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[綜合題專攻]　第4練　化學反應原理大題(一)
1.(16分)[2023·新課標卷，29(1)(2)(4)]氨是最重要的化學品之一，我國目前氨的生產(chǎn)能力位居世界首位。回答下列問題：
(1)根據(jù)圖1數(shù)據(jù)計算反應N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=　　　　　　kJ·mol-1。
(2)研究表明，合成氨反應在Fe催化劑上可能通過圖2機理進行(*表示催化劑表面吸附位，N2*表示被吸附于催化劑表面的N2)。判斷上述反應機理中，速率控制步驟(即速率最慢步驟)為　　　　　(填標號)，理由是　　　　　　　　。
(4)在不同壓強下，以兩種不同組成進料，反應達平衡時氨的摩爾分數(shù)與溫度的計算結果如下圖所示。其中一種進料組成為=0.75、=0.25，另一種為=0.675、=0.225、xAr=0.10。(物質(zhì)i的摩爾分數(shù)：xi=)
①圖中壓強由小到大的順序為　　　　　　　，判斷的依據(jù)是　　　　　　　　。
②進料組成中含有惰性氣體Ar的圖是　　　　　　　　。
③圖3中，當p2=20 MPa、=0.20時，氮氣的轉(zhuǎn)化率α=　　　　　　　　。該溫度時，反應N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常數(shù)Kp=　　　　　　　　(MPa)-1(化為最簡式)。
2.(16分)(2024·湖南，18)丙烯腈(CH2==CHCN)是一種重要的化工原料。工業(yè)上以N2為載氣，用TiO2作催化劑生產(chǎn)CH2==CHCN的流程如下：
已知：①進料混合氣進入兩釜的流量恒定，兩釜中反應溫度恒定；
②反應釜Ⅰ中發(fā)生的反應：
ⅰ：HOCH2CH2COOC2H5(g)―→CH2==CHCOOC2H5(g)+H2O(g)　ΔH1
③反應釜Ⅱ中發(fā)生的反應：
ⅱ：CH2==CHCOOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCONH2(g)+C2H5OH(g)　ΔH2
ⅲ：CH2==CHCONH2(g)―→CH2==CHCN(g)+H2O(g)　ΔH3
④在此生產(chǎn)條件下，酯類物質(zhì)可能發(fā)生水解。
回答下列問題：
(1)總反應HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)　ΔH=　　　　　　　(用含ΔH1、ΔH2、和ΔH3的代數(shù)式表示)。
(2)進料混合氣中n(HOCH2CH2COOC2H5)∶n(C2H5OH)=1∶2，出料中四種物質(zhì)(CH2==CHCOOC2H5、CH2==CHCN、C2H5OH、H2O)的流量(單位時間內(nèi)出料口流出的物質(zhì)的量)隨時間變化關系如圖：
①表示CH2==CHCN的曲線是　　　　　　　(填“a”“b”或“c”)。
②反應釜Ⅰ中加入C2H5OH的作用是　　　　　　　。
③出料中沒有檢測到CH2==CHCONH2的原因是　　　 　　　　。
④反應11 h后，a、b、c曲線對應物質(zhì)的流量逐漸降低的原因是　　　 　　　　。
(3)催化劑TiO2再生時會釋放CO2，可用氨水吸收獲得NH4HCO3。現(xiàn)將一定量的NH4HCO3固體(含0.72 g水)置于密閉真空容器中，充入CO2和NH3，其中CO2的分壓為100 kPa，在27 ℃下進行干燥。為保證NH4HCO3不分解，NH3的分壓應不低于　　　　　　　kPa[已知p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)，NH4HCO3分解的平衡常數(shù)Kp=4×104(kPa)3]。
(4)以CH2==CHCN為原料，稀硫酸為電解液，Sn作陰極，用電解的方法可制得Sn(CH2CH2CN)4，其陰極反應式　　　 　　　　。
1.(16分)(2023·湖南名校教研聯(lián)盟聯(lián)考)硫酸是一種重要的工業(yè)原料，可用于制造肥料、藥物、炸藥、顏料、洗滌劑、蓄電池等。硫酸工業(yè)較重要的一步反應為2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)　ΔH=-196 kJ·mol-1，反應條件為高溫、常壓、催化劑。
(1)催化機理如下：
第1步：SO2(g)+V2O5(s)===SO3(g)+V2O4(s)　ΔH1=+60 kJ·mol-1
第2步：V2O4(s)+O2(g)+2SO2(g)===2VOSO4(g)　ΔH2=-113 kJ·mol-1
第3步：4VOSO4(s)+O2(g)===2V2O5(s)+4SO3(g)　ΔH3=　　　　　　kJ·mol-1
(2)反應進程中的能量變化如圖1所示(E1>E2>E3)。常溫下，向10 L密閉容器中加入V2O4(s)、SO2(g)各1 mol及一定量的O2，容器中沒有生成SO3的原因可能是第　　　　步為控速步驟，且常溫下反應速率很慢。
(3)向體積可變的密閉容器中加入V2O5(s)、SO2(g)各0.6 mol、0.3 mol O2(g)，此時容器的體積為10 L(忽略容器中固體體積)，保持恒壓的條件下分別在T1、T2、T3三種溫度下進行反應，測得容器中SO2的轉(zhuǎn)化率如圖2所示。
①T3溫度下反應速率最慢的原因可能是　　　　　　　。
②T2溫度下，反應達平衡時容器的體積為　　　　L，反應2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的平衡常數(shù)K=　　　　　　。
(4)某研究小組用NaOH溶液吸收尾氣中的SO2，將得到的Na2SO3溶液進行電解生產(chǎn)硫酸，其中陰、陽膜組合電解裝置如圖3所示。電極材料為石墨，A~E代表生產(chǎn)中的原料或產(chǎn)品，a、b為離子交換膜，則A為　　　　　　，可循環(huán)使用。陽極的電極反應式為　　　　。
2.(18分)(2024·湖北模擬)環(huán)己烯()是一種重要的化學試劑，主要用于有機合成和油類萃取。利用環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯的反應原理如下。
直接脫氫：Ⅰ.C6H12(g)C6H10(g)+H2(g)　ΔH1
氧化脫氫：Ⅱ.C6H12(g)+CO2(g)C6H10(g)+CO(g)+H2O(g)　ΔH2
(1)已知幾種化學鍵的鍵能數(shù)據(jù)如表所示。
化學鍵 H—H C—H C—C C==C
鍵能/(kJ·mol-1) 436 413 348 615
