（新課標Ⅱ）2019版高考化學一輪復習 專題七 化學反應速率和化學平衡課件.ppt

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1、專題七化學反應速率和化學平衡,高考化學 (課標專用),考點一化學反應速率 1.(2014課標,9,6分,0.359)已知分解1 mol H2O2放出熱量98 kJ。在含少量I-的溶液中,H2O2分解的機理為: H2O2+I- H2O+IO-慢 H2O2+IO- H2O+O2+I-快 下列有關該反應的說法正確的是() A.反應速率與I-濃度有關 B.IO-也是該反應的催化劑 C.反應活化能等于98 kJmol-1 D.v(H2O2)=v(H2O)=v(O2),五年高考,A組統(tǒng)一命題課標卷題組,答案A由于反應速率由慢反應決定,故I-濃度越大,反應速率越快,A正確;IO-為中間產(chǎn)物,不是催化劑,B錯

2、誤;活化能不是反應熱,反應熱是正、逆反應活化能的差值,C錯誤;D錯誤。,解題關鍵第一步參加反應,第二步又通過反應生成,且質量不發(fā)生變化,這樣的物質屬于催化劑。,2.(2018課標,28,15分)三氯氫硅(SiHCl3)是制備硅烷、多晶硅的重要原料。回答下列問題: (1)SiHCl3在常溫常壓下為易揮發(fā)的無色透明液體,遇潮氣時發(fā)煙生成(HSiO)2O等,寫出該反應的化學方程式。 (2)SiHCl3在催化劑作用下發(fā)生反應: 2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)H1=48 kJmol-1 3SiH2Cl2(g) SiH4(g)+2SiHCl3(g)H2=-30 kJmol-1

3、 則反應4SiHCl3(g) SiH4(g)+3SiCl4(g)的H為kJmol-1。 (3)對于反應2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)+SiCl4(g),采用大孔弱堿性陰離子交換樹脂催化劑,在323 K 和343 K時SiHCl3的轉化率隨時間變化的結果如圖所示。,343 K時反應的平衡轉化率=%。平衡常數(shù)K343 K=(保留2位小數(shù))。 在343 K下:要提高SiHCl3轉化率,可采取的措施是;要縮短反應達到平衡的時間,可采取的措施有、。 比較a、b處反應速率大小:vavb(填“大于”“小于”或“等于”)。反應速率v=v正-v逆=k正-k逆,k正、k逆分別為正、逆向反應速率常數(shù),x

4、為物質的量分數(shù),計算a處的 =(保留1位小數(shù))。,答案(1)2SiHCl3+3H2O (HSiO)2O+6HCl (2)114 (3)220.02 及時移去產(chǎn)物改進催化劑提高反應物壓強(濃度) 大于1.3,解析本題考查化學方程式的書寫、蓋斯定律的應用、化學平衡的移動及相關計算。 (1)依據(jù)題意知,SiHCl3遇潮氣時發(fā)煙的化學方程式為2SiHCl3+3H2O (HSiO)2O+6HCl。 (2)由蓋斯定律可知H=3H1+H2=348 kJmol-1-30 kJmol-1=114 kJmol-1。 (3)反應2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)H1=48 kJmol-1,

5、由于H10,升高溫度,化學平衡 正向移動,SiHCl3的轉化率增大,故曲線a表示343 K,觀察圖像知,343 K時反應的平衡轉化率為 22%;設起始時SiHCl3的物質的量濃度為c,列出“三段式”: 2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)+SiCl4(g) 起始 c 0 0 變化 0.22c 0.11c0.11c 平衡 0.78c 0.11c0.11c 故K343 K==0.02。 已知2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)H1=48 kJ mol-1,該反應的正反應是氣體體積不變 的吸熱反應,故要在溫度不變的情況下提高SiHCl3轉化率可采取的措

6、施是及時移去產(chǎn)物;要縮短反應達到平衡的時間,可采取的措施有提高反應物壓強(濃度)和改進催化劑等。,a、b處SiHCl3的轉化率相等,但a處溫度比b處高,故va大于vb;依據(jù)題意知v正=k正,v逆=k逆 ,由平衡時v正=v逆知,==0.02,對于a處,列出“三段式”計算知,=0.8, =0.1,=0.1,故a處==1.3。,疑難點撥(3)根據(jù)已知表達式表示出v正和v逆,利用達到化學平衡時v正=v逆計算出,然后結 合“三段式”即可求出。,考點二化學平衡 1.(2017課標,27,14分)丁烯是一種重要的化工原料,可由丁烷催化脫氫制備?；卮鹣铝袉栴}: (1)正丁烷(C4H10)脫氫制1-丁烯(C4H

7、8)的熱化學方程式如下: C4H10(g)C4H8(g)+H2(g)H1 已知:C4H10(g)+O2(g)C4H8(g)+H2O(g)H2=-119 kJmol-1 H2(g)+O2(g)H2O(g)H3=-242 kJmol-1 反應的H1為kJmol-1。圖(a)是反應平衡轉化率與反應溫度及壓強的關系圖,x0.1(填“大于”或“小于”);欲使丁烯的平衡產(chǎn)率提高,應采取的措施是(填標號)。 A.升高溫度B.降低溫度 C.增大壓強D.降低壓強,(2)丁烷和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器(氫氣的作用是活化催化劑),出口氣中含有丁烯、丁烷、氫氣等。圖(b)為丁烯產(chǎn)率與進料氣中n

8、(氫氣)/n(丁烷)的關系。圖中曲線呈現(xiàn)先升高后降低的變化趨勢,其降低的原因是 。 (3)圖(c)為反應產(chǎn)率和反應溫度的關系曲線,副產(chǎn)物主要是高溫裂解生成的短碳鏈烴類化合物。丁烯產(chǎn)率在590 之前隨溫度升高而增大的原因可能是、;590 之后,丁烯產(chǎn)率快速降低的主要原因可能是。,答案(1)123小于AD (2)氫氣是產(chǎn)物之一,隨著n(氫氣)/n(丁烷)增大,逆反應速率增大 (3)升高溫度有利于反應向吸熱方向進行溫度升高反應速率加快丁烯高溫裂解生成短鏈烴類,解析本題考查反應熱的計算及影響化學平衡的因素。(1)運用蓋斯定律,由-可得,故 H1=H2-H3=123 kJmol-1;

