17.(2011新課標全國)科學家利用太陽能分解水生成的氫氣在催化劑作用下與二氧化碳反應生成甲醇，并開發(fā)出直接以甲醇為燃料的燃料電池。已知H₂(g)、CO(g)和CH₃OH(l)的燃燒熱△H分別為-285.8kJ·mol^-1、-283.0kJ·mol^-1和-726.5kJ·mol^-1。請回答下列問題：

(1)用太陽能分解10mol水消耗的能量是_____________kJ；

(2)甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態(tài)水的熱化學方程式為_____________；

(3)在溶積為2L的密閉容器中，由CO₂和H₂合成甲醇，在其他條件不變得情況下，考察溫度對反應的影響，實驗結果如下圖所示(注：T₁、T₂均大于300℃)；

下列說法正確的是________(填序號)

①溫度為T₁時，從反應開始到平衡，生成甲醇的平均速率為：v(CH₃OH)=mol·L^-1·min^-1

②該反應在T₁時的平衡常數(shù)比T₂時的小

③該反應為放熱反應

④處于A點的反應體系從T₁變到T₂，達到平衡時增大

(4)在T₁溫度時，將1molCO₂和3molH₂充入一密閉恒容器中，充分反應達到平衡后，若CO₂轉化率為a,則容器內的壓強與起始壓強之比為______；

(5)在直接以甲醇為燃料電池中，電解質溶液為酸性，負極的反應式為________、正極的反應式為________。理想狀態(tài)下，該燃料電池消耗1mol甲醇所能產(chǎn)生的最大電能為702.1kJ,則該燃料電池的理論效率為________(燃料電池的理論效率是指電池所產(chǎn)生的最大電能與燃料電池反應所能釋放的全部能量之比)

解析：(1)氫氣的燃燒熱是-285.8kJ·mol^-1，即每生成1mol的水就放出285.8kJ的能量，反之分解1mol的水就要消耗285.8kJ的能量，所以用太陽能分解10mol水消耗的能量是2858kJ；

(2)由CO(g)和CH₃OH(l)燃燒熱的熱化學方程式

①CO(g)+1/2O₂(g)＝CO₂(g)　 △H＝-283.0kJ·mol^-1；

②CH₃OH(l) +3/2O₂(g)＝CO₂(g)+2 H₂O(l)　 △H＝-726.5kJ·mol^-1；

可知②－①得到CH₃OH(l) +O₂(g)＝CO(g)+2 H₂O(l)　 △H＝-443.5kJ·mol^-1；

(3)CO₂和H₂合成甲醇的化學方程式為CO₂(g)+3H₂(g)CH₃OH(g) + H₂O(g)。由圖像可知B曲線先得到平衡，因此溫度T₂＞T₁，溫度高平衡時甲醇的物質的量反而低，說明正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向移動，不利于甲醇的生成，平衡常數(shù)減小，即②錯③正確；溫度為T₁時，從反應開始到平衡，生成甲醇的物質的量為mol，此時甲醇的濃度為，所以生成甲醇的平均速率為：v(CH₃OH)= mol·L^-1·min^-1，因此①不正確；因為溫度T₂＞T₁，所以A點的反應體系從T₁變到T₂時，平衡會向逆反應方向移動，即降低生成物濃度而增大反應物濃度，所以④正確。

。

　(5)在甲醇燃料電池中，甲醇失去電子，氧氣得到電子，所以負極的電極反應式是CH₃OH－6e^－+H₂O=CO₂+6H⁺，正極的電極反應式是3/2O₂+6e^－+6H⁺=3H₂O；甲醇的燃燒熱是-726.5kJ·mol^-1，所以該燃料電池的理論效率為。

答案：(1)2858； (2)CH₃OH(l) +O₂(g)＝CO(g)+2 H₂O(l)　 △H＝-443.5kJ·mol^-1；

(3)③④；　 (4)1－a/2；　

(5)CH₃OH－6e^－+H₂O=CO₂+6H⁺、3/2O₂+6e^－+6H⁺=3H₂O、96.6%

16.(2011重慶，14分)臭氧是一種強氧化劑，常用于消毒、滅菌等。

(1)O₃與KI溶液反應生成的兩種單質是___________和_________。(填分子式)

(2)O₃在水中易分解，一定條件下，O₃的濃度減少一半所需的時間(t)如題29表所示。已知：O₃的起始濃度為0.0216 mol/L。

①pH增大能加速O₃分解，表明對O₃分解起催化作用的是___________.

