《2019-2020年高中化學 第二章 化學反應的方向、限度與速率過關檢測卷 魯科版選修4.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2019-2020年高中化學 第二章 化學反應的方向、限度與速率過關檢測卷 魯科版選修4.doc（17頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

2019-2020年高中化學 第二章 化學反應的方向、限度與速率過關檢測卷 魯科版選修4 一、選擇題(本大題共15小題，每小題3分，共45分) 1．在紫外線的作用下，氧氣可生成臭氧：3O22O3，一定條件下該反應達到平衡狀態(tài)的標志是(D) A．單位時間內生成2 mol O3，同時消耗3 mol O2 B．O2的消耗速率0.3 mol·L－1·s－1，O3的消耗速率0.2 mol·L－1·s－1 C．容器內，2種氣體O3、O2濃度相等 D．容積中各組分的體積分數隨時間變化 解析：溫度和催化劑對反應速率的影響，都是通過影響反應速率常數來完成的。由k＝A·e－可以看出，活化能越大，溫度對化學反應速率的影響程度就越大，并且對于某個特定的化學反應，溫度越高，k越大；活化能越高，k越小。 2．在恒溫、恒容條件下，能使A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)正反應速率增大的措施是(D) A．減小C或D的濃度 B．增大D的濃度 C．減小B的濃度 D．增大A或B的濃度 解析：在恒溫、恒容條件下，正反應速率取決于反應物的濃度。增大A或B的濃度都會使正反應速率增大，減小A或B的濃度都會使正反應速率減?。欢鴾p小C或D的濃度，增大D的濃度的瞬間，正反應速率不變。 3．下圖表示反應X(g)4Y(g)＋Z(g)　ΔH＜0，在某溫度時X的濃度隨時間變化的曲線，下列有關該反應的描述正確的是(B) A．第6 min 后，反應就終止了 B．X的平衡轉化率為85% C．若升高溫度，X的平衡轉化率將大于85% D．若降低溫度，v正和v逆將以同樣倍數減小 解析：A項，反應進行到第6 min時反應達平衡，平衡狀態(tài)是動態(tài)平衡，反應未停止，故A錯；B項，反應進行到第6 min時反應達平衡，X物質的量的變化量為1－0.15＝0.85(mol)，X的轉化率為×100%＝85%，故B正確；因為ΔH<0，反應為放熱反應，故升高溫度，平衡將逆向移動，則X的轉化率減小，故C錯；D項，若降低溫度，正、逆反應速率同時減小，但是降溫平衡正向移動，故v正>v逆，即逆反應減小的倍數大，故D錯。 4．工業(yè)上可利用合成氣(CO和H2的混合氣體)生產甲醇。已知：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH＝－92.9 kJ/mol　一定條件下，該反應在一體積固定的密閉容器中達到平衡。下列說法正確的是(A) A．該反應的ΔS＜0 B．該反應在任何溫度下均能自發(fā)進行 C．向容器中充入少量He，平衡向正反應方向移動 D．升高溫度平衡向正反應方向移動 解析：已知：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH＝－92.9 kJ/mol，由方程式中氣體的計量數可知反應后氣體物質的量減小，所以熵減小，即ΔS＜0，故A項正確?；瘜W反應能否自發(fā)進行，取決于焓變和熵變的綜合判據，當ΔG＝ΔH－T·ΔS＜0時，反應能自發(fā)進行；已知ΔH＜0，ΔS＜0所以反應的在高溫時能自發(fā)進行，故B項錯誤。向容器中充入少量He，容器體積不變，反應物濃度不變，正逆反應速率不變，所以平衡不移動，故C項錯誤。已知該反應ΔH＜0，所以升高溫度平衡逆移，故D項錯誤。 5．下列說法正確的是(C) A．自發(fā)反應是指在通常狀況下能自動發(fā)生的反應 B．熵增大的反應都是自發(fā)反應，熵減少的反應都不能進行 C．升高溫度，可逆反應的正反應速率和逆反應速率都一定增大 D．