2020版高考化學大一輪復習課時規(guī)范練《24化學反應的方向化學平衡常數(shù)》魯科版(含解析)-試卷下載-教習網(wǎng)

課時規(guī)范練24　化學反應的方向　化學平衡常數(shù)1.C　非自發(fā)反應在一定條件下也能發(fā)生,自發(fā)反應進行的也不一定較快,A項錯誤;石墨轉(zhuǎn)化為金剛石,ΔH>0,該反應是非自發(fā)進行的化學反應,B項錯誤;能量判據(jù)和熵判據(jù)組合而成的復合判據(jù),只要ΔH-TΔS<0,反應就可以自發(fā)進行,若ΔH-TΔS>0,反應就不能自發(fā)進行,C項正確;反應NH3(s)+HCl(g)NH4Cl(s)在低溫下能自發(fā)進行,ΔH-TΔS<0,從方程式知TΔS<0,說明ΔH<0,D項錯誤。2.A　根據(jù)平衡常數(shù)K的表達式可知該反應中CO、H2O為生成物,CO2、H2是反應物,則化學方程式為CO2+H2CO+H2O。恒容時,溫度升高,反應物H2濃度減小,說明平衡正向移動,說明該反應的正反應為吸熱反應,A項正確;該反應前后氣體物質(zhì)的量不變,若加入不反應氣體使壓強增大,則平衡不移動,氫氣的濃度不變,B項錯誤;升高溫度,無論正反應速率還是逆反應速率都會增大,C項錯誤;平衡常數(shù)等于生成物濃度的化學計量數(shù)次冪之積除以反應物濃度化學計量數(shù)次冪之積,根據(jù)題中的K的表達式可知,CO和H2O是生成物,D項錯誤。3.C　根據(jù)蓋斯定律分析,①+②即可得到反應2NO(g)+O2(g)2NO2(g),故反應熱為ΔH=ΔH1+ΔH2,A項錯誤;因為反應2NO(g)+O2(g)2NO2(g)為①+②的結(jié)果,所以其平衡常數(shù)K=K1·K2,B項錯誤;反應慢的速率決定總反應速率,所以反應②的速率大小決定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反應速率,C項正確;圖中表示反應①為吸熱反應,與題中信息不符合,D項錯誤。4.B　0~5 s內(nèi),v(N2O5)= v(NO2)==0.148 mol·L-1·s-1,A項正確;根據(jù)反應物轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量之比等于化學計量數(shù)之比,可得c1=0.63,c2=0.50,c3=2.00,由此可知10 s時反應達到平衡,達平衡時[N2O5]=1.00 mol·L-1,將容器體積壓縮一半,若平衡不移動,此時[N2O5]=2.00 mol·L-1,由于平衡正向移動,則[N2O5]>2.00 mol·L-1,B項錯誤;對于放熱反應,溫度越高,平衡常數(shù)越小,C項正確;達平衡時[NO2]=2.00 mol·L-1,[O2]=0.50 mol·L-1,[N2O5]=1.00 mol·L-1,則K==0.125(mol·L-1)-3,平衡時NO2的轉(zhuǎn)化率為×100%=50%,O2的轉(zhuǎn)化率為×100%=50%,D項正確。5.C　-lgK越大,平衡常數(shù)K值越小,由圖可知,隨著溫度升高,平衡常數(shù)K值增大,則升高溫度平衡正向移動,正反應為吸熱反應,ΔH>0,故A項正確;A點對應的-lgK=2.294,則平衡常數(shù)K(A)=10-2.294(mol·L-1)3,故B項正確;因反應物氨基甲酸銨為固體,則反應體系中氣體只有NH3和CO2,反應得到NH3和CO2的物質(zhì)的量之比為2∶1,反應開始后NH3的體積分數(shù)始終不變,所以NH3的體積分數(shù)不變時不能說明反應達到了平衡狀態(tài),故C項錯誤;30 ℃時,B點的濃度商Q大于平衡常數(shù)K,反應向逆反應方向進行,則B點對應狀態(tài)的v(正)<v(逆),故D項正確。