2018-2019学年高二化学上学期10月月考试卷 理(含解析).doc

xx-2019学年高二化学上学期10月月考试卷 理(含解析)1.页岩气是从页岩层中开采出来的天然气，是一种重要的非常规天然气资源。我国的页岩气储量超过其他任何一个国家，可采储量有1275万亿立方英尺。这些储量足够中国使用300多年，有关页岩气的叙述错误的是A. 页岩气属于一种新能源B. 页岩气属于一次能源C. 页岩气属于清洁能源D. 页岩气属于不可再生能源【答案】A【解析】【分析】“页岩气”是从页岩层中开采出来的天然气，属于化石燃料，短期内不能再生，主要成分为甲烷，燃烧时生成二氧化碳和水。【详解】A项、“页岩气”是从页岩层中开采出来的天然气，主要成分为甲烷，不是新能源，故A错误；B项、“页岩气”的主要成分为甲烷，能为人类提供能量并作为化工原料，故是一种能源，故B正确；C项、“页岩气”的主要成分为甲烷，燃烧时生成二氧化碳和水，故是一种清洁能源，故C正确；D项、“页岩气”是从页岩层中开采出来的天然气，属于化石燃料，是不可再生能源，故D正确。故选A。【点睛】本题考查有关化石燃料的基础知识，明确化石燃料的成分和燃烧产物是解题关键。2.在水溶液中存在反应：AgFe2Ag(s)Fe3H0，达到平衡后，为使平衡体系中析出更多的银，可采取的措施是( )A. 升高温度 B. 加水稀释C. 增大Fe2的浓度 D. 常温下加压【答案】C【解析】试题分析：A该反应的正反应放热，升高温度，平衡向逆反应方向移动，A错误；B加水稀释，平衡向离子数目增多的方向移动，平衡向逆反应方向移动，B错误；C增大Fe2的浓度，平衡正向移动，生成更多的银，C正确；D常温下加压对水溶液中的平衡移动几乎无影响，D错误；答案选C。考点：考查外界条件对平衡状态的影响3.中和热测定实验中，用50mL0.50mol/L盐酸和50mL0.55mol/LNaOH溶液进行实验，下列说法不正确的是 A. 改用25mL 0.50mol/L盐酸跟25mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，求出的中和热数值和原来相同B. 酸碱混合时，量筒中NaOH溶液应缓缓倒入小烧杯中，不断用玻璃棒搅拌C. 装置中的大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是保温隔热减少热量损失D. 实验中应记录测量出反应过程中的最高温度【答案】D【解析】【分析】A、中和热的含义是稀的强酸和强碱溶液反应生成1mol水的过程中所放出的热量，为了保证实验准确，采用的酸碱中，往往保证一方过量；B、酸碱混合时要迅速，并且用环形玻璃搅拌棒搅拌不断搅拌，防止热量的散失；C、根据中和热测定实验成败的关键是做好保温工作；D、实验中应记录反应时需测量反应前酸和碱的温度以及反应后的最高温度。【详解】A项、反应放出的热量和所用酸以及碱的量的多少有关，改用25mL 0.50mol/L盐酸跟25mL 0.55 mol/L NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，生成水的物质的量增多，所放出的热量偏高，但中和热是强酸和强碱反应生成1mol水时放出的热量，与酸碱的用量无关，中和热数值相等，故A正确；B项、在中和热的测定过程中，酸碱混合时要迅速，并且用环形玻璃搅拌棒搅拌不断搅拌,故B正确；C项、中和热测定实验成败的关键是做好保温工作，实验中，大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是保温隔热、减少热量损失，故C正确。D项、中和热的测定中，要测定酸碱中和反应中放出的热量，用反应的最高温度为末温度、溶液初始温度为初温度，初末温度做差，再利用溶液的比热容、溶质的物质的量等代入计算公式，可以求得反应的中和热，则实验中应记录反应时需测量反应前酸和碱的温度以及反应后的最高温度，D错误。故选D。【点睛】本题考查中和热的测定，注意中和热的含义是稀的强酸和强碱溶液反应生成1mol水的过程中所放出的热量，是一个定值，保温工作是实验成功的关键。4.