量的为 （法拉第常数F=9.65×l04C · mol-1)。
【答案】（1）CH3OH(l) + O2(g)＝CO(g) + 2H2O(l) △H＝－442.8kJ mol-1 （2分）
（2）①0.08mol/(L min) （2分） ＜（2分） ②100（2分） ③ ＞（2分）
（3）①VO2＋—e—＋2H＋＝VO2＋＋H2O （2分）
②由绿色变为紫色（1分） ③8.685×104C（2分）
【解析】
试题分析：（1）已知：① 2CH3OH(l) + 3O2(g)2CO2(g) + 4H2O(g) △H＝－1275.6 kJ mol-1，② 2CO(g) + O2(g)2CO2(g) △H＝－566.0 kJ mol-1，③H2O(l)＝H2O(g) △H = + 44.0 kJ mol-1，则根据盖斯定律可知（①—②—③×4）÷2即得到甲醇不完全燃烧生成CO和液态水的热化学反应方程式CH3OH(l) + O2(g)＝CO(g) + 2H2O(l) △H＝－442.8kJ mol-1。
（2）①5分钟反应达平衡，此时CO的转化率为80%，则消耗CO是0.8mol，根据方程式CO(g) +2H2(g)CH3OH(g)可知生成甲醇是0.8mol，浓度是0.4mol/L，因此前5分钟内甲醇的平均反应速率为0.4mol/L÷5min＝0.08mol/(L min)；已知该反应在低温下能自发进行，由于正方应是体积减小的，即△S＜0，则根据△G＝△H—T·△S可知，该反应为放热反应，即△H＜0。
②消耗CO是0.8mol，则平衡时氢气和CO的物质的量分别是0.4mol和0.2mol，浓度分别是0.2mol/L和0.1mol/L，化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，则在该温度下反应的平衡常数K＝。
③某时刻向该平衡体系中加入CO、H2、CH3OH各0.2mol后，瞬间CO、氢气和甲醇的浓度分别变为0.2mol/L、0.3mol/L、0.5mol/L，则此时浓度商＝＜100，因此平衡向正反应方向进行，所以将使ν正＞ν逆。
（3）①当左槽溶液逐渐由黄变蓝，说明VO2＋转化为VO2＋，即V元素的化合价从+3价升高到+4价，则其电极反应式为VO2＋—e—＋2H＋＝VO2＋＋H2O。
②充电过程中，右槽中电极与电源负极相连，作阴极V3＋得到电子转化为V2＋，因此溶液颜色变化是由绿色变为紫色。
③4.8g甲醇的物质的量是4.8g÷32g/mol＝0.15mol，在反应中失去0.15mol×6＝0.9mol电子，所以电路中转移的电量的为9.65×l04C·mol-1×0.9mol＝8.685×104C。
考点：考查盖斯定律的应用、平衡状态计算、反应自发性以及电化学原理的应用
13．根据下列有关图象，说法正确的是
A．由图Ⅰ知，反应在T1、T3处达到平衡，且该反应的△H＜0
B．由图Ⅱ知，反应在t6时，NH3体积分数最大
C．由图Ⅱ知，t3时采取降低反应温度的措施
D．图Ⅲ在10L容器、850℃时反应，由图知，到4min时，反应放出51.6kJ的热量
【答案】D
【解析】
试题分析：A、反应在T2达到平衡，温度升高Z的体积分数减小，说明反应向逆向移动，正反应为放热反应，不选A；B、根据图像分析，从t3之后平衡向逆向移动，氨气的体积分数减小，所以反应在t1-t3氨气的体积分数最大，不选B；C、t3速率都减小，且平衡逆向移动，说明是采取了减压条件，不选C；D、反应物的浓度减少了0.12mol/L，所以反应了1.2摩尔反应物反应放热为43×1.2=51.6kJ，选D。
考点：图像分析，平衡移动的图像。
14．【化学—选修2：化学与技术】（15分）
I、污水经过一级、二级处理后，还含有少量Cu2+、Hg2+、Pb2+等重金属离子，可加入沉淀剂使其沉淀。下列物质不能作为沉淀剂的是
A．氨水 B．硫化氢气体 C．硫酸钠溶液 D．纯碱溶液
II、合成氨的流程示意图如下：
回答下列问题：
（1）工业合成氨的原料是氮气和氢气。氮气是从空气中分离出来的，通常使用的两种分离方法是 ， ；氢气的来源是水和碳氢化合物，写出分别采用煤和天然气为原料制取氢气的化学反应方程式 ， ；
（2）设备A中含有电加热器、触煤和热交换器，设备A的名称 ，其中发生的化学反应方程式为 ；
（3）设备B的名称 ，其中m和n是两个通水口，入水口是 （填“m”或“n”）。不宜从相反方向通水的原因 ；
（4）设备C的作用 ；
（5）在原料气制备过程中混有CO对催化剂有毒害作用，欲除去原料气中的CO，可通过如下反应来实现：CO(g)+H2O(g)CO2 (g)+ H2 (g)，已知1000K时该反应的平衡常数K=0.627，若要使CO的转化超过90%，则起始物中c(H2O)：c(CO)不低于 。
【答案】（15分）Ⅰ、AC （2分） Ⅱ、（1） 液化、分馏 ； （1分） 与碳反应除去O2 （1分）
C＋H2OH2＋CO（1分）；CH4＋H2O3H2＋CO （1分）
（2） 合成塔 （1分）（1分）
（3）冷却塔（1分）；n（1分）；高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好。（2分） （4）将液氨与未反应的原料气分离。 （1分） （5）13.8 （2分）
【解析】
试题分析：I、A．氨水能与铜离子形成络合物，不能形成沉淀，即氨气不能作为沉淀剂；B．硫化氢气体与三种金属阳离子均反应生成沉淀，可以作为沉淀剂；C．硫酸钠溶液与铜离子不能产生沉淀，不能作为沉淀剂；D．纯碱溶液与三种金属阳离子均产生碳酸盐沉淀，可以作为沉淀剂，答案选AC。
II、（1）由于氮气的沸点低，且空气中含有氧气，所以从空气中分离出氮气通常使用的两种分离方法是液化、分馏和与碳反应除去O2；氢气的来源是水和碳氢化合物，高温下碳与水蒸气反应生成氢气和CO，甲烷在一定条件下也能与水蒸气反应生成氢气和CO，反应的化学方程式分别是C＋H2OH2＋CO、CH4＋H2O3H2＋CO。
（2）根据装置可知设备A的名称合成塔，其中发生的化学反应方程式为N2＋3H22NH3。
