資源簡介

綜合題突破3　反應原理綜合題
(分值:70分)
1.(12分)(2024·湖南長沙一模)丙烷的價格低廉且產量大,而丙烯及其衍生物具有較高的經濟附加值,因此丙烷脫氫制丙烯具有重要的價值。回答下列問題:
(1)(1分)已知下列反應的熱化學方程式:
直接脫氫
反應①:CH3CH2CH3(g)CH2==CHCH3(g)+H2(g)　ΔH1=+123.8 kJ·mol-1
反應②:2H2(g)+O2(g)===2H2O(g)　ΔH2=-483.6 kJ·mol-1
計算O2氧化丙烷脫氫反應③:CH3CH2CH3(g)+O2(g)===CH2=CHCH3(g)+H2O(g)的ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
(2)(1分)已知下列鍵能數據,結合反應①數據,計算C==C的鍵能是　　　　　 kJ·mol-1。
化學鍵 C—C C—H H—H
鍵能/(kJ·mol-1) 347.7 413.4 436.0
(3)(6分)一定溫度下,向密閉容器中充入1 mol CH3CH2CH3,發生反應①。
①若該反應在恒壓環境中進行,常通過向體系中通入稀有氣體Ar的方式來提高CH3CH2CH3的平衡轉化率,原因是　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　(2分)。
②若該反應在恒容環境中進行,用壓強傳感器測出容器內體系壓強隨時間的變化關系如圖a所示,計算該溫度下反應①的平衡常數Kp=　　　　　　(2分) kPa(Kp為用平衡時各氣體分壓代替氣體的濃度表示的平衡常數,分壓=總壓×物質的量分數)。若保持相同反應時間,在不同溫度下,丙烯產率如圖b所示,丙烯產率在425 ℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是　　　　　(1分)、　　　　　(1分),隨著溫度繼續升高,丙烷可能分解為其他產物。
(4)(2分)研究人員利用V2O5作催化劑,對反應③的機理展開研究。以C3H8和18O2為原料,初期產物中沒有檢測到18O;以含有C3D8的C3H8(D為H)和O2為原料,反應過程中沒有檢測到C3H8-nDn(0A.V2O5先吸附氧氣,吸附的氧氣直接與吸附的丙烷反應
B.V2O5直接氧化吸附的丙烷,吸附的氧氣補充V2O5中反應掉的氧
C.V2O5催化丙烷脫氫過程中,碳氫鍵的斷裂是可逆的
(5)(2分)基于電化學原理,我國科學家利用固體氧化物電解池實現高選擇性C3H8電化學脫氫制
CH2==CHCH3的工藝,裝置如圖c,則C3H8生成CH2==CHCH3的電極反應式為　　　　　　　　　　　　　　　。
圖c
2.(12分)(2024·江西宜春一模)CO2減排能有效降低溫室效應,同時,CO2也是一種重要的資源,因此研究CO2捕集與轉化對實現“碳中和”目標具有重要意義而備受關注。
(1)(2分)某研究機構成功合成了氮摻雜多孔有機聚合物DLU-1吸附劑,用于煙道氣(主要是N2和CO2)和天然氣中CO2的捕集。為考查樣品對單組分氣體的吸附性能,測定在1bar,273 K和298 K下的單組分氣體吸附等溫線如圖,請闡述DLU-1吸附劑能做捕獲劑的理由:　　　　　　　　。
(2)(5分)工業上用CO2和H2反應合成二甲醚,2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)　ΔH=-387.7 kJ·mol-1。
①恒溫恒容下,充入等物質的量的CO2和H2充分反應,以下敘述能說明該反應達到平衡狀態的　　　　(2分)(填序號)。
A.CO2的物質的量分數保持不變
B.容器中混合氣體的密度保持不變
C.容器中混合氣體的平均摩爾質量保持不變
D.斷裂1 mol π鍵的同時斷裂1.5 mol O—H
②在某壓強下,合成二甲醚的反應在不同溫度、不同投料比時,CO2的平衡轉化率如圖所示,則T1　　　　(1分)T2(填“>”或“<”)。
③T1溫度下,將4 mol CO2和12 mol H2充入2 L的密閉容器中,5 min后反應達到平衡狀態,則0~5 min內的平均反應速率v(CH3OCH3)=　　　　　　　　　　　　　　　(2分)。
(3)(3分)工業上可以利用二氧化碳合成甲醇,已知
①CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)ΔH1=+41 kJ·mol-1
②CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)ΔH2=-90 kJ·mol-1
a.若③CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)正反應的活化能為Ea kJ·mol-1,則逆反應的活化能為　　　　(1分) kJ·mol-1(用含Ea的式子表示)。
b.某一剛性容器中充入1 mol CO2和3 mol H2,起始壓強為p kPa,在催化劑存在條件下發生上述三個反應,測得溫度與平衡轉化率、產物選擇性的關系如圖所示。已知:選擇性=。240 ℃平衡時,反應③的壓強平衡常數Kp為　　　　(2分) (kPa)-2(用含p的式子列出計算式,不用化簡)。
(4)(2分)以CO2為原料,電解法制取乙烯、乙烷的裝置如圖,生成乙烯的電極反應式為:　　　　　　。
3.(12分)(2024·福建莆田二模)CH4-CO2干氣催化重整制合成氣(H2+CO)是CO2資源化利用的重要研究方向,生產過程需做好積炭的控制。在密閉容器中,該重整體系發生反應Ⅰ~Ⅳ。
Ⅰ.CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)ΔH1=+247 kJ·mol-1
Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)ΔH2=+41 kJ·mol-1
Ⅲ.CH4(g)C(s)+2H2(g)ΔH3=+75 kJ·mol-1
Ⅳ.2CO(g)CO2(g)+C(s)ΔH4=-172.5 kJ·mol-1
用x表示進料比。回答下列問題:
(1)(2分)t ℃時,剛性容器中以一定的進料比發生上述四個反應,下列說法正確的是　　　　(填標號)。
A.平衡時向容器中充入惰性氣體,反應Ⅰ逆向移動
B.根據混合氣體的密度不變可判斷重整反應體系已達到平衡狀態
