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第1课时　反应热　焓变
题组一　反应热及其测定
1.（2024·浙江名校联盟高二联考）在试管中进行的盐酸与NaOH溶液之间的反应，属于环境的是（　　）
A.盐酸 B.NaOH溶液
C.发生的反应 D.试管
2.为了测定中和反应反应热，计算时至少需要的数据是（　　）
①酸的浓度和体积　②反应后溶液的质量　③比热容　④碱的浓度和体积　⑤生成水的物质的量
⑥反应前后溶液温度　⑦操作所需的时间
A.①②③⑥ B.①③④⑥
C.③④⑤⑥ D.全部
3.（教材拓展题）如图所示的简易量热计可用于测定中和反应的反应热，内筒盛有一定量的盐酸和氢氧化钠溶液。下列有关实验的描述正确的是（　　）
A.M的材质不影响实验结果，如玻璃、塑料或铁丝都可以
B.实验过程中，将量筒中的NaOH溶液缓慢倒入盛有盐酸的量热计内筒中
C.实验过程中需记录体系的最高温度
D.实验中如果用同体积同浓度的醋酸代替盐酸，测得的反应热数值不变
题组二　反应热与焓变
4.（2025·安徽高二联考）《天工开物》中提到“明年，田有粪肥，土脉发烧，东南风助暖，则尽发炎火，大坏苗穗，此一灾也。”下列反应中能量变化与上述不一致的是（　　）
A.乙醇燃烧 B.碳酸钙高温分解
C.铝热反应 D.酸碱中和
5.（鲁科版习题）甲烷燃烧反应能提供能量是因为（　　）
A.甲烷的能量高
B.生成物分子形成化学键释放能量
C.破坏反应物分子化学键所吸收的能量小于形成生成物分子化学键所释放的能量
D.破坏反应物分子化学键所吸收的能量大于形成生成物分子化学键所释放的能量
6.根据键能数据计算CH4（g）＋4F2（g）CF4（g）＋4HF（g）的反应热（ΔH）为（　　）
化学键 C—H C—F H—F F—F
键能/（kJ·mol－1） 414 489 565 155
A.－1 940 kJ·mol－1 B.＋1 940 kJ·mol－1
C.－485 kJ·mol－1 D.＋485 kJ·mol－1
题组三　能量变化图像
7.已知H2O2在催化剂作用下分解速率加快，其能量随反应进程的变化如图所示。下列说法错误的是（　　）
A.H2O2分解属于放热反应
B.反应物的总能量高于生成物的总能量
C.H2O2的稳定性比H2O小
D.加入催化剂，减少了反应所放出的热量
8.（2025·黑龙江龙东联盟高二检测）反应M＋ZQ（ΔH＜0）分两步进行：①M＋ZX（ΔH＞0），②XQ（ΔH＜0）。下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是（　　）
9.（鲁科版改编题）一定温度下H2（g）与I2（g）反应生成HI（g），反应的能量变化如图所示。以下对该反应体系的描述中，正确的是（　　）
A.反应物的总能量比生成物的总能量高13 kJ
B.反应物的总能量比生成物的总能量低13 kJ
C.反应物的总能量比生成物的总能量低
D.反应物化学键中储存的总能量比生成物化学键中储存的总能量相等
10.（教材改编题）根据如图所示的N2（g）和O2（g）反应生成NO（g）过程中的能量变化情况判断，下列说法正确的是（　　）
A.N2（g）和O2（g）反应生成NO（g）是放热反应
B.2 mol O原子结合生成O2（g）时需要吸收498 kJ能量
C.1 mol NO（g）分子中的化学键断裂时需要吸收632 kJ能量
D.2 mol N（g）和2 mol O（g）的总能量为1 444 kJ
11.（2025·福州高二期中）用50 mL 0.50 mol·L－1的盐酸与50 mL 0.55 mol·L－1的NaOH溶液在如图所示的装置中进行中和反应反应热测量，回答下列问题：
（1）仪器A的名称为　　　　　，装置中还缺少的玻璃仪器是　　　　　。
（2）下列操作能使中和反应反应热测量的数值偏小的是　　　　（填字母）。
A.量取盐酸时仰视量筒
B.用温度计测量盐酸初始温度后未洗直接测碱溶液的温度
C.用50 mL 0.25 mol·L－1的硫酸代替稀盐酸进行实验
D.将NaOH溶液小心缓慢地倒入装盐酸的小烧杯中
（3）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1.00 g·cm－3，又知中和反应后生成溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1。为了计算中和反应反应热，某学生的实验记录数据如下：
实验序号 反应前的温度/℃ 反应后体系的温度 t2/℃
盐酸 氢氧化钠溶液 平均温度
1 25.1 25.3 25.2 28.4
2 24.8 24.9 24.9 28.5
3 25.0 25.0 25.0 28.2
依据该组实验数据，计算中和反应反应热的数值为　　　　kJ·mol－1（结果保留一位小数）。
（4）实验中改用60 mL 0.25 mol·L－1的稀硫酸和60 mL 0.55 mol·L－1的NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量　　　（填“更少”“更多”或“相等”），换算成生成1 mol H2O时放出的热量　　　（填“偏大”“偏小”或“相等”）。
12.（2025·石家庄高二月考改编）（1）已知氮化硅陶瓷材料可由石英固体与焦炭颗粒在高温的氮气流中通过如下反应制得：SiO2＋C＋N2Si3N4＋CO（未配平）。该反应过程中的能量变化如图所示。
①该反应是　　　　（填“吸热反应”或“放热反应”），ΔH　　　　（填“＞”“＜”或“＝”）0。
②该反应过程中，断裂旧键吸收的热量　　　　（填“＞”“＜”或“＝”）形成新键释放的热量。
（2）已知单质硫在通常条件下以S8（斜方硫）的形式存在，而在蒸气状态时，含有S2、S4、S6及S8等多种同素异形体，其中S4、S6和S8具有相似的结构特点，其结构如图所示：
　
若已知SO2中硫氧键的键能为d kJ·mol－1，O2中氧氧键的键能为e kJ·mol－1，S8（s）＋O2（g）SO2（g）的反应热ΔH＝－a kJ·mol－1，则S8分子中硫硫键的键能为　　　　。
（3）已知相关共价键的键能数据如下表：
共价键 H—H C—H C—C CC
键能/（kJ·mol－1） 436 413 344 614
则CH3—CH3（g）CH2CH2（g）＋H2（g）的ΔH为　　　　 。
4 / 4第2课时　反应热的计算
题组一　反应热的计算
1.（2025·天津武清高二月考）298 K时，某些物质的相对能量如图：请根据相关物质的相对能量计算反应C2H6（g）＋2CO2（g）4CO（g）＋3H2（g）的焓变ΔH（忽略温度的影响）为（　　）
A.＋430 kJ·mol－1 B.－430 kJ·mol－1
C.＋367 kJ·mol－1 D.－367 kJ·mol－1
2.（2025·湖北云学联盟高二期中）已知C2H2、C2H4、C2H6的燃烧热分别为1 300 kJ·mol－1、1 400 kJ·mol－1、1 560 kJ·mol－1。0.5 mol混合物完全燃烧，放出热量700 kJ。则C2H2、C2H4、C2H6的物质的量之比为（　　）
A.6∶2∶3 B.5∶2∶8
C.3∶2∶6 D.8∶1∶5
3.（教材改编题）家用液化气中主要成分之一是丁烷。在101 kPa时，10 kg丁烷完全燃烧生成CO2和H2O，放出热量5×105 kJ，丁烷的燃烧热为（　　）
A.2 900 kJ·mol－1 B.1 450 kJ·mol－1
C.5 800 kJ·mol－1 D.1 800 kJ·mol－1
4.（2025·江淮名校高二联考）中国研究人员研制出一种新型复合光催化剂，利用太阳光在催化剂表面实现高效分解水，其主要过程可表示为：
已知：几种物质有关键能[形成（断开）1 mol共价键释放（吸收）的能量]如表所示。
化学键 H—O OO H—H O—O
键能/（kJ·mol－1） 463 496 436 138
若反应过程中分解了2 mol H2O，过程Ⅲ的ΔH＝　　　　kJ·mol－1。
题组二　ΔH大小的比较
5.（2025·泉州名校高二联考）乙烯是制备合成纤维、合成橡胶、塑料等的基本化工原料。由乙烷制备乙烯的反应如下：
①2CO（g）＋O2（g）2CO2（g）
ΔH1＝－566 kJ·mol－1
②2C2H6（g）＋O2（g）2C2H4（g）＋2H2O（g）　ΔH2＝－260 kJ·mol－1
③C2H6（g）＋CO2（g）C2H4（g）＋H2O（g）＋CO（g）　ΔH3
则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系正确的是（　　）
A.ΔH3＞ΔH2＞ΔH1 B.ΔH3＞ΔH1＞ΔH2
C.ΔH1＞ΔH2＞ΔH3 D.ΔH2＞ΔH3＞ΔH1
6.（2025·北京第五十中学高二月考）已知：CH3COOH（aq）＋NaOH（aq）CH3COONa（aq）＋H2O（l）　ΔH＝Q1 kJ·mol－1
H2SO4（浓）＋NaOH（aq）Na2SO4（aq）＋H2O（l）　ΔH＝Q2 kJ·mol－1
HNO3（aq）＋KOH（aq）KNO3（aq）＋H2O（l）　ΔH＝Q3 kJ·mol－1
上述反应均为溶液中的反应，则Q1、Q2、Q3的大小的关系为（　　）
A.Q1＝Q2＝Q3 B.Q1＞Q3＞Q2
C.Q2＞Q3＞Q1 D.Q2＝Q3＞Q1
7.已知：①2H2（g）＋O2（g）2H2O（g）ΔH1＝a kJ·mol－1；
②4H2（g）＋2O2（g）4H2O（g）ΔH2＝b kJ·mol－1；
③2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）ΔH3＝c kJ·mol－1；
④4H2（g）＋2O2（g）4H2O（l）ΔH4＝d kJ·mol－1。
下列a、b、c、d的关系正确的是（　　）
A.2a＝b＜0 B.2c＝d＞0
C.a＜c＜0 D.b＞d＞0
8.（1）根据以下三个热化学方程式：
2H2S（g）＋3O2（g）2SO2（g）＋2H2O（l）　ΔH＝－Q1 kJ·mol－1
2H2S（g）＋O2（g）2S（g）＋2H2O（l）　ΔH＝－Q2 kJ·mol－1
2H2S（g）＋O2（g）2S（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－Q3 kJ·mol－1
判断Q1、Q2、Q3三者大小关系：　　　　　。
（2）奥运会火炬常用的燃料是丙烷（C3H8），其完全燃烧后只有CO2和H2O，不会造成环境污染。已知有以下四个热化学方程式：
①C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－a kJ·mol－1
②C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（l）　ΔH＝－b kJ·mol－1
③2C3H8（g）＋9O2（g）4CO2（g）＋2CO（g）＋8H2O（l）　ΔH＝－c kJ·mol－1
④C3H8（g）＋O2（g）CO2（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－d kJ·mol－1
其中a、b、c、d最大的是　　　　　。
9.（2025·资阳中学高二检测）CH4在一定条件下可发生如图所示的一系列反应。下列说法正确的是（　　）
A.ΔH3＝ΔH2－ΔH5
B.ΔH1＞ΔH5
C.ΔH4＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3
D.ΔH4＜0
10.（2025·台州高二期中）室温下，将1 mol CuSO4·5H2O（s）溶于水，会使溶液温度降低，反应热为ΔH1；将1 mol CuSO4（s）溶于水，会使溶液温度升高，反应热为ΔH2。CuSO4·5H2O受热分解的热化学方程式为CuSO4·5H2O（s）CuSO4（s）＋5H2O（l）　ΔH3，则下列关系正确的是（　　）
A.ΔH2＞ΔH1 B.ΔH1＋ΔH3＝ΔH2
C.ΔH1＜ΔH3 D.ΔH2＋ΔH1＞ΔH3
11.（2025·宜宾高二月考）肼（N2H4）是一种良好的火箭推进剂，其与适当的氧化剂（如过氧化氢、氧气等）配合，可组成液体推进剂。
（1）液态肼和液态过氧化氢混合反应时，即产生大量氮气和水蒸气，并放出大量热。若每生成1 mol N2，放出642 kJ的热量，则该反应的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　，
消耗16 g液态肼放出的热量为　　　　　。
（2）已知：N2H4（g）＋O2（g）N2（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－544 kJ·mol－1，键能数据如下表：
化学键 N—N N—H OO O—H
键能/（kJ·mol－1） 193 391 497 463
则氮氮三键的键能为　　　　　。若H2O（l）H2O（g）　ΔH＝＋44 kJ·mol－1，则N2H4（g）的燃烧热为　　　　　 。
（3）已知：N2（g）＋2O2（g）2NO2（g）　ΔH＝＋68 kJ·mol－1，则肼（g）和二氧化氮（g）反应生成氮气和水蒸气的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
12.（1）有关研究需要得到反应C3H8（g）3C（石墨，s）＋4H2（g）的ΔH，但测定实验很难进行。设计如图可计算得到：
①ΔH　　　　0（填“＞”“＜”或“＝”）。
②ΔH＝　　　（用图中其他反应的反应热表示）。
（2）（教材改编题）已知下列两个热化学方程式：
2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）
ΔH＝－570 kJ·mol－1
C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（l）　ΔH＝－2 220.0 kJ·mol－1
①实验测得H2和C3H8的混合气体共1 mol，完全燃烧生成液态水时放热1 252.5 kJ，则混合气体中H2和C3H8的体积比是　　　　。
②已知：H2O（l）H2O（g）　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1，写出丙烷燃烧生成CO2和气态水的热化学方程式　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（3）下表是部分化学键的键能数据：
化学键 P—P P—O OO PO
键能/（kJ·mol－1） 198 360 498 x
已知，白磷在空气中燃烧生成P4O10，热化学方程式为P4（g）＋5O2（g）P4O10（g）　ΔH＝－2 982 kJ·mol－1，白磷（P4）、P4O10的结构如图所示，则上表中x＝　　　　。
4 / 4第1课时　盖斯定律
题组一　盖斯定律的意义
1.（2025·聊城二中高二月考）下列关于盖斯定律的说法不正确的是（　　）
A.不管反应是一步完成还是分几步完成，其反应热相同
B.有些反应的反应热不能直接测得，可通过盖斯定律间接计算得到
C.反应热与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关
D.根据盖斯定律，热化学方程式中ΔH直接相加即可得总反应热
2.用NaOH溶液吸收热电企业产生的废气时，涉及如图所示转化，由图示关系可得ΔH4等于（　　）
