高考化学二轮复习学前诊断化学反应原理综合应用.docx
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高考化学二轮复习学前诊断化学反应原理综合应用
“化学反应原理综合应用”学前诊断
考点一
元素性质与化学平衡的综合应用
1.研究NO2、SO2、CO等大气污染气体的处理具有重要意义。
(1)NO2可用水吸收,相应的化学反应方程式为_______________________________。
利用反应6NO2+8NH3
7N2+12H2O也可处理NO2。
当转移1.2mol电子时,消耗的NO2在标准状况下是______L。
(2)已知:
2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)
ΔH=-196.6kJ·mol-1
2NO(g)+O2(g)2NO2(g)ΔH=-113.0kJ·mol-1
则反应NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)的ΔH=______kJ·mol-1。
一定条件下,将NO2与SO2以体积比1∶2置于密闭容器中发生上述反应,下列能说明反应达到平衡状态的是________。
a.体系压强保持不变
b.混合气体颜色保持不变
c.SO3和NO的体积比保持不变
d.每消耗1molSO3的同时生成1molNO2
测得上述反应平衡时NO2与SO2的体积比为1∶6,则平衡常数K=________。
(3)CO可用于合成甲醇,反应方程式为CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。
CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图。
该反应ΔH______(填“>”或“<”)0。
实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右,选择此压强的理由是________________。
解析:
(1)该反应中转移1.2mol电子时,消耗0.3molNO2,在标准状况下的体积为6.72L。
(2)根据盖斯定律,由第一个热化学方程式减去第二个热化学方程式,然后除以2,可得NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g),则ΔH=(-196.6kJ·mol-1+113.0kJ·mol-1)×
=-41.8kJ·mol-1。
该反应是反应前后气体分子数不变的反应,因此压强保持不变不能作为平衡的标志,a错;混合气体颜色不变,则NO2浓度保持不变,可以作为平衡的标志,b对;无论何种状态,SO3、NO的体积比始终为1∶1,不能作为平衡的标志,c错;消耗SO3和生成NO2是同方向的反应,不能作为平衡的标志,d错。
假设起始时NO2、SO2的物质的量分别为x、2x,则平衡时NO2、SO2、SO3、NO的物质的量分别为0.2x、1.2x、0.8x、0.8x,则K=
=
=
。
(3)根据题给图示,当压强相同时,降低温度,CO的平衡转化率升高,说明降温平衡向正反应方向移动,因此正反应为放热反应,ΔH<0。
答案:
(1)3NO2+H2O===2HNO3+NO 6.72
(2)-41.8 b 2.67或
(3)< 在1.3×104kPa下,CO转化率已较高,再增大压强,CO转化率提高不大,而生产成本增加,得不偿失
2.(2015·北京高考)氢能是一种极具发展潜力的清洁能源。
以太阳能为热源,热化学硫碘循环分解水是一种高效、无污染的制氢方法。
其反应过程如下图所示:
(1)反应Ⅰ的化学方程式是_____________________________________________。
(2)反应Ⅰ得到的产物用I2进行分离。
该产物的溶液在过量I2的存在下会分成两层——含低浓度I2的H2SO4层和含高浓度I2的HI层。
①根据上述事实,下列说法正确的是______(选填序号)。
a.两层溶液的密度存在差异
b.加I2前,H2SO4溶液和HI溶液不互溶
c.I2在HI溶液中比在H2SO4溶液中易溶
②辨别两层溶液的方法是________________________________________________。
③经检测,H2SO4层中c(H+)∶c(SO
)=2.06∶1,其比值大于2的原因是______________________________________________。
(3)反应Ⅱ:
2H2SO4(l)===2SO2(g)+O2(g)+2H2O(g)
ΔH=+550kJ·mol-1
它由两步反应组成:
ⅰ.H2SO4(l)===SO3(g)+H2O(g)
