【化学】新疆乌鲁木齐市二十三中学2018-2019学年高二10月月考（解析版） 试卷

新疆乌鲁木齐市二十三中学2018-2019学年高二10月月考
1.下列措施不符合节能减排的是( )
A. 大力发展火力发电，解决电力紧张问题
B. 在屋顶安装太阳能热水器为居民提供生活用热水
C. 用石灰对煤燃烧后形成的烟气脱硫，并回收石膏
D. 用杂草、生活垃圾等有机废弃物在沼气池中发酵产生沼气，作家庭燃气
【答案】A
【解析】大力发展火力发电，必然增大碳排放量，增大污染；解决电力紧张必须从根本上发展新型能源。
2.下列反应不属于吸热反应的是(　　 )
A. Ba(OH)2与NH4Cl固体混合 B. 氯化铵分解得氨气
C. 碳酸钙分解得二氧化碳 D. 实验室制备氢气
【答案】D
【分析】根据常见的放热反应有：所有的物质燃烧、金属与酸或水反应、中和反应、铝热反应、绝大多数化合反应等；
常见的吸热反应有：绝大数分解反应，个别的化合反应（如C和CO2），Ba(OH)2•8H2O与氯化铵的反应。
【详解】A．Ba(OH)2•8H2O晶体和NH4Cl混合反应，是吸热反应，选项A不选；
B．氯化铵受热分解得氨气和氯化氢，属于吸热反应，选项B不选；
C．碳酸钙高温受热分解得二氧化碳和碳酸钙，属于吸热反应，选项C不选；
D．实验室制备氢气是利用金属锌与稀硫酸反应生成硫酸锌和氢气，属于放热反应，选项D选；
答案选D。
3.不同条件下,物质X可转化为Y,也可转化为Z,转化过程中的能量变化如图所示。下列说法正确的是(　 )

A. 由2X→3Y的反应是放热反应
B. X、Y、Z三种物质中最不稳定的是Z
C. 反应物总键能大于Z物质的总键能
D. 若Y可转化为Z,则相应的反应是放热反应
【答案】D
【详解】A. 由图象可知，由2X→3Y的反应中反应物的总能量小于生成物的总能量，反应为吸热反应，选项A错误；
B. 由图知Z的能量在三种物质中最低，能量越低越稳定，故X、Y、Z三种物质中最稳定的是Z，选项B错误；
C. 3Y的能量高于2X也高于Z，故生成Y的反应是吸热反应，Y生成Z的反应是放热反应，反应物总键能小于Z物质的总键能，选项C错误；
D. 3Y的能量高于2X也高于Z，故生成Y的反应是吸热反应，Y生成Z的反应是放热反应，选项D正确。
答案选D。
4.己知H-H键键能(化学键断裂时吸收或形成时释放的能量)为436 kJ/mol，N-H键键能为391 kJ/mol，根据热化学方程式：N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) △H =-92.4 kJ/mol，可知 N≡N键的键能是(　　 )
A. 431kJ/mol B. 946 kJ/mol C. 649 kJ/mol D. 896 kJ/mol
【答案】B
【解析】反应热等于断键吸收的能量和形成化学键所放出的能量的差值，根据热化学方程式可知x+3×436kJ/mol－2×3×391kJ/mol＝-92.4kJ/mol，解得x＝946kJ/mol，答案选B。
5.下列热化学方程式书写正确的是(ΔH的绝对值均正确)(　　 )
A. C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝－1367.0 kJ/mol(燃烧热)
B. NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝＋57.3 kJ/mol(中和热)
C. S(s)＋O2(g)===2SO2(g) ΔH＝－296.8 kJ/mol(反应热)
D. 2NO2===O2＋2NO ΔH＝＋116.2 kJ/mol(反应热)
【答案】C
【详解】燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时放出的热量，A项中生成物H2O(g)不是稳定态，故A项错误；中和热：在稀溶液中，酸和碱发生中和反应生成1mol H2O(l)时的反应热为中和热，因酸碱中和为放热反应，ΔH应为负值，故B项错误；硫在氧气中燃烧属于放热反应，故C项正确；D项中各物质未标明物质聚集状态，不属于热化学方程式，故D项错误；答案：C