使用催化劑可以增加反應物分子的能量，從而增大反應速率 解析：自發(fā)進行的反應判斷依據是ΔH－TΔS＜0，有些自發(fā)反應需要一定條件下才能發(fā)生反應，故A項錯誤。反應自發(fā)進行的判斷依據是ΔH－TΔS＜0，熵增大的反應ΔS＞0，當ΔH＞0低溫下可以是非自發(fā)反應，熵減少ΔS＜0，ΔH＜0的反應低溫下可以自發(fā)進行，故B項錯誤。依據影響化學反應速率的因素分析，升溫增大正逆反應速率，增大程度不同，故C項正確。催化劑降低反應的活化能增大反應速率，不能增加反應物的能量，故D項錯誤。 6．在一定體積的密閉容器中放入3 L氣體R和5 L氣體Q，在一定條件下發(fā)生反應：2R(g)＋5Q(g)4X(g)＋nY(g)，反應完全后，容器溫度不變，混合氣體的壓強是原來的87.5%，則化學方程式中n值是(A) A．2 B．3 C．4 D．5 解析：容器溫度不變，混合氣體的壓強是原來的87.5%，說明反應后氣體的總物質的量減小，則反應應向物質的量減小的方向進行，即方程式中反應物的化學計量數之和大于生成物的化學計量數之和，則有：2＋5＞4＋n，n＜3，選項中只有A項符合。 7．在一密閉容器中，反應aA(g)bB(g)達平衡后，保持溫度不變，將容器體積增加一倍，當達到新的平衡時，B的濃度變?yōu)樵瓉淼?0%，則(C) A．平衡向逆反應方向移動了 B．物質A的轉化率減小了 C．物質B的質量分數增加了 D．a>b 解析：解本題常用的方法之一是分段假設分析。先假設當體積增加一倍時平衡不移動，B的濃度應為原來的50%，再進行比較，事實上B的濃度為原來的60%，大于50%，得出結論：說明平衡向生成B的正反應方向移動了，即生成B的方向是氣體體積增加的方向，故aq，在恒容密閉容器中反應達到平衡時，下列說法正確的是(B) A．通入稀有氣體使壓強增大，平衡將正向移動 B．X的正反應速率是Y的逆反應速率的倍 C．降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小 D．增加X的物質的量，Y的轉化率降低 解析：因為該反應是在恒容的密閉容器中進行，通入稀有氣體后，容器內氣體壓強增大，但各反應物、生成物的濃度未發(fā)生改變，平衡不移動，A項錯；X的反應速率與Y的反應速率之比等于方程式的系數之比，B項正確；由于正反應是放熱反應，降低溫度，平衡向放熱反應方向移動(正向)，又由于m＋n>q，M＝，m不變，但n減小，M增大，C項錯誤；增加X的物質的量，X的轉化率降低，Y的轉化率升高，D項錯誤。 10．在一定條件下，向某一密閉容器中，加入一定量的HI或加入一定量的PCl5，反應達到平衡后，在t時刻改變條件，其反應速率與時間的變化關系均可用右圖表示。那么對于不同反應在t時刻改變條件的敘述正確的是(B) A．對于2HI(g)I2(g)＋H2(g)反應，t時刻保持溫度和體積不變，再加入一定量的HI B．對于2HI(g)I2(g)＋H2(g)反應，t時刻保持溫度和壓強不變，再加入一定量的HI C．對于PCl5(g)PCl3(g)＋Cl2(g)反應，t時刻保持溫度和體積不變，再加入一定量的PCl5 D．對于PCl5 (g)PCl3(g)＋Cl2(g)反應，t時刻保持溫度和壓強不變，再加入一定量的PCl3 解析：依據速率－時間圖象可知，在t時刻，原平衡被破壞，且正反應速率增大，逆反應速率減小，對于反應2HI(g)H2(g)＋I2(g)，保持溫度和壓強不變，加入HI，容器的體積增大，H2和I2的濃度減小，逆反應速率減小，而HI的濃度增大，正反應速率增大，故B正確。 11．在容積固定的密閉容器中存在如下反應：A(g)＋3B(g)2C(g) 　ΔH＜0。某研究小組研究了其他條件不變時，改變某一條件對上述反應的影響，并根據實驗數據作出下列關系圖： 下列判斷一定錯誤的是(A) A．圖Ⅰ研究的是不同催化劑對反應的影響，且乙使用的催化劑效率較高 B．圖Ⅱ研究的是壓強對反應的影響，且乙的壓強較高 C．圖Ⅲ研究的是溫度對反應的影響，且甲的溫度較高 D．