2020年高考考试化学提分攻略17 化学反应原理综合

题型17  化学反应原理综合

1、解题方案

2、题型分类

【典例1】【2019·课标全国Ⅰ，28】水煤气变换[CO＋H2O===CO2＋H2]是要紧的化工过程，主要用于合成氨、制氢与合成气加工等工业范围中。回答下列问题：

（1）Shibata曾做过下列实验：①使纯H2缓慢地通过处于721 ℃下的过量氧化钴CoO，氧化钴部分被还原为金属钴Co，平衡后气体中H2的物质的量分数为0.025 0。

②在同一温度下用CO还原CoO，平衡后气体中CO的物质的量分数为0.019 2。

依据上述实验结果判断，还原CoO为Co的倾向是CO________H2。

（2）721 ℃时，在密闭容器中将等物质的量的CO和H2O混合，使用适合的催化剂进行反应，则平衡时体系中H2的物质的量分数为________。

A．＜0.25B．0.25C．0.25～0.50D．0.50   E．＞0.50

（3）国内学者结合实验与计算机模拟结果，研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应经历，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物种用*标注。

可知水煤气变换的ΔH________0。该经历中最大能垒E正＝________eV，写出该步骤的化学方程式________________________________。

（4）Shoichi研究了467 ℃、489 ℃时水煤气变换中CO和H2分压随时间变化关系，催化剂为氧化铁，实验初始时体系中的pH2O和pCO相等、pCO2和pH2相等。

计算曲线a的反应在30～90 min内的平均速率－ ＝________ kPa·min－1。467 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是________、________。489 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是________、________。

【答案】（1）大于（2）C（3）小于2.02COOH*＋H*＋H2O*===COOH*＋2H*＋OH*（4）0.004 7bcad

【分析】（1）由题给信息①可知，H2＋CoO Co＋H2OK1＝c（H2）＝0.025 0＝39，由题给信息②可知，CO＋CoOCo＋CO2K2＝c（CO）＝0.019 2≈51.08。相同温度下，平衡常数越大，反应倾向越大，故CO还原氧化钴的倾向大于H2。（2）第（1）问和第（2）问的温度相同，借助盖斯定律，由－得CO＋H2O CO2＋H2K＝K1＝39≈1.31。设起始时CO、H2O的物质的量都为1 mol，容器体积为1 L，在721 ℃下，反应达平衡时H2的物质的量为x mol。



K＝（1－x）2＝1.31，若K取1，则x＝0.5，φ＝0.25；该反应前后气体物质的量不变，当等物质的量反应物全部反应，氢气所占物质的量分数为50%，但反应为可逆反应，不可以进行彻底，氢气的物质的量分数肯定小于50%，故选C。（3）察看起始态物质的相对能量与终态物质的相对能量知，终态物质相对能量低于始态物质相对能量，说明该反应是放热反应，ΔH小于0。过渡态物质相对能量与起始态物质相对能量相差越大，活化能越大，由题图知，最大活化能E正＝1.86 eV－＝2.02 eV，该步起始物质为COOH*＋H*＋H2O*，产物为COOH*＋2H*＋OH*。（4）由题图可知，30～90 min内－ ＝90 min－30 min＝0.004 7 kPa·min－1。水煤气变换中CO是反应物，H2是产物，又该反应是放热反应，升高温度，平衡向左移动，重新达到平衡时，H2的压强减小，CO的压强增大。故a曲线代表489 ℃时，pH2随时间变化关系的曲线，d曲线代表489 ℃时pCO随时间变化关系的曲线，b曲线代表467 ℃时pH2随时间变化关系的曲线，c曲线代表467 ℃时pCO随时间变化关系的曲线。

【典例2】【2019·课标全国Ⅱ，27】)环戊二烯是要紧的有机化工材料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题：

（1）已知：===＋H2

ΔH1＝100.3 kJ·mol－1①

H2＋I2===2HI

ΔH2＝－11.0 kJ·mol－1②

对于反应：＋I2===＋2HI③

ΔH3＝________ kJ·mol－1。

（2）某温度下，等物质的量的碘和环戊烯在刚性容器内发生反应③，起始总压为105 Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的实际转化的比例为________，该反应的平衡常数Kp＝________Pa。达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡实际转化的比例，可采取的手段有________。