（3）设备B的名称冷却塔，由于高温气体由冷却塔的上端进入，冷却水从下端进入，逆向冷却效果好，所以入水口是n。
（4）设备C是分离器，及时把将液氨与未反应的原料气分离，有利于平衡向正反应方向进行，提高原料利用率。
（5）设起始物中c(H2O)与c(CO)分别是x与y，则消耗CO是0.9y，生成CO2和氢气均都是0.9y，则根据平衡常数K可知，解得x：y＝13.8，即起始物中c(H2O)：c(CO)不低于13.8。
考点：考查化学与技术模块的分析与由于
15．18.（12分）甲醇可通过将煤的气化过程中生成的CO 和H2在一定条件下发生如下反应制得：CO(g) + 2H2(g)＝CH3OH(g)
请根据下图回答下列问题：
(1)从反应开始到平衡，用CO浓度变化表示平均反应速率v(CO)＝____mol / (L·min)。
(2)写出该反应的热化学方程式_____________________________________________________
(3)恒容条件下，下列措施中能使 n(CO) /n(CH3OH)增大的有 。
A.升高温度 B.充入He气
C.再充入1 mol CO和2 mol H2 D.使用催化剂
(4)若在温度和容积相同的三个密闭容器中，按不同方式投入反应物，测得反应达到平衡时的有关数据如下表：
容器 反应物投入的量 反应物的转化率 CH3OH的浓度 能量变化（Q1、Q2、Q3均大于0）
甲 1 mol CO和2 mol H2 a1 c1 放出Q1kJ热量
乙 1 mol CH3OH a2 c2 吸收Q2kJ热量
丙 2mol CO和4 mol H2 a3 c3 放出Q3kJ热量
则下列关系正确的是：
A. c1＝c2
B.2Q1＝Q3
C.2a1＝a3
D.a1+ a3＝1
E.该反应若生成1 mol CH3OH，则放出（Q1+ Q2）kJ热量
(5)若在一体积可变的密闭容器中充入1 mol CO、2 mol H2和1 mol CH3OH，达到平衡时测得混合气体的密度是同温同压下起始的1.6倍，则该反应向 （填“正”、“逆”）反应方向移动，理由是由质量守恒，密度为原来的1.6倍，所以体积缩小，平衡正移。
【答案】（1）0.075mol/（L min）；
（2）CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=-91 kJ/mol；
（3）C
（4）AE
（5）正
【解析】
试题分析：（1）由图I可知，反应中CO浓度的变化为：1.00-0.25=0.75mol L-1，则v（CO）==0.075mol/（L min），（2）反应物的总能量为419kJ，生成物的总能量为510kJ，则该反应为放热反应，放出的热量为419kJ-510kJ=91kJ，热化学方程式为CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=-91 kJ/mol，：（3）恒容条件下，下列措施中能使n(CO) /n(CH3OH)增大，则平衡正移；已知该反应的正方向为放热反应，升高温度，平衡逆移；充入He气，容器的体积不变，各反应物的浓度不变，平衡不移动；再充入1molCO和2molH2，与原来加入了的量等比例，平衡时比原来的平衡的压强增大，平衡正移；使用催化剂，同等程度的改变正逆反应速率，平衡不移动；（4）A项甲乙为等效平衡，则有c1=c2故A正确；B项丙的起始量为乙的2倍，而该反应为体积减小的反应，所以达到平衡时丙参加反应的CH3OH的物质的量小于乙的2倍，所以吸收的热量也小于乙的2倍，故有Q3＜2Q2； C项甲乙为等效平衡，但它们起始的方向正好相反，所以有α1+α2=1；甲、乙处于相同的平衡状态，则α1+α2=1，丙的起始量为乙的2倍，而该反应为体积减小的反应，所以达到平衡时丙参加反应的CH3OH的物质的量小于乙的2倍，所以α2＞α3。E项甲乙为等效平衡，但它们起始的方向正好相反，所以有α1+α2=1，则反应CO（g）+2H2（g） CH3OH（g）中生成1mol CH3OH放出的热量为（Q1+Q2）kJ；（5）由质量守恒，密度为原来的1.6倍，所以体积缩小，平衡正移。
考点：化学反应速率与化学平衡
点评：本题稍有难度，要把化学平衡相关知识熟练掌握，本题综合性很强，高考题型。
16．（17分）工业上用NH3和CO2反应合成尿素：
2NH3（g）+ CO2（g）CO(NH2)2（g）+ H2O（g） △H1 = -536.1 kJ·mol－1
（1）此反应的平衡常数表达式K= 。升高温度，K值 （填增大、减小或不变）。
（2）其他条件不变，下列方法能同时提高化学反应速率和尿素产率的是 。
A．通入氦气 B．缩小体积
C．加入催化剂 D．除去体系中的水蒸气
（3）尿素可用于处理汽车尾气。CO(NH2)2（g）与尾气中NO反应生成CO2、N2、H2O（g）排出。又知：4NH3（g）+ 6NO（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g） △H2 = -1806.4 kJ·mol－1，写出CO(NH2)2（g）与NO反应的热化学方程式 。
某小组模拟工业合成尿素，探究起始反应物的氨碳比[n（NH3）/n（CO2）]对尿素合成的影响。在恒温下1L容器中，将总物质的量为3mol的NH3和CO2以不同的氨碳比进行反应，实验测得平衡体系中各组分的变化如图所示。回答问题：
（4）若a、b线分别表示NH3或CO2转化率的变化，其中表示NH3转化率的是 （填a或b）线。
（5）若a、b线分别表示NH3或CO2转化率的变化，c线表示平衡体系中尿素体积分数的变化，求M点对应的y值（写出计算过程，结果精确到0.1）。
【答案】（1） (2分) 减小（2分）
（2）B (2分)
（3）2CO(NH2)2(g) + 6NO(g) = 2CO2(g) + 5N2(g) +４H2O(g) △H = -734.2 kJ/mol
（4）b (2分)
（5）由图可知，此时氨气的转化率为80% （1分）
2NH3(g) + CO2(g) CO(NH2)2(g) + H2O(g)
起始浓度/mol.L-1 2 1 0 0
