专题2《化学反应速率与化学平衡》（含解析）单元检测题2023--2024学年上学期高二苏教版（2019）高中化学选择性必修1
文档属性
| 名称 | 专题2《化学反应速率与化学平衡》（含解析）单元检测题2023--2024学年上学期高二苏教版（2019）高中化学选择性必修1 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 1.2MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 苏教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-12-13 16:53:36 | ||
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文档简介
专题2《化学反应速率与化学平衡》
一、单选题(共13题)
1．下列能用勒夏特列原理解释的是
A．高温及加入催化剂都能使合成氨的反应速率加快
B．SO2催化氧化成SO3的反应，往往需要使用催化剂
C．红棕色的NO2加压后颜色先变深后变浅
D．H2、I2、HI平衡时的混合气体加压后颜色变深
2．在体积均为2L的恒容容器中，分别在200℃和T℃时，发生如下反应，A的物质的量浓度(单位：mol/L)随时间变化的有关实验数据见下表：
时间/min 0 2 4 6 8 10
200℃ 0.80 0.55 0.35 0.20 0.15 0.15
T℃ 1.00 0.65 0.35 0.18 0.18 0.18
下列有关该反应的描述正确的是
A．在200℃时，4min内用B表示的化学反应速率为0.225mol/(L·min)
B．T℃下，6min时反应刚好达到平衡状态
C．从表中可以看出T＞200℃
D．在该题目条件下，无法判断正反应方向是否为放热反应
3．固体碘化铵置于密闭容器中，加热至一定温度后恒温，容器中发生反应：①NH4I（s）NH3（g）+HI（g） ②2HI（g）H2（g）+I2（g），测得平衡时c（I2）=0.5mol/L，反应①的平衡常数为20mol2/L2，则下列结论不正确的是
A．平衡时c（NH3）=5mol/L
B．平衡时HI分解率为20%
C．混合气体的平均摩尔质量不再发生变化不可以作为判断该反应达到平衡状态的标志
D．平衡后缩小容器体积，NH4I的物质的量增加，I2的物质的量不变
4．利用可消除污染，反应原理为，在10L密闭容器中分别加入和，测得不同温度下随时间变化的有关实验数据见下表。
组别 温度/K 时间/min 物质的量/mol 0 10 20 40 50
① 0.50 0.35 0.25 0.10 0.10
② 0.50 0.30 0.18 M 0.15
下列说法错误的是
A．该反应为放热反应
B．组别①中内，的平均反应速率为
C．若组别②改为恒压装置，则M值一定小于0.15
D．当有C-H键断裂同时有O-H键形成，则达到平衡状态
5．下列装置，可以达到相应实验目的的是
A．吸收氨气尾气 B．甲烷与氯气的取代反应 C．中和反应反应热的测定 D．探究浓度对化学反应速率的影响
A．A B．B C．C D．D
6．甲酸常被用于橡胶、医药等工业。在一定条件下可分解生成CO 和H2O。在有、无催化剂条件下的能量与反应历程的关系如图所示。下列说法错误的是
A．途径一与途径二甲酸平衡转化率相同
B．ΔH1=ΔH2<0
C．途径二H+参与反应，通过改变反应途径加快反应速率
D．途径二反应的快慢由生成 的速率决定
7．在恒温恒容的密闭容器中，某催化剂表面上发生氨的分解反应：2NH3(g)N2(g)+3H2(g)，测得不同起始浓度和催化剂表面积下氨浓度随时间的变化如表所示，下列说法正确的是
编号 时间/min c(NH3)/(10-3mol L-1) 表面积/cm2 0 20 40 60 80
① a 2.40 2.00 1.60
② a 1.20 0.80 0.40 x
③ 2a 2.40 1.60 0.80 0.40 0.40
A．实验①，N2的反应速率：0～20min大于20～40min
B．实验②，40min时，v正(NH3)=v逆(NH3)
C．相同条件下，增加氨气的浓度，反应速率增大
D．相同条件下，增加催化剂的表面积，反应速率增大
8．已知反应的反应机理如下：
①(快)
②(慢)
③(快)
下列有关说法错误的是
A．①的逆反应速率大于②的正反应速率
B．②中与的碰撞仅部分有效
C．和是该反应的催化剂
D．总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大
9．在一定温度下，将等量的气体分别通入起始体积相同的密闭容器I和II中，使其发生反应，时容器Ⅰ中达到化学平衡，X、Y、Z的物质的量的变化如图所示。则下列有关推断正确的是
A．该反应的化学方程式为
B．若两容器中均达到平衡时，两容器中Z的物质的量分数相同，则Y为固态或液态
C．若两容器中均达到平衡时，两容器的体积V(I)＜V(II)，则容器II达到平衡所需时间小于
D．若达平衡后，对容器II升高温度时其体积增大，说明Z发生的反应为吸热反应
10．一定条件下，将NH3与O2以体积比1∶2置于体积不变的密闭容器中，发生反应4NH3(g)＋5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g)，下列能说明反应达到平衡状态的是
A．达到化学平衡时，5v正(O2)=4v逆(NO)
B．NO和H2O的物质的量浓度比保持不变
C．混合气体的平均相对分子质量保持不变
D．混合气体的密度不再改变
11．高温时，NH3在催化剂作用下还原氮氧化物可应用于烟气脱硝化，一种反应原理如图所示。下列说法正确的是
A．反应前后Ti4+的总物质的量发生改变
B．O=Fe3+在该过程中起催化作用，铁元素价态未发生变化
C．反应的总方程式为4NH3+6NO＝5N2 +6H2O
D．反应过程中，每产生1mol N2，转移3mol电子
12．某温度下，在2L恒容密闭容器中加入3.0molX，发生反应，反应过程中有关数据如下表：
时间/min 0 5 10 15 20 25
Z的物质的量/mol 0 0.1 0.18 0.25 0.25 0.25
下列说法错误的是
A．5min时，Y的浓度为
B．0~10min内，Y的平均反应速率为
C．当容器内的值不变时，该反应达到平衡状态
D．当混合气体的密度不再改变时，该反应达到最大限度
13．为节约资源，许多重要的化工产品可以进行联合生产。如氯碱工业、金属钛的冶炼工业、甲醇的合成工业可以进行联合生产。联合生产时的物质转化如下图所示：
部分反应的热化学方程式为：
2C(s)＋O2(g)=2CO(g) ΔH＝－221.0kJ·mol－1
CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(g) ΔH＝－90.7kJ·mol－1
TiO2(s)＋2C(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(l)＋2CO(g) ΔH＝－70.0kJ·mol－1
下列关于联合生产的有关说法正确的是
A．通过电解MgCl2溶液可以实现镁的再生
B．电解饱和食盐水时，阳极附近溶液pH升高
C．还原反应时，每生成48gTi，反应共转移2mol电子
D．反应TiO2(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(l)＋O2(g)在任何条件下均不能自发进行
二、填空题(共8题)
14．合成氨是人类科技发展史上的一项重大突破，已知：25℃时，合成氨反应的热化学为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92.4kJ/mol，请回答下列问题：
(1)其他条件不变时，升高温度，化学反应速率 (填“增大”或“减小”)；
(2)25℃时，取1mol N2和3mol H2置于2L的密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，达到平衡时放出的热量
A．大于92.4 kJ B．等于92.4 kJ C．小于92.4 kJ
(3)一定条件下，上述反应达到化学平衡状态的标志是 ;
A．N2、H2、NH3的浓度相等
B．容器内压强不再变化
C．单位时间内消耗amol N2，同时生成2amol NH3
(4)25℃时，上述反应平衡常数的表达式为：K= 。
15．合成氨工业在国民经济中占有重要地位。N2(g)+3H2(g)2NH3(g)， H＜0是合成氨工业的重要反应。在一定温度下，向容积为1L的密闭容器中充入0.5molN2和1.3molH2，反应过程中H2的浓度随时间变化如图所示：
请回答：
(1)20min内，v(N2)= mol/(L·min)。
(2)升高温度，平衡向 (填“正”或“逆")反应方向移动。
(3)平衡时，N2的转化率是 ；
(4)该温度下，合成氨反应的化学平衡常数数值为 ；
16．丙烯是重要的有机化工原料，丙烷脱氢制丙烯具有显著的经济价值和社会意义。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向 1 L 恒容密闭容器中充入 1 mol C3H8(g)，发生反应：C3H8(g) C3H6(g)＋H2(g) ΔH＞0，开始压强为 p0 MPa。
①下列能说明上述反应一定达到化学平衡状态的是 (填字母标号)。
A．n(C3H6):n(H2)=1:1
B．气体平均摩尔质量保持不变
C．气体密度保持不变
D．C3H8分解速率与 C3H6消耗速率相等
②欲使丙烯的平衡产率提高，应采取的措施是 (填字母标号)。
A．升高温度 B．降低温度 C．加催化剂 D．充入 C3H8
③经过 4 min，反应达到平衡，此时容器压强为 1.4 p0 MPa，则前 4 min 的平均反应速率 v(H2)= ，该温度下反应的平衡常数 K= mol·L-1.
