講練測2019年高考化學三輪復習核心熱點總動員專題07化學反應速率與化學平衡含解析.docx

化學反應速率與化學平衡【名師精講指南篇】【高考真題再現】1【2018天津卷】室溫下，向圓底燒瓶中加入1 molC2H5OH和含1molHBr的氫溴酸，溶液中發(fā)生反應；C2H5OH+HBrC2H5Br+H2O，充分反應后達到平衡。已知常壓下，C2H5Br和C2H5OH的沸點分別為38.4和78.5。下列有關敘述錯誤的是 （ ）A加入NaOH，可增大乙醇的物質的量B增大HBr濃度，有利于生成C2H5BrC若反應物增大至2 mol，則兩種反應物平衡轉化率之比不變D若起始溫度提高至60，可縮短反應達到平衡的時間【答案】D【解析】分析：本題考查反應速率和平衡的基本知識。根據題目的反應，主要判斷外界條件的變化對平衡和速率的應該結果即可。詳解：A加入NaOH，中和HBr，平衡逆向移動，可增大乙醇的物質的量。選項A正確。B增大HBr濃度，平衡正向移動，有利于生成C2H5Br。選B正確。C若反應物增大至2 mol，實際上就是將反應的濃度都增大至原來的2倍，比例不變（兩次實驗反應物的比例都是1:1，等于方程式中的系數比），這里有一個可以直接使用的結論：只要反應物的投料比等于系數比，達平衡時反應物的轉化率一定是相等的。所以兩種反應物的轉化率一定是1:1。選項C正確。D若起始溫度提高至60，考慮到HBr是揮發(fā)性酸，在此溫度下會揮發(fā)出去，降低HBr的濃度減慢速率，增加了反應時間。選項D錯誤。點睛：本題中的反應是反應前后物質的量不變的反應，但是考慮到反應是在水溶液中進行的，而生成的溴乙烷是不溶于水的，即本題中的溴乙烷應該是沒有濃度的，所以選項D中是不需要考慮溫度升高將溴乙烷蒸出的影響的。2【2018江蘇卷】一定溫度下，在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應2SO2(g)+ O2(g)2SO3(g)(正反應放熱)，測得反應的相關數據如下：下列說法正確的是 （ ）Av1 v2，c2 K3，p2 2p3Cv13(SO2 ) Dc2 2c3，2(SO3 )+3(SO2 ) T1【答案】CD【解析】由容器I中反應2NO2 2NO+O2 起始量(mol/L) 0.6 0 0變化量(mol/L) 0.4 0.4 0.2平衡量(mol/L) 0.2 0.4 0.2可以求出平衡常數K=，平衡時氣體的總物質的量為0.8 mol，其中NO占0.4 mol，所以NO的體積分數為50%，。在平衡狀態(tài)下，v正=v(NO2)消耗=v逆=v(NO)消耗，所以k正c2(NO2)=k逆c2(NO)c(O2)，進一步求出。A顯然容器II的起始投料與容器I的平衡量相比，增大了反應物濃度，平衡將向逆反應方向移動，所以容器II在平衡時氣體的總物質的量一定小于1 mol，故兩容器的壓強之比一定大于4：5，A錯誤；B若容器II在某時刻，由反應 2NO2 2NO + O2 起始量(mol/L) 0.3 0.5 0.2變化量(mol/L) 2x 2x x平衡量(mol/L) 0.32x 0.5+2x 0.2+x因為，解之得x=，求出此時濃度商Qc=K，所以容器II達平衡時，一定小于1，B錯誤；C若容器III在某時刻，NO的體積分數為50%，由反應 2NO2 2NO + O2起始量(mol/L) 0 0.5 0.35變化量(mol/L) 2x 2x x平衡量(mol/L) 2x 0.52x 0.35x 由0.52x=2x+0.35x，解之得，x=0.05，求出此時濃度商Qc=，說明此時反應未達平衡，反應繼續(xù)向逆反應方向進行，NO進一步減少，所以C正確；D溫度為T2時，0.8，因為正反應是吸熱反應，升高溫度后化學平衡常數變大，所以T2T1，D正確?！久麕燑c睛】試題主要從濃度、溫度對化學反應速率、化學平衡的影響以及平衡常數的計算等方面，考查學生對化學反應速率、化學平衡等化學基本原理的理解和應用，關注信息獲取、加工和處理能力的提高。解題時首先要分析反應的特征，如是恒溫恒容還是恒溫恒壓反應，是氣體分子數目增加的還是氣體分子數目減小的反應，其次分析所建立的平衡狀態(tài)的條件和平衡狀態(tài)的特征，最后逐一分析試題中所設計的選項，判斷是否正確。