高考化学反应原理题精讲专练.docx
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高考化学反应原理题精讲专练
化学反应原理综合题精讲
一、化学反应原理综合题常考知识点：
1、热化学方程式的书写或运用盖斯定律计算反应热
2、电解池或原电池方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写
3、化学反应速率的影响因素的实验探究
4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素
5、化学平衡常数及平衡转化率的计算
6、酸碱中和滴定的扩展应用（仪器使用、平行实验、空白试验、误差讨论）
7、Ksp的计算和应用
8、综合计算（混合物计算、化学式的确定、关系式法、守恒法在计算中的应用）
二、答题中注意的问题
1.化学反应速率题中应注意的问题:
（1）对于可逆反应，温度变化对正、逆反应速率均产生影响，且影响趋势相同，但影响值不同。
升温对吸热反应影响较大，对放热反应影响较小；反之，降温对吸热反应影响较小，对放热反应影响较大。
（2）计算反应速率时，要特别注意时间、体积、浓度单位的换算。
2．化学反应焓变题中应注意的问题
（1）正确理解ΔH正负号的意义及焓变与能量变化的关系。
ΔH为负值，反应物总能量高于生成物总能量，反应放热；ΔH为正值，反应物总能量低于生成物总能量。
（2）运用盖斯定律计算多步反应的ΔH时，要注意反应分子式前面的系数与ΔH的对应关系，运用数学加减法和移项原理进行加减，在总反应式中没有的物质要用消元法除去，出现的物质要按照总反应式中的分子数保留。
3．化学平衡常数题中应注意的问题
（1）固体物质、纯液体、水溶液中进行的反应，H2O不列入平衡常数的计算表达式中；气体反应、有机反应，H2O的浓度要列入平衡常数的计算表达式中。
（2）平衡常数（K）式中的浓度是平衡状态时的物质的量浓度，而浓度商（Q）式中的浓度是任意时刻的物质的量浓度。
4．原电池与电解池题中应注意的问题
（1）原电池中负极发生氧化反应，常出现电极材料溶解、质量减轻等现象；正极发生还原反应，常出现质量不变或增重、有气体产生等现象。
电解池中与电源负极连接的阴极材料不反应，与电源正极连接的阳极（除惰性电极外）材料发生氧化反应，可能出现电极溶解、质量减轻等现象。
（2）Fe在原电池与电解池反应中发生氧化反应时失去2个电子生成Fe2＋
（3）可充电电池的放电反应是原电池反应，充电反应是电解池反应。
放电过程中原池的负极发生氧化反应，充电过程中电池的阴极发生还原反应。
5．电离平衡、水解平衡和溶解平衡应题中注意的问题
（1）书写电离平衡、水解平衡、溶解平衡方程式时要用可逆号连接。
（2）分析离子的存在形式时要考虑弱酸弱碱的电离和离子
（3）分析离子浓度大小时要考虑酸碱盐对水电离的影响。
（4）利用溶度积常数分析沉淀是否能完成转化时，要考虑溶解平衡式中阴阳离子系数与溶度积常数关系，溶度积大的其溶解度不一定大。
6．分析图表与作图时应注意的问题
（1）仔细分析和准确画出曲线的最高点、最低点、拐点和平衡点
（2）找准纵坐标与横坐标的对应数据
（3）描绘曲线时注意点与点之间的连接关系。
（4）分析表格数据时，找出数据大小的变化规律
三、解题思路与方法指导
1、热化学方程式的书写或反应热计算
典型例题：
氢气是一种清洁能源，氢气的制取与储存是氢能源利用领域的研究热点。
已知：
CH4（g）+H2O（g）===CO（g）+3H2（g）△H=206.2kJ·mol-1①
CH4（g）+CO2（g）===2CO（g）+2H2（g）△H=247.4kJ·mol-1②
2H2S（g）===2H2（g）+S2（g）△H=169.8kJ·mol-1③
（1）以甲烷为原料制取氢气是工业上常用的制氢方法。
