2018年高考化学之高频考点解密解密20+原理综合题

高考考点
考查内容
三年高考探源
考查频率
原理
综合题
1．了解化学反应速率的概念和定量表示方法。能正确计算化学反应的转化率（α）。
2．了解活化能的概念，了解催化剂的重要作用。
3．了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。
4．掌握化学平衡的特征。了解化学平衡常数（K）的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。
5．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，能用相关理论解释其一般规律。
6．了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
2017课标全国Ⅰ28；
2017课标全国Ⅱ27；
2017课标全国Ⅲ28；
2016课标全国Ⅱ27；
2016课标全国Ⅲ27；
2015课标全国Ⅰ28；
2015课标全国Ⅱ27。
★★★★★
考点 化学反应原理综合题的解题策略
化学反应原理综合题涉及的内容主要包括化学反应过程中的焓变、化学能与电能的相互转化、电极反应式的书写、化学反应速率的定性分析与定量计算、化学平衡移动原理在生产中的应用、化学平衡常数的计算、反应条件的控制、弱酸弱碱的转化、pH计算、离子浓度大小的比较、离子的共存、难溶物之间的转化等问题。试题常以选择、填空、读图、作图、计算等形式出现。高考一般以与生产、生活联系紧密的物质为背景材料出组合题，各小题之间有一定独立性。
1．化学反应速率题中应注意的问题
（1）对于可逆反应，温度变化对正、逆反应速率均产生影响， 且影响趋势相同，但影响值不同。升温对吸热反应影响较大，对放热反应影响较小；反之，降温对吸热反应影响较小，对放热反应影响较大。
（2）计算反应速率时，要特别注意时间、体积、浓度单位的换算。
2．化学反应焓变题中应注意的问题
（1）正确理解△H正负号的意义及焓变与能量变化的关系。△H为负值，反应物总能量高于生成物总能量，反应放热；△H为正值，反应物总能量低于生成物总能量。
（2）运用盖斯定律计算多步反应的△H时，要注意反应分子式前面的系数与△H的对应关系，运用数学加减法和移项原理进行加减，在总反应式中没有的物质要用消元法除去，出现的物质要按照总反应式中的分子数保留。
3．化学平衡常数题中应注意的问题
（1）固体物质、纯液体、水溶液中进行的反应，H2O不列入平衡常数的计算表达式中；气体反应、有机反应，H2O的浓度要列入平衡常数的计算表达式中。
（2）平衡常数（K）式中的浓度是平衡状态时的物质的量浓度， 而浓度商（Q）式中的浓度是任意时刻的物质的量浓度。
4．原电池与电解池题中应注意的问题
（1）原电池中负极发生氧化反应，常出现电极材料溶解、质量减轻等现象；正极发生还原反应，常出现质量不变或增重、有气体产生等现象。电解池中与电源负极连接的阴极材料不反应，与电源正极连接的阳极(除惰性电极外)材料发生氧化反应，可能出现电极溶解、质量减轻等现象。
（2）Fe在原电池与电解池反应中发生氧化反应时失去2个电子生成Fe2+。
（3）可充电电池的放电反应是原电池反应，充电反应是电解池反应。放电过程中原池的负极发生氧化反应，充电过程中电池的阴极发生还原反应。www.21-cn-jy.com
5．电离平衡、水解平衡和溶解平衡题中应注意的问题
（1）书写电离平衡、水解平衡、溶解平衡方程式时要用可逆号连接。
（2）分析离子的存在形式时要考虑弱酸弱碱的电离和离子能否发生水解。
（3）分析离子浓度大小时要考虑酸碱盐对水电离的影响。
（4）利用溶度积常数分析沉淀是否能完成转化时，要考虑溶解平衡式中阴阳离子系数与溶度积常数关系，溶度积大的其溶解度不一定大。
6．分析图表与作图时应注意的问题
（1）仔细分析和准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点。
（2）找准纵坐标与横坐标的对应数据。
（3）描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。
（4）分析表格数据时，找出数据大小的变化规律。
调研1 以天然气代替石油生产液体燃料和基础化学品是当前化学研究和发展的重点。
（1）我国科学家创造性地构建了硅化物晶格限域的单中心铁催化剂，成功实现了甲烷一步高效生产乙烯、芳香烃Y和芳香烃Z等重要化工原料，实现了CO2的零排放，碳原子利用率达100%。已知Y、Z的相对分子质量分别为78、128，其一氯代物分别有1种和2种。
①有关化学键键能数据如表中所示：
化学键
H－H
C=C
C－C
C≡C
C－H
E（kJ/mol）
436
615
347.7
812
413.4
写出甲烷一步生成乙烯的热化学方程式：_________________________，反应中硅化物晶格限域的单中心铁催化剂的作用是________________________；
②已知：原子利用率=期望产物总质量/反应物总质量×100%，则甲烷生成芳香烃Y的原子利用率为___________；
③生成1 mol Z产生的H2约合标准状况下________L。
（2）如图为乙烯气相直接水合法制备乙醇过程中乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系[其中n(H2O)∶n(C2H4)=1∶1]。
