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第23 天 押原理综合
热+平衡+电解质：图像中的“三交汇”——ΔH、K、pH 同图分析
（2025·浙江·高考真题）氯气、二氧化氯常用于漂白、杀菌，有重要的应用价值。请回答：
（1）下列措施中能提高新制饱和氯水中
浓度的是_______。
A．加
固体
B．加水
C．加
粉末
D．加足量
溶液
（2）氯气常用于自来水消毒。稀氯水中存在如下反应(不考虑其他反应)：
I
Ⅱ
Ⅲ
时，在不同
下，约
氯水中部分含氯微粒的平衡浓度对数值
如图所示(溶液体积保持不
变)。
例1
①
分子的空间构型是_______。
②在
之间，
浓度增加，其最大来源是_______(填含氯微粒符号)。
③该氯水中氯元素质量守恒表达式：
_______。
④在图中画出
之间，
随
的变化曲线_______。
（3）某研究小组提出，商用
(常含杂质
)在水中易发生如下反应，影响自来水消毒效果。
Ⅳ
V
中
含量对
反应初始速率
的影响如图所示。实验条件：
初始浓度相同。
①
的存在主要加快了反应_______(填“Ⅳ”或“V”)。
②指出改变
的影响因素，并解释原因_______。
【答案】（1）C
（2） V 形(或角形) HClO
（3） V 影响因素是溶液 pH 以及
含量等，原因是Cl2浓度增大、pH 增大，均使溶液中ClO﹣
浓度增大，反应V 的反应物浓度增大，反应速率增大
【解析】（1）饱和氯水中存在平衡：
，平衡正向移动，增加HClO 浓度：
A．加NaCl 固体，
浓度增加，平衡逆向移动，HClO 降低，A 错误；
B．加水，平衡正向移动，HClO 物质的量增加，但浓度降低，B 错误；
C．加
粉末，消耗
，平衡正向移动，HClO 浓度增加，C 正确；
D．加足量
溶液，消耗
，平衡正向移动，但溶液体积会变大，HClO 浓度下降，且足量的
也会和HClO 反应，进一步导致HClO 浓度下降，D 错误；
故答案为C。
（2）①
分子的中心原子O 的价层电子数为
，O 有2 对孤电子对，空间构型是V 形(或
角形)；
②在
之间，
浓度增加，
主要来自 HClO 的电离：
；
③
溶于水生成等量的
和HClO，HClO 进一步转化为
和
，则该氯水中氯元素质量守恒表达
式：
；
④由
可知，随着 pH 升高，
减小，
亦随之减
小，且
，代入pH=4 时，
，得到
，同理，pH=9
时，
，
，故
从 pH=4 到9 时，从-11 点位大致呈单调下降曲
线递减到-14 点位，如图所示：
；
（3）①反应Ⅳ是
自身的氧化还原反应，而反应V 是
做氧化剂，将
氧化为
(氯的含氧酸
中并不是化合价越高，氧化性越强)，故当
存在时，存在题（2）中Ⅰ和Ⅲ的电离平衡，主要影响
的是反应Ⅴ，即加快了反应Ⅴ的反应速率；
②读图可知，影响
的主要因素有溶液 pH 以及
含量等，原因是Cl2浓度增大、pH 增大，
均使溶液中ClO﹣浓度增大，反应V 的反应物浓度增大，反应速率增大。
（2025·浙江·高考真题）二甲胺[(CH3)2NH]、N，N-二甲基甲酰胺[HCON(CH3)2]均是用途
广泛的化工原料。请回答：
（1）用氨和甲醇在闭容器中合成二甲胺，反应方程式如下：
Ⅰ．
例2
Ⅱ．
Ⅲ．
可改变甲醇平衡转化率的因素是_______。
A．温度
B．投料比[n(NH3):n(CH3OH)]
C．压强
D．催化剂
（2）25℃下，(CH3)2NH·H2O 的电离常数为Kb，-lgKb=3.2，则1mol/L[(CH3)2NH2] +Cl-水溶液的
pH=_______。
（3）在[(CH3)2NH2] +Cl-的有机溶液中电化学还原CO2制备HCON(CH3)2阴极上生成HCON(CH3)2的电极反
应方程式是_______。
（4）上述电化学方法产率不高，工业中常用如下反应生产HCON(CH3)2：
。某条件下反应自发且熵减，则反应在该条件下
_______0(填“>”、“<”或“=”)。
（5）有研究采用CO2、H2和(CH3)2NH 催化反应制备HCON(CH3)2。在恒温密闭容器中，投料比
，催化剂M 足量。反应方程式如下：
Ⅳ．
V．
三种物质的物质的量百分比随反应时间变化如图所示。
(例：HCOOH 的物质的量百分比
①请解释HCOOH 的物质的量百分比随反应时间变化的原因(不考虑催化剂M 活性降低或失活)_______。
②若用SiH4代替H2作为氢源与CO2反应生成HCOOH，可以降低反应所需温度。请从化学键角度解释原因
_______。
【答案】（1）AB
（2）5.4
（3）CO2+2e-+2[(CH3)2NH2] += HCON(CH3)2+(CH3)2NH+H2O
（4）＜
（5） t 时刻前，反应 IV 速率大于反应 V；由于碱性物质(CH3)2NH 对反应 IV 有促进作用，t 时刻
后，随(CH3)2NH 减少，HCOOH 的消耗比生成快 用H2作氢源需要断裂H-H 键，用SiH4作氢源
需要断裂Si-H 键，由于Si 原子半径大于H，Si-H 的键能比H-H 小，所以用SiH4代替H2作为氢源与
CO2反应生成HCOOH，可以降低反应所需温度
【解析】（1）A．已知化学反应必然有热效应，故改变温度化学平衡一定能够发生改变，即改变温度一定
能够改变甲醇的平衡转化率，A 符合题意；
B．增大投料比[n(NH3):n(CH3OH)] 将增大CH3OH 的转化率，相反减小投料比[n(NH3):n(CH3OH)]，将减小
CH3OH 的平衡转化率，B 符合题意；
C．由题干方程式可知，反应前后气体的体积不变，故改变压强不能使上述化学平衡发生移动，即不能改
变CH3OH 的平衡转化率，C 不合题意；
D．催化剂只能同等幅度的改变正逆化学反应速率，故不能使平衡发生移动，即不能改变CH3OH 的平衡转
化率，D 不合题意；
故答案为：AB；
（2）25℃下，(CH3)2NH·H2O 的电离常数为Kb，-lgKb=3.2，即Kb=
=10-3.2，则
[(CH3)2NH2] ++H2O
