资源简介

高考化学考前冲刺押题预测 化学反应速率与化学平衡解答题
一．解答题（共20小题）
1．（2025 东湖区校级三模）苯乙烯是重要的有机合成单体，常用乙苯为原料合成。
（1）以CO2和乙苯为原料合成苯乙烯，其过程如图1，有“一步”途径1和“二步”途径2的两种推测：
则CO2（g）+（g）（g）+CO（g）+H2O（g）的平衡常数K3＝ 　 　 （用含K1、K2的代数式表达）。
（2）向刚性容器中充入10mol CO2和10mol乙苯，发生反应CO2（g）+（g）（g）+CO（g）+H2O（g），在不同温度下测得平衡时各物质的体积分数如图2.可知ΔH3　 　 0.相同温度下CO2转化率低于乙苯，推知发生了副反应CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g），由图象知该反应ΔH 　 　 0。
（3）某研究团队找到乙苯直接脱氢的高效催化剂，反应原理如图：
（g）H2（g）+（g） ΔH4
工业上，通常在乙苯（EB）蒸气中掺混N2（原料气中乙苯和N2的物质的量之比为1：10；N2不参与反应），控制反应温度600℃，并保持体系总压为0.1MPa不变的条件下进行反应。在不同反应温度下，乙苯的平衡转化率和某催化剂作用下苯乙烯的选择性（指除了H2以外的产物中苯乙烯的物质的量分数）示意如图：
①A，B两点对应的正反应速率较大的是 　 　 。
②掺入N2能提高乙苯的平衡转化率，解释说明该事实 　 　 。
③用平衡分压代替平衡浓度计算600℃时的平衡常数Kp＝ 　 　 （保留两位有效数字，分压＝总压×物质的量分数）。
④控制反应温度为600℃的理由是 　 　 。
（4）实验测得，乙苯脱氢的速率方程为v正＝k正p乙苯，v逆＝k逆p苯乙烯p氢气（k正、k逆为速率常数，只与温度有关），图4中③代表lgk逆随的变化关系，则能代表lgk正随的变化关系的是 　 　 （填序号）。
2．（2025 河北模拟）杭州举办的第19届亚运会用“零碳甲醇”作为开幕式主火炬的燃料，这是全球首次对于零碳甲醇的实践应用。某科研团队研究了由CO2加氢制备甲醇的相关反应：
（Ⅰ）CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH1
（Ⅱ）2CO2（g）+6H2（g） CH3OCH3（g）+3H2O（g）ΔH2＝﹣122.6kJ mol﹣1
（Ⅲ）CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（gΔH3＝+82.4kJ mol﹣1
已知：在标准压强101kPa、298K下，由最稳定的单质生成1mol物质B的反应焓变，叫做物质B的标准摩尔生成焓，用符号ΔrHem（kJ mol﹣1）表示，部分物质的Δr如下表所示。
化合物 CO2（g） CH3OH（g） H2O（g） H2（g）
ΔrHem（kJ mol﹣1） ﹣393.51 ﹣200.66 ﹣241.82 0
回答下列问题：
（1）ΔH1＝ 　 　 。
（2）恒温条件下向某2L的刚性密闭容器中充入3mol CO2和6mol H2发生上述反应，测得初始压强为p0kPa：
①5min后达到平衡时测得容器内c（CH3OH）＝0.15mol L﹣1，c（H2O）＝0.4mol L﹣1，CO2的转化率为25%，容器中0～5min内反应速率为v（H2）＝ 　 　 kPa min﹣1（用含p0的式子表示）。该温度下，反应Ⅲ的平衡常数的计算式为Kp＝ 　 　 （用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压x物质的量分数）。
②科研团队研究了不同压强（1bar＝100kPa）对CO2加氢生成甲醇、CO和甲醚三种产物的影响，结果如图所示。当温度达到400℃左右时，压强对CO2的转化率无影响的原因为 　 　 。
（3）某研究发现CO2可以在催化剂Cu﹣ZrO2表面形成碳酸氢盐，使其表面OH参与甲醇的合成，其机理如图所示（ad表示吸附态）。
整个历程中，C原子的杂化方式有 　 　 种，写出该历程中步骤（9）的方程式 　 　 。
（4）甲醇燃料电动车助力哈尔滨亚冬会，请写出CH3OH作为燃料电池燃料，在碱性介质中的负极的电极反应式 　 　 ，以此电池电解2L的饱和食盐水，当溶液中NaOH的浓度达到2mol L﹣1时，电路中转移的电子数为 　 　 。
3．（2025 河西区二模）硫酰氯（SO2Cl2）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回答下列问题：
（1）SO2的VSEPR模型是 　 　 形。
（2）相同条件下，SO2比Cl2在水中溶解度大的原因是 　 　 。
（3）298K时，相关物质的相对能量如图1，该反应的ΔH＝ 　 　 kJ/mol。
（4）恒容密闭容器中按不同进料比充入SO2和Cl2，测定不同温度下体系达平衡时的压强差△p结果如图2（△p＝p0﹣p，p0为体系初始压强，p0＝240kPa，p为体系平衡压强）
①图2中温度T1、T2、T3由高到低的顺序为 　 　 。
②M点SO2的转化率为 　 　 。
③T1温度下，用各组分分压表示该反应的平衡常数Kp＝ 　 　 kPa﹣1。
[已知对于气相反应，用某组分的平衡压强分压也可表示平衡常数，记作KP，如p（B）＝px（B），p为平衡总压强，x（B）为平衡系统中B的物质的量分数]
（5）锂一硫酰氯电池是一种高能锂电池。该电池采用非编织玻璃隔膜，以金属Li和多孔碳为电极，溶解有LiAlCl4的液态硫酰氯（SO2Cl2）作为电解液。
①负极的材料是 　 　 。
②放电一段时间，正极生成的连二亚硫酸锂（Li2S2O4）以固态形式析出，可维持电极结构的稳定性，则正极的电极反应式为 　 　 。
（6）SO2Cl2可水解生成两种强酸，某温度下，、。向SO2Cl2溶于水所得溶液中逐滴加入AgNO3溶液，首先生成的是 　 　 沉淀；计算反应在此温度下的平衡常数K值为 　 　 。
4．（2025 六安模拟）尿素[CO（NH2）2]是第一种由无机物人工合成的有机物。根据所学知识，回答下列问题：
（1）已知：一定温度下，由元素的最稳定的单质生成1mol纯物质的热效应称为该物质的摩尔生成焓，化学反应的焓变（ΔH）＝ΔH（生成物的摩尔生成焓总和）﹣ΔH（反应物的摩尔生成焓总和）。
物质 NH3（g） CO2（g） H2O（g） CO（NH2）2（s）
摩尔生成焓/（kJ mol﹣1） ﹣46.11 ﹣393.5 ﹣241.8 ﹣333.51
则2NH3（g）+CO2（g）＝CO（NH2）2（s）+H2O（g）ΔH＝ 　 　 kJ mol﹣1，该反应在 　 　 （填“高温”“低温”或“任意温度”）下能自发进行。
（2）T℃，某恒容密闭容器中，只发生反应2NH3（g）+CO2（g） CO（NH2）2（s）+H2O（g），下列说法正确的是 　 　 （填标号）。
A．若混合气体的质量不再随时间变化而改变，则该反应达到平衡
B．若H2O（g）的质量不再随时间变化而改变，则该反应达到平衡
C．每断裂0.3mol N—H键，同时生成0.2mol H—O键
D．每消耗2.24LNH3（g），同时生成0.05mol CO（NH2）2（s）
（3）氨基甲酸铵（H2NOONH4）是以氨气和二氧化碳为原料合成尿素的中间产物，2NH3（g）+CO2（g） H2NCOONH4（s）ΔH1＜0。在恒温条件下，将足量纯净的氨基甲酸铵置于容器中[只发生：H2NCOONH4（s） 2NH3（g）+CO2（g）]，先关闭K3，打开K1和K2，开启真空泵抽气至测压仪数值接近0后关闭K1，关闭K2，缓慢开启K3，以维持“口”字形管两边液面始终相平。读取并记录该过程的压强数值（如图）。
①0～5min内，用分压变化表示v（NH3）＝ 　 　 kPa min﹣1。该反应的平衡常数Kp＝ 　 　 kPa3。
②相同温度下，投入足量的氨基甲酸铵固体后，欲使平衡时p（NH3）≤2kPa，可提前在真空恒容容器中充入一定量的CO2，则提前充入的CO2压强至少为 　 　 kPa。
（4）科学家开发催化电极材料，实现电催化CO2和硝酸盐在常温常压下合成尿素。电解质溶液为一定浓度KNO3溶液，在电极上生成CO（NH2）2，模拟装置如图所示。
①a极电极反应式为 　 　 。
②每生成30.0gCO（NH2）2，有 　 　 mol H+由b极向a极迁移。
5．（2025 靖远县三模）硫化氢是一种剧毒化合物，广泛存在于石油化工、冶金等行业的废气中，需要回收处理并加以利用。
（1）已知反应：①2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）ΔH1＝﹣586kJ mol﹣1
②2H2S（g）+O2（g）═2S（g）+2H2O（g）ΔH2＝﹣530.4kJ mol﹣1
则反应③H2S（g）+CO2（g）═CO（g）+S（g）+H2O（g）的ΔH3＝ 　 　 kJ mol﹣1。
任意写出2条能使反应③中H2S平衡转化率增大的措施：　 　 。
（2）硫化氢与甲醇合成甲硫醇（CH3SH），比较沸点：甲硫醇 　 　 （填“＞”或“＜”）甲醇。
（3）H2S可用于高效制取氢气，发生的反应为2H2S（g） S2（g）+2H2（g）ΔH。开始时，当1mol H2S与23.75mol Ar混合，在101kPa及不同温度下反应达平衡时H2、H2S及S2的体积分数如图所示。
①曲线c表示的物质是 　 　 ，ΔH 　 　 （填“＞”或“＜”）0。
②该反应在Q点对应温度下的平衡常数Kp＝ 　 　 kPa（Kp为以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数）。
③101kPa、Q点对应温度下，起始时若Ar的物质的量为15mol，H2S的平衡转化率明显降低，其原因是 　 　 。
6．（2025 黄冈三模）甲烷催化重整法为实现碳中和开辟了新的途径，该过程中发生的反应有：
反应1：CH4（g）+H2O（g） CO（g）+3H2（g） ΔH1＝+206.1kJ/mol
反应2；CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g） ΔH2＝+41.2kJ/mol
总反应：CH4（g）+CO2（g） 2CO（g）+2H2（g） ΔH
回答下列问题：
（1）总反应的ΔH＝ 　 　 kJ/mol，反应1自发进行的条件为 　 　 。
（2）向体积为2L的恒温容器中通入2mol CH4、2mol CO2和1mol H2O（g），发生上述反应，容器内初始压强为p0，反应经过5min达到平衡状态，此时CH4和CO2的转化率分别为80%和90%。则0～5min内CO的平均反应速率为 　 　 mol/（L min），5min时容器内压强为 　 　 （用含p0的代数式表示）。
（3）若反应1中正、逆反应的速率方程分别为：
v正＝k正 c（CH4） c（H2O）
v逆＝k逆 c（CO） c3（H2）
其中k正、k逆分别为正、逆反应的速率常数。如图为pk（pk表示速率常数的负对数值，即pk＝﹣lgk）随温度变化的关系，其中a、b、c、d四条线中能表示pk正随温度变化关系的是 　 　 （填标号，下同），表示Pk逆随温度变化关系的是 　 　 。
（4）将CO2转化为乙烯是处理CO2的另一途径，该过程发生的反应为：
2CO2（g）+6H2（g） C2H4（g）+4H2O（g）ΔH3