則ΔH1=　　　　 kJ·mol-1；從熱力學角度分析，反應Ⅰ能自發(fā)進行的條件是　　　　(填“低溫”或“高溫”)。
(2)科技工作者結合實驗與計算機模擬結果，研究環(huán)己烷直接脫氫制環(huán)己烯的反應歷程(如圖所示)，其中吸附在催化劑表面的物種用*表示。
①C6H12+*→C6的焓變小于零的原因是　　　　。
②C6H12 脫氫的速率　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)C6脫氫的速率。
③環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯的副產(chǎn)物可能有　　　　、　　　　(填結構簡式)。
④在恒容密閉容器中充入一定量的環(huán)己烷，其初始壓強為p kPa，發(fā)生直接脫氫反應達到平衡時，環(huán)己烷的轉(zhuǎn)化率為x，則反應Ⅰ的標準平衡常數(shù)Kθ=　　　　[已知：分壓=總壓×物質(zhì)的量分數(shù)，對于反應dD(g)+eE(g)gG(g)+hH(g)，Kθ=，其中pθ=100 kPa，pG、pH、pD、pE為各組分的平衡分壓]。
(3)在壓強恒為p kPa的密閉容器中充入不同投料比的環(huán)己烷和CO2，在不同溫度下達到平衡時，環(huán)己烷的轉(zhuǎn)化率如圖所示，則a、b、c、d的大小關系為　　　　，判斷的理由是　　　　　　　　。
3.(16分)(2024·江西贛州二模)甲醇的制取與應用在全球引發(fā)了關于“甲醇經(jīng)濟”的廣泛探討。
Ⅰ.在CO2催化加氫制CH3OH的反應體系中，發(fā)生的主要反應如下：
反應a：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-63 kJ·mol-1
反應b：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+36 kJ·mol-1
反應c：CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)　ΔH3
(1)已知反應b中相關化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下表：
化學鍵 H—H C==O C≡O H—O
E/(kJ·mol-1) x 803 1 076 465
計算：x=　　　　　，ΔH3=　　　　　 kJ·mol-1。
(2)恒溫恒容時，下列能說明反應a一定達到平衡狀態(tài)的是　　　　(填字母)。
A.v正(CO2)=3v逆(H2)
B.c(CO2)∶c(H2)=1∶3
C.混合氣體的密度不再發(fā)生變化
D.混合氣體中H2O(g)的百分含量保持不變
(3)在催化劑作用下，將物質(zhì)的量之比為1∶2的CO2和H2的混合氣體充入一恒容密閉容器中發(fā)生反應a、b，已知反應b的反應速率v正=k正·x(CO2)·x(H2)，v逆=k逆·x(CO)·x(H2O)，k正、k逆為速率常數(shù)，x為物質(zhì)的量分數(shù)。
①平衡時，CO2轉(zhuǎn)化率為60%，CO2和H2的物質(zhì)的量之比為1∶1，若反應b的k正=20 mol·L-1·s-1，則平衡v逆=　　　　　 mol·L-1·s-1。
②Arrhenius經(jīng)驗公式為Rln k=-+C，其中Ea為活化能，T為熱力學溫度，k為速率常數(shù)，R和C為常數(shù)，則ΔH2=　　　　　 kJ·mol-1(用含k正、k逆、T、R的代數(shù)式表示)。
(4)其他條件相同時，反應溫度對CH3OH選擇性的影響如圖所示。由圖可知，溫度相同時CH3OH選擇性的實驗值略高于其平衡值，可能的原因是　　　　　　。[已知CH3OH的選擇性=×100%]
Ⅱ.利用甲醇分解制取烯烴，涉及如下反應：
a.2CH3OH(g)===C2H4(g)+2H2O(g)
b.3CH3OH(g)===C3H6(g)+3H2O(g)
c.3C2H4(g)2C3H6(g)
(5)恒壓條件下，平衡體系中各物質(zhì)的量分數(shù)隨溫度變化如圖所示。已知650 K時，2x(C2H4)=x(C3H6)，平衡體系總壓強為p，則650 K反應c的平衡常數(shù)Kp=　　　　　。
4.(18分)(2023·福建廈門質(zhì)檢)天然氣的主要成分甲烷可轉(zhuǎn)化為合成氣CO、H2。
Ⅰ.甲烷干法重整：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)　ΔH
(1)CH4、H2、CO的燃燒熱分別為890.3 kJ·mol-1、285.8 kJ·mol-1、283 kJ·mol-1，則ΔH=　　　　　。
(2)在1 L恒容反應器中通入2 mol CH4和3 mol CO2，發(fā)生上述反應。
①下列敘述中不能說明反應達到平衡狀態(tài)的是　　　　　　(填字母)。
A.混合氣體的平均相對分子質(zhì)量保持不變
B.n(CH4)∶n(CO2)=1∶1
C.混合氣體的密度保持不變
D.v正(CH4)=v逆(CO2)
②CH4的平衡轉(zhuǎn)化率α平(CH4)與溫度T、壓強p的關系如圖1所示。p1　　　　　p2(填“>”“<”或“=”)，T1時，K=　　　　　。
Ⅱ.甲烷化學鏈重整原理如圖2所示。CeO2氧載體具有良好的儲氧放氧能力。
(3)CeO2-x中x=　　　　　，Ce4+和Ce3+個數(shù)比為　　　　　。
(4)800 ℃時，以恒定氣體流速通入反應氣與氧載體反應，反應步驟及結果如下。
步驟1：氧化 步驟2：還原
反應氣組成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
實驗結果
①氧載體中有表面氧(Oads)和晶格氧(Olat)，CH4與氧載體可能發(fā)生的反應如下：
ⅰ.CH4+4Oads―→CO2+2H2O
ⅱ.CH4+Olat―→CO+2H2
ⅲ.CH4―→C+2H2
步驟1中，600 s后φ(H2)∶φ(CO)>2∶1的原因為　　　　。
②步驟2中CO2被CeO2-x還原，若CO2全部轉(zhuǎn)化為CO，理論上φ(CO)=　　　　　　　　；φ(CO)實測最大值大于理論值的原因是　　　　　　　。
答案精析
真題演練
1.(1)-45　(2)(ⅱ)　N≡N的鍵能比H—H的大，使其斷裂需要的能量多　(4)①p1②圖4　③33.33%　
