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[综合题专攻]　第4练　化学反应原理大题(一)
1.(16分)[2023·新课标卷，29(1)(2)(4)]氨是最重要的化学品之一，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题：
(1)根据图1数据计算反应N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=　　　　　　kJ·mol-1。
(2)研究表明，合成氨反应在Fe催化剂上可能通过图2机理进行(*表示催化剂表面吸附位，N2*表示被吸附于催化剂表面的N2)。判断上述反应机理中，速率控制步骤(即速率最慢步骤)为　　　　　(填标号)，理由是　　　　　　　　。
(4)在不同压强下，以两种不同组成进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如下图所示。其中一种进料组成为=0.75、=0.25，另一种为=0.675、=0.225、xAr=0.10。(物质i的摩尔分数：xi=)
①图中压强由小到大的顺序为　　　　　　　，判断的依据是　　　　　　　　。
②进料组成中含有惰性气体Ar的图是　　　　　　　　。
③图3中，当p2=20 MPa、=0.20时，氮气的转化率α=　　　　　　　　。该温度时，反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常数Kp=　　　　　　　　(MPa)-1(化为最简式)。
2.(16分)(2024·湖南，18)丙烯腈(CH2==CHCN)是一种重要的化工原料。工业上以N2为载气，用TiO2作催化剂生产CH2==CHCN的流程如下：
已知：①进料混合气进入两釜的流量恒定，两釜中反应温度恒定；
②反应釜Ⅰ中发生的反应：
ⅰ：HOCH2CH2COOC2H5(g)―→CH2==CHCOOC2H5(g)+H2O(g)　ΔH1
③反应釜Ⅱ中发生的反应：
ⅱ：CH2==CHCOOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCONH2(g)+C2H5OH(g)　ΔH2
ⅲ：CH2==CHCONH2(g)―→CH2==CHCN(g)+H2O(g)　ΔH3
④在此生产条件下，酯类物质可能发生水解。
回答下列问题：
(1)总反应HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)　ΔH=　　　　　　　(用含ΔH1、ΔH2、和ΔH3的代数式表示)。
(2)进料混合气中n(HOCH2CH2COOC2H5)∶n(C2H5OH)=1∶2，出料中四种物质(CH2==CHCOOC2H5、CH2==CHCN、C2H5OH、H2O)的流量(单位时间内出料口流出的物质的量)随时间变化关系如图：
①表示CH2==CHCN的曲线是　　　　　　　(填“a”“b”或“c”)。
②反应釜Ⅰ中加入C2H5OH的作用是　　　　　　　。
③出料中没有检测到CH2==CHCONH2的原因是　　　 　　　　。
④反应11 h后，a、b、c曲线对应物质的流量逐渐降低的原因是　　　 　　　　。
(3)催化剂TiO2再生时会释放CO2，可用氨水吸收获得NH4HCO3。现将一定量的NH4HCO3固体(含0.72 g水)置于密闭真空容器中，充入CO2和NH3，其中CO2的分压为100 kPa，在27 ℃下进行干燥。为保证NH4HCO3不分解，NH3的分压应不低于　　　　　　　kPa[已知p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)，NH4HCO3分解的平衡常数Kp=4×104(kPa)3]。
(4)以CH2==CHCN为原料，稀硫酸为电解液，Sn作阴极，用电解的方法可制得Sn(CH2CH2CN)4，其阴极反应式　　　 　　　　。
1.(16分)(2023·湖南名校教研联盟联考)硫酸是一种重要的工业原料，可用于制造肥料、药物、炸药、颜料、洗涤剂、蓄电池等。硫酸工业较重要的一步反应为2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)　ΔH=-196 kJ·mol-1，反应条件为高温、常压、催化剂。
(1)催化机理如下：
第1步：SO2(g)+V2O5(s)===SO3(g)+V2O4(s)　ΔH1=+60 kJ·mol-1
第2步：V2O4(s)+O2(g)+2SO2(g)===2VOSO4(g)　ΔH2=-113 kJ·mol-1
第3步：4VOSO4(s)+O2(g)===2V2O5(s)+4SO3(g)　ΔH3=　　　　　　kJ·mol-1
(2)反应进程中的能量变化如图1所示(E1>E2>E3)。常温下，向10 L密闭容器中加入V2O4(s)、SO2(g)各1 mol及一定量的O2，容器中没有生成SO3的原因可能是第　　　　步为控速步骤，且常温下反应速率很慢。
(3)向体积可变的密闭容器中加入V2O5(s)、SO2(g)各0.6 mol、0.3 mol O2(g)，此时容器的体积为10 L(忽略容器中固体体积)，保持恒压的条件下分别在T1、T2、T3三种温度下进行反应，测得容器中SO2的转化率如图2所示。
①T3温度下反应速率最慢的原因可能是　　　　　　　。
②T2温度下，反应达平衡时容器的体积为　　　　L，反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的平衡常数K=　　　　　　。
(4)某研究小组用NaOH溶液吸收尾气中的SO2，将得到的Na2SO3溶液进行电解生产硫酸，其中阴、阳膜组合电解装置如图3所示。电极材料为石墨，A~E代表生产中的原料或产品，a、b为离子交换膜，则A为　　　　　　，可循环使用。阳极的电极反应式为　　　　。
2.(18分)(2024·湖北模拟)环己烯()是一种重要的化学试剂，主要用于有机合成和油类萃取。利用环己烷脱氢制备环己烯的反应原理如下。
直接脱氢：Ⅰ.C6H12(g)C6H10(g)+H2(g)　ΔH1
氧化脱氢：Ⅱ.C6H12(g)+CO2(g)C6H10(g)+CO(g)+H2O(g)　ΔH2
(1)已知几种化学键的键能数据如表所示。
化学键 H—H C—H C—C C==C
键能/(kJ·mol-1) 436 413 348 615