本題只給了一個平衡量，通過化學平衡計算的三步分析法，分析容器I中平衡態(tài)的各種與4個選項相關的數據，其他容器與I進行對比，通過濃度商分析反應的方向，即可判斷。本題難度較大，如能用特殊值驗證的反證法，則可降低難度。6【2017新課標1卷】（14分）近期發(fā)現，H2S是繼NO、CO之后的第三個生命體系氣體信號分子，它具有參與調節(jié)神經信號傳遞、舒張血管減輕高血壓的功能?；卮鹣铝袉栴}：（1）下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是_（填標號）。A氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應，而亞硫酸可以B氫硫酸的導電能力低于相同濃度的亞硫酸C0.10 molL1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1D氫硫酸的還原性強于亞硫酸（2）下圖是通過熱化學循環(huán)在較低溫度下由水或硫化氫分解制備氫氣的反應系統原理。通過計算，可知系統（）和系統（）制氫的熱化學方程式分別為_、_，制得等量H2所需能量較少的是_。（3）H2S與CO2在高溫下發(fā)生反應：H2S(g)+CO2(g)COS(g) +H2O(g)。在610 K時，將0.10 mol CO2與0.40 mol H2S充入2.5 L的空鋼瓶中，反應平衡后水的物質的量分數為0.02。H2S的平衡轉化率=_%，反應平衡常數K=_。在620 K重復試驗，平衡后水的物質的量分數為0.03，H2S的轉化率_，該反應的H_0。（填“”“ B【解析】（1）A根據復分解反應的規(guī)律：強酸+弱酸鹽=強酸鹽+弱酸，可知酸性H2SO3H2CO3H2S，A錯誤；B亞硫酸、氫硫酸都是二元弱酸，由于溶液中離子濃度越大，溶液的導電性就越強，所以等濃度的亞硫酸的導電性比氫硫酸的強，可以證明酸性：H2SO3 H2S，B錯誤；C等濃度的二元弱酸，酸電離產生的c(H+)越大，溶液的酸性越強，則其pH就越小。所以亞硫酸溶液的pH比等濃度的氫硫酸的小，可以證明酸性：H2SO3 H2S，C錯誤；D物質的還原性大小與微粒中元素的化合價及微粒結構有關，與其電離產生氫離子的濃度大小無關，因此不能證明二者的酸性強弱，D正確。答案選D。（2）H2SO4(aq)=SO2(g)+H2O(l)+O2(g) H1=327 kJ/molSO2(g)+I2(s)+ 2H2O(l)=2HI(aq)+ H2SO4(aq) H2=151 kJ/mol2HI(aq)= H2 (g)+ I2(s) H3=110 kJ/molH2S(g)+ H2SO4(aq)=S(s)+SO2(g)+ 2H2O(l) H4=61 kJ/mol +，整理可得系統（I）的熱化學方程式H2O(l)=H2(g)+O2(g) H=+286 kJ/mol；+，整理可得系統（II）的熱化學方程式H2S (g)=H2(g)+S(s) H=+20 kJ/mol。根據系統I、系統II的熱化學方程式可知：每反應產生1mol氫氣，后者吸收的熱量比前者少，所以制取等量的H2所需能量較少的是系統II。（3） H2S(g) + CO2(g)COS(g)+ H2O(g)開始 0.40mol 0.10mol 0 0反應 x x x x平衡 (0.40x)mol (0.10x)mol x x解得x=0.01mol，所以H2S的轉化率是由于該反應是反應前后氣體體積相等的反應，所以在該條件下反應達到平衡時化學平衡常數；根據題目提供的數據可知溫度由610K升高到620K時，化學反應達到平衡，水的物質的量分數由0.02變?yōu)?.03，所以H2S的轉化率增大。21；根據題意可知：升高溫度，化學平衡向正反應方向移動，根據平衡移動原理：升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動，所以該反應的正反應為吸熱反應，故H0；A增大H2S的濃度，平衡正向移動，但加入量遠遠大于平衡移動轉化消耗量，所以H2S轉化率降低，A錯誤；B增大CO2的濃度，平衡正向移動，使更多的H2S反應，所以H2S轉化率增大，B正確；CCOS是生成物，增大生成物的濃度，平衡逆向移動，H2S轉化率降低，C錯誤；DN2是與反應體系無關的氣體，充入N2，不能使化學平衡發(fā)生移動，所以對H2S轉化率無影響，D錯誤。答案選B。