专题十五 化学反应原理综合题型研究 题型集训之Kp计算（答案）

化学反应原理综合题型集训之Kp计算
1．运用化学反应原理研究与氨气有关反应有重要意义。请回答下列问题。
Ⅰ.已知合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－90.8 kJ·mol－1
(1)我国科学家为了解决合成氨反应速率和平衡产率的矛盾，选择使用Fe－TiO2－xHy双催化剂，通过光辐射产生温差(如体系温度为495 ℃时，Fe的温度为547 ℃，而TiO2－xHy的温度为415 ℃)。结合图示解释该双催化剂的工作原理(已知：常温下氮氮三键不易断裂)_______________________________。热Fe冷Ti双温催化原理如下：
Ⅱ.催化氧化法除尾气中氨气的反应为：a．4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g) ΔH1＝－1282 kJ·mol－1
在实际反应中还伴随如下副反应发生：b．4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH2＝－992 kJ·mol－1
c．4NH3(g)＋4O2(g)2N2O(g)＋6H2O(g) ΔH3＝－1118 kJ·mol－1
(2)反应a在常压下自发进行的温度条件是________(填“高温”“低温”或“任意温度”)
(3)其他条件不变，升高温度，NH3的平衡转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。原因为_________
(4)将一定比例的NH3和O2的混合气体以一定流速通过装有催化剂的反应管，NH3的转化率、生成N2的选择率与温度的关系如图所示。
①其他条件不变，在175 ℃～300 ℃范围，催化氧化除去尾气中的NH3应选择反应温度范围为200 ℃～225 ℃之间，理由是_________________________
②随温度的升高，N2选择率下降的原因可能为_________________________
Ⅲ.请回答：
(5)含氮化合物对工业生产有多种影响，化学工作者设计了如下再利用的方案：
以NH3和CO2为原料合成尿素[CO(NH2)2]，两步反应的能量变化如图：
①已知第二步反应决定了生产尿素的快慢，可推测E1________E3(填“＞”“＜”或“＝”)
②该反应达到化学平衡后，下列措施能提高NH3转化率的是________
A．选用更有效的催化剂 B．及时从体系转移出生成的尿素
C．降低反应体系的温度 D．增大二氧化碳的浓度
(6)某实验小组为了模拟工业合成尿素，在恒温恒容的真空密闭容器中充入一定量的CO2和NH3发生反应：2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)，反应过程中NH3的体积分数如图所示。实验测得体系平衡时的压强为10 MPa，计算该反应的平衡常数Kp＝__________ (MPa)－2(已知：分压＝总压×体积分数)。
2．丙烯是生产塑料、橡胶和纤维三大合成材料的重要基础化工原料
(1)丙烷经催化脱氢可制丙烯：C3H8(g)??C3H6(g)＋H2(g)　ΔH1＝＋124 kJ/mol ，该反应自发进行的条件是________。下列措施既能提高反应物C3H8的平衡转化率，又能增大生成C3H6的反应速率的是______(填字母)
A．升高温度 B．增大压强 C．加入催化剂 D．恒容条件增加C3H8的量
(2)已知丙烷和丙烯的燃烧热分别为2 220 kJ/mol 和2 058 kJ/mol ，则丙烷氧化脱氢反应：
C3H8(g)＋O2(g)===C3H6(g)＋H2O(g)　ΔH2______(填“＞”“＜”或“＝”)－162 kJ/mol
(3)温度一定时，假定体系内只有反应C3H8(g)C3H6(g)＋H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0 kPa(即C3H8的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为__________kPa(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)在上述体系中压强恒定为xp0 kPa和p0 kPa下，丙烷平衡转化率与温度的关系如图1所示。
图1
根据图中数据可得x＝__________(已知：x＜1。计算结果保留一位小数)
(5)在催化剂条件下，向恒温恒容的C3H8平衡体系中通入不同量的CO2
已知：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，经相同时间，体系中C3H6、CO和H2浓度随初始通入CO2量的关系如图2。由图可知，其中曲线b代表的产物是________，理由是____________________________________
图2
3．2024年上海国际碳中和技术博览会以“中和科技、碳素未来”为主题，重点聚焦二氧化碳的捕捉、利用与封存(CCUS)等问题。回答下列问题：
