苏教版（2019）高中化学选择性必修1 2.2.3化学平衡常数同步练习（含解析）
文档属性
| 名称 | 苏教版（2019）高中化学选择性必修1 2.2.3化学平衡常数同步练习（含解析） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 1.4MB | ||
| 资源类型 | 试卷 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-18 09:48:21 | ||
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文档简介
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2.2.3化学平衡常数同步练习-苏教版高中化学选择性必修1
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．既是大气主要污染物之一，也是重要的工业原料。工业制硫酸时在接触室中以为催化剂，发生反应。尾气中的在高温下可被还原为硫单质，也可被溶液吸收生成溶液。反应的能量变化如图所示，下列说法正确的是
A．该反应的，
B．用催化时，反应①的速率大于反应②
C．温度升高，上述反应化学平衡常数增大
D．增大体系的压强能增大活化分子百分数，加快反应的速率
2．对于CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)，某温度下平衡常数K为1，向一密闭容器内同时通入CO(g)、H2O(g)、CO2(g)、H2(g)各1 mol，在该温度下建立平衡时，CO的物质的量
A．大于1 mol B．小于1 mol C．等于1 mol D．无法确定
3．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，关于这个反应的平衡常数K，下列说法正确的是
A．随温度升高K增加 B．随压强升高K增加
C．随温度升高K减小 D．随压强升高K减小
4．由于化石燃料的长期大量消耗，传统能源逐渐枯竭，而人类对能源的需求量越来越高，氢能源和化学电源的开发与利用成为全球发展的重要问题。以太阳能为热源，热化学硫碘循环分解水是一种高效、环保获取氢能源的方法，其反应过程如下：
已知反应1：
反应2：
反应3：
下列说法错误的是
A．该过程实现了将太阳能转化为化学能
B．该过程降低了水分解制氢反应的活化能，可加快反应速率
C．热化学硫碘循环分解水的总反应为
D．升高热源温度可使上述三个反应的平衡常数均增大
5．已知下列反应在某温度下的平衡常数：
H2(g)＋S(s)H2S(g) K1 S(s)＋O2(g)SO2(g) K2
H2(g)＋SO2(g)O2(g)＋H2S(g) K3 则K1、K2、K3的关系正确的是
A．K3=K1＋K2 B．K1=K3＋K2 C．K1=K3×K2 D．K3=K1×K2
6．金属硫化物()催化反应，既可以除去天然气中的，又可以获得。下列说法正确的是
A．该反应的
B．该反应的平衡常数
C．题图所示的反应机理中，步骤Ⅰ可理解为中带部分负电荷的S与催化剂中的M之间发生作用
D．该反应中每消耗，转移电子的数目约为
7．T℃时，向甲、乙、丙三个容积均为V L的密闭容器中，通入不同量的气体A和B，发生反应：A(g)+2B(g)2C(s)+Q (Q＞0)。已知该反应的平衡常数K=0.25。tl时刻，测得容器内气体浓度见表：
容器 c(A)(mol·L-1) c(B)(mol·L-1)
甲 4 1
乙 3 6
丙 1 2
以下说法正确的是
A．tl时刻，甲容器内：v正＞v逆
B．达到平衡时，乙、丙容积内气体密度不相等
C．其他条件不变，适当升温，可使乙容积内A的平衡浓度为3 mol·L-1
D．其他条件不变，将甲容器和丙容器连通，重新达到平衡时，c(A)＞2.5 mol·L-1
8．2 000 K时，反应CO(g)＋O2(g)CO2(g)的平衡常数为K，则相同温度下反应2CO2(g)2CO(g)＋O2(g)的平衡常数K′为
A． B．K2 C． D．
9．反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在起始温度(T1℃)、体积相同(2L)的两个密闭容器中，改变条件，其对应反应过程中的部分数据见表：
反应时间 CO2/mol H2/mol CH3OH/mol H2O/mol
反应Ⅰ：恒温恒容 0min 2 6 0 0
10min 4.5
20min 1
30min 1
反应Ⅱ：绝热恒容 0min 0 0 2 2
下列说法正确的是
A．若该反应能自发进行，则该反应的△H>0
B．反应Ⅰ，在0～20min时的平均反应速率v(H2)=0.15mol L-1 min-1
C．反应Ⅰ达到平衡时，加入1molCO2和1molCH3OH，此时平衡不移动
D．起始温度相同的反应Ⅰ、Ⅱ，平衡时平衡常数K也相同
10．在恒温恒容的密闭容器中发生 △H<0，T℃时，平衡常数为K，下列说法正确的是
A．该反应在任何温度下都可自发进行
B．T℃时，若C．若容器内气体压强保持不变，该可逆反应达到化学平衡状态
D．选择高效催化剂可以提高活化分子百分数，提高CO(NH2)2平衡产率
二、填空题
11．一定条件下，金属钠和CO2可制得金刚石：4Na+3CO22Na2CO3+C(s，金刚石)
完成下列填空：
（1）上述反应中涉及的元素的原子半径从大到小的顺序为 。
（2）能证明碳元素与氧元素非金属强弱的事实是 （选填编号）。
a.最高价氧化物水化物的酸性 b.两种元素的气态氢化物的沸点
c.CO2中元素的化合价 d.气体氢化物受热分解的温度
（3）高压下，科学家成功地将CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体，比较SiO2与CO2这两种原子晶体的熔沸点高低，并说明理由： 。
常压 熔点（℃） 沸点（℃）
钠 97.8 882.9
Na2CO3 851 1850分解
金刚石 3550 …
石墨 3850 4250
（4）若在2L密闭容器中，10min内金属钠减少了0.2mol，则CO2的平均反应速率为 。该反应在常压1000℃下进行，根据右表数据，该反应的平衡常数表达式K= 。
（5）若在2L密闭容器中，常压、1000℃下，起始时，下列物理量能说明该反应已达到平衡状态的是 。
a.气体的平均摩尔质量不变 b.3v消耗(Na)=4v生成(CO2)
c.气体的密度不变 d.的比值不变
12．在2 L密闭容器中，800 ℃时反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如下表所示：
时间/s 0 1 2 3 4 5
n(NO)/mol 0.020 0.010 0.008 0.007 0.007 0.007
(1)写出该反应的平衡常数表达式：K= 。已知：K300℃＞K350℃，则该反应是 反应。(填“吸热”或“放热”)
(2)下图中表示NO2的变化的曲线是 。用NO表示从0～2 s内该反应的平均速率v= ，用O2表示从0～2 s内该反应的平均速率v= 。
(3)能说明该反应已达到平衡状态的是 。
a．v(NO2)=2v(O2) b．容器内压强保持不变
c．v逆(NO)=2v正(O2) d．容器内的密度保持不变
(4)为使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是 。
a．及时分离出NO2气体 b．适当升高温度
c．增大O2的浓度 d．选择高效催化剂
13．二甲醚是一种清洁能源，用水煤气制取二甲醚的原理如下：
I. CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
II. 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)+H2O(g)
（1）300℃和500℃时，反应I的平衡常数分别为K1、K2，且K1＞K2，则其正反应为 反应（填”吸热”’或”放热”）。
（2）在恒容密闭容器中发生反应I:
①下图能正确反映体系中甲醇体积分数随温度变化情况的曲线是 （填“a”或“b”）。
②下列说法能表明反应已达平衡状态的是 （填标号）。
A．容器中气体的压强不再变化 B．混合气体的密度不再变化
C．混合气体的平均相对分子质量不再变化 D．v正(H2)=2v正(CH3OH)
（3）500K时，在2L密闭容器中充入4molCO和8molH2，4min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3) ，则：
①0～4min，反应I的v(H2)= ，反应I的平衡常数K= 。
②反应II中CH3OH的转化率α= 。
14．在某一容积为2 L的密闭容器内，加入0.8 mol的H2和0.6 mol的I2，在一定的条件下发生如下反应：H2(g)＋I2(g)2HI(g) ΔH＜0，反应中各物质的浓度随时间变化情况如图1：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为 。
(2)根据图1数据，从反应开始至3分钟时达到平衡，这段时间内的平均速率v(HI)为 (小数点后保留3位有效数字)。
(3)反应达到平衡后，第8分钟时：
①若升高温度，化学平衡常数K (填写增大、减小或不变)，HI浓度的变化正确的是 (用图2中a-c的编号回答)
②若加入I2，H2浓度的变化正确的是 (用图2中d-f的编号回答)
(4)反应达到平衡后，第8分钟时，若把容器的容积扩大一倍，请在图3中画出8分钟后HI浓度的变化情况 。
15．Deacon发明的直接氧化法原理为：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)，在刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系如图所示：
据图象分析可知：反应平衡常数K(300℃) K(400℃)(填“大于”或“小于”)。
16．高炉炼铁过程中发生的主要反应为，已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：
温度 1000 1150 1300
平衡常数 4.0 3.7 3.5
请回答下列问题：
(1)该反应正反应是 (填“吸”或“放”)热反应。
(2)欲提高反应中的平衡转化率，可采取的措施是 (填序号)。
A．减少的量 B．增加的量 C．移出部分 D．加入合适的催化剂 E．增大容器的容积
(3)在一个容积为的密闭容器中，时加入、、、各，反应经过后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率： 。如果此时向密闭容器中加入和各，平衡 (填“向正方向”“向逆方向”或“不”)移动。
(4)在恒温恒容下，下列各项可作为该反应达到平衡状态的标志的是 (填序号)。
A．压强不再变化 B．气体密度不再变化 C．的消耗速率与的消耗速率之比为
D．气体平均摩尔质量不再变化 E．与的浓度相等
17．Ⅰ.氢气是重要的工业原料，煤的气化是一种重要的制氢途径。反应过程如下：
①
②
(1)的结构式为 ，C、H、O三种元素的原子半径由小到大的顺序为 。
(2)反应①的平衡常数表达式 。
Ⅱ.在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量和。反应平衡时，的转化率为50%，CO的物质的量为0.lmol。
(3)下列说法正确的是
a．将炭块粉碎，可加快反应速率
b．混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
