突破06 反应原理综合题（题型精练）-备战2021年高考化学之突破反应原理题

突破06  反应原理综合题（2）

限时：35分钟

1.（天津新高考模拟卷）将4molN2O4放入2 L，恒容密闭容器中发生反应N2O4(g) 2NO2(g)，平衡体系中N2O4的体积分数（）随温度的变化如图2所示

①D点v（正）________v（逆）（填“>”“=”或“<”）。

②A、B、C点中平衡常数K的值最大的是________点。 时，N2O4的平衡转化率为________；若达平衡时间为5 s，则此时间内的平均反应速率为________。

③若其条件不变，在原平衡基础上，再加入一定量，达到新平衡时，与原平衡相比，NO2的体积分数________（填“增大”“不变”或“减小”）。

【答案】① ＜    ② C     25%     0.1mol•L-1•S-1   ③减小

【解析】①由图可知，D点未达到平衡状态，A点达到平衡状态，D→A时反应物N2O4的体积分数增大，反应逆向进行，即v正＜V逆；

②图2可知，随温度升高，平衡时N2O4的体积分数不断减小，说明温度升高平衡正向移动，平衡常数随温度的升高而增大，即A、B、C点中平衡常数K的值最大的是C点；T2平衡时N2O4的体积分数为60%；

则：=60%，解得：x=1，故N2O4的转化率为=25%；若达到平衡所需要的时间为5s，则此时间内的平均反应速率为=0.1mol•L-1•S-1；

③若其条件不变，在原平衡基础上，再加入一定量NO2，看做增大压强，平衡逆向移动，达到新平衡时，与原平衡相比，NO2的体积分数将减小。

2.某科研小组研究臭氧氧化—碱吸收法同时脱除SO2和NO工艺，氧化过程反应原理及反应热、活化能数据如下：

反应Ⅰ：NO(g)＋ O3(g)NO2(g)＋O2(g)  ΔH1 ＝－200.9 kJ·mol－1　Ea1＝＋3.2 kJ·mol－1

反应Ⅱ：SO2(g)＋ O3(g)SO3(g)＋O2(g)  ΔH2 ＝－241.6 kJ·mol－1　Ea2＝＋58 kJ·mol－1

已知该体系中臭氧发生分解反应：2O3(g)3O2(g)。请回答：

其他条件不变，每次向容积为2 L的反应器中充入含1.0 mol NO、1.0 mol SO2的模拟烟气和2.0 mol O3，改变温度，反应相同时间t后体系中NO和SO2的转化率如图所示：

（1）由图可知相同温度下NO的转化率远高于SO2，结合题中数据分析其可能原因______________。

（2）下列说法正确的是________(填字母)。

A．P点一定为平衡状态点

B．温度高于200 ℃后，NO和SO2的转化率随温度升高显著下降，最后几乎为零

C．其他条件不变，若缩小反应器的容积可提高NO和SO2的转化率

【答案】　（1）反应Ⅰ的活化能小于反应Ⅱ的活化能，相同条件下更易发生反应　（2）BC

【解析】　（1）反应Ⅰ的活化能小于反应Ⅱ的活化能，相同条件下更易发生反应，因此相同温度下NO的转化率远高于SO2。

（2）图中曲线属于描点法所得图像，P点不一定为图像的最高点，即不一定为平衡状态点，可能是建立平衡过程中的一点，故A错误；根据图像，温度高于200 ℃后，2O3(g)3O2(g)反应进行程度加大，体系中的臭氧浓度减小，NO和SO2的转化率随温度升高显著下降，当臭氧完全分解，则二者转化率几乎为零，故B正确；其他条件不变，若缩小反应器的容积，使得2O3(g)3O2(g)平衡逆向移动，臭氧浓度增大，则反应Ⅰ：NO(g)＋O3(g)NO2(g)＋O2(g)和反应Ⅱ：SO2(g)＋O3(g)SO3(g)＋O2(g)平衡正向移动，NO和SO2的转化率提高，故C正确。

