第二章 化学反应速率与化学平衡 章末综合提升-【金版新学案】2025-2026学年新教材高二化学选择性必修1同步课堂高效讲义配套课件（人教版 单选）

章末综合提升 　 第二章　化学反应速率与化学平衡 概念梳理 1 分层突破 2 内容索引 单元检测卷 3 概 念 梳 理 返回 返回 分 层 突 破 返回 典例 1 √ 一、 化学反应速率及其影响因素 下列关于化学反应速率的说法正确的是 A.催化剂通过改变反应历程、降低反应活化能，加快反应速率 B.升高温度使放热反应的正、逆反应速率都增大，且对正反应速率影响更大 C.增大压强一定可以增大反应速率 D.其它条件不变时，充入反应物，一定可以加快反应速率 催化剂改变了反应历程，降低了反应所需要的活化能，从而增加了活化分子百分数，使反应速率加快，故A项正确；升高温度正、逆反应速率都增大，若该反应正反应为放热反应，对逆反应速率影响更大，故B项错误；对于没有气体参加的反应，增大压强对反应物的浓度几乎没有影响，不会增大化学反应速率，故C项错误；对于有固体、纯液体参与的反应，固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故增加其量并不能改变反应速率，故D项错误；故本题选A。 题后总结 1.一般不用固体或纯液体物质表示化学反应速率。是由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故改变其用量反应速率不变。但当固体颗粒变小时，其表面积增大将导致反应速率增大。 2.由v＝计算得到的是一段时间内的平均速率，用不同物质表示时，其数值可能不同，但意义相同。 题后总结 3.化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的物理量。这里所说的化学反应速率指的是平均反应速率，而不是瞬时反应速率。一定温度下，锌粒在1 mol/L的稀盐酸中反应的反应速率与反应时间的关系如图所示，图中A点的斜率就是在t1时刻的瞬时反应速率。 题后总结 4. 同一反应在不同反应阶段的反应速率一般是不同的。主要原因：反应物浓度的不断变化；而且反应所引起的热量变化对反应速率也有较大影响。 5.同一化学反应用不同物质表示的反应速率其数值可能不同，因此，一定要标明是哪种具体物质的反应速率。 6.化学反应速率一般指反应的平均速率而不是瞬时速率，且无论用反应物表示还是用生成物表示均取正值。 题后总结 7.压强对化学反应速率的影响是通过改变反应物浓度实现的，所以分析压强的改变对反应速率的影响时，要从反应物浓度是否发生改变的角度来分析。若改变总压强而各物质的浓度不改变，则反应速率不变。 8.改变温度，使用催化剂，反应速率一定发生变化，其他外界因素的改变，反应速率则不一定发生变化。 9.其他条件一定，升高温度，不论正反应还是逆反应，不论放热反应还是吸热反应，反应速率都要增大，只不过正、逆反应速率增大的程度不同。 针对练1.室温下，下列实验探究方案不能达到探究目的的是 A.①③ B.②④ C.③④ D.①③④ 序号 实验目的 实验方案 ① 探究浓度对化学反应速率的影响 向2支盛有3 mL不同浓度Na2SO3溶液的试管中同时加2 mL 5％ NaClO溶液，观察实验现象 ② 探究温度对化学反应速率的影响 在两支试管中各加入3 mL 12％ H2O2溶液，将其中一支用水浴加热，观察并比较实验现象 ③ 探究催化剂对化学反应速率的影响 向两支盛有少量H2O2溶液的试管中分别加入5滴0.1 mol·L－1 FeCl3溶液和5滴0.01 mol·L－1 CuSO4溶液 ④ 探究SO2与O2的反应存在限度 将2.5体积SO2与1体积O2混合并通过灼热的催化剂充分反应，产物依次通过BaCl2溶液和品红溶液，观察实验现象 √ ①亚硫酸钠与NaClO反应无现象，无法观察，不能探究浓度对化学反应速率的影响，故①错误； ②只有温度不同，可探究温度对化学反应速率的影响，故②正确；③FeCl3溶液和CuSO4溶液的种类和浓度都不一样，不符合控制变量的思想，故不能探究催化剂对化学反应速率的影响，故③错误；④将2.5体积SO2与1体积O2混合并通过灼热的催化剂充分反应，SO2与O2按照2∶1发生反应，则SO2过量，无法判断SO2与O2的反应存在限度，故④错误；综上，符合题意的有①③④；答案选D。 序号 实验目的 实验方案 ① 探究浓度对化学反应速率的影响 向2支盛有3 mL不同浓度Na2SO3溶液的试管中同时加2 mL 5％ NaClO溶液，观察实验现象 ② 探究温度对化学反应速率的影响 在两支试管中各加入3 mL 12％ H2O2溶液，将其中一支用水浴加热，观察并比较实验现象 ③ 探究催化剂对化学反应速率的影响 向两支盛有少量H2O2溶液的试管中分别加入5滴0.1 mol·L－1 FeCl3溶液和5滴0.01 mol·L－1 CuSO4溶液 ④ 探究SO2与O2的反应存在限度 将2.5体积SO2与1体积O2混合并通过灼热的催化剂充分反应，产物依次通过BaCl2溶液和品红溶液，观察实验现象 二、化学平衡及其影响因素 下列说法不正确的是 A.某温度下反应NH2COONH4(s) ⥫⥬2NH3(g)＋CO2(g)达平衡后，再压缩容器体积，则平衡逆向移动，再次达平衡后c(CO2)变小 B.已知CuCl2溶液中存在平衡：[Cu(H2O)4]2＋(蓝色)＋4Cl－ ⥫⥬[CuCl4]2－ (黄色)＋4H2O，向0.5 mol/L绿色的CuCl2溶液中加水，溶液颜色变为蓝绿色 C.某一可逆反应加入催化剂后反应速率加快，ΔH不改变，达平衡前相同时间内转化率会增大 D.分别向甲容器(恒温恒容)中充入1 mol PCl5，乙容器(绝热恒容)充入PCl3和Cl2各1 mol，发生反应PCl5(g) ⥫⥬PCl3(g)＋Cl2(g)　ΔH＞0，平衡时平衡常数K(甲)＜K(乙) 典例 2 √ 反应达平衡后压缩容器体积，平衡逆向移动，但温度不变，平衡常数K＝c2(NH3)·c(CO2)不变，故再次达平衡后，c(CO2)不变，A错误；向 0.5 mol/L绿色的CuCl2溶液中加水，平衡逆向移动，溶液颜色变为蓝绿色，B正确；催化剂可以加快反应速率，无法影响ΔH，由于反应速率加快，因此达平衡前相同时间内转化率会增大，但催化剂不能使平衡移动，C正确；甲容器(恒温恒容)中充入1 mol PCl5，乙容器(绝热恒容)充入PCl3和Cl2各1 mol，发生反应：PCl5(g) ⥫⥬PCl3(g)＋Cl2(g)　ΔH＞0，在绝热恒容条件下进行，乙中升温使平衡正向移动，则平衡时乙容器中PCl3和Cl2浓度大于甲容器，平衡时平衡常数K(甲)＜K(乙)，D正确；答案选A。 题后总结 1.对于溶液中的离子反应，向溶液中加入含与实际反应无关离子的固体，平衡不移动。 2.溶液中的可逆反应，达平衡后加水稀释，平衡向溶质微粒数增多的方向移动。 3.改变固体或纯液体的量，对平衡无影响。 4.当反应混合物中不存在气态物质时，压强的改变对平衡无影响。 5.对于反应前后气体体积无变化的反应，如H2(g)＋I2(g)2HI(g)，压强的改变对平衡无影响。