2024届高三化学一轮复习（小题训练）-化学平衡常数

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2024届高三化学一轮复习（小题训练）-化学平衡常数
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________

一、单选题
1．Burns和Dainton研究发现Cl2与CO合成COCl2的反应机理如下：
①Cl2(g)2Cl·(g)快
②CO(g)+Cl·(g)COCl·(g)快
③COCl·(g)+Cl2(g)COCl2(g)+Cl·(g)慢
其中反应②存在v正=k正c(CO)c(Cl·)；v逆=k逆c(COCl·)，下列说法正确的是
A．反应②的平衡常数K=
B．反应①、②的活化能均大于反应③
C．要提高合成COCl2的速率，关键是提高反应①的速率
D．选择合适的催化剂能加快该反应的速率，并提高COCl2的平衡产率
2．升高温度，下列物理量的值一定增大的是
A．化学反应的焓变 B．化学平衡常数 C．反应物的转化率 D．弱酸的电离平衡常数
3．乳酸乙酯()在碱性条件下发生水解反应：。两种反应物的初始浓度均为，在一定温度下，测得的转化率随时间变化的曲线如图所示(忽略溶液体积变化)。下列说法错误的是

A．时，正反应速率等于逆反应速率
B．时，乳酸根离子的浓度为
C．内用乳酸乙酯表示的水解速率是
D．加入少量固体后，若温度不变，该反应的化学平衡常数不变
4．最近，各国科学家联合成功研制的一种新型催化剂，可在常压下将二氧化碳与氢气的混合气体转化为甲烷。在容积为VL的容器中进行该转化，相关情况如图所示。下列有关说法不正确的是

A．101KPa、120℃时，该反应的平衡常数表达式为
B．断裂1molC=O键、2molH—H键所吸收的能量小于形成2molC—H键、2molO—H键所释放的能量
C．300℃时，从反应开始到达到平衡的这段时间，平均反应速率
D．其他条件不变，缩小容器容积，二氧化碳的平衡转化率增大，平衡常数不变
5．利用CO和H2在催化剂的作用下合成甲醇，发生的反应如下：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。在体积2L的密闭容器中按物质的量之比1：2充入CO和H2，测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温 度的变化如图所示。下列说法正确的是

A．该反应的△H<0，且p1 B．若p1时最初充入1molCO，经过5min达到B点的平衡状态，此段时间 v(CH3OH)=1.75mol/(L·min)
C．在C点时，CO转化率为75%
D．A、B、C、D的平衡常数大小关系：A=B>C>D
6．在一定条件下，二甲醚可由CO和H2合成：，时，向2L密闭容器中充入和发生上述反应，测得H2的浓度随时间变化如图中状态Ⅰ(图中实线)所示，下列说法错误的是

A．时，在状态Ⅰ的条件下，反应达到C点时体系处于平衡状态，反应的平衡常数约为0.14
B．若仅改变某一条件，测得H2的浓度随时间变化如图状态Ⅱ所示，则反应的平衡常数
C．若仅改变某一条件时，测得H2的浓度随时间变化如图状态Ⅲ所示，则改变的条件是升温
D． 时，在状态Ⅰ的条件下，反应达到A点时，用H2表示的平均反应速率为
7．某温度下，若反应的化学平衡常数，则该温度下化学平衡常数
A．100 B．50 C．2500 D．250
8．温度为T1时，在三个容积均为1L的恒容密闭容器中仅发生反应：2NO2(g)2NO(g)+O2(g)相关数据如下表所示。下列说法错误的是
容器编号
物质的起始浓度(mol·L-1)
物质的平衡浓度(mol·L-1)
c(NO2)
c(NO)
c(O2)
c(O2)
Ⅰ
0.6
0
0
0.2
Ⅱ
0.3
0.5
0.2

Ⅲ
0
0.5
0.35


A．容器Ⅰ中发生反应的平衡常数为0.8 B．容器Ⅱ中发生反应的起始阶段有v正>v逆
C．达到平衡时，容器Ⅲ中>1 D．达到平衡时，容器Ⅰ与容器Ⅲ中的总压强之比为16∶17
9．近日，科学家开发自动式沸石纳米片上稳定的高分散Pt用于高效催化丙烷脱氢。反应原理如图1所示，丙烷脱氢的能量变化如图2所示。下列叙述正确的是