(2)某科研机构利用 CO2的弱氧化性开发了丙烷氧化脱氢制丙烯的新工艺，该工艺采用铬的氧化物作催化剂，其反应机理如图。
图中“(i)”的化学方程式为 。该工艺采用的催化剂为 。
17．科研、生产中常涉及碳的化合物。回答下列问题：
(1)700℃时，向容积为3L的恒容密闭容器中充入一定量的CO和，发生反应：，反应过程中测定的部分数据见下表：
反应时间/min
0 1.8 0.9
2 1.2 x
4 y 0.3
①反应前2min内的平均反应速率 ；表中y的值为 。
②判定2min时达到平衡状态的理由是 。
(2)工业上可利用煤的气化产物（水煤气）合成二甲醚： 。一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高的转化率，可以采取的措施是 （填字母）。
a．升高温度 b．加入催化剂
c．减小的浓度 d．增大压强（缩小容器体积）
(3)高炉炼铁中发生的主要反应为。已知该反应平衡常数随温度变化如图所示，该反应平衡常数表达式为 ， 0（填“>”“<”或“=”）。
(4)能与反应制得甲醇（）： 。一定条件下，将2 mol 和4 mol 充入密闭容器中，发生反应制取甲醇，的平衡转化率与温度、平衡总压强的关系如图所示。
①、、由大到小的顺序为 。
②条件下255℃时，该反应的压强平衡常数 （为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数；计算结果保留1位小数）。
18．近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如下：
(1)反应Ⅰ：2H2SO4(l)=2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) ΔH1=+551 kJ·mol－1
反应Ⅲ：S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH3=-297 kJ·mol－1
写出反应Ⅱ的热化学方程式： 。
(2)歧化反应可简单理解为化学反应中同一反应物中某元素化合价同时出现升降。已知I-离子可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂。有关离子方程式如下（未配平）：
a.SO2+I-+H+→S↓+I2+H2O
b.I2+H2O+SO2→SO42-+H++I-
i.依据图示及以上离子方程式a、b，写出SO2歧化反应方程式： 。
ii.探究a、b反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mL SO2饱和溶液加入到2 mL下列试剂中，密闭放置观察现象。（已知：I2易溶解在KI溶液中）
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
①B是A的对比实验，则a= 。
②比较A、B、C，可得出的结论是 。
③实验表明，SO2的歧化反应速率D>A，结合①、②反应速率解释原因： 。
19．和时，在恒压密闭容器中进行模拟实验。各组分的相关信息如表：
物质
(投料) 19 34 25 0 0
(平衡) 50 20 25 2 2
其中 ，的平衡转化率为 (保留三位有效数字)。
20．硫及其化合物对人类的生产和生活有着重要的作用。
2SO2（g）+O2（g） 2SO3（g）△H=﹣198kJ mol﹣1是制备硫酸的重要反应。
（1）在容积为V L的密闭容器中起始充入2mol SO2和1mol O2，反应在不同条件下进行，反应体系总压强随时间的变化如图所示。与实验a相比，实验b改变的条件是 ，判断的依据 。
（2）二氧化硫在一定条件下还可以发生如下反应：SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）△H=﹣42kJ mol﹣1，在1L恒容密闭容器中充入SO2（g）和NO2（g），所得实验数据如下：
实验编号 温度 起始时物质的量/mol 平衡时物质的量/mol
n（SO2） n（NO2） n（NO）
甲 T1 0.80 0.20 0.18
乙 T2 0.20 0.80 0.16
丙 T3 0.20 0.30 a
①实验甲中，若2min时测得放出的热量是4.2kJ，则0～2min时间内，用SO2（g）表示的平均反应速率υ（SO2）= ，该温度下的平衡常数 。
②实验丙中，达到平衡时，NO2的转化率为 。
③由表中数据可推知，Tl T2（填“＞”“＜’’或“=”），判断的理由是 。
21．磷石膏是湿法生产磷酸排出的工业废渣，主要成分是CaSO4·2H2O。用不同的还原剂可以将CaSO4还原，所得SO2可用于工业生产硫酸。
(1)以CO作还原剂，改变反应温度可得到不同的产物。不同温度下反应后所得固体成分的物质的量如图1所示。在低于800 ℃时主要还原产物为 ；高于800 ℃时CaS减少的原因是 (用化学方程式表示)
(2)以高硫煤为还原剂焙烧2.5 h，不同条件对硫酸钙转化率的影响如图2所示。CaCl2的作用是 ；当温度高于1 200 ℃时，无论有无CaCl2存在，CaSO4的转化率趋于相同，其原因是
(3)以C作还原剂，向密闭容器中加入相同质量的几组不同C/S值(C与CaSO4的物质的量比)的混合物在1100 ℃加热，结果如图3所示。当C/S值为0.5时，反应产物为CaO、SO2、CO2；当C/S值大于0.7时，反应所得气体中SO2的体积分数不升反降，其可能原因是
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．C
【详解】A．高温和催化剂使活化分子百分数增大，活化分子数目增大，反应速率加快，与勒夏特列原理无关，A错误；
B．催化剂改变的是反应速率，而不能影响化学平衡，与勒夏特列原理无关，B错误；
C．2NO2 N2O4，增压使容器体积减小，气体浓度增大，NO2气体颜色加深，然后平衡正向移动，NO2的浓度又减小，颜色变浅，与勒夏特列原理有关，C正确；
D．H2、I2、HI平衡时的混合气体加压后，由于该反应前后气体分子数不变，故平衡不移动，但加压后体积减小，气体浓度增大，I2蒸气颜色加深，与勒夏特列原理无关，D错误；
正确答案选C。
2．C
【详解】A．B是固体，不能用B的浓度变化表示化学反应速率，故A错误；
B．根据表格数据，T℃下，可能在4~6min内某一时刻反应刚好达到平衡状态，故B错误；
C．从表中可以看出T℃反应速率大于200℃，所以T＞200℃，故C正确；
D．T＞200℃，200℃时K= ，T℃时K=，升高温度，K增大，可知正反应吸热，故D错误；
选C。
3．D
【详解】设：碘化铵生成氨气和碘化氢的浓度为x，则
①NH4I（s）NH3（g）+HI（g）
x x
②2HI（g）H2（g）+I2（g），测得平衡时c（H2）=0.5mol/L，即
1mol/L 0.5mol/L 0.5mol/L
所以碘化氢的平衡浓度是（x-1）mol/L，根据反应①的平衡常数为20，则x（x-1）=20，解得x=5mol/L；
A．由分析可知平衡时c（NH3）=5mol/L，故A正确；
B．平衡时HI分解率为×100%=20%，故B正确；
C．反应体系气体的总物质的量始终不变，则混合气体的平均摩尔质量不再发生变化不可以作为判断该反应达到平衡状态的标志，故C正确；
D．平衡后缩小容器体积，反应①逆向移动，NH4I的物质的量增加，HI的物质的量降低，反应②逆向移动，则I2的物质的量也减小，故D错误；
答案为D。
4．D
【详解】A．由表中数据可知，T2下反应速率大于T1，故T2高于T1，平衡时甲烷的物质的量是T2大于T1，即升高温度，平衡逆向移动，故该反应为放热反应，A正确；
B．由表中数据可知，组别①中0~10min内，的平均反应速率为=0.003，B正确；
C．分析反应可知：正反应气体体积增大，若组别②改为恒压装置，相当于增大体积，减小压强，平衡正向移动，则M值一定小于0.15，C正确；
D．当有1molC-H键断裂表示正反应，同时有1molO-H键生成也表示正反应，不能判断达到平衡状态，D错误；
故选D。
5．B
【详解】A．氨气能溶于水反应，图中装置易发生倒吸，故A错误；
B． 甲烷与氯气在光照条件下发生取代反应生成甲烷的氯代产物和氯化氢，故B正确；
C．铜制搅拌器可导致热量散失，应使用玻璃搅拌器，故C错误；
D．盐酸的浓度不同，使用的金属也不同，不符合控制变量的思想，故D错误；
答案选B。
6．D
【详解】A．催化剂不改变反应的平衡转化率，途径一与途径二甲酸平衡转化率相同，A项正确；
B．催化剂可以降低活化能，但不改变焓变，图中反应物总能量大于生成物总能量，因此ΔH1=ΔH2<0，B项正确；
C．根据图示可知途径二中H+参与了反应，H+的参与改变反应途径，降低了活化能，从而加快反应速率，C项正确；
D．反应的快慢通常由活化能最大的一步决定，即途径二反应的快慢由生成 的速率决定，D项错误。
答案选D。
7．D
【详解】A．由表格数据可知，实验①中0～20min消耗氨气的浓度与20～40min消耗氨气的浓度相等，说明反应速率相等，则0～20min生成氮气的反应速率与20～40min生成氮气的反应速率相等，故A错误；