变化浓度/mol.L-1 1.6 0.8 0.8 0.8
平衡浓度/mol.L-1 0.4 0.2 0.8 0.8 （2分）
平衡CO(NH2)2的体积分数 = 0.8/(0.4+0.2+0.8+0.8) =0.364=36.4% （1分），则（答）y =36.4 （1分）（注：有效数字和单位运用同时错误扣1分）
【解析】
试题分析：（1）根据题给反应方程式写出该反应的平衡常数表达式，见答案；该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，K值减小；（2）A、其他条件不变，通入氦气 ，化学反应速率不变，平衡不移动，尿素的产率不变，错误； B、缩小体积化学反应速率加快，平衡正向移动，尿素的产率提高，正确； C、加入催化剂，平衡不移动，尿素的产率不变，错误；D、除去体系中的水蒸气化学反应速率瞬时不变，再达平衡时速率减小，错误，选B；（3）已知：①2NH3（g）+ CO2（g）
CO(NH2)2（g）+ H2O（g） △H1 = -536.1 kJ·mol－1，②4NH3（g）+ 6NO（g）= 5N2（g）+ 6H2O（g） △H2 = -1806.4 kJ·mol－1，根据盖斯定律：②—①×2得CO(NH2)2（g）与NO反应的热化学方程式2CO(NH2)2(g) + 6NO(g) = 2CO2(g) + 5N2(g) +４H2O(g) △H = -734.2 kJ/mol；（4）随着n（NH3）/n（CO2）的增大，氨气的转化率逐渐减小，二氧化碳的转化率逐渐增大，尿素的产率逐渐增大，结合图像分析，表示NH3转化率的是b；（5）利用三行式结合题给数据进行计算，见答案。
考点：考查化学反应速率、化学平衡，热化学方程式的书写、盖斯定律及分析图像解决问题的能力。
17．液氨常用作制冷剂，回答下列问题
（1）一定条件下在密闭容器中发生反应：
a．NH4I(s) NH3(g) + HI(g) b．2HI(g) H2(g) + I2(g)
① 写出反应a的平衡常数表达式
② 达到平衡后，扩大容器体积，反应b的移动方向 （填“正向”、“逆向”或“不移动”），达到新的平衡时容器内颜色将怎样变化 （填“加深”、“变浅”或“不变”）
（2）工业上合成氨的反应：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.60 kJ·mol－1
下列说法能说明上述反应向正反应方向进行的是________ (填序号)。
a.单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2
b.单位时间内生成6n mol N—H键的同时生成2n mol H—H键
c.用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1∶3∶2
d.混合气体的平均摩尔质量增大
e.容器内的气体密度不变
（3）已知合成氨反应在某温度下2 L的密闭容器中进行N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＝－92.60 kJ·mol－1，测得如下数据：
时间(h)物质的量(mol) 0 1 2 3 4
N2 1.50 n1 1.20 n3 1.00
H2 4.50 4.20 3.60 n4 3.00
NH3 0 0.20 n2 1.00 1.00
根据表中数据计算：
①反应进行到2 h时放出的热量为________ kJ。
②0～1 h内N2的平均反应速率为________ mol·L－1·h－1。
③此温度下该反应的化学平衡常数K＝________(保留两位小数)。
④反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00 mol，化学平衡将向________方向移动(填“正反应”或“逆反应”)。
（4）肼（N2H4）的性质类似于NH3，极易溶于水，与水反应生成一种二元弱碱在溶液中分步电离，请用离子反应方程式表示其水溶液显碱性的原因 。
【答案】（1）① k＝[NH3] [HI] (2分 ) ② 正向 (2分 ) 变浅(2分 ) （2） bd (2分 )
（3）①27.78 (2分 ) ②0.05 (2分 ) ③0.15 (2分 ) ④正反应(2分 )
（4）N2H4·2H2O [N2H5·H2O]+ + OH－ (2分 )
【解析】
试题分析：（1）①化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据方程式可知出反应a的平衡常数表达式K＝[NH3] [HI] 。
②达到平衡后，扩大容器体积，压强减小，则a反应向正反应方向进行，所以碘化氢的浓度增大，则b反应向正反应方向进行，达到新的平衡时碘的浓度增大，但仍然比原来小，所以容器内颜色将变浅。
（2）a.单位时间内生成2n mol NH3的同时生成3n mol H2，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，a错误；b.单位时间内生成6n mol N—H键的同时生成2n mol H—H键，说明正反应速率大于逆反应速率，所以平衡向正反应方向进行，b正确；c.反应速率之比等于相应的化学计量数之比，因此用N2、H2、NH3的物质的量浓度变化表示的反应速率之比为1∶3∶2时不能说明反应向正反应方向进行，c错误；d.混合气体的平均摩尔质量增大，反应前后气体质量不变，说明混合气体的物质的量减小，因此反应向正反应方向进行，d正确；e. 密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以容器内的气体密度始终不变，e错误，答案选bd。
（3）①根据表中数据可知反应进行到2h时消耗氮气是1.5mol—1.2mol＝0.3mol，所以放出的热量为92.60kJ/mol×0.3mol＝27.78kJ。
