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2025魯科版化學選擇性必修1
第2章測評
一、選擇題:本題包括10小題,每小題2分,共計20分。每小題只有一個選項符合題意。
1.SO2催化氧化制SO3時,控制溫度在450 ℃左右,這是因為(　　)
A.催化劑活性強,反應速率快
B.SO2轉化率大
C.該溫度下,能耗較低
D.產生的污染氣體少
2.痛風病與關節滑液中形成的尿酸鈉(NaUr)有關(NaUr增多,病情加重),其化學原理為HUr(aq)+Na+(aq)NaUr(s)+H+(aq)　ΔH<0,下列說法不正確的是(　　)
A.寒冷季節更易誘發關節疼痛
B.大量飲水會增大痛風病發作的可能性
C.飲食中攝入過多食鹽,會加重痛風病病情
D.患痛風病的人應少吃能代謝產生更多尿酸的食物
3.下列說法正確的是(　　)
A.能夠自發進行的反應都是放熱反應
B.能夠自發進行的反應一定是熵增的過程
C.當ΔH<0、ΔS<0時,該反應都能自發進行
D.水凝結成冰的過程:ΔH<0,ΔS<0
4.一定溫度下,在容積恒定的密閉容器中,進行可逆反應:A(s)+2B(g)C(g)+D(g),當下列物理量不再發生變化時,能說明該反應已達到平衡狀態的是 (　　)
①混合氣體的密度?、谌萜鲀葰怏w的壓強　③混合氣體的總物質的量?、蹷物質的量濃度
A.①④ B.②③ C.②③④ D.④
5.在一定溫度下,向2 L恒容密閉容器中加入0.2 mol C,發生如下反應:2C(g)A(g)+2B(s)　ΔH>0,10 s末測得c(A)=0.02 mol·L-1,則下列說法正確的是(　　)
A.10 s末時,用A表示的反應速率為v(A)=0.002 mol·L-1·s-1
B.該條件下,c(C)由0.06 mol·L-1降到0.04 mol·L-1所需的反應時間小于5 s
C.壓縮容器的容積,正反應速率增大的程度比逆反應速率增大的程度大
D.升高溫度正反應速率加快,逆反應速率減慢
6.我國科研人員研究發現合成氨的反應歷程有多種,其中有一種反應歷程如圖所示(吸附在催化劑表面的物質用*表示)。下列說法錯誤的是(　　)
A.N2生成NH3是通過多步還原反應生成的
B.過程Ⅰ和Ⅲ中能量的變化不相同
C.增大N2的濃度,可以加快工業合成氨的反應速率,提高N2的平衡轉化率
D.大量氨分子吸附在催化劑表面,將降低反應速率
7.我國科技工作者運用DFT計算研究HCOOH在不同催化劑(Pd和Rh)表面分解產生H2的部分反應歷程如圖所示,其中吸附在催化劑表面的物種用*表示。下列說法錯誤的是(　　)
A.HCOOH吸附在催化劑表面是一個放熱過程
B.Pd、Rh分別作催化劑時HCOOH分解產生H2的反應熱不同
C.該反應過程中有C—H鍵的斷裂,還有CO鍵的形成
D.HCOO*+H*CO2+2H*是該歷程的決速步驟
8.CO2和H2合成甲醇過程中發生如下反應:
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1<0;
Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2>0。在催化劑作用下,將一定量的CO2和H2的混合氣體充入一恒容密閉容器中進行反應,達到平衡時,CO2的轉化率隨溫度變化如圖。下列說法正確的是(　　)
A.縮小容器的容積,反應Ⅱ平衡不移動
B.溫度高于400 ℃時,以反應Ⅰ為主
C.高溫、高壓能提高甲醇的平衡產率
D.選擇合適的催化劑,可提高甲醇的選擇性
9.有關反應Si(s)+3HCl(g)SiHCl3(g)+H2(g)　ΔH=-141.8 kJ·mol-1的說法正確的是(　　)
A.該反應在低溫條件下不能自發
B.其他條件不變,增大壓強SiHCl3平衡產率減小
C.實際工業生產選擇高溫,原因是高溫時Si的平衡轉化率比低溫時大
D.如圖所示,當>3,SiHCl3平衡產率減小,可能發生了副反應
10.某溫度時兩個恒容密閉容器中僅發生反應2NO2(g)2NO(g)+O2(g)　ΔH>0。實驗測得v正(NO2)=k正c2(NO2),v逆(NO)=k逆c2(NO)·c(O2),k正、k逆為速率常數,只受溫度影響。
容器 編號 起始濃度/(mol·L-1)
c(NO2) c(NO) c(O2) c(O2)
I 0.6 0 0 0.2
Ⅱ 0.6 0.1 0
下列說法錯誤的是(　　)
A.升高溫度,該反應的化學平衡常數增大
B.Ⅰ中NO2的平衡轉化率約為66.7%
C.Ⅱ中達到平衡狀態時,c平(O2)<0.2 mol·L-1
D.升高溫度,該反應的k正增大,k逆減小
