資源簡介

[綜合題專攻]　第5練　化學反應原理大題(二)
1.(16分)(2024·山東，20)水煤氣是H2的主要來源，研究CaO對C-H2O體系制H2的影響，涉及主要反應如下：
C(s)+H2(g)(Ⅰ)　ΔH1>0
CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0
回答下列問題：
(1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)的焓變ΔH=　　　　　　　(用代數式表示)。
(2)壓力p下，C-H2O-CaO體系達平衡后，圖示溫度范圍內C(s)已完全反應，CaCO3(s)在T1溫度時完全分解。氣相中CO、CO2和H2摩爾分數隨溫度的變化關系如圖所示，則a線對應物種為　　　　　(填化學式)。當溫度高于T1時，隨溫度升高c線對應物種摩爾分數逐漸降低的原因是　　　　　　。
(3)壓力p下、溫度為T0時，圖示三種氣體的摩爾分數分別為0.50、0.15、0.05，則反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常數Kp=　　　　　；此時氣體總物質的量為4.0 mol，則CaCO3(s)的物質的量為　　　　　 mol；若向平衡體系中通入少量CO2(g)，重新達平衡后，分壓p(CO2)將　　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)，p(CO)將　　　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
2.(18分)(2024·河北，17)氯氣是一種重要的基礎化工原料，廣泛應用于含氯化工產品的生產。硫酰氯及1，4-二(氯甲基)苯等可通過氯化反應制備。
(1)硫酰氯常用作氯化劑和氯磺化劑，工業上制備原理如下：SO2(g)+Cl2(g)SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ·mol-1。
①若正反應的活化能為E正 kJ·mol-1，則逆反應的活化能E逆=　　　 kJ·mol-1(用含E正的代數式表示)。
②恒容密閉容器中按不同進料比充入SO2(g)和Cl2(g)，測定T1、T2、T3溫度下體系達平衡時的Δp(Δp=p0-p，p0為體系初始壓強，p0=240 kPa，p為體系平衡壓強)，結果如圖。
上圖中溫度由高到低的順序為　　　　　　，判斷依據為　　　　　　　　。M點Cl2的轉化率為　　　　　　，T1溫度下用分壓表示的平衡常數Kp=　　　　　　 kPa-1。
③下圖曲線中能準確表示T1溫度下Δp隨進料比變化的是　　　　　　(填序號)。
(2)1，4-二(氯甲基)苯(D)是有機合成中的重要中間體，可由對二甲苯(X)的氯化反應合成。對二甲苯淺度氯化時的反應過程為
以上各反應的速率方程均可表示為v=kc(A)c(B)，其中c(A)、c(B)分別為各反應中對應反應物的濃度，k為速率常數(k1~k5分別對應反應①~⑤)。某溫度下，反應器中加入一定量的X，保持體系中氯氣濃度恒定(反應體系體積變化忽略不計)，測定不同時刻相關物質的濃度。已知該溫度下，k1∶k2∶k3∶k4∶k5=100∶21∶7∶4∶23。
①30 min時，c(X)=6.80 mol·L-1，且30~60 min內v(X)=0.042 mol·L-1·min-1，反應進行到60 min時，c(X)=　　　　 mol·L-1。
②60 min時，c(D)=0.099 mol·L-1，若0~60 min產物T的含量可忽略不計，則此時c(G)=　　　　　　 mol·L-1；60 min后，隨T的含量增加，　　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
1.(16分)(2024·湖南邵陽三模)丙烯是一種重要的化工原料，但丙烯的產量僅通過石油的催化裂解反應無法滿足工業生產需求。工業上，有如下方法制備丙烯：
Ⅰ.丙烷脫氫法制丙烯：
①丙烷無氧脫氫法：C3H8(g)C3H6(g)+H2(g)　ΔH1=+124 kJ·mol-1
②丙烷氧化脫氫法：2C3H8(g)+O2(g)2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1
(1)反應②的正反應活化能　　　　(填“>”或“<”)逆反應活化能。
(2)不同壓強下，向密閉容器中充入C3H8氣體發生反應①，丙烷平衡轉化率隨溫度變化關系如圖所示。在T1、p2條件下，若向密閉容器中充入C3H8和Ar的混合氣體，則平衡時丙烷轉化率　　　　(填“>”“=”或“<”)40%。
(3)如圖為采用羰基催化劑催化氧化丙烷：2C3H8(g)+O2(g)2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1的機理，下列說法正確的是　　　　(填字母)。
A.該機理中，有σ鍵、π鍵的斷裂與形成
B.若有18O2參與反應，最終18O存在于羰基催化劑和H2O中
C.若2 mol C3H8和1 mol O2充分反應，則可制得2 mol C3H6
D.為了提高反應的速率和反應物轉化率，溫度越高越好
(4)丙烯是一種燃料，以熔融碳酸鹽(用MCO3表示)為電解質，丙烯-空氣燃料電池的負極的電極反應式為　　　　。
Ⅱ.丁烯和乙烯的催化反應制丙烯：
主反應：C4H8(g)+C2H4(g)2C3H6(g)　ΔH1>0
副反應：2C4H8(g)C3H6(g)+C5H10(g)　ΔH2>0
(5)乙烯的電子式為　　　　。
(6)某溫度下，保持體系總壓強為1.0 MPa，按=2投料，達到平衡狀態時，C4H8、C2H4的轉化率分別為92%、30%，則平衡時=　　　　；主反應的壓強平衡常數Kp=　　　　(結果保留一位小數)。
