反應A2+B22AB ΔH=QkJ/mol，在不同溫度和壓強改變的條件下，產物AB的生成情況如圖所示：a為500℃、b為300℃的情況，c為反應在300℃時從時間t3開始向容器中加壓的情況，則下列敘述正確的是

A．A2、B2及AB均為氣體，Q＞0

B．AB為氣體，A2、B2中有一種為非氣體，Q＞0

C．AB為氣體，A2、B2中有一種為非氣體，Q＜0

D．AB為固體，A2、B2中有一種為非氣體，Q＞0

已知常溫下，N2（氣）和H2（氣）反應生成4mol NH3（氣）放出QkJ熱量�，F(xiàn)有甲、乙兩個等體積的密閉容器，在常溫下：①向密閉容器甲中通入2molN2和6 mol H2，達到平衡時放出熱量Q1kJ。②向密閉容器乙中通入1 mol N2和3 mol H2，達到平衡時放出熱量Q2kJ。則下列關系式正確的是

A．Q1=2Q2=Q B．Ql>2Q2 C．Q1<2Q2 D．Q1=2Q2≠Q

在密閉容器中，mA（g）+bB（g）? pC（g）反應平衡時，測得 c（A）為 0．5mol•L?1，溫度不變的情況下，將容器體積增大一倍,當達到新的平衡時,測得 c（A）為 0．3mol•L?1，則下列判斷中正確的是

A．平衡向正反應方向移動 B．物質C的體積分數(shù)增加

C．化學計量數(shù)：m+b<p D．物質B的轉化率減小

下列說法正確的是

A．氯化鈉溶液在電流作用下電離成鈉離子和氯離子

B．強電解質溶液不一定比弱電解質溶液的導電性強

C．鹽酸、氫氧化鈉、硫酸鋇和氧化鋁一定是強電解質

D．強、弱電解質的導電性由溶液中溶質的濃度決定

下列敘述正確的是

A．常溫下，反應C(s) + CO2(g)=2CO(g)不能自發(fā)進行，則該反應△H>0

B．吸熱反應必須加熱才能發(fā)生，而放熱反應可以不加熱就能發(fā)生

C．使用催化劑可以降低反應的活化能，改變反應的反應熱，從而加快反應

D．熵變（ΔS）大于零、焓變（ΔH）小于零的反應在任何條件下都一定能發(fā)生。

常溫時，以下4種溶液pH最小的是

A．0.02mol/L醋酸溶液與等體積的水混合

B．0.02mol/L醋酸與0.02mol/LNaOH溶液等體積混合液

C．0.03mol/L醋酸與0.01mol/LNaOH溶液等體積混合液

D．pH = 2的鹽酸與pH = 12的NaOH溶液等體積混合液

下列事實，不能用勒夏特列原理解釋的是

A．實驗室常用排飽和食鹽水的方法收集氯氣

B．工業(yè)合成氨控制溫度在較高溫度（500℃)進行

C．在濃氨水中加入燒堿可用于實驗室快速生氨

D．工業(yè)上將二氧化硫轉化為三氧化硫常通入過量空氣

常溫下在水中加入下列物質，不會破壞水的電離平衡的是

A．通入SO2氣體

B．加入硫酸氫鈉固體

C．加入金屬鈉

D．加入蔗糖

向某密閉容器中加入0.30mol A、0.10mol C和一定量的B三種氣體，一定條件下發(fā)生反應，各物質濃度隨時間變化如圖1所示．如圖2為t2時刻后改變容器中條件，平衡體系中反應速率隨時間變化的情況，且四個階段都各只改變一種條件，所改變的條件均不同．已知t3～t4階段為使用催化劑．

圖1 圖2

（1）若t1=20s，則t0～t1階段以C濃度變化表示的反應速率為v（C）= ； t4～t5階段改變的條件為 ;（t0為坐標原點）

（2）若t2～t3階段，C的體積分數(shù)在不斷地變小，則此階段v（正） v（逆） （填“＞”、“=”、“＜”）; t3～t4的平衡常數(shù)K= 。

（3）t5～t6階段改變的條件為 ；B的起始物質的量為 ；

（4）t1達到平衡后，若保持容器溫度和體積不變，再向容器中加入0.08mol A，0.2mol C，則平衡 （填“向正反應方向”、“向逆反應方向”或“不”）移動．

（5）在溫度和容積不變條件下，能判斷該反應達到平衡的依據(jù)是

A．混合氣體的平均相對分子質量不變 B．反應體系的總壓強不變

C．生成2mol C的同時生成3mol A D．2v生成（A）=3v生成（C）

用H2O2溶液處理含NaCN的廢水的反應原理為：NaCN+H2O2+H2O=NaHCO3+NH3，已知：HCN酸性比H2CO3弱。下列有關說法正確的是

A．該反應中氮元素被氧化

B．該反應中H2O2作還原劑

C．實驗室配制NaCN溶液時，需加入適量的NaOH溶液

D．0.1mol·L－1NaCN溶液中含HCN和CN－總數(shù)目為0.1×6.02×1023