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化学反应原理大题集训
1．利用反应原理CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)，既可以消除工业废气中的H2S，又可以获得CS2和H2。
(1)CS2在制造玻璃等方面应用广泛。已知CS2(l)的燃烧热为1 077 kJ·mol－1，写出表示CS2(l)燃烧热的热化学方程式___________________________________
(2)CH4、H2S、CS2的键角从大到小的顺序为______________
(3)反应CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)可认为由如下反应分步实现：
反应ⅰ．2H2S(g)2H2(g)＋S2(g)　ΔH1＝＋170 kJ·mol－1
反应ⅱ．CH4(g)＋S2(g)CS2(g)＋2H2(g)　ΔH2＝＋64 kJ·mol－1
现将原料按n(CH4)∶n(H2S)＝1∶2通入某密闭容器中(保持体系压强为60 kPa)，不同温度下反应相同时间后，测得H2和CS2的体积分数如图1所示：
①请在图2中画出低温阶段反应ⅱ过程中的能量变化曲线：
②实验测得在950～1 150 ℃范围内(其他条件相同)，S2(g)的体积分数随温度升高先增大后减小，其原因可能是
____________________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________________
③在1 150 ℃时，为提高H2S的平衡转化率，除改变温度外，还可采取的措施是__________________________
___________________________________________________________________________________(列举两条)
④假定图1中1 200 ℃下为平衡态，则该温度下 CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)的压强平衡常数Kp＝_______kPa2 (列出计算式即可，Kp是以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数)
(4)工业上处理废气中的H2S也可以用氧化锌法，其原理为H2S＋ZnO===ZnS＋H2O。某六方ZnO晶胞的结构如图3所示：
具有相似晶胞结构的ZnS和ZnO晶体，熔点：ZnS_____(填“＞”或“＜”)ZnO；六方ZnO晶体的密度为_____
g·cm－3(设阿伏加德罗常数的值为NA，用含a、b、NA的代数式表示)
2．油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有的硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)S2(g)＋2H2(g)　ΔH1＝＋180 kJ·mol－1
②CS2(g)＋2H2(g)CH4(g)＋S2(g)　ΔH2＝－81 kJ·mol－1
则反应③CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)的ΔH3＝________kJ·mol－1；下列叙述能说明反应③达到平衡状态的是________(填字母)。
A．断裂2 mol C—H的同时生成1 mol C==S
B．恒容条件下，体系压强不再变化
C．恒容条件下，气体的密度不再变化
D．v正(H2S)＝2v逆(CS2)
(2)在不同温度、反应压强为100 kPa，进料H2S的摩尔分数(可看成体积分数)为0.1%～20%(其余为N2)的条件下，对于反应①，H2S分解平衡转化率的结果如图1所示。则T1、T2和T3由大到小的顺序为________；H2S的摩尔分数越大，H2S分解平衡转化率越小的原因是______________________________________________________
_______________________________________________________________________________
(3)反应①和③的ΔG随温度的变化如图2所示，已知ΔG＝－RTln K(R为常数，T为温度，K为平衡常数)，则在