圖Ⅳ研究的是不同催化劑對反應的影響，且甲使用的催化劑效率較高 解析：圖Ⅰ研究的不可能是催化劑對反應的影響，因為使用催化劑，化學平衡不移動，甲、乙的平衡濃度應當相同，故A項錯，同理可知D項正確；若圖Ⅱ研究的是壓強對反應的影響，且乙的壓強較高，因為乙先達到化學平衡狀態(tài)，并且乙中B的轉化率較高(增大壓強平衡向正反應方向移動)，故B項正確；若圖Ⅲ研究的是溫度對反應的影響，且甲的溫度較高，因為甲先達到化學平衡狀態(tài)，并且甲中B的轉化率較小(升高溫度平衡向逆反應方向移動)，故C項正確。 12．在一定溫度下，有A、B兩個容器，A是恒容密閉容器，B是恒壓密閉容器。兩容器起始狀態(tài)完全相同，其中都充有NO2氣體，如果只考慮發(fā)生下列可逆反應：2NO2N2O4，分別經過一段時間后，A、B都達平衡，下列有關敘述正確的是(D) A．平均反應速率A＞B B．平衡時NO2的物質的量B＞A C．平衡時NO2的轉化率A>B D．平衡時N2O4的物質的量B＞A 解析：合理假設中間狀態(tài)，找到A、B兩容器內所發(fā)生反應的內在聯(lián)系是解題的關鍵。根據題意，A、B兩容器的起始狀態(tài)完全相同，即具有相同的容積(V)、溫度(T)、壓強(p)和NO2的物質的量，所不同的是反應過程中，A保持容積不變，B保持壓強不變，要比較的是A、B狀態(tài)中與平衡和速率有關的量。為方便比較，可假設B是通過兩步達到平衡的：首先B保持容積不變到平衡狀態(tài)B′，顯然B′與A平衡完全相同；其次B′通過壓縮體積(增大壓強)達到B平衡，而B′→B的變化就是A平衡和B平衡的差別。示意圖如圖： 顯然由B′(平衡)→B(平衡)的過程是壓強增大，平衡向正向移動的過程，會使平衡時N2O4的物質的量B>A，NO2的轉化率B>A，NO2的物質的量B＜A。 13．已知反應：2CO(g)===2C(s)＋O2(g)的ΔH＞0，ΔS＜0，設ΔH和ΔS不隨溫度而變化，下列說法中正確的是(D) A．低溫下能自發(fā)變化 B．高溫下能自發(fā)變化 C．任何溫度下都能自發(fā)進行 D．任何溫度下都不能自發(fā)進行 解析：已知反應2CO(g)===2C(s)＋O2(g)的ΔH＞0，ΔS＜0，所以ΔH－TΔS＞0，反應在任何溫度下都是不能自發(fā)進行，故A、B、C三項錯誤，而D正確。 14．反應3Fe(s)＋4H2O(g)Fe3O4(s)＋4H2(g)在一容積可變的密閉容器中進行，下列條件的改變對其反應速率幾乎無影響的是(B) A．增加H2O(g)的量 B．保持體積不變，充入N2使壓強增大 C．將容器的體積縮小一半 D．壓強不變，充入N2使容器的體積增大 解析：增加H2O(g)的量，平衡向正方向移動，反應速率發(fā)生改變；保持體積不變，充入N2使體系總壓強增大，但是N2不參加反應，容器中H2O(g)和H2(g)的濃度并未發(fā)生變化，因此正、逆反應速率均基本不變；容器的體積縮小一半，則壓強增大，正、逆反應速率均提高；充入N2使體積增大，雖然總壓強不變，但是體系內H2O(g)和H2(g)的濃度均減小，正、逆反應速率均減小。 15.在一密閉容器中進行以下可逆反應：M(g)＋N(g)P(g)＋2 L。在不同的條件下P的百分含量P%的變化情況如圖，則該反應(B) A．正反應放熱，L是固體 B．正反應放熱，L是氣體 C．正反應吸熱，L是氣體 D．正反應放熱，L是固體或氣體 解析：圖象橫軸為時間，縱軸為P的百分含量，所以圖中曲線的斜率表示反應速率，斜率越大，反應速率越大。曲線Ⅰ表示的反應速率最小，達到平衡所需時間最長；曲線Ⅲ表示的反應速率最大，達到平衡所需時間最短。三條曲線水平部分的高低不同則表示達到平衡狀態(tài)時生成物P的百分含量的高低。聯(lián)系反應條件，曲線Ⅰ和Ⅱ壓強相同，但Ⅱ的溫度較高，所以反應速率Ⅱ>Ⅰ，但達到平衡時P%卻是Ⅰ>Ⅱ，這說明升高溫度時P%降低，因而平衡應向逆反應方向移動，則該反應的正反應為放熱反應；比較曲線Ⅱ和Ⅲ，二者溫度相同，但壓強Ⅲ>Ⅱ，這時P%卻是Ⅱ>Ⅲ，這說明增大壓強時P%降低，因此生成物氣體的總體積應大于反應物中氣體的總體積，由此判斷L一定為氣體。 二、非選擇題(共55分) 16．(8分)已知氫氧化鈣在水中存在下列溶解平衡：Ca(OH)2(s)Ca2＋(aq)＋2OH－(aq)。