②0～1 h内消耗氢气是4.50mol—4.20mol＝0.3mol，则根据方程式可知消耗氮气是0.1mol，浓度是0.1mol÷2L＝0.05mol/L，所以0～1 h内N2的平均反应速率为0.05mol/L÷1h＝0.05mol·L－1·h－1。
③平衡时氮气、氢气和氨气的物质的量分别是1mol、3mol、1mol，浓度分别是0.5mol/L、1.5mol/L、0.5mol/L，因此此温度下该反应的化学平衡常数K＝。
④反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N2、H2和NH3各1.00 mol，此时氮气、氢气和氨气的浓度分别是1mol/L、2mol/L、1mol/L，则浓度熵是＜0.15，所以化学平衡将向正反应方向移动。
（4）肼（N2H4）的性质类似于NH3，极易溶于水，与水反应生成一种二元弱碱在溶液中分步电离，则根据一水合氨的电离方程式可知其电离方程式为N2H4·2H2O [N2H5·H2O]+ + OH－。
考点：考查平衡常数、外界条件对平衡状态的影响以及电离方程式等
18．(10分)碳、氮和铝的单质及其化合物在工农业生产和生活中有重要作用。
（1）真空碳热还原氯化法可实现由铝矿制备金属铝，其相关的热化学方程式如下：
①2Al2O3(s)+ 2AlCl3(g)+ 6C(s)＝6AlCl(g)+ 6CO(g) △H＝a kJ mol-1
②3AlCl(g)＝ 2Al(l)+ AlCl3(g) △H＝b kJ mol-1
反应Al2O3(s)+ 3C(s)＝2Al(l)+ 3CO(g)的△H＝ kJ mol-1（用含a、b的代数式表示）。
（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中加入一定量的活性炭和NO，发生反应C(s)+ 2NO(g) N2(g)+ CO2(g) △H=Q kJ mol-1。在T1℃时，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如下：
时间(min）浓度(mol/L) 0 10 20 30 40 50
NO 1.00 0.68 0.50 0.50 0.60 0.60
N2 0 0.16 0.25 0.25 0.30 0.30
CO2 0 0.16 0.25 0.25 0.30 0.30
①T1℃时，该反应的平衡常数K=
②30min后，只改变某一条件，反应重新达到平衡，根据上表中的数据判断改变的条件可能是 （填字母编号）
a．通入一定量的NO b．加入一定量的活性炭
c．加入合适的催化剂 d．适当缩小容器的体积
③若30min后升高温度至T2℃，达到平衡时，容器中NO、N2、CO2的浓度之比为3：1：1，则Q 0（填“＞”或“＜”）。
④在恒容绝热条件下，能判断该反应一定达到化学平衡状态的依据是
a．单位时间内生成2nmolNO(g)的同时消耗nmolCO2(g)
b．反应体系的温度不再发生改变
c．混合气体的密度不再发生改变
【答案】（1）
（2）① 0.25 ② a d ③ ＜ ④ b c
【解析】
试题分析：（1）根据盖斯定律，△H＝①＋②=；（2）①根据表格数据，20min、40min反应分别达到平衡状态，==0.25；②30min ~ 40min各物质的浓度均增大，所以改变的条件为通入一定量的NO 、适当缩小容器的体积。③30min NO、N2、CO2的浓度之比为2：1：1，升高温度NO、N2、CO2的浓度之比变为3：1：1，所以平衡逆向移动，故该反应放热，Q<0；④单位时间内生成2nmolNO(g)的同时消耗nmolCO2(g)，都指V（逆），故A错误；温度为反应过程的变量，温度不再发生改变说明达到平衡，故B正确；，反应过程中气体质量变化，所以密度为反应过程的变量，混合气体的密度不再发生改变达到平衡状态。
考点：本题考查化学平衡。
19．15分）运用化学反应原理研究氮、硫等单质及其化合物的反应有重要意义
（1）硫酸生产过程中2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，平衡混合体系中SO3 的百分含量和温度的关系如右图所示，根据下图回答下列问题：
①2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的△H__________0（填“>”或“<”），
②一定条件下，将SO2与O2以体积比2:1置于一体积不变的密闭容器中发生以上反应，能说明该反应已达到平衡的是 。
a．体系的密度不发生变化
b．SO2与SO3的体积比保持不变
c．体系中硫元素的质量百分含量不再变化
d．单位时间内转移4 mol 电子，同时消耗2 mol SO3
e．容器内的气体分子总数不再变化
（2）一定的条件下，合成氨反应为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)。图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时N2的物质的量随时间的变化曲线。图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响。
①该反应的平衡常数表达式为 ，升高温度，平衡常数 （填“增大”或“减小”或“不变”）。
②由图2信息，计算0~10min内该反应的平均速率v(H2)= ，从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，则n(N2)的变化曲线为 (填“a”或“b”或“c”或“d”)
③图3 a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是 点，温度T1 T2（填“>”或“=”或“<”）
（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，所得溶液呈 性，所得溶液中c（H+）－c（OH－）= （填写表达式）（已知：H2SO3：Ka1=1.7×10－2，Ka2=6.0×10－8，NH3·H2O：Kb=1.8×10－5）
【答案】（15分）
（1）①<（2分） ② be（2分）
