第二章化學反應速率與化學平衡練習題一、單選題1．在一定溫度下，將氣體X和氣體Y各0.16mol充入10L恒容密閉容器中，發生反應

，一段時間后達到平衡。反應過程中測定的數據如下表：t/min2479n(Y)/mol0.120.110.100.10下列說法正確的是A．前4min內反應的平均速率B．其他條件不變，升高溫度，反應達到新平衡前C．該溫度下此反應的平衡常數K=1.44D．其他條件不變，再充入0.2molZ，平衡時X的體積分數增大2．某溫度下，等物質的量的碘和環戊烯()在剛性容器內發生反應生成環戊二烯()：。達到平衡后，采取以下措施是不能增加環戊烯的平衡轉化率的是A．增加環戊烯濃度 B．增加碘濃度C．及時分離環戊二烯 D．提高溫度3．向絕熱恒容密閉容器中通入一定量的SO2和NO2，一定條件下發生反應：SO2(g)+NO2(g)SO3(g)+NO(g)△H<0，測得SO3濃度隨時間變化如表所示，下列說法正確的是反應時間/s405060708090100110SO3濃度/mol/L0.100.140.210.260.300.320.330.33A．50s時，SO3的生成速率為0.0028mol/(L·s)B．上述反應在恒溫恒容密閉容器中進行，平衡時SO3的濃度大于0.33mol/LC．110s時，縮小容器體積再次達到平衡后，SO2的轉化率和濃度均保持不變D．0s~50s的反應速率等于70s~80s的反應速率4．在一定條件下，向2L密閉容器中通入2molN2和6molH2，發生反應：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，下列說法能夠說明反應已達到平衡狀態的是A．c(NH3)：c(H2)：c(N2)=2：3：1B．單位時間內1個N≡N鍵斷裂的同時，有6個N－H鍵形成C．混合氣體的平均相對分子質量不再改變D．單位時間內有6個N－H鍵斷裂的同時，有3個H－H鍵形成5．CO甲烷化反應為：CO(g)＋3H2(g)=CH4(g)＋H2O(1)。下圖是使用某種催化劑時轉化過程中的能量變化(部分物質省略)，反應歷程中步驟②反應速率最慢，下列說法不正確的是A．步驟①只有非極性鍵斷裂B．步驟②速率最慢的原因可能是其活化能最高C．步驟③是吸熱反應D．使用該保化劑不能有效提高CO的平衡轉化率6．等質量的稀硫酸分別與足量的鎂、鐵、鋅三種金屬反應，下列圖象能正確表示氫氣質量與反應時間之間關系的是A． B．C． D．7．乙醛是一種重要的二碳試劑，其某種合成機理如圖所示。下列說法錯誤的是A．Fe+是該反應的催化劑B．C2H5OH是合成過程中的副產物C．該合成乙醛的反應為C2H6+2N2O→CH3CHO+2N2+H2OD．增大N2濃度，有利于提高CH3CHO的反應速率8．工業上用甲醇分解制氫，反應原理為CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)△H。一定溫度下，該反應過程中的能量變化如圖所示，下列說法正確的是A．△H=E2E1B．該反應為放熱反應C．曲線b為使用催化劑后的能量變化D．平衡后增大壓強，平衡向左移動，△H減小9．對于反應2X(g)+Y(g)?2Z(g)不同溫度(T1和T2)及壓強(p1和p2)下，產物Z的物質的量n(Z)和反應時間t的關系如下圖所示，下列判斷正確的是A．T1＜T2，p1＜p2，正反應為放熱反應B．T1＜T2，p1>p2，正反應為吸熱反應C．T1>T2，p1>p2，正反應為放熱反應D．