《2022年高考化學二輪復習 專題4 化學反應速率與化學平衡訓練題（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2022年高考化學二輪復習 專題4 化學反應速率與化學平衡訓練題（含解析）（14頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、2022年高考化學二輪復習 專題4 化學反應速率與化學平衡訓練題（含解析） 1、海水中含有豐富的鎂資源。某同學設計了從模擬海水中制備MgO的實驗方案： 模擬海水中的 離子濃度(mol/L) Na＋ Mg2＋ Ca2＋ Cl― 0.439 0.050 0.011 0.560 0.001 注：溶液中某種離子的濃度小于1.0×10－5 mol/L，可認為該離子不存在； 實驗過程中，假設溶液體積不變。 已知：Ksp(CaCO3)＝4.96×10－9；Ksp(MgCO3)＝6.82×10－6； Ksp[Ca(OH)2]＝4.68×10－6；Ksp

2、[Mg(OH)2]＝5.61×10－12。 下列說法正確的是 A．沉淀物X為CaCO3 B．濾液M中存在Mg2＋，不存在Ca2＋ C．濾液N中存在Mg2＋、Ca2＋ D．步驟②中若改為加入4.2 g NaOH固體，沉淀物Y為Ca(OH)2和Mg(OH)2的混合物 【答案】A 【解析】這是一道新穎的計算型分析推斷題，通過精心選擇，以從模擬海水中制備MgO的實驗方案為背景，結合考查有關溶度積的概念及計算，把一個具體情景與教材的知識內容有機結合起來。要求考生定量地分析發(fā)生的反應，溶液中存在的離子，推斷沉淀是否產生，從而得出正確的結論。計算強調了實用性以及認識、解決問題的

3、綜合性，體現(xiàn)了新課程的特色。 ⑴ 步驟①,從題給的條件，可知n(NaOH ) = 0.001mol，[即n(OH―) = 0.001mol]。依據(jù)離子反應“先中和、后沉淀、再其他”的反應規(guī)律，當1L模擬海水中，加入0.001mol NaOH時，OH― 恰好與HCO3―完全反應：OH―＋HCO3―= CO32-＋H2O，生成0.001mol CO32―。由于Ksp(CaCO3) << Ksp(MgCO3)，生成的CO32―與水中的Ca2＋反應生成CaCO3 沉淀Ca2＋+ CO32- = CaCO3↓。所以沉淀物X為CaCO3，A選項正確。 ⑵ 由于CO32―只有0.001mol，反應生成C

4、aCO3 所消耗的Ca2＋也只有0.001mol，濾液中還剩余c(Ca2＋)＝0.010 mol·L-1。濾液M中同時存在著Ca2＋和Mg2＋，選項B錯誤。 ⑶步驟②，當濾液M中加入NaOH 固體，調至pH=11（即pOH = 3）時，此時濾液中c(OH―) = 1×10-3 mol·L-1 。則 Q[Ca(OH)2]＝c(Ca2＋)×(10－3)2 = 0.010×(10－3)2 = 10－8 ＜Ksp[Ca(OH)2]，無Ca(OH)2生成。 Q[Mg(OH)2]= c(Mg2＋)×(10－3)2 = 0.050×(10－3)2 = 5×10-8 > Ksp[Mg(OH)2]，有

5、Mg(OH)2沉淀生成。 又由于Ksp[Mg(OH)2]＝c(Mg2＋)×(10－3)2＝5.6×10－12，c(Mg2＋)＝5.6×10－6＜10－5，無剩余，濾液N中不存在Mg2＋。C選項錯誤。 ⑷步驟②中若改為加入4.2 g NaOH固體，則n（NaOH）=0.105mol，與0.05mol Mg2＋反應： Mg2＋+ 2 OH－= Mg(OH)2↓，生成0.05 mol Mg(OH)2，剩余0.005 mol OH―。 由于Q[Ca(OH)2]=c(Ca2＋)×(OH―)2 = 0.010×(0.005)2＝2.5×10－7＜Ksp[Ca(OH)2]，所以無Ca(OH)2沉淀析

6、出，沉淀物Y為Mg(OH)2沉淀，D選項錯誤。． 2、下列現(xiàn)象不是由平衡移動引起的是（ ） A．氯水光照顏色變淺 B．使用排飽和食鹽水的方法收集氯氣 C．H2、I2、HI平衡混合氣加壓顏色變深 D．把有缺陷的膽礬晶體，投入飽和的硫酸銅溶液，一段時間后，晶體變?yōu)橐?guī)則結構。 【答案】C 3、某溫度下，在一個2 L的密閉容器中，加入4 mol A和2 mol B進行如下反應：3A(g)+2B(g)4C(？)+2D(？)，反應一段時間后達到平衡，測得生成1.6 mol C，且反應的前后壓強之比為5∶4(相同的溫度下測量)，則下列說法正