但增大(或减小)压强会使各物质的浓度增大(或减小)，混合气体的颜色变深(或浅)。 题后总结 6.“惰性气体”对化学平衡的影响 (1)恒温、恒容条件 原平衡体系体系总压强增大平衡不移动。 (2)恒温、恒压条件 原平衡体系容器容积增大，各反应气体的分压减小体系中各组分的浓度同倍数减小(等效于减压) 针对练2.某温度下，反应CH2CH2(g)＋H2O(g) ⥫⥬CH3CH2OH(g)在密闭容器中达到平衡，下列说法正确的是 A.恒容下，再充入一定量的H2O(g)，平衡向正反应方向移动，v正加快、 v逆减慢 B.缩小容器的体积，v正＞v逆 C.恒容下，再充入一定量的Ar气，平衡向正反应方向移动 D.恒容下，再充入一定量的CH2CH2(g)，CH2CH2(g)的平衡转化率增大 √ 恒容下，再充入一定量的水蒸气，反应物的浓度增大，平衡向正反应方向移动，正、逆反应速率均增大，故A错误；该反应是气体体积减小的反应，缩小容器的体积，气体压强增大，平衡向正反应方向移动，正反应速率大于逆反应速率，故B正确；恒容下，再充入一定量的不参与反应的氩气，反应体系中各物质浓度不变，反应速率不改变，化学平衡不移动，故C错误；恒容下，再充入一定量的乙烯，反应物的浓度增大，平衡向正反应方向移动，但乙烯的转化率减小，故D错误。 三、 化学反应进行方向的判断 下列有关说法正确的是 A.SO2(g)＋H2O(g)H2SO3(l)，该过程熵值增大 B.SO2(g)S(s)＋O2(g)　ΔS＜0，该反应一定能自发进行 C.SO2(g)＋2H2S(g)3S(s)＋2H2O(l)，该过程熵值增大 D.N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＜0　ΔS＜0，此反应低温自发 典例 3 √ 混乱程度：气体＞液体＞固体，SO2、H2O为气体，H2SO3为液体，因此该反应为熵减反应，故A错误；硫与氧气反应是放热反应，即ΔH＜0，二氧化硫的分解反应为吸热反应，即ΔH＞0，ΔS＜0，根据ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG＞0，该反应在任何温度下都不能自发进行，故B错误；混乱程度：气体＞液体＞固体，该反应中反应物为气体，生成物为固体和液体，因此该反应为熵减反应，故C错误；该反应ΔH＜0、ΔS＜0，根据ΔG＝ΔH－TΔS，在低温状态下，ΔG＜0，因此该反应在低温下能自发进行，故D正确。 题后总结 1.关于反应自发性需要注意：(1)化学反应方向的判据指出的仅仅是在一定条件下化学反应自发进行的趋势，并不能说明在该条件下反应一定能实际发生，还要考虑化学反应的快慢问题。(2)自发过程的两种倾向：①体系趋向于高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。②在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性(无序体系更加稳定)。 2.反应能否自发进行需综合考虑焓变和熵变对反应的影响，复合判据ΔH－TΔS＜0的反应不一定能够实际发生，只是指出了在该条件下化学反应自发进行的趋势，还要考虑化学反应的快慢问题。 题后总结 3.焓变、熵变和温度对化学反应方向的影响 ΔH ΔS ΔH－TΔS 反应情况 － ＋ 永远是负值 在任何温度下过程均自发进行 ＋ － 永远是正值 在任何温度下过程均非自发进行 ＋ ＋ 低温为正，高温为负 低温时非自发，高温时自发 － － 低温为负，高温为正 低温时自发，高温时非自发 针对练3.下列说法中，正确的是 A.H2O(l)分解成H2(g)和O2(g)是熵增过程，该反应在室温下是自发反应 B.吸热反应一定不能自发进行 C.某条件下，反应2AB(g)C(g)＋3D(g)　ΔH ＜0　一定能自发进行 D.合成氨反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH ＜0　高温有利于自发进行 √ H2O(l)分解成H2(g)和O2(g)是熵增、吸热的过程，根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0，该反应在高温条件下自发进行，A错误；根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0反应自发进行可知，反应能否自发进行由焓变、熵变及反应温度共同决定，B错误；该反应ΔH＜0、ΔS＞0，根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0反应自发进行可知，该反应一定能自发进行，C正确；该反应ΔH＜0、ΔS＜0，根据ΔG＝ΔH－TΔS＜0反应自发进行可知，低温有利于该反应自发进行，D错误；答案选C。 四、图像、图表题的信息提取与应用 氮化镓(GaN)是一种直接带隙半导体，是一种用途广泛的新材料。工业上利用Ga与NH3高温条件下合成。反应方程式为2Ga(s)＋2NH3(g)⥫⥬ 2GaN(s)＋3H2(g)　ΔH＜0。如图，恒温恒容密闭体系内进行上述反应，下列说法正确的是 典例 4 A.图Ⅰ可以表示催化剂对平衡的影响 B.图Ⅱ可以表示压强对平衡时NH3体积分数的影响 C.图Ⅲ可以表示镓的质量对平衡常数的影响 D.图Ⅳ中纵坐标可以为体系内混合气体的密度 √ 加入催化剂，能降低反应的活化能，加快反应速率，但平衡不移动，图Ⅰ应是一条平行于时间轴的直线，A错误；该反应为气体体积增大的反应，增大压强平衡逆向移动，NH3的体积分数增大，B正确；平衡常数只与温度有关，增加镓的质量，温度不变，平衡常数不变，图Ⅲ应是一条平行于横轴的直线，C错误；该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，混合气体的质量增加，恒容条件下混合气体的密度ρ＝增大，D错误。 题后总结 化学平衡图像的分析流程与角度 1.看题 (1)物质的状态。 (2)气体体积的变化。 (3)正反应是吸热反应还是放热反应。 2.看图 (1)一看面(纵坐标与横坐标的意义)。 (2)二看线(线的走向和变化趋势)。 (3)三看点(起点、拐点、交点、终点)。 (4)四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线)。 (5)五看量的变化(如浓度变化、温度变化)。 题后总结 3.析图解答 (1)识别图像类型：即明确横坐标和纵坐标的含义，厘清线和点(平台、折线、拐点等)的关系。 (2)把握反应特点：即分析可逆反应化学方程式，观察物质的状态、气态物质分子数的变化(正反应是气体分子数增大的反应，还是气体分子数减小的反应)、反应热(正反应是放热反应，还是吸热反应)等。 题后总结 (3)联想平衡原理：联想化学反应速率、化学平衡移动原理，特别是影响因素及使用前提条件等。 (4)数形结合解答：图表与原理结合，逐项分析图表，重点看图表是否符合可逆反应的特点、化学反应速率和化学平衡移动原理，应用①先拐先平数值大、②定一议二解答。 针对练4.下列叙述与图对应的是 A.对于达到平衡状态的反应，图①表示在t0时刻充入了反应物，平衡逆向移动 B.