A．等物质的量的丙烯和丙烷所含的C-H键数目之比为4：3
B．催化剂能降低正反应活化能(E1)并增大逆反应活化能(E2)
C．丙烷脱氢反应
D．升高温度，丙烷脱氢反应的平衡常数K增大
10．在密闭容器中，反应X2(g)＋Y2(g)2XY(g)  ΔH＜0达到甲平衡，仅改变某一条件使平衡移动，达到乙平衡。对此过程的分析正确的是（   ）

A．可能是减小了反应物的浓度，反应物X2转化率一定减小
B．可能是加入了催化剂，反应物X2百分含量(X2%)将增大
C．可能是缩小了容器的体积，但该反应的平衡常数保持不变
D．可能是升高了温度，该反应的平衡常数一定减小
11．“甲烷还原”可减少污染。将、、混合物按一定体积比通入恒压容器中，发生如下主要反应：
①  
②  
③  
在催化剂A和B的分别作用下，的还原率和的转化率和温度的关系分别如图所示。

下列有关说法正确的是
A．使用催化剂可增大的平衡转化率
B．温度越高，反应②的平衡常数K越大
C．温度高于500℃时，体系中以反应③为主
D．由图可知，消除的最佳条件是500℃和催化剂B
12．氮及其化合物在生产生活中具有广泛应用。氮气经过一系列的变化可以合成氨、氮的氧化物、硝酸等重要的化工原料；能被溶液吸收生成配合物，减少环境污染。对于反应，下列有关说法不正确的是
A．上述反应的平衡常数表达式
B．适当提高的浓度，可以加快反应速率，提高的转化率
C．断裂同时有断裂，说明达该条件下的平衡状态
D．其它条件不变，加入高效的催化剂能提高单位体积内的活化分子百分数
13．一定条件下，合成氨反应为：。图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时的物质的量随时间的变化曲线，图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响，下列说法正确的是

A．升高温度，该反应的平衡常数增大
B．由图2信息，内该反应的平均速率
C．由图2信息，从起其它条件不变，压缩容器的体积，则的变化曲线为d
D．图3中温度，a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是b点
14．对可逆反应，下列叙述正确的是
A．若单位时间内生成的同时，消耗，则反应达到平衡状态
B．达到平衡后，保持温度不变，减小容器体积增大压强，平衡逆向移动，减小
C．降低温度，正反应速率增大，逆反应速率减少，平衡正向移动
D．其它条件不变，若增加的量，可以提高的转化率
15．下列说法正确的是
A．在等温条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变
B．化学反应速率首先由反应物的组成、结构和性质等因素决定
C．化学平衡常数通常受温度、压强、浓度等影响
D．改变影响平衡的一个因素， 平衡就向能够抵消这种改变的方向进行

二、实验题
16．(1)K2Cr2O7的水溶液中存在如下平衡：Cr2O72-（aq）+ H2O(l) 2CrO42-（aq）+ 2H+（aq）,平衡常数表达式为__________；
已知：在水溶液中K2Cr2O7为橙红色，K2CrO4为黄色。
往上述溶液中加入氢氧化钠溶液呈_______色，再加入过量硫酸溶液呈___________色；此实验现象，符合勒夏特列原理：如果改变维持化学平衡的条件（浓度、压强或温度），平衡就会向着_________这种改变的方向移动；
(2)在KMnO4与H2C2O4反应中，可通过测定_________________的时间来测定该反应的速率；
此反应开始反应缓慢，随后反应迅速加快，其原因是______（填字母）
A．KMnO4溶液中的H+起催化作用
B．生成的CO2逸出，使生成物浓度降低
C．反应中，生成的Mn2+起催化作用
D．在酸性条件下KMnO4的氧化性增强
(3)为探讨化学反应速率的影响因素，设计的实验方案如下表（已知 I2＋2S2O32-===S4O62-＋2I－，其中Na2S2O3溶液均足量）。
实验序号
体积V/mL
时间/s
Na2S2O3溶液
淀粉溶液
碘水
水
①
10.0
2.0
4.0
0.0
t1
②
8.0
2.0
4.0
2.0
t2
③
6.0
2.0
4.0
Vx
t3
①淀粉溶液的作用是__________________________。
②表中Vx=_______mL，比较t1、t2、t3大小____________，
试推测该实验结论： ____________________________________________________。
17．金属锂的化学性质与镁相似，在加热的条件下锂能与氮气反应生成氮化锂。某课题组设计了下图实验装置制备氮化锂(部分夹持装置省略)。

