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 | 2024-01-23 12:16:05 | ||
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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
1．对于反应AX3(g)+X2(g)AX5(g)在容积为10L的密闭容器中进行。起始时和均为0.20mol。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。下列说法不正确的是
A．比较实验a、c可判断升高温度反应速率加快
B．实验a条件下，用浓度表示的平衡常数为100
C．该反应的 H>0
D．实验c条件下，从反应开始至达到平衡时的平均速率为1.8×10-4mol/(L·min)
2．温度t1时，X2(g)和H2反应生成HX的平衡常数如表。
化学方程式 K(t1)
F2+H22HF 1.8×1036
Cl2+H22HCl 9.7×1012
Br2+H22HBr 5.6×107
I2+H22HI 43
仅依据K的变化可以推断：随着卤素原子核电荷数的增加，
A．HX的稳定性逐渐增强
B．HX的还原性逐渐减弱
C．X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱
D．在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低
3．可逆反应中反应物B的体积分数(B%)、生成物C的体积分数(C%)与压强(P)、温度(T)的关系如图所示，关于该反应的判断正确的是
A．该反应不能自发进行
B．ΔH＞0，ΔS＞0
C．a+b＞c
D．T1、T2温度下的平衡常数：K(T1)＜K(T2)
4．下列说法正确的是
A．C(石墨，s)=C(金刚石，s) H＞0，说明反应物总键能大于生成物总键能
B．H2(g)的燃烧热 H=-285.8 kJ/mol，则2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) H=+571.6 kJ/mol
C．增大压强，加快反应速率，是因为提高了活化分子百分比
D．弱电解质溶液的导电能力一定比强电解质溶液的弱
5．已知：(平衡常数)。利用如图所示装置(a、b均为石墨)电解1L 1.0mol/L溶液一段时间制备溶液，测得溶液中(忽略溶液体积的变化)。下列说法错误的是
A．有0.5mol通过了离子交换膜
B．当溶液中为mol/L时，的转化率为50%
C．b极附近收集到5.6L(S。T。P。)
D．未参与阳极的电极反应
6．下列各组溶液，同时开始反应，出现浑浊最早的是
A．20 ℃时5 mL 0.05 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
B．20 ℃时5 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
C．10 ℃时5 mL 0.05 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
D．10 ℃时5 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
7．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．用排饱和食盐水法收集
B．对平衡体系，增大压强可使颜色变深
C．硫酸工业生产中，通入过量空气以提高SO2的利用率
D．打开啤酒瓶时，瓶中立即泛起大量泡沫
8．对可逆反应4NH3(g)＋5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g)，下列叙述正确的是
A．平衡时，3v正(NH3)=2v逆(H2O)必成立
B．关系式5v正(O2)=4v正(NO)总成立
C．用上述四种物质NH3、O2、NO、H2O表示的正反应速率的数值中，v正(H2O)最小
D．若投入4 mol NH3和5 mol O2，通过控制外界条件，必能生成4 mol NO
9．不同条件下，用O2氧化一定浓度的FeCl2溶液过程中所测的实验数据如图所示。下列分析或推测不合理的是
A．一定时间内，Fe2+的氧化率随时间延长而逐渐增大
B．由①和②可知，pH越大，Fe2+氧化速率越快
C．由①和③可知，温度越高，Fe2+氧化速率越快
D．氧化过程的离子方程式为：4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O
10．近期我国研究人员报道了温和条件下实现固氮的一类三元NiFeV催化剂，下图为其电催化固氮的机理示意图。以下关于该电催化机理过程描述中错误的是
A．反应在酸性条件下进行
B．反应过程涉及了N2的电化学氧化
C．1个N2分子反应生成2个NH3分子
D．反应分多步进行，中间产物为几种不同的氮氢化物
11．闪电时空气中的N2和O2会发生反应：N2(g)＋2O2(g)=2NO2(g) ΔH=＋180.50 kJ·mol-1，ΔS=247.3 J·mol-1·K-1，若不考虑温度对该反应焓变的影响，则下列说法中正确的是
A．在1 000 ℃时，此反应能自发进行
B．在1 000 ℃时，此反应不能自发进行
C．该反应能自发进行的最低温度约为730℃
D．该反应能自发进行的最高温度约为730 K
12．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．工业合成氨时采用500℃左右高温而不采用常温
B．向氯水中加入固体提高HClO的浓度
C．用排饱和溶液的方法收集气体
D．将浓氨水滴入碱石灰中能快速产生氨气
13．为了探究温度、硫酸铜对锌与稀硫酸反应生成氢气速率的影响，某同学设计了如下方案：
编号 纯锌粉质量 0.2mol·L-1稀硫酸体积 温度 硫酸铜固体质量
I 2.0g 10.0mL 25℃ 0
II 2.0g 10.0mL t℃ 0
III 2.0g 10.0mL 35℃ 0.2g
IV 2.0g 10.0mL 35℃ 4.0g
下列推断合理的是
A．选择II和III实验探究硫酸铜对反应速率的影响，必须控制t=25
B．待测物理量是收集等体积(相同条件)的气体所需要的时间，时间越长，反应越快
C．根据该方案，还可以探究稀硫酸浓度对反应速率的影响
D．根据该实验方案得出反应速率的大小可能是III>II>I>IV
二、填空题
14．为了早日实现碳达峰和碳中和，各国科学家研究了多种二氧化碳的捕集与利用途径。
(1)中科院天津工生所宣布实现二氧化碳到淀粉合成只有11步反应的人工合成途径。其中最关键的第一步反应如图1所示，该反应的化学方程式为 ，图中设计有利于提高CO2转化效率的方案有 。
A．使用ZnO—ZrO2催化剂
B．冷凝混合气体分离出CH3OH
C．循环利用CO2和氢气
(2)CO2催化加氢可以合成乙烯，反应方程式为2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) H=mkJ mol-1，起始时将CO2、H2按c(CO2): c(H2)=1:3充入20L恒容密闭容器中，不同温度下平衡时H2和H2O的物质的量如图2所示。
①m (填“＞”或“＜”)0。
②下列说法正确的是 (填标号)。
A．使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，则v正减小，v逆增大
C．测得容器内混合气体的密度不再随时间改变时，说明反应已达到平衡
③393K时，达到平衡，混合气体中乙烯与二氧化碳的压强之比p(C2H4):p(CO2)= ，H2的平衡转化率为 %(保留一位小数)。
④在恒容密闭容器中，反应温度、投料比对CO2平衡转化率的影响如图3所示。a (填“＞”、“＜”或“=”)3；M、N两点的反应平衡常数KM (填“＞”、“＜”或“=”) KN，判断的理由是 。
15．硝酸铜晶体[Cu(NO3)2·6H2O]，是一种重要的化工原料，常用于农药、镀铜、搪瓷等工业。以辉铜矿(主要成分为Cu2S，含少量Fe2O3、SiO2等杂质)为原料制备硝酸铜晶体的某工艺如图所示。回答下列问题：
“浸取”时，为了提高浸取率可采取的措施有 (任写一点)
16．25℃时，在体积为2 L的密闭容器中，气态物质A、B、C的物质的量n随时间t的变化如图所示，已知达平衡后，降低温度，A的转化率将增大。
(1)根据图中数据，写出该反应的化学方程式 ；此反应的平衡常数表达式K= 。
(2)在5～7 min内，若K值不变，则此处曲线变化的原因是 。
(3)如图表示此反应的反应速率v和时间t的关系图，各阶段的平衡常数如下表所示：
t2～t3 t4～t5 t5～t6 t7～t8
K1 K2 K3 K4
K1、K2、K3、K4由大到小的排序为： ；A的转化率最大的一段时间是 。
17．在2 L的密闭容器中，SO2和足量的O2在催化剂500℃的条件下发生反应。SO2和SO3的物质的量随时间变化的关系曲线如图所示。
回答下列问题。
(1)该反应的化学方程式是 。
(2)在前5 min内，以SO2的浓度变化表示的速率是 mol/(L·min)。
(3)反应达到平衡状态的依据是 。
A．单位时间内消耗1 mol SO2，同时生成1 mol SO3
B．SO2的浓度与SO3浓度相等
C．SO2的浓度与SO3浓度均不再变化
18．回答下列问题：
（1）已知CO的燃烧热为-283kJ/mol，请写出CO的燃烧热的热化学方程式 。
（2）工业上利用CO和H2合成清洁能源CH3OH，其反应为：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)△H=-116kJ/mol。如图表示CO的平衡转化率(α)随温度和压强变化的示意图。其中条件X表示的是 。
