高考模擬題化學反應速率和化學平衡解答題
1、在2 L密閉容器中，800℃時反應2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)體系中，n(NO)隨時間的變化如表：
�。�1）寫出該反應的平衡常數表達式：K＝___________________。
已知：K(300℃)＞K(350℃)，該反應是________熱反應。
（2）右圖中表示NO2的變化的曲線是____________。
用O2表示從0～2s內該反應的平均速率v＝___________。
�。�3）能說明該反應已經達到平衡狀態(tài)的是___________。
a、υ(NO2)=2υ(O2) b、容器內壓強保持不變
c、υ逆(NO)＝2υ正(O2) d、容器內的密度保持不變
�。�4）為使該反應的反應速率增大，且平衡向正反應方向移動的是__________。
a、及時分離出NO2氣體 b、適當升高溫度
c、增大O2的濃度 d、選擇高效的催化劑
2、（10分）煤化工是以煤為原料，經過化學加工使煤轉化為氣體、液體、固體燃料以及各種化工產品的工業(yè)過程。
�。�1）將水蒸氣通過紅熱的碳即可產生水煤氣。反應為：
C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g) ΔH=＋131.3 kJmol-1，ΔS=＋133.7J(Kmol) -1
�、僭摲磻芊褡园l(fā)進行與 有關；
②一定溫度下，在一個容積可變的密閉容器中，發(fā)生上述反應，下列能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的是 （填字母，下同）。
a．容器中的壓強不變 b．1 mol H—H鍵斷裂的同時斷裂2 molH—O鍵
c．v正(CO) = v逆(H2O) d．c(CO)=c(H2)
（2）將不同量的CO(g)和H2O(g)分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，進行反應
CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)，得到如下三組數據：
實驗組 溫度/℃ 起始量/mol 平衡量/mol 達到平衡所
需時間/min
H2O CO H2 CO
1 650 2 4 1.6 2.4 5
2 900 1 2 0.4 1.6 3
3 900 a b c d t
�、賹嶒�1中以v(CO2) 表示的反應速率為 。
�、谠摲磻哪娣磻獮� （填“吸”或“放”）熱反應
�、廴魧嶒�3要達到與實驗2相同的平衡狀態(tài)（即各物質的質量分數分別相等），且t<3min，則a、b應滿足的關系是 （用含a、b的數學式表示）。
�。�3）目前工業(yè)上有一種方法是用CO2來生產甲醇。一定條件下發(fā)生反應：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ，右下圖表示該反應進行過程中能量(單位為kJmol-1)的變化。在體積為1 L的恒容密閉容器
中，充入1mol CO2和3mol H2，下列措施中能使
c (CH3OH)增大的是___________。
a．升高溫度
b．充入He(g)，使體系壓強增大
c．將H2O(g)從體系中分離出來
d．再充入1mol CO2和3mol H2
【考綱點撥】
①了解化學反應速率的概念、反應速率的定量表示方法。
�、诹私鉁囟取舛�、壓強和催化劑影響化學反應速率的一般規(guī)律（刪除活化能）。
�、壅J識催化劑在生產、生活和科學研究領域中的重大作用。
�、芰私饣瘜W反應的可逆性。能用焓變和熵變說明常見簡單化學反應的方向。
⑤理解化學平衡和化學平衡常數的含義，能用化學平衡常數計算反應物的轉化率。
⑥理解濃度、溫度、壓強、催化劑等對化學平衡影響的一般規(guī)律。