Ⅰ.CO2是典型的温室气体，Sabatier反应可实现CO2转化为甲烷，实现CO2的资源化利用。合成CH4过程中涉及如下反应：
甲烷化反应(主反应)：①CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－164.7 kJ/mol
逆变换反应(副反应)：②CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2＝＋41.1 kJ/mol
(1)反应③2CO(g)＋2H2(g)CO2(g)＋CH4(g) ΔH＝______________________________，该反应在________(填“高温”“低温”或“任何温度”)下能自发进行
(2)下列叙述能说明反应①达到平衡状态的是________(填字母)
A．断裂4 mol C－H的同时断裂1 mol C==O
B．恒温恒容条件下，体系压强不再变化
C．恒温恒容条件下，气体的密度不再变化
D．v正(CO2)＝v逆(H2O)
E．绝热恒容条件下，不再变化
(3)科研小组按＝进行投料，下面探究影响CH4选择性的一些因素。
①若在恒容容器中进行反应(初始压强为0.1 MPa)，平衡时各气体的物质的量分数随温度变化的曲线如图所示。图中表示H2O(g)的物质的量分数随温度变化的曲线是__________(填“曲线1”“曲线2”或“曲线3”)。曲线1和曲线3交叉点处CO2的平衡分压为______________(该空忽略副反应逆变换反应)
②积碳会使催化剂的活性降低，从而影响甲烷的选择性，各积碳反应的平衡常数与温度关系如下表所示：
温度/℃ K1 K2 K3
800 21.60 0.136 0.133
850 33.94 0.058 0.067
900 51.38 0.027 0.036
反应a：CH4(g)C(s)＋2H2(g) K1
反应b：2CO(g)C(s)＋CO2(g) K2
反应c：CO(g)＋H2(g)C(s)＋H2O(g) K3
由表中数据可知，积碳反应主要由反应______引起(填“a”“b”或“c”)
Ⅱ.完成下列问题
(4)一定条件下，向4 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)。已知容器内起始压强为240 kPa，反应达平衡时容器内压强为150 kPa，该温度下反应的标准平衡常数Kθ＝________________{该反应标准平衡常数的表达式为Kθ＝，其中p为分压，分压＝总压×物质的量分数，pθ＝100 kPa}
4．甲烷是一种清洁能源，也是一种重要的化工原料，常用作合成甲醇
(1)1840年瑞士化学家盖斯通过大量的实验证明：不管化学反应是________，其反应热都是相同的，这就是盖斯定律。已知甲烷、碳单质、氢气的燃烧热分别为890 kJ/mol、393.5 kJ/mol、285 kJ/mol。则甲烷裂解制备炭黑的热化学方程式为__________________
(2)科学家们曾尝试用甲烷催化法消除汽车尾气中的NO，反应的热化学方程式为CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－1 155 kJ/mol
①该反应________(填“能”或“不能”)自发进行
②向绝热、恒容密闭容器中加入一定量的CH4(g)和NO(g)发生反应，下列能判断该反应到达平衡状态的是________(填字母)。
a．体系中混合气体的压强不变 b．体系中v(N2)∶v(CO2)＝2∶1
c．体系的温度不变 d．混合气体的平均相对分子质量不变 e．混合气体的密度不变
(3)以甲烷为原料通过以下反应合成甲醇：2CH4(g)＋O2(g)2CH3OH(g) ΔH＝－251.0 kJ/mol。现将2 mol CH4(g)和1 mol O2(g)充入恒容密闭容器中，在不同温度和压强下进行上述反应。测得平衡时甲醇的物质的量随温度、压强的变化如图所示：
①结合反应原理及图像分析可知：p1时降低温度，n(CH4)________(填“增大”“减小”或“不变”)；p1________p2(填“>”“<”或“＝”)
②E、F、N点对应的化学平衡常数大小关系为______(用K(E)、K(F)、K(N)表示)
③T0 ℃，若F点对应的平衡时n(CH3OH)＝1 mol，总压强为4MPa，则用分压代替浓度表示F点的平衡常数Kp＝________MPa－1(分压＝总压×物质的量分数)
(4)CO2加氢制甲醇也具有重要的经济价值，其热化学方程式为CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH<0，已知m为起始时H2和CO2的投料比。下图中其中投料比最大的是________(填“m1”“m2”或“m3”)，理由是_____________________________________________________________________________
