第二章 化学反应速率与化学平衡 单元测试题 2023-2024学年高二上学期人教版（2019）化学选择性必修1

第二章 化学反应速率与化学平衡测试题 一、选择题 1．以下说法中正确的是 A．ΔH<0的反应均是自发反应 B．自发进行的反应一定能迅速进行 C．高锰酸钾受热分解是一个熵减小的过程 D．冰在室温下自动融化成水，这是熵增的过程 2．已知总反应： kJ⋅mol()的速率方程为，k为速率常数]，该反应机理可分为两步： (1) 快 (2) 慢[速率方程，为速率常数，该反应速率近似认为是总反应的速率]。下列叙述正确的是 A． B．当时，总反应达到平衡 C．总反应中生成物的总键能比反应物的总键能小a kJ•mol D．恒容时，增大的浓度能增加单位体积内活化分子的百分数，加快反应速率 3．下列关于化学反应的叙述正确的是 A．ΔH＞0的化学反应一定不能自发进行 B．反应的熵(体系混乱度)增大(即ΔS＞0) C．非自发反应在任何条件下都不能发生 D．熵增加且放热的反应一定是自发反应 4．合成氨反应为，在合成氨工业中常采取的下列措施不能用勒夏特列原理来解释的是 A．及时补充氮气和氢气 B．使用铁触媒做催化剂 C．将氨液化及时分离出反应器 D．压强增至20MPa~50MPa 5．反应A+B→C分两步进行：①A+B→X(慢反应)，②X→C(快反应)，反应过程中能量变化如图所示，下列有关叙述正确的是 A．反应A+B→C的ΔH>0 B．X是反应A+B→C的催化剂 C．反应A+B→C的快慢主要取决于反应① D．E2表示反应X→C的活化能 6．下列过程是非自发的是 A．加热铁棒一端，热量传向另一端 B．使铁棒上的铁锈转化成单质铁 C．气体从高密度处向低密度处扩散 D．煤气的燃烧 7．下列关于碰撞理论的说法正确的是 A．活化分子发生的碰撞一定是有效碰撞 B．提高有效碰撞频率即可加快化学反应速率 C．增大反应物用量可增大活化分子百分数，加快反应速率 D．升高温度可降低活化能，使单位体积内活化分子数增多 8．已知反应可用于合成烯烃。下列有关该反应的说法错误的是 A．增大压强可增大该反应速率 B．升高温度能增大的转化率 C．增大的浓度，该反应的平衡常数不变 D．密闭容器中，通入和，反应生成 9．对于反应2NO+2H2N2+2H2O，科学家根据光谱研究提出如下反应历程： 第一步2NON2O2 快反应 第二步：N2O2+H2→N2O+H2O 慢反应 第三步：N2O+H2→N2+H2O 快反应 上述反应中可近似认为第二步反应不影响第一步反应的平衡，下列叙述正确的是 A．第二步反应的活化能大于第三步的活化能 B．N2O2起催化作用 C．第三步反应中N2O与H2的每一次碰撞都是有效碰撞 D．若第一步反应的ΔH<0，则升高温度，正反应速率减小，逆反应速率增大 10．中国首条“生态马路”在上海复兴路隧道建成，它运用了“光触媒”技术，在路面涂上一种光催化剂涂料，可将汽车尾气中45%的NO和CO转化成和：，下列对此反应的叙述中正确的是 A．降低温度，有效碰撞频率降低，不利于该反应的正向进行 B．增大压强能使该反应的化学平衡常数K增大 C．NO和CO分子间只要有合理取向的碰撞就能发生化学反应 D．使用光催化剂能降低反应的活化能，增大活化分子的百分数 11．已知A(g)+B(g) C(g)+D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下： 温度/℃ 700 800 830 1000 1200 平衡常数 1.7 1.1 1.0 0.6 0.4 830℃时，向一个2L密闭容器中充入0.2mol的A和0.8mol的B，反应初始4s内A的平均反应速率υ(A)=0.005 mol∙L−1∙s−1。下列说法正确的是 A．4s时c(B)=0.78 mol∙L−1 B．830℃达平衡时，A转化率为20％ C．反应达平衡后升高温度，平衡正向移动 D．1200℃时反应C(g)+D(g) A(g)+B(g)平衡常数为2.5 12．工业上利用碳热还原制得BaS，进而生产各种含钡化合物。温度对反应后组分的影响如图。 