�、哒J識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。
【自主研究例題】
1、2009年江蘇
I2在KI溶液中存在下列平衡：I2(aq)＋I－(aq)＝I3－(aq) ， 某 I2、KI混合溶液中，
I3－的物質的量濃度c(I3－)與溫度T的關系如圖所示
�。ㄇ�上任何一點都表示平衡狀態(tài)）。下列說法正確的是：
A．反應I2(aq)＋I－(aq)＝I3－(aq)的△H＞0
B．若溫度為T1、T2，反應的平衡常數分別為K1、K2，則K1＞K2
C．若反應進行到狀態(tài)D時，一定有v正＞v逆
D．狀態(tài)A與狀態(tài)B相比，狀態(tài)A的c(I2)大
教師點評：根據題中圖示可知，c(I3－)是隨著溫度T 的升高而減小的，說明：
I2(aq)＋I－(aq)＝I3－(aq) 是一個放熱反應，即△H＜0 ，所以A錯誤；
根據平衡移動規(guī)律，c(I3－)變小，則c(I2)應變大，所以 狀態(tài)B的c(I2)大，所以D錯誤；
正確答案為B、C。
2、2009年高考安徽卷
27．為了測定在某種催化劑作用下的反應速率，在某溫度下用氣體傳感器測得不同時間的NO和CO濃度如表：
時間(s) 0 1 2 3 4 5
c(NO)(mol/L) 1.00×10－3 4.50×10－4 2.50×10－4 1.50×10－4 1.00×10－4 1.00×10－4
c(CO)(mol/L) 3.60×10－3 3.05×10－3 2.85×10－3 2.75×10－3 2.70×10－3 2.70×10－3
請回答下列問題（均不考慮溫度變化對催化劑催化效率的影響）：
（1）在上述條件下反應能夠自發(fā)進行，則反應的△H 0（填寫“＞”、“＜”、“＝”）。
�。�2）前2s內的平均反應速率υ(N2)＝ 。
�。�3）在該溫度下，反應的平衡常數K＝ 。
�。�4）假設在密閉容器中發(fā)生上述反應，達到平衡時下列措施能提高NO轉化率的是 。
A．選用更有效的催化劑 B．升高反應體系的溫度
C．降低反應體系的溫度 D．縮小容器的體積
（5）研究表明：在使用等質量催化劑時，增大催化劑比表面積可提高化學反應速率。為了分別驗證溫度、催化劑比表面積對化學反應速率的影響規(guī)律，某同學設計了三組實驗，部分實驗條件已經填在下面實驗設計表中。
實驗
編號 T(℃) NO初始濃度
(mol/L) CO初始濃度
(mol/L) 催化劑的比表面積(m2/g)
�、� 280 1.20×10－3 5.80×10－3 82
�、� 124
Ⅲ 350 124
�、僬堅谏媳砜崭裰刑钊胧Ｓ嗟膶嶒灄l件數據。
�、谡堅诮o出的坐標圖中，畫出上表中的三個實驗條件下混合氣體中NO濃度隨時間變化的趨勢曲線圖，并標明各條曲線的實驗編號。
2．[14分]
�。�1）＜；（2）1.88×10－4 ；
�。�3）5000；（4）C、D；
�。�5）①280；1.20×10－3；5.80×10－3；1.20×10－3；5.80×10－3；
�、谌鐖D：
教師點評：該題綜合考察反應速率、反應方向，化學平衡等知識，并考察了實驗化學的設計思路。體現了新課程變化。
（1）該反應氣體減少，△S＜0非自發(fā)，所以一定是放熱才有可能自發(fā)；
�。�2）υ(NO)＝ ；υ(N2)＝ υ(NO)＝
（3）利用三段式計算出c(CO2)＝9×10－4；c(N2)＝4.50×10－4。
�。�4）加壓、降溫使該反應平衡正移。
�。�5）Ⅰ、Ⅱ比表面積不同，應控制溫度相同，驗證催化劑比表面積對速率的影響；
�、瘛ⅱ蟊缺砻娣e不同，溫度不同；驗證反應溫度對速率的影響；所有濃度應控制相同。
�、冖瘛ⅱ驕囟认嗤�，平衡不移動，但Ⅱ的速率大；
Ⅲ的溫度高，速率最大且平衡逆移，c(NO)增大。
我思我疑：
【高考鏈接】
【例1】2009年高考重慶卷理綜
