資源簡介

階段質量檢測(二)　化學反應速率與化學平衡
一、選擇題:本題共15小題,每小題3分,共45分。
1.“冰,水為之,而寒于水”關于水凝結成冰的過程的描述正確的是 (　　)
A.ΔH>0,ΔS>0 B.ΔH>0,ΔS<0
C.ΔH<0,ΔS>0 D.ΔH<0,ΔS<0
2.下列有關碰撞理論的說法正確的是 (　　)
A.活化分子的每一次碰撞都能發生化學反應
B.能發生有效碰撞的分子一定是活化分子
C.其他條件不變,增大壓強,能增大活化分子百分數,從而增大有效碰撞次數
D.催化劑能增大反應的活化能,從而加快反應速率
3.已知某密閉容器中發生反應:X(g)+Y(g)2W(g)+Z(g)　ΔH<0(Y物質易被液化)。下列有關說法中一定正確的是 (　　)
A.若W為有顏色的物質,達到平衡后,增大壓強,體系顏色變淺
B.改變壓強,該反應的平衡常數一定不變
C.平衡時,其他條件不變,升高溫度,正反應速率增大程度比逆反應速率增大程度小
D.平衡時,其他條件不變,分離出Z,正反應速率增大
4.已知在一定條件下CO2可轉化為高附加值的燃料CH4,反應原理為CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)。實驗測得在四種不同條件下的反應速率分別為①v(CO2)=2 mol·L-1·min-1、②v(H2)=12 mol·L-1·min-1、③v(CH4)=0.2 mol·L-1·s-1、④v(H2O)=0.3 mol·L-1·s-1,則四種條件下的速率關系為 (　　)
A.②>①>④>③ B.④>③>②>①
C.③>④>②>① D.④=③>②>①
5.采取下列措施對增大化學反應速率有明顯效果的是 (　　)
A.Na與水反應時,增加水的用量
B.Fe與稀硫酸反應制取氫氣時,改用濃硫酸
C.氯化銨固體與熟石灰共熱制氨氣時,增大壓強
D.大理石與鹽酸反應制取CO2時,將塊狀大理石改為粉末狀大理石
6.下列說法不正確的是 (　　)
A.CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)室溫下不能自發進行,說明該反應的ΔH>0
B.放熱及熵增加的反應,一定能自發進行
C.知道了某過程有自發性之后,則可確定過程是否一定會發生
D.已知反應FeO(s)+C(s)CO(g)+Fe(s)　ΔH>0,高溫下為自發過程,低溫下為非自發過程
7.根據化學反應速率或平衡理論,聯系生產實際,下列說法錯誤的是 (　　)
A.供熱公司為了節能減排,將煤塊粉碎,讓煤充分燃燒
B.啤酒瓶開啟后,馬上泛起大量泡沫,可用勒夏特列原理解釋
C.使用高效催化劑是大大提高原料平衡轉化率的有效方法
D.將一氧化碳中毒者放入高壓氧艙,增大氧氣濃度,利用平衡移動原理緩解病情
8.反應3Fe(s)+4H2O(g)Fe3O4(s)+4H2(g)在一容積可變的密閉容器中進行,下列條件的改變對其化學反應速率幾乎無影響的是 (　　)
A.保持容積不變,增加H2O(g)的物質的量
B.將容器的容積縮小一半
C.保持容積不變,充入Ar使壓強增大
D.保持壓強不變,充入Ar使容積增大
9.實驗室配制碘水時,通常將I2溶解于KI溶液:I2(aq)+I-(aq)(aq)。關于該溶液下列說法正確的是 (　　)
A.滴入淀粉溶液,不變藍
B.加水稀釋,平衡逆向移動
C.加入AgNO3固體,平衡正向移動
D.增大c(KI),活化分子百分數增大,溶解加快
10.已知反應:N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ·mol-1,溫度不同(T2>T1)。下列圖像正確的是 (　　)
11.已知植物光合作用發生的反應如下:6CO2(g)+6H2O(l)C6H12O6(s)+6O2(g)　ΔH=+669.62 kJ·mol-1,該反應達到化學平衡后,下列說法正確的是 (　　)
A.取走一半C6H12O6,CO2轉化率增大