ΔH=+177kJ·mol-1;
ⅱ.SO3(g)分解。
L(L1,L2),X可分别代表压强或温度。
如图表示L一定时,ⅱ中SO3(g)的平衡转化率随X的变化关系。
①X代表的物理量是________。
②判断L1、L2的大小关系,并简述理由_________________________________。
解析:
(1)由图知反应Ⅰ中的反应物为SO2、H2O、I2,生成物为H2SO4、HI,故反应的化学方程式为SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI。
(2)①H2SO4和HI溶液是互溶的,加入I2后溶液才分成两层,H2SO4层含I2量低,HI层含I2量高,则I2在HI溶液中比在H2SO4溶液中易溶;溶液能分为两层,则两层溶液的密度一定不同,故a、c正确。
②I2在两层溶液中的溶解能力差别较大,故可直接用观察颜色的方法来进行辨别,颜色深的是HI层,颜色浅的是H2SO4层。
③H2SO4层中含有少量的HI,HI===H++I-,使H2SO4层中c(H+)大于2c(SO
)。
(3)已知:
2H2SO4(l)===2SO2(g)+O2(g)+2H2O(g)
ΔH=+550kJ·mol-1,H2SO4(l)===SO3(g)+H2O(g)
ΔH=+177kJ·mol-1。
根据盖斯定律可得:
2SO3(g)===2SO2(g)+O2(g) ΔH=+196kJ·mol-1。
图像中SO3的平衡转化率随X的增大而减小,则X应为压强,则L代表温度;该反应为吸热反应,依据勒夏特列原理知当压强一定时,温度升高,平衡转化率增大,因此L1<L2。
答案:
(1)SO2+I2+2H2O===H2SO4+2HI
(2)①a、c
②观察颜色,颜色深的是HI层,颜色浅的是H2SO4层
③H2SO4层中含有少量HI
(3)①压强 ②L1<L2;SO3(g)分解的热化学方程式:
2SO3(g)===2SO2(g)+O2(g) ΔH=+196kJ·mol-1,当压强一定时,温度升高,平衡转化率增大
考点二
化学反应能量与化学平衡的综合应用
3.开发新能源是解决环境污染的重要举措,工业上常用CH4与CO2反应制备H2和CO,再用H2和CO合成甲醇。
(1)已知:
①2CH3OH(l)+3O2(g)===2CO2(g)+4H2O(g) ΔH1=-1274.0kJ·mol-1
②2CO(g)+O2(g)===2CO2(g)
ΔH2=-566.0kJ·mol-1
③H2O(g)===H2O(l) ΔH3=-44kJ·mol-1
则甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式为___________________________。
(2)在恒容密闭容器中通入CH4与CO2,使其物质的量浓度均为1.0mol·L-1,在一定条件下发生反应CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如图。
①该反应的ΔH______(填“<”“=”或“>”)0。
②压强p1、p2、p3、p4由大到小的关系为_________________________________________。
压强为p4时,在b点:
v正____v逆。
(填“<”“=”或“>”)
③对于气相反应,用某组分(B)的平衡压强p(B)代替物质的量浓度c(B)也可表示平衡常数(记作Kp),则该反应的平衡常数的表达式Kp=____________;如果p4=0.36MPa,求a点的平衡常数Kp=____________(保留3位有效数字,用平衡分压代替平衡浓度计算,分压=总压×物质的量分数)。
④为探究速率与浓度的关系,该实验中,根据相关实验数据,粗略绘制出了2条速率—浓度关系曲线:
v正~c(CH4)和v逆~c(CO)。
则:
ⅰ)与曲线v正~c(CH4)相对应的是图中曲线______(填“甲”或“乙”)。
ⅱ)当降低到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的平衡点分别为____________(填字母)。
解析:
(1)根据盖斯定律,由(①-②+③×④)×
可得CH3OH(l)+O2(g)===CO(g)+2H2O(l) ΔH=(ΔH1-ΔH2+ΔH3×4)×
=(-1274.0kJ·mol-1+566.0kJ·mol-1-44kJ·mol-1×4)×
=-442kJ·mol-1。
(2)①根据图示,压强不变时,升高温度,CH4的平衡转化率增大,说明平衡向正反应方向移动。
根据升温时,平衡向吸热反应方向移动可知,正反应为吸热反应,ΔH>0。