①若p2=8.0 MPa，列式计算A点的平衡常数Kp=____________（用平衡分压代替平衡浓度计算；分压=总压×物质的量分数；结果保留到小数点后两位）；
②该反应为__________（填“吸热”或“放热”）反应，图中压强（p1、p2、p3、p4）的大小关系为____________，理由是________________；
③气相直接水合法常采用的工艺条件：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度为290℃，压强为6.9 MPa，n(H2O)∶n(C2H4)=0.6∶1。乙烯的转化率为5%，若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有______________（任写两条）。
【答案】（1）①2CH4(g)C2H4(g)+2H2(g) ΔH=+166.6 kJ/mol 降低反应活化能，加快反应速率 ②81.25% ③179.2
（2）①0.07 ②放热 p1（2）①C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)
开始：1???????? 1????????? 0
转化：0.2?????? 0.2?????? 0.2
平衡：0.8?????? 0.8?????? 0.2
乙醇占=，乙烯和水各占=，则乙醇的分压为8.0 MPa×，A点的平衡常数。
②在恒压条件下，温度升高，乙烯的转化率降低，则平衡逆向移动，该反应为放热反应，在相同温度下由于乙烯转化率为p1③若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度，如从平衡体系中将产物乙醇分离出来，或增大水蒸气的浓度，改变二者物质的量的比等。
1．CO2是造成温室效应的废气，研究二氧化碳的利用具有十分重要的意义。CO2可用来合成低碳烯烃：2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) ΔH=?127.8 kJ/mol。请回答：
（1）已知：H2的燃烧热是285.8kJ/mol，且H2O(g)H2O(l) ΔH=?44.0 kJ/mol，则表示C2H4燃烧热的热化学方程式为__________________。
（2）图l、图2分别是CO2的平衡转化率（α）随压强及温度的变化关系，已知Z为起始时的投料比，即Z=。
①图l中投料比相同，温度从低到高的顺序为________。
②图2中Z1、Z2、Z3投料比从大到小的顺序为________，理由是____________________。
③若要进一步提高CO2的平衡转化率，除了可以适当改变反应温度外，还可以采取的措施有 。（任写一种）
（3）若图2中Z1=2.5，在温度为680 K、体积为2 L的恒容密闭容器中，充入1 mol H2和0.4 mol CO2，10 min后达到平衡状态。2·1·c·n·j·y
①从反应开始到恰好达到平衡时，H2的平均反应速率v(H2)=________。
②680 K时，反应的平衡常数K=________。
（4）在催化剂M的作用下，CO2和H2同时发生下列两个反应：
①2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)
②2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g) ΔH＜0
下图是乙烯在相同时间内，不同温度下的产率，则高于T℃时乙烯产率降低的原因可能是______。
A．催化剂M的活性降低 B．①反应的平衡常数变大
C．②反应的活化能增大 D．生成甲醚的量增加
【答案】（1）C2H4(g)+3O2(g)2H2O(l)+2CO2(g) ΔH=?1411.0 kJ/mol（3分）
（2）①T1＜T2＜T3
②Z1＞Z2＞Z3 相同温度下，增大氢气的量，平衡正向移动，二氧化碳的转化率增大
③增大压强或将乙烯从体系中分离或增加Z值
（3）0.03 mol/(L·min) 125
（4）AD
【解析】（1）已知：①H2(g)+1/2O2(g)H2O(l) ΔH=?285.8 kJ/mol；
②H2O(g)=H2O(l) ΔH=?44 kJ/mol；
③2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) ΔH=?127.8 kJ/mol；
根据盖斯定律，①×6?②×4?③即得到C2H4(g)+3O2(g)2H2O(l)+2CO2(g) ΔH=?1411.0 kJ/mol。
（3）m1=2.5，在温度为680 K时二氧化碳的转化率是50%，则
2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)
起始浓度（mol/L） 0.2 0.5 0 0
转化浓度（mol/L） 0.1 0.3 0.05 0.2
平衡浓度（mol/L） 0.1 0.2 0.05 0.2
则从反应开始到恰好达到平衡时，H2的平均反应速率v(H2)=0.3 mol/L÷10 min=0.03 mol/(L·min)。680 K时，反应的平衡常数K=。【来源：21cnj*y.co*m】
