2019届二轮复习 化学平衡的相关计算 作业（全国通用） 练习

化学平衡的相关计算

一、选择题

1、在一定温度下的定容密闭容器中,当下列物理量不再变化时,不能表明反应A(s)+2B(g)C(g)+D(g)已达平衡的是 (   )

A. B的物质的量浓度

B. 混合气体的密度

C. 混合气体的平均相对分子质量

D. 混合气体的压强

答案：D

解析：A项,反应达平衡时,各物质的浓度不变;B项,只要反应未达平衡状态,混合气体的总质量在不断变化中,定容容器,混合气体的密度也在变化;C项,混合气体的平均摩尔质量(其值等于平均相对分子质量)等于总质量除以总物质的量,总物质的量不变,只要反应未达平衡状态,气体的总质量总在不断变化中,则平均相对分子质量改变;D项,反应前后气体体积不变,混合气体的压强始终不变。

2、下图中a曲线表示一定条件下的可逆反应:

X(g)+Y(g)2Z(g)+W(s),正反应为放热反应。若使a曲线变为b曲线,可采取的措施是(   )

A.增大压强               B.增大X的浓度

C.升高温度                 D.加入W

答案：A

解析：A、增大压强,反应速率加快,该反应前后气体的物质的量不变,平衡不移动,X的转化率不变,故A正确;B、增大X的浓度,反应速率加快,平衡时X的转化率降低,故B错误;C、升高温度,反应速率加快,该反应正反应是放热反应,升高温度,平衡向逆反应移动,X的转化率降低,故C错误;D、W是固体,加入W,平衡不移动,不能加快反应速率,故D错误;故选A。

3、相同温度,体积均为0.25 L的两个恒容容器中发生可逆反应:X2(g)+3Y2(g)2XY3(g) ΔH=-92.6 kJ·mol-1,实验测得反应在起始、达到平衡时的有关数据如下表所示。

答案：C 

解析：由化学方程式判断容器①、②中两个反应属于等效平衡,即达到平衡时各物质的量相同,浓度也相同,因此A项、B项正确;当容器体积减小时,平衡向气体物质的量减小的方向即正向移动,因此会继续放出热量,则D项正确;由于此反应为可逆反应,所以反应物不能完全转化为生成物,C项错误

4、已知反应2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)在某温度下的平衡常数为400。此温度下,在2L的密闭容器中加入a mol CH3OH,反应到某时刻测得各组分的浓度如下:

下列说法正确的是(  )

A.加入CH3OH的物质的量a=1.64

B.此时刻正反应速率大于逆反应速率

C.若起始时加入2a mol CH3OH,则达到平衡时CH3OH的转化率减小

D.若混合气体的平均摩尔质量不再变化,则说明反应已达到平衡状态

答案：A

解析：对比甲容器，乙容器中增大碘的浓度，平衡正向移动，碘化氢的浓度增大，丙容器中氢气的浓度增大，平衡正向移动，碘化氢的浓度增大，且两者转化率相同，故HI的平衡浓度：a＝b>0.004，A正确；恒温恒容，丁与甲相比，各物质浓度增大一倍，为等效平衡，转化率相同，B错误；甲容器中氢气的转化率为×100%＝20%，乙中增大碘的浓度，氢气的转化率增大，大于20%，C错误；平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，故可以根据甲容器计算丙中条件下的平衡常数，K＝＝0.25，D错误。

5、某温度下，在甲、乙、丙、丁四个恒容密闭容器中投入H2和I2，发生反应：H2(g)＋I2(g)2HI(g)。反应体系中各物质浓度的有关数据如下。

下列判断正确的是(  )

A．HI的平衡浓度：a＝b>0.004

B．平衡时，H2的转化率：丁>甲

C．平衡时，乙中H2的转化率等于20%

D．丙中条件下，该反应的平衡常数K＝4

答案：C

解析：三者的转化浓度分别为:0.05、0.15、0.1,所以三者的系数比为1:3:2,反应可表示为: ,由平衡常数;增大压强使平衡向气体系数减小的方向移动,即正向移动, 值增大;平衡常数只与温度有关。

6、某温度下,对于反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.4kJ·mol-1,N2的平衡转化率(α)与体系总压强(p)的关系如右下图所示。下列说法正确的是 (  )