2.(16分)(2024·河北唐山二模)金屬氧化物催化氧化制備苯甲醛是近年來的研究熱點。以Fe3O4為催化劑，苯乙烯、H2O2為原料制備苯甲醛涉及的主要反應有：
反應ⅰ：(l)+2H2O2(l)―→(l)+HCHO(l)+2H2O(l)　ΔH1=-489.0 kJ·mol-1
反應ⅱ：(l)+H2O2(l)―→(l)+H2O(l)　ΔH2=+566.6 kJ·mol-1
反應ⅲ：(l)+H2O2(l)→(l)+HCHO(l)+H2O(l)　ΔH3
回答下列問題：
(1)反應ⅲ的ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
(2)根據阿倫尼烏斯方程ln k=-+ln A(A為指前因子，Ea為活化能)，ln k與呈線性關系。據圖1可知反應ⅰ的活化能　　　　(填“>”“=”或“<”)反應ⅱ的活化能。
(3)實驗測得苯乙烯的轉化率與溫度的關系如圖2所示。溫度高于60 ℃，苯乙烯的轉化率下降，可能的原因是　　　　　　　。
(4)在V2O5-ZrO2催化下，甲苯可以實現氣相氧化制備苯甲醛。
主反應：+O2―→+H2O
副反應：2+O2―→2
T ℃時，向2 L密閉容器中充入1 mol甲苯蒸氣和2 mol O2，起始壓強為p0，2 h后反應達平衡時容器內氣體總物質的量為2.9 mol，甲苯的轉化率為80%。則甲苯的平均反應速率為　　　　 mol·L-1·h-1，主反應的Kp=　　　　(Kp為平衡分壓代替平衡濃度的平衡常數，氣體平衡分壓=總壓×該氣體物質的量分數，計算結果保留三位有效數字)。
3.(16分)還原CO2是實現“碳達峰、碳中和”的有效途徑之一，相關的反應如下：
反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1
反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2
反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)　ΔH3
反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常數與溫度變化關系如圖所示。
(1)有利于提高CO2合成CH3OH選擇性的條件是　　　　(填字母，下同)。
A.高溫、高壓 B.高溫、低壓
C.低溫、高壓 D.低溫、低壓
(2)的取值范圍是　　　　。
A.<-1 B.-1~0
C.0~1 D.>1
(3)一定條件下，向體積為5 L的恒溫密閉容器中加入1 mol CO2和3 mol H2發生上述反應，平衡時，容器中H2的濃度為0.25 mol·L-1，CH3OH的濃度為0.1 mol·L-1，此時CO2的濃度為　　　　mol·L-1，反應Ⅰ的平衡常數為　　　　(結果保留一位小數)。
(4)H2還原能力(S)可衡量CO2轉化率，已知S=，即相同時間段內CO2與H2物質的量變化量之比。常壓下H2和CO2按物質的量之比3∶1投料，反應相同時間，H2和CO2轉化率如圖所示。
①在400~1 000 ℃范圍內，S的變化趨勢是　　　　(填字母)。
A.一直增大 B.一直減小
C.先增大后減小 D.先減小后增大
②由圖像可知，H2轉化率在600 ℃時大于400 ℃，其原因是　　　　　　　　　　　　。
③溫度較低時，兩條曲線重合的原因是　　　　　　　　　。
4.(18分)(2024·華大新高考聯盟聯考)合成氨工藝是人工化肥的生產支柱，是人類生存發展的“食”之基礎。回答下列問題：
Ⅰ.化學鍵鍵能如表
化學鍵 N≡N H—H N—H
鍵能/(kJ·mol-1) 946 436 390.8
(1)估算N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的ΔH=　　　　 kJ·mol-1。已知該反應的ΔS=-198.9 J·mol-1·K-1，理論上該反應在溫度為298 K下　　　 (填“能”或“不能”)自發進行。
Ⅱ.科學家結合實驗與計算機模擬結果，研究了合成氨的反應歷程，如圖所示，其中吸附在催化劑表面的物種用*表示，TS表示過渡態。
(2)圖示歷程包含　　　　個基元反應。發生N—N斷裂的反應方程式為　　　　　　　。
(3)H—H斷裂應該吸收熱量，但+3H2===+6H*反應的ΔH<0，主要原因為　　　　　　　。
(4)在實際工業生產中，合成氨一般采用的溫度為400~500 ℃，主要原因為　　　　　　　。
(5)溫度為500 ℃、壓強為20 MPa、原料氣n(N2)∶n(H2)=1∶3時，發生反應：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，反應平衡時，氨氣的體積分數為20%，則氮氣的轉化率約為　　　　%(計算結果保留三位有效數字)。該條件下，pθ=100 kPa，N2(g)+3H2(g)2NH3(g)的標準平衡常數Kθ為　　　 (用最簡分數形式表示)。[已知：分壓=總壓×該組分物質的量分數，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]。
答案精析
真題演練
1.(1)ΔH1+ΔH2+ΔH3　(2)H2　當溫度高于T1，CaCO3(s)已完全分解，只發生反應Ⅱ，溫度升高，反應Ⅱ逆向移動，所以CO2的摩爾分數減小　(3)　0.5　不變　不變
