专题06 化学反应的速率和限度-【竞赛】2024-2025学年高一化学竞赛能力培优精练（人教版2019必修第二册）

专题06 化学反应的速率和限度 模块一：竞赛技巧总结 模块二：易错试题精选 模块三：培优试题精选 模块四：竞赛真题精选 竞赛技巧1 反应速率理论简介 1、碰撞理论 化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是先决条件。 没有粒子间的碰撞，反应的进行则无从说起。看如下计算数据。有反应： 2HI（g）→ H2（g）+ I2（g） 反应物浓度：10－3 mol·dm－3（不浓） 反应温度：973 K 计算结果表明，每s每dm3的体积内，碰撞总次数为：3.5×1028次 计算反应速率为：= 3.5×1028/6.02×1023 = 5.8×104 mol·dm－3·s－1 实际反应速率为：1.2×10－6 mol·dm－3·s－1 相差甚远，原因何在？ （1）有效碰撞 看来，并非每一次碰撞都发生预期的反应，只有非常少非常少的碰撞是有效的。首先，分子无限接近时，要克服斥力，这就要求分子具有足够的运动速度，即能量。具备足够的能量是有效碰撞的必要条件。一组碰撞的反应物的分子的总能量必须具备一个最低的能量值，这种能量分布符合从前所讲的分布原则。用 E 表示这种能量限制，则具备 E 和 E 以上的分子组的分数为： （7-4） 其次，仅具有足够能量尚不充分，分子有构型，所以碰撞方向还会有所不同，如反应： NO2 + CO = NO + CO2 的碰撞方式有： 显然，(a) 种碰接有利于反应的进行，(b) 种以及许多其它碰撞方式都是无效的。取向适合的次数占总碰撞次数的分数用 p 表示。 若单位时间内，单位体积中碰撞的总次数为 Z mol，则反应速率可表示为： = Z p f （7-5） 其中 ，p 称为取向因子，f 称为能量因子。或写成： = Z p （7-6） （2）活化能和活化分子组 将具备足够能量（碰撞后足以反应）的反应物分子组，称为活化分子组。 从（7-6）式可以看出，分子组的能量要求越高，活化分子组的数量越少。这种能量要求称之为活化能，用 Ea 表示。Ea 在碰撞理论中，认为和温度无关。 Ea 越大，活化分子组数则越少，有效碰撞分数越小，故反应速率越慢。 不同类型的反应，活化能差别很大。如反应： 2SO2 + O2 = 2SO3 Ea = 251 kJ·mol－1 N2 + H2 = 2NH3 Ea = 175.5 kJ·mol－1 而中和反应： HCl + NaOH = NaCl + H2O Ea ≈ 20 kJ·mol－1 分子不断碰撞，能量不断转移，因此，分子的能量不断变化，故活化分子组也不是固定不变的。但只要温度一定，活化分子组的百分数是固定的。 2、过渡状态理论 （1）活化络合物 当反应物分子接近到一定程度时，分子的键连关系将发生变化，形成一中间过渡状态，以NO2 + CO = NO + CO2 为例： N—O 部分断裂，C—O 部分形成，此时分子的能量主要表现为势能。 称活化络合物。活化络合物能量高，不稳定。它既可以进一步发展，成为产物；也可以变成原来的反应物。于是，反应速率决定于活化络合物的浓度，活化络合物分解成产物的几率和分解成产物的速率。 过渡态理论，将反应中涉及到的物质的微观结构和反应速率结合起来，这是比碰撞理论先进的一面。然而，在该理论中，许多反应的活化络合物的结构尚无法从实验上加以确定，加上计算方法过于复杂，致使这一理论的应用受到限制。 （2）反应进程—势能图 应用过渡态理论讨论化学反应时，可将反应过程中体系势能变化情况表示在反应进程—势能图上。 以 NO2 + CO = NO + CO2为例： A 反应物的平均能量；B 活化络合物的能量；C 产物的平均能量 反应进程可概括为： （a）反应物体系能量升高，吸收 Ea； （b）反应物分子接近，形成活化络合物； （c）活化络合物分解成产物，释放能量 Ea’ 。 Ea 可看作正反应的活化能，是一差值；Ea’ 为逆反应的活化能。 由盖斯定律：① + ②得 NO2 + CO → NO + CO2 所以，△r H = △r H1 + △r H2 = Ea － Ea’ 若 Ea > Ea’，△r H> 0，吸热反应；若 Ea < Ea’，△r H < 0，放热反应。 △r H 是热力学数据，说明反应的可能性；但 Ea 是决定反应速率的活化能，是现实性问题。 在过渡态理论中，Ea 和温度的关系较为明显，T 升高，反应物平均能量升高，差值 Ea 要变小些。 竞赛技巧2 化学反应级数 1.基元反应和非基元反应 基元反应：能代表反应机理、由反应物微粒（可以是分子、原子、离子或自由基）一步直接实现的化学反应，称为基元步骤或基元反应。 非基元反应：由反应物微粒经过两步或两步以上才能完成的化学反应，称为非基元反应。在非基元反应中，由一个以上基元步骤构成的反应称为非基元反应或复杂反应。如复杂反应 H2 + Cl2 = 2HCl 由几个基元步骤构成，它代表了该链反应的机理： Cl2 + M → 2Cl· + M Cl· + H2 → HCl + H· H· + Cl2 → HCl + Cl· 2Cl· + M → Cl2 + M 式中M表示只参加反应物微粒碰撞而不参加反应的其他分子，如器壁，它只起转移能量的作用。 2.反应分子数 在基元步骤中，发生反应所需的最少分子数目称为反应分子数。根据反应分子数可将反应区分为单分子反应、双分子反应和三分子反应三种，如： 单分子反应 CH3COCH3 → CH4 + CO + H2 双分子反应 CH3COOH + C2H5OH → CH3COOC2H5 + H2O 三分子反应 H2 + 2I·→ 2HI 反应分子数不可能为零或负数、分数，只能为正整数，且只有上面三种数值，从理论上分析，四分子或四分子以上的反应几乎是不可能存在的。反应分子数是理论上认定的微观量。 3.速率方程和速率常数 大量实验表明，在一定温度下，增大反应物的浓度能够增加反应速率。那么反应速率与反应物浓度之间存在着何种定量关系呢？人们在总结大量实验结果的基础上，提出了质量作用定律：在恒温下，基元反应的速率与各种反应物浓度以反应分子数为乘幂的乘积成正比。 对于一般反应（这里指基元反应） a A + b B → g G + h H 质量作用定律的数学表达式： = k·c·c 称为该反应的速率方程。式中k为速率常数，其意义是当各反应物浓度为1 mol·dm－3时的反应速率。 对于速率常数k，应注意以下几点： ①速率常数k取决反应的本性。当其他条件相同时快反应通常有较大的速率常数，k小的反应在相同的条件下反应速率较慢。 ②速率常数k与浓度无关。 ③k随温度而变化，温度升高，k值通常增大。 ④k是有单位的量，k的单位随反应级数的不同而异。 前面提到，可以用任一反应物或产物浓度的变化来表示同一反应的速率。此时速率常数k的值不一定相同。例如：2NO + O2 = 2NO2 其速率方程可写成： = – = k1·c·c = – = k2·c·c = = k3·c·c 由于 – = = 则 k1 = k2 = k3 对于一般的化学反应 = = = 确定速率方程时必须特别注意，质量作用定律仅适用于一步完成的反应——基元反应，而不适用于几个基元反应组成的总反应——非基元反应。如N2O5的分解反应： 2N2O5 = 4NO2 + O2 实际上分三步进行： N2O5 → NO2 + NO3 慢（定速步骤） NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO 快 NO + NO3 → 2NO2 快 实验测定起速率方程为： = kc 它是一级反应，不是二级反应。 4.反应级数 通过实验可以得到许多化学反应的速率方程，如表-1 表-1 某些化学反应的速率方程 化学反应 速率方程 反应级数 1、2H2O2 = 2H2O + O2 = k·c 1 2、S2O + 2I- = 2SO+ I2 = k·c·c 1 + 1 = 2 3、4HBr + O2 = 2H2O + 2Br2 = k·c·c 1 + 1 = 2 4、2NO + 2H2 = N2 + 2H2O = k·c·c 2 + 1 = 2 5、CH3CHO = CH4 + CO = k·c 3/2 6、2NO2 = 2NO + O2 = k·c 2 由速率方程可以看出化学反应的速率与其反应物浓度的定量关系，对于一般的化学反应： a A+ bB → g G + h H 其速率方程一般可表示为：= k·c·c 式中的c、c表示反应物A、B的浓度，a、b表示A、B在反应方程式中的计量数。m、n分别表示速率方程中c和c的指数。 速率方程中，反应物浓度的指数m、n分别称为反应物A和B的反应级数，各组分反应级数的代数和称为该反应的总反应级数。 反应级数 = m + n 可见，反应级数的大小，表示浓度对反应速率的影响程度，级数越大，速率受浓度的影响越大。 若为零级反应，则表示反应速率与反应物浓度无关。某些表面催化反应，例如氨在金属钨表面上的分解反应，其分解速率在一定条件下与氨的浓度无关就属于零级反应。 观察表中六个反应的反应级数，并与化学方程式中反应物的计量数比较可以明显地看出：反应级数不一定与计量数相符合，因而对于非基元反应，不能直接由反应方程式导出反应级数。 另外，还应明确反应级数和反应分子数在概念上的区别：①反应级数是根据反应速率与各物质浓度的关系来确定的；反应分子数是根据基元反应中发生碰撞而引起反应所需的分子数来确定的。②反应级数可以是零、正、负整数和分数；反应分子数只可能是一、二、三。③反应级数是对宏观化学反应而言的；反应分子数是对微观上基元步骤而言的。 5.一级反应及其特点 凡反应速率与反应物浓度一次方成正比的反应，称为一级反应，其速率方程可表示为： –= k1c （7-9） 积分上式可得： lnc = –k1t + B （7-10） 当t = 0时，c = （起始浓度），则B = lnc。故上式可表示为： ln = k1t或k1 = ln，亦可表示为：c = 若以a表示t = 0 时的反应物的浓度，以x表示t时刻已反应掉的反应物浓度，于是（7-11）式可写为： k1 = ln 一级反应的特征是： ①速率常数k1的数值与所用浓度的单位无关，其量纲为时间－1，其单位可用s－1，min-1或h－1等表示。 ②当反应物恰好消耗一半，即x = 时，此刻的反应时间记为（称之为半衰期），则（7-13）式变为：k1 = = （7-14） ③以lgc对t作图应为一直线，其斜率为。 6.、温度对反应速率的影响 温度对反应速率的影响，主要体现在对速率常数k的影响上。Arrhenius（阿仑尼乌斯）总结了k 与 T 的经验公式： （7-15） 取自然对数，得：ln k = ln A　 （7-16） 常用对数： lg k = ln A （7-17） 式中：k速率常数 Ea 活化能 R 气体常数 T 绝对温度e 自然对数底，e = 2.71828……，lg e = 0.4343 = 1/2.303 ，A 指前因子，单位同 k 。 应用阿仑尼乌斯公式讨论问题，可以认为 Ea、A 不随温度变化。由于T 在指数上，故对k的影响较大。 根据 Arrhenius 公式，知道了反应的 Ea、A 和某温度 T1 时的 k1，即可求出任意温度 T2 时的 k2。由对数式： lg k1 = ln A ① lg k2 = ln A ② ②－① 得： lg= 竞赛技巧3 催化剂及催化机理 1.催化剂和催化反应 在反应中，反应物的数量和组成不变，能改变反应速率的物质，叫催化剂。催化剂改变反应速率的作用，称为催化作用；有催化剂参加的反应。称为催化反应。 催化反应分为均相催化和非均相催化两类： ①反应和催化剂处于同一相中，不存在相界面的催化反应，称均相催化。如： NO2 催化 2SO2 + O2 = 2SO3 ； 若产物之一对反应本身有催化作用，则称之为自催化反应。如： 2MnO+ 6H+ + 5H2C2O4 = 10CO2 + 8H2O + 2Mn2+ 产物中Mn2+ 对反应有催化作用。 下图为自催化反应过程的速率变化。初期，反应速率小；中期，经过一段时间 t0–tA 诱导期后，速率明显加快，见tA–tB 段；后期， tB 之后，由于反应物耗尽,，速率下降。 ②反应物和催化剂不处于同一相，存在相界面，在相界面上进行的反应，叫做多相催化反应或非均相催化，复相催化。例如： Fe 催化合成氨（固—气）；Ag 催化 H2O2 的分解（固—液） 2.催化剂的选择性 特定的反应有特定的催化剂。如： 2SO2 + O2 = 2SO3的催化剂 ① V2O5 ② NO2 ③ Pt；CO + 2H2 = CH3OH的催化剂 CuO-ZnO-Cr2O3；酯化反应的催化剂① 浓硫酸 ② 浓硫酸 + 浓磷酸 ③ 硫酸盐 ④ 活性铝 同样的反应，催化剂不同时，产物可能不同。如： CO+2H2 = CH3OH（催化剂CuO-ZnO- Cr2O3）；CO+3H2 =CH4 +H2O（催化剂Ni + Al2O3） 2KClO3 = 2KCl + O2（催化剂MnO2）；4KClO3 = 3KClO4 + KCl（无催化剂） 3.催化机理 催化剂改变反应速率，减小活化能，提高产率，不涉及热力学问题。如：A + B = AB Ea 很大，无催化剂，慢；加入催化剂 K，机理改变了：A + B + K = AK + B = AB + K ，快。 图中可以看出，不仅正反应的活化能减小了，而且逆反应的活化能也降低了。因此，正逆反应都加快了，可使平衡时间提前，但不改变热力学数据!　 　 例如：NO2 催化氧化 SO2 的机理： 总反应为： SO2 + 1/2O2 = SO3　　　　Ea 大，加 NO2 催化机理为：2SO2 + NO2 = SO3 + NO 　Ea’ 小 NO + 1/2O2 = NO2 　 　　Ea” 小 再例如：Fe 表面 N2 + 3H2 合成氨的机理： 总反应为： N2 + 3H2 = 2NH3 　　Fe催化剂 催化机理为：N2 + 2Fe = 2N-Fe 　　　　　 H2 + 2Fe = 2H-Fe 　　　　　 N-Fe + H-Fe = Fe2NH 　　　　　 Fe2NH + H-Fe = Fe3NH2 　　　　　 Fe3NH2 + H-Fe = Fe4NH3 　　　　　 Fe4NH3 = 4Fe +NH3 每一步活化能都较小，故反应加快。 竞赛技巧4 化学反应速率的计算方法 （1）计算模式：设a mol·L−1、b mol·L−1分别为A、B两物质的起始浓度，mx mol·L−1为反应物A的转化浓度，nx mol·L−1为B的转化浓度，则： （2）基本步骤： ①确定反应物或生成物的起始加入量。 ②确定反应过程中各物质的变化量。 ③确定反应进行至某时刻时各物质的量。 ④依据题干中的条件建立等式关系进行解答。 ⑤应用化学反应速率之比=浓度变化之比=物质的量变化之比=化学计量数之比。 例如：反应　　　　　mA ＋ nB===pC t0 s/(mol·L－1) a b 0 转化/(mol·L－1) x t1 s/(mol·L－1) a－x b－ 则v(A)＝ mol·L－1·s－1， v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1。 竞赛技巧5 化学反应速率大小的比较 同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，还要进行一定的转化： （1）换算成同一物质、同一单位表示，再比较数值大小。 （2）比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bBcC，要比较用不同物质[如v(A)与v(B)]表示时的化学反应速率，可比较与的相对大小，若>，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大。 竞赛技巧6 解答控制变量探究影响化学反应速率的因素试题的方法 在研究影响化学反应速率的因素时，由于外界影响因素较多，故为搞清楚某个因素的影响，需控制其他因素相同或不变，再进行实验。因此，常用控制变量思想解决该类问题。 1．常见考查形式 （1）以表格的形式给出多组实验数据，让学生找出每组数据的变化对化学反应速率的影响。 （2）给出影响化学反应速率的几种因素，让学生设计实验，分析各因素对化学反应速率的影响。 2．解题策略 （1）确定变量：解答这类题目时首先要认真审题，理清影响实验探究结果的因素有哪些。 （2）定多变一：在探究时，应该先确定其他因素不变，只变化一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。 （3）数据有效：解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 竞赛技巧7 化学平衡状态的判断方法 1．直接标志 （1）v正=v逆。 ①同一种物质的生成速率等于消耗速率； ②在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比； ③在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比。 （2）各组分的浓度保持一定。 ①各组分的浓度不随时间的改变而改变； ②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数不随时间的改变而改变。 2．间接标志 （1）反应体系中的总压强不随时间的改变而变化(适用于反应前后气体体积不等的反应)。 （2）对于反应混合物中存在有颜色变化的物质的可逆反应，若体系中颜色不再改变，则反应达到平衡状态。 （3）全是气体参加的反应前后化学计量数改变的可逆反应，平均相对分子质量保持不变。 （4）对同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等。 举例说明： 对于密闭容器中的反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，根据对化学平衡状态概念的理解，判断下列各情况是否达到平衡。 可能的情况举例 是否已达平衡 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率的关系 在单位时间内消耗了mmolA，同时生成mmolA，即v(正)=v(逆) 平衡 在单位时间内消耗了nmolB，同时生成pmolC 不一定平衡 v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q 不一定平衡 在单位时间内生成了nmolB，同时消耗qmolD 不一定平衡 压强 压强不再变化，当m+n≠p+q 平衡 压强不再变化，当m+n=p+q 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量（） 一定，当m+n≠p+q 平衡 一定，当m+n=p+q 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定 平衡 气体的密度 密度一定 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色不变，即有色物质的浓度不变 平衡 3.判断技巧——“逆向相等，变量不变” （1）“逆向相等”：反应速率必须一个是正反应的速率，一个是逆反应的速率，且经过换算后同一种物质的正反应速率和逆反应速率相等。 特别注意：同一反应方向的反应速率不能判断反应是否达到平衡状态。 （2）“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当不变时为平衡状态；一个随反应的进行保持不变的量，不能作为是否是平衡状态的判断依据。 竞赛技巧8 化学平衡常数 1.化学平衡常数表达式 对一切可逆反应都适用。若可逆反应用下述通式表达： a A + b B d D + e E 在一定温度下达到平衡时，则有： = （7-19） 即在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积与反应物浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。 书写平衡常数关系式必须注意以下几点： （1）对于气相反应，平衡常数除可用如上所述的各物质平衡浓度表示外，也可用平衡时各物质的分压表示如： a A (g)+ b B(g) d D(g) + e E(g) = （7-20） 式中实验平衡常数以表示，以与前述相区别。称为压力常数，称为浓度平衡常数。同一反应的与有固定关系。