資源簡介

本專題復習提升
易混易錯練
易錯點1　　對平衡移動原理的誤解
1.下列事實不能用勒夏特列原理解釋的是(　　)
A.C2H5Br在NaOH溶液中水解生成C2H5OH
B.新制氯水中加入CaCO3粉末以提高新制氯水中HClO的濃度
C.搖晃可樂瓶,擰開瓶蓋立即有大量泡沫溢出
D.用Zn粒與稀鹽酸反應制備H2時,常在稀鹽酸中滴加幾滴CuSO4 溶液
2.已知某密閉容器中發生反應:X(g)+Y(g) 2W(g)+Z(g)　ΔH<0(Z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,平衡一定發生移動
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,正反應速率加快
3.如圖所示,隔板Ⅰ固定不動,活塞Ⅱ可自由移動,M、N中均發生反應:X(g)+2Y(g) xZ(g)。保持溫度不變,向M、N中各通入1 mol X和2 mol Y的混合氣體,初始時M、N的容積相同。下列說法正確的是(　　)
A.不論x為何值,平衡時M、N中的平均相對分子質量都相等
B.若x=3,達到平衡后X的體積分數關系:φ(M)>φ(N)
C.若x<3,Z的平衡濃度關系:c(M)D.若x>3,達到平衡后Y的轉化率:α(M)>α(N)
易錯點2　　相關圖像分析不到位
4.CO2催化加氫制甲醇過程中的主要反應有:
反應Ⅰ:CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.4 kJ·mol-1
反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2=+41.2 kJ·mol-1
壓強分別為p1、p2時,將=1∶3的混合氣體置于恒容密閉容器中反應,不同溫度下平衡時,體系中CO2的轉化率和CH3OH(或CO)的選擇性如圖所示,CH3OH(或CO)的選擇性可表示為×100%。下列說法正確的是(　　)
A.曲線①代表的是CO的選擇性
B.反應CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH=-8.2 kJ·mol-1
C.p1D.其他條件不變,增大壓強,CO的選擇性變小
5.探究CH3OH合成反應化學平衡的影響因素,有利于提高CH3OH的產率。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的主要反應如下:
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.4 kJ·mol-1
Ⅱ.CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH2=-90.6 kJ·mol-1
Ⅲ.CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH3=+41.2 kJ·mol-1
不同壓強下,按照n(CO2)∶n(H2)=1投料,實驗測定CO2的平衡轉化率和CH3OH的平衡產率隨溫度的變化關系如圖所示。
　
下列說法不正確的是(　　)
A.圖甲表示的是CH3OH的平衡產率隨溫度的變化關系
B.圖乙中壓強大小關系為p1C.T1時,圖乙中三條曲線幾乎交于一點,原因可能是此時以反應Ⅲ為主,壓強改變對體系中平衡幾乎沒有影響
D.為同時提高CO2的平衡轉化率和CH3OH的平衡產率,應選擇低溫高壓的反應條件
易錯點3　　計算反應速率、平衡常數時忽略體系的體積
6.在一定溫度下,將氣體X和氣體Y各0.16 mol充入10 L恒容密閉容器中,發生反應X(g)+Y(g) 2Z(g)　ΔH<0,一段時間后達到平衡。反應過程中測定的數據如下表:
t/min 2 4 7 9
n(Y)/mol 0.12 0.11 0.10 0.10
下列說法正確的是(　　)
A.反應前2 min的平均速率v(Z)=2.0×10-3 mol/(L·min)
B.其他條件不變,降低溫度,反應達到新平衡前v(逆)>v(正)
C.該溫度下此反應的平衡常數K=1.44