B.適當升高溫度,既提高了反應速率,又增大了CO2的轉化率
C.加入催化劑,O2的體積分數增大
D.增大CO2的濃度,平衡右移,化學平衡常數增大
12.已知分解1 mol H2O2放出熱量98 kJ,在含少量I-的溶液中,H2O2分解的機理為
反應Ⅰ:H2O2(aq)+I-(aq)H2O(l)+IO-(aq)　慢反應　ΔH1
反應Ⅱ:H2O2(aq)+IO-(aq)H2O(l)+O2(g)+I-(aq)　快反應　ΔH2
下列有關該反應的說法正確的是 (　　)
A.H2O2分解產生O2的速率由反應Ⅱ決定
B.I-和IO-在反應過程中充當催化劑
C.ΔH1+ΔH2=-196 kJ·mol-1
D.反應Ⅰ活化能Ea1與反應Ⅱ活化能Ea2 數值上相差98 kJ·mol-1
13.根據相應的圖像,下列相關說法正確的是 (　　)
甲 乙
aA(g)+bB(g)cC(g) L(s)+aG(g) bR(g)
丙 丁
aA+bBcC A+2B2C+3D
A.由圖甲可知反應aA(g)+bB(g) cC(g):a+b>c且正反應為吸熱反應
B.反應達到平衡時外界條件對平衡影響關系如圖乙所示,則正反應為吸熱反應,且a>b
C.物質的含量和壓強關系如圖丙所示,可知E點v逆D.反應速率和反應條件變化關系如圖丁所示,則該反應的正反應為放熱反應,且A、B、C、D均為氣體
14.在2 L密閉容器中充入3 mol A氣體和2 mol B氣體,在一定條件下發生反應3A(g)+B(g)2C(g)+xD(g),達到平衡時,生成了1 mol C,經測定,D的濃度為0.5 mol·L-1,下列判斷正確的是 (　　)
A.x=2
B.B的轉化率為30%
C.平衡時A的濃度為1.5 mol·L-1
D.達到平衡時,在相同溫度下容器內混合氣體的壓強是反應前的60%
15.(2024·重慶卷)醋酸甲酯制乙醇的反應為CH3COOCH3(g)+2H2(g)CH3CH2OH(g)+CH3OH(g)
三個10 L恒容密閉容器中分別加入1 mol醋酸甲酯和9.8 mol氫氣,在不同溫度下,反應t分鐘時醋酸甲酯物質的量n如圖所示。下列說法正確的是 (　　)
A.該反應的ΔH>0
B.容器甲中平均反應速率v(H2)= mol·L-1·min-1
C.容器乙中當前狀態下反應速率v(正)D.容器丙中乙醇的體積分數為8%
二、非選擇題:本題共4小題,共55分。
16.(10分)某同學探究外界條件對H2O2分解速率的影響,實驗所用試劑:0.4 mol·L-1 H2O2溶液、蒸餾水、MnO2粉末、Fe2O3粉末。
實驗序號 1 2 3 4 5
H2O2濃度/(mol·L-1) 0.4 0.4 0.4 0.4 0.4
V(H2O2溶液)/mL 20 20 20 20 b
溫度 室溫 50 ℃水浴 室溫 室溫 室溫
催化劑 無 無 0.5 g a 0.5 g MnO2 粉末 0.5 g a
收集112 mL O2 所需時間/s 幾乎無 氣體產生 296 45 100 >45
(1)實驗1、2的目的是其他條件相同時,研究 對H2O2分解速率的影響。
(2)表中a所用試劑為　　　　　　。對比實驗3、4可得出的結論是 　。
(3)實驗3、5是其他條件相同時,探究濃度對該化學反應速率的影響。b處取用10 mL 0.4 mol·L-1 H2O2溶液,還應添加的試劑及用量為 　。
(4)控制其他條件相同,印刷電路板的金屬粉末用0.4 mol·L-1 H2O2溶液和3.0 mol·L-1 H2SO4溶液處理。
①請配平方程式:　　Cu+　　H2O2+　　H+　　Cu2++　　H2O
②某同學在不同溫度下完成該實驗,測得銅的平均溶解速率分別為
溫度/℃ 20 30 40 50 60 70 80
銅的平均溶解速率/(×10-3 mol·L-1·min-1) 7.34 8.01 9.25 7.98 7.24 6.73 5.76