若将各气体视为理想气体，那么 = [A]RT = [B]RT = [D]RT = [E]RT 代入（7-20）式，有 = （RT） = （RT） （7-21） （2）不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中的水的浓度写进平衡常数表达式。例如：CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) K = p Cr2O(aq) + H2O(I) 2CrO(aq) + 2H+(aq) K = [CrO]2[H+]/[ Cr2O] 但非水溶液中反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。例如： C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O = （3）同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。例如： N2O4(g) 2NO2(g) K(373) = = 0.36 N2O4(g) 2NO2(g) K = = = 0.60 2NO2(g) N2O4(g) K == = 2.8 因此书写平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。 平衡常数是表明化学反应进行的最大程度（即反应限度）的特征值。平衡常数愈大，表示反应进行愈完全。虽然转化率也能表示反应进行的限度，但转化率不仅与温度条件有关，而且与起始条件有关。如表7-2，实验序号①N2O4的转化率为0%；实验序号③N2O4转化率为30%。若有几种反应物的化学反应，对不同反应物，其转化率也可能不同。而平衡常数则能表示一定温度下各种起始条件下，反应进行的限度。 2.标准平衡常数和等温方程式 （1）标准平衡常数： 等温等压下，对理想气体反应： ｄＤ＋ｅＥ f Ｆ＋h H 设、、、分别为D、E、F、H的平衡分压，则有： = （7-22） 式中称理想气体的热力学平衡常数——标准平衡常数。 热力学可以证明，气相反应达平衡时，标准吉布斯自由能增量（反应物和生成物p都等于p时，进行一个单位化学反应时的吉布斯自由能增量）与应有如下关系： = – （7-23） （7-23）式说明，对于给定反应，与和T有关。当温度指定时，只与标准态有关，与其他浓度或分压条件无关，它是一个定值。因此，定温下必定是定值。即仅是温度的函数。 （2）化学反应的等温方程式 如果化学反应尚未达到平衡，体系将发生化学变化，反应自发地往哪个方向进行呢？由化学等温方程式即可判断。 等温等压下，理想气体反应： ｄＤ＋ｅＥ f Ｆ＋h H　 气体的任意分压为、、、 时： ； ； 此时若反应自左至右进行了一个单位的化学反应（无限大量的体系中），则 Δr Gm =Δr Gm + 令 则 Δr Gm =Δr G+ = –+ （7-24） （7-24）式称作化学反应的等温方程式。式中称作压力商。 若 ＞，则Δr Gm ＜0，反应正向自发进行； 若 =，则Δr Gm = 0，体系已处于平衡状态； 若 ＜，则Δr Gm ＞ 0，反应正向不能自发进行（逆向自发）。 注：1、对溶液中进行的反应： Δr Gm =Δr G+ = –+ （7-25） = ； = c ——平衡浓度；——任意浓度；——热力学平衡常数（标准平衡常数）。——浓度商。称作标准浓度。即在标准状态下，c = 1mol.dm-3。 3、纯固体或纯液体与气体间的反应（复相反应） 例如，下列反应： 是一个多相反应，其中包含两个不同的纯固体和一个纯气体。化学平衡条件，适用于任何化学平衡，不是论是均相的，还是多相的。 又因为 所以 ， = 式中是平衡反应体系中CO2气体的压力，即CO2的平衡分压。这就是说，在一定温度下，CaCO3(s)上面的CO2的平衡压力是恒定的，这个压力又称为CaCO3(s)的“分解压”。 注意：纯固体的“分解压”并不时刻都等于，例如反应： ， 而“分解压” 若分解气体产物不止一种，分解平衡时气体产物的总压称作“分解压”。例如：，由纯分解平衡时，称作的“分解压”。 结论：对纯固体或纯液体与气体间的多相反应 竞赛技巧9 外界因素对化学平衡的影响 1、浓度对平衡的影响 对于一个已达平衡的化学反应，若增加反应物浓度，会使Q（或）的数值因其分母增大而减小，而（或）却不随浓度改变而发生变化，于是Q＜，使原平衡破坏，反应正向进行。随着反应的进行，生成物浓度增大，反应物浓减小，Q值增大，直到Q增大到与再次相等，达到新的平衡为止。对于改变浓度的其他情况，亦可作类似分析。结论概括如下：在其他条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增加生成物浓度或减少反应物浓度，平衡向着逆反应方向移动。 2、压力对平衡的影响 体系（总）压力的变化对没有气体参加或生成的反应影响很小。对于有气体参见且反应前后气体物质计量数有变化的反应，压力变化对平衡有影响。例如合成氨反应 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 在某温度下达到平衡时有： = 如果将体系的容积减少一半，使体系的总压力增加至 原来的2倍，这时各组分的分压分别为原来的2倍，反应商为： = = 即 ＜ 原平衡破坏，反应正向进行。随着反应进行，、不断下降，不断增大，使值增大，直到再次与K相等，达到新的平衡为止。可见，增大体系总压力平衡向着批体计量数减小的方向移动。 类似分析，可得如下结论：在等温下，增大总压力，平衡向气体计量数减小的方向移动；减小总压力，平衡向气体计量数增加的方向移动。如果反应前后气体计量数相等，则压力的变化不会使平衡发生移动。 3、温度对平衡的影响 温度的改变对于反应商没有影响，却可以改变平衡常数。 由= –和 = －T 得 –= －T = – （7-27） 此式说明了平衡常数与温度的关系，称为范特荷甫方程式。设T1时，标准平衡常数为，T2时，标准平衡常数为，且T2＞T1，有 = – = – 当温度变化范围不大时，视和不随温度而改变。上两式相减，有 = – （7-28） 根据（7-28）式可以说明温度对平衡的影响。设某反应在温度T1时达到平衡，有Q = 。当升温至 T2时：若该反应为吸热反应，＞0，由（7-28）式得知＞，则Q＜，所以平衡沿正反应方向移动；若该反应为放热反应，＜0，由（7-28）式得知＜，则Q ＞，所以平衡沿逆反应方向移动。总之，升温使平衡向吸热方向移动。反之，降温使平衡向放热方向移动。 各种外界条件对化学平衡的影响，均符合里·查德里概括的一条普遍规律：如果对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。这就是里·查德里原理。 竞赛技巧10 化学反应速率和化学平衡计算 解答有关化学反应速率和化学平衡的计算题时，一般需要写出化学方程式，列出起始量、变化量及平衡量，再根据题设其他条件和定律列方程求解，要注意单位的统一。如： 　　　　　 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 起始/mol a b 0 0 转化/mol mx nx px qx 平衡/mol a−mx b−nx px qx （1）分析三个量：起始量、变化量、平衡量。 （2）明确三个关系 ①对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。 ②对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。 ③各物质的转化量之比等于各物质的化学计量数之比。 （3） 计算模式 ①关于反应物转化率的计算 A的转化率=×100%(计算式中A的量可以指反应物的物质的量、质量、浓度、体积等) ②关于某气体组分的体积分数的计算 气体A的体积分数=×100% ③A的平衡浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ④平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑤平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑥混合气体的平均密度(混)＝ g·L－1。 ⑦混合气体的平均摩尔质量＝ g·mol－1。 竞赛技巧11 化学反应速率与化学平衡图像 1.速率－时间图像(v－t图像) （1）图像类型 （2）解题策略　 分清正反应、逆反应及二者反应速率的相对大小，分清“突变”和“渐变”；正确判断化学平衡的移动方向；熟记浓度、压强、温度、催化剂等对化学平衡移动的影响规律。 Ⅰ.v正突变，v逆渐变，且v正>v逆，说明是增大了反应物的浓度，使v正突变，且平衡正向移动。 Ⅱ.v正、v逆都突然减小，且v正>v逆，说明平衡正向移动，该反应的正反应可能是放热反应或气体体积增大的反应。 Ⅲ.v正、v逆都突然增大，且增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体分子数不变的反应压缩体积(即增大压强)。 2.百分含量(或转化率)－时间－温度(或压强)图像 （1）图像类型 （2）解题策略 　“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2>T1)、压强较大(如图Ⅱ中p2>p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。 Ⅰ.表示T2>T1，正反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动。 Ⅱ.表示p2>p1，反应物A的转化率减小，说明正反应是气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动。 Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a>b，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体体积不变的可逆反应，a增大了压强(即压缩体积)。 3.百分含量(或转化率)－温度(压强)图像 （1）图像类型 （2）解题策略 “定一议二”。在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个变量，分析方法是确定其中一个变量，讨论另外两个变量之间的关系。 如图Ⅰ中确定压强为105 Pa或 107 Pa，则生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；再确定温度T不变，做横轴的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，增大压强，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体体积减小的反应。同理分析图Ⅱ。 1.下列关于化学反应速率的说法正确的是 A．对于任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显 B．化学反应速率通常表示一定时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加 C．化学反应速率为0.8 mol·L-1·s-1是指1 s时某物质的浓度为0.8 mol·L-1 D．根据化学反应速率的大小可以知道化学反应进行的快慢 2．反应从正反应方向，经过2s后B的浓度减少了0.04 mol⋅L-1。下列说法正确的是 A．用A表示的反应速率是0.04 mol⋅L-1⋅s-1 B．在这2s内用B和C表示的反应速率的值是相同的 C．在2s末时的反应速率，用反应物B来表示是0.02 mol⋅L-1⋅s-1 D．2s后，D的物质的量为0.02mol 3．一定温度下，向2L恒容密闭容器中充入0.4molNH3和0.5molO2发生反应4NH3(g)+5O2(g)⇌4NO(g)+6H2O(g)。2min后，NO的浓度为0.06mol·L-1。下列有关说法不正确的是 A．2min末，用NO表示的反应速率为0.06mol·L-1·min-1 B．2min末，NH3的浓度为0.14mol·L-1 C．0～2min内，生成的水的质量为3.24g D．0～2min内，O2的物质的量减少了0.15mol 4.在2L密闭容器中，一定条件下发生反应A+3B2C，在10秒内反应物A的浓度由1mol/L降到0.6mol/L，则用A浓度的变化表示的该反应在这段时间内的平均反应速率为 A．0.04mol/(L.s) B．0.02mol/(L·s) C．0.4mol/(L·s) D．0.2mol/(L·s) 5．臭氧是理想的烟气脱硝试剂，可逆反应2NO2(g)＋O3(g)＝N2O5(g)＋O2(g)在体积固定的密闭容器中进行，反应过程中测得O2(g)的浓度随时间1的变化曲线如图所示 下列叙述错误的是 A．a～c段反应速率加快的原因可能是反应放热 B．若向容器内充入一定体积的NO2，化学反应速率加快 C．向反应体系中通入氢气，反应速率降低 D．2～8 min的化学反应速率v(NO2)＝0.4 mol·L－1·min－1 6．（2022春·贵州六盘水·高一统考期末）一定条件下，在体积为的恒容密闭容器中发生反应：。用下列物质表示该反应的化学反应速率最快的是 A． B． C． D． 7．用Na2FeO4溶液氧化废水中的还原性污染物M，为研究降解效果，设计如下对比实验探究温度、浓度、pH对降解速率和效果的影响，实验测得M的浓度与时间关系如图所示，下列说法不正确的是(　　) 实验编号 温度/℃ pH ① 25 1 ② 45 1 ③ 25 7 ④ 25 1 A.实验①在15 min内M的降解速率约为1.33×10－5mol·L－1·min－1 B．若其他条件相同，实验①②说明升高温度，M降解速率增大 C．若其他条件相同，实验①③证明pH越高，越不利于M的降解 D．实验④说明M的起始浓度越小，降解的速率越快 8．对于可逆反应H2（g）+I2（g）2HI(g)，在温度一定下由H2（g）和I2（g）开始反应，下列说法正确的是 A．H2（g）的消耗速率与HI（g）的生成速率之比为2:1 B．正、逆反应速率的比值是恒定的 C．达到平衡时，正、逆反应速率相等 D．达到平衡时，H2（g）和I2（g）浓度不在变化且相等 9.在1L密闭容器中，用足量的CaCO3与100mL稀盐酸反应制取CO2，反应生成CO2的体积随时间的变化关系如图所示(CO2的体积已按标准状况折算)。下列分析不正确的是 A．EF段反应速率加快的原因是反应体系的温度上升 B．FG 段反应速率减慢的原因是稀盐酸的浓度不断减小 C．EF段，用盐酸表示该反应的平均反应速率为0.04mo1•L—1•min—1 D．OE、EF、FG 三段中，用CO2表示的平均反应速率之比为2:4:1 10.下列标志可表明对应反应达到平衡状态的是 选项 反应条件 可逆反应 标志 A 恒温恒容 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) 混合气体的密度不变 B 恒温恒容 2NO(g)＋O2(g)2NO2(g) 混合气体颜色不变 C 恒温恒压 NH2COONH4(s)2NH3(g)＋CO2(g) NH3在混合气体中的 百分含量不变 D 恒温恒压 2NO2(g)N2O4(g) c(NO2)＝2c(N2O4) 11.一定条件下，等物质的量的和在容积为的恒容密闭容器中发生如下反应：图表示该反应过程中的物质的量随反应时间()的变化。下列叙述正确的是 A．当反应达到平衡时，的转化率为 B．内反应的平均速率为 C．末的物质的量浓度为 D．点对应的化学反应速率： 12.在工业生产硫酸的过程中，发生如下反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)+Q，下列叙述中不正确的是 A．矿石粉碎的目的是使原料充分利用，并增大接触面使反应速率加快 B．接触室中采用常压的主要原因是常压下SO2的转化率已经很高 C．沸腾炉中出来的混合气需要洗涤，目的是防止催化剂中毒 D．接触室用450℃的高温，使催化剂活性最佳，更能促进平衡向正反应方向移动 13.一定温度下，在恒容密闭容器中发生反应：。当、、、的浓度不再变化时，下列说法正确的是 A．和全部转化为和 B．该反应已达到化学平衡 C．正、逆反应速率相等且等于零 D．、、、的浓度一定相等 14. (双选)向绝热恒容密闭容器中通入A和B，在一定条件下发生反应A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)，正反应速率随时间变化的示意图如下图，下列结论正确的是 A．气体A的浓度：a点小于b点 B．当Δt1＝Δt2时，气体C的生成量：ab段小于bc段 C．c点时：v(正)＝v(逆) D．体系压强不再变化，说明反应达到平衡状态 15.回答下列问题： （1）对于反应3X(g)+Y(g)Z(g)，在其他条件不变时，改变其中一个条件，则生成Z的速率(填“增大”“减小”或“不变”)： ①升高温度_____；②加入催化剂_____；③保持容器的体积不变，增加气体Ar____；④保持压强不变，充入惰性气体____。 （2）某温度时，在一个2L的恒容容器中，X、Y、Z均为气体，三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。根据图中数据填空： ①该反应的化学方程式为_____。 ②反应开始至2min，以气体Z表示的平均反应速率为____。 （3）反应3A(g)+B(g)2C(g)在三种不同的条件下进行反应，在同一时间内，测得的反应速率用不同的物质表示为①vA=1mol/(L•min)、②vC=0.5mol/(L•min)、③vB=0.5mol/(L•min)，三种情况下该反应速率由大到小的关系是____。(用序号表示) 16．CO和N2O是汽车尾气中污染大气的成分。一定条件下，通过下列转化反应：CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)(放热反应)，可治理CO和N2O产生的污染。 向体积相同的三个恒容密闭容器中均充入a mol CO(g)和a mol N2O(g)进行下列实验： 实验序号 反应温度 催化剂 Ⅰ 恒温T1℃ 无 Ⅱ 恒温T1℃ 有 Ⅲ 初始温度T1℃，绝热容器 无 注：绝热容器的反应体系和外界环境无热交换 回答下列问题： （1）实验Ⅰ、Ⅱ中c(N2)随时间t的变化曲线如下图，实验Ⅰ反应开始至平衡时间段内v(N2O)＝___________mol·L－1·min－1。平衡时CO的体积分数：实验Ⅰ___________实验Ⅱ(填“大于”“小于”或“等于”)。 （2）某时刻向实验Ⅱ容器充入一定量X(g)，使容器内压强增大。 ①若X是CO(g)，则反应速率___________(填“变大”“变小”或“不变”)； ②若X是Ar(g)(不参与反应)，则反应速率___________(填“变大”“变小”或“不变”)。 （3）下列叙述能说明转化反应到达平衡状态的有___________(填标号)。 A．v(CO2)＝v(CO) B．断裂n mol N≡N同时生成n mol CO2 C．的值不变 D．v正(N2O)＝2v逆(CO) E．气体的平均摩尔质量不变 （4）反应一段时间后，发现实验Ⅲ中反应速率增大，其原因是_________________________ _________________。 （5）转化反应CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)，在的催化作用下反应历程可分为： 第一步：Fe＋＋N2O(g)＝FeO＋＋N2(g)；第二步：FeO＋＋________＝________＋________(将化学方程式补充完整)。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 1．某温度下，在1L恒容真空密闭容器中充入，发生反应：，有关数据如下，下列说法正确的是 时间段/s 产物Z的平均生成速率/（） 0~20 0.10 0~40 0.075 0~60 0.05 A．第时，Y的浓度等于 B．第时，Y的体积分数为33.3% C．X的平衡转化率一定为75% D．容器内气体的平均相对分子质量不再变化时，达到化学反应的限度 2．为了模拟汽车尾气的净化原理，向密闭容器中投入一定量的和发生反应：。