- 焓变、反应热
- 共2059题
化工行业的发展必须符合国家节能减排的总体要求。请回答下列问题：
（1）已知C(s)+H2O(g)
（2）已知在一定温度下，
C（s）+CO2（g）
CO（g）+H2O（g）
C（s）+H2O（g）
则△H1、△H2、△H3之间的关系是： 。
（3）通过研究不同温度下平衡常数可以解决某些实际问题。已知等体积的一氧化碳和水蒸气进入反应时，会发生如下反应： CO(g)+H2O(g)
则该反应的正反应方向是 反应（填“吸热”或“放热”），在500℃时，若设起始时CO和H2O的起始浓度均为0.020mol/L，则CO的平衡转化率为 。
（4）从氨催化氧化可以制硝酸，此过程中涉及氮氧化物，如NO、NO2、N2O4等。对反应N2O4(g)
A．A、C两点的反应速率：A＞C
B．A、C两点气体的颜色：A深，C浅
C．B、C两点的气体的平均相对分子质量：B＜C
D．由状态A到状态B，可以用加热的方法
E．A、C两点的化学平衡常数：A=C
（5）工业上用Na2SO3吸收尾气中的SO2，再用下图装置电解(惰性电极)NaHSO3制取H2SO4（阴离子交换膜只永许阴离子通过），阳极电极反应式为： ，阳极区逸出气体的成分为 （填化学式）。
正确答案
（1）（共2分） 
（2）(共2分) △H3 =△H1+△H2 或△H1=△H3﹣△H2 或△H2 =△H3﹣△H1
（3）(共5分) 放热 (2分) 75% （3分）
（4）(共2分) E （不能选B，因为压强大过一倍以上时，压缩引起的颜色变化大过移动引起的颜色变化，所以C点比A点颜色深；温度相同,则平衡常数相同）
（5）(共4分) 4OH - - 4e-=2H2O+O2↑ (2分) O2、SO2 (2分)
（说明：阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根（SO32->SO42->NO3-）>F- ；阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸性溶液）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+（>水解产生的H+）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+；溶液中电极电位：4OH—4e-=O2+2H2O E=﹣0.401 V；SO32-+2OH-=SO42-+H2O E=+0.90V。所以：在阴极是H+放电，在阳极是OH-放电不是SO32-；由于放电速度很快，离子移动速度较慢，阴极区OH-放电后多出的H+立即与SO32-反应放出SO2气体，阴极区多出的SO32-通过阴离子交换膜移动过阳极区补充）
试题分析：（1）由反应方程式可知C为固体，所以平衡常数的表达式为
（2）根据热化学方程式和盖斯定律得，方程式③=①+②，所以△H3=△H1 +△H2 。
（3）根据表格中数据可知，随着温度的升高，平衡常数逐渐减小，说明正反应进行的程度逐渐减小，所以平衡逆向移动，正反应为放热反应；500℃时，平衡常数K=9，所以有：
CO(g)+H2O(g)
初始浓度(mol/L) 0.020 0.020 0 0
转化浓度(mol/L) 0.02α 0.02α 0.02α 0.02α
平衡浓度(mol/L) 0.02(1-α) 0.02(1-α) 0.02α 0.02α
所以代入表达式中K=(0.02α)2/ [0.02(1-α)]2 =9，解得α=75%，所以CO转化率为75%。
（4）图为不同温度下平衡体系中的NO2体积分数随压强变化曲线图，所以分析：
A：反应速率受温度、浓度、压强等因素影响，C点的压强远大于A，压强越大反应速率越大，C>A，A错误。
B：NO2为红棕色，颜色深浅与浓度大小有关， C点对于A点，增大了压强，平衡逆向移动，NO2减少，但是因为C点压强远大于A点，所以被压缩后浓度增大要大于平衡移动造成的浓度减小，所以C的颜色深，A浅，B错误。
C：B、C两点在不同条件控制下平衡时NO2的体积分数相等，所以气体的总质量和总物质的量相等，平均相对分子质量相等B=C，C项错误。
D：正反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，NO2的体积分数增大，所以加热不能实现状态A到状态B的转化，D项错误。
E：A、C两点在同一温度线上，所以温度相同平衡常数相同，A=C，所以E正确。
故选E。
