高考化學二輪復習考點專項突破練習：專題九 化學反應原理綜合練習 4含解析

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1、2020屆高考化學二輪復習考點專項突破練習專題九 化學反應原理綜合練習（4）1、運用化學反應原理研究碳、氮、硫的單質及其化合物的反應對緩解環(huán)境污染、能源危機具有重要意義。1.CO還原NO的反應為2CO(g)+2NO(g)2CO2(g)+N2(g) H=-746 kJmol-1。部分化學鍵的鍵能數(shù)據(jù)如下表:化學鍵CONNC=OE/(kJmol-1)1076945745由以上數(shù)據(jù)可求得NO的鍵能為_kJmol-1。寫出兩條有利于提高NO平衡轉化率的措施_。2.用焦炭還原NO的反應為:2NO(g)+C(s)N2(g)+CO2(g) H。恒容恒溫條件下,向體積相同的甲、乙、丙三個容器中分別加入足量的焦

2、炭和一定量的NO,測得各容器中NO的物質的量n(NO)隨反應時間(t)的變化情況如下表所示: 04080120160甲/4002.001.51.100.800.80乙/4001.000.800.650.530.45丙/T2.001.451.001.001.00H_0(填“”或“”、“”、“”或“A,結合i、ii反應速率解釋原因:_。3、處理、回收CO是環(huán)境科學家研究的熱點課題。1.CO用于處理大氣污染物N2O所發(fā)生的反應為N2O（g）+CO（g）CO2（g）+N2（g） H。幾種物質的相對能量如下：物質N2O(g)CO(g)CO2(g)N2(g)相對能量/kJ mol-1475.5283039

3、3.5H=_ kJmol1。改變下列“量”，一定會引起H發(fā)生變化的是_（填代號）A.溫度B.反應物濃度C.催化劑D.化學計量數(shù)有人提出上述反應可以用“Fe+”作催化劑。其總反應分兩步進行：第一步：Fe+N2O=FeO+N2；第二步：_（寫化學方程式）。第二步反應不影響總反應達到平衡所用時間，由此推知，第二步反應速率_第一步反應速率（填“大于”“小于”或“等于”）。2.在實驗室，采用I2O5測定空氣中CO的含量。在密閉容器中充入足量的I2O5粉末和一定量的CO，發(fā)生反應：I2O5 （s）+5CO（g）5CO2（g）+I2（s）。測得CO的轉化率如圖1所示。相對曲線a，曲線b僅改變一個條件，改變的

4、條件可能是_。在此溫度下，該可逆反應的平衡常數(shù)K=_（用含x的代數(shù)式表示）。3.工業(yè)上，利用CO和H2合成CH3OH。在1 L恒容密閉容器中充入1 mol CO（g）和 n mol H2，在250 發(fā)生反應：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g），測得混合氣體中CH3OH的體積分數(shù)與H2的物質的量的關系如圖2所示。在a、b、c、d點中，CO的平衡轉化率最大的點是_。4.有人提出，利用2CO（g）=2C（s）+O2（g）消除CO對環(huán)境的污染，你的評價是_（填“可行”或“不可行”）5.CO空氣堿性燃料電池（用KOH作電解質），當恰好完全生成KHCO3時停止放電。寫出此時負極的電極反應式：_。4、

5、CoCO3主要用作選礦劑、偽裝涂料的顏料等。用鈷礦石(含Co2O3CoO及少量Fe2O3、Al2O3、MnO2等)生產(chǎn)CoCO3的流程如下：下表列出了幾種離子生成氫氧化物沉淀的pH(“沉淀完全”是指溶液中離子濃度低于1.010-5molL-1)Al3Fe3Fe2Mn2Co2開始沉淀的pH4.02.77.67.77.6沉淀完全的pH5.23.79.69.89.21.寫出“浸取”步驟Co2O3CoO發(fā)生反應的離子方程式_。2.“浸取”步驟除Co2O3CoO外，鈷礦石中還能被Na2SO3還原的物質有_(填化學式)。3.加NaClO3的目的是氧化Fe2，NaClO3的用量過多會造成的不良后果是_。4.

