第2章 化学反应的方向、限度与速率 单元测试卷（含解析） 高二上学期化学鲁科版（2019）选择性必修1

第2章 化学反应的方向、限度与速率 单元测试卷
2 高二上学期化学鲁科版（2019）选择性必修1
一、单选题
1．甲：在试管中加入1 g粉末状大理石，加入4 mol/L盐酸20 mL(过量)；
乙：在试管中加入2 g颗粒状大理石，加入4 mol/L盐酸20 mL(过量)；
下列CO2生成体积(折算成标准状况)V(CO2)同反应时间t的关系曲线图合理的是(　　)
A． B．
C． D．
2．某温度时，反应SO2(g)＋1/2O2(g) SO3(g)的平衡常数K＝50。在同一温度下，反应2SO3(g) 2SO2 (g)＋O2(g)的平衡常数K1应为(　　)
A．2 500 B．100 C．4×10－4 D．2×10－2
3．下列情况与平衡移动无关的是（　　）
A．CaCO3难溶于水，但易溶于盐酸溶液
B．升温能使醋酸溶液中c(H+)增大
C．用KClO3制O2时常加入少量MnO2
D．在NaHS溶液中加入NaOH固体能使c(S2-)增大
4．在Zn+H2SO4=ZnSO4+H2反应中，2分钟内硫酸浓度由l.5mol·L1降至1.1mol·L1，则2分钟内用硫酸表示的平均反应速率为（　　）
A．0.1mol·L1·min1 B．0.2mol·L1·min1
C．0.3mol·L1·min1 D．0.4mol·L1·min1
5．O3在水中易分解。一定条件下，起始浓度均为0.0216mol／L的O3溶液，在不同的pH、温度下，发生分解反应，测得O3浓度减少一半所需的时间（t）如下表所示：
下列判断错误的是（　　）
A．实验表明，升高温度能加快O3的分解速率
B．pH增大能加速O3分解，表明OH－可以对O3的分解起催化作用
C．在30℃、pH＝4.0时，O3的分解速率为1.00×10－4mol／（L·min）
D．据表中的规律可推知，O3在下列条件下的分解速率v（40℃、pH＝3.0）＞v（30℃、pH＝7.0）
6．水煤气的主要成分为CO和H2，工业上常利用CH4和H2O在催化剂和一定条件下来制备水煤气原理为CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) △H>0。下列条件中最适宜工业生产水煤气的是（　　）
A．温度为25℃，压强为50kPa B．温度为25℃，压强为101kPa
C．温度为500℃，压强为1000kPa D．温度为800℃，压强为250kPa
7．中国化学家研究出一种新型复合光催化剂(C3N4/CQDs)，能利用太阳光高效分解水，原理如图所示。下列说法错误的是（　　）
A．通过该催化反应，实现了太阳能向化学能的转化
B．反应Ⅰ中部分H2O被还原为H2
C．反应Ⅱ为：2H2O2 2H2O+O2↑
D．该反应过程中只发生了分子的脱附过程，没有发生吸附过程
8．合成氨生产技术的发展方案如下表，下列说法错误的是
压强/MPa 温度/℃ 催化剂 平衡时氨的体积分数
能斯特方案 5 685 铂粉 0.96%
哈伯方案 20 550 铀 8.25%
现代方案 20 500 铁催化剂 19.1%
A．上述方案中原料应循环利用
B．铁催化剂在500℃左右催化效能最好
C．平衡时，的体积分数取决于催化剂的选择
D．寻找温和条件下的催化剂可以作为合成氨工业发展方向
9．温度分别为T1和T2时，将气体X和气体Y各0.16mol充入10L恒容密闭容器中，发生反应X(g)+Y(g)=2Z(g)，一段时间后达到平衡，反应过程中测定的数据如下表：
温度/K t/min n/mol t1 t2 t3 t4
T1 n(Y) 0.14 0.12 0.10 0.10
T2 n(Y) 0.13 0.09 　 0.08
下列说法正确的是(　　)
A．该反应的正反应为放热反应
B．温度为T1时，0~t1时间段用Z表示的平均反应速率为 molL-1·min-1
C．温度为T2时，t3时刻刚好达到平衡状态
D．在T1下平衡后，保持其他条件不变，再充入0.2molZ，平衡时X的体积分数不变
10．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1 molNO2和足量C发生上述反应，反应相同时间内测得NO2的生成速率与N2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NO2的转化率随压强的变化如图2所示。
下列说法错误的是（　　）
A．图1中的A，B，C三个点中只有C点到达化学平衡
B．图2中G点的v逆小于F点的v正
C．图2中E点、G点：平衡常数K(E)=K(G)，NO2的平衡浓度c(E)＜c(G)
D．在恒温恒容下，向图2中G点平衡体系中充入一定量的NO2，与原平衡相比，NO2的平衡转化率减小
