广东省2022年高考化学二轮复习 技巧总结 化学反应原理试题的解法指导

第3讲　化学反应原理试题的解法指导一、命题特点化学反应原理类试题主要把热化学、电化学、化学反应速率及三大平衡知识融合在一起命题，有时有图像或图表形式，重点考查热化学(或离子、电极)方程式的书写、反应速率和平衡常数及转化率的计算、化学反应能量或速率或平衡曲线的识别与绘制等。设问较多，考查的内容也就较多，导致思维转换角度较大。试题的难度较大，对思维能力的要求较高。二、考点解读1．热化学方程式的书写【例1】金刚石和石墨均为碳的同素异形体，它们在燃烧过程中氧气不足时生成一氧化碳，充分燃烧时生成二氧化碳，反应中放出的热量如图所示。(1)等量金刚石和石墨完全燃烧，______(填“金刚石”或“石墨”)放出热量更多，写出表示石墨燃烧热的热化学方程式：________________________。(2)在通常状况下，金刚石和石墨，______(填“金刚石”或“石墨”)更稳定，写出石墨转化为金刚石的热化学方程式：________________________。解析：(1)从图上可以看出金刚石的能量比石墨的高，所以等量的金刚石和石墨完全燃烧，金刚石放出的热量更多。根据燃烧热的定义，石墨完全燃烧生成二氧化碳，根据图示可知反应放出的总热量为110.5kJ＋283.0kJ＝393.5kJ，所以表示石墨燃烧热的热化学方程式为C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5kJ·mol－1。(2)因为金刚石能量比石墨高，根据能量越低越稳定的原理，所以在通常状况下石墨更稳定。石墨转化为金刚石要吸收热量，1mol石墨转化为金刚石吸收的热量为395.4kJ－393.5kJ＝1.9kJ，热化学方程式为C(石墨，s)===C(金刚石，s)　ΔH＝＋1.9kJ·mol－1。答案：(1)金刚石　C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－393.5kJ·mol－1(2)石墨　C(石墨，s)===C(金刚石，s)　ΔH＝＋1.9kJ·mol－1思路点拨：书写热化学方程式的一般步骤：(1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平；(2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值；(3)如果为放热反应，ΔH为负值，如果为吸热反应，则ΔH9\n为正值，并写在第一步所得方程式的后面，中间用空格隔开；(4)如果题目另有要求，如燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。变式练习1在一定条件下，S8(s)和O2(g)发生反应依次转化为SO2(g)和SO3(g)。反应过程和能量关系可用下图简单表示(图中的ΔH表示生成1mol产物的数据)：(1)写出表示S8燃烧热的热化学方程式：____________________。(2)写出SO3分解生成SO2和O2的热化学方程式：____________________。(3)若已知硫氧键的键能为dkJ·mol－1，氧氧键的键能为ekJ·mol－1，则S8分子中硫硫键的键能为______。2．盖斯定律【例2】(1)1L1mol·L－1NaOH溶液中加入稀醋酸、浓硫酸、稀硝酸，恰好完全反应时的热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，则三者的大小关系为__________。(2)已知：①Mg(s)＋2H2O(g)===Mg(OH)2(s)＋H2(g)　ΔH1＝－441kJ·mol－1　②H2O(g)===H2(g)＋O2(g)　ΔH2＝＋242kJ·mol－1　③Mg(s)＋O2(g)===MgO(s)　ΔH3＝－602kJ·mol－1。则氢氧化镁分解的热化学方程式是__________________，氢氧化镁可以作为阻燃剂的原因有______________________(写一条即可)。解析：(1)由于浓硫酸溶解时放热，故浓硫酸与NaOH溶液放热最多，ΔH2最小；醋酸是弱酸，电离时还要吸热，放热最少，所以ΔH1最大。(2)将三个热化学方程式进行加减：②－①＋③，则得：Mg(OH)2(s)===MgO(s)＋H2O(g)　ΔH＝＋81kJ·mol－1。因ΔH＞0，氢氧化镁分解属于吸热反应，分解时吸收热量可以降低着火体系的温度，起到阻燃的作用。答案：(1)ΔH1＞ΔH3＞ΔH2(2)Mg(OH)2(s)===MgO(s)＋H2O(g)　ΔH＝＋81kJ·mol－1　氢氧化镁分解要吸收大量的热思路点拨：化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和最终状态确定，反应热就是个定值，这就是盖斯定律。