2019年高考化學一輪課時達標習題 第7章 化學反應速率和化學平衡（2）（含解析）.doc

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第7章化學反應速率和化學平衡（2） 1．在體積固定的絕熱密閉容器中，可逆反應NO2(g)＋SO2(g)NO(g)＋SO3(g)　ΔH＜0達到平衡的標志是(　C　) A．NO2、SO2、NO和SO3四種氣體的物質的量濃度之比為1：1：1：1 B．生成n mol SO2的同時有n mol SO3消耗 C．K值不再發(fā)生變化 D．密閉容器中氣體的密度不再發(fā)生變化 解析 A項，各物質的物質的量濃度相等不能說明反應達平衡，各物質的物質的量濃度保持不變才能說明反應達平衡，錯誤；B項，生成n mol SO2代表逆反應，消耗n mol SO3也代表逆反應，并不能說明正逆反應速率相等，錯誤；C項，該反應正反應為放熱反應，在絕熱容器發(fā)生正反應時，溫度一直升高，K值一直變小，所以K值不變說明該反應達平衡，正確；D項，密閉容器中氣體的質量一直不變，體積恒定，所以反應前后氣體密度一直不變，故密度不變不能說明該反應達平衡，錯誤。 2．將固體NH4I置于密閉容器中，在某溫度下發(fā)生下列反應：NH4I(s)NH3(g)＋HI(g)，2HI(g)H2(g)＋I2(g)。當反應達到平衡時，c(H2)＝0.5 molL－1，c(HI)＝4 molL－1，則NH3的濃度為(　D　) A．3.5 molL－1　　 B．4 molL－1 C．4.5 molL－1　　 D．5 molL－1 解析 若HI 不分解時，其總濃度為4 molL－1＋0.5 molL－12＝5 molL－1，則NH3的濃度等于HI不分解時的總濃度。 3．在某一體積可變的恒溫密閉容器中發(fā)生如下反應：X(g)＋Y(g)2Z(g)　ΔH<0。t1時刻達到平衡后，在t2時刻改變某一條件，其反應過程如圖所示。下列說法正確的是(　C　) A．0～t2時，v正>v逆 B．Ⅰ、Ⅱ兩過程達到平衡時，X的體積分數(shù)：Ⅰ>Ⅱ C．t2時刻改變的條件可以是向密閉容器中加Z D．Ⅰ、Ⅱ兩過程達到平衡時，平衡常數(shù)：Ⅰ<Ⅱ 解析 化學反應方程式兩邊氣體的化學計量數(shù)相等。t1～t2時間內(nèi)，反應處于平衡狀態(tài)，正、逆反應速率相等，A項錯誤；從圖像看，逆反應速率瞬間增大，且反應速率逐漸變化，說明產(chǎn)物Z的濃度瞬間增大，但因為溫度不變，故平衡常數(shù)不會改變，且容器體積可變，可達到相同的平衡狀態(tài)，B、D項錯誤，C項正確。 4．某溫度下，H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)的平衡常數(shù)K＝。該溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始濃度如表所示。 　　　物質 起始濃度　　　 甲 乙 丙 c(H2)/(molL－1) 0.010 0.020 0.020 c(CO2)/(molL－1) 0.010 0.010 0.020 下列判斷不正確的是 (　C　) A．平衡時，乙中CO2的轉化率大于60% B．平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均是60% C．平衡時，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.012 molL－1 D．反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢 解析 設平衡時甲中CO2的轉化濃度為x molL－1，則： H2(g)　＋　CO2(g)H2O(g)＋CO(g) 起始(molL－1)　　　0.010　　　0.010　　　0　　　　0 轉化(molL－1)　　　x　　　　 x　　　　 x　　　 x 平衡(molL－1)　　 0.010－x　　0.010－x　 x　　　　x 根據(jù)平衡常數(shù)得＝，解得x＝0.006，則甲中CO2的轉化率為100%＝60%。 