（4）影响产物产率的因素只能是引起平衡移动的因素，反应的活化能增大因素都是和催化剂有关的因素，催化剂只能改变反应速率，不会引起平衡移动，乙烯产率不会影响，反应的平衡常数变大是温度的变化引起的，反应是放热的，平衡常数变大是因为升高温度，不符合题意，答案选AD。
2．燃煤能排放大量的CO、CO2、SO2，PM2.5(可入肺颗粒物)污染也跟冬季燃煤密切相关。SO2、CO、CO2也是对环境影响较大的气体，对它们的合理控制、利用是优化我们生存环境的有效途径。
（1）用CH4催化还原氮氧化物可以消除氮氧化物的污染。
已知：CH4(g)＋4NO(g)＝2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)反应过程能量变化如图所示：
下列说法正确的是_____。
A．反应过程a有催化剂参与
B．该反应为放热反应，热效应等于ΔH
C．改变催化剂，能改变该反应的活化能和反应热
D．有催化剂条件下，反应的活化能等于E1
（2）已知：CH3OH、H2的燃烧热（ΔH）分别为﹣726.5kJ/mol、﹣285.8kJ/mol，则常温下CO2和H2反应生成CH3OH和H2O的热化学方程式是 。【版权所有：21教育】
（3）工业上还可以通过下列反应制备甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。在一容积可变的密闭容器 中充入10mol CO和20mol H2，CO的平衡转化率随温度（T）、压强（P）的变化如图所示。
①下列说法不能判断该反应达到化学平衡状态的是_________（填字母）。
a．H2的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍
b．H2的体积分数不再改变
c．体系中H2的转化率和CO的转化率相等
d．体系中气体的平均摩尔质量不再改变
②比较A、B两点压强大小PA____PB（填“＞、＜或=”）。
③若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20 L。如果反应开始时仍充入10molCO和20molH2，则在平衡状态B时容器的体积V（B）＝____L。21*cnjy*com
（4）SO2在一定条件下可与氧气构成原电池。下图是利用该电池在铁表面镀银的装置示意图：
①该电池的负极反应式是 。
②当甲中消耗标况下1.12L氧气时，乙中 极（填a或b）增重_ __g。
【答案】（1）BD
（2）CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l） ΔH=﹣130.9 kJ/mol
（3）①ac ②＜ ③4
（4）① SO2－2e－+2H2O＝4H＋＋SO42-
②b 21.6
（2）已知CH3OH、H2的燃烧热（△H）分别为﹣726.5kJ/mol、﹣285.8kJ/mol，
则：①CH3OH（l）+3/2O2（g）=CO2（g）+2H2O(l）△H=﹣726.5 kJ/mol；
②H2（g）+1/2O2（g）=H2O(l）△H=﹣285.8kJ/mol；
根据盖斯定律，②×3-①即可得到CO2（g）+3H2（g）=CH3OH（l）+H2O（l） △H=﹣130.9 kJ/mol。
（3）①a．氢气的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍，不能说明正逆反应速率相等，不一定平衡，a错误；b．氢气的体积分数不再改变是化学平衡的特征，达到了平衡，b正确；c．体系中氢气的转化率和CO的转化率相等，不能说明正逆反应速率相等，不一定平衡，c错误；d．体系中气体的平均摩尔质量等于质量和物质的量的比值，物质的量变化，质量不变，所以当体系中气体的平均摩尔质量不再改变，证明达到了平衡，d正确，答案选ac。
②正反应方向为气体体积减小的方向，T1℃时比较CO的转化率，转化率越大，则压强越大，图象中PB转化率大于PA，可知PA＜PB。
③利用A点可得平衡常数K＝，温度不变，平衡常数不变。A、B两容器温度相同，即化学平衡常数相等，且B点时CO的转化率为0.8，则
CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
起始（mol）：10 20 0
转化（mol）：8 16 8
平衡（mol）：2 4 8
设体积为VL，则有K=＝4
解得V=4L。
（4）①SO2在负极上失去电子，因为电解质溶液中含有H+，则电极方程式为：SO2－2e－+2H2O＝4H＋＋SO42－。
②甲中消耗氧气的物质的量是1.12L÷22.4L/mol＝0.05 mol，转移电子是0.05mol×4＝0.2mol。乙中银离子在阴极得到电子转化为银。与电源负极相连的是阴极，所以乙中b极增重，增加的质量是0.2mol×108g/mol＝21.6g。
3．大气中CO2含量的增加会加剧温室效应，为减少其排放，需将工业生产中产生的CO2分离出来进行储存和利用。
（1）CO2与NH3反应可合成化肥尿素[化学式为CO(NH2)2]。
已知：
①2NH3(g)＋CO2(g)=NH2CO2NH4(s) ΔH=－159.5kJ/mol
②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH=＋116.5kJ/mol
③H2O(l)=H2O(g) ΔH=＋44.0kJ/mol