已知：碳热还原过程中可能发生下列反应。 ⅰ. ⅱ. kJ/mol ⅲ. kJ/mol 下列关于碳热还原过程的说法正确的是 A． kJ/mol B．反应ⅱ在高温条件下自发进行 C．温度升高，的平衡常数K减小 D．反应过程中，生成的和CO的物质的量之和始终等于投入C的物质的量 13．在2 L的恒容密闭容器中充入1mol X(g)和2 mol Y(g)，发生反应：，测得在不同温度下、相同时间内X(g)与Z(g)的百分含量如图所示。下列说法错误的是 A．从反应开始到各点时的平均化学反应速率： B．a点时，Y(g)的转化率为50% C．T3℃下，平衡常数K=4 D．降低温度，有利于提高Z(g)的平衡产率 14．在容积不变的密闭容器中进行反应： ，其平衡常数与温度的关系如图所示。下列说法正确的是 A．上述反应为吸热反应 B．a点处 C．c点处 D．a、b、c三点中，只有b点处反应达到平衡状态 15．700℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的CO2(g)和H2(g)，发生反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)反应过程中测定的部分数据见表(表中t2＞t1)： 反应时间/min n(CO2)/mol n(H2)/mol 0 0.60 1.80 t1 0.20 t2 0.60 下列说法正确的是 A．反应在0～t1min内的平均速率为v(H2)=mol·L-1·min-1 B．若900℃时该反应的平衡常数为2，则正反应为吸热反应 C．t2时，c(CO2)=0.10mol·L-1 D．保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20molCO2(g)和0.40molH2O(g)，则v正＞v逆 二、填空题 16．将4 molA气体和2mol B气体在2L的容器中混合，并在一定条件下发生如下反应：2A(g)＋B(g)2C(g)，若经2s后测得C的浓度为0.6mol·L－1，则 （1）用物质A表示的反应速率为____。 （2）用物质B表示的反应速率为____。 （3）2s时物质B的转化率为_____。 （4）2s时物质A的浓度为_____。 17．碘及其化合物在生产生活中有重要作用。 (1)单质碘可与氢气反应生成碘化氢。将物质的量比为的氢气和碘蒸气放入恒容密闭容器中进行反应：，反应经过5分钟后达平衡，测得碘化氢的浓度为0.1mol/L，碘蒸气的浓度为0.05mol/L。 ①前5分钟平均反应速率___________，的初始浓度是___________mol/L。 ②反应分别进行至3min和7min时假设容器内气体的密度分别用和表示，则其大小为关系为___________(填“>”、“<”或“=”)。 ③下列能说明反应已达平衡状态的是___________(填序号)。 a．混合体系总压强保持不变 b．单位时间内断裂的键数目与断裂的键数目相等 c． d． e．反应混合体系的颜色不再发生变化 (2)某小组同学在室温下进行“碘钟实验”：将浓度均为0.01mol/L的、、、溶液及淀粉混合，一定时间后溶液变为蓝色。 已知：“碘钟实验”的总反应的离子方程式为 反应分两步进行： 反应A：…… 反应B： ①反应A的离子方程式是___________。对于总反应，的作用是___________。 ②为探究溶液变蓝快慢的影响因素，进行实验Ⅰ、Ⅱ(溶液浓度均为0.01mol/L) 用量试剂 溶液 溶液 溶液 溶液(含淀粉) 实验Ⅰ 5 4 8 3 0 实验Ⅱ 5 2 x y z 溶液从混合时的无色变为蓝色的时间：实验Ⅰ是30min、实验Ⅱ是40min。实验Ⅱ中，z所对应的数值是___________；对比实验Ⅰ、Ⅱ可得出的实验结论是___________。 18．氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用，合成氨工业在国民生产中有重要意义。