7、確的是( ) A．該反應的化學平衡常數(shù)表達式是K＝ B．此時，B的平衡轉化率是35％ C．增大該體系的壓強，平衡向右移動，化學平衡常數(shù)增大 D．增加C，B的平衡轉化率不變 【答案】D 【解析】反應達到平衡反應的前后壓強之比為5∶4，同溫同體積條件下，物質的量之比等于壓強之比，即n(前)∶n(后)=5∶4，說明這是個氣體體積減少的反應，結合4 mol A和2 mol B，平衡時生成1.6 mol C，分別討論后只有C為固體或液體和D為氣體滿足條件，則該反應的化學平衡常數(shù)表達式是K＝平衡時B的平衡轉化率是40％;增大該體系的壓強，平衡向右移動，由于溫度沒變，化學平衡常數(shù)不變；由于

8、C為固體或液體, 增加C對平衡沒影響，B的平衡轉化率不變。 4、某溫度時，在一個容積為2L的密閉容器中，X、Y、Z三種氣體的物質的量隨時間的變化曲線如圖所示．根據(jù)圖中數(shù)據(jù)，下列有關說法錯誤的是（　　） A．該反應的化學方程式為3X+Y═2Z B．2 min時，反應達最大限度，但化學反應仍在進行 C．反應開始至2 min，Z的反應速率為0.05 mol·L﹣1·min﹣1 D．反應達到平衡時，壓強是開始時的0.9倍 【答案】A 【解析】A、由圖可知隨反應進行X、Y的物質的量變小，Z的物質的量變大，所以X、Y為反應物，z為生成物，反應結束各物質的物質的量不變，所以反應為可逆反應，

9、故A錯誤； B、根據(jù)圖可知該反應為可逆反應，所以達到反應限度時，正逆反應還在進行，不過此時正逆反應速率相等，組成不變，故B正確； C、由圖可知2min內Z的物質的量變化量為0.2mol，所以2min內以Z表示的平均反應速率v（Z）==0.05mol/（L·min），故C正確； D、由圖可知開始混合氣體的總的物質的量為2mol，平衡時混合氣體的物質的量為（0.9+0.7+0.2）mol=1.8mol，壓強之比等于物質的量之比，所以反應達平衡此時體系的壓強是開始時 =0.9倍，故D正確； 故選：A． 5、一定量的鋅粉和6 mol/L的過量鹽酸反應，當向其中加入少量的下列物質時，能夠加快反

10、應速率，又不影響產生H2的總量的是（　?。? ①石墨粉?、贑uO　③銅粉?、荑F粉?、轁恹}酸 A．①②⑤ B．①③⑤ C．③④⑤ D．①③④ 【答案】B 【解析】①③會形成原電池而加快反應，⑤增大濃度加快反應。 6、已知NaHSO3溶液在不同溫度下均可被過量 KIO3氧化，當 NaHSO3完全消耗即有 I2析出，依據(jù) I2析出所需時間可以求得 NaHSO3的反應速率．將濃度均為 0.020mol·L﹣1的 NaHSO3溶液（含少量淀粉）10.0mL、KIO3（過量）酸性溶液 40.0mL 混合，記錄 10～55℃間溶液變藍時間，55℃時未觀察到溶液變藍，實驗結果如

11、圖．據(jù)圖分析，下列判斷不正確的是（　　） A．40℃之前，溶液變藍的時間隨溫度的升高而縮短 B．圖中a點對應的 NaHSO3反應速率為 5.0×10﹣5mol·L﹣1·s﹣1 C．圖中b、c兩點對應的 NaHSO3反應速率相等 D．40℃之后，淀粉不宜用作該實驗的指示劑 【答案】C 【解析】A．從圖象中可以看出，40℃以前，溫度越高，反應速度越快，40℃后溫度越高，變色時間越長，反應越慢，而55℃，未變藍，說明沒有生成I2，故A正確； B．a點時間為80s，濃度變化量為=0.004mol/L，a點對應的NaHSO3反應速率為5.0×10﹣5mol·L﹣1·s﹣1，故B正確；

12、 C．b點的反應原理為：當?shù)馑徕涍^量時，生成碘單質，其離子反應式為5SO32﹣+2IO3﹣+2H+=5SO42﹣+I2+H2O，而圖中c點的反應原理為2IO3﹣+5SO2+4H2O=5SO42﹣+I2+8H+，則圖中b、c點對應的反應原理不一樣，且溫度不同，故反應速率不同，故C錯誤； D.55℃時，沒有出現(xiàn)藍色，故淀粉已不能作為該反應的指示劑，故D正確； 故選C． 7、在一定體積和一定條件下有反應N2+3H22NH3，現(xiàn)分別從兩條途徑建立平衡： Ⅰ．起始濃度 N2：l mol·L ﹣1，H2：3mol·L ﹣1 Ⅱ．起始濃度 N2：2mol·L ﹣1，H2：6mol·L ﹣1 則下