二、選擇題:本題包括5小題,每小題4分,共計20分。每小題有一個或兩個選項符合題意。若正確答案只包括一個選項,多選時,該小題得0分;若正確答案包括兩個選項,只選一個且正確的得2分,選兩個且都正確的得滿分,但只要選錯一個,該小題就得0分。
11.相同溫度下,向三個容積不等的恒容密閉容器中分別通入2 mol NOCl(g),發生反應2NOCl(g)2NO(g)+Cl2(g)。t min后,三個容器中NOCl(g)的轉化率如圖所示。已知B點已達到平衡狀態,下列敘述不正確的是(　　)
A.A點一定已達到平衡狀態
B.容器容積a∶b=16∶45
C.B點對應容器中,再通入1 mol NOCl和1 mol NO,平衡正向移動
D.當三個容器都達到平衡狀態時,容積為c L的容器中NOCl轉化率最高
12.我國有世界儲量第一的天然石膏(主要成分CaSO4),同時也有大量磷酸工業副產品石膏,可用于硫酸及水泥的聯合生產。硫酸鈣在高溫下被CO還原,發生的反應有:
Ⅰ.CaSO4(s)+4CO(g)CaS(s)+4CO2(g)　K1
Ⅱ.CaSO4(s)+CO(g)CaO(s)+SO2(g)+CO2(g)　K2
Ⅲ.3CaSO4(s)+CaS(s)4CaO(s)+4SO2(g)　K3
上述反應的平衡常數的對數值(lg K)與溫度(T)的關系如圖所示。下列說法錯誤的是(　　)
A.反應Ⅱ的ΔH>0
B.lg K3=4lg K2-lg K1
C.使用適當的催化劑能夠加快反應速率,提高原料的平衡轉化率
D.調控適當的溫度可以抑制反應Ⅰ、促進反應Ⅲ而得到較純凈的CaO
13.恒溫T ℃、恒壓101 kPa,將足量的CuSO4·5H2O、NaHCO3置于一個密閉容器中,再充入已除去CO2的干燥空氣。僅發生以下反應,達平衡時兩者分解的物質的量比為2∶1。
CuSO4·5H2O(s)CuSO4·3H2O(s)+2H2O(g)　Kp1=81(kPa)2
2NaHCO3(s)Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g)　Kp2
第一次平衡后,用總壓為101 kPa的潮濕空氣[其中p(H2O)=8 kPa、p(CO2)=4 kPa]替換容器中的氣體,T ℃下達到第二次平衡。
下列說法不正確的是(　　)
A.第一次平衡時=9
B.Kp2=9(kPa)2
C.第二次平衡建立的過程中CuSO4·5H2O的質量將增加
D.第二次平衡建立的過程中NaHCO3的質量將減少
14.反應H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)可用于制備有機化工原料COS。已知240 ℃時,其化學反應平衡常數K=1。
①一定溫度下,設起始充入的n(CO2)∶n(H2S)=m,相同時間內測得H2S轉化率與m和溫度(T)的關系如圖甲所示。
②在300 ℃、320 ℃時上述反應中H2S(g)和COS(g)的體積分數(w)隨時間(t)的變化關系如圖乙所示。起始密閉容器中w[H2S(g)]和w[CO2(g)]、w[COS(g)]和w[H2O(g)]分別相等。
甲
乙
下列說法錯誤的是(　　)
A.該反應的ΔH<0
B.m1C.絕熱恒容條件下發生反應,若體系壓強不變,可說明反應達到平衡
D.300 ℃時w[COS(g)]隨時間變化的曲線為L4,320 ℃時w[H2S(g)]隨時間變化的曲線為L2
15.相同溫度下,容積均為0.25 L的兩個恒容密閉容器中發生可逆反應:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.2 kJ·mol-1。實驗測得起始時的有關數據如表所示:
容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達到平衡時體系能量的變化
N2 H2 NH3
① 1 3 0 放出熱量:23.05 kJ
② 0.9 2.7 0.2 放出熱量:Q
下列敘述錯誤的是(　　)
A.容器①②中反應的平衡常數相等
B.平衡時,兩個容器中NH3的體積分數均為
C.容器②中達到平衡時放出的熱量Q=23.05 kJ
D.若容器①的容積為0.5 L,則平衡時放出的熱量小于23.05 kJ
三、非選擇題:共4小題,共60分。
16.(15分)某學生為了探究影響化學反應速率的外界因素,進行以下實驗。
(1)向100 mL稀硫酸中加入過量的鋅粉,標準狀況下測得數據累計值如下:
時間/min 1 2 3 4 5
氫氣體積/mL 50 120 230 290 310
①在0~1、1~2、2~3、3~4、4~5 min各時間段中,反應速率最大的時間段是　 min,
