我们已经知道，元素化合价的升降与电子得失或偏移有密切关系。由此可以推论，氧化还原反应与电子的转移有密切关系。

经仔细分析发现：钠原子的最外电子层上有1个电子，氯原子的最外电子层上有7个电子。当钠与氯气反应时，钠原子失去1个电子成为钠离子，氯原子得到1个电子成为氯离子，从而结合成离子化合物氯化钠，如图3．1所示。

图3．1　氯化钠的形成示意图

在钠与氯气的反应中，钠失去1个电子，化合价从0价升高到＋1价，被氧化；氯得到1个电子，化合价从0价降低到－1价，被还原。

对于氯气与氢气的反应，在电子转移过程中，哪一种元素的原子都没有完全失去或完全得到电子，他们之间只有共用电子对（电子对有偏移），且共用电子对偏离氢原子而偏向氯原子，生成的氯化氢是共价化合物。氢元素的化合价从0价升高到＋1价，被氧化；氯元素的化合价从0价降低到－1价，被还原。

综上所述，我们可以给氧化还原反应更为本质的定义：有电子转移（得失或偏移）的反应就是氧化还原反应。没有电子转移的反应，就是非氧化还原反应。在氧化还原反应中，氧化剂是得到电子（或电子对偏向）的物质，在反应时，所含元素的化合价降低。还原剂是失去电子（或电子对偏离）的物质，在反应时，所含元素的化合价升高。

常用作氧化剂的物质有O2、Cl2、浓硫酸、HNO3等；常用作还原剂的物质有活泼的金属单质如Al、Zn、Fe以及C、H2、CO等。

氧化还原反应是一类重要的化学反应，它与4种基本类型的反应的关系，如图3．2所示。

图3．2　4种基本类型的反应关系图

氧化还原反应在日常生活、工农业生产、科学技术中都有广泛的应用。人和动物的呼吸作用、植物的光合作用、食物在人体中被消化，都离不开氧化还原反应；我们通常应用的干电池、蓄电池以及在空间技术上应用的高能电池都发生着氧化还原反应，否则就不可能把化学能变成电能，或把电能变成化学能。在社会生产中，我们所需要的各种各样的金属，都是通过氧化还原反应从矿石中提炼而得到的。例如，各种活泼的有色金属要用电解或置换的方法制备；黑色金属和其他有色金属要在高温条件下用还原的方法制备；贵重金属常用湿法还原等。许多重要化工产品的制造也是利用氧化还原反应，如合成氨、合成盐酸、接触法制硫酸、氨氧化法制硝酸、电解食盐水制烧碱等。石油化工里常用到的催化去氢、催化加氢、链烃氧化制羧酸、环氧树脂的合成等也利用了氧化还原反应。

氧化还原反应有时也给人类带来危害，如易燃物的自燃、食物的腐败、钢铁的锈蚀等。我们应该运用化学知识来防止这类氧化还原反应的发生或减慢其进程。例如，为了防止钢铁锈蚀的氧化还原反应发生，常常要在钢铁表面喷漆或在钢铁中加入一些其他元素制成合金以减慢或防止锈蚀等。

3．1．3　化学反应的利用

化学反应都有新物质产生，同时还伴随着能量变化。人们利用化学反应，可以制取所需物质，也可以利用化学反应获取所释放的能量。研究化学反应及其能量变化对于我们的生活是非常重要的。

化学反应中的能量变化，通常表现为热量的变化。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，就需要以热能等形式释放一部分能量，这就是放热反应。如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量，那么在发生化学反应时，反应物就需要吸收能量才能转化为生成物，这就是吸热反应。由此可见，化学反应中的能量变化，可看成是“储存”在物质内部的能量以热能等形式释放出来，或者是把热能等转化为物质内部的能量而“储存”起来。

人类对能源的需求越来越大，能源的合理利用与节约及新能源的开发已成为当今人类需要解决的热点问题。目前，我们利用最多的能量是由化学反应所产生的热能。能够产生热能的能源中我们使用得最多的是由燃料——煤、石油、天然气等的燃烧所产生的（图3．3）。它们是由古代生物遗体经过地层深处高温、高压一系列复杂的化学变化而逐渐形成的。因此，它们被称为化石燃料。这些燃料在地球上的蕴藏量是有限的，而且又都是经过几十万年甚至几百万年才能形成，不能再生，用一点就会少一点，最终会枯竭。

