高考二轮复习知识点：化学平衡转化过程中的变化曲线2

①若反应为基元反应，且反应的$\text{Δ}\text{H}$与活化能(Ea)的关系为$\left|\text{Δ}\text{H}\right|\text{>}{\text{E}}_{\text{a}}$。补充完成该反应过程的能量变化示意图(图2)。

②某研究小组模拟该反应，温度t下，向容积为10L的抽空的密闭容器中通入$\text{0}\text{.}\text{1}\text{m}\text{o}\text{l}\text{C}{\text{O}}_{\text{2}}$和$\text{0}\text{.}\text{4}\text{m}\text{o}\text{l}{\text{H}}_{\text{2}}$ ， 反应平衡后测得容器中$\text{n}\left(\text{C}{\text{H}}_{\text{4}}\right)\text{=}\text{0}\text{.}\text{0}\text{5}\text{m}\text{o}\text{l}$。则$\text{C}{\text{O}}_{\text{2}}$的转化率为 ， 反应温度t约为℃。

在选择使用催化剂Ⅰ和350℃条件下反应，$\text{0}\text{~}\text{2}\text{m}\text{i}\text{n}$生成$\text{C}{\text{H}}_{\text{3}}\text{O}\text{H}$的平均反应速率为$\text{μ}\text{m}\text{o}\text{l}\cdot {\text{L}}^{\text{-}\text{1}}\cdot \text{m}\text{i}{\text{n}}^{\text{-}\text{1}}$；若某空间站的生命保障系统实际选择使用催化剂Ⅱ和400℃的反应条件，原因是。

Ⅰ．CH₃CH₂OH(g)$\text{⇌}$CO(g)+CH₄(g)+H₂(g) ΔH₁=+49 kJ·mol^-1K₁；

Ⅱ．CH₃CH₂OH(g)+H₂O(g)$\text{⇌}$2CO(g)+4H₂(g) ΔH₂=+256 kJ·mol^-1K₂；

Ⅲ．CH₄(g)+H₂O(g)$\text{⇌}$3H₂(g)+CO(g) ΔH₃K₃；

Ⅳ．CO(g)+H₂O(g)$\text{⇌}$H₂(g)+CO₂(g) ΔH₄=-41 kJ·mol^-1

①反应CH₃CH₂OH(g)+3H₂O(g)$\text{⇌}$2CO₂(g)+6H₂(g)的ΔH=kJ·mol^-1；反应III的平衡常数K₃=(用K₁、K₂表示)。

②在0.1 MPa和650℃条件下，水醇物质的量之比$\left[\frac{\text{n}\left({\text{H}}_2\text{O}\right)}{\text{n}\left({\text{C}}_2{\text{H}}_5\text{O}\text{H}\right)}\right]$与气体产率的关系如图所示。图中a、b代表的物质依次是、(填化学式)。

③在0.1 MPa、水醇比为7时，温度对气体产率的影响如图所示。在150~250℃主要发生的反应为(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)；温度高于650℃时，随着温度升高，H₂的产率略有所下降，其原因是。

④在0.1 MPa，水醇比为1时，在恒压密闭容器中若只发生反应CH₃CH₂OH(g)+H₂O(g)$\text{⇌}$2CO(g)+4H₂(g)，达平衡时乙醇的转化率为α，则该反应的平衡常数K_p=MPa⁴(以平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×各物质的体积分数)。

i.$\text{C}{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)\text{+}\text{3}{\text{H}}_{\text{2}}\left(\text{g}\right)\underset{}{\rightleftharpoons }\text{C}{\text{H}}_3\text{O}\text{H}\left(\text{g}\right)\text{+}{\text{H}}_2\text{O}\left(\text{g}\right)\text{Δ}\text{H}\text{=}-\text{4}\text{9}\text{.}\text{0}\text{1}\text{k}\text{J}\cdot \text{m}\text{o}{\text{l}}^{-1}$

ii.$\text{C}{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)+{\text{H}}_{\text{2}}\left(\text{g}\right)\underset{}{\rightleftharpoons }\text{C}\text{O}\left(\text{g}\right)+{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}\left(\text{g}\right)\text{Δ}{\text{H}}_{\text{2}}=+\text{4}\text{1}\text{.}\text{1}\text{7}\text{k}\text{J}\cdot \text{m}\text{o}{\text{l}}^{-1}$

iii.$\text{2}\text{C}{\text{H}}_3\text{O}\text{H}\left(\text{g}\right)\underset{}{\rightleftharpoons }\text{C}{\text{H}}_3\text{O}\text{C}{\text{H}}_3\left(\text{g}\right)\text{+}{\text{H}}_{\text{2}}\text{O}\left(\text{g}\right)\text{Δ}{\text{H}}_{\text{3}}=-\text{2}\text{4}\text{.}\text{5}\text{2}\text{k}\text{J}\cdot \text{m}\text{o}{\text{l}}^{-1}$

