浙江省2019年高考化學反應速率和化學平衡專題特訓

1、1 浙江省浙江省 2019 年高考化學選考年高考化學選考化學反應速率和化學平衡化學反應速率和化學平衡 鄭亞龍整理鄭亞龍整理 2018-11-19 【考點解讀】【考點解讀】 平衡理論作為一個相對獨立的知識體系是高考中的必考考點， 而化學平衡又是三大平衡體系(化 學平衡、電離平衡、沉淀溶解平衡)之首，在高考中占有相當重要的地位。這類題目難度較大，綜合 性強、貼近生產生活、具有良好的區(qū)分度，選拔功能強。 【解題策略】【解題策略】 熟悉化學反應速率的概念、化學反應速率的定量表示方法。理解催化劑對可逆反應速率影響的 本質（能用過渡態(tài)理論解釋） 。理解化學平衡建立的過程和化學平衡常數、轉化率、產率對化學反

2、應 的重大意義。并能夠利用化學平衡常數Kc、Kp、Kx進行簡單的計算或解析。理解外界條件(濃度、 溫度、壓強、催化劑等)對反應速率和化學平衡的影響（會用平衡移動原理解釋） 。重視化學反應速 率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究領域中的重要作用。 【命題熱點突破一】化學反應速率及其影響因素【命題熱點突破一】化學反應速率及其影響因素 1外界條件對化學反應速率的影響 (1)純液體和固體濃度視為常數，它們的量的改變不會影響化學反應速率。但固體顆粒的大小導致接觸面的大 小發(fā)生變化，故影響反應速率。 (2)固體、液體物質，由于壓強改變時對它們的體積影響很小，因而壓強對它們濃度的影響可看作不變，壓強 對

3、無氣體參加的化學反應的速率無影響。 (3)升高溫度，不論吸熱還是放熱反應，也不論正反應速率還是逆反應速率都增大。 (4)對于有氣體參與的化學反應，有以下幾種情況： 恒溫時，壓縮體積壓強增大反應物濃度增大反應速率加快。 引起 引起 引起 恒溫時，對于恒容密閉容器： a充入氣體反應物氣體反應物濃度增大(壓強也增大)反應速率加快。 引起 b充入“惰性”氣體總壓強增大反應物濃度未改變反應速率不變。 引起 引起 恒溫恒壓時 充入“惰性”氣體體積增大氣體反應物濃度減小反應速率減小。 引起 引起 引起 【命題熱點突破二】化學平衡狀態(tài)的判斷及化學平衡移動【命題熱點突破二】化學平衡狀態(tài)的判斷及化學平衡移動 1化

4、學平衡的移動 (1)分析化學平衡是否移動的一般思路比較同一物質的正逆化學反應速率的相對大小。 2 (2)化學平衡移動原理勒夏特列原理解讀 原理內容：外界條件對化學平衡的影響可概括為一句話：若改變影響平衡的一個條件，平衡就向著能夠減弱 這種改變的方向移動。 原理解讀： “減弱這種改變”升溫平衡向著吸熱反應方向移動；增加反應物濃度平衡向反應物濃度減小的方向移 動；增壓平衡向氣體物質的物質的量減小的方向移動。 化學平衡移動的結果只是減弱了外界條件的改變，而不能完全抵消外界條件的變化，更不能超過外界條件 的變化。 惰性氣體對化學平衡的影響 【命題熱點突破三】化學平衡的有關計算【命題熱點突破三】化學平衡

5、的有關計算 1.(1)可逆反應“不為零”原則 可逆性是化學平衡的前提，達到平衡時，反應物和生成物共存，每種物質的物質的量不為零。 一般可用極限分析法推斷：假設反應不可逆，則最多生成產物多少，有無反應物剩余，余多少。這樣的極值 點是不可能達到的，故可用確定某些范圍或在范圍中選擇合適的量。 (2)“一邊倒”原則 可逆反應，在條件相同時(如等溫等容)，若達到等同平衡，其初始狀態(tài)必須能互變，從極限角度看，就是各物 質的物質的量要相當。因此，可以采用“一邊倒”的原則來處理以下問題：化學平衡等同條件(等溫等容) 可逆反應 aA(g) + bB(g) cC(g) 起始量 a b 0 平衡態(tài) 起始量 0 0

6、c 平衡態(tài) 起始量 x y z 平衡態(tài) 為了使平衡=平衡=平衡，根據“一邊倒”原則，即可得：x+a/cz=a 得 x/a+z/c=1； y+b/cz=b 得 3 y/b+z/c=1 。 2平衡轉化率 含義：平衡轉化率是指平衡時已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量之比，用來表示反應限度。 達平衡時，某一反應物的轉換率(%) 100% 反應物的消耗濃度mol/L 反應物的起始濃度mol/L 100% 反應物的消耗量mol 反應物的起始量mol 100% 氣體消耗的體積L或mL 氣體起始的體積L或mL 【命題熱點突破四】反應速率、化學平衡移動與圖像【命題熱點突破四】反應速率、化學平衡移動與圖像

