2025届高三化学二轮专题练习 - 化学反应原理综合题（含解析）

化学反应原理综合题
1.(2023·潮州二模)合成氨反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)是目前最有效的工业固氮方法,解决数亿人口生存问题。合成氨的反应历程和能量变化如图所示。请回答下列问题:
(1)1 mol N2分子中π键数目为　　　　NA,合成氨反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)对总反应速率影响较大的步骤的化学方程式为
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)在t ℃、压强为0.9 MPa条件下,向一恒压密闭容器中通入氢氮比为3的混合气体,体系中气体的含量与时间变化关系如图所示:
①反应20 min达到平衡,试求0~20 min内氨气的平均反应速率v(NH3)=　　　　 MPa·min-1,该反应的Kp=　　　　(用数字表达式表示)。(Kp为以分压表示的平衡常数,分压=总压×物质的量分数)
②以下叙述能说明该条件下反应达到平衡状态的　　　　。
a.氨气的体积分数保持不变
b.容器中氢氮比保持不变
c.N2和NH3平均反应速率之比为1∶2
d.气体密度保持不变
③若起始条件相同,在恒容容器中发生反应,则达到平衡时H2的含量符合图中　　　　点(填“d”“e”“f”或“g”)。
(4)NH3可在Pt—HY催化剂表面消除氮氧化物等大气污染物。
研究表明,在Pt—HY催化剂中,Pt表面上形成的NH3以N的形式被储存。随后在HY载体上,N与NO和O2产生N2,该反应的离子方程式为
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(已知该反应的NO和O2物质的量之比为1∶1)
(5)利用催化剂通过电化学反应在室温下合成氨的原理如图所示,该装置中阴极的电极反应式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
2.以CO2为原料制备甲醇、合成气、淀粉等能源物质具有广阔的发展前景。在催化剂的作用下,氢气还原CO2的过程中可同时发生反应①②。
①CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-50 kJ·mol-1
②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　
ΔH2=+41.1 kJ·mol-1
(1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　
ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
(2)已知ΔH-TΔS<0时,反应能自发进行反应,反应①的ΔS=-180 J·mol-1·K-1,则反应①自发进行的温度不超过　　　　 K(保留一位小数)。
(3)在恒温恒容密闭容器中,充入一定量的CO2及H2,起始及达到平衡时,容器内各气体的物质的量及总压强数据如表所示:
起始 平衡
n(CO2)/mol 0.5 0.2
n(H2)/mol 0.9
n(CH3OH)/mol 0 m
n(CO)/mol 0
n(H2O)/mol 0 0.3
总压/kPa p0 p
已知p0=1.4p,则表中m=　　　　;反应①的平衡常数Kp=　　　　 (kPa)-2(用含p的代数式表示),Kp为压强平衡常数,是在化学平衡体系中,用各气体物质的分压替代浓度计算的平衡常数。
(4)向恒压反应器中通入3 mol H2和1 mol CO2,CO2的平衡转化率及CH3OH的平衡产率随温度变化的关系如图所示。已知:CH3OH的产率=×100%。
图中500 K以后,CO2的平衡转化率随温度升高而增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)CO2的综合利用有利于“碳中和”,CO2分子在晶体中的堆积方式如图所示,该晶体为面心立方最密堆积结构,晶胞边长为a pm,则该晶体的密度ρ=　　　　 g/cm3(列出计算式,设NA为阿伏加德罗常数)。
(6)温室气体CO2的用途广泛,请写出一种与其物理性质相关的用途:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
3.(2023·常德一模)氰化氢(HCN)分子被认为是生命起源中重要的中间体之一,主要应用于电镀业、采矿业等,可制造各种树脂单体。迄今为止,它所产生的与生物相关联的化合物种类最多。
(1)HCN的合成
氰化氢可用甲烷氨氧化法合成,其热化学反应方程式为:CH4(g)+NH3(g)HCN(g)+3H2(g)　ΔH