【点睛】热化学方程式是表示的参加反应物质的量和反应热的关系式的化学方程式。需注意：（1）在书写时要标明条件（若无特殊说明则为常温常压），（2）熟练掌握燃烧热、中和热、反应热、溶解热等常见概念的含义，并能够进行区分以及熟悉之间联系。
6.在同温、同压下，下列三个反应放出的热量分别用a、b、c表示，则a、b、c的关系是(　　)
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－a kJ·mol－1 　①
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－b kJ·mol－1　 ②
H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(g)　ΔH＝－c kJ·mol－1　 ③
A. a＞b， b＝2c B. a＝b＝c C. a＜b，c＝a/2 D. 无法比较
【答案】C
【详解】已知 ①2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=-akJ/mol；
②2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H=-bkJ/mol；
③H2（g）+O2（g）=H2O（g）△H=-ckJ/mol；
则反应①③的状态相同，①是③的2倍，则a=2c，
气态水转化为液态水要放热，所以反应①放出的热量小于②，
则a＜b；
答案选C。
7.已知强酸、强碱的中和热为57.3 kJ·mol－1。下列热化学方程式正确的是(　　)
A. HNO3(aq)＋KOH(aq)===H2O(l)＋KNO3(aq)　ΔH>－57.3 kJ·mol－1
B. HNO3(aq)＋NH3·H2O(aq)===H2O(l)＋NH4NO3(aq)ΔHb
C. 1 mol SO2(g)所具有能量低于1 mol S(s)与1 mol O2(g)具有的能量之和
D. 16 g固态硫在空气中充分燃烧，可吸收148.6 kJ的热量
【答案】D
【详解】A、从所给热化学方程式分析，ΔHb，选项B正确；
C、因为S的燃烧是放热反应，故1 mol SO2(g)所具有的能量低于1 mol S(s)和1 mol O2(g)所具有的能量之和，选项C正确；
D、根据热化学方程式：S(s)＋O2(g)==SO2(g)　ΔH＝a kJ·mol－1(a＝－297.2)，则16 g固态硫在空气中充分燃烧，可放出148.6 kJ的热量，选项D不正确；
答案选D。
9.据报道，在300℃、70MPa下由二氧化碳和氢气合成乙醇已成为现实：2CO2（g）+6H2（g）CH3CH2OH（g）+3H2O（g），下列叙述错误的是(　　 )
A. 使用Cu-Zn-Fe催化剂可大大提高生产效率
B. 反应需在300℃进行可推测该反应是吸热反应
C. 充入大量CO2气体可提高H2的转化率
D. 从平衡混合气体中分离出CH3CH2OH和H2O可提高CO2和H2的利用率
【答案】B
【详解】A项，使用Cu-Zn-Fe催化剂可加快反应速率，能大大提高生产效率，A项正确；
B项，反应加热与反应放热还是吸热没有直接的关系，如煤的燃烧放热，但需要加热，B项错误；
C项，充入大量CO2气体平衡会正向移动，所以可提高H2的转化率，C项正确；
D项，从平衡混合气体中分离出CH3CH2OH和H2O会使平衡正向移动，所以可提高CO2和H2利用率，D项正确；
故选B。
10.在不同条件下，分别测得反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的化学反应速率，其中表示该反应进行得最快的是（　　）
