2019届高考化学二轮(通用版)复习逐题对点特训12 (每周一练)

1．(2018·黑龙江大庆质检)运用化学反应原理研究氮、硫等单质及其化合物的性质有重要意义。

(1)已知25℃时：
x SO 2(g)＋2x CO(g)===2xCO 2(g)＋S x (s)
ΔH ＝ax kJ/mol
2x COS(g)＋x SO 2(g)===2xCO 2(g)＋3S x (s)
ΔH ＝bx kJ/mol
则25℃时COS(g)反应生成CO(g)、S x (s)的热化学方程式是x COS(g)===x CO(g)＋S x (s) ΔH ＝0.5(bx －ax ) kJ/mol 。

(2)一定条件下，合成氨反应为N 2(g)＋3H 2(g)2NH 3(g)。

图1表示该反应过程中的能量变化；图2表示在2 L 的密闭容器中，反应过程中N 2的物质的量随时间的变化曲线；图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始时氢气的物质的量对此反应平衡的影响。

①N 2(g)＋3H 2(g)
2NH 3(g) ΔH ＝－92_kJ/mol ，该反应的化学平衡常数表达式为K ＝c 2(NH 3)c (N 2)·c 3(H 2)。

②由图2信息，计算0～10 min 内该反应的平均化学反应速率v (NH 3)＝0.03_mol/(L·min)，从11 min 起其他条件不变，压缩容器的体积为1 L ，则n (N 2)的变化曲线为d(填“a”、“b”、“c”或“d”)。

③由图3信息，a 、b 、c 三点所处的平衡状态中，反应物N 2的转化率最高的是c 点，温度T 1<T 2(填“＞”、“＝”或“<”)。

(3)若将等物质的量的SO 2与NH 3溶于水充分反应，所得溶液呈酸性，所得溶液
中c (H ＋)－c (OH －)＝c (HSO －3_)＋2c (SO 2－3)－c (NH ＋4)或c (SO 2－3)＋c (NH 3·
H 2O)－c (H 2SO 3)(填写粒子浓度表达式)
(已知H 2SO 3∶K 1＝1.7×10－2，K 2＝6.0×10－8，NH 3·H 2O ∶K ＝1.8×10－5)。

解析：(1)将已知两个热化学方程式依次编号为①、②，根据盖斯定律，由(②一①)÷2 得x COS(g)===x CO(g)＋S x (s)ΔH ＝0.5(bx —ax )kJ/mol 。

(2)①ΔH ＝508 kJ/mol －600kJ/mol ＝－92 kJ/mol 。

N 2(g)＋3H 2(g)2NH 3(g)的
平衡常数表达式为K ＝c 2(NH 3)c (N 2)·c 3(H 2)。

②根据图2可知，0～10 min 内氮气的物质的量减少了0.6 mol －0.3 mol ＝0.3 mol,0～10 min 内v (NH 3)＝2v ( N 2 )＝2×0.3 mol
2 L 10 min ＝
0.03 mol/(L·min)。

从11 min 起其他条件不变，压缩容器的体积为1 L ，则压强增大的瞬间n (N 2)不变，随后平衡向正反应方向移动，氮气的物质的量减少，因此n (N 2)的变化曲线为d 。

③图3表示平衡时氨气的百分含量与氢气起始物质的量的关系，达平衡后，增大氢气用量，氮气的转化率增大，故a 、b 、c 三点中，c 点氮气的转化率最高。

由图3可知，氢气的起始物质的量相同时，T 1温度下平衡后，氨气的百分含量较高，该反应为放热反应，降低温度平衡向正反应方向移动，氨气的百分含量增加，故温度T 1<T 2。

(3)将等物质的量的SO 2与NH 3溶于水充分反应，二者恰好反应生成NH 4HSO 3。

根据 H 2SO 3∶K 1 ＝1.7×10－2，K 2＝6.0×10－8，NH 3·H 2O ：K ＝1.8×10－5可知，电离程度H 2SO 3>NH 3·H 2O>HSO －3，
故NH 4HSO 3溶液显酸性。