相关化学键的键能数据如下表:
化学键 C—H N—H C≡N H—H
E(kJ/mol) 414 393 891 436.4
上述反应的ΔH为　　　　。
(2)HCN的性质
已知25 ℃时有关弱电解质的电离平衡常数如下表:
弱电解质化学式 电离平衡常数
CH3COOH 1.8×10-5
HCN 4.9×10-10
H2CO3 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
HNO2 7.2×10-4
NH3·H2O 1.8×10-5
①HCN具有酸性,能与氨水发生反应:HCN+NH3·H2ON+CN-+H2O,此反应在常温下的平衡常数K约为　　　　;NH4CN溶液呈　　　　性。
②已知可发生如下反应:NaCN+HNO2HCN+NaNO2,NaCN+HFHCN+NaF,NaF+HNO2NaNO2+HF,则HF的电离平衡常数的范围为:　　　　　　　　　　　　　　　。
③在KCN溶液中通入少量的二氧化碳,其离子反应方程式为:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
④浓度均为0.1 mol/L的NaCN与HCN的混合溶液中,以下推断正确的是　　　　。
A.混合溶液pH约为9.3
B.2c(H+)=c(CN-)+c(HCN)+2c(OH-)
C.c(Na+)>c(CN-)>c(HCN)>c(H+)>c(OH-)
(3)HCN和CN-的处理
①HCN是一种无色、有毒、易溶于水的气体,易在空气中均匀弥散,并易产生爆炸。国家重点实验室对密闭空间内的HCN气体进行了消毒研究,研究中采用NH3、H2O2气雾、NH3-H2O2气雾和水雾分别单独对HCN进行消毒。由图可知　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
为最佳消毒试剂。
②工业生产中含氰(CN-)废水主要来源于选矿、有色金属冶炼等工业,对于含氰废水都应高度重视并妥善处理,国家关于废水中总氰浓度排放标准为≤0.5 mg/L。某工厂实验室针对不同浓度焦亚硫酸钠(Na2S2O5)处理含氰废水情况展开研究。反应如下:
S2
如图为氧化后CN-的浓度变化,如果你是工厂研究人员,你认为应选择多大浓度的Na2S2O5溶液最合理,请回答并说明理由　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
4.(2023·湛江二模)二氧化碳的捕集和资源化利用是缓解温室效应的重要战略方向。回答下列问题:
(1)我国在二氧化碳催化加氢合成甲醇上取得了突破性进展,有关反应如下:
反应ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1
反应ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　
ΔH=+41 kJ·mol-1
CO(g)和H2(g)合成甲醇的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)在催化剂M的作用下,CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的微观反应历程和相对能量(E)如图所示,其中吸附在催化剂表面上的物种用“*”标注。已知:表示C,表示O,表示H。
历程Ⅰ:
反应甲:CO2(g)CO(g)+O*
历程Ⅱ:
反应乙:H2(g)+O*HO*+H*
历程Ⅲ:
反应丙:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
①历程Ⅲ中的反应丙可表示为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②决定CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的总反应速率的是历程　　　　(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。
(3)将CO2和H2按物质的量之比1∶3充入一恒容密闭容器中,同时发生了反应ⅰ和反应ⅱ,测得CO2的平衡转化率随温度、压强变化的情况如图所示。
①压强p1、p2、p3的大小关系为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②A点、B点的化学反应速率大小:v(A)　　　　(填“<”“=”或“>”)v(B)。
③温度高于543 K时,CO2的平衡转化率随温度的升高而增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
