专题2《化学反应速率与化学平衡》单元检测题
一、单选题
1．在容积可变的密闭容器中，2molN2和8molH2在一定条件下发生反应，达到平衡时，H2反应了2mol，则平衡时氮气的体积分数接近于
A．5% B．10% C．15% D．20%
2．我国科学家利用计算机模拟技术研究和反应的催化反应历程，如图所示。下列说法错误的是
A．该反应是放热反应
B．使用催化效果更好的催化剂，可降低该反应的焓变
C．生成物的结构简式是
D．该反应过程中有O—H键的断裂与形成
3．炭黑可以活化氧分子得到活化氧()，活化氧可以快速氧化，从而消除雾霾。其活化过程中的能量变化如图所示，下列说法错误的是
A．生成活化氧的 B．活化过程中①→②的反应是快反应
C．活化过程中有水时的活化能降低 D．氧化的过程中，炭黑起催化作用
4．为比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解反应的催化效果，甲、乙两位同学分别设计了如图甲、乙所示的实验。下列叙述中不正确的是
A．通过图甲实验产生气泡的快慢能比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果
B．用图乙装置判断反应速率的大小，可测定反应产生相同气体体积所需的时间
C．图乙实验中，如t s内针筒收集到V mL气体，则用O2表示的反应速率为mL/s
D．为检查图乙装置的气密性，可关闭A处活塞，将注射器活塞推进一定距离后松开活塞，观察活塞是否回到原位
5．400℃时，和充入2L密闭容器中，发生反应，容器中的物质的量随时间的变化如图中实线所示。图中虚线表示仅改变某一反应条件时，的物质的量随时间的变化。下列说法正确的是
A．反应开始至a点，
B．曲线Ⅱ对应的条件改变是增大压强
C．若曲线Ⅰ对应的条件改变是升温，则该反应
D．400℃时，该反应的平衡常数为0.125
6．现代医学证明“痛风”的病因与关节滑液中形成尿酸钠晶体有关，尤其在寒冷季节易诱发关节疼痛。主要原理为：
①(尿酸)(尿酸离子)
②
下列叙述错误的是
A．①是尿酸的电离方程式
B．由于②的，因此热敷能减轻关节疼痛
C．饮食中摄入过多食盐，容易诱发痛风
D．“痛风”患者应控制摄入产生较多尿酸的食物
7．叔丁基溴在乙醇中反应的能量变化如图所示。
反应1：
反应2：
下列说法正确的是
A．3种过渡态相比①最稳定
B．反应1和反应2的 Ｈ都大于0
C．第一个基元反应是决速步骤
D．是反应1和反应2共同的催化剂
8．温度为T1时，将气体X和气体Y各1.6mol充入10L恒容密闭容器中，发生反应X(g)+Y(g)2Z(g)，一段时间后达到平衡。反应过程中测定的数据如表：
t/min 2 4 7 9
n(Y)/mol 1.2 1.1 1.0 1.0
下列说法正确的是
A．反应0~4min的平均速率v(Z)=0.25mol·L-1·min-1
B．T1时，反应的平衡常数K1=1.2
C．其他条件不变，降温到T2达到平衡时，平衡常数K2=4，则此反应的△H<0
D．其他条件不变，9min后，向容器中再充入1.6molX，平衡向正反应方向移动，再次达到平衡时X的浓度减小，Y的转化率增大
9．在二氧化碳加氢制甲烷的反应体系中，主要发生反应的热化学方程式为
反应①：
反应②：
反应③：
向恒压、密闭容器中通入1 mol CO2和4 mol H2，平衡时CH4、CO、CO2的物质的量随温度的变化如图所示。下列说法正确的是
A．反应①的平衡常数可表示为
B．图中曲线C表示的物质的量随温度的变化
C．提高CO2转化为CH4的转化率，需要研发在高温区高效的催化剂
D．的
10．在3个体积均为1 L的恒容密闭容器中发生反应：SO2(g)+2NO(g) 2NO2(g)+S(s)。改变容器I的反应温度，平衡时c(NO2)与温度的关系如图所示。下列说法正确的是
容器编号 温度/K 起始物质的量/mol
SO2 NO NO2 S
I 0.5 0.6 0 0
