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[综合题专攻]　第5练　化学反应原理大题(二)
1.(16分)(2024·山东，20)水煤气是H2的主要来源，研究CaO对C-H2O体系制H2的影响，涉及主要反应如下：
C(s)+H2(g)(Ⅰ)　ΔH1>0
CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0
回答下列问题：
(1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)的焓变ΔH=　　　　　　　(用代数式表示)。
(2)压力p下，C-H2O-CaO体系达平衡后，图示温度范围内C(s)已完全反应，CaCO3(s)在T1温度时完全分解。气相中CO、CO2和H2摩尔分数随温度的变化关系如图所示，则a线对应物种为　　　　　(填化学式)。当温度高于T1时，随温度升高c线对应物种摩尔分数逐渐降低的原因是　　　　　　。
(3)压力p下、温度为T0时，图示三种气体的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05，则反应CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数Kp=　　　　　；此时气体总物质的量为4.0 mol，则CaCO3(s)的物质的量为　　　　　 mol；若向平衡体系中通入少量CO2(g)，重新达平衡后，分压p(CO2)将　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)，p(CO)将　　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。
2.(18分)(2024·河北，17)氯气是一种重要的基础化工原料，广泛应用于含氯化工产品的生产。硫酰氯及1，4-二(氯甲基)苯等可通过氯化反应制备。
(1)硫酰氯常用作氯化剂和氯磺化剂，工业上制备原理如下：SO2(g)+Cl2(g)SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ·mol-1。
①若正反应的活化能为E正 kJ·mol-1，则逆反应的活化能E逆=　　　 kJ·mol-1(用含E正的代数式表示)。
②恒容密闭容器中按不同进料比充入SO2(g)和Cl2(g)，测定T1、T2、T3温度下体系达平衡时的Δp(Δp=p0-p，p0为体系初始压强，p0=240 kPa，p为体系平衡压强)，结果如图。
上图中温度由高到低的顺序为　　　　　　，判断依据为　　　　　　　　。M点Cl2的转化率为　　　　　　，T1温度下用分压表示的平衡常数Kp=　　　　　　 kPa-1。
③下图曲线中能准确表示T1温度下Δp随进料比变化的是　　　　　　(填序号)。
(2)1，4-二(氯甲基)苯(D)是有机合成中的重要中间体，可由对二甲苯(X)的氯化反应合成。对二甲苯浅度氯化时的反应过程为
以上各反应的速率方程均可表示为v=kc(A)c(B)，其中c(A)、c(B)分别为各反应中对应反应物的浓度，k为速率常数(k1~k5分别对应反应①~⑤)。某温度下，反应器中加入一定量的X，保持体系中氯气浓度恒定(反应体系体积变化忽略不计)，测定不同时刻相关物质的浓度。已知该温度下，k1∶k2∶k3∶k4∶k5=100∶21∶7∶4∶23。
①30 min时，c(X)=6.80 mol·L-1，且30~60 min内v(X)=0.042 mol·L-1·min-1，反应进行到60 min时，c(X)=　　　　 mol·L-1。
②60 min时，c(D)=0.099 mol·L-1，若0~60 min产物T的含量可忽略不计，则此时c(G)=　　　　　　 mol·L-1；60 min后，随T的含量增加，　　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。
1.(16分)(2024·湖南邵阳三模)丙烯是一种重要的化工原料，但丙烯的产量仅通过石油的催化裂解反应无法满足工业生产需求。工业上，有如下方法制备丙烯：
Ⅰ.丙烷脱氢法制丙烯：
①丙烷无氧脱氢法：C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)　ΔH1=+124 kJ·mol-1
②丙烷氧化脱氢法：2C3H8(g)+O2(g)2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1
(1)反应②的正反应活化能　　　　(填“>”或“<”)逆反应活化能。
(2)不同压强下，向密闭容器中充入C3H8气体发生反应①，丙烷平衡转化率随温度变化关系如图所示。在T1、p2条件下，若向密闭容器中充入C3H8和Ar的混合气体，则平衡时丙烷转化率　　　　(填“>”“=”或“<”)40%。
(3)如图为采用羰基催化剂催化氧化丙烷：2C3H8(g)+O2(g)2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1的机理，下列说法正确的是　　　　(填字母)。
A.该机理中，有σ键、π键的断裂与形成
B.若有18O2参与反应，最终18O存在于羰基催化剂和H2O中
C.若2 mol C3H8和1 mol O2充分反应，则可制得2 mol C3H6
D.为了提高反应的速率和反应物转化率，温度越高越好
(4)丙烯是一种燃料，以熔融碳酸盐(用MCO3表示)为电解质，丙烯-空气燃料电池的负极的电极反应式为　　　　。
Ⅱ.丁烯和乙烯的催化反应制丙烯：
主反应：C4H8(g)+C2H4(g)2C3H6(g)　ΔH1>0
副反应：2C4H8(g)C3H6(g)+C5H10(g)　ΔH2>0
