化學反應速率就是化學反應進行的快慢程度，下面是化學反應速率和化學平衡專題練習，請考生練習。

1.(2016上海高考)對于合成氨反應，達到平衡后，以下分析正確的是(B)

A.升高溫度，對正反應的反應速率影響更大

B.增大壓強，對正反應的反應速率影響更大

C.減小反應物濃度，對逆反應的反應速率影響更大

D.加入催化劑，對逆反應的反應速率影響更大

解析：A.合成氨反應的正反應是放熱反應，升高溫度，正反應、逆反應的反應速率都增大，但是溫度對吸熱反應的速率影響更大，所以對該反應來說，對逆反應速率影響更大，錯誤。B.合成氨的正反應是氣體體積減小的反應。增大壓強，平衡正向移動，正反應速率大于逆反應速率，所以對正反應的反應速率影響更大，正確。C.減小反應物濃度，使正反應的速率減小，由于生成物的濃度沒有變化，所以逆反應速率不變，錯誤。D.加入催化劑，使正反應、逆反應速率改變的倍數(shù)相同，正反應、逆反應速率相同，錯誤。

2.(2016海南高考)10 mL濃度為1 mol/L的鹽酸與過量的鋅粉反應，若加入適量的下列溶液，能減慢反應速率但又不影響氫氣生成的組合是(A)

①K2SO4 ②CH3COONa ③CuSO4 ④Na2CO3

A.①②B.③④

C.①③ D.②④

解析：Zn與稀鹽酸發(fā)生反應：Zn+2HCl??ZnCl2+H2，若加入物質(zhì)使反應速率降低，則c(H+)減小，但是不影響產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量，說明最終電離產(chǎn)生的n(H+)不變。①K2SO4是強酸強堿鹽，不發(fā)生水解，溶液顯中性，溶液中的水對鹽酸起稀釋作用，使c(H+)減小，但沒有消耗H+，因此n(H+)不變，符合題意，正確;②CH3COONa與HCl發(fā)生反應：CH3COONa+HCl===CH3COOH+NaCl，使溶液中c(H+)減小，反應速率降低，當反應進行到一定程度，會發(fā)生反應：2CH3COOH+Zn===(CH3COO)2Zn+H2，因此最終不會影響產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量，正確;③加入CuSO4溶液會與Zn發(fā)生置換反應：CuSO4+Zn===Cu+ZnSO4，產(chǎn)生的Cu與Zn和鹽酸構成原電池，會加快反應速率，與題意不符合，錯誤;④若加入Na2CO3溶液，會與鹽酸發(fā)生反應：Na2CO3+2HCl===2NaCl+H2O+CO2，使溶液中的c(H+)減小，但n(H+)也減小，產(chǎn)生氫氣的物質(zhì)的量減小，不符合題意，錯誤。

3.(2016安徽高考)汽車尾氣中NO產(chǎn)生的反應為：N2(g)+O2(g)??2NO(g)。一定條件下，等物質(zhì)的量的N2(g)和O2(g)在恒容密閉容器中反應，右圖曲線a表示該反應在溫度T下N2的濃度隨時間的變化，曲線b表示該反應在某一起始反應條件改變時N2的濃度隨時間的變化。下列敘述正確的是(A)

A.溫度T下，該反應的平衡常數(shù)K=

B.溫度T下，隨著反應的進行，混合氣體的密度減小

C.曲線b對應的條件改變可能是加入了催化劑

D.若曲線b對應的條件改變是溫度，可判斷該反應的0

解析：A.由曲線a可知，達到平衡時c(N2)=c1 mol/L，則生成的c(NO)=2(c0-c1) mol/L，故K==。B.反應物和產(chǎn)物都是氣體，當容器保持恒容時，混合氣體的密度始終保持不變。C.催化劑的加入只能改變反應速率而不可能使平衡發(fā)生移動，故加入催化劑后達到平衡時，c(N2)仍為c1 mol/L。D.若曲線b改變的是溫度，根據(jù)達到平衡時曲線b對應的時間短，則對應溫度高，升高溫度時c(N2)減小，平衡正向移動，正反應為吸熱反應，0。

4.(2016天津高考)某溫度下，在2 L的密閉容器中，加入1 mol X(g)和2 mol Y(g)發(fā)生反應：

X(g)+mY(g)??3Z(g)

平衡時，X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g)，再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是(D)

