2020版高考化學復習 課時規(guī)范練20 化學反應的方向和限度 蘇教版.doc

《2020版高考化學復習 課時規(guī)范練20 化學反應的方向和限度 蘇教版.doc》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《2020版高考化學復習 課時規(guī)范練20 化學反應的方向和限度 蘇教版.doc（9頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

課時規(guī)范練20　化學反應的方向和限度 一、選擇題(本題共9小題,每小題6分,共54分。每小題只有一個選項符合題目要求) 1.(2018山東濟寧高三期末)將0.2 molL-1的KI溶液和0.05 molL-1Fe2(SO4)3溶液等體積混合充分反應后,取混合液分別完成下列實驗,能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2的是(　　) A.向混合液中滴入KSCN溶液,溶液變紅色 B.向混合液中滴入AgNO3溶液,有黃色沉淀生成 C.向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液,有藍色沉淀生成 D.向混合液中滴入淀粉溶液,溶液變藍色 2.下列有關化學反應方向及其判據的說法中正確的是 (　　) A.非自發(fā)反應就是不可能發(fā)生的反應,自發(fā)反應就是能較快進行的反應 B.高溫高壓下可以使石墨轉化為金剛石是自發(fā)的化學反應 C.由能量判據和熵判據組合而成的復合判據,將更適合于所有的過程 D.反應NH3(g)+HCl(g)NH4Cl(s)在低溫下能自發(fā)進行,說明該反應的ΔH>0 3.常溫下,某反應達到平衡,平衡常數(shù)K=c(CO)c(H2O)c(CO2)c(H2),恒容時,溫度升高,H2的濃度減小,下列說法正確的是 (　　) A.該反應的焓變?yōu)檎? B.恒溫恒容下,增大壓強,H2的濃度一定減小 C.升高溫度,逆反應速率減小 D.該反應的化學方程式為CO+H2OCO2+H2 4.在一定溫度下的固定容積的密閉容器中,發(fā)生反應:CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-a kJmol-1(a>0),能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是(　　) A.CO2的體積分數(shù)在混合氣體中保持不變 B.混合氣體的密度不隨時間的變化而變化 C.單位時間內每消耗1.2 mol H2,同時生成0.4 mol H2O D.反應中H2O與CH3OH的物質的量濃度之比為1∶1,且保持不變 5.在一個恒容密閉容器中發(fā)生如下反應:2SO2(g)+O2(g)2SO3(g),反應過程中某一時刻測得SO2、O2、SO3的濃度分別為:0.2 molL-1、0.2 molL-1、0.2 molL-1,當反應達到平衡時,可能出現(xiàn)的數(shù)據是(　　) A.c(SO3)=0.4 molL-1 B.c(SO2)=c(SO3)=0.15 molL-1 C.c(SO2)=0.25 molL-1 D.c(SO2)+c(SO3)=0.5 molL-1 6.(2018河南南陽一中高三檢測)已知NO和O2轉化為NO2的反應機理如下: ①2NO(g)N2O2(g)(快)　ΔH1<0　平衡常數(shù)K1 ②N2O2(g)+O2(g)2NO2(慢)　ΔH2<0　平衡常數(shù)K2 下列說法正確的是(　　) A.2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH=-(ΔH1+ΔH2) B.2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡常數(shù)K=K1/K2 C.反應②的速率大小決定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反應速率 D.反應過程中的能量變化可用下圖表示 7.(2019寧夏銀川一中高三月考)將一定量純凈的氨基甲酸銨固體置于密閉容器中,發(fā)生反應:NH2COONH4(s)2NH3(g)+CO2(g)。該反應的平衡常數(shù)的負對數(shù)(-lgK)值隨溫度(T)的變化曲線如圖所示,下列說法不正確的是(　　) A.該反應的ΔH>0 B.A點對應狀態(tài)的平衡常數(shù)K(A)=10-2.294 C.NH3的體積分數(shù)不變時,該反應一定達到平衡狀態(tài) D.30 ℃時,B點對應狀態(tài)的v(正)p2 B.b、c兩點對應的平衡常數(shù):Kc>Kb C.a點:2v(NH3)正=3v(H2)逆 D.a點:NH3的轉化率為 二、非選擇題(本題共3小題,共46分) 10.(2018湖北武漢部分學校調研)(15分)二甲醚是一種清潔能源,用水煤氣制取甲醚的原理如下: Ⅰ.CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) Ⅱ.2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g) (1)300 ℃和500 ℃時,反應Ⅰ的平衡常數(shù)分別為K1、K2,且K1>K2,則其正反應為　　　　(填“吸熱”或“放熱”)反應。 (2)在恒容密閉容器中發(fā)生反應Ⅰ: ①下圖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　　　(填“a”或“b”)。 ②下列說法能表明反應已達平衡狀態(tài)的是　　　　(填標號)。 A.容器中氣體的壓強不再變化 B.混合氣體的密度不再變化 C.混合氣體的平均相對分子質量不再變化 D.v正(H2)=2v正(CH3OH) (3)500 K時,在2 L密閉容器中充入4 mol CO和8 mol H2,4 min達到平衡,平衡時CO的轉化率為80%,且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3),則: ①0~4 min,反應Ⅰ的v(H2)=　　　　　　　　,反應Ⅰ的平衡常數(shù)K=　　　　。 ②反應Ⅱ中CH3OH的轉化率α=　　　　　。 11.(15分)在工業(yè)上常用CO與H2合成甲醇,熱化學方程式為CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)　ΔH=-574.4 kJmol-1。 (1)在溫度為T1時,向體積為2 L的恒容容器中充入物質的量之和為3 mol的CO和H2,發(fā)生反應CO(g)+2H2(g)CH3OH(g),反應達到平衡時CH3OH(g)的體積分數(shù)[φ(CH3OH)]與起始時n(H2)n(CO)的關系如圖1所示。 圖1 ①當起始n(H2)n(CO)=2時,經過5 min反應達到平衡,CO的轉化率為0.6,則0~5 min內平均反應速率v(H2)=　　　　　　　　　　　　。若此時再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol,達到新平衡時H2的轉化率將　　　　(填“增大”“減小”或“不變”)。 ②當n(H2)n(CO)=3.5時,反應達到平衡后,CH3OH的體積分數(shù)可能是圖1中的　　　(填“D”“E”或“F”)點。 (2)在一容積可變的密閉容器中充有10 mol CO和20 mol H2。CO的平衡轉化率[α(CO)]與溫度(T)、壓強(p)的關系如圖2所示。 圖2 ①A、B、C三點對應的平衡常數(shù)KA、KB、KC的大小關系為　　　　　　　。 ②若達到平衡狀態(tài)A時,容器的體積為10 L,則在平衡狀態(tài)B時容器的體積為　　　　　　　L。 12.(2018課標全國Ⅰ,28節(jié)選)(16分)采用N2O5為硝化劑是一種新型的綠色硝化技術,在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛應用?；卮鹣铝袉栴}: (1)F.Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25 ℃時N2O5(g)分解反應: 2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) 2N2O4(g) 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 1 300 1 700 ∞ p/kPa 35.8 40.3 42.5 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1 ①研究表明,N2O5(g)分解的反應速率v=210-3pN2O5(kPamin-1),t=62 min時,測得體系中pO2=2.9 kPa,則此時的pN2O5=　　　　 kPa,v=　　　　　 kPamin-1。 ②若提高反應溫度至35 ℃,則N2O5(g)完全分解后體系壓強p∞(35 ℃)　　　　63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”),原因是　　。 ③25 ℃時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數(shù)Kp=　　　　　 kPa(Kp為以分壓表示的平衡常數(shù),計算結果保留1位小數(shù))。 (2)對于反應2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g),R.A.Ogg提出如下反應歷程: 第一步 N2O5NO2+NO3　　 　　快速平衡 第二步 NO2+NO3NO+NO2+O2 慢反應 第三步 NO+NO32NO2 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NO2與NO3的碰撞僅部分有效 D.第三步反應活化能較高  課時規(guī)范練20　化學反應的方向和限度 1.A　0.2 molL-1的KI溶液和0.05 molL-1Fe2(SO4)3溶液等體積混合,KI過量,向混合液中滴入KSCN溶液,溶液變紅色,說明溶液中仍含有Fe3+,能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2,故A項正確;過量的KI與AgNO3溶液產生黃色沉淀,不能說明溶液中存在平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2,故B項錯誤;該反應生成Fe2+,向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液,有藍色沉淀生成,只能說明溶液中含有Fe2+,不能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2,故C項錯誤;該反應生成I2,向混合液中滴入淀粉溶液,溶液變藍色,說明溶液中含有碘單質,不能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2,故D項錯誤。 2.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;能量判據和熵判據組合而成的復合判據,只要ΔG=ΔH-TΔS<0,反應就可以自發(fā)進行,若ΔG>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,ΔG=ΔH-TΔS<0,從方程式知TΔS<0,說明ΔH<0,D項錯誤。 3.A　根據平衡常數(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)等于生成濃度的化學計量數(shù)次冪之積除以反應濃度化學計量數(shù)次冪之積,根據題中的K的表達式可知,CO和H2O是生成物,D項錯誤。 4.A　未平衡時CO2的體積分數(shù)是個變化的量,當混合氣體中CO2的體積分數(shù)保持不變時,說明已經達到平衡狀態(tài),A項正確;恒容條件下,該混合氣體的密度是個不變的量,密度不變不能說明達到平衡狀態(tài),B項錯誤;單位時間內每消耗1.2 mol H2,同時生成0.4 mol H2O,都表示正反應,不能說明正、逆反應速率相等,C項錯誤;反應中H2O與CH3OH的物質的量濃度之比為1∶1,不能說明反應達到平衡狀態(tài),D項錯誤。 