（5）根据如图电解装置可知，阴极HSO3-电离出的H+在阴极区得到电子被还原生成了H2阴极反应式：2H++2e-=H2↑，而阳极区水电离的OH-先放电，失去电子生成O2，阳极反应式：4OH - - 4e-=2H2O+O2↑，由于阳极区不断消耗OH-，所以使得阴极区产生的SO32- 不断通过阴离子交换膜，并与阳极溶液中的H+反应2H++ SO32- =SO2↑+H2O，所以阳极区有氧气产生，也有SO2产生。而通过离子交换膜的部分SO32- 也会被生成的氧气氧化生成SO42- ，所以也会不断生成硫酸产品。（说明：阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根（SO32->SO42->NO3-）>F- ；阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸性溶液）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+（>水解产生的H+）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+；溶液中电极电位：4OH—4e-=O2+2H2O E=﹣0.401 V；SO32-+2OH-=SO42-+H2O E=+0.90V。所以：在阴极是H+放电，在阳极是OH-放电不是SO32-；由于放电速度很快，离子移动速度较慢，阴极区OH-放电后多出的H+立即与SO32-反应放出SO2气体，阴极区多出的SO32-通过阴离子交换膜移动过阳极区补充）
Ⅰ．沿海地区有着丰富的海水资源，海水中主要含有Na＋、K＋、Ca2＋、Mg2＋、Cl－、SO42－、Br－、CO32－、HCO3－等离子。合理利用资源和保护环境是可持续发展的重要保证。
（2）某化工厂生产过程中会产生含有Cu2＋和Pb2＋的污水。排放前拟用沉淀法除去这两种离子，根据下列数据，你认为投入 （选填“Na2S”或“NaOH”）效果更好。
（3）火力发电在我国的能源利用中占较大比重，但是排放出的SO2会造成一系列环境和生态问题。利用海水脱硫是一种有效的方法，其工艺流程如下图所示：
①天然海水的pH≈8，试用离子方程式解释天然海水呈弱碱性的原因 （任写一个）。
②某研究小组为探究提高含硫烟气中SO2吸收效率的措施，进行了天然海水吸收含硫烟气的模拟实验，实验结果如图所示。
请你根据图示实验结果，就如何提高一定浓度含硫烟气中SO2的吸收效率，提出一条合理化建议： 。
③天然海水吸收了含硫烟气后会溶有H2SO3、HSO3－等分子或离子，使用氧气将其氧化的化学原理是 （任写一个化学方程式或离子方程式）。氧化后的“海水”需要引入大量的天然海水与之混合后才能排放，该操作的主要目的是 。
Ⅱ．能源是人类生存和发展的重要支柱。研究化学反应过程中的能量变化在能源紧缺的今天具有重要的理论意义。已知下列热化学方程式
①2H2(g)+O2(g)＝2H2O(l) 
②H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g)
③C(s)+1/2O2(g)＝CO(g)
④C(s)+O2(g)＝CO2(g)
⑤CO2(g)+2H2O(g)＝2CH4(g)+2 O2(g)
回答下列问题
（1）上述反应中属于吸热反应的是 。
（2）H2的燃烧热为△H＝ 。
（3）盖斯定律在生产和科学研究中有很重要的意义。有些反应的反应热虽然难直接测定，但可通过间接的方法求得。已知C(s) + H2O(g)＝H2(g)+ CO(g)
（4）CO分析仪以燃料电池为工作原理，其装置如图所示，该电池中电解质为氧化钇－氧化钠，其中O2-可以在固体介质NASICON中自由移动。下列说法错误的是 。
A．负极的电极反应式为：CO+O2—―2e-＝CO2
B．工作时电极b作正极，O2—由电极a流向电极b
C．工作时电子由电极a通过传感器流向电极b
D．传感器中通过的电流越大，尾气中CO的含量越高
正确答案
（共15分）Ⅰ、（1） MgCl2（熔融）
（3）①CO32－＋H2O
②降低含硫烟气的温度（或减小含硫烟气的流速）。 1分
③2H2SO3＋O2＝4H＋＋2SO42－（或2H2SO4）或2HSO3－＋O2＝2H＋＋2SO42－；2分
中和、稀释经氧气氧化后海水中生成的酸（H+），减少污染。1分
Ⅱ、（1） ⑤ 1分 （2）－285kJ/mol 1分
（3）＋131.5 2分 ＞ 1分 高温 1分 （4）B 2分
试题分析：I、（1）镁是活泼的金属，冶炼时需要通过电解熔融的氯化镁进行，反应的化学方程式为MgCl2（熔融）
