第2章 化学反应的方向、限度与速率 测试题 （含解析） 2023-2024学年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 测试题
一、选择题
1．变化观念与平衡思想是化学学科核心素养之一，下列实验事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．久置的氯水黄绿色会褪去
B．工业合成氨过程中及时分离出氨气，有利于提高原料转化率
C．木炭粉碎后与反应，速率更快
D．热的纯碱溶液除油污效果好
2．NO与CO是燃油汽车尾气中的两种有害气体，常温常压下它们之间的反应： ，，反应速率较小，有关该反应的说法正确的是
A．K很大，说明NO与CO在排入大气之前就已反应完全
B．增大压强，反应速率增大，平衡将向右移动，
C．升高温度，既加快反应速率又可以提高有害气体的平衡转化率
D．选用适宜催化剂可达到尾气排放标准
3．，在V2O5存在时，该反应的机理为(快)、(慢)。下列说法正确的是
A．反应速率主要取决于V2O5的质量
B．V2O5是反应的中间产物
C．逆反应的活化能大于198
D．升高温度，正反应速率减慢，逆反应速率加快
4．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．唾液可以使淀粉水解速率加快
B．工业制取金属钾选取适宜的温度，使K变成蒸气从反应混合物中分离出来
C．工业合成氨的过程中使用过量的以提高的利用率
D．久置氯水颜色变浅，酸性增强
5．某化学兴趣小组探究催化分解制取氧气，小组成员闻到制得的氧气有轻微的刺激性气味。下列有关分析推理不正确的是
A．反应后所得固体除外，还可能含有KCl、
B．催化分解，降低了反应的活化能，加快分解速率
C．标准状况下制得22.4L氧气，反应中转移电子4mol
D．将制得的气体通入溶液，可能会产生不溶于硝酸的白色沉淀
6．下列各组反应(金属粉末均为0.1 mol)，在反应刚开始时，放出H2的速率最大的是
金属(粉末状) 酸的浓度及体积 反应温度/°C
A Mg 6mol·L-1硝酸10mL 60
B Mg 3 mol·L-1盐酸10mL 30
C Fe 3 mol·L-1盐酸10mL 30
D Mg 0.5 mol·L-1硫酸10mL 30
A．A B．B C．C D．D
7．已知反应：NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)能自发进行，下列分析正确的是
A．反应NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)是一个熵增的过程
B．反应NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)可能为吸热反应
C．反应NH3(g)+HCl(g)=NH4Cl(s)在低温下可以自发进行
D．反应NH4Cl(s)=NH3(g)+HCl(g)一定不能自发进行
8．已知某反应的ΔH ＜0、ΔS＞0，对此反应叙述正确的是
A．该反应在任何情况下均能自发进行
B．该反应在任何情况下均不能自发进行
C．该反应在一定条件下能自发进行
D．条件不足，无法判断
9．下列条件的改变一定能使化学平衡发生移动的是
A．反应达到平衡后，再加入一定量的某反应物
B．有气态物质参加的可逆反应达到平衡后，改变压强
C．其他条件不变，只改变平衡混合物中一种组分的浓度
D．可逆反应达到平衡后，使用催化剂
10．五氯化磷(PCl5)是有机合成中重要的氯化剂，可以由三氯化磷(PCl3)氯化得到：PCl3(g)+Cl2(g) PCl5(g)△H=-93.0kJ/mol。某温度下，在2.0L密闭容器中充入1.0molPCl3和0.5molCl2，一段时间后反应达平衡状态，实验数据如下表所示，下列说法不正确的是
t/s 0 50 150 250 350
n(PCl5)/mol 0 0.21 0.36 0.40 0.40