②在30°C、pH=4.0條件下，O₃的分解速率為__________ mol/(L·min)。

③據(jù)表中的遞變規(guī)律，推測O₃在下列條件下分解速率依次增大的順序為______.(填字母代號)

　a. 40°C、pH=3.0　 b. 10°C、pH=4.0　 c. 30°C、pH=7.0

(3)O₃可由臭氧發(fā)生器(原理如題29圖)電解稀硫酸制得。

①圖中陰極為_____(填“A”或“B”)，其電極反應式為_____。

②若C處通入O ₂，則A極的電極反應式為_____.

③若C處不通入O ₂ ，D、E處分別收集到xL和有yL氣體(標準情況)，則E處收集的氣體中O ₃ 所占的體積分數(shù)為_____。(忽略 O ₃ 的分解)。

解析：本題考察化學反應速率的概念、計算、外界條件對反應速率對影響以及有關電化學知識。

(1)臭氧是一種強氧化劑，能氧化I^－生成單質碘，方程式為O₃+2KI+H₂O=I₂+2KOH+O₂↑；

(2)①pH增大，說明堿性增強，因此其催化劑作用的是OH^－；

�、谟杀碇袛�(shù)據(jù)可知，在30°C、pH=4.0條件下，O₃的濃度減少一半所需的時間是108min，所以其反應速率是；

③由表中數(shù)據(jù)知溫度越高，pH越大，反應速率越快，所以分解速率依次增大的順序為b、a、c；

(3)①溶液中－2價的O失去電子被氧化得到臭氧，在電解池中陽極失去電子，發(fā)生氧化反應，溶液中的陽離子在陰極得到電子，發(fā)生還原反應，因此A是陰極，B是陽極；溶液中只有陽離子氫離子，所以陰極電極反應式為2H⁺+2e^－=H₂↑；

②若陰極通氧氣，則氧氣得到電子被還原成OH^－，然后結合溶液中氫離子生成水，方程式為O₂+4H⁺+4e^－＝2H₂O；

③由以上分析知D、E分別產(chǎn)生的氣體是氫氣和氧氣、臭氧的混合氣體。設臭氧的體積是nL，根據(jù)得失電子守恒知，解得n＝x－2y，所以臭氧的體積分數(shù)是。

答案：(1)O₂　 I₂

　　　 (2)①OH^－；

　　　　　 ②1.00×10^－4

　　　　　 ③b、a、c

　　 (3)①2H⁺+2e^－=H₂↑

　　　　　 ②O₂+4H⁺+4e^－＝2H₂O；

　　　　　 ③

15.(2011山東高考28，14分)研究NO_2、SO_{2 、}CO等大氣污染氣體的處理具有重要意義。

(1)NO₂可用水吸收，相應的化學反應方程式為　　　　　　　 。利用反應6NO₂+ 8NH₃7N₅+12 H₂O也可處理NO₂。當轉移1.2mol電子時，消耗的NO₂在標準狀況下是　　　 　L。

(2)已知：2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)　 　　　　　　ΔH=-196.6 kJ·mol^-1

2NO(g)+O₂(g)2NO₂(g)　　 　　　　　　ΔH=-113.0 kJ·mol^-1

　　　　 則反應NO₂(g)+SO₂(g)SO₃(g)+NO(g)的ΔH=　 kJ·mol^-1。

　　 一定條件下，將NO₂與SO₂以體積比1:2置于密閉容器中發(fā)生上述反應，下列能說明反應達到平衡

狀態(tài)的是　　　　 。

a．體系壓強保持不變

b．混合氣體顏色保持不變

c．SO₃和NO的體積比保持不變

d．每消耗1 mol SO₃的同時生成1 molNO₂

測得上述反應平衡時NO₂與SO₂體積比為1:6，則平衡常數(shù)K＝　　　　　 。

(3)CO可用于合成甲醇，反應方程式為CO(g)+2H₂(g)CH₃OH(g)。CO在不同溫度下的平衡轉化率與壓強的關系如下圖所示。該反應ΔH　　　 0(填“>”或“ <”)。實際生產(chǎn)條件控制在250℃、1.3×10⁴kPa左右，選擇此壓強的理由是　　　　 。

