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【化学】江西省吉安市遂川中学2019-2020学年高二上学期第一次月考试题（B）（解析版）
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江西省吉安市遂川中学2019-2020学年高二上学期第一次月考试题（B）
1.化学反应A2＋B2 =2AB的能量变化如图所示。下列说法正确的是( )
A. 该反应是吸热反应
B. 2 mol A—B键断裂需要吸收y kJ 的能量
C. 1 mol A—A键和1mol B—B键断裂能放出x kJ的能量
D. 2 mol AB的总能量高于1 mol A2和1 mol B2的总能量
【答案】B
【解析】
【详解】A. 根据图示，生成物的总能量低于反应物的总能量，该反应是放热反应，故A错误 ；
B.断键吸热，根据图示，2 mol A—B键断裂需要吸收y kJ 的能量，故B正确；
C. 断键吸热，根据图示，1 mol A—A键和1mol B—B键断裂吸收x kJ的能量，故C错误；
D. 根据图示，2 mol AB的总能量低于1 mol A2和1 mol B2的总能量，故D错误。答案选B。
2.已知强酸、强碱的中和热为57.3 kJ·mol－1。下列热化学方程式正确的是( )
A. HNO3(aq)＋KOH(aq)===H2O(l)＋KNO3(aq) ΔH>－57.3 kJ·mol－1
B. HNO3(aq)＋NH3·H2O(aq)===H2O(l)＋NH4NO3(aq)ΔH<－57.3 kJ·mol－1
C. CH3COOH(aq)＋KOH(aq)===H2O(l)＋CH3COOK(aq)ΔH<－57.3 kJ·mol－1
D. CH3COOH(aq)＋NH3·H2O(aq)===H2O(l)＋CH3COONH4(aq)ΔH>－57.3 kJ·mol－1
【答案】D
【解析】
【分析】中和热是在稀溶液中，强酸、强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量，应注意的是：①稀的酸和碱溶液，如果是浓硫酸，在和碱反应时被稀释放热；②强酸和强碱，如果是弱酸，电离吸热；③衡量标准是生成1mol水.据此分析。
【详解】A. HNO3和KOH分别是强酸和强碱，当其反应生成1mol水时，放出的热量即为57.3kJ/mol，故反应热△H应等于-57.3kJ/mol，选项A错误；
B. NH3•H2O是弱碱，电离吸热，故当NH3•H2O与HNO3生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3kJ/mol，选项B错误；
C. CH3COOH是弱酸，电离吸热，故当CH3COOH与KOH生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3 kJ/mol，选项C错误；
D. NH3•H2O是弱碱，CH3COOH是弱酸，电离吸热，故当CH3COOH与NH3•H2O生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3 kJ/mol，选项D正确。
答案选D。
3.氢气跟氧气反应时，断开1molH2中化学键消耗的能量为A，断开1mol O2中化学键消耗的能量为B，形成1mol水中的化学键释放的能量为C。则下列关系正确的是( )
A. A + B > C B. A + B < C
C. 2A + B < 2C D. 2A + B > 2C
【答案】C
【解析】
【分析】根据燃烧反应为放热反应，断开旧的化学键吸收的总能量小于形成新的化学键放出的总能量。
【详解】氢气跟氧气的反应的化学方程式为2H2+O2=2H2O，因燃烧反应为放热反应，断开旧的化学键吸收的总能量小于形成新的化学键放出的总能量，即2A+B<2C，C项正确；
答案选C。
4.常温下，已知：1molCH4完全燃烧时放出980kJ的热量，1molH2完全燃烧时放出280kJ的热量，现有CH4和H2组成的混合气体共0.4mol，使其在O2中完全燃烧，恢复至常温共放出252kJ的热量，则 CH4与H2的物质的量之比是 ( )
A. 1︰1 B. 1︰2 C. 2︰3 D. 3︰2
【答案】A
【解析】
【详解】假设甲烷物质的量是xmol，氢气的物质的量是(0.4-x)mol，则根据二者燃烧的热化学方程式可知980x kJ +280 (0.4-x) kJ=252kJ，解得x=0.2mol，因此氢气的物质的量也是0.2mol，所以CH4与H2的物质的量之比是1：1，故合理选项是A。
5.一定条件下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＞0的化学平衡常数K=1，相同条件下，当c(CO2)=0.5mol/L，c(H2)=0.5mol/L，c(CO)=1mol/L，c(H2O)=1mol/L时，下列说法正确的是（ ）
A. 处于平衡状态，正逆反应速率相等
B. 改变条件后，化学平衡常数一定改变
C. 反应逆向进行，正反应速率小于逆反应速率
D. 升高温度，平衡逆向移动
【答案】C
【解析】
【分析】分析浓度商与平衡常数的相对大小，判断反应进行的方向及是否为平衡状态。
【详解】一定条件下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＞0的化学平衡常数K=1，相同条件下，当c(CO2)=0.5mol/L，c(H2)=0.5mol/L，c(CO)=1mol/L，c(H2O)=1mol/L时，该反应的浓度商Qc4＞K，则该反应向逆反应方向进行。
A. 该反应没有达到平衡状态，正逆反应速率不相等，A不正确；
B. 化学平衡常数只与温度有关，改变反应的温度才能改变平衡常数 ，若改变其他条件，则平衡常数不变，故改变条件后，化学平衡常数不一定改变，B不正确；
C. Qc4＞K，反应逆向进行，正反应速率小于逆反应速率，C正确；
D. 该反应ΔH＞0，故升高温度平衡正向移动，D不正确。
综上所述，说法正确的是C。
6.在条件完全相同情况下，甲、乙两同学测定反应：A2+3B2 C2的化学反应速率。甲测得v（A2）=0.5mol·（L·min）-1，乙测得v（B2）="1.5" mol·（L·min）-1，则两个学生测定的结果( )
A. 一致 B. 不一致 C. 甲对，乙错 D. 甲错、乙对
【答案】A
【解析】
【分析】根据化学反应速率之比等于化学计量数之比分析。
【详解】由化学反应速率之比等于化学计量数之比可知：=，甲测得VA=0.5mol•(L•min)-1，乙测得VB=1.5mol•(L•min)-1，==，故甲乙测定结果都正确，故答案为A。
7.把0.6molX气体和0.4molY气体混合于容积为2L的容器中，使其发生如下反应：3X（g）+Y（g） nZ（g）+2W（g）。5min末生成0.2molW，若测知以Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/( L· min)，则n的值为( )
A. 1 B. 2 C. 3 D. 4
【答案】A
【解析】
【分析】先计算W的平均化学反应速率，再根据同一化学反应同一时间段内，各物质的反应速率之比等于计量数之比计算n值。
【详解】5min末生成W的浓度为=0.1mol/L，5min内W的平均化学反应速率为=0.02mol/（L．min），同一化学反应同一时间段内，各物质的反应速率之比等于计量数之比，Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/L•min，v（z）：v（w）=0.01mol/（L•min）：0.02mol/（L．min）=n：2，所以n=1，故选A。
8.一定温度下，将1 mol A(g)和1 mol B(g)充入2 L密闭容器中发生反应A(g)+B(g)⇋xC(g)+D(s)，在t1时达到平衡。在t2、t3时刻分别改变反应的一个条件，测得容器中C(g)的浓度随时间变化如图所示。下列有关说法正确的是( )
A. 反应方程式中x＝2
B. t2时刻改变的条件是使用催化剂
C. t3时刻改变的条件是移去少量D
D. t1～t3间该反应的平衡常数不相同
【答案】A
【解析】
【分析】A、而t2～t3间C的浓度不变，说明平衡没有移动，则一定是加压且△n=0，所以x=2；
B、由图中t2时刻C的浓度由0.5 mol·L-1突变为0.75 mol·L-1，则改变的条件可能是加压或增加C的量，不可能是升温和使用催化剂；
C、物质D固体，其量多少不影响平衡；
D、t1时物质A、B均为0.25 mol·L-1，求出K=4。