从下列实验事实所引出的相应结论正确的是选项实验事实结论A其他条件相同，Na2S2O3与H2SO4反应时c(Na2S2O3)越大，析出S沉淀的时间越短当其他条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快B在化学反应前后，催化剂的质量和化学性质都没有发生改变催化剂一定不参与化学反应C物质的量浓度相同的盐酸和醋酸分别与等质量的、形状相同的锌粒反应反应开始时速率相同D在容积可变的密闭容器中发生反应H2(g)I2(g)2HI(g)，把容积缩小一倍正反应速率加快，逆反应速率不变A. A B. B C. C D. D【答案】A【解析】【分析】A、反应物浓度增大，反应速率加快；B、催化剂改变反应的途径，参与反应；C、金属与反应时，氢离子浓度相同，则速率相同；D、容积缩小一倍，压强增大【详解】A项、其他条件相同，Na2S2O3溶液浓度越大，析出硫沉淀所需要的时间越短，是因反应物浓度增大，反应速率加快，故A正确；B项、催化剂改变反应的途径，参与反应，但反应前后其质量和化学性质不变，故B错误；C项、金属与反应时，氢离子浓度相同，则速率相同，物质的量浓度相同的盐酸和醋酸，盐酸中氢离子浓度大于醋酸，则反应开始时速率盐酸大于醋酸，故C错误；D项、容积缩小一倍，压强增大，则正逆反应速率均增大，故D错误。故选A。【点睛】本题考查化学反应速率，明确影响反应速率的因素正确评价实验中的结论是解答的关键。5.25 和1.01105 Pa时，反应2N2O5（g）4NO2（g）+O2（g）H =56.76 kJ/mol自发进行的原因是A. 是吸热反应 B. 是放热反应C. 是熵减少的反应 D. 熵增大效应大于能量效应【答案】D【解析】2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) H=+56.7kJ/mol，是一个吸热反应，H0，反应能够自发进行，必须满足G=H-TS0，所以S0，且熵增效应大于能量效应，故选D。6.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O2【答案】B【解析】试题分析：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。7.不能用勒夏特列原理解释的是A. 使用铁触媒，加快合成氨反应速率B. 溴水中存在Br2H2OHBrHBrO，当加入硝酸银溶液后，溶液颜色变浅C. 合成氨工业采用2050 MPa高压D. 反应CO(g)NO2(g)CO2(g)NO(g) H0，平衡后，升高温度体系颜色变深【答案】A【解析】【分析】勒沙特列原理是如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。A、催化剂不影响化学平衡，不能用勒夏特列原理解释；B、加入硝酸银，生成溴化银沉淀，溶液中溴离子浓度减小，平衡向着正向移动；C、增大压强，平衡向气态物质化学计量数减少的方向移动；D、升高温度，平衡向吸热方向移动。【详解】A项，催化剂不影响平衡移动，所以加入催化剂使反应速率加快，不能用平衡移动原理解释，故A选；B项、加入硝酸银溶液后，生成AgBr沉淀，溴离子浓度减小，平衡向正方向移动，促进溴与水的反应，溶液颜色变浅，可用勒夏特列原理解释，故B不选；C项、合成氨反应中，增大压强可使平衡向正反应分析移动，可提高原料的利用率，可用勒夏特列原理解释，故C不选；D项、反应CO（g）+NO2（g）CO2（g）+NO（g）的正反应为放热反应，达平衡后，升高温度平衡逆向移动，体系颜色变深，能用勒夏特列原理解释，故D不选。故选A。【点睛】本题考查勒夏特列原理知识，注意使用勒夏特列原理的前提必须是可逆反应，且是否发生平衡的移动8.在一定条件下，可逆反应N2(g)3H2(g) 2NH3(g)H0。达到平衡，当单独改变下列条件后，有关叙述错误的是A. 加催化剂v正、v逆都发生变化，而且变化的倍数相等B. 加压v正、v逆都增大，且v正增大的倍数大于v逆增大的倍数C. 降温，v正、v逆都减小，且v正减小的倍数小于v逆减小的倍数D. 加入氩气，v正、v逆都增大且v正增大的倍数大于v逆增大的倍数【答案】D【解析】【分析】由反应的热化学方程式N2（g）+3H2（g）2NH3（g）；H0可知，反应物气体的化学计量数大于生成物气体的化学计量数，增大压强，平衡向正反应方向移动；正反应放热，则升高温度平衡向逆反应方向移动。