1 000 K时，反应的自发趋势①______(填“＞”“＜”或“＝”)③。在1 000 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(CH4)∶n(N2)＝3∶2∶15的混合气进行反应，达到平衡时n(CS2)∶n(H2)约为1∶4，n(S2)微乎其微，其原因是________________________________________________________________
(4)在1 000 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(CH4)∶n(N2)＝3∶3∶2的混合气体进行反应③，达到平衡时，CS2分压与H2S的分压相同。则反应③的Kp＝________(不用写单位)。
3．甲烷化反应即为氢气和碳氧化物反应生成甲烷，有利于实现碳循环利用。
已知涉及的反应如下：
反应Ⅰ：CO(g)＋3H2(g)CH4(g)＋H2O(g)　ΔH1＝－206.2 kJ·mol－1
反应Ⅱ：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH2
反应Ⅲ：CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)　ΔH3＝－165.0 kJ ·mol－1
积碳反应(CO的歧化反应和CH4的裂解反应是催化剂积碳的主要成因)：
2CO(g)CO2(g)＋C(s)(反应Ⅳ)；
CH4(g)C(s) ＋2H2(g)(反应Ⅴ)。
回答下列问题：
(1)ΔH2＝________kJ·mol－1
(2)在360 ℃时，在固定容积的容器中进行上述反应(不考虑积碳反应)，平衡时CO和H2的转化率及CH4和CO2
的产率随变化的情况如图1所示
①图中表示CO转化率、CH4产率变化的曲线分别是________、________(填字母)，A、C两点的值相同，C点通过改变温度达到A点，则A、B、C三点温度由大到小的顺序是______________。
②按＝3∶1向恒容容器内投料，初始压强为p0，若仅发生Ⅰ、Ⅱ两个反应，达到平衡时总压为，CO的平衡转化率为a，则CH4的选择性＝________%[CH4的选择性＝×100%]；反应Ⅰ的Kp＝________(用平衡分压表示，分压＝总压×物质的量分数)
(3)已知各反应的平衡常数随温度的变化曲线如图2所示，相同时间内甲烷产率随温度升高的变化曲线如图3。
由图2可知，CO的歧化反应属于________(填“吸热”或“放热”)反应，相同时间内CH4的产率在温度高于330 ℃时降低的可能原因之一是催化剂活性降低，高温导致催化剂活性降低的原因是_____________________
________________________________________________________________________________
4．一种在常温、常压下催化电解实现工业合成氨反应的工艺为2N2(g)＋6H2O(l)4NH3(g)＋3O2(g)　
ΔH1＝＋1 530 kJ·mol－1。该反应可分两步完成：
反应Ⅰ：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH2＝－92.4 kJ·mol－1
反应Ⅱ：2H2O(l)2H2(g)＋O2(g)　ΔH3
(1)ΔH3＝_______kJ·mol－1
(2)将1.00 mol N2和3.00 mol H2充入3 L的恒容密闭容器中模拟反应Ⅰ：
①该反应中物质浓度随时间变化的曲线如图甲所示，0～10 min内，v(H2)＝________________
②不同温度和压强下测得平衡时混合物中氨的体积分数与温度的关系如图乙所示，则B、C两点的平衡常数KB________KC（填“＞”“＜”“＝”或“不确定”）；B点时N2的转化率＝________(保留2位有效数字)
(3)从图乙中获知反应Ⅰ存在着高温降低平衡产率与低温降低反应速率等调控矛盾。在工业生产中为提高合成氨的产率，通常从以下多个视角来综合考虑合理的工业生产条件：
反应速率的视角：①加入催化剂　②提高温度(控制在催化剂的活性温度范围内)
平衡移动和原料的转化率的视角：③________________④________________
