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备战2025 年高考化学【一轮·考点精讲精练】复习讲义
考点35 化学能与热能（热化学）
知识精讲
一．反应热、焓变
二．热化学方程式
三．燃烧热、中和热
四．中和热的测定实验
五．能源
六．盖斯定律、反应热的计算与比较
课后精练
选择题：
20
题
非选择题：
5
题
建议时长：
60
分钟
实际时长： 分钟
一．反应热、焓变
1．化学反应的实质与特征
(1)实质：反应物中化学键的断裂和生成物中化学键的形成。
(2)特征：既有物质变化，又伴有能量变化，能量的变化通常主要表现为热量的变化，也有光能和电能
等。
2．反应热和焓变
(1)反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反应的热效应，
简称反应热。
(2)焓变：在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于焓变，其符号为ΔH，单位是kJ/mol(或kJ·mol
－1)。
3．放热反应和吸热反应
(1)化学反应放热和吸热的原因
1
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判断依据
放热反应
吸热反应
反应物总能量与
生成物总能量的
相对大小
反应物具有的总能量大于生成物具有的
总能量。
即：E(反应物)＞E(生成物)
反应物具有的总能量小于生成物具有的
总能量。
即：E(反应物)＜E(生成物)
与化学键的关系
生成物分子成键时释放出的总能量大于
反应物分子断键时吸收的总能量
生成物分子成键时释放出的总能量小于
反应物分子断键时吸收的总能量
ΔH 的符号
ΔH<0(“－”号)
ΔH>0(“＋”号)
反应过程图示
(2)记忆常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应
a．所有的燃烧反应，如：木炭、CH4等在空气或氧气中的燃烧，钠、H2在氯气中
燃烧，镁条在CO2中燃烧。
b．所有的酸碱中和反应，如：HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
c．大多数的化合反应，如：CaO＋H2O===Ca(OH)2
d．铝热反应，如：2Al＋Fe2O3=====2Fe＋Al2O3
e．活泼金属与水、与酸的反应，如：2Na＋2H2O===2NaOH+H2↑
f．生成沉淀的反应
2
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常见的吸热反应
a．大多数分解反应，如：NH4Cl
NH3↑＋HCl↑、CaCO3=====CaO＋CO2↑
b．Ba(OH)2·8H2O 与NH4Cl 的反应
c．C 和CO2发生的化合反应及C 和H2O(g)的反应
d．以碳、CO、H2为还原剂的氧化还原反应：如：H2＋CuO
H2O＋Cu、C＋
H2O(g)=====CO＋H2
e．盐类的水解反应
【注意】
①过程(包括物理过程、化学过程)与化学反应的区别，有能量变化的过程不一定是放热反应或吸热反
应。如水结成冰放热，但不属于放热反应；稀释浓硫酸、氢氧化钠溶于水等过程虽然放热，但不是化学变
化，因此属于放热过程而不是放热反应。同理，铵盐溶于水属于吸热过程。
②化学反应是放热还是吸热与反应发生的条件没有必然联系。如吸热反应NH4Cl 与Ba(OH)2·8H2O 在
常温常压下即可进行。
③能量越低越稳定。同一物质能量由高到低：气体(g)>液体(l)>固体(s)；稳定性：气体(g)<液体(l)<固
体(s)。焓是与内能有关的相对比较抽象的一种物理量，焓变的值只与始末状态有关而与过程无关，物质的
焓越小，具有的能量越低，稳定性越强。
④焓变与反应发生的条件、反应进行是否彻底无关。
⑤化学反应一定伴随着能量的变化，其能量变化主要表现为热量的变化，但这并不是唯一的表现形
式，如发光、发电等。有能量变化的过程并不一定是化学变化过程，如物质的三态变化时伴随着能量的变
化。
4．反应焓变的计算
(1)根据化学反应过程中的能量变化来计算
ΔH＝生成物的总能量－反应物的总能量
ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能
ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能
3
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图示
意义
a 表示正反应的活化能；b 表示逆反应的活化能；c 表示该反应的反应热
ΔH
图1：ΔH＝(a－b)kJ·mol－1＝－c kJ·mol－1，表示放热反应
图2：ΔH＝(a－b)kJ·mol－1＝c kJ·mol－1，表示吸热反应
(2)注意事项
①利用键能计算反应热的关键，是弄清物质中化学键的数目，清楚中学阶段常见单质、化合物中所含
共价键的种类和数目。
物质
(化学键)
CO2
(C===O)
CH4
(C—H)
P4
(P—P)
SiO2
(Si—O)
1 mol 微粒所含键的物质
的量
2
4
6
4
物质
(化学键)
石墨
(C—C)
金刚石
(C—C)
S8
(S—S)
Si
(Si—Si)
1 mol 微粒所含键数的物
质的量
1.5
2
8
2
②活化能与焓变的关系
a．催化剂能降低反应的活化能，但不影响焓变的大小及平衡转化率。
b．在无催化剂的情况，E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能，ΔH＝E1－E2，活化能大小影响
4
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反应速率。
c．起点、终点能量高低判断反应的ΔH，并且物质的能量越低，物质越稳定。
③由反应物A 转化为生成物C，需经过两步反应，其反应过程与能量变化如图所示：
a．E3>E1，即第二步决定化学反应速率。
b．能量越低越稳定，稳定性：C>A>B。
c．该反应的反应热为E1－E2＋E3－E4。
二．热化学方程式
1．概念：表示参与化学反应的物质的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．意义：表明了化学反应中的物质变化和能量变化，还说明了物质的“物质的量”与“能量”之间的数
量关系。
例如：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，表示25 ℃，101 kPa 下，2 mol 氢气和1 mol
氧气反应生成2 mol 液态水时放出571.6 kJ 的热量。
3．书写热化学方程式注意事项
(1)注明反应条件：反应热与测定条件(温度、压强等)有关。绝大多数反应是在25 ℃、101 kPa 下进行
的，可不注明。
(2)注明物质状态：常用s、l、g、aq 分别表示固体、液体、气体、溶液。
(3)注意符号、单位：ΔH 应包括“＋”或“－”、数值和单位(kJ·mol－1)。
(4)区别于普通方程式：一般不注“↑”“↓”以及“点燃”“加热”等。
(5)注意热化学方程式的化学计量数：热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的