B．由表格数据可知，实验③和实验①起始氨气的浓度相等，60min实验③达到平衡时氨气浓度为4.00×10-4mol/L，催化剂表面积大小只影响反应速率，不影响平衡，则实验①达平衡时氨气浓度也为4.00×10-4mol/L；恒温恒容条件下，实验①和实验②催化剂表面积相同，实验②投入氨气的浓度是实验①的一半，相当于减小压强，化学反应速率小于实验①，所以实验②40min时反应未达到平衡，正反应速率大于逆反应速率，故B错误；
C．由表格数据可知，实验①和实验②催化剂表面积相同，实验①中氨气初始浓度是实验②中氨气初始浓度的两倍，但实验①和实验②在0～20min、20～40min氨气浓度变化量相等，都是4.00×10-4mol/L，说明相同条件下，增加氨气的浓度，反应速率不增大，故C错误；
D．对比实验①和实验③，起始氨气浓度相同，实验③中催化剂表面积是实验①中催化剂表面积的2倍，实验③先达到平衡状态，实验③的反应速率大，说明相同条件下，增加催化剂的表面积，反应速率增大，故D正确；
故选D
8．C
【详解】A．①为快反应，②为慢反应，所以①的逆反应速率大于②的正反应速率，A正确；
B．分子碰撞中，能发生化学反应的碰撞属于有效碰撞，反应②为可逆反应，只有部分分子发生有效碰撞，B正确；
C．根据反应的历程，和是在反应过程中产生又被消耗，是该反应的中间产物，C错误；
D．总反应为放热反应，逆反应的活化能比正反应的活化能大，D正确；
故选C。
9．B
【详解】A．由图可知，X、Y的物质的量增大，为生成物，Z的物质的量减小，为反应物。达到平衡时，X生成1.8mol，Y生成1.2mol，Z反应3.0-1.2=1.8mol，可知X、Y、Z的化学计量数之比为，则反应的化学方程式为，A错误；
B．若两容器中均达到平衡时，Z的物质的量分数相同，说明达到相同的平衡状态，所以反应是前后气体体积不变的反应，则Y为固态或液态，B正确；
C．反应的化学方程式为，若两容器中均达到平衡时，两容器的体积V(Ⅰ)＜V(Ⅱ)，则容器Ⅱ达到平衡的过程是体积增大、压强不变的过程，达到平衡所需时间大于，C错误；
D．容器Ⅱ是恒压容器，若达平衡后，升高温度时其体积增大，不能说明平衡正向进行，Z发生的反应不一定为吸热反应，故D错误。
故选B。
10．C
【分析】根据化学平衡状态的特征：逆、定、等、动、变等来判断化学反应是否达到平衡；当化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不再发生变化，由此衍生的一些物理性不变，以此解答该题。
【详解】A．达到化学平衡时，正逆反应速率相等，根据方程式可判断应该是4v正(O2)=5v逆(NO)时达到平衡状态，A不选；
B．NO和H2O均是生成物，二者的物质的量浓度比始终保持不变，不能据此说明反应达到平衡状态，B不选；
C．混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以混合气体的平均相对分子质量保持不变可说明反应达到平衡状态，C选；
D．密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以混合气体的密度不再改变，不能说明反应达到平衡状态，D不选；
答案选C。
11．D
【详解】A．由图可知，Ti4+是整个反应的催化剂，反应前后Ti4+的总物质的量不发生改变，故A错误；
B．O=Fe3+在该过程中起催化作用，铁元素价态发生变化，即+2价和+3价相互转化，故B错误；
C．反应机理中箭头从反应物指向生成物，则反应的总方程式为4NH3+4NO+O2＝4N2 +6H2O，故C错误；
D．反应的总方程式为4NH3+4NO+O2＝4N2 +6H2O，NH3中的N元素由-3价上升到0价，每产生4mol N2，转移12mol电子，因此每产生1mol N2，转移3mol电子，故D正确；
故选D。
12．C
【详解】A．5min时，生成Z为0.1mol，Y的浓度为=，A正确；
B．0~10min内，生成Y，Y的平均反应速率为，B正确；
C．反应中，容器内，为常数，当容器内的值不变时，无法判断是否达平衡状态，C错误；
D．当混合气体的密度，反应向右进行，气体质量增大，气体体积不变，密度增大，当气体密度不再改变时，该反应达到最大限度 ，D正确；
故答案选C。
13．D
【详解】A．电解MgCl2溶液生成Mg(OH)2、H2和Cl2，没有Mg生成，不能实现镁的再生，A不正确；
B．电解饱和食盐水时，阳极生成Cl2，阴极生成NaOH、H2等，所以阴极附近溶液pH升高，B不正确；
C．还原反应时，Ti元素的化合价由+4价降为0价，48gTi的物质的量为1mol，则反应共转移4mol电子，C不正确；
D．由反应TiO2(s)+2C(s)+2Cl2(g)=TiCl4(l)+2CO(g) ΔH=－70.0kJ·mol-1和2C(s)＋O2(g)＝2CO(g) ΔH＝－221.0kJ·mol－1，根据盖斯定律可得出TiO2(s)+2Cl2(g)=TiCl4(l)+O2(g) ΔH=+151kJ·mol-1，该反应的ΔS＜0，△H＞0，则在任何条件下均不能自发进行，D正确；
故选D。
14． 增大 C B
【分析】①影响化学反应速率的因素是增大物质浓度、升高温度、气体反应增大压强，增大接触面积等都可以加快反应速率；
②合成氨的反应为可逆反应，反应物不可能完全转化成生成物判断该反应放出的热量；
③当化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，由此衍生的一些物理量也不变，注意反应物与生成物的化学计量数关系；
④平衡常数等于生成物浓度幂之积除以反应物浓度幂之积，固体和纯液体不写入表达式。
【详解】①其它条件不变时，升高温度，化学反应速率增大，正逆反应速率都增大，只是正逆反应速率增大程度不同；
②由N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，△H=-92.4kJ/mol可知，生成2mol氨气放出92.4kJ热量，l molN2和3molH2放在密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，由于可逆反应不可能完全转化，所以生成氨气的物质的量小于2mol，放出的热量小于92.4kJ，故答案为：C；
③合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)△H=-92.4kJ/mol．反应是气体体积减小的放热反应；
A．平衡时各物质的物质的浓度取决于起始配料比以及转化的程度，N2、H2、NH3的浓度相等，不能作为判断是否达到平衡状态的依据，故A错误；
B．反应物和生成物的物质的量不相等，当压强不变时，说明各物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，故B正确；
C．单位时间内消耗amol N2，同时生成2amol NH3，反应正向进行，正逆反应速率不相等，没有达到平衡状态，故C错误；
故答案为B；
④平衡常数等于生成物浓度幂之积除以反应物浓度幂之积，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，反应的平衡常数=。
【点睛】反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，必须是同一物质的正逆反应速率相等；反应达到平衡状态时，平衡时各种物质的物质的量、浓度等不再发生变化，此类试题中容易发生错误的情况往往有：平衡时浓度不变，不是表示浓度之间有特定的大小关系；正逆反应速率相等，不表示是数值大小相等；对于密度、相对分子质量等是否不变，要具体情况具体分析等。
15． 5.0×10-3 逆 20% 0.1
【详解】(1)由图可知，在0~20min时，H2的物质的量浓度减少了0.3mol/L，根据化学方程式可知，N2的物质的量浓度应当减少0.1mol/L，则v(N2)==5.0×10-3mol/(L·min)；
(2) N2(g)+3H2(g)2NH3(g)， H＜0为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动；
(3) 由图可知，平衡时H2的物质的量减少了0.3mol/L×1L=0.3mol，根据化学方程式可知，平衡时N2的物质的量减少0.1mol，N2的转化率是：×100%=20%；
(4) 由图可知，平衡时H2的物质的量浓度减少了0.3mol/L，列三段式：
该温度下，合成氨反应的化学平衡常数K==0.1。
16． BD A 0.1 mol·L-1 min-1 或 0.3 或 0.27 CrO3或三氧化铬
【详解】(1)①A．由反应方程式可知，不管反应是否达到平衡，n(C3H6)与n(H2)一定相等，所以n(C3H6):n(H2)=1:1时，反应不一定达平衡状态，A不符合题意；
B．气体的总质量不变，平衡前气体的物质的量始终改变，所以气体平均摩尔质量保持不变时，反应达平衡状态，B符合题意；
C．气体的总质量不变，体积不变，气体密度始终保持不变，气体密度不变时，反应不一定达平衡状态，C不符合题意；
D．C3H8分解速率与 C3H6消耗速率相等时，反应进行的方向相反，且正、逆反应速率相等，反应达平衡状态，D符合题意；
