相同温度下，在体积相等的三个恒容密闭容器中发生可逆反应：

  2 SO₂(g)＋O₂ (g)2SO₃(g)    △H＝－196.4 kJ/mol。

 实验测得起始、平衡时的有关数据如下表：

下列叙述正确的是

A．放出热量关系：a = b          B．三个容器内反应的平衡常数：③>②>①

C．平衡时SO₃气体的体积分数：③>①  D．SO₂的转化率：②>①>③

【解析】平衡的建立和途径无关，所以②中相当于是2molSO₂和1molO2，即①②中的平衡是等效的。但在反应过程中实际消耗的氧气是不相同的，所以a不等于b。温度相同，平衡常数就相同，B不正确。③相当于增大压强，平衡向正反应方向移动，所以SO₂的转化率增大，SO₃的体积分数也增大。因此正确的答案是C。

工业上由二氧化锰制备高锰酸钾可分二步进行，第一步：二氧化锰与氢氧化钾共熔并通入氧气2MnO₂＋4KOH＋O₂2K₂MnO₄＋2H₂O；第二步：电解锰酸钾溶液：2K₂MnO₄＋H₂O  2KMnO₄＋H₂↑＋2KOH下列说法叙述正确的是

A．氧化性：KMnO₄＞K₂MnO₄＞O₂

B．第二步电解时，KMnO₄在阳极区生成

C．根据上述过程，每生成1mol KMnO₄共转移6mol电子

D．第二步电解时阴极周围pH减小

【解析】氧化剂的氧化性大于氧化产物的，所以氧化性是KMnO₄＞O₂＞K₂MnO₄，A不正确。在第二步反应中KMnO₄是氧化产物，应该在电解池的阳极周围生成，B正确。二氧化锰中锰的化合价是＋4价，而在KMnO₄中锰的化合价是＋7价，所以每生成1mol KMnO₄共转移3mol电子，C不正确。电解时阴极氢离子放电，所以pH是增大的，因此答案是B。

（8分）氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用，

（1）上图是N₂(g)和H₂(g)反应生成1mol NH₃(g)过程中能量变化示意图，请写出N₂和H₂反应的热化学方程式：                                          ；

（2）若已知下列数据：

试根据表中及图中数据计算N-H的键能         kJ·mol^－1

（3）合成氨反应通常用铁触媒作催化剂。使用铁触媒后E₁和E₂的变化是：E₁______，E₂______(填“增大”、“减小、”“不变”)。

（4）用NH₃催化还原NO_X还可以消除氮氧化物的污染。例如

4NH₃(g)+3O₂(g)  2N₂(g)+6H₂O(g) ；△H₁= akJ·mol^-1

N₂(g)+O₂(g)   2NO(g)；△H₂= bkJ/mol

若1mol NH₃还原NO至N₂，则该反应过程中的反应热△H₃=     kJ/mol（用含a、b的式子表示）

【解析】（1）根据反应进程可判断反应物的能量高，生成物的能量低，所以热化学方程式为N₂(g)＋3H₂(g)2NH₃(g)   △H＝－92 kJ/mol。

（2）反应热就是断键吸收的能量和成键所放出的能量的差值，所以有943kJ/mol＋3×435 kJ/mol－2×3×x＝－92 kJ/mol ，解得x＝390 kJ/mol。

（3）催化剂能降低反应的活化能，但不能改变反应热，所以E₁和E₂均减小。

（4）考查盖斯定律的应用，将已知的2个热化学方程式叠加即得到

4NH₃＋6NO=6H₂O＋5N₂    △H＝（a－3b）kJ/mol。所以1mol NH₃还原NO至N₂，则该反应过程中的反应热 kJ/mol。

（4分）下列反应在210℃时达到平衡：

①PCl₅(g)PCl₃(g)+Cl₂(g)； △H₁>0  K₁=10

②CO(g)+Cl₂(g)COCl₂(g)；△H₁<0  K₂= 5×10³

③PCl₅(g) +CO(g) COCl₂(g) + PCl₃(g)  K₃

   （1）反应③的平衡常数K₃ =          。

     （2）要使反应①和反应②的K数值相等，可采取的措施是          （填序号）。

A．降低反应①、②体系中Cl₂浓度         B．反应①、②选择不同的催化剂

C．反应①、反应②同时升高温度            D．降低反应①、反应②的体系压强

E．反应①降低温度，反应②维持210℃

【解析】当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值称作平衡常数。①＋②即得到③，所以③的平衡常数为10×5×10³= 5×10^4.。反应①是吸热反应，②是放热反应，所以要使反应①和反应②的K数值相等，则反应①要向正反应方向移动，反应②要向逆反应方向移动，所以答案是C。

