第二章 化學反應速率與化學平衡 測試題-高二上學期化學人教版（2019）選擇性必修1

第二章《化學反應速率與化學平衡》測試題一、單選題（共12題）1．H2與ICl的反應分①、②兩步進行，其能量曲線如圖所示，下列有關說法錯誤的是A．反應①、反應②均為放熱反應B．反應①、反應②均為氧化還原反應C．H2與ICl的總反應速率快慢取決于反應②D．反應H2(g)+2ICl(g)=I2(g)+2HCl(g)的ΔH=-218kJ·mol-12．一定條件下存在反應：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，其正反應放熱?，F(xiàn)有三個相同的2L恒容絕熱(與外界沒有熱量交換)密閉容器Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，在Ⅰ中充入1molCO和1molH2O，在Ⅱ中充入1molCO2和1molH2，在Ⅲ中充入2molCO和2molH2O，700℃條件下開始反應。達到平衡時，下列說法正確的是A．兩容器中正反應速率：I＜IIB．兩容器中的平衡常數(shù)：I＞IIC．容器Ⅰ中CO2的物質(zhì)的量比容器Ⅱ中CO2的少D．容器Ⅰ中CO的轉化率與容器II中CO2的轉化率之和大于13．以丙烯(C3H6)、NH3、O2為原料，在催化劑存在下生成丙烯腈(C3H3N)和副產(chǎn)物丙烯醛(C3H4O)的化學方程式分別為：反應Ⅰ

2C3H6(g)＋2NH3(g)＋3O2(g)?2C3H3N(g)＋6H2O(g)反應Ⅱ

C3H6(g)＋O2(g)?C3H4O(g)＋H2O(g)反應時間相同、反應物起始投料相同時，丙烯腈產(chǎn)率與反應溫度的關系如圖所示(圖中虛線表示相同條件下丙烯腈平衡產(chǎn)率隨溫度的變化)。下列說法正確的是A．其他條件不變，增大壓強有利于提高丙烯腈平衡產(chǎn)率B．圖中X點所示條件下，延長反應時間或使用更高效催化劑均能提高丙烯腈產(chǎn)率C．圖中Y點丙烯腈產(chǎn)率高于X點的原因是溫度升高導致反應I建立的平衡向正反應方向移動D．圖中X點丙烯腈產(chǎn)率與Z點相等(T1＜T2)，則一定有Z點的正反應速率大于X點的正反應速率4．將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生下列反應：①NH4I(s)?NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)?H2(g)+I2(g)。反應達到平衡時，c(H2)=2mol/L，c(HI)=4mol/L，則此溫度下反應①的平衡常數(shù)是A．36 B．32 C．16 D．245．在溫度不變的4L密閉容器中充入6molA氣體和5molB氣體，在一定條件下發(fā)生反應：3A(g)＋B(g)2C(g)＋xD(g)，達到平衡時，生成了2molC，經(jīng)測定，D的濃度為0.5mol·L-1，下列判斷正確的是A．x=1 B．達到平衡時，氣體總的物質(zhì)的量不變C．B的轉化率為80% D．平衡時A的濃度為1.50mol·L-16．將2mL0.1mol·L

-1FeCl3溶液和2mL0.01mol·L

-1KSCN溶液混合，發(fā)生如下反應：FeCl3(aq)+3KSCN(aq)Fe(SCN)3(aq)+3KCl(aq)，為了使平衡狀態(tài)向逆反應方向移動，應選擇的條件是：①再加入2mL1mol·L

-1FeCl3

溶液

②

加入KCl固體

③

加入適量的鐵粉

④再加入2mL0.4mol·L

-1KSCN溶液A．②③ B．③ C．②④ D．①③④7．在容積固定的2L密閉容器中發(fā)生反應：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)

△H＝akJ·mol－1，若充入2molCO(g)和4molH2(g)，在不同溫度、不同時段下H2的轉化率如下表：(已知a1≠a2)15分鐘30分鐘45分鐘1小時T145%75%85%85%T240%60%a1a2下列說法中錯誤的是A．T1℃下，45分鐘該反應達到平衡狀態(tài)B．根據(jù)數(shù)據(jù)判斷：T1<T2C．T2℃下，在前30分鐘內(nèi)用CO表示的化學反應速率為1.20mol/(L·h)D．該反應的△H>08．下列實驗中，能達到預期目的是A．測定反應生成H2的速率B．探究溫度對反應速率的影響C．探究濃度對反應速率的影響D．探究Fe3+和Cu2+對H2O2分解的催化效果A．A B．B C．C D．D9．濕法煙氣脫氮工藝中常用到尿素，其反應原理為NO（g）＋NO2（g）＋CO（NH2）2（s）2N2（g）＋CO2（g）＋2H2O（g）

