2.1 化学反应的方向 课时练习 （含解析）2023-2024学年高二上学期化学鲁科版（2019）选择性必修1

2.1 化学反应的方向 课时练习
一、单选题
1．有关化学反应的说法，正确的是（　　）
A．自发反应都是放热反应
B．自发反应都是熵增大的反应
C．非自发反应在一定条件下能实现
D．自发反应常温下一定能实现
2．某反应2AB(g)C(g)+3D(g)在高温时能自发进行，其逆反应在低温下能自发进行，则该反应的ΔH、ΔS应为（　　）
A．ΔH ＜0，ΔS＞0 B．ΔH ＜0，ΔS＜0
C．ΔH ＞0，ΔS＞0 D．ΔH ＞0，ΔS＜0
3．可用于判断化学反应是否自发的依据是(　　)
A．仅用焓变 B．仅用熵变
C．仅用焓变与熵变的和 D．用ΔH－TΔS
4．某催化固氮机理如图所示。下列说法正确的是
A．固氮过程是将气态含氮物质转化为固态含氮物质
B．整个过程中涉及到非极性键的断裂和形成
C．三步反应均为氧化还原反应
D．步骤Ⅲ可能为ΔH>0，ΔS<0的反应
5．根据下列实验操作和现象所得到的结论正确的是（　　）
A．碳酸钙与过量盐酸反应，某时间段内生成的速率先快后慢，速率加快的主要因素是温度升高
B．取溶液，向其中滴加溶液，取上层清液滴加KSCN溶液，溶液变成血红色，该反应是可逆反应
C．将红热的铂丝插入到盛有氨气和氧气的集气瓶，铂丝一直保持红热，集气瓶出现红棕色气体，氨气与氧气反应放热，无一氧化氮生成
D．分别向蛋白质溶液中加入饱和和溶液，均析出固体，蛋白质都发生变性
6．在密闭容器中进行反应：N2+3H22NH3，下列说法正确的是
A．升高温度能加快反应速率
B．充入氢气能减慢反应速率
C．达到平衡时，反应速率：v(正)=v(逆)=0
D．达到平衡时，N2和H2能100%转化为NH3
7．判断一个化学反应的自发性常用焓判据和熵判据，则在下列情况下，可以判定反应一定能自发进行的是（　　）
A．ΔH<0，ΔS>0 B．ΔH>0，ΔS>0
C．ΔH<0，ΔS<0 D．ΔH>0，ΔS<0
8．工业合成氨反应N2+3H2 2NH3，是一个正反应为放热的可逆反应。下列说法正确的是（　　）
A．使用合适的催化剂可以加快反应速率，提高生产效率
B．生成物的总能量大于反应物的总能量
C．将该反应设计成原电池，放出的热量不变
D．达到平衡时，N2的浓度与NH3的浓度一定相等
9．下列对化学反应预测正确的是（　　）
选项 化学反应方程式 已知条件 预测
A M（s）═X（g）+Y（s） △H＞0 它是非自发反应
B W（s）+xG（g）═20Q（g） △H＜0，自发反应 x可能等于1、2、3
C 4X（g）+5Y（g）═4W（g）+6G（g） 能自发反应 △H一定小于0
D 4M（s）+N（g）+2W（l）═4Q（s） 常温下，自发进行 △H＞0
A．A B．B C．C D．D
10．下列反应均可在室温下自发进行，其中△H>0，△S>0的是（　　）
A．(NH4)2CO3(s) =NH3(g) + NH4HCO3(s)
B．Mg(s) + 2HCl(aq) = MgCl2(aq) + H2(g)
C．4Fe(OH)2(s)+O2(g)+2H2O(l) = 4Fe(OH)3(s)
D．Al(OH)3(s)+3HNO3(aq) =Al(NO3)3(aq)+ 3H2O(l)
11．将0.2mol/L KI溶液和0.05mol/LFe2(SO4)3溶液等体积混合，充分反应后，取混合溶液分别完成下列实验，能说明溶液中存在化学平衡2Fe3+ + 2I-2Fe2+ + I2的是(已知：Fe2+与K3 [Fe(CN)6]溶液反应有蓝色沉淀生成)（　　）
实验编号 实验操作 实验现象
① 滴入KSCN溶液 溶液变为红色
② 滴入溶液 有黄色沉淀生成
③ 滴入K3 [Fe(CN)6]溶液 有蓝色沉淀生成
④ 滴入淀粉溶液 溶液变为蓝色
A．① B．①和② C．②和④ D．③和④
12．下列说法错误的是（　　）
A．催化剂可以改变化学反应速率
B．食物放在冰箱中会减慢食物变质的速率
C．2mol SO2与1mol O2混合一定能生成2mol SO3
D．锌与稀硫酸反应时，加入少量铜粉能加快产生氢气的速率
13．在一定条件下，某可逆反应的正反应速率、逆反应速率随时间的变化曲线如下图所示。下列有关说法中正确的是（　　）
