第2章 化学反应的方向、限度与速率 测试题 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．下列事实中不能用平衡移动原理解释的是
A．合成氨使用高温条件
B．往氢硫酸溶液中加入碱，有利于S2-增多
C．硫化亚铁不溶于水，但是能溶于稀盐酸中
D．用水洗涤硫酸钡造成的损失量大于用稀硫酸造成的损失量
2．可逆反应，反应过程中，当其它条件不变时，C的百分含量(C%)与温度和压强的关系如下图，下列叙述正确的是
A．达平衡后，加入催化剂后C%增大
B．达平衡后，若升温，平衡右移
C．达平衡后，增加A的量有利于平衡向右移动
D．化学方程式中n>e+f
3．可逆反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) 达到平衡状态时，保持恒温恒容向容器中加入一定量的O2，设K为平衡常数，Q为浓度商，下列说法正确的是
A．Q变小，K不变，O2转化率减小 B．Q不变，K变大，SO2转化率减小
C．Q增大，K不变，SO2转化率增大 D．Q不变，K变大，O2转化率增大
4．工业合成氨的反应为： kJ·mol，用○、●分别表示H原子、N原子，表示催化剂，反应微观历程如下图所示，下列说法中错误的是
A．过程②→③吸收能量，过程③→④放出能量
B．使用新型催化剂可使与在较低温度和压强下合成
C．合成氨反应达平衡时，反应速率关系：
D．合成氨工业中采用循环操作的主要目的是提高与的利用率
5．一定温度下，将一定量的A、B置于4L恒容反应器中进行反应，有关物质的物质的量与时间的关系如图。该反应前2min平均反应速率v(A)为
A．0.1mol·L-1·min-1 B．0.2mol·L-1·min-1
C．0.05mol·L-1·min-1 D．0.4mol·L-1·min-1
6．在2L的密闭容器中发生下面反应：A(g)+2B(g)=3C(g)，经过3min后A的物质由10mol变为7mol，则下面表示的反应速率正确的是（ ）
A．vA=1mol L－1 min－1 B．vB=2mol L－1 min－1
C．vC=2mol L－1 min－1 D．vB=1mol·L－1 min－1
7．NA为阿伏加德罗常数的值。下列叙述正确的是
A．78g过氧化钠中含有的离子总数为4NA
B．0. l mol CH3COOH与0.1mol CH3CH2OH反应生成的CH3COOCH2CH3分子数目为0.1NA
C．31gP4(分子结构： )中的共价键数目为1.5NA
D．标准状况下，22.4LNO与11.2L O2混合后的分子数目为NA
8．浓度均为0.1mol/L的CH4和CO2，在一定条件下发生反应CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)，测得CH4的平衡转化率与温度及压强的关系如图，下列说法不正确的是（ ）
A．平衡时CO与H2的物质的量比为1：1
B．p1、p2、p3、p4由大到小的顺序为p1C．1100℃，p4条件下，该反应10min时达到平衡点X，则v(CO2)=0.008mol L-1 min-1
D．随着温度升高，CH4的转化率减小
9．工业上合成氮的反应为，下列说法错误的是
A．反应达到平衡时，反应混合物中和的体积比一定为1∶2
B．反应中断裂键的同时形成键
C．反应混合物中的质量分数不再变化时，反应达到平衡状态
D．若在恒温、恒压容器中由正向开始该反应，则在未达到平衡状态前容器的体积逐渐减小
10．X(g) +Y(g) Z(g) + W(g)反应过程中能量变化如图，下列说法正确的是
A．任何条件下，该反应一定能自发进行
B．该反应的△H=(E1-E2)kJ·mol-1
C．若加入催化剂，(E3-E2)的值变化
D．高温下有利于该反应正向进行
11．下列关于化学反应中热量变化的说法，正确的是
A．吸热反应都不能自发进行
B．放热反应的生成物键能之和大于反应物键能之和
C．甲烷作为燃料其热值比氢的热值高
D．把煤制成水煤气(CO和H2)，会提高燃烧放出的热量
12．下列有关化学反应自发性的说法中不正确的是
A．只能在高温下自发进行，则该反应的
B． ，该反应在任意温度下都可自发进行