A. υ(SO2)=4 mol·L－1·min－1 B. υ(O2)=3 mol·L－1·min－1
C. υ(SO2)=0.1 mol·L－1·s－1 D. υ(O2)=0.1 mol·L－1·s－1
【答案】D
【分析】反应速率之比等于化学计量数之比，反应速率都转化为用氧气的浓度来表示的反应速率，速率数值越大，反应速率越快，以此来解答。
【详解】A. υ(SO2)=4 mol·L－1·min－1，则υ(O2)=2 mol·L－1·min－1；
B.υ(O2)=3 mol·L－1·min－1；
C.υ(SO2)=0.1 mol·L－1·s－1，则υ(O2)=3mol·L－1·min－1；
D. υ(O2)=0.1 mol·L－1·s－1，则υ(O2)=6mol·L－1·min－1；
可见反应速率用氧气的浓度变化来表示最大为6mol·L－1·min－1，故合理选项是D。
【点睛】本题考查反应速率的比较，把握反应速率与化学计量数的关系为解答的关键，侧重分析与计算能力的考查，注意比值法应用及速率的单位。
11.对于可逆反应：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，下列措施能使反应物中活化分子百分数、化学反应速率和化学平衡常数都变化的是(　　 )
A. 增大压强 B. 升高温度 C. 使用催化剂 D. 多充入O2
【答案】B
【解析】A．增大压强，活化分子百分数不变，故A错误；B．升高温度，反应物中活化分子百分数、化学反应速率都增大，且化学平衡常数发生变化，故B正确；C．使用催化剂，平衡常数不变，故C错误；D．多充O2，活化分子百分数、平衡常数不变，故D错误
考点：考查了化学平衡的影响因素的相关知识。
12.将等物质的量的X、Y气体充入一个密闭容器中，在一定条件下发生如下反应并达到平衡：X(g)＋Y(g) 2Z(g)　ΔHp4，Y轴表示A的转化率
B. p3>p4，Y轴表示B的质量分数
C. p3>p4，Y轴表示B的转化率
D. p3>p4，Y轴表示混合气体的平均相对分子质量
【答案】B
【解析】由图Ⅰ可知，压强为P2时，温度T1先到达平衡，故温度T1＞T2，且温度越高，平衡时C的体积分数越低，故升高温度平衡向逆反应移动，正反应为放热反应；温度为T1时，压强P2先到达平衡，故压强P2＞P1，且压强越大，平衡时C的质量分数越高，故增大压强平衡向正反应移动，正反应为体积减小的反应，故x=1。A．如果P3＞P4，在相同温度下增大压强平衡向正反应方向移动，则A的转化率增大，符合图像。升高温度平衡向逆反应方向移动，则A的转化率减小，符合图像。故A正确；B．如果P3＞P4，在相同温度下增大压强平衡向正反应方向移动，则B的质量分数减小，图象与实际不符，故B错误；C．如果P3＞P4，在相同温度下增大压强平衡向正反应方向移动，则B的转化率增大，符合图像。升高温度平衡向逆反应方向移动，则B的转化率减小，符合图像。故C正确；D．如果P3＞P4，增大压强，平衡向正反应移动，混合气体总的物质的量减小，混合气体的总质量不变，平均摩尔质量增大。温度升高平衡向逆反应移动，混合气体总的物质的量增大，平均相对分子质量减小，图象与实际相符，故D正确。故选B。
考点： 化学图像题
【名师点晴】本题考查化学平衡图象、化学平衡的影响因素等，注意根据图（1）分析反应的特征是解题的关键。化学平衡图像题的解题技巧：①紧扣特征，弄清可逆反应的正反应是吸热还是放热，体积增大、减小还是不变，有无固体、纯液体物质参与反应等。②先拐先平，在含量（转化率）—时间曲线中，先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线反应速率快，表示温度较高、有催化剂、压强较大等。③定一议二，当图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系，有时还需要作辅助线。④三步分析法，一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。
