高考化學二輪復習 專題能力訓練4 化學反應速率與化學平衡（含解析）-人教版高三化學試題

專題能力訓練4化學反應速率與化學平衡(時間:45分鐘滿分:100分)一、選擇題(共7小題,每小題8分,共56分。每小題只有1個選項符合題意)1.乙二醇制備原理為CH3OOCCOOCH3(g)+4H2(g)HOCH2CH2OH(g)+2CH3OH(g)H=-34 kJ·mol-1,下圖表示一定溫度下,達到平衡時乙二醇的產(chǎn)率隨原料投料比n(氫氣)n(草酸二甲酯)和壓強的變化關系,其中三條曲線分別表示體系壓強為1.5 MPa、2.5 MPa、3.5 MPa的情況,下列說法中正確的是()A.原料投料比n(氫氣)n(草酸二甲酯)增大,平衡常數(shù)K增大B.原料投料比n(氫氣)n(草酸二甲酯)越大,乙二醇的產(chǎn)率越小C.升高溫度后,v(正)>v(逆)D.曲線丙對應的壓強p(丙)=1.5 MPa答案:D解析:溫度不變,原料投料比n(氫氣)n(草酸二甲酯)增大,平衡常數(shù)K不變,A項錯誤;由圖像可知,一定范圍內(nèi)原料投料比n(氫氣)n(草酸二甲酯)越大,乙二醇的產(chǎn)率越大,B項錯誤;該反應正向放熱,升高溫度,平衡向逆反應方向移動,故v(正)<v(逆),C項錯誤;該反應是氣體分子數(shù)減小的反應,增大壓強,平衡正向移動,乙二醇的產(chǎn)率增大,D項正確。2.某溫度下,在2 L的密閉容器中,加入1 mol X(g)和2 mol Y(g)發(fā)生反應:X(g)+mY(g)3Z(g)平衡時,X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g),再次達到平衡后,X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是()A.m=2B.兩次平衡的平衡常數(shù)相同C.X與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為11D.第二次平衡時,Z的濃度為0.4 mol·L-1答案:D解析:運用三段式求算m。設轉(zhuǎn)化的X的物質(zhì)的量為n。X(g)+mY(g)3Z(g)起始(mol)1 20轉(zhuǎn)化(mol)n mn3n平衡(mol)(1-n) (2-mn)3n據(jù):(1-n)(2-mn)3n=30%60%10%求得:n=0.1,m=2。由m=2知,A項正確;由第二次平衡時,X、Y、Z的體積分數(shù)不變可知兩次平衡所處溫度相同,則B項正確;由m和n的數(shù)值及起始量可計算出X、Y二者的平衡轉(zhuǎn)化率都為10%,C項正確;第二次平衡時,c(Z)=4mol×10%2 L=0.2 mol·L-1,D項錯誤。3.下列有關說法正確的是()A.實驗室利用排飽和食鹽水法收集氯氣與平衡移動無關B.為處理鍋爐水垢中的CaSO4,可先用飽和Na2CO3溶液浸泡,再加入鹽酸溶解C.13Fe2O3(s)+CO(g)23Fe(s)+CO2(g),向平衡體系充入CO2氣體,K減小D.吸熱反應TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(g)+O2(g)在一定條件下可自發(fā)進行,則該反應的S<0答案:B解析:A項,Cl2溶于水時存在平衡:Cl2+H2OH+Cl-+HClO,使用飽和食鹽水增大了c(Cl-),抑制了Cl2在水中的溶解平衡,與平衡移動有關,錯誤。B項,硫酸鈣是微溶于水的鹽,鍋爐水中存在著溶解平衡:CaSO4(s)Ca2+(aq)+SO42-(aq),處理鍋爐水垢中的CaSO4時,加入飽和Na2CO3溶液,會發(fā)生沉淀轉(zhuǎn)化,使CaSO4沉淀轉(zhuǎn)化為溶解度更小的CaCO3沉淀,加入鹽酸,CaCO3溶解,從而除掉CaSO4,正確。C項,K只與溫度有關,錯誤。D項,吸熱反應TiO2(s)+2Cl2(g)TiCl4(g)+O2(g)的H>0,在一定條件下可自發(fā)進行,則必須是熵增反應,即S>0,錯誤。4.工業(yè)合成甲醇的反應:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),在容積為3 L的密閉容器中發(fā)生該反應,在不同溫度下甲醇的物質(zhì)的量隨時間變化的曲線如圖所示。下列敘述正確的是()A.平衡常數(shù)K(300 )<K(500 )B.