物质的量，可以是整数，也可以是分数。且化学计量数必须与ΔH 相对应，如果化学计量数加倍，则ΔH
也要加倍。
如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－571.6kJ·mol－1
(6)同素异形体转化的热化学方程式除了注明状态外，还要注明名称，如C(s，金刚石)、C(s，石墨)。
(7)正、逆反应ΔH 的数值相等、符号相反。
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4．可逆反应的ΔH 表示反应物完全反应的热量变化。
如N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。
表示在101 kPa、25 ℃时，1 mol N2(g)和3 mol H2(g)完全反应生成2 mol NH3(g)时放出92.4 kJ 的热量。
但实际上1 mol N2(g)和3 mol H2(g)充分反应，不可能生成 2 mol NH3(g)，故实际反应放出的热量肯定小于
92.4 kJ。
三．燃烧热、中和热
1．燃烧热和中和热的比较
燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH 及其单位
ΔH0，单位均为kJ·mol－1
不同点
反应物的量
1mol
不一定为1 mol
生成物的量
不确定
生成物水为1mol
反应热含义
在101 kPa 时，1mol 纯物质
完全燃烧生成指定产物时所放
出的热量。
【注意】燃烧热中元素所对应
的指定产物：C→CO2(g) ，
H→H2O(l)
，
S→SO2(g)
，
N→N2(g)等。
在稀溶液里，强酸与强碱发生中
和反应生成1mol H2O(l)时所放出
的热量
表示方法
燃烧热为a kJ·mol－1或ΔH＝
－a kJ·mol－1(a＞0)
强酸与强碱在稀溶液中反应的中
和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－
57.3kJ·mol－1
举例
C
①
的燃烧热为393.5 kJ·mol－1，表示在25 ℃、101 kPa 条件下，1
mol C 完全燃烧生成CO2放出393.5 kJ 的热量，用热化学方程式表
示为C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5kJ·mol－1。
25 ℃
②
、101 kPa 下，在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成
可溶性盐和1 mol H2O(l)时，放出57.3 kJ 的热量，热化学方程式
可表示为H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3kJ·mol－1。
【注意】理解燃烧热和中和反应的反应热
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(1)有关燃烧热的判断，一看是否以1 mol 可燃物为标准，二看是否生成指定产物。物质完全燃烧生成
的指定产物示例：H→H2O(l)，C→CO2(g)，S→SO2(g)，N→N2(g)。
(2)表示燃烧热的热化学方程式：
燃烧热是以1mol 物质完全燃烧所放出的热量来定义的，因此在书写它的热化学方程式时，应以燃烧
1mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数，故在其热化学方程式中常出现分数。
例如：C8H18(l)＋O2(g)===8CO2(g)＋9H2O(l) ΔH＝－5518kJ·mol－1，即C8H18的燃烧热为5518kJ·mol－1
(3)中和反应的实质是H＋和OH－反应生成H2O。
①若反应过程中有其他物质生成(如生成不溶性物质，难电离物质等)，这部分反应热不在中和反应反
应热之内。
②若用浓溶液或固体，还有溶解热，放出热量增多。
③若用弱酸代替强酸(或弱碱代替强碱)，由于弱酸或弱碱电离要吸热，则放出热量减小。
④强酸、强碱发生中和反应时，中和热为一定值，与酸、碱的用量无关，与其中一种过量也无关，但
酸和碱放出的热量与其用量有关
(4)对于中和反应反应热、燃烧热，由于它们的反应放热是确定的，所以描述中不带“－”，但焓变为
负值。
(5)当用热化学方程式表示中和反应反应热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol，当用热化学方程
式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。
2．反应热、燃烧热和中和热的比较
反应热
燃烧热
中和热
概念
化学反应过程中放
出或吸收的热量
25 ℃、101 kPa 时，1 mol
纯物质完全燃烧生成稳定
的氧化物时所放出的热量
在稀溶液中，酸与碱发生中
和反应生成1 mol 液态水时
所放出的热量
能量的变化
放热或吸热
放热
放热
ΔH 的大小
放热时，ΔH＜0；
吸热时，ΔH＞0
ΔH＜0
ΔH＜0
反应条件
一定压强下
25 ℃、101 kPa
稀溶液
反应物的量
不限
1 mol 纯物质
不一定是1 mol
生成物的量
不限
不限
1 mol 液态水
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表示方法
ΔH＝－a kJ·mol－1
或ΔH＝+a kJ·mol－1
燃烧热为a kJ·mol－1或
ΔH＝－a kJ·mol－1
中和热为57.3 kJ·mol－1或
ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
四．中和热的测定实验
1．中和反应反应热的测定(以稀盐酸与稀NaOH 溶液反应为例)
(1)测定原理：通过量热计测得体系在反应前后的温度变化，再利用有关物质的比热容计算反应热。
(2)实验步骤及装置
实验装置
实验步骤
①测量反应物的温度
②测量反应后体系温度(记录反应后体系的最高温度)
③重复上述步骤①至步骤②两次
④数据处理：取三次测量所得温度差的平均值进行计算，生
成1 mol H2O 时放出的热量为
kJ
c＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1；
n 为生成H2O 的物质的量。
稀溶液的密度用1 g·mL－1进行计算。
大量实验测得，在25 ℃和101 kPa 下，强酸的稀溶液与强碱的稀溶液发生中和反应生成1
mol H2O 时，放出57.3kJ 的热量
【易错点】中和反应反应热的测定实验中的注意事项
(1)实验所用的酸和碱溶液应为稀溶液，否则会造成较大误差。
(2)量取酸溶液和碱溶液时，应当分别使用两个量筒量取。
(3)使用同一支温度计分别先后测量酸、碱溶液及混合液的最高温度，测完一种溶液后必须
用水冲洗干净并用滤纸擦干后再测另一种溶液的温度。
(4)取多次实验终止温度(t2)和起始温度(t1)温度差的平均值代入公式计算，计算时应注意单位
的统一。
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(3)注意事项
①为保证酸完全中和，采取的措施是碱稍过量(0.5 mol·L－1 HCl、0.55 mol·L－1 NaOH 溶液等体积混