(CH3)2NH·H2O+H+的水解平衡常数为：Kh=
=
=10-
10.8，1mol/L[(CH3)2NH2] +Cl-水溶液中Kh=
=
=10-10.8，故c(H+)=
=10-5.4，故其pH=-lgc(H+)=-lg10-5.4=5.4，故答案为：5.4；
（3）已知电解池中阴极发生还原反应，故在[(CH3)2NH2] +Cl-的有机溶液中电化学还原CO2制备
HCON(CH3)2阴极上生成HCON(CH3)2的电极反应方程式是：CO2+2e-+2[(CH3)2NH2] += HCON(CH3)2+
(CH3)2NH+H2O，故答案为：CO2+2e-+2[(CH3)2NH2] += HCON(CH3)2+(CH3)2NH+H2O；
（4）反应生产HCON(CH3)2的反应方程式
是一个某条件下反应自
发且熵减，根据自由能变
＜0 时反应自发可知，则反应在该条件下
<0，故答案为：＜；
（5）①由题干图示信息可知，t 时刻之前HCOOH 的物质的量百分比增大速率比HCON(CH3)2的增大速率，
而t 时刻之后HCOOH 逐渐减小至不变，HCON(CH3)2继续增大，故t 时刻前，反应 IV 速率大于反应
V；由于碱性物质(CH3)2NH 对反应 IV 有促进作用，t 时刻后，随(CH3)2NH 减少，HCOOH 的消耗比
生成快，故答案为：t 时刻前，反应 IV 速率大于反应 V；由于碱性物质(CH3)2NH 对反应 IV 有促进
作用，t 时刻后，随(CH3)2NH 减少，HCOOH 的消耗比生成快；
②用H2作氢源需要断裂H-H 键，用SiH4作氢源需要断裂Si-H 键，由于Si 原子半径大于H，Si-H 的键能比
H-H 小，所以用SiH4代替H2作为氢源与CO2反应生成HCOOH，可以降低反应所需温度，故答案为：
用H2作氢原需要断裂H-H 键，用SiH4作氢源需要断裂Si-H 键，由于Si 原子半径大于H，Si-H 的键能
比H-H 小，所以用SiH4代替H2作为氢源与CO2反应生成HCOOH，可以降低反应所需温度。
（2024·浙江·高考真题）通过电化学、热化学等方法，将
转化为
等化学品，
是实现“双碳”目标的途径之一。请回答：
例3
（1）某研究小组采用电化学方法将
转化为
，装置如图。电极B 上的电极反应式是_______。
（2）该研究小组改用热化学方法，相关热化学方程式如下：
：
Ⅱ：
Ⅲ：
①
_______
。
②反应Ⅲ在恒温、恒容的密闭容器中进行，
和
的投料浓度均为
，平衡常数
，
则
的平衡转化率为_______。
③用氨水吸收
，得到
氨水和
甲酸铵的混合溶液，
时该混合溶液的
_______。[已知：
时，电离常数
、
]
（3）为提高效率，该研究小组参考文献优化热化学方法，在如图密闭装置中充分搅拌催化剂M 的
(有机溶剂)溶液，
和
在溶液中反应制备
，反应过程中保持
和
的压强不变，
总反应
的反应速率为v，反应机理如下列三个基元反应，各反应的活化能
(不考虑催化剂活性降低或丧失)。
Ⅳ：
V：
VI：
①催化剂M 足量条件下，下列说法正确的是_______。
A．v 与
的压强无关 B．v 与溶液中溶解
的浓度无关
C．温度升高，v 不一定增大 D．在溶液中加入
，可提高
转化率
②实验测得：
，
下，v 随催化剂M 浓度c 变化如图。
时，v 随c 增大而
增大：
时，v 不再显著增大。请解释原因_______。
【答案】（1）
（2） +14.8 2.4×10−8 10.00
（3） CD 当c≤c0时，v 随c 增大而增大，因M 是基元反应IV 的反应物(直接影 响基元反应VI
中反应物L 的生成)； c>c0时，v 不再显著增加，因受限 于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓
度)
【解析】（1）①电极B 是阴极，则电极反应式是
；
（2）①ΔH3= ΔH2 -ΔH1=-378 .7 kJ /mol+393 .5 kJ/mol =+14.8 kJ/ mol；
②根据三段式，设转化的CO2为x，则：
，则
，
，则转化率=
；
③用氨水吸收HCOOH，得到1.00 mol⋅L-1氨水和0.18 mol⋅L-1甲酸铵的混合溶液，得出
=0.18mol/L， 根据
，则
，
，
；
（3）①A．v 与CO2(g)的压强有关，压强越大，溶液中CO2的浓度越大，v 越大，A 错误；
B．v 与溶液中溶解H2的浓度有关，氢气浓度越大，速率越快，B 错误；
C．温度升高，v 不一定增大，反应Ⅳ和Ⅴ是快反应，而Ⅵ是慢反应（决速步骤），Ⅳ和Ⅴ可以快速建立平
衡状态，随着温度升高气体在溶液中溶解度减小，气体浓度减小、L 的浓度减小，若L 的浓度减小对
反应速率的影响大于温度升高对总反应速率的影响，则总反应速率减小，故总反应的速率不一定增大，
C 错误；
D．在溶液中加入的N(CH2CH3)3会与HCOOH 反应，使得三个平衡正向移动，可提高CO2转化率，D 正确；
故选CD。
②各反应的活化能
，反应VI 为绝速步骤，但L 的浓度取决于反应V 和VI，所以速率与催化剂
M 的浓度和反应物CO2、H2的浓度有关。当c≤c0时，催化剂M 的活性位点数量不够，速率取决于催化
剂M 的浓度，即v 随c 增大而增大，因M 是基元反应IV 的反应物(直接影响基元反应VI 中反应物L
的生成)； c>c0时，催化剂M 的活性位点数量足够，速率取决于反应物CO2和H2的浓度，即v 不再显
著增加，因受限 于CO2(g)和H2 (g)在溶液中的溶解速度(或浓度)。
“热+平衡+电解质”三交汇综合题是高考化学反应原理板块的最高难度题型，命题呈现“信息多维、
图像复杂、跨模块融合”的特点。试题常以实际工业过程（如CO₂ 捕集、氯水消毒、脱硫脱硝、配合物平
衡、有机合成等）为背景，在一张图中同时呈现温度、转化率、选择性、pH、分布系数、浓度对数、平衡
常数变化等多条曲线，要求学生灵活运用盖斯定律、化学平衡移动、电离平衡、沉淀溶解平衡、电化学等