C．在室温下不能自发进行，说明该反应的
D．常温下，能够自发进行，则该反应的
13．某MOFs多孔材料孔径大小和形状恰好将 “固定”，能高选择性吸附。废气中的被吸附后，经处理能全部转化为。原理示意图如下。
下列说法不正确的是
A．酸性强弱：三氯乙酸>二氯乙酸
B．多孔材料“固定”，促进平衡正向移动
C．硝酸有分子内氢键，故其沸点较低
D．转化为的反应是
14．不同温度下，在两个密闭容器中同时进行化学反应：，1min内甲容器中消耗掉2molA物质，乙容器内消耗6molA物质，则两容器内的反应速率大小关系为
A．甲容器内反应速率快 B．乙容器内反应速率快
C．甲乙两容器内反应速率相等 D．无法比较
15．在2.0 L恒容密闭容器中充入气体M和N，发生反应 ΔH>0，不同条件下的实验结果如下表：
实验编号 温度 起始投料/(mol) 平衡浓度/(mol/L)
① 0.40 0.20 0.15 a
② 0.40 0.20 0.18 b
③ 0.20 0.10
下列说法正确的是
A．实验①平衡后降低温度，将减小，将增大
B．，
C．实验②中平衡时缩小容器体积至0.5 L，再次平衡后=0.36 mol/L
D．实验③中无X生成
二、填空题
16．利用的还原性可以消除氮氧化物的污染，其中除去的主要反应如下：。已知该反应速率，(分别是正、逆反应速率常数)，该反应的平衡常数，则 ， 。
17．甲烷在日常生活及有机合成中用途广泛，某研究小组研究甲烷在高温下气相裂解反应的原理及其应用。
(1)已知：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) ΔH1=-890.3kJ mol-1
C2H2(g)+O2(g)=2CO2(g)+H2O(l) ΔH2=-1299.6kJ mol-1
2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH3=-571.6kJ mol-1
则甲烷气相裂解反应：2CH4(g)C2H2(g)+3H2(g)的ΔH= 。
(2)该研究小组在研究过程中得出当甲烷分解时，几种气体平衡时分压(Pa)与温度(℃)的关系如图所示。
①T1℃时，向2L恒容密闭容器中充入0.3molCH4，只发生反应2CH4(g)C2H4(g)+2H2(g)，达到平衡时，测得c(C2H4)=c(CH4)。该反应达到平衡时，CH4的转化率为 。
②对上述平衡状态，若改变温度至T2℃，经10s后再次达到平衡，c(CH4)=2c(C2H4)，则10s内C2H4的平均反应速率v(C2H4)= ，上述变化过程中T1 (填“＞”或“＜”)T2，判断理由是 。
③在①建立的平衡状态基础上，其他条件不变，再通入0.5molCH4，平衡将 (填“不移动”、“正向移动”或“逆向移动”)，与原平衡相比，CH4的平衡转化率 (填“不变”、“变大”或“变小”)。
(3)若容器中发生反应2CH4(g)C2H2(g)+3H2(g)，计算该反应在图中A点温度时的平衡常数Kp= Pa2(用平衡分压代替平衡浓度)。
18．某学生为探究锌与稀盐酸反应的速率变化，用排水集气法收集反应放出的氢气。所用稀盐酸浓度有1.00mol·L-1、2.00mol·L-1两种浓度，每次实验稀盐酸的用量为25.00mL，锌有细颗粒与粗颗粒两种规格，用量为6.50g。实验温度为25℃、35℃。(已知Zn2+对该反应的反应速率无影响)
(1)请在实验目的一栏中的空白项处填出对应的实验编号：
编号 t/℃ 锌规格 盐酸浓度/mol·L-1 实验目的
① 25 粗颗粒 2.00 I.实验①和②探究盐酸浓度对该反应速率的影响； II.实验 探究温度对该反应速率的影响； III.实验 探究锌规格(粗、细)对该反应速率的影响。
② 25 粗颗粒 1.00
③ 35 粗颗粒 2.00
④ 25 细颗粒 2.00
(2)实验①记录如下(换算成标况)：
时间/s 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
氢气体积/mL 16.8 39.2 67.2 224 420 492.8 520.8 543.2 554.4 560
①计算在30～40s范围内盐酸的平均反应速率ν(HCl)= (忽略溶液体积变化)；
