1、填空题  到目前为止，由化学能转变为热能或电能仍然是人类使用最主要的能源。
（1）化学反应中放出的热能（焓变，ΔH）与反应物和生成物的键能（E）有关。
已知：H2(g)＋Cl2(g)＝2HCl(g) ΔH＝－185kJ/mol
E（H－H）＝436 kJ/mol，E（Cl－Cl）＝247 kJ/mol
则E（H－Cl）＝                                       ；
（2）已知：Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol
3 Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol
Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol
请写出CO还原FeO的热化学方程式：                           ；
最近，又有科学家制造出一种使用固体电解质的燃料电池，其效率更高。一个电极通入空气，另一个电极通入汽油蒸汽。其中固体电解质是掺杂了Y2O3（Y：钇）的ZrO2（Zr：锆） 固体，它在高温下能传导O2-离子（其中氧化反应发生完全）。以丁烷（C4H10）代表汽油。
①电池的正极反应式为                                               ____  ；
②放电时固体电解质里的O2-离子的移动方向是向       极移动（填正或负）。 

参考答案：（1） 434 kJ/mol (2分)
（2

本题解析：
试题分析：（1） 化学反应中放出的热能（焓变，ΔH）等于反应物的总键能之和与生成物的键能（E）之各的差值，计算出则E（H－Cl）＝434 kJ/mol；（2） 假设三个方程式分别为：①Fe2O3(s)＋3CO(g)＝2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－25kJ/mol；②3 Fe2O3(s)＋CO(g)＝2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH＝－47kJ/mol；           ③Fe3O4(s)＋CO(g)＝3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋19kJ/mol；根据盖斯定律，FeO(s)＋CO(g)＝Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝？ kJ/mol，可以求出ΔH＝【①*3-②-③*2】/3=－11 kJ/mol；（3）①①电池的正极要发生得电子反应，故反应式为O2+4e-=2O2-  ②在原电池中阴离子向负极移动；
考点：本题考查盖斯定律的应用和原电池电极反应式的书写。

本题难度：困难

2、填空题  用CH4催化还原NOx可以消除氮氧化物的污染．例如：
CH4（g）+4NO2（g）═4NO（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H=-574kJ?mol-1
CH4（g）+4NO（g）═2N2（g）+CO2（g）+2H2O（g）△H=-1160kJ?mol-1
若用标准状况下4.48LCH4还原NO2至N2，整个过程中转移的电子总数为______，写出上述反应的热化学方程式：______．

参考答案：已知①CH4（g）+4NO2（g）═4NO（g）+CO2（g

本题解析：

本题难度：一般

3、填空题  实施以减少能源浪费和降低废气排放为基本内容的节能减排政策，是应对全球气候问题、建设资源节约型、环境友好型社会的必然选择。化工行业的发展必须符合国家节能减排的总体要求，依靠理论知识做基础。试运用所学知识，解决下列问题：
（1）已知某反应的平衡表达式为：它所对应的化学反应为：_____________________________
（2）利用水煤气合成二甲醚的三步反应如下：
①2H2（g）+CO（g）CH3OH（g）；ΔH=－90.8 kJ/mol
②2CH3OH（g）CH3OCH3（g）+H2O（g）；ΔH=－23.5 kJ/mol
③CO（g）+ H2O（g）CO2（g）+H2（g）；ΔH=－41.3 kJ/mol
总反应：3H2（g）+3CO（g）CH3OCH3（g）+CO2（g）的ΔH="__________" ，
二甲醚（CH3OCH3）直接作燃料电池具有启动快，效率高等优点，若电解质为酸性，该电池的负极反应为_____________________________。
（3）煤化工通常通过研究不同温度下平衡常数以解决各种实际问题。已知等体积的一氧化碳和水蒸气进入反应器时，会发生如下反应：CO（g）+H2O（g）  H2（g）+CO2（g），该反应平衡常数随温度的变化如下表所示：

