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2017-2018学年天津市红桥区高二上学期期中考试化学试题 解析版
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天津市红桥区2017-2018学年高二上学期期中考试化学试题
可能相对原子质量： H1 Cu64 N14
第I卷（共50分）
选择题（每小题只有一个选项最符合题意）
1. 下列各项与反应热的大小无关的是
A. 反应物和生成物的状态 B. 反应物量的多少
C. 反应物的性质 D. 反应的快慢
【答案】D
【解析】试题分析：A、反应物和生成物的状态，例如同一个化学反应，生成液态水或水蒸气，反应热肯定不一样，故A错误；B、反应物量的多少，例如氢气与氧气反应生成水的化学反应中，氢气和氧气反应的量不同，反应放热不同，故B错误；C、反应物性质，例如锌和浓硫酸，锌和稀硫酸反应的反应热肯定不一样，反应热和物质的聚集状态有关，和物质的性质有关，故C错误；D、反应的快慢和反应物以及生成物间没有联系，这不会影响反应热大小，故D正确．
考点：考查了化学反应的焓变分析判断的相关知识。
2. 下列有关能量转换的说法正确的是
A. 煤燃烧是化学能全部转化为热能的过程
B. 化石燃料和植物燃料燃烧时放出的能量均来源于太阳能
C. 动物体内葡萄糖被氧化成CO2是热能转变成化学能的过程
D. 植物通过光合作用将CO2转化为葡萄糖是太阳能转变成热能的过程
【答案】B
【解析】试题分析：A、煤燃烧是化学能部分转化成热能，一部分转化成其他能量，故错误；B、化石燃料和植物燃料，放出能量最终来自于太阳能，故正确；C、是化学能转化成热能的过程，故错误；D、光合作用是把太阳能转化成化学能，故错误。
考点：考查化学反应中能量的变化等知识。
3. 在下列平衡ZCrO42-(黄色)+2H+Cr2O72-(橙红色)+H2O中，溶液介于黄和橙红色之间，今欲增加溶液的橙红色，则要在溶液中加入
A. H+ B. OH- C. K+ D. H2O
【答案】A
考点：考查化学平衡移动原理的应用的知识。
4. 下列热化学方程式中，△H能正确表示物质的燃烧热的是
A. CO(g)+l/2O2(g)=CO2(g)；△H=-283.0 kJ/mol
B. C(s)+ l/2O2(g)=CO(g)；△H=-110.5 kJ/mol
C. H2(g)+ l/2O2(g)=H2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol
D. 2C8H18(l)+25O2(g)=16CO2(g)十18H2O(1)； △H=-11036kJ/mol
【答案】A
【解析】试题分析：燃烧热是1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，C→CO2，H2O为液态水，A、符合燃烧热的定义，故正确；B、C→CO2，因此不符合燃烧热，故错误；C、水为液态水，故错误；D、可燃物系数为1mol，故错误。
考点：考查燃烧热等知识。
5. 根据以下3个热化学方程式:
2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l) △H= Q1 kJ/mol
2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(l) △H= Q2 kJ/mol
2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(g) △H= Q3 kJ/mol
判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是
A. Q3 >Q2>Q1 B. Q1>Q2>Q3 C. Q1>Q3>Q2 D. Q2>Q1>Q3
【答案】A
【解析】①2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)△H=Q1 kJ/mol，②2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(l)△H=Q2 kJ/mol，③2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(g)△H=Q3kJ/mol，①与②相比较，由于S→SO2放热，则Q1＜Q2，②与③相比较，由于H2O(l)→H2O(g)吸热，则Q2＜Q3，则Q1＜Q2＜Q3，故选A。
点睛：本题注意从物质反应的程度以及物质的聚集状态的角度比较反应热的大小。三个反应都为放热反应，物质发生化学反应时，生成液态水比生成气态水放出的热量多，反应越完全，放出的热量越多，放出的热量越多，△H越小。
6. 甲、乙两个容器内都进行A→B的反应，甲容器内每分钟减少4 molA，乙容器内每分钟减少2 molA，则甲容器内的反应速率比乙容器内的反应速率
A. 快 B. 慢 C. 相等 D. 无法判断
【答案】D
【解析】v==中，△n、t已知，但V未知，所以无法判断甲、乙容器内的化学反应速率，故选D。
7. 对于反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H<0．达到平衡后，以下分析正确的是
A. 增大压强，对正反应的反应速率影响更大
B. 升高温度，对正反应的反应速率影响更大
C. 减小反应物浓度，对逆反应的反应速率影响更大
D. 加入催化剂，对逆反应的反应速率影响更大
【答案】A
【解析】A．该反应的正反应是反应前后气体体积减小的反应，增大压强，平衡正向移动，则压强对正反应速率影响较大，故A正确；B．该反应的正反应是放热反应，升高温度正逆反应速率都增大，但平衡向逆反应方向移动，说明温度对逆反应速率影响较大，故B错误；C．减小反应物浓度，生成物浓度不变，则逆反应速率不变，故C错误；D．加入催化剂，对正逆反应速率影响相同，所以正逆反应速率仍然相等，故D错误；故选A。
点睛：明确外界条件对化学平衡影响原理是解本题关键，注意结合反应特点分析，注意：催化剂影响反应速率但不影响平衡移动。本题的易错点为C，减小反应物浓度，生成物浓度开始时不变。
8. 某温度下，在一固定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：H2(g)+I2(g) 2HI(g)。下列情况能说明该反应一定达到平衡状态的是
A. 混合气体的颜色不再改变
B. 混合气体的压强不再改变
C. 单位时间内拆开l mol H-H键，同时生成2molH-I键
D. 混合气体的密度不再改变
【答案】A
【解析】A可判断，混合气体的颜色不变也就是碘单质浓度不变，可用于判断平衡是否达到。
B不可判断，该反应前后气体系数不变，没有体积差，无论是否平衡，压强都不会变化。
C不可判断，氢气的分解和碘化氢的生成都是同一个方向，不能说明是否达到平衡。
D不可判断，该反应没有体积差，密度无论是否达到平衡都不会发生改变。所以正确答案是A。
9. 下列说法不正确的是
A. 增大压强，活化分子百分数不变，化学反应速率增大
B. 升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
C. 加入反应物，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
D. 使用催化剂，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
【答案】C
【解析】试题分析：A、增大压强，增大单位体积内活化分子的个数，活化分子百分数不变，有效碰撞增加，化学反应速率增大，故说法正确；B、升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞曾增加，化学反应速率加快，故说法正确；C、加入反应物，增大单位体积内活化分子的个数，活化分子百分数不变，有效碰撞增加，化学反应速率增大，故说法错误；D、使用催化剂，活化分子百分数增大，有效碰撞增大，化学反应速率加快，故说法正确。
考点：考查影响化学反应速率的因素等知识。
10. 下列变化过程中，△S<0的是
A. 氯化钠溶于水中 B. NH3(g)和HCl(g)反应生成NH4Cl(s)
C. 干冰的升华 D. CaCO3(s)分解为CaO(s)和CO2(g)
【答案】B
【解析】试题分析：A、氯化钠溶于水，混乱度增加，△S>0，故错误；B、气体生成固体，混乱度减小，△S<0，故正确；C、干冰升华，固体转化成气体，混乱度增大，△S>0，故错误；D、有气体生成，混乱度增大，△S>0，故错误。
考点：考查熵增和熵减等知识。
11. 下列措施或事实不能用勒沙特列原理解释的是
A. 新制的氯水在光照下颜色变浅
B. H2、I2、HI平街混合气加压后颜色变深
C. 工业上生产硫酸的过程中，使用过量的空气以提高SO2的利用率
D. 在合成氨的反应中，加压有利于氨的合成
【答案】B
【解析】试题分析：A、氯气和水发生：Cl2＋H2OHCl＋HClO，光照发生：2HClO2HCl＋O2↑，减少次氯酸，促使反应向正反应方向进行，溶液颜色变浅，与勒夏特列原理有关，故错误；B、H2＋I22HI，反应前后气体系数之和不变，增大压强，平衡不移动，但气体颜色加深，与勒夏特列原理无关，故正确；C、2SO2＋O22SO3，增加氧气的量，增加反应物浓度，平衡向正反应方向移动，符合勒夏特列原理，故错误；D、N2＋3H22NH3，加压平衡向正反应方向进行，符合勒夏特列原理，故错误。
考点：考查勒夏特列原理等知识。
12. 已知反应2NH3N2+3H2，在某温度下的平衡常数为0.25，在此条件下，氨的合成反应1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g)的平衡常数为
A. 4 B. 2 C. 1 D. 0.5
【答案】B
【解析】试题分析：逆反应的平衡常数就是正反应的平衡常数的倒数，所以该反应的平衡常数是，选B。
考点：平衡常数的运算规则
13. 反应NH4HS(s)NH3(g)+H2S(g)在某一温度下达到平衡，下列各种情况中，能使化学平衡正向移动的是
A. 加入NH4HS固体 B. 压强、温度不变，充入少量氩气
C. 容积、温度一定，充入氨气 D. 温度、容积一定，充入H2S气体
【答案】B
【解析】试题分析：A．由于硫氢化铵是固体，不影响化学平衡，故A错误；B．压强温度一定，充入少量氩气，体积增大，压强减小，平衡 正向进行，故B正确；C．容积、温度一定，充入氦气，各组分的浓度没有发生变化，化学平衡不移动，故C错误；D．温度、容积一定，充入H2S气体，增大生成物浓度，化学平衡向着逆方向移动，故D错误；故选B。
考点：考查化学平衡的影响因素
14. 在已经处于化学平衡状态的体系中，如果下列量发生变化，其中一定能表明化学平衡移动的是
A. 反应混合物的浓度 B. 反应体系的压强
C. 正、逆反应的速率 D. 反应物的转化率
