浙江省高考化學一輪復習導航 第5單元第18講 化學反應速率、化學反應的方向和反應限度課件 新課標

《浙江省高考化學一輪復習導航 第5單元第18講 化學反應速率、化學反應的方向和反應限度課件 新課標》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《浙江省高考化學一輪復習導航 第5單元第18講 化學反應速率、化學反應的方向和反應限度課件 新課標（64頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、 一、化學反應速率一、化學反應速率 1化學反應速率的概念 化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的物理量。 2表示方法：通常用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。其數(shù)學表達式可表示為v= 。 3單位：常用molL-1s-1或molL-1min-1。 特別提醒：特別提醒：(1)反應速率是某段時間內(nèi)的平均反應速率。(2)雖然可用單位時間內(nèi)濃度的減少表示反應速率，但化學反應速率不取負值。ct 二、化學反應速率的測定二、化學反應速率的測定 1化學反應速率測定的原理 化學反應速率是通過實驗測定的。因為化學反應中能發(fā)生變化的是體系內(nèi)的化學物質(zhì)(包括反應物和生成物)，所以與其中任何一種化

2、學物質(zhì)的濃度(或質(zhì)量)相關(guān)的性質(zhì)在測量反應速率時都可以加以利用。 2用于化學反應速率測定的基本性質(zhì) (1)可直接觀察的性質(zhì)，如釋放出氣體的體積和體系的壓強。 (2)依靠科學儀器才能測定的性質(zhì)，如顏色的深淺、光的吸收、光的發(fā)射、導電能力等。 (3)在溶液中，當反應物或生成物本身有比較明顯的顏色變化，沉淀利用顏色深淺和顯色物質(zhì)濃度間的正比關(guān)系來跟蹤反應的過程和測定反應速率。 3化學反應速率測定的常用方法 (1)化學方法：如鹽酸與碳酸鈣反應生成CO2，通過測定一定時間內(nèi)產(chǎn)生CO2氣體的體積，可測定該反應的速率。 (2)物理方法 比色法：由于物質(zhì)對特定波長的光的吸收性能不同，因此可以通過吸光度來測定反

3、應物的濃度，從而計算反應速率。 電導法：根據(jù)離子導電能力的差異，通過電導率的變化測定反應物中離子濃度變化，從而計算化學反應速率。 此外，激光技術(shù)也可廣泛應用于化學反應速率的測定。 三、影響化學反應速率的因素三、影響化學反應速率的因素 1內(nèi)因(主要因素) 參加反應的物質(zhì)的性質(zhì)是決定化學反應速率的主要原因。 2外因(外界條件) 對于同一化學反應，外界條件不同，反應速率也不同，其中重要的外界條件為濃度、壓強、溫度、催化劑等。 (1)濃度對化學反應速率的影響 結(jié)論：當其他條件不變，增加反應物的濃度，可以增大化學反應速率；減小反應物的濃度，可以減小化學反應速率。 (2)壓強對化學速率的影響 結(jié)論：對于有

4、氣體參加的反應而言，在溫度一定時，通過縮小氣體體積的方法增大壓強時，由于氣體體積減小，則氣體濃度增大，故化學反應速率加快。 (3)溫度對化學反應速率的影響結(jié)論：在其他條件不變的情況下，溫度上升，則反應速率加快。 (4)催化劑對化學反應速率的影響結(jié)論：催化劑一般能加快化學反應速率。 (5)其他外部影響因素除了上述濃度、壓強、溫度、催化劑這四大影響因素外，固體反應物顆粒的大小、溶劑、光、超聲波、激光、電磁波等因素也能影響反應速率。 四、化學反應的方向四、化學反應的方向 1自發(fā)反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。 特別提醒：特別提醒：一般地，如果一個過程是自發(fā)的，則其逆過程為非自發(fā)的。