C.增大CH4的起始濃度,K(Ⅰ)和K(Ⅱ)同時增大
D.催化劑能降低反應的活化能,增大CH4的平衡轉化率
(2)(1分)下表列出反應Ⅱ中3種化學鍵的鍵能:
化學鍵 C==O H—H O—H
鍵能/(kJ·mol-1) 799 436 463
則CO中C≡O的鍵能為　　　　　 kJ·mol-1。
(3)(1分)反應Ⅰ~Ⅳ中,ΔH-TΔS隨溫度的升高而增大的是反應　　　　　。
(4)(5分)101 kPa的密閉容器中,進料比x分別為2.0、1.0和0.5下進行催化重整反應,測得平衡時積炭生成量隨反應溫度的變化如圖所示。
①x=0.5的曲線是　　　　　(1分)(填“甲”“乙”或“丙”)。
②因積炭生成量增加導致反應Ⅰ速率顯著降低的原因是　　　　　　　　　　　　　　　(2分)。
③x=1.0,溫度低于1 000 ℃,隨著溫度的升高,積炭生成量減少的原因是　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　(2分)。
(5)(3分)t ℃、p kPa時,進料比x=0.5,若催化重整只發生反應Ⅰ和反應Ⅱ,達到平衡時氣體總物質的量增加了60%,混合氣中n(H2O)∶n(CO2)=5∶6。
①甲烷的平衡轉化率為　　　　　(1分)。
②平衡常數K(Ⅱ)=　　　　　(2分)(列出計算式)。
4.(13分)(2024·山西太原一模)深入研究含碳、氮元素物質的轉化有著重要的實際意義。
Ⅰ.合成尿素:如圖所示是合成尿素反應的機理及能量變化(單位:kJ·mol-1),TS表示過渡態。
(1)(1分)若E1=66.5 kJ·mol-1,E2=241.0 kJ·mol-1,則總反應2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(g)+H2O(g)　ΔH=　　　　 kJ·mol-1。
(2)(2分)若向某恒溫恒容的密閉容器中加入等物質的量的NH3和CO2發生上述反應。結合以上機理,下列敘述能說明反應已經達到平衡狀態的是　　　(填標號)。
a.CO2的體積分數不再變化
b.平衡常數K不再變化
c.2v正(NH3)=v逆(CO2)
d.斷裂6 mol N—H的同時斷裂2 mol O—H
(3)(2分)圖為使用不同催化劑①、②、③時,反應至相同時間,容器中尿素的物質的量隨溫度變化的曲線,A點　　　(填“是”或“不是”)平衡狀態,T2 ℃以上n[CO(NH2)2]下降的原因可能是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　(答出一點即可,不考慮物質的穩定性)。
Ⅱ.CO處理大氣污染物N2O
(4)(4分)①N2O、CO在催化劑Pt2O+的表面進行兩步反應轉化為無毒的氣體,第一步為N2O+Pt2O+N2+Pt2;則第二步為　　　　　　　　　　　　　　　。
②已知:CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g)的速率方程為v=k·c(N2O),k為速率常數,只與溫度有關。為提高反應速率,可采取的措施是　　　　(填標號)。
A.升溫 B.恒容時,再充入CO
C.恒容時,再充入N2O D.恒壓時,再充入N2
(5)(4分)在總壓為100 kPa的恒容密閉容器中,充入一定量的CO(g)和N2O(g)發生上述反應,在不同條件下達到平衡時,溫度T1 K時N2O的轉化率隨變化的曲線,以及在=1時N2O的轉化率隨變化的曲線如圖所示:
①表示N2O的轉化率隨變化的曲線為　　　　　(1分)曲線(填“Ⅰ”或“Ⅱ”);上述反應的ΔH　　　　　(1分)0(填“>”或“<”)。
②在T1 K時,用平衡分壓代替其平衡濃度表示的化學平衡常數Kp=　　　　　(2分)(結果保留兩位小數)[已知:氣體分壓(p分)=氣體總壓(p總)×該氣體的物質的量分數]。
5.(11分)(2024·河北張家口一模)丙烯是一種用途廣泛的有機原料,可制備多種化工產品。請回答:
已知:CH2==CHCH3與H2O發生加成反應的化學方程式如下(a、b均大于0):
Ⅰ:CH2==CHCH3(g)+H2O(g)HOCH2CH2CH3(g)　ΔH1=-a kJ·mol-1
Ⅱ:CH2==CHCH3(g)+H2O(g)CH3CH(OH)CH3(g)　ΔH2=-b kJ·mol-1
“反應Ⅰ”和“反應Ⅱ”均滿足范特霍夫方程lnKp=-×+C(R為熱力學常數,C為不同反應常數),其平衡常數與溫度的關系如圖1所示,T1 ℃時,在初始壓強為400 kPa的恒容密閉容器中,按1∶1的物質的量之比充入CH2==CHCH3(g)和H2O(g)發生反應Ⅰ和反應Ⅱ,產物的分壓隨時間變化如圖2所示:
(1)(2分)表示CH3CH(OH)CH3(g)轉化為HOCH2CH2CH3(g)的熱化學方程式為　　　　　　　。
(2)(1分)若反應Ⅱ的熵變為ΔS(Ⅱ),則反應Ⅲ:CH2==CHCH3(g)+H2O(g)CH3CH(OH)CH3(l)的熵變ΔS(Ⅲ)　　　　　(填“>”“=”或“<”)ΔS(Ⅱ)。
(3)(1分)由圖可知“反應Ⅰ”和“反應Ⅱ”的焓變ΔH1　　　　　(填“>”“=”或“<”)ΔH2。
(4)(2分)若在絕熱恒容容器中發生上述反應,則下列事實能說明反應達到平衡狀態的是　　　　(填標號)。
A.容器內氣體的壓強不變
B.容器內溫度不變
C.容器內氣體的密度不再改變
D.容器內n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比值不變
(5)(5分)①圖2中表示CH3CH(OH)CH3的曲線為　　　　(1分)(填“M”或“N”)。
②圖2中CH2==CHCH3(g)的平衡轉化率為　　　(1分)%。
③T1 ℃時,反應Ⅱ的平衡常數Kp=　　　　　　　(2分) kPa-1(Kp為以分壓表示的平衡常數)。
④若其他條件不變,T1 ℃時,向壓強為400 kPa的恒壓密閉容器中,充入n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)=1∶1的混合氣體,達到新平衡時,CH3CH(OH)CH3(g)的平衡產率將　　　　　(1分)(填“變大”“變小”或“不變”)。
6.(10分)(2024·四川成都二模)某溫度下,利用CO2生產甲醇主要涉及以下兩個反應。
反應Ⅰ.　　　　　　　　　　　　　　