(4)科学家为避免直接破坏N≡N键而消耗大量热能，通过新型催化剂降低了反应路径（如图丙）中决速步的能垒，使该反应在常温、常压下采用电化学方法也能实现，反应装置如图丁所示：
①反应路径中的决速步为________(填“Ⅰ”“Ⅱ”“Ⅲ”或“Ⅳ”)
②阴极上的电极反应式为________________________
5．甲烷是一种清洁能源，也是一种重要的化工原料，常用作合成甲醇
(1)1840年瑞士化学家盖斯通过大量的实验证明：不管化学反应是________，其反应热都是相同的，这就是盖斯定律。已知甲烷、碳单质、氢气的燃烧热分别为890 kJ/mol、393.5 kJ/mol、285 kJ/mol。则甲烷裂解制备炭黑的热化学方程式为__________________
(2)科学家们曾尝试用甲烷催化法消除汽车尾气中的NO，反应的热化学方程式为CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－1 155 kJ/mol
①该反应________(填“能”或“不能”)自发进行
②向绝热、恒容密闭容器中加入一定量的CH4(g)和NO(g)发生反应，下列能判断该反应到达平衡状态的是________(填字母)。
a．体系中混合气体的压强不变 b．体系中v(N2)∶v(CO2)＝2∶1
c．体系的温度不变 d．混合气体的平均相对分子质量不变 e．混合气体的密度不变
(3)以甲烷为原料通过以下反应合成甲醇：2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g) ΔH＝－251.0 kJ/mol。现将2 mol CH4(g)和1 mol O2(g)充入恒容密闭容器中，在不同温度和压强下进行上述反应。测得平衡时甲醇的物质的量随温度、压强的变化如图所示：
①结合反应原理及图像分析可知：p1时降低温度，n(CH4)________(填“增大”“减小”或“不变”)；p1________p2(填“>”“<”或“＝”)
②E、F、N点对应的化学平衡常数大小关系为______(用K(E)、K(F)、K(N)表示)
③T0 ℃，若F点对应的平衡时n(CH3OH)＝1 mol，总压强为4MPa，则用分压代替浓度表示F点的平衡常数Kp＝________MPa－1(分压＝总压×物质的量分数)
(4)CO2加氢制甲醇也具有重要的经济价值，其热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH<0，已知m为起始时H2和CO2的投料比。下图中其中投料比最大的是________(填“m1”“m2”或“m3”)，理由是_____________________________________________________________________________
6．运用化学反应原理研究与氨气有关反应有重要意义。请回答下列问题。
Ⅰ.已知合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－90.8 kJ·mol－1
(1)我国科学家为了解决合成氨反应速率和平衡产率的矛盾，选择使用Fe－TiO2－xHy双催化剂，通过光辐射产生温差(如体系温度为495 ℃时，Fe的温度为547 ℃，而TiO2－xHy的温度为415 ℃)。结合图示解释该双催化剂的工作原理(已知：常温下氮氮三键不易断裂)_______________________________。热Fe冷Ti双温催化原理如下：
Ⅱ.催化氧化法除尾气中氨气的反应为：a．4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g) ΔH1＝－1282 kJ·mol－1
在实际反应中还伴随如下副反应发生：b．4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH2＝－992 kJ·mol－1
c．4NH3(g)＋4O2(g)2N2O(g)＋6H2O(g) ΔH3＝－1118 kJ·mol－1
(2)反应a在常压下自发进行的温度条件是________(填“高温”“低温”或“任意温度”)
(3)其他条件不变，升高温度，NH3的平衡转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。原因为_________