T1>T2，p1＜p2，正反應為吸熱反應10．工業上利用焦炭與水蒸氣生產的反應原理為，，第二步生產的原料CO來源于第一步的產物。為提高原料的利用率及的日產量，下列措施中不可取的是①第一步產生的混合氣直接作為第二步的反應物②第二步生產應采用適當的溫度和催化劑③第一、二步生產中均充入足量水蒸氣④第二步應在低溫下進行⑤第一步生產采用高壓⑥第二步生產中增大CO的濃度A．①③⑤ B．②④⑥ C．②③⑤ D．①④⑤⑥11．可逆反應①X(g)+2Y(g)2Z(g)、②2M(g)N(g)+P(g)分別在密閉容器的兩個反應室中進行，反應室之間有無摩擦、可滑動的密封隔板。反應開始和達到平衡狀態時有關物理量的變化如圖所示：下列判斷正確的是A．反應①的正反應是吸熱反應B．達平衡(I)時體系的壓強與反應開始時體系的壓強之比為14:15C．達平衡(I)時，X的轉化率為D．在平衡(I)和平衡(II)中，M的體積分數相等12．下列有關說法正確的是A．合成氨為放熱反應，所以在實際生產過程中溫度越低越好B．在恒溫恒容條件下，發生2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)。當反應達到平衡后，若再充入少量O2，再次達到平衡后，SO3的濃度降低C．在恒溫恒壓條件下，發生2NO2(g)N2O4(g)。當反應達到平衡后，若再充入少量N2O4，再次達到平衡后，體系顏色不變D．CaCO3(s)+2NH(aq)Ca2+(aq)+2NH3(aq)+CO2(g)+H2O(l)

H=+68.9kJ?mol1、S=+37.3J/(mol?K)該反應可在沸水中自發進行13．合成氨工業，在催化劑作用下發生反應，不同條件下測得平衡時的數據如下表。下列說法正確的是溫度/℃氨的含量/%0.1MPa10MPa20MPa30MPa60MPa100MPa20015.381.586.489.995.498.83002.2052.064.271.084.292.64000.4025.138.247.065.279.85000.1010.619.126.442.257.56000.054.509.1013.823.131.4A．該反應的反應物鍵能總和大于生成物的鍵能總和B．工業生產中宜選擇200℃、100Mpa條件，以提高生產效率C．實際生產中，采取迅速冷卻的方法，使氣態氨變成液氨后及時從平衡混合物中分離出去D．增大催化劑的比表面積(單位質量的物質所具有的總表面積)，可有效加快反應速率和提高平衡轉化率二、填空題14．硫酸是重要的化工原料，生產過程中催化氧化生成的化學反應為：。(1)實驗測得反應生成的轉化率與溫度、壓強有關，請根據下表信息，結合工業生產實際，選擇最合適的生產條件是。溫度、壓強轉化率1個大氣壓5個大氣壓10個大氣壓15個大氣壓0.99610.99720.99840.99880.96750.97670.98520.98940.85200.88970.92760.9468(2)反應達到平衡后，改變下列條件，能使平衡濃度比原來減小的是___________(填字母)。A．保持溫度和容器體積不變，充入B．保持溫度和容器體積不變，充入C．降低溫度D．在其他條件不變時，減小容器的容積(3)某溫度下，的平衡轉化率與體系總壓強的關系如圖所示。和置于密閉容器中，反應達平衡后，體系總壓強為。改變體積，增大壓強，平衡狀態由A變到B時，平衡常數(填“＞”、“＜”或“=”)，B點的化學平衡常數是。(4)在一個固定容積為的密閉容器中充入和，時刻達到平衡，測得容器中含。①時刻達到平衡后，改變一個條件使化學反應速率發生如圖所示的變化，則改變的條件是。A．體積不變，向容器中通入少量