则ΔH1=　　　　 kJ·mol-1；从热力学角度分析，反应Ⅰ能自发进行的条件是　　　　(填“低温”或“高温”)。
(2)科技工作者结合实验与计算机模拟结果，研究环己烷直接脱氢制环己烯的反应历程(如图所示)，其中吸附在催化剂表面的物种用*表示。
①C6H12+*→C6的焓变小于零的原因是　　　　。
②C6H12 脱氢的速率　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)C6脱氢的速率。
③环己烷脱氢制备环己烯的副产物可能有　　　　、　　　　(填结构简式)。
④在恒容密闭容器中充入一定量的环己烷，其初始压强为p kPa，发生直接脱氢反应达到平衡时，环己烷的转化率为x，则反应Ⅰ的标准平衡常数Kθ=　　　　[已知：分压=总压×物质的量分数，对于反应dD(g)+eE(g)gG(g)+hH(g)，Kθ=，其中pθ=100 kPa，pG、pH、pD、pE为各组分的平衡分压]。
(3)在压强恒为p kPa的密闭容器中充入不同投料比的环己烷和CO2，在不同温度下达到平衡时，环己烷的转化率如图所示，则a、b、c、d的大小关系为　　　　，判断的理由是　　　　　　　　。
3.(16分)(2024·江西赣州二模)甲醇的制取与应用在全球引发了关于“甲醇经济”的广泛探讨。
Ⅰ.在CO2催化加氢制CH3OH的反应体系中，发生的主要反应如下：
反应a：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-63 kJ·mol-1
反应b：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+36 kJ·mol-1
反应c：CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)　ΔH3
(1)已知反应b中相关化学键键能数据如下表：
化学键 H—H C==O C≡O H—O
E/(kJ·mol-1) x 803 1 076 465
计算：x=　　　　　，ΔH3=　　　　　 kJ·mol-1。
(2)恒温恒容时，下列能说明反应a一定达到平衡状态的是　　　　(填字母)。
A.v正(CO2)=3v逆(H2)
B.c(CO2)∶c(H2)=1∶3
C.混合气体的密度不再发生变化
D.混合气体中H2O(g)的百分含量保持不变
(3)在催化剂作用下，将物质的量之比为1∶2的CO2和H2的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应a、b，已知反应b的反应速率v正=k正·x(CO2)·x(H2)，v逆=k逆·x(CO)·x(H2O)，k正、k逆为速率常数，x为物质的量分数。
①平衡时，CO2转化率为60%，CO2和H2的物质的量之比为1∶1，若反应b的k正=20 mol·L-1·s-1，则平衡v逆=　　　　　 mol·L-1·s-1。
②Arrhenius经验公式为Rln k=-+C，其中Ea为活化能，T为热力学温度，k为速率常数，R和C为常数，则ΔH2=　　　　　 kJ·mol-1(用含k正、k逆、T、R的代数式表示)。
(4)其他条件相同时，反应温度对CH3OH选择性的影响如图所示。由图可知，温度相同时CH3OH选择性的实验值略高于其平衡值，可能的原因是　　　　　　。[已知CH3OH的选择性=×100%]
Ⅱ.利用甲醇分解制取烯烃，涉及如下反应：
a.2CH3OH(g)===C2H4(g)+2H2O(g)
b.3CH3OH(g)===C3H6(g)+3H2O(g)
c.3C2H4(g)2C3H6(g)
(5)恒压条件下，平衡体系中各物质的量分数随温度变化如图所示。已知650 K时，2x(C2H4)=x(C3H6)，平衡体系总压强为p，则650 K反应c的平衡常数Kp=　　　　　。
4.(18分)(2023·福建厦门质检)天然气的主要成分甲烷可转化为合成气CO、H2。
Ⅰ.甲烷干法重整：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)　ΔH
(1)CH4、H2、CO的燃烧热分别为890.3 kJ·mol-1、285.8 kJ·mol-1、283 kJ·mol-1，则ΔH=　　　　　。
(2)在1 L恒容反应器中通入2 mol CH4和3 mol CO2，发生上述反应。
①下列叙述中不能说明反应达到平衡状态的是　　　　　　(填字母)。
A.混合气体的平均相对分子质量保持不变
B.n(CH4)∶n(CO2)=1∶1
C.混合气体的密度保持不变
D.v正(CH4)=v逆(CO2)
②CH4的平衡转化率α平(CH4)与温度T、压强p的关系如图1所示。p1　　　　　p2(填“>”“<”或“=”)，T1时，K=　　　　　。
Ⅱ.甲烷化学链重整原理如图2所示。CeO2氧载体具有良好的储氧放氧能力。
(3)CeO2-x中x=　　　　　，Ce4+和Ce3+个数比为　　　　　。
(4)800 ℃时，以恒定气体流速通入反应气与氧载体反应，反应步骤及结果如下。
步骤1：氧化 步骤2：还原
反应气组成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
实验结果
①氧载体中有表面氧(Oads)和晶格氧(Olat)，CH4与氧载体可能发生的反应如下：
ⅰ.CH4+4Oads―→CO2+2H2O
ⅱ.CH4+Olat―→CO+2H2
ⅲ.CH4―→C+2H2
步骤1中，600 s后φ(H2)∶φ(CO)>2∶1的原因为　　　　。
②步骤2中CO2被CeO2-x还原，若CO2全部转化为CO，理论上φ(CO)=　　　　　　　　；φ(CO)实测最大值大于理论值的原因是　　　　　　　。
答案精析
真题演练
1.(1)-45　(2)(ⅱ)　N≡N的键能比H—H的大，使其断裂需要的能量多　(4)①p1②图4　③33.33%　