(3)合成甲醇的反应原理为：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在1L的密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，在500℃下发生反应，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间变化如图所示。
①反应进行到4min时，v(正) v(逆)(填“＞”“＜”或“=”)。0～4min，H2的平均反应速率v(H2)= mol/(L·min)。
②该温度下平衡常数为 。(保留一位小数)
③下列能说明该反应已达到平衡状态的是 。
A．v正(CH3OH)=3v逆(H2)
B．CO2、H2、CH3OH和H2O浓度之比为1：3：1：1
C．恒温恒压下，气体的体积不再变化
D．恒温恒容下，气体的密度不再变化
19．如图所示，在容器A中装有20℃的水50mL，容器B中装有1mol/L的盐酸50mL，试管C、D相连通，且其中装有红棕色NO2和无色N2O4的混合气体，并处于下列平衡：2NO2 N2O4 △H=-57kJ/mol，当向A中加入50gNH4NO3晶体使之溶解；向B中加入2g苛性钠时：
（1）C中的气体颜色 ； （填“变浅” 或“变深”）．
（2）若25℃时，起始时仅有NO2气体，达到平衡时，c（NO2）=0.0125mol/L，c（N2O4）=0.0321mol/L，则NO2的起始浓度为 ，NO2的转化率为 ．
20．回答下列问题。
(1)结合钠与水的反应观象，从能量变化的角度看，钠与水的反应属于 反应。
(2)以硫酸铜为电解质溶液的银锌原电池中。银片上观察到的现象是 ；锌电极的反应式为 ，溶液中向 极移动。
(3)将一定量的A气体和B气体在2L的密闭容器中混合并在一定条件下发生反应；，反应2min后测得C的浓度为0.6mol/L。
①用物质B表示的平均反应速率为 。
②其他条件不变时，再通入2molA气体，该反应的正反应速率将 (填“增大”“不变”或“减小”)。
21．Ⅰ.甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料，工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇。已知甲醇制备的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如表所示：
化学反应 平衡常数 温度℃
500 800
①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) K1 2.5 0.15
②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) K2 1.0 2.50
③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g) K3
（1）据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝ （用K1、K2表示）
（2）反应③的ΔS 0（填“＞”、“＜”）；反应③的ΔH 0（填“＞”、“＜”）
（3）500℃时测得反应③在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度（mol/L）分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时V正 V逆（填“＞”、“＝”或“＜”）
Ⅱ.一定条件下，在容积为2L的密闭容器中充入lmolCO与2molH2合成甲醇，平衡转化率与温度、压强的关系如图所示：
（1）p1 p2（填“＞”、“＝”或“＜”）。
（2）该反应达到平衡时，反应物转化率的关系是CO H2（填“＞”、“＝”或“＜”）。
（3）若100℃P1时达平衡所用的时间为5min，则从开始到平衡这段时间用H2表示的速率为 。
（4）该甲醇合成反应在A点的平衡常数K＝ 。
22．按要求完成下列问题。
(1)对于反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)。在其他条件相同时，分别测得NO的平衡转化率在不同压强(P1、P2)下温度变化的曲线(如下图)。
①比较P1、P2的大小关系：P1 P2(填“>”、“<”或“=”)。
②该反应的平衡常数K的表达式为 ，随温度升高，该反应平衡常数变化的趋势是 。(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)汽车尾气里含有的NO气体是由于内燃机燃烧的高温引起氮气和氧气反应所致：N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH>0，已知该反应在2404℃，平衡常数K=6.4×10 3。请回答：
①若该反应是在恒容条件下进行，判断该反应达到平衡的标志为 。
A．消耗1molN2同时生成1molO2 B．混合气体密度不变
C．混合气体平均相对分子质量不变 D．2v正(N2)=v逆(NO)
②将N2、O2的混合气体充入某密闭容器中，下图变化趋势正确的是 。(填字母)。
③该温度下，在某时刻测得容器内N2、O2、NO的浓度分别为2.5×10 1mol/L、4.0×10 2mol/L和3.0×10 3mol/L，则此时反应 移动(填“正向”“逆向”或“不”)；
(3)已知：N2O4(g) 2NO2(g) H=+52.70kJ/mol。
①在恒温、恒容的已达平衡的密闭容器中，再向容器内充入1molN2O4(g)，并达新平衡，下列说法正确的
a.N2O4(g)的转化率增大 b.新平衡N2O4的百分含量比原平衡大
c.平衡常数K减小 d.新平衡透明容器的气体颜色比原平衡还要深
②一定温度下，若将3molN2O4气体置入开始体积为V但体积可变的等压密闭容器中(如图A)，达平衡后容器体积增大至1.5V。若在另一个体积也为V但体积不变的密闭容器中(如图B)加入 molNO2，达平衡后A、B两容器的NO2百分含量相等。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．C
【详解】A．根据c和a的反应判断，c起始压强较大，而投料量和容器的体积都没有变化，所以由公式PV=nRT来推断，是温度引起的，即c中温度高于a中温度，反应首先达到平衡状态，所以比较实验a、c可判断升高温度反应速率加快，A项正确；
B．恒温恒容下，压强之比等于物质的量之比，实验a中平衡时混合气体总物质的量为(0.2+0.2)mol×=0.3mol，这说明平衡时消耗反应物的物质的量和生成的生成物的物质的量均是0.4mol－0.3mol＝0.1mol，剩余反应物均是0.2mol－0.1mol＝0.1mol，容器容积为10L，则平衡常数K===100，B项正确；
C．根据c和a的反应判断，c起始压强较大，而投料量和容器的体积都没有变化，所以由公式PV=nRT来推断，是温度引起的，即c中温度高于a中温度，根据A和B可知c中反应物转化率低，说明升高温度，反应逆向进行，所以该反应为放热反应，C项错误；
D．实验c条件下，实验中60min到达平衡，恒温恒容下，利用压强之比等于物质的量之比计算平衡时混合气体总物质的量，再利用差量法代入公式计算得(0.2+0.2)mol×=0.32mol，0.4mol－0.32mol=0.08mol，所以，D项正确；
答案选C。
2．D
【详解】A．平衡常数越大，说明反应正向进行程度越大，越容易进行；根据所给数据可知，随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明HX的稳定性逐渐减弱，A错误；
B．随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明X2的氧化性减弱，HX的还原性逐渐增强，B错误；
C．反应的剧烈程度与反应速率有关，仅依据K值无法判断剧烈程度，C错误；
D．随着卤素原子核电荷数的增加，正向进行的程度越来越小，X2的转化率逐渐降低，D正确；
综上所述答案为D。
3．C
【分析】根据“先拐先平数值大”知，温度：T2＞T1.压强P1＞P2，其它条件不变时升高温度C含量减小，则平衡逆向移动，△H＜0；增大压强B含量减小，平衡正向移动，则a+b＞c，故该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应。
【详解】A．该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应，则ΔH＜0，ΔS＜0，根据ΔG=ΔH-TΔS＜0，则该反应在低温可自发进行，故A错误；
B．该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应，则ΔH＜0，ΔS＜0，故B错误；
C．由以上分析可知，a+b＞c，故C正确；
D．该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，温度越高，平衡常数越小，则K(T1)＞K(T2)，故D错误。
故答案为：C
4．A
【详解】A．根据C(石墨，s)=C(金刚石，s) H＞0可知：该反应的正反应是吸热反应，由于反应热等于断裂反应物化学键吸收的能量与形成生成物化学键释放的能量差，则说明反应物总键能大于生成物总键能，A正确；
B．已知H2(g)的燃烧热 H=-285.8 kJ/mol，可得表示H2燃烧热的热化学方程式为：H2(g)+O2(g)=H2O(l) H=-285.8 kJ/mol，气态水含有的能量比等质量的液体水多，且反应的物质越多，反应过程中能量变化就越多，故2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) H＞+571.6 kJ/mol，B错误；
C．增大压强，加快反应速率，是因为提高了单位体积内活化分子数目，使活化分子之间的有效碰撞次数增加，但由于单位体积内分子总数也增加，故活化分子百分比不变，C错误；