A．0～150s内，PCl3的反应速率为0.0012mol(L s)
B．反应至250s，该反应放出的热量为37.2kJ
C．该温度下，此反应的化学平衡常数数值为40/3
D．在此温度下，该密闭容器中若初始充入1.0molPCl3、1molCl2、2.0molPCl5，则此时反应向逆反应方向进行
11．以下实验事实中，不能用勒夏特列原理解释的是
A．用排饱和食盐水的方法收集氯气
B．加入催化剂有利于合成氨的反应
C．实验室制备乙酸丁酯使用过量的乙酸
D．氯化银悬浊液中加入硫化钠溶液，产生黑色沉淀
12．℃时，在4个均为2L的密闭容器中分别进行反应：。依据在相同时间内测定的结果，判断反应进行最慢的是
A． B．
C． D．
13．在恒容密闭容器中，发生，能说明该反应已经达到平衡的是
A．混合气体的总质量不再变化 B．与的速率之比为2∶1
C．容器内的压强不再变化 D．混合气体的密度不再变化
14．某化学反应其ΔH=122kJ·mol-1，ΔS=-431J·mol-1·K-1，则以下关于此反应的自发性描述中正确的是（ ）
A．在任何温度下都能自发进行 B．仅在低温下自发进行
C．仅在高温下自发进行 D．在任何温度下都不能自发进行
15．一定条件下，合成氨反应N2(g) + 3H2(g)2NH3(g)中，NH3浓度变化如图5所示；已知1 mol N2与3 mol H2的总能量比2 mol NH3的能量大92 kJ。
反应刚开始达到化学平衡状态的时刻是
A．10 min B．20 min C．30 min D．40 min
二、填空题
16．某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将通入3L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
时将容器体积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后分压变化趋势的曲线是 (用图中a、b、c、d表示)，理由是 ；
17．理论解释——有效碰撞理论
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子(必须具有足够的能量)。
②活化能：如图
图中：表示 ，使用催化剂时的活化能为 ，反应热为 (注：表示活化分子变成生成物分子放出的能量)
③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
增大反应物的浓度 升高反应体系的温度
吸收能量
单位体积内 增加，活化分子 不变，活化分子数增加 单位时间内单位体积内有效碰撞次数增多 单位体积内 不变，活化分子 增加，活化分子数增加
降低活化能
增大气体压强 增大化学反应速率 使用催化剂
18．炭黑是雾霾中的重要颗粒物，研究发现它可以活化氧分子，生成活化氧，活化氧可以快速氧化SO2。活化过程的能量变化模拟计算结果如图所示。
无水情况下，一个氧分子反应的活化能为 ，容易活化氧分子的条件是 (填“有水”或“无水”)。
19．某温度时，在0.5L密闭容器中，某一可逆反应的A、B气体，起始时压强为100KPa，各物质物质的量随时间变化的曲线如图所示，由图中数据分析可得：
(1)已知在该条件下，该反应每生成1molB，放出QkJ热量，则该反应的热化学反应方程式为 。
(2)若降低温度，则该反应的正反应速率 (填“加快”“减慢”或“不变”，下同)，逆反应速率 。
(3)第4min时，正、逆反应速率的大小关系为v(正) v(逆)(填“>”“<”或“=”)。
(4)0–4min内，用B的浓度变化来表示该反应的平均反应速率为 mol·L-1·min-1。
(5)反应达到平衡，此时体系内压强为 。(已知一定条件下，气体压强与其物质的量成正比)
20．T0 ℃，向恒容密闭容器充入2 mol SO2和1 molO2发生反应： △H=-196.6 kJ/mol，达到平衡，生成1.6 mol SO3并放出热量157.28 kJ。