A．通入惰性气体 B．提升温度

C．增加环戊烯浓度 D．增加碘浓度

（3）环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，该反应为可逆反应。不同温度下，溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示，下列说法正确的是________。

A．T1＞T2

B．a点的反应速率小于c点的反应速率

C．a点的正反应速率大于b点的逆反应速率

D．b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L－1

（4）环戊二烯可用于制备二茂铁[Fe2，结构简式为]，后者广泛应用于航天、化工等范围中。二茂铁的电化学制备原理如图所示，其中电解液为溶解有溴化钠和环戊二烯的DMF溶液。

该电解池的阳极为________，总反应为_______________________。

电解制备需要在无水条件下进行，缘由为__________________。

【答案】（1）89.3（2）40%3.56×104BD（3）CD（4）Fe电极Fe＋2===＋H2↑2＋H2↑)水会妨碍中间物Na的生成；水会电解生成OH－，进一步与Fe2＋反应生成Fe2

【分析】（1）依据盖斯定律，由反应①＋反应②得反应③，则ΔH3＝ΔH1＋ΔH2＝ kJ·mol－1＝＋89.3 kJ·mol－1。（2）设容器中起始加入I2和环戊烯的物质的量均为a，平衡时转化的环戊烯的物质的量为x，列出三段式：

依据平衡时总压强增加了20%，且恒温恒容时，压强之比等于气体物质的量之比，得（a－x）＋（a－x）＋x＋2x＝1.2，解得x＝0.4a，则环戊烯的实际转化的比例为a×100%＝40%，平衡时、I2、、HI的分压分别为4、4、6、3，则Kp＝4＝27p总，依据p总＝1.2×105 Pa，可得Kp＝27×1.2×105 Pa≈3.56×104 Pa。通入惰性气体，对反应③的平衡无影响，A项不符合题意；反应③为吸热反应，提升温度，平衡正向移动，可提升环戊烯的平衡实际转化的比例，B项符合题意；增加环戊烯浓度，能提升I2的平衡实际转化的比例，但环戊烯的平衡实际转化的比例减少，C项不符合题意；增加I2的浓度，能提升环戊烯的平衡实际转化的比例，D项符合题意。（3）由相同时间内，环戊二烯浓度减小量越大，反应速率越快可知，T1<T2，A项错误；影响反应速率的原因有温度和环戊二烯的浓度等，a点时温度较低，但环戊二烯浓度较大，c点时温度较高，但环戊二烯浓度较小，故没办法比较a点和c点的反应速率大小，B项错误；a点和b点温度相同，a点时环戊二烯的浓度大于b点时环戊二烯的浓度，即a点的正反应速率大于b点的正反应速率，由于b点时反应未达到平衡，b点的正反应速率大于逆反应速率，故a点的正反应速率大于b点的逆反应速率，C项正确；b点时，环戊二烯的浓度减小0.9 mol·L－1，结合生成的二聚体浓度为环戊二烯浓度变化量的2，可知二聚体的浓度为0.45  mol·L－1，D项正确。（4）结合图示电解原理可知，Fe电极发生氧化反应，为阳极；在阴极上有H2生成，故电解时的总反应为Fe＋2===＋H2↑或Fe＋2C5H6===Fe2＋H2↑。结合有关反应可知，电解制备需在无水条件下进行，不然水会妨碍中间产物Na的生成，水电解生成OH－，OH－会进一步与Fe2＋反应生成Fe2，从而妨碍二茂铁的生成。

1．氮元素有多种氧化物。请回答下列问题：

（1）已知：H2的燃烧热ΔH为－285.8 kJ·mol－1。

N2＋2O2===2NO2ΔH＝＋133 kJ·mol－1

H2O===H2OΔH＝－44 kJ·mol－1

则4H2＋2NO2===4H2O＋N2ΔH＝________。

（2）肯定温度下，向2 L恒容密闭容器中充入0.40 mol N2O4，发生反应：N2O42NO2，一段时间后达到平衡，测得数据如下：

①0～40 s内，v＝________mol·L－1·s－1。

②升高温度时，气体颜色加深，则上述反应是________反应。

③该温度下反应的化学平衡常数K＝________mol·L－1。

④相同温度下，若开始向该容器中充入0.80 mol N2O4，则达到平衡后c________ 0.60 mol·L－1。

（3）N2O5是绿色硝化试剂，溶于水可得硝酸。下图是以N2O4为材料电解制备N2O5的装置。写出阳极区生成N2O5的电极反应式：______________________。

