高二化學反應原理課時作業(yè)14：微型專題重點突破(三)

高二《化學反應原理》PAGEPAGE1微型專題重點突破(三)題組一化學反應速率及其影響因素1．(2018·大連調研)在一定條件下，反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)在10L恒容密閉容器中進行，測得2min內氮氣的物質的量由20mol減少到8mol，則2min內氮氣的化學反應速率為()A．1.2mol·L－1·min－1 B．0.8mol·L－1·min－1C．1.0mol·L－1·min－1 D．0.6mol·L－1·min－1[答案]D[解析]2min內，N2的物質的量由20mol減少到8mol，則v(N2)＝eq\f(Δc,Δt)＝eq\f(\f(20mol－8mol,10L),2min)＝0.6mol·L－1·min－1。2．(2018·陜西安康第二次聯(lián)考)對于反應X(g)＋Y(s)=2Z(g)，下列條件不能改變化學反應速率的是()A．升高溫度 B．加入催化劑C．擴大容器體積 D．再加入一定量的Y[答案]D[解析]升高溫度，反應速率加快，A錯誤；加入催化劑，可以改變反應速率，B錯誤；擴大容器體積，相當于減小氣態(tài)物質的濃度，反應速率減慢，C錯誤；Y屬于純固體，改變其用量，濃度不變，反應速率不變，D正確。3．等質量的鐵與過量鹽酸在不同的實驗條件下進行反應(實驗數據見下表)，c為鹽酸的濃度(mol·L－1)，測定反應相同時間后產生氫氣的體積V。則V值最大的是()選項c/mol·L－1溫度/℃鐵的狀態(tài)A2.025塊狀B2.530粉末C2.550塊狀D2.550粉末[答案]D[解析]C、D溫度最高，且D使用的是鐵粉，故D反應最快，相同時間內產生H2的量最多?？键c影響化學反應速率的因素題點控制變量方法的應用題組二化學平衡及其移動4．已知反應CO(g)＋H2O(g)eq\o(,\s\up7(催化劑))CO2(g)＋H2(g)ΔH<0。在一定溫度和壓強下于密閉容器中，反應達到平衡。下列敘述正確的是()A．升高溫度，K減小B．減小壓強，n(CO2)增加C．更換高效催化劑，α(CO)增大D．充入一定量的氮氣，n(H2)增加[答案]A[解析]A項，ΔH<0，正反應放熱，升高溫度平衡向逆反應方向移動，化學平衡常數減小，正確；B項，化學反應前后氣體的化學計量數相等，減小壓強，化學平衡不移動，n(CO2)不變，錯誤；C項，催化劑能改變化學反應速率，但不會引起化學平衡的移動，所以α(CO)不變，錯誤；D項，充入一定量的氮氣，但該反應前后氣體體積不變，化學平衡不移動，n(H2)不變，錯誤。5．一定條件下，通過下列反應可實現(xiàn)燃煤煙氣中硫的回收：SO2(g)＋2CO(g)eq\o(,\s\up7(催化劑))2CO2(g)＋S(l)ΔH<0，若反應在恒容的密閉容器中進行，下列有關說法正確的是()A．平衡前，隨著反應的進行，容器內壓強始終不變B．平衡時，其他條件不變，分離出硫，正反應速率加快C．平衡時，其他條件不變，升高溫度可提高SO2的轉化率D．其他條件不變，使用不同的催化劑，該反應的平衡常數不變[答案]D[解析]平衡前，隨反應的進行容器內壓強減??；平衡時，其他條件不變，分離出S(l)，v正不變；平衡時，其他條件不變，升高溫度平衡向左移動，α(SO2)減小。6．在固定容積的密閉容器中，放入amolX，發(fā)生反應：2XY(g)＋Z(s)，并達到平衡狀態(tài)，此時升高溫度，氣體的密度增大。下列敘述正確的是()A．平衡后移走部分Z，平衡正向移動B．若X為非氣態(tài)，則正反應為放熱反應C．若正反應為放熱反應，則X一定為氣態(tài)D．若X為氣態(tài)，再向容器中充入amolX，達到平衡后，X的體積分數增大[答案]C[解析]Z為固體，移走部分Z對平衡移動無影響，A項錯誤；若X為非氣態(tài)，容器的體積不變，密度增大，則需氣體的質量增大，說明平衡正向移動，溫度升高，平衡應向吸熱反應方向移動，故正反應方向是吸熱反應，B項錯誤；若正反應方向是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，要使氣體質量增大，X一定為氣態(tài)，C項正確；D項相當于增大壓強，平衡正向移動，X的體積分數減小，錯誤。7．(2018·天津河西期末)常壓下羰基化法精煉鎳的原理為：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)。230℃時，該反應的平衡常數K＝2×10－5。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2℃，固體雜質不參與反應。