以下是关于合成氨的有关问题，请回答： (1)若在一容积为2L的密闭容器中加入0.2 mol的N2和0.6 mol的H2，在一定条件下发生反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，若在5分钟时反应达到平衡，此时测得NH3的物质的量为0.2 mol。则平衡时c(N2)=____。平衡时H2的转化率为____%。平衡时NH3的体积分数是____。 (2)平衡后，若提高H2的转化率，可以采取的措施有____。(填写序号) A．加了催化剂 B．增大容器体积 C．降低反应体系的温度 D．加入一定量N2 (3)若在0.5 L的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0，其化学平衡常数K与温度T的关系如表所示。请完成下列问题： T/℃ 200 300 400 K K1 K2 0.5 ①写出化学平衡常数K的表达式____。 ②试比较K1、K2的大小，K1____K2(填“＞”“＜”或“=”)； ③400℃时，反应2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数为____。当测得NH3、N2和H2物质的量分别为3 mol、2 mol和1 mol时，则该反应的v(N2正)____v(N2逆)(填“＞”“＜”或“=”)。 (4)根据化学反应速率和化学平衡理论，联系合成氨的生产实际，你认为下列说法不正确的是____。(填写序号) A．化学反应速率理论可指导怎样在一定时间内快出产品 B．勒夏特列原理可指导怎样使用有限原料多出产品 C．催化剂的使用是提高产品产率的有效方法 D．正确利用化学反应速率和化学反应限度理论都可以提高化工生产的综合经济效益 19．反应A(g)+B(s)⇌C(g)；△H＜0，在其他条件不变时，改变其中一个条件，则生成C的速率(填“增大”、“不变”、“减小”)： (1)升温_______； (2)增大压强_______； (3)增大容器容积_______； (4)加入A_______； (5)加入B_______； (6)加正催化剂_______。 20．某温度时，在2L密闭容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示。 由图中数据分析： (1)该反应的化学方程式：_________； (2)反应开始至3min，X的反应速率为_________；3min末c(Z)________mol·L－1，此时Z的反应速率________4min时的反应速率(填“>”“<”或“＝”)。 21．已知可逆反应：M(g)+N(g)⇌P(g)+Q(g)，△H>0，在一密闭容器中进行。在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)=1mol/L，c(N)=2.4mol/L；在12分钟末达到平衡后，M的转化率为60％，此时： (1)以P浓度变化表示的该段时间内的平均反应速率是______________。 (2)该反应平衡常数K=__________。 (3)N的转化率是__________。转化率=(指定反应物的起始浓度-指定反应物的平衡浓度)∕指定反应物的起始浓度×100% 22．乙酸乙酯是一种用途广泛的精细化工产品，被广泛用于醋酸纤维、乙烯树脂、合成橡胶、涂料及油漆等的生产过程中。 Ⅰ.乙酸乙酯的制备。 (1)球形干燥管有冷凝的作用外，还能起到的作用为___________。 (2)按图连接好装置，依次在试管①中装入乙醇、浓硫酸、乙酸、碎瓷片，②中盛装的试剂是___________。 Ⅱ．乙酸乙酯的反应机理探究。 用乙醇羟基氧示踪：___________＋___________。 用醋酸羟基氧示踪：+H3C-CH2-OH+H218O。 (3)模仿醋酸羟基氧示踪法，写出乙醇羟基氧示踪法的产物为___________和___________。 (4)已知醋酸羟基氧示踪法中，产物含氧18水占到总水量的一半，酯也一样。