13、列敘述正確的是（　?。? A．Ⅰ和II兩途徑達到平衡時，體系內各成分的體積分數(shù)相同 B．達到平衡時，Ⅰ途徑的反應速率v（H2）等于Ⅱ途徑的反應速率v（H2） C．達到平衡時，Ⅱ途徑體系內混合氣體的壓強是Ⅰ途徑內混合氣體壓強的2倍 D．達到平衡時，Ⅰ途徑體系內混合氣體的密度為途徑Ⅱ體系內混合氣體的密度的 【答案】D 【解析】解：途徑Ⅰ．N2、H2的起始物質濃度分別為1mol/L和3mol/L；途徑Ⅱ．起始濃度：N2：2mol·L ﹣1，H2：6mol·L ﹣1，與途徑Ⅰ相比，恒溫恒壓下，途徑Ⅱ為途徑I起始濃度的2倍，與途徑Ⅰ為相似平衡，由于容器體積一定，相當于途徑II為增大壓強，平衡右

14、移， A、Ⅰ和II兩途徑達到平衡時，途徑I中氨氣的體積分數(shù)小，故A錯誤； B、途徑II中氫氣的濃度大，化學反應速率快，故B錯誤； C、途徑II相當于達到I的平衡后，平衡右移，故壓強減小為途徑I的2倍小一些，故C錯誤； D、由于容器體積相同，途徑II的質量為途徑I的2倍，故途徑II的密度為途徑I的2倍，故D正確，故選D． 8、在如圖所示的三個容積相同的容器①②③中進行如下反應：3A(g)+B(g)2C(g)；△H<0。若起始溫度相同，分別向三個容器中通入3molA和1mol B，則達到平衡時各容器中C物質的體積分數(shù)由大到小的順序為（　　） A． ③②① B．②①③ C．①②③ D

15、．③①② 【答案】A 9、已知H2(g)+I2(g) 2HI(g) ΔH<0。有相同容積的定容密閉容器甲和乙，甲中加入H2和I2各0.1 mol，乙中加入HI 0.2 mol，相同溫度下分別達到平衡。欲使甲中HI的平衡濃度大于乙中HI的平衡濃度，應采取的措施是( ) A．甲、乙提高相同溫度 B．甲中加入0.1 mol He,乙不變 C．甲降低溫度，乙不變 D．甲增加0.1 mol H2，乙增加0.1 mol I2 【答案】C 【解析】在相同體積和溫度的條件下，甲、乙兩容器是等效體系，平衡時兩容器中各組分的濃度相同；若提高相同的溫度，甲、乙兩體系平衡移動的情況相同；若向甲

16、中加入一定量的He，平衡不移動；若向甲中加0.1 mol H2和向乙中加0.1 mol I2，則使平衡移動的效果相同；而降低甲的溫度會使平衡正向移動，c(HI)提高。 10、某同學利用下圖裝置測定CaCO3和稀鹽酸反應的反應速率，開始時電子秤的示數(shù)為225.8 g，50 s后示數(shù)為223.6 g，則50 s內此反應的平均反應速率v(HCl)為(假定反應過程中溶液體積不變，且藥品足量)(　　) A．0.01 mol·L－1·s－1 B．0.05 mol·L－1·s－1 C．0.02 mol·L－1·s－1 D．0.1 mol·L－1·s－1 【答案】A 11、反應：2SO2(g)＋

17、O2(g) 2SO3(g)經一段時間后，SO3的濃度增加了0.4 mol·L－1，在這段時間內用O2表示的反應速率為0.04 mol·L－1·s－1，則這段時間為（　?。? A．0.1 s B．2.5 s C．10 s D．5 s 【答案】D 【解析】根據(jù)題意知，SO3的濃度增加0.4 mol·L－1，則O2的濃度減小0.2 mol·L－1，v(O2)＝，則Δt＝＝5 s。 12、下列各組的變化中，化學反應的前者反應熱小于后者反應熱的一組是（　?。? ①CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH1； CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(

18、g)　ΔH2 ②2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH1； H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2 ③t ℃時，在一定條件下，將1 mol SO2和1 mol O2分別置于恒容和恒壓的兩個密閉容器中，達到平衡狀態(tài)時放出的熱量分別為Q1、Q2 ④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)　ΔH1； CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(s)　ΔH2 A．①②③ B．②④ C．②③④ D．③④ 【答案】A 【解析】①中 ΔH1和ΔH2均小于零，由于H2O(l)===H2O(g)吸收能量，故|ΔH1|>|ΔH2|，因此ΔH1<ΔH2。②中Δ