根据电荷守恒可知c (H ＋)＋c (NH ＋4)＝c (OH － )＋c (HSO －3)＋2c (SO 2－3 )，所以c (H ＋ )－c (OH －)＝c (HSO －3)＋
2c (SO 2－3 )－c (NH ＋4)。

根据物料守恒可知c (HSO －3)＋c (SO 2－3)＋c (H 2SO 3)＝c (NH 3·
H 2O)＋c (NH ＋4)，结合电荷守恒式可得c (H ＋)－c (OH －)＝c (SO 2－3)＋c (NH 3·
H 2O)－c (H 2SO 3)。

2．化学反应原理在工业生产中具有十分重要的意义。

(1)工业生产可以用NH 3(g)与CO 2(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2NH3 (g)＋CO2
(g)===CO(NH2 )2 (s)＋H2O(l)ΔH＝－134 kJ/mol。

(2)已知反应Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g) ΔH＝a kJ·mol－1。

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＝c(CO)
c(CO2)
，a>(填“＞”“＜”或“＝”)0。

在500℃ 2 L密闭容器中进行反应，Fe和CO2的起始量均为4 mol，则5 min后达到平衡时CO2的转化率为50%，生成CO的平衡速率v(CO)为0.2_mol·L－1·min－1。

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C(填字母)。

A．缩小反应器容积B．增加Fe的物质的量
C．升高温度到900℃D．使用合适的催化剂
(3)硫酸厂常用NaOH溶液吸收SO2废气。

当吸收液呈中性时，溶液中离子浓度关系正确的是AB。

已知n(SO2－3)：n(HSO－3)＝1∶1时，pH＝7.2]
A．c(Na＋)＝2c(SO2－3)＋c(HSO－3)
B．c(Na＋)>c(HSO－3)>c(SO2－3)>c(H＋)＝c(OH－)
C．c(Na＋)＋c(H＋)＝c(SO2－3)＋c(HSO－3)＋c(OH－)
解析：(1)根据图示可写出①2NH3(g)＋CO2(g)===H2NCOON2H4 (s)ΔH＝－272 kJ/mol 和②H2NCOONH4(s)===CO(NH2)2(s)＋H2O(l)ΔH＝＋138 kJ/mol，由盖斯定律
①＋②可知2NH3 (g)＋CO2 (g)===CO(NH2 )2 (s)＋H2O(l) ΔH＝－134 kJ/mol。

(2)①由于Fe 和FeO均为固体，故该反应平衡常数与二者无关；K随着温度升高而增大，说明正反应为吸热反应，即a>0；设平衡时反应生成的CO物质的量为
x，则平衡时CO2、CO的物质的量分别为(4－x) mol 和x mol，根据K＝
x
4－x
＝1，
解得x＝2，即CO2的转化率为50%，生成CO的速率为
2 mol
2 L×5 min
＝0.2 mol·L－1·min
－1。

②A项，反应前后气体总体积相同，缩小反应器容积对平衡无影响；B项，增加固体的量，对浓度无影响，故平衡不移动；C项，升温平衡向正反应方向移动；D项，使用催化剂对化学平衡无影响。

(3)混合液呈中性，即c(H＋)＝c(OH－)，根据电荷守恒可确定A项正确，C项错误；根据n(SO2－3)：n(HSO－3)＝1 : 1时pH＝7.2可知，当溶液呈中性时
c( HSO－3)>c(SC2－3)，即B项正确。

3．(2018·湖南衡阳联考)Ⅰ.请根据表中数据回答下列问题：
(1)3而电离平衡常数不变的操作是B(填字母代号)。

A．加热B．加水稀释
C．加少量的CH3COONa固体D．加少量冰醋酸
(2)CH3COONH4溶液呈中性(填“酸性”、“中性”或“碱性”)。

(3)工业中用BaSO4制取可溶性钡盐的方法是先用饱和纯碱溶液浸泡BaSO4粉末，并不断搅拌和补充纯碱，使BaSO4转化为BaCO3，然后将BaCO3与相应的酸反应。

