题目内容

10．碳酸亚铁（FeCO3）是菱铁矿的主要成分，将其在空气中高温煅烧能生成Fe2O3．再将Fe2O3在一定条件下还原可得“纳米级”的金属铁，而“纳米级”的金属铁则可用于制造固体催化剂．
（1）已知25℃，101kPa时：
①CO2（g）=C（s）+O2（g）△H=+393kJ•mol-1
②铁及其化合物反应的焓变示意图如图1：

请写出FeCO3在空气中煅烧生成Fe2O3的热化学方程式4FeCO3（s）+O2（g）=2Fe2O3（s）+4CO2（g）△H=-260kJ•mol-1．
（2）一定条件下Fe2O3可被甲烷还原为“纳米级”的金属铁．其反应为：Fe2O3（s）+3CH4（g）=2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）△H
①该反应的平衡常数K的表达式为$\frac{{c}^{3}（CO）．{c}^{6}（{H}_{2}）}{{c}^{3}（C{H}_{4}）}$．
②该反应在3L的密闭容器中进行，2min后达到平衡，测得Fe2O3在反应中质量减少4.8g，则该段时间内用H2表示该反应的平均反应速率为0.03mol•L-1•min-1．
③在容积均为VL的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中加入足量Fe2O3，然后分别充入a mol CH4，三个容器的反应温度分别为T1、T2、T3且恒定不变，在其他条件相同的情况下，实验测得反应均进行到t min时CO的体积分数如图2所示，此时Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三个容器中一定处于化学平衡状态的是III；上述反应的△H小于0（填“大于”或“小于”）．
（3）还原的铁通过对N2、H2吸附和解吸可作为合成氨的固体催化剂．若用分别表示N2、H2、NH3和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程可用图表示：

①吸附后，能量状态最低的是C（填字母序号）．
②由上述原理，在铁表面进行NH3的分解实验，发现分解速率与浓度关系如图3．从吸附和解吸过程分析，c0前速率增加的原因可能是随着气相NH3浓度的增加，催化剂的吸附率升高，固相NH3浓度增加，NH3的分解速率加快；c0后速率降低的原因可能是催化剂吸附达到饱和，同时不利于解吸，NH3的分解速率降低．

分析 （1）图1分析书写热化学方程式，结合C（s）+O2（g）=CO2（g）△H=-393kJ•mol-1和盖斯定律计算得到FeCO3在空气中煅烧生成Fe2O3的热化学方程式；
（2）①化学平衡常数K等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比；
②2min后达到平衡，测得Fe2O3在反应中质量减少4.8g，依据化学方程式反应前后质量变化计算生成氢气的物质的量，根据反应速率概念计算得到氢气的反应速率；
③2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）═Fe2O3（s）+3CH4（g），根据图2中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ图象，CO百分含量，由小到大，Ⅱ＜Ⅰ＜Ⅲ，结合化学平衡移动分析解答；根据温度对平衡的影响来判断，升高温度平衡逆向移动，CO的转化率减小，据此判断Fe2O3（s）+3CH4（g）═2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）△H大小；
（3）①化学键的断裂要吸收能量，且该反应放热；
②c0前氨的浓度增加，导致反应速率加快；c0后由于氨分子浓度太大阻碍N2和H2的解吸．