19、H1＝2ΔH2，又ΔH1、ΔH2均小于零，所以ΔH1<ΔH2。③中在恒壓容器建立平衡后SO2的轉化率大于恒容容器中SO2的轉化率，故Q10，ΔH2<0，所以ΔH1>ΔH2。 13、已知反應：2CH3COCH3(l) CH3COCH2COH(CH3)2(l)。取等量CH3COCH3，分別在0 ℃和20 ℃下，測得其轉化分數(shù)隨時間變化的關系曲線（Y-t）如圖所示。下列說法正確的是 A.b代表0 ℃下CH3COCH3的Y-t曲線 B.反應進行到20min末，H3COCH3的 C.升高溫度可縮短反應達平衡的時間并能提高平衡轉化率

20、D.從Y=0到Y=0.113，CH3COCH2COH(CH3)2的 【答案】D 【解析】 14、在m A(g)+n B(g)p C(g)+q D(g)的反應中，經5 min達到平衡，測得A增加3 mol·L-1，B增加1 mol·L-1，C減少2 mol·L-1，此時若給體系加壓，平衡不移動，則m∶n∶p∶q為( ) A.2∶3∶2∶3 B.2∶2∶3∶3 C.3∶1∶2∶2 D.3∶1∶2∶3 【答案】C 【解析】平衡后增大壓強，平衡不移動，說明該反應為氣體體積不變的反應，m+n=p+q，因為m∶n∶p=3∶1∶2，所以C項正確。 15、工業(yè)上

21、消除氮氧化物的污染，可用如下反應： CH4(g)＋2NO2(g)N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g) ΔH＝a kJ/mol 在溫度T1和T2時，分別將0.50 molCH4和1.2 molNO2充入體積為1 L的密閉容器中，測得n(CH4)隨時間變化數(shù)據(jù)如下表： 溫度 時間/min n/mol 0 10 20 40 50 T1 n(CH4) 0.50 0.35 0.25 0.10 0.10 T2 n(CH4) 0.50 0.30 0.18 …… 0.15 下列說法不正確的是 A．10 min內，T1時υ(CH4)

22、比T2時小 B．溫度：T1＜T2 C．ΔH：a＜0 【答案】D 16、反應L(s)＋aG(g) bR(g)達到平衡時，溫度和壓強對該反應的影響如圖 所示，圖中：壓強p1＞p2，x軸表示溫度，y軸表示平衡混合氣體中G的體積 分數(shù)．據(jù)此可判斷 A．上述反應正方向是放熱反應 B．上述反應正方向是吸熱反應 C．a＞b D．a＋1＜b 【答案】B 17、探究性問題在理論指導元素化合物實驗具有重要意義。 [問題] 對于已達平衡的可逆反應，當其它條件不變時，改變反應物

23、或生成物的濃度會對化學平 衡有何影響？ [猜想與假設] 假設1：化學反應處于平衡狀態(tài)時，其它條件不變，增加反應物濃度，使平衡向正反應方 向移動。 假設2：化學反應處于平衡狀態(tài)時，其它條件不變，增加反應物濃度，使平衡向逆反應方 向移動。 假設3：化學反應處于平衡狀態(tài)時，其它條件不變，增加生成物濃度，使平衡向逆反應方 向移動。 假設4：化學反應處于平衡狀態(tài)時，其它條件不變，增加生成物濃度，使平衡向正反應 方向移動。 [設計和實施方案] 在已反應平衡的FeCl3和KSCN的混合液中，分別加入：①FeCl3溶液?、贙SCN溶液　 ③KCl固體?、躈aF溶液 實驗用品：儀器：

24、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管 試劑：FeCl3(aq)(0.01 mol/L,1.0 mol/L)，KSCN(aq)(0.01 mol/L，1.0 mol/L)，KCl(s)， NaF(aq)(1.0 mol/L)。 實驗步驟： 1．往250 mL燒杯中加入100 mL蒸餾水，然后加入10 mL 0.01 mol/L FeCl3溶液，再加 入10 mL 0.01 mol/L KSCN溶液，溶液由黃色變成橙紅色。 2．取5支試管，編號分別為1,2,3,4,5，然后各取步驟(1)中FeCl3和KSCN的混合溶液4 Ml 加到5支試管中。往1號試管滴加2～3滴1.0 mol/L FeCl3溶

25、液，振蕩，觀察現(xiàn)象；往2 號試管滴加2～3滴1.0 mol/L KSCN溶液，振蕩，觀察現(xiàn)象；往3號試管中加入少量KCl 固體，振蕩，觀察現(xiàn)象；往4號試管中滴加2～3滴1.0 mol/L NaF溶液，振蕩，觀察 現(xiàn)象。 根據(jù)你所學的內容完成下列表格，并回答有關問題。 FeCl3與KSCN溶液反應 編號 混合溶液顏色 滴加的溶液 溶液顏色的變化 平衡移動的方向 1 橙紅色 FeCl3 ①顏色______了，由橙紅色變成了______色 ③向______移動 2 橙紅色 KSCN ②顏色______了，由橙紅色變成了______色 ④向______移動 3