6.D　2 min末該反應達到平衡,生成0.8 mol D,并測得C的濃度為0.2 mol·L-1,生成C為0.2 mol·L-1×2 L=0.4 mol,則,解得x=1,則根據(jù)三段式有:　　　3A(g)+B(g)C(g)+2D(s)開始/mol 3 1 0 0轉(zhuǎn)化/mol 1.2 0.4 0.4 0.8平衡/mol 1.8 0.6 0.4 0.8從開始到平衡A的平均反應速率為=0.3 mol·L-1·min-1,故A項錯誤;從開始到平衡B的轉(zhuǎn)化率為×100%=40%,故B項錯誤;D為固體,此反應的化學平衡常數(shù)表達式應為K=,故C項錯誤;D為固體,混合氣體的質(zhì)量為變量,由ρ=可知,密度為變量,則混合氣體的密度不再改變時,說明該反應一定達到平衡狀態(tài),故D項正確。7.B　相同溫度下,壓強越大,N2的體積分數(shù)越小,所以p2>p1,A項錯誤;由圖像可知該反應為吸熱反應,所以溫度越高,K越大,B項正確;a點為平衡點,應為3v(NH3)正=2v(H2)逆,C項錯誤;a點時,假設(shè)反應后氣體總體積為1 L,則N2為0.1 L、H2為0.3 L,未反應的NH3為0.6 L,參加反應的NH3為0.2 L,所以氨氣的轉(zhuǎn)化率為×100%=25%,D項錯誤。8.D　由容器Ⅰ中數(shù)據(jù)可計算出607 K時反應的平衡常數(shù)　　　　　　　CO2(g)+H2S(g)COS(g)+H2O(g)開始/(mol·L-1) 0.05 0.075 0 0轉(zhuǎn)化/(mol·L-1) 0.025 0.025 0.025 0.025平衡/(mol·L-1) 0.025 0.05 0.025 0.025平衡常數(shù)K==0.5,D項正確;對比Ⅰ、Ⅲ可知隨溫度升高,平衡常數(shù)減小,平衡向逆反應方向移動,說明逆反應是吸熱反應,正反應放熱,A項錯誤;Ⅱ相對于Ⅰ,是成比例的增加投料量,相當于加壓,由于題給反應是氣體體積不變的反應,所以平衡不移動,[COS]Ⅱ=2[COS]Ⅰ=0.05 mol·L-1,C項錯誤;容器Ⅲ平衡時,再充入少量氦氣,容器體積不變,各成分濃度不變,平衡不移動,B項錯誤。9.答案 (1)放熱　(2)①a　②AC　(3)①0.8 mol·L-1·min-1　1.25　②80%解析 (1)升高溫度平衡常數(shù)減小,所以其正反應為放熱反應。(2)①正反應放熱,升高溫度平衡向逆反應方向進行,甲醇的體積分數(shù)減小,因此能正確反映體系中甲醇體積分數(shù)隨溫度變化情況的曲線是a。②正反應體積減小,容器中氣體的壓強不再變化能表明反應已達平衡狀態(tài),A正確;密度是混合氣的質(zhì)量和容器容積的比值,在反應過程中質(zhì)量和容積始終是不變的,因此混合氣體的密度不再變化不能說明達到平衡狀態(tài),B錯誤;混合氣的平均相對分子質(zhì)量是混合氣的質(zhì)量和混合氣的總的物質(zhì)的量的比值,質(zhì)量不變,但氣體物質(zhì)的量是變化的,所以混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再變化可以說明達到平衡狀態(tài),C正確;v正(H2)=2v正(CH3OH)均表示正反應方向,不能說明達到平衡狀態(tài),D錯誤。(3)①4 min達到平衡,平衡時CO的轉(zhuǎn)化率為80%,則消耗CO是3.2 mol,因此消耗氫氣是6.4 mol,H2濃度變化是3.2 mol·L-1,所以0~4 min,反應Ⅰ的v(H2)=3.2 mol·L-1÷4 min=0.8 mol·L-1·min-1。剩余CO是0.4 mol·L-1,氫氣是0.8 mol·L-1,最初生成甲醇是1.6 mol·L-1,設(shè)分解的甲醇是x mol·L-1,則生成二甲醚是0.5x mol·L-1,所以根據(jù)2[CH3OH]=[CH3OCH3]有0.5x=2×(1.6-x),解得x=1.28,所以根據(jù)方程式可知反應Ⅰ的平衡常數(shù)K=(mol·L-1)-2=1.25 (mol·L-1)-2。②反應Ⅱ中CH3OH的轉(zhuǎn)化率α=1.28/1.6×100%=80%。10.