第二章 化学反应速率与化学平衡 测试题(含解析) 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1

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名称 第二章 化学反应速率与化学平衡 测试题(含解析) 2022-2023学年高二上学期化学人教版(2019)选择性必修1
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资源类型 教案
版本资源 鲁科版(2019)
科目 化学
更新时间 2023-06-25 15:31:33

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第二章 化学反应速率与化学平衡测试题
一、选择题
1.在K2Cr2O7溶液中存在下列平衡:(黄色)+2H+(橙色)+H2O中,溶液颜色介于黄色和橙色之间,今欲使溶液更偏向黄色,可以在溶液中加入
①H+②OH-③K+④
A.①③ B.②④ C.①④ D.②③
2.下列有关平衡常数的说法中,正确的是
A.改变条件,反应物的转化率增大,平衡常数一定增大
B.反应:2NO2(g) N2O4(g) ΔH<0,升高温度该反应的平衡常数增大
C.对于给定的可逆反应,温度一定时,其正、逆反应的平衡常数相等
D.平衡常数为K=的反应,化学方程式为CO(g)+NO2(g) CO2(g)+NO(g)
3.在恒容密闭容器中,由合成甲醇:,在其他条件不变的情况下研究温度对反应的影响,实验结果如图所示,下列说法正确的是
A.该反应
B.该反应在时的平衡常数比时的小
C.若状态A、B的逆反应速率分别为、,则
D.处于A点的反应体系从变到,达到平衡时增大
4.已知反应2NH3 N2+3H2,在某温度下的平衡常数为0.25,在此条件下,氨的合成反应N2+3H2 2NH3的平衡常数为
A.4 B.2 C.1 D.0.5
5.溶液在不同温度下均可被过量氧化,当完全消耗即有析出,依据析出所需时间可以求得的反应速率。将浓度均为0.020的溶液(含少量淀粉)10.0、(过量)酸性溶液40.0混合,记录10~55℃间溶液变蓝时间,55℃时未观察到溶液变蓝,实验结果如图。据图分析,下列判断不正确的是
A.40℃之前与40℃之后溶液变蓝的时间随温度的变化趋势相反
B.图中N、P两点对应的反应速率相等
C.图中M点对应的反应速率为
D.55℃时未观察到溶液变蓝,说明没有完全消耗
6.下列判断正确的是
A.一定温度下,反应能自发进行,该反应的△H<0
B.H2O(g)变成液态水,△S>0
C.反应 △H<0,△S>0
D.凡是放热反应都是自发的,吸热反应都是非自发的
7.在恒容密闭容器中进行反应 ,下列说法错误的是
A.正反应是熵减小的反应
B.升高温度,平衡向右移动
C.增大N(g)的浓度,M(g)的平衡转化率增大
D.加入催化剂,反应速率增大,平衡状态不变
8.下列说法正确的是
A.一定温度下,反应的ΔH>0,ΔS<0
B.凡是放热反应都是自发的,凡是吸热反应都是非自发的
C.凡是熵增的反应都是自发的,凡是熵减的反应都是非自发的
D.已知 ,,此反应在任何温度下都能自发进行
9.用活性炭还原NO2可防止空气污染,其反应原理为。在密闭容器中,和足量碳发生该反应,反应相同时间内,测得的生成速率与的生成速率随温度变化的关系如图1所示。维持温度不变,反应相同时间内,测得的转化率随压强的变化如图2所示。
下列说法正确的是
A.图1中的A、B、C三个点中,只有A点达到平衡状态
B.图2中E点的小于F点的
C.图2中平衡常数(E点)(G点),则的浓度:c (E点)=c(G点)
D.在恒温恒容下,向图2中G点平衡体系中充入一定量的,与原平衡相比,的平衡转化率增大
10.对于A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g),在不同条件下的反应速率如下,最慢的是
A.v(A)=0.10mol·L-1·s-1 B.v(B)=0.6mol·L-1·s-1
C.v(C)=0.4mol·L-1·s-1 D.v(D)=0.15mol·L-1·s-1
11.一定温度下,向三个体积分别为V1、V2、V3(V1<V2<V3)的密闭容器中分别加入足量活性炭和2molNO2,发生反应:2C(s)+2NO2(g)N2(g)+2CO2(g),在相同时间内测得各容器中NO2的转化率与容器体积的关系如图所示。下列说法正确的是
