2019年高考化學總復習 第七單元 化學反應速率 化學平衡單元檢測.doc

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2019年高考化學總復習 第七單元 化學反應速率 化學平衡單元檢測 一、單項選擇題(本大題共6小題，每小題4分，共24分。在每小題給出的四個選項中，只有一個選項符合題目要求，選對得4分，選錯或不答得0分。) 1．下列說法不正確的是(　　)。 A．反應物分子(或離子)間的每次碰撞是反應的先決條件 B．反應物的分子的每次碰撞都能發(fā)生化學反應 C．活化分子具有比普通分子更高的能量 D．活化能是活化分子的平均能量與普通反應物分子平均能量之差，如下圖所示正反應的活化能為E－E1 2．在恒溫、恒容的密閉容器中進行反應：A(g)＋2B(g)C(g)。20 s后，反應物A的濃度由2.0 molL－1降到1.0 molL－1，此時反應物B的濃度由1.0 molL－1降到0.5 molL－1所需反應時間為(　　)。 A.5 s B．大于5 s C.小于5 s D．無法判斷 3．反應N2O4(g)2NO2(g)　ΔH＝57 kJ mol－1，在溫度為T1、T2時，平衡體系中NO2的體積分數隨壓強變化曲線如下圖所示。下列說法正確的是(　　)。 A．A、C兩點的反應速率：A>C B．B、C兩點的反應速率：B＝C C．A、C兩點混合氣體的平均相對分子質量：A>C D．由狀態(tài)B到狀態(tài)A，可以用加熱的方法 4．工業(yè)制硝酸的其中一步反應為氨氣的氧化，反應方程式為：4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝－1025 kJmol－1，氧化過程中還伴隨有N2O、N2等物質生成。有關該反應的說法不正確的是(　　)。 A．反應處于平衡狀態(tài)時，c(NH3)c(O2)＝c(NO)c(H2O) B．反應達到平衡后，3v正(NH3)＝2v逆(H2O) C．體系的總壓強不變，說明反應已達平衡 D．體系的溫度不再變化，說明反應已達平衡 5．對于可逆反應：4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)。下列敘述正確的是(　　)。 A．平衡常數的表達式K＝ B．當v正(NH3)∶v正(NO)＝1∶1時，說明該化學反應已經達到平衡 C．若平衡時兩種反應物的轉化率相等，則起始投入的n(NH3)∶n(O2)＝5∶4 D．反應達到平衡后，恒容條件下只調節(jié)NH3和NO的量，可保持原平衡狀態(tài) 6．已知可逆反應aA＋bBcC中，物質的含量R%(A%和C%)隨溫度的變化曲線如下圖所示，下列說法正確的是(　　)。 A．該反應在T1、T3溫度時達到過化學平衡 B．該反應在T2溫度時達到過化學平衡 C．該反應的逆反應是放熱反應 D．升高溫度，平衡會向正反應方向移動 二、雙項選擇題(本大題共2小題，每小題6分，共12分。在每小題給出的四個選項中，有兩個選項符合題目要求，全部選對得6分，只選1個且正確的得3分，有選錯或不答的得0分。) 7．某恒溫密閉容器中，可逆反應A(s)B＋C(g)　ΔH>0達到平衡?？s小容器體積，重新達到平衡時，C(g)的濃度與縮小體積前的平衡濃度相等。以下分析正確的是(　　)。 A．產物B的狀態(tài)只能為固態(tài)或液態(tài) B．平衡時，單位時間內n(A)消耗：n(C)消耗＝1∶1 C．保持體積不變，向平衡體系中加入B，平衡可能向逆反應方向移動 D．若開始時向容器中加入1 mol B和1 mol C，達到平衡時放出熱量Q 8．700 ℃時，向容積為2 L的密閉容器中充入一定量的CO和H2O，發(fā)生反應：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)。反應過程中測定的部分數據見下表(表中t2>t1)，下列說法正確的是(　　)。 反應時間/min n(CO)/mol n(H2O)/mol 0 1.20 0.60 t1 0.80 t2 0.20 A.