【答案】D
【解析】试题分析：A、如果混合物中各组分的浓度变化而保持各组分的含量不变时，平衡不移动，A错误；B、如果反应前后气体总物质的量不变，则压强对平衡无影响，B错误；C、使用合适的催化剂，正、逆反应速率都改变，但平衡不移动，C错误；D、只有平衡移动才能改变反应物的转化率，所以反应物的转化率改变时，化学平衡一定发生了移动，D正确；答案选D。
考点：考查影响化学平衡移动的因素
15. 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)是制备硫酸的重要反应。下列叙述正确的是
A. 加入催化剂可加快该反应的速率，从而提高SO2的转化率
B. 增大反应体系的压强，反应速率一定增大
C. 该反应是放热反应，故温度越低，对提高SO3的日产量越有利
D. 在2min时间内，SO2的浓度由6 mol/L变为3 mol/L，则在相同时间段内，SO3(g)生成的平均速率为1.5 mol/(L·min)
【答案】D
【解析】A、催化剂可同等程度的改变正、逆反应的反应速率，但不影响化学平衡的移动，不能改变转化率，故A错误；B、若在恒容条件下，向容器中通入惰性气体，反应体系的压强变大，但反应中各物质的浓度不变，因此反应速率也不变，故B错误；C、该反应是放热反应，降低温度反应速率减慢，达平衡所需时间增加，SO3的日产量减少，故C错误；D、根据计算平均速率的定义公式，SO3(g)生成的平均速率为v===1.5 mol/(L•min)，故D正确；故选D。
点睛：本题的易错点为B，增加压强不一定能增加反应速率，必须是提高反应物浓度(例如压缩体积)，像充入惰性气体这样的方式，虽然增加了压强，但是反应速度依然不变。
16. 298 K，l.0l×l05Pa时，反应2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) △H=+56.7 kJ/mol能自发进行的原因是
A. 是吸热反应 B. 是放热反应
C. 是熵减小的反应 D. 熵增大效应大于能量效应
【答案】D
【解析】2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) △H=+56.7kJ/mol，是一个吸热反应，△H＞0，反应能够自发进行，必须满足△G=△H-T•△S＜0，所以△S＞0，且熵增效应大于能量效应，故选D。
17. 在CH3COOHH++CH3COO-的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是
A. 加入NaOH B. 加入纯醋酸 C. 加水 D. 降低温度
【答案】B
【解析】试题分析：A．加入NaOH消耗氢离子，平衡向正反应方向进行，但氢离子浓度降低，A错误；B．加入纯醋酸增大醋酸浓度，平衡向正反应方向进行，氢离子浓度增大，B正确；C．加水稀释促进电离，但氢离子浓度降低，C错误；D．电离吸热，降低温度平衡向逆反应方向进行，D错误，答案选B。
【考点定位】考查外界条件对电离平衡的影响
【名师点晴】电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理，其规律是：①浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。②温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。③同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。④能反应的物质。如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
18. 反应H2(g)+ Cl2(g)=2HCl(g)的发生过程能量变化如下所示：
下列说法错误的是
A. H-H键比CI - CI键稳定
B. △H= - 184.5 kJ/mol
C. 正反应活化能比逆反应活化能高
D. 在相同条件下，1mol H2(g)和1mol Cl2分别在点燃和光照条件下反应生成2molHCl(g)，重新恢复到原来的状态时△H相同
【答案】C
【解析】试题分析：A、H—H键的键能比Cl—Cl键的键能大，所以H—H键比Cl—Cl键稳定，A正确；B、△H=反应物键能之和-生成物键能之和=436.4KJ/mol+242.7KJ/mol-2×431.8KJ/mol=-184.5KJ/mol，B正确；C、该反应是放热反应，活化能是断键吸收的能量，所以正反应活化能比逆反应活化能低，C错误；D、反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关，所以点燃和光照条件下ΔH相同，D正确。答案选C。
考点：化学反应与能量
19. 已知热化学方程式：SO2(g)+1/2O2(g)SO3(g) △H=- 98.32kJ/ mol，现有4mol SO2参加反应，当放出314.3 kJ热量时，SO2的转化率最接近于
A. 40% B. 50% C. 80% D. 90%
【答案】C
【解析】试题分析：因为反应是可逆反应，2molSO2和1molO2充分反应不可能全部转化生成2molSO3，因此最终放出的热量要小于196.64kJ。放出314.3kJ热量时，认为有1.6molSO2参与反应，SO2的转化率最接近于80％。
考点：考查化学反应转化率等相关知识。
20. 已知下列反应的能量变化示意图如下：
下列有关说法正确的是
A. l mol S(g)与O2(g)完全反应生成SO2(g) ，反应放出的热量<297.0 kJ/mol
B. 在相同条件下，SO3(g)比SO2(g)稳定
C. 1 mol SO2(g)和1/2mol O2(g)生成1mol SO3(g)吸收98.7 kJ/mol
D. S(s)与O2(g)反应生成SO3(g)的热化学方程式S(s)+3/2O2(g)SO3(g) △H=- 395.7 kJ/mol
【答案】B
...........................
21. 在相同温度时，100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液与10mL 0.l mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A. 中和时所需NaOH的量 B. 与Mg反应的起始速率
C. OH-的物质的量浓度 D. 溶液中
【答案】C
【解析】A．中和时所需NaOH的量与醋酸的物质的量成正比，n(CH3COOH)=0.01mol/L×0.1L=0.1mol/L×0.01L=0.001mol，两种酸的物质的量相等，则消耗的NaOH相等，故A错误；B．反应速率与氢离子浓度成正比，前者醋酸溶液中c(H+)前者小于后者，所以开始与镁反应速率：前者小于后者，故B错误；C．醋酸溶液中c(OH-)与溶液中c(H+)成反比，溶液中c(H+)前者小于后者，所以c(OH-)前者大于后者，故C正确；D．溶液中=Ka，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，故D错误；故选C。
点睛：明确弱电解质电离程度与浓度关系、电离平衡常数影响因素等知识点是解本题关键。注意A中消耗的NaOH的量与最终酸电离出的n(H+)成正比，与酸的浓度、电解质强弱都无关。
22. 甲、乙、丙三个容器中最初存在的物质的量如图所示，三个容器最初的容积相等、温度相同，反应中甲、丙的容积不变，乙中的压强不变，在一定温度下反应达到平衡。下列说法正确的是
A. 平衡时各容器内c(NO2)的大小顺序为：乙>甲>丙
B. 平衡时N2O4的百分含量：乙>甲=丙
C. 平衡时甲中NO2与丙中N2O4的转化率不可能相同
D. 平衡时混合物的平均相对分子质量：甲>乙>丙
【答案】B
【解析】试题分析：甲、乙存在平衡2NO2⇌N2O4，该反应为气体物质的量减小的反应，故甲中压强减小，乙中压强不变，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，丙中存在平衡N2O4⇌2NO2，相当于开始加入2molNO2，与甲为等效平衡。A．甲与丙为完全等效平衡，平衡时NO2浓度的相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，但平衡移动的结果是降低NO2浓度增大，不会消除增大，故平衡时容器内c（NO2）的大小顺序为乙＞甲=丙，故A错误；B．甲与丙为完全等效平衡，平衡时N2O4的百分含量相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，平衡时N2O4的百分含量增大，故平衡时N2O4的百分含量：乙＞甲=丙，故B正确；C．甲与丙为完全等效平衡，平衡时甲、丙中N2O4的物质的量相等，则0.2α=0.1（1-α），解得α=1/3，故平衡时甲中NO2 与丙中N2O4 的转化率可能相同，故C错误；D．甲与丙为完全等效平衡，平衡时混合气体的平衡摩尔质量相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，总的物质的量减小，乙中平均摩尔质量解得，故平衡时混合物的平均相对分子质量：乙＞甲=丙，故D错误。故选B。
考点：考查化学平衡的影响因素；等效平衡
【名师点睛】本题考查化学平衡的影响因素、化学平衡的有关计算等，难度中等，构建平衡建立的等效途径是解决问题的关键，注意等效思想的利用。甲、乙存在平衡2NO2⇌N2O4，该反应为气体物质的量减小的反应，故甲中压强减小，乙中压强不变，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，平衡时N2O4的百分含量增大；但平衡移动的结果是降低NO2浓度增大，不会消除增大；反应混合气体的总质量不变，总的物质的量减小，混合气体的平衡摩尔质量增大；丙中存在平衡N2O4⇌2NO2，相当于开始加入2molNO2，与甲为等效平衡，NO2浓度、N2O4的百分含量、混合气体的平衡摩尔质量与甲中相同．平衡时甲、丙中N2O4的物质的量相等，据此计算转化率判断甲中NO2 与丙中N2O4 的转化率是否可能相同。
23. 在一定条件下，将2 mol SO2和1mol O2充入一定容积的密闭容器中，发生下列反应：
2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) △H=- 197 kJ/mol，当达到平衡状态时，下列说法中正确的是
A. 生成2mol SO3 B. 放出热量197 kJ
C. SO2和SO3共有2 mol D. 含有氧原子共有3mol
【答案】C
【解析】A.该反应为可逆反应，所以生成的SO3少于2 mol，故A错误；B.该反应为可逆反应，所以放出热量少于197 kJ，故B错误；C. S守恒，SO2和SO3 共有2 mol，故C正确； D. 含有氧原子共有6 mol，故D错误。故选C。
