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题目
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(18分)碱金属元素的单质及其化合物被广泛应用于生产、生活中。

②一定量的Na在足量O2中充分燃烧,参加反应的O2体积为5.6 L(标准状况),则该反应过程中转移电子的数目为_________。
(2)金属锂广泛应用于化学电源制造,锂水电池就是其中的一种产品。该电池以金属锂和 钢板为电极材料,以LiOH为电解质,加入水即可放电。
总反应为:2Li+2H2O=2LiOH+H2
①锂水电池放电时,向_________极移动。
②写出该电池放电时正极的电极反应式:_________________。
③电解熔融LiCl可以制备金属Li。但LiC1熔点在873 K以上,高温下电解,金属Li产量极低。经过科学家不断研究,发现电解LiCl—KCl的熔盐混合物可以在较低温度下生成金属Li。
你认为,熔盐混合物中KCl的作用是_________________________________________。
写出电解该熔盐混合物过程中阳极的电极反应式:______________________________。
(3)最新研究表明,金属钾可作工业上天然气高温重整的催化剂,有关反应为:
。一定温度下,向2 L容积不变的密闭容器中充入4 mol 和6 mo1 H2O(g)发生反应,10 min时,反应达到平衡状态,测得CH4(g)和H2(g)的物质的量随时间变化的曲线如图所示。

①0~10 min内用(CO)表示的化学反应速率为_________。
②下列叙述中,能够证明该反应已达到平衡状态的是_________(填序号)。
a.生成3 molH-H键的同时有4 molC-H键断裂
b.其他条件不变时,反应体系的压强保持不变
c.反应混合气体的质量保持不变
d.
③此温度下,该反应的化学平衡常数K=_________mo12·L-2
答案
(18分)
(1)①—317(2分)②3.01×1025或0.5NA(2分)
(2)①负(2分)②2H2O+2e‾=2OH‾+H2↑(2分)③降低LiCl的熔点(2分);2Cl‾-2e‾=Cl2↑(2分)
(3)①0.1mol•L-1•min-1(2分)②b(2分)③13.5(2分)
解析

试题分析:(1)①根据盖斯定律,∆H=2∆H1—∆H2=—317kJ•mol‾1
②Na在足量O2中充分燃烧,生成Na2O2,参加反应的O2体积为5.6 L(标准状况),物质的量为0.25mol,则该反应过程中转移电子的物质的量为0.5mol,则数目为3.01×1025或0.5NA
(2)①原电池内部电解质溶液中阳离子向正极移动,阴离子向阴极移动,所以OH‾向阴极移动。
②以LiOH为电解质,加入水即可放电,所以电池放电时正极反应为:2H2O+2e‾=2OH‾+H2
③电解时LiCl为熔融态,电解LiCl—KCl的熔盐混合物可以在较低温度下生成金属Li,所以熔盐混合物中KCl的作用是降低LiCl的熔点;阳极Cl‾失电子生成Cl2,电极方程式为:2Cl‾-2e‾=Cl2
(3)①v(CO)=v(CH4)=(4mol-2mol)÷2L÷10min=0.1mol•L-1•min-1
②a、生成3 molH-H键,说明生成了3mol H2,同时有4 molC-H键断裂,说明1mol CH4反应,都是正反应,错误;b、反应容器恒容,反应前后气体系数不相等,其他条件不变时,反应体系的压强保持不变,证明该反应已达到平衡状态,正确;c、反应物均为气体,根据质量守恒定律,不论反应是否平衡,气体的质量不变,错误;d、H2O与H2的浓度之比与反应是否平衡无关,错误。
③根据图像可得平衡时,c(CO)=1mol•L‾1,c(H2)=3mol•L‾1,c(CH4)=1mol•L‾1,c(H2O)=2mol•L‾1,则平衡常数K=33×1÷(1×2)mo12·L-2=13.5mo12·L-2
核心考点
试题【(18分)碱金属元素的单质及其化合物被广泛应用于生产、生活中。②一定量的Na在足量O2中充分燃烧,参加反应的O2体积为5.6 L(标准状况),则该反应过程中转移】;主要考察你对化学反应速率等知识点的理解。[详细]
举一反三
是制备硫酸的重要反应。下列说法正确的是
A.加入催化剂,反应速率加快,反应的变大
B.将平衡后的混合气体用浓硫酸吸收,剩余的气体只有
C.98%的浓硫酸用等体积的水稀释后,硫酸的质量分数为49%
D.若以稀硫酸为电解液,将该反应设计成原电池,放电过程中负极附近溶液的pH不断减小

