專題2 化學反應速率與化學平衡 單元檢測題-年高二上學期化學蘇教版（2020）選擇性必修1

試卷第=page99頁，共=sectionpages1010頁試卷第=page1010頁，共=sectionpages1010頁專題2《化學反應速率與化學平衡》單元檢測題一、單選題1．在容積固定的2L密閉容器中發(fā)生反應：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)

△H＝akJ·mol－1，若充入2molCO(g)和4molH2(g)，在不同溫度、不同時段下H2的轉化率如下表：(已知a1≠a2)15分鐘30分鐘45分鐘1小時T145%75%85%85%T240%60%a1a2下列說法中錯誤的是A．T1℃下，45分鐘該反應達到平衡狀態(tài)B．根據(jù)數(shù)據(jù)判斷：T1<T2C．T2℃下，在前30分鐘內用CO表示的化學反應速率為1.20mol/(L·h)D．該反應的△H>02．乙烯氣相直接水合反應制備乙醇：。乙烯的平衡轉化率隨溫度、壓強的變化關系如圖【起始時，，容器體積為2L】。下列分析正確的是A．乙烯氣相直接水合反應的B．圖中壓強的大小關系為C．圖中a點對應的平衡常數(shù)D．達到平衡狀態(tài)a、b所需要的時間：3．下列敘述正確的是①電解池是將化學能轉變成電能的裝置②光能和化學能都能轉化成電能③金屬和石墨導電均為物理變化，電解質溶液導電是化學變化④不能自發(fā)進行的氧化還原反應，通過電解原理有可能實現(xiàn)A．①③④ B．③④ C．②③④ D．④4．分子在催化劑的作用下發(fā)生的一系列轉化如圖所示。下列敘述正確的是A．催化劑的表面有極性鍵的斷裂和非極性鍵的形成B．催化劑能提高該反應的平衡轉化率C．催化劑、增大了該歷程中的最大能壘(活化能)D．催化劑表面發(fā)生的反應為5．下列實驗操作能達到實驗目的或得出相應結論的是實驗操作目的或結論A將少量片放入溶液中證明的金屬性比強B將點燃的鎂條置于盛有集氣瓶中，瓶內壁有黑色固體生成鎂的還原性比碳強C向溶液(含少量雜質)，加入適量氯水，再加萃取分液除去溶液中的D向溶液中加入5滴同濃度的溶液，再加入幾滴溶液，溶液顯血紅色與的反應是可逆反應A．A B．B C．C D．D6．如圖表示某可逆反應在使用和未使用催化劑時，反應進程和能量的對應關系。下列說法一定正確的是A．a與b相比，b的活化能更高B．反應物斷鍵吸收的總能量小于生成物成鍵釋放的總能量C．a與b相比，a中的活化分子的百分比更高D．a與b相比，a對應的反應速率更快7．可逆反應中，當其它條件不變時，C的質量分數(shù)與溫度(T)的關系如圖，則下列說法正確的是A．放熱反應 B．吸熱反應 C．吸熱反應 D．放熱反應8．反應Ⅰ：H2(g)+I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)為K1；反應Ⅱ：HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常數(shù)為K2，則K1、K2的關系為(平衡常數(shù)為同溫度下的測定值A．K1=K2 B．K1=K2 C．K1=2K2 D．K1=9．3.25g鋅與100mL1mol·L-1的稀硫酸反應，為了加快反應速率而不改變H2的產量，可采取的措施是A．滴加幾滴濃鹽酸 B．滴加幾滴濃硝酸C．滴加幾滴硫酸銅溶液 D．加入少量鋅粒10．日常生活中的下列做法，與調控化學反應速率無關的是A．燃煤時將煤塊粉碎為煤粉B．制作綠豆糕時添加適量的食品防腐劑C．