已知：①实验室用溶液和溶液共热制备。②遇水剧烈反应。
回答下列问题：
(1)实验室将锂保存在_______(填“煤油”“石蜡”或“水”)中；装置B中盛装的试剂是_______；装置D的作用是_______。
(2)本实验的步骤有：①装药品；②点燃A处酒精灯；③检查装置气密性；④点燃C处酒精灯。则正确的操作先后顺序为_______(填序号)。
(3)氮化锂是一种非常有前途的储氢材料，其储氢原理可表示为：；。
①下列有关储氢原理的说法正确的是_______(填标号)。
A．此法储氢和钢瓶储氢的原理相同
B．储氢过程中两反应的平衡常数相同
C．若两反应中生成等量的，则转移电子数之比为
D．反应中涉及的3种单核离子的半径大小顺序为
②(2氨基锂)是_______(填“氧化产物”或“还原产物”)。
③氮化锂储存氢气最多可达质量的_______(精确到0.1)。
18．某化学项目式学习小组在探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，认为可以发生反应：
i.Ag++I-=AgI(复分解反应)
ii.2Ag++2I-=2Ag+I2↓(氧化还原反应)
对此设计实验探究及进行证据推理如下：
I.实验探究：
(1)实验方案[1]：
装置图
实验步骤及现象

将1mL1mol/LKI溶液滴入1mL1mol/LAgNO3溶液中，出现黄色沉淀，说明发生了反应i.继续滴入_______(填试剂)，_______(填现象)，说明未发生反应ii。
(2)实验方案[2]：
装置图
实验步骤及现象

取2个洁净的烧杯，分别加入20mL1mol/LAgNO3溶液与KI溶液，插入石墨电极与盐桥，组成原电池装置，电流计指针发生偏转，观察右侧烧杯出现的现象。
①盐桥内溶质可选用_______。
a.K2SO4 b.Fe(NO3)3 c.NH4NO3 d.KCl
②左侧石墨为_______极，其电极反应式为_______。
③通过实验发现电流计指针发生偏转，说明发生了反应ii，可知右侧烧杯的现象为：_______。
Ⅱ.证据推理：通过计算两个反应的平衡常数判断反应的可能性。
查阅文献：AgI的溶度积常数Ksp(AgI)=8.5×10-17；
氧化还原反应的平衡常数与标准电动势(Eθ)有关，lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势。Eθ[Ag/Ag+]=0.79V，Eθ[I2/I-]=0.54V；
(3)复分解反应反应i的平衡常数为_______。
(4)氧化还原反应反应ii平衡常数为_______。
Ⅲ.得出结论：
(5)通过实验探究及证据推理可知AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是：_______
19．我国产铜主要取自黄铜矿（CuFeS2），随着矿石品位的降低和环保要求的提高，湿法炼铜的优势日益突出。该工艺的核心是黄铜矿的浸出，目前主要有氧化浸出、配位浸出和生物浸出三种方法。
Ⅰ．氧化浸出
（1）在硫酸介质中用双氧水将黄铜矿氧化，测得有生成。
①该反应的离子方程式为____________________________________________。
②该反应在25～50℃下进行，实际生产中双氧水的消耗量要远远高于理论值，试分析其原因：_____________________________________________________。
Ⅱ．配位浸出
反应原理为：（未配平）
（2）为提高黄铜矿的浸出率，可采取的措施有____________________（至少写出两点）。
（3）为稳定浸出液的pH，生产中需要向氨水中添加NH4Cl，构成NH3·H2O-NH4Cl缓冲溶液。某小组在实验室对该缓冲体系进行了研究：25℃时，向a mol·L-1的氨水中缓慢加入等体积0.02mol·L-1的NH4Cl溶液，平衡时溶液呈中性。则NH3·H2O的电离常数Kb=________（用含a的代数式表示）；滴加NH4Cl溶液的过程中水的电离平衡________（填“正向”“逆向”或“不”）移动。
Ⅲ．生物浸出
在反应釜中加入黄铜矿、硫酸铁、硫酸和微生物，并鼓入空气，黄铜矿逐渐溶解，反应釜中各物质的转化关系如图所示。