11．一定条件下的密闭容器中发生反应：。达平衡后升高反应温度，下列叙述错误的是
A．正、逆反应速率都增大 B．平衡向逆反应方向移动
C．的转化率增大 D．化学平衡常数增大
12．尿素在生产生活中应用非常广泛，2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)是工业上合成氮肥尿素的主要方法，在生产条件下，单位时间内获得尿素的产量与压强及n(NH3)：n(CO2)的关 系如图甲所示。当氨碳比n(NH3)：n(CO2)=4 时，CO2的转化率随时间的变化关系如图乙所示。下列说法错误的是（　　）
A．生产过程中n(NH3)：n(CO2)的 最佳配比为2：1
B．若开始投料按照n(NH3)：n(CO2)为2：1投料，平衡后若压缩容器的体积，则再次平衡时c(NH3)比压缩前小
C．A点的逆反应速率小于B点的正反应速率
D．由图乙可知NH3的平衡转化率为30%
13．某反应过程能量变化如图所示，下列说法不正确的是（ ）
A．反应过程b有催化剂参与
B．该反应为放热反应，反应热为
C．加入催化剂，可改变该反应的活化能
D．有催化剂的条件下，反应的活化能等于
14．在一定条件下发生反应 2SO3(g) 2SO2(g)＋O2(g)，将2 mol SO3通入2 L容积恒定的密闭容器中，若维持容器内温度不变，5 min末测得SO3的物质的量为0.8 mol。则下列说法正确的是（　　）
A．若某时刻消耗了1 molSO3同时生成了0.5molO2，则表明该反应达到了平衡状态
B．若起始时充入3 mol SO3，起始时SO3分解速率不变
C．0~5min，SO2的生成速率v(SO2)＝0.12mol·L－1·min－1
D．达到平衡时，SO2和SO3的浓度相等
15．已知：①4NH3(g)＋5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g) ΔH1＝－905.5kJ·molˉ1
②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH2
一定条件下，NO可以与NH3反应转化为无害的物质，反应如下：③4NH3(g)+4NO(g)+O2(g) 4N2(g)+6H2O(g) ΔH3＝－1625.5 kJ·molˉ1。
下列说法正确的是（　　）
A．反应①使用催化剂，ΔH1减小
B．反应②生成物总能量低于反应物总能量
C．反应③一定能自发进行
D．反应③达到平衡后升高温度，v(正)、v(逆)的变化如图所示
16．在容积一定的密闭容器中，进行可逆反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)ΔH＜0，有图Ⅰ、Ⅱ所示的反应曲线(T表示温度，P表示压强，C%表示NH3的体积分数)，下列说法中错误的是(　　)
A．T2＜T1
B．P2＞P1
C．若P3＜P4，y轴表示N2的转化率
D．若P3＞P4，y轴表示NH3的体积分数
二、综合题
17．恒温容器中加入1molN2和3molH2，达到平衡时NH3的体积分数为m%．若N2、H2、NH3的起始加入量分别为xmol、ymol、zmol，达到平衡时NH3的体积分数仍为m%．
（1）该容器恒容，则x、y、z应满足的关系是　 　．
（2）该容器恒压，则x、y、z应满足的关系是　 　．
（3）设前者达到平衡时生成NH3为amol，则后者达到平衡时生成NH3=　 　mol（用a、x、z表示）
18．Ⅰ、如何降低大气中CO2的含量及有效地开发利用CO2引起了全世界的普遍重视。目前工业上有一种方法是用CO2来生产燃料甲醇。为探究该反应原理，进行如下实验：在容积为1L的密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，在500℃下发生发应，CO2（g）+3H2（g） CH3OH（g）+ H2O（g）。实验测得CO2和CH3OH（g）的物质的量（n）随时间变化如下图1所示：
（1）从反应开始到平衡，氢气的平均反应速率v（H2）＝　 　。
（2）500℃该反应的平衡常数为　 　（结果保留一位小数），图2是改变温度时化学反应速率随时间变化的示意图，若提高温度到800℃进行，达平衡时，K值　 　（填“增大”“减小”或“不变”）。
（3）下列措施中不能使CO2的转化率增大的是________________。
A．在原容器中再充入1mol H2
B．在原容器中再充入1molCO2
C．缩小容器的容积
D．使用更有效的催化剂
E．将水蒸气从体系中分离出
（4）500℃条件下，测得某时刻，CO2（g）、H2（g）、CH3OH（g）和H2O（g）的浓度均为0.5mol/L，则此时v（正）　 　 v（逆）（填“＞”“＜”或“=”）。
