第二章 化学反应速率与化学平衡++单元测试题 2023-2024学年高二上学期人教版（2019）化学选择性必修1

这是一份第二章 化学反应速率与化学平衡++单元测试题 2023-2024学年高二上学期人教版（2019）化学选择性必修1，共27页。
第二章《化学反应速率与化学平衡》测试题
一、单选题（共12题）
1．一定条件下，在体积为10 L的密闭容器中，1 mol X和1 mol Y进行反应：2X(g)＋Y(g)Z(g)，经60 s达到平衡，生成0.3 mol Z，下列说法正确的是
A．以X浓度变化表示的反应速率为0.001 mol/(L·s)
B．将容器体积变为20 L，Z的平衡浓度变为原来的1/2
C．若升高温度Y的转化率减小，则正反应为吸热反应
D．达到平衡时，X与Y 的浓度相等
2．在某催化剂作用下，乙炔选择性加成反应C2H2(g)+H2(g)⇌C2H4(g)  ΔHT2，ΔH>0
B．vM正=vB正>vA逆
C．维持T2不变，再向容器中充入1 mol W，新平衡时W的百分含量减小
D．T1时，容器内起始总压为p0 kPa，则用分压表示的该反应的平衡常数Kp=kPa-1
10．已知：Sn(S、灰)Sn(S、白)  -2.1kJ。由此可以得出
A．灰锡和白锡互为同位素 B．灰锡和白锡的互相转化是可逆反应
C．白锡具有的能量高 D．常温下锡主要以灰锡的状态存在
11．向甲、乙、丙三个密闭容器中充入一定量的A和B，发生反应：A(g)+xB(g)⇌2C(g) ∆H=akJ·mol-1.各容器的反应温度、反应物起始量，反应过程中C的浓度随时间变化关系分别以如图和如表表示，下列说法正确的是

容器
甲
乙
丙
容积
0.5L
0.5L
1.0L
温度/℃
T1
T2
T2
反应物
起始量
1.5molA
0.5molB
1.5molA
0.5molB
6.0molA
2.0molB

A．T1v(正)
D．T2℃，向丙容器的平衡体系中再充入1.5molA、0.5molB，达到新平衡时C的体积分数大于25%
12．某温度下，体积一定的密闭容器中进行如下反应：X（g）+Y（g）Z（g）+W（s） ΔH>0，下列叙述不正确的是
A．在容器中加入氩气，反应速率不变
B．加入少量W，逆反应速率不变
C．升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小
D．将容器的体积压缩，可增大单位体积内活化分子数，有效碰撞次数增大
二、非选择题（共10题）
13．某学习小组研究影响锌与稀硫酸反应速率的外界条件，设计实验的数据如下：
实验序号
锌的质量/g
锌的状态
c(H2SO4)/mol·L-1
V(H2SO4)/mL
反应前溶液的温度/℃
其他试剂
1
0.65
粒状
0.5
50
20
无
2
0.65
粉末
0.5
50
20
无
3
0.65
粒状
0.5
50
20
2滴CuSO4溶液
4
0.65
粉末
0.8
50
20
无
5
0.65
粉末
0.8
50
35
2滴CuSO4溶液
(1)在此5组实验中，判断锌和稀硫酸反应速率大小，最简单的方法可通过测定 进行判断，其速率最快的是 (填实验序号)
(2)实验1和2表明 对反应速率有影响；实验1和3表明 对反应速率有影响。
(3)进行实验2时，小组同学根据实验过程绘制的氢气体积(标准状况下)与时间的关系如图所示。

在OA、AB、BC三段中反应速率最快的是 ，其原因是
14．(1)参考合成反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)的平衡常数，回答下列问题：
温度/℃
0
50
100
200
300
400
平衡常数
667
100
13
1.9×10-2
2.4×10-4
1×10-5
①该反应正反应是 （填“放热”或“吸热”）反应；
②在T℃时，1L密闭容器中，投入0.1molCO和0.2molH2，达到平衡时，CO转化率为50%，则T= ℃。
(2)CH3OH也可由CO2和H2合成。在体积为1L的密闭容器中，充入lmolCO2和3molH2，一定条件下反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH=-49.0kJ/mol，测得CO2和CH3OH(g)浓度随时间变化如图所示。