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(17分)运用化学反应原理研究碳的化合物具有重要意义。
(1)常温下可用于检测CO,反应原理为:。向2L密闭容器中加入足量,并通人1molCO,CO2的体积分数随时间的变化如下图所示。

①0~0.5min内的平均反应速率_____________。
②保持温度和体积不变,若开始加入CO(g)的物质的量是原来的2倍,则下列说法正确的是____________(填代号)。
a.生成I2的质量为原来的2倍
b.混合气体的平均摩尔质量不变
c.达到平衡的时间为原来的2倍
d.混合气体的密度不变
③反应达a点时,欲增大容器中的体积分数,可采取的措施为____________。
(2)以为催化剂,可以将的混合气体直接转化为乙酸。
①若该反应的原子利用率为100%,则______________。
②在25℃下,将pH=a的氢氧化钠溶液与pH=b的醋酸溶液等体积混合,若两溶液恰好完全反应,则________14(填“>”、“<”或“=”);该温度下醋酸的电离常数K=__________(用含a、b的式子表示)。
(3)利用反应可以处理汽车尾气,若将该反应设计为原电池,用熔融Na2O作电解质,其正极电极反应式为________________________________。
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(17分)H2O2是一种强氧化剂,被广泛应用于水处理及卫生消毒等方面。
(1)H2O2不稳定,当其中含Fe2时,会发生反应:
,则Fe2在此过程中所起的作用是______________,当生成336mL O2(标准状况)时,反应中转移电子的物质的量为_______mol。
(2)下表是在常压、60℃和不同pH条件下,6mL30% H2O2在60min内释放出氧气的体积。则下列说法正确的是___________。

a.pH越大,H2O2的分解速率越大
b.pH在9左右,H2O2的分解速率最大
c.6mL 30% H2O2分解最多释放出的氧气的体积为639mL
d. pH=5.50时,0~60min内,v(O2)=1.5mL
(3)溶液中H2O2的残留量可用一定浓度的酸性KMnO4溶液来测定,反应中MnO4
被还原为Mn2,该反应的离子方程式为______________。
(4)科学工作者以Ir-Ru/Ti为阳极、ACFC为阴极,在酸性环境、不断通入空气的条件下直接电解水来制备H2O2。电解过程中,阳极区溶液的pH_     (填“增大”“不变”或“减小”),阴极产生H2O2的电极反应式为_______。若不通空气,则阴极得到的产物是_______ 。
(5)己知断裂1mol化学键所需的能量
143,H-O为463。则.
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已知图①~④的相关信息,下列相应叙述正确的是     ( )
 
A.图①表示向恒容密闭容器中充入X和Y发生反应:2X(g)+Y(g) 3Z(g) △H﹤0,W点X的正反应速率等于M点X的正反应速率
B.图②表示压强对可逆反应A(g)+2B(g)3C(g)+D(s)的影响,乙的压强比甲的压强小
C.据图③,若要除去CuSO4溶液中的Fe3+,可加入NaOH溶液至PH在4左右
D.常温下,稀释0.1mol/LNa2CO3溶液,图④中的纵坐标可表示溶液中HCO3-的数目

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(14分)研究CO2与CH4的反应使之转化为CO和H2,对减缓燃料危机,减少温室效应具有重要的意义。
(1)已知:①2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) △H=-566 kJ·mol-1
               ②2H2(g)+O2(g)=2H2O(g) △H=-484kJ·mol-1
               ③CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) △H=-802kJ·mol-1
则CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) △H=  kJ·mol-1
(2)在密闭容器中通入物质的量浓度均为0.1mol·L-1的CH4与CO2,在一定条件下发生反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g),测得CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如下图所示。

据图可知,P1、P2、 P3、P4由大到小的顺序  
‚在压强为P4、1100℃的条件下,该反应5min时达到平衡点X,则用CO表示该反应的速率为       。该温度下,反应的平衡常数为       。 
(3)CO和H2在工业上还可以通过反应C(s)+H2O(g) CO(g)+H2 (g)来制取。
①在恒温恒容下,如果从反应物出发建立平衡,可认定平衡已达到的是       
A.体系压强不再变化B.H2与CO的物质的量之比为1 :1
C.混合气体的密度保持不变D.气体平均相对分子质量为15,且保持不变
② 在某密闭容器中同时投入四种物质,2min时达到平衡,测得容器中有1mol H2O(g)、1mol CO(g)、
2.2molH2(g)和一定量的C(s),如果此时对体系加压,平衡向    (填“正”或“逆”)反应方向移动,第5min时达到新的平衡,请在下图中画出2~5min内容器中气体平均相对分子质量的变化曲线。

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