(5)乙烯的电子式为　　　　。
(6)某温度下，保持体系总压强为1.0 MPa，按=2投料，达到平衡状态时，C4H8、C2H4的转化率分别为92%、30%，则平衡时=　　　　；主反应的压强平衡常数Kp=　　　　(结果保留一位小数)。
2.(16分)(2024·河北唐山二模)金属氧化物催化氧化制备苯甲醛是近年来的研究热点。以Fe3O4为催化剂，苯乙烯、H2O2为原料制备苯甲醛涉及的主要反应有：
反应ⅰ：(l)+2H2O2(l)―→(l)+HCHO(l)+2H2O(l)　ΔH1=-489.0 kJ·mol-1
反应ⅱ：(l)+H2O2(l)―→(l)+H2O(l)　ΔH2=+566.6 kJ·mol-1
反应ⅲ：(l)+H2O2(l)→(l)+HCHO(l)+H2O(l)　ΔH3
回答下列问题：
(1)反应ⅲ的ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
(2)根据阿伦尼乌斯方程ln k=-+ln A(A为指前因子，Ea为活化能)，ln k与呈线性关系。据图1可知反应ⅰ的活化能　　　　(填“>”“=”或“<”)反应ⅱ的活化能。
(3)实验测得苯乙烯的转化率与温度的关系如图2所示。温度高于60 ℃，苯乙烯的转化率下降，可能的原因是　　　　　　　。
(4)在V2O5-ZrO2催化下，甲苯可以实现气相氧化制备苯甲醛。
主反应：+O2―→+H2O
副反应：2+O2―→2
T ℃时，向2 L密闭容器中充入1 mol甲苯蒸气和2 mol O2，起始压强为p0，2 h后反应达平衡时容器内气体总物质的量为2.9 mol，甲苯的转化率为80%。则甲苯的平均反应速率为　　　　 mol·L-1·h-1，主反应的Kp=　　　　(Kp为平衡分压代替平衡浓度的平衡常数，气体平衡分压=总压×该气体物质的量分数，计算结果保留三位有效数字)。
3.(16分)还原CO2是实现“碳达峰、碳中和”的有效途径之一，相关的反应如下：
反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1
反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2
反应Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH3
反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数与温度变化关系如图所示。
(1)有利于提高CO2合成CH3OH选择性的条件是　　　　(填字母，下同)。
A.高温、高压 B.高温、低压
C.低温、高压 D.低温、低压
(2)的取值范围是　　　　。
A.<-1 B.-1~0
C.0~1 D.>1
(3)一定条件下，向体积为5 L的恒温密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，平衡时，容器中H2的浓度为0.25 mol·L-1，CH3OH的浓度为0.1 mol·L-1，此时CO2的浓度为　　　　mol·L-1，反应Ⅰ的平衡常数为　　　　(结果保留一位小数)。
(4)H2还原能力(S)可衡量CO2转化率，已知S=，即相同时间段内CO2与H2物质的量变化量之比。常压下H2和CO2按物质的量之比3∶1投料，反应相同时间，H2和CO2转化率如图所示。
①在400~1 000 ℃范围内，S的变化趋势是　　　　(填字母)。
A.一直增大 B.一直减小
C.先增大后减小 D.先减小后增大
②由图像可知，H2转化率在600 ℃时大于400 ℃，其原因是　　　　　　　　　　　　。
③温度较低时，两条曲线重合的原因是　　　　　　　　　。
4.(18分)(2024·华大新高考联盟联考)合成氨工艺是人工化肥的生产支柱，是人类生存发展的“食”之基础。回答下列问题：
Ⅰ.化学键键能如表
化学键 N≡N H—H N—H
键能/(kJ·mol-1) 946 436 390.8
(1)估算N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的ΔH=　　　　 kJ·mol-1。已知该反应的ΔS=-198.9 J·mol-1·K-1，理论上该反应在温度为298 K下　　　 (填“能”或“不能”)自发进行。
Ⅱ.科学家结合实验与计算机模拟结果，研究了合成氨的反应历程，如图所示，其中吸附在催化剂表面的物种用*表示，TS表示过渡态。
(2)图示历程包含　　　　个基元反应。发生N—N断裂的反应方程式为　　　　　　　。
(3)H—H断裂应该吸收热量，但+3H2===+6H*反应的ΔH<0，主要原因为　　　　　　　。
(4)在实际工业生产中，合成氨一般采用的温度为400~500 ℃，主要原因为　　　　　　　。
(5)温度为500 ℃、压强为20 MPa、原料气n(N2)∶n(H2)=1∶3时，发生反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，反应平衡时，氨气的体积分数为20%，则氮气的转化率约为　　　　%(计算结果保留三位有效数字)。该条件下，pθ=100 kPa，N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的标准平衡常数Kθ为　　　 (用最简分数形式表示)。[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)，Kθ=，其中pθ=100 kPa，pG、pH、pD、pE为各组分的平衡分压]。
答案精析
真题演练
1.(1)ΔH1+ΔH2+ΔH3　(2)H2　当温度高于T1，CaCO3(s)已完全分解，只发生反应Ⅱ，温度升高，反应Ⅱ逆向移动，所以CO2的摩尔分数减小　(3)　0.5　不变　不变