3.下列是碳热还原法制锰合金的三个反应，CO与CO2平衡分压比的自然对数值与温度的关系如图所示(已知Kp是用平衡分压代替浓度计算所得的平衡常数)。

Ⅰ.Mn3C(s)＋4CO2(g)3MnO(s)＋5CO(g)　Kp(Ⅰ)

Ⅱ.Mn(s)＋CO2(g)MnO(s)＋CO(g)　Kp(Ⅱ)

Ⅲ.Mn3C(s)＋CO2(g)3Mn(s)＋2CO(g)　Kp(Ⅲ)

（1）ΔH>0的反应是________(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。

（2）1 200 K时，在一体积为2 L的恒容密闭容器中有17.7 g Mn3C(s)和0.4 mol CO2，只发生反应Ⅰ，5 min后达到平衡，此时CO的浓度为0.125 mol·L－1，则0～5 min内v(CO2)＝________。

（3）在一体积可变的密闭容器中加入一定量的Mn(s)并充入一定量的CO2(g)，只发生反应Ⅱ，下列能说明反应Ⅱ达到平衡的是________(填字母)。

A．容器的体积不再改变

B．固体的质量不再改变

C．气体的总质量不再改变

【答案】　（1）Ⅲ　（2）0.02 mol·L－1·min－1　（3）BC

【解析】　（1）由图中信息可知，反应Ⅲ升高温度，ln增大，平衡正向移动，正反应为吸热反应，ΔH>0，故选Ⅲ。（2）0～5 min内v(CO2)＝v(CO)＝×＝0.02 mol·L－1·min－1。

（3）反应Ⅱ.Mn(s)＋CO2(g)MnO(s)＋CO(g)为气体体积不变的放热反应，根据“变量不变达平衡”进行判断。 反应为气体不变的反应，反应过程中容器的体积不是变量，不能作为平衡状态的判断依据，选项A不选；反应是一个固体质量增大的反应，固体的质量为变量，当固体的质量不再改变说明达到平衡状态，选项B选；反应是一个气体质量减小的反应，气体的总质量为变量，当不再改变说明达平衡状态，选项C选。

4.CO2和CO可作为工业合成甲醇(CH3OH)的直接碳源，还可利用CO2根据电化学原理制备塑料，既减少工业生产对乙烯的依赖，又达到减少CO2排放的目的。

（1）利用CO2和H2反应合成甲醇的原理为：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)。

上述反应常用CuO和ZnO的混合物作催化剂。相同的温度和时间段内，催化剂中CuO的质量分数对CO2的转化率和CH3OH的产率影响的实验数据如下表所示：

由表可知，CuO的质量分数为________催化效果最佳。

（2）利用CO和H2在一定条件下可合成甲醇，发生如下反应：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，其两种反应过程中能量的变化曲线如图1中a、b所示，下列说法正确的是________(填字母)。

A．上述反应的ΔH＝－91 kJ·mol－1

B．a反应正反应的活化能为510 kJ·mol－1

C．b过程中第Ⅰ阶段为吸热反应，第Ⅱ阶段为放热反应

D．b过程使用催化剂后降低了反应的活化能和ΔH

E．b过程的反应速率：第Ⅱ阶段＞第Ⅰ阶段

（3）①在1 L的恒容密闭容器中按物质的量之比1∶2充入CO和H2，测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化情况如图2所示，则压强p2________(填“＞”“＜”或“＝”)p1；平衡由A点移至C点、D点移至B点，分别可采取的具体措施为____________________、__________；在C点时，CO的转化率为________。

②甲和乙两个恒容密闭容器的体积相同，向甲中加入1 mol CO和2 mol H2，向乙中加入2 mol CO和4 mol H2，测得不同温度下CO的平衡转化率如图3所示，则L、M两点容器内压强：p(M)________(填“＞”“＜”或“＝”，下同)2p(L)；平衡常数：K(M)________K(L)。

【答案】　（1）60%　（2） ACE　（3）①＜　保持压强为p2，将温度由250 ℃升高到300 ℃　保持温度为300 ℃，将压强由p3增大到p1　75%　②＞　<