5、非自發(fā)過程要想發(fā)生，則必須對它做功，如利用水泵可將水從低處流向高處，通電可將水分解生成氫氣和氧氣。 2判斷化學反應方向的依據(jù) (1) (1)焓判據(jù)焓判據(jù) 許多自發(fā)反應趨向于從高能量轉(zhuǎn)變?yōu)榈湍芰繝顟B(tài)(這時體系會對外部做功或釋放熱量)，這一經(jīng)驗就是焓判據(jù)。 對化學反應而言，絕大多數(shù)放熱反應都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。 (2)熵判據(jù)熵判據(jù) 熵。熵是衡量體系混亂度大小的物理量，即表示體系的不規(guī)則或無序狀態(tài)程度的物理量?；靵y度越大，體系越無序，體系的熵值就越大。熵的符號為：S，單位：Jmol-1L-1。 熵變。反應前后體系熵的變化叫做反應的熵變，用S表示。 如果

6、發(fā)生變化后體系的混亂度增大，該過程的S0；反之，S0。化學反應的S越大，越有利于反應自發(fā)進行。 對于有氣體參與的化學反應，氣態(tài)物質(zhì)的物質(zhì)的量增大的化學反應，其熵變通常是正值，是熵增大的反應，反之，氣態(tài)物質(zhì)的物質(zhì)的量減小的化學反應通常是負值，是熵減小的反應。 熵判據(jù)。自發(fā)進行的體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o序，導致體系的熵增大，這一經(jīng)驗規(guī)律叫熵增原理。 (3)復合判據(jù)復合判據(jù) 研究表明，在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的方向是反應焓變和熵變共同影響的結(jié)果。 若H0，S0，反應一定能自發(fā)進行。 若H0，S0或H0，S0，反應能否自發(fā)進行與反應的溫度有關(guān)。 若 H0，S0，反應一定不能自發(fā)進行。 五、化學

7、平衡狀態(tài)五、化學平衡狀態(tài) 1可逆反應 在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應叫做可逆反應。 (1)在可逆反應中，把由反應物到生成物的反應叫正反應；把由生成物到反應物的反應叫逆反應，可逆反應用“”代替“=”。 (2)必須強調(diào)“兩同”，同一條件、同時。 (3)可逆反應不能進行到底，只能進行到一定程度后達到所謂的平衡狀態(tài)，平衡時各物質(zhì)的物質(zhì)量都大于零。 2化學平衡狀態(tài) (1)化學平衡狀態(tài)是指在一定條件下的可逆反應，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。 特別提醒：前提是“一定條件”、“可逆反應” 實質(zhì)是“v(正)=v(逆)0” 標志是“反應混合

8、物中各組分的濃度保持不變” (2)化學平衡狀態(tài)的特征 化學平衡狀態(tài)具有“逆”“等”“動”“定”“變”等特征。 “逆”：化學平衡研究的對象是可逆反應。 “等”：平衡時v(正)=v(逆)0。 “動”：平衡時，反應仍在不斷地進行，是動態(tài)平衡。 “定”：平衡時，反應混合物各組分的濃度保持一定，百分含量保持一定。不一定相等。 “變”：外界條件改變時，平衡可能被破壞，并在新的條件下建立新的化學平衡。 六、化學平衡常數(shù)六、化學平衡常數(shù) 1概念 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度計量數(shù)次方的乘積與反應物濃度計量數(shù)次方的乘積的比值是一個常數(shù)，用符號K表示。 2表達式 對于反應mA(g)+nB

9、(g) pC(g)+qD(g)，K= 。( )()( )( )pqmncC cDcA cBgg考點一 化學反應速率的有關(guān)計算 例例1 向2 L密閉容器里充入2 mol M和一定量的N，發(fā)生如下反應：M(g)+N(g) E(g)；當反應進行到4 min時，測知M的濃度為0.2 molL-1；反應進行到2 min時，密閉容器中M的物質(zhì)的量濃度為() A等于0.6 molL-1 B小于0.6 molL-1 C等于0.8 molL-1 D大于0.8 molL-1B 【解析】到達4 min時，測知M的濃度變化了0.8 molL-1，隨著反應的進行，正反應速率越來越慢，反應進行到2 min時，平均速率大于