9、由圖(a)可知,溫度一定時,壓強由0.1 MPa變成x MPa,反應物平衡轉化率增大,對反應而言,減小壓強,平衡正向移動,反應物平衡轉化率增大,故x小于0.1;H10,升高溫度或減小壓強,可使反應的平衡正向移動,丁烯的平衡產(chǎn)率提高,故選擇A、D。(2)H2是反應的產(chǎn)物之一,若混合氣體中H2比例過大,會抑制反應正向進行,從而使丁烯產(chǎn)率降低。(3)590 之前,升高溫度,有利于反應正向進行,同時反應速率加快。反應速率加快,氣流通過反應器時反應物的利用率就會提高,丁烯的產(chǎn)率增大。590 之后丁烯高溫裂解生成的短鏈烴類化合物增多,丁烯產(chǎn)率降低。,審題方法(3)結合題給信息挖掘圖(c)中隱含條件對問題進

10、行解答。,2.(2015課標,28,15分,0.257)碘及其化合物在合成殺菌劑、藥物等方面具有廣泛用途?；卮鹣铝袉栴}: (1)大量的碘富集在海藻中,用水浸取后濃縮,再向濃縮液中加MnO2和H2SO4,即可得到I2。該反應的還原產(chǎn)物為。 (2)上述濃縮液中主要含有I-、Cl-等離子。取一定量的濃縮液,向其中滴加AgNO3溶液,當AgCl開始沉淀時,溶液中為。已知Ksp(AgCl)=1.810-10,Ksp(AgI)=8.510-17。 (3)已知反應2HI(g) H2(g)+I2(g)的H=+11 kJmol-1,1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化學鍵斷 裂時分別需要吸收4

11、36 kJ、151 kJ的能量,則1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為kJ。 (4)Bodensteins研究了下列反應: 2HI(g) H2(g)+I2(g) 在716 K時,氣體混合物中碘化氫的物質的量分數(shù)x(HI)與反應時間t的關系如下表:,根據(jù)上述實驗結果,該反應的平衡常數(shù)K的計算式為。 上述反應中,正反應速率為v正=k正x2(HI),逆反應速率為v逆=k逆x(H2)x(I2),其中k正、k逆為速率常數(shù),則k逆為(以K和k正表示)。若k正=0.002 7 min-1,在t=40 min時,v正=min-1。 由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v正x(HI)和v逆x(H2)的關系可

12、用下圖表示。當升高到某一溫度時,反應重新達到平衡,相應的點分別為(填字母)。,答案(1)MnSO4(或Mn2+)(1分) (2)4.710-7(2分) (3)299(2分) (4)(2分) k正/K1.9510-3(每空2分,共4分) A、E(4分),解析(1)MnO2在酸性條件下可把I-氧化為I2,自身被還原為Mn2+,即還原產(chǎn)物為MnSO4。 (2)當AgCl開始沉淀時,AgI已經(jīng)沉淀完全,此時溶液中==== 4.710-7。 (3)設1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂吸收的能量為x kJ,由反應熱與鍵能的關系可知,2x=436+151+ 11,解得x=299,故1 mol HI(g)

13、分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為299 kJ。 (4)觀察表中數(shù)據(jù)知,120 min時反應達到平衡,此時x(HI)=0.784,x(H2)=x(I2)=(1-0.784)=0.108, 故反應的平衡常數(shù)K的計算式為=。 由于v正=k正x2(HI),v逆=k逆x(H2)x(I2),K=,當達到平衡狀態(tài)時,v正=v逆,即k逆=;在t=40 min 時,x(HI)=0.85,v正=k正x2(HI)=0.002 7 min-10.852=1.9510-3 min-1。 反應2HI(g) H2(g)+I2(g)是吸熱反應,升高溫度,反應速率加快,平衡正向移動,x(HI)減小,x(H2) 增大,觀察圖像知

14、,對應的點分別為A和E。,審題方法第(4)問的第小問要結合圖示、化學平衡和化學反應速率關系的變化特點分析問題。升高溫度,反應速率增大。,易混易錯要注意平衡常數(shù)的表達式和計算式,很多學生在第(4)問第小問會錯寫成表達式,應該寫成計算式。,3.(2014課標,26,13分,0.513)在容積為1.00 L的容器中,通入一定量的N2O4,發(fā)生反應N2O4(g) 2NO2(g),隨溫度升高,混合氣體的顏色變深。,回答下列問題: (1)反應的H0(填“大于”或“小于”);100 時,體系中各物質濃度隨時間變化如上圖所示。在060 s 時段,反應速率v(N2O4)為molL-1s-1;反應的平衡常數(shù)K1為

15、。 (2)100 時達平衡后,改變反應溫度為T,c(N2O4)以0.002 0 molL-1s-1的平均速率降低,經(jīng)10 s又達到平衡。 T100 (填“大于”或“小于”),判斷理由是 。 列式計算溫度T時反應的平衡常數(shù)K2 。 (3)溫度T時反應達平衡后,將反應容器的容積減少一半。平衡向(填“正反應”或“逆反應”)方向移動

16、,判斷理由是 。,答案(1)大于0.001 00.36 molL-1(1分,2分,2分,共5分) (2)大于(1分)反應正方向吸熱,反應向吸熱方向進行,故溫度升高(2分) 平衡時,c(NO2)=0.120 molL-1+0.002 0 molL-1s-110 s2=0.16 molL-1 c(N2O4)=0.040 molL-1-0.002 0 molL-1s-110 s=0.020 molL-1 K2==1.3 molL-1(3分) (3)逆反應對氣體分子數(shù)增大的反應,增大壓強平衡向逆反應方向移動(每空1分,共2分),解析(

17、1)隨溫度升高,混合氣體的顏色變深,說明升溫平衡向正反應方向移動,H0。在060 s時段,v(N2O4)===0.001 0 molL-1s-1;平衡常數(shù)K1== =0.36 molL-1。 (2)當溫度由100 變?yōu)門時,N2O4的濃度降低,“三段式”如下: N2O4(g) 2NO2(g) 100 平衡時0.040 molL-10.120 molL-1 溫度T時變化0.020 molL-10.040 molL-1 溫度T平衡時0.020 molL-10.160 molL-1 由于溫度變?yōu)門時平衡向N2O4濃度減小的方向移動,即向吸熱方向移動,故溫度升高,所以T100。當再次達到平衡時,平衡常

