2017-2018学年江西省南昌市第二中学高二上学期第一次月考化学试题 解析版

南昌二中2017～2018学年度上学期第一次月考

高二化学试卷

1. 升高温度能加快化学反应速率的主要原因是

A. 增加活化分子百分数    B. 降低活化分子的能量

C. 活化分子能量明显增加    D. 降低反应所需的能量

【答案】A

【解析】能够发生有效碰撞的分子称作活化分子，升高温度能够使原先的部分非活化分子转变成活化分子，即增加了活化分子的百分数。因此选A。

2. 对于化学反应3W（g) + 2X（g）= 4Y（g）+ 3Z（g），下列反应速率关系中正确的是

A. v（W）=3v（Z）    B. 2v（X）=3v（Z）    C. 2v（X）=v（Y）    D. 3v（W）=2v（X）

【答案】C

【解析】试题分析：化学反应速率之比等于化学系数之比，A、v（W）：v（Z）=3：3=1：1，故错误；B、v（X）：v（Z）=2：3，故错误；C、v（X）：v（Y）=2：4=1：2，故正确；D、v（W）：v（X）=3：2，故错误。

考点：考查化学反应速率的计算等知识。

3. 下列关于反应能量的说法正确的是

A. 由C（石墨）═C（金刚石）△H=+1.90 kJ•mol﹣1可知，金刚石比石墨稳定

B. 相同条件下，如果1 mol氢原子所具有的能量为E1，1 mol 氢分子所具有的能量为E2，则2E1＝E2

C. 同温同压下，4Al（s）+3O2（g）═2Al2O3（s）在常温和点燃条件下的△H不同

D. 化学反应除了生成新的物质外，还伴随着能量的变化

【答案】D

【解析】A．由C(石墨)═C(金刚石)△H=+1.90 kJ•mol-1可知，金刚石总能量大于石墨，则石墨较稳定，故A错误；B．氢气分解生成氢原子需要吸热，断裂化学键，则2E1＞E2，故B错误；C．在相同条件下，反应热只有物质的始末状态有关，与反应条件无关，故C错误；D．化学变化中断裂旧键要吸收能量，形成新键要放出能量，所以化学反应除了生成新物质外，还伴随着能量的变化，故D正确；故选D。

4. 下列措施能明显增大原反应的化学反应速率的是

A. Na与水反应时增大水的用量

B. 将稀H2SO4改为98%的浓H2SO4与Zn反应制取H2

C. 在H2SO4与NaOH两溶液反应时，增大压强

D. 恒温、恒容条件下，在工业合成氨反应中，增加氮气的量

【答案】D

【解析】A.水为纯液体，增大水的用量，浓度不变，反应速率不变，A错误；B.将稀H2SO4改为98%的浓H2SO4与Zn反应生成二氧化硫气体，不生成氢气，B错误；C.反应在溶液中进行，没有气体生成，增大压强，反应速率基本不变，C错误；D.恒温恒容条件下，在工业合成氨反应中，增加氮气的量，反应物浓度增大，则反应速率增大，D正确；答案选D。

点睛：本题考查化学反应速率的影响因素，侧重于学生的分析能力的考查，为高频考点，注意相关基础知识的积累，易错点为B，注意浓硫酸的性质。常见增大化学反应速率的措施有：增大浓度、压强，升高温度，使用催化剂等，增大单位体积的活化分子数目或增大活化分子百分数，从而增大反应速率，注意增大压强只对有气体参加的反应有影响。

5. 一定条件下，某容积不变的密闭容器内存在下列平衡：2HI(g)H2(g)+I2(g)；则下列有关说法正确的是

A. 如改变体系温度，体系颜色不一定发生变化

B. 如仅仅改变浓度这一条件，使得体系颜色加深，则上述平衡一定正移

C. 继续充入HI气体，达到平衡后, 体系颜色加深

D. 温度不变时，当体系颜色变浅，则正反应速率和逆反应速率都将减小

【答案】C

【解析】A．任何化学反应都存在反应热，改变温度平衡一定发生改变，所以如改变体系温度，该反应一定发生平衡移动，则体系颜色一定发生变化，故A错误；B．压强不影响该反应的平衡移动，如果是增大压强而使体系颜色加深，则平衡不移动，故B错误；C．继续充入HI气体，碘蒸气的浓度增大，体系颜色加深，故C正确；D．温度不变时，当体系颜色变浅，说明平衡逆向移动，可以通过增大氢气浓度实现，改变条件瞬间正反应速率不变、逆反应速率增大，随着反应进行，正反应速率增大、逆反应速率减小，故D错误；故选C。