②反应速率最大的时间段(如0～10s)为 ，可能原因是 ；
③反应速率后段明显下降的主要影响因素是 。
(3)测量氢气体积时，在不影响产生H2气体总量的情况下，往往在盐酸中分别加入相同体积的下列溶液以减慢反应速率，你认为可行的是_______(填序号)。
A．NaNO3溶液 B．NaCl溶液 C．CuSO4溶液 D．Na2CO3溶液
(4)某化学研究小组的同学为比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果，设计了如图所示的实验。
①如图可通过观察 现象，比较得出Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果结论；
②某同学提出将FeCl3改为Fe2(SO4)3更为合理，其理由是 。
19．利用H2和CO2在一定条件下可以合成乙烯：6H2(g)+2CO2(g)CH2=CH2(g)+4H2O(g)。已知不同温度对CO2的转化率及催化剂的效率影响如图所示，则不同条件下反应， 点的速率最大，M点时平衡常数比N点时平衡常数 ，温度低于250℃时，随温度升高乙烯的产率 。
20．在T0 K、1.0×104 kPa下，等物质的量的CO与CH4混合气体可以合成乙醛，反应化学方程式如下：CO(g)＋CH4(g) CH3CHO(g)，实验测得：v正=k正·p(CO)·p(CH4)，v逆=k逆·p(CH3CHO)，k正、k逆为速率常数，p为气体的分压(气体分压p=气体总压p总×体积分数)。若用气体分压表示的平衡常数Kp=4.5×10-5(kPa)-1，则k正= (以k逆表示)；当CO转化率为20%时，CH3CHO(g)的分压p(CH3CHO)= kPa
21．将等物质的量的A、B混合于2L的密闭容器中，发生如下反应：3A(g)+B(g) xC(g)+2D(g)，经5min后，测得D的浓度为0.5mol/L，c(A)∶c(B)=3∶5，C的平均反应速率为0.1mol/(L·min)。求：
(1)此时A的浓度c(A)= mol/L
(2)前5min内用B表示的平均反应速率v(B)= mol/(L·min)；
(3)化学反应方程式中x的值为 。
22．化学反应速率和化学反应的限度是化学反应原理的重要组成部分。
(1)探究反应条件对0.10mol/LNa2S2O3溶液与0.10 mol/L稀H2SO4反应速率的影响。反应方程式为：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O。设计测定结果如下：
编号 反应温度 Na2S2O3溶液/mL 水/mL H2SO4溶液/mL 乙
① 25 10.0 10.0 x
② 25 5.0 a 10.0 y
③ 0 10.0 10.0 z
若上述实验①②是探究浓度对化学反应速率的影响，则a为 ，乙是实验需要测量的物理量，则表格中“乙”为 ，x、y、z的大小关系是 。
(2)氨气具有广泛的用途，工业上合成氨的反应是N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
①已知：
化学键 H-H N≡N N-H
键能kJ/mol断开1 mol化学键所需要的能量 436 945 391
则合成氨的热化学方程式是 。
②保持恒温、恒容，若反应起始时N2、H2、NH3的浓度分别为0.1 mol/L、0.3 mol/L、0.1 mol/L，达到平衡时NH3浓度的范围是 。
③下图表示该反应在t1时刻达到化学平衡，在t2时因改变某个条件而发生变化的情况，则t2时刻改变条件可能是 。
④一定温度下，在容积均为2 L的甲、乙、丙三个密闭容器中，按不同方式投入反应物，保持恒温、恒容，测得反应达到平衡时的有关数据如下：
容器 甲 乙 丙
反应物投入量 1 mol N2、3 mol H2 2 mol NH3 4 mol NH3
NH3的浓度(mol/L) c1 c2 c3
体系压强(Pa) P1 P2 P3
N2转化率 60%
该温度下此反应的平衡常数值是 ，c1、c2、c3由大到小的顺序是 ；2P2 P3填“＜”、“＞”或“”。
23．某学生为了探究影响化学反应速率的外界因素，进行以下实验：
