已知:HCN反应的ΔH＝-12.1 kJ·mol-1,HCl反应的ΔH＝-57.3 kJ·mol-1.则HCN在水溶液中电离的ΔH等于A．-69.4 kJ·mol-1B．-45.2 kJ·mol-1C．+45.2 kJ·mol-1D．+69.4 kJ·mol-1 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

A．1molH₂和0.5molO₂所具有的总能量低于1mol气态H₂O所具有的总能量

B．氢气跟氧气反应生成水的同时吸收能量

C．1molH₂跟1/2molO₂反应生成1molH₂O(l)释放能量一定是245kJ

D．2molH₂(g)跟1molO₂(g)反应生成2molH₂O(g)释放能量490kJ

平衡是化学反应原理中的重要内容。按要求回答下列问题：
（1）已知：2SO₂(g)+O₂(g)

2SO₃(g) ΔH₁ 平衡常数为K₁
2NO(g)+O₂(g)

2NO₂(g) ΔH₂ 平衡常数为K₂
则反应NO₂(g)+SO₂(g)

SO₃(g)+NO(g)的ΔH="______" (用ΔH₁和ΔH₂表示)；此反应该温度下的平衡常数K=______(用K₁和K₂表示)。
（2）已知A(g)+B(g)

C(g)+D(g)，该反应在3L密闭容器中，在两种不同的条件下进行反应，A、B的起始物质的是分别为3.0mol和6.0mol，其中实验I的条件为T₁℃。A的物质的量随时间的变化如图所示。

①实验Ⅱ可能改变的条件是_______________。
②T₁℃时该反应的平衡常数为_____(用分数表示)，达到平衡时，A的反应速率为____。
（3）已知HCN溶液的电离平衡常数Ka=10^－5mol?L^－1，c_平衡(HCN)≈c_起始(HCN)，水的电离可不计，则此温度下0.1 mol?L^－1的HCN溶液的pH=_________。
（4）对于0.1mol?L^－1 Na₂CO₃溶液，该溶液中离子浓度由大到小的顺序是______，向该溶液中加水稀释的过程中，c(H₂CO₃)逐渐____(填“增大”“不变”或“减小”，下同) ，c(H₂CO₃)/ c(CO₃²^－)逐渐______。

以CO₂为碳源制取低碳有机物成为国际研究焦点，下面为CO₂加氢制取低碳醇的热力学数据：
反应Ⅰ： CO₂(g)+3H₂(g)

CH₃OH(g)+H₂O(g) ?H = —49．0 kJ·mol^-1
反应Ⅱ：2CO₂(g)+6H₂(g)

CH₃CH₂OH(g)+3H₂O(g)     ?H = —173．6 kJ·mol^-1
（1）写出由CH₃OH(g)合成CH₃CH₂OH(g)的热化学反应方程式：
（2）对反应Ⅰ，在一定温度下反应达到平衡的标志是     （选填编号)
a．反应物不再转化为生成物 b．平衡常数K不再增大
c．CO₂的转化率不再增大 d．混合气体的平均相对分子质量不再改变　
（3）在密闭容器中，反应Ⅰ在一定条件达到平衡后，其它条件恒定，能提高CO₂转化率的措施是    （选填编号）

（4）研究员以生产乙醇为研究对象，在密闭容器中，按H₂与CO₂的物质的量之比为3:1进行投料，在5MPa下测得不同温度下平衡体系中各种物质的体积分数（y%）如下图所示。表示CH₃CH₂OH组分的曲线是；图中曲线Ⅱ和Ⅲ的交点a对应的体积分数y_a= %（计算结果保留三位有效数字）

(5)一种以甲醇作燃料的电池示意图如图。写出该电池放电时负极的电极反应式：。

面对目前世界范围内的能源危机，甲醇作为一种较好的可再生能源，具有广泛的应用前景。
(1)已知在常温常压下反应的热化学方程式：
①CO(g)＋2H₂(g)

CH₃OH(g)　ΔH₁＝－90 kJ·mol^－¹
②CO(g)＋H₂O(g)

CO₂(g)＋H₂(g)ΔH₂＝－41 kJ·mol^－¹
写出由二氧化碳、氢气制备甲醇的热化学方程式：_______________________。
(2)在容积为V L的容器中充入a mol CO与2a mol H₂，在催化剂作用下反应生成甲醇，平衡时的转化率与温度、压强的关系如图所示。

①p₁________p₂(填“大于”、“小于”或“等于”)；
②在其他条件不变的情况下，再增加a mol CO与2a mol H₂，达到新平衡时，CO的转化率________(填“增大”、“减小”或“不变”，下同)，平衡常数________。
(3)已知在T ℃时，CO(g)＋H₂O(g)