解析　 (1)根据盖斯定律，目标总反应=反应(Ⅰ)+反应(Ⅱ)+反应(Ⅲ)，则其ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。(2)图示温度范围内C(s)已完全反应，则反应Ⅰ已经进行完全，反应Ⅱ和Ⅲ均为放热反应，从开始到T1，温度不断升高，反应Ⅱ和Ⅲ逆向移动，依据反应Ⅱ，H2量减小，摩尔分数减小，CO量升高，摩尔分数增大，所以a线代表H2的摩尔分数的变化，b线代表CO的摩尔分数的变化。T1时，CaCO3(s)已完全分解，当温度高于T1，相当于只发生反应Ⅱ，CO2的摩尔分数减小，则c线代表CO2的摩尔分数随温度的变化。(3)压力p下、温度为T0时，H2、CO、CO2的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05，则H2O(g)的摩尔分数为1-0.50-0.15-0.05=0.30，则反应CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常数Kp= ==；从H2的来源分析，产生H2多少取决于消耗碳的量和生成不同含碳物种量的多少。平衡时，可独立分析产生H2与消耗碳和生成各含碳物种的化学反应，如下：
Ⅰ：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)
Ⅳ：C(s)+2H2O(g)CO2(g)+2H2(g)
Ⅴ：C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)
平衡时气体n(总)=4 mol，根据H2、CO、CO2的摩尔分数可计算三者的物质的量分别为：
n(H2)=4 mol×0.5=2 mol，同理，n(CO)=0.6 mol，n(CO2)=0.2 mol，平衡时，由反应(Ⅰ)生成的H2：n(H2)Ⅰ=n(CO)=0.6 mol，由反应(Ⅳ)生成的H2：n(H2)Ⅳ=2n(CO2)=0.4 mol，则由反应(Ⅴ)生成的H2：n(H2)Ⅴ=2 mol-0.6 mol-0.4 mol=1 mol，由反应(Ⅴ)产物关系可得n(CaCO3)=n(H2)Ⅴ=0.5 mol；若向平衡体系中通入少量CO2(g)后，反应ⅢCaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)重新达平衡，Kp=，温度不变，Kp不变，则分压p(CO2)不变，Kc= ，c(CO2)也不变，其他气体的浓度均不变，所以p(CO)不变。
2.(1)①E正+67.59　②T3>T2>T1　该反应是放热的、气体分子数减小的反应，恒容条件下，反应正向进行时，容器内压强减小，从T3到T1平衡时Δp逐渐增大，说明反应正向进行的程度逐渐增大，对应温度逐渐降低　75%　0.03　③D
(2)①5.54　②0.033　增大
解析　(1)①根据反应热与活化能E正和E逆的关系ΔH=E正-E逆可知，该反应的E逆=[E正-(-67.59)] kJ·mol-1=(E正+67.59) kJ·mol-1。②由图中M点可知，进料比为n(SO2)∶n(Cl2)=2，平衡时Δp=60 kPa，已知恒温恒容情况下，容器内气体物质的量之比等于压强之比，可据此列出三段式：
　　　　　　　　SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　Δp
起始压强/kPa　　　160　　80
转化压强/kPa　　　60　　60　　　60 60
平衡压强/kPa　　　100　　20　　　60
可计算得α(Cl2)=×100%=75%，Kp===0.03 kPa-1。③根据“等效平衡”原理，该反应中SO2和Cl2的化学计量数之比为1∶1，则SO2和Cl2的进料比互为倒数(如2与0.5)时，Δp相等。(2)①根据v(X)=，60 min时，c(X)=6.80 mol·L-1-v(X)·Δt=6.80 mol·L-1-0.042 mol·L-1·min-1×30 min=5.54 mol·L-1。②由题给反应速率方程推知===3，又D、G的初始浓度均为0，则=，则Δc(G)=×Δc(D)=0.033 mol·L-1，即60 min后c(G)=0.033 mol·L-1。60 min后，D和G转化为T的速率比为==，结合二者的生成速率可知，D生成的快而消耗的慢，G生成的慢而消耗的快，则增大。
模拟预测
1. (1)<　(2)>　(3)A
(4)CH2==CH—CH3-18e-+9C===12CO2+3H2O
(5)　(6)8.5　16.5
解析　(1)反应②的ΔH2=-236 kJ·mol-1=-<0，则<。
(2)不同压强下，向密闭容器中充入C3H8气体发生反应①，在T1、p2条件下，丙烷的平衡转化率为40%，若在此温度和压强不变的条件下，向密闭容器中充入C3H8和Ar的混合气体，容器的体积增大，相当于减小压强，反应①是气体体积增大的反应，平衡正向移动，丙烷的平衡转化率增大，平衡时丙烷转化率>40%。
(3)该机理中，存在单键、双键的断裂与形成，即有σ键、π键的断裂与形成，A正确；O2参与反应④和⑤，若有18O2参与反应，最终18O存在于H2O中，B错误；该反应是可逆反应，若2 mol C3H8和1 mol O2充分反应，制得的C3H6小于2 mol，C错误；该反应是放热反应，升高温度不能提高反应物转化率，D错误。
(4)熔融碳酸盐为电解质，丙烯在负极失去电子生成CO2，根据得失电子守恒和电荷守恒配平电极方程式：CH2==CH—CH3-18e-+9===12CO2+3H2O。
(6)假设起始投入乙烯和丁烯的物质的量分别为2 mol、1 mol，根据已知条件列出“三段式”
　　　　　C4H8(g)+C2H4(g)2C3H6(g)
起始/mol　　　1　　　2　　　　　0