（2）①k=c2(NH3)/（c(N2)×c3(H2)） （1分） 减小（1分）
②0.045mol/(L·min) （2分） d（2分）
③c（1分） <（1分）
（3）酸性（1分）
c(HSO3－) + 2c(SO32－)—c(NH4+)或c(SO32－) + c(NH3·H2O)—c(H2SO3)（2分）
【解析】
试题分析：（1）①温度升高，三氧化硫的含量降低，说明温度升高，平衡逆向移动，则正反应是放热反应，所以△H<0；
②a．因为容器的体积不变，气体的总质量不变，所以体系的密度一直不变，所以气体密度不变的状态不能判断为平衡状态，错误；b．SO2与SO3的体积比保持不变时为平衡状态，符合化学平衡中“定”的特征，正确；c．根据质量守恒定律，气体的总质量不变，S元素的质量不变，则体系中硫元素的质量百分含量一直不变，所以不能判断为平衡状态，错误；d．单位时间内转移4 mol 电子不能说明反应进行的方向，所以不是平衡状态，错误；e．该反应是气体的物质的量发生改变的可逆反应，当容器内的气体分子总数不再变化说明反应达到平衡状态，正确，答案选be；
（2）①氮气与氢气反应生成氨气，反应物的总能量大于生成物的总能量，所以该反应是放热反应。根据化学方程式及平衡常数的定义，该反应的平衡常数表达式为K=c2(NH3)/（c(N2)×c3(H2)）；因为该反应是放热反应，所以温度升高，平衡逆向移动，则平衡常数减小；
②由图2信息， 0~10min内氮气的物质的量减少0.6-0.3=0.3mol，则氢气的物质的量减少3×0.3mol=0.9mol，该反应的平均速率v(H2)=0.9mol/2L/10min=0.045mol/(L·min)；从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，氮气的物质的量瞬间不变，但压强增大，平衡正向移动，氮气的物质的量减小，所以则n(N2)的变化曲线为d；
③图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响，增大氢气的浓度，则会增大氮气的转化率，而氢气的转化率降低，所以 a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是c点；氢气的量相同时，温度升高，平衡逆向移动，氨气的含量减少，所以下方的曲线表示的温度高，则T1
考点：考查化学反应与能量的关系，化学平衡的移动的判断，平衡常数的表达，对图像的分析，溶液中离子浓度的关系判断
20．(15分)氮的氢化物NH3、N2H4等在工农业生产、航空航天等领域有广泛应用。
（1）已知25℃时，几种难溶电解质的溶度积如下表所示：
氢氧化物 Cu(OH)2 Fe(OH)3 Fe(OH)2 Mg(OH)2
Ksp 2.2×10-20 4.0×10-38 8.0×10-16 1.8×10-11
向Cu2+、Mg2+、Fe3+、Fe2+浓度都为0.01mol·L-1的溶液中缓慢滴加稀氨水，产生沉淀的先后顺序为 （用化学式表示）。
（2）实验室制备氨气的化学方程式为 。
工业上，制备肼（N2H4）的方法之一是用次氯酸钠溶液在碱性条件下与氨气反应。以石墨为电极，将该反应设计成原电池，该电池的负极反应为 。
（3）在3 L密闭容器中，起始投入4 mol N2和9 mol H2在一定条件下合成氨，平衡时仅改变温度测得的数据如表所示：
温度(K) 平衡时NH3的物质的量(mol)
T1 2.4
T2 2.0
已知：破坏1 mol N2(g)和3 mol H2(g)中的化学键消耗的总能量小于破坏2 mol NH3(g)中的化学键消耗的能量。
①则T1 T2（填“>”、“<”或“=”）。
②在T2 K下，经过10min达到化学平衡状态，则0～10min内H2的平均速率v(H2)= ，平衡时N2的转化率α（N2）= 。若再增加氢气浓度，该反应的平衡常数将 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
③下列图像分别代表焓变（△H）、混合气体平均相对分子质量（）、N2体积分数φ（N2）和气体密度（ρ）与反应时间关系，其中正确且能表明该可逆反应达到平衡状态的是 。
【答案】（1）Fe（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Mg（OH）2（2分，顺序不正确不得分）
（2）2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O（2分，未标加热或气体符号或未配平扣1分）
2NH3+2OH －2e ＝N2H4+2H2O（2分）
（3）①＜（2分） ②0.1 mol L-1 min-1 （2分） 25%（2分）不变（1分） ③BC（2分）
【解析】
试题分析：（1）溶度积常数越小，越溶液产生沉淀，根据溶度积常数大小可知产生沉淀的先后顺序是Fe（OH）3、Cu（OH）2、Fe（OH）2、Mg（OH）2。
（2）实验室利用熟石灰与氯化铵加热制备氨气，反应的化学方程式为2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2+2NH3↑+2H2O；原电池中负极失去电子发生氧化反应，因此氨气在负极通入，失去电子转化为肼，所以该电池的负极反应为2NH3+2OH －2e ＝N2H4+2H2O。
（3）①已知破坏1 mol N2(g)和3 mol H2(g)中的化学键消耗的总能量小于破坏2 mol NH3(g)中的化学键消耗的能量，这说明该反应是放热反应。根据表中数据可知T1时生成的氨气多，温度低有利于氨气的生成，所以T1＜T2。
②平衡时氨气的物质的量是2mol，则根据方程式N2＋3H22NH3可知消耗氢气的物质的量是3mol，浓度是1mol/L，所以0～10min内H2的平均速率v(H2)＝1mol/L÷10min＝0.1 mol L-1 min-1 ；消耗氮气的物质的量是1mol，所以氮气的转化率是；平衡常数只与温度有关系，因此若再增加氢气浓度，该反应的平衡常数将不变。