B．體積不變，向容器中通入少量C．縮小容器體積

D．升高溫度

E．體積不變，向容器中通入少量氮氣②若繼續通入和，則平衡移動(填“向正反應方向”、“向逆反應方向”或“不”)，再次達到平衡后，。(5)①時，在一密閉容器中，將二氧化硫和氧氣混合，反應過程中、、物質的量變化如圖，反應處于平衡狀態的時間段是。②據圖判斷，反應進行至時，曲線發生變化的原因是(用文字表達)；到的曲線變化的原因可能是(填標號)。A．加了催化劑

B．縮小容器體積

C．降低溫度

D．增加的物質的量15．高爐煉鐵產生的高爐氣中含有CO、H2、CO2等氣體，利用CO和H2在催化劑作用下合成甲醇，是減少污染、節約能源的一種新舉措，反應原理為CO(g)+2H2(g)?CH3OH(g)ΔH。在體積不同的兩個恒容密閉容器中分別充入1molCO和2molH2，測得平衡混合物中CH3OH的體積分數在不同壓強下隨溫度的變化如圖所示。(1)在如圖A、B、C三點中，選填下表物理量對應最大的點。反應速率v：平衡常數K：平衡轉化率α：(2)在300℃時，向C點平衡體系中再充入0.25molCO、0.5molH2和0.25mol的CH3OH，該反應(填“向正反應進行”“向逆反應進行”或“不移動”)。(3)一定溫度下，CO的轉化率與起始投料比的變化關系如圖所示，測得D點氫氣的轉化率為40%，則x=。16．化學反應過程伴隨有熱量的變化。(1)下列反應中屬于吸熱反應的有。(填序號)①C與H2O(g)反應制取水煤氣②食物因氧化而腐敗③煅燒石灰石(主要成分是CaCO3)制生石灰④燃燒木炭取暖⑤氯化銨晶體和混合攪拌(2)已知在298K、101kPa下，由穩定單質反應生成1mol化合物的反應熱叫該化合物的生成熱()。圖為ⅥA族元素氫化物a、b、c、d的生成熱數據示意圖。硫化氫發生分解反應的熱化學方程式為。(3)利用CH4可制備乙烯及合成氣(CO、H2)。有關化學鍵鍵能(E)的數據如下表：化學鍵①已知，則。②已知，當放出的熱量為時，該反應轉移電子的物質的量為。(用含m、n的代數式表示)③制備合成氣反應歷程分兩步，步驟Ⅰ：；步驟Ⅱ：。上述反應中C(ads)為吸附性活性炭，反應歷程的能量變化如圖：步驟Ⅱ正反應的活化能為，決定制備合成氣反應速率的是(填“步驟Ⅰ”或“步驟Ⅱ”)。17．I、在水溶液中橙色的Cr2O與黃色的CrO有平衡關系：Cr2O+H2O2CrO+2H+，把重鉻酸鉀溶于水配成稀溶液呈橙色。(1)向上述溶液中加入NaOH溶液，則平衡(向左移或向右移)，溶液呈色。(2)向已加入NaOH溶液的溶液中再加入過量稀硫酸，則溶液應是色，因為。(3)向原溶液中加入硝酸鋇溶液(已知BaCrO4為黃色沉淀)，則平衡(向左移或向右移)，溶液顏色將。II、在一定條件下，反應xA十yBzC達到平衡。(4)若A、B、C都是氣體，在增壓后平衡向逆反應方向移動，則x、，y、，z之間的關系是。(5)若C是氣體，且x+y=z，增大壓強如果平衡發生移動，則A的轉化率將(填“增大”、“減小”或“不變”)18．在恒溫恒容的密閉容器中，通入xmolN2和ymolH2發生反應N2+3H22NH3，達平衡后，測得反應放出的熱量為18.4kJ，混合氣體總的物質的量為3.6mol，容器內的壓強變為原來的90%。又知N2和H2的轉化率相同。⑴通過計算說明起始充入N2和H2的物質的量分別為：x=，y=。