现在足量的BaSO4悬浊液中加纯碱粉末并不断搅拌，为使c(SO2－4)达到0.01 mol/L以上，则溶液中c(CO2－3)应不低于0.24mol/L(保留两位小数)。

Ⅱ.(1)乙醇是重要化工产品和液体燃料，可以利用下列反应制取乙醇：
2CO2(g)＋6H2(g)===CH3CH2OH(g)＋3H2O(g) ΔH＝a kJ/mol
在一定压强下，测得上述反应的实验数据如下表：
①上述反应中的a<0(填“＞”或“＜”)。

②在一定压强下，增大
n(H2)
n(CO2)
的值，上述反应的平衡常数K值不变(填“增大”、
“减小”或“不变”)
(2)以二甲醚、空气、氢氧化钾溶液为原料，石墨为电极可构成燃料电池。

该电池中负极反应式为CH3OCH3－12e－＋16OH－===2CO2－3＋11H2O。

解析：Ⅰ.(1)醋酸的电离平衡为CH3COOH CH3COO－＋H＋，加热，电离程度增大，电离平衡常数增大，A项不符合题意；加水稀释，电离程度增大，而电离平衡常数不变，B项符合题意；加少量的CH3COONa固体，CH3COONa电离出的CH3COO－对醋酸的电离平衡起抑制作用，电离程度减小，而电离平衡常数不变，C 项不符合题意；加少量冰醋酸，醋酸浓度增大，根据“越稀越电离”的规律可知，电离程度减小，而平衡常数不变，D项不符合题意。

(2)醋酸铵溶液中，CH3COO－水解使溶液显碱性，NH＋4水解使溶液显酸性，而CH3COOH与NH3·H2O的电离平衡常数相等，故CH3COO－和NH＋4，在相同浓度时的水解程度相同，故CH3COONH4溶液显中性。

(3)当c(SO2－4)≥0.01 mol/L时，c(Ba2＋)≤K sp(BaSO4)
c(SO2－4)
≤
1.1×10－10
0.01mol/L＝1.1×10
－8 mol/L，则溶液中c(CO2－3)≥K sp(BaCO3)
c(Ba2＋)
≥
2.6×10－9
1.1×10－8
mol/L≈0.24 mol/L。

Ⅱ.(1)①由表中数据可以看出：当控制其他条件不变，升高温度时，CO2的转化率降低，说明平衡左移，故正反应为放热反应，△H<0，即a<0。

②平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变。

(2)该燃料电池中，二甲醚失电子发生氧化反应，所以通入二甲醚的电极是负极，电极反应式为CH3OCH3＋16OH－－12e－===2CO2－3＋11H2O。

4．Ⅰ.(1)已知11 g丙烷燃烧生成二氧化碳和水蒸气放热511 kJ，1 mol液态水变成水蒸气吸热44 kJ，写出丙烷燃烧热的热化学方程式：C3H8(g)＋5O2(g)===3CO2(g)＋4H2O(1)ΔH＝－2 220 kJ·mol－1。

(2)某燃料电池以熔融K2CO3为电解质，以丙烷为燃料，以空气为氧化剂，以具有催化作用和导电性能的稀土金属材料为电极。

电池的总反应式为C3H8＋
5O2===3CO2＋4H2O，则通入丙烷的电极为电池的负极，电池的负极反应式为C3H8－20e－＋10CO2－3===13CO2＋4H2O，为了使燃料电池长时间稳定运行，电池的电解质组成应保持稳定，必须在通入的空气中加入一种物质，这种物质为CO2。