△H<0，達到平衡后改變某一條件，反應速率（v）與時間（t）的關系如圖所示，下列說法錯誤的是A．t4～t5引起變化的原因可能是升高溫度 B．CO2含量最高的時間段是t1～t2C．t2～t3引起變化的原因可能是增加反應物濃度 D．t6引起變化的原因可能是加入催化劑10．在體積為的恒容密閉容器中發(fā)生反應，圖1表示時容器中、、物質(zhì)的量隨時間的變化關系，圖2表示不同溫度下平衡時的體積分數(shù)隨起始的變化關系。則下列結論正確的是A．200℃時，反應從開始到平衡的平均速率B．由圖2可知反應，正反應吸熱且C．若在圖1所示的平衡狀態(tài)下再向體系中充入和，此時D．時，向空容器中充入和，達到平衡時的體積分數(shù)小于0.511．反應Ⅰ：H2(g)+I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)為K1；反應Ⅱ：HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常數(shù)為K2，則K1、K2的關系為(平衡常數(shù)為同溫度下的測定值A．K1=K2 B．K1=K2 C．K1=2K2 D．K1=12．下列不能用平衡移動原理解釋的是（

）A．合成氨時將氨液化分離，可提高原料的利用率B．H2、I2、HI混合氣體加壓后顏色變深C．實驗室用排飽和NaCl溶液的方法收集Cl2D．由NO2和N2O4組成的平衡體系加壓后顏色先變深后變淺二、非選擇題（共10題）13．容積均為1L的甲、乙兩個容器，其中甲為絕熱容器，乙為恒溫容器。相同溫度下，分別充入0.2，發(fā)生反應：，甲中的相關量隨時間變化如下圖所示。回答下列問題：(1)0~3s內(nèi)，甲容器中的反應速率增大的原因是___________。(2)甲容器中反應達平衡時，溫度若為T℃，此溫度下的平衡常數(shù)___________。(3)平衡時，平衡常數(shù)K(甲)___________(填“>”“<”或“=”，下同)K(乙)，壓強p(甲)___________p(乙)。14．一定溫度下，在容積為1L的密閉容器內(nèi)放入2molN2O4和8molNO2，發(fā)生如下反應：2NO2(紅棕色)N2O4(無色)(ΔH<0)，反應中NO2、N2O4的物質(zhì)的量隨反應時間變化的曲線如下圖，按下列要求作答：(1)若t1=10s，t2=20s，計算從t1至t2時以N2O4表示的反應速率：___________mol·L-1·s-1(2)圖中t1、t2、t3哪一個時刻表示反應已經(jīng)達到平衡？答：___________(3)t1時，正反應速率___________(填“>”、“<”或“=”)逆反應速率(4)維持容器的溫度不變，若縮小容器的體積，則平衡向___________移動(填“正反應方向”、“逆反應方向”或“不移動”)(5)維持容器的體積不變，升高溫度，達到新平衡時體系的顏色___________(填“變深”、“變淺”或“不變”)15．已知一個固定容積的密閉容器中，發(fā)生如下反應：M(g)＋N(g)?P(g)＋Q(g)?，△H>0?請回答下列問題：(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)=1mol/L，c(N)=2.4mol/L，達到平衡后，M的轉化率為60％，此時N的轉化率為__________；原混合氣體與平衡混合氣體的壓強之比，p(始):p(平)=________(2)若反應溫度升高，M的轉化率_____(填“增大”“減小”或“不變”；)(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為：c(M)=4mol/L,?c(N)=a?mol/L;達到平衡后，c(P)=2mol/L,a=________(4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為：c(M)=c(N)=bmol/L，達到平衡后，M的轉化率為________。(5)若反應溫度不變，某一時刻測得容器內(nèi)各物質(zhì)的濃度分別為c(M)=0.5mol/L，c(Y)=0.2mol/L，c(P)=0.4mol/L，c(Q)=0.4mol/L，則下一時刻，反應向__________(填“正向”或“逆向”)進行。