在火力發(fā)電廠燃燒煤的廢氣中往往含有SO2、O2、N2、CO2等。為了除去有害氣體SO2，并變廢為寶，常常用粉末狀的碳酸鈣或熟石灰的懸濁液洗滌廢氣，反應產物為石膏。 (1)寫出上述兩個反應的化學方程式： SO2和CaCO3懸濁液反應：______________________。SO2和Ca(OH)2懸濁液反應：________________________________________________________________________。 (2)試說明用熟石灰的懸濁液，而不用澄清石灰水洗滌廢氣的理由：________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)在英國進行的一個研究結果表明：高煙囪可以有效地降低地表SO2濃度。在20世紀的60—70年代的10年間，由發(fā)電廠排放的SO2增加了35%，但由于建造高煙囪，地表SO2濃度降低了30%之多。請你從全球環(huán)境保護的角度，分析這種方法是否可取________________________________________________________________________。 解析：此題與元素化合物知識相聯(lián)系，應用平衡移動原理解決實際問題。氫氧化鈣微溶于水，澄清石灰水中氫氧化鈣濃度小，不利于吸收大量的SO2，用懸濁液吸收，由于溶解平衡的移動，可以吸收大量SO2。因為SO2的排放總量沒有減少，所以進一步形成的酸雨仍會造成對全球環(huán)境的危害。因此，建造高煙囪這種方法不可取。 答案：(1)2SO2＋O2＋2CaCO3＋4H2O===2(CaSO4·2H2O)＋2CO2 2SO2＋O2＋2Ca(OH)2＋2H2O===2(CaSO4·2H2O) (2)氫氧化鈣微溶于水，澄清石灰水中氫氧化鈣的濃度小，不利于吸收大量的SO2 (3)不可取，因為SO2的總排放量沒有減少，進一步形成的酸雨仍會造成對全球環(huán)境的危害 17．(8分)已知在恒容條件下，氣體壓強與氣體溫度(熱力學溫度T)、氣體的物質的量成正比，即p∝nT。反應CaCO3CaO＋CO2，在恒容和不同溫度下CO2的平衡壓強如下表所示： 溫度/℃ 550 650 750 850 897 壓強/Pa 5.32×10 9.17×102 8.37×103 4.34×104 1.01×105 根據表中數據，填寫下列空白： (1)若升高原CaCO3分解平衡體系的溫度，同時給反應容器加壓，則原平衡________。 A．向逆反應方向移動 B．向正反應方向移動 C．不移動 D．無法確定平衡移動方向 (2)在一個不與外界進行熱交換的密閉容器中，足量的CaCO3在850 ℃時建立分解平衡。若將該容器的容積擴大為原來的2倍，則重新達到平衡時，容器內的溫度將________，CaCO3的分解率將________，CO2的平衡壓強將________4.34×104 Pa(選填“＞”“＜”或“＝”)，其理由是________________________________________________________________________。 解析：本題主要考查條件的改變(溫度和壓強)對化學平衡的影響。解本題的關鍵是根據題給數據推斷出CaCO3的分解過程是吸熱反應；另外就是理解影響化學平衡的條件之一壓強，實質上是通過容器體積的變化(即改變平衡體系中物質的濃度)引起的。 答案：(1)D 　(2)降低　增大?。肌◇w積增大使c(CO2 )減小，平衡向正反應方向移動，正反應是吸熱反應，故體系溫度降低，重新達到平衡時，CO2氣體壓強小于850 ℃的平衡壓強 18．(8分)Fe3＋和I－在水溶液中的反應如下： 2I－＋2Fe32Fe2＋＋I2(aq) (1)該反應的平衡常數K的表達式為K＝________。當上述反應達到平衡后，加入CCl4萃取I2，且溫度不變，上述平衡________移動(選填“向右”“向左”或“不”)。 (2)上述反應的正反應速率和I－、Fe3＋的濃度關系為：v＝kcm(I－)cn(Fe3＋)(k為常數)。 