18、數(shù)K2===1.3 molL-1。 (3)溫度不變,將反應容器的容積減少一半,壓強增大,平衡向氣體分子數(shù)減小的方向(即逆反應方向)移動。,審題方法解答此題的關鍵是依據(jù)題給信息判斷出反應是吸熱反應,然后根據(jù)濃度-時間圖像計算反應速率及平衡常數(shù),并依據(jù)溫度、壓強對平衡的影響回答相關問題。,答題規(guī)范1.第(1)小題第一個空要填“大于”,不要寫“”。 2.細心計算,防止出錯。 3.準確組織語言,規(guī)范使用化學用語。,考點三化學平衡常數(shù)及與化學平衡有關的計算 1.(2018課標,28,15分)采用N2O5為硝化劑是一種新型的綠色硝化技術,在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛應用?；卮鹣铝袉栴}: (1)1840

19、年Devil用干燥的氯氣通過干燥的硝酸銀,得到N2O5。該反應的氧化產(chǎn)物是一種氣體,其分子式為。 (2)F.Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25 時N2O5(g)分解反應: 2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g) 2N2O4(g) 其中NO2二聚為N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變化如下表所示t=時,N2O5(g)完全分解:,已知:2N2O5(g) 2N2O4(g)+O2(g)H1=-4.4 kJmol-1 2NO2(g) N2O4(g)H2=-55.3 kJmol-1 則反應N2O5(g) 2NO2(g)+O2(g)的H=kJmol-1。 研究表

20、明,N2O5(g)分解的反應速率v=210-3(kPamin-1)。t=62 min時,測得體系中= 2.9 kPa,則此時的=kPa,v=kPamin-1。 若提高反應溫度至35 ,則N2O5(g)完全分解后體系壓強p(35 )63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”),原因是。 25 時N2O4(g) 2NO2(g)反應的平衡常數(shù)Kp=kPa(Kp為以分壓表示的平衡常數(shù),計 算結果保留1位小數(shù))。 (3)對于反應2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g),R.A.Ogg提出如下反應歷程: 第一步N2O5 NO2+NO3快速平衡 第二步NO2+NO3 NO+NO2+O2慢反應 第三步

21、NO+NO3 2NO2快反應,其中可近似認為第二步反應不影響第一步的平衡。下列表述正確的是(填標號)。 A.v(第一步的逆反應)v(第二步反應) B.反應的中間產(chǎn)物只有NO3 C.第二步中NO2與NO3的碰撞僅部分有效 D.第三步反應活化能較高,答案(1)O2(2)53.130.06.010-2大于溫度提高,體積不變,總壓強提高;NO2二聚為放熱反應,溫度提高,平衡左移,體系物質的量增加,總壓強提高13.4 (3)AC,解析本題考查氧化還原反應、反應熱的計算、化學反應速率、化學平衡及化學平衡常數(shù)的計算。 (1)氯氣具有強氧化性,氮元素化合價不變,Ag應以AgCl形式存在,則被氧化的是氧元素,對

22、應的氧化產(chǎn)物為O2,反應的化學方程式為4AgNO3+2Cl2 4AgCl+2N2O5+O2。 (2)2N2O5(g) 2N2O4(g)+O2(g)H1=-4.4 kJmol-1a 2NO2(g) N2O4(g)H2=-55.3 kJmol-1b 根據(jù)蓋斯定律,由-b可得:N2O5(g) 2NO2(g)+O2(g)H=53.1 kJmol-1。 由2N2O5(g)O2(g)可知,=2.9 kPa時N2O5分壓減小5.8 kPa,此時=(35.8-5.8)kPa=30.0 kPa。v=210-3(kPamin-1)=210-330(kPamin-1)=6.010-2 kPamin-1。 t=時,N

23、2O5完全分解。 2N2O52N2O4+O2 2 21 35.8 kPa =35.8 kPa=17.9 kPa,設達平衡時,N2O4分壓減小了x kPa。 N2O42NO2 開始分壓(kPa) 35.8 0 變化分壓(kPa) x 2x 平衡分壓(kPa) 35.8-x 2x (35.8-x)kPa+2x kPa+17.9 kPa=63.1 kPa,解得x=9.4,則平衡時=26.4 kPa,=18.8 kPa,K= kPa13.4 kPa。 (3)第一步反應為快反應,其逆反應的速率也比第二步反應的速率快,A正確;從反應方程式看,中間產(chǎn)物有NO3、NO,B錯誤;由于第二步反應是

24、慢反應,說明NO2與NO3的碰撞僅部分有效,C正確;第三步是快反應,故其活化能應較低,D錯誤。,2.(2017課標,28,14分)砷(As)是第四周期A族元素,可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物,有著廣泛的用途。回答下列問題: (1)畫出砷的原子結構示意圖。 (2)工業(yè)上常將含砷廢渣(主要成分為As2S3)制成漿狀,通入O2氧化,生成H3AsO4和單質硫。寫出發(fā)生反應的化學方程式。該反應需要在加壓下進行,原因是。 (3)已知:As(s)+H2(g)+2O2(g) H3AsO4(s)H1 H2(g)+O2(g) H2O(l)H2 2As(s)+O2(g) As2O

25、5(s)H3 則反應As2O5(s)+3H2O(l) 2H3AsO4(s)的H=。 (4)298 K時,將20 mL 3x molL-1 Na3AsO3、20 mL 3x molL-1 I2和20 mL NaOH溶液混合,發(fā)生反應:As(aq)+I2(aq)+2OH-(aq) As(aq)+2I-(aq)+H2O(l)。溶液中c(As)與反應時間(t)的 關系如圖所示。,下列可判斷反應達到平衡的是(填標號)。 a.溶液的pH不再變化 b.v(I-)=2v(As) c.c(As)/c(As)不再變化 d.c(I-)=y molL-1 tm時,v正v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。 tm時v逆

26、tn時v逆(填“大于”“小于”或“等于”),理由是 。 若平衡時溶液的pH=14,則該反應的平衡常數(shù)K為。,答案(1) (2)2As2S3+5O2+6H2O 4H3AsO4+6S 增加反應物O2的濃度,提高As2S3的轉化速率 (3)2H1-3H2-H3 (4)a、c大于小于tm時生成物濃度較低 (molL-1)-1,解析(1)As位于第四周期第A族,其原子序數(shù)為33,則其原子結構示意圖為。 (2)根據(jù)得失電子守恒及原子守恒可以配平該反應的化學方程式:2As2S3+5O2+6H2O 4H3AsO4+6S。該反應是有氣體物質參與的反應,加壓可以加快反應速率。 (3)由蓋斯定律可知H=