实验一：向100mL稀硫酸中加入过量的锌粉，标准状况下测得数据累积值如下：
时间/min 1 2 3 4 5
氢气体积 50 120 232 290 310
(1)在0~1、1~2、2~3、3~4、4~5min各时间段中：
反应速率最大的时间段是 min，主要的原因可能是 。
反应速率最小的时间段是 min，主要的原因可能是 。
(2)为了减缓反应速率但不减少产生氢气的量，可以在稀硫酸中加入_______(单选)。
A．Na2SO4溶液 B．NaOH溶液 C．NaNO3溶液 D．Na2CO3溶液
实验二：比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果，实验装置如下所示：
已知：2H2O2(aq)=2H2O(l)+O2(g)
(3)定性分析：图甲可通过观察产生气泡的快慢定性比较得出结论。
有同学提出将5滴0.1mol·L-1 FeCl3溶液改为5滴 mol·L-1 Fe2(SO4)3溶液更合理，更换溶质的理由是： 。
(4)定量分析：如图乙所示，实验时均以生成40mL气体为准，其他可能影响实验的因素均已忽略。仪器A的名称是 。检测该装置气密性的方法是：关闭A的活塞，将注射器向外拉出一段后松手，过一段时间后看到 ，说明装置气密性良好，实验中需要测量的数据是 。
(5)有人设想以H2O和O2为原料，直接化合生产H2O2溶液，分析该想法是否可行？ 说明理由 。
【参考答案】
一、选择题
1．A
解析：A．合成氨使用高温条件是其发生反应的条件，不能用平衡移动原理解释这一原理，A错误；
B．氢硫酸是弱酸，部分电离出氢离子和硫离子，往氢硫酸溶液中加入碱，促进氢硫电离，故硫离子增多，B正确；
C．，加入盐酸后有,破坏了硫化亚铁的溶解平衡，是硫化亚铁向溶解方向移动，C正确；
D．，用水洗涤使硫酸钡溶解平衡向正方向移动，造成硫酸钡的损失，而用硫酸洗涤，硫酸电离产生的氢离子抑制硫酸钡的溶解，故硫酸钡损失少，D正确；
故选A。
2．D
解析：A．催化剂只改变反应速率，不影响平衡移动，所以加入催化剂，不能改变，A错误；
B．如图，温度越高，越小，平衡逆向移动，正反应为放热反应，B错误；
C．A是固体，增大A的量，不影响平衡，C错误；
D．根据图示信息，增大压强，增大，平衡正向移动，正反应为气体分子数减小的反应，所以，D正确；
故选D。
3．A
解析：浓度商Q=，容器容积不变，向容器中充入一定量的O2，分母变大，所以浓度商Q减小；
当可逆反应2SO2(g)+O22SO3(g)达到平衡状态后，保持温度，则平衡常数K不变；
加入一定量的O2，平衡正向移动，促进了SO2的转化，但是氧气自身的转化率降低；
故选A；
4．C
解析：A．由题干反应历程图中，过程②→③表示化学键断裂，故吸收能量，而过程③→④表示化学键形成，故放出能量，A正确；
B．使用新型催化剂可以降低反应所需要的活化能，故可使N2与H2在较低温度和压强下合成NH3，B正确；
C．根据反应速率之比等于化学计量系数之比可知，，故当时，，即合成氨反应未达平衡，C错误；
D．合成氨工业中采用循环操作的主要目的是及时分离出NH3，化学平衡正向移动，并将N2和H2循环利用，故可提高与的利用率，D正确；
故答案为：C。
5．A
解析：该反应前2min平均反应速率，故选A；
答案选A。
6．D
【分析】根据3min后A的物质由10mol变为7mol，根据vA=计算出A的化学反应速率，根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，可以得到B、C的化学反应速率，由此分析。
解析：A．3min后A的物质由10mol变为7mol，则vA==0.5mol L-1 min-1，故A错误；
B．速率之比等于化学计量数之比，则vB=2vA=2×0.5mol L-1 min-1=1mol L-1 min-1，故B错误；
C．速率之比等于化学计量数之比，则vC=3vA=3×0.5mol L-1 min-1=1.5mol L-1 min-1，故C错误；
D．速率之比等于化学计量数之比，则vB=2vA=2×0.5mol L-1 min-1=1mol L-1 min-1，故D正确；
答案选D。
