热门试卷

（8分）（1）化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。化学键的键能是形成（或拆开）1 mol化学键时释放（或吸收）的能量。已知：N≡N键的键能是948.9kJ·mol－1，H－H键的键能是436.0 kJ·mol－1；由N2和H2合成1molNH3时可放出46.2kJ的热量。N－H键的键能是      　       。

（2）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无法直接测得，但可通过间接的方法测定。现根据下列3个热化学反应方程式：

Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)        △H＝－24.8 kJ·mol－1

3Fe2O3(s)+ CO(g)==2Fe3O4(s)+ CO2(g)    △H＝－47.2 kJ·mol－1

Fe3O4(s)+CO(g)==3FeO(s)+CO2(g)       △H＝＋640.5 kJ·mol－1

写出CO气体还原FeO固体得到Fe 固体和CO2气体的热化学反应方程式：

_________________                                                           。

将煤转化为水煤气是通过化学方法将煤转化为洁净燃料的方法之一。

煤转化为水煤气的主要化学反应为：C+H2O(g)CO+H2。

C(s)、CO(g)和H2(g)完全燃烧的热化学方程式分别为：

C(s)+O2(g)==CO2(g) △H1=-393.5kJ·mol-1；

H2(g)+O2(g)=H2O(g) △H2=-242.0kJ·mol-1；

CO(g)+O2(g)=CO2(g) △H3=-283.0kJ·mol-1；

试回答：

（1）请你根据以上数据，写出C(s)与水蒸气反应生成CO和H2的热化学方程式：_________________ 。

（2）比较反应热数据可知，1molCO(g)和1 molH2(g)完全燃烧放出的热量之和，比1molC(s)完全燃烧放出的热量_________ （填“多”或“少”）。

（3）根据下列循环图：

请你写出△H1、△H2、△H3、△H4之间存在的关系式___________ 。

把煤作为燃料可通过下列两种途径：

途径Ⅰ

C(s)+O2(g)=====CO2(g)；ΔH1＜0 ①

途径Ⅱ 先制成水煤气：

C(s)+H2O(g)=====CO(g)+H2(g)；ΔH2＞0 ②

再燃料水煤气：

2CO(g)+O2(g)=====2CO2(g)；ΔH3＜0 ③

2H2(g)+O2(g)=====2H2O(g)； ΔH4＜0 ④

请回答下列问题：

（1）途径Ⅰ放出的热量理论上_________(填“大于”“等于”或“小于”)途径Ⅱ放出的热量。

（2）ΔH1、ΔH2、ΔH3、ΔH4的数学关系式是_______________。

（3）已知：

① C(s)＋O2(g)＝CO2(g)；  ΔH＝-393．5 kJ·mol-1② 2CO(g)＋O2(g)＝2CO2(g)；  ΔH＝-566 kJ·mol-1

③ TiO2(s)＋2Cl2(g)＝TiCl4(s)＋O2(g)；  ΔH＝+141 kJ·mol-1

则TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)＝TiCl4(s)＋2CO(g)的ΔH＝______________。

（4）已知下列各组热化学方程式

（1）Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2 △H=－25kJ/mol

（2）3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g) △H=－47kJ/mol

（3）Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) △H=+640kJ/mol

请写出FeO(s)被CO(g)还原成Fe和CO2(g)的热化学方程式________________________。

（5）在标准状况下的11．2L甲烷完全燃烧生成CO2和液态水放出444．8KJ热量（298K），其热化学方程式为___________________已知断裂下列1mol化学键需要吸收的能量分别为：C=O:745KJ/mol，

O=O:496kJ/mol , C-H:414KJ/mol 则断裂1molH-O键需要提供的能量为_____________kJ

把煤作为燃料可通过下列两种途径：

途径Ⅰ：C(s)+O2(g) CO2(g) (1mol碳单质反应放热Q1 kJ)

途径Ⅱ：先制水煤气 C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) (1mol碳单质反应吸热Q2 kJ)

再燃烧水煤气 2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)

2H2(g)+O2(g)2H2O(g) (1molCO和1molH2反应共放热Q3 kJ)

试回答下列问题：

（1）当等物质的量的单质碳反应时，途径Ⅰ放出的热量_________(填“大于”、“等于”或“小于”)途径Ⅱ放出的热量。

（2）Q1 、Q2 、Q3 的数学关系式是__________________。

（3）由于制取水煤气反应是吸热反应，所以反应物所具有的总能量________(填“大于”、“等于”或“小于”)生成物所具有的总能量。

（4）简述煤通过途径Ⅱ作为燃料的意义：_____________。

2SO2（g）+O2（g）2SO3（g），反应过程的能量变化如图所示。已知1mol SO2（g）氧化为1 mol SO3（g）的△H=-99 kJ／mol。 请回答下列问题

