2020届一轮复习人教版化学反应速率化学平衡作业

2020届一轮复习人教版化学反应速率化学平衡作业

化学反应速率 化学平衡 ‎1．X(g)＋3Y(g) 2Z(g)　ΔH＝－a kJ·mol－1，一定条件下，将1 mol X和3 mol Y通入2 L的恒容密闭容器中，反应10 min，测得Y的物质的量为2.4 mol。下列说法正确的是(　C　)‎ A．10 min内，Y的平均反应速率为0.03 mol·L－1·s－1‎ B．第10 min时，X的反应速率为0.01 mol·L－1·min－1‎ C．10 min内，消耗0.2 mol X，生成0.4 mol Z D．10 min内，X和Y反应放出的热量为a kJ ‎[解析]　v(Y)＝＝0.03 mol·L－1·min－1，A选项错误；根据化学反应速率之比等于化学计量数之比，所以v(X)∶v(Y)＝1∶3，所以v(X)＝v(Y)＝×0.03 mol·L－1·min－1＝0.01 mol·L－1·min－1，根据求得的反应速率是反应的平均速率，不是瞬时速率，B选项错误；根据物质的量变化之比等于化学计量数之比，所以每消耗0.2 mol X，会生成0.4 mol Z，C选项正确；由反应可知，1 mol X与3 mol Y完全反应放出的热量为a kJ，而10 min内X和Y反应放出的热量为0.2a kJ，小于a kJ，D选项错误。‎ ‎2．某温度下，在2 L密闭容器中投入一定量的A、B发生反应：3A(g)＋bB(g) cC(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1(Q>0)。12 s时达到平衡，生成C的物质的量为0.8 mol，反应过程如图所示。下列说法正确的是(　C　)‎ A．前12 s内，A的平均反应速率为0.025 mol·L－1·s－1‎ B．12 s后，A的消耗速率等于B的生成速率 C．化学计量数之比b∶c＝1∶2‎ D．12 s内，A和B反应放出的热量为0.2Q kJ ‎[解析]　A项，从反应开始到12 s时，A的浓度变化量Δc＝0.8 mol·L－1－0.2 mol·L－1＝0.6 mol·L－1，时间为12 s，故v(A)＝＝0.05 mol·L－1·s－1，错误；B项，12 s时，B的浓度变化量Δc＝0.5 mol·L－1－0.3 mol·L－1＝0.2 mol·L－1，故a∶b＝0.6∶0.2＝3∶1,12 s后达到平衡，A的消耗速率等于B的生成速率的3倍，错误；C项，经测定前12 s内生成C 的物质的量为0.8 mol，此时C的浓度变化为0.8 mol÷2 L＝0.4 mol·L－1，b∶c＝0.2 mol·L－1∶0.4 mol·L－1＝1∶2，正确；D项，12 s内，生成C的物质的量为0.8 mol，即反应的A的物质的量为1.2 mol，反应放出的热量为×Q kJ＝0.4Q kJ，错误。‎ ‎3．)实验测得某反应在不同pH下产物A的浓度随时间变化的关系如图所示(其他条件相同)。则下列说法正确的是(　D　)‎ A．若增大压强，该反应的反应速率一定增大 B．pH＝6.8时，随着反应的进行反应速率逐渐增大 C．一定pH范围内，溶液中H＋浓度越小，反应速率越快 D．可采取调节pH的方法使反应停止 ‎[解析]　若为没有气体参加的反应，增大压强对反应速率几乎没有影响，A错误；图象中表示反应速率的是曲线的斜率，B错误；pH越小，H＋浓度越大，反应越快，C错误；pH＝8.8时，反应速率接近于0，D正确。‎ ‎4．H2O2分解速率受多种因素影响。实验测得70 ℃时不同条件下H2O2浓度随时间的变化如图所示。下列说法正确的是(　D　)‎ A．图甲表明，其他条件相同时，H2O2浓度越小，其分解速率越快 B．图乙表明，其他条件相同时，溶液pH越小，H2O2分解速率越快 C．图丙表明，少量Mn2＋存在时，溶液碱性越强，H2O2分解速率越快 D．图丙和图丁表明，碱性溶液中，Mn2＋对H2O2分解速率的影响大 ‎[解析]　本题考查反应条件对反应速率的影响。由图甲可知，起始时H2O2的浓度越小，曲线下降越平缓，说明反应速率越慢，A项错误；OH－的浓度越大，pH越大，即0.1 mol·L ‎－1 NaOH对应的pH最大，曲线下降最快，即H2O2分解最快，B项错误；由图丙可知，相同时间内，0.1 mol·L－1 NaOH条件下H2O2分解最快，0 mol·L－1 NaOH条件下H2O2分解最慢，而1.0 mol·L－1 NaOH条件下H2O2的分解速率处于中间，C项错误；由图丁可知，Mn2＋越多，H2O2的分解速率越快，说明Mn2＋对H2O2分解速率影响较大，D项正确。‎ ‎5．一定温度下，在三个容积相同的恒容密闭容器中按不同方式投入反应物，发生反应2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)(正反应放热)，测得反应的相关数据如下：‎ 容器1‎ 容器2‎ 容器3‎ 反应温度T/K ‎700‎ ‎700‎ ‎800‎ 反应物投入量 ‎2 mol SO2、1 mol O2‎ ‎4 mol SO3‎ ‎2 mol SO2、1 mol O2‎ 平衡v正(SO2)/mol·L－1·s－1‎ v1‎ v2‎ v3‎ 平衡c(SO3)/mol·L－1‎ c1‎ c2‎ c3‎ 平衡体系总压强p/Pa p1‎ p2‎ p3‎ 物质的平衡转化率α α1(SO2)‎ α2(SO3)‎ α3(SO2)‎ 平衡常数K K1‎ K2‎ K3‎ 下列说法正确的是(　CD　)‎ A．v1K3，p2>2p3‎ C．v1α3(SO2)‎ D．c2>2c3，α2(SO3)＋α3(SO2) < 1‎ ‎[解析]　由题中表格信息可知，容器2建立的平衡相当于容器1建立平衡后再将容器的容积缩小为原来的1/2(相当于压强增大为原来的2倍)后平衡移动的结果。由于加压，化学反应速率加快，则v1＜v2；题给平衡右移，则α1(SO2)＜α2(SO2)，根据勒夏特列原理可得c2＞2c1，p1＜p2＜2p1。‎ 容器3中建立的平衡相当于容器1建立的平衡升温后平衡移动的结果。升高温度，化学反应速率加快，则v1＜v3；题给平衡左移，则α1(SO2)＞α3(SO2)，c1＞c3。由于温度升高，气体物质的量增加，故p3＞p1。‎ 对于特定反应，平衡常数仅与温度有关，温度升高，题给平衡左移，平衡常数减小，则K1＝K2＞K3。C对：由以上分析可得结论v1＜v3，α1(SO2)＞α3(SO2)。D对：因为c2＞2c1，c1＞c3，则c2＞2c3。若容器2的容积是容器1的2倍，则两者建立的平衡完全相同，根据平衡特点，此时应存在α1(SO2)＋α2(SO3)＝1，由于容器2的平衡相当于容器1的平衡加压，故α2(SO3)将减小，则α1(SO2)＋α2(SO3)＜1，结合α1(SO2)＞α3(SO2)，则α2(SO3)＋α3(SO2)＜1。A错：因为c2＞2c1。