由图②可知，p2＞p1、T1＞T2，满足反应： 2A(g)＋B(g) ⥫⥬2C(g)　ΔH ＞0 C.对于反应2X(g)＋3Y(g) 3Z(g)ΔH ＜0，图④y轴可以表示Z的百分含量 D.图③表示的反应方程式为2AB＋3C √ 对于达到平衡状态的反应，图①表示在t0时刻v正、v逆 都增大，v逆增大的多，化学平衡逆向移动，应该是改变温度使平衡逆向移动导致，若是充入了一定量的反应物，则v正增大，v逆瞬间不变，这与图像不吻合，故A错误；增大压强反应速率加快，达到平衡所需时间缩短；升高温度反应速率加快，达到平衡所需时间缩短；则根据图像可知：压强：p2＞p1；温度：T1＞T2；增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，C含量增大，说明正反应是气体体积减小的反应； 升高温度，C含量减小，说明平衡逆向移动，逆反应为吸热反应，则正反应为放热反应，故该反应的正反应是气体体积减小的放热反应，故不满足反应：2A(g)＋B(g) ⥫⥬2C(g)　ΔH＞0，故B错误；对于反应2X(g)＋3Y(g) ⥫⥬3Z(g)　ΔH＜0，相同压强时，升高温度，平衡逆移，Z的百分含量减小，与图像符合，故C正确；图3表示的反应是可逆反应，应该用可逆号“⥫⥬”，不能用等号“”表示，故D错误。 返回 单 元 检 测 卷 返回 √ 1.下列事实能用勒夏特列原理解释的是 A.用排饱和食盐水的方法收集氯气 B.把食品存放在冰箱里可延长保质期 C.合成氨工业中使用铁触媒作催化剂 D.500 ℃时比室温更有利于合成氨的反应 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 已知Cl2＋H2O ⥫⥬H＋＋Cl－＋HClO，饱和食盐水中Cl－浓度增大，导致上述反应平衡逆向移动，故用排饱和食盐水的方法收集氯气可以用勒夏特列原理解释，A符合题意；把食品存放在冰箱里可延长保质期是由于减慢反应速率，与平衡移动无关，不能用勒夏特列原理解释，B不合题意；催化剂只能影响反应速率而不能使化学平衡发生移动，即合成氨工业中使用铁触媒作催化剂不能用勒夏特列原理解释，C不合题意；已知合成氨是一个放热反应，升高温度平衡逆向移动，即500 ℃时比室温更有利于合成氨的反应是由于升高温度反应速率加快，而与平衡移动无关，即不能用勒夏特列原理解释，D不合题意。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 反应物A是固体，浓度视为定值，通常不用其表示反应速率，A错误；同一反应中，用各物质表示的反应速率之比等于对应物质的化学计量数之比，B正确；v(B)＝＝0.3 mol·L－1·min－1，该速率是2 min内的平均速率，C错误；随着反应的进行，反应物的浓度逐渐降低，反应速率逐渐减小，所以2 min内用B和C表示的化学反应速率都减小，D错误；故答案选B。 2.反应4A(s)＋3B(g)2C(g)＋D(g)，经2 min，B的浓度减少0.6 mol·L－1。对该反应速率的表示，下列说法正确的是 A.用A表示的反应速率是0.4 mol·L－1·min－1 B.用B、C、D表示的反应速率之比为3∶2∶1 C.在2 min末，用B表示的反应速率是0.3 mol·L－1·min－1 D.在2 min内用B表示的反应速率逐渐减小，用C表示的反应速率逐渐增大 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 3.工业上可利用CO2和NH3合成尿素CO(NH2)2，该可逆反应分两步进行，能量变化如图所示。下列有关说法错误的是 A.NH2COONH4是中间产物 B.总反应的决速步是反应Ⅰ C.使用催化剂不能减小总反应的焓变 D.若反应Ⅱ生成的水为气态，则E2变大 根据图示可知利用CO2和NH3合成尿素CO(NH2)2，该可逆反应分两步进行，第Ⅰ步CO2和NH3反应产生NH2COONH4，第Ⅱ步反应是第Ⅰ步产生的NH2COONH4发生分解反应产生尿素CO(NH2)2和H2O，故NH2COONH4是中间产物，A正确； 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 总反应速率由活化能大的慢反应决定。由图可知：第Ⅰ步反应的活化能较小，反应速率较快；而第Ⅱ步反应的活化能大，反应速率慢，故总反应的决速步是反应Ⅱ，B错误；使用催化剂能够改变反应途径，降低反应的活化能，使反应速率加快，但由于不能改变反应物与生成物的总能量，因此不能减小总反应的焓变，C正确；若反应Ⅱ生成的水为气态，则生成物的总能量会增大，导致反应Ⅱ的反应热E2变大，D正确；故合理选项是B。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 4.一种合成氨的反应历程如图所示(吸附在催化剂表面的物质用*表示)。下列说法错误的是 A.N2生成NH3过程中包含多步还原反应 B.过程Ⅰ和过程Ⅲ中能量的变化值相同 C.增大N2浓度，有利于提高H2的转化率 D.有大量氨分子吸附在催化剂表面会降低化学反应速率 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由题图可知，生成NH3的过程中氮元素化合价逐渐降低，是通过多步还原反应生成的，故A正确；过程Ⅰ是断裂氮氮三键中的一个键且形成一个N—H键，而过程Ⅲ是断裂键NN中的一个键且形成一个N—H键，所以能量变化不同，故B错误；增大N2的浓度，平衡正向移动，使H2转化量增加从而增大了H2的转化率，故C正确；NH3及时脱附可留下继续反应的空间而增加催化剂的活性位，如果大量氨分子吸附在催化剂表面，将降低反应速率，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 5.自由基是化学键断裂时产生的含未成对电子的中间体，活泼自由基与氧气的反应一直是科研人员的关注点，HNO自由基与O2反应历程的能量变化如图所示，下列说法不正确的是 A.反应物的总能量小于生成物的总能量 B.该历程中正反应最大的活化能为 186.19 kJ·mol－1 C.两种产物中P2更稳定 D.相同条件下Z转化为产物的速率： v(P1)＞v(P2) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据反应历程图可知，产物相对能量低于反应物相对能量，故A错误；根据反应历程图可知，中间产物Z变为过渡态Ⅳ，需要活化能最大，为186.19 kJ·mol－1，故B正确；P2能量更低，更稳定，故C正确；相同条件下反应需要活化能越小，则反应速率越快，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 6.