A.ΔH1＋ΔH2－ΔH3 B.ΔH1＋2ΔH2－ΔH3
C.ΔH1＋ΔH2＋ΔH3 D.ΔH1＋ΔH2－2ΔH3
3.（2025·朝阳高二期中）某科学家利用二氧化铈（CeO2）在太阳能作用下将H2O转变为H2。其过程如下：mCeO2（m－x）CeO2·xCe＋xO2，（m－x）CeO2·xCe＋xH2O＋xCO2mCeO2＋xH2＋xCO。下列说法错误的是（　　）
A.反应①中CeO2既作氧化剂又作还原剂
B.该过程实现了太阳能向化学能的转化
C.图中ΔH1＝ΔH2＋ΔH3
D.ΔH2＞0
题组二　盖斯定律的应用
4.（2025·六安高二联考）氧化亚铜常用于制船底防污漆。用CuO与Cu高温烧结可制取Cu2O，已知反应：
2Cu（s）＋O2（g）2CuO（s）　ΔH＝－314 kJ·mol－1
2Cu2O（s）＋O2（g）4CuO（s）　ΔH＝－292 kJ·mol－1
则Cu2O（s）CuO（s）＋Cu（s）的ΔH等于（　　）
A.－135 kJ·mol－1 B.＋11 kJ·mol－1
C.＋168 kJ·mol－1 D.－303 kJ·mol－1
5.如图为Ca（OH）2/CaO体系的能量循环图：
Ca（OH）2（s）CaO（s）＋H2O（g）
510 ℃ 510 ℃ 510 ℃
Ca（OH）2（s）CaO（s）＋H2O（l）
25 ℃ 25 ℃ 25 ℃
下列说法正确的是（　　）
A.ΔH5＞0
B.ΔH1＋ΔH2＝0
C.ΔH3＝ΔH4＋ΔH2
D.ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝0
6.（2025·秦皇岛高二联考）工业废气中的氮氧化物是重要的污染源，有一种治理污染的方法是通入适量氨气将其还原为无毒物质N2和H2O，NH3还原NO的热化学方程式为4NH3（g）＋6NO（g）5N2（g）＋6H2O（g）　ΔH＝x kJ·mol－1。
已知：①H2（g）＋O2（g）H2O（g）　ΔH1＝a kJ·mol－1；
②N2（g）＋O2（g）2NO（g）　ΔH2＝b kJ·mol－1；
③N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）　ΔH3＝c kJ·mol－1。
下列关系式正确的是（　　）
A.x＝6a－3b－2c B.x＝－3a－2b＋6c
C.x＝－3a＋2b＋6c D.x＝3a－2b＋6c
7.（1）为减少SO2的排放，常采取以下措施将煤转化为清洁的气体燃料。
已知：①H2（g）＋O2（g）H2O（g）　
ΔH1＝－241.8 kJ·mol－1
②C（s）＋O2（g）CO（g）　
ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1
写出焦炭与水蒸气反应的热化学方程式：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）（鲁科版习题）在298 K、100 kPa时，已知：
C（s，石墨）＋O2（g）CO2（g）ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）　ΔH2＝－571.6 kJ·mol－1
2C2H2（g）＋5O2（g）4CO2（g）＋2H2O（l）　ΔH3＝－2 599 kJ·mol－1
根据盖斯定律，计算298 K时由C（s，石墨）和H2（g）生成1 mol C2H2（g）的反应焓变　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
8.（2025·江苏名校高二联考）黑火药是中国古代的四大发明之一，其爆炸反应为S（s）＋2KNO3（s）＋3C（s）K2S（s）＋N2（g）＋3CO2（g）　ΔH。已知：①碳的燃烧热为 ΔH1，②S（s）＋2K（s）K2S（s）　ΔH2，③2K（s）＋N2（g）＋3O2（g）2KNO3（s）　ΔH3；则 ΔH为（　　）
A.3ΔH1＋ΔH2－ΔH3 B.ΔH3 ＋3ΔH1－ΔH2
C.ΔH1＋ΔH2－ΔH3 D.ΔH3＋ΔH1－ΔH2
9.根据能量变化示意图，下列说法不正确的是（　　）
A.相同质量的NO2（g）和N2O4（g），前者具有的能量较高
B.ΔH5＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4
C.2H2O（g）2H2（g）＋O2（g）　ΔH6＝－ΔH5＞0
D.N2H4（l）＋NO2（g）N2（g）＋2H2O（l）　ΔH，则ΔH＜ΔH4
10.钙、铅均是重要的金属元素，在工农业生产中有着广泛的应用。
（1）加热条件下用CO还原PbO可得到单质铅。已知：
①2Pb（s）＋O2（g）2PbO（s）
ΔH＝－438 kJ·mol－1，
②2CO（g）＋O2（g）2CO2（g）
ΔH＝－566 kJ·mol－1。
则CO还原PbO的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）与CaSO4·2H2O脱水反应相关的热化学方程式有：
①CaSO4·2H2O（s）CaSO4·H2O（s）＋H2O（g）　ΔH1＝＋83.2 kJ·mol－1
②CaSO4·2H2O（s）CaSO4（s）＋2H2O（l）　ΔH2＝＋26 kJ·mol－1
③CaSO4·H2O（s）CaSO4（s）＋H2O（g）　ΔH3＝＋30.8 kJ·mol－1
则该条件下反应H2O（g）H2O（l）　ΔH＝　　　　kJ·mol－1。
（3）在2 000 ℃时，已知热化学方程式：
①CaO（s）＋C（s）Ca（g）＋CO（g） 　ΔH1＝a kJ·mol－1，
②Ca（g）＋2C（g）CaC2（s）　ΔH2＝b kJ·mol－1，
③2CaO（s）＋CaC2（s）3Ca（g）＋2CO（g）　ΔH3。则ΔH3＝　　　　kJ·mol－1（用含a、b的代数式表示）。
11.（2025·福州二中高二期中）研究大气中含硫化合物（主要是SO2和H2S）的转化具有重要意义。
（1）工业上采用高温热分解H2S的方法制取H2，在膜反应器中分离H2，发生的反应为2H2S（g）2H2（g）＋S2（g）　ΔH，已知：①H2S（g）H2（g）＋S（g）　ΔH1；
②2S（g）S2（g）　ΔH2，则ΔH＝　　　　（用含ΔH1、ΔH2的式子表示）。
（2）土壤中的微生物可将大气中的H2S经两步反应氧化成S，两步反应的能量变化示意图如下：
则2H2S（g）＋O2（g）2S（s）＋2H2O（g）　ΔH＝　　　　kJ·mol－1。1 mol H2S（g）全部被氧化为S（aq）的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
4 / 4第2课时　热化学方程式　 燃烧热
题组一　热化学方程式的概念与意义
1.下列关于热化学方程式：H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g） 　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1的叙述正确的是（　　）
A.在25 ℃、101 kPa时，一分子H2和Cl2反应，放出热量184.6 kJ
B.在25 ℃、101 kPa时，1 mol H2和Cl2完全反应生成2 mol HCl放出的热量为184.6 kJ
C.在25 ℃、101 kPa时，1 mol气态H2和1 mol气态Cl2完全反应生成2 mol HCl气体，放出的热量为184.6 kJ
D.在25 ℃、101 kPa时，1 mol气态H2和1 mol气态Cl2完全反应生成2 mol HCl气体，吸收的热量为184.6 kJ
2.（2025·六安高二月考）已知H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）　ΔH＝ －184.6 kJ·mol－1，则HCl（g）H2（g）＋Cl2（g）的ΔH为（　　）
A.＋184.6 kJ·mol－1 B.＋92.3 kJ·mol－1
C.－369.2 kJ·mol－1 D.－92.3 kJ·mol－1
题组二　热化学方程式的正误判断
3.（2025·北京育才学校高二月考）1 g氢气燃烧生成液态水，放出142.9 kJ热量。下列热化学方程式正确的是（　　）
A.H2（g）＋O2（g）H2O（g）　ΔH＝－142.9 kJ·mol－1
B.H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝－142.9 kJ·mol－1
C.H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1
D.H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝＋285.8 kJ·mol－1
4.如表所示是1 mol有关物质中的化学键断裂时吸收的能量：
H2（g） I2（g） HI（g）
436.0 kJ 151.0 kJ 299.0 kJ
据此判断，下列热化学方程式书写正确的是（　　）
A.H2（g）＋I2（g）HI（g）　ΔH＝＋288.0 kJ·mol－1
B.H2（g）＋I2（g）2HI（g）　ΔH＝－11.0 kJ·mol－1
C.HI（g）H2（g）＋I2（g）　ΔH＝＋11.0 kJ·mol－1
D.H2（g）＋I2（g）2HI（g）　ΔH＝－22.0 kJ·mol－1
题组三　热化学方程式的书写
5.（教材改编题）写出下列反应的热化学方程式：
（1）1 mol C（石墨，s）与适量H2O（g）反应生成CO（g）和H2（g），吸收131.3 kJ热量：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）1 mol C2H2（g）在O2中完全燃烧生成CO2和液态水，放出1 299.6 kJ的热量：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（3）1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应生成CuO（s），放出157.3 kJ的热量　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
题组四　燃烧热及相关计算
6.下列热化学方程式中，ΔH表示物质的燃烧热的是（　　）
A.2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）ΔH＝－a kJ·mol－1
B.Mg（s）＋Cl2（g）MgCl2（s）ΔH＝－b kJ·mol－1
C.S（s）＋O2（g）SO3（g）ΔH＝－c kJ·mol－1
D.C6H12O6（s）＋6O2（g）6CO2（g）＋6H2O（l）　ΔH＝－d kJ·mol－1
7.（教材改编题）化学反应2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）的能量变化如图所示，则表示H2燃烧热的热化学方程式为（　　）
A.H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝－（b＋c－a）kJ·mol－1
B.2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）　ΔH＝－（b＋c－a）kJ·mol－1
C.H2（g）＋O2（g）H2O（g）　ΔH＝－（b－a）kJ·mol－1
D.2H2（g）＋O2（g）2H2O（g）　ΔH＝－（b－a）kJ·mol－1
8.（2025·昭通考试）下列说法正确的是（　　）
A.同温同压下，H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）在光照和点燃条件下的ΔH相同
B.热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，不可以是分数
C.0.5 mol H2SO4与0.5 mol Ba（OH）2反应生成1 mol H2O放出的热量为57.3 kJ
D.2 mol H2与1 mol O2反应生成液态水放出的热量为H2的燃烧热
9.（2025·三湘联盟期中）下列关于化学反应热效应的描述中，正确的是（　　）
A.已知中和反应反应热（ΔH）为－57.3 kJ·mol－1，则NaOH（aq）＋CH3COOH（aq）
CH3COONa（aq）＋H2O（l）　ΔH＝ －57.3kJ·mol－1
B.表示甲醇燃烧热的热化学方程式可表示为2CH3OH（l）＋3O2（g）2CO2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－726.5 kJ·mol－1
C.已知H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1，则生成物分子的化学键形成时所释放的总能量大于反应物分子的化学键断裂时所吸收的总能量
D.一定条件下，将1 mol N2和3 mol H2置于密闭的容器中充分反应生成NH3（g），放出热量38.6 kJ，用热化学方程式可表示为N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）　ΔH＝－38.6 kJ·mol－1
10.甲醇质子交换膜燃料电池中将甲醇蒸气转化为氢气的两种反应原理是
①CH3OH（g）＋H2O（g）CO2（g）＋3H2（g）　ΔH＝＋49.0 kJ·mol－1，
②CH3OH（g）＋O2（g）CO2（g）＋2H2（g）　ΔH＝－192.9 kJ·mol－1。
下列说法正确的是（　　）
A.CH3OH的燃烧热为192.9 kJ·mol－1
B.反应①中的能量变化如图所示
C.CH3OH转变成H2的过程一定要吸收能量
D.根据②推知反应CH3OH（l）＋O2（g）CO2（g）＋2H2（g）的ΔH ＞－192.9 kJ·mol－1
11.（2025·潍坊高二月考）当今世界，能源的发展日益成为全世界、全人类共同关心的问题。乙烷（C2H6）、二甲醚（CH3OCH3）燃烧热较大，可用作燃料，如图是乙烷、二甲醚燃烧过程的能量变化图。请回答下列问题。
（1）乙烷的燃烧热ΔH＝　　　　kJ·mol－1。
（2）等物质的量的液态乙烷比气态乙烷完全燃烧生成指定产物放出的热量　　　　（填“多”或“少”）。
（3）根据该图写出二甲醚燃烧的热化学方程式：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（4）二氧化碳是重要的温室气体，从环保角度分析，放出相同的热量时选择　　　　（填“乙烷”或“二甲醚”）作为燃料产生的CO2较少。
12.（2025·楚雄高二月考）金刚石和石墨在氧气不足时燃烧均生成一氧化碳，充分燃烧时生成二氧化碳，反应中放出的热量如图所示。回答下列问题：
（1）金刚石和石墨互为　　　　，石墨转化为金刚石的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（2）表示石墨燃烧热的热化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　。
（3）1 mol金刚石与石墨的混合物在足量氧气中充分燃烧，共放出394.5 kJ的热量，则金刚石与石墨的物质的量之比为　　　　　。
2 / 3课时跟踪检测部分