写出CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式：______________。
（2）CO2与H2也可用于合成甲醇：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。在体积可变的恒压密闭容器中压强为P时，该反应在不同温度、不同投料比时，达平衡时CO2的转化率如图一所示。

图一 图二 图三
①该反应的?S 0，?H 0（填“＞”或“＜”）。
②700K时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数KP= 。
③若温度不变，减小反应物投料比[n(H2)/n(CO2)]，K值 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
④700K投料比[n(H2)/n(CO2)] = 2时，达平衡时H2的转化率为 。
（3）利用太阳能和缺铁氧化物[如Fe0.9O]可将富集到的廉价CO2热解为碳和氧气，实现CO2再资源化，转化过程如图二所示，若用1mol缺铁氧化物[Fe0.9O]与足量CO2完全反应可生成 molC(碳)。
（4）以TiO2/Cu2Al2O4为催化剂，可以将CO2和CH4直接转化成乙酸。在不同温度下催化剂的催化效率与乙酸的生成速率的关系见图三。如何解释图中250~400℃时温度升高与乙酸的生成速率变化的关系？ 。
【答案】（1）2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH＝–87.0kJ/mol21世纪教育网版权所有
（2）①＜ ＜ ② ③不变 ④45%
（3）0.1
（4）在250~300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300~400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，因此该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大【来源：21·世纪·教育·网】
【解析】（1）已知：①2NH3(g)＋CO2(g)=NH2CO2NH4(s) ΔH=－159.5 kJ/mol21·世纪*教育网
②NH2CO2NH4(s)=CO(NH2)2(s)＋H2O(g) ΔH=＋116.5 kJ/mol
③H2O(l)=H2O(g) ΔH=＋44.0 kJ/mol
则根据盖斯定律可知①+②－③即得到CO2与NH3合成尿素和液态水的热化学反应方程式为2NH3(g)+CO2(g)=CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH＝–87.0 kJ/mol。
（3）依据图示得到化学方程式为：Fe0.9O+0.1CO2=xC+0.3Fe3O4，依据碳原子守恒得到x=0.1。
（4）根据图像，在250-300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300-400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，可能是该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大，故答案为：在250-300℃过程中，催化剂是影响速率的主要因素，因为催化剂的催化效率降低，导致反应速率也降低；而在300-400℃时，催化效率低且变化程度较小，但反应速率增加较明显，该过程中温度是影响速率的主要因素，温度越高，反应速率越大。
4．氮及其化合物与人们的生活息息相关。回答下列问题：
I．（1）已知：①CO的燃烧热△H1＝－283 kJ·mol－1；
②N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H2＝＋183 kJ·mol?1。
写出NO和CO反应生成无污染性气体的热化学反应方程式_________________。
（2）在密闭容器中充入10molCO和8molNO，发生反应，如图为平衡时NO的体积分数与温度，压强的关系。
①该反应达到平衡后，为在提高反应速率同时提高NO的转化率，可采取的措施有__________（填字母序号）。
a．改用高效催化剂 b．缩小容器的体积 c．升高温度 d．增加CO的浓度
②压强为10 MPa、温度为T1下，若反应进行到20 min达到平衡状态，容器的体积为4 L，则此时NO的转化率＝________，用CO2的浓度变化表示的平均反应速率v(CO2)＝_______，该温度下平衡常数Kp＝______（用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数；保留两位有效数字）。
③若在D点对反应容器降温的同时缩小体积至体系压强增大，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的______点。
II．电解硝酸工业的尾气NO可制备NH4NO3，其工作原理如图。
（3）M极应连接电源的______（填“正极”或“负极”），N极的电极反应式为________。
（4）将电解生成的HNO3全部转化为NH4NO3，则通入的NH3与实际参加反应的NO的物质的量之比至少为________。2-1-c-n-j-y