【详解】A、而t2～t3间C浓度不变，平衡不移动，条件一定是加压且△n=0，所以x=2，故A正确；
B、由图中t2时刻C的浓度由0.5 mol·L-1突变为0.75 mol·L-1，则改变的条件可能是加压或增加C的量，不可能是升温和使用催化剂，故B错误；
C、物质D是固体，其量多少不影响平衡，故C错误。
D、t1时物质A、B均为0.25 mol·L-1，C的浓度为0.50 mol·L-1，D为固体，求出K=0．52/(0.25×0.25)=4，t2～t3改变的条件不是升温和使用催化剂，平衡常数相同，故D错误。
故选A。
9.一定温度下，在容积恒定的密闭容器中加入一定量的A(s)和B(g)，进行如下可逆反应：A(s)+2B(g) C(g)+D(g)，当下列物理量不发生变化时，能表明该反应已达到平衡状态的是①混合气体的密度②容器内气体的压强③混合气体的总物质的量④C和D的浓度比值⑤B物质的量浓度( )
A. ①⑤ B. ③⑤ C. ②④ D. ①④⑤
【答案】A
【解析】
【详解】①因A是固体，反应过程中气体的质量发生变化，容器的体积不变，反应过程中混合气体的密度发生变化，当达到平衡状态时，混合气体的密度不变；
②反应前后气体的化学计量数之和相等，所以无论反应是否达到平衡状态，混合气体的压强始终不变；
③反应前后气体的化学计量数之和相等，所以无论反应是否达到平衡状态，气体的总物质的量始终不变；
④C和D是生成物，根据转化物质的量之比等于化学计量数之比，无论反应是否达到平衡状态，C和D的浓度比值始终保持不变；
⑤当反应达到平衡状态时，B的物质的量浓度不再变化；
答案选A。
10.在一定温度下，CO和水蒸气分别为1 mol、3 mol，在密闭容器中发生反应CO＋H2O(g)CO2＋H2，达平衡后测得CO2为0.75 mol，再通入6 mol水蒸气，达到新的平衡后，CO2和H2的物质的量之和可能为( )
A. 1.2 mol B. 1.8 mol C. 2.5 mol D. 1.5mol
【答案】B
【解析】在一定温度下，CO和水蒸气分别为1 mol、3 mol，在密闭容器中发生反应CO＋H2O(g)CO2＋H2，达平衡后测得CO2为0.75 mol，则H2的物质的量也是0.75 mol，CO2和H2的物质的量之和是1.5mol。向体系中再通入6 mol水蒸气，化学平衡向正反应方向移动，达到新的平衡后，CO2和H2的物质的量之和会有所增大，但一定小于极限值2mol，所以可能为B，本题选B。
11.已知298.15K时，可逆反应:Pb2+（aq）+Sn（s）Pb（s）+Sn2+（aq）的平衡常数K=2.2，若溶液中Pb2+和Sn2+的浓度均为0.010mol·L-1，则反应进行的方向是( )
A. 向右进行 B. 向左进行
C. 处于平衡状态 D. 无法判断
【答案】A
【解析】
【详解】已知298.15K时，可逆反应：Pb2+（aq）+Sn（s）⇌Pb（s）+Sn2+（aq）的平衡常数K=2.2，若溶液中Pb2+和Sn2+的浓度均为0.10mol•L-1，Qc=c(Sn2+)/c(Pb2+)=1
B.反应正向进行，故B错误；
C.反应未达到平衡状态，故C错误；
D.依据浓度商和平衡常数比较大小，可以分析判断反应进行的分析，故D错误。
故选A。
12.在恒温密闭容器中发生反应：CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) ∆H>0，反应达到平衡后，tl时缩小容器体积， x随时间(t)变化的关系如下图所示。x不可能是（ ）
A. υ逆（逆反应速率） B. ρ（容器内气体密度）
C. m(容器内CaO质量) D. p（容器压强）
【答案】C
【解析】
【分析】该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，υ逆先增大后减小，温度没有变化时，容器中二氧化碳的密度先增大，后减小，据此分析。
【详解】该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，
A、缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，υ逆先增大后减小，符合图象，所以A选项是正确的；
B、容器中二氧化碳的密度先增大，后减小，所以B选项是正确的；
C、缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，容器内CaO质量增加，故C错误；
D、该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，二氧化碳浓度减小，因此容器压强也是先增大后减小，符合图象，所以D选项是正确的。
故选C。
13.在恒容密闭容器中，由CO合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，在其他条件不变的情况下，研究温度对反应的影响，实验结果如图所示，下列说法正确的是( )
A. CO合成甲醇的反应为吸热反应
B. 平衡常数
C. 该反应在时的平衡常数比时的小
D. 处于A点的反应体系从变到，达到平衡时增大
【答案】D
【解析】
【详解】A. 由图可知，T2温度下到达平衡所需时间较短，反应速率较快，温度T2>T1，则温度越高，平衡时甲醇的物质的量越小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，所以合成甲醇的反应为放热反应，A项错误；
B. CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g)的平衡常数表达式，B项错误；
C. 由图可知，T2温度下到达平衡所需时间较短，反应速率较快，故温度T2>T1，温度越高，平衡时甲醇的物质的量越小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数降低，在T1时的平衡常数比T2时的大，C项错误；
D. 由图可知，处于A点的反应体系从T1变到T2，温度升高，平衡向逆反应方向移动，氢气物质的量增大，甲醇的物质的量减小，增大，D项正确；
答案选D。
14.下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
下列说法不正确的是（ ）
A. 通过计算，可知系统(Ⅰ)制备氢气的热化学方程式为：H2O(l)= H2(g)+1/2O2(g) ΔH = 286 kJ· mol-1
B. 通过计算，可知系统(Ⅱ)制备氢气的热化学方程式为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH =20kJ·mol-1
C. 若反应H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH = －a kJ · mol-1 ， 则a>286
D. 制得等量H2所需能量较少的是热化学硫碘循环硫化氢分解法
【答案】C
【解析】
【分析】此题考查盖斯定律的应用，根据盖斯定律可以求得总反应方程式中的焓变。
【详解】A. 根据盖斯定律进行方程式的加合，①式+②式+③式，得系统(Ⅰ)制备氢气的热化学方程式为：H2O(l)=H2(g)+O2(g) ΔH = +286 kJ· mol-1，A正确，故A不符合题意。
B. 根据盖斯定律进行方程式的加合，②式+③式+④式，得系统(Ⅱ)制备氢气的热化学方程式为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH =+20kJ·mol-1，B正确，故B不符合题意。
C. 若反应H2(g)+O2(g)=H2O(g) 生成气体水，放出的热量小，故a<286，C不正确，故C符合题意。
D. 根据系统(Ⅰ)(Ⅱ)总的热化学方程式得出：放出的热量较少的是硫碘循环硫化氢分解法，D正确，故D不符合题意。
故答案选C。
15.根据合成氨反应的能量变化示意图，下列有关说法正确的是（ ）
A. 若合成氨反应使用催化剂，反应放出的热量增多
B. 断裂0.5moIN2(g)和1.5molH2(g)中所有的化学键释放akJ热量
C. 2NH3(l)= N2(g)+3H2(g) △H=2(b+c-a) kJ/mol
D. N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-2(a-b)kJ/mol
【答案】C
【解析】
【详解】A.催化剂可降低反应的活化能，但不改变反应物、生成物的总能量，因此反应热不变，A错误。
B.断开化学键吸收热量，而不是释放热量，B错误；