7、 4 總結：只要增大濃度、增大壓強、升高溫度，新平衡都在原平衡的上方，v正=v逆v 正=v 逆；只要減 小濃度、降低壓強、降低溫度，新平衡都在原平衡下方，v正v逆v正v逆。 只要是濃度改變，一個速率一定是在原平衡的基礎上改變；兩個速率同時增大或減小(中間斷開)一定是壓強 或溫度改變。 加入催化劑能同等程度地增大正、逆反應速率，平衡不移動。 【真題解讀】【真題解讀】 1.2018 全國卷-28 三氯氫硅(SiHCl3)是制備硅烷、多晶硅的重要原料?；卮鹣铝袉栴}： （1）SiHCl3在常溫常壓下為易揮發(fā)的無色透明液體，遇潮氣時發(fā)煙生成(HSiO)2O 等，寫出該反應的化學方程 式 。 （2）SiH

8、Cl3在催化劑作用下發(fā)生反應： 2SiHCl3(g)=SiH2Cl2(g)+ SiCl4(g) H1=48 kJmol1 5 3SiH2Cl2(g)=SiH4(g)+2SiHCl3 (g) H2=30 kJmol1 則反應 4SiHCl3(g)=SiH4(g)+ 3SiCl4(g)的 H=_ kJmol1。 （3）對于反應 2SiHCl3(g)=SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)，采用大孔弱堿性陰離子交換樹脂催化劑，在 323 K 和 343 K 時 SiHCl3的轉化率隨時間變化的結果如圖所示。 343 K 時反應的平衡轉化率 = %。平衡常數 K343 K= (保留 2 位小數)。 在

9、 343 K 下 ： 要提高 SiHCl3轉化率，可采取的措施是 ； 要縮短反應達到平衡的時間， 可采取的措施有_、_。 比較 a、 b處反應速率大小 ： a_b（填 “大于” “小于” 或 “等于” ） 。 反應速率 =正逆= k正x2(SiHCl3) k 逆x(SiH2Cl2) x(SiCl4)， k正、 k逆分別為正、 逆向反應速率常數， x為物質的量分數， 計算a處v正/v逆=_(保留 1 位小數)。 化學平衡及勒夏特列原理化學反應進行的方向化學平衡及勒夏特列原理化學反應進行的方向 2.2018 江蘇卷-13根據下列圖示所得出的結論不正確的是 A. 圖甲是 CO(g)+H2O(g)CO

10、2(g)+H2(g)的平衡常數與反應溫度的關系曲線，說明該反應的 H0 B. 圖乙是室溫下 H2O2催化分解放出氧氣的反應中c(H2O2 )隨反應時間變化的曲線， 說明隨著反應的進行 H2O2分解速 率逐漸減小 C. 圖丙是室溫下用 0.1000 molL1NaOH 溶液滴定 20.00 mL 0.1000 molL1某一元酸 HX 的滴定曲線，說明 HX 是 一元強酸 D. 圖丁是室溫下用 Na2SO4除去溶液中 Ba2+達到沉淀溶解平衡時， 溶液中c(Ba2+ )與c(SO42)的關系曲線， 說明溶液 中c(SO42 )越大c(Ba2+ )越小 3. 2018 全國卷-27CH4-CO2催

11、化重整不僅可以得到合成氣（CO 和 H2） ，還對溫室氣體的減排具有重要意義?；?答下列問題： （1）CH4-CO2催化重整反應為：CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)。 已知：C(s)+2H2(g)=CH4(g) H=-75 kJmol1 C(s)+O2(g)=CO2(g) H=-394 kJmol1 C(s)+1/2O2(g)=CO(g) H=-111 kJmol1 該催化重整反應的 H= kJmol1。有利于提高 CH4平衡轉化率的條件是_（填標號） 。 6 A高溫低壓 B低溫高壓 C高溫高壓 D低溫低壓 某溫度下，在體積為 2 L 的容器中加入 2 mol CH4、1

12、mol CO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時 CO2的轉化率 是 50%，其平衡常數為_mol2L2。 （2）反應中催化劑活性會因積碳反應而降低，同時存在的消碳反應則使積碳量減少。 相關數據如下表： 積碳反應： CH4(g)=C(s)+2H2(g) 消碳反應： CO2(g)+C(s)=2CO(g) H/(kJmol1) 75 172 催化劑 X 33 91 活化能/ (kJmol1) 催化劑 Y 43 72 由上表判斷，催化劑 X Y（填“優(yōu)于”或“劣于” ） ，理由是 。在反應進料氣組成、壓 強及反應時間相同的情況下，某催化劑表面的積碳量隨溫度的變化關系如圖所示。升高溫度時，下列關于積碳