③在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。A、对于具体的化学方程式反应热是不变，因此反应热不变不能表明该可逆反应达到平衡状态，A错误；B、混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以当平均相对分子质量不再发生变化时，能表明该可逆反应达到平衡状态，B正确；C、当氮气含量不再发生变化时，可以说明反应达到平衡状态，C正确；D、密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，即密度始终是不变，D错误，答案选BC。
考点：考查溶度积常数应用、氨气制备、电极反应式书写、化学平衡状态的判断、计算等
21．(16分)某工厂对工业生产钛白粉产生的废液进行综合利用，废液中含有大量FeSO4、H2SO4和少量Fe2(SO4)3、TiOSO4，可用于生产颜料铁红和补血剂乳酸亚铁。其生产工艺流程如下：
已知：
①TiOSO4可溶于水，在水中可以电离为TiO2+和SO42-：
②)TiOSO4水解的反应为：TiOSO4+(x+1)H2O=TiO2 xH2O↓+H2SO4
请回答：
（1）步骤①所得滤渣的主要成分为__________________。
（2）步骤③硫酸亚铁在空气中煅烧生成铁红和三氧化硫，该反应中氧化剂和还原剂的物质的量之比_______。
（3）步骤④需控制反应温度低于35℃，其目的是___________________。
（4）步骤④反应的离子方程式是______________________。
（5）已知：FeCO3(s) Fe2+(aq)+CO32-(aq)，试用平衡移动原理解释步骤⑤生成乳酸亚铁的原因__________。
（6）溶液B常被用于电解生产(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)。电解时均用惰性电极，阳极发生的电极反应可表示为_____________________________________。
（7）Fe3+对H2O2的分解具有催化作用。利用下图(a)和(b)中的信息，按图(c)装置(连通的A、B瓶中已充有NO2气体)进行实验。可观察到B瓶中气体颜色比A瓶中的_________(填“深”或“浅”)，其原因是______________。
【答案】(16分) （1）TiO2 xH2O、Fe（2分）；（2）1:4 （2分）（3）防止NH4HCO3分解（或减少Fe2＋的水解）（2分）
（4）Fe2+ + 2HCO3一== FeCO3 ↓+ H2O + CO2 ↑（2分）
（5）乳酸(电离出的H+)与CO32一反应，降低了CO32一的浓度，使上述沉淀溶解平衡正向移动，使碳酸亚铁溶解得到乳酸亚铁溶液（2分）
（6）2SO42－－2e－==S2O82－（2分）
（7）①深（2分）；②H2O2分解放热，使平衡2NO2N2O4向生成NO2方向移动（2分）
【解析】
试题分析：（1）在反应废液中含有大量FeSO4、H2SO4和少量Fe2(SO4)3、TiOSO4，向其中加入Fe屑，发生反应：Fe2(SO4)3+Fe= 3FeSO4； Fe+H2SO4= FeSO4+ H2↑; 随着反应的进行，溶液的酸性减弱，TiOSO4发生水解反应： TiOSO4+(x+1)H2O=TiO2 xH2O↓+H2SO4；所以得到的滤渣成分是TiO2 xH2O；（2） ③FeSO4溶液蒸发浓缩，冷却结晶得到绿矾，然后将其在空气中煅烧，发生反应：4FeSO4+O22Fe2O3+4SO3，生成铁红和三氧化硫，该反应中氧化剂是O2，还原剂是FeSO4。由于在氧化还原反应中电子转移守恒，所以氧化剂与还原剂的物质的量之比1:4；（3）步骤④是FeSO4溶液中加入NH4HCO3，来制取FeCO3，需控制反应温度低于35℃，是为了防止NH4HCO3分解及减少Fe2＋的水解反应的发生；（4）步骤④反应的离子方程式是Fe2+ + 2HCO3一== FeCO3 ↓+ H2O + CO2 ↑；（5） FeCO3难溶于水，但是在水中也有一定的溶解度，因此在溶液中存在沉淀溶解平衡：FeCO3(s) Fe2+(aq)+CO32-(aq)，当向其中加入乳酸时，乳酸电离出的H+与CO32一反应，形成HCO3-，降低了CO32一的浓度，使上述沉淀溶解平衡正向移动，使碳酸亚铁溶解得到乳酸亚铁溶液；（6）在溶液B中含有SO42一,常被用于电解生产(NH4)2S2O8(过二硫酸铵)。电解时均用惰性电极，阳极发生氧化反应，该电极的电极反应可表示为2SO42－－2e－==S2O82－；（7）根据图a可知H2O2的负极反应是放热反应，反应2NO2N2O4的正反应是放热反应。在装置c的左边烧内放有水，在右边的烧杯内放有H2O2和Fe2(SO4)3的混合溶液，因为Fe3+对H2O2的分解具有催化作用，所以H2O2会不断分解，放出热量没事右边的烧杯内的水的温度升高。根据平衡移动原理：升高温度，平衡向吸热的逆反应方向移动，NO2浓度增大，所以连通器内的气体颜色加深。
考点：考查生产钛白粉产生的废液的综合利用的知识。主要包括物质的分离、氧化还原反应中物质的关系、盐的水解、沉淀溶解平衡、原电池反应原理、反应热的综合利用及温度对可逆反应的平衡移动的影响。
22．（14分）为了减少煤燃烧对大气造成的污染，煤的气化和液化是高效、清洁利用煤炭的重要途径，而减少CO2气体的排放也是人类面临的重大课题．煤综合利用的一种途径如下所示：
（1）用下图所示装置定量检测过程①产生的CO2（已知：煤粉燃烧过程中会产生SO2），B中预 期的实验现象是 。
（2）已知：C(s)+H2O(g)====CO(g)+H2(g) △H1=+131.3kJ mol-1
C(s)+2H2O(g)====CO2(g)+2H2(g) △H2=+90kJ mol-1
则一氧化碳与水蒸气反应生成二氧化碳和氢气的热化学方程式是 。
（3）将燃煤废气中的CO2转化为二甲醚的反应原理为：
2CO2(g)+6H2(g) CH3OCH3(g)+3H2O(g)；ΔH
①该反应平衡常数表达式为K＝ 。