5．二氧化碳、甲烷等是主要的温室气体。研发二氧化碳和甲烷的利用技术对治理生态环境具有重要意义。
已知：常温常压下，一些物质的燃烧热如表所示。回答下列问题：
物质 CH4(g) H2(g) CO(g)
ΔH/(kJ·mol－1) －890.3 －285.8 －283.0
(1)在催化剂作用下，甲烷的催化重整是制备合成气的重要方法，写出CH4(g)与CO2(g)反应生成CO(g)和H2(g)的热化学方程式：____________________________________________
(2)在恒温恒容密闭容器中，通入一定量的CH4、CO2发生催化重整反应
①下列能说明该反应达到化学平衡状态的是________(填字母)
A．混合气体的平均相对分子质量不再变化 B．v正(CH4)＝2v逆(CO)
C．CO与H2浓度的比值不再变化 D．容器内混合气体的密度不再变化
②当投料比＝1.0时，CO2的平衡转化率(α)与温度(T)、初始压强(p)的关系如图所示。由图可知：压强p1________(填“＞”“＜”或“＝”)2 MPa；当温度为T3 K、初始压强为2 MPa时，a点的v逆________(填“＞”“＜”或“＝”)v正。起始时向1 L恒容容器中加入2 mol CH4和2 mol CO2，在温度为T6 K、初始压强为2 MPa条件下反应，用压强表示该反应的平衡常数Kp＝________MPa2(分压＝总压×物质的量分数)
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(3)我国科学家对甲烷和水蒸气催化重整反应机理也进行了广泛研究，通常认为该反应分两步进行。第一步：CH4催化裂解生成H2和碳(或碳氢物种)，其中碳(或碳氢物种)吸附在催化剂上，如CH4→Cads/[C(H)n]ads＋(2－)H2；第二步：碳(或碳氢物种)和H2O反应生成CO2和H2，如Cads/[C(H)n]ads＋2H2O―→CO2＋(2＋)H2。反应过程和能量变化残图如图：
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判断过程________(填序号)加入了催化剂，原因是_______________________________。控制整个过程②反应速率的是第Ⅱ步，其原因为_______________________________
6．乙烯是现代有机合成的重要原料。
(1)乙烯与水加成制备乙醇的能量变化过程如图1所示：
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反应的决速步骤是_____(填“反应①”或“反应②”)；C2H4(g)＋H2O(l)C2H5OH(l)　ΔH＝_____kJ·mol－1。
(2)乙烯气相直接水合反应[C2H4(g)＋H2O(g)??C2H5OH(g)]制备乙醇过程中，乙烯的平衡转化率随温度、压强的变化关系如图2[起始时，n(H2O)＝n(C2H4)＝1 mol，容器容积为1 L]：
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图中压强的大小关系为________________；图中a点对应的平衡常数Kp＝________；达到平衡状态a、b所需要的时间：a________b(填“>”“<”或“＝”)
(3)CO2催化加氢可制备乙烯，反应原理为2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)　ΔH＝－127.8 kJ·mol－1。向2 L的恒容密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2，在催化剂作用下发生反应，测得平衡时体系中各气体的物质的量随温度的变化关系如图3所示
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①图中代表氢气的曲线是________(填字母)
②下列说法不正确的是________(填字母)
A．使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率，提高平衡产率
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，v正、v逆均减小，则平衡不移动
C．若容器内混合气体的平均相对分子质量不再随时间改变，则说明反应已达到平衡状态
D．保持温度不变，按物质的量之比为3∶1再通入H2和CO2，达到平衡时CO2的转化率增大，平衡常数K保持不变
③T1 ℃时，CO2的平衡转化率为________%
7．乙烯是一种重要的工业原料，用于制造塑料、合成橡胶和其他化工产品。利用二氧化碳催化加氢制备乙烯具有重要意义。反应原理为2CO2(g)＋6H2(g)CH2==CH2(g)＋4H2O(g)　ΔH
已知：部分化学键的键能数据如表所示。
共价键 H－H C－H H－O C==C C==O
键能/ (kJ·mol－1) 436 414 463 615 745