(1)平衡时SO2转化率为 ；t0时向上述平衡后的容器中再充入a mol SO2，时重新达到平衡。请在图中用曲线表示出t0后O2的体积分数随时间变化的大致趋势 。
(2)T0℃，向另一容积相等的恒压容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，平衡时放出的热量 (填“＞”、“＜”或“＝”) 157.28 kJ；若平衡时升高温度，平衡 移动(填“正向”或“逆向”或“不”)，该反应的平衡常数 (填“增大”或“减小”或“不变”)；若测得T1℃平衡时该容器内气体压强为2 MPa，SO3体积分数为70%，计算该温度时反应的平衡常数Kp= (列出计算式，以分压表示，分压=总压×物质的量分数。)
21．在100℃时，将0.100mol的气体充入1L抽空的密闭容器中，发生如下反应：，隔一定时间对该容器内的物质进行分析，得到下表：
时间/s 浓度/() 0 20 40 60 80 100
0.100 0.050 a b
0.000 0.060 0.120 0.120 0.120
根据以上信息回答下列问题：
(1)判断a b(填“>”“<”或“=”)。 。(保留3位有效数字)
(2)在0~40s内的平均生成速率为 。
(3)反应时间为100s时，的转化率为 %。
(4)若在相同情况下最初向该容器充入的是二氧化氮气体，则要达到上述同样的平衡状态，二氧化氮的起始浓度是 。(保留3位有效数字)
22．处理、回收CO是环境科学研究的热点。CO处理大气污染物的反应为，研究者提出气相中催化CO与反应的历程分为两步，反应如下：
第一步： kJ/mol
第二步： kJ/mol
(1)总反应的 kJ/mol。
(2)若第一步为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是 (填标号)，判断的理由是 。
A． B．
C． D．
(3)若向恒温的2 L密闭容器中加入2 mol CO和1 mol 气体，发生总反应生成和：
①下列叙述能说明反应已经达到平衡状态的是 (填标号)。
A．容器中压强不再变化 B．与的浓度之比不再变化
C．混合气体的平均相对分子质量不再变化 D．的体积分数不再变化
②反应进行2 min达到平衡，此时的体积分数为20%，则用CO的浓度变化表示的平均反应速率为 。
(4)若在密闭容器中按起始时不同投料比发生反应，的平衡转化率随温度的变化如图所示。据图分析， 3(填“>”“<”或“=”)；K时，上述反应的平衡常数 。
23．在保温杯式量热计中(如图)，将、溶液与、溶液混合，温度从升高到。(已知：低浓度溶液比热容，溶液的密度为)
(1)有关中和热测定，下列说法正确的是_______。
A．测定中和热的实验中，至少需要测定并记录温度的次数是3次
B．表示中和热的离子方程式为：
C．若改用盐酸跟的溶液进行反应，所放出热量相等
D．用保温杯式量热计来代替烧杯做测定中和热的实验，能有效防止热量损失
(2)实验中溶液过量的目的是 。
(3)通过计算，写出中和反应热方程式 。
(4)化学反应速率、化学平衡理论通过大量化学实验进行验证，在重铬酸钾溶液中存在(橙色)与(黄色)之间的平衡体系，若向体系中加入足量70%的硫酸，溶液呈橙色，则该平衡体系的离子方程式为 。
(5)向稀盐酸中加入氯化钴溶液发生反应： ，平衡时溶液呈浅紫色。下列说法错误的是_______。
A．加热溶液会逐渐变成蓝色
B．向溶液中加，如果生成白色沉淀说明该反应存在限度
C．加入少量水，平衡会逆向移动
D．加入固体，平衡右移，但平衡常数不变
【参考答案】
一、选择题
1．C
解析：A．氯水中存在平衡Cl2+H2O HCl+HClO，HClO见光易分解，平衡正向移动，所以久置的氯水黄绿色会褪去，能用平衡移动原理解释，故A不选；
B．工业合成氨过程中及时分离出氨气，导致生成物浓度减小，平衡正向移动，有利于提高原料转化率，能用平衡移动原理解释，故B不选；
C．木炭粉碎后，加大接触面积，加快反应速率，不能用勒夏特列原理解释，故C选；
D．升高温度促进纯碱水解导致溶液碱性增强，则除油污效果更好，可以用勒夏特列原理解释，故D不选；
