7、兩個容積均為1 L的密閉容器中,Ⅰ容器充入0.1 mol N2O4,Ⅱ容器充入0.2 mol NO2,發(fā)生反應2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0。下列說法正確的是(　　) A.平衡時,Ⅰ、Ⅱ中反應物的轉化率α(N2O4)+α(NO2)=1 B.平衡后,再向Ⅱ容器內通入一定量的NO2,又達到平衡時,NO2的體積分數增大 C.若只改變一個條件使Ⅱ容器中NO2的平衡轉化率增大,則該反應的化學平衡常數一定變大 D.平衡后,反應放出或吸收熱量的數值為Q,則Q(Ⅰ)=Q(Ⅱ) 二、非選擇題(本題包括2個小題,共28分) 10.(2019湖北黃岡中學高三適應性考試)(14分)1799年由英國

8、化學家漢弗萊·戴維發(fā)現(xiàn)一氧化二氮(N2O)氣體具有輕微的麻醉作用,而且對心臟、肺等器官無傷害,后被廣泛應用于醫(yī)學手術中。 (1)一氧化二氮早期被用于牙科手術的麻醉,它可由硝酸銨在催化劑下分解制得,該反應的化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　。? (2)已知反應2N2O(g)2N2(g)+O2(g)　ΔH=-163 kJ·mol-1,1 mol N2(g)、1 mol O2(g)分子中化學鍵斷裂時分別需要吸收945 kJ、498 kJ的能量,則1 mol N2O(g)分子中化學鍵斷裂時需要吸收的能量為　　　　　　 kJ。? (3)一定溫度下的恒容容器中,反應2N2O(g)2N2(

9、g)+O2(g)的部分實驗數據如下: 反應時間/min 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 c(N2O)(mol·L-1) 0.10 0.09 0.08 0.07 0.06 0.05 0.04 0.03 0.02 0.01 0.00 ①在0~20 min時段,反應速率v(N2O)為　　　 mol·(L·min)-1。? ②若N2O起始濃度c0為0.150 mol·L-1,則反應至30 min時N2O的轉化率α=　　　。? ③不同溫度(T)下,N2O分解半衰期隨起始壓強的變化關系如圖所示(圖中半衰期指任一濃度

10、N2O消耗一半時所需的相應時間),則T1　　　(填“>”“=”或“<”)T2。當溫度為T1、起始壓強為p0時,反應至t1 min時,體系壓強p=　　　　　　(用p0表示)。? (4)碘蒸氣存在能大幅度提高N2O的分解速率,反應歷程為: 第一步　I2(g)2I(g)　(快反應) 第二步　I(g)+N2O(g)N2(g)+IO(g)(慢反應) 第三步　IO(g)+N2O(g)N2(g)+O2(g)+I(g)　(快反應) 實驗表明,含碘時N2O分解速率方程v=k·c(N2O)·[c(I2)]0.5(k為速率常數)。下列表述正確的是　　(填標號)。? A.溫度升高,k值增大 B.第一

11、步對總反應速率起決定作用 C.第二步活化能比第三步大 D.I2的濃度與N2O分解速率無關 11.(2019華中師大第一附中高三期中)(14分)工業(yè)上可通過煤的液化合成甲醇,主反應為CO(g)+2H2(g)CH3OH(l)　ΔH=x。 (1)已知常溫下CH3OH、H2和CO的燃燒熱ΔH分別為-726.5 kJ·mol-1、-285.5 kJ·mol-1、-283.0 kJ·mol-1,則x=　　　　　　　。為提高合成甲醇反應的選擇性,關鍵因素是　　　　　　　　。? (2)T K下,在容積為1.00 L的某密閉容器中進行上述反應(CH3OH為氣體),相關數據如圖。 ①該反應0~10

12、 min的平均速率v(H2)=　　　　　　　,M和N點的逆反應速率較大的是　　　　　　(填“v逆(M)”“v逆(N)”或“不能確定”)。? ②10 min時容器內CO的體積分數為　　　　　　。相同條件下,若起始投料加倍,達平衡時,CO的體積分數將　　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。? ③對于氣相反應,常用某組分(B)的平衡壓強(pB)代替物質的量濃度(cB)表示平衡常數(以Kp表示),其中,pB=p總×B的體積分數。若在T K下平衡氣體總壓強為x atm,則該反應的Kp=　　　　(計算表達式)。實驗測得不同溫度下的lnK(化學平衡常數K的自然對數)如圖,請分析lnK隨T呈現(xiàn)上述變化

