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高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 化学平衡精练
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这是一份高中化学人教版 (2019)选择性必修1第二节 化学平衡精练，共26页。试卷主要包含了单选题，填空题，实验题等内容，欢迎下载使用。
2.2化学平衡课堂同步练-人教版高中化学选择性必修1
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MHx(s)+yH2(g) MHx+2y(s) ΔH<0达到化学平衡。下列有关叙述正确的是
A．容器内气体压强增大
B．吸收y mol H2只需1 mol MHx
C．若降温，该反应的平衡常数增大
D．若向容器内通入少量氢气，则v(放氢)>v(吸氢)
2．甲为恒温恒容容器，乙为绝热恒容容器。在甲、乙两体积相同的密闭容器中均充入2mol 和6mol ，发生反应： ,一段时间后均达到平衡。下列说法正确的是
A．平衡时，化学反应速率：甲=乙
B．平衡时，的物质的量分数：甲＜乙
C．向甲容器中充入一定量的氦气，平衡向正反应方向移动
D．平衡时，升高甲的温度，可达到与乙一样的平衡状态
3．如图表示反应，达到平衡后，改变反应条件，反应速率随时间变化情况如图，则改变的条件和平衡移动方向判断正确的是
A．t1时降低温度，平衡向正反应方向移动
B．t1时增大压强，平衡向正反应方向移动
C．t1时增大浓度，减少浓度，平衡向正反应方向移动
D．t1时使用催化剂，平衡向逆反应方向移动
4．溶液中某光学活性卤化物的消旋反应为：。某温度下X和Y的浓度随时间的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是
A．
B．L点处X的转化率为20％
C．时，
D．Y溶液含有少量X，经足够长时间后
5．在一定温度下，一定量纯净的X(s)置于一体积不变的容器中进行反应，X(s)⇌2Y(g)+3Z(g) ΔH=-akJ/mol(a>0)，可以判断该反应已达平衡状态的是
①Y、Z的物质的量浓度保持不变
②密闭容器中Y的体积分数保持不变
③密闭容器中混合气体的密度不变
④密闭容器中的总压强不变
⑤混合气体的平均摩尔质量保持不变
A．①②③④ B．①③④ C．①③④⑤ D．全部
6．下列方法中可以说明2HI(g)⇌H2(g)+I2(g)已达到平衡的是：
①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI；
②一个H–H键断裂的同时有两个H–I键断裂；
③百分含量ω(HI)=ω(I2)；
④反应速率υ(H2)=υ(I2)=1/2υ(HI)时；
⑤ c(HI)：c(H2)：c(I2)=2：1：1时；
⑥温度和体积一定时，容器内压强不再变化；
⑦温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化；
⑧条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化；
⑨温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化；
⑩温度和压强一定时，混合气体的密度不再变化
A．②⑦⑨ B．①④⑥ C．②⑤⑦ D．⑤⑧⑩
7．已知：(HF)2(g)2HF(g) ＞0，平衡体系的总质量m(总)与总物质的量n(总)之比在不同温度下随压强的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．温度：T1＜T2
B．反应速率：v(b)＜v(a)
C．平衡常数：K(a)=K(b)＜K(c)
D．当时，
8．在水溶液中Fe3＋和I－存在可逆反应：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2，平衡常数为K。已知氢氧化铁和氢氧化亚铁的溶度积如下：Ksp[Fe(OH)2]＝4.87×10－17，Ksp[Fe(OH)3]＝2.64×10－39。下列判断不正确的是
A．反应的平衡常数K＝
B．该可逆反应只能在酸性条件下存在
C．加入AgNO3，平衡右移，溶液黄色变浅
D．加入CCl4，平衡右移，水溶液层黄色变浅
9．下列有关化学反应速率和化学平衡影响的图像，其中图像和实验结论表达正确的是
A．a是其他条件一定时，反应速率随温度变化的图像，正反应ΔH<0
B．b是在有无催化剂存在下建立的平衡过程图像，Ⅰ是使用催化剂时的曲线
C．c是一定条件下，向含有一定量A的容器中逐渐加入B时的图像，压强p1
10．已知阿伏加德罗常数的值为NA．下列说法正确的是
A．标准状况下，2.24LCl2完全溶于水转移电子数目为0.2NA
B．将0.1molFeCl3水解制成胶体，所得胶体粒子数目为0.1NA
C．0.1molNaHSO4固体中含有的阳离子数目为0.2NA
D．0.1molH2和0.1molI2于密闭容器中充分反应后，其分子总数为0.2NA
二、填空题
11．一定温度下，在密闭容器中，发生反应：2NO2（g）2NO(g)＋O2(g)，达到化学平衡时，测得混合气中NO2浓度为0.06 mol·Ｌ－1，O2的浓度为0.12 mol·Ｌ－1。
求：（1）该可逆反应的平衡常数K= ?
（2）此时NO2的转化率 ?
12．在恒温恒容条件下，将一定量NO2和N2O4的混合气体通入容积为2L的密闭容器中发生反应：N2O4(g)2NO2(g)△H＞0，反应过程中各物质的物质的量浓度(c)随时间(t)的变化关系如图所示。
(1)该温度时，该反应的平衡常数为 。
(2)a、b、c、d四个点中，化学反应处于平衡状态的是 点。
(3)25min时，增加了 mol (填物质的化学式)使平衡发生了移动。
13．碳是形成化合物种类最多的元素，其单质及化合物是人类生产生活的主要能源物质。请回答下列问题：
(1)有机物M经过太阳光光照可转化成N，转化过程如图：
ΔH＝＋88.6 kJ/mol，
则M、N相比，较稳定的是 (用字母“M”或“N”表示)。
(2)已知CH3OH(l)的燃烧热ΔH＝－238.6 kJ/mol，CH3OH(g)＋O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－a kJ/mol，则a 238.6(填“>”“<”或“＝”)。
(3)氮化硅(Si3N4)是一种新型陶瓷材料，它可由石英与焦炭在高温的氮气流中，通过以下反应制得：3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，已知升高温度CO的浓度增大。
①该反应的焓变ΔH (填“＞”“＜”或“＝”)0；
②降低温度，其平衡常数值将 (填“增大”“减小”或“不变”)；
③增大压强，N2的体积分数将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
14．合成氨的反应对人类解决粮食问题贡献巨大。合成氨反应的化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，回答下列问题：
(1)已知键能：H－H436kJ•mol-1，N－H391kJ•mol-1，N≡N946kJ•mol-1。则N2(g)+3H2(g)2NH3(g)反应中生成17gNH3 (填“吸收”或“放出”) kJ热量。
(2)恒温下，将amolN2与bmolH2的混合气体通入2L的恒容密闭容器中，进行合成氨反应，当反应进行到5s时，有0.1molNH3生成。
①0～5s内用H2表示该反应的平均反应速率v(H2)= mol•L-1•s-1。
②实验测得反应进行到t时刻时，nt(N2)=3mol，nt(H2)=8mol，nt(NH3)=6mol，则a= ，b= 。
③再经一段时间后反应达到平衡，此时混合气体总物质的量为13mol，则平衡时NH3的物质的量为 mol。
④下列可以说明该反应达到平衡状态的是 (填标号)。
A．c(N2)：c(NH3)=1：2 B．3v正(H2)=2v逆(NH3)
C．容器内气体的密度不再变化 D．混合气体的压强不再变化
⑤若在不同条件下进行上述反应，测得反应速率分别为
Ⅰ.v(N2)=0.3mol•L-1•min-1
Ⅱ.v(H2)=0.4mol•L-1•min-1
Ⅲ.n(NH3)=0.5mol•L-1•min-1
其中反应速率最慢的是 (填标号)。
15．与经催化重整，制得合成气：，已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键
键能
413
745
436
1075
则该反应的 。分别在恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入和各的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是 (填“A”或“B”)。
16．在温度500K时，向盛有食盐的恒容密闭容器中加入NO2、NO和Cl2，发生如下两个反应：
I.2NO2(g)+NaCl(s)=NaNO3(s)+ClNO(g) △H1
II.2NO(g)+Cl2(g)=2ClNO(g) △H2
关于恒温恒容密闭容器中进行的反应I和II的下列说法中，正确的是 (填标号)。
a.△H1和△H2不再变化，说明反应达到平衡状态
b.反应体系中混合气体的颜色保持不变，说明反应I达到平衡状态
17．根据反应速率判断
①：平衡向 方向移动。
②：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
③：平衡向 方向移动。
18．已知化学反应①：Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，其平衡常数为K1；化学反应②：Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)，其平衡常数为K2，在T1K和T2K下(T1＜T2)，K1、K2的值如表所示：
温度
K1
K2
T1K
1.47
2.38
T2K
2.15
1.67
请回答下列问题：
(1)通过表中数据可以推断：反应①是 (填“吸热”或“放热”)反应，反应②是 (填“吸热”或“放热”)反应。
(2)相同温度下，有反应③：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，则该反应的平衡常数表达式为K3＝ 。
(3)相同温度下，根据反应①、②可推出K1、K2与K3之间的关系式为 ，据此关系式及表中数据，能推断出反应③是 (填“吸热”或“放热”)反应。
(4)要使反应③在一定条件下建立的平衡向正反应方向移动，可采取的措施有 (填序号)。
A．缩小反应容器的容积 B．扩大反应容器的容积 C．升高温度 D．使用合适的催化剂 E．设法减小平衡体系中的CO的浓度
(5)图甲、图乙均表示反应③在某时刻因改变某个条件而发生变化的情况：
①图甲中t2时刻改变的条件是 。
②图乙中t2时刻改变的条件是 。
19．化学反应速率和限度与生产、生活密切相关。
（1）某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，在400 mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下（累计值）：
时间/min
1
2
3
4
5
氢气体积/mL（标准状况）
100
240
464
576
620
①哪一时间段反应速率最大 min（填“0～1”，“1～2”，“2～3”，“3～4”或“4～5”），原因是 。
②求3～4 min时间段以盐酸的浓度变化来表示的该反应速率 （设溶液体积不变）。
（2）另一学生为控制反应速率防止反应过快难以测量氢气体积，他事先在盐酸中加入等体积的下列溶液以减慢反应速率，你认为不可行的是 （填字母）。
