2024届高考化学一轮复习知识点突破练习-09化学反应的热效应
一、单选题
1．氢能的利用是人们对新能源的重要研究方向之一，铁的配合物离子(用[L- Fe-H]+表示)催化HCOOH分解的反应机理和相对能量的变化情况如图所示。
下列说法错误的是
A．将HCOOH转化为CO2和H2的反应是放热反应
B．若用D标记HCOO-中的H原子，可能会产生D2
C．H+浓度过大或过小，均导致反应速率降低
D．该过程的总反应速率由Ⅳ→Ⅰ步骤决定
2．研究表明I－可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂：3SO2(g)+2H2O (l)=2H2SO4 (aq)+S(s) ΔH＜0；该过程一般通过如下步骤来实现：①SO2(g)+4I－(aq)+4H+(aq)= S(s)+ 2I2(g) + 2H2O(l) ΔH＞0；②I2(g)+2H2O(l)+SO2(g)=SO(aq)+4H+(aq)+2I－(aq) ΔH＜0；已知反应①为慢反应，示意图中能体现上述反应过程中能量变化的是
A． B．
C． D．
二、原理综合题
3．N2O是一种强温室气体，且易形成颗粒性污染物，N2O的综合治理是当前重要的研究课题。
I．CO用于处理大气污染物N2O的反应为CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g)。在Zn+作用下该反应的具体过程如图1所示，反应过程中能量变化情况如图2所示。
(1)总反应：CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g) ΔH= kJ·mol－1；该总反应的决速步是反应 (填“①”或“②”)。
(2)在总压为100 kPa的恒容密闭容器中，充入一定量的CO(g)和N2O(g)发生上述反应，在不同条件下达到平衡时，在T1K时N2O的平衡转化率随的变化关系，及在=1时N2O的平衡转化率随的变化关系如图3所示:
①表示N2O的转化率随的变化为曲线 (填“I”或“H”)；说明理由 。
②该反应在T4时，该反应的分压平衡常数Kp= (计算结果保留两位有效数字)。
③其他条件不变，缩小体积，若总压变为200kPa, N2O的平衡转化率将 (填“增大”、“减小”或“不变”)。
Ⅱ．研究N2O的分解反应2N2O=2N2+O2对环境保护有重要意义。
(3)碘蒸气存在能大幅度提高N2O的分解速率，反应历程为:
第一步I2(g)2I(g) 快速平衡，平衡常数为K
第二步I(g)+N2O(g)→N2(g)+IO(g) υ=k1·c(N2O)·c(I)慢反应
第三步IO(g)+N2O(g)→N2(g)+O2(g)+I2(g) 快反应
其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡，实验表明，含碘时N2O分解速率方程υ=k·c(N2O)· [c (I2)]0.5 (k为速率常数)。
①k= (用含K和k1的代数式表示)。
②下列表述正确的是 。
a．IO为反应的中间产物
b．碘蒸气的浓度大小不会影响N2O的分解速率
c．第二步对总反应速率起决定作用
d．碰撞理论认为，催化剂不会改变活化分子百分数
4．CO2资源化利用受到越来越多的关注，它能有效减少碳排放，有效应对全球的气候变化，并且能充分利用碳资源。二甲醚(CH3OCH3)是现代社会比较清洁的能源。下列是利用CO2制备二甲醚的主要反应。
( i )CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH=+41.0 kJ·mol-1；
( ii )CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) ΔH =-90.4 kJ·mol-1；
( iii )2CH3OH(g)CH3OCH3(g) +H2O(g) ΔH = -23.4 kJ·mol-1。
回答下列问题：
(1)根据(i)(ii)(iii)得3CO(g)+3H2 (g)CH3OCH3(g)+CO2(g)的 ΔH = 。
(2)某二甲醚/双氧水燃料电池的工作原理如图1所示。电池工作时，A电极名称为 ，该电极附近溶液的pH (填“减小”“增大”或“不变”)；电极B的电极反应式为 。
(3)CO2催化加氢合成二甲醚。
反应Ⅰ ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH =+41.0 kJ·mol-1
反应Ⅱ ：2CO2(g) +6H2(g)CH3OCH3(g) +3H2O(g) ΔH = - 122.5 kJ·mol-1
①反应Ⅱ的平衡常数表达式K= 。
②在恒压、n(CO2):n(H2)=1:2的条件下，CO2平衡转化率和平衡时CO的选择性(CO的选择性=)随温度的变化如图2所示；T°C时，起始投入3 mol CO2、6 mol H2 ，达到平衡时反应Ⅰ理论上消耗H2的物质的量为 。合成二甲醚时较适宜的温度为260 °C ，其原因是 。
5．全球大气CO2浓度升高对人类生产生活产生了影响，研究二氧化碳的回收对我国2060年实现碳中和具有现实意义，碳及其化合物的资源化利用成为研究热点。回答下列问题：
(1)已知25℃时，大气中的CO2溶于水存在以下过程：
①CO2(g)CO2(aq)
②CO2(aq)+H2O(l)H+(aq)+ (aq) K
溶液中CO2的浓度与其在大气中的分压(分压=总压×物质的量分数)成正比，比例系数为ymol L-1 kPa-1。当大气压强为pkPa，大气中CO2(g)的物质的量分数为x时，溶液中H+的浓度为 mol L-1(忽略和水的电离)。
(2)已知CH4的生成焓(由稳定单质生成该物质)为△H=-71.7kJ mol-1
反应I：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) △H1=+131.3kJ mol-1 K1
反应II：C(s)+2H2O(g) CO2(g)+2H2(g) △H2=+90.3kJ mol-1 K2
反应III：CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) △H3=-41.0kJ mol-1 K3
①写出CO2与H2反应生成CH4和H2O(g)的热化学方程式： 。
②研究表明，反应III的速率方程为v=k[x(CO)x(H2O)-]，x表示相应气体的物质的量分数，Kp为平衡常数(用平衡分压代替平衡浓度计算)，k为反应的速率常数。在气体物质的量分数和催化剂一定的情况下，反应速率随温度的变化如图所示，根据速率方程分析T＞Tm时，v逐渐下降的原因是 。
(3)工业上用二氧化碳催化加氢可合成乙醇，其反应原理为：2CO2(g)+6H2(g)CH3CH2OH(g)+3H2O(g) △H。
温度/K 400 500
平衡常数K 9 5.3