点睛：明确外界因素对化学平衡移动影响原理是解本题关键。易错选项是D，当体系颜色变浅，说明碘蒸气的浓度减小，平衡可能逆向移动，也可能不移动，因此可以通过增大氢气浓度或减小压强来实现。

6. 已知热化学方程式：

H2O(g) == H2(g) +1/2 O2(g)   △H = +241.8 kJ·mol-1

H2(g)+ 1/2O2(g) == H2O(1)   △H = －285.8 kJ·mol-1

当1g液态水变为水蒸气时，其热量变化是

A. 吸热88kJ    B. 吸热2.44 kJ    C. 放热2.44 kJ    D. 吸热44 kJ

【答案】B

【解析】①H2O(g)=H2(g)+O2(g)△H=+241.8kJ/mol，②H2(g)+O2(g)=H2O(1)△H=-285.8kJ/mol，依据盖斯定律②+①得到H2O(g)=H2O(1)△H=-44KJ/mol，当1mol液态水变为水蒸气时H2O(l)=H2O(g)△H=+44KJ/mol，当1g液态水变为水蒸气时，其热量变化是吸热44KJ/mol×=2.44KJ；故选B。

7. 已知氢气和碳燃烧的热化学方程式为：

①2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)    △H1＝－akJ·mol－1

②H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g)   △H2＝－bkJ·mol－1

③C(s)+1/2O2(g)=CO(g)   △H3＝－ckJ·mol－1

④C(s)+O2(g)=CO2(g)   △H4＝－dkJ·mol－1

下列说法错误的是

A. 氢气的燃烧热为△H=－akJ·mol－1

B. c＜d

C. 一氧化碳的燃烧热为△H=－（d－c）kJ·mol－1

D. 0.5a＞b

【答案】A

【解析】试题分析：A、燃烧热是指1mol可燃物燃烧放出的能量，氢气的燃烧热为△H=－kJ·mol－1，A不正确；B、③碳不完全燃烧，放热少，c＜d，B正确；C、④—③得：CO(g) +1/2O2(g)= CO2(g)，△H=△H4－△H3＝－（d－c）kJ·mol－1 ，C正确；D、水由液体变成气体要吸热，所以0.5 a＞b，D正确。

考点：考查了化学反应中的能量变化和盖斯定律的相关知识。

8. 已知反应 2NH3N2 + 3H2，在某温度下的平衡常数为0.25，在此条件下，氨的合成反应1/2 N2 + 3/2 H2NH3的平衡常数为

A. 4    B. 2    C. 1    D. 0.5

【答案】B

【解析】试题分析：逆反应的平衡常数就是正反应的平衡常数的倒数，所以该反应的平衡常数是，选B。

考点：平衡常数的运算规则

9. 1 mol化学键变为气态原子所需的能量用E表示。结合表中信息判断下列说法不正确的是

A. 432 kJ·mol-1＞E(H－Br)＞298 kJ·mol-1

B. 表中最稳定的共价键是H—F键

C. H2(g)→2H (g)  ΔH＝＋436 kJ·mol-1

D. H2(g)＋F2(g)＝2HF(g) ∆H＝+25 kJ·mol-1

【答案】D

【解析】A．依据溴原子半径大于氯原子小于碘原子，半径越大键能越小分析，所以结合图表中数据可知432 kJ•mol-1＞E(H-Br)＞298 kJ•mol-1，故A正确；B．键能越大形成的化学键越稳定，表中键能最大的是H-F，最稳定的共价键是H-F键，故B正确；C．氢气变化为氢原子吸热等于氢气中断裂化学键需要的能量，H2(g)→2H (g)△H=+436 kJ•mol-1 ，故C正确；D．依据键能计算反应焓变=反应物键能总和-生成物键能总和计算判断，△H=436KJ/mol+157KJ/mol-2×568KJ/mol=-543KJ/mol，H2(g)+F2(g)=2HF(g)△H=-543 kJ•mol-1，故D错误；故选D。

