专题2化学反应速率与化学平衡单元测试卷高二上学期化学苏教版（2019）选择性必修1（含解析）
文档属性
| 名称 | 专题2化学反应速率与化学平衡单元测试卷高二上学期化学苏教版（2019）选择性必修1（含解析） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 765.3KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-06-18 08:56:08 | ||
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文档简介
专题2《化学反应速率与化学平衡》单元测试卷
一、单选题
1．下列说法正确的是
A．活化分子之间的碰撞一定是有效碰撞
B．任何有能量变化的过程都是化学变化过程
C．放热反应在任何条件下都容易自发进行，而吸热反应在任何条件下都不容易自发进行
D．升高温度、增加反应物的浓度和使用催化剂都能增加单位体积内活化分子数目，加快化学反应速率
2．在一定温度下，A、B能在溶液中发生反应A+B=C+D
a．将0.2mol·L-1A溶液和0.2mol·L-1B溶液各20mL混合
b．将0.5mol·L-1A溶液和0.5mol·L-1B溶液各50mL混合
c．将1mol·L-1A溶液和1mol·L-1B溶液各10mL混合，同时倒入30mL蒸馏水
d．将1mol·L-1A溶液20mL和1.2mol·L-1B溶液60mL混合
反应开始时，反应速率由大到小的顺序是
A．d＞b＞c＞a B．b＞d＞a＞c
C．d＞c＞b＞a D．b＞c＞d＞a
3．低温脱氮技术可用于处理废弃中的氮氧化物。发生的化学反应为：4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)+Q。在恒容密闭容器中，下列说法正确的是
A．该反应是放热反应，降低温度将缩短反应达到平衡的时间
B．其他条件不变，使用高效催化剂，可以提高处理效率
C．4 mol氨气与足量的NO充分反应，放出的热量为Q
D．增大压强，正反应速率增大逆反应速率减少，平衡逆向移动
4．在密闭容器中，反应X2(g)+Y2(g)2XY(g) ΔH＜0达到甲平衡，在仅改变某一条件后达到乙平衡，对改变的条件下列分析正确的是
A．图I是增大反应物的浓度
B．图Ⅱ只能是加入催化剂。
C．图Ⅱ可能是恒容时充入了一定量的稀有气体(不参与反应)
D．图Ⅲ是升高温度
5．在一个恒温恒压的密闭容器中，有V2O5存在时发生反应:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔH=-196.6kJ/mol。该反应过程为①SO2+V2O5SO3+2VO2、②……下列有关该反应的说法不正确的是
A．反应②是O2+4VO22V2O5
B．V2O5降低了反应的活化能
C．增大O2浓度时该反应的ΔH不变
D．当2v(O2)逆=v(SO3)正时加入V2O5，等式仍然成立，v(O2)逆、v(SO3)正值不变
6．设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法中正确的是
A．1molC2H6中含有共价键的数目为6NA
B．2.3g金属钠在一定量氧气中完全反应生成Na2O和Na2O2，电子转移数目为0.1NA
C．1mol/L的H2SO4溶液中含有SO的数目为1NA
D．一定条件下，1molSO2与足量的O2充分反应后可得到NA个SO3分子
7．CO在Pd2团簇催化剂上被氧化的一种反应路径的能量变化如图，下列说法正确的是
A．该路径中的各步反应均为放热反应 B．逆反应的最大活化能为2.28eV
C．使用该催化剂，反应释放的总能量减少 D．反应过程中有极性键的断裂和形成
8．Ni可活化C2H6放出CH4，其反应历程如下图所示：
下列关于活化历程的说法正确的是
A．决速步骤：中间体1→中间体2 B．总反应为Ni＋C2H6→NiCH2＋CH4
C．Ni H键的形成对氢原子的迁移是不利的 D．涉及非极性键的断裂和生成
9．某温度下的定容密闭容器中，进行如下可逆反应：A(s) ＋2B(g) C(g) ＋D(g)，当下列物理量不再发生变化时，能表明该反应一定已达到平衡状态的是
①混合气体的密度 ②容器内气体的压强
③混合气体的平均相对分子质量 ④B的物质的量浓度
A．②③④ B．②③
C．①③④ D．只有④
10．下列叙述及解释正确的是
A．红棕色无色，在平衡后，对平衡体系采取缩小容积、增大压强的措施，因为平衡向正反应方向移动，故体系颜色变浅
B．对于，在平衡后，加入碳，平衡向正反应方向移动
C．红色，在平衡后，加少量KCl，因为平衡向逆反应方向移动，故体系颜色变浅
D．对于，平衡后，压强不变，充入，平衡向逆方向移动
11．SO2转化为SO3的反应为2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) △H=-197.7kJ·mol-1，对于反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，下列说法正确的是
A．升高温度，能增加SO2的反应速率和转化率
B．使用催化剂，能改变反应路径并降低反应活化能
C．工业上不采用高压条件，是因为加压会降低SO2的平衡转化率
D．单位时间内生成2molSO2、同时消耗2moSO3，则反应处于平衡状态
12．由γ-羟基丁酸( HOCH2CH2CH2COOH)生成γ-丁内酯()的反应如下：HOCH2CH2CH2COOH + H2O，25 ℃时，溶液中γ-羟基丁酸的起始浓度为0.180 mol·L-1，测得γ-丁内酯的浓度随时间的变化如表所示。
t/ min 21 50 80 100 120 160 ∞
c/( mol·L-1) 0.024 0.050 0.071 0.081 0.090 0.104 0.132
下列说法正确的是
A．50~ 100 min内，γ-丁内酯的反应速率为mol·L-1
B．在120 min时，γ-羟基丁酸的转化率为×100%
C．控制温度、加压和分离产品都可以提高原料的转化率
D．25 ℃ 时，该反应的平衡常数为mol·L-1
二、填空题
13．科学家研究利用铁触媒催化合成氨的反应历程如图所示，其中吸附在催化剂表面的物种用“ad”表示。
由图可知合成氨反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的ΔH=_______kJ mol-1。该历程中反应速率最慢的步骤的化学方程式为______。
14．已知一个可逆反应，若正反应为自发过程，则其逆反应为非自发过程，反之亦然。
(1)已知2CO(g)CO2(g)+C(s)，T=980K时ΔH-TΔS=0。当体系温度低于980K时，估计ΔH-TΔS________0(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)；当体系温度高于980K时，估计ΔH-TΔS________0。