答案 (1)①0.12 mol·L-1·min-1　增大　②F　(2)①KA=KB>KC　②2解析 (1)①=2,因為n(CO)+n(H2)=3 mol,則n(H2)=2 mol,n(CO)=1 mol,0~5 min內(nèi)轉(zhuǎn)化的n(CO)=0.6 mol,則有　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)起始/(mol·L-1) 0.5 1 0轉(zhuǎn)化/(mol·L-1) 0.3 0.6 0.3平衡/(mol·L-1) 0.2 0.4 0.3v(H2)=0.6 mol·L-1÷5 min=0.12 mol·L-1·min-1,K=(mol·L-1)-2。再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol時,體系的濃度商Q=(mol·L-1)-2,Q<K,所以平衡正向移動,v(正)>v(逆),H2的轉(zhuǎn)化率將增大。②反應物按方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)比投料時產(chǎn)物的體積分數(shù)最大,否則都會使產(chǎn)物的體積分數(shù)減小,故應選F點。(2)①平衡常數(shù)只與溫度有關(guān),CO與H2反應生成CH3OH的反應為放熱反應,則升高溫度,平衡常數(shù)減小,則KC<KA,A點與B點的溫度相同,則KA=KB,所以三者的關(guān)系是KA=KB>KC。②達到平衡狀態(tài)A時,容器的體積為10 L,狀態(tài)A與B的平衡常數(shù)相同,狀態(tài)A時CO的轉(zhuǎn)化率是0.5,則平衡時CO的物質(zhì)的量是10 mol×(1-0.5)=5 mol,濃度是0.5 mol·L-1,[H2]=1 mol·L-1,生成甲醇的物質(zhì)的量是5 mol,濃度是0.5 mol·L-1,所以平衡常數(shù)KA=1;設(shè)狀態(tài)B時容器的體積是V L,狀態(tài)B時CO的轉(zhuǎn)化率是0.8,則平衡時,CO的物質(zhì)的量濃度為 mol·L-1,氫氣的物質(zhì)的量濃度是 mol·L-1,生成甲醇的物質(zhì)的量濃度是 mol·L-1,KB==1(mol·L-1)-2,解得V=2。11.答案 (1)①30.0　6.0×10-2　②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(zhì)的量增加,總壓強提高　③13.4　(2)AC解析 (1)①依據(jù)反應:N2O5(g)2NO2(g)+ O2(g)及氣體的物質(zhì)的量與其形成的壓強成正比,生成的O2的壓強p(O2)=2.9 kPa,則剩余N2O5形成的壓強p(N2O5)=35.8 kPa-2.9 kPa×2=30.0 kPa。則N2O5的分解速率v=2×10-3×30.0=6.0×10-2kPa·min-1。②若提高反應溫度至35 ℃,由于體積不變,但溫度提高,總壓強增大;且2NO2(g)N2O4(g)為放熱反應,溫度升高,平衡左移,氣體的物質(zhì)的量增大,總壓強提高,所以N2O5完全分解后體系壓強大于63.1 kPa。③t=∞時,體系的總壓強為63.1 kPa為平衡時的總壓強,此時N2O5完全分解,生成的氧氣的壓強為:p(O2)==17.9 kPa。若NO2不生成N2O4,則此時的總壓應為35.8 kPa×=89.5 kPa,而實際壓強為63.1 kPa,壓強差為:89.5 kPa-63.1 kPa=26.4 kPa2NO2N2O4　壓強差 2　　　　1 1　　26.4 kPa　26.4 kPa則剩余NO2的分壓為:63.1 kPa-p(O2)-p(N2O4)=18.8 kPa由此可求反應N2O4(g)2NO2(g)的平衡常數(shù)為=13.4 kPa。(2)第一步反應快,能夠快速平衡,而第二步反應是慢反應,故第一步反應的逆反應速率大于第二步反應,A項正確;根據(jù)第二步和第三步可知中間產(chǎn)物有NO、NO3,B項錯誤;根據(jù)第二步反應是慢反應可知,說明該步的反應物有效碰撞低,C項正確;活化能越低反應越易發(fā)生,第三步反應快說明該步反應的活化能較低,D項錯誤。