在不同催化剂(Ⅰ型、Ⅱ型)下均反应2s，测得转化率与温度的关系如图中实线所示，虚线表示的平衡转化率和温度的关系。下列说法不正确的是 A．50℃时，两种催化剂下的反应均达到化学平衡状态 B．实验表明温度低于50℃时，催化剂Ⅰ的效果优于催化剂Ⅱ C．适当延长反应时间，可以缩小图中阴影部分的面积 D．2s时，测得容器中和的浓度相等，则转化率为66.7% 3．向容积为1.00L的密闭容器中通入一定量的N2O4和NO2的混合气体，发生反应：N2O4(g)⇌2NO2(g)，体系中各物质浓度随时间变化如图。下列有关说法不正确的是 A．到达化学平衡前，混合气体的颜色逐渐变深 B．64s时N2O4和NO2的反应速率一定相等 C．当v正(NO2)=2v逆(N2O4)，反应达到化学平衡状态 D．前100s内，用NO2浓度的变化表示的化学反应速率是0.008mol·L-1·s-1 4．某温度下，在2L密闭容器中投入一定量的A、B发生反应，12s时生成C的物质的量为0.8mol(过程如图)。 下列说法不正确的是 A．该反应的化学方程式为 B．0～2s内用B表示的化学反应速率为0.1 C．0～2s内平均反应速率大于4～6s内平均反应速率 D．12s时容器内气体的总物质的量为起始时的9/13 5．某反应的速率方程为。其中，k为速率常数。已知其半衰期（当剩余反应物恰好是起始的一半时所需的时间）为0.8/k。改变反应物浓度时，反应的瞬时速率如表所示，下列说法不正确的是 0.25 0.50 1.00 0.50 1.00 0.050 0.050 0.100 0.100 0.200 1.6 3.2 3.2 4.8 A．上述表格中的、 B．该反应的速率常数 C．升温、加入催化剂均可使k增大，反应瞬时速率加快 D．在过量的B存在时，反应掉75%的A，所需的时间是375min 6．恒温恒容的密闭容器中，在某催化剂表面上发生氨的分解反应：，用气体传感器测量不同起始浓度和催化剂表面积下，随时间的变化如下表所示： 编号 0 40 60 80 ① a 2.40 1.60 1.20 0，80 ② a 1.20 0.40 ？ ？ ③ 2a 2.40 0.80 0.40 0.40 下列说法正确的是 A．相同条件下，氨气初始浓度越大，反应速率越快 B．实验①，0～40min， C．实验③，60～80min，氨的分解反应不再发生 D．实验①②③，40～60min，实验②中最小 7．某温度下，向甲、乙两个容积均为1 L的恒容密闭容器中分别充入4 mol HCl和，发生反应：  ΔH，其一为绝热过程，另一为恒温过程。反应过程中两容器内的压强随时间的变化曲线如下图所示。下列说法错误的是 A．甲容器为绝热过程，ΔH<0 B．a点气体颜色深于b点 C．c点，单位时间内生成的同时生成 D．乙容器中0～10 min内化学反应速率 8．室温下利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液的反应探究外界条件对反应速率的影响，设计方案如下，已知：2 + 5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O 编号 所加试剂及用量/mL 反应完成所需时间/min 0.6mol•L-1H2C2O4 H2O 0.01mol•L-1KMnO4 3mol•L-1稀H2SO4 1 3.0 V1 3.0 2.0 3.8 2 2.0 3.0 3.0 2.0 4.9 3 1.0 4.0 3.0 2.0 6.0 下列说法错误的是 A．可以通过测定从混合溶液开始到溶液褪色的时间来计算反应速率 B．实验编号1中V1=2.0 C．上述实验可以说明，其他条件相同时H2C2O4浓度越高反应速率越快 D．实验编号3的平均反应速率v(H2C2O4)=0.01 mol•L-1•min-1 9．某化学兴趣小组探究外界条件对分解速率的影响，忽略过程中溶液体积变化，实验记录如下表。下列说法正确的是 实验序号 溶液体积/mL 加入水体积/mL 温度/℃ 催化剂 收集标准状况所需时间/s 1 20 20 20 无 296 2 20 20 50 无 75 3 20 20 20 粉末 45 4 20 20 20 粉末 100 5 a b m n A．对比实验3和4，说明的催化效果更好 B．实验4中，的平均反应速率是 C．，，时， D．，，时，通过实验2和5探究浓度对反应速率的影响 10．常温下，往烧杯中加入10mL 1mol/L 溶液和10mL 2mol/L KI溶液，随时间变化如图所示，不考虑溶液混合时体积的改变。下列说法正确的是 A．反应一段时间后溶液颜色逐渐变浅 B． C．3～8min内，的平均反应速率为0.016mol/(L·min) D．8min时，往烧杯中滴加KSCN溶液，溶液不变红 11．已知：  。实验测得速率方程为，(、为速率常数，只与温度、催化剂有关，与浓度无关)。向2L恒容密闭容器中充入0.4 mol 和0.6 mol 发生上述反应，测得NO的体积分数与温度和时间的关系如图所示。下列说法正确的是 A．此反应 B．正、逆反应活化能的大小关系为 C．温度下的温度下的 D．化学反应速率：c点的>b点的>a点的 12．三氯氢硅是制备硅烷、多晶硅的重要原料。已知在催化剂作用下发生反应：。向容积为的恒容密闭容器中充入，测得相同时间内反应体系中的物质的量分数随温度变化的曲线如图所示，已知：点之前未达到平衡，点之后(包括点)达到平衡。 下列说法错误的是 A．点的转化率为 B．若达到点所用时间为内，mol·L-1·min-1 C．点的物质的量浓度为 D．点的正反应速率大于点的逆反应速率 13．在容积固定的2L密闭容器中，进行可逆反应：X(g)+2Y(g)2Z(g)，并达到平衡，在此过程中，以Y的浓度改变表示的反应速率v正、v逆与时间t的关系如图所示，则图中阴影部分面积表示 A．X浓度的减少 B．Y物质的量的减少 C．Z浓度的增加 D．Z物质的量的增加 14．一定温度下，向10mL0.40mol•L-1H2O2溶液中加入少量FeCl3溶液(忽略整个过程中溶液体积的变化)，不同时刻测得生成的O2的体积(已折算为标准状况)如表所示。 t/min 0 2 4 6 V(O2)/mL 0 9.9 17.5 22.4 资料显示，该反应分两步进行：①2Fe3++H2O2=2Fe2++2H++O2↑。②2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O。反应过程中能量变化如图所示。下列说法不正确的是 A．Fe2+是反应的中间产物 B．前2分钟化学反应速率较大与反应放热有关 C．FeCl3为该反应的催化剂，不参加反应历程 D．0~6min内消耗的H2O2的物质的量为0.002mol 15．化学反应的速率和限度对人类生产生活有重要的意义。 Ⅰ．已知Na2S2O3与硫酸的反应为Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+ SO2↑+S↓+H2O，某研究小组为研究外界条件对化学反应速率的影响，设计实验如表，请回答下列问题： 实验编号 反应温度/℃ 加入0.1 mol/L Na2S2O3溶液的体积/mL 加入0.1 mol/L H2SO4溶液的体积/mL 加入水的体积/mL 出现浑浊的时间/s ① 20 2 2 0 t1 ② 40 2 V1 0 t2 ③ 20 1 2 V2 t3 （1）实验①②研究的是 ，对化学反应速率的影响，V1= 。 （2）实验①③研究的是 ，对化学反应速率的影响，V2= 。 （3）t1、t2、t3由大到小的顺序是 。 Ⅱ．某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，在400 mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下(累计值)： 时间/min 1 2 3 4 5 氢气体积/mL (标准状况) 100 240 464 576 620 （4）哪一时间段反应速率最大 min(境“0~1”、“1~2”、 “2~3”、 “3~4”或“4~5”)，原因是 。 （5）求3~4 min时间段以盐酸的浓度变化来表示的该反应速率为 (设溶液体积不变)。 Ⅲ．某温度下在4L密闭容器中，X、Y、Z三种气态物质的物质的量随时间变化曲线如图。 （6）该反应的化学方程式是 。 （7）该反应达到平衡状态的标志是 (填字母)。 A． Y的体积分数在混合气体中保持不变 B． X、Y的反应速率比为3∶ 1 C．容器内混合气体密度保持不变 D．容器内混合气体的平均相对分子质量保持不变保持不变 E．生成1molY的同时消耗2molZ （8）2 min内Y的转化率为 。 16．碘及其化合物在生产生活中有重要作用。 （1）一定温度下在的密闭容器内发生反应：，开始时通入和一定量的，各物质的浓度随时间的变化情况如图所示，其中的浓度变化曲线前半部分已略去。 ①比较正反应速率(同一物质)的大小：A点 (填“>”“<”或“=”)B点。 ②从反应开始至刚达到平衡，的平均反应速率为 。 ③起始时的物质的量为 。 ④下列能说明反应已达平衡状态的是 (填序号)。 a．氢气的生成速率等于碘化氢的消耗速率 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： 第1步：___________；    第2步： ①第1步的离子方程式是 ，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)。 序号 试剂和用量 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、实验Ⅱ是。实验Ⅱ中， ；对比实验Ⅰ、Ⅱ，可得出的实验结论是 。 1．（2020高二上·甘肃武威·竞赛）反应4NH3＋5O24NO＋6H2O在10 L密闭容器中进行，半分钟后水蒸气的物质的量增加了0.45mol，则此反应的平均反应速率v(X)可表示为（    ） A．v(NH3)＝0.002mol/(L·s) B．v(O2)＝0.001mol/(L·s) C．v(NO)＝0.001mol/(L·s) D．v(H2O)＝0.001mol/(L·s) 2．（2011高二·安徽·竞赛）某化学兴趣小组用铝片与稀硫酸反应制取氢气，以下能够加快该反应速率的是 ①用98%的浓硫酸代替稀硫酸  ②加热  ③改用铝粉  ④增大稀硫酸的体积  ⑤加水  ⑥加入少量硫酸铜 A．全部 B．②③⑥ C．①②③⑥ D．②③④⑥ 3．（2017高二·广东·竞赛）将等质量的锌粉分别加入两个盛过量稀盐酸的烧杯(a和b)中，再向a烧杯中加入少量CuO粉末。下列各图中，能正确表示生成的氢气体积V(H2)与反应时间t关系的是 A． B． C． D． 4．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）探究Al与CuCl2溶液反应，实验如下：下列说法不正确的是（    ） 实验 现象 a．Al片表面附着蓬松的红色固体 b．产生无色气体，起始速率较慢，之后加快 c．反应放热 d．烧杯底部产生少量不溶于稀盐酸的白色沉淀 e．溶液pH降低 A．无色气体是H2 B．实验中影响化学反应速率的因素只有两个，分别是浓度和温度 C．白色沉淀的出现与氧化还原反应有关 D．将铝片改为铝粉会加快化学反应速率 5．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）下列关于可逆反应：A(g)+3B(g)2C(g)   △H＜0，下列叙述正确的（    ） A．增大反应物的浓度，可以提高活化分子百分数，所以v（正）会增大，v（逆）会减小 B．升高温度可以提高物质的能量，提高活化分子百分数，所以v（正）、v（逆）都增大 C．采用催化剂，可以提高活化分子百分数，所以会引起v（正）、v（逆）同时增大，并改变反应的热效应 D．减小压强可以降低单位体积内活化分子的数目，所以v（正）减小、v（逆）增大 6．（2017高二·湖南·竞赛）化学反应中，有时存在“一种物质过量，另一种物质仍不能完全反应”的特殊情况。下列反应中，属于这种情况的是 ①加热条件下，过量铜与浓硫酸反应 ②加热条件下 ，过量锌与浓硫酸反应 ③加热条件下，过量铁与浓硝酸反应 ④加热条件下，过量MnO2与浓盐酸反应 ⑤一定条件下，过量氢气与氮气反应 A．①③④ B．①③⑤ C．①④⑤ D．②④⑤ 7．（2014高二·广东·竞赛）反应H2(g)+I2(g) ⇌2HI(g)在恒温密 闭容器中进行，该反应达到平衡的标志是 A．容器内气体的压强不再改变 B．容器内气体的平均相对分子质量不再改变 C．单位时间内消耗n mol I2，同时有n mol H2生成 D．单位时间内消耗n mol H2，同时有2n mol HI生成 8．（2023高一下·浙江台州·竞赛）金属钛(Ti)是一种具有许多优良性能的较为昂贵的金属，钛和钛合金被认为是21世纪的重要金属材料，某化学兴趣小组在实验室探究Ti、Mg、Cu的活泼性顺序，他们在相同温度下，取大小相同的三种金属薄片，分别投入等体积等浓度足量稀盐酸中，观察现象如下：下列有关三种金属的说法正确的是 金属 Ti Mg Cu 金属表面现象 放出气泡速度缓慢 放出气泡速度快 无变化 A．三种金属的活泼性由强到弱的顺序是：Ti、Mg、Cu B．若Ti粉中混有Mg，提纯Ti时可用稀盐酸除去Mg C．用Ti从CuSO4溶液中置换出Cu是工业制取Cu的很好途径 D．温度、金属表面积、盐酸浓度等因素都会影响反应速率 9．（2014高一·全国·竞赛）（双选）在一定条件下，可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)达到化学平衡的标志是 A．N2、H2、NH3浓度不再变化 B．N2、H2、NH3的分子数之比为1：3：2 C．NH3生成的速率与NH3分解的速率相等 D．单位时间内生成nmolN2，同时生成3nmolH2 10．（2023高一下·浙江温州·竞赛）（双选）下列关于实验操作的叙述中，正确的是 A．在同一温度下，可通过观察产生气泡的快慢来探究浓度对与稀硫酸反应速率的影响 B．向沸水中滴加饱和溶液，继续煮沸液体至红褐色，停止加热可得胶体 C．表示易燃类物质，表示爆炸类物质 D．新制氯水或氨水均应保存在棕色细口瓶中 11．（2019高二·上海·竞赛）（双选）一定量的盐酸跟过量的锌粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可以向盐酸中加入适量的 A．硝酸钠溶液 B．氯化钠溶液 C．硫酸铜固体 D．醋酸钠固体 12．（2017高二·湖南·竞赛）已知在容积固定的密闭容器中充入NH3和O2发生如下反应：4NH3(g)+5O2(g)⇌4NO(g) + 6H2O(g)。 （1）欲加快化学反应速率，下列措施可行的是 (填字母序号)。 A．降低温度           B．向容器中再通入一定量O2 C．通入稀有气体         D．加入正催化剂 （2）下列能说明该反应已经达到平衡状态的是 (填字母序号)。 A．容器中气体密度不变 B．容器中NO的浓度不变 C．5v正(O2)= 4v逆(NO) D．3molN-H断裂的同时，有2molO-H断裂 （3）恒温下充入1. 6mol NH3和2.2mol O2发生反应，反应达到平衡时，测得O2的物质的量为1. 2mol，则平衡时NO的体积分数为 。 （4）若反应在绝热密闭系统中进行时，其他条件不变，反应速率是先增大后减小，说明该反应为 反应(填“吸热”或“放热”)。 13．（2022高一下·甘肃武威·竞赛）一定温度下，在2L的密闭容器中，M、N两种气体的物质的量随时间变化的曲线如图所示： （1）反应反应物为   化学方程式为 。 （2）反应达到化学平衡的时间内的平均反应速率v(N)= 。 （3）4min时，正、逆反应速率的大小关系为v正 v逆(填“>”“＜”或“=”)；（4）一定温度下，将一定量的N2和H2充入固定容积催化剂的密闭容器中进行反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)。下列描述能说明该可逆反应达到化学平衡状态的有 (填序号)。 A．容器内的压强不变 B．容器内气体的密度不变 C．相同时间内有3molH-H键断裂，有6molN-H键形成 D．c(N2)︰c(H2)︰c(NH3)=1︰3︰2 E.NH3的质量分数不再改变 （5）能加快反应速率的措施是 (填序号) ①升高温度 ②容器容积不变，充入惰性气体Ar ③容器压强不变，充入惰性气体Ar ④使用催化剂 14．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）教材采用图1实验装置测定锌与稀硫酸反应的速率。 （1）检查图1装置气密性的操作方法是 。 （2）分别取2g颗粒大小相同的锌粒分别与体积均为40mL的1mol/L硫酸、4mol/L硫酸反应，收集25mLH2时所需时间后者比前者 。 （3）同学们在实验操作中发现本实验设计存在明显不足，例如 。 （4）某化学兴趣小组对教材实验装置进行图2所示改进。检查装置气密性后进行的实验操作有： a．在多孔塑料袋中装入锌粒；b．在锥形瓶中加入40mL1mol/L硫酸；c．塞好橡胶塞， 时立即用秒表计时；d．注射器内每增加5mL气体时读取一次秒表。 （5）实验观察到锌与稀硫酸反应初期速率逐渐加快，其原因是 ，反应进行一定时间后速率逐渐减慢，原因是 。 （6）测得产生H2的体积与反应时间的关系曲线如图3所示，t1～t2时间段氢气体积略有减小的原因是 ；在64s内用H+浓度表示的平均反应速率v（H+）= （此时，溶液体积仍为40mL，气体摩尔体积为25L/mol）。 15．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）某小组利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时，先分别量取两种溶液，然后倒入试管中迅速振荡混合均匀，开始计时，通过褪色所需时间来判断反应的快慢。该小组设计了如下方案： 实验编号 H2C2O4溶液 酸性KMnO4 温度 浓度(mol/L) 体积(mL) 浓度(mol/L) 体积(mL) 0.10 2.0 0.010 4．0 25 0.20 2.0 0.010 4．0 25 0.20 2.0 0.010 4．0 50 （1）已知反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，为了观察到紫色褪去，H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系为n(H2C2O4):n(KMnO4)≥ 。 （2）试验编号②和③探究的内容是 。 （3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时同内平均反应速率v(KMnO4)= mol·L-1·min-1。 16．（2020高一·浙江温州·竞赛）医用酒精在抗击“新型冠状病毒”战役中发挥着杀菌消毒的作用，其主要成分是乙醇。回答下列问题 Ⅰ.工业上主要采用乙烯直接水合法制乙醇。 （1）在磷酸硅藻土催化剂作用下，乙烯进行制的反应机理大致如下： i. ii. Iii. 随着反应进程，该过程能量变化如图所示。 下列有关说法正确的是 (填字母标号，下同) a.该反应过程中步均释放能量 b.第i步反应的活化能最大，决定总反应速率 c.和是反应的中间产物 （2）已知：的反应速率表达式为，，其中为速率常数。若其他条件不变时，降低温度，则下列推断合理的是 。 a. 增大，增大  b. 减小，减小 c. 减小的倍数大于          d. 减小的倍数小于 （3）在恒压条件下，充入乙烯和水蒸气各，一段时间后达平衡，若在时刻再充入各的反应物(其它条件不变)，时重新达到平衡，请在图中画出的正逆反应速率变化的示意图 。 Ⅱ.工业用二氧化碳加氢可合成乙醇：保持压强为，向密闭容器中投入一定量和发生上述反应，的平衡转化率与温度、投料比的关系如图所示。 （1）投料比由大到小的顺序为 。 （2）若投料比，一定温度下发生反应，下列说法不能作为反应是否达平衡判据的是 (填标号)。 a.容器内气体密度不再变化 b.容器内气体平均相对分子质量不再变化 c.的体积分数不再变化 d.容器内不再变化 e.断裂个键的同时生成个水分子 （3）若，则A点温度下，该反应的平衡常数的数值为 (为用气体的分压衡常数，分压=气体的体积分数×体系总压)；若其他条件不变，A点对应起始反应物置于某刚性密闭容器，则平衡时的转化率 (填“>”、“=”或“＜”)。