CO₂(g)＋H₂(g)的平衡常数K＝0.32，在该温度下，已知c_始(CO)＝1 mol·L^－¹，c_始(H₂O)＝1 mol·L^－¹，某时刻经测定CO的转化率为10%，则该反应________(填“已经”或“没有”)达到平衡，原因是_________________________________________________
此时刻v_正________v_逆(填“>”或“<”)。

（16分）工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：

（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO(g)+H₂O(g)

CO₂(g)+H₂(g)。t℃时，往10L密闭容器中充入2mol CO和3mol水蒸气。反应建立平衡后，体系中c(H₂)=0.12mol·L^-1。则该温度下此反应的平衡常数K= （填计算结果）。
（2）合成塔中发生反应N₂(g)+3H₂(g)

2NH₃(g) △H<0。下表为不同温度下该反应的平衡常数。由此可推知，表中T₁ 300℃（填“>”、“<”或“=”）。

T/℃	T₁	300	T₂
K	1.00×10⁷	2.45×10⁵	1.88×10³

（3）氨气在纯氧中燃烧生成一种单质和水，科学家利用此原理，设计成“氨气-氧气”燃料电池，则通入氨气的电极是         （填“正极”或“负极”）；碱性条件下，该电极发生反应的电极反应式为                      。
（4）用氨气氧化可以生产硝酸，但尾气中的NO_x会污染空气。目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮的氧化物还原为氮气和水，反应机理为：
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
则甲烷直接将NO₂还原为N₂的热化学方程式为                                       。
（5）某研究小组在实验室以“Ag-ZSM-5”为催化剂，测得将NO转化为N₂的转化率随温度变化情况如图。据图分析，若不使用CO，温度超过775K，发现NO的转化率降低，其可能的原因为                                   ；在n(NO)/n(CO)=1的条件下，应控制的最佳温度在      左右。

2013年初，全国各地多个城市都遭遇“十面霾伏”，造成“阴霾天”的主要根源之一是汽车尾气和燃煤尾气排放出来的固体小颗粒。
汽车尾气净化的主要原理为：2NO(g)+2CO(g)

2CO₂+N₂。在密闭容器中发生该反应时，c(CO₂)随温度(T)、催化剂的表面积(S)和时间(t)的变化曲线如下图所示。据此判断：

（1）该反应为反应(填“放热”或“吸热”）：在T₂温度下，0~2s内的平均反应速率：v(N₂)= ；（2）当固体催化剂的质量一定时，增大其表面积可提高化学反应速率。若催化剂的表面积S₁>S₂，在答题卡上画出 c(CO₂)在T₁、S₂条件下达到平衡过程中的变化曲线。
（3）某科研机构，在t₁℃下，体积恒定的密闭容器中，用气体传感器测得了不同时间的NO和CO的浓度（具体数据见下表，CO₂和N₂的起始浓度为0）。

时间/s	0	1	2	3	4	5
c(NO)/xl0^-4mol L^-1	10．0	4．50	2．50	1．50	1．00	1．00
c(CO)/xl0^-3mol L^-1	3．60	3．05	2．85	2．75	2．70	2．70

t₁℃时该反应的平衡常数K= ，平衡时NO的体积分数为。
（4）若该反应在绝热、恒容的密闭体系中进行，下列示意图正确且能说明反应在进行到t₁时刻达到平衡状态的是 (填代号）。（下图中v_正、K、n、m分别表示正反应速率、平衡常数、物质的量和质量）

（5）煤燃烧产生的烟气也含氮的氧化物，用CH₄催化还原NO_X可以消除氮氧化物的污染。
已知：CH₄(g)+2NO₂(g) = N₂ (g)+CO₂ (g)+2H₂O(g) △H=-867．0kJ ? mol^-1
2NO₂ (g)

N₂O₄ (g)                   △H=-56．9kJ ? mol^-1
H₂O(g) = H₂O(l)                          △H=-44．0kJ ? mol^-1
写出CH₄催化还原N₂O₄ (g)生成N₂ (g)、CO₂ (g)和H₂O(l)的热化学方程式           。

化学反应可视为旧键断裂和新键形成的过程。化学键的键能是形成（或拆开）1mol 化学键时释放（或吸收）的能量。已知白磷和P₄O₆的分子结构如下图所示，现提供以下化学键的键能（kJ/mol）：P—P：198，P—O：360，O=O：498，则反应P₄（白磷）＋3O₂=P₄O₆的反应热ΔH为（）

A．－1638kJ/mol	B．＋1638kJ/mol
C．－126kJ/mol	D．＋126kJ/mol

A．－69.4 kJ·mol^－1	B．－45.2 kJ·mol^－1
C．＋45.2 kJ·mol^－1	D．＋69.4 kJ·mol^－1

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