故选：C。
2．D
解析：A．K很大，说明反应程度很大，但可逆反应不可能完全反应，A错误；
B．平衡常数只与温度有关，增大压强，K不变，B错误；
C．反应放热，升高温度，平衡逆向移动，平衡转化率减小，C错误；
D．使用适宜催化剂，反应速率加快，使尾气达到净化，D正确；
故选D。
3．C
解析：A．由反应机理可得，V2O5是该反应的催化剂，反应速率与催化剂V2O5的质量有一定关系，但主要取决于催化剂V2O5的表面积，A错误；
B．由反应机理可得，V2O5是该反应的催化剂，B错误；
C．正反应的活化能—逆反应的活化能，所以逆反应的活化能大于，C正确；
D．升高温度，正、逆反应速率均增大，D错误；
故选C。
4．A
【分析】勒夏特列原理为：如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动．使用勒夏特列原理时，该反应必须是可逆反应，否则勒夏特列原理不适用。
解析：A．唾液可以使淀粉水解速率加快是因为，唾液所含淀粉酶的催化作用，不能用勒夏特列原理解释，故A符合题意；
B．由于K为气态，将钾分离出来，降低了产物的浓度，平衡正向移动，能用勒夏特列原理解释，故B不符合题意；
C．工业合成氨发生反应为：，使用过量的，平衡正向移动，提高的利用率，能用勒夏特列原理解释，故C不符合题意；
D．氯水中存在氯气与水的反应平衡：，反应生成的次氯酸容易分解，导致氯气与水的反应向着正向移动，最终氯气完全反应，溶液颜色消失，该变化与平衡移动有关，能用化学平衡移动原理解释，故D不符合题意；
故答案选A。
5．C
解析：A．根据氧化还原反应规律，KClO3受热分解过程中还能发生副反应4KClO33KClO4+KCl，故反应后所得固体除MnO2外，还可能含有KCl、KClO4，A正确；
B．MnO2催化KClO3分解时，MnO2作催化剂，催化剂能够降低了反应的活化能，加快分解速率，B正确；
C．由于制得的氧气有轻微的刺激性气味，即混有少量的Cl2，故不能光计算制备O2过程中的电子转移，不知道Cl2的量，无法计算电子转移数目，C错误；
D．由于制得的氧气有轻微的刺激性气味，即混有少量的Cl2，Cl2+H2O=HCl+HClO，则将制得的气体通入AgNO3溶液，可能会产生不溶于硝酸的白色沉淀AgCl，D正确；
故答案为：C。
6．B
解析：硝酸与镁反应不生成氢气，Mg比Fe活泼，与酸反应较剧烈；B和D相比较，B氢离子浓度较大，反应速率较大。
故选B。
7．C
【分析】反应NH3(g)+HCl(g)═NH4Cl(s)是气体物质的量减小的反应，即△S＜0，并且该反应能自发进行，则△H﹣T△S＜0，可知△H＜0，其逆反应NH4Cl(s)═NH3(g)+HCl(g)是熵增的吸热反应。
解析：A．反应NH3(g)+HCl(g)═NH4Cl(s)是气体物质的量减小的反应，是熵减的反应，A项错误；
B．反应NH3(g)+HCl(g)═NH4Cl(s)的△S＜0，并且该反应能自发进行，则△H﹣T△S＜0，△H＜0，反应放热，B项错误；
C．反应NH3(g)+HCl(g)═NH4Cl(s)是△S＜0、△H＜0的反应，则该反应在低温下可以自发进行，C项正确；
D．反应NH4Cl(s)═NH3(g)+HCl(g)是NH3(g)+HCl(g)═NH4Cl(s)的逆反应，则NH4Cl(s)═NH3(g)+HCl(g)是△S>0、△H>0的反应，反应在高温下能自发进行，D项错误；
答案选C。
8．A
解析：根据ΔG＝ΔH TΔS，某反应的ΔH＜0、ΔS＞0，则反应在任何情况下均能自发进行，故A正确。
综上所述，答案为A。
9．C
解析：A．若加入的反应物为纯固体或纯液体，则化学平衡不发生移动，A项不符合题意；
B．若为反应前后气体体积无变化的反应，则改变压强平衡不发生移动，B项不符合题意；
C．其他条件不变，只改变平衡混合物中一种组分的浓度，化学平衡一定会发生移动，C符合题意；
D．催化剂只改变反应速率，不改变反应限度，化学平衡不会发生移动，D项不符合题意；
故选C。
10．D