10. 当1 g氨气完全分解为氮气、氢气时，吸收2.72 kJ的热量，则下列热化学方程式正确的是

①N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－92.48 kJ/mol

②N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－46.24kJ/mol

③NH3(g)===1/2N2(g)＋3/2H2(g)　ΔH＝＋46.24 kJ/mol

④2NH3(g)===N2(g)＋3H2(g)　ΔH＝－92.48 kJ/mol

A. ①  ③    B. ②  ④    C. ②  ③    D. ①  ④

【答案】A

【解析】n(NH3)==mol，则分解1molNH3吸收17×2.72kJ=46.24kJ能量，生成1molNH3放出46.24kJ能量，则生成2molNH3放出2×46.24kJ≈92.4kJ，故①正确，②错误；③分解1molNH3吸收17×2.72kJ=46.24kJ能量，故③正确；④分解2molNH3吸收92.4kJ能量，而不是放出，故④错误；故选A。

点睛：书写热化学方程式时，要标明物质的状态，其热量多少与各物质的化学计量数或物质的量有关，△H＞0表示是吸热反应，△H＜0表示是放热反应。

11. 高温下，某反应达到平衡，平衡常数K=。恒容时，温度升高，H2浓度减小。下列说法正确的是

A. 该反应的焓变为正值

B. 恒温下，增大压强，H2浓度一定减小

C. 升高温度，逆反应速率减小

D. 该反应的化学方程式为CO+H2OCO2+H2

【答案】A

【解析】试题分析：化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时，各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，某反应达到平衡，平衡常数K=，可知该可逆反应为CO2（g）+H2（g）⇌CO（g）+H2O（g），恒容时，温度升高，H2的浓度减小，说明平衡向正反应移动，该反应正反应为吸热反应．

A、恒容时，温度升高，H2的浓度减小，说明平衡向正反应移动，升高温度平衡向吸热反应移动；

B、该反应前后气体的体积不发生变化，恒温恒容时，加入不反应的气体，增大压强，平衡不移动，H2的浓度不变；增大氢气的浓度，增大压强，平衡向正反应移动，平衡是氢气的浓度增大，与增大压强的方法有关；

C、升高温度，反应物、生成物的活化分子增多，正、逆反应速率都增大；

D、反应达到平衡，平衡常数K=，可知该可逆反应为CO2（g）+H2（g）⇌CO（g）+H2O（g）．

解：A、恒容时，温度升高，H2的浓度减小，说明平衡向正反应移动，该反应正反应为吸热反应，即反应的焓变为正值，故A正确；

B、恒温恒容时，增大氢气的浓度，增大压强，平衡向正反应移动，平衡时氢气的浓度增大，故B错误；

C、升高温度，反应物、生成物的活化分子增多，正、逆反应速率都增大，故C错误；

D、平衡常数K=，可知该可逆反应为CO2（g）+H2（g）⇌CO（g）+H2O（g），故D错误．

故选A．

12. 对于平衡体系：aA（g）+bB（g）cC（g）+dD（g）；正反应放热，有下列判断，其中正确的是

A. 若温度不变，容器体积扩大一倍，此时A的浓度是原来的0.45倍，则a+b＞c+d

B. 若从正反应开始,平衡时A、B的转化率相等,则投入A、B物质的量之比为 a：b

C. 若平衡体系中共有气体M mol，再向其中充入bmolB，达到平衡时气体总物质的量为（M+b）mol，则a+b＞c+d

D. 若a+b=c+d，则当容器内温度上升时，平衡向左移动，容器中气体的压强不变

【答案】B

考点：考查条件对平衡的影响，化学方程式系数的判断

13. 对于可逆反应mA(g)十nB(g) pC(g)十qD(g)，若其它条件都不变，探究催化剂对反应的影响，可得到如下两种v-t图象。下列判断正确的是

A. b1>b2，t1>t2

B. 两图中阴影部分面积一定相等

C. A的平衡转化率(II)大于(Ⅰ)中A的转化率

D. 若m+n＜p+q，则压强变化对正反应速率的影响程度比逆反应速率影响程度大

【答案】B

【解析】试题分析：对于任何化学反应来说，加入催化剂，能提高化学反应速率，缩短达到平衡所需要的时间。但是不能使化学平衡发生移动。因此，b2> b1，t1>t2。A错误。达到平衡时物质的浓度改变数值相等。Δc=Δv·Δt不变。即两图中阴影部分面积相等。B正确。C.由于催化剂不能是平衡发生移动，所以A的平衡转化率(II)等于(Ⅰ)中A的转化率。错误。D. 该反应的正反应为气体体积减小的反应。增大压强使平衡逆向移动；减小压强，平衡正向移动。既压强对逆反应速率的影响程度比正反应速率影响程度大。错误。