反應Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+41.2 kJ·mol-1
回答下列問題:
(1)(3分)已知CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH3=-90.6 kJ·mol-1。反應Ⅰ的轉化原理如圖所示。該反應的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　(2分),
在　　　　　　(1分)條件下反應Ⅰ可自發發生。
(2)(1分)若在恒壓條件下密閉容器中發生反應Ⅰ和Ⅱ,平衡后再充入惰性氣體,反應Ⅱ平衡將　　　　移動(填“正向”“逆向”或“不”)。
(3)(4分)將1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密閉容器發生反應Ⅰ和Ⅱ,并達到平衡狀態。相同溫度下,在不同壓強下測得CO2的平衡轉化率、CH3OH(g)的選擇性[×100%]和CO的選擇性[×100%]隨壓強變化曲線如圖所示。圖中表示CO2的平衡轉化率的曲線是　　　　　　(1分)(填“m”“n”或“p”),A點時H2的轉化率為　　　　　　(1分),CH3OH的平衡分壓為　　　　　　(2分) MPa(保留兩位有效數字)。
(4)(2分)研究表明,CO催化變換反應:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)　ΔH=-41.2 kJ·mol-1。此反應的速率方程為v=k[x(CO)·x(H2O)-],式中x(CO)、x(H2O)、x(CO2)、x(H2)分別表示各組分的物質的量分數。Kp為平衡常數,k為反應的速率常數,溫度升高時k值增大。在氣體組成和催化劑一定的情況下,反應速率隨溫度變化的曲線如圖所示。溫度升高時,CO催化變換反應的Kp　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
根據速率方程分析,T>Tm時v逐漸減小的原因是　　　　　　　　　　　　　　
綜合題突破3　反應原理綜合題
1.(1)-118　(2)614.7　(3)①恒壓時通入稀有氣體Ar,體積增大,平衡向氣體分子數增加的方向移動,即正向移動,提高CH3CH2CH3(g)的轉化率　②50　反應速率加快　升高溫度有利于反應向吸熱方向進行　(4)B　(5)C3H8+O2--2e-===CH2==CHCH3+H2O
解析　(1)根據蓋斯定律可知:反應③=反應①+×反應②,則ΔH3=ΔH1+ΔH2=(123.8-×483.6) kJ·mol-1=-118 kJ·mol-1;(2)反應①CH3CH2CH3(g)CH2==CHCH3(g)+H2(g)　ΔH1=+123.8 kJ·mol-1,設C==C的鍵能是x kJ·mol-1,根據ΔH=反應物鍵能之和-生成物的鍵能之和,可得ΔH1=[2×347.7+8×413.4-(x+347.7+6×413.4+436)] kJ·mol-1=+123.8 kJ·mol-1,解得x=614.7;(3)①反應①正向氣體分子數增加,恒壓環境下通入稀有氣體Ar,導致容器體積增大,原體系內各物質的分壓減小,平衡正向移動,從而提高CH3CH2CH3的平衡轉化率;②由圖可知起始時壓強為100 kPa,平衡時壓強為150 kPa。設平衡時CH3CH2CH3(g)的消耗量為x mol,列三段式得:
根據壓強之比等于氣體物質的量之比得:=,解得:x=0.5;則平衡時各氣體均為0.5 mol,總氣體為1.5 mol,Kp===50;丙烯產率在425 ℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是溫度升高,反應速率加快或升高溫度有利于反應向吸熱方向進行;425 ℃之后,丙烯產率快速降低的主要原因可能是催化劑失活,反應速率迅速減小或發生副反應,丙烷分解成其他產物;(4)以C3H8和18O2為原料,初期產物中沒有檢測到18O,可知V2O5直接氧化吸附的丙烷,吸附的氧氣補充V2O5中反應掉的氧,導致初期產物中沒有檢測到18O;以含有的C3D8的C3H8和O2為原料,反應過程中沒有檢測到C3H8-nDn(02.(1)相同條件下,和CO2相比,N2與CH4的吸附量均很小,這說明DLU-1具有較好的吸附選擇性　(2)①CD　②<　③0.14 mol·L-1·min-1　(3)a.Ea+49　b.　(4)2CO2+12e-+12H+===C2H4+4H2O
解析　(1)由圖可知,相同條件下,和CO2相比,N2與CH4的吸附量均很小,這說明DLU-1具有較好的吸附選擇性;(2)①A.假設初始時充入的CO2和H2均為6 mol,CO2初始時的物質的量分數為50%,假設反應生成二甲醚物質的量為a mol,則消耗二氧化碳、氫氣物質的量依次為2a mol、6a mol,生成水蒸氣物質的量為3a mol,二氧化碳的物質的量分數為×100%=50%,即CO2的物質的量分數不隨反應的進行發生變化,當其不變時,不能說明反應達到平衡狀態,不符合題意;B.體系中物質均為氣態,根據質量守恒定律,反應過程中混合氣體總質量不變,體系為恒容體系,V不變,因此混合氣體密度不隨反應的進行發生變化,當密度不變時,不能說明反應達到平衡狀態,不符合題意;C.體系中物質均為氣態,根據質量守恒定律,反應過程中混合氣體總質量不變,反應是氣體分子數減少的反應,隨著反應的進行,總物質的量會發生變化,因此容器中混合氣體的平均摩爾質量也會隨反應的進行發生變化,當容器中混合氣體的平均摩爾質量不變時,反應達到平衡狀態,符合題意;D.體系中只有CO2中含有π鍵,1 mol CO2中含有2 mol π鍵,斷裂1 mol π鍵即有0.5 mol CO2被消耗,體系中只有H2O有O—H,1 mol水中含有2 mol O—H,斷裂1.5 mol O—H即有0.75 mol水被消耗,此時正逆反應速率相等,符合題意,故選CD;②該反應為放熱反應,溫度越高,CO2的平衡轉化率越低,由圖知投料比相同時,T2的二氧化碳平衡轉化率更低,即T2溫度更高;③4 mol CO2和12 mol H2充入2 L的容器中,此時n(H2)∶n(CO2)=3∶1,如圖,當投料比為3∶1時,T1溫度下,二氧化碳平衡轉化率為70%,生成二甲醚的物質的量為:×4 mol×70%=1.4 mol,0~5 min內的平均反應速率v(CH3OCH3)==0.14 mol·L-1·min-1;(3)根據蓋斯定律,反應③=反應①+反應②,則ΔH3=ΔH1+ΔH2=-49 kJ·mol-1,正反應的活化能為Ea kJ·mol-1,其逆反應的活化能為:(Ea+49) kJ·mol-1;b.初始時加入1 mol CO2和3 mol H2,總物質的量為4 mol,起始壓強為p kPa,240 ℃平衡時,由圖可知CO2的平衡轉化率為10%,即轉化的CO2為0.1 mol,CH3OH的選擇性為80%,故生成的CH3OH為0.08 mol,則生成的CO為0.02 mol,平衡體系中n(CO2)=0.9 mol,由氧元素守恒可知,平衡體系中n(H2O)=(1×2-0.02-0.9×2-0.08) mol=0.1 mol,由氫元素守恒可知,平衡體系中n(H2)=×(3×2-0.1×2-0.08×4) mol=2.74 mol,氣體總物質的量為3.84 mol,則平衡時體系中的壓強為p kPa,故反應③的Kp= (kPa)-2。(4)由圖可知二氧化碳得到電子,生成乙烯,其電極反應式為2CO2+12e-+12H+===C2H4+4H2O。