第一階段：將粗鎳與CO反應轉化成氣態(tài)Ni(CO)4；第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230℃制得高純鎳。下列判斷不正確的是()A．該反應達到平衡時，v分解[Ni(CO)4]＝4v消耗(CO)B．第一階段應選擇稍高于42.2℃的反應溫度C．第二階段，230℃時Ni(CO)4分解率較高D．其他條件不變，增加c(CO)，平衡正向移動，反應的平衡常數不變[答案]A[解析]反應速率之比等于化學計量數之比，該反應達到平衡時，應滿足4v分解[Ni(CO)4]＝v消耗(CO)，A錯誤；第一階段得到氣態(tài)Ni(CO)4，應選擇稍高于42.2℃的反應溫度，B正確；230℃時可得到高純鎳，說明此時Ni(CO)4分解率較高，C正確；平衡常數是溫度的函數，溫度不變，平衡常數不變，D正確。題組三化學平衡常數及其應用8．放熱反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)在溫度t1時達到平衡，[CO]1＝[H2O]1＝1.0mol·L－1，其平衡常數為K1。升高反應體系的溫度至t2時，反應物的平衡濃度分別為[CO]2和[H2O]2，平衡常數為K2，則()A．K2和K1的單位均為mol·L－1B．K2<K1C．[CO]2>[H2O]2D．[CO]1>[CO]2[答案]B[解析]K＝eq\f([CO2][H2],[CO][H2O])，因此K的單位不可能為mol·L－1，A項錯誤；該反應是放熱反應，升高溫度平衡左移，K2<K1，B項正確；溫度t1時CO(g)和H2O(g)的濃度相等，且CO(g)和H2O(g)按物質的量之比1∶1生成，因此[CO]2＝[H2O]2，C項錯誤；升高溫度平衡左移，因此[CO]2比[CO]1大，D項錯誤。9．(2018·江西師大附中高二期中)已知反應2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)，在某溫度下的平衡常數為400。此溫度下，在密閉容器中加入CH3OH，反應進行到某時刻測得各組分的濃度如下：物質CH3OHCH3OCH3H2O濃度/mol·L－10.440.60.6下列敘述中正確的是()A．該反應的平衡常數表達式為K＝eq\f([CH3OCH3][H2O],[CH3OH])B．該時刻正、逆反應速率的大小：v正＜v逆C．平衡時[CH3OH]＝0.04mol·L－1D．若加入CH3OH后，經10min反應達到平衡，該時間內反應速率v(CH3OH)＝1.6mol·L－1·min－1[答案]C[解析]該反應的平衡常數表達式為K＝eq\f([CH3OCH3][H2O],[CH3OH]2)，A錯誤；用所給濃度求得濃度商Q＝eq\f(0.6×0.6,0.442)≈1.86＜400，故反應向正反應方向進行，v正＞v逆，B錯誤；由表中數據可知，CH3OH起始濃度為0.44mol·L－1＋2×0.6mol·L－1＝1.64mol·L－1，設平衡時CH3OCH3的濃度為xmol·L－1，則列三段式：

2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)起始濃度/mol·L－11.64

00轉化濃度/mol·L－12xxx平衡濃度/mol·L－11.64－2x

xxK＝eq\f(x2,1.64－2x2)＝400，解得x＝0.8，故平衡時[CH3OH]＝1.64mol·L－1－0.8mol·L－1×2＝0.04mol·L－1，C正確；v(CH3OH)＝eq\f(1.6mol·L－1,10min)＝0.16mol·L－1·min－1，D錯誤?？键c化學平衡常數的概念及其應用題點化學平衡常數的綜合10．(2018·攀枝花十二中月考)將0.8molI2(g)和1.2molH2(g)置于某1L密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生反應：I2(g)＋H2(g)2HI(g)ΔH<0并達到平衡。HI的體積分數隨時間的變化如表格所示：HI體積分數1min2min3min4min5min6min7min條件Ⅰ26%42%52%57%60%60%60%條件Ⅱ20%33%43%52%57%65%65%下列說法中正確的是()A．在條件Ⅰ下，該反應的平衡常數K＝10B．在條件Ⅰ下，從開始反應至5min，用H2表示的反應速率為0.10mol·L－1·min－1C．在條件Ⅱ下，到達平衡時，I2(g)的轉化率為81.25%D．與條件Ⅰ相比，為達到條件Ⅱ的數據，可能改變的條件是降低壓強[答案]C[解析]設I2的消耗濃度為xmol·L－1，則：