①该反应的平衡常数表达式为K= ；从反应开始到10min，v(H2)= mol·L-1·min-1；
②下列情况能说明该反应一定达到平衡状态的是 (填字母)
A．v(CO2)消耗=v(CH3OH)生成
B．气体的密度不再随时间改变
C．CO2和CH3OH的浓度之比不再随时间改变
D．气体的平均相对分子质量不再随时间改变
③为了加快化学反应速率且使体系中气体的物质的量增大，只改变下列某一条件，可采取的措施有 (填字母)
A．升高温度   B．缩小容器体积    C．再充入CO2气体   D．使用合适的催化剂
④相同温度下，在另一个容积为1 L的密闭容器中充入2mol CH3OH(g)和2molH2O(g)，达到平衡时CO2的浓度 (填“＞”、“＜”或“=”)0.25mol·L-1。
15．工业制备纯碱的原理为：NaCl+CO2+NH3+H2O→NH4Cl+NaHCO3↓。完成下列填空：
（1）上述反应体系中出现的几种短周期元素，非金属性最强的是 ，第二周期原子半径由大到小的是 。
（2）反应体系中出现的非金属元素可形成多种化合物，其中和铵根离子空间构型相同且属于有机物的电子式是 ，该分子为 （选填“极性”、“非极性”）分子。
（3）写出上述元素中有三个未成对电子的原子核外电子排布式 ，下列关于该元素和氧元素之间非金属性大小判断依据正确的是 （填编号）
a.最高价氧化物对应水化物的酸性
b.两元素形成化合物的化合价
c.气态氢化物的稳定性
d.氢化物水溶液的酸碱性
侯氏制碱法也称联碱法，联合了合成氨工厂，发生如下反应：N2+3H22NH3
（4）工业为了提高H2的转化率，一般会加入稍过量的N2，这样做对平衡常数的影响是 （填“变大”，“变小”或“无影响”，下同），对N2的转化率的影响是 ，对H2的反应速率的影响是 。
（5）该反应的催化剂是 （填名称）。反应本身为放热反应，但是工业仍然选择高温的理由是： 。
16．某小组同学探究盐对平衡体系的影响。
实验Ⅰ：探究KCl对和平衡体系的影响
将等体积、低浓度的溶液(已用稀盐酸酸化)和溶液混合，静置至体系达平衡，得红色浴液a.各取3mL溶液a放入3支比色皿中，分别滴加0.1mL不同浓度的KCl溶液，并测定各溶液的透光率随时间的变化，结果如图所示。

已知：①溶液的透光率与溶液颜色深浅有关，颜色深，透光率低。
②在水溶液中由于水解而显黄色；溶液中存在(黄色)。
(1)稀盐酸酸化溶液的目的是 。采用浓度较低的溶液制备和平衡体系，是为了避免 (填离子符号)的颜色对实验干扰。
(2)从实验结果来看，KCl溶液确实对和平衡体系有影响，且随着KCl浓度增大，平衡向 (填“正”或“逆”)反应方向移动。
同学查阅相关资料，认为可能的原因有：
原因1：溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽，使该离子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应。KCl溶液的加入使和平衡状态因盐效应而发生变化。
原因2：溶液中存在副反应，离子浓度发生变化，导致和平衡状态发生变化。
(3)基于以上分析，该组同学取等体积的溶液a，分别加入等物质的量的不同种类的盐晶体(忽略溶液体积变化)，观察颜色变化，结果如下表。
序号
加入少量盐
溶液颜色
1
无
红色
2
KCl
变浅
3

略变浅
4
NaCl
变浅程度较大
①上述实验可证明盐效应影响了和平衡体系的是 (填字母序号)。
a.1和2    b.1和3    c.1和4
②选择实验 (填序号)可得出结论：的盐效应弱于的盐效应。简述选择实验的理由 。
(4)取等体积的溶液a继续进行实验，结果如下表。
序号
加入溶液
溶液颜色
5
1mL浓盐酸
明显变浅，溶液偏黄
6
1mL去离子水
略变浅
上述实验可证明副反应影响了和平衡体系，结合实验现象及化学用语分析副反应对和平衡体系有影响的原因： 。
17．用酸性KMnO4和H2C2O4(草酸)反应研究影响反应速率的外界因素，离子方程式为2+5H2C2O4+6H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O。设计实验方案如下(KMnO4溶液已酸化)：
实验编号
室温下，试管中所加试剂及其用量/mL
溶液褪色至无色所需时间/min
0.6mol/LH2C2O4溶液
H2O