主要的原因可能是　。
②為了減緩反應速率但不減少產生氫氣的量,可以在稀硫酸中加入　　　　　　　　(填字母)。
a.Na2CO3溶液 b.NaOH溶液
c.KNO3溶液 d.蒸餾水
(2)進行以下對比實驗,并記錄實驗現象。
實驗Ⅰ:
實驗Ⅱ:另取兩支試管分別加5 mL 5%H2O2溶液和5 mL 10%H2O2溶液,均未觀察到有明顯的氣泡產生。
①實驗Ⅰ的目的是　　　　　　　　　　　。
②實驗Ⅱ未觀察到預期現象,為了達到該實驗的目的,可采取的改進措施是　　　　　　　　。
(3)為了研究硫酸銅的量對氫氣生成速率的影響,該同學設計了如下一系列的實驗。將表中所給的混合溶液分別加入過量Zn粒的反應瓶中,收集產生的氣體,記錄獲得相同體積的氣體所需的時間。
實驗混合溶液 A B C
4 mol·L-1H2SO4/mL 30 V1 V2
飽和CuSO4溶液/mL 0 0.5 2.5
H2O/mL 10 V3 V4
t/s t1 t2 t3
請完成該實驗設計:V1=　　　　　　　　　　,V4=　　　　　　　　　　　　。
17.(16分)利用太陽能等可再生能源,通過光催化、光電催化或電解水制氫來進行二氧化碳加氫制甲醇,發生的主要反應是CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。
請回答下列有關問題:
(1)若二氧化碳加氫制甲醇反應在絕熱、恒容的密閉體系中進行,下列示意圖正確且能說明該反應進行到t1時刻達到平衡狀態的是　(填字母)。
(2)常壓下,二氧化碳加氫制甲醇反應時的能量變化如圖1所示,則該反應的ΔH=　　　　　　。
(3)在2 L恒容密閉容器a和b中分別投入2 mol CO2和6 mol H2,在不同溫度下進行二氧化碳加氫制甲醇的反應,各容器中甲醇的物質的量與時間的關系如圖2所示。
①若容器a、容器b中的反應溫度分別為T1、T2,則T1　　　　　　　　(填“>”“<”或“=”)T2。若容器b中改變條件時,反應情況會由曲線b變為曲線c,則改變的條件是　　　　　　　　。
②計算容器b中0~10 min氫氣的平均反應速率v(H2)=　　　　　　　　 mol·L-1·min-1。
③在容器b中該反應的平衡常數為　　　　　　(保留3位有效數字)。若平衡時向容器b中再充入1 mol CO2和3 mol H2,重新達平衡時,混合氣體中甲醇的物質的量分數　　　　　　　　(填“>”“<”或“=”)30%。
18.(14分)利用化學反應原理研究化學反應有重要意義。
(1)CO2的減排和綜合利用是解決溫室效應及能源問題的有效途徑。一定溫度下,在容積為1 L的密閉容器中,充入1 mol CO2和3 mol H2,此時壓強為p0 kPa,發生反應:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g),測得CO2和CH3OH(g)的濃度隨時間變化如圖所示。
①0~4 min,H2的平均反應速率v(H2)=　　　mol·L-1·min-1。
②下列能說明該反應已達到平衡狀態的是　　(填字母)。
A.v正(CH3OH)=3v逆(H2)
B.CO2、H2、CH3OH和H2O濃度之比為1∶3∶1∶1
C.恒溫恒容下,氣體的密度不再變化
D.恒溫恒壓下,氣體的體積不再變化
③測得某時刻,CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)和H2O(g)的濃度均為0.5 mol·L-1,則此時v(正)　　(填“>”“<”或“=”)v(逆)。
④可逆反應的平衡常數可用平衡分壓代替平衡濃度計算,已知:分壓=總壓×物質的量分數,則該溫度下Kp=　　　kPa-2(用含有p0的式子表示,保留1位小數)。
(2)工業中,CO2和H2在催化劑Cu/ZnO作用下可發生兩個平行反應,分別生成
CH3OH和CO。
反應A:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
反應B:CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)
控制CO2和H2初始投料比為1∶3時,溫度對CO2平衡轉化率及甲醇和CO產率的影響如圖所示。
①由圖可知溫度升高時CO的產率上升,其主要原因可能是　　　　　　　　　　。
②由圖可知獲取CH3OH最適宜的溫度是　　　　　　　　。
19.(15分)甲醇水蒸氣催化重整生產氫氣是近年來的一個熱門研究方向,某項研究表明其原理是甲醇先與水蒸氣反應生成CO2和H2,CO2再和H2發生逆變換反應生成CO和H2O。
