資源簡介

專題強化練3　化學反應速率和平衡理論及其相關圖像
1.在2 L恒容密閉容器中分別通入 2 mol CO和1 mol O2。進行反應:2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)　ΔH。在相同的時間段(5 min)內,測得CO的轉化率與溫度的關系如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.a點,v(O2)=0.07 mol·L-1·min-1
B.該反應ΔH<0
C.a點和d點CO轉化率相等,d點v正(CO)等于a點v正(CO)
D.50 ℃時,該反應的化學平衡常數K=160
2.已知可逆反應:2A(g)+B(s) 3C(s)+2D(g)　ΔH>0,如圖所示為正、逆反應速率(v)與時間(t)的關系示意圖,如果在t1時刻改變條件:①加入A;②加入催化劑;③加壓;④升溫;⑤減少C。符合圖示的條件是(　　)
A.②③　　　B.①②　　　C.③④　　　D.④⑤
3.(經典題)已知反應aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),如圖表示在不同條件下生成物D的體積分數φ(D)隨時間變化的關系,據此判斷(　　)
A.a+bc+d,ΔH>0
C.a+b0　　　　　　D.a+b>c+d,ΔH<0
4.甲、乙為兩個容積均為1 L的恒容密閉容器,向甲中充入1 mol CH4和1 mol CO2,乙中充入1 mol CH4和n mol CO2,在催化劑存在下發生反應:CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+ 2H2(g),測得CH4的平衡轉化率隨溫度的變化如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.該反應的正反應是吸熱反應
B.H2的體積分數為φ(b)<φ(c)
C.873 K向甲的平衡體系中再充入CO2、CH4各0.4 mol,CO、H2各 1.2 mol,重新達到平衡前v正>v逆
D.773 K時,該反應的平衡常數小于12.96
5.向體積為10 L的恒容密閉容器中通入1.1 mol CH4(g)和1.1 mol H2O(g)制備H2,反應原理為CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)　ΔH= +206.2 kJ·mol-1。在不同溫度(Ta、Tb)下測得容器中n(CO)隨時間的變化如圖所示。
下列說法正確的是(　　)
A.溫度TaB.Ta時,0~4 min內v(CH4)=0.25 mol·L-1·min-1
C.Tb時,若改為恒溫恒壓容器,平衡時n(CO)>0.6 mol
D.Tb時,平衡時再充入1.1 mol CH4,平衡常數增大
6.利用CO2和H2合成甲醇,可以減少CO2的排放。涉及的主要反應如下:
反應Ⅰ:CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1<0
反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2>0
在1 L密閉容器中通入1 mol CO2和2.44 mol H2,選擇合適的催化劑反應,甲醇的選擇性(生成甲醇的CO2量占CO2總轉化量的比值)和CO2的平衡轉化率隨溫度的變化趨勢如圖所示。下列說法不正確的是(　　)
A.曲線a表示甲醇的選擇性
B.其他條件不變,增大壓強可提高平衡時CH3OH的體積分數
C.553 K時,反應Ⅱ的平衡常數K=0.1
D.553 K時,反應Ⅰ和反應Ⅱ參加反應的氫氣物質的量之比為9∶2
7.CO2催化加氫是碳中和的重要手段之一,以下是CO2加氫時發生的兩個主要反應:
反應Ⅰ:CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)　ΔH1
反應Ⅱ:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2>0
在體積為1 L的兩個恒容密閉容器中分別按表中所示充入一定量的CO2和H2,平衡體系中δ(CO)和δ(CH4)[δ=]隨溫度變化關系如圖所示。
容器 起始物質的量/mol
CO2 H2
甲 0.1 0.3
乙 1 3
下列有關說法錯誤的是(　　)
A.ΔH1<0
B.曲線d表示乙容器中δ(CO)隨溫度的變化
C.590 ℃時反應10 min,某容器中=2.4,反應Ⅱ的v(正)< v(逆)
D.M點對應H2的總轉化率為66.7%
8.在起始溫度為T ℃、容積均為10 L的密閉容器A(恒溫)、B(絕熱)中均加入1 mol N2O和4 mol CO,發生反應N2O(g)+CO(g) N2(g)+CO2(g)　ΔH<0。已知:k正、k逆分別是正、逆反應速率常數,v正=k正·c(N2O)·c(CO),v逆=k逆·c(N2)·c(CO2),A、B容器中N2O的轉化率隨時間的變化關系如圖所示。下列說法正確的是　(　　)
A.Q點v正小于v逆