故选BD。
②A．因为正反应为吸热反应，所以升高温度，平衡正向移动，丙烯的平衡产率提高，A符合题意；
B．降低温度，平衡逆向移动，丙烯的平衡产率降低，B不符合题意；
C．加催化剂，可以改变反应速率，但不能改变丙烯的平衡产率，C不符合题意；
D．充入 C3H8，虽然平衡正向移动，但丙烯的产率降低，D不符合题意；
故选A；
③在一定温度下，向1 L 恒容密闭容器中充入 1 mol C3H8(g)，开始压强为 p0 MPa，4 min后反应达到平衡，此时容器压强为 1.4 p0 MPa，设参加反应的丙烷的物质的量为x，则可建立如下三段式：
则，x=0.4mol，前 4 min 的平均反应速率 v(H2)= =0.1 mol·L-1 min-1，该温度下反应的平衡常数 K== 或 0.3 或 0.27mol·L-1.。
答案为：BD；0.1 mol·L-1 min-1； 或 0.3 或 0.27；
(2)从图中可以看出，图 “(i)” 中，C3H8与CrO3反应，生成C3H6、Cr2O3、H2O，化学方程式为；图 “(ⅱ)” 中，Cr2O3与CO2反应，生成CrO3、CO，化学方程式为Cr2O3+3CO2=2CrO3+3CO，两式相加，删除的物质中，出现在第一个反应中的反应物为CrO3，所以该工艺采用的催化剂为CrO3或三氧化铬。答案为：；CrO3或三氧化铬。
17．(1) 0.1 1.2 通过计算可知，2 min时的物质的量为0.3 mol，不再随时间变化而改变，说明反应达到平衡（答案合理即可）
(2)cd
(3) <
(4) 22.8
【详解】（1）①反应前2min内CO消耗了1.8-1.2=0.6mol，则氢气生成了0.6mol，=0.1；04min内，水消耗了0.9-0.3=0.6mol，则CO也消耗了0.6mol，4min时，CO剩余1.8-0.6=1.2mol，表中y的值为1.2；
②通过计算可知，2 min时的物质的量为0.9-0.6=0.3 mol，不再随时间变化而改变，说明反应达到平衡（答案合理即可）；
（2）a．由于，升高温度，平衡逆向移动，的转化率减小，a不符合题意；
b．加入催化剂，平衡不移动，的转化率不变，b不符合题意；
c．减小的浓度,平衡正向移动，的转化率增大，c符合题意；
d．增大压强（缩小容器体积）,平衡正向移动，的转化率增大，d符合题意；
故选cd；
（3）由该反应平衡常数随温度的变化图知，K随温度升高而减小，故<0；根据方程式，该反应平衡常数表达式；
（4）①对于反应，在温度一定时，增大压强，平衡向正反应方向移动，平衡转化率增大，则图中的；
②由图知，(4MPa)条件下，255℃时平衡转化率为60%，则从反应开始到达到平衡状态，转化了1.2mol，可列出以下三段式：
则平衡时气体总物质的量为0.8+0.4+1.2+1.2=3.6mol，。
18． 3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s) △H=-254 kJ/mol 3SO2+2H2O=2H2SO4+S↓ 0.4 I-是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率 反应b比a快；D中由反应b产生的H+使反应a加快
【分析】(1)根据盖斯定律，将已知的热化学方程式叠加，可得待求的反应的热化学方程式；
(2)i.根据电子守恒、原子守恒、电荷守恒，配平a、b两个方程式，然后叠加，可得SO2发生歧化反应的方程式；
ii.①B是A的对比实验，所用c(KI)应该相等；
②比较A、B、C，A中只含KI、B中含有KI和硫酸、C中只含硫酸，反应快慢顺序是B>A>C，且C中没有明显现象，说明不反应；
③反应a、b知，SO2先和I-反应生成I2，I2再和SO2进一步反应，D中KI溶液溶解了I2，根据实验现象对比分析。
【详解】(1) ①2H2SO4(l)=2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) ΔH1=+551 kJ·mol－1
②S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH3=-297 kJ·mol－1
-①-②，整理可得反应Ⅱ的热化学方程式为：3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s)；△H=－254 kJ/mol；
(2) i.配平a、b两个方程式可得a.SO2+4I-+4H+→S↓+2I2+2H2O
b.I2+2H2O+SO2→SO42-+4H++2I-，由于I-离子可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，则a+2b，整理可得3SO2+2H2O=2H2SO4+S↓
ii.①B是A的对比实验，所用c(KI)应该相等，否则无法得出正确结论，所以a=0.4；
②比较A、B、C，A中只含KI、B中含有KI和硫酸、C中只含硫酸，反应快慢顺序是B>A>C，且C中没有明显现象，说明不反应，I-是该反应的催化剂，单独的H+不能具有催化作用，B中含有酸导致其反应速率加快，所以得出的结论是：I-是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率；
③反应a、b知，SO2先和I-反应生成I2，I2再和SO2进一步反应，I-是该反应的催化剂，D中KI溶液溶解了I2，由D中“溶液的棕褐色很快褪色”说明反应b比反应a快，D的反应b中产生了H+，使反应a加快，所以SO2的歧化反应速率D>A。
19． 1
【详解】由表格数据可知，N2、NO、NO2、O2的物质的量均增加，CO2的物质的量不变，N2O的物质的量应减少，根据N元素守恒，反应前，则反应后，解得；的平衡转化率为。
20． 升高温度 实验b与a相比，反应速率快，平衡向逆反应方向移动 0.05mol/（L·min） 2.613 ×100% < T1时，该反应的平衡常数K1=2.613，T2时，该反应的平衡常数K2=1，该反应正反应为放热反应，所以T1＜T2
【详解】（1）根据图象，实验b与a相比，反应速率快，到达平衡时总压强变大，平衡向逆反应方向移动，该反应的正反应是气体体积减小的放热反应，故与实验a相比，实验b改变的条件是升高温度。
（2）①实验甲中，若2min时测得放出的热量是4.2kJ，则0~2min时间内消耗二氧化硫物质的量为=0.1mol，则υ（SO2）==0.05mol/（L·min）；
平衡时NO为0.18mol，根据三段式
SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）
起始量（mol） 0.8 0.2 0 0
变化量（mol） 0.18 0.18 0.18 0.18
平衡量（mol） 0.62 0.02 0.18 0.18
T1温度下平衡常数K1===2.613；
②实验丙中，平衡时NO为a mol，则参加反应二氧化氮的物质的量为amol，故二氧化氮的转化率为×100%=×100%；
③乙实验平衡时，NO为0.16mol，根据三段式
SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）
起始量（mol） 0.2 0.8 0 0
变化量（mol） 0.16 0.16 0.16 0.16
平衡量（mol） 0.04 0.64 0.16 0.16
T2温度下平衡常数K2===1<2.613，
正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，故T1＜T2。
21．(1) CaS CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑
(2) 作催化剂 两种情况下反应均达到平衡状态，催化剂CaCl2不改变平衡状态
(3)CO2高温下与过量C反应生成CO，使气体总体积增大(或部分转化为其他含S物质)
【详解】（1）由图1可知，低于800℃时，CaS的物质的量为1mol，而CaO的物质的量几乎为0，所以低于800℃时主要还原产物为CaS；高于800℃时，硫化钙和硫酸钙发生反应CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑，氧化钙的物质的量增加，硫化钙的物质的量减小，故答案为：CaS；CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑；
（2）催化剂仅能改变反应的速率，改变反应历程，但不能改变化学平衡，由图2可知，当温度高于1200℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的转化率趋于相同，所以CaCl2的作用是作催化剂，当温度高于1200℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的反应两种情况下反应均达到平衡，催化剂CaCl2不改变平衡的移动，故答案为：作催化剂；两种情况下反应均达到平衡状态，催化剂CaCl2不改变平衡状态；