24. 将浓度为0.1mol/L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是
A. c(H+） B. Ka(HF) C. D.
【答案】D
【解析】试题分析：A、因HF为弱酸，则浓度为0.1mol•L-1HF溶液加水不断稀释，促进电离，平衡正向移动，电离程度增大，n(H+)增大，但c(H+)不断减小，故A错误；B、因电离平衡常数只与温度有关，则Ka(HF)在稀释过程中不变，故B错误；C、因稀释时一段时间电离产生等量的H+和F-，溶液的体积相同，则两种离子的浓度的比值不变，但随着稀释的不断进行，c(H+)不会超过10-7mol•L-1，c(F-)不断减小，则比值变小，故C错误；D、因Ka(HF)=，当HF溶液加水不断稀释，促进电离，c(F-)不断减小，Ka(HF)不变，则增大，故D正确；故选D。
【考点定位】考查弱电解质在水溶液中的电离平衡
【名师点晴】本题考查弱电解质的稀释，明确稀释中电离程度、离子浓度、Ka的变化即可解答，本题难点和易错点是不断稀释时c(H+)不会超过10-7mol•L-1，根据HF属于弱电解质，则在加水不断稀释时，电离程度增大，电离平衡保持向正反应方向移动，并注意温度不变时，电离平衡常数不变。
25. 25℃时，在含有Pb2+、Sn2+的某溶液中，加入过量金属锡(Sn)，发生反应：
Sn(s)+ Pb2+(aq) Sn2+(aq)+ Pb(s)，体系中c(Pb2+)和c（Sn2+）变化关系如图所示。下列判断正确的是
A. 向平衡体系中加入金属铅后，c(Pb2+)增大
B. 向平衡体系中加入少量Sn(NO3)2固体后，c(Pb2+)变小 。
C. 升高温度，平衡体系中c(Pb2+)增大，说明该反应△H>0
D. 25℃时，该反应的平衡常数K=2.2
【答案】D
【解析】试题分析：A、金属铅是固体，增大铅的用量，不影响平衡移动，c（Pb2+）不变，错误；B、加入少量SnNO3）2固体，Sn2+浓度增大，平衡向逆反应移动，c（Pb2+）增大，错误；C、升高温度，平衡体系中c（Pb2+）增大，说明平衡向逆反应进行，升高温度平衡向吸热反应移动，故正反应为放热反应，ΔH<0，错误；D、根据图像知25 ℃时，该反应的平衡常数K＝c（Sn2+）/ c(Pb2＋）=0.22mol/L÷0.10mol/L=2.2，正确。
考点：考查化学平衡移动
第Ⅱ卷
26. I．联氨（N2H4，常温下是无色液体）是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，回答下列问题：
（1）已知12.8 g的液态高能燃料联氨在氧气中燃烧，生成气态N2和液态水，放出248.8kJ的热量。写出表示液态联氨燃烧热的热化学方程式___________________。
（2）已知①2O2(g)+N2(g)=N2O4(l) ΔH1
②N2(g)+2H2(g)=N2H4(l) ΔH2
③O2(g)+2H2(g)=2H2O(g) ΔH3
④2 N2H4(l) + N2O4(l)= 3N2(g)+ 4H2O(g) ΔH4=-1048.9kJ/mol
上述反应热效应之间的关系式为ΔH4=___________，联氨和N2O4可作为火箭推进剂的主要原因为_____________。
Ⅱ．现有反应：mA(g)+nB(g)pC(g)．达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，则：
(1)该反应的逆反应为_______热反应，且m+n_____p（填“>”“=”“<”）。
(2)若加入B（体积不变），则A的转化率______，B的转化率____（填“增大”“减小”或“不变”）。
(3)若升高温度，则平衡时B、C的浓度之比将_________。
(4)若加入催化剂，平衡时气体混合物的总物质的量_________。
【答案】 (1). N2H4 (l) + O2(g) = N2(g) + 2H2O(l) △H= —622.0 kJ/mol (2). 2ΔH3-2ΔH2-ΔH1 (3). 反应放热量大、产生大量气体 (4). 放 (5). ＞； (6). 增大 (7). 减小 (8). 减小 (9). 不变
【解析】I．(1)反应方程式为：N2H4+2H2O2═N2+4H2O，0.4mol液态肼放出248.8kJ的热量，则1mol液态肼放出的热量为=622kJ，所以反应的热化学方程式为：N2H4(g)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)△H=-622kJ/mol，故答案为：N2H4(l)+O2(g)═N2(g)+2H2O(l)△H=-622kJ•mol-1；
(2)①2O2(g)+N2(g)═N2O4(l)△H1，②N2(g)+2H2(g)═N2H4(l)△H2，③O2(g)+2H2(g)═2H2O(g)△H3，依据热化学方程式和盖斯定律计算③×2-②×2-①得到④2N2H4(l)+N2O4(l)═3N2(g)+4H2O(g)△H4=2△H3-2△H2-△H1，根据反应④可知，联氨和N2O4反应放出大量热且产生大量气体，因此可作为火箭推进剂，故答案为：2△H3-2△H2-△H1；反应放热量大，产生大量气体；
Ⅱ．(1)升高温度时，B的转化率变大，说明平衡正向移动，正反应为吸热反应，则逆反应为放热反应；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，说明平衡逆向进行，逆反应是气体体积增大的反应．则m+n＞p；故答案为：放；＞；
(2)若加入B，A的转化率增大，B本身的转化率减小；故答案为：增大，减小；
(3)当升高温度时，B的转化率变大，平衡正向进行，说明正反应是吸热反应，比值 减小；故答案为：减小；
(4)催化剂对化学平衡移动没有影响，所以若加入催化剂，平衡时气体混合物的总物质的量不变，故答案为：不变。
27. I．实验室用50 mL 0.50mol/L盐酸、50mL 0.55 mol/LNaOH溶液和如图所示装置，进行测定中和热的实验，得到表中的数据：
实验次数
起始温度t1/℃
终止温度t2/℃
盐酸
NaOH溶液
1
20.2
20.3
23.7
2
20.3
20.5
23.8
3
21.5
21.6
24.9
完成下列问题：
(1)不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是____。
(2)在操作正确的前提下，提高中和热制定准确性的关键是____．
(3)根据上表中所测数据进行计算，则该实验测得的中和热△H=____[盐酸和NaOH溶液的密度按1g/cm3计算，反应后混合溶液的比热容(c)按4.18J/(g．℃)计算]．
(4)如用0.5 mol/L的盐酸与NaOH固体进行实验，则实验中测得的“中和热”数值将_____（填“偏大”、“偏小”、“不变”）．如改用60 mL0.5moI/L的盐酸与50 mL 0.55mol/L的NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量______（填“相等”或“不相等”），所求中和热_____（填“相等”或“不相等”）。
(5)若某同学利用上述装置做实验，有些操作不规范，造成测得中和热的数值偏低，请你分析可能的原因是______________。
A．测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净
B. 把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓
C．做本实验的当天室温较高
D．将50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水
E．在量取盐酸时仰视计数
F大烧杯的盖扳中间小孔太大。
Ⅱ．某小组利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时，先分别量取两种溶液，然后倒入试管中迅速振荡混合均匀，开始计时，通过褪色所需时间来判断反应的快慢。该小组设计了如下方案：
（1）已知反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，为了观察到紫色褪去，H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系为n(H2C2O4)：n(KMnO4) ≥_______。
（2）试验编号②和③探究的内容是_____________。
（3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时同内平均反应速率v(KMnO4)=__________mol·L-1·min-1。
【答案】 (1). Cu传热快，热量损失大 (2). 提高装置的保温效果 (3). －56.8 kJ·mol－1 (4). 偏大 (5). 不相等 (6). 相等 (7). ABDF (8). 2.5(或5:2) (9). 其他条件不变，温度对反应速率的影响 (10). 0.010
【解析】I．(1)不能将环形玻璃搅拌棒改为铜丝搅拌棒，因为铜丝搅拌棒是热的良导体；故答案为：Cu传热快，热量损失大；