16．在一定條件下，反應的平衡常數(shù)為0.5，在體積為1L的容器中，已知CO(g)、的起始濃度分別為、，反應達到平衡后再改變下列條件，通過計算判斷平衡移動的方向。(1)保持體積不變，通入；_______(2)保持體積不變，通入CO(g)和各0.0400mol；_______(3)保持溫度不變，將容器體積擴大為原來的2倍。_______17．根據(jù)反應4FeS2＋11O2===2Fe2O3＋8SO2，試回答下列問題。（1）本反應中常選用________(填化學式)來表示該反應的化學反應速率。（2）當生成SO2的速率為0.64mol·L－1·s－1時，則氧氣減少的速率為________。（3）如測得4s后O2的濃度為2.8mol·L－1，此時間內(nèi)SO2的速率為0.4mol·L－1·s－1，則開始時氧氣的濃度為________。18．在2L密閉容器內(nèi)，t℃時發(fā)生反應：N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)，在體系中，n(N2)隨時間的變化如下表：時間(min)012345N2的物質(zhì)的量(mol)0.200.100.080.060.060.06(1)上述反應在第5min時，N2的轉化率為___________；(2)用H2表示從0～2min內(nèi)該反應的平均速率v(H2)=___________；(3)t℃時，在4個均為2L密閉容器中不同投料下進行合成氨反應。根據(jù)在相同時間內(nèi)測定的結果，判斷該反應進行快慢的順序為___________。(用字母填空，下同)；a.v(NH3)=0.05mol·L-1·min-1b.v(H2)=0.03mol·L-1·min-1c.v(N2)=0.02mol·L-1·min-1d.v(H2)=0.00lmol·L-1·s-119．某小組同學對FeCl3與KI的反應進行探究。【初步探究】室溫下進行下表所列實驗。序號操作現(xiàn)象實驗Ⅰ取5mL0.1mol·L-1KI溶液，滴加0.1mol·L-1FeCl3溶液5～6滴(混合溶液pH=5)溶液變?yōu)樽攸S色實驗Ⅱ_______溶液變紅(1)證明實驗Ⅰ中有I2生成，加入的試劑為_______。(2)實驗Ⅱ可以證明Fe3+與I-發(fā)生可逆反應，其操作為_______。(3)寫出實驗Ⅰ反應的離子方程式：_______。(4)實驗Ⅰ中溶液的顏色不變后再進行后續(xù)實驗，其目的是_______。【深入探究】20min后繼續(xù)觀察實驗現(xiàn)象：實驗Ⅰ溶液棕黃色變深；實驗Ⅱ溶液紅色變淺。(5)已知在酸性較強的條件下，I-可被空氣氧化為I2，故甲同學提出假設：該反應條件下空氣將I-氧化為I2，使實驗Ⅰ中溶液棕黃色變深。甲同學設計實驗：_______，20min內(nèi)溶液不變藍，證明該假設不成立，導致溶液不變藍的因素可能是_______(寫出1條即可)。(6)乙同學查閱資料可知：FeCl3與KI的反應體系中還存在I-+I2I，I呈棕褐色。依據(jù)資料從平衡移動原理解釋實驗Ⅱ中20min后溶液紅色變淺的原因：_______。20．Ⅰ.某小組利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反應來探究“外界條件對化學反應速率的影響”，進行了如下實驗：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+10CO2↑+8H2O。編號酸性KMnO4溶液(0.01mol·L-1)H2C2O4溶液(0.1mol·L-1)水某種物質(zhì)反應溫度(℃)反應時間(min)Ⅰ2mL2mL00202.1ⅡV1mL2mL1mL0205.5ⅢV2mL2mL00500.5Ⅳ2mL2mL0少量200.2(1)實驗計時方法是從溶液混合開始計時，至_______時計時結束。(2)V1=_______，V2=_______。(3)設計實驗Ⅰ、Ⅲ的目的是_______。(4)利用實驗Ⅲ中數(shù)據(jù)計算，用KMnO4的濃度變化表示的反應速率v(KMnO4)=_______。