（3）当C/S值大于0.7时，高温下，过量的C与CO2反应生成CO气体，反应产物为CaO、SO2和CO2、CO，使气体总体积增大，也可能硫酸钙部分转化为其他含硫物质，导致反应所得气体中SO2的体积分数不升反降，故答案为：CO2高温下与过量C反应生成CO，使气体总体积增大(或部分转化为其他含S物质)。
答案第1页，共2页
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一、单选题(共13题)
1．下列能用勒夏特列原理解释的是
A．高温及加入催化剂都能使合成氨的反应速率加快
B．SO2催化氧化成SO3的反应，往往需要使用催化剂
C．红棕色的NO2加压后颜色先变深后变浅
D．H2、I2、HI平衡时的混合气体加压后颜色变深
2．在体积均为2L的恒容容器中，分别在200℃和T℃时，发生如下反应，A的物质的量浓度(单位：mol/L)随时间变化的有关实验数据见下表：
时间/min 0 2 4 6 8 10
200℃ 0.80 0.55 0.35 0.20 0.15 0.15
T℃ 1.00 0.65 0.35 0.18 0.18 0.18
下列有关该反应的描述正确的是
A．在200℃时，4min内用B表示的化学反应速率为0.225mol/(L·min)
B．T℃下，6min时反应刚好达到平衡状态
C．从表中可以看出T＞200℃
D．在该题目条件下，无法判断正反应方向是否为放热反应
3．固体碘化铵置于密闭容器中，加热至一定温度后恒温，容器中发生反应：①NH4I（s）NH3（g）+HI（g） ②2HI（g）H2（g）+I2（g），测得平衡时c（I2）=0.5mol/L，反应①的平衡常数为20mol2/L2，则下列结论不正确的是
A．平衡时c（NH3）=5mol/L
B．平衡时HI分解率为20%
C．混合气体的平均摩尔质量不再发生变化不可以作为判断该反应达到平衡状态的标志
D．平衡后缩小容器体积，NH4I的物质的量增加，I2的物质的量不变
4．利用可消除污染，反应原理为，在10L密闭容器中分别加入和，测得不同温度下随时间变化的有关实验数据见下表。
组别 温度/K 时间/min 物质的量/mol 0 10 20 40 50
① 0.50 0.35 0.25 0.10 0.10
② 0.50 0.30 0.18 M 0.15
下列说法错误的是
A．该反应为放热反应
B．组别①中内，的平均反应速率为
C．若组别②改为恒压装置，则M值一定小于0.15
D．当有C-H键断裂同时有O-H键形成，则达到平衡状态
5．下列装置，可以达到相应实验目的的是
A．吸收氨气尾气 B．甲烷与氯气的取代反应 C．中和反应反应热的测定 D．探究浓度对化学反应速率的影响
A．A B．B C．C D．D
6．甲酸常被用于橡胶、医药等工业。在一定条件下可分解生成CO 和H2O。在有、无催化剂条件下的能量与反应历程的关系如图所示。下列说法错误的是
A．途径一与途径二甲酸平衡转化率相同
B．ΔH1=ΔH2<0
C．途径二H+参与反应，通过改变反应途径加快反应速率
D．途径二反应的快慢由生成 的速率决定
7．在恒温恒容的密闭容器中，某催化剂表面上发生氨的分解反应：2NH3(g)N2(g)+3H2(g)，测得不同起始浓度和催化剂表面积下氨浓度随时间的变化如表所示，下列说法正确的是
编号 时间/min c(NH3)/(10-3mol L-1) 表面积/cm2 0 20 40 60 80
① a 2.40 2.00 1.60
② a 1.20 0.80 0.40 x
③ 2a 2.40 1.60 0.80 0.40 0.40
A．实验①，N2的反应速率：0～20min大于20～40min
B．实验②，40min时，v正(NH3)=v逆(NH3)
C．相同条件下，增加氨气的浓度，反应速率增大
D．相同条件下，增加催化剂的表面积，反应速率增大
8．已知反应的反应机理如下：
①(快)
②(慢)
③(快)
下列有关说法错误的是
A．①的逆反应速率大于②的正反应速率
B．②中与的碰撞仅部分有效
C．和是该反应的催化剂
D．总反应中逆反应的活化能比正反应的活化能大
9．在一定温度下，将等量的气体分别通入起始体积相同的密闭容器I和II中，使其发生反应，时容器Ⅰ中达到化学平衡，X、Y、Z的物质的量的变化如图所示。则下列有关推断正确的是
A．该反应的化学方程式为
B．若两容器中均达到平衡时，两容器中Z的物质的量分数相同，则Y为固态或液态
C．若两容器中均达到平衡时，两容器的体积V(I)＜V(II)，则容器II达到平衡所需时间小于
D．若达平衡后，对容器II升高温度时其体积增大，说明Z发生的反应为吸热反应
10．一定条件下，将NH3与O2以体积比1∶2置于体积不变的密闭容器中，发生反应4NH3(g)＋5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g)，下列能说明反应达到平衡状态的是
A．达到化学平衡时，5v正(O2)=4v逆(NO)
B．NO和H2O的物质的量浓度比保持不变
C．混合气体的平均相对分子质量保持不变
D．混合气体的密度不再改变
11．高温时，NH3在催化剂作用下还原氮氧化物可应用于烟气脱硝化，一种反应原理如图所示。下列说法正确的是
A．反应前后Ti4+的总物质的量发生改变
B．O=Fe3+在该过程中起催化作用，铁元素价态未发生变化
C．反应的总方程式为4NH3+6NO＝5N2 +6H2O
D．反应过程中，每产生1mol N2，转移3mol电子
12．某温度下，在2L恒容密闭容器中加入3.0molX，发生反应，反应过程中有关数据如下表：
时间/min 0 5 10 15 20 25
Z的物质的量/mol 0 0.1 0.18 0.25 0.25 0.25
下列说法错误的是
A．5min时，Y的浓度为
B．0~10min内，Y的平均反应速率为
C．当容器内的值不变时，该反应达到平衡状态
D．当混合气体的密度不再改变时，该反应达到最大限度
13．为节约资源，许多重要的化工产品可以进行联合生产。如氯碱工业、金属钛的冶炼工业、甲醇的合成工业可以进行联合生产。联合生产时的物质转化如下图所示：
部分反应的热化学方程式为：
2C(s)＋O2(g)=2CO(g) ΔH＝－221.0kJ·mol－1
CO(g)＋2H2(g)=CH3OH(g) ΔH＝－90.7kJ·mol－1
TiO2(s)＋2C(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(l)＋2CO(g) ΔH＝－70.0kJ·mol－1
下列关于联合生产的有关说法正确的是
A．通过电解MgCl2溶液可以实现镁的再生
B．电解饱和食盐水时，阳极附近溶液pH升高
C．还原反应时，每生成48gTi，反应共转移2mol电子
D．反应TiO2(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(l)＋O2(g)在任何条件下均不能自发进行
二、填空题(共8题)
14．合成氨是人类科技发展史上的一项重大突破，已知：25℃时，合成氨反应的热化学为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92.4kJ/mol，请回答下列问题：
(1)其他条件不变时，升高温度，化学反应速率 (填“增大”或“减小”)；
(2)25℃时，取1mol N2和3mol H2置于2L的密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，达到平衡时放出的热量
A．大于92.4 kJ B．等于92.4 kJ C．小于92.4 kJ
(3)一定条件下，上述反应达到化学平衡状态的标志是 ;
A．N2、H2、NH3的浓度相等
B．容器内压强不再变化
C．单位时间内消耗amol N2，同时生成2amol NH3
(4)25℃时，上述反应平衡常数的表达式为：K= 。
15．合成氨工业在国民经济中占有重要地位。N2(g)+3H2(g)2NH3(g)， H＜0是合成氨工业的重要反应。在一定温度下，向容积为1L的密闭容器中充入0.5molN2和1.3molH2，反应过程中H2的浓度随时间变化如图所示：
请回答：
(1)20min内，v(N2)= mol/(L·min)。
(2)升高温度，平衡向 (填“正”或“逆")反应方向移动。
(3)平衡时，N2的转化率是 ；
(4)该温度下，合成氨反应的化学平衡常数数值为 ；
16．丙烯是重要的有机化工原料，丙烷脱氢制丙烯具有显著的经济价值和社会意义。回答下列问题：
(1)在一定温度下，向 1 L 恒容密闭容器中充入 1 mol C3H8(g)，发生反应：C3H8(g) C3H6(g)＋H2(g) ΔH＞0，开始压强为 p0 MPa。
①下列能说明上述反应一定达到化学平衡状态的是 (填字母标号)。
A．n(C3H6):n(H2)=1:1
B．气体平均摩尔质量保持不变
C．气体密度保持不变
D．C3H8分解速率与 C3H6消耗速率相等
②欲使丙烯的平衡产率提高，应采取的措施是 (填字母标号)。
A．升高温度 B．降低温度 C．加催化剂 D．充入 C3H8
③经过 4 min，反应达到平衡，此时容器压强为 1.4 p0 MPa，则前 4 min 的平均反应速率 v(H2)= ，该温度下反应的平衡常数 K= mol·L-1.