A．蒸馏水 B．KCl溶液
C． KNO3溶液D．Na2SO4溶液
（3）某温度下在4 L密闭容器中，X、Y、Z三种气态物质的物质的量随时间变化曲线如图。
①该反应的化学方程式是 。
②该反应达到平衡状态的标志是 （填字母）。
A．Y的体积分数在混合气体中保持不变
B．X、Y的反应速率比为3∶1
C．容器内气体压强保持不变
D．容器内气体的总质量保持不变
E.生成1 mol Y的同时消耗2 mol Z
20．可逆反应：aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g)；根据图回答：
(1)压强p1比p2 (填“大”或“小”);(a+b)比(c+d) (填“大”或“小”);温度t1比t2℃ (填“高”或“低”);正反应为 热反应．
(2)在298K时，1mol C2H6 在氧气中完全燃烧生成CO2和液态水，放出热量1558.3kJ。写出该反应的热化学方程式 。
(3)SiH4是一种无色气体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成SiO2固体和H2O(l)。已知室温下2 g SiH4自燃放出热量89.2 kJ，该反应的热化学方程式为 。
(4)已知反应：N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H1
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) △H2
N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) △H3
利用上述三个反应，计算4NH3(g)+5O2(g)＝4NO(g)+6H2O(g)△H4的反应焓变为 (用含△H1、△H2、△H3的式子表示)。
三、实验题
21．Ⅰ.分别取40mL0.50mol/L盐酸与40mL0.55mol/L氢氧化钠溶液进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。请回答下列问题：
(1)本实验除烧杯、量筒外还缺少的玻璃仪器名称为 。
(2)若某同学通过该实验测定出中和热偏大，请分析可能的原因是 (填序号)。
A．用量筒量取盐酸时仰视读数
B．分多次将NaOH溶液倒入盛有盐酸的小烧杯中
C．将盐酸错取为等浓度的醋酸
Ⅱ.为探究化学反应速率的影响因素，设计的实验方案如下表：(已知KI溶液、溶液、淀粉三种溶液混合，无明显现象，滴入溶液后溶液变蓝)
向烧杯中加入的试剂及用量/mL
0.1mol/L KI溶液
0.1mol/L H2O2溶液
0.1mol/L H2SO4溶液
淀粉溶液
H2O
时间/s
①
25℃
20.0
10.0
5.0
1.0
0.0
t1
②
40℃
20.0
10.0
5.0
1.0
0.0
t2
③
25℃
20.0
5.0
5.0
1.0
V
t3
(3)写出混合溶液中滴入H2O2溶液反应的离子方程式为 。
(4)表中的V= mL，t1、t2、t3由小到大的顺序为 。
(5)某同学研究浓度对化学平衡的影响。他向5mL 0.1mol/L K2Cr2O7溶液中加入几滴5mol/L NaOH溶液溶液颜色变化为 。
22．某实验小组对FeCl3分别与Na2SO3、NaHSO3的反应进行探究。
【甲同学的实验】
装置
编号
试剂X
实验现象
I
Na2SO3溶液(pH≈9)
闭合开关后灵敏电流计指针发生偏转
II
NaHSO3溶液(pH≈5)
闭合开关后灵敏电流计指针未发生偏转
(1)配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，再稀释至指定浓度。结合化学用语说明浓盐酸的作用：。
(2)甲同学探究实验I的电极产物 。
①取少量Na2SO3溶液电极附近的混合液，加入 ，产生白色沉淀，证明产生了。
②该同学又设计实验探究另一电极的产物，其实验方案为 。
(3)实验I中负极的电极反应式为 。
【乙同学的实验】
乙同学进一步探究FeCl3溶液与NaHSO3溶液能否发生反应，设计、完成实验并记录如下：
装置
编号
反应时间
实验现象
III
0~1 min
产生红色沉淀，有刺激性气味气体逸出
1~30 min
沉淀迅速溶解形成红色溶液，随后溶液逐渐变为橙色，之后几乎无色
30 min后
与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色
(4)乙同学认为刺激性气味气体的产生原因有两种可能，用离子方程式表示②的可能原因。
① Fe3+＋3Fe(OH)3 ＋3SO2；② 。
(5)查阅资料：溶液中Fe3+、、OH－三种微粒会形成红色配合物并存在如下转化：
从反应速率和化学平衡两个角度解释1~30 min的实验现象： 。
(6)解释30 min后上层溶液又变为浅红色的可能原因： 。
【实验反思】
(7)分别对比I和II、II和III，FeCl3能否与Na2SO3或NaHSO3发生氧化还原反应和有关(写出两条) 。
23．某化学项目式学习小组在探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，认为可以发生反应：
i.Ag++I-=AgI(复分解反应)
ii.2Ag++2I-=2Ag+I2↓(氧化还原反应)
对此设计实验探究及进行证据推理如下：
I.实验探究：
(1)实验方案[1]：
装置图
实验步骤及现象
将1mL1mol/LKI溶液滴入1mL1mol/LAgNO3溶液中，出现黄色沉淀，说明发生了反应i.继续滴入 (填试剂)， (填现象)，说明未发生反应ii。
(2)实验方案[2]：
装置图
实验步骤及现象
取2个洁净的烧杯，分别加入20mL1mol/LAgNO3溶液与KI溶液，插入石墨电极与盐桥，组成原电池装置，电流计指针发生偏转，观察右侧烧杯出现的现象。
①盐桥内溶质可选用 。
a.K2SO4 b.Fe(NO3)3 c.NH4NO3 d.KCl
②左侧石墨为 极，其电极反应式为 。
③通过实验发现电流计指针发生偏转，说明发生了反应ii，可知右侧烧杯的现象为： 。
Ⅱ.证据推理：通过计算两个反应的平衡常数判断反应的可能性。
查阅文献：AgI的溶度积常数Ksp(AgI)=8.5×10-17；
氧化还原反应的平衡常数与标准电动势(Eθ)有关，lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势。Eθ[Ag/Ag+]=0.79V，Eθ[I2/I-]=0.54V；
(3)复分解反应反应i的平衡常数为 。
(4)氧化还原反应反应ii平衡常数为 。
Ⅲ.得出结论：
(5)通过实验探究及证据推理可知AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是：
参考答案：
1．C
【详解】A．反应物气体分子数(y)大于生成物气体分子数(0)，故该反应达到化学平衡时容器内气体压强减小，A项错误；
B．反应可逆，故吸收y mol H2需要的 MHx大于1mol，B项错误；
C．该反应正反应为放热反应，降温正向移动，该反应的平衡常数增大，C项正确；
D．若向容器内通入少量氢气，平衡正向移动，则v正>v逆，故v(放氢)
2．D
【详解】A． ，正反应放热，达平衡时，乙容器温度高于甲容器，故乙的反应速率大于甲，A错误；
B．乙的平衡就是在甲的平衡上升高温度，所以乙中平衡逆向移动，的物质的量分数减小，B错误；
C．甲为恒温恒容，充入氢气，、、的浓度均不变，故平衡不移动，C错误；
D．乙的平衡就是在甲的平衡上升高温度，故升高甲的温度，可达到与乙一样的平衡状态，D正确；
故选D。
3．C
【分析】分析图像，正反应速率增大，最终反应速率低于平衡前反应速率，据此分析。
【详解】A．降低温度，正逆反应速率均减小，则t1时降低温度，正反应速率应低于平衡时反应速率，但平衡正向移动，A错误；
B．增大压强，正逆反应速率均增大，最终的正反应速率应该高于平衡时反应速率，平衡正向移动，B错误；
C．增大反应物浓度，正反应速率增大，则 t1时增大浓度，正反应速率增大，减少浓度，最终导致反应物和生成物浓度均减小，反应速率均低于平衡时反应速率，平衡向正反应方向移动，C正确；
D．使用催化剂，正逆反应速率均增大，最终反应速率高于平衡时反应速率，平衡不移动，D错误；
故选C。
4．C
【详解】A．由图可知，两个点都不是平衡点，则，A正确；
B．由图可知，X的起始浓度为0.1mol/L ，L点时X的浓度为0.08mol/L，则转化的X的浓度为0.02mol/L，X的转化率为20％，B正确；
C．化学反应速率为平均速率，根据方程式可知，X和Y的计量系数相同，故某个时间段的，但某个时刻无法根据平均速率公式求解，C错误；
D．由图可知，经足够长时间后，反应达到平衡，两者的浓度相等，则两者的物质的量相等，D正确；
故选C。
5．B
【详解】①随着反应的进行，Y、Z物质的量逐渐增加，浓度逐渐增大，当反应达平衡时，浓度不变，故①可以用来判断平衡状态，符合题意；
②由于n(Y):n(Z)比值始终为2:3，故Y的体积分数始终为40%，故②不能用来判断平衡状态，不符合题意；
③随着反应进行，混合气体质量逐渐增加，由公式ρ=知，混合气体密度逐渐增大，当混合气体密度不变时说明反应达平衡状态，③符合题意；
④随着反应的进行，Y、Z物质的量逐渐增加，总压强逐渐增大，当总压强不变时说明反应达平衡状态，④符合题意；
⑤由于n(Y):n(Z)比值始终为2:3，即气体Y物质的量分数始终为40%，Z物质的量分数始终为60%，则混合气体的平均摩尔质量=M(Y)×40%+M(Z)×60%，故混合气体平均摩尔质量始终不变，⑤不符合题意；
综上所述，①③④符合题意，故答案选B。
6．A
【详解】①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI；表示的是正逆反应速率，但是不满足二者的化学计量数关系，说明没有达到平衡状态，故①错误；
②一个H-H键断裂的同时有两个H-I键断裂；表明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故②正确；
③百分组成ω(HI)=ω(I2)；无法判断各组分浓度是否不再变化，无法判断是否达到平衡状态，故③错误；
④反应速率υ(H2)=υ(I2)=υ(HI)时；反应速率大小不能判断正逆反应速率是否相等，无法判断是否达到平衡状态，故④错误；
⑤c(HI)：c(H2)：c(I2)=2：1：1时；无法判断各组分的浓度是否继续发生变化，无法判断是否达到平衡状态，故⑤错误；
⑥温度和体积一定时，容器内压强不再变化；该反应是气体体积不变的反应，压强始终不变，无法根据压强判断是否达到平衡状态，故⑥错误；
⑦温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化；说明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故⑦正确；
⑧条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化；混合气体的总物质的量不变，总质量不变，所以混合气体的平均摩尔质量始终不变，无法根据平均相对分子量判断是否达到平衡状态，故⑧错误；
⑨反应体系中只有碘单质有色，混合气体的颜色不再变化，说明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故⑨正确；
⑩该反应中，气体的总质量固定，容器的容积固定，混合气体的密度始终不变，无法根据密度判断是否达到平衡状态，故⑩错误；
故选：A。
7．D
【详解】A．由图象可知，b、c两个点的压强相同，T2温度下c点对应的平均摩尔质量大于T1温度下b点对应的平均摩尔质量，即T1到T2，平衡向逆反应方向移动，该反应的正反应为吸热反应，降低温度，平衡向逆反应方向移动，T2＜T1，故A错误；