由于乙相對甲增大了c(H2)，因此CO2的轉化率增大，A項正確；設平衡時丙中CO2的轉化濃度為y molL－1，則： H2(g)?。O2(g)H2O(g)＋CO(g) 起始(molL－1)　　　0.020　　　0.020　　　0　　　0 轉化(molL－1)　　　y　　　　 y　　　　 y　　　y 平衡(molL－1)　　　0.020－y　 0.020－y　　y　　　y 根據(jù)平衡常數(shù)得＝，解得y＝0.012，則丙中CO2的轉化率為100%＝60%，B項正確；平衡時甲中c(CO2)＝0.010 molL－1－0.006 molL－1＝0.004 molL－1，丙中c(CO2)＝0.020 molL－1－0.012 molL－1＝0.008 molL－1，C項錯誤；丙中反應物濃度最大，反應速率最快，甲中反應物濃度最小，反應速率最慢，D項正確。 5．某恒定溫度下，在一個2 L的密閉容器中充入A氣體、B氣體，測得其濃度分別為2 molL－1和1 molL－1；且發(fā)生如下反應：3A(g)＋2B(g)2C(？)＋3D(？)　ΔH＝＋a kJmol－1，已知“？”代表C、D狀態(tài)未確定；反應一段時間后達到平衡，測得生成1.6 mol C，且反應前后壓強比為5：3，則下列說法中正確的是(　C　) A．保持體積不變的情況下，向該體系中充入He，反應速率加快，平衡正向移動 B．此時B的轉化率為20% C．增大該體系壓強，平衡向右移動，但化學平衡常數(shù)不變 D．增加C的量，A、B的轉化率減小，ΔH減小 解析 反應一段時間后達到平衡，測得反應前后壓強比為5：3，故反應后氣體體積減小，故C、D至少有一種不為氣體。A氣體、B氣體的物質的量分別為2 molL－12 L＝4 mol、1 molL－12 L＝2 mol，則反應前氣體總的物質的量為4 mol＋2 mol＝6 mol；測得反應前后壓強比為5：3，故平衡時氣體總的物質的量為6 mol＝3.6 mol。生成1.6 mol C，則生成D的物質的量為1.6＝2.4 mol，反應的B的物質的量為1.6 mol，反應A的物質的量為2.4 mol，則平衡時，A、B、C、D的物質的量分別為4 mol－2.4 mol＝1.6 mol、2 mol－1.6 mol＝0.4 mol、1.6 mol、2.4 mol，平衡時氣體總的物質的量為3.6 mol，故C為氣體 ，D不為氣體。保持體積不變的情況下，向該體系中充入He，各物質的濃度不變，反應速率不變，平衡不移動，A項錯誤；此時B的轉化率為100%＝80%，B項錯誤；該反應屬于氣體體積減小的反應，增大該體系壓強，平衡向右移動，溫度不變，化學平衡常數(shù)不變，C項正確；增加C的量，平衡逆向移動，A、B的轉化率減小，但ΔH不變，D項錯誤。 6．在恒溫、恒壓下，a mol X和b mol Y在一個容積可變的容器中發(fā)生反應：X(g)＋2Y(g)2Z(g)，一段時間后達到平衡，生成n mol Z。則下列說法正確的是(　C　) A．物質X、Y的轉化率之比為1∶2 B．起始時刻和達到平衡后容器中的壓強之比為(a＋b)∶ C．當2v正(X)＝v逆(Y)時，反應一定達到平衡狀態(tài) D．充入惰性氣體(如Ar)，平衡向正反應方向移動 解析 根據(jù)化學方程式，X、Y轉化的物質的量分別為0.5n mol、n mol，故X、Y的轉化率之比為∶＝b∶2a，A項錯誤；由于該反應在恒溫、恒壓下進行，因此起始時和平衡時容器中的壓強之比為1∶1，B項錯誤；當2v正(X)＝v逆(Y)時，正、逆反應速率相等，反應達到平衡狀態(tài)，C項正確；充入惰性氣體(如Ar)，由于保持恒壓，則容器體積增大，平衡向氣體分子數(shù)增多的方向(逆反應方向)移動，D項錯誤。 7．對于平衡體系：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)　ΔH<0，下列判斷正確的是(　C　) A．若溫度不變，容器體積擴大一倍，此時氣體A的濃度是原來的0.48倍，則a＋b>c＋d B．若從正反應開始，平衡時，氣體A、B的轉化率相等，則起始時氣體A、B的物質的量之比為b∶a C．