A.bc曲线上反应均达到平衡状态
B.容器内的压强:Pa:Pb>6:7
C.a、c两点时气体的颜色相同
D.向a点平衡体系中充入一定量的NO2,达到平衡时,NO2的转化率比原平衡大
12.在恒温恒压条件下,对于反应
下列有关说法正确的是
A.该反应的,
B.当气体密度不变时能说明该反应达到化学平衡状态
C.其他条件不变,向平衡后的容器中再加入少量达新平衡,与原平衡相比的值减小
D.使用高效催化剂能增大反应的平衡常数
13.合成氨工业中的H2是通过反应CO + H2O(g) CO2 + H2制得的。现在一定温度下,将1 mol CO和3 mol水蒸气置于密闭容器中反应,达平衡后测得CO2为0.75 mol,再通入6 mol水蒸气,重新达到平衡后,CO2和H2的物质的量之和为
A.1.2 mol B.1.5 mol C.1.8 mol D.2.5 mol
14.下列有关化学反应自发性的说法中不正确的是
A.只能在高温下自发进行,则该反应的
B. ,该反应在任意温度下都可自发进行
C.在室温下不能自发进行,说明该反应的
D.常温下,能够自发进行,则该反应的
15.一定条件下,向一恒容密闭容器中通入适量的和,发生反应:,经历两步反应:①;②。反应体系中、、的浓度随时间的变化曲线如图所示。下列叙述正确的是
A.曲线a是随时间的变化曲线
B.时,
C.时,的生成速率大于消耗速率
D.时,
二、填空题
16.已知一氧化碳与水蒸气的反应为:。在830℃时该反应的平衡常数是1.0。如果反应开始时,一氧化碳和水蒸气的浓度都是0.1mol/L,计算一氧化碳在此反应条件下的转化率。___________
17.I.用一定质量的Zn跟足量的稀硫酸反应制氢气,请回答:
(1)实验过程如图1所示,EF段化学反应速率加快与该反应是___________(填“放热”或“吸热”)反应有关。
(2)为了减慢上述反应的化学反应速率且不影响氢气的量,向溶液中加入下列物质,你认为可行的是___________(填字母代号)。
A.蒸馏水 B.NaCl溶液 C.NaNO3固体 D.CuSO4固体
II.某温度时,气体A、B在5 L密闭容器中反应的物质的量随时间变化的曲线如图2所示。由图中数据分析求:
(3)该反应的化学方程式为___________。
(4)反应开始至4 min时,A的平均反应速率为___________。
(5)4min时,正、逆反应速率的大小关系为:v(正)___________ v(逆) (填“>”、“<”或“=”)。
(6)平衡时气体A的体积分数为___________。
(7)该条件下,当下列物理量不再发生变化时,不能表明此反应已达平衡状态的是___________。
A.混合气体的压强 B.混合气体的密度
C.物质B的物质的量浓度 D.混合气体的平均相对分子质量
(8)8min时改变反应条件,反应达新平衡时,各物质的浓度可能是___________。
A.气体A为2.2 mol/L
B.气体B为1.2 mol/L
C.气体A为0.88 mol/L
D.气体A、B均为1.0 mol/L
18.CO2和CH4催化重整可制备合成气,对减缓燃料危机具有重要的意义,其反应历程示意图如图所示:
(1)该过程用化学反应方程式表示为___,反应的△H__0(填“<”“>”或“=”)。
(2)从起始到过渡态断裂的化学键有___,该过程__(填“放出”或“吸收”)能量。
19.水煤气变换[CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)]是重要的化工过程,主要用于合成氨、制氢以及合成气加工等工业领域中。回答下列问题:
(1)Shibata曾做过下列实验:
①使纯H2缓慢地通过处于721℃下的过量氧化钴CoO(s),氧化钴部分被还原为金属钴Co(s),平衡后气体中H2的物质的量分数为0.0250。
②在同一温度下用CO还原CoO(s),平衡后气体中CO的物质的量分数为0.0192。
根据上述实验结果判断,还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO____H2(填“大于”或“小于”)。
(2)721℃时,在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合,采用适当的催化剂进行反应,则平衡时体系中H2的物质的量分数为____(填标号)。