(2)电子工业中清洗硅片上的SiO2(s)的反应为SiO2(s)+4HF(g)=SiF4(g)+2H2O(g) ΔH(298.15K)=-94.0kJ/mol，ΔS(298.15K)=-75.8J/(mol·K)，设ΔH和ΔS不随温度而变化，则此反应自发进行的温度是________。
(3)化学反应2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g)在298K、100kPa下：ΔH=-113.0kJ/mol，ΔS=-145.3J/(mol·K)，反应在常温下________(填“能”或“不能”)自发进行。
15．压强对化学反应速率的影响：对于有气体参加或气体生成的反应，在其他条件一定时，压强与浓度成正比，增大压强____化学反应速率，减小压强____化学反应速率；对于只涉及液体和固体的反应，压强的改变对化学反应速率____。
三、实验题
16．某实验探究小组用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液反应过程中溶液紫色消失快慢的方法，研究影响反应速率的因素。实验条件如下：所用酸性KMnO4溶液的浓度可选择0.010mol·L-1、0.001mol·L-1，催化剂的用量可选择0.5g、0g，实验温度可选择298K、323K。每次实验酸性KMnO4溶液的用量均为4mL，H2C2O4溶液(0.100mol·L-1)的用量均为2mL。
(1)写出反应的离子方程式：_______。
(2)请完成实验设计表：
实验 编号 T/K 催化剂的用量/g 酸性KMnO4溶液的浓度/(mol·L-1) 实验目的
① 298 0.5 0.010 a.实验①和②探究酸性KMnO4溶液的浓度对该反应速率的影响； b.实验①和③探究_______对该反应速率的影响； c.实验①和④探究催化剂对该反应速率的影响
② 298 0.5 0.001
③ 323 0.5 0.010
④ _______ 0 _______
(3)该反应的催化剂应选择MnCl2还是MnSO4？_______。简述选择的理由：_______。
(4)某同学对实验①和②分别进行了三次重复实验，测得以下实验数据(从混合振荡均匀开始计时)：
实验编号 溶液褪色所需时间t/min
第1次 第2次 第3次
① 12.8 13.0 11.0
② 4.9 5.1 5.0
实验②中用KMnO4的浓度变化表示的平均反应速率为_______(忽略混合前后溶液的体积变化，结果保留3位有效数字)。该同学分析上述数据后得出“当其他条件相同的情况下，酸性KMnO4溶液的浓度越小，所需要的时间就越短，即其反应速率越快”的结论，你认为是否正确_______(填“是”或“否”)。他认为不用经过计算，直接根据表中褪色所需时间的长短就可以判断浓度大小与反应速率的关系，你认为是否可行_______(填“是”或“否”)，若不可行(若认为可行则不填)，请设计可以直接通过观察褪色所需时间的长短来判断的改进方案：_______。
17．完成下列问题。
(1)某同学探究影响硫代硫酸钠与稀硫酸()反应速率的因素时，设计如下系列实验：
实验序号 反应温度℃ 溶液 稀
V/mL c/(mol/L) V/mL c/(mol/L) V/mL
① 20 10.0 0.10 10.0 0.50 0
② 40 0.10 0.50
③ 20 0.10 4.0 0.50
=_______；=_______。
(2)①可以作为水溶液中歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将II补充完整____。
I.
II.______=______+______+
②探究I、II反应速率与歧化反应速率的关系，实验如下：分别将饱和溶液加入到2mL下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：易溶解在KI溶液中)
序号 A B C D
试剂组成
实验现象 溶液变黄，一段时间后出现浑浊 溶液变黄，出现浑浊较A快 无明显现象 溶液由棕褐色很快褪色，变成黄色，出现浑浊较A快
i.B是A的对比实验，则a=_______。
ii.比较A、B、C，可得出的结论是_______。
A．可以作为歧化反应的催化剂
B．增强溶液酸性可以加快的歧化反应
C．氢离子单独存在对歧化反应无明显影响
iii.实验表明，的歧化反应速率D>A。结合I、II反应速率解释原因：_______。
四、计算题
18．甲醇是重要的化工基础原料和清洁液体燃料，工业上可利用CO或CO2来生产甲醇。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学平衡常数如表所示：
化学反应 平衡常数 温度/
500 800
①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) K1 2.5 0.15
②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) K2 1.0 2.50
③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g) K3
(1)在恒容密闭容器中发生反应②，达到平衡后升高温度，下列说法正确的是_______。
a．平衡正向移动 b．混合气体的平均相对分子质量增大 c．CO2的转化率增大
(2)K1、K2、K3的关系是：K3=_______。
(3)500℃时测得反应③在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度(mol/L)分别为0.2、0.1、0.01、0.2，则此时v正_____v逆（填“＞”“＝”或“＜”）。
(4)某温度下在恒容密闭容器中发生反应①，若开始加入2mol/LH2和1mol/LCO，达到平衡时，H2的平衡转化率为80%，则此温度下，该反应的化学平衡常数为_______。
(5)相同温度下，在甲、乙两个容积相等的恒容密闭容器中，投入H2和CO2，发生反应②，起始浓度如表所示。其中甲经2min达平衡，平衡时c(H2O)=0.05mol/L，甲中CO2的转化率为_______，乙中CO2的转化率_______（填“大于”、“等于”或“小于”）甲。
起始浓度 甲 乙
c(H2)/mol/L 0.10 0.20
c(CO2)/mol/L 0.10 0.20
19．一定温度下，向恒容容器中充入和，发生反应，经过一段时间后达到平衡。反应过程中测定的部分数据如表，回答下列问题：
(1)前的平均反应速率_______，达平衡时的平衡体积分数为_______。
(2)由表中数据计算该温度下该反应的平衡常数为_______，随着反应温度升高，该反应的平衡常数_______(选填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)保持温度不变，起始时向容器中充入，达平衡时，的转化率为_______。
参考答案：
1．D
【详解】A．活化分子之间的碰撞不一定是有效碰撞，能够发生化学反应的碰撞才是有效碰撞，A不正确；