c(I－)/mol·L－1 c(Fe3＋)/mol·L－1 v/mol·L－1·s－1 ① 0.20 0.80 0. 032 k ② 0.60 0.40 0.144 k ③ 0.80 0.20 0.128 k 通過上表所給的數據計算，得知v＝kcm(I－)cn(Fe3＋)中m、n的值為(　　) A．m＝1，n＝1　　　　B．m＝1，n＝2　　　　C．m＝2，n＝1 　　　　D．m＝2，n＝2 I－濃度對反應速率的影響________(選填“大于”“小于”或“等于”)Fe3＋濃度對反應速率的影響。 解析：(1)K＝ (2)加入CCl4萃取I2，使I2的濃度減小，平衡向右移動。 將①③數據分別代入 v＝kcm(I－)cn(Fe3＋) 得0.032 k＝k×0.20m×0.80n① 0．128 k＝k×0.80m×0.20n② 得：＝×4n，化簡得：4n－m＝，即m＝n＋1。將各選項數據代入，m＝2、n＝1符合，因m＝n＋1，故c(I－)的m次方大于c(Fe3＋)的n次方，所以I－濃度對反應速率影響大。 答案：(1)　向右 (2)C　大于 19．(9分)高爐煉鐵中發(fā)生的基本反應之一：FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)不能自發(fā)進行，已知正反應吸熱。 (1)根據化學反應方向的判據ΔH－T·ΔS＞0，反應 __________(選填“能自發(fā)”或“不能自發(fā)”)進行。 (2)該反應中平衡常數的表達式 K＝__________。 溫度升高，化學平衡移動后達到新的平衡，平衡常數K值 __________(選填“增大”“減小”或“不變”)。 (3)1 100 ℃時測得高爐中c(CO2)＝0.025 mol/L，c(CO)＝0.1 mol/L，已知1 100 ℃時平衡常數K＝0.263.在這種情況下該反應是否處于平衡狀態(tài) ____________(選填“是”或“否”)，此時化學反應速率是v正______v逆(選填“＝”“＞”或“＜”)。 (4)反應達到平衡后，若保持容器體積不變時，再通入一定量的CO，則CO的轉化率將 ________(選填“增大”“減小”或“不變”)。 (1)解析：反應FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＞0，ΔS＝0；ΔH－T·ΔS＞0，反應不能自發(fā)進行。 (2)可逆反應FeO(s)＋CO (g) =Fe(s)＋CO2(g)的平衡常數表達式k＝c(CO2)/c(CO)；該反應正反應是吸熱反應，溫度升高平衡向正反應方向移動，CO2的物質的量增大、CO的物質的量減小，故到達新平衡是CO2與CO的體積之比增大。(3)此時濃度商Qc＝0.025/0.1＝0.25，小于平衡常數2.63，故反應不是平衡狀態(tài)，反應向正反應進行，v正＞v逆。(4)若保持容器體積不變時，再通入一定量的CO，相當于增大壓強，化學平衡不移動，CO的轉化率不變。 答案：(1)不能自發(fā)　(2)c(CO2)/c(CO)　增大 (3)否　＞　(4)不變 20．(10分)某校課外活動小組利用NO2與N2O4的反應來探究溫度對化學平衡的影響。已知： 2NO2(g)N2O4(g)　ΔH(298 K)＝－52.7 kJ·mol－1 (1)該化學反應的濃度平衡常數的表達式為________。 (2)該小組的同學取了兩個燒瓶A和B，分別加入相同濃度的NO2與N2O4的混合氣體，中間用夾子夾緊，并將A和B浸入到已盛有水的兩個燒杯中(如下圖所示)，然后分別向兩個燒杯中加入濃硫酸和NH4NO3固體。 請回答： ①A中的現象為____________________，B中的現象為______________________。 ②由上述實驗現象可知，降低溫度，該反應化學平衡向________(選填“正”或“逆”)反應方向移動。 ③升高溫度，該反應的化學平衡常數將________(選填“增大”“減小”或“不變”)。原因是________________________________________________________________________。 