①写出$\text{C}{\text{O}}_2$和${\text{H}}_2$生成$\text{C}{\text{H}}_3\text{O}\text{C}{\text{H}}_{\text{3}}$的热化学方程式为。

②在压强3.0MPa，$\text{n}\left({\text{H}}_{\text{2}}\right)\text{/}\text{n}\left(\text{C}{\text{O}}_{\text{2}}\right)\text{=}\text{4}$ ， 不同温度下$\text{C}{\text{O}}_2$的平衡转化率和产物的选择性如图所示(选择性是指生成某物质消耗的$\text{C}{\text{O}}_2$的物质的量占消耗$\text{C}{\text{O}}_2$总的物质的量的百分比)，

当温度超过290℃，$\text{C}{\text{O}}_2$的平衡转化率随温度升高而增大的原因是。根据图中数据计算300℃时，$\text{C}{\text{H}}_3\text{O}\text{C}{\text{H}}_{\text{3}}$的平衡产率为。

①曲线a的进料比为。

②有利于提高$\text{C}{\text{O}}_2$平衡转化率的措施是。(写出两条)。

③M点$\text{C}{\text{H}}_4$的平衡转化率为85%，$\text{C}{\text{O}}_2$的平衡转化率为88%，则副反应的压强平衡常数${\text{K}}_{\text{p}}\text{=}$(保留2位有效数字)。(已知：分压=总压×该组分的物质的量分数)

a． N₂O比更容易与CO发生反应

b．整个反应分为三个基元反应阶段，其中第一个反应阶段活化能最大

c．其他条件不变，增大压强或使用催化剂均可以增大反应速率，提高反应物的转化率

①该反应化学平衡常数的表达式K=；

②前2 min内的平均反应速率v(NO)= ；

③8 min时，若改变反应条件，导致N₂的物质的量发生如图所示的变化，则改变的条件可能是。

②N₂(g)+O₂(g)⇌NO(g)△H₂=+179kJ·mol^-1

③2NO(g)+O₂(g)⇌2NO₂(g)△H₃=-111.9kJ·mol^-1

则2NO₂(g)+4CO(g)⇌4CO₂(g)+N₂(g)△H=。

第一步：快反应2NO(g)⇌N₂O₂(g)△H<0

第二步：慢反应N₂O₂(g)+O₂(g)⇌2NO₂(g)△H<0

活化能大小比较：E_a(第一步)E_a(第二步)(填“大于”、“等于”或“小于”)。

①V₂O₅/炭基材料脱硫时，通过红外光谱发现脱硫开始后催化剂表面出现了VOSO₄的吸收峰，再通入O₂后VOSO₄吸收峰消失，该脱硫反应过程可表示为：SO₂+V₂O₅+O₂=VOSO₄(配平方程式)、(用化学方程式表示)。

②气体流速和温度一定时，烟气中O₂浓度对V₂O₅/炭基材料催化剂脱硫脱硝活性的影响如图2所示。当O₂浓度过高时，去除率下降的可能原因是。

已知： ${\text{C(s)+2H}}_{\text{2}}{\text{(g)=CH}}_{\text{4}}\text{(g)}{\text{ΔH}}_{\text{1}}\text{=-74kJ/mol}$

${\text{CO}}_{\text{2}}{\text{(g)=C(s)+O}}_{\text{2}}{\text{(g) ΔH}}_{\text{2}}\text{=+394kJ/mol}$

$\text{C(s)+}\frac{\text{1}}{\text{2}}{\text{O}}_{\text{2}}{\text{(g)=CO(g) ΔH}}_{\text{3}}\text{=-110kJ/mol}$

则 $\text{ΔH=}$ 。

在 $\mathrm{pMPa}$ 时，将CO₂和CH₄按物质的量之比为1∶1充入密闭容器中，分别在无催化剂及 ${\text{ZrO}}_{\text{2}}$ 催化下反应相同时间，测得CO₂的转化率与温度的关系如图所示：

