2024届高三新高考化学大一轮专题训练--化学反应原理综合题
1．（2023·全国·模拟预测）氮氧化物和一氧化碳污染指数是衡量空气质量的重要标准，它们的治理刻不容缓。回答下列问题：
(1)已知：①CO2(g)+C(s)2CO(g) △H1=+172.5kJ mol-1
②C(s)+O2(g)=CO2(g) △H2=-393.5kJ mol-1
③2NO(g)N2(g)+O2(g) △H3=-180.5kJ mol-1
则CO还原NO的热化学方程式为_____，在此反应中为提高NO的平衡转化率同时提高反应速率，可以采取的措施是_____(答出一条即可)。
(2)已知：2NO(g)N2(g)+O2(g) △H3=-180.5kJ mol-1中v正=k正×c2(NO)、v逆=k逆×c(N2)×c(O2)，(k正、k逆分别为正逆反应速率常数)。
①该反应在某条件下达到平衡后，降低温度，k正_____(填“增大”或“减小”，下同)，k正：k逆=_____。
②下列有关说法正确的是_____(填标号)。
A．延长反应时间有利于提高N2的平衡产率
B．适当增大NO(g)的浓度，有利于提高NO的平衡转化率
C．恒温、固定容积的密闭容器中，混合气体的压强保持不变时达到平衡
D．体系达平衡后，若压缩体积，平衡不发生移动，但是逆反应速率变快
(3)一定条件下，CH4分解生成碳的反应历程如图所示。该历程分4步进行，其中第_____步为放热反应，正反应活化能最大一步的反应方程式为______。
(4)在实验室模拟工业合成甲醇的反应，CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H＜0。在一恒压密闭容器内充入1molCO、2molH2和1molHe(代替合成气中的杂质，不参与反应)，测得压强为pMPa，加入合适催化剂后在恒温条件下开始反应，测得容器的体积变化如表：
反应时间/min 0 10 20 30 40 50 60
容器体积/L 4 3.5 3.2 3.0 2.9 2.8 2.8
则氢气的平衡转化率为_____，该温度下的平衡常数Kp为_____(MPa)-2(Kp为以分压表示的平衡常数，请用含p的式子表示)。
2．（2023春·四川泸州·高三校考阶段练习）氢能是极具发展潜力的清洁能源，2021年我国制氢量位居世界第一、请回答：
(1)氢化铝钠(NaAlH4)是一种重要的储氢材料，已知：
NaAlH4(s)=Na3AlH6(s)+Al(s)+H2(g)，△H=+37kJ mol-1
Na3AlH6(s)=3NaH(s)+Al(s)+H2(g)，△H=+70.5kJ mol-1
则NaAlH4(s)=NaH(s)+Al(s)+H2(g)，△H=___________。
(2)工业上，常用与重整制备。500℃时，主要发生下列反应：
Ⅰ． Ⅱ．
①已知： 。向重整反应体系中加入适量多孔CaO，其优点是___________。
②下列操作中，能提高CH4(g)平衡转化率的是___________(填标号)。
A．加催化剂 B．增加CH4(g)用量 C．移除H2(g) D．恒温恒压，通入惰性气体
③500℃、恒压(Po)条件下，1 mol CH4(g)和1 mol H2O(g)反应达平衡时，CH4(g)的转化率为0.5，CO2(g)的物质的量为0.25 mol，则反应Ⅱ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)。
(3)实现碳达峰、碳中和是贯彻新发展理念的内在要求，因此二氧化碳的合理利用成为研究热点。可用氢气和二氧化碳在催化剂作用下合成甲醇：。
恒压下，CO2和H2的起始物质的量之比为1∶3时，该反应甲醇的平衡产率随温度的变化如图所示。该反应的___________0，甲醇的产率P点高于T点的原因为___________。
(4)利用电催化可将CO2同时转化为多种燃料，装置如图：铜电极上产生CH4的电极反应式为___________。
3．（2023春·重庆江北·高三重庆十八中校考期中）填空
(1)硫元素广泛存在于自然界中，常与铁、铜等金属元素形成硫化物。黄铁矿()中S元素的化合价为_______，黄铜矿()中Fe元素化合价为_______。
(2)氢氟酸是HF的水溶液，工业上用氢氟酸溶蚀玻璃生产磨砂玻璃，其反应原理是_______(用化学方程式表示)。
(3)天然橡胶的主要成分是聚异戊二烯，其结构简式如下。
写出聚异戊二烯单体的结构简式_______。
(4)乙酸乙酯是一种常用的萃取剂。请写出由乙醇和乙酸生成乙酸乙酯的化学方程式_______。
(5)工业制氢的一个重要反应是利用还原。已知：
则表示燃烧热的热化学方程式为_______。
(6)已知：
在常温常压下，和的混合气体共3mol完全燃烧生成和液态水放出2792kJ的热量，则该混合气体中，和的体积比为_______。
4．（2023·浙江金华·校联考模拟预测）研究CO2与CH4的干重整反应使之转化为合成气(H2和CO)对减缓燃料危机、减少温室效应具有重大意义。已知：
干重整反应：CH4(g)+CO2(g)2H2(g)+2CO(g) △H=247kJ/mol
副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H=41kJ/mol
(1)CH4(g)+3CO2(g)4CO(g)+2H2O(g)的△H=______kJ/mol。
(2)向2L某恒容密闭容器中充入等物质的量的CH4和CO2，在一定温度和压强，及催化剂作用下发生反应。
①30min，CH4减少了4.8g。则30min内的平均速率：v(CH4)=_____mol L-1 min-1。
②下列说法正确的是_____。
A．高温低压有利于提高CH4的平衡转化率
B．充分反应后的混合气体中，CO的体积分数可能达到66.7%
C．充分反应后的混合气体通过生石灰，固体质量增大，说明干重整反应存在限度
D．当混合气体中恒定时，反应达到平衡状态
(3)恒温下，向恒压容器中通入物质的量为1∶1的CO2和CH4，CH4的物质的量[n(CH4)]随时间变化如图所示。在n(CH4)不变的条件下，改成加入1∶1∶8的CO2、CH4和N2的混合气体，请在图中画出CH4的物质的量随时间(t)变化的曲线_____。
(4)制约干重整工业化应用的主要问题是积碳(CH4C+2H2)，关键是开发出具有抗积碳性能(C+H2OCO+H2)的催化剂。催化剂A、B对积碳与消碳的影响如图所示：
则工业生产时应选择的催化剂是_____(填“A”或“B”)，理由是_____。
(5)合成气在催化剂作用下可合成甲醇：CO+2H2CH3OH，但合成气中的CO2也会参与反应：CO2+3H2CH3OH+H2O。工业上用计量数M来衡量H2、CO、CO2的比例的合理性，其定义为M=。当M＞2，需补充适量的______(填化学式)以提高合成气的利用率。
5．（2023·湖北武汉·校联考模拟预测）我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。因此，研发二氧化碳利用技术，降低空气中二氧化碳含量成为研究热点。
I．CO2在Pb催化剂作用下，通过电催化还原为CO、HCOOH等物质被认为是一种具有前景的利用CO2的方式。
(1)Pb催化剂中引入Bi能够提高它的选择性。Bi的价电子排布式为6s26p3，其在元素周期表中的位置为___________。
(2)在Pb催化剂表面，CO2转化为CO和HCOOH是通过两种平行的反应途径进行的。CO2还原生成CO、HCOOH的关键中间体分别为*COOH、HCOO*。Pb催化剂催化CO2转化为CO和HCOOH的反应历程如图所示。(*表示吸附在催化剂表面)
①写出CO2在酸性介质中电催化还原为HCOOH的电极反应式___________。
②产物的选择性是由催化剂对两种关键中间体的结合强度决定的。在Pb催化剂表面更利于生成___________
II．CH4与CO2重整是CO2再利用的研究热点之一，该重整反应体系主要涉及以下反应：
反应①：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) ΔH1
反应②：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) ΔH2=+41.2kJ·mol-1
反应③：2CO(g) CO2(g)+C(s) ΔH3=-172.5kJ·mol-1
(3)已知25℃时，CH4、CO和H2的燃烧热分别为890 kJ·mol-1、283kJ·mol-1和285.8kJ·mol-1则ΔH1=___________。
(4)1.01×105 Pa下，将n(CO2)：n(CH4)=1：1的混合气体置于密闭容器中，不同温度下重整体系中CH4和CO2的平衡转化率如图所示。
①800℃时CO2的平衡转化率远大于600℃时CO2的平衡转化率，其原因是___________。
②CH4的还原能力(R)可用于衡量CO2的转化效率，R= (平衡时CO2与CH4的物质的量变化量之比)。600℃时，R=___________；随温度的升高，R变化趋势为___________(填“增大”、“减小”、“先减小后增大”)。
6．（2023春·江西赣州·高三江西省大余中学校考期中）甲醇是一种重要的化工原料，在生产生活中有重要用途。现在的恒容密闭容器中充入和，一定条件下发生反应：。测得CO和的物质的量变化如图1所示，反应过程中的能量变化如图2所示。
(1)下列描述中能说明在该条件下的反应已达到平衡状态的是___________。
A．CO、和的物质的物质的量之比为1：2：1
B．消耗了
C．混合气体的密度不随时间的变化而变化
D．混合气体的平均相对分子量不随时间的变化而变化
(2)从反应开始至达到平衡，以表示的反应的平均反应速率___________；下列措施能增大反应速率的是___________
A．升高温度 B．降低压强 C．减小的浓度 D．加入合适的催化剂
(3)反应达到平衡状态时的转化率为___________
(4)若反应开始的压强为，求平衡时的分压___________已知：组分的分压等于总压强×组分的物质的量分数)
