資源簡介

速率常數分析與計算
1.(2023·長春四次調研)利用反應2CO(g)+2NO(g)N2(g)+2CO2(g)　ΔH<0,可減少汽車尾氣對大氣的污染。該反應的速率方程可表示為v正=k正·c2(CO)·c2(NO)、v逆=k逆·c(N2)·c2(CO2),其中k正、k逆分別為正、逆反應的速率常數(與溫度有關),lg k與的關系如圖所示:
下列說法正確的是 (　　)
A.升高溫度,v正減小、v逆增大
B.曲線②代表lg k正
C.該反應易在高溫下自發進行
D. ℃時,該反應的平衡常數K為10
2.(雙選)(2023·郴州三模改編)在T1 ℃和T2 ℃(T1下列說法正確的是 (　　)
A.直線a對應的溫度是T2
B.T1 ℃時,lg k正-lg k逆=3
C.若點A時繼續投入等物質的量的兩種反應物,再次達到平衡時(溫度不變),CO(NH2)2的體積分數減小
D.升高溫度時,k正增大m倍,k逆增大n倍,則m3.(2023·全國模擬預測)阿倫尼烏斯經驗公式為ln k=ln A-(Ea為活化能,k為速率常數,R和A為常數),已知反應(l)(M)(l)(N),其ln k正和ln k逆隨溫度變化的曲線如圖所示。下列有關該反應的說法不正確的是 (　　)
A.正反應的活化能大于逆反應的活化能
B.完全燃燒等質量的M(l)、N(l),N(l)放出的熱量多
C.選用合適的催化劑能提高M的平衡轉化率
D.溫度變化對速率常數的影響程度:k正>k逆
4.(雙選)(2023·泰安三模改編)已知2N2O(g)2N2(g)+O2(g)的速率方程為v=k·cn(N2O)(k為速率常數,只與溫度、催化劑有關)。實驗測得,N2O在催化劑X表面反應的變化數據如下:
t/min 0 10 20 30 40 50 60 70
c(N2O)/ (mol·L-1) 0.100 0.080 c1 0.040 0.020 c2 c3 0
下列說法正確的是 (　　)
A.n=1,c1>c2=c3
B.t=10 min時,v(N2O)=2.0×10-3 mol·L-1·min-1
C.相同條件下,增大N2O的濃度或催化劑X的表面積,都能加快反應速率
D.保持其他條件不變,若N2O起始濃度為0.200 mol·L-1,當濃度減至一半時共耗時50 min
5.(雙選)(2023·沈陽二中校考模擬改編)某反應A(g)+B(g)C(g)+D(g)的速率方程為v=k·cm(A)·cn(B),其半衰期(當剩余的反應物恰好是起始的一半時所需的時間)為。當其他條件不變,改變反應物濃度時,反應的瞬時速率如表所示:
c(A)/ (mol·L-1) c(B)/ (mol·L-1) v/ (mol-1·L-1·min-1)
0.25 0.050 1.6×10-3
0.50 0.050 3.2×10-3
1.00 0.100 v1
0.50 0.100 3.2×10-3
1.00 0.200 v2
c1 0.200 4.8×10-3
下列說法正確的是 (　　)
A.該反應的速率方程中的m=1,n=0
B.該反應的速率常數k=6.4×10-2 min-1
C.表格中的c1=0.75,v1=6.4×10-3,v2=12.8×10-3
D.在過量的B存在時,反應掉93.75%的A所需的時間是500 min
6.(2023·滄州三模)已知阿侖尼烏斯公式是反應速率常數隨溫度變化關系的經驗公式,可寫作Rln k=-+C(k為反應速率常數,Ea為反應活化能,R和C為大于0的常數),為探究m、n兩種催化劑對某反應的催化效能,進行了實驗探究,依據實驗數據獲得曲線如圖所示。下列說法錯誤的是 (　　)
A.在m催化劑作用下,該反應的活化能Ea=9.6×104 J·mol-1
B.對該反應催化效能較高的催化劑是m
C.不改變其他條件,只升高溫度,反應的活化能不變
D.無法根據該圖像判斷升高溫度時平衡移動的方向
7.(2023·永州聯考模擬)在一定條件下,向密閉容器中充入4.0 mol A和8.0 mol B,發生反應2A(g)+6B(g)C(g)+4D(g)。測得相同時間內,A的轉化率隨溫度的變化如圖1所示(虛線表示A的平衡轉化率隨溫度的變化);速率常數的對數lg k與溫度的倒數之間的關系如圖2所示。