0.1mol/LKMnO4溶液
3mol/LH2SO4溶液
1
3.0
13.0
2.0
2.0
8.0
2
2.0
14.0
2.0
2.0
10.4
3
1.0
V1
V2
2.0
12.8
请回答：
（1）该实验探究的是 因素对化学反应速率的影响。
（2）请完成上述实验设计表：V1＝ ，V2＝ 。
（3）利用实验1中数据计算，平均反应速率：v(KMnO4)＝ 。
（4）小组同学发现反应速率总是如图1，其中t1～t2时间内速率变快的主要原因可能是：

①、产物Mn2+是该反应的催化剂；②、 。
（5）该小组同学查阅已有的实验资料发现，该实验过程中Mn2+对反应有催化作用，并继续进行实验探究。请你帮助该小组同学完成实验方案。
实验编号
室温下，试管中所加试剂及其用量
室温下溶液褪色至无色所需时间/min
0.6mol/LH2C2O4溶液
H2O
0.1mol/LKMnO4溶液
3mol/LH2SO4溶液
少量
4
3.0mL
13.0mL
2.0mL
2.0mL
X
t
①所加试剂X最好选用
A、0.1mol/LMnCl2B、0.1mol/LMnSO4C、MnSO4粉末D、MnCl2粉末
②如果查阅资料正确，预计应观察到的现象是 。
18．下表是稀硫酸与某金属反应的实验数据：
实验序号
金属质量/g
金属状态
C(H2SO4)/mol/L
V(H2SO4)/mL
溶液温度/℃
金属消失的时间/s
反应前
反应后
①
0.10
丝
0.5
50
20
34
500
②
0.10
粉末
0.5
50
20
35
50
③
0.10
丝
0.8
50
20
35
200
④
0.10
粉末
0.8
50
20
36
25
⑤
0.10
丝
1.0
50
25
40
100
⑥
0.10
丝
1.0
50
35
50
50
分析上述数据，回答下列问题：
(1)实验③和④表明， 对反应速率有影响， ，反应速率越快，能表明同一规律的实验还有 (填实验序号)
(2)仅表明反应物浓度对反应速率产生影响的实验有 、 (填实验序号)。
(3)本实验中影响反应速率的其他因素还有 ，其实验序号是 。
(4)实验中的所有反应，反应前后溶液的温度变化值(约15℃)相近，推测其原因： 。
19．某温度时，在0.5L密闭容器中，某一可逆反应的A、B气体物质的量随时间变化的曲线如图所示，由图中数据分析可得：

(1)该反应的化学方程式为 。
(2)若降低温度，则该反应的正反应速率 (填“加快”“减慢”或“不变”，下同)，逆反应速率 。
(3)第4min时，正、逆反应速率的大小关系为 (填”>””==466K，即最低分解温度约为466K。
故选B。
5．D
A.由图可知，t1～t2 s生成的CO2气体最多，故A正确；
B.O～t1 s，随着反应的进行，反应物的浓度是减小的，反应速率增大说明该反应一定放热，温度升高，反应速率加快，故B正确；
C.由图知：若用单位时间内CO2的体积变化来表示该反应的反应速率，则t2～t3 s内的反应速率为，故C正确；
D.将碳酸钙固体研成粉末，反应物的接触面积增大，反应速率加快，而曲线乙表示生成CO2的速率比曲线甲慢，故D错误；
故选D。
6．B
A．配制氯化铁溶液时，将氯化铁固体加入盐酸中，可抑制Fe3+的水解，能用勒夏特列原理解释，故A不符合题意；
B．2NO2(g)N2O4(g)平衡体系，减小体积加压时浓度增大，故颜色变深，与平衡无关，故不能用勒夏特列原理解释，故B符合题意；
C．温度升高，促进水的电离平衡，氢离子浓度增大，纯水的pH减小，是温度对平衡的影响，能用勒夏特列原理解释，故C不符合题意；
D．打开汽水瓶盖后，瓶中马上泛起大量泡沫，是压强对化学平衡的影响导致的，且存在可逆反应，能用勒夏特列原理解释，故D不符合题意；
故选B。
7．B
A．由图可知，催化剂能降低过渡态的能量，但不能提高反应物的能量，故A错误；
B．由图可知，过程①的活化能大于过程②，反应速率慢于过程②，则过程①的反应是加催化剂时的控速反应，故B正确；
C．由图可知，过程①和过程②都是反应物总能量大于生成物总能量的放热反应，故C错误；
D．总反应的反应热只与反应物和生成物的总能量有关，与过渡态的能量无关，故D错误；
故选B。
8．C
A．由表中数据可求得前4min内消耗Y为0.50mol，v(Y)=，v (Z)=2 v (Y)=0.025mol/(L·min)，A错误；