解析：A．0～150s内，消耗PCl3的物质的量为0.36mol，反应速率为 0.0012mol(L s)，故A正确；
B．反应至250s，生成0.4mol PCl5，该反应放出的热量为93.0kJ/mol×0.4mol=37.2kJ，故B正确；
C．该温度下，此反应达到平衡，生成0.4mol PCl5，反应消耗0.4molPCl3、0.4molCl2，则平衡时PCl3的物质的量为0.6mol、Cl2的物质的量为0.1mol，化学平衡常数数值为，故C正确；
D．在此温度下，该密闭容器中若初始充入1.0molPCl3、1molCl2、2.0molPCl5，，则此时反应向正反应方向进行，故D错误；
答案选D。
11．B
【分析】勒夏特列原理为：如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。使用勒夏特列原理时，该过程必须是可逆的，否则勒夏特列原理不适用，据此解答。
解析：A. 氯化钠在溶液中完全电离，所以饱和食盐水中含有大量的氯离子，氯气溶于水的反应是一个可逆反应，Cl2+H2O HClO+H++Cl-，由于饱和食盐水中含有大量的氯离子，相当于氯气溶于水的反应中增加了大量的生成物氯离子，根据勒夏特列原理，平衡向逆反应方向移动，氯气溶解量减小，所以可以用勒夏特列原理解释，A不选；
B. 使用催化剂，平衡不移动，所以不符合平衡移动的原理，B选；
C. 实验室制备乙酸丁酯使用过量的乙酸使平衡正向移动，提高丁醇的转化率，可以用勒夏特列原理解释，C不选；
D. 加入Na2S溶液，向沉淀生成的方向移动，利于生成黑色Ag2S沉淀，能用勒夏特列原理解释，D不选；
故答案选B。
12．B
【分析】先将D转化为，然后利用速率与化学计量数的比值进行比较。
解析：先将D转化为，利用速率与其化学计量数比值分别得（单位：mol.L-1.min-1）：VA==0.025，VB==0.01，VC==0.02，VD==0.02，B最慢。
故答案为：B。
【点睛】当速率单位不同时，先进行转化。
13．C
解析：A．反应过程中混合气体的总质量一直保持不变，故混合气体的总质量不再变化不能说明反应达到化学平衡了，A不合题意；
B．化学平衡的特征是正逆反应速率相等，而与的速率之比为2∶1并未告知正反应速率还是逆反应速率，故不能说明反应达到化学平衡，B不合题意；
C．反应过程中容器内的气体的总物质的量一直在变，恒温恒容下容器内气体的压强一直在改变，故容器内的压强不再变化说明反应达到化学平衡了，C符合题意；
D．反应过程中混合气体的总质量一直保持不变，容器的体积不变，即混合气体的密度一直保持不变，故混合气体的密度不再变化不能说明反应达到化学平衡，D不合题意；
故答案为：C。
14．B
【分析】反应能否自发进行，决定于△H-T△S的大小，△H-T△S＜0时反应能自发进行，△H-T△S＞0时，反应不能自发进行，据此分析。
解析：本题中△H-T△S=-122KJ/mol-[-0.431KJ/（mol K）T]=-122KJ/mol+0.431KJ/（mol K）T，当T数值不大时，△H-T△S＜0，反应在低温下可以自发进行。
答案选B。
15．C
解析：氮气与氢气反应生成氨气的浓度逐渐增大，当氨气的浓度不变时可逆反应处于平衡状态，有图可知，反应到30min后氨气的浓度不在发生变化，
故选：C。
二、填空题
16．b 开始体积减半，N2分压变为原来的2倍，随后由于加压平衡逆向移动，N2分压比原来2倍要小
解析：根据反应2NH3N2+3H2可知，随着反应的进行NH3的分压逐渐减小，N2、H2的分压逐渐增大，且H2的分压为N2的3倍，t2时将容器体积压缩到原来的一半，容器总压强变为原来的2倍，故开始N2分压变为原来的2倍，随后由于加压平衡逆向移动，N2分压比原来2倍要小，故b曲线符合，故答案为：b；开始体积减半，N2分压变为原来的2倍，随后由于加压平衡逆向移动，N2分压比原来2倍要小。
17．(1) 反应的活化能
(2)分子总数 百分数 分子总数 百分数