D.其他條件不變,再充入0.1 mol Z,平衡時Z的體積分數一定增大
7.羰基硫(COS)是一種糧食熏蒸劑,能防止某些害蟲和真菌的危害。保持溫度不變,向2 L恒容密閉容器中充入 10 mol CO和7 mol H2S,發生反應:CO(g)+H2S(g) COS(g)+H2(g)。反應t分鐘時達到平衡,此時CO的物質的量為8 mol。下列說法正確的是(　　)
A.t分鐘內,該反應的化學反應速率v(COS)= mol·L-1·min-1
B.容器內壓強不再改變時,說明該反應達到平衡狀態
C.若溫度升高,逆反應速率增大,說明該反應是放熱反應
D.相同溫度下,起始時向容器中充入1.0 mol CO、1.0 mol H2S、 0.3 mol COS和0.3 mol H2,反應達到平衡前v(正)>v(逆)
8.在10 L的恒容密閉容器中,加入4 mol的SO2(g)和4 mol的NO2(g),保持溫度恒定,發生反應:SO2(g)+NO2(g) SO3(g)+NO(g)。5分鐘時達到平衡狀態,測得容器中SO2(g)的轉化率為50%。
(1)該溫度下,上述反應的化學平衡常數為　　　　　　,5分鐘內NO2的反應速率為　　　　。
(2)該溫度下,向容器中繼續加入2 mol的SO2(g),則達到新的平衡狀態時SO2的轉化率由50%變為　　　　,NO2的轉化率為　　　　。
思想方法練
“數形結合”思想在化學平衡中的應用
方法概述
　　“數形結合”思想是通過“以形助數”或“以數解形”,即通過抽象思維與形象思維的結合,使復雜問題簡單化,抽象問題具體化,從而達到提高學生思維能力的目的。化學平衡圖像可以反映平衡體系中各組成成分在反應過程中的濃度、反應速率等隨時間的變化規律,以及物質的平衡濃度或反應物的轉化率隨溫度或壓強的變化規律,為“以形助數”的代表;等效平衡問題的模型化分析則為“以數解形”的典型。這些都是應用“數形結合”才能解決的問題。
1.已知:A(g)+2B(g) 2C(g)　ΔH<0,向一恒溫恒容的密閉容器中充入1 mol A和3 mol B發生反應,t1 min時達到平衡狀態Ⅰ。在t2 min時改變某一條件,t3 min時達到平衡狀態Ⅱ,正反應速率隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.t2 min時改變的條件可能是升溫
B.平衡常數K:K(Ⅱ)>K(Ⅰ)
C.平衡時n(A)一定有:Ⅱ>Ⅰ
D.t2~t3 min,反應正向進行
2.將一定量的CO2與H2通入某密閉容器中合成甲醇,在催化劑作用下發生下述反應:
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1<0
Ⅱ.CO2(g)+H2(g) H2O(g)+CO(g)　ΔH2
催化反應相同時間,測得不同溫度下CO2的轉化率如圖1所示(圖中虛線表示相同條件下CO2的平衡轉化率隨溫度的變化),CH3OH的產率如圖2所示。
圖1
圖2
下列有關說法正確的是(　　)
A.ΔH2<0
B.250 ℃,測定CO2轉化率時,容器內反應已達平衡
C.250 ℃前,隨溫度升高CO2的平衡轉化率減小,可能因為該溫度范圍內僅發生反應Ⅰ
D.250 ℃后,隨溫度升高CH3OH的產率減小,可能是因為催化劑對反應Ⅰ的活性降低
3.一定條件下,向2 L密閉容器中通入4 mol乙烷,使其脫氫轉化為乙烯:C2H6(g) C2H4(g)+H2(g)　ΔH=+134 kJ·mol-1,測得乙烯的平衡產率隨著溫度、壓強的變化如圖所示,A點達到平衡所用時間為5 min,下列說法不正確的是(　　)
A.x表示壓強
B.Y1C.用C2H6濃度變化表示從開始到達A點內的平均反應速率v(C2H6)=0.24 mol·L-1·min-1
D.A點對應的平衡常數K=1.8
4.合成氨是人工固氮的主要途徑,工業生產采用Haber-Bosch法,反應條件嚴苛,能源消耗大。制取氫氣原料的途徑之一為CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)。研究N2和H2的反應機理,有利于開發新的氨氣合成技術。一定條件下,合成氨反應:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)。圖1表示在該反應過程中的能量的變化,圖2表示在2 L的密閉容器中反應時N2的物質的量隨時間的變化曲線,圖3表示在其他條件不變的情況下,改變起始時H2的物質的量對該反應平衡的影響,圖4表示平衡常數與壓強的關系。下列說法正確的是(　　)