B错：因为p1＜p2＜2p1，p3＞p1，则p2＜2p3。‎ ‎6．常压下羰基化法精炼镍的原理为：Ni(s)＋4CO(g) Ni(CO)4(g)。230 ℃时，该反应的平衡常数K＝2×10－5。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，固体杂质不参与反应。‎ 第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4；‎ 第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230 ℃制得高纯镍。‎ 下列判断正确的是(　B　)‎ A．增加c(CO)，平衡向正向移动，反应的平衡常数增大 B．第一阶段，在30 ℃和50 ℃两者之间选择反应温度，选50 ℃‎ C．第二阶段，Ni(CO)4分解率较低 D．该反应达到平衡时，v生成[Ni(CO)4]＝4v生成(CO)‎ ‎[解析]　本题考查化学反应速率和化学平衡。第一阶段，50℃时，反应速率较快且Ni(CO)4为气态，能从反应体系中分离出来，B项正确。增加c(CO)，平衡正向移动，但平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A项错误；相同温度下，第二阶段与第一阶段的平衡常数互为倒数，则230℃时，第二阶段的平衡常数K′＝5×104，反应进行的程度大，故Ni(CO)4分解率较高，C项错误；该反应达到平衡时，4v生成[Ni(CO)4]＝v生成(CO)，D项错误。‎ ‎7．室温下，向圆底烧瓶中加入1 mol C2H5OH和含1 mol HBr的氢溴酸，溶液中发生反应：C2H5OH＋HBrC2H5Br＋H2O，充分反应后达到平衡。已知常压下，C2H5Br和C2H5OH的沸点分别为38.4 ℃和78.5 ℃。下列有关叙述错误的是(　D　)‎ A．加入NaOH，可增大乙醇的物质的量 B．增大HBr浓度，有利于生成C2H5Br C．若反应物均增大至2 mol，则两种反应物平衡转化率之比不变 D．若起始温度提高至60 ℃，可缩短反应达到平衡的时间 ‎[解析]　D错：温度提高至60 ℃，化学反应速率虽然加快，但溴乙烷的沸点较低，会挥发出大量的溴乙烷，导致逆反应速率减小，故无法判断达到平衡的时间。A对：加入NaOH，消耗HBr，平衡左移，乙醇的物质的量增大。B对：增大HBr浓度，平衡右移，有利于生成溴乙烷。C对：原反应物按物质的量之比1∶1加入，又按物质的量之比1∶1反应，两者的平衡转化率之比为1∶1；若将反应物均增大至2 mol，其平衡转化率之比仍为1∶1。‎ ‎8．在恒温、容积为2 L的密闭容器中加入1 mol CO2和3 mol H2，发生如下反应：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH<0。可认定该可逆反应在一定条件下已达到化学平衡状态的是(　C　)‎ A．容器中CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量之比为1∶3∶1∶1‎ B．v正(CO2)＝3v逆(H2)‎ C．容器内混合气体平均相对分子质量保持不变 D．容器中CO2、H2、CH3OH、H2O的物质的量浓度都相等 ‎[解析]　A项，四种物质的量之比为1∶3∶1∶1不能说明反应达到平衡，错误；B 项，当v正(CO2)＝v逆(H2)时，反应达到平衡状态，错误；C项，因为反应前后气体的物质的量不等，所以相对分子质量随着反应进行而改变，当相对分子质量不变时，反应达到平衡，正确；D项，四种物质的浓度相等，不能说明反应达到平衡，错误。‎ ‎9．通过以下反应可获得新型能源二甲醚(CH3OCH3)。下列说法不正确的是(　C　)‎ ‎①C(s)＋H2O(g)===CO(g)＋H2(g)　ΔH1＝a kJ·mol－1‎ ‎②CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)　ΔH2＝b kJ·mol－1‎ ‎③CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH3＝c kJ·mol－1‎ ‎④2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)　ΔH4＝d kJ·mol－1‎ A．反应①、②为反应③提供原料气 B．反应③也是CO2资源化利用的方法之一 C．反应CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(l)的ΔH＝ kJ·mol－1‎ D．反应2CO(g)＋4H2(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)的ΔH＝(2b＋2c＋d) kJ·mol－1‎ ‎[解析]　本题考查热化学知识。反应①的产物为CO和H2，反应②的产物为CO2和H2，反应③的原料为CO2和H2，A项正确；反应③将温室气体CO2转化为燃料CH3OH，B项正确；反应④中生成物H2O为气体，C项中生成物H2O为液体，故C项中反应的焓变不等于 kJ·mol－1，C项错误；依据盖斯定律，由②×2＋③×2＋④，可得所求反应的焓变，D项正确。‎ ‎10．臭氧是理想的烟气脱硝试剂，其脱硝反应为：2NO2(g)＋O3(g) N2O5(g)＋O2(g)　ΔH<0，某同学为验证臭氧的脱硝效果，在T1温度时，向密闭容器中通入一定量的O3和NO2，部分实验数据见下表：‎ 时间/s ‎0‎ ‎500‎ ‎1000‎ ‎1500‎ c(NO2)/mol·L－1‎ ‎5.00‎ ‎3.52‎ ‎2.50‎ ‎2.50‎ 下列说法中不正确的是(　B　)‎ A．500 s内N2O5反应速率为1.48×10－3 mol·L－1‎ B．缩小容器的体积，平衡向正反应方向移动，混合气体的平均摩尔质量不变 C．T1温度下的平衡常数为K1，T2温度下的平衡常数为K2，若T1>T2，则K11.25 mol·L－1‎ ‎[解析]　500 s内NO2的反应速率：v(NO2)＝(5.00 mol·L－1－3.52 mol·L－1)÷500 s＝2.96×10－3 mol·L－1·s－1，则v(N2O5)＝v(NO2)÷2＝1.48×10－3 mol·L－1·s－1，A项正确；缩小容器的体积，平衡正向移动，气体总物质的量减小，根据＝ 分析，反应前后都是气体，无论平衡如何移动，气体的总质量不变，n(总)减小，所以混合气体的平均摩尔质量增大，B项错误；由于该反应是放热反应，故温度由T1到T2，降低温度，平衡常数增大，C项正确；扩大体积，平衡逆向移动，NO2浓度将大于原平衡的一半，D项正确。‎ ‎11．已知：可逆反应N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0。