B．有能量变化的过程不一定是化学变化过程，如物质仅发生状态变化时，也有能量的变化，B不正确；
C．放热反应在常温下有时也不能自发进行，吸热反应在常温下也可能自发进行，C不正确；
D．升高温度能增大活化分子数和活化分子百分数，增加反应物的浓度可增大单位体积内活化分子数，使用催化剂可降低反应的活化能，从而增加单位体积内活化分子数目，从而加快化学反应速率，D正确；
故选D。
2．A
【详解】A．将0.2 mol·L-1 A溶液和0.2 mol·L-1 B溶液各20 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
B．将0.5 mol·L-1 A溶液和0.5 mol·L-1 B溶液各50 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
C．将1 mol·L-1 A溶液和1 mol·L-1 B溶液各10 mL混合，同时倒入30 mL蒸馏水，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
D．将1 mol·L-1 A溶液20 mL和1.2 mol·L-1 B溶液60 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
浓度越大反应速率越快，混合后浓度最大的是d，其次是b，最小的是a。所以反应开始时，反应速率由大到小的顺序为v(d)>v(b)>v(c)>v(a)。故选A。
3．B
【详解】A．该反应的正反应是放热反应，降低温度，化学反应速率减慢，会使反应达到平衡所需时间延长，A错误；
B．其他条件不变，使用高效催化剂，可以加快反应速率，缩短达到平衡所需时间，在相同时间内可以使更多的反应物反应转化为生成物，因而能够提高处理效率，B正确；
C．该反应是可逆反应，反应物不能完全转化为生成物，因此4 mol氨气与足量的NO充分反应，反应达到平衡时消耗NO的物质的量小于4 mol，故反应放出的热量小于Q，C错误；
D．增大压强，正反应速率和逆反应速率都增大，但由于该反应的正反应是气体体积增大的反应，因此逆反应速率增大的倍数大于正反应速率增大的倍数，所以化学平衡逆向移动，D错误；
故合理选项是B。
4．D
【详解】A．只增大反应物浓度，逆反应速率不可能突然增大，故A错误；
B．图Ⅱ正逆反应速率都增大，平衡没移动，可能是加入催化剂或增大压强，故B错误；
C．恒容时充入了一定量的稀有气体(不参与反应)，反应体系中各物质的浓度不变，反应速率不变，故C错误；
D．正反应放热，升高温度，反应速率加快，平衡逆向移动，XY的含量减小，乙的温度大于甲，故D正确；
选D。
5．D
【详解】A．总反应:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)由反应过程①、②完成，故由总反应减去反应①得到反应②为O2+4VO22V2O5，选项A正确；
B．反应中V2O5为催化剂，催化剂能降低反应的活化能，选项B正确；
C．根据盖斯定律，反应热只与反应物和生成物有关，与反应过程无关；增大O2浓度时该反应的ΔH不变，选项C正确；
D．当2v(O2)逆=v(SO3)正时加入V2O5，等式仍然成立，v(O2)逆、v(SO3)正值均增大，选项D错误；
故选D。
6．B
【详解】A．C2H6为乙烷，1molC2H6中含有的共价键数目为7NA，故A错误；
B．氧化钠和过氧化钠中钠元素的化合价都为+1价，则2.3g金属钠与氧气完全反应生成氧化钠和过氧化钠混合物时，转移的电子数目为×1×NAmol-1=0.1NA，故B正确；
C．溶液体积未知，无法计算离子数目，故C错误；
D．1molSO2和足量O2在一定条件下反应制取SO3，这个反应是可逆反应，反应物不能完全转化，不可能得到NA个SO3，故D错误；
故选B。
7．D
【详解】A．根据图示信息，反应中到过渡态的步骤均为吸热反应，A错误；
B．逆反应的最大活化能为(6.35-3.96)eV=2.39eV，B错误；
C．使用该催化剂，可加快反应速率，但由于不能改变反应物与生成物的总能量，因此不能改变反应释放的总能量，C错误；
D．反应过程中存在CO中C=O的断裂和CO2中C=O的形成，存在极性键的断裂和形成，D正确；
故合理选项是D。
8．B
【详解】A．由反应历程可知，活化能最大的步骤为中间体2转化为中间体3的过程，活化能高反应速率小，为决速步骤，A项错误；
B．由反应历程可知，总反应方程式为Ni＋C2H6→NiCH2＋CH4，B项正确；
C．该过程中Ni H键的形成为氢原子从一个甲基转移到另一个甲基提供了桥梁和便利，C项错误；
D．从整体历程来看，断裂的键有C-C键、C-H键、Ni-C键、Ni-H键，形成的键有：Ni-H键、Ni-C键、C-H键，没有非极性键的生成，D项错误；
答案选B。
9．C
【详解】①该反应的正反应方向为气体质量增多的反应，在定容条件下，当混合气体的密度不变即混合气体的质量不变，所以为平衡状态，故正确；
②该反应为等体积反应，无论平衡与否压强均不变，故错误；
③该反应前后气体的总物质的量不变，当该反应过程中，正反应方向为气体总质量增大的反应，所以当混合气体的平均相对分子质量不变时即达平衡状态，故正确；
④B的物质的量浓度不变即参加反应的各物质的量保持不变，反应达平衡状态，故正确。
答案选C。
10．D
【详解】A．对于2NO2(g)(红棕色)N2O4(g)(无色) ΔH<0，在平衡后，对平衡体系采取缩小容积、增大压强的措施，因为平衡向正反应方向移动，但是平衡移动使物质浓度减小的趋势是微弱的，总的来说物质的浓度比增大压强前增大，因此体系颜色变深，故A错误；
B．对于C(s) + O2(g)2CO(g) ，在平衡后，加入碳，由于碳的浓度为定值，对该平衡无影响，平衡不发生移动，故B错误；
C．FeCl3+3KSCNFe(SCN)3(红色)+3KCl，该反应实质是：Fe3++3SCN-Fe(SCN)3，所以在平衡后，加少量KCl，没有影响反应体系的各种物质的浓度，所以平衡不发生移动，故体系颜色不变，故C错误；
D．对于N2+3H22NH3，平衡后，压强不变，充入O2，则容器的容积增大，各种反应物的浓度减小，所以平衡左移，故D正确；
故答案选D。
11．B
【详解】A．该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，SO2的转化率会减小，A错误；
B．催化剂可以降低反应的路径，降低反应的活化能，B正确；
C．增大压强有利于加快化学反应速率和提高SO2的转化率，不采用高压的原因是常压下转化率已经很大，增大压强对设备要求高，经济效益低，所以C错误；
D．单位时间内生成2molSO2、同时消耗2moSO3，两者描述的都是正反应方向，无法判断平衡，D错误；
故选B。
12．B
【详解】A．50~ 100 min内，Δc(γ-丁内酯)=(0.081-0.050)mol/L，所以反应速率为mol·L-1·min-1，选项单位不对，故A错误；
B．在120 min时，Δc(γ-丁内酯)=0.090mol/L，根据方程式可知Δc(γ-羟基丁酸)=0.090mol/L，转化率为×100%，故B正确；