6、“沉鈷”步驟向CoCl2溶液加入NH4HCO3溶液需要5557條件下進行，溫度控制在5557的原因為_。5.已知金屬萃取劑對金屬離子的萃取率與pH的關系如圖所示。請補充完整由“氧化”后的溶液制備CoCO3的實驗方案：向“氧化”后的溶液中加入_，得較純CoCl2溶液，加入NH4HCO3溶液沉鈷得CoCO3。(實驗中須使用試劑：Na2CO3溶液、金屬萃取劑、鹽酸)。5、H2S在金屬離子的鑒定分析、煤化工等領域都有重要應用。請回答：工業(yè)上一種制備H2S的方法是在催化劑、高溫條件下，用天然氣與SO2反應，同時生成兩種能參與大氣循環(huán)的氧化物。(1)該反應的化學方程式為_。H2S可用于檢測和沉淀金屬陽離子

7、。(2)H2S的第一步電離方程式為_。(3)已知：25時，Ksp(SnS)1.01025，Ksp(CdS)8.01027。該溫度下，向濃度均為0.1 molL1的CdCl2和SnCl2的混合溶液中通入H2S，當Sn2+開始沉淀時，溶液中c(Cd2+)_(溶液體積變化忽略不計)。H2S是煤化工原料氣脫硫過程的重要中間體。反應原理為COS(g)+H2(g)H2S(g)+CO(g)H+7kJmol1；CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)H42kJmol1。(4)已知：斷裂1mol分子中的化學鍵所需吸收的能量如表所示。分子COS(g)H2(g)CO(g)H2S(g)H2O(g)CO2(g)

8、能量/(kJmol1)1319442x6789301606表中x_。(5)向10 L容積不變的密閉容器中充入1mol COS(g)、1mol H2(g)和1mol H2O(g)，進行上述兩個反應。其他條件不變時，體系內CO的平衡體積分數(shù)與溫度(T)的關系如圖所示。隨著溫度升高，CO的平衡體積分數(shù)_(填“增大”或“減小”)。原因為_。T1時，測得平衡時體系中COS的物質的量為0.80mol。則該溫度下，COS的平衡轉化率為_；反應的平衡常數(shù)為_(保留兩位有效數(shù)字)。6、合成氨是人類科學技術上的一項重大突破,其反應原理為: 一種工業(yè)合成氨的簡易流程圖如下:1.天然氣中的雜質常用氨水吸收,產(chǎn)物為。一

9、定條件下將溶液中通入空氣,得到單質硫并使吸收液再生,寫出再生反應的化學方程式:_。2.步驟中制氫氣原理如下: 對于反應,一定可以提高平衡體系中百分含量,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,將進一步轉化,可提高產(chǎn)量。若1和的混合氣體(的體積分數(shù)為20%)與反應,得到1.18、和的混合氣體,則轉化率為_。3.圖1表示500、60.0條件下,原料氣投料比與平衡時體積分數(shù)的關系。根據(jù)圖中點數(shù)據(jù)計算的平衡體積分數(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,從通入原料氣開始,隨溫度不斷升高, 物質的量變化

10、的曲線示意圖。5.上訴流程圖中,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:_。7、鈷及其化合物可應用于催化劑、電池、顏料與染料等。1. 是一種油漆添加劑,可通過反應、制備。,則反應的_。2.某鋰電池的電解質可傳導,電池反應式為: 電池放電時,負極的電極反應式為_,向_移動(填“正極”或“負極”)。一種回收電極中元素的方法是:將與、反應生成。該反應的化學方程式為_。3. 高壓法制備醋酸采用鈷碘催化循環(huán)過程如圖所示,該循環(huán)的總反應方程式為_(反應條件無需列出)。4.某含鈷催化劑可同時催化去除柴油車尾氣中的碳煙()和。不同溫度下,將10模擬尾氣

11、(成分如下表所示)以相同的流速通過該催化劑,測得所有產(chǎn)物(、)與的相關數(shù)據(jù)結果如下圖所示。模擬尾氣氣體碳煙物質的量分數(shù)或物質的量0.25%5%94.75%380時,測得排出的氣體中含0.45和0.0525 ,則的化學式為_。實驗過程中采用模擬,而不采用的原因是_。8、某地今年啟動11項工程治理氮磷污染,以保護空氣環(huán)境和飲用水源。下面是有關氮污染防治及處理方法。據(jù)此回答下列問題:1.三效催化劑是最常見的汽車尾氣催化劑,能同時凈化汽車尾氣中的、,其催化劑表面物質轉化的關系如圖A所示,化合物可借助傅里葉紅外光譜圖(如圖B所示)確定。從最終排放的氣體看,氮元素將_(填“被氧化”或“被還原”);若中,