A．t1时刻，正反应速率小于逆反应速率
B．t2时刻的正反应速率小于t3时刻的逆反应速率
C．t4时刻，反应处于平衡状态，正、逆反应速率均为0
D．t4时刻，保持其他条件不变，升高温度，正、逆反应速率均加快
14．工业合成氨的反应为：，在时，，，特定条件下的速率可表示为，其中k为反应速率常数，下列叙述正确的是
A．该反应在时不能正向自发进行
B．升高温度、增大压强有利于化学平衡向生成氨的方向移动
C．反应体系的三种物质中，的浓度对反应速率影响最大
D．反应达到一定转化率时将从混合气中分离出去会降低反应速率
15．某温度下，在2L恒容密闭容器中充入一定量A，发生反应aA(g)B(g)+cC(g)。反应达平衡时，测得c(B)=0.2mol·L﹣1，A、C的物质的量浓度随时间的变化如图所示。
下列说法错误的是（　　）
A．a=2，c=3
B．M点时，A的消耗速率与C生成速率相等
C．反应达平衡后，容器内A、B的物质的量之比为3：2
D．容器内气体的平均相对分子质量不再改变说明反应达平衡
16．氮化硼(BN)是重要的无机材料，可通过下面两个反应制得：
反应Ⅰ：
反应Ⅱ：
已知反应Ⅰ常温下自发，反应Ⅱ常温下不自发。下列说法错误的是（　　）
A．常温下反应Ⅰ的，但无法判断反应速率快慢
B．反应Ⅰ的，
C．性能优良的催化剂可使反应Ⅱ在常温下自发进行
D．反应Ⅱ中有极性键的断裂与生成
二、综合题
17．C、CO、是常见还原剂。不同的反应，选择合理的还原剂以达到不同的工艺意图。工业上常见几种还原反应如下：
反应I：
反应II：
反应III：
反应IV：
反应V：
回答下列问题。
（1）从的角度，说明反应I自发进行的可能性：　 　。
（2）①其他条件不变，分别测定CO还原FeO、还原FeO反应体系中，平衡时、CO体积分数与温度的关系如图所示。关于该类还原反应，有关说法错误的是　 　。
A．温度越高，FeO被CO还原的程度越大
B．温度越低，还原生成铁所需的的浓度越大
C．若还原FeO活化能相对较小，则混合气体系中的还原FeO速率由决定
D．宜在低温下进行
②结合反应I及图示信息，说明随温度升高，在平衡体系中，与CO还原FeO的能力发生变化的原因：　 　。
③计算576℃反应III的平衡常数K=　 　。
（3）根据反应IV，在如图中分别画出、的能量变化，并进行必要的标注　 　。
（4）已知基元反应的速率方程可表示为：(k为速率常数，下同)。碰撞理论研究发现，大多数化学反应并不是经过简单的碰撞就能完成，往往需经过多个反应步骤才反应过程能实现。用还原合成HI的反应实际上经过两步基元反应完成的：
已知快反应近似平衡态。若在温度为T℃下，，。写出T℃下反应的速率方程：v=　 　(用含、、、a、b的代数式表示)
18．某反应在体积为5L的恒容密闭容器中进行，各相关物质的物质的量随时间的变化情况如图所示(已知A、B、C均为气体)。
（1）结合图像信息，判断该反应可能是　 　(填选项序号)。
①；②；③
（2）试计算：
①反应从开始至2分钟时，以B的浓度变化表示的该反应的平均反应速率　 　；
②反应达到限度后A物质的转化率　 　。
19．
（1）化学反应 2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)在
298 K、100 kPa 下：ΔH＝－113.0 kJ/mol，ΔS＝－0.1kJ/(mol·K)，反应在常温下　 　
(填“能”或“不能”)自发进行。
（2）在密闭容器中，控制不同温度进行 2SO3(g) 2SO2(g)＋O2(g)实验。已知 SO3起始浓度均为c mol/L，测定 SO3的转化率。图中曲线Ⅰ为 SO3的平衡转化率与温度的关系，曲线Ⅱ表示不同温度下，反应经过相同时间尚未达到化学平衡时 SO3 的转化率。
①比较图中X 点与 Y 点、X 点与 Z 点的平衡常数大小：K(X)　 　K(Y)，K(X)　 　K(Z)(填“>”“<”或“＝”)。
②Y 点的反应速率：υ正 　 　υ逆(填“>”“<”或“＝”)。
③随温度升高，曲线Ⅱ逼近曲线Ⅰ的原因是　 　。
④下列措施在其他条件不变时，能提高 SO3 转化率的是　 　。
A．使用合适的催化剂
B．升高温度
C．增大压强