13．各可逆反應達平衡后，改變反應條件，其變化趨勢正確的是 D
【例2】、2009年高考山東卷
14．2SO2（g）+O2（g） V2O5△2SO3（g）是制備硫酸的重要反應。下列敘述正確的是
A．催化劑V2O5不改變該反應的逆反應速率
B．增大反應體系的壓強、反應速度一定增大
C．該反應是放熱反應，降低溫度將縮短反應達到平衡的時間
D．在t1、t2時刻，SO3（g）的濃度分別是c1、c2，則時間間隔t1～t2內，SO3（g）生成的平均速率為
【解析】催化劑可以同等程度的增大正逆反應的反應速率；如果是通入惰性氣體增大了體系壓強，反應物濃度未變，反應速率不變；降溫，反應速率減慢，達到平衡的時間增大；D是反應速率的定義，正確。選D
【例3】 (10分)聯氨（N2H4）及其衍生物是一類重要的火箭燃料，N2H4與N2O4能放出大量的熱。
�。�1）已知：2NO2(g)＝N2O4(g) △H＝－57．20kJmol－1。
一定溫度下，在密閉容器中反應2NO2(g)＝N2O4(g) 達到平衡。
其它條件不變時，下列措施能提高NO2轉化率的是 （填字母）。
A．減小NO2的濃度 B．降低溫度C．增加NO2的濃度 D．升高溫度
�。�2）25℃時，1．00gN2H4(l)與足量N2O4(l)完全反應生成N2(g)和H2O (l) ，放出19．14kJ
的熱量。則反應2N2H4(l)+N2O4(l)＝3N2(g)+4H2O (l)的△H＝ kJmol－1
�。�3）17℃、1．01×105Pa，密閉容器中N2O4和NO2的混合氣體達到平衡時，
c(NO2)＝0．0300molL－1、c(N2O4)＝0．0120molL－1。
計算反應2 NO2(g) N2O4(g)的平衡常數K。
�。�4）現用一定量的Cu 與足量的濃HNO3 反應，制得1．00L已達平衡的N2O4和NO2
混合氣體（17℃、1．01×105Pa），理論上至少需消耗Cu 多少克？
【例3 】解析：（1）由于該反應為氣體體積減小的放熱反應，要提高NO2轉化率，則應該采取：
�、俳档蜏囟�，②增加NO2的濃度③增大壓強等措施，所以B、C符合要求；
（2）由1．00gN2H4(l)放出19．14kJ，則2mol(即64g)N2H4(l)放熱為1224．96kJ，
所以 △H＝1224．96kJmol－1
�。�3）、（4）見答案。
答案：（1）BC （2）－1224．96
�。�3）根據題意知平衡時： c(N2O4 )＝0．0120molL－1 ，c(NO2)＝0．0300molL－1
K＝ c(N2O4 )/c2(NO2) ＝0．0120/0．0300×0．0300 ＝13．3
答：平衡常數為13．3。
�。�4）由（3）可知，在17℃、1．01×105Pa達到平衡時，1．00L混合氣體中：
n(N2O4 )＝c(N2O4)×V＝0．0120molL－1×1．00L＝0．0120mol ，
n(NO2 )＝c(NO2)×V＝0．0300molL－1×1．00L＝0．0300mol ，
則n總(NO2 )＝n(NO2 )＋2×n(N2O4 )＝0．0540mol
由Cu＋4HNO3＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O可得：
m(Cu)＝ 64gmol－1×0．0540mol /2 ＝1．73g
答：理論上至少需消耗Cu 1．73g。
【例4】（14分）運用化學反應原理研究氮、氧等單質及其化合物的反應有重要意義。
�。�1）合成氨反應N2 (g)+3H2(g) 2NH3(g)，若在恒溫、恒壓條件下向平恒體系中通入氬氣，則平衡 移動（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化劑 反應的△H（填“增大” “減小” 或“不改變”）。
（2）已知：O2 (g)=O2+(g)+e- H1= 1175.7 kJmol-1