C.由图可知N2(g)+H2(g)=NH3(l) △H=+(a-b-c)kJ/mol，可逆反应的焓变的数值相同而符号相反，则2NH3(l)= N2(g)+3H2(g) △H=+2(b+c-a) kJ/mol，C正确；
D.由图可知N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)是放热反应，热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=2(a-b)kJ/mol，D错误；
故合理选项是C。
16.已知甲为恒压容器、乙为恒容容器。相同条件下充入等物质的量的NO2气体，且起始时体积相同。发生反应：2NO2(g)N2O4(g)△H＜0。一段时间后达到平衡状态，下列说法中正确的是( )
A. 该反应的平衡常数表达式K=
B. 达到平衡所需时间，甲与乙相等
C. 平衡时NO2体积分数：甲＜乙
D. 若两容器内气体的压强保持不变，均说明反应已达到平衡状态
【答案】C
【解析】
【详解】A．平衡常数应等于生成物浓度系数次幂之积除以反应物浓度系数次幂之积，即K=，故A错误；
B．因为该反应是体积减小的反应，甲是恒压，而乙是恒容，所以在反应过程中甲的压强大于乙，压强大反应速率也大，所以甲达到平衡的时间也短，故B错误；
C．因为该反应是体积减小的反应，甲是恒压，而乙是恒容，所以在达到平衡时，甲的压强大于乙，甲容器中反应正向进行的程度大于乙，所以NO2体积分数：甲＜乙，故C正确；
D．由于甲容器始终是恒压条件，所以压强不变不能说明该容器中反应已经处于平衡状态，D错误；
故答案为C。
17.大气污染越来越成为人们关注的问题，烟气中的NOx必须脱除(即脱硝)之后才能排放。
（1）CO和H2可作为能源和化工原料，应用十分广泛。 反应CO(g)＋H2O(g) H2(g)＋CO2(g)的平衡常数随温度的变化如表所示。
温度/℃
400
500
830
1 000
平衡常数K
10
9
1
0.6
①从上表可以推断：此反应是__________(填“吸”或“放”)热反应。
②在830 ℃下，若开始时向恒容密闭容器中充入CO与H2O均为1 mol，则达到平衡后CO的转化率为________。
（2）在汽车尾气系统中装置催化转化器，可有效降低NOx和CO的排放。
已知：①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1
②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH＝+180.5 kJ·mol−1
③2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ΔH＝−116.5 kJ·mol−1
回答下列问题：
①CO的燃烧热为 _________。 若1 mol N2(g)、1 mol O2(g) 分子中化学键断裂时分别需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，则1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为_________kJ。
②写出CO将NO2还原为单质反应的热化学方程式为______________________________
（3）汽车排气管上的催化转化器，发生上述的CO将NO2还原为单质反应。在一定温度下，将一定量的CO和NO2充入2L固定容积的容器中，回答以下问题：
①从反应开始到5min，生成了0.08mol N2，则5min内υ(CO)=_________ ____mol⋅L−1⋅min−1。
②25min时，物质浓度变化如图所示，则改变的条件可能是___________(填字母标号)。
A.缩小容器体积 B.增加NO2的浓度 C.降低温度 D.升高温度
【答案】(1). 放 (2). 50% (3). 283kJ/mol (4). 631.75 (5). 2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO2(g) ΔH = -1196kJ/mol (6). 0.032 (7). D
【解析】
【详解】（1）①K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积比，则K为，由表格中的数据可知，温度越大，K越小，则正反应为放热反应；
②830℃， CO（g）+H2O（g）⇌H2（g）+CO2（g），
开始(mol) 1 1 0 0
转化(mol) x x x x
平衡(mol) 1-x 1-x x x
设容器的体积为VL，K==1，解得x=0.5，则CO的转化率为×100%=50%；
（2）①由①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1可知， 2molCO完全燃烧放出566.0 kJ的热量，所以1molCO完全燃烧放出283kJ的热量，所以CO的燃烧热为283kJ/mol；
若1 mol N2(g)、1 mol O2(g) 分子中化学键断裂时分别需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，设1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为y，由②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH=946kJ /mol+498kJ/mol -2y=+180.5kJ/mol，解之得y=631.75kJ/mol，所以1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为631.75kJ；
②由①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1，②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH＝=+180.5kJ/mol，③2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ΔH＝−116.5 kJ·mol−1，①×2-②-③可得：2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO(g) ΔH=(−566.0 kJ·mol−1)×2-(+180.5kJ/mol)-( −116.5 k J·mol−1)=-1196kJ/mol，所以CO将NO2还原为单质的热化学方程式为2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO(g) ΔH=-1196kJ/mol；
(3)①2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO2(g)，从反应开始到5min，生成了0.08mol N2，则5min内υ(CO)==0.032mol⋅L−1⋅min−1；
②由图像可知，25min时，改变条件的瞬间NO2和N2的浓度都不变，改变条件后，NO2浓度增大，N2浓度减小，说明平衡逆向移动，故改变的条件应该是升高温度；答案选D。
18.在固定容积为1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题：
(1)反应的ΔH________(填“大于”或“小于”)0；100 ℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0～60 s时段，反应速率v(N2O4)为______________________________。
(2)100 ℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)降低，经10 s又达到平衡。
①T________(填“大于”或“小于”)100 ℃，判断理由是_____________________；
②100 ℃时达到平衡后，向容器中再充入0.20 mol NO2气体，新平衡建立后，NO2的体积分数________(填“增大”“不变”或“减小”)。
(3)温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减小一半，平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是_____________________________________________。