合)。
②因为弱酸或弱碱存在电离平衡，电离过程需要吸热，实验中若使用弱酸或弱碱则测得的反应热数值
偏小。
③玻璃搅拌器的作用是使反应物充分接触，实验时不能用铜丝搅拌棒代替玻璃搅拌器，因为铜丝导热
性好，比用玻璃搅拌器误差大。
④隔热层的作用是减少热量的损失。
(4)中和热测定的误差分析——以50mL 0.50mol·L－1盐酸与50mL 0.55mol·L－1 NaOH 反应为例
引起误差的实验操作
温度差
|ΔH|
保温措施不好
偏小
偏小
搅拌不充分
偏小
偏小
所用酸、碱浓度过大
偏大
偏大
用同浓度的氨水代替NaOH 溶液
偏小
偏小
用同浓度的醋酸代替盐酸
偏小
偏小
五．能源
(1)能源分类
(2)解决能源问题的措施
①提高能源的利用效率：a.改善开采、运输、加工等各个环节；
b.科学控制燃烧反应，使燃料充分燃烧。
②开发新能源：开发资源丰富、可以再生、没有污染或污染很小的新能源。
六．盖斯定律、反应热的计算与比较
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1．盖斯定律
(1)内容：对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的。即：化学反应的
反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
(2)意义：有的反应进行得很慢，有些反应不直接发生，有些反应产品不纯(有副反应发生)，这给测定
反应热造成了困难，若应用盖斯定律可间接地把它们的反应热计算出来。
2．反应热的计算
(1)利用热化学方程式进行有关计算
根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量或反应吸收或放出的热量，可以把反应
热当作“产物”，计算反应放出或吸收的热量。
(2)根据燃烧热数据，计算反应放出的热量
计算公式：Q＝燃烧热×n(可燃物的物质的量)
(3)根据旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算焓变
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
(4)利用盖斯定律计算反应热
热化学方程式
焓变之间的关系
aA === B ΔH1
A === B ΔH2
ΔH1＝aΔH2
aA ===B ΔH1
B ===aA ΔH2
ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
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3．利用盖斯定律书写热化学方程式的步骤
如①C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1；
C(s)
②
＋O2(g)===CO(g) ΔH2；
由(①－②)×2 可得2CO(g)＋O2(g)===2CO2(g) ΔH＝2(ΔH1－ΔH2)。
4．反应热大小的比较
①看物质的聚集状态。物质的气、液、固三态转化时的能量变化如下：
②看ΔH 的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH 数值的大小，还要考虑其符号。
③看化学计量数。当反应物与生成物的聚集状态相同时，化学计量数越大，放热反应的ΔH 越小，吸
热反应的ΔH 越大。
④看反应的程度。对于可逆反应，参加反应的物质的量和聚集状态相同时，反应的程度越大，热量变
化越大。
(1)根据化学计量数比较反应焓变大小
H
①
2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH1
2H
②
2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2
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反应②中H2的量更多，因此放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。
(2)根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小
C(s)
①
＋O2(g)===CO(g) ΔH1
C(s)
②
＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
反应②中，C 完全燃烧，放热更多，|ΔH1|<|ΔH2|，但ΔH1<0，ΔH2<0，故ΔH1>ΔH2。
(3)根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小
①同一反应，生成物状态不同时
A(g)＋B(g)===C(g) ΔH1<0，
A(g)＋B(g)===C(l) ΔH2<0，
因为C(g)===C(l) ΔH3<0，
则ΔH3＝ΔH2－ΔH1<0，
所以ΔH2<ΔH1
②同一反应，反应物状态不同时
S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1<0
S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2<0
ΔH2 ＋ΔH3 ＝ΔH1 ，则ΔH3 ＝ΔH1 －ΔH2 ，又ΔH3<0 ，所以
ΔH1<ΔH2
(4)根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小
2Al(s)
①
＋O2(g)===Al2O3(s) ΔH1
2Fe(s)
②
＋O2(g)===Fe2O3(s) ΔH2
由①－②可得2Al(s)＋Fe2O3(s)===2Fe(s)＋Al2O3(s) ΔH＝ΔH1－ΔH2，已知铝热反应为放热反应，故
ΔH<0，ΔH1<ΔH2。
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(5)与“同素异形体”相关的反应热比较
C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1
C(金刚石，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
因为C(石墨，s)===C(金刚石，s) ΔH>0
所以ΔH1>ΔH2
1．下列实验装置正确且能达到相应实验目的的是
A．利用装置A 检验石蜡中是否含有不饱和烃
B．可利用装置B 验证铁的吸氧腐蚀
C．利用装置C 制备
胶体
D．利用装置D 测定中和反应的反应热
【答案】B
【详解】A．装置A 中，虽然
溶液褪色，并不能说明石蜡中含有不饱和烃，因为其分解产物中含不
饱和烃也能使
溶液褪色，A 错误；
B．通过传感器测定
含量减少，说明铁钉发生了吸氧腐蚀，B 正确；
C．装置C 只能制得
沉淀，C 错误；
D．温度计应该放在烧杯内测量溶液的温度变化，D 错误。
答案选B
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2．固态或气态碘分别与氢气反应的热化学方程式如下：
①
②
下列判断正确的是
A．①中的
为固态，②中的
为气态