空運水果時在包裝箱中放入冰袋D．煉鐵時采用增加爐子高度的方法減少尾氣排放11．將固體NH4I置于密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生下列反應：①NH4I(s)?NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)?H2(g)+I2(g)。反應達到平衡時，c(H2)=2mol/L，c(HI)=4mol/L，則此溫度下反應①的平衡常數(shù)是A．36 B．32 C．16 D．2412．在體積為的恒容密閉容器中發(fā)生反應，圖1表示時容器中、、物質的量隨時間的變化關系，圖2表示不同溫度下平衡時的體積分數(shù)隨起始的變化關系。則下列結論正確的是A．200℃時，反應從開始到平衡的平均速率B．由圖2可知反應，正反應吸熱且C．若在圖1所示的平衡狀態(tài)下再向體系中充入和，此時D．時，向空容器中充入和，達到平衡時的體積分數(shù)小于0.5二、填空題13．氧化劑在反應時不產生污染物，被稱為綠色氧化劑，因而受到人們越來越多的關注。某實驗小組以分解為例，探究濃度、催化劑、溫度對反應速率的影響。在常溫下按照下表所示的方案完成實驗。實驗編號溫度(℃)反應物催化劑①20253%溶液無②20255%溶液無③20255%溶液0.1g④20255%溶液1~2滴1溶液⑤30255%溶液0.1g(1)實驗①和②的目的是___________。同學甲在進行實驗①和②時并沒有觀察到明顯現(xiàn)象。資料顯示，通常條件下過氧化氫穩(wěn)定，不易分解。為了達到實驗目的，可采取的改進方法是___________(寫出一種即可)。(2)實驗③、④、⑤中，測得生成氧氣的體積隨時間變化如甲圖所示。分析該圖能得出的結論是___________，___________；(3)同學乙設計了乙圖所示的實驗裝置對過氧化氫的分解速率進行定量分析，以生成20氣體為準，其他影響實驗的因素均已忽略。實驗中需要測量的數(shù)據(jù)是___________。(4)向某體積固定的密閉容器中加入0.6A、0.2C和一定量(未知)的B三種氣體，一定條件下發(fā)生反應，各物質濃度隨時間變化如圖所示。已知在反應過程中混合氣體的平均相對分子質量沒有變化。請回答：①寫出反應的化學方程式：___________；②若，則內反應速率___________，A的轉化率為___________；③B的起始的物質的量是___________；平衡時體系內的壓強為初始狀態(tài)的___________倍。14．用活性炭還原處理氮氧化物，有關反應為C(s)+2NO(g)N2(g)+CO2(g)。(1)寫出上述反應的平衡常數(shù)表達式_______。(2)在2L恒容密閉容器中加入足量C與NO發(fā)生反應，所得數(shù)據(jù)如表，回答下列問題。實驗編號溫度/℃起始時NO的物質的量/mol平衡時N2的物質的量/mol17000.400.0928000.240.08結合表中數(shù)據(jù)，判斷該反應的ΔH_______0(填“＞”或“＜”)，理由是_______。(3)700℃時，若向2L體積恒定的密閉容器中充入一定量和發(fā)生反應：N2(g)+CO2(g)C(s)+2NO(g)；其中、NO物質的量隨時間變化的曲線如圖所示。請回答下列問題。①內的平均反應速率v=_______。②圖中A點v(正)_______v(逆)(填“＞”“＜”或“=”)。③第時，外界改變的條件可能是_______。A．加催化劑