原理，从图像中提取关键点（交点、拐点、极值点），进行焓变计算、平衡常数表达、pH 判断、离子浓
度比较、电极反应书写等综合推理。近年趋势是强化对多元弱酸/弱碱分布系数图与多反应竞争平衡的解读，
以及温度对平衡常数和自发性双重影响的辨析。预计2026 年将继续以“陌生体系+复合图像”为载体，全
面考查学生的信息整合能力与跨章节知识迁移能力。
盖斯定律与反应焓变的计算：根据已知热化学方程式，通过加减乘除组合得到目标反应的ΔH。需
注意系数倍乘和方向反转时ΔH 的对应变化。常见考点：氯气氧化HCl 的Deacon 法总反应ΔH；乙
硫醇燃烧热ΔH；CO₂ 加氢制甲醇各步反应的ΔH。
反应自发性的温度条件判断：利用ΔG = ΔH - TΔS，ΔG < 0 时反应自发。需根据ΔH 和ΔS 的符号判
断正向自发所需温度条件（高温、低温或任何温度）。常见考点：肼催化氧化反应在低温下自发；
Deacon 反应在低温下放热但熵减，需低温自发；CO₂ 加氢制甲醇在低温下自发。
化学平衡常数的计算（Kp、Kc）：根据平衡时各组分分压或浓度（常需从图像读取或通过原子守
恒推算），代入平衡常数表达式计算。注意：分压=物质的量分数×总压；对于涉及固体或纯液体
的反应，其活度为1。常见考点：SO₂ 与Cl₂ 合成SO₂Cl₂ 的Kp；CO₂ 加氢制甲醇的Kc；肼催化氧
化反应(ii)的K。
多反应竞争体系中的转化率与选择性曲线分析：根据图像中CO₂ 转化率、甲醇或CO 选择性随温度
的变化，判断主副反应的热效应（吸热/放热），解释曲线先降后升或交叉的原因。常见考点：低
温时放热反应为主，高温时吸热反应为主；催化剂中毒或副反应抑制导致选择性变化。
多元弱酸/弱碱的分布系数图与电离常数计算：根据分布系数δ-pH 曲线，确定各型体的存在范围，
交点处相邻两型体浓度相等，交点pH = pKa。常见考点：H₂S、H₂CO₃、乙二胺、肼的分布系数图，
计算Ka1、Ka2，判断酸碱性，比较离子浓度。
pH 对沉淀溶解平衡的影响：对于M(OH)n 或MS 等难溶物，pH 变化会影响溶解度。需利用Ksp 和
H₂S 或H₂O 的电离平衡计算沉淀完全时的pH 或离子浓度。常见考点：MCO₃ 在CO₂ 体系中的溶解
平衡；Fe(OH)₃ 沉淀完全时pH 计算；ZnS 在H₂S 饱和溶液中的沉淀条件。
配合物逐级稳定常数与分布曲线：配离子分布分数随游离配体浓度变化，交点处两相邻配离子浓
度相等，可计算逐级稳定常数K1、K2、K3。常见考点：Cd²⁺与乙二胺配合；Cu²⁺与氨配合；Co²⁺
与氨配合。
电荷守恒与物料守恒在分布系数图中的应用：在给定pH 点，根据溶液中所有离子写出电荷守恒和
物料守恒式，结合分布系数推导离子浓度关系或计算未知浓度。常见考点：N₂H₅Cl 溶液中2c(Cl⁻)
与c(N₂H₅⁺)+c(N₂H₄)+c(N₂H₆²⁺)的关系；Na₂CO₃ 溶液中c(H⁺)与c(OH⁻)的关系。
电化学电极反应与电子转移计算：在电化学协同脱硫脱硝或电合成中，根据装置图写出阴阳极反
应式，计算转移电子与处理物质的量关系。常见考点：电解Na₂SO₃ 制备Na₂S₂O₄ 的阴极反应；电
化学吸收SO₂、NO 的阳极反应与NO 处理量。
温度对平衡常数和反应速率的影响：根据范特霍夫方程（lnK 与1/T 的线性关系），判断反应是吸
热还是放热（斜率正或负）。速率常数k 随温度升高而增大，但若涉及气体溶解或吸附平衡，总反
应速率可能先增后减。常见考点：CO₂ 加氢反应中，升高温度甲醇选择性下降；催化剂活性温度区
间。
水解常数与电离常数的换算：对于弱酸弱碱盐，水解常数Kh = Kw / Ka（或Kw / Kb）。通过pH 计
算可推断盐溶液的酸碱性。常见考点：二甲胺盐酸盐溶液pH 的计算；N₂H₅Cl 溶液显酸性的原因。
强酸制弱酸原则在反应可行性判断中的应用：比较两种酸的Ka，判断是否发生反应生成较弱酸。
常见考点：H₂S 通入Na₂CO₃ 溶液能否反应；CO₂ 通入Na₂SiO₃ 溶液生成H₂SiO₃ 沉淀。
图像中特殊点（交点、拐点、极值点）的定量分析：交点代表两个量相等（如分布系数相等、选
择性相等、浓度相等），可直接用于计算平衡常数或离子浓度。极值点对应主副反应转变温度或
最佳工艺条件。常见考点：CH₃OH 与CO 选择性相等时温度；分布曲线交点处pH=pKa。
催化剂与反应机理对产物选择性的影响：催化剂可改变活化能，但不改变平衡常数。掺杂或不同
催化路径会影响主副反应速率比，从而在非平衡条件下改变产物选择性。常见考点：钴氨配合物
脱硝过程中活性物种的作用；加氢反应中不同路径的能垒比较。
酸碱滴定与指示剂选择：根据滴定突跃和分布系数图判断指示剂变色范围，选择合适指示剂。常
见考点：用NaOH 滴定H₃PO₄ 时，第一步终点用甲基橙，第二步用酚酞；滴定弱碱用甲基橙。
1．理解“三大”平衡的影响因素
平衡类型
影响因素
升温
加水
同离子效应
电离平衡：CH3COOH
CH3COO-＋H+
促进电离促进电离加入CH3COO-，抑制电离
水解平衡：CH3COO-＋H2O
CH3COOH＋OH- 促进水解促进水解加入OH-，抑制水解
沉淀溶解平衡：AgCl(s)
Ag+(aq)＋Cl-(aq)
促进溶解促进溶解加入Ag+、Cl-，均抑制溶解
【注意】平衡常数Ka(或Kb)、Kh、Ksp仅是温度的函数，温度不变，平衡常数不变。
解答溶液中平衡移动归因与解释问题的思路
找出影响平衡的条件→判断平衡移动的方向→分析平衡移动的结果及移动结果与所解答问题的
联系。
2．电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA 为例)
HA
H+ ＋ A-
起始浓度： c 酸 0 0
平衡浓度： c 酸·(1－α) c 酸·α c 酸·α
K 电离＝
。
若α 很小，可认为1－α≈1，则K 电离＝c 酸·α2或α＝
。
3．电离常数与水解常数的关系
（1）对于一元弱酸HA，Ka与Kh的关系
HA
H+＋A-，Ka＝
；A-＋H2O
HA＋OH-，Kh＝
。则Ka·Kh＝
c(H+)·c(OH-)＝Kw，故Kh＝