解析：（1）反应物转化为活化分子所吸收的能量为反应的活化能，则表示反应的活化能，使用催化剂降低反应的活化能，则使用催化剂时的活化能为，反应热等于正反应的活化能减去逆反应的活化能，则反应热为；
（2）增大反应物的浓度，单位体积内分子总数增加，活化分子数也增加，但活化分子百分数不变；升高反应体系的温度，单位体积内分子总数不变，有一部分普通分子吸收能量转化为活化分子，则活化分子百分数增加。
18．29eV 有水
解析：根据能量变化图分析，炭黑活化氧分子，生成活化氧，体系能量降低，则每活化一个氧分子放出能0.29eV能量，反应过程中存在多步反应的活化能，整个反应的活化能为各步反应各步反应活化能代数和，根据能量图分析，整个反应的活化能为活化能较大者，则没有水加入的反应活化能为E=0.75eV，有水加入的反应的活化能为E=0.57eV，所以水可使氧分子活化反应的活化能降低，更容易活化氧分子。
19．(1)2A(g)=B(g)H=-QkJ/mol
(2)减慢 减慢
(3)
(4)0.1
(5)70kPa
解析：（1）根据图示可知在前4min内A减少0.4mol，B增加0.2mol，一定时间后A、B都存在，且物质的量不再发生变化，说明该反应是可逆反应，其中A是反应物，B是生成物，二者改变的物质的量的比是=0.4mol：0.2mol=2：1，反应每生成1molB，放出QkJ热量，故反应的热化学反应方程式为：2A(g)=B(g)H=-QkJ/mol；
（2）降低温度，活化分子百分数减小，正、逆反应速率都减慢；
（3）4min后，A的物质的量减小，B的物质的量增加，则反应正向进行，因此正、逆反应速率的大小关系为v正>v逆；
（4）在0～4minB物质的量改变△n(B)=0.4mol-0.2mol=0.2mol，则用B的浓度变化来表示该反应的平均反应速率为v(B)=；
（5）该反应达到平衡时，n(A)=0.2mol，n(B)=0.5mol，恒温恒容下，气体的体积比等于气体的物质的量之比，故平衡时总压强和起始时总压比为(0.5+0.2)mol:(0.8+0.2)mol=7:10，7:10=p平:100KPa，因此平衡时总压p平=70KPa。
20．80% ＞ 逆向 减小 61.25
解析：(1)根据热化学方程式可知：每有2 mol SO2发生反应转化为2 mol SO3时，反应放出热量196.6 kJ，现在反应产生1.6 mol SO3，必然会同时消耗1.6 mol SO2气体，则SO2的平衡转化率为=80%；
t0时向上述平衡后的容器中再充入a mol SO2，增大反应物浓度，化学平衡正向移动，消耗O2，使O2的含量降低，t1时重新达到平衡，O2的含量不再发生变化。用曲线表示出t0后O2的体积分数随时间变化的大致趋势为：；
(2)该反应的正反应是气体体积减小的反应，在恒温恒容条件下反应达到平衡后气体压强比开始反应时压强小。若在T0℃，向另一容积相等的恒压容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，反应达到平衡，相当于在恒温恒容条件下达到平衡后压缩容器的容积，使体系的压强增大到与反应开始时相同。增大压强，化学平衡正向移动，反应产生更多的SO3，因此反应放出的热量大于恒温恒容条件下反应放出的热量，即放出的热量大于157.28 kJ。根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。该反应的正反应是放热反应，所以若平衡时升高温度，化学平衡逆向移动。化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时各种生成物浓度幂之积与各种反应物浓度幂之积的比。升高温度，化学平衡逆向移动，使生成物浓度减小，反应物浓度增大，故化学平衡常数减小；
T1℃反应达到平衡时该容器内气体压强为2 MPa，SO3体积分数为70%，则SO2和O2占体积分数是30%。由于在反应开始时，加入2 mol SO2和1 mol O2，二者反应的物质的量的比也是2：1，则在SO2和O2的物质的量的比还是2：1，所以SO2体积分数为20%，O2体积分数为10%，则该温度下的平衡常数Kp==61.25(MPa)-1。