C．该反应在溶液中进行，加压并不影响反应的平衡，不能提高原料的转化率，故C错误；
D．根据表格数据可知平衡时c(γ-丁内酯)=0.132mol/L，Δc(γ-羟基丁酸)=Δc(γ-丁内酯)= 0.132mol/L，所以平衡时c(γ-羟基丁酸)=(0.180-0.132) mol/L，溶液中水的浓度记为1，所以平衡常数为，故D错误；
综上所述答案为B。
13． -46 Nad+3Had=NHad+2Had或Nad+Had=NHad
【详解】由图可知，反应物总能量高于生成物总能量，反应放热，则N2(g)+H2(g) NH3(g)的△H=-46 kJ·mol-1，；该历程中速率最慢的步骤是反应消耗能量高，难发生的反应，根据图示可知，反应的化学方程式为Nad+3Had=NHad+2Had或Nad+Had=NHad。
14．(1) 小于 大于
(2)小于1240K
(3)能
【解析】(1)
C(s)+CO2(g)2CO(g)的反应为吸热反应，ΔH>0，则2CO(g)CO2(g)+C(s)为放热反应，ΔH<0，且该反应ΔS<0，则当T<980K时，ΔH-TΔS<0，T>980K时，ΔH-TΔS>0。
(2)
由题给信息，要使反应能自发进行，须有ΔH-TΔS<0，即-94.0kJ/mol-T×[-75.8 J/(mol·K)×10-3kJ·J-1]<0，则T < ≈1.24×103K。
(3)
298K、100kPa时，ΔH-TΔS＝-113.0kJ/mol-298K×[-145.3×10-3kJ/(mol·K)]≈-69.7kJ/mol<0，因此该反应在常温下能自发进行。
15． 加快 减慢 无影响
【解析】略
16．(1)2MnO＋5H2C2O4＋6H＋=2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
(2) 温度 298 0.010
(3) MnSO4 如果选择MnCl2，则酸性高锰酸钾溶液会和Cl-反应，而且引入Cl-，无法证明是Mn2+起了催化作用
(4) 否 否 在其他条件相同的情况下，取过量的体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应
【分析】该实验用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液反应过程中溶液紫色消失快慢的方法，研究影响反应速率的因素，实验设计时需要注意遵循改变单一变量原则。通过紫色消失的快慢来研究影响化学反应速率的因素，实验中要控制其他条件相同，用过量体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应，观察颜色褪去快慢。
【详解】（1）H2C2O4具有强还原性，KMnO4具有强氧化性，两者发生氧化还原反应，其离子方程式为 2MnO＋5H2C2O4＋6H＋=2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O；
（2）①③对比所给项，温度不同，因此实验①③探究的是温度对化学反应速率的影响；①和④研究是催化剂对化学反应速率的影响，催化剂的量不同，其余相同，即④中温度为298K，催化剂的用量为0，酸性KMnO4的浓度为0.010mol·L-1；
（3）如果选择MnCl2，则酸性高锰酸钾溶液会和Cl-反应，而且引入Cl-，无法证明是Mn2+起了催化作用，因此选用MnSO4作催化剂；
（4），平均消耗时间：，；根据表中数据相同体积的0.01mol/LKMnO4溶液的浓度是0.001mol/LKMnO4酸性溶液浓度的10倍，但反应的时间却是其反应时间的2倍左右，实验条件下KMnO4酸性溶液浓度越大，反应速率越快，故结论不正确，填“否”；根据表中数据褪色时间长短来判断浓度大小与反应速率的关系，需要固定单一变量，满足体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液与体积相同、浓度不同的草酸溶液反应，故该方案不可行，填“否”；改进方案为：在其他相同的情况下，取过量的体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应。
17．(1) 0 6.0
(2) 0.4 ABC 反应II比反应I快，而且反应II中生成了氢离子，也能加快反应I的速率，从而使D的反应速率比A快
【详解】（1）实验①②是探究温度对反应速率的影响，根据控制变量法，其它数据就应该相同，故V3是0；同理，实验①③是探究硫酸浓度对反应速率的影响，故V5是0.6。
（2）①I2反应的生成I-，化合价降低，作氧化剂，必需要一个还原剂，根据I-作催化剂可知还原剂为SO2，其反应的离子方程式为：
②i.B是A的对比实验，则a的值与A相同，即为0.4；
ii. A．I-在反应I被反应掉，在反应II中又被生成，故它可以作为SO2歧化反应的催化剂，A正确；
B．对比AB两组实验，B组在加了硫酸之后，反应速率加快，故增强溶液酸性可以加快SO2的歧化反应，B正确；
C．根据C组实验的结论可知，氢离子单独存在对SO2的歧化反应几乎没有影响，C正确；
故选ABC。
iii. 在D中，加入I2后，迅速与二氧化硫发生反应，即反应II比反应I快，而且反应II中生成了氢离子，也能加快反应I的速率，从而使D的反应速率比A快。
18． ac K1 K2 = 25 等于
【详解】(1)由表中数据可知，化学反应②的平衡常数随着温度升高而增大，据此分析：
a．根据平衡常数的定义，温度升高平衡常数增大，说明反应向正反应方向移动，a项正确；
b．反应前后气体体积不变，则气体的平均相对分子质量不随时间而变化，b项错误；
c．随着温度升高，平衡常数增大，反应向正反应方向移动，CO2的转化率增大，c项正确；
答案选ac；
(2)根据盖斯定律可知，反应③=①+②，由平衡常数定义可得，K3= K1 K2。答案为：K1 K2；
(3)由(2)可知，500℃时，K3= K1 K2=2.50。此时反应③的浓度商Qc== K3，则此时反应③达到平衡状态，则v正=v逆。答案为：=；
(4)根据题意，H2的平衡转化率为80%，则反应过程中H2的转化浓度为，平衡时H2的浓度=2mol/L-1.6mol/L=0.4mol/L。根据反应方程式，可知，平衡时CO的浓度=，平衡时CH3OH的浓度为0.8mol/L。根据化学平衡常数的定义，此温度下，该反应的化学平衡常数=；答案为：25；
(5)根据题给信息，甲中平衡时c(H2O)=0.05mol/L，则平衡时c(CO2)=0.05mol/L，c(H2)=0.05mol/L，c(CO)=0.05mol/L。甲中CO2的转化率=。此时甲中的平衡常数=。温度不变，平衡常数也不变，则乙中的平衡常数等于1。设乙中CO2的转化率为x，则根据化学反应方程式和平衡常数的定义，有：，解得：x=50%。由此可知乙中CO2的转化率与甲相等。答案为：50%；等于。
19． 减小