解析　(1)在化學反應中，斷開化學鍵要消耗能量，形成化學鍵要釋放能量，反應的焓變等于反應物的鍵能總和與生成物的鍵能總和的差，因此，由圖1數(shù)據(jù)可知，反應N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=(473+654-436-397-339) kJ·mol-1=-45 kJ·mol-1。(2)由圖1中的信息可知，N2(g)===N(g)的ΔH=+473 kJ·mol-1，則N≡N的鍵能為946 kJ·mol-1；H2(g)===3H(g)的ΔH=+654 kJ·mol-1，則H—H的鍵能為436 kJ·mol-1。由于N≡N的鍵能比H—H的大很多，因此，在上述反應機理中，速率控制步驟為(ⅱ)。(4)②該反應為氣體分子數(shù)減少的反應，在相同溫度和相同壓強下，惰性氣體Ar不利于合成氨，進料組成中含有惰性氣體Ar的圖是圖4。③圖3中，進料組成為=0.75、=0.25，兩者物質(zhì)的量之比為3∶1。假設進料中氫氣和氮氣的物質(zhì)的量分別為3 mol和1 mol，達到平衡時氮氣的變化量為x mol，則有：
　　　　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
始/mol　1　　　　3　　　　0
變/mol　x　　　　3x　　　　2x
平/mol　1-x　　　3-3x　　　2x
當p2=20 MPa、=0.20時，==0.20，解得x=，則氮氣的轉(zhuǎn)化率α=≈33.33%，平衡時N2、H2、NH3的物質(zhì)的量分別為 mol、2 mol、 mol，其物質(zhì)的量分數(shù)分別為、、，則該溫度下K'p== (MPa)-2，因此，該溫度時反應N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常數(shù)Kp=== (MPa)-1。
2.(1)ΔH1+ΔH2+ΔH3　(2)①c　②降低分壓，有利于反應ⅰ平衡正向移動，且提高醇的濃度可以使酯的水解程度降低，從而提高產(chǎn)率　③CH2CHCONH2在反應釜Ⅱ的溫度下發(fā)生分解　④反應時間過長，催化劑中毒，活性降低，反應速率降低，故產(chǎn)物減少　(3)40　(4)Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4
解析　(1)根據(jù)蓋斯定律，由反應ⅰ+反應ⅱ+反應ⅲ得HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，故ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。(2)①根據(jù)總反應HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，設進料混合氣中n(HOCH2CH2COOC2H5)=1 mol，n(C2H5OH)=2 mol，出料氣中CH2==CHCOOC2H5含量很少，則生成CH2==CHCN(g)、C2H5OH(g)物質(zhì)的量約為1 mol，生成H2O(g)的物質(zhì)的量約為2 mol，故出料氣中C2H5OH(g)物質(zhì)的量共約3 mol，故出料氣中CH2==CHCN、C2H5OH、H2O物質(zhì)的量之比約為1∶3∶2，故曲線c表示CH2==CHCN的曲線。②反應釜Ⅰ中發(fā)生的反應ⅰ是氣體體積增大的反應，加入C2H5OH，降低分壓，有利于反應ⅰ平衡正向移動，且提高醇的濃度可以使酯的水解程度降低，從而提高產(chǎn)率。(3)0.72 g水的物質(zhì)的量為0.04 mol，故p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)=10 kPa，NH4HCO3分解的反應式為NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O↑，故NH4HCO3分解的平衡常數(shù)Kp=p(NH3)·p(CO2)·p(H2O)=4×104(kPa)3，解得p(NH3)=40 kPa，故為保證NH4HCO3不分解，NH3的分壓應不低于40 kPa。(4)Sn(CH2CH2CN)4是有機化合物，不溶于水，在水中不電離，以CH2==CHCN為原料在Sn陰極得電子制得Sn(CH2CH2CN)4，故陰極的電極反應式為Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4。
模擬預測
1.(1)-482　(2)1　(3)①T3溫度過高，催化劑活性降低
②7　1.89×104　(4)NaOH溶液　S-2e-+H2O===2H++S
解析　(1)根據(jù)蓋斯定律可知，ΔH3=3ΔH-2(ΔH1+ΔH2)=-196×3 kJ·mol-1-2×[60+(-113)] kJ·mol-1=-482 kJ·mol-1。(2)活化能越高，反應速率越慢。由圖1可知，生成SO3的反應為第1步反應和第3步反應，第1步的活化能(E1)最高，為控速步驟。(3)①由圖2結合該反應為放熱反應可知，T3溫度高但反應速率最慢，原因可能是溫度過高，催化劑活性降低，反應速率降低。②由圖2可知，T2溫度下反應達到平衡時，SO2的轉(zhuǎn)化率為90%，即消耗SO2的物質(zhì)的量為0.6 mol×90%=0.54 mol，可列三段式：
　　　　　 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)
起始/mol　　0.6　　　0.3　　　0
轉(zhuǎn)化/mol　　0.54　　0.27　　　0.54
平衡/mol　　0.06　　0.03　　　0.54
恒壓、恒溫條件下，則=，解得V平=7 L；反應2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)的平衡常數(shù)K===1.89×104。
2.(1)+123　高溫　(2)①環(huán)己烷吸附在催化劑表面時會釋放能量　②小于　③　　④
(3)a>b>c>d　一定溫度和壓強下，在C6H12的量不變的情況下增大CO2的量，平衡向正反應方向移動，環(huán)己烷的平衡轉(zhuǎn)化率增大
解析　(1)ΔH=[348×6+413×12-(615+348×5+413×10+436)] kJ·mol-1=+123 kJ·mol-1；ΔH>0，ΔS>0，ΔG=ΔH-TΔS，當ΔG<0時反應自發(fā)進行，即反應Ⅰ在高溫下可自發(fā)進行。
(2)②C6H12脫氫過程中C6到TS1的活化能很大，活化能越大，反應速率越慢，導致C6H12脫氫的速率小于C6。
③環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯可能脫去過多的H，得到的副產(chǎn)物可能有、。
④設初始時，充入環(huán)己烷的物質(zhì)的量為a mol，可得三段式：
　　　　　　C6H12(g)C6H10(g)+H2(g)
起始/mol　　　a　　　　　0　　　0
轉(zhuǎn)化/mol　　　ax　　　　　ax　　ax
平衡/mol　　　a-ax　　　　ax　　ax