13、反 應、消碳反應的平衡常數(K)和速率(v)的敘述正確的是_填標號） 。 AK積、K消均增加 Bv積減小，v消增加 CK積減小，K消增加 Dv消增加的倍數比v積增加的倍數大 在一定溫度下，測得某催化劑上沉積碳的生成速率方程為 v=kp(CH4)p(CO2)-0.5(k為速率常數)。在p(CH4)一定時， 不同p(CO2)下積碳量隨時間的變化趨勢如圖所示，則pa(CO2) 、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為_。 速率、平衡圖像速率、平衡圖像 4.2018 北京卷-8我國科研人員提出了由 CO2和 CH4轉化為高附加值產品 CH3COOH 的催化反應歷程。該歷程示意圖 如下。 下列說

14、法不正確的是 A. 生成 CH3COOH 總反應的原子利用率為 100% B. CH4CH3COOH 過程中，有 CH 鍵發(fā)生斷裂 C. 放出能量并形成了 CC 鍵 D. 該催化劑可有效提高反應物的平衡轉化率 5.2018 北京卷-27近年來，研究人員提出利用含硫物質熱化學循環(huán)實現太陽能的轉化與存儲。過程如下： 7 （1）反應：2H2SO4(l)=2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) H1=+551 kJmol1 反應：S(s)+O2(g)=SO2(g) H3=297 kJmol1反應的熱化學方程式： 。 （2）對反應，在某一投料比時，兩種壓強下，H2SO4在平衡體系中物質的量分數隨溫度

15、的變化關系如圖所示。p2 p 1（填“”或“” ） ，得出該結論的理由是 。 （3）I可以作為水溶液中 SO2歧化反應的催化劑，可能的催化過程如下。將 ii 補充完整。 iSO2+4I+4H+=S+2I2+2H2O iiI2+2H2O+_=_+_+2 I （4）探究 i、ii 反應速率與 SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將 18 mL SO2飽和溶液加入到 2 mL 下列試 劑中，密閉放置觀察現象。 （已知：I2易溶解在 KI 溶液中） 序號 A B C D 試劑組成 0.4 molL1 KI a molL1 KI 0.2 molL1 H2SO4 0.2 molL1 H2SO4 0.2

16、 molL1 KI 0.0002 mol I2 實驗現象 溶液變黃，一段時 間后出現渾濁 溶液變黃，出現渾濁 較 A 快 無明顯現象 溶液由棕褐色很快褪色， 變成黃 色，出現渾濁較 A 快 B 是 A 的對比實驗，則 a=_。 比較 A、B、C，可得出的結論是_。 實驗表明，SO2的歧化反應速率 DA，結合 i、ii 反應速率解釋原因：_。 化學平衡、平衡常數計算化學平衡、平衡常數計算 6.2018 天津卷-5室溫下，向圓底燒瓶中加入 1 molC2H5OH 和含 1molHBr 的氫溴酸，溶液中發(fā)生反應：C2H5OH+HBr C2H5Br+H2O，充分反應后達到平衡。已知常壓下，C2H5Br

17、 和 C2H5OH 的沸點分別為 38.4和 78.5。下列有關敘 述錯誤的是 【考點】影響化學平衡的因素、轉化率。 A. 加入 NaOH，可增大乙醇的物質的量 B. 增大 HBr 濃度，有利于生成 C2H5Br C. 若反應物增大至 2 mol，則兩種反應物平衡轉化率之比不變 D. 若起始溫度提高至 60，可縮短反應達到平衡的時間 7.2018 全國卷-28 (15 分)采用 N2O5為硝化劑是一種新型綠色硝化技術，在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛 應用?；卮鹣铝袉栴}： 1840 年 Devil 用干燥的氯氣通過干燥的硝酸銀，得到 N2O5，該反應的氧化產物是一種氣體，其分子式 8 為 。

18、F.Daniels 等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了 250C 時 N2O5(g)分解反應: 其中 NO2二聚為 N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強 P 隨時間 t 的變化如下表所示(t=時，N2O5(g)完全 分解)： t/min 0 40 80 160 260 1300 1700 p/kPa 35.8 40.3 42.5 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1 已知：2N2O5(g)=2N2O4(g)+O2(g) H=-4.4KJ/mol 2NO2(g)= N2O4(g) H=-55.3KJ/mol 則 N2O5(g)=2NO2(g)+0.5O2(g)的H= KJ/m

19、ol 研究表明，N2O5(g)分解的速率v=210-3PN2O5(kPa/min)。t=62min 時，測得體系PO2=2.9kPa,則此時PN2O5= kPa，v= kPa/min) 若提高反應溫度至 350C，則 N2O5(g)完全分解后體系壓強 P(350C) 大于 63.1 kPa (填“大于”“等于”或“小 于”)，原因是： 。 250C 時， N2O4(g) 2NO2(g)反應的平衡常數 Kp= kPa(Kp為以分壓表示的平衡常數， 計算結果保留一 位小數)。 對于反應 2N2O5(g) 4NO2(g)+ O2(g)，R.A.Ogg 提 出如下反應歷程： 第一步 N2O5 NO2