(1)ΔH＝________kJ·mol－1，该反应在________(填“高温”“低温”或“任意温度”)条件下能自发进行。
(2)在恒温恒容条件下，该反应达到化学平衡的标志有________(填标号)
A．容器内压强不再变化 B．气体密度不再变化
C．气体的平均摩尔质量不再变化 D．断裂2 mol C==O的同时，生成2 mol C－H
(3)在不同的压强下，以两种不同组成进料，反应达到平衡时乙烯[CH2===CH2(g)]的物质的量分数与温度的关系如图甲、图乙所示。其中一种进料组成为x(H2)＝0.75、x(CO2)＝0.25，另一种进料组成为x(H2)＝0.675、x(CO2)＝0.225、x(Ar)＝0.10。[已知：两种情况进料气体的总物质的量相同，物质R的物质的量分数x(R)＝R,n总)]
①图甲、图乙中压强由大到小的顺序为________
②进料中含有惰性气体Ar时，对应的图是________(填“图甲”或“图乙”)，判断的依据是____________________
③图甲中，当py＝2.0×105 Pa，某温度下反应达到平衡时x(CH2===CH2)＝0.12，则CO2的转化率为________%(结果保留三位有效数字)。该温度时，反应2CO2(g)＋6H2(g) CH2===CH2(g)＋4H2O(g)的标准平衡常数Kθ＝____________{列出计算式即可，已知：分压＝总压×该组分物质的量分数，对于反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)　Kθ＝eq \f([]c·[]d,[]a·[]b)，其中pθ＝1.0×105 Pa，p(A)、p(B)、p(C)、p(D)为各组分的平衡分压}
(4)若在容器容积为5 L的密闭容器中，控制CO2、H2的流速分别为11.2 m3·h－1、33.6 m3·h－1(已换算为标准状况)制备CH2==CH2，其中CO2的转化率为75%，则CO2的反应速率为________mol·L－1·min－1(已换算为标准状况)。CO2、H2的流速过大时，CO2的转化率下降，原因是_________________________________________________
________________________________________________________________________
8．在Ru/Al2O3催化剂表面用H2选择性还原SO2，可实现SO2气体的资源化利用。涉及的反应：
反应Ⅰ：SO2(g)+3H2(g)H2S(g)+2H2O(g)　ΔH1＝－207.4 kJ·mol－1
反应Ⅱ：2H2S(g)+SO2(g)3S(l)+2H2O(g)　ΔH2＝－143.1 kJ·mol－1
反应Ⅲ：2H2(g)+SO2(g)S(l)+2H2O(g)　ΔH3
(1)ΔH3＝　　 kJ·mol－1(保留整数)，反应Ⅲ在　　　　(填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。
(2)T ℃时，将2.0 mol H2和1.0 mol SO2充入2 L密闭容器中发生反应Ⅲ，反应体系中气体的总压强随时间的变化如图。
①0～t1 min内，该反应的平均反应速率v(H2)＝　　　　　　 Pa·min－1，SO2的平衡转化率为　　　　
②T ℃时，反应的平衡常数Kp＝　　　　Pa－1
(3)一定压强下，将2.8 mol H2(g)和1.0 mol SO2(g)充入某密闭容器中发生反应Ⅰ和Ⅱ，反应进行相同时间内测得SO2(g)的转化率和产物中S(l)的选择性[S(l)的选择性＝×100%]随温度变化如图所示：
①判断A点反应是否达到化学平衡状态？　　　　　　(填“是”或“否”)，理由是　　　　　　　　
②S(l)的选择性随温度升高而减小的原因是　　　　　　　
③一定条件下，Al2O3催化剂中掺杂Ru后的催化效果如图所示，则Ru主要催化的是反应　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)
【化学反应原理综合题型集训之Kp计算】答案
1．(1)N≡N键在“热Fe”表面断裂，利于提高合成氨的反应速率；氨气在“冷 Ti”表面生成，利于提高氨的平衡产率　
(2)任意温度
(3)减小　a、b、c三个反应均为放热反应，温度升高，平衡均逆向移动　
(4)①该温度范围NH3的转化率较大，且氮气的选择率较高，副产物较少　
②催化剂对生成氮气的反应活性下降，副反应的反应速率加快
(5)①＜　②CD　
(6)0.15