A. 将1 mol氮气、3 mol氢气置于1 L密闭容器中发生反应,放出的热量为92.4 kJ

B. 平衡状态由A变到B时,平衡常数K(A)<K(B)

C. 上述反应在达到平衡后,增大压强,H2的转化率增大

D. 升高温度,平衡向逆反应方向移动,说明逆反应速率增大,正反应速率减小

答案：C

解析　因为该反应为可逆反应,加入1 mol N2、3 mol H2,两者不可能完全反应生成NH3,所以放出的热量小于92.4 kJ,A错;从状态A到状态B的过程中,改变的是压强,温度没有改变,所以平衡常数不变,B错;因为该反应是气体体积减小的反应,增大压强平衡向正反应方向移动,H2的转化率增大,C正确;升高温度,正、逆反应速率都增大,D错。

7、下图所示表示两个常见的固氮反应①N2+3H22NH3和②N2+O22NO的平衡常数的对数(lg K)与温度的关系,根据图中的数据判断下列说法正确的是 (  )

A. 反应②为放热反应

B. 常温下,反应①的反应速率很大,而反应②的反应速率很小

C. 升高温度,反应①的反应速率增大,反应②的反应速率减小

D. 在常温下,利用反应①固氮和利用反应②固氮反应程度相差很大

答案：D

解析：温度升高,反应①的lg K减小,说明反应①是放热反应,反应②的lg K增大,说明反应②是吸热反应,A错误;K值的大小只表示反应进行的程度,与反应速率无关,B错误、D正确;不论反应是放热还是吸热,温度升高反应速率均加快,C错误。

二、填空题

8、在体积为2L的密闭容器中,进行如下化学反应:CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)其化学平衡常数K和温度t的关系如表:

回答下列问题:

（1）.该反应的化学平衡常数表达式为K=__________。
（2）.该反应为反应__________(选填吸热、放热),原因是__________。

（3）. 能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据是__________。

a.容器中压强不变           b.混合气体中c(CO)不变

c.υ正(H2)=υ逆(H2O)             d.c(CO2)=c(CO)

（4）.某温度下,平衡浓度符合下式:c(CO2)·c(H2)=c(CO)·c(H2O),试判断此时的温度为__________℃。该温度下,若向容器中分别加入2mol H2、CO2,10s后达到平衡,则这段时间内υ(H2)=__________, CO2的转化率为__________。

.答案：（1）.

（2）.吸热; 温度升高，平衡常数增大，平衡正向移动，则正反应吸热
（3）.b、c;

（4）.830;  0.05mol/(L •s); 50%

9、碳、硫和氮元素及其化合物的处理，是资源利用和环境保护的重要研究课题。

(1)CO可转化成二甲醚，原理为2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)，已知一定条件下，该反应中CO的平衡转化率随温度、投料比的变化曲线如图1所示，若温度升高，则反应的平衡常数K将________(填“增大”“减小”或“不变”)。

 (2)SO2的水溶液呈酸性，某温度下，0.02 mol·L－1亚硫酸水溶液的pH等于2，若忽略亚硫酸的二级电离和H2O的电离，则该温度下亚硫酸的一级电离平衡常数Ka1＝__________。

(3)已知：①2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH1

②2NO(g)＋O2(g)2NO2(g) ΔH2

若ΔH1<ΔH2<0，则SO2(g)＋NO2(g)SO3(g)＋NO(g)属于________(填“放热”或“吸热”)反应。

(4)若用少量NaOH溶液吸收SO2气体，对产物NaHSO3进一步电解可制得硫酸，电解原理示意图如图2所示，则电解时阳极的电极反应式为__________________________________。

答案：(1)减小

(2)0.01

(3)放热

(4)HSO－2e－＋H2O===3H＋＋SO

解析：(1)由图一可知，对于反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)，温度升高，CO的平衡转化率下降，K减小。

(2)电离平衡常数Ka1＝＝＝0.01。

(3)已知：①2SO2(g)＋O22SO3(g) ΔH1，②2NO(g)＋O22NO2(g) ΔH2，(①－②)可得：NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g) ΔH＝×(ΔH1－ΔH2)，若ΔH1 <ΔH2 < 0，则ΔH＝×(ΔH1－ΔH2)＜0，反应放热。