B．b点对应的温度T1和压强均大于a点对应的温度T2和压强，温度越高、压强越大，反应速率越快，所以反应速率v(b)>v(a)，B错误；
C．由于温度T2＜T1，该反应的正反应为吸热反应，温度越高，平衡常数K越大，所以平衡常数K(b)>K(a)=K(c)，C错误；
D．当时，即平均相对分子质量为30时，设HF物质的量为xmol，(HF)2的物质的量为ymol，则=30，解得：x:y=1:1，即，D正确；
答案选D。
8．C
【分析】平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积；Fe3+水解显酸性，在碱性条件下Fe3+和Fe2+以氢氧化物沉淀形式存在；碘单质可以与碱反应生成碘离子和碘酸根离子；银离子与碘离子能生成碘化银沉淀；四氯化碳可以从水溶液中把碘单质萃取出来，以此解答。
【详解】A、依据平衡常数含义分析可知，该反应的平衡常数K的表达式为K=，故A正确；
B、根据氢氧化铁和氢氧化亚铁的Ksp可知，在碱性条件下，二价铁离子和三价铁离子容易生成沉淀，碘单质易与碱反应生成碘离子和碘酸根离子，而且三价铁离子水解显酸性，为抑制水解且防止生成沉淀或发生反应，该反应应在酸性条件下进行，故B正确；
C、加入硝酸银，银离子与碘离子生成碘化银沉淀，导致平衡左移，故C错误；
D、加入CCl4，I2被萃取到CCl4中，平衡右移，Fe3＋和I2的浓度都降低，水溶液层黄色变浅，故D正确。
故选C。
9．B
【详解】A．a是其他条件一定时，反应速率随温度变化的图像，由图像可知，温度对正反应速率影响大，正反应吸热，ΔH>0，故A错误；
B．b是在有无催化剂存在下建立的平衡过程图像，催化剂加快反应速率，Ⅰ是使用催化剂时的曲线，故B正确；
C．c是一定条件下，向含有一定量A的容器中逐渐加入B时的图像，增大压强，平衡正向移动，A的转化率增大，压强p1>p2，故C错误；
D．根据离子方程式，在平衡体系的溶液中溶入少量KCl固体反应速率不变，故D错误；
选B。
10．D
【详解】A．氯气和水反应是可逆反应，标准状况下，2.24LCl2即0.1mol，完全溶于水转移电子数目小于0.1NA，故A错误；
B．将0.1molFeCl3水解制成胶体，胶粒是聚合体，因此所得胶体粒子数目小于0.1NA，故B错误；
C．NaHSO4固体中含有的阳离子为钠离子，阴离子为硫酸氢根，因此0.1molNaHSO4固体中含有的阳离子数目为0.1NA，故C错误；
D．氢气和碘蒸汽是可逆反应，但是等体积反应，因此0.1molH2和0.1molI2于密闭容器中充分反应后，其分子总数为0.2NA，故D正确。
综上所述，答案为D。
11． 1.92 mol·Ｌ－1 80％
【详解】（1）在化学反应中各物质的变化量之比等于化学计量数之比，故NO的浓度为0.24mol/L，由平衡常数；故答案为：；
（2）由（1）可知反应前NO2浓度为0.3mol/L，则NO2的转化率为：，故答案为：80%。
12． 0.9mol/L b、d 0.8 NO2
【分析】根据图象分析，0-10min，X曲线所表示的物质浓度的变化量为0.6-0.2=0.4mol/L，Y曲线所表示的物质浓度的变化量为0.6-0.4=0.2mol/L，则X表示NO2，Y表示N2O4，据此分析解答。
【详解】(1)由图象可知，10min时反应达到平衡，此时c(NO2)=0.6mol/L，c(N2O4)=0.4mol/L，则该反应的平衡常数；
(2)根据图象分析可知，b、d两点前后物质的量浓度不再发生改变，达到平衡状态，即化学反应处于平衡状态的是b、d点；
(3)根据上述分析可知，曲线X表示NO2，Y表示N2O4，则25min时，增加了(1.0mol/L-0.6mol/L)×2L=0.8molNO2，使平衡发生了移动。
13． M > > 减少 增大
【分析】(1)M转化为N是吸热反应，所以N的能量高，不稳定；
(2)甲醇为液体，燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，而物质由气态转化为液态需要放热，据此分析判断；
(3)3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，升高温度，CO的浓度增大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应为吸热反应，据此分析解答。
【详解】(1)有机物M经过太阳光光照可转化成N，△H=+88.6kJ•mol-1，是吸热反应，N暗处转化为M，是放热反应，则M的能量比N低，能量越低越稳定，说明M稳定；故答案为M；
(2)燃烧热是1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，甲醇为液体，而气体转化为液体需要放热，因此CH3OH(g)＋O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－a kJ/mol，放出的热量大于燃烧热，即a＞238.6，故答案为＞；
(3)①3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，升高温度，CO的浓度增大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应为吸热反应，ΔH＞0，故答案为＞；
②△H＞0，该反应为吸热反应，降低温度，平衡向逆反应移动，化学平衡常数减小，故答案为减小；
③3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，正反应是气体体积增大的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，即向逆反应移动，N2的体积分数将增大，故答案为增大。
【点睛】本题的易错点为(2)，要注意燃烧热概念的理解和甲醇状态变化过程中热量的变化。
14．(1) 放出 46
(2) 0.015 6 17 10 D II
【详解】（1）断键吸收的总能量-成键放出的总能量 ，的物质的量为1mol，对应，故反应中生成17gNH3放出46kJ热量；
故答案为：放出；46；
（2）①由题干信息可知，，故；
故答案为：0.015；
②实验测得反应进行到t时刻时，nt(NH3)=6mol，根据化学反应方程式可知，消耗的n(NH3)=，消耗的n(H2)=，故a=3mol+3mol=6mol，b=9mol+8mol=17mol；
故答案为：6；17；
③设此时反应的氮气的物质的量为x，则有，，解得x=5，故平衡时NH3的物质的量为；
故答案为：10；
④A．c(N2)：c(NH3)=1：2，正逆反应速率不一定相等，不一定处于化学平衡状态，A错误；
B．当2v正(H2)=3v逆(NH3)，说明该反应达到平衡状态，B错误；
C．由题干信息可知，总质量不变，体积不变，故密度一直不变，容器内气体的密度不再变化，不能说明该反应达到平衡状态，C错误；
D．因反应前后是体积可变的反应，故混合气体的压强不再变化，说明该反应达到平衡状态，D正确；
故答案为：D；
⑤Ⅰ.v(N2)=0.3mol⋅L−1⋅min−1相当于v(H2)=mol⋅L−1⋅min−1，Ⅲ.v(NH3)=0.5mol⋅L−1⋅min−1相当于v(H2)=mol⋅L−1⋅min−1，故其中反应速率最慢的是Ⅱ；
故答案为：Ⅱ。
15． B
【详解】根据反应物总键能-生成物总键能，该反应的；该反应为气体分子数增大的吸热反应，恒容时达到的平衡相当于恒压条件下达到平衡后增大压强，加压平衡向逆反应方向移动，故恒容时反应达平衡后吸收的热量比恒压时反应达平衡后吸收的热量少，故两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是B。
16．b
【分析】a.△H1和△H2不再变化，说明反应达到平衡状态；
b.反应体系中混合气体的颜色保持不变，说明反应Ⅰ达到平衡状态。
【详解】①a.反应热与方程式有关，方程式确定，反应热始终不会改变，不能判断是否达到平衡状态，选项a错误；
b.气体的颜色代表浓度，颜色不变说明气体的浓度不变，是平衡判断的标志，选项b正确；
答案选b。
17． 正反应 逆反应
【详解】①v正＞v逆 ：正反应速率更大，平衡向正反应方向移动。
② v正=v逆 ：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
③ v正＜v逆 ：逆反应速率更大，平衡向逆反应方向移动。
18． 吸热 放热 吸热 CE 增大压强或使用催化剂 降低温度或从体系中分离出H2
【详解】（1）反应①中，升高温度，化学平衡常数增大，说明平衡向正反应方向移动，升高温度平衡向吸热反应方向移动，所以正反应是吸热反应，反应②中，升高温度，化学平衡常数减小，说明平衡向逆反应方向移动，升高温度平衡向吸热反应方向移动，所以正反应是放热反应；
（2）根据反应CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)可知该反应的平衡常数表达式为K3＝；
（3）将方程式①-②得反应③：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，因此可推出K1、K2与K3之间的关系式为，升高温度，K1增大、K2减小，则K3增大，因此该反应是吸热反应；
（4）该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，要使平衡向正反应方向移动，则
A．缩小反应容器的容积，平衡不移动；
B．扩大反应容器的容积，平衡不移动；
C．升高温度，平衡向正反应方向移动；
D．使用合适的催化剂，平衡不移动；
E．设法减小平衡体系中的CO的浓度，降低生成物浓度，平衡向正反应方向移动；
答案选CE。
（5）①该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，图甲中t2时刻，正逆反应速率同等程度的增大，平衡不移动，可以采用使用催化剂、增大压强的方法；
②该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，图乙中t2时刻，二氧化碳浓度增大、CO浓度减小，平衡向逆反应方向移动，可以采用降低温度、分离出氢气的方法。
19． 2～3 因该反应是放热反应，此时温度高且盐酸浓度较大，所以反应速率较快 0.025 mol·L－1·min－1 C 3X(g)＋Y(g)⇌2Z(g) AC
【分析】根据题中表格数据，可判断那一段速率最快，由反应放热解释；根据H+浓度减小，反应速率减慢，进行判断；根据题中图示，由变化量与计量系数关系，判断反应物和生成物和写出化学方程式；根据化学平衡的本质特征及相关量的变与不变，判断平衡状态；据此解答。
【详解】（1）①在相同条件下，反应速率越大，相同时间内收集的气体越多；由表中数据可知，反应速率最大的时间段是2～3 min，原因是：该反应是放热反应，温度越高，反应速率越大，且盐酸浓度较大，所以反应速率较快；答案为2～3 ，该反应是放热反应，此时温度高，盐酸浓度较大，反应速率较快。
②3～4分钟时间段，收集的氢气体积V(H2)=(576-464)mL=112mL，n(H2)= =0.005mol，根据Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑可知，消耗的n(HCl)=2n(H2)=2×0.005mol=0.01mol，则v(HCl)==0.025 mol·L-1·min-1；答案为：0.025 mol·L-1·min-1。
（2）A．加入蒸馏水，氢离子浓度减小，反应速率降低，故A可行；
B．加入KCl溶液，相当于稀释，氢离子浓度降低，反应速率降低，故B可行；
C．加入KNO3溶液，相当于含有硝酸，硝酸和Zn反应生成NO而不是氢气，故C不行；
D．加入Na2SO4溶液，相当于稀释，氢离子浓度降低，反应速率降低，故D可行；
答案为C。