14.在温度、容积相同的3个密闭容器中，按不同方式投入反应物，保持恒温、恒容，测得反应达到平衡时的有关数据如下（已知N2(g)+3H2(g)===2NH3(g) △H=-92.4kJ·mol-1）
容器
甲
乙
丙
反应物投入量
1 mol N2、3 mol H2
2 mol NH3
4 mol NH3
NH3的浓度（mol·L-1）
c1
c2
c3
反应的能量变化
放出a kJ
吸收b kJ
吸收 c kJ
体系压强（Pa）
p1
p2
p3
反应物转化率
1
2
3

下列说法正确的是（　　）
A. 2c1＞c3 B. a+b=92.4 C. 2p2＜p3 D. 1+3＞1
【答案】B
【分析】甲投入1molN2、3molH2，乙容器投入量2molNH3，恒温恒容条件下，甲容器与乙容器是等效平衡，各组分的物质的量、含量、转化率等完全相等；而甲容器投入1molN2、3molH2，丙容器加入4molNH3，采用极限转化法丙相当于加入2molN2、6molH2，丙中加入量是甲中的二倍，如果恒温且丙容器容积是甲容器2倍，则甲容器与丙容器为等效平衡，所以丙所到达的平衡，可以看作在恒温且容积是甲容器两倍条件下，到达平衡后，再压缩体积为与甲容器体积相等所到达的平衡，由于该反应是体积减小的反应，缩小容器体积，增大了压强，平衡向着正向移动，所以丙中氮气、氢气转化率大于甲和乙的，据此分析解答。
【详解】A、丙容器反应物投入量4molNH3，采用极限转化法转化为反应物为2molN2、6molH2，是甲中的二倍，若平衡不移动，c3=2c1；丙相当于增大压强，平衡向着正向移动，所以丙中氨气的浓度大于乙中氨气浓度的二倍，即c3＞2c1，故A错误；
B、甲投入1molN2、3molH2，乙中投入2molNH3，则甲与乙是完全等效的，根据盖斯定律可知，甲与乙的反应的能量变化之和为92.4kJ，故a+b=92.4，故B正确；
C、丙容器反应物投入量4molNH3，是乙的二倍，若平衡不移动，丙中压强为乙的二倍；由于丙中相当于增大压强，平衡向着正向移动，所以丙中压强减小，小于乙的2倍，即2p2＞p3，故C错误；
D、丙容器反应物投入量4molNH3，是乙的二倍，若平衡不移动，转化率α1+α3=1；由于丙中相当于增大压强，平衡向着正向移动，氨气的转化率减小，所以转化率α1+α3＜1，故D错误。
答案选B。
15.在300 mL的密闭容器中，放入镍粉并充入一定量的CO气体，一定条件下发生反应：Ni(s)＋4CO(g)⇌Ni(CO)4(g)，已知该反应平衡常数与温度的关系如表：
温度/℃
25
80
230
平衡常数
5×104
2
1.9×10－5

下列说法不正确的是(　　)
A. 上述生成Ni(CO)4(g)的反应为放热反应
B. 在25 ℃时，反应Ni(CO)4(g)⇌Ni(s)＋4CO(g)平衡常数为2×10－5
C. 在80 ℃时，测得某时刻，Ni(CO)4、CO浓度均为0.5 mol·L－1，则此时v正>v逆
D. 在80 ℃达到平衡时，测得n(CO)＝0.3 mol，则Ni(CO)4的平衡浓度为2 mol·L－1
【答案】C
【解析】A、随着温度的升高，化学平衡常数降低，说明反应向逆反应反响进行，根据勒夏特列原理，正反应方向是放热反应，故说法正确；B、此反应的化学平衡常数应是上述反应平衡常数的倒数，即1/5×104=2×10－5，故说法正确；C、此时的浓度商为0.5/0.54=8>2，说明反应向逆反应方向进行，即v正0，ΔS0，反应后体系中物质的总能量升高，说明正反应是吸热反应，则ΔH>0。
答案选C。
【点睛】本题考查反应的自发性与焓变、熵变的关系的判断的知识。根据反应的自由能公式∆G=∆H-T∆S，由于∆S>0，∆H>0，则根据∆G=∆H-T∆S∆H /∆S，所以反应在高温可以自发进行。
17.(1)已知：As(s)＋H2(g)＋2O2(g)===H3AsO4(s)　ΔH1