B．②的反应物总能量比①的反应物总能量高
C．反应①的产物比反应②的产物热稳定性更好
D．1mol 固态碘升华时将吸收35.96kJ 的热量
【答案】D
【详解】A．已知反应①为放热反应，反应②为吸热反应，因此反应①中碘的能量高，即反应①中碘单质
为气态，②中碘单质为固态，故A 错误；
B．根据ΔH=生成物总能量－反应物的总能量，反应①为放热反应，反应②为吸热反应，因此反应①中反
应物总能量大于反应②的，故B 错误；
C．两个反应的产物相同，状态相同，热稳定性也相同，故C 错误；
D．根据盖斯定律可知，②－①即得I2(s)=I2(g)；ΔH=ΔH2－ΔH1=[+26.48－(－9.48)]kJ/mol=+35.96kJ/mol，因
此1mol 固态碘升华时将吸收35.96kJ 的热量，故D 正确；
答案为D。
3．研究表明
与CO 在
作用下发生反应的能量变化及反应历程如图所示，下列说法错误的是
A．反应总过程
B．
使反应的活化能减小
C．
是该反应的中间产物
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D．
、
两步反应均为放热反应
【答案】A
【详解】A．根据反应机理，反应物总能量大于生成物总能量，该反应为放热反应，即ΔH＜0，A 错误；
B．
为催化剂，使反应的活化能减小，B 正确；
C．根据机理图可知，FeO+为该反应的中间产物，C 正确；
D．根据反应机理图，两步都是反应物总能量大于生成物总能量，都属于放热反应，D 正确；
故选A。
4．探究钠及其化合物的性质，下列方案设计、现象和结论都正确的是
实验方案
现象
结论
A
分别测定NaHCO3和Na2CO3溶液的pH
两者都大于7，
且Na2CO3溶液的
pH 大
CO
的水解能力强于HCO
B
将25℃0.1mol·L-1CH3COONa 溶液加热到40℃，
用传感器监测溶液
变化
溶液的
逐渐减
小
随温度升高，KW逐渐增大，
CH3COONa 溶液中c(H＋)增
大，c(OH-)减小
C
向NaHCO3溶液中加入等体积等浓度的NaAlO2
溶液
有白色沉淀生成
AlO 结合H+的能力强于CO
D
测定中和热时，将稀
溶液缓慢倒入到盛有
稀
的内筒，搅拌使其充分混合，再盖上杯盖
温度差为
中和反应放热，将
代入公式
算得中和热(
)
A．A
B．B
C．C
D．D
【答案】C
【详解】A．没有说明是否为等浓度溶液，不能判断CO
的水解能力强于HCO ，A 错误；
B．高温度，促进CH3COONa 的水解，溶液中c(OH-) 也增大，B 错误；
C．有白色沉淀生成，说明
结合H+的能力强于CO
，C 正确；
D．测定中和热时，为减少热量损失，需将稀NaOH 溶液一次性快速倒入到盛有稀HCl 的内筒中，D 错
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误；
故选C。
5．
和
反应的能量变化如图所示。下列叙述错误的是
A．
分子中
键的键能为
B．光照或点燃条件下
和
反应生成
的反应热不同
C．断裂化学键吸热，形成化学键放热
D．
【答案】B
【详解】A．观察图示，可判断
键的键能为
，故A 正确；
B．反应热只与物质状态、化学计量数有关，与条件无关，故B 错误；
C．不稳定的物质能量较高，稳定物质能量较低，原子不稳定，形成分子稳定，故形成化学键放热，断裂
化学键吸热，故C 正确；
D．反应热等于断裂化学键键能与形成化学键键能之差，
，故D 正确；
故选B。
6．工业合成尿素以
和
作为原料，其能量转化关系如下图：
16
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已知
。下列有关说法正确的是
A．
B．
C．
D．过程③反应速率慢，使用合适的催化剂可减小
而加快反应
【答案】C
【详解】A．二氧化碳气体转化为液态二氧化碳是一个熵减的过程，A 错误；
B．液态水变成气态水要吸热，
，B 错误；
C．由盖斯定律可知，①+
+
②③得反应2NH3(l)+CO2(g)=H2O(l)+H2NCONH2(l)，则
△H=
H
△
1+
H
△
2+
H
△
3=
H
△
1+(-109.2kJ·mol-1)+(+15.5kJ·mol-1)=-103.7，则△H1=-10kJ·mol-1，C 正确；
D．过程③使用合适催化剂可降低反应的活化能，但不改变反应热△H3的大小，D 错误；
故选C。
7．物质的燃烧推动了文明的进步和科技的发展，部分物质的燃烧热数据如下表：
物质
下列热化学方程式正确的是
A．
17
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B．
C．
D．
【答案】A
【详解】A．
燃烧热为-283.0
，则
，A 正确；
B．反应为生成液体水，而不是气态水，B 错误；
C．反应为生成液体水，而不是气态水，C 错误；
D．由盖斯定律可知，氢气燃烧热×2+一氧化碳燃烧热-甲醇燃烧热得反应：
，
则
，D 错误；
故选A。
8．标准状态下，气态反应物和生成物的相对能量与反应历程示意图如下(已知O2和Cl2的相对能量为0)，
下列说法错误的是
A．
B．可计算
键能为
C．相同条件下，O3的平衡转化率：历程Ⅱ=历程Ⅰ
D．历程Ⅰ、历程Ⅱ中速率最快的一步反应的热化学方程式为：ClO(g)+O(g)=O2(g)+Cl(g) ΔH=(E4-
E5)kJ∙mol−1
【答案】D
18
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【详解】A．结合图像分析，历程Ⅱ相当于历程Ⅰ在催化剂Cl(g)参与的条件下进行的反应，催化剂可以降
低反应的活化能，但是不能改变反应的焓变，因此
，A 正确；
B．已知O2和Cl2的相对能量为0(即E6=0)，破坏1 mol Cl2(g)中的Cl-Cl 键形成2 mol Cl，吸收的能量为
，结合
得
，所以
键能为
，B
正确；
C．由以上分析可知，历程Ⅰ和历程Ⅱ的区别就是有Cl 做催化剂，催化剂不能改变反应物的平衡转化率，
因此相同条件下，O3的平衡转化率：历程Ⅱ=历程Ⅰ，C 正确；
D．活化能越低，反应速率越快，由图像可知，历程Ⅱ中第二步反应的活化能最低，所以速率最快的一步
反应的热化学方程式为：ClO(g)+O(g)=O2(g)+Cl(g)
，D 错误；
故选D。
9．铜基多向催化剂性能优异，耐受高温，广泛应用于一系列的重要化工反应中。三甲胺
用于调节动物肝脏对体内脂肪的代谢和促生长。单个三甲胺在
表面的催化作用反应历程如图所示，下
列说法不正确的是
A．该反应历程中最大能量值为
B．该反应为放热反应
C．涉及极性键的断裂与形成
D．升高温度增大单位体积内活化分子百分数，从而增大化学反应速率
【答案】A
【详解】A．根据图示该反应历程中最大能量值为
，A 错误；
B．反应物的总能量大于生成物的总能量，为放热反应，B 正确；
C．反应涉及到碳氢键的形成以及碳氧键的断裂，C 正确；
D．升高温度增大单位体积内活化分子百分数，增大单位时间单位体积内有效碰撞次数，从而增大化学反
19
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应速率，D 正确；
故选择A 选项。
10．将盛有
粉末的小烧杯放入盛有少量液态醋酸的大烧杯中，然后向小烧杯中加入盐酸。可观
察到