B．增大碳的物質的量

C．減小的物質的量

D．升溫

E．降溫15．圖Ⅰ、Ⅱ依次表示在酶濃度一定時，反應速率與反應物濃度、溫度的關系。請據(jù)圖回答下列問題：(1)圖Ⅰ中，反應物達到某一濃度時，反應速率不再上升，其原因是___________。(2)圖Ⅱ中，催化效率最高的溫度為___________(填“”或“”)點所對應的溫度。(3)圖Ⅱ中，點到點曲線急劇下降，其原因是___________。(4)將裝有酶、足量反應物的甲、乙兩試管分別放入12℃和75℃的水浴鍋內，后取出，轉入25℃的水浴鍋中保溫，試管中反應速率加快的為___________(填“甲”或“乙”)。16．硫酸是一種重要的基本化工產品。接觸法制硫酸生產中的關鍵工序是的催化氧化：

?；卮鹣铝袉栴}：(1)當、和起始的物質的量分數(shù)分別為7.5%、10.5%和82%時，在0.5MPa、2.5MPa和5.0MPa壓強下，平衡轉化率隨溫度的變化如圖所示。反應在5.0MPa，550℃時的______，判斷的依據(jù)是______。影響的因素有______。(2)將組成(物質的量分數(shù))為、和的氣體通入反應器，在溫度、壓強條件下進行反應。平衡時，若轉化率為，則壓強為______，平衡常數(shù)______(以分壓表示，分壓=總壓×物質的量分數(shù))。(3)研究表明，催化氧化的反應速率方程為：，式中：為反應速率常數(shù)，隨溫度升高而增大；為平衡轉化率，為某時刻轉化率，為常數(shù)。在時，將一系列溫度下的、值代入上述速率方程，得到曲線，如圖所示。曲線上最大值所對應溫度稱為該下反應的最適宜溫度。時，逐漸提高；后，逐漸下降。原因是______。三、計算題17．恒容容器中發(fā)生可逆反應：，請回答下列問題。(1)該反應平衡常數(shù)的表達式_____________。(2)在某溫度下，起始時、，達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為______________。(3)若保持溫度不變，起始時、，達到平衡后，則______________。(4)若保持溫度不變，起始時，達到平衡后，M的轉化率為______________。18．汽車尾氣中主要污染物是NOx和CO，它們是現(xiàn)代化城市中的重要大氣污染物。(1)汽車發(fā)動機工作時會引發(fā)N2和O2反應生成NO，其能量變化如圖1所示，則圖1中三種分子最穩(wěn)定的是___________，圖1中對應反應的熱化學方程式為___________。(2)N2O和CO均是有害氣體，可在Pt2O+表面轉化為無害氣體，其反應原理如下：CO(g)+N2O(g)N2(g)+CO2(g)△H。有關化學反應的能量變化過程如圖2所示。①圖2中反應是___________(填“放熱”或“吸熱”)反應，該反應的活化能為___________，該反應的△H=___________。②加入Pt2O+作為該反應的催化劑，則Ea___________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)，△H___________。(3)利用NH3還原法可將NOx，還原為N2進行脫除。已知：4NH3(g)+6NO(g)=5N2(g)+6H2O(g)△H=-2070kJ?mol-1，若有0.5molNO被還原，放出的熱量為___________。四、工業(yè)流程題19．碲(Te)廣泛用于太陽能、電子、醫(yī)藥等領域，對碲的綜合回收利用尤為重要。工業(yè)上，從含碲化亞銅的廢渣(主要成分Cu2Te，還有少量的Ag、Cu)中提取碲的流程如圖：回答下列問題：(1)寫出碲元素在元素周期表中的位置_______。(2)“酸浸”過程中生成TeOSO4的離子方程式為_______。(3)已知：Ksp(Ag2SO4)=7.70×10-5，Ksp(AgCl)=1.8×10-10。向含Ag2SO4濾渣中加入濃鹽酸，Ag2SO4能否充分轉化為AgCl，通過計算說明______(4)電解除銅時，銅、碲沉淀的關系如表。電解時間(min)銅沉淀率碲沉淀率1025％0.1％2040％0.2％3062％0.4％4065％2.0％①電解初始階段陰極的電極反應式是_______。