应用盖斯定律进行简单计算时注意：(1)当反应式乘以或除以某数时，ΔH也应乘以或除以某数；(2)反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”、“－”符号，即把ΔH看做一个整体进行运算；(3)通过盖斯定律计算比较反应热的大小时，同样要把ΔH看做一个整体；(4)在设计的反应过程中常会遇到同一物质固、液、气三态的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热，反之会放热；(5)当设计的反应逆向进行时，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。9\n3．化学平衡常数【例3】一定温度下，向1L密闭容器中加入1molHI(g)，发生反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)，H2物质的量随时间的变化如图所示。0～2min内的平均反应速率v(HI)＝______。该温度下的平衡常数K＝______。相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则______是原来的2倍。a．平衡常数b．HI的平衡浓度c．达到平衡的时间d．平衡时H2的体积分数解析：(1)v(H2)＝＝0.05mol·(L·min)－1，则v(HI)＝2v(H2)＝0.1mol·(L·min)－1。(2)　　　　　　　　　2HI(g)H2(g)＋I2(g)211起始浓度/(mol·L－1)100变化浓度/(mol·L－1)0.20.10.1平衡浓度/(mol·L－1)0.80.10.1则H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常数K＝＝64。(3)若开始时加入HI的量是原来的2倍，则建立的平衡状态和原平衡是等比平衡，HI、H2、I2的物质的量、平衡浓度都是原来的2倍；各组分的百分含量、体积分数相等，平衡常数相等(因为温度不变)；因开始时的浓度增大了，反应速率加快，达到平衡的时间不可能是原来的2倍，故选b。答案：0.1mol·(L·min)－1　64　b思路点拨：化学平衡常数的特点：(1)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关；(2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“1”而不代入公式；(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，若反应方向改变，则平衡常数改变；若方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。变式练习2已知CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)的平衡常数随温度变化如下表：t/℃700800850100012009\nK2.61.710.90.6请回答下列问题：(1)上述正向反应是______反应(选填“放热”或“吸热”)。(2)若达平衡后降温，则平衡向______移动，CO2转化率______，正反应速率______(填“增大”“减小”或“不变”)。(3)在850℃发生上述反应，以表中的物质的量投入恒容反应器中，其中向正反应方向移动的有______(选填A、B、C、D、E)。ABCDEn(CO2)31011n(H2)21012n(CO)1230.53n(H2O)52321(4)在850℃时，可逆反应：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，在该容器内各物质的浓度变化如下：时间/minCO2/(mol·L－1)H2/(mol·L－1)CO/(mol·L－1)H2O/(mol·L－1)00.20.30020.138]0.2380.0620.0623c1c2c3c34c1c2c3c3则3～4min平衡后，c3＝______，CO2的转化率为______。4．图像题【例4】pC类似于pH，是指极稀溶液中的溶质浓度的常用对数的负值。如某溶液中某溶质的浓度为1×10－3mol·L－1，则该溶液中该溶质的pC＝－lg(1×10－3)＝3。已知H2CO3溶液中存在的化学平衡为：CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。如图为H2CO3溶液的pC-pH图。请回答下列问题：9\n(1)在pH＝0～4时，H2CO3溶液中主要存在的离子为______；在pH＝12时，H2CO3溶液中主要存在的含碳阴离子为______。(2)pH＜5时，溶液中H2CO3的pC总是约等于3的原因是____________________________________________________。(3)一定浓度的NaHCO3和Na2CO3的混合溶液是一种“缓冲溶液”，在这种溶液中加入少量的强酸或强碱，溶液的pH变化不大，其原因是________________________________________________________________。