第一章　化学反应的热效应
第一节　反应热
第1课时　反应热　焓变
1.D　环境是与体系相互影响的其他部分，如盛溶液的试管和溶液之外的空气等看作环境。
2.B　根据反应热的计算公式ΔH＝－＝－可知，酸碱反应的中和热计算时，至少需要的数据有：比热容（c）、酸的浓度和体积、碱的浓度和体积、反应前后溶液温度，根据酸的浓度和体积、碱的浓度和体积获得反应后溶液的质量和生成水的物质的量，根据反应前后的温度获得反应前后温度变化Δt。
3.C　铁质搅拌器会使热量散失，同时与酸反应，导致实验结果不准确，A项错误；为防止热量的损失，实验过程中，将量筒中的NaOH溶液迅速倒入盛有盐酸的量热计内筒中，B项错误；把酸、碱溶液混合后，用搅拌器匀速搅拌，并记录体系的最高温度，C项正确；用弱酸代替时，由于弱酸的电离会吸热，从而使放出的热量偏小，D项错误。
4.B　“尽发炎火”说明为放热的反应；燃烧、铝热反应、酸碱中和为放热反应，碳酸钙高温分解为吸热反应。
5.C　甲烷燃烧发生的是放热反应，反应过程中破坏反应物中化学键所吸收的能量小于形成生成物中化学键所释放的能量，反应放出热量，选C。
6.A　ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和，可得ΔH＝[（414×4＋155×4）－（489×4＋565×4）]kJ·mol－1＝－1 940 kJ·mol－1。
7.D　由题图可知，1 mol H2O2的总能量比1 mol H2O和 mol O2的能量之和高，能量越高越不稳定，故H2O2的稳定性比H2O小，H2O2分解属于放热反应；有无催化剂，反应物和生成物的总能量都相同，所以加入催化剂不改变反应所放出或吸收的热量。
8.D　M＋ZQ（ΔH＜0）是放热反应，M和Z的能量之和大于Q；由①M＋ZX（ΔH＞0）可知这步反应是吸热反应，则M和Z的能量之和小于X；由②XQ（ΔH＜0）是放热反应，故X的能量大于Q，只有D符合题意。
9.A　根据图示，反应物的总能量比生成物的总能量高13 kJ，A正确，B错误；反应放热，反应物的总能量比生成物的总能量高，C、D错误。
10.C　ΔH＝反应物的键能之和－生成物的键能之和，N2（g）＋O2（g）2NO（g）　ΔH＝946 kJ·mol－1＋498 kJ·mol－1－2×632 kJ·mol－1＝＋180 kJ·mol－1，反应是吸热反应，A错误；原子结合形成分子的过程是化学键的形成过程，是放热过程， 2 mol O原子结合生成O2（g）时需要放出498 kJ能量，B错误；形成2 mol NO放热2×632 kJ能量，所以1 mol NO（g）分子中的化学键断裂时需要吸收632 kJ能量，C正确；不能判断2 mol N（g）和2 mol O（g）的总能量，D错误。
11.（1）玻璃搅拌器　温度计　（2）BD　（3）53.5　（4）更多　相等
解析：（1）仪器A的名称为玻璃搅拌器，装置中还缺少温度计。（2）量取盐酸时仰视量筒，量取的盐酸的体积增大，测得的数值偏大，A错误；用温度计测量盐酸初始温度后未洗直接测碱溶液的温度，残留的酸会与碱反应放热，碱的起始温度高，温度差偏小，测得中和反应反应热的数值偏小，B正确；用50 mL 0.25 mol·L－1的硫酸代替稀盐酸进行实验，不影响实验数据，C错误；将NaOH溶液小心缓慢地倒入装盐酸的小烧杯中，会造成热量损失，测量中和反应反应热的数值偏小，D正确。 （3）50 mL 0.55 mol·L－1氢氧化钠与50 mL 0.50 mol·L－1盐酸进行中和反应，生成水的物质的量为0.05 L×0.50 mol·L－1＝0.025 mol，溶液的质量为100 mL×1 g·cm－3＝100 g，温度差分别为3.2 ℃、3.6 ℃、3.2 ℃，第2组数据相差较大，舍去，两次温度差平均值为Δt＝＝3.2 ℃，则生成0.025 mol水放出的热量为Q＝m·c·Δt＝100 g×4.18 J·g－1·℃－1×3.2 ℃＝1 337.6 J，即1.337 6 kJ，所以实验测得的中和反应反应热ΔH＝－≈－53.5 kJ·mol－1。（4）放出的热量和生成水的物质的量成正比，60 mL 0.25 mol·L－1的稀硫酸和60 mL 0.55 mol·L－1的NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的物质的量增多，所放出的热量更多；但中和反应反应热数值相等。
12.（1）①放热反应　＜　②＜　（2）（2d－a－e）kJ·mol－1
（3）＋120 kJ·mol－1
解析：（1）①该反应过程中，反应物的总能量大于生成物的总能量，为放热反应，ΔH＜0；②该反应为放热反应，故断裂旧键吸收的热量小于形成新键放出的热量。（2）设S8中硫硫键的键能为x kJ·mol－1，则－a kJ·mol－1＝×8×x kJ·mol－1＋e kJ·mol－1－2d kJ·mol－1，x＝2d－a－e。（3）反应CH3—CH3（g）CH2CH2（g）＋H2（g）的ΔH＝反应物的总键能－生成物的总键能＝344 kJ·mol－1＋6×413 kJ·mol－1－4×413 kJ·mol－1－614 kJ·mol－1 －436 kJ·mol－1＝＋120 kJ·mol－1。
第2课时　热化学方程式　 燃烧热
1.C　H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1表示在25 ℃、101 kPa时，1 mol气态H2和1 mol气态Cl2完全反应生成2 mol HCl气体，放出的热量为184.6 kJ，C正确，A、B、D错误。
2.B　已知H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）　ΔH＝－184.6 kJ·mol－1，则2HCl（g）H2（g）＋Cl2（g）　ΔH＝ ＋184.6 kJ·mol－1，反应热的数值与方程式化学计量数成正比，故HCl（g）H2（g）＋Cl2（g）的ΔH为＋92.3 kJ·mol－1，B符合题意。
3.C　1 g氢气（0.5 mol）燃烧生成液态水，放出142.9 kJ热量，则1 mol H2燃烧生成液态水放出的热量为2×142.9 kJ＝285.8 kJ，所以热化学方程式为H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，选C。
4.B　没有配平热化学方程式且ΔH计算错误，A项错误；根据ΔH＝反应物键能总和－生成物键能总和，可知ΔH＝（436.0＋151.0－299.0×2）kJ·mol－1＝－11.0 kJ·mol－1，B项正确，D项错误；化学计量数变为原来的，ΔH的数值也应减半，C项错误。
5.（1）C（石墨，s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g）ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1
（2）C2H2（g）＋O2（g）2CO2（g）＋H2O（l）ΔH＝－1 299.6 kJ·mol－1
（3）Cu（s）＋O2（g）CuO（s）ΔH＝－157.3 kJ·mol－1
解析：（1）1 mol C（石墨，s）与适量H2O（g）反应生成CO（g）和H2（g），吸收131.3 kJ热量，热化学方程式为C（石墨，s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g）　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1。（2）1 mol C2H2（g）在O2中完全燃烧生成CO2和液态水，放出1 299.6 kJ的热量，热化学方程式为C2H2（g）＋O2（g）2CO2（g）＋H2O（l）　ΔH＝－1 299.6 kJ·mol－1。（3）1 mol Cu（s）与适量O2（g）反应生成CuO（s），放出157.3 kJ的热量，热化学方程式为Cu（s）＋O2（g）CuO（s）　ΔH＝－157.3 kJ·mol－1。
6.D　A项中H2的物质的量是2 mol，B项是在Cl2中燃烧，C项中SO3（g）不是硫元素的指定产物，A、B、C三项中的反应热均不是燃烧热。
7.A　根据图示可知，2 mol H2（g）＋1 mol O2（g）比2 mol H2O（l）的能量多（b＋c－a）kJ，燃烧热是1 mol可燃物完全燃烧生成特定产物时放出的热量，反应热与反应的物质多少相对应，可得表示H2燃烧热的热化学方程式为H2（g）＋O2（g）H2O（l）　ΔH＝－（b＋c－a）kJ·mol－1，A正确。
8.A　同温同压下，在光照和点燃条件下的ΔH相同，ΔH与反应条件无关，与反应物总能量和生成物总能量有关，A正确；热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，可以是分数，B错误；0.5 mol H2SO4与0.5 mol Ba（OH）2反应生成1 mol H2O，同时还有BaSO4沉淀生成，放出的热量大于57.3 kJ，C错误；1 mol H2与0.5 mol O2反应，生成液态水时放出的热量才是H2的燃烧热，D错误。
9.C　醋酸是弱酸，在溶液中电离时吸热，反应的反应热ΔH大于－57.3 kJ·mol－1，A错误；甲醇完全燃烧应生成液态水且甲醇的物质的量应是1 mol，B错误；反应为放热反应，形成化学键时释放的总能量大于断裂化学键时吸收的总能量，C正确；可逆反应不可能完全反应，1 mol N2和3 mol H2在密闭容器中不能完全反应，反应的焓变ΔH小于－38.6 kJ·mol－1，D错误。
10.D　反应②是生成氢气而不是液态的水，故CH3OH的燃烧热不是192.9 kJ·mol－1，A错误；反应①是吸热反应，而题中能量变化图表示放热反应，B错误；CH3OH转变成H2的过程可以是通过反应①，也可以是通过反应②，反应①是吸热反应，反应②是放热反应，C错误；1 mol CH3OH（l）的能量低于1 mol CH3OH（g），根据②可推知反应CH3OH（l）＋O2（g）CO2（g）＋2H2（g）的ΔH＞－192.9 kJ·mol－1，D正确。
11.（1）－1 560　（2）少　（3）CH3OCH3（g）＋3O2（g）2CO2（g）＋3H2O（l）　ΔH＝－1 455 kJ·mol－1或CH3OCH3（g）＋O2（g）CO2（g）＋H2O（l）　ΔH＝－485 kJ·mol－1　（4）乙烷
解析：以产物1 mol H2O（l）作基准，确定a＝，b＝，c＝1，d＝，得：①C2H6（g）＋O2（g）CO2（g）＋H2O（l）　ΔH＝－520 kJ·mol－1，②CH3OCH3（g）＋O2（g）CO2（g）＋H2O（l）　ΔH＝－485 kJ·mol－1。
所以乙烷的燃烧热ΔH＝－520 kJ·mol－1×3＝－1 560 kJ·mol－1。由于液态乙烷所具有的能量低于气态乙烷具有的能量，故生成指定产物时放出的热量少。由热化学方程式知，放出相同热量时，乙烷产生的CO2较少。
12.（1）同素异形体　C（s，石墨）C（s，金刚石）ΔH＝＋1.5 kJ·mol－1
（2）C（s，石墨）＋O2（g）CO2（g）　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1
（3）2∶1
解析：（1）金刚石和石墨互为同素异形体；石墨转化为金刚石的反应热为＋（395.0－283.0－110.5）kJ·mol－1＝＋1.5 kJ·mol－1，因此石墨转化为金刚石的热化学方程式为C（s，石墨）C（s，金刚石）　ΔH＝＋1.5 kJ·mol－1。
（2）1 mol石墨完全燃烧生成CO2气体放出的热量即燃烧热，ΔH＝ΔH3＋ΔH2＝－110.5 kJ·mol－1－283.0 kJ·mol－1＝－393.5 kJ·mol－1，表示石墨燃烧热的热化学方程式为C（s，石墨）＋O2（g）CO2（g）　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1。
（3）由题图可知，1 mol金刚石完全燃烧放出395.0 kJ的热量，设1 mol混合物中含有金刚石的物质的量为x mol，石墨的物质的量为（1－x）mol，则有：395.0x＋393.5（1－x）＝394.5，解得x＝，1－x＝，所以金刚石与石墨的物质的量之比为2∶1。
第二节　反应热的计算
第1课时　盖斯定律
1.D　热化学方程式按一定系数比加和时，其反应热也按该系数比加和，D错误。
2.A　根据盖斯定律分析，反应的能量变化取决于反应物和生成物，与反应过程无关，所以根据图示分析，有ΔH1＋ΔH2＝ΔH3＋ΔH4，可以计算ΔH4＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3，选A。
3.C　反应①中Ce元素的化合价从＋4价变为0价，氧元素的化合价从－2价变为0价，所以CeO2既作氧化剂又作还原剂，A正确；该过程中利用太阳能实现物质转化，实现了太阳能向化学能的转化，B正确；根据盖斯定律，由图中关系可得ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＝0，故ΔH1＝－（ΔH2＋ΔH3），C错误；由液态水到气态水需要吸收热量，所以ΔH2＞0，D正确。
4.B　将已知反应从上到下依次编号为①、②，根据盖斯定律：×（②－①）可得Cu2O（s）CuO（s）＋Cu（s）　ΔH＝＋11 kJ·mol－1，B正确。
5.D　由H2O（g）到H2O（l）是放热过程，故ΔH5＜0，A项错误；由题图可知，ΔH1＝－ΔH3－ΔH2－ΔH4－ΔH5，故ΔH1＋ΔH2＝－ΔH3－ΔH4－ΔH5≠0，且ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＝0，B项错误，D项正确；ΔH3＝－（ΔH1＋ΔH2＋ΔH4＋ΔH5），C项错误。
6.A　根据盖斯定律，方程式－③×2＋①×6－②×3可得4NH3（g）＋6NO（g）5N2（g）＋6H2O（g），故ΔH＝x kJ·mol－1＝（6a－3b－2c）kJ·mol－1。
7.（1）C（s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g）　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1　（2）ΔH＝＋226.7 kJ·mol－1
解析：（1）根据盖斯定律，由②－①可得：C（s）＋H2O（g）CO（g）＋H2（g），则ΔH＝ΔH2－ΔH1＝[－110.5－（－241.8）]kJ·mol－1＝＋131.3 kJ·mol－1。（2）①C（s，石墨）＋O2（g）CO2（g）　ΔH1＝－393.5 kJ·mol－1
②2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）　ΔH2＝－571.6 kJ·mol－1
③2C2H2（g）＋5O2（g）4CO2（g）＋2H2O（l）　ΔH3＝－2 599 kJ·mol－1
根据盖斯定律，由①×2＋②×－③×得C（s，石墨）和H2（g）生成C2H2（g）的热化学方程式为2C（s，石墨）＋H2（g）C2H2（g）　ΔH＝－393.5 kJ·mol－1×2－571.6 kJ·mol－1×＋2 599 kJ·mol－1×＝＋226.7 kJ·mol－1。
8.A　①的热化学方程式为C（s）＋O2（g）CO2（g）　ΔH1，由盖斯定律可得总反应＝3×①＋②－③，故ΔH＝3ΔH1＋ΔH2－ΔH3。