（2）根据表中数据可知，氯化铜与硫化汞的溶度积常数分别远小于氢氧化铜与氢氧化汞的溶度积常数，所以沉淀剂最好选择硫化钠。
（3）①由于海水中含有CO32－、HCO3－等离子，二者均水解使海水显碱性，反应的离子方程式为CO32－＋H2O
②根据图像可知，温度越高，SO2的吸收率越小。在温度相同时，烟气速率越小，SO2的吸收率越大，所以合理建议应该是降低含硫烟气的温度（或减小含硫烟气的流速）。
③由于H2SO3、HSO3－等分子或离子均具有还原性，易被氧化为SO42－，反应的离子方程式为2H2SO3＋O2＝4H＋＋2SO42－（或2H2SO4）或2HSO3－＋O2＝2H＋＋2SO42－；由于反应后溶液的酸性增强，所以氧化后的“海水”需要引入大量的天然海水与之混合后才能排放，该操作的主要目的是中和、稀释经氧气氧化后海水中生成的酸（H+），减少污染。
Ⅱ、（1）在热化学方程式中△H＜0表示反应是放热反应，△H＞0表示反应是吸热反应，所以上述反应中属于吸热反应的是⑤，其余均是放热反应。
（2）燃烧热是在一定条件下，1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，所以H2的燃烧热为△H＝－570kJ/mol÷2＝－285kJ/mol。
（3）已知②H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(g) △H＝－242kJ/mol；③C(s)+1/2O2(g)＝CO(g) △H＝—110．5kJ/moL，则根据盖斯定律可知③－②即得到C(s) + H2O(g)＝H2(g)+ CO(g)，所以该反应的反应热△H＝—110．5kJ/moL＋242kJ/mol＝＋131.5 kJ/mol，即a＝＋131.5。根据方程式可知，该反应是体积增大的，所以该反应的熵△S＞0；根据△G＝△H—T·△S可知，当△G＜0时可自发进行。由于该反应的△S＞0、△H＞0，则该反应应该在高温条件下可自发进行。
（4）原电池中负极失去电子，发生氧化反应。正极得到电子，发生还原反应。所以在该燃料电池中CO再负极通入，空气在正极通入。A、CO在负极通入，则负极的电极反应式为：CO+O2—―2e-＝CO2，A正确；B、工作时电极b作正极，由于原电池中阴离子向负极移动，所以O2—由电极b流向电极a，B不正确；C、原电池中电子从负极流向正极，所以工作时电子由电极a通过传感器流向电极b，C正确；D、传感器中通过的电流越大，消耗的CO越多，所以尾气中CO的含量越高，D正确，答案选B。
（16分）工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：
（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO(g)+H2O(g)
（2）合成塔中发生反应N2(g)+3H2(g)
（3）氨气在纯氧中燃烧生成一种单质和水，科学家利用此原理，设计成“氨气-氧气”燃料电池，则通入氨气的电极是 （填“正极”或“负极”）；碱性条件下，该电极发生反应的电极反应式为 。
（4）用氨气氧化可以生产硝酸，但尾气中的NOx会污染空气。目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮的氧化物还原为氮气和水，反应机理为：
CH4(g)+4NO2(g)＝4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H= －574kJ·mol－1
CH4(g)+4NO(g)＝2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H= －1160kJ·mol－1
则甲烷直接将NO2还原为N2的热化学方程式为 。
（5）某研究小组在实验室以“Ag-ZSM-5”为催化剂，测得将NO转化为N2的转化率随温度变化情况如图。据图分析，若不使用CO，温度超过775K，发现NO的转化率降低，其可能的原因为 ；在n(NO)/n(CO)=1的条件下，应控制的最佳温度在 左右。
正确答案
（1）（2分）1 （2）（2分）＜
（3）（4分）负极 （2分） 2NH3 — 6e- + 6OH- =N2 +6H2O （2分。化学式1分、配平1分）
（4）（3分）CH4(g)+2NO2(g)＝CO2(g)＋2H2O(g)+N2(g) △H＝－867kJ/mol （方程式2分，
△H数值1分）