图3．3　近年来我国化石燃料和水电能源的消耗构成示意图

如果把这些能源当作燃料烧掉，会造成严重的环境污染，而且将宝贵的化工原料烧掉，会造成资源的浪费。燃烧化石燃料给环境造成的危害也成为当今世界性的严重问题。一是全球气候变化：燃料中的碳转变为二氧化碳进入大气，使大气中二氧化碳的浓度增大，从而导致温室效应，改变了全球的气候，危害生态平衡；二是热污染：火电站发电所剩“余热”被排出到河流、湖泊或海洋中，使局部区域的水温上升，导致水生物大量死亡；三是形成酸雨：化石燃料在燃烧过程中都要放出二氧化硫、一氧化碳、二氧化碳、氮的氧化物等从而产生酸雨；四是导致机体癌变：化石燃料在燃烧过程中产生的烟尘、放射性飘尘，会直接危害人畜健康，使生物受辐射损伤，造成机体癌变，如图3．4所示。

图3．4　化石燃料对环境的污染

因此，我们一方面要想办法开发和利用新能源，特别是无污染的“绿色能源”，例如太阳能、风能、水能、地热能、氢能源等。另一方面要重视化石燃料的综合利用，积极对环境进行综合治理。

目前，化石燃料的综合利用方面，我们已取得了较大的成就。比如，将煤干馏或炼焦（即将煤隔绝空气加强热），从中可制得多种产品，如图3．5所示。

综合利用煤和石油等制成塑料、合成纤维、合成橡胶、农药、溶剂、洗涤剂、医药等，如图3．6所示。

图3．5　煤的干馏产物及其应用

图3．6　石油的综合利用

对一个实际反应来说，仅仅知道能量的变化是不够的，因为人们更关心的是这个实际反应过程能否发生，为什么发生和怎样才能发生。也就是说，化学反应往往需要在一定条件下才能进行。例如从理论上讲，NO和CO可以反应生成CO2和N2，但是在没有催化剂时，这个反应速率非常小，否则汽车尾气中的这两种有毒气体在排放前就进行反应，可大大减少对环境的污染。但实际上，目前还没有实现这个想法。可见研究化学反应的条件，对日常生活、工农业生产和科学研究等具有重要意义。

为什么一个反应需要这样或那样的条件呢？这就要从两个方面来认识：一是反应进行的快慢，即化学反应速率问题；二是反应进行的程度，即化学平衡问题。这两个问题涉及所有化学反应，前者属于动力学研究的对象，后者属于化学热力学的范畴。然而这两个问题是密切相关的，在化工生产中，它为生产适宜条件的选择提供了必要的化学反应的规律。通过研究，人们总是希望一些有利的反应进行的快些、彻底些。相反地，通过改变反应条件去抑制一些不利的反应发生。

3．2　化学反应速率

各种化学反应进行的速率差别较大，有些反应瞬间就能完成，例如：火药的爆炸于瞬间完成；中和反应和沉淀反应在分、秒之内也可实现。而有些反应却需要较长时间，比如塑料的分解要几百年，大自然中溶洞的形成，煤、石油的形成则需要万年甚至几十万年。这些都说明不同的化学反应具有不同的反应速率。

3．2．1　化学反应速率概念

化学反应速率是衡量化学反应进行快慢程度的物理量。通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。化学反应速率的单位常用mol/（L·min）或mol/（L·s）表示。对于气相反应来说，化学反应的速率也可以用气体分压每立方米表示。

对于恒容反应：

在恒温条件下，反应速率（）表示为：

因为反应物的浓度随着时间的变化不断减少，为使反应速率为正值，所以用反应物浓度变化来表示平均速率时，必须在式子中加一个负号，如

用生成物浓度来表示，则

例题3．1　298 K下N2O5的分解反应2N2O5（g）4NO2（g）＋O2（g）中各物质的浓度与反应时间的对应关系见表3．2。

表3．2　N2O5分解反应中各物质浓度与反应时间的对应关系

续表

试计算以各物质的浓度表示的平均速率。

解：分别以N2O5、NO2、O2的浓度变化来表示反应速率

以上计算结果表明，同一反应的反应速率，当以不同物质的浓度变化来表示时，其数值可能会有所不同，但它们之间的比值恰好等于反应方程式中各物质化学式前的计量数之比，如例题3．1中：

v （N2O5） （NO2）（O2）＝0．98×10－3∶1．95×10－3∶0．50×10－3＝2∶4∶1

对于恒容反应：

其平均化学反应速率为：

以上讨论的是在一段时间间隔内的平均速率。在这段时间间隔内的每一时刻，反应速率是不同的。要确切地描述某一时刻的反应速率，必须使时间间隔尽量的小，当Δt→0时，反应速率就是这一瞬间的真实速率，称为瞬时速率。