D．降低温度 E．减小压强 F．SO3 的起始浓度增加至 2c mol/L
20．碳中和是我国的重要战略目标，以和为原料合成受到广泛关注。
该过程主要涉及以下反应：
反应I
反应II
回答下列问题：
（1）已知：，反应I的　 　0(填“>”、“<”或“=”)，反应I和II的吉布斯自由能与热力学温度(T)之间的关系如图所示，　 　。
（2）向密闭容器中充入、反应合成，平衡时各组分的体积分数随温度变化如图所示。
①在工业上，常选用作为合成温度，原因是　 　。
②时对甲烷的选择性=　 　(保留2位有效数字，已知：选择性=生成的物质的量/参与反应的的物质的量)，该温度下反应II的　 　。(保留2位有效数字，已知：分压=组分物质的量分数×总压)
（3）光催化剂在光能作用下，电子发生跃迁，形成类似于电解池的阴阳极，将转变为。酸性环境下该过程的电极反应式为　 　。
21．金属钛(Ti)及其合金是高强度、低密度结构材料，在航空航天、医疗器械等领域有着重要用途。目前生产钛的方法之一是将TiO2转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。
（1）TiO2转化为TiCl4有直接氯化法(反应a)和碳氯化法(反应b)。
a．TiO2(s) +2Cl2(g)TiCl4(g) +O2(g) ΔH1 =172 kJ·mol-1
b．TiO2(s) +2Cl2(g)+2C (s)TiCl4(g)+2CO (g) ΔH2
已知：C (s) +O2(g)CO2(g) ΔH3= -393.5 kJ·mol-1，2CO (g) +O2(g) 2CO2(g) ΔH4= - 566.0 kJ·mol-1
①直接氯化反应在　 　(填“高温”“低温”)有利于自发进行。
②ΔH2=　 　kJ·mol-1
③碳氯化法中生成CO比生成CO2更有利于TiO2转化为TiCl4，从熵变角度分析可能的原因是　 　。
④已知常压下TCl4的沸点为136℃，从碳氯化反应的混合体系中分离出TiCl4的措施是　 　。
（2）在1. 0 ×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1：2.2：2进行反应。体系中TiCl4、CO、CO2平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①已知在200℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因是　 　。
②图中a曲线代表的物质是　 　 ， 原因是　 　。
③反应C (s)+CO2(g) 2CO (g)的平衡常数Kp(1200℃)=　 　 Pa。
答案解析部分
1．【答案】C
【解析】【解答】A、焓变不是影响反应方向的唯一因素，有些吸热反应也能自发进行，故A不符合题意；
B、熵变不是影响反应方向的唯一因素，有些熵减的反应也能自发进行，故B不符合题意；
C、非自发反应在一定条件下也可以发生，故C符合题意；
D、 的反应，需在高温下才能自发进行，故D不符合题意。
【分析】判断反应是否可以自发进行要根据复合判据，即焓变和熵变综合考虑。
2．【答案】C
【解析】【解答】A、ΔH＜0，ΔS＞0，正向任何温度下都自发进行，选项A不符合题意；
B、ΔH＜0，ΔS＜0，正向低温下能进行，选项B不符合题意；
C、ΔH＞0，ΔS＞0，在高温时能自发进行，其逆反应在低温下能自发进行，选项C符合题意；
D、ΔH＞0，ΔS＜0正向任何温度都不能自发反应，选项D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析。
3．【答案】D
【解析】【解答】判断化学反应是否自发的依据是ΔG＝ΔH－TΔS，焓变和熵变均不能作为判断的依据，
故答案为：D。
【分析】根据化学反应能够自发进行时ΔG<0，ΔG＝ΔH－TΔS；
4．【答案】B
【解析】【解答】A．固氮过程是将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程，选项A不符合题意；
B．整个过程中涉及到非极性键的断裂(N)和形成(O)，选项B符合题意；
C．第Ⅱ步反应为非氧化还原反应，选项C不符合题意；
D．步骤Ⅲ为熵增过程，△S>0，选项D不符合题意；