现有甲、乙两个容积相同且不变的真空密闭容器，向甲容器中加入1 mol N2(g)和3 mol H2(g)，在一定条件下发生反应，达到平衡时放出热量为Q1 kJ。在相同条件下，向乙容器中加入2 mol NH3(g)并发生反应，达到平衡时吸收热量为Q2 kJ，若Q1＝3Q2。下列叙述中正确的是(　A　)‎ A．达平衡时甲中N2的转化率为75%‎ B．达平衡时甲、乙中NH3的体积分数乙>甲 C．达到平衡后，再向乙中加入0.25 mol N2(g)、0.75 mol H2(g)和1.5 mol NH3(g)，平衡向生成N2的方向移动 D．乙中反应的热化学方程式为2NH3(g) N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝Q2 kJ·mol－1‎ ‎[解析]　由于1 mol N2和3 mol H2完全反应可以生成2 mol NH3，所以甲、乙两个体系的平衡状态是一样的，即三种气体的浓度完全相同，对于同一可逆反应的反应热，数值相等，符号相反。若N2和H2完全反应时放热Q kJ，则NH3完全分解时吸热也是Q kJ，假设甲容器中的参加反应的氮气的物质的量为x mol，所以，对于甲容器：‎ ‎　　　　　N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1‎ 起始(mol): 1 3 0‎ 变化(mol): x 3x 2x 平衡(mol): 1－x 3－3x 2x 所以Q1＝xQ kJ，‎ 乙容器反应混合物各组分的物质的量为N2(1－x) mol、H2(3－3x) mol、NH3 2x mol，所以分解的NH3的物质的量为(2－2x) mol，则2NH3(g)??N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝Q kJ·mol－1，故吸收的热量Q2＝×Q kJ＝(1－x)Q kJ，所以3(1－x)Q＝xQ，解得x＝0.75，所以N2的转化率为×100%＝75%，故A正确；甲、乙容器中达到的平衡是相同平衡，所以氨气的体积分数相同，故B错误；依据A分析计算得到平衡时各物质的物质的量：N2为0.25 mol，H2为0.75 mol，NH3为1.5 mol，再向乙中加入0.25 mol N2(g)、0.75 mol H2(g)和1.5 mol NH3(g)，相当于增大压强，平衡正向进行，故C错误；反应是可逆反应，乙中反应的热化学方程式为2NH3(g)??N2(g)＋3H2(g)　ΔH>Q2 kJ·mol－1，故D错误。‎ ‎12．一定条件下，CH4与H2O(g)发生反应：CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g)。设起始＝Z，在恒压下，平衡时CH4的体积分数φ(CH4)与Z和T(温度)的关系如图所示。下列说法正确的是(　A　)‎ A．该反应的焓变ΔH>0‎ B．图中Z的大小为a>3>b C．图中X点对应的平衡混合物中＝3‎ D．温度不变时，图中X点对应的平衡在加压后φ(CH4)减小 ‎[解析]　该题考查化学平衡图象，意在考查考生的观察能力和分析化学图象的能力。由题中图象看出，随温度升高，甲烷的平衡体积分数减小，说明温度升高，平衡正向移动，则该反应为吸热反应，ΔH>0，A项正确；Z越大，甲烷的平衡体积分数越小，故b>3>a，B项错误；起始时＝3，反应一旦开始，则消耗等物质的量的H2O和CH4，即分子、分母同时减小相同的数值，故图中X点对应的平衡混合物中的值一定不等于3，C项错误；温度不变，加压时平衡逆向移动，图中X点对应的平衡混合物中甲烷的体积分数增大，D项错误。‎ ‎13．一定量的CO2与足量的碳在体积可变的恒压密闭容器中反应：C(s)＋CO2(g) 2CO(g)，平衡时，体系中气体体积分数与温度的关系如下图所示：‎ 已知：气体分压(p分)＝气体总压(p总)×体积分数。下列说法正确的是(　B　)‎ A．550 ℃时，若充入惰性气体，v正、v逆均减小，平衡不移动 B．650 ℃时，反应达平衡后CO2的转化率为25.0%‎ C．T ℃时，若充入等体积的CO2和CO，平衡向逆反应方向移动 D．925 ℃时，用平衡分压代替平衡浓度表示的化学平衡常数Kp＝24.0p总 ‎[解析]　可变的恒压密闭容器中反应，550℃时充入惰性气体相当于减压。A．平衡向正反应方向移动，A错误；B．利用三段式，可得CO2的转化率为25.0%，B正确；C．由图可知T ℃时，平衡体系中CO2和CO体积分数相等，则在恒压密闭容器中再充入等体积的CO2和CO，平衡不移动，C错误；D．平衡后p(CO)＝p总，p(CO2)＝p总，Kp＝＝ ‎＝23.0P，D错误，选B。‎ ‎14．在密闭容器中充入一定量的NO2，发生反应2NO2(g) N2O4(g)　ΔH＝－57 kJ·mol－1。在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如图所示。下列说法正确的是(　B　)‎ A．a、c两点的反应速率：a>c B．a、b两点NO2的转化率：ap2，a<3‎ B．图甲，T10‎ C．图乙，t1时表示恒温、恒压条件下，向平衡体系中充入一定量的Z气体 D．图乙，如果a＝3，t2时表示向体系中加入了催化剂 ‎[解析]　根据“先拐先平，数值大”分析图甲。从p1T1与p2T1两条曲线看，p1>p2，且p1时Z的体积分数小，说明增大压强平衡逆向移动，a>3，A项错误；同样方法可得T1KN，C错误；在M点时，CO2的转化率为50%，设起始时充入3 mol H2和1 mol CO2，则平衡时n(H2)、n(CO2)、n(CH2===CH2)、n(H2O)分别为1.5 mol、0.5 mol、0.25 mol、1 mol，故乙烯的体积分数为7.7%，D错误。‎ ‎21．下列说法正确的是(　B　)‎ A．ΔH＜0、ΔS＞0的反应在温度低时不能自发进行 B．NH4HCO3(s)===NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)　ΔH＝＋185.57 kJ·mol－1能自发进行，原因是体系由自发地向混乱度增加方向转变的倾向 C．因为焓变和熵变都与反应的自发性有关，因此焓变或熵变均可以单独作为反应自发性的判据 D．在其他外界条件不变的情况下，使用催化剂，可以改变化学反应进行的方向 ‎[解析]　ΔH＜0、ΔS＞0，则ΔH－TΔS＜0，在任何温度下反应都能自发进行，A项错误，B项正确；用焓变和熵变判断反应的自发性都有例外，都不能单独作为反应自发性的判据，而应使用复合判据，C项错误；使用催化剂只能降低反应的活化能，不能改变反应的方向，D项错误。‎ ‎22．