D．电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度及离子带有的电荷数目有关，与电解质强弱无关，弱电解质溶液的导电能力也可能比强电解质溶液的强，D错误；
故合理选项是A。
5．C
【分析】平衡常数，，则，，根据Cr元素守恒，所以溶液中=0.25mol/L、mol/L。
【详解】A．电解1L 1.0mol/L溶液一段时间，=0.25mol/L、mol/L，、的物质的量分别是0.5mol、，根据钠元素守恒，有0.5mol通过了离子交换膜，故A正确；
B．当溶液中为mol/L时，、的物质的量分别是0.5mol、，的转化率为，故B正确；
C．反应生成0.25mol，根据，说明阳极生成0.5mol氢离子，阳极的电极反应式为，则阳极收集到2.8L (S。T。P。)，故C错误；
D．阳极的电极反应式为，所以未参与阳极的电极反应，故D正确；
选C。
6．B
【详解】温度越高，反应速率越快；先比较温度，由题中的数据可知，20℃＞10℃，则C、D 的反应速率小于相应浓度的A、B中的反应速率；
浓度越大，反应速率越快；又由于B中Na2S2O3的浓度大于A的，则B的反应速率大于A的反应速率；
故选B。
7．B
【详解】A．氯气溶于水的反应是一个可逆反应：Cl2+H2OClO-+2H++Cl-，饱和食盐水中含有大量的氯离子，导致氯气的溶解平衡向逆向移动，氯气的溶解度减小，可用勒夏特列原理解释，故A正确；
B．该反应前后气体体积不变，增大压强平衡不移动，不能用勒夏特列原理解释，故B错误；
C．通入过量空气，氧气浓度增大，平衡向着正向移动，提高了SO2的利用率，能够用勒夏特列原理解释，故C正确；
D．溶液中存在二氧化碳的溶解平衡，开启啤酒瓶后，压强减小，二氧化碳逸出，能用勒夏特列原理解释，故D正确；
故选B。
8．A
【详解】A．在一定条件下，当可逆反应中正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），各种物质的浓度或含量均不再发生变化的状态，是化学平衡状态，因此平衡时，v正(NH3):v逆(H2O)=4:6必成立，即3v正(NH3)=2v逆(H2O)必成立，A正确；
B．根据同一个反应中化学反应速率之比=化学计量数之比可知关系式v正(O2):v正(NO)=5:4总成立，即4v正(O2)＝5v正(NO)总成立，B不正确；
C．根据同一反应中反应速率之比=化学计量数之比可知，用上述四种物质NH3、O2、NO、H2O表示的正反应速率的数值中，v正(H2O)最大，C不正确；
D．可逆反应有限度，若投入4 mol NH3和5 mol O2，生成NO物质的量一定小于4mol，D不正确。
答案选A。
9．B
【详解】A.由图象可知，Fe2+的氧化率随时间延长而逐渐增大，故A正确；
B.由图象可知，①和②的反应温度和溶液的pH均不相同，无法判断溶液的pH和Fe2+氧化速率的关系，故B错误；
C.由图象可知，①和③的溶液的pH相同，温度越高，Fe2+氧化速率越快，故C正确；
D.氧化过程发生的反应为酸性条件下，亚铁离子与氧气反应生成铁离子和水，反应的离子方程式为为4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O，故D正确；
故选B。
10．B
【详解】A．据图可知该反应过程有H+参与，所以在酸性条件下进行，A正确；
B．该过程中N2中N元素化合价降低被还原，B错误；
C．据图可知1个N2分子先依次结合3个H后生成一个NH3和N，之后N又依次结合3个H后生成一个NH3，C正确；
D．据图可知每一步反应中都结合一个H，中间产物为几种不同的氮氢化物，D正确；
综上所述答案为B。
11．A
【详解】A．ΔH=＋180.50 kJ·mol-1，ΔS=247.3 J·mol-1·K-1，当ΔH TΔS=0时，T=≈730 K，即温度高于730 K时，即温度高于457℃，ΔH TΔS＜0，反应能够自发进行；故A正确；
B．根据A选项分析，1000℃时，反应能够自发进行，故B错误；
C．根据A选项分析该反应能自发进行的最低温度约为457℃，故C错误；
D．该反应能自发进行的最低温度约为730 K，故D错误。
综上所述，答案为A。
12．A
【详解】A．合成氨反应N2 (g)+ 3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4kJ/mol。升高温度，平衡逆向移动，不能用勒夏特列原理解释工业上采用高温条件合成氨，A选；
B．氯水中存在平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，加入的CaCO3与HCl反应，促使平衡正向移动，HClO的浓度增大，与勒夏特列原理有关，B不选；
C．NaHCO3在溶液中完全电离，所以NaHCO3溶液中含有大量的HCO，CO2溶于水生成碳酸，碳酸是弱酸，存在电离平衡，电离H2CO3HCO+H+，由于NaHCO3溶液中含有大量的HCO，平衡向逆反应方向移动，CO2溶解量减小，能用勒夏特列原理解释，C不选；
D．NH3+H2ONH3 H2ONH+OH-，加入碱石灰，增大氢氧根离子浓度，平衡逆向移动，有利于氨气的生成，故能用勒夏特列原理解释，D不选；
故选A。
13．D
【详解】A．要选择Ⅱ和Ⅲ实验探究硫酸铜对反应速率的影响，只有硫酸铜不同，其余条件都相同，所以必须控制t=35，故A错误；
B．待测物理量是收集等体积（相同条件）气体所需要的时间，时间越长，反应越慢，故B错误；
C．该方案中，三组实验稀硫酸浓度都相等，不可以探究稀硫酸浓度对反应速率的影响，故C错误；
D．温度越高反应速率越快，原电池加快反应速率，Ⅲ、Ⅳ温度相同且都能形成原电池，但Ⅳ硫酸铜量太多与Zn反应影响生成氢气的速率，则反应速率的大小可能是Ⅲ>Ⅱ>Ⅰ>Ⅳ，故D正确；
故选D。
14．(1) CO2+3H2CH3OH+H2O ABC
(2) ＜ A 29:28 67.4 ＞ ＞ 反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小
【详解】（1）从图中可以看出，CO2与H2反应可生成CH3OH等，该反应的化学方程式为CO2+3H2CH3OH+H2O。
A．使用ZnO—ZrO2催化剂，可加快反应速率，提高平衡前单位时间内CO2的转化率，即有利于提高CO2的转化效率，A符合题意；
B．冷凝混合气体分离出CH3OH，平衡正向移动，CO2的转化率提高，B符合题意；
C．循环利用CO2和氢气，可提高CO2的转化效率，C符合题意；
故选ABC。答案为：CO2+3H2CH3OH+H2O；ABC；
（2）①从图中可以看出，升高温度，H2的物质的量增大、H2O的物质的量减小，则平衡逆向移动，所以m＜0。
②A．使用催化剂，可降低反应的活化能，提高活化分子的百分率，使有效次数增多，从而加快反应速率，A正确；
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，反应物和生成物的浓度都减小，则v正减小，v逆减小，B不正确；
C．容器中混合气体的质量、体积始终不变，则密度始终不变，所以当密度不再随时间改变时，反应不一定达到平衡，C不正确；
故选A。
③393K时，起始时将CO2、H2按c(CO2): c(H2)=1:3充入20L恒容密闭容器中，达到平衡，n(H2)=4.2mol，n(H2O)=5.8mol，则可建立如下三段式：
混合气体中乙烯与二氧化碳的压强之比p(C2H4):p(CO2)=1.45:1.4= 29:28，H2的平衡转化率为≈67.4%。
④相同温度时，增大H2的物质的量，平衡正向移动，CO2的转化率增大，则a＞3；从图中可以看出，升高温度，CO2的平衡转化率减小，则平衡逆向移动，所以正反应为放热反应，M点温度比N点低，则M、N两点的反应平衡常数KM＞KN，判断的理由是：反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小。答案为：＜；A；29:28；67.4；＞；＞；反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小。
【点睛】对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。
15．粉碎辉铜矿、适当提高温度、不断地搅拌
【详解】为了提高浸取率可采取的措施有：粉碎辉铜矿，可以增大接触面、适当提高温度，可以加快反应速率、不断地搅拌，可以充分浸取；
16．(1) A+2B 2C K=
(2)加压
(3) K1＞K2=K3=K4 t2-t3
【详解】（1）由图1可知，A、B为反应物，C为生产物，且最后A、B的物质的量不为0，说明该反应为可逆反应。3 min时△n(A)：△n (B)：△n (C)=(1-0.7)mol：(1-0.4) mol：0.6 mol=1：2：2，物质的量之比等于化学计量数之比，所以反应方程式为A+2B2C；
化学平衡常数为可逆反应达到化学平衡时生成物浓度幂之积与各反应物浓度幂之积的比值，所以K=；
（2）化学平衡常数只与温度有关，K值不变，说明反应温度不变。由图可知：5 min时各组分的物质的量不变，后A、B的物质的量减少，C的物质的量增加，则A的转化率增大，化学平衡向正反应移动，由于温度不变，说明改变的条件只能是改变压强。由于该反应的正反应是气体体积减小的反应，所以要使平衡正向移动，应该是增大体系的压强；
（3）t3时刻，正、逆反应速率都增大，且逆反应速率变化大，化学平衡向逆反应移动，因此改变的条件应为升高温度，则化学平衡常数K1＞K2。t6时刻，正、逆反应速率都减小，且正反应速率变化大，化学平衡向逆反应移动，改变的条件应为降低压强，所以化学平衡常数K3=K4；t5~ t6时正、逆反应速率都增大，化学平衡不移动，改变的条件应是使用催化剂；K不变，所以K2=K3，故化学平衡常数关系为：K1＞K2=K3=K4；t2-t3段反应正向进行的程度最大，则该阶段A的转化率最高。
17． 2SO2+O22SO3 0.8 C