CH4（g）与H2O（g）反应生成CO2（g）和H2（g）的热化学方程式为。
解题思路：
写出目标热化学方程式的反应物和产物并标明状态CH4（g）+2H2O（g）==CO2（g）+4H2（g），然后与已有的热化学方程式比对，CH4（g）、H2O（g）在左边，CO2（g）、H2（g）在右边，但目标热化学方程式中无硫元素与③无关，无CO（g），所以①×2－②后再整理即可得到CH4（g）+2H2O（g）===CO2（g）+4H2（g）
H=165.0kJ·mol-1。
方法指导：
首先根据要求书写目标热化学方程式的反应物、产物并配平，其次在反应物和产物的后面括号内注明其状态，再次将目标热化学方程式与已有的热化学方程式比对（主要是反应物和产物的位置、系数），最后根据盖斯定律进行适当运算得出目标热化学方程式的反应热△H，空一格写在热化学方程式右边即可。
注意：
并非所给的热化学方程式一定都用到。
2、电解池或原电池反应方程式的书写或电极反应式书写、新情景下陌生氧化还原型的离子方程式书写
典型例题：
银锌碱性电池的电解质溶液为KOH溶液，电池放电时正极的Ag2O2转化为Ag，负极的Zn转化为K2Zn（OH）4，写出该电池反应方程式：
。
解题思路：
第一步：
一个氧化还原反应可以拆分为两个半反应即氧化反应和还原反应，根据原电池原理正极反生还原反应、负极发生氧化反应，把Ag2O2和Zn写在左边、Ag和K2Zn（OH）4写在右边得到Ag2O2+Zn--Ag+K2Zn（OH）4
第二步：
根据电子守恒即化合价升降总数相等原理，首先配平Ag2O2、Zn、Ag、K2Zn（OH）4等变价物质的系数。
在该反应中Ag2O2的Ag、O两种元素的化合价均降低，作为一个整体共下降4价，所以Zn的化合价应升高4价，其系数为2，在根据元素守恒配平产物系数。
Ag2O2+2Zn--2Ag+2K2Zn（OH）4
第三步：
根据质量守恒在方程式的两边添加其它未变价物质并配平，左边配4KOH和4H2O即可。
方法指导：
首先根据题意写出化学方程式的反应物、产物，其次根据氧化还原反应原理——电子守恒配平氧化剂和还原剂的系数，再次配平还原产物和氧化产物的系数，最后根据质量守恒添加并配平其他未变价物质的系数。
注意：
一般未变价物质是酸、碱或水。
典型例题：
电解尿素[CO（NH2）2]的碱性溶液制氢的装置示意图见图12（电解池中隔膜仅阻止气体通过，阴、阳极均为惰性电极）。
电解时，阳极的电极反应式为。
解题思路：
根据题意知道，阴极室含有的阳离子有H+、K+，阳极室含有OH-、H2O以及尿素[CO（NH2）2]分子，阳极电解产物为N2，所以放电的应为CO（NH2）2，写出CO（NH2）2---N2，经分析知道N元素化合价共升高6价，即一个CO（NH2）2失去6个电子，可写出CO（NH2）2-6e----N2，碳元素化合价不变（+4），在碱性溶液中转化为CO32—，然后根据电荷守恒在左边添加8OH-，最后根据质量守恒在右边添加6H2O，得出完整的电极反应式：
CO（NH2）2+8OH—－6e—=CO32—+N2↑+6H2O。
方法指导：
读懂题意尤其是相关示意图，分析电解池的阴极室和阳极室存在的阳离子、阴离子及其放电顺序，必要时根据题目要求还要考虑分子是否会放电。
首先写出阴（阳）极室发生还原（氧化）反应的反应物和产物离子（分子），分析其化合价变化，标出其得失电子的情况，然后根据电荷守恒在左边或右边配上其他离子，左后根据质量守恒配上其它物质。
注意：
①并非放电的一定是离子，应根据题目要求及时调整。
②用来配平电极反应式的离子（物质）应是电解池中含有的，而且前后不能矛盾。
3、化学反应速率的影响因素的实验探究
典型例题：
控制其他条件相同，印刷电路板的金属粉末用10℅H2O2和3.0mol/LH2SO4的混合溶液处理，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