當溫度高于40 ℃時,銅的平均溶解速率隨著反應溫度的升高而下降,其主要原因是 　。
17.(15分)一定溫度下,在密閉容器中發生反應3A(g)+B(g)2C(g)+3D( )　ΔH<0,正反應速率表達式為v正=k·cm(A)cn(B)(k是正反應速率常數,只與溫度有關)。測得正反應速率常數與濃度關系如表所示:
序號 c(A)/(mol·L-1) c(B)/(mol·L-1) v正/(mol·L-1·min-1)
Ⅰ 0.10 0.10 0.15
Ⅱ 0.20 0.20 2.40
Ⅲ 0.20 0.10 1.20
(1)n=　　　　。
(2)向容積為2 L的恒容密閉容器中僅充入0.6 mol A(g)和0.3 mol B(g),發生上述反應,測得n(C)隨時間的變化如圖所示。
①物質D的聚集狀態為　　　　　　。
②a、b、c三點氣體C的逆反應速率由大到小的順序為　　　　　　　　(用a、b、c表示)。
③T2時,此反應的平衡常數K=　　　　　　(不寫單位)。
(3)在恒溫、恒容容器中進行反應CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)　ΔH=-252.9 kJ·mol-1。下列不能說明反應達到平衡狀態的是　　　　(填字母)。
A.混合氣體的平均密度不再變化
B.混合氣體的平均摩爾質量不再變化
C.4v正(H2)=v逆(CH4)
D.容器內的氣體壓強不再變化
18.(15分)已知在一恒容密閉容器中進行反應:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)　ΔH=-196.0 kJ·mol-1。SO2的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示。
根據圖示回答下列問題:
(1)壓強:p1　　　(填“>”“=”或“<”)p2。
(2)升高溫度,平衡向　　　(填“左”或“右”)移動。
(3)200 ℃時,將一定量的SO2和O2充入體積為2 L的密閉容器中,經10 min后測得容器中各物質的物質的量如下表所示:
氣體 SO2 O2 SO3
物質的量/mol 1.6 1.8 0.4
①10 min內該反應的反應速率v(O2)=　　　　　　　　,該反應達到化學平衡狀態的標志是　　　　。
a.SO2和O2的體積比保持不變
b.混合氣體的密度保持不變
c.體系的壓強保持不變
d.SO2和SO3物質的量之和保持不變
②當反應放出98.0 kJ熱量時,測得該反應達到平衡狀態,該溫度下SO2的轉化率為　　　　　　。
(4)400 ℃時,將等量的SO2和O2分別在兩個容積相等的容器中反應,并達到平衡。在這過程中,甲容器保持容積不變,乙容器保持壓強不變,若甲容器中SO2的百分含量為p%,則乙容器中SO2的百分含量　　　　　　。
a.等于p%　　　　　　 b.大于p%
c.小于p% d.無法判斷
19.(15分)(2024·山東卷)水煤氣是H2的主要來源,研究CaO對C H2O體系制H2的影響,涉及主要反應如下:
C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) (Ⅰ)　ΔH1>0
CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)(Ⅱ) ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g)CaCO3(s)(Ⅲ)　ΔH3<0
回答下列問題:
(1)C(s)+CaO(s)+2H2O(g)CaCO3(s)+2H2(g)的焓變ΔH=　　　　　　　　　　　(用代數式表示)。
(2)壓力p下,C H2O CaO體系達平衡后,圖示溫度范圍內C(s)已完全反應,CaCO3(s)在T1溫度時完全分解。氣相中CO、CO2和H2摩爾分數隨溫度的變化關系如圖所示,則a線對應物種為　　　　　　(填化學式)。當溫度高于T1時,隨溫度升高c線對應物種摩爾分數逐漸降低的原因是 　。