H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2
2As(s)＋O2(g)===As2O5(s)　ΔH3
则反应As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s)的ΔH＝____________________。
(2)下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气反应系统原理。

通过计算，可知系统(Ⅰ)和系统(Ⅱ)制氢的热化学方程式分别为______________________、_________________________________，制得等量H2所需能量较少的是________。
(3)N2与H2反应生成NH3的过程中能量变化曲线如图所示。若在一个固定容积的密闭容器中充入1 mol N2和3 mol H2，使反应N2＋3H22NH3达到平衡，测得反应放出热量为Q1。填写下列空白：

①Q1______92 kJ。
②b曲线是______________时的能量变化曲线。
③上述条件下达到平衡时H2的转化率为_______________。
④在温度体积一定的条件下，若通入2 mol N2和6 mol H2反应后放 出的热量为Q2 kJ，则2Q1与Q2的关系为____________________。
【答案】 (1). 2ΔH1-3ΔH2-ΔH3 (2). H2O(l)=H2(g)+O2(g) △H=+286 kJ/mol (3). H2S (g)=H2(g)+S(s) △H=+20 kJ/mol (4). 系统II (5). < (6). 加催化剂 (7). (8). Q2>2Q1
【详解】(1)已知：①As(s)＋H2(g)＋2O2(g)=H3AsO4(s)　ΔH1
②H2(g)＋O2(g)=H2O(l)　ΔH2
③2As(s)＋O2(g)=As2O5(s)　ΔH3
根据盖斯定律，由①×2-②×3-③可得反应As2O5(s)＋3H2O(l)=2H3AsO4(s) ΔH＝2ΔH1-3ΔH2-ΔH3；
(2)①H2SO4(aq)=SO2(g)+H2O(l)+ O2(g) △H1=＋327 kJ/mol
②SO2(g)+I2(s)+ 2H2O(l)=2HI(aq)+ H2SO4(aq) △H2=－151 kJ/mol
③2HI(aq)= H2 (g)+ I2(s) △H3=＋110 kJ/mol
④H2S(g)+ H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+ 2H2O(l) △H4=＋61 kJ/mol
①+②+③，整理可得系统（I）的热化学方程式H2O(l)=H2(g)+O2(g) △H=+286 kJ/mol；
②+③+④，整理可得系统（II）的热化学方程式H2S (g)=H2(g)+S(s) △H=+20 kJ/mol。
根据系统I、系统II的热化学方程式可知：每反应产生1 mol氢气，后者吸收的热量比前者少，所以制取等量的H2所需能量较少的是系统II；
（3）①由图可知反应的热化学方程式为：N2（g）+3H2（g）=2NH3（g）△H=508 kJ•mol-1-600 kJ•mol-1=-92kJ•mol-1，N2与H2反应生成NH3的反应为可逆反应，反应为不能完全转化为生成物，即1mol N2和3mol H2不能完全反应生成1molNH3，则反应放出的热量值Q12Q1。
【点睛】本题考查化学反应中的能量变化图、反应热的计算，注意书写热化学方程式的注意事项以及反应热的计算方法，易错点为（3）④若通入2mol N2和6mol H2，则初始反应物的物质的量增大了一倍，由于压强增大平衡正向移动，所以反应的热量增大。
18.某实验小组用0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液进行中和热的测定，其实验装置如图所示.