（3）①根据图知，随着反应进行，X、Y的物质的量减少而Z的物质的量增加，则X和Y是反应物而Z是生成物，反应达到平衡时，△n(X)=（1.0-0.4）mol=0.6mol、△n(Y)=（1.0-0.8）mol=0.2mol、△n(Z)=（0.5-0.1）mol=0.4mol，同一可逆反应中同一段时间内参加反应的各物质的物质的量变化量之比等于其化学计量数之比，X、Y、Z的化学计量数之比=0.6mol：0.2mol：0.4mol=3：1：2，则该反应方程式为3X(g)+Y(g)⇌2Z(g)；答案为3X(g)+Y(g)⇌2Z(g)。
②A．Y的体积分数在混合气体中保持不变，说明各物质的量不变，反应达到平衡状态，故A选；
B．X、Y的反应速率比为3：1时，如果反应速率都是指同一方向的反应速率，则该反应不一定达到平衡状态，故B不选；
C．反应前后气体压强减小，当容器内气体压强保持不变时，各物质的物质的量不变，反应达到平衡状态，故C选；
D．容器内气体的总质量一直保持不变，容器内气体的总质量保持不变不能说明反应达到平衡状态，故D不选；
E．生成1mol Y的同时消耗2mol Z，只表示逆反应，不能说明反应达到平衡状态，故E不选；
答案为AC。
20． 小 小 高 吸热 2C2H6(g)+7O2(g)=4CO2(g)+6H2O(l)△H＝−3116.6kJ·mol－1 SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l)ΔH＝－1427.2kJ·mol－1 2△H1+3△H2—2△H3
【分析】根据压强、温度对化学反应速率和化学平衡的影响，分析气体分子数的变化及反应的热效应；进行简单计算，书写热化学方程式；依据盖斯定律，求“新”反应的反应热。
【详解】(1)据题图，p1条件下反应比p2条件下达到化学平衡用的时间长，则反应较慢，压强较小（p1t2，正反应吸热。
(2)在298K时，2mol C2H6 完全燃烧放热3116.6kJ。则热化学方程式为：
2C2H6(g)+7O2(g)=4CO2(g)+6H2O(l) △H＝−3116.6kJ·mol－1 。
(3)由2 g SiH4自燃放热89.2 kJ，可求得1molSiH4自燃放热1427.2kJ。则热化学方程式为：
SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l) ΔH＝－1427.2kJ·mol－1 。
(4)将已知和所求热化学方程式编号为：
①N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H1
②2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) △H2
③N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) △H3
④4NH3(g)+5O2(g)＝4NO(g)+6H2O(g) △H4
据盖斯定律，有④＝①×2+②×3－③×2，则△H4＝2△H1+3△H2—2△H3。
21．(1)环形玻璃搅拌棒、温度计
(2)BC
(3)H2O2 ＋2I-＋2H＋=I2＋2H2O
(4) 5.0 t2
【详解】（1）中和热测定的实验中，用到的玻璃仪器有烧杯、温度计、搅拌器以及量筒，故缺少的玻璃仪器为：环形玻璃搅拌棒；温度计；
（2）A.该实验中，NaOH过量，用量筒量取盐酸时仰视读数，使盐酸的用量偏大，反应放热增大，测得的中和热数值偏大，中和热ΔH偏小，故A不符合题意；
B．分多次将NaOH溶液倒入盛有盐酸的小烧杯中，使实验过程中的热量损失大，导致测得的中和热数值偏小，中和热ΔH偏大，故B符合题意；
C．醋酸是弱酸，电离吸热，导致测定的中和热数值偏小，中和热ΔH偏大，故C符合题意；
答案选BC。
（3）酸性条件下，I-被H2O2氧化生成I2，反应的离子方程式为H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O；
（4）对比实验①③可知，实验①③是探究H2O2溶液的浓度对化学反应速率的影响，除H2O2溶液的浓度不同外，其他物质的浓度、温度、溶液的总体积都相同，即V=30.0-20.0-5.0-5.0-1.0=5.0；对比实验①②可知，实验②反应速率快，对比实验①③可知，实验①反应速率快，则反应速率②＞①＞③，反应速率越快，显色时间越短，即t2＜t1＜t3；
（5）溶液中存在Cr2O+H2O⇌2CrO+2H+的可逆反应，加入氢氧化钠，消耗了氢离子，平衡正向移动，溶液从橙色变为黄色。
22． Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，盐酸抑制氯化铁水解 足量盐酸和BaCl2溶液 取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀，证明产生了Fe2+ 3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3- H++HSO3-=H2O+SO2 生成红色配合物的反应速率快红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色 反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物 溶液pH不同、Na2SO3、NaHSO3溶液中SO32-浓度不同(或Na2SO3与NaHSO3不同，或Na2SO3与NaHSO3的阴离子不同)、反应物是否接触形成红色配合物
【分析】本题为实验探究题。
（1）本小题为盐类水解的应用，为抑制盐的水解，在配置某些强酸弱碱盐溶液时可加入相应的酸，如配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，抑制氯化铁水解。
（2）①本小题考查的是硫酸根离子的检验，向溶液中滴加盐酸和BaCl2溶液时产生白色沉淀且白色沉淀不溶于盐酸，证明溶液中含硫酸根离子。
②本小题考查的是亚铁离子的检验，亚铁离子遇铁氰化钾产生蓝色沉淀。
（3）本小题考查的是电极反应式的书写，负极失电子发生氧化反应。
（4）②本小题考查的是盐类的水解，水解使溶液酸碱性相反的某些盐可发生双水解。
（5）（6）两小题考查的是平衡移动的影响条件，当生成物的浓度减小时平衡向正向移动，则在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，；当反应物的浓度增大时平衡向正向移动，则反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物，平衡 不断正向移动，则30 min后与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色。。
（7）I和II实验中亚硫酸钠和亚硫酸氢钠的pH不同，溶液中SO32-浓度不同，与FeCl3反应的现象也不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一；II和III实验中NaHSO3与FeCl3一个接触，一个没接触，反应现象不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一。
【详解】（1）氯化铁是强酸弱碱盐，在水中会发生水解，水解方程式为Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，则在配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，抑制氯化铁水解。本小题答案为：Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，盐酸抑制氯化铁水解。
（2）①实验I中试剂X为亚硫酸钠，亚硫酸钠溶液中的亚硫酸根离子在此电极失电子发生氧化反应生成硫酸根离子，当向此电极产物中滴加盐酸和BaCl2溶液时产生白色沉淀且白色沉淀不溶于盐酸，证明此电极产物为硫酸根离子。本小题答案为：足量盐酸和BaCl2溶液。
②Fe3+得电子发生还原反应生成Fe2+，则探究这一电极的产物时可取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，Fe2+遇铁氰化钾产生蓝色沉淀。本小题答案为：取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀，证明产生了Fe2+
（3）负极应发生氧化反应，亚硫酸钠中的硫元素化合价由+4价升高到+6价失电子发生氧化反应，则亚硫酸钠对应的一极为负极，电极反应式为3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3-。本小题答案为：3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3-。
（4）②FeCl3为强酸弱碱盐水解显酸性，溶液中的氢离子再与亚硫酸氢根离子发生复分解反应H++HSO3-=H2O+SO2。本小题答案为：H++HSO3-=H2O+SO2。
（5）1~30 min的实验现象为沉淀迅速溶解形成红色溶液，随后溶液逐渐变为橙色，之后几乎无色，可见生成红色配合物的反应速率快，红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；是因为在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色 。本小题答案为：生成红色配合物的反应速率快红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色。
（6）反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物，则30 min后与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色。本小题答案为：反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物。
（7）I和II实验中亚硫酸钠和亚硫酸氢钠的pH不同，溶液中SO32-浓度不同，与FeCl3反应的现象也不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一；II和III实验中NaHSO3与FeCl3一个接触，一个没接触，反应现象不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一。本小题答案为：溶液pH不同、Na2SO3、NaHSO3溶液中SO32-浓度不同(或Na2SO3与NaHSO3不同，或Na2SO3与NaHSO3的阴离子不同)、反应物是否接触形成红色配合物。
23．(1) 淀粉溶液 未变蓝
(2) c 负 2I-－2e-=I2 有银白色固体析出
(3)1.18×1016
(4)108.44
(5)复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)
【分析】本实验是为了探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，是发生i.Ag++I-=AgI(复分解反应)，还是发生ii.2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)。
【详解】（1）反应ii生成了I2，要证明反应ii有没有发生只需要检验反应后溶液中有没有I2生成，则继续滴入淀粉溶液，溶液未变蓝，说明未发生反应ii；
故答案为：淀粉溶液；未变蓝；
（2）①盐桥内溶质不能与AgNO3溶液和KI溶液，K2SO4会与AgNO3反应生成Ag2SO4微溶物，Fe(NO3)3会与KI发生氧化还原反应，NH4NO3不会与AgNO3和KI反应，KCl会与AgNO3反应生成AgCl沉淀；
故答案为：c；