②已知在某压强下，该反应在不同温度、不同投料比时，CO2的转化率如右图所示。该反应的ΔH________(填
“>”、“<”或“＝”)0。若温度不变，减小反应投料比[n(H2) /n(CO2)]，则K将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
（4）合成气CO和H2在一定条件下能发生如下反应：CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) △H<0。在容积均为VL的I、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中分别充入amol CO和2a mol H2，三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变，在其他条件相同的情况下，实验测得反应均进行到t min时CO的体积分数如图所示，此时I、Ⅱ、Ⅲ三个容器中一定达到化学平衡状态的是 ；若三个容器内的反应都达到化学平衡时，CO转化率最大的反应温度是 。
【答案】（1）品红溶液不变色
（2）CO(g)+H2O(g)====CO2(g)+H2(g) △H=-41.3kJ mol-1；
（3）① c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) ② < 不变
（4）Ⅲ；T1
【解析】
试题分析：（1）燃煤烟气的成分为CO2、SO2、CO、H2O，酸性高锰酸钾能够除去SO2，CO2、CO、H2O不能使品红溶液褪色，故答案为：品红溶液不变色；（2）C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H1=+131.3kJ mol-1
①C（s）+2H2O（g）=CO2（g）+2H2（g）△H2=+90kJ mol-1 ② 由盖斯定律②-①得： CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+H2（g）△H=-41.3kJ mol-1(3) ①该反应平衡常数表达式为K＝c(CH3OCH3)×c3(H2O)]/[c2(CO2)×c6(H2) ②由图可知，温度高CO2转化率低，平衡逆向移动，反应放热；平衡常数只与温度有关，温度不变，k不变；（4）温度越高平衡左移CO的体积分数越大，但T2时CO的体积分数小于T1时CO的体积分数，说明反应未达平衡，T3时CO的体积分数大于T2时CO的体积分数，说明Ⅲ达到平衡。而达到平衡时，根据反应放热可判断出，升高温度，平衡逆向移动，CO的体积分数减小，故CO转化率最大的反应温度是T1，
考点：煤的综合利用、盖斯定律、平衡常数的表达及影响因素、反应热的判断、化学平衡状态的判断。
23．（10分） CO2和CH4是两种重要的温室气体，通过CH4和CO2反应来制造更高价值的化学品是目前的研究目标。
（1）250 ℃时，以镍合金为催化剂，向体积为4 L的密闭容器中通入6 mol CO2、6 mol CH4，发生如下反应：CO2(g)＋CH4(g) ?2CO(g)＋2H2(g)。
平衡体系中各组分体积分数(某一成分物质的量占总气体物质的量的百分数)如下表：
物质 CH4 CO2 CO H2
体积分数 0.1 0.1 0.4 0.4
①此温度下该反应的平衡常数K＝________。
②已知：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝－890.3 kJ·mol－1
CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH＝＋2.8 kJ·mol－1
2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝－566.0 kJ·mol－1
反应CO2(g)＋CH4(g) ===?2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝________。
（2）以二氧化钛表面覆盖Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。
①在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率如下图所示。250～300 ℃时，乙酸的生成速率减小的原因是__________________________________________________。
②将Cu2Al2O4溶解在稀硝酸中的离子方程式为_______________________________。
（3）以CO2为原料可以合成多种物质。
如合成聚碳酸酯。已知CO2的分子结构为O===C===O，它的“C===O”双键与乙烯的“C===C”双键一样，在一定条件下可发生加聚反应，聚碳酸酯是一种易降解的新型合成材料，它是由CO2加聚而成。写出聚碳酸酯的结构简式：______________________________________。
【答案】（共10分，各2分） （1）①64 ② ＋247.3 kJ·mol－1
（2）①催化剂的催化效率降低
②3Cu2Al2O4＋32H＋＋===6Cu2＋＋6Al3＋＋2NO↑＋16H2O
（3）
【解析】
试题分析：（1）①设平衡时二氧化碳的物质的量为xmol，则甲烷的物质的量也是xmol，所以生成CO、氢气的物质的量是2（6-x）mol=(12-2x)mol，根据题意，x/(x+x+12-2x+12-2x)=0.1，解得x=2，所以此温度下该反应的平衡常数K＝(8mol/4L)2(8mol/4L)2/(2mol/4L)2=64；
②根据盖斯定律将O2、H2O(g)消去，得反应CO2(g)＋CH4(g) ===?2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝（－890.3 kJ·mol－1）-2×（－566.0 kJ·mol－1）+2×（＋2.8 kJ·mol－1）= ＋247.3 kJ·mol－1；