。
常温时Ka·Kh＝Kw＝1.0×10-14，Kh＝
。
（2）对于二元弱酸H2B，Ka1(H2B)、Ka2(H2B)与Kh(HB-)、Kh(B2-)的关系
HB-＋H2O
H2B＋OH-，Kh(HB-)＝
。
B2-＋H2O
HB-＋OH-，Kh(B2-)＝
。
4．H2CO3溶液、NaHCO3溶液、Na2CO3溶液中的电离或水解
碳酸的电离：
H2CO3
H+＋HC
Ka1＝4.3×10-7
HC
H+＋C
Ka2＝5.6×10-11
Na2CO3的水解(Kh1>Kh2)：
C
＋H2O
HC
＋OH- Kh1
HC
＋H2O
H2CO3＋OH- Kh2
Kh1＝
，Kh2＝
。
比较NaHCO3酸式盐溶液中电离与水解程度大小：
Ka2＝5.6×10-11
Kh2＝
Kh2>Ka2，故HC
的水解程度大于其电离程度。
【注意】常温时，对于一元弱酸HA，当Ka>1.0×10-7时，Kh<1.0×10-7，此时将等物质的量浓度的HA 溶液与
NaA 溶液等体积混合，HA 的电离程度大于A-的水解程度，溶液呈酸性；同理，当Ka<1.0×10-7时，
Kh>1.0×10-7，A-的水解程度大于HA 的电离程度，溶液呈碱性。对于多元弱酸，Kh＝
，Ka是其阴
离子结合一个H+所形成的粒子的电离常数。
5．Ksp与沉淀转化平衡常数K 的关系
用AgCl、Ag2S 的Ksp(AgCl)、Ksp(Ag2S)计算2AgCl＋S2-
Ag2S＋2Cl-的平衡常数K。
[分析]利用类似盖斯定律方程式叠加法
AgCl(s)
Ag+(aq)＋Cl-(aq)……①，
Ksp(AgCl)＝c(Ag+)·c(Cl-)
Ag2S(s)
2Ag(aq)+S2-(aq)……②，
Ksp(Ag2S)＝c2(Ag+)·c(S2-)
①×2－②可得2AgCl(s)＋S2-(aq)
Ag2S(s)＋2Cl-(aq)，则K＝
。
1．（2026·天津滨海新区·二模）随着有机氯化工的快速发展，氯化氢转化为氯气的技术日趋多样化。早期，
Deacon 发明的直接氧化法的总反应为：
（1）Deacon 法的总反应可按下列催化过程进行
___________。(用含有
、
和
的式子表示)
实验测得在一定体积的容器中，当进料浓度比
分别为1、4、7 时，总反应的HCl 平衡转化率随温
度变化的曲线如下图。
（2）图中曲线①代表的
___________。
（3）关于总反应的判断正确的是___________。
a．高温下才能自发进行
b．
保持不变则反应达到平衡
c．一定温度下，催化剂能改变反应方向
d．增大压强，能降低反应的活化能，使单位体积内活化分子数增加
（4）400℃时，若HCl 初始浓度为
，进料浓度比
，反应10 min 后达到平衡，根据图中
数据计算反应速率
___________；总反应的平衡常数
___________。
（5）曲线①表明100℃时HCl 平衡转化率已经接近100%，但在工业生产中通常采用的温度为400～
450℃，原因可能是___________。
（6）硫化氢消除并资源化利用是天然气开采、炼油行业、煤化工等工业中长期面临的重要研究课题。(已
知
的
，
)
ⅰ．
通入
至中性时，溶液中含硫微粒的浓度由大到小的顺序为___________。
ⅱ．
通入
溶液能发生反应？(如果能，写出方程式；如果不能，说明理由)______。(已
知Ka1(H2CO3)=4.2×10−7，Ka2(H2CO3)=4.8×10−11)
【答案】（1）
（2）1
（3）b
（4）
160
（5）温度过低，反应速率过慢，催化剂活性低，生产效率低；温度为
时，反应速率较快，催
化剂活性较高，可兼顾反应速率与平衡转化率
（6）
能反应，反应方程式为
【解析】（1）根据盖斯定律，将三步催化反应编号：
①
②
③
将反应① + ② + 2×③，可得总反应
，故
；
（2）进料浓度比
的比值减小，相当于增大氧气的浓度，则
的平衡转化率越高。根据图象可知，
曲线①、②、③在同温时，氯化氢的平衡转化率依次降低，则曲线①为浓度比
时，
平
衡转化率随温度变化的曲线，曲线②为浓度比
时
平衡转化率随温度变化的曲线，曲线
③为浓度比
时，
平衡转化率随温度变化的曲线。
（3）a．根据图像可知，在进料比值一定的条件下，随着温度的升高，
平衡转化率降低，说明总反应
为放热反应，即
；同时总反应为气体分子数减小的反应，即
。根据
可知，
低温条件下
，反应才能自发进行，a 错误；
b．
保持不变，说明反应正、逆反应速率相等，总反应达到平衡状态，b 正确；
c．催化剂只能改变反应达到平衡的时间，不改变反应方向和平衡状态，c 错误；
d．增大压强，可以使单位体积内活化分子数增加，但反应的活化能不变，d 错误；
故选b；
（4）由图可知，
时，若
初始浓度为
，进料浓度比
，反应
后达到
平衡，此时
平衡转化率为
，可建立三段式：
，反应速率
；
总反应的平衡常数：
；
（5）
时HCl 平衡转化率接近100%，但反应速率较慢，达到平衡所需时间过长，工业生产效率低；
温度为
时，反应速率较快，催化剂活性较高，能在较短时间内达到较高的转化率，兼顾反
应速率与平衡转化率，故工业生产采用该温度；
（6）i. 已知
、
，
通
至中性时，
，含硫
微粒为
、
、
。由
得
，故
；由
得
，
故
；再由
，算得
，故
。综
上，浓度顺序为
；
ii. 已知
，
，通过比较电离常数可知：
，根据“强酸制弱酸”，
的酸性弱于
，
强于
，故
与
反应生成
和
，反应方程式为
。
2．（2026·广东湛江·二模）乙二胺
(
)可用于捕集
及分离回收废电池中的金属离
子。
Ⅰ．
水溶液捕集
反应ⅰ
反应ⅱ
反应ⅲ
（1）反应ⅲ的
___________(用含
、
的代数式表示)。
（2）下列有关说法错误的是___________(填字母)。
A．
易溶于水是因为自身能形成分子间氢键
B．
具有两性
C．增大
的浓度有利于
的捕集
D．
的捕集是熵增加的过程
（3）取
乙二胺水溶液于离心管中，将
持续通入溶液中。当
的负载量
为60%时，
该溶液捕集