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题06 化学反应的速率和限度 模块一：竞赛技巧总结 模块二：易错试题精选 模块三：培优试题精选 模块四：竞赛真题精选 竞赛技巧1 反应速率理论简介 1、碰撞理论 化学反应的发生，总要以反应物之间的接触为前提，即反应物分子之间的碰撞是先决条件。 没有粒子间的碰撞，反应的进行则无从说起。看如下计算数据。有反应： 2HI（g）→ H2（g）+ I2（g） 反应物浓度：10－3 mol·dm－3（不浓） 反应温度：973 K 计算结果表明，每s每dm3的体积内，碰撞总次数为：3.5×1028次 计算反应速率为：= 3.5×1028/6.02×1023 = 5.8×104 mol·dm－3·s－1 实际反应速率为：1.2×10－6 mol·dm－3·s－1 相差甚远，原因何在？ （1）有效碰撞 看来，并非每一次碰撞都发生预期的反应，只有非常少非常少的碰撞是有效的。首先，分子无限接近时，要克服斥力，这就要求分子具有足够的运动速度，即能量。具备足够的能量是有效碰撞的必要条件。一组碰撞的反应物的分子的总能量必须具备一个最低的能量值，这种能量分布符合从前所讲的分布原则。用 E 表示这种能量限制，则具备 E 和 E 以上的分子组的分数为： （7-4） 其次，仅具有足够能量尚不充分，分子有构型，所以碰撞方向还会有所不同，如反应： NO2 + CO = NO + CO2 的碰撞方式有： 显然，(a) 种碰接有利于反应的进行，(b) 种以及许多其它碰撞方式都是无效的。取向适合的次数占总碰撞次数的分数用 p 表示。 若单位时间内，单位体积中碰撞的总次数为 Z mol，则反应速率可表示为： = Z p f （7-5） 其中 ，p 称为取向因子，f 称为能量因子。或写成： = Z p （7-6） （2）活化能和活化分子组 将具备足够能量（碰撞后足以反应）的反应物分子组，称为活化分子组。 从（7-6）式可以看出，分子组的能量要求越高，活化分子组的数量越少。这种能量要求称之为活化能，用 Ea 表示。Ea 在碰撞理论中，认为和温度无关。 Ea 越大，活化分子组数则越少，有效碰撞分数越小，故反应速率越慢。 不同类型的反应，活化能差别很大。如反应： 2SO2 + O2 = 2SO3 Ea = 251 kJ·mol－1 N2 + H2 = 2NH3 Ea = 175.5 kJ·mol－1 而中和反应： HCl + NaOH = NaCl + H2O Ea ≈ 20 kJ·mol－1 分子不断碰撞，能量不断转移，因此，分子的能量不断变化，故活化分子组也不是固定不变的。但只要温度一定，活化分子组的百分数是固定的。 2、过渡状态理论 （1）活化络合物 当反应物分子接近到一定程度时，分子的键连关系将发生变化，形成一中间过渡状态，以NO2 + CO = NO + CO2 为例： N—O 部分断裂，C—O 部分形成，此时分子的能量主要表现为势能。 称活化络合物。活化络合物能量高，不稳定。它既可以进一步发展，成为产物；也可以变成原来的反应物。于是，反应速率决定于活化络合物的浓度，活化络合物分解成产物的几率和分解成产物的速率。 过渡态理论，将反应中涉及到的物质的微观结构和反应速率结合起来，这是比碰撞理论先进的一面。然而，在该理论中，许多反应的活化络合物的结构尚无法从实验上加以确定，加上计算方法过于复杂，致使这一理论的应用受到限制。 （2）反应进程—势能图 应用过渡态理论讨论化学反应时，可将反应过程中体系势能变化情况表示在反应进程—势能图上。 以 NO2 + CO = NO + CO2为例： A 反应物的平均能量；B 活化络合物的能量；C 产物的平均能量 反应进程可概括为： （a）反应物体系能量升高，吸收 Ea； （b）反应物分子接近，形成活化络合物； （c）活化络合物分解成产物，释放能量 Ea’ 。 Ea 可看作正反应的活化能，是一差值；Ea’ 为逆反应的活化能。 由盖斯定律：① + ②得 NO2 + CO → NO + CO2 所以，△r H = △r H1 + △r H2 = Ea － Ea’ 若 Ea > Ea’，△r H> 0，吸热反应；若 Ea < Ea’，△r H < 0，放热反应。 △r H 是热力学数据，说明反应的可能性；但 Ea 是决定反应速率的活化能，是现实性问题。 在过渡态理论中，Ea 和温度的关系较为明显，T 升高，反应物平均能量升高，差值 Ea 要变小些。 竞赛技巧2 化学反应级数 1.基元反应和非基元反应 基元反应：能代表反应机理、由反应物微粒（可以是分子、原子、离子或自由基）一步直接实现的化学反应，称为基元步骤或基元反应。 非基元反应：由反应物微粒经过两步或两步以上才能完成的化学反应，称为非基元反应。在非基元反应中，由一个以上基元步骤构成的反应称为非基元反应或复杂反应。如复杂反应 H2 + Cl2 = 2HCl 由几个基元步骤构成，它代表了该链反应的机理： Cl2 + M → 2Cl· + M Cl· + H2 → HCl + H· H· + Cl2 → HCl + Cl· 2Cl· + M → Cl2 + M 式中M表示只参加反应物微粒碰撞而不参加反应的其他分子，如器壁，它只起转移能量的作用。 2.反应分子数 在基元步骤中，发生反应所需的最少分子数目称为反应分子数。根据反应分子数可将反应区分为单分子反应、双分子反应和三分子反应三种，如： 单分子反应 CH3COCH3 → CH4 + CO + H2 双分子反应 CH3COOH + C2H5OH → CH3COOC2H5 + H2O 三分子反应 H2 + 2I·→ 2HI 反应分子数不可能为零或负数、分数，只能为正整数，且只有上面三种数值，从理论上分析，四分子或四分子以上的反应几乎是不可能存在的。反应分子数是理论上认定的微观量。 3.速率方程和速率常数 大量实验表明，在一定温度下，增大反应物的浓度能够增加反应速率。那么反应速率与反应物浓度之间存在着何种定量关系呢？人们在总结大量实验结果的基础上，提出了质量作用定律：在恒温下，基元反应的速率与各种反应物浓度以反应分子数为乘幂的乘积成正比。 对于一般反应（这里指基元反应） a A + b B → g G + h H 质量作用定律的数学表达式： = k·c·c 称为该反应的速率方程。式中k为速率常数，其意义是当各反应物浓度为1 mol·dm－3时的反应速率。 对于速率常数k，应注意以下几点： ①速率常数k取决反应的本性。当其他条件相同时快反应通常有较大的速率常数，k小的反应在相同的条件下反应速率较慢。 ②速率常数k与浓度无关。 ③k随温度而变化，温度升高，k值通常增大。 ④k是有单位的量，k的单位随反应级数的不同而异。 前面提到，可以用任一反应物或产物浓度的变化来表示同一反应的速率。此时速率常数k的值不一定相同。例如：2NO + O2 = 2NO2 其速率方程可写成： = – = k1·c·c = – = k2·c·c = = k3·c·c 由于 – = = 则 k1 = k2 = k3 对于一般的化学反应 = = = 确定速率方程时必须特别注意，质量作用定律仅适用于一步完成的反应——基元反应，而不适用于几个基元反应组成的总反应——非基元反应。如N2O5的分解反应： 2N2O5 = 4NO2 + O2 实际上分三步进行： N2O5 → NO2 + NO3 慢（定速步骤） NO2 + NO3 → NO2 + O2 + NO 快 NO + NO3 → 2NO2 快 实验测定起速率方程为： = kc 它是一级反应，不是二级反应。 4.反应级数 通过实验可以得到许多化学反应的速率方程，如表-1 表-1 某些化学反应的速率方程 化学反应 速率方程 反应级数 1、2H2O2 = 2H2O + O2 = k·c 1 2、S2O + 2I- = 2SO+ I2 = k·c·c 1 + 1 = 2 3、4HBr + O2 = 2H2O + 2Br2 = k·c·c 1 + 1 = 2 4、2NO + 2H2 = N2 + 2H2O = k·c·c 2 + 1 = 2 5、CH3CHO = CH4 + CO = k·c 3/2 6、2NO2 = 2NO + O2 = k·c 2 由速率方程可以看出化学反应的速率与其反应物浓度的定量关系，对于一般的化学反应： a A+ bB → g G + h H 其速率方程一般可表示为：= k·c·c 式中的c、c表示反应物A、B的浓度，a、b表示A、B在反应方程式中的计量数。m、n分别表示速率方程中c和c的指数。 速率方程中，反应物浓度的指数m、n分别称为反应物A和B的反应级数，各组分反应级数的代数和称为该反应的总反应级数。 反应级数 = m + n 可见，反应级数的大小，表示浓度对反应速率的影响程度，级数越大，速率受浓度的影响越大。 若为零级反应，则表示反应速率与反应物浓度无关。某些表面催化反应，例如氨在金属钨表面上的分解反应，其分解速率在一定条件下与氨的浓度无关就属于零级反应。 观察表中六个反应的反应级数，并与化学方程式中反应物的计量数比较可以明显地看出：反应级数不一定与计量数相符合，因而对于非基元反应，不能直接由反应方程式导出反应级数。 另外，还应明确反应级数和反应分子数在概念上的区别：①反应级数是根据反应速率与各物质浓度的关系来确定的；反应分子数是根据基元反应中发生碰撞而引起反应所需的分子数来确定的。②反应级数可以是零、正、负整数和分数；反应分子数只可能是一、二、三。③反应级数是对宏观化学反应而言的；反应分子数是对微观上基元步骤而言的。 5.一级反应及其特点 凡反应速率与反应物浓度一次方成正比的反应，称为一级反应，其速率方程可表示为： –= k1c （7-9） 积分上式可得： lnc = –k1t + B （7-10） 当t = 0时，c = （起始浓度），则B = lnc。故上式可表示为： ln = k1t或k1 = ln，亦可表示为：c = 若以a表示t = 0 时的反应物的浓度，以x表示t时刻已反应掉的反应物浓度，于是（7-11）式可写为： k1 = ln 一级反应的特征是： ①速率常数k1的数值与所用浓度的单位无关，其量纲为时间－1，其单位可用s－1，min-1或h－1等表示。 ②当反应物恰好消耗一半，即x = 时，此刻的反应时间记为（称之为半衰期），则（7-13）式变为：k1 = = （7-14） ③以lgc对t作图应为一直线，其斜率为。 6.、温度对反应速率的影响 温度对反应速率的影响，主要体现在对速率常数k的影响上。Arrhenius（阿仑尼乌斯）总结了k 与 T 的经验公式： （7-15） 取自然对数，得：ln k = ln A　 （7-16） 常用对数： lg k = ln A （7-17） 式中：k速率常数 Ea 活化能 R 气体常数 T 绝对温度e 自然对数底，e = 2.71828……，lg e = 0.4343 = 1/2.303 ，A 指前因子，单位同 k 。 应用阿仑尼乌斯公式讨论问题，可以认为 Ea、A 不随温度变化。由于T 在指数上，故对k的影响较大。 根据 Arrhenius 公式，知道了反应的 Ea、A 和某温度 T1 时的 k1，即可求出任意温度 T2 时的 k2。由对数式： lg k1 = ln A ① lg k2 = ln A ② ②－① 得： lg= 竞赛技巧3 催化剂及催化机理 1.催化剂和催化反应 在反应中，反应物的数量和组成不变，能改变反应速率的物质，叫催化剂。催化剂改变反应速率的作用，称为催化作用；有催化剂参加的反应。称为催化反应。 催化反应分为均相催化和非均相催化两类： ①反应和催化剂处于同一相中，不存在相界面的催化反应，称均相催化。如： NO2 催化 2SO2 + O2 = 2SO3 ； 若产物之一对反应本身有催化作用，则称之为自催化反应。如： 2MnO+ 6H+ + 5H2C2O4 = 10CO2 + 8H2O + 2Mn2+ 产物中Mn2+ 对反应有催化作用。 下图为自催化反应过程的速率变化。初期，反应速率小；中期，经过一段时间 t0–tA 诱导期后，速率明显加快，见tA–tB 段；后期， tB 之后，由于反应物耗尽,，速率下降。 ②反应物和催化剂不处于同一相，存在相界面，在相界面上进行的反应，叫做多相催化反应或非均相催化，复相催化。例如： Fe 催化合成氨（固—气）；Ag 催化 H2O2 的分解（固—液） 2.催化剂的选择性 特定的反应有特定的催化剂。如： 2SO2 + O2 = 2SO3的催化剂 ① V2O5 ② NO2 ③ Pt；CO + 2H2 = CH3OH的催化剂 CuO-ZnO-Cr2O3；酯化反应的催化剂① 浓硫酸 ② 浓硫酸 + 浓磷酸 ③ 硫酸盐 ④ 活性铝 同样的反应，催化剂不同时，产物可能不同。如： CO+2H2 = CH3OH（催化剂CuO-ZnO- Cr2O3）；CO+3H2 =CH4 +H2O（催化剂Ni + Al2O3） 2KClO3 = 2KCl + O2（催化剂MnO2）；4KClO3 = 3KClO4 + KCl（无催化剂） 3.催化机理 催化剂改变反应速率，减小活化能，提高产率，不涉及热力学问题。如：A + B = AB Ea 很大，无催化剂，慢；加入催化剂 K，机理改变了：A + B + K = AK + B = AB + K ，快。 图中可以看出，不仅正反应的活化能减小了，而且逆反应的活化能也降低了。因此，正逆反应都加快了，可使平衡时间提前，但不改变热力学数据!　 　 例如：NO2 催化氧化 SO2 的机理： 总反应为： SO2 + 1/2O2 = SO3　　　　Ea 大，加 NO2 催化机理为：2SO2 + NO2 = SO3 + NO 　Ea’ 小 NO + 1/2O2 = NO2 　 　　Ea” 小 再例如：Fe 表面 N2 + 3H2 合成氨的机理： 总反应为： N2 + 3H2 = 2NH3 　　Fe催化剂 催化机理为：N2 + 2Fe = 2N-Fe 　　　　　 H2 + 2Fe = 2H-Fe 　　　　　 N-Fe + H-Fe = Fe2NH 　　　　　 Fe2NH + H-Fe = Fe3NH2 　　　　　 Fe3NH2 + H-Fe = Fe4NH3 　　　　　 Fe4NH3 = 4Fe +NH3 每一步活化能都较小，故反应加快。 竞赛技巧4 化学反应速率的计算方法 （1）计算模式：设a mol·L−1、b mol·L−1分别为A、B两物质的起始浓度，mx mol·L−1为反应物A的转化浓度，nx mol·L−1为B的转化浓度，则： （2）基本步骤： ①确定反应物或生成物的起始加入量。 ②确定反应过程中各物质的变化量。 ③确定反应进行至某时刻时各物质的量。 ④依据题干中的条件建立等式关系进行解答。 ⑤应用化学反应速率之比=浓度变化之比=物质的量变化之比=化学计量数之比。 例如：反应　　　　　mA ＋ nB===pC t0 s/(mol·L－1) a b 0 转化/(mol·L－1) x t1 s/(mol·L－1) a－x b－ 则v(A)＝ mol·L－1·s－1， v(B)＝ mol·L－1·s－1， v(C)＝ mol·L－1·s－1。 竞赛技巧5 化学反应速率大小的比较 同一化学反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率的快慢不能只看数值大小，还要进行一定的转化： （1）换算成同一物质、同一单位表示，再比较数值大小。 （2）比较化学反应速率与化学计量数的比值。如反应aA+bBcC，要比较用不同物质[如v(A)与v(B)]表示时的化学反应速率，可比较与的相对大小，若>，则用v(A)表示的反应速率比用v(B)表示的反应速率大。 竞赛技巧6 解答控制变量探究影响化学反应速率的因素试题的方法 在研究影响化学反应速率的因素时，由于外界影响因素较多，故为搞清楚某个因素的影响，需控制其他因素相同或不变，再进行实验。因此，常用控制变量思想解决该类问题。 1．常见考查形式 （1）以表格的形式给出多组实验数据，让学生找出每组数据的变化对化学反应速率的影响。 （2）给出影响化学反应速率的几种因素，让学生设计实验，分析各因素对化学反应速率的影响。 2．解题策略 （1）确定变量：解答这类题目时首先要认真审题，理清影响实验探究结果的因素有哪些。 （2）定多变一：在探究时，应该先确定其他因素不变，只变化一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。 （3）数据有效：解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。 竞赛技巧7 化学平衡状态的判断方法 1．直接标志 （1）v正=v逆。 ①同一种物质的生成速率等于消耗速率； ②在化学方程式同一边的不同物质的生成速率与消耗速率之比等于化学计量数之比； ③在化学方程式两边的不同物质的生成(或消耗)速率之比等于化学计量数之比。 （2）各组分的浓度保持一定。 ①各组分的浓度不随时间的改变而改变； ②各组分的质量分数、物质的量分数、体积分数不随时间的改变而改变。 2．间接标志 （1）反应体系中的总压强不随时间的改变而变化(适用于反应前后气体体积不等的反应)。 （2）对于反应混合物中存在有颜色变化的物质的可逆反应，若体系中颜色不再改变，则反应达到平衡状态。 （3）全是气体参加的反应前后化学计量数改变的可逆反应，平均相对分子质量保持不变。 （4）对同一物质而言，断裂化学键的物质的量与形成化学键的物质的量相等。 举例说明： 对于密闭容器中的反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，根据对化学平衡状态概念的理解，判断下列各情况是否达到平衡。 可能的情况举例 是否已达平衡 混合物体系中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质的量分数一定 平衡 各物质的质量或各物质的质量分数一定 平衡 各气体的体积或体积分数一定 平衡 总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡 正、逆反应速率的关系 在单位时间内消耗了mmolA，同时生成mmolA，即v(正)=v(逆) 平衡 在单位时间内消耗了nmolB，同时生成pmolC 不一定平衡 v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q 不一定平衡 在单位时间内生成了nmolB，同时消耗qmolD 不一定平衡 压强 压强不再变化，当m+n≠p+q 平衡 压强不再变化，当m+n=p+q 不一定平衡 混合气体的平均相对分子质量（） 一定，当m+n≠p+q 平衡 一定，当m+n=p+q 不一定平衡 温度 任何化学反应都伴随着能量变化，在其他条件不变的情况下，体系温度一定 平衡 气体的密度 密度一定 不一定平衡 颜色 反应体系内有色物质的颜色不变，即有色物质的浓度不变 平衡 3.判断技巧——“逆向相等，变量不变” （1）“逆向相等”：反应速率必须一个是正反应的速率，一个是逆反应的速率，且经过换算后同一种物质的正反应速率和逆反应速率相等。 特别注意：同一反应方向的反应速率不能判断反应是否达到平衡状态。 （2）“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当不变时为平衡状态；一个随反应的进行保持不变的量，不能作为是否是平衡状态的判断依据。 竞赛技巧8 化学平衡常数 1.化学平衡常数表达式 对一切可逆反应都适用。若可逆反应用下述通式表达： a A + b B d D + e E 在一定温度下达到平衡时，则有： = （7-19） 即在一定温度下，可逆反应达到平衡时，产物的浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积与反应物浓度以反应方程式中计量数为指数的幂的乘积之比是一个常数。 书写平衡常数关系式必须注意以下几点： （1）对于气相反应，平衡常数除可用如上所述的各物质平衡浓度表示外，也可用平衡时各物质的分压表示如： a A (g)+ b B(g) d D(g) + e E(g) = （7-20） 式中实验平衡常数以表示，以与前述相区别。称为压力常数，称为浓度平衡常数。同一反应的与有固定关系。若将各气体视为理想气体，那么 = [A]RT = [B]RT = [D]RT = [E]RT 代入（7-20）式，有 = （RT） = （RT） （7-21） （2）不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中的水的浓度写进平衡常数表达式。