化学反应速率习题加答案

1.N2O5是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生以下反应：2N2O5(g)===(可逆)4NO2(g)＋O2(g)ΔH>0T1温度时，向密闭容器中通入N2O5，部分实验数据见下表：t/s050010001500c(N2O5)/(mol·L－1)5.003.522.502.50下列说法中不正确的是()A．500s内N2O5分解速率为2.96×10－3mol·L－1·s－1B．T1温度下的平衡常数K1＝125，平衡时N2O5的转化率为50%C．T1温度下的平衡常数为K1，T2温度下的平衡常数为K2，若T1>T2，则K1＜K2D．达平衡后其他条件不变，将容器的体积压缩到原来的eq\f(1,2)，则再次平衡时c(N2O5)>5.00mol·L－11．C[解析]500s内N2O4的分解速率为v(N2O5)＝(5.00mol·L－1－3.52mol·L－1)÷500s＝2.96×10－3mol·L－1·s－1，A项正确；2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)起始浓度(mol·L－1)：5.0000转化浓度(mol·L－1)：2.505.001.25平衡浓度(mol·L－1)：2.505.001.25N2O5的转化率为eq\f(2.50,5.00)×100%＝50%，平衡常数K＝eq\f(5.004×1.25,2.502)＝125，B项正确；由于该反应是吸热反应，故温度升高平衡常数增大，C项错误；缩小体积，平衡逆向移动，N2O5浓度将大于原平衡的二倍，D项正确。2.在恒容密闭容器中通入X并发生反应：2X(g)===(可逆)Y(g)，温度T1、T2下X的物质的量浓度c(X)随时间t变化的曲线如图所示，下列叙述正确的是()A．该反应进行到M点放出的热量大于进行到W点放出的热量B．T2下，在0～t1时间内，v(Y)＝eq\f(a－b,t1)mol·L－1·min－1C．M点的正反应速率v正大于N点的逆反应速率v逆D．M点时再加入一定量X ，平衡后X的转化率减小2.C[解析]根据图像可知，T1＜T2，ΔH<0，因此该反应是放热反应，故c(X)变化越大，放出热量越多，故M点放出的热量小于W点放出的热量，A项错误；T2温度下，在0～t1时间内，v(Y)＝eq\f(1,2)v(X)＝eq\f(a－b,2t1)mol·L－1·min－1，B项错误；因T1>T2，vM正＝vM逆>vW逆，又因vN逆＜vW逆，所以vN逆<vW正，C正确；由于反应前后均只有一种物质，因此M点时再增加一定量的X，则相当于增大压强，平衡向正反应方向移动，X的转化率升高，D项错误。3.[2014·天津卷]运用相关化学知识进行判断，下列结论错误的是()A．某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应B．NH4F水溶液中含有HF，因此NH4C．可燃冰主要是甲烷与水在低温高压下形成的水合物晶体，因此可存在于海底D．增大反应物浓度可加快反应速率，因此用浓硫酸与铁反应能增大生成H2的速率3．D[解析]当ΔH－TΔS＜0时，反应能自发进行，吸热反应的ΔH＞0，吸热反应能自发，说明ΔS＞0，A项正确；NH4F溶液中F－水解生成HF，HF能与玻璃中的SiO2发生反应4HF＋SiO2===SiF4↑＋2H2O，故NH4F溶液不能存放在玻璃试剂瓶中，B项正确；可燃冰需在低温高压下形成，所以可燃冰可存在于海底，C项正确；常温下，浓硫酸使铁发生钝化，4.[2014·新课标全国卷Ⅰ]已知分解1molH2O2放出热量98kJ。在含少量I－的溶液中，H2O2分解的机理为H2O2＋I－―→H2O＋IO－慢H2O2＋IO－―→H2O＋O2＋I－快下列有关该反应的说法正确的是()A．反应速率与I－浓度有关B．IO－也是该反应的催化剂C．反应活化能等于98kJ·mol－1D．v(H2O2)＝v(H2O)＝v(O2)4．A[解析]H2O2的分解反应主要由慢反应决定，且I－浓度越大反应速率越快，A项正确；合并题中两反应，可知I－为催化剂，而IO－为中间产物，B项错误；1molH2O2分解时反应热为－98kJ·mol－1，并不是活化能，C项错误；根据化学计量数关系可确定v(H2O2)＝v(H2O)＝2v(O2)，D项错误。5.[2014·北京卷]一定温度下，10mL0.40mol/LH2O2溶液发生催化分解。