(3)壓力p下、溫度為T0時,圖示三種氣體的摩爾分數分別為0.50、0.15、0.05,則反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)的平衡常數Kp=　　　　;此時氣體總物質的量為4.0 mol,則CaCO3(s)的物質的量為　　　　 mol;若向平衡體系中通入少量CO2(g),重新達平衡后,分壓p(CO2)將　 　　(填“增大”“減小”或“不變”),p(CO)將　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。
階段質量檢測(二)
1.選D　水凝結成冰的過程為放熱的氣體分子數減小的過程,焓變小于零,熵變小于零。
2.選B　活化分子的碰撞不一定都能發生化學反應,只有活化分子碰撞時取向合適時才能發生化學反應,故A錯誤;有效碰撞是能發生化學反應的碰撞,所以能發生有效碰撞的分子一定是活化分子,故B正確;其他條件不變,增大壓強,能增大單位體積內的活化分子數,從而增大有效碰撞次數,不能增大活化分子百分數,故C錯誤; 催化劑能降低反應的活化能,從而加快反應速率,故D錯誤。
3.選C　A項,增大壓強,各物質濃度變大,體系顏色應變深,錯誤;B項,Y物質易被液化,加壓有可能導致Y變為液態,平衡常數的表達式變了,平衡常數也就可能改變,錯誤;C項,升溫,平衡逆向移動,正確;D項,分離出Z,正、逆反應速率都減小,錯誤。
4.選C　①v(CO2)=2 mol·L-1·min-1、②v(CO2)=v(H2)=3 mol·L-1·min-1、③v(CO2)=v(CH4)=0.2 mol·L-1·s-1=12 mol·L-1·min-1、④v(CO2)=v(H2O)=0.15 mol·L-1·s-1=9 mol·L-1·min-1,故速率關系為③>④>②>①。
5.選D　水為純液體,濃度視為常數,所以Na與水反應時增大水的用量不影響反應速率,故A錯誤;濃硫酸和Fe發生鈍化現象反應停止,且不生成氫氣,生成二氧化硫,故B錯誤;對于有氣體參與的反應,增大壓強才能加快反應速率,氯化銨與熟石灰都是固體,則增大壓強,反應速率不變,故C錯誤;將塊狀大理石改為粉末狀大理石,增大了反應物的接觸面積,反應速率加快,故D正確。
6.選C　根據反應方程式,該反應為熵增,根據ΔG=ΔH-TΔS進行分析,該反應不能自發進行,ΔG>0,因此可以說明該反應的ΔH>0,故A說法正確;放熱反應,推出ΔH<0,熵增,推出ΔS>0,根據復合判據,任何溫度下,該反應都能自發進行,故B說法正確;過程的自發性只能用于判斷過程的方向,不能確定過程是否一定會發生和過程發生的概率,故C說法錯誤;該反應是熵增,推出ΔS>0,該反應ΔH>0,根據復合判據,高溫下能夠自發進行,低溫下為非自發過程,故D說法正確。
7.選C　將煤塊粉碎,增大煤與空氣的接觸面積,讓煤充分燃燒,并且可以節能減排,故A正確;密封的啤酒瓶內壓強很大,所以二氧化碳能以碳酸的形式存在于瓶中,存在H2CO3(l) H2O(l)+CO2(g),而開瓶就是一個減壓的過程,平衡向右移動,生成二氧化碳,馬上泛起大量泡沫,可用勒夏特列原理解釋,故B正確;使用高效催化劑大大加快化學反應速率,不能提高原料平衡轉化率,故C錯誤;一氧化碳中毒者體內存在平衡:HbO2+CO HbCO+O2,放入高壓氧艙,增大氧氣的濃度,平衡逆向移動,減少血紅蛋白與 CO的結合,緩解病情,能利用平衡移動原理解釋,故D正確。
8.選C　容積不變,增加水蒸氣的物質的量,反應物濃度增大,化學反應速率加快,故A不符合題意;將容器的容積縮小一半,反應物的濃度增大,化學反應速率加快,故B不符合題意;保持容積不變,充入不參與反應的氬氣,反應體系中各物質的濃度不變,化學反應速率不變,故C符合題意;保持壓強不變,充入不參與反應的氬氣,容器的容積變大,反應物的濃度減小,化學反應速率減小,故D不符合題意。
