热门试卷

(1)①Fe2O3(s)＋3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g)　ΔH＝－28.5 kJ·mol－1

②CO＋4OH－－2e－=CO32—＋2H2O

(2)①CD

②大于

③0.4＜c≤1

(3)B　c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)

(1)①根据盖斯定律，第一个方程式减去3乘以第二个方程式得Fe2O3(s)＋3CO(g)=2Fe(s)＋3CO2(g)　ΔH＝ΔH1－3ΔH2＝489.0 kJ·mol－1－3×172.5 kJ·mol－1＝－28.5 kJ·mol－1。②该燃料电池的总反应方程式为2CO＋O2＋4OH－=2CO32—＋2H2O……①，电池正极反应式为O2＋2H2O＋4e－=4OH－……②，(①－②)÷2得负极反应式为CO＋4OH－－2e－=CO32—＋2H2O。

(2)①A项，升高温度，平衡逆向移动，使比值减小；B项，恒容时充入不反应的气体，平衡不移动，比值不变；C项，将H2O(g)从体系中分离，平衡正向移动，使比值增大；D项，相当于增大压强，平衡正向移动，使比值增大。②曲线Ⅱ优先达到平衡且平衡时生成物CH3OH的物质的量小，说明曲线Ⅱ对应的温度高，升高温度放热反应的平衡常数减小。③甲、乙为等效平衡，甲起始时n(CO2)＝1 mol，所以c≤1；利用三段式法可求得甲达到平衡时n(CH3OH)＝n(H2O)＝0.4 mol，要维持乙中反应起始时逆向进行，需使c＞0.4。

(3)NH3·H2O是弱碱，浓度均为0.10 mol·L－1的NaOH溶液和氨水，氨水的pH小，故盐酸滴定氨水的曲线是B；a点pH＞7，说明该点氨水过量，溶液中的溶质是NH4Cl和NH3·H2O，故溶液中离子浓度由大到小的顺序为c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)

（1）2N2H4(g) + N2O4(g)=3N2(g) + 4H2O(g) ΔH=－1083.0 kJ·mol-1（3分）

（2）NaClO + 2 NH3 =N2H4 + NaCl + H2O （2分）

（3）① ＞（2分）② 0.015mol·L-1·min-1（2分）

③ ABC（3分，少选一个扣1分，错选不得分）

（4）①＜      ②O2+2H++2e- =H2O2        ③1mol （毎空各2分）

试题分析：（1）①N2（g）+2O2（g）═2NO2（g）△H=+67.7kJ•mol-1

②N2H4（g）+O2（g）═N2（g）+2H2O（g）△H=-534.0kJ•mol-1

③2NO2（g）═N2O4（g）△H=-52.7kJ•mol-1

依据盖斯定律②-（①+③）得到2N2H4（g）+N2O4（g）═3N2（g）+4H2O（g）△H="-1" 083.0 kJ•mol-1。

（2）次氯酸钠与过量的氨反应制备肼氨气被氧化为肼，本身被还原为氯离子，结合原子守恒配平写出化学方程式为：NaClO+2NH3═N2H4+NaCl+H2O

（3）①根据图中曲线可以看出，随着温度升高，平衡常数K逐渐增大，说明温度升高，平衡向正反应方向移动，∆H>0。

②v(O2)=3/4v(NH3)=3/4×0.3mol/L÷15min= 0.015mol·L-1·min-1。

③A、当反应达到平衡时，各物质的物质的量不变，所以容器中气体的平均相对分子质量不随时间而变化，正确；B、化学反应速率之比等于系数之比，所以v（N2）/v（O2）=2∶3，正确；C、当反应达到平衡时，气体的质量和体积不再变化，所以容器中气体的密度不随时间而变化，正确；D、因为密闭容器的体积保持不变，所以通入稀有气体，原气体浓度不变，则反应速率不变，错误；E、若向容器中继续加入N2，N2的转化率将减小，错误。