解析：(1)根據平衡常數的表達式有：K＝[N2O4]/[NO2]2。(2)①A中的燒杯內加濃H2SO4，使體系的溫度升高，化學平衡逆向移動，NO2的濃度增大，氣體的顏色加深。B中的燒杯內加入NH4NO3，使體系的溫度降低，化學平衡正向移動，氣體的顏色變淺。②降低溫度，化學平衡正向移動。③升高溫度，化學平衡常數減小，因為升高溫度，化學平衡逆向移動，生成物的濃度減小，反應物的濃度增大，故化學平衡常數減小。 答案：(1)K＝[N2O4]/[NO2]2　(2)①A中氣體的顏色加深　B中氣體的顏色變淺　②正?、蹨p小　升高溫度，化學平衡逆向移動，生成物的濃度減小，反應物的濃度增大，故化學平衡常數減小 21．(12分)氨氧化法制硝酸的主要反應是4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) (1)①該反應的熵變ΔS __________0(選填“＞”“＜”或“＝”)； ②升高溫度，反應的平衡常數K值減小，則該反應的焓變ΔH ___________0(選填“＞”“＜”或“＝”)。 (2)若其他條件不變，下列關系圖錯誤的是 ____________(選填序號)。 (3)在容積固定的密閉容器中發(fā)生上述反應，容器內各物質的濃度如下表： 時間/濃度/(mol·L－1) c(NH3) c(O2) c(NO) c(H2O) 起始 4.0 5.5 0 0 第2 min 3.2 ______________ 0.8 1.2 第4 min 2.0 3.0 2.0 3.0 第6 min 2.0 3.0 2.0 3.0 ①反應在第2 min到第4 min時，反應速率v(O2)＝ __________； ②反應在第2 min時改變了條件，改變的條件可能是________________________________________________________________________， 該條件下，反應的平衡常數K＝____________(只寫計算結果，不標單位)。 解析：(1)①已知4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)，反應后氣體物質的量增大，所以熵增大，即ΔS＞0；②升高溫度，反應的平衡常數K值減小，說明平衡逆移，升高溫度平衡逆移，則正反應為放熱反應，即ΔH＜0。(2)已知4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)　ΔH＜0，即該反應為體積增大的放熱反應。升高溫度平衡逆移，所以溫度越高NH3的含量越多，與圖象相符，故A項正確。增大壓強平衡逆移，所以壓強越大NO越小，與圖象相符，故B項正確。升高溫度平衡逆移，所以溫度越高H2O的含量越小，與圖象不相符，故C項錯誤。加催化劑不改變平衡，所以O2的含量不變，反應速率增大，到達平衡的時間變小，與圖象相符，故D項正確。(3)①第2 min 到第4 min 時Δc (NH3)＝3.2－2.0＝1.2 mol·L－1，所以Δc (O2)＝5/4×1.2 mol·L－1＝1.5 mol·L－1，則v(O2)＝1.5 mol·L·1/2 min＝0.75 mol·L－1·min－1，②由表中數據可知從0到2 min時消耗了NH3為0.8 mol·L－1；第2 min到第4 min時消耗NH3為1.2 mol·L－1，說明第2 min以后反應速率加快，所以改變的條件為升高溫度(或使用催化劑)；平衡時c(NH3)＝2.0 mol·L－1，c(O2)＝3.0 mol·L－1，c(NO)＝2.0 mol·L－1，c(H2O)＝3.0 mol·L－1，則K＝＝＝3。 答案： (1)①＞?、冢肌?2)C (3)①0.75 mol·L－1·min－1?、谏邷囟?或使用催化劑)　3 一、選擇題(本大題共15小題，每小題3分，共45分) 1．下圖中，表示正反應是吸熱反應的是(A) 解析：吸熱反應中，生成物總能量大于反應物的總能量，只有A圖符合要求。 2．反應4NH3＋5O24NO＋ 6H2O在10 L密閉容器中進行，半分鐘后水蒸氣的物質的量增加了0.45 mol，則此反應的平均反應速率v(X)可表示為(C) A．