⑵若起始加入N2、H2和NH3的物質的量分別為amol、bmol、cmol，達平衡時各物質的含量與上述平衡完全相同。①若c＝2，在相同的條件下達平衡時，該反應吸收的熱量為kJ。②若維持反應向正反應方向進行，則起始時c的取值范圍為。19．甲烷是一種重要的化工原料，常用于制H2和CO。(1)CH4和H2O(g)在一定條件下可制得H2和CO，反應原理如下：①CO2(g)＋4H2(g)=CH4(g)＋2H2O(g)ΔH1=165kJ·mol1②CO2(g)＋H2(g)=CO(g)＋H2O(g)ΔH2=＋41kJ·mol1③CH4(g)＋H2O(g)=CO(g)＋3H2(g)ΔH3反應③的ΔH3=。(2)甲烷裂解制氫的反應為CH4(g)=C(s)＋2H2(g)ΔH=＋75kJ·mol1，Ni和活性炭均可作該反應催化劑。CH4在催化劑孔道表面反應，若孔道堵塞會導致催化劑失活。①Ni催化劑可用NiC2O4·2H2O晶體在氬氣環境中受熱分解制備，該反應方程式為。②向反應系統中通入水蒸氣可有效減少催化劑失活，其原因是。③使用Ni催化劑，且其他條件相同時，隨時間增加，溫度對Ni催化劑催化效果的影響如圖所示。使用催化劑的最佳溫度為。④650℃條件下，1000s后，氫氣的體積分數快速下降的原因為。

(3)甲烷、二氧化碳重整制CO經歷過程I、Ⅱ。過程I如圖所示，可描述為；過程Ⅱ保持溫度不變，再通入惰性氣體，CaCO3分解產生CO2，Fe將CO2還原得到CO和Fe3O4。

20．將Mg條打磨后，插入6mol/L鹽酸中，H2的產生速率隨時間的變化如圖所示：(1)t1～t2速率變化的主要原因是。(2)t2～t3速率變化的主要原因是。三、計算題21．將和充入密閉容器中發生反應，壓強為和下的平衡轉化率隨溫度的變化關系如圖所示。b點對應的平衡常數(為以平衡分壓代替平衡濃度表示的平衡常數，分壓=總壓×物質的量分數)。參考答案：1．C【詳解】A．反應前4min，消耗n(Y)=(0.16mol－0.11mol)=0.05mol，根據反應方程式，則生成n(Z)=0.05mol×2=0.10mol，根據化學反應速率的表達式v(Z)=，A錯誤；B．該反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向進行，即v(逆)>v(正)，B錯誤；C．由題干信息可知，，故化學平衡為，C正確；D．因為反應前后氣體系數之和相等，因此其他條件不變時，再充入0.2molZ，重新達到平衡，與原平衡為等效平衡，則平衡時X的體積分數不變，D錯誤；故選C。2．A【詳解】A．增加環戊烯濃度，平衡正向移動，能提高I2(g)的平衡轉化率，但環戊烯的平衡轉化率降低，A正確；B．增加I2(g)的濃度，平衡正向移動，能提高環戊烯的平衡轉化率，B錯誤；C．及時分離環戊二烯，平衡正向移動，能提高環戊烯的平衡轉化率，C錯誤；D．提高溫度，平衡正向移動。可提高環戊烯的平衡轉化率，D錯誤；故選A。3．B【詳解】A．化學反應速率是平均速率，不是某一時刻的即時速率，所以無法計算50s時，三氧化硫的瞬時反應速率，故A錯誤；B．該反應為放熱反應，反應在絕熱恒容密閉容器中進行時，放出的熱量使反應溫度升高，平衡向逆反應方向移動，三氧化硫的濃度會減小，由表格數據可知，100s反應達到平衡，三氧化硫的濃度為0.33mol/L，則反應在恒溫恒容密閉容器中進行時，三氧化硫的平衡濃度大于0.33mol/L，故B正確；C．該反應是氣體體積不變的反應，110s時，縮小容器體積，氣體壓強增大，化學平衡不發生移動，二氧化硫的轉化率保持不變，但濃度增大，故C錯誤；D．