(5)在相同条件下，若向该密闭容器中充入与，二者充分反应后，根据反应的特点推测，能够________(填放出或吸收)的热量________(填“>”“<”或“=”)。
7．（2023·全国·模拟预测）温室气体CO2影响着人类的生存环境，CO2的资源化利用成为研究热点。回答下列问题：
I.利用CO2和CH4催化制备合成气(CO、H2)同时存在以下两个反应：
主反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) △H1 Ea1
副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H2=+41.0kJ mol-1 Ea2
(1)已知CH4、H2和CO的燃烧热分别为764kJ mol-1、285.5kJ mol-1、283kJ mol-1，则△H1=_____kJ mol-1。
(2)下列说法正确的是_____(填序号)。
A．反应达到平衡后，增大压强，主反应逆向移动，反应的平衡常数K减小
B．恒温条件下，△H1和△H2不变，说明反应达到平衡状态
C．相同条件下，主反应的活化能Ea1＜副反应的活化能Ea2，则反应速率：主反应＞副反应
D．选用合适的催化剂可以提高CO的平衡产率
II.将CO2转化为CH3OH等燃料将成为理想的能源补充途径。一种重要的工业制备甲醇的反应为CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H3=-50kJ mol-1。
在540K下，向0.5L恒容密闭容器中充入1molCO2和3molH2发生该咳应，反应达到平衡时H2的转化率为80%。
(3)平衡时，CH3OH的体积分数为_____%，若起始压强为10atm，Kp=_____(atm)-2(结果保留一位小数，Kp为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
(4)若达到平衡后，再充入amolCO2和；3amolH2，重新达到平衡时H2的体积分数______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(5)已知，上述二氧化碳催化加氢制甲醇的反应在起始投料比=3时，在不同条件下达到平衡。设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，T=250℃时x(CH3OH)随压强(p)的变化以及p=5×103Pa时x(CH3OH)随温度(T)的变化如图所示。
图中对应等温过程的曲线是_____(填“a”或“b”)，判断的理由是_____。
8．（2023秋·浙江·高三期末）近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如图：
(1)反应Ⅰ由两步反应组成，写出②的化学方程式：
①H2SO4=H2O+SO3；
②_______；
(2)反应：3SO2(g)+2H2O(g)2H2SO4(l)+S(s) △H
①不同条件下，SO2达到相同的平衡转化率，温度越高，所需的压强越大， 说明△H _______0。
②不同温度下，具有一定能量的分子百分数与分子能量的关系如图所示，E表示T1温度下分子的平均能量，Ec是活化分子具有的最低能量，阴影部分的面积反映活化分子的多少，则图中T1_______T2(填“>”或“<”)。 若T1温度下使用催化剂，请在图中画出此时活化分子的多少：_______。
③一定压强下，H2O与SO2的投料比[]对平衡体系中SO2转化率影响如图：
>a时，解释SO2平衡转化率随投料比增大而降低的原因：_______。
(3)I-可以作为水溶液中SO2歧化反应(歧化反应生成硫酸与硫沉淀)的催化剂，可能的催化过程如下，请将ⅱ补充完整。
ⅰ. SO2+4I-+4H+=S↓+2I2+2H2O
ⅱ.I2+2H2O+_______=_______+_______+2I-
(4)探究ⅰ、ⅱ反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mLSO2饱和溶液加入到2 mL，下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)
序号 A B C D
试剂组成 0.4 mol/L KI 0.4 mol/L KI，0.2 mol/LH2SO4 0.2mol/L H2SO4 0.2 mol/L KI；0.0002 molI2
实验现象 溶液变黄，一段时间后出现浑浊 溶液变黄，出现浑浊较A快 无明显现象 溶液由棕褐色很快褪色，变成黄色，出现浑浊较A快
①比较A、B、C，可得出的结论是_______。
②实验表明，SO2的歧化反应速率D>A，结合ⅰ、ⅱ反应速率解释原因：_______。
9．（2023秋·吉林长春·高三营城第一高级中学校考阶段练习）用活性炭还原法处理氮氧化物，有关反应为C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)。某研究小组向某密闭的真空容器(假设容器体积不变，固体试样体积忽略不计)中加入NO和足量的活性炭，恒温(T1 ℃)条件下反应，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如表：
物 质 浓度/mol·L－1 时间/min NO N2 CO2
0 1.00 0 0
10 0.58 0.21 0.21
20 0.40 0.30 0.30
30 0.40 0.30 0.30
40 0.32 0.34 0.17
50 0.32 0.34 0.17
(1)10～20 min的时间段内，以CO2表示的反应速率为____________。
(2)写出该反应的平衡常数的表达式K=_________ 。
(3)下列各项能作为判断该反应达到平衡状态的是 。(填序号字母)
A．容器内压强保持不变
B．2v正(NO)=v逆(N2)
C．容器内CO2的体积分数不变
D．混合气体的密度保持不变
(4)30 min时改变某一条件，反应重新达到平衡，则改变的条件可能是_____________。
(5)一定温度下，随着NO的起始浓度增大，则NO的平衡转化率______(填“增大”“不变”或“减小”)。
10．（2023·湖南长沙·长沙一中校考模拟预测）研发二氧化碳的碳捕集和碳利用技术是科学研究热点问题，其中催化转化法最具应用价值。回答下列问题：
(1)常温常压下，一些常见物质的燃烧热如表所示：
名称 氢气 甲烷 一氧化碳 甲醇
/() -285.8 -890.3 -283.0 -726.5
已知：
则 _______，该反应在_______(填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。
(2)催化加氢制取甲醇，反应如下：
主反应：
副反应：
在一定条件下，向某1L恒容密闭容器中充入1mol和a mol发生反应，起始总压强为21.2MPa.实验测得的平衡转化率和平衡时的选择性随温度变化如图甲所示：
已知：的选择性。图甲中表示平衡时的选择性的曲线为_______(填“X”或“Y”)，温度高于280℃时，曲线Y随温度升高而升高的原因是_______。240℃时，反应20min容器内达到平衡状态，副反应的，初始充入的物质的量_______mol，主反应的平衡常数_______(用平衡分压代替平衡浓度，分压=总压×物质的量分数；计算结果保留1位小数)。
(3)一种新型短路膜电化学电池可以缓解温室效应，装置如图乙所示：
该装置可用于空气中的捕获，缓解温室效应，由装置示意图可知，向极移动_______(填“正”或“负”)，负极的电极反应式为_______。
11．（2023春·江西·高三校联考阶段练习）二十大报告提出坚决深入推进环境污染防治。氮氧化物是大气污染物之一，消除氮氧化物的污染是重要的科研目的之一。
(1)NH3可用于消除氮氧化物污染，反应原理为6NO(g)+4NH3(g)6H2O(g)+5N2(g) ΔH1
已知：N2(g)+O2(g)2NO(g) ΔH2=+180.4kJ·mol-1
4NH3(g)+5O2(g)6H2O(g)+4NO(g) ΔH3=-905.8kJ·mol-1则_______kJ·mol-1
(2)对比研究活性炭、负载钙、镧氧化物的反应活性。在三个反应器中分别加入C、CaO/C、La2O3/C，通入相同浓度的NO，不同温度下测得反应2h时NO去除率如图1所示。
据图分析，温度在500°C以内，三种情况下反应的活化能最小的是_______(填“C”、“CaO/C”或“La2O3/C”)。A点_______(填“是”或“不是”)平衡点，原因是_______。
(3)在一定条件下，可用CO还原NO消除氮氧化物造成的污染。某温度下，若向2L体积恒定的密闭容器中充入1molCO和9mol汽车尾气(主要成分为NO和N2，其中NO的体积分数为10%)发生反应：2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+N2(g)，10min时反应达到平衡，此时CO的转化率为50%。
①0~10min内，v(NO)=_______mol·L-1·min-l。
②平衡时，体系压强为9.75MPa，则Kp=_______(保留一位小数)。
(4)T°C时，2NO2(g)N2O4(g)，该反应正、逆反应速率与浓度的关系为v正=k正c2(NO2)，v逆=k逆c(N2O4)(k正、k逆为速率常数)，lgv与lgc的关系如图2所示。
①图2中表示lgv正~lgc(NO2)的线是_______(填“m”或“n”)。
②T°C时，向刚性容器中充入一定量NO2气体，平衡后测得c(N2O4)为1mol·L-1，则平衡时，v正=_______(用含a的表达式表示)。
③T°C时，向2L的容器中充入5molN2O4气体和1molNO2气体，此时v正_______(填“<”“<”或“=”)v逆。
12．（2022秋·广西南宁·高三校考阶段练习）工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破。其合成原理为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH<0.