例如：CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) K = p Cr2O(aq) + H2O(I) 2CrO(aq) + 2H+(aq) K = [CrO]2[H+]/[ Cr2O] 但非水溶液中反应，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。例如： C2H5OH + CH3COOH CH3COOC2H5 + H2O = （3）同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。例如： N2O4(g) 2NO2(g) K(373) = = 0.36 N2O4(g) 2NO2(g) K = = = 0.60 2NO2(g) N2O4(g) K == = 2.8 因此书写平衡常数表达式及数值，要与化学反应方程式相对应，否则意义就不明确。 平衡常数是表明化学反应进行的最大程度（即反应限度）的特征值。平衡常数愈大，表示反应进行愈完全。虽然转化率也能表示反应进行的限度，但转化率不仅与温度条件有关，而且与起始条件有关。如表7-2，实验序号①N2O4的转化率为0%；实验序号③N2O4转化率为30%。若有几种反应物的化学反应，对不同反应物，其转化率也可能不同。而平衡常数则能表示一定温度下各种起始条件下，反应进行的限度。 2.标准平衡常数和等温方程式 （1）标准平衡常数： 等温等压下，对理想气体反应： ｄＤ＋ｅＥ f Ｆ＋h H 设、、、分别为D、E、F、H的平衡分压，则有： = （7-22） 式中称理想气体的热力学平衡常数——标准平衡常数。 热力学可以证明，气相反应达平衡时，标准吉布斯自由能增量（反应物和生成物p都等于p时，进行一个单位化学反应时的吉布斯自由能增量）与应有如下关系： = – （7-23） （7-23）式说明，对于给定反应，与和T有关。当温度指定时，只与标准态有关，与其他浓度或分压条件无关，它是一个定值。因此，定温下必定是定值。即仅是温度的函数。 （2）化学反应的等温方程式 如果化学反应尚未达到平衡，体系将发生化学变化，反应自发地往哪个方向进行呢？由化学等温方程式即可判断。 等温等压下，理想气体反应： ｄＤ＋ｅＥ f Ｆ＋h H　 气体的任意分压为、、、 时： ； ； 此时若反应自左至右进行了一个单位的化学反应（无限大量的体系中），则 Δr Gm =Δr Gm + 令 则 Δr Gm =Δr G+ = –+ （7-24） （7-24）式称作化学反应的等温方程式。式中称作压力商。 若 ＞，则Δr Gm ＜0，反应正向自发进行； 若 =，则Δr Gm = 0，体系已处于平衡状态； 若 ＜，则Δr Gm ＞ 0，反应正向不能自发进行（逆向自发）。 注：1、对溶液中进行的反应： Δr Gm =Δr G+ = –+ （7-25） = ； = c ——平衡浓度；——任意浓度；——热力学平衡常数（标准平衡常数）。——浓度商。称作标准浓度。即在标准状态下，c = 1mol.dm-3。 3、纯固体或纯液体与气体间的反应（复相反应） 例如，下列反应： 是一个多相反应，其中包含两个不同的纯固体和一个纯气体。化学平衡条件，适用于任何化学平衡，不是论是均相的，还是多相的。 又因为 所以 ， = 式中是平衡反应体系中CO2气体的压力，即CO2的平衡分压。这就是说，在一定温度下，CaCO3(s)上面的CO2的平衡压力是恒定的，这个压力又称为CaCO3(s)的“分解压”。 注意：纯固体的“分解压”并不时刻都等于，例如反应： ， 而“分解压” 若分解气体产物不止一种，分解平衡时气体产物的总压称作“分解压”。例如：，由纯分解平衡时，称作的“分解压”。 结论：对纯固体或纯液体与气体间的多相反应 竞赛技巧9 外界因素对化学平衡的影响 1、浓度对平衡的影响 对于一个已达平衡的化学反应，若增加反应物浓度，会使Q（或）的数值因其分母增大而减小，而（或）却不随浓度改变而发生变化，于是Q＜，使原平衡破坏，反应正向进行。随着反应的进行，生成物浓度增大，反应物浓减小，Q值增大，直到Q增大到与再次相等，达到新的平衡为止。对于改变浓度的其他情况，亦可作类似分析。结论概括如下：在其他条件不变的情况下，增加反应物浓度或减少生成物浓度，平衡向正反应方向移动；增加生成物浓度或减少反应物浓度，平衡向着逆反应方向移动。 2、压力对平衡的影响 体系（总）压力的变化对没有气体参加或生成的反应影响很小。对于有气体参见且反应前后气体物质计量数有变化的反应，压力变化对平衡有影响。例如合成氨反应 N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 在某温度下达到平衡时有： = 如果将体系的容积减少一半，使体系的总压力增加至 原来的2倍，这时各组分的分压分别为原来的2倍，反应商为： = = 即 ＜ 原平衡破坏，反应正向进行。随着反应进行，、不断下降，不断增大，使值增大，直到再次与K相等，达到新的平衡为止。可见，增大体系总压力平衡向着批体计量数减小的方向移动。 类似分析，可得如下结论：在等温下，增大总压力，平衡向气体计量数减小的方向移动；减小总压力，平衡向气体计量数增加的方向移动。如果反应前后气体计量数相等，则压力的变化不会使平衡发生移动。 3、温度对平衡的影响 温度的改变对于反应商没有影响，却可以改变平衡常数。 由= –和 = －T 得 –= －T = – （7-27） 此式说明了平衡常数与温度的关系，称为范特荷甫方程式。设T1时，标准平衡常数为，T2时，标准平衡常数为，且T2＞T1，有 = – = – 当温度变化范围不大时，视和不随温度而改变。上两式相减，有 = – （7-28） 根据（7-28）式可以说明温度对平衡的影响。设某反应在温度T1时达到平衡，有Q = 。当升温至 T2时：若该反应为吸热反应，＞0，由（7-28）式得知＞，则Q＜，所以平衡沿正反应方向移动；若该反应为放热反应，＜0，由（7-28）式得知＜，则Q ＞，所以平衡沿逆反应方向移动。总之，升温使平衡向吸热方向移动。反之，降温使平衡向放热方向移动。 各种外界条件对化学平衡的影响，均符合里·查德里概括的一条普遍规律：如果对平衡体系施加外力，平衡将沿着减少此外力影响的方向移动。这就是里·查德里原理。 竞赛技巧10 化学反应速率和化学平衡计算 解答有关化学反应速率和化学平衡的计算题时，一般需要写出化学方程式，列出起始量、变化量及平衡量，再根据题设其他条件和定律列方程求解，要注意单位的统一。如： 　　　　　 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) 起始/mol a b 0 0 转化/mol mx nx px qx 平衡/mol a−mx b−nx px qx （1）分析三个量：起始量、变化量、平衡量。 （2）明确三个关系 ①对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。 ②对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。 ③各物质的转化量之比等于各物质的化学计量数之比。 （3） 计算模式 ①关于反应物转化率的计算 A的转化率=×100%(计算式中A的量可以指反应物的物质的量、质量、浓度、体积等) ②关于某气体组分的体积分数的计算 气体A的体积分数=×100% ③A的平衡浓度：c(A)＝ mol·L－1。 ④平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑤平衡压强与起始压强之比：＝。 ⑥混合气体的平均密度(混)＝ g·L－1。 ⑦混合气体的平均摩尔质量＝ g·mol－1。 竞赛技巧11 化学反应速率与化学平衡图像 1.速率－时间图像(v－t图像) （1）图像类型 （2）解题策略　 分清正反应、逆反应及二者反应速率的相对大小，分清“突变”和“渐变”；正确判断化学平衡的移动方向；熟记浓度、压强、温度、催化剂等对化学平衡移动的影响规律。 Ⅰ.v正突变，v逆渐变，且v正>v逆，说明是增大了反应物的浓度，使v正突变，且平衡正向移动。 Ⅱ.v正、v逆都突然减小，且v正>v逆，说明平衡正向移动，该反应的正反应可能是放热反应或气体体积增大的反应。 Ⅲ.v正、v逆都突然增大，且增大程度相同，说明该化学平衡没有发生移动，可能是使用了催化剂，也可能是对反应前后气体分子数不变的反应压缩体积(即增大压强)。 2.百分含量(或转化率)－时间－温度(或压强)图像 （1）图像类型 （2）解题策略 　“先拐先平数值大”。在化学平衡图像中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图Ⅰ中T2>T1)、压强较大(如图Ⅱ中p2>p1)或使用了催化剂(如图Ⅲ中a使用了催化剂)。 Ⅰ.表示T2>T1，正反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动。 Ⅱ.表示p2>p1，反应物A的转化率减小，说明正反应是气体体积增大的反应，增大压强，平衡逆向移动。 Ⅲ.生成物C的百分含量不变，说明平衡不发生移动，但反应速率a>b，故a使用了催化剂；也可能该反应是反应前后气体体积不变的可逆反应，a增大了压强(即压缩体积)。 3.百分含量(或转化率)－温度(压强)图像 （1）图像类型 （2）解题策略 “定一议二”。在化学平衡图像中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个变量，分析方法是确定其中一个变量，讨论另外两个变量之间的关系。 如图Ⅰ中确定压强为105 Pa或 107 Pa，则生成物C的百分含量随温度T的升高而逐渐减小，说明正反应是放热反应；再确定温度T不变，做横轴的垂线，与压强线出现两个交点，分析生成物C的百分含量随压强p的变化可以发现，增大压强，生成物C的百分含量增大，说明正反应是气体体积减小的反应。同理分析图Ⅱ。 1.下列关于化学反应速率的说法正确的是 A．对于任何化学反应来说，反应速率越大，反应现象就越明显 B．化学反应速率通常表示一定时间内任何一种反应物浓度的减少或任何一种生成物浓度的增加 C．化学反应速率为0.8 mol·L-1·s-1是指1 s时某物质的浓度为0.8 mol·L-1 D．根据化学反应速率的大小可以知道化学反应进行的快慢 【答案】D 【解析】A．化学反应速率越大，反应现象不一定越明显，如盐酸与氢氧化钠溶液的反应时本就没有明显现象，A错误；B．固体或纯液体的浓度可视为常数，一般不用固体或纯液体表示化学反应速率，B错误；C．0.8 mol·L-1·s-1表示1 s的时间内，某物质的浓度变化了0.8 mol·L-1，C错误；D．化学反应速率就是表示化学反应进行快慢的物理量，D正确；综上所述答案为D。 2．反应从正反应方向，经过2s后B的浓度减少了0.04 mol⋅L-1。下列说法正确的是 A．用A表示的反应速率是0.04 mol⋅L-1⋅s-1 B．在这2s内用B和C表示的反应速率的值是相同的 C．在2s末时的反应速率，用反应物B来表示是0.02 mol⋅L-1⋅s-1 D．2s后，D的物质的量为0.02mol 【答案】B 【解析】A．A是固体，不能表示反应速率，A错误；B．B和C的计量数相同，则在这2s内用B和C表示的反应速率的值是相同的，B正确；C．经过2s后B的浓度减少了0.04 mol⋅L-1，则v(B)=0.04 mol⋅L-1÷2s=0.02 mol⋅L-1⋅s-1，此速率为2s内的平均速率，不是在2s末时的反应速率，C错误；D．不知道容器的体积，无法计算，D错误。故选B。 3．一定温度下，向2L恒容密闭容器中充入0.4molNH3和0.5molO2发生反应4NH3(g)+5O2(g)⇌4NO(g)+6H2O(g)。2min后，NO的浓度为0.06mol·L-1。下列有关说法不正确的是 A．2min末，用NO表示的反应速率为0.06mol·L-1·min-1 B．2min末，NH3的浓度为0.14mol·L-1 C．0～2min内，生成的水的质量为3.24g D．0～2min内，O2的物质的量减少了0.15mol 【答案】A 【解析】A． 化学反应速率指的是平均反应速率，不是瞬时速率，因此无法计算2min末的瞬时速率，A错误；B． 2min末，NO的浓度为0.06mol·L-1，则参加反应的NH3的浓度为0.06mol·L-1，则2min末，NH3的浓度为0.2mol·L-1-0.06mol·L-1=0.14mol·L-1，B正确；C． 0～2min内，生成的水的物质的量为，质量为0.18mol×18g/mol=3.24g，C正确；D． 0～2min内，O2的物质的量减少了，D正确；故选A。 4.在2L密闭容器中，一定条件下发生反应A+3B2C，在10秒内反应物A的浓度由1mol/L降到0.6mol/L，则用A浓度的变化表示的该反应在这段时间内的平均反应速率为 A．0.04mol/(L.s) B．0.02mol/(L·s) C．0.4mol/(L·s) D．0.2mol/(L·s) 【答案】A 【解析】在2L密闭容器中，一定条件下发生反应A+3B2C，在10秒内反应物A的浓度由1mol/L降到0.6mol/L，则A的变化量为0.4 mol/L，v(A )=，故选A。 5．臭氧是理想的烟气脱硝试剂，可逆反应2NO2(g)＋O3(g)＝N2O5(g)＋O2(g)在体积固定的密闭容器中进行，反应过程中测得O2(g)的浓度随时间1的变化曲线如图所示 下列叙述错误的是 A．a～c段反应速率加快的原因可能是反应放热 B．若向容器内充入一定体积的NO2，化学反应速率加快 C．向反应体系中通入氢气，反应速率降低 D．2～8 min的化学反应速率v(NO2)＝0.4 mol·L－1·min－1 【答案】C 【解析】A项，随着反应的进行，a～c段反应速率反而加快的原因可能是该反应放热，温度升高，反应速率加快，正确；B项，若向容器内充入一定体积的NO2，增大了NO2的浓度，化学反应速率加快，正确；C项，恒容条件下，向反应体系中通入不反应的氢气，反应速率不变，错误；D项，2～8 min内，氧气的浓度变化量为1.6 mol·L－1－0.4 mol·L－1＝1.2 mol·L－1，则v(O2)＝＝0.2 mol·L－1·min－1，根据化学反应速率之比等于化学计量数之比可得，v(NO2)＝2v(O2)＝0.4 mol·L－1·min－1，正桷。 6．（2022春·贵州六盘水·高一统考期末）一定条件下，在体积为的恒容密闭容器中发生反应：。用下列物质表示该反应的化学反应速率最快的是 A． B． C． D． 【答案】C 【解析】根据反应速率之比等于化学计量数之比，即同一反应在不同条件下进行测得的反应速率大小比较，可根据反应速率与计量数之比的比值大小判断，若比值越大，则反应速率越快，对于反应，，则；，则；，则；，则，综上，所以时，反应速率最快，故选C。 7．用Na2FeO4溶液氧化废水中的还原性污染物M，为研究降解效果，设计如下对比实验探究温度、浓度、pH对降解速率和效果的影响，实验测得M的浓度与时间关系如图所示，下列说法不正确的是(　　) 实验编号 温度/℃ pH ① 25 1 ② 45 1 ③ 25 7 ④ 25 1 A.实验①在15 min内M的降解速率约为1.33×10－5mol·L－1·min－1 B．若其他条件相同，实验①②说明升高温度，M降解速率增大 C．若其他条件相同，实验①③证明pH越高，越不利于M的降解 D．实验④说明M的起始浓度越小，降解的速率越快 【答案】D 【解析】由图中数据可知，实验①在15 min内Δc(M)＝(0.30 mol·L－1－0.10 mol·L－1)×10－3＝2×10－4 mol·L－1，则v(M)＝＝≈1.33×10－5 mol·L－1·min－1，故A正确；由图中曲线变化可看出实验②相对于实验①，M降解速率增大，由表中数据可知，其他条件相同，实验②的温度高，所以说明升高温度，M降解速率增大，故B正确；由图中曲线变化可看出实验①相对于实验③，M降解速率增大，由表中数据可知，其他条件相同，实验③的pH高，所以说明pH越高，越不利于M的降解，故C正确；根据图示可知M的起始浓度越小，降解速率越小，故D错误。 8．对于可逆反应H2（g）+I2（g）2HI(g)，在温度一定下由H2（g）和I2（g）开始反应，下列说法正确的是 A．H2（g）的消耗速率与HI（g）的生成速率之比为2:1 B．正、逆反应速率的比值是恒定的 C．达到平衡时，正、逆反应速率相等 D．达到平衡时，H2（g）和I2（g）浓度不在变化且相等 【答案】C 【解析】A. H2(g)的消耗速率与HI(g)的生成速率都为该反应的正反应速率，之比恒为1：2，故A错误；B. 平衡正向移动时，正反应速率减小，逆反应速率增大，正逆反应速率的比值减小，当达到平衡状态时，正逆反应速率相等，故B错误；C. 反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，故C正确；D. 达到平衡时，H2(g)和I2(g)浓度不再变化，反应过程中二者消耗的量为1:1，但平衡时剩余的氢气和碘的浓度是否相等与其初始浓度有关，故D错误；故选：C。 9.在1L密闭容器中，用足量的CaCO3与100mL稀盐酸反应制取CO2，反应生成CO2的体积随时间的变化关系如图所示(CO2的体积已按标准状况折算)。下列分析不正确的是 A．EF段反应速率加快的原因是反应体系的温度上升 B．FG 段反应速率减慢的原因是稀盐酸的浓度不断减小 C．EF段，用盐酸表示该反应的平均反应速率为0.04mo1•L—1•min—1 D．OE、EF、FG 三段中，用CO2表示的平均反应速率之比为2:4:1 【答案】C 【解析】A．反应放热导致反应体系的温度上升，所以EF段反应速率加快，故A正确；B．反应进行一段时间后，盐酸的浓度不断变小，所以FG 段反应速率减慢，故B正确；C．EF段产生的CO2为：，由于反应中n(HCl):n(CO2)=2:1，所以该段消耗HCl=0.04 mol，时间为1 min，所以用盐酸表示的EF段平均反应速率为：，故C错误；D．由于时间都是1 min，所以三段的速率之比就等于产生CO2的体积之比，即224mL：(672−224)mL：(784−672)mL=2:4:1，故D正确；答案选C。 10.下列标志可表明对应反应达到平衡状态的是 选项 反应条件 可逆反应 标志 A 恒温恒容 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) 混合气体的密度不变 B 恒温恒容 2NO(g)＋O2(g)2NO2(g) 混合气体颜色不变 C 恒温恒压 NH2COONH4(s)2NH3(g)＋CO2(g) NH3在混合气体中的 百分含量不变 D 恒温恒压 2NO2(g)N2O4(g) c(NO2)＝2c(N2O4) 【答案】B 【解析】A项，混合气体的总质量不变，总体积不变，混合气的密度始终不变，所以密度不变时，反应不一定达平衡状态，不符合题意；B项，混合气体的颜色不变，则c(NO2)不变，恒温恒压时，反应达平衡状态，符合题意；C项，NH2COONH4分解所得NH3与CO2的物质的量之比为定值，NH3的百分含量始终不变，所以NH3的百分含量不变时，反应不一定达平衡状态，不符合题意；D项，c(NO2)＝2c(N2O4)，只提供反应物与生成物的浓度关系，无法判断正逆反应速率是否相等，所以不能判断反应是否达平衡状态，不符合题意。 11.一定条件下，等物质的量的和在容积为的恒容密闭容器中发生如下反应：图表示该反应过程中的物质的量随反应时间()的变化。下列叙述正确的是 A．当反应达到平衡时，的转化率为 B．内反应的平均速率为 C．末的物质的量浓度为 D．点对应的化学反应速率： 【答案】A 【解析】A．根据图示，当反应达到平衡时，氮气的物质的量由5mol变为2mol，和的投料相等，则的转化率为，故A正确；B．内氮气的物质的量由5mol变为4mol，反应的平均速率为，故B错误；C．内消耗1mol氮气，末的物质的量是2mol，NO的浓度为 ，故C错误；D．点反应达到平衡状态，正逆反应速率比等于系数比，对应的化学反应速率：，故D错误；选A。 12.在工业生产硫酸的过程中，发生如下反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)+Q，下列叙述中不正确的是 A．矿石粉碎的目的是使原料充分利用，并增大接触面使反应速率加快 B．接触室中采用常压的主要原因是常压下SO2的转化率已经很高 C．沸腾炉中出来的混合气需要洗涤，目的是防止催化剂中毒 D．接触室用450℃的高温，使催化剂活性最佳，更能促进平衡向正反应方向移动 【答案】D 【解析】A．矿石粉碎增大了反应物的接触面积，反应速率加快，A正确；B．