解析　(1)在化学反应中，断开化学键要消耗能量，形成化学键要释放能量，反应的焓变等于反应物的键能总和与生成物的键能总和的差，因此，由图1数据可知，反应N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=(473+654-436-397-339) kJ·mol-1=-45 kJ·mol-1。(2)由图1中的信息可知，N2(g)===N(g)的ΔH=+473 kJ·mol-1，则N≡N的键能为946 kJ·mol-1；H2(g)===3H(g)的ΔH=+654 kJ·mol-1，则H—H的键能为436 kJ·mol-1。由于N≡N的键能比H—H的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)。(4)②该反应为气体分子数减少的反应，在相同温度和相同压强下，惰性气体Ar不利于合成氨，进料组成中含有惰性气体Ar的图是图4。③图3中，进料组成为=0.75、=0.25，两者物质的量之比为3∶1。假设进料中氢气和氮气的物质的量分别为3 mol和1 mol，达到平衡时氮气的变化量为x mol，则有：
　　　　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
始/mol　1　　　　3　　　　0
变/mol　x　　　　3x　　　　2x
平/mol　1-x　　　3-3x　　　2x
当p2=20 MPa、=0.20时，==0.20，解得x=，则氮气的转化率α=≈33.33%，平衡时N2、H2、NH3的物质的量分别为 mol、2 mol、 mol，其物质的量分数分别为、、，则该温度下K'p== (MPa)-2，因此，该温度时反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常数Kp=== (MPa)-1。
2.(1)ΔH1+ΔH2+ΔH3　(2)①c　②降低分压，有利于反应ⅰ平衡正向移动，且提高醇的浓度可以使酯的水解程度降低，从而提高产率　③CH2CHCONH2在反应釜Ⅱ的温度下发生分解　④反应时间过长，催化剂中毒，活性降低，反应速率降低，故产物减少　(3)40　(4)Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4
解析　(1)根据盖斯定律，由反应ⅰ+反应ⅱ+反应ⅲ得HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，故ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。(2)①根据总反应HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，设进料混合气中n(HOCH2CH2COOC2H5)=1 mol，n(C2H5OH)=2 mol，出料气中CH2==CHCOOC2H5含量很少，则生成CH2==CHCN(g)、C2H5OH(g)物质的量约为1 mol，生成H2O(g)的物质的量约为2 mol，故出料气中C2H5OH(g)物质的量共约3 mol，故出料气中CH2==CHCN、C2H5OH、H2O物质的量之比约为1∶3∶2，故曲线c表示CH2==CHCN的曲线。②反应釜Ⅰ中发生的反应ⅰ是气体体积增大的反应，加入C2H5OH，降低分压，有利于反应ⅰ平衡正向移动，且提高醇的浓度可以使酯的水解程度降低，从而提高产率。(3)0.72 g水的物质的量为0.04 mol，故p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)=10 kPa，NH4HCO3分解的反应式为NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O↑，故NH4HCO3分解的平衡常数Kp=p(NH3)·p(CO2)·p(H2O)=4×104(kPa)3，解得p(NH3)=40 kPa，故为保证NH4HCO3不分解，NH3的分压应不低于40 kPa。(4)Sn(CH2CH2CN)4是有机化合物，不溶于水，在水中不电离，以CH2==CHCN为原料在Sn阴极得电子制得Sn(CH2CH2CN)4，故阴极的电极反应式为Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4。
模拟预测
1.(1)-482　(2)1　(3)①T3温度过高，催化剂活性降低
②7　1.89×104　(4)NaOH溶液　S-2e-+H2O===2H++S
解析　(1)根据盖斯定律可知，ΔH3=3ΔH-2(ΔH1+ΔH2)=-196×3 kJ·mol-1-2×[60+(-113)] kJ·mol-1=-482 kJ·mol-1。(2)活化能越高，反应速率越慢。由图1可知，生成SO3的反应为第1步反应和第3步反应，第1步的活化能(E1)最高，为控速步骤。(3)①由图2结合该反应为放热反应可知，T3温度高但反应速率最慢，原因可能是温度过高，催化剂活性降低，反应速率降低。②由图2可知，T2温度下反应达到平衡时，SO2的转化率为90%，即消耗SO2的物质的量为0.6 mol×90%=0.54 mol，可列三段式：
　　　　　 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)
起始/mol　　0.6　　　0.3　　　0
转化/mol　　0.54　　0.27　　　0.54
平衡/mol　　0.06　　0.03　　　0.54
恒压、恒温条件下，则=，解得V平=7 L；反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的平衡常数K===1.89×104。
2.(1)+123　高温　(2)①环己烷吸附在催化剂表面时会释放能量　②小于　③　　④
(3)a>b>c>d　一定温度和压强下，在C6H12的量不变的情况下增大CO2的量，平衡向正反应方向移动，环己烷的平衡转化率增大
解析　(1)ΔH=[348×6+413×12-(615+348×5+413×10+436)] kJ·mol-1=+123 kJ·mol-1；ΔH>0，ΔS>0，ΔG=ΔH-TΔS，当ΔG<0时反应自发进行，即反应Ⅰ在高温下可自发进行。
(2)②C6H12脱氢过程中C6到TS1的活化能很大，活化能越大，反应速率越慢，导致C6H12脱氢的速率小于C6。
③环己烷脱氢制备环己烯可能脱去过多的H，得到的副产物可能有、。
④设初始时，充入环己烷的物质的量为a mol，可得三段式：
　　　　　　C6H12(g)C6H10(g)+H2(g)
起始/mol　　　a　　　　　0　　　0
转化/mol　　　ax　　　　　ax　　ax
平衡/mol　　　a-ax　　　　ax　　ax
总物质的量为(a+ax)mol，总压强为 kPa=(1+x)p kPa，C6H12、C6H10、H2物质的量分数分别为、、，Kθ===。