(4)将一定比例的NH3和O2的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应管，NH3的转化率、生成N2的选择率与温度的关系如图所示。
①其他条件不变，在175 ℃～300 ℃范围，催化氧化除去尾气中的NH3应选择反应温度范围为200 ℃～225 ℃之间，理由是_________________________
②随温度的升高，N2选择率下降的原因可能为_________________________
Ⅲ.请回答：
(5)含氮化合物对工业生产有多种影响，化学工作者设计了如下再利用的方案：
以NH3和CO2为原料合成尿素[CO(NH2)2]，两步反应的能量变化如图：
①已知第二步反应决定了生产尿素的快慢，可推测E1________E3(填“＞”“＜”或“＝”)
②该反应达到化学平衡后，下列措施能提高NH3转化率的是________
A．选用更有效的催化剂 B．及时从体系转移出生成的尿素
C．降低反应体系的温度 D．增大二氧化碳的浓度
(6)某实验小组为了模拟工业合成尿素，在恒温恒容的真空密闭容器中充入一定量的CO2和NH3发生反应：2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)，反应过程中NH3的体积分数如图所示。实验测得体系平衡时的压强为10 MPa，计算该反应的平衡常数Kp＝__________ (MPa)－2(已知：分压＝总压×体积分数)。
7．龙岩5月质检)丙烯腈()是合成橡胶及合成树脂等工业中的重要原料，以 为原料合成丙烯腈的反应过程如下：
反应Ⅰ：
反应Ⅱ：
科学家通过DFT计算得出反应Ⅱ的历程包含p、q两步，其中p步反应的化学方程式为
已知：部分化学键键能如表所示：
化学键 键能/(kJ/mol) 化学键 键能/(kJ/mol)
C－H 413 C==C 615
O－H 463 C－O 351
N－H 389 C==O 745
C－C 348 C≡N 891
C－N 305
(1) q步反应的热化学方程式为____________
(2) 在盛有催化剂TiO2、压强为200 kPa的恒压密闭容器中按体积比2∶15充入和NH3发生反应，通过实验测得平衡体系中含碳物质(乙醇除外)的物质的量分数随温度的变化如图所示。
①ΔH1______0(填“＞”“＜”)
②含碳物质检测过程中，未检测出，反应活化能相对大小应为p______(填“＞”“＜”)q
③M点时，体系中H2O(g)的体积分数为______________(保留三位有效数字)。
④N点时，反应Ⅱ的压强平衡常数Kp＝____________kPa(保留三位有效数字)；150～350 ℃范围内，物质的量分数表示的平衡常数Kx的相对大小：反应Ⅰ______(填“＞”“＜”或“＝”)反应Ⅱ
⑤上述条件下丙烯腈的平衡产率不高，实际生产中会向反应器中再充入一定量N2(不参与反应)，请解释该操作的目的并说明理由：______________________________________________________
【化学反应原理大题集训】答案
1．(1)CS2(l)＋3O2(g)===CO2(g)＋2SO2(g)　ΔH＝－1 077 kJ·mol－1　
(2)CS2＞CH4＞H2S　
(3)①
（合理即可）
②低温阶段，只发生反应ⅰ，温度升高，S2(g)的体积分数增大；高温阶段，温度升高，反应ⅱ消耗S2(g)的速率大于反应ⅰ生成S2(g)的速率，S2(g)的体积分数减小（合理即可）　。
③减小体系压强、及时分离出产物、减小起始时H2S与CH4的物质的量之比、在恒压条件下通入稀有气体稀释反应物等（任写两条，合理即可）
④
(4)＜　eq \f(108,a2bNA)×1030
解析：(1)CS2(l)充分燃烧转化为SO2(g)和CO2(g)，由题意知，1 mol CS2(l)充分燃烧释放1 077 kJ热量。(2)CS2为直线形分子，键角为180°，CH4为正四面体形分子，键角为109°28'，H2S中S含有两对孤电子对，孤电子对与成键电子对的排斥作用较大，故H2S键角比CH4小。（3）①由题图1可知，低温阶段只发生反应ⅰ，说明反应ⅱ的活化能比反应ⅰ高，结合ΔH2＞0可画图。④1 200 ℃时，H2的体积分数是CS2的4倍，则根据已知反应，可认为反应体系中S2的体积分数为0，则CH4和H2S的体积分数之和为1－40％－10％＝50％，根据初始投料比可知，平衡时，CH4的体积分数为％、H2S的体积分数为％，平衡分压p(CH4)＝％×60 kPa＝10 kPa，p(H2S)＝20 kPa，p(CS2)＝6 kPa，p(H2)＝24 kPa，则Kp＝＝kPa2 。（4）ZnS和ZnO均为离子晶体，氧离子的半径比硫离子的半径小，ZnO中离子键的强度较大，熔点较高；1 pm＝10－10 cm，由图中参数可知，晶胞的体积为eq \f(,2)a2b×10－30 cm3，1个晶胞中含2个Zn、2个O，故晶体的密度为eq \f(2×81,NA×eq \f(,2)a2b×10－30 ) g·cm－3＝eq \f(108,a2bNA)×1030 g·cm－3。