铜平均溶解速率（
）
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升高而下降，其主要原因是。
解题思路：
影响化学反应速率的因素有浓度、压强、温度、催化剂以及固体反应物的表面积等。
本题控制反应Cu（s）+H2O2（l）+2H＋（aq）=Cu2＋（aq）+2H2O（l）其他条件相同，其影响因素只研究反应的温度，考虑温度高于40℃时，H2O2受热易分解，其浓度降低，化学反应速率自然变慢即铜平均溶解速率减小。
方法指导：
影响化学反应速率的探究实验中，控制变量是关键。
4、化学平衡状态的标志以及化学平衡的影响因素
典型例题：
已知：
2NO2（g）
N2O4（g）△H=-57.20kJ·mol-1。
一定温度下，在密闭容器中反应2NO2（g）
N2O4（g）达到平衡。
其他条件不变时，下列措施能提高NO2转化率的是（填字母）。
A．减小NO2的浓度B.降低温度C.增加NO2的浓度D.升高温度
解题思路：
该问题考查反应物的转化率与化学平衡移动的关系，但要注意这个反应的特殊性（反应物与产物都只有一种）。
影响化学平衡的因素有浓度、压强（有气体参加且反应前后气体分子数不等的可逆反应）、温度。
选项B，降低温度平衡向放热反应（正反应）方向移动，NO2的浓度降低、转化率升高，反之转化率降低。
对于A、C选项不能简单地理解为浓度问题，在容积不变的情况下，增大NO2的浓度可以理解为增大压强，平衡向右移动，NO2转化率增大。
方法指导：
①判断一个可逆反应是否达到平衡状态的两个直接标准是正逆反应的速率相等、反应物与生成物浓度保持不变，另外间接标准是“变量不变”即观察一个可逆反应的相关物理量，采用极端假设的方法（若全部为反应物如何、全部转化为产物该物理量又如何，如果该物理量是可变的而题目说一定条件下保持不变即可认为该条件下达到化学平衡）。
另外也可以用Q与K比较（Q=K则处于平衡状态；Q＜K未达平衡状态、v正＞v逆；Q＞K、未达平衡状态、v正＜v逆）。
②平衡移动的方向、反应物的转化率和产物的产率变化均可通过条件（浓度、压强、温度）的改变，平衡移动的方向加以判断，也可以通过平衡常数的计算得到。
但要关注特殊反应的特殊性。
典型例题：
氯气在298K、100kPa
时，在1L水中可溶解0.09mol，实验测得溶于水的Cl2约有三分之一与水反应。
请回答下列问题：
（1）该反应的离子方程式为________;
（2）估算该反应的平衡常数__________（列式计算）
解题思路：
题干中用“溶于水的Cl2约有三分之一与水反应”给出可逆反应
（该反应在教材中通常没提及可逆）；平衡常数的计算根据题中要求列三行式求算。
（1）
；
（2）
（水视为纯液体）
C起0.09000
C变0.09×
0.030.030.03
C平0.060.030.030.03
方法指导：
平衡常数的计算可用三段法即找出浓度可变的反应物、产物在起始时、转化的、平衡时的浓度，然后带入平衡常数表达式（平衡时生成物浓度系数次幂的乘积与反应物系数次幂乘积的比值）进行计算即可。
注意：
带入式子的物质一定浓度可变、一定是平衡浓度。
水为气态时，要带入平衡表达式；在液态或溶液中时，水不要带入平衡表达式。
6、酸碱中和滴定的扩展应用（仪器使用、平行实验、空白实验、误差讨论）
典型例题：
医用氯化钙可用于生产补钙、抗过敏和消炎等药物。
以工业碳酸钙（含有少量
等杂志）生产医药级二水合氯化钙（
的质量分数为97.0%~103.0%）。
（3）测定样品中
含量的方法是：
a.称取0.7500g样品，溶解，在250mL容量瓶中定容；b.量取25.00mL待测溶液于锥形瓶中；c.用0.05000
溶液滴定至终点，消耗