(1)在恒温恒容密闭容器中进行合成氨的反应，下列能说明该反应已达到平衡状态的___________。
A．容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2
B．N2百分含量保持不变
C．容器内压强保持不变
D．混合气体的密度保持不变
(2)恒温下，往一个4 L的密闭容器中充入2 mol N2和5.2 mol H2，反应过程中对NH3的浓度进行检测，得到的数据如表所示：
时间/min 5 10 15 20 25 30
c(NH3)/mol·L-1 0.08 0.14 0.18 0.20 0.20 0.20
①10 min时用N2表示的平均反应速率为___________mol·L-1·min-1.此条件下该反应的化学平衡常数K=___________。
②已知：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92 kJ·mol-1
N2(g)＋O2(g)=2NO(g) ΔH=+181 kJ·mol-1
2H2(g)＋O2(g)=2H2O(g) ΔH=-484 kJ·mol-1
写出氨气催化氧化生成NO和水蒸气的热化学方程式___________。
(3)甲醚(CH3OCH3)是重要的化工原料，可用CO和H2制得，总反应的热化学方程式如为2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH=-206.0 kJ·mol-1①。
该过程可分为以下两步反应完成：
ⅰ.甲醇合成反应：
ⅱ.甲醇脱水反应：2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH=-24.0 kJ·mol-1
起始时向容器中投入2 mol CO和4 mol H2，测得某时刻上述总反应中放出的热量为51.5 kJ，此时CO的转化率为___________。
(4)请写出甲醇合成反应的热化学方程式：___________。
(5)在一定条件下，将CO和H2按体积比1∶2充入恒容密闭容器中，反应生成CH3OCH3(g)和H2O(g)。下列能说明该反应达到平衡状态的是___________(填字母)。
A．混合气体的总物质的量保持不变
B．混合气体的密度保持不变
C．CH3OCH3(g)和H2O(g)的物质的量之比保持不变
D．每生成1 mol CH3OCH3(g)，同时生成2 mol CO
13．（2023·广东汕头·金山中学校考一模）硫及其化合物在日常生活、工业生产中都非常普遍。
(1)SO2、H2S都是常见的污染性气体，具有一定的毒性。请再写出两种与酸雨、光化学烟雾和臭氧层空洞均有关的污染性气体：___________。
(2)变废为宝是治理污染的常用手段。以V2O5为催化剂，将SO2氧化为SO3，再进一步转化为硫酸，是工业上制取硫酸的常用方法。该过程可分为如下步骤：
(i)SO2(g)＋V2O5(s) SO3(g)＋V2O4(s)，活化能为Ea1。
(ii)2V2O4(s)＋O2(g) 2V2O5(s)，活化能为Ea2。
能量变化如图所示。
总反应2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)的___________ kJ mol 1 (用E1～E5中的合理数据组成的代数式表示)。决定SO2催化氧化的总反应速率的是步骤___________(填(i)或(ii))，其活化能为___________ kJ mol 1 (用E1～E5中的合理数据组成的代数式表示)。
(3)在水中，硫酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：H2SO4=H＋＋，H＋＋。
①25℃时，Na2SO4溶液的pH___________(填“>”“<”或“=”)7。
②0.100 mol L 1的稀硫酸中，c(H＋)=0.109 mol L 1，求硫酸第二步电离的电离常数___________(写出计算过程，结果保留三位有效数字)。
(4)液态水中，水存在自偶电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－。平常书写的H＋，实际上是纯水或水溶液中H3O＋的缩写。如HCl在水中电离，完整写法是HCl＋H2O=H3O＋＋Cl－。
①液态的醋酸(用HAc表示)中，同样存在HAc的自偶电离，其方程式可表示为___________。
②用醋酸作溶剂时，硫酸是一种二元弱酸。将少量H2SO4溶于冰醋酸中，第一步电离的完整写法是___________。若保持温度不变，关于该所得溶液，下列说法正确的是___________。
A．加入少量冰醋酸，c()与c()均减小
B．加入少量H2SO4，H2SO4的电离程度增大
C．加入少量NaAc固体。c()与c()的比值减小
D．加入少量Na2SO4固体，c(Ac－)减小
14．（2023春·福建莆田·高三莆田第二十五中学校考期中）根据所学化学知识，回答下列问题。
I．太阳能可以给我们提供能源，现在以太阳能为热源，经铁氧化物循环分解液态水的过程如图所示。
已知：①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)
②
(1)请写出过程I的热化学方程式___________
II．为了实现碳达峰、碳中和，工业利用合成乙烯，反应原理为：
(2)已知温度对的平衡转化率和催化效率的影响如图：
①由图可知：该反应为反应___________(填“放热”或“吸热”)。M、N两点对应的平衡常数：___________(填“>”“<”或“=”)。
②在总压为的恒压条件下，M点的投料比为n(H2)：n(CO2)=3：1，达到平衡时乙烯的体积分数为___________。用平衡分压代替平衡浓度可以得到平衡常数，则M点对应温度下的___________(只需列出有具体数字的计算式，不要求计算出结果)。
③结合图像分析，工业上将该反应温度定于250℃的原因：___________
(3)已知反应的正反应速率可表示为，逆反应速率可表示为，其中、为速率常数。如图中能够代表的曲线为___________(填“”“”“”或“”)。
(4)利用惰性电极电解同样可以制得乙烯，原理如图：
b极的电极反应式为___________
15．（2023春·辽宁朝阳·高三凌源市实验中学校考阶段练习）油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需要回收处理并加以利用。
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)2H2(g)＋S2(g) ΔH1=＋180 kJ/mol
②CS2(g)＋2H2(g)S2(g)＋CH4(g) ΔH2=-81 kJ/mol
则反应③CH4(g)＋2H2S(g)4H2(g)＋CS2(g)的ΔH3=_______kJ/mol；下列叙述能说明反应③达到平衡状态的是_______(填标号)。
a.断裂2mol C-H键的同时生成1mol C=S键 b.恒容条件下，体系压强不再变化
c.恒容条件下，气体的密度不再变化 d.v正(H2S)=2 v逆(CS2)
(2)在不同温度、反应压强为100kPa，进料H2S的摩尔分数(可看成体积分数)为0.1%~20%(其余为N2)的条件下，对于反应①，H2S分解平衡转化率的结果如图1所示。则T1、T2和T3由大到小的顺序为_______；H2S的摩尔分数越大，H2S分解平衡转化率越小的原因是_______。
(3)反应①和③的ΔG随温度的影响如图2所示，已知ΔG=-RTlnK(R为常数，T为温度，K为平衡常数)，则在1000℃时，反应的自发趋势①_______③(填“>”、“＜”或“=”)。在1000℃、100kPa反应条件下，将n(H2S):n(CH4)：n(N2)=3:2:15的混合气进行反应，达到平衡时n(CS2):n(H2)约为1:4，n(S2)微乎其微，其原因是_______。
(4)在1000℃、100kPa反应条件下，将n(H2S):n(CH4):n(N2)=3:3:2的混合气进行反应③，达到平衡时，CS2分压与H2S的分压相同。则反应③的Kp=_______(不用写单位)。
(5)工业废液中含有Zn2＋，排放前需处理。向废液中加入由CH3COOH和CH3COONa组成的缓冲溶液调节pH，通入H2S发生反应：Zn2＋(aq)＋H2S(g)=ZnS(s)＋2H＋(aq)。处理后的废液中部分微粒浓度如下，则处理后的废液中c(Zn2＋)=_______mol/L。已知Ksp(ZnS)=1.0×10-23，Ka1(H2S)=1.0×10-7，Ka2(H2S)=1.0×10-14，Ka(CH3COOH)=2.0×10-5]
微粒 H2S CH3COOH CH3COO-
浓度/mol/L 0.20 0.10 0.20
16．（2023秋·浙江杭州·高三期末）CO2的资源化利用能有效减少CO2排放，对碳循环经济技术的发展具有重要意义。