26、 橙紅色 KCl 顏色變淺了，由橙紅色變成了黃色 ⑤向______移動 4 橙紅色 NaF 顏色變淺了，由橙紅色變成了無色 ⑥向______移動 5 橙紅色 － 橙紅色 不移動 (1)由①②現(xiàn)象說明假設______成立，假設______不成立。 (2)根據(jù)Fe3＋＋3SCN－ Fe(SCN)3，加入KCl固體，顏色不應該有變化，但現(xiàn)象 卻是變淺了，請你分析變淺的可能原因是 ________________________________________________________________________。 (3)根據(jù)“4”號試管中的現(xiàn)

27、象，分析在4號試管中發(fā)生的變化是____________，說明了 __________(從改變濃度影響平衡移動角度回答) 【答案】①加深　血紅?、诩由睢⊙t?、塾摇、苡摇、葑蟆、拮蟆?1)1　2　(2)Fe3＋與Cl －形成絡離子，使Fe3＋濃度減小，平衡向左移動　(3)F－與Fe3＋形成了無色的且比Fe(SCN)3 穩(wěn)定的化合物(絡合物)　減小反應物的濃度會使平衡向逆反應方向移動。 【解析】FeCl3與KSCN發(fā)生的化學反應為：FeCl3＋3KSCN Fe(SCN)3＋3KCl，F(xiàn)e3 ＋3SCN－ Fe(SCN)3。加入FeCl3或KSCN(增大反應物濃度)會使平

28、衡向右移動， 顏色加深，加入KCl固體，顏色變淺，說明平衡向左移動，可能是加入的Cl－與Fe3＋形 成配位離子，減小了Fe3＋的濃度。加入NaF溶液變?yōu)闊o色，說明F－與Fe3＋形成了比 Fe(SCN)3更穩(wěn)定的配位化合物，使平衡向左移動。 18、某探究小組用HNO3與大理石反應過程中質量減小的方法，研究影響反應速率的因素。所用HNO3濃度為1.00 mol·L－1、2.00 mol·L－1，大理石有細顆粒與粗顆粒兩種規(guī)格，實驗溫度為298 K、308 K，每次實驗HNO3的用量為25.0 mL、大理石用量為10.00 g。 請完成以下實驗設計表，并在實驗目的一欄中填出對應的實驗編

29、號： 實驗 編號 T/K 大理石 規(guī)格 HNO3濃度 /mol·L－1 實驗目的 ① 298 粗顆粒 2.00 (Ⅰ)實驗①和②探究HNO3濃度對該反應速率的影響； (Ⅱ)實驗①和________探究溫度對該反應速率的影響； (Ⅲ)實驗①和________探究大理石規(guī)格(粗、細)對該反應速率的影響 ② ③ ④ 【答案】 【解析】實驗①和②探究HNO3濃度對該反應速率的影響，所以①和②的溫度和大理石規(guī)格要相同，HNO3濃度要不同；若實驗①和③探究溫度對該反應速率的影響，則①和③的溫度要不相同，HNO3濃度和大理石規(guī)格要相

30、同；若實驗①和④探究大理石規(guī)格(粗、細)對該反應速率的影響，則①和④的大理石的規(guī)格(粗、細)要不同，溫度、HNO3濃度要相同。 19、某一個探究小組用KMnO4酸性溶液和H2C2O4溶液反應過程中溶液紫色消失的方法，研究影響反應速率的因素。實驗條件作如下限定：所用KMnO4酸性溶液的濃度可選擇0.01 mol·L-1、0.001 mol·L-1， 催化劑的用量可選擇0.5g、0g，實驗溫度可選擇298K、323K。每次實驗KMnO4酸性溶液的用量均為4 mL、H2C2O4溶液（0.1 mol·L-1）的用量均為2mL。 （1）配平化學方程式： ______KMnO4 +____H2C2O

31、4 +_____H2SO4 → ____K2SO4 +_____MnSO4 +_____CO2 +______H2O （2）請完成以下實驗設計表，并在實驗目的一欄中填出對應的實驗編號： 實驗編號 T/K 催化劑的用量/ g KMnO4酸性溶液的濃度/mol·L-1 實驗目的 ① 298 0.5 0.01 （Ⅰ）實驗①和②探究KMnO4酸性溶液的濃度對該反應速率的影響； （Ⅱ）實驗①和③探究溫度對該反應速率的影響； （Ⅲ）實驗①和______探究催化劑對該反應速率的影響 ② ③ ④ 0 （3）在完成探究催化劑對該反應速率影響的實