2．(1)＋261　BD　
(2)T1>T2>T3　恒压条件下，H2S的摩尔分数增大，平衡正向移动，最终H2S的转化率降低　
(3)＜　在1 000 K，反应①ΔG>0，反应趋势小，反应③ΔG<0，反应趋势大，占主导　
(4)1.28×104
解析：(1)反应③等于反应①减去反应②，ΔH3＝＋180 kJ·mol－1－(－81 kJ·mol－1)＝＋261 kJ·mol－1；A项中都表示正反应，故A不符合题意；该反应是气体分子数变化的反应，恒容条件下压强不变即达到平衡，故B符合题意；恒容条件又都是气体参与反应，故密度始终保持不变，故C不符合题意。(2)反应①是吸热反应，温度升高，平衡正向移动，则H2S的转化率增大，故T1>T2>T3。(3)在1 000 K，反应①ΔG>0，不易自发，反应③ΔG<0，容易自发，故反应自发趋势①＜③。(4)设n(H2S)＝3 mol，列三段式
CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)
初始/mol　3　　　　3　　　　0　　　　0
转化/mol　x　　　　2x　　　　x　　　4x
平衡/mol　3－x　　3－2x　　　x　　　4x
达到平衡时，CS2分压与H2S的分压相同即有3－2x＝x，解得x＝1，平衡后气体的总物质的量为2 mol＋1 mol＋1 mol＋4 mol＋2 mol＝10 mol，则Kp＝＝1.28×104。
3．(1)－41.2　
(2)①b　c　B＝C>A　②　　
(3)放热　高温时，积碳反应主要发生CH4裂解，导致催化剂积碳，活性降低
解析　(1)根据盖斯定律知，反应Ⅱ＝反应Ⅰ－反应Ⅲ，ΔH2＝ΔH1－ΔH3＝－206.2 kJ·mol－1－(－165.0 kJ·mol－1)＝－41.2 kJ·mol－1。
(2)①结合反应，越大，CO转化率越大，直到接近100%，故b表示CO转化率变化的曲线；随着的增大，CO接近完全转化，CH4产率逐渐增大，直到接近100%，故c表示CH4产率变化的曲线；b表示CO转化率变化的曲线，B、C均在曲线b上，温度：B＝C，结合反应Ⅰ、Ⅱ，两反应均为放热反应，则温度越低CO转化率越高，A点转化率高于C，故温度：B＝C>A。
②设起始投料n(CO)＝n mol，则n(H2)＝3n mol，列出反应Ⅰ三段式：
　　　　　CO(g)＋3H2(g)CH4(g)＋H2O(g)
起始/mol　　n　　　3n　　　0　　　　0
转化/mol　　x　　　3x　　　x　　　　x
平衡/mol　　n－x　3n－3x　　x　　　x
反应Ⅱ前后气体体积不变，反应Ⅰ前后总物质的量减少2x mol，根据初始压强为p0，达到平衡时总压为，则＝，解得x＝0.5n；CO的平衡转化率为a，列出反应Ⅱ三段式：
CO(g) ＋ H2O(g) ?? CO2(g) ＋ H2(g)
起始/mol　　　0.5n　　　0.5n　　　0　　　　1.5n
转化/mol　　na－0.5n　na－0.5n　na－0.5n　na－0.5n
平衡/mol　n(1－a)　　n(1－a)　　n(a－0.5)　n(1＋a)
则CH4的选择性＝×100%＝%；平衡时，CO的分压为×p0＝、H2的分压为×p0＝、CH4的分压为×p0＝、H2O的分压为×p0＝，反应Ⅰ的Kp＝＝。
4．(1)＋571.6
(2)①0.075 mol·L－1·min－1
②＝ 　82％
(3)增大压强　　增大N2的浓度　
(4)①Ⅱ
②N2＋6H＋＋6e－=== 2NH3
解析：(1)由盖斯定律知，ΔH3＝＝＋571.6 kJ·mol－1。