温度/℃	400	500	800
平衡常数K	9.94	9	1   该反应的正反应方向是_________反应（填“吸热”或“放热”），若在500℃时进行，设起始时CO和H2O的起始浓度均为0.020mol/L，在该条件下，CO的平衡转化率为：________。 （4）从氨催化氧化可以制硝酸，此过程中涉及氮氧化物，如NO、NO2、N2O4等。对反应  N2O4（g） 2NO2（g） △H>0，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化曲线如图所示。下列说法正确的是___________。 A．A、C两点的反应速率：A＞C B．A、C两点气体的颜色：A深，C浅 C．B、C两点的气体的平均相对分子质量：B＜C D．由状态B到状态A，可以用加热的方法 E．A、C两点的化学平衡常数：A＞C （5）NO2可用氨水吸收生成NH4NO3。25℃时，将m mol NH4NO3溶于水，溶液显酸性，向该溶液滴加n L氨水后溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将______（填”正向”“不”或“逆向”）移动，所滴加氨水的浓度为_______mol·L-1。（NH3·H2O的电离平衡常数取Kb=2X10-5 mol·L-1） （6）某科研单位利用原电池原理，用SO2和O2来制备硫酸，装置如右图，电极为多孔的材料能吸附气体，同时也能使气体与电解质溶液充分接触． ①溶液中H+的移动方向由______ 极到______极；（用A、B表示） ②B电极的电极反应式为__________________________。 参考答案： （1） C(s)+H2O(g) 本题解析： 试题分析：（1）煤生成水煤气的反应为C(s)+H2O(g) CO(g)+ H2 (g)。 （2）观察目标方程式，应是①2+②+③，故△H=2△H1+△H2+△H3=-246.4kJ? mol -1；负极以CH3OCH3和H2O作为原料，失去电子生成CO2和 H＋ （3）升高温度，平衡常数减小，平衡左移，故正反应是放热反应；   CO（g）+H2O（g）?CO2（g）+H2（g）  反应是一定体积容器中设为1L，反应量为x 起始量（mol）   0.02     0.02           0       0 变化量（mol）    x       x         x       x 所得量（mol）0.02-x      0.02-x         x        x 根据K= c(CO2) ×c(H2)/( c(CO) × c(H2O) )，得 x2/(0.02-x)2=9,得x=0.015mol 转化率为0.015/0.02×100%=75% （4）A、从A点到C点，温度相同，但是P2>P1，压强大，化学反应速率快，因此C>A B、C点的压强大，容器体积小，浓度高，因此C点颜色深。 C、B，C两点的纵坐标数据相同，也就是各气体的体积分数相同，物质的量相同，其平均相对分子质量也相同 D、 该反应为吸热反应（可视为N2O4（g）=NO2（g）+NO2（g），为分解反应，吸热过程）。B到A的过程生产物NO2（g）的体积分数增多，反应正向移动，可以采用加热的方法。 （5）滴加氨水的过程中，将抑制水的电离。理由是加碱将抑制水的电离，故水的电离平衡将 逆向 .由电荷守恒得：n(NH4+) +n(H+)=n(NO3-) +n(OH-)， 由于溶液呈中性，所以n(H+)= n(OH-)，n(NH4+) =n(NO3-)  =m NH3H2O=（可逆）=NH4+ +OH- X                m /n  10-7 NH3H2O的店里平衡常数　　Kb="c(" NH4+)×c（ OH-)/C(NH3H2O)="[" ( m/n )×10-7 ]/x=2×10-5mol·L-1 所以x=  m/200n  mol·L-1 （6） 阳离子向正极移动，所以H+从B极向A极移动。 根据B极的产物可以看出B极发生氧化反应，是负极，电极方程式为SO2+2H2O-2e-=SO42-+4H+。 考点：考查化学平衡知识 本题难度：困难 4、填空题  （15分）研究碳及其化合物有重要意义。 （1）科学家用CO2和H2生产甲醇做燃料。 已知：甲醇的燃烧热ΔH= -726.5kJ/mol；氢气的燃烧热ΔH= -285.8kJ/mol； 则常温常压下，CO2(g)和H2(g)反应生成CH3OH(l)的热化学方程式            。 （2）460℃时，在4L密闭容器中充入1mol CO2和3.25mol H2，在一定条件下反应，测得CO2和CH3OH(g)的物质的量随时间的变化关系如图所示。 ①从反应开始到3min时，H2O(g)的平均反应速率                      ， ②下列措施中既能加快反应速率又能使H2的转化率增大的是           ， A．