（4）在微生物的作用下，可以循环使用的物质有________（填化学式），微生物参与反应的离子方程式为______________________（任写一个）。
（5）假如黄铜矿中的铁元素最终全部转化为Fe3+，当有2mol 生成时，理论上消耗O2的物质的量为________。
20．用如图装置探究NH3和CuSO4溶液的反应。

(1)上述制备NH3的实验中，烧瓶中反应涉及到多个平衡的移动：NH3+H2ONH3•H2O、______、______(列举其中的两个平衡，可写化学用语也可文字表述)。
(2)上述实验B装置可以改成什么装置，达到同样的目的。画出简图，标出所盛试剂______。
(3)NH3通入CuSO4溶液中，产生蓝色沉淀，写出该反应的离子方程式：______。
继续通氨气至过量，沉淀消失得到深蓝色[Cu(NH3)4]2+溶液。发生如下反应： (铜氨溶液)+2H2O+Q(Q＞0)。
(4)该反应平衡常数的表达式：K=______。
(5)t1时改变条件，一段时间后达到新平衡，此时反应K增大。在图中画出该过程中v正的变化______。

(6)向上述铜氨溶液中加水稀释，出现蓝色沉淀。原因是：______。
(7)在绝热密闭容器中，加入NH(aq)、Cu(OH)2和NH3(aq)进行上述反应，v正随时间的变化如图所示，v正先增大后减小的原因______。


参考答案：
1．A
【详解】A．反应达到平衡时，υ正=υ逆，即k正c(CO)c(Cl·)=k逆c(COCl·)，则反应②的平衡常数K==，A正确；
B．反应所需活化能越大，反应速率越慢，已知反应①、②是快反应，反应③是慢反应，故反应①、②的活化能小于反应③的活化能，B错误；
C．多步进行的反应，整个反应的化学反应速率取决于慢反应，故要提高合成COCl2的速率，关键是提高反应③的速率，C错误；
D．选择合适的催化剂能加快该反应的速率，但催化剂不能影响化学平衡，故不能提高COCl2的平衡产率，D错误；
故答案为：A。
2．D
【详解】A.当化学方程式一定时，焓变只与化学计量数成正比，与温度无关，所以升高温度焓变不变，故A错误；
B.若正反应为放热反应，升高温度平衡向吸热方向移动，化学平衡常数减小，故B错误；
C.若正反应为放热反应，升高温度平衡向吸热方向移动，反应物的转化率减小，故C错误；
D.弱酸的电离平衡过程是吸热的，升高温度促进弱酸的电离，则弱酸的电离平衡常数增大，故D正确；
故答案选D。
【点睛】在可逆反应中，升高温度，平衡向吸热方向移动，若正反应为放热反应，则化学平衡常数和反应物的转化率都会减小。
3．B
【详解】
A．600s时，反应到达平衡，正、逆反应速率相等，A正确；
B．500s时，乳酸乙酯转化率为70%，生成的乳酸根离子浓度为0.07mol/L， B错误；
C．0～200s内用乳酸乙酯表示的水解速率是 ，C正确；
D．化学平衡常数只与温度有关，温度不变，化学平衡常数不变，D正确；
故选B。
4．A
【详解】A.根据题目信息，可推知发生的反应为，由于、120℃时，水为气态，故此时该反应的，A错误；
B.结合图像可知，温度较高时，的平衡物质的量较小，说明该反应的正反应为放热反应，故断裂键、键所吸收的能量小于形成键、键所释放的能量，B正确；
C.300℃时，从反应开始到达到平衡的这段时间，平均反应速率，故，C正确；
D.其他条件不变，缩小容器容积，体系中各物质浓度均增大，相当于加压，平衡正向移动，二氧化碳的平衡转化率增大，温度不变，平衡常数不变，D正确。
答案选A。
5．C
【详解】A．根据图象可知，升高温度CH3OH的体积分数下降，则该反应为放热反应，即ΔH<0;由方程式可知增大压强，平衡正向移动，CH3OH的体积分数增大，所以p1＞p2，A错误；
B．若p1时最初充入1mol CO，经过5min达到B点的平衡状态，假设CO的转化量为x，则
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
起始(mol)  1      2          0
变化(mol)  x      2x         x
平衡(mol) 1-x      2-2x        x
在B点时，CH3OH的体积分数==70%，解得x=0.875mol，所以此段时间v(CH3OH)==0.0875mol/(L·min)，B错误；
C．设向密闭容器充入了1mol CO和2mol H2，假设CO的转化量为y，则
CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
起始(mol)  1      2          0
变化(mol)  y      2y         y
平衡(mol) 1-y      2-2y        y
=0.5，解得y=0.75mol，所以CO的转化率为×100%=75%，C正确；
D．由图可知，在其它条件不变时，升高温度，CH3OH的含量降低，说明升高温度，平衡逆向移动，逆反应方向为吸热反应，因此该反应的正反应是放热反应，因此温度越高，化学平衡常数越小，温度相同，则化学平衡常数相同，故A、B、C、D的平衡常数大小关系：A>B=C=D ，D错误；
故合理选项是C。
6．B
【详解】A．由图象可知，C点平衡时，t=8 min，c平(H2)=2 mol/L，根据三段式可知：