298 K时，各反应的平衡常数如下：‎ ‎①N2(g)＋O2(g) 2NO(g)　K＝1×10－30‎ ‎②2H2(g)＋O2(g) 2H2O(g)　K＝2×1 081‎ ‎③2CO2(g) 2CO(g)＋O2(g)　K＝4×10－92‎ 则常温下，NO、H2O、CO2这三个化合物分解放氧的倾向最大的是(　A　)‎ A．①　 B．②　‎ C．③　 D．无法判断 ‎[解析]　要判断NO、H2O、CO2这三个化合物分解放氧的倾向，则必须求出各个分解放氧反应的平衡常数，然后比较大小。由计算可知：‎ ‎①2NO(g) N2(g)＋O2(g)　K＝1×1030‎ ‎②2H2O(g) 2H2(g)＋O2(g)　K＝5×10－82‎ ‎③2CO2(g) 2CO(g)＋O2(g)　K＝4×10－92‎ 平衡常数越大，表示反应进行得越彻底，因此反应①即NO分解放氧的倾向最大。‎ ‎23．将一定量纯净的氨基甲酸铵置于特制的密闭真空容器中(假设容器体积不变，固体试样体积忽略不计)，在恒定温度下使其达到分解平衡：NH2COONH4(s) 2NH3(g)＋CO2(g)。实验测得不同温度下的平衡数据列于下表：‎ 温度/℃‎ ‎15.0‎ ‎20.0‎ ‎25.0‎ ‎30.0‎ ‎35.0‎ 平衡总压强/kPa ‎5.7‎ ‎8.3‎ ‎12.0‎ ‎17.1‎ ‎24.0‎ 平衡气体总浓度/(×10－3 mol·L－1)‎ ‎2.4‎ ‎3.4‎ ‎4.8‎ ‎6.8‎ ‎9.4‎ ‎(1)该反应的焓变ΔH_>__0，熵变ΔS_>__0(填“＞”“＜”或“＝”)。‎ ‎(2)可以判断该分解反应已经达到化学平衡的是_BC__(填字母)。‎ A．2v正(NH3)＝v逆(CO2)‎ B．密闭容器中总压强不变 C．密闭容器中混合气体的密度不变 D．密闭容器中氨气的体积分数不变 ‎(3)根据表中数据计算，在25.0 ℃时，反应2NH3(g)＋CO2(g) NH2COONH4(s)的平衡常数K＝_6.1×107__。‎ ‎(4)取一定量的氨基甲酸铵固体放在一个带活塞的密闭真空容器中，在25 ℃下达到平衡状态。若在恒温下压缩容器体积，氨基甲酸铵固体的质量_增大__(填“增加”“减小”或“不变”)。‎ ‎[解析]　(1)分析表中数据可知，温度升高，平衡气体总浓度增大，说明平衡正向移动，该反应为吸热反应，则有ΔH＞0；该反应是气体体积增大的反应，则有ΔS＞0。‎ ‎(2)达到平衡时，正、逆反应速率相等，则有v正(NH3)＝2v逆(CO2)，A项不符合题意；因为反应前后气体分子数不相等，未达到平衡前压强一直在变，所以总压强不变时，说明反应达到平衡，B项符合题意；反应未达到平衡前，气体质量一直在变，而容器容积不变，依ρ＝可知，混合气体的密度也在变，所以混合气体的密度不变时，说明反应达到平衡，C项符合题意；反应产物中NH3和CO2的物质的量之比始终为2∶1，密闭容器中氨气的体积分数始终不变，D项不符合题意。‎ ‎(3)由表中数据可知，在25.0 ℃时，平衡气体的总浓度为4.8×10－3 mol·L－1，则有c(NH3)＝3.2×10－3 mol·L－1，c(CO2)＝1.6×10－3 mol·L－1，反应2NH3(g)＋CO2(g)===NH2COONH4(s)的平衡常数K＝≈6.1×107。‎ ‎(4)在恒温条件下压缩容器体积，平衡逆向移动，氨基甲酸铵固体的质量增大。‎ ‎24．当温度高于500 K时，科学家成功利用二氧化碳和氢气合成了乙醇，这在节能减排、降低碳排放方面具有重大意义。‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)该反应的化学方程式为 2CO2＋6H2C2H5OH＋3H2O　；其平衡常数表达式为K＝ 　。‎ ‎(2)在恒容密闭容器中，判断上述反应达到平衡状态的依据是_ab__。‎ A．体系压强不再改变 b．H2的浓度不再改变 c．气体的密度不随时间改变 d．单位时间内消耗H2和CO2的物质的量之比为3∶1‎ ‎(3)在一定压强下，测得由CO2制取CH3CH2OH的实验数据中，起始投料比、温度与CO2的转化率的关系如图。‎ 根据图中数据分析：‎ ‎①降低温度，平衡向_正反应(或右)__方向移动。‎ ‎②在700K、起始投料比＝1.5时，H2的转化率为_40%__。‎ ‎③在500K、起始投料比＝2时，达到平衡后H2的浓度为a mol·L－1，则达到平衡时CH3CH2OH的浓度为_1.5a_mol·L－1__。‎ ‎[解析]　(1)由题给信息可得到该反应的化学方程式为2CO2＋6H2C2H5OH＋3H2O；该反应的平衡常数表达式为K＝。‎ ‎(2)该反应为气体体积减小的化学反应，当体系的压强不再改变时，反应达到平衡状态，另外氢气的浓度不再变化，也能说明反应达到平衡状态；由于在500K时，所有物质均为气体，故在恒容状态下气体的密度恒为定值，密度不变不能说明反应达到平衡状态；根据化学方程式可知，任何单位时间内消耗H2和CO2的物质的量之比均为3∶1。‎ ‎(3)①由图中信息可知，其他条件不变时，升高温度，CO2的转化率降低，说明平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，即降低温度，平衡将向正反应方向移动。②700K时，当氢气与二氧化碳的起始投料比＝1.5时，由图象可知二氧化碳的转化率为20%，由化学方程式2CO2＋6H2C2H5OH＋3H2O，可计算出氢气的转化率为40%。③设起始时c(CO2)＝x mol·L－1，则起始时c(H2)＝2x mol·L－1，由图象可知二氧化碳的转化率为60%，有 ‎　 2CO2＋6H2C2H5OH＋3H2O 起始浓度(mol·L－1) x　　 2x　　　　0　　　　0‎ 转化浓度(mol·L－1) 0.6x　1.8x　　　0.3x　 　0.9x 平衡浓度(mol·L－1) 0.4x　0.2x　　　0.3x　 　0.9x 达到平衡后H2的浓度为a mol·L－1，即0.2x＝a，则x＝5a，此时c(C2H5OH)＝0.3x mol·L－1＝1.5a mol·L－1。‎ ‎25．醋酸由于成本较低，在生产中被广泛应用。‎ ‎(1)近年来化学家研究开发出用乙烯和乙酸为原料、‎ 杂多酸作催化剂合成乙酸乙酯的新工艺，不必生产乙醇或乙醛作中间体，使产品成本降低，具有明显经济优势。其合成的基本反应如下：‎ CH2＝CH2(g)＋CH3COOH(l) CH3COOC2H5(l)‎ 下列描述能说明乙烯与乙酸合成乙酸乙酯的反应已达化学平衡的是_BD__(填字母)。‎ A．乙烯、乙酸、乙酸乙酯的浓度相同 B．酯化合成反应的速率与酯分解反应的速率相等 C．乙烯断开1 mol碳碳双键的同时乙酸恰好消耗1 mol D．体系中乙烯的质量分数一定 ‎(2)在n(乙烯)与n(乙酸)物料比为1的条件下，某研究小组在不同压强下进行了在相同时间点乙酸乙酯的产率随温度变化的测定实验，实验结果如图所示。