由表格數據可知，0s~50s內三氧化硫的反應速率為=0.0028mol/(L·s)，70s~80s內三氧化硫的反應速率=0.004mol/(L·s)，則0s~50s內的反應速率小于70s~80s內的反應速率，故D錯誤；故選B。4．C【詳解】A．恒容容器按照系數比充入反應物，任何時候物質的濃度比都等于系數比，不能作為平衡標志，故A錯誤；B．平衡時v正=v逆，單位時間內1個N≡N鍵斷裂表示正向反應，有6個N－H鍵形成也是正向速率，同向不能作為平衡標志，故B錯誤；C．平均相對分子質量為，該反應是氣體物質的量變化的反應，始終在變化，當不變了反應達到平衡，故C正確；D．平衡時v正=v逆，單位時間內有6個N－H鍵斷裂表示逆向速率，同時有3個H－H鍵形成表示逆向速率，同向不能作為平衡標志，故D錯誤；故答案為C。5．C【詳解】A．由圖可知：步驟①過程是CO＋H2→CO＋?H，只斷裂了H2中的H?H鍵，并且H?H鍵是非極性鍵，所以步驟①只有非極性鍵斷裂，故A正確；B．步驟①中，該過渡態的相對能量較高，需吸收較多能量才能發生該反應，所以反應速率較慢，故B正確；C．由圖可知，步驟③中反應物的能量比生成物的能量高，則步驟③為放熱反應，故C錯誤；D．催化劑只能改變反應途徑，降低反應的活化能，但不能改變反應的始態和終態，因此不能改變CO甲烷化反應的焓變（△H），故D正確；故答案選C。6．B【詳解】金屬的活潑性：鎂>鋅>鐵，金屬越活潑與酸反應越劇烈，速率就越快，反應完所用時間就越短，因此消耗完的時間:鎂<鋅<鐵；三種金屬是足量的，稀硫酸少量，產生的氫氣由硫酸決定，因硫酸等量，則三者產生的氫氣量相等，符合的圖象是：B。故選：B。7．D【詳解】A．根據合成機理可知Fe+在第一步消耗，最后一步生成，是該反應的催化劑，A正確；B．由合成機理可知C2H5OH為生成物，所以C2H5OH是合成過程中的副產物，B正確；C．根據合成機理的箭頭指入情況和指出情況可知該合成乙醛的反應為C2H6+2N2O→CH3CHO+2N2+H2O，C正確；D．增大N2濃度，不利于各中間產物的生成，不利于提高CH3CHO的速率，D錯誤；故選：D。8．C【分析】根據圖象可以判斷反應類型，能量由低到高為吸熱。根據反應焓變表示的意義及公式進行判斷。【詳解】A．依據焓變計算公式：焓變等于反應物的活化能減去生成物的活化能，故△H=E1E1，故A不正確；B．該反應從圖象中看出反應物的能量低，生成物的能量高，反應為吸熱反應，故B不正確；C．反應中加入催化劑后降低活化能，故C正確；D．增大壓強，平衡向氣體體積減小的方向移動，即向左移動，但△H不變，故D不正確；故選答案C。【點睛】焓變表示的含義，與參與反應的量沒有關系，只與反應物和生成物的能量大小有關。9．C【詳解】根據溫度對反應速率的影響可知，溫度越高，反應速率越大，則達到平衡用的時間越少，曲線的斜率越大，故有：T1＞T2；根據壓強對反應速率的影響可知，壓強越大，反應速率越大，則達到平衡用的時間越少，曲線的斜率越大，先拐先平壓強大，故有：p1＞p2，溫度越高Z物質的量越少說明升溫平衡逆向進行，正反應為放熱反應，△H＜0；故選C。10．D【詳解】第一步反應為氣體體積增大的反應，且為吸熱反應；第二步為分子數不變的反應，為放熱反應；第一步產生的使第二步的平衡逆移，故應先分離出，①錯誤；第二步反應為放熱反應，溫度過低，反應速率太小而影響的日產量，溫度過高平衡左移，且要考慮催化劑的活性，故應選擇適當的溫度和催化劑，②正確，④錯誤；增大價廉易得的水蒸氣的濃度可提高焦炭的利用率，③正確；對第一步反應，增大壓強平衡逆向移動，不利于提高原料的利用率，⑤錯誤；增大CO濃度不能提高主要原料C的利用率，⑥錯誤，綜上所述，為提高原料的利用率及的日產量，以上措施中不可取的是①④⑤⑥，故選D。