（5）（5分）该反应是放热反应（1分），当在775K反应达到平衡后继续升高温度（1分），平衡向逆（左）方向移动，NO转化率降低（1分） 870K（2分。写860-875K之间任意数值均给分）
试题分析：（1）根据“三段式”进行计算：CO(g)+H2O(g)
初始浓度（mol•L‾1） 0.2 0.3 0 0
转化浓度（mol•L‾1） 0.12 0.12 0.12 0.12
平衡浓度（mol•L‾1） 0.08 0.18 0.12 0.12
平衡常数K=0.12×0.12÷（0.08×0.18）=1。
（2）因为该反应△H<0，为放热反应，所以温度升高，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，T1的平衡常数大于300℃时平衡常数，所以T1 < 300℃。
（3）燃料电池中，O2为正极，燃料为负极，所以通入氨气的电极是负极；NH3失去电子生成的单质为N2，所以电极方程式为：2NH3 — 6e- + 6OH- =N2 +6H2O
（4）NO2被还原为N2，则CH4被氧化为CO2，写出化学方程式并配平，CH4(g)+2NO2(g)＝CO2(g)＋2H2O(g)+N2(g)，根据盖斯定律求出焓变，△H=1/2△H1+1/2△H2=－867kJ•mol‾1，可得热化学方程式。
（5）0~775K，为反应建立化学平衡的过程，775K时达到平衡，温度继续升高，NO的转化率减小，说明正反应为放热反应，温度升高，平衡向逆反应方向移动。
化学反应原理在工业生产中具有十分重要的意义。
（1）合成氨用的氢气有多种制取方法：请你写出用C制备水煤气的化学反应方程式 。还可以由天然气或重油制取氢气：CH4＋H2O(g) 高温催化剂CO＋3H2；比较以上两种方法转移6mol电子时，C和CH4的质量之比是 。
（2）工业生产可以用NH3（g）与CO2（g）经过两步反应生成尿素，两步反应的能量变化示意图如下：
则NH3（g）与CO2（g）反应生成尿素的热化学方程式为 。
（3）已知反应Fe（s）+CO2（g）＝FeO（s）+CO（g） △H＝akJ/mol。测得在不同温度下，该反应的平衡常数K随温度的变化如下：
①该反应的化学平衡常数表达式K= ，a 0（填“>”、“<”或“：”）。在500℃2L密闭容器中进行反应，Fe和CO2的起始量均为4 mol，则5min后达到平街时CO2的转化率为 ，生成CO的平均速率v（CO）为 。
②700℃反应达到平衡后，要使该平衡向右移动，其他条件不变时，可以采取的措施有 （填字母）。
正确答案
（15分，最后一问1分，其余每空2分）（1）C＋H2O(g) CO＋H2；9:4
（2）2NH3（g）+CO2（g）＝H2O（l）+CO(NH2)2（s） △H＝－134kJ/mol
（3）①；＞；50%；0.2mol/(L·min) ②C
试题分析：（1）高温下碳和水蒸气反应生成氢气和CO，反应的化学方程式是C＋H2O(g) CO＋H2；反应中碳的化合价从0价升高到＋2价，转移2个电子。因此转移6mol电子时，消耗碳单质的质量是：12g/mol×3mol＝36g。在反应CH4＋H2O(g) 高温催化剂CO＋3H2中碳的化合价从－4价升高到＋2价，转移6个电子。因此转移6mol电子时消耗甲烷的质量是16g，所以以上两种方法转移6mol电子时，C和CH4的质量之比是36:16＝9:4。
（2）根据图像可知，第一步反应中反应物的总能量高于生成物的总能量，因此是放热反应，反应的热化学方程式是2NH3（g）+CO2（g）＝H2NCOONH4（l，氨基甲酸铵） △H1＝－272KJ/mol；第二步反应中，反应物的总能量低于生成物的总能量，因此反应是吸热反应，反应的化学方程式是H2NCOONH4（l）＝H2O（l）+ CO(NH2)2（s） △H2＝＋138KJ/mol。根据盖斯定律可知，两个过程相加即得到NH3（g）与CO2（g）反应生成尿素的热化学方程式，即为2NH3（g）+CO2（g）＝H2O（l）+ CO(NH2)2（s） △H＝－272KJ/mol＋138KJ/mol＝－134kJ/mol。
（3）①化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据反应Fe（s）+CO2（g）＝FeO（s）+CO（g）可知，该反应的平衡常数K＝。由表中数据可知，对于反应①，温度越高平衡常数越大，说明升高温度平衡向正反应方向移动。由于升高温度平衡向吸热反应方向进行，故a＞0。令平衡时参加反应的二氧化碳的物质的量浓度为xmol，则：