v(NH3)＝0.002 mol·L－1·s－1 B．v(O2)＝0.001 mol·L－1·s－1 C．v(NO)＝0.001 mol·L－1·s－1 D．v(H2O)＝0.001 mol·L－1·s－1 解析：根據化學反應速率的數學表達式求解。 v(H2O)＝＝0.001 5 mol·L－1·s－1，接下來，一種辦法是根據化學方程式將H2O的變化量代入，求出其他物質的變化量，再代入速率公式求用相應的物質表示的速率；另一種辦法是根據用各物質表示的速率值等于各物質前的系數比，直接由v(H2O)列比例式求出用其他物質表示的速率值。 3．汽車尾氣(含烴類、CO、NO與SO2等)是城市空氣主要污染源之一，治理的辦法之一是在汽車排氣管上裝催化轉化器，它使NO與CO反應生成可參與大氣循環(huán)的無毒氣體，其反應原理是：2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＜0。下列說法中錯誤的是(B) A．該反應中反應物的總能量高于生成物的總能量 B．該反應常溫下不能自發(fā)進行，因此需要高溫和催化劑條件 C．該反應常溫下能自發(fā)進行，高溫和催化劑只是加快反應的速率 D．汽車尾氣中的這兩種氣體會與血紅蛋白結合而使人中毒 解析：此反應是放熱反應，反應物的總能量高于生成物的總能量，故A項正確。常溫下，2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＜0，ΔS＜0；ΔH－TΔS＜0，反應可以自發(fā)進行，故B項不正確。常溫下，2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＜0，ΔS＜0；ΔH－TΔS＜0，該反應常溫下能自發(fā)進行，高溫和催化劑只是加快反應的速率，故C項正確。NO、CO都可和血紅蛋白結合而使人中毒，故D項正確。 4．在盛有稀H2SO4的燒杯中放入用導線連接的鋅片和銅片，下列敘述正確的是(D) A．正極附近的SO離子濃度逐漸增大 B．電子通過導線由銅片流向鋅片 C．正極有O2逸出 D．銅片上有H2逸出 解析：用導線連接的Zn片與Cu片放入稀H2SO4中組成原電池，Zn作負極失去電子變?yōu)閆n2＋而進入溶液，電子通過導線流向銅片(正極)，溶液中的陰離子SO、OH－等移向負極，H＋移向正極，并在正極上得到電子而放出H2，故選D項。 5．在298 K、1.01×105 Pa下，將22 g CO2通入1 mol·L－1 NaOH溶液750 mL中充分反應，測得反應放出x kJ的熱量。已知在該條件下，1 mol CO2 通入2 mol·L－1 NaOH溶液1 L中充分反應放出y kJ的熱量。則CO2與NaOH溶液反應生成NaHCO3的熱化學方程式正確的是(C) A．CO2(g)＋NaOH(aq)===NaHCO3 (aq)　ΔH＝－(2y－x) kJ·mol－1 B．CO2(g)＋NaOH(aq)===NaHCO3 (aq)　ΔH＝－(2x－y) kJ·mol－1 C．CO2(g)＋NaOH(aq)===NaHCO3 (aq)　ΔH＝－(4x－y) kJ·mol－1 D．2CO2(g)＋2NaOH(l)===2NaHCO3 (l)　ΔH＝－(8x－2y) kJ·mol－1 解析：0.5 mol CO2與0.75 mol NaOH反應生成0.25 mol Na2CO3和0.25 mol NaHCO3，反應所放出的熱量為x kJ，則生成1 mol Na2CO3和1 mol NaHCO3總共放出4x kJ的熱量。1 mol CO2通入含2 mol NaOH的溶液中生成1 mol Na2 CO3放出y kJ的熱量，則1 mol CO2與含1 mol NaOH的溶液反應所放出的熱量為(4x－y)kJ。D項中NaOH和NaHCO3的狀態(tài)標錯。 6．反應L(s)＋aG(g)bB(g)達到平衡，溫度和壓強對該反應的影響如右圖所示，圖中：壓強p1>p2，x軸表示溫度，y軸表示平衡混合氣體中G的體積分數。據此可判斷(D) A．