【详解】A项、加入催化剂，正逆反应速率都增大，且增大的倍数相同，平衡不移动，故A正确；B项、反应物气体的化学计量数大于生成物气体的化学计量数，增大压强，v（正）、v（逆）都增大，平衡向正反应方向移动，说明v（正）增大的倍数大于v（逆）增大的倍数，故B正确；C项、正反应放热，则升高温度平衡向逆反应方向移动，则降低温度，正逆反应速率都减小，平衡向正反应方向移动，v（正）减小的倍数小于v（逆）减小的倍数，故C正确；D项、在体积不变的密闭容器中通入氩气，虽然压强增大，但参加反应的气体的浓度不变，反应速率不变，平衡不移动，故D错误。故选D。【点睛】本题考查外界条件对平衡移动的影响，以及平衡移动与正逆反应速率的大小关系，题目难度不大，易错点为D，注意压强改变时，只有浓度改变，反应速率和平衡才会改变。9.研究表明N2O与CO在Fe+作用下发生反应的能量变化及反应历程如下图所示,下列说法错误的是A. 反应总过程H0B. Fe+使反应的活化能减小C. FeO+也是该反应的催化剂D. Fe+N2OFeO+N2、FeO+COFe+CO2两步反应均为放热反应【答案】C【解析】【分析】A、反应物的总能量高于生成物的总能量，则反应是放热反应； B、Fe+是催化剂，降低该反应的活化能； C、FeO+是中间产物； D、由图可知Fe+N2OFeO+N2、FeO+COFe+CO2两步反应，都是反应物的总能高于生成物的总能量。【详解】反应物的总能量高于生成物的总能量，则反应是放热反应，反应的H0，故A正确；Fe+是催化剂，降低该反应的活化能，所以Fe+使该反应的活化能减小，故B正确；FeO+是中间产物，而不是催化剂，故C错误；由图可知Fe+N2OFeO+N2、FeO+COFe+CO2两步反应，都是反应物的总能高于生成物的总能量，所以两步反应均为放热反应，故D正确，选C。【点睛】本题考查化学反应中的能量变化及其能量的关系，会根据反应物、生成物总能量判断反应的热效应，注意催化剂和中间产物的判断。10.下列各组热化学方程式中，化学反应的H前者大于后者的是C(s)O2(g)CO2(g)；H1 C(s)1/2O2(g)CO(g)；H2S(s)O2(g)SO2(g)；H3 S(g)O2(g)SO2(g)；H4H2(g)1/2O2(g)H2O(l)；H5 2H2(g)O2(g)2H2O(l)；H6CaCO3(s)CaO(s)CO2(g)；H7 CaO(s)H2O(l)Ca(OH)2(s)；H8A. B. C. D. 【答案】C【解析】由于CO具有可燃性，所以H1H2；由于能量：S(s)H2；由于前一个反应消耗反应物较少，所以H1H2；由于前一个反应吸热，后一个反应放热，所以H1H2；。故选C。11.O3是一种很好的消毒剂，具有高效、洁净、方便、经济等优点。O3可溶于水，在水中易分解，产生的O为游离氧原子，有很强的杀菌消毒能力。常温常压下发生的反应如下：反应O3O2OH0，平衡常数为K1；反应，OO32O2H0平衡常数为K2；总反应：2O33O2H0，平衡常数为K。下列叙述正确的是A. 降低温度，总反应K减小B. KK1K2C. 适当升温，可提高消毒效率D. 压强增大，K2减小【答案】C【解析】【分析】由盖斯定律可知反应+可得总反应，则K=K1K2，结合温度对平衡移动的影响判断。【详解】A项、由总反应：2O33O2 H0，可知正反应为放热反应，则降低温度平衡向正反应方向移动，平衡常数增大，故A错误；B项、由盖斯定律可知反应+可得总反应，则K=K1K2，故B错误；C项、适当升温，反应速率增大，则可提高消毒效率，故C正确；D项、平衡常数只受温度的影响，温度不变，平衡常数不变，故D错误。故选C。【点睛】本题考查化学平衡的影响因素，升高温度平衡向吸热反应方向移动、平衡常数为温度函数是解答的关键。12.在一定温度下的恒容容器中，当下列物理量不再发生变化时，能说明下列反应：C(s)CO2(g) 2CO(g)达到平衡状态的是：混合气体的压强，混合气体的密度，混合气体的总物质的量，混合气体的平均相对分子质量，混合气体的颜色，各反应物或生成物的浓度之比等于化学计量数之比，某种气体的百分含量A. B. C. D. 【答案】B【解析】【分析】化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应，正反应速率和逆反应速率相等时，反应物和生成物的浓度（或一种物质浓度）不再改变，达到了表面上的静止的一种“平衡状态”。化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不再改变，由此衍生的一些物理量也不变，结合反应的特点进行分析。