(4)装置的目的是用Na2SO3溶液吸收SO2，再用惰性电极电解吸收液将其转化为H2SO4，故阳极反应式为HSO－2e－＋H2O===3H＋＋SO。

10、在2 L密闭容器中，800 ℃时反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如下表：

(1)写出该反应的平衡常数表达式：K＝______________。

已知：K(300 ℃)＞K(350 ℃)，该反应是________热反应。

(2)下图中表示NO2的变化的曲线是__________(填字母)。

用O2表示从0～2 s内该反应的平均速率v＝________________。

(3)能说明该反应已经达到平衡状态的是________(填字母，下同)。

a．v(NO2)＝2v(O2)

b．容器内压强保持不变

c．v逆(NO)＝2v正(O2)

d．容器内的密度保持不变

(4)为使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是__________。

a．及时分离出NO2气体 

b．适当升高温度

c．增大O2的浓度 

d．选择高效的催化剂

研究和深度开发CO、CO2的应用对构建生态文明社会具有重要的意义。

(1) CO可用于炼铁,已知:

Fe2O3(s)+3C(s)2Fe(s)+3CO(g)

ΔH 1=+489.0 kJ· mol-1

C(s)+CO2(g)2CO(g)

ΔH 2 =+172.5 kJ· mol-1

 则CO还原Fe2O3(s)的热化学方程式为        。

(2) 分离高炉煤气得到的CO与空气可设计成燃料电池,若电解质为碱性。写出该燃料电池的负极反应式:                。

(3) CO2和H2充入一定体积的密闭容器中,在两种温度下发生反应: CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)。测得CH3OH的物质的量随时间的变化如右图。

①由上图判断该反应ΔH    0,曲线Ⅰ、Ⅱ对应的平衡常数

KⅠ   KⅡ。(填“>”、“=”或“<”) 

②一定温度下,在容积相同且固定的两个密闭容器中,按如下方式加入反应物,一段时间后达到平衡。

若甲中平衡后气体的压强为开始的0.8倍,要使平衡后乙与甲中相同组分的体积分数相等,且起始时维持化学反应向逆反应方向进行,则c的取值范围为         。

③一定温度下,此反应在恒容密闭容器中进行,能判断该反应达到化学平衡状态的依据是          (填字母)。

a. 容器中压强不变 

b. H2的体积分数不变

c. c(H2)=3c(CH3OH) 

d. 容器中密度不变

e. 2个CO键断裂的同时有3个C—H键形成

答案： (1) Fe2O3(s)+3CO(g)2Fe(s)+3CO2(g)

ΔH=-28.5 kJ· mol-1

(2) CO+4OH-― 2e-C+2H2O

(3) ①<  >  ②0.4<c≤1　③ab

解析：(1) 将已知的两个热化学方程式编号为①②,根据盖斯定律,将①-②×3即可得到目标反应。

(2) 碱性介质中,负极由CO失电子生成C,同时生成H2O,电极反应式为CO+4OH-― 2e-C+2H2O。

(3) ①从曲线可知Ⅱ的温度高,升高温度,CH3OH的物质的量减少,平衡逆向移动,故正反应是放热反应,ΔH<0;温度升高,平衡逆向移动,K减小,故KⅠ>KⅡ。

②三段式计算:

CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)

起始量/mol: 1 3 0 　0

转化量/mol: x 3x x  x

平衡量/mol: 1-x 3-3x x 　x

1-x+3-3x+x+x=4×0.8,则x=0.4,即甲容器中平衡后,甲醇的物质的量为0.4 mol,要使平衡后乙容器与甲容器中相同组分的体积分数相等,起始时维持化学反应向逆反应方向进行,所以c的最大值是1、最小值是0.4,则c的取值范围为0.4<c≤1。

③该反应是气体体积减小的反应,压强不变可说明达到平衡状态,故a正确;达到平衡时,各组分的浓度保持不变,故b正确、c错误;该反应反应物和生成物全是气体,反应前后质量不变,反应在恒容容器中进行,气体体积不变,则反应前后气体的密度恒定,故d错误;断裂CO键和形成C—H键均表示正反应,故e错误。