2019年高考化學二輪專題復習 專題九 化學反應速率 化學平衡講練（含解析）.doc

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2019年高考化學二輪專題復習 專題九 化學反應速率 化學平衡講練（含解析） [考綱要求]　1.了解化學反應速率的概念、反應速率的定量表示方法。2.了解催化劑在生產(chǎn)、生活和科學研究領域中的重要作用。3.了解化學反應的可逆性。4.了解化學平衡建立的過程；了解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學平衡常數(shù)進行簡單的計算。5.理解外界條件(濃度、溫度、壓強、催化劑等)對反應速率和化學平衡的影響，認識其一般規(guī)律。6.了解化學反應速率和化學平衡的調(diào)控在生活、生產(chǎn)和科學研究領域中的重要作用。 考點一　化學反應速率及其影響因素的實驗探究問題 1．對v(B)＝＝的剖析 用上式進行某物質(zhì)反應速率計算時需注意以下幾點： (1)濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質(zhì)，不適用于固體和純液體。 (2)化學反應速率是某段時間內(nèi)的平均反應速率，而不是即時速率，且計算時取正值。 (3)同一反應用不同的物質(zhì)表示反應速率時，數(shù)值可能不同，但意義相同。不同物質(zhì)表示的反應速率之比等于其化學計量數(shù)之比。 (4)計算反應速率時，若給出的是物質(zhì)的量的變化值，要轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量濃度的變化值(計算時一定要除以體積)，再進行計算。 (5)對于可逆反應，通常計算的是正、逆反應抵消后的總反應速率，當達到平衡時，總反應速率為零。(注：總反應速率也可理解為凈速率)。 2．“四大影響因素”的深度剖析 濃度、溫度、壓強、催化劑是影響化學反應速率的四大外界因素，此外反應物顆粒大小對化學反應速率也有一定的影響。 (1)濃度：對有氣體參加的反應或在溶液中發(fā)生的反應產(chǎn)生影響，在其他條件不變時都符合“濃快稀慢”的原理。 (2)壓強： →→→ 注意?、賶簭妼Ψ磻俾实挠绊懯峭ㄟ^改變反應物的濃度來實現(xiàn)的。②壓強只對有氣體參加的反應產(chǎn)生影響。③向氣體反應體系中充入不參與反應的氣體時，對反應速率的影響。恒容：充入稀有氣體(或非反應氣體)→總壓增大→物質(zhì)的濃度不變(活化分子的濃度不變)→反應速率不變；恒壓：充入稀有氣體(或非反應氣體)→體積增大→物質(zhì)的濃度減小(活化分子的濃度減小)→反應速率減小。 (3)溫度：溫度升高，化學反應速率增大。升高溫度，無論是吸熱反應還是放熱反應，反應速率都增大。 (4)催化劑：①催化劑能改變(增大或減小)化學反應速率，但不能使本來不會發(fā)生的反應變成可以發(fā)生的。②對可逆反應來說，正反應的催化劑同時也是逆反應的催化劑，催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，對化學平衡狀態(tài)無影響，生產(chǎn)過程中使用催化劑主要是為了提高生產(chǎn)效率。 對于反應物顆粒大小：固體物質(zhì)顆粒越小，總表面積越大，反應速率越快；反之越慢。 題組一　對化學反應速率的綜合考查 1．(xx·北京理綜，12)一定溫度下，10 mL 0.40 mol·L－1 H2O2溶液發(fā)生催化分解。不同時刻測得生成O2的體積(已折算為標準狀況)如下表。 t/min 0 2 4 6 8 10 V(O2)/mL 0.0 9.9 17.2 22.4 26.5 29.9 下列敘述不正確的是(溶液體積變化忽略不計)(　　) A．0～6 min的平均反應速率： v(H2O2)≈3.3×10－2 mol·L－1·min－1 B．