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2019-2020年高考化學一輪復習專題7化學反應速率和化學平衡第二單元化學反應的方向和限度學案蘇教版
[考試標準]
知識條目
必考要求
加試要求
1.化學反應的限度
a
b
2.化學平衡的概念
a
b
3.化學平衡狀態(tài)的特征
a
b
4.自發(fā)反應的概念、熵變的概念
a
5.用熵變、焓變判斷化學反應的方向
c
6.化學平衡常數
b
7.反應物的轉化率
b
8.化學平衡常數與反應限度、轉化率的關系
c
考點一 可逆反應與化學平衡狀態(tài)
1．可逆反應
(1)定義
在同一條件下既可以向正反應方向進行，同時又可以向逆反應方向進行的化學反應。
(2)特點
①二同：a.相同條件下；b.正、逆反應同時進行。
②一小：反應物與生成物同時存在；任一組分的轉化率都小于(填“大于”或“小于”)100%。
(3)表示
在方程式中用“”表示。
2．化學平衡狀態(tài)
(1)概念
一定條件下的可逆反應中，正反應速率與逆反應速率相等，反應體系中所有參加反應的物質的質量或濃度保持不變的狀態(tài)。
(2)化學平衡的建立
(3)平衡特點
題組一 正確理解概念
1．下列說法錯誤的是( )
A．可逆反應不等同于可逆過程?？赡孢^程包括物理變化和化學變化，而可逆反應屬于化學變化
B．化學反應達到化學平衡狀態(tài)的正逆反應速率相等，是指同一物質的消耗速率和生成速率相等，若用不同物質表示時，反應速率一定不相等
C．一個可逆反應達到的平衡狀態(tài)就是這個反應在該條件下所能達到的限度
D．化學反應的限度可以通過改變反應條件而改變
答案 B
2．向含有2 mol的SO2的容器中通入過量氧氣發(fā)生2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝－Q kJmol－1(Q＞0)，充分反應后生成SO3的物質的量______2 mol(填“<”、“>”或“＝”，下同)，SO2的物質的量______0 mol，轉化率______100%，反應放出的熱量________ Q kJ。
答案 < > < <
題組二 極端假設，界定范圍，突破判斷
3．一定條件下，對于可逆反應X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始濃度分別為c1、c2、c3(均不為零)，達到平衡時，X、Y、Z的濃度分別為0.1 molL－1、0.3 molL－1、0.08 molL－1，則下列判斷正確的是( )
A．c1∶c2＝3∶1
B．平衡時，Y和Z的生成速率之比為2∶3
C．X、Y的轉化率不相等
D．c1的取值范圍為0
S(l)>S(s)。
b．熵變的含義
熵變是反應前后體系熵的變化，用ΔS表示，化學反應的ΔS越大，越有利于反應自發(fā)進行。
(3)綜合判斷反應方向的依據
①ΔH－TΔS<0，反應能自發(fā)進行。
②ΔH－TΔS＝0，反應達到平衡狀態(tài)。
③ΔH－TΔS>0，反應不能自發(fā)進行。
題組一 焓變與自發(fā)反應
1．實驗證明，多數能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是( )
A．所有的放熱反應都是自發(fā)進行的
B．所有的自發(fā)反應都是放熱的
C．焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一種重要因素
D．焓變是決定反應是否具有自發(fā)性的唯一判據
答案 C
題組二 熵變與自發(fā)反應
2．下列過程屬于熵增加的是( )
A．一定條件下，水由氣態(tài)變成液態(tài)
B．高溫高壓條件下使石墨轉變成金剛石
C．4NO2(g)＋O2(g)===2N2O5 (g)
D．固態(tài)碘升華
答案 D
3．下列反應中，熵顯著增加的反應是( )
A．CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g)
B．CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
C．C(s)＋O2(g)===CO2(g)
D．2Hg(l)＋O2(g)===2HgO(s)
答案 B
解析 反應中若生成氣體或氣體的量增加，都會使混亂度增大，熵增加。
題組三 復合判據的應用
4．已知：(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g) ΔH＝74.9 kJmol－1。下列說法中正確的是( )
A．該反應中熵變小于0，焓變大于0
B．該反應是吸熱反應，因此一定不能自發(fā)進行
C．碳酸鹽分解反應中熵增加，因此任何條件下所有碳酸鹽分解一定自發(fā)進行
D．判斷反應能否自發(fā)進行需要根據ΔH與ΔS綜合考慮
答案 D