若v正＝k正 c2（CO2） c6（H2）6v逆＝k逆 c（C2H4） c4（H2O）。实验测得200℃达到平衡时k正＝2.3k进，而300℃达到平衡时k正＝1.7k逆，则ΔH3　 　 0（填“＞”“＜”或“＝”）。
7．（2025 天津二模）制备二甲醚在催化反应室中进行下列反应：
反应i：CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） ΔH1＝﹣99kJ mol﹣1
反应ii：2CH3OH（g） CH3OCH3（g）+H2O（g） ΔH2＝﹣23.5kJ mol﹣1
（1）若将1mol CO和4mol H2混合后充分反应，假设仅发生反应i，放出的热量 　 　 （填“＞”、“＝”或“＜”）99kJ。
（2）在一定条件下，若反应i的起始浓度分别为c（CO）＝1.2mol/L、c（H2）＝2.8mol/L，如果0～8min时间段内CO的平均化学反应速率为0.06mol L﹣1 min﹣1，8min时CO的转化率为 　 　 。
（3）一定温度下，向恒容密闭容器中充入2mol CH3OH（g），开始压强为2.0MPa，发生反应ii，下列情况能说明反应ii达到平衡状态的是 　 　 （填序号）。
a.容器中内压强保持不变
b.v正（CH3OH）＝2v逆（CH3OCH3）
c.CH3OCH3与H2O的物质的量之比保持不变
（4）在t℃时，反应ⅱ的平衡常数为400，此温度下，反应到某时刻测得c（CH3OH）＝0.05mol L﹣1，c（CH3OCH3）＝1.0mol L﹣1，若此时刻v（正）＞v（逆），则c（H2O）＜　 　 mol L﹣1。
（5）在使用催化剂、压强为5.0MPa、反应时间为10分钟的条件下，通过反应ⅰ、ⅱ制备CH3OCH3结果如图所示。（已知，反应ⅰ的速率快，反应ⅱ速率慢）
①先达到平衡状态的是反应 　 　 （填“i”或“ii”）。
②230～280℃之间，随着温度升高，CO转化率降低，而CH3OCH3产率升高的原因可能是 　 　 。
（6）铜基纳米光催化材料还原CO2的机理如图所示，光照时，低能导带失去电子并产生空穴（h+，具有强氧化性）。光催化原理与电解原理类似，则低能导带相当于电解池的 　 　 极；在高能导带上，CO2直接转化为CH3OH的电极反应式为 　 　 。
8．（2025 河南校级模拟）CO2的综合利用成为研究热点，CO2作为碳源加氢是再生能源的有效方法。回答下列问题：
Ⅰ．工业上利用CO2和H2制备HCOOH，已知温度为T、压强为p时的摩尔生成焓（ΔH）如表所示：
气态物质 H2 CO2 HCOOH
摩尔生成焓/（kJ mol﹣1） 0 ﹣393.5 ﹣378.5
已知：一定温度下，由元素的最稳定单质生成1mol纯物质的热效应称为该物质的摩尔生成焓。
（1）温度为T、压强为p时，反应CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH1＝ 　 　 kJ mol﹣1。
（2）已知：温度为T1℃时，CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）K＝2。实验测得：v正＝k正c（CO2） c（H2），v逆＝k逆c（HCOOH），k正、k逆为速率常数。
①T1℃时， 　 　 。
②若T2℃时，k正＝2.1k逆，则T1　 　 （填“＞”“＜”或“＝”）T2。
Ⅱ．在催化剂作用下，CO2可被氢气还原为甲醇：CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0[同时有副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0发生]，CO2平衡转化率随温度和压强的变化如图。
（3）判断p1、p2、p3的大小关系：　 　 。解释压强一定时，CO2的平衡转化率呈现如图变化的原因：　 　 。同时增大CO2的平衡转化率和CH3OH的产率可采取的措施是 　 　 。
（4）向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1mol CO2和3mol H2，进行反应，达到平衡状态时，CO2的转化率为20%，生成CO的物质的量为0.1mol，则甲醇的选择性为 　 　 %[甲醇选择性100%]；在该温度下，CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）的压强平衡常数Kp＝ 　 　 （列出计算式，分压＝总压×物质的量分数）。
9．（2025 广东一模）工业上可以用CO和H2反应生成燃料甲醇，制备甲醇的化学方程式如下：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） ΔH＝﹣99kJ mol﹣1。回答下列问题：
（1）找到合适的催化剂是实现反应工业化的关键。该反应使用催化剂可以实现的目标有 　 　 。
A.缩短达到平衡所需时间
B.增大甲醇的体积分数
C.提高单位时间内甲醇的产量
D.提高CO的平衡转化率
（2）某温度下，将2mol CO和6mol H2充入2L的密闭容器中，充分反应10min后，达到平衡时测得c（CO）＝0.2mol L﹣1，则v（CH3OH）＝ 　 　 。
（3）将CO和H2按照等物质量进行反应，测得CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图所示。下列说法正确的是 　 　 。（多选）
A.温度：T1＞T2
B.正反应速率：v（a）＞v（b）＝v（c）
C.平衡常数：K（a）＞K（b）＝K（c）
D.平均摩尔质量：M（a）＞M（b）＞M（c）
（4）反应中的CO可由如下反应制得：2C（s）+O2（g）═2CO（g） ΔH＝﹣221.1kJ mol﹣1，判断该反应能否自发进行，并简述原因：　 　 。
（5）甲醇燃料电池以甲醇为燃料，其工作原理示意图如图：
①判断b电极是 　 　 极。
②写出a极反应式 　 　 。
10．（2025 河东区二模）Zn2+可与多种配体形成多样的配离子，Zn2+在NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液中存在以下多种反应：NH2COONH4（s）＝CO（NH2）2（s）+H2O（l）ΔH＝+E2kJ mol﹣1
Ⅰ.Zn2+（aq）+2OH﹣（aq） Zn（OH）2（s）ΔH1
Ⅱ.Zn2+（aq）+4OH﹣（aq） [Zn（OH）4]2﹣（aqΔH2
Ⅲ.Zn2+（aq）+4NH3（aq） [Zn（NH3）4]2+（aq）ΔH3
（1）NH3、OH﹣与Zn2+配位存在多个竞争反应，其中有[Zn（NH3）4]2+（aq）+4OH﹣（aq） [Zn（OH）4]2﹣（aq）+4NH3（aq）该反应ΔH＝ 　 　 （用ΔH1、ΔH2、ΔH3表示）。
（2）写出反应Ⅰ的平衡常数表达式K1＝ 　 　 。常温下，往含Zn2+的NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液中加入NaOH固体，反应Ⅰ的平衡常数 　 　 （填“变大”“不变”或“变小”）。
（3）关于含Zn2+的NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液体系，下列说法正确的是 　 　 。
A.当溶液中c（NH3）不变时，说明反应达到了平衡状态
B.在水溶液中能水解
C.平衡体系中仅加入ZnCl2（s），新平衡时Zn2+的转化率增大
D.当平衡体系中c{[Zn（NH3）4]2+}＝c（Zn2+）时，c（NH3）（KⅢ表示反应Ⅲ的平衡常数）
（4）某种含Zn矿物的主要成分是难溶于水的ZnSiO3。常温下，利用NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液体系将Zn元素浸出，调节不同的总氨浓度和pH后，浸出液中Zn元素的总浓度变化如图（总氨浓度为[c（NH3）+c（）]）。
①总氨浓度不为0时：pH在6～10之间，随着pH的增大，总氨浓度逐渐增大，Zn元素浸出率 　 　 （填“增大”“减小”或“不变”）。pH在10～12.5之间，随着pH增大，浸出液中Zn元素总浓度呈下降趋势的原因是 　 　 。
②任意总氨浓度下：pH在12.5～14之间，浸出液中Zn元素总浓度均随pH增大逐渐上升，pH＝14时，浸出液中锌元素主要存在形式的化学式是 　 　 。
③总氨浓度为5.0mol L﹣1、pH＝10时，浸出液Zn元素总浓度为0.07mol L﹣1且几乎都以[Zn（NH3）4]的形式存在。已知常温下，NH3的电离平衡常数Kb＝1.8×10﹣5，此时溶液中c（）＝ 　 　 mol L﹣1（保留2位有效数字）。
11．（2025 济宁二模）利用3﹣硝基苯乙烯（NS）制备3﹣乙基苯胺（EA），涉及反应如下：
已知：为常数，在温度变化范围不大时，同一反应的ΔH、△S为常数）
（1）反应④的焓变ΔH4＝　 　 （用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的代数式表示），反应①的平衡常数K1＝　 　 （用含K2、K3、K4的代数式表示）。
（2）在某选择性催化剂条件下，四个反应的平衡常数随温度变化的曲线如图1所示，c和d分别表示反应②和③的平衡常数随温度变化的曲线，则表示反应①和④的平衡常数随温度变化曲线为　 　 、　 　 。
（3）下列说法错误的是　 　 。
a.四个反应均为放热反应
b.
c.压强越大，温度越高越有利于生成EA
（4）以1mol NS为原料，PMPa的高压H2氛围下（因反应在H2高压氛围下进行，故H2压强近似等于总压）发生上述反应，测得不同温度下平衡时产物的选择性、NS平衡转化率关系如图2所示。平衡转化率为60%时，AS的产率＝　 　 %，反应①的KP＝　 　 。
12．（2025春 河南期中）工业合成氨是人类科学技术的重大突破，其反应原理为。回答下列问题：
（1）N2的结构式为 　 　 。
（2）已知部分化学键断裂或形成时的能量变化如图。则合成氨工业中，每产生2mol NH3（g） 　 　 （填“释放”或“吸收”） 　 　 kJ能量。
（3）相同温度下，在容积均为2L的恒容密闭容器甲、乙中，分别投入1mol2（g）和3mol H2（g）发生上述反应，其中乙提前加入适量的铁触媒。甲、乙容器中n（N2）随时间的变化如表：
时间/min 0 5 10 15 20 25
甲中n（N2）/mol 1.00 a 0.75 0.72 0.70 0.70
乙中n（N2）/mol 1.00 0.70 0.70 0.70 0.70 0.70
①铁触媒的作用是 　 　 。
②表中a的值可能为 　 　 （填选项字母）。
A．0.90 B．0.85 C．0.80 D．0.70
③甲容器中反应达到平衡时，N2的转化率为 　 　 。
（4）向另一恒温恒容密闭容器中充入1mol N2（g）和3mol H2（g），测得气体的总压强随时间的变化如图。m点正反应速率 　 　 n点逆反应速率（填“＞”“＜”或“＝”）；n点容器中气体的总物质的量为 　 　 mol。
13．（2025春 温州期中）化学反应速率和限度与生产、生活密切相关。
（1）某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，在400mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下（累计值）：