【名師點睛】本題是化學反應原理的綜合考查，易錯點是壓強對平衡狀態(tài)的影響，尤其是惰性氣體的影響，“惰性氣體”對化學平衡的影響：恒溫、恒容條件：原平衡體系體系總壓強增大體系中各組分的濃度不變平衡不移動。恒溫、恒壓條件：原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小體系中各組分的濃度同倍數減?。ǖ刃в跍p壓），平衡向氣體體積增大的方向移動。7【2017新課標2卷】（14分）丁烯是一種重要的化工原料，可由丁烷催化脫氫制備。回答下列問題：（1）正丁烷（C4H10）脫氫制1-丁烯（C4H8）的熱化學方程式如下：C4H10(g)= C4H8(g)+H2(g) H1已知：C4H10(g)+O2(g)= C4H8(g)+H2O(g) H2=119 kJmol1H2(g)+ O2(g)= H2O(g) H3=242 kJmol1反應的H1為_kJmol1。圖（a）是反應平衡轉化率與反應溫度及壓強的關系圖，x_0.1（填“大于”或“小于”）；欲使丁烯的平衡產率提高，應采取的措施是_（填標號）。A升高溫度B降低溫度C增大壓強D降低壓強（2）丁烷和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器（氫氣的作用是活化催化劑），出口氣中含有丁烯、丁烷、氫氣等。圖（b）為丁烯產率與進料氣中n（氫氣）/n（丁烷）的關系。圖中曲線呈現先升高后降低的變化趨勢，其降低的原因是_。（3）圖（c）為反應產率和反應溫度的關系曲線，副產物主要是高溫裂解生成的短碳鏈烴類化合物。丁烯產率在590之前隨溫度升高而增大的原因可能是_、_；590之后，丁烯產率快速降低的主要原因可能是_。【答案】（1）+123 小于 AD （2）氫氣是產物之一，隨著n(氫氣)/n(丁烷)增大，逆反應速率增大（3）升高溫度有利于反應向吸熱方向進行 溫度升高反應速率加快丁烯高溫裂解生成短鏈烴類 【解析】（1）根據蓋斯定律，用式式可得式，因此H1=H2H3=119 kJ/mol +242 kJ/mol =+123 kJ/mol。由圖（a）可以看出，溫度相同時，由0.1 MPa變化到x MPa，丁烷的轉化率增大，即平衡正向移動，根據反應前后氣體系數之和增大，減小壓強，平衡向正反應方向移動，即xv逆。tm時比tn時AsO43-濃度小，所以逆反應速率：tmtn。反應前，三種溶液混合后，Na3AsO3濃度為3x20/(20+20+20)= x，同理I2濃度為x，反應達到平衡時，生成c（AsO43-）為y ，則反應生成I-濃度c(I-)=2y ，消耗AsO33-、I2濃度均為y ，平衡時c(AsO33-)為 (x-y) ，c（I2）為（x-y），溶液中c(OH-)=1 ，K=（molL1）1。 【名師點睛】考查蓋斯定律的應用、化學平衡的計算及平衡狀態(tài)的判斷等，其中蓋斯定律的基本使用方法：寫出目標方程式；確定“過渡物質”(要消去的物質)；用消元法逐一消去“過渡物質”。另外反應到達平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，平衡時各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化。反應前后不改變的量不能作為判斷化學平衡狀態(tài)的依據，如本反應中隨反應的進行AsO43和I的物質的量在變化，但二者濃度比始終是1:2，不能作用為判斷平衡狀態(tài)的依據。9【2018新課標3卷】三氯氫硅（SiHCl3）是制備硅烷、多晶硅的重要原料?；卮鹣铝袉栴}：（3）對于反應2SiHCl3(g)SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)，采用大孔弱堿性陰離子交換樹脂催化劑，在323 K和343 K時SiHCl3的轉化率隨時間變化的結果如圖所示。343 K時反應的平衡轉化率=_%。平衡常數K343 K=_（保留2位小數）。在343 K下：要提高SiHCl3轉化率，可采取的措施是_；要縮短反應達到平衡的時間，可采取的措施有_、_。比較a、b處反應速率大?。篴_b（填“大于”“小于”或“等于”）。反應速率=正逆=，k正、k逆分別為正、逆向反應速率常數，x為物質的量分數，計算a處=_（保留1位小數）?！