若平衡體系中共有氣體m mol，再向其中充入n mol B，達到平衡時氣體總的物質的量為(m＋n) mol，則a＋b＝c＋d D．若a＋b＝c＋d，則對于體積不變的容器，升高溫度，平衡向左移動，容器中氣體的壓強不變 解析 若溫度不變，容器體積擴大一倍，如果反應前后氣體分子數(shù)不變，則A的濃度為原來的0.5倍，現(xiàn)為原來的0.48倍，說明平衡向氣體分子數(shù)增多的方向(正反應方向)移動，則a＋bφ(N) B．若x<3，C的平衡濃度關系：c(M)3，達到平衡后B的轉化率關系：α(M)>α(N) D．x不論為何值，平衡時M、N中的平均相對分子質量都相等 9．一定量的混合氣體在密閉容器中發(fā)生如下反應：xA(g)＋yB(g)nC(g)，達到平衡后，測得A氣體的濃度為0.5 mol/L。保持溫度不變，將容器的容積擴大一倍，再達平衡時，測得A氣體的濃度為0.3 mol/L，則下列敘述正確的是(　D　) A．x＋yn，A、B項錯誤；平衡左移，B的轉化率減小，C的體積分數(shù)減小，C項錯誤，D項正確。 10．(2018湖南師大附中高三上學期第三次月考)向甲、乙、丙三個容器中充入一定量的A和B，發(fā)生反應：A(g)＋xB(g)2C(g)。各容器的反應溫度、反應物起始量，反應過程中C的濃度隨時間變化的關系分別以下表和下圖表示： 容器 甲 乙 丙 容積 0.5 L 0.5 L 1.0 L 溫度/℃ T1 T2 T2 反應物 起始量 1.5 mol A 0.5 mol B 1.5 mol A 0.5 mol B 6.0 mol A 2.0 mol B 下列說法正確的是(　C　) A．10 min 內(nèi)甲容器中反應的平均速率v(A)＝ 0．025 molL－1min－1 B．由圖可知：T1＜T2，且該反應為吸熱反應 C．x＝1，若平衡時保持溫度不變，改變?nèi)萜黧w積平衡不移動 D．T1℃，起始時甲容器中充入0.5 mol A、1.5 mol B，平衡時A的轉化率為25% 解析 乙中平衡時A的轉化率為＝，丙中平衡時A的轉化率為＝，丙中壓強為乙中的2倍，壓強增大平衡不移動，故x＝1， A(g)＋B(g)2C(g) 開始(molL－1)　　　　3　　 1　　　0 變化(molL－1)　　　　0.75　 0.75　 1.5 平衡(molL－1)　　　　2.25　 0.25　 1.5 故T1 ℃，該反應的平衡常數(shù)K＝＝4。令T1 ℃，起始時甲容器中充入0.5 mol A、1.5 mol B，反應到達平衡時A的濃度變化量為x，則： A(g)＋B(g)2C(g) 開始(molL－1)　　　　1　 3　　　0 變化(molL－1)　　　　x x　　 2x 平衡(molL－1)　　　　1－x 3－x　 2x 所以＝4，解得x＝0.75。 故A的轉化率為100%＝75%，D項錯誤。 11．在恒容密閉容器中進行的反應：2CO2(g)＋6H2(g)C2H5OH(g)＋3H2O(g)　ΔH。在某壓強下起始時按不同氫碳比[]投料(如圖中曲線①②③)，測得CO2的平衡轉化率與溫度的關系如圖所示，下列有關說法正確的是(　D　) A．該反應的ΔH>0 B．氫碳比：①<②<③ C．在其他條件不變的情況下，增大容器的體積可提高CO2的轉化率 D．若起始CO2濃度為2 molL－1、H2為4 molL－1，在圖中曲線③氫碳比條件下進行，則400 K時該反應的平衡常數(shù)數(shù)值約為1.7 解析 根據(jù)圖像可知，在氫碳比相等的條件下，隨著溫度的升高CO2的轉化率降低，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，因此正反應是放熱反應，ΔH<0，A項錯誤；氫碳比越大，CO2的轉化率越高，根據(jù)圖像可知在溫度相等的條件下，CO2的轉化率：①>②>③，則氫碳比：①>②>③，B項錯誤；正反應是氣體體積減小的反應，因此在其他條件不變的情況下，縮小容器的體積，壓強增大，平衡向正反應方向進行，可提高CO2的轉化率，C項錯誤；根據(jù)圖像可知，400 K時曲線③中CO2的轉化率是50%，這說明消耗1 molL－1 CO2 ，則消耗3 molL－1氫氣，生成乙醇和水蒸氣分別是0.5 molL－1、1.5 molL－1，剩余CO2和氫氣分別是1 molL－1、1 molL－1，該溫度下平衡常數(shù)K＝≈1.7，D項正確。 