(2)某科研机构利用 CO2的弱氧化性开发了丙烷氧化脱氢制丙烯的新工艺，该工艺采用铬的氧化物作催化剂，其反应机理如图。
图中“(i)”的化学方程式为 。该工艺采用的催化剂为 。
17．科研、生产中常涉及碳的化合物。回答下列问题：
(1)700℃时，向容积为3L的恒容密闭容器中充入一定量的CO和，发生反应：，反应过程中测定的部分数据见下表：
反应时间/min
0 1.8 0.9
2 1.2 x
4 y 0.3
①反应前2min内的平均反应速率 ；表中y的值为 。
②判定2min时达到平衡状态的理由是 。
(2)工业上可利用煤的气化产物（水煤气）合成二甲醚： 。一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高的转化率，可以采取的措施是 （填字母）。
a．升高温度 b．加入催化剂
c．减小的浓度 d．增大压强（缩小容器体积）
(3)高炉炼铁中发生的主要反应为。已知该反应平衡常数随温度变化如图所示，该反应平衡常数表达式为 ， 0（填“>”“<”或“=”）。
(4)能与反应制得甲醇（）： 。一定条件下，将2 mol 和4 mol 充入密闭容器中，发生反应制取甲醇，的平衡转化率与温度、平衡总压强的关系如图所示。
①、、由大到小的顺序为 。
②条件下255℃时，该反应的压强平衡常数 （为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数；计算结果保留1位小数）。
18．近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能的转化与存储。过程如下：
(1)反应Ⅰ：2H2SO4(l)=2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) ΔH1=+551 kJ·mol－1
反应Ⅲ：S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH3=-297 kJ·mol－1
写出反应Ⅱ的热化学方程式： 。
(2)歧化反应可简单理解为化学反应中同一反应物中某元素化合价同时出现升降。已知I-离子可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂。有关离子方程式如下（未配平）：
a.SO2+I-+H+→S↓+I2+H2O
b.I2+H2O+SO2→SO42-+H++I-
i.依据图示及以上离子方程式a、b，写出SO2歧化反应方程式： 。
ii.探究a、b反应速率与SO2歧化反应速率的关系，实验如下：分别将18 mL SO2饱和溶液加入到2 mL下列试剂中，密闭放置观察现象。（已知：I2易溶解在KI溶液中）
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
①B是A的对比实验，则a= 。
②比较A、B、C，可得出的结论是 。
③实验表明，SO2的歧化反应速率D>A，结合①、②反应速率解释原因： 。
19．和时，在恒压密闭容器中进行模拟实验。各组分的相关信息如表：
物质
(投料) 19 34 25 0 0
(平衡) 50 20 25 2 2
其中 ，的平衡转化率为 (保留三位有效数字)。
20．硫及其化合物对人类的生产和生活有着重要的作用。
2SO2（g）+O2（g） 2SO3（g）△H=﹣198kJ mol﹣1是制备硫酸的重要反应。
（1）在容积为V L的密闭容器中起始充入2mol SO2和1mol O2，反应在不同条件下进行，反应体系总压强随时间的变化如图所示。与实验a相比，实验b改变的条件是 ，判断的依据 。
（2）二氧化硫在一定条件下还可以发生如下反应：SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）△H=﹣42kJ mol﹣1，在1L恒容密闭容器中充入SO2（g）和NO2（g），所得实验数据如下：
实验编号 温度 起始时物质的量/mol 平衡时物质的量/mol
n（SO2） n（NO2） n（NO）
甲 T1 0.80 0.20 0.18
乙 T2 0.20 0.80 0.16
丙 T3 0.20 0.30 a
①实验甲中，若2min时测得放出的热量是4.2kJ，则0～2min时间内，用SO2（g）表示的平均反应速率υ（SO2）= ，该温度下的平衡常数 。
②实验丙中，达到平衡时，NO2的转化率为 。
③由表中数据可推知，Tl T2（填“＞”“＜’’或“=”），判断的理由是 。
21．磷石膏是湿法生产磷酸排出的工业废渣，主要成分是CaSO4·2H2O。用不同的还原剂可以将CaSO4还原，所得SO2可用于工业生产硫酸。
(1)以CO作还原剂，改变反应温度可得到不同的产物。不同温度下反应后所得固体成分的物质的量如图1所示。在低于800 ℃时主要还原产物为 ；高于800 ℃时CaS减少的原因是 (用化学方程式表示)
(2)以高硫煤为还原剂焙烧2.5 h，不同条件对硫酸钙转化率的影响如图2所示。CaCl2的作用是 ；当温度高于1 200 ℃时，无论有无CaCl2存在，CaSO4的转化率趋于相同，其原因是
(3)以C作还原剂，向密闭容器中加入相同质量的几组不同C/S值(C与CaSO4的物质的量比)的混合物在1100 ℃加热，结果如图3所示。当C/S值为0.5时，反应产物为CaO、SO2、CO2；当C/S值大于0.7时，反应所得气体中SO2的体积分数不升反降，其可能原因是
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参考答案：
1．C
【详解】A．高温和催化剂使活化分子百分数增大，活化分子数目增大，反应速率加快，与勒夏特列原理无关，A错误；
B．催化剂改变的是反应速率，而不能影响化学平衡，与勒夏特列原理无关，B错误；
C．2NO2 N2O4，增压使容器体积减小，气体浓度增大，NO2气体颜色加深，然后平衡正向移动，NO2的浓度又减小，颜色变浅，与勒夏特列原理有关，C正确；
D．H2、I2、HI平衡时的混合气体加压后，由于该反应前后气体分子数不变，故平衡不移动，但加压后体积减小，气体浓度增大，I2蒸气颜色加深，与勒夏特列原理无关，D错误；
正确答案选C。
2．C
【详解】A．B是固体，不能用B的浓度变化表示化学反应速率，故A错误；
B．根据表格数据，T℃下，可能在4~6min内某一时刻反应刚好达到平衡状态，故B错误；
C．从表中可以看出T℃反应速率大于200℃，所以T＞200℃，故C正确；
D．T＞200℃，200℃时K= ，T℃时K=，升高温度，K增大，可知正反应吸热，故D错误；
选C。
3．D
【详解】设：碘化铵生成氨气和碘化氢的浓度为x，则
①NH4I（s）NH3（g）+HI（g）
x x
②2HI（g）H2（g）+I2（g），测得平衡时c（H2）=0.5mol/L，即
1mol/L 0.5mol/L 0.5mol/L
所以碘化氢的平衡浓度是（x-1）mol/L，根据反应①的平衡常数为20，则x（x-1）=20，解得x=5mol/L；
A．由分析可知平衡时c（NH3）=5mol/L，故A正确；
B．平衡时HI分解率为×100%=20%，故B正确；
C．反应体系气体的总物质的量始终不变，则混合气体的平均摩尔质量不再发生变化不可以作为判断该反应达到平衡状态的标志，故C正确；
D．平衡后缩小容器体积，反应①逆向移动，NH4I的物质的量增加，HI的物质的量降低，反应②逆向移动，则I2的物质的量也减小，故D错误；
答案为D。
4．D
【详解】A．由表中数据可知，T2下反应速率大于T1，故T2高于T1，平衡时甲烷的物质的量是T2大于T1，即升高温度，平衡逆向移动，故该反应为放热反应，A正确；
B．由表中数据可知，组别①中0~10min内，的平均反应速率为=0.003，B正确；
C．分析反应可知：正反应气体体积增大，若组别②改为恒压装置，相当于增大体积，减小压强，平衡正向移动，则M值一定小于0.15，C正确；
D．当有1molC-H键断裂表示正反应，同时有1molO-H键生成也表示正反应，不能判断达到平衡状态，D错误；
故选D。
5．B
【详解】A．氨气能溶于水反应，图中装置易发生倒吸，故A错误；
B． 甲烷与氯气在光照条件下发生取代反应生成甲烷的氯代产物和氯化氢，故B正确；
C．铜制搅拌器可导致热量散失，应使用玻璃搅拌器，故C错误；
D．盐酸的浓度不同，使用的金属也不同，不符合控制变量的思想，故D错误；
答案选B。
6．D
【详解】A．催化剂不改变反应的平衡转化率，途径一与途径二甲酸平衡转化率相同，A项正确；
B．催化剂可以降低活化能，但不改变焓变，图中反应物总能量大于生成物总能量，因此ΔH1=ΔH2<0，B项正确；
C．根据图示可知途径二中H+参与了反应，H+的参与改变反应途径，降低了活化能，从而加快反应速率，C项正确；
D．反应的快慢通常由活化能最大的一步决定，即途径二反应的快慢由生成 的速率决定，D项错误。
答案选D。
7．D
【详解】A．由表格数据可知，实验①中0～20min消耗氨气的浓度与20～40min消耗氨气的浓度相等，说明反应速率相等，则0～20min生成氮气的反应速率与20～40min生成氮气的反应速率相等，故A错误；