敬鸢浮?2SiHCl3+3H2O(HSiO)2O+6HCl 114 22 0.02 及時移去產物 改進催化劑 提高反應物壓強（濃度） 大于 1.3【解析】分析：本題考查的是化學反應原理的綜合應用，主要包括反應與能量以及化學反應速率、平衡的相關內容。只需要根據題目要求，利用平衡速率的方法進行計算即可。詳解：（1）根據題目表述，三氯氫硅和水蒸氣反應得到(HSiO)2O，方程式為：2SiHCl3+3H2O=(HSiO)2O+6HCl。（2）將第一個方程式擴大3倍，再與第二個方程式相加就可以得到第三個反應的焓變，所以焓變?yōu)?83+(30)=114kJmol-1。（3）由圖示，溫度越高反應越快，達到平衡用得時間就越少，所以曲線a代表343K的反應。從圖中讀出，平衡以后反應轉化率為22%。設初始加入的三氯氫硅的濃度為1mol/L，得到：2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4起始： 1 0 0反應： 0.22 0.11 0.11 （轉化率為22%）平衡： 0.78 0.11 0.11所以平衡常數K=0.1120.782=0.02。溫度不變，提高三氯氫硅轉化率的方法可以是將產物從體系分離（兩邊物質的量相等，壓強不影響平衡）?？s短達到平衡的時間，就是加快反應速率，所以可以采取的措施是增大壓強（增大反應物濃度）、加入更高效的催化劑（改進催化劑）。a、b兩點的轉化率相等，可以認為各物質的濃度對應相等，而a點的溫度更高，所以速率更快，即VaVb。根據題目表述得到，當反應達平衡時，所以，實際就是平衡常數K值，所以0.02。a點時，轉化率為20%，所以計算出：2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4起始： 1 0 0反應： 0.2 0.1 0.1 （轉化率為20%）平衡： 0.8 0.1 0.1所以=0.8；=0.1；所以10【2018北京卷】近年來，研究人員提出利用含硫物質熱化學循環(huán)實現太陽能的轉化與存儲。過程如下：（4）探究i、ii反應速率與SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將18 mL SO2飽和溶液加入到2 mL下列試劑中，密閉放置觀察現象。（已知：I2易溶解在KI溶液中）序號ABCD試劑組成0.4 molL1 KIa molL1 KI0.2 molL1 H2SO40.2 molL1 H2SO40.2 molL1 KI0.0002 mol I2實驗現象溶液變黃，一段時間后出現渾濁溶液變黃，出現渾濁較A快無明顯現象溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現渾濁較A快B是A的對比實驗，則a=_。比較A、B、C，可得出的結論是_。實驗表明，SO2的歧化反應速率DA，結合i、ii反應速率解釋原因：_?！敬鸢浮?.4 I是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率 反應ii比i快；D中由反應ii產生的H+使反應i加快【解析】（4）B是A的對比實驗，采用控制變量法，B比A多加了0.2mol/LH2SO4，A與B中KI濃度應相等，則a=0.4。對比A與B，加入H+可以加快SO2歧化反應的速率；對比B與C，單獨H+不能催化SO2的歧化反應；比較A、B、C，可得出的結論是：I是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率。對比D和A，D中加入KI的濃度小于A，D中多加了I2，反應i消耗H+和I-，反應ii中消耗I2，D中“溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現渾濁較A快”，反應速率DA，由此可見，反應ii比反應i速率快，反應ii產生H+使c（H+）增大，從而反應i加快。11【2018新課標1卷】采用N2O5為硝化劑是一種新型的綠色硝化技術，在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛應用?；卮鹣铝袉栴}（1）1840年 Devil用干燥的氯氣通過干燥的硝酸銀，得到N2O5。該反應的氧化產物是一種氣體，其分子式為_。