32、驗時發(fā)現(xiàn)，未加催化劑的情況下，剛開始一段時間，反應速率較慢，溶液褪色不明顯，但不久后突然褪色，反應速率明顯加快。 針對上述實驗現(xiàn)象，同學認為高錳酸鉀與草酸溶液的反應放熱，導致溶液溫度升高，反應速率加快，從影響化學反應速率的因素看，你猜想還可能是________________ 若用實驗證明你的猜想。除酸性高錳酸鉀溶液，草酸溶液外，還需要選擇的試劑最合理的是_______ A．硫酸鉀 B．硫酸錳 C．二氧化錳 D．水 （4）某同學對實驗①和②分別進行三次實驗，測得以下實驗數(shù)據(jù)（從混合振蕩均勻開始計時）： KMnO4酸性溶液 的濃度 / mol·L-1 溶液褪色所需時間 t / mi

33、n 第1次 第2次 第3次 0.01 14 13 11 0.001 6 7 7 計算用0.001 mol·L-1 KMnO4酸性溶液進行實驗時KMnO4的平均反應速率 （忽略混合前后溶液體積的變化）。 （4） 若不經過計算，直接看表中的褪色時間長短來判斷濃度大小與反應速率的關系是否可行_________。若不可行（若認為可行則不填），請設計可以通過直接觀察褪色時間長短來判斷的改進方案_____________________________________ 【答案】(1) 配平化學方程式： 2KMnO4 +5H2C2O4 +3H2SO

34、4 → 1K2SO4 +2MnSO4 +10CO2 +8H2O (1) 請完成以下實驗設計表，并在實驗目的一欄中填出對應的實驗編號： 實驗編號 T/K 催化劑的用量/ g KMnO4酸性溶液的濃度/mol·L-1 實驗目的 ① 298 0.5 0.01 （Ⅰ）實驗①和②探究KMnO4酸性溶液的濃度對該反應速率的影響； （Ⅱ）實驗①和③探究溫度對該反應速率的影響； （Ⅲ）實驗①和④探究催化劑對該反應速率的影響 ② 298 0.5 0.001 ③ 323 0.5 0.01 ④ 298 0 0.01 （3）生成的Mn2+催化反應的進行，B。 （4

35、）1×10-4mol/(L·min)。 （5）不可行。取過量的體積相同、濃度不同的草酸溶液分別同時與體積相同、濃度相同的KMnO4溶液反應。 【解析】試題分析：（1）在酸性條件下，高錳酸根離子能和草酸發(fā)生氧化還原反應生成二價錳離子、二氧化碳和水，根據(jù)電子的得失守恒可知，離子方程式為：2MnO4-+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O。 （2）要得出反應物濃度、溫度、催化劑對反應速率影響的結論至少要完成：①取不同濃度KMnO4溶液，在相同溫度下進行反應；②取同濃度KMnO4溶液，在不同溫度下進行反應；③取同濃度KMnO4溶溶，在同溫度且有催化劑的條件下進行反應；④取同

36、濃度KMnO4溶液，在同溫度且不使用催化劑的條件下進行反應等3個實驗來進行對比。 （3）根據(jù)反應的方程式可知，生成物中有Mn2+生成，這說明引起反應速率加快的原因還可能是生成的Mn2+催化反應的進行，據(jù)此可知，如果要驗證假設，則可以選擇試劑硫酸錳，答案選B。 （4）①反應開始時：c（KMnO4）＝，反應時間：△t＝（6min+7min+7min）÷3＝6.7min，所以KMnO4的平均反應速率ν（KMnO4）＝。 ②由題中數(shù)據(jù)知濃度大的褪色時間反而長，因顏色是由KMnO4產生，雖然KMnO4濃度大反應快，但KMnO4的量也多，故無法比較，故不經過計算直接利用表中的褪色時間長短來判斷濃度大

37、小與反應速率的關系是不可行的；所以若想通過直接觀察褪色時間長短來判斷溶液濃度的大小，則必須保證KMnO4酸性溶液的濃度相同，才能判斷H2C2O4溶液濃度的大小，即取過量的體積相同、濃度不同的草酸溶液分別同時與體積相同、濃度相同的高錳酸鉀酸性溶液反應。 考點：考查影響化學反應速率的因素、氧化還原反應方程式的配平、反應速率的計算 點評：該題是高考中的常見題型，所以中等難度的試題。試題綜合性強，側重對學生能力的培養(yǎng)和膠體方法的指導與訓練，有利于培養(yǎng)學生規(guī)范、嚴謹?shù)膶嶒炘O計、評價能力，有利于提高學生的學科素養(yǎng)。該類試題綜合性強，理論和實踐的聯(lián)系緊密，有的還提供一些新的信息，這就要求學生必須認真、細

