锰的化合物是优良的催化剂,可用于干电池原料生产等。
(1)锌锰干电池的反应为2MnO2 +Zn+2NH4Cl ="2" MnO(OH) +Zn(NH3)2Cl2,MnO(OH)中锰元素的化合价为____。
(2)向废电池还原后的废液(含有Mn2+、Fe2+、Zn2+等)中逐滴滴加Na2S溶液,最先生成的沉淀为 (填化学式)。[已知Ksp(MnS)=1.4×10-1 5,Ksp(ZnS)=2.9×10 -25,Ksp(FeS)=6.0×10-18]
(3) Mn2+催化H2O2分解:2H2O2(l)=2H2O(l)+O2(g) △H1,其反应机理如下:
①已知反应Ⅱ为MnO2(s)+H2O2(1) +2H+( aq)=Mn2+(aq) +O2(g)+2H2O(1) △H2。写出反应I的热化学方程式(焓变用△H1和△H2表示): 。
②某温度时,向10 mL0.4 mol.L-1 H2O2液中滴入1滴MnSO4发生分解:2H2O2 =2H2O+O2,测得不同时刻生成O2的体积(已折算为标准状况下的体积)如下表:
0~2 min时反应速率比2~4 min时的快,其原因是_________;
0~6 min的平均反应速率v(H2O2)= (忽略溶液体积的变化)。
(4)锰基催化剂是合成甲醇、二甲醚的催化剂。已知:
①反应I的正反应是 (填“放热”或“吸热”)反应。
②反应Ⅱ的平衡常数表达式为 。
合成氨是人类科学技术上的一项重大突破,工业上以天然气为原料合成氨。其生产
工艺如下:造气阶段→转化阶段→分离净化→合成阶段
(1)造气阶段的反应为:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) ΔH=+206.1 kJ/mol
①在一个密闭容器中进行上述反应, 测得CH4的物质的量浓度随反应时间的变化如下图1所示,10min时,改变的外界条件可能是 。
②如图2所示,在初始容积相等的甲、乙两容器中分别充入等物质的量的CH4和H2O。在相同温度下发生反应,并维持反应过程中温度不变。则达到平衡时,两容器中CH4的转化率大小关系为:α甲(CH4)
α乙(CH4)
(2)转化阶段发生的可逆反应为:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g),在一定温度下,反应的平衡常数为K=1。某时刻测得该温度下的密闭容器中各物质的物质的量见下表:
CO |
H2O |
CO2 |
H2 |
0.5 mol |
8.5 mol |
2.0 mol |
2.0 mol |
此时反应中正、逆反应速率的关系式是 (填序号)。
a.v(正)>v(逆) b.v(正)<v(逆) c.v(正)=v(逆) d.无法判断
(3)合成氨反应为:N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ∆H=-92.4kJ/mol,根据勒夏特列原理,简述提高合成氨原料转化率的一种方法 。
(4)工业合成氨的热化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ·mol-1。在某压强恒定的密闭容器中加入2mol N2和4mol H2,达到平衡时,N2的转化率为50%,体积变为10 L。求:
①该条件下的平衡常数为_________;
②若向该容器中加入a mol N2、b mol H2、c mol NH3,且a、b、c 均大于0,在相同条件下达到平衡时,混合物中各组分的物质的量与上述平衡相同。反应放出的热量__________(填“>”“<”或“=”)92.4 kJ。
③在一定温度下,在一个容积不变的密闭容器中,发生合成氨反应,下列能判断该反应达到化学平衡状态的是____________
a.v(N2)=3v(NH3)
b.混合气体的密度不随时间改变
c.混合气体的平均相对分子质量不随时间改变
d.容器中的压强不随时间改变
e.c(N2)=c(NH3)
“洁净煤技术”研究在世界上相当普遍,科研人员通过向地下煤层气化炉中交替鼓入空气和水蒸气的方法,连续产出了高热值的煤炭气,其主要成分是CO和H2。CO和H2可作为能源和化工原料,应用十分广泛。生产煤炭气的反应之一是:C (s)+H2O (g) CO(g)+H2(g) ΔH = +131.4 kJ/mol
(1)在容积为3 L的密闭容器中发生上述反应,5 min后容器内气体的密度增大了0.12 g/L,用H2O表示0 ~ 5 min的平均反应速率为_________________________。
(2)关于上述反应在化学平衡状态时的描述正确的是 。
A.CO的含量保持不变