故答案为：B。
【分析】A．固氮过程是将游离态的氮转化为氮的化合物的过程；
B．同种原子之间的共价键为非极性键；不同种原子之间的共价键为极性键；
C．利用氧化还原反应中有元素化合价发生变化判断；
D．依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析。
5．【答案】A
【解析】【解答】A．碳酸钙与盐酸反应为放热反应，某段时间内生成二氧化碳的速率先快后慢，速率加快的主要原因是温度升高，A符合题意；
B．氯化铁和碘化钾发生反应：2Fe3++2I-=2Fe2++I2，结合数据可知，Fe3+过量，剩余的Fe3+能与SCN-反应生成血红色溶液，因此溶液变成血红色，不能判断反应是否可逆，B不符合题意；
C．加热条件下氨气与氧气反应，集气瓶中出现红棕色气体，不能说明没有一氧化氮生成，因为若氧气过量，即使生成了一氧化氮，一氧化氮可与过量的氧气反应生成红棕色的二氧化氮，C不符合题意；
D．向蛋白质溶液中加入饱和硫酸钠溶液，可使蛋白质发生盐析，加入饱和硫酸铜溶液，可使蛋白质变性，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.碳酸钙与盐酸反应为放热反应，前期速率加快的主要原因是温度升高，后期速率降低是由于盐酸浓度降低。
B.氯化铁和碘化钾发生反应验证该反应为可逆反应，加入的碘化钾必须过量。
C.过量的氧气会与NO反应生成NO2
D.蛋白质与重金属盐发生蛋白质变性，如硫酸铜溶液，与轻金属盐溶液发生盐析。
6．【答案】A
【解析】【解答】A．升高温度，反应物的能量增加，有效碰撞的次数增多，反应速率加快，A符合题意；
B．在密闭容器中充入氢气，能增大反应物的浓度，从而加快反应速率，B不符合题意；
C．达到平衡时，反应仍在进行，只是正反应与逆反应速率相等，所以反应速率：v(正)=v(逆)＞0，C不符合题意；
D．合成氨反应为可逆反应，达到平衡时，反应仍在进行，N2和H2不能100%转化为NH3，D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】AB．依据影响反应速率的因素分析；
C．依据化学平衡是动态平衡；
D．可逆反应进行不到底。
7．【答案】A
【解析】【解答】化学反应能否自发进行，取决于焓变和熵变的综合判据，当ΔG=ΔH-TΔS<0 时，反应能自发进行，当ΔH<0，ΔS>0 时， ΔG=ΔH-TΔS<0，一定能自发进行，而ΔH>0，ΔS<0时不能自发进行；ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0 能否自发进行，取决于反应的温度，所以ΔH<0，ΔS>0一定能自发进行；A符合题意；
故答案为：A。
【分析】根据化学反应能否自发进行，取决于焓变和熵变的综合判据，当ΔG=ΔH-TΔS<0 时，反应能自发进行。当ΔH<0，ΔS>0 时， ΔG=ΔH-TΔS<0，一定能自发进行。
8．【答案】A
【解析】【解答】A、使用催化剂加快了反应速率，缩短反应时间，提高反应效率，平衡不移动，所以A选项是符合题意的；
B、正反应是放热反应，则生成物的总能量小于反应物的总能量，故B不符合题意；
C、若把该反应设计成原电池，化学能除转化成热能外，还转化成电能，所以放出的热量应减少，故C不符合题意；
D.达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变但不一定相等，故D不符合题意；
故答案为：A。
【分析】A.催化剂可以加快反应的速率；
B.放热反应指的是生成物的能量之和小于反应物的能量之和；
C.能量是守恒的，在该原电池中，化学能会转化为热能和电能；
D.只有正逆反应的速率相等才能证明反应达到平衡，而各物质的浓度不一定相等。
9．【答案】B
【解析】【解答】解：A．M（s）═X（g）+Y（s），反应气体系数增大，为熵增大的反应，△S＞0，△H＞0，在高温条件下能自发进行，故A错误；
B．W（s）+xG（g）═20Q（g）△H＜0，x为1，2，3时，反应熵变，△S＞0，则一定满足△H﹣T△S＜0，反应能够自发进行，故B正确；