II T1 0.5 1 0.5 1
III T2 0.5 0.2 1 1
A．该反应的ΔH>0
B．T1时，该反应的平衡常数为
C．容器Ⅰ与容器Ⅱ均在T1时达到平衡，总压强之比大于1：2
D．若T2＜T1，达到平衡时，容器Ⅲ中NO的体积分数大于40%
11．苯乙酮()可用于制造香皂，也用作塑料工业生产中的增塑剂等。其一种合成机理如下图所示。
下列说法错误的是
A．过程1、3发生的是取代反应 B．过程2有π键断裂
C．是反应的催化剂 D．总反应的原子利用率达到了100%
12．在催化剂条件下可被还原为无害物质，反应为： 。下列说法正确的是
A．上述反应
B．上述反应平衡常数
C．上述反应中生成，转移电子的数目为
D．上述反应中，充入水蒸气增大压强可以提高平衡转化率
13．下列生产生活的实际应用中，不能用勒夏特列原理解释的是
A．用饱和食盐水除去Cl2中的HCl
B．使用更有效的催化剂，提高可逆反应的转化率
C．工业合成NH3是放热反应，为提高NH3的产率，理论上应采取低温的措施
D．工业生产硫酸的过程中，使用过量的空气，以提高二氧化硫的利用率(2SO2+O2 2SO3)
二、填空题
14．接触法制硫酸工艺中，其主反应在450℃并有催化剂存在下进行：
(1)该反应所用的催化剂是_______(填写化合物名称)，该反应450℃时的平衡常数_______500℃时的平衡常数(填“大于”、“小于”或“等于”)。
(2)该热化学反应方程式的意义是_______。
(3)下列可用来判断该可逆反应达到平衡状态的是____________。
a. b.容器中气体的平均分子量不随时间而变化
c.容器中气体的密度不随时间而变化 d.容器中气体的分子总数不随时间而变化
(4)在一个固定容积为5L的密闭容器中充入0.20 mol 和0.10mol，半分钟后达到平衡，测得容器中含0.18mol，则=_______ mol·L-1·min，若继续通入0.20mol和0.10mol，则平衡_______移动(填“向正反应方向”、“向逆反应方向” 或“不”)，再次达到平衡后，_______ mol
时间/s 0 1 2 3 4 5
0.020 0.010 0.008 0.007 0.007 0.007
(1)图中，A点处_______(填“大于”小于”或“等于”)。
(2)图中表示变化的曲线是_______。用表示从内该反应的平均速率_______。
(3)下列能使该反应的反应速率增大的是_______。
a.及时分离出气体 b.适当升高温度
c.适当扩大容器的容积 d.选择高效的催化剂
16．环戊烯作为一种重要的化工产品，广泛应用于橡胶、医药、农药等领域。工业上通过环戊二烯加氢制备环戊烯涉及的反应如下：
反应I：
反应II：
回答下列问题：
(1)反应的_______kJ/mol，该反应在_______(填“较高”、“较低”或“任意”)温度下为自发反应。
(2)科研人员研究了其他条件一定时，反应温度对环戊二烯转化率和环戊烯选择性的影响(如图所示)。
①由图可知，反应Ⅰ适宜选择的温度范围为_______(填选项字母)。
A．25~30℃ B．35~40℃ C．40~45℃
②同一催化剂条件下，影响选择性的因素除/n(烃)外，还有_______ (填一个因素)。
(3)环戊二烯可通过双环戊二烯解聚制备：，实际生产中常通入氮气以解决结焦问题(氮气不参与反应)。某温度下，向恒容反应容器中通入总压为100kPa的双环戊二烯和氮气，达到平衡后总压为145kPa，双环戊二烯的转化率为90%，则_______kPa，平衡常数_______kPa()。
17．氯酸钾和亚硫酸氢钠发生氧化还原反应生成Cl(-1价)和S(+6价)的速率v(纵坐标)与反应时间t(横坐标)的关系如图所示，已知该反应速率随着溶液中c(H+)的增大而加快。
(1)反应开始时反应速率加快的原因是______；
(2)反应后期反应速率减慢的原因是______。
三、实验题
18．某班同学用如下实验探究Fe2+、Fe3+的性质。回答下列问题：