(2)①由图甲可知，从反应开始到达到平衡，X、Y的浓度变化量分别为0.50 mol·L－1和0.75 mol·L－1，变化量之比为2∶3，所以X为NH3、Y为H2，则0～10 min内v（H2）＝0.75 mol·L－1÷10 min＝0.075 mol·L－1·min－1。②由于B、C两点的温度相同，平衡常数只与温度有关，因此KB＝KC；B点平衡体系中氨的体积分数为70％，设氮气的转化率为x，则平衡时氢气和氨气的变化量分别为3x mol和2x mol，平衡体系中共有(4－2x) mol气体，所以×100％＝70％，解得x≈82％。
(3)根据影响平衡移动的因素分析，该反应是气体分子数减小的反应，增大压强可以使平衡正向移动，从而提高原料转化率；N2较易得到、价廉，增大N2的浓度也可使平衡正向移动，同时能提高H2的转化率。
(4)①反应路径中的决速步为活化能最高的一步，故决速步为Ⅱ。②与电源负极相连的电极为阴极，阴极发生还原反应，电极反应式为N2＋6H＋＋6e－=== 2NH3。
5．(1)一步完成还是分几步完成　CH4(g)===C(s)＋2H2(g)　ΔH＝＋73.5 kJ/mol
(2)①能　②ac
(3)①减小　>　②K(E)＝K(F)>K(N)　③1.25
(4)m1　保持n(CO2)不变，增大n(H2)，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大
解析：(1)1840年瑞士化学家盖斯通过大量的实验证明：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的，这就是盖斯定律；根据燃烧热分别写出热化学方程式，
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ/mol
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285 kJ/mol
③CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890 kJ/mol
根据盖斯定律计算③－①－2×②得CH4(g) C(s)＋2H2(g)　ΔH＝(－890＋393.5＋2×285)kJ/mol＝＋73.5 kJ/mol，故答案为＋73.5 kJ/mol；(2)①该反应为熵增焓减的反应，ΔG＝ΔH－TΔS<0，反应能自发进行；
②向绝热、恒容密闭容器中加入一定量的CH4(g)和NO(g)发生反应CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－1 155 kJ/mol；a.反应为气体体积不变的反应，根据理想气体状态方程pV＝nRT，温度变化，故压强也是变量，根据“变量不变达平衡”，体系中混合气体的压强不变能说明反应达平衡状态，选项a正确；b.随着反应的进行，根据物质计量数关系，反应后体系中保持v(N2)∶v(CO2)＝2∶1，无法说明反应达平衡状态，选项b错误；c.反应为放热反应，随着反应的进行温度发生变化，当体系的温度不变时反应达平衡，选项c正确；d.反应为气体体积不变的反应，气体总质量、总物质的量不变，混合气体的平均相对分子质量始终不变，无法说明反应达平衡，选项d错误；e.反应为气体体积不变的反应，气体总质量、总体积不变，混合气体的密度始终不变，无法说明反应达平衡，选项e错误；答案选ac；(3)①正反应为放热反应，降低温度，平衡正向移动，则p1时降低温度，n(CH4)减小，增大压强，平衡正向移动，CH4的物质的量减小，则p1＞p2；②升高温度，平衡正向移动，平衡常数增大，相同温度平衡常数相同，则有K(E)＝K(F)>K(N)；
③根据数据列三段式：
此时总压强为4 MPa，则p(CH4)＝×4 MPa＝1.6 MPa，p(O2)＝0.8 MPa，p(CH3OH)＝1.6 MPa，则Kp＝＝1.25 MPa－1；(4)根据图中信息可知，保持n(CO2)不变，增大n(H2)，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大，故其中投料比最大的是m1。
6．(1)N≡N键在“热Fe”表面断裂，利于提高合成氨的反应速率；氨气在“冷 Ti”表面生成，利于提高氨的平衡产率　
(2)任意温度
(3)减小　a、b、c三个反应均为放热反应，温度升高，平衡均逆向移动　
(4)①该温度范围NH3的转化率较大，且氮气的选择率较高，副产物较少　
②催化剂对生成氮气的反应活性下降，副反应的反应速率加快
(5)①＜　②CD　
(6)0.15