与盐酸剧烈反应，醋酸逐渐凝固。下列说法不正确的是
A．醋酸由液态转化为固态时放出热量
B．
与盐酸的反应中，热能转化为产物内部的能量
C．
与盐酸的反应中，反应物的总能量高于生成物的总能量
D．
和盐酸的反应中，涉及离子键、共价键的断裂
【答案】C
【详解】A．醋酸由液态转化为固态是放热过程，故A 正确；
B．将盛有
粉末的小烧杯放入盛有少量液态醋酸的大烧杯中，然后向小烧杯中加入盐酸，可观察
到
与盐酸剧烈反应，醋酸逐渐凝固，说明
与盐酸的反应中吸热，热能转化为产物内部
的能量，故B 正确；
C．由B 可知，
与盐酸的反应是吸热反应，反应物的总能量低于生成物的总能量，故C 错误；
D．
是离子化合物，铵根和碳酸氢根内有共价键，
和盐酸反应生成CO2、H2O、
NH4Cl，涉及离子键、共价键的断裂，故D 正确；
故选C。
11．一种
被还原为CO 的反应机理示意图如下：图1 为通过实验观察捕获中间体和产物推演出的
被还原为CO 的反应过程；图2 为
转化为CO 反应过程经历的中间体的能垒变化。已知：MS 代表反应
物或中间产物；TS 代表过渡态；FS 代表终态产物。下列推断不正确的是
20
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A．由图1 可知，存在
键的断裂和形成
B．由图1、2 可知，Cu(Ⅰ)是该循环的催化剂，且步骤MS2→MS3 决定总反应速率
C．由图1、2 可知，几种中间产物中
最稳定
D．由图1、2 可知该过程的总反应为
【答案】D
【详解】A．由图1CO2被还原为CO 的反应过程可知，存在CO2中π 键的断裂和CO 中π 键的形成，A 正
确；
B．由图1 可知，Cu(Ⅰ)是该循环的催化剂；在多步反应体系中，反应速率最慢的反应决定了反应的总速
率，活化能越高，反应速率越慢，由图2 可知，MS2→MS3 活化能最大，反应速率最慢，决定了总反应速
率，B 正确；
C．能量越低，物质越稳定，由图1、2 可知，几种中间产物中[Cu(CO)]+最低，最稳定，C 正确；
D．由图1、2 可知该过程的总反应为
，D 错误；
故选D。
12．利用含碳化合物合成燃料是解决能源危机的重要方法，已知CO(g)＋2H2(g)
CH3OH(g)反应过程中的
能量变化情况如图所示，曲线Ⅰ和曲线Ⅱ分别表示不使用催化剂和使用催化剂的两种情况。下列判断正确
21
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的是
A．该反应的ΔH=＋91kJ·mol-1
B．加入催化剂，该反应的ΔH 变小
C．反应物的总能量大于生成物的总能量
D．如果该反应生成液态CH3OH，则ΔH 增大
【答案】C
【详解】A．根据图示，该反应反应物的总能量大于生成物的总能量，是放热反应，
，故A 项错
误；
B．加入催化剂只能降低反应所需的活化能，而对反应热无影响，故B 项错误；
C．根据图示，该反应反应物的总能量大于生成物的总能量，故C 项正确；
D．生成液态CH3OH 时释放出的热量更多，ΔH 更小，故D 项错误。
故本题选C。
13．甲苯与浓硝酸反应可生成2，4，6-三硝基甲苯(TNT)。三氟甲苯(
)与浓
反应可生成邻硝基三
氟甲苯(
)和间硝基三氟甲苯(
)，该反应历程中生成两种中间体的能量变化示意图如
下。下列说法错误的是
22
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A．生成中间体1、2 的反应均为吸热反应
B．反应历程中苯环的大
键没有发生变化
C．中间体1 是由
进攻
的邻位碳而形成的
D．
比
更易使苯环上的间位氢原子活化
【答案】B
【详解】A．观察图片发现生成中间体1、2 能量升高，故生成中间体1、2 的反应均为吸热反应，A 正确；
B．反应历程中苯环变成
，带正电荷，大
键被破坏，B 错误；
C．观察图片发现中间体1 是由
进攻
的邻位碳而形成的，C 正确；
D．甲苯与浓硝酸反应生成邻位和对位的2，4，6-三硝基甲苯(TNT)，而三氟甲苯与浓硝酸反应除生成邻硝
基三氟甲苯外，还生成间硝基三氟甲苯，生成间硝基三氟甲苯所需能量较低，表明以间硝基三氟甲苯为
主，说明
比
更易使苯环上的间位氢原子活化，D 正确；
答案选B。
14．碳酸钠晶体（
）失水可得到
或
，两个化学反应的能量变化
示意图如图，下列说法错误的是
23
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A．
B．向
中滴加几滴水，温度升高
C．
失水生成
：
D．碳酸钠晶体（
）失水是化学变化
【答案】C
【详解】A．1 mol
和9 mol
的总能量大于1 mol
的能量，故
，故A 正确；
B．由图象可知，1 mol
和10 mol
的总能量大于1 mol
和9mol
总能量，则向
中滴加几滴水，放出能量，温度升高，故B 正确；
C．①
②
；
根据盖斯定律②-①得
，C 错误；
D．碳酸钠晶体（
）失水生成新物质
和
，是化学变化，D 正确；
选C。
15．碱金属单质M 和
反应的能量变化如下图所示。下列说法正确的是
24
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A．CsCl 晶体是共价晶体
B．
C．若M 分别为Na 和K，则
：Na<K
D．
，
【答案】B
【详解】A．CsCl 晶体是离子晶体，A 错误；
B．根据盖斯定律：
，B 正确；
C．若M 分别为Na 和K，失电子过程中需吸收能量，
为正值，K 半径更大，失去电子所需能量更小，
则
：Na＞K，C 错误；
D．氯气分子断键为氯原子需吸收能量，
；离子结合形成离子键需放热，
，D 错误；
答案选B。
16．下表为某些化学键的键能化学键键能
化学键
键能(kJ/mol)
154
500
942
a
已知火箭燃料肼(N2H4)有关化学反应的能量变化如图所示，则下列说法正确的是
25
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A．表中的a=391
B．相同条件下O2比N2稳定
C．
D．图中的
【答案】A
【详解】A．△H3=(154+4a+500)kJ∙mol-1=2218 kJ∙mol-1，则a=391，A 正确；
B．表中数据显示，O=O 键的键能小于N≡N 键的键能，键能越大，共价键越牢固，分子越稳定，则相同条
件下N2比O2稳定，B 不正确；
C．
相当于发生反应
和反应2H2O(g)=2H2O(l) ∆H＜0，所以
，C 不正确；
D．由分析可知，图中的
，D 不正确；
故选A。
17．N2H4的燃烧热为621.7 kJ∙mol-1。下列化学反应表示正确的是
A．NH4Cl 和KNH2在液氨中的反应：
B．过量氨水和硫酸铜溶液的反应：
C．N2H4燃烧的反应：
26
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D．盐酸中通入H2还原NO2的反应：
【答案】A
【详解】A．在液氨中，2NH3
+
，则NH4Cl 和KNH2在液氨中的反应：
，A 正确；
B．过量氨水和硫酸铜溶液反应，起初生成的Cu(OH)2继续溶于氨水生成
：
，B 不正确；
C．表示燃烧热时，产物中的H2O 应呈液态，所以N2H4燃烧的反应：
，C 不正确；
D．盐酸中通入H2还原NO2的反应：
，D 不正确；