解析：(1)NO₂溶于水生成NO和硝酸，反應的方程式是3NO₂+H₂O=NO+2HNO₃；在反應6NO

+ 8NH₃7N₅+12 H₂O中NO₂作氧化劑，化合價由反應前的+4價降低到反應后0價，因此當反應中轉移1.2mol電子時，消耗NO₂的物質的量為，所以標準狀況下的體積是。

(2)本題考察蓋斯定律的應用、化學平衡狀態(tài)的判斷以及平衡常數(shù)的計算。① 2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)　 　ΔH₁=-196.6 kJ·mol^-1 ② 2NO(g)+O₂(g)2NO₂(g) 　　ΔH₂=-113.0 kJ·mol^-1 。②－①即得出2NO₂(g)+2SO₂(g)2SO₃(g)+2NO(g)　 ΔH=ΔH₂－ΔH₁=-113.0 kJ·mol^-1 +196.6 kJ·mol^-1＝+83.6 kJ·mol^-1。所以本題的正確答案是41.8；反應NO₂(g)+SO₂(g)SO₃(g)+NO(g)的特點體積不變的、吸熱的可逆反應，因此a不能說明。顏色的深淺與氣體的濃度大小有關，而在反應體系中只有二氧化氮是紅棕色氣體，所以混合氣體顏色保持不變時即說明NO₂的濃度不再發(fā)生變化，因此b可以說明；SO₃和NO是生成物，因此在任何情況下二者的體積比總是滿足1：1，c不能說明；SO₃和NO₂一個作為生成物，一個作為反應物，因此在任何情況下每消耗1 mol SO₃的同時必然會生成1 molNO₂，因此d也不能說明；設NO₂的物質的量為1mol，則SO₂的物質的量為2mol，參加反應的NO₂的物質的量為xmol。

(3)由圖像可知在相同的壓強下，溫度越高CO平衡轉化率越低，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，因此正反應是放熱反應；實際生產(chǎn)條件的選擇既要考慮反應的特點、反應的速率和轉化率，還要考慮生產(chǎn)設備和生產(chǎn)成本。由圖像可知在1.3×10⁴kPa左右時，CO的轉化率已經(jīng)很高，如果繼續(xù)增加壓強CO的轉化率增加不大，但對生產(chǎn)設備和生產(chǎn)成本的要求卻增加，所以選擇該生產(chǎn)條件。

答案：(1)3NO₂+H₂O=NO+2HNO₃；6.72

(2)－41.8；b；8/3；

(3)<　 在1.3×10⁴kPa下，CO的轉化率已經(jīng)很高，如果增加壓強CO的轉化率提高不大，而生產(chǎn)成本增加，得不償失。

14、(2011廣東高考31，15分)利用光能和光催化劑，可將CO₂和H₂O(g)轉化為CH₄和O₂。紫外光照射時，在不同催化劑(I、II、III)作用下，CH₄產(chǎn)量隨光照時間的變化如圖13所示。

(1)在0－30小時內，CH₄的平均生成速率V_I、V_II和V_III從大到小的順序為　　　　 ��；反應開始后的12小時內，在第　　 種催化劑的作用下，收集的CH₄最多。

(2)將所得CH₄與H₂O(g)通入聚焦太陽能反應器，發(fā)生反應：CH₄(g)+H₂O(g)CO(g)+3H₂(g)。該反應的△H=+206 kJ•mol^-1。

①在答題卡的坐標圖中，畫出反應過程中體系的能量變化圖(進行必要的標注)

②將等物質的量的CH₄和H₂O(g)充入1L恒容密閉容器，某溫度下反應達到平衡，平衡常數(shù)K=27，此時測得CO的物質的量為0.10mol，求CH₄的平衡轉化率(計算結果保留兩位有效數(shù)字)。

(3)已知：CH₄(g)+2O₂(g) ₌₌₌CO₂(g)+2H₂O(g)　 △H=－802kJ•mol^-1

　寫出由CO₂生成CO的熱化學方程式　　　　　　　　　　　 　。

解析：本題考察化學反應速率的概念、計算及外界條件對反應速率對影響；反應熱的概念和蓋斯定律的計算；熱化學方程式的書寫；與化學平衡有關的計算；圖像的識別和繪制。

(1)由圖像可以看出，反應進行到30小時時，催化劑Ⅲ生成的甲烷最多，其次是催化劑Ⅱ，催化劑Ⅰ生成的甲烷最少。因此V_I、V_II和V_III從大到小的順序為V_III＞V_II＞V_I＞；同理由圖像也可以看出，反應進行到12小時時，催化劑Ⅱ生成的甲烷最多，因此在第Ⅱ種催化劑的作用下，收集的CH₄最多。