（2）FDaniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25時N2O5(g)分解反應：其中NO2二聚為N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變化如下表所示（t=時，N2O5(g)完全分解）：t/min0408016026013001700p/kPa35.840.342.5.45.949.261.262.363.1已知：2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g) H1=4.4 kJmol12NO2(g)N2O4(g) H 2=55.3 kJmol1則反應N2O5(g)2NO2(g)+ O2(g)的H=_ kJmol1。研究表明，N2O5(g)分解的反應速率。t=62 min時，測得體系中pO2=2.9 kPa，則此時的=_kPa，v=_kPamin1。若提高反應溫度至35，則N2O5(g)完全分解后體系壓強p(35)_63.1 kPa（填“大于”“等于”或“小于”），原因是_。25時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數Kp=_kPa（Kp為以分壓表示的平衡常數，計算結果保留1位小數）。（3）對于反應2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)，R.AOgg提出如下反應歷程：第一步 N2O5NO2+NO3 快速平衡第二步 NO2+NO3NO+NO2+O2 慢反應第三步 NO+NO32NO2 快反應其中可近似認為第二步反應不影響第一步的平衡。下列表述正確的是_（填標號)。Av(第一步的逆反應)v(第二步反應)B反應的中間產物只有NO3C第二步中NO2與NO3的碰撞僅部分有效D第三步反應活化能較高【答案】 O2 53.1 30.0 6.0102 大于 溫度提高，體積不變，總壓強提高；NO2二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高 13.4 AC【解析】分析：（1）根據還原劑失去電子轉化為氧化產物判斷；（2）根據蓋斯定律計算；根據壓強之比是物質的量之比計算；根據溫度對壓強和平衡狀態(tài)的影響分析；根據五氧化二氮完全分解時的壓強計算出二氧化氮、氧氣的壓強，然后再根據二氧化氮轉化的方程式計算平衡時二氧化氮、四氧化二氮的壓強。（3）根據三步反應的特點分析判斷。詳解：（1）氯氣在反應中得到電子作氧化劑，硝酸銀中只有氧元素化合價會升高，所以氧化產物是氧氣，分子式為O2；（2）已知：、2N2O5(g)2N2O4(g)+O2(g) H14.4kJ/mol、2NO2(g)N2O4(g) H255.3kJ/mol根據蓋斯定律可知2即得到N2O5(g)2NO2(g)+1/2O2(g) H153.1kJ/mol；根據方程式可知氧氣與消耗五氧化二氮的物質的量之比是1:2，又因為壓強之比是物質的量之比，所以消耗五氧化二氮減少的壓強是2.9kPa25.8kPa，則此時五氧化二氮的壓強是35.8kPa5.8kPa30.0kPa，因此此時反應速率v2.0103306.0102（kPamin1）；由于溫度升高，容器容積不變，總壓強提高，且二氧化氮二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高，所以若提高反應溫度至35，則N2O5(g)完全分解后體系壓強p(35)大于63.1 kPa。根據表中數據可知五氧化二氮完全分解時的壓強是63.1kPa，根據方程式可知完全分解時最初生成的二氧化氮的壓強是35.8kPa271.6 kPa，氧氣是35.8kPa217.9 kPa，總壓強應該是71.6 kPa+17.9 kPa89.5 kPa，平衡后壓強減少了89.5 kPa63.1kPa26.4kPa，所以根據方程式2NO2(g)N2O4(g)可知平衡時四氧化二氮對應的壓強是26.4kPa，二氧化氮對應的壓強是71.6 kPa26.4kPa218.8kPa，則反應的平衡常數。（3）A、第一步反應快，所以第一步的逆反應速率大于第二步的逆反應速率，A正確；B、根據第二步和第三步可知中間產物還有NO，B錯誤；C、根據第二步反應生成物中有NO2可知NO2與NO3的碰撞僅部分有效，C正確；D、第三步反應快，所以第三步反應的活化能較低，D錯誤。