（1）图中E的大小对该反应的反应热有无影响?  ___________。该反应通常用V2O5作催化剂，加V2O5会使图中B点升高还是降低?  ____________。

（2）写出图中由A生成C的热化学反应方程式____________________

（3）V2O5的催化循环机理可能为：V2O5氧化SO2时，自身被还原为四价钒化合物；四价钒化合物再被氧气氧化。写出该催化循环机理的化学方程式______________________

（4）已知单质硫的燃烧热为296 kJ/mol，计算由S（s）生成3 mol SO3（g）的△H=______。  

热化学方程式中的H实际上是热力学中的一个物理量，叫做焓。一个体系的焓（H）的绝对值到目前为止还没有办法测得，但当体系发生变化时，我们可以测得体系的焓的变化，即焓变，用“ΔH”表示，ΔH＝H（终态）－H（始态）。

（1）化学反应中的ΔH是以_______ 的形式体现的。对于化学反应A+B=C+D，若H（A）＋H(B)＞H（C）+H(D)，则该反应的ΔH为____0（填“大于”．“小于”），该反应是 _____（填“放热”或“吸热”）反应。 

（2）进一步研究表明，化学反应的焓变与反应物和生成物的键能有关。 

已知：298K时，

H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g)  ΔH= -185 kJ/mol ΔH（H2）= 436 kJ/mol, ΔH（Cl2）= 247 kJ/mol。  则ΔH（HCl）= ________________。

（3）Hess G．H在总结大量实验事实之后认为，只要化学反应的始态和终态确定，则化学反应的ΔH便是定值，与反应的途径无关。这就是有名的“Hess定律”。

已知：

Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g)    ΔH = -25 kJ/mol       

3Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g)   ΔH = -47 kJ/mol    

Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g)      ΔH = +19 kJ/mol

请写出CO还原FeO的热化学方程式_______________________。 

为了合理利用化学能，确保安全生产，化工设计需要充分考虑化学反应的反应热，并采取相应措施。化学反应的反应热通常用实验进行测定，也可进行理论推算。

（1） 实验测得，5g甲醇在氧气中充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5kJ的热量，则甲醇的燃烧热ΔH=  ___________。

（2）今有如下两个热化学方程式：则a _________b（填>, = , <）

H2(g)+ O2(g) ＝ H2O(g)　ΔH1＝a kJ·mol-1

H2(g)+ O2(g) ＝ H2O(l)  ΔH2＝b kJ·mol-1

（3）由气态基态原子形成1mol化学键释放的最低能量叫键能。从化学键的角度分析，化学反应的过程就是反应物的化学键的破坏和生成物的化学键的形成过程。在化学反应过程中，拆开化学键需要消耗能量，形成化学键又会释放能量。

已知反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) △H＝a kJ·mol-1。试根据表中所列键能数据估算a的值：________

(写出+或-)。

（4）依据盖斯定律可以对某些难以通过实验直接测定的化学反应的反应热进行推算。已知：

C(s)＋O2(g)＝CO2(g) △H1＝－393．5kJ·mol-1 2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) △H2＝－571．6kJ·mol-12C2H2(g)＋5O2(g)＝4CO2(g)＋2H2O(l) △H3＝－2599kJ·mol-1

根据盖斯定律，计算298K时由C(s)和H2(g)生成1mol C2H2(g)反应的反应热△H ＝________________。

反应热是指反应过程中放出或吸收的热量。由于在化学反应过程中发生物质变化时，同时伴有能量变化，根据反应的情况不同，一般将反应热分为燃烧热和中和热等多种形式。

(1)许多化学反应的反应热可以直接测量，其测量的仪器叫做__________________。

(2)下列ΔH表示物质燃烧热的是________；表示物质中和热的是________________。

A. 2H2(g)＋O2(g)===H2O(l)   ΔH1

B. C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)   ΔH2

C. CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(g)   ΔH3

D. C(s)＋O2(g)===CO2(g)   ΔH4

E. C6H12O6(s)＋6O2(g)===6CO2(g)＋6H2O(l)  ΔH5

F. NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l)  ΔH6

G. 2NaOH(aq)＋H2SO4(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l)  ΔH7

H. CH3COOH(aq)＋NaOH(aq)===CH3COONa(aq)＋H2O(l)  ΔH8

(3)甲硅烷(SiH4)是一种无色液体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成(SiO2)和水。已知室温下10 g甲硅烷自燃放出热量446 kJ，表示其燃烧热的热化学方程式为_________________________________________。

(4)使Cl2和H2O(g)通过灼热的炭层，生成HCl和CO2是放热反应，当1 mol Cl2参与反应时释放145 kJ的热量，写出这个反应的热化学方程式： ___________________________。