(2)①由熱化學方程式可知，該反應是吸熱反應，即反應物的總能量小于生成物的總能量，因此反應過程中體系的能量變化圖為。

(3)由熱化學方程式①CH₄(g)+H₂O(g)CO(g)+3H₂(g)　　 △H=+206 kJ•mol^-1

　　　　　　　　　 ②CH₄(g)+2O₂(g) ₌₌₌CO₂(g)+2H₂O(g)　 △H=－802kJ•mol^-1

①－②得CO₂(g)+3H₂O(g) ₌₌₌ CO(g)+3H₂(g)+2O₂(g)　 △H=+1008 kJ•mol^-1

答案：(1)V_III＞V_II＞V_I＞；Ⅱ

　　 (2)①

　　　　 ②91%

　　 (3)CO₂(g)+3H₂O(g) ₌₌₌ CO(g)+3H₂(g)+2O₂(g)　 △H=+1008 kJ•mol^-1

13.(2011北京高考25，12分)

在溫度t₁和t₂下，X₂(g)和 H₂反應生成HX的平衡常數(shù)如下表：

化學方程式	K (t1 )	K (t2)
2	1.8
	43	34

(1)已知t₂ >t₁，HX的生成反應是　　　　　　 反應(填“吸熱”或“放熱”)。

(2)HX的電子式是　　 　　　　。

(3)共價鍵的極性隨共用電子對偏移程度的增大而增強，HX共價鍵的極性由強到弱的順序是　　　　 　。

(4)X₂都能與H₂反應生成HX，用原子結構解釋原因：　　　　　　　　　　 　。

(5)K的變化體現(xiàn)出X₂化學性質的遞變性，用原子結構解釋原因：__________，原子半徑逐漸增大，得電子能力逐漸減弱。

(6)僅依據(jù)K的變化，可以推斷出：隨著鹵素原子核電荷數(shù)的增加，_______(選填字母)

a. 在相同條件下，平衡時X₂的轉化率逐漸降低

b. X₂與H₂反應的劇烈程度逐漸減弱

c. HX的還原性逐漸

d. HX的穩(wěn)定性逐漸減弱

解析：(1)由表中數(shù)據(jù)可知，溫度越高平衡常數(shù)越小，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，所以HX的生成反應是發(fā)熱反應；

(2)HX屬于共價化合物，H－X之間形成的化學鍵是極性共價鍵，因此HX的電子式是；

(3)F、Cl、Br、I屬于 ⅦA，同主族元素自上而下隨著核電荷數(shù)的增大，原子核外電子層數(shù)逐漸增多，導致原子半徑逐漸增大，因此原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱，從而導致非金屬性逐漸減弱，即這四種元素得到電子的能力逐漸減弱，所以H－F鍵的極性最強，H－I的極性最弱，因此HX共價鍵的極性由強到弱的順序是HF、HCl、HBr、HI；

(4)鹵素原子的最外層電子數(shù)均為7個，在反應中均易得到一個電子而達到8電子的穩(wěn)定結構。而H原子最外層只有一個電子，在反應中也想得到一個電子而得到2電子的穩(wěn)定結構，因此鹵素單質與氫氣化合時易通過一對共用電子對形成化合物HX；

(5)同(3)

(6)K值越大，說明反應的正向程度越大，即轉化率越高，a正確；反應的正向程度越小，說明生成物越不穩(wěn)定，越易分解，因此選項d正確；而選項c、d與K的大小無直接聯(lián)系。

答案：(1)發(fā)熱

　　 (2)

　　 (3)HF、HCl、HBr、HI；

　　 (4)鹵素原子的最外層電子數(shù)均為7個

　　 (5)同一主族元素從上到下原子核外電子層數(shù)依次增多

　　 (6)a、d

12.(2011安徽高考28，13分)

　 地下水中硝酸鹽造成的氮污染已成為一個世界性的環(huán)境問題。文獻報道某課題組模擬地下水脫氮過程，利用Fe粉和KNO₃溶液反應，探究脫氮原理及相關因素對脫氮速率的影響。