7．C
解析：A．78g 过氧化钠是1mol，其中含有2mol钠离子和1mol过氧离子，含有的离子总数为3NA，故 A错误；
B．CH3COOH与CH3CH2OH的酯化反应是可逆反应，0.1mol CH3COOH不能完全转化为CH3COOCH2CH3，故B错误；
C．P4(分子结构：)中的6条P—P共价键，4个P原子，故共价键数目为1.5NA，故C正确；
D．标准状况下，22.4L NO与11.2L O2混合后，会生成1mol NO2，但NO2还可部分转化为N2O4，混合后分子数小于1mol，故D不正确；
故选C。
8．D
解析：A．因为生成物CO与H2的物质的量按1：1生成，所以平衡时CO与H2的物质的量比为1：1，A正确；
B．由图可知，温度一定时，甲烷的转化率(P1)＞(P2)＞(P3)＞(P4)，该反应正反应是气体体积增大的反应，增大压强平衡向逆反应进行，甲烷的转化率降低，故压强P4＞P3＞P2＞P1，B正确；
C．由图可知，压强为P4、1100℃的条件下，达到平衡X点时甲烷的转化率为80%，甲烷的浓度变化量为0.1mol/L×80%=0.08mol/L，则： 故，C正确；
D．由图可知，压强相同时，温度越高，CH4的平衡转化率越大，D错误；
故答案为：D。
9．A
解析：A．反应中的变化量之比一定等于化学计量系数之比，但平衡量之比不一定等于化学计量系数比，则反应达到平衡时，反应混合物中和的体积比不一定为1∶2，A错误；
B．反应中的变化量之比一定等于化学计量系数之比，故有反应中断裂键的同时形成键，B正确；
C．化学平衡的特征之一为反应体系中各物质的百分含量保持不变，则反应混合物中的质量分数不再变化时，反应达到平衡状态，C正确；
D．由方程式可知正反应是一个气体物质的量减小的方向，则若在恒温、恒压容器中由正向开始该反应，则在未达到平衡状态前容器的体积逐渐减小，D正确；
故答案为：A。
10．B
【分析】由图像可知反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，△H=（E1-E2）kJ mol-1，E3为活化分子能量，加入催化剂，可降低活化能，如能自发进行，应满足△H-T △S<0，以此解答该题。
解析：A. △H<0，且△S<0，如能自发进行，应满足△H T △S<0，则在高温下不能满足，故A错误；
B. 由图像可知，反应热为反应物总能量与生成物总能量差值为(E1 E2)kJ mol 1，故B正确；
C. 加入催化剂，可降低活化能，则(E3 E2)的值减小，故C错误；
D. 由A分析可知在高温下不能自发进行，故D错误；
故选：B。
11．B
解析：A．CaCO3(s)=CO2(g)+CaO(s)为吸热反应，但该反应熵增大，高温可以自发，A错误；
B．焓变=反应物键能之和-生成物键能之和，生成物键能之和大于反应物键能之和，则焓变小于0，为放热反应，B正确；
C．氢气热值1.4×108J/kg，甲烷热值为5.02×107/kg，氢气的热值更高，C错误；
D．依据能量守恒可知，煤制气的过程中不能增加煤燃烧放出的热量，但能提高燃料的利用率，D错误；
综上所述答案为B。
12．C
【分析】利用吉布斯自由能 G=ΔH- S<0，反应能够自发进行；
解析：A. SiO2(s)＋2C(s)= Si(s)＋2CO(g)的 S>0，若只能在高温下自发进行，则表明反应吸热，即该反应的ΔH>0，A正确；
B. 反应的 S>0、，则该反应在任意温度下都可自发进行，B正确；
C. BaSO4(s)＋4C(s)= BaS(s)＋4CO(g) 的 S>0，在室温下不能自发进行，则表明反应吸热，即说明该反应的ΔH>0，C错误；
D. 常温下，2NO(g)＋O2(g)=2NO2(g) 的 S<0，能够自发进行，则表明反应放热，即该反应的ΔH<0，D正确。
故选C。
13．D
解析：A．硝酸是强酸，硝酸大于有机酸，Cl吸引电子，使得酸性增强，氯原子越多，其有机酸酸性越强，因此酸性强弱：＞三氯乙酸＞二氯乙酸，故A正确；
B．多孔材料“固定”，导致浓度降低，促进平衡正向移动，故B正确；
C．根据硝酸的结构可知硝酸存在分子内氢键，故其沸点较低，故C正确；
D．转化为的反应是，故D错误。
综上所述，答案为D。