38、致的審題，聯(lián)系所學過的知識和技能，進行知識的類比、遷移、重組，全面細致的思考才能得出正確的結論。 20、在一定溫度和壓強下，有1 mol某氣體A，發(fā)生如下反應2A（g）xB(g)+C(g)，當達到平衡時，A在混合氣中的體積分數(shù)為58.84%,混合氣的總質量為46 g,平均相對分子質量為39.8,求： （1）A的分解率； （2）x的值。 【答案】(1)31.8% (2)2 【解析】（1）設達到平衡時，A轉化了a mol 2AxB+C 起始（mol） 1 0 0 轉化（mol） a 平衡（mol） 1-a

39、 根據(jù)阿伏加德羅定律：=58.84% 而n（總）=1-a++==1.16 則1-a=1.16×58.84%=0.682 所以a=0.318(mol) 故A的轉化率=×100%=31.8% (2)將a=0.318代入1-a++=1.16 得x=2 21、某溫度時，在2L的密閉容器中，X、Y、Z三種物質的量隨時間的變化曲線如圖所示． （1）X的轉化率是 （2）由圖中所給數(shù)據(jù)進行分析，該反應的化學方程式為 ； （3）反應從開始至2分鐘末，用Z的濃度變化表示的平均反應速率為v（Z）= ， （4）當反應進行

40、到第 min，該反應是達到平衡 ． 【答案】（1）30%； （2）3X+Y2Z； （3）0.05mol/（L·min）； （4）2，狀態(tài)． 【解析】解：（1）根據(jù)圖象知，X的轉化率==30%， 故答案為：30%； （2）根據(jù)圖象知，X和Y的物質的量減小，則X和Y是反應物，Z是生成物，根據(jù)參加反應的物質的量之比等于其計量數(shù)之比寫出反應方程式，X減少的物質的量=1.0mol﹣0.7mol=0.3mol，Y減少的物質的量=1.0mol﹣0.9mol=0.1mol，Z=0.2mol﹣0=0.2mol，則X、Y、Z的計量數(shù)之比為3：1：2，則該反應方程式

41、為： 3X+Y2Z， 故答案為：3X+Y2Z； （3）Z的平均反應速率==0.05mol/（L·min）， 故答案為：0.05mol/（L·min）； （4）根據(jù)圖象知，當2min時各物質的物質的量不變，則該反應達到平衡狀態(tài)， 故答案為：2，狀態(tài)． 22、將水煤氣轉化成合成氣，然后合成各種油品和石化產品是化工的極為重要的領域。除去水蒸氣后的水煤氣主要含H2、CO、CO2及少量的H2S、CH4，繼續(xù)除去H2S后，可采用催化或非催化轉化技術，將CH4轉化成CO，得到CO、CO2和H2的混合氣體，是理想的合成甲醇原料氣。 (1)制水煤氣的主要化學反應方程式為：C(s)+H2O(g)C

42、O(g)+H2(g)，此反應是吸熱反應。 ①此反應的化學平衡常數(shù)表達式為 。 ②下列能增大碳的轉化率的措施是 。 A．加入C(s) B．加入H2O(g) C．升高溫度 D．增大壓強 (2)將CH4轉化成CO，工業(yè)上常采用催化轉化技術，其反應原理為：CH4(g)+3/2O2(g) CO(g)+2H2O(g) ΔH=-519 kJ/mol。工業(yè)上要選擇合適的催化劑，分別對X、Y、Z三種催化劑進行如下實驗(其他條件相同) ①X在750℃時催化效率最高，能使正反應速率加快約3×105倍； ②Y在600℃時催化效率最高，能使正反應速率加

43、快約3×105倍； ③Z在440℃時催化效率最高，能使逆反應速率加快約1×106倍； 已知根據(jù)上述信息，你認為在生產中應該選擇的適宜催化劑是 (填“X”、“Y”或“Z”)，選擇的理由是 。 【答案】(1)①K=c(CO)c(H2)/c(H2O) ②B、C (2)Z 催化劑效率高且活性溫度低 【解析】(1)C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)的平衡常數(shù)表達式為K=c(CO)c(H2)/c(H2O)。增大C的轉化率，需要使平衡向正反應方向移動，C為固體對平衡移動無影響；加入H2O(g)平衡向正反應方向移動，C的轉化率增大；正反應為吸熱反應，

44、升高溫度，平衡向正反應方向移動；增大壓強，平衡向逆反應方向移動。 (2)催化劑對正逆反應速率的改變程度是相同的，Z對反應速率的影響最大，且反應需要的溫度最低，有利于提高經濟效益。 23、下表是稀硫酸與某金屬反應的實驗數(shù)據(jù)： 實驗序號 金屬 質量/g 金屬 c（H2SO4） mol·-1L V（H2SO4） 溶液溫度/℃ 金屬消失的時間/s 反應前 反應后 1 0.10 絲 0.5 50 20 34 500 2 0.10 粉末 0.5 50 20 35 50 3 0.10 絲 0.7 50 20 36 250 4 0.