　 (1)實驗前：①先用0.1mol ·L^-1H₂SO₄洗滌Fe粉，其目的是　　　 ，然后用蒸餾水洗滌至中性；②將KNO₃溶液的pH調至2.5；③為防止空氣中的O₂對脫氮的影響，應向KNO₃溶液中通入　　　　 (寫化學式)。

(2)下圖表示足量Fe粉還原上述KNO₃溶液過程中，測出的溶液中相關離子濃度、pH隨時間的變化關系(部分副反應產(chǎn)物曲線略去)。請根據(jù)圖中信息寫出t₁時刻前該反應的離子方程式　　　　 。t₁時刻后，該反應仍在進行，溶液中NH₄⁺的濃度在增大，F(xiàn)e²⁺的濃度卻沒有增大，可能的原因是　　　　　 。

(3)該課題組對影響脫氮速率的因素提出了如下假設，請你完成假設二和假設三：

　　　 假設一：溶液的pH；

　　　 假設二：　　　　 ；

假設三：　　　　 ；

……..

(4)請你設計實驗驗證上述假設一，寫出實驗步驟及結論。

　　　 (已知：溶液中的NO₃^－濃度可用離子色譜儀測定)

解析：(1)因為鐵易生銹，即鐵表面會有鐵的氧化物等雜質，所以要用硫酸除去鐵表面的氧化物等雜質；氧氣具有強氧化性，會氧化生成的Fe²⁺，為防止該反應的發(fā)生必需通入一種保護原性氣體且不能引入雜質，因此可以選用氮氣；

(2)由圖像可知反應的產(chǎn)物有Fe²⁺、NH₄⁺和NO氣體，所以該反應的離子方程式是：4Fe+10H⁺+NO₃^－=4Fe²⁺+NH₄⁺+3H₂O；t₁時刻后，隨著反應的進行，溶液中pH逐漸增大，當pH達到一定程度時就會和反應產(chǎn)生的Fe²⁺結合，因此其濃度沒有增大；

(3)影響反應速率的外界因素比較多，例如溫度、濃度、溶液多酸堿性、固體多表面積等等；

(4)要驗證假設一，需要固定其它條件不變，例如硝酸的濃度、反應的溫度、鐵的表面積都必需保持一致，然后在相同時間內測量溶液中NO₃^－的濃度(依據(jù)提示：溶液中的NO₃^－濃度可用離子色譜儀測定)來判斷pH不同時對脫氮對反應速率有沒有影響。

答案：(1)除去鐵粉表面的氧化物等雜質　 N₂

(2)4Fe+10H⁺+NO₃^－=4Fe²⁺+NH₄⁺+3H₂O；生成的Fe²⁺水解(或和溶液中OH^－的結合)；

(3)溫度　 鐵粉顆粒大小

(4)實驗步驟及結論：

①分別取等體積、等濃度的KNO₃溶液于不同的試管中；

②調節(jié)溶液呈酸性且pH各不相同，并通入氮氣；

③分別向上述溶液中加入足量等質量的同種鐵粉；

④用離子色譜儀測定相同反應時間時各溶液中NO₃^－的濃度。若pH不同KNO₃溶液中，測出的NO₃^－濃度不同，表明pH對脫氮速率有影響，否則無影響。

(本題屬于開放性試題，合理答案均可)

11．(201浙江高考27，14分)某研究小組在實驗室探究氨基甲酸銨(NH₂COONH₄)分解反應平衡常數(shù)和水解反應速率的測定。

(1)將一定量純凈的氨基甲酸銨置于特制的密閉真空容器中(假設容器體積不變，固體試樣體積忽略不計)，在恒定溫度下使其達到分解平衡：NH₂COONH₄(s)2NH₃(g)+CO₂(g)。

實驗測得不同溫度下的平衡數(shù)據(jù)列于下表：

①可以判斷該分解反應已經(jīng)達到化學平衡的是___________。

A．　　　　　　　　　　　　　　　　　 B．密閉容器中總壓強不變

C．密閉容器中混合氣體的密度不變　　　　 　　 D．密閉容器中氨氣的體積分數(shù)不變

②根據(jù)表中數(shù)據(jù)，列式計算25.0℃時的分解平衡常數(shù)：__________________________。

③取一定量的氨基甲酸銨固體放在一個帶活塞的密閉真空容器中，在25℃下達到分解平衡。若在恒溫下壓縮容器體積，氨基甲酸銨固體的質量______(填“增加”、“減小”或“不變”)。