　　　　　　
　　　　　　
A.由圖1信息,工業合成氨的反應是熵減小的放熱反應,在較低溫度下可自發進行
B.由圖2信息,從11 min起其他條件不變,增加N2的量,則n(N2)的變化曲線為d
C.由圖3信息,a、b、c三點所處的平衡狀態中,反應物N2的轉化率最高的是b點
D.由圖4信息,增大容器的壓強,平衡不移動
5.在二氧化碳加氫制甲烷的反應體系中,主要發生反應的熱化學方程式為:
反應Ⅰ:CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)　ΔH=-164.7 kJ/mol
反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41.2 kJ/mol
反應Ⅲ:2CO(g)+2H2(g) CO2(g)+CH4(g)　ΔH=-247.1 kJ/mol
向恒壓、密閉容器中通入1 mol CO2和4 mol H2,平衡時CH4、CO、CO2的物質的量隨溫度的變化如圖所示。
下列說法不正確的是(　　)
A.反應Ⅰ的平衡常數可表示為K=
B.圖中曲線C表示CH4的物質的量隨溫度的變化
C.提高CO2轉化為CH4的轉化率,需要研發在低溫區高效的催化劑
D.CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)　ΔH=+205.9 kJ/mol
6.將0.4 mol N2O4氣體充入2 L容積固定的密閉容器中發生反應:N2O4(g) 2NO2(g)　ΔH。在T1和T2時,測得NO2的物質的量隨時間的變化如圖1所示。在溫度為T3、T4時,平衡體系中NO2的體積分數隨壓強變化的曲線如圖2所示。
下列敘述中正確的有(　　)
①ΔH>0;②T1時,40~80 s內用NO2表示的平均反應速率為 0.15 mol·L-1·min-1;③A、C兩點的反應速率:AB;⑤A、B、C三點的平衡常數:K(A)=K(C)>K(B)。
A.五項　　　B.四項　　　C.三項　　　D.兩項
7.在兩個固定體積均為1 L的密閉容器中以不同的氫碳比充入H2和CO2,在一定條件下發生反應:2CO2(g)+6H2(g) C2H4(g)+4H2O(g)　ΔH。CO2的平衡轉化率α(CO2)與溫度的關系如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.該反應為吸熱反應
B.氫碳比X<2.0
C.在氫碳比為2.0時,Q點的v(正)D.若起始時,CO2、H2濃度分別為0.5 mol/L、1.0 mol/L,則P點對應溫度下反應的平衡常數K=512
8.在壓強、CO2和H2起始投料一定的條件下,發生反應Ⅰ、Ⅱ:
反應Ⅰ.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.0 kJ·mol-1
反應Ⅱ.2CO2(g)+5H2(g) C2H2(g)+4H2O(g)　ΔH2=+37.1 kJ·mol-1
實驗測得CO2的平衡轉化率和平衡時CH3OH的選擇性(CH3OH的選擇 性=×100%)隨溫度的變化如圖所示。下列說法正確的是(　　)
A.曲線②表示CO2的平衡轉化率
B.其他條件不變,升高溫度,C2H2的含量減小
C.溫度高于280 ℃時,曲線①隨溫度升高而增大說明此時主要發生反應Ⅱ
D.同時提高CO2的平衡轉化率和平衡時CH3OH的選擇性,應選擇在低溫低壓條件下反應
答案與分層梯度式解析
本專題復習提升
易混易錯練