(1)甲组同学取2mLFeCl2溶液。加入几滴氯水，再加入1滴KSCN溶液，溶液变红，说明Cl2可将Fe2+氧化。FeCl2溶液与氯水反应的离子方程式为___________。
(2)乙组同学认为甲组的实验不够严谨，该组同学在2mLFeCl2溶液中先加入0.5mL煤油，再于液面下依次加入几滴氯水和l滴KSCN溶液，溶液变红，煤油的作用是___________。
(3)丙组同学取10mL0.1mol·L-1KI溶液，加入6mL0.1mol·L-1FeCl3溶液混合。分别取2mL此溶液于3支试管中进行如下实验：
①第一支试管中加入1mLCCl4充分振荡、静置，CCl4层呈紫色；
②第二支试管中加入1滴K3[Fe(CN)6]溶液，生成蓝色沉淀；
③第三支试管中加入1滴KSCN溶液，溶液变红。
实验②检验的离子是___________(填离子符号)；实验①和③说明：在I-过量的情况下，溶液中仍含有___________(填离子符号)，由此可以证明该氧化还原反应为___________。
(4)丁组同学向盛有H2O2溶液的试管中加入几滴酸化的FeCl2溶液，溶液变成棕黄色，发生反应的离子方程式为___________；一段时间后，溶液中有气泡出现，并放热，随后有红褐色沉淀生成。产生气泡的原因是___________；生成沉淀的原因是___________(用平衡移动原理解释)。
19．化学反应速率是描述化学反应进行快慢程度的物理量。下面是某同学测定化学反应速率并探究其影响因素的实验。
I.测定化学反应速率：该同学利用如图装置测定化学反应速率。(已知：+2H+ = H2O+S↓+SO2↑)
(1)为保证实验准确性、可靠性，利用该装置进行实验前应先检验装置的气密性；除如图所示的实验用品、仪器外，还需要的一件实验仪器是___________。
(2)若在2 min时收集到224 mL(已折算成标准状况)的气体，可计算出该2 min内H+的反应速率，而该测定值比实际值偏小，其原因是___________。
(3)试简述测定该反应的化学反应速率的其他方法：___________(写一种)。
II.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+2= +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
(4)该实验进行的目的是___________，淀粉溶液的作用是___________，表中Vx=___________ mL，比较t1、t2、t3大小，试推测该实验结论：___________。
四、计算题
20．化学平衡常数和化学平衡计算
(1)已知在448℃时，反应的平衡常数K为49，则该温度下反应的平衡常数K′为_______。(用分数表示)
(2)某温度下，若把10mol与30mol置于体积为10L的密闭容器内，反应达到平衡状态时，测得混合气体中氨的体积分数为20％，则该温度下反应的_______。(用分数表示)
(3)恒温恒压下，在一容积可变的容器中，达到平衡状态时，、、各1mol，若此时再充入3mol，则平衡_______移动(填“正向”、“逆向”或“不”)
(4)以水煤气为原料合成甲醇：，容器为恒温、恒压，充入1mol和2mol达到平衡时的转化率为75%，平衡常数Kp=_______(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)
(5)在1L真空密闭容器中加入amol固体，t℃时发生如下反应：
①
②
③
达平衡时，体系中，，，则t°C时反应①的平衡常数K值为_______(用字母表示)
(6)查阅资料知的反应历程分两步：
Ⅰ. ；
Ⅱ.；；
一定温度下，反应达到平衡状态，请写出用、、、表示的平衡常数表达式_______。
21．2021年11月初，世界气候峰会在英国举行，为减少环境污染，减少化石能源的使用，开发新型、清洁、可再生能源迫在眉睫。