解析　 (1)根據蓋斯定律，目標總反應=反應(Ⅰ)+反應(Ⅱ)+反應(Ⅲ)，則其ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。(2)圖示溫度范圍內C(s)已完全反應，則反應Ⅰ已經進行完全，反應Ⅱ和Ⅲ均為放熱反應，從開始到T1，溫度不斷升高，反應Ⅱ和Ⅲ逆向移動，依據反應Ⅱ，H2量減小，摩爾分數減小，CO量升高，摩爾分數增大，所以a線代表H2的摩爾分數的變化，b線代表CO的摩爾分數的變化。T1時，CaCO3(s)已完全分解，當溫度高于T1，相當于只發生反應Ⅱ，CO2的摩爾分數減小，則c線代表CO2的摩爾分數隨溫度的變化。(3)壓力p下、溫度為T0時，H2、CO、CO2的摩爾分數分別為0.50、0.15、0.05，則H2O(g)的摩爾分數為1-0.50-0.15-0.05=0.30，則反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常數Kp= ==；從H2的來源分析，產生H2多少取決于消耗碳的量和生成不同含碳物種量的多少。平衡時，可獨立分析產生H2與消耗碳和生成各含碳物種的化學反應，如下：
Ⅰ：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)
Ⅳ：C(s)+2H2O(g)CO2(g)+2H2(g)
Ⅴ：C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)
平衡時氣體n(總)=4 mol，根據H2、CO、CO2的摩爾分數可計算三者的物質的量分別為：
n(H2)=4 mol×0.5=2 mol，同理，n(CO)=0.6 mol，n(CO2)=0.2 mol，平衡時，由反應(Ⅰ)生成的H2：n(H2)Ⅰ=n(CO)=0.6 mol，由反應(Ⅳ)生成的H2：n(H2)Ⅳ=2n(CO2)=0.4 mol，則由反應(Ⅴ)生成的H2：n(H2)Ⅴ=2 mol-0.6 mol-0.4 mol=1 mol，由反應(Ⅴ)產物關系可得n(CaCO3)=n(H2)Ⅴ=0.5 mol；若向平衡體系中通入少量CO2(g)后，反應ⅢCaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)重新達平衡，Kp=，溫度不變，Kp不變，則分壓p(CO2)不變，Kc= ，c(CO2)也不變，其他氣體的濃度均不變，所以p(CO)不變。
2.(1)①E正+67.59　②T3>T2>T1　該反應是放熱的、氣體分子數減小的反應，恒容條件下，反應正向進行時，容器內壓強減小，從T3到T1平衡時Δp逐漸增大，說明反應正向進行的程度逐漸增大，對應溫度逐漸降低　75%　0.03　③D
(2)①5.54　②0.033　增大
解析　(1)①根據反應熱與活化能E正和E逆的關系ΔH=E正-E逆可知，該反應的E逆=[E正-(-67.59)] kJ·mol-1=(E正+67.59) kJ·mol-1。②由圖中M點可知，進料比為n(SO2)∶n(Cl2)=2，平衡時Δp=60 kPa，已知恒溫恒容情況下，容器內氣體物質的量之比等于壓強之比，可據此列出三段式：
　　　　　　　　SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　Δp
起始壓強/kPa　　　160　　80
轉化壓強/kPa　　　60　　60　　　60 60
平衡壓強/kPa　　　100　　20　　　60
可計算得α(Cl2)=×100%=75%，Kp===0.03 kPa-1。③根據“等效平衡”原理，該反應中SO2和Cl2的化學計量數之比為1∶1，則SO2和Cl2的進料比互為倒數(如2與0.5)時，Δp相等。(2)①根據v(X)=，60 min時，c(X)=6.80 mol·L-1-v(X)·Δt=6.80 mol·L-1-0.042 mol·L-1·min-1×30 min=5.54 mol·L-1。②由題給反應速率方程推知===3，又D、G的初始濃度均為0，則=，則Δc(G)=×Δc(D)=0.033 mol·L-1，即60 min后c(G)=0.033 mol·L-1。60 min后，D和G轉化為T的速率比為==，結合二者的生成速率可知，D生成的快而消耗的慢，G生成的慢而消耗的快，則增大。
模擬預測
1. (1)<　(2)>　(3)A
(4)CH2==CH—CH3-18e-+9C===12CO2+3H2O
(5)　(6)8.5　16.5
解析　(1)反應②的ΔH2=-236 kJ·mol-1=-<0，則<。
(2)不同壓強下，向密閉容器中充入C3H8氣體發生反應①，在T1、p2條件下，丙烷的平衡轉化率為40%，若在此溫度和壓強不變的條件下，向密閉容器中充入C3H8和Ar的混合氣體，容器的體積增大，相當于減小壓強，反應①是氣體體積增大的反應，平衡正向移動，丙烷的平衡轉化率增大，平衡時丙烷轉化率>40%。
(3)該機理中，存在單鍵、雙鍵的斷裂與形成，即有σ鍵、π鍵的斷裂與形成，A正確；O2參與反應④和⑤，若有18O2參與反應，最終18O存在于H2O中，B錯誤；該反應是可逆反應，若2 mol C3H8和1 mol O2充分反應，制得的C3H6小于2 mol，C錯誤；該反應是放熱反應，升高溫度不能提高反應物轉化率，D錯誤。
(4)熔融碳酸鹽為電解質，丙烯在負極失去電子生成CO2，根據得失電子守恒和電荷守恒配平電極方程式：CH2==CH—CH3-18e-+9===12CO2+3H2O。
(6)假設起始投入乙烯和丁烯的物質的量分別為2 mol、1 mol，根據已知條件列出“三段式”
　　　　　C4H8(g)+C2H4(g)2C3H6(g)
起始/mol　　　1　　　2　　　　　0
轉化/mol　　　x　　　x　　　　　2x
平衡/mol　　　1-x　　2-x　　　　2x
　　　　　　2C4H8(g)C3H6(g)+C5H10(g)
起始/mol　　　1-x　　　　2x　　　0
轉化/mol　　　2y　　　　　y　　　y