下列方案设计不能达到实验目的的是 A B 测定硫酸与锌反应的化学反应速率 由球中气体颜色的深浅判断温度对平衡的影响 C D 由褪色快慢研究反应物浓度对反应速率的影响 探究醋酸、碳酸、硼酸的酸性相对强弱 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 随着反应不断进行，氢气量不断增大，右侧活塞向右移动，测量一段时间产生氢气的量就可以测量这段时间内的反应速率，故A正确；温度升高，气体颜色加深，c(NO2)增大，温度降低，气体颜色变浅，c(NO2)减小，由球中气体颜色的深浅可以判断温度对平衡的影响，故B正确；实验原理方程式：2Mn＋5H2C2O4＋6H＋2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，由于题中高锰酸钾的物质的量不同，无法通过褪色快慢研究反应物浓度对反应速率的影响，故C错误；强酸能和弱酸盐发生反应生成弱酸，醋酸和碳酸钠反应生成二氧化碳，碳酸钠和硼酸不反应，所以可以探究酸性为醋酸＞碳酸＞硼酸，故D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 7.逆水煤气变换体系中存在以下两个反应： 反应Ⅰ：CO2(g)＋H2(g) ⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　 ΔH1 反应Ⅱ：CO2(g)＋4H2(g) ⥫⥬CH4(g)＋2H2O(g) ΔH2 在恒压条件下，按V(CO2)∶V(H2)＝1∶1投料比进行反应，含碳物质的平衡体积分数随温度的变化如图所示。下列说法正确的是 A.ΔH1＞0，ΔH2＞0 B.M点时，反应Ⅰ的平衡常数K约为1 C.加入合适的催化剂可由N点到P点 D.N点时，向反应体系中充入Ar，反应Ⅰ 的平衡不会移动 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由图可知，随着温度升高，甲烷含量减小，一氧化碳 含量增大，则说明随着温度升高，反应Ⅱ逆向移动， 反应Ⅰ正向移动，则反应Ⅰ为吸热反应，ΔH1＞0，反应 Ⅱ为放热反应，ΔH2＜0，故A错误；M点产物没有甲 烷，且二氧化碳、一氧化碳含量相等，投料V(CO2)∶ V(H2)＝1∶1，则此时反应Ⅰ平衡时二氧化碳、氢气、一氧化碳、水的物质的量相等，反应Ⅰ的平衡常数K＝＝1，故B正确；催化剂不影响化学平衡，主要影响反应速率，故体积分数不会上升，故C错误；恒压条件下，N点时，向反应体系中充入Ar，则容器体积增大，效果相当于减压，反应Ⅰ为气体分子数不变的反应、反应Ⅱ为气体分子数减小的反应，反应Ⅱ平衡逆向移动，导致CO2、H2增多，会影响反应Ⅰ平衡正向移动，故D错误；故答案选B。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 8.已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝在不同温度下该反应的平衡常数如下表。下列有关叙述正确的是 A.该反应的化学方程式为 CO2(g)＋H2(g) ⥫⥬CO(g)＋H2O(g) B.上述反应的逆反应是吸热反应 C.若平衡浓度符合下列关系式：＝，则此时的温度为700 ℃ D.若在一定容积的密闭容器中通入CO2和H2各1 mol，5 min 后温度升高到830 ℃，此时得CO为0.4 mol时，该反应达到平衡状态 T/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 1.67 1.11 1.00 0.60 0.38 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由平衡常数表达式可知，反应的化学方程式为CO(g)＋H2O(g) ⥫⥬CO2(g)＋H2(g)，故A错误；由表格数据可知，升高温度，化学平衡常数减小，说明正反应为放热反应，逆反应是吸热反应，故B正确；由反应的平衡常数K＝可知，平衡浓度符合＝关系式时，平衡常数K＝＝＝0.60，则此时的温度为1 000 ℃，故C错误；由方程式可知，830 ℃条件下生成0.4 mol一氧化碳时，二氧化碳和氢气的物质的量都为1 mol－0.4 mol＝0.6 mol，水蒸气的物质的量为0.4 mol，假设容器体积为V L，则反应的浓度商Qc＝＝2.25＞1.00，则反应未达到平衡，故D错误。 T/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 1.67 1.11 1.00 0.60 0.38 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 9.在某一恒温恒容的密闭容器中发生反应：X(g)＋Y(g) ⥫⥬2Z(g)　ΔH＜0。t1时刻达到平衡后，在t2时刻改变某一条件，其反应速率随时间变化的图像如图所示。下列说法正确的是 A.0～t1内，v正＞v逆 B.恒温恒容时，容器内压强不变，表明该反 应达到平衡状态 C.t2时刻改变的条件是向密闭容器中加入Z D.再次达到平衡时，平衡常数K减小 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 0～t1内，v正逐渐增大，说明反应逆向进行， 所以v正＜v逆，故A项错误；该反应是气体分 子数不变的反应，恒温恒容时，容器内压强 不变，不能说明反应达到平衡状态，故B项 错误；据题图可知t2时刻逆反应速率瞬间增大，平衡逆向移动，达到的新平衡速率比原平衡大，条件为恒温，说明新平衡时各物质浓度比原平衡大，容器容积不变，所以改变的条件为向密闭容器中加入Z，故C项正确；t2时刻改变条件为向密闭容器中加入Z，体系温度不变，平衡常数不变，故D项错误；答案选C。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 10.金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式如下： (ⅰ)直接氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)TiCl4(g)＋O2(g)　ΔH1＝＋172 kJ·mol－1 (ⅱ)碳氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)TiCl4(g)＋2CO(g)　ΔH2＝－51 kJ·mol－1 在1.0×105 Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量之比1∶2.2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。 下列选项中正确的是 A.2C(s)＋O2(g)2CO(g)为吸热反应 B.反应2C(s)＋O2(g)2CO(g)的ΔH＝－233 kJ/mol C.随温度升高，1 400 ℃时TiCl4在平衡混合物中的比例下降， 主要原因是碳氯化反应为放热反应，随温度升高平衡常数减小， 反应程度降低 D.