①通过表格中的数值可以推断：该反应在 (填“高温”、“低温”或“任何温度”)下能自发进行。
②CO2的平衡转化率与氢碳比m[m=]及压强、温度的关系分别如图a和图b所示。
图a中氢碳比m从大到小的顺序为 。
图b中压强从大到小的顺序为 ，判断依据为 。
6．我国提出2060年前实现碳中和，降低大气中CO2含量是当今世界重要科研课题之一，以CO2为原料制备甲烷、戊烷、甲醇等能源物质具有较好的发展前景。回答下列问题：
(1)CO2在固体催化剂表面加氢合成甲烷过程中发生以下两个反应：
主反应：CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) H1=-156.9 kJ·mol-l
副反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) H2=+41.1 kJ·mol-1
①已知：2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H3=-395.6 kJ·mol-1，则CH4燃烧的热化学方程式CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=
。
②加氢合成甲烷时，为使反应有较高的反应速率，通常控制温度为500℃左右，其主要原因为 。
③500℃时，向1 L恒容密闭容器中充入4 mol CO2和12 mol H2，初始压强为p，20 min时主、副反应都达到平衡状态，测得c(H2O)=5 mol·L-1，体系压强为，则0~ 20 min内v(CH4)= ，平衡时CH4选择性= (CH4选择性× 100%， 计算保留三位有效数字)。
(2)我国科研人员将CO2和H2在Na-Fe3O4 / HZSM-5催化下转变为汽油(C5~C11的烃)，反应过程如下图所示。
①若CO2在该条件下转化为戊烷(C5H12)，则该反应的化学方程式为 。
②催化剂中的Fe3O4可用电解法制备。电解时以Fe作电极，电解质溶液为稀硫酸，铁电极的反应式为 (需标注电极名称)。
(3)甲醇催化制取乙烯的过程中发生如下反应：
反应1：3CH3OH(g)C3H6(g)+3H2O(g)；
反应2：2CH3OH(g)C2H4(g)+2H2O(g)
反应1的Arrhenius经验公式的实验数据如图中曲线a所示，已知Arhenius经验公式RInk=(Ea为活化能，k为速率常数，R和C为常数)。则该反应的活化能Ea= kJ·mol-l。当改变外界条件时，实验数据如图中的曲线b所示，则实验可能改变的外界条件是 。
7．2022年北京冬奥会开幕式于2022年2月4日在国家体育场鸟巢隆重举行，其中奥运圣火的燃料为氢燃料，具有热值高、耐寒、环保无污染等优点。工业上可以通过催化重整二氧化碳和水蒸气制氢，主要有如下三个反应：
I．CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ΔH1=+206 kJ·mol-1；
II．CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ΔH2=-41 kJ·mol-1；
III．CO2(g)+CH4(g)2 CO(g)+2H2(g) ΔH3。
回答下列问题：
(1)反应CO2(g)＋CH4(g) 2CO(g)＋2H2(g) ΔH3= 。
(2)将1 mol CH4(g)与3 mol H2O(g)充入初始体积为1 L的恒压反应容器中，平衡时，各含碳物质的物质的量分数与温度之间的变化关系如图所示。
①曲线a代表的物质为 (填化学式。下同)；曲线c代表的物质为 。
②450℃至580℃，曲线b代表物质的物质的量分数先随温度升高而增大的主要原因是 。
③450℃时，反应进行2 min后，甲烷的物质的量浓度为0.8 mol·L-1，2 min内CH4(g)表示的化学反应速率为 mol·L-1·min-1；平衡时，容器中气体总物质的量为nmol，容器体积为V L，则反应I的平衡常数K1= (通过反应I、II计算即可，反应II不影响计算结果，用含有n、V的代数式表示，不需要化简)。
(3)我国科学家在《Science》杂志发表了利用H2制取H2O2的绿色方法，原理如图所示(电极a、b均为覆盖催化剂的多孔惰性电极)。
①X膜为 (填“阳”或“阴”)离子交换膜。
②电池的总反应方程式为 ；每制取17 g溶质质量分数为30％的H2O2溶液，导线中转移 mol e-。
8．国际顶级学术期刊《科学》刊登了一篇由我国科学家发表的研究成果：利用二氧化碳人工合成淀粉技术。该技术不仅对未来的农业生产，特别是粮食生产具有革命性的影响，而且对全球生物制造产业的发展具有里程碑式的意义。回答下列问题：
(1)二氧化碳在无机催化剂的作用下被还原为甲醇属于人工合成淀粉的第一步。根据反应的热化学方程式，及下表所示的化学键的键能，C=O键的键能为 。
化学键 C=O H—H C—H C—O O—H
键能/ x 436 414 326 464
(2)不同条件下，的体积比为1：3反应时，会有(g)生成。在恒压条件下，某时间段内选择性(选择性=)和产率随温度的变化如图1所示：
合成甲醇最适宜的温度为 ；a、b两点的转化率：a点 b点(填“>”“<”或“=”)。
(3)若在温度不变，起始压强为的条件下，将物质的量之比为3：1的的混合气体充入固定容积的反应器中，只发生反应，测得平衡时CO2(g)的转化率为α，则平衡时的压强为 kPa(用含α、p的代数式表示，下同)；该温度下，若增大压强则反应的平衡常数 (填“增大”、“减小”、“不变”)。
(4)“碳呼吸电池”是一种新型能源装置，其工作原理如图所示，通入的一极电极反应式为 ，以该装置为电源进行粗铜的电解精炼，金属铝质量减少时，理论上阴极质量增加 g
9．我国“十四五”规划提出要制定2030年前碳达峰行动方案，努力争取2060年前实现碳中和。为此，研发CO2转化利用技术成为重要科技目标。
(1)以CO2为原料加氢可以合成甲醇，将n(H2)/n(CO2)=3的混合气体充入体积为V L的密闭容器中，在催化剂存在的条件下进行以下两个反应：
CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) △H1＜0
CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) △H2＞0
测得温度与转化率、产物选择性的关系如图所示。
CH3OH选择性=
①270°C以后CO2转化率随温度升高而增大的原因可能是 。
②有利于提高CH3OH选择性的反应条件可以是 (填标号)。
A．降低温度 B．使用更合适的催化剂
C．增大压强 D．原料气中掺入适量的CO
③控制温度240°C，测得混合气体流速为a L· h-1(已换算为标准状况)，则CO2的反应速率 mol·L-1·min-1(写出计算式)。