B.v正(H2O)= v正(H2)
C.容器中混合气体的平均相对分子质量保持不变
(3)若上述反应在t0时刻达到平衡(如右图),在t1时刻改变某一条件,请在右图中继续画出t1时刻之后正反应速率随时间的变化:
①缩小容器体积,t2时到达平衡(用实线表示);
②t3时平衡常数K值变大,t4到达平衡(用虚线表示)。
(4)在一定条件下用CO和H2可以制得甲醇,CH3OH和CO的燃烧热为别725.8 kJ/mol,283.0 kJ/mol,水的摩尔蒸发焓为44.0 kJ/mol,写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和气态水的热化学方程式: 。
(5)如下图所示,以甲醇燃料电池作为电源实现下列电解过程。乙池中发生反应的离子方程式为 。当甲池中增重16 g时,丙池中理论上产生沉淀质量的最大值为 g。
在体积均为1.0L的两个恒容密闭容器中加入足量的相同的碳粉,再分别加入0.1molCO2和0.2molCO2,在不同温度下反应CO2(g)+C(s)2CO(g)达到平衡,平衡时CO2的物质的量浓度c(CO2)随温度的变化如图所示(图中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ点均处于曲线上)。下列说法正确的是( )
A.反应CO2(g)+c(s)2CO(g) △S>0、△H<0 |
B.体系的总压强P总:P总(状态Ⅱ)>2P总(状态Ⅰ) |
C.体系中c(CO):c(CO,状态Ⅱ) >2c(CO,状态Ⅲ) |
D.逆反应速率V逆:V逆(状态Ⅰ)>V逆(状态Ⅲ) |
Ⅰ:如图所示,甲、乙之间的隔板K和活塞F都可左右移动,甲中充入2molA和1molB,乙中充入2molC和1molHe,此时K停在0处。在一定条件下发生可逆反应:
2A(g)+B(g)2C(g); 反应达到平衡后,再恢复至原温度。回答下列问题:
(1)达到平衡时,隔板K最终停留在0刻度左侧a处,则a的取值范围是 。
(2)若达到平衡时,隔板K最终停留在左侧刻度1处,此时甲容积为2L,反应化学平衡常数为___________。
(3)若达到平衡时,隔板K最终停留在左侧刻度靠近0处, 则乙中可移动活塞F最终停留在右侧的刻度不大于 ;
Ⅱ:若一开始就将K、F固定,其它条件均不变,则达到平衡时:
(4)测得甲中A的转化率为B,则乙中C的转化率为 ;
(5)假设乙、甲两容器中的压强比用D表示,则D的取值范围是 。
葡萄酒中抗氧化剂的残留量是以游离SO2的含量计算,我国国家标准(GB2760-2014)规定葡萄酒中SO2的残留量≤0.25g/L。某兴趣小组设计实验方案对葡萄酒中SO2进行测定。
Ⅰ.定性实验方案如下:
(1)将SO2通入水中形成SO2 ─饱和H2SO3溶液体系,此体系中存在多个含硫元素的平衡,分别用平衡方程式表示为_______________。
(2)利用SO2的漂白性检测干白葡萄酒(液体为无色)中的SO2或H2SO3。设计如下实验:
实验结论:干白葡萄酒不能使品红溶液褪色,原因为:_________________________。
Ⅱ.定量实验方案如下(部分装置和操作略):
(3)仪器A的名称是________________。
(4)A中加入100.0mL葡萄酒和适量盐酸,加热使SO2全部逸出并与B中H2O2完全反应,其化学方程式为______________。
(5)除去B中过量的H2O2,然后再用NaOH标准溶液进行滴定, 除去H2O2的方法是__________。
(6)步骤X滴定至终点时,消耗NaOH溶液25.00mL,该葡萄酒中SO2的含量为__________g/L。该测定结果比实际值偏高,分析原因________________________。
甲醇可作为燃料电池的原料。以CH4和H2O为原料,通过下列反应来制备甲醇。
I:CH4(g)+H2O(g)=CO(g) + 3H2(g) △H =+206.0 kJ·mol-1
II:CO(g)+2H2(g)=CH3OH (g) △H=-129.0 kJ·mol-1
(1)CH4(g)与H2O(g)反应生成CH3OH (g)和H2(g)的热化学方程式为 。
(2)将1.0 mol CH4和2.0 mol H2O ( g )通入容积为10 L的反应室,在一定条件下发生反应I,测得在一定的压强下CH4的转化率与温度的关系如图。
①假设100 ℃时达到平衡所需的时间为5 min,则用H2表示该反应的平均反应速率为 。
②100℃时反应I的平衡常数为 。