c．平衡时的体积分数可能大于
(4)若平衡时向容器中充入惰性气体，容器内压强 (选填“增大”“减小”或“不变”)，反应①的 (选填“增大”“减小”或“不变”)，平衡 (选填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)。
(5)达到平衡时，整个体系 (选填“吸收”或“放出”)热量 kJ。
18．煤的气化是高效、清洁的利用煤炭的重要途径之一。
（1）焦炭与水蒸气反应是将固体煤变为气体燃料的方法。已知：
① C(s)+ O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -393.5" kJ·mol-1
② CO(g) + O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -283.0" kJ·mol-1
③ H2(g) + O2 (g) = H2O (g) ΔH =" -241.8" kJ·mol-1
则碳与水蒸气反应生成一氧化碳和氢气的热化学方程式是 ，该反应的化学平衡常数K随温度的升高将 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
（2）CO可以与H2O(g)进一步发生反应CO(g) + H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH＜0。在甲、乙两个恒容密闭容器中，起始时按照下表数据进行投料，在800℃时达到平衡状态，K=1.0。
H2O CO CO2 H2
甲 n/ mol 0.10 0.30 0.10 0.50
乙 n/ mol 0.20 0.20 0 0
① 起始时，甲容器中反应向 （填“正反应”或“逆反应”）方向进行；平衡时，乙容器中CO的转化率为 。
②右图表示上述反应在t1时刻达到平衡，在t2时刻因改变某个条件而发生变化的情况。则t2时刻发生改变的所有可能的条件是 。
（3）以CO为燃料制作燃料电池，电池的正极通入O2和CO2，负极通入CO，电解质是熔融碳酸钠，工作时负极反应式为 ，若使用该电池电解熔融Al2O3制取10.8g Al，则理论上需要氧气的体积为（标准状况下） L。
19．已知2A2(g)+B2(g) 2C(g)+Q（Q＞0），500℃时在一个有催化剂的3L密闭容器中加入2mol A2和1mol B2充分反应，5分钟达平衡后C的浓度为w mol/L，完成下列填空：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为 ，若将反应温度升高到700℃，平衡常数将 （增大、减小或不变）。
(2)5分钟内的B2的平均反应速率为 。
(3)能说明该反应已经达到平衡状态的是 。（填序号，有一个或多个选项符合题意，下同）。
A．v(C)=2v(B2) B．容器内气体压强保持不变
C．v逆(A2)＝2v正(B2) D．容器内的气体密度保持不变
(4)若增大B2的浓度，则 。
A．平衡向逆反应方向移动 B．正反应速率先增大后减小
C．平衡向正反应方向移动 D．逆反应速率先减小后增大
20．化学平衡常数的意义
(1)平衡常数的大小反映了化学反应 。
(2)一定温度下，K值越大，正反应进行的程度越 。一般来说，K>105时，反应进行较 ；K<105时，反应 。
三、实验题
21．硫酸厂尾气中含有一定量的 SO2，回收并综合利用 SO2对环境保护有重要意义。
（1）利用氨水吸收烟气中的 SO2可转化为（NH4）2SO4。相关反应热化学方程式如下：
SO2（g）+NH3 H2O（aq）=NH4HSO3（aq） ΔH1=akJ mol-1
NH3 H2O（aq）+NH4HSO3（aq）=（NH4）2SO3（aq）+H2O（l） ΔH2=bkJ mol-1
2（NH4）2SO3（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq） ΔH3=ckJ mol-1
①反应 2SO2（g）+4NH3 H2O（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）+2H2O（l）的ΔH3= kJ mol-1
②空气氧化（NH4）2SO3的速率随温度的变化如图 1 所示，当温度超过 60℃时，（NH4）2SO3氧化速率下降的原因可能是 。研究发现，在 500℃下硫酸铵分解过程中得到 4 种产物，其含氮物质随时间变化关系如图 2 所示。写出该条件下硫酸铵分解的化学方程式： 。
（2）工业上利用 SO2尾气可制备亚硫酰氯（SOCl2）。SOCl2是一种发烟液体，易水解，可用于农药、医药、染料、电池等生产，其制备原理为：S（s）+2Cl2（g）+SO2（g） 2SOCl2（g）。
①该反应的平衡常数表达式为 。
②用 SOCl2与 A1Cl3 6H2O 混合共热，可得到无水 A1Cl3，原因是 。
（3）用电解法处理含有 SO2尾气的装置如图所示（电极材料均为惰性电极）。阴极的电极反应式为 。
22．物质的性质决定着反应的多样性。对于与的反应，Z同学就有着不同想法。为此，他设计了以下实验：
(1)研究溶液与KI溶液反应
实验Ⅰ：向盛有1 mL 1 mol/L 溶液的试管中加入1 mL 1 mol/L KI溶液，振荡试管，静置。取上层清液，向其中加入 ，溶液无明显变化。
结论Ⅰ：二者混合只发生沉淀反应，无明显氧化还原反应。
(2)探究的氧化性强弱
实验Ⅱ：将打磨光亮的铁丝伸入1 mol/L 溶液中，一段时间后将铁丝取出。除去溶液中剩余的，取1~2 mL溶液于试管中，加入试剂X，振荡，溶液变为红色，证明溶液中存在。试剂X应为 。
结论Ⅱ： 。
已知氧化性大于，则证明可与发生氧化还原反应。
(3)①X同学测得常温下该溶液的pH为5.5，于是对结论Ⅱ提出质疑，认为可能是酸性条件下体现了氧化性。
为了验证其质疑是否正确，他设计了一个对比实验：将打磨光亮的铁丝伸入 溶液中，一段时间后将铁丝取出。取1~2 mL溶液于试管中，加入试剂X，观察溶液是否呈红色。
②同时，X同学考虑到溶液与KI溶液反应体系中存在竞争反应。所以，他设计了以下实验来探究与的氧化还原反应
根据此装置，盐桥中可选择 作为电解质。
a．KCl b． c．
在此实验中，可通过 (填实验现象)证明与一定发生了氧化还原反应。
(4)X同学查阅资料，得知常温下， 、 ，试从速率和平衡两个方面解释溶液与KI溶液混合只发生沉淀反应而无明显氧化还原反应的可能原因： 。
23．某小组设计不同实验方案比较、的氧化性。
方案一：通过置换反应比较
(1)向酸化的溶液插入铜丝，析出黑色固体，溶液变蓝，说明氧化性。反应的化学方程式是 。
方案二：通过、分别与同一物质反应进行比较
实验 试剂 编号及现象
试管 滴管
1.0mol/LKI溶液 溶液 I.产生黄色沉淀，溶液无色
溶液 Ⅱ.产生白色沉淀A，溶液变黄
(2)经检验，中溶液不含，黄色沉淀是 。
(3)经检验，Ⅱ中溶液含。推测做氧化剂，白色沉淀是。确认的实验如下：
①检验滤液无。溶液呈蓝色说明溶液含有 (填离子符号)；
②白色沉淀与溶液反应的离子方程式是 ，说明氧化性。
拓展实验：分析“方案二”中“未能”氧化的原因
设计实验如下：(电极均为石墨，溶液浓度均为，中溶液)
编号 实验1 实验2
实验
现象 无明显变化 a中溶液较快变棕黄色，b中电极上析出银；电流计指针偏转
(4)“实验2”a中溶液呈棕黄色的原因是 (用电极反应式表示)
(5)结合资料解释“方案二”中“未能”氧化的原因： 。(已知： ； )
参考答案：
1．B
【详解】A．根据图中信息反应物的总能量高于生成物总能量，因此该反应的，根据该反应是体积减小的反应即，故A错误；
B．用催化时，根据图中反应①的活化能小于反应②的活化能，因此反应①的速率大于反应②，故B正确；
C．该反应是放热反应，温度升高，平衡向吸热反应方向移动即逆向移动，因此上述反应化学平衡常数减小，故C错误；
D．增大体系的压强，单位体积内分子总数增加，活化分子总数增加，活化分子百分数不变，反应的速率加快，故D错误。
综上所述，答案为B。
2．C
【详解】CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)是反应前后气体体积相等的反应，某温度下平衡常数K为1，向一密闭容器内同时通入CO(g)、H2O(g)、CO2(g)、H2(g)各1 mol，此时的浓度商Qc=，浓度商等于化学平衡常数K，则在该温度下建立平衡时，CO的物质的量为1 mol，故合理选项是C。
3．C
【详解】A．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，平衡常数减小，A项错误；
B．化学平衡常数只随温度变化，不随压强改变，B项错误；
C．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，平衡常数减小，C项正确；
D．化学平衡常数只随温度变化，不随压强改变，D项错误；
答案选C。
4．D
【详解】由图可知，总反应为2H2O=2H2+O2，该过程中利用太阳能使化学反应发生，实现了将太阳能转化为化学能，故A正确；
B．该过程利用和作催化剂，改变反应进行途径，降低了水分解制氢反应的活化能，可加快反应速率，故B正确；
C．反应反应反应3得，即是，故C正确；
D．由于反应Ⅰ是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，而反应Ⅱ、Ⅲ是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，平衡常数增大，故D错误；
故选D。
5．C
【详解】已知：
①H2(g)＋S(s)H2S(g) K1
②S(s)＋O2(g)SO2(g) K2
根据盖斯定律可知①－②即得到H2(g)＋SO2(g)O2(g)＋H2S(g)，因此K3＝K1/K2，所以K1=K3×K2。
答案选C。
6．C
【详解】A．左侧反应物气体计量数之和为3，右侧生成物气体计量数之和为5， ，A错误；
B．由方程形式知， ，B错误；
C．由题图知，经过步骤Ⅰ后，中带部分负电荷的S与催化剂中的M之间形成了作用力，C正确；
D．由方程式知，消耗同时生成，转移，数目为，D错误；
故选C。
【点睛】
7．D
【详解】A．tl时刻，甲容器内c(A)=4 mol/L，c(B)=1 mol/L，Qc=，说明此时反应达到了平衡状态，因此v正=v逆，A错误；
B．由表格数据可知：乙、丙两个容器中A、B两种物质的浓度比是1：2，二者的物质的量的比也是1：2，混合气体的摩尔质量为M=MA+MB，故达到平衡时，乙、丙容积内摩尔质量相等，根据密度ρ=可知两个容器内气体的密度相等，错误；
C．对于乙容器中数据可知其浓度商Qc=，说明乙容器没有达到平衡状态，反应正向进行。升高温度，只能加快反应速率，而不会改变反应进行的方向，故达到平衡后A是浓度会小于3 mol/L，C错误；
D．由丙组数据可知Qc==K，在t1时刻丙容器为平衡状态。由A中数据可知t1时刻早已经达到平衡状态，将甲、丙容器连通的瞬间，A的浓度c(A)=。由方程式可知该反应前后气体的物质的量不相等，则会使化学平衡向气体体积增大的逆反应分析移动，并重新达到平衡状态，故达到平衡时c(A)＞2.5 mol·L-1，D正确；
故合理选项是D。
8．C
【详解】CO(g)+O2(g)CO2(g)的平衡常数K=，2CO2(g)2CO(g)+O2(g)的平衡常数K′==，故选C。
9．C
【详解】A．当ΔG=ΔH-TΔS＜0时反应可以自发，该反应为气体系数之和减小的反应，所以ΔS＜0，则只有ΔH＜0时，高温条件下可满足ΔG＜0，反应自发，A错误；