A.<0.25 B.0.25 C..0.25~0.50 D.0.50 E.>0.50
(3)二甲醚(CH2OCH3)是无色气体,可作为一种新型能源,甲醇脱水两步法是目前工业合成二甲醚的主流技术,主要涉及的反应有:
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H1=-90.7 kJ·mol-l
2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) △H2=-23.5 kJ·mol-1
①为了CO和H2研究的最佳投料比,恒温下将l mol CO置于恒容密闭容器,改变H2的进料量进行实验,测得平衡时甲醇的体积分数变化如图所示(假设该条件下只发生第一步反应)。请判断a、b、c三点CO的平衡转化率大小关系,并说明判断依据:____。
②合成二甲醚往往选用硅铝混合物作催化剂。向恒温体系中不断生成匀速通入甲醇,反应均为达到平衡,不同硅铝比(I、II)与生成二甲醚的速率关系如图所示。工业上选择的合适硅铝比为0.15,说明其原因:____。
③在某温度下,向密闭容器中加入甲醇发生第二步反应,反应到t1 min时测得各组分的浓度分别为c(CH3OH)=0.47 mol·L-1,c(CH3OCH3)=1.2 mol·L-1,c(H2O)=1.2 mol·L-1,t2 min时反应达到平衡。已知反应在该温度下的平衡常数为400,请在图中画出t1-t2 min内,c(CH3OCH3)的变化曲线____。
20.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
21.A和B反应生成C,假定反应由A、B开始,它们的起始浓度均为1 mol/L。反应进行2 min后A的浓度为0.8 mol/L,B的浓度为0.6 mol/L,C的浓度为0.6 mol/L。则2 min内反应的平均速率v(A)=__________。该反应的化学反应方程式为:__________________________。
22.某小组同学探究盐对Fe3++3SCN-Fe(SCN)3平衡体系的影响。
实验I:探究KCl对Fe3+和SCN-平衡体系的影响将已用稀盐酸酸化0.005mol·L-1FeCl3溶液(无色)和0.01mol·L-1KSCN溶液等体积混合,静置至体系达平衡,得红色溶液X。各取2mL溶液X放入3支比色皿中,分别滴加0.1mL不同浓度的KCl溶液,并测定各溶液的透光率随时间的变化,结果如图所示。
已知:①溶液的透光率与溶液颜色深浅有关,颜色深,透光率低。
②Cl、与Fe3+均能发生络合反应:Fe3++4C1-[FeCl4]-(黄色)、Fe3++2[Fe(SO4)2]-(无色)。
(1)稀盐酸酸化FeCl3溶液的目的是___________。(用离子方程式表示)。采用浓度较低的FeCl3溶液制备Fe3+和SCN-的平衡体系,是为了避免___________(填离子符号)的颜色对实验干扰。
(2)从实验结果来看,KCl溶液确实对Fe3+和SCN-平衡体系有影响,且随着KCl浓度增大,Fe3++3SCN-Fe(SCN)3平衡向___________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动。
实验II:探究盐对Fe3+和SCN-平衡体系产生影响的原因
同学查阅相关资料,认为可能的原因有:
原因1:溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽,使该离子的有效浓度降低,这种影响称为盐效应。KCl溶液的加入使Fe3+和SCN-平衡状态因盐效应而发生变化。
原因2:溶液中存在副反应Fe3++4C1-[FeCl4]-,离子浓度发生变化,导致Fe3+和SCN-平衡状态发生变化。
(3)基于以上分析,该组同学取2mL红色溶液X,分别加入等物质的量的不同种类的盐晶体(忽略溶液体积变化),观察颜色变化,结果如下表。
序号 加入少量盐 溶液颜色
① KCl 变浅
② NaCl 变浅程度较大
基于以上实验现象可得出结论:K+的盐效应弱于Na+的盐效应。简述获得结论的依据:______。
(4)取2mL溶液X继续进行实验,结果如下表。
序号 加入溶液 溶液颜色