3.(1)436　+99　(2)D　(3)①0.8　②RTln　(4)在该条件下反应a的速率大于反应b，单位时间内生成甲醇的量比生成CO的量多　(5)
解析　(1) ΔH2=反应物的总键能-生成物的总键能=2×803 kJ·mol-1+x kJ·mol-1-1 076 kJ·mol-1-2×465 kJ·mol-1=+36 kJ·mol-1，解得x=436；由盖斯定律可知，反应b-反应a可得反应c，ΔH3=ΔH2-ΔH1=+36 kJ·mol-1+63 kJ·mol-1=+99 kJ·mol-1。
(3)①在催化剂作用下，将物质的量之比为1∶2的CO2和H2的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应a、b，设反应a消耗x mol CO2，反应b消耗y mol CO2，则有
　　　　　　　　CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1　　　2　　　　　0　　　0
转化/mol　　　　　x　　　3x　　　　　x　　　x
平衡/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　　x　　　x
　　　　　　　　CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　0　　　x
转化/mol　　　　　　y　　y　　　　　y　　y
平衡/mol　　　　　1-x-y　2-3x-y　　　y　　x+y
当CO2转化率达到60%时，反应达到平衡状态，则×100%=60%，这时CO2和H2的物质的量之比为1∶1，则1-x-y=2-3x-y，解得x=0.5，y=0.1，则CH3OH、H2O、CO2、H2、CO的物质的量分别为0.5 mol、0.6 mol、0.4 mol、0.4 mol、0.1 mol，v正=k正·x(CO2)·x(H2)=0.8 mol·L-1·s-1，故v逆=v正=0.8 mol·L-1·s-1。②Rln k=-+C，Ea=TC-RTln k，ΔH=反应物键能之和-生成物键能之和=Ea正-Ea逆=-RTln k正+RTln k逆=RTln 。
(5)已知650 K时，2x(C2H4)=x(C3H6)，设在650 K时，向容器中加入5 mol CH3OH(g)使其发生反应a、b，得到n0(C2H4)=1 mol，n0(C3H6)=1 mol，n0(H2O)=5 mol，反应c可列三段式：
　　　　　3C2H4(g)2C3H6(g)
n0/mol　　　1　　　　　　1
Δn/mol　　　3n　　　　　2n
nt/mol　　　1-3n　　　　1+2n
因为，2x(C2H4)=x(C3H6)，所以2(1-3n)=1+2n，解得n=，所以最终平衡体系中含有 mol C2H4(g)、 mol C3H6(g)，以及5 mol H2O(g)，则x(C3H6)= =，x(C2H4)= =，代入Kp===。
4.(1)+247.3 kJ·mol-1　(2)①BC　②<　8　(3)0.25　1∶1　(4)①反应时间超过600 s后，不仅发生反应ⅱ，还发生反应ⅲ　②10%　CO2与生成的C反应也生成CO
解析　(1)根据题意可得，CH4、H2、CO燃烧热的热化学方程式分别为①CH4(g)+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l)　ΔH1=-890.3 kJ·mol-1，②H2(g)+O2(g)===H2O(l)　ΔH2=-285.8 kJ·mol-1，③CO(g)+O2(g)===CO2(g)　ΔH3=-283 kJ·mol-1，由盖斯定律可知，①-②×2-③×2得反应：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)　ΔH=ΔH1-2ΔH2-2ΔH3=+247.3 kJ·mol-1。(2)①该反应过程中气体总质量不变，总物质的量增大，混合气体的平均相对分子质量减小，当混合气体的平均相对分子质量保持不变时，说明反应达到平衡；n(CH4)∶n(CO2)=1∶1时，不能说明正、逆反应速率相等，即不能说明反应达到平衡；该反应过程中气体总质量不变，总体积也不变，混合气体的密度是定值，则当混合气体的密度保持不变，不能说明反应达到平衡；v正(CH4)=v逆(CO2)时，说明v正(CH4)=v正(CO2)=v逆(CO2)，正、逆反应速率相等，即说明反应达到平衡。②CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)为反应前后气体分子数增大的反应，温度一定时，增大压强，平衡逆向移动，α平(CH4)减小，则p1　　　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
始/mol　　　2　　　3　　　　0　　　　0
转/mol　　　1　　　1　　　　2　　　　2
平/mol　　　1　　　2　　　　2　　　　2
K===8。
(3)由图2可知，CeO2-x中Ce原子的个数为8×+6×=4，O2-的个数为7，则1∶(2-x)=4∶7，x=0.25；由化合物中各元素化合价的代数和为零可知，N(Ce4+)+N(Ce3+)=4，4N(Ce4+)+3N(Ce3+)=7×2，解得N(Ce4+)=N(Ce3+)=2，则Ce4+和Ce3+个数比为1∶1。
(4)②步骤2中φ(CO2)=10%，若CO2全部转化为CO，根据元素守恒可知，理论上φ(CO)=10%。(共62张PPT)
[综合题专攻]
专题七　第4练　
化学反应原理大题(一)
真题演练
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1.[2023·新课标卷，29(1)(2)(4)]氨是最重要的化学品之一，我国目前氨的生产能力位居世界首位。回答下列问题：
(1)根据图1数据计算反应N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=　　kJ·mol-1。
-45
1
2
真题演练
PART ONE
在化学反应中，断开化学键要消耗能量，形成化学键要释放能量，反应的焓变等于反应物的键能总和与生成
物的键能总和的差，因此，由图1数据
可知，反应N2(g)+H2(g)===NH3(g)的