Ⅱ、一定条件下，可逆反应A2（g）＋B2（g） 2C（g）达到平衡时，各物质的平衡浓度为c（A2）＝0.5mol/L；c（B2）＝0.1mol/L；c（C）＝1.6mol/L。若用a、b、c分别表示A2、B2、C的初始浓度（mol/L），则：
①a、b应满足的关系是　 　； ②a的取值范围是　 　。
19．【加试题】
（1）(一) 以四甲基氯化铵[(CH3)4NCl]水溶液为原料，通过电解法可以制备四甲基氢氧化铵[(CH3)4NOH]，装置如图1所示。
收集到(CH3)4NOH的区域是　 　(填a、b、c或d)。
（2）写出电池总反应　 　。
（3）(二) 乙酸乙酯一般通过乙酸和乙醇酯化合成：
CH3COOH(l)＋C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l)＋H2O(l) ΔH＝－2.7 kJ·molˉ1
已知纯物质和相关恒沸混合物的常压沸点如下表：
纯物质 沸点/℃ 恒沸混合物(质量分数) 沸点/℃
乙醇 78.3 乙酸乙酯(0.92)＋水(0.08) 70.4
乙酸 117.9 乙酸乙酯(0.69)＋乙醇(0.31) 71.8
乙酸乙酯 77.1 乙酸乙酯(0.83)＋乙醇(0.08)＋水(0.09) 70.2
请完成：
关于该反应，下列说法不合理的是________。
A．反应体系中硫酸有催化作用
B．因为化学方程式前后物质的化学计量数之和相等，所以反应的ΔS等于零
C．因为反应的ΔH接近于零，所以温度变化对平衡转化率的影响大
D．因为反应前后都是液态物质，所以压强变化对化学平衡的影响可忽略不计
（4）一定温度下该反应的平衡常数K＝4.0。若按化学方程式中乙酸和乙醇的化学计量数比例投料，则乙酸乙酯的平衡产率y＝　 　；若乙酸和乙醇的物质的量之比为n∶1，相应平衡体系中乙酸乙酯的物质的量分数为x，请在图2中绘制x随n变化的示意图　 　(计算时不计副反应)。
（5）工业上多采用乙酸过量的方法，将合成塔中乙酸、乙醇和硫酸混合液加热至110℃左右发生酯化反应并回流，直到塔顶温度达到70～71℃，开始从塔顶出料。控制乙酸过量的作用有　 　。
（6）近年，科学家研究了乙醇催化合成乙酸乙酯的新方法：
2C2H5OH(g) CH3COOC2H5(g)＋2H2(g)
在常压下反应，冷凝收集，测得常温下液态收集物中主要产物的质量分数如图3所示。关于该方法，下列推测合理的是________。
A．反应温度不宜超过300℃
B．增大体系压强，有利于提高乙醇平衡转化率
C．在催化剂作用下，乙醛是反应历程中的中间产物
D．提高催化剂的活性和选择性，减少乙醚、乙烯等副产物是工艺的关键
20．生产生活中氨及铵盐有重要用途，而汽车尾气中含 NO、NO2则应降低其排放.
（1）在20℃时，已知：① N2(g) ＋O2(g)=2NO(g) ，正、逆反应活化能分别为akJ/mol、bkJ/mol；
② 4NH3(g) ＋5O2(g)=4NO(g)＋6H2O(l)，正、逆反应活化能分别为ckJ/mol、dkJ/mol；则4NH3(g) ＋6NO(g)=5N2(g)＋6H2O(l)的 ΔH 为　 　.
（2）10.0L的密闭容器中，按物质的量比1∶3投入氮气和氢气，发生反应
N2(g) ＋3H2(g) 2NH3(g) ΔH＜0
用传感器测得温度为T1、T2时容器中 (N2)随时间变化如下表：
0 5min 10min 15min 20min
T1 0.1mol 0.08mol 0.062mol 0.05mol 0.05mol
T2 0.1mol 0.07mol ----- xmol 0.06mol
①T2时，0~5min内 NH3平均速率为v(NH3)＝　 　；
②T1时，该反应平衡常数为　 　 (列出计算式)；
③ x 　 　0.06(填“＞”、“＜”或“＝”)，原因是　 　.
（3）汽车排气管装有三元催化剂装置，在催化剂表面通过发生吸附、解吸消除 CO、NO 等
污染物. 反应机理如下[Pt(s)表示催化剂，右上角带“·”表示吸附状态]：
Ⅰ NO ＋ Pt(s)=NO*
Ⅱ CO ＋ Pt(s)=CO*
Ⅲ NO*=N* ＋ O*
Ⅳ CO* ＋ O*=CO2＋ Pt(s)
Ⅴ N* ＋ N*=N2＋ Pt(s)
Ⅵ NO* ＋ N= N2O＋ Pt(s)
经测定汽车尾气中反应物及生成物浓度随温度变化关系如图一和图二所示：
图一 图二
①图一，温度为33℃时发生的主要反应为 　 　 (填 “Ⅳ ”、 “Ⅴ ” 或 “Ⅵ ”)； 反 应 Ⅵ 为　 　反应(填“放热”或“吸热”).
②图二， 温度从Ta升至Tb的过程中，反应物浓度急剧减小的主要原因是 　 　
③气体在固体催化剂表面反应中，吸附和解吸同时影响总反应速率. 温度一定时，反应2NO ＋2CO N2＋2CO2的反应速率随强的变化如图所示. 结合(3)中反应机理，试从吸附和解吸角度解释 bc段化学反应速率下降的原因 　 　.