的质量为___________g[已知：
]。
Ⅱ．
水溶液分离回收废电池中的金属离子
（4）①基态
原子的价层电子轨道表示式为___________。
②已知
与
形成的配合物难溶于水，而与
、
形成的配合物易溶于水。在
与
形
成的配合物(图1)中，提供孤电子对的配位原子为___________(填元素符号)，配体数为___________。
（5）
与
在水溶液中存在如下平衡(
、
、
是
的逐级稳定常数)：
向
溶液中缓慢加入
，实验测得各含
粒子的分布分数(
)随溶液中游离
浓度(c)的变化关
系如图2 所示。
①曲线c 表示为___________(填粒子符号)的分布分数随
的变化曲线。
②M 点时，
___________。(写出计算过程，结果用含
、
或
的计算式表示)
【答案】（1）
2-
1
（2）AD
（3）0.528
（4）
N 3
（5） [Cd(EDA)2]2+
(其他正确形式也可)
【解析】（1）反应ⅲ=反应ⅱ-反应ⅰ，因此
；
（2）A．EDA 易溶于水是因为EDA 与H2O 形成分子间氢键，A 项错误；
B．H3N+CH2CH2NHCOO-既能与酸反应，又能与碱反应，因此具有两性，B 项正确；
C．增大EDA 的浓度、平衡正向移动，有利于CO2的捕集，C 项正确；
D．CO2的捕集是熵减小的过程，D 项错误；
故选AD；
（3）n 起始(EDA)=1mol/L×0.02L=0.02 mol，n 捕集(CO2)=α(CO2)×n 起始(EDA)=0.02mol×60%=0.012 mol，m 捕集
(CO2)=n 捕集(CO2)×M(CO2)=0.012 mol×44 g·mol-1=0.528 g；
（4）
①基态Cu 原子的价层电子排布式为3d104s1，则其价层电子的轨道表示式为
；
②在EDA 与Mn2+形成的配合物中，提供孤电子对的配位原子为N，配体数为3；
（5）①随着EDA 浓度增大，含Cd 微粒由Cd2+逐渐生成[Cd(EDA)3]2+，a、b、c、d 曲线分别对应Cd2+、
[Cd(EDA)]2+、[Cd(EDA)2]2+、[Cd(EDA)3]2+；
②M 点是曲线b 和d 的交点，c{[Cd(EDA)3]2+}=c{[Cd(EDA)]2+}，则K2·K3=
=
，即lgc(EDA)=
(其他正确形式也可)。
3．（2026·内蒙古包头·一模）酸在多种反应中具有广泛应用，其性能通常与酸的强度密切相关。
（1）酸催化下反应a：
，可用于石油开采中油路解堵。
①已知：
则反应a 的
_______(用含
、
和
的式子表示)。
②在相同条件下，向反应体系中滴加等物质的量的少量酸，测得体系的温度T 随时间t 的变化如图。据图
可知，在该过程中_______(填标号)。
A．催化剂酸性增强，可增大反应焓变
B．催化剂酸性增强，有利于提高反应速率
C．催化剂分子中含氢原子数越多，越有利于加速反应
（2）恒压下，向某密闭容器中充入一定量的
和
制备乙酸，发生如反应：
主反应：
副反应：
在不同温度下，反应达到平衡时，测得两种含碳产物(乙酸和乙酸甲酯)的分布分数随投料比
的变化关系如图所示。[例如：
]
①代表乙酸的分布分数是_______(填“a”、“b”、“c”或“d”)。
②L、M、N 三点的平衡常数的关系：K(L)_______K(M)_______K(N)(填“>”“=”或“＜”)。
（3）化合物HA、HB、HC 的结构如图。
①HA、HB 中羟基与水均可形成氢键(
)，形成氢键的强弱：HA_______HB(填“大于”或
“小于”)，请说明理由_______。
②判断HB、HC 的酸性：HB_______HC(填“大于”或“小于”)。
（4）在非水溶剂中研究弱酸的电离平衡具有重要科学价值。一定温度下，某研究组通过分光光度法测定
了两种一元弱酸HX(X 为A 或B)在某非水溶剂中的
。
a.选择合适的指示剂HIn，
；其钾盐为KIn。
b.向KIn 溶液中加入HX，发生反应：
。KIn 起始的物质的量为
，加入HX 的
物质的量为
，平衡时，测得
随得
的变化曲线如图。
已知：该溶剂本身不电离，钾盐在该溶剂中完全电离。计算
_______。(结果保留两位有效数字)。
【答案】（1）
B
（2） a b = >
（3） 小于 电负性：
，键的极性：
，使得HA、HB 中羟基的极性逐渐增大，
HB 中羟基H 所带正电性更显著，因此HB 中羟基与
形成的氢键更强 小于
（4）
【解析】（1）①根据热化学方程式Ⅰ．
；Ⅱ．
；Ⅲ．
；Ⅳ．
，由盖斯定律，则反应
可
以由反应Ⅰ-Ⅱ-Ⅲ+Ⅳ得到，故反应a 的
；
②A．催化剂酸性增强，不改变反应焓变，故A 错误；
B．酸性：硫酸>磷酸>乙酸，由图可知，催化剂酸性增强，有利于提高反应速率，故B 正确；
C．一个硫酸分子中有两个氢原子，一个磷酸分子中有三个氢原子，一个乙酸分子中有四个氢原子，所以
催化剂分子中含H 越多，越不利于加速反应，故C 错误；
故选B；
（2）①生成
为主反应，投料比越大，可看作是CO 的量增多，有利于主反应进行，则生成的乙
酸越多，分布分数越高，故曲线a、b 为不同温度下乙酸的分布分数曲线；
②副反应平衡常数仅与温度有关，
，温度升高时，
分布分数曲线降低，故
，故
温度越高，K 越小，L、M 对应的温度为
，N 对应的温度为
，因此KL=KM > KN；
（3）①由于电负性：
，键的极性：
，使得HA、HB 中羟基的极性逐渐增大，HB 中羟
基H 所带正电性更显著，因此HB 中羟基与
形成的氢键更强，故氢键的强弱：HA 小于HB；
②由于S 原子的半径大于O 原子的半径，S-H 键的键长大于O-H 键的键长，则S-H 键的键能小于O-H 键的
键能，使得HC 更容易电离出
，故酸性HB 小于HC；
（4）由变化曲线可知，当
时，
，设初始
，则初始
，转换的物质的量浓度为x mol/L，和三段式
可得，
，解得
，则该反应的平衡常数
，解得
。
4．（2026·湖南郴州·三模）Ⅰ、氮及其化合物与人类生产、生活密切相关，含氮物质的研究和利用有着极