解析：(1)根据图中信息，“热Fe”高于体系温度，N2在“热Fe”表面断裂，有利于提高合成氨反应速率；“冷Ti”低于体系温度，氨气在“冷Ti”表面生成，有利于提高氨的平衡产率；(2)反应a的ΔH＜0，ΔS＞0，则ΔG＝ΔH－TΔS＜0，任意温度下反应都能自发进行；(3)由信息可知，a、b、c三个反应均为放热反应，升高温度平衡逆向移动，NH3的平衡转化率减小；(4)①其他条件不变，反应温度范围为200 ℃～225 ℃之间时NH3的转化率较大，且氮气的选择率较高，副产物较少；②由图可知，低温下NH3转化率和N2选择率均较高，随温度的升高，N2选择率下降的原因可能为催化剂对生成N2的反应活性下降，副反应的速率变大；(5)①活化能越大，反应速率越慢，慢反应决定反应速率，第二步反应决定了生产尿素的快慢，则第二步的活化能大于第一步活化能，即E1＜E3；②催化剂只改变化学反应速率，不影响平衡移动，所以不能提高平衡时氨气的转化率，A错误；尿素是固体，从体系转移出生成的尿素，平衡不移动，氨气的转化率不变，B错误；降低反应体系的温度，平衡正向移动，氨气转化率增大，C正确；增大二氧化碳的浓度，平衡正向移动，使氨气消耗量增多，氨气转化率增大，D正确；(6)起始氨气的体积分数为50%，说明二氧化碳的体积分数也为50%，设起始氨气和二氧化碳的物质的量均为1mol，平衡时二氧化碳的转化率为x，列出如下三段式：
　　　　　　2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)
起始量/mol 1 1 0
转化量/mol 2x x x
平衡量/mol 1－2x 1－x x
平衡时氨气的体积分数为×100%＝20%，解得x＝，混合气体总物质的量为mol＝mol，p(NH3)＝×10 MPa＝2 MPa，同理，p(CO2)＝5 MPa，p(H2O)＝3 MPa，Kp＝＝0.15(MPa)-2。
2．(1)高温　a　
(2)＞　
(3) p0　
(4)0.1　
(5)H2　由起点可知a、b两线为C3H6和H2，加入CO2后，因发生反应：CO2＋H2CO＋H2O，H2浓度比C3H6浓度越来越低，所以b为H2
解析：(1) 该反应为吸热的熵增反应，在高温条件下自发。升高温度，化学反应速率增大，平衡正向移动，能提高C3H8的平衡转化率，A正确；增大压强，化学反应速率增大，平衡逆向移动，C3H8的平衡转化率降低，B错误；加入催化剂，化学反应速率增大，C3H8的平衡转化率不变，C错误；恒容条件增加C3H8的量，化学反应速率增大，C3H8的平衡转化率减小，D错误。(2) 丙烷燃烧热的热化学方程式为①C3H8(g)＋5O2(g)===3CO2(g)＋4H2O(l)　ΔH3＝－2 220 kJ/mol，丙烯燃烧热的热化学方程式为②C3H6(g)＋O2(g)===3CO2(g)＋3H2O(l)　ΔH4＝－2 058 kJ/mol，根据盖斯定律，①－②得C3H8(g)＋O2(g)===C3H6(g)＋H2O(l)　ΔH＝(－2 220＋2 058)＝－162 kJ/mol，由于生成液态水放热更多，所以ΔH2＞－162 kJ/mol。(3) 假设起始时C3H8的物质的量为1 mol，则转化的C3H8为α mol，生成的C3H6、H2各为α mol，平衡时C3H8、C3H6、H2分别为(1－α) mol、α mol、α mol，则p(C3H6)＝p(H2)＝p0 kPa，p(C3H8)＝p0 kPa，Kp＝＝p0。(4) 该反应正向为气体体积增大的方向，加压平衡逆向移动，根据x＜1，则p0的压强更大，转化率更小，为40%，xp0的转化率为80%，根据温度不变，平衡常数不变，代入p0，可得xp0＝p0，x≈0.1。
3．(1)－246.9 kJ/mol　低温　
(2)BE　
(3)①曲线2　0.004　②a　
(4)或14.8
解析：(1)由盖斯定律可知，①－2×②可得反应③，ΔH3＝ΔH1－2ΔH2＝(－164.7－2×41.1) kJ/mol＝－246.9 kJ/mol，该反应是气体体积减小的反应，ΔS＜0，当ΔH—TΔS＜0时反应能自发进行，则该反应在低温下能自发进行。(2) 断裂4 mol C—H的同时断裂1 mol C===O，不能说明正、逆反应速率相等，不能说明反应达到平衡，A错误；该反应是气体体积减小的反应，反应过程中气体压强减小，恒温恒容条件下，体系压强不再变化时，说明反应达到平衡，B正确；恒温恒容条件下，该反应过程中气体总质量不变，气体的密度是定值，当气体密度不再变化时，不能说明反应达到平衡，C错误；v正(CO2)＝v逆(H2O)不能说明正、逆反应速率相等，不能说明反应达到平衡，D错误；绝热恒容条件下，该反应是放热反应，反应过程中温度上升，K＝减小，当不再变化时，反应达到平衡，E正确。(3) ①结合图中CO2的变化曲线可知，温度较低时(大约在600 ℃以下)，甲烷化反应的逆反应占主导地位，且随着温度的升高，甲烷化反应的化学平衡逆向移动，CO2的含量逐渐增大，则H2的含量也逐渐增大，CH4和H2O(g)的含量逐渐减小[此阶段≈]，故曲线1是CH4的变化曲线：曲线2是H2O(g)的变化曲线；曲线3是H2的变化曲线，温度较高时(大约在650 ℃以上)，逆变换反应的正反应占主导地位，且随着温度的升高，H2的含量逐渐减小；设起始时n(H2)＝4 mol，n(CO2)＝1 mol，达到平衡时消耗CO2为x mol，列三段式：
　　　　　CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)
起始/mol　　　1 　 4 　0 　0
变化/mol　　　x 　 4x 　x 　 2x
平衡/mol　　　1－x 4－4x 　x 　 2x