45、10 絲 0.8 50 20 35 200 5 0.10 粉末 0.8 50 20 36 25 6 0.10 絲 1.0 50 20 35 125 7 0.10 絲 1.0 50 35 50 50 8 0.10 絲 1.1 50 20 34 100 9 0.10 絲 1.1 50 30 44 40 分析上述數(shù)據(jù)，回答下列問題： （1）實驗4和5表明，____________對反應速率有影響，____________反應速率越快， 能表明同一規(guī)律的實驗還有____________（填實驗序號）。

46、（2）僅表明反應物濃度對反應速率產生影響的實驗有- （填實驗序號）。 （3）本實驗中影響反應速率的其他因素還有____________，其實驗序號是____________。 （4）實驗中的所有反應，反應前后溶液的溫度變化值（約15 ℃）相近，推測其原因：______________________________________ 。 【答案】（1)固體反應物的表面積表面積越大1和2 （2)1、3、4、6、8或2、5 （3)反應溫度6和7或8和9 （4)因為所有反應中，金屬質量和硫酸溶液體積均相等，且硫酸過量，產生熱量相等，所以溶液溫度變化值相近 【解析】（

47、1)對比實驗4和5，其反應條件的區(qū)別為金屬的狀態(tài)，實驗4為絲狀，實驗5為粉末狀。這說明固體反應物的表面積對反應速率有影響。從金屬消失的時間可看出，固體反應物表面積越大，反應速率越快。能表明同一規(guī)律的實驗還有1和2。 （2)觀察表中數(shù)據(jù)可看出實驗1、3、4、6、8及實驗2、5所選擇的實驗條件僅是反應物濃度不同，能表明反應物濃度對反應速率產生影響。 （3)觀察6、7及8、9實驗，可見本實驗中響反應速率的 因素還有溫度。 （4)因為所有反應中，金屬質量和硫酸溶液體積均相等且硫酸過量，產生熱量相等，所以溶液溫度變化值相近。 24、氨在工農業(yè)生產中應用廣泛。在壓強為30 MPa時，合成氨平

48、衡混合氣體中NH3的體積分數(shù)如下： 溫度/℃ 200 300 400 500 600 氨含量/% 89.9 71.0 47.0 26.4 13.8 請回答： (1)根據(jù)表中數(shù)據(jù)，結合化學平衡移動原理，說明合成氨反應是放熱反應的原因是__________________________________________________。 (2)根據(jù)右圖，合成氨的熱化學方程式是__________________________。 (3)取1 mol N2(g)和3 mol H2(g)放在一密閉容器中，在催化劑存在時進行反應，測得反應放出的熱量________92

49、.2 kJ(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是________________________；若加入催化劑，ΔH________(填“變大”“變小”或“不變”)。 (4)已知：分別破壞1 mol N≡N鍵、1 mol H—H鍵需要吸收的能量為：946 kJ、436 kJ，則破壞1 mol N—H鍵需要吸收的能量為________kJ。 (5)N2H4可視為：NH3分子中的H被—NH2取代的產物。發(fā)射衛(wèi)星用N2H4(g)為燃料，NO2為氧化劑生成N2和H2O(g)。 已知：N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH1＝＋67.7 kJ·mol－1 N2H4(

50、g)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(g) ΔH2＝－534 kJ·mol－1。 則：1 mol N2H4與NO2完全反應的熱化學方程式為____________________。 【答案】(1)溫度升高，氨在混合氣體中的體積分數(shù)減小，平衡逆向移動，溫度升高平衡向著吸熱反應方向移動，故正反應是放熱反應 (2)N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)ΔH＝－92.2 kJ·mol－1 (3)小于　由于該反應是可逆反應，反應物無法全部轉化為生成物　不變　(4)391　(5)N2H4(g)＋NO2(g)=== N2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－567.85 kJ·mol－1 【解析】(3)熱化學方程式表示1 mol氮氣與3 mol氫氣完全反應生成2 mol NH3時放出92.2 kJ的熱量，由此可知ΔH與化學平衡移動無關；(4)設破壞1 mol N－H鍵需吸收的能量為x kJ,946＋436×3－6x＝－92.2；(5)首先依信息[反應物N2H4(g)、NO2(g)，生成物N2(g)和H2O(g)]寫出方程式并配平，N2H4(g)＋NO2(g)=== N2(g)＋2H2O(g)，依據(jù)蓋斯定律此反應的ΔH＝ΔH2－ΔH1。