（浙江选考）2021版高考化学一轮复习专题8水溶液中的离子平衡4化学反应原理强化突破（一）

容器中加入一定量的C(s)、H2O(g)和CaO(s)，下列能说明反应达到平衡的是________。

A．混合气体的体积不再变化

B．H2与H2O(g)的物质的量之比不再变化 C．混合气体的密度不再变化

D．形成a mol H—H键的同时断裂2a mol H—O键 (2)对于反应Ⅰ，不同温度和压强对H2产率影响如下表。

压强/MPa 温度/℃ 500 700 下列图像正确的是________。 p1 45.6% 67.8% p2 51.3% 71.6%

(3)已知反应Ⅱ的ΔH＝－41.1 kJ· mol，C===O、O—H、H—H的键能分别为803 kJ· mol，464 kJ· mol、436 kJ· mol，则CO中碳氧键的键能为________ kJ· mol

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。

(4)对于反应Ⅲ，若平衡时再充入CO2，使其浓度增大到原来的2倍，则平衡移动方向

为____________；当重新平衡后，CO2浓度________(填“变大”“变小”或“不变”)。

(5)氢镍电池具有无记忆、无污染、免维护等特点，被称为绿色电池。该电池的总反应放电

为MH＋NiOOH充电M＋Ni(OH)2，其中M为贮氢合金材料，则充电过程中的阴极反应式为________________________________________________________________________。

解析：(1)①C(s)＋2H2O(g)＋CaO(s)

CaCO3(s)＋2H2(g)等于Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ反应相加，

则平衡常数K＝K1·K2·K3。混合气体的体积始终不变，A项错误。H2与H2O(g)的物质的量之比不再变化，变量不变，反应达到平衡，B项正确。体积一定，混合气体质量不确定，密度不变，反应达到平衡，C项正确。形成a mol H—H键的同时断裂2a mol H—O键，代表同一反应方向，不能说明反应是否达到平衡，D项错误。(2)对于可逆反应C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)，温度不变，增大压强平衡逆向移动，则H2的产率降低，则p1>p2，压强不变时，升高温度，H2的产率增大，说明正反应为吸热反应；由p1到p2降低压强，反应速率降低，平衡正向移动，A项错误。图像符合升高温度平衡正向移动，且H2的产率增大，B项正确。恒压下，升高温度平衡正向移动，H2O的含量降低，但恒温下，增大压强平衡逆向移动，H2O的含量增加，C项错误。温度升高，平衡正向移动，平衡常数增大，D项正确。(3)设CO中碳氧键的键能为x kJ· mol，则反应CO(g)＋H2O(g)

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CO2(g)＋H2(g)的ΔH＝(x＋2×464) kJ· mol－(2×803＋436) kJ· mol＝－41.1 kJ· mol，解得：x＝1 072.9，即CO中碳氧键的键能为1 072.9 kJ· molCO2(g)

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－1－1－1

。(4)对于反应CaO(s)＋

CaCO3(s)，若平衡时再充入CO2，增大反应物的浓度，则平衡移动方向为正向移

动；当重新平衡后，因温度不变，平衡常数不变，则平衡时CO2浓度不变。(5)阴极上H2O得电子生成MH，则充电过程中阴极的电极反应式：H2O＋M＋e===MH＋OH。

答案：(1)K1·K2·K3 BC (2)BD (3)1 072.9 (4)正向移动(或向右移动) 不变 (5)M＋H2O＋e===MH＋OH

4．(2020·杭州高三质检)硝酸工业是重要的无机化学工业。目前工业上均采用氨催化氧化法制硝酸。

(1)合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g)

2NH3(g) ΔH＝－91.4 kJ·mol，图1表示

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500 ℃、60.0 MPa条件下，恒温容器中NH3的物质的量随时间的变化关系。若起始条件不变，将反应置于绝热容器中进行，请在图1中画出NH3的物质的量随时间的变化关系。

(2)氨的催化氧化，涉及的主要反应有 主反应：Ⅰ 4NH3(g)＋5O2(g)副反应：Ⅱ 4NH3(g)＋6NO(g)O2(g) ΔH3＝－180 kJ·mol

已知：通常情况下，ΔH越小，平衡常数越大。 ①反应Ⅱ的ΔH2＝________kJ·mol。

②氨和空气混合气体按一定流速通过催化剂网表面发生反应，测得数据如图2。混合气与催化剂网接触时间过短(<2.0×10 s)，NO的产率低，可能的原因是___________；混合气与催化剂网接触时间过长(>8.0×10s)，NO的产率也低的原因是_______________。

(3)硝酸工业尾气中存在NO、NO2等氮氧化物，必须进行脱硝处理。工业上可以用NaClO进行脱硝处理，写出向过量的NaClO溶液中通入NO2进行脱硝的离子方程式：

________________________________________________________________________。 (4)Shilov等发现，在温度大于70 ℃、催化剂及碱性溶液中，可通过电解法还原氮气得到氨气，写出阴极的电极反应式：___________________________________。

解析：(1)合成氨反应为放热反应，反应容器绝热，所以随着反应的进行，反应体系的温度逐渐升高，反应速率加快，达到平衡的时间缩短，且达到平衡时n(NH3)小于恒温容器中反应达到平衡时n(NH3)。(2)①根据盖斯定律，可得反应Ⅱ＝5×反应Ⅲ＋反应Ⅰ，则

－4－4

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4NO(g)＋6H2O(g) ΔH1＝－907 kJ·mol 5N2(g)＋6H2O(g) ΔH2；Ⅲ 2NO(g)

N2(g)＋

ΔH2＝5ΔH3＋ΔH1＝5×(－180 kJ·mol)＋(－907 kJ·mol)＝－1 807 kJ·mol。②接触时间过短，NH3来不及反应，导致NO的产率低。因为ΔH2比ΔH1小得多，所以反应Ⅱ的平衡常数大，接触时间过长，反应Ⅱ的进行程度大，导致NO的产率低。(3)ClO与NO2发生氧化还原反应生成Cl和NO3，根据得失电子守恒、原子守恒及电荷守恒配平离子方程式。(4)阴极上N2得电子生成NH3，电极反应式为N2＋6H2O＋6e===2NH3＋6OH。

答案：(1)如图所示

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(2)①－1 807

②接触时间过短，NH3来不及反应 ΔH2比ΔH1小得多，反应Ⅱ的平衡常数大，接触时间过长，反应Ⅱ进行程度大

(3)3ClO＋2NO2＋H2O===2NO3＋Cl＋2HClO (4)N2＋6H2O＋6e===2NH3＋6OH

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