B．由表格数据可知，实验③和实验①起始氨气的浓度相等，60min实验③达到平衡时氨气浓度为4.00×10-4mol/L，催化剂表面积大小只影响反应速率，不影响平衡，则实验①达平衡时氨气浓度也为4.00×10-4mol/L；恒温恒容条件下，实验①和实验②催化剂表面积相同，实验②投入氨气的浓度是实验①的一半，相当于减小压强，化学反应速率小于实验①，所以实验②40min时反应未达到平衡，正反应速率大于逆反应速率，故B错误；
C．由表格数据可知，实验①和实验②催化剂表面积相同，实验①中氨气初始浓度是实验②中氨气初始浓度的两倍，但实验①和实验②在0～20min、20～40min氨气浓度变化量相等，都是4.00×10-4mol/L，说明相同条件下，增加氨气的浓度，反应速率不增大，故C错误；
D．对比实验①和实验③，起始氨气浓度相同，实验③中催化剂表面积是实验①中催化剂表面积的2倍，实验③先达到平衡状态，实验③的反应速率大，说明相同条件下，增加催化剂的表面积，反应速率增大，故D正确；
故选D
8．C
【详解】A．①为快反应，②为慢反应，所以①的逆反应速率大于②的正反应速率，A正确；
B．分子碰撞中，能发生化学反应的碰撞属于有效碰撞，反应②为可逆反应，只有部分分子发生有效碰撞，B正确；
C．根据反应的历程，和是在反应过程中产生又被消耗，是该反应的中间产物，C错误；
D．总反应为放热反应，逆反应的活化能比正反应的活化能大，D正确；
故选C。
9．B
【详解】A．由图可知，X、Y的物质的量增大，为生成物，Z的物质的量减小，为反应物。达到平衡时，X生成1.8mol，Y生成1.2mol，Z反应3.0-1.2=1.8mol，可知X、Y、Z的化学计量数之比为，则反应的化学方程式为，A错误；
B．若两容器中均达到平衡时，Z的物质的量分数相同，说明达到相同的平衡状态，所以反应是前后气体体积不变的反应，则Y为固态或液态，B正确；
C．反应的化学方程式为，若两容器中均达到平衡时，两容器的体积V(Ⅰ)＜V(Ⅱ)，则容器Ⅱ达到平衡的过程是体积增大、压强不变的过程，达到平衡所需时间大于，C错误；
D．容器Ⅱ是恒压容器，若达平衡后，升高温度时其体积增大，不能说明平衡正向进行，Z发生的反应不一定为吸热反应，故D错误。
故选B。
10．C
【分析】根据化学平衡状态的特征：逆、定、等、动、变等来判断化学反应是否达到平衡；当化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不再发生变化，由此衍生的一些物理性不变，以此解答该题。
【详解】A．达到化学平衡时，正逆反应速率相等，根据方程式可判断应该是4v正(O2)=5v逆(NO)时达到平衡状态，A不选；
B．NO和H2O均是生成物，二者的物质的量浓度比始终保持不变，不能据此说明反应达到平衡状态，B不选；
C．混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以混合气体的平均相对分子质量保持不变可说明反应达到平衡状态，C选；
D．密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以混合气体的密度不再改变，不能说明反应达到平衡状态，D不选；
答案选C。
11．D
【详解】A．由图可知，Ti4+是整个反应的催化剂，反应前后Ti4+的总物质的量不发生改变，故A错误；
B．O=Fe3+在该过程中起催化作用，铁元素价态发生变化，即+2价和+3价相互转化，故B错误；
C．反应机理中箭头从反应物指向生成物，则反应的总方程式为4NH3+4NO+O2＝4N2 +6H2O，故C错误；
D．反应的总方程式为4NH3+4NO+O2＝4N2 +6H2O，NH3中的N元素由-3价上升到0价，每产生4mol N2，转移12mol电子，因此每产生1mol N2，转移3mol电子，故D正确；
故选D。
12．C
【详解】A．5min时，生成Z为0.1mol，Y的浓度为=，A正确；
B．0~10min内，生成Y，Y的平均反应速率为，B正确；
C．反应中，容器内，为常数，当容器内的值不变时，无法判断是否达平衡状态，C错误；
D．当混合气体的密度，反应向右进行，气体质量增大，气体体积不变，密度增大，当气体密度不再改变时，该反应达到最大限度 ，D正确；
故答案选C。
13．D
【详解】A．电解MgCl2溶液生成Mg(OH)2、H2和Cl2，没有Mg生成，不能实现镁的再生，A不正确；
B．电解饱和食盐水时，阳极生成Cl2，阴极生成NaOH、H2等，所以阴极附近溶液pH升高，B不正确；
C．还原反应时，Ti元素的化合价由+4价降为0价，48gTi的物质的量为1mol，则反应共转移4mol电子，C不正确；
D．由反应TiO2(s)+2C(s)+2Cl2(g)=TiCl4(l)+2CO(g) ΔH=－70.0kJ·mol-1和2C(s)＋O2(g)＝2CO(g) ΔH＝－221.0kJ·mol－1，根据盖斯定律可得出TiO2(s)+2Cl2(g)=TiCl4(l)+O2(g) ΔH=+151kJ·mol-1，该反应的ΔS＜0，△H＞0，则在任何条件下均不能自发进行，D正确；
故选D。
14． 增大 C B
【分析】①影响化学反应速率的因素是增大物质浓度、升高温度、气体反应增大压强，增大接触面积等都可以加快反应速率；
②合成氨的反应为可逆反应，反应物不可能完全转化成生成物判断该反应放出的热量；
③当化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，由此衍生的一些物理量也不变，注意反应物与生成物的化学计量数关系；
④平衡常数等于生成物浓度幂之积除以反应物浓度幂之积，固体和纯液体不写入表达式。
【详解】①其它条件不变时，升高温度，化学反应速率增大，正逆反应速率都增大，只是正逆反应速率增大程度不同；
②由N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，△H=-92.4kJ/mol可知，生成2mol氨气放出92.4kJ热量，l molN2和3molH2放在密闭容器中，在催化剂存在下进行反应，由于可逆反应不可能完全转化，所以生成氨气的物质的量小于2mol，放出的热量小于92.4kJ，故答案为：C；
③合成氨反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)△H=-92.4kJ/mol．反应是气体体积减小的放热反应；
A．平衡时各物质的物质的浓度取决于起始配料比以及转化的程度，N2、H2、NH3的浓度相等，不能作为判断是否达到平衡状态的依据，故A错误；
B．反应物和生成物的物质的量不相等，当压强不变时，说明各物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，故B正确；
C．单位时间内消耗amol N2，同时生成2amol NH3，反应正向进行，正逆反应速率不相等，没有达到平衡状态，故C错误；
故答案为B；
④平衡常数等于生成物浓度幂之积除以反应物浓度幂之积，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，反应的平衡常数=。
【点睛】反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，必须是同一物质的正逆反应速率相等；反应达到平衡状态时，平衡时各种物质的物质的量、浓度等不再发生变化，此类试题中容易发生错误的情况往往有：平衡时浓度不变，不是表示浓度之间有特定的大小关系；正逆反应速率相等，不表示是数值大小相等；对于密度、相对分子质量等是否不变，要具体情况具体分析等。
15． 5.0×10-3 逆 20% 0.1
【详解】(1)由图可知，在0~20min时，H2的物质的量浓度减少了0.3mol/L，根据化学方程式可知，N2的物质的量浓度应当减少0.1mol/L，则v(N2)==5.0×10-3mol/(L·min)；
(2) N2(g)+3H2(g)2NH3(g)， H＜0为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动；
(3) 由图可知，平衡时H2的物质的量减少了0.3mol/L×1L=0.3mol，根据化学方程式可知，平衡时N2的物质的量减少0.1mol，N2的转化率是：×100%=20%；
(4) 由图可知，平衡时H2的物质的量浓度减少了0.3mol/L，列三段式：
该温度下，合成氨反应的化学平衡常数K==0.1。
16． BD A 0.1 mol·L-1 min-1 或 0.3 或 0.27 CrO3或三氧化铬
【详解】(1)①A．由反应方程式可知，不管反应是否达到平衡，n(C3H6)与n(H2)一定相等，所以n(C3H6):n(H2)=1:1时，反应不一定达平衡状态，A不符合题意；
B．气体的总质量不变，平衡前气体的物质的量始终改变，所以气体平均摩尔质量保持不变时，反应达平衡状态，B符合题意；
C．气体的总质量不变，体积不变，气体密度始终保持不变，气体密度不变时，反应不一定达平衡状态，C不符合题意；
D．C3H8分解速率与 C3H6消耗速率相等时，反应进行的方向相反，且正、逆反应速率相等，反应达平衡状态，D符合题意；
故选BD。