转化/mol　　　x　　　x　　　　　2x
平衡/mol　　　1-x　　2-x　　　　2x
　　　　　　2C4H8(g)C3H6(g)+C5H10(g)
起始/mol　　　1-x　　　　2x　　　0
转化/mol　　　2y　　　　　y　　　y
平衡/mol　　1-x-2y　　　　2x+y　　y
达到平衡状态时，C4H8、C2H4的转化率分别为92%、30%，则=92%，=30%，解得x=0.6，y=0.16，则平衡时==8.5，反应平衡时，各物质的物质的量分别为n(C4H8)=0.08 mol、n(C2H4)=1.4 mol、n(C3H6)=1.36 mol、n(C5H10)=0.16 mol，则主反应的压强平衡常数Kp=≈16.5。
2.(1)-1 055.6　(2)<　(3)温度升高，H2O2部分分解(或升温反应ⅰ逆向移动，反应ⅱ正向移动，对反应ⅰ的影响更大)
(4)0.2　2.18
解析　(1)由盖斯定律可知，反应ⅰ-反应ⅱ可以得到反应ⅲ，所以反应ⅲ的ΔH3=ΔH1-ΔH2=-1 055.6 kJ·mol-1。
(2)由公式可知，-即为斜率，所以反应ⅰ的活化能小于反应ⅱ的活化能。
(4)由信息推知消耗的甲苯为0.8 mol，则甲苯的平均反应速率为=0.2 mol·L-1·h-1；列三段式：
　　　　+O2―→+H2O
起始/mol　　1　　　　2　　　　0　　　　　0
转化/mol　　0.8　　　0.8　　　0.8　　　　0.8
平衡/mol　　0.2　　　1.2　　　0.8　　　　0.8
　　　　2+O2―→2
起始/mol　　0.8　　　　1.2　　　　0
转化/mol　　2x　　　　　x　　　　2x
平衡/mol　　0.8-2x　　　1.2-x　　　2x
根据题目信息，0.8-2x+1.2-x+2x+0.8+0.2=2.9，则x=0.1，根据反应前后压强之比等于物质的量之比，=，平衡时压强p=p0，则p()=p0，p()=0.2p0，p(H2O)=p0，p(O2)=p0，所以主反应的Kp=≈2.18。
3.(1)C　(2)C　(3)0.05　19.2　(4)①C　②温度升高，反应速率加快　③温度较低时只发生反应Ⅰ
解析　(1)由图可知，升高温度，反应Ⅰ的平衡常数减小，说明平衡向逆反应方向移动，该反应为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强有利于平衡向正反应方向移动，提高甲醇的选择性，故选C。
(2)升高温度，反应Ⅱ的平衡常数增大，说明平衡向正反应方向移动，该反应为焓变大于0的吸热反应，由盖斯定律可知，反应Ⅰ-Ⅲ得到反应Ⅱ，则ΔH1-ΔH3>0，由平衡常数与温度变化关系图知，反应Ⅰ、Ⅲ正反应均为放热反应，即ΔH1<0，ΔH3<0，所以0<<1，故选C。
(3)由题意，设平衡时CO2、H2O、CO的浓度分别为x mol·L-1、y mol·L-1、z mol·L-1，投料时n(CO2)=1 mol，n(H2)=3 mol，则n(C)=1 mol，n(O)=2 mol，n(H)=6 mol，根据元素守恒，列方程组
解得x=z=0.05，y=0.15，
则平衡时二氧化碳的浓度为0.05 mol·L-1，反应Ⅰ的平衡常数为=19.2。
(4)①由图可知，400~600 ℃范围内，二氧化碳的转化率增大幅度大于氢气转化率的增大幅度，则S值呈增大趋势，600~1 000 ℃范围内，二氧化碳的转化率增大幅度小于氢气转化率的增大幅度，则S值呈减小趋势，所以400~1 000 ℃范围内，S值的变化趋势为先增大后减小。
4.(1)-90.8　能　(2)7　H3+3H*===2N+2H*(或H3+H*===2)
(3)断键后的H吸附在催化剂表面，形成特殊的作用力要释放能量，释放的总能量高于断键吸收的总能量
(4)能够提高反应速率(或催化剂的活性较大)
(5)33.3　
解析　(1)ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能=(946+436×3-390.8×6) kJ·mol-1=-90.8 kJ·mol-1，ΔG=ΔH-TΔS=[-90.8-298×(-198.9×10-3)] kJ·mol-1=-31.527 8 kJ·mol-1<0，理论上该反应在温度为298 K下能自发进行。
(2)反应历程中有7个过渡态，则基元反应有7个；N—N断裂的过程经历过渡态4(TS4)，其反应方程式为H3+3H*===2+2H*或H3+H*===2。
(4)合成氨是放热反应，理论上低温有利于合成氨，但低温会使反应速率降低，400~500 ℃能够提高反应速率，催化剂(铁触媒)的活性较大。
(5)根据已知条件列出“三段式”：
　　　　　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
起始/mol　　1　　3　　　　0
转化/mol　　x　　3x　　　　2x
平衡/mol　　1-x　　3-3x　　　2x
反应平衡时，氨气的体积分数为=0.2，解得x=，则氮气的转化率约为33.3%。p(NH3)=p(N2)=20 MPa×0.2=4 MPa，p(H2)=20 MPa×0.6=12 MPa，pθ=100 kPa=0.1 MPa，代入公式可得Kθ=。(共54张PPT)
[综合题专攻]
专题七　第5练　
化学反应原理大题(二)
真题演练
模拟预测
内容索引
1.(2024·山东，20)水煤气是H2的主要来源，研究CaO对C-H2O体系制H2的影响，涉及主要反应如下：
C(s)+H2O(g) CO(g)+ H2(g)(Ⅰ)　ΔH1>0
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0
回答下列问题：