10、4 min時，M的濃度變化肯定大于0.4 molL-1。 【方法技巧點撥】本題易錯選A，由4 min時M的濃度可以求得4 min內(nèi)的M的化學反應速率，有些同學直接用這個速率乘以時間求得2 min內(nèi)M濃度的變化，沒有注意到，隨著進行，正反應速率越來越慢，2 min內(nèi)的平均速率大于4 min內(nèi)的平均速率?？键c二 化學反應速率及影響因素圖象的分析 例例2 氯酸鉀和亞硫酸氫鉀能發(fā)生氧化還原反應 + +Cl-+H+(未配平)。已知該反應的速率隨c(H+)的增大而加快。如圖為用 在單位時間內(nèi)物質(zhì)的量濃度變化表示的該反應v-t圖。下列說法中不正確的是()-3ClO-3HSO2-4SO-3ClO 【解析】根據(jù)

11、題中信息可確定A和C正確；配平反應方程式得 + 3 =3 +Cl-+3H+，v(H+)=3v( )，所以v(H+)-t曲線與v( )-t曲線不相同，在坐標圖中兩曲線不能完全重合，即B錯；因c=vt，所以D正確。-3ClO-3HSO2-4SO-3ClO-3ClO【答案】 B 【方法技巧點撥】本題是道多知識點的綜合題，以能力立意，考查了氧化還原反應的配平，影響化學反應速率的因素、接受信息的能力及讀圖能力，代表了今后高考命題的方向。對于這一類題往往情境比較新，只要抓住題給信息，如本題中該反應的速率隨c(H+)的增大而加快，可知A正確，結(jié)合所學知識解題，由影響化學反應速率的因素可知C正確，由配平的方程

12、式B不正確?？键c三 影響化學反應速率的因素的實驗探究 例例3 Fenton法常用于處理含難降解有機物的工業(yè)廢水，通常是在調(diào)節(jié)好pH和Fe2+濃度的廢水中加入H2O2，所產(chǎn)生的羥基自由基能氧化降解污染物?，F(xiàn)運用該方法降解有機污染物p-CP，探究有關(guān)因素對該降解反應速率的影響。 實驗設計控制p-CP的初始濃度相同，恒定實驗溫度在298 K或313 K(其余實驗條件見下表)，設計如下對比試驗。 (1)請完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。 數(shù)據(jù)處理實驗測得p-CP的濃度隨時間變化的關(guān)系如下圖。 (2)請根據(jù)上圖實驗曲線，計算降解反應在5 0 1 5 0 s 內(nèi) 的 反 應 速 率 ： v ( p

13、- C P ) =molL-1s-1。 解釋與結(jié)論 (3)實驗、表明溫度升高，降解反應速率增大。但溫度過高時反而導致降解反應速率減小，請從Fenton法所用試劑H2O2的角度分析原因：_。 (4)實驗得出的結(jié)論是：pH等于10時，_。 思考與交流 (5)實驗時需在不同時間從反應器中取樣，并使所取樣品中的反應立即停止下來。根據(jù)上圖中的信息 ， 給 出 一 種 迅 速 停 止 反 應 的 方 法 ：_。 【解析】 (2)根據(jù)實驗中曲線，在50 s150 s內(nèi)，v(p-CP)=(1.210-3molL-10.410-3molL-1)/100 s=810-6molL-1s-1。 (3)題中條件(從所用

14、試劑H2O2的角度分析)為解題指明了方向。 (4)題中只要求回答結(jié)論，而不要求原因分析，降低了難度?？赡茉蚴钱斎芤簆H增大時，F(xiàn)e2+被沉淀了，不利于該反應的進行。 (5)從(3)、(4)知，使該反應減慢可用兩種方法：一是溫度過高，二是pH10。方法一不易操作，且不能迅速停止，方法二易于操作，且能迅速停止。 【答案】 (1) (2)810-6molL-1s-1 (3)H2O2在溫度過高時迅速分解 (4)反應不能進行 (5)在溶液中加入堿溶液，使溶液的pH大于或等于10 【方法技巧點撥】有關(guān)影響化學反應速率的因素的實驗考查，常以圖象或表格的形式將數(shù)據(jù)表現(xiàn)出來，解答此類題型要求：掌握實驗中要注意

15、的基本實驗要領；要會觀察分析圖象表格，找出其中的規(guī)律；能從濃度、壓強、溫度、催化劑、表面積等方面進行綜合思考。考點四 化學反應進行方向判斷 例例4 已知“凡氣體分子總數(shù)增多的反應一定是熵增大的反應”。一定條件下，下列反應不可能自發(fā)進行的是() A2O3(g)=3O2(g)H0 B2CO(g)=2C(s)+O2(g)H0 CN2(g)+3H2(g)=2NH3(g)H0 DCaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)H0B 【解析】A項反應是一個H0，S0的反應，一定能自發(fā)進行。B項反應是一個H0，S0的反應一定不能自發(fā)進行。C項反應是一個H0，S0的反應，D項是一個H0，S0，一定條件下可以自發(fā)