【详解】反应前后气体的体积不等，容器中总压强不变，可说明达到平衡状态，正确；反应前后气体的质量不等，当达到平衡状态时，容器中混合气体的密度不变，正确；反应前后气体的体积不等，混合气体的总物质的量不变，可说明达到平衡状态，正确；反应前后气体的质量不等，混合气体的总物质的量不等，混合气体的平均相对分子质量不变，可说明达到平衡状态，正确；该反应没有气体颜色变化，混合气体的颜色不变，不能说明达到平衡状态，错误；各反应物或生成物的浓度之比等于化学计量数之比，不能确定正逆反应速率是否相等，不能说明达到平衡状态，错误；达到平衡状态时，各物质的浓度不变，体积分数不变，可说明达到平衡状态，正确。故选B。【点睛】本题考查化学平衡状态的判断，解答该类题目一定要分析反应的特点，注意把握判断是否达到平衡的角度，特别是反应前后气体的变化关系以及有无固体参加反应不能忽视。13. 对反应A+B=AB来说，常温下按以下情况进行反应：20mL溶液中含A、B各0.01mol 50mL溶液中含A、B各0.05mol0.1molL1的A、B溶液各10mL 0.5molL1的A、B溶液各50mL四者反应速率的大小关系是A. B. C. D. 【答案】A【解析】试题分析：对于化学反应，反应物浓度越大，则反应速率越大，中含A、B的浓度为：=0.5mol/L，中含A、B的浓度为：=1mol/L，含A、B的浓度为：0.05mol/L，含A、B的浓度为：0.25mol/L，四者浓度的大小关系是，则四者反应速率的大小关系是，故选A。考点：考查了化学反应速率的影响因素的相关知识。14.已知反应：H2(g)1/2O2(g)=H2O(g)H1 1/2N2(g)O2(g)=NO2(g)H21/2N2(g)3/2H2(g)=NH3(g)H3 则反应2NH3(g)7/2O2(g)=2NO2(g)3H2O(g)的H为A. 2H12H22H3 B. H1H2H3C. 3H12H22H3 D. 3H12H22H3【答案】D【解析】【分析】利用盖斯定律可知，反应一步完成和多步完成的热效应相同，利用已知的反应和目标反应确定关系，然后计算反应热。【详解】将已知反应依次编号为，根据盖斯定律进行计算，由3-2+2得出反应2NH3(g)7/2O2(g)=2NO2(g)3H2O(g)，则H=3H1+2H2-2H3，故选D。【点睛】本题考查了盖斯定律的计算，根据已知方程式和目标方程式进行分析解答是关键。15.一定条件下,对于可逆反应X(g)+3Y(g) 2Z(g),若X、Y、Z的起始浓度分别为c1、c2、c3(均不为零),达到平衡时,X、Y、Z的浓度分别为0.1 molL-1、0.3 molL-1、0.08 molL-1,则下列判断正确的是()A. c1c2=31 B. 平衡时,Y和Z的生成速率之比为23C. X、Y的转化率不相等 D. c1的取值范围为0c1Pl，v正v逆。【详解】A项、升高温度，A的转化率减小，说明化学平衡向逆反应方向移动，A正确；B项、升高温度，C的百分含量减小，化学平衡向逆反应方向移动，增大压强，C的百分含量增大，化学平衡向正反应方向移动，B正确；C项、升高温度，V正、V逆都增大，但吸热反应方向增大的多，即V逆V正，所以平衡逆向移动，C正确；D项、当反应达到平衡后，增大压强，V正、V逆都增大，但反应物的浓度增大的多，生成物的浓度增大的少，所以V正V逆，平衡正向移动，错误。故选D。【点睛】本题考查化学平衡图象，考查温度温度、压强对平衡移动的影响，涉及温度、压强与化学平衡、反应速率、物质的含量及转化率等的关系，注意分析表中数据以及图象的曲线的变化是关键。18.已知:2H2(g)+O2(g)2H2O(l)H=-571.6 kJmol-12CH3OH(l)+3O2(g)2CO2(g)+4H2O(l)H=-1 452 kJmol-1H+(aq)+OH-(aq)H2O(l)H=-57.3 kJmol-1下列说法正确的是A. H2(g)的燃烧热为142.9 kJmol-1B. 同质量的H2(g)和CH3OH(l)完全燃烧,H2(g)放出的热量多C. 1/2H2SO4(aq)+1/2Ba(OH)2(aq)1/2BaSO4(s)+H2O(l)H=-57.3 kJmol-1D. 3H2(g)+CO2(g)CH3OH(l)+H2O(l)H=+131.4 kJmol-1【答案】B【解析】【分析】A、燃烧热是指1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量；B、根据反应热和化学方程式系数的关系来回答；C、中和热是强酸和强碱的稀溶液完全反应生成1mol水时放出的热量，依据概念对选项分析判断；D、根据盖斯定律计算反应的焓变。