时间/min 1 2 3 4 5
氢气体积mL（标准状况） l00 240 464 576 620
①哪一时间段反应速率最大？　 　 min（填“0～1，“1～2“，“2～3“，“3～4”或“4～5”）。
②求3～4min时间段以盐酸的浓度变化来表示的该反应速率：　 　 mol/（L min）（设溶液体积不变）
（2）另一学生为控制反应速率，防止反应过快难以准确测量氢气体积，为减慢反应速率，下列措施你认为可行的是 　 　 （填字母）。
A．加入蒸馏水
B．加入同浓度的H2SO4溶液
C．在冷水浴中进行
D．锌粒改为等量的锌粉
（3）某温度下在4L密闭容器中，X、Y、Z三种气态物质的物质的量随时间变化曲线如图。
①该反应的化学方程式是 　 　 ；
②能说明该反应已经达到平衡状态的是 　 　 。
A．Y的体积分数在混合气体中保持不变
B．X、Y的反应速率比为3：1
C．容器内气体压强保持不变
D．单位时间内生成1mol Y的同时消耗2mol Z
14．（2025春 南昌县校级期中）NOx是造成大气污染的主要成分之一，研究利用其性质具有重要意义。回答下列问题：
（1）甲烷可以消除氮氧化物污染，反应CH4（g）+2NO2（g） N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）的反应体系能量随反应过程的变化情况如图所示：
该反应为 　 　 反应（填“吸热”或“放热”）。
（2）在2L恒容密闭的绝热容器中，投入2mol CH4和2mol NO2发生反应CH4（g）+2NO2（g） N2（g）+CO2（g）+2H2O（g），其中n（CH4）随时间的变化如下表所示：
时间/min 0 5 10 15 20 25
n（CH4）/mol 2.00 1.80 1.50 1.44 1.40 1.40
①上述反应体系，平均反应速率最大的时间段是 　 　 （填“0～5”、“5～10”、“10～15”或“15～20”）min，其原因为 　 　 。
②该反应条件下反应达到平衡时，NO2的转化率为 　 　 、N2的体积分数为 　 　 （保留两位有效数字）。
③保持其他条件不变，下列事实能说明该反应已经达到平衡状态的是 　 　 （填选项字母）。
a．混合气体的密度保持不变
b．混合气体的颜色保持不变
c．断开1mol C—H键的同时形成1mol O—H键
d．n（CH4）：n（NO2）的值保持不变
（3）工业上利用原电池原理处理NO并获得电能，其原理如图所示：
钯电极A为 　 　 （填“正极”或“负极”）；电池总反应为 　 　 。
15．（2024秋 潍坊期末）二甲醚（CH3OCH3）是一种基本有机化工原料，利用二氧化碳氢化法合成二甲醚，可有效降低空气中二氧化碳的含量。其中涉及的反应有：
Ⅰ.CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH1
Ⅱ.2CH3OH（g） CH3OCH3（g）+H2O（g）ΔH2＝﹣24.5kJ mol﹣1
Ⅲ.CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＝+41.2kJ mol﹣1
（1）298K时，相关物质的相对能量如表所示，2CO2（g）+6H2（g） CH3OCH3（g）+3H2O（g）的焓变ΔH＝ 　 　 kJ mol﹣1。
物质 CO2（g） H2（g） H2O（g） H2O（l） CH3OH（g）
能量（kJ mol﹣1） ﹣393 0 ﹣242 ﹣286 ﹣201
（2）压力pMPa下，温度为T℃时，向恒压容器中充入CO2（g）和H2（g）混合气体制取CH3OCH3（g），发生上述三个反应，平衡后，测得体系中CH3OH（g）、CH3OCH3（g）和CO（g）体积分数分别为5%、10%、5%，反应Ⅲ的Kx＝0.5。
①平衡体系中，H2O（g）的体积分数为 　 　 ，此时CH3OCH3的选择性为 　 　 ，反应Ⅰ的KP＝ 　 　 。
（已知：生成物A的选择性S100%）
②CO2的平衡转化率随温度的变化，以及CH3OCH3的选择性S分别随温度T和压强P的变化如图1所示。表示CO2的平衡转化率随温度变化的曲线是 　 　 （填“X”或“Y”），曲线Z变化的原因是 　 　 。
（3）在一定条件下将CO2与H2以物质的量1：3投料，测定含碳产物的物质的量分数随时间变化如图2所示。研究发现，采用Li﹣Pd/SiO2型催化剂，对反应Ⅰ有更佳的催化效果，图示点a、b、c、d中，CH3OH新的峰值点可能是 　 　 （填标号），最终平衡时，CH3OH的浓度较原平衡将 　 　 （填“增大”“减小”或“不变”）。
16．（2025春 成都期中）“碳达峰”“碳中和”是我国推动绿色发展的重大战略之一，二氧化碳催化加氢合成甲醇工艺为“双碳”目标的实现作出了重要的贡献。回答下列问题：
Ⅰ.可再生能源制氢
太阳能光解水：2H2O2H2↑+O2↑。
（1）该反应能量转化形式主要是由太阳能转化为 　 　 。
（2）已知H2O（g）2H（g）+O（g），H2（g）2H（g），O2（g）2O（g），则利用TiO2催化分解2mol H2O（g）时，反应会 　 　 （填“吸收”或“放出”） 　 　 kJ的能量。
Ⅱ.二氧化碳合成甲醇
CO2催化加氢转化成甲醇的反应原理为CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）。一定温度下，将CO2和H2按物质的量为1：3的投料比充入容积为2L的密闭容器中，测得反应过程中部分物质的物质的量随时间的变化如图所示：
（3）曲线b表示的物质是 　 　 （填化学式）。
（4）在0～2min内，H2的平均反应速率为 　 　 。4min时，v正　 　 v逆（填“＞”“＜”或“＝”）；反应达到平衡时，CO2的转化率为 　 　 。若8min时，将容器的容积变为3L，此时化学反应速率 　 　 （填“增大”“减小”或“不变”）。
（5）下列情况不能说明反应达到平衡状态的是 　 　 （填标号）。
A.3v正（H2O）＝v进（H2）
B.CO2和H2的物质的量之比为1：3
C.容器内混合气体的密度保持不变
D.容器内混合气体中甲醇的体积分数保持不变
17．（2025 温州二模）HCl是涉氯工业生产中的副产品，O2氧化HCl是一种实现氯资源闭路循环的重要方法。
（1）HCl直接氧化法制Cl2，若以CuO为催化剂，涉及如下反应：
CuO（s）+2HCl（g） CuCl2（s）+H2O（g）
2CuCl2（s）+O2（g） 2CuO（s）+2Cl2（g）
利于反应4HCl（g）+O2（g） 2H2O（g）+2Cl2（g）自发进行的条件是 　 　 。
A．高温 B．低温 C．高压 D．低压 E．催化剂
（2）有科学家发现Cu2OCl2是O2氧化HCl的主要活性相，反应机理如图所示。高温下铜的氯化物易挥发导致催化剂活性下降，固体中铜的氯化物的质量分数越大越易挥发。下列有关说法正确的是 　 　 。
A．温度越高，生成Cl2的速率越快
B．适当增大O2与HCl的投料比有利于提高催化剂的活性
C．氧气的浓度越大，Cl2的产生速率越快
D．在CuO中加入适量的KCl能提高反应速率
（3）将HCl和O2的物质的量按1：1以不同起始流速通入装有催化剂的反应器，在360℃、440℃下分别发生氧化反应，通过检测不同温度下反应器出口处气体成分绘制HCl的转化率（α）曲线如图﹣1所示（HCl流速≤0.10mol b﹣1的转化率可近似为平衡转化率）。
①图﹣1中T2为 　 　 ℃。反应在流速0.10mol h﹣1时α（T2）＞α（T1），而在0.18mol h﹣1时α（T2）＜α（T1）的原因是 　 　 。
②设M与N点的转化率为平衡转化率，求440℃的平衡常数Kx为 　 　 。（用平衡时气体物质的量分数代替气体平衡浓度计算）
③将HCl和O2分别按物质的量比1：1和4：1通入装有催化剂的反应器反应，在图﹣2中分别画出HCl平衡转化率随温度变化的曲线图 　 　 。
（4）科学家设计了一种O2氧化HCl新的工艺方案：电解槽的阴阳极用质子交换膜隔开，以Fe3+为催化剂，通过电化学过程和化学过程实现HCl的氧化。其中阴极发生的反应包括两步，请补充第2步反应的方程式。①Fe3++e﹣＝Fe2+；②　 　 。
18．（2025 昆明一模）石灰石是生产石灰、硅酸盐水泥的重要原料。其主要成分是碳酸钙，分解反应如下：
CaCO3（s） CaO（s）+CO2（g）ΔH＝+178kJ mol﹣1ΔS＝+160J mol﹣1 K﹣1
回答下列问题：
（1）在不同的热力学温度下，CO2分压对碳酸钙分解反应吉布斯自由能的影响如图所示。
已知吉布斯自由能ΔG＝ΔH﹣TΔS＜0时，正反应方向能自发进行，则碳酸钙分解反应的温度应大于 　 　 K。CO2分压越 　 　 （填“高”或“低”）碳酸钙越难分解；图中热力学温度由大到小的顺序为 　 　 ，理由是 　 　 （从ΔG角度解释）。
（2）某温度下将：1mol CaCO3固体装入容积为1L的真空密闭容器内，充分发生反应：
反应Ⅰ：CaCO3（s） CaO（s）+CO2（g） KⅠ＝0.52mol L﹣1
反应Ⅱ：2CO2（g） 2CO（g）+O2（g） KⅡ
①该温度下达平衡后，CaCO3有剩余，测得气体中O2的物质的量分数为0.16，则密闭容器内平衡时CaO的物质的量为 　 　 mol，反应Ⅱ平衡常数为 　 　 （列出计算式）。
②关于该平衡体系，下列说法正确的是 　 　 （填标号）。
A．气体中恒定，则体系处于平衡状态
B．压缩容器体积，达新平衡后CO2浓度不变
C．通入CO2，再次达平衡，总压强增大
D．混合气体的平均相对分子质量不再改变，体系处于平衡状态
（3）过量碳酸钙粉末置于水中达到沉淀溶解平衡，上层清液中有关离子浓度大小关系正确的是 　 　 （填标号）。[已知Ksp（CaCO3）＝3.4×10﹣9，H2CO3的电离常数，]
A．c（Ca2+）＝c（）
B．c（Ca2+）＞c（）
C．c（）＞c（）
D．c（）＞c（）
19．（2025 兴庆区校级二模）二氧化碳与氢气在一定条件下可制备甲醛（HCHO）、甲酸（HCOOH）和甲醇（CH3OH）等有机物。回答下列问题：
（1）制备甲醛：反应机理如图所示[2H2（g）+O2（g）＝2H2O（g）ΔH4]
①CO2（g）+2H2（g） HCHO（g）+H2O（g）ΔH＝ 　 　 （用ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4表示）。
②将等物质的量的CO2与H2充入恒温恒容密闭容器中发生反应CO2（g）+2H2（g） HCHO（g）+H2O（g），不能说明该反应达到平衡状态的是 　 　 （填字母）。
a．CO2的物质的量保持不变
b．单位时间内断裂2mol H—H键的同时断裂2mol C—H键
c．容器内混合气体的平均摩尔质量不变
d．容器内混合气体的密度保持不变
（2）制备甲酸：反应原理为CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH。
已知：v正＝k正c（CO2） c（H2），v逆＝k逆c（HCOOH），k正、k逆为速率常数，lgk与温度的关系如图所示。
若温度升高，则k逆　 　 （填“增大”“减小”或“不变”）；该反应的ΔH 　 　 （填“＞”“＜”或“＝”）0.
