2022屆新高考化學人教版二輪復習學案-專題十　化學反應速率　化學平衡

eq\a\vs4\al(核心素養(yǎng))eq\a\vs4\al(考情分析)變化觀念與平衡思想證據(jù)推理與模型認知以生產(chǎn)生活實際聯(lián)系緊密的創(chuàng)新題材為背景，考查化學反應速率、平衡狀態(tài)、平衡移動、平衡常數(shù)等，特別關注速率常數(shù)、Kp及競爭反應的K計算。結(jié)合圖象判斷最值及反應條件計算考向一化學反應速率及其影響因素1．影響化學反應速率的因素(1)宏觀上物質(zhì)的化學性質(zhì)，性質(zhì)越活潑，反應速率越快。(2)微觀上——碰撞理論、活化能活化能越小?活化分子數(shù)、百分數(shù)越大?有效碰撞越多?反應速率越快(3)同一反應定性討論反應速率的快慢方法①利用反應物濃度、溫度、壓強、接觸面積、催化劑討論反應速率快慢②建立平衡過程中：v正減慢，v逆增大，達平衡時v正＝v逆若正向建立平衡：v正>v逆若逆向建立平衡：v正<v逆③外界條件對速率的影響注意點：a．濃度：必須是氣體或溶液中參與反應的離子濃度，固體、純液體不影響。b．壓強：必須是有氣體參與的反應縮小體積?壓強增大?物質(zhì)濃度增大?反應速率加快。若改變壓強，物質(zhì)濃度不改變，則速率不影響。c．條件對正、逆速率的影響如增大反應物濃度，v正增大，v逆不變，平衡正移，v正>v逆，如加壓平衡正移v正、v逆均增大，但增大倍數(shù)不同，平衡正移，v正>v逆。④定量判斷化學反應速率的快慢a．利用v＝eq\f(Δc,Δt)，計算平均反應速率比較大小b．比值法比較大小aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)eq\f(vA,a)、eq\f(vB,b)、eq\f(vC,c)、eq\f(vD,d)，比值越大，反應速率越快。2．高考新寵，化學反應速率常數(shù)及應用(1)含義速率方程：一定溫度下，化學反應速率與反應物濃度以其計量數(shù)為指數(shù)的冪的乘積成正比。速率常數(shù)(k)：是指在給定溫度下，反應物濃度皆為1mol·L－1時的反應速率。在相同的濃度條件下，可用速率常數(shù)大小來比較化學反應的反應速率。(2)表達式對于反應：aA＋bB=gG＋hH則v＝kca(A)·cb(B)(其中k為速率常數(shù))。如：①SO2Cl2SO2＋Cl2v＝k1c(SO2Cl2)②2NO22NO＋O2v＝k2c2(NO2)③2H2＋2NON2＋2H2Ov＝k3c2(H2)·c2(NO)1．(2021·廣東省學業(yè)水平選擇性考試)反應X=2Z經(jīng)歷兩步：①X→Y；②Y→2Z。反應體系中X、Y、Z的濃度c隨時間t的變化曲線如圖所示。下列說法不正確的是(D)A．a(chǎn)為c(X)隨t的變化曲線B．t1時，c(X)＝c(Y)＝c(Z)C．t2時，Y的消耗速率大于生成速率D．t3后，c(Z)＝2c0－c(Y)解析：X是唯一的反應物，隨著反應的發(fā)生，其濃度不斷減小，因此，由圖可知，a為c(X)隨t的變化曲線，A正確；由圖可知，分別代表3種不同物質(zhì)的曲線相交于t1時刻，因此，t1時c(X)＝c(Y)＝c(Z)，B正確；由圖中信息可知，t2時刻以后，Y的濃度仍在不斷減小，說明t2時刻反應兩步仍在向正反應方向發(fā)生，而且反應①生成Y的速率小于反應②消耗Y的速率，即t2時Y的消耗速率大于生成速率，C正確；由圖可知，t3時刻反應①完成，X完全轉(zhuǎn)化為Y，若無反應②發(fā)生，則c(Y)＝c0，由于反應②Y→2Z的發(fā)生，t3時刻Y濃度的變化量為c0－c(Y)，變化量之比等于化學計量數(shù)之比，所以Z的濃度的變化量為2[c0－c(Y)]，這種關系在t3后仍成立，D錯誤，故選D。2．(2021·浙江1月選考)取50mL過氧化氫水溶液，在少量I－存在下分解：2H2O2=2H2O＋O2↑。在一定溫度下，測得O2的放出量，轉(zhuǎn)換成H2O2濃度(c)如下表：t/min020406080c/(mol·L－1)0.800.400.200.100.050下列說法不正確的是(C)A．