6～10 min的平均反應速率： v(H2O2)<3.3×10－2 mol·L－1·min－1 C．反應到6 min時，c(H2O2)＝0.30 mol·L－1 D．反應到6 min時，H2O2分解了50% 答案　C 解析　2H2O22H2O＋O2↑ A項，6 min時，生成O2的物質(zhì)的量n(O2)＝＝1×10－3 mol，依據(jù)反應方程式，消耗n(H2O2)＝2×10－3 mol，所以0～6 min時，v(H2O2)＝≈3.3×10－2 mol·L－1·min－1，正確；B項，6～10 min時，生成O2的物質(zhì)的量n(O2)＝≈0.335×10－3 mol，依據(jù)反應方程式，消耗n(H2O2)＝0.335×10－3 mol×2＝0.67×10－3 mol,6～10 min時，v(H2O2)＝≈1.68×10－2 mol·L－1·min－1<3.3×10－2 mol·L－1·min－1，正確；C項，反應至6 min時，消耗n(H2O2)＝2×10－3 mol，剩余n(H2O2)＝0.40 mol·L－1×0.01 L－2×10－3 mol＝2×10－3 mol，c(H2O2)＝＝0.20 mol·L－1，錯誤；D項，反應至6 min時，消耗n(H2O2)＝2×10－3 mol，n(H2O2)總＝4×10－3 mol，所以H2O2分解了50%，正確。 2．Ⅰ.一定溫度下，在2 L的密閉容器中，X、Y、Z三種氣體的物質(zhì)的量隨時間變化的曲線如圖所示： (1)從反應開始到10 s時，用Z表示的反應速率為__________________________________。 (2)該反應的化學方程式為__________________________________________________。 (3)10 s后的某一時刻(t1)改變了外界條件，其速率隨時間變化的情況如圖所示。則下列說法正確的是________(填序號)。 A．t1時刻，增大了X的濃度 B．t1時刻，升高了體系溫度 C．t1時刻，縮小了容器體積 D．t1時刻，使用了催化劑 Ⅱ.已知：反應aA(g)＋bB(g)cC(g)，某溫度下，在 2 L 的密閉容器中投入一定量的A、B，兩種氣體的物質(zhì)的量濃度隨時間變化的曲線如圖所示。 (1)經(jīng)測定前4 s內(nèi)v(C)＝0.05 mol·L－1·s－1，則該反應的化學方程式為____________ ________________________________________________________________________。 (2)請在圖中將生成物C的物質(zhì)的量濃度隨時間的變化曲線繪制出來。 (3)若上述反應分別在甲、乙、丙三個相同的密閉容器中進行，經(jīng)同一段時間后，測得三個容器中的反應速率分別為 甲：v(A)＝0.3 mol·L－1·s－1； 乙：v(B)＝0.12 mol·L－1·s－1 丙：v(C)＝9.6 mol·L－1·min－1； 則甲、乙、丙三個容器中反應速率由快到慢的順序為__________________。 答案?、?(1)0.079 mol·L－1·s－1　(2)X(g)＋Y(g)===2Z(g)　(3)CD Ⅱ.(1)3A(g)＋B(g)2C(g) (2) (3)乙＞甲＞丙 解析?、?. (1)分析圖像知Δc(Z)＝＝0.79 mol·L－1，v(Z)＝＝0.079 mol·L－1·s－1。(2)由各物質(zhì)轉(zhuǎn)化的量：X為0.79 mol，Y為0.79 mol，Z為1.58 mol，可知方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)之比為1∶1∶2，則化學方程式為X(g)＋Y(g)2Z(g)。(3)由圖像可知，外界條件同等程度地增大了該反應的正、逆反應速率。