考点：考查催化剂对化学反应速率、化学平衡、物质转化率的影响及压强对化学反应速率的影响的知识。

14. 把3mol P和2.5mol Q置于2L密闭容器中，发生如下反应：3P（g）＋Q（g）xM（g）＋2N（g），5min后达到平衡生成1mol N，经测定这5min内 M的平均速率是0.1mol/（L·min），下列叙述错误的是

A. 5min内P的平均反应速率为0.15mol/（L·min）

B. Q的平衡浓度为1mol/L

C. Q的转化率为25%

D. x是2

【答案】C

【解析】试题分析：A．已知达到平衡生成1molN，则参加反应的P为n（P）＝3/2×1mol＝1.5mol，所以v（P）＝＝0.15 mol/（L•min），A正确；B．已知达到平衡生成1molN，则参加反应的Q为n（Q）＝1/2n（N）＝0.5mol，所以Q的平衡浓度为：（2.5mol—0.5mol）÷2L＝1 mol/L，B正确；C．参加反应的Q为n（Q）＝1/2n（N）＝0.5mol，故Q的转化率为×100%＝20%，C错误；D．根据A选项可知v（P）＝0.15 mol/（L•min），而M的平均速率是0.1mol/（L•min），根据速率之比等于化学计量数之比可知x＝2，D正确；答案选C。

考点：考查可逆反应的有关计算

15. 向绝热恒容密闭容器中通入SO2和NO2，一定条件下使反应SO2(g)＋NO2(g)SO3(g)＋NO(g)达到平衡，正反应速率随时间变化的示意图如图所示。由图可得出的正确结论是

A. 反应在c点达到平衡状态

B. 反应物浓度：a点小于b点

C. 反应物的总能量低于生成物的总能量

D. Δt1＝Δt2时，SO2的转化率：a～b段小于b～c段

【答案】D

【解析】A．化学平衡状态的标志是各物质的浓度不再改变，其实质是正反应速率等于逆反应速率，c点对应的正反应速率显然还在改变，故一定未达平衡，故A错误；B．a到b时正反应速率增加，反应物浓度随时间不断减小，故B错误；C．从a到c正反应速率增大，之后正反应速率减小，说明反应刚开始时温度升高对正反应速率的影响大于浓度减小对正反应速率的影响，说明该反应为放热反应，即反应物的总能量高于生成物的总能量，故C错误；D．随着反应的进行，正反应速率越快，消耗的二氧化硫就越多，SO2的转化率将逐渐增大，故D正确；故选D。

点睛：由题意可知一个反应前后体积不变的可逆反应，由于容器恒容，因此压强不影响反应速率，所以在本题中只考虑温度和浓度的影响．结合图象可知反应速率先增大再减小，因为只要开始反应，反应物浓度就要降低，反应速率应该降低，但此时正反应却是升高的，这说明此时温度的影响是主要的，由于容器是绝热的，因此只能是放热反应，从而导致容器内温度升高反应速率加快。

16. 加热N2O5依次发生的分解反应为：

①N2O5(g) N2O3(g)+O2(g)      

②N2O3(g) N2O(g)+O2(g)

在容积为2 L的密闭容器中充入8 mol N2O5，加热到t ℃,达到平衡状态后O2为9 mol，N2O3为3.4 mol。则平衡体系中N2O5的物质的量浓度为

A. 1.8mol/L    B. 0.9 mol/L    C. 2.3 mol/L    D. 4.0 mol/L

【答案】B

.....................