(1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g) CaCO3(s)+2H2(g)的焓变ΔH=______________
(用代数式表示)。
ΔH1+ΔH2+ΔH3
1
2
真题演练
PART ONE
根据盖斯定律，目标总反应=反应(Ⅰ)+反应(Ⅱ)+反应(Ⅲ)，则其ΔH=
ΔH1+ΔH2+ΔH3。
1
2
(2)压力p下，C-H2O-CaO体系达平衡后，图示温度范围内C(s)已完全反应，CaCO3(s)在T1温度时完全分解。气相中CO、CO2和H2摩尔分数随温度的变化关系如图所示，则a线对应物种为
　　(填化学式)。当温度高于T1时，随
温度升高c线对应物种摩尔分数逐渐降
低的原因是______________________
________________________________
________________________________
_____________。
H2
当温度高于T1，CaCO3(s)
已完全分解，只发生反应Ⅱ，温度升高，反应Ⅱ逆向移动，所以CO2的摩尔分数减小
1
2
图示温度范围内C(s)已完全反应，则反应Ⅰ已经进行完全，反应Ⅱ和Ⅲ均为放热反应，从开始到T1，温度不断升高，反应Ⅱ和Ⅲ逆向移动，依据反应Ⅱ，H2量减小，摩尔分数减小，CO量升高，摩尔分数增大，所以a线代表H2的摩尔分数的变化，
b线代表CO的摩尔分数的变化。T1
时，CaCO3(s)已完全分解，当温度
高于T1，相当于只发生反应Ⅱ，
CO2的摩尔分数减小，则c线代表
CO2的摩尔分数随温度的变化。
1
2
(3)压力p下、温度为T0时，图示三种气体的摩尔分数分别为0.50、0.15、
0.05，则反应CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常数Kp=　　；此时气体总物质的量为4.0 mol，则CaCO3(s)
的物质的量为　　 mol；若向平衡体
系中通入少量CO2(g)，重新达平衡后，
分压p(CO2)将　　 (填“增大”“减
小”或“不变”)，p(CO)将_______
(填“增大”“减小”或“不变”)。
1
2
0.5
不变
不变
压力p下、温度为T0时，H2、CO、CO2的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05，则H2O(g)的摩尔分数为1-0.50-0.15-0.05=0.30，则反应CO(g)+
H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常数
Kp= ==；从H2
的来源分析，产生H2多少取决于消
耗碳的量和生成不同含碳物种量的
多少。平衡时，可独立分析产生H2
与消耗碳和生成各含碳物种的化学反应，如下：
1
2
Ⅰ：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)
Ⅳ：C(s)+2H2O(g) CO2(g)+2H2(g)
Ⅴ：C(s)+CaO(s)+2H2O(g)
CaCO3(s)+2H2(g)
平衡时气体n(总)=4 mol，根据H2、
CO、CO2的摩尔分数可计算三者的
物质的量分别为：
n(H2)=4 mol×0.5=2 mol，同理，n(CO)=0.6 mol，n(CO2)=0.2 mol，平衡时，由反应(Ⅰ)生成的H2：n(H2)Ⅰ=n(CO)=0.6 mol，由反应(Ⅳ)生成
1
2
的H2：n(H2)Ⅳ=2n(CO2)=0.4 mol，则由反应(Ⅴ)生成的H2：n(H2)Ⅴ=
2 mol-0.6 mol-0.4 mol=1 mol，由反应(Ⅴ)产物关系可得n(CaCO3)=
n(H2)Ⅴ=0.5 mol；若向平衡体系中
通入少量CO2(g)后，反应ⅢCaO(s)
+CO2(g) CaCO3(s)重新达平衡，
Kp=，温度不变，Kp不变，则
分压p(CO2)不变，Kc= ，c(CO2)
也不变，其他气体的浓度均不变，所以p(CO)不变。
1
2
根据反应热与活化能E正和E逆的关系ΔH=E正-E逆可知，该反应的E逆=
[E正-(-67.59)] kJ·mol-1=(E正+67.59) kJ·mol-1。
2.(2024·河北，17)氯气是一种重要的基础化工原料，广泛应用于含氯化工产品的生产。硫酰氯及1，4-二(氯甲基)苯等可通过氯化反应制备。
(1)硫酰氯常用作氯化剂和氯磺化剂，工业上制备原理如下：SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ·mol-1。
①若正反应的活化能为E正 kJ·mol-1，则逆反应的活化能E逆=　 　 kJ·
mol-1(用含E正的代数式表示)。
1
2
E正+67.59
②恒容密闭容器中按不同进料比充入SO2(g)和Cl2(g)，测定T1、T2、T3温度下体系达平衡时的Δp(Δp=p0-p，p0为体系初始压强，p0=240 kPa，p为体系平衡压强)，结果如图。
右图中温度由高到低的顺序为____
　　　，判断依据为____________
______________________________
______________________________
______________________________
_______________________________________________________。M点Cl2的转化率为　　，T1温度下用分压表示的平衡常数Kp=　　 kPa-1。
1
2
T2>T1
的、气体分子数减小的反应，恒容
条件下，反应正向进行时，容器内
压强减小，从T3到T1平衡时Δp逐渐
增大，说明反应正向进行的程度逐渐增大，对应温度逐渐降低
该反应是放热
75%
0.03
T3>
由图中M点可知，进料比为n(SO2)∶n(Cl2)=2，平衡时Δp=60 kPa，已知恒温恒容情况下，容器内气体物质的量之比等于压强之比，可据此列出三段式：
