資源簡介

化學反應原理綜合題
1.(2023·潮州二模)合成氨反應N2(g)+3H2(g)2NH3(g)是目前最有效的工業固氮方法,解決數億人口生存問題。合成氨的反應歷程和能量變化如圖所示。請回答下列問題:
(1)1 mol N2分子中π鍵數目為　　　　NA,合成氨反應的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)對總反應速率影響較大的步驟的化學方程式為
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(3)在t ℃、壓強為0.9 MPa條件下,向一恒壓密閉容器中通入氫氮比為3的混合氣體,體系中氣體的含量與時間變化關系如圖所示:
①反應20 min達到平衡,試求0~20 min內氨氣的平均反應速率v(NH3)=　　　　 MPa·min-1,該反應的Kp=　　　　(用數字表達式表示)。(Kp為以分壓表示的平衡常數,分壓=總壓×物質的量分數)
②以下敘述能說明該條件下反應達到平衡狀態的　　　　。
a.氨氣的體積分數保持不變
b.容器中氫氮比保持不變
c.N2和NH3平均反應速率之比為1∶2
d.氣體密度保持不變
③若起始條件相同,在恒容容器中發生反應,則達到平衡時H2的含量符合圖中　　　　點(填“d”“e”“f”或“g”)。
(4)NH3可在Pt—HY催化劑表面消除氮氧化物等大氣污染物。
研究表明,在Pt—HY催化劑中,Pt表面上形成的NH3以N的形式被儲存。隨后在HY載體上,N與NO和O2產生N2,該反應的離子方程式為
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(已知該反應的NO和O2物質的量之比為1∶1)
(5)利用催化劑通過電化學反應在室溫下合成氨的原理如圖所示,該裝置中陰極的電極反應式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
2.以CO2為原料制備甲醇、合成氣、淀粉等能源物質具有廣闊的發展前景。在催化劑的作用下,氫氣還原CO2的過程中可同時發生反應①②。
①CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-50 kJ·mol-1
②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　
ΔH2=+41.1 kJ·mol-1
(1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　
ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
(2)已知ΔH-TΔS<0時,反應能自發進行反應,反應①的ΔS=-180 J·mol-1·K-1,則反應①自發進行的溫度不超過　　　　 K(保留一位小數)。
(3)在恒溫恒容密閉容器中,充入一定量的CO2及H2,起始及達到平衡時,容器內各氣體的物質的量及總壓強數據如表所示:
起始 平衡
n(CO2)/mol 0.5 0.2
n(H2)/mol 0.9
n(CH3OH)/mol 0 m
n(CO)/mol 0
n(H2O)/mol 0 0.3
總壓/kPa p0 p
已知p0=1.4p,則表中m=　　　　;反應①的平衡常數Kp=　　　　 (kPa)-2(用含p的代數式表示),Kp為壓強平衡常數,是在化學平衡體系中,用各氣體物質的分壓替代濃度計算的平衡常數。
(4)向恒壓反應器中通入3 mol H2和1 mol CO2,CO2的平衡轉化率及CH3OH的平衡產率隨溫度變化的關系如圖所示。已知:CH3OH的產率=×100%。
圖中500 K以后,CO2的平衡轉化率隨溫度升高而增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)CO2的綜合利用有利于“碳中和”,CO2分子在晶體中的堆積方式如圖所示,該晶體為面心立方最密堆積結構,晶胞邊長為a pm,則該晶體的密度ρ=　　　　 g/cm3(列出計算式,設NA為阿伏加德羅常數)。
(6)溫室氣體CO2的用途廣泛,請寫出一種與其物理性質相關的用途:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
3.(2023·常德一模)氰化氫(HCN)分子被認為是生命起源中重要的中間體之一,主要應用于電鍍業、采礦業等,可制造各種樹脂單體。迄今為止,它所產生的與生物相關聯的化合物種類最多。
(1)HCN的合成
氰化氫可用甲烷氨氧化法合成,其熱化學反應方程式為:CH4(g)+NH3(g)HCN(g)+3H2(g)　ΔH
相關化學鍵的鍵能數據如下表:
化學鍵 C—H N—H C≡N H—H