为重要的意义。回答下列问题：
（1）工业上以
和
为原料合成尿素，主要发生反应：
。焓变的计算方法有很多，仅从以下单项数据不能计算
出该反应的
的是___________(填标号)。
A．各化学键的键能
B．各物质的燃烧热
C．正逆反应的活化能
D．各物质的相对能量
（2）CO 催化还原NO 生成
和
可消除污染。将恒定组成的CO 和NO 混合气体通入固定体积的反应
器内，发生以下两个反应：
、
。在不同温度下反应相同时间，测得反应后体系内各物质的浓度
随温度的变化如图所示。
①Ⅰ、Ⅳ两条线所表示的物质分别是___________、___________(填分子式)。
②该消除污染物CO 和NO 的反应条件应选择___________(选填“低温”或“高温”)。
③450℃时，该时间段内NO 的脱除率=___________。[NO 的脱除率
]
（3）实验室产生的尾气NO 可先用
氧化，然后再用烧碱溶液吸收，现将2 mol
、1 mol
和1 mol
通入密闭容器中，在
、压强为p 条件下发生反应：
①
②
平衡时
，求反应②的平衡常数
___________(用含p 的代数式表示)。
Ⅱ、硫酸工业在国民经济中占有重要地位，尾气吸收是硫酸工业必须要考虑的问题。某研究小组用NaOH
溶液吸收尾气中的
生成溶液或
溶液。已知：
的
，
。
（4）0.1 mol/L 的
溶液的pH 约为___________。
（5）保险粉连二亚硫酸钠(
)是一种重要的还原剂，广泛应用于纺织、印染、食品抗氧化等领域，
可以通过电解
溶液制备，装置如图：
写出阴极的电极反应式___________。
【答案】（1）A
（2）
高温 80%
（3）
（或
）
（4）10
（5）
【解析】（1）A．尿素为固体，反应焓变包含固体分子间作用力的能量，仅化学键键能无法计算该反应
，A 符合题意；
B．已知各物质燃烧热，可通过盖斯定律计算
，B 不符合题意；
C．ΔH=正反应活化能
逆反应活化能，C 不符合题意；
D．ΔH=生成物总相对能量反应物总相对能量，
−
D 不符合题意；
答案选A；
（2）① 随着反应的进行，
和
的浓度逐渐降低，根据两个反应都生成
，只有第二个反应生成
，
是中间产物，是e 点所在的曲线，则曲线Ⅲ是
，曲线Ⅳ是
；又根据两个反应中都消
耗CO，而只有第一个反应消耗NO，随着
的浓度逐渐降低，NO 浓度减小的趋势变小，而CO 浓
度减小的趋势较大，所以曲线Ⅰ是CO，曲线Ⅱ是NO；
② 温度越高，反应越完全，污染物转化率越高，因此选高温；
③根据N 原子守恒，
，450℃时
浓度为1500
ppm，
对应
，因此NO 脱除率
；
（3）设平衡时
，由N 守恒得
，与
平衡量的关系：
，解得
，总物质的量
，反应②
；
（4）
溶液的碱性由第一步水解决定，
第一步水解方程式：
，水解
常数
，近似计算得
，因此
；
（5）阴极发生还原反应，
中S 从
价降为
中的
价，配平得到电极反应式
。
5．（2026·广东茂名·二模）脱硫脱硝是实现火电、钢铁等行业超低排放，打赢蓝天保卫战的核心技术手段。
（1）氨法脱硫是一种脱硫效率高的方法，发生的主要反应如下：
（ⅰ）
（ⅱ）
（ⅲ）
___________（用含
和
的式子表示）。
（2）配制钴氨溶液的原理为：
，
，t℃下控制溶液的
为
时，测得含钴离子的百分比随pH 变化见图
1。
①基态
价层电子的轨道表示式为___________。
②当
时，下列说法正确的是___________。
A．
中的配位数为4
B．
中的配位原子是
C．增大
的浓度，平衡正向移动，该反应平衡常数
不变
D．当
的消耗速率等于
的生成速率时，反应达到平衡状态
③表示
变化的曲线是________（用
之间的字母填写）。
④当
时，计算反应的平衡常数
________（写出计算过程，结果保留三位有效数字）。
已知：
，
，
，
。
（3）钴氨法脱硝的反应过程如图2：
①
的化学式为
，其中钴的化合价为___________。
②
转化为
反应的平衡常数为K，
随
的变化如图3 所示，则该反应的
___________0
（填“>”“=”或“<”）。
③若生成的
和
的物质的量分别为
和
，且
，则理论上吸收物质的量为
的NO
需要
___________（结果用含
和y 的代数式表示）。
【答案】（1）
（2）
BC d
时发生的反应为
，读取图中的数据点，当
和
相等，
，
，
，
（3） +2 <
【解析】（1）根据盖斯定律：反应（ⅲ）可由反应（ⅰ）乘以2 再减去反应（ⅱ）得到，则
；
（2）①
是27 号元素，基态
的价层电子排布式为：
，价层电子轨道表示式为：
②A．配离子
中的配体是
、
，配位数
，A 错误；
B．配离子
中的配体是
、
，配位原子分别是
原子，B 正确；
C．对于可逆反应
，其平衡常数
只随温
度的改变而变化，温度不变时，
不变；增大反应物
浓度时，平衡正向移动，但温度不变，
该反应的平衡常数
不变，C 正确；
D．
的消耗速率是正反应速率
，
的生成速率也是正反应速率
，即
，不一定等于
，该可逆反应不一定达到平衡状态，D 错误；
答案选BC。
③向
溶液中加入氨水时，pH 值增大，发生反应
，
，这样曲线
a 表示的是
的百分比变化，曲线b 表示的是
的百分比变化，
以此类推，表示
的百分比变化的是曲线d。所以答案是：d
④
时发生的反应为
，读取图中的数据点，
当
和
相等，
，
，
，
。
（3）①
的化学式为
，
整体显0 价，“−O−O−”中的O 显-1
价，配离子
显+2 价，根据正负化合价之和为配离子所带电荷，所以
其中的
元素化合价为+2 价。
②
转化为
反应的平衡常数为K，
随
的变化如图3 所示，随着横坐标
增大，也即温度降
低，纵坐标
的值增大，也即平衡常数
值增大；其他条件不变，降低温度，平衡常数增大，平衡
正向移动，根据平衡移动原理可推知，正反应是放热反应，焓变
。
③由图2 可知该钴氨法脱硝的总反应（未配平）
，生成的
和
的物质的量分别为
和
，且
，根据化合价升降法配平该方程式可得：
，所以有