（3）CO2催化加氢制甲醇也是碳循环的重要途径。CO2在某催化剂表面与氢气作用制备甲醇的反应机理如图所示。催化循环中产生的中间体微粒共 　 　 种。
（4）在T℃时，将CO2、H2、N2按物质的量之比为6：11：1充入容积为10L的恒容容器中，初始压强为p0kPa，只发生CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）（ΔH＜0）（N2不参加反应），测得体系中剩余H2的物质的量随时间变化如图中状态Ⅰ所示。在状态Ⅰ中，平衡时压强为初始压强的，H2的体积分数为。
温度T℃时，状态Ⅰ中，0～1min内的平均速率v（CH3OH）＝ 　 　 mol L﹣1 min﹣1（保留三位有效数字），该反应的压强平衡常数Kp＝ 　 　 kPa﹣2。（用平衡分压代替平衡浓度计算）
20．（2025 崇明区二模）为了缓解温室效应与能源供应之间的冲突，CO2的资源化利用已成为研究的热点。
【资源化一：利用CO2制水煤气】
在容积为1L的恒容密闭容器中进行反应，方程式为CO2（g）+CH4（g） 2CO（g）+2H2（g）ΔH＝247.1kJ mol﹣1。当投料比1.0时，CO2的平衡转化率（a）与温度（T）、初始压强（p）的关系如图所示。
（1）在恒温恒容条件下，关于以上反应下列表述能说明反应已经达到化学平衡状态的是　 　 。（不定项）
A.v逆（CO2）＝2v正（CO）
B.气体的平均相对分子质量不再变化
C.气体的密度不再变化
D.CH4和CO2的物质的量之比不再改变
（2）初始压强p1p2（填“＞”“＜”或“＝”，下同）；当温度为T3℃、初始压强为p2时，a点时的v逆　 　 v正。
（3）起始时向容器中加入1mol CH4和1mol CO2，在温度为T6℃时反应，此时初始压强为p2该反应的平衡常数K＝　 　 ，温度和体积不变的情况下，继续加入1mol CH4和1mol CO2，再次达到平衡后，CO2的转化率　 　 。（填“增大”“减小”或“不变”）
【资源化二：利用CO2制天然气】
二氧化碳加氢制甲烷过程中主要发生反应：
反应Ⅰ：CO2（g）+4H2（g） CH4（g）+2H2O（g）ΔH1
反应Ⅱ：CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH2＝41.2kJ mol﹣1
在密闭容器中，压强恒为1.01×105P，n起始（CO2）：n起始（H2）＝1：4时，CO2平衡转化率、在催化剂作用下反应相同时间所测得的CO2实际转化率随温度的变化如图所示。
（4）结合【资源化一】中信息，反应Ⅰ的ΔH1＝　 　 kJ mol﹣1，该反应在　 　 条件下能自发进行。
A.高温
B.低温
C.任意温度
20CO2平衡转化率后升高的主要原因是　 　 。
（5）CO2制备甲烷过程中，CO2活化的可能途径有两种，如图所示。请从反应速率和反应方向两个角度分析说明CO+是CO2活化的优势中间体的原因是　 　 。
高考化学考前冲刺押题预测 化学反应速率与化学平衡解答题
参考答案与试题解析
一．解答题（共20小题）
1．（2025 东湖区校级三模）苯乙烯是重要的有机合成单体，常用乙苯为原料合成。
（1）以CO2和乙苯为原料合成苯乙烯，其过程如图1，有“一步”途径1和“二步”途径2的两种推测：
则CO2（g）+（g）（g）+CO（g）+H2O（g）的平衡常数K3＝ 　K1×K2　 （用含K1、K2的代数式表达）。
（2）向刚性容器中充入10mol CO2和10mol乙苯，发生反应CO2（g）+（g）（g）+CO（g）+H2O（g），在不同温度下测得平衡时各物质的体积分数如图2.可知ΔH3　＞　 0.相同温度下CO2转化率低于乙苯，推知发生了副反应CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g），由图象知该反应ΔH 　＞　 0。
（3）某研究团队找到乙苯直接脱氢的高效催化剂，反应原理如图：
（g）H2（g）+（g） ΔH4
工业上，通常在乙苯（EB）蒸气中掺混N2（原料气中乙苯和N2的物质的量之比为1：10；N2不参与反应），控制反应温度600℃，并保持体系总压为0.1MPa不变的条件下进行反应。在不同反应温度下，乙苯的平衡转化率和某催化剂作用下苯乙烯的选择性（指除了H2以外的产物中苯乙烯的物质的量分数）示意如图：
①A，B两点对应的正反应速率较大的是 　B　 。
②掺入N2能提高乙苯的平衡转化率，解释说明该事实 　正反应方向气体分子数增加，加入氮气稀释，相当于起减压的效果　 。
③用平衡分压代替平衡浓度计算600℃时的平衡常数Kp＝ 　0.019MPa　 （保留两位有效数字，分压＝总压×物质的量分数）。
④控制反应温度为600℃的理由是 　600℃时，乙苯的转化率和苯乙烯的选择性均较高。温度过低，反应速率慢，转化率低；温度过高，选择性下降。高温还可能使催化剂失活，且能耗大　 。
（4）实验测得，乙苯脱氢的速率方程为v正＝k正p乙苯，v逆＝k逆p苯乙烯p氢气（k正、k逆为速率常数，只与温度有关），图4中③代表lgk逆随的变化关系，则能代表lgk正随的变化关系的是 　④　 （填序号）。
【答案】（1）K1×K2；
（2）＞；＞；
（3）①B；
②正反应方向气体分子数增加，加入氮气稀释，相当于起减压的效果；
③0.019MPa；
④600℃时，乙苯的转化率和苯乙烯的选择性均较高。温度过低，反应速率慢，转化率低；温度过高，选择性下降。高温还可能使催化剂失活，且能耗大；
（4）④。
【分析】（1）根据平衡常数的定义和反应途径的关系进行分析；
（2）根据温度对化学平衡的影响和图象信息进行分析；
（3）①根据图象分析反应速率的大小；
②根据勒夏特列原理分析氮气对平衡转化率的影响；
③根据平衡常数的定义和图象数据进行计算；
④根据图象分析温度对乙苯转化率和苯乙烯选择性的影响；
（4）根据反应速率方程和阿累尼乌斯方程进行分析。
【解答】解：（1）途径2反应分别为：I．（g） （g）+H2（g），Ⅱ．CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g），途径1反应为：Ⅲ．CO2（g）+（g）（g）+CO（g）+H2O（g），则有Ⅲ＝Ⅰ+Ⅱ，故K3＝ K1×K2，
故答案为：K1×K2；
（2）温度越高苯乙烯的体积分数越大，说明反应的化学平衡正向移动，故正反应为吸热反应ΔH3＞0；相同温度下CO2转化率低于乙苯，说明副反应生成的CO2随温度升高也越来越多，即升高温度副反应CO（g）+H2O（g） CO2（g）+H2（g）化学平衡正向移动，由图象知该反应ΔH＞0，
故答案为：＞；＞；
（3）①A、B两点对应的温度和压强都相同，A点是乙苯和氮气的混合气体，B点是纯乙苯，则B点乙苯浓度大于A 点，浓度越大反应速率越大，则正反应速率B点大于A点，
故答案为：B；
②该反应正反应气体分子数增加，恒压条件下加入氮气，相当于减压，减小压强，化学平衡正向移动，乙苯的转化率增大，
故答案为：正反应方向气体分子数增加，加入氮气稀释，相当于起减压的效果；
③反应温度为600℃，并保持体系总压为0.1MPa时，乙苯转化率为40%，设乙苯起始物质的量为1mol，则依据题意可建立如下三段式：
乙苯（g） H2（g）
起始量（mol） 1 0
转化量（mol） 0.4 0.4
平衡量（mol） 0.6 0.4
平衡时总物质的量为1.4mol，乙苯的平衡分压为0.1MPa，苯乙烯和氢气的平衡分压均为0.1MPa，则600℃时的平衡常数MPa，
故答案为：0.019MPa；
④600℃时，乙苯的转化率和苯乙烯的选择性均较高，该反应为吸热反应，若温度过低，化学反应速率慢，乙苯的转化率低；若温度过高，苯乙烯的选择性下降，高温还可能使催化剂失活，且能耗大，
故答案为：600℃时，乙苯的转化率和苯乙烯的选择性均较高，温度过低，反应速率慢，转化率低；温度过高，选择性下降，高温还可能使催化剂失活，且能耗大；
（4）乙苯脱氢的速率方程为v正＝k正p乙苯，v逆＝k逆p苯乙烯p氢气，图4中③代表lgk逆随的变化关系，达到平衡时，v正＝v逆，即k正p乙苯＝k逆p苯乙烯p氢气，则有，由（3）①可知该反应正反应是一个吸热反应，故温度越高平衡正向移动，K增大，越大，T越小，则K越小，即越小，故能代表lgk正随的变化关系的是④，
故答案为：④。
【点评】本题主要考查了化学平衡常数的计算、温度对化学平衡的影响、反应速率的计算以及催化剂的选择。注意完成此题，可以从题干中抽取有用的信息，结合已有的知识进行解题。这些知识点对于理解化学反应的调控和优化具有重要意义。
2．（2025 河北模拟）杭州举办的第19届亚运会用“零碳甲醇”作为开幕式主火炬的燃料，这是全球首次对于零碳甲醇的实践应用。某科研团队研究了由CO2加氢制备甲醇的相关反应：
（Ⅰ）CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH1
（Ⅱ）2CO2（g）+6H2（g） CH3OCH3（g）+3H2O（g）ΔH2＝﹣122.6kJ mol﹣1
（Ⅲ）CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（gΔH3＝+82.4kJ mol﹣1
已知：在标准压强101kPa、298K下，由最稳定的单质生成1mol物质B的反应焓变，叫做物质B的标准摩尔生成焓，用符号ΔrHem（kJ mol﹣1）表示，部分物质的Δr如下表所示。
化合物 CO2（g） CH3OH（g） H2O（g） H2（g）
ΔrHem（kJ mol﹣1） ﹣393.51 ﹣200.66 ﹣241.82 0
回答下列问题：
（1）ΔH1＝ 　﹣48.97kJ mol﹣1　 。
（2）恒温条件下向某2L的刚性密闭容器中充入3mol CO2和6mol H2发生上述反应，测得初始压强为p0kPa：
①5min后达到平衡时测得容器内c（CH3OH）＝0.15mol L﹣1，c（H2O）＝0.4mol L﹣1，CO2的转化率为25%，容器中0～5min内反应速率为v（H2）＝ 　　 kPa min﹣1（用含p0的式子表示）。该温度下，反应Ⅲ的平衡常数的计算式为Kp＝ 　　 （用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压x物质的量分数）。
②科研团队研究了不同压强（1bar＝100kPa）对CO2加氢生成甲醇、CO和甲醚三种产物的影响，结果如图所示。当温度达到400℃左右时，压强对CO2的转化率无影响的原因为 　400℃左右时，容器内以反应Ⅲ为主，该反应前后气体数不变，压强的变化对该反应无影响　 。
（3）某研究发现CO2可以在催化剂Cu﹣ZrO2表面形成碳酸氢盐，使其表面OH参与甲醇的合成，其机理如图所示（ad表示吸附态）。
整个历程中，C原子的杂化方式有 　3　 种，写出该历程中步骤（9）的方程式 　H3CO（ad）+H2O（ad）→OH（ad）+H3COH（ad）　 。
（4）甲醇燃料电动车助力哈尔滨亚冬会，请写出CH3OH作为燃料电池燃料，在碱性介质中的负极的电极反应式 　　 ，以此电池电解2L的饱和食盐水，当溶液中NaOH的浓度达到2mol L﹣1时，电路中转移的电子数为 　4NA　 。
【答案】（1）﹣48.97kJ mol﹣1；
（2）①；；
②400℃左右时，容器内以反应Ⅲ为主，该反应前后气体数不变，压强的变化对该反应无影响；
（3）3；H3CO（ad）+H2O（ad）→OH（ad）+H3COH（ad）；
（4）；4NA。
【分析】（1）根据反应热与标准摩尔生成焓的关系进行分析；
（2）①根据反应速率的定义和计算方法进行分析；根据平衡常数的计算方法进行分析；
②根据反应前后气体分子数的变化对压强的影响进行分析；
（3）根据碳原子的杂化方式和反应机理进行分析；
（4）根据电极反应式和电解反应的电子转移情况进行分析。
【解答】解：（1）反应热＝生成物的标准摩尔生成焓减去反应物的标准摩尔生成焓，则反应Ⅰ的ΔH1＝﹣241.82kJ mol﹣1﹣200.86kJ mol﹣1﹣（﹣393.51）kJ mol﹣1＝﹣48.97 kJ mol﹣1，
故答案为：﹣48.97kJ mol﹣1；