5．灰錫結構松散，不能用于制造器皿，而白錫結構堅固，可以制造器皿，現(xiàn)把白錫制成的器皿放在0 ℃、100 kPa的室內存放，它會不會變成灰錫而不能再繼續(xù)使用？
已知：在0 ℃、100 kPa條件下白錫轉化為灰錫的反應焓變和熵變分別為ΔH＝－2 180.9 Jmol－1，ΔS＝－6.61 Jmol－1K－1。
答案 會自發(fā)變成灰錫，不能再繼續(xù)使用。
解析 ΔH－TΔS＝－2 180.9 Jmol－110－3－273 K(－6.61 Jmol－1K－1)10－3≈－0.38 kJmol－1<0，能自發(fā)進行。
焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響
ΔH
ΔS
ΔH－TΔS
反應情況
－
＋
永遠是負值
在任何溫度下均自發(fā)進行
＋
－
永遠是正值
在任何溫度下均非自發(fā)進行
＋
＋
低溫為正高溫為負
低溫時非自發(fā)，高溫時自發(fā)
－
－
低溫為負高溫為正
低溫時自發(fā)，高溫時非自發(fā)
考點三 化學平衡常數(加試)
1．概念
在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，用符號K表示。
2．表達式
對于反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，
K＝(固體和純液體的濃度視為常數，通常不計入平衡常數表達式中)。
3．意義
(1)K值越大，反應物的轉化率越大，正反應進行的程度越大。
(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。
(3)化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。
4．借助平衡常數可以判斷一個化學反應是否達到化學平衡狀態(tài)
對于可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下的任意時刻，反應物與生成物濃度有如下關系：
＝Q，稱為濃度商。
Q
題組一 化學平衡常數的理解及關系判斷
1．下列說法正確的是( )
A．平衡常數表達式中，可以是物質的任一濃度
B．催化劑能改變化學反應速率，也能改變平衡常數
C．平衡常數發(fā)生變化，化學平衡不一定發(fā)生移動
D．化學平衡發(fā)生移動，平衡常數不一定發(fā)生變化
答案 D
2．對于N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) K1
2NH3(g)N2(g)＋3H2(g) K2
試分別寫出平衡常數表達式，并判斷其關系_______________________________________
________________________________________________________________________。
答案 K1＝、K2＝、
K1＝
題組二 化學平衡常數及其影響因素
3．溫度為T ℃時，在體積為10 L的真空容器中通入1.00 mol 氫氣和1.00 mol碘蒸氣，20 min后，反應達到平衡，此時測得碘蒸氣的濃度為0.020 molL－1。涉及的反應可以用下面的兩個化學方程式表示：
①H2(g)＋I2(g)2HI(g)
②2H2(g)＋2I2(g)4HI(g)
下列說法正確的是( )
A．反應速率用HI表示時，v(HI)＝0.008 molL－1min－1
B．兩個化學方程式的意義相同，但其平衡常數表達式不同，不過計算所得數值相同
C．氫氣在兩個反應方程式中的轉化率不同
D．第二個反應中，增大壓強平衡向生成HI的方向移動
答案 A
解析 H2(g)＋I2(g)2HI(g)
初始濃度 0.100 0.100 0
(molL－1)
平衡濃度 0.020 0.020 0.160
(molL－1)
轉化濃度 0.080 0.080 0.160
(molL－1)
所以，v(HI)＝0.160 molL－120 min＝0.008 molL－1min－1，A正確；K①＝＝64，而K②＝＝K＝642＝4 096，故選項B錯；兩個化學方程式表示的是一個反應，反應達到平衡時，氫氣的濃度相同，故其轉化率相同，C錯；兩個反應相同，只是表達形式不同，壓強的改變對平衡的移動沒有影響，D錯。
4．已知反應①：CO(g)＋CuO(s)CO2(g)＋Cu(s)和反應②：H2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H2O(g)在相同的某溫度下的平衡常數分別為K1和K2，該溫度下反應③：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常數為K。則下列說法正確的是( )
A．反應①的平衡常數K1＝
B．反應③的平衡常數K＝
C．對于反應③，恒容時，溫度升高，H2濃度減小，則該反應的焓變?yōu)檎?