【答案】(1). 大于 (2). 0.001 0 mol·L－1·s－1 (3). 大于 (4). 正反应方向吸热，平衡向吸热方向移动，故温度升高 (5). 减小 (6). 逆反应 (7). 对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动
【解析】
【分析】（1）根据温度对平衡状态的影响分析；根据υ＝△c/△t计算；
（2）根据外界条件对平衡状态的影响分析。
【详解】（1）根据信息，升高温度，混合气体的颜色变深，说明平衡向正反应方向进行，根据勒夏特列原理，正反应方向为吸热反应，即△H＞0；反应速率等于变化浓度和时间的比值，υ(N2O4)＝(0.1－0.04)mol/L÷60 s＝0.0010 mol/(L·s)；
（2）①改变温度，c(N2O4)降低，说明平衡向正反应方向进行。由于正反应是吸热反应，根据勒夏特列原理，应是升高温度，即T＞100℃；
②恒容状态下，再充入NO2，相当于在原来的基础上加压，平衡应向体积减小的方向移动，平衡向逆反应方向移动，因此新平衡建立后，NO2的体积分数减小；
（3）容积减少一半，压强增大，根据勒夏特列原理，增大压强，平衡向体积减小方向进行，即向逆反应方向移动。
19.开发、使用清洁能源发展“低碳经济”，正成为科学家研究的主要课题。氢气、甲醇是优质的清洁燃料，可制作燃料电池。
（1）已知：①2CH3OH（1）+ 3O2（g）= 2CO2（g）+ 4H2O（g）ΔH1 = –1275.6 kJ·mol– 1
②2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g） ΔH2 = –566.0 kJ·mol– 1
③H2O（g）= H2O（1） ΔH3 = –44.0 kJ·mol– 1
写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式：___________________。
（2）生产甲醇的原料CO和H2来源于：CH4（g）+ H2O（g）CO（g）+ 3H2（g）
①一定条件下CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图a。则，Pl _______P2；A、B、C三点处对应平衡常数（KA、KB、KC）的由大到小的顺序为__________。（填“<”、“>”“=”）
②100℃时，将1 mol CH4和2 mol H2O通入容积为100 L的反应室，如果5min达到平衡时CH4的转化率为0.5，则v(H2)=________________100℃时该反应的平衡常数K =_________。反应达到平衡的标志是：_____________。
A．容器内气体密度恒定
B．单位时间内消耗0.1 mol CH4同时生成0.3 mol H2
C．容器的压强恒定
D．3v正（CH4）= v逆（H2）
③为了加快化学反应速率且使体系中气体的物质的量减少，其他条件不变时，可采取的措施有________(填编号)。
A.升高温度 B.缩小容器体积 C.再充入CH4气体 D.使用合适的催化剂
【答案】(1). CH3OH（l）+ O2（g）= CO（g）+ 2H2O（l） ΔH = –442．8 kJ·mol – 1 (2). < (3). KC> KB >KA (4). 0.003mol/L·min (5). 2.25×10– 4 (6). CD (7). B
【解析】
【分析】根据盖斯定律分析热化学方程式的书写和热量的计算，根据平衡的三段式计算平衡时的数据和平衡常数、速率等，根据条件对平衡的影响进行分析。
【详解】(1)根据盖斯定律分析，热化学方程式 ①2CH3OH（1）+ 3O2（g）= 2CO2（g）+ 4H2O（g）ΔH1 = –1275.6 kJ·mol– 1，②2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g） ΔH2 = –566.0 kJ·mol– 1，③H2O（g）= H2O（1） ΔH3 = –44.0 kJ·mol– 1分析，有（①-②+③×4）/2得热化学方程式 CH3OH（l）+ O2（g）= CO（g）+ 2H2O（l） ΔH =（-1275.6+566-44×4）kJ/mol/2= –442．8 kJ·mol – 1；
(2) ①温度不变，随着压强增大，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小，所以P1
②甲烷的消耗量为0.5mol，则根据方程式分析生成1.5mol氢气，则氢气表示反应速率为=mol/(L·min)=0.003mol/(L·min)；
CH4（g）+ H2O（g）CO（g）+ 3H2（g）
起始物质的量1 2 0 0
改变物质的量0.5 0.5 0.5 1.5
平衡物质的量0.5 1.5 0.5 1.5
平衡常数为=2.25×10–4；
A．该反应全为气体，容器的体积不变，所以容器内气体密度始终不变，所以密度恒定不能说明反应达到平衡，故错误；B．单位时间内消耗0.1 mol CH4同时生成0.3 mol H2 都表示正反应速率，不能说明反应达到平衡，故错误；C．容器的压强恒定可以说明反应体系中气体总物质的量不变，说明反应达到平衡，故正确；D．3v正（CH4）= v逆（H2）可以说明正逆反应速率相等，则能说明反应到平衡，故选CD。
③A.升高温度平衡正向移动，体系中气体物质的量增加，故错误；B.缩小容器体积，反应速率加快，平衡逆向移动，气体物质的量减小，故正确；C.再充入CH4气体，反应速率增加，平衡正向移动，气体物质的量增加，故错误；D.使用合适的催化剂，反应速率加快，但平衡不移动气体物质的量不变，故错误。故选B。
20.甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如下表所示：
化学反应
平衡常数
温度/℃
500
800
①2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
K1
2.5
0.15
②H2(g)＋CO2(g) H2O(g)＋CO(g)
K2
1.0
2.50
③3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
K3
（1）据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝________(用K1、K2表示)。
（2）反应③的ΔH_________0(填“＞”或“＜”)。
（3）500℃时测得反应③在某时刻H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)浓度(mol·L－1)分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时υ正_____υ逆(填“>”、“＝”或“<”)。
（4）500℃时2L密闭容器中投入a mol H2、b mol CO发生反应①；测得平衡时H2(g)、CO(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.2、0.1则：
①平衡时H2的转化率为________（保留一位有效数字）。
②若向平衡后的容器中再投入a mol H2、b mol CO，达平衡后，CH3OH的体积分数与原平衡相比______________（填“增大”、“减小”或“不变”）
【答案】(1). K1×K2 (2). < (3). > (4). 0.09（或9%） (5). 增大
【解析】
【详解】（1）依据反应①+②得到反应③，反应③3H2（g）+CO2（g）CH3OH（g）+H2O（g）的平衡常数K3=K1×K2；
（2）500℃时K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5；800℃时K3=K1×K2=0.15×2.50=0.375；故对于反应③，升高温度K减小，则平衡逆向移动，则ΔH<0；
（3）在500℃、2L的密闭容器中，进行反应③，测得反应③在某时刻，H2（g）、CO2（g）、CH3OH（g）、H2O （g）的浓度（mol/L）分别为0.8、0.1、0.3、0.15，Qc==0.88＜K=2.5，反应正向进行，υ正＞υ逆；
（4）500℃时2L密闭容器中投入a mol H2、b mol CO发生反应①；测得平衡时H2(g)、CO(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.2、0.1则：
① 2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