27、2H1-3H2-H3。 (4)溶液pH不變時,c(OH-)保持不變,反應處于平衡狀態(tài);未標明v(I-)和v()的方向,反應不 一定處于平衡狀態(tài);由于提供的Na3AsO3的量一定,所以c(As)/c(As)不再變化時,c(As) 與c(As)也保持不變,反應處于平衡狀態(tài);平衡時c(I-)=2c()=2y molL-1=2y molL-1,即 c(I-)=y molL-1時反應未達到平衡狀態(tài)。反應從正反應開始進行,tm時反應繼續(xù)正向進行,v正 v逆。tm時As濃度比tn時小,所以逆反應速率:tm

28、應達到平衡時,c(As)為y molL-1,則c(I-)=2y molL-1,消耗 As、I2濃度均為y molL-1,平衡時c(As)為(x-y) molL-1,c(I2)為(x-y)molL-1,溶液中c(OH-)= 1 molL-1,K=(molL-1)-1=(molL-1)-1。,3.(2016課標,27,14分)丙烯腈(CH2CHCN)是一種重要的化工原料,工業(yè)上可用“丙烯氨氧 化法”生產(chǎn),主要副產(chǎn)物有丙烯醛(CH2CHCHO)和乙腈(CH3CN)等?；卮鹣铝袉栴}: (1)以丙烯、氨、氧氣為原料,在催化劑存在下生成丙烯腈(C3H3N)和副產(chǎn)物丙烯醛(C3H4O)的熱化學方程式如下:

29、C3H6(g)+NH3(g)+O2(g) C3H3N(g)+3H2O(g)H=-515 kJmol-1 C3H6(g)+O2(g) C3H4O(g)+H2O(g)H=-353 kJmol-1 兩個反應在熱力學上趨勢均很大,其原因是;有利于提高丙烯腈平衡產(chǎn)率的反應條件是;提高丙烯腈反應選擇性的關鍵因素是。 (2)圖(a)為丙烯腈產(chǎn)率與反應溫度的關系曲線,最高產(chǎn)率對應的溫度為460 。低于460 時,丙烯腈的產(chǎn)率(填“是”或“不是”)對應溫度下的平衡產(chǎn)率,判斷理由是;高于460 時,丙烯腈產(chǎn)率降低的可能原因是(雙選,填標號)。 A.催化劑活性降低B.平衡常數(shù)變大,C.副反應增多D.反應活化能增大

30、(3)丙烯腈和丙烯醛的產(chǎn)率與n(氨)/n(丙烯)的關系如圖(b)所示。由圖可知,最佳n(氨)/n(丙烯)約為,理由是。進料氣氨、空氣、丙烯的理論體積比約為。,答案(14分)(1)兩個反應均為放熱量大的反應降低溫度、降低壓強催化劑 (2)不是該反應為放熱反應,平衡產(chǎn)率應隨溫度升高而降低AC (3)1該比例下丙烯腈產(chǎn)率最高,而副產(chǎn)物丙烯醛產(chǎn)率最低17.51,解析(1)判斷反應自發(fā)進行的趨勢可從熵變和焓變兩方面考慮,反應和的熵變不大,但焓變均較大,這是導致兩個反應在熱力學上趨勢均很大的主要原因。根據(jù)影響平衡移動的因素可知,提高丙烯腈平衡產(chǎn)率(即使反應的平衡右移)的條件可以是降低溫度、降低壓強。在影響

31、反應速率的外界因素中,催化劑的影響最大,且不同的反應一般使用的催化劑也不同,因此催化劑是提高丙烯腈反應選擇性的關鍵因素。 (2)溫度升高,反應的平衡常數(shù)變小,反應的活化能不變,高于460 時,丙烯腈產(chǎn)率降低的原因可能是催化劑的活性降低、副反應增多,A、C正確。 (3)由反應可知n(NH3)n(O2)n(C3H6)=11.51,由于O2在空氣中所占體積分數(shù)約為,所 以理論上進料氣氨、空氣、丙烯的體積比V(NH3)V(空氣)V(C3H6)=1(1.55)1=17.51。,關聯(lián)知識1.在能發(fā)生多個反應的反應體系中,選擇合適的催化劑,只能對某一特定的反應起到催化作用,這是催化劑的選擇性。 2.溫度過高

32、,催化劑失活,選擇性減弱,副反應會增多。 解題關鍵1.生成丙烯腈的反應為放熱反應;2.圖表信息的分析與應用。,考點一化學反應速率 1.(2018北京理綜,7,6分)我國科研人員提出了由CO2和CH4轉化為高附加值產(chǎn)品CH3COOH的催化反應歷程。該歷程示意圖如下。 下列說法不正確的是() A.生成CH3COOH總反應的原子利用率為100% B.CH4CH3COOH過程中,有CH鍵發(fā)生斷裂 C.放出能量并形成了CC鍵 D.該催化劑可有效提高反應物的平衡轉化率,B組 自主命題?。▍^(qū)、市）卷題組,答案D本題考查能量變化、催化劑催化機理等知識。催化劑只影響化學反應速率,不會使化學平衡發(fā)生移動,故不會提

33、高反應物的平衡轉化率,D不正確。,方法技巧認真觀察示意圖,分清反應物、中間產(chǎn)物和生成物,該題就不難作答。,2.(2018江蘇單科,10,2分)下列說法正確的是() A.氫氧燃料電池放電時化學能全部轉化為電能 B.反應4Fe(s)+3O2(g)2Fe2O3(s)常溫下可自發(fā)進行,該反應為吸熱反應 C.3 mol H2與1 mol N2混合反應生成NH3,轉移電子的數(shù)目小于66.021023 D.在酶催化淀粉水解反應中,溫度越高淀粉水解速率越快,答案C本題考查燃料電池、反應自發(fā)性、阿伏加德羅常數(shù)的應用及酶的活性與溫度的關系。氫氧燃料電池放電過程中,化學能除轉化為電能外,還有熱能的產(chǎn)生,A錯誤;4F

34、e(s)+3O2(g) 2Fe2O3(s)是一個熵減反應,而該反應常溫下能自發(fā)進行,則該反應必為放熱反應,B錯誤;N2 與H2合成NH3的反應為可逆反應,故3 mol H2與1 mol N2不能完全轉化為NH3,轉移電子的數(shù)目小于66.021023,C正確;酶的活性與溫度有關,溫度過高,使酶失去生理活性,D錯誤。,誤區(qū)警示本題容易忽視合成氨是可逆反應。,3.(2016北京理綜,8,6分)下列食品添加劑中,其使用目的與反應速率有關的是() A.抗氧化劑B.調(diào)味劑 C.著色劑D.增稠劑,答案A抗氧化劑是防止食品氧化變質的添加劑,使用目的是延緩食品的變質。,4.(2017江蘇單科,10,2分)H2O