16、進行。 【方法技巧點撥】一個反應能否自發(fā)進行是由焓判據(jù)和熵判據(jù)共同作用的結(jié)果?？键c五 化學反應限度的判斷 例例5 (1)下列方法中可以證明2HI(g)H2(g)+I2(g)已達平衡狀態(tài)的是_。 單位時間內(nèi)生成n mol H2的同時生成n mol HI 一個HH鍵斷裂的同時有兩個HI鍵斷裂 百分組成HI%=I2% 反應速率v(H2)=v(I2)=1/2v(HI)時 c(HI) c(H2) c(I2)=2 1 1時 溫度和體積一定時，某一生成物濃度不再變化 溫度和體積一定時容器內(nèi)壓強不再變化 條件一定，混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化 溫度和體積一定時，混合氣體的顏色不再變化 溫度和壓強一定時，

17、混合氣體的密度不再變化 (2)上述的說法中能說明2NO2 N2O4達到平衡狀態(tài)的是_。 【解析】觀察第(1)題反應的特征可知：此反應在反應前后氣體的體積不發(fā)生變化，即在反應的任何一個階段，容器內(nèi)壓強不發(fā)生改變。氣體的總質(zhì)量不變、總的物質(zhì)的量不變，因此混合氣體的密度、平衡相對分子質(zhì)量均不發(fā)生改變。觀察第(2)題反應的特征：反應前后氣體體積發(fā)生改變，因此其平均相對分子質(zhì)量、混合氣體密度都發(fā)生改變，當反應處于平衡狀態(tài)時，這些都不發(fā)生改變，此時c(NO2)恒定，顏色不再變化?！敬鸢浮?(1)(2) 【方法技巧點撥】解答達到化學平衡狀態(tài)的標志的判定題，不僅要看準題目的外界條件是恒溫恒容還是恒溫恒壓，還要

18、看清楚所涉及物質(zhì)的狀態(tài)及反應方程式的化學計量數(shù)。考點六 化學平衡常數(shù)的計算與應用 例例6 在一定溫度下，反應 H2(g)+ X2(g)HX(g)的平衡常數(shù)為10。若將1.0 mol的HX(g)通入體積為1.0 L的密閉容器中，在該溫度時HX(g)的最大分解率接近于() A5% B17% C25% D33%1212B 【解析】H2(g)+ X2(g) HX(g) 起始濃度/(molL-1)00 1 分解濃度/(molL-1) xx 2x 平衡濃度/(molL-1) x x1-2x K=10= ，解得x=0.0833 所以a(HX)=2x/1=0.167=16.7%。1212 【方法技巧點撥】 化

19、學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)。若反應方向改變，則平衡常數(shù)改變。 1.(2011 1.(2011安徽安徽) )電鍍廢液中Cr2O可通過下列反應轉(zhuǎn)化成鉻黃(PbCrO4)： (aq)+2Pb2+(aq)+H2O(l) 2PbCrO4(s)+2H+(aq) H1 C升高溫度可縮短反應達平衡的時間并能提高平衡轉(zhuǎn)化率 D從Y=0到Y(jié)=0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的 =1【答案】 D 【解析】溫度高反應速率就快，到達平衡的時間就短，由圖象可以看出曲線b首先到達平衡，所以曲線b表示的是20 時的Y-t曲線，A不正確；根據(jù)圖象溫度越高CH3COCH3轉(zhuǎn)化的越少，說明升高溫度平衡向逆反