A点CO₂转化率相等的原因是。

①在恒容密闭容器中，起始压强相同，CO₂的平衡转化率随反应温度、起始投料比[ $\frac{\text{n}\left({\text{H}}_{\text{2}}\right)}{\text{n}\left({\text{CO}}_{\text{2}}\right)}\text{=x}$ ]的变化如图。则f3(填“>”、“=”或“<”，下同)；B、C两点的化学平衡常数 ${\text{K}}_{\text{B}}$ ${\text{K}}_{\text{C}}$ 。

②当x=3时，保持体系压强始终为 $\text{0}\text{.2MPa}$ ，平衡时四种组分的物质的量分数y随温度T的变化如图所示。代表 ${\text{H}}_{\text{2}}\text{O(g)}$ 的变化曲线是；根据图中D(390，0.12)点，列出该反应的平衡常数计算式 ${\text{K}}_{\text{p}}\text{=}$ ${\text{(MPa)}}^{\text{-3}}$ (以分压表示，分压=总压×物质的量分数)。

已知：2H₂(g) +O₂(g)=2H₂O(l) ΔH=a kJ·mol^-1

NaCl(aq)+H₂O(l)=NaClO(aq)+ H₂(g) ΔH =b kJ·mol^-1

4Na₂FeO₄ (aq) + 10H₂O(l)=4Fe(OH)₃(s) +3O₂ (g)十8NaOH(aq) ΔH=c kJ·mol^-1

反应2Fe(OH)₃(s)十3NaClO(aq) + 4NaOH(aq)=2Na₂FeO₄ (aq) + 3NaCl(aq) +5H₂O(l)的 △H=kJ·mol^-1。

①0~15s内，Cl₂的平均反应速率为mol· L^-1·min^-1

②第一次平衡时，CO的平衡转化率为；此温度下，该反应的平衡常数K_C=(保留两位有效数字)。

③在第20 s时，改变的条件是。

Ⅰ．C₆H₅-Cl(g)+H₂S(g $\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$ C₆H₅-SH(g)+HCl(g) ΔH₁= -16.8 kJ·mol^-1；

Ⅱ．C₆H₅- Cl(g)+ H₂S(g)=C₆H₆(g)+HCl(g)+ $\frac{\text{1}}{\text{8}}$ S₈(g) △H₂= - 45.8 kJ·mol^-1。

①将一定量的C₆H₅-Cl和H₂S的混合气体充入恒容的密闭容器中，控制反应温度为T(假设只发生反应Ⅰ)，下列可以作为反应Ⅰ达到平衡的判据是(填字母)。

A．气体的压强不变        B．平衡常数不变

C． v_正(H₂S)= v_逆(HCl)     D．容器内气体密度不变

②现将一定量的C₆H₅-Cl和H₂S置于一固定容积的容器中模拟工业生产过程，在不同温度下均反应20 min测定生成物的浓度，得到图2和图3。

(R为H₂S与C₆H₆-Cl的起始物质的量之比)，图2显示温度较低时C₆H₅-SH浓度的增加程度大于C₆H₆ ， 从活化能角度分析其主要原因是；结合图2和图3，该模拟工业生产制备C₆H₅ - SH的适宜条件为。

计算上述反应的△H=；此反应自发进行的条件是(填“高温易自发”“低温易自发”或“任何温度都能自发”)。

已知，选择性= $\frac{目标产物的产率}{转化率}$ ×100%。

①由图可知，在压强为27MPa时，己二酸二甲酯制备1，6−己二醇应选择的合适温度为；选择此温度的理由是；当260℃时，转化率随着压强增大而不断增大的原因是。

②图丙为反应时间与加氢反应时反应物的转化率和选择性的关系。

综合考虑，反应时间控制在5h左右较为合适。此时1，6−己二醇的产率为。

①当分离出0.8molH₂时，分离比η=。(分离比 $\text{η=}\frac{\text{n}\left({\text{H}}_{\text{2}}\right)}{\text{4n}\left({\text{CH}}_{\text{4}}\right)}$ ，实际 ${\text{H}}_{\text{2}}$ 分离量与CH₄完全转化时得到的H₂量的比例，体现H₂分离的程度)。

②下图是甲烷平衡转化率与温度、H₂分离比的关系，其中η₁、η₂、η₃的由大到小的关系是。

③η₃=0.25时，A点气体的总压p(总)a MPa(填“>”、“=”、“<”)；H₂的分压p(H₂)=MPa；平衡常数Kp=(MPa)²。

在提供相同的分离能量时，哪种分离方式更有利于提高甲烷平衡转化率。

△H₁=kJ·mol^-1[已知：H₂O(g)= H₂O(1)△H= -44kJ·mol^-1]。

已知：反应速率$\text{υ}$=$\text{υ}$_正-$\text{υ}$_逆=k_正x(CO)·x(H₂O)-k_逆x(CO₂)·x(H₂)，k_正、k_逆分别为正、逆向反应速率常数，x为物质的量分数。A、B、D、E四点中温度最高的是 ， 在C点所示投料比下，当CO转化率达到40%时，$\frac{{\text{v}}_{\text{正}}}{{\text{v}}_{\text{逆}}}$ =。