②最佳電解時間為30min，原因是_______。(5)向“濾液II”中通入SO2反應一段時間后，Te(IV)的濃度從6.0g/L下降到0.24g/L，寫出TeOSO4生成Te的化學方程式_______，其中Te元素的回收率為_______(忽略溶液體積變化，結果用百分數(shù)表示，保留二位有效數(shù)字)。(6)整個過程中可循環(huán)利用的物質為_______(填化學式)。20．粉煤灰是燃煤產生的重要污染物，主要成分有、、和等物質。綜合利用粉煤灰不僅能夠防止環(huán)境污染，還能獲得納米等重要物質。已知：ⅰ.伯胺能與反應的方程式如下，產物易溶于煤油：。ⅱ.在水溶液中易與反應：。(1)寫出過程Ⅰ中發(fā)生反應的離子方程式：_________。(2)過程Ⅱ加入過量的作用是_________。(3)過程Ⅱ加入伯胺-煤油對浸取液進行分離，該操作的名稱是_________。(4)從化學平衡角度解釋過程Ⅲ利用NaCl溶液進行反萃取的原理：_________。(5)具有堿性，可與結合生成。過程Ⅳ中先用過量的將水層2中轉化為并生成，反應的離子方程式為_________，得到的再被氧化為FeOOH。(6)納米在常壓電化學法合成氨過程中起催化作用。該電解裝置如圖所示。已知熔融為電解液，在陰極發(fā)生電極反應生成中間體Fe。用化學用語表示在陰極催化生成的反應過程。第一步：_________；第二步：_________。答案第=page1919頁，共=sectionpages1010頁答案第=page2020頁，共=sectionpages1010頁參考答案：1．B【解析】根據(jù)平衡的定義，當物質的濃度保持不變時達到的狀態(tài)即為平衡狀態(tài)進行判斷平衡點，根據(jù)轉換率可表示單位時間內轉換的快慢可以判斷反應速率。根據(jù)速率公式進行計算速率?！窘馕觥緼．T1℃下，45分鐘到1小時氫氣的轉化率不變，故可判斷達到平衡，故A正確；B．根據(jù)a1≠a2判斷T2時達到平衡的時間在45分鐘后，T2比T1的反應慢，故溫度低，B不正確；C．T2℃下，在前30分鐘內氫氣的轉化率為60%，則轉換了的氫氣的物質的量為：4mol×60%=2.4mol，則轉換的一氧化碳根據(jù)方程式計算得：1.2mol，根據(jù)速率公式得：，故C正確；D．根據(jù)溫度T2到T1的轉化率降低，說明平衡相對向逆移，而溫度降低，故逆反應為放熱，正反應時吸熱反應，故D正確；故選答案B。【點睛】注意反應是吸熱還是放熱，根據(jù)溫度對平衡的影響進行判斷，升高溫度平衡向吸熱方向移動。2．C【解析】A．壓強不變時，升高溫度乙烯轉化率降低，平衡逆向移動，正反應為放熱反應，則△H＜0，A錯誤；B．溫度相同時，增大壓強平衡正向移動，乙烯轉化率增大，根據(jù)圖知壓強p1＜p2＜p3，B錯誤；C．a點乙烯轉化率為20%，則消耗的n(C2H4)=1mol×20%=0.2mol，對于可逆反應可列三段式：，有化學平衡常數(shù)，C正確；D．溫度越高、壓強越大反應速率越快，反應達到平衡時間越短，壓強：p2＜p3，溫度：a點＜b點，則達到平衡時間：a＞b，D錯誤；故答案選C。3．C【解析】①電解池是在直流電的作用下，發(fā)生氧化還原反應，所以是將電能轉化為化學能的裝置，①不正確；②太陽能電池將光能轉化成電能，蓄電池將化學能轉化成電能，②正確；③金屬和石墨導電均為電子導電，屬于物理變化，電解質溶液導電同時伴隨著氧化還原反應的發(fā)生，是化學變化，③正確；④不能自發(fā)進行的氧化還原反應，即便其ΔS＜0、△H＞0，通過電解原理也有可能讓反應發(fā)生，④正確；綜合以上分析，②③④正確，故選C。4．D【解析】A．催化劑的表面有非極性鍵的斷裂和極性鍵的形成，選項A錯誤；B．催化劑不能提高該反應的平衡轉化率，選項B錯誤；C．催化劑、減少了該歷程中的最大能壘(活化能)，選項C錯誤；D．根據(jù)圖中信息可知，催化劑表面發(fā)生的反應為，實現(xiàn)了氨的催化氧化，選項D正確；答案選D。5．B【解析】A．將少量片放入溶液中，發(fā)生反應，沒有鐵被置換出來，不能證明的金屬性比強，故不選A；B．將點燃的鎂條置于盛有集氣瓶中，發(fā)生反應，鎂是還原劑、C是還原產物，證明鎂的還原性比碳強，故選B；C．