I2(g)＋H2(g)2HI(g)起始濃度mol·L－10.81.20轉化濃度mol·L－1xx2x平衡濃度mol·L－10.8－x1.2－x2x1·min－1，B錯誤；在條件Ⅱ下設I2的消耗濃度為ymol·L－1，根據A中分析，到達平衡時，2y÷2＝0.65，故y＝0.65，所以I2(g)的轉化率為eq\f(0.65,0.8)×100%＝81.25%，C正確；相同時間內HI的體積分數減小，說明反應速率減慢，平衡時HI體積分數大于條件Ⅰ時，故改變條件平衡正向移動，由于壓強、催化劑不影響平衡移動，可能是降低溫度，D錯誤。11．設反應①Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)平衡常數為K1；②Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)平衡常數為K2。測得在不同溫度下，K1、K2值如下：溫度/℃K1K5001.003.157001.472.269002.401.60根據以上信息判斷下列說法不正確的是()A．若500℃時進行反應①，則CO2轉化率為50%B．900℃進行反應③H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)，其平衡常數K3＝1.50C．反應①的焓變ΔH>0，反應②的焓變ΔH<0D．反應①平衡體系中通入CO2，在溫度不變的條件下，達到新平衡時CO2的轉化率比原平衡小[答案]D[解析]根據數據K1隨著溫度升高而增大可知，反應①為吸熱反應，K2隨著溫度升高而降低，則反應②為放熱反應，C項正確；反應①平衡體系中通入CO2，等效于增大壓強，而反應①中改變壓強不影響平衡移動，則轉化率不變，D項不正確；若500℃時進行反應①，平衡時eq\f([CO],[CO2])＝1.00，α(CO2)＝eq\f(ΔcCO2,cCO2)＝eq\f(1,2)×100%＝50%，A項正確；K3＝eq\f([CO][H2O],[CO2][H2])＝eq\f(K1,K2)＝eq\f(2.40,1.60)＝1.50，B項正確。12．某溫度下，在2L的密閉容器中，加入1molX(g)和2molY(g)發(fā)生反應：X(g)＋mY(g)3Z(g)。平衡時，X、Y、Z的體積分數分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1molZ(g)，再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數不變。下列敘述不正確的是()A．m＝2B．兩次平衡的平衡常數相同C．X與Y的平衡轉化率之比為1∶1D．第二次平衡時，Z的濃度為0.4mol·L－1[答案]D[解析]在2L的密閉容器中，反應達平衡時，各物質的體積分數之比等于各物質的物質的量之比，即平衡時，n(X)∶n(Y)∶n(Z)＝30%∶60%∶10%＝3∶6∶1。設第一次平衡時X消耗的物質的量為x，則X(g)＋mY(g)3Z(g)初始1mol2mol0轉化xmx3x平衡1mol－x2mol－mx3x則(1mol－x)∶(2mol－mx)∶3x＝3∶6∶1－1，D項不正確；平衡常數只與溫度有關，兩次平衡時反應溫度相同，故平衡常數相同，B項正確。13．(2018·張家口期末)TiO2和TiCl4均為重要的工業(yè)原料。已知：Ⅰ.TiCl4(g)＋O2(g)TiO2(s)＋2Cl2(g)ΔH1＝－175.4kJ·mol－1Ⅱ.2C(s)＋O2(g)2CO(g)ΔH2＝－220.9kJ·mol－1請回答下列問題：(1)TiCl4(g)與CO(g)反應生成TiO2(s)、C(s)和氯氣的熱化學方程式為。升高溫度對該反應的影響為。(2)若反應Ⅱ的逆反應的活化能表示為EkJ·mol－1，則E(填“＞”“＜”或“＝”)220.9。(3)t℃時，向10L恒容密閉容器中充入1molTiCl4和2molO2，發(fā)生反應Ⅰ。5min達到平衡測得TiO2的物質的量為0.2mol。①0～5min內，用Cl2表示的反應速率v(Cl2)＝。②TiCl4的平衡轉化率為。③下列措施，既能加快逆反應速率又能增大TiCl4的平衡轉化率的是(填字母)。A．縮小容器容積 B．加入催化劑C．分離出部分TiO2 D．增大O2濃度④t℃時，向10L恒容密閉容器中充入3molTiCl4和一定量O2的混合氣體，發(fā)生反應Ⅰ，兩種氣體的平衡轉化率(α)與起始物質的量之比[eq\f(nTiCl4,nO2)]的關系如圖所示：能表示TiCl4平衡轉化率的曲線為(填“L1”或“L2”)；M點的坐標為。[答案](1)TiCl4(g)＋2CO(g)=TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)ΔH＝45.5kJ·mol－1反應速率加快，平衡正向移動，反應物的轉化率增大(2)＞(3)①0.008mol·L－1·min－1②20%③D④L2(1，eq\f(1,7))[解析](1)根據蓋斯定律，由Ⅰ－Ⅱ可得，TiCl4(g)＋2CO(g)=TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)ΔH＝－175.4kJ·mol－1－(－220.9kJ·mol－1)＝45.5kJ·mol－1；升高溫度，反應速率加快，平衡正向移動，反應物的轉化率增大。