溶液体积的平均值为20.39mL。
①上述测定过程中需要溶液润洗的仪器有。
②计算上述样品中
的质量分数为。
③若用上述办法测定的样品中
的质量分数偏高（测定过程中产生的误差可忽略），其可能原因有；。
解题思路：
（3）①标准液为硝酸银溶液，所以用酸式滴定管，在使用前应先用硝酸银溶液进行润洗。
②根据到达滴定终点生成氯化银的物质的量等于消耗硝酸银溶液的物质的量这一关系求出消耗硝酸银的物质的量，然后n（AgCl）=2n（CaCl2.2H2O）据此可以算出实际上的CaCl2.2H2O的物质的量，进而求出质量。
注意的是我们是从250mL中取25mL,所以在计算时要注意这一点，就不会错了。
③样品中存在少量的NaCl据n（AgCl）=2n（CaCl2.2H2O），CaCl2.2H2O的物质的量增大。
同样若CaCl2.2H2O失水导致分母变小，值偏大。
方法指导：
①酸碱中和滴定（氧化还原滴定、沉淀滴定）的仪器使用包括溶液配制和滴定两个阶段，所用玻璃仪器分别是：
烧杯、玻璃棒、一定容量的容量瓶、胶头滴管；酸（碱）式滴定管、锥形瓶、烧杯。
其中只有酸（碱）式滴定管需要润洗。
②定量实验为减小实验误差均要进行平行实验（重复滴定1-2次），必要时为防止环境对滴定造成误差，还需进行空白实验（不加待测物质进行滴定）。
③误差讨论应围绕待测物质含量的计算公式进行，分成操作造成的误差和样品本身的原因两方面。
7、Ksp的计算和应用
典型例题：
以水氯镁石（主要成为MgCl2·6H2O）为原料生产碱式碳酸镁的主要流程如下：
（l）预氨化过程中有Mg（OH）2沉淀生成，已知常温下Mg（OH）2的Ksp＝1.8×10－11，若溶液中
c（OH－）＝3.0×10－6，则溶液中c（Mg2+）＝。
解题思路：
Ksp[Mg（OH）2]＝c（Mg2+）·[c（OH－）]2相关计算，简单易得分。
方法指导：
有关Ksp的计算往往与pH的计算结合起来，要注意pH与c（OH-）浓度关系的转换，难溶电解质的悬浊液即为其沉淀溶解平衡状态，满足相应的Ksp。
注意：
只有同类型的难溶电解质如均为AB型或AB2型，才能直接利用Ksp的大小比较其溶解度的大小，类型不同时必须计算。
8、综合计算（混合物计算、化学式的确定、关系式法、守恒法在计算中的应用）
典型例题：
准确称取上述制备的样品（设Ag2O2仅含和Ag2O）2.558g，在一定的条件下完全分解为Ag和O2，得到224.0mLO2（标准状况下）。
计算样品中Ag2O2的质量分数（计算结果精确到小数点后两位）。
解题思路：
设样品中Ag2O2的物质的量为x，Ag2O的物质的量量为y
方法指导：
进行混合物计算时，一般可设混合物各成分的物质的量，然后根据质量守恒、电子守恒或电荷守恒列方程组求解，再转换成所求的物理量即可。
典型例题：
高温煅烧碱式碳酸镁得到MgO。
取碱式碳酸镁4.66g，高温煅烧至恒重，得到固体2.00g和标准状况下CO20.896L，通过计算确定碱式碳酸镁的化学式。
解法思路：
弄清碱式碳酸镁高温煅烧的转化关系，利用质量守恒原理，不难计算出n（CO2）、
n（MgO）、n（H2O）及n（MgO）:
n（CO2）:
n（H2O），再依据碱式碳酸镁含义即可写出化学式。
（3）n（CO2）=0.896L/22.4L·mol-1=4.00×10－2mol
n（MgO）=2.00g/40g·mol-1=5.00×10－2mol
n（H2O）=（4.66g-4.00×10－2mol×44g·mol-1-2.00g）/18g·mol-1=5.00×10－2mol
n（MgO）:
n（CO2）:
n（H2O）=5.00×10－2:
4.00×10－2:
5.00×10－2=5:
4:
5
碱式碳酸镁的化学式为：
Mg（OH）2·4MgCO3·4H2O
方法指导：
化学式的确定一般分成三步：