B.曲線N表示容器B中N2O的轉化率隨時間的變化
C.用CO的濃度變化表示曲線N在0~100 s內的反應速率為4× 10-4 mol·L-1·s-1
D.T ℃時,=
9.用CO2制備CH3OH可實現CO2的能源化利用,反應原理為CO2(g)+ 3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)。
(1)測得上述反應中生成8.0 g CH3OH(g)放出的熱量為12.3 kJ。該反應的熱化學方程式為　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
(2)在實驗室模擬上述反應。一定溫度下(各物質均為氣態),向體積為1 L的恒容密閉容器中充入3 mol CO2和6 mol H2,加入合適的催化劑進行反應。已知該溫度下該反應的化學平衡常數的值為。某時刻測得c(CH3OH)=1 mol/L,此時反應　　　　　(填“已經達到”或“未達到”)化學平衡狀態。
(3)工業上用CO2制備CH3OH的過程中存在副反應:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH=+41.2 kJ/mol。
將反應物混合氣按進料比n(CO2)∶n(H2)=1∶3通入反應裝置,選擇合適的催化劑,發生反應。
①不同溫度和壓強下,CH3OH平衡產率和CO2平衡轉化率分別如圖1、圖2。
ⅰ.圖1中,壓強p1　　　　p2(填“>”“=”或“<”),推斷的依據是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
ⅱ.圖2中,壓強為p2,溫度高于503 K后,CO2平衡轉化率隨溫度升高而增大的原因是　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
②實際生產中,測得壓強為p3時,相同時間內不同溫度下的CH3OH產率如圖3。圖3中523 K時的CH3OH產率最大,可能的原因是　　　　(填字母)。
a.此條件下主反應限度最大
b.此條件下主反應速率最快
c.523 K時催化劑的活性最高
答案與分層梯度式解析
專題強化練3　化學反應速率和平衡理論及其相關圖像
1.C　a點CO的轉化率為0.7,發生反應的CO的物質的量為2 mol× 0.7=1.4 mol,根據化學方程式可知反應的O2的物質的量為0.7 mol, v(O2)===0.07 mol·L-1·min-1,A正確;起始時,2 L恒容密閉容器中通入2 mol CO和1 mol O2,反應正向進行,b點之前溫度低反應速率慢,反應未達平衡,b點反應達平衡,溫度繼續升高CO的轉化率降低,說明平衡逆向移動,逆反應為吸熱反應,即該反應ΔH< 0,B正確;a點和d點溫度不同,d點溫度高,d點v正(CO)大于a點 v正(CO),C錯誤;50 ℃時,CO的轉化率為0.8,則發生反應的CO的物質的量為2 mol×0.8=1.6 mol,利用三段式分析:
　　　　　　 2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)
初始量/mol 2 1 0
轉化量/mol 1.6 0.8 1.6
平衡量/mol 0.4 0.2 1.6
該反應的化學平衡常數K===160,D正確。
2.A　加入A,改變條件瞬間,正反應速率增大,逆反應速率不變,平衡向正反應方向移動,①不符合;加入催化劑,同等程度增大正、逆反應速率,平衡不移動,②符合;該反應為反應前后氣體體積不變的反應,加壓,同等程度增大正、逆反應速率,平衡不移動,③符合;正反應為吸熱反應,升溫,平衡向正反應方向移動,④不符合;C為固體,減少C,正、逆反應速率不變,平衡不移動,⑤不符合;選A。
3.D　比較曲線T1、p2與曲線T2、p2,壓強相等,溫度高的曲線先到達平衡破題關鍵,所以T1>T2,溫度越高,平衡時D的體積分數越小,說明升高溫度,平衡向逆反應方向移動,正反應是放熱反應,即ΔH<0;比較曲線T1、p1與曲線T1、p2,溫度相等,壓強大的曲線先到達平衡,所以p1c+d。
4.C　CH4的平衡轉化率隨溫度的升高而增大,升溫平衡正向移動,該反應的正反應是吸熱反應,A正確;由圖像可知,相同溫度下乙中甲烷的平衡轉化率大于甲,說明n>1,b點、c點CH4的平衡轉化率均為60%,兩容器中甲烷的起始量相等,則平衡時CH4、H2和CO的物質的量分別相等,但b點CO2的物質的量大于c點CO2的物質的量,則H2的體積分數:φ(b)<φ(c),B正確;873 K時,甲中甲烷的轉化率為60%,恒溫時向甲的平衡體系中再充入CO2、CH4各0.4 mol,CO、H2各1.2 mol,相當于體系內所有組分濃度均變為兩倍,可視為加壓,則平衡逆向移動,重新達平衡前v正5.C　根據“先拐先平數值大”原則可知Tb0.6 mol, C項正確;溫度不變,平衡常數也不變,D項錯誤。