3.(1)B　(2)1 067　(3)Ⅳ　(4)①丙　②積炭使催化劑活性降低　③溫度升高,反應Ⅲ平衡正移,反應Ⅳ平衡逆移,反應Ⅳ逆移程度更大,所以積炭量減少　(5)①90%　②
解析　(1)A.恒溫恒容時,向其中充入惰性氣體,氣體的物質的量濃度不變,因此化學平衡不發生移動,錯誤;B.反應體系的體積不變,反應混合物不都是氣體,反應Ⅲ、Ⅳ中有固體物質生成,氣體的質量發生改變,當氣體的質量不變時,氣體的密度就不變,因此可據此判斷重整反應體系已達到平衡狀態,正確;C.化學平衡常數只與溫度有關,溫度不變,化學平衡常數就不變,錯誤;D.催化劑能降低反應的活化能,加快反應速率,縮短達到平衡所需時間,但不能使平衡發生移動,因此不能增大CH4的平衡轉化率,錯誤,故選B;(2)Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+41 kJ·mol-1,由于反應熱等于斷裂反應物化學鍵吸收的總能量與形成生成物化學鍵釋放的總能量的差,則ΔH2=(2×799 kJ·mol-1+436 kJ·mol-1)-[E(C≡O)+2×463 kJ·mol-1]=+41 kJ·mol-1,則CO中C≡O的鍵能E=1 067 kJ·mol-1;(3)對于反應Ⅰ、Ⅲ,ΔH>0,ΔS>0,升高溫度,平衡向吸熱的正反應方向移動,ΔH-TΔS減小;對于反應Ⅱ,ΔH>0,ΔS=0,升高溫度,ΔH-TΔS=ΔH不變;對于反應Ⅳ,ΔH<0,ΔS<0,升高溫度,ΔH-TΔS增大,符合題意;故反應Ⅰ~Ⅳ中,ΔH-TΔS隨溫度的升高而增大的是反應Ⅳ;(4)①用x表示進料比,在其他條件不變時,增大進料比,相當于增大CH4的濃度,反應Ⅲ的平衡正向移動,導致積碳增多,因此x=0.5時進料比最小,積碳應該最少,故其表示的曲線是丙,曲線乙表示進料比x=1.0;曲線甲表示進料比為x=2.0;②因積炭生成量增加導致反應Ⅰ速率顯著降低是由于積炭使催化劑活性降低,反應速率減慢;③根據①分析可知曲線乙表示進料比x=1.0的積碳隨溫度變化關系,溫度低于1 000 ℃,隨著溫度的升高,積炭生成量減少的原因是由于溫度升高,反應Ⅲ平衡正向移動,反應Ⅳ的化學平衡逆向移動,相對來說,反應Ⅳ逆移程度更大,導致積炭量減少;(5)溫度為t ℃,壓強為p kPa,進料比x=0.5,若催化重整只發生反應Ⅰ和反應Ⅱ,由于反應Ⅰ是反應前后氣體物質的量增加的反應,而反應Ⅱ是反應前后氣體物質的量不變的反應,因此氣體物質的量增加是由于反應Ⅰ所致。根據反應Ⅰ方程式可知每有1 mol CH4氣體參加反應,反應后氣體物質的量會增加2 mol,假設開始加入CH4的物質的量是1 mol,由于進料比x=0.5,則開始加入的n(CO2)=2 mol,反應達到平衡時氣體總物質的量增加了60%,增加的物質的量是(1+2) mol×60%=1.8 mol,故根據反應轉化關系可知反應消耗CH4的物質的量是0.9 mol,因此CH4的平衡轉化率為×100%=90%;②根據①分析可知:若開始假設CH4的物質的量是1 mol,反應Ⅰ消耗n(CH4)=n(CO2)=0.9 mol,反應生成n(CO)=n(H2)=1.8 mol,反應達到平衡時n(CH4)=1 mol-0.9 mol=0.1 mol,n(CO2)=2 mol-0.9 mol=1.1 mol,n(CO)=n(H2)=1.8 mol,然后發生反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g),假設反應消耗CO2的物質的量是x mol,則各種物質的物質的量都改變x mol,平衡時n(CO2)=(1.1-x) mol,n(H2)=(1.8-x) mol,n(CO)=(1.8+x) mol,n(H2O)=x mol,由于此時混合氣體中=,所以=,所以x=0.5 mol,則平衡時n(CO2)=(1.1-x) mol=(1.1-0.5) mol=0.6 mol,n(H2)=(1.8-0.5) mol=1.3 mol,n(CO)=(1.8+0.5) mol=2.3 mol,n(H2O)=0.5 mol,假設容器的容積為V L,則反應(Ⅱ)的化學平衡常數K(Ⅱ)===。
4.(1)-87　(2)a　(3)不是　隨著溫度升高,可能是催化劑活性降低(或失去活性),反應速率降低,單位時間內生成尿素的物質的量減少　(4)①CO+Pt2CO2+Pt2O+　②AC
(5)①Ⅱ　<　②3.45
解析　(1)由圖可知,反應③的焓變為E1-E2=66.5 kJ·mol-1-241.0 kJ·mol-1=-174.5 kJ·mol-1,反應①②的總焓變為+87.5 kJ·mol-1,則總反應2NH3(g)+CO2(g)CO(NH2)2(g)+H2O(g)　ΔH=(-174.5 kJ·mol-1)+(+87.5 kJ·mol-1)=-87 kJ·mol-1;(2)a.CO2的體積分數不再變化,說明平衡不再移動,正逆反應速率相等,達到平衡狀態,符合題意;b.K只受溫度影響,其不變不能說明達到平衡,不符合題意;c.反應速率比等于系數比,2v正(NH3)=v逆(CO2),正逆反應速率不相等,沒有達到平衡,不符合題意;d.由方程式可知,2 mol氨分子轉化為1 mol尿素時斷裂2 mol N—H,則斷裂6 mol N—H的同時斷裂2 mol O—H不能說明正逆反應速率相等,不能說明達到平衡,不符合題意;故選a;(3)A點尿素的量低于③催化劑時尿素的量,則說明沒有達到平衡狀態;催化劑需要一定的活化溫度,隨著溫度升高,可能是催化劑活性降低(或失去活性),反應速率降低,導致單位時間內生成尿素的物質的量減少,使得T2 ℃以上n[CO(NH2)2]下降;(4)①N2O、CO在催化劑Pt2O+的表面進行兩步反應轉化為無毒的氣體,結合質量守恒可知,生成氣體為氮氣和二氧化碳,總反應為N2O+CON2+CO2,第一步為N2O+Pt2O+N2+Pt2,則第二步為CO+Pt2CO2+Pt2O+。②A.升溫,速率常數變大,反應速率加快,正確;B.由速率常數可知,恒容時,再充入CO,不影響反應速率,錯誤;C.由速率常數可知,恒容時,再充入N2O,其濃度變大,反應速率變大,正確;D.由速率常數可知,恒壓時,再充入N2,體積增大,N2O濃度減小,速率減慢,錯誤。故選AC;(5)①由化學平衡移動原理可知,的值越大,一氧化二氮自身的轉化率越小,所以曲線Ⅱ表示一氧化二氮的轉化率隨溫度的變化;則曲線Ⅰ為=1時N2O的轉化率隨變化的曲線,由圖可知,降低溫度,N2O轉化率增大,平衡正向移動,則正反應為放熱反應,焓變小于0;②該反應是氣體體積不變的反應,平衡前后氣體的總壓強不變,在總壓為100 kPa的=1的容器中,一氧化二氮和一氧化碳的起始分壓都為50 kPa,由圖可知,溫度為T1時,一氧化二氮的轉化率為65%,由方程式可知,平衡時,一氧化二氮和一氧化碳的分壓都為50 kPa-50 kPa×65%=17.5 kPa,二氧化碳和氮氣的分壓都為50 kPa×65%=32.5 kPa,則反應的標準平衡常數Kp=≈3.45。