9.C　A项，ΔH3＜0，相同质量的NO2（g）和N2O4（g），前者具有的能量较高，正确；B项，由盖斯定律可知，ΔH5＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4，正确；C项，反应物水应为液态，错误；D项，N2H4（l）＋NO2（g）N2（g）＋2H2O（l）　ΔH＝ΔH4＋ΔH3，ΔH3＜0，则ΔH＜ΔH4，正确。
10.（1）CO（g）＋PbO（s）Pb（s）＋CO2（g）　ΔH＝－64 kJ·mol－1　（2）－44　（3）2a－b
解析：（1）结合盖斯定律，由得CO（g）＋PbO（s）Pb（s）＋CO2（g），其ΔH＝－64 kJ·mol－1。
（2）结合盖斯定律，由得H2O（g）H2O（l），其ΔH＝－44 kJ·mol－1。
（3）结合盖斯定律，由①×2－②得到2CaO（s）＋CaC2（s）3Ca（g）＋2CO（g），其ΔH3＝（2a－b） kJ·mol－1。
11.（1）2ΔH1＋ΔH2　（2）－442.38　H2S（g）＋2O2（g）S（aq）＋2H＋（aq）　ΔH3＝－806.39 kJ·mol－1
解析：（1）由盖斯定律可知，该反应可由2×①＋②得到，则ΔH＝2ΔH1＋ΔH2。
（2）由左图可得，Ⅰ：H2S（g）＋O2（g）S（s）＋H2O（g）　ΔH1＝－221.19 kJ·mol－1；则2H2S（g）＋O2（g）2S（s）＋2H2O（g）　ΔH＝－442.38 kJ·mol－1；
由右图可得，Ⅱ：S（s）＋O2（g）＋H2O（g）S（aq）＋2H＋（aq）　ΔH2＝－585.20 kJ·mol－1；
根据盖斯定律，Ⅰ＋Ⅱ可得：H2S（g）＋2O2（g）S（aq）＋2H＋（aq）　ΔH3，ΔH3＝ΔH1＋ΔH2＝（－221.19 kJ·mol－1）＋（－585.20 kJ·mol－1）＝－806.39 kJ·mol－1；1 mol H2S（g）全部被氧化为S（aq）的热化学方程式为H2S（g）＋2O2（g）S（aq）＋2H＋（aq）　ΔH3＝－806.39 kJ·mol－1。
第2课时　反应热的计算
1.A　该反应的ΔH＝[（－110×4＋0）－（－84－393×2）]kJ·mol－1＝＋430 kJ·mol－1，选A。
2.D　已知C2H2、C2H4、C2H6的燃烧热分别为1 300 kJ·mol－1、1 400 kJ·mol－1、1 560 kJ·mol－1。0.5 mol混合物完全燃烧，放出热量700 kJ。设C2H2、C2H4、C2H6的物质的量分别为x mol、y mol、z mol，可得方程①x＋y＋z＝0.5，②1 300x＋1 400y＋1 560z＝700，反应①×1 400－反应②得100x－160z＝0，解得＝，根据选项，只有D项符合＝。
3.A　n（C4H10）＝＝ mol，则1 mol丁烷完全燃烧放出热量Q＝＝2 900 kJ·mol－1。
4.＋132
解析：反应为2H2O（g）2H2（g）＋O2（g），过程Ⅲ为H2O2（g）O2（g）＋H2（g）　ΔH＝2E（O—H）＋E（O—O）－E（OO）－E（H－H）＝2×463 kJ·mol－1＋138 kJ·mol－1－496 kJ·mol－1－436 kJ·mol－1＝＋132 kJ·mol－1，根据计量关系，分解了2 mol H2O，过程Ⅲ的ΔH＝＋132 kJ·mol－1。
5.A　由×可得反应③，根据盖斯定律得ΔH3＝[－260－（－566）]kJ·mol－1×＝＋153 kJ·mol－1，则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为ΔH3＞ΔH2＞ΔH1，选A。
6.B　强酸与强碱在稀溶液中反应生成1 mol H2O时放出的热量为中和反应反应热，醋酸的电离吸热，放出的热量Q1的绝对值偏小，浓硫酸稀释放热，放出的热量Q2的绝对值偏大，而稀硝酸为稀的强酸，中和反应反应热不变，由于酸和碱的中和反应是放热反应，ΔH＜0，放出的热量越多，ΔH越小，所以：Q1＞Q3＞Q2。
7.A　反应②的化学计量数是反应①的2倍，所以反应②的反应热为反应①的2倍，即2a＝b，燃烧反应为放热反应，ΔH＜0，所以2a＝b＜0，A正确；反应④的化学计量数是反应③的2倍，所以反应④的反应热为反应③的2倍，即2c＝d，燃烧反应为放热反应，ΔH＜0，所以2c＝d＜0，B错误；等物质的量的氢气，反应生成液态水比生成气态水放热多，a、c、b、d均为负值，所以0＞a＞c，d＜b＜0，C、D错误。
8.（1）Q1＞Q2＞Q3　（2）c
解析：（1）已知①2H2S（g）＋3O2（g）2SO2（g）＋2H2O（l）　ΔH＝－Q1 kJ·mol－1，
②2H2S（g）＋O2（g）2S（g）＋2H2O（l）ΔH＝－Q2 kJ·mol－1，
③2H2S（g）＋O2（g）2S（g）＋2H2O（g）ΔH＝－Q3 kJ·mol－1，
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，故Q1＞Q2＞Q3。
（2）①与②相比，生成液态水比生成气态水放出的热量多，所以b＞a，④中各物质的量均为①中的一半，所以d＝a，③与②相比，2 mol C3H8燃烧生成 4 mol CO2和2 mol CO，相当于此反应中的2 mol C3H8有1 mol 完全燃烧，1 mol不完全燃烧，故放出的热量c大于b，所以c最大。
9.B　从转化过程可知，反应②＋反应③＝反应⑤，则ΔH3＝ΔH5－ΔH2，A错误；反应①生成气态水，反应⑤生成液态水，生成液态水放出的热量更多，即ΔH1＞ΔH5，B正确；根据转化过程可知，反应④＝反应①－反应②－反应③，ΔH4＝ΔH1－ΔH2－ΔH3，C错误；反应④实质为液态水转化为气态水，液态水转化为气态水吸热，ΔH4＞0，D错误。
10.C　①CuSO4·5H2O（s）溶于水时，溶液温度降低，反应为CuSO4·5H2O（s）Cu2＋＋S＋5H2O　ΔH1＞0；②固体硫酸铜溶于水，溶液温度升高，则：CuSO4（s）Cu2＋＋S　ΔH2＜0；③CuSO4·5H2O（s）CuSO4（s）＋5H2O（l）　ΔH3。结合盖斯定律可知①－②得到③，ΔH3＝ΔH1－ΔH2，由于ΔH2＜0，ΔH1＞0，则ΔH3＞0。根据以上分析可知，ΔH1＞0，而ΔH2＜0，则ΔH1＞ΔH2，A错误；ΔH3＝ΔH1－ΔH2，则ΔH2＝ΔH1－ΔH3，B错误；ΔH3＝ΔH1－ΔH2＞0，ΔH2＜0，ΔH1＞0，则ΔH1＜ΔH3，C正确；ΔH3＝ΔH1－ΔH2，即ΔH1＝ΔH3＋ΔH2，ΔH2＜0，ΔH1＞0，则ΔH1＋ΔH2＜ΔH3，D错误。
11.（1）N2H4（l）＋2H2O2（l）N2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－642 kJ·mol－1　321 kJ　（2）946 kJ·mol－1　632 kJ·mol－1　（3）N2H4（g）＋NO2（g）N2（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－578 kJ·mol－1
解析：（1）每生成1 mol N2，放出642 kJ热量，则热化学方程式为N2H4（l）＋2H2O2（l）N2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－642 kJ·mol－1，1 mol液态肼为32 g，放热642 kJ，则16 g液态肼反应放热321 kJ。
（2）设氮氮三键的键能为x，则193 kJ·mol－1＋4×391 kJ·mol－1＋497 kJ·mol－1－x－4×463 kJ·mol－1＝－544 kJ·mol－1，解得x＝946 kJ·mol－1；N2H4（g）＋O2（g）N2（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－544 kJ·mol－1①，H2O（l）H2O（g）　ΔH＝＋44 kJ·mol－1②，①－②×2可得：N2H4（g）＋O2（g）N2（g）＋2H2O（l）　ΔH＝－632 kJ·mol－1，即N2H4（g）的燃烧热是632 kJ·mol－1。
（3）N2（g）＋2O2（g）2NO2（g）　ΔH＝＋68 kJ·mol－1③，根据盖斯定律，①－×③可得：N2H4（g）＋NO2（g）N2（g）＋2H2O（g）　ΔH＝－578 kJ·mol－1。
12.（1）①＞　 ②ΔH1－Δ－ΔH3　（2）① 1∶1　②C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－2 044.0 kJ·mol－1　（3）585
解析：（1）①由题图可知，1 mol C3H8（g）和5 mol O2（g）的总能量低于3 mol C（石墨，s）、4 mol H2（g）和5 mol O2（g）的总能量，故C3H8（g）3C（石墨，s）＋4H2（g）为吸热反应，ΔH＞0。
②由题图可写出下列热化学方程式：
①C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（l）　ΔH1
②3C（石墨，s）＋3O2（g）3CO2（g）　ΔH2
③4H2（g）＋2O2（g）4H2O（l）　ΔH3
根据盖斯定律，由①－②－③可得：C3H8（g）3C（石墨，s）＋ 4H2（g）　 ΔH＝ΔH1－ΔH2－ΔH3。
（2）①设H2的物质的量为x mol，则C3H8的物质的量为（1－x）mol，由热化学方程式：2H2（g）＋O2（g）2H2O（l）　ΔH＝－570 kJ·mol－1 C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（l）　ΔH＝－2 220.0 kJ·mol－1和题意可得，285x＋2 220（1－x）＝1 252.5，解得x＝0.5，1－x＝0.5，相同条件下体积之比等于物质的量之比，所以混合气体中H2和C3H8的体积比是1∶1；②C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（l）　ΔH＝－2 220.0 kJ·mol－1和H2O（l）H2O（g）　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1，根据盖斯定律可知，C3H8（g）＋5O2（g）3CO2（g）＋4H2O（g）　ΔH＝－2 044.0 kJ·mol－1。
（3）白磷燃烧的化学方程式为P4（g）＋5O2（g）P4O10（g），由P4、P4O10的结构可以看出，1 mol P4完全燃烧需拆开6 mol P—P、5 mol OO，形成12 mol P—O、4 mol PO，共放出2 982 kJ热量，由于断裂化学键需要吸收能量，形成化学键放出能量，所以12 mol×360 kJ·mol－1＋4 mol×x kJ·mol－1－（6 mol×198 kJ·mol－1＋5 mol×498 kJ·mol－1）＝2 982 kJ，解得x＝585。
第二章　化学反应速率与化学平衡
第一节　化学反应速率
第1课时　化学反应速率
1.B　反应速率快的反应可能无明显现象，如中和反应，A错误；化学反应速率可以衡量化学反应进行的快慢，B正确；v＝0.5 mol·L－1·s－1是指1 s内某物质的物质的量浓度的变化为0.5 mol·L－1，C错误；不能用固体或纯液体表示反应速率，D错误。
2.D　2～4 s内，氨的平均反应速率为＝0.2 mol·L－1·s－1，A正确；前4 s内氨的平均反应速率为＝0.3 mol·L－1·s－1，B正确；前2 s内氨的平均反应速率为＝0.4 mol·L－1·s－1，C正确；2 s内氨的平均反应速率为0.4 mol·L－1·s－1，不是瞬时速率，D错误。
3.D　由题化学方程式可知，若某次发酵过程中C6H12O6的反应速率是0.23 mol·L－1·h－1，则用C2H5OH表示该反应的化学反应速率是v（C2H5OH）＝2v（C6H12O6）＝0.46 mol·L－1·h－1。
4.A　利用条件可得：v（W）＝＝0.02 mol·L－1·min－1，利用反应速率之比等于化学计量数之比的关系可得n＝1。
5.B　合成氨的反应为N2＋3H22NH3，容器a中氢气的反应速率为3 mol·L－1·min－1，转化为氮气的反应速率为1 mol·L－1·min－1；容器c中氨气的反应速率为0.2 mol·L－1·s－1，转化为氮气的反应速率为6 mol·L－1·min－1，则三个容器中合成氨的反应速率由大到小的顺序为v（c）＞v（b）＞v（a）。
6.C　锌和稀硫酸反应的离子方程式能表示反应实质：Zn＋2H＋Zn2＋＋H2↑，用单位时间内固体质量变化可以测定反应速率，A不符合题意；单位时间内氢离子浓度变化可以表示反应速率，B不符合题意；反应前后硫酸根离子浓度基本不变，不能表示反应速率，C符合题意；单位时间内H2体积变化可以测定反应速率，D不符合题意。
7.D　D项中，恒温恒容条件下，反应前后气体的压强始终不变，不能通过测量单位时间内压强的变化来测定反应速率。
8.C　碳酸钙为固体，可以用单位时间内固体质量的变化量表示反应速率，A正确；斜率越大其反应速率越大，根据图像知，斜率最大的是t1～t2时间段，B正确；由于HCl、CaCl2与CO2属于不同的聚集状态，因此对应反应速率无法直接建立比值关系，C错误；t1～t4时间段的平均反应速率可以表示为 mL·min－1，D正确。
9.D　由图像可知，反应中X、Y的物质的量减少，为反应物，Z的物质的量增多，为生成物，当反应进行到2 min时，Δn（X）＝0.3 mol，Δn（Y）＝0.1 mol，Δn（Z）＝0.2 mol，则Δn（X）∶Δn（Y）∶Δn（Z）＝3∶1∶2，参加反应的物质的物质的量之比等于化学计量数之比，则该反应的化学方程式为3X＋Y2Z；反应开始至2 min末，Z的平均反应速率v（Z）＝＝0.05 mol·L－1·min－1，D项正确。
10.B　因为Y的化学计量数是1，将A、C两项都折算为Y的反应速率，依据化学反应速率之比等于化学计量数之比可知A为＝0.18 mol·L－1·s－1，C为＝1.5 mol·L－1·min－1，即0.025 mol·L－1·s－1，W是固体，不能用单位时间内浓度的变化衡量反应速率，排除D项；故反应速率最快的是B项。
11.B　X呈固态，不能用X的浓度变化表示平均反应速率，A项错误；10 s内生成0.5 mol Z，根据反应X（s）＋3Y（g）Z（g）　ΔH＝－a kJ·mol－1可知，反应放出的热量为0.5a kJ，B项正确；由题给数据，不能求Y的瞬时反应速率，只能计算10 s内Y的平均反应速率v（Y）＝3v（Z）＝3×＝0.075 mol·L－1·s－1，C项错误；10 s内生成0.5 mol Z，则10 s内消耗0.5 mol X和1.5 mol Y，10 s时X的物质的量为2 mol－0.5 mol＝1.5 mol，Y的物质的量浓度为＝0.25 mol·L－1，D项错误。
12.（1）2X（g）3Y（g）＋Z（g）　（2）0.2 mol·L－1·min－1　（3）甲