D．對于反應③，恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小
答案 B
解析 在書寫平衡常數表達式時，純固體不能表示在平衡常數表達式中，A錯誤；由于反應③＝反應①－反應②，因此平衡常數K＝，B正確；反應③中，溫度升高，H2濃度減小，則平衡左移，即逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，因此ΔH<0，C錯誤；對于反應③，在恒溫恒容下，增大壓強，如充入惰性氣體，則平衡不移動，H2的濃度不變，D錯誤。
題組三 化學平衡常數及其應用
5．某溫度下，某反應達平衡時平衡常數K＝。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
答案 A
解析 由化學平衡常數的表達式可知該反應的化學方程式為CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，溫度升高，H2的濃度減小，說明平衡正向移動，正反應為吸熱反應，ΔH＞0，A項正確、D項錯誤；恒溫恒容下，因該反應為等體積反應，故增大壓強對該反應的平衡無影響，H2的濃度不變，B項錯誤；升高溫度，正、逆反應速率都增大，C項錯誤。
6．甲醇是重要的化學工業(yè)基礎原料和清潔液體燃料。工業(yè)上可利用CO或CO2來生產燃料甲醇。已知制備甲醇的有關化學反應以及在不同溫度下的化學反應平衡常數如下表所示：
化學反應
平衡常數
溫度/℃
500
800
①2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
K1
2.5
0.15
②H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)
K2
1.0
2.50
③3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
K3
據反應①與②可推導出K1、K2與K3之間的關系，則K3＝____________________(用K1、K2表示)。
500 ℃時測得反應③在某時刻H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的濃度(molL－1)分別為0.8、0.1、0.3、0.15，則此時v正________(填“>”、“＝”或“<”)v逆。
答案 K1K2 >
解析 K1＝，
K2＝，
K3＝，
K3＝K1K2。Q＝<2.5。所以v正>v逆。
考點四 有關化學平衡的計算(加試)
1．分析三個量：即起始量、變化量、平衡量。
2．明確三個關系：
(1)對于同一反應物，起始量－變化量＝平衡量。
(2)對于同一生成物，起始量＋變化量＝平衡量。
(3)各轉化量之比等于各反應物的化學計量數之比。
3．計算方法：三段式法
化學平衡計算模式：對以下反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量(mol)分別為a、b，達到平衡后，A的消耗量為mx mol，容器容積為V L。
mA(g)?。B(g)pC(g)＋qD(g)
起始(mol) a b 0 0
變化(mol) mx nx px qx
平衡(mol) a－mx b－nx px qx
則有：(1)K＝
(2)c平(A)＝ molL－1。
(3)α(A)平＝100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。
(4)φ(A)＝100%。
(5)＝。
(6)(混)＝gL－1。
(7)＝gmol－1。
題組一 有關轉化率的計算及判斷
1．已知可逆反應：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g) ΔH>0，請回答下列問題：
(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為c(M)＝1 molL－1，c(N)＝2.4 molL－1；達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為________。
(2)若反應溫度升高，M的轉化率________(填“增大”、“減小”或“不變”)。