總物質(zhì)的量為(a+ax)mol，總壓強為 kPa=(1+x)p kPa，C6H12、C6H10、H2物質(zhì)的量分數(shù)分別為、、，Kθ===。
3.(1)436　+99　(2)D　(3)①0.8　②RTln　(4)在該條件下反應a的速率大于反應b，單位時間內(nèi)生成甲醇的量比生成CO的量多　(5)
解析　(1) ΔH2=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=2×803 kJ·mol-1+x kJ·mol-1-1 076 kJ·mol-1-2×465 kJ·mol-1=+36 kJ·mol-1，解得x=436；由蓋斯定律可知，反應b-反應a可得反應c，ΔH3=ΔH2-ΔH1=+36 kJ·mol-1+63 kJ·mol-1=+99 kJ·mol-1。
(3)①在催化劑作用下，將物質(zhì)的量之比為1∶2的CO2和H2的混合氣體充入一恒容密閉容器中發(fā)生反應a、b，設反應a消耗x mol CO2，反應b消耗y mol CO2，則有
　　　　　　　　CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1　　　2　　　　　0　　　0
轉(zhuǎn)化/mol　　　　　x　　　3x　　　　　x　　　x
平衡/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　　x　　　x
　　　　　　　　CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　0　　　x
轉(zhuǎn)化/mol　　　　　　y　　y　　　　　y　　y
平衡/mol　　　　　1-x-y　2-3x-y　　　y　　x+y
當CO2轉(zhuǎn)化率達到60%時，反應達到平衡狀態(tài)，則×100%=60%，這時CO2和H2的物質(zhì)的量之比為1∶1，則1-x-y=2-3x-y，解得x=0.5，y=0.1，則CH3OH、H2O、CO2、H2、CO的物質(zhì)的量分別為0.5 mol、0.6 mol、0.4 mol、0.4 mol、0.1 mol，v正=k正·x(CO2)·x(H2)=0.8 mol·L-1·s-1，故v逆=v正=0.8 mol·L-1·s-1。②Rln k=-+C，Ea=TC-RTln k，ΔH=反應物鍵能之和-生成物鍵能之和=Ea正-Ea逆=-RTln k正+RTln k逆=RTln 。
(5)已知650 K時，2x(C2H4)=x(C3H6)，設在650 K時，向容器中加入5 mol CH3OH(g)使其發(fā)生反應a、b，得到n0(C2H4)=1 mol，n0(C3H6)=1 mol，n0(H2O)=5 mol，反應c可列三段式：
　　　　　3C2H4(g)2C3H6(g)
n0/mol　　　1　　　　　　1
Δn/mol　　　3n　　　　　2n
nt/mol　　　1-3n　　　　1+2n
因為，2x(C2H4)=x(C3H6)，所以2(1-3n)=1+2n，解得n=，所以最終平衡體系中含有 mol C2H4(g)、 mol C3H6(g)，以及5 mol H2O(g)，則x(C3H6)= =，x(C2H4)= =，代入Kp===。
4.(1)+247.3 kJ·mol-1　(2)①BC　②<　8　(3)0.25　1∶1　(4)①反應時間超過600 s后，不僅發(fā)生反應ⅱ，還發(fā)生反應ⅲ　②10%　CO2與生成的C反應也生成CO
解析　(1)根據(jù)題意可得，CH4、H2、CO燃燒熱的熱化學方程式分別為①CH4(g)+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l)　ΔH1=-890.3 kJ·mol-1，②H2(g)+O2(g)===H2O(l)　ΔH2=-285.8 kJ·mol-1，③CO(g)+O2(g)===CO2(g)　ΔH3=-283 kJ·mol-1，由蓋斯定律可知，①-②×2-③×2得反應：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)　ΔH=ΔH1-2ΔH2-2ΔH3=+247.3 kJ·mol-1。(2)①該反應過程中氣體總質(zhì)量不變，總物質(zhì)的量增大，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量減小，當混合氣體的平均相對分子質(zhì)量保持不變時，說明反應達到平衡；n(CH4)∶n(CO2)=1∶1時，不能說明正、逆反應速率相等，即不能說明反應達到平衡；該反應過程中氣體總質(zhì)量不變，總體積也不變，混合氣體的密度是定值，則當混合氣體的密度保持不變，不能說明反應達到平衡；v正(CH4)=v逆(CO2)時，說明v正(CH4)=v正(CO2)=v逆(CO2)，正、逆反應速率相等，即說明反應達到平衡。②CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)為反應前后氣體分子數(shù)增大的反應，溫度一定時，增大壓強，平衡逆向移動，α平(CH4)減小，則p1　　　　　CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
始/mol　　　2　　　3　　　　0　　　　0
轉(zhuǎn)/mol　　　1　　　1　　　　2　　　　2
平/mol　　　1　　　2　　　　2　　　　2
K===8。
(3)由圖2可知，CeO2-x中Ce原子的個數(shù)為8×+6×=4，O2-的個數(shù)為7，則1∶(2-x)=4∶7，x=0.25；由化合物中各元素化合價的代數(shù)和為零可知，N(Ce4+)+N(Ce3+)=4，4N(Ce4+)+3N(Ce3+)=7×2，解得N(Ce4+)=N(Ce3+)=2，則Ce4+和Ce3+個數(shù)比為1∶1。
(4)②步驟2中φ(CO2)=10%，若CO2全部轉(zhuǎn)化為CO，根據(jù)元素守恒可知，理論上φ(CO)=10%。(共62張PPT)
[綜合題專攻]
專題七　第4練　
化學反應原理大題(一)
真題演練
模擬預測
內(nèi)容索引
1.[2023·新課標卷，29(1)(2)(4)]氨是最重要的化學品之一，我國目前氨的生產(chǎn)能力位居世界首位。回答下列問題：
(1)根據(jù)圖1數(shù)據(jù)計算反應N2(g)+H2(g)===NH3(g)的ΔH=　　kJ·mol-1。
-45
1
2
真題演練
PART ONE
在化學反應中，斷開化學鍵要消耗能量，形成化學鍵要釋放能量，反應的焓變等于反應物的鍵能總和與生成
物的鍵能總和的差，因此，由圖1數(shù)據(jù)
可知，反應N2(g)+H2(g)===NH3(g)的
ΔH=(473+654-436-397-339) kJ·mol-1=