综合考虑反应速率和平衡，进行碳氯化反应合适的生产温度为1 000～1 200 ℃之间 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据盖斯定律：2C(s)＋O2(g)2CO(g)由反应(ⅱ)－反应(ⅰ)得来，故ΔH＝ΔH2－ΔH1＝－51 kJ·mol－1－172 kJ·mol－1＝－223 kJ·mol－1。根据分析，2C(s)＋O2(g)2CO(g)　ΔH＜0，该反应为放热反应，故A项错误；根据分析，2C(s)＋O2(g)2CO(g)　ΔH＝－223 kJ·mol－1，故B项错误；根据图示，1 400 ℃时TiCl4在平衡混合物中的比例下降，主要原因是碳氯化反应为放热反应，随温度升高平衡常数减小，反应程度降低，故C项正确；根据图示，综合考虑反应速率和平衡，进行碳氯化反应合适的生产温度为1 200 ℃～1 400 ℃之间，故D项错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 11.人体内的血红蛋白(Hb)可与O2结合形成HbO2，Hb(aq)也可以与CO结合，人体发生CO中毒的原理为HbO2(aq)＋CO(g) ⥫⥬HbCO(aq)＋O2(g)　ΔH＜0。下列说法不正确的是 A.海拔较高的地区由于气压较低，所以血红蛋白较难与O2结合，容易产生缺氧现象 B.已知CO中毒为熵减过程，则理论上冬天比夏天可能更容易发生CO中毒现象 C.把CO中毒的人转到高压氧仓中有助于缓解症状 D.此反应的平衡常数K＝ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据方程式Hb(aq)＋O2(g) ⥫⥬HbO2(aq)可知正反应是一个气体体积减小的方向，减小压强，平衡逆向移动，A正确；根据HbO2(aq)＋CO(g) ⥫⥬HbCO(aq)＋O2(g)　ΔH＜0，ΔS＜0可知反应低温自发，B正确；增加氧气的浓度可以使平衡逆向移动，C正确；根据反应方程式可知，该反应的平衡常数K＝，D错误；故选D。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 12.2SO2(g)＋O2(g) ⥫⥬2SO3(g)反应过程中能量变化如图所示(图中E1表示正反应的活化能，E2表示逆反应的活化能)，下列有关叙述错误的是 A.该反应为放热反应，ΔH＝(E1－E2) kJ/mol B.有催化剂的两步反应中，第一步为该反应的决速步 C.使用催化剂可以降低反应的活化能，从而加快化学反应速率 D.若ΔH＝－a kJ/mol，则2 mol SO2和1 mol O2反应放出的热量一定等于 a kJ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由图可知，2SO2(g)＋O2(g) ⥫⥬2SO3(g)，为放热反应，反应热ΔH＝正反应的活化能－逆反应的活化能，则ΔH＝(E1－E2) kJ/mol，A正确；有催化剂的两步反应中，第一步活化能较大，为该反应的决速步，B正确；使用催化剂可以降低反应的活化能，从而加快化学反应速率，C正确；2SO2(g)＋O2(g) ⥫⥬2SO3(g)是可逆反应，2 mol SO2和1 mol O2反应放出的热量一定小于a kJ，D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 13.丙烯是重要的石油化工原料，CO2作为一种活性温和的氧化剂，被应用于丙烷氧化脱氢的反应中。CO2与C3H8在Cr-基催化剂作用下的反应机理和整个过程中的能量关系分别如图1、2所示。下列说法错误的是 A.反应历程中第①步起决速作用 B.该反应过程中有共价键的断裂和形成 C.Cr-基催化剂降低了反应的活化能，改变了总反应的焓变 D.该反应的总反应为C3H8(g)＋CO2(g)C3H6(g)＋H2O(g)＋CO(g)　ΔH＞0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 从能量关系图可知，反应历程中第①步活化能最大，是慢反应，起决速作用，A项正确；从物质的变化和反应机理图中均可知有C—H、CO等共价键的断裂及O—H等共价键的形成，B项正确；催化剂降低了反应的活化能，但不改变总反应的焓变，C项错误；从反应机理图和能量关系图可知，该反应的总反应式为C3H8(g)＋CO2(g)C3H6(g)＋H2O(g)＋CO(g)　ΔH＞0，D项正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 14.某化学小组查阅资料后，得知NO2＋CONO＋CO2的反应历程分两步： ①2NO2 ⥫⥬NO3＋NO(慢反应) ②NO3＋CO ⥫⥬NO2＋CO2(快反应) 两步反应的正逆反应速率方程分别为(k正、k逆均为速率常数) v1正＝k1正·c2(NO2)， v1逆＝k1逆·c(NO3)·c(NO) v2正＝k2正·c(NO3)·c(CO)， v2逆＝k2逆·c(NO2)·c(CO2) 则下列说法正确的是 A.总反应速率取决于反应② B.反应①的活化能小于反应②的活化能 C.NO2＋CO ⥫⥬NO＋CO2的平衡常数K＝ D.若已知反应①为吸热反应，则升高温度，k1正增大，k1逆减小 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 总反应的速率取决于慢反应，故总反应速率取决于反应①，A错误；活化能越小反应越快，活化能越大反应越慢，决定总反应速率的是慢反应，则反应①的活化能大于反应②的活化能，B错误；由方程式可知，K1＝＝、K2＝＝，由盖斯定律可知，反应①＋②得NO2＋CO ⥫⥬NO＋CO2，则其平衡常数K＝，C正确；升高温度，正逆反应速率均变大，故k1正增大，k1逆增大，D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 15.已知气相直接水合法可以制取乙醇：H2O(g)＋C2H4(g) ⥫⥬ CH3CH2 OH(g)　ΔH。按n(H2O)∶n(C2H4)＝1∶1的条件投料，乙烯的平衡转化率与温度(T)及压强(p)的关系如图所示。 下列有关说法错误的是 A.ΔH＜0 B.p1＜p2 C.在p2、280 ℃条件下，C点的v逆＞v正 D.A点对应条件下反应的平衡常数Kp＝(用平衡分压代替浓度，分压＝总压×物质的量分数) 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 H2O(g)＋C2H4(g) ⥫⥬CH3CH2OH(g)此反应为气体分子数减小的反应，因此相同温度下，增大压强，平衡正向移动，反应物转化率增大；同样可由图分析，温度升高，乙烯转化率减小，故升高温度平衡逆移，此反应ΔH＜0，据此分析解题。温度升高，乙烯转化率减小，故升高温度平衡逆移，此反应ΔH＜0，A正确；当温度相同时，从p1到p2乙烯转化率增大，平衡正向移动，p1＜p2，B正确；在p2、280 ℃条件下，平衡转化率在B点位置，说明C点未达平衡状态，反应正向进行，C点的v正＞v逆，C错误；设C2H4与H2O的物质的量均为“1 mol”， 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 　　　　　 H2O(g) ＋ C2H4(g) ⥫⥬CH3CH2OH(g) 起始(mol) 1 1 0 转化(mol) 0.2 0.2 0.2 平衡(mol) 0.8 0.8 0.2 乙醇占，乙烯和水各占，A点对应条件下反应的平衡常数Kp＝＝，D正确。