②该平衡的正反应为气体分子数增大的反应,温度不变时,降低压强,平衡向正反应方向移动,CH4的平衡转化率增大,故p4>p3>p2>p1。
压强为p4时,b点未达到平衡,反应正向进行,故v正>v逆。
③由用平衡浓度表示的平衡常数类推可知,用平衡压强表示的平衡常数K=
。
压强为p4时,a点CH4的平衡转化率为80%,则平衡时c(CH4)=c(CO2)=0.2mol·L-1,c(CO)=c(H2)=1.6mol·L-1,则p(CH4)=p(CO2)=p4×
=
p4,p(CO)=p(H2)=p4×
=
p4,故K=
=
=1.64(MPa)2。
④ⅰ)CH4的浓度由1.0mol·L-1逐渐减小,而CO的浓度由0逐渐增大,故v正~c(CH4)相对应的曲线为乙。
ⅱ)降低温度,正、逆反应速率均减小,平衡向逆反应方向移动,则CH4的浓度增大,而CO的浓度减小,故相应的平衡点分别为B、F。
答案:
(1)CH3OH(l)+O2(g)===CO(g)+2H2O(l)
ΔH=-422kJ·mol-1
(2)①> ②p4>p3>p2>p1 > ③
1.64(MPa)2 ④ⅰ)乙 ⅱ)B、F
4.(2016·襄阳模拟)请应用化学反应原理的相关知识解决下列问题:
(1)已知NaCl的溶解热为3.8kJ·mol-1(吸热),Na(s)-e-===Na+(aq) ΔH=-240kJ·mol-1,
Cl2(g)+e-===Cl-(aq) ΔH=-167kJ·mol-1,写出钠在氯气中燃烧的热化学方程式:
________________________________________________________________________。
(2)一定条件下,在2L恒容密闭容器中充入1.5molCO2和3molH2发生反应:
CO2+3H2CH3OH+H2O。
图1是反应体系中CO2的平衡转化率与温度的关系曲线。
已知在温度为500K的条件下,该反应10min达到平衡;图2是500K温度下体系中CH3OH的浓度随反应时间的变化趋势。
图1
图2
①该反应是________(填“吸热”或“放热”)反应。
②用H2表示500K下达到平衡的平均速率________。
③当反应达到3min时,迅速将体系温度升至600K,请在图2中画出3~10min内容器中CH3OH浓度的变化趋势曲线。
④若改充入2molCO2和3molH2,图1中的曲线会________(填“上移”或“下移”)。
(3)根据下表数据做答:
表1 25℃时浓度为0.1mol·L-1两种溶液的pH
溶质
NaClO
Na2CO3
pH
9.7
11.6
表2 25℃时两种酸的电离平衡常数
Ka1
Ka2
H2SO3
1.3×10-2
6.3×10-8
H2CO3
4.2×10-7
5.6×10-11
①根据表1能不能判断出H2CO3与HClO酸性强弱?
________(填“能”或“不能”)。
②0.10mol·L-1Na2SO3溶液中离子浓度由大到小的顺序为_______________________。
③H2SO3溶液和NaHCO3溶液反应的主要离子方程式为
________________________________________________________________________。
(4)已知:
Ksp(AgCl)=1.5×10-10、Ksp(Ag2CrO4)=2.0×10-12;AgCl为白色沉淀,Ag2CrO4为砖红色沉淀。
向Cl-和CrO
浓度均为0.1mol·L-1的混合溶液中逐滴加入AgNO3溶液且不断搅拌,实验现象为____________________________。
解析:
(1)根据题中信息可知,①NaCl(s)===Na+(aq)+Cl-(aq) ΔH1=+3.8kJ·mol-1、②Na(s)-e-===Na+(aq) ΔH2=-240kJ·mol-1、③
Cl2(g)+e-===Cl-(aq) ΔH3=-167kJ·mol-1、④Na(s)+
Cl2(g)===NaCl(s) ΔH4。
根据盖斯定律知,②+③-①=④,则ΔH4=ΔH2+ΔH3-ΔH1=(-240-167-3.8)kJ·mol-1=-410.8kJ·mol-1。
(2)①从图1可以看出,升高温度,CO2的平衡转化率降低,说明正反应是放热反应。
②500K下,设平衡时CO2转化了xmol·L-1,根据三段式进行计算:
CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
开始浓度(mol·L-1)0.75 1.5 0 0
转化浓度(mol·L-1)x3xxx
平衡浓度(mol·L-1)0.75-x1.5-3xxx
×100%=60%,解得x=0.45,v(H2)=
=0.135mol·L-1·min-1。