已知:①對于反應mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),Kx=,x為物質的量分數。
②已知該反應的速率方程v正=k正c2(A)·c6(B),v逆=k逆c(C)·c4(D),k正、k逆是速率常數。
下列說法錯誤的是 (　　)
A.由上圖判斷,該反應的ΔH>0
B.直線ac代表k逆,bd代表k正
C.T0時,該反應的平衡常數Kx=12
D.升高溫度時,k正-k逆減小
8.(雙選)(2023·邵陽二模改編)T ℃時,在體積為2 L的恒溫恒容密閉容器中充入4 mol CO和4 mol N2O,發生反應CO(g)+N2O(g)CO2(g)+N2(g),測得CO(g)和CO2(g)的物質的量隨時間的變化如圖所示。該反應的正、逆反應速率分別可表示為v正=k正·c(CO)·c(N2O),v逆=k逆·c(CO2)·c(N2),k正、k逆分別為正、逆反應速率常數,只受溫度影響。下列說法正確的是 (　　)
A.從反應開始至達到平衡時,以CO2表示的平均反應速率為0.04 mol/(L·min)
B.該反應在A、B兩點的正反應速率之比為vA∶vB=25∶4
C.當容器中混合氣體的密度不隨時間變化時,該反應達到平衡狀態
D.T ℃時,該反應的平衡常數為K=16
9.(2023·遼陽模擬)丙酮的碘代反應CH3COCH3+I2CH3COCH2I+HI的速率方程為v=kcm(CH3COCH3)cn(I2),其半衰期(當剩余反應物恰好是起始的一半時所需的時間)為0.7/k改變反應物濃度時,反應的瞬時速率如表所示。
c(CH3COCH3) /mol·L-1 c(I2) /mol·L-1 v/10-3 mol· L-1·min-1
0.25 0.050 1.4
0.50 0.050 2.8
1.00 0.050 5.6
0.50 0.100 2.8
下列說法正確的是 (　　)
A.速率方程中的m=1、n=0
B.該反應的速率常數k=2.8×10-3 min-1
C.增大I2的濃度,反應的瞬時速率加快
D.在過量的I2存在時,反應掉87.5%的CH3COCH3所需的時間是395 min
速率常數分析與計算
1.D　[A.升高溫度,v正增大、v逆也增大,A錯誤;B.該反應的正反應為放熱反應,降低溫度,正、逆反應速率減小,k正、k逆也減小,由于溫度對吸熱反應影響更大,所以化學平衡正向移動,則k正>k逆,所以曲線③代表lg k正,曲線④代表lg k逆,B錯誤;C.該反應的正反應氣體體積減小,ΔH<0,ΔS<0,因此反應易在低溫下自發進行,C錯誤;D.v正=k正·c2(CO)·c2(NO),v逆=k逆·c(N2)·c2(CO2),當v正=v逆時,反應處于平衡狀態,k正·c2(CO)·c2(NO)=k逆·c(N2)·c2(CO2),=K,根據選項B分析可知曲線③代表lg k正,曲線④代表lg k逆,在℃,lg k正=a-0.1,lg k逆=a-1.1,所以即lg k正-lg k逆=1=lg K,故K=10,D正確。]
2.BD　[A.該反應為放熱反應(ΔH<0),降低溫度,平衡正向移動,lg p[CO(NH2)2]增大,因為T13.C　[A.根據阿倫尼烏斯經驗公式ln k=ln A-(Ea為活化能)可知,題圖中曲線的斜率代表活化能大小,ln k正的斜率大,活化能大,A正確;B.正反應的活化能大于逆反應的活化能,則該反應為吸熱反應,生成物N的能量更高,完全燃燒等質量的M(l)、N(l),N(l)放出的熱量更多,B正確;C.催化劑只影響化學反應速率,不影響化學平衡,C錯誤;D.ln k正的斜率大,正反應的活化能大,溫度變化對k正的影響程度大于對k逆的影響程度,D正確。]