B．由表中数据可知7min时反应到达平衡，反应的三段式为，所以平衡常数K=，B错误；
C．其他条件不变，9min时是平衡状态，再充入1.6molX，平衡向正反应方向移动，促进了Y的转化，故再次达到平衡时Y的转化率增大，C正确；
D．T1时，平衡常数K=1.44，降温到T2达到平衡时，平衡常数K2=4，说明降低温度平衡正向移动，使K增大，所以该反应正向为放热反应，焓变小于零，D错误；
故选C。
9．D
A．“先拐先平数值大”，T1先拐，所以T1>T2，由T2到T1，温度升高，异丁烯的转化率降低，即平衡逆向移动，逆向为吸热反应，则，A项不符合题意；
B．温度相同时，M点和B点异丁烯的转化率相同，即异丁烯的浓度相同，有，但是M点对应的温度T1偏高，所以，B项不符合题意；
C．其他条件不变，再冲入1molW，使R的转化率提高，而W自身的转化率降低，此时W的百分含量会相应升高，C项不符合题意；
D． 假设甲醇和异丁烯的初始物质的量都是1mol，T1时异丁烯的转化率为80%，则消耗的异丁烯为0.8mol，列出三段式：

平衡时总物质的量为0.2+0.2+0.8=1.2mol，因为是刚性容器，所以容器体积不变，则压强改变，初始压强为p0，平衡时压强为，则，，kPa-1，D项符合题意；
故正确选项为D。
10．C
A．灰锡和白锡都是锡的单质，互为同素异形体，A项错误；
B．Sn(S、灰)Sn(S、白)，两个可逆过程需要的温度不一致，不是同时进行的反应，故不属于可逆反应，B项错误；
C．Sn(S、灰)Sn(S、白) -2.1kJ，根据能量守恒可知，Sn(S、灰)的总能量等于Sn(S、白)的总能量减去2.1 kJ，Sn(S、灰)的总能量低于Sn(S、白)，故白锡具有的能量高，C项正确；
D．由转化关系可知温度高于13.2℃时以主要以白锡状态存在，一般认为常温是25℃，因此常温下主要以白锡的状态存在，D项错误。
故答案选C。
11．C
对比乙和丙，平衡时丙中Δc(C)=2.0mol/L，则Δc(A)=1.0mol/L，容器丙的体积为1.0L，所以Δn(A)=1.0mol，所以容器丙中A的转化率为，同理可得容器乙中A的转化率也为，且容器乙和容器丙中的投料比相同，所以两容器内达到等效平衡，但容器丙的压强大于溶液乙，说明压强对该反应的平衡无影响，所以1+x=2，解得x=1，该反应的化学方程式为 A(g)＋B(g)⇌2C(g)。
A．甲乙投料相同，乙比甲先达到平衡，说明乙中温度高反应速率快，则T10.8(该反应前后气体系数之和相等可以用物质的量代替浓度计算浓度商)，所以平衡逆向移动，即v(逆)>v(正)，故C正确；
D．反应前后气体总物质的量不变，所以容器丙内平衡时C的体积分数为=25%，再充入1.5molA、0.5molB，A和B的投料比未发生改变，而该反应平衡不受压强影响，所以新的平衡与原平衡为等效平衡，C的体积分数不变，故D错误；
综上所述答案为C。
12．C
A．在体积一定的密闭容器中加入与反应无关的氩气，各组分的浓度不变；
B．增加或减少固体的量，反应速率不变；
C．升高温度，活化分子数增大，有效碰撞次数增大，正、逆反应速率均增大；
D．增大压强，可增大单位体积内活化分子数，有效碰撞次数增大，反应速率加快。
A．在体积一定的密闭容器中加入氩气，压强增大，各组分的浓度不变，所以反应速率不变，故A正确；
B．W是固体，所以加入少量W，正、逆反应速率均不变，故B正确；
C．升高温度，正、逆反应速率均增大，故C错误；
D．将容器的体积压缩，压强增大，增大单位体积内活化分子数，有效碰撞次数增大，反应速率加快，但单位体积内活化分子的百分数不变，故D正确；
故选C。
【点睛】稀有气体对化学反应速率和化学平衡的影响分析
（1）恒温恒容：充入稀有气体体系总压强增大，但各反应成分分压不变，即各反应成分的浓度不变，化学反应速率不变，平衡不移动；
（2）恒温恒压：充入稀有气体容器容积增大各反应成分浓度降低反应速率减小，平衡向气体体积增大的方向移动。
13． 锌完全消失所需的时间 5 固体反应物的表面积 (是否形成)原电池 AB 反应放热，使温度升高，反应速率加快
(1)判断锌和稀硫酸反应速率大小可通过测定锌完全消失所需的时间进行判断；对5组实验数据进行对比不难看出，实验5用粉末状锌、更浓的硫酸、反应温度最高且滴加2滴CuSO4溶液（Zn与置换出的Cu、硫酸构成原电池），其反应速率最快。