（5）在25℃时，将a mol·L－1的氨水与0.1mol·L－1的硝酸等体积混合后溶液显中性，用含a的代数式表示NH4NO3的水解常数Kh＝_____________。
【答案】I．（1）2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g) △H＝－749 kJ·moL－1
（2）①bd ②50% 0.05 mol·L－1·min－1 0.089 ③G
II．（3）负极 NO-3e-+2H2O＝NO3-+4H+
（4）1∶4
（5）
【解析】I．（1）已知：CO的燃烧热△H1＝－283 kJ·mol－1，则
①2CO(g)+O2(g)2CO2(g) △H＝－566 kJ·moL－1
②N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H2＝＋183kJ·mol1。
根据盖斯定律可知①－②即得到NO和CO反应生成无污染性气体的热化学反应方程式为2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g) △H＝－749 kJ·moL－1。
②压强为10 MPa、温度为T1下，若反应进行到20 min达到平衡状态，容器的体积为4 L，平衡时NO体积分数是0.25，则根据方程式可知21*cnjy*com
2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g)
起始量（mol） 10 8 0 0
转化量（mol） 2x 2x x 2x
平衡量（mol） 10－2x 8－2x x 2x
，解得x＝2，所以此时NO的转化率为50%。二氧化碳浓度1mol/L，因此用CO2的浓度变化表示的平均反应速率v(CO2)＝0.05 mol·L－1·min－1；该温度下平衡常数Kp＝0.089；③若在D点对反应容器降温的同时缩小体积至体系压强增大，平衡向正反应方向进行，NO体积分数降低，重新达到的平衡状态可能是图中A～G点中的G点。21教育名师原创作品
II．（3）M极上NO转化为铵根，氮元素化合价降低，得到电子，为阴极，应连接电源的负极，N极是NO失去电子转化为硝酸根，电极反应式为NO-3e-+2H2O＝NO3-+4H+。（4）总反应方程式为8NO＋7H2O3NH4NO3＋2HNO3，生成的硝酸和反应的NO的物质的量之比等于2∶8＝1∶4，通入的NH3的物质的量至少应与生成的硝酸的物质的量相等，因此通入的NH3与实际参加反应的NO的物质的量之比至少为1∶4；（5）在25℃时，将a mol·L－1的氨水与0.1mol·L－1的硝酸等体积混合后溶液显中性，溶液中c（NH4+）＝c（NO3-）＝0.05 mol/L，根据物料守恒得c（NH3·H2O）＝（0.5a-0.05） mol/L，根据电荷守恒得c（H+）＝c（OH-）＝10-7 mol/L，因此NH4NO3的水解常数Kh＝。
5．氨是重要的基础化工原料，可以制备亚硝酸(HNO2)、连二次硝酸(H2N2O2)、尿素[CO(NH2)2]等多种含氮的化工产品。
（1）已知：25℃时，亚硝酸和连二次硝酸的电离常数如下表所示：
化学式
HNO2
H2N2O2
电离常数
Ka=5.1×10?4
Ka1=6.17×10?8 、Ka2=2.88×10?12
①物质的量浓度相同的NaNO2和NaHN2O2溶液的pH(NaNO2)_________pH（NaHN2O2)（填“>”“<”或“=”）。www-2-1-cnjy-com
②25℃时，NaHN2O2溶液中存在水解平衡，其水解常数Kh=_________（保留三位有效数字）。
（2）以NH3与CO2为原料可以合成尿素[CO(NH2)2]，涉及的化学反应如下：
反应Ⅰ：2NH3(g)+CO2(g)NH2CO2NH4(s) ΔH1=?159.5 kJ·mol?1；
反应Ⅱ：NH2CO2NH4(s)CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH2=+116.5 kJ·mol?1；
反应Ⅲ：H2O(l)H2O(g) ΔH3=+44.0 kJ·mol?1。
则反应Ⅳ：NH3与CO2合成尿素同时生成液态水的热化学方程式为__________________。
（3）T1℃时，向容积为2 L的恒容密闭容器中充入n(NH3)∶n(CO2)=2∶1的原料气，使之发生反应Ⅳ，反应结束后得到尿素的质量为30 g，容器内的压强(p)随时间(t)的变化如图1所示。
①0～5 min内，该反应的平均反应速率v(CO2)=_________________。
②T1℃时，该反应的平衡常数K的值为______________。
③图2中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为_________（填曲线标记字母），其判断理由是___________________________。
④该反应最好在加压条件下进行，其原因是___________________________。
【答案】（1）①< ②1.62×10?7
（2）2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l) ΔH=?87 kJ·mol?1
（3）①0.05 mol·L?1·min?1 ②128
