第45講化學反應速率與反應歷程

［復習目標］1.了解基元反應、過渡態(tài)理論，了解速率方程和速率常數(shù)。2.掌握多因素對化學

反應速率影響的分析方法。

考點一基元反應過渡態(tài)理論

1.基元反應

大多數(shù)化學反應都是分幾步完成的，其中的每一步反應都稱為基元反應。

2.對于基元反應aA+bB=gG+〃H,其速率方程可寫為o=%/（A）/（B）（其中人稱為速率常

數(shù)，恒溫下，上不因反應物濃度的改變而變化），這種關系可以表述為基元反應的化學反應速

率與反應物濃度以其化學計量數(shù)為指數(shù)的塞的乘積成正比。有時稱其為質(zhì)量作用定律。

3.許多化學反應，盡管其反應方程式很簡單，卻不是基元反應，而是經(jīng)由兩個或多個步驟完

成的復雜反應。例如H2（g）+L（g）=2HI（g）,它的反應歷程有如下兩步基元反應：

①上1+1（快）

②H2+2I=2HI（慢）

其中慢反應為整個反應的決速步驟。

4.過渡態(tài)理論

如圖所示是兩步完成的化學反應，分析并回答下列問題。

（1）該反應的反應物為A、B,中間體為C，生成物為

⑵由A、B生成C的反應為吸（填“吸”或“放"，下同）熱反應，由C生成D的反應為放熱

反應，總反應為放熱反應。

（3）第一步為慢（填“快”或“慢”，下同）反應，第二步為快反應，決定總反應快慢的是第二

步反應。

一、反應機理---快反應與慢反應

1.甲烷與氯氣在光照條件下存在如下反應歷程（“?”表示電子）：

①Cb出幺2cl?（慢反應）

②CR+C1--CH3+HC1（快反應）

③CH3+CI2-CH3CI+CI?（快反應）

④CH3+CI?-CH3cl（快反應）

已知在一個分步反應中，較慢的一步反應控制總反應的速率。下列說法不正確的是（）

A.上述過程的總反應方程式為CH4+Cl2CH3CI+HC1

B.光照的主要作用是促進反應①的進行從而使總反應速率加快

C.反應②?④都是由微粒通過碰撞而發(fā)生的反應

D.反應①是釋放能量的反應

答案D

解析由反應歷程可知，甲烷與氯氣發(fā)生取代反應生成一氯甲烷和氯化氫，則總反應方程式

CH4+C12^^CH3C1+HC1,故A正確；光照的主要作用是破壞氯氣分子中的共價鍵，形

成氯原子，促進反應①的進行從而使總反應速率加快，故B正確；由反應歷程可知，反應②?

④都是由微粒通過有效碰撞而發(fā)生的反應，故C正確；反應①是破壞氯氣分子中的共價鍵形

成氯原子的過程，應吸收能量，故D錯誤。

2.如圖是CH4與Zr形成過渡金屬化合物的過程。下列說法正確的是()

A.加入合適的催化劑待反應完成時可增大過渡金屬化合物的產(chǎn)率

B.Zr+CH4—?CHs—Zr-H的活化能為99.20

豉

C.整個反應的快慢由狀態(tài)1前?-CR—Zr…H的反應快慢決定

1

D.Zr+CH4—*CH—Zr…H3A/f=-39.54kJ-moP

答案B

解析催化劑能降低反應的活化能，加快反應速率，但化學平衡不移動，過渡金屬化合物的

產(chǎn)率不變，故A錯誤；由圖可知，反應Zr+CH4—*CH3—Zr…H的活化能為99.20kJ-mo「，

"『I匈

故B正確；由圖可知，'?-狀態(tài)2的活化能最大，反應速率最慢，決定整

1

個反應的快慢，故C錯誤；由圖可知，反應Zr+CH4—->CH—Zr-H3AH=+39.54kJ-moP,

故D錯誤。

二、速率常數(shù)與速率方程

3.工業(yè)上利用CHX混有CO和田)與水蒸氣在一定條件下制取H2,原理為CH4(g)+

H2O(g)CO(g)+3H2(g),該反應的逆反應速率表達式為。逆=左式03)/32),k為速率常數(shù),

在某溫度下測得實驗數(shù)據(jù)如表所示：

H2濃度

CO濃度/(mol-L-1)逆反應速率/(moLLFmiiTi)

/(mol-L-1)