17. 利用如图装置进行中和热的测定，请回答下列问题：

（1）做一次完整的中和热测定实验，温度计需使用________次。

（2）把温度为15.0 ℃，浓度为0.5 mol·L－1的酸溶液和0.55 mol·L－1的碱溶液各50 mL混合(溶液密度均为1 g·mL－1)，生成溶液的比热容c＝4.18 J · g－1 · ℃－1，轻轻搅动，测得酸碱混合液的温度变化数据如下：

①计算上述第一组实验测出的中和热ΔH1＝_________________________。

②写出HCl＋NH3·H2O的热化学方程式：____________________________________。

③两组实验结果差异的原因是______________________________________。

（3）计算反应NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH－(aq)的焓变ΔH＝_________________。

【答案】    (1). 3    (2). ①－56.8 kJ·mol－1    (3). HCl(aq)＋NH3·H2O(aq)===NH4Cl(aq)＋H2O(l)　ΔH＝－51.8 kJ·mol－1    (4). NH3·H2O是弱碱，在中和过程中NH3·H2O发生电离，要吸热，因而总体放热较少    (5). +5.0 kJ·mol－1

【解析】(1)中和热的测定中，需要测出反应前酸溶液的温度，测反应前碱溶液的温度，混合反应后测最高温度，所以总共需要测量3次；故答案为：3；

(2)①浓度为0.5mol/L的酸溶液和0.55mol/L的碱溶液各50mL混合，反应生成了0.025mol水，混合后溶液的质量和为：m=100mL×1g/mL=100g，c=4.18J/(g•℃)，代入公式Q=cm△T得生成0.025mol的水放出热量Q=4.18J/(g•℃)×100g×3.4℃=1.4212kJ，即生成0.025mol的水放出热量1.4212kJ，所以生成1mol的水放出热量为△H1=1.4212kJ×=56.8kJ；中和热为：-56.8KJ/mol；故答案为：-56.8KJ/mol；

②△H2=cm△T=4.18J/(g•℃)×100g×3.1℃=1.2958kJ；即生成0.025mol的水放出热量1.2958kJ，所以生成1mol的水放出热量为△H2=1.2958kJ×=51.8KJ；中和热-51.8KJ/mol；盐酸与一水合氨反应生成氯化铵和水，HCl+NH3•H2O的热化学方程式：HCl(aq)+NH3•H2O(aq)=NH4Cl(aq)+H2O(l)△H=-51.8KJ/mol；故答案为：HCl(aq)+NH3•H2O(aq)=NH4Cl(aq)+H2O(l)△H=-51.8KJ/mol；

③两组实验结果差异的原因是：一水合氨为弱碱，在中和过程中一水合氨发生电离，要吸收热量，因而总体放热较少，故答案为：一水合氨为弱碱，在中和过程中一水合氨发生电离，要吸收热量，因而总体放热较少；

(3)根据(2)的计算可知，实验结果的差异是NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH－(aq)电离过程需要吸热，因此NH3·H2O(aq)=NH4+(aq)+OH－(aq)ΔH＝-51.8KJ/mol--56.8KJ/mol=+5.0 kJ·mol－1，故答案为：+5.0 kJ·mol－1。

点睛：明确中和热的定义和测量中和热的原理是解题关键，注意实验操作过程中关键在于尽可能减少热量散失，测定结果才能准确。

18. 在密闭容器中进行X2（气）+ 3Y2（气） 2Z（气）的反应，其X2、Y2、Z的起始浓度依次为0.2mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L，当反应达平衡时，浓度分别是a、b、c（mol/L），回答：

①各物质的浓度有可能的是___________．

A．c=0.5mol/L   B．b=0.5mol/L     C．c=0.4mol/L   D．a=0.3mol/L

②若a=_____________________时，b=0.15mol/L。

③a、b的取值必须满足的一般条件是_______________________．

④a的取值范围是：_____________________________．

【答案】    (1). B    (2). 0.15mol/L    (3). b+0.3=3a    (4). 0.1＜a＜0.3

【解析】①该反应可能向正反应方向移动也可能向逆反应方向移动，如果向正反应方向移动，则反应物浓度最小、生成物浓度最大，如果向逆反应方向移动，则反应物浓度最大、生成物浓度最小，假设Z完全转化，完全反应后则c(Z)=0、c(X2)=(0.2+0.1)mol/L=0.3mol/L、c(Y2)=0.3mol/L+0.3mol/L=0.6mol/L；假设X2、Y2完全转化为生成物，完全反应后c(Y2)=0；c(X2)=(0.2-0.1)mol/L=0.1mol/L；c(Z)=0.4mol/L，实际上存在平衡状态，所以平衡时，c(X2)为0.1mol/L～0.3mol/L；c(Y2)为0～0.6mol/L；c(Z)在0～0.4mol/L，故选B；