③a 升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小
④增大反应速率，平衡向右移动，提高尿素的产量
【解析】（1）①根据“越弱越水解”的规律，可知NaHN2O2的水解程度大于NaNO2，故pH(NaHN2O2)>pH(NaNO2)。21cnjy.com
②根据NaHN2O2的水解方程式，可得关系式：Kh===1.62×10?7。
化学反应方程式：2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(s)+H2O(l)
起始物质的量/mol 2a a 0 0
转化物质的量/mol 1 0.5 0.5 0.5
平衡物质的量/mol 2a?1 a?0.5 0.5 0.5
恒温恒容条件下，压强之比等于气体物质的量之比，由图像可知：，解之得：a=0.75。则v (CO2)=÷5 min=0.05 mol·L?1·min?1。
②平衡时c(NH3)==0.25 mol·L?1，c(CO2)==0.125 mol·L?1；根据反应可知平衡常数K==128。
③正反应放热，升温平衡向左移动，故平衡常数K减小，故a曲线表示K与温度的关系。
④正反应为气体物质的量减小的反应，增大压强平衡向右移动，能提高尿素的产量，并加快反应速率。

1．[2017·新课标Ⅲ]砷（As）是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有着广泛的用途。回答下列问题：
（1）画出砷的原子结构示意图____________。
（2）工业上常将含砷废渣（主要成分为As2S3）制成浆状，通入O2氧化，生成H3AsO4和单质硫。写出发生反应的化学方程式________。该反应需要在加压下进行，原因是________________________。
（3）已知：As(s)+H2(g)+2O2(g)=H3AsO4(s) ΔH1
H2(g)+O2(g)=H2O(l) ΔH2
2As(s)+O2(g) =As2O5(s) ΔH3
则反应As2O5(s) +3H2O(l)= 2H3AsO4(s)的ΔH =_________。
（4）298 K时，将20 mL 3x mol·L?1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L?1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：(aq)+I2(aq)+2OH?(aq)(aq)+2I?(aq)+ H2O(l)。溶液中c()与反应时间（t）的关系如图所示。
①下列可判断反应达到平衡的是__________（填标号）。
a．溶液的pH不再变化
b．v(I?)=2v()
c．c()/c()不再变化
d．c(I?)=y mol·L?1
②tm时，v正_____ v逆（填“大于”“小于”或“等于”）。
③tm时v逆_____ tn时v逆（填“大于”“小于”或“等于”），理由是_____________。
④若平衡时溶液的pH=14，则该反应的平衡常数K为___________。
【答案】（1）
（2）2As2S3+5O2+6H2O=4H3AsO4+6S
增加反应物O2的浓度，提高As2S3的转化速率
（3）2△H1?3△H2?△H3
（4）①ac ②大于 ③小于 tm时生成物浓度较低
④
（4）①a．溶液pH不变时，则c(OH?)也保持不变，反应处于平衡状态；b．根据速率关系，v（I?）/2=v()，则v(I?)=2v()始终成立，v(I?)=2v()时反应不一定处于平衡状态；c．由于提供的Na3AsO3总量一定，所以c()/c()不再变化时，c()与c()也保持不变，反应处于平衡状态；d．平衡时c(I?)=2c()=2×y mol·L?1=2y mol·L?1时，即c(I?)=y mol·L?1时反应不是平衡状态。②反应从正反应开始进行，tm时反应继续正向进行，v正>v逆。③tm时比tn时浓度小，所以逆反应速率：tm【名师点睛】考查盖斯定律的应用、化学平衡的计算及平衡状态的判断等，其中盖斯定律的基本使用方法：①写出目标方程式；②确定“过渡物质”(要消去的物质)；③用消元法逐一消去“过渡物质”。另外反应到达平衡状态时，正逆反应速率相等，平衡时各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化。反应前后不改变的量不能作为判断化学平衡状态的依据，如本反应中随反应的进行和I?的物质的量在变化，但二者浓度比始终是1∶2，不能作用为判断平衡状态的依据。21·cn·jy·com
2．[2017·新课标I]近期发现，H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。回答下列问题：
（1）下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是_________（填标号）。
A．氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B．氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C．0.10 mol·L?1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D．氢硫酸的还原性强于亚硫酸