　　　　　　 SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　Δp
起始压强/kPa　160　　80
转化压强/kPa　 60　　 60　　　 60 60
平衡压强/kPa　100　　20　　　 60
可计算得α(Cl2)=×100%=75%，Kp=
==0.03 kPa-1。
1
2
③右图曲线中能准确表示T1温度下Δp
随进料比变化的是　　　(填序号)。
1
2
D
根据“等效平衡”原理，该反应中SO2和Cl2的化学计量数之比为1∶1，则SO2和Cl2的进料比互为倒数(如2与0.5)时，Δp相等。
(2)1，4-二(氯甲基)苯(D)是有机合成中的重要中间体，可由对二甲苯(X)的氯化反应合成。对二甲苯浅度氯化时的反应过程为
以上各反应的速率方程均可表示为v=kc(A)c(B)，其中c(A)、c(B)分别为各反应中对应反应物的浓度，k为速率常数(k1~k5分别对应反应①~⑤)。某温度下，反应器中加入一定量的X，保持体系中氯气浓度恒定(反应体系体积变化忽略不计)，测定不同时刻相关物质的浓度。已知该温度下，k1∶k2∶k3∶k4∶k5=100
∶21∶7∶4∶23。
1
2
①30 min时，c(X)=6.80 mol·L-1，且30~60 min内v(X)=0.042 mol·L-1·min-1，反应进行到60 min时，c(X)=　　　　 mol·L-1。
5.54
根据v(X)=，60 min时，c(X)=6.80 mol·L-1-v(X)·Δt=6.80 mol·L-1-0.042 mol·L-1·min-1×30 min=5.54 mol·L-1。
1
2
②60 min时，c(D)=0.099 mol·L-1，若0~60 min产物T的含量可忽略不计，则此时c(G)=　　　 mol·L-1；60 min后，随T的含量增加，　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。
0.033
1
2
增大
由题给反应速率方程推知===3，又D、G的初始浓度均为0，则=，则Δc(G)=×Δc(D)=0.033 mol·L-1，即60 min后
c(G)=0.033 mol·L-1。60 min后，
D和G转化为T的速率比为
==，结
合二者的生成速率可知，D生
成的快而消耗的慢，G生成的慢而消耗的快，则增大。
1
2
1.(2024·湖南邵阳三模)丙烯是一种重要的化工原料，但丙烯的产量仅通过石油的催化裂解反应无法满足工业生产需求。工业上，有如下方法制备丙烯：
Ⅰ.丙烷脱氢法制丙烯：
①丙烷无氧脱氢法：C3H8(g) C3H6(g)+H2(g)　ΔH1=+124 kJ·mol-1
②丙烷氧化脱氢法：2C3H8(g)+O2(g) 2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=
-236 kJ·mol-1
(1)反应②的正反应活化能　(填“>”或“<”)逆反应活化能。
1
2
3
4
模拟预测
PART TWO
<
反应②的ΔH2=-236 kJ·mol-1=-<0，则<。
1
2
3
4
(2)不同压强下，向密闭容器中充入C3H8气体发生反应①，丙烷平衡转化率随温度变化关系如图所示。在T1、p2条件下，若向密闭容器中充入C3H8和Ar的混合气体，则平衡时丙烷转化率　　　　(填“>”“=”或“<”)40%。
1
2
3
4
>
不同压强下，向密闭容器中充入C3H8气体发生反应①，在T1、p2条件下，丙烷的平衡转化率为40%，若在此温度和压强不变的条件下，向密闭容器中充入C3H8和Ar的混合气
体，容器的体积增大，相当于减小
压强，反应①是气体体积增大的反
应，平衡正向移动，丙烷的平衡转
化率增大，平衡时丙烷转化率>40%。
1
2
3
4
(3)如图为采用羰基催化剂催化氧化丙烷：2C3H8(g)+O2(g) 2C3H6(g)
+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1的机理，下列说法正确的是　 　(填字母)。
A.该机理中，有σ键、π键的断裂与形成
B.若有18O2参与反应，最终18O存在于羰
基催化剂和H2O中
C.若2 mol C3H8和1 mol O2充分反应，则
可制得2 mol C3H6
D.为了提高反应的速率和反应物转化率，
温度越高越好
1
2
3
4
A
该机理中，存在单键、双键的断裂与
形成，即有σ键、π键的断裂与形成，
A正确；
O2参与反应④和⑤，若有18O2参与反
应，最终18O存在于H2O中，B错误；
该反应是可逆反应，若2 mol C3H8和
1 mol O2充分反应，制得的C3H6小于
2 mol，C错误；
该反应是放热反应，升高温度不能提高反应物转化率，D错误。
1
2
3
4
(4)丙烯是一种燃料，以熔融碳酸盐(用MCO3表示)为电解质，丙烯-空气燃料电池的负极的电极反应式为__________________________________
　　　　。
1
2
3
4
CH2==CH—CH3-18e-+9C===12CO2
+3H2O
熔融碳酸盐为电解质，丙烯在负极失去电子生成CO2，根据得失电子守恒和电荷守恒配平电极方程式：CH2==CH—CH3-18e-+9
===12CO2+3H2O。
Ⅱ.丁烯和乙烯的催化反应制丙烯：
主反应：C4H8(g)+C2H4(g) 2C3H6(g)　ΔH1>0
副反应：2C4H8(g) C3H6(g)+C5H10(g)　ΔH2>0
(5)乙烯的电子式为　　　 　。
(6)某温度下，保持体系总压强为1.0 MPa，按=2投料，达到平衡状
态时，C4H8、C2H4的转化率分别为92%、30%，则平衡时=　　；主反应的压强平衡常数Kp=　　　(结果保留一位小数)。