答案選AC。點睛：本題主要是考查化學反應原理，側重于化學反應速率與化學平衡的有關分析與計算，題目難度較大。試題設計新穎，陌生感強，計算量較大，對學生的要求較高。壓強和平衡常數的計算是解答的難點，注意從阿伏加德羅定律的角度去理解壓強與氣體物質的量之間的關系，注意結合反應的方程式和表中數據的靈活應用。也可以直接把壓強看作是物質的量利用三段式計算。12【2018新課標2卷】CH4-CO2催化重整不僅可以得到合成氣（CO和H2），還對溫室氣體的減排具有重要意義?；卮鹣铝袉栴}：（1）CH4-CO2催化重整反應為：CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)。已知：C(s)+2H2(g)=CH4(g) H=-75 kJmol1C(s)+O2(g)=CO2(g) H=-394 kJmol1C(s)+1/2O2(g)=CO(g) H=-111 kJmol1該催化重整反應的H=_ kJmol1。有利于提高CH4平衡轉化率的條件是_（填標號）。A高溫低壓 B低溫高壓 C高溫高壓 D低溫低壓某溫度下，在體積為2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時CO2的轉化率是50%，其平衡常數為_mol2L2。（2）反應中催化劑活性會因積碳反應而降低，同時存在的消碳反應則使積碳量減少。相關數據如下表：積碳反應CH4(g)=C(s)+2H2(g)消碳反應CO2(g)+C(s)=2CO(g)H/(kJmol1)75172活化能/(kJmol1)催化劑X3391催化劑Y4372由上表判斷，催化劑X_Y（填“優(yōu)于”或“劣于”），理由是_。在反應進料氣組成、壓強及反應時間相同的情況下，某催化劑表面的積碳量隨溫度的變化關系如圖所示。升高溫度時，下列關于積碳反應、消碳反應的平衡常數（K）和速率（v）的敘述正確的是_填標號）。AK積、K消均增加 Bv積減小，v消增加 CK積減小，K消增加 Dv消增加的倍數比v積增加的倍數大在一定溫度下，測得某催化劑上沉積碳的生成速率方程為v=kp(CH4)p(CO2)-0.5（k為速率常數）。在p(CH4)一定時，不同p(CO2)下積碳量隨時間的變化趨勢如圖所示，則pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為_?！敬鸢浮?247 A 劣于 相對于催化劑X，催化劑Y積碳反應的活化能大，積碳反應的速率?。欢挤磻罨芟鄬π?，消碳反應速率大 AD pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)【解析】分析：（1）根據蓋斯定律計算；根據反應特點結合溫度和壓強對平衡狀態(tài)的影響解答；根據轉化率利用三段式計算平衡常數；（2）根據活化能對反應的影響分析；根據反應熱結合溫度對平衡狀態(tài)的影響以及圖像曲線變化趨勢解答；根據反應速率方程式分析影響其因素結合圖像解答。詳解：（1）已知：C(s)+2H2(g)=CH4(g) H=-75 kJmol1C(s)+O2(g)=CO2(g) H=-394 kJmol1C(s)+1/2O2(g)=CO(g) H=-111 kJmol1根據蓋斯定律可知2即得到該催化重整反應CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)的H=247 kJmol1。正反應是體積增大的吸熱反應，所以有利于提高CH4平衡轉化率的條件是高溫低壓，答案選A；某溫度下，在體積為2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時CO2的轉化率是50%，根據方程式可知CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)起始濃度（mol/L） 1 0.5 0 0轉化濃度（mol/L） 0.25 0.25 0.5 0.5平衡濃度（mol/L） 0.75 0.25 0.5 0.5所以其平衡常數為mol2L2。（2）根據表中數據可知相對于催化劑X，催化劑Y積碳反應的活化能大，積碳反應的速率小；而消碳反應活化能相對小，消碳反應速率大，所以催化劑X劣于Y。