I．开发CO2直接催化加氢合成二甲醚技术是很好的一个研究方向。
主反应： 2CO2(g) +6H2(g) CH3OCH3(g) +3H2O(g) ΔH1=-122.54 kJ/mol
副反应： CO2(g)+H2(g)CO(g) +H2O(g) ΔH2
(1)已知25℃和101kPa下，H2(g)、CO(g)的燃烧热ΔH分别为-285.8kJ/mol、-283.0kJ/mol
H2O(1)=H2O(g) ΔH =+44 kJ/mol，则ΔH2 =___________kJ/mol。
(2)其他条件相同时，反应温度对CO2平衡转化率影响如图所示。CO2平衡转化率随温度的升高先减小后增大的原因可能是___________。
II．以“水煤气”为原料合成氨，需在变换塔中将CO变换成H2，变换塔中主要发生的反应为：
主反应： CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ΔH1<0
副反应： CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH2<0
(3)关于合成氨工艺的下列理解，正确的有___________
A．在合成氨时，控制温度远高于室温，是为了保证尽可能高平衡转化率和反应速率
B．在一定压强下，随着温度的升高，变换塔中CO与CO2的物质的量之比增大
C．体系温度升高，可能导致催化剂失活，用热交换器将原料气可预热并使反应体系冷却
D．为提高原料中H2转化率，应向反应器中加入适当过量的空气
(4)相对压力平衡常数的表达式就是在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体B的相对分压等于其分压p(B)(单位为kPa)除以标准压强 (=100kPa)，其分压p(B)=p·x(B)， p为平衡总压强，x(B) 为平衡系统中B的物质的量分数。变换塔中恒容条件下充入2.0mol CO、2. 8mol H2O、2. 0mol H2、1. 0mol N2， T℃下，反应达到平衡后，测得CO2 1. 4mol和CH3OH 0. 2mol。则T℃时，主反应的相对压力平衡常数 =___________。
(5)变换塔中主反应正逆反应速率可以表示为：v正=K正·c(CO) ·c (H2O)，v逆=K 逆·c(CO2)·c(H2)，K正和K逆都是温度的函数。在图中画出K正、K逆随温度变化的趋势。________
(6)水煤气变换反应的机理被广泛研究，其中有一种为羧基机理，某催化剂催化CO*+H2O*CO2*+H2(g)( *表示吸附态、Ea表示活化能)步骤如下：
I．H2O*→OH*+H* Ea1=141.7 kJ/mol
II．___________Ea2=39.5 kJ/mol
III．COOH* →CO2*+H* Ea3=132.1 kJ/mol
IV.___________ Ea4 =97.4 kJ/mol
①请补充其中的一个反应式：II___________
②反应CO*+H2O*CO2*+H2(g)的决速步骤是___________ (填序号)。
17．（2023春·上海宝山·高三上海交大附中校考阶段练习）努力实现碳达峰、碳中和展现了我国积极参与和引领全球气候治理的大国担当。的综合利用是实现碳中和的保证。
I.回收利用解决空间站供氧问题物质转化如图所示：
(1)反应A为，是回收利用的关键步骤。
已知： kJ mol-1
kJ mol-1
反应A的_______kJ mol-1
(2)将原料气按置于恒容密闭容器中发生反应A，在相同时间内测得的物质的量分数与温度的变化曲线如图所示(虚线为平衡时的曲线)。
①理论上，能提高平衡转化率的措施有_______(选填编号)
a.降温
b.缩小容器体积
c.向容器中冲入Ar，增大压强
d.提高原料气中的比例
②空间站的反应器内，通常采用反应器前段加热，后段冷却的方法来提高的转化效率，原因是_______。
(3)下列关于空间站内物质和能量变化的说法中，不正确的是_______(填字母)。
a.反应B的主要能量变化是“电能→化学能”或“光能→化学能”
b.物质转化中O、H原子的利用率均为100%
c.不用作供氧剂的原因可能是不易实现循环利用
(4)用代替反应A，可实现氢、氧元素完全循环利用，缺点是一段时间后催化剂的催化效果会明显下降，其原因是_______。
II.利用生产乙烯： ；在三个容积均为1 L的密闭容器中以不同的氢碳比充入和，在一定条件下的平衡转化率与温度的关系如图所示。
(5)下列说法正确的是_______
a.该反应的
b.氢碳比：①>②
c.在氢碳比为2.0时，Q点：
(6)若起始时，、浓度分别为0.5 mol L-1和1.0 mol L-1，则计算可得P点对应温度的平衡常数为_______(mol L-1)-3。
18．（2023·辽宁沈阳·沈阳二中校考三模）甲醇是重要的化工原料，合成甲醇和利用甲醇的研究和探索，在国际上一直受到重视。工业上常利用CO2和H2为原料合成甲醇，再利用甲醇生产丙烯。回答下列问题：
(1)①常温下，H2和甲醇的燃烧热分别为285.8 kJ·mol-1和726.4 kJ·mol-1，1mol甲醇汽化需要吸收82.0kJ的热量，则CO2和H2在Cu/ZnO催化作用下合成气态甲醇的热化学方程式为：CO2(g)+ 3H2(g)CH3OH(g) +H2O(1) △H=___________kJ·mol-1；
②上述反应分两步进行：
第一步___________(写化学方程式)△H> 0
第二步Cu/Zn* + 2H2 + CO2 = Cu/ZnO* + CH3OH △H< 0
③第二步反应几乎不影响总反应达到平衡所用的时间，由此推知以下能正确表示Cu/ZnO催化CO2和H2合成甲醇反应过程的示意图为___________。
a． b． c． d．
(2)工业上用CO2和H2催化合成甲醇存在如下反应：
主反应CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) △H<0
副反应CO2(g)+ H2(g) CO(g)+ H2O(g) △H>0
一定条件下，在装有催化剂的密闭容器中投入amolCO2和3amolH2，发生上述合成反应。
①在相同时间内，测得甲醇产率与温度的关系如图所示。图中490K之后，甲醇的产率随温度的升高而减小的原因可能是___________。
②某温度下，达平衡时容器中CH3OH的物质的量为c mol，CO的物质的量为d mol。则此条件下CO2的转化率为___________(列式表示，下同)；此条件下副反应的平衡常数为___________。
③关于主反应CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) △H<0，已知该反应的 (、分别为正、逆向反应速率常数)。该反应的随温度变化的曲线如图所示，则___________表示随温度变化的曲线。
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．(1) 2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) △H=-746.5kJ mol-1 增大压强、通入CO气体
(2) 减小 增大 D
(3) 三 CH+HC+2H
(4) 60%
【详解】（1）根据盖斯定律，③-①+②得2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) △H=△H3-△H1+△H2=-746.5kJ mol-1；该反应为气体体积减小的反应，增大压强，平衡正向移动，NO的平衡转化率和反应速率均增大，通入CO气体，增大反应物浓度，反应速率增大，平衡正向移动，NO的平衡转化率增大，因此可以采取的措施是增大压强、通入CO气体。
（2）①该反应为放热反应，降低温度，均减小，而温度改变瞬间各物质的物质的量分数保持不变，说明均减小；降低温度，平衡正向移动，说明，则减小的程度小于的程度，即减小的程度小于减小的程度，即k正:k逆增大；
②A．反应达到平衡后，延长反应时间平衡也不移动，不会提高N2平衡产率，A错误；
B．该反应为气体体积不变的反应，适当增大NO(g)的浓度，若在恒温恒容条件下，等效于加压，平衡不移动，若在恒温恒压条件下，平衡也不移动，因此不能提高NO的平衡转化率，B错误；
C．恒温、固定容积的密闭容器中，混合气体的压强与气体的物质的量成正比，该反应为气体物质的量不变的反应，因此混合气体的压强是个不变量，其保持不变时不能作为反应达到平衡的依据，C错误；
D．该反应为气体体积不变的反应，体系达平衡后，若压缩体积，平衡不发生移动，但是各组分的浓度增大，正、逆反应速率均增大，D正确；
故选D。
（3）放热反应中反应物总能量大于生成物总能量，由图可知，第三步CH2+2H CH+3H是放热反应；最后一步正反应活化能最大，其反应的方程式为CH+HC+2H。
（4）根据已知信息可列三段式：，恒压条件下，容器体积由4L变为2.8L，对应气体物质的量将由4mol变为2.8mol，则物质的量减少1.2mol，则，，则氢气的平衡转化率为；平衡时体系总压等于初始压强，则各气体的分压依次为，，，，代入。