20、+ NO3 快速平衡 第二步 NO2 + NO3 NO +NO2 + O2 慢反應 第三步：NO+ NO3 2NO2 快反應 其中可近似認為第二步反應不影響第一步的平衡。下列表述正確的是 (填標號)。 A.v(第一步反應的逆反應)v(第二步反應 ) B.反應的中間產物只有 NO3 C.第二步中的 NO2與 NO 3的碰撞只部分有效 D.第三步反應的活化能高 化學反應速率和化學平衡綜合化學反應速率和化學平衡綜合 8.2018 浙江卷-14反應 N2(g)+3H2(g)2NH3(g) H0，若在恒壓絕熱容器中發(fā)生，下列選項表明反應一定已 達平衡狀態(tài)的是【考點】化學平衡及其影響因素 A. 容器內的溫

21、度不再變化 B. 容器內的壓強不再變化 C. 相同時間內，斷開 HH 鍵的數目和生成 NH 鍵的數目相等 D. 容器內氣體的濃度c(N2):c(H2):c(NH3)=1:3:2 9.2018 浙江卷-22某工業(yè)流程中，進入反應塔的混合氣體中 NO 和 O2的物質的量分數分別為 0.10 和 0.06，發(fā)生 化學反應 2NO(g)+O2(g)=2NO2(g)，在其他條件相同時，測得實驗數據如下表：【考點】研究給定條件下化學反應 速率及化學反應速率與化學平衡的影響因素 壓強/(105Pa) 溫度/ NO 達到所列轉化率需要時間/s 9 50% 90% 98% 30 12 250 2830 1.0

22、90 25 510 5760 30 0.2 3.9 36 8.0 90 0.6 7.9 74 根據表中數據，下列說法正確的是 A.升高溫度，反應速率加快 B.增大壓強，反應速率變慢 C.在 1.0105Pa、90條件下，當轉化率為 98%時的反應已達到平衡 D.若進入反應塔的混合氣體為 amol，反應速率以 v=n/t 表示，則在 8.0105Pa、30條件下轉化率從 50%增 至 90%時段 NO 的反應速率為 4a/370mol/s 10. 2018 江蘇卷-15一定溫度下， 在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物， 發(fā)生反應 2SO2(g)+ O2(g)2SO3(g)(正反應

23、放熱)，測得反應的相關數據如下： 容器 1 容器 2 容器 3 反應溫度 T/K 700 700 800 反應物投入量 2molSO2、1molO2 4molSO3 2molSO2、1molO2 平衡v正 (SO2)/molL-1s-1 v1 v2 v3 平衡 c(SO3)/molL-1 c1 c2 c3 平衡體系總壓強 p/Pa p1 p2 p3 物質的平衡轉化率a a 1(SO2) a 2(SO3) a 3(SO2) 平衡常數 K K1 K2 K3 下列說法正確的是 A. v1 2p3 C. v13(SO2 ) D. c2 2c3，2(SO3 )+3(SO2 )0）。一定溫度下，在體 積恒

24、定的密閉容器中，加入 1 mol X(g) 與 1 Y (g)，下列說法正確的是 A充分反應后，放出熱量為 a kJ B當反應達到平衡狀態(tài)時，X 與 W 的物質的量濃度之比一定為 1：2 C當 X 的物質的量分數不再改變，表明該反應已達平衡 D若增大 Y 的濃度，正反應速率增大，逆反應速率減小 12.已知：2SO2 (g)+ O2 (g)= 2SO3 (g) H =-197.8kJmol1。起始反應物為 SO2 和 O2（物 質的量之比為 2：1，且總物質的量不變）。SO2 的平衡轉化率（%）隨溫度和壓強的變化如 下表： 溫度/K 壓強/（105Pa） 10 1.01 5.07 10.1 25

25、.3 50.7 673 99.2 99.6 99.7 99.8 99.9 723 97.5 98.9 99.2 99.5 99.6 773 93.5 96.9 97.8 98.6 99.0 下列說法不正確的是 A. 一定壓強下降低溫度，SO2 的轉化率增大 B. 在不同溫度、壓強下，轉化相同物質的量的 SO2 所需要的時間相等 C. 使用催化劑可以縮短反應達到平衡所需的時間 D. 工業(yè)生產通常不采取加壓措施是因為常壓下 SO2 的轉化率已相當高 13.2018 浙江卷-30【加試題】(10 分) （一）以四甲基氯化銨(CH3)4NCl水溶液為原料，通過電解法 可以制備四甲基氫氧化銨(CH3)4

26、NOH，裝置如圖 1 所示。 （1）收集到(CH3)4NOH 的區(qū)域是 (填 a、b、c 或 d)。 （2）寫出電池總反應 。 （二）乙酸乙酯一般通過乙酸和乙醇酯化合成： CH3COOH(l)+C2H5OH(l) 濃H2SO4 濃H2SO4 CH3COOC2H5(l)+H2O(l) H=2.7kJmol1 已知純物質和相關恒沸混合物的常壓沸點如下表： 純物質 沸點/ 恒沸混合物（質量分數） 沸點/ 乙醇 78.3 乙酸乙酯(0.92)+水(0.08) 70.4 乙酸 117.9 乙酸乙酯(0.69)+乙醇(0.31) 71.8 乙酸乙酯 77.1 乙酸乙酯(0.83)+乙醇(0.08) +水