(2)反應Ⅱ的正反應為放熱反應，若逆反應活化能表示為EkJ·mol－1，則E＞220.9。(3)①0～5min內，用Cl2表示的反應速率v(Cl2)＝eq\f(2×0.2mol,10L×5min)＝0.008mol·L－1·min－1。②TiCl4的平衡轉化率為eq\f(0.2mol,1mol)×100%＝20%。③反應Ⅰ為等體反應，故縮小容器容積，正、逆反應速率都加快，平衡逆向移動，故A項錯誤；加入催化劑平衡不移動，故B項錯誤；分離出部分TiO2，平衡不移動，故C項錯誤；增大O2濃度既能加快逆反應速率又能增大TiCl4的平衡轉化率，故D項正確。④隨O2濃度的增加，TiCl4轉化率越來越大，故能表示TiCl4平衡轉化率的曲線為L2；M點TiCl4轉化率與O2的轉化率相同，則a＝1；由“t℃時，向10L恒容密閉容器中充入1molTiCl4和2molO2，發(fā)生反應Ⅰ。5min達到平衡時測得TiO2的物質的量為0.2mol”計算出平衡時TiCl4、O2、Cl2的濃度分別為0.08mol·L－1、0.18mol·L－1、0.04mol·L－1，平衡常數K＝eq\f(0.04mol·L－12,0.08mol·L－1×0.18mol·L－1)＝eq\f(1,9)；結合溫度不變，平衡常數不變可得b＝eq\f(1,7)。14．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發(fā)和應用前景。工業(yè)上一般采用下列兩種反應合成甲醇。反應Ⅰ：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH1反應Ⅱ：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH2下表所列數據是反應Ⅰ在不同溫度下的化學平衡常數(K)：溫度250℃300℃350℃K2.00.270.012(1)在一定條件下將2molCO和6molH2充入2L的密閉容器中發(fā)生反應Ⅰ，5min后測得c(CO)＝0.4mol·L－1，計算可得此段時間的反應速率(用H2表示)為mol·L－1·min－1。(2)由表中數據判斷ΔH1(填“＞”“＜”或“＝”)0；反應CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH3＝(用ΔH1和ΔH2表示)。(3)若容器容積不變，則下列措施可提高反應Ⅰ中CO轉化率的是(填字母)。a．充入CO，使體系總壓強增大b．將CH3OH(g)從體系中分離c．充入He，使體系總壓強增大d．使用高效催化劑(4)寫出反應Ⅱ的化學平衡常數表達式：KⅡ＝；保持恒溫恒容，將反應Ⅱ的平衡體系中各物質濃度均增大為原來的2倍，則化學平衡(填“正向”“逆向”或“不”)移動，平衡常數KⅡ(填“變大”“變小”或“不變”)。(5)比較這兩種合成甲醇的方法，原子利用率較高的是(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。[答案](1)0.24(2)＜ΔH2－ΔH1(3)b(4)eq\f([CH3OH][H2O],[CO2][H2]3)正向不變(5)Ⅰ[解析](1)CO濃度變化量為eq\f(2mol,2L)－0.4mol·L－1＝0.6mol·L－1，v(CO)＝eq\f(0.6mol·L－1,5min)＝0.12mol·L－1·min－1，各物質的速率之比等于化學計量數之比，故v(H2)＝2v(CO)＝2×0.12mol·L－1·min－1＝0.24mol·L－1·min－1。(2)由表中數據可知，隨溫度升高，平衡常數K減小，說明溫度升高，平衡逆向移動，所以正反應是放熱反應，即ΔH1＜0；根據蓋斯定律，由反應Ⅱ－反應Ⅰ得CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH3＝ΔH2－ΔH1。(3)充入CO，使體系總壓強增大，平衡向正反應方向移動，但CO的轉化率降低，a項錯誤；將CH3OH(g)從體系中分離，平衡向正反應方向移動，CO轉化率增大，b項正確；充入He，使體系總壓強增大，各物質的濃度不變，平衡不移動，CO轉化率不變，c項錯誤；使用高效催化劑，平衡不移動，d項錯誤。(4)反應Ⅱ：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)的平衡常數KⅡ＝eq\f([CH3OH][H2O],[CO2][H2]3)；保持恒溫恒容，將反應Ⅱ的平衡體系中各物質濃度均增大為原來的2倍，相當于增大壓強，則平衡正向移動，因為溫度不變，所以平衡常數不變。