(2)对比实验1和2的实验条件可知，固体反应物的表面积对反应速率有影响；对比实验1和3的实验条件可知，原电池反应对反应速率有影响。
(3)OA、AB、BC三段反应时间相同，产生H2最多的一段反应速率最快，故反应速率最快的是AB段，原因是反应放热，使温度升高，反应速率加快。
14． 放热 50 0.225 CD AC ＞
(1)①根据温度与化学平衡常数的关系，结合平衡移动原理分析；
②根据CO的平衡转化率计算该反应的平衡常数，结合表格数据判断反应进行的温度；
(2)①根据平衡常数的含义书写表达式，先根据图象计算v(CO2),然后根据反应速率与化学计量数关系计算从反应开始到10min的v(H2)；
②根据可逆反应达到平衡状态时各种物质的浓度不变，含量不变，正逆反应速率不变分析；
③根据影响反应速率的因素和化学平衡影响因素分析判断；
④根据等效平衡分析判断。
(1)①根据表格数据可知：升高温度，该反应的化学平衡常数降低，说明：升高温度化学平衡逆向移动，由于升高温度化学平衡向吸热反应方向移动，逆反应为吸热反应，则该反应的正反应为放热反应；
②在T℃时，在1L密闭容器中，投入0.1molCO和0.2molH2，发生反应：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，达到平衡时，CO转化率为50%，则反应的CO物质的量浓度为0.05mol/L，则同时反应消耗H2的浓度为0.1mol/L，反应产生的CH3OH(g)浓度为0.05mol/L，则平衡时c(CO)=0.05mol/L，c(H2)=0.1mol/L，则该温度下的化学平衡常数K==100，根据温度与化学平衡常数的关系可知：反应温度为50℃；
(2)①化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时，各种生成物浓度幂之积与各种反应物浓度幂之积的比，对于反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，其平衡常数表达式为K=；从反应开始到10min，v(CO2)==0.075mol/(L·min)，由于反应用不同物质表示反应速率，速率比等于化学方程式中化学计量数的比，所以从反应开始到10min，v(H2)=3v(CO2)=0.225mol/(L·min)；
②A.v(CO2)消耗 =v(CH3OH)生成表示的是反应正向进行，不能说明为平衡状态，A错误；
B.容器的容积不变，反应混合物都是气体，在任何条件下气体的密度都不变，因此不能根据气体的密度不再随时间改变判断反应处于平衡状态，B错误；
C.CO2和CH3OH的浓度之比不再随时间改变，说明反应混合物中任何物质的浓度不变，反应处于平衡状态，C正确；
D.反应前后气体的质量不变，而气体的物质的量改变，若反应混合物中，气体的平均相对分子质量不再随时间改变，说明气体的物质的量不再发生变化，反应达到平衡状态，D正确；
故合理选项是CD；
③A.升高温度化学反应速率增大，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，气体的物质的量增大，A符合题意；   
B.缩小容器体积物质的浓度增大，反应速率加快，反应体系压强也随之增大，增大压强，平衡向气体体积减小的正反应方向移动，气体的物质的量减小，B不符合题意；    
C.再充入CO2气体，即增大了反应物的浓度，化学反应速率增大，化学平衡正向移动，总的来说气体的物质的量比原来增大，C符合题意；
D.使用合适的催化剂，化学反应速率加快，但化学平衡不发生移动，因此气体的物质的量不变，D不符合题意；
故合理选项是AC；
④对于反应CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在体积为1L的密闭容器中，充入lmolCO2和3molH2，由于该反应是反应前后气体体积不等的反应，所以其等效起始状态为向该容器中加入1mol CH3OH(g)和1molH2O(g)，而现在是在另一个容积为1 L的密闭容器中充入2mol CH3OH(g)和2molH2O(g)，相当于在1L密闭容器中加入1mol CH3OH(g)和1molH2O(g)，反应达到平衡后再加入1mol CH3OH(g)和1molH2O(g)，所以达到新的平衡时CO2的浓度大于原平衡时的浓度0.25mol/L。