(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(M)＝4 molL－1，c(N)＝a molL－1；達到平衡后，c(P)＝2 molL－1，a＝________。
(4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為c(M)＝c(N)＝b molL－1，達到平衡后，M的轉化率為________(保留一位小數)。
答案 (1)25% (2)增大 (3)6 (4)41.4%
解析 (1) M(g)?。(g) P(g)＋ Q(g)
始態(tài) 1 2.4 0 0
molL－1
變化量 160% 160%
molL－1
因此N的轉化率為100%＝25%。
(2)由于該反應的ΔH>0，即該反應為吸熱反應，因此升高溫度，平衡右移，M的轉化率增大。
(3)根據(1)可求出各平衡濃度：
c(M)＝0.4 molL－1 c(N)＝1.8 molL－1
c(P)＝0.6 molL－1 c(Q)＝0.6 molL－1
因此化學平衡常數K＝＝＝
由于溫度不變，因此K不變，新狀態(tài)達到平衡后
c(P)＝2 molL－1 c(Q)＝2 molL－1
c(M)＝2 molL－1 c(N)＝(a－2) molL－1
K＝＝＝
解得a＝6。
(4)設M的轉化率為x，則達到平衡后各物質的平衡濃度分別為
c(M)＝b(1－x) molL－1 c(N)＝b(1－x) molL－1
c(P)＝bx molL－1 c(Q)＝bx molL－1
K＝＝＝
解得x≈41.4%。
題組二 化學平衡常數、轉化率的相互換算
2．SO2常用于制硫酸，其中一步重要的反應為2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＜0。若向一個2 L的密閉容器中充入0.4 mol SO2、0.2 mol O2和0.4 mol SO3，發(fā)生上述反應。
請回答下列問題：
(1)當反應達到平衡時，各物質的濃度可能是________(填字母)。
A．c(SO2)＝0.3 molL－1、c(O2)＝0.15 molL－1
B．c(SO3)＝0.4 molL－1
C．c(O2)＝0.2 molL－1、c(SO2)＝0.4 molL－1
D．c(SO3)＝0.3 molL－1
(2)任選上述一種可能的情況，計算達到平衡時的平衡常數為________。
(3)某溫度時，將4 mol SO2和2 mol O2通入2 L密閉容器中，10 min時反應達到平衡，SO2的轉化率為80%，則0～10 min內的平均反應速率v(O2)＝________，該溫度下反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的平衡常數K＝________。
答案 (1)AD (2)(或180)
(3)0.08 molL－1min－1 80
解析 (1) 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始濃度 0.2 0.1 0.2
(molL－1)
正向進行 0 0 0.4
到底(molL－1)
逆向進行 0.4 0.2 0
到底(molL－1)
由此可知，A、D項可能。
(2) 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始濃度 0.2 0.1 0.2
(molL－1)
轉化濃度 0.1 0.05 0.1
(molL－1)
平衡濃度 0.3 0.15 0.1
(molL－1)
可得A項中K1＝＝，同理可得出選項D中K2＝＝180。
(3)v(SO2)＝＝0.16 molL－1min－1，換算出v(O2)＝0.08 molL－1min－1。
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
起始濃度 2 1 0
(molL－1)
轉化濃度 1.6 0.8 1.6
(molL－1)
平衡濃度 0.4 0.2 1.6
(molL－1)
可得K＝＝80。
1． (3)一定條件下，由CO2和H2制備甲醇的過程中含有下列反應：
反應1：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH1
反應2: CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) ΔH2
反應3: CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH3