2．(1)+60.5kJ mol-1
(2) 吸收二氧化碳有利于平衡正向移动，从而提高甲烷的转化率 CD 7
(3) < P点有分子筛膜，分离出水有利于平衡正向移动，从而提高甲醇的产率
(4)CO2+8H++8e-=CH4+2H2O
【详解】（1）已知：
①NaAlH4(s)=Na3AlH6(s)+Al(s)+H2(g)，△H=+37kJ mol-1
②Na3AlH6(s)=3NaH(s)+Al(s)+H2(g)，△H=+70.5kJ mol-1
根据盖斯定律可知，①+②，NaAlH4(s)=NaH(s)+Al(s)+H2(g)，△H=+60.5kJ mol-1；
（2）①加入多孔CaO，可以吸收反应Ⅱ生成的二氧化碳，从而降低CO的浓度，有利于反应Ⅰ的平衡正向移动，从而提高甲烷的转化率，故答案为：吸收二氧化碳有利于平衡正向移动，从而提高甲烷的转化率；
②A．加催化剂只能加快反应速率，对平衡无影响，不能提高甲烷转化率，故不选；
B．增加用量，使甲烷的转化率降低，故不选；
C．移除 ，可使反应正向移动，从而提高甲烷的转化率，故选；
D．恒温恒压，通入惰性气体，容器体积增大，平衡向气体分子数增大的方向移动，有利于反应I正向进行，从而提高甲烷的转化率，故选；
故选CD；
③500℃、恒压(Po)条件下，1 mol 和1 mol 反应达平衡时，的转化率为0.5，结合反应列三段式：
则平衡时体系中含有：0.5mol、0.25mol、0.25molCO、0.25molCO2、1.75molH2、气体总物质的量3mol，则反应II的平衡常数；
（3）由图可知随温度升高，甲醇的产率降低，说明升高温度平衡逆向移动，则逆向为吸热方向，该反应为放热反应，小于0；P点有分子筛膜，能将水分离，水为生成物，分离出水有利于平衡正向移动，从而提高甲醇的产率，故答案为：<；P点有分子筛膜，分离出水有利于平衡正向移动，从而提高甲醇的产率；
（4）铜电极上二氧化碳失去电子发生还原反应产生CH4，电极反应式为CO2+8H++8e-=CH4+2H2O。
3．(1) -1 +2
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)2:1
【详解】（1）FeS2中铁的化合价＋2，S元素的化合价为-1；铜是+2价,铁也是+2价,硫是-2价；故答案为-1；+2。
（2）玻璃含有大量的SiO2，SiO2易与氢氟酸发生反应而使部分玻璃溶解，使玻璃表面呈现磨砂状；氢氟酸与二氧化硅发生反应，生成四氟化硅气体和水，反应的化学方程式为：，故答案为。
（3）根据聚异戊二烯的结构简式，其单体的结构简式为 ；故答案为 。
（4）乙醇和乙酸生成乙酸乙酯的化学方程为；故答案为。
（5）已知① ；② ；燃烧热的热化学方程式可表示为(2①-②)；所以燃烧热的热化学方程式为 ；故答案为。
（6）已知： ； ；在常温常压下，和的混合气体共3mol完全燃烧生成和液态水放出2792kJ的热量，设为xmol，为ymol；所以有，解得x=2，y=1；和的体积比为2:1；故答案为2:1。
4．(1)329
(2) 0.005 AD
(3)
(4) A 催化剂A作用下，积碳反应活化能大，消碳反应活化能小，说明不利于积碳有利于消碳
(5)CO2或者CO
【详解】（1）设①CH4(g)+CO2(g)2H2(g)+2CO(g) △H=247kJ/mol，
②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) △H=41kJ/mol，
③CH4(g)+3CO2(g)4CO(g)+2H2O(g)根据盖斯定律可知，③=①+2×②，则△H=247kJ/mol +2×41kJ/mol=329 kJ/mol；
（2）①减少的甲烷的物质的量=，
②A．该反应为气体分子数减小的反应，且为吸热反应，故高温低压有利于平衡正向移动，可以提高CH4的平衡转化率，A正确；
B．反应如果进行到底后，则体系内一氧化碳的体积分数可能达到66.7%，但是该反应为可逆反应，反应不可能进行到底，即体系内一氧化碳的体积分数不可能达到66.7%，B错误；
C．该反应的副反应会生成水，可以被碱石灰吸收，导致其质量增大，故不能说明干重整反应存在限度，C错误；
D．甲烷只参加第一个反应，二氧化碳两个反应都参加，故一直在变化，当其不变的时候，可以证明反应达到平衡，D正确；
故选AD；
（3）氮气不参加反应，加入氮气后容器体积增大，相当于减压，干重整反应正向移动，副反应不移动，则最终甲烷的物质的量减少，且反应更慢一些，故图像为：；
（4）为了消除积碳，应该抑制积碳反应的发生，促进消碳反应的进行，由图可知催化剂A对于积碳反应的活化能大，同时对于消碳反应的活化能消，故应该选择催化剂A，答案为：A；催化剂A作用下，积碳反应活化能大，消碳反应活化能小，说明不利于积碳有利于消碳；
（5）根据方程式CO+2H2CH3OH和CO2+3H2CH3OH+H2O可知，再结合M=可知，当M=2时，原料气的利用率是最高的，当M＞2时，则氢气会有剩余，为了提高合成气的利用率应该补充适量的CO2或者CO。
5．(1)第六周期第VA族
(2) CO2+2e-+2H+=HCOOH CO
(3)+247.6 kJ/mol
(4) 反应①和反应②的ΔH>0，高温下反应正向进行程度大，CO2的消耗量大，反应③的ΔH<0，高温下反应正向进行程度小，CO2的生成量小 增大
【详解】（1）Bi的电子排布为6s26p3，最高能层为P，最外层电子数为5个，则该元素位于第6周期第VA族。答案为第6周期第VA族；
（2）CO2在酸性介质中电催化还原为HCOOH即CO2得电子变为HCOOH，反应为CO2+2e-+2H+=HCOOH。转化为中间体HCOO*的活化能高，该反应难；而*COOH能量低反应易发生，所以Pb催化剂有利于CO生成。所以答案为CO2+2e-+2H+=HCOOH；CO；
（3）由CH4、CO和H2的燃烧热分别为890 kJ·mol-1、283kJ·mol-1和285.8kJ·mol-1得出反应④CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH=-890 kJ·mol-1、⑤2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566 kJ·mol-1、⑥2H2(g)+ O2(g)= 2H2O(l) ΔH=-571.6 kJ·mol-1。反应①=④-⑤-⑥，得到ΔH1=-890+566+571.6=+247.6 kJ·mol-1。答案为+247.6 kJ·mol-1；
（4）温度变化结合平衡移动分析。反应①和反应②的ΔH>0，高温下反应正向进行程度大，CO2的消耗量大，反应③的ΔH<0，高温下反应正向进行程度小，CO2的生成量小。已知n(CO2)：n(CH4)=1：1，设各物质物质的量为1mol、1mol。同时600℃时CO2和CH4的转化率分别为65%、80%，则两者的变化量分别为0.65mol、0.8mol，所以R= 。从图分析，随着温度的升高，CO2的转化率越来越靠近CH4的转化率，所以R增大。答案为反应①和反应②的ΔH>0，高温下反应正向进行程度大，CO2的消耗量大，反应③的ΔH<0，高温下反应正向进行程度小，CO2的生成量小；；增大。
6．(1)BD
(2) AD
(3)75%：
(4)
(5) 放出 <
【详解】（1）A．CO、和的物质的物质的量之比为1：2：1，不能判断各物质浓度是否还改变，反应不一定平衡，故不选A；
B．根据图像，反应生成0.75mol甲醇时反应达到平衡状态，此时消耗，故选B；
C．气体总质量不变，容器体积不变，密度是恒量，混合气体的密度不随时间的变化而变化，反应不一定平衡，故不选C；
D．反应后气体物质的量减小，气体总质量不变，根据 ，混合气体的平均相对分子量是变量，平均相对分子质量不随时间的变化而变化，反应一定达到平衡状态，故选D；
选BD。
（2）根据图像，反应3min时达到平衡状态，从反应开始至达到平衡，消耗0.75molCO，则消耗1.5mol氢气，以表示的反应的平均反应速率；
A．升高温度，反应速率加快，故选A；
B．降低压强，反应物浓度减小，反应速率减慢，故不选B；
C．减小的浓度，反应速率减慢，故不选C；
D．催化剂能加快反应速率，加入合适的催化剂反应速率加快，故选D；
选AD。
（3）根据图像，反应达到平衡状态时，消耗0.75molCO的同时消耗1.5mol氢气，的转化率为；
（4）
同温同体积，压强比等于物质的量比，求平衡时的总压强为，平衡时的分压。
（5）根据图像，该反应放热，生成1mol甲醇放出128.8kJ的能量；该反应为可逆反应，在相同条件下，若向该密闭容器中充入与，二者充分反应后，生成甲醇的物质的量小于2mol，所以能够放出的热量<。
7．(1)+373
(2)C
(3) 33.3 2.4
(4)减小
(5) a 二氧化碳催化加氢制甲醇的反应是反应后气体分子数减小的反应，温度一定时，增大压强，平衡正向移动，甲醇的物质的量分数增大