曲线1和曲线3交叉点处，n(H2)＝n(CH4)，4－4x＝x，解得x＝0.8；平衡后混合气体的总物质的量＝0.2 mol ＋0.8 mol ＋0.8 mol ＋1.6 mol ＝3.4 mol，在温度和容器的体积一定时，＝，则＝，解得p(平衡)＝0.068 MPa，故曲线1和曲线3交叉点处CO2的平衡分压：p(CO2)＝0.068 MPa×＝0.004 MPa。②相同温度下，反应CH4(g)??C(s)＋2H2(g)的平衡常数最大，平衡常数越大，反应进行的程度越大，故积碳反应主要由该反应造成。(4) 根据已知条件列出三段式可知，
　　　　　　　CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
起始/mol 2 6 0 0
变化/mol x 3x x x
平衡/mol 2－x 6－3x x x
已知容器内起始压强为240 kPa，反应达平衡时容器内压强为150 kPa，则＝，x＝1.5 mol，则p(CH3OH)＝×150 kPa＝45 kPa、p(H2O)＝×150 kPa＝45 kPa、p(H2)＝×150 kPa＝45 kPa、p(CO2)＝×150 kPa＝15 kPa，Kθ＝＝＝或14.8。
4．(1)一步完成还是分几步完成　CH4(g)===C(s)＋2H2(g)　ΔH＝＋73.5 kJ/mol
(2)①能　②ac
(3)①减小　>　②K(E)＝K(F)>K(N)　③1.25
(4)m1　保持n(CO2)不变，增大n(H2)，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大
解析：(1)1840年瑞士化学家盖斯通过大量的实验证明：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热都是相同的，这就是盖斯定律；根据燃烧热分别写出热化学方程式，
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5 kJ/mol
②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285 kJ/mol
③CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890 kJ/mol
根据盖斯定律计算③－①－2×②得CH4(g) C(s)＋2H2(g)　ΔH＝(－890＋393.5＋2×285)kJ/mol＝＋73.5 kJ/mol，故答案为＋73.5 kJ/mol；(2)①该反应为熵增焓减的反应，ΔG＝ΔH－TΔS<0，反应能自发进行；
②向绝热、恒容密闭容器中加入一定量的CH4(g)和NO(g)发生反应CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－1 155 kJ/mol；a.反应为气体体积不变的反应，根据理想气体状态方程pV＝nRT，温度变化，故压强也是变量，根据“变量不变达平衡”，体系中混合气体的压强不变能说明反应达平衡状态，选项a正确；b.随着反应的进行，根据物质计量数关系，反应后体系中保持v(N2)∶v(CO2)＝2∶1，无法说明反应达平衡状态，选项b错误；c.反应为放热反应，随着反应的进行温度发生变化，当体系的温度不变时反应达平衡，选项c正确；d.反应为气体体积不变的反应，气体总质量、总物质的量不变，混合气体的平均相对分子质量始终不变，无法说明反应达平衡，选项d错误；e.反应为气体体积不变的反应，气体总质量、总体积不变，混合气体的密度始终不变，无法说明反应达平衡，选项e错误；答案选ac；(3)①正反应为放热反应，降低温度，平衡正向移动，则p1时降低温度，n(CH4)减小，增大压强，平衡正向移动，CH4的物质的量减小，则p1＞p2；②升高温度，平衡正向移动，平衡常数增大，相同温度平衡常数相同，则有K(E)＝K(F)>K(N)；
③根据数据列三段式：
此时总压强为4 MPa，则p(CH4)＝×4 MPa＝1.6 MPa，p(O2)＝0.8 MPa，p(CH3OH)＝1.6 MPa，则Kp＝＝1.25 MPa－1；(4)根据图中信息可知，保持n(CO2)不变，增大n(H2)，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大，故其中投料比最大的是m1。
5．(1)CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋247.3 kJ·mol－1　
(2)①A　 ②＜　 ＞　 4　
(3)②　 催化剂降低了活化能　 第 Ⅱ 步的活化能大，反应速率慢
解析：(1)根据已知燃烧热可得热化学方程式：