9.選B　該反應為可逆反應,溶液中有碘單質存在,滴入淀粉溶液,變藍,A錯誤;平衡時,K=,加水稀釋,各離子濃度均為原來的n倍(0K,平衡逆向移動,B正確;加少量AgNO3固體,銀離子與碘離子生成碘化銀沉淀,平衡逆向移動,C錯誤;增加KI濃度,增加活化分子數,活化分子百分數不變,D錯誤。
10.選B　正反應放熱,溫度升高,平衡逆移,H2的平衡體積分數增大,由于T2>T1,由圖可知,相同壓強下T2的H2體積分數小于T1,與理論相反;正反應氣體分子數減小,加壓,平衡正移,H2的平衡體積分數減小,圖中為增大,A錯誤;由于T2>T1,正反應放熱,溫度升高,反應速率加快,先達到平衡,且平衡逆移,N2的轉化率減小,與圖相符,B正確;由于T2>T1,正反應放熱,溫度升高,平衡逆移,但正、逆反應速率瞬時均增大,圖像中間應有一段間隔,C錯誤;正反應放熱,溫度升高,平衡逆移,所以升溫化學平衡常數減小,與圖中相反,D錯誤。
11.選B　C6H12O6為固體,取走一半濃度無影響,平衡不移動,所以CO2轉化率不變, A錯誤;該反應為吸熱反應,升溫平衡正移,CO2的轉化率增大,同時升溫會加快反應速率, B正確;加入催化劑,只能加快反應速率,對平衡無影響,O2的體積分數不變,C錯誤;增大CO2的濃度,平衡右移,但化學平衡常數不變,D錯誤。
12.選C　H2O2分解產生O2的速率由慢反應決定即由反應Ⅰ決定,故A錯誤;I-是在反應過程中充當催化劑,IO-僅在反應中是中間產物,故B錯誤;分解1 mol H2O2放出熱量98 kJ,根據蓋斯定律得到ΔH1+ΔH2=-196 kJ·mol-1,故C正確;反應Ⅰ是慢反應,只能說活化能Ea1比反應Ⅱ活化能Ea2數值大,但大多少不能算出,故D錯誤。
13.選C　甲圖中斜率代表反應速率,則T1>T2,p2>p1,說明升高溫度C的百分含量減小,平衡逆向移動,該反應為放熱反應,增大壓強,C的百分含量增大,平衡正向移動,a+b>c,故A錯誤;由圖像可知,相同壓強下溫度大,G的體積分數小,正反應為吸熱反應,但p1和p2的大小關系不確定,則不能確定a、b關系,故B錯誤;曲線l上的點都是平衡點,E點反應未達到平衡,且A的百分含量要下降,平衡正向移動,可知E點v逆14.選A　由三段式分析:
　　　　　　3A(g)+B(g) 2C(g)+xD(g)
起始量/mol 　 3　　 2　　 0　　 0
轉化量/mol 1.5　 0.5　　1　　0.5×2
平衡量/mol 1.5　 1.5　　1　　 0.5×2
根據轉化量之比等于化學計量數比可知,x=2,據此分析解題。由分析可知,x=2,A正確;B的轉化率為×100%=25%,B錯誤;平衡時A的濃度為=0.75 mol·L-1,C錯誤;由分析并結合阿伏加德羅定律可知,達到平衡時,在相同溫度下容器內混合氣體的壓強是反應前的=100%,即反應前后體系壓強不變,D錯誤。
15.選D　溫度越高,反應速率越快,容器甲、容器乙、容器丙中反應物組成相同,由題圖可知T3>T2>T1,n甲(CH3COOCH3)>n丙(CH3COOCH3)>n乙(CH3COOCH3),則容器甲內反應正向進行,未達到平衡狀態,容器丙內反應達到平衡狀態,不能確定容器乙內反應是否達到平衡狀態。T2→T3升高溫度,反應逆向進行,則正反應為放熱反應,ΔH<0,A項錯誤;容器甲中平均反應速率v(H2)=2v(CH3COOCH3)=2×= mol·L-1·min-1,B項錯誤;不能確定容器乙內反應是否達到平衡狀態,則容器乙中當前狀態下反應速率v(正)≥v(逆),C項錯誤;容器丙中反應一定達到平衡狀態,列三段式:
CH3COOCH3(g)+2H2(g)CH3CH2OH(g)+CH3OH(g)
0.1　 　0.98　　　　　　0　　　　 0
0.08 0.16 0.08 0.08
0.02 0.82 0.08 0.08
故容器丙中乙醇的體積分數為×100%=8%,D項正確。