1.D　C2H5Br水解生成HBr和C2H5OH,是可逆反應,NaOH溶液與HBr反應,促使水解平衡正向移動,能用勒夏特列原理解釋,A項不符合題意;新制氯水中存在化學平衡Cl2+H2O HCl+HClO,HCl和碳酸鈣反應,促使上述平衡正向移動,所以能提高HClO的濃度,能用勒夏特列原理解釋,B項不符合題意;因溶液中存在二氧化碳的溶解平衡,搖晃可樂瓶,擰開瓶蓋后,壓強減小,二氧化碳氣體逸出,能用勒夏特列原理解釋,C項不符合題意;Zn置換出Cu后,Zn、Cu和鹽酸構成原電池,反應速率加快,沒有涉及平衡移動,不能用勒夏特列原理解釋,D項符合題意。
易錯提示　平衡移動原理適用的對象為可逆過程,如與可逆過程無關,則不能用平衡移動原理解釋。
2.C　若縮小容器的容積,引起體系的壓強增大,W的濃度增大,體系顏色變深,故A錯誤;Z物質易被液化,改變壓強如果Z變為液體,反應變成了一個體積不變的可逆反應,改變壓強平衡不發生移動,故B錯誤;升溫時平衡逆向移動,正、逆反應速率都會加快,但逆反應速率大于正反應速率,故C正確;分離出Z瞬間正反應速率不變后逐漸減慢,故D錯誤。
易錯提示　根據平衡移動原理,增大體系壓強平衡向氣體體積減小的方向移動,本題已經提示,Z物質易被液化,增大壓強(縮小容器容積),Z若變為液體,則平衡不移動,但無論平衡是否移動,W的濃度均增大,所以顏色一定加深。
3.C　若x=3,該反應是氣體體積不變的反應,M、N初始容積相同,則平衡時M、N中的平均相對分子質量相等,若x>3,該反應是氣體體積增大的反應,N相對M容積變大,相當于減小了壓強,平衡正向移動,N中氣體物質的量比M中多,N中氣體相對分子質量比M中氣體相對分子質量小,故A錯誤;若x=3,M、N初始容積相同,因此達到平衡后X的體積分數關系:φ(M)=φ(N),故B錯誤;若x<3,N相對M來說容積減小,相當于加壓,平衡正向移動,因此Z的平衡濃度關系:c(M)3,該反應是氣體體積增大的反應,N相對M容積變大,相當于減小了壓強,平衡正向移動,因此達到平衡后Y的轉化率:α(M)<α(N),故D錯誤。
易錯提示　容器右側的容積可變,相當于恒壓,在分析時需左右對照平衡時氣體的體積,與左側對比分析壓強變化對轉化率產生的影響。
4.D　反應Ⅰ為氣體體積減小的放熱反應,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,甲醇的選擇性減小,CO2的轉化率減小,反應Ⅱ為氣體體積不變的吸熱反應,升高溫度,平衡向正反應方向移動,CO的選擇性增大,CO2的轉化率增大,則曲線①代表的是甲醇的選擇性,曲線②、③代表CO2的轉化率,A錯誤;根據蓋斯定律,由反應Ⅰ-Ⅱ得到反應CO(g)+2H2(g) CH3OH(g),則反應ΔH=(-49.4 kJ·mol-1)- (+41.2 kJ·mol-1)=-90.6 kJ·mol-1,B錯誤;曲線②、③代表CO2的轉化率,反應Ⅰ為氣體體積減小的放熱反應,溫度一定時增大壓強,反應Ⅰ的平衡向正反應方向移動,CO2的轉化率增大,反應Ⅱ為氣體體積不變的吸熱反應,溫度一定時增大壓強,平衡不移動,CO2的轉化率不變,由題圖可知,溫度一定時,p1條件下CO2的轉化率大于p2,則p1大于p2,C錯誤;其他條件不變,增大壓強,反應Ⅰ的平衡正向移動,CO2和H2的濃度減小,增大壓強對反應Ⅱ平衡沒有影響,但CO2和H2的濃度減小導致反應Ⅱ的平衡向逆反應方向移動,CO的選擇性減小,D正確。
易錯提示　一是不理解“選擇性”的含義,二是不會應用平衡移動原理,從而無法解釋三條曲線所代表的含義;其他條件不變時,反應Ⅰ升高溫度平衡逆向移動,增大壓強平衡正向移動;反應Ⅱ升高溫度平衡正向移動,增大壓強平衡不移動。
5.B　反應Ⅰ、Ⅱ都是放熱反應,升高溫度,平衡逆向移動,CH3OH的平衡產率降低,說明圖甲表示的是CH3OH的平衡產率隨溫度的變化關系,圖乙表示的是CO2的平衡轉化率隨溫度的變化關系,A正確;恒溫條件下增大壓強,反應Ⅰ、Ⅱ平衡正向移動,反應Ⅲ不移動,即增大壓強CO2的平衡轉化率增大,所以圖乙中壓強大小關系為p1>p2>p3,B錯誤; T1時,圖乙中三條曲線幾乎交于一點,說明壓強改變對體系中平衡幾乎沒有影響,原因可能是此時以反應Ⅲ為主,C正確;分析題圖可知為同時提高CO2的平衡轉化率和CH3OH的平衡產率,應選擇低溫高壓的反應條件,D正確。