【详解】(1)根据图示可知：SO2和足量的O2在催化剂500℃的条件下发生反应产生SO3，当反应进行到5 min 后，反应物、生成物都存在，且它们的物质的量都不再发生变化，说明该反应是可逆反应，根据原子守恒可知反应方程式为：2SO2+O22SO3；
(2) 在前5 min内，SO2的物质的量由10 mol变为2 mol，反应在2 L密闭容器中进行，以SO2的浓度变化表示的速率是v(SO2)=；
(3)A．单位时间内消耗1 mol SO2，同时生成1 mol SO3表示的都是反应正向进行，不能据此判断反应是否达到平衡状态，A不选；
B．SO2的浓度与SO3浓度相等时，反应可能达到平衡状态，也可能未达到平衡状态，这与反应所处的外界条件、起始量和转化率有关，B不选；
C．SO2的浓度与SO3浓度均不再变化，说明任何物质的消耗速率与产生速率相等，反应达到平衡状态，C选；
故合理选项是C。
18． CO(g)+O2(g)=CO2(g) △H=-283kJ/mol 压强 ＞ 0.375mol L-1 min-1 5.3 C
【详解】（1）在一定条件下，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量是燃烧热，已知CO的燃烧热为-283kJ/mol，因此CO的燃烧热的热化学方程式为CO(g)+O2(g)=CO2(g) △H=-283kJ/mol。
（2）正反应是体积减小的放热反应，升高温度平衡逆向进行，CO的平衡转化率(α)减小。增大压强平衡正向进行，CO的平衡转化率(α)增大，所以条件X表示的是压强；
（3）①根据图象可知反应进行到4min时还没有达到平衡状态，所以v(正)＞v(逆)。0～4min时生成甲醇0.5mol/L，因此根据方程式可知消耗氢气是1.5mol/L，则H2的平均反应速率v(H2)=1.5mol/L÷4min=0.375mol/(L·min)。
②反应进行到15min时达到平衡状态，生成甲醇是0.75mol/L，则同时生成水蒸气是0.75mol/L，消耗氢气是2.25mol/L，剩余氢气是0.75mol/L，二氧化碳平衡浓度是0.25mol/L，则该温度下平衡常数为=5.3。
③A.v正(CH3OH)=3v逆(H2)不满足正逆反应速率相等，没有达到平衡状态，A错误；
B.CO2、H2、CH3OH和H2O浓度之比为1：3：1：1不能说明正逆反应速率相等，不一定达到平衡状态，B错误；
C.恒温恒压下，气体的体积不再变化说明混合气体的物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，C正确；
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，因此恒温恒容下，气体的密度不再变化不能说明反应达到平衡状态，D错误；
答案选C。
19． 变浅 0.0767mol/L 83.7%
【分析】(1)硝酸铵的溶解过程是吸热过程，温度降低，C中平衡正向移动；氢氧化钠溶解是放热过程、与盐酸反应放出热量，D中平衡逆向移动；
(2)根据四氧化二氮的平衡浓度，计算二氧化氮浓度变化量，进而人家是二氧化氮起始浓度与转化率。
【详解】（1）A中硝酸铵的溶解过程是吸热过程，溶解后C中温度降低，化学平衡2NO2 N2O4，△H=-57kJ/mol，平衡会向着正反应方向移动，二氧化氮浓度减小，所以颜色变浅；
因此，本题正确答案是：变浅；
（2）设二氧化氮的初始浓度为cmol/L，根据题意信息可以知道：
2NO2 N2O4
初始浓度（mol/L）：c 0
变化浓度（mol/L）：c-0.0125 0.0321
平衡浓度（mol/L）：0.0125 0.0321
则c-0.0125=2×0.0321，计算得出c=0.0767mol/L，
NO2的转化率为：×100%≈83.7%．
因此，本题正确答案是：0.0767mol/L；83.7%。
20． 放热 生成紫红色的单质铜(合理即可) 负(或锌、Zn) 0.15 增大
【详解】(1)钠与水时，钠迅速熔化成小球，说明反应放热，即钠与水的反应属于放热反应。
(2)以硫酸铜为电解质溶液的银锌原电池中，锌是负极，失去电子，锌电极的反应式为，银片是正极，铜离子放电，银片上观察到的现象是生成紫红色的单质铜，原电池中阴离子移向负极，则溶液中向锌极移动。
(3)①反应2min后测得C的浓度为0.6mol/L，根据方程式可知消耗B的浓度是0.3mol/L，用物质B表示的平均反应速率为0.3mol/L÷2min＝0.15。
②其他条件不变时，再通入2molA气体，反应物浓度增大，该反应的正反应速率将增大。
21． K1×K2 < < > < ＝ 0.15mol/(L.min) 48
【分析】I.(1)根据盖斯定律分析解答；
(2)体系的微观状态数越多，体系的混乱度越大，熵越大，结合温度对平衡的影响分析解答；
(3)依据某时刻浓度商和平衡常数比较判断反应进行的方向；
Ⅱ.(1)发生的反应为CO(g)+2H2(g)═CH3OH(g)为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，CO的转化率增大；
(2)起始时物质的量比等于化学计量数之比，结合方程式分析判断；
(3)100℃p1时达平衡所用的时间为5min，转化的CO为1mol×75%=0.75mol，由反应可知消耗氢气为0.75mol×2=1.5mol，结合v=计算；
(4)根据平衡时的物质的量分别计算各物质的平衡浓度，再结合平衡常数K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积计算解答。
【详解】Ⅰ.(1)①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) ，②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g)，根据盖斯定律，将①+②得到③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，所以平衡常数K3=K1×K2，故答案为：K1×K2；
(2)反应③3H2(g)+CO2(g) CH3OH(g)+H2O (g)是气体体积减小的反应，属于熵减小的反应。500°C时，K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K3=K1×K2=2.5×0.15=0.375，温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以该反应是放热反应，△H＜0，故答案为：＜；＜；
(3)500°C时，K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5，在500℃时，测得反应③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g)在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O (g)的浓度(mol/L)分别为0.8、0.1、0.3、0.15，Qc==0.87＜K=2.5，反应正向移动，V正＞V逆，故答案为：＞。
Ⅱ.(1)CO(g)+2H2(g)═CH3OH(g)为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，CO的转化率增大，可知p1＜p2，故答案为：＜；
(2)起始时物质的量比等于化学计量数之比，CO的转化率与H2的转化率相等，故答案为：=；
(3)100℃p1时达平衡所用的时间为5min，转化的CO为1mol×75%=0.75mol，由反应可知消耗氢气为0.75mol×2=1.5mol，用H2表示的速率为=0.15mol/(L·min)，故答案为：0.15mol/(L·min)；
(4)在A点时CO的平衡浓度为=0.125mol/L，氢气的平衡浓度为=0.25mol/L，甲醇的平衡浓度为=0.375mol/L，平衡常数K==48，故答案为：48。
【点睛】本题的易错点为I.(1)要注意根据盖斯定律计算时，方程式相加，K相乘，方程式相减，K相除，方程式×n，K需要变为Kn。
22．(1) < K= 减小
(2) AD AC 正向
(3) bd 4
【详解】（1）①由图象可知温度相同时，压强由P1到P2，NO的转化率增大，说明平衡正向移动，该反应正向气体分子数减小，增大压强平衡正向移动，因此P1小于P2，故答案为:<；
②平衡常数等于生成物浓度的幂之积比上反应物浓度的幂之积，因此该反应的平衡常数表达式为：K=，由图象可知压强不变时，随温度的升高NO的转化率降低，说明平衡逆向移动，K变小，故答案为：K=；减小；
（2）①A.消耗1molN2同时生成1molO2，可知正反应速率等于逆反应速率，可知反应达到平衡状态，故A选；
B．反应前后气体的总质量不变，容器体积不变，混合气体密度恒定，因此密度不变不能说明反应达到平衡状态，故B不选；
C．反应前后气体的总质量不变，气体的物质的量也不变，则混合气体平均相对分子质量始终恒定，故C不选；
D．2v正(N2)=v逆(NO)，可知正反应速率等于逆反应速率，反应达到平衡状态，故D选；
故答案为：AD；
②该反应为吸热反应，温度升高平衡正向移动，K增大，故A正确；
催化剂只改变反应速率，对平衡无影响，因此有无催化剂最终平衡时NO的浓度应相同，故B错误；
根据‘先拐先平，条件高’可知T1大于T2，温度由T1到T2，N2的转化率增大，说明平衡正向移动，与该反应正向吸热一致，故C正确；
故答案为：AC；
③某时刻测得容器内N2、O2、NO的浓度分别为2.5×10 1mol/L、4.0×10 2mol/L和3.0×10 3mol/L，此时Qc=（3）①a. 容器内充入1molN2O4(g)，增大了N2O4(g)的浓度，平衡正向移动，但N2O4(g)的转化率减小，故a错误；
b.根据等效平衡原理，充入N2O4(g)可视为压缩容器体积增大压强，等效于平衡逆向移动，新平衡N2O4的百分含量比原平衡大，故b正确；
