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填空题

氨在国民经济中占有重要地位。

(1)工业合成氨时,合成塔中每产生1 mol NH3,放出46.1 kJ的热量。

① 工业合成氨的热化学方程式是        

② 已知:

N2 (g)2N (g)

H2 (g)2H (g)

则断开1 mol N-H键所需的能量是_______kJ。

(2)下表是当反应器中按n(N2):n(H2)=1:3投料后,在200℃、400℃、600℃下,反应达到平衡时,混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线。

① 曲线a对应的温度是       

② 关于工业合成氨的反应,下列叙述正确的是      (填字母)。

A. 及时分离出NH3可以提高H2的平衡转化率

B. 加催化剂能加快反应速率且提高H2的平衡转化率

C. 上图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是K(M)=" K(Q)" >K(N)

③ M点对应的H2转化率是       

(3)氨是一种潜在的清洁能源,可用作碱性燃料电池的燃料。电池的总反应为:

4NH3(g) + 3O2(g) = 2N2(g) + 6H2O(g)。

则该燃料电池的负极反应式是       

正确答案

(1)①N2(g)+ 3H2(g)  2NH3(g),ΔH =" —92.2" kJ·mol-1② 391(2)① 200℃;② AC;③ 75%(3)2NH3-6e + 6OH= N2 + 6H2O

试题分析:(1)①合成塔中每生成1mol NH3,放出46.1kJ热量,依据热化学方程式写出,标注物质聚集状态和对应反应放出的热量,热化学方程式:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),△H=-92.2kJ/mol;②反应焓变=反应物断裂化学键吸收的能量-生成物形成化学键放出的能量=3×436+945.8-6×N-H键键能=-92.2,N-H键键能=391kJ(2)合成氨反应为放热反应,反应温度越高越不利于反应的进行,曲线a的NH3的物质的量分数最高,其反应温度应相对最低,故a为200℃②A、及时分离出NH3可以使平衡正向移动,故A正确;B、催化剂能加快反应速率,但不能改变转化率,故B错误;C平衡常数K与温度有关,与其他条件无关,同一温度下的平衡常数相等,合成氨反应为放热反应,其温度越高平衡常数越小,故C正确;选AC;③在M点NH3的物质的量为60%,剩余物质的量为40%,又n(N2):n(H2)=1:3投料,故剩余H2物质的量为30%,因为N2(g)+3H2(g)2NH3(g),即发生反应的H2物质的量为90%,故M点对应的H2转化率是%=75%;(3)原电池中负极失去电子,化合价升高,发生氧化反应,反应式2NH3-6e+6OH=N2+6H2O。

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化学反应原理对于工业生产和科研有重要意义

I、下列三个化学反应的平衡常数(K1、K2、K3)与温度的关系分别如下表所示:

 

请回答:

(1)反应①是       (填“吸热”或“放热”)反应。

(2)据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系,则K3=__________(用K1、K2表示)。

(3)要使反应③在一定条件下建立的平衡向逆反应方向移动,可采取的措施有 _____(填写字母序号)。

A.缩小反应容器的容积

B.扩大反应容器的容积

C.升高温度

D.使用合适的催化剂

E.设法减小平衡体系中的CO的浓度

(4)若反应③的逆反应速率与时间的关系如图所示:

①可见反应在t1、t3、t7时都达到了平衡,而t2、t8时都改变了一种条件,试判断改变的是什么条件:t2时__________________; t8时__________________。

②若t4时降压, t6时增大反应物的浓度,请在图中画出t4~t6时逆反应速率与时间的关系线。

II、(5)在载人航天器的生态系统中,不仅要求分离去除CO2,还要求提供充足的O2.某种电化学装置可实现如下转化:2CO2=2CO+O2,CO可用作燃料.已知该装置的阳极反应为:4OH--4e-=O2↑+2H2O,则阴极反应为                        

(6)某空间站能量转化系统的局部如图所示,其中的燃料电池采用KOH溶液作电解液。

如果某段时间内,氢氧储罐中共收集到33.6L气体(已折算成标准状况),则该段时间内水电解系统中转移电子的物质的量为            mol。

正确答案

(1)吸热

(2)