(5)有同學在實驗中發(fā)現(xiàn)酸性高錳酸鉀溶液和草酸溶液反應時，開始一段時間反應速率較小，溶液褪色不明顯；但不久突然褪色，反應速率明顯增大。某同學認為是放熱導致溶液溫度升高所致，重做Ⅰ號實驗，測定實驗過程中不同時刻溶液的溫度，結果溫度沒有明顯變化。由此你得出的結論是：可能是是反應產(chǎn)物有_______作用。Ⅳ號實驗是為驗證你的猜測，實驗中要加入的少量某種物質(zhì)是_______(填化學式)。Ⅱ.通過測定收集一定體積氫氣所用的時間可以用于測定鋅粒和稀硫酸反應的速率，于是某同學設計了如圖所示的實驗裝置：(6)裝置中儀器A的名稱為_______。(7)定量分析：裝置組裝完成后需要先檢查該裝置的氣密性。簡述檢查該裝置氣密性的方法_______；實驗時以收集到40mL氣體為準，忽略其他可能影響實驗的因素，實驗中需要測量的數(shù)據(jù)是_______。21．某校化學活動社團為測定1mol/L的H2SO4溶液與鋅粒和鋅粉反應的速率，設計如圖1裝置。(1)圖1中盛有H2SO4溶液的儀器名稱是_______。(2)按照圖1裝置實驗時，限定了兩次實驗時間均為10min，還需要測定的另一個數(shù)據(jù)是_______。(3)若將圖1裝置中的氣體收集裝置改為圖2裝置，實驗完畢待冷卻后，該學生準備讀取量氣管上液面所在處的刻度，發(fā)現(xiàn)量氣管中液面高于干燥管中液面，應首先采取的操作是_______。22．A、B、C、D、E五種短周期元素，原子序數(shù)依次增大，A、E同主族，A元素的原子半徑最小，B元素原子的最外層電子數(shù)是內(nèi)層電子數(shù)的2倍，C元素的最高價氧化物對應的水化物X與其氫化物反應生成一種鹽Y，A、B、C、E四種元素都能與D元素形成原子個數(shù)比不相同的常見化合物，E2D2可用于呼吸面具或潛水艇中氧氣的來源。請根據(jù)以上信息回答下列問題：(1)BD2的電子式為________。(2)EAB2D4水溶液顯酸性的原因是________。(3)將等濃度等體積的EABD3溶液和E2BD3溶液混合，所得混合溶液中各離子的離子濃度由大到小的順序為____。(4)A、B、D、E四種元素組成的某無機化合物，受熱易分解。寫出該化合物的溶液與足量的Ba(OH)2溶液反應的離子方程式______。(5)常溫下，測得X和Y的水溶液的pH均為5，則兩種水溶液中由水電離出的H+濃度之比是____。(6)在一個裝有可移動活塞的密閉容器中進行如下可逆反應：C2(g)+3A2(g）2CA3(g)△H=－92.4kJ/mol。反應達到平衡后，測得容器中各物質(zhì)的物質(zhì)的量分別為C2：0.5mol、A2：0.2mol、CA3：0.2mol，此時容器體積為1.0L。如果保持溫度和壓強不變，向上述平衡體系中加入0.18molC2，平衡將____移動（填“正向”、“逆向”或“不”）。參考答案：1．C【解析】根據(jù)圖象，反應①：H2(g)＋2ICl(g)=HCl(g)＋HI(g)＋ICl(g)，H元素的化合價升高，部分I的化合價的降低，該反應為氧化還原反應，反應物總能量大于生成物的總能量，推出該反應為放熱反應；反應②：HCl(g)＋HI(g)＋ICl(g)=I2(g)＋2HCl(g)，HI中－1價I與ICl中＋1價I發(fā)生氧化還原反應，反應物總能量大于生成物的總能量，推出該反應為放熱反應，據(jù)此分析；A．根據(jù)圖象，反應①和②都是反應物的總能量大于生成物的總能量，反應①②均為放熱反應，故A說法正確；B．反應①中H2中H的化合價升高，ICl中部分I的化合價由＋1價→－1價，反應①為氧化還原反應，反應②HI中－1價I與ICl中＋1價I發(fā)生氧化還原反應生成I2，存在化合價的變化，屬于氧化還原反應，故B說法正確；C．活化能越大，反應速率越慢，總反應速率的快慢取決于活化能大的，根據(jù)圖象，反應①的活化能大于反應②，因此H2與ICl的總反應速率快慢取決于反應①，故C說法錯誤；D．ΔH只與體系中的始態(tài)和終態(tài)有關，與反應途徑無關，根據(jù)圖象，總反應為放熱反應，熱反應方程式為H2(g)＋2ICl(g)=I2(g)＋2HCl(g)