12、、的體積之比為1:1,寫出生成的化學方程式:_。2.已知可將轉化為,某研究小組在實驗室研究反應條件對轉化率的影響。由圖1可知的百分含量越高, 轉化為的轉化率越_(填“高”或“低”)。當時, 的轉化率隨溫度的變化如圖所示,則應控制反應的最佳溫度在_左右。3.在催化劑存在的條件下,用將還原為。已知:則氫氣和一氧化氮反應生成氮氣和水蒸氣的熱化學方程式是_。4.氨氣氮氧化物燃料電池可用于處理氮氧化物,防止空氣污染,其裝置如圖所示。通入氨氣的電極為_(填“正極”或“負極”)。負極的電極反應式為_。 答案以及解析1答案及解析：答案：1.513.5;降低溫度、增大壓強、增大CO與NO的投料比等;2.;3.6

13、;反應是氣體物質的量減小的反應,溫度一定時,增大壓強使反應正向移動,H2SO4 的物質的量增大,體系總物質的量減小,H2SO4的物質的量分數(shù)增大3.SO2;SO42;4H+4.0.4I是SO2歧化反應的催化劑,H+單獨存在時不具有催化作用,但H+可以加快歧化反應速率反應ii比i快;D中由反應ii產(chǎn)生的H+使反應i加快解析：1. 分析:(1)應用蓋斯定律結合反應II分析。 (2)采用“定一議二”法,根據(jù)溫度相同時,壓強與H2SO4物質的量分數(shù)判斷。 (3)依據(jù)催化劑在反應前后質量和化學性質不變,反應i+反應ii消去I-得總反應。 (4)用控制變量法對比分析。 根據(jù)過程,反應II為SO2催化歧化生

14、成H2SO4和S,反應為3SO2+2H2O=2H2SO4+S。應用蓋斯定律,反應I+反應III得,2H2SO4(l)+S(s)=3SO2(g)+2H2O(g)H=H1+H3=(+551kJ/mol)+(-297kJ/mol)=+254kJ/mol,反應II的熱化學方程式為3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s)H=-254kJ/mol。 2.在橫坐標上任取一點,做縱坐標的平行線,可見溫度相同時,p2是H2SO4物質的量分數(shù)大于p1時;反應ii是氣體分子數(shù)減小的反應,增大壓強平衡正反應方向移動,H2SO4物質的量增加,體系總物質的量減小,H2SO4物質的量分數(shù)增大;則p2p1

15、3.反應II的總反應為3SO2+2H2O=2H2SO4+S,I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑,催化劑在反應前后質量和化學性質不變,(總反應-反應i) 2得,反應ii的離子方程式為I2+2H2O+SO2=4H+SO42-+2I-。4.B是A的對比實驗,采用控制變量法,B比A多加了0.2mol/LH2SO4,A與B中KI濃度應相等,則a=0.4。對比A與B,加入H+可以加快SO2歧化反應的速率;對比B與C,單獨H+不能催化SO2的歧化反應;比較A、B、C,可得出的結論是:I是SO2歧化反應的催化劑,H+單獨存在時不具有催化作用,但H+可以加快歧化反應速率。對比D和A,D中加入KI的濃度小

16、于A,D中多加了I2,反應i消耗H+和I-,反應ii中消耗I2,D中“溶液由棕褐色很快褪色,變成黃色,出現(xiàn)渾濁較A快”,反應速率DA,由此可見,反應ii比反應i速率快,反應ii產(chǎn)生H+使c(H+)增大,從而反應i加快。點睛:本題以利用含硫物質熱化學循環(huán)實現(xiàn)太陽能的轉化與存儲為載體,考查蓋斯定律的應用、化學平衡圖像的分析、方程式的書寫、控制變量法探究外界條件對化學反應速率的影響,考查學生靈活運用所學知識解決實際問題的能力。 3答案及解析：答案：1. -365；D；FeOCO=FeCO2；大于；2.加入催化劑（或增大壓強）；3. d；4.不可行；CO2e3OH=H2O解析：1. H=生成物所具有的

17、總能量-反應物所具有的總能量=（393.5+0-475.5-283） kJmol1=-365 kJmol1；反應熱只與具體反應的化學計量數(shù)有關。與溫度、壓強、催化劑、轉化率、反應物濃度等無關。根據(jù)催化劑定義，第二步反應中，中間產(chǎn)物(FeO+)氧化CO生成CO2本身被還原成Fe+，第二步反應對總反應速率沒有影響，說明第一步是慢反應，控制總反應速率。2.曲線b和曲線a的平衡狀態(tài)相同，曲線b反應速率較大，對于氣體分子數(shù)相同的反應，加壓可以增大濃度，正、逆反應速率同倍數(shù)增大；加入催化劑，正、逆反應速率同倍數(shù)增大，平衡不移動；設CO的起始濃度為c(對于等氣體分子數(shù)反應，體積始終不變)，平衡時，c(CO)