②b=0.15mol/L，则反应的Y2为0.15mol/L，则a=0.2mol/L-0.05mol/L=0.15mol/L，故答案为：0.15mol/L；

③根据方程式，反应的X2、Y2的物质的量浓度之比为1:3，假设反应的X2、Y2的物质的量浓度分别为x和3x，则a=0.2-x、b=0.3-3x，因此b+0.3=3a，故答案为：b+0.3=3a；

④根据①的分析，X2的浓度的取值范围为0.1mol/L～0.3mol/L，因此0.1＜a＜0.3，故答案为：0.1＜a＜0.3。

19. 在恒温、恒容的密闭容器中，混合气体A、B、C 的物质的量浓度(c)与时间(t) 的关系如下表所示:

 请填空:

（1）前2 min内，v(B)= _______________________。

（2） 到2 min末A 的转化率为_________________。

（3）该反应的化学方程式为_______________________________________。

（4）6 min - 8 min若只改变了反应体系中某一种物质的浓度，则应为_____(填选项字母)

a.增大A的浓度    b.减小B的浓度   c.增大C的浓度

 则该物质的浓度改变量为________________mol·L -1

（5）如果在相同条件下，若开始加入的三种物质的物质的量浓度是原来的2倍，则_____是原来的2倍。

a. B的平衡浓度             b. 达到平衡的时间      c. 平衡时气体的密度        d. 平衡常数

【答案】    (1). 0.30mol/L.min    (2). 12%    (3). 2A4B＋C    (4). c    (5). 1.0    (6). c

【解析】（1）根据表中数据可知，前2min内B的浓度增加了2.16mol.L－1.56mol/L＝0.6mol/L，所以反应速率是0.6mol/L÷2min＝0.3mol/(L·min)。

（2）2min末时A的浓度降低了0.30mol/L，所以A的转化率是0.30÷2.50×100％＝12％。

（3）C的浓度增加了0.15mol/L，所以根据变化量之比是相应的化学计量数之比可知，反应的方程式是2A4B＋C。

（4）6 min～8 min时，A、C的浓度增加，B的浓度降低，所以改变的条件是增大了C的浓度，答案选c。

（5）温度不变，平衡常数不变；若开始加入的三种物质的物质的量浓度是原来的2倍，则相当于增大压强，平衡向逆反应方向进行，所以bc不正确；密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，所以密度是原来的2倍。

20. 硫在空气中燃烧可以生成SO2，SO2在催化剂作用下可以被氧化为SO3，其热化学方程式可表示为：S(g) +O2(g)═SO2(g) △H=-297kJ/mol，SO2(g) + 1/2O2(g)SO3(g)；△H =-98.3 KJ/mol。下图是上述两个反应过程与能量变化的关系图，其中Ⅰ表示0.4mol SO2(g)、1.6molSO3(g)、0.2mol O2(g)具有的能量，Ⅲ表示64gS(g)与96g O2(g)所具有的能量。

（1）Ⅰ→Ⅱ的反应是________(填“吸热”，“放热”)反应。

（2）c为____________KJ。

（3）图示中b的大小对Ⅲ→Ⅱ反应的△H的影响是______。

A．△H随着b的增大而增大

B．△H随着b的增大而减小

C．△H随着b的减小而增大

D．△H不随b的变化而变化

（4）上图中的d+e-b=________________KJ。

【答案】    (1). 吸热    (2). 594    (3). D    (4). 751.28

【解析】试题分析：

（1）从图像可知，Ⅱ的能量比Ⅰ高，则Ⅰ→Ⅱ的反应是吸热反应。

（2）从图像可知，c为64gS(g)与96g O2(g)完全反应后的热效应，因O2过量，则按照S的物质的量计算，根据S(g) +O2(g)═SO2(g) △H=-297kJ/mol，则64gS(g)，即2molS(g)完全反应放出的热量c为297×2=594KJ。

（3）化学反应的反应热与活化能无关，则△H不随b的变化而变化，故选D。

（4）上图中的d+e-b为64gS(g)与96g O2(g)最终反应生成0.4mol SO2(g)、1.6molSO3(g)、0.2mol O2(g)所释放的能量，则64gS(g)与96g O2(g)反应生成2mol SO2(g)时放出594KJ的热量，然后2mol SO2(g)、1mol O2(g)反应生成0.4mol SO2(g)、1.6molSO3(g)、0.2mol O2(g)时共消耗了1.6mol SO2(g)，根据SO2(g) + 1/2O2(g)SO3(g)；△H ="-98.3" KJ/mol可知，放出热量为98.3 KJ/mol×1.6mol="157.28" KJ。所以共放出热量为594KJ+157.28 KJ="751.28" KJ。即上图中的d+e-b="751.28" KJ。

