第七單元作業(yè)答案

1、課時作業(yè)(二十五)1.C解析 增大反應物濃度,增大了單位體積內的活化分子數,沒有改變活化分子百分數,A錯誤;增大壓強,相當于增大了濃度,單位體積活化分子數目增大,沒有改變活化分子百分數,B錯誤;升高溫度,一部分普通分子吸收能量變?yōu)榛罨肿?增大了活化分子百分數,C正確;活化分子間的碰撞不一定都是有效碰撞,D錯誤。2.D解析 根據v(NH3)4=v(O2)5=v(NO)4=v(H2O)6可判斷。3.C解析 加水,鹽酸的濃度變小,故反應速率變慢;加氫氧化鈉,降低了鹽酸的濃度,故反應速率變慢;加濃鹽酸,反應速率加快,且鐵的量沒有改變故不影響氫氣的產量;加醋酸鈉固體與鹽酸反應生成弱酸醋酸,故反應速率減

2、慢;加氯化鈉固體,氫離子的濃度不變,故反應速率不變;滴加硫酸銅溶液,鐵把銅置換出來,形成原電池,故反應速率加快,但與鹽酸反應的鐵減少,故減少了產生氫氣的量;溫度升高,反應速率加快,且不影響氫氣的產量;改用濃度大的鹽酸,反應速率加快,且不影響氫氣的產量。4.D解析 對同一化學反應而言,可以用不同的物質表示其速率,比較化學反應進行的快慢時需用同一種物質表示不同條件下的反應速率,其計算依據是不同物質表示的反應速率之比等于各物質的化學計量數之比。根據v(A)v(B)v(C)v(D)=1322,轉化為用A的濃度變化表示的反應速率。A項,v(A)=0.15 mol·L-1·min-1;

3、B項,v(A)=0.20 mol·L-1·min-1;C項,v(A)=0.20 mol·L-1·min-1;D項,v(A)=0.225 mol·L-1·min-1。5.A解析 增加反應物的濃度,反應速率加快,A項正確;加入氮氣,因為容器容積不變,反應體系中各氣體的濃度不變,故反應速率不變,B項錯誤;保持壓強不變,加入氮氣,容器容積增大,反應體系中各氣體的濃度減小,反應速率減小,C項錯誤;保持壓強不變,再次充入1 mol H2(g)和1 mol I2(g),則容器容積增大為原來的2倍,再次平衡反應體系中各氣體的濃度不變,反應速率不變,D

4、項錯誤。6.C 解析 反應速率主要取決于慢的一步,所以反應速率主要取決于的快慢,A錯誤; NOBr2是反應過程中的中間物質,不是該反應的催化劑,B錯誤;由于該反應為放熱反應,說明反應物總能量高于生成物總能量,所以正反應的活化能比逆反應的活化能小a kJ·mol-1,C正確;增大Br2(g)濃度活化分子百分數不變,但單位體積內的活化分子數目增多了,所以能加快反應速率,D錯誤。7.D解析 圖(b)中的A為分液漏斗,A正確;圖(b)實驗可通過測定相同狀況下產生的氣體體積與反應時間來比較反應速率,B正確;圖(a)實驗可通過觀察產生氣泡的快慢來比較反應速率,C正確;因為氯化鐵、硫酸銅陰離子不同

5、,若圖(a)實驗中反應速率為>,不能說明Fe3+對H2O2分解的催化效果一定比Cu2+好, D錯誤。8.C解析 溫度每升高10 ,化學反應速率增大到原來的2倍,初始溫度為20 ,溫度升高到50 ,溫度變化為30 ,反應速率應是10 的23=8倍,因此v(A)=8×5 mol/(L·s)=40 mol/(L·s),根據化學反應速率之比等于化學計量數之比,因此v(C)=32v(A)=60 mol/(L·s),故選項C正確。9.C解析 實驗3達到平衡時,X的濃度大于實驗1,溫度相同,說明X起始濃度大于1.0 mol/L,A項正確;實驗2和實驗1達到相同的