(2)以CO2和NH3为原料合成尿素。在尿素合成塔中的主要反应可表示如下：
i： 2NH3(g)+CO2(g) NH2CO2NH4(s) △H=- 1 59.5kJ·mol-1
ii： NH2CO2NH4(s) CO(NH2)2(s)+H2O(g) △H= +72.5kJ·mol-1
iii： 2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(g) △H
④反应iii的△H= kJ·mol-1。3个反应的△G(自由能变化)随温度的变化关系如图所示，图中对应于反应iii的线是 (填字母)。
⑤一定条件下的恒容容器中，充入原料气3molNH3和1molCO2，平衡时CO2的转化率为0.5，则平衡时NH3和CO2的物质的量比为 ，已知反应ii的Kp=p，测得平衡时容器内总压为ap，则反应iii的平衡常数Kp= 。
10．Xe和F2反应可得三种氟化物，视反应条件而定。下图表述的是将一定浓度的Xe和F2投入到密闭容器中得到的生成物在平衡体系内的分压与反应温度的关系。
氟氙化合物生成反应的热力学数据如下表所示：
标准平衡常数化学反应 523K 673K
①Xe(g)+F2(g)→XeF2(g) 8.80 × 104 3.60×102
②Xe(g)+2F2(g) →XeF4(g) 1.07 × 108 1.98×103
③Xe(g)+3F2(g) →XeF6(g) 1.01×108 36
(已知：分压=总压×该组分物质的量分数，对于反应dD(g)+eE(g) gG(g)+hH(g)， ，其中=100kPa，PG、PH、PD、PE为各组分的平衡分压)。
(1)Xe和F2生成XeF6和XeF4， 哪个反应放热更多？生成 的反应放热更多(填“XeF6”或“XeF4”)，理由是 。
(2)为有效的制备XeF2应 投料中F2/Xe的比值。(填“提高”或“降低”)
(3)523K时，反应XeF4(g)+ F2(g) XeF6(g)的标准压强平衡常数= (保留两位有效数字)。平衡时，F2的分压在 kPa (取整数)以上时，可使XeF6与XeF4的比值大于10。
(4)523K 时，是否容易发生歧化反应2XeF4(g)→XeF6(g) +XeF2(g)？说明理由。
(5)氟离子电池是新型电池中的一匹黑马，其结构如图所示：
放电时负极电极反应式为 。采用固态电解质的氟离子电池大多需要在高达170°C的温度下工作，采用“高温”工作的原因是 。
11．燃煤烟气中是大气污染物的主要来源之一，脱硝技术是烟气治理技术的研究热点。
(1)利用氢气选择性催化还原 是目前消除NO的理想方法。
法的主反应：
副反应：
①已知， 则 H1= kJ/mol。
② 在催化剂表面发生反应 每生成1mol 转移的电子的物质的量为 mol。
③对于主反应，达平衡后，下列措施一定能提高NO去除率的是 (填标号)。
A．加入适量氦气 B．使用高效催化剂 C．增大 的物质的量 D．降低温度
(2)脱硝技术也是一种新型的除去烟气中氮氧化物的方法，一般采用氨气或尿素作还原剂，其基本流程如图：
①SNCR-SCR脱硝技术中用尿素作还原剂还原的化学方程式为 。
②体系温度直接影响SNCR技术的脱硝效率，如图所示.
SNCR技术脱硝的最佳温度为 ，SNCR与SCR技术相比，SCR技术的反应温度不能太高，其原因是 ；当体系温度高于950℃时，SNCR脱硝效率明显降低，其可能的原因是 。
(3)我国科学家设计了一种电解法处理污染气体中 的高效去除装置，如图所示，其中电极分别为催化剂石墨烯(石墨烯包裹催化剂)和石墨烯。
①催化剂石墨烯为 极(填“阴”或“阳”)
②若电解质溶液显酸性，则催化剂石墨烯电极的电极反应式为 。
12．工业上以煤和水为原料通过一系列转化可变为清洁能源氢气或工业原料甲醇。
I．探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
(1)CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)△H1=-49.5kJ·mol-1
(2)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)△H2=-90.4kJ·mol-1
(3)CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)△H3
△H3= kJ·mol-1。
II．工业上可以由水煤气合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)一定条件下，向密闭容器中通入2molCO和4molH2，发生上述反应。
图甲中，压强p2 p1(填“>”“<”或“=”)，原因是 。
②图乙中，能正确反映A状态随温度升高pK(pK=-lgK)数值变化的点是 。
③该反应的正逆反应速率表达式：v正=k正·c(CO)·c2H2)，v逆=k逆·c(CH3OH)，k正、k逆为反应速率常数。在一定条件下，加入催化剂，反应速率常数 (填“增大”、“减小”或“不变”下同)；降低温度，的值 。
III．由CO2制备甲醇的过程可能涉及如下两个反应。
反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)△H1
反应Ⅱ：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)△H2
将3molCO2和3molH2混合后通入某恒温恒容密闭容器中发生上述反应，一段时间后达到平衡，测得容器压强为60MPa，容器中CH3OCH3为0.2mol，H2O为1mol，此时CH3OH的物质的量为 ，反应Ⅰ的Kp= MPa-2(列出计算式，无需化简)。
13．央广网消息：2020年大庆油田生产天然气46.6亿立方米，实现了“十连增”，在大战大考中交出了“当好标杆旗帜、建设百年油田”的新答卷。天然气的主要成分甲烷是一种重要的化工原料，广泛应用于民用和化工业生产中。回答下列问题：
(1)利用CH4超干重整CO2技术可得到富含CO的化工原料。
已知：①CH4(g)+H2O(g)=CO(g)+3H2(g)。 H1=+196 kJ·mol-1
②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) H2=-484 kJ·mol-1
③2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) H3=-566 kJ·mol-1
则CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) H= 。
(2)在两个相同钢性密闭容器中充入CH4和CO2发生反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，CH4和CO2的分压均为20 kPa，加入催化剂Ni/α-Al2O3，分别在T1℃和T2℃下进行反应，测得CH4转化率随时间变化如图1所示。