①CH3OH(g)+H2O(g)CO2(g)+3H2(g)　ΔH1=+49.4 kJ·mol-1
②CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+41.2 kJ·mol-1
請回答下列問題:
(1)甲醇可發生分解反應:CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)　ΔH3,則ΔH3=　　　　　　　。
(2)向一個裝有催化劑的剛性密閉容器中通入一定量的CO和水蒸氣發生反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g),測得反應速率和溫度關系如圖1所示,BC段反應速率迅速降低的原因可能是　　　　　　　　　　　　　　。若該反應在一定溫度下達到平衡狀態后,將容器不斷壓縮并分別測定不同壓強下CO的平衡轉化率α,測定結果如圖2所示,α隨壓強增大開始不變,一定程度后逐漸減小的原因是　　　　　　　　　　　　　　。
(3)向2 L的剛性密閉容器中充入1 mol CH3OH(g)和1.3 mol H2O(g),只發生上述①、②反應。測得H2O(g)、CO2、H2、CO的平衡體積分數與溫度關系如圖所示,CH3OH(g)的平衡體積分數極低,則圖中的曲線b、d表示的物質依次是　　　　　　　、　　　　　　　。若體系在某溫度下經5 min達平衡狀態,平衡時氣體的總物質的量為4.26 mol,CO的物質的量為0.8 mol,則前5 min的甲醇的平均反應速率v(CH3OH)=　　　　　　　 mol·L-1·min-1,該溫度下反應②的平衡常數K=　　　　　　　(保留三位有效數字)。
第2章測評
1.A　解析 SO2催化氧化制SO3的反應是放熱反應,實際生產時控制溫度在450 ℃左右是因為催化劑活性強,反應速率快,可以縮短生產時間,提高生產效率,故答案選A。
2.B　解析 尿酸轉化為尿酸鈉的反應為放熱反應,寒冷季節時,溫度降低,平衡向正反應方向移動,尿酸鈉濃度增大可能會導致病情加重,所以寒冷季節更易誘發關節疼痛,故A正確;大量飲水,會使平衡向逆反應方向移動,尿酸鈉濃度減小,從而降低痛風病發作的可能性,故B錯誤;飲食中攝入過多食鹽,會使Na+濃度增大,平衡向正反應方向移動,尿酸鈉濃度增大可能會導致病情加重,故C正確;患痛風病的人吃能代謝產生更多尿酸的食物,會使尿酸濃度增大,平衡向正反應方向移動,尿酸鈉濃度增大可能會導致病情加重,所以患痛風病的人應少吃能代謝產生更多尿酸的食物,故D正確。
3.D　解析 能夠自發進行的反應不一定是放熱反應,如Ba(OH)2·8H2O+2NH4ClBaCl2+2NH3↑+10H2O為吸熱反應,常溫下就能自發發生,A錯誤;能夠自發進行的反應也可能是熵減的過程,如合成氨反應,B錯誤;當ΔH<0、ΔS<0時,該反應在低溫下能自發進行,高溫下不能自發進行,C錯誤;水凝結成冰的過程中,能夠放出熱量,且水分子的排列有序,所以ΔH<0,ΔS<0,D正確。
4.A　解析 根據反應方程式可知該反應是反應前后氣體分子數不變的反應,即在反應過程中,混合氣體的總物質的量和容器內氣體的壓強始終不變,②、③不正確?；旌蠚怏w的密度是混合氣體的質量和容器的容積之比,容器的容積不變,但混合氣體的質量是變化的,所以當混合氣體的密度不再變化時,可以說明反應達到平衡狀態,①正確。反應體系中氣體的濃度或含量不再發生變化時,說明反應達到平衡狀態,④正確。
5.C　解析 化學反應速率是指某一時段內的平均反應速率,而不是瞬時速率,故無法計算10 s末時,用A表示的反應速率,A錯誤;由題干信息可知,前10 s內C的濃度由0.1 mol·L-1降到0.06 mol·L-1,即減小了0.04 mol·L-1,隨著反應的進行C的濃度減小,正反應速率減慢,故該條件下,c(C)由0.06 mol·L-1降到0.04 mol·L-1所需的反應時間大于5 s,B錯誤;該反應正反應氣體體積減小,故壓縮容器的容積,增大壓強,化學平衡正向移動,即正反應速率增大的程度比逆反應速率增大的程度大,C正確;升高溫度,正反應速率加快,逆反應速率也加快,D錯誤。
6.C　解析 由題圖可知,N2生成NH3的過程中氮元素化合價逐漸降低,N2是通過多步還原反應生成的NH3,A正確;過程Ⅰ是斷裂N≡N中的一個鍵且形成一個N—H鍵,而過程Ⅲ是斷裂NN鍵中的一個鍵且形成一個N—H鍵,所以能量變化不同,B正確;增大N2的濃度可以加快工業合成氨的反應速率,但是N2的平衡轉化率降低,C錯誤;NH3的及時脫附可留下繼續反應的空間而增加催化劑的活性位,如果大量氨分子吸附在催化劑表面,將降低反應速率,D正確。