ΔH=(473+654-436-397-339) kJ·mol-1=
-45 kJ·mol-1。
1
2
(2)研究表明，合成氨反应在Fe催化剂上可能通过图2机理进行(*表示催化剂表面吸附位，N2*表示被吸附于催化剂表面的N2)。判断上述反应机理中，速率控制步骤(即速率最慢步骤)为
　　　(填标号)，理由是__________________
　　　　　　　　 。
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(ⅱ)
的大，使其断裂需要的能量多
N≡N的键能比H—H
由图1中的信息可知，N2(g)===N(g)的ΔH=
+473 kJ·mol-1，则N≡N的键能为946 kJ·
mol-1；H2(g)===3H(g)的ΔH=+654 kJ·mol-1，则H—H的键能为436 kJ·mol-1。由于N≡N的键能比H—H的大很多，因此，在上述反应机理中，速率控制步骤为(ⅱ)。
1
2
(4)在不同压强下，以两种不同组成进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如下图所示。其中一种进料组成为=0.75、=0.25，
另一种为=0.675、=0.225、xAr=0.10。(物质i的摩尔分数：xi=)
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2
①图中压强由小到大的顺序为　　　　　，判断的依据是_____________
　　　 　　　　　。
②进料组成中含有惰性气体Ar的图是　　　。
1
2
p1为气体分子数减少的反应，压强越大，平衡时氨的摩尔分数越大
合成氨的反应
图4
该反应为气体分子数减少的反应，在相同温度和相同压强下，惰性气体Ar不利于合成氨，进料组成中含有惰性气体Ar的图是图4。
1
2
③图3中，当p2=20 MPa、=0.20时，氮气的转化率α=　　　　。该温度时，反应N2(g)+H2(g) NH3(g)的平衡常数Kp=　　　(MPa)-1(化为最简式)。
1
2
33.33%
图3中，进料组成为=0.75、=0.25，两者物质的量之比为3∶1。假设进料中氢气和氮气的物质的量分别
为3 mol和1 mol，达到平衡时氮气的变
化量为x mol，则有：
　　　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
始/mol　 1　　　3　　　　 0
变/mol　 x　　　3x　　　 2x
平/mol　 1-x　　 3-3x　　　 2x
1
2
当p2=20 MPa、=0.20时，==0.20，解得x=，则氮气的转化率α=≈33.33%，平衡时N2、H2、NH3的物质的量分别为 mol、2 mol、 mol，其物质的量分数分别为，则该温度下K'p==
(MPa)-2，因此，该温度时反应N2(g)+H2(g) NH3(g)的平衡常数Kp=== (MPa)-1。
1
2
2.(2024·湖南，18)丙烯腈(CH2==CHCN)是一种重要的化工原料。工业上以N2为载气，用TiO2作催化剂生产CH2==CHCN的流程如下：

已知：①进料混合气进入两釜的流量恒定，两釜中反应温度恒定；
②反应釜Ⅰ中发生的反应：
ⅰ：HOCH2CH2COOC2H5(g)―→CH2==CHCOOC2H5(g)+H2O(g)　ΔH1
1
2
③反应釜Ⅱ中发生的反应：
ⅱ：CH2==CHCOOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCONH2(g)+C2H5OH(g)　ΔH2
ⅲ：CH2==CHCONH2(g)―→CH2==CHCN(g)+H2O(g)　ΔH3
④在此生产条件下，酯类物质可能发生水解。
1
2
回答下列问题：
(1)总反应HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)　ΔH=　　　　　　　(用含ΔH1、ΔH2、和ΔH3的代数式表示)。
1
2
ΔH1+ΔH2+ΔH3
根据盖斯定律，由反应ⅰ+反应ⅱ+反应ⅲ得HOCH2CH2COOC2H5(g)
+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，故ΔH=ΔH1+ΔH2
+ΔH3。
1
2
(2)进料混合气中n(HOCH2CH2COOC2H5)∶n(C2H5OH)=1∶2，出料中四种物质(CH2==CHCOOC2H5、
CH2==CHCN、C2H5OH、H2O)的流量(单位时间内出料口流出的物质的量)随时间变化关系如图：
①表示CH2==CHCN的曲线是　　(填“a”
“b”或“c”)。
c
1
2
根据总反应HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)
+2H2O(g)，设进料混合气中n(HOCH2CH2COOC2H5)=1 mol，n(C2H5OH)=
2 mol，出料气中CH2==CHCOOC2H5含
量很少，则生成CH2==CHCN(g)、
C2H5OH(g)物质的量约为1 mol，生成
H2O(g)的物质的量约为2 mol，故出料
气中C2H5OH(g)物质的量共约3 mol，
故出料气中CH2==CHCN、C2H5OH、
H2O物质的量之比约为1∶3∶2，故曲
线c表示CH2==CHCN的曲线。
1
2
反应釜Ⅰ中发生的反应ⅰ是气体体积增大的反应，加入C2H5OH，降低分压，有利于反应ⅰ平衡正向移动，且提高醇的浓度可以使酯的水解程度降低，从而提高产率。
②反应釜Ⅰ中加入C2H5OH的作用是________________________________
_______________________________
___________________________。
1
2
降低分压，有利于反应ⅰ平衡正向移动，且提高醇的浓度可以使酯的
水解程度降低，从而提高产率
③出料中没有检测到CH2==CHCONH2的原因是_________________________
　　　 　 　　　。
④反应11 h后，a、b、c曲线对应物质的流量逐渐降低的原因是___________
___________________________________________________。
1
2
CH2==CHCONH2在反应釜Ⅱ的温度下发生分解