（2）①容器的体积为2L，则平衡时容器中n（CH3OH）＝0.3mol，n（H2O）＝0.8mol，CO2的转化率为25%，则平衡时容器中n（CO2）＝3×（1﹣25%）＝2.25mol，由元素守恒可计算C守恒：n（CO2）+n（CO）+n（CH3OH）+2n（CH3OCH3）＝3mol；O守恒：2n（CO）+n（CO）+n（CH3OH）+n（CHOCH3）+n（H2O）＝6mol；H守恒：2n（H2O）+4n（CHOH）+6n（CHOCH3）+2n（H2）＝12mol；代入已知数据，经计算可得n（CH3OCH3）＝0.05moln（CO）＝0.35moln（H2）＝4.45mol；容器中气体的总物质的量为 （0.3+0.8+2.25+0.05+0.35+4.45）mol＝8.2mol，则，所以平衡时容器中的压强为，则初始时H2的分压为，平衡时H2的分压为kPap0kPa，容器中0～5min内反应速率为v（H2）kPa min﹣1＝ kPa min﹣1，因为反应Ⅲ为AV＝0的气体反应，则有Kc＝Kp＝Kn，
故答案为：；；
②400℃以前，容器中三个反应同时存在，反应Ⅰ、Ⅱ均为气体数减少的反应，压强增大，CO2转化率升高，当温度达到400℃左右时，容器内以反应Ⅲ为主，该反应前后气体数不变，压强的变化对该反应无影响，
故答案为：400℃左右时，容器内以反应Ⅲ为主，该反应前后气体数不变，压强的变化对该反应无影响；
（3）反应历程中CO2中C原子为sp杂化，HCOO中C原子为sp2杂化，CH3OH中C原子为sp3杂化，则碳原子的杂化方式有3种；找到历程中的步骤（9），可知反应方程式为H3CO（ad）+H2O（ad）→OH（ad）+H3COH（ad），
故答案为：3；H3CO（ad）+H2O（ad）→OH（ad）+H3COH（ad）；
（4）甲醇在燃料电池的负极发生反应，失电子生成，则其反应式为CH3OH﹣6e﹣+8OH﹣＝ 6H2O，电解饱和食盐水，生成NaOH的反应为2H2O+2e﹣＝ H2+2OH﹣，即生成1mol NaOH转移1mol电子，当NaOH的浓度变为2mol L﹣1时，即生成了2mol L﹣1×2L ＝ 4mol NaOH，所以共转移电子4NA，
故答案为：；4NA。
【点评】本题主要考查了反应热的计算、反应速率和平衡常数的计算、碳原子的杂化方式以及电解反应的电子转移情况。注意完成此题，可以从题干中抽取有用的信息，结合已有的知识进行解题。
3．（2025 河西区二模）硫酰氯（SO2Cl2）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回答下列问题：
（1）SO2的VSEPR模型是 　平面三角　 形。
（2）相同条件下，SO2比Cl2在水中溶解度大的原因是 　SO2为极性分子，氯气为非极性分子，水为极性溶剂，根据相似相溶原理可知，SO2比Cl2在水中溶解度大　 。
（3）298K时，相关物质的相对能量如图1，该反应的ΔH＝ 　﹣67.6　 kJ/mol。
（4）恒容密闭容器中按不同进料比充入SO2和Cl2，测定不同温度下体系达平衡时的压强差△p结果如图2（△p＝p0﹣p，p0为体系初始压强，p0＝240kPa，p为体系平衡压强）
①图2中温度T1、T2、T3由高到低的顺序为 　T3＞T2＞T1　 。
②M点SO2的转化率为 　37.5%　 。
③T1温度下，用各组分分压表示该反应的平衡常数Kp＝ 　0.03　 kPa﹣1。
[已知对于气相反应，用某组分的平衡压强分压也可表示平衡常数，记作KP，如p（B）＝px（B），p为平衡总压强，x（B）为平衡系统中B的物质的量分数]
（5）锂一硫酰氯电池是一种高能锂电池。该电池采用非编织玻璃隔膜，以金属Li和多孔碳为电极，溶解有LiAlCl4的液态硫酰氯（SO2Cl2）作为电解液。
①负极的材料是 　金属Li　 。
②放电一段时间，正极生成的连二亚硫酸锂（Li2S2O4）以固态形式析出，可维持电极结构的稳定性，则正极的电极反应式为 　2SO2Cl2+2Li++2e﹣＝Li2S2O4+4Cl﹣　 。
（6）SO2Cl2可水解生成两种强酸，某温度下，、。向SO2Cl2溶于水所得溶液中逐滴加入AgNO3溶液，首先生成的是 　AgCl　 沉淀；计算反应在此温度下的平衡常数K值为 　2.5×1014　 。
【答案】（1）平面三角；
（2）SO2为极性分子，氯气为非极性分子，水为极性溶剂，根据相似相溶原理可知，SO2比Cl2在水中溶解度大；
（3）﹣67.6；
（4）①T3＞T2＞T1；
②37.5%；
③0.03；
（5）①金属Li；
②2SO2Cl2+2Li++2e﹣＝Li2S2O4+4Cl﹣；
（6）AgCl；2.5×1014。
【分析】（1）计算SO2中心原子价层电子对数即可判断其VSEPR模型；
（2）根据相似相容原理分析；
（3）ΔH＝生成物总能量﹣反应物总能量；
（4）①该反应为放热反应，相同条件下，升高温度，平衡逆向移动，Δp减小；
②M点起始n（SO2）：n（Cl2）＝2，Δp＝60kPa，列化学平衡三段式，
SO2（g）+Cl2（g） SO2Cl2（g）
起始（mol） 2 1 0
转化（mol） x x x
平衡（mol） 2﹣x 1﹣x x
p0＝240kPa，p平衡＝240kPa﹣60kPa＝180kPa，压强之比等于物质的量之比计算出x的值，结合转化率公式计算；
③Kp；
（5）①该电池采用非编织玻璃隔膜，以金属Li和多孔碳为电极，溶解有LiAlCl4的液态硫酰氯（SO2Cl2）作为电解液，Li为活泼金属；
②放电一段时间，正极生成的连二亚硫酸锂（Li2S2O4）以固态形式析出，SO2Cl2得到电子生成Li2S2O4，据此书写正极的电极反应式；
（6）SO2Cl2可水解生成盐酸和硫酸，且盐酸的浓度是硫酸的2倍，根据Ksp分别计算AgCl和Ag2SO4开始沉淀时需要Ag+浓度；反应在此温度下的平衡常数K。
【解答】解：（1）SO2中心原子价层电子对数为2（6﹣2×2）＝3，且含有1个孤电子对，VSEPR模型为平面三角形，
故答案为：平面三角；
（2）SO2为极性分子，氯气为非极性分子，水为极性溶剂，根据相似相溶原理可知，SO2比Cl2在水中溶解度大，
故答案为：SO2为极性分子，氯气为非极性分子，水为极性溶剂，根据相似相溶原理可知，SO2比Cl2在水中溶解度大；
（3）SO2（g）+Cl2（g） SO2Cl2（g）ΔH＝（31.4﹣99）kJ/mol＝﹣67.6kJ/mol，
故答案为：﹣67.6；
（4）①该反应为放热反应，相同条件下，升高温度，平衡逆向移动，Δp减小，图2中温度T1、T2、T3由高到低的顺序为T3＞T2＞T1，
故答案为：T3＞T2＞T1；
②M点起始n（SO2）：n（Cl2）＝2，Δp＝60kPa，列化学平衡三段式，
SO2（g）+Cl2（g） SO2Cl2（g）
起始（mol） 2 1 0
转化（mol） x x x
平衡（mol） 2﹣x 1﹣x x
p0＝240kPa，p平衡＝240kPa﹣60kPa＝180kPa，压强之比等于物质的量之比，，解得x＝0.75，则二氧化硫的转化率为100%＝37.5%，
故答案为：37.5%；
③根据②分析可知，平衡时混合气体总物质的量为2.25mol，Kp0.03kPa﹣1，
故答案为：0.03；
（5）①该电池采用非编织玻璃隔膜，以金属Li和多孔碳为电极，溶解有LiAlCl4的液态硫酰氯（SO2Cl2）作为电解液，Li为活泼金属，为负极材料，
故答案为：金属Li；
②放电一段时间，正极生成的连二亚硫酸锂（Li2S2O4）以固态形式析出，SO2Cl2得到电子生成Li2S2O4，正极的电极反应式为2SO2Cl2+2Li++2e﹣＝Li2S2O4+4Cl﹣，
故答案为：2SO2Cl2+2Li++2e﹣＝Li2S2O4+4Cl﹣；
（6）SO2Cl2可水解生成盐酸和硫酸，且盐酸的浓度是硫酸的2倍，设硫酸的浓度为amol/L，则c（Cl﹣）＝2amol/L，Ag2SO4开始沉淀需要Ag+浓度为mol/L，AgCl开始沉淀时需要Ag+浓度为mol/Lmol/L，所以AgCl先沉淀；反应在此温度下的平衡常数K2.5×1014，
故答案为：AgCl；2.5×1014。
【点评】本题综合考查化学知识，题目涉及反应热的计算、化学平衡的移动以及化学平衡的计算，侧重考查学生分析能力和计算能力，掌握勒夏特列原理、化学平衡三段式是解题关键，此题难度中等。
4．（2025 六安模拟）尿素[CO（NH2）2]是第一种由无机物人工合成的有机物。根据所学知识，回答下列问题：
（1）已知：一定温度下，由元素的最稳定的单质生成1mol纯物质的热效应称为该物质的摩尔生成焓，化学反应的焓变（ΔH）＝ΔH（生成物的摩尔生成焓总和）﹣ΔH（反应物的摩尔生成焓总和）。
物质 NH3（g） CO2（g） H2O（g） CO（NH2）2（s）
摩尔生成焓/（kJ mol﹣1） ﹣46.11 ﹣393.5 ﹣241.8 ﹣333.51
则2NH3（g）+CO2（g）＝CO（NH2）2（s）+H2O（g）ΔH＝ 　﹣89.59　 kJ mol﹣1，该反应在 　低温　 （填“高温”“低温”或“任意温度”）下能自发进行。
（2）T℃，某恒容密闭容器中，只发生反应2NH3（g）+CO2（g） CO（NH2）2（s）+H2O（g），下列说法正确的是 　AB　 （填标号）。
A．若混合气体的质量不再随时间变化而改变，则该反应达到平衡
B．若H2O（g）的质量不再随时间变化而改变，则该反应达到平衡
C．每断裂0.3mol N—H键，同时生成0.2mol H—O键
D．每消耗2.24LNH3（g），同时生成0.05mol CO（NH2）2（s）
（3）氨基甲酸铵（H2NOONH4）是以氨气和二氧化碳为原料合成尿素的中间产物，2NH3（g）+CO2（g） H2NCOONH4（s）ΔH1＜0。在恒温条件下，将足量纯净的氨基甲酸铵置于容器中[只发生：H2NCOONH4（s） 2NH3（g）+CO2（g）]，先关闭K3，打开K1和K2，开启真空泵抽气至测压仪数值接近0后关闭K1，关闭K2，缓慢开启K3，以维持“口”字形管两边液面始终相平。读取并记录该过程的压强数值（如图）。
①0～5min内，用分压变化表示v（NH3）＝ 　1.6　 kPa min﹣1。该反应的平衡常数Kp＝ 　256　 kPa3。
②相同温度下，投入足量的氨基甲酸铵固体后，欲使平衡时p（NH3）≤2kPa，可提前在真空恒容容器中充入一定量的CO2，则提前充入的CO2压强至少为 　63　 kPa。
（4）科学家开发催化电极材料，实现电催化CO2和硝酸盐在常温常压下合成尿素。电解质溶液为一定浓度KNO3溶液，在电极上生成CO（NH2）2，模拟装置如图所示。
①a极电极反应式为 　CO2+218H++16e﹣＝CO（NH2）2+7H2O　 。
②每生成30.0gCO（NH2）2，有 　8　 mol H+由b极向a极迁移。
【答案】见试题解答内容
【分析】（1）根据该反应ΔH＜0、ΔS＜0，结合ΔG＝ΔH﹣TΔS＜0反应能自发进行，进行分析；
（2）根据该反应是反应前后气体总质量发生变化的化学反应，每断裂0.3mol N—H键，意味着消耗0.1mol NH3，同时生成0.2mol H—O键意味着生成0.1mol H2O，进行分析；
（3）根据25℃下，投入足量的氨基甲酸铵固体后，欲使平衡时P（NH3）≤2kPa，结合平衡常数，进行分析；
（4）根据a极电极反应式为，N元素化合价降低，则a为阴极发生还原反应，b极为阳极，发生氧化反应，水发生氧化反应生成氧气，气体X为O2，常作助燃剂，b极电极反应式为，进行分析。
【解答】解：（1）根据已知信息可知，该反应ΔH＝[﹣241.8+（﹣333.51）]kJ/mol﹣[﹣46.11×2+（﹣393.5）]kJ/mol＝﹣89.59kJ/mol；该反应ΔH＜0、ΔS＜0，依据ΔG＝ΔH﹣TΔS＜0反应能自发进行，则低温自发进行，
故答案为：﹣89.59；低温；
（2）A．该反应是反应前后气体总质量发生变化的化学反应，当气体总质量不变时，该反应达到平衡状态，故A正确；
B．当水蒸气质量不变时，化学反应达到平衡状态，故B正确；
C．每断裂0.3mol N—H键，意味着消耗0.1mol NH3，同时生成0.2mol H—O键意味着生成0.1mol H2O，与化学计量数不匹配，故C错误；