(2)中和热测定实验主要目的是测量反应放出的热量多少，所以提高中和热测定准确性的关键是提高装置的保温效果； 故答案为：提高装置的保温效果；
(3)第1次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.25℃，反应前后温度差为：3.45℃；第2次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.40℃，反应前后温度差为：3.40℃；第3次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为21.55℃，反应前后温度差为：3.35℃；三次温度差的平均值为3.40℃，50mL 0.50 mol•L-1盐酸、50mL 0.55mol•L-1 NaOH溶液的质量m=100mL×1g/mL=100g，c=4.18J/(g•℃)，代入公式Q=cm△T得生成0.025mol的水放出热量Q=4.18J/(g•℃)×100g×3.40℃=1421.2J=1.4212KJ，即生成0.025mol的水放出热量1.4212KJ，所以生成1mol的水放出热量为=56.8kJ，即该实验测得的中和热△H=-56.8kJ/mol；故答案为：-56.8kJ/mol；
(4)氢氧化钠固体溶于水放热，反应后温度偏高，计算所得热量偏大，所以实验中测得的“中和热”数值将偏大；反应放出的热量和所用酸以及碱的量的多少有关，改用60mL 0.50mol/L盐酸跟50mL 0.55mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的量增多，所放出的热量偏高，但是中和热的均是强酸和强碱反应生成1mol水时放出的热，中和热相等；故答案为：偏大；不相等；相等；
(5)A．测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净，在测碱的温度时，会发生酸和碱的中和，温度计示数变化值减小，所以导致实验测得中和热的数值偏小，故A正确；B、把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓，会导致一部分能量的散失，实验测得中和热的数值偏小，故B正确；C、做本实验的室温和反应热的数据之间无关，故C错误；D、将50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水，由于氨水是弱碱，弱碱电离要吸热，导致实验测得中和热的数值偏小，故D正确；E、在量取盐酸时仰视计数，会使得实际量取体积高于所要量的体积，算过量，可以保证碱全反应，导致实验测得中和热的数值偏高，故E错误；F、大烧杯的盖板中间小孔太大，会导致一部分能量散失，导致实验测得中和热的数值偏小，故F正确；故选ABDF；
Ⅱ．(1)根据反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，反应的化学方程式为：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+8H2O+10CO2↑；H2C2O4中碳元素的化合价为+3价，变成二氧化碳后化合价总共升高了2×(4-3)价，所以每消耗1mol H2C2O4转移2mol电子；为了观察到紫色褪去，高锰酸钾的物质的量应该少量，即c(H2C2O4)：c(KMnO4)≥=2.5，故答案为：2.5；
(2)实验②和③，其他条件完全相同，探究的温度不同，因此探究了温度对反应速率的影响，故答案为：其他条件不变，温度对反应速率的影响；
(3)草酸的物质的量为：0.10mol•L-1×0.002L=0.0002mol，高锰酸钾的物质的量为：0.010mol•L-1×0.004L=0.00004mol，草酸和高锰酸钾的物质的量之比为：0.0002mol：0.00004mol=5：1，显然草酸过量，高锰酸钾完全反应，混合后溶液中高锰酸钾的浓度为：=×0.010mol/L，这段时间内平均反应速率v(KMnO4)== mol•L-1•s-1=×60 mol•L-1•min-1=0.010mol•L-1•min-1，故答案为：0.010。
28. 工业合成氨，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)反应过程中的能量变化如图所示，据图回答问题：
（1）该反应通常用活性铁作催化剂，加活性铁会使图中B点升高还是降低______（填“升高”或“降低”或“不变”）理由是________________。
（2）该反应在恒温恒容条件下进行，下列选项一定能判断反应达到平衡状态的是________。
A．3v (N2)=v(H2)
B．单位时间内每消耗a mol N2的同时消耗3a molH2
C．单位时间内每断裂amol氮氮三键的同时生成3a mol氢氢单键
D．c(N2):c(H2):c(NH3)=1:3:2
E．气体总密度不变
F．气体平均摩尔质量不变
（3）该反应平衡常数表达式为：K=_______，当浓度商Q______K(填“<”、 “>”或“=”)时，反应向右进行。
（4）450℃时该反应的平衡常数_______500℃时的平衡常数(填“<”、 “>”或“=”)。
（5）一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高H2的转化率，可以采取的合理措施有_____（填字母代号）。
a．高温高压 b.加入催化剂 c．增加N2的浓度 d．增加H2的浓度 e．分离出NH3
【答案】 (1). 降低 (2). 催化剂能降低反应活化能 (3). CF (4). (5). < (6). > (7). c、e
【解析】(1)催化剂是通过降低反应的活化能来加快化学反应速率，所以加活性铁会使图中B点降低，故答案为：降低；催化剂能降低反应活化能；
(2)A．根据方程式，任何时候都存在3v (N2)=v(H2)，不能判断反应是否达到平衡状态，故A错误；B．根据方程式，单位时间内每消耗a mol N2的同时一定消耗3a molH2，不能判断反应是否达到平衡状态，故B错误；C．单位时间内每断裂amol氮氮三键表示正反应速率，生成3a mol氢氢单键表示逆反应速率，表示正逆反应速率相等，能够判断反应达到平衡状态，故C正确；D．c(N2):c(H2):c(NH3)=1:3:2，不能说明正逆反应速率相等，不能判断反应是否达到平衡状态，故D错误；E．容器的体积和气体的质量均不变，气体总密度始终不变，不能判断反应是否达到平衡状态，故E错误；F．该反应前后气体的物质的量发生变化，当气体平均摩尔质量不变，说明气体的物质的量不变，说明反应达到了化学平衡状态，故F正确；故选CF；
(3)化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，所以合成氨的平衡常数表达式K=；根据K和Q的关系，当浓度商Q＜K时，反应向右进行，直到达到平衡状态，故答案为：；＜；
(3)合成氨的反应是放热反应，对于放热反应，温度降低，平衡正向移动，平衡常数增大，故答案为：＞；
(4)一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高H2的转化率，即让化学平衡正向进行即可，一般不考虑加压，可以增加反应物N2的浓度、分离出NH3(减小生成物的浓度)，高温条件会使平衡向左进行，加入催化剂不会改变反应物的转化率，增加H2的浓度会使得氢气的转化率减小；故答案为：ce。
点睛：可逆反应达到平衡状态有两个核心的判断依据：①正反应速率和逆反应速率相等。②反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变。只要抓住这两个特征就可确定反应是否达到平衡状态，对于随反应的发生而发生变化的物理量如果不变了，即说明可逆反应达到了平衡状态。
29. 在一容积为2L的密闭容器内加入0.2mol的N2和0.6 mol的H2．在一定条件下发生如下反应：
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H<0反应中NH3的物质的量浓度的变化情况如图所示：
（1）根据右图，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v(NH3)=____mol/(L·min)
（2）反应达到平衡后，第5分钟末，保持其他条件不变，若改变反应温度，则NH3的物质的量浓度不可能为_________（填字母序号）。
A.0 20 mol/L B.0.1 mol/L C.0.10 mol/L D.0.08 mol/L
（3）反应达到平衡后，第5分钟末，保持其他条件不变，若只把容器的体积缩小一半，平衡_______移动（填“向逆反应方向”、“向正反应方向”或“不”），化学平衡常数_________（填“增大”、“减小”或“不变”）．
（4）在第5分钟末将容器的体积缩小一半后，若在第8分钟末达到新的平衡(设此时NH3的浓度为0.25mol/L)。请在上图中画出第5分钟末到此平衡时NH3浓度的变化曲线。______
【答案】 (1). 0.025 (2). AC (3). 向正反应方向 (4). 不变 (5).