c.平衡常数K只与温度有关，温度不变K不变，故c错误；
d. 容器内充入1molN2O4(g)，增大了N2O4(g)的浓度，新平衡透明容器的气体颜色比原平衡还要深，故d正确；
故答案为：bd；
②达平衡后A、B两容器的NO2百分含量相等，可知两平衡等效，若B中充入的也是N2O4，设其物质的量为xmol，可得，可得x=2，又B为恒容容器，结合恒温恒容等效平衡的建立条件‘物质相同且量相等’，因此充入2mol N2O4，等同于通入4mol NO2，故答案为：4；
答案第1页，共2页
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一、单选题
1．对于反应AX3(g)+X2(g)AX5(g)在容积为10L的密闭容器中进行。起始时和均为0.20mol。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。下列说法不正确的是
A．比较实验a、c可判断升高温度反应速率加快
B．实验a条件下，用浓度表示的平衡常数为100
C．该反应的 H>0
D．实验c条件下，从反应开始至达到平衡时的平均速率为1.8×10-4mol/(L·min)
2．温度t1时，X2(g)和H2反应生成HX的平衡常数如表。
化学方程式 K(t1)
F2+H22HF 1.8×1036
Cl2+H22HCl 9.7×1012
Br2+H22HBr 5.6×107
I2+H22HI 43
仅依据K的变化可以推断：随着卤素原子核电荷数的增加，
A．HX的稳定性逐渐增强
B．HX的还原性逐渐减弱
C．X2与H2反应的剧烈程度逐渐减弱
D．在相同条件下，平衡时X2的转化率逐渐降低
3．可逆反应中反应物B的体积分数(B%)、生成物C的体积分数(C%)与压强(P)、温度(T)的关系如图所示，关于该反应的判断正确的是
A．该反应不能自发进行
B．ΔH＞0，ΔS＞0
C．a+b＞c
D．T1、T2温度下的平衡常数：K(T1)＜K(T2)
4．下列说法正确的是
A．C(石墨，s)=C(金刚石，s) H＞0，说明反应物总键能大于生成物总键能
B．H2(g)的燃烧热 H=-285.8 kJ/mol，则2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) H=+571.6 kJ/mol
C．增大压强，加快反应速率，是因为提高了活化分子百分比
D．弱电解质溶液的导电能力一定比强电解质溶液的弱
5．已知：(平衡常数)。利用如图所示装置(a、b均为石墨)电解1L 1.0mol/L溶液一段时间制备溶液，测得溶液中(忽略溶液体积的变化)。下列说法错误的是
A．有0.5mol通过了离子交换膜
B．当溶液中为mol/L时，的转化率为50%
C．b极附近收集到5.6L(S。T。P。)
D．未参与阳极的电极反应
6．下列各组溶液，同时开始反应，出现浑浊最早的是
A．20 ℃时5 mL 0.05 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
B．20 ℃时5 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
C．10 ℃时5 mL 0.05 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
D．10 ℃时5 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液与5 mL 0.1 mol/L硫酸混合
7．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．用排饱和食盐水法收集
B．对平衡体系，增大压强可使颜色变深
C．硫酸工业生产中，通入过量空气以提高SO2的利用率
D．打开啤酒瓶时，瓶中立即泛起大量泡沫
8．对可逆反应4NH3(g)＋5O2(g) 4NO(g)＋6H2O(g)，下列叙述正确的是
A．平衡时，3v正(NH3)=2v逆(H2O)必成立
B．关系式5v正(O2)=4v正(NO)总成立
C．用上述四种物质NH3、O2、NO、H2O表示的正反应速率的数值中，v正(H2O)最小
D．若投入4 mol NH3和5 mol O2，通过控制外界条件，必能生成4 mol NO
9．不同条件下，用O2氧化一定浓度的FeCl2溶液过程中所测的实验数据如图所示。下列分析或推测不合理的是
A．一定时间内，Fe2+的氧化率随时间延长而逐渐增大
B．由①和②可知，pH越大，Fe2+氧化速率越快
C．由①和③可知，温度越高，Fe2+氧化速率越快
D．氧化过程的离子方程式为：4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O
10．近期我国研究人员报道了温和条件下实现固氮的一类三元NiFeV催化剂，下图为其电催化固氮的机理示意图。以下关于该电催化机理过程描述中错误的是
A．反应在酸性条件下进行
B．反应过程涉及了N2的电化学氧化
C．1个N2分子反应生成2个NH3分子
D．反应分多步进行，中间产物为几种不同的氮氢化物
11．闪电时空气中的N2和O2会发生反应：N2(g)＋2O2(g)=2NO2(g) ΔH=＋180.50 kJ·mol-1，ΔS=247.3 J·mol-1·K-1，若不考虑温度对该反应焓变的影响，则下列说法中正确的是
A．在1 000 ℃时，此反应能自发进行
B．在1 000 ℃时，此反应不能自发进行
C．该反应能自发进行的最低温度约为730℃
D．该反应能自发进行的最高温度约为730 K
12．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．工业合成氨时采用500℃左右高温而不采用常温
B．向氯水中加入固体提高HClO的浓度
C．用排饱和溶液的方法收集气体
D．将浓氨水滴入碱石灰中能快速产生氨气
13．为了探究温度、硫酸铜对锌与稀硫酸反应生成氢气速率的影响，某同学设计了如下方案：
编号 纯锌粉质量 0.2mol·L-1稀硫酸体积 温度 硫酸铜固体质量
I 2.0g 10.0mL 25℃ 0
II 2.0g 10.0mL t℃ 0
III 2.0g 10.0mL 35℃ 0.2g
IV 2.0g 10.0mL 35℃ 4.0g
下列推断合理的是
A．选择II和III实验探究硫酸铜对反应速率的影响，必须控制t=25
B．待测物理量是收集等体积(相同条件)的气体所需要的时间，时间越长，反应越快
C．根据该方案，还可以探究稀硫酸浓度对反应速率的影响
D．根据该实验方案得出反应速率的大小可能是III>II>I>IV
二、填空题
14．为了早日实现碳达峰和碳中和，各国科学家研究了多种二氧化碳的捕集与利用途径。
(1)中科院天津工生所宣布实现二氧化碳到淀粉合成只有11步反应的人工合成途径。其中最关键的第一步反应如图1所示，该反应的化学方程式为 ，图中设计有利于提高CO2转化效率的方案有 。
A．使用ZnO—ZrO2催化剂
B．冷凝混合气体分离出CH3OH
C．循环利用CO2和氢气
(2)CO2催化加氢可以合成乙烯，反应方程式为2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) H=mkJ mol-1，起始时将CO2、H2按c(CO2): c(H2)=1:3充入20L恒容密闭容器中，不同温度下平衡时H2和H2O的物质的量如图2所示。
①m (填“＞”或“＜”)0。
②下列说法正确的是 (填标号)。
A．使用催化剂，可降低反应的活化能，加快反应速率
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，则v正减小，v逆增大
C．测得容器内混合气体的密度不再随时间改变时，说明反应已达到平衡
③393K时，达到平衡，混合气体中乙烯与二氧化碳的压强之比p(C2H4):p(CO2)= ，H2的平衡转化率为 %(保留一位小数)。
④在恒容密闭容器中，反应温度、投料比对CO2平衡转化率的影响如图3所示。a (填“＞”、“＜”或“=”)3；M、N两点的反应平衡常数KM (填“＞”、“＜”或“=”) KN，判断的理由是 。
15．硝酸铜晶体[Cu(NO3)2·6H2O]，是一种重要的化工原料，常用于农药、镀铜、搪瓷等工业。以辉铜矿(主要成分为Cu2S，含少量Fe2O3、SiO2等杂质)为原料制备硝酸铜晶体的某工艺如图所示。回答下列问题：
“浸取”时，为了提高浸取率可采取的措施有 (任写一点)
16．25℃时，在体积为2 L的密闭容器中，气态物质A、B、C的物质的量n随时间t的变化如图所示，已知达平衡后，降低温度，A的转化率将增大。
(1)根据图中数据，写出该反应的化学方程式 ；此反应的平衡常数表达式K= 。
(2)在5～7 min内，若K值不变，则此处曲线变化的原因是 。
(3)如图表示此反应的反应速率v和时间t的关系图，各阶段的平衡常数如下表所示：
t2～t3 t4～t5 t5～t6 t7～t8
K1 K2 K3 K4
K1、K2、K3、K4由大到小的排序为： ；A的转化率最大的一段时间是 。
17．在2 L的密闭容器中，SO2和足量的O2在催化剂500℃的条件下发生反应。SO2和SO3的物质的量随时间变化的关系曲线如图所示。
回答下列问题。
(1)该反应的化学方程式是 。
(2)在前5 min内，以SO2的浓度变化表示的速率是 mol/(L·min)。
(3)反应达到平衡状态的依据是 。
A．单位时间内消耗1 mol SO2，同时生成1 mol SO3
B．SO2的浓度与SO3浓度相等
C．SO2的浓度与SO3浓度均不再变化
18．回答下列问题：
（1）已知CO的燃烧热为-283kJ/mol，请写出CO的燃烧热的热化学方程式 。
（2）工业上利用CO和H2合成清洁能源CH3OH，其反应为：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)△H=-116kJ/mol。如图表示CO的平衡转化率(α)随温度和压强变化的示意图。其中条件X表示的是 。