13、趨勢的原因是　　　　　　　　　　　　。? 參考答案 專題突破練8　化學反應速率與化學平衡 1.B　解析 增大反應物的濃度會增大單位體積的活化分子數,但活化分子的百分數不變,A錯誤;使用正催化劑,可降低反應的活化能,增大了活化分子百分數,所以反應速率增大,B正確;對于化學反應中全部是液態(tài)物質參與的反應,增大壓強對反應速率無影響,C錯誤;升高溫度,正逆反應的速率都增大,D錯誤。 2.D　解析 硝酸具有氧化性,實驗室制H2的溶液中加入硝酸銅不能放出氫氣,故A錯誤;加壓后2NO2(g)N2O4(g)平衡正向移動,不能用勒夏特列原理解釋2NO2(g)N2O4(g)體系加壓后顏色變

14、深,故B錯誤;平衡常數只與溫度有關,溫度不變平衡常數不變,故C錯誤;乙烯與Br2的CCl4溶液發(fā)生加成反應,二氧化硫與Br2的CCl4溶液不反應,故D正確。 3.B　解析 加入催化劑,反應途徑將發(fā)生改變,但根據蓋斯定律反應的始態(tài)和終態(tài)不變,反應的ΔH不會改變,A錯誤;升高溫度,正逆反應速率都增大,根據勒夏特列原理可知化學平衡向吸熱反應方向移動,所以平衡正向移動,H2S分解率增大,B正確;該反應隨反應進行氣體分子數增多,增大壓強,化學平衡逆向移動。由于正反應吸熱,所以平衡逆向移動體系溫度升高,C錯誤;根據勒夏特列原理,恒容體系中充入H2平衡逆向移動。但平衡移動的趨勢是很微弱的,只能減弱這種改變

15、,不能抵消這種改變,因此再次平衡時H2的濃度比原來的大,D錯誤。 4.B　解析 題給反應為可逆反應,充入2molHI(g)充分反應,反應不能進行到底,所以吸收的熱量小于12.5kJ,A錯誤;加入催化劑,單位體積內活化分子數增多,有效碰撞增多,反應速率加快,B正確;從圖表信息可知,該反應為吸熱反應,其他條件不變,升高溫度,反應速率加快,平衡右移,HI分解率增大,C錯誤;根據題意可知反應H2(g)+I2(g)2HI(g)為放熱反應,該反應的活化能Ea=(185-12.5)kJ·mol-1=172.5kJ·mol-1,D錯誤。 5.A　解析 反應的速率之比和對應計量數成正比,該反應達到平衡時,應

16、滿足4v分解[Ni(CO)4]=v消耗(CO),A錯誤;第一階段應選擇稍高于42.2℃的反應溫度,有利于Ni(CO)4的生成,B正確;230℃時反應達到平衡狀態(tài),Ni(CO)4分解率較高,C正確;平衡常數是溫度的函數,溫度不變,平衡常數不變,D正確。 6.D　解析 從圖分析,隨著溫度升高甲烷的體積分數逐漸減小,說明升溫平衡正向移動,則正反應為吸熱反應,ΔH>0,A錯誤;n(H2O)n(CH4)的比值越大,則甲烷的體積分數越小,故a<3

17、烷的體積分數增大,D正確。 7.A　解析 反應過程中甲醇的體積分數逐漸增大,假設反應的CO的物質的量為a,CO的體積分數=0.5-a0.5+0.5-2a×100%=12,始終不變,故A正確;隨著反應的進行,CO的物質的量逐漸減少,甲醇的物質的量逐漸增大,達到平衡后,二者的物質的量不一定相等,故B錯誤;隨著反應的進行,氫氣的濃度減小,甲醇的濃度增大,但氫氣的起始濃度為0.25mol·L-1,故C錯誤;隨著反應的進行,正反應速率逐漸減小,逆反應速率逐漸增大,達到平衡時甲醇的逆反應速率等于氫氣正反應速率的一半,故D錯誤。 8.B　解析 Si(s)+3HCl(g)SiHCl3(g)+H2(g)的反

18、應正向為氣體體積減小的方向,由于降低壓強平衡向氣體體積增大的方向移動,則降低壓強平衡逆向移動,SiHCl3的產率會降低,故A錯誤;如圖所示,升高溫度,曲線是向下傾斜的,即升高溫度SiHCl3的產率會降低,則升溫平衡逆向移動,逆向反應為吸熱反應,則正向反應為放熱反應,故B正確;平衡常數與溫度有關,溫度不變,平衡常數是一個定值,則溫度為450K,平衡常數:K(x)=K(y)=K(z),故C錯誤;根據圖示信息,當n(HCl)∶n(Si)的進料比由1∶1增大到3∶1時,SiHCl3的產率是增加的,當增大到6∶1時,SiHCl3的產率反而減小,故D錯誤。 9.A　解析 平衡時,Ⅰ、Ⅱ形成等效平衡,Ⅰ、