B．反应Ⅰ，在0～20min内Δn(CO2)=2mol-1mol=1mol，根据反应方程式可知Δn(H2)=3mol，容器体积为2L，所以v(H2)==0.075mol L-1 min-1，B错误；
C．平衡时Qc=K，反应Ⅰ平衡时n(CH3OH)=1mol，结合反应方程式可知此时n(CO2)=1mol，再加入加入1molCO2和1molCH3OH，即二者的浓度均变为原来的2倍，而CH3OH和CO2的系数相等，所以同等倍数增大二者浓度，Qc仍等于K，平衡不移动，C正确；
D．反应Ⅰ恒温，而反应Ⅱ绝热，所以平衡时二者温度不相同，则平衡常数不同，D错误；
综上所述答案为C。
10．C
【详解】A．该反应△H<0，△S<0，在低温下才能自发进行，A错误；
B．T℃时，若，反应正向进行，，B错误；
C．该反应在恒温恒容的密闭容器中反应，反应前后气体分子数不同，压强是个变化量，若容器内气体压强保持不变，该可逆反应达到化学平衡状态，C正确；
D．催化剂能提高反应速率，但是不能使平衡移动，不能提高CO(NH2)2平衡产率，D错误；
故选C。
11． Na＞C＞O cd CO2高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2 0.0075mol/(L·min) bc
【分析】可根据①同周期元素原子序数越大,原子半径越小，非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，其最高价氧化物的水化物(最高价含氧酸)酸性越强。同样，同周期元素原子序数越大，原子半径越小，金属性越弱,其最高价氧化物的水化物碱性越弱。②CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体后，不再存在单个CO2分子，结构发生了变化，属化学变化，物理及化学性质也大有变化，熔点大大升高，这两者不互为同分异构体。每个C有四个价电子，以单键结合四个O，形成空间网状结构。
【详解】（1）上述元素中，涉及到的元素有Na、C、O三种，有元素周期率可推出原子半径为Na＞C＞O。
故答案为Na＞C＞O。
（2）CO2中C元素化合价为+4价，O元素化合价为-2价，故可比较出O元素的化合价强于C，且非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，故可以通过比较气体氢化物受热分解的温度。
故答案为cd
（3）CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体后熔点大大升高，故CO2熔点高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2。
故答案为 CO2高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2
（4）由题意可计算Na的平均反应速率=0.2÷2÷10=0.01mol/L/min，由方程式可得4Na~3CO2，故CO2的平均反应速率为×0.01=0.075 mol/(L·min)，反应在常压1000℃下进行，根据右表数据且在平衡常数表达式中，固体的浓度为常数，故平衡常数K=。
故答案为0.0075mol/(L·min)
（5）由方程式4Na+3CO22Na2CO3+C(s，金刚石)可知，反应过程中参与反应的气体只有CO2，故气体的平均摩尔质量不变不能说明反应达到平衡，故a选项错误。反应物消耗速率等与反应物生成速率时反应达到平衡，故3v消耗(Na)=4v生成(CO2)正确。气体CO2的密度不变说明二氧化碳的物质的量已经达到平衡，故反应达到平衡状态，c选项正确。的比值等于系数之比，不变不等于反应达到平衡。
故答案为 bc
【点睛】需要注意①氢化物酸性与非金属性没有直接关系②当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响，因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡常数表达式中，就不写固体的浓度。
12．(1) 放热
(2) b 3.0×10-3 mol·(L·s)-1 1.5×10-3 mol·(L·s)-1
(3)bc
(4)c
【详解】（1）2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应的平衡常数表达式为K=，因为升温平衡向吸热反应方向进行，已知K(300℃)＞K(350℃)，温度越高平衡常数越小，升温平衡逆向进行，则该正反应为放热反应。故答案为；放热；
（2）由表中数据可知从3s开始，NO的物质的量为0.007mol，不再变化，说明3s时反应达到平衡。NO2是产物，随反应进行浓度增大。从开始到建立平衡NO浓度的变化量Δc(NO)=(0.020mol 0.007mol)/2L=0.0065mol/L，根据反应方程式，NO2平衡时浓度也为0.0065mol/L，所以图中表示NO2变化的曲线是b；2s内用NO表示的平均反应速率v(NO)=Δn/VΔt=(0.020mol 0.008mol)/(2L × 2s)=3.0×10 3mol L 1 s 1，速率之比等于化学计量数之比，所以v(O2)=1/2v(NO)=1/2×3.0×10 3mol L 1 s 1=1.5×10 3mol L 1 s 1。故答案为b；3.0×10 3mol L 1 s 1；1.5×10 3mol L 1 s 1；
（3）a．未指明正逆速率，若均表示同一方向反应速率，v(NO2)自始至终为v(O2)的2倍，不能说明达到平衡，故a不选；b．容器体积不变，随反应进行，反应混合气体总的物质的量在减小，容器内压强减小，当容器内压强保持不变时，说明反应到达平衡，故b选；c．不同物质表示速率，到达平衡时，正逆速率之比等于化学计量数之比，v逆(NO)：v正(O2) =2：1，即v逆(NO)=2v正(O2)，故c选；d．混合气体的总质量不变，容器容积为定值，所以密度自始至终不变，容器内密度保持不变不能说明达到平衡，故d不选。故答案为bc；
（4）a．及时分离出NO2气体平衡向右移动，但反应速率减小，故a不选；b．适当升高温度，反应速率增大但平衡向逆反应方向移动，故b不选；c．增大O2的浓度反应速率增大，且该反应向正反应方向移动，故c选；d．选择高效催化剂能增大反应速率，但平衡不移动，故d不选。故答案为c。
13． 放热 a AC 0.8 mol·L-1·min-1 1.25 80%
【详解】（1）300℃和500℃时，反应I的平衡常数分别为K1、K2，且K1＞K2，温度升高，K值减小，由K的表达式可知，平衡逆向移动，则正反应为放热反应；
（2）①在恒容密闭容器中发生反应I: CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H＜0；由图分析，升高温度平衡逆向移动，CH3OH的百分含量减小，故a曲线符合。
②A. 随反应进行，混合气体的总的物质的量减小，压强是变化量，当反应容器中气体的压强不再变化，说明反应达到平衡，A正确； B. 都为气体，容器的体积不变，混合气体的总质量不变，密度自始至终为定值，密度是不变，故B错误； C．混合气体的总质量不变，随反应进行，混合气体的总的物质的量减小，即平均相对分子质量减小，最后为定值，说明反应达到平衡，C正确；D．v正(H2)、v正(CH3OH) 方向相同，不能说明达到平衡。 选AC。
（3）某温度下，将4mol CO和8mol H2充入2L的密闭容器中，4min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3)
对于可逆反应：CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)+H2O(g)
开始（mol/L）：2 4 0 1.6 0 0
变化（mol/L）：1.6 3.2 1.6 2x x
平衡（mol/L）：0.4 0.8 1.6 1.6-2x x
(1.6-x)/x=1/2 x=0.64 即平衡时c(CH3OH)= 1.6-2x=0.32 mol/L
①0～4min，反应I的v(H2)=3.2 mol/L/4min= 0.8 mol·L-1·min-1；反应I的平衡常数K=0.32/0.4×0.82=1.25；
②反应II中CH3OH的转化率α=2x/1.6=0.64×2/1.6==80%
14． K= 0.167mol/(L·min) 减小 c f
【分析】根据化学常数的概念和反应速率的计算公式分析；平衡常数的影响因素是温度，温度升高平衡向吸热反应方向移动；结合体积增大，相当于减小压强，结合压强的改变对平衡的影响分析。
【详解】(1)平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，则反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)的化学平衡常数表达式为K=；
(2)从反应开始至3分钟时达到平衡，HI的变化浓度为0.5mol/L，则这段时间内的平均速率v(HI)为≈0.167mol/(L·min)；
(3)①该反应放热，升高温度，平衡逆向移动，化学平衡常数K减少，生成物HI浓度减少，故答案为c；
②若加入I2，平衡正向移动，H2浓度减少，故答案为f；
(4)H2(g)+I2(g) 2HI(g)，反应前后气体总物质的量不变，则改变压强平衡不动，容器的容积扩大一倍，HI浓度瞬间减小一半为0.25mol/L，且仍保持平衡状态，画出的变化图象如图：。
【点睛】考查平衡常数、化学平衡移动以及化学反应速率的计算，需要注意的是：化学平衡常数K只与温度有关，温度改变，平衡常数一定改变，且若平衡正向移动，化学平衡常数K增大，反之则减少。
15．大于
【详解】根据图象可知，进料浓度比相同时，温度越高HCl平衡转化率越低，说明该反应为放热反应，升高温度平衡向着逆向移动，则温度越高平衡常数越小，所以反应平衡常数K（300℃）大于K（400℃），故答案为大于。
16．(1)放
(2)C
(3) 向正方向
(4)BCD
【解析】(1)
随着温度升高，平衡常数减小，可知升高温度，平衡逆向移动，则正反应为放热反应。
(2)
欲提高反应中的平衡转化率，需要让平衡正向移动，是固体，减少的量，平衡不移动，故A不选。是固体，增加的量，平衡不移动，故B不选。移出部分，平衡正向移动，的转化率提高，故C选。加入合适的催化剂，平衡不移动，故D不选。该反应是气体体积不变的反应，增大容器的容积，平衡不移动，故E不选。
(3)
设转化的物质的量为x，则
又在时，则有，解得，的浓度变化量为，则用二氧化碳表示的反应速率为。
如果此时向密闭容器中加入和各，则Qc=＜4.0，故平衡正方向进行。
(4)
该反应是气体体积不变的反应，体系压强一直不变，压强不再变化不能说明反应达到平衡，故A错误。反应正向进行时，气体质量增大，密度增大，当气体密度不再变化时，说明反应达到平衡，故B正确。的消耗速率与的消耗速率之比为，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡，故C正确。气体总物质的量不变，反应正向进行时，气体质量增大，气体平均摩尔质量增大，当气体平均摩尔质量不再变化时，说明反应达到平衡，故D正确。与的浓度相等不能说明反应达到平衡，故E错误。
17．(1)
(2)
(3)ab
(4) 增大 不变 不移动
(5) 吸收 31.22
【详解】（1）分子中含有2个碳氧双键，结构式为；电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，C、H、O三种元素的原子半径由小到大的顺序为。