0.1Cl8.0

C2Cl16.0

C20.156.75

由上述數(shù)據(jù)可得該溫度下，，2=，該反應的逆反應速率常數(shù)上=L3.mor3.mhTi。

答案0.21.0X104

-。,,,_…°8.0mol-L'-min1

解析根據(jù)。達=kc(CO)/(H2),由表中數(shù)據(jù)可得：?moLLI)3=R~~「,cmol-L』

0.1mol-LXk2

6.75mol1—Lmin―?8.0mol?LLmin?6.75mol?LLmin-1,日

(0.15mol-L_1)3XZ：;所以有kX-B丁嬴正五三丁義旗應而7^T^=16.0molLmin,解行人

=1.0X104L3-mor3-min-1,代入C2的等式可得，2=02。

4.300℃時，2N0(g)+Cb(g)2ClN0(g)的正反應速率表達式為0正=左/((2N0),測得正

反應速率和濃度的關系如下表：

序號c(ClNO)/(mol-L-1)vir./(mol-L!-s!)

①0.303.60XW9

②0.601.44義lor

③0.903.24X10-8

n=；k=o

答案24.0X10-8L-moF^s-1

解析根據(jù)表格①②中的數(shù)據(jù)，代入正反應速率表達式然后做比值：i44xl0^=^060^,解

8!

得n=2,將n和①或②或③中數(shù)據(jù)代入正反應速率表達式得^=4x10L-mol^-so

考點二多因素影響下的速率圖像分析

1.?？加绊懟瘜W反應速率的因素：濃度、溫度、壓強、催化劑的活性、接觸面積、原電池原

理、副反應等。

2.隨著時間的推移，反應物濃度減小，反應速率減小。

3.絕大多數(shù)催化劑都有活性溫度范圍，溫度太低時，催化劑的活性很小，反應速率很慢，隨

溫度升高，反應速率逐漸增大，物質(zhì)轉(zhuǎn)化率增大，溫度過高又會破壞催化劑的活性。

4.速率圖像分析的一般方法

(1)看清關鍵點：起點、終點和變化點。

⑵看清變化趨勢。

(3)綜合分析反應原理，如有的反應放熱造成溫度升高，反應速率加快；有的反應生成的金屬

與原金屬形成原電池，反應速率加快；有的反應物濃度減小，反應速率減慢；有的反應生成

物中有催化劑，反應速率加快；有的反應溫度過高，造成催化劑失去活性，反應速率減慢等。

一、溫度與濃度的雙重影響

1.把在空氣中久置的鋁片5.0g投入盛有500mL0.5mol-L-1鹽酸的燒杯中，該鋁片與鹽酸反

應生成氫氣的速率。與反應時間f可用如圖的坐標曲線來表示。

回答下列問題：

(1)0一“段不生成氫氣的原因是_______________________________________________

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________O

(2)b-c段生成氫氣的速率增加較快的主要原因可能是

___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________O

(3)f>c時生成氫氣的速率降低的主要原因是

答案(1)鋁的表面有一層致密的AI2O3薄膜，能與H+反應得到鹽和水，無氫氣放出

(2)反應放熱，溶液溫度升高，反應速率加快(或反應產(chǎn)生的鋁離子是該反應的催化劑)

(3)隨著反應的進行，溶液中氫離子的濃度逐漸降低

二、溫度與選擇性的雙重影響

2.汽車排氣管裝有三元催化劑裝置，在催化劑表面通過發(fā)生吸附、解吸消除CO、NO等污

染物。反應機理如下［Pt(s)表示催化劑，右上角帶“*”表示吸附狀態(tài)］:

I.NO+Pt(s)=NO*

II.CO+Pt(s)=CO*

III.NO*=N*+O*

IV.CO*+0*=C02+Pt(s)

V.N*+N*=N2+Pt(s)

VI.NO*+N*=N20+PKs)