【详解】A项、H2(g)的燃烧热H285.8 kJmol1，A错误；B项、根据相关的热化学方程式可以求出氢气和甲醇的热值分别为142.9kJ/g和45.4kJ/g，可知同质量的H2(g)和CH3OH(l)完全燃烧，H2(g)放出热量多，B正确；C项、因有BaSO4(s)生成，该反应的H57.3 kJmol1，C错误；D项、由盖斯定律，1/2(3-)得3H2(g)+CO2(g)= CH3OH(l)+H2O(l) H-131.4 kJmol1，D错误。故选D。【点睛】反应热与焓变，侧重于热化学方程式的理解，注意把握热化学方程式的意义以及燃烧热的定义是解答的关键。19.N2O5是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生如下反应：2N2O5(g) 4NO2(g)O2(g)H0。T1温度时，向密闭容器中通入N2O5气体，部分实验数据见下表：时间/s05001 0001 500c(N2O5)/ molL15.003.522.502.50下列说法正确的是A. 500 s内NO2的生成速率为2.96103 molL1s1B. T1温度下该反应平衡时NO2的产率为25%C. 达到平衡后，其他条件不变，将容器的体积压缩到原来的1/2,则c(N2O5)5.00molL-1，故C错误；D项、正反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，平衡常数增大，若T1T2，则K1K2，故D正确。故选D。【点睛】本题考查化学平衡，涉及化学反应速率计算、化学平衡有关计算、化学平衡影响因素、化学平衡常数等，注意化学平衡常数是温度函数，只受温度影响是解答的关键。20.在恒温恒压下，向密闭容器中充入4 mol SO2和2 mol O2，发生如下反应：2SO2(g)O2(g)2SO3(g) H0，2min后，反应达到平衡，生成SO3为1.4 mol，同时放出热量Q kJ。则下列分析正确的是( )A. 在该条件下，反应前后的压强之比为65.3B. 若反应开始时容器体积为2 L，则v(SO3)0.35 mol/(Lmin)C. 若把“恒温恒压下”改为“恒压绝热条件下”反应，平衡后n(SO3)1.4 molD. 若把“恒温恒压下”改为“恒温恒容下”反应，达平衡时放出热量大于Q kJ【答案】C【解析】试题分析：A反应在恒温恒压条件下进行，应前后的压强之比为1：1，A错误；B若容器体积不变，v(SO3)= (1.4mol2L)2min=0.35mol/（Lmin），但反应是在恒温恒压条件进行，反应达到平衡时，容器体积小于2L，相当于增大体系的压强，化学反应速率增大，所以v(SO30.35mol/（Lmin），B错误；C若把“恒温恒压下”改为“恒压绝热条件下”反应，由于该反应的正反应是放热反应，绝热温度升高，升高温度化学平衡向吸热的逆反应方向进行，平衡后n(SO3)1.4mol，C正确；D若把“恒温恒压下”改为“恒温恒容下”反应，反应过程中压强减小，化学平衡向气体体积扩大的逆反应方向进行，达平衡时放出热量小于Q kJ，D错误。答案选C。考点：考查恒温恒压和恒温恒容条件下的化学反应速率和化学平衡的移动的有关知识。21.高炉炼铁中发生的基本反应之一如下：FeO(s) +CO(g)Fe(s)+CO2(g)（正反应是吸热反应），已知1100时K=0.263。（1）温度升高，化学平衡移动后达到新的平衡，高炉内CO2和CO的体积比值_；平衡常数K值_ （选填“增大”“减小”或“不变”）。（2）1100时测得高炉中c（CO2）=0.025molL1、c（CO）=0.1molL1，在这种情况下，该反应是否处于化学平衡状态_ （选填“是”或“否”），此时，化学反应速率是v(正)_ v(逆)（选填“大于”“小于”或“等于”），其原因是_。【答案】 (1). 增大 (2). 增大 (3). 否 (4). 大于 (5). Qc K，平衡向正反应方向移动【解析】【分析】（1）升高温度平衡向吸热方向移动，根据平衡移动的方向判断高炉内CO2和CO的体积比值变化以及平衡常数K值；（2）反应是吸热反应，计算浓度商，与平衡常数比较，可判断反应是否达到平衡状态并判断反应进行的方向。