ΔH=－218kJ·mol－1，故D說法正確；答案為C。2．CA．若兩容器保持恒溫，則為等效平衡，正反應速率相等，現(xiàn)為恒容絕熱容器，I中溫度升高，II中溫度降低，所以達平衡時，混合氣體的溫度I比II高，正反應速率：I＞II，A不正確；B．由A中分析可知，達平衡時容器I的溫度比II高，由于正反應為放熱反應，溫度越高平衡常數(shù)越小，所以兩容器中的平衡常數(shù)：I＜II，B不正確；C．若溫度不變，容器I和容器II中CO2的物質(zhì)的量相等，現(xiàn)達平衡時，容器I的溫度比II高，升溫時平衡逆向移動，所以容器Ⅰ中CO2的物質(zhì)的量比容器Ⅱ中CO2的少，C正確；D．若溫度不變，容器I和容器II為等效平衡，則此時容器Ⅰ中CO的轉化率與容器II中CO2的轉化率之和等于1，現(xiàn)容器II的溫度比容器I低，相當于容器I降溫，平衡正向移動，容器II中CO2的轉化率減小，所以容器Ⅰ中CO的轉化率與容器II中CO2的轉化率之和小于1，D不正確；故選C。3．BA．反應Ⅰ中正反應體積增大，反應Ⅱ中反應前后體積不變，因此其他條件不變，增大壓強不有利于提高丙烯腈平衡產(chǎn)率，A錯誤；B．根據(jù)圖象可知圖中X點所示條件下反應沒有達到平衡狀態(tài)，又因為存在副反應，因此延長反應時間或使用更高效催化劑均能提高丙烯腈產(chǎn)率，B正確；C．根據(jù)圖象可知圖中X點、Y點所示條件下反應均沒有達到平衡狀態(tài)，Z點反應達到平衡狀態(tài)，升高溫度平衡逆向進行，因此圖中Y點丙烯腈產(chǎn)率高于X點的原因不是因為溫度升高導致反應I建立的平衡向正反應方向移動，C錯誤；D．由于溫度會影響催化劑的活性，因此Z點的正反應速率不一定大于X點的正反應速率，D錯誤；答案選B。4．B反應達到平衡時，c(H2)=2mol·L－1，說明消耗HI濃度為4mol·L－1，則生成HI總物質(zhì)的量濃度為(4＋4)mol·L－1=8mol·L－1，即c(NH3)=8mol/l，根據(jù)化學平衡常數(shù)的定義，①的反應平衡常數(shù)K=c(NH3)×c(HI)=8×4=32，故選項B正確。5．B達到平衡時，生成了2molC，經(jīng)測定，D的濃度為0.5mol?L-1，生成D為0.5mol/L×4L=2mol，生成C、D的物質(zhì)的量相同，化學方程式的化學計量數(shù)之比等于參與反應的物質(zhì)的物質(zhì)的量之比，則x=2，A減少了3mol，平衡時A的物質(zhì)的量為6mol-3mol=3mol，B減少了1mol，平衡時B的物質(zhì)的量為5mol-1mol=4mol。A．由分析可知，x=2，A錯誤；B．反應前氣體的總物質(zhì)的量為6mol+5mol=11mol，達平衡時，氣體的總物質(zhì)的量為3mol+4mol+2mol+2mol=11mol，氣體的總物質(zhì)的量不變，B正確；C．B的轉化率為100%=20%，C錯誤；D．平衡時A的物質(zhì)的量為6mol-3mol=3mol，濃度為=0.75mol/L，D錯誤；答案選B。6．B對于反應FeCl3(aq)+3KSCN(aq)Fe(SCN)3(aq)+3KCl(aq)，其離子方程式為Fe3+(aq)+3SCN-(aq)Fe(SCN)3(aq)；①再加入2mL1mol·L