PtF6(g)+ e- PtF6-(g) H2= —771.1 kJmol-1
O2+PtF6- (s)=O2+ (g)+ PtF6-(g) H3= 482.2 kJmol-1
則反應O2（g）+ PtF6(g)= O2+PtF6- (s) 的 H=_____________ kJmol-1。
�。�3）在25℃下，向濃度均為0.1 molL-1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成__________沉淀（填化學式），生成該沉淀的離子方程式為____________。已知25℃時Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11,KsP [Cu(OH)2]=2.2×10-20。
�。�4）在25℃下，將a molL-1的氨水與0.01 molL-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c(NH4*)=c(Cl-)。則溶液顯_____________性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數式表示NH3H2O的電離常數Kb=__________。
【解析】（1）恒溫、恒壓條件下向平恒體系中通入氬氣，則反應體系體積增大，平衡左移；使用催化劑只是改變了反應的途徑，沒有改變反應物與生成物的狀態(tài)，△H不變；
�。�2）利用蓋斯定律， H1+ H2+（- H3）= —78.2 kJmol-1；
�。�3）由于,KsP [Cu(OH)2]=2.2×10-20＜Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11，所以先生成沉淀；2NH3H2O＋Cu2＋＝Cu(OH)2↓＋2 NH4*；根據溶液的電中性原則，c(NH4*)=c(Cl-)，則[H＋]＝[OH-]；溶液顯中性；Kb= [OH-][ NH4*] [NH3H2O]，c(NH4*)=c(Cl-)＝0.005 molL-1；[H＋]＝[OH-]＝1×10-7 molL-1（因為是25℃下且為中性）；[NH3H2O]＝a2molL-1－0.005 molL-1，則：Kb=10-9a－0.01molL-1。
【答案】（1）向左；不改變
�。�2）—78.2 kJmol-1
�。�3）Cu(OH)2；2NH3H2O＋Cu2＋＝Cu(OH)2↓＋2 NH4*；
（4）中；10-9a－0.01molL-1
【歸納與思考】
【自主檢測】
一、選擇題（每題有1-2的答案）
1、2009年高考寧夏卷理綜
10．硫代硫酸鈉溶液與稀硫酸反應的化學方程式為：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2+S↓+H2O,下列各組實驗中最先出現渾濁的是
實驗 反應溫度/℃ Na2S2O3溶液 稀H2SO4 H2O
V/mL c/（molL—1） V/mL c/（molL—1） V/mL
A 25 5 0．1 10 0．1 5
B 25 5 0．2 5 0．2 10
C 35 5 0．1 10 0．1 5
D 35 5 0．2 5 0．2 10
2．在一定溫度下，反應1/2H2(g)+ 1/2X2(g) HX(g)的平衡常數為10。若將1．0mol的HX(g)通入體積為1．0L的密閉容器中，在該溫度時HX(g)的最大分解率接近于
A． 5% B． 17% C． 25% D．33%
3、2009年高考北京卷理綜
9．已知：H2(g)+I2(g) 2HI(g)；△H < 0。有相同容積的定容密閉容器甲和乙，甲中加入H2和I2各0．1 mol，乙中加入HI 0．2 mol，相同溫度下分別達到平衡。欲使甲中HI的平衡濃度大于乙中HI的平衡濃度，應采取的措施是
A．甲、乙提高相同溫度 B．甲中加入0．1 mol He，乙不變