解析：由题图可知，物质X的量减少，物质Y、Z的量增加，则X为反应物，Y、Z为生成物，且最终X、Y、Z的物质的量均不再变化，说明该反应为可逆反应，0～t min内，Δn＝2.4 mol－1.6 mol＝0.8 mol，Δn（Y）＝1.2 mol、Δn（Z）＝0.4 mol，则Δn（X）∶Δn（Y）∶Δn（Z）＝0.8 mol∶1.2 mol∶0.4 mol＝2∶3∶1，该反应的化学方程式为2X（g）3Y（g）＋Z（g）。（1）由以上分析知，该可逆反应的化学方程式为2X（g）3Y（g）＋Z（g）。（2）反应开始至t＝2 min，气体X的物质的量变化了0.8 mol，根据v＝，得v（X）＝＝0.2 mol·L－1·min－1。（3）甲中v（Y）＝v（X）＝×0.9 mol·L－1·min－1＝1.35 mol·L－1·min－1，比乙中v（Y）＝0.6 mol·L－1·min－1大，所以甲中反应速率更快。
13.（1）a～b　1 mol·L－1·min－1　（2）33.3％　7∶5
解析：（1）a～b段氢气的平均反应速率为＝1 mol·L－1·min－1，b～c段氢气的平均反应速率为＝0.75 mol·L－1·min－1，c～d段氢气的平均反应速率为＝0.1 mol·L－1·min－1，所以平均反应速率最大的时间段是a～b，该时间段内H2的平均反应速率是1 mol·L－1·min－1。
（2）由图可知，平衡时氢气的物质的量为2 mol，列三段式：
　　　　3H2（g）＋CO2（g）CH3OH（g）＋H2O（g）
起始/mol 8 6 0 0
转化/mol 6 2 2 2
平衡/mol 2 4 2 2
所以平衡时CO2的转化率为×100％≈33.3％；恒温、恒容时，气体压强之比等于气体的物质的量之比，所以反应前后容器内的压强比是（6＋8）∶（4＋2＋2＋2）＝7∶5。
第2课时　影响化学反应速率的因素
1.D　水为纯液体，水的多少不影响反应速率，所以Na与水反应时增大水的用量不影响反应速率，A错误；浓硫酸和Al发生钝化现象，且不生成H2，加热时反应生成SO2，B错误；AgNO3和BaCl2在溶液中反应，没有气体参加反应，则增大压强，反应速率不变，C错误。
2.B　①C为固体，增加C的量，反应速率不变，①符合题意；②将容器的容积缩小一半，气体压强增大，反应速率加快，②不符合题意；③保持容积不变，充入不参与反应的氮气使体系压强增大，参与反应的体系中气体的浓度不变，反应速率不变，③符合题意；④保持压强不变，充入不参与反应的氮气使容器容积变大，相当于减小气体压强，反应速率减慢，④不符合题意；①③符合题意，选B。
3.（1）B　反应放热，使反应速率增大　（2）AC
解析：（1）曲线的斜率为该反应的化学反应速率，斜率越大，反应速率越大，根据图像知，斜率最大的是t1～t2；该反应是放热反应，放出的热量使溶液温度升高，反应速率加快。（2）降低反应速率，可以通过减小溶液中氢离子浓度来实现，加水稀释或加入氯化钠溶液都能使氢离子浓度降低，通入氯化氢使溶液中氢离子浓度增大，反应速率加快。
4.A　由图像可知，①和②的反应温度和溶液的pH均不相同，不能判断溶液的pH和Fe2＋氧化速率的关系，A错误；由图像可知，一定时间内，Fe2＋的氧化率随时间延长而逐渐增大，B正确；由图像可知，①和③的溶液的pH相同，温度越高，Fe2＋的氧化速率越大，C正确；氧化过程发生的反应为酸性条件下，亚铁离子与氧气反应生成铁离子和水，反应的离子方程式为4Fe2＋＋O2＋4H＋4Fe3＋＋2H2O，D正确。
5.D　本题要探究的是硫酸铜的浓度对稀硫酸与锌反应生成氢气速率的影响，应控制c（Cu2＋）为唯一变量，保证其他条件[如锌粒的质量和颗粒大小、c（H2SO4）等]相同。因此，4 mol·L－1 H2SO4溶液的体积应相同，即V1～V5均为30，同时控制溶液的总体积相同，由第6组数据可知，溶液的总体积为50 mL，则V6＋10＝20，V6＝10；2.5＋V9＝20，V9＝17.5，A、B正确；反应一段时间后，实验1中无铜生成，反应后锌粒呈灰黑色，实验6中生成较多的铜，呈红色，C正确；当加入少量硫酸铜时，生成氢气的速率会大大提高，但是当加入的硫酸铜超过一定量时，生成氢气的速率反而下降，这是因为有较多的铜生成，其覆盖在锌粒表面，降低了锌粒与稀硫酸的接触面积，D错误。
6.B　Mg、Al两种不同的金属与同浓度的盐酸反应，反应速率不同，说明金属活动性不同，即参加反应的物质本身的性质影响化学反应速率，B结论不合理。
7.A　B中HNO3溶液与Zn反应不生成H2；其他3支试管所处温度相同，A、D中锌均为粉末状，与酸溶液接触面积大，且A中酸电离出的c（H＋）较大，反应速率最快。
8.D　由表中信息可知，在相同温度下，反应速率与蔗糖的浓度成正比，328.2 K时，速率的数值是浓度数值的15倍，因此推出a＝6.00，A正确；温度越高，反应速率越快，在相同的浓度下，b的反应速率小于318.2 K下的反应速率，说明b的温度低于318.2 K，B正确；根据题表可知，在相同浓度下，不同温度时，蔗糖的瞬时速率不同，故蔗糖浓度减小一半所需的时间不同，C正确；升高温度v增大，降低反应物浓度v减小，故同时改变反应温度和蔗糖的浓度，v可能不变，D错误。
9.D　Mg与稀硝酸反应不产生H2，排除A项；Fe不如Mg活泼，排除C项；3 mol·L－1稀盐酸中的c（H＋）小于3 mol·L－1稀硫酸中的c（H＋），因此，D项反应刚开始时放出H2的速率最大。
10.（1）温度或锌粒大小　锥形瓶　关闭分液漏斗的活塞，轻轻向外拉动或向里推动注射器的活塞，一段时间后，若活塞能回到原来的位置，证明装置不漏气　（2）①催化剂　溶液的酸碱性　②控制变量，排除干扰离子的影响
解析：（1）为了探究浓度对反应速率的影响，控制单一变量法，需保证温度、锌粒大小相同，则实验需要控制的变量有温度或锌粒大小，图中装锌粒的仪器是锥形瓶，检查该装置的气密性时，关闭分液漏斗的活塞，轻轻向外拉动或向里推动注射器的活塞，一段时间后，若活塞能回到原来的位置，证明装置不漏气。（2）①利用实验方案①、②可以探究浓度对反应速率的影响，实验方案②、③探究催化剂对反应速率的影响，实验方案④、⑤探究溶液的酸碱性对反应速率的影响；②对比实验②和实验③，目的是探究催化剂对反应速率的影响，则应控制阳离子不同这一单一变量，需保持阴离子种类和浓度相同，避免干扰实验，故将FeCl3改为Fe2（SO4）3更为合理，其理由是控制变量，排除干扰离子的影响。
11.（1）S2＋2S22S＋S4　催化剂
（2）2.0　0.002 mol·L－1·s－1　（3）＜
解析：（1）总反应＝反应A＋反应B，则总反应为S2＋2S22S＋S4。I－在反应A中被消耗，在反应B中又重新生成，I－的作用为催化剂。（2）要探究反应物浓度对化学反应速率的影响，则溶液的总体积要相同，根据其他三个实验可知，溶液的总体积为20 mL，则Vx＝2.0；实验①中Na2S2O8的物质的量为0.001 mol，KI物质的量为0.002 mol，两者恰好完全反应生成0.001 mol I2，有0.000 4 mol Na2S2O3，则Na2S2O3的量不足，被反应完全，实验①中溶液变蓝时间为10 s，说明10 s内0.000 4 mol Na2S2O3完全消耗，则其反应速率为＝0.002 mol·L－1·s－1。（3）实验④Na2S2O3溶液浓度大，Na2S2O8溶液浓度小，由实验①②③溶液变蓝，实验④溶液未变蓝的现象可知，该“碘钟实验”的速率由速率最慢的步骤反应A来决定，根据S2～I2～2S2可知，为确保能观察到蓝色，碘需有剩余，需满足的条件为n∶n＜2。
第3课时　活化能
1.D　根据碰撞理论，能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞，四个选项中只有D选项发生了有效碰撞，生成了H2、I·，即发生了基元反应2HIH2＋2I·，选D。
2.B　第一步为慢反应，第二步为快反应，则I·的消耗速率大于生成速率，因此I·的寿命较短，A正确；步骤②形成化学键，需要释放能量，B错误；反应①②都是基元反应，C正确；该反应属于分解反应，D正确。
3.A　反应B→C的正反应活化能最大，反应速率慢，决定总反应的速率，A正确；B先生成后消耗，为中间产物，不是催化剂，B错误；由图可知，反应A→B为吸热反应，C错误；总反应的焓变为正反应的活化能减去逆反应的活化能，ΔH＝－，D错误。
4.D　活化分子有合适取向的碰撞才是有效碰撞，故能发生有效碰撞的分子一定是活化分子，A正确；升高温度，单位体积内分子总数不变，活化分子百分数增大，单位体积内活化分子数增大，B正确；使用催化剂可降低活化能，单位体积内分子总数不变，活化分子百分数增大，C正确；其他条件不变，增大压强，单位体积内分子总数增大，活化分子百分数不变，D错误。
5.A　曲线（Ⅱ）可以表示催化剂降低了反应的活化能，A正确；图乙中HI分子发生碰撞后并未生成新的物质，即碰撞后并未发生化学变化，图乙发生的不是有效碰撞，B错误；升高温度能够使活化分子百分数增大，而增大压强只改变单位体积内活化分子数目，不改变活化分子百分数，C错误；活化能的大小对化学反应前后的能量变化不产生影响，能量变化只与反应物和生成物总能量的相对大小有关，D错误。
6.D　第一步反应为慢反应，活化配合物具有高能量，表明反应的活化能大，且第一步反应需要吸收能量，A错误；活化配合物的能量越高，反应的活化能越大，第一步的反应速率越慢，B错误；发生有效碰撞的分子一方面要具有活化分子所具有的最低能量，另一方面发生碰撞需具有一定的方向，所以第二步活化配合物之间的碰撞不一定是有效碰撞，C错误；一个化学反应分多步完成时，该反应的反应速率主要取决于慢反应，即取决于第一步反应，D正确。
7.D　适当增大压强，单位体积内活化分子数目增多，化学反应速率增大，但活化分子百分数不变，D项错误。
8.B　降低体系的温度，体系内分子能量减少，活化分子百分数减小，A不符合题意；增大反应物浓度，增大了单位体积内活化分子的数目，但是活化分子百分数不变，B符合题意；升高体系的温度，体系内分子能量增加，活化分子百分数增大，C不符合题意；使用催化剂能降低反应的活化能，活化分子百分数增大，D不符合题意。
9.A　升高温度，反应速率加快，但活化能不变，A项错误；慢反应是反应的决速步，第一步反应的活化能大、反应速率小，是决速步，D项正确。
10.D　由题图知，生成物的总能量低于反应物的总能量，反应放热，ΔH＜0，A正确；反应①的活化能是两步中较大的，是决速步，B正确；催化剂降低了反应的活化能，改变了反应历程，加快了反应速率，C正确；由题图知，总反应为O3＋O·2O2，Cl·为催化剂，而ClO·为中间产物，D错误。
11.（1）M＋H2OMO＋H2　MO＋COM＋CO2　（2）第二步反应　（3）反应Ⅰ的活化能大，活化分子百分数小，有效碰撞次数少，使得总反应速率慢，ClO－很难转化为Cl
解析：（1）根据题意，催化剂先与水蒸气反应，H2O失氧原子转化为H2，所以催化剂M得氧原子转化为中间体MO：M＋H2OMO＋H2；中间体MO与另一反应物CO反应，MO失氧原子复原为催化剂M，CO得氧原子生成CO2：MO＋COM＋CO2。（2）反应速率主要取决于最慢的反应即活化能大的反应，第二步反应的活化能大，第二步反应为决速步。（3）常温下，反应Ⅱ能快速进行，但氯气与NaOH溶液反应很难得到NaClO3，说明总反应速率决定于反应Ⅰ，可以推知反应Ⅰ的活化能大，活化分子百分数小。
12.（1）＜　（2）过渡态1　前者　（3）CO*＋H2O*＋H2O（g）CO*＋OH*＋H*＋H2O（g）（或H2O*OH*＋H*）　0.34 eV　（4）2.02 eV
解析：（1）生成物总能量低于反应物总能量，总反应是放热反应。（2）～（4）：过渡态1的能量低，相对较稳定；历经过渡态1和过渡态2的两步反应的活化能分别为1.59 eV－（－0.32 eV）＝1.91 eV和1.86 eV－（－0.16 eV）＝2.02 eV，所以前者反应速率比后者快。2.02 eV也是该历程中最大的正反应活化能，而历经过渡态1的反应——“CO*＋H2O*＋H2O（g）CO*＋OH*＋H*＋H2O（g）”的逆反应的活化能为1.59 eV－1.25 eV＝0.34 eV。
阶段重点练（一）
1.C　2 min内测得c（Mn）从0.1 mol·L－1减少到0.02 mol·L－1，则v（Mn）＝＝0.04 mol·L－1·min－1＝ mol·L－1·s－1，A错误；根据速率之比等于化学计量数之比，v（Mn2＋）＝v（Mn）＝0.04 mol·L－1·min－1，B错误；v（H2C2O4）＝2.5v（Mn）＝0.1 mol·L－1·min－1，C正确；2 min内测得c（Mn）从0.1 mol·L－1减少到0.02 mol·L－1，溶液体积未知，不能计算产生CO2的物质的量，D错误。
2.A　由表可知，当碘化氢的浓度成倍变化，而过氧化氢的浓度不发生变化时（实验1、2、3），反应速率与1号中反应速率相比，也成倍变化；当过氧化氢的浓度成倍变化，而碘化氢的浓度不发生变化时（实验1、4、5），该反应速率与1号中反应速率相比，也成倍变化，故当碘化氢浓度变为1号中的5倍，且过氧化氢浓度变为1号中的4倍时，则反应速率变为1号中的20倍，即为0.007 6 mol·L－1·s－1×4×5＝0.152 mol·L－1·s－1，A正确。
3.C　铁粉为固态，增加铁粉的量不影响化学反应速率；容积不变充入N2，体系压强增大，但N2不参加反应，体系内H2、H2O（g）的浓度不变，化学反应速率不变；将容器的容积缩小一半，体系内H2、H2O（g）的浓度增大，反应速率增大，C符合题意；压强不变充入N2，容器的容积增大，体系内H2、H2O（g）的浓度减小，反应速率减小。
4.B　CaSO4为固体，增加固体的量，浓度不变，不影响反应速率，A错误；缩小容器的容积，反应物浓度增大，反应速率增大，B正确；降低温度，反应速率减小，C错误；抽出CO2，生成物浓度减小，平衡右移，导致反应物浓度减小，反应速率减小，D错误。
5.D　本实验探究需控制单一变量，则2.5＋3.5＋9＝3.5＋3.5＋x，解得：x＝8，A正确；实验①②③的变量为Na2S2O3溶液浓度，③④⑤的变量为H2SO4溶液浓度，两个分组均可说明其他条件相同时，增大反应物浓度可增大该反应速率，B正确；Na2S2O3溶液浓度的改变对速率影响更大，该推断的证据是达到相同浑浊度时，实验①②③所需时间的改变量大于实验③④⑤所需时间的改变量，C正确；将装有实验②的试剂的试管浸泡在热水中一段时间后再混合，反应速率加快，达到相同浑浊度时所需要时间更短，D错误。
6.C　由题图可知，反应物所具有的能量之和比生成物所具有的能量之和高，即该反应为放热反应，A错误；产物P2所具有的能量比产物P1所具有的能量低，所以产物P2比产物P1要稳定，B错误；由题图可知中间产物Z到过渡态Ⅳ所需的活化能最大，则E正＝186.19 kJ·mol－1，C正确；由题图可知，由Z到产物P1所需的活化能低于由Z到产物P2所需的活化能，则由中间产物Z转化为产物的速率：v（P1）＞v（P2），D错误。
7.D　由题图可知，反应历程中包括2个过渡态，2个基元反应，A错误；反应的活化能越大，反应速率越慢，第1个基元反应的活化能大于第2个基元反应，所以第2个基元反应的速率最快，B错误；反应中没有非极性键的断裂和形成，C错误；反应的热化学方程式为OMoO（s）＋CH4（g）CH3OH（g）＋OMo（s）　ΔH＝－96.50 kJ·mol－1，则反应生成2 mol甲醇时放出的热量为96.50 kJ·mol－1×2 mol＝193.00 kJ，D正确。
8.（1）65％　（2）b　1.5×10－3 mol·L－1·s－1　（3）bcd