回答下列问题：‎ ‎①温度在60～80 ℃范围内，乙烯与乙酸酯化合成反应速率由大到小的顺序是_v(p1)>v(p2)>v(p3)__[用v(p1)、v(p2)、v(p3)分别表示不同压强下的反应速率]，分析其原因：_其他条件相同时，对于有气体参与的反应，压强越大化学反应速率越快__。‎ ‎②压强为p1、温度为60 ℃时，若乙酸乙酯的产率为30%，则此时乙烯的转化率为_30%__。‎ ‎③在压强为p1、温度超过80 ℃时，分析乙酸乙酯产率下降的原因：_由图像可知，压强为p1，温度为80_℃时，反应已达平衡，且正反应放热，故压强不变升高温度平衡逆向移动，产率下降__。‎ ‎④根据测定实验结果分析，较适宜的生产条件是_p1、80_℃__(填出合适的压强和温度)。为提高乙酸乙酯的合成速率和产率，可以采取的措施有_通入乙烯气体(或增大压强)__(任写出一条)。‎ ‎[解析]　(1)浓度相同不能说明浓度保持不变，A项不能说明反应达到平衡；酯化合成反应的速率与酯分解反应的速率相等，说明正、逆反应速率相等，B项可以说明反应达到平衡；乙烯断开1 mol碳碳键与乙酸恰好消耗1 mol均表示正反应方向，C项不能说明反应达到平衡；体系中乙烯的质量分数一定，说明乙烯的浓度不变，D项可以说明反应达到平衡。(2)①由题图知，在60～80 ℃范围内，v(p1)>v(p2)>v(p3)。该反应为气体分子数减小的反应，增大压强，平衡正向移动，乙酸乙酯的产率增大，故p1>p2>p3，对于有气体参与的反应，其他条件相同时，压强越大，反应速率越快。②乙烯与乙酸乙酯的化学计量数相等，故乙烯的转化率与乙酸乙酯的产率相等。④根据题图，p1、80 ℃‎ 时乙酸乙酯的产率最大，为较适宜的生产条件。根据平衡移动原理，通入乙烯气体或增大压强，均可提高乙酸乙酯的合成速率和产率。‎ ‎26．氮的固体的相关研究在不断的发展。‎ ‎(1)如表列举了不同温度下大气固氮的部分平衡常数K值。‎ 反应 大气固氮N2(g)＋O2(g) 2NO(g)‎ 温度/℃‎ ‎27‎ ‎2 260‎ K ‎3.84×10－31‎ ‎1‎ ‎①分析数据可知：大气固氮反应属于_吸热__(填“吸热”或“放热”)反应。‎ ‎②2 260 ℃时，向2 L密闭容器中充入0.3 mol N2和0.3 mol O2,20 s时反应达到平衡。则此得到NO_0.2__mol，用N2表示的平均反应速率为_0.002_5_mol·L－1·s－1__。‎ ‎(2)已知工业固氮反应：N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，在其他条件相同时，分别测此反应中N2的平衡转化率随压强和温度(T)变化的曲线如图A，B所示，其中正确的是_B__(填“A”或“B”)，T1_>__T2(填“>”或“<”)。‎ ‎27．氨是一种重要的化工产品，是氮肥工业、有机合成工业以及制造硝酸、铵盐和纯碱等的原料。‎ ‎(1)某化学研究性学习小组模拟工业合成氨的反应。在容积固定为2 L的密闭容器内充入1 mol N2和3 mol H2，加入合适催化剂(体积可以忽略不计)后在一定温度、压强下开始反应，并用压力计监测容器内压强的变化如下：‎ 反应时间/min ‎0‎ ‎5‎ ‎10‎ ‎15‎ ‎20‎ ‎25‎ ‎30‎ 压强/MPa ‎16.80‎ ‎14.78‎ ‎13.86‎ ‎13.27‎ ‎12.85‎ ‎12.60‎ ‎12.60‎ 则从反应开始到25 min时，以N2表示的平均反应速率＝_0.01_mol·L－1·min－1____；该温度下平衡常数K＝_2.37__。‎ ‎(2)利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂的作用下合成甲醇，主要反应如下：‎ ‎①CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1‎ ‎②CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－58 kJ·mol－1‎ ‎③CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH 图1中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线是_a__；反应③的ΔH＝_＋41__kJ·mol－1。‎ ‎(3)合成气的组成＝2.60时体系中的CO平衡转化率α(CO)与温度和压强的关系如图所示。图中的压强p1、p2、p3由大到小的顺序为_p1>p2>p3__；‎ α(CO)随温度升高而减小，其原因是_反应①为放热反应，升高温度，平衡左移，α(CO)减小；反应③为吸热反应，升高温度，平衡右移，α(CO)也减小__。‎ ‎[解析]　(1)同一温度下，容器中气体压强与总的物质的量成正比，设平衡状态时混合气体的物质的量为x,16.80∶12.60＝(1＋3) mol∶x，x＝＝3 mol，所以平衡时混合气体的物质的量为3 mol，设参加反应的氮气的物质的量为y，则 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　　　物质的量减少 ‎1 mol 2 mol ‎ y (4－3) mol ‎1 mol∶2 mol＝y∶(4－3) mol 解得y＝0.5 mol 则从反应开始到25 min时，以N2表示的平均反应速率＝＝0.01 mol·L－1·min－1，平衡时，c(N2)＝0.5 mol÷2 L＝0.25 mol·L－1、c(H2)＝(3 mol－3×0.5 mol)÷2 L＝0.75 mol·L－1、c(NH3)＝(0.5 mol×2)÷2 L＝0.5 mol·L－1，化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，则化学平衡常数K＝≈2.37。‎ ‎(2)由于正反应是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，因此a正确。‎ 已知①CO(g)＋2H2(S) CH3OH(g)　ΔH＝－99 kJ·mol－1‎ ‎②CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－58 kJ·mol－1‎ 则根据盖斯定律可知②－①即得到反应 ‎③CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)的ΔH＝＋41 kJ·mol－1。‎ ‎(3)相同温度下，由于反应①为气体分子数减小的反应，加压有利于提升CO的转化率；而反应③为气体分子数不变的反应，产生CO的量不受压强影响，故增大压强时，有利于CO的转化率升高，所以图2中的压强由大到小为p1>p2>p3；反应①为放热反应，升高温度时，平衡向左移动，使得体系中CO的量增大；反应③为吸热反应，平衡向右移动，产生CO 的量增大；因此最终结果是随温度升高，使CO的转化率降低。