16.解析:(1)由控制變量法可知,實驗1、2的目的是其他條件相同時,反應溫度不同,說明研究溫度對H2O2分解速率的影響;(2)實驗3、4是Fe2O3粉末相比MnO2粉末具有更高的催化效率,對比實驗3、4可得出的結論是其他條件相同時,不同催化劑對H2O2分解速率影響不同;(3)為了保持溶液體積相同,此處還應添加的試劑及用量為10 mL蒸餾水;(4)①Cu從0價升高為+2,H2O2是氧化劑,O元素從-1價降為-2價,則根據得失電子守恒及電荷守恒可得Cu+H2O2+2H+Cu2++2H2O;②溫度高于40 ℃后,隨著溫度的升高,H2O2的分解速率加快,使溶液中H2O2的濃度降低得更快,對銅的溶解速率的影響超過了溫度升高對銅溶解速率的影響,所以銅的溶解速率逐漸減小。
答案:(1)溫度　(2)Fe2O3粉末　其他條件相同時,不同催化劑對H2O2分解速率影響不同　(3)10 mL蒸餾水　(4)①Cu+H2O2+2H+Cu2++2H2O　②溫度高于40 ℃時,有較多H2O2分解,反應物濃度降低,使銅的平均溶解速率降低
17.解析:(1)由v正=k·cm(A)·cn(B)分別代入三組數據,Ⅱ.v正=k·(0.20)m·(0.20)n=2.40 mol·L-1·min-1②,Ⅲ.v正=k·(0.20)m·(0.10)n=1.20 mol·L-1·min-1③,由可得:2n=2,解得:n=1;
(2)①由圖可知,壓強均為p2的兩條線,“先拐先平衡”,對應速率大溫度高,故T1>T2,再根據溫度均為T1 的兩條線判斷,依據“先拐先平衡”,p2>p1,增大壓強,C的物質的量減小,說明平衡逆向移動,逆向是氣體體積減小方向,故D為氣體;②由①可知,a點還未達到平衡,va(正)>va(逆),在達到平衡之前逆反應速率增大,到b點達到平衡狀態,vb(正)=vb(逆),則va(逆)vb(正)=vb(逆),則a、b、c三點氣體C的逆反應速率由大到小的順序為c>b>a;
③容器的容積為2 L,T2時,此反應達到平衡時,C的物質的量為0.2 mol,其濃度為0.1 mol·L-1,充入0.6 mol A(g)和0.3 mol B(g),A、B起始濃度分別為0.3 mol·L-1、0.15 mol·L-1,列出三段式:
　　　　　　　　　3A(g)+B(g) 2C(g)+3D(g)
起始量/(mol·L-1)　0.3　　0.15　 　0　　　　0
轉化量/(mol·L-1) 0.15 　 0.05　 0.1　　 0.15
平衡量/(mol·L-1) 0.15　　 0.1　 0.1　　0.15
則化學平衡常數K===0.1;
(3)由題干反應方程式可知,反應過程中容器內氣體的質量不變,容器體積不變即容器內混合氣體的密度始終保持不變,故混合氣體的平均密度不再變化不能說明該反應達到化學平衡,A符合題意;反應過程中容器內氣體的質量不變,反應前后氣體的物質的量發生改變,即混合氣體的平均摩爾質量一直在改變,故混合氣體的平均摩爾質量不再變化能說明反應達到化學平衡,B不合題意;根據反應速率之比等于化學計量數之比可知,v正(H2)=4v正(CH4),故當4v正(H2)=v逆(CH4)時,v正(CH4)≠v逆(CH4),即不能說明反應達到化學平衡,C符合題意;反應前后氣體的物質的量發生改變,反應過程中容器體積不變,則容器內的氣體壓強一直在改變,故容器內的氣體壓強不再變化能說明反應達到化學平衡,D不合題意。
答案:(1)1　(2)①氣體　②c>b>a　③0.1　(3)AC