A.m=2

B.兩次平衡的平衡常數(shù)相同

C.X與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為1∶1

D.第二次平衡時，Z的濃度為0.4 molL-1

解析：A.根據(jù)再次加入1 mol Z(g)，平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變，可知該反應是一個反應前后氣體分子數(shù)相等的反應，因此m=2。B.由于溫度沒有變化，故兩次平衡的平衡常數(shù)不變。C.因為是按照化學方程式中化學計量數(shù)之比加入的反應物，因此二者的平衡轉(zhuǎn)化率相等。D.該反應前后氣體分子數(shù)不變，因此反應后氣體的物質(zhì)的量與反應前一樣，都為4 mol，而平衡后Z的體積分數(shù)為10%，平衡時Z的物質(zhì)的量為4 mol10%=0.4 mol，容器體積為2 L，Z的濃度為0.2 molL-1。

5.(2016江蘇高考)(雙選)在體積均為1.0 L的兩恒容密閉容器中加入足量的相同的碳粉，再分別加入0.1 mol CO2和0.2 mol CO2，在不同溫度下反應CO2(g)+C(s)??2CO(g)達到平衡，平衡時CO2的物質(zhì)的量濃度c(CO2)隨溫度的變化如下圖所示(圖中Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ點均處于曲線上)。下列說法正確的是(BC)

A.反應CO2(g)+C(s)??2CO(g)的0、

B.體系的總壓強p總：p總(狀態(tài)Ⅱ)2p總(狀態(tài)Ⅰ)

C.體系中c(CO)：c(CO，狀態(tài)Ⅱ)2c(CO，狀態(tài)Ⅲ)

D.逆反應速率v逆：v逆(狀態(tài)Ⅰ)v逆(狀態(tài)Ⅲ)

解析：A選項，由圖象知，溫度越高，二氧化碳的量越少，所以該反應的正反應為吸熱反應，即0，所以錯誤。B選項，設狀態(tài)Ⅰ和狀態(tài)Ⅱ時二氧化碳的物質(zhì)的量濃度為x，則狀態(tài)Ⅰ時容器內(nèi)一氧化碳氣體的物質(zhì)的量為2(0.1-x)，即此時該容器中氣體的物質(zhì)的量之和為x+2(0.1-x)=0.2-x;狀態(tài)Ⅱ時容器內(nèi)一氧化碳的物質(zhì)的量為2(0.2-x)，即此時該容器中氣體的物質(zhì)的量為x+2(0.2-x)=0.4-x=2(0.2-x/2)，因此p總(狀態(tài)Ⅱ)2p總(狀態(tài)Ⅰ)，所以正確。C選項，狀態(tài)Ⅱ相當于狀態(tài)Ⅲ體積縮小一半后的狀態(tài)，如果體積縮小一半，平衡不移動，則c(CO，狀態(tài)Ⅱ)=2c(CO，狀態(tài)Ⅲ)，但體積壓縮的過程中，平衡向左移動，因此c(CO，狀態(tài)Ⅱ)2c(CO，狀態(tài)Ⅲ)，所以正確。D選項，狀態(tài)Ⅲ的溫度比狀態(tài)Ⅰ的溫度高，溫度高反應速率快，因此v逆(狀態(tài)Ⅰ)

6.(2016四川高考)一定量的CO2與足量的碳在體積可變的恒壓密閉容器中反應：C(s)+CO2(g)??2CO(g)。平衡時，體系中氣體體積分數(shù)與溫度的關系如下圖所示：

已知：氣體分壓(p分)=氣體總壓(p總)體積分數(shù)。下列說法正確的是(B)

A.550 ℃時，若充入惰性氣體，v正、v逆均減小，平衡不移動

B.650 ℃時，反應達平衡后CO2的轉(zhuǎn)化率為25.0%

C.T ℃時，若充入等體積的CO2和CO，平衡向逆反應方向移動

D.925 ℃時，用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數(shù)Kp=24.0p總

解析：A.550 ℃時，若充入惰性氣體，v正、v逆均減小，由于保持了壓強不變，相當于增大了體積，平衡正向移動，A項錯誤。B.根據(jù)圖示可知，在650 ℃時，CO的體積分數(shù)為40%，根據(jù)反應方程式：C(s)+CO2(g)??2CO(g)，設開始加入1 mol CO2，反應消耗了x mol CO2，則有：

C(s) + CO2(g) ?? 2CO(g)

始態(tài)物質(zhì)的量： 1 mol 0

變化物質(zhì)的量： x mol 2x mol

平衡物質(zhì)的量： (1-x) mol 2x mol

因此有：100%=40%，解得x=0.25，則CO2的平衡轉(zhuǎn)化率為100%=25%，故B項正確。C.由于溫度不知道，無法求得K，故無法比較Qc與K的關系，也就無法判斷平衡移動的方向，C項錯誤。D.925 ℃時，CO的體積分數(shù)為96%，故Kp===23.04p總，D項錯誤。