【详解】（1）根据、和CO的燃烧热数据可得反应：
①
②
③
根据盖斯定律，①－2×②－2×③得。
（2）A．温度不变，反应的平衡常数K不变，A错误；
B．反应热只与反应物和生成物的种类和状态有关，与反应过程无关，恒温条件下反应热不变，不能判定反应达平衡状态，B错误；
C．相同条件下，反应的活化能越低，反应速率越快，C正确；
D．催化剂不影响化学平衡，不能提高CO的平衡产率，D错误；
故选C；
（3）根据题干信息可列三段式：
平衡时各气体的总物质的量为，的体积分数(即物质的量分数)为。在恒温恒容条件下，气体压强之比等于物质的量之比，设平衡时总压为p，则，可得，平衡分压，，，平衡常数。
（4）反应达到平衡后，再充入amol和3amol，相当于等比例增大起始反应物的量，新平衡相对于原平衡相当于加压，该反应正方向是气体分子数减小的反应，故加压后平衡正向移动，重新达到平衡后的体积分数减小。
（5）该反应为反应后气体分子数减小的反应，温度相同时，增大压强，平衡正向移动，甲醇的物质的量分数增大，所以曲线a为等温过程的曲线。
8．(1)2SO32SO2+O2
(2) < < 一定压强下，相比于H2O浓度的增加，SO2浓度的减小对平衡移动的影响更大
(3) SO2 4H+
(4) 在酸性条件下，SO2与I-反应速率更快，且SO2与稀硫酸不发生反应 反应ii比反应i快，D中因反应ii生成的氢离子使反应i加快
【分析】第Ⅰ步，H2SO4在太阳能作用下分解生成O2、SO2和H2O，第Ⅱ步SO2和H2O在催化剂作用下反应生成S和H2SO4，第Ⅲ步生成的S和O2反应生成SO2。
【详解】（1）反应ⅠH2SO4在光照下分解生成O2、H2O和SO2，第一步反应为H2SO4=H2O+SO3，则第二步反应为2SO32SO2+O2。
（2）①反应3SO2(g)+2H2O(g)2H2SO4(l)+S(s)正反应为气体体积减小的反应，压强增大化学平衡正向移动，SO2要达到相同的平衡转化率，则增大压强的同时需要升高温度，则说明升温化学平衡逆向移动，该反应的ΔH<0。
②升高温度活化分子数增加，活化分子所占百分数增大，即阴影部分面积所占的百分数增大，因此T1
（3）SO2歧化生成S和H2SO4，可知产物中一定有H2SO4，则反应物中一定有SO2，故ii的离子方程式为I2+SO2+2H2O=+2I-+4H+。
（4）①比较A、B、C，A中只有KI，B中含有KI和硫酸，C中只有硫酸，反应速率B>A>C，且C中没有明显现象，说明二氧化硫与硫酸不反应，B中因存在酸导致其反应速率加快，故得出的结论是在酸性条件下，SO2与I-反应速率更快，且SO2与稀硫酸不发生反应。
②实验表明，SO2的歧化反应速率D>A，结合i、ii反应速率解释原因为反应ii比反应i快，D中因反应ii生成的氢离子使反应i加快。
9．(1)0.009 mol/(L min)
(2)
(3)CD
(4)减小体积，增大N2的浓度
(5)不变
【详解】（1）根据表格数据可知：在10～20 min的时间段内内NO的浓度减少了0.58 mol/L-0.40 mol/L=0.18 mol/L，根据反应方程式C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)中物质反应转化关系可知△c(CO2)=0.09 mol/L，故10～20 min的时间段内，以CO2表示的反应速率为v(CO2)=；
（2）化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时各种生成物浓度幂之积与各种反应物浓度幂之积的比，则该反应的化学平衡常数K=；
（3）A．反应在恒容密闭容器中进行，气体的体积不变；反应前后气体的物质的量不变，则无论反应是否达到平衡状态，体系的压强始终不变，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，A错误；
B．在任何时刻都存在v正(NO)=2v正(N2)，若2v正(NO)=v逆(N2)，则v逆(N2)=2v正(NO)=4v正(N2)，反应逆向进行，未达到平衡状态，B错误；
C．反应在恒容密闭容器中进行，气体的体积不变；CO2是生成物，其物质的量及浓度会发生变化，当其浓度不变时，反应达到平衡状态，C正确；
D．反应中C是固体，因此气体混合物的质量会发生改变，当混合气体的密度保持不变时，反应达到了平衡状态，D正确；
故合理选项是CD；
（4）在30 min前化学平衡时的化学平衡常数K===0.56；在30 min时改变某一条件，反应重新达到平衡，根据平衡常数计算得到c(N2) =0.34 mol/L，c(CO2)=0.17 mol/L，c(NO)=0.32 mol/L，K==，化学平衡常数随温度变化，化学平衡常数相同，说明反应温度不变，根据数据分析：氮气浓度增大，二氧化碳和一氧化氮浓度减小，反应前后气体体积不变，所以可能是减小容器体积后加入氮气；
（5）一定温度下，随着NO的起始浓度增大，C(s)＋2NO(g)N2(g)＋CO2(g)反应是气体体积不变的反应，增大一氧化氮浓度相当于增大体系压强，化学平衡不移动，故一氧化氮转化率不变。
10．(1) -90.1 低温
(2) X 温度高于280℃时，以副反应为主，副反应为吸热反应，随温度升高平衡正向移动，二氧化碳转化率升高 1.12 4.2
(3) 负
【详解】（1）根据题给信息，列出如下热化学方程式：① ，② ，③ ，④ ，根据盖斯定律可知得 ；该反应，，时反应自发进行，可知该反应低温时自发进行。
（2）主反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，甲醇的量减少；副反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，二氧化碳转化率增大，甲醇的选择性降低，结合题图可知，曲线X表示平衡时的选择性随温度的变化，曲线Y表示二氧化碳的平衡转化率随温度的变化。温度高于280℃时，以副反应为主，副反应为吸热反应，随温度升高，平衡正向移动，二氧化碳转化率升高。由题图可知，240℃时，二氧化碳的平衡转化率为40%，甲醇的选择性为80%，平衡时消耗，产生，可列关系式：
则平衡后、CO和的物质的量分别为、0.08mol、，副反应的，，故初始充入的物质的量。由上述分析可知，平衡后和的物质的量分别为0.08mol、0.32mol，恒温恒容条件下气体压强之比等于物质的量之比，平衡时，起始总压强为21.2MPa，则平衡后总压强为，主反应的平衡常数。故答案为：X；温度高于280℃时，以副反应为主，副反应为吸热反应，随温度升高平衡正向移动，二氧化碳转化率升高；1.12；4.2；
（3）该装置为原电池装置，氧气在正极得电子，发生还原反应，氢气在负极失电子，发生氧化反应，氢气所在电极是负极，原电池中阴离子向负极移动，所以碳酸氢根离子向负极移动，因此负极反应式为。故答案为：负；。
11．(1)-1807.8
(2) CaO/C 不是 该反应为放热反应，若A点为平衡点，500°C后，升高温度，平衡向逆反应方向移动，NO去除率将减小
(3) 0.025 52.2
(4) m 10a >
【详解】（1）已知反应①： 、反应②： ，根据盖斯定律，反应可由反应②-反应①×5得到，即；
故答案为：-1807.8；
（2）如图，在500℃以内，去除率最高的是CaO/C，即在相同温度下，所需能量较低，活化能小，根据反应，该反应为放热反应，平衡后升高温度，逆向移动，NO的去除率将下降，所以A点不是平衡点；
故答案为：CaO/C；不是；该反应为放热反应，若A点为平衡点，500°C后，升高温度，平衡向逆反应方向移动，NO去除率将减小；
（3）①根据反应方程式，CO和NO的消耗量相同，即，0.025；
故答案为：0.025；
②根据题意，汽车尾气中含有的NO的物质的量为9mol×10%=0.9mol，建立三段式：
平衡时，体系中各物质的分压为：0.4MPa；
0.5MPa；
0.5MPa；
8.35MPa；
52.2；
故答案为：52.2；
（4）1①根据反应方程式2NO2(g)N2O4(g)，的反应速率为的两倍，即在相同时间内，的速率随浓度的变化更快，即斜率更大，所以图中表示lgv正~lgc(NO2)的线是m；
故答案为m；
②平衡时正逆反应速率相等，平衡后测得c(N2O4)为1mol·L-1，即，则，解得，所以；
故答案为：；
③由②可知，c(N2O4)=1mol·L-1时，，即，横坐标为零时，同理可得，向2L的容器中充入5molN2O4气体和1molNO2气体，、，；，则；
故答案为：>。
12．(1)BC
(2) 0.007 0.1 4NH3(g)＋5O2(g)=4NO(g)＋6H2O(g) ΔH=-906 kJ·mol-1
(3)25%
(4)2CO(g)＋4H2(g)2CH3OH(g) ΔH＝－182.0 kJ·mol－1[或CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH＝－91.0 kJ·mol－1]
(5)AD