④图中M点对应的温度下,已知CO的选择性(生成的CO与转化的CO2的百分比)为50%,该温度下反应ⅱ的平衡常数为　　　　(结果保留3位小数)。
(4)催化CO2加氢合成乙酸在减少碳排放的同时还可以生产重要的化工原料。已知电离度α=,∧m为一定浓度下电解质的摩尔电导率,为无限稀释时溶液的摩尔电导率,=0.040 S·m2·mol-1(T=298 K)。某小组实验测得T=298 K时,0.01 mol·L-1乙酸的∧m=0.002 S·m2·mol-1。
①该条件下测定的乙酸的电离平衡常数Kc为
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(列出计算式,不需化简)。
②在298 K时,几种离子的摩尔电导率如表所示。已知:摩尔电导率越大,溶液的导电性越好。空间站通过电解水实现O2的再生,从导电性角度选择,最适宜的电解质为　　　　(填化学式)。
离子种类 H+ S Cl-
摩尔电导率 /(10-4 S·m2·mol-1) 349.82 79.8 76.34
离子种类 CH3COO- K+ Na+
摩尔电导率 /(10-4 S·m2·mol-1) 50.18 73.52 50.11
5.(2023·武汉质检)低碳烯烃是基础有机化工原料,工业上可利用合成气直接或间接制取。主要反应方程式如下。
间接制取低碳烯烃:CO(g)+2H2(g)CH3OH(l)　ΔH1=-116 kJ·mol-1
2CH3OH(l)C2H4(g)+2H2O(l)　
ΔH2=-35 kJ·mol-1
直接制取低碳烯烃:2CO(g)+4H2(g)C2H4(g)+2H2O(g)　ΔH3
回答下列问题:
(1)已知H2O(g)H2O(l)　ΔH=-44 kJ·mol-1,则ΔH3=　　　　 kJ/mol。
(2)将N2、CO和H2以体积比为1∶1∶2充入密闭容器中直接制取乙烯,CO的平衡转化率与温度的关系如图1所示,则p1　　　　p2(填“>”“<”或“=”),M点的正反应速率　　　　N点的逆反应速率(填“>”“<”或“=”)。在500 K,压强为p1的条件下,该反应的Kp=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(列出计算式)。
(3)已知反应空速是指一定条件下,单位时间单位体积(或质量)催化剂处理的气体量。在常压、450 ℃,n(CO)∶n(H2)为1∶2的条件下,利用合成气直接制取乙烯。反应空速对CO转化率和乙烯选择性[选择性=×100%]的影响如图2所示。随着反应空速的增加,乙烯的选择性先升高后降低的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)利用合成气制取低碳烯烃时,需使合成气吸附在催化剂表面的活性位点上。研究发现催化剂晶体的颗粒越小,催化效果越好,其理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)Ga2O3是工业上利用合成气制低碳烯烃的催化剂,其晶体结构单元如图3所示(O2-之间紧密堆积,Ga3+位于O2-形成的空隙中且未画出),其中O2-半径为a nm,晶体结构单元的高为b nm。已知阿伏加德罗常数的值为NA,则Ga2O3晶体的摩尔体积Vm=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 m3/mol。
化学反应原理综合题
1.(1)2　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.2 kJ/mol
(2)2*N+6*H2*NH3
(3)①0.005　　②ad　③g
(4)4N+2NO+2O23N2+4H++6H2O　(5)N2+6H++6e-2NH3
解析　(1)氮气分子的氮氮三键中含有1个σ键和2个π键,则1 mol氮气分子中π键数目为1 mol×2×NAmol-1=2NA;由图可知,合成氨反应的反应热为ΔH=(307.8+100.0)kJ/mol-500 kJ/mol=-92.2 kJ/mol,反应的热化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.2 kJ/mol;(2)由图可知,活化能最大的反应为2*N+6*H2*NH3,反应的活化能越大,反应速率越慢,总反应速率取决于慢反应;(3)①反应20 min达到平衡时,氮气、氢气、氨气的分压分别为0.9 MPa×=0.1 MPa,则0~20 min内氨气的平均反应速率为=0.005 MPa/min,反应的平衡常数Kp= MPa-2;②a.氨气的体积分数保持不变说明正逆反应速率相等,反应已达到平衡,故正确;b.