5.(1)CH3CH(OH)CH3(g)==HOCH2CH2CH3(g)　ΔH=+(b-a) kJ·mol-1　(2)<　(3)>　(4)AB
(5)①M　②60　③　④變大
解析　(1)已知反應Ⅰ:CH2==CHCH3(g)+H2O(g)HOCH2CH2CH3(g)　ΔH1=-a kJ·mol-1;
Ⅱ:CH2==CHCH3(g)+H2O(g)CH3CH(OH)CH3(g)　ΔH2=-b kJ·mol-1根據蓋斯定律,將反應Ⅰ-反應Ⅱ,整理可得CH3CH(OH)CH3(g)轉化為HOCH2CH2CH3(g)的熱化學方程式為CH3CH(OH)CH3(g)===HOCH2CH2CH3(g)　ΔH=+(b-a) kJ·mol-1;(2)反應Ⅲ的氣體分子數減小量大于反應Ⅱ氣體分子數的減小量,故反應Ⅲ熵值減小的絕對值大于反應Ⅱ的熵值減小值,故熵變關系為ΔS(Ⅲ)<ΔS(Ⅱ);(3)根據圖1可知:降低溫度,兩個反應的化學平衡常數都增大,說明兩個反應的正反應都是放熱反應,反應Ⅱ斜率大于反應Ⅰ,說明反應Ⅱ平衡正向移動的程度更大,反應放出的熱量更多,反應放出熱量越多,則反應熱越小,所以ΔH1>ΔH2;(4)A.反應Ⅰ、Ⅱ都是氣體分子數減小的反應,反應在絕熱恒容容器中發生,若容器內氣體的壓強不變,則氣體的物質的量不變,反應達到平衡狀態,符合題意;B.反應過程中有熱量變化,反應在絕熱恒容容器中發生,若容器內溫度不變,則反應達到了平衡狀態,符合題意;C.反應混合物都是氣體,氣體的質量不變,反應在恒容容器中發生,氣體的體積不變,則無論反應是否達到平衡狀態,氣體的密度始終不變,因此不能據此判斷反應是否達到平衡狀態,不符合題意;D.兩個反應中n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)反應的物質的量的比是1∶1,加入的n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比也是1∶1,則無論反應是否達到平衡狀態,n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比值始終不變,因此不能據此判斷反應是否達到平衡狀態,不符合題意,故合理選項是AB;(5)①根據圖1變化趨勢看,降低溫度,化學平衡常數增大,說明降低溫度,化學平衡正向移動,正反應為放熱反應,溫度對反應Ⅱ影響更大,所以曲線變化程度大的曲線M表示的反應Ⅱ的生成物CH3CH(OH)CH3(g)的分壓變化;曲線N表示HOCH2CH2CH3(g)分壓變化;②加入的n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比是1∶1,n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)反應時物質的量的比也是1∶1,開始時總壓強為p0=400 kPa,則p(H2O)開始=p(CH2==CHCH3)開始=200 kPa;反應Ⅰ和反應Ⅱ的反應物與生成物的氣體系數比均為2∶1,則兩個反應生成物總壓強為120 kPa,所以反應的CH2==CHCH3的壓強為120 kPa,反應的水的壓強為120 kPa,平衡時,p(H2O)平衡=p(CH2==CHCH3)平衡=200 kPa-120 kPa=80 kPa,p[CH3CH(OH)CH3]平衡=100 kPa,p[HOCH2CH2CH3]平衡=20 kPa,則CH2==CHCH3的平衡轉化率為×100%=60%;③根據②計算可知:在T1溫度下,反應Ⅱ達到平衡后,p(H2O)平衡=p(CH2==CHCH3)平衡=80 kPa,p[CH3CH(OH)CH3]平衡=100 kPa,則反應Ⅱ的壓強平衡常數Kp== kPa-1;④若其他條件不變,T1 ℃的恒容絕熱條件改為恒壓條件,由于兩個反應均為氣體體積減小的反應,反應達到平衡后氣體壓強比開始小。若改為恒壓,相當于對恒容反應達到平衡后增大體系壓強,增大壓強化學平衡正向移動,在反應達到新平衡時,CH3CH(OH)CH3(g)的平衡產率將變大。
6.(1)CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.4 kJ·mol-1　低溫　(2)正向　(3)n　24%　0.088　(4)減小　隨溫度升高,Kp減小使v減小的程度大于k增大使v增大的程度
解析　(1)利用蓋斯定律,將反應Ⅱ+已知反應,可得反應Ⅰ的熱化學方程式為CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=(+41.2 kJ·mol-1)+(-90.6 kJ·mol-1)=-49.4 kJ·mol-1,該反應為氣體體積縮小的放熱反應,在低溫條件下反應Ⅰ可自發發生。(2)若在恒壓條件下密閉容器中發生反應Ⅰ和Ⅱ,平衡后再充入惰性氣體,則混合氣的體積增大,各物質的濃度減小,相當于原平衡體系減壓,反應Ⅰ的平衡逆向移動,H2的物質的量增大,H2O(g)的物質的量減小,對反應Ⅱ來說,相當于增大反應物濃度,同時減小生成物濃度,則反應Ⅱ平衡將正向移動。(3)增大壓強,反應Ⅰ的平衡正向移動,CH3OH的選擇性增大,此時H2的物質的量減小,H2O(g)的物質的量增大,反應Ⅱ的平衡逆向移動,CO的選擇性減小,由于反應Ⅰ占主導地位,所以總的來說,CO2的平衡轉化率增大,因此圖中m表示CH3OH的選擇性曲線,p表示H2的選擇性曲線,n表示CO2的平衡轉化率的曲線。采集圖中數據,可得出壓強為1.5 MPa時,將1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密閉容器發生反應Ⅰ和Ⅱ,并達到平衡狀態,CO2的平衡轉化率為30%,CO的選擇性為30%,則CH3OH的選擇性為70%,由此可建立如下三段式:
A點時H2的轉化率為×100%=24%,CH3OH的平衡分壓為×1.5 MPa≈0.088 MPa。(4)因為ΔH=-41.2 kJ·mol-1<0,所以溫度升高時,平衡逆向移動,CO催化變換反應的Kp減小。根據速率方程分析,升高溫度,k增大,可使v增大,升高溫度可使Kp減小,Kp減小可使v減小。T>Tm時v逐漸減小,表明Kp減小對v的影響更大,原因是隨溫度升高,Kp減小使v減小的程度大于k增大使v增大的程度。(共56張PPT)
綜合題突破3　反應原理綜合題
第三篇　專項練增分提能
綜合大題分類強化練