11．C【分析】反應室之間有無摩擦、可滑動的密封隔板，則隨著反應的進行，兩室內壓強始終相等，總體積恒定，達到平衡(I)時，左右二室壓強相等，體積比=物質的量之比，設平衡(I)時左室總物質的量為x，則x:2=2.8:2.2，解得x=。【詳解】A．降溫，平衡(I)向平衡(II)移動，同時X、Y、Z的總體積減小，即X、Y、Z總物質的量減少，說明反應①平衡向右移動，則正反應放熱，A項錯誤；B．總體積恒定，壓強比=物質的量之比，則達平衡(I)時的壓強與開始時的體系的壓強之比=(+2):(3+2)=10:11，B項錯誤；C．結合分析可知達平衡(I)時，反應①總物質的量減少了(3)mol=mol，Y和Z的計量數相同，則X減少了mol，故X的轉化率為(mol÷1mol)×100%=，C項正確；D．體積分數=物質的量分數，由平衡(I)到平衡(II)，平衡①正向移動，總物質的量減小，導致右側的體積增大，相當于減小壓強，由于反應②是氣體體積不變的反應，因此平衡不移動，但由于降溫過程反應②平衡會發生移動，因此M的體積分數會改變，即平衡(I)和平衡(II)時，M的體積分數不相等，D項錯誤；故答案C。12．C【詳解】A．溫度越低，反應速率越慢，催化劑的活性也與溫度有關，所以反應的溫度并不是越低越好，而是合適的溫度，A錯誤；B．在恒溫恒容條件下，發生2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，當反應達到平衡后，若再充入少量O2，平衡正向移動，SO3的物質的量增大，容器體積不變，故再次達到平衡后，SO3的濃度增大，B錯誤；C．在恒溫恒壓條件下，發生2NO2(g)N2O4(g)，當反應達到平衡后，若再充入少量N2O4，前后達到的平衡為等效平衡，故再次達到平衡后，體系顏色不變，C正確；D．CaCO3(s)+2NH(aq)Ca2+(aq)+2NH3(aq)+CO2(g)+H2O(l)

H=+68.9kJ?mol1、S=+37.3J/(mol?K)，該反應在沸水中=68.9kJ/mol373.15K×37.3J/(mol?K)×103kJ/J=54.98kJ/mol＞0，故不能自發進行，D錯誤；故答案為：C。13．C【分析】根據表格數據可知，當壓強一定是，隨著溫度的升高，氨的含量不斷降低，則證明升高溫度不利于反應正向移動，即該反應為放熱反應；當溫度在200℃，氨的含量較高，同比條件下，增大壓強雖氨的含量在增大，但超過10MPa以后增大幅度不大。據此結合工業合成氨的原理分析解答。【詳解】A．根據上述分析可知，合成氨的反應為放熱反應，根據=反應物的鍵能生成物的鍵能可知，該反應的反應物鍵能總和小于生成物的鍵能總和，A錯誤；B．根據分析可知，工業生產中宜選擇200℃條件，但不宜選用100MPa，因為氨的含量在此條件下升高并不明顯，且成本較高，B錯誤；C．氨氣易液化，實際生產中，采取迅速冷卻的方法，使氣態氨變成液氨后及時從平衡混合物中分離出去，從平衡角度考慮，平衡向正反應方向移動，從而可提高轉化率與產率，C正確；D．增大催化劑的比表面積(單位質量的物質所具有的總表面積)，可有效加快反應速率，但不會影響平衡，即不能提高平衡轉化率，D錯誤；故選C。14．