图1
①A点处v正 B点处v逆(填“<”、“>”或“=”)。
②用单位时间内气体分压的变化来表示反应速率，即v=，T2℃下，上述反应0~2min内平均反应速率v(CH4)= kPa·min-1。(分压=总压×物质的量分数)
③上述反应达到平衡后，下列变化一定能使平衡向正向移动的是
A．通入惰性气体使容器内压强增大 B．正反应速率加快
C．平衡常数K变大 D．增大催化剂表面积
(3)其他条件相同，在甲、乙、丙三种不同催化剂作用下，相同时间内测得甲烷转化率随温度变化如图2所示。三种催化剂作用下，反应活化能最大的是 (填“甲”、“乙”或“丙”)；CH4的转化率b点高于c点的原因是 。
(4)我国科学家设计的新型甲烷燃料电池能量密度高、成本低，其工作原理如图3所示。B极电极反应式为 。
14．CO2作为未米的重要碳源，其选择性加氢合成CH3OH一直是研究热点，在CO2加氢合成CH3OH的体系中，同时发生以下反应：
反应i：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) H1＜0
反应ii：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)△H2＞0
(1)在特定温度下，由稳定态单质生成lmol化合物的焓变叫该物质在此温度下的标准生成焓(△fH)。表中为几种物质在298K的标准生成焓，则反应ii的 H2= kJ·mol 1。
物质 H2(g) CO2(g) CO(g) H2O(g)
△fH(kJ·mol 1) 0 394 111 242
(2)若实验测得反应i：υ正=k正·c(CO2)·c3(H2)，υ逆=k逆·c(CH3OH)·c(H2O)(k正、k逆为速率常数)。1899年阿仑尼乌斯指出化学反应速率常数和温度的定量关系为：k=A，其中k为速率常数，A、R为常数，Ea为活化能，T为热力学温度，e为自然对数的底。则达到平衡后，仅加入催化剂，k正增大的倍数 (填“＞”“＜”或“=")k逆增大的倍数。
(3)在CO2加氢合成CH3OH的体系中，下列说法错误的是 (填标号)．
A．增大H2浓度有利于提高CO2的转化率
B．若升高温度，反应i的正反应速率减小：反应ii的正反应速率增大
C．体系达平衡后，若压缩体积，则反应i平衡正向移动，反应ii平衡不移动
D．选用合适的催化剂可以提高CH3OH在单位时间内的产量
(4)某温度下，向容积为1L的密闭容器中通入2molCO2和10molH2，10min后体系达到平衡，此时CO2的转化率为20%，CH3OH的选择性为50%。
已知：CH3OH的选择性X=×100%
①用CO2表示0~10min内平均反应速率υ(CO2)=
②反应i的平衡常数K= L2/mol2(写出计算式即可)。
(5)维持压强和投料不变，将CO2和H2按一定流速通过反应器，二氧化碳的转化率a(CO2)和甲醇的选择性χ(CH3OH)随温度变化的关系如图所示：
已知催化剂活性受温度影响变化不大，结合反应i和反应ii，分析235℃后曲线变化的原因。
①甲醇的选择性随温度升高而下降的原因是 ；
②二氧化碳的转化率随温度升高也在下降的可能原因是 。
15．CO2的资源化利用能有效减少碳排放，充分利用碳资源。
(1)已知：25℃时，物质的相对能量如图1，请写出表示C2H5OH燃烧热的热化学方程式 。
(2)CO2催化加氢合成乙醇，过程中主要发生下列反应：
反应I：2CO2(g)+6H2(g) C2H5OH(g)+3H2O(g)ΔH1<0
反应II：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)ΔH2>0
在恒压、CO2和H2的起始量一定的条件下，CO2平衡转化率和平衡时C2H5OH的选择性随温度的变化如图2。
已知：C2H5OH的选择性=×100％
①图中表示平衡时C2H5OH选择性的曲线是 (填“①”或“②”)。
②温度高于300℃，曲线②随温度升高而上升的原因是 。
③为了同时提高CO2平衡转化率和C2H5OH的选择性，可采取措施为 温(填“高”或“低”，下同)， 压。
(3)利用电解法将CO2转化为CH4的原理如图3所示
①写出b极室电极反应式 。
②电解一段时间，阳极室pH (填“增大”，“减小”或“不变”)，解释原因 。
参考答案：
1．B
【详解】A．该过程的总反应为HCOOHCO2+H2，反应物总能量大于生成物总能量，则将HCOOH转化为CO2和H2的反应是放热反应，故A正确；
B．由反应机理可知，[L- Fe-H]++ HCOO- ， CO2+， +H+ ， [L- Fe-H]++H2，所以若用D标记HCOO-中的H原子，不可能产生D2，故B错误；
C．H+浓度过大HCOO-浓度减小，[L- Fe-H]++ HCOO- 反应慢，H+浓度过小， +H+ 反应慢，H+浓度过大或过小，均导致反应速率降低，故C正确；
D．决定化学反应速率的步骤是最慢的一步，活化能越高，反应越慢，从反应机理的相对能量变化可知，Ⅳ→Ⅰ的活化能最大，该过程的总反应速率由Ⅳ→Ⅰ步骤决定，故D正确；
答案选B。
2．A
【详解】3SO2(g)+2H2O (l)=2H2SO4 (aq)+S(s) ΔH＜0；整个过程是放热反应，反应物的总能量大于生成物总能量，因此C不符合题意，该过程一般通过如下步骤来实现：①SO2(g)+4I－(aq)+4H+(aq)= S(s)+ 2I2(g) + 2H2O(l) ΔH＞0；第一步是吸热反应，因此D不符合题意，②I2(g)+2H2O(l)+SO2(g)=SO(aq)+4H+(aq)+2I－(aq) ΔH＜0；第二步是放热反应，又已知反应①为慢反应，说明反应①活化能大于反应②的活化能，故A符合题意。
综上所述，答案为A。
3．(1) 361.22 ①
(2) Ⅰ 该反应为放热反应，越大，温度越低，平衡正向移动，N2O平衡转化率越高 3.4 不变
(3) k1 ac
【详解】（1）根据图2的信息得到总反应：CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g) ΔH= 361.22kJ·mol－1；该总反应的决速步是活化能最大的那一步即反应①[81.9 kJ mol 1 –( 67.7 kJ mol 1 )=148 kJ mol 1；故答案为： 361.22；①。
（2）①该反应是放热反应，逐渐增大即温度逐渐减小，平衡正向移动，转化率增大，因此表示N2O的转化率随的变化为曲线I；说明理由该反应为放热反应，越大，温度越低，平衡正向移动，N2O平衡转化率越高；故答案为：Ⅰ；该反应为放热反应，越大，温度越低，平衡正向移动，N2O平衡转化率越高。
②该反应在T4时，,该反应的分压平衡常数Kp=；故答案为：3.4。
③其他条件不变，缩小体积，若总压变为200kPa, 由于反应是等体积反应，平衡不移动，因此N2O的平衡转化率将不变；故答案为：不变。