1.(2024·湖南長沙一模)丙烷的價格低廉且產量大,而丙烯及其衍生物具有較高的經濟附加值,因此丙烷脫氫制丙烯具有重要的價值。回答下列問題:
-118
解析　(1)根據蓋斯定律可知:反應③=反應①+×反應②,則ΔH3=ΔH1+ΔH2=(123.8-×483.6) kJ·mol-1=-118 kJ·mol-1;
(2)已知下列鍵能數據,結合反應①數據,計算C==C的鍵能是　　　　　 kJ·mol-1。
化學鍵 C—C C—H H—H
鍵能/(kJ·mol-1) 347.7 413.4 436.0
(3)一定溫度下,向密閉容器中充入1 mol CH3CH2CH3,發生反應①。
①若該反應在恒壓環境中進行,常通過向體系中通入稀有氣體Ar的方式來提高CH3CH2CH3的平衡轉化率,原因是
　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　 　　。
614.7
恒壓時通入稀有氣體Ar,體積增大,平衡向氣體分子數增加的方向移動,即正向移動,提高CH3CH2CH3(g)的轉化率
②若該反應在恒容環境中進行,用壓強傳感器測出容器內體系壓強隨時間的變化關系如圖a所示,計算該溫度下反應①的平衡常數Kp=　　　　　　 kPa(Kp為用平衡時各氣體分壓代替氣體的濃度表示的平衡常數,分壓=總壓×物質的量分數)。若保持相同反應時間,在不同溫度下,丙烯產率如圖b所示,丙烯產率在425 ℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是　　 　 　　、　 　　　,隨著溫度繼續升高,丙烷可
能分解為其他產物。
50
反應速率加快
升高溫度有利于反應向吸
熱方向進行
解析　②由圖可知起始時壓強為100 kPa,平衡時壓強為150 kPa。設平衡時CH3CH2CH3(g)的消耗量為x mol,列三段式得:
(4)研究人員利用V2O5作催化劑,對反應③的機理展開研究。以C3H8和18O2為原料,初期產物中沒有檢測到18O;以含有C3D8的C3H8(D為H)和O2為原料,反應過程中沒有檢測到C3H8-nDn(0A.V2O5先吸附氧氣,吸附的氧氣直接與吸附的丙烷反應
B.V2O5直接氧化吸附的丙烷,吸附的氧氣補充V2O5中反應掉的氧
C.V2O5催化丙烷脫氫過程中,碳氫鍵的斷裂是可逆的
B
解析　(4)以C3H8和18O2為原料,初期產物中沒有檢測到18O,可知V2O5直接氧化吸附的丙烷,吸附的氧氣補充V2O5中反應掉的氧,導致初期產物中沒有檢測到18O;以含有的C3D8的C3H8和O2為原料,反應過程中沒有檢測到C3H8-nDn(0(5)基于電化學原理,我國科學家利用固體氧化物電解池實現高選擇性C3H8電化學脫氫制CH2==CHCH3的工藝,裝置如圖c,則C3H8生成CH2==CHCH3的電極反應式為　　　　　　　　　　　　　 　　。
圖c
C3H8+O2--2e-===CH2==CHCH3+H2O
解析　(5)C3H8生成CH2==CHCH3的電極反應為C3H8+O2--2e-===CH2==CHCH3+H2O。
2.(2024·江西宜春一模)CO2減排能有效降低溫室效應,同時,CO2也是一種重要的資源,因此研究CO2捕集與轉化對實現“碳中和”目標具有重要意義而備受關注。
(1)某研究機構成功合成了氮摻雜多孔有機聚合物DLU-1吸附劑,用于煙道氣(主要是N2和CO2)和天然氣中CO2的捕集。為考查樣品對單組分氣體的吸附性能,測定在1bar,273 K和298 K下的單組分氣體吸附等溫線如圖,請闡述DLU-1吸附劑能做捕獲劑的理由:_________________________________________________________
　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　 　。
相同條件下,和CO2相比,N2與CH4的吸附量均很小,這說明DLU-1具有較好的吸附選擇性
解析　(1)由圖可知,相同條件下,和CO2相比,N2與CH4的吸附量均很小,這說明DLU-1具有較好的吸附選擇性;
CD
解析　(2)①A.假設初始時充入的CO2和H2均為6 mol,CO2初始時的物質的量分數為50%,假設反應生成二甲醚物質的量為a mol,則消耗二氧化碳、氫氣物質的量依次為2a mol、6a mol,生成水蒸氣物質的量為3a mol,二氧化碳的物質的量分數為× 100%=50%,即CO2的物質的量分數不隨反應的進行發生變化,當其不變時,不能說明反應達到平衡狀態,不符合題意;B.體系中物質均為氣態,根據質量守恒定律,反應過程中混合氣體總質量不變,體系為恒容體系,V不變,因此混合氣體密度不隨反應的進行發生變化,當密度不變時,不能說明反應達到平衡狀態,不符合題意;C.體系中物質均為氣態,根據質量守恒定律,反應過程中混合氣體
總質量不變,反應是氣體分子數減少的反應,隨著反應的進行,總物質的量會發生變化,因此容器中混合氣體的平均摩爾質量也會隨反應的進行發生變化,當容器中混合氣體的平均摩爾質量不變時,反應達到平衡狀態,符合題意;D.體系中只有CO2中含有π鍵,1 mol CO2中含有2 mol π鍵,斷裂1 mol π鍵即有0.5 mol CO2被消耗,體系中只有H2O有O—H,1 mol水中含有2 mol O—H,斷裂1.5 mol O—H即有0.75 mol水被消耗,此時正逆反應速率相等,符合題意,故選CD;
②在某壓強下,合成二甲醚的反應在不同溫度、不同投料比時,CO2的平衡轉化率如圖所示,則T1　　　　T2(填“>”或“<”)。
③T1溫度下,將4 mol CO2和12 mol H2充入2 L的密閉容器中,5 min后反應達到平衡狀態,則0~5 min內的平均反應速率v(CH3OCH3)=　　　　　　　　　　　　　　　。
<
0.14 mol·L-1·min-1
解析　②該反應為放熱反應,溫度越高,CO2的平衡轉化率越低,由圖知投料比相同時,T2的二氧化碳平衡轉化率更低,即T2溫度更高;③4 mol CO2和12 mol H2充入2 L的容器中,此時n(H2)∶n(CO2)=3∶1,如圖,當投料比為3∶1時,T1溫度下,二氧化碳平衡轉化率為70%,生成二甲醚的物質的量為:×4 mol×70%=1.4 mol,0~5 min內的平均反應速率v(CH3OCH3)==0.14 mol·L-1·min-1;
Ea+49
解析　(3)根據蓋斯定律,反應③=反應①+反應②,則ΔH3=ΔH1+ΔH2=-49 kJ·mol-1,正反應的活化能為Ea kJ·mol-1,其逆反應的活化能為:(Ea+49) kJ·mol-1;
解析　b.初始時加入1 mol CO2和3 mol H2,總物質的量為4 mol,起始壓強為p kPa, 240 ℃平衡時,由圖可知CO2的平衡轉化率為10%,即轉化的CO2為0.1 mol,CH3OH的選擇性為80%,故生成的CH3OH為0.08 mol,則生成的CO為0.02 mol,平衡體系中n(CO2)=0.9 mol,由氧元素守恒可知,平衡體系中n(H2O)=(1×2-0.02-0.9×2-0.08) mol= 0.1 mol,由氫元素守恒可知,平衡體系中n(H2)=×(3×2-0.1×2-0.08×4) mol= 2.74 mol,氣體總物質的量為3.84 mol,則平衡時體系中的壓強為p kPa,故反應③的Kp= (kPa)-2。