（2）下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统（Ⅰ）和系统（Ⅱ）制氢的热化学方程式分别为______________、______________，制得等量H2所需能量较少的是_____________。
（3）H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)+CO2(g)COS(g) +H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。
①H2S的平衡转化率=_______%，反应平衡常数K=________。
②在620 K重复试验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率_____，该反应的H_____0。（填“>”“<”或“=”）
③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是________（填标号）
A．H2S B．CO2 C．COS D．N2
【答案】（1）D
（2）H2O(l)=H2(g)+O2(g) ΔH=+286 kJ/mol H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH=+20 kJ/mol 系统（II）
（3）①2.5 2.8×10–3 ②> > ③B
（2）①H2SO4(aq)=SO2(g)+H2O(l)+O2(g) △H1=＋327 kJ/mol
②SO2(g)+I2(s)+ 2H2O(l)=2HI(aq)+ H2SO4(aq) △H2=－151 kJ/mol
③2HI(aq)= H2 (g)+ I2(s) △H3=＋110 kJ/mol
④H2S(g)+ H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+ 2H2O(l) △H4=＋61 kJ/mol
①+②+③，整理可得系统（I）的热化学方程式H2O(l)=H2(g)+O2(g) △H=+286 kJ/mol；
②+③+④，整理可得系统（II）的热化学方程式H2S (g)=H2(g)+S(s) △H=+20 kJ/mol。
根据系统I、系统II的热化学方程式可知：每反应产生1mol氢气，后者吸收的热量比前者少，所以制取等量的H2所需能量较少的是系统II。
（3）① H2S(g) + CO2(g)COS(g)+ H2O(g)
开始 0.40mol 0.10mol 0 0
反应 x x x x
平衡 (0.40–x)mol (0.10–x)mol x x
解得x=0.01mol，所以H2S的转化率是
由于该反应是反应前后气体体积相等的反应，所以在该条件下反应达到平衡时化学平衡常数；
②根据题目提供的数据可知温度由610K升高到620K时，化学反应达到平衡，水的物质的量分数由0.02变为0.03，所以H2S的转化率增大。α2>α1；根据题意可知：升高温度，化学平衡向正反应方向移动，根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动，所以该反应的正反应为吸热反应，故△H>0；③A．增大H2S的浓度，平衡正向移动，但加入量远远大于平衡移动转化消耗量，所以H2S转化率降低，A错误；B．增大CO2的浓度，平衡正向移动，使更多的H2S反应，所以H2S转化率增大，B正确；C．COS是生成物，增大生成物的浓度，平衡逆向移动，H2S转化率降低，C错误；D．N2是与反应体系无关的气体，充入N2，不能使化学平衡发生移动，所以对H2S转化率无影响，D错误。答案选B。
【名师点睛】本题是化学反应原理的综合考查，易错点是压强对平衡状态的影响，尤其是惰性气体的影响，“惰性气体”对化学平衡的影响：①恒温、恒容条件：原平衡体系体系总压强增大→体系中各组分的浓度不变→平衡不移动。②恒温、恒压条件：原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小→体系中各组分的浓度同倍数减小（等效于减压），平衡向气体体积增大的方向移动。
3．[2016·新课标I]元素铬(Cr)在溶液中主要以Cr3+(蓝紫色)、?(绿色)、 (橙红色)、 (黄色)等形式存在。Cr(OH)3为难溶于水的灰蓝色固体。回答下列问题：
（1）Cr3+与Al3+的化学性质相似。在Cr2(SO4)3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量，可观察到的现象是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）和在溶液中可相互转化。室温下，初始浓度为1.0 mol·L?1的Na2CrO4溶液中c()随c(H+)的变化如图所示。
①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应　　　　　　 　　　　　。
②由图可知，溶液酸性增大，的平衡转化率　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据，计算出该转化反应的平衡常数为　　　　　　。