-45 kJ·mol-1。
1
2
(2)研究表明，合成氨反應在Fe催化劑上可能通過圖2機理進行(*表示催化劑表面吸附位，N2*表示被吸附于催化劑表面的N2)。判斷上述反應機理中，速率控制步驟(即速率最慢步驟)為
　　　(填標號)，理由是__________________
　　　　　　　　 。
1
2
(ⅱ)
的大，使其斷裂需要的能量多
N≡N的鍵能比H—H
由圖1中的信息可知，N2(g)===N(g)的ΔH=
+473 kJ·mol-1，則N≡N的鍵能為946 kJ·
mol-1；H2(g)===3H(g)的ΔH=+654 kJ·mol-1，則H—H的鍵能為436 kJ·mol-1。由于N≡N的鍵能比H—H的大很多，因此，在上述反應機理中，速率控制步驟為(ⅱ)。
1
2
(4)在不同壓強下，以兩種不同組成進料，反應達平衡時氨的摩爾分數(shù)與溫度的計算結果如下圖所示。其中一種進料組成為=0.75、=0.25，
另一種為=0.675、=0.225、xAr=0.10。(物質(zhì)i的摩爾分數(shù)：xi=)
1
2
①圖中壓強由小到大的順序為　　　　　，判斷的依據(jù)是_____________
　　　 　　　　　。
②進料組成中含有惰性氣體Ar的圖是　　　。
1
2
p1為氣體分子數(shù)減少的反應，壓強越大，平衡時氨的摩爾分數(shù)越大
合成氨的反應
圖4
該反應為氣體分子數(shù)減少的反應，在相同溫度和相同壓強下，惰性氣體Ar不利于合成氨，進料組成中含有惰性氣體Ar的圖是圖4。
1
2
③圖3中，當p2=20 MPa、=0.20時，氮氣的轉(zhuǎn)化率α=　　　　。該溫度時，反應N2(g)+H2(g) NH3(g)的平衡常數(shù)Kp=　　　(MPa)-1(化為最簡式)。
1
2
33.33%
圖3中，進料組成為=0.75、=0.25，兩者物質(zhì)的量之比為3∶1。假設進料中氫氣和氮氣的物質(zhì)的量分別
為3 mol和1 mol，達到平衡時氮氣的變
化量為x mol，則有：
　　　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
始/mol　 1　　　3　　　　 0
變/mol　 x　　　3x　　　 2x
平/mol　 1-x　　 3-3x　　　 2x
1
2
當p2=20 MPa、=0.20時，==0.20，解得x=，則氮氣的轉(zhuǎn)化率α=≈33.33%，平衡時N2、H2、NH3的物質(zhì)的量分別為 mol、2 mol、 mol，其物質(zhì)的量分數(shù)分別為，則該溫度下K'p==
(MPa)-2，因此，該溫度時反應N2(g)+H2(g) NH3(g)的平衡常數(shù)Kp=== (MPa)-1。
1
2
2.(2024·湖南，18)丙烯腈(CH2==CHCN)是一種重要的化工原料。工業(yè)上以N2為載氣，用TiO2作催化劑生產(chǎn)CH2==CHCN的流程如下：

已知：①進料混合氣進入兩釜的流量恒定，兩釜中反應溫度恒定；
②反應釜Ⅰ中發(fā)生的反應：
ⅰ：HOCH2CH2COOC2H5(g)―→CH2==CHCOOC2H5(g)+H2O(g)　ΔH1
1
2
③反應釜Ⅱ中發(fā)生的反應：
ⅱ：CH2==CHCOOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCONH2(g)+C2H5OH(g)　ΔH2
ⅲ：CH2==CHCONH2(g)―→CH2==CHCN(g)+H2O(g)　ΔH3
④在此生產(chǎn)條件下，酯類物質(zhì)可能發(fā)生水解。
1
2
回答下列問題：
(1)總反應HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)　ΔH=　　　　　　　(用含ΔH1、ΔH2、和ΔH3的代數(shù)式表示)。
1
2
ΔH1+ΔH2+ΔH3
根據(jù)蓋斯定律，由反應ⅰ+反應ⅱ+反應ⅲ得HOCH2CH2COOC2H5(g)
+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)+2H2O(g)，故ΔH=ΔH1+ΔH2
+ΔH3。
1
2
(2)進料混合氣中n(HOCH2CH2COOC2H5)∶n(C2H5OH)=1∶2，出料中四種物質(zhì)(CH2==CHCOOC2H5、
CH2==CHCN、C2H5OH、H2O)的流量(單位時間內(nèi)出料口流出的物質(zhì)的量)隨時間變化關系如圖：
①表示CH2==CHCN的曲線是　　(填“a”
“b”或“c”)。
c
1
2
根據(jù)總反應HOCH2CH2COOC2H5(g)+NH3(g)―→CH2==CHCN(g)+C2H5OH(g)
+2H2O(g)，設進料混合氣中n(HOCH2CH2COOC2H5)=1 mol，n(C2H5OH)=
2 mol，出料氣中CH2==CHCOOC2H5含
量很少，則生成CH2==CHCN(g)、
C2H5OH(g)物質(zhì)的量約為1 mol，生成
H2O(g)的物質(zhì)的量約為2 mol，故出料
氣中C2H5OH(g)物質(zhì)的量共約3 mol，
故出料氣中CH2==CHCN、C2H5OH、
H2O物質(zhì)的量之比約為1∶3∶2，故曲
線c表示CH2==CHCN的曲線。
1
2
反應釜Ⅰ中發(fā)生的反應ⅰ是氣體體積增大的反應，加入C2H5OH，降低分壓，有利于反應ⅰ平衡正向移動，且提高醇的濃度可以使酯的水解程度降低，從而提高產(chǎn)率。
②反應釜Ⅰ中加入C2H5OH的作用是________________________________
_______________________________
___________________________。
1
2
降低分壓，有利于反應ⅰ平衡正向移動，且提高醇的濃度可以使酯的
水解程度降低，從而提高產(chǎn)率
③出料中沒有檢測到CH2==CHCONH2的原因是_________________________
　　　 　 　　　。
④反應11 h后，a、b、c曲線對應物質(zhì)的流量逐漸降低的原因是___________
___________________________________________________。
1
2
CH2==CHCONH2在反應釜Ⅱ的溫度下發(fā)生分解
反應時間過長，催化劑中毒，活性降低，反應速率降低，故產(chǎn)物減少
(3)催化劑TiO2再生時會釋放CO2，可用氨水吸收獲得NH4HCO3。現(xiàn)將一定量的NH4HCO3固體(含0.72 g水)置于密閉真空容器中，充入CO2和NH3，其中CO2的分壓為100 kPa，在27 ℃下進行干燥。為保證NH4HCO3不分解，NH3的分壓應不低于　　kPa[已知p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)，NH4HCO3分解的平衡常數(shù)Kp=4×104(kPa)3]。