②组成原电池装置，电流计指针发生偏转，说明发生2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)，根据该总反应可知，I-化合价升高转变为I2，失去电子，则左侧石墨为负极；其电极反应式为2I-－2e-=I2；
故答案为：负；2I-－2e-=I2；
③右侧为正极，其电极反应式为Ag++e-=Ag↓，则右侧烧杯的现象为有银白色固体析出；
故答案为：有银白色固体析出；
（3）复分解反应反应i的平衡常数为；
故答案为：1.18×1016；
（4）根据lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势可知，z=2，Eθ[I2/I-]=0.54V为还原型电极电势，Eθ[Ag/Ag+]=0.79V为氧化型电极电势，则lgK=，故氧化还原反应反应ii平衡常数为108.44；
故答案为：108.44；
（5）AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)；
故答案为：复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)。
2.2化学平衡课堂同步练-人教版高中化学选择性必修1
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MHx(s)+yH2(g) MHx+2y(s) ΔH<0达到化学平衡。下列有关叙述正确的是
A．容器内气体压强增大
B．吸收y mol H2只需1 mol MHx
C．若降温，该反应的平衡常数增大
D．若向容器内通入少量氢气，则v(放氢)>v(吸氢)
2．甲为恒温恒容容器，乙为绝热恒容容器。在甲、乙两体积相同的密闭容器中均充入2mol 和6mol ，发生反应： ,一段时间后均达到平衡。下列说法正确的是
A．平衡时，化学反应速率：甲=乙
B．平衡时，的物质的量分数：甲＜乙
C．向甲容器中充入一定量的氦气，平衡向正反应方向移动
D．平衡时，升高甲的温度，可达到与乙一样的平衡状态
3．如图表示反应，达到平衡后，改变反应条件，反应速率随时间变化情况如图，则改变的条件和平衡移动方向判断正确的是
A．t1时降低温度，平衡向正反应方向移动
B．t1时增大压强，平衡向正反应方向移动
C．t1时增大浓度，减少浓度，平衡向正反应方向移动
D．t1时使用催化剂，平衡向逆反应方向移动
4．溶液中某光学活性卤化物的消旋反应为：。某温度下X和Y的浓度随时间的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是
A．
B．L点处X的转化率为20％
C．时，
D．Y溶液含有少量X，经足够长时间后
5．在一定温度下，一定量纯净的X(s)置于一体积不变的容器中进行反应，X(s)⇌2Y(g)+3Z(g) ΔH=-akJ/mol(a>0)，可以判断该反应已达平衡状态的是
①Y、Z的物质的量浓度保持不变
②密闭容器中Y的体积分数保持不变
③密闭容器中混合气体的密度不变
④密闭容器中的总压强不变
⑤混合气体的平均摩尔质量保持不变
A．①②③④ B．①③④ C．①③④⑤ D．全部
6．下列方法中可以说明2HI(g)⇌H2(g)+I2(g)已达到平衡的是：
①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI；
②一个H–H键断裂的同时有两个H–I键断裂；
③百分含量ω(HI)=ω(I2)；
④反应速率υ(H2)=υ(I2)=1/2υ(HI)时；
⑤ c(HI)：c(H2)：c(I2)=2：1：1时；
⑥温度和体积一定时，容器内压强不再变化；
⑦温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化；
⑧条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化；
⑨温度和体积一定时，混合气体的颜色不再变化；
⑩温度和压强一定时，混合气体的密度不再变化
A．②⑦⑨ B．①④⑥ C．②⑤⑦ D．⑤⑧⑩
7．已知：(HF)2(g)2HF(g) ＞0，平衡体系的总质量m(总)与总物质的量n(总)之比在不同温度下随压强的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A．温度：T1＜T2
B．反应速率：v(b)＜v(a)
C．平衡常数：K(a)=K(b)＜K(c)
D．当时，
8．在水溶液中Fe3＋和I－存在可逆反应：2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2，平衡常数为K。已知氢氧化铁和氢氧化亚铁的溶度积如下：Ksp[Fe(OH)2]＝4.87×10－17，Ksp[Fe(OH)3]＝2.64×10－39。下列判断不正确的是
A．反应的平衡常数K＝
B．该可逆反应只能在酸性条件下存在
C．加入AgNO3，平衡右移，溶液黄色变浅
D．加入CCl4，平衡右移，水溶液层黄色变浅
9．下列有关化学反应速率和化学平衡影响的图像，其中图像和实验结论表达正确的是
A．a是其他条件一定时，反应速率随温度变化的图像，正反应ΔH<0
B．b是在有无催化剂存在下建立的平衡过程图像，Ⅰ是使用催化剂时的曲线
C．c是一定条件下，向含有一定量A的容器中逐渐加入B时的图像，压强p1
10．已知阿伏加德罗常数的值为NA．下列说法正确的是
A．标准状况下，2.24LCl2完全溶于水转移电子数目为0.2NA
B．将0.1molFeCl3水解制成胶体，所得胶体粒子数目为0.1NA
C．0.1molNaHSO4固体中含有的阳离子数目为0.2NA
D．0.1molH2和0.1molI2于密闭容器中充分反应后，其分子总数为0.2NA
二、填空题
11．一定温度下，在密闭容器中，发生反应：2NO2（g）2NO(g)＋O2(g)，达到化学平衡时，测得混合气中NO2浓度为0.06 mol·Ｌ－1，O2的浓度为0.12 mol·Ｌ－1。
求：（1）该可逆反应的平衡常数K= ?
（2）此时NO2的转化率 ?
12．在恒温恒容条件下，将一定量NO2和N2O4的混合气体通入容积为2L的密闭容器中发生反应：N2O4(g)2NO2(g)△H＞0，反应过程中各物质的物质的量浓度(c)随时间(t)的变化关系如图所示。
(1)该温度时，该反应的平衡常数为 。
(2)a、b、c、d四个点中，化学反应处于平衡状态的是 点。
(3)25min时，增加了 mol (填物质的化学式)使平衡发生了移动。
13．碳是形成化合物种类最多的元素，其单质及化合物是人类生产生活的主要能源物质。请回答下列问题：
(1)有机物M经过太阳光光照可转化成N，转化过程如图：
ΔH＝＋88.6 kJ/mol，
则M、N相比，较稳定的是 (用字母“M”或“N”表示)。
(2)已知CH3OH(l)的燃烧热ΔH＝－238.6 kJ/mol，CH3OH(g)＋O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－a kJ/mol，则a 238.6(填“>”“<”或“＝”)。
(3)氮化硅(Si3N4)是一种新型陶瓷材料，它可由石英与焦炭在高温的氮气流中，通过以下反应制得：3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，已知升高温度CO的浓度增大。
①该反应的焓变ΔH (填“＞”“＜”或“＝”)0；
②降低温度，其平衡常数值将 (填“增大”“减小”或“不变”)；
③增大压强，N2的体积分数将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
14．合成氨的反应对人类解决粮食问题贡献巨大。合成氨反应的化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，回答下列问题：
(1)已知键能：H－H436kJ•mol-1，N－H391kJ•mol-1，N≡N946kJ•mol-1。则N2(g)+3H2(g)2NH3(g)反应中生成17gNH3 (填“吸收”或“放出”) kJ热量。
(2)恒温下，将amolN2与bmolH2的混合气体通入2L的恒容密闭容器中，进行合成氨反应，当反应进行到5s时，有0.1molNH3生成。
①0～5s内用H2表示该反应的平均反应速率v(H2)= mol•L-1•s-1。
②实验测得反应进行到t时刻时，nt(N2)=3mol，nt(H2)=8mol，nt(NH3)=6mol，则a= ，b= 。
③再经一段时间后反应达到平衡，此时混合气体总物质的量为13mol，则平衡时NH3的物质的量为 mol。
④下列可以说明该反应达到平衡状态的是 (填标号)。
A．c(N2)：c(NH3)=1：2 B．3v正(H2)=2v逆(NH3)
C．容器内气体的密度不再变化 D．混合气体的压强不再变化
⑤若在不同条件下进行上述反应，测得反应速率分别为
Ⅰ.v(N2)=0.3mol•L-1•min-1
Ⅱ.v(H2)=0.4mol•L-1•min-1
Ⅲ.n(NH3)=0.5mol•L-1•min-1
其中反应速率最慢的是 (填标号)。
15．与经催化重整，制得合成气：，已知上述反应中相关的化学键键能数据如下：
化学键
键能
413
745
436
1075
则该反应的 。分别在恒温密闭容器A(恒容)、B(恒压，容积可变)中，加入和各的混合气体。两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是 (填“A”或“B”)。
16．在温度500K时，向盛有食盐的恒容密闭容器中加入NO2、NO和Cl2，发生如下两个反应：
I.2NO2(g)+NaCl(s)=NaNO3(s)+ClNO(g) △H1
II.2NO(g)+Cl2(g)=2ClNO(g) △H2
关于恒温恒容密闭容器中进行的反应I和II的下列说法中，正确的是 (填标号)。
a.△H1和△H2不再变化，说明反应达到平衡状态
b.反应体系中混合气体的颜色保持不变，说明反应I达到平衡状态
17．根据反应速率判断
①：平衡向 方向移动。
②：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
③：平衡向 方向移动。
18．已知化学反应①：Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，其平衡常数为K1；化学反应②：Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)，其平衡常数为K2，在T1K和T2K下(T1＜T2)，K1、K2的值如表所示：
温度
K1
K2
T1K
1.47
2.38
T2K
2.15
1.67
请回答下列问题：
(1)通过表中数据可以推断：反应①是 (填“吸热”或“放热”)反应，反应②是 (填“吸热”或“放热”)反应。
(2)相同温度下，有反应③：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，则该反应的平衡常数表达式为K3＝ 。
(3)相同温度下，根据反应①、②可推出K1、K2与K3之间的关系式为 ，据此关系式及表中数据，能推断出反应③是 (填“吸热”或“放热”)反应。
(4)要使反应③在一定条件下建立的平衡向正反应方向移动，可采取的措施有 (填序号)。
A．缩小反应容器的容积 B．扩大反应容器的容积 C．升高温度 D．使用合适的催化剂 E．设法减小平衡体系中的CO的浓度
(5)图甲、图乙均表示反应③在某时刻因改变某个条件而发生变化的情况：
①图甲中t2时刻改变的条件是 。
②图乙中t2时刻改变的条件是 。
19．化学反应速率和限度与生产、生活密切相关。
（1）某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，在400 mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下（累计值）：
时间/min
1
2
3