反应时间过长，催化剂中毒，活性降低，反应速率降低，故产物减少
(3)催化剂TiO2再生时会释放CO2，可用氨水吸收获得NH4HCO3。现将一定量的NH4HCO3固体(含0.72 g水)置于密闭真空容器中，充入CO2和NH3，其中CO2的分压为100 kPa，在27 ℃下进行干燥。为保证NH4HCO3不分解，NH3的分压应不低于　　kPa[已知p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)，NH4HCO3分解的平衡常数Kp=4×104(kPa)3]。
1
2
40
0.72 g水的物质的量为0.04 mol，故p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)
=10 kPa，NH4HCO3分解的反应式为NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O↑，
故NH4HCO3分解的平衡常数Kp=p(NH3)·p(CO2)·p(H2O)=4×104(kPa)3，解得p(NH3)=40 kPa，故为保证NH4HCO3不分解，NH3的分压应不低于40 kPa。
1
2
(4)以CH2==CHCN为原料，稀硫酸为电解液，Sn作阴极，用电解的方法可制得Sn(CH2CH2CN)4，其阴极反应式____________________________
　　　 　　　　。
1
2
Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===
Sn(CH2CH2CN)4
Sn(CH2CH2CN)4是有机化合物，不溶于水，在水中不电离，以CH2==CHCN
为原料在Sn阴极得电子制得Sn(CH2CH2CN)4，故阴极的电极反应式为Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4。
1
2
1.(2023·湖南名校教研联盟联考)硫酸是一种重要的工业原料，可用于制造肥料、药物、炸药、颜料、洗涤剂、蓄电池等。硫酸工业较重要的一步反应为2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)　ΔH=-196 kJ·mol-1，反应条件为高温、常压、催化剂。
(1)催化机理如下：
第1步：SO2(g)+V2O5(s)===SO3(g)+V2O4(s)　ΔH1=+60 kJ·mol-1
第2步：V2O4(s)+O2(g)+2SO2(g)===2VOSO4(g)　ΔH2=-113 kJ·mol-1
第3步：4VOSO4(s)+O2(g)===2V2O5(s)+4SO3(g)　ΔH3=　　　　kJ·mol-1
1
2
3
4
模拟预测
PART TWO
-482
根据盖斯定律可知，ΔH3=3ΔH-2(ΔH1+ΔH2)=-196×3 kJ·mol-1-2×
[60+(-113)] kJ·mol-1=-482 kJ·mol-1。
1
2
3
4
活化能越高，反应速率越慢。由图1可知，生成SO3的反应为第1步反应和第3步反应，第1步的活化能(E1)最高，为控速步骤。
(2)反应进程中的能量变化如图1所示(E1>E2>E3)。常温下，向10 L密闭容器中加入V2O4(s)、SO2(g)各1 mol及一定量的O2，容器中没有生成SO3的原因可能是第　　　　步为控速步骤，且常温下反应速率很慢。
1
1
2
3
4
由图2结合该反应为放热反应可知，T3温度高但反应速率最慢，原因可能是温度过高，催化剂活性降低，反应速率降低。
(3)向体积可变的密闭容器中加入V2O5(s)、SO2(g)各
0.6 mol、0.3 mol O2(g)，此时容器的体积为10 L(忽
略容器中固体体积)，保持恒压的条件下分别在T1、
T2、T3三种温度下进行反应，测得容器中SO2的转化
率如图2所示。
①T3温度下反应速率最慢的原因可能是　　　　 　　　。
T3温度过高，催化剂活性降低
1
2
3
4
②T2温度下，反应达平衡时容器的体积为　　　L，反应2SO2(g)+O2(g)
2SO3(g)的平衡常数K=　　　　　　。
7
1.89×104
1
2
3
4
由图2可知，T2温度下反应达到平衡时，SO2的转化率为90%，即消耗SO2的物质的量为0.6 mol×90%=0.54 mol，可列三段式：
　　　　　 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
起始/mol　　0.6　　 0.3　　　 0
转化/mol　　0.54　　0.27　　　0.54
平衡/mol　　0.06　　0.03　　　0.54
恒压、恒温条件下，则=，解得V平=7 L；
1
2
3
4
反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)的平衡常数K===1.89×104。
1
2
3
4
(4)某研究小组用NaOH溶液吸收尾气中的SO2，将得到的Na2SO3溶液进行电解生产硫酸，其中阴、阳膜组合电解装置如图3所示。电极材料为石墨，A~E代表生产中的原料或产品，a、b为离子交换膜，则A为　　　　　　，可循环使用。阳极的电极反应式为　　　 　。
NaOH溶液
S-2e-+H2O===2H++S
1
2
3
4
2.(2024·湖北模拟)环己烯( )是一种重要的化学试剂，主要用于有机合成和油类萃取。利用环己烷脱氢制备环己烯的反应原理如下。
直接脱氢：Ⅰ.C6H12(g) C6H10(g)+H2(g)　ΔH1
氧化脱氢：Ⅱ.C6H12(g)+CO2(g) C6H10(g)+CO(g)+H2O(g)　ΔH2
(1)已知几种化学键的键能数据如表所示。
则ΔH1=　　　　 kJ·mol-1；从热力学角度分析，反应Ⅰ能自发进行的条件是　　　　(填“低温”或“高温”)。
化学键 H—H C—H C—C C==C
键能/(kJ·mol-1) 436 413 348 615
1
2
3
4
+123
高温
ΔH=[348×6+413×12-(615+348×5+413×10+436)] kJ·mol-1=+123 kJ·
mol-1；ΔH>0，ΔS>0，ΔG=ΔH-TΔS，当ΔG<0时反应自发进行，即反应Ⅰ在高温下可自发进行。
1
2
3
4
(2)科技工作者结合实验与计算机模拟结果，研究环己烷直接脱氢制环己烯的反应历程(如图所示)，其中吸附在催化剂表面的物种用*表示。