Fe2+還原性大于Br-，氯氣先氧化Fe2+，向溶液(含少量雜質)中加入適量氯水，不能除去溶液中的，故不選C；D．向溶液中加入5滴同濃度的溶液，過量，再加入幾滴溶液，溶液顯血紅色，不能證明與的反應是可逆反應，故不選D；選B。6．B【解析】A．a與b相比，a的活化能更高，故A錯誤；B．正反應放熱，反應物斷鍵吸收的總能量小于生成物成鍵釋放的總能量，故B正確；C．a與b相比，b活化能小，b中的活化分子的百分比更高，故C錯誤；D．a與b相比，b活化能越小，b對應的反應速率更快，故D錯誤；選B。7．D【解析】溫度升高反應速率加快，T2先達到平衡，可知T1<T2，由圖可知升高溫度，C的質量分數(shù)減小，平衡逆向移動，故正反應為放熱反應，故選D。8．D【解析】反應Ⅰ：H2(g)+I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)，反應Ⅱ：HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常數(shù)，對比兩者表達式可得出，即K1=，故選D。9．A【解析】A．3.25gZn的物質的量n(Zn)=，100mL1mol·L-1的稀硫酸中溶質的物質的量n(H2SO4)=1mol/L×0.1L=0.1mol，根據(jù)方程式Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑可知：二者反應的物質的量的比是1：1，故硫酸過量，反應放出H2要以不足量的Zn為標準計算。滴加幾滴濃鹽酸，增加了溶液中c(H+)，反應速率加快，A符合題意；B．硝酸具有強氧化性，與Zn反應不能產生氫氣，B不符合題意；C．Zn與CuSO4發(fā)生置換反應產生Cu和ZnSO4，Zn、Cu及硫酸構成原電池，使反應速率加快；但由于Zn消耗，導致反應產生H2的量減少，C不符合題意；D．加入少量的Zn，由于Zn是固體，濃度不變，因此反應速率不變，但由于不足量的Zn的量增加，以Zn為標準反應產生的H2的量增多，D不符合題意；故合理選項是A。10．D【解析】A．煤塊粉碎為煤粉,增大接觸面積,可以加快反應速率,故A不選；B．在食品中添加防腐劑，可以減慢反應速率，故B不選；C．冰袋可以降低溫度，減慢反應速率，故C不選；D．提高煉鐵高爐的高度不能改變平衡狀態(tài)，因此不能減少尾氣中CO的濃度，也不能改變反應速率，故D選．故選D。11．B【解析】反應達到平衡時，c(H2)=2mol·L－1，說明消耗HI濃度為4mol·L－1，則生成HI總物質的量濃度為(4＋4)mol·L－1=8mol·L－1，即c(NH3)=8mol/l，根據(jù)化學平衡常數(shù)的定義，①的反應平衡常數(shù)K=c(NH3)×c(HI)=8×4=32，故選項B正確。12．D【解析】圖甲可知，時平衡時，A的物質的量變化量為，B的物質的量變化量為0.4mol-0.2mol=，C的物質的量變化量為0.2mol，各物質變化的物質的量之比等于化學計量數(shù)之比，所以反應方程式為：2A(g)+B(g)C(g)?？捎嬎闫胶獬?shù)K==25?！窘馕觥緼．由圖甲可知，時5min達到平衡，平衡時B的物質的量變化量為，故，選項A錯誤；B．在一定的溫度下只要A、B起始物質的量之比剛好等于平衡化學方程式化學計量數(shù)之比，平衡時生成物C的體積分數(shù)就最大，A、B的起始物質的量之比：，即a=2。由圖乙可知，：一定時，溫度越高平衡時C的體積分數(shù)越大，說明升高溫度平衡向正反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應方向移動，故正反應為吸熱反應，即，選項B錯誤；C．恒溫恒容條件下，再向體系中充入0.2molB和0.2molC，由于B和C的化學計量數(shù)相等，所以Qc=K，平衡不移動，故，選項C錯誤；D．由圖Ⅰ可知，時平衡時，A、B、C的物質的量變化量分別為、、，物質的量之比等于化學計量數(shù)之比，故x：y：：：：1：1，平衡時A的體積分數(shù)為，時，向容器中充入2molA和1molB達到平衡等效為原平衡增大壓強，平衡向正反應移動，故達到平衡時，A的體積分數(shù)小于，選項D正確。答案選D。13．