18.解析:(1)該反應的正反應是氣體體積減小的反應,在相同溫度時,增大壓強平衡向正反應方向移動,二氧化硫的轉化率增大,B點的轉化率大于A點,所以p1>p2;(2)由圖可知,壓強一定時,升高溫度,SO2轉化率減小,說明升高溫度,化學平衡向左移動;(3)①v(SO3)===0.02 mol·L-1·min-1,v(O2)=v(SO3)=0.01 mol·L-1·min-1;a.SO2、O2起始物質的量分別為n(SO2)=1.6 mol+0.4 mol=2.0 mol,n(O2)=1.8 mol+0.2 mol=2.0 mol。因溫度和容器體積不變,開始加入的SO2和O2的物質的量相等,而Δn(SO2)與Δn(O2)不相等,故SO2和O2的體積比不變能說明反應達到平衡狀態,a正確;容器體積不變,混合氣體質量不變,故反應前后氣體密度不變,b錯誤;因反應后氣體的總物質的量減小,若壓強不變,能說明反應達到平衡狀態,c正確;根據硫原子質量守恒,反應前后n(SO2)+n(SO3)不變,d錯誤。②反應放出98 kJ熱量時,消耗的SO2的物質的量為×2 mol=1 mol,則SO2的轉化率α(SO2)=×100%=50%;(4)先假定甲、乙的體積都不變,達到平衡后再保持乙的壓強不變。由于此反應的正反應是氣體體積減小的反應,因此,待等體積達平衡后,欲保持乙的壓強不變,就需要縮小體積。縮小體積使乙的壓強增大,化學平衡正向移動。所以,若甲容器中SO2的百分含量為p%,則乙的SO2的百分含量將小于甲,即乙的SO2的百分含量小于p%,故答案為c。
答案:(1)>　(2)左　(3)①0.01 mol·L-1·min-1　ac　
②50%　(4)c
19.解析:(1)設目標反應為Ⅳ,根據蓋斯定律知,Ⅳ=Ⅰ+Ⅱ+Ⅲ,所以ΔH=ΔH1+ΔH2+ΔH3。
(2)圖示溫度范圍內C(s)已完全反應,則反應Ⅰ已經進行完全,反應Ⅱ和Ⅲ均為放熱反應,從開始到T1,溫度不斷升高,反應Ⅱ和Ⅲ逆向移動,依據反應Ⅱ,H2的量減小,摩爾分數減小,CO的量升高,摩爾分數升高,且二者摩爾分數變化斜率相同,所以a曲線代表H2的摩爾分數的變化,則曲線c代表CO2的摩爾分數隨溫度的變化,開始到T1,CO2的摩爾分數升高,說明在這段溫度范圍內,反應Ⅲ占主導,當溫度高于T1,CaCO3(s)已完全分解,只發生反應Ⅱ,所以CO2的摩爾分數減小。
(3)壓力p下、溫度為T0時,H2、CO、CO2的摩爾分數分別為0.50、0.15、0.05,則H2O(g)的摩爾分數為1-0.5-0.15-0.05=0.3,則反應CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常數Kp= ==。由氣體總物質的量為4.0 mol,可求出此時各氣體的物質的量,n(H2)=4.0 mol×0.50=2.0 mol,n(CO)=4.0 mol×0.15=0.6 mol,n(CO2)=4.0 mol×0.05=0.2 mol,n(H2O)=4.0 mol×0.3=1.2 mol,設各反應反應的物質的量如下,
　　C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
　　 x x x x
　　CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
y y y y
　　CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)
z z z
則,解得x=1.3(mol)
y=0.7(mol)
z=0.5(mol)
故此時CaCO3(s)的物質的量為0.5 mol。若向平衡體系中通入少量CO2(g),重新達平衡后,反應CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)的Kp=,溫度不變,Kp不變,則分壓p(CO2)不變,反應Ⅱ的Kp=,因溫度不變,Kp不變,則不會出現p(CO2)不變,p(H2)變小而p(CO)和p(H2O)增大的情況,即p(CO)也不變。
答案:(1)ΔH1+ΔH2+ΔH3
(2)H2　當溫度高于T1,CaCO3(s)已完全分解,只發生反應Ⅱ,溫度升高,反應Ⅱ逆向移動,所以CO2的摩爾分數減小　
(3)　0.5　不變　不變
1 / 8

展開更多......

收起↑