C.4X（g）+5Y（g）═4W（g）+6G（g）反应为气体系数增大的反应，△S＞0，所以当△H＜0，一定满足△H﹣T△S＜0，反应一定能够自发进行，当△H＞0时，当高温时，△H﹣T△S＜0，成立，可以自发进行，故C错误；
D.4M（s）+N（g）+2W（l）═4Q（s）为气体系数减小的反应，△S＜0，当△H＞0时，△H﹣T△S＞0，一定不能自发进行，故D错误；
故选：B．
【分析】在等温、等压条件下，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同决定的．化学反应自发进行的最终判据是吉布斯自由能变，自由能一般用△G来表示，且△G=△H﹣T△S，当△G=△H﹣T△S＜0时，反应向正反应方向能自发进行；当△G=△H﹣T△S=0时，反应达到平衡状态；当△G=△H﹣T△S＞0时，反应不能向正反应方向自发进行；据此解答．
10．【答案】A
【解析】【解答】A.一般的分解反应是吸热反应，故焓变大于0，产生气体，混乱度增大，故熵变大于0，故A符合题意
B.金属与酸反应一般是放热反应，故焓变小于0，产生气体，混乱度增大，熵变大于0，故B部分符合题意
C.化学反应一般是放热反应，焓变小于0，消耗气体，混乱度减小，熵变小于0，故C不符合题意
D.中和反应为放热反应，离子浓度增大，混乱度增大，故熵变增大，故D 不符合题意
故答案为：A
【分析】 △H>0，说明反应是吸热反应，常见的吸热反应是绝大多数分解反应，碳和二氧化碳的反应以及氢氧化钡晶体和氯化铵的反应，△S>0。说明混乱度增大，产生气体或者离子增加，综合即可得出正确答案
11．【答案】A
【解析】【解答】①向溶液中滴入KSCN溶液，溶液变红，则说明溶液中有Fe3+，即能说明反应存在平衡，故①符合题意；②向溶液中滴入AgNO3溶液有黄色沉淀生成，说明溶液中含I-，不能说明反应存在平衡，故②不符合题意；③无论反应存不存在平衡，溶液中均存在Fe2+，滴入K3[Fe(CN）6]溶液均有蓝色沉淀生成，故③不符合题意；④无论反应存不存在平衡，溶液中均有I2，滴入淀粉溶液后溶液均变蓝色，故不能证明存在平衡，故④不符合题意；
故答案为：A。
【分析】将0.2mol L-1的KI溶液和0.05mol L-1 Fe2(SO4）3溶液等体积混合后，若此反应不可逆，则Fe3+和I-完全反应后有I-剩余，故只需要证明含有Fe3+则即能证明此反应为可逆反应，能建立化学平衡。
12．【答案】C
【解析】【解答】A.催化剂可改变反应速率，选项正确，A不符合题意；
B.冰箱中的温度较低，而温度越低，反应速率越慢，因此食物放在冰箱中会减慢食物变质的速率，选项正确，B不符合题意；
C.SO2与O2的反应为可逆反应，可逆反应中，反应物无法完全转化为生成物，因此2molSO2和1molO2混合无法产生2molSO3，选项错误，C符合题意；
D.加入铜粉后，形成锌铜原电池，可加快反应速率，选项正确，D不符合题意；
故答案为：C
【分析】A.催化剂可改变反应速率；
B.结合温度对反应速率的影响分析；
C.结合可逆反应的特点分析；
D.形成原电池，反应速率加快；
13．【答案】D
【解析】【解答】A.由图可知，t1时刻，正反应速率大于逆反应速率，A不符合题意；
B.t2~t3过程中，反应正向进行，正反应速率大于逆反应速率，因此t2时刻正反应速率大于t3时刻逆反应率速率，B不符合题意；
C.t4时刻正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，但正逆反应速率不为0，C不符合题意；
D.升高温度，正逆反应速率同时增大，D符合题意；
故答案为：D
【分析】A.根据图示反应速率的相对大小分析即可；
B.根据浓度对反应速率的影响分析；
C.根据平衡特征进行分析；
D.结合温度对反应速率的影响分析；
14．【答案】C
【解析】【解答】A．由题给数据可知，反应ΔH-TΔS=(-92.2kJ/mol)-298K×(-0.1982kJ/(K·mol) ≈-33.14kJ/mol＜0，所以反应能自发进行，故A不符合题意；
B．该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，故B不符合题意；
C．由速率公式可知，反应速率与氮气和氢气的浓度成正比关系，与氨气的浓度成反比关系，所以幂指数最大的氢气浓度对反应速率影响最大，故C符合题意；
