高三化学二轮复习-专题限时集训7-突破点11.doc

专题限时集训(七)　突破点11
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1．(2016·安徽江南十校高三期末联考)研究CO、NO等大气污染物的转化有十分重要的意义。
(1)I2O5是一种白色固体，可以用来吸收转化空气中的CO，有关反应原理如下：
I2O5(s)＋5CO(g)I2(s)＋5CO2(g)　ΔH<0
①该可逆反应的化学平衡常数表达式为_______________________。
②有关该可逆反应的说法正确的是________(填字母)。
A．反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量
B．增加I2O5的投料量，有利于提高污染性气体CO的转化率
C．反应体系中混合气体的平均摩尔质量不变，表明该可逆反应达到平衡
D．达到平衡后，其他条件不变，将反应容器的体积压缩至原来的一半，CO2的体积分数不变
③我国规定空气中CO的最大允许浓度为10 mg/m3，即1 m3空气中最多只能含有10 mg CO。现将1 m3某空气样品通过盛有I2O5固体的加热管充分反应(假定反应完全)，用酒精水溶液溶解产物I2，定容至100 mL后取25.00 mL，用0.001 0 mol/L Na2S2O3标准溶液滴定，消耗标准溶液21.80 mL。则空气样品中CO的浓度为________mg/m3。(已知：I2＋2S2O===2I－＋S4O)
(2)工业烟气中通常含有大气污染物NO，直接排放会严重危害人们的健康，所以烟气排放前必须要经过脱硝(除去氮氧化物)，三聚氰酸是一种优良的烟气脱硝剂。
①三聚氰酸的结构简式如图甲，它可以看作是三分子氰酸通过加成反应得到的环状化合物，请写出氰酸的电子式：________________。

②三聚氰酸脱硝过程分为两步反应：第一步反应是三聚氰酸受热分解生成异氰酸(H—N===C===O)，第二步反应是异氰酸HNCO与NO反应转化为两种无毒气体和水，请写出第二步反应的化学方程式并用单线桥法标明电子的转移方向和数目：__________________________。
③有研究者做三聚氰酸脱硝的实验中，得到在不同温度条件下烟气脱硝率的变化曲线如图乙。在800 ℃以下脱硝率比较低的原因可能是___________；
从实验结果来看，三聚氰酸作为烟气脱硝剂的最佳温度是________。

[解析]　(1)①I2O5和I2都是固体，不用写入化学平衡常数表达式中。②对于放热反应，反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量，A错误；I2O5是固体，所以增加I2O5的量不能改变化学平衡状态，无法提高CO气体的转化率，B错误；对于可逆反应I2O5(s)＋5CO(g)I2(s)＋5CO2(g)　ΔH<0，当平衡向正方向移动时，反应体系中的气体质量在增大，反之质量减小，而气体总物质的量始终保持不变，所以反应体系中气体的平均摩尔质量不变就可以表明该可逆反应已达到平衡状态，C正确；由于是反应前后气体等体积的可逆反应，所以只改变压强不能影响化学平衡状态，D正确。③根据关系式：5CO～I2～2S2O可知n(CO)＝n(S2O)＝0.001 0 mol/L×21.80×10－3 L×4×＝2.18×10－4 mol，m(CO)＝2.18×10－4 mol×28 g/mol＝6.104×10－3 g＝6.104 mg，所以空气样品中CO的浓度为6.104 mg/m3。(2)①由三聚氰酸的结构简式不难得知氰酸分子的结构为H—O—C≡N，则电子式为H：：C⋮⋮N：。②异氰酸HNCO中氮元素的化合价为－3价，NO中氮元素的化合价为＋2价，两者能发生归中反应而生成CO2和N2两种无毒气体。③在800 ℃以下三聚氰酸分解速率较低，导致异氰酸的量较少，不利于脱硝反应的进行，900 ℃以上三聚氰酸能完全分解生成大量的异氰酸，从而获得较高的脱硝率。超过950 ℃时脱硝率虽仍然有所增大，但增大的幅度较小，从工业生产的综合经济效益考虑，950 ℃为最佳温度。
[答案]　(1)①K＝　②CD　③6.104
(2)①H：：C⋮⋮N：
②4HNCO＋6N12e－O===5N2＋4CO2＋2H2O
③较低温度下三聚氰酸的分解速率较低，导致还原NO的异氰酸量较少，脱硝率较低　950 ℃
2．(2016·云南省统一检测)二氧化碳的捕集与利用是实现温室气体减排的重要途径之一。
(1)目前工业上使用的捕碳剂有NH3和(NH4)2CO3，它们与CO2可发生如下可逆反应：
2NH3(l)＋H2O(l)＋CO2(g)(NH4)2CO3(aq)　K1
NH3(l)＋H2O(l)＋CO2(g)NH4HCO3(aq)　K2
(NH4)2CO3(aq)＋H2O(l)＋CO2(g)2NH4HCO3(aq)　K3
则K3＝________(用含K1、K2的代数式表示)。
(2)利用CO2制备乙烯是我国能源领域的一个重要战略方向，具体如下：
方法一：
CO2催化加氢合成乙烯，其反应为2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1
起始时按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3的投料比充入20 L的恒容密闭容器中，不同温度下平衡时H2和H2O的物质的量如图所示：