②A．因为正反应为吸热反应，所以升高温度，平衡正向移动，丙烯的平衡产率提高，A符合题意；
B．降低温度，平衡逆向移动，丙烯的平衡产率降低，B不符合题意；
C．加催化剂，可以改变反应速率，但不能改变丙烯的平衡产率，C不符合题意；
D．充入 C3H8，虽然平衡正向移动，但丙烯的产率降低，D不符合题意；
故选A；
③在一定温度下，向1 L 恒容密闭容器中充入 1 mol C3H8(g)，开始压强为 p0 MPa，4 min后反应达到平衡，此时容器压强为 1.4 p0 MPa，设参加反应的丙烷的物质的量为x，则可建立如下三段式：
则，x=0.4mol，前 4 min 的平均反应速率 v(H2)= =0.1 mol·L-1 min-1，该温度下反应的平衡常数 K== 或 0.3 或 0.27mol·L-1.。
答案为：BD；0.1 mol·L-1 min-1； 或 0.3 或 0.27；
(2)从图中可以看出，图 “(i)” 中，C3H8与CrO3反应，生成C3H6、Cr2O3、H2O，化学方程式为；图 “(ⅱ)” 中，Cr2O3与CO2反应，生成CrO3、CO，化学方程式为Cr2O3+3CO2=2CrO3+3CO，两式相加，删除的物质中，出现在第一个反应中的反应物为CrO3，所以该工艺采用的催化剂为CrO3或三氧化铬。答案为：；CrO3或三氧化铬。
17．(1) 0.1 1.2 通过计算可知，2 min时的物质的量为0.3 mol，不再随时间变化而改变，说明反应达到平衡（答案合理即可）
(2)cd
(3) <
(4) 22.8
【详解】（1）①反应前2min内CO消耗了1.8-1.2=0.6mol，则氢气生成了0.6mol，=0.1；04min内，水消耗了0.9-0.3=0.6mol，则CO也消耗了0.6mol，4min时，CO剩余1.8-0.6=1.2mol，表中y的值为1.2；
②通过计算可知，2 min时的物质的量为0.9-0.6=0.3 mol，不再随时间变化而改变，说明反应达到平衡（答案合理即可）；
（2）a．由于，升高温度，平衡逆向移动，的转化率减小，a不符合题意；
b．加入催化剂，平衡不移动，的转化率不变，b不符合题意；
c．减小的浓度,平衡正向移动，的转化率增大，c符合题意；
d．增大压强（缩小容器体积）,平衡正向移动，的转化率增大，d符合题意；
故选cd；
（3）由该反应平衡常数随温度的变化图知，K随温度升高而减小，故<0；根据方程式，该反应平衡常数表达式；
（4）①对于反应，在温度一定时，增大压强，平衡向正反应方向移动，平衡转化率增大，则图中的；
②由图知，(4MPa)条件下，255℃时平衡转化率为60%，则从反应开始到达到平衡状态，转化了1.2mol，可列出以下三段式：
则平衡时气体总物质的量为0.8+0.4+1.2+1.2=3.6mol，。
18． 3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s) △H=-254 kJ/mol 3SO2+2H2O=2H2SO4+S↓ 0.4 I-是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率 反应b比a快；D中由反应b产生的H+使反应a加快
【分析】(1)根据盖斯定律，将已知的热化学方程式叠加，可得待求的反应的热化学方程式；
(2)i.根据电子守恒、原子守恒、电荷守恒，配平a、b两个方程式，然后叠加，可得SO2发生歧化反应的方程式；
ii.①B是A的对比实验，所用c(KI)应该相等；
②比较A、B、C，A中只含KI、B中含有KI和硫酸、C中只含硫酸，反应快慢顺序是B>A>C，且C中没有明显现象，说明不反应；
③反应a、b知，SO2先和I-反应生成I2，I2再和SO2进一步反应，D中KI溶液溶解了I2，根据实验现象对比分析。
【详解】(1) ①2H2SO4(l)=2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) ΔH1=+551 kJ·mol－1
②S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH3=-297 kJ·mol－1
-①-②，整理可得反应Ⅱ的热化学方程式为：3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s)；△H=－254 kJ/mol；
(2) i.配平a、b两个方程式可得a.SO2+4I-+4H+→S↓+2I2+2H2O
b.I2+2H2O+SO2→SO42-+4H++2I-，由于I-离子可以作为水溶液中SO2歧化反应的催化剂，则a+2b，整理可得3SO2+2H2O=2H2SO4+S↓
ii.①B是A的对比实验，所用c(KI)应该相等，否则无法得出正确结论，所以a=0.4；
②比较A、B、C，A中只含KI、B中含有KI和硫酸、C中只含硫酸，反应快慢顺序是B>A>C，且C中没有明显现象，说明不反应，I-是该反应的催化剂，单独的H+不能具有催化作用，B中含有酸导致其反应速率加快，所以得出的结论是：I-是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率；
③反应a、b知，SO2先和I-反应生成I2，I2再和SO2进一步反应，I-是该反应的催化剂，D中KI溶液溶解了I2，由D中“溶液的棕褐色很快褪色”说明反应b比反应a快，D的反应b中产生了H+，使反应a加快，所以SO2的歧化反应速率D>A。
19． 1
【详解】由表格数据可知，N2、NO、NO2、O2的物质的量均增加，CO2的物质的量不变，N2O的物质的量应减少，根据N元素守恒，反应前，则反应后，解得；的平衡转化率为。
20． 升高温度 实验b与a相比，反应速率快，平衡向逆反应方向移动 0.05mol/（L·min） 2.613 ×100% < T1时，该反应的平衡常数K1=2.613，T2时，该反应的平衡常数K2=1，该反应正反应为放热反应，所以T1＜T2
【详解】（1）根据图象，实验b与a相比，反应速率快，到达平衡时总压强变大，平衡向逆反应方向移动，该反应的正反应是气体体积减小的放热反应，故与实验a相比，实验b改变的条件是升高温度。
（2）①实验甲中，若2min时测得放出的热量是4.2kJ，则0~2min时间内消耗二氧化硫物质的量为=0.1mol，则υ（SO2）==0.05mol/（L·min）；
平衡时NO为0.18mol，根据三段式
SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）
起始量（mol） 0.8 0.2 0 0
变化量（mol） 0.18 0.18 0.18 0.18
平衡量（mol） 0.62 0.02 0.18 0.18
T1温度下平衡常数K1===2.613；
②实验丙中，平衡时NO为a mol，则参加反应二氧化氮的物质的量为amol，故二氧化氮的转化率为×100%=×100%；
③乙实验平衡时，NO为0.16mol，根据三段式
SO2（g）+NO2（g） SO3（g）+NO（g）
起始量（mol） 0.2 0.8 0 0
变化量（mol） 0.16 0.16 0.16 0.16
平衡量（mol） 0.04 0.64 0.16 0.16
T2温度下平衡常数K2===1<2.613，
正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，故T1＜T2。
21．(1) CaS CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑
(2) 作催化剂 两种情况下反应均达到平衡状态，催化剂CaCl2不改变平衡状态
(3)CO2高温下与过量C反应生成CO，使气体总体积增大(或部分转化为其他含S物质)
【详解】（1）由图1可知，低于800℃时，CaS的物质的量为1mol，而CaO的物质的量几乎为0，所以低于800℃时主要还原产物为CaS；高于800℃时，硫化钙和硫酸钙发生反应CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑，氧化钙的物质的量增加，硫化钙的物质的量减小，故答案为：CaS；CaS＋3CaSO44CaO＋4SO2↑；
（2）催化剂仅能改变反应的速率，改变反应历程，但不能改变化学平衡，由图2可知，当温度高于1200℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的转化率趋于相同，所以CaCl2的作用是作催化剂，当温度高于1200℃时，无论有无CaCl2，CaSO4的反应两种情况下反应均达到平衡，催化剂CaCl2不改变平衡的移动，故答案为：作催化剂；两种情况下反应均达到平衡状态，催化剂CaCl2不改变平衡状态；
（3）当C/S值大于0.7时，高温下，过量的C与CO2反应生成CO气体，反应产物为CaO、SO2和CO2、CO，使气体总体积增大，也可能硫酸钙部分转化为其他含硫物质，导致反应所得气体中SO2的体积分数不升反降，故答案为：CO2高温下与过量C反应生成CO，使气体总体积增大(或部分转化为其他含S物质)。
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