‎ ‎28．(1)设反应Ⅰ.Fe(s)＋CO2(g) FeO(s)＋CO(g)　ΔH＝Q1的平衡常数为K1，反应Ⅱ.Fe(s)＋H2O(g) FeO(s)＋H2(g)　ΔH＝Q2的平衡常数为K2，在不同温度下，K1、K2的值如表：‎ 温度/K K1‎ K2‎ ‎973‎ ‎1.47‎ ‎2.38‎ ‎1 173‎ ‎2.15‎ ‎1.67‎ ‎①由表中数据推断，反应Ⅰ是_吸__(填“放”或“吸”)热反应。‎ ‎②现有反应Ⅲ.H2(g)＋CO2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH＝Q3的平衡常数为K3，根据反应Ⅰ与Ⅱ推导出K1、K2、K3的关系式K3＝ 　，该反应为_吸__(填“放”或“吸”)热反应。‎ ‎(2)高温热分解法可制取单质硫。已知：2H2S(g) 2H2(g)＋S2(g)。在容积为2 L的密闭容器中充入10 mol H2S，H2S分解转化率随温度变化的曲线如图所示。图中a为H2S的平衡转化率与温度关系曲线，b为不同温度下反应经过相同时间且未达到化学平衡时H2S的转化率。则985 ℃时H2S按上述反应分解的平衡常数K＝_0.44__；随温度的升高，曲线b向曲线a逼近的原因是_温度升高，反应速率加快，达到平衡所用时间缩短__。上述反应中，正反应速率为v正＝K正x2(H2S)，逆反应速率为v逆＝K逆x2(H2)·x(S2)，其中K正、K逆为速率常数，则K逆＝ 　(以K和K正表示)。‎ ‎(3)在容积固定的密闭容器中，起始时充入0.2 mol SO2,0.1 mol O2，反应体系起始总压强0.1 MPa，反应在一定温度下达到平衡时，SO2的转化率为90%，该反应的压强平衡常数Kp＝_2.43×104__(用平衡分压代替平衡浓度计算；分压＝总压×物质的量分数)。‎ ‎[解析]　(1)①升温，K增大，平衡右移，所以该反应为吸热反应。‎ ‎②K1＝，K2＝ ＝＝K3‎ 概据K3＝，由表中数据可知：‎ ‎973 K时，K3＝，‎ ‎1 173 K时，K3＝ 升温，K3增大，所以该反应为吸热反应。‎ ‎(2)　　　　 2H2S(g) 2H2(g)＋S2(g)‎ 起始/mol·L－1 5 0 0‎ 转化/mol·L－1 2 2 1‎ 平衡/mol·L－1 3 2 1‎ K＝≈0.44‎ 由于平衡时v正＝v逆，所以 K正·x2(H2S)＝K逆·x2(H2)·x(S2)‎ K＝＝，即K逆＝。‎ ‎(3)　　　2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g)‎ 起始/mol 0.2 0.1 0‎ 转化/mol 0.18 0.09 0.18‎ 平衡/mol 0.02 0.01 0.18‎ 根据＝得p(平)＝＝MPa p(SO3)＝×＝0.06 MPa p(SO2)＝×＝ MPa p(O2)＝×＝ MPa Kp＝＝＝2.43×104。‎ ‎29．采用N2O5为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药等工业中得到广泛应用。回答下列问题：‎ ‎(1)1840年Devil用干燥的氯气通过干燥的硝酸银，得到N2O5。该反应的氧化产物是一种气体，其分子式为_O2__。‎ ‎(2)F.Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25 ℃ 时N2O5(g)分解反应：‎ 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如下表所示[t＝∞时，N2O5(g)完全分解]：‎ t/min ‎0‎ ‎40‎ ‎80‎ ‎160‎ ‎260‎ ‎1 300‎ ‎1 700‎ ‎∞‎ p/kPa ‎35.8‎ ‎40.3‎ ‎42.5‎ ‎45.9‎ ‎49.2‎ ‎61.2‎ ‎62.3‎ ‎63.1‎ ‎①已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)　ΔH1＝－4.4 kJ·mol－1‎ ‎2NO2(g)===N2O4(g)　ΔH2＝－55.3 kJ·mol－1‎ 则反应N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)的ΔH＝_53.1__kJ·mol－1。‎ ‎②研究表明，N2O5(g)分解的反应速率v＝2×10－3×pN2O5(kPa·min－1)。t＝62 min时，测得体系中pO2＝2.9 kPa，则此时的pN2O5＝_30.0__kPa，v＝_6.0×10－2__kPa·min－1。‎ ‎③若提高反应温度至35 ℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35 ℃)_大于__63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是_温度提高，体积不变，总压强提高；NO2二聚为放热反应，温度提高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强提高__。‎ ‎④25 ℃时N2O4(g)??2NO2(g)反应的平衡常数Kp＝_13.4__kPa(Kp为以分压表示的平衡常数，计算结果保留1位小数)。‎ ‎(3)对于反应2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)，R.A．Ogg提出如下反应历程：‎ 第一步　N2O5NO2＋NO3　快速平衡 第二步　NO2＋NO3―→NO＋NO2＋O2 慢反应 第三步　NO＋NO3―→2NO2 快反应 其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是_AC__(填标号)。‎ A．v(第一步的逆反应)>v(第二步反应)‎ B．反应的中间产物只有NO3‎ C．第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效 D．第三步反应活化能较高 ‎[解析]　(1)Cl2与AgNO3反应生成N2O5，还应该有AgCl，氧化产物是一种气体，则该气体为O2。