①a________(填“>”或“<”)0。
②下列说法正确的是________(填字母序号)。
A．使用催化剂，可降低反应活化能，加快反应速率
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，则v正减小，v逆增大
C．测得容器内混合气体密度不随时间改变时，说明反应已达平衡
③393 K下，H2的平衡转化率为________(保留三位有效数字)。
④393 K下，该反应达到平衡后，再向容器中按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3投入CO2和H2，则n(H2)/n(C2H4)将________(填“变大”“不变”或“变小”)。
方法二：
用惰性电极电解强酸性的二氧化碳水溶液可得到乙烯，其原理如图所示。

⑤b电极上的电极反应式为_______________________。
⑥该装置中使用的是________(填“阴”或“阳”)离子交换膜。
[解析]　(1)K1＝，K2＝，K3＝，所以K3＝。(2)①温度升高，平衡时，产物水的物质的量减小，说明该反应正向为放热反应，即a<0。②A项，催化剂能加快化学反应速率的原因是降低了反应的活化能，正确；B项，其他条件不变，扩大容器体积，相当于降低反应体系的压强，正、逆反应速率都减小，错误；C项，反应体系中各物质均为气体，体积不变，混合气体的密度一直不变，错误。
③　　　　 　2CO2(g)＋6H2(g)　C2H4(g)＋4H2O(g)
开始(mol)：　　n　　 　3n　　　　　0　　　　0
转化(mol): x 3x x 2x
平衡(mol): n－x 3n－3x x 2x
从图像可知3n－3x＝42 mol,2x＝58 mol，可知n＝43 mol，x＝29 mol，氢气的平衡转化率＝×100%≈67.4%。④当再按1∶3投入CO2与H2时，相当于在原来平衡的基础上增大压强，平衡正向移动，所以将变小。⑤b电极连着电源的负极作阴极，CO2在酸性条件下得到电子生成C2H4与H2O。⑥阳极为水失去电子生成氧气，同时产生的氢离子通过离子交换膜进入左侧参与反应，所以离子交换膜为阳离子交换膜。
[答案]　(1)
(2)①<　②A　③67.4%　④变小　⑤2CO2＋12e－＋12H＋===C2H4＋4H2O　⑥阳
3．(2016·咸阳一模)某市对大气进行监测，发现该市首要污染物为可吸入颗粒物PM2.5(直径小于等于2.5 μm的悬浮颗粒物)，其主要来源为燃煤、机动车尾气等。因此，对PM2.5、SO2、NOx等进行研究具有重要意义。请回答下列问题：
(1)对PM2.5样本用蒸馏水处理制成待测试样。若测得该试样所含水溶性无机离子的化学组成分及其平均浓度如下表：
离子
K＋
Na＋
NH
Cl－
NO
SO
浓度/(mol·L－1)
4×10－6
6×10－6
2×10－5
2×10－5
3×10－5
4×10－5
根据表中数据判断PM2.5的酸碱性为________，试样的pH＝________。
(2)为减少SO2的排放，常采取的措施：
①将煤转化为清洁气体燃料。已知：
H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－241.8 kJ/mol
C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH＝－110.5 kJ/mol
写出焦炭与水蒸气反应的热化学方程式：
______________________________________________________________
______________________________________________________________。
②洗涤含SO2的烟气，以下物质可作洗涤剂的是________。
a．CaCl2　　b．NaHSO3　　c．Ca(OH)2　d．Na2CO3
(3)汽车尾气中NOx和CO的生成及转化：
①已知气缸中生成NO的反应为N2(g)＋O2(g)2NO(g)　ΔH>0