14．D
解析：化学反应速率是用单位时间内反应物或生成物的浓度变化来表示的，本题中未指明两容器容积的大小，故无法知道浓度大小，不能确定反应速率的相对大小。
故选D。
15．D
解析：A．该反应为吸热反应，降低温度，平衡向逆反应方向移动，M和N的浓度都减小，故A错误；
B．由表格数据可知，实验①反应达到平衡，消耗M的浓度为—0.15mol/L=0.05 mol/L，由方程式可知，平衡时N的浓度为—0.05mol/L=0.05 mol/L，则a=0.05，实验②反应达到平衡，消耗M的浓度为—0.18mol/L=0.02mol/L，由方程式可知，平衡时N的浓度为—0.02mol/L=0.08 mol/L，则b=0.08，故B错误；
C．由方程式可知，反应的平衡常数K=c(M)c(N)，该反应是气体体积增大的反应，实验②中平衡时缩小容器体积至0.5L，气体压强增大，平衡向逆反应方向移动，温度不变，平衡常数不变，则新平衡时，M的浓度还是为0.18mol/L，故C错误；
D．由表格数据可知，温度为时，反应的平衡常数K=c(M)c(N)=0.18×0.08=0.0144，实验③的浓度熵Qc=×=0.005＜K，平衡正向进行，则反应无X生成，故D正确；
故选D。
二、填空题
16．0
解析：当反应达到平衡时有，即，变换可得，该反应的平衡常数，所以。
17．(1)+376.4kJ mol-1
(2)66.7% 0.00125mol L-1 s-1 ＞ 从题给图象判断出该反应为吸热反应，对比T1℃和T2℃两种平衡状态，由T1℃到T2℃，CH4浓度增大，说明平衡逆向移动，则T1＞T2 正向移动 变小
(3)1×105
解析：（1）(1)碳化钙和水反应生成氢氧化钙和乙炔，反应的化学方程式为2CH4(g)C2H2(g)+3H2(g)。将已知反应依次编号为①②③,由盖斯定律,将①×2
② ③×可得:2CH4(g)C2H (g)+3H (g) H=( 890.3kJ mol-1)×2 ( 1299.6kJ mol-1) ( 571.6 kJ mol-1)×=+376.4kJ·mol-1。
（2）（2）①设达到平衡时，甲烷转化了xmol·L-1，根据“三段式”法进行计算:
则有0.15-x=0.5x，解得x=0.1故CH4的转化率为，×100%≈66.7%。
②由图象判断出该反应为吸热反应，因重新达到平衡后甲烷的浓度增大，故反应逆向移动，则T1℃→T2℃为降温过程，即T1>T2。结合①的计算结果，设重新达到平衡时，甲烷的浓度变化了ymol·L-1，根据“三段式”法进行计算:
则有0.05+y=2×(0.05-0.5y)，解得y=0.025，则v(C2H4)=
③T1>T2
④由图象判断出该反应为吸热反应，因重新达到平衡后甲烷的浓度增大，故反应逆向移动，则T1℃→T2℃为降温过程。
（3）(3)由题图中数据可知，平衡时各物质分压如下:
平衡常数K=平衡常数只与温度有关，由题给图象可知该反应为吸热反应，则升高温度可使化学平衡常数增大。
18．(1) ①和③ ①和④
(2)0.056mol·L-1·s-1 40～50s 反应放热，温度升高，且此时盐酸浓度较大 浓度
(3)B
(4)生成气泡的快慢 排除阴离子不同造成的干扰
解析：（1）探究外界条件对反应速率的影响，注意控制变量法的使用。实验①和②温度一样，锌颗粒大小一样，盐酸浓度不一样，所以实验①和②探究盐酸浓度对该反应速率的影响；实验①和③其他条件相同，温度不同，所以是探究温度对该反应速率的影响；实验①和④其他条件相同，锌颗粒大小不同，所以是探究锌规格(粗、细)对该反应速率的影响。
故答案是①和③；①和④；
（2）①根据反应速率的计算公式得，30s～40s氢气体积的变化量是156.8mL，则物质的量变化是0.007mol，则反应的盐酸的物质的量是0.014mol，浓度变化量是0.56mol/L，ν(HCl)==0.056mol/(L·s)；
②通过表格分析，同样时间段，40～50s氢气的体积变化最大，则40～50s时是反应速率最大的时间段，此时反应物浓度不是最大，所以最大的可能原因是金属与酸反应放热，温度升高，速率变大；
随着浓度不断减小，反应速率后段明显下降；