反應在t1 min內的平均速率為v(H2)＝ molL－1min－1 B．保持其他條件不變，起始時向容器中充入0.60 mol CO和1.20 mol H2O，達到平衡時n(CO2)＝0.40 mol C．保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20 mol H2O，與原平衡相比，達到新平衡時CO轉化率增大，H2O的體積分數增大 D．溫度升高至800 ℃，上述反應平衡常數為0.64，則正反應為吸熱反應 三、非選擇題(本大題共4小題，共64分。按題目要求作答。解答題應選寫出必要的文字說明、方程式和重要演算步驟，只寫出最后答案的不能得分。有數值計算的題，答案必須明確寫出數值和單位。) 9．(16分)Fenton法常用于處理含難降解有機物的工業(yè)廢水，通常是在調節(jié)好pH和Fe2＋濃度的廢水中加入H2O2，所產生的羥基自由基能氧化降解污染物?，F運用該方法降解有機污染物p－CP，探究有關因素對該降解反應速率的影響。 【實驗設計】控制p－CP的初始濃度相同，恒定實驗溫度在298 K或313 K(其余實驗條件見下表)，設計如下對比試驗。 (1)請完成以下實驗設計表(表中不要留空格)。 實驗編號 實驗目的 T/K pH c/(10－3 molL－1) H2O2 Fe2＋ ① 為以下實驗作參考 298 3 6.0 0.30 ② 探究溫度對降解反應速率的影響 ______ ______ __________ __________ ③ ______________________________ 298 10 6.0 0.30 【數據處理】實驗測得p－CP的濃度隨時間變化的關系如下圖所示。 (2)請根據上圖實驗①曲線，計算降解反應在50～150 s內的反應速率：v(p－CP)＝________molL－1s－1。 【解釋與結論】 (3)實驗①②表明溫度升高，降解反應速率增大。但溫度過高時反而導致降解反應速率減小，請從Fenton法所用試劑H2O2的角度分析原因：____________________________________。 (4)實驗③得出的結論：pH等于10時，__________________________________。 【思考與交流】 (5)實驗時需在不同時間從反應器中取樣，并使所取樣品中的反應立即停止下來。根據上圖中的信息，給出一種迅速停止反應的方法：________________________________。 10．(16分)已知：MnO在酸性環(huán)境下的還原產物是Mn2＋。某化學興趣小組的甲同學在向草酸(弱酸)溶液中逐滴加入高錳酸鉀溶液時，發(fā)現溶液褪色總是先慢后快，即反應速率由小變大。為此他對此實驗進行了探究。 【實驗用品】試劑：0.1 molL－1H2C2O4溶液、0.1 molL－1KMnO4溶液、稀硫酸、MnSO4固體；儀器：試管(若干個)、膠頭滴管(2支)。 【實驗內容】在1號和2號試管中分別加入10 mL H2C2O4溶液和少量稀硫酸，在1號試管中加入硫酸錳固體。然后在兩支試管中加入0.1 molL－1 KMnO4溶液?，F做如下對比實驗，現象如下表所示，請回答下列問題。 加入藥品 不加MnSO4的稀硫酸酸化的H2C2O4溶液 加少量MnSO4的稀硫酸酸化的H2C2O4溶液 實驗現象(褪色時間) 溶液褪色很慢(31秒) 溶液褪色很快(4秒) (1)甲同學進行該實驗還缺少的實驗儀器是__________。 (2)H2C2O4溶液與酸性KMnO4溶液反應的離子方程式為：__________________________。 (3)甲同學認為該反應褪色由慢到快的原因：____________________________________ ____________________________________________________________________________________________________。 (4)乙同學從甲同學的實驗探究中得到啟示，他也提出了可能影響該化學反應速率的因素，你認為他提出的因素可能是________________________(寫一條即可)。 