解答 解：（1）①C（s）+O2（g）=CO2（g）△H=-393kJ•mol-1
铁及其化合物反应的焓变示意图如图1：写出热化学方程式为：
②2Fe（s）+2C（s）+3O2（g）=2FeCO3（s）△H=+1480KJ/mol，
③4Fe（s）+3O2（g）=2Fe2O3（s）△H=-1648KJ/mol
盖斯定律计算①×4-（②×2-③）得到FeCO3在空气中煅烧生成Fe2O3的热化学方程式：4FeCO3（s）+O2（g）=2Fe2O3（s）+4CO2（g）△H=-260 kJ•mol-1，
故答案为：4FeCO3（s）+O2（g）=2Fe2O3（s）+4CO2（g）△H=-260 kJ•mol-1；
（2）①化学平衡常数K等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比，该反应化学平衡常数K=$\frac{{c}^{3}（CO）．{c}^{6}（{H}_{2}）}{{c}^{3}（C{H}_{4}）}$，
故答案为：$\frac{{c}^{3}（CO）．{c}^{6}（{H}_{2}）}{{c}^{3}（C{H}_{4}）}$；
②Fe2O3（s）+3CH4（g）═6H2（g）+2Fe（s）+3CO（g）
       1mol                           6mol        
        $\frac{4.8g}{160g/mol}$                  n
 1mol：6mol=$\frac{4.8g}{160g/mol}$：n
n=0.18mol
氢气表示的反应速率=$\frac{\frac{0.18mol}{3L}}{2min}$=0.03 mol•L-1•min-1，
故答案为：0.03 mol•L-1•min-1； 
③在容积均为VL的Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ三个相同密闭容器中加入足量“纳米级”的金属铁，然后分别充入a molCO和2amol H2，2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）═Fe2O3（s）+3CH4（g），根据图2中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ图象，CO百分含量，由小到大依次为：Ⅱ＜Ⅰ＜Ⅲ，T1中的状态转变成T2中的状态，CO百分含量减小，说明平衡正向移动，说明T1未达平衡状态，T2中的状态转变成T3中的平衡状态，CO百分含量增大，说明平衡逆向移动，说明T2可能达平衡状态，一定达到化学平衡状态的是Ⅲ，2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）═Fe2O3（s）+3CH4（g），该反应正反应为放热反应，上述反应Fe2O3（s）+3CH4（g）═2Fe（s）+3CO（g）+6H2（g）的△H＜0，
故答案为：III；小于；  
（3）①由于化学键的断裂要吸收能量，故活化状态B的能量高于初始状态A的能量，而此反应为放热反应，故初始状态A的能量高于末态C的能量，故C的能量最低；
故答案为：C；
②c0前氨的浓度增加，导致反应速率加快；c0后由于氨分子浓度太大阻碍N2和H2的解吸，故反应速率减慢；
故答案为：随着气相NH3浓度的增加，催化剂的吸附率升高，固相NH3浓度增加，NH3的分解速率加快；催化剂吸附达到饱和，同时不利于解吸，NH3的分解速率降低．

点评 本题考查化学平衡计算、化学平衡影响因素、盖斯定律等知识点，为高频考点，侧重考查学生分析、计算能力，明确外界条件对化学平衡移动影响原理、盖斯定律原理是解本题关键，难点是（2）③的判断．

练习册系列答案
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4．表是稀硫酸与某金属反应的实验数据：
序号金属质量
g		金属状态c（H2SO4）
mol•L-1		V（H2SO4）
mL		溶液温度/℃金属消失的
时间/s
反应前反应后
10.10丝0.5502034500
20.10粉末0.550203550
30.10丝0.7502036250
40.10丝0.8502035200
50.10粉末0.850203625
60.10丝1.0502035125
70.10丝1.050355050
80.10丝1.1502034100
90.10丝1.150304440
（1）实验4和5表明，固体反应物的表面积对反应速率有影响；
（2）仅表明反应物浓度对反应速率产生影响的实验有1、3、4、6、8或2、5（填实验序号）；
（3）本实验中影响反应速率的其他因素还有反应温度，
（4）实验中的所有反应，反应前后溶液的温度变化值（约15℃）相近，推测其原因：因为所有反应中，金属质量和硫酸溶液体积均相等，且硫酸过量，产生热量相等，故溶液温度变化值相近．
5．以下物质间的每步转化，存在不能通过一步反应实现的是（　　）
A．S→SO2→SO3→H2SO4B．Fe→FeCl2→Fe（OH）2→Fe（OH）3
C．Al→Al2O3→Al（OH）3→NaAlO2D．N2→NO→NO2→HNO3
2．下列各组离子，在强碱性溶液中可以大量共存的是（　　）
A．Na+、Ba2+、NO3-、Cl-B．K+、Na+、H+、Cl-
C．K+、NH4+、S2-、CO32-D．Cu2+、Na+、Cl-、SO42-
5．1902年德国化学家哈伯研究出合成氨的方法，其反应原理为：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）；△H（△H＜0）