③600K时平衡体系中,c(CH3OH)=0.75mol·L-1×42%=0.315mol·L-1。
画图注意三点:
在3min时未平衡,在此时迅速升温,反应速率增大;在10min之前达到平衡;达到平衡时CH3OH的浓度为0.315mol·L-1。
④增大c(CO2),CO2的平衡转化率降低,图1中曲线会下移。
(3)①Na2CO3对应的“酸”是HCO
,故根据表1不能判断H2CO3和HClO的酸性强弱。
②Na2SO3溶液中c(Na+)>c(SO
)>c(OH-)>c(HSO
)>c(H+)。
③根据电离平衡常数知,酸性:
H2SO3>H2CO3>HSO
,故NaHCO3溶液和H2SO3溶液反应的主要离子方程式为HCO
+H2SO3===HSO
+CO2↑+H2O。
(4)开始生成氯化银沉淀时c(Ag+)=1.5×10-9mol·L-1,开始生成铬酸银沉淀时c(Ag+)=
mol·L-1≈4.5×10-6mol·L-1,故先生成氯化银白色沉淀,随着硝酸银溶液的逐渐加入,Ag+浓度增大,生成砖红色的铬酸银沉淀。
答案:
(1)Na(s)+
Cl2(g)===NaCl(s)
ΔH=-410.8kJ·mol-1
(2)①放热 ②0.135mol·L-1·min-1
③(起点不变,终点在0.315左右,在10min前达到平衡)
④下移
(3)①不能 ②c(Na+)>c(SO
)>c(OH-)>c(HSO
)>c(H+) ③H2SO3+HCO
===HSO
+CO2↑+H2O
(4)先生成白色沉淀,后来变为砖红色
考点三
氧化还原反应与电化学的综合应用
5.氮、硫、氯及其化合物是中学化学重要的组成部分。
(1)氨气燃料电池使用的电解质溶液是KOH溶液,电池反应为4NH3+3O2===2N2+6H2O。
该电池负极的电极反应式为_______________________________________________;
用该电池进行粗铜(含Al、Zn、Ag、Pt、Au等杂质)的电解精炼,以CuSO4溶液为电解质溶液,下列说法正确的是________。
a.电能全部转化为化学能
b.Cu2+的物质的量浓度不变(不考虑溶液体积变化)
c.溶液中Cu2+向阳极移动
d.利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属
e.若阳极质量减少64g,则转移电子数为2NA个
(2)①将SO2通入到BaCl2溶液中,出现了异常现象,看到了明显的白色沉淀,为探究该白色沉淀的成分,设计了如下实验流程:
所得悬浊液
白色沉淀
观察现象并判断。
则试剂A的化学式为____________。
实验表明,加入试剂A后,白色沉淀未见溶解,产生该白色沉淀的离子方程式为___________________________________________________。
②利用如图1所示电化学装置吸收工业尾气中SO2,阴极上生成Cu。
该装置中阳极的电极反应式为_______________________________________________________________。
(3)自来水厂用ClO2处理后的水中,要求ClO2的浓度在0.1~0.8mg·L-1之间。
碘量法可以检测水中ClO2的浓度,步骤如下:
Ⅰ.取一定体积的水样,加入一定量的碘化钾,再用氢氧化钠溶液调至中性,并加入淀粉溶液,溶液变蓝。
Ⅱ.加入一定量的Na2S2O3溶液,发生2S2O
+I2===S4O
+2I-反应。
Ⅲ.加硫酸调节水样pH至1~3。
操作时,不同pH环境中粒子种类如图2所示:
请回答:
①确定操作Ⅱ完全反应的现象是____________________________________________。
②在操作Ⅲ过程中,溶液又呈蓝色,反应的离子方程式为
________________________________________________________________________。
解析:
(1)电池反应为4NH3+3O2===2N2+6H2O。
该电池负极是氨气失电子生成氮气,反应的电极反应式为2NH3+6OH--6e-===N2+6H2O,电解精炼铜时利用了电解原理,a.电能转化为化学能,也有少量转化为热能,错误;b.电解精炼时粗铜作阳极,发生氧化反应,精铜作阴极,阴极上发生还原反应,阳极含有铝、锌失电子发生氧化反应,溶液中铜离子在阴极得到电子发生还原反应,溶液中铜离子浓度减小,错误;c.电解时,溶液中的阳离子向阴极移动,在阴极上得电子,溶液中Cu2+向阴极移动,错误;d.粗铜中的不活泼金属不能失电子,以阳极泥的形式沉积在阳极附近,利用阳极泥可回收Ag、Pt、Au等金属,正确;e.若阳极质量减少64g,铝、锌也失电子发生氧化反应,电子转移不是0.2mol,错误;