（2）①由图可知250℃时，催化剂的催化效率最高，温度升高，则催化剂的催化效率降低，所以乙酸的产率降低；
②根据化合价规律，Cu2Al2O4中O元素的化合价是-2价，Al是+3价，根据化合价代数和为0的原则，则Cu的化合价只能是+1价，所以Cu2Al2O4与硝酸发生氧化还原反应，生成铜离子、铝离子和NO气体、水，离子方程式是3Cu2Al2O4＋32H＋＋===6Cu2＋＋6Al3＋＋2NO↑＋16H2O；
（3）聚碳酸酯是一种易降解的新型合成材料，它是由CO2加聚而成，二氧化碳中的碳氧双键断裂，发生加聚反应，所以聚碳酸酯的结构简式是。
考点：考查平衡常数的计算，盖斯定律的应用，有机结构简式的判断
24．（13分）对含氮物质的研究和利用有着极为重要的意义。
（1）N2、O2和H2相互之间可以发生化合反应，已知反应的热化学方程式如下：
N2(g)+O2(g)=2NO(g) H= +180.5kJ·mol-1；
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H = -483.6 kJ·mol-1；
N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) H = -92.4 kJ·mol-1。
则氨的催化氧化反应的热化学方程式为 。
（2）汽车尾气净化的一个反应原理为：
2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) H<0。一定温度下，将2.8mol NO、2.4mol CO通入固定容积为2L的密闭容器中，反应过程中部分物质的物质的量变化如图所示。
①NO的平衡转化率为 ，0~20min平均反应速率v(NO)为 。25min时，若保持反应温度不变，再向容器中充入CO、N2各0．8 mol，则化学平衡将 移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
②若只改变某一反应条件X，反应由原平衡I达到新平衡II，变量Y的变化趋势如下图所示。下列说法正确的是 (填字母代号)。
（3）某化学小组拟设计以N2和H2为电极反应物，以HCl—NH4Cl为电解质溶液制成燃料电池，则该电池的正极反应式为 。假设电解质溶液的体积不变，下列说法正确的是 (填字母代号)。
a．放电过程中，电解质溶液的pH保持不变
b．溶液中的NH4Cl浓度增大，但Cl-离子浓度不变
c．每转移6.02×1023个电子，则有标准状况下11.2L电极反应物被氧化
d．为保持放电效果，电池使用一段时间需更换电解质溶液
【答案】（13分）
（1）4NH3(g)+5O2(g)====4NO(g) +6H2O(g) ΔH＝﹣905kJ·mol-1（2分）
（2）① 28.6%（2分） 0.02 mol·L-1·min-1（2分） 向左（1分）
② b（2分）
（3） N2+8H++6e-＝2NH4+ （2分） ，bcd（2分，少选一个得1分，多选、错选不得分）
【解析】
试题分析：（1）将已知热化学方程式中的氮气、氢气按照盖斯定律消去，可得氨气的催化氧化的热化学方程式为：4NH3(g)+5O2(g)====4NO(g) +6H2O(g) ΔH＝﹣905kJ·mol-1；
（2）①根据图像可知生成氮气的物质的量是0.4mol，则消耗NO的物质的量是0.8mol,所以NO的转化率是0.8mol/2.8mol100%=28.6%;20min时反应达到平衡，则NO的反应速率是0.8mol/2L/20min=0.02 mol·L-1·min-1; 根据图像可计算NO的浓度是1.0mol/L，CO的浓度是0.8mol/L，氮气的浓度是0.2mol/L，二氧化碳的浓度是0.4mol/L，所以平衡常数K=0.42×0.2/0.8×1=0.04,若保持反应温度不变，再向容器中充入CO、N2各0．8 mol，则此时CO的浓度是1.2mol/L，氮气的浓度是0.6mol/L，浓度商是0.42×0.6/1×1.2=0.08>0.04，所以平衡向左移动；
②a.压强增大，平衡常数不变，错误；b.温度升高，平衡逆向移动，则CO的平衡浓度增大，符合图像，正确；c.温度升高，平衡逆向移动，氮气的体积分数降低，与图不符，错误；d.使用催化剂，对平衡无影响，所以NO的转化率不变，错误，答案选b；
（3）以N2和H2为电极反应物，以HCl—NH4Cl为电解质溶液制成燃料电池，则氮气发生还原反应，氢气发生氧化反应，所以正极是氮气得到电子，与氢离子结合生成铵根离子，电极反应式为N2+8H++6e-＝2NH4+；负极的反应式为H2-2e-=2H+，所以总反应方程式为N2+2H++ 3H2＝2NH4+；则放电过程中，氢离子浓度降低，pH增大，a错误；因为该过程中生成铵根离子，所以溶液中的NH4Cl浓度增大，但Cl-的物质的量不变，所以氯离子离子浓度不变，b正确；每转移6.021023个电子，即1mol电子，则有0.5mol氢气被氧化， 标准状况下的体积是11.2L，c正确；随着反应的进行，氯化铵的浓度增大，而HCl的浓度逐渐减小，所以为保持放电效果，电池使用一段时间需更换电解质溶液，d正确，答案选bcd。
考点：考查对原电池反应原理的应用、盖斯定律的应用，化学平衡移动的判断
25．(14分)氢能以其洁净、高效、高热值、环境友好等特点成为最有前途的新能源，制氢和储氢的方法有很多。
（1）下图所示电化学装置工作时均与H2有关。
①图A所示装置可用于电解K2MnO4制KMnO4，通电一段时间后阴极附近溶液的pH将会 （填“增大”、“减小”或“不变”） 。
②图B所示装置为吸附了氢气的纳米碳管等材料制作的二次电池的原理，
开关连接用电器时，镍电极发生 （填“氧化”或“还原”）反应；开关连接充电器时，阳极的电极反应为 。
（2）热化学循环法制氢。已知：
①2Br2(g)+2CaO(s) == 2CaBr2(s)+O2(g) △H= —146kJ·mol—1
②3FeBr2(s)+4H2O(g) == Fe3O4(s)+6HBr(g