1
2
40
0.72 g水的物質(zhì)的量為0.04 mol，故p(H2O)=2.5×102 kPa·mol-1×n(H2O)
=10 kPa，NH4HCO3分解的反應式為NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O↑，
故NH4HCO3分解的平衡常數(shù)Kp=p(NH3)·p(CO2)·p(H2O)=4×104(kPa)3，解得p(NH3)=40 kPa，故為保證NH4HCO3不分解，NH3的分壓應不低于40 kPa。
1
2
(4)以CH2==CHCN為原料，稀硫酸為電解液，Sn作陰極，用電解的方法可制得Sn(CH2CH2CN)4，其陰極反應式____________________________
　　　 　　　　。
1
2
Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===
Sn(CH2CH2CN)4
Sn(CH2CH2CN)4是有機化合物，不溶于水，在水中不電離，以CH2==CHCN
為原料在Sn陰極得電子制得Sn(CH2CH2CN)4，故陰極的電極反應式為Sn+4CH2==CHCN+4e-+4H+===Sn(CH2CH2CN)4。
1
2
1.(2023·湖南名校教研聯(lián)盟聯(lián)考)硫酸是一種重要的工業(yè)原料，可用于制造肥料、藥物、炸藥、顏料、洗滌劑、蓄電池等。硫酸工業(yè)較重要的一步反應為2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)　ΔH=-196 kJ·mol-1，反應條件為高溫、常壓、催化劑。
(1)催化機理如下：
第1步：SO2(g)+V2O5(s)===SO3(g)+V2O4(s)　ΔH1=+60 kJ·mol-1
第2步：V2O4(s)+O2(g)+2SO2(g)===2VOSO4(g)　ΔH2=-113 kJ·mol-1
第3步：4VOSO4(s)+O2(g)===2V2O5(s)+4SO3(g)　ΔH3=　　　　kJ·mol-1
1
2
3
4
模擬預測
PART TWO
-482
根據(jù)蓋斯定律可知，ΔH3=3ΔH-2(ΔH1+ΔH2)=-196×3 kJ·mol-1-2×
[60+(-113)] kJ·mol-1=-482 kJ·mol-1。
1
2
3
4
活化能越高，反應速率越慢。由圖1可知，生成SO3的反應為第1步反應和第3步反應，第1步的活化能(E1)最高，為控速步驟。
(2)反應進程中的能量變化如圖1所示(E1>E2>E3)。常溫下，向10 L密閉容器中加入V2O4(s)、SO2(g)各1 mol及一定量的O2，容器中沒有生成SO3的原因可能是第　　　　步為控速步驟，且常溫下反應速率很慢。
1
1
2
3
4
由圖2結合該反應為放熱反應可知，T3溫度高但反應速率最慢，原因可能是溫度過高，催化劑活性降低，反應速率降低。
(3)向體積可變的密閉容器中加入V2O5(s)、SO2(g)各
0.6 mol、0.3 mol O2(g)，此時容器的體積為10 L(忽
略容器中固體體積)，保持恒壓的條件下分別在T1、
T2、T3三種溫度下進行反應，測得容器中SO2的轉(zhuǎn)化
率如圖2所示。
①T3溫度下反應速率最慢的原因可能是　　　　 　　　。
T3溫度過高，催化劑活性降低
1
2
3
4
②T2溫度下，反應達平衡時容器的體積為　　　L，反應2SO2(g)+O2(g)
2SO3(g)的平衡常數(shù)K=　　　　　　。
7
1.89×104
1
2
3
4
由圖2可知，T2溫度下反應達到平衡時，SO2的轉(zhuǎn)化率為90%，即消耗SO2的物質(zhì)的量為0.6 mol×90%=0.54 mol，可列三段式：
　　　　　 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)
起始/mol　　0.6　　 0.3　　　 0
轉(zhuǎn)化/mol　　0.54　　0.27　　　0.54
平衡/mol　　0.06　　0.03　　　0.54
恒壓、恒溫條件下，則=，解得V平=7 L；
1
2
3
4
反應2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)的平衡常數(shù)K===1.89×104。
1
2
3
4
(4)某研究小組用NaOH溶液吸收尾氣中的SO2，將得到的Na2SO3溶液進行電解生產(chǎn)硫酸，其中陰、陽膜組合電解裝置如圖3所示。電極材料為石墨，A~E代表生產(chǎn)中的原料或產(chǎn)品，a、b為離子交換膜，則A為　　　　　　，可循環(huán)使用。陽極的電極反應式為　　　 　。
NaOH溶液
S-2e-+H2O===2H++S
1
2
3
4
2.(2024·湖北模擬)環(huán)己烯( )是一種重要的化學試劑，主要用于有機合成和油類萃取。利用環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯的反應原理如下。
直接脫氫：Ⅰ.C6H12(g) C6H10(g)+H2(g)　ΔH1
氧化脫氫：Ⅱ.C6H12(g)+CO2(g) C6H10(g)+CO(g)+H2O(g)　ΔH2
(1)已知幾種化學鍵的鍵能數(shù)據(jù)如表所示。
則ΔH1=　　　　 kJ·mol-1；從熱力學角度分析，反應Ⅰ能自發(fā)進行的條件是　　　　(填“低溫”或“高溫”)。
化學鍵 H—H C—H C—C C==C
鍵能/(kJ·mol-1) 436 413 348 615
1
2
3
4
+123
高溫
ΔH=[348×6+413×12-(615+348×5+413×10+436)] kJ·mol-1=+123 kJ·
mol-1；ΔH>0，ΔS>0，ΔG=ΔH-TΔS，當ΔG<0時反應自發(fā)進行，即反應Ⅰ在高溫下可自發(fā)進行。
1
2
3
4
(2)科技工作者結合實驗與計算機模擬結果，研究環(huán)己烷直接脫氫制環(huán)己烯的反應歷程(如圖所示)，其中吸附在催化劑表面的物種用*表示。
①C6H12+*→C6的焓變小于
零的原因是________________
____________________。
②C6H12 脫氫的速率　　　(填
“大于”“小于”或“等于”)
C6脫氫的速率。
環(huán)己烷吸附在催化
劑表面時會釋放能量
小于
1
2
3
4
C6H12脫氫過程中C6到TS1的活化能很大，活化能越大，反應速率越慢，導致C6H12脫氫的速率小于C6。
1
2
3
4
③環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯的副產(chǎn)物可能有　　 　、　 　(填結構簡式)。