③升高温度，溶液中的平衡转化率减小，则该反应的ΔH　　　0(填“大于”“小于”或“等于”)。
（3）在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中Cl?，利用Ag+与生成砖红色沉淀，指示到达滴定终点。当溶液中Cl?恰好沉淀完全(浓度等于1.0×10?5 mol·L?1)时，溶液中c(Ag+)为___________mol·L?1，此时溶液中c()等于　　　　　　mol·L?1。(已知Ag2CrO4、AgCl的Ksp分别为2.0×10?12和2.0×10?10)。
（4）+6价铬的化合物毒性较大，常用NaHSO3将废液中的还原成Cr3+，该反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
【答案】（1）蓝紫色溶液变浅，同时有灰蓝色沉淀生成，然后沉淀逐渐溶解形成绿色溶液
（2）①2+2H++H2O　②增大　1.0×1014　③小于
（3）2.0×10?5　5.0×10?3
（4） +3+5H+2Cr3++3+4H2O
（2）①从图象看出，铬酸根离子在酸性条件下逐渐转化成重铬酸根离子，离子方程式为2+2H+?+H2O。②从图象看出，酸性越强，c()越大，说明的平衡转化率越大。A点对应的离子浓度：c()=0.25 mol·L?1，c(H+)=1.0×10?7mol·L?1。c()=1.0 mol·L?1?0.25 mol·L?1×2=0.5 mol·L?1。平衡常数K= = =1.0×1014。③升高温度，的平衡转化率减小，说明平衡向左移动，根据平衡移动原理，正反应是放热反应，ΔH<0。
（3）根据溶度积计算：c(Ag+)= = ?mol·L?1=2.0×10?5 mol·L?1，故c()= = ?mol·L?1=5.0×10?3 mol·L?1。
（4）根据题意，氧化剂是，还原剂是，氧化产物是，还原产物是Cr3+。根据得失电子守恒、电荷守恒和原子守恒配平离子方程式： +3+5H+2Cr3++3+4H2O。
4．[2016·新课标III]煤燃烧排放的烟气含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大气，采用NaClO2溶液作为吸收剂可同时对烟气进行脱硫、脱硝。回答下列问题：
（1）NaClO2的化学名称为　　　　。
（2）在鼓泡反应器中通入含有SO2和NO的烟气，反应温度323 K，NaClO2溶液浓度为5×10?3 mol·L?1。反应一段时间后溶液中离子浓度的分析结果如下表。
离子
Cl?
c/(mol·L?1)
8.35×10?4
6.87×10?6
1.5×10?4
1.2×10?5
3.4×10?3
①写出NaClO2溶液脱硝过程中主要反应的离子方程式　　　　　 　　　。增加压强，NO的转化率　　　　(填“提高”、“不变”或“降低”)。【出处：21教育名师】
②随着吸收反应的进行，吸收剂溶液的pH逐渐　　　　(填“增大”、“不变”或“减小”)。
③由实验结果可知，脱硫反应速率　　　　脱硝反应速率(填“大于”或“小于”)。原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同，还可能是　　 　　。
（3）在不同温度下，NaClO2溶液脱硫、脱硝的反应中SO2和NO的平衡分压pc如图所示。
①由图分析可知，反应温度升高，脱硫、脱硝反应的平衡常数均　　 　　(填“增大”、“不变”或“减小”)。
②反应+22+Cl?的平衡常数K表达式为　　　　　　　　　　　　　。
（4）如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，也能得到较好的烟气脱硫效果。
①从化学平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的优点是　　　　　　　　　　　　　。
②已知下列反应：
SO2(g)+2OH?(aq)?(aq)+H2O(l)　ΔH1
ClO?(aq)+(aq)?(aq)+Cl?(aq)　ΔH2
CaSO4(s)Ca2+(aq)+?(aq)　ΔH3
则反应SO2(g)+Ca2+(aq)+ClO?(aq)+2OH?(aq)CaSO4(s)+H2O(l)+Cl?(aq)的ΔH=　　　 　。
【答案】（1）亚氯酸钠
（2）①4NO+3+4OH?4+2H2O+3Cl?　提高 ②减小　③大于　NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高
（3）①减小　②
（4）①形成CaSO4沉淀，反应平衡向产物方向移动，SO2转化率提高 ②ΔH1+ΔH2?ΔH3
【解析】本题考查反应热、化学平衡及离子方程式的书写等知识，意在考查考生运用化学反应原理解决实际问题的能力。（1）NaClO2中氯元素的化合价为+3，NaClO2的名称是亚氯酸钠。
（2）①NaClO2溶液脱硝过程中，NO转化为、，主要转化为，书写离子方程式时运用得失电子守恒、电荷守恒和元素守恒，得到4NO+3+4OH?4+2H2O+3Cl?。上述反应是气体分子数减小的反应，增加压强有利于反应正向进行，使NO的转化率提高。②根据上述反应可知，随着吸收反应的进行，溶液中c(H+)逐渐增大，pH逐渐减小。③由实验结果看出，溶液中含硫离子的浓度大于含氮离子的浓度，所以脱硫反应速率大于脱硝反应速率。这可能是因为NO溶解度较低、脱硝反应活化能较高等。