7.B　解析 HCOOH吸附在催化劑表面是能量降低的過程,為放熱過程,A正確;催化劑能改變反應速率,不改變熱效應,則Pd、Rh分別作催化劑時HCOOH分解產生H2的反應熱相同,B錯誤;HCOOH催化分解生成CO2和H2,該反應過程中有C—H鍵的斷裂和CO鍵的形成,C正確;反應歷程中HCOO*+H*生成過渡態2的活化能最大,反應速率最慢,故HCOO*+H*CO2+2H*是該歷程的決速步驟,D正確。
8.D　解析 CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)正反應氣體系數減小,縮小容器的容積,平衡正向移動,使CO2和H2濃度降低、水蒸氣濃度增大,由于CO2和H2濃度降低、水蒸氣濃度增大,則CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)平衡逆向移動,故A錯誤;根據圖示,溫度高于400 ℃時,隨溫度升高CO2的轉化率增大,反應Ⅱ為吸熱反應,可知溫度高于400 ℃時以反應Ⅱ為主,故B錯誤;CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)正反應放熱,升高溫度甲醇的平衡產率減小,故C錯誤;催化劑具有選擇性,選擇合適的催化劑,可提高甲醇的選擇性,故D正確。
9.D　解析 該反應為氣體總物質的量減小的反應,則ΔS<0,由ΔH<0,反應能自發進行的判據ΔH-TΔS<0,該反應在低溫條件下能自發,故A錯誤;該反應為氣體總物質的量減小的反應,增大壓強,平衡正向移動,則SiHCl3平衡產率增大,故B錯誤;該反應是放熱反應,升高溫度平衡逆向移動,Si的平衡轉化率減小,實際工業生產選擇高溫是通過適當升高溫度,反應速率加快,提高生產效率,故C錯誤;當=3,SiHCl3平衡產率最大,當>3,SiHCl3平衡產率減小,則說明可能發生副反應,故D正確。
10.D　解析 該反應ΔH>0,為吸熱反應,升高溫度,K值增大,A正確;先用三段式法計算出實驗Ⅰ中各組分的改變濃度和平衡濃度:
2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)
c(始)/(mol·L-1) 0.6 0 0
c(變)/(mol·L-1) 0.4 0.4 0.2
c(平)/(mol·L-1) 0.2 0.4 0.2
Ⅰ中NO2的平衡轉化率為×100%≈66.7%,B正確;Ⅰ中平衡時c平(O2)=0.2 mol·L-1,實驗Ⅱ相當于在Ⅰ的基礎上再加入NO,平衡會逆向移動,c平(O2)<0.2 mol·L-1,C正確;升高溫度,正逆反應速率均加快,反應的k正、k逆均增大,D錯誤。
11.C　解析 a容器容積最小,壓強最大,反應速率比b容器快,B點已達到平衡狀態,所以A點一定已達到平衡狀態,故A正確;A、B兩點均達到平衡狀態,A點:
2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)
初始/mol 2 0 0
轉化/mol 0.8 0.8 0.4
平衡/mol 1.2 0.8 0.4
B點:
2NOCl(g) 2NO(g) + Cl2(g)
初始/mol 2 0 0
轉化/mol 1 1 0.5
平衡/mol 1 1 0.5
溫度相同,平衡常數相等,所以=K,則a∶b=16∶45,故B正確;B點對應容器中,再通入1 mol NOCl和1 mol NO,Q==K,平衡不移動,故C錯誤;增大容器容積,壓強減小,平衡正向移動,NOCl轉化率增大,當三個容器都達到平衡狀態時,容積為c L的容器中NOCl轉化率最高,故D正確。
12.C　解析 lg K越大,K越大,根據圖像顯示,反應Ⅱ升高溫度lg K增大,反應Ⅱ的K值增大,說明平衡正向移動,則正反應吸熱,ΔH>0,故A正確;利用蓋斯定律,將Ⅱ×4-Ⅰ=Ⅲ,以此可得ΔH3=4ΔH2-ΔH1,則平衡常數K3=,則lg K3=lg=4lg K2-lg K1,故B正確;使用適當的催化劑能夠加快反應速率,但不影響化學平衡,不能提高原料的平衡轉化率,故C錯誤;lg K越大,K越大,根據圖像,反應Ⅰ升高溫度,lg K減小,說明平衡逆向移動,反應Ⅰ被抑制,反應Ⅲ升高溫度,lg K增大,說明平衡正向移動,反應Ⅲ被促進,則調控適當的溫度可以抑制反應Ⅰ、促進反應Ⅲ而得到較純凈的CaO,故D正確。