，又
，所以
。
6．（2026·天津河东·一模）肼的化学式为N2H4，常温下将盐酸滴加到肼的水溶液中，粒子分布分数δ(X)
随
的关系如下图所示。[X 的分布分数δ(X)=
，X 表示 N2H4
或
或
（1）肼为二元弱碱，肼在水溶液中电离分两步进行：
第一步电离：N2H4+H2O
+OH-
第二步电离：___________
（2）结合上图，下列分析正确的是___________。
A．曲线B 代表N2H4的分布分数随-lgc(OH-)的关系
B．肼的电离平衡常数Kb1=1.0×10-6
C．当-lgc(OH-)=9.0 时，存在[
]>[N2H4]>[
]
D．N2H6Cl2溶液中存在2[Cl-]=[
]+[N2H4]+[
]
（3）常温下，
=
时，溶液的pH=___________。
（4）常温下，N2H5Cl 溶于水显酸性，通过计算简要说明原因___________。
N2H4催化氧化的产物与温度相关，反应如下：
(i) N2H4(g) + O2(g)
N2(g)+2H2O(g) ΔH1=-579kJ·mol-1
(ii)N2H4(g) + 2O2(g)
2NO(g) + 2H2O(g) ΔH2=akJ·mol-1
（5）已知N2(g) + O2(g)
2NO(g) ΔH3=+180kJ·mol-1，计算a=___________。
（6）ΔH-TΔS 随温度变化的趋势有几种情况(如图所示)，反应(i)对应的是___________(填序号)。
（7）产物在单位时间内的产率随温度变化的关系如下图。关于产物在单位时间内的产率，下列说法错误
的是___________。
A．室温至400℃，通过改用其他催化剂，可使N2产率增大
B．温度从 400℃升到 900℃，反应(ii)平衡正向移动，使NO 的产率增大
C．温度低于 400℃时，产物主要为无污染的气体
D．当N2与NO 的产率相等时，参与反应的N2H4和O2的物质的量之比为3：4
（8）某温度下，向4L 恒容密闭容器中充入1mol N2H4和2mol O2，发生上述两个反应，平衡时生成0.4mol
NO 和0.4mol N2.计算该温度下反应(ii)的平衡常数，K=___________。
【答案】（1）
（2）BC
（3）3.5
（4）
的
，而
的水解常数为
，水解大于电离，故溶液显酸性
（5）-399
（6）④
（7）B
（8）0.1
【解析】（1）肼为二元弱碱，说明肼可在水中电离出氢氧根，结合第一步电离方程式，继续电离的第二
步方程式：
。
（2）A．根据肼的二级电离方程式，随着
越大，即
变小，酸性增强，
一直增
大即用曲线C 表示，
一直减小即用曲线A 表示，
先增大后减小即用曲线B 表示，A
错误；
B．肼的电离平衡常数
，A、B 两曲线的交点代表
，此时
，
，B 正确；
C．当
时，根据图像数据可得存在
>
>
，C 正确；
D．根据物料守恒，
溶液中存在
=2[
+
+
]，D 错误；
故选BC。
（3）肼的电离平衡常数
，C、B 两曲线的交点代表
，此时
，
。
。常温下，
=
时，
，
，
，pH=3.5。
（4）常温下，N2H5Cl 溶于水既会发生电离平衡也会发生水解平衡，
的
，而
的水
解常数为
，水解大于电离，故溶液显酸性。
（5）根据盖斯定律，反应ii=反应i+反应iii，ΔH2=-579+180=-399 kJ·mol-1。
（6）反应i 是放热熵增的反应，故在任何温度下其ΔH-TΔS 均小于0，在任何温度下均自发进行，故选 ④。
（7）A．图像所示产率是单位时间内的产率，400℃温度较低反应未达到平衡，可通过改用其他催化剂提
高反应速率，从而使
产率增大，A 正确；
B．反应ii 是放热反应，温度从 400℃升到 900℃，反应(ii)平衡逆向移动，使NO 的产率减小，B 错误；
C．根据图像可知，温度低于 400℃时，产物主要为氮气，是无污染的气体，C 正确；
D．当
与NO 的产率相等时，设生成的
、NO 的物质的量均为x mol，则反应i 消耗x mol
、x
mol
，反应ii 消耗
、x mol
，参与反应的
和
的物质的量之比为
，D 正
确；
故选B。
（8）某温度下，向4 L 恒容密闭容器中充入1mol
和2mol
，发生上述两个反应，平衡时生成0.4
mol NO 和0.4 mol
，则反应i 消耗
、0.4 mol
，生成0.8 mol
；反应ii 消耗
、0.4 mol
，生成0.4 mol
。平衡时，
，
，
，
，
。
7．（2026·上海·一模）空气中
含量的控制和
资源利用具有重要意义。
Ⅰ、
(缩写为MDEA)溶液可用于捕集燃煤烟气中
，转化过程如下。
（1）室温下，
的
，
，吸收后溶液的
，此时主要含碳阴离子
为______(写离子符号)。
（2）从结构的角度解释MDEA 水溶液能吸收
的理由是______。
Ⅱ、二氧化碳加氢制甲醇体系中存在以下反应：
①
；
②
；
③
；
（3）
______
，该反应自发进行的条件是______(填“高温”、“低温”、“任意温度”)。
（4）在
下，将
和
充入某密闭容器中，在
催化剂作用下发生反应①和②。
平衡时
和CO 的选择性S[
]随温度的变化如
图所示。
①表示平衡时
的选择性S 随温度变化的曲线是______(填“x”或“y”)。
②250℃时，平衡体系中有
，则
的平衡转化率
______，反应①的
______(
是以组分体
积分数代替物质的量浓度表示的平衡常数)。
③若CO 的选择性位于p、q 两点，反应②的逆反应速率：
______
(填“>”“=”或“<”)。
（5）常温下，碳酸溶液中含碳物种的分布系数
随溶液pH 的变化关系如下图：
①
②已知：MCO3为难溶电解质，Ksp(MCO3)=2×10-9(M2+不水解，不与Cl-反应)。
下列说法正确的是______。
A．用HCl 调节MCO3浑浊液使其pH=10.34 时，c(M2+)≈2×10-4.5mol/L
B．
时，
C．
时，
D．
时，
【答案】（1）
（2）MDEA 分子中的N 原子有孤电子对，能与氢离子形成配位键，促进CO2的吸收