18、=(1-x)c molL1，c(CO2)=x cmolL1，K=c5(CO2)/c5(CO)= 。3.圖2中，b點代表平衡點，增大H2、CO的投料比，CO的平衡轉化率增大。4.該反應是焓增、熵減反應，任何溫度下自由能大于0，任何溫度下不能自發(fā)進行，故不可行。5.負極上CO發(fā)生氧化反應生成KHCO3，負極的電極反應式：CO2e3OH=H2O。 4答案及解析：答案：1.2.Fe2O3、MnO23.與Cl反應生成Cl2污染環(huán)境或將Co2氧化成Co34.溫度過高NH4HCO3易分解，溫度過低反應速率緩慢5.Na2CO3溶液，調節(jié)溶液的pH至5.27.6，過濾，向濾液中加入鹽酸調pH至3.5左右(3.0

19、4.0均可)，加入金屬萃取劑萃取23次，靜置后分液。解析： 5答案及解析：答案：1. 4SO2+3CH44H2S+3CO2+2H2O2.(1) H2SH+HS;(2) 8.0103molL1.3.(1)1076;(2)增大; 反應為吸熱反應，升高溫度，平衡正向移動，CO的平衡體積分數(shù)增大；反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO的平衡體積分數(shù)也增大。20%;0.044.解析：1.天然氣與SO2反應,可制備H2S,同時生成兩種能參與大氣循環(huán)的氧化物應為H2O和CO2,則該反應的化學方程式為4SO2+3CH44H2S+3CO2+2H2O.2.(1) H2S是二元弱酸,在溶液中分步電離,第一步電

20、離方程式為H2SH+HS;(2)當開始沉淀時,根據(jù),可知此時溶液中,則溶液中.3.(1)已知,則,解得.(2)由圖示可知隨著溫度升高, CO的平衡體積分數(shù)增大,原因為反應為吸熱反應,升高溫度,平衡正向移動, CO的平衡體積分數(shù)增大;反應為放熱反應,升高溫度,平衡逆向移動, CO的平衡體積分數(shù)也增大;平衡時COS的轉化率為,起始物質的量() 1 1 0 0變化物質的量() 0.2 0.2 0.2 0.2平衡物質的量() 0.8 0.80.2 0.2起始物質的量()0.2 1 0 0.8變化物質的量() 平衡物質的量() 此時的體積分數(shù)為5%,即,解得,平衡時的物質的量為0.8,的物質的量為0.8

21、5,的物質的量為0.15,的物質的量為0.2,則時,反應的平衡常數(shù)為. 6答案及解析：答案：1. 2.a; 90%; 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. 中價的具有還原性,易被空氣中的氧氣氧化為,該反應的方程式為.2.對于反應,升高溫度,平衡向右移動, 的百分含量增加,速率加快,a項正確;增大水蒸氣濃度,平衡向右移動,但百分含量減小,反應速率加快,b項錯誤;加入催化劑, 百分含量不變,c項錯誤;降低壓強,平衡向右移動,但反應速率減小,d項錯誤。設反應中轉化了, 開始 0.2 0 0.8變化 一段時間 則,的轉化率。3. 點時平衡體系中與

22、的體積比為1:3,且兩者體積分數(shù)和為,故的體積分數(shù)為: 。4. ,反應為放熱反應,開始一段時間的含量增加,但達平衡后再升高溫度,平衡向左移動, 的物質的量減小。5.由流程圖看出處進行熱交換,故為熱量得到充分利用的主要步驟。為提高工業(yè)合成氨原料利用率,工業(yè)上常采用對原料進行加壓,計時分離出液氨,未反應的、循環(huán)利用等措施。 7答案及解析：答案：1.(a2b)kJmol12.;正極;3.CO+CH3OHCH3COOH4.N2O; 真實的尾氣中的NOx以NO為主(或NO較NO2穩(wěn)定,NO2氣體中存在N2O4,不便于定量測定。)解析： 8答案及解析：答案：1.被還原; 2.高; 900K; 3. ,4.負極; 解析：