（4）湿法吸收工业尾气中的NO2，常使用烧碱溶液，产物为两种容易见到的含氧酸盐。该反应的离子方程式是_____________________。

【答案】（1）－1 100.2 kJ·mol－1

（2）①0.005②吸热③1.8④＜

（3）N2O4－2e－＋2HNO3===2N2O5＋2H＋

（4）2NO2＋2OH－===NO2＋NO3＋H2O

【分析】（1）①H2＋1/2O2===H2O；ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，

②N2＋2O2===2NO2ΔH＝＋133 kJ·mol－1

③H2O===H2OΔH＝－44 kJ·mol－1

由盖斯定律①×4－②－③×4得：4H2＋2NO2===N2＋4H2OΔH＝－285.8 kJ·mol－1×4－133 kJ·mol－1＋44 kJ·mol－1×4＝－1100.2 kJ·mol－1；



①0～40 s内，v＝0.2 mol·L－1÷40 s＝0.005 mol·L－1·s－1。

②升高温度时，气体颜色加深，平衡正向移动，则上述反应是吸热反应。

③该温度下反应的化学平衡常数K＝0.05＝1.8 。

④相同温度下，若开始向该容器中充入0.80 mol N2O4，等于将原平衡放大2倍，然后加压，平衡逆向移动，则达到平衡后c＜0.60 mol·L－1。

（3）以N2O4为材料电解制备N2O5，N2O4失电子被氧化，阳极区生成N2O5的电极反应式为：N2O4－2e－＋2HNO3===2N2O5＋2H＋。

（4）湿法吸收工业尾气中的NO2，常使用烧碱溶液，产物为两种容易见到的含氧酸盐，硝酸盐和亚硝酸盐，该反应的离子方程式是2NO2＋2OH－===NO2＋NO3＋H2O。

2．已知NH3、NO、NO2都是有毒气体，需要经过严格处置，不然会污染空气。请回答下列问题：

（1）已知如下热化学方程式：

①N2＋O2 ===2NOΔH1＝＋a kJ/mol；

②4NH3＋3O2===2N2＋6H2OΔH2＝b kJ/mol

③2NO＋O2===2NO2 ΔH3＝c kJ/mol；

则4NH3＋7O2===4NO2＋6H2OΔH＝________kJ/mol。

（2）工业合成NH3的反应，解决了世界约三分之一的人粮食问题。已知：N2＋3H22NH3，且该反应的v正＝k正·c·c3，v逆＝k逆·c2，则反应2N2＋2H2NH3的平衡常数K＝________。

（3）已知合成氨的反应升高温度平衡常数会减小，则该反应的正反应活化能E1和逆反应活化能E2的相对大小关系为：E1________E2。。

（4）从化学反应的角度剖析工业合成氨气采取30 MPa～50 MPa高压是什么原因____________________。

（5）500 ℃时，向容积为2 L的密闭容器中通入1 mol N2和3 mol H2，模拟合成氨的反应，容器内的压强随时间的变化如下表所示：

①达到平衡时N2的实际转化的比例为________。

②用压强表示该反应的平衡常数Kp＝________。

③伴随反应的进行合成氨的正反应速率与NH3的体积分数的关系如下图所示，若升高温度第三达到平衡时，可能的点为________

【答案】（1）b＋2a＋2c（2）k逆（3）<

（4）加快反应速率，同时使平衡正向移动，提升材料气的借助率和商品的产率

（5）①90%②48 MPa－2③A

【分析】

（1）依据盖斯定律剖析，①N2＋O2 ===2NOΔH1＝＋a kJ/mol；②4NH3＋3O2===2N2＋6H2OΔH2＝b kJ/mol；③2NO＋O2===2NO2ΔH3＝c kJ/mol；将方程式进行②＋①×2＋③×2计算，得热化学方程式为4NH3＋7O2===4NO2＋6H2OΔH＝ kJ/mol；