故选A。
18．化学反应原理与科学、技术、社会和环境密切相关。下列说法正确的是
A．某温度下，反应
已达到平衡，压缩体积后达到新平衡时，
的浓度
增大
B．合成氨的反应塔与外加电源的正极相连，并维持一定的电压可以钝化防腐
C．工业上用
合成
，增加氧气的量可提高
的利用率
D．已知反应
，则完全破坏等质量的
和
中的化学键，
需要的能量
更多
【答案】C
【详解】A．反应
的平衡常数
，压缩体积后达到新平衡时，平衡
常数不变，故
浓度不变，故A 项错误；
B．合成氨的反应塔与外加电源的负极相连，并维持一定的电压可以钝化防腐，属于外加电流法，故B 项
错误；
C．工业上用
与
反应合成
，对于可逆反应，增加一种反应物的量，可以增大另一种反应物的转
化率，故C 项正确；
D．该反应为吸热反应，则
的能量更高，
断键需要的能量更少，D 项错误；
27
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故选C。
19．单斜硫和正交硫转化为二氧化硫的能量变化如图，下列说法正确的是
A．
B．单斜硫和正交硫互为同素异形体
C．②式表示一个正交硫分子和一个
分子反应生成一个
分子放出296.83kJ 的能量
D．①式反应断裂1mol 单斜硫(s)和
中的共价键吸收的能量比形成
中的共价键所
放出的能量多297.16kJ
【答案】B
【详解】A．从图中可知，单斜硫能量高于正交硫，故
，A 错
误；
B．单斜硫和正交硫都是硫元素形成的单质，两者互为同素异形体，B 正确；
C．②式表示1mol 正交硫与1mol 氧气反应生成1mol 二氧化硫放出296.83kJ 的能量，C 错误；
D．①反应为放热反应，则该反应断裂1mol 单斜硫(s)和
中的共价键吸收的能量比形成
中的共价键所放出的能量少297.16kJ，D 错误；
故答案选B。
20．在一密闭容器中，物质
发生三个脱水的竞争反应：
①
②
28
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③
反应历程如图所示。相同条件下，下列说法正确的是
A．由图可知，物质M 比物质N 稳定
B．反应①比反应②和③更快达到化学平衡
C．
的反应热
D．平衡后压缩容器，物质E 的物质的量不变
【答案】C
【详解】A．物质能量越低越稳定，物质M 和物质N 能量无法比较，两者稳定性无法比较，A 错误；
B．反应①活化能高于反应②和③，更慢达到化学平衡，B 错误；
C．②
③
，由盖斯定律，2×
-2×
③
②可得
，反应热
，C 正确；
D．平衡后压缩容器，反应①③逆向移动，M 的物质的量增多，物质E 的物质的量增多，D 错误；
故选C。
21．氯乙烯是一种用途广泛的有机原料，可制备多种化工产品。回答下列问题：
已知
与
发生加成反应的化学方程式如下：
Ⅰ．
Ⅱ．
29
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“反应Ⅰ”和“反应Ⅱ”满足范特霍夫方程
(
均为常数，不同的反应
值不同)，
平衡常数与温度的关系如图甲所示，生成物的产率随温度的变化情况如图乙所示：
(1)由
转化为
的热化学方程式为 。
(2)若已知反应
，则熵变的数值
(填“>”“=”或“<”)。
(3)由图甲可知“反应Ⅰ”和“反应Ⅱ”的焓变
(填“>”“=”或“<”)。
(4)图乙中表示
的产率随温度变化的曲线为 (填“M”或“N”)。
(5)
时，在初始压强为
的恒容密闭容器中，按物质的量之比为
充入
和
，发生“反应Ⅰ”和“反应Ⅱ”，达到平衡时，容器中
和
的分压分别为
。则：
①平衡时，
的转化率为
。
②
时，“反应Ⅱ”的平衡常数
(
为以分压表示的平衡常数)。
③若其它条件不变，将恒容密闭容器换成压强为
的恒压密闭容器，反应达到平衡时，
的平衡产率将 (填“增大”“减小”或“不变”)，原因为 。
【答案】
(1)
(2)>
(3)>
(4)M
30
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(5)96%
增大 该反应为气体分子数减小的反应，恒压相当于增大体系的压强，平衡正
向移动，达到新平衡时，
的平衡产率将增大
【详解】（1）根据盖斯定律，由“反应I”减“反应Ⅱ”可得：
，；
（2）同种物质由液态到气态是熵增加的过程，则熵变的数值；z>y；
（3）“反应I”和“反应Ⅱ”满足范特霍夫方程
，
为关系曲线的斜率，由图可
知，“反应I”的斜率小于“反应Ⅱ”的斜率，则有
，故
；
（4）降低温度，化学平衡常数增大，说明降低温度平衡正向移动，正反应为放热反应，
，则温
度对反应Ⅱ的影响更大，所以升高温度反应对应产物
的产率变化更明显，则曲线M 代
表
的产率变化；
（5）①℃时，在初始压强为P0kPa 的恒容密闭容器中，按物质的量之比为1 1∶充入H2O(g)和
，则初始时
的分压为0.5 P0kPa，达到平衡时，
和H2O(g)
的分压分别为0.4 P0kPa、0.02 P0kPa，由于H2O(g)和
的物质的量相等，所以平衡时
的分压也为0.02 P0kPa，则平衡时，
的转化率为：
；
②已知T1℃，反应达到平衡时，
和H2O (g)的分压分别为0.4 P0kPa、0.02 P0kPa，由于
H2O (g)和
的物质的量相等，所以平衡时
的分压也为0.02 P0kPa，所以“反
应Ⅱ”的平衡常数
；
③若其它条件不变，将恒容密闭容器换成压强为P0kPa 的恒压密闭容器，反应达到平衡时，
的平衡产率将增大，是由于该反应为气体分子数减小的反应，恒压相当于增大体系的压
强，平衡正向移动，达到新平衡时，
的平衡产率将增大。
22．随着我国碳达峰、碳中和目标的确定，二氧化碳资源化利用倍受关注。回答下列问题：
(1)CO2与CO2在催化剂作用下可转化为CH3OH，主要反应如下：
31
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反应1：
反应2：
已知：在一定温度下，由稳定态单质生成1mol 化合物的焓变叫做该物质在此温度下的标准摩尔生成焓。
几种物质在298K 的标准摩尔生成焓如表所示：
物质
CO2(g)
CO(g)
CH3OH(g)
H2O(g)
H2(g)
标准摩尔生成焓(kJ/mol)
-393.51
-110.5
-201.17
-241.82
0
则△H2 。
(2)CO2资源化利用是实现碳中和的重要途径。科学家近年发明了一种新型Zn-CO2水介质电池，可将CO2转
化为甲酸，如图所示，双极隔膜由一层阳离子交换膜和一层阴离子交换膜复合而成，中间为水，作为电解
质溶液中H+和OH-的来源。
放电时，正极的电极反应式为 ；双极隔膜中左侧的离子交换膜为 (填“阴”或
“阳”)离子交换膜。
(3)在某纳米级催化剂上，CO2直接催化加氢生成甲酸，其反应历程如图所示，其中吸附在催化剂表面上的
物质用*标注，TS 为过渡态，该历程中决速步骤的化学方程式为 。
(4)以CO2和CH4催化重整制备合成气。在密闭容器中充入物质的量均为0.4 mol 的CH4和CO2，在一定条
件下发生反应
，
的平衡转化率随温度、压强的变化如图所示：
32
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①若反应在恒温、恒容密闭容器中进行，下列事实能说明反应达到平衡状态的是 (填选项字