(3)在压强为0.1 MPa、温度为300℃条件下,将a mol CO与3a mol H2的混合气体在催化剂作用下发生反应II生成甲醇,平衡后将容器的容积压缩到原来的l/2,其他条件不变,对平衡体系产生的影响是 (填字母序号)。
A.c ( H2 )减少 |
B.正反应速率加快,逆反应速率减慢 |
C.CH3OH 的物质的量增加 |
D.重新平衡c ( H2 )/ c (CH3OH )减小 E.平衡常数K增大 |
(4)甲醇对水质会造成一定的污染,有一种电化学法可消除这种污染,其原理是:通电后,将Co2+氧化成Co3+,然后以Co3+ 做氧化剂把水中的甲醇氧化成CO2而净化。实验室用图装置模拟上述过程
①写出阳极电极反应式 。
②请写出除去甲醇的离子方程式 。
甲醇是重要的化工原料,在工业生产上的应用十分广泛。
(1)利用太阳能或生物质能分解水制H2,然后可将H2与CO2转化为甲醇。
已知:光催化制氢:2H2O(l)==2H2(g)+O2(g) ΔH=+571.5 kJ/mol
H2与CO2耦合反应:3H2(g)+CO2(g)==CH3OH(l)+H2O(l) ΔH=-137.8 kJ/mol
则反应:2H2O(l)+CO2(g) ="=" CH3OH(l)+3/2O2(g)的ΔH= kJ/mol
你认为该方法需要解决的技术问题有 。
a. 开发高效光催化剂
b. 将光催化制取的H2从反应体系中有效分离,并与CO2耦合催化转化
c. 二氧化碳及水资源的来源供应
(2)工业上由甲醇制取甲醛的两种方法如下(有关数据均为在298 K时测定):
反应I:CH3OH(g)=HCHO(g)+H2(g) ΔH1=+92.09kJ/mol,K1=3.92×10-11。
反应II:CH3OH(g)+1/2O2(g)=HCHO(g)+H2O(g) ΔH2=-149.73 kJ/mol,K2=4.35×1029。
①从原子利用率看,反应(填“I”或“II”。下同)制甲醛的原子利用率更高 。从反应的焓变和平衡常数K值看,反应 制甲醛更有利。(原子利用率表示目标产物的质量与生成物总质量之比。)
②右图是甲醇制甲醛有关反应的lgK(平衡常数的对数值)随温度T的变化。图中曲线(1)表示 (填“I”或“II”)的反应 。
(3)污水中的含氮化合物,通常先用生物膜脱氮工艺进行处理,在硝化细菌的作用下将NH4+氧化为
NO3-(2NH4++3O2=2HNO2+2H2O +2H+;2HNO2 +O2=2HNO3)。然后加入甲醇,甲醇和NO3-反应转化为两种无毒气体。
①上述方法中,1 g铵态氮元素转化为硝态氮元素时需氧的质量为 g。
②写出加入甲醇后反应的离子方程式:
(4)某溶液中发生反应:A2B+C,A的反应速率v(A)与时间t的图象如图所示。若溶液的体积为2L,且起始时只加入A物质,下列说法错误的是
A.图中阴影部分的面积表示0~2min内A的物质的量浓度的减小值
B.反应开始的前2min,A的平均反应速率小于0.375mol・L-1・min-1
C.至2min时,A的物质的量减小值介于0.5mol至1mol之间
D.至2min时,B的物质的量浓度c(B)介于1~1.5mol・L-1之间
H2O2是一种常用绿色氧化剂,在化学研究中应用广泛。
(1)空气阴极法电解制备H2O2的装置如下图所示,主要原理是在碱性电解质溶液中,通过利用空气中氧气在阴极还原得到H2O2和稀碱的混合物。试回答:
①直流电源的a极名称是 。
②阴极电极反应式为 。
③1979年,科学家们用CO、O2和水在三苯膦钯的催化下室温制得了H2O2。相对于电解法,该方法具有的优点是安全、 。
(2)Fe3+对H2O2的分解具有催化作用。利用图(a)和(b)中的信息,按图(c)装置(连通的A、B瓶中已充有NO2气体)进行实验。可观察到B瓶中气体颜色比A瓶中的 (填“深”或“浅”),其原因是 。
(3)用H2O2和H2SO4的混合溶液可溶解印刷电路板金属粉末中的铜。反应的离子方程式是 ,控制其它条件相同,印刷电路板的金属粉末用10%H2O2 和3.0mol·L-1H2SO4溶液处理,测得不同温度下铜的平均溶解速率(见下表)
温度(℃) |
20 |
30 |
40 |
50 |
60 |
70 |
80 |
Cu的平均溶解速率 (×10-3mol·min-1) |
7.34 |
8.01 |
9.25 |
7.98 |
7.24 |
6.73 |
5.76 |
当温度高于40℃时,铜的平均溶解速率随着反应温度的升高而下降,其主要原因是 。
Bodensteins研究了下列反应:2HI(g)H2(g)+I2(g) 。在716K时,气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表:
t/min |