综上，答案是0.056mol/(L·s)；40～50s；反应放热，温度升高，且此时盐酸浓度较大；浓度；
（3）事先在盐酸溶液中分别加入等体积的下列溶液以减慢反应速率，在不影响产生H2气体总量的情况下，你认为他上述做法中可行的是：
A．加入NaNO3溶液，引入硝酸根离子，形成氧化性很强的硝酸，硝酸与金属锌反应不能生成氢气，A项不符题意；
B．加入NaCl溶液，相当于稀释盐酸溶液，使反应减慢，不影响氢气总量的生成，B项符合题意；
C．加入CuSO4溶液，使锌与硫酸铜反应生成少量铜单质，形成铜锌原电池，可加快反应的进行，C项不符合题意；
D．加入Na2CO3，稀盐酸与Na2CO3反应，消耗氢离子，影响最终氢气的生成，D项不符合题意；
故答案选B。
（4）①Fe3+和Cu2+对H2O2分解生成氧气，其他条件不变时，通过观察溶液中气泡产生的快慢，比较得出比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果结论。
②同学提出将FeCl3改为Fe2(SO4)3更为合理，其理由是阴离子也可能会对反应速率产生影响，控制变量，与硫酸铜的酸根一致，避免FeCl3中的氯离子对反应有影响；
故答案是溶液中气泡产生的快慢；阴离子也可能会对反应速率产生影响，所以将FeCl3改为Fe2(SO4)3可以控制阴离子相同，排除阴离子不同造成的干扰。
19．M 大 减小
解析：温度越高、催化剂催化效率越高，反应速率越快；由图可知，M点催化剂催化效果最好，所以M点反应速率最大；随温度升高，二氧化碳的平衡转化率减小，说明M点时平衡常数比N点时平衡常数大；温度低于250℃时，随温度升高二氧化碳转化率下降，乙烯的产率减小。
20．k逆×4.5×10-5 ×104(或1.1×103)
解析：v正=k正·p(CO)·p(CH4)，v逆=k逆·p(CH3CHO)，当反应达到平衡时，v正=v逆，则==Kp，带入数值得k正=k逆×4.5×10-5；等物质的量的CO与CH4合成乙醛，设它们起始量均为1 mol，当CO转化率为20%时，列出反应的三段式如下：
所以p(CH3CHO)=×1.0×104 kPa=×104(或1.1×103)kPa。
21．75 0.05 2
解析：(1)将等物质的量的A、B混合于2L的密闭容器中，经5min后，测得D的浓度为0.5mol/L，生成的D为2L×0.5mol/L=1mol，则：
由于5min时c(A)∶c(B)=3∶5，则（n-1.5）：（n-0.5）=3：5，解得n=3，此时A的浓度c(A)=(3-1.5)mol÷2L=0.75mol/L；
(2)消耗B的浓度是=0.5mol÷2L=0.25mol/L，则v(B)=0.25mol/L÷5min=0.05mol/（L min）；
(3)C的平均反应速率为0.1mol/（L min），则=0.1mol/（L min），则x=2。
22．(1) 5.0 出现浑浊的时间 z＞y＞x
(2)N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-93 kJ/mol 0 mol/L＜c(NH3)＜0.3 mol/L 降低温度；充入H2 8.33 c3＞c1=c2 ＞
解析：（1）当探究某一种因素对反应速率的影响时，必须保持其他影响因素一致，通过比较实验①③的反应条件可知，实验①③可探究温度对反应速率的影响；实验①②中的Na2S2O3溶液的加入体积不同，故要探究Na2S2O3溶液浓度不同对反应速率的影响，但反应体积溶液的总体积需相同，故应加入蒸馏水来确保溶液的总体积相同，甲应为V(蒸馏水) /mL，a的值为5.0；要准确描述反应速率的快慢，必须准确测得溶液褪色时间的长短，故乙要测量的物理量是出现浑浊的时间/min，浓度越大，温度越高，则反应速率越大，出现浑浊用时越少，由于温度对化学反应速率的影响大于浓度对化学反应速率的影响，所以反应时间长短应为：z＞y＞x；
（2）①合成氨的反应是N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，反应热等于反应物的总键能与生成物总键能之差，则△H=(945+3×436- 6×391)kJ/mo1=-93 kJ/mol；则合成氨的热化学方程式是N2(g)+3H2(g)2NH3(g) △H=-93 kJ/mol；