【解析】(1)结合图象可知，4min～5min时，氨气的物质的量浓度为0.1mol/L，氨气的浓度不再变化，说明正逆反应速率相等，此时已经达到平衡状态；平衡时氨气的浓度为0.1mol/L，时间为4min，则0～4min氨气的平均反应速率υ(NH3)=：v(NH3)==0.025 mol/(L•min)，故答案为：0.025 mol/(L•min)；
(2)改变反应温度，平衡一定移动，而氮气和氢气不可能完全转化为氨气，所以v(NH3)＜0.20mol/L。A． 如果氨气的浓度是0.20mol/L，则氮气与氢气完全转化，故错误；B．降低温度，氨气的浓度可能为0.12mol/L，故正确；C．温度改变，平衡一定移动，所以不可能为0.10mol/L，故错误；D．升高温度，平衡逆向移动，所以氨气浓度变小，可能为：0.08mol/L，故正确；故答案为：AC；
(3)该反应是气体体积减小的反应，把容器的体积缩小一半，增大了反应体系的压强，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动；化学平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，故答案为：向正反应方向；不变；
(4)把容器的体积缩小一半的瞬间氨气的浓度，氨气的浓度变为0.20mol/L，平衡后浓度约为0.25mol/L，所以第5分钟末到平衡时NH3浓度的变化曲线为：，故答案为：。
天津市红桥区2017-2018学年高二上学期期中考试化学试题
可能相对原子质量： H1 Cu64 N14
第I卷（共50分）
选择题（每小题只有一个选项最符合题意）
1. 下列各项与反应热的大小无关的是
A. 反应物和生成物的状态 B. 反应物量的多少
C. 反应物的性质 D. 反应的快慢
【答案】D
【解析】试题分析：A、反应物和生成物的状态，例如同一个化学反应，生成液态水或水蒸气，反应热肯定不一样，故A错误；B、反应物量的多少，例如氢气与氧气反应生成水的化学反应中，氢气和氧气反应的量不同，反应放热不同，故B错误；C、反应物性质，例如锌和浓硫酸，锌和稀硫酸反应的反应热肯定不一样，反应热和物质的聚集状态有关，和物质的性质有关，故C错误；D、反应的快慢和反应物以及生成物间没有联系，这不会影响反应热大小，故D正确．
考点：考查了化学反应的焓变分析判断的相关知识。
2. 下列有关能量转换的说法正确的是
A. 煤燃烧是化学能全部转化为热能的过程
B. 化石燃料和植物燃料燃烧时放出的能量均来源于太阳能
C. 动物体内葡萄糖被氧化成CO2是热能转变成化学能的过程
D. 植物通过光合作用将CO2转化为葡萄糖是太阳能转变成热能的过程
【答案】B
【解析】试题分析：A、煤燃烧是化学能部分转化成热能，一部分转化成其他能量，故错误；B、化石燃料和植物燃料，放出能量最终来自于太阳能，故正确；C、是化学能转化成热能的过程，故错误；D、光合作用是把太阳能转化成化学能，故错误。
考点：考查化学反应中能量的变化等知识。
3. 在下列平衡ZCrO42-(黄色)+2H+Cr2O72-(橙红色)+H2O中，溶液介于黄和橙红色之间，今欲增加溶液的橙红色，则要在溶液中加入
A. H+ B. OH- C. K+ D. H2O
【答案】A
考点：考查化学平衡移动原理的应用的知识。
4. 下列热化学方程式中，△H能正确表示物质的燃烧热的是
A. CO(g)+l/2O2(g)=CO2(g)；△H=-283.0 kJ/mol
B. C(s)+ l/2O2(g)=CO(g)；△H=-110.5 kJ/mol
C. H2(g)+ l/2O2(g)=H2O(g)；△H=-241.8 kJ/mol
D. 2C8H18(l)+25O2(g)=16CO2(g)十18H2O(1)； △H=-11036kJ/mol
【答案】A
【解析】试题分析：燃烧热是1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，C→CO2，H2O为液态水，A、符合燃烧热的定义，故正确；B、C→CO2，因此不符合燃烧热，故错误；C、水为液态水，故错误；D、可燃物系数为1mol，故错误。
考点：考查燃烧热等知识。
5. 根据以下3个热化学方程式:
2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l) △H= Q1 kJ/mol
2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(l) △H= Q2 kJ/mol
2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(g) △H= Q3 kJ/mol
判断Q1、Q2、Q3三者关系正确的是
A. Q3 >Q2>Q1 B. Q1>Q2>Q3 C. Q1>Q3>Q2 D. Q2>Q1>Q3
【答案】A
【解析】①2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(l)△H=Q1 kJ/mol，②2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(l)△H=Q2 kJ/mol，③2H2S(g)+O2(g)=2S (s)+2H2O(g)△H=Q3kJ/mol，①与②相比较，由于S→SO2放热，则Q1＜Q2，②与③相比较，由于H2O(l)→H2O(g)吸热，则Q2＜Q3，则Q1＜Q2＜Q3，故选A。
点睛：本题注意从物质反应的程度以及物质的聚集状态的角度比较反应热的大小。三个反应都为放热反应，物质发生化学反应时，生成液态水比生成气态水放出的热量多，反应越完全，放出的热量越多，放出的热量越多，△H越小。
6. 甲、乙两个容器内都进行A→B的反应，甲容器内每分钟减少4 molA，乙容器内每分钟减少2 molA，则甲容器内的反应速率比乙容器内的反应速率
A. 快 B. 慢 C. 相等 D. 无法判断
【答案】D
【解析】v==中，△n、t已知，但V未知，所以无法判断甲、乙容器内的化学反应速率，故选D。
7. 对于反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H<0．达到平衡后，以下分析正确的是
A. 增大压强，对正反应的反应速率影响更大
B. 升高温度，对正反应的反应速率影响更大
C. 减小反应物浓度，对逆反应的反应速率影响更大
D. 加入催化剂，对逆反应的反应速率影响更大
【答案】A
【解析】A．该反应的正反应是反应前后气体体积减小的反应，增大压强，平衡正向移动，则压强对正反应速率影响较大，故A正确；B．该反应的正反应是放热反应，升高温度正逆反应速率都增大，但平衡向逆反应方向移动，说明温度对逆反应速率影响较大，故B错误；C．减小反应物浓度，生成物浓度不变，则逆反应速率不变，故C错误；D．加入催化剂，对正逆反应速率影响相同，所以正逆反应速率仍然相等，故D错误；故选A。
点睛：明确外界条件对化学平衡影响原理是解本题关键，注意结合反应特点分析，注意：催化剂影响反应速率但不影响平衡移动。本题的易错点为C，减小反应物浓度，生成物浓度开始时不变。
8. 某温度下，在一固定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：H2(g)+I2(g) 2HI(g)。下列情况能说明该反应一定达到平衡状态的是
A. 混合气体的颜色不再改变
B. 混合气体的压强不再改变
C. 单位时间内拆开l mol H-H键，同时生成2molH-I键
D. 混合气体的密度不再改变
【答案】A
【解析】A可判断，混合气体的颜色不变也就是碘单质浓度不变，可用于判断平衡是否达到。
B不可判断，该反应前后气体系数不变，没有体积差，无论是否平衡，压强都不会变化。
C不可判断，氢气的分解和碘化氢的生成都是同一个方向，不能说明是否达到平衡。
D不可判断，该反应没有体积差，密度无论是否达到平衡都不会发生改变。所以正确答案是A。
9. 下列说法不正确的是
A. 增大压强，活化分子百分数不变，化学反应速率增大
B. 升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
C. 加入反应物，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
D. 使用催化剂，活化分子百分数增大，化学反应速率增大
【答案】C
【解析】试题分析：A、增大压强，增大单位体积内活化分子的个数，活化分子百分数不变，有效碰撞增加，化学反应速率增大，故说法正确；B、升高温度，活化分子百分数增大，有效碰撞曾增加，化学反应速率加快，故说法正确；C、加入反应物，增大单位体积内活化分子的个数，活化分子百分数不变，有效碰撞增加，化学反应速率增大，故说法错误；D、使用催化剂，活化分子百分数增大，有效碰撞增大，化学反应速率加快，故说法正确。
考点：考查影响化学反应速率的因素等知识。
10. 下列变化过程中，△S<0的是
A. 氯化钠溶于水中 B. NH3(g)和HCl(g)反应生成NH4Cl(s)
C. 干冰的升华 D. CaCO3(s)分解为CaO(s)和CO2(g)
【答案】B
【解析】试题分析：A、氯化钠溶于水，混乱度增加，△S>0，故错误；B、气体生成固体，混乱度减小，△S<0，故正确；C、干冰升华，固体转化成气体，混乱度增大，△S>0，故错误；D、有气体生成，混乱度增大，△S>0，故错误。
考点：考查熵增和熵减等知识。
11. 下列措施或事实不能用勒沙特列原理解释的是
A. 新制的氯水在光照下颜色变浅
B. H2、I2、HI平街混合气加压后颜色变深
C. 工业上生产硫酸的过程中，使用过量的空气以提高SO2的利用率
D. 在合成氨的反应中，加压有利于氨的合成
【答案】B
【解析】试题分析：A、氯气和水发生：Cl2＋H2OHCl＋HClO，光照发生：2HClO2HCl＋O2↑，减少次氯酸，促使反应向正反应方向进行，溶液颜色变浅，与勒夏特列原理有关，故错误；B、H2＋I22HI，反应前后气体系数之和不变，增大压强，平衡不移动，但气体颜色加深，与勒夏特列原理无关，故正确；C、2SO2＋O22SO3，增加氧气的量，增加反应物浓度，平衡向正反应方向移动，符合勒夏特列原理，故错误；D、N2＋3H22NH3，加压平衡向正反应方向进行，符合勒夏特列原理，故错误。
考点：考查勒夏特列原理等知识。
12. 已知反应2NH3N2+3H2，在某温度下的平衡常数为0.25，在此条件下，氨的合成反应1/2N2(g)+3/2H2(g) NH3(g)的平衡常数为
A. 4 B. 2 C. 1 D. 0.5
【答案】B
【解析】试题分析：逆反应的平衡常数就是正反应的平衡常数的倒数，所以该反应的平衡常数是，选B。
考点：平衡常数的运算规则
13. 反应NH4HS(s)NH3(g)+H2S(g)在某一温度下达到平衡，下列各种情况中，能使化学平衡正向移动的是
A. 加入NH4HS固体 B. 压强、温度不变，充入少量氩气
C. 容积、温度一定，充入氨气 D. 温度、容积一定，充入H2S气体
【答案】B