1
2
3
4
環(huán)己烷脫氫制備環(huán)己烯可能脫去過多的H，得到的副產(chǎn)
物可能有 、 。
1
2
3
4
④在恒容密閉容器中充入一定量的環(huán)己烷，其初始壓強為p kPa，發(fā)生直接脫氫反應達到平衡時，環(huán)己烷的轉(zhuǎn)化率為x，則反應Ⅰ的標準平衡常數(shù)
Kθ=　　　　[已知：分壓=總壓×
物質(zhì)的量分數(shù)，對于反應dD(g)+
eE(g) gG(g)+hH(g)，Kθ=
，其中pθ=100 kPa，
pG、pH、pD、pE為各組分的平衡分壓]。
1
2
3
4
設初始時，充入環(huán)己烷的物質(zhì)的量為a mol，可得三段式：
　　　　　　C6H12(g) C6H10(g)+H2(g)
起始/mol　　　a　　　　　0　　　0
轉(zhuǎn)化/mol　　　ax　　　　 ax　　ax
平衡/mol　　　a-ax　　　 ax　　ax
總物質(zhì)的量為(a+ax)mol，總壓強為 kPa=(1+x)p kPa，C6H12、C6H10、H2物質(zhì)的量分數(shù)分別為，Kθ=
==。
1
2
3
4
(3)在壓強恒為p kPa的密閉容器中充入不同投料比的環(huán)己烷和CO2，在不同溫度下達到平衡時，環(huán)己
烷的轉(zhuǎn)化率如圖所示，則a、
b、c、d的大小關系為_____
　　 ，判斷的理由是_____
________________________
________________________
_________________________________________________。
1
2
3
4
a>b>
溫度和壓強下，在C6H12的
量不變的情況下增大CO2的
量，平衡向正反應方向移動，環(huán)己烷的平衡轉(zhuǎn)化率增大
c>d
一定
計算：x=　　　，ΔH3=　　　 kJ·mol-1。
436
+99
3.(2024·江西贛州二模)甲醇的制取與應用在全球引發(fā)了關于“甲醇經(jīng)濟”的廣泛探討。
Ⅰ.在CO2催化加氫制CH3OH的反應體系中，發(fā)生的主要反應如下：
反應a：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-63 kJ·mol-1
反應b：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+36 kJ·mol-1
反應c：CH3OH(g) CO(g)+2H2(g)　ΔH3
(1)已知反應b中相關化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下表：
化學鍵 H—H C==O C≡O H—O
E/(kJ·mol-1) x 803 1 076 465
1
2
3
4
ΔH2=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=2×803 kJ·mol-1+x kJ·mol-1-
1 076 kJ·mol-1-2×465 kJ·mol-1=+36 kJ·mol-1，解得x=436；由蓋斯定律可知，反應b-反應a可得反應c，ΔH3=ΔH2-ΔH1=+36 kJ·mol-1+63 kJ·mol-1
=+99 kJ·mol-1。
1
2
3
4
(2)恒溫恒容時，下列能說明反應a一定達到平衡狀態(tài)的是　　(填字母)。
A.v正(CO2)=3v逆(H2)
B.c(CO2)∶c(H2)=1∶3
C.混合氣體的密度不再發(fā)生變化
D.混合氣體中H2O(g)的百分含量保持不變
1
2
3
4
D
(3)在催化劑作用下，將物質(zhì)的量之比為1∶2的CO2和H2的混合氣體充入一恒容密閉容器中發(fā)生反應a、b，已知反應b的反應速率v正=k正·x(CO2)·
x(H2)，v逆=k逆·x(CO)·x(H2O)，k正、k逆為速率常數(shù)，x為物質(zhì)的量分數(shù)。
①平衡時，CO2轉(zhuǎn)化率為60%，CO2和H2的物質(zhì)的量之比為1∶1，若反應b的k正=20 mol·L-1·s-1，則平衡v逆=　　　　 mol·L-1·s-1。
1
2
3
4
0.8
在催化劑作用下，將物質(zhì)的量之比為1∶2的CO2和H2的混合氣體充入一恒容密閉容器中發(fā)生反應a、b，設反應a消耗x mol CO2，反應b消耗y mol CO2，則有
　　　　　　　　CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1　　　2　　　　　0　　　0
轉(zhuǎn)化/mol　　　　　x　　　3x　　　　 x　　　x
平衡/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　 x　　　x
1
2
3
4
　　　　　　　　CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)
起始/mol　　　　　1-x　　2-3x　　　0　　x
轉(zhuǎn)化/mol　　　　　y　　 y　　　　 y　　y
平衡/mol　　　　 1-x-y　 2-3x-y　　 y　　x+y
當CO2轉(zhuǎn)化率達到60%時，反應達到平衡狀態(tài)，則×100%=60%，這時CO2和H2的物質(zhì)的量之比為1∶1，則1-x-y=2-3x-y，解得x=0.5，y=0.1，則CH3OH、H2O、CO2、H2、CO的物質(zhì)的量分別為0.5 mol、0.6 mol、0.4 mol、0.4 mol、0.1 mol，v正=k正·x(CO2)·x(H2)=0.8 mol·
L-1·s-1，故v逆=v正=0.8 mol·L-1·s-1。
1
2
3
4
Rln k=-+C，Ea=TC-RTln k，ΔH=反應物鍵能之和-生成物鍵能之和=Ea正-Ea逆=-RTln k正+RTln k逆=RTln 。
②Arrhenius經(jīng)驗公式為Rln k=-+C，其中Ea為活化能，T為熱力學溫度，
k為速率常數(shù)，R和C為常數(shù)，則ΔH2=　　　　　 kJ·mol-1(用含k正、k逆、T、R的代數(shù)式表示)。
1
2
3
4
RTln
(4)其他條件相同時，反應溫度對CH3OH選擇
性的影響如圖所示。由圖可知，溫度相同時
CH3OH選擇性的實驗值略高于其平衡值，可
能的原因是____________________________
______________________________________
____。[已知CH3OH的選擇性=×100%]
1
2
3
4
在該條件下反應a的速率大于反應b，單位時間內(nèi)生成甲醇的量比生成CO的
量多