Fe（s）+CO2（g）＝FeO（s）+CO（g）
起始浓度（mol/L） 2 0
转化量（mol/L） x x
平衡量（mol/L） 2－x x
所以根据平衡常数的表达式可知＝1，解得x＝1，所以二氧化碳的转化率为×100%＝50%。其中CO表示的平均速率v（CO）＝＝0.2mol/（L•min）。
②A、反应前后体积不变，缩小反应器容积，压强增大，化学平衡不移动，故A错误；
B、铁是固体，增加Fe的物质的量，不会引起化学平衡的移动，故B错误；
C、正方应是吸热反应，升高温度到900℃，化学平衡正向移动，故C正确；
D、催化剂只能改变反应速率，不能改变平衡状态，所以使用合适的催化剂，不会引起化学平衡的移动，故D错误，答案选C。
节能减排是当今社会的热门话题，研发混合动力汽车对于中国汽车业的未来具有重要的战略意义。混合动力汽车持续工作时间长，动力性好的优点，无污染、低噪声的好处，汽车的热效率可提高10%以上，废气排放可改善30%以上，某种混合动力汽车的动力系统由“1．6L汽油机十自动变速器十20kW十200V镍氢电池”组成。
①混合动力汽车所用的燃料之一是乙醇，lg乙醇完全燃烧生成CO2气体和液态H2O放出30.0kJ热量，写出乙醇燃烧的燃烧热的热化学方程式 。
③常温下，同浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液的pH都大于7，两者中哪种的pH更大，其原因是 。0．1mol·L－1 Na2CO3中阴离子浓度大小关系是 ，向0．1mol·L－1 NaHCO3溶液中滴入少量氢氧化钡溶液，则发生反应的离子方程式为： 。
（2）二氧化锰、锌是制备干电池的重要原料，工业上用软锰矿（含MnO2）和闪锌矿（含ZnS）
联合生产二氧化锰、锌的工艺如下：
①操作Ⅰ需要的玻璃仪器是 。
②软锰矿（含MnO2）和闪锌矿与硫酸反应的化学方程式为 ，上述电解过程中，当阴极生成6．5g B时阳极生成的MnO2的质量为 。
③利用铝热反应原理，可以从软锰矿中提取锰，发生的化学方程式为 。
正确答案
（1）①C2H5OH（l）+3O2(g)=2CO2(g) +3H2O(l)；△H=-1380KJ/mol （2分）
② NiO(OH) + H2O+ e- = Ni(OH)3 + OH- ; （2分）
③Na2CO3，CO32- 水解比HCO3- 水解程度大，产生的OH- 更多，所以Na2CO3溶液的碱性比NaHCO3的大，PH大。 C（CO32-）﹥C（OH-）﹥C（HCO3-） （各1分）
Ba2+ + 2OH- + 2HCO3- =BaCO3↓+ CO32- + 2H2O （2分）
（2）① 漏斗、烧杯、玻棒 （写全得1分）
②MnO2 +ZnS +2H2SO4==MnSO4+ZnSO4+ S↓+2H2O； 8.7 g （各2分）
③ 3MnO2 + 4Al
试题分析：（1）①燃烧热指是1mol乙醇完全燃烧生成二氧化碳和液态水时放出的热量，故把1g换算成成46g，热量数值乘以46得乙醇的燃烧热；②放电时的反应为充电时的逆反应，放电时正极发生还原反应故NiO(OH)得电子发生还原反应生成Ni(OH)2；③根据两者水解程度的大小判断溶液pH的大小；水解是微弱的，碳酸钠溶液中主要存在的阴离子是碳酸根离子，碳酸根离子发生第一步水解生成碳酸氢根离子和氢氧根离子，碳酸氢根离子再发生水解生成碳酸分子和氢氧根离子，故C（CO32-）﹥C（OH-）﹥C（HCO3-）；氢氧化钡溶液是少量的，可假设氢氧化钡的物质的量为1mol，2mol的OH-消耗2mol的HCO3-生成2mol的CO32-，1mol的钡离子只和1mol的碳酸根离子反应生成1mol的碳酸钡沉淀，故Ba2+ + 2OH- + 2HCO3- =BaCO3↓+ CO32- + 2H2O；（2）①操作Ⅰ是过滤，故需要漏斗做成过滤器、烧杯、玻璃棒引流；②反应物为MnO2和ZnS，产物MnSO4+ZnSO4，故二氧化锰发生了还原反应，发生氧化反应的是负二价的硫，氧化后生成不溶水的硫单质，故为MnO2 +ZnS +2H2SO4==MnSO4+ZnSO4+ S↓+2H2O；根据信息联合生产二氧化锰、锌，故阴极生成6．5g的锌，物质的量为0.1mol，转移电子的物质的量为0.2mol，当MnSO4得到0.2mol电子时生成0.1mol的MnO2，故质量为8.7g；③根据铝热反应得铝和二氧化锰高温下反应生成锰单质和氧化铝；
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