20、應方向進行，即正反應是放熱反應，C不正確；當反應進行到20 min時，從圖象中可以看出b曲線對應的轉(zhuǎn)化分數(shù)高于a曲線對應的轉(zhuǎn)化分數(shù)，這說明b曲線即20 時對應的反應速率快，所以 1，B不正確；根據(jù)圖象可以看出當反應進行到66 min時，a、b曲線對應的轉(zhuǎn)化分數(shù)均相同，都是0.113，這說明此時生成的CH3COCH2COH(CH3)2一樣多，所以從Y=0到Y(jié)=0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的 =1，即選項D正確。 3.(2011福建福建)25 時，在含有Pb2+、Sn2+的某溶 液 中 ， 加 入 過 量 金 屬 錫 ( S n ) ， 發(fā) 生 反 應 ：Sn(s)+Pb2+(a

21、q) Sn2+(aq)+Pb(s)，體系中c(Pb2+)和c(Sn2+)變化關(guān)系如下圖所示。下列判斷正確的是( ) A往平衡體系中加入金屬鉛后，c(Pb2+)增大 B往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，c(Pb2+)變小 C升高溫度，平衡體系中c(Pb2+)增大，說明該反應H0 D25 時，該反應的平衡常數(shù)K=2.2【答案】D 【解析】由于鉛是固體狀態(tài)，往平衡體系中加入金屬鉛后，平衡不移動，c(Pb2+)不變；往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，平衡向左移動，c(Pb2+)變大；升高溫度，平衡體系中c(Pb2+)增大，平衡向左移動，說明該反應是放熱反應，即H0；25 時，該反應

22、的平衡常數(shù)K= =0.22/0.10=2.2，故D項正確。 4. 4.下圖是用于通過測定單位時間內(nèi)產(chǎn)生氣體的體積來測量反應速率的裝置。 下列說法正確的是() A如果在分液漏斗中加入稀硫酸，在錐形瓶中加入純鋅比加入粗鋅產(chǎn)生氣體快 B如果在分液漏斗中加入濃硫酸，在錐形瓶中加入粗鋅比加入純鋅產(chǎn)生氫氣快 C在錐形瓶中加入純鋅，在分液漏斗中加入稀硫酸比加入稀硫酸和少量硫酸銅產(chǎn)生H2速率快 D在錐形瓶中加入純鋅，在分液漏斗中加入稀硫酸和少量硫酸銅比加入稀硫酸產(chǎn)生H2速率快D 【解析】A選項中稀硫酸與鋅反應時，粗鋅與硫酸形成原電池反應而加快速率；B選項中是濃硫酸不管與粗鋅或是純鋅反應都不會產(chǎn)生氫氣；C和D選

23、項中稀硫酸與硫酸銅混合加入到鋅中，鋅會置換出銅而形成原電池，所以加快產(chǎn)生氫氣的速率。 5.鐵和鋁是兩種重要的金屬，它們的單質(zhì)及化合物有著各自的性質(zhì)。 (1)在一定溫度下，氧化鐵可以與一氧化碳發(fā)生下列反應： Fe2O3(s)+3CO(g) 2Fe(s)+3CO2(g) (2)Al(OH)3是兩性氫氧化物，其電離方程式為：(堿式電離)Al3+3OH- Al(OH)3 H+ +H2O(酸式電離)-2AlO 下列有關(guān)說法不正確的是() A(1)中該反應的平衡常數(shù)表達式為： K= B(1)中該溫度下，在2 L盛有Fe2O3粉末的密閉容器中通入CO氣體，10 min后，生成了單質(zhì)鐵11.2 g。則10 m

24、in內(nèi)CO的平均反應速率為0.015 mol/(Lmin) C(2)中欲使體系中Al(OH)3增加，可加入氫氧化鈉溶液 D(2)中欲使體系中Al3+濃度增加，可加入的物質(zhì)是鹽酸C 【解析】(1)中只有CO(g)、CO2(g)是氣體，故反應的平衡常數(shù)表達式正確； 根據(jù)3CO(g)2Fe(s) 3 mol256 g 0.3 mol 11.2 g v(CO)= =0.015 mol/(Lmin) 因此A、B都正確。 (2)中Al(OH)3是兩性氫氧化物，其電離方程式為：(堿式電離)Al3+3OH- Al(OH)3 H+ +H2O(酸式電離)，從上可知，欲使Al3+濃度增大(平衡左移)，可加入強酸(鹽