反应的平衡常数=0.14，选项A正确；
B．平衡常数只与温度有关，状态Ⅱ到达平衡时间短，若条件为升高温度，平衡逆向移动，c(H2)应增大，B错误；
C．状态Ⅲ的改变条件，使化学反应建立平衡快（反应速率快），反应限度小[n平(H2)大]，故条件变化是升高温度，选项C正确；
D．由图象可知，A点平衡时，t=1 min，c平(H2)==8 mol/L，c平(H2)=6 mol/L，则v (H2)==2 mol·L-1·min-1，选项D正确；
答案选B。
7．C
【详解】由方程式可知，反应的化学平衡常数==0.02，则相同温度下反应的化学平衡常数====2500，故选C。
8．D
【详解】A. 容器Ⅰ中，根据2NO2(g)2NO(g)+O2(g)反应可知，达到平衡后c(O2)= 0.2 mol·L-1，则生成c(NO)=0.4 mol·L-1，剩余c(NO2)=0.6-0.4=0.2 mol·L-1，反应的平衡常数= c(O2)×c2(NO)/ c2(NO2)= 0.2×0.42/0.22=0.8，A正确；
B. 容器Ⅰ中发生反应与容器Ⅱ中发生反应温度均为T1，所以反应的平衡常数相等； 容器Ⅱ中发生反应的QC= c(O2)×c2(NO)/c2(NO2)=0.2×0.52/0.32=0.57<0.8,反应正向进行，所以容器Ⅱ中发生反应的起始阶段有v正>v逆，B正确；
C. 温度相同时，平衡平衡常数不变，容器Ⅲ中消耗氧气为xmol,消耗一氧化氮为2xmol，生成二氧化氮为2xmol，反应达平衡时，剩余氧气(0.35-x)mol, 剩余一氧化氮（0.5-2x）mol，根据平衡常数= c(O2)×c2(NO)/c2(NO2)= (0.35-x)×（0.5-2x）2/（2x）2=0.8，x=0.09mol，所以达到平衡时，容器Ⅲ中=（0.35-0.09/(2×0.09)>1, C正确；
D. 根据以上分析可知，达到平衡时，容器Ⅰ中剩余物质的总量为0.2+0.2+0.4=0.8 mol，容器Ⅲ中剩余物质的总量为2×0.09+0.35-0.09+0.5-2×0.09=0.74 mol，压强之比与气体的物质的量成正比，因此达到平衡时，容器Ⅰ与容器Ⅲ中的总压强之比为0.8：0.74=40:37>16∶17，D错误；
正确选项D。
9．D
【详解】A．1个丙烷中含有8个C-H键，一个丙烯中含有6个C-H键，等物质的量的丙烯和丙烷所含的C-H键数目之比为3：4，A项错误；
B．催化剂同倍数降低正、逆反应活化能，B项错误；
C．反应热等于正、逆反应活化能之差，丙烷脱氢反应，C项错误；
D．脱氢反应是吸热反应，升高温度，平衡正向进行，平衡常数增大，D项正确。
答案选D。
10．D
【详解】A．减小了反应物的浓度，化学反应速率减小，由图可知，乙的反应速率大于甲的反应速率，A选项错误；
B．加入催化剂，正、逆反应速率同等程度增大，化学平衡不移动，反应物X2的百分含量(X2%)不变，B选项错误；
C．该反应是反应前后气体体积不变的反应，缩小容器的体积，压强会增大，但是正、逆反应速率同等程度增大，化学平衡不移动；温度不变，化学平衡常数不变，C选项错误；
D．由图象可知，乙的温度大于甲的温度，该反应是一个放热反应，升高温度，化学平衡逆向移动，XY%减小，根据化学平衡常数K的表达式可知，该反应的平衡常数一定减小，D选项正确；                                   
答案选D。
11．C
【详解】A．使用催化剂能提高反应速率，但化学平衡不移动，的平衡转化率不变，A错误；
B．反应②是放热反应，升高温度，平衡逆向移动，化学平衡常数K减小，B错误；
C．由题图可知，温度高于500℃时，的还原率降低，的转化率增大，说明体系中以反应③为主，C正确；
D．结合题图知，500℃、催化剂A条件下，的还原率最大，则消除的最佳条件是500℃和催化剂A，D错误；
故选C。
12．B
【详解】A．根据平衡常数表达式，，A正确；
B．适当提高的浓度，可以加快反应速率，但因为提高了的浓度，所以的转化率降低，B错误；
C．断裂，说明有发生反应，反应正向进行，断裂，有发生反应，反应逆向进行，且符合两种物质的比值为，2∶3，C正确；
D．加入高效的催化剂，能够降低活化能，提高单位体积内的活化分子百分数，D正确；
故答案为：B。
13．C
【详解】A．由图1知，氮气和氢气的能量大于氨气的能量，所以由氮气和氢气生成氨气是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向进行，该反应的平衡常数减小，A错误；
B．，，B错误；
C．当缩小容器的体积，气体的压强增大，导致平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动，氮气的物质的量减少，所以曲线d符合，C正确；
D．相同温度下，一定量氮气时，氢气的浓度越大，平衡向正反应方向移动导致氮气的转化率越大，所以图3中a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是c点，D错误；
故选C。
14．D
【详解】A． 若单位时间内生成的同时，消耗，均指正反应速率，则不能说明反应达到平衡状态，A错误；
B． 平衡常数只与温度有关，保持温度不变，则 不变，B错误；
C． 降低温度，正、逆反应速率均减少， C错误；
D． 其它条件不变，若增加的量，相当于增大氧气浓度，则平衡右移、可以提高的转化率，D正确；
答案选D。
15．B
【详解】A．在等压条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，A错误；
B．化学反应速率首先由反应物的本性：如组成、结构和性质等因素决定，B正确；
C．对于确定的化学反应，化学平衡常数受温度影响，不受浓度和压强的影响，C错误；
D．改变影响平衡的一个因素，平衡就向能够减弱这种改变的方向进行，D错误；
故选B。
16． K= 黄 橙红 减弱 溶液紫色褪色 C 显色剂，检验I2的存在 4.0 t1 【详解】(1)根据化学平衡常数的定义，可知Cr2O72-(aq)+H2O(l)⇌2CrO42-(aq)+2H+(aq)的平衡常数K=，加入少量NaOH固体，中和氢离子，氢离子浓度降低，平衡向右移动，溶液呈黄色，再加入过量硫酸溶液，H+浓度增大，平衡左移，Cr2O72-浓度增大，溶液呈橙红色，此实验现象，符合勒夏特列原理：如果改变维持化学平衡的条件(浓度、压强或温度)，平衡就会向着减弱这种改变的方向移动，故答案为K=；黄；橙红；减弱；
(2)在KMnO4与H2C2O4反应中，根据高锰酸钾溶液褪色的时间比较反应速率；A．KMnO4溶液中的H+起催化作用，由于反应开始时溶液中氢离子就存在，反应速率比较慢，说明氢离子不是反应速率迅速加快的原因，故A错误；B．生成的CO2逸出，使生成物浓度降低，生成二氧化碳逸出，生成物浓度减小，反应速率应该减小，故B错误；C． 反应中，生成的Mn2+起催化作用，由于反应刚开始时，溶液中锰离子浓度较小，随着反应的进行，溶液中锰离子浓度增大，锰离子对反应具有催化作用，故C正确；D．若是因为酸性条件下KMnO4的氧化性增强，则反应开始时反应速率就应该很快，故D错误；所以正确的是C，故答案为溶液紫色褪色；C；
(3)①淀粉遇到碘单质，溶液变成蓝色，实验中淀粉溶液作显色剂，检验I2的存在，故答案为：显色剂，检验I2的存在；
②为了探究反应物浓度对化学反应速率的影响，则除了Na2S2O3溶液的浓度不同外，应保持其他影响因素一致，即应使溶液体积均为16mL，故Vx=4.0mL；由于在三个实验中Na2S2O3溶液的体积①＞②＞③，而混合后溶液体积相同，故混合后Na2S2O3浓度①＞②＞③，可知化学反应速率①＞②＞③，反应所需时间的大小t1＜t2＜t3，故答案为4.0；t1＜t2＜t3；
根据上述分析，在其它条件不变时，增大浓度化学反应速率加快，故答案为：其它条件不变，增大浓度化学反应速率加快。
17．(1) 石蜡 浓硫酸 防止空气中的水蒸气和二氧化碳进入硬质玻璃管(或装置C)中，干扰实验
(2)③①②④
(3) BD 氧化产物 11.4