3．2．2　有效碰撞理论

我们知道，化学反应的过程就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键的断裂、生成物分子中化学键的形成过程。旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子（或离子）的相互碰撞来实现的，如果反应物的分子（或离子）相互不接触、不碰撞，就不可能发生化学反应。因此，反应物分子（或离子）间的碰撞是反应发生的先决条件。以气体的反应为例，任何气体中分子间的碰撞次数都是非常巨大的。在101 kPa和500℃时，0．001mol/L的HI气体，每升气体中，分子碰撞达每秒3．5×1028次之多。如果每次碰撞都能发生化学反应，HI的分解反应瞬间就能完成，而事实并不是这样的。又如，在常温常压下，H2和O2的混合物可以长时间放置而不发生明显的反应，可见反应物分子的每次碰撞不一定都能发生化学反应，能够发生化学反应的碰撞是很少的。我们把能够发生化学反应的碰撞称为有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子具有比普通分子更高的能量，在碰撞时有可能克服原子间的相互作用而使旧键断裂。但活化分子碰撞时，也不是每一次都能起反应的，还必须在有合适的取向时的碰撞才能使旧键断裂。例如，HI分子的分解反应：

可能有以下几种碰撞，如图3．7所示。

图3．7　HI分子的几种碰撞模式
（a）动量不足；（b）方向不对；（c）动量足，方向对

在（a）中，HI分子没有足够的能量，使得碰撞较轻，因而两个分子又彼此弹离；在（b）中，由于碰撞没有合适的取向，因此两个分子也彼此弹离；在（c）中，分子具有足够的能量且碰撞的取向合适，成为活化分子的有效碰撞，因此导致H—I键的断裂及H—H键和I—I键的形成，即HI发生分解反应，生成了H2和I2。

活化分子具有最低能量（E最低）与反应物分子具有的平均能量（E平均）的差称为活化能，用Ea表示。

在一定温度下，每个反应都有特定的活化能。反应的活化能越大，反应速率越慢；反应的活化能越小，反应速率越快。一般地，化学反应的活化能Ea为60～250 kJ/mol，若Ea＜40 kJ/mol，则反应速率快得难以测定；若Ea＞250 kJ/mol，则反应速率慢得难以察觉。

分子碰撞理论比较直观形象，以有效碰撞成功地解释了简单分子间的反应，但是它不能说明反应过程及反应过程中能量的变化。

3．2．3　影响化学反应速率的因素

化学反应速率的大小，首先取决于反应物的本性。例如：无机物之间的反应一般比有机物之间的快得多；对于无机物之间的反应来说，分子之间进行的反应一般较慢，而溶液中离子之间进行的反应一般较快。对于给定的化学反应，除了反应物的本性外，影响化学反应速率的因素还有：反应物的浓度、压力（主要针对有气体参加的反应）、反应时的温度及催化剂等。

1）浓度对化学反应速率的影响

在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的，因此单位体积内活化分子的数目与单位体积内反应物分子的总数成正比，也就是和反应物的浓度成正比。当反应物浓度增大时，单位体积内分子数增多，活化分子数也相应增大。例如原来每单位体积里有100个反应物的分子，其中只有5个活化分子，如果每单位体积内的反应物分子增加到200个，其中必定有10个活化分子，那么单位时间内的有效碰撞次数也相应增多，化学反应速率就增大。因此，增大反应物的浓度可以增大化学反应速率。

对于基元反应，在一定温度下，其反应速率与各反应物以它参加反应的分子系数为幂次方浓度的乘积成正比，这一规律称为质量作用定律。

例如：在一定的温度下，基元反应

上式是质量作用定律的数学表达式，也称为速率方程，是化学反应在一定温度下的特征常数。当反应物浓度都为1mol/L时，v＝k。所以速率常数k就是某反应在一定温度下，反应物浓度为单位浓度时的反应速率。速率常数与反应物的本性和温度等因素有关，不随反应物浓度的改变而改变。在相同条件下，k值越大，反应速率越快。同一反应，一般情况下，温度升高，k值增大。