平衡/mol　　1-x-2y　　　　2x+y　　y
達到平衡狀態時，C4H8、C2H4的轉化率分別為92%、30%，則=92%，=30%，解得x=0.6，y=0.16，則平衡時==8.5，反應平衡時，各物質的物質的量分別為n(C4H8)=0.08 mol、n(C2H4)=1.4 mol、n(C3H6)=1.36 mol、n(C5H10)=0.16 mol，則主反應的壓強平衡常數Kp=≈16.5。
2.(1)-1 055.6　(2)<　(3)溫度升高，H2O2部分分解(或升溫反應ⅰ逆向移動，反應ⅱ正向移動，對反應ⅰ的影響更大)
(4)0.2　2.18
解析　(1)由蓋斯定律可知，反應ⅰ-反應ⅱ可以得到反應ⅲ，所以反應ⅲ的ΔH3=ΔH1-ΔH2=-1 055.6 kJ·mol-1。
(2)由公式可知，-即為斜率，所以反應ⅰ的活化能小于反應ⅱ的活化能。
(4)由信息推知消耗的甲苯為0.8 mol，則甲苯的平均反應速率為=0.2 mol·L-1·h-1；列三段式：
　　　　+O2―→+H2O
起始/mol　　1　　　　2　　　　0　　　　　0
轉化/mol　　0.8　　　0.8　　　0.8　　　　0.8
平衡/mol　　0.2　　　1.2　　　0.8　　　　0.8
　　　　2+O2―→2
起始/mol　　0.8　　　　1.2　　　　0
轉化/mol　　2x　　　　　x　　　　2x
平衡/mol　　0.8-2x　　　1.2-x　　　2x
根據題目信息，0.8-2x+1.2-x+2x+0.8+0.2=2.9，則x=0.1，根據反應前后壓強之比等于物質的量之比，=，平衡時壓強p=p0，則p()=p0，p()=0.2p0，p(H2O)=p0，p(O2)=p0，所以主反應的Kp=≈2.18。
3.(1)C　(2)C　(3)0.05　19.2　(4)①C　②溫度升高，反應速率加快　③溫度較低時只發生反應Ⅰ
解析　(1)由圖可知，升高溫度，反應Ⅰ的平衡常數減小，說明平衡向逆反應方向移動，該反應為氣體體積減小的放熱反應，降低溫度和增大壓強有利于平衡向正反應方向移動，提高甲醇的選擇性，故選C。
(2)升高溫度，反應Ⅱ的平衡常數增大，說明平衡向正反應方向移動，該反應為焓變大于0的吸熱反應，由蓋斯定律可知，反應Ⅰ-Ⅲ得到反應Ⅱ，則ΔH1-ΔH3>0，由平衡常數與溫度變化關系圖知，反應Ⅰ、Ⅲ正反應均為放熱反應，即ΔH1<0，ΔH3<0，所以0<<1，故選C。
(3)由題意，設平衡時CO2、H2O、CO的濃度分別為x mol·L-1、y mol·L-1、z mol·L-1，投料時n(CO2)=1 mol，n(H2)=3 mol，則n(C)=1 mol，n(O)=2 mol，n(H)=6 mol，根據元素守恒，列方程組
解得x=z=0.05，y=0.15，
則平衡時二氧化碳的濃度為0.05 mol·L-1，反應Ⅰ的平衡常數為=19.2。
(4)①由圖可知，400~600 ℃范圍內，二氧化碳的轉化率增大幅度大于氫氣轉化率的增大幅度，則S值呈增大趨勢，600~1 000 ℃范圍內，二氧化碳的轉化率增大幅度小于氫氣轉化率的增大幅度，則S值呈減小趨勢，所以400~1 000 ℃范圍內，S值的變化趨勢為先增大后減小。
4.(1)-90.8　能　(2)7　H3+3H*===2N+2H*(或H3+H*===2)
(3)斷鍵后的H吸附在催化劑表面，形成特殊的作用力要釋放能量，釋放的總能量高于斷鍵吸收的總能量
(4)能夠提高反應速率(或催化劑的活性較大)
(5)33.3　
解析　(1)ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=(946+436×3-390.8×6) kJ·mol-1=-90.8 kJ·mol-1，ΔG=ΔH-TΔS=[-90.8-298×(-198.9×10-3)] kJ·mol-1=-31.527 8 kJ·mol-1<0，理論上該反應在溫度為298 K下能自發進行。
(2)反應歷程中有7個過渡態，則基元反應有7個；N—N斷裂的過程經歷過渡態4(TS4)，其反應方程式為H3+3H*===2+2H*或H3+H*===2。
(4)合成氨是放熱反應，理論上低溫有利于合成氨，但低溫會使反應速率降低，400~500 ℃能夠提高反應速率，催化劑(鐵觸媒)的活性較大。
(5)根據已知條件列出“三段式”：
　　　　　N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
起始/mol　　1　　3　　　　0
轉化/mol　　x　　3x　　　　2x
平衡/mol　　1-x　　3-3x　　　2x
反應平衡時，氨氣的體積分數為=0.2，解得x=，則氮氣的轉化率約為33.3%。p(NH3)=p(N2)=20 MPa×0.2=4 MPa，p(H2)=20 MPa×0.6=12 MPa，pθ=100 kPa=0.1 MPa，代入公式可得Kθ=。(共54張PPT)
[綜合題專攻]
專題七　第5練　
化學反應原理大題(二)
真題演練
模擬預測
內容索引
1.(2024·山東，20)水煤氣是H2的主要來源，研究CaO對C-H2O體系制H2的影響，涉及主要反應如下：
C(s)+H2O(g) CO(g)+ H2(g)(Ⅰ)　ΔH1>0
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)(Ⅱ)　ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0
回答下列問題：
(1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g) CaCO3(s)+2H2(g)的焓變ΔH=______________