27、(0.09) 70.2 請完成： （1）關于該反應，下列說法不合理的是 。 A反應體系中硫酸有催化作用 B因為化學方程式前后物質的化學計量數之和相等，所以反應的 S 等于零 C因為反應的H 接近于零，所以溫度變化對平衡轉化率的影響大 D因為反應前后都是液態(tài)物質，所以壓強變化對化學平衡的影響可忽略不計 （2）一定溫度下該反應的平衡常數K=4.0。若按化學方程式中乙酸 和乙醇的化學計量數比例投料，則乙酸乙酯的平衡產率y = ；若乙酸和乙醇的物質的量之比為n : 1，相應平衡體系中乙酸乙酯的 物質的量分數為x，請在圖 2 中繪制x隨n變化的示意圖(計算時不計 副反應)。 11 （3）工業(yè)上多采用乙酸

28、過量的方法，將合成塔中乙酸、乙醇和硫酸 混合液加熱至 110左右發(fā)生酯化反應并回流，直到塔頂溫度達到 7071，開始從塔頂出料。控制乙酸過量的 作用有 。 （4）近年，科學家研究了乙醇催化合成乙酸乙酯的新方法： 2C2H5OH(g) 加熱 催化劑 加熱 催化劑 CH3COOC2H5(g)+2H2(g) 在常壓下反應，冷凝收集，測得常溫下液體收集物中主要產物的質量分數如圖所示。關于該方法，下列推測合理 的是 。 A反應溫度不宜超過 300 B增大體系壓強，有利于提高乙醇平衡轉化率 C在催化劑作用下，乙醛是反應歷程中的中間產物 D提高催化劑的活性和選擇性，減少乙醚、乙烯等副產物是工藝的關鍵 14.

29、【加試題】 （10 分） （一）合成氨工藝（流程如圖 1 所示）是人工固氮最重要的途徑。 2018 年是合成氨工業(yè)先驅哈伯（PHaber）獲得諾貝爾獎 100 周年。N2和 H2生成 NH3的反應為： 1/2N2（g）+3/2H2（g） NH3（g） H(298K)= - 46.2KJmol-1 在 Fe 催化劑作用下的反應歷程為（*表示吸附態(tài)） 化學吸附：N2（g）2N*；H2（g）2H*； 表面反應：N*+ H* NH*；NH*+ H* NH2*；NH2* + H*NH3* 脫附：NH3* NH3（g） 其中， N2的吸附分解反應活化能高、速率慢，決定了合成氨的整體反應速率。 請回答： （

30、1）利于提高合成氨平衡產率的條件有 。 A低溫 B.高溫 C.低壓 D.高壓 E.催化劑 （2）標準平衡常數 K=，其中p為標準壓強（1X105Pa） ，p NH3、 p N2和p H2為各組分的平衡 分壓，如p NH3=x NH3 p，p為平衡總壓，x NH3為平衡系統(tǒng)中 NH3的物質的量分數。 N2和 H2起始物質的量之比為 1：3，反應在恒定溫度和標準壓強下進行，NH3的平衡產率為 w，則 K= （用含 w 的最簡式表示） 下圖中可以示意標準平衡常數 K隨溫度 T 變化趨勢的是 。 12 （3）實際生產中，常用工藝條件，Fe 作催化劑，控制溫度 773K，壓強 3.0X105Pa，原料中

31、 N2和 H2物質的量之比 為 1：2.8。 分析說明原料氣中 N2過量的理由 。 關于合成氨工藝的下列理解，正確的是 。 A.合成氨反應在不同溫度下的H 和S 都小于零 B.控制溫度（773K）遠高于室溫，是為了保證盡可能的平衡轉化率和快的反應速率 C.當溫度、 壓強一定時， 在原料氣 （N2和 H2的比例不變） 中添加少量惰性氣體， 有利于提高平衡轉化率 D.基于 NH3 有較強的分子間作用力可將其液化，不斷將液氨移去，利于反應正向進行 E.分離空氣可得 N2，通過天然氣和水蒸氣轉化可得 H2，原料氣須經過凈化處理，以防止催化劑中毒和安全事故發(fā) 生。 （二）高鐵酸鉀（K2FeO4）可用作水

32、處理劑。某同學通過“化學-電解法”探 究的合成，其原理如圖2所示。接通電源，調節(jié)電壓，將一定量Cl2通入KOH溶液，然后滴入含Fe3+的溶液，控制 溫度，可制得 K2FeO4。 （1）請寫出“化學法”得到 FeO42-的離子方程式 。 （2）請寫出陽極的電極反應式（含 FeO42-） 。 【答案詳細解析】【答案詳細解析】 1【答案】 (1) 2SiHCl3+3H2O=(HSiO)2O+6HCl (2) 114 (3)22 0.02 及時移去產物， 改進催化劑, 提高反應物壓強(濃度) 大于，1.3。 【解析】(1) SiHCl3遇潮氣(H2O)時發(fā)煙生成(HSiO)2O，即反應物為 SiHCl