7.(2016安徽高考)臭氧是理想的煙氣脫硝試劑，其脫硝反應為2NO2(g)+O3(g)??N2O5(g)+O2(g)，若反應在恒容密閉容器中進行，由該反應相關圖象做出的判斷正確的是(A)

A B 升高溫度，平衡常數(shù)減小 0～3 s內(nèi)，反應速率為v(NO2)=

0.2 molL-1 C D t1時僅加入催化劑，平衡正向移動 達平衡時，僅改變x，則x為c(O2) 解析：從能量變化的圖象分析，該反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，A正確。B.依據(jù)化學反應速率的計算公式：v(NO2)==0.2 molL-1s-1，單位不對，B錯誤。C.催化劑會同等程度地改變正、逆反應速率，所以加入催化劑，平衡不移動，C錯誤。D.增大c(O2)，平衡逆向移動，NO2的轉(zhuǎn)化率降低，D錯誤。

8.(2016新課標Ⅰ卷節(jié)選)Bodensteins研究了下列反應：2HI(g)??H2(g)+I2(g)在716 K時，氣體混合物中碘化氫的物質(zhì)的量分數(shù)x(HI)與反應時間t的關系如下表：

t/min 0 20 40 60 80 120 x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.60 0.73 0.773 0.780 0.784 (1)根據(jù)上述實驗結果，該反應的平衡常數(shù)K的計算式為__________。

(2)上述反應中，正反應速率為v正=k正x2(HI)，逆反應速率為v逆=k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆為速率常數(shù)，則k逆為__________(以K和k正表示)。若k正=0.002 7 min-1，在t=40 min時，v正=__________________ min-1。

(3)由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的關系如圖所示。當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的點分別為__________(填字母)。

解析：(1)由表中數(shù)據(jù)可知，無論是從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，最終x(HI)均為0.784，說明此時已達到了平衡狀態(tài)。設HI的初始濃度為1 molL-1，則：

2HI(g)??H2(g)+I2(g)

初始濃度/molL-1 1 0 0

轉(zhuǎn)化濃度/molL-10.216 0.108 0.108

平衡濃度/molL-10.784 0.108 0.108

K==

(2)建立平衡時，v正=v逆，即k正x2(HI)=k逆x(H2)x(I2)，k逆=k正。由于該反應前后氣體分子數(shù)不變，故k逆=k正=k正=k正/K。在40 min時，x(HI)=0.85，則v正=0.002 7 min-10.8521.9510-3 min-1。

(3)因2HI(g)??H2(g)+I2(g) 0，升高溫度，v正、v逆均增大，且平衡向正反應方向移動，HI的物質(zhì)的量分數(shù)減小，H2、I2的物質(zhì)的量分數(shù)增大。因此，反應重新達到平衡后，相應的點分別應為A點和E點。

答案：(1)K=0.1082/0.7842 (2)k正/K 1.9510-3

(3)A、E

9.(2016新課標Ⅱ卷節(jié)選)在容積為1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，發(fā)生反應N2O4(g)??2NO2(g)，隨溫度升高，混合氣體的顏色變深。

回答下列問題：

(1)反應的H__________0(填大于或小于100 ℃時，體系中各物質(zhì)濃度隨時間變化如上圖所示。在0～60 s時段，反應速率v(N2O4)為________molL-1反應的平衡常數(shù)K1為________。

(2)100 ℃時達平衡后，改變反應溫度為T，c(N2O4)以0.002 0 molL-1s-1的平均速率降低，經(jīng)10 s又達到平衡。

a：T__________100 ℃(填大于或小于)，判斷理由是________________________________________________________________________。

b：列式計算溫度T時反應的平衡常數(shù)K2： ________________________________________________________________________。

解析：(1)由題意及圖示知，在1.00 L的容器中，通入0.100 mol的N2O4，發(fā)生反應：N2O4(g)??2NO2(g)，隨溫度升高，混合氣體的顏色變深，說明反應向生成NO2的方向移動，即向正反應方向移動，所以正反應為吸熱反應，即0;由圖示知60 s時該反應達到平衡，消耗N2O4為0.100 molL-1-0.040 molL-1=0.060 molL-1，根據(jù)v=可知：v(N2O4)==0.0 010 molL-1求平衡常數(shù)可利用三段式：

N2O4(g)??2NO2(g)