13.CD　解析 ①CuSO4·5H2OCuSO4·3H2O(s)+2H2O(g),2NaHCO3(s)Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g),達平衡時CuSO4·5H2O(s)和NaHCO3(s)分解的物質的量比為2∶1,分解2 mol CuSO4·5H2O可得到4 mol H2O(g),分解1 mol NaHCO3(s)可得到0.5 mol CO2和0.5 mol H2O(g),平衡體系中含有4.5 mol H2O(g)、0.5 mol CO2,所以=9,A正確;化學平衡常數Kp1=81(kPa)2=(H2O),則p平(H2O)=9 kPa,=9,則p平(CO2)=1 kPa,Kp2=p平(H2O)·p平(CO2)=9 kPa×1 kPa=9(kPa)2,B正確;反應CuSO4·5H2O(s)CuSO4·3H2O(s)+2H2O(g)的濃度商Qc=p2(H2O)=64(kPa)2<81(kPa)2=Kp1,則該反應正向進行,第二次平衡建立的過程中CuSO4·5H2O的質量將減少,C錯誤;反應2NaHCO3(s)Na2CO3(s)+H2O(g)+CO2(g)的濃度商Qc=p(H2O)·p(CO2)=8 kPa×4 kPa=32(kPa)2>Kp2,所以反應逆向進行,導致NaHCO3質量會增加,D錯誤。
14.BD　解析 由圖甲可知T ℃之前反應未平衡,H2S的轉化率隨著反應的進行增大,T ℃時反應達到平衡,T ℃后即平衡后升高溫度,H2S轉化率減小,則逆反應為吸熱反應,正反應為放熱反應,則ΔH<0,A正確;n(CO2)∶n(H2S)=m,則相同條件下m越大,H2S的轉化率越大,則m1>m2,B錯誤;該反應是氣體分子數不變的放熱反應,絕熱恒容條件下發生反應,若反應未平衡,則存在溫度升高、壓強增大的現象,因此當體系壓強不變,可說明反應達到平衡,C正確;D選項,
信息 信息加工 結論
1.H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)　ΔH<0 溫度升高,w[H2S(g)]增大 L1:320 ℃時 w[H2S(g)], L4:320 ℃時 w[COS(g)]; L2:300 ℃時 w[H2S(g)], L3:300 ℃時 w[COS(g)]
2.初始 w[CO2(g)]=w[H2S(g)], w[COS(g)]=w[H2O(g)] 初始w[H2S(g)]+w[COS(g)]=50%,L1、L4為初始1,L2、L3為初始2
3.240 ℃時K=1 240 ℃平衡時w[H2S(g)]= w[COS(g)]
4.溫度:320 ℃>300 ℃>240 ℃ w[H2S(g)]:320 ℃比300 ℃時大
15.C　解析 對于給定反應,平衡常數只與溫度有關,溫度相同,平衡常數相同,A正確;由①中放出的熱量可知,參加反應的N2為0.25 mol,則有
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
n(起始物質的量)/mol 1 3 0
n(轉化物質的量)/mol 0.25 0.75 0.5
n(平衡物質的量)/mol 0.75 2.25 0.5
則①中NH3的體積分數為,由于①和②中建立的平衡是相同的,所以兩容器中NH3的體積分數均為,B正確;①和②建立的平衡是相同的,②中起始時充入0.9 mol N2,達到平衡時相當于有0.15 mol N2參加反應,則平衡時放出的熱量小于23.05 kJ,C錯誤;若容器①的容積為0.5 L,相當于在原來的基礎上減小壓強,平衡逆向移動,則平衡時放出的熱量小于23.05 kJ,D正確。
16.答案 (1)①2~3　該反應放熱使溫度升高而加快反應速率,此時溫度的影響起主要作用?、赿　(2)①其他條件相同時,探究溫度對H2O2分解速率的影響　②將兩支試管同時放入盛有相同溫度熱水的燒杯中(或向兩支試管中同時滴入2滴1 mol·L-1的FeCl3溶液),觀察產生氣泡的速率　(3)30　7.5
解析 (1)①化學反應速率v=,因為時間相同,只要氣體體積差大,反應速率就大,0~1 min、1~2 min、2~3 min、3~4 min、4~5 min時間段中,ΔV分別為50 mL、(120-50) mL=70 mL、(230-120) mL=110 mL、(290-230) mL=60 mL、(310-290) mL=20 mL,所以反應速率最快的是2~3 min、最慢的是4~5 min,該反應是放熱反應,升高溫度反應速率增大,溫度起主要影響作用,隨著反應進行,氫離子濃度減小,反應速率減小,氫離子濃度起主要作用。
②加入Na2CO3溶液,稀硫酸和碳酸鈉反應生成二氧化碳,導致和鋅反應的氫離子總物質的量減少,生成的氫氣減少,不符合條件,故a不選;加入NaOH溶液,氫離子濃度減小、氫離子總物質的量變小,不符合條件,故b不選;加入KNO3溶液,硝酸具有強氧化性,與金屬反應一般不放出氫氣,氫氣的量減少,不符合條件,故c不選;加入蒸餾水,氫離子濃度減小、氫離子總物質的量不變,反應速率減慢,但不減少產生氫氣的量,符合條件,故d選。