經(jīng)測定汽車尾氣中反應物濃度及生成物濃度隨溫度T變化關系如圖1和圖2所示。

(1)圖1中溫度從7；升至幾的過程中，反應物濃度急劇減小的主要原因是

⑵圖2中心℃時反應V的活化能(填或“=")反應VI的活化能;T3℃時

發(fā)生的主要反應為(填“IV”“V”或“VI”)o

答案(1)溫度升高，催化劑活性增強，反應速率加快(2)>IV

解析(1)由圖1可知，溫度升高，反應物的消耗量增大，說明催化劑的活性增強，反應速率

加快。

(2)由圖2可知，於℃時，用的濃度小于N2O的濃度，說明反應V的反應速率小于反應VI的

反應速率，則反應V的活化能大于反應VI的活化能；7VC時，生成物二氧化碳的濃度最大，

說明發(fā)生的主要反應為反應IV。

A.反應ii、ni為決速步

B.反應結(jié)束后，溶液中存在i8oir

C.反應結(jié)束后，溶液中存在CH3I8OH

D.反應I與反應IV活化能的差值等于圖示總反應的焰變

答案B

2.(2022?北京，14)CO2捕獲和轉(zhuǎn)化可減少CO2排放并實現(xiàn)資源利用，原理如圖1所示。反應

①完成之后，以N2為載氣，以恒定組成的N2、CH4混合氣，以恒定流速通入反應器，單位

時間流出氣體各組分的物質(zhì)的量隨反應時間變化如圖2所示。反應過程中始終未檢測到CO2,

在催化劑上有積碳。

下列說法不正確的是()