(3)合成甲醇的反应原理为：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在1L的密闭容器中，充入1molCO2和3molH2，在500℃下发生反应，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间变化如图所示。
①反应进行到4min时，v(正) v(逆)(填“＞”“＜”或“=”)。0～4min，H2的平均反应速率v(H2)= mol/(L·min)。
②该温度下平衡常数为 。(保留一位小数)
③下列能说明该反应已达到平衡状态的是 。
A．v正(CH3OH)=3v逆(H2)
B．CO2、H2、CH3OH和H2O浓度之比为1：3：1：1
C．恒温恒压下，气体的体积不再变化
D．恒温恒容下，气体的密度不再变化
19．如图所示，在容器A中装有20℃的水50mL，容器B中装有1mol/L的盐酸50mL，试管C、D相连通，且其中装有红棕色NO2和无色N2O4的混合气体，并处于下列平衡：2NO2 N2O4 △H=-57kJ/mol，当向A中加入50gNH4NO3晶体使之溶解；向B中加入2g苛性钠时：
（1）C中的气体颜色 ； （填“变浅” 或“变深”）．
（2）若25℃时，起始时仅有NO2气体，达到平衡时，c（NO2）=0.0125mol/L，c（N2O4）=0.0321mol/L，则NO2的起始浓度为 ，NO2的转化率为 ．
20．回答下列问题。
(1)结合钠与水的反应观象，从能量变化的角度看，钠与水的反应属于 反应。
(2)以硫酸铜为电解质溶液的银锌原电池中。银片上观察到的现象是 ；锌电极的反应式为 ，溶液中向 极移动。
(3)将一定量的A气体和B气体在2L的密闭容器中混合并在一定条件下发生反应；，反应2min后测得C的浓度为0.6mol/L。
①用物质B表示的平均反应速率为 。
②其他条件不变时，再通入2molA气体，该反应的正反应速率将 (填“增大”“不变”或“减小”)。
21．Ⅰ.甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料，工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇。已知甲醇制备的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如表所示：
化学反应 平衡常数 温度℃
500 800
①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) K1 2.5 0.15
②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g) K2 1.0 2.50
③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g) K3
（1）据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝ （用K1、K2表示）
（2）反应③的ΔS 0（填“＞”、“＜”）；反应③的ΔH 0（填“＞”、“＜”）
（3）500℃时测得反应③在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度（mol/L）分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时V正 V逆（填“＞”、“＝”或“＜”）
Ⅱ.一定条件下，在容积为2L的密闭容器中充入lmolCO与2molH2合成甲醇，平衡转化率与温度、压强的关系如图所示：
（1）p1 p2（填“＞”、“＝”或“＜”）。
（2）该反应达到平衡时，反应物转化率的关系是CO H2（填“＞”、“＝”或“＜”）。
（3）若100℃P1时达平衡所用的时间为5min，则从开始到平衡这段时间用H2表示的速率为 。
（4）该甲醇合成反应在A点的平衡常数K＝ 。
22．按要求完成下列问题。
(1)对于反应2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)。在其他条件相同时，分别测得NO的平衡转化率在不同压强(P1、P2)下温度变化的曲线(如下图)。
①比较P1、P2的大小关系：P1 P2(填“>”、“<”或“=”)。
②该反应的平衡常数K的表达式为 ，随温度升高，该反应平衡常数变化的趋势是 。(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)汽车尾气里含有的NO气体是由于内燃机燃烧的高温引起氮气和氧气反应所致：N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH>0，已知该反应在2404℃，平衡常数K=6.4×10 3。请回答：
①若该反应是在恒容条件下进行，判断该反应达到平衡的标志为 。
A．消耗1molN2同时生成1molO2 B．混合气体密度不变
C．混合气体平均相对分子质量不变 D．2v正(N2)=v逆(NO)
②将N2、O2的混合气体充入某密闭容器中，下图变化趋势正确的是 。(填字母)。
③该温度下，在某时刻测得容器内N2、O2、NO的浓度分别为2.5×10 1mol/L、4.0×10 2mol/L和3.0×10 3mol/L，则此时反应 移动(填“正向”“逆向”或“不”)；
(3)已知：N2O4(g) 2NO2(g) H=+52.70kJ/mol。
①在恒温、恒容的已达平衡的密闭容器中，再向容器内充入1molN2O4(g)，并达新平衡，下列说法正确的
a.N2O4(g)的转化率增大 b.新平衡N2O4的百分含量比原平衡大
c.平衡常数K减小 d.新平衡透明容器的气体颜色比原平衡还要深
②一定温度下，若将3molN2O4气体置入开始体积为V但体积可变的等压密闭容器中(如图A)，达平衡后容器体积增大至1.5V。若在另一个体积也为V但体积不变的密闭容器中(如图B)加入 molNO2，达平衡后A、B两容器的NO2百分含量相等。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．C
【详解】A．根据c和a的反应判断，c起始压强较大，而投料量和容器的体积都没有变化，所以由公式PV=nRT来推断，是温度引起的，即c中温度高于a中温度，反应首先达到平衡状态，所以比较实验a、c可判断升高温度反应速率加快，A项正确；
B．恒温恒容下，压强之比等于物质的量之比，实验a中平衡时混合气体总物质的量为(0.2+0.2)mol×=0.3mol，这说明平衡时消耗反应物的物质的量和生成的生成物的物质的量均是0.4mol－0.3mol＝0.1mol，剩余反应物均是0.2mol－0.1mol＝0.1mol，容器容积为10L，则平衡常数K===100，B项正确；
C．根据c和a的反应判断，c起始压强较大，而投料量和容器的体积都没有变化，所以由公式PV=nRT来推断，是温度引起的，即c中温度高于a中温度，根据A和B可知c中反应物转化率低，说明升高温度，反应逆向进行，所以该反应为放热反应，C项错误；
D．实验c条件下，实验中60min到达平衡，恒温恒容下，利用压强之比等于物质的量之比计算平衡时混合气体总物质的量，再利用差量法代入公式计算得(0.2+0.2)mol×=0.32mol，0.4mol－0.32mol=0.08mol，所以，D项正确；
答案选C。
2．D
【详解】A．平衡常数越大，说明反应正向进行程度越大，越容易进行；根据所给数据可知，随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明HX的稳定性逐渐减弱，A错误；
B．随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明X2的氧化性减弱，HX的还原性逐渐增强，B错误；
C．反应的剧烈程度与反应速率有关，仅依据K值无法判断剧烈程度，C错误；
D．随着卤素原子核电荷数的增加，正向进行的程度越来越小，X2的转化率逐渐降低，D正确；
综上所述答案为D。
3．C
【分析】根据“先拐先平数值大”知，温度：T2＞T1.压强P1＞P2，其它条件不变时升高温度C含量减小，则平衡逆向移动，△H＜0；增大压强B含量减小，平衡正向移动，则a+b＞c，故该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应。
【详解】A．该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应，则ΔH＜0，ΔS＜0，根据ΔG=ΔH-TΔS＜0，则该反应在低温可自发进行，故A错误；
B．该反应的正反应为气体分子数减小且放热的反应，则ΔH＜0，ΔS＜0，故B错误；
C．由以上分析可知，a+b＞c，故C正确；
D．该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，温度越高，平衡常数越小，则K(T1)＞K(T2)，故D错误。
故答案为：C
4．A
【详解】A．根据C(石墨，s)=C(金刚石，s) H＞0可知：该反应的正反应是吸热反应，由于反应热等于断裂反应物化学键吸收的能量与形成生成物化学键释放的能量差，则说明反应物总键能大于生成物总键能，A正确；
B．已知H2(g)的燃烧热 H=-285.8 kJ/mol，可得表示H2燃烧热的热化学方程式为：H2(g)+O2(g)=H2O(l) H=-285.8 kJ/mol，气态水含有的能量比等质量的液体水多，且反应的物质越多，反应过程中能量变化就越多，故2H2O(g)=2H2(g)+O2(g) H＞+571.6 kJ/mol，B错误；
C．增大压强，加快反应速率，是因为提高了单位体积内活化分子数目，使活化分子之间的有效碰撞次数增加，但由于单位体积内分子总数也增加，故活化分子百分比不变，C错误；
D．电解质溶液的导电能力与溶液中自由移动的离子浓度及离子带有的电荷数目有关，与电解质强弱无关，弱电解质溶液的导电能力也可能比强电解质溶液的强，D错误；