④氨基甲酸銨分解反應的焓變△H____0，熵變△S___0(填＞、＜或＝)。

(2)已知：NH₂COONH₄+2H₂ONH₄HCO₃+NH₃·H₂O。該研究小組分別用三份不同初始濃度的氨基甲酸銨溶液測定水解反應速率，得到c(NH₂COO^－)隨時間變化趨勢如圖所示。

⑤計算25℃時，0-6min氨基甲酸銨水解反應的平均速率___________________________。

⑥根據(jù)圖中信息，如何說明水解反應速率隨溫度升高而增大：_______________________。

解析：(1)①A．不能表示正逆反應速率相等；B．反應進行則壓強增大；C．恒容，反應進行則密度增大；D．反應物是固體，NH₃的體積分數(shù)始終為2/3

②需將25℃的總濃度轉化為NH₃和CO₂的濃度；K可不帶單位。

③加壓，平衡逆移；④據(jù)表中數(shù)據(jù)，升溫，反應正移，△H＞0，固體分解為氣體，△S＞0。

(2)⑤；

⑥圖中標▲與標●的曲線相比能確認。

答案：(1)①BC；　 ②K＝c²(NH₃)·c(CO₂)＝(2c/3)²(1c/3)＝1.6×10^－8(mol·L^－1)³

�、墼黾�；　 ④＞，＞。

(2)⑤0.05mol·L^－1·min^－1；

⑥25℃反應物的起始濃度較小，但0-6min的平均反應速率(曲線的斜率)仍比15℃大。

10.(2011四川)可逆反應①X(g)+2Y(g)2Z(g) 、②2M(g)N(g)+P(g)分別在密閉容器的兩個反應室中進行，反應室之間有無摩擦、可滑動的密封隔板。反應開始和達到平衡狀態(tài)時有關物理量的變化如圖所示：

下列判斷正確的是

A. 反應①的正反應是吸熱反應

B. 達平衡(I)時體系的壓強與反應開始時體系的壓強之比為14:15

C. 達平衡(I)時，X的轉化率為

D. 在平衡(I)和平衡(II)中M的體積分數(shù)相等

解析：溫度降低時，反應②中氣體的物質的量減少，說明平衡向正方應方向移動，因此正方應是放熱反應；由圖可以看出達平衡(I)時體系的壓強與反應開始時體系的壓強之比為；同理可以計算出達平衡(I)時反應①中氣體的物質的量是，即物質的量減少了，所以達平衡(I)時，X的轉化率為；由于溫度變化反應②的平衡已經(jīng)被破壞，因此在平衡(I)和平衡(II)中M的體積分數(shù)不相等。

答案：C

9．(2011全國II卷8)在容積可變的密閉容器中，2mo1N₂和8mo1H₂在一定條件下發(fā)生反應，達到平衡

時，H₂的轉化率為25%，則平衡時的氮氣的體積分數(shù)接近于

A．5%　　　　　　　　　　 B．10%　　　　　　　　　　 C．15%　　　　　　　　　 D．20%

解析：　　　　　　　　　　 N₂ +　 3H₂2NH₃

　　　　 起始量(mol)　　 2　　　　 8　　　　 0

　　　　 轉化量(mol)　　 2/3　　　 2　　　　 4/3

　　　　 平衡量(mol)　 4/3　　　 6　　　　 4/3

所以平衡時的氮氣的體積分數(shù)＝。

答案：C

8. (2011海南)對于可逆反應，在溫度一定下由H₂(g)和I₂(g)開始反應，下列說法正確的是

A. H₂(g)的消耗速率與HI(g)的生成速率之比為2:1

B. 反應進行的凈速率是正、逆反應速率之差

C. 正、逆反應速率的比值是恒定的

D. 達到平衡時，正、逆反應速率相等

[答案]BD

命題立意：可逆反應中的速率問題考查

解析：A選項中，速率之比等于計量數(shù)之比，應為1:2；B選項出現(xiàn)的凈速率在中學沒出現(xiàn)過，但根據(jù)平均速率的求算，為反應物的凈減少量，該項正確；C項明顯錯誤，反應過程中，正反應速率是減小的過程，而逆反應速率是增大的過程；D選項是平衡定義中來，正確。

[技巧點撥]這類題就只有幾個考點：①平均速率的比等于計量數(shù)的比；平均速率的計算；③反應過程中即時速率變化；④平衡中的速率問題。