由质量守恒定律可知,反应中容器内氢氮比始终保持不变,则容器中氢氮比保持不变不能说明正逆反应速率相等,无法判断反应是否达到平衡,故错误;c.氮气和氨气平均反应速率之比为1∶2不能说明正逆反应速率相等,无法判断反应是否达到平衡,故错误;d.由质量守恒定律可知,反应前后气体的质量相等,该反应为气体体积减小的反应,在恒压密闭容器中反应时,混合气体的密度增大,则混合气体的密度保持不变说明正逆反应速率相等,反应已达到平衡,故正确;故选ad;③该反应为气体体积减小的反应,若起始条件相同,恒压密闭容器相当于恒容容器增大压强,反应速率加快,达到平衡的时间减小,平衡向正反应方向移动,氢气的百分含量减小,则若起始条件相同,在恒容容器中发生反应,达到平衡所需时间大于恒压密闭容器,氢气的百分含量高于恒压密闭容器,故选g;(4)由图可知,在HY载体上,铵根离子与物质的量比为1∶1的一氧化氮和氧气反应生成氮气、氢离子和水,反应的离子方程式为4N+2NO+2O23N2+4H++6H2O;(5)由图可知,与直流电源负极相连的电极为阴极,酸性条件下氮气在阴极得到电子发生还原反应生成氨气,电极反应式为N2+6H++6e-2NH3。
2.(1)-91.1 kJ/mol　(2)277.8　(3)0.2　
(4)反应①为放热反应,升高温度,平衡左移,反应②为吸热反应,升高温度,平衡右移,500 K以后,反应②的反应程度大于反应①
(5)　(6)做制冷剂或用于人工降雨或用于灭火
解析　(1)由盖斯定律可知,反应①-②可得反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),则反应ΔH3=(-50 kJ/mol)-(+41.1 kJ/mol)=-91.1 kJ/mol;(2)由ΔH-TΔS<0可得(-50 kJ/mol)-T×[-180 J/(mol·K)×10-3 kJ/J]<0,解得T<277.8 K;(3)由题给数据可得如下三段式:
由平衡时气体的压强之比等于物质的量之比可得:,解得m=0.2,则平衡时气体总物质的量为1 mol,反应①的平衡常数Kp= (kPa)-2;(4)反应①为放热反应,升高温度,平衡向逆反应方向移动,二氧化碳的转化率减小,反应②为吸热反应,升高温度,平衡向正反应方向移动,二氧化碳的转化率增大,则500 K以后,二氧化碳的平衡转化率随温度升高而增大说明反应②的反应程度大于反应①;(5)由晶胞结构可知,晶胞中位于顶角和面心的二氧化碳的个数为8×=4,晶体的密度为ρ g/cm3,由晶胞的质量公式可得:=(a×10-10)3ρ,解得ρ=;(6)干冰升华时会吸收热量,使周围环境温度降低,所以二氧化碳可以做制冷剂,或用于人工降雨,二氧化碳不能支持燃烧,密度又比空气的大,如果让二氧化碳覆盖在燃着的物体上,就能使物体跟空气隔绝而停止燃烧,所以也可用于灭火。
3.(1)+220.8 kJ/mol
(2)①0.882(或8.82×10-1)　碱　②(4.9×10-10,7.2×10-4)(或4.9×10-10③CN-+CO2+H2OHCN+HC　④A
(3)①NH3—H2O2气雾　②应选择3 g/L的Na2S2O5溶液,此时CN-浓度已经达到国家排放标准,后面再随着Na2S2O5浓度的增加,CN-浓度继续下降,但降幅不大,去除率变化不大且会增加生产成本
解析　(1)ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能=4×414+3×393-(414+891+3×436.4)=+220.8 kJ/mol;(2)①已知K(HCN)=,K(NH3·H2O)=,有K==
==0.882;NH4CN是弱酸弱碱盐,N水解产生H+,CN-水解产生OH-,由电离平衡常数Ka(HCN)HF>HCN,故HF的电离平衡常数的范围为:4.9×10-10c(H+),故C错误;(3)①由图可得用NH3-H2O2气雾对HCN进行消毒时,HCN质量浓度下降最快且消毒较彻底,故NH3-H2O2气雾为最佳消毒剂;②由图可知当Na2S2O5溶液的浓度为3 g/L时,CN-浓度已经达到国家排放标准,后面再随着Na2S2O5浓度的增加,CN-浓度继续下降,但降幅不大,去除率变化不大且会增加生产成本,故应选3 g/L的Na2S2O5溶液。
4.(1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-90.6 kJ·mol-1
(2)①HO*+H*H2O(g)　②Ⅲ
(3)①p1>p2>p3　②<　③反应ⅱ为吸热反应,升温平衡正向移动,反应ⅰ为放热反应,升温平衡逆向移动,而反应ⅱ正向移动的程度比反应ⅰ逆向移动的程度大　④0.017
(4)①　②H2SO4