该实验说明酯化反应___________(填“是”或“不是”)简单的取代反应。 (5)在投料1:1的情况下，测得120℃时，平衡转化率为65％，该温度下反应的平衡常数K=___________。(保留三位有效数字) Ⅲ．乙酸乙酯的催化水解(酯化反应的逆反应)探究。 已知：①乙酸乙酯的沸点约77℃； ②酸和碱均可用作酯水解的催化剂。 实验步骤：向试管中加入溶液，再加入2mL乙酸乙酯，量出乙酸乙酯的高度。再把试管放入70℃的水浴中，每隔1min将其取出，振荡，静置，立即测量并记录剩余酯层的高度，再迅速放回水浴中继续加热，如此反复进行。改变NaOH溶液的浓度，重复实验。乙酸乙酯水解后剩余高度/mm数据如下： 组别 时间/min 0 1 2 3 4 5 6 7 8 1 0.5 10.0 9.0 8.0 7.5 7.0 6.5 6.5 6.5 6.5 2 1.0 10.0 8.5 7.0 6.0 5.0 4.5 4.5 4.5 4.5 3 2.0 10.0 8.0 6.0 4.5 3.0 2.0 1.5 1.5 1.5 回答下列问题： (6)分析上述数据，得到乙酸乙酯水解速率的规律是： ①NaOH溶液浓度越大，水解速率越___________； ②___________。 (7)结论②的理论解释是___________。 (8)该实验必须严格控制NaOH溶液的体积、乙酸乙酯的用量和反应的温度。为了达到实验的目的，有同学建议用___________代替NaOH溶液重复试验，对数据进行修正。 【参考答案】 一、选择题 1．D 解析：A．满足△G=△H-T△S＜0的反应一定为自发反应，若△H＜0而△S＜0，则有可能出现△G＞0，此时对应反应为非自发反应，A错误； B．自发进行，只是反应的一个方向，而反应速率不一定快，B错误； C．KMnO4固体分解产生气体O2，体系混乱程度增大，属于熵增过程，C错误； D．固态冰融化成液态水需要吸热，吸热后水分子运动速度加快，体系混乱程度增大，属于熵增过程，D正确； 故答案选D。 2．A 解析：A．反应可由反应(1)+(2)得到，由于(1)反应快，反应速率由(2)决定，由可得，将其代入，得出，即可得出，A正确； B．反应平衡时正逆反应速率相等，则，B错误； C．正反应放热，断裂化学键吸收的能量小于形成化学键放出的能量，则正反应的活化能比逆反应的活化能小a kJ•mol-1，C错误； D．增大浓度，活化分子数不变，则其百分数也不变，D错误； 故选A。 3．D 解析：A． 反应是否自发进行由ΔG=ΔH-TΔS决定，ΔG＜0的反应能自发进行，ΔH＞0，ΔS＞0的反应在高温条件下能自发进行，如碳酸氢铵的分解反应，故A错误； B． 反应物为气体，生成物为液体，该反应是熵减少的反应，故B错误； C． 非自发反应在改变温度的条件下使ΔG＜0，则反应就能自发进行，故C错误； D． 熵增加且放热的反应，ΔS＞0，ΔH＜0，ΔG=ΔH-TΔS始终小于0，反应一定是自发反应，故D正确； 故选D。 4．B 解析：A．及时补充氮气和氢气，反应物浓度增大，平衡向正反应方向移动，有利于增大氨气的产率，能用勒夏特列原理来解释，故A不符合题意； B．使用铁触媒做催化剂，化学平衡不移动，氨气的产率不变，不能用勒夏特列原理来解释，故B符合题意； C．将氨液化及时分离出反应器，生成物浓度减小，平衡向正反应方向移动，有利于增大氨气的产率，能用勒夏特列原理来解释，故A不符合题意； D．该反应是气体体积减小的反应，增大压强，平衡向正反应方向移动，有利于增大氨气的产率，能用勒夏特列原理来解释，故D不符合题意； 故选B。 5．C 解析：A．A＋B的总能量大于C的总能量，此反应是放热反应，即△H＜0，故A说法错误； B．反应A+B→C分两步进行：①A+B→X，②X→C，X不是反应物、生成物， X为中间产物，故B说法错误； C．反应A+B→C所需活化能越大，反应越慢，慢反应决定了反应的快慢，故C说法正确； D．E2表示反应C→X反应中正反应活化能，故D说法错误； 故答案选C。 6．B 解析：根据自发过程的定义来进行判断。