21．氮氧化物的有效去除和资源的充分利用是当今社会的重要研究课题。
（1）已知：4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g) +6H2O(g) ΔH1 = -907.0 kJ mol-1
4NH3(g) +3O2(g)=2N2(g)+6H2O(g) ΔH2= -1269.0 kJ mol-1
若4NH3(g) +6NO(g)5N2(g) +6H2O(g)的逆反应活化能为 E逆 kJ mol-1，则其正反应活化能为　 　kJ mol-1 (用含E逆的代数式表示)。
（2）已知：①2NO(g)+2ICl(g)2NOCl (g)+I2(g)
②2NOCl(g)2NO(g)+Cl2(g)
③I2(g)+Cl2(g)2ICl(g)
若向VL恒容密闭容器中加 2mol NO和 2mol ICl发生上述反应，达到平衡时，容器中 NOCl (g)为amol，Cl2(g)为b mol，此时 I2(g)的浓度为　 　mol L-1(用含 a、b、V 的代数式表示，下同)，反应③的平衡常数为　 　。
（3）某化工厂排出的尾气(含 CO、N2O)治理的方法为在密闭容器中发生如下反应：CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g)，CO、N2O在Pt2O+表面进行反应转化为无毒气体，其相对能量与反应历程的关系如下图所示：
用方程式表示 N2O在Pt2O+ 表面上的反应　 　。
（4）已知4CO(g) +2NO2(g)4CO2(g)+N2 (g) ΔH1 = -1200kJ mol-1 ，该反应在　 　(填“高温”、“低温”或“任何温度”)下能自发进行，为探究温度及不同催化剂对该反应的影响，保持其它初始条件不变重复实验，在相同时间内测得 N2产率与温度的关系如图所示。在催化剂乙作用下，图中 M 点对应的速率(对应温度400℃)v正　 　(填“＞”、“＜” 或“=”) v逆，温度高于400℃，N2产率降低的原因可能是　 　。
答案解析部分
1．D
碳酸钙的表面积越大，和盐酸反应的反应速率就越大，据此可知甲中反应速率快，但生成的CO2体积小于乙中，D符合题意；
故答案为：D
粉末状固体，其接触面积较大，反应速率较快；由于盐酸过量，则大理石完全反应，因此大理石的量越多，产生CO2的体积越大。
2．C
某温度下，反应SO2(g)+ O2(g) SO3 (g) 的平衡常数K1= =50，在同一温度下，反应2SO3(g) 2SO2(g)+O2(g)的平衡常数K2= ，K2= = =4×10-4，
故答案为：C
对于下列反应：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g），则有：，其中c为各组分的平衡浓度，根据公式计算并寻找两者关系。
3．C
A．碳酸钙是强电解质，溶于水时电离生成碳酸根离子和钙离子，碳酸根离子和氢离子反应生成二氧化碳和水，所以碳酸钙易溶于盐酸溶液，碳酸钙溶于水存在难溶物的溶解平衡，A不符合题意；
B.醋酸是弱电解质，存在电离平衡，升高温度促进醋酸电离，导致溶液中氢离子浓度增大，B不符合题意；
C.用氯酸钾制取氧气时加入二氧化锰，二氧化锰作催化剂而加快反应速率，所以与平衡无关，C符合题意；
D.硫氢化钠电离出硫氢根离子，硫氢根离子既能电离又能水解，所以存在平衡，硫氢根离子和氢氧根离子反应生成水和硫化钠，促进硫氢根离子电离，D不符合题意；
故答案为：C
A.CaCO3存在沉淀溶解平衡；
B.醋酸是弱酸，存在电离平衡；
C.MnO2为反应的催化剂，催化剂不影响平衡移动；
D.NaHS溶液中存在HS-的电离平衡和水解平衡；
4．B
反应物的浓度是1.5mol L 1，经过2min后，它的浓度变成1.1mol L 1，△c=1.5mol/L 1.1mol/L=0.4mol/L，v===0.2mol L 1min 1，
故答案为：B。
平均反应速率 =
5．D
A. 实验表明，在pH不变时，升高温度，O3浓度减少一半所需的时间减少，所以升高温度能加快O3的分解速率，A不符合题意；
B. 温度不变时，pH增大O3浓度减少一半所需的时间减少所以pH增大能加速O3分解，表明OH－可以对O3的分解起催化作用，B不符合题意；
C. 在30℃、pH＝4.0时，O3的分解速率为 1.00×10－4mol／（L·min）,C不符合题意；
D. 据表中的规律可推知，在40℃、pH＝3.0的条件下，O3浓度减少一半所需的时间一定大于31s，在30℃、pH＝7.0的条件下，O3浓度减少一半所需的时间一定小于15s，所以O3在下列条件下的分解速率v（40℃、pH＝3.0）故答案为：D。
本题考查的是用控制变量法探究影响化学反应速率的因素，其关键是控制在其他条件相同的条件下，分析某因素发生变化时对化学反应速率的影响，考查了学生分析数据的能力和归纳推理能力。
6．D
对于反应CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) △H＞0，反应物气体的物质的量小于生成物气体的物质的量之和，则增大压强，平衡逆向移动，正反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，则工业生产水煤气，可在高温下进行，排除A、B，而C、D相比较，D压强较小，有利于平衡正向移动，
故答案为：D。
对于反应CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g) △H＞0，增大压强，平衡逆向移动，正反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，以此解答该题。
7．D
A．该过程是利用太阳光实现高效分解水，所以该反应中太阳能转化为化学能，故A不符合题意；
B．反应Ⅰ是水反应生成氢气与过氧化氢，反应Ⅰ中部分H2O被还原为H2，故B不符合题意；
C．反应Ⅱ是过氧化氢转化为水与氧气，反应Ⅱ为：2H2O2 2H2O+O2↑，故C不符合题意；