(3)CE

(4)①升高温度或增大CO2的浓度(增大H2的浓度);使用催化剂或增大压强

(5)2CO2+4e-+2H2O═2CO+4OH-(或CO2+2e-+H2O═CO+2OH-)(6)2mol

试题分析:(1)在反应①中随着温度的升高平衡常数增大,这说明升高温度平衡向正反应方向移动,因此正方应是吸热反应。

(2)根据反应①②并依据盖斯定律可知②-①即得到反应③,所以平衡常数之间的关系为K3

(3)根据表中数据可知,随着温度的升高K1逐渐增大,而K2逐渐减小,所以K3逐渐减小,这说明升高温度反应③向逆反应方向移动,因此正方应是放热反应。由于正方应是体积不变的可逆反应,所以要使平衡向逆反应方向移动,则可以升高温度或增大生成物的浓度或减小反应物的浓度,而压强和催化剂不能改变平衡,故答案选CE。

(4)①根据图像可知,t2时逆反应速率瞬间增大,然后逐渐减小,说明平衡向逆反应方向移动,由于正方应是体积不变的放热的可逆反应,所以改变的条件是升高温度或增大CO2的浓度(增大H2的浓度)。t8时逆反应速率瞬间增大,但平衡不移动,由于正方应是体积不变的放热的可逆反应,所以改变的条件是使用催化剂或增大压强。

②若t4时降压,反应速率均减小,但平衡不移动。t6时增大反应物的浓度,平衡向正反应方向移动,逆反应速率逐渐增大,因此t4~t6时逆反应速率与时间的关系线为

(5)电解池中阳极失去电子发生氧化反应,阴极得到电子发生还原反应,所以根据总反应式可知阴极是CO2得到电子被还原为CO,电极反应式为CO2+2e-+H2O═CO+2OH-

(6)水电解生成氢气和氧气,所以氢氧储罐中共收集到33.6L气体应该是氢气与氧气的混合气,其中氧气是11.2L,氢气是22.4L,氢气的物质的量是1mol,转移2mol电子。

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填空题

资源化利用二氧化碳不仅可减少温室气体的排放,还可重新获得燃料或重要工业产品。

(1)有科学家提出可利用FeO吸收和利用CO2,相关热化学方程式如下:6FeO(s)+CO2(g)=2Fe3O4(s)+C(s) △H="-76.0" kJ·mol一1

①上述反应中每生成1 mol Fe3O4,转移电子的物质的量为_______mol。

②已知:C(s)+2H2O(g)=CO2(g)+2H2(g) △H="+113.4" kJ·mol一1,则反应:3FeO(s)+ H2O(g)= Fe3O4(s)+ H2(g)的△H=__________。

(2)在一定条件下,二氧化碳转化为甲烷的反应如下:CO2(g)+4 H2 (g)  C H4 (g)+2 H2O(g),向一容积为2 L的恒容密闭容器中充人一定量的CO2和H2,在300℃时发生上述反应,达到平衡时各物质的浓度分别为CO2 0.2 mol·L1,H2 0.8 mol·L1,CH40.8 mol·L1,H2O1.6 mol·L1。则CO2的平衡转化率为________。300 ℃时上述反应的平衡常数K=____________________。200℃时该反应的平衡常数K=64.8,则该反应的△H_____(填“>’’或“<”)O。

(3)华盛顿大学的研究人员研究出一种方法,可实现水泥生产时CO2零排放,其基本原理如

图所示:

①上述生产过程的能量转化方式是____________________。

②上述电解反应在温度小于900℃时进行,碳酸钙先分解为CaO和CO2,电解质为熔融碳酸钠,则阳极的电极反应式为___________________。

正确答案

(1)①2;②+18.7 kJ·mol-1(2)80%;25;<

(3)①太阳能和电能转化为化学能;②2CO32--4e=2CO2↑+O2

试题分析:(1)①由6FeO(s)+CO2(g)=2Fe3O4(s)+C(s)知,反应方程式FeO中铁元素化合价+2升至Fe3O4中+,CO2由+4降至C中碳元素的0价,每生成1molC转移电子4mol,生成Fe3O4 2mol ,则生成1 mol Fe3O4转移电子2mol;②反应1:6FeO(s)+CO2(g)=2Fe3O4(s)+C(s),△H1="-76.0" kJ/mol;反应2:C(s)+2H2O(g)=CO2(g)+2H2(g),△H2="+113.4" kJ/mol,根据盖斯定理△H=(△H1+△H2)=(-76.0+113.4)="+18.7" kJ/mol(2)2 L的恒容密闭容器中反应达到平衡时CH4浓度为0.8 mol/L,CO2浓度为0.2 mol/L,由题意知CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g),反应的CO2与生成的CH4的物质量相等,CO2的平衡转化率为==80%;300 ℃时上述反应的平衡常数K==25;由题意知300 ℃时,K=25,200℃时,K=64.8,对正反应为吸热的可逆反应,升高温度,平衡正向移动,正反应的程度增大,K增大,对正反应为放热的可逆反应,升高温度,平衡逆向移动,正反应的程度减小,K减小,则该反应为放热反应,△H<0(3)由图知,是用吸收的太阳能和电源电能进行反应能量的来源,故太阳能和电能转化为化学能;电解反应中阳极失电子发生氧化反应,由图知反应产物为O2,又电解质为熔融碳酸钠,故反应方程式:2CO32--4e=2CO2↑+O2↑。

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捕碳技术(主要指捕获CO2)在降低温室气体排放中具有重要的作用。

目前NH3和(NH4)2CO3已经被用作工业捕碳剂,它们与CO2可发生如下可逆反应:

反应Ⅰ:2NH3(l)+H2O(l)+CO2(g)(NH4)2CO3(aq)         H1

反应Ⅱ:NH3(l)+H2O(l)+CO2(g) (NH4)2HCO3(aq)        H2

反应Ⅲ:(NH4)2CO3(aq)+H2O(l)+CO2(g)2(NH4)2HCO3(aq) H3

请回答下列问题:

(1)H3H1H2之间的关系是:H3       

(2)为研究温度对(NH4)2CO3捕获CO2效率的影响,在某温度T1下,将一定量的(NH4)2CO3溶液置于密闭容器中,并充入一定量的CO2气体(用氮气作为稀释剂),在t时刻,测得容器中CO2气体的浓度。然后分别在温度为T2、T3、T4、T5下,保持其它初始实验条件不变,重复上述实验,经过相同时间测得CO2气体浓度,得到趋势图(见图1)。则:

H3       0(填>、=或<)。

②在T1~T2及T4~T5二个温度区间,容器内CO2气体浓度呈现如图1所示的变化趋势,

其原因是                                                     

③反应Ⅲ在温度为T1时,溶液pH随时间变化的趋势曲线如图2所示。当时间到达t1时,将该反应体系温度上升到T2,并维持该温度。请在图中画出t1时刻后溶液的pH变化总趋势曲线。

(3)利用反应Ⅲ捕获CO2,在(NH4)2CO3初始浓度和体积确定的情况下,提高CO2吸收量的措施有                                                            (写出2个)。

(4)下列物质中也可能作为CO2捕获剂的是     

正确答案

(1)2H2-H1  

(2)①<

②T1-T2区间,化学反应未达到平衡,温度越高,化学反应的速率越快,所以CO2被捕获的量随温度升高而提高。T4-T5区间,化学反应已达到平衡,由于正反应是放热反应,温度升高平衡向逆反应方向移动,所以不利于CO2的捕获。

(3)降低温度;增加CO2浓度(或分压)  

(4)B、D

(1)将反应Ⅰ倒过来书写:

(NH4)2CO3 (aq)2NH3 (l)+ H2O (l)+ CO2 (g)         —△H1

将反应Ⅱ×2:

2NH3 (l)+ 2H2O (l)+ 2CO2 (g)2NH4HCO3 (aq)         2△H2

得:(NH4)2CO3 (aq) + H2O (l)+ CO2 (g)2NH4HCO3 (aq)    △H3 =2△H2—△H1

(2)由图1可知:在温度为T3时反应达平衡,此后温度升高,c(CO2)增大,平衡逆向移动,说明反应Ⅲ是放热反应(△H3<0)。在T3前反应未建立平衡,无论在什么温度下(NH4)2CO3 (aq)总是捕获CO2,故c(CO2)减小。反应Ⅲ在温度为T1时建立平衡后(由图2可知:溶液pH不随时间变化而变化),迅速上升到T2并维持温度不变,平衡逆向移动,溶液pH增大,在T2时又建立新的平衡。

(3)根据平衡移动原理,降低温度或增大c(CO2)

(4)具有碱性的物质均能捕获CO2,反应如下:Na2CO3 +CO2 +H2O=2NaHCO3;HOCH2CH2NH2 +CO2 +H2O= HOCH2CH2NH3+ HCO3