(1)1個大氣壓和(2)AC(3)=800(4)C向正反應方向0.360.4(5)和增加了的濃度AB【詳解】（1）根據表中信息知，在1×105Pa下SO2的轉化率已經很高，在相同溫度下，增大壓強，雖然化學反應速率加快，SO2的轉化率增大，但轉化率增大有限，而增大壓強會增加動力和設備的承受能力，會降低綜合經濟效益，工業上選用1×105Pa；在相同壓強下，升高溫度，SO2的轉化率減小，工業上采用的合適溫度為400℃，且此條件下催化劑的活性最大；答案為：400℃、1×105Pa。（2）對于反應達到平衡后，改變下列條件，則：A．保持溫度和容器體積不變，充入1molO2(g)，平衡正向移動，能使SO2(g)平衡濃度比原來減小，A符合題意；B．保持溫度和容器體積不變，充入2molSO3(g)，平衡逆向移動，再平衡時等效于增壓平衡右移、能使SO2(g)、氧氣和SO3(g)平衡濃度比原來都增大，B不符合題意；C．正反應為放熱反應，則降低溫度，平衡正向移動，能使SO2(g)平衡濃度比原來減小，C符合題意；D．在其他條件不變時，減小容器的容積，雖然平衡正向移動，但由于容器的體積減小，故能使SO2(g)平衡濃度比原來增大，D不符合題意；選AC。（3）化學平衡常數只與溫度有關，改變體積，增大壓強，平衡狀態由A變到B時，平衡常數=)；某溫度下，和置于密閉容器中，反應達平衡后，體系總壓強為，由的平衡轉化率與體系總壓強的關系圖得三段式：，則B點的化學平衡常數。（4）①A．體積不變，向容器中通入少量O2，正反應速率突然增大，逆反應速率瞬時不變，與圖象不吻合，A不可能；B．體積不變，向容器中通入少量SO2，正反應速率突然增大，逆反應速率瞬時不變，與圖象不吻合，B不可能；C．縮小容器體積，正、逆反應速率瞬時都突然增大，且正反應速率增大的倍數大于逆反應速率增大的倍數，平衡正向移動，與圖象吻合，C可能；D．由于該反應的正反應是放熱反應，升高溫度，正、逆反應速率瞬時都突然增大，且正反應速率增大的倍數小于逆反應速率增大的倍數，平衡逆向移動，與圖象不吻合，D不可能；E．體積不變，向容器中通入少量氮氣，由于反應體系中各物質的濃度不變，正、逆反應速率都不變，平衡不移動，與圖象不吻合，E不可能；答案選C。②在一個固定容積為的密閉容器中充入和，時刻達到平衡，測得容器中含。若繼續通入和，由于增大反應物濃度，則平衡向正反應方向移動；從投料可以看運用等效原理，新平衡等效于縮小體積、增大壓強所得到的，則再次達到平衡后，0.36，但反應可逆，按硫元素守恒可知，，故填：0.360.4。（5）①體系處于化學平衡狀態時，各成分的物質的量保持不變。則反應處于平衡狀態的時間段是和。②據圖判斷，反應進行至時，該瞬間二氧化硫，三氧化硫的物質的量保持不變、而氧氣的物質的量增大，之后氧氣和二氧化硫的物質的量減小，而三氧化硫的物質的量增大，說明平衡向右移動，則曲線發生變化的原因是：增加了的濃度；據圖判斷，反應進行至瞬間各成分的物質的量保持不變、之后氧氣和二氧化硫的物質的量迅速減小、三氧化硫的物質的量迅速增大，說明速率迅速增大、而反應在從正反向建立平衡的途中，則：A．加了催化劑，能增大反應速率，故正確；