（3）①根据题意得到第二步反应速率等于整个分解速率即k1·c(N2O)·c(I)= k·c(N2O)· [c (I2)]0.5，，则，则k= k1；故答案为：k1。
②a．根据反应过程分析得到IO为反应的中间产物，故a正确；b．根据υ=k·c(N2O)· [c (I2)]0.5，则碘蒸气的浓度大小会影响N2O的分解速率，故b错误；c．第二步是慢反应，对总反应速率起决定作用，故c正确；d．碰撞理论认为，催化剂降低活化能，活化分子数目增多，活化分子百分数增多，故d错误；综上所述，答案为：ac。
4．(1)-245.2 kJ·mol-1
(2) 正极 增大
(3) 0.3mol 温度过低则反应速率较慢，温度过高则CO选择性过大导致二甲醚选择性减小
【详解】（1）盖斯定律可知，-(i)+2×(ii)+(iii)得：3CO(g)+3H2 (g)CH3OCH3(g)+CO2(g)的 ΔH =-(+41.0 kJ·mol-1)+2×(-90.4 kJ·mol-1)+ (-23.4 kJ·mol-1)= -245.2 kJ·mol-1；
（2）电池工作时，A电极上过氧化氢得到电子发生还原反应生成水，为正极， 反应为，该电极消耗氢离子，附近溶液的pH增大；电极B的电极上二甲醚失去电子发生氧化反应生成碳酸根离子和水，反应式为；
（3）①平衡常数等于生成物浓度系数次方与反应物浓度系数次方之比，反应Ⅱ的平衡常数表达式K=。
②T°C时，起始投入3 mol CO2、6 mol H2 ，由图可知，达到平衡时二氧化碳转化率为40%，则反应1.2mol二氧化碳，CO选择性性25%，则反应Ⅰ生成1.2mol×25%=0.3molCO，根据反应Ⅰ方程式体现的关系可知，理论上消耗H2的物质的量为0.3mol。合成二甲醚时较适宜的温度为260 °C ，其原因是温度过低则反应速率较慢，温度过高则CO选择性过大导致二甲醚选择性减小，故合成二甲醚时较适宜的温度为260 °C。
5．(1)
(2) CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) △H=-162kJ mol-1 升高温度，k增大使v提高，Kp减小使v时，T＞Tm时，Kp减小对v的降低大于k增大对v的提高
(3) 低温 m1＞m2＞m3 p1＞p2＞p3 其他条件不变时，增大压强，平衡正向移动，平衡转化率增大，因此p1＞p2＞p3
【详解】（1）大气中CO2(g)的物质的量分数为x时，溶液中二氧化碳的浓度为，根据反应②，其平衡常数 ，因，故；
（2）①已知CH4的生成焓(由稳定单质生成该物质)为△H=-71.7kJ mol-1，可得到反应ⅣC(s)+2H2(g) CH4(g) △H4=-71.7kJ mol-1；
反应II：C(s)+2H2O(g) CO2(g)+2H2(g) △H2=+90.3kJ mol-1
根据盖斯定律，由Ⅳ-II得CO2与H2反应生成CH4和H2O(g)的热化学方程式为：CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) △H=-162kJ mol-1，答案为CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) △H=-162kJ mol-1；
②k随着温度的升高而增大，Kp随温度的升高而减小。T< Tm时，升高温度，k增大使v提高，Kp减小使v降低。T>Tm时，Kp减小对v的降低大于k增大对v的提高；
（3）①温度升高平衡常数K减小，则为放热反应，△H<0，该反应是气体体积缩小的反应，则△S<0，△H-T△S<0，反应才能自发进行，则△H<0，其正反应在低温下能自发进行；
②图a可以理解为CO2物质的量不变，H2量不断增加，平衡正向移动，CO2转化率不断增大，因此氢碳比从大到小的顺序为m1＞m2＞m3；
③该反应是气体体积减小的反应，由图b可知，同一温度条件下，从下往上看，转化率增大，说明平衡正向移动，向体积减小方向移动即加压，压强从大到小的顺序为p1＞p2＞p3，答案为：其他条件不变时，增大压强，平衡正向移动，平衡转化率增大，因此p1＞p2＞p3。
6．(1) -634.3 kJ/mol 温度低于500℃，反应速率低；温度高于500℃，化学平衡向生成CO的方向移动程度增大，都不利于甲烷的生成 0.1 mol/(L·min) 66.7%
(2) 5CO2+16H2C5H12+10H2O Fe电极作阳极，电极反应式为：3Fe-8e-+4H2O=Fe3O4+8H+
(3) 64 使用更高效的催化剂，增大催化剂比表面积
【详解】（1）①已知：①2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H3=-395.6 kJ·mol-1，
②CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) H1=-156.9 kJ·mol-l
根据盖斯定律，将①×2-②，整理可得CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-634.3 kJ/mol；
②加氢合成甲烷时，温度低于500℃时，反应速率低，温度高于500℃，对于副反应CO2(g) +H2(g)CO(g)+H2O(g)，正反应吸热，平衡向生成CO的方向移动程度增大，都不利于甲烷的生成；
③500℃时，向1 L恒容密闭容器中充入4 mol CO2和12 mol H2，n(总)=4 mol+12 mol=16 mol，初始压强为p，20 min时主、副反应都达到平衡状态，测得c(H2O)=5 mol·L-1，n(H2O)=5 mol，体系压强为，则此时气体的总物质的量n(总)平=，由于副反应是反应前后气体体积不变的反应，对于主反应，每有1 mol CO2发生反应，反应产生1 mol CH4和2 mol H2O(g)，反应后气体的物质的量减少2 mol，现在反应后气体的物质的量减少4 mol，反应消耗2 mol CO2气体，产生2 mol CH4，该反应产生4 mol H2O(g)，副反应反应产生1 mol H2O，消耗1 mol CO2气体，则0~ 20 min内v(CH4)=；
根据上述分析可知：平衡时CH4的物质的量是2 mol，反应消耗CO2的物质的量为2 mol+1 mol=3 mol，故平衡时甲烷的选择性=；
（2）①若CO2在该条件下转化为戊烷(C5H12)，则根据元素守恒可知该反应的化学方程式为：5CO2+16H2C5H12+10H2O；
②催化剂中的Fe3O4可用电解法制备。电解时以Fe作电极，电解质溶液为稀硫酸，铁电极为阳极，失去电子发生氧化反应产生Fe3O4，故Fe电极的反应式为：3Fe-8e-+4H2O= Fe3O4+8H+；