D．反应过程中有分子的脱附过程，也有分子吸附过程，故D符合题意；
故答案为：D。
A.根据图示即可得失，实现了太阳能向化学能的转换
B.根据写出方程式标出化合价，得出水被还原成氢气
C.根据II的反应物和生成物即可写出方程式
D.催化过程一般有吸附-解离-反应-脱附等过程
8．C
A．氮气、氢气合成氨的反应为可逆反应，反应不能进行到底，故上述方案中原料应循环利用，提高反应物的利用率，故A不符合题意；
B．铁催化剂在500℃左右催化效能最好，故B不符合题意；
C．催化剂不影响平衡移动，故平衡时，的体积分数不取决于催化剂，故C符合题意；
D．寻找温和条件下的催化剂，可以减少能源消耗，可以作为合成氨工业发展方向，故D不符合题意；
故答案为：C。
A.合成氨的反应为可逆反应，原料循环利用可提高原料利用率；
B.平衡时氨的体积分数越大，催化效能越好；
D.寻找温和条件下的催化剂，加快反应速率，可以使反应发生更容易，因而可降低能耗。
9．D
A．由表中数据可知，在t1～t2时刻，温度为T2时Y的变化物质的量大，则T2时反应速率快，则T2＞T1，再结合达到平衡时，T2温度剩余Y的物质的量较少，则消耗较多，说明升高温度平衡正向移动，正反应为吸热反应，A不符合题意；
B．温度为T1时，0～t1时间段的平均速率v（Z）=2v（Y）=×2=v（Z）=mol L-1 min-1，B不符合题意；
C．图中未指明t3时该Y的物质的量，只能说明在t2和t4之间形成平衡状态，无法确定t3时刻刚好达到平衡状态，C不符合题意；
D．反应前后气体的物质的量相等，则增大压强，平衡不移动，保持其他条件不变，再充入0.2molZ，相当于增大压强，则平衡时X的体积分数不变，D符合题意；
故答案为：D
A．由表中数据可知，在t1～t2时刻，温度为T2时Y的变化物质的量大，则T2时反应速率快，则T2＞T1，再结合达到平衡时，T2温度剩余Y的物质的量较少，则消耗较多，说明升高温度平衡正向移动；
B．根据v=先计算Y表示的反应速率，再计算v（Z）；
C．图中未指明t3时该Y的物质的量，无法确定是否达到平衡状态；
D．对于反应X（g）+Y（g） 2Z（g），反应前后气体的物质的量相等，则增大压强，平衡不移动。
10．B
A．反应到达平衡状态时，正逆反应速率相等(同种物质)或正、逆反应速率之比等于系数之比(不同物质)，即平衡时，NO2的生成速率应是N2的生成速率的2倍，只有C点满足条件，A不符合题意；
B．该反应是气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，NO2的转化率减小，故图2中E到F段曲线还未达到平衡状态，v逆逐渐增大，F恰好达到平衡状态，此时v正=v逆。G点增大压强，物质的浓度增大，化学反应速率加快，化学反应逆向进行，图2中G点的v逆大于F点的v正，B符合题意；
C．平衡常数K只与温度有关，温度不变化学平衡常数K不变，E点和G点温度相同，故K(E) =K(G)，但E点和G点压强不同，气体浓度与压强有关，压强越大，容器体积越小，浓度越大，即c(E)＜c(G)，C不符合题意；
D．在恒温恒容下，向图2中G点平衡体系中充入一定量的NO2，反应物浓度增大，化学平衡正向移动，但与原平衡相比，等效于加压，NO2的平衡转化率减小，D不符合题意；
故答案为：B。
A.可逆反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，反应体系中各物质的物质的量、物质的量浓度、百分含量以及由此引起的一系列物理量不变；
C.平衡常数只与温度有关，压强越大，气体的浓度越大；
D. 向图2中G点平衡体系中充入一定量的NO2， 平衡正向移动，但NO2的平衡转化率减小。
11．B
A．升高温度，正逆反应速率都增大，A不符合题意；
B．该反应正反应方向为吸热反应，升高温度平衡正向移动，B符合题意；
C．升高温度平衡正向移动，C2H6 的转化率增大，C不符合题意；
D．升高温度平衡正向移动，化学平衡常数增大，D不符合题意；
故答案为：B。
依据化学平衡移动原理分析。
12．B
A．一定压强下，单位时间内的CO(NH2)2产量越高，说明n(NH3)：n(CO2)的配比最佳，由图可知，生产过程中n(NH3)：n(CO2)的 最佳配比为2：1，A不符合题意；
B.2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)，该反应的平衡常数表达式为K= ，温度不变，平衡常数不变，故若开始投料按照n(NH3)：n(CO2)为2：1投料，平衡后若压缩容器的体积，则再次平衡时c(NH3)与压缩前相等，B符合题意；
C．当氨碳比n(NH3)：n(CO2)=4 时，A点CO2的转化率小于平衡时B点对应的转化率，反应向正反应方向进行，随着反应的进行，逆反应速率逐渐增大，正反应速率逐渐减小，达到平衡时正逆反应速率相等，故A点的逆反应速率小于B点的正反应速率，C不符合题意；
D．当氨碳比n(NH3)：n(CO2)=4 时，假设n(NH3)=4amol，n(CO2)=amol，由图乙可知，平衡时CO2的转化率为60%，故达到平衡时消耗CO2的物质的量为0.6amol，2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)，根据反应物、生成物的变化的物质的量之比等于化学计量数之比可知，达到平衡时消耗NH3的物质的量为1.2amol，所以NH3的平衡转化率为 =30%，D不符合题意；
故答案为：B。
在应用化学平衡常数时，要注意方程式中反应物、生成物的状态，固体、纯液体的浓度视为常数，例如2NH3(g)+CO2(g) CO(NH2)2(s)+H2O(l)，该反应的平衡常数表达式为K= 。
13．D
A.b的 活化能小于a，故b过程有催化剂，故A不符合题意
B.生成物的能量低于反应物的总能量，故该反应为放热反应，反应热为始态到终态的能量，故为△H，故B不符合题意
C.加入催化剂，可改变反应的活化能，故C不符合题意