增大X的濃度、升高體系溫度均不會同等程度地改變正、逆反應速率，A、B錯誤；由(2)中的反應方程式可知，該反應為反應前后氣體體積不變的反應，縮小容器體積或增大壓強，均可同等程度地增大正、逆反應速率，C正確；使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率，D正確。 Ⅱ.(1)前4 s內(nèi)，Δc(A)＝0.8 mol·L－1－0.5 mol·L－1＝0.3 mol·L－1，v(A)＝0.3 mol·L－1÷4 s＝0.075 mol·L－1·s－1；v(A)∶v(C)＝a∶c＝(0.075 mol·L－1·s－1)∶(0.05 mol·L－1·s－1)＝3∶2，由圖像知，在12 s時Δc(A)∶Δc(B)＝(0.6 mol·L－1)∶(0.2 mol·L－1)＝3∶1＝a∶b，則a、b、c三者的比例為3∶1∶2，所以該反應的化學方程式為3A(g)＋B(g)2C(g)。 (2)生成物C的濃度從0開始增加，到12 s時達到最大，Δc(A)∶Δc(C)＝a∶c＝3∶2，所以Δc(C)＝2×0.6 mol·L－1÷3＝0.4 mol·L－1。 (3)丙容器中v(C)＝9.6 mol·L－1·min－1＝0.16 mol·L－1·s－1，則甲容器中＝＝＝0.1 mol·L－1·s－1，乙容器中＝＝＝0.12 mol·L－1·s－1，丙容器中＝＝＝0.08 mol·L－1·s－1，故甲、乙、丙三個容器中反應速率由快到慢的順序為乙＞甲＞丙。 1．化學反應速率計算的常見錯誤 (1)不注意容器的容積。 (2)漏寫單位或單位寫錯。 (3)忽略有效數(shù)字。 2．比較化學反應速率大小的注意事項 (1)看單位是否統(tǒng)一，若不統(tǒng)一，換算成相同單位。 (2)比較不同時間段內(nèi)的化學反應速率大小時，可先換算成同一物質(zhì)表示的反應速率，再比較數(shù)值大小。 (3)比較化學反應速率與化學計量數(shù)的比值。例如，對于一般反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，比較不同時間段內(nèi)與的大小，若＞，則用A表示的反應速率比用B表示的大。 題組二　“控制變量”思想在探究影響化學反應速率因素中的應用 3．(xx·安徽理綜，28)某酸性工業(yè)廢水中含有K2Cr2O7。光照下，草酸(H2C2O4)能將其中的Cr2O轉(zhuǎn)化為Cr3＋。某課題組研究發(fā)現(xiàn)，少量鐵明礬[Al2Fe(SO4)4·24H2O]即可對該反應起催化作用。為進一步研究有關(guān)因素對該反應速率的影響，探究如下： (1)在25 ℃下，控制光照強度、廢水樣品初始濃度和催化劑用量相同，調(diào)節(jié)不同的初始pH和一定濃度草酸溶液用量，做對比實驗，完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。 實驗 編號 初始 pH 廢水樣品 體積/mL 草酸溶液 體積/mL 蒸餾水 體積/mL ① 4 60 10 30 ② 5 60 10 30 ③ 5 60 測得實驗①和②溶液中的Cr2O濃度隨時間變化關(guān)系如圖所示。 (2)上述反應后草酸被氧化為________(填化學式)。 (3)實驗①和②的結(jié)果表明________；實驗①中0～t1時間段反應速率v(Cr3＋)＝________mol·L－1·min－1(用代數(shù)式表示)。 (4)該課題組對鐵明礬[Al2Fe(SO4)4·24H2O]中起催化作用的成分提出如下假設，請你完成假設二和假設三： 假設一：Fe2＋起催化作用； 假設二：________； 假設三：________； …… (5)請你設計實驗驗證上述假設一，完成下表中內(nèi)容。 [除了上述實驗提供的試劑外，可供選擇的藥品有K2SO4、FeSO4、K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O、Al2(SO4)3等。