其對應的平衡常數分別為K1、K2、K3，它們隨溫度變化的曲線如圖1所示。
則ΔH2________ΔH3(填“大于”、“小于”或“等于”)，理由是____________________。
圖1
(4)在溫度T1時，使體積比為3∶1的H2和CO2在體積恒定的密閉容器內進行反應。T1溫度下甲醇濃度隨時間變化曲線如圖2所示：不改變其他條件，假定t時刻迅速降溫到T2，一段時間后體系重新達到平衡。試在圖中畫出t時刻后甲醇濃度隨時間變化至平衡的示意曲線。
圖2
答案 (3)小于 由圖1可知，隨溫度升高，K1增大，則ΔH1>0，根據蓋斯定律又得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2所以ΔH2<ΔH3
(4)
2．[xx廣東理綜，31(2)(3)]用O2將HCl轉化為Cl2，可提高效益，減少污染。
(2)新型RuO2催化劑對上述HCl轉化為Cl2的總反應具有更好的催化活性。
①實驗測得在一定壓強下，總反應的HCl平衡轉化率隨溫度變化的αHCl～T曲線如下圖：
則總反應的ΔH________0(填“＞”、“＝”或“＜”)；A、B兩點的平衡常數K(A)與K(B)中較大的是________。
②在上述實驗中若壓縮體積使壓強增大，畫出相應αHCl～T曲線的示意圖，并簡要說明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
③下列措施中，有利于提高αHCl的有________。
A．增大n(HCl) B．增大n(O2)
C．使用更好的催化劑 D．移去H2O
(3)一定條件下測得反應過程中 n(Cl2)的數據如下：
t/min
0
2.0
4.0
6.0
8.0
n(Cl2)/10－3 mol
0
1.8
3.7
5.4
7.2
計算2.0～6.0 min內以HCl的物質的量變化表示的反應速率(以molmin－1為單位，寫出計算過程)。
答案 (2) ①＜ K(A) ②見下圖
溫度相同的條件下，增大壓強，平衡右移，α(HCl)增大，因此曲線應在原曲線上方?、跙D
(3) 設2.0～6.0 min時間內，HCl轉化的物質的量為n，則
2HCl(g)＋O2(g)H2O(g)＋Cl2(g)
2 mol 1 mol
n (5.4－1.8)10－3mol
n＝7.210－3 mol
所以v(HCl) ＝＝1.810－3molmin－1
解析 (2)①結合題中αHCl～T圖像可知，隨著溫度升高，αHCl降低，說明升高溫度平衡逆向移動，得出正反應方向為放熱反應，即ΔH＜0；A、B兩點A點溫度低，平衡常數K(A)大。②結合可逆反應2HCl(g)＋O2(g) H2O(g)＋Cl2(g)的特點，增大壓強平衡向右移動，αHCl增大，則相同溫度下，HCl的平衡轉化率比增壓前的大，曲線如答案中圖像所示。③有利于提高αHCl，則采取措施應使平衡2HCl(g)＋O2(g)H2O(g)＋Cl2(g)正向移動。A項，增大n(HCl)，則c(HCl)增大，雖平衡正向移動，但αHCl減小，錯誤；B項，增大n(O2)即增大反應物的濃度，D項，移去H2O即減小生成物的濃度，均能使平衡正向移動，兩項都正確；C項，使用更好的催化劑，只能加快反應速率，不能使平衡移動，錯誤。(3)用在時間段2.0～6.0 min內的HCl物質的量的變化量除以這段時間 ，即可得2.0～6.0 min內以HCl的物質的量變化表示的反應速率，計算過程見答案。
3．(xx浙江理綜，27)煤炭燃燒過程中會釋放出大量的SO2，嚴重破壞生態(tài)環(huán)境。采用一定的脫硫技術可以把硫元素以CaSO4的形式固定，從而降低SO2的排放。但是煤炭燃燒過程中產生的CO又會與CaSO4發(fā)生化學反應，降低了脫硫效率。相關反應的熱化學方程式如下：
CaSO4(s)＋CO(g)CaO(s)＋SO2(g)＋CO2(g)
ΔH1＝218.4 kJmol－1(反應Ⅰ)
CaSO4(s)＋4CO(g)CaS(s)＋4CO2(g)
ΔH2＝－175.6 kJmol－1(反應Ⅱ)
請回答下列問題：
(1)反應Ⅰ能夠自發(fā)進行的反應條件是______________________________。
(2)對于氣體參與的反應，表示平衡常數Kp時用氣體組分(B)的平衡壓強p(B)代替該氣體物質的量的濃度c(B)，則反應Ⅱ的Kp＝________(用表達式表示)。