(1)写出该反应的热化学方程式(中和热为57.3 kJ·mol-1)：_____________________________________________。
(2)取50 mL NaOH溶液和30 mL硫酸溶液进行实验，实验数据如下表。请填写下表中的空白：
温度
实验次数
起始温度t1/℃
终止温度t2/℃
温度差平均值(t2-t1)/℃
H2SO4
NaOH
平均值
1
26.2
26.0
26.1
30.1
_____
2
27.0
27.4
27.2
31.2
3
25.9
25.9
25.9
29.8
4
26.4
26.2
26.3
30.4

(3)近似认为0.50 mol·L-1 NaOH溶液和0.50 mol·L-1硫酸溶液的密度都是1 g·cm-3，中和后生成溶液的比热容c＝4.18 J·g-1·℃-1。则中和热ΔH＝________________________(取小数点后一位)。
(4)上述实验数值结果与57.3 kJ·mol-1有偏差，产生偏差的原因可能是____________(填字母)。
a 实验装置保温、隔热效果差
b 量取NaOH溶液的体积时仰视读数
c 分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
d 用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
【答案】 (1). H2SO4(aq)＋2NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝-114.6 kJ·mol-1 (2). 4.0 (3). -53.5 kJ·mol-1 (4). acd
【分析】（1）依据中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，标注物质聚集状态和对应焓变写出热化学方程式；
（2）先计算出每次试验操作测定的温度差，然后舍弃误差较大的数据，最后计算出温度差平均值；
（3）根据Q=m•c•△T计算出反应放出的热量，然后计算出生成1mol水放出的热量，就可以得到中和热；
（4）a．装置保温、隔热效果差，测得的热量偏小；
b．量取NaOH溶液的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏高；
c．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，热量散失较多；
d．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H2SO4测温度，硫酸的起始温度偏高。
【详解】（1）中和热为57.3kJ•mol-1，而中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，稀硫酸和稀氢氧化钠溶液反应的热化学方程式为：H2SO4(aq)＋2NaOH(aq)===Na2SO4(aq)＋2H2O(l) ΔH＝-114.6 kJ·mol-1；
（2）第一次测定温度差为：（30.1-26.1）℃=4.0℃，第二次测定的温度差为：（31.2-27.2）℃=4.0℃，第三次测定的温度差为：（29.8-25.9）℃=3.9℃，第四次测定的温度差为：（30.4-26.3）℃=4.1℃，四次温度差的平均值为4.0℃；
（3）50mL0.50mol/L氢氧化钠与30mL0.50mol/L硫酸溶液进行中和反应，生成水的物质的量为0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的质量为：80mL×1g/cm3=100g，温度变化的值为△T=4.0℃，则生成0.025mol水放出的热量为：Q=m•c•△T=80g×4.18J/（g•℃）×4.0℃=1337.6J，即1.3376KJ，所以实验测得的中和热△H=-=-53.5kJ/mol；
（4）a．装置保温、隔热效果差，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故a正确；
b．量取NaOH溶液的体积时仰视读数，会导致所量的氢氧化钠体积偏大，放出的热量偏高，中和热的数值偏大，故b错误；
c．分多次把NaOH 溶液倒人盛有硫酸的小烧杯中，热量散失较多，测得温度偏低，中和热的数值偏小，故c正确；
d．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H2SO4测温度，硫酸的起始温度偏高，温度差偏小，测得的热量偏小，中和热的数值偏小，故d正确．
故答案为：acd。
【点睛】本题考查热化学方程式以及反应热的计算，题目难度不大，注意理解中和热的概念、把握热化学方程式的书写方法，以及测定反应热的误差等问题。
19.已知可逆反应：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g)　ΔH＞0，请回答下列问题：