-1FeCl3

溶液，增大了FeCl3

溶液的濃度，平衡正向移動；②

加入KCl固體，對Fe3+和SCN-的濃度都不產(chǎn)生影響，平衡不發(fā)生移動；③

加入適量的鐵粉，與Fe3+發(fā)生氧化還原反應生成Fe2+，減小了Fe3+濃度，平衡逆向移動；④再加入2mL0.4mol·L

-1KSCN溶液，增大了溶液中的SCN-濃度，平衡正向移動；由以上分析可知，只有③符合題意，故選B。7．B根據(jù)平衡的定義，當物質(zhì)的濃度保持不變時達到的狀態(tài)即為平衡狀態(tài)進行判斷平衡點，根據(jù)轉換率可表示單位時間內(nèi)轉換的快慢可以判斷反應速率。根據(jù)速率公式進行計算速率。A．T1℃下，45分鐘到1小時氫氣的轉化率不變，故可判斷達到平衡，故A正確；B．根據(jù)a1≠a2判斷T2時達到平衡的時間在45分鐘后，T2比T1的反應慢，故溫度低，B不正確；C．T2℃下，在前30分鐘內(nèi)氫氣的轉化率為60%，則轉換了的氫氣的物質(zhì)的量為：4mol×60%=2.4mol，則轉換的一氧化碳根據(jù)方程式計算得：1.2mol，根據(jù)速率公式得：，故C正確；D．根據(jù)溫度T2到T1的轉化率降低，說明平衡相對向逆移，而溫度降低，故逆反應為放熱，正反應時吸熱反應，故D正確；故選答案B。8．BA．生成的氫氣能從長頸漏斗溢出，無法測定生成氫氣的體積，故不選A；B．B選項中，兩組實驗只有溫度是不同，所以可以探究溫度對反應速率的影響，故選B；C．右側試管內(nèi)加入的高錳酸鉀的物質(zhì)的量是左側試管的2倍，所以不能根據(jù)褪色時間判斷反應速率，故不選C；D．兩組實驗加入催化劑的陰離子不同，所以不能探究Fe3+和Cu2+對H2O2分解的催化效果，故不選D；選B。9．BA．t4～t5反應速率均增大，且平衡逆向移動，該反應為放熱反應，故t4改變的原因可能是升高溫度，A正確；B．t3時刻也是正向移動，二氧化碳為生成物，二氧化碳含量最高的時間段是t3～t4，B錯誤；C．t2～t3反應速率均增大，且平衡正向移動，t2時刻未突變，故引起變化的原因可能是增加反應物濃度，C正確；D．t6時刻反應速率增大，平衡不移動，故引起變化的原因可能是加入催化劑，D正確；答案選B。10．D圖甲可知，時平衡時，A的物質(zhì)的量變化量為，B的物質(zhì)的量變化量為0.4mol-0.2mol=，C的物質(zhì)的量變化量為0.2mol，各物質(zhì)變化的物質(zhì)的量之比等于化學計量數(shù)之比，所以反應方程式為：2A(g)+B(g)C(g)?？捎嬎闫胶獬?shù)K==25。A．由圖甲可知，時5min達到平衡，平衡時B的物質(zhì)的量變化量為，故，選項A錯誤；B．在一定的溫度下只要A、B起始物質(zhì)的量之比剛好等于平衡化學方程式化學計量數(shù)之比，平衡時生成物C的體積分數(shù)就最大，A、B的起始物質(zhì)的量之比：，即a=2。由圖乙可知，：一定時，溫度越高平衡時C的體積分數(shù)越大，說明升高溫度平衡向正反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，故正反應為吸熱反應，即，選項B錯誤；C．恒溫恒容條件下，再向體系中充入0.2molB和0.2molC，由于B和C的化學計量數(shù)相等，所以Qc=K，平衡不移動，故，選項C錯誤；D．由圖Ⅰ可知，時平衡時，A、B、C的物質(zhì)的量變化量分別為、、，物質(zhì)的量之比等于化學計量數(shù)之比，故x：y：：：：1：1，平衡時A的體積分數(shù)為，時，向容器中充入2molA和1molB達到平衡等效為原平衡增大壓強，平衡向正反應移動，故達到平衡時，A的體積分數(shù)小于，選項D正確。答案選D。11．D反應Ⅰ：H2(g)+I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)，反應Ⅱ：HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常數(shù)，對比兩者表達式可得出，即K1=，故選D。12．BA．將氨液化分離，即減小氨氣濃度，促進平衡向正向移動，提高反應物的轉化率，A能用平衡移動原理解釋，不符合題意；B．對于反應，由于反應前后氣體體積不變，故壓強對其平衡無影響，加壓顏色加深，是因為體積縮小，導致c(I2)增大，B不能用平衡移動原理解釋，符合題意；C．Cl2在水中存在如下平衡：，在飽和NaCl溶液中，c(Cl-)增大，促使平衡逆向移動，降低Cl2溶解度，故可以用排飽和食鹽水收集Cl2，C能用平衡移動原理解釋，不符合題意；D．體系中存在平衡：，加壓體積縮小，導致c(NO2)瞬間增大，體系顏色加深，由于加壓平衡正向移動，c(NO2)又逐漸減小，故顏色逐漸變淺，D能用平衡移動原理解釋，不符合題意；故答案選B。13．(1)0~3s內(nèi)溫度升高對反應速率的影響大于濃度降低對反應速率的影響(2)225(3)

<

>【解析】（1）該反應的正反應為放熱反應，故0~3s內(nèi)甲容器中溫度升高對反應速率的影響大于濃度降低對反應速率的影響，導致的反應速率增大，故答案為：0~3s內(nèi)溫度升高對反應速率的影響大于濃度降低對反應速率的影響；（2）甲容器中反應到達平衡時，，由氮原子守恒可知，，，故答案為：225；（3）甲為絕熱容器，乙為恒溫容器，該反應的正反應為放熱反應，則到達平衡時甲的溫度高于乙，故K(甲)(乙)；甲中反應正向進行的程度小于乙，氣體分子數(shù)大于乙，故p(甲)(乙)，故答案為：<；>。14．(1)0.1(2)t3(3)>(4)正反應方向(5)變深（1）從t1至t2時N2O4的物質(zhì)的量增加了4mol-3mol=1mol，所以反應速率是=0.1mol/(L·s)；（2）根據(jù)圖象可知，t3時刻物質(zhì)的物質(zhì)的量不再發(fā)生變化，所以此時反應達到平衡狀態(tài)；（3）t1時NO2的物質(zhì)的量逐漸減小，說明反應是向正反應方向進行的，即正反應速率大于逆反應速率；（4）反應前后是體積減小的，所以縮小容積，壓強增大，平衡向正反應方向移動；（5）正反應是放熱反應，所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動，NO2的濃度增大，顏色變深。15．(1)