6.C　升高溫度,反應Ⅰ平衡逆向移動,反應Ⅱ平衡正向移動,甲醇的選擇性降低,曲線a表示甲醇的選擇性,曲線b表示CO2的平衡轉化率破題關鍵,A正確;其他條件不變,增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動,反應Ⅰ平衡正向移動,可提高平衡時CH3OH的體積分數,B正確; 553 K時CO2的平衡轉化率是20%,甲醇的物質的量是1 mol×20%× 60%=0.12 mol,則CO的物質的量為1 mol×20%-0.12 mol=0.08 mol,列式如下:
　　　　　 CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)
變化/mol 0.12 0.36 0.12 0.12
　　　　　 CO2(g)+ H2(g) CO(g) + H2O(g)
變化/mol 0.08 0.08 0.08 0.08
平衡/mol 1-0.2=0.8 2.44-0.36-0.08=2 0.08 0.12+0.08=0.2
體積保持1 L不變,553 K時,反應Ⅱ的平衡常數K==0.01,C錯誤;由C項分析可知,反應Ⅰ參加反應的H2為0.36 mol,反應Ⅱ參加反應的H2為0.08 mol,所以反應Ⅰ和反應Ⅱ參加反應的H2的物質的量之比為9∶2,D正確。
7.C　反應Ⅱ,升高溫度,平衡正向移動,因此b、d代表δ(CO)隨溫度的變化,則a、c代表δ(CH4)隨溫度的變化,升高溫度,δ(CH4)減小,說明反應Ⅰ平衡逆向移動,逆向是吸熱反應,正向是放熱反應,即ΔH1<0,A正確;乙容器相對于甲容器來說,相當于在甲的基礎上,又加入了二氧化碳和氫氣,因此平衡時δ(CO):乙<甲,曲線d表示乙容器中δ(CO)隨溫度的變化,B正確;由分析可知,曲線b表示甲容器中δ(CO)隨溫度的變化,曲線c表示甲容器中δ(CH4)隨溫度的變化,590 ℃時,δ(CO)=δ(CH4)=0.4,起始時甲容器中加入CO2 0.1 mol,根據碳原子守恒,平衡時n(CO)=0.04 mol,n(CH4)=0.04 mol,n(CO2)= 0.02 mol,則n(H2O)=2n(CH4)+n(CO)=2×0.04 mol+0.04 mol= 0.12 mol,n(H2)=0.3 mol-4n(CH4)-n(CO)=0.3 mol-4×0.04 mol-0.04 mol=0.1 mol,故平衡時==2.4,則此時反應Ⅱ達到平衡,即v(正)=v(逆),C錯誤;根據C中計算得M點對應H2的總轉化率為×100%≈66.7%,D正確。
8.D　Q點反應未達到平衡狀態,反應正向進行,即v正>v逆,A錯誤;根據“先拐先平數值大解題技法”可知,溫度:M>N,升高溫度,平衡逆向移動,N2O的轉化率降低,曲線M表示絕熱條件下(容器B中)進行的反應,曲線N表示恒溫條件下(容器A中)進行的反應,B錯誤;據曲線N可知0~100 s內N2O的轉化率為10%,反應的N2O為0.1 mol,則反應的CO也為0.1 mol,可求得v(CO)==1×10-4 mol·L-1·s-1,C錯誤;曲線N表示在恒溫條件下進行的反應,平衡時N2O的轉化率是25%,根據N2O(g)+CO(g) N2(g)+CO2(g),結合容器容積為10 L,可知平衡時c(N2O)=0.075 mol·L-1,c(CO)=0.375 mol·L-1,c(N2)=c(CO2)= 0.025 mol·L-1,反應達到平衡時v正=v逆,即== =,D正確。
9.答案　(1)CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.2 kJ/mol
(2)未達到
(3)①ⅰ.>　CO2制備CH3OH的反應為氣體體積減小的反應,增大壓強,平衡正向移動,CH3OH平衡產率將增大,而相同溫度下,p1時CH3OH平衡產率較p2時高,說明p1>p2?、?CO2平衡轉化率為主反應和副反應的CO2平衡轉化率之和,副反應為吸熱反應,隨溫度升高CO2平衡轉化率升高,主反應為放熱反應,隨溫度升高,CO2平衡轉化率降低,溫度較高時,CO2平衡轉化率主要取決于副反應
②bc
解析　(1)8.0 g CH3OH(g)的物質的量為=0.25 mol,反應中生成0.25 mol CH3OH(g)放出的熱量為12.3 kJ,則生成1 mol CH3OH(g)放出的熱量為49.2 kJ,則反應的熱化學方程式為CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49.2 kJ/mol。(2)某時刻測得c(CH3OH)= 1 mol/L,則消耗n(CO2)=1 mol,n(H2)=3 mol,生成n(H2O)=1 mol,該時刻c(CO2)=2 mol/L,c(H2)=3 mol/L,c(CH3OH)=1 mol/L,c(H2O)= 1 mol/L,濃度商Qc===<,則反應未達到平衡狀態。(3)②主反應為放熱反應,升高溫度,其反應限度減小,a不符合題意;溫度高于523 K CH3OH產率降低,其可能原因是523 K時催化劑的活性最高,此條件下主反應速率最快,b、c符合題意。
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