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 √ 16.在一恒容密闭容器中，充入一定物质的量的NO和Cl2，发生反应2NO(g)＋Cl2(g) ⥫⥬2NOCl(g)　ΔH＜0。平衡时某反应物的平衡转化率与氮氯比及温度的关系如图所示，下列说法正确的是 A.a、b、c三点平衡常数大小关系为Ka＝Kb＜Kc B.NO的平衡转化率：b＞a＞c C.加入合适的催化剂，反应物的平衡转化率和ΔH 的大小均保持不变 D.当混合气体的密度不再随时间改变时，该反应达到平衡 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 a、b 的温度相同，所以Ka＝Kb；其它条件相同时， T1温度下转化率大于T2，所以Ka＞Kc，平衡常数大 小关系为Ka＝Kb＞Kc，故A错误；两种物质反应， 某种物质浓度增大，则另一种物质转化率增大，自 身的转化率降低，再结合图像可知，NO的平衡转化率：a＞b，故B错误；加入合适的催化剂，平衡不移动，反应物的平衡转化率和ΔH的大小均保持不变，故C正确；反应前后气体总质量不变、容器体积不变，密度是恒量，混合气体的密度不再随时间改变时，该反应不一定达到平衡状态，故D错误。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 17.(14分)二氧化碳的开发利用是化学家和化学工作者一直关注的热门话题，请回答： (1)在1.0 L恒容密闭容器中投入1 mol CO2和2.75 mol H2发生反应CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)，实验测得不同温度及压强下，平衡时甲醇的物质的量变化如图所示。 ①该反应的正反应为______反应，p1、p2、p3从大到小的关系排序为_____________。 放热 p1＞p2＞p3 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由图可知，同一压强下，温度升高，平衡时甲醇的物质的量减小，因此升温平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应；由图可知，作一条等温线，因为正反应为气体体积减小的反应，压强越大，平衡时甲醇的物质的量也越大，所以p1＞p2＞p3。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②M点对应的平衡常数K＝______________， 在p2及512 K时，图中N点v正____v逆(填“＞” “＜”或“＝”)。 1.04×10－2 ＞ 由图可知，M点对应的甲醇的物质的量为0.25 mol。则： 　　　　 CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g) 起始/mol　　1　　　 2.75　 0　　　　 0 转化/mol 0.25 0.75 0.25 0.25 平衡/mol 0.75 2 0.25 0.25 因此K＝≈1.04×10－2，由图可知，在p2及512 K时，N点甲醇的物质的量小于平衡时的物质的量，所以反应正向进行，则v正＞v逆。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (2)二氧化碳催化加氢合成乙烯是综合利用CO2的热点研究领域，化学方程式为2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)。理论计算表明，原料初始组成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，在体系压强为0.1 MPa，反应达到平衡，四种组分的物质的量分数x随温度T的变化如图所示。回答下列问题： ①图中，表示C2H4、CO2变化的曲线分别是______。CO2催化加氢合成C2H4反应的ΔH______0(填“大于”或“小于”)。 d、c 小于 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 由平衡图像知，390 K时四种组分的物质的量分 数之比满足1∶3的是c曲线和a曲线，物质的量分 数之比满足1∶4的是d曲线和b曲线，结合反应 方程式2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O (g)和原始投料n(CO2)∶n(H2)＝1∶3可得，曲线c表示CO2，曲线a表示H2，曲线d表示C2H4，曲线b表示H2O；由图像的变化趋势可知，升高温度，曲线a、c增大，曲线b、d减小，说明平衡逆向移动，所以正反应放热，ΔH＜0。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②根据图中点A(440 K，0.39)，计算该温度时反应的平衡常数Kp＝ ____________________________(MPa)－3(列出计算式，以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。 ×或× 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 起始投料比n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，平衡时总压为0.1 MPa，结合反应方程式可知p(CO2)∶p(H2)＝1∶3，p(C2H4)∶p(H2O)＝1∶4，由点A可知p(H2)＝p(H2O)＝0.1×0.39 MPa，所以p(CO2)＝p(H2)＝ MPa，p(C2H4)＝p(H2O)＝ MPa；根据反应的化学方程式： 2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋　4H2O(g) 平衡时压强/MPa：×0.39 0.1×0.39 ×0.39 0.1×0.39 该温度下的平衡常数Kp＝＝＝× (MPa)－3或× (MPa)－3。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 18.(14分)近年来我国大力加强CO2与H2催化合成甲醇(CH3OH)技术的工业化量产研究，实现可持续发展。下表是不同条件下合成氨反应达平衡时反应混合物中氨的体积分数(％)。 (1)目前，我国合成氨工业生产中采用的压强一般不高于30 MPa，主要原因是____________________________________________________________ ________________________________________________________。   