（3） -90.4 低温
（4） x 80% 800 >
（5）A
【解析】（1）H2CO3的
，
，溶液pH=9，处于二者之间，此时主要含碳阴离子是
；
（2）MDEA 分子中的N 原子有孤电子对，能与氢离子形成配位键，可以与CO2相互作用，形成碳酸氢盐
或氨基甲酸盐，从而吸收CO2；
（3）根据盖斯定律，
，当
时，
反应自发进行，该反应
，
，反应低温下自发进行；
（4）①温度升高，平衡向吸热反应方向移动，利于反应②，生成的CO 增多，CH3OH 减少，CH3OH 选择
性随温度升高而降低，所以选x 曲线；
②250 ℃时，平衡时
和CO 的选择性相等均为50%，此时平衡体系中有2 mol CO，根据
，已转化的CO2物质的量为4 mol，
，体系中
的物质的量为2
mol，有2 mol CO，n(H2O)=4 mol，n(CO2)=1 mol，n(H2)=1 mol，共10 mol，
；
③位于p 点，CO 选择性更大，一氧化碳分压更大，反应②逆向进行，
更大。
（5）A．依据分析，pH=10.34 时，
，此时(CO2+H2CO3)的分布系数接近0，则
；又MCO3溶解平衡为：
，则有物料守恒
，则
，A 正确；
B．依据分析有
，pH=7.34 时，即
c(H+)=10-7.34 mol/L，代入上式得
，B 错误；
C．pH=9 时，说明有碱性物质加入调节pH，依据电荷守恒缺少阳离子；若溶液所含阳离子为M2+，则电荷
守恒为：
，C 错误；
D 由图可知，当
时，溶液pH>8(显碱性)，则
；又此时
分
布系数δ≈1(总碳主要以
存在)，则有
，D 错误；
故选A．
8．（2025·陕西安康·模拟预测）含硫化合物在化工生产和日常生活中应用广泛，关于含硫化合物的研究是
目前化学工业的热点之一。回答下列问题：
（1）家用煤气中常掺入微量具有难闻气味的乙硫醇(C2H5SH)作为煤气泄露的预警气。已知：C2H5OH(g)
+H2S(g)
C2H5SH(g)+H2O(g) ΔH1=-32 kJ·mol-1，120℃时，在足量O2中1 mol 乙醇燃烧放热1409 kJ，1
mol 硫化氢燃烧放热562 kJ。则反应2C2H5SH(g)+9O2(g)=4CO2(g)+6H2O(g)+2SO2(g)的
ΔH=___________。
（2）已知C2H5SH 呈弱酸性，其水溶液中的物种分布分数如图1 所示。
①已知Ka1(H2S)=9×10-8，Ka(C2H5SH)___________(填“大于”或“小于”)Ka1(H2S)。
②废水中的C2H5SH 可以用K2FeO4除去，废水pH=9 时，K2FeO4氧化C2H5SH 生成
(
)和Fe(OH)3，若1molK2FeO4完全反应，则消耗___________molC2H5SH。
（3）硫酰氯(SO2Cl2)常用作氯化剂和氯磺化剂、其制备原理为SO2(g)+Cl2(g)⇌SO2Cl2(g) ΔH= -67.59
kJ·mol-1，恒容密闭容器中按不同投料比充入SO2(g)和Cl2(g)，测定T1、T2、T3温度下体系达平衡时的
Δp(Δp=p0-p，p0为体系初始压强，p0=240 kPa，p 为体系平衡压强)与投料比的关系如图2 所示。
①上图中温度由高到低的顺序为___________，判断依据为___________。
②M 点Cl2的转化率为___________，T1温度下平衡常数K2=___________kPa-1(用分压代替物质的量浓度、
分压=总压×物质的量分数)。
（4）电化学协同吸收SO2、NO 的工作原理如图3 所示(阴极室溶液pH 在4~7 之间)
①阳极电极反应式为___________。
②若电路中通过2mol e-、则理论上可处理标准状况下___________LNO。
【答案】（1）
（2） 小于 0.5
（3） T3＞T2＞T1 该反应的正反应为气体体积减小的放热反应，因此反应正向进行程度越大，平
衡时容器内压强越小，即△p 越大，从T3到T1，△p 增大，说明反应正向进行程度逐渐增大，已知正
反应为放热反应，则温度由T3到T1逐渐降低，即T3＞T2＞T1
0.03
（4）
22.4
【解析】（1）燃烧热是在101 kPa 时，1 mol 纯物质完全燃烧生成指定产物时所放出的热量；由题意：
①C2H5OH(g)+H2S(g)
C2H5SH(g)+H2O(g) ΔH1=-32 kJ·mol-1
②
③
由盖斯定律，-2×①+2×②+2×③得反应2C2H5SH(g)+9O2(g)=4CO2(g)+6H2O(g)+2SO2(g)，
；
（2）①由图，
时，pH>10，则
，已知
Ka1(H2S)=9×10-8，故Ka(C2H5SH)小于Ka1(H2S)。
②废水pH=9 时，K2FeO4氧化C2H5SH 生成
和Fe(OH)3，反应中硫化合价由-2 变为+4、铁化合价由
+6 变为+3，结合电子守恒存在2K2FeO4~6e-~C2H5SH，若1mol K2FeO4完全反应，则消耗
0.5molC2H5SH；
（3）①该反应的正反应为气体体积减小的放热反应，因此反应正向进行程度越大，平衡时容器内压强越
小，即△p 越大，从T3到T1，△p 增大，说明反应正向进行程度逐渐增大，已知正反应为放热反应，
则温度由T3到T1逐渐降低，即T3＞T2＞T1。
②由题图中M 点可知，进料比为n(SO2)：n(Cl2)=2，初始二氧化硫、氯气分压分别为160kPa、80kPa，反应
为气体分子数减小1 的反应，平衡时△p=60kPa，结合反应方程式，则反应中二氧化硫、氯气变化压
强均为60kPa，平衡时二氧化硫、氯气、SO2Cl2压强分别为100kPa、20kPa、60kPa，则M 点Cl2的转
化率为
，T1温度下平衡常数K2=
；
（4）①由图，右侧二氧化硫失去电子被氧化为硫酸根离子，为阳极，阳极电极反应式为
。
②反应中NO 得到电子生成氮气，氮化合价由+2 变为0，存在
，若电路中通过2 mol e-、则理论上
可处理1molNO，标准状况下为22.4LNO。