溶液中Cr2O的濃度可用儀器測定] 實驗方案 (不要求寫具體操作過程) 預期實驗結(jié)果和結(jié)論 答案　(1) 實驗 編號 初始 pH 廢水樣品 體積/mL 草酸溶液 體積/mL 蒸餾水 體積/mL ③ 20 20 (2)CO2 (3)溶液pH對該反應的速率有影響　 (4)Al3＋起催化作用　SO起催化作用 (5) 實驗方案 (不要求寫具體操作過程) 預期實驗結(jié)果和結(jié)論 用等物質(zhì)的量的K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O代替實驗①中的鐵明礬，控制其他條件與實驗①相同，進行對比實驗 反應進行相同時間后，若溶液中c(Cr2O)大于實驗①中的c(Cr2O)，則假設一成立，若兩溶液中的c(Cr2O)相同，則假設一不成立 (本題屬于開放性試題，合理答案均可) 解析　首先看清實驗目的，確定條件改變的唯一變量，再根據(jù)圖給信息進行綜合分析；對于實驗方案的設計也主要考慮變量的控制。 (1)要保證其他量不變，草酸用量為唯一變量，必須保證溶液的體積為100 mL，所以加入草酸和水的體積之和應為 40 mL，兩者的具體體積沒有要求，只需與②中數(shù)據(jù)不同即可。(2)此反應中鉻的化合價由＋6價變?yōu)椋?價，化合價降低，所以碳的化合價應升高，草酸中碳的化合價為＋3價，反應后只能變?yōu)椋?價，即生成CO2。(3)通過圖像可以明顯看到，實驗①的反應速率比實驗②的快，故pH越小，反應速率越快，說明溶液pH對該反應的速率有影響；在0～t1時間段，Cr2O的濃度改變了(c0－c1) mol·L－1，其反應速率為(c0－c1)/t1 mol·L－1·min－1，所以v(Cr3＋)＝2(c0－c1)/t1 mol·L－1·min－1。(4)鐵明礬中除結(jié)晶水外，共有三種離子，均可能起催化作用，除Fe2＋外，還有Al3＋和SO。(5)要想驗證假設一正確，必須確定Al3＋和SO不起催化作用，所以可選擇K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O，為了確保Al3＋和SO 的濃度與原來的相同，所以取和鐵明礬相同物質(zhì)的量的K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O。 4．某小組利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反應來探究“條件對化學反應速率的影響”。 (1)向酸性KMnO4溶液中加入一定量的H2C2O4溶液，當溶液中的KMnO4耗盡后，溶液紫色將褪去。為確保能觀察到紫色褪去，H2C2O4與KMnO4初始的物質(zhì)的量需要滿足的關(guān)系為n(H2C2O4)∶n(KMnO4)________。 (2)為探究反應物濃度對化學反應速率的影響，該小組設計了如下實驗方案： 實驗序號 反應溫度/℃ H2C2O4溶液 酸性KMnO4溶液 H2O V/mL c/mol·L－1 V/mL c/mol·L－1 V/mL ① 25 8.0 0.20 5.0 0.010 0 ② 25 6.0 0.20 5.0 0.010 x 表中x＝________ mL，理由是_____________________________________________。 (3)已知50 ℃時，濃度c(H2C2O4)隨反應時間t的變化曲線如下圖示，若保持其他條件不變，請在坐標圖中畫出25 ℃時c(H2C2O4)隨t的變化曲線示意圖。 答案　(1)≥2.5 (2)2.0　保證其他條件不變，只改變反應物H2C2O4的濃度，從而才能達到對照實驗目的 (3)如下圖 解析　(1)2MnO＋6H＋＋5H2C2O4===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O，根據(jù)上述方程式判斷，H2C2O4與KMnO4初始的物質(zhì)的量需滿足n(H2C2O4)∶n(KMnO4)≥2.5。 (2)根據(jù)表中提供的數(shù)據(jù)可知，應控制，KMnO4的濃度不變，調(diào)節(jié)H2C2O4的濃度，所以x＝2.0(即總體積保持13.0 mL不變)。 (3)溫度低，反應速率慢，反應達到平衡時，所用時間較長。 控制變量思想是中學化學實驗中常用的思想方法，對影響實驗結(jié)果的因素進行控制，以達到明確各因素在實驗中的作用和目的。尤其是在研究影響化學反應速率和化學平衡的因素時，由于外界影響因素較多，故要弄清某個因素的影響需控制其他因素相同或不變時再進行實驗。因此，控制變量思想在這部分體現(xiàn)的較為充分，在近幾年高考題中也考查較多，且多以探究性實驗題的形式出現(xiàn)。 考點二　全面突破化學平衡 1．化學平衡狀態(tài)判斷的“兩類標志”及“一角度” 判斷化學反應是否達到化學平衡狀態(tài)，關(guān)鍵是看給定條件下能否推出“變量”達到“不變”。常用到的判斷標志有： (1)絕對標志 (2)相對標志 ①有氣體參加的反應，氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的量不變時，當是等體積反應時，不一定達到平衡；當是不等體積反應時，達到平衡。 ②氣體的密度()、氣體的平均相對分子質(zhì)量()不變時，要具體分析各表達式中的分子或分母變化情況，判斷是否平衡。 ③如果平衡體系中的物質(zhì)有顏色，則平衡體系的顏色不變時，達到平衡。 (3)一角度 從微觀的角度分析，如反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，下列各項均可說明該反應達到了平衡狀態(tài)： ①斷裂1 mol N≡N鍵的同時生成1 mol N≡N鍵； ②斷裂1 mol N≡N鍵的同時生成3 mol H—H鍵； ③斷裂1 mol N≡N鍵的同時斷裂6 mol N—H鍵； ④生成1 mol N≡N鍵的同時生成6 mol N—H鍵。 2．化學平衡狀態(tài)移動判斷的方法和規(guī)律 (1)化學平衡移動 (2)兩類方法 ①通過比較平衡破壞瞬時的正逆反應速率的相對大小來判斷平衡移動的方向。 a．若外界條件改變，引起v正>v逆，此時正反應占優(yōu)勢，則化學平衡向正反應方向(或向右)移動； b．若外界條件改變，引起v正K　平衡逆向移動； b．若Q＝K　平衡不移動； c．若Q75.0，故b0，③正確。因為該反應正向吸熱，升高溫度平衡正向移動，平衡常數(shù)增大，故④正確。 6．(xx·江蘇，15改編)一定溫度下，在三個體積均為1.0 L的恒容密閉容器中發(fā)生反應： 2CH3OH(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g) 容器 編號 溫度(℃) 起始物質(zhì)的量(mol) 平衡物質(zhì)的量(mol) CH3OH(g) CH3OCH3(g) H2O(g) Ⅰ 387 0.20 0.080 0.080 Ⅱ 387 0.40 Ⅲ 207 0.20 0.090 0.090 下列說法正確的是(　　) A．該反應的正方應為吸熱反應 B．達到平衡時，容器Ⅰ中的CH3OH體積分數(shù)比容器Ⅱ中的小 C．容器Ⅰ中反應到達平衡所需時間比容器Ⅲ中的長 D．若起始時向容器Ⅰ中充入CH3OH 0.15 mol、CH3OCH3 0.15 mol 和H2O 0.10 mol，則反應將向正反應方向進行 答案　D 解析　A項，根據(jù)表格中數(shù)據(jù)，容器Ⅰ和容器Ⅲ中起始物質(zhì)的量都是0.20 mol，溫度在387 ℃時，達到平衡時CH3OCH3的物質(zhì)的量為0.080 mol，而溫度在207 ℃時，達到平衡時CH3OCH3的物質(zhì)的量為0.090 mol，說明該反應的正反應為放熱反應，錯誤；B項，由于該反應是一個反應前后氣體體積相等的反應，因此容器Ⅰ和容器Ⅱ的平衡為等效平衡，故CH3OH的體積分數(shù)一樣大，錯誤；C項，容器Ⅰ的溫度高，反應速率快，達到平衡所需時間短，錯誤；D項，容器Ⅰ中的K＝＝4，而此時的Q＝≈0.67，因此Q”“<”或“＝”)，平衡常數(shù)K2________(填“增大”“減小”或“不變”)。