【详解】（1）化学反应是吸热反应，温度升高，化学平衡正向进行，化学平衡移动后达到新的平衡，高炉内CO2和CO的体积比值增大；依据化学平衡常数概念和计算式判断平衡常数增大，故答案为：增大；增大；（2）1100时测得高炉中c（CO2）=0.025molL-1，c（CO）=0.1molL-1，在这种情况下，难度商Qc= c（CO2）/ c（CO）=0.025molL-1/0.1molL-1=0.25K=0.263，所以此时反应未达到化学平衡，反应正向进行，正反应速率大于逆反应速率，故答案为：否；大于；Qc ”、“”或“=”）, B点的化学平衡常数是_。（4）在一个固定容积为5L的密闭容器中充入0.20mol SO2和0.10molO2, t1时刻达到平衡，测得容器中含SO30.18mol。tl 时刻达到平衡后，改变一个条件使化学反应速率发生如下图所示的变化，则改变的条件是_。A体积不变，向容器中通入少量O2B体积不变，向容器中通入少量SO2 C缩小容器体积D升高温度E体积不变，向容器中通入少量氮气若继续通入0.20mol SO2和0.10molO2，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，n(SO3)的取值范围是_。【答案】 (1). 400和1个大气压 (2). AC (3). (4). 800 (5). C (6). 向正反应方向 (7). 0.36moln(SO3) 0.4mol【解析】【详解】（1）因为SO2与O2的反应是放热反应，所以选择的温度为400，而1个标准大气压时SO2的转化率已经很大，再增大压强，SO2的转化率提高不大，但会增加生产成本，所以选择1个标准大气压，故答案为：400，1个标准大气压；（2）A、保持温度和容器体积不变，O2的浓度增大，平衡正向移动，SO2的浓度减小，所以A正确；B、保持温度和容器内压强不变，充入2mol SO3（g）相当于充入2.0molSO2和5.0molO2，新的平衡与原平衡等效，SO2的浓度不变，所以B错误；C、降低温度，平衡向放热的方向移动，而正反应为放热，所以平衡正向移动，SO2的浓度减小，所以C正确；D、在其他条件不变时，减小容器的容积，SO2的浓度瞬间增大，之后平衡向气体体积减少的方向移动，即向正反应方向移动，SO2的浓度减小，再次到达平衡时SO2的浓度仍比原来大，所以D错误。故答案为：AC；（3）平衡常数只受温度的影响，温度不变，则压强改变，平衡状态由A变到B时，则K（A）=K（B），由图象知，体系总压强为0.10MPa时SO2的平衡转化率为0.8，则二氧化硫转化物质的量=2.0mol0.8=1.6mol，则依据题意建立如下三段式：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)起始：2.0mol 1.0mo 0转化：1.6mol 0.8mol 1.6mol平衡：0.4mol 0.2mol 1.6mol则平衡时c（SO2）=0.04mol/L，c（O2）=0.02mol/L，c（SO3）=0.16mol/L，K（A）=K（B）=c2（SO3）/ c2（SO2）c（O2）=(0.16mol/L)2/(0.04mol/L)20.02mol/L=800，故答案为：=，800；（4）t1时刻达到平衡后，改变一个条件使化学反应速度发生如图所示的变化分析可知，改变条件正逆反应速率都增大，且正反应速率大于逆反应速率。A体积不变，向容器中通入少量O2，此时刻正反应速率增大，逆反应速率不变，随反应进行正反应速率减小，逆反应速率增大，最后达到新的平衡状态，图象中逆反应速率变化不符合，故A错误；B体积不变，向容器中通入少量SO2，此时刻正反应速率增大，逆反应速率不变，随反应进行正反应速率减小，逆反应速率增大，最后达到新的平衡状态，图象中逆反应速率变化不符合，故B错误；C缩小容器体积，压强增大，正逆反应速率增大，正反应是气体体积减小的反应，所以平衡正向进行，图象变化符合要求，故C正确；D正反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，正逆反应速率都增大，逆反应速率大于正反应速率，故D错误；E体积不变，向容器中通入少量氮气，总压增大，各气体分压不变，平衡不变，故E错误；故选C；当生成0.18molSO3时，参加反应的氧气的物质的量为x，依据题意建立如下关系：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)1 