33、3和 H2O，有一種生成物為(HSiO)2O，依原子守恒就可寫出方 程式：2SiHCl3+3H2O=(HSiO)2O+6HCl。 (2)2SiHCl3(g)=SiH2Cl2(g)+ SiCl4(g) H1=48 kJmol1 3SiH2Cl2(g)=SiH4(g)+2SiHCl3 (g) H2=30 kJmol1 則反應 4SiHCl3(g)=SiH4(g)+ 3SiCl4(g)可由反應：3+得出，故 H=(483-30)kJmol1。 （3）溫度越高時反應越快，達到平衡用得時間就越少，所以曲線 a 代表 343K 的反應。由圖知，溫度為 343K 時達到平衡以后，反 應物 SiHCl3(g)

34、的轉化率為 22%。 解：設初始加入的反應物 SiHCl3(g)的濃度為 1mol/L，則有： 2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4 起始： 1 0 0 13 反應： 0.22 0.11 0.11 （轉化率為 22%） 平衡： 0.78 0.11 0.11 所以平衡常數 K=0.1120.782=0.02。 溫度不變，提高三氯氫硅轉化率的方法可以是將產物從體系分離（兩邊物質的量相等，壓強不影響平衡） ?？s短達到平衡的時間， 就是加快反應速率，所以可以采取的措施是增大壓強（增大反應物濃度） 、加入更高效的催化劑（改進催化劑） 。 a、b 兩點的轉化率相等，可以認為各物質的濃度對應相等，

35、而 a 點的溫度更高，所以速率更快，即 VaVb。根據題目表述得到v正 =k正x2(SiHCl3)，v逆=k逆x(SiH2Cl2) x(SiCl4)，當反應達平衡時v正= v逆時，k正x2(SiHCl3) =k逆x(SiH2Cl2) x(SiCl4)， k正/k逆= x(SiH2Cl2) x(SiCl4)/ x2(SiHCl3) k，k 為反應 2SiHCl3(g)=SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)的平衡常數，所以，k正/k逆= K=0.02。a 點時，轉 化率為 20%，所以計算出： 2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4 起始： 1 0 0 反應： 0.2 0.1 0.1 （

36、轉化率為 20%） 平衡： 0.8 0.1 0.1 所以x(SiHCl3)=0.8；x(SiH2Cl2) = x(SiCl4) =0.1； 所以v正/ v逆= k正x2(SiHCl3)/ k逆x(SiH2Cl2) x(SiCl4)= 0.020.82/0.12=1.3 【考點】依情景 (信息)書寫方程式；利用蓋斯定律求反應熱；溫度對反應速率的影響；根據轉化率求化學平衡常數；化學平衡的影 響因素；利用平衡常數求正、逆反應速率之比。 3.【答案】 (1) 247；A；1/3 (2) 劣于；相對于催化劑 X，催化劑 Y 積碳反應的活化能大，積碳反應的速率小，而消碳 反應活化能相對小，消碳反應速率大

37、AD pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2) 【解析】 （1）C(s)+2H2(g)=CH4(g) H=-75 kJmol1 C(s)+O2(g)=CO2(g) H=-394 kJmol1 C(s)+1/2O2(g)=CO(g) H=-111 kJmol1；根據蓋斯定律計算：2，得：CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) H=+247kJmol1。因正反應為吸熱反應，且正反應方向為氣體體積增加的反應，升高溫度或減少壓強有利于提高 CH4平衡轉化率， A 正確。 CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g) 始(mol/L): 1 0.5 0 0 變(mol/L)

38、: 0.25 0.25 0.25 0.25 平(mol/L): 0.75 0.25 0.25 0.25 K= 0.250.25/0.750.25=1/3 （2）根據表中數據可知相對于催化劑 X，催化劑 Y 積碳反應的活化能大，積碳反應的速率小；而消碳反應活化能相對小，消碳反 應速率大，所以催化劑 X 劣于 Y。 A正反應均是吸熱反應，升高溫度平衡向正反應方向進行，因此K積、K消均增加，A 正確； B升高溫度反應速率均增大，B 錯誤； C根據 A 中分析可知選項 C 錯誤； D積碳量達到最大值以后再升高溫度積碳量降低， 這說明v消增加的倍數比v積增加的倍數大，D 正確。答案選 AD。 根據反應速

39、率方程式: v=kp(CH4)p(CO2)-0.5可知，在p(CH4)一定時，生成速率隨p(CO2)的升高而降低，所以根據圖像可知 pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)。 【考點】蓋斯定律；化學平衡的影響因素； 利用轉化率求化學平衡常數；溫度對反應平衡常數的影響；化學圖像的分析與判斷；化 學平衡圖像分析的答題技巧，看圖像時：一看面：縱坐標與橫坐標的意義；二看線：線的走向和變化趨勢；三看點：起點，拐 點，終點，然后根據圖象中呈現的關系、題給信息和所學知識相結合，做出符合題目要求的解答。 4. 【答案】D 【解析】A. CH4