A正反應均是吸熱反應，升高溫度平衡向正反應方向進行，因此K積、K消均增加，A正確；B升高溫度反應速率均增大，B錯誤；C根據A中分析可知選項C錯誤；D積碳量達到最大值以后再升高溫度積碳量降低，這說明v消增加的倍數比v積增加的倍數大，D正確。答案選AD。根據反應速率方程式可知在p(CH4)一定時，生成速率隨p(CO2)的升高而降低，所以根據圖像可知pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)。點睛：本題主要是考查影響化學平衡的因素，化學圖像的分析與判斷，化學計算等知識。圖像分析是解答的易錯點和難點，注意化學平衡圖像分析的答題技巧，看圖像時：一看面：縱坐標與橫坐標的意義；二看線：線的走向和變化趨勢；三看點：起點，拐點，終點，然后根據圖象中呈現的關系、題給信息和所學知識相結合，做出符合題目要求的解答?！究键c深度剖析】一、化學反應速率1.深度剖析速率的計算方法（1）公式法：v(B)用上式進行某物質反應速率計算時需注意以下幾點：濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質，不適用于固體和純液體?；瘜W反應速率是某段時間內的平均反應速率，而不是即時速率，且計算時取正值。對于可逆反應，通常計算的是正、逆反應抵消后的總反應速率，當達到平衡時，總反應速率為零。(注：總反應速率也可理解為凈速率)（2）比值法：同一化學反應，各物質的反應速率之比等于方程式中的化學計量數之比。對于反應：mA(g)nB(g)=pC(g)qD(g)來說，則有。2化學反應速率計算的常見錯誤(1)不注意容器的容積。(2)漏寫單位或單位寫錯。(3)忽略有效數字。3比較化學反應速率大小的注意事項(1)看單位是否統一，若不統一，換算成相同單位。(2)比較不同時間段內的化學反應速率大小時，可先換算成同一物質表示的反應速率，再比較數值大小。(3)比較化學反應速率與化學計量數的比值。例如，對于一般反應aA(g)bB(g)cC(g)dD(g)，比較不同時間段內與的大小，若，則用A表示的反應速率比用B表示的大。4.正確理解速率影響因素（1）“惰性氣體”對反應速率的影響恒容：充入“惰性氣體”總壓增大物質濃度不變(活化分子濃度不變)反應速率不變。恒壓：充入“惰性氣體”體積增大物質濃度減小(活化分子濃度減小)反應速率減小。（2）純液體、固體對化學反應速率的影響在化學反應中，純液體和固態(tài)物質的濃度為常數，故不能用固態(tài)物質的濃度變化來表示反應速率，但是固態(tài)反應物顆粒的大小是影響反應速率的條件之一，如煤粉由于表面積大，燃燒就比煤塊快得多。（3）外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響方向是一致的，但影響程度不一定相同。當增大反應物濃度時，v正增大，v逆瞬間不變，隨后也增大；增大壓強，氣體分子數減小方向的反應速率變化程度大；對于反應前后氣體分子數不變的反應，改變壓強可以同等程度地改變正、逆反應速率；升高溫度，v正和v逆都增大，但吸熱反應方向的反應速率增大的程度大；使用催化劑，能同等程度地改變正、逆反應速率。二、化學平衡。 1. 化學平衡狀態(tài)的判斷標志（1）速率標志同一物質在同一時間內生成速率與消耗速率相等。不同物質在相同時間內代表反應方向相反時的化學反應速率比等于化學計量數之比。（2）物質的數量標志平衡體系中各物質的質量、濃度、百分含量等保持不變。反應物消耗量達到最大值或生成物的量達到最大值(常用于圖像分析中)。不同物質在相同時間內代表反應方向相反的量(如物質的量、物質的量濃度、氣體體積)的變化值之比等于化學計量數之比。（3）特殊標志對反應前后氣體分子數目不同的可逆反應來說，當體系的總物質的量、總壓強(恒溫恒容時)、平均相對分子質量不變。有色體系的顏色保持不變。（4）定量依據：若QK，反應處于平衡狀態(tài)。2. 化學平衡移動的判斷方法（1）依據勒夏特列原理判斷通過比較平衡破壞瞬時的正、逆反應速率的相對大小來判斷平衡移動的方向。若外界條件改變，引起v正v逆，此時正反應占優(yōu)勢，則化學平衡向正反應方向(或向右)移動；若外界條件改變，引起v正v逆，此時逆反應占優(yōu)勢，則化學平衡向逆反應方向(或向左)移動；若外界條件改變，雖能引起v正和v逆變化，但變化后新的v正和v逆仍保持相等，則化學平衡沒有發(fā)生移動。（2）依據濃度商(Q)