若1 mol空气含有0.8 mol N2和0.2 mol O2,1 200 ℃时在密闭容器内反应达到平衡。测得NO为6×10－4 mol，计算该温度下的平衡常数K＝________；汽车启动后，气缸温度越高，单位时间内NO排放量越大，原因是___________。
②汽车燃油不完全燃烧时产生CO，有人设想按下列反应除去CO：
2CO(g)===2C(s)＋O2(g)，已知该反应的ΔH>0，试从反应的自发性原理分析该设想能否实现？________(填“能”或“不能”)。
[解析]　(1)由电荷守恒可知：c(K＋)＋c(Na＋)＋c(H＋)＋c(NH)＝c(OH－)＋c(Cl－)＋2c(SO)＋c(NO)，则c(H＋)－c(OH－)＝(2×10－5＋2×4×10－5＋3×10－5－4×10－6－6×10－6－2×10－5) mol/L＝10－4 mol/L，溶液呈酸性，溶液中H＋离子浓度约为10－4，则pH＝－lgc(H＋)＝4。(2)①由第二个反应－第一个反应，可得C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)，根据盖斯定律，ΔH＝－110.5 kJ/mol－(－241.8 kJ/mol)＝＋131.3 kJ/mol。②A项，CaCl2与SO2不反应，不能作吸收剂，错误；B项，NaHSO3与SO2不反应，不能作吸收剂，错误；C项，可以发生反应：Ca(OH)2＋SO2===CaSO3↓＋H2O，正确；D项，可以发生反应：Na2CO3＋SO2===Na2SO3＋CO2，正确。(3)①根据已知条件可知，反应达到平衡时，n(NO)＝6×10－4 mol，n(N2)＝(0.8－3×10－4) mol，n(O2)＝(0.2－3×10－4) mol，故该温度下的平衡常数K＝＝＝2.25×10－6；该反应为吸热反应，温度升高，反应速率加快，平衡向正反应方向移动。②该反应的ΔH>0，ΔS<0，则ΔH－T·ΔS>0，反应不能自发进行。
[答案]　(1)酸性　4
(2)①C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)
ΔH＝＋131.3 kJ/mol　②cd
(3)①2.25×10－6　温度升高，反应速率加快，且平衡右移
②不能
4．(2016·临沂模拟)已知Ⅰ、Ⅱ反应在一定条件下焓变及平衡常数如下：
2H2(g)＋S2(g)2H2S(g)　K1　ΔH1　(Ⅰ)
3H2(g)＋SO2(g)2H2O(g)＋H2S(g)　K2　ΔH2　( Ⅱ )
(1)用ΔH1、ΔH2表示反应4H2(g)＋2SO2(g)S2(g)＋4H2O(g)的ΔH＝________。
(2)回答下列反应(Ⅰ)的相关问题：
①温度为T1，在1 L恒容容器中加入1.8 mol H2、1.2 mol S2,10 min时反应达到平衡状态。测得10 min内v(H2S)＝0.08 mol·L－1·min－1，则该条件下的平衡常数为________，若此时再向容器中充入H2、S2、H2S各0.8 mol，则平衡移动方向为________(填“正向”“逆向”或“不移动”)；
②温度为T2时(T2>T1)，在1 L恒容容器中也加入1.8 mol H2、1.2 mol S2，建立平衡时测得S2的转化率为25%，据此判断ΔH________0(填“>”或“<”)，与T1时相比，平衡常数K________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)常温下，用SO2与NaOH溶液反应可得到NaHSO3、Na2SO3等。
①已知Na2SO3水溶液显碱性，原因是___________________________
(写出主要反应的离子方程式)，该溶液中，c(Na＋)________2c(SO)＋c(HSO3)(填“>”“<”或“＝”)。
②在某NaHSO3、Na2SO3混合溶液中HSO、SO物质的量分数随pH变化曲线如图所示(部分)：根据图示，求SO的水解平衡常数Kh＝________。