开始(mol/L) 0.5a 0.5b 0
转化(mol/L) 0.5a-0.2 0.5b-0.1 0.5b-0.1
平衡(mol/L) 0.2 0.1 0.5b-0.1
K1==2.5，解得b =0.22，根据转化之比等于化学计量数之比，0.5a-0.2=2×(0.5b-0.1)，解得a=2b=0.44，平衡时H2的转化率为；
②若向平衡后的容器中再投入a mol H2、b mol CO，则相当于恒容条件下增大压强，平衡正向移动，故达平衡后，CH3OH的体积分数与原平衡相比增大。
1.化学反应A2＋B2 =2AB的能量变化如图所示。下列说法正确的是( )
A. 该反应是吸热反应
B. 2 mol A—B键断裂需要吸收y kJ 的能量
C. 1 mol A—A键和1mol B—B键断裂能放出x kJ的能量
D. 2 mol AB的总能量高于1 mol A2和1 mol B2的总能量
【答案】B
【解析】
【详解】A. 根据图示，生成物的总能量低于反应物的总能量，该反应是放热反应，故A错误 ；
B.断键吸热，根据图示，2 mol A—B键断裂需要吸收y kJ 的能量，故B正确；
C. 断键吸热，根据图示，1 mol A—A键和1mol B—B键断裂吸收x kJ的能量，故C错误；
D. 根据图示，2 mol AB的总能量低于1 mol A2和1 mol B2的总能量，故D错误。答案选B。
2.已知强酸、强碱的中和热为57.3 kJ·mol－1。下列热化学方程式正确的是( )
A. HNO3(aq)＋KOH(aq)===H2O(l)＋KNO3(aq) ΔH>－57.3 kJ·mol－1
B. HNO3(aq)＋NH3·H2O(aq)===H2O(l)＋NH4NO3(aq)ΔH<－57.3 kJ·mol－1
C. CH3COOH(aq)＋KOH(aq)===H2O(l)＋CH3COOK(aq)ΔH<－57.3 kJ·mol－1
D. CH3COOH(aq)＋NH3·H2O(aq)===H2O(l)＋CH3COONH4(aq)ΔH>－57.3 kJ·mol－1
【答案】D
【解析】
【分析】中和热是在稀溶液中，强酸、强碱发生中和反应生成1mol水时放出的热量，应注意的是：①稀的酸和碱溶液，如果是浓硫酸，在和碱反应时被稀释放热；②强酸和强碱，如果是弱酸，电离吸热；③衡量标准是生成1mol水.据此分析。
【详解】A. HNO3和KOH分别是强酸和强碱，当其反应生成1mol水时，放出的热量即为57.3kJ/mol，故反应热△H应等于-57.3kJ/mol，选项A错误；
B. NH3•H2O是弱碱，电离吸热，故当NH3•H2O与HNO3生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3kJ/mol，选项B错误；
C. CH3COOH是弱酸，电离吸热，故当CH3COOH与KOH生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3 kJ/mol，选项C错误；
D. NH3•H2O是弱碱，CH3COOH是弱酸，电离吸热，故当CH3COOH与NH3•H2O生成1mol水时，放出的热量小于57.3kJ，则反应热△H应大于-57.3 kJ/mol，选项D正确。
答案选D。
3.氢气跟氧气反应时，断开1molH2中化学键消耗的能量为A，断开1mol O2中化学键消耗的能量为B，形成1mol水中的化学键释放的能量为C。则下列关系正确的是( )
A. A + B > C B. A + B < C
C. 2A + B < 2C D. 2A + B > 2C
【答案】C
【解析】
【分析】根据燃烧反应为放热反应，断开旧的化学键吸收的总能量小于形成新的化学键放出的总能量。
【详解】氢气跟氧气的反应的化学方程式为2H2+O2=2H2O，因燃烧反应为放热反应，断开旧的化学键吸收的总能量小于形成新的化学键放出的总能量，即2A+B<2C，C项正确；
答案选C。
4.常温下，已知：1molCH4完全燃烧时放出980kJ的热量，1molH2完全燃烧时放出280kJ的热量，现有CH4和H2组成的混合气体共0.4mol，使其在O2中完全燃烧，恢复至常温共放出252kJ的热量，则 CH4与H2的物质的量之比是 ( )
A. 1︰1 B. 1︰2 C. 2︰3 D. 3︰2
【答案】A
【解析】
【详解】假设甲烷物质的量是xmol，氢气的物质的量是(0.4-x)mol，则根据二者燃烧的热化学方程式可知980x kJ +280 (0.4-x) kJ=252kJ，解得x=0.2mol，因此氢气的物质的量也是0.2mol，所以CH4与H2的物质的量之比是1：1，故合理选项是A。
5.一定条件下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＞0的化学平衡常数K=1，相同条件下，当c(CO2)=0.5mol/L，c(H2)=0.5mol/L，c(CO)=1mol/L，c(H2O)=1mol/L时，下列说法正确的是（ ）
A. 处于平衡状态，正逆反应速率相等
B. 改变条件后，化学平衡常数一定改变
C. 反应逆向进行，正反应速率小于逆反应速率
D. 升高温度，平衡逆向移动
【答案】C
【解析】
【分析】分析浓度商与平衡常数的相对大小，判断反应进行的方向及是否为平衡状态。
【详解】一定条件下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH＞0的化学平衡常数K=1，相同条件下，当c(CO2)=0.5mol/L，c(H2)=0.5mol/L，c(CO)=1mol/L，c(H2O)=1mol/L时，该反应的浓度商Qc4＞K，则该反应向逆反应方向进行。
A. 该反应没有达到平衡状态，正逆反应速率不相等，A不正确；
B. 化学平衡常数只与温度有关，改变反应的温度才能改变平衡常数 ，若改变其他条件，则平衡常数不变，故改变条件后，化学平衡常数不一定改变，B不正确；
C. Qc4＞K，反应逆向进行，正反应速率小于逆反应速率，C正确；
D. 该反应ΔH＞0，故升高温度平衡正向移动，D不正确。
综上所述，说法正确的是C。
6.在条件完全相同情况下，甲、乙两同学测定反应：A2+3B2 C2的化学反应速率。甲测得v（A2）=0.5mol·（L·min）-1，乙测得v（B2）="1.5" mol·（L·min）-1，则两个学生测定的结果( )
A. 一致 B. 不一致 C. 甲对，乙错 D. 甲错、乙对
【答案】A
【解析】
【分析】根据化学反应速率之比等于化学计量数之比分析。
【详解】由化学反应速率之比等于化学计量数之比可知：=，甲测得VA=0.5mol•(L•min)-1，乙测得VB=1.5mol•(L•min)-1，==，故甲乙测定结果都正确，故答案为A。
7.把0.6molX气体和0.4molY气体混合于容积为2L的容器中，使其发生如下反应：3X（g）+Y（g） nZ（g）+2W（g）。5min末生成0.2molW，若测知以Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/( L· min)，则n的值为( )
A. 1 B. 2 C. 3 D. 4
【答案】A
【解析】
【分析】先计算W的平均化学反应速率，再根据同一化学反应同一时间段内，各物质的反应速率之比等于计量数之比计算n值。
【详解】5min末生成W的浓度为=0.1mol/L，5min内W的平均化学反应速率为=0.02mol/（L．min），同一化学反应同一时间段内，各物质的反应速率之比等于计量数之比，Z浓度变化表示的平均反应速率为0.01mol/L•min，v（z）：v（w）=0.01mol/（L•min）：0.02mol/（L．min）=n：2，所以n=1，故选A。
8.一定温度下，将1 mol A(g)和1 mol B(g)充入2 L密闭容器中发生反应A(g)+B(g)⇋xC(g)+D(s)，在t1时达到平衡。在t2、t3时刻分别改变反应的一个条件，测得容器中C(g)的浓度随时间变化如图所示。下列有关说法正确的是( )
A. 反应方程式中x＝2
B. t2时刻改变的条件是使用催化剂
C. t3时刻改变的条件是移去少量D
D. t1～t3间该反应的平衡常数不相同
【答案】A
【解析】
【分析】A、而t2～t3间C的浓度不变，说明平衡没有移动，则一定是加压且△n=0，所以x=2；
B、由图中t2时刻C的浓度由0.5 mol·L-1突变为0.75 mol·L-1，则改变的条件可能是加压或增加C的量，不可能是升温和使用催化剂；
C、物质D固体，其量多少不影响平衡；
D、t1时物质A、B均为0.25 mol·L-1，求出K=4。