（3）已知Arhenius经验公式为RInk=-+C ( Ea为活化能，k为速率常数，R和C为常数)，分析可知：活化能是直线斜率的相反数，a的斜率为-64，则反应的活化能为64 kJ/mol，b和a相比，斜率的相反数减小，活化能降低，实验可能改变的外界条件是：使用更高效的催化剂，增大催化剂比表面积。
7．(1)CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g) ΔH3=+247 kJ·mol-1
(2) CH4 CO 450℃至580℃，升高温度，反应I平衡正向移动，CO浓度增大。增大CO浓度，反应II平衡正向移动，则CO2的量增大，升高温度，反应III平衡正向移动，使CO2的量减小，且CO2增大的量大于CO2减小的量，所以CO2物质的量分数先随温度升高而增大 0.1
(3) 阳 H2+O2=H2O2 0.3
【详解】（1）已知：I．CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ΔH1=+206 kJ·mol-1；
II．CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ΔH2=-41 kJ·mol-1；
根据盖斯定律，将热化学方程式I- II，整理可得CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g) ΔH3=+247 kJ·mol-1；
（2）①反应I和III为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，则甲烷的物质的量分数减小，CO物质的量分数增大，则曲线c代表的物质为CH4，曲线c代表的物质为CO；
②曲线b代表的是CO2物质的量分数，450℃至580℃，升高温度，反应I平衡正向移动，CO浓度增大，增大CO浓度，反应II平衡正向移动，则CO2的量增大，升高温度，反应III平衡正向移动，使CO2的量减小，且CO2增大的量大于CO2减小的量，所以CO2物质的量分数先随温度升高而增大；
③反应进行2 min后，甲烷的物质的量浓度为0.8 mol./L，则△c(CH4)=1 mol/L-0.8 mol/L=0.2 mol/L，故 2 min内用CH4(g)的浓度变化表示的化学反应速率v(CH4)=；
在反应开始时n(CH4)=1 mol，n(H2O)=3 mol，平衡时，容器中气体总物质的量为n mol，容器体积为V L，由图1可知，平衡时n(CH4) =0.15n mol，n(CO2)=0.05n mo1，对于反应I．CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ΔH1=+206 kJ·mol-1；反应消耗CH4(g)的物质的量△n(CH4)=(1-0.15n) mol，根据物质反应转化关系可知△n(CH4)=△n(H2O)=△n(CO)=(1-0.15n) mol，△n(H2)=3(1-0.15n) mol；
对于反应II．CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)，由于n(CO2)=0.05n mo1，则各种气体的改变物质的量都是0.05n mol，则平衡时n(CH4) =0.15n mol，△n(CO)=(1-0.15n-0.05n) mol=(1-0.2n) mol，n(H2O)=(3-1+0.15n-0.05n)mol=(2+0.1n) mol，△n(H2)= 3(1-0.15n) mol+0.05n mol=(3-0.4n) mol，则反应I的化学平衡常数K==；
（3）①由图可知：a极O2得到电子变为O2-，b极H2失去电子变为H+，所以a电极为正极，b极为负极，电极反应式为：H2-2e-=2H+，氢离子透过X膜，故X膜为阳离子交换膜；
②b电极反应式为H2-2e-=2H+，b极为负极；a电极为正极，a电极电极反应式为：O2+H2O+2e-=+OH-，总反应为H2+O2=H2O2，说明每生成1 mol H2O2，电极上转移2 mol电子。当制取17 g溶质质量分数为30%的H2O2溶液，n(H2O2)=，则导线中转移电子数为0.15 mol×2=0.3 mol。
8．(1)803
(2) 230℃ <
(3) 0.25αp 不变
(4) 2CO2+2e-=C2O 96
【详解】（1）利用ΔH=反应物键能总和－生成物键能总和，因此有ΔH=3×436kJ/mol+2×xkJ/mol－(3×414+326+464+2×464)kJ/mol=-46kJ/mol，解得x=803；故答案为803；
（2）根据图像可知，230℃时甲醇的转化率达到最大，因此最适宜温度为230℃；根据图像可知，b点甲醇的产率比a点高，说明b点二氧化碳的转化率比a点高；故答案为230℃；＜；
（3）起始时，H2的分压为0.75p，CO2的分压为0.25p，达到平衡时二氧化碳的转化率为α，则二氧化碳分压变化0.25pα，根据反应方程式，得出甲醇的压强为0.25pα；平衡常数只受温度的影响，相同温度下，改变压强，平衡常数不变；故答案为0.25pα；不变；
（4）根据装置图可知，二氧化碳转化成C2O，电极反应式为2CO2+2e-=C2O，精炼铜时，阴极反应式为Cu2++2e-=Cu，根据转移电子数目相同，则有2Al～6e-～3Cu，阴极质量增重质量=96g；故答案为2CO2+2e-=C2O；96。
9．(1) 反应未达平衡，温度升高，反应速率加快；生成CO的反应为主反应，该反应吸热，温度升高转化率增大 ABCD
(2) - 87.0 b 4：1
【详解】（1）①270°C以后CO2转化率随温度升高而增大的原因可能是反应未达平衡，温度升高，反应速率加快；生成CO的反应为主反应，该反应吸热，温度升高转化率增大；答案为：反应未达平衡，温度升高，反应速率加快；生成CO的反应为主反应，该反应吸热，温度升高转化率增大。
②A．降低温度，反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)正向移动，反应CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)逆向移动，有利于提高CH3OH的选择性，A项选；
B．使用更合适的催化剂，对反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)的选择性更好，抑制CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)反应的发生，可提高CH3OH的选择性，B项选；
C．增大压强，反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)正向移动，反应CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)不移动，有利于提高CH3OH的选择性，C项选；