35、2分解速率受多種因素影響。實驗測得70 時不同條件下H2O2濃度隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是(),A.圖甲表明,其他條件相同時,H2O2濃度越小,其分解速率越快 B.圖乙表明,其他條件相同時,溶液pH越小,H2O2分解速率越快 C.圖丙表明,少量Mn2+存在時,溶液堿性越強,H2O2分解速率越快 D.圖丙和圖丁表明,堿性溶液中,Mn2+對H2O2分解速率的影響大,答案D本題考查依據(jù)影響化學反應速率的因素識圖的能力。A項,從圖甲看出,相同時間內(nèi),起始c(H2O2)越大,H2O2的濃度變化量越大,即分解速率越快,錯誤;B項,從圖乙看出,NaOH溶液濃度越大,即pH越大,H2O2分解速率越

36、快,錯誤;C項,從圖丙看出,0.1 molL-1 NaOH與1.0 molL-1 NaOH所示曲線相比,0.1 molL-1 NaOH對應曲線表示的H2O2分解速率快,錯誤;D項正確。,審題方法三審清 一審題干,審清關鍵詞; 二審題圖,審清圖中標注的數(shù)據(jù); 三審選項,審清選項中所表明的具體結論。,5.(2015福建理綜,12,6分)在不同濃度(c)、溫度(T)條件下,蔗糖水解的瞬時速率(v)如下表。下列判斷不正確的是(),A.a=6.00 B.同時改變反應溫度和蔗糖的濃度,v可能不變 C.b<318.2 D.不同溫度時,蔗糖濃度減少一半所需的時間相同,答案D根據(jù)題表信息可知,相同溫度時,隨著濃

37、度以等差數(shù)列遞減,其瞬時速率也以等差數(shù)列遞減,故a=6.00;同時改變反應溫度和反應物濃度,瞬時速率有可能不變;相同濃度時,溫度越高,反應速率越快,故b<318.2;溫度升高,瞬時速率加快,故蔗糖濃度減少一半時,所用時間并不相等,D項錯誤。,6.(2014重慶理綜,7,6分)在恒容密閉容器中通入X并發(fā)生反應:2X(g) Y(g),溫度T1、T2下X 的物質的量濃度c(X)隨時間t變化的曲線如圖所示,下列敘述正確的是() A.該反應進行到M點放出的熱量大于進行到W點放出的熱量 B.T2下,在0t1時間內(nèi),v(Y)= molL-1min-1 C.M點的正反應速率v正大于N點的逆反應速率v逆 D.M

38、點時再加入一定量X,平衡后X的轉化率減小,答案C依據(jù)題中圖示,可看出T1T2,由于T1時X的平衡濃度大于T2時X的平衡濃度,可推出該反應為放熱反應。A項,M點與W點比較,X的轉化量前者小于后者,故進行到M點放出的熱量應小于進行到W點放出的熱量,A項錯誤;B項,2v(Y)=v(X)= molL-1min-1,B項錯誤;C項,T1 T2,溫度越高,反應速率越大,M點的正反應速率W點的正反應速率,而W點的正反應速率=W點的逆反應速率N點的逆反應速率,C項正確;D項,恒容時充入X,壓強增大,平衡正向移動,X的轉化率增大,D項錯誤。,考點二化學平衡 1.(2018天津理綜,5,6分)室溫下,向圓底燒瓶中

39、加入1 mol C2H5OH和含1 mol HBr的氫溴酸,溶液中發(fā)生反應:C2H5OH+HBr C2H5Br+H2O,充分反應后達到平衡。已知常壓下,C2H5Br和C2H5OH的沸點分別為38.4 和78.5 。下列有關敘述錯誤的是() A.加入NaOH,可增大乙醇的物質的量 B.增大HBr濃度,有利于生成C2H5Br C.若反應物均增大至2 mol,則兩種反應物平衡轉化率之比不變 D.若起始溫度提高至60 ,可縮短反應達到平衡的時間,答案D本題考查化學平衡的影響因素。加入NaOH會中和HBr,平衡逆向移動,乙醇的物質的量增大,A正確;增大HBr濃度,平衡正向移動,有利于生成C2H5Br,B

40、正確;只要投料比符合化學計量數(shù)之比,兩種反應物平衡轉化率之比始終是11,C正確;若起始溫度提高至60 ,則反應生成的C2H5Br會被及時蒸出,反應很難建立平衡,D錯誤。,解題關鍵注意C2H5Br的沸點為38.4 ,60 時C2H5Br為氣體。,2.(2017天津理綜,6,6分)常壓下羰基化法精煉鎳的原理為:Ni(s)+4CO(g) Ni(CO)4(g)。230 時,該反應的平衡常數(shù)K=210-5。已知:Ni(CO)4的沸點為42.2 ,固體雜質不參與反應。 第一階段:將粗鎳與CO反應轉化成氣態(tài)Ni(CO)4; 第二階段:將第一階段反應后的氣體分離出來,加熱至230 制得高純鎳。 下列判斷正確的

41、是() A.增加c(CO),平衡向正向移動,反應的平衡常數(shù)增大 B.第一階段,在30 和50 兩者之間選擇反應溫度,選50 C.第二階段,Ni(CO)4分解率較低 D.該反應達到平衡時,v生成Ni(CO)4=4v生成(CO),答案B本題考查化學平衡的相關知識。增加c(CO),平衡正向移動,但由于反應溫度不變,故平衡常數(shù)不變,A錯;第一階段的目的是得到氣態(tài)Ni(CO)4,因為Ni(CO)4的沸點為42.2 ,故反應溫度選擇50 ,B正確;根據(jù)題給平衡常數(shù)知230 時反應Ni(CO)4(g) Ni(s)+4CO(g)的平 衡常數(shù)為5104,故第二階段Ni(CO)4分解率較高,C錯;反應達到平衡時,