质量作用定律有一定的使用条件和范围，在使用时应注意以下几点：

①质量作用定律只适用于基元反应和构成复杂反应的各基元反应，不适用于复杂反应的总反应。

②稀溶液中的反应，若有溶剂参与反应，其浓度不写入质量作用定律表示式。

③有固体或纯液体参加的多相反应，若它们不溶于其他介质，则其浓度不写入质量作用定律表示式。

④气体的浓度可以用分压代替。

2）压强对化学反应速率的影响

对于气体反应来说，压强对化学反应速率的影响实质上是浓度的影响。当温度一定时，一定量气体的体积与其所受的压强成反比。也就是说，如果气体的压强增大到原来的2倍，气体的体积就缩小到原来的1/2，单位体积内的分子数就增大到原来的2倍，如图3．8所示。所以，增大压强，就是增加单位体积里反应物的物质的量，即增大反应物的浓度，因而可以增大化学反应速率。相反，减小压强，气体的体积就扩大，浓度减小，因而化学反应速率也减小。

图3．8　压强大小与一定气体分子所占体积示意图

如果参加反应的物质是固体、液体或溶液时，由于改变压强对它们体积改变的影响很小，因而对它们浓度改变的影响也很小，可以认为改变压强对它们的反应速率无影响。

3）温度对化学反应速率的影响

温度是影响化学反应速率的重要因素之一。在浓度一定时，升高温度，反应物分子的能量增大，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，因而化学反应速率增大。当然，由于温度升高，会使分子的运动加快，这样单位时间里反应物分子间的碰撞次数增加，反应也会相应地加快，但这不是反应加快的主要原因，而前者是反应加快的主要原因。

1889年，瑞典物理化学家阿伦尼乌斯（S．Arrhenius）在总结了大量实验数据的基础上，给出了化学反应速率常数k与温度之间的定量关系：

其对数式表示为：

上述式（3．4）、式（3．5）、式（3．6）均称为阿伦尼乌斯方程式。

一般而言，当化学反应的温度变化不大时，Ea和A可以看作是常数。若反应在温度T1时的速率常数为k1，在温度T2时的速率常数为k2，则由式（3．6）得：

两式相减，得：

这样，对于某反应若已知其在温度T1时的反应速率k1和温度T2时的反应速率k2，即可求出此反应的活化能Ea；若已知某反应的活化能Ea，亦可求出此反应在任意温度下的反应速率常数k。

例题3．2　对于下列反应：

其碰撞频率因子A＝4．3×1013/s，Ea＝103．3 kJ/mol，求27℃时的速率常数k。

解：根据阿伦尼乌斯公式：

将数据代入公式得：

用同样的方法，可以计算出37℃和127℃时的速率常数分别为1．66×10－4和1．38。可看出，当温度升高10℃时，反应速率常数大约增加为原来的4倍；升高100℃时，反应速率常数大约增加为原来的3×104倍。一般情况下，温度每升高10℃，化学反应速率增加为原来的2～4倍。

阿伦尼乌斯公式不仅说明了反应速率与温度的关系，而且还可以说明活化能对反应速率的影响。对于活化能大小不同的两个反应，升高温度时具有较大的活化能的反应，其反应速率常数增加的倍数比活化能低的反应增加的倍数大。也就是说，升高温度更有利于活化能较高的反应。

4）催化剂对反应速率的影响

催化剂是在化学反应中能够改变化学反应速率，而其自身的质量和化学组成在反应前后保持不变的物质。能加快反应速率的催化剂称为正催化剂；能减慢反应速率的催化剂称为负催化剂。如果没有特别注明，通常所说的催化剂，都是指正催化剂。催化剂改变化学反应速率的作用称为催化作用。在催化剂作用下进行的反应，称为催化反应。

催化剂能够加快反应速率的原因是：在催化反应过程中，它能够降低反应所需要的能量，这样就会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数，从而使反应速率大大加快。

由于催化剂能成千成万倍地增大化学反应速率，因此，催化剂在现代化工生产中占有极为重要的地位。据初步统计，约有85%的化学反应需要使用催化剂，有很多反应还必须靠使用性能优良的催化剂才能进行。

综上所述，对于同一个化学反应，条件不同时，反应速率会发生变化。除了浓度（对于有气体参加的反应，改变压强相当于改变浓度）、温度、催化剂等外界因素对反应速率都有较大的影响外，反应物颗粒的大小、溶剂的性质等也会对化学反应速率产生影响。在适当条件下，人们还可以利用光、超声波，甚至磁场来改变某个反应的速率。