D．原料气中掺入适量的CO，反应CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)逆向移动，CO2、H2浓度增大，反应CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)正向移动，有利于提高CH3OH的选择性，D项选；
答案选ABCD。
③将n(H2)/n(CO2)=3的混合气体充入体积为V L的密闭容器中，控制温度240°C，测得混合气体流速为a L· h-1，根据图象可知，240℃时CO2的转化率为10%，CO2的反应速率=；答案为：。
（2）④根据盖斯定律，iii=i+ii，则反应iii的 H=-159.5kJ/mol+(+72.5kJ/mol)=-87.0kJ/mol；反应ii的 H＞0、 S＞0，根据 G= H-T S，反应ii随温度的升高 G减小，对应于反应ii的线是c，反应i的 H＜0、 S＜0，反应iii的 H＜0、 S＜0，反应i和反应iii随温度的升高 G增大，反应iii相对于反应i有气态物质生成，则反应iii的 S的绝对值比反应i的小，反应iii的 S比反应i的大，对应于反应i的线是a，对应于反应iii的线是b；答案为：-87.0；b。
⑤一定条件下的恒容容器中，充入原料气3molNH3和1molCO2，平衡时CO2的转化率为0.5，转化CO2物质的量为0.5mol，在反应i、iii中消耗的NH3、CO2物质的量之比为2：1，则转化NH3物质的量为1mol，平衡时NH3物质的量为3mol-1mol=2mol、CO2物质的量为1mol-0.5mol=0.5mol，平衡时NH3和CO2的物质的量比为2mol：0.5mol=4：1；已知反应ii的Kp=p，则平衡时H2O(g)的分压为p，测得平衡时容器内总压为ap，平衡时NH3和CO2的总压为ap-p=(a-1)p，平衡时NH3和CO2的物质的量比为4：1，在恒温恒容容器中气体的压强之比等于物质的量之比，则平衡时NH3、CO2的分压依次为、，则反应iii的平衡常数Kp== =；答案为：4：1；。
10．(1) XeF6 升高相同温度，产生XeF6的反应平衡常数减小的最多
(2)提高
(3) 0.94 11
(4)不能，因为XeF4很难向XeF2转化
(5) 固态电解质高温下才能导电
【解析】（1）
对比产生XeF6和XeF4的反应平衡常数从523K到673K的变化，可以发现生成XeF6的反应的平衡常数下降的大小远远大于XeF4，而根据放热反应在温度升高的情况下平衡会逆向移动的原理，则知道生成XeF6的反应热放热更多；
（2）
因为在523K的温度下生成XeF2的反应的平衡常数远远小于生成XeF6和XeF4的反应平衡常数，故为了生成有效数量的XeF2，根据，只能增加F2的浓度，即提高投料中F2/Xe的比值；
（3）
此反应的平衡常数：，，而将，代入平衡常数计算式，得到，故；
（4）
XeF4转化为XeF2的方程式为：XeF4→XeF2+F2，则此反应的平衡常数为：，远远小于产生XeF6的平衡常数0.94，故难以发生歧化反应；
（5）
该装置放电时镁为负极，电极反应为：；该电池在高温下才能工作的原因是：固态电解质高温下才能导电。
11．(1) -663.5 4 CD
(2) 4CO(NH2)2]+6NO2=4CO2+7N2+8H2O 925℃ 温度过高，催化剂活性降低 当体系温度低于925℃时，SNCR脱硝效率随温度升高而增大，反应速率较慢，当体系温度高于925℃时，SNCR脱硝效率明显降低，不利于脱硝反应正向进行
(3) 阴 2NOx+4xH++4xe-=N2+2xH2O
【详解】（1）①根据盖斯定律，反应①═③×2-④，则ΔH1=ΔH3×2-ΔH4=(-241.5kJ/mol)×2-(+180.5kJ/mol)=-663.5kJ/mol，故答案为：-663.5；
②根据题意可知，NO转化为N2，N元素由+2价降低到0价，反应中每生成1molN2，转移的电子的物质的量为4mol，故答案为：4；
③A.若反应容器体积恒定，加入适量氦气，各物质浓度不变，平衡不移动，NO去除率不变，A不选；
B.使用高效催化剂只能影响反应速率，不改变平衡移动，NO去除率不变，B不选；
C.增大的物质的量即增大反应物浓度，平衡正向移动，NO浓度减小，则NO去除率增大，C选；
D.主反应是放热反应，降低温度平衡正向移动，NO浓度减小，则NO去除率增大，D选；
故选：CD；
（2）①用尿素[CO(NH2)2]作还原剂还原NO2的化学方程式为4CO(NH2)2]+6NO2=4CO2+7N2+8H2O，故答案为：4CO(NH2)2]+6NO2=4CO2+7N2+8H2O；
②由图可知SNCR技术的脱硝的最佳温度为：925℃左右，SNCR与SCR技术相比，ScR技术的反应温度不能太高，其原因是：温度过高，催化剂活性降低，当体系温度低于925℃时，SNCR脱硝效率随温度升高而增大，反应速率较慢，当体系温度高于925℃时，SNCR脱硝效率明显降低，不利于脱硝反应正向进行
故答案为：925℃左右；温度过高，催化剂活性降低；当体系温度低于925℃时，SNCR脱硝效率随温度升高而增大，反应速率较慢，当体系温度高于925℃时，SNCR脱硝效率明显降低，不利于脱硝反应正向进行；
（3）①由图可知NOx在催化剂石墨烯的表面得电子被还原为氮气，同时生成水，该电极发生还原反应为阴极，故答案为：阴；
②电解质溶液显酸性，在催化剂石墨烯电极表面NOx被还原为氮气，得电子，根据原子守恒和电荷守恒，可得电极反应式为：2NOx+4xH++4xe-=N2+2xH2O，故答案为：2NOx+4xH++4xe-=N2+2xH2O。
12． -40.9 < 反应正向是气体体积减小的方向，当温度恒定时，压强增大有利于平衡正向移动，甲醇含量增加，所以p1大于p2 B 增大 增大 0.4mol Kp=
【详解】Ⅰ．将反应(2)减去反应(1)即可得反应(3)，则反应(3)的△H3=-90.4kJ·mol-1-(-49.5kJ·mol-1)=-40.9kJ·mol-1。
Ⅱ．①该反应的正反应是气体体积减小的反应，当温度恒定时，压强增大有利于平衡正向移动，甲醇含量增加，所以p1大于p2。
②该反应正向是放热反应，当压强恒定时，温度升高平衡逆向移动，平衡常数减小，则pK增大，故选B。
③催化剂能加快反应速率，所以在一定条件下，加入催化剂，反应速率常数增大；v正=k正·c(CO)·c2H2)，v逆=k逆·c(CH3OH)，反应达到平衡时，v正=v逆，则=K，降低温度，平衡正向移动，K增大，所以增大。