A.反應①為CaO+CO2=CaCO3；反應②為CaCO3+CH4^^CaO+2CO+2H2

催仆吝II

B.fl?打，"(H2)比"(CO)多，且生成H2速率不變，可能有副反應CH4里上C+2H2

C.女時刻，副反應生成H2的速率大于反應②生成H2速率

D.七之后，生成CO的速率為0,是因為反應②不再發(fā)生

答案C

解析由題中圖1所示信息可知，反應①為CaO+CO2=CaCO3,反應②為CaCCh+CE整%

CaO+2CO+2H2,A正確；由題中圖2信息可知，a?打，”(Ih)比"(CO)多，且生成H2的速

催化克I】

率不變，且反應過程中始終未檢測到CO2,在催化劑上有積碳，故可能發(fā)生副反應：CH4^=

C+2H2,B正確；由反應②的化學方程式可知，H2和CO的反應速率相等，而叁時，H2的

反應速率未變，仍然為2nlmoLmirTi,而CO的反應速率為1?2mmol-min—1故能夠說明副

反應生成H2的速率小于反應②生成H2速率，C錯誤；由圖2可知，力之后，CO的速率為0,

CH4的速率逐漸增大至1mmol-min-i,說明反應②不再發(fā)生，而后副反應逐漸停止，D正確。

3.[2018?江蘇，20(4)②]NO式主要指NO和NO?)是大氣主要污染物之一。有效去除大氣中的

是環(huán)境保護的重要課題。在有氧條件下，新型催化劑能催化與反應生成

NO*MNH3NO..N2O

將一定比例的O2、NH3和NOx的混合氣體，勻速通入裝有催化劑M的反應器中反應(裝置見

圖1)。

反應相同時間NO＜的去除率隨反應溫度的變化曲線如圖2所示，在50?250℃范圍內(nèi)隨著溫

度的升高，NOx的去除率先迅速上升后上升緩慢的主要原因是

當反應溫度高于380℃時，NO.,的去除率迅速下降的原因可能是

答案迅速上升段是催化劑活性隨溫度升高而增大，與溫度升高共同使NO*去除反應速率

迅速增大；上升緩慢段主要是溫度升高引起的NO.去除反應速率增大催化劑活性下降；

NH3與02反應生成了NO

課時精練

1.對于反應2N2O5（g）-4NO2（g）+O2（g），R.A.Ogg提出如下反應歷程：

第一步N2O5NO0+NO3快速平衡

第二步NO2+NO3―?NO+NO2+O2慢反應

第三步NO+NO3-2NO2快反應

其中可近似認為第二步反應不影響第一步反應的平衡。下列表述正確的是（）

A.。（第一步的逆反應）＜。（第二步反應）

B.反應的中間產(chǎn)物只有NCh

C.第二步中NCh與NCh的碰撞僅部分有效

D.第三步反應活化能較高

答案C

解析第一步反應快速平衡，說明第一步反應的正、逆反應速率都較大，則第一步反應的逆

反應速率大于第二步反應的反應速率，A錯誤；反應的中間產(chǎn)物除NCh外還有NO,B錯誤；

有效碰撞才能發(fā)生化學反應，第二步反應慢，說明僅部分碰撞有效，C正確；第三步反應快，

說明反應活化能較低，D錯誤。

2.科學家結(jié)合實驗與計算機模擬結(jié)果，研究出了均相催化的思維模型?？偡磻篈+

B-AB（K為催化劑），①A+K-AK￡ai，②AK+B-AB+K&2。下列說法錯誤的

是（）

A.第①步為決速步驟

B.升高溫度，該反應的速率加快

C.該反應的△”=—Eaklmol-i

D.催化劑降低了活化能，加快了反應速率

答案C

解析第①步的正反應活化能及1＞第②步正反應活化能昂2,所以反應速率：①V②，而總反

應速率取決于慢的反應，故決速步驟為①，A正確；溫度升高，反應速率加快，B正確；Ea

是該反應正反應的活化能，C錯誤；催化劑能降低反應的活化能，加快反應速率，D正確。

3.（2022?濟南模擬）選擇不同的反應探究化學反應速率的影響因素，所用試劑不合理的是

（）

+2+

a.CaCO3+2H=Ca+CO2t+丹0（觀察氣泡產(chǎn)生的快慢）

+

b.S2OF+2H=SI+S02t+七0（觀察渾濁產(chǎn)生的快慢）

選項反應影響因素所用試劑

塊狀CaCCh、0.5mol-L-1HC1

Aa接觸面積

1

粉末狀CaCO3>0.5mol-L_HC1

塊狀CaCCh、0.5mol-L-1HC1

BaH+濃度

-1

塊狀CaCO3>3.0mol-LHC1

0.1moLL-iNa2s2O3、稀H2sO4

CbH+濃度

-1

0.1mol-LNa2s2O3、濃H2SO4

-1

0.1moLL-iNa2s2O3、0.1mol-LH2SO4>冷水

Db溫度

-1-1

0.1mol-LNa2S2O3>0.1mol-LH2SO4>熱水

答案C

解析只有CaCCh的接觸面積不相同，其他外界條件相同，兩個實驗是研究固體與鹽酸的接

觸面積大小對化學反應速率的影響，A正確；該反應的實質(zhì)是CaCC）3+2H+=Ca2++CO2t

+H2O,只有HC1溶液中的。（H+）不相同，其他外界條件相同，是研究H+濃度大小對化學反

應速率的影響，B正確；濃硫酸中H2s。4主要以電解質(zhì)分子存在，稀硫酸中則完全電離產(chǎn)生

H+及SOF,濃硫酸溶于水時會放出大量熱量使溶液溫度升高，因此兩個實驗對比，不僅溶

液中c（H+）不同，而且溶液溫度也不相同，因此不是探究H+濃度大小對化學反應速率的影響，

C不正確；兩個實驗對比，其他外界條件都相同，只有溶液溫度不相同，是探究反應溫度對

化學反應速率的影響，D正確。

4.（2022?濟南歷城第二中學模擬）二甲醛（CH30cH3）被稱為21世紀的“清潔能源”，科學家

研究在酸性條件下，用甲醇可合成二甲酸，反應歷程中相對能量變化如圖所示。

下列敘述錯誤的是（）

A.循環(huán)過程中，催化劑參與了中間反應

B.該歷程中最小的能壘（基元反應活化能）為

H+

I

C.制約總反應速率關鍵步驟的基元反應方程式為CH,OCH3-CH30cH3+H*

D.總反應方程式為2cH30H戮里CH30cH3+H2O

答案B

解析整個過程中H+是催化劑，先參與第一步反應，在最后一步反應生成，故A正確；由

圖可知該歷程中最小的能壘（基元反應活化能）為131kJ?mol—1,故B錯誤；決定總反應速率的

H+

是活化能或能壘最高的基元反應，由圖可知，該基元反應為CH3OCH3―CH30cH3+H+,

故C正確；整個過程消耗甲醇，生成二甲醛和水，故總反應為2cH30H空絲CH30cH3+H2O,

故D正確。

5.(2022?安徽淮北模擬)IC1與H2能發(fā)生的總反應為H2(g)+2ICl(g)=I2(g)+2HCl(g)AH<0o

已知：①該反應分兩步完成，第一步為H2(g)+lCl(g)=HI(g)+HCl(g)

②兩步反應的活化能分別為Eal、Ea2,且Eal>Ea2

下列判斷正確的是()