40、與 CO2在催化劑存在時生成 CH3COOH，總反應為 CH4+CO2 催催 CH3COOH，只有 CH3COOH 一種生成物，原子利用率為 100%，A 正確； B.CH4選擇性活化變?yōu)榈倪^程中，有 1 個 C-H 鍵斷裂，B 正確； C.根據圖示，的總能量高于的總能量， 放出能量; 對比和，形成 C-C 鍵，C 正確； D.催化劑只影響化學反應速率，不影響化學平衡，不能提高反應物 的平衡轉化率，D 錯誤。 14 【考點】本題考查原子利用率、化學反應的實質、化學反應中的能量變化、催化劑對化學反應的影響，解題的關鍵是準確分析示意圖 中的信息。注意催化劑能降低反應的活化能，加快反應速率，催化劑不

41、能改變 H、不能使化學平衡發(fā)生移動。 5.【答案】 (1) 3SO2(g)+2H2O (g)=2H2SO4 (l)+S(s) H2=254 kJmol1 (2) 反應是氣體物質的量減小的反應， 溫度一 定時，增大壓強使反應正向移動，H2SO4的物質的量增大，體系總物質的量減小，H2SO4的物質的量分數增大 (3) SO2、SO42、4H+ (4) 0.4； I是 SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但 H+可以加快歧化反應速率 ； 反應 ii 比 i 快 ； D 中由反應 ii 產生的 H+使反應 i 加快 【解析】 （1）根據過程， 反應II為SO2催化歧化生成H2SO4和

42、S，反應為 :3SO2+2H2O=2H2SO4+S。應用蓋斯定律， 反應I+反應III得， 2H2SO4 (l)+S(s)=3SO2(g)+2H2O(g) H=H1+H3=(+551kJ/mol) +(-297kJ/mol) =+254kJ/mol，反應 II 的熱化學方程式為 3SO2(g)+2H2O(g)=2H2SO4(l)+S(s) H=-254kJ/mol。 (2)在橫坐標上任取一點，作縱坐標的平行線，可見溫度相同時，p2時 H2SO4物質的量分數大于 p1時，反應是氣體分子數減小的反 應，增大壓強平衡向正反應方向移動， H2SO4物質的量增加，體系總物質的量減小，H2SO4物質的量分

43、數增大，所以， p2p1。 （3）反應 II 的總反應為 3SO2+2H2O=2H2SO4+S，I可以作為水溶液中 SO2歧化反應的催化劑，催化劑在反應前后質量和化學性質不變， (總反應-反應 i)2 得，反應 ii 的離子方程式為 I2+2H2O+SO2=4H+SO42-+2I。 （4）B 是 A 的對比實驗，采用控制變量法，B 比 A 多加了 0.2mol/LH2SO4，A 與 B 中 KI 濃度應相等，則 a=0.4。 對比 A 與 B， 加入 H+可以加快 SO2歧化反應的速率；對比 B 與 C，單獨 H+不能催化 SO2的歧化反應；比較 A、B、C，可得出的結論是：I是 SO2歧化

44、反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但 H+可以加快歧化反應速率。 對比 D 和 A，D 中加入 KI 的濃度小于 A，D 中多加 了 I2，反應 i 消耗 H+和 I-，反應 ii 中消耗 I2，D 中“溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現渾濁較 A 快” ，反應速率 DA，由此 可見，反應 ii 比反應 i 速率快，反應 ii 產生 H+使 c（H+）增大，從而反應 i 加快。 【考點】本題以利用含硫物質熱化學循環(huán)實現太陽能的轉化與存儲為載體，考查蓋斯定律的應用、化學平衡圖像的分析、方程式的書 寫、控制變量法探究外界條件對化學反應速率的影響，考查學生靈活運用所學知識解決實際問題的能

45、力。 7.【答案】(1) O2 (2) 53.1 30.0； 6.0102 大于； 溫度提高，體積不變，總壓強提高；NO2二聚為放熱反應，溫度 提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高。13.4 (3) AC 【解析】 （1）氯氣在反應中得到電子作氧化劑，硝酸銀中 Ag 元素、N 元素都是最高價，不會被氧化，故只有-2 價的氧元素化合價會 升高，氧化產物是 O2； （2）已知：.2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g) H14.4kJ/mol .2NO2(g)N2O4(g) H255.3kJ/mol 根據蓋斯定律可知2即得到 N2O5(g)2NO2(g)+1/2O2(g) H153.1

46、kJ/mol； 根據方程式 ： N2O5(g)=2NO2(g)+0.5O2(g)可知，生成的氧氣與消耗的五氧化二氮的物質的量之比是 1:2，又依阿伏加德羅定律知，同 溫同體積時，氣體壓強之比等于物質的量之比，所以消耗五氧化二氮減少的壓強是是氧氣壓強的二倍，即：2.9kPa25.8kPa，則 此時五氧化二氮的壓強是 35.8kPa5.8kPa30.0kPa，因此此時反應速率 v2.0103306.0102（kPamin1） ； 也可依： N2O5(g) = 2NO2(g) + 0.5O2 始(kPa) 35.8 0 0 變(kPa) 5.8 5.8 2.9 62min (kPa) 30 2.9