6、平衡狀態(tài),但實驗2所需時間短說明可能使用了催化劑,催化劑改變反應速率不改變化學平衡,B項正確;依據圖表數據分析,實驗3在40 min時達到平衡,實驗2在20 min時達到平衡,實驗2先達到平衡,C項錯誤;實驗4和實驗1在10分鐘時都未達到平衡,依據化學反應速率概念計算,實驗1中X的反應速率=1.0mol/L-0.80mol/L10min=0.02 mol·L-1·min-1,實驗4中X的反應速率=1.0mol/L-0.40mol/L10min=0.06 mol·L-1·min-1,所以前10分鐘,實驗4的平均反應速率大于實驗1,D項正確。10.(1)溫度

7、催化劑溫度升高化學反應速率加快,或使用合適的催化劑化學反應速率加快(2)2H2O22H2O+O2接觸面積解析 (1)根據表中給出的數據,無催化劑不加熱的情況下,不同濃度的過氧化氫溶液都是幾乎不反應,在無催化劑加熱的情況下,不同濃度的過氧化氫溶液都分解,說明過氧化氫的分解速率與溫度有關;但是反應條件相同時得到相同體積氣體的時間不同,濃度越大,反應的速度越快,說明過氧化氫的分解速率與濃度有關;比較同一濃度的過氧化氫溶液如30%時,在無催化劑加熱的時候,制取標準狀況下150 mL O2需要的時間是360 s,有催化劑加熱的條件下,需要時間是10 s,說明過氧化氫的分解速率與催化劑有關;分析表中數據可

8、以看出,濃度越大,反應速率越快,加熱能加快過氧化氫的分解,有催化劑時分解速率快。(2)H2O2在二氧化錳作用下發(fā)生反應的化學方程式為2H2O22H2O+O2;因在其他條件相同時,粉末狀二氧化錳比塊狀二氧化錳反應所需時間短,說明接觸面積對反應速率有影響。11.(1)2MnO4-+5H2C2O4+6H+2Mn2+10CO2+8H2O(2)29800.010溫度(3)MnSO4如果選擇MnCl2,則酸性高錳酸鉀會和Cl-反應,而且引入Cl-無法證明是Mn2+起了催化作用(4)a.1×10-4mol·L-1·min-1b.否c.取過量的相同體積、不同濃度的草酸溶液,分別與

9、體積相同、濃度相同的酸性高錳酸鉀溶液反應 解析 (1)高錳酸鉀具有強氧化性,把草酸中的C從+3價氧化成+4價,Mn從+7價變化到+2價,由于草酸分子中有2個C,所以高錳酸鉀與草酸的反應比例為25。(2)實驗和中溫度不同,探究的是溫度對反應速率的影響;實驗和探究催化劑對反應速率的影響,所以實驗中除了催化劑以外其余與實驗均相同。(3)如果選擇MnCl2,則酸性高錳酸鉀會和Cl-反應,而且引入Cl-無法證明是Mn2+起了催化作用,因此需要選擇硫酸錳。(4)a.實驗中褪色需要時間的平均值為5 min,則用KMnO4的濃度變化來表示的平均反應速率為0.001mol/L×0.004 L(0.00

10、4 L+0.004 L)×5min=1×10-4 mol·L-1·min-1。b.從表中數據可知,相同體積的0.01 mol/L KMnO4酸性溶液的濃度是0.001 mol/L KMnO4酸性溶液的10倍,但前者反應的時間卻是后者反應時間的二倍左右,由反應速率計算公式(v=ct)可得出,此實驗條件下KMnO4 酸性溶液的濃度越大反應速率越快,因此結論錯誤。c.因根據直接看表中的褪色時間長短來判斷濃度大小與反應速率的關系,需滿足高錳酸鉀的物質的量相同,草酸溶液的濃度不同,所以實驗方案為取過量的相同體積、不同濃度的草酸溶液,分別與體積相同、濃度相同的酸性高