[解析]　(1)由(Ⅱ)×2－(Ⅰ)得4H2(g)＋2SO2(g)S2(g)＋4H2O(g)　ΔH，故ΔH＝2ΔH2－ΔH1。
(2)①10 min时反应达到平衡状态。测得10 min内v(H2S)＝0.08 mol·L－1·min－1，则Δc(H2S)＝0.08 mol·L－1·min－1×10 min＝0.8 mol·L－1，则
2H2(g)＋S2(g)2H2S(g)
起始(mol·L－1)　　1.8　　1.2　　　0
变化(mol·L－1) 0.8 0.4 0.8
平衡(mol·L－1) 1.0 0.8 0.8
平衡常数K＝＝＝0.8，
若此时再向容器中充入H2、S2、H2S各0.8 mol，则此时溶度积＝＝≈0.5<K＝0.8，平衡正向移动；
②根据①中数据知温度为T1时S2的转化率＝×100%≈33.3%>25%，知升温平衡逆向移动，ΔH<0，平衡常数减小。
(3)①亚硫酸根离子水解导致溶液显碱性，原因是：SO＋H2OHSO＋OH－，所以该溶液中c(H＋)<c(OH－)，根据电荷守恒，则c(Na＋)>2c(SO)＋c(HSO)。
②亚硫酸根离子的水解平衡常数Kh＝，当pH＝7.2时，SO、HSO浓度相等，所以Kh＝c(OH－)＝＝1×10－6.8。
[答案]　(1)2ΔH2－ΔH1　(2)①0.8　正向　②<　减小
(3)①SO＋H2OHSO＋OH－　>
②1×10－6.8
5．Ⅰ.CH4和CO2可以制造价值更高的化学产品。已知：
CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(g)
ΔH1＝a kJ·mol－1
CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)
ΔH2＝b kJ·mol－1
2CO(g)＋O2(g)2CO2(g)　ΔH3＝c kJ·mol－1
(1)求反应CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)　ΔH________ kJ·mol－1(用含a、b、c的代数式表示)。
(2)一定条件下，等物质的量的(1)中反应生成的气体可合成二甲醚(CH3OCH3)，同时还产生了一种可参与大气循环的无机化合物，该反应的化学方程式为______________________。
(3)用Cu2Al2O4作催化剂，一定条件下发生反应：CO2(g)＋CH4(g)CH3COOH(g)，温度与催化剂的催化效率和乙酸的生成速率的关系如图，回答下列问题：

①250～300 ℃时，乙酸的生成速率降低的原因是_______________。
②300～400 ℃时，乙酸的生成速率升高的原因是__________________。
Ⅱ.钠硫电池以熔融金属Na、熔融S和多硫化钠(Na2Sx)分别作为两个电极的反应物，多孔固体Al2O3陶瓷(可传导Na＋)为电解质，其反应原理如下图所示：
Na2Sx2Na＋xS(3<x<5)