不同时刻测得生成O2的体积(已折算为标准状况)如下表。t/min0246810V(O2)/mL0.09.917.222.426.529.9下列叙述不正确的是(溶液体积变化忽略不计)()A．0～6min的平均反应速率：v(H2O2)≈3.3×10－2mol·L－1·min－1B．0～6min的平均反应速率：v(H2O2)<3.3×10－2mol·L－1·min－1C．反应至6min时，c(H2O2)＝0.30mol/LD．反应至6min时，H2O2分解了50%5．C[解析]H2O2的催化分解反应为2H2O2eq\o(=====,\s\up7(催化剂))2H2O＋O2↑，根据生成氧气的体积确定过氧化氢的物质的量，0～6min，n(O2)＝1×10－3mol，n(H2O2)＝2×10－3mol，Δc(H2O2)＝0.2mol/L，v(H2O2)＝0.2mol/L÷6min＝33.3×10－2mol·L－1·min－1，A正确；随着反应进行，过氧化氢浓度减小，反应速率在减小，故B正确；开始n(H2O2)＝4×10－3mol，0～6min消耗了2×10－3mol，故6min时，c(H2O2)＝0.2mol/L，C错误；开始n(H2O2)＝4×10－3mol，0～6min消耗了2×10－3mol，分解率为50%，D正确。6.某温度下，向2L恒容密闭容器中充入1.0molA和1.0molB，发生反应A(g)＋B(g)==C(g)，经过一段时间后反应达到平衡。反应过程中测定的部分数据见下表，下列说法正确的是()t/s05152535n(A)/mol1.00.850.810.800.80A.反应在前5s的平均反应速率v(A)＝0.15mol/(L·s)B．保持其他条件不变，升高温度，平衡时c(A)＝0.41mol·L－1，则反应的ΔH>0C．相同温度下，起始时向容器中充入2.0molC，达到平衡时，C的分解率大于80%D．相同温度下，起始时向容器中充入0.2molA、0.2molB和1.0molC，反应达到平衡前，反应速率v正<v逆6．D[解析]v(A)＝eq\f(1.0mol－0.35mol,2L×5s)＝0.015mol/(L·s)，A项错误；升高温度，平衡时剩余A的物质的量为0.41mol·L－1×2L＝0.82mol，说明平衡逆向移动，则正反应为放热反应，ΔH<0，B项错误；向容器内加入2molC等效为起始加入2molA和2molB，与原平衡相比，压强增大，平衡正向移动，平衡时C的物质的量大于0.4mol，故充入2molC，平衡时C的转化率小于80%，C的转化率降低，C项错误；该温度下，反应的平衡常数为K＝eq\f(5,8)，Q＝50>K，反应向逆反应方向移动，v正<v逆，D项正确。7.在密闭容器中充入一定量的NO2，发生反应2NO2(g)N2O4(g)ΔH＝－57kJ·mol－1。在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如图所示。下列说法正确的是()A．a、c两点的反应速率：a＞cB．a、b两点NO2的转化率：a＜bC．a、c两点气体的颜色：a深，c浅D．由a点到b点，可以用加热的方法7．B[解析]该反应有气体参加和生成，增大压强反应速率增大，a<c，A项错误；NO2的体积分数越大，其转化率越小，B项正确；由a到c，压强增大容器体积减小，尽管平衡右移，但平衡时NO2浓度增大，气体颜色加深，C项错误；该反应是放热反应，由a点到b点，NO2的转化率增大，故降温可以实现由a点到b点的转化，D项错误。8.研究氨氧化物与悬浮在大气中海盐粒子的相互作用时，涉及如下反应：2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g)K1ΔH1<0(Ⅰ)2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g)K2ΔH2<0(Ⅱ)(1)4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)的平衡常数K＝________(用K1、K2表示)。(2)为研究不同条件对反应(Ⅱ)的影响，在恒温条件下，向2L恒容密闭容器中加入0.2molNO和0.1molCl2，10min时反应(Ⅱ)达到平衡。测得10min内v(ClNO)＝7.5×10－3mol·L－1·min－1，则平衡后n(Cl2)＝________mol，NO的转化率α1＝________。