热量从高温处传向低温处、金属的腐蚀、气体从高密度处向低密度处扩散、煤气的燃烧都是自发的，其逆向过程都是非自发的，答案选B。 7．B 解析：A．活化分子发生的碰撞不一定是有效碰撞，有合适的取向才能发生有效碰撞，A错误； B．提高有效碰撞频率，可利于生成物的生成，即可加快化学反应速率，B正确； C．增大反应物用量，能增加活化分子数目，但不能增大活化分子百分数，C错误； D．升高温度不能降低活化能，但可以使单位体积内活化分子数增多，D错误； 故选B。 8．D 解析：A．增大压强可以增大单位体积内活化分子数，从而提高有效碰撞几率，所以可加快该反应速率，故A正确； B．该反应吸热，升高温度平衡正向移动，可以提高的转化率，故B正确； C．增大的浓度不能改变平衡常数，故C正确； D．密闭容器中，通入2molCO2和6molH2，因为反应可逆不可进行到底，故生成的 C2H4小于1mol，故D错误； 故选D。 9．A 解析：A．活化能越大，反应速率越慢，第二步反应是慢反应，第三步是快反应，故第二步活化能大于第三步的活化能，故A正确； B．该反应中，NO、H2是反应物，反应的中间产物有N2O2、N2O，故B错误； C．只有符合能量和角度要求的碰撞才能发生化学反应，能引发化学反应的碰撞称之为有效碰撞，第三步反应中N2O与H2的碰撞不都是有效碰撞，故C错误； D．升高温度，正逆反应速率均增大，故D错误； 选A。 10．D 解析：A．反应是放热反应，降低温度反应向正方向移动，A错误； B．K值与温度有关，压强不影响K值，B错误； C．有效碰撞的前提是具有一定的能量，C错误； D．使用光催化剂能降低反应的活化能，增大活化分子的百分数，D正确； 故选D。 11．D 解析：A．反应初始4s内A的平均反应速率υ(A)=0.005 mol∙L−1∙s−1，则反应初始4s内B的平均反应速率υ(B)=0.005 mol∙L−1∙s−1，则B的浓度改变量为0.005 mol∙L−1∙s−1×4s=0.02 mol∙L−1，则4s时c(B)= ，故A错误； B．830℃达平衡时，平衡常数为1，建立三段式 ， ，解得x=0.08 mol∙L−1，则A转化率为，故B错误； C．根据表格，升高温度，平衡常数减小，说明平衡逆向移动，则反应达平衡后升高温度，平衡逆向移动，故C错误； D．1200℃时反应A(g)+B(g) C(g)+D(g)的平衡常数为0.4，则1200℃时反应C(g)+D(g) A(g)+B(g)平衡常数为，故D正确。 综上所述，答案为D。 12．B 解析：A．已知ii.BaSO4(s)+4C(s)=4CO(g)+BaS(s) △H2=+571.2kJ·mol-1， iii.BaSO4(s)+4CO(g)=4CO2(g)+BaS(s) △H3=-118.8kJ·mol-1，由盖斯定律可知：（ii+ iii）×可得BaSO4(s)+2C(s)=2CO2(g)+BaS(s)，故△H1=（△H2+ △H3）×=（571.2kJ·mol-1-118.8kJ·mol-1）×=+226.2 kJ·mol-1，A项错误； B．反应ⅱ为吸热反应，且为熵增反应，根据△G=△H-T△S<0反应可以发生，则高温时反应可以发生，B项正确； C．已知：ii.BaSO4(s)+4C(s)=4CO(g)+BaS(s) △H2=+571.2kJ·mol-1， iii.BaSO4(s)+4CO(g)=4CO2(g)+BaS(s) △H3=-118.8kJ·mol-1，由盖斯定律可知：（ii- iii）×可得C(s)+CO2(g)2CO(g)，△H=（△H2-△H3）×=（571.2kJ·mol-1+118.8kJ·mol-1）×=+172.5 kJ·mol-1，反应正向为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，平衡常数K值增大，C项错误； D．为使硫酸钡得到充分还原，需要加入过量的碳，故反应过程中生成的CO2和CO的物质的量之和小于投入C的物质的量，D项错误； 答案选B。 13．