1
2
3
4
8.5
16.5
假设起始投入乙烯和丁烯的物质的量分别为2 mol、1 mol，根据已知条件列出“三段式”
　　　　　C4H8(g)+C2H4(g) 2C3H6(g)
起始/mol　　　1　　　2　　　　 0
转化/mol　　　x　　　x　　　　 2x
平衡/mol　　　1-x　　2-x　　　　2x
　　　　　　2C4H8(g) C3H6(g)+C5H10(g)
起始/mol　　　1-x　　　　 2x　　　0
转化/mol　　　2y　　　　 y　　　 y
平衡/mol　　 1-x-2y　　　 2x+y　　y
1
2
3
4
达到平衡状态时，C4H8、C2H4的转化率分别为92%、30%，则=
92%，=30%，解得x=0.6，y=0.16，则平衡时==8.5，
反应平衡时，各物质的物质的量分别为n(C4H8)=0.08 mol、n(C2H4)=
1.4 mol、n(C3H6)=1.36 mol、n(C5H10)=0.16 mol，则主反应的压强平衡
常数Kp=≈16.5。
1
2
3
4
2.(2024·河北唐山二模)金属氧化物催化氧化制备苯甲醛是近年来的研究热点。以Fe3O4为催化剂，苯乙烯、H2O2为原料制备苯甲醛涉及的主要反应有：
反应ⅰ： (l)+2H2O2(l)―→ (l)+HCHO(l)+2H2O(l)　ΔH1=
-489.0 kJ·mol-1
反应ⅱ： (l)+H2O2(l)―→ (l)+H2O(l)　ΔH2=+566.6 kJ·mol-1
反应ⅲ： (l)+H2O2(l)―→ (l)+HCHO(l)+H2O(l)　ΔH3
1
2
3
4
由盖斯定律可知，反应ⅰ-反应ⅱ可以得到反应ⅲ，所以反应ⅲ的ΔH3=ΔH1-ΔH2=-1 055.6 kJ·mol-1。
回答下列问题：
(1)反应ⅲ的ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
1
2
3
4
-1 055.6
由公式可知，-即为斜率，所以反应ⅰ的活化能小于反应ⅱ的活化能。
(2)根据阿伦尼乌斯方程ln k=-+ln A(A为指前因子，Ea为活化能)，ln k与呈线性关系。据图1可知反应ⅰ的活化能
　　　(填“>”“=”或“<”)反应ⅱ的活化能。
1
2
3
4
<
(3)实验测得苯乙烯的转化率与温度的关系如图2所示。温度高于60 ℃，苯乙烯的转化率下降，可能的原因是___________
______________________________________________________________________。
1
2
3
4
H2O2部分分解(或升温反应ⅰ逆向移动，反应ⅱ正向移动，对反应ⅰ的影响更大)
温度升高，
(4)在V2O5-ZrO2催化下，甲苯可以实现气相氧化制备苯甲醛。
主反应： +O2―→ +H2O
副反应：2 +O2―→2
T ℃时，向2 L密闭容器中充入1 mol甲苯蒸气和2 mol O2，起始压强为p0，2 h后反应达平衡时容器内气体总物质的量为2.9 mol，甲苯的转化率为80%。则甲苯的平均反应速率为　　 mol·L-1·h-1，主反应的Kp=　　(Kp为平衡分压代替平衡浓度的平衡常数，气体平衡分压=总压×该气体物质的量分数，计算结果保留三位有效数字)。
1
2
3
4
0.2
2.18
由信息推知消耗的甲苯为0.8 mol，则甲苯的平均反应速率为=
0.2 mol·L-1·h-1；列三段式：
　　　 　 +O2―→ +H2O
起始/mol　　1　　　　2　　　　0　　　 0
转化/mol　　0.8　　　0.8　　　0.8　　　0.8
平衡/mol　　0.2　　　1.2　　　0.8　　　0.8
1
2
3
4
　　　　 2 +O2―→2
起始/mol　　0.8　　　　1.2　　　　0
转化/mol　　2x　　　　　x　　　　2x
平衡/mol　　0.8-2x　　　1.2-x　　　2x
根据题目信息，0.8-2x+1.2-x+2x+0.8+0.2=2.9，则x=0.1，根据反应前后压强之比等于物质的量之比，=，平衡时压强p=p0，
1
2
3
4
则p( )=p0，p( )=0.2p0，p(H2O)=p0，p(O2)=
p0，所以主反应的Kp=≈2.18。
1
2
3
4
3.还原CO2是实现“碳达峰、碳中和”的有效途径之一，相关的反应如下：
反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1
反应Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2
反应Ⅲ：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH3
反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数与温度变化关系如图所示。
1
2
3
4
(1)有利于提高CO2合成CH3OH选择性的条件是　　　(填字母，下同)。
A.高温、高压 B.高温、低压
C.低温、高压 D.低温、低压
1
2
3
4
C
由图可知，升高温度，反应Ⅰ的平衡常数减小，说明平衡向逆反应方向移动，该反应为气体体积减小的放热反应，降低温度和增大压强有利于平衡向正反应方向移动，提高甲醇的选择性，故选C。
1
2
3
4
(2)的取值范围是　　　　。
A.<-1 B.-1~0 C.0~1 D.>1
1
2
3
4
C
升高温度，反应Ⅱ的平衡常数增大，说明平衡向正反应方向移动，该反应为焓变大于0的吸热反应，由盖斯定律可知，反应Ⅰ-Ⅲ得到反应Ⅱ，则ΔH1-ΔH3>0，由平
衡常数与温度变化关系图
知，反应Ⅰ、Ⅲ正反应均
为放热反应，即ΔH1<0，
ΔH3<0，所以0<<1，
故选C。
1
2