③ 1mL蒸馏水 略变浅
④ 1mL3mol·L-1盐酸 明显变浅,溶液偏黄
⑤ 1mL1.5mol·L-1硫酸 现象a:溶液变为浅黄色
上述实验③和实验④可证明副反应影响了Fe3+和SCN-平衡体系,结合实验现象及化学用语分析副反应对Fe3+和SCN-平衡体系有影响的原因:___________。
实验III:探究现象a中溶液变为浅黄色的的原因
序号 实验操作 溶液颜色
⑥ 取1mL0.0025mol:L-1Fe2(SO4)3溶液(无色),加入1mL0.01mol·L-1KSCN溶液,再加入1mL1.5mol·L-1硫酸 溶液先变红,加入硫酸后变为浅黄色
⑦ 取1mL0.005mol·L-1FeCl3溶液(无色) 溶液为无色
(5)由实验④、实验⑤和实验⑥可知,溶液变为浅黄色与___________(填微粒的化学式)无关。
(6)为了进一步确认现象a中使溶液呈浅黄色的微粒只有Fe(SCN)3,补充完整实验⑦的操作___________。
23.MnO2是中学化学常用的试剂。某课外兴趣小组制取MnO2,并探究MnO2的性质。
(1)向MnO2中加入浓HCl并加热,有黄绿色气体产生。推测MnO2具有_______性。
(2)该小组通过双氧水分解速率的影响因素,运用对比实验获得以下数据:

实验序号 MnO2用量/g H2O2溶液质量分数 H2O2溶液的体积/mL 反应温度/℃ 收集O2体积/mL 所需时间/s
a 0 0.30 5 85 2 3.8
b 0.1 0.15 2 20 2 2.8
c 0.2 0.15 2 20 2 2.2
d 0 0.30 V 55 2 10.5
e 0.1 0.05 2 20 2 7.4
①实验b和c得出结论:_______。
②实验b和e得出结论:_______。
③若想测定温度对反应的影响,V=_______。
(3)已知:一定条件下,MnO可与Mn2+反应生成MnO2。此反应的离子方程式是_______。
【参考答案】
一、选择题
1.B
解析:今欲使溶液更偏向黄色,即应该使上述平衡(黄色)+2H+(橙色)+H2O逆向移动,根据勒夏特列原理可知,加入①H+即增大反应物浓度,化学平衡正向移动,不合题意,②OH-即消耗H+,使得H+即反应物浓度减小,平衡逆向移动,符合题意;③K+对整个平衡体系无影响,不合题意;④即消耗H+,使得H+即反应物浓度减小,平衡逆向移动,符合题意;综上分析可知,②④符合题意,故答案为:B。
2.D
解析:A.改变条件,反应物的转化率增大,若温度不变,则平衡常数不变,A项错误;
B.正反应是放热反应,温度升高,反应逆向进行,K变小,B项错误;
C.对于给定的可逆反应,温度一定时,因K正·K逆=1,只有平衡常数等于1时,其正、逆反应的平衡常数才相等,C项错误。
D.化学平衡常数,是指在一定温度下,可逆反应达平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值,所以若平衡常数为K=,则化学方程式为CO(g)+NO2(g) CO2(g)+NO(g),D正确。
答案选D。
3.D
解析:A.由图可知,温度升高生成物的量减少,说明升高温度平衡向逆方向移动,正反应方向为放热反应,选项A错误;
B.放热反应温度升高平衡常数K减小,选项B错误;
C.A、B时刻反应分别处于平衡状态,正逆反应速率相等,B的温度高,但B的甲醇浓度比A小,综合考虑,无法比较A、B状态的逆反应速率大小,选项C错误;
D.A点的反应体系从变到,反应温度升高,平衡逆向移动,达到平衡时增大,选项D正确;
答案选D。
4.A
解析:反应2NH3 N2+3H2,在某温度下的平衡常数为0.25,在此条件下,其逆反应的平衡常数,故选A。
5.B
解析:A.从图象中可以看出,40℃以前,温度越高,反应速度越快,40℃后温度越高,变色时间越长,反应越慢,而55℃,未变蓝,说明没有生成I2,A正确;
B.b、c点对应的反应原理不一样,发生不同的反应,无法比较反应速率,B错误;
C.速率为=5.0×10-5mol·L-1·s-1,C正确;
D.55℃时,没有出现蓝色,故淀粉已不能作为该反应的指示剂,D正确。
答案选B。
6.A
解析:A.反应的正反应是气体体积减小的放热反应,△H<0,△S<0,该反应能够自发进行,△G=△H -T△S<0,则反应温度进行的温度为低温条件,A正确;
B.体系的混乱程度:气态>液态>固态,H2O(g)变成液态水,△S<0,B错误;