D.有催化剂的条件下，反应的活化能等于E1，故D符合题意
故答案为：D
活化能指的是，普通分子变成活化分子所需要的能量。
14．C
A. 若某时刻消耗了1 molSO3同时生成了0.5molO2，均表示正反应速率，不能说明该反应达到了平衡状态，A不符合题意；
B. 若起始时充入3 mol SO3，起始时SO3的浓度变大，分解速率变大，B不符合题意；
C. 0～5min，SO2的生成速率v(SO2)＝ ＝0.12mol·L－1·min－1，C符合题意；
D. 达到平衡时，SO2和SO3的浓度不再发生变化，但不一定相等，D不符合题意；
故答案为：C
A.消耗SO3的同时生成O2，均只体现正反应速率；
B.充入3molSO3，相当于在2molSO3的基础上增大SO3的量，结合浓度对平衡移动的影响分析；
C.根据公式计算反应速率；
D.达到平衡时，SO2和SO3的浓度不变，但一定相等；
15．C
A、催化剂对反应热无影响，故A不符合题意；
B、①－4×②得到：△H3=－1625.5kJ·mol－1=－905.5－4△H2，解得△H2=＋720kJ·mol－1，即反应②为吸热反应，生成物的总能量大于反应物的总能量，故B不符合题意；
C、根据△G=△H－T△S，此反应是放热反应，△H<0，反应前气体系数之和小于反应后气体系数之和，因此△S>0，此反应在任何温度下都能自发进行，故C符合题意；
D、升高温度，平衡向逆反应方向进行，即v逆>v正，故D不符合题意。
故答案为：C
A.催化剂只能改变反应的活化能而不能改变焓变；
B.反应②的焓变是正值，说明反应②是吸热反应，因此生成物的总能量大于反应物的总能量；
C.焓变为负值的熵增反应在任何条件下都是可以自发进行的；
D.在放热反应中，升高温度反应会向逆反应方向进行。
16．C
A．根据图1可知，在压强均为P2的条件下，温度为T1的曲线首先达到平衡状态，这说明温度为T1时反应速率快，达到平衡的时间少。温度高反应速率快，所以温度是T2＜T1，A不符合题意；
B．碳氧根据图1可知，在温度均T1的条件下，压强为P2的首先达到平衡状态，这说明压强为P2时反应速率快，达到平衡的时间少，压强大反应速率快，所以压强是P2＞P1，B不符合题意；
C．该反应是体积减小的可逆反应，增大压强反应物的转化率增大。若P3＜P4，则压强为P4时的转化率大于压强P3时的转化率，C符合题意；
D．增大压强平衡向正反应方向移动，氨气的体积分数增大，所以若P3＞P4，y轴可以表示NH3的体积分数，D不符合题意；
故答案为：C。
根据“先拐先平数值大”进行分析，根据化学平衡的移动分析转化率和体积分数的变化。
17．（1）2x+z=2、2y+3z=6
（2）3x=y，z为任意值
（3）（0.25ax+0.125az）
解：（1）恒容的条件等效平衡，极端转化相同物质的物质的量，则各原子守恒，由氮守恒可知：2x+z=2，氢守恒可知：2y+3z=6，故答案为：2x+z=2、2y+3z=6；（2）由反应方程式N2+3H2 2NH3，将氨气完全转化为氮气和氢气，则氮气的物质的量为：x+ ，氢气的物质的量为：y+ ，所以 ，即3x=y，故答案为：3x=y，z为任意值；
3） N2+ 3H2 2NH3，
起始：1 3 0
转化：0.5a 1.5a a
即一边倒的极限氮气的转化率为： =0.5a，由于二者是等效平衡，所以一边倒的极限氮气的转化率相等，即一边倒转化的n（N2）=（x+ ）×0.5a，所以生成的n（NH3）= = =0.25ax+0.125az，故答案为：0.25ax+0.125az．
（1）恒容的条件等效平衡，极端转化相同物质的物质的量，则各原子守恒，分别根据氮和氢守恒，得到x、y、z应满足的关系；（2）恒压条件下的等效平衡是用极端转化后相同物质的量成比例，由此分析解答；（3）
N2+ 3H2 2NH3
起始： 1 3 0
转化： 0.5a 1.5a a
即一边倒的极限氮气的转化率为： =0.5a，由于二者是等效平衡，所以一边倒的极限氮气的转化率相等，即一边倒转化的n（N2）=（x+ ）×0.5a，所以生成的n（NH3）= = =0.25ax+0.125az，由此分析解答．
18．（1）0.225mol/（L·min）
（2）5.3；减小
（3）B；D
（4）＞；a＝b＋0.4；0.4≤b≤1.3
（1）根据图1，开始时CO2的浓度是1mol/L，平衡时CO2的浓度是0.25mol/L，CO2的浓度变化量是0.75 mol/L，则氢气的浓度变化量是2.25 mol/L，v= ，所以氢气的平均反应速率v（H2）＝ =0.225mol/（L·min）；
（2）根据“三段式”
k= =5.3；
根据图2可知，升高温度平衡逆向移动，K减小；
（3）A．在原容器中再充入1mol H2，平衡正向移动，CO2的转化率增大； B．在原容器中再充入1molCO2，平衡正向移动，但CO2的转化率减小；C．缩小容器的容积，平衡正向移动，CO2的转化率增大； D．使用更有效的催化剂，平衡不移动， CO2的转化率不变； E.将水蒸气从体系中分离出，平衡正向移动，CO2的转化率增大；故选BD；
（4）CO2（g）、H2（g）、CH3OH（g）和H2O（g）的浓度均为0.5mol/L， ， Q v（逆）；
Ⅱ、①设转化过程中A2(g)转化浓度为x mol·L-1，B2(g)的转化浓度也为x mol·L-1。平衡时：a-x=0.5，b-x=0.1。所以，a=b+0.4。
②根据一边倒的方法，把C完全分解为A、B，则c（A2）=1.3mol/L；c（B2）＝0.9mol/L；把B完全变为C，则c（A2）＝0.4mol/L；c（B2）＝0mol/L；c（C）＝1.8mol/L；利用极值法，故a的取值范围为0.4＜a＜1.3；
（1）根据图中数据计算以氢气表示的反应速率；
（2）根据三段式计算平衡浓度，依据化学平衡常数的定义计算化学平衡常数；
（3）根据影响化学平衡移动的因素进行分析；
（4）根据浓度熵和化学平衡常数的大小判断反应速率的大小；
Ⅱ.根据可逆反应不能进行到底，利用极值法进行分析即可.