19、Ⅱ中反應物的轉化率α(N2O4)+α(NO2)=1,故A正確;平衡后,再向Ⅱ容器內通入一定量的NO2,相當于加壓,平衡右移,又達到平衡時NO2的體積分數減小,故B錯誤;對于容器Ⅱ,如加壓平衡會右移,Ⅱ容器中NO2的平衡轉化率增大,該反應的平衡常數不變,故C錯誤;Q(Ⅰ)不一定等于Q(Ⅱ),故D錯誤。 10.答案 (1)NH4NO3N2O↑+2H2O (2)1 112.5 (3)①1.0×10-3?、?0.0%?、?　1.25p0 (4)AC 解析 (1)硝酸銨在催化劑存在時分解生成一氧化二氮和水,反應的化學方程式為NH4NO3N2O↑+2H2O。 (2)對反應2N2O(g)2N2(

20、g)+O2(g)　ΔH=-163kJ·mol-1,設1molN2O(g)分子中化學鍵斷裂時需要吸收的能量為x,根據反應熱=反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和可得2x-2×945kJ-498kJ=-163kJ,解得x=1112.5kJ。 (3)①根據表格數據,在0~20min時段,反應速率v(N2O)=ΔcΔt=(0.10-0.08)mol·L-120min=1.0×10-3mol·(L·min)-1。②由表可知,每隔10min,c(N2O)的變化量相等,故單位時間內c(N2O)的變化與N2O的起始濃度無關,每10min均減小0.01mol·L-1,若N2O起始濃度c0為0.150mol·L-

21、1,則反應至30min時轉化的N2O的濃度為0.01mol·L-1×3=0.03mol·L-1,則N2O的轉化率α=0.03mol·L-10.150mol·L-1×100%=20.0%。③其他條件相同時,溫度升高化學反應速率加快,N2O分解半衰期減小,由圖可知,壓強相同時,對應半衰期T2>T1,則溫度T1>T2。當溫度為T1、起始壓強為p0時,設起始時的物質的量為1mol,則: 　　　2N2O(g)2N2(g)+O2(g) 起始量/mol 1 0 0 t1min時/mol 0.5 0.5 0.25 t1min時總物質的量為(0.5+0.5+0.25)mol=1.25mol,根據等溫等容

22、條件下,壓強之比等于物質的量之比,體系壓強p=1.251p0=1.25p0。 (4)溫度升高,化學反應速率增大,因v=k·c(N2O)·[c(I2)]0.5,則溫度升高,k值增大,故A正確;化學反應速率由反應最慢的反應決定,則第二步對總反應速率起決定作用,故B錯誤;第二步反應為慢反應,第三步反應為快反應,所以第二步活化能比第三步大,故C正確;含碘時NO分解速率方程v=k·c(N2O)·[c(I2)]0.5,所以N2O分解速率與I2的濃度有關,故D錯誤。 11.答案 (1)-127.5 kJ·mol-1　催化劑(或提高催化劑的選擇性) (2)①0.12 mol·(L·min)-1　不能確定

23、?、?9(或22.22%)　減小?、踴32x9×(4x9)2　該反應正反應為放熱反應,當溫度升高時平衡逆向移動,平衡常數(Kp或lnKp)減小 解析 (1)CH3OH、H2和CO的燃燒熱ΔH分別為-726.5kJ·mol-1、-285.5kJ·mol-1、-283.0kJ·mol-1,則CH3OH(l)+32O2(g)CO2(g)+2H2O(l)　ΔH=-726.5kJ·mol-1①,H2(g)+12O2(g)H2O　ΔH=-285.5kJ·mol-1②,CO(g)+12O2(g)CO2(g)　ΔH=-283kJ·mol-1③,根據蓋斯定律③+②×2-①得CO(g)+2H2(g)CH3OH(

24、l)　ΔH=-283kJ·mol-1-285.5kJ·mol-1×2+726.5kJ·mol-1=-127.5kJ·mol-1。選擇合適的催化劑可以提高合成甲醇反應的選擇性,所以關鍵因素是催化劑。 (2)①v(H2)=(2-0.8)mol1L×10min=0.12mol·(L·min)-1。15min時氫氣濃度逐漸減小,平衡正向移動,改變的條件可能是加入CO(g)或分離出甲醇或降低溫度。若加入CO(g)反應速率加快,若分離出甲醇或降低溫度會使反應速率減慢,所以不能確定M和N點的逆反應速率的大小。②根據圖示10min時容器內CO的物質的量是0.4mol、氫氣的物質的量是0.8mol、甲醇的物質的量是0.6mol,CO的體積分數為0.40.4+0.6+0.8×100%≈22.22%。相同條件下,若起始投料加倍,相當于加壓,平衡正向移動,所以CO的體積分數將減小。③Kp=x×0.61.80.41.8×x×(x×0.81.8)2=x32x9×(4x9)2。該反應正反應為放熱反應,當溫度升高平衡逆向移動,平衡常數(Kp或lnKp)減小。