（2）平衡常数是反应达到平衡状态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，反应①的平衡常数表达式；
（3）a．将炭块粉碎，增大接触面积，可加快反应速率，故a正确；
b．有固体参与反应，气体总质量是变量，容器条件不变，密度是变量，混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，故b正确；
c．若水完全反应生成一氧化碳和氢气，则氢气的体积分数为50%，若水完全转化为二氧化碳和氢气，氢气的体积分数为，所以平衡时的体积分数不可能大于，故c错误；
选ab；
（4）若平衡时向容器中充入惰性气体，气体总物质的量增多，容器内压强增大，反应物、生成物浓度都不变，反应①的不变，平衡不移动。
（5）达到平衡时，的转化率为50%，CO的物质的量为0.lmol，根据氧元素守恒反应生成CO2的物质的量为0.2mol，则反应②消耗0.2mol、反应①消耗0.3mol，反应②放出能量41kJ/mol×0.2mol=8.2 kJ，反应①吸收能量131.4kJ/mol×0.3mol=39.42kJ，整个体系吸收热量39.42-8.2=31.22kJ。
18．（1）C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H=+131.3kJ/mol（2分），增大（2分）
（2）①逆反应（2分）；50%（2分）②降低温度、增加水蒸气浓度或减小氢气浓度．（2分）
（3）CO+CO32-＝2CO2+2e-（2分） 6.72（2分）
【详解】试题分析：（1）已知：① C(s)+ O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -393.5" kJ·mol-1
② CO(g) + O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -283.0" kJ·mol-1
③ H2(g) + O2 (g) = H2O (g) ΔH =" -241.8" kJ·mol-1
则根据盖斯定律可知①－②－③即得到碳与水蒸气反应生成一氧化碳和氢气的热化学方程式是C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H=+131.3kJ/mol；正反应是吸热反应，升高温度平衡向正反应方向进行，因此该反应的化学平衡常数K随温度的升高将增大。
（2）①起始时，甲容器中浓度熵＝＞1，所以反应向逆反应方向进行；平衡时，乙容器中消耗CO的物质的量是x，由于反应前后体积不变，因此用物质的量代替浓度计算平衡常数，则，解得x＝0.1，所以CO的转化率为50%。
②t2时CO2浓度逐渐增大，CO浓度逐渐减小，这是你平衡向正反应方向进行。由于正反应是体积不变的放热反应，因此改变的条件可能是降低温度、增加水蒸气浓度或减小氢气浓度；
（3）电解质是熔融碳酸钠，工作时负极通入CO，所以电极反应式为CO－2e-+CO32-＝2CO2；若使用该电池电解熔融氧化铝制取10.8g铝，物质的量是10.8g÷27g/mol＝0.4mol，注意1.2mol，所以根据电子得失守恒可知需要氧气是1.2mol÷4＝0.3mol，在标准状况下的体积为0.3mol×22.4L/mol＝6.72L。
【考点定位】考查盖斯定律的应用、平衡常数以及外界条件对平衡状态的影响和电极反应式的书写以及有关计算
【名师点晴】该题是高频考点，考查的知识点较多，属于中等难度试题的考查，明确盖斯定律的含义、平衡常数的意义以及电化学原理是解答的关键，难点是电极反应式的书写。书写电极反应式时除了要明确正负极、阴阳极的判断，放电微粒外，还需要特别注意介质的影响，例如溶液的酸碱性，有无交换膜，是阳离子交换膜，还是阴离子交换膜，是否是熔融的电解质等。
19． 减小 0.1w mol／(L·min) BC BC
【分析】由2A2(g)+B2(g) 2C(g)+Q（Q＞0）可知，反应为可逆反应、放热反应、气体分子数减少的反应。
【详解】（1）平衡常数为平衡时产物浓度系数次幂的乘积与反应物浓度系数次幂的乘积的比值，则；正反应为放热反应，升高温度，化学平衡向逆向移动，K减小。
（2）已知5分钟达平衡后C的浓度为w mol/L，则，用B2表示的平均反应速率为0.5wmol/L÷5min=0.1wmol/(L·min)。
（3）当正反应速率等于逆反应速率，且各组分浓度不再改变时，反应达到平衡状态。
A．未注明正逆反应，A错误；
B．反应为气体分子数减少的反应，平衡时容器内的压强保持不变，B正确；
C．依据反应速率之比等于化学方程式系数之比，且注明正逆反应方向，故v逆(A2)＝2v正(B2)可证明反应达到平衡，C正确；
D．气体的质量不变，容器的体积也不变，故容器内的气体密度一直保持不变，不能说明达到平衡，D错误；
答案选BC。
（4）若增大B2的浓度，平衡正向移动，正逆反应速率均加快，正反应速率先增大后减小，逆反应速率一直增大，故选项BC正确。
【点睛】注意在增大B2的浓度时，虽然平衡正向移动，但逆反应速率也加快。
20．(1)可能进行的程度(即反应限度)
(2) 大 完全 很难进行
【解析】略
21． （2a+2b+c） kJ mol-1 温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低） 3(NH4)2SO4。 SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。
【详解】本题主要考查热化学的相关应用。
（1）①设①SO2（g）+NH3 H2O（aq）=NH4HSO3（aq） ΔH1=akJ mol-1
；②NH3 H2O（aq）+NH4HSO3（aq）=（NH4）2SO3（aq）+H2O（l） ΔH2=bkJ mol-1
；③（NH4）2SO3（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq） ΔH3=ckJ mol-1
，由盖斯定律可知，①×2+②×2+③可得，反应2SO2（g）+4NH3 H2O（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）+2H2O（l）的ΔH=(2a+2b+c)kJ mol-1。故答案为：(2a+2b+c) kJ mol-1。
②空气氧化（NH4）2SO3的速率随温度的变化如图1所示，当温度超过60℃时，（NH4）2SO3氧化速率下降的原因可能是温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低）。由图可知，（NH4）2SO3受热分解有NH3和N2生成，N元素化合价部分升高，由氧化还原反应规律可知，S元素化合价降低，反应中一定有SO2生成，则反应的化学方程式为3(NH4)2SO4。故答案为：温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低）；3(NH4)2SO4。
（2）①反应的平衡常数等于各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值，该反应的平衡常数表达式为。故答案为：
②用SOCl2与A1Cl3 6H2O 混合共热，可得到无水 A1Cl3，原因是SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。故答案为：SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。
（3）由图可知，与直流电源a极相连的电极上SO2失去电子发生氧化反应生成硫酸，该电极为阳极，电极反应式为，与直流电源b极相连的电极上得到电子发生还原反应生成，该电极为阴极，电极反应式为，故答案为： 。
【点睛】解答第（3）小题时需注意与直流电源a极相连的电极上SO2失去电子发生氧化反应生成硫酸，该电极为阳极，电极反应式为，产生的H+离子从左室通过离子交换膜向右室移动，与发生反应，过程中得电子发生还原反应生成，右室中与直流电源b相连的电极为阴极，电极反应式为。
22．(1)淀粉溶液
(2) KSCN溶液 银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子
(3) NaNO3 b 电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色
(4)Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大
【详解】（1）向盛有1mL1mol/LAgNO3溶液的试管中加入1mL1mol/LKI溶液，振荡试管，静置，取上层清液，向其中加入淀粉溶液，溶液无明显变化，则二者混合只发生沉淀反应，无明显氧化还原反应，故答案为淀粉溶液。
（2）将打磨光亮的铁丝伸入1mol/LAgNO3溶液中，一段时间后将铁丝取出，除去溶液中剩余的Ag＋，取1～2mL溶液于试管中，加入试剂KSCN溶液，振荡，溶液变为红色，证明溶液中存在Fe3＋，则试剂X应为KSCN溶液，得到结论Ⅱ：银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子，故答案为KSCN溶液；银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子。
（3）①为验证是否为银离子氧化铁生成铁离子的主要原因，将打磨光亮的铁丝伸入NaNO3溶液中，一段时间后将铁丝取出，取1～2mL溶液于试管中，加入试剂X，观察溶液若不呈红色，这样离子浓度保持不变，就可以进行比较得到结论Ⅱ正确，故答案为NaNO3；
②X同学考虑到AgNO3溶液与KI溶液反应体系中存在竞争反应，设计了实验来探究Ag＋与I 的氧化还原反应，盐桥中可选择KNO3溶液，氯化钾中氯离子会结合银离子生成沉淀，硫酸钾溶液中硫酸根离子也会结合银离子形成沉淀，会干扰实验，在此实验中，电极a为原电池的负极，电极反应：2I 2e ＝I2，电极b为原电池的正极，电极反应：Ag＋＋e ＝Ag，可通过电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色现象，证明Ag＋与I 一定发生了氧化还原反应，故答案为b；电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色。
（4）从所给的数据可知，两种溶液混合时，Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，且Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大，故答案为Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大。
【点睛】本题主要考查基本反应类型，实验设计的评价分析，氧化还原反应，即I 可能被氧化的情况分析，题目难度中等。
23．(1)
(2)AgI
(3) Cu2+
(4)
(5)，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI
【详解】（1）向酸化的溶液插入铜丝，析出黑色固体，溶液变蓝，说明铜与硝酸银反应生成Ag和硝酸铜，反应方程式为：，故答案为：；
（2）KI溶液中滴加硝酸银溶液，产生黄色沉淀，且溶液中不含，可知两者发生复分解反应生成AgI和硝酸钾，黄色沉淀为AgI，故答案为：AgI；