4
5
氢气体积/mL（标准状况）
100
240
464
576
620
①哪一时间段反应速率最大 min（填“0～1”，“1～2”，“2～3”，“3～4”或“4～5”），原因是 。
②求3～4 min时间段以盐酸的浓度变化来表示的该反应速率 （设溶液体积不变）。
（2）另一学生为控制反应速率防止反应过快难以测量氢气体积，他事先在盐酸中加入等体积的下列溶液以减慢反应速率，你认为不可行的是 （填字母）。
A．蒸馏水 B．KCl溶液
C． KNO3溶液D．Na2SO4溶液
（3）某温度下在4 L密闭容器中，X、Y、Z三种气态物质的物质的量随时间变化曲线如图。
①该反应的化学方程式是 。
②该反应达到平衡状态的标志是 （填字母）。
A．Y的体积分数在混合气体中保持不变
B．X、Y的反应速率比为3∶1
C．容器内气体压强保持不变
D．容器内气体的总质量保持不变
E.生成1 mol Y的同时消耗2 mol Z
20．可逆反应：aA(g)+bB(g)⇌cC(g)+dD(g)；根据图回答：
(1)压强p1比p2 (填“大”或“小”);(a+b)比(c+d) (填“大”或“小”);温度t1比t2℃ (填“高”或“低”);正反应为 热反应．
(2)在298K时，1mol C2H6 在氧气中完全燃烧生成CO2和液态水，放出热量1558.3kJ。写出该反应的热化学方程式 。
(3)SiH4是一种无色气体，遇到空气能发生爆炸性自燃，生成SiO2固体和H2O(l)。已知室温下2 g SiH4自燃放出热量89.2 kJ，该反应的热化学方程式为 。
(4)已知反应：N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H1
2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) △H2
N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) △H3
利用上述三个反应，计算4NH3(g)+5O2(g)＝4NO(g)+6H2O(g)△H4的反应焓变为 (用含△H1、△H2、△H3的式子表示)。
三、实验题
21．Ⅰ.分别取40mL0.50mol/L盐酸与40mL0.55mol/L氢氧化钠溶液进行中和反应。通过测定反应过程中所放出的热量可计算中和热。请回答下列问题：
(1)本实验除烧杯、量筒外还缺少的玻璃仪器名称为 。
(2)若某同学通过该实验测定出中和热偏大，请分析可能的原因是 (填序号)。
A．用量筒量取盐酸时仰视读数
B．分多次将NaOH溶液倒入盛有盐酸的小烧杯中
C．将盐酸错取为等浓度的醋酸
Ⅱ.为探究化学反应速率的影响因素，设计的实验方案如下表：(已知KI溶液、溶液、淀粉三种溶液混合，无明显现象，滴入溶液后溶液变蓝)
向烧杯中加入的试剂及用量/mL
0.1mol/L KI溶液
0.1mol/L H2O2溶液
0.1mol/L H2SO4溶液
淀粉溶液
H2O
时间/s
①
25℃
20.0
10.0
5.0
1.0
0.0
t1
②
40℃
20.0
10.0
5.0
1.0
0.0
t2
③
25℃
20.0
5.0
5.0
1.0
V
t3
(3)写出混合溶液中滴入H2O2溶液反应的离子方程式为 。
(4)表中的V= mL，t1、t2、t3由小到大的顺序为 。
(5)某同学研究浓度对化学平衡的影响。他向5mL 0.1mol/L K2Cr2O7溶液中加入几滴5mol/L NaOH溶液溶液颜色变化为 。
22．某实验小组对FeCl3分别与Na2SO3、NaHSO3的反应进行探究。
【甲同学的实验】
装置
编号
试剂X
实验现象
I
Na2SO3溶液(pH≈9)
闭合开关后灵敏电流计指针发生偏转
II
NaHSO3溶液(pH≈5)
闭合开关后灵敏电流计指针未发生偏转
(1)配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，再稀释至指定浓度。结合化学用语说明浓盐酸的作用：。
(2)甲同学探究实验I的电极产物 。
①取少量Na2SO3溶液电极附近的混合液，加入 ，产生白色沉淀，证明产生了。
②该同学又设计实验探究另一电极的产物，其实验方案为 。
(3)实验I中负极的电极反应式为 。
【乙同学的实验】
乙同学进一步探究FeCl3溶液与NaHSO3溶液能否发生反应，设计、完成实验并记录如下：
装置
编号
反应时间
实验现象
III
0~1 min
产生红色沉淀，有刺激性气味气体逸出
1~30 min
沉淀迅速溶解形成红色溶液，随后溶液逐渐变为橙色，之后几乎无色
30 min后
与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色
(4)乙同学认为刺激性气味气体的产生原因有两种可能，用离子方程式表示②的可能原因。
① Fe3+＋3Fe(OH)3 ＋3SO2；② 。
(5)查阅资料：溶液中Fe3+、、OH－三种微粒会形成红色配合物并存在如下转化：
从反应速率和化学平衡两个角度解释1~30 min的实验现象： 。
(6)解释30 min后上层溶液又变为浅红色的可能原因： 。
【实验反思】
(7)分别对比I和II、II和III，FeCl3能否与Na2SO3或NaHSO3发生氧化还原反应和有关(写出两条) 。
23．某化学项目式学习小组在探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，认为可以发生反应：
i.Ag++I-=AgI(复分解反应)
ii.2Ag++2I-=2Ag+I2↓(氧化还原反应)
对此设计实验探究及进行证据推理如下：
I.实验探究：
(1)实验方案[1]：
装置图
实验步骤及现象
将1mL1mol/LKI溶液滴入1mL1mol/LAgNO3溶液中，出现黄色沉淀，说明发生了反应i.继续滴入 (填试剂)， (填现象)，说明未发生反应ii。
(2)实验方案[2]：
装置图
实验步骤及现象
取2个洁净的烧杯，分别加入20mL1mol/LAgNO3溶液与KI溶液，插入石墨电极与盐桥，组成原电池装置，电流计指针发生偏转，观察右侧烧杯出现的现象。
①盐桥内溶质可选用 。
a.K2SO4 b.Fe(NO3)3 c.NH4NO3 d.KCl
②左侧石墨为 极，其电极反应式为 。
③通过实验发现电流计指针发生偏转，说明发生了反应ii，可知右侧烧杯的现象为： 。
Ⅱ.证据推理：通过计算两个反应的平衡常数判断反应的可能性。
查阅文献：AgI的溶度积常数Ksp(AgI)=8.5×10-17；
氧化还原反应的平衡常数与标准电动势(Eθ)有关，lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势。Eθ[Ag/Ag+]=0.79V，Eθ[I2/I-]=0.54V；
(3)复分解反应反应i的平衡常数为 。
(4)氧化还原反应反应ii平衡常数为 。
Ⅲ.得出结论：
(5)通过实验探究及证据推理可知AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是：
参考答案：
1．C
【详解】A．反应物气体分子数(y)大于生成物气体分子数(0)，故该反应达到化学平衡时容器内气体压强减小，A项错误；
B．反应可逆，故吸收y mol H2需要的 MHx大于1mol，B项错误；
C．该反应正反应为放热反应，降温正向移动，该反应的平衡常数增大，C项正确；
D．若向容器内通入少量氢气，平衡正向移动，则v正>v逆，故v(放氢)
2．D
【详解】A． ，正反应放热，达平衡时，乙容器温度高于甲容器，故乙的反应速率大于甲，A错误；
B．乙的平衡就是在甲的平衡上升高温度，所以乙中平衡逆向移动，的物质的量分数减小，B错误；
C．甲为恒温恒容，充入氢气，、、的浓度均不变，故平衡不移动，C错误；
D．乙的平衡就是在甲的平衡上升高温度，故升高甲的温度，可达到与乙一样的平衡状态，D正确；
故选D。
3．C
【分析】分析图像，正反应速率增大，最终反应速率低于平衡前反应速率，据此分析。
【详解】A．降低温度，正逆反应速率均减小，则t1时降低温度，正反应速率应低于平衡时反应速率，但平衡正向移动，A错误；
B．增大压强，正逆反应速率均增大，最终的正反应速率应该高于平衡时反应速率，平衡正向移动，B错误；
C．增大反应物浓度，正反应速率增大，则 t1时增大浓度，正反应速率增大，减少浓度，最终导致反应物和生成物浓度均减小，反应速率均低于平衡时反应速率，平衡向正反应方向移动，C正确；
D．使用催化剂，正逆反应速率均增大，最终反应速率高于平衡时反应速率，平衡不移动，D错误；
故选C。
4．C
【详解】A．由图可知，两个点都不是平衡点，则，A正确；
B．由图可知，X的起始浓度为0.1mol/L ，L点时X的浓度为0.08mol/L，则转化的X的浓度为0.02mol/L，X的转化率为20％，B正确；
C．化学反应速率为平均速率，根据方程式可知，X和Y的计量系数相同，故某个时间段的，但某个时刻无法根据平均速率公式求解，C错误；
D．由图可知，经足够长时间后，反应达到平衡，两者的浓度相等，则两者的物质的量相等，D正确；
故选C。
5．B
【详解】①随着反应的进行，Y、Z物质的量逐渐增加，浓度逐渐增大，当反应达平衡时，浓度不变，故①可以用来判断平衡状态，符合题意；
②由于n(Y):n(Z)比值始终为2:3，故Y的体积分数始终为40%，故②不能用来判断平衡状态，不符合题意；
③随着反应进行，混合气体质量逐渐增加，由公式ρ=知，混合气体密度逐渐增大，当混合气体密度不变时说明反应达平衡状态，③符合题意；
④随着反应的进行，Y、Z物质的量逐渐增加，总压强逐渐增大，当总压强不变时说明反应达平衡状态，④符合题意；
⑤由于n(Y):n(Z)比值始终为2:3，即气体Y物质的量分数始终为40%，Z物质的量分数始终为60%，则混合气体的平均摩尔质量=M(Y)×40%+M(Z)×60%，故混合气体平均摩尔质量始终不变，⑤不符合题意；
综上所述，①③④符合题意，故答案选B。
6．A
【详解】①单位时间内生成n mol H2的同时生成n mol HI；表示的是正逆反应速率，但是不满足二者的化学计量数关系，说明没有达到平衡状态，故①错误；
②一个H-H键断裂的同时有两个H-I键断裂；表明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故②正确；
③百分组成ω(HI)=ω(I2)；无法判断各组分浓度是否不再变化，无法判断是否达到平衡状态，故③错误；
④反应速率υ(H2)=υ(I2)=υ(HI)时；反应速率大小不能判断正逆反应速率是否相等，无法判断是否达到平衡状态，故④错误；
⑤c(HI)：c(H2)：c(I2)=2：1：1时；无法判断各组分的浓度是否继续发生变化，无法判断是否达到平衡状态，故⑤错误；
⑥温度和体积一定时，容器内压强不再变化；该反应是气体体积不变的反应，压强始终不变，无法根据压强判断是否达到平衡状态，故⑥错误；
⑦温度和体积一定时，某一生成物浓度不再变化；说明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故⑦正确；
⑧条件一定，混合气体的平均相对分子质量不再变化；混合气体的总物质的量不变，总质量不变，所以混合气体的平均摩尔质量始终不变，无法根据平均相对分子量判断是否达到平衡状态，故⑧错误；
⑨反应体系中只有碘单质有色，混合气体的颜色不再变化，说明正逆反应速率相等，达到了平衡状态，故⑨正确；
⑩该反应中，气体的总质量固定，容器的容积固定，混合气体的密度始终不变，无法根据密度判断是否达到平衡状态，故⑩错误；
故选：A。
7．D
【详解】A．由图象可知，b、c两个点的压强相同，T2温度下c点对应的平均摩尔质量大于T1温度下b点对应的平均摩尔质量，即T1到T2，平衡向逆反应方向移动，该反应的正反应为吸热反应，降低温度，平衡向逆反应方向移动，T2＜T1，故A错误；
B．b点对应的温度T1和压强均大于a点对应的温度T2和压强，温度越高、压强越大，反应速率越快，所以反应速率v(b)>v(a)，B错误；