D．该选项未强调标准状况，不能进行准确计算，故D错误；
故答案为：AB；
（3）①计算0～5min之间，NH3分压的平均变化率为；设二氧化碳平衡压强为xkPa，则氨为2xkPa，总压强为12kPa，p（CO2）＝4kPa，p（NH3）＝8kPa，该反应的平衡常数为：Kp＝p（CO2） p2（NH3）＝4kPa×（8kPa）2＝256，
故答案为：1.6；256；
②25℃下，投入足量的氨基甲酸铵固体后，欲使平衡时P（NH3）≤2kPa，根据平衡常数，达平衡时，令二氧化碳平衡压强为xkPa，则Kp＝p（CO2） p2（NH3）＝xkPa×（2kPa）2＝256，解得x＝64kPa，64kPa﹣1kPa＝63kPa，则提前充入的CO2压强至少为63kPa，
故答案为：63；
（4）①a极电极反应式为CO2+218H++16e﹣＝CO（NH2）2+7H2O，
故答案为：CO2+218H++16e﹣＝CO（NH2）2+7H2O；
②30.0gCO（NH2）2的物质的量为0.5mol，为了维持电荷守恒，H+迁移数目等于电子转移数目，即生成0.5mol CO（NH2）2时迁移8mol H+，
故答案为：8。
【点评】本题主要考查化学平衡的计算等，注意完成此题，可以从题干中抽取有用的信息，结合已有的知识进行解题。
5．（2025 靖远县三模）硫化氢是一种剧毒化合物，广泛存在于石油化工、冶金等行业的废气中，需要回收处理并加以利用。
（1）已知反应：①2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）ΔH1＝﹣586kJ mol﹣1
②2H2S（g）+O2（g）═2S（g）+2H2O（g）ΔH2＝﹣530.4kJ mol﹣1
则反应③H2S（g）+CO2（g）═CO（g）+S（g）+H2O（g）的ΔH3＝ 　+27.8　 kJ mol﹣1。
任意写出2条能使反应③中H2S平衡转化率增大的措施：　升高温度，减小压强　 。
（2）硫化氢与甲醇合成甲硫醇（CH3SH），比较沸点：甲硫醇 　＜　 （填“＞”或“＜”）甲醇。
（3）H2S可用于高效制取氢气，发生的反应为2H2S（g） S2（g）+2H2（g）ΔH。开始时，当1mol H2S与23.75mol Ar混合，在101kPa及不同温度下反应达平衡时H2、H2S及S2的体积分数如图所示。
①曲线c表示的物质是 　H2　 ，ΔH 　＞　 （填“＞”或“＜”）0。
②该反应在Q点对应温度下的平衡常数Kp＝ 　1.01　 kPa（Kp为以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数）。
③101kPa、Q点对应温度下，起始时若Ar的物质的量为15mol，H2S的平衡转化率明显降低，其原因是 　恒温恒压条件下，Ar的物质的量减小，则H2S的分压增大，平衡向压强减小的方向移动，即平衡逆向移动　 。
【答案】（1）+27.8；升高温度，减小压强；
（2）＜；
（3）①H2；＞；
②1.01；
③恒温恒压条件下，Ar的物质的量减小，则H2S的分压增大，平衡向压强减小的方向移动，即平衡逆向移动。
【分析】（1）根据盖斯定律计算反应③的焓变ΔH3，以及分析影响硫化氢平衡转化率的因素。
（2）比较甲硫醇和甲醇的沸点，需要考虑分子间作用力。
（3）根据图示分析不同曲线代表的物质，计算平衡常数Kp，并分析平衡转化率变化的原因。
【解答】解：（1）由盖斯定律可知，ΔH3，该反应为反应后气体分子数增大的吸热反应，所以能提高反应③中H2S平衡转化率的措施有升高温度、减小压强、增大二氧化碳浓度或分离出生成物等，
故答案为：+27.8；升高温度，减小压强；
（2）甲硫醇不能形成分子间氢键，而甲醇能形成分子间氢键，沸点：甲硫醇＜甲醇，
故答案为：＜；
（3）①反应中，H2S2的变化趋势相同，且H2的物质的量为S2的两倍，故图中曲线b表示的物质是S2，曲线c表示的物质是H2曲线a表示的物质是H2S。随着温度的升高，H2S的体积分数逐渐减小，平衡正向移动，说明正反应为吸热反应，
故答案为：H2；＞；
②Q点时，H2S和H2的平衡体积分数相等，列三段式：
2H2S 2H2+S2
开始/mol 1 0 0
变化/mol 2a 2a a
平衡/mol 1﹣2a 2a a
1﹣2a＝2a，解得a＝0.25，p（H2S）＝p（H2）101kPa＝2.02kPap（S2）＝1.01kPa，则平衡常数KP1.01kPa，
故答案为：1.01；
③101kPa、Q点对应温度下，起始时若Ar的物质的量为15mol，H2S的平衡转化率明显降低，其原因是恒温恒压条件下，Ar的物质的量减小，则H2S的分压增大，平衡向压强减小的方向移动，即平衡逆向移动，
故答案为：恒温恒压条件下，Ar的物质的量减小，则H2S的分压增大，平衡向压强减小的方向移动，即平衡逆向移动。
【点评】本题以H2S的回收利用为情境，考查反应热、平衡移动、化学平衡常数。体现变化观念与平衡思想、科学态度与社会责任的学科核心素养。
6．（2025 黄冈三模）甲烷催化重整法为实现碳中和开辟了新的途径，该过程中发生的反应有：
反应1：CH4（g）+H2O（g） CO（g）+3H2（g） ΔH1＝+206.1kJ/mol
反应2；CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g） ΔH2＝+41.2kJ/mol
总反应：CH4（g）+CO2（g） 2CO（g）+2H2（g） ΔH
回答下列问题：
（1）总反应的ΔH＝ 　+247.3　 kJ/mol，反应1自发进行的条件为 　高温　 。
（2）向体积为2L的恒温容器中通入2mol CH4、2mol CO2和1mol H2O（g），发生上述反应，容器内初始压强为p0，反应经过5min达到平衡状态，此时CH4和CO2的转化率分别为80%和90%。则0～5min内CO的平均反应速率为 　0.34　 mol/（L min），5min时容器内压强为 　1.64P0　 （用含p0的代数式表示）。
（3）若反应1中正、逆反应的速率方程分别为：
v正＝k正 c（CH4） c（H2O）
v逆＝k逆 c（CO） c3（H2）
其中k正、k逆分别为正、逆反应的速率常数。如图为pk（pk表示速率常数的负对数值，即pk＝﹣lgk）随温度变化的关系，其中a、b、c、d四条线中能表示pk正随温度变化关系的是 　d　 （填标号，下同），表示Pk逆随温度变化关系的是 　c　 。
（4）将CO2转化为乙烯是处理CO2的另一途径，该过程发生的反应为：
2CO2（g）+6H2（g） C2H4（g）+4H2O（g）ΔH3
若v正＝k正 c2（CO2） c6（H2）6v逆＝k逆 c（C2H4） c4（H2O）。实验测得200℃达到平衡时k正＝2.3k进，而300℃达到平衡时k正＝1.7k逆，则ΔH3　＜　 0（填“＞”“＜”或“＝”）。
【答案】（1）+247.3；高温；
（2）0.34；1.64P0；
（3）d；c；
（4）＜。
【分析】（1）根据盖斯定律计算总反应的ΔH，并判断反应1自发进行的条件；
（2）计算CO的平均反应速率和平衡时容器内的压强；
（3）根据速率常数与温度的关系，判断正逆反应速率常数的变化趋势；
（4）根据速率常数的变化判断反应的热效应。
【解答】解：（1）盖斯定律可计算ΔH ＝ ΔH1+ΔH2＝+247.3 kJ/mol；则反应1的ΔH＞0，且ΔS＞0，根据ΔG ＝ ΔH﹣TΔS＜0 可知该反应在高温下自发进行，
故答案为：+247.3；高温；
（2）反应器中通入2 mol CH4、2 mol CO2和1mol H2O（g），反应达到平衡时CH4和CO2的转化率分别为80%和90%，根据C原子守恒可知生成3.4 mol CO，根据H原子守恒可知H2O（g）和H2共4.2 mol，剩余0.4 mol CH4和0.2 mol CO2。则v（CO） 0.34 mol/（L min）。温度和体积不变，压强与气体总物质的量成正比，起始通入气体共5 mol，压强为P0，平衡时混合气体共8.2 mol，则平衡压强为1.64P0，
故答案为：0.34；1.64P0；
（3）温度升高，v正和v逆均增大，因各气体浓度不变，则k正和k逆，均增大，pK正和pK逆均减小；因反应1为吸热反应，则温度升高，平衡向正反应方向移动，即v正＞v逆，则k正＞k逆；故pK正＜pK逆，d表示pK正随温度变化关系，c表示pK逆随温度变化关系，
故答案为：d；c；
（4）达到平衡时v正 ＝ v逆，即K正 c2（CO2） c2（H2） ＝ K逆 c（C2H4） c2（H2O），则平衡常数K ＝ ，故200℃时K＝2.3，而300℃时K＝1.7，说明升温平衡向逆反应方向移动，故ΔH3＜0，
故答案为：＜。
【点评】本题主要考查了盖斯定律的应用、化学反应速率的计算、速率常数与温度的关系以及反应热效应的判断。完成此题，需要从题干中抽取有用的信息，并结合已有的化学知识进行分析和计算。这些知识点在化学热力学和动力学中非常重要，对于理解和预测化学反应的行为具有重要意义。
7．（2025 天津二模）制备二甲醚在催化反应室中进行下列反应：
反应i：CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） ΔH1＝﹣99kJ mol﹣1
反应ii：2CH3OH（g） CH3OCH3（g）+H2O（g） ΔH2＝﹣23.5kJ mol﹣1
（1）若将1mol CO和4mol H2混合后充分反应，假设仅发生反应i，放出的热量 　＜　 （填“＞”、“＝”或“＜”）99kJ。
（2）在一定条件下，若反应i的起始浓度分别为c（CO）＝1.2mol/L、c（H2）＝2.8mol/L，如果0～8min时间段内CO的平均化学反应速率为0.06mol L﹣1 min﹣1，8min时CO的转化率为 　40%　 。
（3）一定温度下，向恒容密闭容器中充入2mol CH3OH（g），开始压强为2.0MPa，发生反应ii，下列情况能说明反应ii达到平衡状态的是 　b　 （填序号）。
a.容器中内压强保持不变
b.v正（CH3OH）＝2v逆（CH3OCH3）
c.CH3OCH3与H2O的物质的量之比保持不变
（4）在t℃时，反应ⅱ的平衡常数为400，此温度下，反应到某时刻测得c（CH3OH）＝0.05mol L﹣1，c（CH3OCH3）＝1.0mol L﹣1，若此时刻v（正）＞v（逆），则c（H2O）＜　1.0　 mol L﹣1。
（5）在使用催化剂、压强为5.0MPa、反应时间为10分钟的条件下，通过反应ⅰ、ⅱ制备CH3OCH3结果如图所示。（已知，反应ⅰ的速率快，反应ⅱ速率慢）
①先达到平衡状态的是反应 　i　 （填“i”或“ii”）。
②230～280℃之间，随着温度升高，CO转化率降低，而CH3OCH3产率升高的原因可能是 　反应i已达平衡状态，升温反应i向逆向移动，CO转化率降低；反应ii未达到平衡状态，升温反应速率加快，向建立平衡的方向（右）进行，CH3OCH3产率升高　 。
（6）铜基纳米光催化材料还原CO2的机理如图所示，光照时，低能导带失去电子并产生空穴（h+，具有强氧化性）。光催化原理与电解原理类似，则低能导带相当于电解池的 　阳　 极；在高能导带上，CO2直接转化为CH3OH的电极反应式为 　　 。
【答案】（1）＜；
（2）40%；
（3）b；
（4）1.0；
（5）①i；
②反应i已达平衡状态，升温反应i向逆向移动，CO转化率降低；反应ii未达到平衡状态，升温反应速率加快，向建立平衡的方向（右）进行，CH3OCH3产率升高；
（6）阳；。
【分析】（1）该反应为可逆反应，反应不能进行完全；
（2）0～8min时间段内CO的平均化学反应速率为0.06mol L﹣1 min﹣1，则Δc（CO）＝0.06mol L﹣1 min﹣1×8min＝0.48mol/L，根据转化率公式计算；
（3）反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化；
（4）此温度下，反应到某时刻测得c（CH3OH）＝0.05mol L﹣1，c（CH3OCH3）＝1.0mol L﹣1，若此时刻v（正）＞v（逆），说明Qc＜K，据此计算；