反應20min時，測得O2體積為224mL(標準狀況)B．20～40min，消耗H2O2的平均速率為0.010mol·L－1·min－1C．第30min時的瞬時速率小于第50min時的瞬時速率D．H2O2分解酶或Fe2O3代替I－也可以催化H2O2分解解析：反應20min時，過氧化氫的濃度變?yōu)?.4mol/L，說明分解的過氧化氫的物質(zhì)的量n(H2O2)＝(0.80－0.40)mol/L×0.05L＝0.02mol，過氧化氫分解生成的氧氣的物質(zhì)的量n(O2)＝0.01mol，標準狀況下的體積V＝n·Vm＝0.01mol×22.4L/mol＝0.224L＝224mL，A正確；20～40min，消耗過氧化氫的濃度為(0.40－0.20)mol/L＝0.20mol/L，則這段時間內(nèi)的平均速率v＝eq\f(Δc,Δt)＝eq\f(0.20mol/L,20min)＝0.010mol/(L·min)，B正確；隨著反應的不斷進行，過氧化氫的濃度不斷減小，某一時刻分解的過氧化氫的量也不斷減小，故第30min時的瞬時速率大于第50min時的瞬時速率，C錯誤；I－在反應中起到催化的作用，故也可以利用過氧化氫分解酶或Fe2O3代替，D正確，故選C。3．(2021·浙江6月選考)一定溫度下：在N2O5的四氯化碳溶液(100mL)中發(fā)生分解反應：2N2O54NO2＋O2。在不同時刻測量放出的O2體積，換算成N2O5濃度如下表：t/s06001200171022202820xc(N2O5)/(mol·L－1)1.400.960.660.480.350.240.12下列說法正確的是(D)A．600～1200s，生成NO2的平均速率為5.0×10－4mol·L－1·s－1B．反應2220s時，放出的O2體積為11.8L(標準狀況)C．反應達到平衡時，v正(N2O5)＝2v逆(NO2)D．推測上表中的x為3930解析：600～1200s，N2O5的變化量為(0.96－0.66)mol·L－1＝0.3mol·L－1，在此時間段內(nèi)NO2的變化量為其2倍，即0.6mol·L－1，因此，生成NO2的平均速率為eq\f(0.6mol·L－1,600s)＝1.0×10－3mol·L－1·s－1，A錯誤；由表中數(shù)據(jù)可知，反應2220s時，N2O5的變化量為(1.40－0.35)mol·L－1＝1.05mol·L－1，其物質(zhì)的量的變化量為1.05mol·L－1×0.1L＝0.105mol，O2的變化量是其eq\f(1,2)，即0.0525mol，因此，放出的O2在標準狀況下的體積為0.0525mol×22.4L/mol＝1.176L，B錯誤；反應達到平衡時，正反應速率等于逆反應速率，用不同物質(zhì)表示該反應的速率時，其數(shù)值之比等于化學計量數(shù)之比，2v正(N2O5)＝v逆(NO2)，C錯誤；分析表中數(shù)據(jù)可知，該反應經(jīng)過1110s(600→1710,1710→2820)后N2O5的濃度會變?yōu)樵瓉淼膃q\f(1,2)，因此，N2O5的濃度由0.24mol·L－1變?yōu)?.12mol·L－1時，可以推測上表中的x為(2820＋1110)＝3930，D正確。4．(2019·全國卷Ⅱ節(jié)選)(雙選)環(huán)戊二烯容易發(fā)生聚合生成二聚體，該反應為可逆反應。不同溫度下，溶液中環(huán)戊二烯濃度與反應時間的關系如圖所示，下列說法正確的是(CD)A．T1>T2B．a(chǎn)點的反應速率小于c點的反應速率C．a(chǎn)點的正反應速率大于b點的逆反應速率D．