若要使K2減小，可采取的措施是 ________________________________________________________________________。 (3)實驗室可用NaOH溶液吸收NO2，反應為2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O。含0.2 mol NaOH的水溶液與0.2 mol NO2恰好完全反應得1 L溶液A，溶液B為 0.1 mol·L－1的CH3COONa溶液，則兩溶液中c(NO)、c(NO)和c(CH3COO－)由大到小的順序為 ________________________________________________________________________。 (已知HNO2的電離常數(shù)Ka＝7.1×10－4 mol·L－1，CH3COOH的電離常數(shù)Ka＝1.7×10－5 mol·L－1) 可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是________。 a．向溶液A中加適量水 b．向溶液A中加適量NaOH c．向溶液B中加適量水 d．向溶液B中加適量NaOH 答案　(1)K/K2 (2)2.5×10－2　75%　>　不變　升高溫度 (3)c(NO)>c(NO)>c(CH3COO－)　bc 解析　(1)觀察題給的三個方程式可知，題目所求的方程式可由(Ⅰ)×2－(Ⅱ)得到，故該反應的平衡常數(shù)K＝。 (2)由題給數(shù)據(jù)可知，n(ClNO)＝7.5×10－3mol·L－1·min－1×10 min×2 L＝0.15 mol。 　　　　　　　　2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g) 起始物質(zhì)的量/mol 0.2 0.1 0 0.15 0.075 0.15 0.05 0.025 0.15 故n(Cl2)＝0.025 mol； NO的轉(zhuǎn)化率α1＝×100%＝75%。 其他條件保持不變，由恒容條件(2 L)改為恒壓條件，因該反應是氣體分子數(shù)減小的反應，平衡正向移動，NO的轉(zhuǎn)化率增大，即α2>α1；平衡常數(shù)只是溫度的函數(shù)，故由恒容條件改為恒壓條件時平衡常數(shù)不變；要使平衡常數(shù)減小，平衡應逆向移動，因為反應(Ⅱ)是放熱反應，故應升高溫度。 (3)由反應方程式計算可知：c(NaNO3)＝c(NaNO2)＝0.1 mol·L－1，c(CH3COONa)＝0.1 mol·L－1；由電離平衡常數(shù)可知酸性：HNO3>HNO2>CH3COOH，酸越弱其對應鹽溶液中的離子水解程度越大，則c(NO)>c(NO)>c(CH3COO－)。 由越弱越水解可知，A溶液的堿性比B溶液的堿性弱，pHAT2，再根據(jù)不同溫度下達到平衡時c(X)的大小可推出此反應為放熱反應。M點X的轉(zhuǎn)化率小于W點X的轉(zhuǎn)化率，因此反應進行到M點放出的熱量小于進行到W點放出的熱量，選項A不正確；T2下，在0～t1時間內(nèi)，v(X)＝ mol·L－1·min－1，v(Y)＝v(X)＝ mol·L－1·min－1，選項B不正確；M點時在恒容條件下再加入一定量X，相當于增大壓強，平衡正向移動，平衡后X的轉(zhuǎn)化率增大，選項D不正確；在T1和T2溫度時，當達到平衡狀態(tài)時，M點v正(M)＝v逆(M)，W點v正(W)＝v逆(W)，溫度高反應速率快，v逆(M)>v逆(W)，又v逆(W)>v逆(N)，則v逆(M)>v逆(N)，則v正(M)>v逆(N)，選項C正確。 3．已知：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1，下列結(jié)論正確的是(　　) A．