A 【分析】在2 L的恒容密闭容器中充入1mol X(g)和2 mol Y(g)，发生反应：，设a点时，参加反应X的物质的量为nmol，则可建立如下三段式： 则1-n=n，n=0.5mol。 解析：A．对于可逆反应，温度越高，反应速率越快，T1＜T2＜T3，则从反应开始到各点时的平均化学反应速率：，A错误； B．a点时，Y(g)的转化率为=50%，B正确； C．T3 ℃下，平衡常数K==4，C正确； D．从图中可以看出，当反应进行到b点时，反应达平衡状态，升高温度，X的百分含量增大，平衡逆向移动，则正反应为放热反应，所以降低温度，有利于提高Z(g)的平衡产率，D正确； 故选A。 14．C 解析：A．从图象可以看出，随着温度的升高，K正减小，故正反应为放热反应，A错误； B．a点处于平衡状态，其速率之比等于化学计量数之比，故v(M)正=2v(N)逆，B错误； C．化学反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比，c点处，v(M)正：v(N)正=2：1，C正确； D． a、b、c三点都处于曲线上，故都达到平衡状态，D错误； 故选C。 15．C 【分析】根据表格中的数据，t1时△n(CO2)=0.60mol-0.20mol=0.40mol，根据方程式中各物质的计量数之比可知，△n(H2)=0.40mol=1.20mol，故t1时n(H2)=1.80mol-1.20mol=0.60mol，故t1时反应达平衡，t2时n(CO2)=0.20mol； 解析：A．v(CO2)== mol·L-1·min-1，化学反应速率之比等于化学计量数之比，则v(H2)=3v(CO2)=mol·L-1·min-1，选项A错误； B．在700℃时，t1min时反应已经达到平衡状态，此时c(CO2)==0.1mol/L，c(H2)==0.3mol/L，c(CH3OH)=c(H2O)==0.2mol/L，则K==14.8，温度升至900℃，上述反应平衡常数为2，说明温度升高，平衡常数减小，平衡是向左移动的，那么正反应为放热反应，选项B错误； C．t2时n(CO2)=0.20mol，c(CO2)=0.10mol·L-1，选项C正确； D．保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20molCO2(g)和0.40molH2O(g)，c(CO 2)==0.2mol/L，c(H2O)==0.4mol/L，Qc==14.8=K，平衡不移动，则v(正)=v(逆)，选项D错误； 答案选C。 二、填空题 16．3mol·L－1·s－1 0.15mol·L－1·s－1 30% 1.4 mol·L－1 【分析】（1）根据C的平衡浓度计算C的生成速率，再根据反应速率之比等于化学计量数之比计算A消耗速率； （2）根据C的平衡浓度计算C的生成速率，再根据反应速率之比等于化学计量数之比计算B消耗速率 （3）根据反应式计算B的平衡物质的量，转化率=×100%； （4）根据反应方程式计算2s时物质A的浓度； 解析：（1）经2s后测得C的浓度为0.6mol/L，则C的生成速率为v（C）== 0.3mol·L－1·s－1，根据反应速率之比等于化学计量数之比，则v（A）=v（C）=0.3mol·L－1·s－1； （2）v（B）：v（C）=1：2，所以v（B）=0.15mol·L－1·s－1； （3）4molA气体和2molB气体在2L的容器中混合并在一定条件下发生如下反应： 2A(g)＋B(g) 2C(g) 起始（mol）4 2 0 转化（mol）1.2 0.6 1.2 平衡（mol）2.8 1.2 1.2 则2s时物质B的转化率为=30%。 （4）根据（3）得出，2秒后，C（A）==1.4mol/L 17．