11、錳酸鉀溶液反應。課時作業(yè)(二十六)1.A解析 運用極端轉化法可確定平衡體系中各物質的濃度范圍為0<c(X2)<0.2 mol·L-1,0.2 mol·L-1<c(Y2)<0.4 mol·L-1,0<c(Z)<0.4 mol·L-1。2.B解析 c(N2)c(H2)c(NH3)=132,即等于化學方程式各物質的化學計量數之比,但不能說明各物質的濃度不變,不一定為平衡狀態(tài),A錯誤;一個NN斷裂的同時,有3個HH生成,說明正、逆反應速率相等,反應達到了平衡,B正確;混合氣體的密度=mV,質量在反應前后是守恒的,體積不變,密度

12、始終不變,所以密度不變的狀態(tài)不一定是平衡狀態(tài),C錯誤;v正(N2)=2v逆(NH3)時,正、逆反應速率不相等,未達到平衡狀態(tài),D錯誤。3.B解析 氯水中存在化學平衡Cl2+H2OHCl+HClO,光照使氯水中的次氯酸分解,次氯酸濃度減小,使得平衡向右移動,氫離子濃度變大,溶液的pH減小,能用化學平衡移動原理解釋,A不符合;催化劑改變反應速率,不改變化學平衡,不能用化學平衡移動原理解釋,B符合;濃氨水中加入氫氧化鈉固體,氫氧根離子濃度增大,氫氧化鈉固體溶解放熱,使一水合氨分解生成氨氣,化學平衡NH3+H2ONH3·H2ONH4+OH-逆向進行,能用化學平衡移動原理解釋,C不符合;增大壓

13、強,平衡2SO2+O22SO3向正反應方向移動,能用化學平衡移動原理解釋,D不符合。4.A解析 將容器體積增加一倍的瞬間,B的濃度是原來的50%。但最終平衡時B的濃度是原來的60%,這說明降低壓強平衡向正反應方向移動,A正確; A的轉化率增大, B錯誤;B的質量分數增大,C錯誤;正反應方向為體積增大的反應,D錯誤。5.B解析 充入B后平衡時壓強變大,正向程度變大,c(A)c(B)變小,即a>b,A錯誤;充入B,新平衡狀態(tài)與原平衡等效,c(A)c(B)不變,即a=b,B正確;升溫,平衡右移,c(A)c(B)變小,即a>b,C錯誤;充入惰性氣體,相當于減壓,平衡左移,c(A)c(B)變

14、大,即a<b,D錯誤。6.B解析 由左圖依“先拐先平數值大”可知T1<T2 ,升高溫度生成物濃度降低,說明平衡向逆反應方向移動,聯想規(guī)律升高溫度平衡向吸熱反應方向移動,則正反應放熱,H<0;由右圖可知增大壓強,兩線交叉點后正反應速率大于逆反應速率,平衡向正反應方向移動,則a+b>c+d,故選B。7.B解析 根據容器中反應達到平衡時能量的變化可知,該反應中轉化的N2的物質的量為27.78 kJ92.6 kJ/mol=0.3 mol,因此根據三段式法可得N2(g)+3H2(g)2NH3(g)起始(mol)2 3 0轉化(mol)0.3 0.9 0.6平衡(mol)1.7 2

15、.1 0.6故平衡常數K=0.621.7×2.130.023<0.821.6×1.830.069,因此容器中反應向逆反應方向進行,v正<v逆,B項錯誤;容器和容器中平衡為等效平衡,A項正確;容器中反應達到平衡時生成0.1 mol N2,因此吸收的熱量為92.6 kJ/mol×0.1 mol=9.26 kJ,C項正確;若條件改為“絕熱恒容”,反應放熱,體系的溫度升高,而該反應為放熱反應,溫度升高,平衡逆向移動,故容器中反應達到平衡時,NH3的物質的量小于0.6 mol,D項正確。8.(1)減小減小(2)不變不變(3)不變減小解析 (1)保持容器容積不變,