①C6H12+*→C6的焓变小于
零的原因是________________
____________________。
②C6H12 脱氢的速率　　　(填
“大于”“小于”或“等于”)
C6脱氢的速率。
环己烷吸附在催化
剂表面时会释放能量
小于
1
2
3
4
C6H12脱氢过程中C6到TS1的活化能很大，活化能越大，反应速率越慢，导致C6H12脱氢的速率小于C6。
1
2
3
4
③环己烷脱氢制备环己烯的副产物可能有　　 　、　 　(填结构简式)。
1
2
3
4
环己烷脱氢制备环己烯可能脱去过多的H，得到的副产
物可能有 、 。
1
2
3
4
④在恒容密闭容器中充入一定量的环己烷，其初始压强为p kPa，发生直接脱氢反应达到平衡时，环己烷的转化率为x，则反应Ⅰ的标准平衡常数
Kθ=　　　　[已知：分压=总压×
物质的量分数，对于反应dD(g)+
eE(g) gG(g)+hH(g)，Kθ=
，其中pθ=100 kPa，
pG、pH、pD、pE为各组分的平衡分压]。
1
2
3
4
设初始时，充入环己烷的物质的量为a mol，可得三段式：
　　　　　　C6H12(g) C6H10(g)+H2(g)
起始/mol　　　a　　　　　0　　　0
转化/mol　　　ax　　　　 ax　　ax
平衡/mol　　　a-ax　　　 ax　　ax
总物质的量为(a+ax)mol，总压强为 kPa=(1+x)p kPa，C6H12、C6H10、H2物质的量分数分别为，Kθ=
==。
1
2
3
4
(3)在压强恒为p kPa的密闭容器中充入不同投料比的环己烷和CO2，在不同温度下达到平衡时，环己
烷的转化率如图所示，则a、
b、c、d的大小关系为_____
　　 ，判断的理由是_____
________________________
________________________
_________________________________________________。
1
2
3
4
a>b>
温度和压强下，在C6H12的
量不变的情况下增大CO2的
量，平衡向正反应方向移动，环己烷的平衡转化率增大
c>d
一定
计算：x=　　　，ΔH3=　　　 kJ·mol-1。
436
+99
3.(2024·江西赣州二模)甲醇的制取与应用在全球引发了关于“甲醇经济”的广泛探讨。
Ⅰ.在CO2催化加氢制CH3OH的反应体系中，发生的主要反应如下：
反应a：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-63 kJ·mol-1
反应b：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+36 kJ·mol-1
反应c：CH3OH(g) CO(g)+2H2(g)　ΔH3
(1)已知反应b中相关化学键键能数据如下表：
化学键 H—H C==O C≡O H—O
E/(kJ·mol-1) x 803 1 076 465
1
2
3
4
ΔH2=反应物的总键能-生成物的总键能=2×803 kJ·mol-1+x kJ·mol-1-
1 076 kJ·mol-1-2×465 kJ·mol-1=+36 kJ·mol-1，解得x=436；由盖斯定律可知，反应b-反应a可得反应c，ΔH3=ΔH2-ΔH1=+36 kJ·mol-1+63 kJ·mol-1
=+99 kJ·mol-1。
1
2
3
4
(2)恒温恒容时，下列能说明反应a一定达到平衡状态的是　　(填字母)。
A.v正(CO2)=3v逆(H2)
B.c(CO2)∶c(H2)=1∶3
C.混合气体的密度不再发生变化
D.混合气体中H2O(g)的百分含量保持不变
1
2
3
4
D
(3)在催化剂作用下，将物质的量之比为1∶2的CO2和H2的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应a、b，已知反应b的反应速率v正=k正·x(CO2)·
x(H2)，v逆=k逆·x(CO)·x(H2O)，k正、k逆为速率常数，x为物质的量分数。
①平衡时，CO2转化率为60%，CO2和H2的物质的量之比为1∶1，若反应b的k正=20 mol·L-1·s-1，则平衡v逆=　　　　 mol·L-1·s-1。
1
2
3
4
0.8
在催化剂作用下，将物质的量之比为1∶2的CO2和H2的混合气体充入一恒容密闭容器中发生反应a、b，设反应a消耗x mol CO2，反应b消耗y mol CO2，则有
　　　　　　　　CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1　　　2　　　　　0　　　0
转化/mol　　　　　x　　　3x　　　　 x　　　x
平衡/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　 x　　　x
1
2
3
4
　　　　　　　　CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　0　　x
转化/mol　　　　　y　　 y　　　　 y　　y
平衡/mol　　　　 1-x-y　 2-3x-y　　 y　　x+y
当CO2转化率达到60%时，反应达到平衡状态，则×100%=60%，这时CO2和H2的物质的量之比为1∶1，则1-x-y=2-3x-y，解得x=0.5，y=0.1，则CH3OH、H2O、CO2、H2、CO的物质的量分别为0.5 mol、0.6 mol、0.4 mol、0.4 mol、0.1 mol，v正=k正·x(CO2)·x(H2)=0.8 mol·
L-1·s-1，故v逆=v正=0.8 mol·L-1·s-1。
1
2
3
4
Rln k=-+C，Ea=TC-RTln k，ΔH=反应物键能之和-生成物键能之和=Ea正-Ea逆=-RTln k正+RTln k逆=RTln 。
②Arrhenius经验公式为Rln k=-+C，其中Ea为活化能，T为热力学温度，
k为速率常数，R和C为常数，则ΔH2=　　　　　 kJ·mol-1(用含k正、k逆、T、R的代数式表示)。
1
2
3
4
RTln
(4)其他条件相同时，反应温度对CH3OH选择
性的影响如图所示。由图可知，温度相同时
CH3OH选择性的实验值略高于其平衡值，可
能的原因是____________________________