(4)血液里存在的H2CO3NaHCO3，就是一种“缓冲溶液”，是血液pH保持稳定的重要因素。当c(H＋)增大时，血液中消耗H＋的离子方程式为______________；当c(OH－)增大时，血液的pH也能保持基本稳定，试结合电离方程式简要说明：_____________________________________________________________。解析：(1)由H2CO3溶液的pC-pH图，pH＝0～4时，溶液中存在H2CO3、H＋、HCO；在pH＝12时，溶液中存在OH－、CO、HCO。(2)pH＜5时，溶液呈酸性，H2CO3溶液中存在的平衡向左移动，由于CO2本身在水中的溶解度小，溶液放出CO2保持饱和状态，所以溶液中H2CO3的pC总是约等于3。(3)在该溶液中加入少量的强酸，使平衡HCOH＋＋CO向左移动，结果溶液中H＋浓度增加得很少；若在溶液中加入少量的强碱，使平衡HCOH＋＋CO向右移动，结果溶液中的OH－浓度也增加得很少。(4)HCO＋H＋H2CO3，H2CO3HCO＋H＋，当c(OH－)增大时，H＋与OH－结合成水，消耗了OH－，使血液的pH保持基本稳定。答案：(1)H＋、HCO　CO、HCO　(2)CO2本身在水中的溶解度小，pH＜5时，溶液呈酸性，上述电离平衡向左移动放出CO2　(3)在该溶液中加入少量的强酸，使平衡HCOH＋＋CO向左移动，结果溶液中H＋浓度增加得很少；若在溶液中加入少量的强碱，使平衡HCOH＋＋CO向右移动，结果溶液中的OH－浓度也增加得很少　(4)HCO＋H＋H2CO3，H2CO3HCO＋H＋，当c(OH－)增大时，H＋与OH－结合成水，消耗了OH－，使血液的pH保持基本稳定思路点拨：解答图像题的思路：(1)首先需认清纵、横坐标各表示什么量，然后再从曲线的起点位置及曲线的变化趋势确定函数曲线的增减性；(2)理解曲线斜率大小即曲线“平”与“陡”的意义；(3)准确把握各特殊点(原点、曲线的拐点、最高点及交叉点等)的含义；(4)准确理解某些关键数据在解题中的特定作用，找出直接或隐含的化学相关知识才能快捷地解答出答案；(5)数据转化为图像时一定要具备寻找分段函数的能力和寻找特殊值的能力，明白任何方程均有其独特的图像表现能力，有时是连续线段、有时是不连续的跳跃线段、有时是交叉线段等；(6)能够从数据中先理出几个特殊点，连接时一定要注意是直线还是曲线，是变点还是不变点，是否有拐点。变式练习3高铁酸钾是一种高效多功能水处理剂。工业上常采用NaClO氧化法生产，反应原理为：①在碱性条件下，利用NaClO氧化Fe(NO3)3制得Na2FeO4：3NaClO＋2Fe(NO3)3＋10NaOH===2Na2FeO4＋3NaCl＋6NaNO3＋5H2O；②Na2FeO4与KOH反应生成K2FeO4：Na2FeO4＋2KOH===K2FeO4＋2NaOH。主要的生产流程如下：9\n(1)流程图中“转化”(反应③)是在某低温下进行的，说明此温度下Ksp(K2FeO4)______Ksp(Na2FeO4)(填“＞”“＜”或“＝”)。(2)反应的温度、原料的浓度和配比对高铁酸钾的产率都有影响。图1图2图1为不同的温度下，Fe(NO3)3不同质量浓度对K2FeO4生成率的影响；图2为一定温度下，Fe(NO3)3质量浓度最佳时，NaClO浓度对K2FeO4生成率的影响。①工业生产中最佳温度为______℃，此时Fe(NO3)3与NaClO两种溶液最佳质量浓度之比为______。②若Fe(NO3)3加入过量，在碱性介质中K2FeO4与Fe3＋发生氧化还原反应生成K3FeO4，此反应的离子方程式为____________________________________________。(3)K2FeO4在水溶液中易水解：4FeO＋10H2O4Fe(OH)3＋8OH－＋3O2。在“提纯”K2FeO4中采用重结晶、洗涤、低温烘干的方法，则洗涤剂最好选用________溶液(填序号)。A．H2OB．CH3COONa、异丙醇C．NH4Cl、异丙醇D．Fe(NO3)3、异丙醇5．电极反应式9\n【例5】用吸收H2后的稀土储氢合金作为电池负极材料(用MH表示)，NiO(OH)作为电池正极材料，KOH溶液作为电解质溶液，可制得高容量、长寿命的镍氢电池。电池充放电时的总反应为NiO(OH)＋MHNi(OH)2＋M。(1)电池放电时，负极的电极反应式为________________________。(2)充电完成时，Ni(OH)2全部转化为NiO(OH)。若继续充电将在一个电极产生O2，O2扩散到另一个电极发生电极反应被消耗，从而避免产生的气体引起电池爆炸，此时，阴极的电极反应式为__________。解析：(1)负极实际上是稀土储氢合金吸附的H2失去电子生成H＋，H＋再与OH－结合生成H2O，所以负极的电极反应为MH－e－＋OH－===H2O＋M。(2)O2被消耗相当于O2在阴极获得电子：O2＋4e－＋2H2O===4OH－。