解析：（1）观察图表可知，反应进行到第5 s时，NO转化的物质的量为0.020 mol－0.007 mol＝0.013 mol，起始物质的量为0.020 mol，转化率＝×100％＝65％。（2）NO2是生成物，随反应进行浓度增大，平衡时NO浓度的变化量Δc（NO）＝＝0.006 5 mol·L－1，由于NO和NO2的化学计量数之比为1∶1，故达到平衡时NO2浓度的变化量为0.006 5 mol·L－1，所以图中表示NO2变化的曲线是b。0～2 s内用NO表示的平均反应速率v（NO）＝＝＝3.0×10－3 mol·L－1·s－1，速率之比等于化学计量数之比，所以v（O2）＝v（NO）＝×3.0×10－3 mol·L－1·s－1＝1.5×10－3 mol·L－1·s－1。（3）及时分离出NO2气体，随反应进行，NO、O2浓度减小，正反应速率降低，a错误；适当升高温度，反应速率加快，b正确；增大O2的浓度，正反应速率加快，c正确；选择高效催化剂，化学反应速率加快，d正确。
9.（1）其他条件相同时，浓度越大，反应速率越快
（2）0.002 mol·L－1·s－1
（3）①未观察到棕黄色，说明没有碘单质生成，过氧化氢没有与碘化钾发生氧化还原反应；有无色气体产生，说明过氧化氢发生了分解反应，而没有加入碘化钾前，没有观察到无色气体产生
②取两支试管，向试管1中加入2 mL 0.1 mol·L－1 H2O2溶液、1 mL KI溶液，向试管2中加入2 mL 0.1 mol·L－1 H2O2溶液，1 mL H2O
（4）影响反应速率的因素是温度还是活化能
解析：（1）根据五组数据分析，反应物浓度越大，出现棕黄色的时间越短，即浓度越大，反应速率越快。（2）v（H2O2）＝＝0.001 mol·L－1·s－1；v（HI）＝2v（H2O2）＝0.002 mol·L－1·s－1。（3）根据实验现象，无色气体为氧气，是在碘化钾的作用下，过氧化氢发生分解反应产生的；实验方案应该设计对照实验。（4）第1组数据中，活化能保持不变，变量为温度；第2组数据中，温度保持不变，变量是活化能，所以可以得出结论是他研究的问题是影响反应速率的因素是温度还是活化能。
第二节　化学平衡
第1课时　化学平衡状态
1.A　由题图知，a、b、c的正反应速率均大于逆反应速率，均未达到平衡状态；只有d的正、逆反应速率相等，故处于化学平衡状态的是d，A符合题意。
2.D　该反应为可逆反应，反应物不能完全转化为生成物，所以达到平衡时，生成的CO2小于2 mol，A错误；该反应存在限度，2 mol CO和1 mol SO2不能完全转化为生成物，所以达到平衡时，放出的热量小于a kJ，B错误；正、逆反应速率相等，反应达到化学平衡状态，SO2、CO（g）、CO2（g）的浓度不再变化，但SO2、CO（g）、CO2（g）的浓度之比不一定为1∶2∶2，C错误，D正确。
3.A　FeCl3溶液与KI溶液反应的离子方程式为2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2，要验证该反应是否为可逆反应，则需要证明反应物、生成物均存在，无论反应是否为可逆反应，碘单质均可以生成，而检验碘单质可以使用淀粉，观察到溶液颜色变蓝，说明产生了碘单质，而要确定反应为可逆反应，还需要验证反应后是否存在Fe3＋，需要用KSCN溶液检验，而且反应物Fe3＋要少量，I－要过量，若反应后检验出Fe3＋，才能说明该反应为可逆反应，因此所使用的是少量FeCl3溶液与足量的KI溶液反应。
4.A　2v正（O2）＝v正（SO3）＝v逆（SO3），则正、逆反应速率相等，反应达到平衡，A正确；单位时间内生成x mol SO3与消耗x mol SO2均为正反应方向，不能说明反应达到平衡，B错误；无论反应是否达到平衡，恒容容器中气体密度始终保持不变，即容器中气体密度不变不能说明该反应达到平衡状态，C错误；由化学反应速率跟化学计量数成正比可知，v正（SO2）＝2v正（O2），D错误。
5.B　消耗1 mol SO2的同时产生1 mol NO，表示的都是正反应速率，不能判断正、逆反应速率是否相等，A错误；混合气体的颜色（透光率）不再改变，表明NO2的浓度不再变化，该反应达到平衡状态，B正确；容器内温度、容积一定，且题给反应反应前后气体体积不变，所以不能通过压强不变判断平衡状态，C错误；混合气体的密度始终不变，不能根据混合气体密度判断平衡状态，D错误。
6.B　溶液中c（OH－）不再改变，反应达到平衡状态；根据图示，达到平衡状态时c（I－）＝b mol·L－1，根据方程式，平衡时，c（As）＝0.5b mol·L－1，c（As）＝0.25b mol·L－1，说明反应没有达到平衡状态，B项符合题意；v正（I－）＝2v逆（As），正、逆反应速率之比等于化学计量数之比，反应达到平衡状态；c（I－）不再变化，反应达到平衡状态。
7.D　该反应是反应前后气体分子数不变的反应，混合气体的压强不再发生变化时，不能表明该反应达到化学平衡状态；反应速率方向相同，不能表明该反应达到化学平衡状态；达到平衡时，2v正（B）＝3v逆（C），所以3v正（B）＝2v逆（C）不能表明该反应达到化学平衡状态；A是固体，则混合气体的质量是“变量”，根据M＝可知，混合气体的平均相对分子质量是“变量”，当“变量”不变时，反应达到化学平衡状态，D符合题意。
8.B　根据题图可知，随反应的进行，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，t1时刻正、逆反应速率相等，反应达到平衡状态。a、b、c三点都未达到平衡状态，正反应速率均大于逆反应速率，A正确；c点未达到平衡状态，反应仍正向进行，CO的浓度减小，B错误；d点时正、逆反应速率相等，处于化学平衡状态，C正确；d点处于化学平衡状态，此时体系中各组分的质量或浓度均保持恒定，D正确。
9.C　随反应的进行，正反应速率越来越小，平衡时达到最小值，则a点的正反应速率大于b点的正反应速率，A错误；可逆反应从b点开始达到平衡，化学平衡为动态平衡，即v正＝v逆≠0，B错误；从反应开始到平衡，参加反应的Y的物质的量为0.5 mol，根据反应可知，生成Z的物质的量为1.5 mol，由于容器的容积是2 L，因此t0 min时，c（Z）＝＝0.75 mol·L－1，C正确；该反应是一个反应前后气体物质的量不变的反应，体系的压强始终不变，因此不能根据压强不变判断反应是否达到平衡状态，D错误。
10.A　N2O4（g）2NO2（g）　ΔH＞0为吸热反应，将1 mol N2O4充入一恒压绝热密闭容器中，体系温度降低，当温度不变时，反应达到平衡状态，A正确；恒压容器中，压强保持恒定不变，B错误；将1 mol N2O4充入一恒压绝热密闭容器中，随反应的进行，N2O4的浓度减小，v正（N2O4）减小，C错误；题给反应是气体分子数增大的反应，恒压条件下气体体积增大，气体质量不变，故气体密度减小，D错误。
11.A　a点、b点时反应物的物质的量逐渐减小，生成物的物质的量逐渐增大，反应正向进行，则a、b两点的正反应速率比逆反应速率大，A正确；c点氨气与氢气的物质的量相等，但没有达到平衡状态，则c点时每断裂3 mol H—H，断裂的N—H的物质的量小于6 mol，B错误；d点（t1时刻）和e点（t2时刻）均处于相同的平衡状态，则两点的n（N2）相等，C错误；v（N2）∶v（NH3）＝1∶2时，未指明正、逆反应速率，则不能说明反应达到平衡状态，D错误。
12.A　混合气体的平均摩尔质量M＝，气体质量不变，但气体的总物质的量随反应进行而减小，M为“变量”，当M不变时，反应达到平衡，A正确；对于一个给定的反应，ΔH为一个恒定值，不能用来判断反应是否达到平衡，B错误；恒容密闭容器中，充入0.2 mol CH4（g）和0.1 mol O2（g），投料比等于化学方程式中物质的化学计量数之比，混合气体中始终等于，不能用来判断反应是否达到平衡，C错误；恒容密闭容器中，混合气体的质量为不变值，则密度为不变值，密度不变不能用来判断反应是否达到平衡，D错误。
13.（1）2SO2＋O22SO3　（2）①③④　（3）①　②　①②
解析：（1）反应的化学方程式为2SO2＋O22SO3。（2）根据反应的化学方程式知，①体系压强不变，说明反应已达平衡状态；②容器的容积不变，混合气体的质量不变，则反应过程中密度始终不变，所以密度不变不能说明反应已达平衡状态；③混合气体的总质量不变，但反应过程中混合气体的总物质的量改变，平均相对分子质量不变，说明反应已达平衡状态；④v正（SO3）＝2v逆（O2），说明反应已达平衡状态；⑤三者的物质的量之比等于化学计量数之比，不能说明反应已达平衡状态。（3）事实①一定条件下向密闭容器中充入SO2和18O2，反应一段时间后，18O存在于SO2、O2、SO3中，说明SO2与O2反应生成SO3的同时，SO3分解生成SO2与O2，不是只有部分SO2与O2反应，即观点一不正确；事实②可以看到SO3的物质的量增加到一定程度后不再变化，说明观点三不正确，而两个事实都证明了观点二。
14.（1）＞　（2） mol·L－1·min－1　80％　（3）CD
解析：（1）随反应的进行，反应物浓度降低，正反应速率减小，a处v正＞b处v正；b处反应达到平衡，b处v正＝b处v逆，所以a处v正＞b处v逆。（2）设N2的改变量为a mol，列三段式：
　　　　　　2CO（g）＋2NO（g）2CO2（g）＋N2（g）
起始/mol 3 3 0 0
改变/mol 2a 2a 2a a
平衡/mol 3－2a 3－2a 2a a
CO2的体积分数为×100％＝50％，a＝1.2；平衡时v＝＝＝ mol·L－1·min－1；NO的转化率为×100％＝80％。（3）未指明正、逆反应速率，不能说明反应达到平衡状态，A错误；ρ＝，反应前后的物质均为气体，根据质量守恒定律，m不变，在恒容下，密度始终不变，则密度不变不能代表平衡状态，B错误；该反应为气体分子数改变的反应，则压强不变，说明达到平衡状态，C正确；M＝，反应前后的物质均为气体，根据质量守恒定律，m不变，该反应为气体系数改变的反应，则平均相对分子质量不变时说明达到平衡状态，D正确。
第2课时　化学平衡常数
1.A　反应CaCO3（s）＋CH4（g）CaO（s）＋2CO（g）＋2H2（g）的平衡常数表达式为K＝。
2.B　平衡常数只受温度影响，同一反应温度不同，平衡常数不同，A、C、D项错误；平衡常数越大，说明可逆反应的正反应进行的程度越大，B项正确。
3.C　＝，K只与温度有关，温度不变，则K不变。
4.B　NO分解反应2NO（g）N2（g）＋O2（g）的平衡常数表达式应该为K1＝，A错误；根据2H2（g）＋O2（g）2H2O（g）　K2＝2×1081可知，2H2O（g）2H2（g）＋O2（g）的平衡常数K4＝＝＝5.0×10－82，平衡常数越大，则在相同条件下反应正向进行的程度就越大，故根据NO、H2O、CO2分解的平衡常数，可判断放出O2的进行程度大小顺序为NO＞H2O＞CO2，B正确；由B项分析可知，H2O分解产生O2的平衡常数K4＝＝＝5.0×10－82，C错误。
5.D　N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）的反应热为ΔH，相同温度时反应2NH3（g）N2（g）＋3H2（g）的反应热为－ΔH，而4NH3（g）2N2（g）＋6H2（g）的反应热为－2ΔH；N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）的平衡常数为K，相同温度时反应2NH3（g）N2（g）＋3H2（g）的平衡常数为，则相同温度时反应4NH3（g）2N2（g）＋6H2（g）的平衡常数为。
6.A　根据盖斯定律，③式－2×①式＝②式，故K2＝，A项正确。
7.（1）ΔH1＋ΔH2　（2）K1·K2
解析：热化学方程式如果相加（或相减），则总热化学方程式的焓变应为两热化学方程式的焓变之和（或差），而平衡常数则为两化学方程式平衡常数的乘积（或商）。
8.D　
此温度下，该反应的平衡常数K＝＝。
9.C　据表中数据，平衡时，c（NO）＝0.10×10－3 mol·L－1、c（CO）＝2.70×10－3 mol·L－1，根据化学方程式2CO（g）＋2NO（g）N2（g）＋2CO2（g），平衡时，c（N2）＝0.45×10－3 mol·L－1，c（CO2）＝0.90×10－3 mol·L－1，则平衡常数K＝＝＝5 000。
10.D　设反应过程中氧气消耗x mol，列三段式：
　　　　　　2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）
起始/mol 0.4 0.2 0
转化/mol 2x x 2x
平衡/mol 0.4－2x 0.2－x 2x
当反应达到平衡时，容器内压强变为起始时的，即＝，解得x＝0.18。对于反应2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g），为气体分子数减少的反应，当容器内气体的压强不变时，说明该反应达到化学平衡状态，A正确；根据以上分析可知，SO2消耗物质的量为0.36 mol，则其转化率：×100％＝90％，B正确；参与反应的SO2为0.36 mol，根据热化学方程式可求得放出的热量为35.28 kJ，C正确；此温度下平衡常数K＝＝＝20 250，D错误。
11.A　平衡常数只受温度影响，增加氯气浓度，K3不变，A错误；K1＞K2，平衡常数可以表示反应进行的程度，则相同条件下，Cl2与H2反应进行程度较Br2与H2的大，B正确；由化学方程式可知K1＝、K2＝、K3＝，则K3＝，C正确；K3＝≈1.35×1014＞105，则Cl2＋2HBr2HCl＋Br2可视为反应完全，Cl2为氧化剂，Br2为氧化产物，Cl2的氧化性大于Br2，D正确。
12.A　根据已知条件列出“三段式”：
　　　　　　N2O5（g）N2O3（g）＋O2（g）
起始/mol 7.6 0 0
转化/mol x x x
平衡/mol 7.6－x x x
　　　　　　N2O3（g）N2O（g）＋O2（g）
起始/mol x 0 x
转化/mol y y y
平衡/mol x－y y x＋y
达到平衡状态后n为8 mol，n为3.6 mol，则x＋y＝8，x－y＝3.6，解得x＝5.8，y＝2.2，则t ℃时反应①的平衡常数K＝＝8.0。
13.（1）N2O4（g）2NO2（g）　（2）0.20　＝
（3）　0.54　（4）ABDF
解析：（1）将0.4 mol的N2O4气体充入2 L已抽空的固定容积的密闭容器中，反应的化学方程式为N2O4（g）2NO2（g）。（2）40 s时N2O4的变化浓度为0.10 mol·L－1，则NO2的变化浓度为0.20 mol·L－1，则b的值为0.20；60 s后反应达到平衡状态，反应物或生成物的量不再随时间的变化而变化，即c＝d。（3）N2O4（g）2NO2（g），平衡常数K＝；80 ℃时的平衡状态就是反应达到60 s时的状态，平衡浓度c（NO2）＝0.22 mol·L－1，c（N2O4）＝0.09 mol·L－1；平衡常数K＝＝≈0.54。（4）反应正向进行，K值越大，N2O4的转化率越高，A正确；反应正向进行，K值越大，NO2的产量越大，B正确；K值越大，生成物浓度越大，反应物浓度越小，N2O4与NO2的浓度之比越小，C错误；K值越大，生成物浓度越大，反应物浓度越小，则反应正向进行的程度越大，D正确；平衡常数与达到平衡所消耗的时间无必然联系，E错误；恒温恒容条件下，容器内气体压强越大，说明生成的NO2的产量越大，则K值越大，F正确。
14.Ⅰ.（1）＞　Ⅱ.（2）12.5　（3）否　正反应