(4)以CO2為原料,電解法制取乙烯、乙烷的裝置如圖,生成乙烯的電極反應式為:　 　　　。
解析　(4)由圖可知二氧化碳得到電子,生成乙烯,其電極反應式為2CO2+12e-+12H+===C2H4+4H2O。
3.(2024·福建莆田二模)CH4-CO2干氣催化重整制合成氣(H2+CO)是CO2資源化利用的重要研究方向,生產過程需做好積炭的控制。在密閉容器中,該重整體系發生反應Ⅰ~Ⅳ。
(1)t ℃時,剛性容器中以一定的進料比發生上述四個反應,下列說法正確的是
　　　　(填標號)。
A.平衡時向容器中充入惰性氣體,反應Ⅰ逆向移動
B.根據混合氣體的密度不變可判斷重整反應體系已達到平衡狀態
C.增大CH4的起始濃度,K(Ⅰ)和K(Ⅱ)同時增大
D.催化劑能降低反應的活化能,增大CH4的平衡轉化率
B
解析　(1)A.恒溫恒容時,向其中充入惰性氣體,氣體的物質的量濃度不變,因此化學平衡不發生移動,錯誤;B.反應體系的體積不變,反應混合物不都是氣體,反應Ⅲ、Ⅳ中有固體物質生成,氣體的質量發生改變,當氣體的質量不變時,氣體的密度就不變,因此可據此判斷重整反應體系已達到平衡狀態,正確;C.化學平衡常數只與溫度有關,溫度不變,化學平衡常數就不變,錯誤;D.催化劑能降低反應的活化能,加快反應速率,縮短達到平衡所需時間,但不能使平衡發生移動,因此不能增大CH4的平衡轉化率,錯誤,故選B;
(2)下表列出反應Ⅱ中3種化學鍵的鍵能:
化學鍵 C==O H—H O—H
鍵能/(kJ·mol-1) 799 436 463
則CO中C≡O的鍵能為　　　　　 kJ·mol-1。
(3)反應Ⅰ~Ⅳ中,ΔH-TΔS隨溫度的升高而增大的是反應　　　　　。
1 067
Ⅳ
(4)101 kPa的密閉容器中,進料比x分別為2.0、1.0和0.5下進行催化重整反應,測得平衡時積炭生成量隨反應溫度的變化如圖所示。
①x=0.5的曲線是　　　　　(填“甲”“乙”或“丙”)。
②因積炭生成量增加導致反應Ⅰ速率顯著降低的原因
是　　 　　　　　　　　　　　　　。
③x=1.0,溫度低于1 000 ℃,隨著溫度的升高,積炭生成量減少的原因是
　 　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　。
丙
積炭使催化劑活性降低
溫度升高,反應Ⅲ平衡正移,反應Ⅳ平衡逆移,反應Ⅳ逆移程度更大,
所以積炭量減少
解析　(4)①用x表示進料比,在其他條件不變時,增大進料比,相當于增大CH4的濃度,反應Ⅲ的平衡正向移動,導致積碳增多,因此x=0.5時進料比最小,積碳應該最少,故其表示的曲線是丙,曲線乙表示進料比x=1.0;曲線甲表示進料比為x=2.0;②因積炭生成量增加導致反應Ⅰ速率顯著降低是由于積炭使催化劑活性降低,反應速率減慢;③根據①分析可知曲線乙表示進料比x=1.0的積碳隨溫度變化關系,溫度低于1 000 ℃,隨著溫度的升高,積炭生成量減少的原因是由于溫度升高,反應Ⅲ平衡正向移動,反應Ⅳ的化學平衡逆向移動,相對來說,反應Ⅳ逆移程度更大,導致積炭量減少;
(5)t ℃、p kPa時,進料比x=0.5,若催化重整只發生反應Ⅰ和反應Ⅱ,達到平衡時氣體總物質的量增加了60%,混合氣中n(H2O)∶n(CO2)=5∶6。
①甲烷的平衡轉化率為　　　　　。
②平衡常數K(Ⅱ)=　　　　　(列出計算式)。
90%
4.(2024·山西太原一模)深入研究含碳、氮元素物質的轉化有著重要的實際意義。
Ⅰ.合成尿素:如圖所示是合成尿素反應的機理及能量變化(單位:kJ·mol-1),TS表示過渡態。
-87
(2)若向某恒溫恒容的密閉容器中加入等物質的量的NH3和CO2發生上述反應。結合以上機理,下列敘述能說明反應已經達到平衡狀態的是　　　　(填標號)。
a.CO2的體積分數不再變化 b.平衡常數K不再變化
c.2v正(NH3)=v逆(CO2) d.斷裂6 mol N—H的同時斷裂2 mol O—H
a
解析　(2)a.CO2的體積分數不再變化,說明平衡不再移動,正逆反應速率相等,達到平衡狀態,符合題意;b.K只受溫度影響,其不變不能說明達到平衡,不符合題意;c.反應速率比等于系數比,2v正(NH3)=v逆(CO2),正逆反應速率不相等,沒有達到平衡,不符合題意;d.由方程式可知,2 mol氨分子轉化為1 mol尿素時斷裂2 mol N—H,則斷裂6 mol N—H的同時斷裂2 mol O—H不能說明正逆反應速率相等,不能說明達到平衡,不符合題意;故選a;
(3)圖為使用不同催化劑①、②、③時,反應至相同時間,容器中尿素的物質的量隨溫度變化的曲線,A點　　　(填“是”或“不是”)平衡狀態,T2 ℃以上n[CO(NH2)2]下降的原因可能是　　　 　　　　　　　　　　　　　　　　　(答出一點即可,不考慮物質的穩定性)。
不是
隨著溫度升高,可能是催化劑活性降低(或失去活性),反
應速率降低,單位時間內生成尿素的物質的量減少
解析　(3)A點尿素的量低于③催化劑時尿素的量,則說明沒有達到平衡狀態;催化劑需要一定的活化溫度,隨著溫度升高,可能是催化劑活性降低(或失去活性),反應速率降低,導致單位時間內生成尿素的物質的量減少,使得T2 ℃以上n[CO(NH2)2]下降;
AC
(5)在總壓為100 kPa的恒容密閉容器中,充入一定量的CO(g)和N2O(g)發生上述反應,在不同條件下達到平衡時,溫度T1 K時N2O的轉化率隨變化的曲線,以及在=1時N2O的轉化率隨變化的曲線如圖
所示:
①表示N2O的轉化率隨變化的曲線為　　　　曲線(填“Ⅰ”或“Ⅱ”);上述反應的ΔH　　　　0(填“>”或“<”)。
②在T1 K時,用平衡分壓代替其平衡濃度表示的化學平衡常數Kp=　　　　　(結果保留兩位小數)[已知:氣體分壓(p分)=氣體總壓(p總)×該氣體的物質的量分數]。
Ⅱ
<
3.45
解析　(5)①由化學平衡移動原理可知,的值越大,一氧化二氮自身的轉化率越小,所以曲線Ⅱ表示一氧化二氮的轉化率隨溫度的變化;則曲線Ⅰ為=1時N2O的轉化率隨變化的曲線,由圖可知,降低溫度,N2O轉化率增大,平衡正向移動,則正反應為放熱反應,焓變小于0;②該反應是氣體體積不變的反應,平衡前后氣體的總壓強不變,在總壓為100 kPa的=1的容器中,一氧化二氮和一氧化碳的起始分壓都為50 kPa,由圖可知,溫度為T1時,一氧化二氮的轉化率為65%,由方程式可知,平衡時,一氧化二氮和一氧化碳的分壓都為50 kPa-50 kPa×65%=17.5 kPa,二氧化碳和氮氣的分壓都為50 kPa×65%=32.5 kPa,則反應的標準平衡常數Kp=≈3.45。
5.(2024·河北張家口一模)丙烯是一種用途廣泛的有機原料,可制備多種化工產品。請回答:
(1)表示CH3CH(OH)CH3(g)轉化為HOCH2CH2CH3(g)的熱化學方程式為