(3)假設某溫度下，反應Ⅰ的速率(v1)大于反應Ⅱ的速率(v2)，則下列反應過程能量變化示意圖正確的是________。
(4)通過監(jiān)測反應體系中氣體濃度的變化可判斷反應Ⅰ和Ⅱ是否同時發(fā)生，理由是________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(5)如圖為實驗測得不同溫度下反應體系中CO初始體積百分數與平衡時固體產物中CaS質量百分數的關系曲線。則降低該反應體系中SO2生成量的措施有________。
A．向該反應體系中投入石灰石
B．在合適的溫度區(qū)間內控制較低的反應溫度
C．提高CO的初始體積百分數
D．提高反應體系的溫度
(6)恒溫恒容條件下，假設反應Ⅰ和Ⅱ同時發(fā)生，且v1>v2，請在下圖中畫出反應體系中c(SO2)隨時間t變化的總趨勢圖。
答案 (1)高溫
(2)
(3)C
(4)如果氣相中SO2和CO2兩種氣體的濃度之比隨時間發(fā)生變化，則表明兩個反應同時發(fā)生
(5)ABC
(6)
解析 (1)反應Ⅰ的正反應是氣體總分子數增加的反應，則有ΔS>0，又知ΔH>0，該反應若能自發(fā)進行，說明ΔH－TΔS<0，高溫條件下反應可自發(fā)進行。
(2)由用濃度表示的平衡常數表達式的書寫方法可知，反應Ⅱ的Kp應為生成物平衡壓強的冪之積與反應物平衡壓強的冪之積的比值，注意固體物質不能出現(xiàn)在平衡常數的表達式中，故Kp＝。
(3)相同溫度下，因兩個反應的反應物完全相同，反應速率越大，則反應的活化能越小，因此反應Ⅰ的活化能小于反應Ⅱ的活化能；反應Ⅰ的ΔH>0，生成物的能量高于反應物的能量，反應Ⅱ的ΔH<0，生成物的能量應低于反應物的能量，故C項正確。
(4)若反應體系中c(CO2)＝c(SO2)，則只發(fā)生反應Ⅰ；若反應體系中c(SO2)＝0，則只發(fā)生反應Ⅱ；若反應體系中c(CO2)>c(SO2)且c(SO2)≠0，則反應Ⅰ、Ⅱ同時發(fā)生。
(5)由圖可知，CO的初始體積百分數越大、溫度越低，CaS的質量百分數越大，即反應Ⅱ進行的程度越大，則反應Ⅰ產生的SO2就會越少，故B、C項正確，D項錯誤；向反應體系中投入石灰石，因CaCO3＋SO2CaSO3＋CO2，也會減少SO2的產生，A項正確。
(6)因反應Ⅰ與Ⅱ同時進行，且v1>v2，反應Ⅰ首先達到平衡狀態(tài)，在建立平衡的過程中，c(SO2)逐漸增大。由于反應Ⅱ在進行的過程中，c(CO2)會逐漸增大，又會導致反應Ⅰ平衡逆向移動，c(SO2)又會逐漸減小。據此可畫出c(SO2)隨時間t變化的總趨勢圖。
練出高分(一)
1．下列反應不屬于可逆反應的是( )
A．Cl2溶于水
B．NH3溶于水
C．可充電電池的反應，如H2O＋Zn＋Ag2OZn(OH)2＋2Ag
D．合成NH3的反應
答案 C
解析 A選項Cl2溶于水是可逆反應，Cl2＋H2OHCl＋HClO；B選項NH3溶于水是可逆反應，NH3＋H2ONH3H2ONH＋OH－；C選項可充電電池的反應不是同時進行的，也不是在相同條件下進行的反應，不是可逆反應。
2．下列反應屬于可逆反應的是( )
A．H2和O2點燃生成H2O的反應與H2O電解生成H2和O2的反應
B．CuSO4吸水形成晶體藍礬與藍礬加熱失去水分子生成CuSO4
C．SO2溶于水
D．Na2O溶于水
答案 C
3．在一定量的密閉容器中進行反應：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。已知反應過程中某一時刻N2、H2、NH3的濃度分別為0.1 molL－1、0.3 molL－1、0.2 molL－1。當反應達到平衡時，可能存在的數據是( )
A．N2為0.2 molL－1，H2為0.6 molL－1
B．N2為0.15 molL－1
C．N2、H2均為0.18 molL－1
D．NH3為0.4 molL－1
答案 B
解析 對于本題，若反應從題給某一時刻開始向正反應方向進行并達到平衡，此時NH3的濃度應小于0.4 molL－1；若反應從題給某一時刻開始向逆反應方向進行并達到平衡，此時N2的濃度應小于0.2 molL－1，H2的濃度應小于0.6 molL－1；從題給量的關系易知無論反應進行到什么程度，c(N2)∶c(H2)＝1∶3，因此兩者不可能同時均為0.18 molL－1。
4．在已達到平衡的可逆反應2SO2＋O22SO3中，充入由18O組成的氧氣一段時間后，18O存在于( )