【解析】试题分析：A．由于硫氢化铵是固体，不影响化学平衡，故A错误；B．压强温度一定，充入少量氩气，体积增大，压强减小，平衡 正向进行，故B正确；C．容积、温度一定，充入氦气，各组分的浓度没有发生变化，化学平衡不移动，故C错误；D．温度、容积一定，充入H2S气体，增大生成物浓度，化学平衡向着逆方向移动，故D错误；故选B。
考点：考查化学平衡的影响因素
14. 在已经处于化学平衡状态的体系中，如果下列量发生变化，其中一定能表明化学平衡移动的是
A. 反应混合物的浓度 B. 反应体系的压强
C. 正、逆反应的速率 D. 反应物的转化率
【答案】D
【解析】试题分析：A、如果混合物中各组分的浓度变化而保持各组分的含量不变时，平衡不移动，A错误；B、如果反应前后气体总物质的量不变，则压强对平衡无影响，B错误；C、使用合适的催化剂，正、逆反应速率都改变，但平衡不移动，C错误；D、只有平衡移动才能改变反应物的转化率，所以反应物的转化率改变时，化学平衡一定发生了移动，D正确；答案选D。
考点：考查影响化学平衡移动的因素
15. 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)是制备硫酸的重要反应。下列叙述正确的是
A. 加入催化剂可加快该反应的速率，从而提高SO2的转化率
B. 增大反应体系的压强，反应速率一定增大
C. 该反应是放热反应，故温度越低，对提高SO3的日产量越有利
D. 在2min时间内，SO2的浓度由6 mol/L变为3 mol/L，则在相同时间段内，SO3(g)生成的平均速率为1.5 mol/(L·min)
【答案】D
【解析】A、催化剂可同等程度的改变正、逆反应的反应速率，但不影响化学平衡的移动，不能改变转化率，故A错误；B、若在恒容条件下，向容器中通入惰性气体，反应体系的压强变大，但反应中各物质的浓度不变，因此反应速率也不变，故B错误；C、该反应是放热反应，降低温度反应速率减慢，达平衡所需时间增加，SO3的日产量减少，故C错误；D、根据计算平均速率的定义公式，SO3(g)生成的平均速率为v===1.5 mol/(L•min)，故D正确；故选D。
点睛：本题的易错点为B，增加压强不一定能增加反应速率，必须是提高反应物浓度(例如压缩体积)，像充入惰性气体这样的方式，虽然增加了压强，但是反应速度依然不变。
16. 298 K，l.0l×l05Pa时，反应2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) △H=+56.7 kJ/mol能自发进行的原因是
A. 是吸热反应 B. 是放热反应
C. 是熵减小的反应 D. 熵增大效应大于能量效应
【答案】D
【解析】2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) △H=+56.7kJ/mol，是一个吸热反应，△H＞0，反应能够自发进行，必须满足△G=△H-T•△S＜0，所以△S＞0，且熵增效应大于能量效应，故选D。
17. 在CH3COOHH++CH3COO-的电离平衡中，要使电离平衡右移且氢离子浓度增大，应采取的措施是
A. 加入NaOH B. 加入纯醋酸 C. 加水 D. 降低温度
【答案】B
【解析】试题分析：A．加入NaOH消耗氢离子，平衡向正反应方向进行，但氢离子浓度降低，A错误；B．加入纯醋酸增大醋酸浓度，平衡向正反应方向进行，氢离子浓度增大，B正确；C．加水稀释促进电离，但氢离子浓度降低，C错误；D．电离吸热，降低温度平衡向逆反应方向进行，D错误，答案选B。
【考点定位】考查外界条件对电离平衡的影响
【名师点晴】电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度以及离子浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒·夏特列原理，其规律是：①浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。②温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。③同离子效应：如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。④能反应的物质。如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
18. 反应H2(g)+ Cl2(g)=2HCl(g)的发生过程能量变化如下所示：
下列说法错误的是
A. H-H键比CI - CI键稳定
B. △H= - 184.5 kJ/mol
C. 正反应活化能比逆反应活化能高
D. 在相同条件下，1mol H2(g)和1mol Cl2分别在点燃和光照条件下反应生成2molHCl(g)，重新恢复到原来的状态时△H相同
【答案】C
【解析】试题分析：A、H—H键的键能比Cl—Cl键的键能大，所以H—H键比Cl—Cl键稳定，A正确；B、△H=反应物键能之和-生成物键能之和=436.4KJ/mol+242.7KJ/mol-2×431.8KJ/mol=-184.5KJ/mol，B正确；C、该反应是放热反应，活化能是断键吸收的能量，所以正反应活化能比逆反应活化能低，C错误；D、反应热只与始态和终态有关，与反应途径无关，所以点燃和光照条件下ΔH相同，D正确。答案选C。
考点：化学反应与能量
19. 已知热化学方程式：SO2(g)+1/2O2(g)SO3(g) △H=- 98.32kJ/ mol，现有4mol SO2参加反应，当放出314.3 kJ热量时，SO2的转化率最接近于
A. 40% B. 50% C. 80% D. 90%
【答案】C
【解析】试题分析：因为反应是可逆反应，2molSO2和1molO2充分反应不可能全部转化生成2molSO3，因此最终放出的热量要小于196.64kJ。放出314.3kJ热量时，认为有1.6molSO2参与反应，SO2的转化率最接近于80％。
考点：考查化学反应转化率等相关知识。
20. 已知下列反应的能量变化示意图如下：
下列有关说法正确的是
A. l mol S(g)与O2(g)完全反应生成SO2(g) ，反应放出的热量<297.0 kJ/mol
B. 在相同条件下，SO3(g)比SO2(g)稳定
C. 1 mol SO2(g)和1/2mol O2(g)生成1mol SO3(g)吸收98.7 kJ/mol
D. S(s)与O2(g)反应生成SO3(g)的热化学方程式S(s)+3/2O2(g)SO3(g) △H=- 395.7 kJ/mol
【答案】B
...........................
21. 在相同温度时，100 mL 0.01 mol/L的醋酸溶液与10mL 0.l mol/L的醋酸溶液相比较，下列数值前者大于后者的是
A. 中和时所需NaOH的量 B. 与Mg反应的起始速率
C. OH-的物质的量浓度 D. 溶液中
【答案】C
【解析】A．中和时所需NaOH的量与醋酸的物质的量成正比，n(CH3COOH)=0.01mol/L×0.1L=0.1mol/L×0.01L=0.001mol，两种酸的物质的量相等，则消耗的NaOH相等，故A错误；B．反应速率与氢离子浓度成正比，前者醋酸溶液中c(H+)前者小于后者，所以开始与镁反应速率：前者小于后者，故B错误；C．醋酸溶液中c(OH-)与溶液中c(H+)成反比，溶液中c(H+)前者小于后者，所以c(OH-)前者大于后者，故C正确；D．溶液中=Ka，电离平衡常数只与温度有关，温度不变，电离平衡常数不变，故D错误；故选C。
点睛：明确弱电解质电离程度与浓度关系、电离平衡常数影响因素等知识点是解本题关键。注意A中消耗的NaOH的量与最终酸电离出的n(H+)成正比，与酸的浓度、电解质强弱都无关。
22. 甲、乙、丙三个容器中最初存在的物质的量如图所示，三个容器最初的容积相等、温度相同，反应中甲、丙的容积不变，乙中的压强不变，在一定温度下反应达到平衡。下列说法正确的是
A. 平衡时各容器内c(NO2)的大小顺序为：乙>甲>丙
B. 平衡时N2O4的百分含量：乙>甲=丙
C. 平衡时甲中NO2与丙中N2O4的转化率不可能相同
D. 平衡时混合物的平均相对分子质量：甲>乙>丙
【答案】B
【解析】试题分析：甲、乙存在平衡2NO2⇌N2O4，该反应为气体物质的量减小的反应，故甲中压强减小，乙中压强不变，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，丙中存在平衡N2O4⇌2NO2，相当于开始加入2molNO2，与甲为等效平衡。A．甲与丙为完全等效平衡，平衡时NO2浓度的相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，但平衡移动的结果是降低NO2浓度增大，不会消除增大，故平衡时容器内c（NO2）的大小顺序为乙＞甲=丙，故A错误；B．甲与丙为完全等效平衡，平衡时N2O4的百分含量相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，平衡时N2O4的百分含量增大，故平衡时N2O4的百分含量：乙＞甲=丙，故B正确；C．甲与丙为完全等效平衡，平衡时甲、丙中N2O4的物质的量相等，则0.2α=0.1（1-α），解得α=1/3，故平衡时甲中NO2 与丙中N2O4 的转化率可能相同，故C错误；D．甲与丙为完全等效平衡，平衡时混合气体的平衡摩尔质量相等，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，总的物质的量减小，乙中平均摩尔质量解得，故平衡时混合物的平均相对分子质量：乙＞甲=丙，故D错误。故选B。
考点：考查化学平衡的影响因素；等效平衡
【名师点睛】本题考查化学平衡的影响因素、化学平衡的有关计算等，难度中等，构建平衡建立的等效途径是解决问题的关键，注意等效思想的利用。甲、乙存在平衡2NO2⇌N2O4，该反应为气体物质的量减小的反应，故甲中压强减小，乙中压强不变，乙中到达的平衡相当于在甲平衡的基础上增大压强，增大压强平衡向正反应移动，平衡时N2O4的百分含量增大；但平衡移动的结果是降低NO2浓度增大，不会消除增大；反应混合气体的总质量不变，总的物质的量减小，混合气体的平衡摩尔质量增大；丙中存在平衡N2O4⇌2NO2，相当于开始加入2molNO2，与甲为等效平衡，NO2浓度、N2O4的百分含量、混合气体的平衡摩尔质量与甲中相同．平衡时甲、丙中N2O4的物质的量相等，据此计算转化率判断甲中NO2 与丙中N2O4 的转化率是否可能相同。
23. 在一定条件下，将2 mol SO2和1mol O2充入一定容积的密闭容器中，发生下列反应：
2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) △H=- 197 kJ/mol，当达到平衡状态时，下列说法中正确的是
A. 生成2mol SO3 B. 放出热量197 kJ
C. SO2和SO3共有2 mol D. 含有氧原子共有3mol
【答案】C
【解析】A.该反应为可逆反应，所以生成的SO3少于2 mol，故A错误；B.该反应为可逆反应，所以放出热量少于197 kJ，故B错误；C. S守恒，SO2和SO3 共有2 mol，故C正确； D. 含有氧原子共有6 mol，故D错误。故选C。