【解析】　（1）由表可知，CuO的质量分数为60%催化效果最佳。

（2）由图所示：ΔH＝419 kJ·mol－1－510 kJ·mol－1＝－91 kJ·mol－1，故A正确；a反应正反应的活化能为419 kJ·mol－1，故B错误；第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于起始产物的能量，所以第Ⅰ阶为吸热反应，同时第Ⅰ阶段反应之后的产物能量高于最终产物的能量，所以第Ⅱ阶段为放热反应，故C正确；b过程使用催化剂后降低了反应的活化能，但ΔH不变，故D错误；b过程第Ⅱ阶段的活化能小于第Ⅰ阶段，所以反应速率：第Ⅱ阶段＞第Ⅰ阶段，故E正确。

（3）①根据勒夏特列原理，压强增大平衡正向移动，由图所示，300 ℃时，C点的转化率小于B点，故p2＜p1；平衡由A点移至C点是恒压的条件下使平衡逆向移动，措施为保持压强为p2，将温度由250 ℃升高到300 ℃；D点移至B点是温度不变平衡正向移动，可采取的具体措施为保持温度为300 ℃，将压强由p3增大到p1；在C点时，甲醇的体积分数为50%，设甲醇的物质的量为n，则反应的CO的物质的量为n，剩余CO的物质的量为n，则CO的转化率为×100%＝ 75%。

②M和L点，CO的转化率相同，因为体积相同，且乙中气体是甲中气体的2倍，则相同温度时，p(M)＝2p(L)，M点的温度高，所以p(M)>2p(L)；平衡常数只和温度有关，该反应为放热反应，温度越高反应进行的限度越小，平衡常数越小，所以K(M)<K(L)。

5..[2018·北京，27（2）（3）（4）]（2）对反应3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)　ΔH＝－254 kJ·

mol－1，在某一投料比时，两种压强下，H2SO4在平衡体系中物质的量分数随温度的变化关系如图所示。p2________p1(填“>”或“<”)，得出该结论的理由是______________________________________________。

（3）I－可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将ⅱ补充完整。

ⅰ.SO2＋4I－＋4H＋===S↓＋2I2＋2H2O

ⅱ.I2＋2H2O＋________===________＋________＋2I－

（4）探究ⅰ、ⅱ反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mL SO2饱和溶液加入2 mL下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：I2易溶解在KI溶液中)

①B是A的对比实验，则a＝________。

②比较A、B、C，可得出的结论是________________________________________。

③实验表明，SO2的歧化反应速率D>A。结合ⅰ、ⅱ反应速率解释原因：_____________

___________________________________________________________。

【答案】　（2）>　反应是气体物质的量减小的反应，温度一定时，增大压强使平衡正向移动，H2SO4的物质的量增大，体系总物质的量减小，H2SO4的物质的量分数增大

（3）SO2　SO　4H＋

（4）①0.4　②I－是SO2歧化反应的催化剂，H＋单独存在时不具有催化作用，但H＋可以加快歧化反应速率

③反应ⅱ比ⅰ快；D中由反应ⅱ产生的H＋使反应ⅰ加快

【解析】　（2）由图可知，一定温度下，p2时H2SO4的物质的量分数比p1时大，结合3SO2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)＋S(s)知，增大压强，平衡向气体分子数减小的方向即正反应方向移动，H2SO4的物质的量分数增大，因此p2>p1。

（3）根据歧化反应的特点，反应ⅰ生成S，则反应ⅱ需生成H2SO4，即I2将SO2氧化为H2SO4，反应的离子方程式为I2＋2H2O＋SO2===SO＋4H＋＋2I－。

（4）①对比实验只能存在一个变量，因实验B比实验A多了H2SO4溶液，则B中KI溶液的浓度应不变，故a＝0.4。

③加入少量I2时，反应明显加快，说明反应ⅱ比反应ⅰ快；D中由反应ⅱ产生的H＋使反应ⅰ加快。