42、4v生成Ni(CO)4=v生成(CO),D錯。,易混易錯平衡發(fā)生移動時,平衡常數(shù)不一定發(fā)生變化,只有溫度改變才能引起平衡常數(shù)的變化。,3.(2016江蘇單科,15,4分)一定溫度下,在3個體積均為1.0 L的恒容密閉容器中反應2H2(g)+CO(g) CH3OH(g)達到平衡。下列說法正確的是(),A.該反應的正反應放熱 B.達到平衡時,容器中反應物轉化率比容器中的大 C.達到平衡時,容器中c(H2)大于容器中c(H2)的兩倍 D.達到平衡時,容器中的正反應速率比容器中的大,答案AD將容器中c(CH3OH)=0.10 molL-1等效轉移至左邊的反應物,相當于c(H2)=0.20 molL-1

43、,c(CO)=0.10 molL-1。A項,容器中相對于容器中,溫度升高,平衡左移,則逆反應為吸熱反應,正反應放熱,正確;B項,容器中相對于容器中,壓強增大,平衡右移,則容器中反應物轉化率大,錯誤;C項,容器相對于容器,溫度升高,壓強減小,平衡左移,達平衡時,容器中c(H2)小于容器中c(H2)的兩倍,錯誤;D項,容器中比容器中溫度高,反應速率快,正確。,4.(2015四川理綜,7,6分)一定量的CO2與足量的碳在體積可變的恒壓密閉容器中反應:C(s)+CO2(g) 2CO(g),平衡時,體系中氣體體積分數(shù)與溫度的關系如下圖所示: 已知:氣體分壓(p分)=氣體總壓(p總)體積分數(shù)。下列說法正確

44、的是() A.550 時,若充入惰性氣體,v正、v逆均減小,平衡不移動 B.650 時,反應達平衡后CO2的轉化率為25.0% C.T 時,若充入等體積的CO2和CO,平衡向逆反應方向移動 D.925 時,用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數(shù)Kp=24.0p總,答案BA項,反應容器為恒壓密閉容器,充入惰性氣體,相當于減小壓強,v正、v逆均減小,平衡應向右移動,錯誤;B項,設起始時CO2的物質的量為1 mol,達到平衡時轉化了x mol,利用三段式: C(s)+CO2(g) 2CO(g) n始/mol 1 0 n轉化/mol x 2x n平/mol 1-x 2x 則

45、有100%=40.0%,解得x=0.25,CO2的轉化率為100%=25.0%,正確;C項,因為 是恒壓體系,T 達平衡時,CO2、CO的體積分數(shù)均為50%,故充入等體積的CO2和CO,平衡不移動,錯誤;D項,Kp===23.04 p總,錯誤。,5.(2015天津理綜,10,14分)FeCl3具有凈水作用,但腐蝕設備,而聚合氯化鐵是一種新型的絮凝劑,處理污水比FeCl3高效,且腐蝕性小。請回答下列問題: (1)FeCl3凈水的原理是。FeCl3溶液腐蝕鋼鐵設備,除H+作用外,另一主要原因是(用離子方程式表示) 。 (2)為節(jié)約成本,工業(yè)上用NaClO3氧化酸性Fe

46、Cl2廢液得到FeCl3。 若酸性FeCl2廢液中c(Fe2+)=2.010-2 molL-1,c(Fe3+)=1.010-3 molL-1,c(Cl-)=5.310-2 molL-1,則該溶液的pH約為。 完成NaClO3氧化FeCl2的離子方程式: Cl+Fe2++ Cl-+Fe3++ (3)FeCl3在溶液中分三步水解: Fe3++H2O Fe(OH)2++H+K1 Fe(OH)2++H2O Fe(OH+H+K2 Fe(OH+H2O Fe(OH)3+H+K3,以上水解反應的平衡常數(shù)K1、K2、K3由大到小的順序是。 通過控制條件,以上水解產(chǎn)物聚合,生成聚合氯化鐵,離子方程式為: xFe3

47、++yH2O Fex(OH+yH+ 欲使平衡正向移動可采用的方法是(填序號)。 a.降溫 b.加水稀釋 c.加入NH4Cld.加入NaHCO3 室溫下,使氯化鐵溶液轉化為高濃度聚合氯化鐵的關鍵條件是。 (4)天津某污水處理廠用聚合氯化鐵凈化污水的結果如圖所示。由圖中數(shù)據(jù)得出每升污水中投放聚合氯化鐵以Fe(mgL-1)表示的最佳范圍約為mgL-1。,答案(1)Fe3+水解產(chǎn)生的Fe(OH)3膠體粒子能吸附水中懸浮的雜質2Fe3++Fe 3Fe2+ (2)2166H+163H2O (3)K1K2K3bd調(diào)節(jié)溶液的pH (4)1820,解析(1)FeCl3凈水的原理是Fe3+水解產(chǎn)生Fe(OH)

48、3膠體,Fe(OH)3膠體具有較強的吸附性,能吸附水中的懸浮雜質使其沉降,從而起到凈水作用。FeCl3溶液腐蝕鋼鐵設備,除H+作用外,另一主要原因是Fe3+具有較強的氧化性,將Fe氧化為Fe2+,其離子方程式為:2Fe3++Fe 3Fe2+。 (2)酸性FeCl2廢液中除存在Fe2+、Fe3+、Cl-外,還存在H+和OH-,由電荷守恒得:c(H+)+2c(Fe2+)+ 3c(Fe3+)=c(Cl-)+c(OH-),由于c(OH-)很小,可忽略不計,故有c(H+)+22.010-2 molL-1+31.010-3 molL-15.310-2 molL-1,則c(H+)1.010-2 molL-1

49、,pH2。由可知溶液顯酸性,空缺的反應物為H+,則空缺的生成物為H2O,由得失電子守恒、電荷守恒及原子守恒可配平該離子方程式。 (3)離子分步水解時,水解程度逐級減小,而水解平衡常數(shù)能夠表示水解程度的大小,K值越大,水解程度越大,故有K1K2K3。對于xFe3++yH2O Fex(OH+yH+,由于水解反應吸熱,降 溫可使平衡逆向移動;加水稀釋,水解程度增大,平衡正向移動;加入NH4Cl,N水解使c(H+)增 大,平衡逆向移動;加入NaHCO3,HC結合H+使c(H+)減小,平衡正向移動,故選b、d。欲使FeCl3 溶液轉化為高濃度聚合氯化鐵,應使Fe3+的水解平衡正向移動,在FeCl3濃度一