在二氧化硫的催化氧化中，常压下二氧化硫的转化率很高，增大压强会增大反应速率，缩短达到平衡所需时间，反应物转化率也会增大，但同时会增加成本，总体上不经济，B正确；C．沸腾炉中出来的混合气中含有很多杂质，能够引起催化剂中毒，洗涤的目的是防止催化剂中毒，C正确；D．二氧化硫的催化氧化是放热反应，接触室采用450℃的温度是由于催化剂在该温度下催化活性最好，但不能使平衡正向移动以提高平衡混合气中SO3的含量，D错误；故合理选项是D。 13.一定温度下，在恒容密闭容器中发生反应：。当、、、的浓度不再变化时，下列说法正确的是 A．和全部转化为和 B．该反应已达到化学平衡 C．正、逆反应速率相等且等于零 D．、、、的浓度一定相等 【答案】B 【解析】A．可逆反应有限度，转化率不可能为100%，故A错误；B．该反应是可逆反应，、、、的浓度不再变化时，说明达到平衡状态，故B正确；C．根据B分析可知该反应达到平衡，正、逆反应速率相等但不等于零，故C错误；D．、、、的浓度不再变化时，但浓度不一定相等，故D错误；综上所述，答案为B。 14. (双选)向绝热恒容密闭容器中通入A和B，在一定条件下发生反应A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)，正反应速率随时间变化的示意图如下图，下列结论正确的是 A．气体A的浓度：a点小于b点 B．当Δt1＝Δt2时，气体C的生成量：ab段小于bc段 C．c点时：v(正)＝v(逆) D．体系压强不再变化，说明反应达到平衡状态 【答案】BD 【解析】从图中可以看出，随着反应的进行，起初正反应速率不断增大，则表明反应为放热反应。 A项，随着反应的进行，气体A的浓度不断减小，所以气体A的浓度：a点大于b点，不正确；B项，在a、c段，正反应速率不断增大，则单位时间内气体C的生成量不断增多，所以当Δt1＝Δt2时，气体C的生成量：ab段小于bc段，正确；C项，c点时，正反应速率还在改变，说明没有达到平衡状态，所以c点时：v(正)与v(逆)不相等，不正确；D项，体系压强不再变化，表明体系的温度不变、气体的浓度不变，从而说明反应达到平衡状态，正确；故选BD。 15.回答下列问题： （1）对于反应3X(g)+Y(g)Z(g)，在其他条件不变时，改变其中一个条件，则生成Z的速率(填“增大”“减小”或“不变”)： ①升高温度_____；②加入催化剂_____；③保持容器的体积不变，增加气体Ar____；④保持压强不变，充入惰性气体____。 （2）某温度时，在一个2L的恒容容器中，X、Y、Z均为气体，三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。根据图中数据填空： ①该反应的化学方程式为_____。 ②反应开始至2min，以气体Z表示的平均反应速率为____。 （3）反应3A(g)+B(g)2C(g)在三种不同的条件下进行反应，在同一时间内，测得的反应速率用不同的物质表示为①vA=1mol/(L•min)、②vC=0.5mol/(L•min)、③vB=0.5mol/(L•min)，三种情况下该反应速率由大到小的关系是____。(用序号表示) 【答案】（1）增大     增大     不变     减小 （2）3X+Y2Z     （3）③>①>② 【解析】（1）①升高温度，活化分子比率增加，反应速率加快 ②加入催化剂，降低了反应活化能，反应速率增加；③保持容器的体积不变，增加气体Ar，不改变反应物、生成物浓度，反应速率不变；④保持压强不变，充入惰性气体，体积变大，物质浓度减小，反应速率减小；（2）①由图可知，参加反应XYZ的物质的量分别为0.3mol、0.1mol、0.2mol，且XY物质的量减小为反应物，Z物质的量增加为生成物，反应后各物质同时存在，为可逆反应，则该反应的化学方程式为3X+Y2Z。 ②反应开始至2min，以气体Z表示的平均反应速率为；（3）比较反应速率要转化为同一物质且单位要相同进行比较，由化学方程式体现的关系可知，①vA=1mol/(L•min)、②vA =vC=0.75mol/(L•min)、③vA =3vB=1.5mol/(L•min)，故三种情况下该反应速率由大到小的关系是③>①>②。 16．CO和N2O是汽车尾气中污染大气的成分。一定条件下，通过下列转化反应：CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)(放热反应)，可治理CO和N2O产生的污染。 向体积相同的三个恒容密闭容器中均充入a mol CO(g)和a mol N2O(g)进行下列实验： 实验序号 反应温度 催化剂 Ⅰ 恒温T1℃ 无 Ⅱ 恒温T1℃ 有 Ⅲ 初始温度T1℃，绝热容器 无 注：绝热容器的反应体系和外界环境无热交换 回答下列问题： （1）实验Ⅰ、Ⅱ中c(N2)随时间t的变化曲线如下图，实验Ⅰ反应开始至平衡时间段内v(N2O)＝___________mol·L－1·min－1。平衡时CO的体积分数：实验Ⅰ___________实验Ⅱ(填“大于”“小于”或“等于”)。 （2）某时刻向实验Ⅱ容器充入一定量X(g)，使容器内压强增大。 ①若X是CO(g)，则反应速率___________(填“变大”“变小”或“不变”)； ②若X是Ar(g)(不参与反应)，则反应速率___________(填“变大”“变小”或“不变”)。 （3）下列叙述能说明转化反应到达平衡状态的有___________(填标号)。 A．v(CO2)＝v(CO) B．断裂n mol N≡N同时生成n mol CO2 C．的值不变 D．v正(N2O)＝2v逆(CO) E．气体的平均摩尔质量不变 （4）反应一段时间后，发现实验Ⅲ中反应速率增大，其原因是_________________________ _________________。 （5）转化反应CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)，在的催化作用下反应历程可分为： 第一步：Fe＋＋N2O(g)＝FeO＋＋N2(g)；第二步：FeO＋＋________＝________＋________(将化学方程式补充完整)。 【答案】（1） 等于 （2）①变大 ②不变 （3）BC （4）该反应为放热反应，会使体系的温度升高，从而加快反应速率 （5）CO(g)、Fe＋、CO2(g) 【解析】（1）有催化剂时达到平衡需要的时间短，故图中上面的曲线对应的是实验II，下面的曲线对应的是实验I，从方程式可以看出，N2与N2O的化学计量数相同，经过t2 min达平衡，N2O的浓度变化量为0.5 mol·L－1，故实验I中用N2O表示的化学反应速率为：v(N2O)＝＝＝ mol·L－1·min－1；催化剂不影响反应限度，故平衡时CO的体积分数：实验Ⅰ等于实验Ⅱ； （2）CO为反应物，恒温恒容条件下增加CO的投料量，反应物浓度增大，反应速率变大；若恒温恒容条件下充入惰性气体Ar，不影响各物质浓度反应速率不变； （3）A项，v(CO2)＝v(CO)并没有指明正、逆反应方向，不能判断达平衡状态，不符合题意；B项，断裂N≡N键为逆反应方向，生成CO2为正反应方向，断裂n mol N≡N同时生成n mol CO2，代表正、逆两个反应方向，且速率相等，可以判断达平衡状态，符合题意；C项，N2O为反应物，反应过程中减少，N2是生成物，反应过程中增加，当的值不变，即二者的浓度不变，可以判断达到平衡状态，符合题意；D项，v正(N2O)＝2v逆(CO)，正反应速率大于逆反应速率，反应未达到平衡状态，不符合题意；E项，该反应正向气体分子数不变，气体总质量不变，气体的平均摩尔质量一直不变，不能判断达平衡，不符合题意；故选BC； （4）实验III是绝热容器，绝热容器的反应体系和外界环境无热交换，该反应为放热反应，会使体系的温度升高，从而加快反应速率，故答案为：该反应为放热反应，会使体系的温度升高，从而加快反应速率； （5）用总反应方程式CO(g)＋N2O(g)CO2(g)＋N2(g)，减去第一步的反应方程式Fe＋＋N2O(g)＝FeO＋＋N2(g)，即可得到第二步的方程式为：FeO＋＋CO(g)＝Fe＋＋CO2(g)，故答案为：CO(g)、Fe＋、CO2(g)。 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！4 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 1．某温度下，在1L恒容真空密闭容器中充入，发生反应：，有关数据如下，下列说法正确的是 时间段/s 产物Z的平均生成速率/（） 0~20 0.10 0~40 0.075 0~60 0.05 A．第时，Y的浓度等于 B．第时，Y的体积分数为33.3% C．X的平衡转化率一定为75% D．容器内气体的平均相对分子质量不再变化时，达到化学反应的限度 【答案】B 【解析】A．随着反应的进行，平均反应速率不断减小，第20秒时，Z的平均生成速率为0.10 ，则第10秒时，Z的平均生成速率大于0.10，Z的浓度大于0.10 ×10s=1mol/L，此时Y的浓度大于0.50mol/L，故A错误；B．反应过程中，始终满足Y（g）、Z（g）物质的量之比为1：2的关系，所以第40秒时，Z的体积分数为×100%≈66.7%，故B正确；C．依据题干信息可知无法判断平衡时消耗X的物质的量，因此不能计算其转化率，故C错误；D．反应过程中，始终满足Y（g）、Z（g）物质的量之比为1：2的关系，所以混合气体的相对分子质量是定值，不能据此判断反应是否达到平衡状态，故D错误；故选B。 2．为了模拟汽车尾气的净化原理，向密闭容器中投入一定量的和发生反应：。在不同催化剂(Ⅰ型、Ⅱ型)下均反应2s，测得转化率与温度的关系如图中实线所示，虚线表示的平衡转化率和温度的关系。下列说法不正确的是 A．50℃时，两种催化剂下的反应均达到化学平衡状态 B．实验表明温度低于50℃时，催化剂Ⅰ的效果优于催化剂Ⅱ C．适当延长反应时间，可以缩小图中阴影部分的面积 D．2s时，测得容器中和的浓度相等，则转化率为66.7% 【答案】D 【分析】2CO(g)+O2(g) CO2(g)正反应为放热反应，平衡时升温平衡逆向移动，CO转化率降低；c点降解率出现突变的原因可结合催化剂的催化效率分析。 【解析】A．由上述图像可知，50℃时，两种催化剂下的反应均达到化学平衡状态，故A正确；B．由上述图象可知，在温度低于50℃时，Ⅰ型催化剂的效率高于Ⅱ型，故B正确；C．适当延长反应时间，可提高这段时间内CO的转化率，可以缩小图中阴影部分的面积，故C正确；D．CO和O2的起始投料比未知，不能计算2s时CO的转化率，故D错误；答案选D。 3．向容积为1.00L的密闭容器中通入一定量的N2O4和NO2的混合气体，发生反应：N2O4(g)⇌2NO2(g)，体系中各物质浓度随时间变化如图。下列有关说法不正确的是 A．到达化学平衡前，混合气体的颜色逐渐变深 B．64s时N2O4和NO2的反应速率一定相等 C．当v正(NO2)=2v逆(N2O4)，反应达到化学平衡状态 D．前100s内，用NO2浓度的变化表示的化学反应速率是0.008mol·L-1·s-1 【答案】B 【解析】A．根据图示，达到平衡前，NO2的浓度在不断增大，因此混合气体的颜色逐渐变深，故A项正确；B．64s后，N2O4和NO2的浓度仍在发生改变，因此并没有达到平衡，故B项错误；C．正反应速率等于逆反应速率ν正(NO2)=2ν逆(N2O4)，能据此判断反应达到平衡状态，故C项正确；D．前100s，NO2的浓度从0.20mol·L-1变化为1.00mol·L-1，则ν(NO2)=0.80mol/L÷100s=0.008mol·L-1·s-1，故D项正确；故本题选B。 4．某温度下，在2L密闭容器中投入一定量的A、B发生反应，12s时生成C的物质的量为0.8mol(过程如图)。 下列说法不正确的是 A．该反应的化学方程式为 B．0～2s内用B表示的化学反应速率为0.1 C．0～2s内平均反应速率大于4～6s内平均反应速率 D．12s时容器内气体的总物质的量为起始时的9/13 【答案】B 【解析】A．12s时生成C的物质的量为0.8mol，△n(B)=1.0mol-0.6mol=0.4mol，△n(A)=1.6mol-0.4mol=1.2mol，则该反应的化学方程式为，故A正确；B．由图可知，0～2s内v(A)= ==0.15mol/(L•s)，根据方程式的系数比等于速率之比，v(A)= ，故B错误；C．随着反应的进行，反应物的浓度逐渐减小， 0~2s内用反应物表示的平均反应速率＞4~6s内的平均反应速率，故C正确；D．12s时△c(A)=0.8mol-0.2mol/L=0.6mol/L，△c(C)=0.4mol/L，△c(B)=0.2mol/L，则△c(A)∶△c(B)∶△c(C)=3∶1∶2，反应为3A(g)+B(g)⇌2C(g)，12s时生成C的物质的量为0.8mol，△n(A)∶△n(B)∶△n(C)=△n(A)∶△n(B)∶0.8mol=3∶1∶2，△n(A)=1.2mol，△n(B)=0.4mol，n(A)=0.8mol/L×2L-1.2mol=0.4mol，n(B)=0.5mol/L×2L-0.4mol=0.6mol，此时总物质的量为0.8mol+0.6mol+0.4mol=1.8mol，起始时A、B的总物质的量为(0.8mol/L+0.5mol/L)×2L=2.6mol，则反应为12s时容器内气体的总物质的量与起始时容器内气体的总物质的量之比为 =，故D正确；故选B。 5．某反应的速率方程为。其中，k为速率常数。已知其半衰期（当剩余反应物恰好是起始的一半时所需的时间）为0.8/k。改变反应物浓度时，反应的瞬时速率如表所示，下列说法不正确的是 0.25 0.50 1.00 0.50 1.00 0.050 0.050 0.100 0.100 0.200 1.6 3.2 3.2 4.8 A．上述表格中的、 B．该反应的速率常数 C．升温、加入催化剂均可使k增大，反应瞬时速率加快 D．在过量的B存在时，反应掉75%的A，所需的时间是375min 【答案】D 【分析】某反应的速率方程为，其中k是反应速率常数，受温度、催化剂的影响，浓度变化，k不变；由第二组数据3.2×10-3=k (0.5)m(0.050)n和第四组数据3.2×10-3=k (0.5)m(0.100)n，可知n=0，由第一组数据1.6×10-3=k (0.25)m(0.050)0，第二组数据3.2×10-3=k (0.5)m(0.050)0，两式相比得到m=1；将n=0，m=1代入1.6×10-3=k (0.25)1(0.050)0得到k=6.4×10-3 min-1，速率方程式为v=6.4×10-3 c (A)⋅c0(B)。 【解析】A．由上速率方程式为v=6.4×10-3 c (A)⋅c0(B)，代入第五组数据，v2=6.4×10-3×(1.00)×(0.200)0=6.4×10-3 mol⋅L-1⋅min-1，故v2=6.4；第六组数据中v=4.8×10 -3 mol⋅L-1⋅min-1，代入速率方程解得c1=0.75，故A正确；B．根据分析k=6.4×10-3min-1，故B正确；C．结合分析，升温、加入催化剂可使k增大，故C正确；D．根据题给信息，其半衰期为：0.8/k，存在过量的B时，反应掉75%的A，可以看作经历2个半衰期，即因此所需的时间为min＝250min，故D错误；答案选D。 6．恒温恒容的密闭容器中，在某催化剂表面上发生氨的分解反应：，用气体传感器测量不同起始浓度和催化剂表面积下，随时间的变化如下表所示： 编号 0 40 60 80 ① a 2.40 1.60 1.20 0，80 ② a 1.20 0.40 ？ ？ ③ 2a 2.40 0.80 0.40 0.40 下列说法正确的是 A．相同条件下，氨气初始浓度越大，反应速率越快 B．实验①，0～40min， C．实验③，60～80min，氨的分解反应不再发生 D．实验①②③，40～60min，实验②中最小 【答案】D 【解析】A．实验①、实验②中0~20min、20min~40min氨气浓度变化量都是，实验②中60min时反应达到平衡状态，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，实验①60min时反应未达到平衡状态，相同条件下，增加氨气浓度，反应速率并没有增大，故A错误；B．实验①中0～40min内，根据速率之比等于系数比，，故B错误；C．实验③，60～80min内氨气的浓度不再发生变化，说明反应达到平衡状态，化学平衡时动态平衡，氨的分解速率和生成速率相等，氨的分解反应仍在发生，故C错误；D．催化剂表面积大小只影响反应速率，不影响平衡，实验③中氨气初始浓度与实验①中一样，实验③达到平衡时氨气浓度为0.40×10-3mol/L，则实验①达平衡时氨气浓度也为0.40×10-3mol/L，而恒温恒容条件下，实验②相对于实验①为减小压强，平衡正向移动，因此实验②中0<?<0.4，40～60min内实验①③∆c(NH3)=0.40×10-3mol/L，实验②∆c(NH3)<0.40×10-3mol/L，因此实验②的最小，故D正确；故选：D。 7．某温度下，向甲、乙两个容积均为1 L的恒容密闭容器中分别充入4 mol HCl和，发生反应：  ΔH，其一为绝热过程，另一为恒温过程。反应过程中两容器内的压强随时间的变化曲线如下图所示。下列说法错误的是 A．甲容器为绝热过程，ΔH<0 B．a点气体颜色深于b点 C．c点，单位时间内生成的同时生成 D．乙容器中0～10 min内化学反应速率 【答案】B 【分析】该反应为反应前后气体总物质的量减小的反应，该体系的容积不变，若是恒温过程，随着反应的进行，气体的分子数不断减小，压强不断减小至不变；而若是绝热过程，则物质的量减小时，若温度降低，则压强减小，若温度升高，压强既可能升高也可能降低，但是图中只有一条曲线最初的压强在减小，说明绝热时最初温度在升高、压强在增加，所以该反应为放热反应，且曲线甲表示恒容绝热时的压强变化，曲线乙表示恒温恒容时的压强变化，据此分析解答。 【解析】A．据以上分析可知，甲容器为绝热过程，且反应为放热反应，即ΔH<0，故A正确；B．a、b两点压强相同，容器体积相等，依据阿伏加德罗定律，此时气体的物质的量与温度成反比，甲过程为绝热过程，反应放热温度升高，甲过程温度更高，说明甲过程气体总的物质的量小于乙过程，甲过程正向进行的程度更大，容器内Cl2的浓度较大，颜色较深，气体的颜色深浅：b点气体颜色深于a点，故B错误；C．c点时反应达到平衡状态，生成为逆反应方向，生成为正反应方向，该数据也符合计量数之比1：2，故C正确；D．曲线乙表示恒温恒容时的压强变化，乙容器反应到10min时，压强为44kPa，压强之比等于气体的物质的量，此时混合气体的物质的量为，列三段式有：，可知，x=0.6mol，则乙容器中0～10 min内化学反应速率，故D正确；故答案选B。 8．室温下利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液的反应探究外界条件对反应速率的影响，设计方案如下，已知：2 + 5H2C2O4 + 6H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O 编号 所加试剂及用量/mL 反应完成所需时间/min 0.6mol•L-1H2C2O4 H2O 0.01mol•L-1KMnO4 3mol•L-1稀H2SO4 1 3.0 V1 3.0 2.0 3.8 2 2.0 3.0 3.0 2.0 4.9 3 1.0 4.0 3.0 2.0 6.0 下列说法错误的是 A．可以通过测定从混合溶液开始到溶液褪色的时间来计算反应速率 B．实验编号1中V1=2.0 C．上述实验可以说明，其他条件相同时H2C2O4浓度越高反应速率越快 D．实验编号3的平均反应速率v(H2C2O4)=0.01 mol•L-1•min-1 【答案】D 【分析】该实验的目的是探究浓度对化学反应速率的影响，三组实验中的混合溶液除了草酸的浓度不同，其他条件都要保持一致。 【解析】A．各组实验中高锰酸钾浓度不变，反应速率越大，高锰酸钾溶液褪色的时间越短，可以通过测定从混合溶液开始到溶液褪色的时间来计算反应速率，A正确；B．三组实验中的混合溶液除了草酸的浓度不同，其他条件都要保持一致，溶液总体积保持10mL不变，则实验1中V1=2.0，B正确；C．实验1到实验3中加入草酸的量逐渐减小，草酸的浓度逐渐减小，反应完成所需时间逐渐加长，说明其他条件相同时草酸浓度越高反应速率越快，C正确；D．