(用代數式表示)。
ΔH1+ΔH2+ΔH3
1
2
真題演練
PART ONE
根據蓋斯定律，目標總反應=反應(Ⅰ)+反應(Ⅱ)+反應(Ⅲ)，則其ΔH=
ΔH1+ΔH2+ΔH3。
1
2
(2)壓力p下，C-H2O-CaO體系達平衡后，圖示溫度范圍內C(s)已完全反應，CaCO3(s)在T1溫度時完全分解。氣相中CO、CO2和H2摩爾分數隨溫度的變化關系如圖所示，則a線對應物種為
　　(填化學式)。當溫度高于T1時，隨
溫度升高c線對應物種摩爾分數逐漸降
低的原因是______________________
________________________________
________________________________
_____________。
H2
當溫度高于T1，CaCO3(s)
已完全分解，只發生反應Ⅱ，溫度升高，反應Ⅱ逆向移動，所以CO2的摩爾分數減小
1
2
圖示溫度范圍內C(s)已完全反應，則反應Ⅰ已經進行完全，反應Ⅱ和Ⅲ均為放熱反應，從開始到T1，溫度不斷升高，反應Ⅱ和Ⅲ逆向移動，依據反應Ⅱ，H2量減小，摩爾分數減小，CO量升高，摩爾分數增大，所以a線代表H2的摩爾分數的變化，
b線代表CO的摩爾分數的變化。T1
時，CaCO3(s)已完全分解，當溫度
高于T1，相當于只發生反應Ⅱ，
CO2的摩爾分數減小，則c線代表
CO2的摩爾分數隨溫度的變化。
1
2
(3)壓力p下、溫度為T0時，圖示三種氣體的摩爾分數分別為0.50、0.15、
0.05，則反應CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常數Kp=　　；此時氣體總物質的量為4.0 mol，則CaCO3(s)
的物質的量為　　 mol；若向平衡體
系中通入少量CO2(g)，重新達平衡后，
分壓p(CO2)將　　 (填“增大”“減
小”或“不變”)，p(CO)將_______
(填“增大”“減小”或“不變”)。
1
2
0.5
不變
不變
壓力p下、溫度為T0時，H2、CO、CO2的摩爾分數分別為0.50、0.15、0.05，則H2O(g)的摩爾分數為1-0.50-0.15-0.05=0.30，則反應CO(g)+
H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常數
Kp= ==；從H2
的來源分析，產生H2多少取決于消
耗碳的量和生成不同含碳物種量的
多少。平衡時，可獨立分析產生H2
與消耗碳和生成各含碳物種的化學反應，如下：
1
2
Ⅰ：C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)
Ⅳ：C(s)+2H2O(g) CO2(g)+2H2(g)
Ⅴ：C(s)+CaO(s)+2H2O(g)
CaCO3(s)+2H2(g)
平衡時氣體n(總)=4 mol，根據H2、
CO、CO2的摩爾分數可計算三者的
物質的量分別為：
n(H2)=4 mol×0.5=2 mol，同理，n(CO)=0.6 mol，n(CO2)=0.2 mol，平衡時，由反應(Ⅰ)生成的H2：n(H2)Ⅰ=n(CO)=0.6 mol，由反應(Ⅳ)生成
1
2
的H2：n(H2)Ⅳ=2n(CO2)=0.4 mol，則由反應(Ⅴ)生成的H2：n(H2)Ⅴ=
2 mol-0.6 mol-0.4 mol=1 mol，由反應(Ⅴ)產物關系可得n(CaCO3)=
n(H2)Ⅴ=0.5 mol；若向平衡體系中
通入少量CO2(g)后，反應ⅢCaO(s)
+CO2(g) CaCO3(s)重新達平衡，
Kp=，溫度不變，Kp不變，則
分壓p(CO2)不變，Kc= ，c(CO2)
也不變，其他氣體的濃度均不變，所以p(CO)不變。
1
2
根據反應熱與活化能E正和E逆的關系ΔH=E正-E逆可知，該反應的E逆=
[E正-(-67.59)] kJ·mol-1=(E正+67.59) kJ·mol-1。
2.(2024·河北，17)氯氣是一種重要的基礎化工原料，廣泛應用于含氯化工產品的生產。硫酰氯及1，4-二(氯甲基)苯等可通過氯化反應制備。
(1)硫酰氯常用作氯化劑和氯磺化劑，工業上制備原理如下：SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　ΔH=-67.59 kJ·mol-1。
①若正反應的活化能為E正 kJ·mol-1，則逆反應的活化能E逆=　 　 kJ·
mol-1(用含E正的代數式表示)。
1
2
E正+67.59
②恒容密閉容器中按不同進料比充入SO2(g)和Cl2(g)，測定T1、T2、T3溫度下體系達平衡時的Δp(Δp=p0-p，p0為體系初始壓強，p0=240 kPa，p為體系平衡壓強)，結果如圖。
右圖中溫度由高到低的順序為____
　　　，判斷依據為____________
______________________________
______________________________
______________________________
_______________________________________________________。M點Cl2的轉化率為　　，T1溫度下用分壓表示的平衡常數Kp=　　 kPa-1。
1
2
T2>T1
的、氣體分子數減小的反應，恒容
條件下，反應正向進行時，容器內
壓強減小，從T3到T1平衡時Δp逐漸
增大，說明反應正向進行的程度逐漸增大，對應溫度逐漸降低
該反應是放熱
75%
0.03
T3>
由圖中M點可知，進料比為n(SO2)∶n(Cl2)=2，平衡時Δp=60 kPa，已知恒溫恒容情況下，容器內氣體物質的量之比等于壓強之比，可據此列出三段式：