在其他條件不變時,壓縮處于E點的體系體積,氫氣濃度增大C.300 ,當容器內(nèi)氣體密度不變時說明反應已經(jīng)達到平衡D.500 ,從反應開始到平衡,氫氣的平均反應速率v(H2)=nB3tB mol·L-1·min-1答案:B解析:據(jù)圖可知,溫度越高,甲醇的物質(zhì)的量越小,則平衡逆向移動,根據(jù)平衡移動原理升溫平衡向吸熱方向移動,因此逆反應吸熱,K(300 )>K(500 ),A項錯誤;將E點的體系壓縮,則平衡向氣體體積減小的方向即正反應方向移動,如果平衡不移動,則氫氣濃度增大,而平衡移動的結果是“削弱這種改變”,即氫氣的濃度在增大的基礎上有所減小,但還比原來的大,B項正確;根據(jù)質(zhì)量守恒定律可知氣體質(zhì)量不變,又由于容積固定,即氣體密度始終不變,因此密度不變不能表明平衡建立,C項錯誤;根據(jù)化學計量數(shù)之比等于反應速率之比,500 時,從反應開始到平衡,氫氣的平均反應速率為2×nB3tB mol·L-1·min-1,D項錯誤。5.(2018河北衡水模擬)某溫度下,反應2A(g)B(g)H>0,在密閉容器中達到平衡,平衡后c(A)c(B)=a,若改變某一條件,足夠時間后反應再次達到平衡,此時c(A)c(B)=b,下列敘述正確的是()A.在該溫度下,保持容積固定不變,向容器內(nèi)補充了B氣體,則a<bB.在該溫度恒壓條件下再充入少量B,則a=bC.若其他條件不變,升高溫度,則a<bD.若保持溫度、壓強不變,充入惰性氣體,則a>b答案:B解析:A項,補充B氣體后平衡時壓強變大,正反應程度變大,c(A)c(B)變小,即a>b;B項,充入B氣體,新平衡狀態(tài)與原平衡等效,c(A)c(B)不變,即a=b;C項,升溫,平衡右移,c(A)c(B)變小,即a>b;D項相當于減壓,平衡左移,c(A)c(B)變大,即a<b。6.在恒容密閉容器中,用銅鉻的氧化物作催化劑,用一定量的HCl(g)和O2制取Cl2的原理為4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)H<0,下列有關說法不正確的是()A.平衡前,隨著反應的進行,容器內(nèi)壓強變小B.平衡時,其他條件不變,分離出H2O(g),逆反應速率減小C.平衡時,其他條件不變,升高溫度平衡常數(shù)增大D.其他條件不變,使用不同催化劑,HCl(g)的轉(zhuǎn)化率不變答案:C解析:因反應前后氣體分子數(shù)減小,平衡前隨著反應的進行,容器內(nèi)的壓強逐漸變小,A項正確;生成物濃度減小,逆反應速率減小,B項正確;升溫,平衡左移,平衡常數(shù)減小,C項錯誤;其他條件不變,使用不同催化劑,平衡不移動,HCl(g)的轉(zhuǎn)化率不變,故D項正確。7.下列事實不能用勒夏特列原理解釋的是()A.溴水存在:Br2+H2OHBr+HBrO,當加入硝酸銀溶液后,溶液顏色變淺B.反應CO(g)+NO2(g)CO2(g)+NO(g)H<0,達平衡后,升高溫度體系顏色變深C.對平衡體系H2(g)+I2(g)2HI(g),加壓后,混合氣體的顏色加深D.用稀鹽酸洗滌AgCl沉淀比用等體積的蒸餾水洗滌損失的AgCl少答案:C二、非選擇題(共2小題,共44分)8.(2018北京理綜)(20分)近年來,研究人員提出利用含硫物質(zhì)熱化學循環(huán)實現(xiàn)太陽能的轉(zhuǎn)化與存儲。過程如下:(1)反應:2H2SO4(l)2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g)H1=+551 kJ·mol-1反應:S(s)+O2(g)SO2(g)H3=-297 kJ·mol-1反應的熱化學方程式:  。 (2)對反應,在某一投料比時,兩種壓強下,H2SO4在平衡體系中物質(zhì)的量分數(shù)隨溫度的變化關系如圖所示。p2p1(填“>”或“<”),得出該結論的理由是 。 (3)I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑,可能的催化過程如下。將補充完整。.SO2+4I-+4H+S+2I2+2H2O.I2+2H2O+ +2I- (4)探究、反應速率與SO2歧化反應速率的關系,實驗如下:分別將18 mL SO2飽和溶液加入2 mL下列試劑中,密閉放置觀察現(xiàn)象。(已知:I2易溶解在KI溶液中)序號AB試劑組成0.4 mol·L-1 KIa mol·L-1 KI0.2 mol·L-1 H2SO4實驗現(xiàn)象溶液變黃,一段時間后出現(xiàn)渾濁溶液變黃,出現(xiàn)渾濁較A快序號CD試劑組成0.2 mol·L-1 H2SO40.2 mol·L-1 KI0.000 2 mol I2實驗現(xiàn)象無明顯現(xiàn)象溶液由棕褐色很快褪色,變成黃色,出現(xiàn)渾濁較A快B是A的對比實驗,則a=。 