‎ ‎(2)①令2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)　ΔH1＝－4.4 kJ·mol－1　a ‎2NO2(g)===N2O4(g)　ΔH2＝－55.3 kJ·mol－1　b 根据盖斯定律，a式×－b式可得：‎ N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)　ΔH＝53.1 kJ·mol－1‎ ‎②由方程式2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)可知，62 min时，pO2＝2.9 kPa，则减小的N2O5为5.8 kPa，此时pN2O5＝35.8 kPa－5.8 kPa＝30.0 kPa，则v(N2O5)＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2 kPa·min－1。‎ ‎③温度提高，体积不变，总压强提高；NO2二聚为放热反应，温度提高，平衡左移，体系物质的量增加，总压强提高。‎ ‎④时间无限长时N2O5完全分解，故由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)知，此时生成的pNO2＝2pN2O5＝2×35.8 kPa＝71.6 kPa，pO2＝0.5×35.8 kPa＝17.9 kPa。由题意知，平衡时体系的总压强为63.1 kPa，则平衡体系中NO2、N2O4的压强和为63.1 kPa－17.9 kPa＝45.2 kPa，设N2O4的压强为x kPa，则 ‎　N2O4(g) 2NO2(g)‎ 初始压强/kPa　0　　　　　71.6‎ 转化压强/kPa　x　　　　　2x 平衡压强/kPa　x　　　　　71.6－2x 则x＋(71.6－2x)＝45.2，解得x＝26.4,71.6 kPa－26.4 kPa×2＝18.8 kPa，Kp＝＝≈13.4 kPa。‎ ‎(3)A对：第一步反应快速平衡，说明正、逆反应速率很大，极短时间内即可达到平衡。C对：第二步反应慢，说明有效碰撞次数少。B错：由题给三步反应可知，反应的中间产物有NO3和NO。D错：反应快，说明反应的活化能较低。‎ ‎30．近期发现，H2S是继NO、CO之后的第三个生命体系气体信号分子，它具有参与调节神经信号传递、舒张血管减轻高血压的功能。回答下列问题：‎ H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g) COS(g)＋H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。‎ ‎①H2S的平衡转化率α1＝_2.5__%，反应平衡常数K＝_2.8×10－3__。‎ ‎②在620 K重复试验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率α2_>__α1，该反应的 ΔH_>__0。(填“>”“<”或“＝”)‎ ‎③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是_B__(填标号)。‎ A．H2S　　　　　　 B．CO2‎ C．COS D．N2‎ ‎[解析]　①用三段式法计算：该反应是等气体分子数反应，平衡时n(H2O)＝0.02×0.50mol＝0.01mol。‎ ‎　 H2S(g)＋CO2(g) COS(g) ＋ H2O(g)‎ 起始/mol　0.40　　0.10　　　　0　　　　0‎ 转化/mol　0.01　　0.01　　　　0.01　 　0.01‎ 平衡/mol　0.39　　0.09　　　　0.01　 　0.01‎ α(H2S)＝×100%＝2.5%。对于等气体分子数反应，可直接用物质的量替代浓度计算平衡常数：K＝＝≈2.8×10－3。②总物质的量不变，H2O的物质的量分数增大，说明平衡向右移动，H2S的转化率增大。即升高温度，平衡向正反应方向移动，正反应是吸热反应。③平衡之后，再充入H2S，则CO2的转化率增大，H2S的转化率减小，A项错误；充入CO2，平衡向右移动，H2S的转化率增大，B项正确；充入COS，平衡向左移动，硫化氢的转化率减小，c项错误；充入氮气，无论体积是否变化，对于气体分子数相等的反应，平衡不移动，硫化氢的转化率不变，D项错误。‎ ‎31．298 K时，将20 mL 3x mol·L－1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq) AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)与反应时间(t)的关系如图所示。‎ ‎①下列可判断反应达到平衡的是_ac__(填标号)。‎ a．溶液的pH不再变化 b．v(I－)＝2v(AsO)‎ c．c(AsO)/c(AsO)不再变化 d．c(I－)＝y mol·L－1‎ ‎②tm时，v正_大于__v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。‎ ‎③tm时v逆_小于__tn时v逆(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是_tm时生成物浓度较低__。‎ ‎④若平衡时溶液的pH＝14，则该反应的平衡常数K为 (mol·L－1)－1　。‎ ‎[解析]　①溶液的pH不再变化，即OH－的浓度不再变化，所以平衡体系中各组分的浓度均不再变化，说明反应达到平衡状态，a项正确；当v正(I－)＝2v逆(AsO)或v逆(I－)＝2v正(AsO)时反应达到平衡状态，选项中的速率未指明是正反应速率还是逆反应速率，故b项错误；反应达到平衡之前，c(AsO)逐渐减小而c(AsO)逐渐增大，故c(AsO)/c(AsO)逐渐增大，当c(AsO)/c(AsO)不变时反应达到平衡状态，c项正确；根据离子方程式可知反应体系中恒有c(I－)＝2c(AsO)，观察图象可知反应达到平衡时c(AsO)＝y mol·L－1，此时c(I－)＝2y mol·L－1，故d项错误。②tm时反应未达到平衡状态，所以v正大于v逆。③从tm到tn ‎，反应逐渐趋于平衡状态，反应物浓度逐渐减小而生成物浓度逐渐增大，所以正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，故tm时v逆小于tn时v逆。④根据题意，起始时c(AsO)＝c(I2)＝x mol·L－1。根据图象可知平衡时c(AsO)＝y mol·L－1，则此时c(I－)＝2y mo1·L－1，c(AsO)＝c(I2)＝(x－y) mo1·L－1，平衡时溶液的pH＝14，则c(OH－)＝1 mol·L－1，故该反应的平衡常数K＝＝ (mol·L－1)－1。‎ ‎32．丁烯是一种重要的化工原料，可由丁烷催化脱氢制备。回答下列问题：‎ ‎(1)正丁烷(C4H10)脱氢制1－丁烯(C4H8)的热化学方程式如下：‎ ‎①C4H10(g)===C4H8(g)＋H2(g)　ΔH1‎ 已知：②C4H10(g)＋O2(g)===C4H8(g)＋H2O(g)　ΔH2＝－119 kJ·mol－1‎ ‎③H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH3＝－242kJ·mol－1‎ 反应①的ΔH1为_＋123__ kJ·mol－1。