(1) 0.2 = de (2) 催化剂 2 其他条件不变，增大氢离子的浓度可以加快反应速率 解析：（1）①将物质的量比为2：1的氢气和碘蒸气放入密闭容器中进行反应：，反应经过5分钟测得碘化氢的浓度为0.1mol•L-1，碘蒸气的浓度为0.05mol•L-1，设氢气和碘蒸气的初始物质的量浓度分别为2x mol•L-1、x mol•L-1，则 解得到x=0.1，前5分钟平均反应速率0.05mol/L÷5min=0.01mol/（L•min），H2的初始浓度是0.2mol/L； ②反应前后气体质量和容器容积均是不变的，所以密度始终不变，则＝； ③a．反应前后体积不变，压强始终不变，所以混合体系总压强保持不变，不能判断反应达到平衡状态，故a错误； b．单位时间内断裂的键数目是断裂的键数目的一半时，反应达到平衡状态，单位时间内断裂的键数目与断裂的键数目相等不能判断反应达到平衡状态，故b错误； c．是反应中物质反应的物质的量之比，不能说明物质浓度不变，不能判断反应达到平衡状态，故c错误； d．速率之比等于化学方程式计量数之比为正反应速率之比，说明碘化氢的正逆反应速率相同，反应达到平衡状态，故d正确； e．反应混合体系的颜色不再发生变化说明物质碘蒸气浓度保持不变，反应达到平衡状态，故e正确； 故答案为：de； （2）①该“碘钟实验”的总反应：①，反应分两步进行：反应B②：；反应A：①－②可得该反应的离子方程式：，对于总反应，I－的作用相当于催化剂； ②为了方便研究在反应中要采取控制变量方法进行研究，即只改变一个反应条件，其它条件相同，依据表格数据可知，实验Ⅱ跟实验Ⅰ比硫酸体积减少，所以其它条件都相同，而且混合后总体积也要相同，故实验Ⅱ中，x、y、z所对应的数值分别是：8、3、2，对比实验Ⅰ、实验Ⅱ，可得出的实验结论是：在其它条件不变时，溶液酸性越强，氢离子浓度越大，化学反应速率越快，即增大氢离子浓度可以加快反应速率。 18．(1) 0.05 mol•L-1 50 33.3%或 (2)CD (3) K= ＞ 2 ＞ (4)C 解析：（1）反应达到平衡时n(NH3)=0.2 mol，根据物质反应转化关系可知反应消耗0.1 mol N2，由于反应开始时n(N2)=0.2 mol，所以平衡时n(N2)=0.2 mol-0.1 mol=0.1 mol，由于容器的容积是2 L，则平衡时N2的浓度为c(N2)==0.05 mol•L-1； 根据反应方程式可知每反应产生0.2 mol NH3，反应消耗0.3 mol H2，反应开始时n(H2)=0.6 mol，所以H2的平衡转化率为； 反应开始时n(N2)=0.2 mol，n(H2)=0.6 mol，反应达到平衡时n(NH3)=0.2 mol，根据物质反应转化关系可知反应消耗0.1 mol N2和0.3 mol H2，则平衡时n(N2)=0.1 mol，n(H2)=0.3 mol，气体总物质的量n(总)=0.1 mol+0.3 mol+0.2 mol=0.6 mol，所以NH3的体积分数为：或NH3的体积分数为：； （2）A．加了催化剂只能加快反应速率，缩短达到平衡所需时间，而不能使化学平衡发生移动，故H2的转化率不变，A不符合题意； B．增大容器体积，导致体系的压强减小，化学平衡向气体体积扩大的逆反应方向移动，H2的转化率减小，B不符合题意； C．降低反应体系的温度，化学平衡向放热的正反应方向移动，导致H2的转化率提高，C符合题意； D．加入一定量N2，即增大反应物浓度，化学平衡正向移动，使更多H2发生反应，故H2的转化率提高，D符合题意； 故合理选项是CD； （3）①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，则该反应的化学平衡常数K的表达式为K=； ②反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0的正反应是放热反应，化学平衡常数只与温度有关，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，导致化学平衡常数减小。