C．由于温度T2＜T1，该反应的正反应为吸热反应，温度越高，平衡常数K越大，所以平衡常数K(b)>K(a)=K(c)，C错误；
D．当时，即平均相对分子质量为30时，设HF物质的量为xmol，(HF)2的物质的量为ymol，则=30，解得：x:y=1:1，即，D正确；
答案选D。
8．C
【分析】平衡常数等于生成物的浓度幂之积除以反应物的浓度幂之积；Fe3+水解显酸性，在碱性条件下Fe3+和Fe2+以氢氧化物沉淀形式存在；碘单质可以与碱反应生成碘离子和碘酸根离子；银离子与碘离子能生成碘化银沉淀；四氯化碳可以从水溶液中把碘单质萃取出来，以此解答。
【详解】A、依据平衡常数含义分析可知，该反应的平衡常数K的表达式为K=，故A正确；
B、根据氢氧化铁和氢氧化亚铁的Ksp可知，在碱性条件下，二价铁离子和三价铁离子容易生成沉淀，碘单质易与碱反应生成碘离子和碘酸根离子，而且三价铁离子水解显酸性，为抑制水解且防止生成沉淀或发生反应，该反应应在酸性条件下进行，故B正确；
C、加入硝酸银，银离子与碘离子生成碘化银沉淀，导致平衡左移，故C错误；
D、加入CCl4，I2被萃取到CCl4中，平衡右移，Fe3＋和I2的浓度都降低，水溶液层黄色变浅，故D正确。
故选C。
9．B
【详解】A．a是其他条件一定时，反应速率随温度变化的图像，由图像可知，温度对正反应速率影响大，正反应吸热，ΔH>0，故A错误；
B．b是在有无催化剂存在下建立的平衡过程图像，催化剂加快反应速率，Ⅰ是使用催化剂时的曲线，故B正确；
C．c是一定条件下，向含有一定量A的容器中逐渐加入B时的图像，增大压强，平衡正向移动，A的转化率增大，压强p1>p2，故C错误；
D．根据离子方程式，在平衡体系的溶液中溶入少量KCl固体反应速率不变，故D错误；
选B。
10．D
【详解】A．氯气和水反应是可逆反应，标准状况下，2.24LCl2即0.1mol，完全溶于水转移电子数目小于0.1NA，故A错误；
B．将0.1molFeCl3水解制成胶体，胶粒是聚合体，因此所得胶体粒子数目小于0.1NA，故B错误；
C．NaHSO4固体中含有的阳离子为钠离子，阴离子为硫酸氢根，因此0.1molNaHSO4固体中含有的阳离子数目为0.1NA，故C错误；
D．氢气和碘蒸汽是可逆反应，但是等体积反应，因此0.1molH2和0.1molI2于密闭容器中充分反应后，其分子总数为0.2NA，故D正确。
综上所述，答案为D。
11． 1.92 mol·Ｌ－1 80％
【详解】（1）在化学反应中各物质的变化量之比等于化学计量数之比，故NO的浓度为0.24mol/L，由平衡常数；故答案为：；
（2）由（1）可知反应前NO2浓度为0.3mol/L，则NO2的转化率为：，故答案为：80%。
12． 0.9mol/L b、d 0.8 NO2
【分析】根据图象分析，0-10min，X曲线所表示的物质浓度的变化量为0.6-0.2=0.4mol/L，Y曲线所表示的物质浓度的变化量为0.6-0.4=0.2mol/L，则X表示NO2，Y表示N2O4，据此分析解答。
【详解】(1)由图象可知，10min时反应达到平衡，此时c(NO2)=0.6mol/L，c(N2O4)=0.4mol/L，则该反应的平衡常数；
(2)根据图象分析可知，b、d两点前后物质的量浓度不再发生改变，达到平衡状态，即化学反应处于平衡状态的是b、d点；
(3)根据上述分析可知，曲线X表示NO2，Y表示N2O4，则25min时，增加了(1.0mol/L-0.6mol/L)×2L=0.8molNO2，使平衡发生了移动。
13． M > > 减少 增大
【分析】(1)M转化为N是吸热反应，所以N的能量高，不稳定；
(2)甲醇为液体，燃烧生成CO2(g)和H2O(l)，而物质由气态转化为液态需要放热，据此分析判断；
(3)3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，升高温度，CO的浓度增大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应为吸热反应，据此分析解答。
【详解】(1)有机物M经过太阳光光照可转化成N，△H=+88.6kJ•mol-1，是吸热反应，N暗处转化为M，是放热反应，则M的能量比N低，能量越低越稳定，说明M稳定；故答案为M；
(2)燃烧热是1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，甲醇为液体，而气体转化为液体需要放热，因此CH3OH(g)＋O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l) ΔH＝－a kJ/mol，放出的热量大于燃烧热，即a＞238.6，故答案为＞；
(3)①3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，升高温度，CO的浓度增大，说明升高温度，平衡正向移动，正反应为吸热反应，ΔH＞0，故答案为＞；
②△H＞0，该反应为吸热反应，降低温度，平衡向逆反应移动，化学平衡常数减小，故答案为减小；
③3SiO2(s)＋6C(s)＋2N2(g) ⇌ Si3N4(s)＋6CO(g)，正反应是气体体积增大的反应，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，即向逆反应移动，N2的体积分数将增大，故答案为增大。
【点睛】本题的易错点为(2)，要注意燃烧热概念的理解和甲醇状态变化过程中热量的变化。
14．(1) 放出 46
(2) 0.015 6 17 10 D II
【详解】（1）断键吸收的总能量-成键放出的总能量 ，的物质的量为1mol，对应，故反应中生成17gNH3放出46kJ热量；
故答案为：放出；46；
（2）①由题干信息可知，，故；
故答案为：0.015；
②实验测得反应进行到t时刻时，nt(NH3)=6mol，根据化学反应方程式可知，消耗的n(NH3)=，消耗的n(H2)=，故a=3mol+3mol=6mol，b=9mol+8mol=17mol；
故答案为：6；17；
③设此时反应的氮气的物质的量为x，则有，，解得x=5，故平衡时NH3的物质的量为；
故答案为：10；
④A．c(N2)：c(NH3)=1：2，正逆反应速率不一定相等，不一定处于化学平衡状态，A错误；
B．当2v正(H2)=3v逆(NH3)，说明该反应达到平衡状态，B错误；
C．由题干信息可知，总质量不变，体积不变，故密度一直不变，容器内气体的密度不再变化，不能说明该反应达到平衡状态，C错误；
D．因反应前后是体积可变的反应，故混合气体的压强不再变化，说明该反应达到平衡状态，D正确；
故答案为：D；
⑤Ⅰ.v(N2)=0.3mol⋅L−1⋅min−1相当于v(H2)=mol⋅L−1⋅min−1，Ⅲ.v(NH3)=0.5mol⋅L−1⋅min−1相当于v(H2)=mol⋅L−1⋅min−1，故其中反应速率最慢的是Ⅱ；
故答案为：Ⅱ。
15． B
【详解】根据反应物总键能-生成物总键能，该反应的；该反应为气体分子数增大的吸热反应，恒容时达到的平衡相当于恒压条件下达到平衡后增大压强，加压平衡向逆反应方向移动，故恒容时反应达平衡后吸收的热量比恒压时反应达平衡后吸收的热量少，故两容器中反应达平衡后放出或吸收的热量较多的是B。
16．b
【分析】a.△H1和△H2不再变化，说明反应达到平衡状态；
b.反应体系中混合气体的颜色保持不变，说明反应Ⅰ达到平衡状态。
【详解】①a.反应热与方程式有关，方程式确定，反应热始终不会改变，不能判断是否达到平衡状态，选项a错误；
b.气体的颜色代表浓度，颜色不变说明气体的浓度不变，是平衡判断的标志，选项b正确；
答案选b。
17． 正反应 逆反应
【详解】①v正＞v逆 ：正反应速率更大，平衡向正反应方向移动。
② v正=v逆 ：反应达到平衡状态，不发生平衡移动。
③ v正＜v逆 ：逆反应速率更大，平衡向逆反应方向移动。
18． 吸热 放热 吸热 CE 增大压强或使用催化剂 降低温度或从体系中分离出H2
【详解】（1）反应①中，升高温度，化学平衡常数增大，说明平衡向正反应方向移动，升高温度平衡向吸热反应方向移动，所以正反应是吸热反应，反应②中，升高温度，化学平衡常数减小，说明平衡向逆反应方向移动，升高温度平衡向吸热反应方向移动，所以正反应是放热反应；
（2）根据反应CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)可知该反应的平衡常数表达式为K3＝；
（3）将方程式①-②得反应③：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，因此可推出K1、K2与K3之间的关系式为，升高温度，K1增大、K2减小，则K3增大，因此该反应是吸热反应；
（4）该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，要使平衡向正反应方向移动，则
A．缩小反应容器的容积，平衡不移动；
B．扩大反应容器的容积，平衡不移动；
C．升高温度，平衡向正反应方向移动；
D．使用合适的催化剂，平衡不移动；
E．设法减小平衡体系中的CO的浓度，降低生成物浓度，平衡向正反应方向移动；
答案选CE。
（5）①该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，图甲中t2时刻，正逆反应速率同等程度的增大，平衡不移动，可以采用使用催化剂、增大压强的方法；
②该反应是反应前后气体体积不变的吸热反应，图乙中t2时刻，二氧化碳浓度增大、CO浓度减小，平衡向逆反应方向移动，可以采用降低温度、分离出氢气的方法。
19． 2～3 因该反应是放热反应，此时温度高且盐酸浓度较大，所以反应速率较快 0.025 mol·L－1·min－1 C 3X(g)＋Y(g)⇌2Z(g) AC
【分析】根据题中表格数据，可判断那一段速率最快，由反应放热解释；根据H+浓度减小，反应速率减慢，进行判断；根据题中图示，由变化量与计量系数关系，判断反应物和生成物和写出化学方程式；根据化学平衡的本质特征及相关量的变与不变，判断平衡状态；据此解答。
【详解】（1）①在相同条件下，反应速率越大，相同时间内收集的气体越多；由表中数据可知，反应速率最大的时间段是2～3 min，原因是：该反应是放热反应，温度越高，反应速率越大，且盐酸浓度较大，所以反应速率较快；答案为2～3 ，该反应是放热反应，此时温度高，盐酸浓度较大，反应速率较快。
②3～4分钟时间段，收集的氢气体积V(H2)=(576-464)mL=112mL，n(H2)= =0.005mol，根据Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑可知，消耗的n(HCl)=2n(H2)=2×0.005mol=0.01mol，则v(HCl)==0.025 mol·L-1·min-1；答案为：0.025 mol·L-1·min-1。
（2）A．加入蒸馏水，氢离子浓度减小，反应速率降低，故A可行；
B．加入KCl溶液，相当于稀释，氢离子浓度降低，反应速率降低，故B可行；
C．加入KNO3溶液，相当于含有硝酸，硝酸和Zn反应生成NO而不是氢气，故C不行；
D．加入Na2SO4溶液，相当于稀释，氢离子浓度降低，反应速率降低，故D可行；
答案为C。
（3）①根据图知，随着反应进行，X、Y的物质的量减少而Z的物质的量增加，则X和Y是反应物而Z是生成物，反应达到平衡时，△n(X)=（1.0-0.4）mol=0.6mol、△n(Y)=（1.0-0.8）mol=0.2mol、△n(Z)=（0.5-0.1）mol=0.4mol，同一可逆反应中同一段时间内参加反应的各物质的物质的量变化量之比等于其化学计量数之比，X、Y、Z的化学计量数之比=0.6mol：0.2mol：0.4mol=3：1：2，则该反应方程式为3X(g)+Y(g)⇌2Z(g)；答案为3X(g)+Y(g)⇌2Z(g)。
②A．Y的体积分数在混合气体中保持不变，说明各物质的量不变，反应达到平衡状态，故A选；