实验3中草酸的物质的量为，高锰酸钾的物质的量为：，显然草酸过量，高锰酸钾完全反应，则，，，D错误；故选D。 9．某化学兴趣小组探究外界条件对分解速率的影响，忽略过程中溶液体积变化，实验记录如下表。下列说法正确的是 实验序号 溶液体积/mL 加入水体积/mL 温度/℃ 催化剂 收集标准状况所需时间/s 1 20 20 20 无 296 2 20 20 50 无 75 3 20 20 20 粉末 45 4 20 20 20 粉末 100 5 a b m n A．对比实验3和4，说明的催化效果更好 B．实验4中，的平均反应速率是 C．，，时， D．，，时，通过实验2和5探究浓度对反应速率的影响 【答案】B 【解析】A．实验3、4中溶液的浓度、体积分别相等，温度相同，实验3中加入0.5g、实验4中加入0.5g，两者不仅阳离子（、）不同、而且阴离子（）也不同，故根据实验3、4不能推测对分解的催化效果比的催化效果好，故A错误；B．该实验发生的反应为：，可知实验4中，，，故B正确；C．实验5中，，，时，对比实验3可知，除温度外，其他条件均相同时，升高温度反应速率加快，因此产生等体积O2所需时间小于45s，对比实验2可知，除是否使用催化剂外，其他条件均相同时，实验5使用催化剂加快反应速率，因此产生等体积O2所需时间小于75s，可知实验5收集标准状况所需时间并不在此范围内，故C错误；D．根据控制变量法可知，在此条件下，实验2和实验5除H2O2的浓度不同之外，实验5使用了催化剂而实验2未使用催化剂，浓度并非是唯一变量，因此无法通过实验2和5探究浓度对反应速率的影响，故D错误；故答案选B。 10．常温下，往烧杯中加入10mL 1mol/L 溶液和10mL 2mol/L KI溶液，随时间变化如图所示，不考虑溶液混合时体积的改变。下列说法正确的是 A．反应一段时间后溶液颜色逐渐变浅 B． C．3～8min内，的平均反应速率为0.016mol/(L·min) D．8min时，往烧杯中滴加KSCN溶液，溶液不变红 【答案】C 【分析】往烧杯中加入10mL1mol/L溶液和10mL2mol/LKI溶液，发生反应：。 【解析】A．根据分析可知，该反应的离子方程式为：，随着反应的进行有二价铁离子和碘单质的生成，溶液颜色变深，A项错误；B．反应未开始时，，B项错误；C．3~8 min内，的平均反应速率等于的平均反应速率，C项正确；D．根据图像可知最终共消耗了，有剩余，且剩余，说明该反应为可逆反应，往烧杯中滴加KSCN溶液，溶液变红，D项错误；答案选C。 11．已知：  。实验测得速率方程为，(、为速率常数，只与温度、催化剂有关，与浓度无关)。向2L恒容密闭容器中充入0.4 mol 和0.6 mol 发生上述反应，测得NO的体积分数与温度和时间的关系如图所示。下列说法正确的是 A．此反应 B．正、逆反应活化能的大小关系为 C．温度下的温度下的 D．化学反应速率：c点的>b点的>a点的 【答案】D 【解析】A．根据先拐先平衡规律可知，，时大，说明升高温度平衡逆向移动，逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，，A错误；B．由于该反应逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，，故正逆反应活化能的大小关系为，B错误；C．当反应达到平衡时，正逆反应速率相等，，，由选项的分析可知：，升高温度，平衡逆向移动，值减小，则温度下的温度下的，C错误；D．，点未达平衡状态，点达平衡状态，正逆反应速率相等且，点温度和反应物浓度均大于点，反应速率大于点，故化学反应速率：，D正确；故选D。 12．三氯氢硅是制备硅烷、多晶硅的重要原料。已知在催化剂作用下发生反应：。向容积为的恒容密闭容器中充入，测得相同时间内反应体系中的物质的量分数随温度变化的曲线如图所示，已知：点之前未达到平衡，点之后(包括点)达到平衡。 下列说法错误的是 A．点的转化率为 B．若达到点所用时间为内，mol·L-1·min-1 C．点的物质的量浓度为 D．点的正反应速率大于点的逆反应速率 【答案】D 【解析】A．向容积为的恒容密闭容器中充入点的物质的量分数为，设消耗了，利用三段式分析如下： 的转化率为15%，A项正确；B．b点的物质的量分数为，设此时转化了，利用三段式分析如下： 内用表示该反应的平均反应速率为，B项正确；C．结合A，的物质的量浓度为；C项正确；D．根据温度越高，反应速率越快，根据点之前未达到平衡，点之后(包括点)达到平衡，两点正反应速率，D项错误；故选D。 13．在容积固定的2L密闭容器中，进行可逆反应：X(g)+2Y(g)2Z(g)，并达到平衡，在此过程中，以Y的浓度改变表示的反应速率v正、v逆与时间t的关系如图所示，则图中阴影部分面积表示 A．X浓度的减少 B．Y物质的量的减少 C．Z浓度的增加 D．Z物质的量的增加 【答案】C 【解析】观察图，纵坐标为反应速率，横坐标为时间，二者之积为浓度，Y和Z的反应速率相等，则阴影部分不可能为X的浓度减少。 Sabdo表示Y向正反应方向进行时减少的浓度，而Sbod则表示Y向逆反应方向进行时增大的浓度，所以Saob=Sabdo-Sbod，表示Y向正反应方向进行时“净”减少的浓度，而Y的反应速率与Z的反应速率相等，则阴影部分可表示Y的浓度的减小或Z的浓度的增加。 故选C。 14．一定温度下，向10mL0.40mol•L-1H2O2溶液中加入少量FeCl3溶液(忽略整个过程中溶液体积的变化)，不同时刻测得生成的O2的体积(已折算为标准状况)如表所示。 t/min 0 2 4 6 V(O2)/mL 0 9.9 17.5 22.4 资料显示，该反应分两步进行：①2Fe3++H2O2=2Fe2++2H++O2↑。②2Fe2++H2O2+2H+=2Fe3++2H2O。反应过程中能量变化如图所示。下列说法不正确的是 A．Fe2+是反应的中间产物 B．前2分钟化学反应速率较大与反应放热有关 C．FeCl3为该反应的催化剂，不参加反应历程 D．0~6min内消耗的H2O2的物质的量为0.002mol 【答案】C 【分析】在催化剂作用下，过氧化氢分解生成氧气和水，反应的化学方程式为：。 【解析】A．根据反应①、②，Fe3+是反应开始时加入，最终又生成，因此是该反应过程的催化剂，Fe2+是反应的中间产物，故A正确；B．由图可知，反应①是吸热反应，反应②是放热反应，总反应仍是放热反应，随着反应的开始，温度逐渐升高，反应速率增大，0~2min、2~4min、4~6min生成标准状况下O2的体积依次为9.9mL、7.6mL、4.9mL，随着反应的进行H2O2的浓度减小会使反应速率减慢，但前2分钟化学反应速率较大，与反应放热也是有关的，故B正确；C．由图中反应可知，催化剂在反应中参加了反应过程，改变了反应过程，从而加快了化学反应速率，故C错误；D．根据表格数据，0~6min内，生成22.4mL氧气，其物质的量为0.001mol，根据总反应可知，消耗的H2O2的物质的量为0.002mol，故D正确；故答案选C。 15．化学反应的速率和限度对人类生产生活有重要的意义。 Ⅰ．已知Na2S2O3与硫酸的反应为Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+ SO2↑+S↓+H2O，某研究小组为研究外界条件对化学反应速率的影响，设计实验如表，请回答下列问题： 实验编号 反应温度/℃ 加入0.1 mol/L Na2S2O3溶液的体积/mL 加入0.1 mol/L H2SO4溶液的体积/mL 加入水的体积/mL 出现浑浊的时间/s ① 20 2 2 0 t1 ② 40 2 V1 0 t2 ③ 20 1 2 V2 t3 （1）实验①②研究的是 ，对化学反应速率的影响，V1= 。 （2）实验①③研究的是 ，对化学反应速率的影响，V2= 。 （3）t1、t2、t3由大到小的顺序是 。 Ⅱ．某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，在400 mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下(累计值)： 时间/min 1 2 3 4 5 氢气体积/mL (标准状况) 100 240 464 576 620 （4）哪一时间段反应速率最大 min(境“0~1”、“1~2”、 “2~3”、 “3~4”或“4~5”)，原因是 。 （5）求3~4 min时间段以盐酸的浓度变化来表示的该反应速率为 (设溶液体积不变)。 Ⅲ．某温度下在4L密闭容器中，X、Y、Z三种气态物质的物质的量随时间变化曲线如图。 （6）该反应的化学方程式是 。 （7）该反应达到平衡状态的标志是 (填字母)。 A． Y的体积分数在混合气体中保持不变 B． X、Y的反应速率比为3∶ 1 C．容器内混合气体密度保持不变 D．容器内混合气体的平均相对分子质量保持不变保持不变 E．生成1molY的同时消耗2molZ （8）2 min内Y的转化率为 。 【答案】（1）温度对化学反应速率的影响 2 （2）反应物浓度对化学反应速率的影响 0 （3）t2>t1>t3 （4）2~3 该反应时放热反应，此时温度高，且盐酸浓度还较大，所以反应速率较快 （5）0.025 mol⋅L−1⋅min−1 （6）3X+Y⇌2Z （7）A （8）10% 【解析】（1）①实验①②温度不同，是探究温度对化学反应速率的影响；②应用控制变量法，加入物质的量必须相同，V1=2；（2）①实验①③反应物浓度不同，是探究浓度对化学反应速率的影响；②应用控制变量法，加入物质的量必须相同，V2=0；（3）浓度相同，温度越高，反应速率越快，故t2>t1，温度相同，反应物浓度越高，反应速率越快，故t1>t3，答案t2>t1>t3；（4）①在各时间段中，产生气体的体积分别为100mL、140mL、224mL、112mL、44mL，由此可知反应速率最大的时间段为2~3min；②原因是该反应是放热反应，此时温度越高且盐酸浓度较大，所以反应速率越快；（5）3~4 min时间段产生气体的体积为112mL，对于物质的量为0.005mol，消耗盐酸的物质的量为0.01mol，故；（6）由图象可以看出，反应中X、Y的物质的量减少，应为反应物，Z的物质的量增多，为生成物，当反应进行到5min时消耗X、Y分别是0.6mol、0.2mol，生产Z为0.4mol，则X、Y、Z化学计量数之比为3:1:2，参加反应的物质的物质的量之比等于化学计量数之比，则反应的方程式为：3X+Y⇌2Z；（7）A． Y的体积分数在混合气体中保持不变，说明各物质的量不变，反应达到平衡状态，故A正确；B．随着反应的进行，X、Y的反应速率比始终为3:1，不能作为平衡状态的标志，故B错误；C．反应前后，总质量、体积不变，容器内混合气体密度始终保持不变，不能作为平衡状态的标志，故C错误；D．容器内混合气体的平均相对分子质量反应前后始终保持不变，不能作为平衡状态的标志，故D错误；E．生成1molY的同时消耗2molZ，不能说明正、逆反应速率相等，无法判断反应达到平衡状态，故E错误；（8）2 min内Y消耗了0.1mol，起始Y的物质的量为1mol，故转化率为10%。 16．碘及其化合物在生产生活中有重要作用。 （1）一定温度下在的密闭容器内发生反应：，开始时通入和一定量的，各物质的浓度随时间的变化情况如图所示，其中的浓度变化曲线前半部分已略去。 ①比较正反应速率(同一物质)的大小：A点 (填“>”“<”或“=”)B点。 ②从反应开始至刚达到平衡，的平均反应速率为 。 ③起始时的物质的量为 。 ④下列能说明反应已达平衡状态的是 (填序号)。 a．氢气的生成速率等于碘化氢的消耗速率 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： 第1步：___________；    第2步： ①第1步的离子方程式是 ，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)。 序号 试剂和用量 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、实验Ⅱ是。实验Ⅱ中， ；对比实验Ⅰ、Ⅱ，可得出的实验结论是 。 【答案】（1）①> ② ③0.6 ④de （2）①H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O 催化剂 ②2 其它条件不变，增大氢离子(或硫酸)浓度可以加快反应速率 【解析】（1）①随着反应的进行，正反应速率逐渐减小，所以A点的正反应速率大于B点；②从反应达到平衡，，；③，则，且平衡时，则起始时碘的浓度为0.25mol/L+0.05mol/L=0.3mol/L，起始物质的量为0.3mol/L×2L=0.6mol；④a．氢气的生成速率、碘化氢的消耗速率都只表示逆反应速率，a项不能说明反应达到平衡状态；b．单位时间内断裂的H—H键数目与断裂的H—I键数目相等，正、逆反应速率不相等，反应没有达到平衡状态，b项不能说明反应达到平衡状态；c．达到平衡时各物质的浓度保持不变，但不一定等于化学计量数之比，c(H2)：c(I2)：c(HI)=1：1：2时反应不一定处于平衡状态，c项不能说明反应达到平衡状态；d．2v(I2)正=v(HI)逆说明正、逆反应速率相等，是反应达到平衡状态的本质标志，d项能说明反应达到平衡状态；e．I2(g)呈紫红色，反应混合体系的颜色不再发生变化说明碘蒸气的浓度不再变化，反应达到平衡状态，e项能说明反应达到平衡状态；答案选de； （2）①“碘钟实验”的总反应的离子方程式为，反应第2步为，反应1=总反应-反应2，反应2的离子方程式为H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O；I-在反应前后质量、化学性质未发生变化，为催化剂；②实验I、Ⅱ中所用H2SO4溶液的体积不同，故实验I、Ⅱ是探究硫酸溶液浓度（或H+的浓度）对溶液变蓝速率的影响，采用控制变量法，实验I、Ⅱ中H2O2、Na2S2O3、KI溶液的浓度应分别对应相等，则x=8、y=3、z=4-2=2；实验I中H2SO4溶液的浓度大于实验Ⅱ中，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，对比实验I、Ⅱ，可得出的实验结论是其它条件不变，增大氢离子(或硫酸)浓度可以加快反应速率。 1．（2020高二上·甘肃武威·竞赛）反应4NH3＋5O24NO＋6H2O在10 L密闭容器中进行，半分钟后水蒸气的物质的量增加了0.45mol，则此反应的平均反应速率v(X)可表示为（    ） A．v(NH3)＝0.002mol/(L·s) B．v(O2)＝0.001mol/(L·s) C．v(NO)＝0.001mol/(L·s) D．v(H2O)＝0.001mol/(L·s) 【答案】C 【解析】依题意，可求出v(H2O)＝=0.0015mol/(L·s)，利用速率之比等于化学计量数之比，可得出如下结论。 A. v(NH3)=v(H2O)＝×0.0015mol/(L·s) =0.001mol/(L·s)，A不合题意；B. v(O2)＝×v(H2O)＝0.0025mol/(L·s)，B不合题意；C. v(NO)＝v(H2O)＝×0.0015mol/(L·s) =0.001mol/(L·s)，C符合题意；D. v(H2O)＝0.0015mol/(L·s)，D不合题意。 故选C。 2．（2011高二·安徽·竞赛）某化学兴趣小组用铝片与稀硫酸反应制取氢气，以下能够加快该反应速率的是 ①用98%的浓硫酸代替稀硫酸  ②加热  ③改用铝粉  ④增大稀硫酸的体积  ⑤加水  ⑥加入少量硫酸铜 A．全部 B．②③⑥ C．①②③⑥ D．②③④⑥ 【答案】B 【解析】①浓硫酸与金属反应不能生成氢气，错误；②加热，能加快反应速率，正确；③改用铝粉，增大表面积，能加快反应速率，正确；④增大稀硫酸的体积，硫酸的浓度减小，不能加快反应，错误；⑤加水后，溶液的体积增大，硫酸的浓度减小，反应速率减慢，错误；⑥加入少量硫酸铜与铝反应生成 铜，形成原电池，能加快反应，正确；②③⑥正确，答案选B。 3．（2017高二·广东·竞赛）将等质量的锌粉分别加入两个盛过量稀盐酸的烧杯(a和b)中，再向a烧杯中加入少量CuO粉末。下列各图中，能正确表示生成的氢气体积V(H2)与反应时间t关系的是 A． B． C． D． 【答案】A 【解析】等质量的锌粉，稀硫酸过量，产生氢气的量由锌决定。a的烧杯中再加入少量CuO粉，CuO和硫酸反应生成CuSO4，CuSO4和锌发生置换反应要消耗一部分锌，所以产生的氢气a＜b，但a中形成原电池，反应速率加快，所以ta＜tb，故A正确。 4．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）探究Al与CuCl2溶液反应，实验如下：下列说法不正确的是（    ） 实验 现象 a．Al片表面附着蓬松的红色固体 b．产生无色气体，起始速率较慢，之后加快 c．反应放热 d．烧杯底部产生少量不溶于稀盐酸的白色沉淀 e．溶液pH降低 A．无色气体是H2 B．实验中影响化学反应速率的因素只有两个，分别是浓度和温度 C．白色沉淀的出现与氧化还原反应有关 D．将铝片改为铝粉会加快化学反应速率 【答案】B 【分析】在CuCl2溶液中，存在Cu2++2H2OCu(OH)2+2H+，Al与H+反应产生H2；Al与Cu2+还能发生置换反应，生成Al3+和Cu；反应放热，速率加快；Al可能会将CuCl2还原为CuCl白色沉淀；另外，温度升高，Cu2+水解程度增大，c(H+)增大，pH减小。 【解析】A．由以上分析可知，无色气体是H2，A正确；B．实验中影响化学反应速率的因素除去反应物本身的性质，还有浓度、温度、接触面积等，B不正确；C．由以上分析可知，白色沉淀是Al将CuCl2还原而得，C正确；D．将铝片改为铝粉，增大了固体与溶液的接触面积，加快了反应速率，D正确；故选B。 5．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）下列关于可逆反应：A(g)+3B(g)2C(g)   △H＜0，下列叙述正确的（    ） A．增大反应物的浓度，可以提高活化分子百分数，所以v（正）会增大，v（逆）会减小 B．升高温度可以提高物质的能量，提高活化分子百分数，所以v（正）、v（逆）都增大 C．采用催化剂，可以提高活化分子百分数，所以会引起v（正）、v（逆）同时增大，并改变反应的热效应 D．减小压强可以降低单位体积内活化分子的数目，所以v（正）减小、v（逆）增大 【答案】B 【解析】A．增大反应物的浓度，可以提高活化分子数，但不改变活化分子百分数，v（正）、v（逆）都增大，A不正确；B．升高温度可以使物质所具有的能量提高，从而提高活化分子数和活化分子百分数，v（正）、v（逆）都增大，B正确；C．采用催化剂，可以降低反应的活化能，提高活化分子百分数，引起v（正）、v（逆）同时增大，但不改变反应的热效应，C不正确；D．减小压强可以减小浓度，从而降低单位体积内活化分子的数目，v（正）、v（逆）都减小，D不正确；故选B。 6．（2017高二·湖南·竞赛）化学反应中，有时存在“一种物质过量，另一种物质仍不能完全反应”的特殊情况。下列反应中，属于这种情况的是 ①加热条件下，过量铜与浓硫酸反应 ②加热条件下 ，过量锌与浓硫酸反应 ③加热条件下，过量铁与浓硝酸反应 ④加热条件下，过量MnO2与浓盐酸反应 ⑤一定条件下，过量氢气与氮气反应 A．①③④ B．①③⑤ C．①④⑤ D．②④⑤ 【答案】C 【解析】①过量的铜与浓硫酸反应，随着反应进行，硫酸变稀，稀硫酸不能继续与铜反应，硫酸不可反应完全，①符合题意；②过量的锌与稀盐酸反应，稀盐酸可以反应完全，②不符合题意；③过量铁与浓硝酸反应，随着反应进行，硝酸变稀，稀硝酸能继续与铁反应，所以硝酸可以反应完全，③不符合题意；④过量的二氧化锰与浓盐酸反应，随着反应进行，盐酸变稀，稀盐酸不能继续与二氧化锰反应，盐酸不能反应完全，④符合题意；⑤一定条件下，过量氢气与氮气反应，该反应是可逆反应，所以始终不能将氮气完全反应完，⑤符合题意；故选①④⑤，选C。 7．（2014高二·广东·竞赛）反应H2(g)+I2(g) ⇌2HI(g)在恒温密 闭容器中进行，该反应达到平衡的标志是 A．容器内气体的压强不再改变 B．容器内气体的平均相对分子质量不再改变 C．单位时间内消耗n mol I2，同时有n mol H2生成 D．单位时间内消耗n mol H2，同时有2n mol HI生成 【答案】C 【解析】A．该反应是气体分子数不变的反应，建立平衡的过程中气体分子物质的量始终不变，容器内气体的压强始终不变，故容器内气体的压强不再改变不能说明反应达到平衡状态，A不符合题意；B．