知识拓展

化学模拟生物固氮

NH3和许多铵盐都是重要的化学肥料。这是因为N是构成蛋白质的一种基本元素，也是农作物生长的主要营养元素之一。自然界里含有大量的氮元素，但占空气体积78%的N2却不能被植物直接利用，如能变成铵态的氮，就能被植物吸收。要把H2和空气中的N2转变为NH3，正如前面所介绍的那样，需要有耐高温、高压的器材和设备以及大量的动力等。那么能不能在常温、常压条件下，把空气中的N2转变为铵态氮呢？几十年来，人们曾进行了大量的努力，希望在温和条件下实现氨的合成，但一直还没有成功。然而，某些豆科植物的根部有根瘤菌共生。根瘤菌能起固氮作用，即摄取空气中的N2并使它转化为NH3等，为植物直接吸收。这就称为生物固氮现象。生物固氮是在常温、常压下进行的，实际上，地球上的N2的固定，绝大部分是通过生物固氮进行的。据不完全统计，全世界工业合成氮肥中的氮约定只占固氮总质量的20%。那么，人们能不能向大自然学到这种本领呢？这就需要研究如何模拟生物的功能，把生物的功能的原理用于化学工业生产，借以改善现有的并创造崭新的化学工艺过程。如果化学模拟生物固氮成功，不仅可以大大提高氮肥工业的效率，发展农业生产，同时还会对很多化学工业产生深远的影响。

本意小结

一、化学反应

分子可分成原子，原子得到或失去电子就形成离子，原子、离子重新排列组合构成新物质的过程，称为化学反应。在化学反应中常伴有发光、发热、变色、生成沉淀物等现象。

二、化学反应速率

化学反应速率是表明化学反应进行的快慢的物理量。通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增大来表示，其单位常用mol/（L·min）或mol/（L·s）表示。

参加化学反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要因素，不同的物质参加的化学反应，具有不同的反应速率。此外，温度、浓度、压强和催化剂等也能影响化学反应速率。

当碰撞的分子具有足够的能量和合适的取向时，才能发生化学反应。反应物中活化分子所占的百分数越大，有效碰撞的次数越多，反应进行得就越快。增加反应的温度、浓度、压强（对有气体存在的反应）和使用性能良好的催化剂，都能增加反应物分子间的有效碰撞次数，因而都能增大化学反应速率。

目标检测

一、填空题

1．反应3Fe（S）＋4H2OઆઆFe3O4（s）＋4H2（g），在一可变的容积的密闭容器中进行，试回答：

（1）增加Fe的量，其正反应速率的变化是________（填增大、不变、减小，以下相同）。

（2）将容器的体积缩小一半，其正反应速率________，逆反应速率________。

（3）保持体积不变，充入N2使体系压强增大，其正反应速率________，逆反应速率________。

（4）保持压强不变，充入N2使容器的体积增大，其正反应速率________，逆反应速率________。

2．某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化。在100mL稀盐酸中加入足量的锌粉，标准状况下测得数据累计值如下：

（1）在0～1、1～2、2～3、3～4、4～5min时间段中：

反应速率最大的时间段是________，原因为________________；

反应速率最小的时间段是________，原因为________________。

（2）在2～3min时间段内，用盐酸的浓度变化表示的反应速率为________。

（3）为了减缓反应速率但不减少产生氢气的量，在盐酸中分别加入等体积的下列溶液：

A．蒸馏水　B．Na2SO4溶液　C．NaNO3溶液　D．CuSO4溶液　E．Na2CO3溶液

你认为可行的是________________。

3．把除去氧化膜的镁条放入盛一定浓度稀HCl的试管中，发现H2的生成速率v随时间t变化如图，其中，t1～t2速率变化的原因是________，t2～t3速率变化的原因是________。

4．某化学反应A（g）＋3B（g）આઆ2C（g）在2 L的密闭容器内进行反应，经过5min后A的物质的量减少了amol，则vA________vB________vC________vA∶vB∶vC＝________。