b點時二聚體的濃度為0.45mol·L－1解析：A項，觀察不同溫度下曲線的變化趨勢，不難發(fā)現(xiàn)T2時反應更快，則T2>T1，故錯誤；B項，a點對應溫度低于c點對應溫度，但a點環(huán)戊二烯濃度大于c點環(huán)戊二烯的濃度，故v(a)與v(c)大小無法確定，故錯誤；C項，v(a，正)>v(a，逆)，v(b，正)>v(b，逆)，又v(a，正)>v(b，正)，則v(a，正)必然大于v(b，逆)，故正確；D項，由圖象可知b點環(huán)戊二烯的濃度為0.6mol·L－1，環(huán)戊二烯轉(zhuǎn)化的濃度＝1.5mol·L－1－0.6mol·L－1＝0.9mol·L－1，則生成的二聚體的濃度＝0.9mol·L－1×eq\f(1,2)＝0.45mol·L－1，故正確。5．(2021·惠州一模)反應C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)在一可變?nèi)莘e的密閉容器中進行，下列條件的改變對其反應速率幾乎無影響的是(C)①增加C的量②將容器的體積縮小一半③保持體積不變，充入N2使體系壓強增大④保持壓強不變，充入N2使容器體積變大A．①④B．②③C．①③D．②④解析：①反應物C為固體，增加固體的量不能改變反應速率；②容器的體積縮小一半，H2O(g)、CO(g)、H2(g)的濃度加倍，反應速率加快；③體積不變時充入N2，H2O(g)、CO(g)、H2(g)的濃度不變，反應速率不變；④壓強不變時充入N2，容器體積增大，H2O(g)、CO(g)、H2(g)的濃度減小，反應速率變小，故選C。6．(2021·重慶預測)把下列四種Na2S2O3溶液分別加入四個盛有10mL2mol/L硫酸的錐形瓶中，均加水稀釋到50mL，其中反應最快的是(C)A．10℃，20mL、3mol/L的Na2S2O3溶液B．20℃，10mL、4mol/L的Na2S2O3溶液C．20℃，30mL、2mol/L的Na2S2O3溶液D．10℃，10mL、2mol/L的Na2S2O3溶液解析：由于將Na2S2O3溶液與硫酸混合后均加水稀釋到50mL，所以溫度越高、Na2S2O3物質(zhì)的量越大，反應速率越快，B、C項的溫度大于A、D項，B項中所加Na2S2O3物質(zhì)的量小于C項，故反應最快的是C項。7．(2021·丹東五校聯(lián)考)以反應5H2C2O4＋2MnOeq\o\al(－,4)＋6H＋=10CO2↑＋2Mn2＋＋8H2O為例探究“外界條件對化學反應速率的影響”。實驗時，分別量取H2C2O4溶液和酸性KMnO4溶液，迅速混合并開始計時，通過測定溶液褪色所需時間來判斷反應的快慢。下列說法不正確的是(A)A．實驗①和實驗②是探究溫度對化學反應速率的影響，實驗②和實驗③是探究濃度對化學反應速率的影響B(tài)．實驗①②③所加的H2C2O4溶液均要過量C．若實驗①測得KMnO4溶液的褪色時間為40s，則這段時間內(nèi)平均反應速率v(KMnO4)＝1.7×10－4mol/(L·s)D．實驗①和實驗②起初反應均很慢，過一會兒反應速率突然增大，可能是生成的Mn2＋對反應起催化作用解析：探究反應物濃度對化學反應速率影響，除了濃度不同，其他條件完全相同的實驗編號是①和②；探究溫度對化學反應速率影響，必須滿足除了溫度不同，其他條件完全相同，所以滿足此條件的實驗編號是②和③，A錯誤；實驗①②③均需要通過高錳酸鉀溶液褪色的時間來判斷，需要保證高錳酸鉀完全反應，因此所加的H2C2O4溶液均要過量，B正確；實驗①中草酸的物質(zhì)的量為0.10mol·L－1×0.002L＝0.0002mol，高錳酸鉀的物質(zhì)的量為0.010mol·L－1×0.004L＝0.00004mol，草酸和高錳酸鉀的物質(zhì)的量之比為0.0002mol0.00004mol＝51，顯然草酸過量，高錳酸鉀完全反應，混合后溶液中高錳酸鉀的濃度為eq\f(0.010mol/L×0.004L,0.002L＋0.004L)＝eq\f(2,3)×0.010mol/L，這段時間內(nèi)平均反應速率v(KMnO4)＝eq\f(\f(2,3)×0.010mol/L,40s)≈1.7×10－4mol/(L·s)，C正確；實驗①和②起初反應均很慢，過了一會兒，Mn2＋對反應起催化作用，因此速率突然增大，D正確，故選A。8．