16、通入一定量NO2,則增加了NO2的濃度,所以平衡正向移動,且NO2轉化率比原來大,NO2的百分含量減小;保持容器容積不變,通入一定量N2O4,則增加了N2O4的濃度,所以平衡逆向移動,但其進行的程度比原來的N2O4的轉化率要小,所以NO2的百分含量減小。(2)保持壓強不變,通入一定量NO2或N2O4,不影響平衡,所以NO2的百分含量不變。(3)保持容器容積不變,通入一定量氖氣,此過程中各物質的物質的量濃度都沒有發(fā)生改變,所以平衡不移動,NO2的轉化率不變;保持壓強不變,通入氖氣使體系的容積增大一倍,則相當于減小壓強,所以平衡向生成NO2的方向移動,所以NO2的轉化率會減小。9.(1)<T

17、1<T2,T2時CH4的平衡含量高,說明升高溫度,化學平衡向逆反應方向移動,逆反應為吸熱反應0.02 mol·L-1·min-1D (2)1.875×10-4mol/(L·s)5000BD該反應的正反應放熱,升高溫度,平衡逆向移動,NO的轉化率減小(或正反應放熱,溫度越高,越不利于反應正向進行,NO的平衡轉化率越小)p1>p2>p3解析 (1)先達到平衡說明反應速率快,即T2>T1,隨著溫度的升高,甲烷的物質的量增加,說明升高溫度,平衡向逆反應方向移動,即正反應方向H<0;前10 min,消耗甲烷的物質的量為(0.4-0.3

18、)mol=0.1 mol,即消耗NO2的物質的量為2×0.1 mol=0.2 mol,根據化學反應速率的表達式,v(NO2)=0.2mol1 L×10min;使用催化劑,只加快反應速率,對化學平衡無影響,A錯誤;正反應方向是放熱反應,升高溫度平衡向逆反應方向移動,NO2的轉化率降低,但化學反應速率加快,B錯誤;縮小容器的體積,相當于增大壓強,平衡向逆反應方向進行,NO2的轉化率降低,但反應速率加快,C錯誤;增加CH4的濃度,平衡向正反應方向移動,NO2的轉化率增大,化學反應速率加快,D正確。(2)由表中數據可知,前2 s內,NO的變化量為(10.0-2.50)×1

19、0-4 mol/L=7.50×10-4 mol/L,由氮原子守恒可得N2的變化量為3.75×10-4 mol/L,所以前2 s內平均反應速率v(N2)=3.75×10-4mol/L2 s=1.875×10-4mol/(L·s)。此溫度下,反應在第4 s達平衡狀態(tài),各組分的平衡濃度分別為c(NO)=1.00×10-4mol/L、c(CO)=2.70×10-3 mol/L、c(N2)=10.0-1.002×10-4 mol/L=4.5×10-4 mol/L、c(CO2)=(3.60-2.70)×10

20、-3 mol/L=9.0×10-4 mol/L,所以該反應的平衡常數K=c(N2)c2(CO2)c2(NO)c2(CO)=4.5×10-4×(9.0×10-4)2(1.00×10-4)2×(2.70×10-3)2=5000。A項,在反應過程中關系式n(CO2)=2n(N2) 恒成立,所以A錯誤; B項,雖然反應過程中氣體的總質量恒不變,但是氣體的總物質的量變小,所以混合氣體的平均摩爾質量在反應過程中變大,相對分子質量也變大,因此當氣體的相對分子質量不變時,能說明是平衡狀態(tài);C項,反應過程中氣體的總體積和總質量都不變,所以氣體

21、密度不變 ,因此該說法也不能說明是平衡狀態(tài);D項,正反應是氣體體積減小的反應,所以反應過程中氣體的壓強是變量,當容器內氣體壓強不變時,說明反應達平衡狀態(tài)。當NO與CO濃度相等時,體系中NO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示,則NO的平衡轉化率隨溫度升高而減小的原因是該反應的正反應放熱,升高溫度,平衡逆向移動,NO的轉化率減小(或正反應放熱,溫度越高,越不利于反應正向進行,NO的平衡轉化率越小);由反應方程式可知,在相同溫度下壓強越大,越有利于反應正向進行,則NO的轉化率越大,所以圖中壓強p1、p2、p3的大小順序為p1>p2>p3 。10.(1)(a+2b-c)kJ/mol(2

