化学反应原理综合题-高考化学二轮复习练习

化学反应原理综合题

1.(2019天津理综)多晶硅是制作光伏电池的关键材料。以下是由粗硅制备多晶硅的简易过程。

回答下列问题:

Ⅰ.硅粉与HCl在300 ℃时反应生成1 mol SiHCl3气体和H2,放出225 kJ热量,该反应的热化学方程式为。SiHCl3的电子式为。

Ⅱ.将SiCl4氢化为SiHCl3有三种方法,对应的反应依次为:

①SiCl4(g)+H2(g)SiHCl3(g)+HCl(g) ΔH1>0

②3SiCl4(g)+2H2(g)+Si(s)4SiHCl3(g) ΔH2<0

③2SiCl4(g)+H2(g)+Si(s)+HCl(g)3SiHCl3(g) ΔH3

(1)氢化过程中所需的高纯度H2可用惰性电极电解KOH溶液制备,写出产生H2的电极名称(填“阳极”或“阴极”),该电极反应方程式为。

(2)已知体系自由能变ΔG=ΔH-TΔS,ΔG<0时反应自发进行。三个氢化反应的ΔG与温度的关系如图1所示,可知:反应①能自发进行的最低温度是;相同温度下,反应②比反应①的ΔG小,主要原因是。

(3)不同温度下反应②中SiCl4转化率如图2所示。下列叙述正确的是(填序号)。

A.B点:v(正)>v(逆)

B.v(正):A点>E点

C.反应适宜温度: 480~520 ℃

(4)反应③的ΔH3= (用ΔH1、ΔH2表示)。温度升高,反应③的平衡常数K (填“增大”“减小”或“不变”)。

(5)由粗硅制备多晶硅过程中循环使用的物质除SiCl4、SiHCl3和Si外,还有(填分子式)。

答案:Ⅰ.Si(s)+3HCl(g)SiHCl3(g)+H2(g)ΔH=-225

kJ·mol-1····

Ⅱ.(1)阴极2H2O+2e-H2↑+2OH-

(2)1 000 ℃ΔH2<ΔH1导致反应②的ΔG小

(3)AC (4)ΔH2-ΔH1减小(5)HCl、H2

解析:Ⅰ.首先书写反应的化学方程式:Si+3HCl SiHCl3+H2,然后加上状态和焓变得热化学方程式:Si(s)+3HCl(g)SiHCl3(g)+H2(g) ΔH=-225kJ·mol-1;SiHCl3的电子式

为····。

Ⅱ.(1)用惰性电极电解KOH溶液,阴极是“放氢生碱”,电极反应为2H2O+2e-H2↑+2OH-。

(2)要使反应①能自发进行,则体系自由能变ΔG<0,由图1可知反应①能自发进行的最低温度为1000℃;反应②放热,ΔH2<ΔH1导致反应②的ΔG比反应①小。

(3)A D是反应②达平衡的过程,D点是平衡点;D E是平衡移动的过程。B点未达平衡v(正)>v(逆),A项正确;E点温度高于A点,则v(正):A点

(4)根据盖斯定律:反应②-反应①可得反应③,则ΔH3=ΔH2-ΔH1;由于ΔH3=ΔH2-ΔH1<0,则升高温度反应③平衡常数K将减小。

(5)由粗硅制备多晶硅的流程图可知首先生成氢气,后面消耗氢气,氢气可循环使用;开始消

耗HCl,SiCl4氢化变为SiHCl3同时又生成HCl,HCl可以循环使用,因此HCl和H2都可循环使用。

2.乙烯工业是石油化工的核心,能合成很多的有机物,请回答下列问题:

(1)在实验室中,常以乙醇为原料,在加热和浓硫酸催化下脱水生成乙烯。

已知:①CH3CH2OH(l)CH3CH2OH(g)

ΔH=+41.50 kJ·mol-1,

②H2O(g)H2O(l) ΔH=-44 kJ·mol-1,

③在101 kPa和25 ℃下,把1 mol气态的AB分子分离成气态的A和B原子要吸收的能量(kJ·mol-1),叫做键能,相关化学键的键能如下:

化学键C—H C—C O—H C C C—O

键能E/(kJ·mol-1) 415 332 462.8 611 433

则实验室制备乙烯的热化学方程式为。

(2)利用CO2人工合成乙烯已成为研究的热点,反应原理为2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) ΔH。在两个容积均为1 L的密闭容器中以投料比[]分别为2∶1和3∶1进行上述反应,CO2的平衡转化率随温度关系如图1所示:

图1

①该反应的ΔH(填“>”“<”或“=”)0。

②曲线X对应的投料比为,判断理由是。

③已知R点的投料比与P相同,则R、P两点对应的正反应速率:v(R) (填“>”“<”或

“=”)v(P)。

④P点时,反应的化学平衡常数K为(已知:0.56≈1.6×10-2)。

(3)在一定温度下,在 1 L恒容密闭容器中充入一定量C2H4(g)和H2O(g),发生如下反应:C2H4(g)+H2O(g)CH3CH2OH(g) ΔH,测得C2H4(g)的转化率(α)与时间(t)的关系如图2所示。

图2

其中T1、T2表示温度,速率方程:v正=k正·c(C2H4)·c(H2O),v逆=k逆·c(CH3CH2OH)(k是速率常数,只与温度有关)。

①N点:(填“>”“<”或“=”),升高温度,k正增大的倍数(填“>”“<”或“=”)k逆增大的倍数。

②温度为T1时,测定平衡体系中c(H2O)=0.25 mol·L-1,则= L·mol-1(结果保留2位小数)。

答案:(1)CH3CH2OH(l)C2H4(g)+H2O(l)ΔH=+103.7 kJ·mol-1

(2)①< ②3∶1 当CO2的量相同时,H2的量越大CO2的转化率越高(合理即可) ③> ④62.5

(3)①> < ②16.00

命题分析本题考查盖斯定律与热化学方程式的书写、化学平衡移动原理与图像分析、化学平衡相关计算,注意化学平衡移动原理与图像联合分析,找出相关点、线的数据和变化原因。解析:(1)①CH3CH2OH(l)CH3CH2OH(g)ΔH1=+41.50kJ·mol-1

②H2O(g)H2O(l) ΔH2=-44kJ·mol-1

③CH3CH2OH(g)C2H4(g)+H2O(g) ΔH3

反应③的ΔH=E(反应物)-E(生成物)=5E(C—H)+E(C—C)+E(C—O)+E(O—H)

-[4E(C—H)+E(C C)+2E(O—H)]=[5×415+332+433+462.8]kJ·mol-1-[4×415+611+2×462. 8]kJ·mol-1=+106.2kJ·mol-1,根据盖斯定律:①+②+③,CH3CH2OH(l)C2H4(g)+H2O(l)

ΔH=+41.50kJ·mol-1-44kJ·mol-1+106.2kJ·mol-1=+103.7kJ·mol-1,故实验室制备乙烯的热化学方程式为CH3CH2OH(l)C2H4(g)+H2O(l) ΔH=+103.7kJ·mol-1。

(2)①温度升高CO2的平衡转化率降低,说明升温平衡逆向移动,逆反应为吸热反应,正反应为放热反应,ΔH<0。

②两个相同容器的恒容密闭容器中,当CO2的物质的量相同时,H2的物质的量越大,CO2的转化率越高,曲线X对应的投料比为3∶1。

③从R点到P点在图中的相对位置可知,R点还没有达到平衡状态,反应正向进行,所以R、P 两点对应的正反应速率为v(R)>v(P)。

④曲线Y对应的投料比。设起始时投入的CO2的物质的量为1mol。P点时,CO2的转化率为0.50。

2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)

起始/mol 12 0 0

转化/mol 0.51.5 0.25 1

平衡/mol 0.50.5 0.25 1

K==62.5。

(3)①反应达到平衡时,v正=v逆,可得平衡常数K=,N点正反应速率大于逆反应速率,则K<,

根据“先拐先平数值大”可知,T2>T1,且平衡时T2温度下,C2H4的转化率小于T1的转化率,故正反应为放热反应,升温平衡逆向移动,说明k逆增大倍数大于k正增大倍数。