E(kJ/mol) 414 393 891 436.4
上述反應的ΔH為　　　　。
(2)HCN的性質
已知25 ℃時有關弱電解質的電離平衡常數如下表:
弱電解質化學式 電離平衡常數
CH3COOH 1.8×10-5
HCN 4.9×10-10
H2CO3 K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11
HNO2 7.2×10-4
NH3·H2O 1.8×10-5
①HCN具有酸性,能與氨水發生反應:HCN+NH3·H2ON+CN-+H2O,此反應在常溫下的平衡常數K約為　　　　;NH4CN溶液呈　　　　性。
②已知可發生如下反應:NaCN+HNO2HCN+NaNO2,NaCN+HFHCN+NaF,NaF+HNO2NaNO2+HF,則HF的電離平衡常數的范圍為:　　　　　　　　　　　　　　　。
③在KCN溶液中通入少量的二氧化碳,其離子反應方程式為:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
④濃度均為0.1 mol/L的NaCN與HCN的混合溶液中,以下推斷正確的是　　　　。
A.混合溶液pH約為9.3
B.2c(H+)=c(CN-)+c(HCN)+2c(OH-)
C.c(Na+)>c(CN-)>c(HCN)>c(H+)>c(OH-)
(3)HCN和CN-的處理
①HCN是一種無色、有毒、易溶于水的氣體,易在空氣中均勻彌散,并易產生爆炸。國家重點實驗室對密閉空間內的HCN氣體進行了消毒研究,研究中采用NH3、H2O2氣霧、NH3-H2O2氣霧和水霧分別單獨對HCN進行消毒。由圖可知　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
為最佳消毒試劑。
②工業生產中含氰(CN-)廢水主要來源于選礦、有色金屬冶煉等工業,對于含氰廢水都應高度重視并妥善處理,國家關于廢水中總氰濃度排放標準為≤0.5 mg/L。某工廠實驗室針對不同濃度焦亞硫酸鈉(Na2S2O5)處理含氰廢水情況展開研究。反應如下:
S2
如圖為氧化后CN-的濃度變化,如果你是工廠研究人員,你認為應選擇多大濃度的Na2S2O5溶液最合理,請回答并說明理由　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
4.(2023·湛江二模)二氧化碳的捕集和資源化利用是緩解溫室效應的重要戰略方向。回答下列問題:
(1)我國在二氧化碳催化加氫合成甲醇上取得了突破性進展,有關反應如下:
反應ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1
反應ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　
ΔH=+41 kJ·mol-1
CO(g)和H2(g)合成甲醇的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)在催化劑M的作用下,CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的微觀反應歷程和相對能量(E)如圖所示,其中吸附在催化劑表面上的物種用“*”標注。已知:表示C,表示O,表示H。
歷程Ⅰ:
反應甲:CO2(g)CO(g)+O*
歷程Ⅱ:
反應乙:H2(g)+O*HO*+H*
歷程Ⅲ:
反應丙:　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
①歷程Ⅲ中的反應丙可表示為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②決定CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的總反應速率的是歷程　　　　(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。
(3)將CO2和H2按物質的量之比1∶3充入一恒容密閉容器中,同時發生了反應ⅰ和反應ⅱ,測得CO2的平衡轉化率隨溫度、壓強變化的情況如圖所示。
①壓強p1、p2、p3的大小關系為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②A點、B點的化學反應速率大小:v(A)　　　　(填“<”“=”或“>”)v(B)。
③溫度高于543 K時,CO2的平衡轉化率隨溫度的升高而增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
④圖中M點對應的溫度下,已知CO的選擇性(生成的CO與轉化的CO2的百分比)為50%,該溫度下反應ⅱ的平衡常數為　　　　(結果保留3位小數)。