4.BD　[根據表中數據分析,該反應的速率始終不變,N2O的消耗是勻速的,說明反應速率與c(N2O)無關,故速率方程中n=0;A.由分析可知,n=0,與N2O濃度無關,為勻速反應,每10 min一氧化二氮濃度減小0.02 mol·L-1,則c1=0.06>c2=c3=0,A錯誤;B.由分析可知,n=0,與N2O濃度無關,為勻速反應,t=10 min時瞬時速率等于平均速率v(N2O)==2.0×10-3 mol·L-1·min-1,B正確;C.速率方程中n=0,反應速率與N2O的濃度無關,C錯誤;D.保持其他條件不變,該反應的反應速率不變,即為2.0×10-3 mol·L-1·min-1,若起始濃度0.200 mol·L-1,減至一半時所耗時間為=50 min,D正確。]
5.AD　[A.當其他條件不變,改變反應物濃度時,反應速率常數k保持不變,第二組數據和第四組數據中,兩組的c(A)相同、v相同,解得n=0,將第一組數據和第二組數據代入速率方程,得()m=,可知m=1,故A正確;B.由A項分析可知,該反應的速率方程為v=k·c(A),將第一組數據代入速率方程v=k·c(A),可得速率常數k=6.4×10-3 min-1,故B錯誤;C.將第六組數據代入速率方程v=k·c(A),可得4.8×10-3=6.4×10-3×c1,解得c1=0.75,將第三組數據代入速率方程v=k·c(A),可得v1=6.4×10-3×1.00=6.4×10-3,將第五組數據代入速率方程v=k·c(A),可得v2=6.4×10-3×1.00=6.4×10-3,故C錯誤;D.半衰期==125 min,設起始時反應物A為100 g,在過量的B存在時,反應掉93.75%的A需經歷4個半衰期:起始100 g A50 g A25 g A12.5 g A6.25 g A,所需的時間為125 min×4=500 min,故D正確。]
6.B　[A.將坐標(7.2,56.2)和(7.5,27.4)代入Rln k=-+C中,計算可知Ea=9.6×104 J·mol-1,A正確;B.對比圖中直線m和n的斜率絕對值的大小可知,使用催化劑n時對應的Ea較小,則對該反應催化效能較高的催化劑是n,B錯誤;C.圖中m、n均為直線,斜率不發生變化,因此不改變其他條件,只升高溫度,反應的活化能不變,C正確;D.阿侖尼烏斯公式表示反應速率常數隨溫度的變化關系,無法根據該圖像判斷升高溫度時平衡移動的方向,D正確。]
7.A　[A.由圖可知,隨溫度升高,A的平衡轉化率降低,該反應為放熱反應,ΔH<0,A錯誤;B.由于ΔH<0,升高溫度平衡逆向移動,說明k正隨溫度變化比k逆隨溫度變化慢,直線bd的斜率小于直線ac,所以直線ac代表k逆,直線bd代表k正,B正確;C.T0時,A的平衡轉化率為40%,A轉化的物質的量為4 mol×40%=1.6 mol,則
該反應的平衡常數Kx==12,C正確;D.2A(g)+6B(g)C(g)+4D(g),正反應放熱,升高溫度平衡逆向移動,說明溫度對逆反應速率影響大于正反應速率,升高溫度時,k正-k逆減小,D正確。]
8.BD　[A.根據化學反應速率的表達式,v(CO2)==0.02 mol/(L·min),故A錯誤;B.A點,CO和CO2物質的量相等,均為2 mol,N2O的物質的量仍為2 mol,此時v正=k正×1×1,B點達到平衡,n(CO)=n(N2O)=0.8 mol,此時v正=k正×0.4×0.4,vA∶vB=25∶4,故B正確;C.組分都是氣體,因此氣體總質量保持不變,容器為恒容,容器的體積不變,根據密度的定義,混合氣體的密度在任何時刻均不變,因此不能說明反應達到平衡,故C錯誤;D.達到平衡時,n(CO)=n(N2O)=0.8 mol,n(CO2)=n(N2)=3.2 mol,該溫度下的平衡常數K==16,故D正確。]
9.A　[A.由第一組數據和第二組數據可得,則m=1,由第二組數據和第四組數據可得,則n=0,A選項正確;B.由A可知,m=1,n=0,則v=kc(CH3COCH3),帶入第一組數據可得,k=5.6×10-3 min-1,B選項錯誤;C.由第二組和第四組數據分析可知,當其他條件不變時,增大I2的濃度,反應的瞬時速率不變,C選項錯誤;D.存在過量的I2時,反應掉87.5%的丙酮可以看作經歷3個半衰期,即50%+25%+12.5%,因此所需的時間為 min=375 min,D選項錯誤。]

展開更多......

收起↑