C．甲降低溫度，乙不變 D．甲增加0．1 mol H2，乙增加0．1 mol I2
4、2009年高考安徽卷
11．汽車尾氣凈化中的一個反應如下：
NO(g)＋CO(g) 1/2N2(g)＋CO2(g) ⊿H=－373.4kJ/mol
在恒容得密閉容器中，反應達平衡后，改變某一條件，下列示意圖正確的是
5、2009年高考四川卷理綜
13.在一體積可變的密閉容器中，加入一定量的X、Y，發(fā)生反應
kJ/mol。反應達到平衡時，Y的物質的量濃度與溫度、氣
體體積的關系如下表所示：
氣體體積/L
C(Y)/molL-1 1 2 3
100 1.00 0.75 0.53
200 1.20 0.90 0.63
300 1.30 1.00 0.70
下列說法正確的是
A.m＞n
B.Q＜0
C.溫度不變，壓強增大，Y的質量分數減少
D.體積不變，溫度升高，平衡向逆反應方向移動
6、取5等份NO2 ，分別加入溫度不同、容積相同的恒容密閉容器中，發(fā)生反應：
2NO2(g) N2O4(g)，△H＜0 反應相同時間后，分別測定體系中NO2的百分量（NO2%），并作出其隨反應溫度（T）變化的關系圖。下列示意圖中，可能與實驗結果相符的是
7、2009年高考廣東卷化學試題
難揮發(fā)性二硫化鉭（TaS2 ）可采用如下裝置提純。將不純的TaS2 粉末裝入石英管一端，抽真空后引入適量碘并封管，置于加熱爐中。反應如下：
下列說法正確的是
A．在不同溫度區(qū)域，TaI4 的量保持不變
B．在提純過程中，I2 的量不斷減少
C．在提純過程中，I2 的作用是將TaS2 從高溫區(qū)轉移到低溫區(qū)
D．該反應的平衡常數與TaI4 和S2 的濃度乘積成反比
8、T℃時在2L密閉容器中使X(g)與Y(g)發(fā)生反應生成Z(g)。反應過程中X、Y、Z的濃度變化如圖1所示；若保持其他條件不變，溫度分別為T1和T2時，Y的體積百分含量與時間的關系如圖2所示。則下列結論正確的是
A．容器中發(fā)生的反應可表示為：3X(g)＋Y(g) 2Z(g)
B．反應進行的前3 min內，用X表示的反應速率 v(X)＝0.3mol／(Lmin)
C．保持其他條件不變，升高溫度，反應的化學平衡常數K減小
D．若改變反應條件，使反應進程如圖3所示，則改變的條件是增大壓強
二、非選擇題
9、2009年高考全國II理綜
27．(15分)某溫度時，在2L密閉容器中氣態(tài)物質X和Y反應生成氣態(tài)物質Z，它們的物質的量隨時間的變化如表所示。
（1）根據左表中數據，在右圖中畫出X、Y、Z的物質的量（n）隨時間（t）變化的曲線：
t/min X/mol Y/mol Z/mol
0 1．00 1．00 0．00
1 0．90 0．80 0．20
3 0．75 0．50 0．50
5 0．65 0．30 0．70
9 0．55 0．10 0．90
10 0．55 0．10 0．90
14 0．55 0．10 0．90
(2) 體系中發(fā)生反應的化學方程式是___________________________;
(3) 列式計算該反應在0-3min時間內產物Z的平均反應速率：____;
(4) 該反應達到平衡時反應物X的轉化率 等于______;
(5) 如果該反應是放熱反應。改變實驗條件（溫度、壓強、催化劑）得到Z隨時間變化的曲線①、②、③（如右圖所示）則曲線①、②、③所對應的實驗條件改變分別是：① _______ ②_______ ③________
10、Fenton法常用于處理含難降解有機物的工業(yè)廢水，通常是在調節(jié)好pH和Fe2+濃度的廢水中加入H2O2 ，所產生的羥基自由基能氧化降解污染物�，F運用該方法降解有機污染物p-CP，探究有關因素對該降解反應速率的影響。
【實驗設計】控制p-CP的初始濃度相同，恒定實驗溫度在298K或313K(其余實驗條件見下表)，設計如下對比實驗。