【详解】(1)前，消耗A的物质的量为1mol-0.85mol=0.15mol，则平均反应速率；由表格数据可知，达平衡时，A剩余0.8mol，消耗A的物质的量为1mol-0.8mol=0.2mol，则生成C为0.2mol，B为固体，由化学计量数可知，反应前后气体物质的量不变，始终为1mol，则的平衡体积分数为；
(2)由(1)知，平衡时，c(A)=0.4mol/L，c(C)=0.1mol/L，则该温度下该反应的平衡常数为；该反应为放热反应，则随着反应温度升高，平衡逆向移动，该反应的平衡常数减小；
(3)保持温度不变，则平衡常数不变，设C的转化量为x mol/L，则可列出三段式(mol/L)：，，解得x=0.8mol，则达平衡时，的转化率为。
一、单选题
1．下列说法正确的是
A．活化分子之间的碰撞一定是有效碰撞
B．任何有能量变化的过程都是化学变化过程
C．放热反应在任何条件下都容易自发进行，而吸热反应在任何条件下都不容易自发进行
D．升高温度、增加反应物的浓度和使用催化剂都能增加单位体积内活化分子数目，加快化学反应速率
2．在一定温度下，A、B能在溶液中发生反应A+B=C+D
a．将0.2mol·L-1A溶液和0.2mol·L-1B溶液各20mL混合
b．将0.5mol·L-1A溶液和0.5mol·L-1B溶液各50mL混合
c．将1mol·L-1A溶液和1mol·L-1B溶液各10mL混合，同时倒入30mL蒸馏水
d．将1mol·L-1A溶液20mL和1.2mol·L-1B溶液60mL混合
反应开始时，反应速率由大到小的顺序是
A．d＞b＞c＞a B．b＞d＞a＞c
C．d＞c＞b＞a D．b＞c＞d＞a
3．低温脱氮技术可用于处理废弃中的氮氧化物。发生的化学反应为：4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)+Q。在恒容密闭容器中，下列说法正确的是
A．该反应是放热反应，降低温度将缩短反应达到平衡的时间
B．其他条件不变，使用高效催化剂，可以提高处理效率
C．4 mol氨气与足量的NO充分反应，放出的热量为Q
D．增大压强，正反应速率增大逆反应速率减少，平衡逆向移动
4．在密闭容器中，反应X2(g)+Y2(g)2XY(g) ΔH＜0达到甲平衡，在仅改变某一条件后达到乙平衡，对改变的条件下列分析正确的是
A．图I是增大反应物的浓度
B．图Ⅱ只能是加入催化剂。
C．图Ⅱ可能是恒容时充入了一定量的稀有气体(不参与反应)
D．图Ⅲ是升高温度
5．在一个恒温恒压的密闭容器中，有V2O5存在时发生反应:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)ΔH=-196.6kJ/mol。该反应过程为①SO2+V2O5SO3+2VO2、②……下列有关该反应的说法不正确的是
A．反应②是O2+4VO22V2O5
B．V2O5降低了反应的活化能
C．增大O2浓度时该反应的ΔH不变
D．当2v(O2)逆=v(SO3)正时加入V2O5，等式仍然成立，v(O2)逆、v(SO3)正值不变
6．设NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法中正确的是
A．1molC2H6中含有共价键的数目为6NA
B．2.3g金属钠在一定量氧气中完全反应生成Na2O和Na2O2，电子转移数目为0.1NA
C．1mol/L的H2SO4溶液中含有SO的数目为1NA
D．一定条件下，1molSO2与足量的O2充分反应后可得到NA个SO3分子
7．CO在Pd2团簇催化剂上被氧化的一种反应路径的能量变化如图，下列说法正确的是
A．该路径中的各步反应均为放热反应 B．逆反应的最大活化能为2.28eV
C．使用该催化剂，反应释放的总能量减少 D．反应过程中有极性键的断裂和形成
8．Ni可活化C2H6放出CH4，其反应历程如下图所示：
下列关于活化历程的说法正确的是
A．决速步骤：中间体1→中间体2 B．总反应为Ni＋C2H6→NiCH2＋CH4
C．Ni H键的形成对氢原子的迁移是不利的 D．涉及非极性键的断裂和生成
9．某温度下的定容密闭容器中，进行如下可逆反应：A(s) ＋2B(g) C(g) ＋D(g)，当下列物理量不再发生变化时，能表明该反应一定已达到平衡状态的是
①混合气体的密度 ②容器内气体的压强
③混合气体的平均相对分子质量 ④B的物质的量浓度
A．②③④ B．②③
C．①③④ D．只有④
10．下列叙述及解释正确的是
A．红棕色无色，在平衡后，对平衡体系采取缩小容积、增大压强的措施，因为平衡向正反应方向移动，故体系颜色变浅
B．对于，在平衡后，加入碳，平衡向正反应方向移动
C．红色，在平衡后，加少量KCl，因为平衡向逆反应方向移动，故体系颜色变浅
D．对于，平衡后，压强不变，充入，平衡向逆方向移动
11．SO2转化为SO3的反应为2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) △H=-197.7kJ·mol-1，对于反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，下列说法正确的是
A．升高温度，能增加SO2的反应速率和转化率
B．使用催化剂，能改变反应路径并降低反应活化能
C．工业上不采用高压条件，是因为加压会降低SO2的平衡转化率
D．单位时间内生成2molSO2、同时消耗2moSO3，则反应处于平衡状态
12．由γ-羟基丁酸( HOCH2CH2CH2COOH)生成γ-丁内酯()的反应如下：HOCH2CH2CH2COOH + H2O，25 ℃时，溶液中γ-羟基丁酸的起始浓度为0.180 mol·L-1，测得γ-丁内酯的浓度随时间的变化如表所示。
t/ min 21 50 80 100 120 160 ∞
c/( mol·L-1) 0.024 0.050 0.071 0.081 0.090 0.104 0.132
下列说法正确的是
A．50~ 100 min内，γ-丁内酯的反应速率为mol·L-1
B．在120 min时，γ-羟基丁酸的转化率为×100%
C．控制温度、加压和分离产品都可以提高原料的转化率
D．25 ℃ 时，该反应的平衡常数为mol·L-1
二、填空题
13．科学家研究利用铁触媒催化合成氨的反应历程如图所示，其中吸附在催化剂表面的物种用“ad”表示。
由图可知合成氨反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的ΔH=_______kJ mol-1。该历程中反应速率最慢的步骤的化学方程式为______。
14．已知一个可逆反应，若正反应为自发过程，则其逆反应为非自发过程，反之亦然。
(1)已知2CO(g)CO2(g)+C(s)，T=980K时ΔH-TΔS=0。当体系温度低于980K时，估计ΔH-TΔS________0(填“大于”、“小于”或“等于”，下同)；当体系温度高于980K时，估计ΔH-TΔS________0。
(2)电子工业中清洗硅片上的SiO2(s)的反应为SiO2(s)+4HF(g)=SiF4(g)+2H2O(g) ΔH(298.15K)=-94.0kJ/mol，ΔS(298.15K)=-75.8J/(mol·K)，设ΔH和ΔS不随温度而变化，则此反应自发进行的温度是________。