比較A、B、C,可得出的結論是  。 實驗表明,SO2的歧化反應速率D>A,結合、反應速率解釋原因:   。 答案:(1)3SO2(g)+2H2O(g)2H2SO4(l)+S(s)H=-254 kJ·mol-1(2)>反應是氣體分子數(shù)減小的反應,溫度一定時,增大壓強,化學平衡正向移動,H2SO4的物質(zhì)的量分數(shù)增大(3)SO24H+SO42-(4)0.4I-是SO2歧化反應的催化劑,且在H+存在下,催化速率增大;但H+單獨存在時,不具有催化作用反應比反應快,增大I2的濃度,反應的反應速率增大,H+濃度增大,加強了I-的催化能力解析:(1)由題給示意圖可知,反應為二氧化硫發(fā)生歧化反應生成硫酸和硫,反應的化學方程式為3SO2(g)+2H2O(g)2H2SO4(l)+S(s),由蓋斯定律可知,-(反應+反應)得反應,則H=-(H3+H1)=-(-297 kJ·mol-1)-(+551 kJ·mol-1)=-254 kJ·mol-1,則熱化學方程式為3SO2(g)+2H2O(g)2H2SO4(l)+S(s)H=-254 kJ·mol-1。(2)反應為氣體分子數(shù)減小的反應,增大壓強,化學平衡正向移動,硫酸的物質(zhì)的量分數(shù)增大,則p2大于p1。(3)由題意可知,I-為反應的催化劑,則反應的反應物為I2、SO2和水,生成物為氫碘酸和硫酸,反應的離子方程式為I2+SO2+2H2O4H+2I-+SO42-。(4)A與B是探究H+濃度對反應速率的影響,因此A和B中KI溶液濃度必須相同,則a為0.4;對比A、B、C的實驗現(xiàn)象可知,I-是SO2歧化反應的催化劑,且在H+存在下,催化速率增大;但H+單獨存在時,不具有催化作用;對比A、D實驗現(xiàn)象可知,增大I2的濃度,反應的反應速率增大,H+濃度增大,加強了I-的催化能力。9.(24分)甲醇既是重要的化工原料,又可作為燃料。利用合成氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑作用下合成甲醇,發(fā)生的主要反應如下:CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)H1=-99 kJ·mol-1CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) H2=-58 kJ·mol-1CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)H3=+41 kJ·mol-1回答下列問題:(1)反應的化學平衡常數(shù)K表達式為;圖1中能正確反映平衡常數(shù)K隨溫度變化關系的曲線為(填曲線標記字母),其判斷理由是。 圖1圖2(2)合成氣組成n(H2)n(CO+CO2)=2.60時,體系中的CO平衡轉(zhuǎn)化率()與溫度和壓強的關系如圖2所示,(CO)值隨溫度升高而(填“增大”或“減小”),其原因是;圖2中的壓強由大到小為,其判斷理由是。 答案:(1)K=c(CH3OH)c(CO)·c2(H2)或Kp=p(CH3OH)p(CO)·p2(H2)a反應為放熱反應,平衡常數(shù)數(shù)值應隨溫度升高變小(2)減小升高溫度時,反應為放熱反應,平衡向左移動,使得體系中CO的量增大;反應為吸熱反應,平衡向右移動,又使產(chǎn)生CO的量增大;總結果,隨溫度升高,使CO的轉(zhuǎn)化率降低p3>p2>p1相同溫度下,由于反應為氣體分子數(shù)減小的反應,加壓有利于提升CO的轉(zhuǎn)化率;而反應為氣體分子數(shù)不變的反應,產(chǎn)生CO的量不受壓強影響。故增大壓強時,有利于CO的轉(zhuǎn)化率升高解析:(1)反應的K表達式為c(CH3OH)c(CO)·c2(H2)。因反應為放熱反應,所以平衡常數(shù)應隨溫度升高而變小,所以選a。(2)升高溫度,反應平衡向左移動,使體系中n(CO)增大;反應為吸熱反應,平衡向右移動,又使產(chǎn)生n(CO)增大;總結果是隨溫度升高,CO的轉(zhuǎn)化率降低。因為相同溫度下,由于反應為氣體分子數(shù)減小的反應,加壓有利于增大CO的轉(zhuǎn)化率;反應為氣體分子數(shù)不變的反應,壓強改變對平衡不產(chǎn)生影響。所以壓強增大,CO轉(zhuǎn)化率升高,在圖2中,同一溫度下,CO轉(zhuǎn)化率高的對應壓強大,則p3>p2>p1。