6.C　前2 min Y物質的量變化為0.16 mol-0.12 mol=0.04 mol,故v(Y)===0.002 mol/(L·min),速率之比等于化學計量數之比,故v(Z)=2v(Y)=2×0.002 mol/(L·min)=0.004 mol/(L·min),A錯誤;題給反應的正反應是放熱反應,降低溫度平衡正向移動,反應達到新平衡前v(逆)　　　　　　　　　X(g)+ Y(g)2Z(g)
起始量/(mol/L) 0.016 0.016 0
變化量/(mol/L) 0.006 0.006 0.012
平衡量/(mol/L) 0.010 0.010 0.012
該溫度下化學平衡常數K===1.44,C正確;再充入0.1 mol Z,達到新平衡后,Z的體積分數不變,D錯誤。
7.D　t分鐘內CO的物質的量變化為2 mol,則COS的物質的量變化為2 mol,濃度變化為1 mol·L-1,則v(COS)= mol·L-1·min-1,A錯誤;反應過程中氣體分子數不變,則容器內壓強不再改變時,不能說明該反應達到平衡狀態,B錯誤;溫度升高,不論反應是吸熱反應還是放熱反應,逆反應速率都會增大,C錯誤;根據題意,列三段式如下:
　　　　　　　 CO(g)+H2S(g) COS(g)+H2(g)
起始/(mol·L-1) 5 3.5 0 0
變化/(mol·L-1) 1 1 1 1
平衡/(mol·L-1) 4 2.5 1 1
平衡常數K==0.1,相同溫度下,起始時向容器中充入1.0 mol CO、1.0 mol H2S、0.3 mol COS和0.3 mol H2,則Qc==0.09v(逆),D正確。
易錯提示　計算Qc時,若忽視容器的容積,誤將物質的物質的量代入公式進行計算,可能得出錯誤的結果。
8.答案　(1)1　0.04 mol·L-1·min-1　(2)40%　60%
解析　(1)依據題意列三段式計算:
　 　　　　　　SO2(g)+NO2(g) SO3(g)+NO(g)
起始/(mol·L-1) 0.4 0.4 0 0
變化/(mol·L-1) 0.2 0.2 0.2 0.2
平衡/(mol·L-1) 0.2 0.2 0.2 0.2
平衡常數K==1;5分鐘內NO2的反應速率為= 0.04 mol·L-1·min-1。
(2)設SO2總的轉化量為x mol·L-1,則:
　　　　　　　SO2(g) + NO2(g) SO3(g)+NO(g)
起始/(mol·L-1) 0.4+0.2 0.4 0 0
變化/(mol·L-1) x x x x
平衡/(mol·L-1) 0.6-x 0.4-x x x
溫度不變,該反應的平衡常數是不變的,則有K==1,解得x=0.24,達到新的平衡狀態時SO2的轉化率=×100%=40%, NO2的轉化率=×100%=60%。
思想方法練
1.C　t2 min時正反應速率從原平衡點開始增大,說明增大了生成物濃度,故改變的條件為加入C,A錯誤;反應的平衡常數K只受溫度影響,反應在恒溫條件下進行,故K(Ⅱ)=K(Ⅰ)易錯點,B錯誤;t2 min時向體系中加入C,反應逆向進行,平衡時n(A)增大,C正確;t2 min時加入C,故t2~t3 min,反應逆向進行,D錯誤。
解題模型
2.D　溫度高于250 ℃時,CO2的平衡轉化率隨溫度的升高而增大,而CH3OH的產率卻下降,說明溫度升高不利于CO2轉化為甲醇,但有利于CO2轉化為CO,反應Ⅱ是吸熱反應,ΔH2>0,故A錯誤;由題圖1可知250 ℃時測得的CO2的轉化率小于同溫度下CO2的平衡轉化率,說明容器內反應還沒有達到平衡,故B錯誤;250 ℃前,隨著溫度升高,CO2的平衡轉化率減小,原因是升高溫度對反應Ⅰ的抑制效果大于對反應Ⅱ的促進效果,不是因為該溫度范圍內僅發生反應Ⅰ,故C錯誤;250 ℃后,隨著溫度升高,CH3OH的產率減小,說明升高溫度抑制了反應Ⅰ的進行,可能是因為催化劑對反應Ⅰ的活性降低,故D正確。
方法點撥　本題中同時存在兩個反應,根據題圖1中虛線可知,整個過程都沒有達到平衡狀態。250 ℃之前,隨著溫度升高,CO2的平衡轉化率下降,但超過該溫度后平衡轉化率上升,說明反應Ⅰ不再是主要反應,主要發生了反應Ⅱ。容易誤導的是題圖2中甲醇的產率開始一直上升,這不能用于分析平衡移動,因為整個過程都沒有達到平衡狀態。