2 x 0.18molx=0.18mol1/2=0.09mol，继续通入0.20mol SO2和0.10mol O2，容器内压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动；假设平衡不移动，此时n（SO3）=0.182=0.36mol，假设0.40molSO2完全生成SO3，根据反应方程式2SO2（g）+O2（g）2SO3（g）可知，n（SO3）=0.4mol，所以再次达到平衡时，0.36moln（SO3）0.40mol，故答案为：向正反应方向；0.36moln（SO3）”“”或“”)0。在p压强条件下，M点时容器内NO的体积分数为_。若反应一直保持在p压强条件下进行，则M点的分压平衡常数Kp_(用含p的表达式表示，用平衡分压代替平衡浓度计算，分压总压体积分数)。（4）一定条件下在恒温恒容的密闭容器中按一定比例充入NO(g)和Cl2(g)，在n(NO)/n(Cl2)1.5时达到平衡状态，ClNO的体积分数可能是图(b)中D、E、F三点中的_点。【答案】 (1). K3=K12/K2 (2). +(289-2a) (3). (4). 40% (5). 5/p (6). D【解析】【详解】（1）已知：2NO2（g）+NaCl（s）NaNO3（s）+ClNO（g），4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g），将2-可得：2NO（g）+Cl2（g）2ClNO（g），则平衡常数K3=K12/K2，故答案为：K3=K12/K2；（2）2NO（g）+C12（g）2C1NO（g）反应的H=反应物的键能之和-生成物的键能之和=（2630+243）-（2a+2607）=（289-2a）kJ/mol，故答案为：289-2a；（3）根据图象可知T1T2，降低温度c（C1NO）增大，说明平衡向正反应方向移动，说明正反应是放热反应，H0，故答案为： (3). 反应是气体物质的量减小的反应，温度一定时，增大压强使反应正向移动，H2SO4 的物质的量增大体系总物质的量减小，H2SO4的物质的量分数增大 (4). SO2 SO42 4H+ (5). 0.4 (6). I是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率 (7). 反应ii比i快；D中由反应ii产生的H+使反应i加快【解析】【详解】（1）由题给示意图可知，反应为二氧化硫发生歧化反应生成硫酸和硫，反应的化学方程式为：3SO2（g）+2H2O（g）=2H2SO4（l）+S（s）,由盖斯定律可知，反应反应得反应，则H2=H3H1=（297kJmol-1）（+55 kJmol-1）=352 kJmol-1，则热化学方程式为：3SO2（g）+2H2O（g）=2H2SO4（l）+S（s）H=352 kJmol-1，故答案为：3SO2(g)+2H2O (g)=2H2SO4 (l)+S(s) H2=254 kJmol1；（2）反应为气态物质化学计量数减少的反应，增大压强化学平衡正向移动，硫酸的质量分数增大，则p2大于p1，故答案为：；反应是气体物质的量减小的反应，温度一定时，增大压强使反应正向移动，H2SO4 的物质的量增大体系总物质的量减小，H2SO4的物质的量分数增大；（3）由题意可知，I为反应的催化剂，则反应的反应物为I2、SO2和水，生成物为氢碘酸和硫酸，反应的离子方程式为：I2+SO2+2 H2O=4H+2I+ SO42，故答案为：SO2；SO42 ；4H+；（4）A与B是探究H+浓度对反应速率的影响，因此A和B中KI溶液浓度必须相同，则a为0.4mol/L，故答案为：0.4mol/L；对比A、B、C的实验现象可知，酸性条件下，I的催化能力加强，故答案为：I是SO2歧化反应的催化剂，H+单独存在时不具有催化作用，但H+可以加快歧化反应速率；由A、D实验现象对比可知，增大I2浓度，反应的反应速率加快，H+浓度增大，加强了I的催化能力，故答案为反应ii比i快；D中由反应ii产生的H+使反应i加快。【点睛】本题以利用含硫物质热化学循环实现太