Ⅱ.某课外小组用如图所示装置进行实验。

实验过程中，两极均有气体产生，Y 极区溶液逐渐变成紫红色；停止实验，铁电极明显变细，电解液仍然澄清。

查阅资料发现，高铁酸根(FeO2－4)在溶液中呈紫红色。

(3)电解过程中，X极区溶液的pH增大(填“增大”“减小”或“不变”)。

(4)电解过程中，Y极发生的电极反应为4OH－－4e===2H2O＋O2↑和Fe－6e－＋8OH－===FeO2－4＋4H2O。

(5)若在X极收集到672 mL气体，在Y极收集到168 mL气体(均已折算为标准状况时气体体积)，则Y电极(铁电极)质量减少0.28g。

(6)在碱性锌电池中，用高铁酸钾作为正极材料，电池反应为2K2FeO4＋
3Zn===Fe2O3＋ZnO＋2K2ZnO2，该电池正极发生的反应的电极反应式为2FeO2－4＋6e－＋5H2O===Fe2O3＋10OH－。

解析：(1)11g丙烷的物质的量为0.25 mol，故1 mol C3H8燃烧生成CO2与液体水时放出热量为511 kJ×4＋44 kJ×4＝2 220 kJ。

(2)由电池总反应可知丙烷被氧化，因此通入丙烷的一极为电池的负极，负极上的电极反应式为丙烷失电子，与移向负极的CO2－3作用被氧化为CO2和H2O；结合负极反应式可知为保持电解质组成稳定，应在正极上通入的空气中加入CO2。

(3)电解过程中X电极(阴极)放出氢气，电极附近产生OH－，使电极附近溶液碱性增强，pH增大。

(4)由题中信息可知电解过程中Y极(Fe电极)上除产生氧气外，还有Fe失电子被氧化为FeO2－4的离子反应。

(5)结合(4)中Fe失电子被氧化的离子方程式，利用得失电子守恒可知
2×0.672 L
22.4 L·mol－1＝4×
0.168 L
22.4 L·mol－1
＋6×
m(Fe)
56 g ·mol－1
，解得m(Fe)＝0.28 g。

(6)正极发生还原反应，利用电池总反应，结合电解质为碱性可知电池正极反应式为2FeO2－4＋6e－＋5H2O===Fe2O3＋10OH－。

5．一定条件下，通过下列反应可实现燃煤烟气中硫的回收：2CO(g)＋SO2(g)催化剂,2CO2(g)＋S(l)ΔH。

(1)已知：2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH1＝－566 kJ·mol－1
S(l)＋O2(g)===SO2(g)ΔH2＝－296 kJ·mol－1则反应热ΔH＝－270kJ·mol－1。

(2)其他条件相同、催化剂不同时，SO2的转化率随反应温度的变化如图a所示。

260℃时Cr2O3(填“Fe2O3”、“NiO”或“Cr2O3”)作催化剂反应速度最快。

Fe2O3和NiO 作催化剂均能使SO2的转化率达到最高，不考虑价格因素，选择Fe2O3的主要优点是Fe2O3作催化剂时，在相对较低温度时可获得较高的SO2的转化率，从而节约大量能源。

图a图b
(3)科研小组在380℃、Fe2O3作催化剂时，研究了不同投料比n(CO)∶n(SO2)]对SO2转化率的影响，结果如图b所示。

请在图b中画出n(CO)∶n(SO2)＝2∶1时，SO2的转化率的预期变化曲线。

(4)工业上还可用Na2SO3溶液吸收烟气中的SO2∶Na2SO3＋SO2＋
H2O===2NaHSO3。

某温度下用1.0 mol·L－1Na2SO3溶液吸收纯净的SO2，当溶液中c(SO2－3)降至0.2 mol·L－1时，吸收能力显著下降，应更换吸收剂。

①此时溶液中c(HSO－3)约为1.6mol·L－1。

②此时溶液pH＝6。

(已知该温度下SO2－3＋H＋HSO－3的平衡常数K＝
8.0×106，计算时SO2、H2SO3浓度忽略不计)
解析：(1)根据盖斯定律，由已知中第一个反应减去第二个反应可得2CO(g)＋SO2 (g)催化剂2CO2 (g)＋S(1)，则ΔH＝ΔH1－ΔH2＝－270 kJ·mol－1。