【点睛】本题考查了化学图象在化学速率、等效化学平衡的应用等知识。根据温度与平衡常数的关系判断反应的热效应，根据平衡状态的特征、实质，结合反应特点判断平衡状态。
15． O C＞N＞O 非极性 1s22s22p3 bc 无影响 减小 变大 铁触媒 高温加快反应速率，催化剂适宜温度
(1)上述反应体系中出现的几种短周期元素为: H、C、N、O、Na、Cl。同周期元素，从左往右非金属性越来越强，同族元素从下往上，非金属性越来越强，所以几种短周期元素中非金属性最强的是O；同周期从左往右，元素的原子半径越来越小，C、N、O为第二周期的元素，其原子半径由大到小的顺序为：C＞N＞O；
(2)铵根离子空间构型为正四面体形，反应体系中出现的非金属元素可形成多种化合物，其中和铵根离子空间构型相同且属于有机物的是CH4，其电子式是 ，该分子为非极性分子；
(3)上述元素中有三个未成对电子的原子为N，其核外电子排布式为1s22s22p3，关于N与O元素之间非金属性大小判断依据：
a.O无最高价氧化物对应的水化物，a不能作为判据；
b.可根据两元素形成化合物NO中两元素的化合价来判断两者的非金属性大小，b能作为判据；
c.两者的气态氢化物分别为H2O、NH3，根据氢化物的稳定性可判断两者的非金属性大小，c能作为判据；
d.氢化物水溶液的酸碱性不能作为判断两者的非金属性大小的依据，d不能作为判据；
答案选bc；
(4)工业为了提高H2的转化率，加入稍过量的N2，因为温度不变，所以反应的平衡常数不变，增大N2的量，平衡移动最终只能削弱条件改变带来的影响而不能彻底消除，所以N2的量会比加量前平衡时的量要多，所以N2的转化率会降低，但会提高另一反应物(H2)的转化率；
(5)合成氨反应的催化剂是铁触媒。反应本身为放热反应，但是工业仍然选择高温的理由是：高温能够加快反应速率，且在该温度下适合催化剂发挥作用，即催化剂的活性强。
【点睛】元素非金属性大小的主要比较方法：
①根据元素周期表判断：同周期从左到右，非金属性逐渐增强；同主族从上到下非金属性逐渐减弱。②从元素单质与氢气化合难易上比较：非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。③从形成氢化物的稳定性上进行判断：氢化物越稳定，非金属性越强。④从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断：若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。⑤从非金属阴离子还原性强弱判断:非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱,其非金属性越弱。⑥根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断：一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正价的元素原子。
16．(1) 抑制Fe3+水解，避免铁离子水解产物颜色的干扰
(2)逆
(3) b 实验2和4 阴离子均为氯离子，加入，溶液变浅程度较大
(4)加入浓盐酸，氯离子浓度增大，平衡正向移动，溶液偏黄色，Fe3+浓度减小，平衡逆向移动，溶液颜色变浅
实验Ⅰ：探究对和平衡体系的影响，随着溶液浓度增大，溶液的透光率增加，按照题中信息，可能原因有：原因1，溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽，使该离子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应。溶液的加入使和平衡状态因盐效应而发生变化。原因2，溶液中存在副反应，离子浓度发生变化，导致和平衡状态发生变化。
（1）稀盐酸酸化溶液的目的是抑制Fe3+水解；有颜色，采用浓度较低的溶液制备和平衡体系，是为了避免的颜色对实验干扰；
（2）随着浓度增大，平衡正向移动，Fe3+浓度减小，平衡逆向移动；
（3）① 溶液和溶液中均存在氯离子，对平衡有影响，无法确定是盐效应使平衡移动，加入溶液，颜色略变浅，证明和平衡状态因盐效应而发生变化，故1和3可证明盐效应影响了和平衡体系，故选b；