①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol－1；②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1；③CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－283.0 kJ·mol－1。根据盖斯定律，将热化学方程式①－②×2－③×2，整理可得CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋247.3 kJ·mol－1。(2)①在恒温恒容密闭容器中，通入一定量的CH4、CO2发生催化重整反应：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)，该反应的反应混合物都是气体，气体的质量不变；该反应的正反应是气体体积增大的反应，反应后气体的物质的量增大，根据M＝可知，混合气体m不变，n变化，平均相对分子质量变化，当平均相对分子质量不再变化，反应达到平衡状态，A正确；反应速率之比等于化学计量数之比，当2v正(CH4)＝v逆(CO)，反应达到平衡状态，故v正(CH4)＝2v逆(CO)时反应未达到平衡状态，B错误；CO与H2都是生成物，二者的浓度比始终保持不变，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，C错误；该反应的反应物都是气体，气体的质量不变，反应在恒温恒容密闭容器中进行，气体的体积不变，则根据ρ＝可知容器内混合气体的密度始终不变化，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，D错误。②该反应的正反应为气体分子数增多的反应，在其他条件不变时，增大压强，化学平衡向气体体积减小的方向移动，导致平衡时α(CO2)减小，由图可知：相同温度时，p1CO2的转化率大于2 MPa时CO2的转化率，故压强：p1＜2 MPa；根据图示可知，当温度为T3 K、初始压强为2 MPa时，反应进行到a点时CO2的转化率大于该压强下的CO2平衡转化率，则说明反应逆向进行，故反应速率关系：v逆＞v正；根据图示可知，在温度为T6 K，起始压强为2 MPa时，CO2的平衡转化率为0.5。由于开始时加入n(CH4)＝n(CO2)＝2 mol，则根据CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)中反应转化关系可知平衡时n(CH4)＝n(CO2)＝1 mol，n(H2)＝n(CO)＝2 mol，气体总物质的量为n(总)＝6 mol，反应在恒温恒容密闭容器中进行，气体的压强与气体的物质的量呈正比，则平衡时气体总压强为p(平衡)＝×2 MPa＝3 MPa，则压强平衡常数Kp＝ MPa2＝4 MPa2。(3)催化剂能够降低反应的活化能，使更多的普通分子变为活化分子，从而加快反应速率。根据图示可知曲线②的活化能比曲线①的活化能低，反应速率快，故过程②加入了催化剂；对于多步反应，总反应速率快慢由慢反应决定。反应的活化能越大，反应需要的能量就越高，反应速率就越慢。根据图示可知第 Ⅱ 步的活化能大，反应速率慢，其决定了整个反应速率的快慢。
6．(1)反应②　E1－E2＋E3－E4　
(2)p1＜p2＜p3　　＞　
(3)①m　②AB　③33.3
解析：(1)由图1可知，反应①的活化能小于反应②，故反应的决速步骤是反应②；反应①C2H4(g)＋H2SO4(l)C2H5OSO3H(l)　ΔH＝(E1－E2) kJ·mol－1，反应②C2H5OSO3H(l)＋H2O(l)C2H5OH(l)＋H2SO4(l)　ΔH＝(E3－E4) kJ·mol－1，根据盖斯定律，反应①＋反应②得C2H4(g)＋H2O(l)C2H5OH(l)　ΔH＝(E1－E2＋E3－E4) kJ·mol－1。
(2)该反应是气体体积减小的反应，其他条件不变时，增大压强，平衡正向移动，乙烯的平衡转化率增大，故p1C2H4(g)＋H2O(g)C2H5OH(g)
起始量/mol 1 1 0
转化量/mol 0.2 0.2 0.2
平衡量/mol 0.8 0.8 0.2
平衡时气体总物质的量为1.8 mol，所以Kp＝＝。增大压强，升高温度，化学反应速率加快，反应达到平衡的时间缩短，由上述分析和图2可知，b点温度和压强均高于a点，达到平衡状态所需要的时间更短。
(3)①该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，反应物的物质的量增大，结合图3中曲线变化趋势和各物质化学计量数关系可知，m表示H2的物质的量随温度的变化，n表示CO2的物质的量随温度的变化，p表示H2O的物质的量随温度的变化，q表示C2H4的物质的量随温度的变化。②催化剂可以降低反应的活化能，加快反应速率，但不能提高平衡产率，A错误；扩大容器容积相当于减小压强，v正和v逆均减小，平衡向气体分子数增大的方向移动，即平衡逆向移动，B错误；该反应反应前后气体分子总数不相等，混合气体的平均相对分子质量为变量，当其不变时反应达到平衡状态，C正确；再按物质的量之比为3∶1通入H2和CO2，相当于增大压强，平衡正向移动，CO2的平衡转化率增大，但平衡常数K只与温度有关，故K保持不变，D正确。③设T1 ℃反应达到平衡时生成x mol C2H4，列三段式：
2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)