22、)CD(3)0.12 mol/(L·min)增大F(4)<>解析 (1)根據蓋斯定律,CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),可由+2×-得到,故H=(a+2b-c)kJ/mol。(2)單位時間內生成1 mol CH3OH(g)的同時消耗了1 mol CO(g),二者均表示正反應速率,故A錯誤;在恒溫恒容的容器中,反應混合物全是氣體,氣體的質量和體積始終保持不變,混合氣體的密度保持不變,不能說明達到平衡狀態(tài),故B錯誤;在絕熱恒容的容器中,只要平衡移動,就有熱效應,反應的平衡常數不再變化,說明已達到平衡,故C正確;在恒溫恒壓的容器中,對于氣體體積變化的反應,氣體

23、的平均摩爾質量不再變化,說明反應已達到平衡,故D正確。(3)當起始n(H2)n(CO)=2時,即2 mol H2、1 mol CO,經過5 min達到平衡,CO的轉化率為0.6,則05 min內平均反應速率v (H2)=2×1mol×0.62 L×5min=0.12 mol/(L·min);若此時再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol,K=0.620.42×0.822>Qc=0.6+0.420.4+0.42×0.822,平衡正向移動,達新平衡時H2的轉化率將增大。當起始n(H2)n(CO)=2.0時,達到平衡

24、狀態(tài)后,CH3OH的體積分數最大,故當起始n(H2)n(CO)=3.5時,達到平衡狀態(tài)后,CH3OH的體積分數比C點小,可能是圖像中的F。(4)已知CO2(g)+CH4(g)2CO(g)+2H2(g)。在密閉容器中有濃度均為0.1 mol·L-1的CH4與CO2,在一定條件下反應,測得CH4的平衡轉化率與溫度及壓強的關系如圖,增大壓強,CH4的轉化率變小,畫等溫線,可得,壓強p1<p2;當壓強為p2時,在y點:v正大于v逆。課時作業(yè)(二十七)1.C解析 只有活化分子在合適取向時發(fā)生有效碰撞才能發(fā)生化學反應,A錯誤;化學反應的自發(fā)性只能用于判斷反應的方向,不能確定反應過程發(fā)生的速

25、率,B錯誤;根據反應NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s),可知反應為熵減的反應,S<0,在室溫下可自發(fā)進行,H-TS<0,則H<0,C正確;反應:氣+氣液,S<0,D錯誤。2.B解析 催化劑不能改變平衡狀態(tài),正反應放熱,升高溫度平衡向逆反應方向移動,NO轉化率降低,A項錯誤;催化劑不能改變平衡狀態(tài),增大壓強平衡向正反應方向移動,NO轉化率增大,B項正確;升高溫度同時充入N2,兩種變化均能使平衡向逆反應方向移動,NO轉化率降低,C項錯誤;降低溫度同時增大壓強平衡向正反應方向移動,但反應速率不一定增大,D項錯誤。3.C解析 根據圖像可知,隨著壓強的增大,B的含量增大,

26、這說明增大壓強平衡向逆反應方向移動,即正反應氣體體積是增大的,因此n<p,不正確;x點B的含量大于相應平衡時B的含量,所以x點的正反應速率大于逆反應速率,正確;y點的壓強大于x點的壓強,所以y點的反應速率大于x點的反應速率,正確;升高溫度平衡向逆反應方向移動,平衡常數減小,不正確。4.D解析 因改變壓強或濃度引起化學平衡移動時,K值不變,A項和B項均正確;K值只與溫度有關,K值發(fā)生了變化,說明體系的溫度改變,則平衡一定移動,C項正確;相同條件下,同一個反應方程式中的化學計量數增大2倍,K值應該變?yōu)镵(原)2,D項錯誤。5.D解析 壓強比等于物質的量之比:3A(g)+2B(g)4C(?)+