11．(16分)在某個容積為2L的密閉容器中，在T ℃時按下圖甲所示發(fā)生反應：mA(g)＋nB(g)pD(g)＋qE(s)　ΔH>0(m、n、p、q)為最簡整數比。 　　　　　　 (1)圖甲所示，反應開始至達到平衡時，用D表示的平均反應速率為____________mol L－1min－1。 (2)T ℃時該反應的化學平衡常數K的數值為________。 (3)反應達到平衡后，第6 min時：①若升高溫度，D的物質的量的變化曲線最可能是________(用圖乙中的a～c的編號作答)；②若在6 min時仍為原平衡，此時將容器的容積壓縮為原來的一半。請在圖丙中畫出6 min后B濃度的變化曲線。 (4)根據化學反應速率與化學平衡理論，聯系化工生產實際，你認為下列說法不正確的是______。 A．化學反應速率理論可指導怎樣在一定時間內快出產品 B．有效碰撞理論可指導怎樣提高原料的轉化率 C．勒夏特列原理可指導怎樣使用有限原料多出產品 D．催化劑的使用是提高產率的有效方法 E．正確利用化學反應速率和化學反應限度都可以提高化工生產的綜合經濟效益 12．(16分)Ⅰ.(1)已知Fe3＋與I－在水溶液中發(fā)生如下反應：2I－＋2Fe3＋2Fe2＋＋I2。該反應正反應速率和I－、Fe3＋的濃度關系為v＝kcm(I－)cn(Fe3＋)(其中K為常數)。I－濃度對反應速率的影響________Fe3＋濃度對反應速率的影響(填“大于”“小于”或“等于”)；____________________________等措施可以使上述平衡向右移動。 項目 v/( molL－1s－1) a 0.20 0.80 0.032 b 0.60 0.40 0.144 c 0.80 0.20 0.128 Ⅱ.高爐煉鐵中發(fā)生的基本反應之一是：FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)；ΔH>0。已知1100 ℃時，K＝0.263。 (2)溫度升高，重新建立平衡之后，高爐內CO2和CO的體積比值________(填“增大”“減小”或“不變”)，平衡常數K值________(填“增大”“減小”或“不變”)。 (3)1100 ℃時，測得高爐中c(CO2)＝0.028 molL－1，c(CO)＝0.1 molL－1，此時，化學反應速率v(正)________v(逆)(填“大于”“小于”或“等于”)，原因是_____________________ _____________________________________________。  單元檢測(七) 1．B　解析：反應必須碰撞，只有發(fā)生有效的碰撞，具有足夠的能量，合適的方向，才可發(fā)生反應。 2．B　解析：隨著濃度降低，反應速率應逐漸減慢，開始20 s內的B平均反應速率為v＝＝0.1 molL－1s－1，而后一階段v＝＜0.1 mol L－1s－1，所以t＞5 s。 3．D　解析：由反應可知，該反應的正反應為體積增大的吸熱反應。增大壓強，正逆反應速率都增大，故C>A，A錯誤；根據“定一議二”的原則，當壓強一定，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動，NO2的體積分數增大，故由圖像可知，T2>T1，溫度越高，反應速率越大，故BA，C錯誤；升溫向吸熱反應方向進行，若增大NO2的體積分數，可采用加熱的方法，D正確。 4．A　解析：反應處于平衡狀態(tài)時，體系中各組分的濃度不變，與c(NH3)c(O2)和c(NO)c(H2O)是否相等無關，A錯誤；反應達到平衡后，各組分的濃度保持不變，則一定有3v正(NH3)＝2v逆(H2O)，B正確；反應前后氣體的物質的量不相等，總壓不變，可說明反應已達平衡，C正確；因反應是放熱反應，溫度不再變化，說明反應達到平衡，D正確。 5．D　解析：根據平衡常數的定義和反應的特點知H2O(g)也應計入平衡常數表達式中，即K＝，A錯誤；根據K的表達式(NH3和NO的冪指數相同)可知D正確。B中的關系式在任何時刻都成立，B錯誤；起始投入的n(NH3)∶n(O2)應為4∶5，C錯誤。 