使用更有效的催化剂 B．在原容器中再充入1mol CO2 C．在原容器中再充入1mol He D．缩小容器的体积 E、将甲醇及时分离出来 ③若该反应的焓变为ΔH，则下列示意图正确且能说明反应达到平衡状态的是________。 ④该条件下，此反应的化学平衡常数为               。 （3）科学家研究发现，还可以用电催化法将CO2还原为碳氢化合物。原理如下图所示（电解质溶液是一种钾盐）。若CxHy为C2H4，则该原理的总反应式为为：             。 （4）已知 化学式 电离平衡常数 HCN K=4.9×10-10 H2CO3 K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11 ①25℃时，测得HCN和NaCN的混合溶液的pH=11，则c(HCN)/c(CN-)=_________。 ②向NaCN溶液中通入少量CO2，则发生反应的离子方程式为：________________。 参考答案：（15分）． （1）CO2(g)+3H2(g)=CH3 本题解析： 试题分析：（1）甲醇燃烧的热化学方程式是CH3OH(l)+3/2O2(g)= CO2(g)+ 2H2O(l)  ΔH= -726.5kJ/mol，氢气燃烧的热化学方程式是H2(g)+1/2O2(g)= H2O(l)  ΔH= -285.8kJ/mol，根据盖斯定律，将氧气消去，下式乘以3减去上式可得氢气与二氧化碳反应生成甲醇的热化学方程式，答案为CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(l)+H2O(l)  ΔH=" -130.9" kJ/mol； （2）①从反应开始到3min时，甲醇的物质的量增加0.50mol，则水蒸气的物质的量也增加0.50mol，所以H2O(g)的平均反应速率是0.50mol/4L/3min="0.042" mol/(l·min)； ②A、使用催化剂，只能加快反应速率，不能改变平衡，所以氢气的转化率不变，错误；B、在原容器中再充入1mol CO2，则反应物的浓度增大，反应速率加快，同时平衡正向移动，则氢气的转化率增大，正确；C、在原容器中再充入1mol He，则容器的压强增大，但各物质的浓度不变，反应速率和平衡都不变，错误；D、缩小容器的体积，则压强增大，反应速率加快，同时平衡正向移动，氢气的转化率增大，正确，答案选BD； ③A、氢气的起始物质的量不是0，与题意不符，错误；B、二氧化碳的转化率逐渐增大，达到平衡时，不再增大，正确；C、因为是恒容条件，气体的密度始终不变，不能判断为平衡状态，错误；D、一个化学反应的反应热只与反应物与生成物的状态有关，所以反应热始终不变，错误；E、该反应是气体的物质的量发生变化的可逆反应，所以气体的平均相对分子质量也发生变化，达到平衡时，不再变化，正确，答案选BE； ④根据图像可知，平衡时甲醇的物质的量是0.75mol，二氧化碳的物质的量是0.25mol，则水蒸气的物质的量是0.75mol，氢气的物质的量是3.25-0.75×3=1mol，根据平衡常数的定义，则该条件下的平衡常数K=(0.75/4)2/(1/4))30.25/4=36； （3）根据电子的移动方向可知，铜极为阴极，铂极为阳极，阴极是二氧化碳得到电子与氢离子结合为乙烯和水，阳极是水失去电子，生成氧气和氢离子，所以总反应是二氧化碳与水反应生成乙烯和氧气，化学方程式是2CO2+ 2H2O =C2H4+3O2； （4）①因为HCN的电离常数K=4.9×10-10=c(H+) c(CN-)/ c(HCN)，pH=11，则c(H+)=10-11mol/L，则c(HCN)/c(CN-)= c(H+)/K=2.0×10-2； ②向NaCN溶液中通入少量CO2，根据表中酸的电离常数可知，酸性：H2CO3＞HCN＞HCO3-，所以NaCN和碳酸氢钠，不会再生成碳酸钠和HCN，则反应的化学方程式为NaCN+H2O+CO2=HCN+NaHCO3， 考点：考查盖斯定律的应用，化学平衡状态的判断，化学平衡移动的应用，电离常数的应用 本题难度：困难 5、选择题  下列说法正确的是 A．含4molHCl的浓盐酸与足量MnO2充分反应，转移2NA个电子 B．500℃、30MPa下，将0.2mol N2和0.6molH2置于密闭的容器中充分反应生成NH3(g)，放热7.72kJ，其热化学方程式为：N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)△H=－38.6kJ·mol－1 C．对于可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H 参考答案： 本题解析： 本题难度：一般 首页 上一页 5 6 7 8 9 10 下一页 尾页 8/10/10