（1）請完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。
【數據處理】實驗測得p-CP的濃度隨時間變化的關系如右上圖。
�。�2）請根據右上圖實驗①曲線，計算降解反應在50—150s內的反應速率；
v(p-CP)= molL－1s－1
【解釋與結論】
�。�3）實驗①②表明溫度升高，降解反應速率增大。但溫度過高時反而導致降解反應速率減小，請從Fenton法所用試劑H2O2 的角度分析原因：
�。�4）實驗③得出的結論是：pH=10時，
【思考與交流】
�。�5）實驗時需在不同時間從反應器中取樣，并使所取樣品中的反應立即停止下來。根據上圖中信息，給出一種迅速停止反應的方法：
11、（10分）甲酸甲酯水解反應方程式為：
HCOOCH3(l)+H2O(l) HCOOH(l)+CH3OH(l)；△H>0
某小組通過試驗研究該反應（反應過程中體積變化忽略不計）。反應體系中各組分的起始量如下表：
組分 HCOOCH3 H2O HCOOH CH3OH
物質的量/mol 1．00 1．99 0．01 0．52
甲酸甲酯轉化率在溫度T1下隨反應時間（t）的變化如下圖：
�。�1）根據上述條件，計算不同時間范圍內甲酸甲酯的平均反應速率，結果見下表：
反應時間范圍/min 0~5 10~15 20~25 30~35 40~45 50~55 75~80
平均反應速率/(10－3molmin－1) 1．9 7．4 7．8 4．4 1．6 0．8 0．0
請計算15—20min范圍內甲酸甲酯的減少量為 mol，甲酸甲酯的平均反應速率為 molmin—1(不要求寫出計算過程)。
�。�2）依據以上數據，寫出該反應的反應速率在不同階段的'變化規(guī)律及其原因： 。
�。�3）上述反應的平衡常數表達式為： ，則該反應在溫度T1下的K值為 。
�。�4）其他條件不變，僅改變溫度為T2（T2大于T1），在答題卡框圖中畫出溫度T2下甲酸甲酯轉化率隨反應時間變化的預期結果示意圖。
12、（10分）
�。�1）已知可逆反應：M(g)＋N(g) P(g)＋Q(g)；ΔH＞0，請回答下列問題。
�、� 若要增大M的轉化率，在其它條件不變的情況下可以采取的措施為 （填序號）。
A．加入一定量M B．降低反應溫度 C．升高反應溫度
D．縮小容器體積 E．加入催化劑 F．分離出一定量P
�、� 在某溫度下起始反應物的濃度分別為：c(M)＝1 molL－1，c(N)＝2.4molL－1，達到平衡后，M的轉化率為60％，此時N的轉化率為 ；若保持溫度不變，起始反應物的濃度改為：c(M)＝4molL－1，c(N)＝a molL－1，達到平衡后，c(P)＝2 molL－1，則a＝ molL－1。
�。�2）蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。試根據下列3個熱化學反應方程式：
�、� Fe2O3(s)+3CO(g) ＝ 2Fe(s)+3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJmol－1
�、� 3Fe2O3(s)+ CO(g) ＝ 2Fe3O4(s)+ CO2(g) ΔH＝－47.2 kJmol－1
③ Fe3O4(s)+CO(g) ＝ 3FeO(s)+CO2(g) ΔH＝+640.5 kJmol－1
寫出CO氣體還原FeO固體得到Fe 固體和CO2氣體的熱化學反應方程式：
。
（3）一定溫度下，向Na2CO3溶液中加入BaCl2和K2SO4，當兩種沉淀共存時，
c(CO32－)∶c(SO42－) ＝ 。
[已知Ksp(Ba SO4) ＝ 1.3×10－10，Ksp(BaCO3) ＝ 2.6×10－9]
【歸納與思考】
【自主檢測】答案：
1、【答案】D