物质
Na
S
Al2O3
熔点/℃
97.8
115
2 050
沸点/℃
892
444.6
2 980
(4)根据上表数据，判断该电池工作的适宜温度应为________。
A．100 ℃以下　　　 B. 100 ℃～300 ℃
C．300 ℃～350 ℃ D. 350 ℃～2050 ℃
(5)关于钠硫电池，下列说法正确的是________。
A．放电时，电极A为负极
B．放电时，Na＋的移动方向为从B到A
C．充电时，电极A应连接电源的正极
D．充电时，电极B的电极反应式为S－2e－===xS
(6)25 ℃时，若用钠硫电池作为电源电解500 mL 0.2 mol·L－1 NaCl溶液，当溶液的pH变为13时，电路中通过的电子的物质的量为________mol，两极的反应物的质量差为________g。(假设电解前两极的反应物的质量相等)
[解析]　Ⅰ.(1)CH4(g)＋2O2(g)CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1，
2CO(g)＋2H2O(g)2CO2(g)＋2H2(g)
ΔH＝2b kJ·mol－1，
4CO2(g)4CO(g)＋2O2(g)　ΔH＝－2c kJ·mol－1。
上述三式相加得：
CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)
ΔH＝(a＋2b－2c) kJ·mol－1。
(2)参与大气循环的气体只能是CO2，所以方程式为3CO＋3H2===CH3OCH3＋CO2。
Ⅱ.(4)该温度应高于Na、S的熔点，低于Na、S沸点，C项合适。
(6)电路中转移电子的物质的量为0.5 L×0.1 mol·L－1＝0.05 mol，负极减小0.05 mol×23 g·mol－1＝1.15 g，正极增加的质量也是Na的质量，所以两极的反应物的质量差为2.3 g。
[答案]　Ⅰ.(1)(a＋2b－2c)
(2)3CO＋3H2===CH3OCH3＋CO2
(3)①催化剂的催化效率降低，化学反应速率降低　②温度升高，化学反应速率加快
Ⅱ.(4)C　(5)AD　(6)0.05　2.3
6．CO、SO2是主要的大气污染气体，利用化学反应原理是治理污染的重要方法。
【导学号：14942048】
(1)甲醇可以补充和部分替代石油燃料，缓解能源紧张，已知：
CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1
H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2＝－285.8 kJ·mol－1
CH3OH(g)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH3＝－764.5 kJ·mol－1
则CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)　ΔH＝________ kJ·mol－1。
(2)一定条件下，在容积为V L的密闭容器中充入a mol CO与2a mol H2合成甲醇平衡转化率与温度、压强的关系如图所示。

①p1________p2(填“>”“<”或“＝”)，理由是_____________________。
②该甲醇合成反应在A点的平衡常数K＝________(用a和V表示)。
③该反应达到平衡时，反应物转化率的关系是CO________H2(填“>”“<”或“＝”)。
④下列措施中能够同时满足增大反应速率和提高CO转化率的是________。
a．使用高效催化剂
b．降低反应温度
c．增大体系压强
d．不断将CH3OH从反应混合物中分离出来
e．增加等物质的量的CO和H2
(3)某学习小组以SO2为原料，采用电解法制取硫酸。小组用Na2SO3溶液充分吸收SO2得到NaHSO3溶液，后电解该溶液制得了硫酸。原理如图所示。

写出开始电解时阳极的电极反应式：___________________。
[解析]　(1)由盖斯定律知：ΔH＝ΔH1＋2ΔH2－ΔH3。
(2)①根据反应CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)可知，增大压强，化学平衡向右移动，转化率提高，而在相同温度下，p1时的转化率比p2时转化率小，所以，p1<p2。②在A点时，CO转化率为0.75，所以，有 mol的CO被反应掉，余 mol的CO，平衡浓度为 mol/L，同理可算出H2的平衡浓度为 mol/L，CH3OH的平衡浓度为 mol/L，甲醇合成反应在A点的平衡常数K＝＝。
④a.使用催化剂能改变化学反应速率，而不能使平衡移动；b.降低温度，化学反应速率减慢；c.增大体系压强，化学反应速率加快，平衡向气体分子数减少的方向移动，提高CO的转化率；d.将甲醇移走，降低了生成物浓度，化学反应速率减慢；e.增加等物质的量的CO和H2，相当于少投入H2，多投入CO，导致CO的转化率降低。所以只有c符合条件。
(3)阳极发生氧化反应，由图知阳极上是HSO失去电子转化为SO及H＋。
[答案]　(1)－90.1
(2)①<　合成甲醇是分子数减少的反应，相同温度下，增大压强CO的转化率提高
②　③＝　④c
(3)HSO＋H2O－2e－===SO＋3H＋