【分析】装置A用溶液和溶液共热制备，已知遇水剧烈反应，应通入干燥的氮气，装置B内装有浓硫酸，装置C中Li和氮气加热下反应生成氮化锂，装置D的作用是吸收空气中水蒸气；
【详解】（1）Li是碱金属，化学性质较活泼，实验室将锂保存在石蜡中；已知遇水剧烈反应，应通入干燥的氮气，装置B中盛装的试剂是浓硫酸；装置D中碱石灰可吸收水蒸气和二氧化碳，其作用是防止空气中的水蒸气和二氧化碳进入硬质玻璃管(或装置C)中，干扰实验；
（2）该实验有气体参与反应，实验前先检查装置气密性，再装药品，先点燃A处酒精灯排尽装置内的空气，最后点燃C处酒精灯，操作先后顺序为③①②④；
（3）①A. 钢瓶储氢是物理过程，而该方法为化学方法，故A错误；
B.储氢过程中两反应的化学平衡常数表达式均为，温度相同，两个反应的平衡常数相同，故B正确；
C.两反应都是H2中的H元素发生歧化反应，LiH中的H全部来源于H2，则生成等量的，则转移电子数之比为1:1，故C错误；
D.电子层数越多其离子的半径越大，电子层数相同的原子序数越大的离子半径越小，Li+核外有一个电子层，与H-核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，Li+半径小于H-，顺序为，故D正确；
故选：BD；
②H2→(2氨基锂)中H元素化合价从0价升高至+1价，氢气做还原剂，是氧化产物；
③氢元素化合价0价变化为+1价和-1价，化合价升高的做还原剂被氧化生成氧化产物，所以氧化产物为LiNH2 ，在270℃时，该反应可逆向发生放出H2，因而氮化锂可作为储氢材料，按照化学方程式计算，储存氢气最多可达Li3N质量的=×100%=11.4%。
18．(1) 淀粉溶液 未变蓝
(2) c 负 2I-－2e-=I2 有银白色固体析出
(3)1.18×1016
(4)108.44
(5)复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)