探究濃度對反應速率的影響

向反應物中加入等量同種催化劑(或升高相同溫度)

升高溫度，反應速率加快

對過氧化氫分解的催化效果更好

產生20氣體所需的時間

0.006

60%

0.08

1【解析】(1)實驗①和②的濃度不同，則該實驗的目的為探究濃度對化學反應速率的影響；同學甲在進行實驗時并沒有觀察到明顯現(xiàn)象。資料顯示，通常條件下過氧化氫穩(wěn)定，不易分解。為了便于比較，需要加快反應速率，可以向反應物中加入等量同種催化劑(或將盛有反應物的試管放在同一熱水浴中，升高相同溫度)，故答案為：探究濃度對反應速率的影響；向反應物中加入等量同種催化劑(或將盛有反應物的試管放在同一熱水浴中，升高相同溫度)；(2)由圖可知，③、⑤中⑤的反應速率大，說明升高溫度，反應速率加快；③、④中④的反應速率小，說明MnO2對過氧化氫分解的催化效果更好，故答案為：升高溫度，反應速率加快；MnO2對過氧化氫分解的催化效果更好；(3)反應是通過反應速率分析的，根據(jù)，所以實驗中需要測量的數(shù)據(jù)是時間(或收集一定體積的氣體所需要的時間)，故答案為：產生20mL氣體所需的時間；(4)①由圖可知，A、B的物質的量減小，C的物質的量增加，且t1時物質的量不變，說明該反應為可逆反應，A、C的物質的量的變化量之比為(0.15-0.06)∶(0.11-0.05)=3∶2，反應過程中混合氣體的平均相對分子質量不變，則反應為3A?B+2C，故答案為：3A?B+2C；②若t1=10時，則內以C物質濃度變化表示的反應速率；t1時，A的轉化率為，故答案為：0.006；60%；③由A和C的變化量之比為(0.15-0.06)∶(0.11-0.05)=3∶2，可以推出B的變化量為0.03mol/L，容器的體積為4L，所以B起始的物質的量是(0.05-0.03)×4mol=0.08mol；根據(jù)阿伏加德羅定律可知，在同溫同體積條件下，氣體的壓強之比等于其物質的量之比，也等于其分子數(shù)之比。由于反應前后氣體的分子數(shù)保持不變，所以平衡時體系內的壓強保持不變，為初始狀態(tài)的1倍，故答案為：0.08mol；1。14．(1)K=(2)

＞

700℃時，K=0.167，800℃時，K=1，溫度升高，K值增大，故為吸熱反應(3)

0.01mol/(L·min)

＞

AD【解析】（1）平衡常數(shù)等于生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應物平衡濃度冪次方乘積，表達式為：；（2）①依據(jù)實驗1和實驗2起始時和達到平衡時的數(shù)據(jù)，列三段式有：實驗1：實驗2：則，，時，，時，，溫度升高，K值增大，故為吸熱反應；；（3）①由圖可知內的物質的變化為，由方程式?可知，的物質的量變化為，所以平均反應速率；②由圖可知A點反應向正反應方向進行，所以正逆；③由圖可知第后，反應速率增大，A．加催化劑，加快反應速率，故A正確；B．C為固體，增大C的量對反應速率沒有影響，故B錯誤；C．減小的物質的量，則的濃度減小，反應速率減小，故C錯誤；D．升溫，使反應速率加快，故D正確；E．降溫，使反應速率減小，故E錯誤；故答案為：AD。15．

酶的濃度一定

A

溫度過高，酶的活性下降

甲【解析】(1)由圖Ⅰ分析，反應物濃度增大到一定限度，反應速率不再上升，說明決定化學反應速率的主要因素是酶的濃度，故答案為：酶的濃度一定；(2)由圖Ⅱ分析，點的反應速率最快，催化效率最高，故答案為：A；(3)點到點曲線急劇下降是由于溫度升高，酶的活性急速下降，故答案為：溫度過高，酶的活性下降；(4)由圖Ⅱ可知，0~25℃范圍內，溫度越高，反應速率越快，所以甲試管轉入25℃的水浴中加熱時反應速率加快；乙試管在75℃的水浴中加熱時，酶已經失活，故乙中無催化反應發(fā)生，故答案為：甲。16．

0.975

該反應氣體分子數(shù)減少，增大壓強，提高

，所以

溫度、壓強和反應物的起始濃度(組成)