　　　　　　 SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g)　Δp
起始壓強/kPa　160　　80
轉化壓強/kPa　 60　　 60　　　 60 60
平衡壓強/kPa　100　　20　　　 60
可計算得α(Cl2)=×100%=75%，Kp=
==0.03 kPa-1。
1
2
③右圖曲線中能準確表示T1溫度下Δp
隨進料比變化的是　　　(填序號)。
1
2
D
根據“等效平衡”原理，該反應中SO2和Cl2的化學計量數之比為1∶1，則SO2和Cl2的進料比互為倒數(如2與0.5)時，Δp相等。
(2)1，4-二(氯甲基)苯(D)是有機合成中的重要中間體，可由對二甲苯(X)的氯化反應合成。對二甲苯淺度氯化時的反應過程為
以上各反應的速率方程均可表示為v=kc(A)c(B)，其中c(A)、c(B)分別為各反應中對應反應物的濃度，k為速率常數(k1~k5分別對應反應①~⑤)。某溫度下，反應器中加入一定量的X，保持體系中氯氣濃度恒定(反應體系體積變化忽略不計)，測定不同時刻相關物質的濃度。已知該溫度下，k1∶k2∶k3∶k4∶k5=100
∶21∶7∶4∶23。
1
2
①30 min時，c(X)=6.80 mol·L-1，且30~60 min內v(X)=0.042 mol·L-1·min-1，反應進行到60 min時，c(X)=　　　　 mol·L-1。
5.54
根據v(X)=，60 min時，c(X)=6.80 mol·L-1-v(X)·Δt=6.80 mol·L-1-0.042 mol·L-1·min-1×30 min=5.54 mol·L-1。
1
2
②60 min時，c(D)=0.099 mol·L-1，若0~60 min產物T的含量可忽略不計，則此時c(G)=　　　 mol·L-1；60 min后，隨T的含量增加，　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
0.033
1
2
增大
由題給反應速率方程推知===3，又D、G的初始濃度均為0，則=，則Δc(G)=×Δc(D)=0.033 mol·L-1，即60 min后
c(G)=0.033 mol·L-1。60 min后，
D和G轉化為T的速率比為
==，結
合二者的生成速率可知，D生
成的快而消耗的慢，G生成的慢而消耗的快，則增大。
1
2
1.(2024·湖南邵陽三模)丙烯是一種重要的化工原料，但丙烯的產量僅通過石油的催化裂解反應無法滿足工業生產需求。工業上，有如下方法制備丙烯：
Ⅰ.丙烷脫氫法制丙烯：
①丙烷無氧脫氫法：C3H8(g) C3H6(g)+H2(g)　ΔH1=+124 kJ·mol-1
②丙烷氧化脫氫法：2C3H8(g)+O2(g) 2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH2=
-236 kJ·mol-1
(1)反應②的正反應活化能　(填“>”或“<”)逆反應活化能。
1
2
3
4
模擬預測
PART TWO
<
反應②的ΔH2=-236 kJ·mol-1=-<0，則<。
1
2
3
4
(2)不同壓強下，向密閉容器中充入C3H8氣體發生反應①，丙烷平衡轉化率隨溫度變化關系如圖所示。在T1、p2條件下，若向密閉容器中充入C3H8和Ar的混合氣體，則平衡時丙烷轉化率　　　　(填“>”“=”或“<”)40%。
1
2
3
4
>
不同壓強下，向密閉容器中充入C3H8氣體發生反應①，在T1、p2條件下，丙烷的平衡轉化率為40%，若在此溫度和壓強不變的條件下，向密閉容器中充入C3H8和Ar的混合氣
體，容器的體積增大，相當于減小
壓強，反應①是氣體體積增大的反
應，平衡正向移動，丙烷的平衡轉
化率增大，平衡時丙烷轉化率>40%。
1
2
3
4
(3)如圖為采用羰基催化劑催化氧化丙烷：2C3H8(g)+O2(g) 2C3H6(g)
+2H2O(g)　ΔH2=-236 kJ·mol-1的機理，下列說法正確的是　 　(填字母)。
A.該機理中，有σ鍵、π鍵的斷裂與形成
B.若有18O2參與反應，最終18O存在于羰
基催化劑和H2O中
C.若2 mol C3H8和1 mol O2充分反應，則
可制得2 mol C3H6
D.為了提高反應的速率和反應物轉化率，
溫度越高越好
1
2
3
4
A
該機理中，存在單鍵、雙鍵的斷裂與
形成，即有σ鍵、π鍵的斷裂與形成，
A正確；
O2參與反應④和⑤，若有18O2參與反
應，最終18O存在于H2O中，B錯誤；
該反應是可逆反應，若2 mol C3H8和
1 mol O2充分反應，制得的C3H6小于
2 mol，C錯誤；
該反應是放熱反應，升高溫度不能提高反應物轉化率，D錯誤。
1
2
3
4
(4)丙烯是一種燃料，以熔融碳酸鹽(用MCO3表示)為電解質，丙烯-空氣燃料電池的負極的電極反應式為__________________________________
　　　　。
1
2
3
4
CH2==CH—CH3-18e-+9C===12CO2
+3H2O
熔融碳酸鹽為電解質，丙烯在負極失去電子生成CO2，根據得失電子守恒和電荷守恒配平電極方程式：CH2==CH—CH3-18e-+9
===12CO2+3H2O。
Ⅱ.丁烯和乙烯的催化反應制丙烯：
主反應：C4H8(g)+C2H4(g) 2C3H6(g)　ΔH1>0
副反應：2C4H8(g) C3H6(g)+C5H10(g)　ΔH2>0
(5)乙烯的電子式為　　　 　。
(6)某溫度下，保持體系總壓強為1.0 MPa，按=2投料，達到平衡狀
態時，C4H8、C2H4的轉化率分別為92%、30%，則平衡時=　　；主反應的壓強平衡常數Kp=　　　(結果保留一位小數)。