(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1；5 min后反应达到平衡，M的转化率为60%，此时N的转化率为________；用M表示的反应速率为________；该温度下反应的平衡常数K＝________。
(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝c(N)＝2 mol·L－1，a＝________。
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为________。
【答案】 (1). 25% (2). 0.12 mol·(L·min)－1 (3). 0.5 (4). 增大 (5). 6 (6). 41%
【分析】（1）依据化学平衡三段式列式计算平衡浓度，结合平衡常数概念计算；
（2）依据温度对化学平衡的影响判断；
（3）化学平衡三段式列式计算起始浓度；
（4）依据化学平衡三段式列式计算，依据转化率的概念计算得到。
【详解】(1) 由题意建立如下三段式：
M（g）+ N（g） P（g）+ Q（g）
起始量（mol/L） 1 2.4 0 0
变化量（mol/L）1×0.6=0.6 0.6 0.6 0.6
平衡量（mol/L）0.4 1.8 0.6 0.6
N的转化率为α(N)=×100%=×100%=25%，用M表示的反应速率υ(M)＝=＝0.12 mol·(L·min)－1；该温度下化学平衡常数K＝==0.5，故答案为：25%；0.12 mol·(L·min)－1；0.5；
(2)因为该反应热是吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，则M的转化率增大，故答案为：增大；
(3) 由题意建立如下三段式：
M（g）+N（g）P（g）+Q（g）
起始浓度(mol·L－1): 4 a 0 0
转化浓度(mol·L－1): 2 2 2 2
平衡浓度(mol·L－1): 2 a－2 2 2
由温度不变，平衡常数不变可得K＝=0.5，解得得a＝6，故答案为：6；
(4) 由题意建立如下三段式：
M（g）+N（g）P（g）+Q（g）
起始浓度(mol·L－1): b b 0 0
转化浓度(mol·L－1): x x x x
平衡浓度(mol·L－1): (b－x) (b－x) x x
由温度不变，平衡常数不变可得K＝＝0.5，解得x＝0.41b，则M的转化率为α(M)=×100%=×100%= 41%，故答案为：41%。
【点睛】本题考查化学平衡的计算，注意平衡常数是温度函数，掌握三段式计算的方法，正确运用平衡常数、反应速率和转化率公式计算是解题关键。
20.一定条件下，在体积为3 L的密闭容器中反应CO（g）+ 2H2（g）CH3OH（g）达到化学平衡状态。
（1）反应的平衡常数表达式K=_____________；根据下图，升高温度，K值将__________（填“增大”、“减小”或“不变”）。

（2）500℃时，从反应开始到达到化学平衡，以H2的浓度变化表示的化学反应速率是______（用nB、tB表示）。
（3）判断该可逆反应达到化学平衡状态标志是______ （填字母）。
a．v生成（CH3OH）= v消耗（CO） b．混合气体的密度不再改变
c．混合气体的平均相对分子质量不再改变 d．CO、H2、CH3OH的浓度均不再变化
（4）300℃时，将容器的容积压缩到原来的1/2，在其他条件不变的情况下，对平衡体系产生的影响是（填字母）______________。
a．c（H2）减少 b．正反应速率加快，逆反应速率减慢
c．CH3OH 的物质的量增加 d．重新平衡时c（H2）/ c（CH3OH）减小
【答案】(1). (2). 减小 (3). mol·L-1·min-1 (4). cd (5). cd
【详解】（1）根据化学反应CO（g）+ 2H2（g）CH3OH（g），则反应的平衡常数表达式K=；根据图示，升高温度，甲醇的物质的量降低，说明平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小。
（2）tB时间内，生成nBmolCH3OH，则消耗2nBH2，则△c(H2)＝，v(H2)＝mol·L-1·min-1；
（3）生成甲醇和消耗CO均是正反应速率，不能反应达到平衡状态，a错误；因体积不变，气体的质量不变，任何时刻密度不变，b错误；根据=m/n，气体质量不变，物质的量随着反应的进行减小，则不变时反应达到平衡状态，c正确；各种物质的浓度不变，反应达到平衡状态，d正确；答案选cd。
（4）增加压强平衡向着正反应方向移动，正、逆反应速率都增大，H2物质的量减小，CH3OH物质的量增大，但由于体积缩小，达新平衡时c(H2)浓度比原平衡大，重新平衡时c（H2）/ c（CH3OH）减小，所以选项a、b错误，c、d正确，答案选cd。
21.一定温度下，在容积固定的V L密闭容器中加入n mol A．2n mol B，发生反应：A(g)＋2B(g) 2C(g)　ΔH