(3)化学反应2NO(g)+2CO(g)=N2(g)+2CO2(g)在298K、100kPa下：ΔH=-113.0kJ/mol，ΔS=-145.3J/(mol·K)，反应在常温下________(填“能”或“不能”)自发进行。
15．压强对化学反应速率的影响：对于有气体参加或气体生成的反应，在其他条件一定时，压强与浓度成正比，增大压强____化学反应速率，减小压强____化学反应速率；对于只涉及液体和固体的反应，压强的改变对化学反应速率____。
三、实验题
16．某实验探究小组用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液反应过程中溶液紫色消失快慢的方法，研究影响反应速率的因素。实验条件如下：所用酸性KMnO4溶液的浓度可选择0.010mol·L-1、0.001mol·L-1，催化剂的用量可选择0.5g、0g，实验温度可选择298K、323K。每次实验酸性KMnO4溶液的用量均为4mL，H2C2O4溶液(0.100mol·L-1)的用量均为2mL。
(1)写出反应的离子方程式：_______。
(2)请完成实验设计表：
实验 编号 T/K 催化剂的用量/g 酸性KMnO4溶液的浓度/(mol·L-1) 实验目的
① 298 0.5 0.010 a.实验①和②探究酸性KMnO4溶液的浓度对该反应速率的影响； b.实验①和③探究_______对该反应速率的影响； c.实验①和④探究催化剂对该反应速率的影响
② 298 0.5 0.001
③ 323 0.5 0.010
④ _______ 0 _______
(3)该反应的催化剂应选择MnCl2还是MnSO4？_______。简述选择的理由：_______。
(4)某同学对实验①和②分别进行了三次重复实验，测得以下实验数据(从混合振荡均匀开始计时)：
实验编号 溶液褪色所需时间t/min
第1次 第2次 第3次
① 12.8 13.0 11.0
② 4.9 5.1 5.0
实验②中用KMnO4的浓度变化表示的平均反应速率为_______(忽略混合前后溶液的体积变化，结果保留3位有效数字)。该同学分析上述数据后得出“当其他条件相同的情况下，酸性KMnO4溶液的浓度越小，所需要的时间就越短，即其反应速率越快”的结论，你认为是否正确_______(填“是”或“否”)。他认为不用经过计算，直接根据表中褪色所需时间的长短就可以判断浓度大小与反应速率的关系，你认为是否可行_______(填“是”或“否”)，若不可行(若认为可行则不填)，请设计可以直接通过观察褪色所需时间的长短来判断的改进方案：_______。
17．完成下列问题。
(1)某同学探究影响硫代硫酸钠与稀硫酸()反应速率的因素时，设计如下系列实验：
实验序号 反应温度℃ 溶液 稀
V/mL c/(mol/L) V/mL c/(mol/L) V/mL
① 20 10.0 0.10 10.0 0.50 0
② 40 0.10 0.50
③ 20 0.10 4.0 0.50
=_______；=_______。
(2)①可以作为水溶液中歧化反应的催化剂，可能的催化过程如下。将II补充完整____。
I.
II.______=______+______+
②探究I、II反应速率与歧化反应速率的关系，实验如下：分别将饱和溶液加入到2mL下列试剂中，密闭放置观察现象。(已知：易溶解在KI溶液中)
序号 A B C D
试剂组成
实验现象 溶液变黄，一段时间后出现浑浊 溶液变黄，出现浑浊较A快 无明显现象 溶液由棕褐色很快褪色，变成黄色，出现浑浊较A快
i.B是A的对比实验，则a=_______。
ii.比较A、B、C，可得出的结论是_______。
A．可以作为歧化反应的催化剂
B．增强溶液酸性可以加快的歧化反应
C．氢离子单独存在对歧化反应无明显影响
iii.实验表明，的歧化反应速率D>A。结合I、II反应速率解释原因：_______。
四、计算题
18．甲醇是重要的化工基础原料和清洁液体燃料，工业上可利用CO或CO2来生产甲醇。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学平衡常数如表所示：
化学反应 平衡常数 温度/
500 800
①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) K1 2.5 0.15
②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) K2 1.0 2.50
③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g) K3
(1)在恒容密闭容器中发生反应②，达到平衡后升高温度，下列说法正确的是_______。
a．平衡正向移动 b．混合气体的平均相对分子质量增大 c．CO2的转化率增大
(2)K1、K2、K3的关系是：K3=_______。
(3)500℃时测得反应③在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度(mol/L)分别为0.2、0.1、0.01、0.2，则此时v正_____v逆（填“＞”“＝”或“＜”）。
(4)某温度下在恒容密闭容器中发生反应①，若开始加入2mol/LH2和1mol/LCO，达到平衡时，H2的平衡转化率为80%，则此温度下，该反应的化学平衡常数为_______。
(5)相同温度下，在甲、乙两个容积相等的恒容密闭容器中，投入H2和CO2，发生反应②，起始浓度如表所示。其中甲经2min达平衡，平衡时c(H2O)=0.05mol/L，甲中CO2的转化率为_______，乙中CO2的转化率_______（填“大于”、“等于”或“小于”）甲。
起始浓度 甲 乙
c(H2)/mol/L 0.10 0.20
c(CO2)/mol/L 0.10 0.20
19．一定温度下，向恒容容器中充入和，发生反应，经过一段时间后达到平衡。反应过程中测定的部分数据如表，回答下列问题：
(1)前的平均反应速率_______，达平衡时的平衡体积分数为_______。
(2)由表中数据计算该温度下该反应的平衡常数为_______，随着反应温度升高，该反应的平衡常数_______(选填“增大”、“减小”或“不变”)。
(3)保持温度不变，起始时向容器中充入，达平衡时，的转化率为_______。
参考答案：
1．D
【详解】A．活化分子之间的碰撞不一定是有效碰撞，能够发生化学反应的碰撞才是有效碰撞，A不正确；
B．有能量变化的过程不一定是化学变化过程，如物质仅发生状态变化时，也有能量的变化，B不正确；
C．放热反应在常温下有时也不能自发进行，吸热反应在常温下也可能自发进行，C不正确；
D．升高温度能增大活化分子数和活化分子百分数，增加反应物的浓度可增大单位体积内活化分子数，使用催化剂可降低反应的活化能，从而增加单位体积内活化分子数目，从而加快化学反应速率，D正确；
故选D。
2．A