(4)催化CO2加氫合成乙酸在減少碳排放的同時還可以生產重要的化工原料。已知電離度α=,∧m為一定濃度下電解質的摩爾電導率,為無限稀釋時溶液的摩爾電導率,=0.040 S·m2·mol-1(T=298 K)。某小組實驗測得T=298 K時,0.01 mol·L-1乙酸的∧m=0.002 S·m2·mol-1。
①該條件下測定的乙酸的電離平衡常數Kc為
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(列出計算式,不需化簡)。
②在298 K時,幾種離子的摩爾電導率如表所示。已知:摩爾電導率越大,溶液的導電性越好。空間站通過電解水實現O2的再生,從導電性角度選擇,最適宜的電解質為　　　　(填化學式)。
離子種類 H+ S Cl-
摩爾電導率 /(10-4 S·m2·mol-1) 349.82 79.8 76.34
離子種類 CH3COO- K+ Na+
摩爾電導率 /(10-4 S·m2·mol-1) 50.18 73.52 50.11
5.(2023·武漢質檢)低碳烯烴是基礎有機化工原料,工業上可利用合成氣直接或間接制取。主要反應方程式如下。
間接制取低碳烯烴:CO(g)+2H2(g)CH3OH(l)　ΔH1=-116 kJ·mol-1
2CH3OH(l)C2H4(g)+2H2O(l)　
ΔH2=-35 kJ·mol-1
直接制取低碳烯烴:2CO(g)+4H2(g)C2H4(g)+2H2O(g)　ΔH3
回答下列問題:
(1)已知H2O(g)H2O(l)　ΔH=-44 kJ·mol-1,則ΔH3=　　　　 kJ/mol。
(2)將N2、CO和H2以體積比為1∶1∶2充入密閉容器中直接制取乙烯,CO的平衡轉化率與溫度的關系如圖1所示,則p1　　　　p2(填“>”“<”或“=”),M點的正反應速率　　　　N點的逆反應速率(填“>”“<”或“=”)。在500 K,壓強為p1的條件下,該反應的Kp=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(列出計算式)。
(3)已知反應空速是指一定條件下,單位時間單位體積(或質量)催化劑處理的氣體量。在常壓、450 ℃,n(CO)∶n(H2)為1∶2的條件下,利用合成氣直接制取乙烯。反應空速對CO轉化率和乙烯選擇性[選擇性=×100%]的影響如圖2所示。隨著反應空速的增加,乙烯的選擇性先升高后降低的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(4)利用合成氣制取低碳烯烴時,需使合成氣吸附在催化劑表面的活性位點上。研究發現催化劑晶體的顆粒越小,催化效果越好,其理由是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(5)Ga2O3是工業上利用合成氣制低碳烯烴的催化劑,其晶體結構單元如圖3所示(O2-之間緊密堆積,Ga3+位于O2-形成的空隙中且未畫出),其中O2-半徑為a nm,晶體結構單元的高為b nm。已知阿伏加德羅常數的值為NA,則Ga2O3晶體的摩爾體積Vm=　　　　　　　　　　　　　　　　　　　 m3/mol。
化學反應原理綜合題
1.(1)2　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.2 kJ/mol
(2)2*N+6*H2*NH3
(3)①0.005　　②ad　③g
(4)4N+2NO+2O23N2+4H++6H2O　(5)N2+6H++6e-2NH3
解析　(1)氮氣分子的氮氮三鍵中含有1個σ鍵和2個π鍵,則1 mol氮氣分子中π鍵數目為1 mol×2×NAmol-1=2NA;由圖可知,合成氨反應的反應熱為ΔH=(307.8+100.0)kJ/mol-500 kJ/mol=-92.2 kJ/mol,反應的熱化學方程式為N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.2 kJ/mol;(2)由圖可知,活化能最大的反應為2*N+6*H2*NH3,反應的活化能越大,反應速率越慢,總反應速率取決于慢反應;(3)①反應20 min達到平衡時,氮氣、氫氣、氨氣的分壓分別為0.9 MPa×=0.1 MPa,則0~20 min內氨氣的平均反應速率為=0.005 MPa/min,反應的平衡常數Kp= MPa-2;②a.氨氣的體積分數保持不變說明正逆反應速率相等,反應已達到平衡,故正確;b.由質量守恒定律可知,反應中容器內氫氮比始終保持不變,則容器中氫氮比保持不變不能說明正逆反應速率相等,無法判斷反應是否達到平衡,故錯誤;c.氮氣和氨氣平均反應速率之比為1∶2不能說明正逆反應速率相等,無法判斷反應是否達到平衡,故錯誤;d.