(2021·A10聯(lián)盟聯(lián)考)已知2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)ΔH＜0，反應歷程分兩步：快反應：①2NO(g)N2O2(g)ΔH1＜0，v1正＝k1正c2(NO)，v1逆＝k1逆c(N2O2)慢反應：②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)ΔH2＜0，v2正＝k2正c(N2O2)·c(O2)，v2逆＝k2逆c2(NO2)下列說法正確的是(C)A．N2O2是該反應的催化劑B．溫度升高，k1正、k2正均減小，k1逆、k2逆均增大C．反應②中N2O2與O2的碰撞僅部分有效D．反應①正反應的活化能大于逆反應的活化能解析：由兩步反應及總反應可知，N2O2是中間產(chǎn)物，不是催化劑，A錯誤；升高溫度，正、逆反應速率均增大，則k1正、k2正均增大，k1逆、k2逆均增大，B錯誤；反應②為慢反應，反應物中不全是活化分子，則反應②中N2O2與O2的碰撞僅部分有效，C正確；反應①為放熱反應，ΔH1＜0，焓變等于正、逆反應的活化能之差，則反應①正反應的活化能小于逆反應的活化能，D錯誤?？枷蚨瘜W平衡狀態(tài)、平衡移動一、化學平衡狀態(tài)的判斷1．等——“逆向相等”(1)同一物質(zhì)(兩種表述)v正＝v逆、斷鍵數(shù)＝成鍵數(shù)。(2)不同物質(zhì)：eq\f(v正X,X的化學計量數(shù))＝eq\f(v逆Y,Y的化學計量數(shù))2．定——“變量不變”如果一個量是隨反應進行而改變的(即變量)，當其“不變”時反應就達到平衡狀態(tài)。(1)有氣體參加的反應，氣體的總壓強、總體積、總物質(zhì)的量不變時，當是等體積反應時，不一定達到平衡；當是不等體積反應時，達到平衡。(2)氣體的密度eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(氣體的總質(zhì)量,氣體的總體積)))、氣體的平均相對分子質(zhì)量eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(氣體的總質(zhì)量,氣體的總物質(zhì)的量)))不變時，要具體分析各表達式中的分子或分母變化情況，判斷是否平衡。(3)如果平衡體系中的物質(zhì)有顏色，則平衡體系的顏色不變時，達到平衡。(4)依Q與K關系判斷：若Q＝K，反應處于平衡狀態(tài)。二、化學平衡移動的判斷方法和規(guī)律1．判斷方法通過比較平衡破壞瞬時的正、逆反應速率的相對大小來判斷平衡移動的方向。(1)若外界條件改變，引起v正>v逆，則化學平衡向正反應方向(或向右)移動；(2)若外界條件改變，引起v正<v逆，則化學平衡向逆反應方向(或向左)移動；(3)若外界條件改變，雖能引起v正和v逆變化，但變化后新的v′正和v′逆仍保持相等，則化學平衡不發(fā)生移動。2．外界條件對平衡移動影響的規(guī)律(1)溫度的影響：升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，化學平衡向放熱反應方向移動。(2)濃度的影響：增大反應物濃度或減小生成物濃度，化學平衡向正反應方向移動；減小反應物濃度或增大生成物濃度，化學平衡向逆反應方向移動。(3)壓強的影響：增大壓強會使平衡向著氣體體積減小的方向移動；減小壓強會使平衡向著氣體體積增大的方向移動。①當氣態(tài)物質(zhì)濃度增大(減小)相同倍數(shù)等同于加壓如溫度、體積一定，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，加入2molSO2、1molO2和加入4molSO2、2molO2，則加入4molSO2和2molO2相當于加壓，平衡正移。②若反應體系中只有一種氣態(tài)物質(zhì)如A(s)＋B(g)cC(s)增大c(B)，平衡正移，但平衡時c(B)不變，利用K＝eq\f(1,cB)討論。3．利用相同溫度濃度商討論Q>K，逆向移動，v正<v逆；Q<K，正向移動，v正>v逆；Q＝K，不移動。1．(2019·浙江4月選考)下列說法正確的是(B)A．