(1)甲醇、乙醇来源丰富、燃烧热值高，可作为能源使用。其中一种可减少空气中CO2的甲醇合成方法为：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)。
①若将一定量的CO2和H2投入1.0L恒容密闭容器中合成甲醇，实验测得不同温度及压强下，平衡时甲醇的物质的量变化如图所示。则该反应的正反应为_______(填“放热”或“吸热”)反应，在p2及512K时，图中N点处平衡向_______(填“正向”或“逆向”)移动；
②若将物质的量之比为1：3的CO2和H2充入体积为1.0L的恒容密闭容器中反应，不同压强下CO2转化率随温度的变化关系如下图所示。
a.A、B两条曲线的压强分别为、，则_______ (填“>”“<”或“=”)；
b.若A曲线条件下，起始充入CO2和H2的物质的量分别为lmol、3mol，且a点时的K=300(L2/mol2)，则a点对应CO2转化率为_______。
(2)在工业生产中也用反应CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g) ΔH=-41.2kJ·mol-1制取H2，从而获得氢能源，该反应需要加入催化剂，若用[M]表示催化剂，则反应历程可表示为：
第一步：[M]+H2O(g)=[M]O+H2(g)
第二步：[M]O+CO(g)=[M]+CO2(g)
①第二步比第一步反应慢，则第二步反应的活化能比第一步_______(填“大”或“小”)。反应过程中，中间产物[M]O的能量比产物的能量_______(填“高”或“低”)；
②研究表明，此反应的速率方程为，式中)、分别表示相应的物质的量分数，Kp为平衡常数，k为反应的速率常数，温度升高时k值增大。在气体组成和催化剂一定的情况下，反应速率随温度变化的曲线如图所示。温度升高时，该反应的Kp_______(填“增大”或“减小”)。根据速率方程分析，T>Tm时v逐渐减小的原因是_______。
(3)以甲醇为主要原料，电化学合成碳酸二甲酯的工作原理如图所示。阳极的电极反应式为____，若装置中消耗标准状态下O244.8L，理论上能制得碳酸二甲酯的质量____g。
参考答案：
1．C
【详解】达到平衡时，转化的物质的量为2。在一定条件下，与发生反应：
同温同压下，气体的体积之比等于其物质的量之比，平衡时氮气的体积分数为，综上所述，故选C。
2．B
【详解】A．由反应历程图知，反应物的总能量高于生成物的总能量，该反应是放热反应，A正确；
B．焓变由反应物与生成物总能量的相对大小决定，催化剂能降低反应的活化能，改变反应速率，但不改变反应的焓变，B错误；
C．由图中生成物的球棍模型可以判断出，生成物的结构简式为，C正确；
D．由反应历程可以看出，该反应过程中有O-H键的断裂，也有O-H键的形成，D正确；
答案选B。
3．B
【详解】A．由图知反应物总能量大于生成物总能量，属于放热反应，所以，A正确；
B．由能量变化图知过程①到②活化能大，所以是慢反应，B错误；
C．由图知有水时的活化能低于无水时的，C正确；
D．反应前有炭黑，反应后也有炭黑，所以炭黑为催化剂，D正确；
故选B。
4．A
【详解】A．图甲中加入Fe3+和Cu2+的浓度一样，反应物都是2mL 5%的双氧水，但二者阴离子不一样，也可能产生影响，无法比较Fe3+和Cu2+对H2O2分解的催化效果，故A错误；
B．反应速率可以用单位时间内产生气体的快慢表示，B装置能达到实验目的，故B正确；
C．可以根据单位时间内产生氧气的体积来描述氧气的生成速率，图乙实验中，如ts内针筒收集到VmL气体，该气体是氧气，则用O2表示的反应速率为v=mL/s，故C正确；
D．关闭A处活塞，将注射器活塞推进一定距离后松开活塞，若活塞能回到原位则装置气密性良好，反之装置漏气，故D正确；
故答案选A。
5．B
【详解】A．，A错误；
B．减小压强，反应速率减小，达到平衡所用时间较长，但图中曲线Ⅱ对应的反应速率较大，达到平衡所用时间较短，与图象不符，B正确；