确定微粒种类、计算各微粒的物质的量、求比值确定化学式。
注意：
求出各微粒的最简整数比或1mol待确定物质的各微粒的物质的量即可。
注意：
高三复习还得紧紧抓住电子守恒、质量守恒、电荷守恒、极端分析等化学常用分析方法。
化学反应原理综合题专练
1．氢能是一种极具发展潜力的清洁能源．以太阳能为热源，热化学硫碘循环分解水是一种高效、无污染的制氢方法．其反应过程如图1所示：
（1）反应Ⅰ的化学方程式是 ．
（2）反应Ⅰ得到的产物用I2进行分离．该产物的溶液在过量I2的存在下会分成两层-含低浓度I2的H2SO4层和含高浓度I2的HI层．
①根据上述事实，下列说法正确的是 （选填序号）．
a．两层溶液的密度存在差异
b．加I2前，H2SO4溶液和HI溶液不互溶
c．I2在HI溶液中比在H2SO4溶液中易溶
②辨别两层溶液的方法是 ．
③经检测，H2SO4层中c（H+）：
c（SO42﹣）=2.06：
1，其比值大于2的原因是 ．
（3）反应Ⅱ：
2H2SO4（l）=2SO2（g）+O2+2H2O（g）△H=+550kJ▪mo1﹣1．
它由两步反应组成：
ⅰ．H2SO4（l）=SO3（g）+H2O（g），△H=+177kJ▪mo1﹣1；
ⅱ．SO3（g）分解．
L（L1，L2），X可分别代表压强或温度．图2表示L一定时，ⅱ中SO3（g）的平衡转化率随X的变化关系．
①X代表的物理量是 ．
②判断L1、L2的大小关系，并简述理由：
．
2．用O2将HCl转化为Cl2，可提高效益，减少污染．
（1）传统上该转化通过如图1所示的催化循环实现．其中，反应①为：
2HCl（g）+CuO（s）⇌H2O（g）+CuCl2（s）△H1，反应②生成1molCl2（g）的反应热为△H2，则总反应的热化学方程式为 （反应热用△H1和△H2表示）．
（2）新型RuO2催化剂对上述HCl转化为Cl2的总反应具有更好的催化活性．
①实验测得在一定压强下，总反应的HCl平衡转化率随温度变化的αHCl～T曲线如图2，则总反应的△H 0（填“＞”、“=”或“＜”）；A、B两点的平衡常数K（A）与K（B）中较大的是 ．
②在上述实验中若压缩体积使压强增大，画出相应αHCl～T曲线的示意图，并简要说明理由：
．
③下列措施中，有利于提高αHCl的有 ．
A．增大n（HCl）B．增大n（O2）
C．使用更好的催化剂D．移去H2O
（3）一定条件下测得反应过程中n（Cl2）的数据如下：
t/min
0
2.0
4.0
6.0
8.0
n（Cl2）/10﹣3mol
0
1.8
3.7
5.4
7.2
计算2.0～6.0min内以HCl的物质的量变化表示的反应速率（以mol•min﹣1为单位，写出计算过程）．
（4）Cl2用途广泛，写出用Cl2制备漂白粉的化学反应方程式 ．
3.氢能是发展中的新能源，它的利用包括氢的制备、储存和应用三个环节。
回答下列问题：
（1）与汽油相比，氢气作为燃料的优点是___________________________（至少答出两点）。
但是氢气直接燃烧的能量转换率远低于燃料电池，写出碱性氢氧燃料电池的负极反应式：
____________________________________。
（2）氢气可用于制备H2
O2。
已知：
H2（g）+A（l）=B（l）ΔH1
O2（g）+B（l）=A（l）+H2O2（l）ΔH2
其中A、B为有机物，两反应均为自发反应，则H2（g）+O2（g）=H2O2（l）的ΔH
____0（填“>”、“<”或“=”）。
（3）在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：
MHx（s）+yH2（g）
MHx+2y（s）ΔH<0达到化学平衡。
下列有关叙述正确的是________。
a.容器内气体压强保持不变
b.吸收ymolH2只需1molMHx
c.