3
4
(3)一定条件下，向体积为5 L的恒温密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，平衡时，容器中H2的浓度为0.25 mol·L-1，CH3OH的浓度为0.1 mol·L-1，此时CO2的浓度为　　　　mol·L-1，反应Ⅰ的平衡常数为
　　　　(结果保留一位小数)。
1
2
3
4
0.05
19.2
由题意，设平衡时CO2、H2O、CO的浓度分别为x mol·L-1、y mol·L-1、z mol·L-1，投料时n(CO2)=1 mol，n(H2)=3 mol，则n(C)=1 mol，n(O)=
2 mol，n(H)=6 mol，
1
2
3
4
根据元素守恒，列方程组
解得x=z=0.05，y=0.15，
则平衡时二氧化碳的浓度
为0.05 mol·L-1，反应Ⅰ的
平衡常数为=19.2。
1
2
3
4
(4)H2还原能力(S)可衡量CO2转化率，已知S=，即相同时间段内CO2与H2物质的量变化量之比。常压下H2和CO2按物质的量之比3∶1投料，反应相同时间，H2和CO2转化率如图所示。
①在400~1 000 ℃范围内，S的变化趋势是
　　　(填字母)。
A.一直增大
B.一直减小
C.先增大后减小
D.先减小后增大
1
2
3
4
C
由图可知，400~600 ℃范围内，二氧化碳的转化率增大幅度大于氢气转化率的增大幅度，则S值呈增大趋势，600~1 000 ℃范围内，二氧化碳的转化率增大幅度小于氢气转化率的增大幅度，则S值呈减小趋势，所以400~1 000 ℃范围内，S值的变化趋势为先增大后减小。
1
2
3
4
②由图像可知，H2转化率在600 ℃时大于400 ℃，其原因是____________
　　　　　　　。
③温度较低时，两条曲线重合的原因是　 　　　　　　　　。
1
2
3
4
反应速率加快
温度升高，
温度较低时只发生反应Ⅰ
4.(2024·华大新高考联盟联考)合成氨工艺是人工化肥的生产支柱，是人类生存发展的“食”之基础。回答下列问题：
Ⅰ.化学键键能如表
1
2
3
4
化学键 N≡N H—H N—H
键能/(kJ·mol-1) 946 436 390.8
(1)估算N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的ΔH=　　　 kJ·mol-1。已知该反应的ΔS=-198.9 J·mol-1·K-1，理论上该反应在温度为298 K下　　　(填“能”或“不能”)自发进行。
-90.8
能
ΔH=反应物的总键能-生成物的总键能=(946+436×3-390.8×6) kJ·mol-1
=-90.8 kJ·mol-1，ΔG=ΔH-TΔS=[-90.8-298×(-198.9×10-3)] kJ·mol-1=
-31.527 8 kJ·mol-1<0，理论上该反应在温度为298 K下能自发进行。
1
2
3
4
Ⅱ.科学家结合实验与计算机模拟结果，研究了合成氨的反应历程，如图所示，其中吸附在催化剂表面的物种用*表示，TS表示过渡态。
(2)图示历程包含　　个基元反应。发生N—N断裂的反应方程式为
_____________________________
_____________。
1
2
3
4
7
H3+3H*===2N+2H*(或H3
+H*===2)
反应历程中有7个过渡态，则基元反应有7个；N—N断裂的过程经历过渡态4(TS4)，其反应方程式为H3+3H*===2+2H*或H3+H*===2。
1
2
3
4
(3)H—H断裂应该吸收热量，但+3H2===+6H*反应的ΔH<0，主要原因为___________________________________________________________
　　　　 　　　。
(4)在实际工业生产中，合成氨一般采用的温度为400~500 ℃，主要原因为　　　　　　 　。
1
2
3
4
断键后的H吸附在催化剂表面，形成特殊的作用力要释放能量，释
放的总能量高于断键吸收的总能量
能够提高反应速率(或催化剂的活性较大)
合成氨是放热反应，理论上低温有利于合成氨，但低温会使反应速率降低，400~500 ℃能够提高反应速率，催化剂(铁触媒)的活性较大。
(5)温度为500 ℃、压强为20 MPa、原料气n(N2)∶n(H2)=1∶3时，发生反应：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，反应平衡时，氨气的体积分数为20%，则氮气的转化率约为　　　%(计算结果保留三位有效数字)。该条件下，
pθ=100 kPa，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的标准平衡常数Kθ为　　　 (用最
简分数形式表示)。[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)，Kθ=，其中pθ=100 kPa，pG、pH、
pD、pE为各组分的平衡分压]。
1
2
3
4
33.3
根据已知条件列出“三段式”：
　　　　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
起始/mol　　1　　3　　　　 0
转化/mol　　x　　3x　　　　2x
平衡/mol　 1-x　 3-3x　　　2x
反应平衡时，氨气的体积分数为=0.2，解得x=，则氮气的转化率
约为33.3%。p(NH3)=p(N2)=20 MPa×0.2=4 MPa，p(H2)=20 MPa×0.6=
12 MPa，pθ=100 kPa=0.1 MPa，代入公式可得Kθ=。
1
2
3
4

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