(2)①實驗Ⅰ:分別在試管A、B中加入5 mL 5%H2O2溶液,各滴入1~2滴1 mol·L-1FeCl3溶液,試管中均有適量氣泡出現,說明過氧化氫發生分解,試管A、B中均有適量氣泡出現時,將試管A放入盛有5 ℃冷水的燒杯中,試管B放入盛有40 ℃熱水的燒杯中,放入40 ℃熱水中的試管中產生的氣泡量增多,說明溫度對H2O2分解速率有影響。
②影響化學反應速率的外界因素有濃度、溫度、氣體的壓強、催化劑、固體的表面積等,另取兩支試管分別加入5 mL 5%H2O2溶液和5 mL 10%H2O2溶液,兩支試管中均未見氣泡產生,為加快反應速率,可從溫度或催化劑的影響角度考慮。
(3)研究硫酸銅的量對氫氣生成速率的影響,需要硫酸的量不變,則V1=30;只改變硫酸銅的量,由A組實驗數據可知,溶液的總體積為40 mL,V4=40-30-2.5=7.5。
17.答案 (1)bc　(2)-46 kJ·mol-1　(3)①>　加入催化劑?、?.225?、?.33 mol-2·L2　>
解析 (1)a項,隨著時間的延長甲醇的濃度最終保持穩定,不會變小,錯誤;b項,t1時二氧化碳的質量分數保持恒定,說明反應達到平衡,正確;c項,t1時甲醇與二氧化碳的物質的量之比保持恒定,達到平衡,正確;d項,t1時二氧化碳的物質的量在減小,甲醇的物質的量在增加,故未達到平衡,錯誤。
(2)常壓下,二氧化碳加氫制甲醇反應的ΔH=2 914 kJ·mol-1-2 960 kJ·mol-1=-46 kJ·mol-1。
(3)①若容器a、容器b中的反應溫度分別為T1、T2,a先達到平衡,對應的溫度高,則T1>T2;若容器b中改變條件時,反應情況會由曲線b變為曲線c,反應速率變快,平衡不移動,則改變的條件是加入催化劑。
②CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g),平衡時容器b中甲醇的物質的量為1.5 mol,氫氣的變化量為4.5 mol,0~10 min氫氣的平均反應速率v(H2)==0.225 mol·L-1·min-1。
③在容器b中,
CO2(g) + 3H2(g) CH3OH(g) + H2O(g)
開始/mol 2 6 0 0
轉化/mol 1.5 4.5 1.5 1.5
平衡/mol 0.5 1.5 1.5 1.5
平衡/(mol·L-1) 0.25 0.75 0.75 0.75
該反應的平衡常數為 mol-2·L2≈5.33 mol-2·L2。此時,甲醇的物質的量分數為×100%=30%,若平衡時向容器b中再充入1 mol CO2和3 mol H2,相當于加壓,平衡正向移動,重新達平衡時,混合氣體中甲醇的物質的量分數大于30%。
18.答案 (1)①0.375?、贒?、?　④　(2)①反應B是吸熱反應,升高溫度平衡正向移動,CO產率升高?、?50 ℃
解析 (1)①由圖可知,0~4 min CO2濃度變化量為0.5 mol·L-1,則CO2的平均反應速率v(CO2)==0.125 mol·L-1·min-1。根據CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)可知,v(H2)=3v(CO2)=0.125 mol·L-1·min-1×3=0.375 mol·L-1·min-1。
②根據CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)可知,3v正(CH3OH)=v逆(H2)時,反應達到平衡狀態,故A錯誤;CO2、H2、CH3OH和H2O濃度之比為1∶3∶1∶1,不能說明CO2、H2、CH3OH和H2O濃度不再發生改變,不能說明反應達到平衡狀態,故B錯誤;根據CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)可知,恒溫恒容下,氣體的質量不變,氣體體積不變,則氣體的密度為定值,所以恒溫恒容下,氣體的密度不再變化,不能作為判斷達到平衡狀態的依據,故C錯誤;在恒溫恒壓下,氣體的體積隨反應進行減小,體積不再發生變化,可說明反應達到了平衡狀態,故D正確。