【详解】A、而t2～t3间C浓度不变，平衡不移动，条件一定是加压且△n=0，所以x=2，故A正确；
B、由图中t2时刻C的浓度由0.5 mol·L-1突变为0.75 mol·L-1，则改变的条件可能是加压或增加C的量，不可能是升温和使用催化剂，故B错误；
C、物质D是固体，其量多少不影响平衡，故C错误。
D、t1时物质A、B均为0.25 mol·L-1，C的浓度为0.50 mol·L-1，D为固体，求出K=0．52/(0.25×0.25)=4，t2～t3改变的条件不是升温和使用催化剂，平衡常数相同，故D错误。
故选A。
9.一定温度下，在容积恒定的密闭容器中加入一定量的A(s)和B(g)，进行如下可逆反应：A(s)+2B(g) C(g)+D(g)，当下列物理量不发生变化时，能表明该反应已达到平衡状态的是①混合气体的密度②容器内气体的压强③混合气体的总物质的量④C和D的浓度比值⑤B物质的量浓度( )
A. ①⑤ B. ③⑤ C. ②④ D. ①④⑤
【答案】A
【解析】
【详解】①因A是固体，反应过程中气体的质量发生变化，容器的体积不变，反应过程中混合气体的密度发生变化，当达到平衡状态时，混合气体的密度不变；
②反应前后气体的化学计量数之和相等，所以无论反应是否达到平衡状态，混合气体的压强始终不变；
③反应前后气体的化学计量数之和相等，所以无论反应是否达到平衡状态，气体的总物质的量始终不变；
④C和D是生成物，根据转化物质的量之比等于化学计量数之比，无论反应是否达到平衡状态，C和D的浓度比值始终保持不变；
⑤当反应达到平衡状态时，B的物质的量浓度不再变化；
答案选A。
10.在一定温度下，CO和水蒸气分别为1 mol、3 mol，在密闭容器中发生反应CO＋H2O(g)CO2＋H2，达平衡后测得CO2为0.75 mol，再通入6 mol水蒸气，达到新的平衡后，CO2和H2的物质的量之和可能为( )
A. 1.2 mol B. 1.8 mol C. 2.5 mol D. 1.5mol
【答案】B
【解析】在一定温度下，CO和水蒸气分别为1 mol、3 mol，在密闭容器中发生反应CO＋H2O(g)CO2＋H2，达平衡后测得CO2为0.75 mol，则H2的物质的量也是0.75 mol，CO2和H2的物质的量之和是1.5mol。向体系中再通入6 mol水蒸气，化学平衡向正反应方向移动，达到新的平衡后，CO2和H2的物质的量之和会有所增大，但一定小于极限值2mol，所以可能为B，本题选B。
11.已知298.15K时，可逆反应:Pb2+（aq）+Sn（s）Pb（s）+Sn2+（aq）的平衡常数K=2.2，若溶液中Pb2+和Sn2+的浓度均为0.010mol·L-1，则反应进行的方向是( )
A. 向右进行 B. 向左进行
C. 处于平衡状态 D. 无法判断
【答案】A
【解析】
【详解】已知298.15K时，可逆反应：Pb2+（aq）+Sn（s）⇌Pb（s）+Sn2+（aq）的平衡常数K=2.2，若溶液中Pb2+和Sn2+的浓度均为0.10mol•L-1，Qc=c(Sn2+)/c(Pb2+)=1
B.反应正向进行，故B错误；
C.反应未达到平衡状态，故C错误；
D.依据浓度商和平衡常数比较大小，可以分析判断反应进行的分析，故D错误。
故选A。
12.在恒温密闭容器中发生反应：CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) ∆H>0，反应达到平衡后，tl时缩小容器体积， x随时间(t)变化的关系如下图所示。x不可能是（ ）
A. υ逆（逆反应速率） B. ρ（容器内气体密度）
C. m(容器内CaO质量) D. p（容器压强）
【答案】C
【解析】
【分析】该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，υ逆先增大后减小，温度没有变化时，容器中二氧化碳的密度先增大，后减小，据此分析。
【详解】该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，
A、缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，υ逆先增大后减小，符合图象，所以A选项是正确的；
B、容器中二氧化碳的密度先增大，后减小，所以B选项是正确的；
C、缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，容器内CaO质量增加，故C错误；
D、该反应中只有二氧化碳是气体，反应达到平衡后，tl时，缩小容器体积，二氧化碳浓度增大，平衡逆向移动，二氧化碳浓度减小，因此容器压强也是先增大后减小，符合图象，所以D选项是正确的。
故选C。
13.在恒容密闭容器中，由CO合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，在其他条件不变的情况下，研究温度对反应的影响，实验结果如图所示，下列说法正确的是( )
A. CO合成甲醇的反应为吸热反应
B. 平衡常数
C. 该反应在时的平衡常数比时的小
D. 处于A点的反应体系从变到，达到平衡时增大
【答案】D
【解析】
【详解】A. 由图可知，T2温度下到达平衡所需时间较短，反应速率较快，温度T2>T1，则温度越高，平衡时甲醇的物质的量越小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，所以合成甲醇的反应为放热反应，A项错误；
B. CO(g)+2H2(g)⇌CH3OH(g)的平衡常数表达式，B项错误；
C. 由图可知，T2温度下到达平衡所需时间较短，反应速率较快，故温度T2>T1，温度越高，平衡时甲醇的物质的量越小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数降低，在T1时的平衡常数比T2时的大，C项错误；
D. 由图可知，处于A点的反应体系从T1变到T2，温度升高，平衡向逆反应方向移动，氢气物质的量增大，甲醇的物质的量减小，增大，D项正确；
答案选D。
14.下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。
下列说法不正确的是（ ）
A. 通过计算，可知系统(Ⅰ)制备氢气的热化学方程式为：H2O(l)= H2(g)+1/2O2(g) ΔH = 286 kJ· mol-1
B. 通过计算，可知系统(Ⅱ)制备氢气的热化学方程式为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH =20kJ·mol-1
C. 若反应H2(g)+1/2O2(g)=H2O(g) ΔH = －a kJ · mol-1 ， 则a>286
D. 制得等量H2所需能量较少的是热化学硫碘循环硫化氢分解法
【答案】C
【解析】
【分析】此题考查盖斯定律的应用，根据盖斯定律可以求得总反应方程式中的焓变。
【详解】A. 根据盖斯定律进行方程式的加合，①式+②式+③式，得系统(Ⅰ)制备氢气的热化学方程式为：H2O(l)=H2(g)+O2(g) ΔH = +286 kJ· mol-1，A正确，故A不符合题意。
B. 根据盖斯定律进行方程式的加合，②式+③式+④式，得系统(Ⅱ)制备氢气的热化学方程式为：H2S(g)=H2(g)+S(s) ΔH =+20kJ·mol-1，B正确，故B不符合题意。
C. 若反应H2(g)+O2(g)=H2O(g) 生成气体水，放出的热量小，故a<286，C不正确，故C符合题意。
D. 根据系统(Ⅰ)(Ⅱ)总的热化学方程式得出：放出的热量较少的是硫碘循环硫化氢分解法，D正确，故D不符合题意。
故答案选C。
15.根据合成氨反应的能量变化示意图，下列有关说法正确的是（ ）
A. 若合成氨反应使用催化剂，反应放出的热量增多
B. 断裂0.5moIN2(g)和1.5molH2(g)中所有的化学键释放akJ热量
C. 2NH3(l)= N2(g)+3H2(g) △H=2(b+c-a) kJ/mol
D. N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=-2(a-b)kJ/mol
【答案】C
【解析】
【详解】A.催化剂可降低反应的活化能，但不改变反应物、生成物的总能量，因此反应热不变，A错误。
B.断开化学键吸收热量，而不是释放热量，B错误；
C.由图可知N2(g)+H2(g)=NH3(l) △H=+(a-b-c)kJ/mol，可逆反应的焓变的数值相同而符号相反，则2NH3(l)= N2(g)+3H2(g) △H=+2(b+c-a) kJ/mol，C正确；