（12分）能源短缺是人类社会面临的重大问题。甲醇是一种可再生能源，具有广泛的开发和应用前景。工业上合成甲醇的反应为：CO(g)＋2H₂(g)CH₃OH(g)；ΔH

（1）已知，该反应在300℃，5MPa条件下能自发进行，则ΔH    0，△S   0 （填“＜，＞或＝”）。

（2）在300℃，5MPa条件下，将0.20mol的 CO与0.58mol H₂的混合气体充入2L密闭容器发生反应，反应过程中甲醇的物质的量浓度随时间的变化如图所示。

①在0～2min内，以H₂表示的平均反应速率为        mol·L^-1·s^-1 。

②列式计算300℃时该反应的平衡常数K =                                   。

③300℃时，将0.50mol CO、1.00mol H₂和1.00 mol CH₃OH充入容积为2L的密闭容器中，此时反应将         。

A．向正方向移动   B．向逆方向移动   C．处于平衡状态   D．无法判断

④下列措施可增加甲醇产率的是         

A．压缩容器体积                B．将CH₃OH(g)从体系中分离

C．充入He，使体系总压强增大   D．再充入0.20mol CO和0.58mol H₂

（3）若其它条件不变，使反应在500℃下进行，在图中作出甲醇的物质的量浓度随时间的变化的示意图。

【解析】（1）根据反应的特点可知△S小于0，因为反应在300℃，5MPa条件下能自发进行，所以根据△G＝△H－T·△S可知反应是放热反应。

（2）①反应速率通常用单位时间内浓度的变化量来表示，根据图像可知反应进行到2min时甲醇

的浓度不再发生变化，平衡时甲醇的物质的量是0.04mol，则消耗氢气是0.08mol，所以在0～2min

内，以H₂表示的平均反应速率为。

②平衡时氢气的浓度是，CO的平衡浓度是

,所以该温度下的平衡常数为。

③300℃时，将0.50mol CO、1.00mol H₂和1.00 mol CH₃OH充入容积为2L的密闭容器中，此时它们的浓度分别为0.25mol/L、0.50mol/L、、0.50mol/L，因为＞4，所以反应向逆反应方向移动。

④压缩体积，压强增大，平衡向正反应方向移动。选项B是降低生成物浓度，平衡也向正反应方

向移动。充入He，使体系总压强增大，但物质但浓度没有变化，所以平衡不移动。再充入0.20mol

CO和0.58mol H₂，相当于增大体系的压强，平衡向正反应方向移动，所以答案是ABD。

（3）因为反应是放热反应，所以升高温度平衡向逆反应方向移动，但反应速率会加快，所以图

像为

（10分）下图是一个电化学过程的示意图。

请回答下列问题：

（1）图中甲池的名称           (填“原电池”“电解池”或“电镀池”)。

（2）写出通入CH₃OH的电极的电极反应式：                                 。

（3）乙池中反应的化学方程式为                        ，当乙池中B极的质量增加5.4g时，甲池中理论上消耗O₂的体积为     L(标准状况下)，此时丙池中    电极（填“C”或“D”）析出1.6g某金属，则丙池的某盐溶液可能是           (填序号)

A．MgSO₄溶液      B．CuSO₄溶液       C．Na_­Cl溶液      D．AgNO₃溶液 

【解析】（1）甲属于燃料电池，给乙池和丙池供电。在燃料电池中可燃物在负极通入，所以电极反应式为CH₃OH＋8OH^――6e^－＝CO₃^2－＋6H₂O。电极A和电池的正极相连，所以A是阳极、B是阴极、C是阳极、D是阴极。A是惰性电极，所以乙池中反应式为4AgNO₃＋2H₂O  4Ag＋O₂↑＋4HNO₃。5.4g是单质银，转移的电子是，所以根据得失电子守恒可知氧气的物质的量是。金属阳离子只有在阴极放电，所以在D电极放电。镁和钠属于活泼的金属，在水溶液中其离子不可能放电。1.6g若是铜，则转移的电子为，正确。若是银，则说明硝酸银不足，还有氢气生成，所以答案是BD。

（9分）实验室用H₂O₂分解反应制取氧气时，常加入催化剂以加快反应速率，某研究性学习小组为研究催化剂FeCl₃的量对O₂生成速率的影响，设计了如下三组实验方案（见下表），将表中所给的试剂按一定体积混合后进行反应。

按要求回答下列问题：

（1）欲用右图装置来比较该反应的反应速率快慢，当反应物的浓度、用量及其他影响速率的条件确定之后，可以通过测                    推(计)算反应速率。