（3）滤液中无碘单质，且呈蓝色，可知滤液中含铜离子(Cu2+)；由现象可知灰黑色固体为混合物，加硝酸后有不溶黄色沉淀，该沉淀为AgI，上层溶液中加稀HCl上层白色沉淀不溶于硝酸，可知该沉淀为AgCl，则上层溶液中含银离子，可推知灰黑色固体中应含Ag单质，则白色固体与硝酸银反应生成AgI和Ag单质，同时生成铜离子，该反应为氧化还原反应，A中含碘元素和铜元素，且铜应表现还原性，可推知为+1价铜，则A为CuI，A与硝酸银反应方程式为：，故答案为：Cu2+；；
（4）实验2为原电池装置，a中溶液较快变棕黄色，b中电极上析出银，可b电极上发生还原反应，b作正极，则a作负极，a电极上碘离子失电子生成碘单质，电极方程式为：，故答案为：；
（5）由信息可知，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI，故答案为：，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI。
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2.2.3化学平衡常数同步练习-苏教版高中化学选择性必修1
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．既是大气主要污染物之一，也是重要的工业原料。工业制硫酸时在接触室中以为催化剂，发生反应。尾气中的在高温下可被还原为硫单质，也可被溶液吸收生成溶液。反应的能量变化如图所示，下列说法正确的是
A．该反应的，
B．用催化时，反应①的速率大于反应②
C．温度升高，上述反应化学平衡常数增大
D．增大体系的压强能增大活化分子百分数，加快反应的速率
2．对于CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)，某温度下平衡常数K为1，向一密闭容器内同时通入CO(g)、H2O(g)、CO2(g)、H2(g)各1 mol，在该温度下建立平衡时，CO的物质的量
A．大于1 mol B．小于1 mol C．等于1 mol D．无法确定
3．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，关于这个反应的平衡常数K，下列说法正确的是
A．随温度升高K增加 B．随压强升高K增加
C．随温度升高K减小 D．随压强升高K减小
4．由于化石燃料的长期大量消耗，传统能源逐渐枯竭，而人类对能源的需求量越来越高，氢能源和化学电源的开发与利用成为全球发展的重要问题。以太阳能为热源，热化学硫碘循环分解水是一种高效、环保获取氢能源的方法，其反应过程如下：
已知反应1：
反应2：
反应3：
下列说法错误的是
A．该过程实现了将太阳能转化为化学能
B．该过程降低了水分解制氢反应的活化能，可加快反应速率
C．热化学硫碘循环分解水的总反应为
D．升高热源温度可使上述三个反应的平衡常数均增大
5．已知下列反应在某温度下的平衡常数：
H2(g)＋S(s)H2S(g) K1 S(s)＋O2(g)SO2(g) K2
H2(g)＋SO2(g)O2(g)＋H2S(g) K3 则K1、K2、K3的关系正确的是
A．K3=K1＋K2 B．K1=K3＋K2 C．K1=K3×K2 D．K3=K1×K2
6．金属硫化物()催化反应，既可以除去天然气中的，又可以获得。下列说法正确的是
A．该反应的
B．该反应的平衡常数
C．题图所示的反应机理中，步骤Ⅰ可理解为中带部分负电荷的S与催化剂中的M之间发生作用
D．该反应中每消耗，转移电子的数目约为
7．T℃时，向甲、乙、丙三个容积均为V L的密闭容器中，通入不同量的气体A和B，发生反应：A(g)+2B(g)2C(s)+Q (Q＞0)。已知该反应的平衡常数K=0.25。tl时刻，测得容器内气体浓度见表：
容器 c(A)(mol·L-1) c(B)(mol·L-1)
甲 4 1
乙 3 6
丙 1 2
以下说法正确的是
A．tl时刻，甲容器内：v正＞v逆
B．达到平衡时，乙、丙容积内气体密度不相等
C．其他条件不变，适当升温，可使乙容积内A的平衡浓度为3 mol·L-1
D．其他条件不变，将甲容器和丙容器连通，重新达到平衡时，c(A)＞2.5 mol·L-1
8．2 000 K时，反应CO(g)＋O2(g)CO2(g)的平衡常数为K，则相同温度下反应2CO2(g)2CO(g)＋O2(g)的平衡常数K′为
A． B．K2 C． D．
9．反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在起始温度(T1℃)、体积相同(2L)的两个密闭容器中，改变条件，其对应反应过程中的部分数据见表：
反应时间 CO2/mol H2/mol CH3OH/mol H2O/mol
反应Ⅰ：恒温恒容 0min 2 6 0 0
10min 4.5
20min 1
30min 1
反应Ⅱ：绝热恒容 0min 0 0 2 2
下列说法正确的是
A．若该反应能自发进行，则该反应的△H>0
B．反应Ⅰ，在0～20min时的平均反应速率v(H2)=0.15mol L-1 min-1
C．反应Ⅰ达到平衡时，加入1molCO2和1molCH3OH，此时平衡不移动
D．起始温度相同的反应Ⅰ、Ⅱ，平衡时平衡常数K也相同
10．在恒温恒容的密闭容器中发生 △H<0，T℃时，平衡常数为K，下列说法正确的是
A．该反应在任何温度下都可自发进行
B．T℃时，若
D．选择高效催化剂可以提高活化分子百分数，提高CO(NH2)2平衡产率
二、填空题
11．一定条件下，金属钠和CO2可制得金刚石：4Na+3CO22Na2CO3+C(s，金刚石)
完成下列填空：
（1）上述反应中涉及的元素的原子半径从大到小的顺序为 。
（2）能证明碳元素与氧元素非金属强弱的事实是 （选填编号）。
a.最高价氧化物水化物的酸性 b.两种元素的气态氢化物的沸点
c.CO2中元素的化合价 d.气体氢化物受热分解的温度
（3）高压下，科学家成功地将CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体，比较SiO2与CO2这两种原子晶体的熔沸点高低，并说明理由： 。
常压 熔点（℃） 沸点（℃）
钠 97.8 882.9
Na2CO3 851 1850分解
金刚石 3550 …
石墨 3850 4250
（4）若在2L密闭容器中，10min内金属钠减少了0.2mol，则CO2的平均反应速率为 。该反应在常压1000℃下进行，根据右表数据，该反应的平衡常数表达式K= 。
（5）若在2L密闭容器中，常压、1000℃下，起始时，下列物理量能说明该反应已达到平衡状态的是 。
a.气体的平均摩尔质量不变 b.3v消耗(Na)=4v生成(CO2)
c.气体的密度不变 d.的比值不变
12．在2 L密闭容器中，800 ℃时反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如下表所示：
时间/s 0 1 2 3 4 5
n(NO)/mol 0.020 0.010 0.008 0.007 0.007 0.007
(1)写出该反应的平衡常数表达式：K= 。已知：K300℃＞K350℃，则该反应是 反应。(填“吸热”或“放热”)
(2)下图中表示NO2的变化的曲线是 。用NO表示从0～2 s内该反应的平均速率v= ，用O2表示从0～2 s内该反应的平均速率v= 。
(3)能说明该反应已达到平衡状态的是 。
a．v(NO2)=2v(O2) b．容器内压强保持不变
c．v逆(NO)=2v正(O2) d．容器内的密度保持不变
(4)为使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是 。
a．及时分离出NO2气体 b．适当升高温度
c．增大O2的浓度 d．选择高效催化剂
13．二甲醚是一种清洁能源，用水煤气制取二甲醚的原理如下：
I. CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
II. 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)+H2O(g)
（1）300℃和500℃时，反应I的平衡常数分别为K1、K2，且K1＞K2，则其正反应为 反应（填”吸热”’或”放热”）。
（2）在恒容密闭容器中发生反应I:
①下图能正确反映体系中甲醇体积分数随温度变化情况的曲线是 （填“a”或“b”）。
②下列说法能表明反应已达平衡状态的是 （填标号）。
A．容器中气体的压强不再变化 B．混合气体的密度不再变化
C．混合气体的平均相对分子质量不再变化 D．v正(H2)=2v正(CH3OH)
（3）500K时，在2L密闭容器中充入4molCO和8molH2，4min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3) ，则：
①0～4min，反应I的v(H2)= ，反应I的平衡常数K= 。
②反应II中CH3OH的转化率α= 。
14．在某一容积为2 L的密闭容器内，加入0.8 mol的H2和0.6 mol的I2，在一定的条件下发生如下反应：H2(g)＋I2(g)2HI(g) ΔH＜0，反应中各物质的浓度随时间变化情况如图1：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为 。
(2)根据图1数据，从反应开始至3分钟时达到平衡，这段时间内的平均速率v(HI)为 (小数点后保留3位有效数字)。
(3)反应达到平衡后，第8分钟时：
①若升高温度，化学平衡常数K (填写增大、减小或不变)，HI浓度的变化正确的是 (用图2中a-c的编号回答)
②若加入I2，H2浓度的变化正确的是 (用图2中d-f的编号回答)
(4)反应达到平衡后，第8分钟时，若把容器的容积扩大一倍，请在图3中画出8分钟后HI浓度的变化情况 。
15．Deacon发明的直接氧化法原理为：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)，在刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系如图所示：
据图象分析可知：反应平衡常数K(300℃) K(400℃)(填“大于”或“小于”)。
16．高炉炼铁过程中发生的主要反应为，已知该反应在不同温度下的平衡常数如下：
温度 1000 1150 1300
平衡常数 4.0 3.7 3.5
请回答下列问题：
(1)该反应正反应是 (填“吸”或“放”)热反应。
(2)欲提高反应中的平衡转化率，可采取的措施是 (填序号)。
A．减少的量 B．增加的量 C．移出部分 D．加入合适的催化剂 E．增大容器的容积
(3)在一个容积为的密闭容器中，时加入、、、各，反应经过后达到平衡。求该时间范围内反应的平均反应速率： 。如果此时向密闭容器中加入和各，平衡 (填“向正方向”“向逆方向”或“不”)移动。
(4)在恒温恒容下，下列各项可作为该反应达到平衡状态的标志的是 (填序号)。
A．压强不再变化 B．气体密度不再变化 C．的消耗速率与的消耗速率之比为
D．气体平均摩尔质量不再变化 E．与的浓度相等
17．Ⅰ.氢气是重要的工业原料，煤的气化是一种重要的制氢途径。反应过程如下：
①
②
(1)的结构式为 ，C、H、O三种元素的原子半径由小到大的顺序为 。
(2)反应①的平衡常数表达式 。
Ⅱ.在一定温度下，向体积固定的密闭容器中加入足量和。反应平衡时，的转化率为50%，CO的物质的量为0.lmol。
(3)下列说法正确的是
a．将炭块粉碎，可加快反应速率
b．混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡
c．平衡时的体积分数可能大于
(4)若平衡时向容器中充入惰性气体，容器内压强 (选填“增大”“减小”或“不变”)，反应①的 (选填“增大”“减小”或“不变”)，平衡 (选填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)。
(5)达到平衡时，整个体系 (选填“吸收”或“放出”)热量 kJ。
18．煤的气化是高效、清洁的利用煤炭的重要途径之一。
（1）焦炭与水蒸气反应是将固体煤变为气体燃料的方法。已知：
① C(s)+ O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -393.5" kJ·mol-1
② CO(g) + O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -283.0" kJ·mol-1
③ H2(g) + O2 (g) = H2O (g) ΔH =" -241.8" kJ·mol-1
则碳与水蒸气反应生成一氧化碳和氢气的热化学方程式是 ，该反应的化学平衡常数K随温度的升高将 （填“增大”、“减小”或“不变”）。
（2）CO可以与H2O(g)进一步发生反应CO(g) + H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH＜0。在甲、乙两个恒容密闭容器中，起始时按照下表数据进行投料，在800℃时达到平衡状态，K=1.0。
H2O CO CO2 H2
甲 n/ mol 0.10 0.30 0.10 0.50
乙 n/ mol 0.20 0.20 0 0
① 起始时，甲容器中反应向 （填“正反应”或“逆反应”）方向进行；平衡时，乙容器中CO的转化率为 。
②右图表示上述反应在t1时刻达到平衡，在t2时刻因改变某个条件而发生变化的情况。则t2时刻发生改变的所有可能的条件是 。
（3）以CO为燃料制作燃料电池，电池的正极通入O2和CO2，负极通入CO，电解质是熔融碳酸钠，工作时负极反应式为 ，若使用该电池电解熔融Al2O3制取10.8g Al，则理论上需要氧气的体积为（标准状况下） L。
19．已知2A2(g)+B2(g) 2C(g)+Q（Q＞0），500℃时在一个有催化剂的3L密闭容器中加入2mol A2和1mol B2充分反应，5分钟达平衡后C的浓度为w mol/L，完成下列填空：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为 ，若将反应温度升高到700℃，平衡常数将 （增大、减小或不变）。
(2)5分钟内的B2的平均反应速率为 。
(3)能说明该反应已经达到平衡状态的是 。（填序号，有一个或多个选项符合题意，下同）。
A．v(C)=2v(B2) B．容器内气体压强保持不变
C．v逆(A2)＝2v正(B2) D．容器内的气体密度保持不变
(4)若增大B2的浓度，则 。
A．平衡向逆反应方向移动 B．正反应速率先增大后减小
C．平衡向正反应方向移动 D．逆反应速率先减小后增大
20．化学平衡常数的意义
(1)平衡常数的大小反映了化学反应 。
(2)一定温度下，K值越大，正反应进行的程度越 。一般来说，K>105时，反应进行较 ；K<105时，反应 。
三、实验题
21．硫酸厂尾气中含有一定量的 SO2，回收并综合利用 SO2对环境保护有重要意义。
（1）利用氨水吸收烟气中的 SO2可转化为（NH4）2SO4。相关反应热化学方程式如下：
SO2（g）+NH3 H2O（aq）=NH4HSO3（aq） ΔH1=akJ mol-1
NH3 H2O（aq）+NH4HSO3（aq）=（NH4）2SO3（aq）+H2O（l） ΔH2=bkJ mol-1
2（NH4）2SO3（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq） ΔH3=ckJ mol-1
①反应 2SO2（g）+4NH3 H2O（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）+2H2O（l）的ΔH3= kJ mol-1
②空气氧化（NH4）2SO3的速率随温度的变化如图 1 所示，当温度超过 60℃时，（NH4）2SO3氧化速率下降的原因可能是 。研究发现，在 500℃下硫酸铵分解过程中得到 4 种产物，其含氮物质随时间变化关系如图 2 所示。写出该条件下硫酸铵分解的化学方程式： 。
（2）工业上利用 SO2尾气可制备亚硫酰氯（SOCl2）。SOCl2是一种发烟液体，易水解，可用于农药、医药、染料、电池等生产，其制备原理为：S（s）+2Cl2（g）+SO2（g） 2SOCl2（g）。
①该反应的平衡常数表达式为 。
②用 SOCl2与 A1Cl3 6H2O 混合共热，可得到无水 A1Cl3，原因是 。
（3）用电解法处理含有 SO2尾气的装置如图所示（电极材料均为惰性电极）。阴极的电极反应式为 。
22．物质的性质决定着反应的多样性。对于与的反应，Z同学就有着不同想法。为此，他设计了以下实验：
(1)研究溶液与KI溶液反应
实验Ⅰ：向盛有1 mL 1 mol/L 溶液的试管中加入1 mL 1 mol/L KI溶液，振荡试管，静置。取上层清液，向其中加入 ，溶液无明显变化。
结论Ⅰ：二者混合只发生沉淀反应，无明显氧化还原反应。
(2)探究的氧化性强弱
实验Ⅱ：将打磨光亮的铁丝伸入1 mol/L 溶液中，一段时间后将铁丝取出。除去溶液中剩余的，取1~2 mL溶液于试管中，加入试剂X，振荡，溶液变为红色，证明溶液中存在。试剂X应为 。
结论Ⅱ： 。
已知氧化性大于，则证明可与发生氧化还原反应。
(3)①X同学测得常温下该溶液的pH为5.5，于是对结论Ⅱ提出质疑，认为可能是酸性条件下体现了氧化性。
为了验证其质疑是否正确，他设计了一个对比实验：将打磨光亮的铁丝伸入 溶液中，一段时间后将铁丝取出。取1~2 mL溶液于试管中，加入试剂X，观察溶液是否呈红色。
②同时，X同学考虑到溶液与KI溶液反应体系中存在竞争反应。所以，他设计了以下实验来探究与的氧化还原反应
根据此装置，盐桥中可选择 作为电解质。
a．KCl b． c．
在此实验中，可通过 (填实验现象)证明与一定发生了氧化还原反应。
(4)X同学查阅资料，得知常温下， 、 ，试从速率和平衡两个方面解释溶液与KI溶液混合只发生沉淀反应而无明显氧化还原反应的可能原因： 。
23．某小组设计不同实验方案比较、的氧化性。
方案一：通过置换反应比较
(1)向酸化的溶液插入铜丝，析出黑色固体，溶液变蓝，说明氧化性。反应的化学方程式是 。
方案二：通过、分别与同一物质反应进行比较
实验 试剂 编号及现象
试管 滴管
1.0mol/LKI溶液 溶液 I.产生黄色沉淀，溶液无色
溶液 Ⅱ.产生白色沉淀A，溶液变黄
(2)经检验，中溶液不含，黄色沉淀是 。
(3)经检验，Ⅱ中溶液含。推测做氧化剂，白色沉淀是。确认的实验如下：
①检验滤液无。溶液呈蓝色说明溶液含有 (填离子符号)；
②白色沉淀与溶液反应的离子方程式是 ，说明氧化性。
拓展实验：分析“方案二”中“未能”氧化的原因
设计实验如下：(电极均为石墨，溶液浓度均为，中溶液)
编号 实验1 实验2
实验
现象 无明显变化 a中溶液较快变棕黄色，b中电极上析出银；电流计指针偏转
(4)“实验2”a中溶液呈棕黄色的原因是 (用电极反应式表示)
(5)结合资料解释“方案二”中“未能”氧化的原因： 。(已知： ； )
参考答案：
1．B
【详解】A．根据图中信息反应物的总能量高于生成物总能量，因此该反应的，根据该反应是体积减小的反应即，故A错误；
B．用催化时，根据图中反应①的活化能小于反应②的活化能，因此反应①的速率大于反应②，故B正确；
C．该反应是放热反应，温度升高，平衡向吸热反应方向移动即逆向移动，因此上述反应化学平衡常数减小，故C错误；
D．增大体系的压强，单位体积内分子总数增加，活化分子总数增加，活化分子百分数不变，反应的速率加快，故D错误。
综上所述，答案为B。
2．C
【详解】CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)是反应前后气体体积相等的反应，某温度下平衡常数K为1，向一密闭容器内同时通入CO(g)、H2O(g)、CO2(g)、H2(g)各1 mol，此时的浓度商Qc=，浓度商等于化学平衡常数K，则在该温度下建立平衡时，CO的物质的量为1 mol，故合理选项是C。
3．C
【详解】A．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，平衡常数减小，A项错误；
B．化学平衡常数只随温度变化，不随压强改变，B项错误；
C．反应3H2(g) ＋ N2(g)2NH3(g) ΔH =－46.19 kJ. mol－1，该反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，平衡常数减小，C项正确；
D．化学平衡常数只随温度变化，不随压强改变，D项错误；
答案选C。
4．D
【详解】由图可知，总反应为2H2O=2H2+O2，该过程中利用太阳能使化学反应发生，实现了将太阳能转化为化学能，故A正确；
B．该过程利用和作催化剂，改变反应进行途径，降低了水分解制氢反应的活化能，可加快反应速率，故B正确；
C．反应反应反应3得，即是，故C正确；
D．由于反应Ⅰ是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，而反应Ⅱ、Ⅲ是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，平衡常数增大，故D错误；
故选D。
5．C
【详解】已知：
①H2(g)＋S(s)H2S(g) K1
②S(s)＋O2(g)SO2(g) K2
根据盖斯定律可知①－②即得到H2(g)＋SO2(g)O2(g)＋H2S(g)，因此K3＝K1/K2，所以K1=K3×K2。
答案选C。
6．C
【详解】A．左侧反应物气体计量数之和为3，右侧生成物气体计量数之和为5， ，A错误；
B．由方程形式知， ，B错误；
C．由题图知，经过步骤Ⅰ后，中带部分负电荷的S与催化剂中的M之间形成了作用力，C正确；
D．由方程式知，消耗同时生成，转移，数目为，D错误；
故选C。
【点睛】
7．D
【详解】A．tl时刻，甲容器内c(A)=4 mol/L，c(B)=1 mol/L，Qc=，说明此时反应达到了平衡状态，因此v正=v逆，A错误；
B．由表格数据可知：乙、丙两个容器中A、B两种物质的浓度比是1：2，二者的物质的量的比也是1：2，混合气体的摩尔质量为M=MA+MB，故达到平衡时，乙、丙容积内摩尔质量相等，根据密度ρ=可知两个容器内气体的密度相等，错误；
C．对于乙容器中数据可知其浓度商Qc=，说明乙容器没有达到平衡状态，反应正向进行。升高温度，只能加快反应速率，而不会改变反应进行的方向，故达到平衡后A是浓度会小于3 mol/L，C错误；
D．由丙组数据可知Qc==K，在t1时刻丙容器为平衡状态。由A中数据可知t1时刻早已经达到平衡状态，将甲、丙容器连通的瞬间，A的浓度c(A)=。由方程式可知该反应前后气体的物质的量不相等，则会使化学平衡向气体体积增大的逆反应分析移动，并重新达到平衡状态，故达到平衡时c(A)＞2.5 mol·L-1，D正确；
故合理选项是D。
8．C
【详解】CO(g)+O2(g)CO2(g)的平衡常数K=，2CO2(g)2CO(g)+O2(g)的平衡常数K′==，故选C。
9．C
【详解】A．当ΔG=ΔH-TΔS＜0时反应可以自发，该反应为气体系数之和减小的反应，所以ΔS＜0，则只有ΔH＜0时，高温条件下可满足ΔG＜0，反应自发，A错误；