② 选择实验2和4可得出结论：的盐效应弱于的盐效应；溶液和溶液中均存在氯离子，加入，溶液变浅程度较大；
（4）加入浓盐酸，氯离子浓度增大，平衡正向移动，溶液偏黄色，Fe3+浓度减小，平衡逆向移动，溶液颜色变浅。
17． 浓度 15.0 2.0 0.00125mol/(L·min) 该反应放热,温度升高，速率加快 C 与实验1相比，溶液褪色所需时间短(或所用时间小于8min)
该实验的目的是探究浓度对化学反应速率的影响，三组实验中的混合溶液除了草酸的浓度不同，其他条件都要保持一致，通过比较溶液褪色的时间判断反应速率的快慢，探究锰离子的催化作用要注意不能改变溶液总体积，也不能进入和酸性高锰酸钾反应的其他物质。
（1）由表格可知，三组实验高锰酸钾和硫酸的浓度相同，草酸的浓度不同，故该实验在探究浓度对化学反应速率的影响；
（2）由1、2两组实验可知，混合溶液的总体积是20mL，三组实验应该保持一致，高锰酸钾和草酸的浓度也应该保持一致，故V1=16mL-1mL=15mL，V2=2.0mL；
（3）草酸的物质的量为：0.6mol•L-1×0.003L=0.0018mol，高锰酸钾的物质的量为：0.1mol•L-1×0.002L=0.0002mol，草酸和高锰酸钾的物质的量之比为：0.0018mol：0.0002mol=9：1，显然草酸过量，高锰酸钾完全反应，溶液消耗的高锰酸钾的浓度为：=0.01mol/L，这段时间内平均反应速率v（KMnO4）==0.00125 mol/(L·min)；
（5）除了催化剂可以加快反应速率，温度升高也可以加快反应速率，故t1～t2时间内速率变快的原因也可能是：该反应放热,温度升高，速率加快；
（4）第4组实验要证明锰离子对该反应有催化作用，所以需要向体系中加入Mn2+，但又不能改变混合溶液的体积，所以要加固体，Cl-具有还原性会和酸性高锰酸钾反应，不能加氯化锰，所以要加MnSO4，故选C。
18． 固体反应物的表面积 表面积越大 ①和② ②和④ ①和③ 开始反应温度 ⑤和⑥ 一定量的金属和足量的硫酸反应放出的热量相同
(1)实验③和④，金属的状态不同，反应时间不同，研究的是固体表面积对反应速率的影响；
(2)表中数据，只有浓度变化的，其他条件相同，研究的是浓度对反应速率的影响；
(3)由于⑤和⑥实验固体的表面积相同，反应物的浓度相同，温度不同；
(4)由于金属完全反应且物质的量相等，硫酸的物质的量也都一样，放出的热量就相等。
(1)对比实验③和④，反应物的浓度和实验温度相同，但固体的不同，粉末状金属反应速率大，探究的是固体表面积对反应速率的影响，其中①和②实验也能表明同一规律；
(2) ②和④，①和③两组实验仅表明反应物浓度对反应速率产生影响；
(3) ⑤和⑥实验固体的表面积相同，反应物的浓度相同，但反应的温度不同，探究的是温度对反应速率的影响；
(4)以上所有的反应中，金属都是0.10g，硫酸都是50mL，浓度也是一样，金属完全反应,反应放出的热量自然相等；故答案为：一定量的金属跟足量的硫酸反应放出的热量相同。
19． 2AB 减慢 减慢 ＞ 0.1 AB 75% 71.4% 7：10
【解析】由图可知，从反应开始，A的物质的量减少，B的物质的量增加，则A为反应物、B为生成物，开始至平衡时，A减少0.8mol-0.2mol=0.6mol，B增加0.5mol-0.2mol=0.3mol，以此来解答。
(1)由图可知，从反应开始，A的物质的量减少，B的物质的量增加，则A为反应物、B为生成物，开始至平衡时，A减少0.8mol-0.2mol=0.6mol，B增加0.5mol-0.2mol=0.3mol，由反应速率之比等于化学计量数之比可知，A、B的化学计量数比为2：1，且后来达到平衡状态，则反应为2AB；
(2)降低温度，化学反应速率减小，正逆反应速率均减小；
(3)第4min时，反应尚未达到化学平衡，反应仍在向右进行，所以v正＞v逆；
(4)0～4min内，用B的浓度变化来表示该反应的平均反应速率为
0～4 min内，用B的浓度变化来表示该反应的平均反应速率为v(B)==0.1mol/（L•min）；
(5)A．反应前后气体分子数变化，体系压强改变，容器中压强不变，可以说明化学反应达到化学平衡，故A选；
B．混合气体中A的浓度不再改变可以说明化学反应达到化学平衡，故B选；
C．容器中气体密度ρ=m/V，反应前后质量守恒，m不变，容器体积V不变，则整个反应过程容器中气体密度不变，不能说明化学反应是否达到化学平衡，故C不选；