D．由速率公式可知，反应速率与氨气的浓度成反比关系，所以反应达到一定转化率时将氨气从混合气中分离出去会增大反应速率，故D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.根据ΔH-TΔS<0时反应自发进行分析；
B.该反应为放热反应，升温该反应的平衡逆向移动，增大压强，该反应的平衡正向移动；
C.反应速率与氮气和氢气的浓度成正比关系，与氨气的浓度成反比关系；
D.反应速率与氨气的浓度成反比关系，分离出氨气会增大反应速率。
15．【答案】B
【解析】【解答】A．平衡时，Δc(B)=0.2 mol L 1，Δc(A)=0.4 mol L 1，Δc(C)=0.6 mol L 1，根据改变量之比等于计量系数之比，因此a=2，c=3，故A不符合题意；
B．任意一点A的消耗速率与C生成速率之比等于计量数之比即1：3，故B符合题意；
C．反应达平衡后，c(B)=0.2 mol L 1，c(A)=0. 3mol L 1，因此容器内A、B的物质的量之比为3：2，故C不符合题意；
D．气体平衡相对分子质量数字上等于气体平均摩尔质量，气体平均摩尔质量等于气体质量除以气体物质的量，气体质量不变，正向反应，气体物质的量减小，气体平均摩尔质量增大，当容器内气体的平均相对分子质量不再改变说明反应达平衡，故D不符合题意。
故答案为：D。
【分析】易错分析：B.首先要弄清楚图像的横纵坐标含义，横坐标为时间，纵坐标为浓度，M点代表A和C浓度相等，不能代表速率相等；D.利用公式M=m/n，密闭容器，气体总质量不变，该反应正反应为气体物质的量减小的反应，气体平均摩尔质量增大，当变化的量不再改变即达到化学平衡。
16．【答案】C
17．【答案】（1）反应ΔH小于0，若ΔS大于0，则由可知，ΔG小于0 ，说明反应在任意条件下能自发进行，若ΔS小于0，ΔG在低温条件下小于0，此时则低温自发进行
（2）AD；反应I是放热反应，温度升高，反应I逆向移动，逆向反应起主导作用，H2的还原能力大于CO，H2还原能力增强；；或者0.32
（3）
（4）
【解析】【解答】（1）反应I： ，反应是放热反应，ΔH小于0，若ΔS大于0，则由可知，ΔG小于0 ，说明反应在任意条件下能自发进行，若ΔS小于0，ΔG在低温条件下小于0，此时则低温自发进行；故答案是反应ΔH小于0，若ΔS大于0，则由可知，ΔG小于0 ，说明反应在任意条件下能自发进行，若ΔS小于0，ΔG在低温条件下小于0，此时则低温自发进行；
（2）①A．对于FeO与CO的反应：，气体体积系数不变的反应，根据图像分析，温度越高，CO的体积分数越大，说明不利于CO的反应，FeO被CO还原的程度越小，A项不正确；
B．，从图像分析，温度越低，还原生成铁，平衡后，的体积分数越大，则开始需要的H2的浓度越大，B项正确；
C．反应活化能小，反应快，则混合气体系中的还原FeO中，若还原FeO活化能相对较小，反应较快，FeO被快速还原，反应起主导作用，则混合气体系中的还原FeO速率是由决定，C项正确；
D．，根据图像分析，温度越高，平衡时H2的体积分数越小，说明利于正反应方向进行，宜在高温下进行，D项不正确；
综上，
故答案为：AD。
②H2和CO还原FeO的平衡体系中，存在以下反应：
反应I：
反应II：
反应III：
根据图像分析，温度升高，CO的体积分数变大，不利于CO还原FeO，H2的体积分数减小，利于H2还原FeO；根据反应I是放热反应，温度升高，反应I逆向移动，逆向反应起主导作用，所以根据氧化还原反应的特点，H2的还原能力大于CO，H2还原能力增强，故答案是反应I是放热反应，温度升高，反应I逆向移动，逆向反应起主导作用，H2的还原能力大于CO，H2还原能力增强；
③由图像可知，576℃时，反应III： ，H2的体积分时是76%，则水蒸气的体积分数是24%，恒温恒容下，物质的浓度与体积分数成正比。K=，故答案是或者0.32；
（3）反应IV： ，若C(s)和Mg(s)的起始能量一样，则CO(g)的能量高于MgO(s)，已知C(s)→CO(g)和Mg(s) →MgO(s)的过程是氧化的过程，是放热过程，则据反应IV，在如图中分别画出、的能量变化如下：
故答案如上图。