解析　(1)已知,反应ⅰ:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1;反应ⅱ:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41 kJ·mol-1;根据盖斯定律可知,由反应ⅰ-反应ⅱ可得,CO(g)和H2(g)合成甲醇的热化学方程式为CO2(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1-(+41 kJ·mol-1)=-90.6 kJ·mol-1。(2)①已知总反应为CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g),历程Ⅰ反应甲:CO2(g)CO(g)+O*,历程Ⅱ反应乙:H2(g)+O*HO*+H*,则总反应-反应甲-反应乙可得历程Ⅲ中的反应丙,可表示为HO*+H*H2O(g)。②历程Ⅰ的活化能为-0.05 eV-(-0.37 eV)=0.32 eV,历程Ⅱ的活化能为0.38 eV-(-0.41 eV)=0.79 eV,历程Ⅲ的活化能为0.63 eV-(-0.85 eV)=1.48 eV,活化能越大,反应速率越慢,总反应的反应速率由最慢的反应决定,则决定CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的总反应速率的是历程Ⅲ。(3)①反应ⅱ为反应前后气体物质的量不变的反应,加压平衡不移动,而对于反应ⅰ,加压平衡正向移动,二氧化碳的平衡转化率增大,故压强p1、p2、p3的大小关系为p1>p2>p3。②A点、B点二氧化碳的平衡转化率相等,则反应物浓度相等,B点的压强、温度均比A点大,故化学反应速率大小:v(A)反应ⅰ:
;
反应ⅱ:
;
则平衡时,CO2为0.75 mol,H2为(3-0.375-0.125) mol=2.5 mol,CO为0.125 mol,H2O为(0.125+0.125) mol=0.25 mol,反应ⅱ反应前后容器体积不变,可以用物质的量代替浓度计算平衡常数,则该温度下反应ⅱ的平衡常数≈0.017。(4)①已知电离度α=,∧m为一定浓度下电解质的摩尔电导率,为无限稀释时溶液的摩尔电导率,=0.040S·m2·mol-1(T=298 K)。某小组实验测得T=298 K时,0.01 mol·L-1乙酸的∧m=0.002 S·m2·mol-1,则电离度α==0.05,该条件下测定的乙酸的电离平衡常数Kc=。②已知:摩尔电导率越大,溶液的导电性越好,根据各种离子的摩尔电导率可知,从导电性角度选择,最适宜的电解质为H2SO4。
5.(1)-179　(2)>　>　
(3)空速增加,生成乙烯增加,且乙烯与氢气反应较少,使得乙烯的选择性增大;空速过高时,气体流速太快,反应时间缩短,使得乙烯的选择性降低
(4)催化剂晶体的颗粒越小,催化剂的表面积越大,活性位点越大　(5)3a2bNA×10-27
解析　(1)已知:①CO(g)+2H2(g)CH3OH(l)　ΔH1=-116 kJ·mol-1
②2CH3OH(l)C2H4(g)+2H2O(l)　
ΔH2=-35 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l)　ΔH=-44 kJ·mol-1
由盖斯定律可知,2×①+②-2×③得:2CO(g)+4H2(g)C2H4(g)+2H2O(g)　ΔH3=2×(-116 kJ·mol-1)+(-35 kJ·mol-1)-2×(-44 kJ·mol-1)=-179 kJ·mol-1;
(2)制取乙烯反应为气体分子数减小的反应,相同条件下,增大压强,平衡正向移动,CO转化率增大,故p1>p2;温度越高、压强越大反应速率越快,则M点的正反应速率>N点的正反应速率=N点的逆反应速率;假设N2、CO和H2投料分别为1 mol、1 mol、2 mol,在500 K,压强为p1的条件下,平衡时CO转化率为60%,则反应CO 0.6 mol、氢气1.2 mol、生成乙烯0.3 mol、水0.6 mol,平衡时一氧化碳0.4 mol、氢气0.8 mol,总的物质的为0.4 mol+0.8 mol+0.3 mol+0.6 mol+1.0 mol=3.1 mol;则该反应的Kp=;(3)随着反应空速的增加,乙烯的选择性先升高后降低的原因是:空速增加,生成乙烯增加,且乙烯与氢气反应较少,使得乙烯的选择性增大;空速过高时,气体流速太快,反应时间缩短,使得乙烯的选择性降低;(4)催化剂晶体的颗粒越小,催化剂的表面积越大,活性位点越大,使得催化效果越好;(5)根据“均摊法”,晶胞中含12×+3=6个O,结合化学式可知,1个该晶胞含有2个Ga2O3;O2-半径为a nm,则底面边长为2a nm,晶体结构单元的高为b nm,则该晶胞体积为2a×a2b×10-27 m3,故Ga2O3晶体的摩尔体积Vm=6a2bNA×10-27 m3/mol。