24. 将浓度为0.1mol/L HF溶液加水不断稀释，下列各量始终保持增大的是
A. c(H+） B. Ka(HF) C. D.
【答案】D
【解析】试题分析：A、因HF为弱酸，则浓度为0.1mol•L-1HF溶液加水不断稀释，促进电离，平衡正向移动，电离程度增大，n(H+)增大，但c(H+)不断减小，故A错误；B、因电离平衡常数只与温度有关，则Ka(HF)在稀释过程中不变，故B错误；C、因稀释时一段时间电离产生等量的H+和F-，溶液的体积相同，则两种离子的浓度的比值不变，但随着稀释的不断进行，c(H+)不会超过10-7mol•L-1，c(F-)不断减小，则比值变小，故C错误；D、因Ka(HF)=，当HF溶液加水不断稀释，促进电离，c(F-)不断减小，Ka(HF)不变，则增大，故D正确；故选D。
【考点定位】考查弱电解质在水溶液中的电离平衡
【名师点晴】本题考查弱电解质的稀释，明确稀释中电离程度、离子浓度、Ka的变化即可解答，本题难点和易错点是不断稀释时c(H+)不会超过10-7mol•L-1，根据HF属于弱电解质，则在加水不断稀释时，电离程度增大，电离平衡保持向正反应方向移动，并注意温度不变时，电离平衡常数不变。
25. 25℃时，在含有Pb2+、Sn2+的某溶液中，加入过量金属锡(Sn)，发生反应：
Sn(s)+ Pb2+(aq) Sn2+(aq)+ Pb(s)，体系中c(Pb2+)和c（Sn2+）变化关系如图所示。下列判断正确的是
A. 向平衡体系中加入金属铅后，c(Pb2+)增大
B. 向平衡体系中加入少量Sn(NO3)2固体后，c(Pb2+)变小 。
C. 升高温度，平衡体系中c(Pb2+)增大，说明该反应△H>0
D. 25℃时，该反应的平衡常数K=2.2
【答案】D
【解析】试题分析：A、金属铅是固体，增大铅的用量，不影响平衡移动，c（Pb2+）不变，错误；B、加入少量SnNO3）2固体，Sn2+浓度增大，平衡向逆反应移动，c（Pb2+）增大，错误；C、升高温度，平衡体系中c（Pb2+）增大，说明平衡向逆反应进行，升高温度平衡向吸热反应移动，故正反应为放热反应，ΔH<0，错误；D、根据图像知25 ℃时，该反应的平衡常数K＝c（Sn2+）/ c(Pb2＋）=0.22mol/L÷0.10mol/L=2.2，正确。
考点：考查化学平衡移动
第Ⅱ卷
26. I．联氨（N2H4，常温下是无色液体）是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，回答下列问题：
（1）已知12.8 g的液态高能燃料联氨在氧气中燃烧，生成气态N2和液态水，放出248.8kJ的热量。写出表示液态联氨燃烧热的热化学方程式___________________。
（2）已知①2O2(g)+N2(g)=N2O4(l) ΔH1
②N2(g)+2H2(g)=N2H4(l) ΔH2
③O2(g)+2H2(g)=2H2O(g) ΔH3
④2 N2H4(l) + N2O4(l)= 3N2(g)+ 4H2O(g) ΔH4=-1048.9kJ/mol
上述反应热效应之间的关系式为ΔH4=___________，联氨和N2O4可作为火箭推进剂的主要原因为_____________。
Ⅱ．现有反应：mA(g)+nB(g)pC(g)．达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，则：
(1)该反应的逆反应为_______热反应，且m+n_____p（填“>”“=”“<”）。
(2)若加入B（体积不变），则A的转化率______，B的转化率____（填“增大”“减小”或“不变”）。
(3)若升高温度，则平衡时B、C的浓度之比将_________。
(4)若加入催化剂，平衡时气体混合物的总物质的量_________。
【答案】 (1). N2H4 (l) + O2(g) = N2(g) + 2H2O(l) △H= —622.0 kJ/mol (2). 2ΔH3-2ΔH2-ΔH1 (3). 反应放热量大、产生大量气体 (4). 放 (5). ＞； (6). 增大 (7). 减小 (8). 减小 (9). 不变
【解析】I．(1)反应方程式为：N2H4+2H2O2═N2+4H2O，0.4mol液态肼放出248.8kJ的热量，则1mol液态肼放出的热量为=622kJ，所以反应的热化学方程式为：N2H4(g)+2H2O2(l)═N2(g)+4H2O(g)△H=-622kJ/mol，故答案为：N2H4(l)+O2(g)═N2(g)+2H2O(l)△H=-622kJ•mol-1；
(2)①2O2(g)+N2(g)═N2O4(l)△H1，②N2(g)+2H2(g)═N2H4(l)△H2，③O2(g)+2H2(g)═2H2O(g)△H3，依据热化学方程式和盖斯定律计算③×2-②×2-①得到④2N2H4(l)+N2O4(l)═3N2(g)+4H2O(g)△H4=2△H3-2△H2-△H1，根据反应④可知，联氨和N2O4反应放出大量热且产生大量气体，因此可作为火箭推进剂，故答案为：2△H3-2△H2-△H1；反应放热量大，产生大量气体；
Ⅱ．(1)升高温度时，B的转化率变大，说明平衡正向移动，正反应为吸热反应，则逆反应为放热反应；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，说明平衡逆向进行，逆反应是气体体积增大的反应．则m+n＞p；故答案为：放；＞；
(2)若加入B，A的转化率增大，B本身的转化率减小；故答案为：增大，减小；
(3)当升高温度时，B的转化率变大，平衡正向进行，说明正反应是吸热反应，比值 减小；故答案为：减小；
(4)催化剂对化学平衡移动没有影响，所以若加入催化剂，平衡时气体混合物的总物质的量不变，故答案为：不变。
27. I．实验室用50 mL 0.50mol/L盐酸、50mL 0.55 mol/LNaOH溶液和如图所示装置，进行测定中和热的实验，得到表中的数据：
实验次数
起始温度t1/℃
终止温度t2/℃
盐酸
NaOH溶液
1
20.2
20.3
23.7
2
20.3
20.5
23.8
3
21.5
21.6
24.9
完成下列问题：
(1)不能用铜丝搅拌棒代替环形玻璃搅拌棒的理由是____。
(2)在操作正确的前提下，提高中和热制定准确性的关键是____．
(3)根据上表中所测数据进行计算，则该实验测得的中和热△H=____[盐酸和NaOH溶液的密度按1g/cm3计算，反应后混合溶液的比热容(c)按4.18J/(g．℃)计算]．
(4)如用0.5 mol/L的盐酸与NaOH固体进行实验，则实验中测得的“中和热”数值将_____（填“偏大”、“偏小”、“不变”）．如改用60 mL0.5moI/L的盐酸与50 mL 0.55mol/L的NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量______（填“相等”或“不相等”），所求中和热_____（填“相等”或“不相等”）。
(5)若某同学利用上述装置做实验，有些操作不规范，造成测得中和热的数值偏低，请你分析可能的原因是______________。
A．测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净
B. 把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓
C．做本实验的当天室温较高
D．将50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水
E．在量取盐酸时仰视计数
F大烧杯的盖扳中间小孔太大。
Ⅱ．某小组利用H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液反应来探究“外界条件对化学反应速率的影响”。实验时，先分别量取两种溶液，然后倒入试管中迅速振荡混合均匀，开始计时，通过褪色所需时间来判断反应的快慢。该小组设计了如下方案：
（1）已知反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，为了观察到紫色褪去，H2C2O4与KMnO4初始的物质的量需要满足的关系为n(H2C2O4)：n(KMnO4) ≥_______。
（2）试验编号②和③探究的内容是_____________。
（3）实验①测得KMnO4溶液的褪色时间为40s，忽略混合前后溶液体积的微小变化，这段时同内平均反应速率v(KMnO4)=__________mol·L-1·min-1。
【答案】 (1). Cu传热快，热量损失大 (2). 提高装置的保温效果 (3). －56.8 kJ·mol－1 (4). 偏大 (5). 不相等 (6). 相等 (7). ABDF (8). 2.5(或5:2) (9). 其他条件不变，温度对反应速率的影响 (10). 0.010
【解析】I．(1)不能将环形玻璃搅拌棒改为铜丝搅拌棒，因为铜丝搅拌棒是热的良导体；故答案为：Cu传热快，热量损失大；
(2)中和热测定实验主要目的是测量反应放出的热量多少，所以提高中和热测定准确性的关键是提高装置的保温效果； 故答案为：提高装置的保温效果；
(3)第1次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.25℃，反应前后温度差为：3.45℃；第2次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.40℃，反应前后温度差为：3.40℃；第3次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为21.55℃，反应前后温度差为：3.35℃；三次温度差的平均值为3.40℃，50mL 0.50 mol•L-1盐酸、50mL 0.55mol•L-1 NaOH溶液的质量m=100mL×1g/mL=100g，c=4.18J/(g•℃)，代入公式Q=cm△T得生成0.025mol的水放出热量Q=4.18J/(g•℃)×100g×3.40℃=1421.2J=1.4212KJ，即生成0.025mol的水放出热量1.4212KJ，所以生成1mol的水放出热量为=56.8kJ，即该实验测得的中和热△H=-56.8kJ/mol；故答案为：-56.8kJ/mol；