(2)根据图a,260℃时Cr2O3曲线对应的SO2的转化率最高。

Fe2O3作催化剂的优点是在相对较低的温度时获得的SO2的转化率较高，可以节约能源。

(3)n(CO)：n(SO2)＝2∶1时，SO2的平衡转化率接近100%，但比n(CO)∶n(SO2)＝3∶1时达平衡要慢。

(4)①溶液中c(SO2－3)降至0.2 mol·L－1时，参加反应的c(SO2－3)为0.8 mol·L－1，
则反应生成的c(HSO－3)约为1.6 mol·L－1②K＝c(HSO－3)
c(SO2－3)·c
＝
1.6
0.2×c(H＋)
＝8.0×106，则
c(H＋)＝10－6 mol·L－1，pH＝6。

6．硫酰氯(SO2Cl2)是重要的化学试剂，可由如下反应制取：SO2(g)＋
Cl2(g)===SO2Cl2(g)ΔH
针对该反应回答下列问题：
(1)已知：①SO2(g)＋Cl2(g)＋SCl2(g)2SOCl2(g) ΔH1＝－a kJ·mal－1
②SO2Cl2(g)＋SCl2(g)2SOCl2(g) ΔH2＝－b kJ·mol－1
③a＞b＞0
则ΔH＝－(a－b) kJ·mol－1(用含a、b的代数式表示)。

(2)若在催化剂作用下，将n mol SO2与n mol Cl2充入容积可变的密闭容器中，并始终保持温度为T，压强为p。

起始时气体总体积为10 L，t min时反应达到平衡状态，此时气体总体积为8 L。

①在容积改变的条件下，反应速率可用单位时间内反应物或生成物的物质的量
变化来表示。

则v(SO2)＝0.4n
t mol·min
－1。

②此温度下，该反应的K＝80 9n。

③相同条件下，若将0.5 n mol SO2与0.5 n mol Cl2充入该容器，达到平衡状态时，混合物中SO2Cl2的物质的量是0.2n_mol。

(3)该反应的产物SO2Cl2遇水发生剧烈水解生成两种强酸，写出其化学方程式：SO2Cl2＋2H2O===2HCl＋H2SO4；已知25℃时，K sp(AgCl)＝1.8×10－10，K sp(Ag2SO4)＝1.4×10－5。

则向SO2Cl2溶于水所得溶液中逐滴加入AgNO3稀溶液时，最先产生的沉淀是AgCl。

解析：(1)根据盖斯定律，由①式一②式，得SO2(g)＋Cl2(g)SO2Cl2(g) △H ＝－(a－b) kJ·mol－1。

(2)①根据阿伏加德罗定律的推论可知，同温同压下，气体的物质的量之比等于体积之比，设反应的SO2为x mol，根据“三段式”得
SO2 ＋Cl2SO2Cl2
开始(mol)n n0
反应(mol)x x x
t min时(mol)n－x n－x x
则有
2n
(n－x)＋(n－x)＋x
＝
10
8，解得x＝0.4 n则v(SO2)＝
0.4n mol
t min＝
0.4n
t mol·min
－
1。

②K＝0.4n 8
0.6n 8×0.6n
8
＝
80
9n。

③该平衡与①中的平衡是等温等压条件下的等效平衡，
③中起始时各物质的物质的量是①中的1
2，则平衡后混合物中SO2Cl2的物质的量是
0.2n mol。

(3)根据题意可知SO2Cl2与水发生反应的化学方程式为SO2Cl2＋2H2O===2HCl ＋H2SO4。

设所得溶液中c(SO2－4)＝x mol·L－1，则c(Cl－)＝2x mol·L－1，根据溶度积
的定义可知Cl－沉淀时c(Ag＋)≥K sp(AgCl)
c(Cl－)
＝
1.8×10－10
2x mol· L
－1，SO2－4沉淀时，c(Ag
＋)≥K sp(Ag2SO4)
c(SO2－4)
＝
1.4×10－5
x mol·L
－1，故最先产生的沉淀是AgCl。