B．反应Ⅰ，在0～20min内Δn(CO2)=2mol-1mol=1mol，根据反应方程式可知Δn(H2)=3mol，容器体积为2L，所以v(H2)==0.075mol L-1 min-1，B错误；
C．平衡时Qc=K，反应Ⅰ平衡时n(CH3OH)=1mol，结合反应方程式可知此时n(CO2)=1mol，再加入加入1molCO2和1molCH3OH，即二者的浓度均变为原来的2倍，而CH3OH和CO2的系数相等，所以同等倍数增大二者浓度，Qc仍等于K，平衡不移动，C正确；
D．反应Ⅰ恒温，而反应Ⅱ绝热，所以平衡时二者温度不相同，则平衡常数不同，D错误；
综上所述答案为C。
10．C
【详解】A．该反应△H<0，△S<0，在低温下才能自发进行，A错误；
B．T℃时，若，反应正向进行，，B错误；
C．该反应在恒温恒容的密闭容器中反应，反应前后气体分子数不同，压强是个变化量，若容器内气体压强保持不变，该可逆反应达到化学平衡状态，C正确；
D．催化剂能提高反应速率，但是不能使平衡移动，不能提高CO(NH2)2平衡产率，D错误；
故选C。
11． Na＞C＞O cd CO2高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2 0.0075mol/(L·min) bc
【分析】可根据①同周期元素原子序数越大,原子半径越小，非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，其最高价氧化物的水化物(最高价含氧酸)酸性越强。同样，同周期元素原子序数越大，原子半径越小，金属性越弱,其最高价氧化物的水化物碱性越弱。②CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体后，不再存在单个CO2分子，结构发生了变化，属化学变化，物理及化学性质也大有变化，熔点大大升高，这两者不互为同分异构体。每个C有四个价电子，以单键结合四个O，形成空间网状结构。
【详解】（1）上述元素中，涉及到的元素有Na、C、O三种，有元素周期率可推出原子半径为Na＞C＞O。
故答案为Na＞C＞O。
（2）CO2中C元素化合价为+4价，O元素化合价为-2价，故可比较出O元素的化合价强于C，且非金属性越强，其氢化物热稳定性越强，故可以通过比较气体氢化物受热分解的温度。
故答案为cd
（3）CO2转化为具有类似SiO2结构的原子晶体后熔点大大升高，故CO2熔点高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2。
故答案为 CO2高，Si原子半径大于C原子，Si-O键键长大于C-O键键长，Si-O键键能低，因此溶沸点低于CO2
（4）由题意可计算Na的平均反应速率=0.2÷2÷10=0.01mol/L/min，由方程式可得4Na~3CO2，故CO2的平均反应速率为×0.01=0.075 mol/(L·min)，反应在常压1000℃下进行，根据右表数据且在平衡常数表达式中，固体的浓度为常数，故平衡常数K=。
故答案为0.0075mol/(L·min)
（5）由方程式4Na+3CO22Na2CO3+C(s，金刚石)可知，反应过程中参与反应的气体只有CO2，故气体的平均摩尔质量不变不能说明反应达到平衡，故a选项错误。反应物消耗速率等与反应物生成速率时反应达到平衡，故3v消耗(Na)=4v生成(CO2)正确。气体CO2的密度不变说明二氧化碳的物质的量已经达到平衡，故反应达到平衡状态，c选项正确。的比值等于系数之比，不变不等于反应达到平衡。
故答案为 bc
【点睛】需要注意①氢化物酸性与非金属性没有直接关系②当反应中有固体物质参加时，分子间的碰撞只能在固体表面进行，固体的物质的量浓度对反应速率和平衡没有影响，因此，固体的“浓度”作为常数，在平衡常数表达式中，就不写固体的浓度。
12．(1) 放热
(2) b 3.0×10-3 mol·(L·s)-1 1.5×10-3 mol·(L·s)-1
(3)bc
(4)c
【详解】（1）2NO(g)+O2(g)2NO2(g)反应的平衡常数表达式为K=，因为升温平衡向吸热反应方向进行，已知K(300℃)＞K(350℃)，温度越高平衡常数越小，升温平衡逆向进行，则该正反应为放热反应。故答案为；放热；
（2）由表中数据可知从3s开始，NO的物质的量为0.007mol，不再变化，说明3s时反应达到平衡。NO2是产物，随反应进行浓度增大。从开始到建立平衡NO浓度的变化量Δc(NO)=(0.020mol 0.007mol)/2L=0.0065mol/L，根据反应方程式，NO2平衡时浓度也为0.0065mol/L，所以图中表示NO2变化的曲线是b；2s内用NO表示的平均反应速率v(NO)=Δn/VΔt=(0.020mol 0.008mol)/(2L × 2s)=3.0×10 3mol L 1 s 1，速率之比等于化学计量数之比，所以v(O2)=1/2v(NO)=1/2×3.0×10 3mol L 1 s 1=1.5×10 3mol L 1 s 1。故答案为b；3.0×10 3mol L 1 s 1；1.5×10 3mol L 1 s 1；
（3）a．未指明正逆速率，若均表示同一方向反应速率，v(NO2)自始至终为v(O2)的2倍，不能说明达到平衡，故a不选；b．容器体积不变，随反应进行，反应混合气体总的物质的量在减小，容器内压强减小，当容器内压强保持不变时，说明反应到达平衡，故b选；c．不同物质表示速率，到达平衡时，正逆速率之比等于化学计量数之比，v逆(NO)：v正(O2) =2：1，即v逆(NO)=2v正(O2)，故c选；d．混合气体的总质量不变，容器容积为定值，所以密度自始至终不变，容器内密度保持不变不能说明达到平衡，故d不选。故答案为bc；
（4）a．及时分离出NO2气体平衡向右移动，但反应速率减小，故a不选；b．适当升高温度，反应速率增大但平衡向逆反应方向移动，故b不选；c．增大O2的浓度反应速率增大，且该反应向正反应方向移动，故c选；d．选择高效催化剂能增大反应速率，但平衡不移动，故d不选。故答案为c。
13． 放热 a AC 0.8 mol·L-1·min-1 1.25 80%
【详解】（1）300℃和500℃时，反应I的平衡常数分别为K1、K2，且K1＞K2，温度升高，K值减小，由K的表达式可知，平衡逆向移动，则正反应为放热反应；
（2）①在恒容密闭容器中发生反应I: CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H＜0；由图分析，升高温度平衡逆向移动，CH3OH的百分含量减小，故a曲线符合。
②A. 随反应进行，混合气体的总的物质的量减小，压强是变化量，当反应容器中气体的压强不再变化，说明反应达到平衡，A正确； B. 都为气体，容器的体积不变，混合气体的总质量不变，密度自始至终为定值，密度是不变，故B错误； C．混合气体的总质量不变，随反应进行，混合气体的总的物质的量减小，即平均相对分子质量减小，最后为定值，说明反应达到平衡，C正确；D．v正(H2)、v正(CH3OH) 方向相同，不能说明达到平衡。 选AC。
（3）某温度下，将4mol CO和8mol H2充入2L的密闭容器中，4min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3)
对于可逆反应：CO（g）+2H2（g） CH3OH（g） 2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)+H2O(g)
开始（mol/L）：2 4 0 1.6 0 0
变化（mol/L）：1.6 3.2 1.6 2x x
平衡（mol/L）：0.4 0.8 1.6 1.6-2x x
(1.6-x)/x=1/2 x=0.64 即平衡时c(CH3OH)= 1.6-2x=0.32 mol/L
①0～4min，反应I的v(H2)=3.2 mol/L/4min= 0.8 mol·L-1·min-1；反应I的平衡常数K=0.32/0.4×0.82=1.25；
②反应II中CH3OH的转化率α=2x/1.6=0.64×2/1.6==80%
14． K= 0.167mol/(L·min) 减小 c f
【分析】根据化学常数的概念和反应速率的计算公式分析；平衡常数的影响因素是温度，温度升高平衡向吸热反应方向移动；结合体积增大，相当于减小压强，结合压强的改变对平衡的影响分析。
【详解】(1)平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积，则反应H2(g)＋I2(g)2HI(g)的化学平衡常数表达式为K=；
(2)从反应开始至3分钟时达到平衡，HI的变化浓度为0.5mol/L，则这段时间内的平均速率v(HI)为≈0.167mol/(L·min)；
(3)①该反应放热，升高温度，平衡逆向移动，化学平衡常数K减少，生成物HI浓度减少，故答案为c；
②若加入I2，平衡正向移动，H2浓度减少，故答案为f；
(4)H2(g)+I2(g) 2HI(g)，反应前后气体总物质的量不变，则改变压强平衡不动，容器的容积扩大一倍，HI浓度瞬间减小一半为0.25mol/L，且仍保持平衡状态，画出的变化图象如图：。
【点睛】考查平衡常数、化学平衡移动以及化学反应速率的计算，需要注意的是：化学平衡常数K只与温度有关，温度改变，平衡常数一定改变，且若平衡正向移动，化学平衡常数K增大，反之则减少。
15．大于
【详解】根据图象可知，进料浓度比相同时，温度越高HCl平衡转化率越低，说明该反应为放热反应，升高温度平衡向着逆向移动，则温度越高平衡常数越小，所以反应平衡常数K（300℃）大于K（400℃），故答案为大于。
16．(1)放
(2)C
(3) 向正方向
(4)BCD
【解析】(1)
随着温度升高，平衡常数减小，可知升高温度，平衡逆向移动，则正反应为放热反应。
(2)
欲提高反应中的平衡转化率，需要让平衡正向移动，是固体，减少的量，平衡不移动，故A不选。是固体，增加的量，平衡不移动，故B不选。移出部分，平衡正向移动，的转化率提高，故C选。加入合适的催化剂，平衡不移动，故D不选。该反应是气体体积不变的反应，增大容器的容积，平衡不移动，故E不选。
(3)
设转化的物质的量为x，则
又在时，则有，解得，的浓度变化量为，则用二氧化碳表示的反应速率为。
如果此时向密闭容器中加入和各，则Qc=＜4.0，故平衡正方向进行。
(4)
该反应是气体体积不变的反应，体系压强一直不变，压强不再变化不能说明反应达到平衡，故A错误。反应正向进行时，气体质量增大，密度增大，当气体密度不再变化时，说明反应达到平衡，故B正确。的消耗速率与的消耗速率之比为，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡，故C正确。气体总物质的量不变，反应正向进行时，气体质量增大，气体平均摩尔质量增大，当气体平均摩尔质量不再变化时，说明反应达到平衡，故D正确。与的浓度相等不能说明反应达到平衡，故E错误。
17．(1)
(2)
(3)ab
(4) 增大 不变 不移动
(5) 吸收 31.22
【详解】（1）分子中含有2个碳氧双键，结构式为；电子层数越多半径越大，电子层数相同时，质子数越多半径越小，C、H、O三种元素的原子半径由小到大的顺序为。
（2）平衡常数是反应达到平衡状态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，反应①的平衡常数表达式；
（3）a．将炭块粉碎，增大接触面积，可加快反应速率，故a正确；
b．有固体参与反应，气体总质量是变量，容器条件不变，密度是变量，混合气体的密度保持不变时，说明反应体系已达到平衡，故b正确；