0.1 MPa 10 MPa 20 MPa 30 MPa 60 MPa 500 ℃ 0.10 10.6 19.1 26.4 42.2 600 ℃ 0.05 4.50 9.10 13.8 23.1 压强越大，对材料的强度和设备的制造要求也越高，需要的动力也 越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 合成氨的反应为N2(g)＋3H2(g) ⥫⥬ 2NH3(g)，结合表中数据可知，压强越大，反应速率越快、NH3的体积分数越大，但压强越大，对材料的强度和设备的制造要求也越高，需要的动力也越大，这将会大大增加生产投资，并可能降低综合经济效益，故目前，我国合成氨工业生产中采用的压强一般不高于30 MPa。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (2)250 ℃时，在体积为2.0 L的恒容密闭容器中加入6 mol H2、2 mol CO2和催化剂，10 min时反应达到平衡，测得c(CH3OH)＝0.75 mol/L。 ①下列描述中能说明上述反应已达平衡的是_____(填字母)。 A.3v正(H2)＝v逆(CH3OH) B.容器中气体压强不随时间而变化 C.c(H2) ∶c(CO2)＝1∶1 D.容器中气体平均相对分子质量不随时间而变化 BD 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 发生的反应为CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)，3v正(H2)＝v逆(CH3OH)时正、逆反应速率不相等，反应没有达到平衡状态；该反应反应前后气体分子数不相等，建立平衡的过程中混合气体总物质的量是变量，在恒温恒容容器中，气体压强是变量，容器中气体压强不随时间而变化能说明反应达到平衡状态；达到平衡时各物质的浓度保持不变，但不一定相等，c(H2) ∶c(CO2)＝1∶1不能说明反应达到平衡状态；建立平衡的过程中混合气体总质量始终不变，混合气体总物质的量是变量，混合气体的平均相对分子质量是变量，容器中气体平均相对分子质量不随时间而变化能说明反应达到平衡状态；能说明反应达到平衡状态的是BD。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②化学平衡常数K＝_____。 列三段式为 　　　 　　　 CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g) 起始/mol·L－1　1　　　 3　　　 0　　　　 0 转化/mol·L－1 0.75 2.25 0.75 0.75 平衡/mol·L－1 0.25 0.75 0.75 0.75 则化学平衡常数K＝＝。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (3)合成总反应在起始物质的量n(H2)/n(CO2)＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在恒温t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在恒压p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。 ①用各物质的平衡分压p(H2)、p(CO2)、p(CH3OH)、p(H2O)表示总反应的 平衡常数表达式Kp＝______________； 　 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据反应CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)知，Kp＝。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②图中对应等压过程的曲线是___，判断的理由是_______________________ __________________________________________________________________________； b 正反应气体体积减小，增 大压强，平衡右移，x(CH3OH)增大，曲线a代表等温过程，则曲线b代表等压过程 反应CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)的正反应气体体积减小，在相同温度下，增大压强，平衡正向移动，平衡时x(CH3OH)增大，即随着压强的增大x(CH3OH)增大，故曲线a代表等温过程，曲线b代表等压过程。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝__________(保留小数点后一位)。 33.3％ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 设初始CO2物质的量为m mol，则初始H2物质的量为3m mol，CO2的平衡转化率为α，列三段式为 　 　　　 CO2(g)＋3H2(g) ⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g) 起始/mol　m　　　 3m　　 0　　　　 0 转化/mol mα 3mα mα mα 平衡/mol m(1－α) 3m(1－α) mα mα， x(CH3OH)＝0.10，则＝0.10，解得α＝≈ 33.3％。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 19. (12分) 某化学小组运用控制变量法研究外界条件对化学反应速率的影响，做了如下实验。请按要求回答下列 问题： (1)室温下，探究影响H2O2分解速率的因素，见下表和图： ①表中x为__________________； 实验 所用试剂 Ⅰ 1 mL H2O x Ⅱ 1 g Fe2O3 10 mL 5％ H2O2 Ⅲ 1 g MnO2 10 mL 5％ H2O2 Ⅳ 1 mL 20％ NaOH 9 mL 5％ H2O2 9 mL 5％ H2O2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据实验Ⅰ与Ⅱ、Ⅳ的数据对比可知，反应的溶液总体积为10 mL，所以实验Ⅰ中x为9 mL 5％ H2O2； 实验 所用试剂 Ⅰ 1 mL H2O x Ⅱ 1 g Fe2O3 10 mL 5％ H2O2 Ⅲ 1 g MnO2 10 mL 5％ H2O2 Ⅳ 1 mL 20％ NaOH 9 mL 5％ H2O2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②实验Ⅱ、Ⅲ探究的是_______对H2O2分解速率的影响，根据上图，得出的结论是_____________________________ _________________________。 