C．若该反应，升高温度平衡应向正反应方向移动，则平衡时的物质的量应小于400℃平衡时的物质的量，与图象不符，C错误；
D．400℃时，达到平衡时的物质的量为，根据反应可知，平衡时，，，，，则，D错误；
答案为B。
6．D
【详解】A．尿酸为弱酸存在电离平衡则(尿酸)(尿酸离子)为尿酸的电离方程式，选项A正确；
B．由于②的，因此热敷温度升高，平衡逆向移动，尿酸减少，能减轻关节疼痛，选项B正确；
C．饮食中摄入过多食盐，会增大 Na+的浓度，使得平衡正向移动，人体中 NaUr含量增多，病情加重，选项C正确；
D．若患痛风病的人应多吃能代谢产生更多尿酸的食物，会增大尿酸的浓度，使得平衡正向 移动，人体中NaUr含量增多，病情加重，故患痛风病的人应少吃能代谢产生更多尿酸的食 物，选项D错误；
答案选D。
7．C
【详解】A．过渡态能量：①＞②＞③，过渡态①能量最大，相对不稳定，A项错误；
B．根据能量变化可知，反应1和反应2都是放热反应， Ｈ＜0，B项错误；
C．转化为是第一个基元反应，活化能最大，C项正确；
D．是反应2的反应物，不是催化剂，D项错误；
故选C。
8．C
【详解】A．反应0~4min的平均速率v(Y)= ，由化学方程式体现的关系可知，v(Z)= v(Y)=0.01 25mol·L-1·min-1，A错误；
B．由三段式可知：
T1时，反应的平衡常数K1=，B错误；
C．其他条件不变，降温到T2达到平衡时，平衡常数K2=4< K1，则降低温度，平衡逆向移动，故此反应为放热反应，△H<0，C正确；
D．向容器中再充入1.6molX，平衡向正反应方向移动，再次达到平衡时，由于加入X导致平衡时X的浓度比原来大，加入X促进Y转化，Y的转化率增大，D错误；
故选C。
9．B
【分析】反应Ⅰ和反应Ⅲ均为放热反应，因此，CH4的平衡量随着温度的升高而减小，所以图中曲线A表示CH4的物质的量变化曲线；由反应Ⅱ和Ⅲ可知，温度升高反应Ⅱ正向移动，反应Ⅲ逆向移动，因此，CO在平衡时的物质的量随着温度升高而增大，故曲线C为CO的物质的量变化曲线，则曲线B为CO2的物质的量变化曲线。
【详解】A．化学平衡常数是生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，反应Ⅰ的平衡常数为K=，A错误；
B．根据分析，曲线C为CO的物质的量变化曲线，B正确；
C．反应Ⅰ和反应Ⅲ为放热反应，反应Ⅱ为吸热反应，降低温度有利于反应Ⅰ和反应Ⅲ正向移动，反应Ⅱ逆向移动，因此，在低温时CH4的平衡量较高，要提高 CO2转化为CH4的转化率，需要研发在低温区高效的催化剂以尽快建立化学平衡状态，C错误；
D．-(反应Ⅱ+反应Ⅲ)得到目标反应，则CH4(g)+H2O(g) =CO(g)+3H2(g)的ΔH=-[41.2 kJ/mol +(-247.1 kJ/mol)] =205.9 kJ/mol，D错误；
故选B。
10．C
【详解】A．根据图象可知温度升高，平衡时NO2浓度降低，说明温度升高可使化学平衡逆向，因此正反应为放热反应，即△H＜0，A错误；
B．T1温度时，反应达到平衡时c(NO2)=0.2mol/L，则根据物质的转化关系可知平衡时c(SO2)=0.5mol/L-0.1mol/L=0.4mol/L，c(NO)=0.6mol/L-0.2mol/L=0.4mol/L，所以反应的化学平衡常数为K==，B错误；
C． T1温度时，容器Ⅰ平衡时气体总物质的量为0.4mol+0.4mol+0.2mol=1.0mol。容器Ⅱ起始时气体总物质的量为0.5mol+1.0mol+0.5mol=2.0mol，容器Ⅱ中Qc==0.5＜，说明反应起始时向正反应方向进行，平衡时气体总物质的量小于2.0mol，根据阿伏伽德罗定律，容器容积和反应温度一定，体系总压强与体系中混合气体的总物质的量成正比，所以总压强之比大于1：2，C正确；