c．若水完全反应生成一氧化碳和氢气，则氢气的体积分数为50%，若水完全转化为二氧化碳和氢气，氢气的体积分数为，所以平衡时的体积分数不可能大于，故c错误；
选ab；
（4）若平衡时向容器中充入惰性气体，气体总物质的量增多，容器内压强增大，反应物、生成物浓度都不变，反应①的不变，平衡不移动。
（5）达到平衡时，的转化率为50%，CO的物质的量为0.lmol，根据氧元素守恒反应生成CO2的物质的量为0.2mol，则反应②消耗0.2mol、反应①消耗0.3mol，反应②放出能量41kJ/mol×0.2mol=8.2 kJ，反应①吸收能量131.4kJ/mol×0.3mol=39.42kJ，整个体系吸收热量39.42-8.2=31.22kJ。
18．（1）C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H=+131.3kJ/mol（2分），增大（2分）
（2）①逆反应（2分）；50%（2分）②降低温度、增加水蒸气浓度或减小氢气浓度．（2分）
（3）CO+CO32-＝2CO2+2e-（2分） 6.72（2分）
【详解】试题分析：（1）已知：① C(s)+ O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -393.5" kJ·mol-1
② CO(g) + O2 (g) = CO2 (g) ΔH =" -283.0" kJ·mol-1
③ H2(g) + O2 (g) = H2O (g) ΔH =" -241.8" kJ·mol-1
则根据盖斯定律可知①－②－③即得到碳与水蒸气反应生成一氧化碳和氢气的热化学方程式是C（s）+H2O（g）=CO（g）+H2（g）△H=+131.3kJ/mol；正反应是吸热反应，升高温度平衡向正反应方向进行，因此该反应的化学平衡常数K随温度的升高将增大。
（2）①起始时，甲容器中浓度熵＝＞1，所以反应向逆反应方向进行；平衡时，乙容器中消耗CO的物质的量是x，由于反应前后体积不变，因此用物质的量代替浓度计算平衡常数，则，解得x＝0.1，所以CO的转化率为50%。
②t2时CO2浓度逐渐增大，CO浓度逐渐减小，这是你平衡向正反应方向进行。由于正反应是体积不变的放热反应，因此改变的条件可能是降低温度、增加水蒸气浓度或减小氢气浓度；
（3）电解质是熔融碳酸钠，工作时负极通入CO，所以电极反应式为CO－2e-+CO32-＝2CO2；若使用该电池电解熔融氧化铝制取10.8g铝，物质的量是10.8g÷27g/mol＝0.4mol，注意1.2mol，所以根据电子得失守恒可知需要氧气是1.2mol÷4＝0.3mol，在标准状况下的体积为0.3mol×22.4L/mol＝6.72L。
【考点定位】考查盖斯定律的应用、平衡常数以及外界条件对平衡状态的影响和电极反应式的书写以及有关计算
【名师点晴】该题是高频考点，考查的知识点较多，属于中等难度试题的考查，明确盖斯定律的含义、平衡常数的意义以及电化学原理是解答的关键，难点是电极反应式的书写。书写电极反应式时除了要明确正负极、阴阳极的判断，放电微粒外，还需要特别注意介质的影响，例如溶液的酸碱性，有无交换膜，是阳离子交换膜，还是阴离子交换膜，是否是熔融的电解质等。
19． 减小 0.1w mol／(L·min) BC BC
【分析】由2A2(g)+B2(g) 2C(g)+Q（Q＞0）可知，反应为可逆反应、放热反应、气体分子数减少的反应。
【详解】（1）平衡常数为平衡时产物浓度系数次幂的乘积与反应物浓度系数次幂的乘积的比值，则；正反应为放热反应，升高温度，化学平衡向逆向移动，K减小。
（2）已知5分钟达平衡后C的浓度为w mol/L，则，用B2表示的平均反应速率为0.5wmol/L÷5min=0.1wmol/(L·min)。
（3）当正反应速率等于逆反应速率，且各组分浓度不再改变时，反应达到平衡状态。
A．未注明正逆反应，A错误；
B．反应为气体分子数减少的反应，平衡时容器内的压强保持不变，B正确；
C．依据反应速率之比等于化学方程式系数之比，且注明正逆反应方向，故v逆(A2)＝2v正(B2)可证明反应达到平衡，C正确；
D．气体的质量不变，容器的体积也不变，故容器内的气体密度一直保持不变，不能说明达到平衡，D错误；
答案选BC。
（4）若增大B2的浓度，平衡正向移动，正逆反应速率均加快，正反应速率先增大后减小，逆反应速率一直增大，故选项BC正确。
【点睛】注意在增大B2的浓度时，虽然平衡正向移动，但逆反应速率也加快。
20．(1)可能进行的程度(即反应限度)
(2) 大 完全 很难进行
【解析】略
21． （2a+2b+c） kJ mol-1 温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低） 3(NH4)2SO4。 SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。
【详解】本题主要考查热化学的相关应用。
（1）①设①SO2（g）+NH3 H2O（aq）=NH4HSO3（aq） ΔH1=akJ mol-1
；②NH3 H2O（aq）+NH4HSO3（aq）=（NH4）2SO3（aq）+H2O（l） ΔH2=bkJ mol-1
；③（NH4）2SO3（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq） ΔH3=ckJ mol-1
，由盖斯定律可知，①×2+②×2+③可得，反应2SO2（g）+4NH3 H2O（aq）+O2（g）=2（NH4）2SO4（aq）+2H2O（l）的ΔH=(2a+2b+c)kJ mol-1。故答案为：(2a+2b+c) kJ mol-1。
②空气氧化（NH4）2SO3的速率随温度的变化如图1所示，当温度超过60℃时，（NH4）2SO3氧化速率下降的原因可能是温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低）。由图可知，（NH4）2SO3受热分解有NH3和N2生成，N元素化合价部分升高，由氧化还原反应规律可知，S元素化合价降低，反应中一定有SO2生成，则反应的化学方程式为3(NH4)2SO4。故答案为：温度过高（NH4）2SO3会分解(或水解），浓度减小（或温度升高O2在溶液中溶解度降低）；3(NH4)2SO4。
（2）①反应的平衡常数等于各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值，该反应的平衡常数表达式为。故答案为：
②用SOCl2与A1Cl3 6H2O 混合共热，可得到无水 A1Cl3，原因是SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。故答案为：SOCl2水解产生HCl，抑制Al3+的水解。
（3）由图可知，与直流电源a极相连的电极上SO2失去电子发生氧化反应生成硫酸，该电极为阳极，电极反应式为，与直流电源b极相连的电极上得到电子发生还原反应生成，该电极为阴极，电极反应式为，故答案为： 。
【点睛】解答第（3）小题时需注意与直流电源a极相连的电极上SO2失去电子发生氧化反应生成硫酸，该电极为阳极，电极反应式为，产生的H+离子从左室通过离子交换膜向右室移动，与发生反应，过程中得电子发生还原反应生成，右室中与直流电源b相连的电极为阴极，电极反应式为。
22．(1)淀粉溶液
(2) KSCN溶液 银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子
(3) NaNO3 b 电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色
(4)Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大
【详解】（1）向盛有1mL1mol/LAgNO3溶液的试管中加入1mL1mol/LKI溶液，振荡试管，静置，取上层清液，向其中加入淀粉溶液，溶液无明显变化，则二者混合只发生沉淀反应，无明显氧化还原反应，故答案为淀粉溶液。
（2）将打磨光亮的铁丝伸入1mol/LAgNO3溶液中，一段时间后将铁丝取出，除去溶液中剩余的Ag＋，取1～2mL溶液于试管中，加入试剂KSCN溶液，振荡，溶液变为红色，证明溶液中存在Fe3＋，则试剂X应为KSCN溶液，得到结论Ⅱ：银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子，故答案为KSCN溶液；银离子具有强氧化性，和铁反应生成铁离子。
（3）①为验证是否为银离子氧化铁生成铁离子的主要原因，将打磨光亮的铁丝伸入NaNO3溶液中，一段时间后将铁丝取出，取1～2mL溶液于试管中，加入试剂X，观察溶液若不呈红色，这样离子浓度保持不变，就可以进行比较得到结论Ⅱ正确，故答案为NaNO3；
②X同学考虑到AgNO3溶液与KI溶液反应体系中存在竞争反应，设计了实验来探究Ag＋与I 的氧化还原反应，盐桥中可选择KNO3溶液，氯化钾中氯离子会结合银离子生成沉淀，硫酸钾溶液中硫酸根离子也会结合银离子形成沉淀，会干扰实验，在此实验中，电极a为原电池的负极，电极反应：2I 2e ＝I2，电极b为原电池的正极，电极反应：Ag＋＋e ＝Ag，可通过电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色现象，证明Ag＋与I 一定发生了氧化还原反应，故答案为b；电极b上析出金属银，电极a附近溶液变紫红色。
（4）从所给的数据可知，两种溶液混合时，Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，且Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大，故答案为Ag＋与I 生成沉淀反应的平衡常数远比氧化还原反应的平衡常数大，Ag＋与I 生成沉淀反应的反应速率远比氧化还原反应的反应速率大。
【点睛】本题主要考查基本反应类型，实验设计的评价分析，氧化还原反应，即I 可能被氧化的情况分析，题目难度中等。
23．(1)
(2)AgI
(3) Cu2+
(4)
(5)，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI
【详解】（1）向酸化的溶液插入铜丝，析出黑色固体，溶液变蓝，说明铜与硝酸银反应生成Ag和硝酸铜，反应方程式为：，故答案为：；
（2）KI溶液中滴加硝酸银溶液，产生黄色沉淀，且溶液中不含，可知两者发生复分解反应生成AgI和硝酸钾，黄色沉淀为AgI，故答案为：AgI；
（3）滤液中无碘单质，且呈蓝色，可知滤液中含铜离子(Cu2+)；由现象可知灰黑色固体为混合物，加硝酸后有不溶黄色沉淀，该沉淀为AgI，上层溶液中加稀HCl上层白色沉淀不溶于硝酸，可知该沉淀为AgCl，则上层溶液中含银离子，可推知灰黑色固体中应含Ag单质，则白色固体与硝酸银反应生成AgI和Ag单质，同时生成铜离子，该反应为氧化还原反应，A中含碘元素和铜元素，且铜应表现还原性，可推知为+1价铜，则A为CuI，A与硝酸银反应方程式为：，故答案为：Cu2+；；
（4）实验2为原电池装置，a中溶液较快变棕黄色，b中电极上析出银，可b电极上发生还原反应，b作正极，则a作负极，a电极上碘离子失电子生成碘单质，电极方程式为：，故答案为：；
（5）由信息可知，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI，故答案为：，当与混合，更易与发生复分解反应，生成AgI。
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