（1）在一容积为4L的密闭容器中，加入0.4mol的N2和1.2mol的H2，在一定条件下发生反应，反应中NH3的物质的量浓度变化情况如图1：
①根据图1，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v（H2）为0.0375mol/（L•min）．

②反应达到平衡后，第5分钟末，保持其它条件不变，若改变反应温度，则NH3的物质的量浓度不可能为AC．
A． 0.20mol/L       B． 0.12mol/L       C． 0.10mol/L     D． 0.08mol/L
（2）某温度时，N2与H2反应过程中的能量变化如图2所示． 下列叙述正确的是AB
A．b曲线是加入催化剂时的能量变化曲线
B．在密闭容器中加入1mol N2、3mol H2，充分反应放出的热量小于92kJ
C．由图可知，断开1mol 氮氮三键与1mol 氢氢键吸收的能量和小于形成1mol 氮氢键所放出的能量
D．反应物的总能量低于生成物的能量
（3）哈伯因证实N2、H2在固体催化剂（Fe）表面吸附和解吸以合成氨的过程而获诺贝尔奖．若用分别表示N2、H2、NH3和固体催化剂，则在固体催化剂表面合成氨的过程可用下图4表示：
①吸附后，能量状态最低的是C（填字母序号）．
②由上述原理，在铁表面进行NH3的分解实验，发现分解速率与浓度关系如图3．从吸附和解吸过程分析，c0前速率增加的原因可能是氨的浓度增加，催化剂表面吸附的氨分子增多，速率增大；c0后速率降低的原因可能是达到一定浓度后，氨分子浓度太大阻碍N2和H2的解吸．
（4）已知液氨中存在：2NH3（l）?NH2-+NH4+．用Pt电极对液氨进行电解也可产生H2和N2．阴极的电极反应式是2NH3+2e-=H2+2NH2-或2NH4++2e-=H2↑+2NH3．
15．二甲醚（CH3OCH3）在未来可能替代柴油和液化石油气作为洁净燃料使用．工业上以CO和H2为原料生产CH3OCH3．工业制备二甲醚在催化反应室中（压力2.0～10.0Mpa，温度230℃～280℃）进行下列反应：
①CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）△H1=-90.7kJ•mol-1
②2CH3OH（g）?CH3OCH3（g）+H2O（g）△H2=-23.5k1•mol-1
③CO（g）+H2O（g）?CO2（g）+H2（g）△H3=-41.2kJ•mol-1
（1）催化反应室中总反应的热化学方程式为3CO（g）+3H2（g）?CH3OCH3（g）+CO2（g）△H=-246.1kJ•mol-1．
830℃时反应③的K=1.0，则在催化反应室中反应③的K＞1.0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）在某温度下，若反应①的起始浓度分别为：c（CO）=1mol/L、c（H2）=2.4mol/L，5min后达到平衡、CO的转化率为50%，则5min内CO的平均反应速率为0.1mol/（L•min）．
（3）反应②2CH3OH（g）═CH3OCH3（g）+H2O（g） 在某温度下的平衡常数为400．此温度下，在密闭容器中加入CH3OH，反应到某时刻测得各组分的浓度如下：
物质CH3OHCH3OCH3H2O
浓度/（mol•L-1）0.640.500.50
①比较此时正、逆反应速率的大小：υ（正）＞υ（逆） （填“＞”、“＜”或“=”）．
②若加入CH3OH后，经10min反应达到平衡，此时c（CH3OH）=0.04mol•L-1．
（4）“二甲醚燃料电池”是一种绿色电源，其中工作原理如图所示．
①该电池a电极上发生的电极反应式CH3OCH3+3H2O-12e-=2CO2+12H+．
②如果用该电池作为电解装置，当有23g二甲醚发生反应时，则理论上提供的电量表达式为0.5mol×12×1.6×10-19C×6.02×1023
mol-1C （1个电子的电量为1.6×10-19C）．
2．碳和氮的化合物与人类生产、生活密切相关．
（1）C、CO、CO2在实际生产中有如下应用：
a．2C+SiO2$\frac{\underline{\;高温\;}}{电炉}$Si+2CO          
b.3CO+Fe2O3$\frac{\underline{\;高温\;}}{\;}$2Fe+3CO2
c．C+H2O$\frac{\underline{\;高温\;}}{\;}$CO+H2                  
d．CO2+CH4$\frac{\underline{\;催化剂\;}}{\;}$CH3COOH
上述反应中，理论原子利用率最高的是d．可用碳酸钾溶液吸收b中生成的CO2，常温下，pH=10的碳酸钾溶液中水电离的OH-的物质的量浓度为1×10-4 mol•L-1，常温下，0.1mol•L-1KHCO3溶液的pH＞8，则溶液中c（H2CO3）＞c（CO32-）（填“＞”、“=”或“＜”）．
（2）有机物加氢反应中镍是常用的催化剂．但H2中一般含有微量CO会使催化剂镍中毒，在反应过程中消除CO的理想做法是投入少量SO2，查得资料如图1：