1
2
3
4
8.5
16.5
假設起始投入乙烯和丁烯的物質的量分別為2 mol、1 mol，根據已知條件列出“三段式”
　　　　　C4H8(g)+C2H4(g) 2C3H6(g)
起始/mol　　　1　　　2　　　　 0
轉化/mol　　　x　　　x　　　　 2x
平衡/mol　　　1-x　　2-x　　　　2x
　　　　　　2C4H8(g) C3H6(g)+C5H10(g)
起始/mol　　　1-x　　　　 2x　　　0
轉化/mol　　　2y　　　　 y　　　 y
平衡/mol　　 1-x-2y　　　 2x+y　　y
1
2
3
4
達到平衡狀態時，C4H8、C2H4的轉化率分別為92%、30%，則=
92%，=30%，解得x=0.6，y=0.16，則平衡時==8.5，
反應平衡時，各物質的物質的量分別為n(C4H8)=0.08 mol、n(C2H4)=
1.4 mol、n(C3H6)=1.36 mol、n(C5H10)=0.16 mol，則主反應的壓強平衡
常數Kp=≈16.5。
1
2
3
4
2.(2024·河北唐山二模)金屬氧化物催化氧化制備苯甲醛是近年來的研究熱點。以Fe3O4為催化劑，苯乙烯、H2O2為原料制備苯甲醛涉及的主要反應有：
反應ⅰ： (l)+2H2O2(l)―→ (l)+HCHO(l)+2H2O(l)　ΔH1=
-489.0 kJ·mol-1
反應ⅱ： (l)+H2O2(l)―→ (l)+H2O(l)　ΔH2=+566.6 kJ·mol-1
反應ⅲ： (l)+H2O2(l)―→ (l)+HCHO(l)+H2O(l)　ΔH3
1
2
3
4
由蓋斯定律可知，反應ⅰ-反應ⅱ可以得到反應ⅲ，所以反應ⅲ的ΔH3=ΔH1-ΔH2=-1 055.6 kJ·mol-1。
回答下列問題：
(1)反應ⅲ的ΔH3=　　　　 kJ·mol-1。
1
2
3
4
-1 055.6
由公式可知，-即為斜率，所以反應ⅰ的活化能小于反應ⅱ的活化能。
(2)根據阿倫尼烏斯方程ln k=-+ln A(A為指前因子，Ea為活化能)，ln k與呈線性關系。據圖1可知反應ⅰ的活化能
　　　(填“>”“=”或“<”)反應ⅱ的活化能。
1
2
3
4
<
(3)實驗測得苯乙烯的轉化率與溫度的關系如圖2所示。溫度高于60 ℃，苯乙烯的轉化率下降，可能的原因是___________
______________________________________________________________________。
1
2
3
4
H2O2部分分解(或升溫反應ⅰ逆向移動，反應ⅱ正向移動，對反應ⅰ的影響更大)
溫度升高，
(4)在V2O5-ZrO2催化下，甲苯可以實現氣相氧化制備苯甲醛。
主反應： +O2―→ +H2O
副反應：2 +O2―→2
T ℃時，向2 L密閉容器中充入1 mol甲苯蒸氣和2 mol O2，起始壓強為p0，2 h后反應達平衡時容器內氣體總物質的量為2.9 mol，甲苯的轉化率為80%。則甲苯的平均反應速率為　　 mol·L-1·h-1，主反應的Kp=　　(Kp為平衡分壓代替平衡濃度的平衡常數，氣體平衡分壓=總壓×該氣體物質的量分數，計算結果保留三位有效數字)。
1
2
3
4
0.2
2.18
由信息推知消耗的甲苯為0.8 mol，則甲苯的平均反應速率為=
0.2 mol·L-1·h-1；列三段式：
　　　 　 +O2―→ +H2O
起始/mol　　1　　　　2　　　　0　　　 0
轉化/mol　　0.8　　　0.8　　　0.8　　　0.8
平衡/mol　　0.2　　　1.2　　　0.8　　　0.8
1
2
3
4
　　　　 2 +O2―→2
起始/mol　　0.8　　　　1.2　　　　0
轉化/mol　　2x　　　　　x　　　　2x
平衡/mol　　0.8-2x　　　1.2-x　　　2x
根據題目信息，0.8-2x+1.2-x+2x+0.8+0.2=2.9，則x=0.1，根據反應前后壓強之比等于物質的量之比，=，平衡時壓強p=p0，
1
2
3
4
則p( )=p0，p( )=0.2p0，p(H2O)=p0，p(O2)=
p0，所以主反應的Kp=≈2.18。
1
2
3
4
3.還原CO2是實現“碳達峰、碳中和”的有效途徑之一，相關的反應如下：
反應Ⅰ：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1
反應Ⅱ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2
反應Ⅲ：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH3
反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常數與溫度變化關系如圖所示。
1
2
3
4
(1)有利于提高CO2合成CH3OH選擇性的條件是　　　(填字母，下同)。
A.高溫、高壓 B.高溫、低壓
C.低溫、高壓 D.低溫、低壓
1
2
3
4
C
由圖可知，升高溫度，反應Ⅰ的平衡常數減小，說明平衡向逆反應方向移動，該反應為氣體體積減小的放熱反應，降低溫度和增大壓強有利于平衡向正反應方向移動，提高甲醇的選擇性，故選C。
1
2
3
4
(2)的取值范圍是　　　　。
A.<-1 B.-1~0 C.0~1 D.>1
1
2
3
4
C
升高溫度，反應Ⅱ的平衡常數增大，說明平衡向正反應方向移動，該反應為焓變大于0的吸熱反應，由蓋斯定律可知，反應Ⅰ-Ⅲ得到反應Ⅱ，則ΔH1-ΔH3>0，由平
衡常數與溫度變化關系圖
知，反應Ⅰ、Ⅲ正反應均
為放熱反應，即ΔH1<0，
ΔH3<0，所以0<<1，
故選C。
1
2
3
4