19．（1）d
（2）2(CH3)4NCl＋2H2O 2(CH3)4NOH＋H2↑＋Cl2↑
（3）B；C
（4）66.7%或0.67；
（5）使平衡正向移动，增大乙醇转化率，减小产品中乙醇含量， 有利于后续产物的分离
（6）A；C；D
（1）以四甲基氯化铵[(CH3)4NCl]制备四甲基氢氧化铵[(CH3)4NOH]需要氢氧根离子，在电解过程中，阴极氢离子得电子被还原，生成氢氧化根离子，所以收集到(CH3)4NOH的区域是阴极区，即d口；
故答案为：d；
（2）根据反应物与生成物的关系可知电解过程中生成产物和氢气、氯气，则总反应方程式为：2(CH3)4NCl＋2H2O2(CH3)4NOH＋H2↑＋Cl2↑；
故答案为：2(CH3)4NCl＋2H2O2(CH3)4NOH＋H2↑＋Cl2↑；
（3）反应中浓硫酸做催化剂和吸水剂，不符合题意；
B.反应过程中生成的乙酸乙酯为气体，熵变不为零，符合题意；
C.温度的变化对化学反应速率的影响较大，符合题意；
D.压强对液体浓度的变化几乎没有影响，所以压强对该反应的化学平衡影响可以忽略不计，不符合题意；
故答案为：BC；
（4）设生成乙酸乙酯的物质的量为x，则
CH3COOH(l)＋C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l)＋H2O(l)
1 1 0 0
1-x 1-x x x
解得x=0.667mol
所以乙酸乙酯的产率为 ;
乙酸与乙醇的物质的量之比，随着乙酸的物质的量增加，乙酸乙酯的产量也会增加，当n:1=1:1时乙酸乙酯的物质的量分数达到最大 ，乙酸的物质的量继续增大，乙酸乙酯的物质的量分数反而会逐渐减小，图象如图：；
（5）增大反应物的浓度使平衡向正反应方向移动，增加其他反应物的转化率，所以作用是使平衡正向移动，增大乙醇转化率，减小产品中乙醇含量；
故答案为：使平衡正向移动，增大乙醇转化率，减小产品中乙醇含量；
（6）A.反应温度超过300℃时乙酸乙酯的质量分数开始降低乙醚的质量分数开始增加，符合题意；
B.对于液体反应压强对化学平衡的影响较小，所以增大体系压强，对乙醇平衡转化率影响不大，不符合题意；
C.在催化剂作用下，乙醇氧化为乙醛，乙醛被氧化为乙酸，即一圈是中间产物，符合题意；
D.工艺的关键是减少乙醚、乙烯等副产物，可提高催化剂的活性和选择性，符合题意；
故答案为：ACD。
（一）根据电解原理分析电极发生的反应，得出电解总反应反应方程式；
（二）根据乙酸乙酯的合成原理，结合化学平衡原理进行分析即可。
20．（1）(5b＋c－5a－d)kJ/mol
（2）1.2×10－3mol/(L·min)；；＝；5min时，0.08＞0.07，说明T2温度高，反应速率快，T2先达到平衡，所以15min时T2已达到平衡
（3）Ⅳ；放热；温度升高，催化剂活性增强，反应速率加快，所以反应物浓度快速减小；压强增大，吸附速率虽然增大，但不利于解吸，解吸速率减小更多，所以反应速率减小
（1） 在20℃时，已知：N2(g) ＋O2(g)=2NO(g) ，正、逆反应活化能分别为akJ/mol、bkJ/mol； 则①N2（g）+O2 （g）=2NO（g）△H1=-（a-b）kJ/mol；
4NH3(g) ＋5O2(g)=4NO(g)＋6H2O(l)，正、逆反应活化能分别为ckJ/mol、dkJ/mol； 则
②4NH3（g）+3O2（g）=2N2（g）+6H2O（g）△H2=-（c-d）kJ/mol
根据盖斯定律：①×5-②：4NH3（g）+7O2（g）=4NO2（g）+6H2O（g）△H= (5b＋c－5a－d)kJ/mol ；
（2） ①T2时，0~5min内N2变化量为（0.1-0.07）mol=0.03mol，v（N2）==610-4mol/（L min），根据 N2(g) ＋3H2(g) 2NH3(g) ， NH3平均速率为v(NH3)＝2v（N2）=2610-4mol/（Lmin）= 1.2×10－3mol/(L·min) ；