（4）①，根据电荷守恒可得：c(NH4+)+c(H+)=C(NO3‾)+c(OH‾)，因为溶液的pH为5，则c(H+)>c(OH‾)，所以c(NH4+)3‾)。

②因为溶液的pH为5，含有较多H+，根据题意和图可知O2在H+存在的情况下得电子生成H2O2，电极方程式为：O2+2H++2e- =H2O2

③根据示意图可知NH3·H2O被氧化为N2，根据化合价的变化，NH3·H2O ~ 3e‾，所以理论上电路中每转移3mol电子，最多可以处理NH3·H2O的物质的量为1mol。

（1）2NH3(g)＋CO2(g)=CO(NH2)2(s)＋H2O(l)　ΔH＝－134 kJ·mol－1

（2）①小于　②(V/a)2　③增大  

（3）①SO2＋2H2O－2e－=4H＋＋SO42-    ②HSO3-＋H2O－2e－=SO42-＋3H＋

（4）SO2 + NH3+H2O= NH4++HSO3— 酸性(1分)

试题分析：（1）由图示可知，两步反应的完成的热效应与一步完成的热效应是相同的，将两个反应相加可得2NH3(g)＋CO2(g)=CO(NH2)2(s)＋H2O(l)　ΔH＝－134 kJ·mol－1。

（2）①根据化学方程式CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)，正反应方向为气体系数减小的方向，所以增大压强，化学平衡向右移动，CO的转化率增大，所以p1小于p2。

②根据“三段式”进行计算，CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)

初始浓度（mol•L‾1）    a/V     2a/V        0

转化浓度（mol•L‾1）    a/2V    a/V         a/2V

平衡浓度（mol•L‾1）    a/2V    a/V        a/2V

所以K=a/2V÷[a/2V×(a/V)2]= (V/a)2

在其它条件不变的情况下，再增加a mol CO和2a molH2，容器内压强增大，平衡向右移动，CO的转化率增大。

（3）①原电池负极发生氧化反应，SO2失去电子生成SO42‾，配平得电极方程式：SO2＋2H2O－2e－=4H＋＋SO42-

②HSO3‾在电解池的阳极发生氧化反应，失去电子转化为SO42‾：HSO3-＋H2O－2e－=SO42-＋3H＋

（4）等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，生成NH4HSO3，离子方程式为：SO2 +                    NH3+H2O=NH4++HSO3— ，NH4HSO3为酸式盐，在溶液中电离出H+，使溶液显酸性。

（1）CD（2分） 

（2）△H3＝（3△H1+2△H2）/5（2分）

（3）①<（2分）  ②AC（2分）

③0.75 mol·L－1·min－1（2分） 使用催化剂或升高温度（2分）  3.0（2分）

试题分析：（1）反应处于平衡状态时，体系中各组分的浓度不变，与c（NH3）·c（O2）和c（NO）·c（H2O）是否相等无关；反应达到平衡后，则一定有3v正（NH3）＝2v逆（H2O）；反应前后气体的物质的量不相等，总压不变，可说明反应已达平衡；反应达到平衡后，混合气体的质量保持不变，说明反应已达平衡。（2）第三个反应中无NO，①×3+②×2可消去NO，然后除以5就可由①②两式得到③式。即：△H3＝（3△H1+2△H2）/5。（3）①反应的K值减小，证明升温平衡逆向移动，因而正反应放热，Q<0。②温度升高，平衡逆向移动，NH3的含量增大，H2O的含量降低，A、C错误；压强增大，反应速率加快，平衡逆向移动，NO的含量降低，B正确；加入催化剂，反应速率加快，平衡不移动，D正确。③第2 min到第4 min，NH3的浓度变化了1.2 mol·L－1，因而O2的浓度变化了1.2mol·L－1 ×5÷4＝1.5 mol·L－1，其平均反应速率为0.75  mol·L－1·min－1。根据物质之间的浓度关系，不可能是加入了物质或减小了体积，但反应速率确实加快了，因而可能是使用了催化剂或升高了温度。由于第4 min到第6 min，反应混合物的浓度不再变化，因而已经达到平衡，将相关数据代入K＝，得K＝3。