【分析】本实验是为了探究AgNO3溶液与KI溶液的反应时，是发生i.Ag++I-=AgI(复分解反应)，还是发生ii.2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)。
【详解】（1）反应ii生成了I2，要证明反应ii有没有发生只需要检验反应后溶液中有没有I2生成，则继续滴入淀粉溶液，溶液未变蓝，说明未发生反应ii；
故答案为：淀粉溶液；未变蓝；
（2）①盐桥内溶质不能与AgNO3溶液和KI溶液，K2SO4会与AgNO3反应生成Ag2SO4微溶物，Fe(NO3)3会与KI发生氧化还原反应，NH4NO3不会与AgNO3和KI反应，KCl会与AgNO3反应生成AgCl沉淀；
故答案为：c；
②组成原电池装置，电流计指针发生偏转，说明发生2Ag++2I-=2Ag↓+I2 (氧化还原反应)，根据该总反应可知，I-化合价升高转变为I2，失去电子，则左侧石墨为负极；其电极反应式为2I-－2e-=I2；
故答案为：负；2I-－2e-=I2；
③右侧为正极，其电极反应式为Ag++e-=Ag↓，则右侧烧杯的现象为有银白色固体析出；
故答案为：有银白色固体析出；
（3）复分解反应反应i的平衡常数为；
故答案为：1.18×1016；
（4）根据lgK=，z表示氧化还原反应转移的电子数，为氧化型电极电势，为还原型电极电势可知，z=2，Eθ[I2/I-]=0.54V为还原型电极电势，Eθ[Ag/Ag+]=0.79V为氧化型电极电势，则lgK=，故氧化还原反应反应ii平衡常数为108.44；
故答案为：108.44；
（5）AgNO3溶液与KI溶液混合时主要发生复分解反应，其原因可能是复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)；
故答案为：复分解反应的平衡常数大于氧化还原反应的平衡常数，反应更彻底(复分解反应活化能更低，氧化还原反应活化能更高)。
19． H2O2受热分解；产物Cu2+、Fe3+催化H2O2分解等 提高氨水的浓度、提高氧压 正向 Fe2(SO4)3，H2SO4 或（任写一个） 4.25mol
【详解】（1）①CuFeS2中铜元素为+2价且为最高价态，铁元素为+2价，在酸性条件下能被双氧水氧化为Fe3+，S为-2价，可被氧化为SO42-，故反应的离子方程式为：2CuFeS2+17H2O2+2H+=2Cu2++2Fe3++4SO42-+18H2O；
②过氧化氢受热分解，且生成的Cu2+、Fe3+可催化过氧化氢分解；
（2）由反应原理可知，为提高浸出率，可将黄铜矿粉碎、增大氨水浓度、增大氧压等；
（3）混合溶液中c(NH4+)=0.02/2=0.01mol/L，c(OH-)=10-7mol/L，；滴加氯化铵溶液促进水的电离，水的电离平衡正向移动；
（4）由关系图可知，可以循环使用的物质为Fe2(SO4)3、H2SO4；由二价铁转化为三价铁有微生物参与，离子方程式为；S8与O2和H2O反应也有微生物参与，离子方程式为；
（5）由题意知，当生成2mol SO42-时，有1mol Fe2+转化为Fe3+，Fe2+失去1mol电子，S2失去16mol电子，共失去17mol电子，则消耗氧气的物质的量为；
【点睛】2mol SO42-生成时，根据S守恒，则有1mol黄铜矿（CuFeS2）参加反应，反应中转移17mol电子，根据得失电子守恒，计算消耗氧气的量。
20．(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)加水稀释后，浓度熵大于该温度下的平衡常数，平衡逆向移动，生成了更多的氢氧化铜，有蓝色沉淀生成
(7)该反应为放热反应，反应放出的热使容器内温度升高，增大；随着反应的进行，反应物浓度减小，减小