27、2D(?)起始(mol):4 2 0 0變化(mol):1.20.81.60.8平衡(mol):2.81.21.60.8根據反應前后壓強之比等于54,因此反應前后氣體物質的量之比也為54,D為氣體,C為固體或純液體。固體和純液體不能寫入平衡常數表達式,錯誤; B的轉化率為0.82×100%=40%,錯誤;平衡常數只受溫度的影響,因此增大壓強化學平衡常數不變,但化學平衡向右移動,正確; C是固體或純液體,濃度視為常數,因此改變C的量,A、B的轉化率不變,正確。6.A解析 設分解的N2O3物質的量為x,反應過程中共生成N2O3(x+3.4) mol,在反應中N2O5分解了(x+3.4)

28、mol,同時生成O2(x+3.4) mol,在反應中生成氧氣x mol。則(x+3.4 mol)+x=9 mol,求得x=2.8 mol,所以平衡后N2O5、N2O3、O2濃度依次為c(N2O5)=(8-2.8-3.4)mol÷2 L=0.9 mol/L,c(N2O3)=3.4 mol÷2 L=1.7 mol/L,c(O2)=9 mol÷2 L=4.5 mol/L,反應的平衡常數K=1.7×4.50.9=8.5。7.A解析 從開始到Q點是正向建立平衡的過程,轉化率逐漸增大,從Q點到M點升高溫度,平衡向左移動,X的轉化率降低,故Q點轉化率最大,A項正確;分

29、析圖像,X的體積分數先減小到最低,這是化學平衡的建立過程,后增大,這是平衡的移動過程,升高溫度,X的體積分數增大,說明升溫平衡左移,平衡常數減小,B項錯誤;M點溫度高,故反應速率快,C項錯誤;平衡時再充入Z,達到的新平衡與原平衡是等效平衡,體積分數相等,D項錯誤。8.C解析 任選一種情況,升高溫度,甲醇的體積分數減小,平衡逆向移動,說明逆反應為吸熱反應,正反應為放熱反應,A錯誤。相同溫度下增大壓強,平衡正向移動,甲醇的體積分數越大,甲醇的體積分數為>>,說明中的壓強最大,則體積最小,故體積大小為<<,B錯誤。P點甲醇的體積分數為50%,設CO轉化的物質的量為x,則氫氣轉

30、化了2x,甲醇生成了x,50%=x(0.1-x+0.2-2x+x)得到x=0.075 mol,所以CO的轉化率為0.0750.1×100%=75% ,C正確。設容器體積為V,P點平衡的時候,CH3OH的物質的量為0.075 mol,濃度為0.075V mol·L-1,CO的物質的量為0.025 mol,濃度為0.025V mol·L-1,H2的物質的量為0.05 mol,濃度為0.05V mol·L-1,K=0.075V0.025V×0.05V2=1200V2,再充入CO、H2及CH3OH各0.025 mol,同樣的方法計算得到濃度商Qc=35

31、5.6V2,Qc<K,所以v正(CO)>v逆(CO),D錯誤。9.C解析 N2(g)+3H2(g)2NH3(g)開始( mol) 1 3 0反應( mol) x 3x 2x平衡( mol) 1-x 3-3x2x10 MPa時,2x=0.3×(4-2x),解得x=613,H2的轉化率為3x3=46.2%,A錯誤;20 MPa時,2x=0.45×(4-2x),解得x=1829,NH3的物質的量濃度是10 MPa時的1829÷613=3929倍,B錯誤;40 MPa時,2x=0.6×(4-2x),解得x=0.75,若容器的體積為V L,則平衡常數K

32、=1.5V20.25V×0.75V3=64V23,C正確;30 MPa時,若向容器中充入惰性氣體,容器的體積增大,相當于減小壓強,平衡向逆反應方向移動,D錯誤。10.(1)K12K2(2)2.5×10-275%>不變升高溫度解析 (1)觀察題給的三個方程式可知,題目所求的方程式可由()×2-()得到,故該反應的平衡常數K=K12K2。(2)由題給數據可知,n(NOCl)=7.5×10-3 mol·L-1·min-1×10 min×2 L=0.15 mol。 2NO(g)+Cl2(g)2NOCl(g)起始物質的量/mol 0.2 0.1 010 min內轉化的物質的量/mol 0.15 0.0750.15平衡物質的量/mol 0.05