②温度为T1时,C2H4(g)的平衡转化率为80%,设C2H4的起始浓度为c mol·L-1,平衡时c(C2H4)=0.2c mol·L-1,c(CH3CH2OH)=0.80c mol·L-1,已知c(H2O)=0.25mol·L-1,则L·mol-1=16.00L·mol-1。

3.(2019全国Ⅱ)环戊二烯()是重要的有机化工原料,广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题:

(1)已知:(g)(g)+H2(g)ΔH1=100.3 kJ·mol-1①H2(g)+I2(g)2HI(g) ΔH2=-11.0 kJ·mol-1②

对于反应:(g)+I2(g)(g)+2HI(g)ΔH3= kJ·mol-1。③(2)某温度下,等物质的量的碘和环戊烯()在刚性容器内发生反应③,起始总压为105Pa,平衡时总压增加了20%,环戊烯的转化率为,该反应的平衡常数K p= Pa。达到平衡后,欲增加环戊烯的平衡转化率,可采取的措施有(填标号)。

A.通入惰性气体

B.提高温度

C.增加环戊烯浓度

D.增加碘浓度

(3)环戊二烯容易发生聚合生成二聚体,该反应为可逆反应。不同温度下,溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示,下列说法正确的是(填标号)。

A.T1>T2

B.A点的反应速率小于C点的反应速率

C.A点的正反应速率大于B点的逆反应速率

D.B点时二聚体的浓度为0.45 mol·L-1

(4)环戊二烯可用于制备二茂铁[Fe(C5H5)2],结构简式为,后者广泛应用于航天、化工等领域中。二茂铁的电化学制备原理如下图所示,其中电解液为溶解有溴化钠(电解质)和环戊二烯的DMF溶液(DMF为惰性有机溶剂)。

该电解池的阳极为,总反应为。电解制备需要在无水条件下进行,原因为。

答案:(1)89.3 (2)40% 3.56×104BD (3)CD

(4)Fe电极Fe+2+H2↑[或Fe+2C5H6Fe(C5H5)2+H2↑]水会阻碍中间物Na的生成;水会电离生成OH-,进一步与Fe2+反应生成Fe(OH)2

解析:(1)根据盖斯定律,将反应①和②叠加可得反应③,故ΔH3=ΔH1+ΔH2=100.3kJ·mol-1+(-11.0kJ·mol-1)=89.3kJ·mol-1。

(2)温度、体积一定,压强与物质的量成正比,则起始状态碘和环戊烯的分压分别为5×104Pa,设环戊烯的转化率为x,根据反应:

(g)+I2(g)(g)+2HI(g)

起始/Pa 5×1045×1040 0

转化/Pa 5×104x5×104x5×104x1×105x

平衡/Pa 5×104(1-x) 5×104(1-x) 5×104x1×105x

根据平衡时总压增加了20%,则5×104(1-x)Pa+5×104(1-x)Pa+5×104x Pa+1×105x Pa

=1.2×105Pa,解得x=0.4,即环戊烯的转化率为40%。平衡时各物质的分压为p(环戊

烯)=3×104Pa,p(I2)=3×104Pa,p(环戊二烯)=2×104Pa,p(HI)=4×104Pa,则该反应的平衡常数K p==3.56×104Pa。

通入惰性气体,不会引起各物质的浓度的变化,反应速率不变,平衡不移动,环戊烯的平衡转化率不变,A项不符合题意;由于该反应为吸热反应,故升高温度使平衡向右移动,环戊烯的平衡转化率增大,B项符合题意;增加一种物质的量,自身的转化率减少,而另一种反应物的转化率增大,增加环戊烯浓度,环戊烯的平衡转化率减小,增加碘浓度,环戊烯的平衡转化率增大,C项不符合题意,D项符合题意。