H2(g)＋I2(g)2HI(g)，其他條件不變，縮小反應容器體積，正逆反應速率不變B．C(s)＋H2O(g)H2(g)＋CO(g)，碳的質(zhì)量不再改變說明反應已達平衡C．若壓強不再隨時間變化能說明反應2A(？)＋B(g)2C(？)已達平衡，則A、C不能同時是氣體D．1molN2和3molH2反應達到平衡時H2轉(zhuǎn)化率為10%，放出的熱量為Q1；在相同溫度和壓強下，當2molNH3分解為N2和H2的轉(zhuǎn)化率為10%時，吸收的熱量為Q2，Q2不等于Q1解析：A項，該可逆反應的反應前后氣體的化學計量數(shù)不發(fā)生變化，當縮小反應容器體積，相當于加壓，正逆反應速率同等程度增加，錯誤；B項，在建立平衡前，碳的質(zhì)量不斷改變，達到平衡時，質(zhì)量不變，因而碳的質(zhì)量不再改變說明反應已達平衡，正確；C項，若壓強不再改變說明反應達到平衡，表明反應前后氣體的化學計量數(shù)不等，故A、C可能均為氣體，錯誤；D項，易知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH，合成氨氣實際參與反應的n(H2)＝3mol×10%＝0.3mol，因而Q1＝eq\f(0.3,3)×|ΔH|＝0.1|ΔH|，分解氨氣時實際消耗的n(NH3)＝2mol×10%＝0.2mol，Q2＝eq\f(0.2,2)×|ΔH|＝0.1|ΔH|，則Q1＝Q2，錯誤。2．(2020·天津卷)已知[Co(H2O)6]2＋呈粉紅色，[CoCl4]2－呈藍色，[ZnCl4]2－為無色?，F(xiàn)將CoCl2溶于水，加入濃鹽酸后，溶液由粉紅色變?yōu)樗{色，存在以下平衡：[Co(H2O)6]2＋＋4Cl－[CoCl4]2－＋6H2OΔH用該溶液做實驗，溶液的顏色變化如下：以下結(jié)論和解釋正確的是(D)A．等物質(zhì)的量的[Co(H2O)6]2＋和[CoCl4]2－中σ鍵數(shù)之比為32B．由實驗①可推知ΔH<0C．實驗②是由于c(H2O)增大，導致平衡逆向移動D．由實驗③可知配離子的穩(wěn)定性：[ZnCl4]2－>[CoCl4]2－解析：1個Co2＋與6個H2O分子形成6個配位鍵，6個H2O分子中含有12個σ鍵，1個[Co(H2O)6]2＋中共有18個σ鍵，[CoCl4]2－中含有4個配位鍵，即4個σ鍵，則等物質(zhì)的量的[Co(H2O)6]2＋和[CoCl4]2－中σ鍵數(shù)之比為92，A項錯誤；由實驗①可知，溫度降低，藍色溶液變?yōu)榉奂t色溶液，說明平衡逆向移動，則該反應正方向為吸熱反應，ΔH>0，B項錯誤；水是純液體，濃度不變，加水稀釋，Cl－濃度減小，平衡逆向移動，C項錯誤；由實驗③可知，加入ZnCl2后平衡逆向移動，則Zn優(yōu)先與Cl－反應生成[ZnCl4]2－，導致Cl－濃度減小，平衡逆向移動，則穩(wěn)定性：[ZnCl4]2－>[CoCl4]2－，D項正確。3．(2020·天津卷)利用太陽能光解水，制備的H2用于還原CO2合成有機物，可實現(xiàn)資源的再利用?；卮鹣铝袉栴}：用H2還原CO2可以在一定條件下合成CH3OH(不考慮副反應)CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH<0(1)某溫度下，恒容密閉容器中，CO2和H2的起始濃度分別為amol·L－1和3amol·L－1，反應平衡時，CH3OH的產(chǎn)率為b，該溫度下反應平衡常數(shù)的值為eq\f(b2,27a21－b4)。(2)恒壓下，CO2和H2的起始物質(zhì)的量之比為13時，該反應在無分子篩膜時甲醇的平衡產(chǎn)率和有分子篩膜時甲醇的產(chǎn)率隨溫度的變化如圖所示，其中分子篩膜能選擇性分離出H2O。①甲醇平衡產(chǎn)率隨溫度升高而降低的原因為該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動(或平衡常數(shù)減小)。