起始濃度(molL-1) 0.100 0

轉(zhuǎn)化濃度(molL-1) 0.060 0.120

平衡濃度(molL-1) 0.040 0.120

K1===0.36 molL-1。

(2)100 ℃時達到平衡后，改變反應溫度為T，c(N2O4)降低，說明平衡N2O4(g)??2NO2(g)向正反應方向移動，根據(jù)勒夏特列原理，溫度升高，向吸熱反應方向移動，即向正反應方向移動，故T100 ℃。由c(N2O4)以0.002 0 molL-1s-1的平均速率降低，經(jīng)10 s又達到平衡，可知此時消耗N2O4為0.002 0 molL-1s-110 s=0.020 molL-1，由三段式：

N2O4(g)??2NO2(g)

起始濃度(molL-1) 0.040 0.120

轉(zhuǎn)化濃度(molL-1) 0.020 0.040

平衡濃度(molL-1) 0.020 0.160

K2===1.28 molL-1。

答案：(1)大于 0.001 0 0.36 molL-1

(2)a.大于 反應正方向吸熱，反應向吸熱方向進行，故溫度升高

b.平衡時，c(NO2)=0.120 molL-1+0.002 0 molL-1s-110 s2=0.160 molL-1，

c(N2O4)=0.040 molL-1-0.002 0 molL-1s-110 s=0.020 molL-1，

K2==1.28 molL-1

10.(2016新課標Ⅱ卷)甲醇既是重要的化工原料，又可作為燃料，利用合成氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑作用下合成甲醇。發(fā)生的主要反應如下：

①CO(g)+2H2(g)??CH3OH(g) H1

②CO2(g)+3H2(g)??CH3OH(g)+H2O(g) H2

③CO2(g)+H2(g)??CO(g)+H2O(g) H3

回答下列問題：

(1)已知反應①中相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下：

化學鍵 HH CO HO CH E/(kJmol-1) 436 343 1 076 465 413 由此計算H1=______ kJmol-1;已知H2=-58 kJmol-1，則H3=______ kJmol-1。

(2)反應①的化學平衡常數(shù)K表達式為______;圖1中能正確反映平衡常數(shù)K隨溫度變化關系的曲線為________(填曲線標記字母)，其判斷理由是________________________________________。

(3)合成氣組成n(H2)/n(CO+CO2)=2.60時，體系中的CO平衡轉(zhuǎn)化率()與溫度和壓強的關系如圖2所示。(CO)值隨溫度升高而________(填增大或減小)，其原因是________________________________________________________________________;

圖2中的壓強由大到小為________，其判斷理由是_________________。

解析：(1)根據(jù)鍵能與反應熱的關系可知，H1=反應物的鍵能之和-生成物的鍵能之和=(1 076 kJmol-1+2436 kJmol-1)-(413 kJmol-13+343 kJmol-1+465 kJmol-1)= -99 kJmol-1。

根據(jù)質(zhì)量守恒定律，由②-①可得：CO2(g)+H2(g)??CO(g)+H2O(g)，結合蓋斯定律可得：

H3=H2-H1=(-58 kJmol-1)-(-99 kJmol-1)=+41 kJmol-1。

(2)根據(jù)化學平衡常數(shù)的書寫要求可知，反應①的化學平衡常數(shù)為K=c(CH3OH)/[c(CO)c2(H2)]。

反應①為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，平衡常數(shù)K減小，故曲線a符合要求。

(3)由圖2可知，壓強一定時，CO的平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度的升高而減小，其原因是反應①為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，反應③為吸熱反應，溫度升高，平衡正向移動，又使產(chǎn)生CO的量增大，而總結果是隨溫度升高，CO的轉(zhuǎn)化率減小。

反應①的正反應為氣體總分子數(shù)減小的反應，溫度一定時，增大壓強，平衡正向移動，CO的平衡轉(zhuǎn)化率增大，而反應③為氣體總分子數(shù)不變的反應，產(chǎn)生CO的量不受壓強的影響，因此增大壓強時，CO的轉(zhuǎn)化率提高，故壓強p1、p2、p3的關系為p1

答案：(1)-99 +41

(2)K=[或Kp=]

a 反應①為放熱反應，平衡常數(shù)數(shù)值應隨溫度升高變小

(3)減小 升高溫度時，反應①為放熱反應，平衡向左移動，使得體系中CO的量增大;反應③為吸熱反應，平衡向右移動，又使產(chǎn)生CO的量增大;總結果，隨溫度升高，使CO的轉(zhuǎn)化率降低 p3p1 相同溫度下，由于反應①為氣體分數(shù)減小的反應，加壓有利于提升CO的轉(zhuǎn)化率;而反應③為氣體分子數(shù)不變的反應，產(chǎn)生CO的量不受壓強影響。故增大壓強時，有利于CO的轉(zhuǎn)化率升高

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