C.该反应的正反应是气体体积减小的放热反应,△H<0,△S<0,C错误;
D.吸热、放热反应在一定条件下可能自发进行,如氢氧化钡与氯化铵的反应吸热、但反应可自发进行,放热反应常温不一定能自发进行,如铝热反应在常温下不能自发进行,D错误;
故合理选项是A。
7.B
解析:A.该反应的反应物和生成物都是气体,反应物的总的物质的量大于生成物的总物质的量,所以正反应是熵减小的反应,故A正确;
B.该反应的正反应是放热反应,升高温度,平衡向吸热反应方向移动,即向左移动,故B错误;
C.增大N的浓度,平衡正向移动,可以使M的转化率增大,故C正确;
D.催化剂只能加快速率,不能使平衡发生移动,故D正确;
故选B。
8.D
解析:A.一定温度下,反应为强制发生的反应,需要消耗电能,则ΔH>0,只有生成物中有气体,则反应过程中混乱度增大,ΔS>0,A不正确;
B.对于放热反应,若ΔS<0,则在高温下不能自发进行,对于吸热反应,若ΔS>0,在高温下能自发进行,B不正确;
C.对于熵增的反应,若ΔH>0,低温下不能自发进行,对于熵减的反应,若ΔH<0,低温下能自发进行,C不正确;
D.对于,ΔH<0,ΔS>0,此反应的ΔH-TΔS<0,所以在任何温度下都能自发进行,D正确;
故选D。
9.B
解析:A.由可知,NO2的生成速率(逆反应速率)等于N2的生成速率(正反应速率)的2倍时,才能使该反应的正、逆反应速率相等,即达到反应的平衡状态,图1中的A、B、C三个点中只有C点达到平衡状态,A项错误;
B.由图2知,E点时反应未达到平衡(E点的正反应速率大于逆反应速率),F点时反应达到平衡(F点的正、逆反应速率相等),且E点的压强小于F点的压强,则E点的v逆小于F点的v正,B项正确;
C.由题中信息可知,图2维持温度不变,即E、G两点温度相同,平衡常数K (E点)=K (G点),混合气体中的气体压强与浓度有关,压强越大,体积就越小,浓度就越大,所以G点压强大,NO2的浓度就大,即NO2的浓度:c (E点) <c (G点),C项错误;
D.在恒温恒容下,向G点平衡体系中充入一定量的NO2,等效于加压,平衡逆向移动,NO2的平衡转化率减小,D项错误;
答案选B。
10.D
解析:根据相同时间内反应速率之比等于化学计量数之比,把不同物质的化学反应用同一物质表示,再比较大小。比如本题如果都用v(B)表示,则选项A可换算为:v(B)=3v(A)=0.30mol·L-1·s-1,选项C可换算为:v(B)=v(C)=0.6mol·L-1·s-1,选项D可换算为:v(B)=v(D)=0.225mol·L-1·s-1,四个选项相比较,选项D的反应速率最慢,答案选D。
11.B
【分析】图中b点NO2的转化率最高,则温度为T℃时,b点恰好达到平衡状态,由于ab曲线上对应容器的体积逐渐增大,NO2的起始浓度逐渐减小,但浓度均大于b点,NO2的浓度越大,反应速率越大,达到平衡的时间越短,所以ab曲线上反应均达到平衡状态;反应正向是气体体积增大的反应,随着容器体积的增大,NO2的转化率逐渐增大,b点达到最大;b点以后,随着容器体积的增大,NO2的起始浓度减小,反应速率减慢,达到平衡的时间延长,所以bc曲线上(不包括b点)反应均未达到平衡状态,由于NO2的起始浓度低,则反应正向进行。
解析:A.通过以上分析知,c点没有达到平衡状态,故A错误;
B.a点时反应达到平衡,NO2的转化率为40%,则
b点时反应达到平衡,NO2的转化率为80%,则
由以上三段式可知,a点时容器内气体的物质的量为2.4mol,b点时容器内气体的物质的量为2.8mol,又V1<V2,则Pa:Pb>2.4:2.8=6:7,故B正确;
C.a、c两点时体积不同,气体的颜色不相同,故C错误;
D.温度相同,平衡常数不变,该温度下,a、b、c三点时反应的平衡常数:,故D错误;
故选B。
12.B
解析:A.该反应为吸热反应,>0,正向气体系数增大,>0,A错误;
B.根据可知,气体总质量不变,恒温恒压下体积增大,密度减小,当密度不变时能说明该反应达到化学平衡状态,B正确;
C.恒温恒压,加入后体积增大,各物质浓度比不变,平衡不移动,故原平衡相比的值不变,C错误;
D.平衡常数只受温度影响,故使用高效催化剂不能改变平衡常数,D错误;
故答案选B。
13.C
解析:根据题意列三段式:
此时二氧化碳和氢气的物质的量之和是1.5mol,再通入6mol水蒸气,化学平衡会向着正反应方向进行,假设一氧化碳全部转化完毕,则会生成二氧化碳和氢气各1mol,此时CO2和H2的物质的量之和是2mol,但是一氧化碳不会全部转化,所以达到新的平衡后,CO2和H2的物质的量之和介于1.5mol-2mol之间,故选:C。
14.C
【分析】利用吉布斯自由能 G=ΔH- S<0,反应能够自发进行;
解析:A. SiO2(s)+2C(s)= Si(s)+2CO(g)的 S>0,若只能在高温下自发进行,则表明反应吸热,即该反应的ΔH>0,A正确;
B. 反应的 S>0、,则该反应在任意温度下都可自发进行,B正确;
C. BaSO4(s)+4C(s)= BaS(s)+4CO(g) 的 S>0,在室温下不能自发进行,则表明反应吸热,即说明该反应的ΔH>0,C错误;
D. 常温下,2NO(g)+O2(g)=2NO2(g) 的 S<0,能够自发进行,则表明反应放热,即该反应的ΔH<0,D正确。
故选C。
15.D
解析:A.NO2是中间产物,其浓度先增大,后减小,曲线a代表,A项错误;
B.根据图像可知,时、的浓度相等,B项错误;
C.时,浓度在减小,说明生成速率小于消耗速率,C项错误;
D.根据氮元素守恒,时,完全消耗,则,D项正确;
故选D。
二、填空题
16.50%
解析:根据三段式分析可知:,则K==1,即得x=0.05mol/L,故CO的转化率为:=50%,故答案为:50%。
17.(1)放热(2)AB(3)3A(g)2B(g)(4)0.18mol·L-1·min-1(5)>(6)25%(7)B(8)BC
解析:(1)温度越高,化学反应速率越快,因此EF段化学反应速率加快与该反应是放热反应有关。
(2)A.加入蒸馏水,硫酸浓度降低,化学反应速率减慢,产生氢气的量不变,A正确;
B.加入氯化钠溶液,相当于稀释硫酸,化学反应速率减慢,产生氢气的量不变,B正确;
C.加入硝酸钠固体,溶液中有氢离子和硝酸根离子,相当于有稀硝酸,锌和稀硝酸反应生成一氧化氮,产生氢气的量减少,C错误;
D.加入硫酸铜固体,锌和铜离子反应生成单质铜,可形成微小的锌铜原电池,化学反应速率加快,但锌被消耗,产生氢气的量减少,D错误;
答案选AB。
(3)由图示可知,A的物质的量由8mol降低为2mol,物质的量变化量为6mol,A为反应物,B的物质的量由2mol升高为6mol,物质的量变化量为4mol,B为生成物,反应中物质的量变化量之比等于化学计量数之比,则A的化学计量数为3、B的化学计量数为2,而达平衡时,A、B物质的量都不为零,则该反应为可逆反应,反应的化学方程式为:3A(g)2B(g)。
(4)由图示可知,反应开始至4min时,A的物质的量变化量为8mol-4.4mol=3.6mol,浓度变化量为=0.72mol/L,则A的平均反应速率为:=0.18mol·L-1·min-1。
(5)由图示可知,4min时反应还未达到平衡状态,反应正向移动,因此v(正)>v(逆)。
(6)平衡时,A的物质的量为2mol,B的物质的量为6mol,故A的体积分数为:=25%。
(7)A.该反应为反应前后气体分子数改变的反应,容器为恒容,则当反应到达平衡状态时,混合气体压强不变,可用作判断反应达到平衡的标志,A错误;
B.依据质量守恒定律,混合气体质量一直不变,容器为恒容,混合气体密度一直不变,不能用作判断反应达到平衡的标志,B正确;
C.物质B的物质的量浓度不变,说明各物质浓度不变,反应达到平衡状态,可用作判断反应达到平衡的标志,C错误;
D.依据质量守恒定律,混合气体质量一直不变,该反应为反应前后气体分子数改变的反应,只有反应达到平衡时,混合气体的平均相对分子质量才不变,可用作判断反应达到平衡的标志,D错误;
答案选B。
(8反应:3A(g)2B(g),初始nA=8mol,nB=2mol,若A全部转化为B,则B最多2mol+mol=mol,即cB=≈1.47mol/L,若B全部转化为A,则A最多8mol+3mol=11mol,即cA==2.2mol/L,但该反应为可逆反应,因此018. CH4+CO2 +H2+2CO < 碳氢键 吸收
解析:(1)反应历程示意图可知,此反应的反应物为CO2和CH4,Ni做催化剂,产物为CO和氢气,故化学方程式为CH4+CO22CO+2H2,该反应过程中反应物的总能量高于生成物的总能量,故为放热反应,<0,故答案为:CH4+CO22CO+2H2;<;