【详解】A．将0.2 mol·L-1 A溶液和0.2 mol·L-1 B溶液各20 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
B．将0.5 mol·L-1 A溶液和0.5 mol·L-1 B溶液各50 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
C．将1 mol·L-1 A溶液和1 mol·L-1 B溶液各10 mL混合，同时倒入30 mL蒸馏水，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
D．将1 mol·L-1 A溶液20 mL和1.2 mol·L-1 B溶液60 mL混合，混合后A的浓度为，混合后B的浓度为；
浓度越大反应速率越快，混合后浓度最大的是d，其次是b，最小的是a。所以反应开始时，反应速率由大到小的顺序为v(d)>v(b)>v(c)>v(a)。故选A。
3．B
【详解】A．该反应的正反应是放热反应，降低温度，化学反应速率减慢，会使反应达到平衡所需时间延长，A错误；
B．其他条件不变，使用高效催化剂，可以加快反应速率，缩短达到平衡所需时间，在相同时间内可以使更多的反应物反应转化为生成物，因而能够提高处理效率，B正确；
C．该反应是可逆反应，反应物不能完全转化为生成物，因此4 mol氨气与足量的NO充分反应，反应达到平衡时消耗NO的物质的量小于4 mol，故反应放出的热量小于Q，C错误；
D．增大压强，正反应速率和逆反应速率都增大，但由于该反应的正反应是气体体积增大的反应，因此逆反应速率增大的倍数大于正反应速率增大的倍数，所以化学平衡逆向移动，D错误；
故合理选项是B。
4．D
【详解】A．只增大反应物浓度，逆反应速率不可能突然增大，故A错误；
B．图Ⅱ正逆反应速率都增大，平衡没移动，可能是加入催化剂或增大压强，故B错误；
C．恒容时充入了一定量的稀有气体(不参与反应)，反应体系中各物质的浓度不变，反应速率不变，故C错误；
D．正反应放热，升高温度，反应速率加快，平衡逆向移动，XY的含量减小，乙的温度大于甲，故D正确；
选D。
5．D
【详解】A．总反应:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)由反应过程①、②完成，故由总反应减去反应①得到反应②为O2+4VO22V2O5，选项A正确；
B．反应中V2O5为催化剂，催化剂能降低反应的活化能，选项B正确；
C．根据盖斯定律，反应热只与反应物和生成物有关，与反应过程无关；增大O2浓度时该反应的ΔH不变，选项C正确；
D．当2v(O2)逆=v(SO3)正时加入V2O5，等式仍然成立，v(O2)逆、v(SO3)正值均增大，选项D错误；
故选D。
6．B
【详解】A．C2H6为乙烷，1molC2H6中含有的共价键数目为7NA，故A错误；
B．氧化钠和过氧化钠中钠元素的化合价都为+1价，则2.3g金属钠与氧气完全反应生成氧化钠和过氧化钠混合物时，转移的电子数目为×1×NAmol-1=0.1NA，故B正确；
C．溶液体积未知，无法计算离子数目，故C错误；
D．1molSO2和足量O2在一定条件下反应制取SO3，这个反应是可逆反应，反应物不能完全转化，不可能得到NA个SO3，故D错误；
故选B。
7．D
【详解】A．根据图示信息，反应中到过渡态的步骤均为吸热反应，A错误；
B．逆反应的最大活化能为(6.35-3.96)eV=2.39eV，B错误；
C．使用该催化剂，可加快反应速率，但由于不能改变反应物与生成物的总能量，因此不能改变反应释放的总能量，C错误；
D．反应过程中存在CO中C=O的断裂和CO2中C=O的形成，存在极性键的断裂和形成，D正确；
故合理选项是D。
8．B
【详解】A．由反应历程可知，活化能最大的步骤为中间体2转化为中间体3的过程，活化能高反应速率小，为决速步骤，A项错误；
B．由反应历程可知，总反应方程式为Ni＋C2H6→NiCH2＋CH4，B项正确；
C．该过程中Ni H键的形成为氢原子从一个甲基转移到另一个甲基提供了桥梁和便利，C项错误；
D．从整体历程来看，断裂的键有C-C键、C-H键、Ni-C键、Ni-H键，形成的键有：Ni-H键、Ni-C键、C-H键，没有非极性键的生成，D项错误；
答案选B。
9．C
【详解】①该反应的正反应方向为气体质量增多的反应，在定容条件下，当混合气体的密度不变即混合气体的质量不变，所以为平衡状态，故正确；
②该反应为等体积反应，无论平衡与否压强均不变，故错误；
③该反应前后气体的总物质的量不变，当该反应过程中，正反应方向为气体总质量增大的反应，所以当混合气体的平均相对分子质量不变时即达平衡状态，故正确；
④B的物质的量浓度不变即参加反应的各物质的量保持不变，反应达平衡状态，故正确。
答案选C。
10．D
【详解】A．对于2NO2(g)(红棕色)N2O4(g)(无色) ΔH<0，在平衡后，对平衡体系采取缩小容积、增大压强的措施，因为平衡向正反应方向移动，但是平衡移动使物质浓度减小的趋势是微弱的，总的来说物质的浓度比增大压强前增大，因此体系颜色变深，故A错误；
B．对于C(s) + O2(g)2CO(g) ，在平衡后，加入碳，由于碳的浓度为定值，对该平衡无影响，平衡不发生移动，故B错误；
C．FeCl3+3KSCNFe(SCN)3(红色)+3KCl，该反应实质是：Fe3++3SCN-Fe(SCN)3，所以在平衡后，加少量KCl，没有影响反应体系的各种物质的浓度，所以平衡不发生移动，故体系颜色不变，故C错误；
D．对于N2+3H22NH3，平衡后，压强不变，充入O2，则容器的容积增大，各种反应物的浓度减小，所以平衡左移，故D正确；
故答案选D。
11．B
【详解】A．该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，SO2的转化率会减小，A错误；
B．催化剂可以降低反应的路径，降低反应的活化能，B正确；
C．增大压强有利于加快化学反应速率和提高SO2的转化率，不采用高压的原因是常压下转化率已经很大，增大压强对设备要求高，经济效益低，所以C错误；
D．单位时间内生成2molSO2、同时消耗2moSO3，两者描述的都是正反应方向，无法判断平衡，D错误；
故选B。
12．B
【详解】A．50~ 100 min内，Δc(γ-丁内酯)=(0.081-0.050)mol/L，所以反应速率为mol·L-1·min-1，选项单位不对，故A错误；
B．在120 min时，Δc(γ-丁内酯)=0.090mol/L，根据方程式可知Δc(γ-羟基丁酸)=0.090mol/L，转化率为×100%，故B正确；
C．该反应在溶液中进行，加压并不影响反应的平衡，不能提高原料的转化率，故C错误；
D．根据表格数据可知平衡时c(γ-丁内酯)=0.132mol/L，Δc(γ-羟基丁酸)=Δc(γ-丁内酯)= 0.132mol/L，所以平衡时c(γ-羟基丁酸)=(0.180-0.132) mol/L，溶液中水的浓度记为1，所以平衡常数为，故D错误；
综上所述答案为B。
13． -46 Nad+3Had=NHad+2Had或Nad+Had=NHad