47、解得，PN2O5=30kPa，v2.0103306.0102（kPamin1） 由于溫度升高，容器容積不變，總壓強提高，且二氧化氮二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高， 所以若提高反應溫度至 35，則 N2O5(g)完全分解后體系壓強p(35)大于 63.1 kPa。 根據表中數據可知五氧化二氮完全分解時的壓強是 63.1kPa， 根據方程式可知完全分解時最初生成的二氧化氮的壓強是 35.8kPa2 71.6 kPa，氧氣是 35.8kPa217.9 kPa，總壓強應該是 71.6 kPa+17.9 kPa89.5 kPa，平衡后壓強減少了 89.5 kPa63.1

48、kPa 26.4kPa，所以根據方程式 2NO2(g)N2O4(g)可知平衡時四氧化二氮對應的壓強是 26.4kPa，二氧化氮對應的壓強是 71.6 kPa 26.4kPa218.8kPa，則反應的平衡常數 Kp=18.82/26.4(kPa)。 15 也可依： N2O5(g) = 2NO2(g) + 0.5O2 始(kPa) 35.8 0 0 變(kPa) 35.8 17.9 17.9 (kPa) 0 71.6 17.9 又： N2O4(g) 2NO2(g) 始(kPa) 0 71.6 變(kPa) x 2x (kPa) x 71.6-2x t=時，N2O5(g)完全分解，氣體總壓強為 63

49、.1，即:P(N2O4)+ P(NO2)+ P(O2)= x +(71.6-2x )+ 17.9=63.1，x =26.4， 71.6-2x=71.6-226.4=18.8，Kp= c2(NO2)/ c(N2O4)= 18.82/26.4=13.4kPa（3）A、第一步反應快，所以第一步的逆反應速率大于第二 步的逆反應速率，A 正確；B、根據第二步和第三步可知中間產物除有 NO3外還有 NO，B 錯誤；C、根據第二步反應生成物中有 NO2可 知 NO2與 NO3的碰撞僅部分有效，C 正確；D、第三步反應快，所以第三步反應的活化能較低，D 錯誤。答案選 AC。 【考點】元素化合價與元素性質的關系

50、；蓋斯定律的運用；化學平衡的影響因素；平衡常數；阿伏加德羅定律等。本題主要是考查化 學反應原理，側重于化學反應速率與化學平衡的有關分析與計算。但本題需用分壓代替濃度進行平衡常數的相關計算，導到題目陌生 感強、 難度增大。 壓強和平衡常數的計算是解答的難點， 注意從阿伏加德羅定律的角度去理解變化的壓強與氣體物質的量之間的關系， 注意結合反應的方程式和表中數據的靈活應用。也可以利用變化的壓強之比等于計量數之比，運用化學平衡利用三段式計算。 10.【解析】對比容器的特點，將容器 1 和容器 2 對比，將容器 1 和容器 3 對比。容器 2 中加入 4molSO3等效于在相同條件下反應物 投入量為 4

51、molSO2和 2molO2，容器 2 中起始反應物物質的量為容器 1 的兩倍，容器 2 相當于在容器 1 達平衡后增大壓強，將容器的體 積縮小為原來的一半， 增大壓強化學反應速率加快， 21， 增大壓強平衡向正反應方向移動， 平衡時c22c1， ； p22p1， 1（SO2） +2（SO3）1，容器 1 和容器 2 溫度相同，K1=K2； 容器 3 相當于在容器 1 達到平衡后升高溫度，升高溫度化學反應速率加快，3 1，升高溫度平衡向逆反應方向移動，平衡時 c3c1，p3p1，3（SO2）1（SO2） ，K3K1。 根據上述分析，A 項應為，21，c22c1，A 錯誤 ； B 項應為，K3K

52、1，p22p1，p3p1，則 p22p3，B 錯誤 ； C 項為，3 1，3（SO2）1（SO2） ，C 正確 ； D 項，c22c1，c3c1，則 c22c3，1（SO2）+2（SO3）1，3（SO2）1（SO2） ， 則 2（SO3）+3（SO2）1，D 正確 【考點】等效平衡；轉化率；平衡常數；反應速率；解題時巧妙設計中間狀態(tài)是關鍵。 11.【 答 案 】 ： C 【解析】：該反應為可逆反應，不會完全進行，投入原料 1mol 并未完全反應，故放出的熱量小于 akJ，故 A 不正確。X 和 W 分 別為反應物和生成物，化學計量數只表示反應過程的轉化比例，并不能說明達到平衡后的濃度之比，故 B 不正確。當 X 的物質的 量分數不再變化時，反應達到平衡，C 選項正確。若增大反應物濃度，正逆反應速率均會增加，故 D 選項不正確。 12.【 答 案 】 ： B 【解析】：由表格數據及勒夏特列原理知，針對放熱反應，降低溫度，平衡正向移動，反應物 SO2 的轉化率增大，A 正確；由于在不同 溫度