(4)氢氧化钠固体溶于水放热，反应后温度偏高，计算所得热量偏大，所以实验中测得的“中和热”数值将偏大；反应放出的热量和所用酸以及碱的量的多少有关，改用60mL 0.50mol/L盐酸跟50mL 0.55mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的量增多，所放出的热量偏高，但是中和热的均是强酸和强碱反应生成1mol水时放出的热，中和热相等；故答案为：偏大；不相等；相等；
(5)A．测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净，在测碱的温度时，会发生酸和碱的中和，温度计示数变化值减小，所以导致实验测得中和热的数值偏小，故A正确；B、把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓，会导致一部分能量的散失，实验测得中和热的数值偏小，故B正确；C、做本实验的室温和反应热的数据之间无关，故C错误；D、将50mL0.55mol/L氢氧化钠溶液取成了50mL0.55mol/L的氨水，由于氨水是弱碱，弱碱电离要吸热，导致实验测得中和热的数值偏小，故D正确；E、在量取盐酸时仰视计数，会使得实际量取体积高于所要量的体积，算过量，可以保证碱全反应，导致实验测得中和热的数值偏高，故E错误；F、大烧杯的盖板中间小孔太大，会导致一部分能量散失，导致实验测得中和热的数值偏小，故F正确；故选ABDF；
Ⅱ．(1)根据反应后H2C2O4转化为CO2逸出，KMnO4转化为MnSO4，反应的化学方程式为：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+2MnSO4+8H2O+10CO2↑；H2C2O4中碳元素的化合价为+3价，变成二氧化碳后化合价总共升高了2×(4-3)价，所以每消耗1mol H2C2O4转移2mol电子；为了观察到紫色褪去，高锰酸钾的物质的量应该少量，即c(H2C2O4)：c(KMnO4)≥=2.5，故答案为：2.5；
(2)实验②和③，其他条件完全相同，探究的温度不同，因此探究了温度对反应速率的影响，故答案为：其他条件不变，温度对反应速率的影响；
(3)草酸的物质的量为：0.10mol•L-1×0.002L=0.0002mol，高锰酸钾的物质的量为：0.010mol•L-1×0.004L=0.00004mol，草酸和高锰酸钾的物质的量之比为：0.0002mol：0.00004mol=5：1，显然草酸过量，高锰酸钾完全反应，混合后溶液中高锰酸钾的浓度为：=×0.010mol/L，这段时间内平均反应速率v(KMnO4)== mol•L-1•s-1=×60 mol•L-1•min-1=0.010mol•L-1•min-1，故答案为：0.010。
28. 工业合成氨，N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)反应过程中的能量变化如图所示，据图回答问题：
（1）该反应通常用活性铁作催化剂，加活性铁会使图中B点升高还是降低______（填“升高”或“降低”或“不变”）理由是________________。
（2）该反应在恒温恒容条件下进行，下列选项一定能判断反应达到平衡状态的是________。
A．3v (N2)=v(H2)
B．单位时间内每消耗a mol N2的同时消耗3a molH2
C．单位时间内每断裂amol氮氮三键的同时生成3a mol氢氢单键
D．c(N2):c(H2):c(NH3)=1:3:2
E．气体总密度不变
F．气体平均摩尔质量不变
（3）该反应平衡常数表达式为：K=_______，当浓度商Q______K(填“<”、 “>”或“=”)时，反应向右进行。
（4）450℃时该反应的平衡常数_______500℃时的平衡常数(填“<”、 “>”或“=”)。
（5）一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高H2的转化率，可以采取的合理措施有_____（填字母代号）。
a．高温高压 b.加入催化剂 c．增加N2的浓度 d．增加H2的浓度 e．分离出NH3
【答案】 (1). 降低 (2). 催化剂能降低反应活化能 (3). CF (4). (5). < (6). > (7). c、e
【解析】(1)催化剂是通过降低反应的活化能来加快化学反应速率，所以加活性铁会使图中B点降低，故答案为：降低；催化剂能降低反应活化能；
(2)A．根据方程式，任何时候都存在3v (N2)=v(H2)，不能判断反应是否达到平衡状态，故A错误；B．根据方程式，单位时间内每消耗a mol N2的同时一定消耗3a molH2，不能判断反应是否达到平衡状态，故B错误；C．单位时间内每断裂amol氮氮三键表示正反应速率，生成3a mol氢氢单键表示逆反应速率，表示正逆反应速率相等，能够判断反应达到平衡状态，故C正确；D．c(N2):c(H2):c(NH3)=1:3:2，不能说明正逆反应速率相等，不能判断反应是否达到平衡状态，故D错误；E．容器的体积和气体的质量均不变，气体总密度始终不变，不能判断反应是否达到平衡状态，故E错误；F．该反应前后气体的物质的量发生变化，当气体平均摩尔质量不变，说明气体的物质的量不变，说明反应达到了化学平衡状态，故F正确；故选CF；
(3)化学平衡常数是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，所以合成氨的平衡常数表达式K=；根据K和Q的关系，当浓度商Q＜K时，反应向右进行，直到达到平衡状态，故答案为：；＜；
(3)合成氨的反应是放热反应，对于放热反应，温度降低，平衡正向移动，平衡常数增大，故答案为：＞；
(4)一定条件下的密闭容器中，该反应达到平衡，要提高H2的转化率，即让化学平衡正向进行即可，一般不考虑加压，可以增加反应物N2的浓度、分离出NH3(减小生成物的浓度)，高温条件会使平衡向左进行，加入催化剂不会改变反应物的转化率，增加H2的浓度会使得氢气的转化率减小；故答案为：ce。
点睛：可逆反应达到平衡状态有两个核心的判断依据：①正反应速率和逆反应速率相等。②反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变。只要抓住这两个特征就可确定反应是否达到平衡状态，对于随反应的发生而发生变化的物理量如果不变了，即说明可逆反应达到了平衡状态。
29. 在一容积为2L的密闭容器内加入0.2mol的N2和0.6 mol的H2．在一定条件下发生如下反应：
N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) △H<0反应中NH3的物质的量浓度的变化情况如图所示：
（1）根据右图，计算从反应开始到平衡时，平均反应速率v(NH3)=____mol/(L·min)
（2）反应达到平衡后，第5分钟末，保持其他条件不变，若改变反应温度，则NH3的物质的量浓度不可能为_________（填字母序号）。
A.0 20 mol/L B.0.1 mol/L C.0.10 mol/L D.0.08 mol/L
（3）反应达到平衡后，第5分钟末，保持其他条件不变，若只把容器的体积缩小一半，平衡_______移动（填“向逆反应方向”、“向正反应方向”或“不”），化学平衡常数_________（填“增大”、“减小”或“不变”）．
（4）在第5分钟末将容器的体积缩小一半后，若在第8分钟末达到新的平衡(设此时NH3的浓度为0.25mol/L)。请在上图中画出第5分钟末到此平衡时NH3浓度的变化曲线。______
【答案】 (1). 0.025 (2). AC (3). 向正反应方向 (4). 不变 (5).
【解析】(1)结合图象可知，4min～5min时，氨气的物质的量浓度为0.1mol/L，氨气的浓度不再变化，说明正逆反应速率相等，此时已经达到平衡状态；平衡时氨气的浓度为0.1mol/L，时间为4min，则0～4min氨气的平均反应速率υ(NH3)=：v(NH3)==0.025 mol/(L•min)，故答案为：0.025 mol/(L•min)；
(2)改变反应温度，平衡一定移动，而氮气和氢气不可能完全转化为氨气，所以v(NH3)＜0.20mol/L。A． 如果氨气的浓度是0.20mol/L，则氮气与氢气完全转化，故错误；B．降低温度，氨气的浓度可能为0.12mol/L，故正确；C．温度改变，平衡一定移动，所以不可能为0.10mol/L，故错误；D．升高温度，平衡逆向移动，所以氨气浓度变小，可能为：0.08mol/L，故正确；故答案为：AC；
(3)该反应是气体体积减小的反应，把容器的体积缩小一半，增大了反应体系的压强，增大压强，平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动；化学平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，故答案为：向正反应方向；不变；
(4)把容器的体积缩小一半的瞬间氨气的浓度，氨气的浓度变为0.20mol/L，平衡后浓度约为0.25mol/L，所以第5分钟末到平衡时NH3浓度的变化曲线为：，故答案为：。
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