若降温，该反应的平衡常数
增大
d.若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）>v（吸氢）
（4）利用太阳能直接分解水制氢，是最具吸引力的制氢途径，其能量转化形式为_______。
（5）化工生产的副产氢也是氢气的来源。
电解法制取有广泛用途的Na2FeO4，同时获得氢气：
Fe+2H2O+2OH-
FeO42-+3H2↑，工作原理如图1所示。
装置通电后，铁电极附近生成紫红色的FeO42，镍电极有气泡产生。
若氢氧化钠溶液浓度过高，铁电极区会产生红褐色物质。
已知：
Na2FeO4只在强碱性条件下稳定，易被H2还原。
①电解一段时间后，c（OH）降低的区域在_______（填“阴极室”或“阳极室”）。
②电解过程中，须将阴极产生的气体及时排出，其原因是_______。
③c（Na2FeO4）随初始c（NaOH）的变化如图2，任选M、N两点中的一点，分析c（
Na2FeO4）低于最高值的原因：
_____________。
4.丙烯腈（CH2=CHCN）是一种重要的化工原料，工业上可用“丙烯氨氧化法”生产，主要副产物有丙烯醛（CH2=CHCHO）和乙腈（CH3CN）等，回答下列问题：
（1）以丙烯、氨、氧气为原料，在催化剂存在下生成丙烯腈（C3H3N）和副产物丙烯醛（C3H4O）的热化学方程式如下：
①C3H6（g）+NH3（g）+3/2O2（g）=C3H3N（g）+3H2O（g）ΔH=-515kJ/mol
①C3H6（g）+O2（g）=C3H4O（g）+H2O（g）ΔH=-353kJ/mol
两个反应在热力学上趋势均很大，其原因是________________________；有利于提高丙烯腈平衡产率的反应条件是________________________；提高丙烯腈反应选择性的关键因素是________________________。
（2）图（a）为丙烯腈产率与反应温度的关系曲线，最高产率对应温度为460℃。
低于460℃时，丙烯腈的产率________（填“是”或者“不是”）对应温度下的平衡产率，判断理由是________；高于460℃时，丙烯腈产率降低的可能原因是________（双选，填标号）
A．催化剂活性降低B．平衡常数变大C．副反应增多D．反应活化能增大
（3）丙烯腈和丙烯醛的产率与n（氨）/n（丙烯）的关系如图（b）所示。
由图可知，最佳n（氨）/n（丙烯）约为，理由是_______________。
进料氨、空气、丙烯的理论体积约为________。
5.元素铬（Cr）在溶液中主要以Cr3＋（蓝紫色）、Cr（OH）4-（绿色）、Cr2O72-（橙红色）、CrO42-（黄色）等形式存在，Cr（OH）3为难溶于水的灰蓝色固体，回答下列问题：
（1）Cr3＋与Al3＋的化学性质相似，在Cr2（SO4）3溶液中逐滴加入NaOH溶液直至过量，可观察到的现象是_________________________________________。
（2）CrO42-和Cr2O72-在溶液中可相互转化。
室温下，初始浓度为1.0mol·L－1的Na2CrO4溶液中c（Cr2O72-）随c（H＋）的变化如图所示。
①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应_________________________________。
②由图可知，溶液酸性增大，CrO42-的平衡转化率______（填“增大”、“减小”或“不变”）。
根据A点数据，计算出该转化反应的平衡常数为________。
③升高温度，溶液中CrO42-的平衡转化率减小，则该反应的ΔH________0（填“大于”“小于”或“等于”）。
（3）在化学分析中采用K2CrO4为指示剂，以AgNO3标准溶液滴定溶液中的Cl－，利用Ag＋与CrO42
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