其他条件保持不变，反应(Ⅱ)在恒压条件下进行，平衡时NO的转化率α2________α1(填“>”“<”或“＝”)，平衡常数K2______(填“增大”“减小”或“不变”)。若要使K2减小，可采取的措施是________。8．(1)eq\f(Keq\o\al(2,1),K2)(2)2.5×10－275%>不变升高温度[解析](1)反应(Ⅰ)×2－反应(Ⅱ)即得到反应：4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)，利用平衡常数定义可知该反应平衡常数K＝eq\f(Keq\o\al(2,1),K2)。(2)平衡时容器中n(ClNO)＝7.5×10－3mol·L－1·min－1×10min×2L＝0.15mol，则平衡后n(Cl2)＝0.1mol－eq\f(1,2)×0.15mol＝0.025mol；NO的转化率＝eq\f(0.15mol,0.2mol)×100%＝75%；若恒压下达到平衡态相当于将原平衡加压，平衡正向移动，NO的转化率增大；平衡常数只与温度有关，恒压下达到平衡的平衡常数与原平衡常数相等；因该反应为放热反应，升高温度，反应逆向进行，反应平衡常数减小。9.硝基苯甲酸乙酯在OH－存在下发生水解反应：O2NC6H4COOC2H5＋OH－===O2NC6H4COO－＋C2H5OH两种反应物的初始浓度均为0.050mol·L－1，15℃时测得O2NC6H4COOC2H5的转化率αt/s0120180240330530600700800α/%033.041.848.858.069.070.471.071.0(1)列式计算该反应在120～180s与180～240s区间的平均反应速率________、________；比较两者大小可得出的结论是____________________。(2)列式计算15℃时该反应的平衡常数________(3)为提高O2NC6H4COOC2H5的平衡转化率，除可适当控制反应温度外，还可采取的措施有________(要求写出两条)。9.．(1)v＝eq\f(0.050mol·L－1×（41.8%－33.0%）,（180－120）s)＝7．3×10－5mol·L－1·s－1v＝eq\f(0.050mol·L－1×（48.8%－41.8%）,（240－180）s)＝5．8×10－5mol·L－1·s－1随着反应的进行，反应物浓度降低，反应速率减慢(2)K＝eq\f(（0.050mol·L－1×71.0%）2,[0.050mol·L－1×（1－71.0%）]2)＝6.0或K＝eq\f(（71.0%）2,（1－71.0%）2)＝6.0(3)增加OH－的浓度、移去产物[解析](1)反应过程中硝基苯甲酸乙酯浓度的变化量等于其起始浓度与转化率的乘积，再利用求反应速率的计算公式可求出两个时间段内的平均反应速率分别为7.3×10－5mol·L－1·s－1、5.8×10－5mol·L－1·s－1，由此可得出的结论是随着反应的进行，反应物浓度减小导致反应速率降低。(2)反应时间达到700s时，硝基苯甲酸乙酯的转化率不再随时间的变化而发生变化，即反应在700s时达到平衡。此时体系内两种产物浓度为0.05mol/L×71%，反应物浓度为0.05mol/L×29%，由此可求出该反应的平衡常数。(3)根据可逆反应的特点可知增加OH－的浓度、及时地移去产物均可以增大硝基苯甲酸乙酯的转化率10.反应A(g)===B(g)＋C(g)在容积为1.0L的密闭容器中进行，A的初始浓度为0.050mol/L。温度T1和T2下A的浓度与时间关系如图所示。回答下列问题：(1)上述反应的温度T1__________T2，平衡常数K(T1)________K(T2)。(填“大于”“小于”或“等于”)(2)若温度T2时，5min后反应达到平衡，A的转化率为70%，则：①平衡时体系总的物质的量为________。②反应的平衡常数K＝________。③反应在0～5min区间的平均反应速率v(A)＝________。10.(1)小于小于(2)①0.085mol②0.082③0.007mol·L－1·min－1[解析](1)图中显示，T2时达到平衡所用时间短，速率大，所以温度高，故T2>T1；而温度越高c(A)越小，可判断正反应为吸热反应，升温K将增大，K(T1)<K(T2)。