考点：化学反应中的能量变化

21. 煤化工是以煤为原料，经过化学加工使煤转化为气体、液体、固体燃料以及各种化工产品的工业过程。

I.将水蒸气通过红热的炭即可产生水煤气。反应为：

C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)    ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1

能使化学反应速率加快的措施有________(填序号)。

①增加C的物质的量                        ②升高反应温度

③随时吸收CO、H2转化为CH3OH            ④密闭定容容器中充入CO(g)

II．工业上用CO生产燃料甲醇．一定条件下发生反应：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）．

（1）图1是表示一定温度下，在体积为2L的密闭容器中加入4mol H2和一定量的CO后，CO和CH3OH（g）的浓度随时间变化情况．从反应开始到平衡，用CO浓度变化表示平均反应速率v（CO）=________________________;

（2）图2表示该反应进行过程中能量的变化．曲线a表示不使用催化剂时反应的能量变化，曲线b表示使用催化剂后的能量变化．写出该反应的热化学方程式___________;

（3）该反应平衡常数K为___________;

（4）恒容条件下，下列措施中能使增大的有__________;

a．升高温度           b．充入He气c．再充入2molH2      d．使用催化剂．

III. 下图是表示在一容积为2 L的密闭容器内加入2 mol的CO和6 mol的H2，在一定条件下发生如下反应：CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH<0,该反应的逆反应速率与时间的关系曲线：

①由图可知反应在t1、t3、t7时都达到了平衡，而在t2、t8时都改变了条件，试判断t8时改变的条件可能是_______________。

②若t4时降压，t5时达到平衡，t6时增大反应物的浓度，请在图中画出t4～t6时逆反应速率与时间的关系曲线______________。

【答案】    (1). ②④    (2). 0.075mol•L﹣1•min﹣1    (3). CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=﹣91kJ•mol﹣1    (4). 12    (5). c    (6). 使用了催化剂    (7).

【解析】I.①增加固体C的量，C的物质的量浓度不变，不影响反应速率，故错误； ②升高反应温度，化学反应速率加快，故正确；③随时吸收CO，浓度减小，反应速率减慢，故错误；④密闭定容容器中充入CO(g)，浓度变大，反应速率加快，故正确；故选②④；

II．(1)由图可知，CO浓度变化量为1.00mol/L-0.25mol/L=0.75mol/L，△t=10min，则v(CO)==0.075mol/(L•min)，故答案为：0.075mol/(L•min)；

(2)反应物的总能量与活化能的差值为419kJ，生成物的总能量与活化能的差值为510kJ，则该反应为放热反应，放出的热量为419kJ-510kJ=91kJ，热化学方程式为CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)△H=-91 kJ/mol，故答案为：CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)△H=-91kJ/mol；

(3)H2平衡时的浓度=2mol/L-1.5mol/L=0.5mol/L，再结合图像知，

                             CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g)

平衡时的浓度(mol/L)  0.25       0.5             0.75

∴K==mol-2•L-2=12 mol-2•L-2，故答案为：12；

(4)使增大，化学平衡应正向移动，但升高温度时化学平衡逆向移动，故a错误，恒容条件下充入He气化学平衡不移动，故b错误，使用催化剂化学平衡不移动，故d错误，在恒容条件下再充入2molH2，压强增大，化学平衡正向移动，符合题意，故c正确，故答案为：c；

III. ①t8时正逆反应速率都增大且相等，平衡不移动，应是加入催化剂，故答案为：使用了催化剂；

②若t4时降压，正逆反应速率都减小，并且平衡向逆反应进行，t5时达到平衡，t6时增大反应物的浓度，瞬间正反应速率增大，逆反应不变，则t4～t6时逆反应速率与时间的关系曲线为故答案为：。

点睛：本题的难点是III，该反应中反应物气体的体积大于生成物气体的体积，增大压强，平衡向正反应方向移动，可以判断正反应为放热反应，因此升高温度平衡向逆反应方向移动，结合逆反应速率的变化解答。