母)。
A．同时断裂2 mol C-H 键和1 mol H-H 键 B．容器内混合气体的压强保持不变
C．反应速率有2v 正(CO2)=v 正(H2) D．容器中混合气体的密度保持不变
E．混合气体的平均摩尔质量保持不变
②由图丙可知，压强p1 p2(填“＞”“＜”或“=”，下同)；压强为p2时，Y 点速率v 正
v 逆。
③已知气体分压=气体总压×气体的物质的量分数，用平衡分压代替平衡浓度可以得到平衡常数Kp，则压强
为p2时，X 点对应温度下的Kp= (用含p2的代数式表示)。
【答案】
(1)+41.19 kJ/mol
(2)
阴
(3)
(4)ABE ＜ ＞
【详解】（1）反应热等于断裂反应物化学键吸收的总能量与形成生成物化学键释放的总能量的差，还等
于生成物标准焓与反应物的标准焓的差，则反应2
的反应热
△H2=-110.5 kJ/mol-241.82 kJ/mol-(-393.51 kJ/mol+0)=+41.9 kJ/mol；
（2）根据图示可知：充电时，H2O 失去电子被氧化生成O2，电极反应式为：2H2O-4e-=O2↑+4H+，所以右
侧为阳极，当作为原电池时该电极为正极，放电时，CO2得到电子发生还原反应，被还原生成HCOOH，
电极反应式为CO2+2e-+2H+=HCOOH；放电时，左侧Zn 作负极，发生电极反应：Zn-2e-+4OH-=
，
反应过程需要有OH-参与反应，则双极隔膜中左侧的离子交换膜为阴离子交换膜；
（3）由图中信息可知，纵坐标是反应时的相对能量，横坐标是反应历程，CO2催化加氢的过程中会出现3
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个过渡态，TS-2 与
相对能量的差值是最高的，所以决速步骤的化学方程式为：
；
（4）①A．同时断裂2 mol C-H 键和1 mol H-H 键能说明正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，A 符合
题意；
B．反应在恒温、恒容密闭容器中进行，该反应是反应前后气体的总物质的量不同的反应，故容器内混合
气体的压强保持不变能说明反应达到平衡状态，B 符合题意；
C．在任何时刻都存在关系：2v 正(CO2)=v 正(H2)，故反应速率2v 正(CO2)=v 正(H2)不能说明正逆反应速率相
等，因此不能据此判断反应是否达到平衡状态，C 不符合题意；
D．反应在恒温、恒容密闭容器中进行，气体的体积不变；反应混合物中各组分都是气体，气体的质量不
变，则容器中混合气体的密度始终保持不变，故不能据此判断反应达到平衡状态，D 不符合题意；
E．反应混合物都是气体，气体的质量不变；但物质的量随反应的进行而改变，故反应达平衡状态时平均
摩尔质量不再改变，E 符合题意；
故合理选项是ABE；
②该反应的正反应是气体体积增大的反应，在温度不变时，增大压强，化学平衡逆向移动，导致CH4的平
衡转化率降低。根据图示可知CH4的平衡转化率：p1＞p2，所以压强：p1＜p2；
在压强为p2时，Y 点甲烷的转化率低于平衡转化率，说明反应正向进行，因此反应速率：v 正＞v 逆；
③根据图像可知：在压强为p2，反应达到平衡时CH4的转化率为75%。反应开始时n(CH4)=n(CO2)=0.4
mol，则反应消耗CH4的物质的量是0.3 mol，根据物质反应转化关系，可知消耗0.3 mol CO2，反应产生0.6
mol CO 和0.6 mol H2，因此平衡时n(CH4)=n(CO2)=0.1 mol，n(CO)=n(H2)=0.6 mol，平衡时气体的总物质的
量为n(总)= n(CH4)+n(CO2)+n(CO)+n(H2)=0.1 mol+0.1 mol+0.6 mol+0.6 mol=1.4 mol，则平衡时CH4和CO2
的平衡分压均为
，CO 和H2的平衡分压均为
，则X 点对应温度下的
。
23．联氨
常用作喷气式发动机的高能燃料。回答下列问题：
(1)联氨作燃料时，常使用
(与联氨反应生成
和
)或
(与联氨反应生成
、HF)作氧化剂。根据
下图可知：
△H= ，消耗等量的联氨释放能量较多的体系是
(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
34
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(2)常温下，在真空刚性容器中加入足量的
(s)、
(l)、
(l)，发生如下反应，达到平衡后测
得容器内压强为1.2kPa(
为分压常数，用分压代替平衡浓度)。
反应1：
；
反应2：
。
①平衡后
的分压为 kPa，反应2 的
。
②常温下，若上述反应在有活塞的容器中进行，平衡后向下压缩活塞，达到新平衡与原平衡相比，
的浓
度 (填“变大”“变小”或“不变”)。
(3)
的反应历程如下：
；
。
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①
(用
和
表示)。
②
、
与温度的关系如图所示，则
(填“>”或“<”)0。
【答案】
(1)—567.85kJ/mol Ⅱ
(2)0.2 0.2 不变
(3)
<
【详解】（1）由盖斯定律可知，反应②—①×
得到反应
，则反应
△H=(—534kJ/mol)—(+67.7 kJ/mol)×
=—567.85kJ/mol，反应②+
×2—
③
④得到反应
，则反应△H=(—534kJ/mol)+ (—538kJ/mol) ×2—(—484 kJ/mol) =—
112kJ/mol，则消耗等量的联氨释放能量较多的体系是Ⅱ，故答案为：—567.85kJ/mol；Ⅱ；
（2）由方程式可知，反应1 的平衡常数Kpl=p3(H2)=1.0kPa3，则平衡时氢气的分压为1.0kPa，氮气的分压为
1.2kPa—1.0kPa=0.2kPa，反应2 的Kp2= p(N2) p2(H2)= 0.2kPa×(1.0kPa)2=0.2kPa3，故答案为：0.2；0.2；
②平衡常数是温度函数，温度不变，平衡常数不变，则常温下，若上述反应在有活塞的容器中进行，平衡
后向下压缩活塞，达到新平衡与原平衡相比，平衡常数不变，氢气的浓度不变，故答案为：不变；
（3）①将已知反应依次编号为①②③，由盖斯定律可知，反应②+反应③=反应①，则平衡常数
=
，故答案为：
；
②由图可知，温度升高，lg
减小，说明平衡向逆反应方向移动，该反应为焓变小于0 的放热反应，故答
案为：<。
24．CO2的转化和利用是实现碳中和的有效途径。可利用焦炉气中的H2和工业废气捕获的CO2生产绿色燃
料——“零碳甲醇”。两者在适宜的过渡金属及其氧化物催化下发生反应
CO
①
2(g)+3H2(g)
CH3OH(g)+H2O(g) K1
此反应一般认为通过如下步骤来实现：
CO
②
2(g)+H2(g)
H2O(g)+CO(g)
H
△
1=+40.5kJ•mol-1 K2
CO(g)+2H
③
2(g)
CH3OH(g) K3
(1)原料CO2可通过捕获技术从工业尾气中获取，下列物质能作为CO2捕获剂的是 (字母)。
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A．NaOH 溶液
B．氨水
C．CH3CH2OH
D．NH4Cl 溶液
(2)K1= (用含K2和K3的代数式表示)。