(2)①实现固体和液体的分离可以采用过滤的方法,将SO2通入到BaCl2溶液中,出现的白色浑浊可能是硫酸钡还可能是亚硫酸钡,硫酸钡和盐酸不反应,但是亚硫酸钡可以和盐酸反应而溶解,可以用盐酸来鉴别沉淀成分,实验表明,加入试剂A后,白色沉淀未见溶解,产生该白色沉淀的离子方程式是2SO2+2Ba2++O2+2H2O===2BaSO4↓+4H+。
②电解池中吸收工业尾气中SO2,阴极上生成Cu,阳极是二氧化硫失电子发生氧化反应生成硫酸根离子,电极反应为SO2+2H2O-2e-===4H++SO
。
(3)①加入一定量Na2S2O3溶液,发生反应2S2O
+I2===S4O
+2I-,使I2还原为I-,故蓝色会消失。
②由图示表明,pH至1~3时,ClO
将I-氧化生成I2,离子方程式为ClO
+4I-+4H+===Cl-+2I2+2H2O。
答案:
(1)2NH3-6e-+6OH-===N2+6H2O d
(2)①HCl 2SO2+2Ba2++O2+2H2O===2BaSO4↓+4H+
②SO2+2H2O-2e-===4H++SO
(3)①蓝色消失,半分钟内不变色
②ClO
+4I-+4H+===Cl-+2I2+2H2O
6.高锰酸钾被广泛用作氧化剂、防腐剂、消毒剂、漂白剂以及水处理剂等。
(1)将K2MnO4溶于水,通入CO2气体可制得KMnO4,同时产生黑色沉淀,该反应中氧化剂与还原剂的物质的量之比为________。
(2)KMnO4可用于氧气或氯气的制备。
取0.4molKMnO4固体加热一段时间后,收集到amolO2,在反应后的残留固体中加入足量浓盐酸,加热,又收集到bmolCl2。
设Mn元素全部以Mn2+形式存在于溶液中,当a+b=0.8时,标准状况下生成O2的体积为______L,整个反应过程中转移电子的物质的量为________mol。
(3)电解K2MnO4溶液是制备KMnO4的重要方法,工业上通常将软锰矿(主要成分为MnO2)与KOH的混合物放入铁坩埚内,混合均匀,小火加热至熔融,即可得绿色的K2MnO4,反应的化学方程式为__________________________________________________________。
用镍片作阳极(不参与反应),铁板为阴极,电解K2MnO4溶液即可制备KMnO4。
上述过程用流程图表示如下:
则D的化学式为_____________________________________________________,
阳极的电极反应为_______________________________________________________。
(4)已知反应10KBiO3+4MnSO4+14H2SO4===3K2SO4+5Bi2(SO4)3+4KMnO4+14H2O在酸性条件下可自发进行。
利用该反应设计如图所示的原电池,盐桥中装有饱和K2SO4溶液。
已知电池工作时盐桥中的K+移向乙烧杯。
①盐桥中的K2SO4能否换成KCl,原因是________________________。
②甲烧杯中的电极反应为___________________________________________________。
解析:
(1)黑色沉淀是MnO2,故反应的离子方程式为3MnO
+2CO2===2MnO
+MnO2↓+2CO
,氧化剂和还原剂均为MnO
,物质的量之比为1∶2。
(2)由于Mn元素全部以Mn2+形式存在,故整个反应过程中共转移电子0.4mol×(7-2)=2mol,则有4a+2b=2,结合a+b=0.8,解得a=0.2、b=0.6,即生成O20.2mol,标准状况下体积为4.48L。
(3)根据流程图可知反应物是MnO2、KOH和O2,生成物是K2MnO4和H2O;电解时,MnO
在阳极室发生氧化反应生成MnO
;阴极的电极反应为2H2O+2e-===2OH-+H2↑,K+移向阴极室生成KOH,故D是KOH。
(4)①根据化学方程式可知KBiO3的氧化性强于KMnO4,由于酸性条件下KMnO4能将Cl-氧化,KBiO3肯定也能将Cl-氧化,所以盐桥中不能盛装KCl溶液。
②原电池中K+移向正极,即乙烧杯中石墨作正极,则甲烧杯中石墨作负极。
根据反应的化学方程式可知BiO
在正极得电子被还原,故在负极Mn2+失电子被氧化。
答案:
(1)1∶2
(2)4.48 2
(3)2MnO2+4KOH+O2
2K2MnO4+2H2O KOH MnO
-e-===MnO
(4)①不能,酸性条件下KBiO3、KMnO4都具有强氧化性,均能将Cl-氧化
②Mn2++4H2O-5e-===MnO
+8H+
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