50、定的條件下,適當減小c(H+),即調(diào)節(jié)溶液的pH可達到這種效果。 (4)由題圖可以看出,投放聚合氯化鐵18 mgL-1時,渾濁度的去除率最高;投放聚合氯化鐵20 mg L-1時,還原性物質的去除率最高,因此投放聚合氯化鐵的最佳范圍為1820 mgL-1。,6.(2014天津理綜,10,14分)合成氨是人類科學技術上的一項重大突破,其反應原理為: N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)H=-92.4 kJmol-1 一種工業(yè)合成氨的簡易流程圖如下: (1)天然氣中的H2S雜質常用氨水吸收,產(chǎn)物為NH4HS。一定條件下向NH4HS溶液中通入空氣,得到單質硫并使吸收液再生,寫出再生反應的化學方程式

51、: 。 (2)步驟中制氫氣原理如下: CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) H=+206.4 kJmol-1 CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) H=-41.2 kJmol-1,對于反應,一定可以提高平衡體系中H2百分含量,又能加快反應速率的措施是。 a.升高溫度 b.增大水蒸氣濃度 c.加入催化劑d.降低壓強 利用反應,將CO進一步轉化,可提高H2產(chǎn)量。若1 mol CO和H2的混合氣體(CO的體積分數(shù)為20%)與H2O反應,得到1.18 mol CO、CO2和H2的混合氣體,則CO轉化率為。 (3)圖1表示500 、60.0 MPa條件

52、下,原料氣投料比與平衡時NH3體積分數(shù)的關系。根據(jù)圖中a點數(shù)據(jù)計算N2的平衡體積分數(shù):。,(4)依據(jù)溫度對合成氨反應的影響,在圖2坐標系中,畫出一定條件下的密閉容器內(nèi),從通入原料氣開始,隨溫度不斷升高,NH3物質的量變化的曲線示意圖。 (5)上述流程圖中,使合成氨放出的能量得到充分利用的主要步驟是(填序號)。簡述本流程中提高合成氨原料總轉化率的方法:。,答案(1)2NH4HS+O2 2NH3H2O+2S (2)a90% (3)14.5% (4) (5)對原料氣加壓;分離液氨后,未反應的N2、H2循環(huán)使用,解析(1)由題給反應信息不難寫出再生反應的化學方程式為2NH4HS+O2 2S+ 2NH3

53、H2O。 (2)增大水蒸氣濃度,平衡右移,但H2百分含量不一定提高;加入催化劑,對平衡無影響,不能提高H2百分含量;降低壓強,反應速率減慢。 設達到平衡時CO轉化了x mol。 CO(g)+H2O(g) CO2(g) + H2(g) n起始0.2 mol 0 mol 0.8 mol n平衡(0.2-x)mol x mol (0.8+x)mol (0.2-x)+x+(0.8+x)=1.18,x=0.18,CO=100%=90%。 (3)方法1:設達到平衡時N2轉化了x mol。 N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) n起始n mol 3n mol 0 n平衡(n-x) mol(

54、3n-3x)mol2x mol,100%=42%,x=0.592n 故N2體積分數(shù)=100%=100%14.5%。 方法2:由N2、H2按13投料,N2與H2又按照13發(fā)生反應,故從反應開始到反應平衡,N2和H2之比始終為13。N2體積分數(shù)=(1-42%)=14.5%。 (4)反應初期,NH3從無到有,在未達到平衡前,NH3物質的量是增大的,達到平衡后,溫度升高,平衡逆向移動,NH3物質的量逐漸減小,曲線見答案。 (5)通過熱交換器(步驟),加熱進入合成塔的原料氣,同時冷卻從合成塔出來的平衡混合氣。提高原料總轉化率的方法有:對N2、H2加壓;將產(chǎn)物NH3液化分離,減小生成物濃度;將未反應的N2

55、、H2循環(huán)使用。,考點三化學平衡常數(shù)及與化學平衡有關的計算 1.(2018江蘇單科,15,4分)一定溫度下,在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物,發(fā)生反應2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)(正反應放熱),測得反應的相關數(shù)據(jù)如下:,下列說法正確的是() A.v1K3,p22p3 C.v13(SO2) D.c22c3,2(SO3)+3(SO2)<1,答案CD本題考查影響化學平衡移動的因素。容器1和容器2反應溫度相同,容器2達到的平衡相當于在容器1達到的平衡的基礎上增大壓強,平衡后,v12c1。容器1和容器3起始量相同,容器3的反應溫度高于容器1,v1K3,1(SO2) 3(SO

56、2)。容器2和容器3比較,加入4 mol SO3相當于加入4 mol SO2和2 mol O2,容器2的“起始量”為容器3的2倍,容器3的反應溫度高于容器2,溫度升高,平衡逆向移動,容器3內(nèi)分子數(shù)增多,所以p22c3。假設容器3的起始量為4 mol SO2、2 mol O2,極值轉化后與容器2的起始量相同,且假設容器3中的反應溫度也為700 K,則有2(SO3)+3(SO2)=1,現(xiàn)將容器3的物質的量減半,溫度升高至800 K,化學平衡逆向移動,3(SO2)減小,所以2(SO3)+3(SO2)<1。綜上所述,A、B項錯誤,C、D項正確。,方法歸納若同一可逆反應在不同的溫度下進行,且投入的反應物

57、起始量不同時,要學會利用等效平衡思想“建模”,找相同的平衡狀態(tài),在相同基礎上,改變起始量,改變溫度,得出相應的結論。,2.(2016四川理綜,6,6分)一定條件下,CH4與H2O(g)發(fā)生反應:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2 (g)。設起始=Z,在恒壓下,平衡時CH4的體積分數(shù)(CH4)與Z和T(溫度)的關系如圖所 示。下列說法正確的是() A.該反應的焓變H0 B.圖中Z的大小為a3b C.圖中X點對應的平衡混合物中=3 D.溫度不變時,圖中X點對應的平衡在加壓后(CH4)減小,答案AA項,根據(jù)圖像可知,溫度升高,(CH4)減小,說明平衡右移,則正反應是吸熱反應,該反應的焓變

58、H0,故正確;B項,溫度一定時,Z增大,平衡右移,(CH4)減小,則a 3,故錯誤;D項,加壓后X點對應的平衡左移,(CH4)增大,故錯誤。,規(guī)律方法解平衡圖像題時,一定要兼顧文字和圖像信息,以勒夏特列原理為核心作出判斷。,3.(2015天津理綜,6,6分)某溫度下,在2 L的密閉容器中,加入1 mol X(g)和2 mol Y(g)發(fā)生反應: X(g)+mY(g) 3Z(g) 平衡時,X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g),再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是() A.m=2 B.兩次平衡的平衡常數(shù)相同 C.X與Y的平