(3)实验测得K1(记作lnK)与温度(T)的关系如图所示，则该反应①的△H 0(填“＞”“＜”或“=”)。
(4)反应①的自发条件是 (填字母)。
A．高温自发 B．低温自发 C．任何温度下都自发
(5)若反应②为慢反应，下列示意图中能体现反应①能量变化的是 (填字母)。
A．
B．
C．
D．
(6)向体积为10L 的恒容密闭容器中充入2.0molCO(g)和3.0molH2(g)，仅发生反应③，初始压强为akPa，测
得CO(g)的平衡转化率与温度的关系如图所示：
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温度300℃条件下，5min 达到平衡，则开始到平衡H2的平均反应速率为 。已知分压=总压×气体物
质的量分数，用气体分压代替浓度计算的平衡常数叫压强平衡常数(Kp)。则A 点对应温度下的Kp=
(kPa)-1(用a 表示)。
(7)在研究该反应历程时发现：反应气中水蒸气含量会影响CH3OH 的产率。资料显示：水也可以使催化剂
活化点位减少。利用计算机模拟，研究添加适量水蒸气前后对能垒较大的反应历程能量变化的影响，结果
如图(吸附在催化剂表面上的物种用*标注)：
结合资料、图中及学过的知识推测在反应气中添加水蒸气将如何影响甲醇产率及产生这种影响的原因(任答
一点) 。
【答案】
(1)AB
(2)
(3)<
(4)B
(5)A
(6)0.048mol/（L·min）
(7)催化剂活化点位减少，吸附反应物能力减弱，甲醇产率下降（ “水蒸气过多，平衡逆向移动，甲醇产
率下降”或“有水参与的历程，活化能较小，反应速率加快，甲醇产率上升”）
【详解】（1）A．
为酸性气体，能与NaOH 溶液反应，生成碳酸钠或碳酸氢钠；
B．氨水呈碱性，能吸收酸性气体
；
C．
呈中性，与
不反应，不能作为
捕获剂；
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D．
溶液呈酸性，不能吸收酸性气体
。
（2）根据盖斯定律，两反应相加就是目标反应，因此
；
（3）由图像可知：K 随温度的升高而降低，也就是温度升高平衡逆向移动，因此该反应是正向放热的反
应，
；
（4）反应①是熵减的放热反应，即
、
，低温条件下反应
，能自发进行，故选
B；
（5）从总反应看，反应物的总能量大于生成物的总能量，排除C、D，反应②为慢反应，则活化能大于反
应①，故选A；
（6）10L 的恒容密闭容器中充入2.0mol
和3.0mol
，300℃条件下，5min 达到平衡，CO 的
转化率为60%，根据已知列三段式
；
②初始物质的量为5mol，初始压强为a kPa，A 点时容器中气体的总物质的量为2.6mol，则平衡时总压强
为
，
，
，
，
；
（7）结合资料、图中及学过的知识推测在反应气中添加水蒸气将如何影响甲醇产率及产生这种影响的原
因：催化剂活化点位减少，吸附反应物能力减弱，甲醇产率下降（ “水蒸气过多，平衡逆向移动，甲醇
产率下降”或“有水参与的历程，活化能较小，反应速率加快，甲醇产率上升”）。
25．丙烯是重要的化工原料，目前生产丙烯主要有丙烷直接脱氢、丙烷氧化脱氢等技术。回答下列问题：
I．丙烷直接脱氢制丙烯：
主反应①：
副反应②：
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(1)主反应①在 (填“高温”、“低温”或“任意温度”)时可自发进行。
(2)下列说法正确的是 。
a．加入合适的催化剂，可以降低反应①的活化能和反应热
b．恒温恒容条件下，混合气体密度保持不变，说明两反应均达到平衡状态
c．恒温恒压条件下，向原料气中掺入氩气，可提高丙烷的转化率
d．已知高温条件下，C-C 键比C-H 键更易断裂，则生产丙烯应选择较低温度下的高效催化剂
Ⅱ．二氧化碳氧化丙烷脱氢制丙烯：
△H3
(3)已知：
。则△H3=
。
(4)在某催化剂表面，二氧化碳催化氧化丙烷脱氢的相对能量变化如图所示(*表示催化剂表面吸附位点，如
*C3H8表示吸附在催化剂表面的C3H8)，
结合上图分析，控速步反应的方程式为 。
(5)与直接脱氢法相比，相同温度下的恒压密闭容器中，二氧化碳氧化丙烷制丙烯能有效提高C3H8转化率的
原因是 。
Ⅲ．丙烷直接氧化脱氢制丙烯：
主反应⑤：
副反应⑥：
在一定温度、初始压强为100kPa 的恒容条件下，按物质的量比1：3 充入C3H8和O2发生反应⑤和⑥，丙烷
转化率、丙烯选择性(丙烯选择性
)随温度的变化曲线如下图所示：
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(6)温度高于600℃，丙烯选择性下降的可能原因是 。600℃温度下，主反应的平衡常数Kp=
kPa．(Kp为平衡分压代替平衡浓度的平衡常数，某气体平衡分压=总压×该气体物质的量分数。计算结果保
留4 位有效数字)。
【答案】
(1)高温
(2)cd
(3)+175
(4)
(5)通入CO2能消耗催化脱氢的产物氢气，且恒压下容器向外膨胀体积变大(稀释作用)，均能使平衡正向移
动
(6)副反应占主导地位或催化剂活性降低 285.7
【详解】（1）主反应①：
副反应②：
主反应①为气体分子数增大的吸热反应，即ΔS＞0，△H＞0，则在高温时可自发进行。
（2）a．加入合适的催化剂，可以改变反应的途径，从而降低反应①的活化能，但不能改变反应热，a 不
正确；
b．恒温恒容条件下，混合气体的质量始终不变，则混合气体的密度始终保持不变，不能说明两反应均达
到平衡状态，b 不正确；
c．恒温恒压条件下，向原料气中掺入氩气，则容器的体积增大，反应混合气的浓度减小，平衡正向移
动，丙烷的转化率增大，c 正确；
d．已知高温条件下，C-C 键比C-H 键更易断裂，生产丙烯时，为防止丙烷分子中的碳碳键断裂，应选择
较低温度下的高效催化剂，d 正确；
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故选cd。
（3）反应③：二氧化碳氧化丙烷脱氢制丙烯：
△H3
反应④：
。
利用盖斯定律，将反应①+反应④得反应③，则△H3=+134 kJ∙mol-1+41 kJ∙mol-1=+175kJ∙mol-1。
（4）活化能越大，反应速率越慢，则上图中，活化能最大的步骤为控速步(活化能由-3.85eV 升高
到-0.04eV)，反应的方程式为
。
（5）与直接脱氢法相比，相同温度下的恒压密闭容器中，二氧化碳可氧化丙烷分解产生的氢气，还能增
大容器的体积，使平衡正向移动，二个方面均能有效提高C3H8转化率，原因是：通入CO2能消耗催化脱氢
的产物氢气，且恒压下容器向外膨胀体积变大(稀释作用)，均能使平衡正向移动。
（6）温度高于600℃，丙烯选择性下降，可能是以副反应为主，也可能是温度影响了催化剂的活性，则可
能原因是：副反应占主导地位或催化剂活性降低。
在一定温度、初始压强为100kPa 的恒容条件下，按物质的量比1:3 充入C3H8和O2发生反应⑤
和⑥
，令充入C3H8的物
质的量为1mol，O2的物质的量为3mol，丙烷转化率为80%，丙烯选择性为50%，则可建立如下三段式：
平衡时，混合气的总物质的量为0.2mol+1.4mol+0.4mol+2mol+1.2mol=5.2mol，混合气的总压强为=130kPa。
则600℃温度下，主反应的平衡常数Kp=≈285.7kPa。
42