图(a)是反应①平衡转化率与反应温度及压强的关系图，x_小于__0.1(填“大于”或“小于”)；欲使丁烯的平衡产率提高，应采取的措施是_AD__(填标号)。‎ A．升高温度　　　　 B．降低温度 C．增大压强 D．降低压强 ‎(2)丁烷和氢气的混合气体以一定流速通过填充有催化剂的反应器(氢气的作用是活化催化剂)，出口气中含有丁烯、丁烷、氢气等。图(b)为丁烯产率与进料气中n(氢气)/n(丁烷)的关系。图中曲线呈现先升高后降低的变化趋势，其降低的原因是_氢气是产物之一，随着n(氢气)/n(丁烷)增大，逆反应速率增大__。‎ ‎(3)图(c)为反应产率和反应温度的关系曲线，副产物主要是高温裂解生成的短碳链烃类化合物。丁烯产率在590 ℃之前随温度升高而增大的原因可能是_升高温度有利于反应向吸热方向进行__、_温度升高反应速率加快__；590 ℃之后，丁烯产率快速降低的主要原因可能是_丁烯高温裂解生成短链烃类__。‎ ‎[解析]　本题主要考查盖斯定律和化学平衡知识的应用。(1)根据盖斯定律，可得①＝②－③，则ΔH1＝ΔH2－ΔH3＝－119 kJ·mol－1＋242 kJ·mol－1＝123 kJ·mol－1。反应①为气体总体积增大的反应，在温度相同时降低压强有利于提高平衡转化率，故x<0.1。反应①为吸热反应，升高温度有利于平衡正向移动，A 项正确；降低压强平衡向气体总体积增大的方向移动，D项正确。(2)结合图(b)可看出随着n(氢气)/n(丁烷)增大，丁烯产率先升高后降低，这是因为氢气是生成物，当n(氢气)/n(丁烷)逐渐增大时，逆反应速率加快，故丁烯的产率逐渐降低。(3)在590 ℃之前随温度升高丁烯产率逐渐增大，这是因为温度升高不仅能加快反应速率，还能促使平衡正向移动；但温度高于590 ℃时，丁烯高温裂解生成短链烃类，导致丁烯产率快速降低。‎ ‎33．煤燃烧排放的烟气含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大气，采用NaClO2溶液作为吸收剂可同时对烟气进行脱硫、脱硝。‎ 在鼓泡反应器中通入含有SO2和NO的烟气，反应温度为323 K，NaClO2溶液浓度为5×10－3mol·L－1。反应一段时间后溶液中离子浓度的分析结果如下表。‎ 离子 SO SO NO NO Cl－‎ c/(mol·L－1)‎ ‎8.35×10－4‎ ‎6.87×10－6‎ ‎1.5×10－4‎ ‎1.2×10－5‎ ‎3.4×10－3‎ 由实验结果可知，脱硫反应速率_大于__脱硝反应速率(填“大于”或“小于”)。原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同，还可能是_NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高__。‎ ‎[解析]　由实验结果可知，c(SO)＝8.35×10－4 mol·L－1>c(NO)＝1.5×10－4 mol·L－1，所以脱硫反应速率大于脱硝反应速率，其原因除了初始浓度不同外，还可能是NO难溶于水，与NaClO2溶液接触面积小，反应速率慢；还可能是脱硝反应活化能较高，反应速率慢。‎ ‎34．碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题：‎ Bodensteins研究了下列反应 ‎2HI(g) H2(g)＋I2(g)‎ 在716 K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：‎ t/min ‎0‎ ‎20‎ ‎40‎ ‎60‎ ‎80‎ ‎120‎ x(HI)‎ ‎1‎ ‎0.91‎ ‎0.85‎ ‎0.815‎ ‎0.795‎ ‎0.784‎ x(HI)‎ ‎0‎ ‎0.60‎ ‎0.73‎ ‎0.773‎ ‎0.780‎ ‎0.784‎ 上述反应中，正反应速率为v正＝k正x2(HI)，逆反应速率为v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆为_k正/K__(以K和k正表示)。若k正＝0.0027 min－1，在t＝40 min时，v正＝_1.95×10－3__min－1。‎ ‎[解析]　平衡状态下，v正＝v逆，故有：k正·x2(HI) ＝k逆·x(H2)·x(I2)‎ 变形：＝＝K 故有：k逆＝ v正＝k正·x2(HI)＝0.0027×(0.85)2＝1.95×10－3‎ ‎35．一定条件下，体积为1 L的密闭容器中发生如下反应：‎ SiF4(g)＋2H2O(g) SiO2(s)＋4HF(g)　ΔH＝＋148.9 kJ·mol－1。‎ ‎(1)下列各项中能说明该反应已达化学平衡状态的是_b、c、d__(填字母序号)。‎ a．v消耗(SiF4)＝4v生成(HF)‎ b．容器内气体压强不再变化 c．容器内气体的总质量不再变化 d．HF的体积分数不再变化 ‎(2)反应过程中测定的部分数据如表(表中t2>t1)所示。‎ 反应时间/min n(SiF4)/mol n(H2O)/mol ‎0‎ ‎1.20‎ ‎2.40‎ t1‎ ‎0.80‎ a t2‎ b ‎1.60‎ 通过a或b的值及化学平衡原理说明t1时反应是否达到化学平衡状态：_是__(填“是”或“否”)。‎ ‎(3)若只改变一个条件使上述反应的化学平衡常数变大，该反应_a、d、e__(填序号)。‎ a．一定向正反应方向移动 b．一定向逆反应方向移动 c．一定是减小压强造成的 d．一定是升高温度造成的 e．SiF4的平衡转化率一定增大 ‎[解析]　(1)a、v消耗(SiF4)与v生成(HF)，都表示正反应速率，且比例关系不等于化学计量数之比，不能说明达到平衡状态，故错误；b、正反应是气体物质的量增大的反应，随反应进行容器内压强增大，容器内气体压强不再变化说明达到平衡状态，故正确；c.反应有固体生成，随反应进行气体的总质量减小，容器内气体的总质量不再变化，说明达到平衡状态，故正确；d.平衡时，各组分的含量不变，HF的体积分数不再变化，说明达到平衡状态，故正确。‎ ‎(2)由表中数据可以知道，t1时Δn(SiF4)＝1.20 mol－0.80 mol＝0.40 mol，根据方程式可以知道Δn(H2O)＝2Δn(SiF4)＝0.80 mol，故t1时刻，水的物质的量＝2.40 mol－0.80 mol＝1.60 mol，说明在一定条件下，t1～t2时各组分的浓度(或物质的量)均已不再发生改变，所以t1时反应已经达到化学平衡状态。‎ ‎(3)该反应正反应是吸热反应，使平衡常数增大，平衡向正反应移动，应采取升高温度的措施，SiF4的平衡转化率一定增大，改变压强不影响平衡常数，故a、d、e正确，b、c错误。‎