实验 所用试剂 Ⅰ 1 mL H2O x Ⅱ 1 g Fe2O3 10 mL 5％ H2O2 Ⅲ 1 g MnO2 10 mL 5％ H2O2 Ⅳ 1 mL 20％ NaOH 9 mL 5％ H2O2 催化剂 其他条件相同时，MnO2对H2O2 分解的催化效果比Fe2O3好 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 根据表中实验Ⅱ与Ⅲ的数据和图像可知，相同时间内， 实验Ⅲ的反应速率较快，MnO2的催化效果好，催化效 率高。 实验 所用试剂 Ⅰ 1 mL H2O x Ⅱ 1 g Fe2O3 10 mL 5％ H2O2 Ⅲ 1 g MnO2 10 mL 5％ H2O2 Ⅳ 1 mL 20％ NaOH 9 mL 5％ H2O2 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (2)实验二：查文献可知，Cu2＋对H2O2分解也有催化作用，为比较Fe3＋、Cu2＋对H2O2分解的催化效果，该小组的同学分别设计了如图甲、乙所示的实验。回答相关问题： ①定性分析：如图甲可通过观察________________，定性比较得出结论。有同学提出将CuSO4溶液改为CuCl2溶液更合理，其理由是_____________ ______。 产生气泡的快慢 排除阴离子的 干扰 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 定性分析可根据反应产生气泡的快慢来判断反应的快慢；为比较Fe3＋和Cu2＋对H2O2分解的催化效果，要保持其它条件相同，而FeCl3溶液和CuSO4溶液中阴阳离子均不相同，因此阴离子可能也会影响反应速率，造成干扰，则可将CuSO4溶液改为CuCl2溶液以排除阴离子的干扰。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②定量分析：为了更精确地研究催化剂对反应速率的影响，利用如图乙装置进行定量实验。实验测得，在硫酸铜催化下H2O2发生分解反应，2 min时生成气体1.12 L(气体体积已换算为标准状况)，则H2O2的分解速率为_____mol·min－1。 0.05 根据题意，2 min时生成气体1.12 L(气体体积已换算为标准状况)，即物质的量为0.05 mol，则消耗的双氧水的物质的量为0.1 mol，则H2O2的分解速率为＝0.05 mol·min－1。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 20.(12分)工业上常用如下反应来消除NO2污染： 8NH3(g)＋6NO2(g) ⥫⥬7N2(g)＋12H2O(g)　ΔH＜0，请回答下列有关问题(不考虑NO2和N2O4的相互转化)： (1)600 ℃时，在5 L恒容密闭容器中加入一定量的反应物，选用不同的催化剂A、B、C进行反应，产生N2的物质的量随时间的变化如图所示： 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ①在催化剂A的作用下0～4 min内的v(NH3)＝__________________，三种条件下的活化能Ea(A)、Ea(B)、Ea(C)中最大的是________。 0.2 mol·L－1·min－1 Ea(C) 在催化剂A的作用下，0～4 min内的Δn(N2)＝3.5 mol，v(NH3)＝v(N2)＝×＝0.2 mol/(L·min)，相同时间内生成氮气物质的量越多，说明活化能越小，则三种条件下的活化能Ea(A)、Ea(B)、Ea(C)中最大的是Ea(C)。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 ②若在恒容密闭的绝热容器中按照n(NH3)∶n(NO2)＝4∶3充入反应物，在起始温度600 ℃下发生反应。下列不能判断该反应达到平衡状态的是____(填字母)。 a.容器中混合气体的压强不变 b.容器中混合气体的颜色不变 c.容器中混合气体的密度不变 d.容器中1 mol N—H键断裂的同时， 有1 mol O—H键形成 e.容器中的温度保持不变 cd 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 该反应为体积增大的反应，容器中混合气体的压强不变，反应达到平衡，a不选；二氧化氮为红棕色气体，容器中混合气体的颜色不变，反应达到平衡，b不选；反应前后气体总质量不变，容器体积不变， 密度为定值，容器中混合气体的密度不变，不能判断反应达到平衡，c选；容器中1 mol N—H键断裂的同时，有1 mol O—H键形成，均表示正反应速率，不能判断反应达到平衡，d选；该反应为放热反应，容器中的温度保持不变，反应达到平衡，e不选。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (2)其他条件相同，以一定流速分别向含催化剂A和B的反应管中通入一定比例的NH3和NO2，测得NO2的去除率与温度的关系如图所示。使用催化剂B，360 ℃下的NO2的去除率为80％，此时反应是否已达到平衡状态？____(填“是”或“否”)。若在360 ℃、催化剂B的条件下，该反应速率v正＝k正·c8(NH3)·c6(NO2)，v逆＝k逆·c7(N2)·c12(H2O)(k正、k逆分别是正、逆反 应速率常数)，则该反应的平衡常数K＝______(用k正、k逆的代数式表示)。 否 　 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 使用催化剂A，360 ℃下的NO2的去除率大于80％，则使用催化剂B，360 ℃时反应没有达到平衡状态，正逆反应速率不相等。若在360 ℃、催化剂B的条件下，该反应速率v正＝k正·c8(NH3)·c6(NO2)，v逆＝k逆·c7(N2)·c12(H2O)(k正、k逆分别是正、逆反应速率常数)，反应达到平衡时，正逆反应速率相等，k正·c8(NH3)·c6(NO2)＝k逆·c7(N2)·c12(H2O)，则该反应的平衡常数K＝＝。 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 (3)在某密闭容器中加入一定量的NH3和NO2，反应中NH3的平衡转化率与温度、压强的关系如图所示，则p1____p2(填“＞”“＜”或“＝”，下同)，若在T2和p2的条件下，a点对应NH3的v正____v逆。 ＜ ＜ 该反应为体积增大的放热反应，一定温度下，压强越大，氨气的转化率越低，则p1＜p2，在T2和p2的条件下，a点氨气的转化率高于平衡时的转化率，反应向逆反应方向进行，对应NH3的v正＜v逆。 返回 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 谢 谢 观 看 章末综合提升 返回 $