A.總反應中卜為氧化產(chǎn)物

B.第一步的化學反應速率大于第二步的化學反應速率

C.已知鍵能：H—H>I—I,可推知鍵能H—Ckl—Cl

D.第二步的化學方程式可能為HI(g)+lCl(g)=HCl(g)+l2(g)

答案D

解析IC1中I為+1價，故卜為還原產(chǎn)物，A錯誤；Eal>Ea2,活化能大的化學反應速率慢，

故第一步的化學反應速率小于第二步的化學反應速率，B錯誤；H—C1的鍵長小于I—C1的

鍵長，鍵長越短，鍵能越大，故鍵能：H—C1>I—Cl,C錯誤；總反應方程式減去第一步反應

方程式可得第二步的化學方程式，D正確。

6.反應S2or+3I=2SOF+H的反應機理為①S2O,+「=S2O8l3，②……，③L+「一n

(快反應)，改變反應物濃度時，反應的瞬時速率如表所示：

C(S2OF)/(mol-L-1)c(F)/(mol-L1)i;/(mol-LLmin1)

0.0380.0601.4X10'5

0.0760.0602,8X10-5

0.0760.0301.4X10-5

下列說法正確的是()

3

A.該反應的速率方程為u=^c(s2oi3-c(r)

B.該反應的速率常數(shù)上的值為6.14X10-3

3-

c.第②步的反應方程式為s2o8i+i2=2sor+3r

D.3步反應中反應③的活化能最大

答案B

解析由1、2兩組數(shù)據(jù)，c(S2O1)增大1倍，速率增大1倍，由2、3兩組數(shù)據(jù)，c(f)增大1

倍，速率增大1倍，該反應的速率方程為y=Jt-c(S2Oi^)-c(r),故A錯誤；將1組的數(shù)據(jù)代入

3

27=^c(S20i")-c(r),1.4X10^=^X0.038X0.060,^6.14X10-,故B正確；總反應一①一

3-

③可得第②步反應的化學方程式：S2O8i+r=2soi~+12,故c錯誤；反應③為快反應，

活化能最小，故D錯誤。

7.（2022?山東臨沂模擬）一種以PdCu為催化劑還原去除水體中N05的機理如圖a所示；其他

條件相同，不同pH時，NO,轉(zhuǎn)化率和不同產(chǎn)物在總還原產(chǎn)物中所占的物質(zhì)的量的百分比如

圖b所示。

已知：溶液pH會影響Pd對NO：的吸附，不影響對H的吸附。

下列說法不正確的是（）

A.pH越小，Pd對NOE的吸附能力越強

B.通過調(diào)節(jié)溶液的pH,可使NO,更多的轉(zhuǎn)化為N2

+

C.反應ii中生成NHt的離子方程式為NO7+6H+2H=NHt+2H2O

D.pH=12時，每處理6.2gN（方，理論上消耗標準狀況下H25.6L

答案D

解析由圖b可知，隨著pH減小，”（N2）增大，”（氨態(tài)氮）變化不大，”（NOW）減小，說明pH

越小，Pd對NOW的吸附能力越強，A正確；由圖b信息可知，pH不同還原產(chǎn)物也不同，pH

為4時還原產(chǎn)物主要為N2,pH為12時，還原產(chǎn)物幾乎全是NOE,故通過調(diào)節(jié)溶液的pH,

可使NO,更多的轉(zhuǎn)化為N2,B正確；由圖a可知，反應ii即NOE和H反應生成NH，根據(jù)