D.由图可知N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)是放热反应，热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H=2(a-b)kJ/mol，D错误；
故合理选项是C。
16.已知甲为恒压容器、乙为恒容容器。相同条件下充入等物质的量的NO2气体，且起始时体积相同。发生反应：2NO2(g)N2O4(g)△H＜0。一段时间后达到平衡状态，下列说法中正确的是( )
A. 该反应的平衡常数表达式K=
B. 达到平衡所需时间，甲与乙相等
C. 平衡时NO2体积分数：甲＜乙
D. 若两容器内气体的压强保持不变，均说明反应已达到平衡状态
【答案】C
【解析】
【详解】A．平衡常数应等于生成物浓度系数次幂之积除以反应物浓度系数次幂之积，即K=，故A错误；
B．因为该反应是体积减小的反应，甲是恒压，而乙是恒容，所以在反应过程中甲的压强大于乙，压强大反应速率也大，所以甲达到平衡的时间也短，故B错误；
C．因为该反应是体积减小的反应，甲是恒压，而乙是恒容，所以在达到平衡时，甲的压强大于乙，甲容器中反应正向进行的程度大于乙，所以NO2体积分数：甲＜乙，故C正确；
D．由于甲容器始终是恒压条件，所以压强不变不能说明该容器中反应已经处于平衡状态，D错误；
故答案为C。
17.大气污染越来越成为人们关注的问题，烟气中的NOx必须脱除(即脱硝)之后才能排放。
（1）CO和H2可作为能源和化工原料，应用十分广泛。 反应CO(g)＋H2O(g) H2(g)＋CO2(g)的平衡常数随温度的变化如表所示。
温度/℃
400
500
830
1 000
平衡常数K
10
9
1
0.6
①从上表可以推断：此反应是__________(填“吸”或“放”)热反应。
②在830 ℃下，若开始时向恒容密闭容器中充入CO与H2O均为1 mol，则达到平衡后CO的转化率为________。
（2）在汽车尾气系统中装置催化转化器，可有效降低NOx和CO的排放。
已知：①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1
②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH＝+180.5 kJ·mol−1
③2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ΔH＝−116.5 kJ·mol−1
回答下列问题：
①CO的燃烧热为 _________。 若1 mol N2(g)、1 mol O2(g) 分子中化学键断裂时分别需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，则1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为_________kJ。
②写出CO将NO2还原为单质反应的热化学方程式为______________________________
（3）汽车排气管上的催化转化器，发生上述的CO将NO2还原为单质反应。在一定温度下，将一定量的CO和NO2充入2L固定容积的容器中，回答以下问题：
①从反应开始到5min，生成了0.08mol N2，则5min内υ(CO)=_________ ____mol⋅L−1⋅min−1。
②25min时，物质浓度变化如图所示，则改变的条件可能是___________(填字母标号)。
A.缩小容器体积 B.增加NO2的浓度 C.降低温度 D.升高温度
【答案】(1). 放 (2). 50% (3). 283kJ/mol (4). 631.75 (5). 2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO2(g) ΔH = -1196kJ/mol (6). 0.032 (7). D
【解析】
【详解】（1）①K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积比，则K为，由表格中的数据可知，温度越大，K越小，则正反应为放热反应；
②830℃， CO（g）+H2O（g）⇌H2（g）+CO2（g），
开始(mol) 1 1 0 0
转化(mol) x x x x
平衡(mol) 1-x 1-x x x
设容器的体积为VL，K==1，解得x=0.5，则CO的转化率为×100%=50%；
（2）①由①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1可知， 2molCO完全燃烧放出566.0 kJ的热量，所以1molCO完全燃烧放出283kJ的热量，所以CO的燃烧热为283kJ/mol；
若1 mol N2(g)、1 mol O2(g) 分子中化学键断裂时分别需要吸收946 kJ、498 kJ的能量，设1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为y，由②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH=946kJ /mol+498kJ/mol -2y=+180.5kJ/mol，解之得y=631.75kJ/mol，所以1 mol NO(g) 分子中化学键断裂时需吸收的能量为631.75kJ；
②由①2CO(g)＋O2(g) 2CO2(g) ΔH＝−566.0 kJ·mol−1，②N2(g)＋O2(g) 2NO(g) ΔH＝=+180.5kJ/mol，③2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ΔH＝−116.5 kJ·mol−1，①×2-②-③可得：2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO(g) ΔH=(−566.0 kJ·mol−1)×2-(+180.5kJ/mol)-( −116.5 k J·mol−1)=-1196kJ/mol，所以CO将NO2还原为单质的热化学方程式为2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO(g) ΔH=-1196kJ/mol；
(3)①2NO2(g)+4CO(g)=N2(g)+4CO2(g)，从反应开始到5min，生成了0.08mol N2，则5min内υ(CO)==0.032mol⋅L−1⋅min−1；
②由图像可知，25min时，改变条件的瞬间NO2和N2的浓度都不变，改变条件后，NO2浓度增大，N2浓度减小，说明平衡逆向移动，故改变的条件应该是升高温度；答案选D。
18.在固定容积为1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题：
(1)反应的ΔH________(填“大于”或“小于”)0；100 ℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0～60 s时段，反应速率v(N2O4)为______________________________。
(2)100 ℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)降低，经10 s又达到平衡。
①T________(填“大于”或“小于”)100 ℃，判断理由是_____________________；
②100 ℃时达到平衡后，向容器中再充入0.20 mol NO2气体，新平衡建立后，NO2的体积分数________(填“增大”“不变”或“减小”)。
(3)温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减小一半，平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是_____________________________________________。
【答案】(1). 大于 (2). 0.001 0 mol·L－1·s－1 (3). 大于 (4). 正反应方向吸热，平衡向吸热方向移动，故温度升高 (5). 减小 (6). 逆反应 (7). 对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动
【解析】
【分析】（1）根据温度对平衡状态的影响分析；根据υ＝△c/△t计算；
（2）根据外界条件对平衡状态的影响分析。