【解析】影響化學反應速率的因素眾多，本題從濃度和和溫度兩個因素考查，非常忠實于新教材必修2,只要抓住濃度越大，溫度越高反應速率越大，便可以選出正確答案D。
【點評】本題主要考查影響化學反應速率的因素，題目來源于課本，考生很有親切感。
2、【答案】B
【解析】1/2H2(g)+ 1/2X2(g) HX(g)的平衡常數K1為10,那么HX(g) 1/2H2(g)+ 1/2X2(g) 的平衡常數K2為1/10, 2HX(g) H2(g)+ X2(g) 的平衡常數K3為(1/10)2=0．01．設HX(g)分解xmol/L,有, 2HX(g) H2(g)+ X2(g)
1 0 0
x x x
1—x x x
K3= xx/(1—x) 2= 0．01 ,得到x=0．17,所以, 該溫度時HX(g)的最大分解率接近于B． 17%
【點評】本題考查化學平衡常數的相關計算，題目難度不大，但要求考生平時要掌握方程式的變化對于化學平衡常數表達式的影響和數值的改變。
3、C
4、【解析】C
第11題是一道化學平衡題，題中涉及到新教材中新引人的化學平衡常數．轉化率等概念，本題考查內容較多，分別為化學平衡常數的概念及影響因素，外界條件對化學平衡的影響。由題給信息知，該反應為放熱反應。
A項：根據平衡移動原理，溫度升高，平衡逆向移動，化學平衡常數減小，A錯。
B項：根據平衡移動原理，溫度升高，平衡逆向移動，CO轉化率減小，B錯
C項：化學平衡常數只和溫度有關，與其他條件無關。C正確
D項：根據平衡移動原理，增大N2 的物質的量，平衡逆向移動，NO轉化率降低，D錯。
5、C
6、BD解析：在恒容狀態(tài)下，在五個相同的容器中同時通入等量的NO2，反應相同時間。那么則有兩種可能，一是已達到平衡狀態(tài)，二是還沒有達到平衡狀態(tài)，仍然在向正反應移動。若5個容器在反應相同時間下，均已達到平衡，因為該反應是放熱反應，溫度越高，平衡向逆反應方向移動，NO2的百分含量隨溫度升高而升高，所以B正確。若5個容器中有未達到平衡狀態(tài)的，那么溫度越高，反應速率越大，會出現溫度高的NO2轉化得快，導致NO2的百分含量少的情況，在D圖中轉折點為平衡狀態(tài)，轉折點左則為未平衡狀態(tài)，右則為平衡狀態(tài)，D正確。
7、C解析：高溫區(qū)TaS2反應生成TaI4氣體至低溫區(qū)，從而在低溫區(qū)重新生成TaS2，一段時間后，雜質留在高溫區(qū)，TaS2在低溫區(qū)，從而達到分離效果。不同溫度下反應的方向不同，TaI4的量與溫度高低有關并非保持不變，A錯誤；因為是在同一密閉系統(tǒng)中有質量守恒定律可知I2的量不可能不斷減少，而是充當一個“搬運工”的角色，將TaS2從高溫區(qū)轉移到低溫區(qū)，B錯誤，C正確。平衡常數與TaI4和S2的濃度乘積成正比，D錯誤。
8、A
9、【答案】
【解析】本題考查化學反應速率和化學平衡的綜合運用，注意圖像和有關計算。
�。�1）根據題目中表格給出的數據，在坐標系中找出相應的點，然后用光滑的曲線描點即可。
（2）根據題意，可以利用“三步法”求解
aX + bY cZ
開始 1．00 1．00 0
轉化 0．45 0．9 0．9
平衡 0．55 0．1 0．9
根據各物質的量之比可得體系中發(fā)生反應的化學方程式是： X+2Y 2Z。
�。�3）根據圖像可知在3min時，生成物Z的物質的量為0．5mol， 其平均速率為0．083mol/Lmin。
（4）X的轉化率等于0．45。（5）由題目所給圖象可知，在1中，平衡時Z的物質的量小于原平衡的物質的量，說明平衡逆向移動，條件為升高溫度。在2中，平衡時Z的物質的量與原平衡相同，且速率加快，條件為加入催化劑；在3中，平衡正向移動，且速率加快，條件為加壓。
9、【答案】（1）
�、�
313 3
6.0
0.30
③
探究溫度對降解反應速率的影響
�。�2）8×10－6molL－1s－1
�。�3）因為H2O2 在高溫下可發(fā)生分解反應。