D．T2＜T1，则温度降低有助于化学反应正向进行，容器Ⅲ相当于以1molSO2，1.2molNO和0.5molS起始，S不对化学反应的平衡产生影响，也就相当于对容器Ⅰ加压，若平衡不发生移动，则平衡时NO的体积分数为40%，温度降低、压强增大，均使平衡正向移动，容器Ⅲ的化学反应正向进行程度比容器I更大，则达到平衡时，容器Ⅲ中NO的体积分数小于40%，D错误；
故选C。
11．D
【详解】A．过程1是碳氧单键断裂，分别结合氯原子和AlCl2，过程3是氯原子被苯环取代，因此发生的都是取代反应，A正确；
B．过程2中碳氧双键变为单键，即有π键断裂，B正确；
C．反应前有氯化铝参与反应，反应后又生成氯化铝，所以是反应的催化剂，C正确；
D．反应中还有醋酸生成，因此总反应的原子利用率达不到100%，D错误；
答案选D。
12．B
【详解】A．由方程式可知，该反应是一个气体分子数减小的反应，即熵减的反应，反应，故A错误；
B．由方程式可知，反应平衡常数，故B正确；
C．由方程式可知，生成时，转移电子的数目为，故C错误；
D．充入水蒸气会增大水蒸气浓度，平衡逆向移动，NO转化率减小，故D错误；
故答案为：B。
13．B
【详解】A．Cl2+H2O HCl+HClO，用饱和食盐水，增大了氯离子的浓度，使平衡逆向移动，抑制了Cl2溶于水，能用勒夏特列原理解释，故A不符合题意；
B．催化剂不影响化学平衡移动，不能提高转化率，不能用勒夏特列原理解释，故B符合题意；
C．合成氨反应是放热的反应，降低温度，会促使平衡正向移动，可以提高氨的产率，能用勒夏特列原理解释，故C不符合题意；
D．工业生产硫酸的过程中，发生反应2SO2+O2 2SO3通入过量空气，增加了氧气的浓度，促进平衡正向移动，二氧化硫的转化率将会增大，能用勒夏特列原理解释，故D不符合题意；
答案选B。
14． 五氧化二钒 大于 在450℃时，2molSO2气体和1molO2气体完全反应生成2molSO3气体时放出的热量为190kJ bd 0.036 向正反应方向 0.36 0.40
【详解】(1)合成SO3所用的催化剂是五氧化二钒 ；该反应为放热反应，温度越高，平衡常数越小；故答案为：五氧化二钒；大于；
(2)根据反应的热化学方程式可知，在450℃时，2molSO2气体和1molO2气体完全反应生成2molSO3气体时放出的热量为190kJ，故答案为：在450℃时，2molSO2气体和1molO2气体完全反应生成2molSO3气体时放出的热量为190kJ；
(3)在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时(但不为0)，反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。A中反应速率方向相反，但不满足速率之比是相应但化学计量数之比，不正确。气体的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以bd都可以说明。气体的密度是混合气的质量和容器容积的比值，质量和容积均是不变的，所以密度始终是不变的，c不正确；故答案为：bd；
(4)容器中含SO3 0.18 mol，则消耗氧气的物质的量为0.09mol，因此氧气的反应速率是==0.036mol/(L.min)。增大反应物的浓度，平衡向正反应方向移动。所以反应物的转化率增大，因此三氧化硫的物质的量大于0.36mol。由于是可逆反应，转化率不可能是1，所以三氧化硫的物质的量小于0.4mol。故答案为：0.36；0.40。
15． 大于 b bd
【详解】(1)观察图表可知，A点还未达到平衡，则大于；
(2)NO2是产物，随反应进行浓度增大，平衡时浓度为NO浓度的变化量△c(NO)=，所以图中表示NO2变化的曲线是b，2s内用NO表示的平均反应速率v（NO）===3.0×10-3mol L-1 s-1，速率之比等于化学计量数之比，所以v(O2)=v(NO)= =3.0×10-3mol L-1 s-1=1.5×10-3mol L-1 s-1，故答案为：b；1.5×10-3 mol L-1 s-1；