3.A　乙烷脫氫轉化為乙烯的反應是吸熱反應,其他條件相同時,溫度越高,乙烯的平衡產率越大,而壓強越大,乙烯的平衡產率越小,故x代表溫度,Y代表壓強,A錯誤;增大壓強,平衡逆向移動,乙烯的平衡產率減小,故Y14.A　由題圖1可知,工業合成氨的反應是熵減小的放熱反應,由ΔG=ΔH-TΔS<0可知在較低溫度下可自發進行,A正確;從11 min起其他條件不變,增加N2的量,則n(N2)突變,接著平衡正向移動,n(N2)減小,n(N2)的變化曲線為b,B錯誤;相同溫度下,氮氣的量一定,氫氣的濃度增大,平衡向正反應方向移動導致氮氣的轉化率增大,所以題圖3中a、b、c三點所處的平衡狀態中,反應物N2的轉化率最高的是c點,C錯誤;N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)是反應前后氣體分子數減少的反應,故增大壓強,平衡正向移動,D錯誤。
5.B　反應Ⅰ的平衡常數為K=,A正確;由題給信息知CH4僅由反應Ⅰ和反應Ⅲ生成,反應Ⅰ和反應Ⅲ均為放熱反應,達平衡后CH4的量隨著溫度的升高而減小,所以題圖中曲線C不可能表示CH4的物質的量隨溫度的變化,B錯誤;反應Ⅰ和反應Ⅲ為放熱反應,反應Ⅱ為吸熱反應,降低溫度有利于反應Ⅰ和反應Ⅲ的平衡正向移動,反應Ⅱ的平衡逆向移動,因此在低溫時利于生成CH4,要提高CO2轉化為CH4的轉化率,需要研發在低溫區高效的催化劑,C正確;根據蓋斯定律,由Ⅱ-Ⅰ得:CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)　ΔH=+205.9 kJ/mol,D正確。
6.A　由題圖1可知反應在T1溫度下比T2溫度下先達到平衡狀態,所以T1>T2,由于T1平衡時n(NO2)比T2平衡時多,故升高溫度,平衡向生成NO2的方向移動,即向吸熱反應方向移動,所以ΔH>0,①正確;T1時,v(NO2)==0.002 5 mol·L-1·s-1=0.15 mol·L-1·min-1, ②正確;A、C兩點溫度相同,C點對應壓強大,反應速率大,③正確;A點NO2的體積分數大于B點,轉化率:A>B,④正確;A、C兩點溫度相同,故化學平衡常數相等,A、B兩點壓強相同,溫度不同,而反應N2O4(g) 2NO2(g)　ΔH>0,溫度升高,平衡向右移動,NO2的體積分數增大,溫度:T4>T3,B點溫度低于A、C兩點,正反應為吸熱反應,降低溫度,K減小,則三點平衡常數K(A)=K(C)>K(B),⑤正確;根據分析可知①② ③④⑤均正確,故選A。
7.D　由題圖可知溫度升高CO2的平衡轉化率降低,說明升溫平衡逆向移動,則該反應為放熱反應,A錯誤;越大,CO2轉化率越高,則X>2.0,B錯誤;在氫碳比為2.0時,P點達到平衡,Q點未達到平衡狀態,從Q點到P點,反應向正反應方向進行,則Q點v(正)>v(逆),C錯誤;由題圖可知,P點時CO2平衡轉化率為0.50,起始時CO2、H2濃度分別為0.5 mol/L、1.0 mol/L,列三段式:
　　　　　　 2CO2(g)+6H2(g) C2H4(g)+ 4H2O(g)
起始/(mol/L) 0.5 1.0 0 0
轉化/(mol/L) 0.25 0.75 0.125 0.5
平衡/(mol/L) 0.25 0.25 0.125 0.5
K===512,D正確。
8.C　由題給信息知ΔH1<0、ΔH2>0,只有反應Ⅰ生成了CH3OH,即升高溫度,甲醇的選擇性降低,所以曲線②表示的是CH3OH的選擇性,曲線①表示CO2的平衡轉化率,A錯誤。升高溫度,反應Ⅱ平衡正向移動,C2H2的含量增大,B錯誤。升高溫度,反應Ⅰ的化學平衡逆向移動,CO2的平衡轉化率減小;升高溫度,反應Ⅱ的化學平衡正向移動,CO2的平衡轉化率增大;溫度高于280 ℃時,CO2的平衡轉化率隨溫度升高而增大說明此時主要發生反應Ⅱ,C正確。兩反應都是反應前后氣體分子數減小的反應,要同時提高CO2的平衡轉化率和平衡時CH3OH的選擇性,應選擇低溫高壓條件,D錯誤。
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