（4）降解反應停止。
�。�5）迅速向溶液中加入NaOH 使pH＝10。
10、【解析】
第8題是一道新型的實驗探究題，根據題給信息能很容易解決這道題。
第（1）題：由題中“控制p-CP的初始濃度相同恒定在實驗溫度在298K或313K(其余實驗條件見下表)”這句話中的信息能解決表格的第二列“探究溫度對降解反應速率的影響”，故表格這一行應該填寫“313，3，6.0，0.30”，第三行①③對比可以發(fā)現其他溫度．濃度均沒發(fā)生變化，就pH值由3變成10，所以第三行空中應該填寫的是“探究溶液的pH值對降解反應速率的影響”。
第（2）題很簡單，根據化學反應速率的定義，結合圖像即可計算出結果，v(p-CP)=(1.2-0.8)×10－3/(150－50)=8×10－6 molL－1s－1。
第（3）題提示“請從Fenton法所用試劑H2O2 的角度解釋”，通過平時的學習知，H2O2 溫度高時不穩(wěn)定，故雖然高溫能加快化學反應速率，但溫度過高就是導致H2O2 分解，沒了反應物，速率自然會減小。
第（4）小題，可由圖像觀察得到，圖像中隨時間變化曲線③表示在pH=10時，濃度不變，說明化學反應速率為0，化學反應停止。
第（5）題，可以根據第四小題回答，使反應迅速停止，可以向溶液加堿，調節(jié)pH=10即可。
11、解析：（1）15min時，甲酸甲酯的轉化率為6．7%，所以15min時，甲酸甲酯的物質的量為1—1．00mol×6．7%==0．933mol；20min時，甲酸甲酯的轉化率為11．2%所以20min時，甲酸甲酯的物質的量為1—1．00mol×11．2%==0．888mol，所以15至20min甲酸甲酯的減少量為0．933mol—0．888mol=0．045mol，則甲酸甲酯的平均速率==0．045mol/5min==0．009molmin—1。（2）從題給數據不難看出，平均速率的變化隨轉化率的增大先增大再減小，后保持不變。因為反應開始甲酸甲酯的濃度大，所以反應速率較大，后隨著反應進行甲酸甲酯的濃度減小，反應速率減小，當達到平衡時，反應速率幾乎不變。
（3）由圖象與表格可知，在75min時達到平衡，甲酸甲酯的轉化率為24%，所以甲酸甲酯轉化的物質的量為1．00×24%==0．24mol，結合方程式可計算得平衡時，甲酸甲酯物質的量==0．76mol，水的物質的量1．75mol，甲酸的物質的量==0．25mol 甲醇的物質的量==0．76mol
所以K=（0．76×0．25）/（1．75×0．76）=1/7
�。�4）因為升高溫度，反應速率增大，達到平衡所需時間減少，所以繪圖時要注意T2達到平衡的時間要小于T1，又該反應是吸熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，甲酸甲酯的轉化率減小，所以繪圖時要注意T2達到平衡時的平臺要低于T1。
答案：（1）15—20min范圍內甲酸甲酯的減少量為0．045mol；甲酸甲酯的平均反應速率為0．009molmin—1（2）反應速率隨著反應的進行，先逐漸增大再逐漸減小，后不變；原因：隨著反應的不斷進行，應開始甲酸甲酯的濃度大，所以反應速率較大，后隨著反應進行，甲酸甲酯的物質的量濃度不斷減少，反應速率不斷減慢，所以轉化率增大的程度逐漸減小，當反應達到平衡后，轉化率不變。
�。�3）1/7
（4）圖略。作圖要點：因為T2>T1，溫度越高，平衡向逆反應方向移動，甲酸甲酯的轉化率下降，T2達到平衡時的平臺要低于T1；另外溫度越高，越快達到平衡，所以T2達到平衡的時間要小于T1。
12.（10分，每空2分）
�。�1）① C F ② 25% 6
�。�2）CO(g) + FeO(s) ＝ Fe(s) + CO2(g) ΔH＝－218.0 kJmol－1 （3）20
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