25%

1:1(2)增大(3)6(4)41%(5)逆向(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)=1mol/L，c(N)=2.4mol/L，達到平衡后，M的轉化率為60％，列三段式可得N的轉化率為×100%=25%；原混合氣體與平衡混合氣體的壓強之比等于物質(zhì)的量之比，故p(始):p(平)=(1+2.4)：(0.4+1.8+0.6+0.6)=3.4：3.4=1：1。(2)反應吸熱，故溫度升高，平衡正向移動，M的轉化率增大。(3)由(1)可知，某溫度下，K=，則，所以K==，故a=6。(4)由(1)可知，某溫度下，K=，則，所以K==，可得b=2.4x，故M的轉化率為×100%=41%。(5)某一時刻測得容器內(nèi)各物質(zhì)的濃度分別為c(M)=0.5mol/L，c(Y)=0.2mol/L，c(P)=0.4mol/L，c(Q)=0.4mol/L，則Q==1.6＞K，故反應逆向進行。16．(1)，平衡逆向移動(2)，平衡逆向移動(3)，平衡不移動在一定條件下的平衡常數(shù)，初始CO(g)、的起始濃度分別為、，此時，因此反應正向進行，設反應開始至達到平衡時CO消耗了xmol/L，則達到平衡時、，因此，解得x=0.01，即平衡時、。（1）保持體積不變，通入，容器體積為1L，則瞬間、，此時濃度熵，因此平衡逆向移動。（2）保持體積不變，通入CO(g)和各0.0400mol；則瞬間、，此時濃度熵，因此平衡逆向移動。（3）保持溫度不變，將容器體積擴大為原來的2倍。則瞬間、，此時濃度熵，因此平衡不移動。17．

SO2、O2

0.88mol·L－1·s－1

5.0mol·L－1本題考查有關濃度計算問題。分析時注意只有氣體或者溶液才有濃度的變化,固體或者純液體的濃度是定值，根據(jù)化學反應速率之比等化學計量數(shù)之比進行計算即可。(1)只有氣體或者溶液才有濃度的變化,固體或者純液體的濃度是定值,故應選用O2或SO2來表示該反應的化學反應速率,因此，本題正確答案是:SO2或O2。(2)因為化學反應方程式中物質(zhì)反應速率之比就等于化學反應計量數(shù)之比，所以方程式4FeS2＋11O2===2Fe2O3＋8SO2，所以氧氣減少的速率為0.64mol?L－1?s－111/8=0.88mol?L－1?s－1因此，本題正確答案是:0.88mol?L－1?s－1。(3)4s后O2的濃度為2.8mol?L－1，此時間內(nèi)SO2的速率為0.4mol?L－1?s－1，則用O2表示的速率為0.4mol?L－1?s－1111/8=0.55mol?L－1?s－11，氧氣的變化濃度為0.55mol?L－1?s－114s=2.2mol?L－1，開始時氧氣的濃度為2.8mol?L－1+2.2mol?L－1=5.0mol·L－1。因此，本題正確答案是:5.0mol·L－1。18．(1)70%(2)0.09mol/(L·min)(3)a>c=d>b【解析】（1）上述反應在第5min時，消耗氮氣的物質(zhì)的量是0.20mol-0.06mol=0.14mol，則N2的轉化率為×100%=70%；（2）0～2min內(nèi)消耗氮氣的物質(zhì)的量是0.20mol-0.08mol=0.12mol，根據(jù)方程式可知消耗氫氣是0.36mol，濃度是0.18mol/L，則用H2表示從0～2min內(nèi)該反應的平均速率v(H2)=0.18mol/L÷2min=0.09mol/(L·min)；（3）如果都用氫氣表示其反應速率，則根據(jù)反應速率之比是相應的化學計量數(shù)之比可知a～d分別是(mol·L-1·min-1)0.075、0.03、0.06、0.06，所以該反應進行快慢的順序為a>c=d>b。19．(1)淀粉溶液(2)取少量實驗Ⅰ中棕黃色溶液于試管中，滴加2滴KSCN溶液(3)2Fe3++2I-I2+2Fe2+(4)使化學反應達到化學平衡狀態(tài)(5)