(3)一定條件下，向體積為5 L的恒溫密閉容器中加入1 mol CO2和3 mol H2發生上述反應，平衡時，容器中H2的濃度為0.25 mol·L-1，CH3OH的濃度為0.1 mol·L-1，此時CO2的濃度為　　　　mol·L-1，反應Ⅰ的平衡常數為
　　　　(結果保留一位小數)。
1
2
3
4
0.05
19.2
由題意，設平衡時CO2、H2O、CO的濃度分別為x mol·L-1、y mol·L-1、z mol·L-1，投料時n(CO2)=1 mol，n(H2)=3 mol，則n(C)=1 mol，n(O)=
2 mol，n(H)=6 mol，
1
2
3
4
根據元素守恒，列方程組
解得x=z=0.05，y=0.15，
則平衡時二氧化碳的濃度
為0.05 mol·L-1，反應Ⅰ的
平衡常數為=19.2。
1
2
3
4
(4)H2還原能力(S)可衡量CO2轉化率，已知S=，即相同時間段內CO2與H2物質的量變化量之比。常壓下H2和CO2按物質的量之比3∶1投料，反應相同時間，H2和CO2轉化率如圖所示。
①在400~1 000 ℃范圍內，S的變化趨勢是
　　　(填字母)。
A.一直增大
B.一直減小
C.先增大后減小
D.先減小后增大
1
2
3
4
C
由圖可知，400~600 ℃范圍內，二氧化碳的轉化率增大幅度大于氫氣轉化率的增大幅度，則S值呈增大趨勢，600~1 000 ℃范圍內，二氧化碳的轉化率增大幅度小于氫氣轉化率的增大幅度，則S值呈減小趨勢，所以400~1 000 ℃范圍內，S值的變化趨勢為先增大后減小。
1
2
3
4
②由圖像可知，H2轉化率在600 ℃時大于400 ℃，其原因是____________
　　　　　　　。
③溫度較低時，兩條曲線重合的原因是　 　　　　　　　　。
1
2
3
4
反應速率加快
溫度升高，
溫度較低時只發生反應Ⅰ
4.(2024·華大新高考聯盟聯考)合成氨工藝是人工化肥的生產支柱，是人類生存發展的“食”之基礎。回答下列問題：
Ⅰ.化學鍵鍵能如表
1
2
3
4
化學鍵 N≡N H—H N—H
鍵能/(kJ·mol-1) 946 436 390.8
(1)估算N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的ΔH=　　　 kJ·mol-1。已知該反應的ΔS=-198.9 J·mol-1·K-1，理論上該反應在溫度為298 K下　　　(填“能”或“不能”)自發進行。
-90.8
能
ΔH=反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=(946+436×3-390.8×6) kJ·mol-1
=-90.8 kJ·mol-1，ΔG=ΔH-TΔS=[-90.8-298×(-198.9×10-3)] kJ·mol-1=
-31.527 8 kJ·mol-1<0，理論上該反應在溫度為298 K下能自發進行。
1
2
3
4
Ⅱ.科學家結合實驗與計算機模擬結果，研究了合成氨的反應歷程，如圖所示，其中吸附在催化劑表面的物種用*表示，TS表示過渡態。
(2)圖示歷程包含　　個基元反應。發生N—N斷裂的反應方程式為
_____________________________
_____________。
1
2
3
4
7
H3+3H*===2N+2H*(或H3
+H*===2)
反應歷程中有7個過渡態，則基元反應有7個；N—N斷裂的過程經歷過渡態4(TS4)，其反應方程式為H3+3H*===2+2H*或H3+H*===2。
1
2
3
4
(3)H—H斷裂應該吸收熱量，但+3H2===+6H*反應的ΔH<0，主要原因為___________________________________________________________
　　　　 　　　。
(4)在實際工業生產中，合成氨一般采用的溫度為400~500 ℃，主要原因為　　　　　　 　。
1
2
3
4
斷鍵后的H吸附在催化劑表面，形成特殊的作用力要釋放能量，釋
放的總能量高于斷鍵吸收的總能量
能夠提高反應速率(或催化劑的活性較大)
合成氨是放熱反應，理論上低溫有利于合成氨，但低溫會使反應速率降低，400~500 ℃能夠提高反應速率，催化劑(鐵觸媒)的活性較大。
(5)溫度為500 ℃、壓強為20 MPa、原料氣n(N2)∶n(H2)=1∶3時，發生反應：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，反應平衡時，氨氣的體積分數為20%，則氮氣的轉化率約為　　　%(計算結果保留三位有效數字)。該條件下，
pθ=100 kPa，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)的標準平衡常數Kθ為　　　 (用最
簡分數形式表示)。[已知：分壓=總壓×該組分物質的量分數，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
33.3
根據已知條件列出“三段式”：
　　　　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
起始/mol　　1　　3　　　　 0
轉化/mol　　x　　3x　　　　2x
平衡/mol　 1-x　 3-3x　　　2x
反應平衡時，氨氣的體積分數為=0.2，解得x=，則氮氣的轉化率
約為33.3%。p(NH3)=p(N2)=20 MPa×0.2=4 MPa，p(H2)=20 MPa×0.6=
12 MPa，pθ=100 kPa=0.1 MPa，代入公式可得Kθ=。
1
2
3
4

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