59、衡轉化率之比為11 D.第二次平衡時,Z的濃度為0.4 molL-1,答案D在2 L的密閉容器中,反應達平衡時,各物質的體積分數(shù)之比等于各物質的物質的量之比,即平衡時,n(X)n(Y)n(Z)=30%60%10%=361。設第一次平衡時X消耗的物質的量為x,則 X(g)+mY(g) 3Z(g) 初始1 mol 2 mol 0 轉化x mx 3x 平衡1 mol-x2 mol-mx3x 則(1 mol-x)(2 mol-mx)3x=361,解得x=0.1 mol、m=2,由此可得,A項、C項正確。同理可得第二次平衡時,Z的濃度為0.2 molL-1,D項錯誤。平衡常數(shù)只與溫度有關,兩次平衡

60、反應溫度相同,故平衡常數(shù)相同,B項正確。,4.(2015重慶理綜,7,6分)羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑,能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中,將CO和H2S混合加熱并達到下列平衡: CO(g)+H2S(g) COS(g)+H2(g)K=0.1 反應前CO物質的量為10 mol,平衡后CO物質的量為8 mol。下列說法正確的是() A.升高溫度,H2S濃度增加,表明該反應是吸熱反應 B.通入CO后,正反應速率逐漸增大 C.反應前H2S物質的量為7 mol D.CO的平衡轉化率為80%,答案C由題中信息可列三段式: CO(g)+H2S(g) COS(g)+H2(g) 起始

61、:10 molx mol 00 轉化:2 mol2 mol2 mol2 mol 平衡:8 mol (x-2) mol 2 mol2 mol 設容器體積為V L,由K=0.1可得K===0.1,解得x=7,C項正確。,5.(2016四川理綜,11,16分)資源的高效利用對保護環(huán)境、促進經(jīng)濟持續(xù)健康發(fā)展具有重要作用。磷尾礦主要含Ca5(PO4)3F和CaCO3MgCO3。某研究小組提出了磷尾礦綜合利用的研究方案,制備具有重要工業(yè)用途的CaCO3、Mg(OH)2、P4和H2,其簡化流程如下: 已知:Ca5(PO4)3F在950 不分解; 4Ca5(PO4)3F+18SiO2+30C 2CaF2+3

62、0CO+18CaSiO3+3P4 請回答下列問題: (1)950 煅燒磷尾礦生成氣體的主要成分是。 (2)實驗室過濾所需的玻璃儀器是。 (3)NH4NO3溶液能從磷礦中浸取出Ca2+的原因是 。 (4)在浸取液中通入NH3,發(fā)生反應的化學方程式是 。,(5)工業(yè)上常用磷精礦Ca5(PO4)3F和硫酸反應制備磷酸。已知25 ,101 kPa時: CaO(s)+H2SO4(l) CaSO4(s)+H2O(l)H=-271 kJ/mol 5CaO(s)+3H3PO4(l)+HF(g) Ca5(PO4)3F(s)+5H2O(l)H=-937 kJ/mol 則Ca5(PO

63、4)3F和硫酸反應生成磷酸的熱化學方程式是。 (6)在一定條件下CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g),當CO與H2O(g)的起始物質的量之比為15, 達平衡時,CO轉化了。若a kg含Ca5(PO4)3F(相對分子質量為504)的質量分數(shù)為10%的磷尾礦, 在上述過程中有b%的Ca5(PO4)3F轉化為P4,將產(chǎn)生的CO與H2O(g)按起始物質的量之比13混合,則在相同條件下達平衡時能產(chǎn)生H2kg。,答案(16分)(1)CO2 (2)漏斗、燒杯、玻璃棒 (3)N水解使溶液呈酸性,與CaO、Ca(OH)2反應生成Ca2+ (4)MgSO4+2NH3+2H2O Mg(OH)2+(NH

64、4)2SO4 (5)Ca5(PO4)3F(s)+5H2SO4(l) 5CaSO4(s)+3H3PO4(l)+HF(g)H=-418 kJ/mol (6),解析(1)由于Ca5(PO4)3F在950 不分解,所以950 煅燒磷尾礦時,只有CaCO3MgCO3分解生成了CO2。 (2)實驗室過濾所用的玻璃儀器是漏斗、燒杯、玻璃棒。 (3)CaO和Ca(OH)2可溶于酸性溶液,故用NH4NO3溶液浸取主要利用了N水解使溶液呈酸性 的性質。 (4)在浸取液中通入NH3使溶液呈堿性,可使Mg2+轉化為難溶的Mg(OH)2。 (5)將已知熱化學方程式依次編號為、,根據(jù)蓋斯定律,5-可推出Ca5(PO4)3

65、F和硫酸反應生成磷酸的熱化學方程式。 (6)依據(jù)“三段式”可求得該條件下CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常數(shù)為1。 由得失電子守恒可得,產(chǎn)生的CO的物質的量是 mol。 設平衡后可產(chǎn)生x kg H2,則: CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) 起始物質的量/mol0 0 轉化的物質的量/mol500 x 500 x 500 x500 x,平衡時物質的量/mol-500 x-500 x500 x500 x 由于K=1,所以(-500 x)(-500 x)=(500 x)2, 解得x=。,6.(2016浙江理綜,28,15分)催化還原CO2是解決溫室效應及能

66、源問題的重要手段之一。研究表明,在Cu/ZnO催化劑存在下,CO2和H2可發(fā)生兩個平行反應,分別生成CH3OH和CO。反應的熱化學方程式如下: CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) H1=-53.7 kJmol-1 CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)H2 某實驗室控制CO2和H2初始投料比為12.2,在相同壓強下,經(jīng)過相同反應時間測得如下實驗數(shù)據(jù):,【備注】Cat.1:Cu/ZnO納米棒;Cat.2:Cu/ZnO納米片;甲醇選擇性:轉化的CO2中生成甲醇的百分比 已知:CO和H2的標準燃燒熱分別為-283.0 kJmol-1和-285.8 kJmol-1 H2O(l) H2O(g)H3=+44.0 kJmol-1 請回答(不考慮溫度對H的影響): (1)反應的平衡常數(shù)表達式K=;反應的H2=kJmol-1。 (2)有利于提高CO2轉化為CH3OH平衡轉化率的措施有。 A.使用催化劑Cat.1 B.使用催化劑Cat.2 C.降低反應溫度 D.投料比不變,增加反應物的濃度 E.增大CO2和H2的初始投料比 (3)表中實驗數(shù)據(jù)表明,在相同溫度下不同的催化