0 |
20 |
40 |
60 |
80 |
120 |
x(HI) |
1 |
0.91 |
0.85 |
0.815 |
0.795 |
0.784 |
x(HI) |
0 |
0.60 |
0.73 |
0.773 |
0.780 |
0.784 |
由上述实验数据计算得到v正~x(HI)和v逆~x(H2)的关系可用如图表示。当改变条件,再次达到平衡时,下列有关叙述不正确的是
A.若升高温度到某一温度,再次达到平衡时,相应点可能分别是A、E
B.若再次充入a mol HI,则达到平衡时,相应点的横坐标值不变,纵坐标值增大
C.若改变的条件是增大压强,再次达到平衡时,相应点与改变条件前相同
D.若改变的条件是使用催化剂,再次达到平衡时,相应点与改变条件前不同
工业生产硝酸铵的流程如下图所示
(1)硝酸铵的水溶液呈 (填“酸性”、“中性”或“碱性”);其水溶液中各离子的浓度大小顺序为: 。
(2)已知N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H<0,当反应器中按n(N2):n(H2)=1:3投料,分别在200℃、400℃、600℃下达到平衡时,混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线如下图。
①曲线a对应的温度是 。
②关于工业合成氨的反应,下列叙述正确的是
A.及时分离出NH3可以提高H2的平衡转化率 |
B.P点原料气的平衡转化率接近100%,是当前工业生产工艺中采用的温度、压强条件 |
C.上图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是K(M)=K(Q)>K(N) |
D.M点对应的H2转化率是75% |
E.如果N点时c(NH3)=0.2 mol·L-1,N点的化学平衡常数K≈0.93
(3)尿素(H2NCONH2)是一种非常重要的高效氮肥,工业上以NH3、CO2为原料生产尿素,该反应实际为二步反应:第一步:2NH3(g)+CO2(g)===H2NCOONH4(s) ΔH=-272 kJ·mol-1
第二步:H2NCOONH4(s)===CO(NH2)2(s)+H2O(g) ΔH=+138 kJ·mol-1
写出工业上以NH3、CO2为原料合成尿素的热化学方程式:
(4)某实验小组模拟工业上合成尿素的条件,在一体积为0.5 L密闭容器中投入4 mol氨和1mol二氧化碳,实验测得反应中各组分随时间的变化如下左图所示:
①已知总反应的快慢由慢的一步决定,则合成尿素总反应的快慢由第__________步反应决定,总反应进行到________min时到达平衡。
②反应进行到10 min时测得CO2的物质的量如图所示,则用CO2表示的第一步反应的速率v(CO2)=_______________mol·L-1·min-1。
③在右图中画出第二步反应的平衡常数K随温度的变化的示意图。
(I)A、B、C、D均为中学化学常见的纯净物,A是单质。它们之间有如下的反应关系:
(1)若B是淡黄色固体,②③反应均用到同一种液态氢化物。D物质常用于食品工业。写出④反应的化学方程式___________________________。
(2)若B是气态氢化物。C、D是氧化物且会造成光化学烟雾污染。写出③反应的化学方程式______________。
(3)若D物质具有两性,②③反应均要用强碱溶液,④反应是通入过量的一种引起温室效应的主要气体。写出④反应离子方程式________________________。
(4)若A是太阳能电池用的光伏材料。C、D为钠盐,两种物质中钠、氧外的元素为同一主族,且溶液均显碱性。写出②反应的化学方程式________________________。
(5)若A是应用最广泛的金属。④反应用到A,②⑤反应均用到同一种非金属单质。写出④反应的离子方程式______________________________________________。
(II)在温度相同、体积均为1 L的三个密闭容器中,按不同方式投入反应物,保持恒温、恒容,测得反应达到平衡时的有关数据如下。已知:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH ="-98.3" kJ·mol-1。
容 器 |
甲 |
乙 |
丙 |
反应物投入量 |
2 mol SO2、1 mol O2 |
2 mol SO3 |
m mol SO2、n mol O2、p mol SO3 |
c(SO3) /mol·L-1 |
1.4 |
1.4 |
1.4 |