【详解】由图可知，反应物总能量高于生成物总能量，反应放热，则N2(g)+H2(g) NH3(g)的△H=-46 kJ·mol-1，；该历程中速率最慢的步骤是反应消耗能量高，难发生的反应，根据图示可知，反应的化学方程式为Nad+3Had=NHad+2Had或Nad+Had=NHad。
14．(1) 小于 大于
(2)小于1240K
(3)能
【解析】(1)
C(s)+CO2(g)2CO(g)的反应为吸热反应，ΔH>0，则2CO(g)CO2(g)+C(s)为放热反应，ΔH<0，且该反应ΔS<0，则当T<980K时，ΔH-TΔS<0，T>980K时，ΔH-TΔS>0。
(2)
由题给信息，要使反应能自发进行，须有ΔH-TΔS<0，即-94.0kJ/mol-T×[-75.8 J/(mol·K)×10-3kJ·J-1]<0，则T < ≈1.24×103K。
(3)
298K、100kPa时，ΔH-TΔS＝-113.0kJ/mol-298K×[-145.3×10-3kJ/(mol·K)]≈-69.7kJ/mol<0，因此该反应在常温下能自发进行。
15． 加快 减慢 无影响
【解析】略
16．(1)2MnO＋5H2C2O4＋6H＋=2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O
(2) 温度 298 0.010
(3) MnSO4 如果选择MnCl2，则酸性高锰酸钾溶液会和Cl-反应，而且引入Cl-，无法证明是Mn2+起了催化作用
(4) 否 否 在其他条件相同的情况下，取过量的体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应
【分析】该实验用酸性KMnO4溶液与H2C2O4溶液反应过程中溶液紫色消失快慢的方法，研究影响反应速率的因素，实验设计时需要注意遵循改变单一变量原则。通过紫色消失的快慢来研究影响化学反应速率的因素，实验中要控制其他条件相同，用过量体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应，观察颜色褪去快慢。
【详解】（1）H2C2O4具有强还原性，KMnO4具有强氧化性，两者发生氧化还原反应，其离子方程式为 2MnO＋5H2C2O4＋6H＋=2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O；
（2）①③对比所给项，温度不同，因此实验①③探究的是温度对化学反应速率的影响；①和④研究是催化剂对化学反应速率的影响，催化剂的量不同，其余相同，即④中温度为298K，催化剂的用量为0，酸性KMnO4的浓度为0.010mol·L-1；
（3）如果选择MnCl2，则酸性高锰酸钾溶液会和Cl-反应，而且引入Cl-，无法证明是Mn2+起了催化作用，因此选用MnSO4作催化剂；
（4），平均消耗时间：，；根据表中数据相同体积的0.01mol/LKMnO4溶液的浓度是0.001mol/LKMnO4酸性溶液浓度的10倍，但反应的时间却是其反应时间的2倍左右，实验条件下KMnO4酸性溶液浓度越大，反应速率越快，故结论不正确，填“否”；根据表中数据褪色时间长短来判断浓度大小与反应速率的关系，需要固定单一变量，满足体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液与体积相同、浓度不同的草酸溶液反应，故该方案不可行，填“否”；改进方案为：在其他相同的情况下，取过量的体积相同、浓度不同的H2C2O4溶液，分别与体积相同、浓度相同的酸性KMnO4溶液反应。
17．(1) 0 6.0
(2) 0.4 ABC 反应II比反应I快，而且反应II中生成了氢离子，也能加快反应I的速率，从而使D的反应速率比A快
【详解】（1）实验①②是探究温度对反应速率的影响，根据控制变量法，其它数据就应该相同，故V3是0；同理，实验①③是探究硫酸浓度对反应速率的影响，故V5是0.6。
（2）①I2反应的生成I-，化合价降低，作氧化剂，必需要一个还原剂，根据I-作催化剂可知还原剂为SO2，其反应的离子方程式为：
②i.B是A的对比实验，则a的值与A相同，即为0.4；
ii. A．I-在反应I被反应掉，在反应II中又被生成，故它可以作为SO2歧化反应的催化剂，A正确；
B．对比AB两组实验，B组在加了硫酸之后，反应速率加快，故增强溶液酸性可以加快SO2的歧化反应，B正确；
C．根据C组实验的结论可知，氢离子单独存在对SO2的歧化反应几乎没有影响，C正确；
故选ABC。
iii. 在D中，加入I2后，迅速与二氧化硫发生反应，即反应II比反应I快，而且反应II中生成了氢离子，也能加快反应I的速率，从而使D的反应速率比A快。
18． ac K1 K2 = 25 等于
【详解】(1)由表中数据可知，化学反应②的平衡常数随着温度升高而增大，据此分析：
a．根据平衡常数的定义，温度升高平衡常数增大，说明反应向正反应方向移动，a项正确；
b．反应前后气体体积不变，则气体的平均相对分子质量不随时间而变化，b项错误；
c．随着温度升高，平衡常数增大，反应向正反应方向移动，CO2的转化率增大，c项正确；
答案选ac；
(2)根据盖斯定律可知，反应③=①+②，由平衡常数定义可得，K3= K1 K2。答案为：K1 K2；
(3)由(2)可知，500℃时，K3= K1 K2=2.50。此时反应③的浓度商Qc== K3，则此时反应③达到平衡状态，则v正=v逆。答案为：=；
(4)根据题意，H2的平衡转化率为80%，则反应过程中H2的转化浓度为，平衡时H2的浓度=2mol/L-1.6mol/L=0.4mol/L。根据反应方程式，可知，平衡时CO的浓度=，平衡时CH3OH的浓度为0.8mol/L。根据化学平衡常数的定义，此温度下，该反应的化学平衡常数=；答案为：25；
(5)根据题给信息，甲中平衡时c(H2O)=0.05mol/L，则平衡时c(CO2)=0.05mol/L，c(H2)=0.05mol/L，c(CO)=0.05mol/L。甲中CO2的转化率=。此时甲中的平衡常数=。温度不变，平衡常数也不变，则乙中的平衡常数等于1。设乙中CO2的转化率为x，则根据化学反应方程式和平衡常数的定义，有：，解得：x=50%。由此可知乙中CO2的转化率与甲相等。答案为：50%；等于。
19． 减小
【详解】(1)前，消耗A的物质的量为1mol-0.85mol=0.15mol，则平均反应速率；由表格数据可知，达平衡时，A剩余0.8mol，消耗A的物质的量为1mol-0.8mol=0.2mol，则生成C为0.2mol，B为固体，由化学计量数可知，反应前后气体物质的量不变，始终为1mol，则的平衡体积分数为；
(2)由(1)知，平衡时，c(A)=0.4mol/L，c(C)=0.1mol/L，则该温度下该反应的平衡常数为；该反应为放热反应，则随着反应温度升高，平衡逆向移动，该反应的平衡常数减小；
(3)保持温度不变，则平衡常数不变，设C的转化量为x mol/L，则可列出三段式(mol/L)：，，解得x=0.8mol，则达平衡时，的转化率为。