上述反應是放熱反應 B．無法確定a、b的大小 C．a＞b D．上述反應是吸熱反應 解析：根據圖示，在反應中，隨著溫度的升高，平衡混合氣體中G的體積分數反而減小，可見該反應是吸熱反應，故A項錯、D項對；在圖中作垂直于x軸的等溫線，可知，隨著壓強的增大，平衡混合氣體中G的體積分數也隨著增大，可見增大壓強，平衡向逆反應方向移動，故b＞a，故B、C兩項錯；本題正確選項為D。 7．某溫度下，一定體積的密閉容器中有如下平衡：H2(g)＋I2(g)2HI(g)。已知H2和I2的起始濃度均為0.10 mol·L－1時，達平衡時HI的濃度為0.16 mol·L－1。若H2和I2的起始濃度均變?yōu)?.20 mol·L－1，則平衡時H2的濃度(mol·L－1)是(C) A．0.16 B．0.08 C．0.04 D．0.02 解析：此平衡不受壓強影響，故這是等效平衡問題，二者的轉化率相等： α(H2)＝×100%＝80%， 第二個平衡中H2的反應量： 0．2 mol·L－1×80%＝0.16 mol·L－1， H2的平衡濃度： 0．2 mol·L－1－0.16 mol·L－1＝0.04 mol·L－1。 8．高鐵電池是一種新型可充電電池，與普通高能電池相比，該電池能長時間保持穩(wěn)定的放電電壓。高鐵電池的總反應為3Zn＋2K2FeO4＋8H2O3Zn(OH)2＋2Fe(OH)3＋4KOH，下列敘述不正確的是(C) A．放電時負極反應為Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 B．充電時陽極反應為Fe(OH)3＋5OH－－3e－===FeO＋4H2O C．放電時每轉移3 mol電子，正極有1 mol K2FeO4被氧化 D．放電時正極附近溶液的堿性增強 解析：本題考查了原電池、電解池相關的知識，放電時裝置為原電池，Zn作負極，充電時，裝置變?yōu)殡娊獬?，陽極發(fā)生氧化反應，所以A、B兩項正確。放電時正極反應為：FeO＋4H2O＋3e－===Fe(OH)3＋5OH－，故電極附近溶液的堿性增強，正極所發(fā)生的反應為還原而不是氧化，故D項正確，C項錯。 9．放熱反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)在溫度t1時達到平衡，c1(CO)＝c1(H2O)＝1.0 mol·L－1，其平衡常數為K1。升高反應體系的溫度至t2時，反應物的平衡濃度分別為c2(CO)和c2(H2O)，平衡常數為K2，則(C) A．K2和K1的單位均為mol·L－1 B．K2>K1 C．c2(CO)＝c2(H2O) D．c1(CO)>c2(CO) 解析：平衡常數數學表達式的分子和分母分別為兩個濃度的乘積，本題中兩個乘積之比單位為1，A錯誤；該反應是放熱反應，升高溫度平衡左移，所以K20) (3)①減少污染，②燃燒充分 (4)②④ 20．(14分)二氧化氮在加熱條件下能夠分解成一氧化氮和氧氣，該反應進行到45 s時，達到平衡(NO2濃度約為0.0125 mol·L－1)。下圖中的曲線表示二氧化氮分解反應在前25 s內的反應進程。 (1)請計算前20 s內氧氣的平均生成速率。 (2)若反應延續(xù)至70 s，請在上圖中用實線畫出25 s至70 s的反應進程曲線。 (3)若反應開始時加入催化劑(其他條件都不變)，請在圖上用虛線畫出加入催化劑后的反應進程曲線。 (4)寫出該反應的化學平衡常數表達式：______________________。 解析：(1)根據O2濃度的變化求出20 s內O2的平均生成速率v(O2)＝＝5.5×10－4 mol·L－1·s－1。(2)根據45 s時達到平衡，NO2平衡濃度為0.0 125 mol·L－1知45～70 s時的反應進程曲線(25～45 s為平滑下降，45～70 s為水平線)。(3)催化劑不改變平衡狀態(tài)，能加快反應速率，縮短達到平衡的時間，只要將圖中水平線的始點前移，用虛線描出一平滑曲線即可。(4)根據平衡常數的概念直接寫出。 答案：(1)5.5×10－4 mol·L－1·s－1 (2)下圖中實線 (3)下圖中虛線 (4)K＝