则：SO2（g）+2CO（g）=S（s）+2CO2（g）△H=-270kJ/mol．

（3）已知N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-94.4kJ•mol-1，恒容时，体系中各物质浓度随时间变化的曲线如图2所示，各时间段最终均达平衡状态．
①在2L容器中发生反应，时段Ⅰ放出的热量为94.4kJ．
②25min时采取的某种措施是将NH3从反应体系中分离出去．
③时段Ⅲ条件下反应的平衡常数为2.37．（保留3位有数字）
（4）电化学降解N的原理如图3所示．电源正极为A（填“A”或“B”），阴极反应式为2NO3-+12H++10e-=N2↑+6H2O．
19．乙二醛（OHC-CHO）是一种重要的精细化工产品．
Ⅰ．工业生产乙二醛
（1）乙醛（CH3CHO）液相硝酸氧化法   在Cu（NO3）2催化下，用稀硝酸氧化乙醛制取乙二醛，反应的化学方程式为3CH3CHO+4HNO3$\stackrel{Cu（NO_{3}）_{2}}{→}$3OHC-CHO+4NO↑+5H2O．该法具有原料易得、反应条件温和等优点，但也存在比较明显的缺点是尾气有污染．
（2）乙二醇（HOCH2CH2OH）气相氧化法
①已知：OHC-CHO（g）+2H2（g）?HOCH2CH2OH（g）△H=-78kJ•mol-1  K1
2H2（g）+O2（g）?2H2O（g）△H=-484kJ•mol-1  K2
乙二醇气相氧化反应：HOCH2CH2OH（g）+O2（g）?OHC-CHO（g）+2H2O（g）的△H=-406kJ•mol-1．相同温度下，该反应的化学平衡常数K=$\frac{{K}_{2}}{{K}_{1}}$（用含K1、K2的代数式表示）．
②当原料气中氧醇比为1.35时，乙二醛和副产物CO2的产率与反应温度的关系如图1所示．反应温度在450～495℃之间和超过495℃时，乙二醛产率降低的主要原因分别是升高温度，主反应平衡逆向移动、温度超过495℃时，乙二醇大量转化为二氧化碳等副产物．
Ⅱ．乙二醛电解氧化制备乙醛酸（OHC-COOH）的生产装置如图2所示，通电后，阳极产生的Cl2与乙二醛溶液反应生成乙醛酸．
（3）阴极反应式为2H++2e-=H2↑
（4）阳极液中盐酸的作用，除了产生氯气外，还增强溶液导电性．
（5）保持电流强度为a A，电解t min，制得乙醛酸m g，列式表示该装置在本次电解中的电流效率η=$\frac{5mf}{111at}$%．
（设：法拉第常数为f C•mol-1；η=$\frac{生成目标产物消耗的电子数}{电极上通过的电子总数}$×100%
20．有人设想用SO2制取少量硫酸，其装置如图所示：

①H+移向b极（填“a”或“b”），c极的电极名称是阳极，
②a极发生的电极反应式为SO2-2e-+2H2O=4H++SO42-．
③c极发生的电极反应式为4OH--4e-=O2+2H2O．
④标准状况下，A装置吸收3.36LSO2时，B装置中溶液最多减重12g．（装置中气体的溶解性忽略不计）

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