(3)根据曲线的变化趋势可知,T2温度下首先达到平衡,反应速率大,因此T2大于T1,A项错误;A点、C点对应的反应物的浓度、温度都不同,无法比较A、C两点的反应速率的大小,B 项错误;A点的正反应速率大于B点的正反应速率,而B点还没有达到平衡,因此B点的正反应速率大于其逆反应速率,则A点的正反应速率大于B点的逆反应速率,C项正确;根据曲线可知,环戊二烯的初始浓度为1.5mol·L-1,B点环戊二烯的浓度为0.6mol·L-1,环戊二烯的浓

度变化量为0.9mol·L-1,因此B点二聚体的浓度为0.45mol·L-1,D项正确。

(4)根据Fe的化合价升高为+2价可知,Fe发生氧化反应,故Fe作阳极;根据二茂铁的分子式可知,两个环戊二烯去掉2个H原子,再结合所给信息,可得总反应方程式为Fe+2+H2↑[Fe+2C5H6Fe(C5H5)2+H2↑]。有水存在的条件下,Na+不能得到电子生成Na,而是H2O得电子生成H2和OH-,OH-会与Fe2+反应生成Fe(OH)2。

4.(2019全国Ⅲ)近年来,随着聚酯工业的快速发展,氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此,将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题:

(1)Deacon发明的直接氧化法为:4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)。下图为刚性容器中,进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系:

可知反应平衡常数K(300 ℃) (填“大于”或“小于”)K(400 ℃)。设HCl初始浓度为c0,根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)=1∶1的数据计算K(400 ℃)= (列出计算式)。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率,同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是。

(2)Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行:

CuCl2(s)CuCl(s)+Cl2(g) ΔH1=83 kJ·mol-1

CuCl(s)+O2(g)CuO(s)+Cl2(g)ΔH2=-20 kJ·mol-1

CuO(s)+2HCl(g)CuCl2(s)+H2O(g)ΔH3=-121 kJ·mol-1

则4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH= kJ·mol-1。

(3)在一定温度的条件下,进一步提高HCl的转化率的方法是。(写出2种)

(4)在传统的电解氯化氢回收氯气技术的基础上,科学家最近采用碳基电极材料设计了一种新的工艺方案,主要包括电化学过程和化学过程,如下图所示:

负极区发生的反应有。电路中转移1 mol电子,需消耗氧气L(标准状况)。

答案:(1)大于O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低

(2)-116

(3)增大反应体系压强、及时除去产物

(4)Fe3++e-Fe2+,4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O 5.6

解析:本题化学原理综合题,为热化学、电化学与化学平衡综合题,难度中等。

(1)分析任意一条平衡曲线可知,在进料浓度比固定的条件下,随着温度的升高,HCl的平衡转化率降低,说明正反应为放热反应,由于K只与温度有关,升高温度,平衡逆向移动,平衡常数K减小,即K(300℃)大于K(400℃)。

根据进料浓度比及HCl的平衡转化率间的关系可知,c(HCl)∶c(O2)=1∶1的曲线为最上面的那条曲线,由该曲线可知:温度为400℃时HCl的平衡转化率为84%。

根据条件可列三段式如下:

4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)

初始:c0c00 0

转化:c0×0.84c0×0.21c0×0.42c0×0.42

平衡:c0×(1-0.84)c0×(1-0.21)c0×0.42c0×0.42

K(400℃)===

进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低,导致产品Cl2混有大量O2,则分离两气体时导致能耗较高。而进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过高,则导致HCl的转化率过低,浪费原料。

(2)由盖斯定律可知,将题给催化过程的三个反应直接相加可得:2HCl(g)+O2(g)Cl2(g)+H2O(g)

ΔH'=(83-20-121)kJ·mol-1=-58kJ·mol-1,则ΔH=2ΔH'=-116kJ·mol-1

(3)在温度一定时,要增大HCl的平衡转化率,可采取的措施有:及时移走部分产物、增大体系压强等。

(4)根据图示可知,负极区(指电解池的阴极区)发生的电极反应(还原反应)为Fe3++e-Fe2+,随之发生的化学过程为4Fe2++O2+4H+4Fe3++2H2O。根据电子守恒可知,电路中每转移1mol 电子消耗0.25molO2,在标准状况下的体积为5.6L。