(2)①温度T2时，5min后反应达到平衡，A的转化率为70%，则消耗的A的物质的量为0.050mol/L×1.0L×70%＝0.035mol，结合A(g)B(g)＋C(g)，气体增加的物质的量为0.035mol，平衡时体系中气体总的物质的量为0.050mol/L×1.0L＋0.035mol＝0.085mol；②反应的平衡常数K＝eq\f(c（B）·c（C）,c（A）)＝eq\f(0.035mol/L×0.035mol/L,0.015mol/L)＝0.082mol/L；反应在0～5min区间的平均反应速率v(A)＝0.050mol/L×70%÷5min＝0.007mol·L－1·min－1。11.在容积为1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题：(1)反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如图所示。在0～60s时段，反应速率v(N2O4)为________mol·L－1·s－1；反应的平衡常数K1为________(2)100℃时达平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以0.0020mol·L－1·s－1的平均速率降低，经10s①T________100℃(填“大于”或“小于”)，判断理由是____________________________②列式计算温度T时反应的平衡常数K2：_______________________________________(3)温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是__________________________________________________11．(1)大于0.00100.36mol·L－1(2)①大于反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高②平衡时，c(NO2)＝0.120mol·L－1＋0.0020mol·L－1·s－1×10s×2＝0.16mol·L－1c(N2O4)＝0.040mol·L－1－0.0020mol·L－1·s－1×10s＝0.020mol·L－1K2＝eq\f(（0.16mol·L－1）2,0.020mol·L－1)＝1.3mol·L－1(3)逆反应对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动[解析](1)依题意知，温度升高，混合气体的颜色加深，说明平衡向生成NO2的正反应方向移动，即正反应是吸热反应；根据图像0～60s时段，NO2的物质的量浓度变化为0.060mol·L－1，根据公式v＝eq\f(Δc,Δt)即可计算出速率；根据图像可知NO2的平衡浓度为0.120mol·L－1，N2O4的平衡浓度为0.040mol·L－1，根据K＝eq\f(c2（NO2）,c（N2O4）)可计算出平衡常数K1。(2)①根据题意知，改变反应温度为T后，反应速率降低，故为降低温度，即T小于100℃；②根据题意知，再次达到平衡后N2O4的浓度减小，Δc＝v·Δt＝0.0020mol·L·s－1×10s＝0.02mol·L－1，则NO2的浓度增加0.040mol·L－1，即达到新平衡时N2O4的浓度为0.020mol·L－1，NO2的浓度为0.160mol·L－1，据K＝eq\f(c2（NO2）,c（N2O4）)可计算出平衡常数K2。(3)温度为T时，反应达到平衡，将反应容器减小一半，即增大压强。其他条件不变时，增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动，即向逆反应方向移动。12.工业制硝酸的主要反应为4NH3(g)＋5O2(g)==4NO(g)＋6H2O(g)ΔH。(1)已知氢气的燃烧热为285.8kJ/mol。N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)ΔH＝－92.4kJ/mol；H2O(l)===H2O(g)ΔH＝＋44.0kJ/mol；N2(g)＋O2(g)===2NO(g)ΔH＝＋180.6kJ/mol。则上述工业制硝酸的主要反应的ΔH＝____________________。(2)在容积固定的密闭容器中发生上述反应，容器内部分物质的物质的量浓度如下表：浓度时间c(NH3)(mol/L)c(O2)(mol/L)c(NO)(mol/L)起始0.81.60第2min0.6a0.2第4min0.30.9750.5