解析：(1)根据图中信息，“热Fe”高于体系温度，N2在“热Fe”表面断裂，有利于提高合成氨反应速率；“冷Ti”低于体系温度，氨气在“冷Ti”表面生成，有利于提高氨的平衡产率；(2)反应a的ΔH＜0，ΔS＞0，则ΔG＝ΔH－TΔS＜0，任意温度下反应都能自发进行；(3)由信息可知，a、b、c三个反应均为放热反应，升高温度平衡逆向移动，NH3的平衡转化率减小；(4)①其他条件不变，反应温度范围为200 ℃～225 ℃之间时NH3的转化率较大，且氮气的选择率较高，副产物较少；②由图可知，低温下NH3转化率和N2选择率均较高，随温度的升高，N2选择率下降的原因可能为催化剂对生成N2的反应活性下降，副反应的速率变大；(5)①活化能越大，反应速率越慢，慢反应决定反应速率，第二步反应决定了生产尿素的快慢，则第二步的活化能大于第一步活化能，即E1＜E3；②催化剂只改变化学反应速率，不影响平衡移动，所以不能提高平衡时氨气的转化率，A错误；尿素是固体，从体系转移出生成的尿素，平衡不移动，氨气的转化率不变，B错误；降低反应体系的温度，平衡正向移动，氨气转化率增大，C正确；增大二氧化碳的浓度，平衡正向移动，使氨气消耗量增多，氨气转化率增大，D正确；(6)起始氨气的体积分数为50%，说明二氧化碳的体积分数也为50%，设起始氨气和二氧化碳的物质的量均为1mol，平衡时二氧化碳的转化率为x，列出如下三段式：
　　　　　　2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)
起始量/mol 1 1 0
转化量/mol 2x x x
平衡量/mol 1－2x 1－x x
平衡时氨气的体积分数为×100%＝20%，解得x＝，混合气体总物质的量为(2－2×)mol＝mol，p(NH3)＝eq \f(1－2×,)×10 MPa＝2 MPa，同理，p(CO2)＝5 MPa，p(H2O)＝3 MPa，Kp＝＝＝0.15(MPa)－2
7．(1)
(2)①＞　
②＜　
③12.4%　
④2.14　＞　
⑤提高丙烯腈的平衡转化率，因为恒压下充入N2，反应Ⅱ中各物质分压减小，平衡正向移动
解析：(1) 反应热＝反应物键能总和－生成物键能总和可知，ΔH＝(8×413＋615＋2×351＋2×348＋745＋3×389)kJ/mol －(8×413＋615＋2×348＋745＋305＋2×389＋351＋463)kJ/mol ＝－28 kJ/mol 。(2) ①由图知，在200 ℃之前，平衡体系中物质的量分数几乎不变，即反应Ⅱ反应程度变化不大，平衡体系中的物质的量分数随温度的升高而逐渐增大，的物质的量分数随温度的升高而逐渐减小，则说明反应Ⅰ平衡正向移动，即反应Ⅰ为吸热反应，ΔH1＞0。②反应Ⅱ的历程包含p、q两步，含碳物质检测过程中，未检测出，说明生成该物质的速率慢，消耗该物质的速率快，即其中q步为决速步骤，该步骤活化能较大，p步活化能＜q步活化能。③设初始投入物质的量为2 mol，NH3物质的量为15 mol，M点平衡体系中的含碳物质的物质的量分数为80%，几乎为0，则反应Ⅰ生成的H2O(g)物质的量为2 mol，根据三段式分析：
则×100%＝80%，解得x＝0.4 mol，平衡体系中H2O(g)的体积分数＝×100%≈12.4%。④N点平衡体系中与的含碳物质的物质的量分数均为50%，几乎为0，利用三段式分析：
则则×100%＝50%，解得y＝1 mol，平衡体系中与的物质的量均为1 mol，NH3的物质的量为14 mol，H2O(g)的物质的量为3 mol，的物质的量为1 mol，气体总物质的量为20 mol，反应Ⅱ的压强平衡常数Kp＝≈2.14 kPa。⑤由温度升高，的含碳物质的物质的量分数增大，反应Ⅱ平衡正移，可知反应Ⅰ为吸热反应，反应Ⅱ为吸热反应，在200 ℃之前，平衡体系中物质的量分数几乎不变，即反应Ⅱ反应程度小，平衡常数Kx小，含碳物质的物质的量分数较大，反应Ⅰ反应程度大，平衡常数Kx大于反应Ⅱ平衡常数Kx，且随温度升高到一定温度，几乎为0，则平衡常数Kx＞105，反应Ⅱ随温度升高，平衡常数Kx增大，但仍小于反应Ⅰ平衡常数Kx，则反应Ⅰ平衡常数Kx＞反应Ⅱ平衡常数Kx；再充入一定量N2，总压不变情况下，各物质的分压减小，相当于减小压强，则反应Ⅱ平衡正向移动，提高丙烯腈的平衡转化率。
21世纪教育网 www.21cnjy.com 精品试卷·第 2 页 （共 2 页）
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