答案：(1)MH＋OH－－e－===M＋H2O　(2)2H2O＋O2＋4e－===4OH－思路点拨：(1)原电池与电解池的区别装置有无外电源电极材料电极确定原电池化学能→电能，无外电源活动性不同的金属或一种金属与非金属(或化合物)电子流出一极为负极(氧化反应)；电子流入一极为正极(还原反应)电解池电能→化学能，必有外电源可为惰性电极也可为金属电极(电镀)化合价升高一极与电源正极相连(阳极)；化合价降低一极与电源负极相连(阴极)(2)原电池、电解池、电镀池判定：若无外接电源，可能是原电池，然后根据原电池的形成条件判定；若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池，当阳极金属与电解质溶液中的金属离子相同则为电镀池；若为无明显外接电源的串联电路，则应利用题中信息找出能发生自发氧化还原反应的装置为原电池。(3)可充电电池的判断：放电时相当于原电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应；充电时相当于电解池，放电时的正极变为电解池的阳极，与外电源正极相连，负极变为阴极，与外电源负极相连。(4)原电池电极反应式书写步骤：明确电池的负极反应物是电极本身还是其他物质、反应产物及化合价的变化；确定电池的正极反应物是电解质溶液中的离子，还是其他物质(如溶有或通入的氧气)；判断是否存在特定的条件(如介质中的H＋或OH－等非放电物质是否参加反应)，进而推断电解质溶液的酸碱性的变化；总的反应式是否满足质量守恒、得失电子守恒、电荷守恒。(5)电解池电极反应式的书写步骤：电解池的阴阳极是由外接电源的正负极确定的，电源的正极接电解池的阳极，发生氧化反应，负极接电源的阴极，发生还原反应；书写阳极反应时，首先要注意观察电极材料，当电极为C、Pt、Au等惰性电极时，根据阴离子放电顺序考虑溶液中的阴离子放电，若阳极本身为活泼金属材料，则首先考虑电极反应。而阴极无论什么材料都不参与电极反应。三、解题策略9\n化学反应原理类题尽管设问较多，考查内容较多，但都是《考试大纲》要求的内容，不会出现偏、怪、难的问题，因此要充满信心，分析时要冷静，不能急于求成。这类试题考查的内容很基础，陌生度也不大，所以复习时一定要重视盖斯定律的应用与热化学方程式的书写技巧及注意事项；有关各类平衡移动的判断、常数的表达式、影响因素及相关计算；影响速率的因素及有关计算的关系式；电化学中两极的判断、离子移动方向、离子放电先后顺序、电极反应式的书写及有关利用电子守恒的计算；电离程度、水解程度的强弱判断及离子浓度大小比较技巧等基础知识，都是平时复习时应特别注意的重点。在理解这些原理或实质时，也可以借用图表来直观理解，同时也有利于提高自己分析图表的能力与技巧。总结思维的技巧和方法，答题时注意规范细致。再者是该类题的问题设计一般没有递进性，故答题时可跳跃式解答，千万不能放弃。参考答案【变式练习1】答案：(1)S8(s)＋8O2(g)===8SO2(g)　ΔH＝－8akJ·mol－1(2)2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g)　ΔH＝＋2bkJ·mol－1(3)(2d－a－e)kJ·mol－1解析：(1)燃烧热指的是1mol燃料完全燃烧生成稳定化合物时放出的热量，因此根据定义先写出化学方程式：S8(s)＋8O2(g)8SO2(g)，又由于题干中给出的焓变是指生成1mol产物的数据，因此该反应的热化学方程式为S8(s)＋8O2(g)===8SO2(g)　ΔH＝－8akJ·mol－1。(2)可根据题中图示直接写出热化学方程式。(3)设S8分子中硫硫键的键能为x，由于反应热等于反应物的键能之和减去生成物的键能之和，结合①可得8x＋8e－16d＝－8a，解得x＝2d－a－e。【变式练习2】答案：(1)放热(2)正反应方向　增大　减小(3)A(4)0.12mol·L－1　60%解析：(1)由表中数据可知温度升高，K值减小，说明温度升高，平衡逆向进行，正反应为放热反应。(2)平衡后降温，平衡正向移动，K增大，CO2转化率增大，由于降温，正、逆反应速率都减小，但正反应速率大于逆反应速率。(3)计算各组的浓度商：QA＝＜1，QB＝＞1，QD＝＝1，QE＝＞1。由浓度商Q＜K反应正向进行推断，A项向正反应方向进行。(4)850℃，K＝1，由　　　　　　　　　CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)起始/(mol·L－1)0.20.300转化/(mol·L－1)xxxx平衡/(mol·L－1)0.2－x0.3－xxx则＝1，所以x＝0.12mol·L－1，故c3＝0.12mol·L－1，α(CO2)＝×100%＝60%。【变式练习3】答案：(1)＜9\n(2)①26　6:5　②2FeO＋Fe3＋＋8OH－===3FeO＋4H2O(3)B解析：(1)在化学式相似的情况下，发生的是沉淀的转化，由Ksp大的转化为Ksp小的。(2)①由图1看出温度为26℃时，K2FeO4生成率最高；由图1和图2看出K2FeO4生成率最高时，Fe(NO3)3与NaClO的质量浓度分别为330g·L－1和275g·L－1，二者之比为6:5。②根据电子守恒和电荷守恒配平离子方程式。(3)洗涤时一是要减少溶解的损失，二是要抑制其水解造成的损失。9