15．(2018·全國卷Ⅱ，27)CH4—CO2催化重整不僅可以得到合成氣(CO和H2)，還對溫室氣體的減排具有重要意義。回答下列問題：(1)CH4—CO2催化重整反應為CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g)。已知：C(s)＋2H2(g)=CH4(g)ΔH＝－75kJ·mol－1C(s)＋O2(g)=CO2(g)ΔH＝－394kJ·mol－1C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO(g)ΔH＝－111kJ·mol－1該催化重整反應的ΔH＝kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡轉化率的條件是(填標號)。A．高溫低壓 B．低溫高壓C．高溫高壓 D．低溫低壓某溫度下，在體積為2L的容器中加入2molCH4、1molCO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時CO2的轉化率是50%，其平衡常數為mol2·L－2。(2)反應中催化劑活性會因積碳反應而降低，同時存在的消碳反應則使積碳量減少。相關數據如下表：積碳反應CH4(g)=C(s)＋2H2(g)消碳反應CO2(g)＋C(s)=2CO(g)ΔH/kJ·mol－175172活化能/kJ·mol－1催化劑X3391催化劑Y4372①由上表判斷，催化劑XY(填“優(yōu)于”或“劣于”)，理由是。在反應進料氣組成、壓強及反應時間相同的情況下，某催化劑表面的積碳量隨溫度的變化關系如下圖所示。升高溫度時，下列關于積碳反應、消碳反應的平衡常數(K)和速率(v)的敘述正確的是(填標號)。A．K積、K消均增加 B．v積減小、v消增加C．K積減小、K消增加 D．v消增加的倍數比v積增加的倍數大②在一定溫度下，測得某催化劑上沉積碳的生成速率方程為v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k為速率常數)。在p(CH4)一定時，不同p(CO2)下積碳量隨時間的變化趨勢如下圖所示，則pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為。[答案](1)247Aeq\f(1,3)(2)①劣于相對于催化劑X，催化劑Y積碳反應的活化能大，積碳反應的速率小；而消碳反應活化能相對小，消碳反應速率大AD②pc(CO2)＞pb(CO2)＞pa(CO2)[解析](1)將題給三個反應依次編號為①、②、③：C(s)＋2H2(g)=CH4(g)ΔH＝－75kJ·mol－1①C(s)＋O2(g)=CO2(g)ΔH＝－394kJ·mol－1②C(s)＋eq\f(1,2)O2(g)=CO(g)ΔH＝－111kJ·mol－1③根據蓋斯定律，由③×2－①－②可得CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g)ΔH＝247kJ·mol－1根據平衡移動的影響因素，該反應的正反應是一個吸熱、氣體體積增大的反應，所以高溫低壓有利于反應正向移動。CH4(g)＋CO2(g)=2CO(g)＋2H2(g)eq\f(起始濃度,mol·L－1)10.500eq\f(轉化濃度,mol·L－1)0.250.250.50.5eq\f(平衡濃度,mol·L－1)0.750.250.50.5K＝eq\f(c2CO·c2H2,cCH4·cCO2)＝eq\f(0.5mol·L－12×0.5mol·L－12,0.75mol·L－1×0.25mol·L－1)＝eq\f(1,3)mol2·L－2。(2)①積碳反應中，由于催化劑X的活化能比催化劑Y的活化能要小，所以催化劑X更有利于積碳反應的進行；而消碳反應中，催化劑X的活化能大于催化劑Y，所以催化劑Y更有利于消碳反應的進行；綜合分析，催化劑X劣于催化劑Y。由表格可知積碳反應、消碳反應都是吸熱反應，溫度升高，平衡右移，K積、K消均增加，反應速率均增大，從圖像上可知，隨著溫度的升高，催化劑表面的積碳量是減小的，所以v消增加的倍數要比v積增加的倍數大。②由速率方程表達式v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5可知，v與p(CO2)成反比例關系，p(CO2)越大，反應速率越小，所以pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。16．一定溫度下，向一容積為5L的恒容密閉容器中充入0.4molSO2和0.2molO2，發(fā)生反應：2SO2(g)＋O