故合理选项是A。
5．C
【分析】平衡常数，，则，，根据Cr元素守恒，所以溶液中=0.25mol/L、mol/L。
【详解】A．电解1L 1.0mol/L溶液一段时间，=0.25mol/L、mol/L，、的物质的量分别是0.5mol、，根据钠元素守恒，有0.5mol通过了离子交换膜，故A正确；
B．当溶液中为mol/L时，、的物质的量分别是0.5mol、，的转化率为，故B正确；
C．反应生成0.25mol，根据，说明阳极生成0.5mol氢离子，阳极的电极反应式为，则阳极收集到2.8L (S。T。P。)，故C错误；
D．阳极的电极反应式为，所以未参与阳极的电极反应，故D正确；
选C。
6．B
【详解】温度越高，反应速率越快；先比较温度，由题中的数据可知，20℃＞10℃，则C、D 的反应速率小于相应浓度的A、B中的反应速率；
浓度越大，反应速率越快；又由于B中Na2S2O3的浓度大于A的，则B的反应速率大于A的反应速率；
故选B。
7．B
【详解】A．氯气溶于水的反应是一个可逆反应：Cl2+H2OClO-+2H++Cl-，饱和食盐水中含有大量的氯离子，导致氯气的溶解平衡向逆向移动，氯气的溶解度减小，可用勒夏特列原理解释，故A正确；
B．该反应前后气体体积不变，增大压强平衡不移动，不能用勒夏特列原理解释，故B错误；
C．通入过量空气，氧气浓度增大，平衡向着正向移动，提高了SO2的利用率，能够用勒夏特列原理解释，故C正确；
D．溶液中存在二氧化碳的溶解平衡，开启啤酒瓶后，压强减小，二氧化碳逸出，能用勒夏特列原理解释，故D正确；
故选B。
8．A
【详解】A．在一定条件下，当可逆反应中正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），各种物质的浓度或含量均不再发生变化的状态，是化学平衡状态，因此平衡时，v正(NH3):v逆(H2O)=4:6必成立，即3v正(NH3)=2v逆(H2O)必成立，A正确；
B．根据同一个反应中化学反应速率之比=化学计量数之比可知关系式v正(O2):v正(NO)=5:4总成立，即4v正(O2)＝5v正(NO)总成立，B不正确；
C．根据同一反应中反应速率之比=化学计量数之比可知，用上述四种物质NH3、O2、NO、H2O表示的正反应速率的数值中，v正(H2O)最大，C不正确；
D．可逆反应有限度，若投入4 mol NH3和5 mol O2，生成NO物质的量一定小于4mol，D不正确。
答案选A。
9．B
【详解】A.由图象可知，Fe2+的氧化率随时间延长而逐渐增大，故A正确；
B.由图象可知，①和②的反应温度和溶液的pH均不相同，无法判断溶液的pH和Fe2+氧化速率的关系，故B错误；
C.由图象可知，①和③的溶液的pH相同，温度越高，Fe2+氧化速率越快，故C正确；
D.氧化过程发生的反应为酸性条件下，亚铁离子与氧气反应生成铁离子和水，反应的离子方程式为为4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2O，故D正确；
故选B。
10．B
【详解】A．据图可知该反应过程有H+参与，所以在酸性条件下进行，A正确；
B．该过程中N2中N元素化合价降低被还原，B错误；
C．据图可知1个N2分子先依次结合3个H后生成一个NH3和N，之后N又依次结合3个H后生成一个NH3，C正确；
D．据图可知每一步反应中都结合一个H，中间产物为几种不同的氮氢化物，D正确；
综上所述答案为B。
11．A
【详解】A．ΔH=＋180.50 kJ·mol-1，ΔS=247.3 J·mol-1·K-1，当ΔH TΔS=0时，T=≈730 K，即温度高于730 K时，即温度高于457℃，ΔH TΔS＜0，反应能够自发进行；故A正确；
B．根据A选项分析，1000℃时，反应能够自发进行，故B错误；
C．根据A选项分析该反应能自发进行的最低温度约为457℃，故C错误；
D．该反应能自发进行的最低温度约为730 K，故D错误。
综上所述，答案为A。
12．A
【详解】A．合成氨反应N2 (g)+ 3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4kJ/mol。升高温度，平衡逆向移动，不能用勒夏特列原理解释工业上采用高温条件合成氨，A选；
B．氯水中存在平衡：Cl2+H2OHCl+HClO，加入的CaCO3与HCl反应，促使平衡正向移动，HClO的浓度增大，与勒夏特列原理有关，B不选；
C．NaHCO3在溶液中完全电离，所以NaHCO3溶液中含有大量的HCO，CO2溶于水生成碳酸，碳酸是弱酸，存在电离平衡，电离H2CO3HCO+H+，由于NaHCO3溶液中含有大量的HCO，平衡向逆反应方向移动，CO2溶解量减小，能用勒夏特列原理解释，C不选；
D．NH3+H2ONH3 H2ONH+OH-，加入碱石灰，增大氢氧根离子浓度，平衡逆向移动，有利于氨气的生成，故能用勒夏特列原理解释，D不选；
故选A。
13．D
【详解】A．要选择Ⅱ和Ⅲ实验探究硫酸铜对反应速率的影响，只有硫酸铜不同，其余条件都相同，所以必须控制t=35，故A错误；
B．待测物理量是收集等体积（相同条件）气体所需要的时间，时间越长，反应越慢，故B错误；
C．该方案中，三组实验稀硫酸浓度都相等，不可以探究稀硫酸浓度对反应速率的影响，故C错误；
D．温度越高反应速率越快，原电池加快反应速率，Ⅲ、Ⅳ温度相同且都能形成原电池，但Ⅳ硫酸铜量太多与Zn反应影响生成氢气的速率，则反应速率的大小可能是Ⅲ>Ⅱ>Ⅰ>Ⅳ，故D正确；
故选D。
14．(1) CO2+3H2CH3OH+H2O ABC
(2) ＜ A 29:28 67.4 ＞ ＞ 反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小
【详解】（1）从图中可以看出，CO2与H2反应可生成CH3OH等，该反应的化学方程式为CO2+3H2CH3OH+H2O。
A．使用ZnO—ZrO2催化剂，可加快反应速率，提高平衡前单位时间内CO2的转化率，即有利于提高CO2的转化效率，A符合题意；
B．冷凝混合气体分离出CH3OH，平衡正向移动，CO2的转化率提高，B符合题意；
C．循环利用CO2和氢气，可提高CO2的转化效率，C符合题意；
故选ABC。答案为：CO2+3H2CH3OH+H2O；ABC；
（2）①从图中可以看出，升高温度，H2的物质的量增大、H2O的物质的量减小，则平衡逆向移动，所以m＜0。
②A．使用催化剂，可降低反应的活化能，提高活化分子的百分率，使有效次数增多，从而加快反应速率，A正确；
B．其他条件不变时，若扩大容器容积，反应物和生成物的浓度都减小，则v正减小，v逆减小，B不正确；
C．容器中混合气体的质量、体积始终不变，则密度始终不变，所以当密度不再随时间改变时，反应不一定达到平衡，C不正确；
故选A。
③393K时，起始时将CO2、H2按c(CO2): c(H2)=1:3充入20L恒容密闭容器中，达到平衡，n(H2)=4.2mol，n(H2O)=5.8mol，则可建立如下三段式：
混合气体中乙烯与二氧化碳的压强之比p(C2H4):p(CO2)=1.45:1.4= 29:28，H2的平衡转化率为≈67.4%。
④相同温度时，增大H2的物质的量，平衡正向移动，CO2的转化率增大，则a＞3；从图中可以看出，升高温度，CO2的平衡转化率减小，则平衡逆向移动，所以正反应为放热反应，M点温度比N点低，则M、N两点的反应平衡常数KM＞KN，判断的理由是：反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小。答案为：＜；A；29:28；67.4；＞；＞；反应为放热反应，温度升高，平衡常数减小。
【点睛】对于吸热反应，升高温度，平衡常数增大。
15．粉碎辉铜矿、适当提高温度、不断地搅拌
【详解】为了提高浸取率可采取的措施有：粉碎辉铜矿，可以增大接触面、适当提高温度，可以加快反应速率、不断地搅拌，可以充分浸取；
16．(1) A+2B 2C K=
(2)加压
(3) K1＞K2=K3=K4 t2-t3
【详解】（1）由图1可知，A、B为反应物，C为生产物，且最后A、B的物质的量不为0，说明该反应为可逆反应。3 min时△n(A)：△n (B)：△n (C)=(1-0.7)mol：(1-0.4) mol：0.6 mol=1：2：2，物质的量之比等于化学计量数之比，所以反应方程式为A+2B2C；
化学平衡常数为可逆反应达到化学平衡时生成物浓度幂之积与各反应物浓度幂之积的比值，所以K=；
（2）化学平衡常数只与温度有关，K值不变，说明反应温度不变。由图可知：5 min时各组分的物质的量不变，后A、B的物质的量减少，C的物质的量增加，则A的转化率增大，化学平衡向正反应移动，由于温度不变，说明改变的条件只能是改变压强。由于该反应的正反应是气体体积减小的反应，所以要使平衡正向移动，应该是增大体系的压强；
（3）t3时刻，正、逆反应速率都增大，且逆反应速率变化大，化学平衡向逆反应移动，因此改变的条件应为升高温度，则化学平衡常数K1＞K2。t6时刻，正、逆反应速率都减小，且正反应速率变化大，化学平衡向逆反应移动，改变的条件应为降低压强，所以化学平衡常数K3=K4；t5~ t6时正、逆反应速率都增大，化学平衡不移动，改变的条件应是使用催化剂；K不变，所以K2=K3，故化学平衡常数关系为：K1＞K2=K3=K4；t2-t3段反应正向进行的程度最大，则该阶段A的转化率最高。
17． 2SO2+O22SO3 0.8 C
【详解】(1)根据图示可知：SO2和足量的O2在催化剂500℃的条件下发生反应产生SO3，当反应进行到5 min 后，反应物、生成物都存在，且它们的物质的量都不再发生变化，说明该反应是可逆反应，根据原子守恒可知反应方程式为：2SO2+O22SO3；
(2) 在前5 min内，SO2的物质的量由10 mol变为2 mol，反应在2 L密闭容器中进行，以SO2的浓度变化表示的速率是v(SO2)=；