解析：Ⅰ.（1）根据表格数据可知，在800 ℃时平衡常数K＝0.9，800 ℃时在恒容密闭容器中放入混合物，各物质浓度为c（CO）＝0.01 mol·L－1，c（H2O）＝0.03 mol·L－1，c（CO2）＝0.01 mol·L－1，c（H2）＝0.05 mol·L－1，此时的浓度商Q＝＝0.6＜0.9，说明反应正向进行，故反应速率v正＞v逆。Ⅱ.（2）反应N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）　ΔH＜0在2 L密闭容器中进行，若充入1 mol N2和1 mol H2，反应达到平衡时H2的物质的量为0.4 mol，则根据反应可知，平衡时三种气体的物质的量分别是n（N2）＝1 mol－0.2 mol＝0.8 mol，n（H2）＝0.4 mol，n（NH3）＝0.4 mol，容器的容积是2 L，所以平衡时各物质的浓度分别是c（N2）＝0.4 mol·L－1，c（H2）＝0.2 mol·L－1，c（NH3）＝0.2 mol·L－1，则该温度下平衡常数K＝＝＝12.5。（3）在此温度下，向另一容积为1 L的恒容容器B中按物质的量分别为2 mol、1 mol、1 mol充入N2、H2、NH3，则此时Q＝＝＝0.5＜12.5＝K，说明反应未达到平衡状态，反应向着正反应方向进行。
第3课时　浓度、压强对化学平衡的影响
1.A　平衡向正反应方向移动，正反应速率一定大于逆反应速率，A正确；降低生成物的浓度，平衡正向移动，反应物的转化率一定增大，但增大某一反应物的浓度，平衡正向移动，其他反应物的转化率增大，自身转化率降低，B错误；平衡常数只受温度影响，C错误；减小生成物浓度，平衡正向移动，生成物浓度减小，D错误。
2.C　正、逆反应速率同等倍数的增大或减小，平衡不移动；O2的百分含量发生变化，化学平衡一定发生移动；SO3的质量不变，平衡不移动。
3.B　恒温恒容，通入的二氧化硫会和硫化氢反应，导致硫化氢浓度减小，平衡正向移动，A不符合题意；因固体对压强无影响且浓度不变，所以移走一部分NH4HS固体时平衡不移动，B符合题意；容器容积不变，充入氯化氢气体，氯化氢会与氨气发生反应，导致氨气浓度减小，平衡正向移动，C不符合题意；保持压强不变，充入氮气，氨气和硫化氢的浓度减小，平衡正向移动，D不符合题意。
4.D　A.减小C的浓度，正、逆反应速率均减小，平衡向右移动；B.增大D的浓度，正、逆反应速率均增大，平衡向左移动；C.减小B的浓度，正、逆反应速率均减小，平衡向左移动；D.增大A的浓度，正、逆反应速率均增大，平衡向右移动。
5.B　加入OH－，c（H＋）减小，平衡逆向移动，橙色变浅；加入水，溶液体积增大，离子浓度减小，溶液颜色变浅；c（K＋）不影响化学平衡。
6.B　实验①向KI溶液中滴加FeCl3溶液，Fe3＋与I－反应生成I2，溶液呈黄褐色，但不能说明Fe3＋与I－的反应为可逆反应，A错误；实验②中加入KSCN溶液，Fe3＋与SCN－反应生成Fe（SCN）3使Fe3＋浓度减小，导致2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2平衡逆向移动，实验③中加入CCl4，CCl4萃取溶液中的I2使其浓度减小，导致2Fe3＋＋2I－2Fe2＋＋I2平衡向右移动，B正确；实验②所得溶液中含有Fe3＋，加入KCl（s），对反应无影响，溶液颜色不变，C错误；实验③中加入CCl4，平衡向生成Fe2＋的方向移动，水溶液中的c（Fe3＋）减小，D错误。
7.D　将容器的容积压缩到原来的一半，X的浓度瞬间变为1.00 mol·L－1，再达到平衡时，测得X的浓度变为0.90 mol·L－1，X的浓度减小，平衡正向移动，则增大压强，平衡向气体计量数之和减小的方向移动，即m＋n＞p。由以上分析可知，m＋n＞p，A错误；平衡正向移动，Z的体积分数增大，B错误；平衡正向移动，Y的转化率增大，C错误；平衡向正反应方向移动，D正确。
8.B　2SO2（g）＋O2（g）2SO3（g）和N2（g）＋3H2（g）2NH3（g），正反应是气体体积减小的反应，增大压强，v（正）＞v（逆），平衡正向移动，A、D错误；4NH3（g）＋5O2（g）4NO（g）＋6H2O（g），正反应是气体体积增大的反应，增大压强，v（逆）＞v（正），平衡逆向移动，B正确；H2（g）＋I2（g）2HI（g），该反应是气体体积不变的反应，增大压强，v（逆）＝v（正），平衡不移动，C错误。
9.C　及时分离出部分H2（g），生成物浓度减小，平衡正向移动，能提高乙烷平衡转化率，A不符合题意；增大容器的容积，压强减小，平衡向气体体积增大的方向即正向移动，转化率增大，B不符合题意；恒容下通入氦气，压强增大，但浓度未变，平衡不移动，转化率不变，C符合题意；分离出部分乙烯，乙烯浓度减小，平衡向减弱乙烯的改变量移动即正向移动，转化率增大，D不符合题意。
10.B　保持容器容积不变，充入He，由于参与反应的气体的浓度不变，因此平衡不移动，A错误；将容器容积增大为原来的2倍，压强减小，平衡向正反应方向移动，达到平衡时温度不变，K＝c（CO2）不变，即c（CO2）不变，容器内气体的密度不变，B正确；CaCO3（s）为固体，增加其物质的量，平衡不移动，CO2的浓度不变，C错误；将容器容积缩小为原来的，压强增大，平衡向逆反应方向移动，由于K不变，因此平衡时c（CO2）不变，D错误。
11.D　反应aA（g）＋bB（g）cC（g）＋dD（g）达到平衡时，B的浓度为0.6 mol·L－1，保持温度不变，将容器的容积扩大到原来的3倍，若平衡不移动，B的浓度为0.2 mol·L－1，而达到新平衡时，B的浓度为0.3 mol·L－1，说明容器容积增大，压强减小，平衡向逆反应方向移动，D的体积分数减小，B、C正确；压强减小，平衡向气体体积增大的方向移动，则说明逆反应方向为气体体积增大的方向，即a＋b＞c＋d，A正确；因容器的容积增大，则达到新平衡时，A、B、C、D的浓度都比原平衡时的浓度小，D错误。
12.（1）D　向正反应方向　（2）C　向正反应方向
（3）A　不　（4）＞　＞
解析：（1）反应为气体分子数减小的反应，t1时刻缩小容器容积，物质浓度均变大，正、逆反应速率均变大，平衡正向移动，则正反应速率更大，故其图像为D，平衡向正反应方向移动。（2）反应为气体分子数增加的反应，t1时刻增大容器容积，物质浓度均变小，正、逆反应速率均变小，平衡正向移动，则正反应速率较逆反应速率要大，故其图像为C，平衡向正反应方向移动。（3）反应为气体分子数不变的反应，t1时刻缩小容器容积，物质浓度均变大，正、逆反应速率均变大，平衡不移动，则正、逆反应速率相等，故其图像为A。（4）p1条件下首先达到平衡状态，说明压强：p1＞p2，增大压强，C的质量分数降低，说明平衡逆向移动，正反应为气体体积增大的反应，则n＞3。
13.（1）确保反应达到平衡状态　（2）该反应浓度商Q＝，增大Fe3＋浓度，导致Q减小，此时Q＜K，平衡向正反应方向移动　（3）①加入1 mL蒸馏水　②溶液颜色变浅　（4）Ⅰ　证明生成物不能完全被消耗，存在限度
解析：（1）试管a中溶液的颜色不变说明反应达到平衡状态，待试管a中溶液的颜色不变后再进行后续实验，目的是使反应达到平衡状态。（2）该反应浓度商Q＝，增大Fe3＋浓度，导致Q减小，此时Q＜K，平衡向正反应方向移动。（3）①根据变量控制法，研究增大生成物Fe2＋浓度对平衡的影响，应保证除Fe2＋之外的其他离子浓度不变，所以c试管中加入1 mL蒸馏水；②增大Fe2＋浓度，导致平衡逆向移动，I2的浓度降低，溶液颜色变浅。（4）角度1：加入某种反应物，平衡正向移动，能证明反应物不能完全被消耗，所以相应的实验为Ⅰ；角度2：相应的实验为Ⅱ，溶液不能完全褪色，证明生成物不能完全被消耗，存在限度。
第4课时　温度对化学平衡的影响
1.B　实验①、②温度不同，其他条件都相同，即研究温度对反应速率的影响，A正确；实验②无催化剂，实验③有催化剂，但二者过氧化氢浓度不同且反应温度也不同，即无法得出催化剂对反应速率的影响，B错误；实验③、⑤除了催化剂种类不同，其他条件均相同，即可研究不同催化剂的催化效果，C正确；实验①②中，其他条件相同，但②温度高，所以反应时间：t1＞t2；实验②④中，温度相同，但④中过氧化氢浓度大且有催化剂，所以反应时间：t2＞t4，综上，反应时间：t1＞t2＞t4，D正确。
2.B　氧化钙与水反应放热，氯化铵溶于水吸收热量，①中红棕色变深，③中红棕色变浅，说明升高温度，平衡逆向移动，则该反应为放热反应，①烧瓶中平衡时混合气体的平均相对分子质量减小，A、D错误，B正确；③烧杯温度下降，平衡正向移动，气体物质的量减小，气体的压强减小，C错误。
3.B　该反应为气体分子数增加的反应，增大压强，该平衡逆向移动，A不符合题意；该反应为吸热反应，升高温度，该平衡正向移动，即向着生成C的方向移动，B符合题意；使用催化剂只改变反应速率，不能使平衡发生移动，C不符合题意；增大A的物质的量，A的浓度不变，反应速率不变，该平衡不移动，D不符合题意。
4.D　测定二氧化氮的相对分子质量，要使测定结果误差最小，应该使混合气体中NO2的含量越多越好，为了实现该目的，应该改变条件使平衡尽可能逆向移动。该反应是一个反应前后气体分子数减小的放热反应，可以通过减小压强、升高温度使平衡逆向移动，则选项中，温度高的为130 ℃，压强低的为50 kPa，结合二者选D。
5.D　加入催化剂，平衡不移动，氢气的物质的量不变，A错误；升高温度，平衡向逆反应方向移动，氢气的物质的量增大，B错误；向恒容容器中通入不参与反应的N2，平衡不移动，H2的物质的量不变，C错误；增大反应物CO2的浓度，平衡向正反应方向移动，H2的物质的量减小，D正确。
6.D　由某可逆反应平衡常数K＝可知，该反应的化学方程式为NO2（g）＋SO2（g）NO（g）＋SO3（g），A错误；c（NO）减小，说明升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，B错误；升高温度，正、逆反应速率均增大，C错误；缩小容器容积，使体系压强增大，化学平衡不发生移动，但由于物质的浓度增大，因此混合气体颜色加深，D正确。
7.C　A项，扩大容器容积，NO2浓度减小，容器中气体颜色先变浅，平衡逆向移动，NO2浓度增大，颜色又变深，错误；B项，KMnO4是氧化剂，不是催化剂，错误；C项，玻璃球中红棕色加深，说明升高温度，平衡逆向移动，该反应为放热反应，ΔH＜0，正确；D项，反应实质为Fe3＋＋3SCN－Fe（SCN）3，加入KCl固体，对该平衡没有影响，错误。
8.C　新制氯水中存在平衡：Cl2＋H2OHClO＋HCl，光照条件下HClO分解，化学平衡向右移动；将乙酸乙酯不断蒸出，减小生成物浓度导致平衡向正反应方向移动，从而提高乙酸乙酯产率；将黄铁矿粉碎后加入沸腾炉，可增大反应物的接触面积，从而增大化学反应速率，与平衡移动原理无关，C符合题意；加入氢氧化钠固体，溶解放热，使一水合氨分解生成氨气，并且增大了OH－浓度，化学平衡NH3＋H2ONH3·H2ON＋OH－逆向移动，D不符合题意。
9.B　将钾蒸气从混合物中分离出来，生成物浓度减小，平衡正向移动，有利于提高反应物的转化率；缩小容积，平衡不移动，混合气体颜色变深，是因为体积减小而使二氧化氮浓度增大，和化学平衡移动无关，B符合题意；NO2转化为N2O4是放热反应，升高温度平衡逆向移动，NO2浓度增大，混合气体颜色加深；降低温度，平衡正向移动，有利于增大反应物的平衡转化率。
10.A　可逆反应M＋N（s）R达到平衡后，降温，M的转化率增大，说明平衡正向移动，正反应放热；加压，M的转化率增大，说明平衡正向移动，正方向气体分子数减小，则M一定为气体，R一定为非气体，A符合题意。
11.D　容器Ⅰ是绝热容器，反应过程中温度升高，平衡逆向移动，平衡常数减小，容器Ⅰ、Ⅲ中平衡常数不相同，A错误；容器Ⅱ是恒容容器，反应过程中压强增大，容器Ⅲ是恒压容器，反应过程中压强不变，两容器的投料相同，故容器Ⅱ、Ⅲ中正反应速率不相同，B错误；容器Ⅱ是恒温恒容，容器Ⅲ是恒温恒压，随着反应的进行，容器Ⅱ中压强大于容器Ⅲ，平衡正向移动，NO2含量增大，NO2的体积分数：Ⅱ＞Ⅲ，C错误；若容器Ⅱ恒温恒容，容器Ⅰ也是恒温恒容时，达到相同平衡状态，容器Ⅰ中NO转化率和容器Ⅱ中NO2转化率之和为1，但实际容器Ⅰ是绝热恒容，随反应进行温度升高，平衡逆向移动，NO的转化率减小，因此容器Ⅰ中NO的转化率与容器Ⅱ中NO2的转化率之和小于1，D正确。
12.（1）放　＞　（2）增大　（3）减小　（4）减小　（5）不变
（6）变深　变浅
解析：（1）当升高温度时，B的转化率变大，说明温度升高平衡向正反应方向移动，则正反应吸热，逆反应放热，当减小压强时，混合体系中C的质量分数减小，说明压强减小平衡向逆反应方向移动，m＋n＞p。（2）当减小压强时，混合体系中C的质量分数减小，说明压强减小平衡向逆反应方向移动，所以A的质量分数增大。（3）若保持容器容积不变，加入B，平衡正向移动，A的转化率增大，B的转化率减小。（4）若升高温度，平衡向正反应方向移动，则平衡时B、C的浓度之比将减小。（5）若加入催化剂，平衡不移动，平衡时气体混合物的总物质的量不变。（6）加入C（容积不变）时，平衡向逆反应方向移动，B的浓度增大，颜色加深；维持容器内压强不变，充入氖气时，容器容积增大，相当于减小压强，平衡向逆反应方向移动，但B的浓度减小，颜色变浅。
13.（1）逆向　（2）25％　（3）移出γ-丁内酯（或减小γ-丁内酯的浓度）　（4）1.94　一定
解析：（1）该反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动。（2）根据物质反应转化关系可知，在50 min内γ-羟基丁酸浓度变化为0.050 mol·L－1，则其转化率为×100％＝25％。（3）为提高平衡时γ-羟基丁酸的转化率，除适当控制反应温度外，还可采取的措施是移出γ-丁内酯（或减小γ-丁内酯的浓度）。（4）在25 ℃时，该反应达到平衡状态时，c（γ-丁内酯）＝0.132 mol·L－1，此时c（γ-羟基丁酸）＝0.200 mol·L－1－0.132 mol·L－1＝0.068 mol·L－1，则该温度下该反应的化学平衡常数为K＝＝≈1.94；γ-丁内酯是生成物，γ-羟基丁酸是反应物，在反应过程中其物质的量浓度之比是一个变量，则当γ-丁内酯与γ-羟基丁酸的物质的量浓度之比保持不变时，反应一定达到平衡。
阶段重点练（二）
1.A　①体系的密度一直不变，错误；②体系的温度不再改变，说明正、逆反应速率相等，达平衡状态，正确；③A的转化率不再改变，说明消耗与生成速率相等，达平衡状态，正确；④各组分的百分含量不再改变，说明正、逆反应速率相等，达平衡状态，正确；⑤只要反应发生就有反应速率v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）＝m∶n∶p∶q，错误。
2.B　该反应为吸热反应，体系温度降低，当体系的温度不变，说明达到平衡状态，A不符合题意；正、逆反应速率之比与化学计量数之比不等，故不能说明达到平衡状态，B符合题意；若M为非气体时，气体质量增加，容积不变，密度改变，当混合气体的密度不变时达到平衡状态，C不符合题意；若M为气体，总质量不变，总物质的量会变，平均相对分子质量改变，故气体的平均相对分子质量不变时可作为判断达到化学平衡状态的依据，D不符合题意。
3.D　当增大压强时，平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应是气体体积增大的反应，由于B是气态，所以根据化学方程式可知，A是固体或液体，而C一定是气体，D正确。
4.C　温度升高，正、逆反应速率均增大，A错误；压缩容器容积，压强增大，平衡向气体分子数减小的方向即逆反应方向移动，B错误；增加CH4的量使平衡向正反应方向移动，有利于消耗更多NO2，C正确；催化剂只改变化学反应速率，不影响平衡产率，D错误。