起始量/mol 1 3 0 0
转化量/mol 2x 6x x 4x
平衡量/mol 1－2x 3－6x x 4x
由图3可知，T1 ℃时CO2和H2O的物质的量相等，则1－2x＝4x，解得x＝，所以CO2的平衡转化率为×100%≈33.3%
7．(1)－379　低温　
(2)AC　
(3)①px>py>pz　②图乙　见解析　③70.6　eq \f(×()4,()2×()6)
(4)1.25　CO2、H2的流速过大，会导致CO2、H2与催化剂接触时间过短，反应不能充分进行，则CO2的转化率下降(答案合理即可)
解析：(1)根据ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能，该反应的ΔH＝[6E(H—H)＋4E(C===O)]－[4E(C—H)＋E(C==C)＋8E(H—O)]＝(6×436 kJ·mol－1＋4×745 kJ·mol－1)－(4×414 kJ·mol－1＋615 kJ·mol－1＋8×463 kJ·mol－1)＝－379 kJ·mol－1；要使反应能自发进行，则有ΔG＝ΔH－TΔS<0，结合该反应ΔH<0、ΔS<0，可判断该反应在低温条件下能自发进行。(2)该反应为反应前后气体分子数减小的反应，则恒温恒容条件下，容器内压强不再变化时，可判断反应达到平衡状态，A符合题意。根据质量守恒可知，该反应中反应前后混合气体的总质量不发生变化，因此恒温恒容条件下，体系中气体密度始终保持不变，故气体密度不再变化不能判断反应达到平衡状态，B不符合题意。该反应为反应前后气体分子数减小的反应，混合气体的总质量不发生变化，则反应后混合气体的平均摩尔质量增大，则气体的平均摩尔质量不再变化时，可判断反应达到平衡状态，C符合题意。断裂2 mol C===O的同时，生成2 mol C—H，均表示正反应速率，不能判断反应达到平衡状态，D不符合题意。(3)①该反应为反应前后气体分子数减小的反应，相同温度时，增大压强，平衡正向移动，平衡时乙烯的物质的量分数增大，结合题图甲、图乙可知，图甲、图乙中压强由大到小的顺序为px>py>pz。②Ar不参与题给化学反应，恒温恒压下，进料中含Ar与不含Ar相比，前者的反应物H2和CO2的分压减小，化学平衡向气体分子数增大的方向移动，导致平衡时混合气体中乙烯的物质的量分数减小，结合题图甲和图乙可知，在相同温度和相同压强下，图乙中平衡时乙烯的物质的量分数较小，则图乙表示进料中含有惰性气体Ar的图像。③题图甲中，进料组成为x(H2)＝0.75、x(CO2)＝0.25，即进料中H2与CO2的物质的量之比为3∶1，设进料中n(H2)＝3 mol、n(CO2)＝1 mol，达到平衡时，CH2===CH2的生成量为a mol，则：
平衡时，气体总物质的量为(4－3a) mol，根据题中信息，当py＝2.0×105 Pa，反应达到平衡时x(CH2===CH2)＝0.12，即x(CH2===CH2)＝＝0.12，解得a＝，则CO2的转化率为×100%≈70.6%。平衡时CO2(g)、H2(g)、CH2===CH2(g)、H2O(g)的物质的量分别为 mol、 mol、 mol、 mol，混合气体总物质的量为 mol，x(CO2)＝0.10、x(H2)＝0.30、x(H2O)＝0.48，p(CH2===CH2)＝2.0×105 Pa×0.12＝2.4×104 Pa，同理可得p(H2O)＝9.6×104 Pa、p(CO2)＝2.0×104 Pa、p(H2)＝6.0×104 Pa，则该温度下Kθ＝＝。eq \f(×()4,()2×()6)
(4)由题中所给数据可知，每小时流入该5 L的密闭容器中的CO2的物质的量为＝500 mol，已知CO2的转化率为75%，故CO2的反应速率为＝1.25 mol·L－1·min－1；CO2、H2的流速过大，会导致CO2、H2与催化剂接触时间过短，反应不能充分进行，则CO2的转化率下降。
8．(1)－186　低温　
(2)①　 75%　②
(3)①否　反应Ⅰ和Ⅱ均为放热反应，温度升高SO2的平衡转化率降低，而图中温度高于500 ℃时，SO2的转化率继续增大　
②升高温度，反应Ⅱ速率增大的程度小于反应Ⅰ　
③Ⅰ
解析：(1)由盖斯定律，=Ⅲ，则ΔH3=≈-186 kJ·mol-1；反应Ⅲ中，ΔH3<0、ΔS<0，则反应Ⅲ在低温下能自发进行。
(2)①设变化压强为x Pa，由三段式得
　　　　　　 2H2(g)+ SO2(g)S(l)+2H2O(g)
起始压强/Pa　　　　　　　0
变化压强/Pa　2x　　　x　　　　　　2x
平衡压强/Pa　-2x　-x　　　　　2x
则有(-2x)+(-x)+2x=3p0，解得x=p0，则0~t1 min内，v(H2)= Pa·min-1；二氧化硫的平衡转化率为×100%=75%。②反应的平衡常数Kp= Pa-1= Pa-1。(3)③由图知，Al2O3催化剂中掺杂Ru后S(l)的选择性降低，故Ru主要催化的是反应Ⅰ。
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