(5)充分燃烧一定量的丁烷放出的热量为Q kJ，经测定完全吸收生成的二氧化碳需消耗5 mol/L的KOH溶液100 mL，恰好生成正盐。燃烧1 mol丁烷放出的热量是______________。

科学家一直致力研究常温、常压下“人工固氮”的新方法。曾实验报道：在常温、常压、光照条件下，

N2在催化剂（掺有少量Fe2O3的TiO2）表面与水发生反应，生成的主要产物为NH3。相应的热化学方程式如下：N2(g)+3H2O(1)==2NH3(g)+3/2O2(g) △H=+765.2kJ.mol-1

回答下列问题

（1）请在答题纸里如图所示的坐标中，画出上述在有催化剂和无催化剂两种情况下反应过程中体系能量变化示意图，并进行标注（标注出“反应物”、“生成物”、“有催化剂”、“无催化剂”、“△H”）。

目前工业合成氨的原理是：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-192.0kJ·mol-1

（2）某条件下，在容积为2.0L的密闭容器中充入0.6molN2(g)和1.60molH2(g)，经过2min反应达到平衡，此时NH3的物质的量分数（NH3的物质的量与反应体系中各物质的物质的物质的量之和的比）为4/7。

①该条件下反应合成氨的反应达到平衡时，平衡常数K的表达式________________。

②反应在2min内N2的平均反应应速率为_______________。

③该条件下H2的平衡转化率为________________。

④670K、30MPa下n(NH3)和n（H2）随时间变化的关系图，下列叙述正确的是________________。

A．a点的正反应速率比b点的大

B．c点处反应达到平衡

C．d点(t1时刻)和e点（t2时刻）处n（N2）不一样

D．其它条件不变，773K下反应至t1时刻，n(H2)比图中d点的值大

（3）将反应得到氨气液化为液氨，已知液氨中存在着下列平衡：2NH3NH4++NH2-。科学家在液氨中加入氢氧化铯（CsOH）和特殊的吸水剂，使液氨中的NH4+生成N4分子，请写出液氨与氢氧化铯反应的化学方程式：_____________________。

在溶液中，反应A+2BC分别在三种不同实验条件下进行，它们的起始浓度均为c(A)=0.100mol/L、c(B)=0.200mol/L及c(C)=0mol/L。反应物A的浓度随时间的变化如下图所示。

请回答下列问题：

（1）与①比较，②和③分别仅改变一种反应条件。所改变的条件和判断的理由是： ②_______________； ③_______________；

（2）实验②平衡时B的转化率为_________；实验③平衡时C的浓度为____________；

（3）该反应的△H_________0，判断其理由是__________________________________；

（4）该反应进行到4．0min时的平均反应速率：实验②：vB=__________________________________；实验③：vC=__________________________________。

合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。其原理为： N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） △H= -92．4KJ/mol ，据此回答以下问题：

（1）下列有关该反应速率的叙述，正确的是（选填序号）__________。

a．升高温度可以增大活化分子百分数，加快反应速率

b．增大压强不能增大活化分子百分数，所以不可以加快反应速率

c．使用催化剂可以使反应的活化能降低，加快反应速率

d．活化分子间所发生的碰撞为有效碰撞

e．降低温度，V正．V逆均减小且V正减小的倍数小于V逆减小的倍数。

f．在质量一定的情况下，催化剂颗粒的表面积大小，对反应速率有显著影响

（2）①该反应的化学平衡常数表达式为K=_________________。

②据温度对平衡的影响规律可知，对于该反应，温度越高，其平衡常数的值越 ______________ 。

（3）某温度下，若把10 mol N2与30 mol H2 置于体积为10 L的密闭容器内，反应达到平衡状态时，测得平衡混合气体中氨的体积分数为20%，则该温度下反应的K=___________（可用分数表示）。能说明该反应达到化学平衡状态的是

a．容器内的密度保持不变

b．容器内压强保持不变

c．υ正（N2）＝2υ逆（NH3）

d．混合气体中 c（NH3）不变

e．容器内混合气体的平均摩尔质量保持不变

（4）对于合成氨反应而言，下列有关图象一定正确的是（选填序号）_____________。

（5）相同温度下，有恒容密闭容器A和恒压密闭容器B，两容器中均充入1mol N2和 3 molH2，此时两容器的体积相等。在一定条件下反应达到平衡状态，A中NH3的体积分数为a，放出热量Q1 kJ；B中NH3的体积分数为b，放出热量Q2 kJ。则：a_____b（填>、=、<）， Q1_____ Q2（填>、=、<）， Q1_____92.4（填>、=、<）。