(3)A．单位时间内消耗1 mol SO2，同时生成1 mol SO3表示的都是反应正向进行，不能据此判断反应是否达到平衡状态，A不选；
B．SO2的浓度与SO3浓度相等时，反应可能达到平衡状态，也可能未达到平衡状态，这与反应所处的外界条件、起始量和转化率有关，B不选；
C．SO2的浓度与SO3浓度均不再变化，说明任何物质的消耗速率与产生速率相等，反应达到平衡状态，C选；
故合理选项是C。
18． CO(g)+O2(g)=CO2(g) △H=-283kJ/mol 压强 ＞ 0.375mol L-1 min-1 5.3 C
【详解】（1）在一定条件下，1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量是燃烧热，已知CO的燃烧热为-283kJ/mol，因此CO的燃烧热的热化学方程式为CO(g)+O2(g)=CO2(g) △H=-283kJ/mol。
（2）正反应是体积减小的放热反应，升高温度平衡逆向进行，CO的平衡转化率(α)减小。增大压强平衡正向进行，CO的平衡转化率(α)增大，所以条件X表示的是压强；
（3）①根据图象可知反应进行到4min时还没有达到平衡状态，所以v(正)＞v(逆)。0～4min时生成甲醇0.5mol/L，因此根据方程式可知消耗氢气是1.5mol/L，则H2的平均反应速率v(H2)=1.5mol/L÷4min=0.375mol/(L·min)。
②反应进行到15min时达到平衡状态，生成甲醇是0.75mol/L，则同时生成水蒸气是0.75mol/L，消耗氢气是2.25mol/L，剩余氢气是0.75mol/L，二氧化碳平衡浓度是0.25mol/L，则该温度下平衡常数为=5.3。
③A.v正(CH3OH)=3v逆(H2)不满足正逆反应速率相等，没有达到平衡状态，A错误；
B.CO2、H2、CH3OH和H2O浓度之比为1：3：1：1不能说明正逆反应速率相等，不一定达到平衡状态，B错误；
C.恒温恒压下，气体的体积不再变化说明混合气体的物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，C正确；
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，因此恒温恒容下，气体的密度不再变化不能说明反应达到平衡状态，D错误；
答案选C。
19． 变浅 0.0767mol/L 83.7%
【分析】(1)硝酸铵的溶解过程是吸热过程，温度降低，C中平衡正向移动；氢氧化钠溶解是放热过程、与盐酸反应放出热量，D中平衡逆向移动；
(2)根据四氧化二氮的平衡浓度，计算二氧化氮浓度变化量，进而人家是二氧化氮起始浓度与转化率。
【详解】（1）A中硝酸铵的溶解过程是吸热过程，溶解后C中温度降低，化学平衡2NO2 N2O4，△H=-57kJ/mol，平衡会向着正反应方向移动，二氧化氮浓度减小，所以颜色变浅；
因此，本题正确答案是：变浅；
（2）设二氧化氮的初始浓度为cmol/L，根据题意信息可以知道：
2NO2 N2O4
初始浓度（mol/L）：c 0
变化浓度（mol/L）：c-0.0125 0.0321
平衡浓度（mol/L）：0.0125 0.0321
则c-0.0125=2×0.0321，计算得出c=0.0767mol/L，
NO2的转化率为：×100%≈83.7%．
因此，本题正确答案是：0.0767mol/L；83.7%。
20． 放热 生成紫红色的单质铜(合理即可) 负(或锌、Zn) 0.15 增大
【详解】(1)钠与水时，钠迅速熔化成小球，说明反应放热，即钠与水的反应属于放热反应。
(2)以硫酸铜为电解质溶液的银锌原电池中，锌是负极，失去电子，锌电极的反应式为，银片是正极，铜离子放电，银片上观察到的现象是生成紫红色的单质铜，原电池中阴离子移向负极，则溶液中向锌极移动。
(3)①反应2min后测得C的浓度为0.6mol/L，根据方程式可知消耗B的浓度是0.3mol/L，用物质B表示的平均反应速率为0.3mol/L÷2min＝0.15。
②其他条件不变时，再通入2molA气体，反应物浓度增大，该反应的正反应速率将增大。
21． K1×K2 < < > < ＝ 0.15mol/(L.min) 48
【分析】I.(1)根据盖斯定律分析解答；
(2)体系的微观状态数越多，体系的混乱度越大，熵越大，结合温度对平衡的影响分析解答；
(3)依据某时刻浓度商和平衡常数比较判断反应进行的方向；
Ⅱ.(1)发生的反应为CO(g)+2H2(g)═CH3OH(g)为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，CO的转化率增大；
(2)起始时物质的量比等于化学计量数之比，结合方程式分析判断；
(3)100℃p1时达平衡所用的时间为5min，转化的CO为1mol×75%=0.75mol，由反应可知消耗氢气为0.75mol×2=1.5mol，结合v=计算；
(4)根据平衡时的物质的量分别计算各物质的平衡浓度，再结合平衡常数K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积计算解答。
【详解】Ⅰ.(1)①2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) ，②H2(g)+CO2(g)H2O(g)+CO(g)，根据盖斯定律，将①+②得到③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，所以平衡常数K3=K1×K2，故答案为：K1×K2；
(2)反应③3H2(g)+CO2(g) CH3OH(g)+H2O (g)是气体体积减小的反应，属于熵减小的反应。500°C时，K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K3=K1×K2=2.5×0.15=0.375，温度升高，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，所以该反应是放热反应，△H＜0，故答案为：＜；＜；
(3)500°C时，K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5，在500℃时，测得反应③3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g)在某时刻，H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O (g)的浓度(mol/L)分别为0.8、0.1、0.3、0.15，Qc==0.87＜K=2.5，反应正向移动，V正＞V逆，故答案为：＞。
Ⅱ.(1)CO(g)+2H2(g)═CH3OH(g)为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，CO的转化率增大，可知p1＜p2，故答案为：＜；
(2)起始时物质的量比等于化学计量数之比，CO的转化率与H2的转化率相等，故答案为：=；
(3)100℃p1时达平衡所用的时间为5min，转化的CO为1mol×75%=0.75mol，由反应可知消耗氢气为0.75mol×2=1.5mol，用H2表示的速率为=0.15mol/(L·min)，故答案为：0.15mol/(L·min)；
(4)在A点时CO的平衡浓度为=0.125mol/L，氢气的平衡浓度为=0.25mol/L，甲醇的平衡浓度为=0.375mol/L，平衡常数K==48，故答案为：48。
【点睛】本题的易错点为I.(1)要注意根据盖斯定律计算时，方程式相加，K相乘，方程式相减，K相除，方程式×n，K需要变为Kn。
22．(1) < K= 减小
(2) AD AC 正向
(3) bd 4
【详解】（1）①由图象可知温度相同时，压强由P1到P2，NO的转化率增大，说明平衡正向移动，该反应正向气体分子数减小，增大压强平衡正向移动，因此P1小于P2，故答案为:<；
②平衡常数等于生成物浓度的幂之积比上反应物浓度的幂之积，因此该反应的平衡常数表达式为：K=，由图象可知压强不变时，随温度的升高NO的转化率降低，说明平衡逆向移动，K变小，故答案为：K=；减小；
（2）①A.消耗1molN2同时生成1molO2，可知正反应速率等于逆反应速率，可知反应达到平衡状态，故A选；
B．反应前后气体的总质量不变，容器体积不变，混合气体密度恒定，因此密度不变不能说明反应达到平衡状态，故B不选；
C．反应前后气体的总质量不变，气体的物质的量也不变，则混合气体平均相对分子质量始终恒定，故C不选；
D．2v正(N2)=v逆(NO)，可知正反应速率等于逆反应速率，反应达到平衡状态，故D选；
故答案为：AD；
②该反应为吸热反应，温度升高平衡正向移动，K增大，故A正确；
催化剂只改变反应速率，对平衡无影响，因此有无催化剂最终平衡时NO的浓度应相同，故B错误；
根据‘先拐先平，条件高’可知T1大于T2，温度由T1到T2，N2的转化率增大，说明平衡正向移动，与该反应正向吸热一致，故C正确；
故答案为：AC；
③某时刻测得容器内N2、O2、NO的浓度分别为2.5×10 1mol/L、4.0×10 2mol/L和3.0×10 3mol/L，此时Qc=
b.根据等效平衡原理，充入N2O4(g)可视为压缩容器体积增大压强，等效于平衡逆向移动，新平衡N2O4的百分含量比原平衡大，故b正确；
c.平衡常数K只与温度有关，温度不变K不变，故c错误；
d. 容器内充入1molN2O4(g)，增大了N2O4(g)的浓度，新平衡透明容器的气体颜色比原平衡还要深，故d正确；
故答案为：bd；
②达平衡后A、B两容器的NO2百分含量相等，可知两平衡等效，若B中充入的也是N2O4，设其物质的量为xmol，可得，可得x=2，又B为恒容容器，结合恒温恒容等效平衡的建立条件‘物质相同且量相等’，因此充入2mol N2O4，等同于通入4mol NO2，故答案为：4；
答案第1页，共2页
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