12．在溫度T1和T2時，分別將0.50 mol CH4和1.2 mol NO2充入1 L的密閉容器中發(fā)生反應：CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝a kJ/mol。測得有關數(shù)據(jù)如下表： 溫度 　　　時間/min 物質的量　 0 10 20 40 50 T1 n(CH4)/mol 0.50 0.35 0.25 0.10 0.10 T2 n(CH4)/mol 0.50 0.30 0.18 x 0.15 下列說法正確的是(　D　) A．T1>T2，且a>0 B．當溫度為T2、反應進行到40 min時，x>0.15 C．溫度為T2時，若向平衡后的容器中再充入0.50 mol CH4和1.2 mol NO2，重新達到平衡時，n(N2)＝0.70 mol D．溫度為T1時，若起始時向容器中充入0.50 mol CH4(g)、0.50 mol NO2(g)、1.0 mol N2(g)、2.0 mol CO2(g)、0.50 mol H2O(g)，反應開始時，v正>v逆 解析 對于同一反應，當其他條件相同時，溫度越高，反應速率越快，達到平衡所需要的時間越短，因為在相同時間內(nèi)反應在T2溫度時物質的量變化的多，反應速率快，所以溫度T1v逆，D項正確。 13．下列說法正確的是(　B　) A．ΔH<0、ΔS>0的反應在溫度低時不能自發(fā)進行 B．NH4HCO3(s)===NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g) ΔH＝＋185.57 kJmol－1能自發(fā)進行，原因是體系有自發(fā)地向混亂度增加方向轉變的傾向 C．因為焓變和熵變都與反應的自發(fā)性有關，因此焓變或熵變均可以單獨作為反應自發(fā)性的判據(jù) D．在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，可以改變化學反應進行的方向 解析 ΔH<0、ΔS>0，則ΔH－TΔS<0，在任何溫度下反應都能自發(fā)進行，A項錯誤；用焓變和熵變判斷反應的自發(fā)性都有例外，故都不能單獨作為反應自發(fā)性的判據(jù)，而應使用復合判據(jù)，C項錯誤；使用催化劑只能降低反應的活化能，不能改變反應的方向，D項錯誤。 14．工業(yè)上用DME法以H2和CO為原料生產(chǎn)甲醚(CH3OCH3)。其原理是在同一容器中發(fā)生如下兩個連續(xù)反應： ①2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g) ②2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) 當達到平衡時實驗數(shù)據(jù)如下表，下列分析正確的是(　D　) 　　　溫度/℃ 平衡狀態(tài) 260 270 280 290 300 310 320 CO轉化率/% 92 87 82 80 72 65 62 CH3OCH3產(chǎn)率/% 33 45 77 79 62 58 52 A．反應①、②均為吸熱反應 B．290 ℃時反應②平衡常數(shù)值達到最大 C．平衡時，反應①與②中CH3OH的消耗速率一定相等 D．增大壓強能增大CH3OCH3產(chǎn)率 解析 CO的轉化率隨溫度升高而降低，說明升高溫度反應①平衡逆向移動，正反應為放熱反應，甲醚的產(chǎn)率開始隨溫度升高而增大，說明升高溫度反應②平衡正向移動，正反應為吸熱反應，故A項錯誤；反應②為吸熱反應，升高溫度平衡正向移動，溫度越高平衡常數(shù)越大，290 ℃時反應②K值不是最大，而溫度高時甲醚產(chǎn)率減小，是由反應①逆向移動，甲醇濃度減小所致，故B項錯誤；甲醇處于2個不同的反應體系，不能確定反應速率問題，故C項錯誤。