在密閉容器中加入1 mol N2和3 mol H2充分反應放熱92.4 kJ B．N2(g)＋3H2(g)2NH3(l) ΔH＝－Q kJ·mol－1，則Q＞92.4 C．增大壓強，平衡向右移動，平衡常數(shù)增大 D．若一定條件下反應達到平衡，N2的轉(zhuǎn)化率為20%，則H2的轉(zhuǎn)化率一定為60% 答案　B 解析　A項，可逆反應不能進行徹底；B項，由NH3(g)生成NH3(l)要放出熱量，所以Q＞92.4；C項，平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)；D項，H2的轉(zhuǎn)化量是N2的3倍，但轉(zhuǎn)化率不一定是其3倍，當n(N2)∶n(H2)＝1∶1時成立。 4．對處于平衡狀態(tài)的反應2A(g)＋B(g)2C(g)　ΔH＜0，下列敘述正確的是(　　) A．增大A濃度的瞬間，v正增大，v逆不變 B．升高溫度，v正減小，v逆增大 C．增大壓強，v正增大，v逆減小 D．加入正催化劑，v正增大，v逆減小 答案　A 解析　B項，升溫，v正、v逆均增大；C項，增大壓強，v正、v逆均增大；D項，加入正催化劑，v正、v逆都增大。 5．高爐煉鐵過程中發(fā)生的反應：Fe2O3(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)，已知該反應在不同溫度下的平衡常數(shù)如下表，下列說法不正確的是(　　) 溫度/℃ 1 000 1 150 1 300 平衡常數(shù) 4.0 3.7 3.5 A.ΔH＜0 B．該反應的平衡常數(shù)表達式是K＝ C．其他條件不變，向平衡體系充入CO2氣體，K值減小 D．其他條件不變，升高溫度，可以降低CO的平衡轉(zhuǎn)化率 答案　C 解析　升溫，K值減小，則正反應為放熱反應，K只與溫度有關(guān)，C項錯誤。 6．T ℃時，在V L恒容密閉容器中加入足量的TaS2(s)和1 mol I2(g)，發(fā)生反應TaS2(s)＋2I2(g)TaI4(g)＋S2(g) ΔH＞0。t min時生成0.1 mol TaI4。下列說法不正確的是(　　) A．0～t min內(nèi)，v(I2)＝ mol·L－1·min－1 B．若T ℃時反應的平衡常數(shù)K＝1，則平衡時I2的轉(zhuǎn)化率為 C．圖中制備TaS2晶體過程中循環(huán)使用的物質(zhì)是I2(g) D．圖中T1端得到純凈TaS2晶體，則溫度T1＜T2 答案　A 解析　A項，應為v(I2)＝ mol·L－1·min－1； B項，K＝＝1，則c(S2)·c(TaI4)＝c2(I2)，所以c(I2)＝c(S2)＝c(TaI4)＝ α(I2)＝＝； C項，循環(huán)使用的應是I2(g)； D項，降溫，平衡左移，得到TaS2晶體。 7．相同溫度下，容積相同的甲、乙、丙3個恒容密閉容器中均發(fā)生如下反應： 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－197 kJ·mol－1 實驗測得有關(guān)數(shù)據(jù)如下： 容器編號 起始時各物質(zhì)的物質(zhì)的量/mol 達到平衡時體系能量的變化/kJ SO2 O2 SO3 甲 2 1 0 Q1 乙 1.8 0.9 0.2 Q2 丙 0 0 2 Q3 下列判斷中正確的是(　　) A．197＞Q2＞Q1 B．若升高溫度，反應的熱效應不變 C．Q3＝－197 kJ D．生成1 mol SO3(l)時放出的熱量大于98.5 kJ 答案　D 解析　Q1＝197－Q3　Q1＞Q2，A、C錯誤；B項，升溫，平衡左移，放出熱量減少。 8．500 ℃、20 MPa時，將H2和N2置于一容積為2 L的密閉容器中發(fā)生反應，反應過程中H2、N2和NH3的物質(zhì)的量變化曲線如圖所示。下列說法中正確的是(　　) A．