【考点定位】考查热化学方程式书写,化学反应速率、化学平衡移动和化学方程式书写等。

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氮是地球上含量丰富的一种元素,氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用。

(1)在固定容积的密闭容器中,进行如下化学反应:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H=—92.4kJ/mol,

其平衡常数K与温度T的关系如下表:

 

试判断K1       K2(填写“>” “ =”或“<”)。

(2)用2mol N2和3mol H2合成氨,三容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变,在其它条件相同的情况下,实验测得反应均进行到t min时N2的质量分数如图所示,此时甲、乙、丙三个容器中一定达到化学平衡状态的是        ,都达到平衡状态时,N2转化率最低的是   

(3)NH3与CO2在120oC,催化剂作用下可以合成反应生成尿素:CO2 +2NH3(NH22CO +H2O

在密闭反应容器中,混合气体中NH3的含量变化关系如图所示

(该条件下尿素为固体)。则A点的正反应/速率(CO2      B点的逆反应速率(CO2)(填写“>”“=”或“<”),NH3的平衡转化率为____         

(4)已知下列热化学方程式:

2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)   △H = -571.6kJ/mol

N2(g)+O2(g)2NO(g)    △H =+180kJ/mol

请写出用NH3还原NO的热化学方程式_                 

(5)氨气在纯氧中燃烧,生成一种单质和水,试写出该反应的化学方程式____     。科学家利用此原理,设计成氨气-氧气燃料电池,则通人氨气的电极是        (填“正极”或“负极”),在碱性条件下,通人氨气的电极发生的电极反应式为                                  

正确答案

(1)  >;

(2)丙 丙

(3)> 75%

(4) 6NO(g)+4NH3(g)=5N2(g)+6H2O(l)  ΔH=-2070KJ/mol

(5)4NH3+5O24N2+6H2O  负  2NH3+ 6e-+6OH-= N2+6H2O

试题分析:(1)由该反应的热化学方程式N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=—92.4kJ/mol可以看出:该反应的正反应为气体体积减小的放热反应。根据平衡移动原理:升高温度,化学平衡向吸热反应方向移动。即向逆反应方向移动。而化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时各生成物的浓度的幂指数的乘积与各反应物浓度幂指数乘积的比。升高温度,平衡向逆反应方向移动,化学平衡常数减小。所以K1>K2。(2)该反应是从正反应方向开始的,所以随着反应的进行,N2的浓度逐渐减小,其含量也在不断降低,当反应达到平衡时达到最小值。此后,随着反应温度的升高,化学平衡逆向移动,N2的浓度逐渐增大,其含量也在不断增多。由于T3比T2时多,说明T3的状态丙是已经达到平衡状态的,T2时是否达到平衡状态不能确定。若三者都达到平衡状态。由于温度T1< T23。升高温度,化学平衡向逆反应方向移动,N2的转化率降低。所以在都达到平衡状态时,N2转化率最低的是丙。(3)反应从正反应方向开始,由于在B点后达到了平衡状态,而A点还没有达到平衡状态,所以A点的正反应/速率(CO2)>B点的逆反应速率(CO2)。在反应开始时,假设CO2与NH3的物质的量均为1mol.在反应过程中CO2消耗的物质的量为x,则NH3消耗量为2x,产生的水蒸气的物质的量为x,平衡时这三种气体的物质的量为(1-x)mol;(1-2x)mol; xmol.因为在平衡时NH3的含量为20%.所以;解得。所以NH3平衡转化率为×100%=75%。给三个方程式进行编号。①N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H=—92.4kJ/mol,②2H2(g)+O2(g)2H2O(1)   △H = -571.6kJ/mol; ③N2(g)+O2(g) 2NO(g)△H =+180kJ/mol。②×3-①×2-③×3.整理可得:6NO(g)+4NH3(g)=5N2(g)+6H2O(l) ΔH=-2070KJ/mol。(5)氨气在纯氧中燃烧,生成一种单质和水,试写出该反应的化学方程式4NH3+5O24N2+6H2O。在燃料电池中,通入燃料的电极为负极,通入氧气的电极为正极。在碱性条件下,通人氨气的电极发生的电极反应式为2NH3+ 6e-+6OH-= N2+6H2O。通入O2的电极反应式为O2+4e-+2H2O=4OH-

下一知识点 : 热化学方程式的书写及正误判断
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