②若反应起始时N2、H2、NH3的浓度分别为0.l mol/L、0.3 mol/L、0.1 mol/L，假设反应正向进行，则N2的最大转化浓度为0.l mol/L，则NH3的变化浓度为0.2 mol/L；即平衡时NH3的浓度小于0.3 mol/L；假设反应逆向进行，则NH3的变化浓度最大为0.l mol/L，即平衡时NH3的最小浓度为大于0 mol/L，故NH3达到平衡时浓度的范围为0 mol/L＜c(NH3)＜0.3 mol/L；
③t2时改变外界条件使平衡向正反应方向移动，氨气浓度增大，氮气浓度减小，根据该反应的正反应是气体体积减小的放热反应可知改变的外界条件可能是降低反应温度或充入氢气；
④相同温度下，平衡常数相同，根据甲容器计算。反应容器的容积是2 L，反应开始时c(N2)=0.5 mol/L，c(H2)=1.5 mol/L，反应达到平衡时N2的转化率是60%，则反应消耗N2浓度△c(N2)=0.5 mol/L×60%=0.3 mol/L，根据物质反应转化关系可知平衡时：c(N2)=0.2 mol/L，c(H2)=0.6 mol/L，c(NH3)=0.6 mol/L，则该反应的化学平衡常数K=；
甲、乙为等效平衡，平时NH3的浓度浓度相等；丙相当于在乙的基础上缩小体积，压强增大，化学平衡向气体体积减小的正反应方向移动，导致平衡时NH3的浓度增大，则c1、c2、c3大到小的顺序是c3＞c1=c2；
甲、乙为等效平衡，平衡时压强P1=P2；丙中开始时NH3气体的物质的量是乙中NH3物质的量的2倍，而容器的容积不变，若增大气体压强化学平衡不移动，则平衡时压强关系应该为P3=2P2，但增大压强，会使化学平衡正向移动，导致气体的物质的量减小，因此平衡时气体压强也减小，故平衡时气体压强关系为：P3＜2P2，即压强大小关系为：2P2＞P3。
23．(1) 2～3 该反应过程中放热使温度升高而加快反应速率，此时温度的影响是主要因素 4～5 该反应过程中消耗H+使氢离子浓度减小而减慢反应速率，此时氢离子浓度的影响是主要因素
(2)A
(3)0.05 将FeCl3溶液改为Fe2(SO4)3后与CuSO4对比，只有阳离子不同，从而排除Cl-可能带来的干扰
(4)分液漏斗 活塞能复位 生成40mL气体所需的时间
(5)可行，H2O中O元素为-2价，O2中O元素为0价，H2O2中O元素为-1价，因此H2O和O2有可能通过化合反应生成H2O2
【分析】通过对比实验研究某一因素对实验的影响，应该要注意控制研究的变量以外，其它量要相同，以此进行对比。
解析：（1）在0~1、1~2、2~3、3~4、4~5min各时间段中氢气体积变化分别为50、70、112、58、20；故反应速率最大的时间段是2～3min，主要的原因可能是该反应过程中放热使温度升高而加快反应速率，此时温度的影响起主要因素；反应速率最小的时间段是4～5min，主要的原因可能是该反应过程中消耗H+使氢离子浓度减小而减慢反应速率，此时氢离子浓度的影响起主要因素；
（2）A．Na2SO4溶液不影响生成氢气的质量，但是使得溶液中溶质的浓度减小，导致反应速率减小，故A符合题意；
B．氢氧化钠和稀硫酸反应，导致生成氢气量减小，故B不符合题意；
C．NaNO3溶液中硝酸根离子具有强氧化性，氢离子、硝酸根离子和锌可能生成氮的氧化物，导致生成氢气减小，故C不符合题意；
D．碳酸钠和稀硫酸反应，导致生成氢气量减小，故D不符合题意；
故选D。
（3）将FeCl3溶液改为Fe2(SO4)3后与CuSO4对比，只有阳离子不同，从而排除Cl-可能带来的干扰，故将5滴0.1mol·L-1 FeCl3溶液改为5滴0.05mol·L-1 Fe2(SO4)3溶液，此时铁离子、铜离子浓度相等，且阴离子种类相同，故更合理；
（4）仪器A的名称是分液漏斗；检测该装置气密性的方法是：关闭A的活塞，将注射器向外拉出一段后松手，过一段时间后看到活塞能复位，说明装置气密性良好；由于实验时均以生成40mL气体为准，故实验中需要测量的数据是生成40mL气体所需的时间；
（5）H2O中O元素为-2价，O2中O元素为0价，H2O2中O元素为-1价，因此H2O和O2有可能通过化合反应生成H2O2，故可行