（4）反应的速率方程表示式是v=kc(I2)·c(H2)；由用还原合成HI的反应实际上经过两步基元反应完成的：
可知，k=，则反应的速率方程表示式是v=kc(I2)·c(H2)= ×ab，故答案是；
【分析】（1）依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析；
（2）①依据影响反应速率和化学平衡的因素分析；
②依据化学平衡移动原理分析；
③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值；
（3）依据反应的能量变化分析；
（4）利用平衡常数间的关系和速率方程计算。
18．【答案】（1）②
（2）0.1mol/(L·min)；40%
【解析】【解答】 (1) 由图像可得，AB是反应物，C为生成物，2分钟内A的物质的量变化量为 2mol ，B的物质的量变化量 1mol ，C的物质的量变化量为2mol
故答案为： 第1空、② 。
(2) B的物质量变化量为 1mol， 平均反应速率V(B)等于1mol /5L/2min，等于0.1 mol/(L·min) ，A的物质量变化量为 2mol ，A的转化率为2/5x100%，等于40%。
故答案为：第1空、0.1mol/(L·min)
第2空、40%
【分析】反应物物质的量在减少，生成物物质的量在增加，再根据公式可求出。
19．【答案】（1）能
（2）=；<；>；温度的升高，反应速率逐渐加快，相同时间内SO3转化的量逐渐增大，越来越衡时的转化率；BE
【解析】【解答】（1）反应能否自发进行的判断依据是“ ”， 的反应能自发进行。常温下该反应的 =－113.0 kJ/mol-298 K×[－0.1kJ/(mol·K)]=-83.2 kJ/mol<0，所以，该反应在常温下能自发进行。
故答案为：能。（2）①因平衡常数只与温度有关，观察图像可知，X点与Y点温度相同，平衡常数不变，故K(X)=K(Y)；Z点与X点均在曲线I上，且Z点的SO3转化率高于X点，故K(X)答案为：=；<。②Y点位于曲线Ⅱ上，且转化率低于同温度下X的平衡转化率，故反应应正向进行，故Y点的反应速率为：υ 正>υ 逆。
答案为：>。③因随着温度的升高，反应速率逐渐加快，相同时间内SO3转化的量逐渐增大，越来越衡时的转化率，故曲线Ⅱ逐渐逼近曲线I。
答案为：温度的升高，反应速率逐渐加快，相同时间内SO3转化的量逐渐增大，越来越衡时的转化率。④A. 使用合适的催化剂只能降低反应活化能，提高反应速率，但不能改变反应平衡，不能提高SO3转化率，故A不正确；
B. 该反应为吸热反应，升高温度平衡向正向移动，能够提高SO3转化率，故B正确；
C. 该反应为增压反应，增大压强平衡向逆向移动，降低了SO3转化率，故C不正确；
D. 该反应为吸热反应，降低温度平衡向逆向移动，降低了SO3转化率，故D不正确；
E. 该反应为增压反应，减小压强平衡向正向移动，能够提高SO3转化率，故E正确；
F. 增加SO3的起始浓度，SO3的总量增大，相当于增大压强平衡逆向移动，将降低SO3转化率，故F不正确。
答案为：BE。
【分析】（1）判断反应能够自发进行主要看△G是否小于0
（2）温度相同，平衡常数相等，该反应为吸热反应，温度升高，平衡常数增大，温度升高，速率加快，故达到平衡的速率加快则曲线二接近曲线1，提高转化率可用到勒夏特列原理
20．【答案】（1）＜；-165
（2）350℃下CH4的体积分数很大，而CO的体积分数几乎为0，即此温度下CH4的选择性较大，制得的CH4纯度较高；93.75%；0.22
（3）CO2+8H++8e-=CH4+2H2O
【解析】【解答】（1）由题干信息可知，反应I即 ，正反应是一个气体体积减小的方向，则该反应的 ＜0，反应I和II的吉布斯自由能 与热力学温度(T)之间的关系图所示信息可知，曲线2代表反应I的变化关系，故 -165 ，故答案为：＜；-165；
（2）①由题干图像可知，350℃下CH4的体积分数很大，而CO的体积分数几乎为0，即此温度下CH4的选择性较大，制得的CH4纯度较高，故在工业上，常选用350℃作为合成温度，故答案为：350℃下CH4的体积分数很大，而CO的体积分数几乎为0，即此温度下CH4的选择性较大，制得的CH4纯度较高；