5．合成氨的反应如下：N2＋3H2ܪܒܩ2NH3＋Q，为提高氨的生成速率应采取的措施是：

（1）________；（2）________；（3）________；（4）________。

二、选择题

1．反应A（g）＋3B（g）ܪܩܒ2C（g）＋2D（g），在不同情况下测得反应速率，其中反应速率最快的是（　　）。

A．vD＝0．4mol/（L·s）　　B．vC＝0．5mol/（L·s）

C．vB＝0．6mol/（L·s）　　D．vA＝0．15mol/（L·s）

2．人体正常的血红蛋白中应含二价铁离子（Fe2＋）。若误食亚硝酸盐（如NaNO2），则导致血红蛋白中二价铁离子（Fe2＋）转化为三价铁离子（Fe3＋），从而使人中毒。服用维生素C可解除亚硝酸盐中毒，下列叙述正确的是（　　）。

A．亚硝酸盐是还原剂　　　　　　B．维生素C是还原剂

C．维生素C将Fe3＋还原为Fe2＋　　D．亚硝酸盐被氧化

3．已知4NH3＋5O2આઆ4NO＋6H2O，若反应速率分别用vNH3、vO2、vNO、vH2O表示，单位为mol/（L·min），则正确的是（　　）。

A．4/5vNH3＝vO2　　 B．5/6vO2＝vH2O

C．2/3vNH3＝vH2O　　D．4/5vO2＝vNO

4．下列说法正确的是（　　）。

A．增大压强，活化分子百分数增大，化学反应速率一定增大

B．升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率可能增大

C．加入反应物，使活化分子百分数增大，化学反应速率增大

D．一般使用催化剂可以降低反应的活化能，增大活化分子百分数，增大化学反应速率

5．在2L密闭容器中加入4molA和6molB，发生以下反应：4A（g）＋6B（g）（g）＋5D（g）。若经5s后，剩下的A是2．5mol，则B的反应速率是（　　）。

A．0．45mol/（L·s）　　 B．0．15mol/（L·s）

C．0．225mol/（L·s）　　D．0．9mol/（L·s）

6．可逆反应A（g）＋4B（g）（g）＋D（g），在4种不同情况下的反应速率如下，其中反应进行得最快的是（　　）。

A．vA＝0．15mol/（L·min）　　B．vB＝0．6mol/（L·min）

C．vC＝0．4mol/（L·min）　　 D．vD＝0．01mol/（L·s）

7．同质量的锌与盐酸反应，欲使反应速率增大，选用的反应条件正确的组合是（　　）。反应条件：①锌粒②锌片③锌粉④5%盐酸⑤10%盐酸⑥15%盐酸⑦加热⑧用冷水冷却⑨不断振荡⑩迅速混合后静置

A．③⑥⑦⑨　　B．③⑤⑦⑨　　C．①④⑧⑩　　D．②⑥⑦⑩

8．设C＋CO22CO（正反应吸热），反应速率为v1；3H2＋N22NH3（正反应放热），反应速率为v2。对于上述反应，当温度升高时，v1和v2的变化情况为（　　）。

A．同时增大　　　　 B．同时减小

C．v1增加，v2减小　　D．v1减小，v2增大

9．从植物花中可提取一种简写为HIn的有机物，它在水溶液中因存在下列平衡：HIn（溶液，红色）H＋（溶液，无色）＋In－（溶液，黄色）而用作酸碱指示剂。往该溶液中加入Na2O2粉末，则溶液颜色为（　　）。

A．红色变深　　B．黄色变浅　　C．黄色变深　　D．褪为无色

10．下列说法中有明显错误的是（　　）。

A．对有气体参加的化学反应，增大压强体积减小，可使单位体积内活化分子数增加，因而反应速率增大

B．升高温度，一般可使活化分子的百分数增大，因而反应速率增大

C．活化分子之间发生的碰撞一定为有效碰撞

D．加入适宜的催化剂，可使活化分子的百分数大大增加，从而成千上万倍地增大化学反应的速率

11．在一定条件下，可逆反应N2＋3H22NH3＋Q达平衡。当单独改变下述条件后，有关叙述错误的是（　　）。

A．加催化剂，v正、v逆都发生变化，且变化的倍数相等

B．加压，v正、v逆都增大，且v正增大倍数大于v逆增大倍数

C．降温，v正、v逆都减小，且v正减小倍数小于v逆减小倍数

D．增大［N2］，v正、v逆都增大，且v正增大倍数大于v逆增大倍数

12．在2 L的密闭容器中，发生以下反应：2A（g）＋B（g）2C（g）＋D（g）。若最初加入的A和B都是4mol，在前10 s A的平均反应速度为0．12mol/（L·s），则10 s时，容器中B的物质的量是（　　）。