（2）为实现实验目的，则V₁=    ，V₂=    ；

V₃=     ，V₄=    。

（3）根据你所掌握的知识判断，在上述实验中反应速率最快的可能是      （填“实验编号”）

（4）已知Fe³⁺催化H_­2O₂分解的机理可分两步反应进行，其中第一步反应为：2Fe³⁺ + H₂O₂ ==2Fe²⁺ + O₂↑+ 2H⁺，则第二步反应的离子方程式为：

                                               。

【解析】（1）因为反应中生成氧气，所以可以通过收集相同体积的气体所需要的时间来进行计算。

（2）为使实验在相同条件下进行双氧水的量应该相同，且最终溶液的体积要相同，所以V₁=20.00ml，V₂=20.00ml，V₃=10.00ml，V₄=5.00ml。

（3）C中催化剂的量最多，所以反应速率可能最快。

（4）因为催化剂在反应前后是不能变的，所以在第二步中亚铁离子要重新生成铁离子，因此正确的反应式为2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ == 2Fe³⁺ + 2H₂O。

（11分）某研究性学习小组为证明2Fe³⁺ + 2I^-  2Fe²⁺ + I₂为可逆反应（即反应存在一定的限度），设计如下几种方案。已知FeF₆^3-是一种无色的稳定的络离子。

按要求回答下列问题。

方案甲：

取5mL 0.1mol/L KI溶液，滴加2ml 0.1mol/L 的FeCl₃溶液，再继续加入2mL CCl₄，充分振荡。静置、分层，再取上层清液，滴加KSCN溶液。

（1）甲方案中能证明该反应为可逆反应的现象是                             。

（2）有同学认为该方案设计不够严密，即使该反应为不可逆反应也可能出现上述现象，其原因是                                 。

方案乙：

取5mL 0.1mol/L KI溶液，滴加2ml 0.1mol/L 的FeCl₃溶液，溶液呈棕黄色，再往溶液中滴加NH₄F溶液，若看到                    现象，即可证明该反应为可逆反应，请解释产生该现象的原因                                        。

方案丙：

设计如图原电池装置，接通灵敏电流计，指针向右偏转（注：灵敏电流计指针总是偏向电源正极），随着时间进行电流计读数逐渐变小，最后读数变为零。

当指针读数变零后，在乙烧杯中加入1mol/L FeCl₂溶液，若观察到灵敏电流计的指针向      方向偏转（填“左”、“右”或“不移动”），即可判断该反应为可逆反应，此时甲中石墨电极上的电极反应式为                            。

【解析】（1）根据实验数据可知碘化钾是过量的，若反应是可逆反应，则溶液中一定存在铁离子，同时也必须生成单质碘。所以可以通过检验铁离子和单质碘来证明。

（2）因为碘离子和亚铁离子在空气中也可以被氧气氧化生成单质碘和铁离子，所以方案不是很严密。

（3）可以依据外界条件对平衡的影响来验证。因为Fe³⁺与F^-络合生成无色的FeF₆^3-，促使2Fe³⁺ + 2I^-  2Fe²⁺ + I₂平衡朝逆反应方向移动，所以溶液颜色会变浅。

（4）在原电池中负极是失去电子的，碘离子失去电子，所以电子是从甲池流向乙池，所以电流计的指针向左偏转。

（6分）氢氧燃料电池是将H₂通入负极，O₂通入正极而发生电池反应的，其能量转换率高。

（1）若电解质溶液为硫酸，其正极反应为_____________         _，若反应过程中转移了2mol电子，可产生水的质量为        g。

（2）若用氢氧燃料电池电解由NaCl和CuSO₄组成的混合溶液，.其中c(Na⁺)= 3 c(Cu²⁺ )= 0.3 mol/L，取该混合液100 mL用石墨做电极进行电解，通电一段时间后，在阴极收集到0.112 L（已折算到标准状况）气体。此时氢氧燃料电池外电路中转移电子的物质的量为        mol。（不考虑电路中的其它损耗）。

【解析】（1）在燃料电池中正极通入的是氧气，所以正极反应式为O₂ + 4H⁺ + 4e^- = 2H₂O。因为总反应是O₂ + 2H₂ = 2H₂O，反应中转移的电子是4mol，所以若反应过程中转移了2mol电子，可产生水的质量为18g。

（2）在阴极上首先是铜离子放电，析出铜，然后是氢离子放电，生成氢气。铜离子是0.1mol/L×0.1L＝0.01mol，得到的电子是0.02mol。氢气是，转移的电子是0.01mol，所以转移的总的电子是0.03mol。

元素性质呈周期性变化的决定因素是  (      )

A．元素原子半径大小呈周期性变化         B．元素原子量依次递增

C．元素原子最外层电子排布呈周期性变化   D．元素的最高正化合价呈周期性变化