(3)a．及时分离出NO2气体，浓度降低，化学反应速率降低，故a错误；
b．适当升高温度，反应速率加快，故b正确；
c．适当扩大容器的容积，反应物浓度减小，化学反应速率降低，故c错误；
d．选择高效催化剂，化学反应速率加快，故d正确；
故答案为：bd。
16．(1) -109.4 较低
(2) A 温度
(3) 50 1620
【详解】（1）根据盖斯定律，H2 -H1=-209.9+100.5=-109.4(kJ/mol)，故答案为：-109.4；根据自发反应的判断依据G=H-T×S，当G<0时，该反应自发，根据该反应 H<0， S<0，故该反应在较低温度下反应自发，故答案为：较低；
（2）①根据反应I制取环戊烯，故应选择该物质的选择性高的条件，反应物的转化率也相对高的温度，根据图象选择A；故答案为A；②影响选择性的因素还有温度；
（3）根据可逆反应过程中气体体积的变化判断，利用差量法判断转化的双环戊二烯的压强为45kPa，根据双环戊二烯的转化率为90%，判断双环戊二烯的起始压强为：50kPa，则氮气的压强为50kPa，平衡时双环戊二烯的压强为5kPa，则；故答案为50；1620；
【点睛】此题考查焓变计算及自发反应的依据及平衡的应用；注意在平衡中利用差量法进行判断气体的相关量。
17． +3=3+Cl- +3H+，溶液中c(H+)增大 ClO和HSO浓度减小
【详解】(1)由题意知，KClO3与NaHSO3反应生成Cl-和，根据得失电子守恒初步确定反应为：+3→Cl- +3，根据元素守恒和电荷守恒，确定方程式右边添加3个H+，完整反应为：+3=Cl- +3+3H+，随着反应的进行，溶液中c(H+)增大，结合题目所给信息知反应速率加快，故此处填：+3→Cl- +3+3H+，随着反应的进行，溶液中c(H+)增大；
(2)随着反应的进行，反应物浓度越来越小，反应速率逐渐变慢，故此处填和浓度减小。
18．(1)2Fe2++Cl2= 2Fe3++2Cl-
(2)隔绝空气(排除氧气对实验的影响)
(3) Fe2+ Fe3+ 可逆反应
(4) H2O2+2Fe2++2H+= 2Fe3++2H2O Fe3+催化H2O2分解产生O2 H2O2分解反应放热，促进Fe3+的水解平衡正向移动
【分析】(1)
Cl2可将Fe2+氧化成铁离子，自身得电子生成氯离子，反应的离子方程式为2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-，故答案为：2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-；
(2)
防止空气中的氧气将Fe2+氧化，产生干扰，所以煤油的作用是隔绝空气，故答案为：隔绝空气；
(3)
根据Fe2+的检验方法，向溶液中加入1滴K3[Fe(CN)6] 溶液，生成蓝色沉淀，一定含有亚铁离子，则实验②检验的离子是Fe2+；碘易溶于CCl4，在CCl4中呈紫色，Fe3+遇KSCN溶液显血红色，实验①和③说明，在I-过量的情况下，溶液中仍含有Fe3+，由此可以证明该氧化还原反应为可逆反应，故答案为：Fe2+；Fe3+；可逆反应；
(4)
H2O2溶液中加入几滴酸化的FeCl2溶液，溶液变成棕黄色，铁离子的溶液呈棕黄色，说明H2O2将Fe2+氧化成Fe3+，发生反应的离子方程式为H2O2+2Fe2++2H+= 2Fe3++2H2O；一段时间后，溶液中有气泡出现，是因为Fe3+催化H2O2分解产生O2；H2O2分解反应放热，促进Fe3+的水解平衡正向移动，所以随后有红褐色沉淀生成，故答案为：H2O2+2Fe2++2H+= 2Fe3++2H2O；Fe3+催化H2O2分解产生O2；H2O2分解反应放热，促进Fe3+的水解平衡正向移动。