【分析】合成氨反应为正向放热、气体分子数增大的反应，因此升高温度平衡逆向移动不利于氨的合成，增大压强，平衡正向移动利于氨的合成；计算平衡常数列三段式进行计算，据此分析。
【详解】（1）A．判断可逆反应是否达到平衡的标志是v正＝v逆，特征是达到平衡后各组分的浓度、百分含量等保持不变，容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2不能说明v正＝v逆，错误；
B．N2的百分含量保持不变，即单位时间生成1 mol氮气的同时消耗1 mol氮气，v正＝v逆，正确；
C．该反应是气体分子数变化的反应，恒温恒容密闭容器中进行反应，体系的压强会随气体物质的量变化而变化，当容器内压强不再变化时，反应达到平衡，正确；
D．根据气体密度公式ρ＝，气体的总质量m不变，恒容容器V不变，密度是定值，不随反应而改变，错误；
故答案选BC。
（2）①10 min时用NH3表示的平均反应速率为v(NH3)＝0.014 mol·L－1·min－1，v(N2)＝v(NH3)＝×0.014＝0.007 mol·L－1·min－1，依题意列出三段式：
带入平衡常数的表达式计算K＝＝0.1；
②依题意氨气催化氧化生成NO和水蒸气的反应方程式为4NH3(g)＋5O2(g)＝4NO(g)＋6H2O(g)，分别记已知方程式及ΔH为：①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH1＝－92 kJ·mol－1，②N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) ΔH2＝＋181 kJ·mol－1，③2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) ΔH3＝－484 kJ·mol－1，根据盖斯定律，则目标方程式的ΔH＝ΔH3×3＋ΔH2×2－ΔH1×2＝－484×3＋181×2－(－92)×2＝－906 kJ·mol－1。
（3）
CO的转化率＝25%。
（4）①2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)，根据盖斯定律，(①－ii)÷2可得CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，则 H＝－91 kJ·mol－1。
（5）当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，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，解题时要注意，选择判断的物理量，随着反应的进行发生变化，当该物理量由变化到定值时，说明可逆反应到达平衡状态；
A．反应是气体物质的量减少的反应，混合气体的总物质的量是变量，当不变时能表明平衡，符合题意；
B．容器体积不变，混合气体总质量不变，混合气体密度始终保持不变，不能说明达到平衡，错误；
C．反应生成物CH3OCH3(g)和H2O(g)的物质的量始终是1∶1，不能表明平衡，不符合题意；
D．每生成1 mol CH3OCH3(g)，同时也消耗2 mol CO，同时生成2 mol CO，能表明平衡，符合题意；
故选AD。
13．(1)NO、NO2等合理答案均可
(2) (E1～E2) (i) (E5～E2)
(3) ＞ 第一步完全电离，可电离出0.100 mol L 1的H＋，故第二步电离出0.009 mol L 1的H＋和，c()=(0.100 0.009) mol L 1=0.091 mol L 1，
(4) HAc＋HAcH2Ac＋＋Ac－ H2SO4＋HAcH2Ac＋＋ AC
【详解】（1）与酸雨、光化学烟雾和臭氧层空洞均有关的污染性气体的是：NO、NO2；故答案为：NO、NO2。
（2）根据焓变等于生成物的总能量减去反应物的总能量，则总反应2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)的(E1～E2)kJ mol 1。反应速率主要由活化能最大的那一步决定，因此决定SO2催化氧化的总反应速率的是步骤(i)，步骤(i)是1mol二氧化硫，因此其活化能为(E5～E2)kJ mol 1；故答案为：(E1～E2)；(i)；(E5～E2)。
（3）在水中，硫酸是一种强酸，但实际上只有第一步电离是完全的，第二步电离并不完全，电离方程式可表示为：H2SO4=H＋＋，H＋＋。
①根据H＋＋，25℃时，Na2SO4溶液中硫酸根水解生成硫酸氢根和氢氧根，导致溶液中氢氧根浓度大于氢离子浓度，因此溶液的pH＞7；故答案为：＞。
②0.100 mol L 1的稀硫酸中，c(H＋)=0.109 mol L 1，硫酸第一步完全电离，可电离出0.100 mol L 1的H＋，故第二步电离出0.009 mol L 1的H＋和，c()=(0.100 0.009)mol L 1=0.091 mol L 1，；故答案为：第一步完全电离，可电离出0.100 mol L 1的H＋，故第二步电离出0.009 mol L 1的H＋和，c()=(0.100 0.009) mol L 1=0.091 mol L 1，。
（4）液态水中，水存在自偶电离：H2O＋H2O H3O＋＋OH－。平常书写的H＋，实际上是纯水或水溶液中H3O＋的缩写。如HCl在水中电离，完整写法是HCl＋H2O=H3O＋＋Cl－。
①根据H2O＋H2O H3O＋＋OH－分析液态的醋酸(用HAc表示)中同样存在HAc的自偶电离，其方程式可表示为HAc＋HAcH2Ac＋＋Ac－；故答案为：HAc＋HAcH2Ac＋＋Ac－。
②用醋酸作溶剂时，硫酸是一种二元弱酸。将少量H2SO4溶于冰醋酸中，硫酸电离出的氢离子与HAc结合成H2Ac＋，因此第一步电离的完整写法是H2SO4＋HAcH2Ac＋＋。若保持温度不变：
A．加入少量冰醋酸，由于溶液体积增大占主要因素，因此c()与c()均减小，故A正确；
B．加入少量H2SO4，平衡正向移动，由于硫酸浓度增大占主要因素，因此H2SO4的电离程度减小，故B错误；
C．加入少量NaAc固体，Ac－与氢离子结合，硫酸氢根电离程度增大，硫酸氢根浓度减小，硫酸根浓度增大，则c()与c()的比值减小，故C正确；
D．加入少量Na2SO4固体，抑制硫酸氢根电离，增大了HAc的自偶电离，则c(Ac－)增大，故D错误；
综上所述，答案为：AC。
14．(1)
(2) 放热 ＞ 或7.69% 250℃是催化剂活性最好的温度，反应速率快，低于或高于250℃，反应速率慢
(3)
(4)
【详解】（1）过程I的化学方程式为，根据盖斯定律，将第一个方程式加上第二个方程式的2倍得到则过程I的热化学方程式 ；故答案为： 。
（2）①根据图中信息，升高温度，二氧化碳转化率降低，说明平衡逆向移动，则该反应为放热反应。升高温度，平衡逆向移动，平衡常数逐渐减小，因此M、N两点对应的平衡常数：＞；故答案为：放热；＞。
②在总压为的恒压条件下，M点的投料比为n(H2)：n(CO2)=3：1，假设物质的量分别为3mol、1mol，建立三段式，达到平衡时乙烯的体积分数为。用平衡分压代替平衡浓度可以得到平衡常数，则M点对应温度下的；故答案为：或7.69%；。
③结合图像分析，工业上将该反应温度定于250℃的原因：根据图中催化剂的催化效率分析得到250℃是催化剂活性最好的温度，反应速率快，低于或高于250℃，反应速率慢；故答案为：250℃是催化剂活性最好的温度，反应速率快，低于或高于250℃，反应速率慢。
（3）该反应是放热反应，升高温度，、都增大，由于平衡逆向移动，因此增大程度大于增大程度，因此图中能够代表的曲线为；故答案为：。
（4）b极是二氧化碳转变为乙烯，其电极反应式为；故答案为：。
15．(1) +261 bd
(2) T1＞T2＞T3 恒温恒压下，H2S的摩尔体积分数越大，H2S的分压越大，反应①平衡逆移，H2S分解的平衡转化率越小
(3) ＜ 1000℃时，反应①的 G＞0，反应趋势小；反应③的 G＞0，反应趋势大，占主导地位
(4)1.28×104
(5)5.0×10-12
【详解】（1）①2H2S(g)2H2(g)＋S2(g) ΔH1=＋180 kJ/mol
②CS2(g)＋2H2(g)S2(g)＋CH4(g) ΔH2=-81 kJ/mol
利用盖斯定律，将反应①-②得，反应③CH4(g)＋2H2S(g)4H2(g)＋CS2(g)的ΔH3=(+180 kJ/mol)-(-81 kJ/mol)=+261kJ/mol；
a.断裂2mol C-H键的同时生成1mol C=S键，反应进行的方向相同，则反应不一定达平衡状态，a不符合题意；
b.反应前后气体分子数不等，恒容条件下，体系压强不再变化时，气体的物质的量不再发生改变，则反应达平衡状态，b符合题意；
c.恒容条件下，混合气的总质量不变，体积不变，则不管反应是否达到平衡，混合气体的密度始终不变，反应不一定达平衡状态，c不符合题意；
d.v正(H2S)=2 v逆(CS2)，则反应进行的方向相反，且速率之比等于化学计量数之比，则反应达平衡状态，d符合题意；
故选bd。答案为：+261；bd；