升高溫度，增大使逐漸提高，但降低使逐漸下降。時，增大對的提高大于引起的降低；后，增大對的提高小于引起的降低?！窘馕觥?1)由題給反應式知，該反應為氣體分子數(shù)減少的反應，其他條件一定時，增大壓強，平衡轉化率增大，故，結合題圖(b)知5.0MPa、550℃時對應的平衡轉化率為0.975。影響平衡轉化率的因素有：溫度、壓強、反應物的起始濃度等。(2)設通入的、和共100mol，利用三段式法進行計算：平衡時氣體的總物質的量為，則，，，因，，代入計算得。(3)升高溫度，反應速率常數(shù)增大，反應速率，提高但降低使反應速率逐漸下降。時，增大對的提高大于引起的降低后，增大對的提高小于引起的降低。17．

25%

6

41%【解析】利用化學平衡公式列表達式，并根據(jù)公式尋找各物質的物質的量濃度進行計算，再根據(jù)該溫度平衡常數(shù)不變進行分析計算?！窘馕觥?1)R是固體，不能列入平衡常數(shù)的表達式中，因此平衡常數(shù)；故答案為：。(2)M的轉化率為60%時，M和N的濃度變化量均為，此時N的轉化率為；故答案為：25%。(3)溫度不變時，M和N的濃度變化量均為，則平衡時，M的濃度為，N的濃度為，P和Q的濃度均為，因此該溫度下反應的平衡常數(shù)，根據(jù)信息得到M和N的濃度改變量均為，則平衡時M的濃度為，N的濃度為，P和Q的濃度均為，反應的平衡常數(shù)不變，故，解得；故答案為：6。(4)設M的轉化率為x，則M和N的濃度變化量均為，平衡時M、N的濃度為，P和Q的濃度均為，則，解得；故答案為：41%?！军c睛】化學平衡計算是?？碱}型，主要是根據(jù)該溫度下這個關鍵詞，說明平衡常數(shù)不變，根據(jù)平衡常數(shù)建立其他關系進行計算。18．(1)

N2

N2(g)+O2(g)=2NO(g)

ΔH=+180kJ·mol-1(2)

放熱

134kJ·mol-1

-226kJ·mol-1

減小

不變(3)172.5kJ【解析】（1）從圖中可以看出，N2的鍵能為946kJ·mol-1、O2的鍵能為498kJ·mol-1、NO的鍵能為632kJ·mol-1，則圖1中三種分子最穩(wěn)定的是N2，圖1中對應反應的熱化學方程式為N2(g)+O2(g)=2NO(g)ΔH=(946+498-2×632)kJ·mol-1=+180kJ·mol-1。答案為：N2；N2(g)+O2(g)=2NO(g)ΔH=+180kJ·mol-1；（2）①圖2中，反應物的總能量大于生成物的總能量，則反應是放熱反應，該反應的活化能為134kJ·mol-1，該反應的△H=(134-360)kJ·mol-1=-226kJ·mol-1。②加入Pt2O+作為該反應的催化劑，反應的活化能減小，即Ea減?。坏磻锖蜕晌锏目偰芰坎蛔?，所以△H不變。答案為：放熱；134kJ·mol-1；-226kJ·mol-1；減??；不變；（3）已知：4NH3(g)+6NO(g)=5N2(g)+6H2O(g)△H=-2070kJ?mol-1，若有0.5molNO被還原，放出的熱量為=172.5kJ。答案為：172.5kJ。19．(1)第五周期第VIA族(2)Cu2Te+2O2+6H+=2Cu2++TeO2++3H2O(3)Ag2SO4(s)+2Cl-(aq)2AgCl(s)+(aq)，K=2.38×1015>105，故反應進行充分(4)

Cu2++2e-=Cu

電解時間小于30min，銅元素的沉淀率太低，去除率不夠：大于30min，銅元素的沉淀率提升不明顯，反而使碲元素有所損失(5)

TeOSO4+2SO2+3H2O=Te+3H2SO4

96%(6)H2SO4【解析】碲化亞銅的廢渣(主要成分Cu2Te，還有少量的Ag、Cu)，