向試管中加入5mL0.1molKI溶液和2滴淀粉溶液，加酸調(diào)至pH=5

c(I-)低、c(H+)低(6)由于存在化學平衡I-+I2I，使c(I2)減小，2Fe3++2I-I2+2Fe2+平衡正向進行，c(Fe3+)減小，F(xiàn)e3++3SCN-Fe(SCN)3平衡逆向進行，故溶液紅色變淺I2遇淀粉溶液變?yōu)樗{色，F(xiàn)e3+遇SCN-是溶液變?yōu)榧t色，F(xiàn)eCl3與KI在溶液中會發(fā)生反應：2Fe3++2I-I2+2Fe2+，若證明反應為可逆反應，可以使反應物中一種物質(zhì)不足量，只要證明反應后的溶液中含有不足量的反應物質(zhì)的微粒即可。影響化學平衡的因素很多，在其它條件不變時，增大反應物濃度平衡正向移動，減小反應物濃度，化學平衡逆向移動，據(jù)此分析解答。（1）向KI溶波中滴加FeCl3溶液5~6滴，二者發(fā)生反應：2FeCl3+2KI=2FeCl2+I2+2HCl，反應生成I2，加入淀粉，溶液顯藍色；（2）可逆反應中反應物不能完全轉化，在上述反應中FeCl3不足量，若測定反應后溶液中FeCl3溶液還有剩余，就可以證明該反應為放熱反應?？梢韵蚍磻蟮娜芤褐屑尤霂椎蜬SCN溶液，若溶液顯血紅色，就證明反應為可逆反應；（3）實驗I中反應的離子方程式為：2Fe3++2I-I2+2Fe2+；（4）實驗I中溶液的顏色不變后再進行后續(xù)實驗，其目的是使化學反應達到化學平衡狀態(tài)；（5）已知在酸性較強的條件下，I-可被空氣氧化為I2，故甲同學提出假設：該反應條件下空氣將I-氧化為I2，使實驗I中溶液棕黃色變深；甲同學設計實驗：向試管中加入5mL0.lmol/LKI溶液和2滴淀粉溶液，加入酸調(diào)節(jié)pH=5；20min內(nèi)溶液不變藍，證明該假設不成立，導致溶液不變藍的因素可能是c(H+)濃度低、c(I-)濃度低；（6）乙同學查閱資料可知：FeCl3與KI的反應體系中還存在I-+I2I，I呈棕褐色，由于I-過量，發(fā)生反應I-+I2I，使I2濃度減小，進一步導致平衡2Fe3++2I-I2+2Fe2+正向移動，使Fe3+濃度減小，再進一步導致平衡Fe3++3SCN-Fe(SCN)3逆向移動，F(xiàn)e(SCN)3濃度減小，溶液血紅色變淺。20．(1)紫紅色剛好褪去(2)

1

2(3)探究溫度對反應速率的影響(4)0.01mol·L-1·min-1(5)

催化

MnSO4(6)分液漏斗(7)

關閉分液漏斗活塞，拉動注射器，松手，注射器能恢復到原來的位置

收集40mL氣體所需時間根據(jù)控制變量法，結合表中數(shù)據(jù)，實驗Ⅰ、Ⅱ的溫度相同，應該是探究濃度對反應速率的影響，則除了溫度不同外，混合液總體積必須相同，從而計算V1，實驗Ⅰ、Ⅲ的溫度不同，應該是探究溫度對反應速率的影響，則實驗Ⅰ、Ⅲ的酸性高錳酸鉀溶液體積相同，從而計算V2；實驗Ⅲ中，根據(jù)計算用KMnO4的濃度變化表示的反應速率；重做Ⅰ號實驗，結果溫度沒有明顯變化，說明溫度不是反應速率突然加快的原因，反應生成MnSO4，錳離子具有催化作用，需要加入少量的MnSO4固體驗證猜測；根據(jù)裝置的構成，關閉分液漏斗活塞，拉動注射器，松手，注射器能恢復到原來的位置說明裝置氣密性良好，測定鋅粒和稀硫酸反應的速率需要測量收集到40mL氣體的時間。（1）反應結束后，高錳酸鉀紫紅色褪去，因此實驗計時方法是從溶液混合開始記時，至紫紅色剛好褪去時結束記時，故答案為：紫紅色剛好褪去；（2）實驗Ⅰ、Ⅱ的溫度相同，應該是探究濃度對反應速率的影響，則除了溫度不同外，混合液總體積必須相同，根據(jù)Ⅰ混合液的體積可知V1=1，實驗Ⅰ、Ⅲ的溫度不同，應該是探究溫度對反應速率的影響，則其它條件必須完全相同，故實驗Ⅰ、Ⅲ的酸性高錳酸鉀溶液體積相同，V2=2，故答案為：1；2；（3）實驗Ⅰ、Ⅲ中只有溫度不同，因此設計實驗Ⅰ、Ⅲ的目的是探究溫度對反應速率的影響，故答案為：探究溫度對反應速率的影響；（4）2mL0.01mol/L酸性KMnO4溶液與2mL0.1mol/LH2C2O4溶液反應，草酸過量，酸性高錳酸鉀溶液完全反應，則用KMnO4的濃度變化表示的反應速率為，故答案為：0.01mol·L-1·min-1；（5）重做Ⅰ號實驗，測定實驗過程中不同時刻溶液的溫度，結果溫度沒有明顯變化，由此可知溫度不是反應速率突然加快的原因，從而推測可能是反應產(chǎn)物有催化作用；Ⅳ號實驗是為驗證反應產(chǎn)物可能有催化作用，根據(jù)2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+10CO2↑+8H2O可知，反應生成MnSO4，錳離子有催化作用，所以Ⅳ號實驗中需要加入少量的MnSO4固體，故答案為：催化；MnSO4；（6）由圖可知，儀