（2）对于反应①，从图中可以看出，温度发生T1、T2、T3的变化时，H2S的平衡转化率不断减小，表明平衡不断逆向移动，则温度不断降低，所以T1、T2和T3由大到小的顺序为T1＞T2＞T3；H2S的摩尔分数越大，相当于往平衡体系中不断加入H2S，也相当于加压，H2S分解平衡转化率越小，原因是：恒温恒压下，H2S的摩尔体积分数越大，H2S的分压越大，反应①平衡逆移，H2S分解的平衡转化率越小。答案为：T1＞T2＞T3；恒温恒压下，H2S的摩尔体积分数越大，H2S的分压越大，反应①平衡逆移，H2S分解的平衡转化率越小；
（3）从图中可以看出，反应①的 G＞0，反应③的 G＜0，则在1000℃时，反应的自发趋势①＜③。在1000℃、100kPa反应条件下，将n(H2S):n(CH4):n(N2)=3:2:15的混合气进行反应，达到平衡时n(CS2):n(H2)约为1:4，n(S2)微乎其微，则表明反应①进行的程度很小，其原因是：1000℃时，反应①的 G＞0，反应趋势小；反应③的 G＜0，反应趋势大，占主导地位。答案为：＜；1000℃时，反应①的 G＞0，反应趋势小；反应③的 G＜0，反应趋势大，占主导地位；
（4）在1000℃、100kPa反应条件下，将n(H2S):n(CH4):n(N2)=3:3:2的混合气进行反应③，达到平衡时，CS2分压与H2S的分压相同。设n(H2S)=3mol，则n(CH4)=3mol，n(N2)=2mol，参加反应的CH4的物质的量为x，则可建立如下三段式：
则3-2x=x，x=1mol，则反应③的Kp==1.28×104。答案为：1.28×104；
（5）Ka(CH3COOH)== =2.0×10-5，c(H+)=1.0×10-5mol L-1；对于H2S溶液，Ka1(H2S) Ka2(H2S)===1.0×10-21，c(S2-)=2.0×10-12mol L-1；Ksp(ZnS)=1.0×10-23=c(Zn2+)×2.0×10-12mol L-1，则处理后的废液中c(Zn2＋)= 5.0×10-12mol/L。答案为：5.0×10-12。
【点睛】对于化学平衡体系，当变量不变时，反应达平衡状态。
16．(1)+41.2
(2)温度低于280℃时，随着温度升高，副反应平衡向右移动的程度小于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衔转化率减小，温度高于280℃时，随着温度升高，副反应平衡向右移动的程度大于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衡转化率增大。
(3)BC
(4)7.5
(5)
(6) CO*+ OH*→COOH* I
【详解】（1）由H2(g)、CO(g)的燃烧热ΔH分别为-285.8kJ/mol、-283.0kJ/mol，可得热化学方程式：
III、H2O(1)=H2O(g) ΔHIII=+44 kJ/mol
由盖斯定律可知，副反应可由I-II+III得到，则ΔH2 ==-()+44 kJ/mol=+41.2 kJ/mol，故答案为：+41.2；
（2）主反应为放热反应，副反应为吸热反应，当温度低于280℃时，随温度升高副反应平衡向右移动的程度小于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衡转化率减小，温度高于280℃时，随着温度升高，副反应平衡向右移动的程度大于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衡转化率增大，故答案为：温度低于280℃时，随着温度升高，副反应平衡向右移动的程度小于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衡转化率减小，温度高于280℃时，随着温度升高，副反应平衡向右移动的程度大于主反应平衡向左移动的程度，使CO2的平衡转化率增大；
（3）A. 合成氨反应为放热反应，高温不利于平衡正向移动，控制温度远高于室温，是为了提高催化剂的活性，从而保证尽可能高的反应速率，故A错误；
B. 在一定压强下，随着温度的升高，变换塔中反应均向逆向移动，CO与CO2的物质的量之比增大，故B正确；
C.催化剂在一定温度下活性较高，温度过高，可能导致催化剂失活，用热交换器将原料气可预热并使反应体系冷却，可以提高能量的利用率，故C正确；
D.向反应器中加入适当过量的空气，氧气会与CO和氢气反应，导致产率降低，故D错误；
故答案为：BC；
（4）由题干信息列三段式：，，则平衡后体系内气体物质的量：n()=1.4mol、n()=1.4mol、n()=0.4mol、n()=3.0mol、n[]=0.2mol、n()=1.0m；n(总)=7.4mol，p()=、p()=、p()=、p()=，主反应的相对压力平衡常数 =，故答案为：7.5；
（5）变换塔中主反应为放热反应，随温度升高正逆反应速率都增大，但逆反应速率增大的程度更大，平衡逆向移动，则曲线为：，故答案为：；
（6）由已知反应可知反应III中COOH*作为反应物，则在反应II中应生成COOH*，则反应II为：CO*+ OH*→COOH*，根据活化能越大反应速率越慢，慢反应决定总反应速率快慢，结合活化能数据可知，决速反应为I，故答案为：CO*+ OH*→COOH*；I。
17．(1)
(2) abd 前段加热，有利于加快反应速率，后段冷却，有利于平衡正向移动，增大CO2的转化率
(3)b
(4)生成物碳颗粒附着在催化剂表面影响了催化效果
(5)ab
(6)512
【详解】（1）已知：①
②
根据盖斯定律，由①2-②得反应A： ；
（2）①a．反应为放热反应吗，降温，平衡正向移动，能提高平衡转化率，a符合题意；
b．反应为气体分子数减小的反应，缩小容器体积，平衡正向移动，能提高平衡转化率，b符合题意；
c．恒容密闭容器中，向容器中冲入Ar不影响各反应物的分压，平衡不移动，不能提高平衡转化率，c不符合题意；
d．提高原料气中的比例，促进二氧化碳的转化，能提高平衡转化率，d符合题意；
故选abd；
②空间站的反应器内，通常采用反应器前段加热，后段冷却的方法来提高CO2的转化效率，原因是前段加热，有利于加快反应速率，后段冷却，有利于平衡正向移动，增大CO2的转化率；
故答案为:前段加热，有利于加快反应速率；后段冷却，有利于平衡正向移动，增大CO2的转化率；
（3）a．分析物质转化图可知，反应B的能量变化为电能/光能→化学能，选项a正确；
b．物质转化中有甲烷和氢气产生，故氢元素的利用率< 100%，选项b错误；
c．不用Na2O2作供氧剂的原因在于过氧化钠消耗之后无法产生，无法循环利用，选项c正确；
故选b；
（4）用CO2(g) + 2H2(g)= C(s) + 2H2O (g)代替反应A，可实现氢、氧元素完全循环利用，缺点是使用一段时间后催化剂的催化效果会明显下降，其原因是生成物碳颗粒附着在催化剂表面影响了催化效果；
（5）
a．由图可知，随温度升高CO2的平衡转化率减小，说明升高温度平衡逆向移动，升高温度平衡向吸热反应方向进行，则正反应为放热反应，故△H < 0，选项a正确；
b．氢碳比越大，二氧化碳的转化率越大，故由图可知，氢碳比①>②，选项b正确；
c．相同温度下，在氢碳比为2.0时，Q点二氧化碳转化率小于平衡时的转化率，说明Q点未到达平衡，反应向正反应进行，故Q点v(正)>v(逆)，选项c错误；
故选ab；
（6）
依据图像得出此时二氧化碳的平衡转化率为50%，即，解得a=0.125，c(CO2)=0.25mol/L，c(H2)=0.25mol/L，c(C2H4)=0.125mol/L，c(H2O)=0.5mol/L，故K===512(mol L-1)-3。
18．(1) -49.0 Cu/ZnO*+H2= Cu/Zn*+H2O c
(2) 升高温度，主反应平衡逆向移动，甲醇产率降低；催化剂活性降低或副反应更易进行 m
【详解】（1）①根据题意写出热化学方程式：①，②，③，由盖斯定律，3×①-②+③得目标方程式的；
②将总反应化学方程式减去第二步反应方程式即得第一步反应方程式为Cu/ZnO*+H2= Cu/Zn*+H2O；
③第一步反应吸热，第二步反应放热，可排除b、d选项，又由于第二步反应几乎不影响总反应达到平衡所用的时间，因此第二步速率快，反应活化能低于第一步，所以c选项正确，故选c。
（2）①由图像可知，490K之前，温度升高，反应速率加快，甲醇产率增大，在490K时，反应达到平衡，此时甲醇产率达最高值，继续升高温度，主反应平衡逆向移动，另外随温度升高催化剂活性降低或副反应更易进行，使得甲醇产率降低；
②根据题意可列三段式，注意主反应各物质的末态量作为副反应对应物质的起始量，已知量为CO2、H2的起始物质的量、CH3OH、CO的末态物质的量：
，
则CO2转化率=；副反应的化学平衡常数为K副=；
③平衡时v正=v逆，，K=，由于该反应为放热反应，温度升高时化学平衡向逆反应方向移动，速率常数随温度升高而增大，即平衡常数K的数值减小，而根据平衡常数K与k正、k逆的关系可知，k正增大得少，即温度升高过程中，的变化量小，即m为随温度变化的曲线