③1 L的密閉容器中,充入1 mol CO2和3 mol H2,所以初始濃度c(CO2)=1 mol·L-1,c(H2)=3 mol·L-1,由圖和CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)可知,平衡時c平(CO2)=0.25 mol·L-1,c平(H2)=0.75 mol·L-1,c平(CH3OH)=c平(H2O)=0.75 mol·L-1,則K= mol-2·L2≈5.3 mol-2·L2,當測得某時刻,CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)和H2O(g)的濃度均為0.5 mol·L-1,Qc= mol-2·L2=4 mol-2·L2<5.3 mol-2·L-2,所以平衡正向移動,則此時v(正)>v(逆)。
④根據初始濃度c(CO2)=1 mol·L-1,c(H2)=3 mol·L-1,平衡濃度c平(CO2)=0.25 mol·L-1,c平(H2)=0.75 mol·L-1,c平(CH3OH)=c平(H2O)=0.75 mol·L-1,可得平衡時壓強p=p0=p0,則平衡時CO2的分壓p(CO2)=p0×p0,p(H2)=p(CH3OH)=p(H2O)=p0×p0,因此該溫度下Kp=kPa-2=kPa-2。
(2)①由圖可知,溫度升高CO的產率上升,其主要原因可能是反應B正反應是吸熱反應,溫度升高平衡正向移動,CO產率升高。
②據圖示進行分析250 ℃甲醇轉化率最高,故獲取CH3OH最適宜的溫度是250 ℃。
19.答案 (1)+90.6 kJ·mol-1　(2)催化劑失去了活性,催化效果大大減弱　當壓強增大到一定程度時水蒸氣先變為液體,故反應正反應的氣體體積增大,此時再增大壓強,平衡逆向移動　(3)CO2　CO　0.098　2.33
解析 (1)由蓋斯定律可知,甲醇可發生分解反應:CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)。可由反應①+反應②得到,故ΔH3=ΔH1+ΔH2=+49.4 kJ·mol-1+(+41.2 kJ·mol-1)=+90.6 kJ·mol-1。
(2)溫度升高,反應速率加快,但BC段的反應速率隨溫度升高反而迅速降低,其原因可能是催化劑失去了活性,催化效果大大減弱。
反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)前后氣體的體積不變,增大壓強平衡不移動,故將容器不斷壓縮,CO的平衡轉化率α隨壓強增大開始不變,但到達一定程度時水蒸氣先變為液體,此時正反應氣體體積增大,再增大壓強,平衡逆向移動,故CO的平衡轉化率α逐漸減小。
(3)根據題干信息,CH3OH(g)的平衡體積分數極低,可以認為反應①中CH3OH近似完全反應,故有:
CH3OH(g) + H2O(g) CO2(g) + 3H2(g)
起始量/mol 1 1.3 0 0
轉化量/mol 1 1 1 3
平衡量/mol 0 0.3 1 3
反應②
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
起始量/mol 1 3 0 0.3
轉化量/mol x x x x
平衡量/mol 1-x 3-x x 0.3+x
只有反應②有CO生成,故隨著溫度升高,反應②平衡正向移動,故CO、H2O的百分含量一直增大,為曲線c或d所示,H2O的物質的量比CO的大,故曲線c為H2O、曲線d為CO,而CO2、H2的百分含量則一直減小,如曲線a、b所示,又H2的物質的量大于CO2,故曲線a為H2,b為CO2。
若體系在某溫度下經5 min達平衡狀態,平衡時氣體的總物質的量為4.26 mol,CO的物質的量為0.8 mol,根據三段式分析,設反應轉化了x mol的CH3OH,則有:
CH3OH(g) + H2O(g) CO2(g) + 3H2(g)
起始量/mol 1 1.3 0 0
轉化量/mol x x x 3x
平衡量/mol 1-x 1.3-x x 3x
CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　 　
起始量/mol x 3x 0 1.3-x
轉化量/mol 0.8 0.8 0.8 0.8
平衡量/mol x-0.8 3x-0.8 0.8 1.3-x+0.8
故有:1-x+x-0.8+3x-0.8+0.8+1.3-x+0.8=4.26,解得:x=0.98。
故前5 min甲醇的平均反應速率v(CH3OH)==0.098 mol·L-1·min-1,該溫度下反應②的平衡常數K==≈2.33。
21世紀教育網 www.21cnjy.com 精品試卷·第 2 頁 （共 2 頁）
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