D．取决于化学反应和起始时反应物的充入量，并不能通过说明化学反应达到化学平衡，故D不选，
故答案为：AB。
(6)平衡时消耗A的物质的量是0.6mol，则A的转化率为×100%＝75%。
(7)平衡时A和B的物质的量分别是0.2mol、0.5mol，则混合气体中B的体积分数约为×100%≈71.4%。
(8)反应达到平衡，根据压强之比是物质的量之比可知，此时体系内压强与开始时的压强之比为0.7：1.0＝7：10。
20．(1)0.02 mol/(L∙min)
(2)40%
(3)0.2
由题意可知，反应向正方向进行,设NO起始的物质的量为amol，则NO转化的物质的量为(0.6－a) mol，有：
，所以，总的物质的量为：反应前1＋a＋0.2＝1.2＋a，平衡时0.4+a+0.6+0.5-0.5a=1.5+0.5a；因为气体的压强之比和物质的量成正比，所以，a=0.2mol；据此做答。
（1）用NO浓度表示的平均化学反应速率=；
答：NO平均化学反应速率为0.02mol/(L∙min)；
（2）NO2的分解率==40%；
答：NO2的分解率为40%；
（3）平衡时各物质浓度分别为：c(NO2)==0.3mol/L，c(NO)=0.6÷2 =0.3mol/L，c(O2)=(0.5-0.5×0.2)÷2=0.2 mol/L，根据K=；
答：该反应的平衡常数为0.2。
21．(1)0.02
(2)50%
(3)10
2L密闭容器中加入0.4molSO2、0.3molO2，经5min后反应达平衡，测得c(SO3)=0.1mol/L。则可建立如下三段式：

（1）
用SO2表示该反应0~5min的反应速率为 =0.02。答案为：0.02；
（2）
平衡时SO2 的转化率为=50%。答案为：50%；
（3）
平衡常数K为=10。答案为：10。
22．(1)
(2)离子键、共价键
(3) N2H4+H2O N2H+ OHˉ N2H4+4CuO＝N2↑+2Cu2O+2H2O
(4)2CO(g)+SO2(g)=2CO2(g)+S(s)    ΔH=–268.8 kJ·molˉ1
(5) 不变 1.6×103 80%或0.8
A、D、E、X、Y是原子序数依次增大的五种短周期元素，X原子最外层电子数是内层电子总数的3倍，则X原子有2个电子层，最外层电子数为6，故X为氧元素；X、Y同族，原子序数Y>X，则Y为硫元素；A与X、Y既不同族也不同周期，则A为氢元素；D元素的某种同位素原子在考古方面有重要应用，则D为碳元素，因为E的原子序数介于D与X之间，所以E为氮元素，据此答题。
（1）Y为硫元素，Y的离子有3个电子层，核内质子数为16，最外层有8个电子，S2−结构示意图为；故答案为：；
（2）钠、A和X三种元素组成化合物为NaOH，属于离子化合物，由钠离子与氢氧根离子构成，钠离子与氢氧根离子之间形成离子键，氢氧根离子中氧原子与氢原子之间形成1对共用电子对，为共价键，故答案为：离子键、共价键；
（3）①甲由A、E两种元素组成，分子中含有18个电子，只存在共价单键，常温下甲是一种无色液体，且为二元弱碱，则甲为N2H4，其一级电离方程式为N2H4+H2O N2H+ OHˉ；故答案为：N2H4+H2O N2H+ OHˉ；
②N2H4在碱性溶液中能够将CuO还原为Cu2O，每1mol乙参加反应有 4mol电子转移，令氮元素在氧化产物中的化合价为x，根据电子转移守恒，2mol×[x−(−2)]=4mol，解得x=0，则氮元素被氧化为氮气，反应方程式为N2H4+4CuO＝N2↑+2Cu2O+2H2O；故答案为：N2H4+4CuO＝N2↑+2Cu2O+2H2O；
（4）热化学方程式中的ΔH与化学计量数成比例，生成1mol S单质时放出32×8.4kJ=268.8kJ热量，故热化学方程式为：2CO(g)+SO2(g)=2CO2(g)+S(s)    ΔH=–268.8 kJ·molˉ1；故答案为：2CO(g)+SO2(g)=2CO2(g)+S(s)    ΔH=–268.8 kJ·molˉ1；
（5）①化学平衡常数只受温度的影响，所以改变压强，平衡常数不变，故答案为：不变；
②X2为O2，YX2为SO2， ，所以平衡常数K= =1.6×103，SO2的平衡转化率为×100%=80%或0.8，故答案为：1.6×103；80%或0.8。