19． 秒表 SO2会部分溶于水，导致所测得SO2体积偏小 测定一段时间内生成硫单质的质量或测定一定时间内溶液H+浓度的变化等 探究反应物浓度(Na2S2O3)对化学反应速率的影响 作为显色剂，检验I2的存在 4.0 其他条件不变，反应物浓度越大，化学反应速率越大
【分析】稀硫酸和Na2S2O3溶液发生反应生成SO2：+2H+ = H2O+S↓+SO2↑，通过测量在一个时间段内所收集到的气体的体积来测定反应速率，以此解答。
【详解】Ⅰ.(1)从实验装置可知，本实验是通过测量在一个时间段内所收集到的气体的体积来测定反应速率，实验仪器还需要秒表，故答案为：秒表；
(2)SO2易溶于水，导致所测得的SO2的体积偏小，则据此计算出的△n(H+)和△C(H+)以及v(H+)会变小，故答案为：SO2会部分溶于水，导致所测得SO2体积偏小；
(3)根据反应+2H+ = H2O+S↓+SO2↑可知，可以通过测定一段时间段内生成的单质硫的质量或实时测定溶液中氢离子浓度来求出H+的物质的量的改变量，故答案为：测定一段时间内生成硫单质的质量或测定一定时间内溶液H+浓度的变化等；
Ⅱ.(4)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；淀粉作为显色剂，检验碘的存在，可根据颜色的变化判断反应的快慢；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T的大小t1
(2)
(3)不
(4)3
(5)
(6)
【详解】（1）已知在448℃时，反应的平衡常数K==49，则该温度下反应的平衡常数K′===。
（2）某温度下，若把10mol与30mol置于体积为10L的密闭容器内，反应达到平衡状态时，测得混合气体中氨的体积分数为20％，则反应过程中，则，解得，该温度下反应的。
（3）恒温恒压下，在一容积可变的容器中，达到平衡状态时，、、各1mol，设平衡时容器体积为1L，则该温度下平衡常数，若此时再充入3mol，恒温恒压下，容器体积之比等于气体物质的量之比，则容器体积为，浓度熵，因此平衡不移动。
（4）以水煤气为原料合成甲醇：，容器为恒温、恒压，充入1mol和2mol达到平衡时的转化率为75%，则平衡时，，，气体的总物质的量为0.5mol+0.25mol+0.75mol=1.5mol，各气体的分压为，，，故平衡常数。
（5）在1L真空密闭容器中加入amol固体，t℃时发生如下反应：、、，达平衡时，体系中，，，对于连续多重平衡，采用原子守恒法，设平衡时、、，根据P原子守恒：，根据H原子守恒：，根据I原子守恒：，联立解得，故t°C时反应①的平衡常数=。
（6）反应①；，反应②；，当反应①达到平衡时，即，因此反应①平衡常数；同理可知反应②平衡常数。反应③可由①+②得到，因此反应③的平衡常数。
21．(1) 放热 正向 ＞ 90%
(2) 大 高 减小 温度为主要影响因素，Kp减小对v的降低大于k增大对v的提高
(3) 360
【详解】（1）①分析图象可知温度升高，平衡时甲醇的物质的量在减小，由盖斯定律可知正反应为放热反应；在p2及512K时，N点在曲线下方未达到平衡，达到平衡后甲醇的物质的量为，平衡向正向移动才能增大甲醇的物质的量，故N点此时向正向移动；
②由热化学方程式得，相同温度下，增大压强，平衡向正向移动，的转化率增大，＞；设a点对应CO2转化x：
，解得x=0.9，则CO2的转化率为90%；
（2）①活化能越大，反应就越慢，第二步反应比第一步反应慢，则第二步的活化能大于第一步；反应物断开化学键需要吸收能量，正反应为放热反应，总能量降低，则中间产物的能量比产物的能量高；
②正反应为放热反应，温度升高，平衡向逆向移动，则减小；此反应的速率方程为，反应速率加快，k值增大，可得到Kp减小对v的降低大于k增大对v的提高；T>Tm时温度为主要影响因素；
（3）该电解池中从左往右移动，根据电解池阳离子向阴极移动，可知右侧为阴极与电源负极相连，阳极的电极反应式为：；消耗氧气的物质的量为，阴极的电极反应式为：，则整个电路中转移，产生碳酸二甲酯为，理论上制得碳酸二甲酯的质量为。