5.B　根据平衡常数表达式可知，该反应的化学方程式是C（g）＋D（g）A（g）＋B（g）。恒容时，若温度适当降低，D的浓度增加，说明降低温度，化学平衡逆向移动，逆反应是放热反应，则该反应的正反应是吸热反应，ΔH＞0。降低温度，正反应、逆反应速率都减小，A错误；该反应的正反应是吸热反应，ΔH＞0，B正确；平衡常数K只与温度有关，而与物质的浓度无关，C错误。
6.D　根据已知，列三段式：
　　　　　　CO（g）＋H2O（g）CO2（g）＋H2（g）
起始/mol 0.2 1 0 0
转化/mol x x x x
平衡/mol 0.2－x 1－x x x
0.2－x＝x，解得x＝0.1。前10 min的平均反应速率v（H2）＝＝＝0.005 mol·L－1·min－1，A正确；H2O的平衡转化率为×100％＝10％，B正确；平衡时CO2的体积分数为＝，C正确；该温度下平衡常数K＝＝＝，D错误。
7.D　随着温度的升高，平衡转化率逐渐降低，说明平衡逆向移动，该反应为放热反应，ΔH＜0，A正确；反应为气体分子数减小的反应，相同条件下，增大压强，平衡正向移动，SO2的平衡转化率增大，即p1＞p2＞p3，B正确；催化剂可降低反应活化能，加快反应速率，C正确；平衡常数只受温度影响，温度不变，平衡常数不变，D错误。
8.B　由题图可知，升高温度，H2S的平衡转化率降低，该反应是放热反应，ΔH＜0，A正确；300 ℃时，K＝0.1，H2S的平衡转化率为20％，列三段式如下：
　　　　　CO（g）＋H2S（g）COS（g）＋H2（g）
起始/mol a 10 0 0
转化/mol 2 2 2 2
平衡/mol a－2 8 2 2
由于化学方程式中各成分化学计量数均为1，则K＝＝0.1，解得a＝7，平均相对分子质量Mr＝≈31.53，气体的平均摩尔质量为31.53 g·mol－1，B错误；增大CO的浓度平衡正向移动，H2S的转化率增大，C正确；由B中分析可知反应前CO的物质的量为7 mol，D正确。
9.（1）＞　＜　＜　（2）＜　b＞a＞c　c＞b＞a　（3）＜　＞
解析：（1）由图乙可知，增大压强使正反应速率变化更大，说明增大压强平衡正向移动，可知a＋b＞c＋d；先拐先平数值大，由图甲可知T1＜T2；温度由T1升高至T2，平衡时生成物浓度降低，说明升高温度平衡逆向移动，而升高温度平衡向吸热反应方向移动，即逆向为吸热反应，故ΔH＜0。（2）若反应正向吸热，则升高温度平衡将正向移动，生成物AB3的平衡体积分数将增大，因此T1＜T2；由图丙可知，AB3的平衡体积分数由大到小为b＞a＞c；增大其中某一组分的浓度，平衡将正向移动，使得其余反应物的转化率增大，自身的转化率将减小，因此A2的平衡转化率由大到小为c＞b＞a。（3）由图丁可知，增大压强，反应物A的百分含量增大，说明增大压强使平衡逆向移动，即m＋n＜p＋q；E点A的百分含量高于平衡点，则平衡将正向移动，因此v正＞v逆。
10.（1）－27　K3＝（ 　（2）ad　（3）①43 kJ　②23.04p总
解析：（1）已知ⅰ.Fe2O3（s）＋3C（s）2Fe（s）＋3CO（g）　ΔH＝＋489 kJ·mol－1，ⅲ.C（s）＋CO2（g）2CO（g）　ΔH＝＋172 kJ·mol－1，根据盖斯定律可知，ⅰ－ⅲ×3得Fe2O3（s）＋3CO（g）2Fe（s）＋3CO2（g）　ΔH＝－27 kJ·mol－1。由上述过程可知，＝K2，即K3＝（ 。（2）T1 ℃时，向某恒温密闭容器中加入一定量的Fe2O3和C，发生反应ⅰ，反应达到平衡后，在t1时刻，改变某条件，v（逆）突然增大，但重新达到平衡状态后与原平衡相同，说明温度不变，平衡常数K＝c3（CO）不变，则t1时刻改变的条件可能是压缩容器的容积或增大CO的浓度，故答案为ad。（3）①由图2可知，650 ℃时，该反应达平衡后，CO的体积分数为40％，有以下关系：
　　　　　C（s）＋CO2（g）2CO（g）
起始/mol 1 0
转化/mol x 2x
平衡/mol 1－x 2x
则×100％＝40％，解得：x＝0.25。由反应C（s）＋CO2（g）2CO（g）　ΔH＝＋172 kJ·mol－1可知该反应达平衡后吸收的热量是0.25 mol×172 kJ·mol－1＝43 kJ。②925 ℃时，CO的体积分数为96％，则CO2的体积分数为4％，所以用平衡分压代替平衡浓度表示的平衡常数Kp＝＝23.04p总。
第三节　化学反应的方向
1.C　红墨水滴入清水中能使整杯水变红、冰在室温下融化成水、铁器在潮湿的空气中生锈等过程都是自发进行的，A、B、D项均属于自发进行的变化，而电解水生成氢气和氧气的反应必须通电电解才可以进行，不属于自发过程，C项符合题意。
2.C　气体扩散过程中，混乱度增大，此过程自发地从有序向无序进行，A、B错误；反应H2（g）＋Cl2（g）2HCl（g）可自发进行，其反应前后气体的分子数不变，不属于熵增反应，C正确，D错误。
3.B　蜡炬燃烧是放热反应，ΔH＜0，有气体生成ΔS＞0，A不符合题意；石灰石受热分解是吸热反应，ΔH＞0，有气体生成ΔS＞0，B符合题意；C、D中没有涉及化学变化，C、D不符合题意。
4.B　CH4（g）含有的原子总数多，CH4（g）的摩尔质量大，所以熵值：1 mol CH4（g）＞1 mol H2（g），A错误；相同状态的相同物质，物质的量越大，熵值越大，B正确；等量的同种物质，熵值关系为S（g）＞S（l）＞S（s），C错误；金刚石的微观结构更有序，熵值更低，D错误。
5.D　拉伸过程中放热，则从拉伸状态到收缩状态的焓变为正值，且混乱度增大，熵变为正值，该过程为自发过程。A项，CaCO3分解为吸热反应，熵变为正值，但25 ℃时该过程不能自发进行；B项，NaOH的溶解放热；C项为放热反应；D项为吸热反应，且熵值增大，为自发进行的过程。
6.D　水凝结成冰的过程中，体系的混乱度减小即熵变ΔS＜0，A正确；发生离子反应的条件之一是生成气体，有气体生成时体系的混乱程度增大，ΔS＞0，B正确；化学反应有向物质内能降低、体系混乱程度增大方向进行的趋势，C正确；NH4NO3溶于水吸热，但溶解过程是混乱度增大的物理过程，能够自发进行，D错误。
7.C　由题图可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，正反应为放热反应，正反应为气体物质的量减小的反应，则为熵减的反应，即ΔH＜0，ΔS＜0。
8.A　步骤二的反应CaCO3（s）CaO（s）＋CO2（g）为熵增的吸热反应，ΔH＞0、ΔS＞0，若要使ΔH－TΔS＜0，则高温有利于自发进行，A正确；步骤一中反应为CaO和CO2化合生成CaCO3，该反应过程中气体的物质的量减小，为熵减的反应，ΔS＜0，B错误；步骤一和步骤二的条件不同，不互为可逆反应，C错误；CaO和盐酸反应生成氯化钙和水，属于碱性氧化物，CO2为酸性氧化物，D错误。
9.B　ΔG＝ΔH－TΔS＜0，反应能够自发进行，该反应ΔH＞0，ΔS＞0，在高温下反应能自发进行。
10.D　反应ΔS＜0，要反应自发进行，据ΔG＝ΔH－TΔS＜0，则ΔH＜0，A错误；反应的ΔS＜0，在常温下能自发进行，据ΔG＝ΔH－TΔS＜0，则ΔH＜0，B错误；反应的ΔH＜0，ΔS＜0，据ΔG＝ΔH－TΔS＜0，则需要低温的条件自发进行，C错误；反应ΔH＞0，ΔS＞0，据ΔG＝ΔH－TΔS＜0，则需要高温的条件自发进行，D正确。
11.A　在0 ℃、100 kPa条件下，白锡→灰锡，其ΔG＝ΔH－TΔS＝－2 180.9 J·mol－1－273 K×（－6.61 J·mol－1·K－1）＝－376.37 J·mol－1＜0，因此在该条件下白锡会变为灰锡。
12.C　由ΔG＝ΔH－TΔS＜0知，反应可自发进行，说明反应进行的自发性需综合考虑体系的焓变和熵变，而非自发反应在一定条件下可以实现，选C。
13.B　由题中热化学方程式可知，反应①②均为熵减反应，即ΔS＜0，A错误；反应①ΔH＞0，ΔS＜0，则ΔH－TΔS＞0，任何温度下反应都不能自发进行，B正确；由B项可知，反应①在任何温度下都不能自发进行；反应②的ΔH＜0，ΔS＜0，则在低温条件下，ΔH－TΔS＜0，即反应②低温时可自发进行，C、D错误。
14.A　根据自由能判据，正反应自发进行的条件是ΔG＝ΔH－TΔS＜0，T＜ K≈276.4 K，故300 K时反应不能自发进行，A项符合题意。
15.（1）放热　减小　低温　（2）能自发进行
解析：（1）反应Ⅰ中，恒压下升高温度，α（A）减小，即升高温度平衡逆向移动，则正反应为放热反应，ΔH＜0；由p1＞p2知，恒温时增大压强，α（A）增大，说明此反应为气体分子数减小的反应，即为熵减反应，ΔS＜0。放热、熵减反应只能在低温下自发进行。（2）反应Ⅱ中，恒温下压强对φ（A）没有影响，说明压强变化不影响反应平衡，此反应为气体分子数不变的反应，反应过程中熵变很小，ΔS≈0，若T1＞T2，恒压下温度越高φ（A）越大，说明升高温度平衡向左移动，正反应为放热反应，ΔH＜0，则ΔH－TΔS＜0，反应能自发进行。
16.（1）任何温度　（2）否　该反应为吸热、熵减的化学反应，在任何温度下都不能自发进行　（3）ΔH－TΔS＜0，则－176 kJ·mol－1＋0.285 kJ·mol－1·K－1T＜0，解得T＜617.5 K＝344.5 ℃，即低于344.5 ℃时反应③能自发进行
解析：（1）由表中数据可知，反应①2H2O2（aq）2H2O（l）＋O2（g）的ΔH＜0，ΔS＞0，反应①在任何温度下都能自发进行。（2）由表中数据可知，反应②CO2（g）C（s，石墨）＋O2（g）的ΔH＞0，ΔS＜0，在任何温度下都有ΔH－TΔS＞0，在任何温度下都不能自发进行。（3）反应③的ΔH＝－176 kJ·mol－1，ΔS＝－285 J·mol－1·K－1，ΔH－TΔS＜0，则－176 kJ·mol－1＋0.285 kJ·mol－1·K－1T＜0，T＜617.5 K＝344.5 ℃，即低于344.5 ℃时反应③能自发进行。
第四节　化学反应的调控
1.D　未告知反应前加入的反应物的量，不能判断，D错误。
2.B　由题图可知，生成NH3的过程中氮元素化合价逐渐降低，是通过多步还原反应实现的，A正确；过程Ⅰ是断裂氮氮三键中的一个键且形成一个N—H键，而过程Ⅲ是断裂NN键中的一个键且形成一个N—H键，所以能量变化不同，B错误；增大N2的浓度，平衡正向移动，使H2转化量增加从而增大了H2的转化率，C正确；NH3的及时脱附可留下继续反应的空间而增加催化剂的活性，如果大量氨分子吸附在催化剂表面，将降低反应速率，D正确。
3.C　要使氨的产率增大，就要使平衡右移，增大压强、降低温度、增大N2和H2的浓度和及时分离产生的NH3均可达到目的；要使化学反应速率增大，增大压强、升高温度、增大N2和H2的浓度和使用铁触媒均可达到目的，②⑤符合题意。
4.B　分离出氨气，使平衡正向移动，但正反应速率和逆反应速率都减小，A错误；热交换的目的是预热原料气，同时对合成的氨气进行降温，利于液化分离，B正确；合成氨一般选择400～500 ℃进行，主要是让铁触媒的活性最大，但温度升高，原料气的平衡转化率降低，C错误；步骤⑤分离出氨气，有利于平衡正向移动，可以提高原料的平衡转化率，D错误。
5.B　应选择适当温度和加压，但不是压强越大越好，要考虑压强过大，设备要求高，且运行成本高，B错误。
6.D　反应Ⅰ中，粉碎黄铁矿，能增大反应物之间的接触面积，使反应更充分，反应速率更大，A正确；虽然加压能提高SO2的转化率，但是提高程度有限，且会显著增加工业成本，同时常压下SO2的转化率已经较高，可满足生产需要，因此反应Ⅱ选择常压下进行，B正确；反应Ⅲ，将98.3％的浓硫酸从吸收塔顶喷淋而下，SO3从下往上与浓硫酸充分接触，能快速、充分吸收SO3，C正确；反应Ⅱ中若鼓入太多空气，则会导致SO2的浓度太低，而且鼓入太多空气会使得反应温度降低，反应速率减小，不利于反应Ⅱ的进行，D错误。
7.B　由于合成氨的反应是一个可逆反应，故进口a通入压缩N2和H2，有助于提高反应速率，提高N2和H2的利用率，A正确；出口b为循环的氢气和氮气，需要净化，防止催化剂中毒，B错误；经过反应器反应，按下进上出的方式通入冷凝水（从A口进水，B口出水），混合气体进入冷却室，将NH3液化，出口c处为液态氨，将NH3分离有利于平衡正向移动，C、D正确。
8.D　由题图可知，当温度在大约280 ℃之后，在Fe2O3作催化剂条件下，SO2的平衡转化率最大，A正确；温度在340 ℃时，SO2的转化率已经比较高了，再升高温度转化率变化不大且成本升高，B正确；温度太高，催化剂活性可能会降低，C正确；其他条件相同时，选择Cr2O3作催化剂，不同温度下SO2的转化率不同，当温度在260 ℃时选择Cr2O3作催化剂，SO2的转化率相比之下最大，D错误。
9.（1）①BE　②AD
（2）改变反应历程（反应机理），降低反应的活化能
解析：（1）①该反应为等体积反应，气体的压强保持不变，不能作为反应达到平衡的判据，A不符合题意；K只与温度有关，不能作为反应达到平衡的判据，C不符合题意；恒容条件，全部为气体的反应，气体的密度保持不变，不能作为反应达到平衡的判据，D不符合题意；②该反应为放热反应，温度过高不利于产物生成，A符合题意；该反应为气体参与的等体积反应，压强不影响平衡，适当提高压强有利于提高反应速率，B不符合题意；选择合适的催化剂可以提高反应的速率，C不符合题意；恒容条件下通入非反应气体，反应速率不变，D符合题意。（2）催化剂的作用是改变反应历程（反应机理），降低反应的活化能，加快反应速率。
10.（1）＋N*＋3H*　62　（2）不变　反应中氨气浓度减小但吸附量不变，平均反应速率不变
解析：（1）决速步骤是速率最慢的基元反应，活化能最高的基元反应，因此反应的方程式为＋N*＋3H*；该步反应的活化能＝（17＋45）kJ·mol－1＝62 kJ·mol－1。（2）由表中数据得知，每间隔10分钟，氨气浓度减少0.1c0，因此反应速率不变，原因是尽管反应物中氨气浓度减少，但是吸附量不变，平均反应速率不变。
第三章　水溶液中的离子反应与平衡
第一节　电离平衡
第1课时　弱电解质的电离平衡
1.B　A项，SO2溶于水后生成亚硫酸，亚硫酸电离出离子能导电，SO2不能电离，属于非电解质，错误；B项，同温度、同浓度的盐酸与醋酸溶液进行导电性实验，醋酸导电性弱于盐酸，说明醋酸溶液中的离子浓度小，为部分电离，故醋酸为弱电解质，正确；C项，硫酸钡难溶于水，但是其溶于水的部分完全电离，属于强电解质，错误；D项，共价化合物不一定为非电解质，如HCl是电解质，错误。
2.A　A项，硫酸为酸，纯净物；纯碱为碳酸钠，化合物；过氧化钠为金属氧化物，属于电解质；水为弱电解质，正确；B项，盐酸为混合物，错误；C项，HD为单质气体，错误；D项，BaSO4为强电解质，错误。
3.C　A项，H2SO4是二元强酸，在水溶液中完全电离出H＋和S，电离方程式为H2SO42H＋＋S，正确；B项，NaHCO3在水溶液中完全电离出Na＋和HC，电离方程式为NaHCO3Na＋＋HC，正确；C项，CH3COOH是一元弱酸，部分电离，电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋，错误；D项，NH3·H2O是弱碱，部分电离出N和OH－，电离方程式为NH3·H2ON＋OH－，正确。
4.A　加入少量NaOH固体，OH－和H＋反应，导致溶液中c（H＋）减小，平衡向正反应方向移动，A正确；加水稀释

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