该反应中的物质全为气态，且该反应是气体分子数不变的反应，建立平衡的过程中气体的总质量始终不变，气体分子物质的量始终不变，则容器内气体的平均相对分子质量始终不变，故容器内气体的平均相对分子质量不再改变不能说明反应达到平衡状态，B不符合题意；C．单位时间内消耗n mol I2，同时有n mol H2生成，说明正、逆反应速率相等，则反应达到平衡状态，C符合题意；D．单位时间内消耗n mol H2，同时有2n mol HI生成，只表明正反应，不能说明反应达到平衡状态，D不符合题意；答案选C。 8．（2023高一下·浙江台州·竞赛）金属钛(Ti)是一种具有许多优良性能的较为昂贵的金属，钛和钛合金被认为是21世纪的重要金属材料，某化学兴趣小组在实验室探究Ti、Mg、Cu的活泼性顺序，他们在相同温度下，取大小相同的三种金属薄片，分别投入等体积等浓度足量稀盐酸中，观察现象如下：下列有关三种金属的说法正确的是 金属 Ti Mg Cu 金属表面现象 放出气泡速度缓慢 放出气泡速度快 无变化 A．三种金属的活泼性由强到弱的顺序是：Ti、Mg、Cu B．若Ti粉中混有Mg，提纯Ti时可用稀盐酸除去Mg C．用Ti从CuSO4溶液中置换出Cu是工业制取Cu的很好途径 D．温度、金属表面积、盐酸浓度等因素都会影响反应速率 【答案】D 【解析】A．由现象可以看出反应最快的是镁，其次是钛，无明显现象时铜；根据反应快慢、能否与酸反应与活动性之间的对应可以得出，三种金属活动性顺序为：镁、钛、铜，A错误；B．Ti和Mg都与盐酸反应，在除去Mg的同时，Ti也除掉了，B错误；C．钛Ti是一种昂贵的金属，用Ti从CuSO4溶液中置换出Cu制取铜，成本太高，在工业上是不可取的，C错误；D．一般情况下，温度越高、表面积越大、盐酸浓度越大反应的速率越快，D正确；故选：D。 9．（2014高一·全国·竞赛）（双选）在一定条件下，可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)达到化学平衡的标志是 A．N2、H2、NH3浓度不再变化 B．N2、H2、NH3的分子数之比为1：3：2 C．NH3生成的速率与NH3分解的速率相等 D．单位时间内生成nmolN2，同时生成3nmolH2 【答案】AC 【解析】A．当气体反应中所有物质的浓度不再变化时，可以说明反应达到平衡状态，故A正确；B．氮气、氢气、氨气的分子数比为1:3:2不能说明反应达到平衡状态，故B错误；C．当正反应速率与逆反应速率相等时，反应达到平衡状态，所以当氨气生成的速率与氨气分解的速率相等时，氨气浓度时刻维持动态平衡，保持不变，故C正确；D．无论何时，生成nmomN2必然生成3nmolH2，不能说明反应达到平衡状态，故D错误；故选AC。 10．（2023高一下·浙江温州·竞赛）（双选）下列关于实验操作的叙述中，正确的是 A．在同一温度下，可通过观察产生气泡的快慢来探究浓度对与稀硫酸反应速率的影响 B．向沸水中滴加饱和溶液，继续煮沸液体至红褐色，停止加热可得胶体 C．表示易燃类物质，表示爆炸类物质 D．新制氯水或氨水均应保存在棕色细口瓶中 【答案】BD 【解析】A．与稀硫酸反应为，同一温度下，可利用产生黄色沉淀时间的长短比较浓度对化学反应速率的影响，二氧化硫可溶于水，测定不精确不易控制，A错误；B．胶体的制备是：向沸水中滴加饱和溶液，继续煮沸液体至红褐色，停止加热可得胶体，B正确；C．表示氧化剂，表示爆炸类物质，C错误；D．新制氯水中的HClO见光易分解，氨水易挥发，所以新制氯水和氨水需保存在棕色细口瓶中，D正确；故选BD。 11．（2019高二·上海·竞赛）（双选）一定量的盐酸跟过量的锌粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可以向盐酸中加入适量的 A．硝酸钠溶液 B．氯化钠溶液 C．硫酸铜固体 D．醋酸钠固体 【答案】BD 【解析】A．加入硝酸钠溶液，硝酸根离子在酸性条件下具有强氧化性，与锌反应生成NO气体，而不生成氢气，故A错误；B．加入氯化钠溶液，溶液总体积变大，减小氢离子的浓度，但不能改变氢离子的物质的量，可以减缓反应速率，不影响生成氢气的总量，B正确；C．加入硫酸铜固体，锌置换出铜，形成原电池反应，反应速率增大，故C错误。 D．加入醋酸钠固体，生成醋酸，醋酸为弱酸，溶液氢离子浓度减小，反应速率减小，但不影响生成氢气的总量，故D正确；答案选BD。 12．（2017高二·湖南·竞赛）已知在容积固定的密闭容器中充入NH3和O2发生如下反应：4NH3(g)+5O2(g)⇌4NO(g) + 6H2O(g)。 （1）欲加快化学反应速率，下列措施可行的是 (填字母序号)。 A．降低温度           B．向容器中再通入一定量O2 C．通入稀有气体         D．加入正催化剂 （2）下列能说明该反应已经达到平衡状态的是 (填字母序号)。 A．容器中气体密度不变 B．容器中NO的浓度不变 C．5v正(O2)= 4v逆(NO) D．3molN-H断裂的同时，有2molO-H断裂 （3）恒温下充入1. 6mol NH3和2.2mol O2发生反应，反应达到平衡时，测得O2的物质的量为1. 2mol，则平衡时NO的体积分数为 。 （4）若反应在绝热密闭系统中进行时，其他条件不变，反应速率是先增大后减小，说明该反应为 反应(填“吸热”或“放热”)。 【答案】（1）B、D （2）B （3）20% （4）放热 【解析】（1）A.温度降低，化学反应速率减小，A错误；B．向容器中再通入一定量O2，相当于增大反应物的浓度，化学反应速率增大，B正确；C．容器体积不变，通入稀有气体，反应物浓度不变，化学反应速率不变，C错误；D．加入正催化剂，反应速率加快，D正确，答案选BD。 （2）判断化学反应是否达到平衡，主要看正逆反应速率是否相等及变量是否不变。A．容器体积不变，反应体系中全部为气体，质量不变，故容器中气体密度是不变的量，不能作为判断平衡的标志，A不正确；B．容器中NO的浓度是随反应进行而变化的量，现不变了就是变量不变，说明反应达到平衡，B正确；C．5v正(O2)= 4v逆(NO)就是v正(O2)/v逆(NO)= 4/5,不等于计量数之比，C不正确；D．3molN-H断裂，相当于消耗1molNH3，同时就要消耗1.51molH2O，即有3molO-H断裂，D不正确，答案选B。 （3） 4NH3(g) + 5O2(g) ⇌ 4NO(g) + 6H2O(g)   始量mol 1.6 2.2 0 0 变量 4x 5x 4x 6x 平衡量 1.6-4x 2.2-5x 4x 6x 由题意可知，2.2-5x=1.2 解得x=0.2 则平衡时NO的体积分数为4x/n总=4×0.2/(3.8+0.2)=20%。 （4）在反应开始阶段，反应速率增大，主要受体系温度升高的影响，故反应是放热反应；而随着反应的进行，反应物的浓度逐渐降低，所以在反应后阶段，主要受浓度减小因素的影响，反应速率减慢。 13．（2022高一下·甘肃武威·竞赛）一定温度下，在2L的密闭容器中，M、N两种气体的物质的量随时间变化的曲线如图所示： （1）反应反应物为   化学方程式为 。 （2）反应达到化学平衡的时间内的平均反应速率v(N)= 。 （3）4min时，正、逆反应速率的大小关系为v正 v逆(填“>”“＜”或“=”)；（4）一定温度下，将一定量的N2和H2充入固定容积催化剂的密闭容器中进行反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)。下列描述能说明该可逆反应达到化学平衡状态的有 (填序号)。 A．容器内的压强不变 B．容器内气体的密度不变 C．相同时间内有3molH-H键断裂，有6molN-H键形成 D．c(N2)︰c(H2)︰c(NH3)=1︰3︰2 E.NH3的质量分数不再改变 （5）能加快反应速率的措施是 (填序号) ①升高温度 ②容器容积不变，充入惰性气体Ar ③容器压强不变，充入惰性气体Ar ④使用催化剂 【答案】（1）N 2NM （2）0.5mol/(L·min) （3）> （4）AE （5）①④ 【解析】（1）根据图示，6min内N的物质的量减少6mol、M的物质的量增加3mol，反应物为N、生成物为M，物质的量变化比等于系数比，化学方程式为2NM；（2）6min时反应达到平衡，N的物质的量减少6mol，反应达到化学平衡的时间内的平均反应速率v(N)= 0.5mol/(L·min)；（3）4min后，反应物的物质的量在减小，反应正向进行，正、逆反应速率的大小关系为v正>v逆；（4）A．反应前后气体系数和不同，压强是变量，容器内的压强不变，反应一定达到平衡状态，故选A；B．气体总质量不变、容器体积不变，密度是恒量，容器内气体的密度不变，反应不一定平衡，故不选B；C．相同时间内有3molH-H键断裂，有6molN-H键形成，不能判断正逆反应速率是否相等，反应不一定平衡，故不选C；D．c(N2)︰c(H2)︰c(NH3)=1︰3︰2，不能判断浓度是否改变，反应不一定平衡，故不选D；E．达到平衡状态，各物质浓度不变，NH3的质量分数不再改变，反应一定达到平衡状态，故选E；选AE。 （5）①升高温度，反应速率一定加快，故选①；②容器容积不变，充入惰性气体Ar，反应物浓度不变，反应速率不变，故②不选；③容器压强不变，充入惰性气体Ar，容器体积增大，反应物浓度减小，反应速率减慢，故不选③；④使用催化剂，能加快反应速率，故选④；能加快反应速率的措施是①④。 14．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）教材采用图1实验装置测定锌与稀硫酸反应的速率。 （1）检查图1装置气密性的操作方法是 。 （2）分别取2g颗粒大小相同的锌粒分别与体积均为40mL的1mol/L硫酸、4mol/L硫酸反应，收集25mLH2时所需时间后者比前者 。 （3）同学们在实验操作中发现本实验设计存在明显不足，例如 。 （4）某化学兴趣小组对教材实验装置进行图2所示改进。检查装置气密性后进行的实验操作有： a．在多孔塑料袋中装入锌粒；b．在锥形瓶中加入40mL1mol/L硫酸；c．塞好橡胶塞， 时立即用秒表计时；d．注射器内每增加5mL气体时读取一次秒表。 （5）实验观察到锌与稀硫酸反应初期速率逐渐加快，其原因是 ，反应进行一定时间后速率逐渐减慢，原因是 。 （6）测得产生H2的体积与反应时间的关系曲线如图3所示，t1～t2时间段氢气体积略有减小的原因是 ；在64s内用H+浓度表示的平均反应速率v（H+）= （此时，溶液体积仍为40mL，气体摩尔体积为25L/mol）。 【答案】 （1）关闭分液漏斗活塞，向外拉注射器的内管一段距离后松手，若内管能回到开始位置，证明气密性好，若不能则说明气密性不好 （2）短 （3）分液漏斗中溶液滴下占据体积引起气体体积读数误差或者收集25mLH2时所需时间间隔太短 （4）多孔塑料袋浸入稀硫酸 （5）反应放热，温度升高反应速率加快 酸中氢离子浓度减小 （6）气体遇冷压缩 v（H+）=0.00125mol/（L•s） 【分析】（1）检查图1装置气密性，可设法让装置内压强与外界压强不同，根据现象确定气密性情况。 （2）锌粒质量、表面积相同，但两份硫酸溶液中c(H+)不同，后者反应速率快，由此可确定收集25mLH2时所需时间的关系。 （3）同学们在实验操作中发现本实验设计存在明显不足，可从气体体积误差、产生H2时间间隔等分析。 （4）c．塞好橡胶塞，反应刚开始时立即用秒表计时； （5）实验观察到锌与稀硫酸反应初期速率逐渐加快，从影响速率的外界因素寻找原因，反应进行一定时间后速率逐渐减慢，仍从影响速率的因素找原因。 （6） t1～t2时间段，反应已经结束，氢气体积略有减小，则与反应无关，只能从与反应无关的因素中寻找原因；在64s内用H+浓度表示的平均反应速率时，由H2的体积求其物质的量，然后再求出n(H+)，最后求出v（H+）。 【解析】（1）检查图1装置气密性，可关闭分液漏斗活塞，向外拉注射器的内管一段距离后松手，若内管能回到开始位置，证明气密性好，若不能则说明气密性不好。答案为：关闭分液漏斗活塞，向外拉注射器的内管一段距离后松手，若内管能回到开始位置，证明气密性好，若不能则说明气密性不好； （2）锌粒质量、表面积相同，但两份硫酸溶液中c(H+)不同，后者反应速率快，由此可确定收集25mLH2时所需时间后者比前者短。答案为：短； （3）同学们在实验操作中发现本实验设计存在明显不足，可从气体体积误差、产生H2时间间隔等分析，例如分液漏斗中溶液滴下占据体积引起气体体积读数误差或者收集25mLH2时所需时间间隔太短。答案为：分液漏斗中溶液滴下占据体积引起气体体积读数误差或者收集25mLH2时所需时间间隔太短； （4）c．塞好橡胶塞，反应刚开始时，即多孔塑料袋浸入稀硫酸时，立即用秒表计时。答案为：多孔塑料袋浸入稀硫酸； （5）实验观察到锌与稀硫酸反应初期速率逐渐加快，因为c(H+)不断减小，所以只能是反应放热，温度升高反应速率加快；反应进行一定时间后速率逐渐减慢，则应为酸中氢离子浓度减小。答案为：反应放热，温度升高反应速率加快；酸中氢离子浓度减小； （6） t1～t2时间段，反应已经结束，氢气体积略有减小，则应为气体遇冷压缩；H2的物质的量n(H2)==0.0016mol，n(H+)=2n(H2)=0.0032mol，v(H+)==0.00125mol/(L•s)。答案为：气体遇冷压缩；0.00125mol/(L•s)。 15．（2019高一下·河南鹤壁·竞赛）某小组利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时，先分别量取两种溶液，然后倒入试管中迅速振荡混合均匀，开始计时，通过褪色所需时间来判断反应的快慢。该小组设计了如下方案： 实验编号 H2C2O4溶液 酸性KMnO4 温度 浓度(mol/L) 体积(mL) 浓度(mol/L) 体积(mL) 0.10 2.0 0.010 4．0 25 0.20 2.0 0.010 4．0 25 0.20 2.0 0.010 4．0 50 （1）已知反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，为了观察到紫色褪去，H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系为n(H2C2O4):n(KMnO4)≥ 。 （2）试验编号②和③探究的内容是 。 （3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时同内平均反应速率v(KMnO4)= mol·L-1·min-1。 【答案】（1）2.5(或5：2) （2）其他条件不变，温度对反应速率的影响 （3） 0.010 【分析】（1） 5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4==K2SO4+ 2MnSO4+10CO2↑+8H2O，为了观察到紫色褪去，H2C2O4必须足量，从而得出H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系。 （2）比较编号②和③的各项内容，由此得出探究的内容。 （3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，先求出混合溶液中c(KMnO4)的变化量，再除以时间，便得到这段时间内平均反应速率v(KMnO4)。 【解析】（1） 5H2C2O4+2KMnO4+3H2SO4==K2SO4+ 2MnSO4+10CO2↑+8H2O，为了观察到紫色褪去，H2C2O4必须足量，由方程式可得出H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系为n(H2C2O4):n(KMnO4)≥2.5(或5：2)。答案为：2.5(或5：2)； （2）比较编号②和③的各项内容，只有温度不同，由此得出探究的内容为其他条件不变，温度对反应速率的影响。答案为：其他条件不变，温度对反应速率的影响； （3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，先求出混合溶液中c(KMnO4)=mol/L，再除以时间，便得到这段时间内平均反应速率v(KMnO4)==0.100 mol·L-1·min-1。答案为：0.010。 16．（2020高一·浙江温州·竞赛）医用酒精在抗击“新型冠状病毒”战役中发挥着杀菌消毒的作用，其主要成分是乙醇。回答下列问题 Ⅰ.工业上主要采用乙烯直接水合法制乙醇。 （1）在磷酸硅藻土催化剂作用下，乙烯进行制的反应机理大致如下： i. ii. Iii. 随着反应进程，该过程能量变化如图所示。 下列有关说法正确的是 (填字母标号，下同) a.该反应过程中步均释放能量 b.第i步反应的活化能最大，决定总反应速率 c.和是反应的中间产物 （2）已知：的反应速率表达式为，，其中为速率常数。若其他条件不变时，降低温度，则下列推断合理的是 。 a. 增大，增大  b. 减小，减小 c. 减小的倍数大于          d. 减小的倍数小于 （3）在恒压条件下，充入乙烯和水蒸气各，一段时间后达平衡，若在时刻再充入各的反应物(其它条件不变)，时重新达到平衡，请在图中画出的正逆反应速率变化的示意图 。 Ⅱ.工业用二氧化碳加氢可合成乙醇：保持压强为，向密闭容器中投入一定量和发生上述反应，的平衡转化率与温度、投料比的关系如图所示。 （1）投料比由大到小的顺序为 。 （2）若投料比，一定温度下发生反应，下列说法不能作为反应是否达平衡判据的是 (填标号)。 a.容器内气体密度不再变化 b.容器内气体平均相对分子质量不再变化 c.的体积分数不再变化 d.容器内不再变化 e.断裂个键的同时生成个水分子 （3）若，则A点温度下，该反应的平衡常数的数值为 (为用气体的分压衡常数，分压=气体的体积分数×体系总压)；若其他条件不变，A点对应起始反应物置于某刚性密闭容器，则平衡时的转化率 (填“>”、“=”或“＜”)。 【答案】I.（1）bc （2）bd （3） Ⅱ. （1）m3>m2>m1 （2）ce （3）4.8×10-3(或3/625) ＜ 【解析】I.（1） a．从能量图中分析可以，该反应过程的三步中，第一步吸热，二、三步均释放能量，a错误；b．活化能的定义：活化分子的平均能量与反应物分子的平均能量之差。活化能越来大，活化分子所占的百分数就越小，反应越慢，第i步反应的活化能最大，决定总反应速率，b正确；c．从题中三步反应可知，和是反应的中间产物，c正确；故答案为：bc。 （2）若其他条件不变时，降低温度，正逆反应速率均减小，而浓度在那瞬间是不变的，所以k正、k逆均减小，再根据能量图，反应物总能量大于生成物，为放热反应，降低温度，平衡正移，逆反应速率减小的更多，即k正减小的倍数小于k逆，bd合理；故答案选：bd。 （3）充入各的反应物正反应速率增大，逆反应速率减小由于其他条件不变，最终平衡与原平横相同，图象为： ；故答案为：。 Ⅱ. （1）投料比越大，根据反应，在相同温度时，相当于增大H2的浓度，的平衡转化率更高，即；故答案为：。 （2）若投料比，一定温度下： a．密度等于气体质量与容器体积的比值，在中，物质均为气体，保持压强为5MPa，随反应正向进行，容器体积减小，密度增大，密度不变，说明该反应达到平衡，a能；b．平均相对分子质量等于气体总质量与气体总物质的量的比值，随反应正向进行，气体总质量不变，总物质的量减小，平均相对分子质量增大，当平均相对分子质量不再变化时，该反应达到平衡，b能；c． 的体积分数即物质的量分数，反应前的体积分数为50%，根据极极法可以求出当氢气完全消耗之后，二氧化碳的体积分数仍为50%，故反应中的体积分数始终保持为50%不变，故不能据此判断该反应是否达到平衡标志，c不能；d．容器内反应前为1:1，而反应中系数不是1:1，当容器内不再变化时，则该反应达到平衡，d能；e．断裂H—H键，生成水分子，均为正反应，不能说明正反应速率等于逆反应速率，e不能；故答案为：ce。 （3）若，则A点温度下，CO2的平衡转化率为50%， 平衡时气体的总物质的量=（0.5+1.5+0.25+0.75）mol=3mol，则=，=，，，该反应的平衡常数= =；原题是同温同压下，正反应体积减小，现为刚性密闭容器，气体的物质的量减小，相当于减压，平衡向气体分子数增大的方向移动，即向逆反应方向移动，的转化率小于50%；故答案为：，＜。 / 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$