由質量守恒定律可知,反應前后氣體的質量相等,該反應為氣體體積減小的反應,在恒壓密閉容器中反應時,混合氣體的密度增大,則混合氣體的密度保持不變說明正逆反應速率相等,反應已達到平衡,故正確;故選ad;③該反應為氣體體積減小的反應,若起始條件相同,恒壓密閉容器相當于恒容容器增大壓強,反應速率加快,達到平衡的時間減小,平衡向正反應方向移動,氫氣的百分含量減小,則若起始條件相同,在恒容容器中發生反應,達到平衡所需時間大于恒壓密閉容器,氫氣的百分含量高于恒壓密閉容器,故選g;(4)由圖可知,在HY載體上,銨根離子與物質的量比為1∶1的一氧化氮和氧氣反應生成氮氣、氫離子和水,反應的離子方程式為4N+2NO+2O23N2+4H++6H2O;(5)由圖可知,與直流電源負極相連的電極為陰極,酸性條件下氮氣在陰極得到電子發生還原反應生成氨氣,電極反應式為N2+6H++6e-2NH3。
2.(1)-91.1 kJ/mol　(2)277.8　(3)0.2　
(4)反應①為放熱反應,升高溫度,平衡左移,反應②為吸熱反應,升高溫度,平衡右移,500 K以后,反應②的反應程度大于反應①
(5)　(6)做制冷劑或用于人工降雨或用于滅火
解析　(1)由蓋斯定律可知,反應①-②可得反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),則反應ΔH3=(-50 kJ/mol)-(+41.1 kJ/mol)=-91.1 kJ/mol;(2)由ΔH-TΔS<0可得(-50 kJ/mol)-T×[-180 J/(mol·K)×10-3 kJ/J]<0,解得T<277.8 K;(3)由題給數據可得如下三段式:
由平衡時氣體的壓強之比等于物質的量之比可得:,解得m=0.2,則平衡時氣體總物質的量為1 mol,反應①的平衡常數Kp= (kPa)-2;(4)反應①為放熱反應,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,二氧化碳的轉化率減小,反應②為吸熱反應,升高溫度,平衡向正反應方向移動,二氧化碳的轉化率增大,則500 K以后,二氧化碳的平衡轉化率隨溫度升高而增大說明反應②的反應程度大于反應①;(5)由晶胞結構可知,晶胞中位于頂角和面心的二氧化碳的個數為8×=4,晶體的密度為ρ g/cm3,由晶胞的質量公式可得:=(a×10-10)3ρ,解得ρ=;(6)干冰升華時會吸收熱量,使周圍環境溫度降低,所以二氧化碳可以做制冷劑,或用于人工降雨,二氧化碳不能支持燃燒,密度又比空氣的大,如果讓二氧化碳覆蓋在燃著的物體上,就能使物體跟空氣隔絕而停止燃燒,所以也可用于滅火。
3.(1)+220.8 kJ/mol
(2)①0.882(或8.82×10-1)　堿　②(4.9×10-10,7.2×10-4)(或4.9×10-10③CN-+CO2+H2OHCN+HC　④A
(3)①NH3—H2O2氣霧　②應選擇3 g/L的Na2S2O5溶液,此時CN-濃度已經達到國家排放標準,后面再隨著Na2S2O5濃度的增加,CN-濃度繼續下降,但降幅不大,去除率變化不大且會增加生產成本
解析　(1)ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=4×414+3×393-(414+891+3×436.4)=+220.8 kJ/mol;(2)①已知K(HCN)=,K(NH3·H2O)=,有K==
==0.882;NH4CN是弱酸弱堿鹽,N水解產生H+,CN-水解產生OH-,由電離平衡常數Ka(HCN)HF>HCN,故HF的電離平衡常數的范圍為:4.9×10-10c(H+),故C錯誤;(3)①由圖可得用NH3-H2O2氣霧對HCN進行消毒時,HCN質量濃度下降最快且消毒較徹底,故NH3-H2O2氣霧為最佳消毒劑;②由圖可知當Na2S2O5溶液的濃度為3 g/L時,CN-濃度已經達到國家排放標準,后面再隨著Na2S2O5濃度的增加,CN-濃度繼續下降,但降幅不大,去除率變化不大且會增加生產成本,故應選3 g/L的Na2S2O5溶液。
4.(1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-90.6 kJ·mol-1
(2)①HO*+H*H2O(g)　②Ⅲ
(3)①p1>p2>p3　②<　③反應ⅱ為吸熱反應,升溫平衡正向移動,反應ⅰ為放熱反應,升溫平衡逆向移動,而反應ⅱ正向移動的程度比反應ⅰ逆向移動的程度大　④0.017
(4)①　②H2SO4