①NaHCO₃(s)=Na⁺(aq)+HCO${}_3^{-}$(aq) ΔH=+18.81kJ·mol^-1

②Na₂CO₃(s)=2Na⁺(aq)+CO${}_3^{2-}$(aq) ΔH=-16.44kJ·mol^-1

③2NaHCO₃(s)=Na₂CO₃(s)+CO₂(g)+H₂O(l) ΔH=+92.34kJ·mol^-1

回答下列问题：

2HCO${}_3^{-}$(aq)=CO${}_3^{2-}$(aq)+CO₂(g)+H₂O(l)ΔH=kJ·mol^-1。资料显示，NaHCO₃固体加热到100℃发生分解，但是加热NaHCO₃溶液不到80℃就有大量CO₂气体放出，用反应热角度说明原因。

a.HCO${}_3^{-}$+H₂O$\underset{}{\rightleftharpoons }$H₂CO₃+OH^- ，

b.2HCO${}_3^{-}$$\underset{}{\rightleftharpoons }$CO${}_3^{2-}$+H₂O+CO₂

根据理论计算0.10mol·L^-1NaHCO₃溶液中2个反应的转化率随温度变化如图1所示(不考虑相互影响)：

①计算25℃0.10mol·L^-1NaHCO₃溶液中CO₂与H₂CO₃的总浓度最大可能为mol·L^-1。

②加热蒸干NaHCO₃溶液最后得到的固体是。

T₁℃时，向1L恒容密闭容器中充入0.3molCH₄ ， 只发生反应2CH₄(g)$\underset{}{\rightleftharpoons }$C₂H₄(g)+2H₂(g)，达到平衡时，c(C₂H₄)=c(CH₄)，则CH₄的平衡转化率为(小数点后保留一位)；上述平衡状态某一时刻，若改变温度至T₂℃，CH₄以0.01mol·L^-1·s^-1的平均速率增多，经ts后再次达到平衡，且平衡时，c(CH₄)=2c(C₂H₄)，则t=s。

①C₂H₆(g) $\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$CH₄(g)+H₂(g)+C(s) △H₁=+9kJ·mol^-1

②C₂H₄(g)+H₂(g) $\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$ C₂H₆(g) △H₂=-136 kJ·mol^-1

③H₂(g)+CO₂(g) $\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$ H₂O(g)+CO(g) △H₃=+41 kJ·mol^-1

④CO₂(g)+C₂H₆(g) $\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$C₂H₄(g)+H₂O(g)+CO(g) △H₄

△H₄= ， 0.1MPa 时向密闭容器中充入CO₂和C₂H₆ ， 发生反应④，温度对催化剂K- Fe-Mn/Si 性能的影响如图：

工业生产综合各方面的因素，根据图中的信息判断反应的最佳温度是 ℃。

主反应： CO₂(g)+3H₂(g)$\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$CH₃OH(g)+H₂O(g) △H ＜0

副反应： CO₂(g)+H₂(g)$\underset{}{\overset{}{\rightleftharpoons }}$ CO(g)+H₂O(g) △H＞0

将反应物混合气体按进料比n(CO₂)： n(H₂)=1： 3通入反应装置中，选择合适的催化剂，发生上述反应。

不同温度下，CO₂的平衡转化率如图①所示，温度高于503K时，CO₂ 的平衡转化率随温度的升高而增大的原因是。 实际生产中，保持压强不变，相同反应时间内不同温度下CH₃OH的产率如图②所示，由图可知，523K时CH₃OH的产率最大，可能的原因是。

已知： NH₃·H₂O的K_b=1.7 ×10^-5 ， H₂CO₃的K_a1=4.3 ×10^-7 ， K_a2 =5.6 ×10^-11。工业生产尾气中的CO₂捕获技术之一是氨水溶液吸收技术，工艺流程是将烟气冷却至20℃后用氨水吸收过量的CO₂。吸收反应的化学反应方程式为 ， 所得溶液离子浓度由大到小的顺序是(不考虑二氧化碳的溶解)。