A．多余的O2中 B．生成的SO3中
C．O2和SO3中 D．三種物質中
答案 D
解析 充入18O2后，平衡正向移動生成含18O的三氧化硫。由于反應具有可逆性，三氧化硫又分解生成含18O的二氧化硫和氧氣，故反應一段時間后，三種物質中均含18O。
5．下列說法可充分說明P(g)＋Q(g)S(g)＋R(g)，在恒溫下、恒容密閉容器中的反應已達平衡的是( )
A．容器里P、Q、R、S四種物質共存
B．容器里Q、R的體積分數不再改變
C．容器內氣體壓強、密度不隨時間變化
D．單位時間內生成n mol P同時生成n mol Q
答案 B
解析 只要反應開始，容器里P、Q、R、S必共存，無法說明反應是否已達平衡；因該反應是氣體分子總數不變的可逆反應，因而反應無論進行到什么程度，其容器內氣體的壓強、密度(恒容)都不會改變，因而選項C不能作為反應已達平衡的標志；選項B中，當容器里Q、R的體積分數不變時，表明反應已達平衡；選項D均描述的是逆向反應過程。
6．在一定溫度下，某體積不變的密閉容器中發(fā)生如下可逆反應：A2(g)＋B2(g)2AB(g)，該反應達到平衡狀態(tài)的標志是( )
A．單位時間內生成n mol A2的同時生成n mol AB
B．容器內的總壓強不隨時間變化而變化
C．單位時間內生成2n mol AB的同時生成n mol B2
D．容器內混合氣體的平均相對分子質量保持不變
答案 C
解析 可逆反應達到平衡狀態(tài)時，正、逆反應速率相等，即生成n mol A2、n mol B2的同時生成2n mol的AB，故C正確，A不正確；又因該反應為氣體體積不變的反應，故無論是否達平衡狀態(tài)，總壓強以及混合氣體的平均相對分子質量均保持不變。
7．對于可逆反應：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，正反應速率分別用v(SO2)、v(O2)、v(SO3)表示，逆反應速率分別用v′(SO2)、v′(O2)、v′(SO3)表示，該反應達平衡時，則下列關系式中正確的是( )
A．v(SO2)＝v′(SO2) B．v(O2)＝v(SO3)
C．v(SO3)＝v′(O2) D．v(SO2)＝v(SO3)
答案 A
解析 對于正反應有v(SO2)∶v(O2)∶v(SO3)＝2∶1∶2，對于逆反應有v′(SO2)∶v′(O2)∶v′(SO3)＝2∶1∶2，而達到平衡時有v(SO2)＝v′(SO2)、v(O2)＝v′(O2)、v(SO3)＝v′(SO3)、v(SO3)＝2v′(O2)。
8．一定條件下，將A、B、C三種物質各1 mol通入一個密閉容器中發(fā)生反應：2A＋B2C，達到平衡時，B的物質的量可能是( )
A．1.5 mol B．1 mol
C．0.5 mol D．0
答案 B
解析 用極端假設法考慮平衡完全向左進行、完全向右進行的兩種情形。
2A?。? B 2C
起始/mol 1 1 1
向左/mol 1＋1 1＋0.5 0
2A?。? B 2C
起始/mol 1 1 1
向右/mol 0 1－0.5 1＋1
得到B的極值為1.5 mol和0.5 mol，實際上該反應為可逆反應，不可能完全向左、向右進行到底，即0.5 mol”、“<”或“＝”表示下列關系：
(1)v(H2)________v(NH3)。
(2)v(H2)________3v(N2)。
答案 (1)> (2)＝
解析 (1)反應達到平衡前，正反應速率大于逆反應速率，v(H2)>v(NH3)。
(2)v(H2)、v(N2)均表示正反應速率，無論是否達到平衡，v(H2)∶v(N2)＝3∶1。
17．一定條件下，可逆反應A2＋B22C達到了化學平衡狀態(tài)，經測得平衡時c(A2)＝0.5 molL－1，c(B2)＝0.1 molL－1，c(C)＝1.6 molL－1。若A2、B2、C的起始濃度分別用a molL－1、b molL－1、c molL－1表示，請回答：
(1)a、b應滿足的關系是________。
(2)a的取值范圍是________。
答案 (1)a－b＝0.4 (2)0.4
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2019-2020年高考化學一輪復習專題7化學反應速率和化學平衡第二單元化學反應的方向和限度學案蘇教版.doc
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