21．(1) = 0.100
(2)0.0025
(3)60
(4)0.200
解析：(1)
根据表中数据可知，60s后反应达平衡，反应混合物各组分的浓度不变，所以a=b；
由表可知，40s时，c(N2O4) =0.0500mol/L，
所以c2=0.100mol/L；
(2)
根据表中数据可知，在0~40s内的平均生成速率为=0.0025；
(3)
60s后反应达平衡，反应时间为100s时：
的转化率为=60%；
(4)
达到上述同样的平衡状态，等效平衡，按化学计量数换算到N2O4一边，满足c (N2O4) 为0.100mol/L，所以：
故答案为：0.200mol/L。
22．(1)
(2)A 第一、二反应均为放热反应，则每步的生成物能量低于反应物能量，且第一步为慢反应，则第一步的反应活化能最大
(3)D
(4)< 0.2
解析：（1）已知：
①： kJ/mol
②： kJ/mol
由盖斯定律可知，①+②得：的；
（2）过渡态物质的总能量与反应物总能量的差值为活化能，即图中峰值越大则活化能越大，峰值越小则活化能越小，活化能越小反应越快，活化能越大反应越慢，决定总反应速率的是慢反应；第一、二反应均为放热反应，则每步的生成物能量低于反应物能量，且第一步为慢反应，则第一步的反应活化能最大，故选A；
（3）①A．反应是气体分子数不改变的的化学反应，物质的量与压强成正比，混合气体的压强不随时间的变化而变化，故压强不变不能说明达到平衡状态，A不符合题意；
B．氮气和二氧化碳为生成物，其物质的量之比恒等于其系数比，故两者的浓度之比不再改变，不能说明反应达到平衡状态，B不符合题意；
C．混合气体的平均摩尔质量为M= m/n，气体质量不变，气体的总物质的量随反应进行也不变，所以M不会发生改变，故当M不变不能说明反应达到平衡，C不符合题意；
D．的体积分数不再变化说明平衡不再移动，达到平衡状态，D符合题意；
故选D；
②反应为气体分子数不变的反应，反应前后物质的量总量不变，反应进行2 min达到平衡，此时的体积分数为20%，则此时为0.6mol，反应0.4mol，则反应CO也为0.4mol，用CO的浓度变化表示的平均反应速率为；
（4）相同条件下，越大，相当于增加CO投料，会促进的转化率提高，故<3；K时，的转化率为50%，Z=3，假设CO、投料分别为3mol、1mol，则：
反应的平衡常数。
23．(1)AD
(2)确保醋酸完全被中和
(3)
(4)
(5)B
【分析】、溶液中的物质的量为，、溶液中的物质的量为，NaOH过量，则生成的物质的量为0.05mol，生成H2O的物质的量为0.05mol，反应过程中，温度从升高到，则生成0.05mol H2O放出的热量为1g/cm3200cm3(301.2K-298.2K)=2.52kJ。
解析：（1）A．测定中和热的实验中，为保证实验数据的准确性，至少需要测定并记录温度3次，A项正确；
B．酸碱中和是放热反应，表示中和热的离子方程式为： ，B项错误；
C．醋酸是弱酸，在水溶液中电离吸收热量，若改用盐酸跟的溶液进行反应，二者所放出热量不同，C项错误；
D．用保温杯式量热计来代替烧杯做测定中和热的实验，能有效防止热量损失，减少实验误差，D项正确；
答案选AD；
（2）实验中溶液过量是为了确保醋酸完全被中和；
（3）有分析可知，醋酸和氢氧化钠反应生成0.05mol H2O放出的热量为2.52kJ，则生成1mol H2O放出的热量为=50.4kJ，故中和反应热方程式为 ；
（4）向体系中加入足量70%的硫酸，溶液呈橙色，说明加入硫酸，促进转化为，则反应的离子方程式为；
（5）A．该反应为吸热反应，加热平衡正向移动，溶液变蓝，A项正确；
B．向稀盐酸中加入氯化钴溶液，盐酸过量，加入生成白色沉淀，不能说明该反应存在限度，B项错误；
C．加入少量水，生成物浓度增大，平衡逆向移动，C项正确；
D．加入固体，Cl-浓度增大，平衡正向移动，温度不变，平衡常数不变，D项正确；
答案选B