B．X、Y的反应速率比为3：1时，如果反应速率都是指同一方向的反应速率，则该反应不一定达到平衡状态，故B不选；
C．反应前后气体压强减小，当容器内气体压强保持不变时，各物质的物质的量不变，反应达到平衡状态，故C选；
D．容器内气体的总质量一直保持不变，容器内气体的总质量保持不变不能说明反应达到平衡状态，故D不选；
E．生成1mol Y的同时消耗2mol Z，只表示逆反应，不能说明反应达到平衡状态，故E不选；
答案为AC。
20． 小 小 高 吸热 2C2H6(g)+7O2(g)=4CO2(g)+6H2O(l)△H＝−3116.6kJ·mol－1 SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l)ΔH＝－1427.2kJ·mol－1 2△H1+3△H2—2△H3
【分析】根据压强、温度对化学反应速率和化学平衡的影响，分析气体分子数的变化及反应的热效应；进行简单计算，书写热化学方程式；依据盖斯定律，求“新”反应的反应热。
【详解】(1)据题图，p1条件下反应比p2条件下达到化学平衡用的时间长，则反应较慢，压强较小（p1
(2)在298K时，2mol C2H6 完全燃烧放热3116.6kJ。则热化学方程式为：
2C2H6(g)+7O2(g)=4CO2(g)+6H2O(l) △H＝−3116.6kJ·mol－1 。
(3)由2 g SiH4自燃放热89.2 kJ，可求得1molSiH4自燃放热1427.2kJ。则热化学方程式为：
SiH4(g)＋2O2(g)＝SiO2(s)＋2H2O(l) ΔH＝－1427.2kJ·mol－1 。
(4)将已知和所求热化学方程式编号为：
①N2(g)＋O2(g)＝2NO(g) △H1
②2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g) △H2
③N2(g)＋3H2(g)＝2NH3(g) △H3
④4NH3(g)+5O2(g)＝4NO(g)+6H2O(g) △H4
据盖斯定律，有④＝①×2+②×3－③×2，则△H4＝2△H1+3△H2—2△H3。
21．(1)环形玻璃搅拌棒、温度计
(2)BC
(3)H2O2 ＋2I-＋2H＋=I2＋2H2O
(4) 5.0 t2
【详解】（1）中和热测定的实验中，用到的玻璃仪器有烧杯、温度计、搅拌器以及量筒，故缺少的玻璃仪器为：环形玻璃搅拌棒；温度计；
（2）A.该实验中，NaOH过量，用量筒量取盐酸时仰视读数，使盐酸的用量偏大，反应放热增大，测得的中和热数值偏大，中和热ΔH偏小，故A不符合题意；
B．分多次将NaOH溶液倒入盛有盐酸的小烧杯中，使实验过程中的热量损失大，导致测得的中和热数值偏小，中和热ΔH偏大，故B符合题意；
C．醋酸是弱酸，电离吸热，导致测定的中和热数值偏小，中和热ΔH偏大，故C符合题意；
答案选BC。
（3）酸性条件下，I-被H2O2氧化生成I2，反应的离子方程式为H2O2+2I-+2H+=I2+2H2O；
（4）对比实验①③可知，实验①③是探究H2O2溶液的浓度对化学反应速率的影响，除H2O2溶液的浓度不同外，其他物质的浓度、温度、溶液的总体积都相同，即V=30.0-20.0-5.0-5.0-1.0=5.0；对比实验①②可知，实验②反应速率快，对比实验①③可知，实验①反应速率快，则反应速率②＞①＞③，反应速率越快，显色时间越短，即t2＜t1＜t3；
（5）溶液中存在Cr2O+H2O⇌2CrO+2H+的可逆反应，加入氢氧化钠，消耗了氢离子，平衡正向移动，溶液从橙色变为黄色。
22． Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，盐酸抑制氯化铁水解 足量盐酸和BaCl2溶液 取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀，证明产生了Fe2+ 3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3- H++HSO3-=H2O+SO2 生成红色配合物的反应速率快红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色 反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物 溶液pH不同、Na2SO3、NaHSO3溶液中SO32-浓度不同(或Na2SO3与NaHSO3不同，或Na2SO3与NaHSO3的阴离子不同)、反应物是否接触形成红色配合物
【分析】本题为实验探究题。
（1）本小题为盐类水解的应用，为抑制盐的水解，在配置某些强酸弱碱盐溶液时可加入相应的酸，如配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，抑制氯化铁水解。
（2）①本小题考查的是硫酸根离子的检验，向溶液中滴加盐酸和BaCl2溶液时产生白色沉淀且白色沉淀不溶于盐酸，证明溶液中含硫酸根离子。
②本小题考查的是亚铁离子的检验，亚铁离子遇铁氰化钾产生蓝色沉淀。
（3）本小题考查的是电极反应式的书写，负极失电子发生氧化反应。
（4）②本小题考查的是盐类的水解，水解使溶液酸碱性相反的某些盐可发生双水解。
（5）（6）两小题考查的是平衡移动的影响条件，当生成物的浓度减小时平衡向正向移动，则在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，；当反应物的浓度增大时平衡向正向移动，则反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物，平衡 不断正向移动，则30 min后与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色。。
（7）I和II实验中亚硫酸钠和亚硫酸氢钠的pH不同，溶液中SO32-浓度不同，与FeCl3反应的现象也不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一；II和III实验中NaHSO3与FeCl3一个接触，一个没接触，反应现象不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一。
【详解】（1）氯化铁是强酸弱碱盐，在水中会发生水解，水解方程式为Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，则在配制FeCl3溶液时，先将FeCl3溶于浓盐酸，抑制氯化铁水解。本小题答案为：Fe3+＋3H2OFe(OH)3＋3H+，盐酸抑制氯化铁水解。
（2）①实验I中试剂X为亚硫酸钠，亚硫酸钠溶液中的亚硫酸根离子在此电极失电子发生氧化反应生成硫酸根离子，当向此电极产物中滴加盐酸和BaCl2溶液时产生白色沉淀且白色沉淀不溶于盐酸，证明此电极产物为硫酸根离子。本小题答案为：足量盐酸和BaCl2溶液。
②Fe3+得电子发生还原反应生成Fe2+，则探究这一电极的产物时可取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，Fe2+遇铁氰化钾产生蓝色沉淀。本小题答案为：取少量FeCl3溶液电极附近的混合液，加入铁氰化钾溶液，产生蓝色沉淀，证明产生了Fe2+
（3）负极应发生氧化反应，亚硫酸钠中的硫元素化合价由+4价升高到+6价失电子发生氧化反应，则亚硫酸钠对应的一极为负极，电极反应式为3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3-。本小题答案为：3SO32-+2e-+H2O=SO42-+2HSO3-。
（4）②FeCl3为强酸弱碱盐水解显酸性，溶液中的氢离子再与亚硫酸氢根离子发生复分解反应H++HSO3-=H2O+SO2。本小题答案为：H++HSO3-=H2O+SO2。
（5）1~30 min的实验现象为沉淀迅速溶解形成红色溶液，随后溶液逐渐变为橙色，之后几乎无色，可见生成红色配合物的反应速率快，红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；是因为在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色 。本小题答案为：生成红色配合物的反应速率快红色配合物生成橙色配合物的速率较慢；在O2的作用下，橙色的HOFeOSO2浓度下降，平衡 不断正向移动，最终溶液几乎无色。
（6）反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物，则30 min后与空气接触部分的上层溶液又变为浅红色，随后逐渐变为浅橙色。本小题答案为：反应后的Fe2+被空气氧化为Fe3+，过量的HSO3-电离提供SO32-，溶液中Fe3+、SO32-、OH－三种微粒会继续反应形成红色配合物。
（7）I和II实验中亚硫酸钠和亚硫酸氢钠的pH不同，溶液中SO32-浓度不同，与FeCl3反应的现象也不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一；II和III实验中NaHSO3与FeCl3一个接触，一个没接触，反应现象不同，是影响与FeCl3是否发生氧化还原反应的原因之一。本小题答案为：溶液pH不同、Na2SO3、NaHSO3溶液中SO32-浓度不同(或Na2SO3与NaHSO3不同，或Na2SO3与NaHSO3的阴离子不同)、反应物是否接触形成红色配合物。
23．(1) 淀粉溶液 未变蓝
(2) c 负 2I-－2e-=I2 有银白色固体析出
(3)1.18×1016
(4)108.44
(5)复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)
【分析】本实验是为了探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，是发生i.Ag++I-=AgI(复分解反应)，还是发生ii.2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)。
【详解】（1）反应ii生成了I2，要证明反应ii有没有发生只需要检验反应后溶液中有没有I2生成，则继续滴入淀粉溶液，溶液未变蓝，说明未发生反应ii；
故答案为：淀粉溶液；未变蓝；
（2）①盐桥内溶质不能与AgNO3溶液和KI溶液，K2SO4会与AgNO3反应生成Ag2SO4微溶物，Fe(NO3)3会与KI发生氧化还原反应，NH4NO3不会与AgNO3和KI反应，KCl会与AgNO3反应生成AgCl沉淀；
故答案为：c；
②组成原电池装置，电流计指针发生偏转，说明发生2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)，根据该总反应可知，I-化合价升高转变为I2，失去电子，则左侧石墨为负极；其电极反应式为2I-－2e-=I2；
故答案为：负；2I-－2e-=I2；
③右侧为正极，其电极反应式为Ag++e-=Ag↓，则右侧烧杯的现象为有银白色固体析出；
故答案为：有银白色固体析出；
（3）复分解反应反应i的平衡常数为；
故答案为：1.18×1016；
（4）根据lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势可知，z=2，Eθ[I2/I-]=0.54V为还原型电极电势，Eθ[Ag/Ag+]=0.79V为氧化型电极电势，则lgK=，故氧化还原反应反应ii平衡常数为108.44；
故答案为：108.44；
（5）AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)；
故答案为：复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)。
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