（5）①反应ⅰ的速率快，反应ⅱ速率慢；
②反应i和ii均为放热反应，达到平衡后，升高温度，平衡逆向移动，CO转化率下降，CH3OCH3产率增大，由题目信息可知，随着温度升高，CO转化率降低，而CH3OCH3产率升高，说明反应i已达到平衡状态，反应ii反应未达到平衡状态；
（6）低能导带失去电子并产生空穴（h+，具有强氧化性），物质在阳极失去电子发生氧化反应；CO2在高能导带得到电子转化为甲醇，据此书写电极反应式。
【解答】解：（1）该反应为可逆反应，反应不能进行完全，所以将1mol CO和4mol H2混合后充分反应，假设仅发生反应i，放出的热量＜99kJ，
故答案为：＜；
（2）0～8min时间段内CO的平均化学反应速率为0.06mol L﹣1 min﹣1，则Δc（CO）＝0.06mol L﹣1 min﹣1×8min＝0.48mol/L，8min时CO的转化率100%＝40%，
故答案为：40%；
（3）a.反应ii为气体体积不变的反应，则容器中内压强始终保持不变，不能说明反应达到平衡状态，故a错误；
b.v正（CH3OH）＝2v逆（CH3OCH3）＝v逆（CH3OH），说明反应达到平衡状，故b正确；
c.CH3OCH3与H2O的物质的量之比始终为1：1，故不能说明反应达到平衡状态，故c错误；
故答案为：b；
（4）此温度下，反应到某时刻测得c（CH3OH）＝0.05mol L﹣1，c（CH3OCH3）＝1.0mol L﹣1，若此时刻v（正）＞v（逆），说明QcK＝400，则c（H2O）＜1.0mol/L，
故答案为：1.0；
（5）①反应ⅰ的速率快，反应ⅱ速率慢，所以反应i先达到平衡状态，
故答案为：i；
②根据分析可知，反应i已达平衡状态，升温反应i向逆向移动，CO转化率降低；反应ii未达到平衡状态，升温反应速率加快，向建立平衡的方向（右）进行，CH3OCH3产率升高，
故答案为：反应i已达平衡状态，升温反应i向逆向移动，CO转化率降低；反应ii未达到平衡状态，升温反应速率加快，向建立平衡的方向（右）进行，CH3OCH3产率升高；
（6）低能导带失去电子并产生空穴（h+，具有强氧化性），低能导带相当于电解池的阳极；CO2在高能导带得到电子转化为甲醇，电极反应式为，
故答案为：阳；。
【点评】本题综合考查化学知识，题目涉及反应热的计算、化学平衡的移动以及化学平衡的计算，侧重考查学生分析能力和计算能力，掌握可逆反应的特征、勒夏特列原理、根据浓度商与K的关系判断反应进行的方向是解题关键，此题难度中等。
8．（2025 河南校级模拟）CO2的综合利用成为研究热点，CO2作为碳源加氢是再生能源的有效方法。回答下列问题：
Ⅰ．工业上利用CO2和H2制备HCOOH，已知温度为T、压强为p时的摩尔生成焓（ΔH）如表所示：
气态物质 H2 CO2 HCOOH
摩尔生成焓/（kJ mol﹣1） 0 ﹣393.5 ﹣378.5
已知：一定温度下，由元素的最稳定单质生成1mol纯物质的热效应称为该物质的摩尔生成焓。
（1）温度为T、压强为p时，反应CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH1＝ 　+15　 kJ mol﹣1。
（2）已知：温度为T1℃时，CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）K＝2。实验测得：v正＝k正c（CO2） c（H2），v逆＝k逆c（HCOOH），k正、k逆为速率常数。
①T1℃时， 　2　 。
②若T2℃时，k正＝2.1k逆，则T1　＜　 （填“＞”“＜”或“＝”）T2。
Ⅱ．在催化剂作用下，CO2可被氢气还原为甲醇：CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0[同时有副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0发生]，CO2平衡转化率随温度和压强的变化如图。
（3）判断p1、p2、p3的大小关系：　p1＞p2＞p3　 。解释压强一定时，CO2的平衡转化率呈现如图变化的原因：　TK之前以副反应为主，转化率随着温度升高而增大，TK之后以主反应为主，转化率随着温度升高而降低　 。同时增大CO2的平衡转化率和CH3OH的产率可采取的措施是 　增大压强　 。
（4）向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1mol CO2和3mol H2，进行反应，达到平衡状态时，CO2的转化率为20%，生成CO的物质的量为0.1mol，则甲醇的选择性为 　50　 %[甲醇选择性100%]；在该温度下，CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）的压强平衡常数Kp＝ 　　 （列出计算式，分压＝总压×物质的量分数）。
【答案】（1）+15；
（2）①2；
②＜；
（3）p1＞p2＞p3；TK之前以副反应为主，转化率随着温度升高而增大，TK之后以主反应为主，转化率随着温度升高而降低；增大压强；
（4）50； 。
【分析】（1）ΔH＝生成物的生成焓﹣反应物的生成焓；
（2）①T1℃时，v正＝k正c（CO2） c（H2），v逆＝k逆c（HCOOH）；
②若T2℃时，k正＝2.1k逆，则平衡常数为K＝2.1，反应CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH1＝+15kJ mol﹣1，该反应为吸热反应，温度越高，K值越大；
（3）对于反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0，增大压强，平衡正向移动，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0不受压强影响，当温度固定时，压强越大，CO2平衡转化率越大，故p1＞p2＞p3；主反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0为放热反应，温度升高，平衡逆移，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0为吸热反应，温度升高，平衡正移，Tk前以副反应为主，转化率随着温度升高而增大，TK后以主反应为主，转化率随着温度升高而降低；增大压强，可以使主反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）正向移动，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）不移动，；
（4）向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1mol CO2和3mol H2，进行反应，达到平衡状态时，CO2的转化率为20%，则CO2一共消耗0.2mol，生成CO0.1mol需要消耗0.1mol CO2，则剩余0.1mol CO2转化为了CH3OH，则甲醇的选择性为；在该温度下，反应达平衡时CO2为0.8mol，H2为2.6mol，CH3OH为0.1mol，CO为0.1mol，H2O为0.2mol，则，，，。
【解答】解：（1）ΔH＝生成物的生成焓﹣反应物的生成焓，则反应CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH1＝﹣378.5﹣0﹣（﹣393.5）＝+15kJ mol﹣1，
故答案为：+15；
（2）①T1℃时，v正＝k正c（CO2） c（H2），v逆＝k逆c（HCOOH），k正、k逆为速率常数，则，
故答案为：2；
②若T2℃时，k正＝2.1k逆，则平衡常数为K＝2.1，反应CO2（g）+H2（g） HCOOH（g）ΔH1＝+15kJ mol﹣1，该反应为吸热反应，温度越高，K值越大，则T1＜T2，
故答案为：＜；
（3）对于反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0，增大压强，平衡正向移动，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0不受压强影响，当温度固定时，压强越大，CO2平衡转化率越大，故p1＞p2＞p3；主反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）ΔH2＜0为放热反应，温度升高，平衡逆移，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）ΔH3＞0为吸热反应，温度升高，平衡正移，Tk前以副反应为主，转化率随着温度升高而增大，TK后以主反应为主，转化率随着温度升高而降低；增大压强，可以使主反应CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）正向移动，副反应CO2（g）+H2（g） CO（g）+H2O（g）不移动，则增大压强可同时增大CO2的平衡转化率和CH3OH的产率，
故答案为：p1＞p2＞p3；TK之前以副反应为主，转化率随着温度升高而增大，TK之后以主反应为主，转化率随着温度升高而降低；增大压强；
（4）向压强为p的恒温恒压密闭容器中加入1mol CO2和3mol H2，进行反应，达到平衡状态时，CO2的转化率为20%，则CO2一共消耗0.2mol，生成CO0.1mol需要消耗0.1mol CO2，则剩余0.1mol CO2转化为了CH3OH，则甲醇的选择性为；在该温度下，反应达平衡时CO2为0.8mol，H2为2.6mol，CH3OH为0.1mol，CO为0.1mol，H2O为0.2mol，则，，，，则CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+H2O（g）的压强平衡常数，
故答案为：50； 。
【点评】本题考查化学平衡，侧重考查学生平衡移动的掌握情况，试题难度中等。
9．（2025 广东一模）工业上可以用CO和H2反应生成燃料甲醇，制备甲醇的化学方程式如下：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） ΔH＝﹣99kJ mol﹣1。回答下列问题：
（1）找到合适的催化剂是实现反应工业化的关键。该反应使用催化剂可以实现的目标有 　A　 。
A.缩短达到平衡所需时间
B.增大甲醇的体积分数
C.提高单位时间内甲醇的产量
D.提高CO的平衡转化率
（2）某温度下，将2mol CO和6mol H2充入2L的密闭容器中，充分反应10min后，达到平衡时测得c（CO）＝0.2mol L﹣1，则v（CH3OH）＝ 　0.08mol L﹣1 min﹣1　 。
（3）将CO和H2按照等物质量进行反应，测得CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图所示。下列说法正确的是 　CD　 。（多选）
A.温度：T1＞T2
B.正反应速率：v（a）＞v（b）＝v（c）
C.平衡常数：K（a）＞K（b）＝K（c）
D.平均摩尔质量：M（a）＞M（b）＞M（c）
（4）反应中的CO可由如下反应制得：2C（s）+O2（g）═2CO（g） ΔH＝﹣221.1kJ mol﹣1，判断该反应能否自发进行，并简述原因：　能，该反应为熵增大的放热反应　 。
（5）甲醇燃料电池以甲醇为燃料，其工作原理示意图如图：
①判断b电极是 　正　 极。
②写出a极反应式 　CH3OH+H2O﹣6e﹣═CO2+6H+　 。
【答案】（1）A；
（2）0.08mol L﹣1 min﹣1；
（3）CD；
（4）能，该反应为熵增大的放热反应；
（5）①正；
②CH3OH+H2O﹣6e﹣═CO2+6H+。
【分析】（1）催化剂只影响反应速率不影响化学平衡；
（2）利用三段式，结合v进行计算；
（3）A．该反应为放热反应，温度越低，CO的转化率越大；
B．由图可知，a、c两点压强相同，平衡时a点CO转化率更高，该反应为放热反应，温度越低，CO的转化率越大，故温度T1＜T3，温度越高，反应速率越快；b、d两点压强相同，温度越高，反应速率越大；