5.C　根據極限法分析: 　　　　　　 　　　2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) c(某時刻)/(molL-1) 0.2 0.2 0.2 向右進行完全/(molL-1) 0 0.1 0.4 向左進行完全/(molL-1) 0.4 0.3 0 由于反應為可逆反應,SO3的濃度一定小于0.4 molL-1,故A錯誤;SO2與SO3濃度不會均為0.15 molL-1,只能一種物質的濃度增大,另一種物質的濃度減小,故B錯誤;由于反應為可逆反應,SO2的濃度一定小于0.4 molL-1,則可能為0.25 molL-1,故C正確;根據元素守恒,c(SO2)+c(SO3)=0.4 molL-1,故D錯誤。 6.C　根據蓋斯定律分析,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的結果,所以其平衡常數(shù)K=K1K2,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。 7.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,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Qc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)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,所以氨氣的轉化率為0.20.6+0.2100%=25%,D項錯誤。 10.答案 (1)放熱　(2)①a?、贏C　(3)①0.8 molL-1min-1　1.25?、?0% 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;密度是混合氣的質量和容器容積的比值,在反應過程中質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量是混合氣的質量和混合氣的總的物質的量的比值,質量不變,但氣體物質的量是變化的,所以混合氣體的平均相對分子質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 molL-1,所以0~4 min,反應Ⅰ的v(H2)=3.2 molL-14 min=0.8 molL-1min-1。剩余CO是0.4 molL-1,氫氣是0.8 molL-1,最初生成甲醇是1.6 molL-1,設分解的甲醇是x molL-1,則生成二甲醚是0.5x molL-1,所以根據2c(CH3OH)=c(CH3OCH3)有0.5x=2(1.6-x),解得x=1.28,所以根據方程式可知反應Ⅰ的平衡常數(shù)K=0.320.40.82=1.25。②反應Ⅱ中CH3OH的轉化率α=1.28/1.6100%=80%。 11.答案 (1)①0.12 molL-1min-1　增大　②F　(2)①KA=KB>KC?、? 解析 (1)①n(H2)n(CO)=2,因為n(CO)+n(H2)=3 mol,則n(H2)=2 mol,n(CO)=1 mol,0~5 min內轉化的n(CO)=0.6 mol,則有 　　　　　CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) 起始/(molL-1) 0.5 1 0 轉化/(molL-1) 0.3 0.6 0.3 平衡/(molL-1) 0.2 0.4 0.3 v(H2)=0.6 molL-15 min=0.12 molL-1min-1,K=0.30.20.42。再向容器中加入CO(g)和CH3OH(g)各0.4 mol時,體系的濃度商Qc=0.3+0.2(0.2+0.2)0.42,Qcv(逆),H2的轉化率將增大。②反應物按方程式中各物質的化學計量數(shù)比投料時產物的體積分數(shù)最大,否則都會使產物的體積分數(shù)減小,故應選F點。(2)①平衡常數(shù)只與溫度有關,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KCKC。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的轉化率是0.5,則平衡時CO的物質的量是10 mol(1-0.5)=5 mol,濃度是0.5 molL-1,c(H2)=1 molL-1,生成甲醇的物質的量是5 mol,濃度是0.5 molL-1,所以平衡常數(shù)KA=1;設狀態(tài)B時容器的體積是V L,狀態(tài)B時CO的轉化率是0.8,則平衡時,CO的物質的量濃度為2V molL-1,氫氣的物質的量濃度是4V molL-1,生成甲醇的物質的量濃度是8V molL-1,KB=8V2V(4V)2=1,解得V=2。 12.答案 (1)①30.0　6.010-2?、诖笥凇囟忍岣?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　③13.4　(2)AC 解析 (1)①依據反應:N2O5(g)2NO2(g)+ O2(g)及氣體的物質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 kPa2=30.0 kPa。則N2O5的分解速率v=210-330.0=6.010-2kPamin-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)=35.8 kPa2=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 kPa 2NO2N2O4　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(18.8 kPa)226.4 kPa=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;根據第二步和第三步可知中間產物有NO、NO3,B項錯誤;根據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。