②T1时，15min达到平衡，N2剩余物质的量为0.05mol，H2变化量为3（0.1-0.05）mol=0.15mol，根据 N2(g) ＋3H2(g) 2NH3(g) ，生成NH3物质的量为0.05mol2=0.1mol，则平衡时N2、H2、NH3的浓度分别为=0.005mol/L、=0.015mol/L、=0.01mol/L，所以该反应平衡常数为K== L2 mol-2；
③根据第5min时，0.08＞0.07，说明T2温度高，反应速率快，T2先达到平衡，所以15min时T2已达到平衡 x=0.06；
（3） ①温度为330℃时主要生成了CO2，发生的主要反应为 Ⅳ CO* ＋ O*=CO2＋ Pt(s) ，根据图一， N2O主要在较低温度生成，说明高门不利于其生成，所以 Ⅵ NO* ＋ N= N2O＋ Pt(s) 为放热反应；
②图二， 温度从Ta升至Tb的过程中， 温度升高，催化剂活性增强，反应速率加快，所以反应物浓度快速减小；
③气体在固体催化剂表面反应中，吸附和解吸同时影响总反应速率，压强增大，吸附速率虽然增大，但不利于解吸，解吸速率减小更多，所以反应速率减小。
（1）根据盖斯定律计算可得；
（2） ①根据氮气的反应速率结合方程式的数量关系计算氨气的反应速率 ；
②计算平衡时各物质的浓度，代入K=；
③温度越高，反应速率越快，达到平衡所需要的时间越短；
（3）①根据温度结合各物质的浓度进行判断；
②温度升高，催化剂活性增强，反应速率加快；
③注意压强增大对吸附和解吸影响是相互的。
21．（1）E逆-181
（2）(a+2b)/2V；[2(2-2b-a)2]/[(a+2b)b]
（3）N2O+Pt2O+=N2+Pt2O
（4）低温；＞；温度升高催化剂活性降低
(1)①4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g) +6H2O(g) ΔH1 = -907.0 kJ mol-1
②4NH3(g) +3O2(g)=2N2(g)+6H2O(g) ΔH2= -1269.0 kJ mol-1
则（②-①）/2可得热化学方程式4NH3(g) +6NO(g)5N2(g) +6H2O(g) ΔH= ，该反应的逆反应活化能为 E逆 kJ mol-1，即E正-E逆=-181，则正反应的活化能为E正= （E逆-181）kJ mol-1；
(2)①2NO(g)+2ICl(g)2NOCl (g)+I2(g) ②2NOCl(g)2NO(g)+Cl2(g)
③I2(g)+Cl2(g)2ICl(g)， 向VL恒容密闭容器中加 2mol NO和 2mol ICl发生上述反应，达到平衡时，假设反应中一氧化氮的消耗量为xmol，反应中NOCl的消耗量为ymol，反应中碘的消耗量为zmol，则有容器中 NOCl (g)为x-y=amol，Cl2(g)为0.5y-z=b mol，此时 I2(g)的物质的量为(0.5x-z)mol，则因有 则碘的物质的量为(0.5a+b)mol，物质的量浓度为(a+2b)/2Vmol/L；氯气的浓度为b/Vmol/L，氯化碘的浓度为(2-a-2b)/V mol/L，则反应③的平衡常数为=[2(2-2b-a)2]/[(a+2b)b]。
(3)N2O在Pt2O+表面上的反应为N2O+Pt2O+=N2+Pt2O；
(4)已知4CO(g) +2NO2(g)4CO2(g)+N2 (g) ΔH1 = -1200kJ mol-1，该反应为放热的，熵减的反应，根据ΔG=ΔH-TΔS＜0能自发进行分析，在低温下能自发进行。在催化剂乙作用下，图中 M 点氮气的产率较低，说明反应速率较慢，还没有到平衡，即对应的速率(对应温度400℃)v正＞ v逆，温度高于400℃，根据另一种催化剂催化下氮气的产率随温度的变化曲线可知，该反应仍未达到平衡状态，故N2产率降低的原因一定是因为反应速率减小，故可能是温度升高导致催化剂活性降低。
（1）根据盖斯定律分析反应热，并根据反应热=正反应的活化能-逆反应的活化能计算分析；
（2）根据平衡进行计算各物质的物质的量，并根据平衡常数公式计算平衡常数；
（3）理解图中物质书写方程式；
（4）根据催化剂能加快反应速率，但不影响平衡进行分析，M点氮气的转化率较低，说明在相同时间内反应速率较慢，反应还没有到平衡，正在向平衡进行，从而正反应速率大于逆反应速率，而温度对催化剂的活性的影响可能影响反应产率。