②由题干图像可知，450℃时，CH4的体积分数为37.5%，CO的体积分数为2.5%，根据碳原子守恒可知，CO2对甲烷的选择性= ×100%=93.75%，假设CO2总共转化量为xmol，则0.9375x转化为CH4，0.0625x转化为CO，根据三段式分析可得： ， ，该温度下达到平衡时，CH4的物质的量为：0.9375xmol，H2O的物质的量为：1.875x+0.0625x=1.9375xmol，H2的物质的量为：3-3.75x-0.0625x=(3-3.8125x)mol，CO的物质的量为0.0625xmol，CO2的物质的量为1-0.9375x-0.0625x=(1-x)mol，根据CO2的体积分数和H2的体积分数相等有：3-3.8125x=0.9375x，解得x=0.63mol，平衡时体系气体总的物质的量为：0.9375xmol +1.9375xmol +(3-3.8125x)mol +0.0625xmol +(1-x)=4-1.875x=4-1.875×0.63=2.81875mol，H2的分压为： =0.212p总，CO2的平衡分压为： =0.131p总，CO的平衡分压为： =0.014p总，H2O的平衡分压为： =0.433p总，反应II的Kp= = =0.22，故答案为：93.75%；0.22；
（3）光催化剂在光能作用下，电子发生跃迁，形成类似于电解池的阴阳极，将CO2转变为CH4，该过程发生还原反应，故酸性环境下该过程的电极反应式为：CO2+8H++8e-=CH4+2H2O，故答案为：CO2+8H++8e-=CH4+2H2O。
【分析】（1）利用题干信息，依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析；
（2）①利用题干图像和平衡温度分析；
②根据三段式分析计算；
（3）电解时阴极得电子，发生还原反应。
21．【答案】（1）高温；-49；生成CO反应的 ΔS更大，更有利于反应正向进行；降温冷凝
（2）温度较高时，反应速率加快，单位时间内得到的产品更多；CO；CO2 (g) ＋C (g)2CO(g)　 ΔH>0，温度升高，平衡向正向移动，CO物质的量分数逐渐升高；8×104
【解析】【解答】（1）①直接氯化时ΔH1 =172 kJ·mol-1；所以反应在高温有利于自发进行；故答案为：高温。
②已知：a．TiO2(s) +2Cl2(g)TiCl4(g) +O2(g)ΔH1 =172 kJ·mol-1；c．C (s) +O2(g)CO2(g) ΔH3= -393.5 kJ·mol-1；d.2CO (g) +O2(g) 2CO2(g) ΔH4= - 566.0 kJ·mol-1；所以反应b．TiO2(s) +2Cl2(g)+2C (s)TiCl4(g)+2CO (g)：b=a+2c-d，所以ΔH2=ΔH1+2ΔH3-ΔH4=-49 kJ·mol-1；故答案为：-49。
③生成CO反应的中ΔS更大，所以碳氯化法中生成CO比生成CO2更有利于TiO2转化为TiCl4，更有利于反应正向进行；故答案为：生成CO反应的 ΔS更大，更有利于反应正向进行。
④常压下TCl4的沸点为136℃，大于四氯化碳沸点可用降温冷凝法将TCl4从碳氯化反应的混合体系中分离；故答案为：降温冷凝。
（2）①虽然在200℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，温度较高时，反应速率加快，单位时间内得到的产品更多，所以实际生产中反应温度却远高于此温度；故答案为：温度较高时，反应速率加快，单位时间内得到的产品更多。
②曲线a代表的物质的比例随着温度升高而增大，CO2 (g) ＋C (g)2CO(g) ΔH>0，温度升高，平衡向正向移动，CO物质的量分数逐渐升高，所以曲线a代表的物质为CO；故答案为：CO；CO2 (g) ＋C (g)2CO(g) ΔH>0，温度升高，平衡向正向移动，CO物质的量分数逐渐升高。
③；故答案为：8×104。
【分析】（1）①依据ΔG=ΔH-TΔS＜0分析；
②根据盖斯定律计算；
③依据熵增的原理分析；
④利用已知信息分析；
（2）①依据影响反应速率和化学平衡的因素分析；
②依据化学平衡移动原理分析；
③利用三段式法计算。