A．1．6mol　　B．2．8mol　　C．2．4mol　　D．1．2mol

13．在2A＋B 3C＋5D反应中，表示该反应速率最快的是（　　）。

A．υA＝0．5mol/（L·s）　　B．υB＝0．3mol/（L·s）

C．υC＝0．8mol/（L·s）　　D．υD＝1mol/（L·s）

14．在一密闭容器中充入一定量的N2和H2，经测定反应开始后的2s内氢气的平均速率：v（H2）＝0．45mol/（L·s），则2 s末NH3的浓度为（　　）。

A．0．50mol/L　　B．0．60mol/L　　C．0．45mol/L　　D．0．55mol/L

15．将0．5mol的PCl5充入体积为1 L的密闭容器中，发生反应PCl5PCl3＋Cl2，一段时间后测得PCl5的浓度为0．3mol/L，且这段时间内的平均反应速率υ（PCl5）＝

0．4mol/（L·min），则这段时间为（　　）。

A．4/3min　　B．3/4min　　C．30s　　D．15s

16．下列情况下，反应速率相同的是（　　）。

A．等体积0．1mol/L的HCl和0．1mol/L的H2SO4分别与0．2mol/L的NaOH溶液反应

B．等质量锌粒和锌粉分别与等量1mol/L的HCl反应

C．等体积等浓度HCl和HNO3分别与等质量的Na2CO3粉末反应

D．等体积0．2mol/L的HCl和0．1mol/L的H2SO4与等量等表面积等品质石灰石反应

17．Na2S2O3与稀H2SO4溶液发生反应：Na2S2O3＋H2SO4Na2SO4＋SO2＋S↓＋H2O下列反应速率最大的是（　　）。

A．0．1mol/L Na2S2O3和0．1mol/L H2SO4溶液各5mL，加水5mL，反应温度10℃

B．0．1mol/L Na2S2O3和0．1mol/L H2SO4溶液各5mL，加水10mL，反应温度10℃

C．0．1mol/L Na2S2O3和0．1mol/L H2SO4溶液各5mL，加水10mL，反应温度30℃

D．0．2mol/L Na2S2O3和0．1mol/L H2SO4溶液各5mL，加水10mL，反应温度30℃

18．对于在一密闭容器中进行反应：C（s）＋O2（g）CO2（g），下列说法错误的是（　　）。

A．将木炭粉碎成粉末状可以加快化学反应速率

B．升高温度可以加快化学反应速率

C．增加压强可以加快化学反应速率

D．增加木炭的量可以加快化学反应速率

19．设C＋CO22CO－Q1反应速率为u1，N2＋3H22NH3＋Q2反应速率为u2，对于上述反应，当温度升高时，u1和u2的变化情况为（　　）。

A．同时增大　　B．同时减小　　C．增大；减小　　D．减小；增大

20．对某一可逆反应来说，使用催化剂的作用是（　　）。

A．提高反应物的平衡转化率　　　　　　B．以同样程度改变正逆反应速率

C．增大正反应速率，降低逆反应速率　　D．改变平衡混合物的组成

21．反应3X（g）＋Y（g）Z（g）＋2W（g）在2 L密闭容器中进行，5min后Y减少了0．1mol，则此反应的平均速率v为（　　）。

A．vX＝0．03mol/（L·min）　　B．vY＝0．02mol/（L·min）

C．vZ＝0．10mol/（L·min）　　D．vW＝0．20mol/（L·min）

22．下列有关化学反应速率的说法，正确的是（　　）。

A．用铁片和稀硫酸反应制取氢气时，改用98%的浓硫酸可以加快产生氢气的速率

B．100mL 2mol/L的盐酸跟锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变

C．SO2的催化氧化是一个放热的反应，所以升高温度，反应速率减慢

D．汽车尾气中的NO和CO可以缓慢反应生成N2和CO2，减小压强反应速率减慢

三、计算题

1．已知合成氨反应为：N2＋3H22NH3，在一定温度下，向1 L密闭容器中，加入2mol N2和5mol H2，一定条件下使之反应，经过2min后测得NH3为0．4mol，求以N2、H2、NH3表示的反应速率以及三者之比。

2．将6mol H2和3mol CO充入容积为0．5 L的密闭容器中，进行如下反应：

2H2（g）＋CO（g）CH3OH（g），6 s末时容器内压强为开始时的0．6倍。试计算：H2的反应速率是多少？