由于温度：200℃＜300℃，所以化学平衡常数K＞K2； ③N2(g)+3H2(g)2NH3(g)在400℃时化学平衡常数K==0.5，而反应2NH3(g)N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数为； 当测得NH3、N2和H2物质的量分别为3 mol、2 mol和1 mol时，由于容器的容积是0.5 L，则c(NH3)=6 mol/L，c(N2)=4 mol/L，c(H2)=2 mol/L，Qc=，化学反应未达到平衡状态，化学反应正向进行，故反应速率：v(N2正)＞v(N2逆)； （4）A．化学反应速率越快，单位时间内生产的产品越多，化学反应速率理论可指导怎样在一定时间内快出产品，A正确； B．勒夏特列原理即平衡移动原理，可指导怎样使用有限原料多出产品，B正确； C．加了催化剂，平衡不移动，催化剂不能提高产品产率，C错误； D．正确利用化学反应速率和化学反应限度理论都可以提高化工生产的综合经济效益，D正确； 故合理选项是C。 19．(1)增大(2)增大(3)减小(4)增大(5)不变(6)增大 解析：（1）升温，正逆反应速率均变大，生成C速率增大； （2）增大压强，相当于增大物质的浓度，生成C反应速率增大； （3）增大容器容积，相当于减小物质的浓度，生成C反应速率减小； （4）加入A，反应物浓度增大，则生成C速率增大； （5）B为固体，不影响生成C速率； （6）加正催化剂，会加快反应的速率，生成C速率增大。 20．(1) (2) = 解析：（1）反应进行到3min时，Z和Y的物质的量分别减少0.4mol、0.2mol，X的物质的量增加0.6mol。所以根据变化量之比是相应的化学计量数之比可知，方程式为； （2）反应速率通常用单位时间内浓度的变化量来表示，所以0~3min，X的平均反应速率为= ；3min末c(Z)=，3min后物质的物质的量不发生变化，反应达到平衡状态，所以此时Z的反应速率等于4min时的反应速率。故答案为： ；；=。 21．05mol·L-1·min-1 0.5 25% 【分析】根据可逆反应三段式列方程，计算反应物变化量，根据平衡常数公式计算K。 解析：设反应到平衡时，M的浓度变化量为xmol/L， M的转化率为，即x=0.6； (1)以P浓度变化表示的该段时间内的平均反应速率是。 (2)该反应平衡常数K=。 (3)N的转化率是。 22．(1)防倒吸 (2)饱和溶液 (3) (4)不是 (5)3.45 (6) 快 乙酸乙酯水解速率先快后慢，一段时间后停止水解 (7)NaOH能与水解产物醋酸发生中和反应，随着反应的进行，NaOH浓度逐渐减小直到完全消耗，其催化作用也逐渐减弱直到没有催化作用 (8)蒸馏水 解析：（1）球形干燥管除了有冷凝的作用外，还能起到防倒吸的作用。 （2）②中盛装的试剂是饱和碳酸钠溶液，用来溶解乙醇、消耗乙酸等。 （3）由醋酸羟基氧示踪法可知，醋酸脱去羟基、醇脱去羟基氢，因此乙醇羟基氧示踪法的产物为、。 （4）用醋酸羟基氧示踪法中，产物含氧18水占到总水量的一半，酯也一样，说明酯化反应的历程可能是首先乙酸分子中含有碳氧双键打开，发生加成反应，氧上连氢原子，碳上连乙氧基，连在同一个碳上的两个羟基不稳定，会脱水，脱水有两种情况，从而使得产物含氧18水占到总水量的一半，酯也一样，说明酯化反应不是简单的取代反应。 （5）在投料1:1的情况下，测得120℃时，平衡转化率为65％，则。 （6）①由表中数据可知：氢氧化钠溶液浓度越大，相同时间内剩余乙酸乙酯的量越少，则乙酸乙酯的水解速率越快。 ②氢氧化钠溶液浓度一定时，随着水解反应的进行，相同时间内乙酸乙酯的变化量越来越少，并且最终不变化，即乙酸乙酯水解速率先快后慢，一段时间后达到平衡状态。 （7）乙酸乙酯水解生成乙酸和乙醇，由于氢氧化钠在反应中起催化作用，浓度较大时，催化作用效果明显，随着乙酸乙酯水解反应的进行，生成乙酸和乙醇的量逐渐增加，氢氧化钠因与醋酸发生中和反应，导致氢氧化钠溶液的浓度逐渐减小、直至消耗完全，其催化作用也逐渐减弱、直到没有，则乙酸乙酯的水解反应达到平衡状态，乙酸乙酯的剩余量不变。 （8）在实验中，乙酸乙酯水解过程中部分挥发，为体现氢氧化钠的催化作用，可以用蒸馏水代替氢氧化钠溶液来进行空白对照实验，推算乙酸乙酯的挥发损耗，便于对数据进行修正。 学科网（北京）股份有限公司 $$