(2)从反应历程示意图中可知,过程中仅有CH4中的C-H键断裂,断裂化学键需要吸收能量,故答案为:C-H键;吸收。
19.(1)大于
(2)C
(3) c>b>a,体系中加入氢气,该平衡向右移动CO的平衡转化率增大 因为使用催化剂Ⅱ时,反应初始催化活性很好,生成二甲醚速率快,但是5 min后速率便开始大幅度下降,产率降低;而还有催化剂Ⅰ时,二甲醚的生成速率和产量均能维持较高水平
解析:(1)①对于可逆反应,反应达到平衡后气体的含量越大,表明该气体参加的反应进行的程度越小,物质的还原性就越弱。由于用H2还原足量CoO达到平衡后H2的体积分数是0.0250;用CO还原足量CoO达到平衡后CO的体积分数是0.0192,说明用CO还原时反应达到平衡正向进行的程度更大,故还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO>H2;
(2)假设CO、H2的物质的量都是1 mol,①对于反应H2+CoOH2O+Co,开始时n(H2)=1 mol,反应达到平衡时变化量为a mol,则平衡时n(H2)=(1-a) mol,n(H2O)=a mol,,解得a=0.975 mol,K1=;②对于反应CO+CoOCO2+Co,开始时n(CO)=1 mol,反应达到平衡时变化量为b mol,则平衡时n(CO)=(1-b) mol,n(CO2)=b mol,,解得b=0.9808 mol,K2=;假设开始时CO、H2O(g)的物质的量都是m mol,发生反应:CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g),反应达到平衡时CO的改变量为x mol,则平衡时 n(CO)=n(H2O)=(m-x) mol,n(CO2)=n(H2)=x mol,反应在恒容密闭容器中进行,,x>m-x,所以>0.25,
等物质的量的一氧化碳和水蒸气反应生成二氧化碳和氢气,反应前后气体物质的量不变,当反应物全部反应,氢气所占物质的量的分数50%,但反应为可逆反应不能进行彻底,氢气的物质的量分数一定小于50%,故合理选项是C;
(3)①根据平衡移动原理,将1 mol CO置于恒容密闭容器,改变H2的进料量进行实验,H2的进料量越多,其浓度越大,越有利于该反应向正反应方向移动,因此CO的转化率越大,由于H2的物质的量:c>b>a,所以a、b、c三点CO的平衡转化率大小关系:c>b>a;
②由图可知:硅铝比为0.15时二甲醚的生成速率和产量一直保持在较高水平,而硅铝比为0.075时反应初始催化活性很好,生成二甲醚速率快,但是5 min后速率便开始大幅下降,产量降低;
③t1时刻,c(CH3OH)=0.47 mol·L-1,c(CH3OCH3)=1.2 mol·L-1,c(H2O)=1.2 mol·L-1,Qc=<400,可知t1时刻反应正向进行,设达到平衡二甲醚浓度增加x mol/L,则平衡时甲醇的物质的量浓度为c(CH3OH)=(0.47-2x) mol/L,二甲醚和水的的物质的量浓度c(CH3OCH3)=c(H2O)=(1.2+x) mol/L,此温度下K=,解得x=0.2 mol/L,故t2时刻c(CH3OCH3)=1.4 mol/L,从t1至t2时刻,随着反应的进行,反应速率逐渐减小,t2时刻达到化学平衡状态,因此t1至t2时间内,c(CH3OCH3)的变化曲线可以表示为。
20. ac K1 K2 = 25 等于
解析:(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。
21.1 mol·L-1·min-1 A+2B=3C
【分析】根据A的浓度的变化量和时间来计算,利用A来表示的化学反应速率,利用反应速率之比等于化学计量数之比来书写反应的方程式。
解析:A的起始浓度均为1mol/L,反应进行2min后A的浓度为0.8mol/L,
则平均速率v(A)==0.1 mol·L-1·min-1,
同理平均速率v(B)==0.2 mol·L-1·min-1,v(C)==0.3 mol·L-1·min-1,
根据化学反应速率之比等于化学计量数之比,
则A、B、C的化学计量数之比为:0.1 mol·L-1·min-1:0.2 mol·L-1·min-1:0.3 mol·L-1·min-1=1:2:3,
该反应的化学反应方程式为A+2B=3C,
因此,本题正确答案是:0.1 mol·L-1·min-1 ;A+2B=3C。