25、酸、硫酸等)。Al(OH)3加入氫氧化鈉溶液將發(fā)生化學反應使Al(OH)3轉(zhuǎn)化為 ，所以C錯誤、D正確。-2AlO-2AlO0.3mol/ 2L10min 6.在一定溫度下的密閉容器中存在如下反應：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)，已知c(SO2)始=0.4 mol/L，c(O2)始=1 mol/L，經(jīng)測定該反應在該溫度下的平衡常數(shù)K=19，則此反應中SO2的轉(zhuǎn)化量為() A0.24 mol/L B0.28 mol/L C0.32 mol/L D0.26 mol/L催化劑C 【解析】 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) 起始量(1 mol/L)0.4 1 0 變化量(1 mo

26、l/L) x 0.5x x 平衡量(1 mol/L)0.4x 10.5xx 由平衡常數(shù)的定義：K= = =19催化劑 7.(2011蚌埠統(tǒng)測蚌埠統(tǒng)測)超音速飛機尾氣中的NO會破壞臭氧層。科學家正在研究利用催化技術(shù)將尾氣中的NO和CO轉(zhuǎn)變?yōu)镃O2和N2，化學方程式如下：2NO+2CO=2CO2+N2H0為了測定在某種催化劑作用下的反應速率，在某溫度下用氣體傳感器測得不同時間的NO和CO濃度如表：催化劑請回答(以下各題均不考慮溫度變化對催化效率的影響)：(1)前2 s內(nèi)的平均反應速率v(N2)=_。(2)在該溫度下，反應的平衡常數(shù)K=_。1.8810-4molL-1s-1 5000 (3)在一定條

27、件下，能夠說明該反應達到平衡狀態(tài)的標志是() A反應混合物各組分物質(zhì)的量濃度相等 BNO、CO、CO2、N2分子數(shù)之比為2 2 2 1 C混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不變 D單位時間內(nèi)消耗1 mol NO的同時，就有1 mol CO生成CD (4)達到平衡后下列能提高NO轉(zhuǎn)化率的是() A選用更有效的催化劑 B升高反應體系的溫度 C降低反應體系的溫度 D縮小容器的體積 (5)火箭推進器中盛有強還原劑液態(tài)肼(N2H4)和強氧化劑液態(tài)雙氧水。當它們混合反應時，即產(chǎn)生大量氮氣和水蒸氣，并放出大量的熱。已知0.4 mol液態(tài)肼與足量的液態(tài)雙氧水反應，生成氮氣和水蒸氣，放出256.652 kJ的熱量。該反

28、應的熱化學方程式是_。CD N2H4(l)+2H2O2(l)=N2(g)+4H2O(g)H=641.63 kJ/mol 【解析】(1)根據(jù)定義v=c/t，同時速率之比等于化學 計 量 數(shù) 之 比 ， 結(jié) 合 題 給 數(shù) 據(jù) ， 所 以v(N2)=1/2v(NO)=1/2(1.0010-32.5010-4) molL-1/2 s=1.8810-4 molL-1s-1。(2)通過題給數(shù)據(jù)可以分析出，當反應進行到4 s時，各組分濃度保持一定，即反應達到平衡狀態(tài)，此時 K=c(N2) c2(CO2)/c2(NO) c2(CO)=(0.4510-3) (0.910-3)2/(1.0010-4)2 (2.

29、7010-3)2=5000。 (3)平衡狀態(tài)的判斷，平衡時各組分的濃度一定但不一定相等，故A錯；平衡時，分子數(shù)之比不一定等同于化學計量數(shù)之比，故B錯；因為M=m/n，同時該反應又是非等分子變化，當達到平衡時，氣體的分子數(shù)一定，則M也一定，故C正確；D項正確，因為對于同一物質(zhì)來看，v正=v逆，要注意不同物質(zhì)間速率的轉(zhuǎn)化。 (4)要提高NO的轉(zhuǎn)化率，則要促使平衡的正向移動，催化劑不能促使平衡的移動，只能影響反應速率，A錯；因為該反應的正反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，NO的轉(zhuǎn)化率降低，B錯，C正確；縮小體系的體積，相當于增大體系的壓強，平衡向氣體分子數(shù)減小的方向移動即平衡正向移動，D正確。 (5)根據(jù)題給數(shù)據(jù)，計算出該反應的H=256.652 kJ/0.4 mol=641.63 kJ/ mol，同時要注意物質(zhì)的聚集狀態(tài)。