Ⅱ.利用甲醇分解制取烯烴，涉及如下反應：
a.2CH3OH(g)===C2H4(g)+2H2O(g)
b.3CH3OH(g)===C3H6(g)+3H2O(g)
c.3C2H4(g) 2C3H6(g)
(5)恒壓條件下，平衡體系中各物
質(zhì)的量分數(shù)隨溫度變化如圖所示。
已知650 K時，2x(C2H4)=x(C3H6)，
平衡體系總壓強為p，則650 K反應c的平衡常數(shù)Kp=　　　。
1
2
3
4
已知650 K時，2x(C2H4)=x(C3H6)，設在650 K時，向容器中加入5 mol CH3OH(g)使其發(fā)生反應a、b，得到n0(C2H4)=1 mol，n0(C3H6)=1 mol，n0(H2O)=5 mol，反應c可列三段式：
　　　　　3C2H4(g) 2C3H6(g)
n0/mol　　　1　　　　　　1
Δn/mol　　　3n　　　　　2n
nt/mol　　　1-3n　　　　1+2n
1
2
3
4
因為，2x(C2H4)=x(C3H6)，所以2(1-3n)=1+2n，解得n=
mol C2H4(g)、 mol
C3H6(g)，以及5 mol H2O(g)，則x(C3H6)
= =，x(C2H4)= =，代入
Kp===。
1
2
3
4
4.(2023·福建廈門質(zhì)檢)天然氣的主要成分甲烷可轉(zhuǎn)化為合成氣CO、H2。
Ⅰ.甲烷干法重整：CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)　ΔH
(1)CH4、H2、CO的燃燒熱分別為890.3 kJ·mol-1、285.8 kJ·mol-1、283 kJ·
mol-1，則ΔH=　　　 　　。
1
2
3
4
+247.3 kJ·mol-1
根據(jù)題意可得，CH4、H2、CO燃燒熱的熱化學方程式分別為①CH4(g)
+2O2(g)===CO2(g)+2H2O(l)　ΔH1=-890.3 kJ·mol-1，②H2(g)+O2(g)===
H2O(l)　ΔH2=-285.8 kJ·mol-1，③CO(g)+O2(g)===CO2(g)　ΔH3=
-283 kJ·mol-1，由蓋斯定律可知，①-②×2-③×2得反應：CH4(g)+
CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)　ΔH=ΔH1-2ΔH2-2ΔH3=+247.3 kJ·mol-1。
1
2
3
4
(2)在1 L恒容反應器中通入2 mol CH4和3 mol CO2，發(fā)生上述反應。
①下列敘述中不能說明反應達到平衡狀態(tài)的是　　　　(填字母)。
A.混合氣體的平均相對分子質(zhì)量保持不變
B.n(CH4)∶n(CO2)=1∶1
C.混合氣體的密度保持不變
D.v正(CH4)=v逆(CO2)
1
2
3
4
BC
該反應過程中氣體總質(zhì)量不變，總物質(zhì)的量增大，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量減小，當混合氣體的平均相對分子質(zhì)量保持不變時，說明反應達到平衡；n(CH4)∶n(CO2)=1∶1時，不能說明正、逆反應速率相等，即不能說明反應達到平衡；該反應過程中氣體總質(zhì)量不變，總體積也不變，混合氣體的密度是定值，則當混合氣體的密度保持不變，不能說明反應達到平衡；v正(CH4)=v逆(CO2)時，說明v正(CH4)=v正(CO2)=v逆(CO2)，正、逆反應速率相等，即說明反應達到平衡。
1
2
3
4
②CH4的平衡轉(zhuǎn)化率α平(CH4)與溫度T、壓強p的關系如圖1所示。p1________
p2(填“>”“<”或“=”)，T1時，K=　　　。
1
2
3
4
<
8
CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)為反應前后氣體分子數(shù)增大的反應，溫度一定時，增大壓強，平衡逆向移動，α平(CH4)減小，則p1　　　　　CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)
始/mol　　　2　　　3　　　　0　　　　0
轉(zhuǎn)/mol　　　1　　　1　　　　2　　　　2
平/mol　　　1　　　2　　　　2　　　　2
K===8。
1
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3
4
由圖2可知，CeO2-x中Ce原子的個數(shù)為8×+6×=4，O2-的個數(shù)為7，則1∶(2-x)=4∶7，x=0.25；由化合物中各元素化合價的代數(shù)和為零可知，N(Ce4+)+N(Ce3+)=4，4N(Ce4+)+3N(Ce3+)=7×2，解得N(Ce4+)=N(Ce3+)=2，則Ce4+和Ce3+個數(shù)比為1∶1。
Ⅱ.甲烷化學鏈重整原理如圖2所示。CeO2氧載體具有良好的儲氧放氧能力。
(3)CeO2-x中x=　　　，Ce4+和Ce3+個數(shù)比為　　　　　。
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3
4
0.25
1∶1
步驟1：氧化 步驟2：還原
反應氣組成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
實驗結果
(4)800 ℃時，以恒定氣體流速通入反應氣與氧載體反應，反應步驟及結果如下。
1
2
3
4
①氧載體中有表面氧(Oads)和晶格氧(Olat)，CH4與氧載體可能發(fā)生的反應如下：
ⅰ.CH4+4Oads―→CO2+2H2O
ⅱ.CH4+Olat―→CO+2H2
ⅲ.CH4―→C+2H2
步驟1中，600 s后φ(H2)∶φ(CO)>2∶1的原因為______________________
　　 　　。
②步驟2中CO2被CeO2-x還原，若CO2全部轉(zhuǎn)化為CO，理論上φ(CO)=　　；φ(CO)實測最大值大于理論值的原因是　　　　 　　　。
1
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不僅發(fā)生反應ⅱ，還發(fā)生反應ⅲ
反應時間超過600 s后，
10%
CO2與生成的C反應也生成CO
步驟2中φ(CO2)=10%，若CO2全部轉(zhuǎn)化為CO，根據(jù)元素守恒可知，理論上φ(CO)=10%。
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步驟1：氧化 步驟2：還原
反應氣組成 CH4和N2，φ(CH4)=5% CO2和N2，φ(CO2)=10%
實驗結果

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