22.(1) Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+ [FeCl4]-
(2)逆反应
(3)阴离子均为氯离子,加入NaCl,溶液颜色变浅程度较大
(4)加入盐酸,氯离子浓度增大,Fe3++4C1-[FeCl4]-平衡正向移动,Fe3+浓度减小,Fe3++3SCN-Fe(SCN)3平衡逆向移动,溶液颜色变浅
(5)
(6)加入1mL蒸馏水,再加入1mL1.5mol·L-1硫酸
解析:(1)稀盐酸酸化FeCl3溶液的目的是抑制Fe3+水解Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+; [FeCl4]-有颜色, 采用浓度较低的FeCl3液制备Fe3+和SCN-平衡体系,是为了避免[FeCl4]-的颜色对实验干扰,
故答案为: Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+;[FeCl4]-;
(2)随着KCl浓度增大,Fe3+ +4Cl- =[FeCl4]-平衡正向移动,Fe3+浓度减小,Fe3++ 3SCN-= Fe(SCN)3平衡逆向移动,故答案为:逆反应;
(3)实验①和实验②对比,阴离子均为氯离子,阴离子相同,阳离子不同,实验①、②中阴离子种类、浓度均相同,依据②中溶液颜色变浅程度相较于①更大,故答案为: 阴离子均为氯离子,加入NaCl,溶液颜色变浅程度较大;
(4)实验④中加入1mL3mol·L-1盐酸,增大Cl-浓度,Fe3+ +4Cl- =[FeCl4]-平衡正向移动,明显变浅,溶液偏黄色,Fe3+浓度降低,Fe3++ 3SCN-= Fe(SCN)3逆向移动,溶液颜色明显变浅,
故答案为: 加入盐酸,氯离子浓度增大,Fe3++4C1-[FeCl4]-平衡正向移动,Fe3+浓度减小,Fe3++3SCN-Fe(SCN)3平衡逆向移动,溶液颜色变浅;
(5)取1mL0.0025mol:L-1Fe2(SO4)3溶液(无色),加入1mL0.01mol·L-1KSCN溶液,再加入1mL1.5mol·L-1硫酸,溶液先变红,加硫酸后变为浅黄色,刚开始变红是因为发生反应Fe3+ + 3SCN- = Fe(SCN)3,此时溶液含有, 但溶液颜色没有影响,加入硫酸后颜色发生变化,说明对该平衡体系没有影响,故答案为: ;
(6)根据实验⑤溶液呈浅黄色的原因可能是Fe(SCN)3或Fe2(SO4)3,实验⑦取1mL0.005mol/LFeCl3溶液(无色),加入1mL蒸馏水,再加入1mL1.5mol·L-1硫酸,得到无色溶液,证明不是Fe2 (SO4)3使溶液呈浅黄色,
故答案为: 加入1mL蒸馏水,再加入1mL1.5mol·L-1硫酸。
23.(1)氧化
(2) 在其它条件不变时,MnO2用量越多,接触面积加大,使H2O2分解速率加快 在其它条件不变时,增大反应物(H2O2)浓度,H2O2分解速率加快 5 mL
(3)2+3Mn2++2H2O=5MnO2+4H+
【分析】MnO2与浓盐酸在加热条件下反应制取黄绿色的气体Cl2。MnO2是H2O2分解反应的催化剂,在探究外界条件对化学反应速率影响时,要采用控制变量方法研究,即其它条件都相同,只改变一个条件,看这个条件与化学反应速率的关系。
解析:(1)MnO2与浓盐酸在加热条件下反应制取黄绿色的气体Cl2。该反应方程式为:MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2O,在该反应中,Mn元素化合价由反应前MnO2中的+4价变为反应后MnCl2中的+2价,元素的化合价降低,得到电子被还原,所以白反应说明MnO2具有强氧化性;
(2)①实验b和c只有MnO2的量不同,其它外界条件都相同,我们看到:在其它条件不变时,MnO2用量越多,接触面积加大,使H2O2分解速率加快;
②实验b和e只有H2O2溶液质量分数不同,其它外界条件都相同,我们看到:在其它条件不变时,增大反应物(H2O2)浓度,H2O2分解速率加快;
③若想测定温度对反应的影响,则应该只有温度这个条件不同,其它条件都相同,对比表格实验数据,可知实验a、d的温度不同,其它外界条件相同,则V=5 mL;
(3)已知:一定条件下,可与Mn2+反应生成MnO2。根据电子守恒、电荷守恒、原子守恒,可得反应的离子方程式是2+3Mn2++2H2O=5MnO2+4H+