【分析】如图实验装置，装置A为制备氨气的反应，其反应方程式为，装置B的干燥管起防倒吸作用，装置B为氨气与硫酸铜溶液的反应；
【详解】（1）烧瓶中，除了存在氨气溶于水的平衡外，氢氧化钙属于微溶物，还存在氨水的电离平衡和氢氧化钙的溶解平衡，分别为、，故填；；
（2）装置B没有尾气处理装置，为了达到同样的目的，可以改用装硫酸铜溶液洗气瓶，增加一个尾气处理装置，改成如下装置，，故填；
（3）NH3通入CuSO4溶液中，产生蓝色沉淀，该沉淀为氢氧化铜，其反应的离子方程式为，故填；
（4）根据反应， (铜氨溶液)+2H2O+Q(Q＞0)，该反应的平衡常数表达式为，故填；
（5）根据反应 (铜氨溶液)+2H2O+Q(Q＞0)，该反应为放热反应，平衡常数与温度有关，改变条件K增大，则改变的条件为降低温度，正反应速率瞬间变小，向正向移动，直到达到新的平衡，正反应速率不变，其变化如图所示，，故填；
（6）对于平衡体系， (铜氨溶液)+2H2O+Q(Q＞0)，设平衡时，、、，则平衡常数；若稀释到n()倍，则稀释瞬间，、、，此时浓度熵==，所以平衡逆向进行，生成了更多的氢氧化铜，有蓝色沉淀生成，故填加水稀释后，浓度熵大于该温度下的平衡常数，平衡逆向移动，生成了更多的氢氧化铜，有蓝色沉淀生成；
（7）对于反应 (铜氨溶液)+2H2O+Q(Q＞0)，该反应为放热反应，在绝热密闭容器中发生反应，容器内温度逐渐升高，反应速率逐步加快，但随着反应进行，反应物的浓度降低，反应速率逐渐减小，即反应放出的热使容器内温度升高，增大；随着反应的进行，反应物浓度减小，减小，故填该反应为放热反应，反应放出的热使容器内温度升高，增大；随着反应的进行，反应物浓度减小，减小。