（2）当正、逆反应速率相等时，反应到平衡，即v正＝v逆＝k正·c·c3＝k逆·c2 ，则反应2N2＋2H2NH3的平衡常数K＝＝k逆；

（3）已知合成氨的反应升高温度平衡常数会减小，则说明升温平衡逆向移动，正反应为放热反应，则该反应的正反应活化能E1和逆反应活化能E2的相对大小关系为：E1<E2；

（4）工业合成氨的反应为气体分子数减小的反应，所以增大压强可以加快反应速率，同时使平衡正向移动，提升材料气的借助率和商品的产率；

（5）假设到平衡时氮气转化浓度为x mol/L，则有



依据压强比等于物质的量比剖析，有关系式：0.5＋1.5＝20

解x＝0.45；

①达到平衡时N2的实际转化的比例为0.45/0.5×100%＝90%；

②用压强表示该反应的平衡常数Kp＝×11 MPa）3＝48 MPa－2；

③合成氨的反应为放热反应，若升温，则反应速率增大，平衡逆向移动，氨气的体积分数减小，可能的点为A。

3． “低碳经济”备受关注，CO2的排集、借助与封存成为科学家研究的要紧课题。

（1）绿色植物通过图1所示过程储存能量，用化学方程式表示其光合用途的过程：_____________________。

（2）TiO2是一种性能优良的半导体光催化剂，能有效地或有机污染物转化为CO2等小分子物质。图2为在TiO2的催化下，O3降解CH3CHO的过程，则该反应的化学方程式为________________________。

（3）将适量的CO2和CH4通入一恒容密闭容器中发生反应CO2＋CH42CO＋2H2。

①已知：CH4＋2O2===CO2＋2H2O  ΔH1＝－802 kJ·mol－1

CO＋1/2O2===CO2ΔH2＝－283 kJ·mol－1

CO＋H2O===CO2＋H2                      ΔH3＝－41 kJ·mol－1

则反应CO2＋CH42CO＋2H2的ΔH＝________。

②为了探究反应CO2＋CH4 2CO＋2H2的反应速率与浓度的关系起始时向恒容密闭容器中通入CO2与CH4，使其物质的量浓度均为1.0 mol·L－1，平衡时，依据有关数据绘制出两条反应速率与浓度关系曲线：v正～c和v逆～c，则与v正～c相对应的是图中曲线________；该反应达到平衡后，某一时刻减少温度反应重新达到平衡，则此时曲线甲对应的平衡点可能为________。

（4）用稀氨水喷雾捕集CO2最后可得商品NH4HCO3。

①在捕集时，气相中有中间体 NH2COONH4生成。现将适量纯净的氨基甲酸铵置于恒容密闭容器中，分别在不同温度下进行反应：NH2COONH4 2NH3＋CO2。实验测得的有关数据见下表

氨基甲酸铵分解反应是________反应，15 ℃时此反应的化学平衡常数K＝________。

②在NH4HCO3溶液中，反应NH4＋HCO3＋H2ONH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝________。

【答案】（1）mCO2＋nH2O光Cmn＋mO2

（2）3CH3CHO＋5O3TiO26CO2＋6H2O

（3）①＋248 kJ·mol－1②乙E（4）①吸热4×10－6②1.25×10－3

【分析】（1）光合用途即是将CO2和水通过光合用途储存成能量，反应方程式为：mCO2＋nH2O光Cmn＋mO2；（2）乙醛和臭氧在紫外线有哪些用途下及TiO2作催化剂的条件下，反应生成CO2和水，方程式为：3CH3CHO＋5O3TiO26CO2＋6H2O；