【详解】（1）根据信息，升高温度，混合气体的颜色变深，说明平衡向正反应方向进行，根据勒夏特列原理，正反应方向为吸热反应，即△H＞0；反应速率等于变化浓度和时间的比值，υ(N2O4)＝(0.1－0.04)mol/L÷60 s＝0.0010 mol/(L·s)；
（2）①改变温度，c(N2O4)降低，说明平衡向正反应方向进行。由于正反应是吸热反应，根据勒夏特列原理，应是升高温度，即T＞100℃；
②恒容状态下，再充入NO2，相当于在原来的基础上加压，平衡应向体积减小的方向移动，平衡向逆反应方向移动，因此新平衡建立后，NO2的体积分数减小；
（3）容积减少一半，压强增大，根据勒夏特列原理，增大压强，平衡向体积减小方向进行，即向逆反应方向移动。
19.开发、使用清洁能源发展“低碳经济”，正成为科学家研究的主要课题。氢气、甲醇是优质的清洁燃料，可制作燃料电池。
（1）已知：①2CH3OH（1）+ 3O2（g）= 2CO2（g）+ 4H2O（g）ΔH1 = –1275.6 kJ·mol– 1
②2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g） ΔH2 = –566.0 kJ·mol– 1
③H2O（g）= H2O（1） ΔH3 = –44.0 kJ·mol– 1
写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式：___________________。
（2）生产甲醇的原料CO和H2来源于：CH4（g）+ H2O（g）CO（g）+ 3H2（g）
①一定条件下CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图a。则，Pl _______P2；A、B、C三点处对应平衡常数（KA、KB、KC）的由大到小的顺序为__________。（填“<”、“>”“=”）
②100℃时，将1 mol CH4和2 mol H2O通入容积为100 L的反应室，如果5min达到平衡时CH4的转化率为0.5，则v(H2)=________________100℃时该反应的平衡常数K =_________。反应达到平衡的标志是：_____________。
A．容器内气体密度恒定
B．单位时间内消耗0.1 mol CH4同时生成0.3 mol H2
C．容器的压强恒定
D．3v正（CH4）= v逆（H2）
③为了加快化学反应速率且使体系中气体的物质的量减少，其他条件不变时，可采取的措施有________(填编号)。
A.升高温度 B.缩小容器体积 C.再充入CH4气体 D.使用合适的催化剂
【答案】(1). CH3OH（l）+ O2（g）= CO（g）+ 2H2O（l） ΔH = –442．8 kJ·mol – 1 (2). < (3). KC> KB >KA (4). 0.003mol/L·min (5). 2.25×10– 4 (6). CD (7). B
【解析】
【分析】根据盖斯定律分析热化学方程式的书写和热量的计算，根据平衡的三段式计算平衡时的数据和平衡常数、速率等，根据条件对平衡的影响进行分析。
【详解】(1)根据盖斯定律分析，热化学方程式 ①2CH3OH（1）+ 3O2（g）= 2CO2（g）+ 4H2O（g）ΔH1 = –1275.6 kJ·mol– 1，②2CO（g）+ O2（g）= 2CO2（g） ΔH2 = –566.0 kJ·mol– 1，③H2O（g）= H2O（1） ΔH3 = –44.0 kJ·mol– 1分析，有（①-②+③×4）/2得热化学方程式 CH3OH（l）+ O2（g）= CO（g）+ 2H2O（l） ΔH =（-1275.6+566-44×4）kJ/mol/2= –442．8 kJ·mol – 1；
(2) ①温度不变，随着压强增大，平衡逆向移动，甲烷的平衡转化率减小，所以P1
②甲烷的消耗量为0.5mol，则根据方程式分析生成1.5mol氢气，则氢气表示反应速率为=mol/(L·min)=0.003mol/(L·min)；
CH4（g）+ H2O（g）CO（g）+ 3H2（g）
起始物质的量1 2 0 0
改变物质的量0.5 0.5 0.5 1.5
平衡物质的量0.5 1.5 0.5 1.5
平衡常数为=2.25×10–4；
A．该反应全为气体，容器的体积不变，所以容器内气体密度始终不变，所以密度恒定不能说明反应达到平衡，故错误；B．单位时间内消耗0.1 mol CH4同时生成0.3 mol H2 都表示正反应速率，不能说明反应达到平衡，故错误；C．容器的压强恒定可以说明反应体系中气体总物质的量不变，说明反应达到平衡，故正确；D．3v正（CH4）= v逆（H2）可以说明正逆反应速率相等，则能说明反应到平衡，故选CD。
③A.升高温度平衡正向移动，体系中气体物质的量增加，故错误；B.缩小容器体积，反应速率加快，平衡逆向移动，气体物质的量减小，故正确；C.再充入CH4气体，反应速率增加，平衡正向移动，气体物质的量增加，故错误；D.使用合适的催化剂，反应速率加快，但平衡不移动气体物质的量不变，故错误。故选B。
20.甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如下表所示：
化学反应
平衡常数
温度/℃
500
800
①2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
K1
2.5
0.15
②H2(g)＋CO2(g) H2O(g)＋CO(g)
K2
1.0
2.50
③3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
K3
（1）据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝________(用K1、K2表示)。
（2）反应③的ΔH_________0(填“＞”或“＜”)。
（3）500℃时测得反应③在某时刻H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)浓度(mol·L－1)分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时υ正_____υ逆(填“>”、“＝”或“<”)。
（4）500℃时2L密闭容器中投入a mol H2、b mol CO发生反应①；测得平衡时H2(g)、CO(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.2、0.1则：
①平衡时H2的转化率为________（保留一位有效数字）。
②若向平衡后的容器中再投入a mol H2、b mol CO，达平衡后，CH3OH的体积分数与原平衡相比______________（填“增大”、“减小”或“不变”）
【答案】(1). K1×K2 (2). < (3). > (4). 0.09（或9%） (5). 增大
【解析】
【详解】（1）依据反应①+②得到反应③，反应③3H2（g）+CO2（g）CH3OH（g）+H2O（g）的平衡常数K3=K1×K2；
（2）500℃时K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5；800℃时K3=K1×K2=0.15×2.50=0.375；故对于反应③，升高温度K减小，则平衡逆向移动，则ΔH<0；
（3）在500℃、2L的密闭容器中，进行反应③，测得反应③在某时刻，H2（g）、CO2（g）、CH3OH（g）、H2O （g）的浓度（mol/L）分别为0.8、0.1、0.3、0.15，Qc==0.88＜K=2.5，反应正向进行，υ正＞υ逆；
（4）500℃时2L密闭容器中投入a mol H2、b mol CO发生反应①；测得平衡时H2(g)、CO(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.2、0.1则：
① 2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
开始(mol/L) 0.5a 0.5b 0
转化(mol/L) 0.5a-0.2 0.5b-0.1 0.5b-0.1
平衡(mol/L) 0.2 0.1 0.5b-0.1
K1==2.5，解得b =0.22，根据转化之比等于化学计量数之比，0.5a-0.2=2×(0.5b-0.1)，解得a=2b=0.44，平衡时H2的转化率为；
②若向平衡后的容器中再投入a mol H2、b mol CO，则相当于恒容条件下增大压强，平衡正向移动，故达平衡后，CH3OH的体积分数与原平衡相比增大。
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