氧化還原反應配平可得，反應ii中生成NHl的離子方程式為NO7+6H+2H+=NH：+2H2O,

C正確；由圖b可知，pH=12時，還原產(chǎn)物幾乎全是NOE,則每處理6.2gNO,轉(zhuǎn)移電子

“62g義2=0.2mol,根據(jù)得失電子守恒可知，理論上消耗標準狀況下更普義22.4L-moC1-

62g-mol2

2.24LH,,D錯誤。

8.（2022?遼寧實驗中學模擬）均相芬頓反應原理是高級氧化技術(shù)的經(jīng)典工藝之一，如圖所示（后

和比為速率常數(shù)）。下列說法錯誤的是（）

A.相同條件下，基元反應I比n的活化能低

B.基元反應I中氧元素的化合價沒有發(fā)生變化

3+2++

C.基元反應II的化學方程式為H2O2+Fe=HO2-+Fe+H

D.芬頓反應進行的過程中，整個體系的pH會發(fā)生變化（忽略體積變化）

答案B

解析由題干信息可知，ki>k2,說明相同條件下，基元反應I比n的反應速率更快，活化

能越低反應速率越快，即基元反應I比n的活化能低，A正確；由題圖可知，基元反應I為

+2+3+

H+H2O2+Fe=Fe+-OH+H2O,故基元反應I中氧元素的化合價發(fā)生變化，B錯誤；

由題圖可知，基元反應II的化學方程式為H2O2+Fe3+=HO2-+Fe2++H+,C正確。

9.（2022?武漢質(zhì)檢）實驗探究H2O2分解速率影響因素。H2O2濃度在不同條件下隨時間變化的

曲線如圖所示。實驗分組及反應條件分別為

分組溫度/℃PHc(Mn2+)/(mol-L-

①600.00002

②60120

③60130

④60110.00002

⑤70130

下列說法不正確的是()

A.實驗①④說明中性條件下，少量MY+對H2O2分解的影響不大

B.實驗②③說明其他條件相同時，溶液堿性越強，H2O2分解速率越大

C.實驗③⑤說明溫度升高可以增大H2O2的分解速率

D.實驗④反應到40min時的化學反應速率小于0.0225mol-f'min^1

答案C

解析實驗①④除pH外其他條件均相同，但①幾乎不反應，說明中性條件下，少量Mn?+對

H2O2分解的影響不大，A正確；實驗②③除pH外其他條件均相同，都不添加催化劑，而③

的分解速率大于②，說明溶液堿性越強，H2O2分解速率越大，B正確；由圖可知，實驗③的

H2O2分解速率大于實驗⑤，而實驗⑤中H2O2的濃度低于實驗③，溫度高于實驗③，則不能

說明溫度升高可以增大H2O2的分解速率，C錯誤；實驗④反應到40min時的平均速率為

1.2mol-L1—0.3mol-L-1

=0.0225mol-L-'min-1,由于隨著反應進行，反應速率變慢，所以

40min

40min時的瞬時速率應小于0.0225moLLlmiiT、D正確。

10.對水樣中溶質(zhì)M的分解速率影響因素進行研究。在相同溫度下，M的物質(zhì)的量濃度(moLL-i)隨

時間(niin)變化的有關實驗數(shù)據(jù)見下表。

時間

0510152025

水樣

I(pH=2)0.400.280.190.130.100.09

II(pH=4)0.400.310.240.200.180.16

III(pH=4)0.200.150.120.090.070.05

IV(pH=4,含Cu2+)0.200.090.050.030.010

下列說法不正確的是()

A.在0?20min內(nèi)，I中M的平均分解速率為0.015mol-L1min1

B.其他條件相同時，水樣酸性越強，M的分解速率越快

C.在0?25min內(nèi)，III中M的分解百分率比H中的大

D.由于C/+存在，IV中M的分解速率比I中的快

答案D

0.40mol-L1—0.10mol-L1

解析o(M)=—0.015mol-L'min故A正確；對比I和H,

20min

在相同的時間內(nèi)，i中消耗M的量大于n中消耗M的量，說明其他條件相同時，酸性越強,

M的分解速率越快，故B正確；在0?25min內(nèi)，III中M的分解百分率為

0.20molL-i-0.05moLLf0.40molL'0.16mol-L1

X100%=75%,II中M的分解百分率為

0.20mol-L-10.40mol-L-1

X100%=60%,因此III中M的分解百分率比II中的大，故C正確；I和IV中pH、起始濃度

均不同，因此不能說明由于Ci?+存在，IV中M的分解速率比I中的快，故D錯誤。

11.某溫度下，X2Y在金(Au)表面發(fā)生分解反應：2X2Y(g)=2X2(g)+Y2(g),該反應的速率

方程式為。=%c"(X2Y)(k為速率常數(shù)，上只與溫度、催化劑、接觸面積等有關，與濃度無關，

a為反應級數(shù))，實驗測得剩余X2Y的物質(zhì)的量濃度與時間的關系如表所示：

時間/min020406080

-1

c(X2Y)/(mol-L)0.1000.0800.0600.0400.020

下列說法正確的是()

A.a—\

B.反應過程中c(X?Y)與t的關系如圖所示

C.速率常數(shù)4=1.0X10-2molLlmin"

D.其他條件不變，僅增大C(X2Y),反應速率增大

答案B

解析由表中數(shù)據(jù)可知，在0?20min、20