（3）①反应Ⅰ.CH4＋2O2===CO2＋2H2OΔH1＝－802 kJ·mol－1

反应Ⅱ.CO＋1/2O2===CO2  ΔH2＝－283 kJ·mol－1

反应Ⅲ.CO＋H2O===CO2＋H2  ΔH3＝－41 kJ·mol－1

将Ⅰ＋＋2×Ⅲ，可得到热化学反应方程式为：CO2＋CH4 2CO＋2H2ΔH＝－802 kJ·mol－1＋[－4×]＋2×＝＋248 kJ·mol－1；②从图像可知，甲的浓度是从0升高到0.4 mol/L，即生成物CO的图像，乙是浓度从1.0减少到0.8 mol/L，即反应物是CH4，该反应是吸热反应，减少温度平衡向放热反应方向移动，即向逆反应方向移动，生成物浓度减小，化学反应速率减小，E点符合；（4）①从表格信息可知，温度升高，气体总浓度增大，向正反应方向移动，即温度升高平衡向吸热反应方向移动，即正反应方向吸热，依据反应化学计量关系可知，c＝2c，15 ℃时平衡体系的气体总浓度为3×10－2 mol/L，即c＋c＝3×10－2 mol/L，得到c＝2×10－2 mol/L，c＝10－2 mol/L，K＝c2×c＝4×10－6；②依据盐类水解规律，由NH3·H2O的电离平衡常数K＝2×10－5、H2CO3的电离平衡常数K＝4×10－7可知，碳酸氢根的水解程度更大，所以c) 大于c)；反应NH4＋HCO3＋H2O===NH3·H2O＋H2CO3的平衡常数K＝43）＝Kb×Ka1＝2×10－5×4×10－7＝1.25×10－3。

4．石油化工生产中，借助裂解反应可以获得要紧化工材料乙烯、丙烯。肯定条件下，正丁烷裂解的主反应如下：

反应ⅠC4H10 CH4＋CH3CH===CH2ΔH1；

反应Ⅱ C4H10 C2H6＋CH2===CH2ΔH2；

回答下列问题：

（1）正丁烷、乙烷和乙烯的燃烧热分别为Q1 kJ·mol－1、Q2 kJ·mol－1、Q3 kJ·mol－1，反应Ⅱ的ΔH2＝________。

（2）肯定温度下，向容积为5 L的密闭容器中通入正丁烷，反应时间与容器内气体总压强数据如下：

①该温度下，正丁烷的平衡实际转化的比例α＝________；反应速率可以用单位时间内分压的变化表示，即v＝Δp/Δt，前2a min内正丁烷的平均反应速率v＝________MPa·min－1。

②若平衡时甲烷、乙烯的体积分数分别为11、4，则该温度下反应Ⅰ的压强平衡常数Kp＝________MPa。

③若反应在恒温、恒压条件进行，平衡后反应容器的体积________8.8 L。

④实质生产中发现高于640 K后，乙烯和丙烯的产率随温度升高增加幅度减小，可能是什么原因______________________________。

（3）一种丁烷燃料电池工作原理如图所示。

①A电极上发生的是________反应。

②写出B电极的电极反应式：________。

【答案】（1） kJ·mol－1

（2）①76%1.7/a②2.13③>④催化剂活性减少

（3）①还原②C4H10＋13O2－－26e－===4CO2＋5H2O

【分析】（1）①C4H10＋6.5O2===4CO2＋5H2O   ΔH＝－Q1 kJ·mol－1

②C2H6＋3.5O2===2CO2＋3H2O  ΔH＝－Q2 kJ·mol－1

③CH2===CH2＋3O2===2CO2＋2H2O   ΔH＝－Q3 kJ·mol－1

①－②－③得：C4H10 C2H6＋CH2===CH2ΔH2＝ kJ·mol－1；

（2）①设该温度下，正丁烷的平衡实际转化的比例α，平衡时，5＋5α＋5α＝8.8，α＝0.76；前2a min内压强从5 MPa增大到8.4 MPa，即前2a min内正丁烷的Δp＝3.4 MPa，依据v＝Δp/Δt＝/2a min＝1.7/a MPa·min－1；

②反应ⅠC4H10 CH4＋CH3CH===CH2，平衡时，若平衡时甲烷、乙烯的体积分数分别为11、4，则丙烯和乙烷的体积分数分别为11、4，正丁烷为1－2/11－2/11－1/4－1/4＝3/22，Kp＝22＝2.13；③反应为体积变大的反应，若反应在恒温、恒压条件进行，平衡后反应容器的体积变大，故体积大于8.8 L；④高于640 K后，乙烯和丙烯的产率随温度升高增加幅度减小，可能是什么原因：催化剂活性减少；（3）A电极上氧气得电子，发生还原反应；B电极上正丁烷被氧化，电极反应式为：C4H10＋13O2－－26e－===4CO2＋5H2O。