______________________________________
____。[已知CH3OH的选择性=×100%]
1
2
3
4
在该条件下反应a的速率大于反应b，单位时间内生成甲醇的量比生成CO的
量多
Ⅱ.利用甲醇分解制取烯烃，涉及如下反应：
a.2CH3OH(g)===C2H4(g)+2H2O(g)
b.3CH3OH(g)===C3H6(g)+3H2O(g)
c.3C2H4(g) 2C3H6(g)
(5)恒压条件下，平衡体系中各物
质的量分数随温度变化如图所示。
已知650 K时，2x(C2H4)=x(C3H6)，
平衡体系总压强为p，则650 K反应c的平衡常数Kp=　　　。
1
2
3
4
已知650 K时，2x(C2H4)=x(C3H6)，设在650 K时，向容器中加入5 mol CH3OH(g)使其发生反应a、b，得到n0(C2H4)=1 mol，n0(C3H6)=1 mol，n0(H2O)=5 mol，反应c可列三段式：
　　　　　3C2H4(g) 2C3H6(g)
n0/mol　　　1　　　　　　1
Δn/mol　　　3n　　　　　2n
nt/mol　　　1-3n　　　　1+2n
1
2
3
4
因为，2x(C2H4)=x(C3H6)，所以2(1-3n)=1+2n，解得n=
mol C2H4(g)、 mol
C3H6(g)，以及5 mol H2O(g)，则x(C3H6)
= =，x(C2H4)= =，代入
Kp===。
1
2
3
4
4.(2023·福建厦门质检)天然气的主要成分甲烷可转化为合成气CO、H2。
Ⅰ.甲烷干法重整：CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)　ΔH
(1)CH4、H2、CO的燃烧热分别为890.3 kJ·mol-1、285.8 kJ·mol-1、283 kJ·
mol-1，则ΔH=　　　 　　。
1
2
3
4
+247.3 kJ·mol-1
根据题意可得，CH4、H2、CO燃烧热的热化学方程式分别为①CH4(g)
+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l)　ΔH1=-890.3 kJ·mol-1，②H2(g)+O2(g)===
H2O(l)　ΔH2=-285.8 kJ·mol-1，③CO(g)+O2(g)===CO2(g)　ΔH3=
-283 kJ·mol-1，由盖斯定律可知，①-②×2-③×2得反应：CH4(g)+
CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)　ΔH=ΔH1-2ΔH2-2ΔH3=+247.3 kJ·mol-1。
1
2
3
4
(2)在1 L恒容反应器中通入2 mol CH4和3 mol CO2，发生上述反应。
①下列叙述中不能说明反应达到平衡状态的是　　　　(填字母)。
A.混合气体的平均相对分子质量保持不变
B.n(CH4)∶n(CO2)=1∶1
C.混合气体的密度保持不变
D.v正(CH4)=v逆(CO2)
1
2
3
4
BC
该反应过程中气体总质量不变，总物质的量增大，混合气体的平均相对分子质量减小，当混合气体的平均相对分子质量保持不变时，说明反应达到平衡；n(CH4)∶n(CO2)=1∶1时，不能说明正、逆反应速率相等，即不能说明反应达到平衡；该反应过程中气体总质量不变，总体积也不变，混合气体的密度是定值，则当混合气体的密度保持不变，不能说明反应达到平衡；v正(CH4)=v逆(CO2)时，说明v正(CH4)=v正(CO2)=v逆(CO2)，正、逆反应速率相等，即说明反应达到平衡。
1
2
3
4
②CH4的平衡转化率α平(CH4)与温度T、压强p的关系如图1所示。p1________
p2(填“>”“<”或“=”)，T1时，K=　　　。
1
2
3
4
<
8
CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)为反应前后气体分子数增大的反应，温度一定时，增大压强，平衡逆向移动，α平(CH4)减小，则p1　　　　　CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)
始/mol　　　2　　　3　　　　0　　　　0
转/mol　　　1　　　1　　　　2　　　　2
平/mol　　　1　　　2　　　　2　　　　2
K===8。
1
2
3
4
由图2可知，CeO2-x中Ce原子的个数为8×+6×=4，O2-的个数为7，则1∶(2-x)=4∶7，x=0.25；由化合物中各元素化合价的代数和为零可知，N(Ce4+)+N(Ce3+)=4，4N(Ce4+)+3N(Ce3+)=7×2，解得N(Ce4+)=N(Ce3+)=2，则Ce4+和Ce3+个数比为1∶1。
Ⅱ.甲烷化学链重整原理如图2所示。CeO2氧载体具有良好的储氧放氧能力。
(3)CeO2-x中x=　　　，Ce4+和Ce3+个数比为　　　　　。
1
2
3
4
0.25
1∶1
步骤1：氧化 步骤2：还原
反应气组成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
实验结果
(4)800 ℃时，以恒定气体流速通入反应气与氧载体反应，反应步骤及结果如下。
1
2
3
4
①氧载体中有表面氧(Oads)和晶格氧(Olat)，CH4与氧载体可能发生的反应如下：
ⅰ.CH4+4Oads―→CO2+2H2O
ⅱ.CH4+Olat―→CO+2H2
ⅲ.CH4―→C+2H2
步骤1中，600 s后φ(H2)∶φ(CO)>2∶1的原因为______________________
　　 　　。
②步骤2中CO2被CeO2-x还原，若CO2全部转化为CO，理论上φ(CO)=　　；φ(CO)实测最大值大于理论值的原因是　　　　 　　　。
1
2
3
4
不仅发生反应ⅱ，还发生反应ⅲ
反应时间超过600 s后，
10%
CO2与生成的C反应也生成CO
步骤2中φ(CO2)=10%，若CO2全部转化为CO，根据元素守恒可知，理论上φ(CO)=10%。
1
2
3
4
步骤1：氧化 步骤2：还原
反应气组成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
实验结果

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