III．根据反应Ⅱ，生成CH3OCH3(g)0.2mol，则同时生成0.6mol水，平衡时共生成1mol水，所以反应Ⅰ生成0.4mol水，则同时生成0.4mol CH3OH(g)。根据反应Ⅱ，生成0.2mol CH3OCH3(g)的同时消耗0.4molCO2和1.2molH2，根据反应Ⅰ，生成0.4molmolCH3OH的同时消耗0.4molCO2和1.2molH2，则平衡时有CO2：3mol-0.4mol-0.4mol=2.2mol，氢气：3mol-1.2mol-1.2mol=0.6mol，平衡时混合气的总的物质的量为n(CO2)+n(H2)+n(CH3OH)+n(CH3OCH3)+n(H2O)=2.2mol+0.6mol+0.4mol+0.2mol+1mol=4.4mol，CO2的分压为 MPa ，H2的分压为 MPa，CH3OH的分压为 MPa，水的分压为 MPa，则反应Ⅰ的Kp=MPa-2。
13． +237kJ/mol ＞ 2 C 丙 b、c两点均为达到平衡状态，b点温度高反应速率快，相同时间内甲烷的转化率高 CH4-8e-+4O2-=CO2+2H2O
【详解】(1)根据盖斯定律，①+×(②-③)可得CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)，则 H=+196 kJ·mol-1+×(-484 kJ·mol-1+566 kJ·mol-1)=+237kJ/mol；
(2)①根据图象可知，T1℃时达到平衡所用的时间小于T2℃，T1℃＞T2℃，温度越高反应速率越快，且A、B两点甲为的浓度相等，则A点处v正＞B点处v逆；
②2min时，甲烷转化率为20%，初始分压均为20 kPa，
v(CH4)==2 kPa·min-1；
③A．向刚性容器中通入惰性气体使容器内压强增大，反应体系中的各物质的分压不变，则平衡不移动，A与题意不符；
B．若使用催化剂，正、逆反应速率加快，平衡不移动，B与题意不符；
C．平衡常数K变大，则生成物的浓度增大，反应物的浓度减小，则平衡正向移动，C符合题意；
D．增大催化剂表面积，正逆反应速率同等程度增大，平衡不移动，D与题意不符；
答案为C。
(3)相同温度下，甲、乙、丙三种不同催化剂导致CH4的转化率最小的，反应活化能最大，则反应活化能最大的是丙；CH4(g)与CO2(g)反应为吸热反应，b、c两点反应未达到平衡状态，升高温度反应速率大，导致相同时间内CH4的转化率b点高于c点；
(4)根据图3可知，B极甲烷失电子，与氧负离子反应生成二氧化碳，作负极，电极反应式为CH4-8e-+4O2-=CO2+2H2O。
14． +41 = BC 0.04 mol L 1 min 1 反应I为放热反应，反应II为吸热反应，升高温度，不利于反应I向正反应方向进行，有利于反应II向正反应方向进行。(或反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动) 温度升高对反应I中CO2转化率降低的影响大于反向II中CO2转化率的促进作用
【详解】(1)根据题意得到CO(g)的标准生成焓加上H2O(g)的标准生成焓，再减去CO2(g) 的标准生成焓，因此反应ii的 H2= 111 kJ·mol 1+( 242 kJ·mol 1) ( 394 kJ·mol 1)=+41kJ·mol 1；故答案为：+41。
(2)根据题意，加入催化剂，正逆反应速率都增大，因此仅加入催化剂，k正增大的倍数 = k逆增大的倍数；故答案为：=。
(3)A．增大H2浓度，平衡正向移动，因此有利于提高CO2的转化率，故A正确；B．若升高温度，反应i的正反应速率增大，反应ii的正反应速率增大，故B错误；C．体系达平衡后，反应i是体积减小的反应，若压缩体积即加压，则反应i平衡体积减小方向即正向移动，反应ii是等体积反应，缩小体积即加压，但由于反应i的H2O(g)增大，因此平衡逆向移动，故C错误；D．选用合适的催化剂，反应速率增大，因此可以提高CH3OH在单位时间内的产量，故D正确；综上所述，答案为BC。
(4)①用CO2表示0~10min内平均反应速率；故答案为：0.04 mol L 1 min 1。
②根据题意建立三段式，，因此反应体系中n(CO2)=1.6mol，n(H2)=9.2mol，n(CH3OH)=0.2mol，n(H2O)=0.4mol，因此反应i的平衡常数；故答案为：。
(5)①根据图中信息和题意，甲醇的选择性随温度升高而下降的原因是反应I为放热反应，反应II为吸热反应，升高温度，不利于反应I向正反应方向进行，有利于反应II向正反应方向进行。(或反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动)；故答案为：反应I为放热反应，反应II为吸热反应，升高温度，不利于反应I向正反应方向进行，有利于反应II向正反应方向进行。(或反应I平衡逆向移动，反应II平衡正向移动)。
②根据图中信息和题意，二氧化碳的转化率随温度升高也在下降的可能原因是温度升高对反应I中CO2转化率降低的影响大于反向II中CO2转化率的促进作用；故答案为：温度升高对反应I中CO2转化率降低的影响大于反向II中CO2转化率的促进作用。
15． C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) ΔH=-1367kJ·mol 1 ① 反应I的ΔH＜0，反应II的ΔH>0，温度升高使CO2转化为CO的平衡转化率上升，使CO2转化为C2H5OH的平衡转化率下降，且上升幅度超过下降幅度 低 高 CO2+8e-+8-=CH4+8+2H2O 不变 2H2O-4e-=O2↑+4H+，当电路中转移nmol电子时，阳极生成nmolH+，且全部H+通过质子交换膜进入右侧阴极室
【详解】(1)C2H5OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l)的ΔH=生成物总能量-反应物总能量=(-393×2-286×3)kJ/mol-(-277)kJ/mol=-1367kJ/mol；
(2)①反应Ⅰ是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，C2H5OH的量减小，C2H5OH的选择性减小，则表示平衡时C2H5OH选择性的曲线是①；
②反应I的ΔH＜0，为放热反应，反应II的ΔH>0，为吸热反应，温度升高使CO2转化为CO的平衡转化率上升，使CO2转化为C2H5OH的平衡转化率下降，且上升幅度超过下降幅度，所以度高于300℃，曲线②随温度升高而上；
③反应Ⅰ是气体系数之和减小的放热反应，则低温高压利于反应Ⅰ平衡正向移动，提高CO2平衡转化率和C2H5OH的选择性；
(3)①由图可知，电极b上CO2得到电子发生还原反应转化为CH4，电解质溶液为碳酸氢钾溶液，根据电子守恒和元素守恒可得b极室电极反应式为CO2+8e-+8-=CH4+8+2H2O；
②阳极反应式为2H2O-4e-=O2↑+4H+，当电路中转移nmol电子时，阳极生成nmolH+，但电解池中阳离子流向阴极，所以全部H+通过质子交换膜进入右侧阴极室，则电解一段时间，阳极室pH不变。
试卷第1页，共3页
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