能量变化 |
放出a kJ |
吸收b kJ |
吸收c kJ |
SO2或SO3的转化率 |
α1 |
α2 |
12.5% |
则:α1+α2=_________________,p=________________mol,b+c="_______________kJ" 。
(III)HA、H2B、H3C三种弱酸,根据“较强酸+较弱酸盐较强酸盐+较弱酸”的反应规律,它们之间能发生下列反应:A.HA+HC2-(少量)A-+H2C- B.H2B(少量)+2A-B2-+2HA
C.H2B(少量)+H2C-HB-+H3C
回答下列问题:
(1)相同条件下,HA、H2B、H3C三种酸中,酸性最强的是_____________。
(2)A-、B2-、C3-、HB-、H2C-、HC2-六种离子中,最易结合质子(H+)的是_________,最难结合质子的是____________。
(3)完成下列反应的离子方程式HA(过量)+C3-:________________________________。
(IV)在25下,将a mol/L的氨水与0.01 mol/L的盐酸等体积混合,反应平衡时溶液中c(NH4+) = c(Cl-),则溶液显______________(填“酸”、“碱”或“中”)性;用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb=_____________。
甲醇是一种很好的燃料,工业上可用多种原料通过不同的反应制得甲醇.
(1)已知在常温常压下:
CH3OH(l)+O2(g)=CO(g)+2H2O(l)△H=﹣442.8kJ•mol﹣1
2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)△H=﹣566.0kJ•mol﹣1
H2O(g)=H2O(l)△H=﹣44.0kJ•mol﹣1
则2CH3OH(l)+3O2(g)=2CO2(g)+4H2O(g)△H=
(2)已知C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g) ΔH=akJ·mol-1
2C(s)+O2(g)=2CO(g) ΔH=-220kJ·mol-1
H-H、O=O和O-H键的键能分别为436、496和462kJ·mol-1,则a为____________________
(3)工业上正在研究利用来生产甲醇燃料的方法,该反应为:
CO2(g)+3H2(g)⇌ CH3OH(g)+H2O(g)△H=﹣49.0kJ•mol﹣1
在某温度下,将6mol CO2和8mol H2充入容积为2L的密闭容器中,8分钟时达平衡状态,H2的转化率为75%.请回答:
①用CH3OH表示该反应在0﹣8min内的平均反应速率v(CH3OH)= .
②此温度下该反应平衡常数K= ;
(4)一氧化碳与氢气也可以合成甲醇:CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g)△H<0
①若该反应在恒温恒容条件下进行,下列说法正确的是 ;
a.若混合气体的密度不再改变,说明反应已达化学平衡状态
b.反应达到平衡后,通入CH3OH(g)使压强增大,平衡向右移动
c.反应达到平衡后,通入氩气使压强增大,平衡向右移动
d.反应达到平衡后,升高温度,平衡逆向移动,平衡常数减小
e.若使用催化剂,会改变反应的途径,但反应热不变
②某温度下,在一个容积为2L的密闭容器中进行该反应,已知此温度下的平衡常数K=50L2•mol﹣2,反应到某时刻测得各组分的物质的量如下:
物质 |
CO |
H2 |
CH3OH |
物质的量/(mol) |
0.4 |
0.4 |
0.8 |
请比较此时正、逆反应速率的大小:v正 v逆(填“>”、“<”或“=”).
T℃时,将1molX和2molY投入2L的密闭容器中,发生反应:X(g)+Y(g) 2Z(g),X、Y的量随时间变化如下表,该反应的平衡常数随温度的变化如下图,则下列判断正确的是( )
|
0 |
1 |
2 |
3 |
4 |
5 |
6 |
X |
1 |
0.80 |
0.66 |
0.58 |
0.52 |
0.50 |
0.50 |
Y |
2 |
1.80 |
1.66 |
… |
… |
… |
… |
A.前5min用Z表示的平均反应速率为0.2mol/(L·min)
B.该反应的正反应是放热反应,且T1>T
C.在T℃时,以1molX、2molY和1molZ充入上述容器中,达到平衡时,X的体积分数不变
D.若温度为T1时,以同样的起始量反应,达到平衡时X的转化率为66.7%