　　　　　　　　　　　　　　 　　　　　　　　　　　　　　　。
CH3CH(OH)CH3(g)==HOCH2CH2CH3(g)　ΔH=+(b-a) kJ·mol-1
<
>
解析　(2)反應Ⅲ的氣體分子數減小量大于反應Ⅱ氣體分子數的減小量,故反應Ⅲ熵值減小的絕對值大于反應Ⅱ的熵值減小值,故熵變關系為ΔS(Ⅲ)<ΔS(Ⅱ);
(3)根據圖1可知:降低溫度,兩個反應的化學平衡常數都增大,說明兩個反應的正反應都是放熱反應,反應Ⅱ斜率大于反應Ⅰ,說明反應Ⅱ平衡正向移動的程度更大,反應放出的熱量更多,反應放出熱量越多,則反應熱越小,所以ΔH1>ΔH2;
(4)若在絕熱恒容容器中發生上述反應,則下列事實能說明反應達到平衡狀態的是
　　　　(填標號)。
A.容器內氣體的壓強不變
B.容器內溫度不變
C.容器內氣體的密度不再改變
D.容器內n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比值不變
AB
解析　(4)A.反應Ⅰ、Ⅱ都是氣體分子數減小的反應,反應在絕熱恒容容器中發生,若容器內氣體的壓強不變,則氣體的物質的量不變,反應達到平衡狀態,符合題意;B.反應過程中有熱量變化,反應在絕熱恒容容器中發生,若容器內溫度不變,則反應達到了平衡狀態,符合題意;C.反應混合物都是氣體,氣體的質量不變,反應在恒容容器中發生,氣體的體積不變,則無論反應是否達到平衡狀態,氣體的密度始終不變,因此不能據此判斷反應是否達到平衡狀態,不符合題意;D.兩個反應中n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)反應的物質的量的比是1∶1,加入的n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比也是1∶1,則無論反應是否達到平衡狀態,n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比值始終不變,因此不能據此判斷反應是否達到平衡狀態,不符合題意,故合理選項是AB;
(5)①圖2中表示CH3CH(OH)CH3的曲線為　　　　(填“M”或“N”)。
②圖2中CH2==CHCH3(g)的平衡轉化率為　　　　%。
③T1 ℃時,反應Ⅱ的平衡常數Kp=　　　　　 kPa-1(Kp為以分壓表示的平衡常數)。
④若其他條件不變,T1 ℃時,向壓強為400 kPa的恒壓密閉容器中,充入n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)=1∶1的混合氣體,達到新平衡時,
CH3CH(OH)CH3(g)的平衡產率將　　　　　(填“變大”“變小”
或“不變”)。
M
60
解析　(5)①根據圖1變化趨勢看,降低溫度,化學平衡常數增大,說明降低溫度,化學平衡正向移動,正反應為放熱反應,溫度對反應Ⅱ影響更大,所以曲線變化程度大的曲線M表示的反應Ⅱ的生成物CH3CH(OH)CH3(g)的分壓變化;曲線N表示HOCH2CH2CH3(g)分壓變化;②加入的n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)的比是1∶1,n(CH2==CHCH3)∶n(H2O)反應時物質的量的比也是1∶1,開始時總壓強為p0=400 kPa,則p(H2O)開始=p(CH2==CHCH3)開始=200 kPa;反應Ⅰ和反應Ⅱ的反應物與生成物的氣體系數比均為2∶1,則兩個反應生成物總壓強為120 kPa,所以反應的CH2==CHCH3的壓強為120 kPa,反應的水的壓強為120 kPa,平衡時,p(H2O)平衡
=p(CH2==CHCH3)平衡=200 kPa-120 kPa=80 kPa,p[CH3CH(OH)CH3]平衡=100 kPa,p[HOCH2CH2CH3]平衡=20 kPa,則CH2==CHCH3的平衡轉化率為×100%=60%;③根據②計算可知:在T1溫度下,反應Ⅱ達到平衡后,p(H2O)平衡=p(CH2==CHCH3)平衡=80 kPa,p[CH3CH(OH)CH3]平衡=100 kPa,則反應Ⅱ的壓強平衡常數Kp== kPa-1;④若其他條件不變,T1 ℃的恒容絕熱條件改為恒壓條件,由于兩個反應均為氣體體積減小的反應,反應達到平衡后氣體壓強比開始小。若改為恒壓,相當于對恒容反應達到平衡后增大體系壓強,增大壓強化學平衡正向移動,在反應達到新平衡時,CH3CH(OH)CH3(g)的平衡產率將變大。
6.(2024·四川成都二模)某溫度下,利用CO2生產甲醇主要涉及以下兩個反應。
低溫
(2)若在恒壓條件下密閉容器中發生反應Ⅰ和Ⅱ,平衡后再充入惰性氣體,反應Ⅱ平衡將　　　　移動(填“正向”“逆向”或“不”)。
正向
解析　(2)若在恒壓條件下密閉容器中發生反應Ⅰ和Ⅱ,平衡后再充入惰性氣體,則混合氣的體積增大,各物質的濃度減小,相當于原平衡體系減壓,反應Ⅰ的平衡逆向移動,H2的物質的量增大,H2O(g)的物質的量減小,對反應Ⅱ來說,相當于增大反應物濃度,同時減小生成物濃度,則反應Ⅱ平衡將正向移動。
(3)將1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密閉容器發生反應Ⅰ和Ⅱ,并達到平衡狀態。相同溫度下,在不同壓強下測得CO2的平衡轉化率、CH3OH(g)的選擇性[×100%]和CO的選擇性[×100%]隨壓強變化曲線如圖所示。圖中表示CO2的平衡轉化率的曲線是
　　　　(填“m”“n”或“p”),A點時H2的轉化率
為　　　　,CH3OH的平衡分壓為　　　　 Mpa
(保留兩位有效數字)。
n
24%
0.088
解析　(3)增大壓強,反應Ⅰ的平衡正向移動,CH3OH的選擇性增大,此時H2的物質的量減小,H2O(g)的物質的量增大,反應Ⅱ的平衡逆向移動,CO的選擇性減小,由于反應Ⅰ占主導地位,所以總的來說,CO2的平衡轉化率增大,因此圖中m表示CH3OH的選擇性曲線,p表示H2的選擇性曲線,n表示CO2的平衡轉化率的曲線。采集圖中數據,可得出壓強為1.5 MPa時,將1 mol CO2(g)和3 mol H2(g)充入密閉容器發生反應Ⅰ和Ⅱ,并達到平衡狀態,CO2的平衡轉化率為30%,CO的選擇性為30%,則CH3OH的選擇性為70%,由此可建立如下三段式:
A點時H2的轉化率為×100%=24%,CH3OH的平衡分壓為
×1.5 MPa≈0.088 MPa。
減小
隨溫度升高,Kp減小使v減小的程度大于k增大使v增大的程度
解析　(4)因為ΔH=-41.2 kJ·mol-1<0,所以溫度升高時,平衡逆向移動,CO催化變換反應的Kp減小。根據速率方程分析,升高溫度,k增大,可使v增大,升高溫度可使Kp減小,Kp減小可使v減小。T>Tm時v逐漸減小,表明Kp減小對v的影響更大,原因是隨溫度升高,Kp減小使v減小的程度大于k增大使v增大的程度。

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