B．縮小容器體積、壓強增大，增大反應速率，故準確；C．降低溫度反應速率降低，故錯誤；D．這個瞬間，各物質的物質的量不變，不是增加三氧化硫的物質的量，故錯誤；故到的曲線變化的原因可能是AB(填標號)。15．CABA向正反應進行3【詳解】(1)CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)是氣體分子數減小的反應，在溫度不變的條件下，增大壓強，平衡正向移動，CH3OH(g)的體積分數增大，所以p2＞p1。A、B、C三點中，C點的壓強大、溫度最高，所以反應速率最大；A、B兩點溫度相同，所以平衡常數K相等，由題圖知，升高溫度，CH3OH(g)的體積分數減小，說明該反應是放熱反應，則升高溫度，平衡常數K減小，故平衡常數K：A=B＞C；A點CH3OH(g)的體積分數最大，故A點的平衡轉化率α最大。(2)設發生轉化的CO為ymol，根據三段式可知則有：×100%=50%，解得y=0.75，此時平衡時，n(CO)=0.25mol，n(H2)=0.5mol，n(CH3OH)=0.75mol，再加入0.25molCO，0.5molH2，0.25molCH3OH時，CH3OH相對量減小，平衡右移，即向正反應進行。(3)設n(CO)=1mol，n(H2)=xmol，依據三段式測得D點氫氣的轉化率為40%，則，解得x=3。16．(1)①③⑤(2)(3)601E5?E2步驟Ⅰ【詳解】（1）①C與H2O(g)反應制取水煤氣為吸熱反應；②食物因氧化而腐敗為緩慢的氧化還原反應，屬于放熱反應；③煅燒石灰石(主要成分是CaCO3)制生石灰，屬于吸熱反應；④燃燒木炭取暖，燃燒屬于放熱反應；⑤氯化銨晶體和混合攪拌，是室溫下即可發生的吸熱反應；則屬于吸熱反應的①③⑤；（2）根據元素周期律，同一主族元素非金屬性越強，生成氣態氫化物越容易，氣態氫化物越穩定，而根據熱力學，能量越低越穩定，則非金屬元素形成的氣態氫化物穩定性越強，其越小。a、b、c、d依次為H2Te、H2Se、H2S、H2O，則c為H2S，再結合上圖，生成H2S的為20kJ/mol，可得，則硫化氫發生分解反應的熱化學方程式為；（3）=反應物總鍵能生成物總鍵能，故=+167kJ/mol，化簡并代入表格中數據計算可得E(C=C)=a=601；②已知反應中，轉移的電子數為60NA，對應放出的熱量為mkJ，則當放出的熱量為時，該反應轉移電子的物質的量為；③由圖知，步驟Ⅱ正反應的活化能為E5?E2，活化能大的是決速步，由圖知，決定制備合成氣反應速率的是步驟Ⅰ。17．(1)向右移黃色(2)橙色加入稀硫酸使平衡體系中產物氫離子濃度增大，平衡逆移(3)向右移變淺(4)x+y＜z(5)減小【詳解】（1）溶液中加入氫氧化鈉，增大了氫氧根濃度消耗了氫離子，平衡向右移動，溶液呈黃色；（2）加入稀硫酸使平衡體系中產物氫離子濃度增大，平衡逆移，溶液呈橙色；（3）溶液中加入硝酸鋇，消耗了溶液中的CrO，平衡向右移動，生成BaCrO4沉淀，溶液溶液顏色變淺；（4）增壓后平衡向逆反應方向移動，則說明產物氣體分子數更多，則有：x+y＜z；（5）當C為氣體時，增大壓強，平衡發生移動，則說明A或者B當中某一個不是氣體，則右邊氣體分子數更多，增大壓強，平衡應逆向移動，反應物轉化率應減小。18．1373.60≤c＜0.4【分析】(1)化學反應前后，氣體的壓強之比等于物質的量之比；(2)反應放熱或吸熱的多少與參與反應的物質的量的多少有關，采用歸邊相等的方法來分析是確定范圍的一個方法。【詳解】(1)假設氮氣和氫氣的轉化率為α，則生成的氨氣的物質的量為2xα=，所以y=3x，化學反應前后，氣體的壓強之比等于物質的量之比，所以=0.9，即x+y=4，故x=1，y=3；(2)反應后的物質的量為3.6mol，因壓強為原來的90%，故原氣體的物質的量為4mol，應加入H23mol，氣體的物質的量由4mol減少到平衡時的3.6mol，由差量法求得產生0.4mol