C．由图可知，a、b两点压强相同，平衡时a点CO转化率更高，该反应为放热反应，故温度T1＜T3，降低温度平衡向正反应方向移动，K值增大；平衡常数只与温度有关，b、c两点温度相同，平衡常数相同；
D．CO转化率的越大，n总越小，由M判断；
（4）根据ΔH﹣T△S＜0能自发进行判断；
（5）①负极是发生氧化反应，元素化合价升高，失去电子的一极；
②甲醇酸性燃料电池中，甲醇失去电子生成CO2，a作负极，结合电子守恒和电荷守恒写出负极反应式。
【解答】解：（1）催化剂能加快反应速率，缩短到达平衡的时间，不影响化学平衡，即不能增大甲醇的体积分数，不能提高单位时间内甲醇的产量，不能提高CO的平衡转化率，
故答案为：A；
（2）达到平衡时测得c（CO）＝0.2mol L﹣1，n（CO）＝0.2mol L﹣1×2L＝0.4mol，利用三段式计算，
CO（g）+2H2（g） CH3OH（g）
起始（mol） 2 6 0
转化（mol） 1.6 1.6 1.6
平衡（mol） 0.4 4.4 1.6
v（CH3OH）0.08mol L﹣1 min﹣1，
故答案为：0.08mol L﹣1 min﹣1；
（3）A．该反应为放热反应，温度越低，CO的转化率越大，则T1＜T2，故A错误；
B．由图可知，a、b两点压强相同，平衡时a点CO转化率更高，该反应为放热反应，温度越低，CO的转化率越大，故温度T1＜T3，温度越高，反应速率越快，故υ（a）＜υ（c）。b、c两点温度相同，压强越大，反应速率越大，b点大于c点压强，则v（b）＞v（c），则正反应速率：v（b）＞v（c）＞v（a），故B错误；
C．由图可知，a、b两点压强相同，平衡时a点CO转化率更高，该反应为放热反应，故温度T1＜T3，降低温度平衡向正反应方向移动，则K（a）＞K（b），平衡常数只与温度有关，b、c两点温度相同，平衡常数相同，则K（b）＝K（c），则平衡常数：K（a）＞K（b）＝K（c），故C正确；
A．CO转化率的越大，n总越小，由M可知，a点n总小，则M（a）＞M（b）＞M（c），故D正确；
故答案为：CD；
（4）反应2C（s）+O2（g）═2CO（g）为气体体积增大的反应，则△S＞0，ΔH＝﹣221.1kJ mol﹣1，则ΔH﹣T△S＜0恒成立，该反应能自发进行，
故答案为：能，该反应为熵增大的放热反应；
（5）①由图可知，甲醇转化为CO2，碳元素化合价升高，失去电子，被氧化，即a电极是电池的负极，则b电极是电池的正极，
故答案为：正；
②燃料电池中，电解质溶液呈酸性，氢离子移向正极，所以a负极上燃料失电子发生氧化反应，a电极反应式为CH3OH+H2O﹣6e﹣═CO2+6H+，
故答案为：CH3OH+H2O﹣6e﹣═CO2+6H+。
【点评】本题考查比较综合，涉反应速率计算、平衡常数和平衡影响因素的分析判断、图象的变化特征、化学反应速率的影响、电化学等，掌握基础是解题关键，题目难度中等。
10．（2025 河东区二模）Zn2+可与多种配体形成多样的配离子，Zn2+在NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液中存在以下多种反应：NH2COONH4（s）＝CO（NH2）2（s）+H2O（l）ΔH＝+E2kJ mol﹣1
Ⅰ.Zn2+（aq）+2OH﹣（aq） Zn（OH）2（s）ΔH1
Ⅱ.Zn2+（aq）+4OH﹣（aq） [Zn（OH）4]2﹣（aqΔH2
Ⅲ.Zn2+（aq）+4NH3（aq） [Zn（NH3）4]2+（aq）ΔH3
（1）NH3、OH﹣与Zn2+配位存在多个竞争反应，其中有[Zn（NH3）4]2+（aq）+4OH﹣（aq） [Zn（OH）4]2﹣（aq）+4NH3（aq）该反应ΔH＝ 　ΔH2﹣ΔH3　 （用ΔH1、ΔH2、ΔH3表示）。
（2）写出反应Ⅰ的平衡常数表达式K1＝ 　　 。常温下，往含Zn2+的NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液中加入NaOH固体，反应Ⅰ的平衡常数 　不变　 （填“变大”“不变”或“变小”）。
（3）关于含Zn2+的NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液体系，下列说法正确的是 　ABD　 。
A.当溶液中c（NH3）不变时，说明反应达到了平衡状态
B.在水溶液中能水解
C.平衡体系中仅加入ZnCl2（s），新平衡时Zn2+的转化率增大
D.当平衡体系中c{[Zn（NH3）4]2+}＝c（Zn2+）时，c（NH3）（KⅢ表示反应Ⅲ的平衡常数）
（4）某种含Zn矿物的主要成分是难溶于水的ZnSiO3。常温下，利用NH3 H2O、（NH4）2SO4混合溶液体系将Zn元素浸出，调节不同的总氨浓度和pH后，浸出液中Zn元素的总浓度变化如图（总氨浓度为[c（NH3）+c（）]）。
①总氨浓度不为0时：pH在6～10之间，随着pH的增大，总氨浓度逐渐增大，Zn元素浸出率 　增大　 （填“增大”“减小”或“不变”）。pH在10～12.5之间，随着pH增大，浸出液中Zn元素总浓度呈下降趋势的原因是 　pH在10～12.5之间，pH增大，Zn2+（aq）+2OH﹣（aq）＝Zn（OH）2（s）正向移动，导致溶液中Zn元素总浓度下降　 。
②任意总氨浓度下：pH在12.5～14之间，浸出液中Zn元素总浓度均随pH增大逐渐上升，pH＝14时，浸出液中锌元素主要存在形式的化学式是 　[Zn（OH）4]2﹣　 。
③总氨浓度为5.0mol L﹣1、pH＝10时，浸出液Zn元素总浓度为0.07mol L﹣1且几乎都以[Zn（NH3）4]的形式存在。已知常温下，NH3的电离平衡常数Kb＝1.8×10﹣5，此时溶液中c（）＝ 　0.72　 mol L﹣1（保留2位有效数字）。
【答案】（1）ΔH2﹣ΔH3；
（2）；不变；
（3）ABD；
（4）①增大；pH在10～12.5之间，pH增大，Zn2+（aq）+2OH﹣（aq）＝Zn（OH）2（s）正向移动，导致溶液中Zn元素总浓度下降；
②[Zn（OH）4]2﹣；
③0.72。
【分析】（1）根据盖斯定律，通过已知反应的焓变来计算目标反应的焓变；
（2）根据平衡常数的定义以及影响平衡常数的因素进行分析；
（3）根据化学平衡的原理、盐类的水解以及平衡常数的含义进行判断；
（4）根据溶液中锌元素的存在形式以及平衡移动的影响因素进行分析。
【解答】解：（1）根据盖斯定律可得，将反应Ⅱ﹣Ⅲ得：[Zn（NH3）4]2+（aq）+4OH﹣（aq） [Zn（OH）4]2﹣（aq）+4NH3（aq） ΔH＝ΔH2﹣ΔH3，
故答案为：ΔH2﹣ΔH3；
（2）反应Zn2+（aq）+2OH﹣（aq） Zn（OH）2（s）中Zn（OH）2为固体，平衡常数表达式K1。平衡常数只受温度的影响，平衡体系溶液中加入NaOH固体，溶液的温度不变，则平衡常数不变，
故答案为：；不变；
（3）A.当溶液中c（NH3）不变时，可说明反应达到了平衡状态，故A正确；
B.（NH4）2SO4电离产生，为弱碱阳离子，在水溶液中能水解，故B正确；
C.加入ZnCl2（s），溶液中c（Zn2+）增大，虽然三个平衡均正向移动，但根据勒夏特列原理，Zn2+的转化率反而减小，故C错误；
D.当平衡体系中c{[Zn（NH3）4]2+}＝c（Zn2+）时，KⅢ，则c（NH3），故D正确；
故答案为：ABD；
（4）①总氨浓度不为0时，由图可知，在6～10之间，增大pH或总氨浓度增大，浸出液中总Zn元素浓度增大，原因是pH增大，平衡NH3+H2O OH﹣逆向移动导致c（NH3）增大，总氨浓度增大，也会导致c（NH3）增大，从而使平衡Zn2+（aq）+4NH3（aq） [Zn（NH3）4]2+（aq）正向移动，c（Zn2+）减小，溶解平衡ZnSO4（s） Zn2+（aq） （aq）正向移动，浸出液中总Zn浓度增大。pH在10～12.5之间，pH增大，Zn2+（aq）+2OH﹣（aq）＝Zn（OH）2（s）正向移动，导致溶液中Zn元素总浓度下降，
故答案为：增大；pH在10～12.5之间，pH增大，Zn2+（aq）+2OH﹣（aq）＝Zn（OH）2（s）正向移动，导致溶液中Zn元素总浓度下降；
②pH在12.5～14之间，随着pH增加，OH﹣浓度增加，Zn（OH）2会继续与OH﹣反应转变为[Zn（OH）4]2﹣，使溶液中Zn元素的浓度上升，
故答案为：[Zn（OH）4]2﹣；
③根据NH3的电离平衡常数Kb＝ 1.8×10 5，总氨浓度为5.0mol L 1，依据物料守恒c（NH3）+c（）+4c{[Zn（NH3）4]2+}＝5.0mol/L，c（NH3）+c（）＝5.0mol/L﹣4×0.07mol/L＝4.72mol/L，解得c（）＝0.72mol/L，
故答案为：0.72。
【点评】本题主要考查了化学平衡、平衡常数、盖斯定律、盐类水解等知识。解题时要注意从题干中抽取有用的信息，结合已有的知识进行解题。例如，通过盖斯定律计算反应焓变、根据平衡常数的定义判断其影响因素、利用盐类水解的原理分析溶液中离子浓度的变化等。
11．（2025 济宁二模）利用3﹣硝基苯乙烯（NS）制备3﹣乙基苯胺（EA），涉及反应如下：
已知：为常数，在温度变化范围不大时，同一反应的ΔH、△S为常数）
（1）反应④的焓变ΔH4＝　ΔH1+ΔH2﹣ΔH3　 （用含ΔH1、ΔH2、ΔH3的代数式表示），反应①的平衡常数K1＝　　 （用含K2、K3、K4的代数式表示）。
（2）在某选择性催化剂条件下，四个反应的平衡常数随温度变化的曲线如图1所示，c和d分别表示反应②和③的平衡常数随温度变化的曲线，则表示反应①和④的平衡常数随温度变化曲线为　b　 、　a　 。
（3）下列说法错误的是　bc　 。
a.四个反应均为放热反应
b.
c.压强越大，温度越高越有利于生成EA
（4）以1mol NS为原料，PMPa的高压H2氛围下（因反应在H2高压氛围下进行，故H2压强近似等于总压）发生上述反应，测得不同温度下平衡时产物的选择性、NS平衡转化率关系如图2所示。平衡转化率为60%时，AS的产率＝　12　 %，反应①的KP＝　　 。
【答案】（1）ΔH1+ΔH2﹣ΔH3；；
（2）b；a；
（3）bc；
（4）12；。
【分析】（1）反应①+②＝④+③，则ΔH4＝ΔH1+ΔH2﹣ΔH3，反应①的平衡常数K1；
（2）c和d分别表示反应②和③的平衡常数随温度变化的曲线，升温K减小，反应为放热反应，根据为常数，在温度变化范围不大时，同一反应的ΔH、△S为常数），c线在lnK截距大于d，则△S2＞△S3，两条路径的总△S相等，即ΔH4+ΔH3＝ΔH1+ΔH2，则△S1＜△S4，反应①对应的图像在lnK截距更小为图中的b，反应④为图中的a；
（3）a.由图可知，温度升高，四个反应的平衡常数均减小，则四个反应均为放热反应；
b.四个反应的ΔH＜0，ΔH越小即|ΔH|越大，图中直线斜率越大，c线斜率更大，则ΔH2＜ΔH1＜0；
c.四个反应均为放热反应，温度越高越不利于生成EA；
（4）图中NS平衡转化率为60%时即转化1mol×60%＝0.6mol，ENB和EA的选择性都为40%，则AS选择性为1﹣40%﹣40%＝20%，平衡时，产率＝转化的量×选择性，AS的产率为100%＝12%，平衡时n（NS）＝（1﹣0.6）mol＝0.4mol，n（ENB）＝1mol×60%×40%＝0.24mol，H2压强近似等于总压。
【解答】解：（1）反应①+②＝④+③，则ΔH4＝ΔH1+ΔH2﹣ΔH3，反应①的平衡常数K1，
故答案为：ΔH1+ΔH2﹣ΔH3；；
（2）c和d分别表示反应②和③的平衡常数随温度变化的曲线，升温K减小，反应为放热反应，根据为常数，在温度变化范围不大时，同一反应的ΔH、△S为常数），c线在lnK截距大于d，则△S2＞△S3，两条路径的总△S相等，即ΔH4+ΔH3＝ΔH1+ΔH2，则△S1＜△S4，反应①对应的图像在lnK截距更小为图中的b，反应④为图中的a，
故答案为：b；a；
（3）a.由图可知，温度升高，四个反应的平衡常数均减小，则四个反应均为放热反应，故a正确；
b.四个反应的ΔH＜0，ΔH越小即|ΔH|越大，图中直线斜率越大，c线斜率更大，

展开更多......

收起↑