6．B　解析：圖像能說明各平衡體系組分(或某一成分)在反應過程中的變化情況。解題時要注意各物質曲線的折點(達到平衡的時刻)，所以反應在T2溫度時第一次達到平衡，A錯誤，B正確；隨著溫度升高，反應物A的含量增大，生成物C的含量減少，說明平衡向逆反應方向移動，正反應是放熱反應，C、D錯誤。 7．AB　解析：若B是氣體，平衡常數K＝c(B)c(C)，若B是非氣體，平衡常數K＝c(C)，由于C(g)的濃度不變，因此B是非氣體，A正確，C錯誤；根據平衡的v(正)＝v(逆)可知B正確；由于反應是可逆反應，因此達到平衡時放出熱量小于Q，D錯誤。 8．BC　解析：反應在t1min內的平均速率應該是t1min內H2濃度變化與t1的比值，而不是H2物質的量的變化與t1的比值，A錯誤；因為反應前后物質的量保持不變，保持其他條件不變，平衡常數不會改變，起始時向容器中充入0.60 mol CO和1.20 mol H2O，與起始時向容器中充入0.60 mol H2O和1.20 mol CO效果是一致的，到達平衡時，n(CO2)＝0.40 mol，B正確；保持其他條件不變，向平衡體系中再通入0.20 mol H2O，與原平衡相比，平衡向右移動，達到新平衡時CO轉化率增大，H2O轉化率減小，H2O的體積分數會增大，C正確；原平衡常數可通過三段式列式計算(注意濃度代入)結果為1，溫度升至800 ℃，上述反應平衡常數為0.64，說明溫度升高，平衡是向左移動的，那么正反應應為放熱反應，D錯誤。 9．(1)②313　3　6.0　0.30?、厶骄縫H對降解反應速率的影響 (2)810－6 (3)過氧化氫在溫度過高時迅速分解 (4)反應速率趨向于0(或該降解反應趨于停止) (5)將所取樣品迅速加入到一定量的NaOH溶液中，使pH約為10(或將所取樣品驟冷等其他合理答案均可) 解析：(1)實驗①是參照實驗，所以與實驗①相比，實驗②和③只能改變一個條件，這樣才能起到對比實驗的目的；(2)在50～150 s內，Δc(p－CP)＝0.810－3 molL－1，則v(p－CP)＝810－6 molL－1s－1；(3)溫度過高時，H2O2分解，c(H2O2)減小，導致反應速率減?。?4)從圖中看出pH＝10時，c(p－CP)不變，即反應速率為0，說明堿性條件下，有機物p－CP不能降解；(5)從(4)可以得出，在所取樣品中加入NaOH溶液，使溶液的pH迅速增大，反應停止。 10．(1)秒表 (2)5H2C2O4＋2MnO＋6H＋===10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O (3)Mn2＋在反應中起到催化劑的作用，加快了反應速率 (4)溫度升高，反應速率增大，溶液褪色加快(其他合理答案也可) 11．(1)0.1　(2)0.75　(3)①a　②見圖 (4)B、D 解析：(1)v(D)＝0.6 mol2 L3 min＝0.1 molL－1min－1。(2)首先計算出平衡時各物質的物質的量濃度，再根據平衡常數表達式進行計算。(3)①因ΔH>0，若升高溫度，平衡右移，D的物質的量增加，選a。②根據圖1可知，m：n：p：q＝2∶1∶3∶1，又因為E為固體，ΔV＝0，故增大壓強對該反應平衡無影響，但體積縮小為原來的一半，濃度變?yōu)樵瓉淼?倍。(4)有效碰撞理論可指導怎樣提高化學反應速率，但不能提高原料的轉化率；催化劑的使用可大大提高化學反應速率，但不能提高產率。 12．(1)大于　將碘分離(或增大I－、Fe3＋的濃度) (2)增大　增大 (3)小于　CO2和CO濃度的比值大于K，還未建立平衡且反應正在向逆反應方向進行 解析：(1)分析表中的數據，特別是a與c兩組數據，就可以知道哪種離子濃度對反應的影響大；將碘分離或增大I－、Fe3＋的濃度都可以使平衡向右移動。(2)FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)為吸熱反應，升高溫度平衡向正反應方向移動，所以CO2和CO的體積比值和平衡常數K值都會增大。(3)CO2和CO濃度的比值大于K，則表明了還未建立平衡且反應正在向逆反應方向進行。