解析　(1)已知,反應ⅰ:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1;反應ⅱ:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41 kJ·mol-1;根據蓋斯定律可知,由反應ⅰ-反應ⅱ可得,CO(g)和H2(g)合成甲醇的熱化學方程式為CO2(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH=-49.6 kJ·mol-1-(+41 kJ·mol-1)=-90.6 kJ·mol-1。(2)①已知總反應為CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g),歷程Ⅰ反應甲:CO2(g)CO(g)+O*,歷程Ⅱ反應乙:H2(g)+O*HO*+H*,則總反應-反應甲-反應乙可得歷程Ⅲ中的反應丙,可表示為HO*+H*H2O(g)。②歷程Ⅰ的活化能為-0.05 eV-(-0.37 eV)=0.32 eV,歷程Ⅱ的活化能為0.38 eV-(-0.41 eV)=0.79 eV,歷程Ⅲ的活化能為0.63 eV-(-0.85 eV)=1.48 eV,活化能越大,反應速率越慢,總反應的反應速率由最慢的反應決定,則決定CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)的總反應速率的是歷程Ⅲ。(3)①反應ⅱ為反應前后氣體物質的量不變的反應,加壓平衡不移動,而對于反應ⅰ,加壓平衡正向移動,二氧化碳的平衡轉化率增大,故壓強p1、p2、p3的大小關系為p1>p2>p3。②A點、B點二氧化碳的平衡轉化率相等,則反應物濃度相等,B點的壓強、溫度均比A點大,故化學反應速率大小:v(A)反應ⅰ:
;
反應ⅱ:
;
則平衡時,CO2為0.75 mol,H2為(3-0.375-0.125) mol=2.5 mol,CO為0.125 mol,H2O為(0.125+0.125) mol=0.25 mol,反應ⅱ反應前后容器體積不變,可以用物質的量代替濃度計算平衡常數,則該溫度下反應ⅱ的平衡常數≈0.017。(4)①已知電離度α=,∧m為一定濃度下電解質的摩爾電導率,為無限稀釋時溶液的摩爾電導率,=0.040S·m2·mol-1(T=298 K)。某小組實驗測得T=298 K時,0.01 mol·L-1乙酸的∧m=0.002 S·m2·mol-1,則電離度α==0.05,該條件下測定的乙酸的電離平衡常數Kc=。②已知:摩爾電導率越大,溶液的導電性越好,根據各種離子的摩爾電導率可知,從導電性角度選擇,最適宜的電解質為H2SO4。
5.(1)-179　(2)>　>　
(3)空速增加,生成乙烯增加,且乙烯與氫氣反應較少,使得乙烯的選擇性增大;空速過高時,氣體流速太快,反應時間縮短,使得乙烯的選擇性降低
(4)催化劑晶體的顆粒越小,催化劑的表面積越大,活性位點越大　(5)3a2bNA×10-27
解析　(1)已知:①CO(g)+2H2(g)CH3OH(l)　ΔH1=-116 kJ·mol-1
②2CH3OH(l)C2H4(g)+2H2O(l)　
ΔH2=-35 kJ·mol-1
③H2O(g)H2O(l)　ΔH=-44 kJ·mol-1
由蓋斯定律可知,2×①+②-2×③得:2CO(g)+4H2(g)C2H4(g)+2H2O(g)　ΔH3=2×(-116 kJ·mol-1)+(-35 kJ·mol-1)-2×(-44 kJ·mol-1)=-179 kJ·mol-1;
(2)制取乙烯反應為氣體分子數減小的反應,相同條件下,增大壓強,平衡正向移動,CO轉化率增大,故p1>p2;溫度越高、壓強越大反應速率越快,則M點的正反應速率>N點的正反應速率=N點的逆反應速率;假設N2、CO和H2投料分別為1 mol、1 mol、2 mol,在500 K,壓強為p1的條件下,平衡時CO轉化率為60%,則反應CO 0.6 mol、氫氣1.2 mol、生成乙烯0.3 mol、水0.6 mol,平衡時一氧化碳0.4 mol、氫氣0.8 mol,總的物質的為0.4 mol+0.8 mol+0.3 mol+0.6 mol+1.0 mol=3.1 mol;則該反應的Kp=;(3)隨著反應空速的增加,乙烯的選擇性先升高后降低的原因是:空速增加,生成乙烯增加,且乙烯與氫氣反應較少,使得乙烯的選擇性增大;空速過高時,氣體流速太快,反應時間縮短,使得乙烯的選擇性降低;(4)催化劑晶體的顆粒越小,催化劑的表面積越大,活性位點越大,使得催化效果越好;(5)根據“均攤法”,晶胞中含12×+3=6個O,結合化學式可知,1個該晶胞含有2個Ga2O3;O2-半徑為a nm,則底面邊長為2a nm,晶體結構單元的高為b nm,則該晶胞體積為2a×a2b×10-27 m3,故Ga2O3晶體的摩爾體積Vm=6a2bNA×10-27 m3/mol。

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