②P點甲醇產(chǎn)率高于T點的原因為分子篩膜從反應體系中不斷分離出H2O，有利于反應正向進行，甲醇產(chǎn)率升高。③根據(jù)圖，在此條件下采用該分子篩膜時的最佳反應溫度為210℃。解析：(1)設CO2轉(zhuǎn)化了xmol·L－1，列三段式(2)①該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，甲醇的平衡產(chǎn)率降低；②P、T兩點對應的溫度相同，分子篩膜從反應體系中不斷分離出H2O，有利于反應正向進行，使甲醇產(chǎn)率升高；③由題圖可知，該條件下采用分子篩膜，210℃時甲醇的產(chǎn)率最高，則最佳反應溫度為210℃。4．(2021·河北五個一名校聯(lián)盟二模)硫酰氯(SO2Cl2)是一種重要的磺化試劑，其可利用SO2(g)＋Cl2(g)SO2Cl2(g)ΔH<0制備。100℃時，該反應的壓強平衡常數(shù)K＝4.1×10－3kPa－1，在恒溫恒容的容器中發(fā)生反應，下列說法正確的是(B)A．已知硫酰氯結(jié)構(gòu)式為，硫酰氯每個原子均達到8電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)B．容器內(nèi)氣體的平均摩爾質(zhì)量不變時，反應達到平衡C．溫度升高，平衡逆向移動，反應的壓強平衡常數(shù)增大D．上述制備硫酰氯的反應，在高溫下自發(fā)解析：已知硫酰氯結(jié)構(gòu)式為，硫原子的最外層電子全部參與成鍵，所以硫原子已達12個電子，A錯誤；該反應是氣體體積減小的反應，根據(jù)質(zhì)量守恒、容器內(nèi)氣體的質(zhì)量始終不變，隨著反應的進行，氣體的物質(zhì)的量減小，則容器內(nèi)氣體的平均摩爾質(zhì)量增大，當容器內(nèi)氣體的平均摩爾質(zhì)量不變時，反應達到平衡，B正確；該反應正向為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，反應的壓強平衡常數(shù)減小，C錯誤；該反應為氣體體積減小的反應，則ΔS＜0，又因為ΔH＜0，在低溫時易自發(fā)進行，D錯誤。5．(2021·惠州三調(diào))高爐煉鐵過程中發(fā)生的反應：eq\f(1,3)Fe2O3(s)＋CO(g)eq\f(2,3)Fe(s)＋CO2(g)，已知該反應在不同溫度下的平衡常數(shù)如下表，下列說法不正確的是(C)溫度/℃100011501300平衡常數(shù)4.03.73.5A.ΔH<0B．該反應的平衡常數(shù)表達式是K＝eq\f(cCO2,cCO)C．其他條件不變，向平衡體系充入CO2氣體，K值減小D．其他條件不變，升高溫度時，CO的平衡轉(zhuǎn)化率降低解析：依據(jù)圖表數(shù)據(jù)分析，平衡常數(shù)隨溫度升高而減小，平衡逆向移動，逆向是吸熱反應，正反應是放熱反應，ΔH<0，A正確；依據(jù)化學方程式和平衡常數(shù)概念書寫平衡常數(shù)表達式為K＝eq\f(cCO2,cCO)，B正確；平衡常數(shù)隨溫度變化，不隨濃度變化，其他條件不變，向平衡體系充入CO2氣體，K值不變，C錯誤；升溫平衡向吸熱反應方向移動，A判斷反應是放熱反應，升溫平衡逆向移動，一氧化碳轉(zhuǎn)化率降低，D正確，故選C。6．(2021·廣東模擬)一定溫度下，在三個體積均為1.0L的恒容密閉容器中發(fā)生反應：X(g)＋3Y(g)2Z(g)，達到平衡，測得數(shù)據(jù)如下表：下列說法正確的是(C)A．該反應的正反應為吸熱反應B．達到平衡時，容器Ⅰ中反應物轉(zhuǎn)化率比容器Ⅲ中的大C．達到平衡時，容器Ⅲ中c(X)小于容器Ⅱ中c(X)的兩倍D．達到平衡時，容器Ⅱ所需的時間比容器Ⅰ中的長解析：分析Ⅰ和Ⅱ，對比數(shù)據(jù)知平衡時Z的濃度：Ⅰ＞Ⅱ，且溫度：Ⅰ＜Ⅱ，即升高溫度平衡逆向移動，該反應正向為放熱反應，A錯誤；容器Ⅲ和容器Ⅰ的溫度相同，容器Ⅲ相當于容器Ⅰ增大壓強，該反應正向為氣體物質(zhì)的量減小的反應，增大壓強平衡正向移動，達到平衡時，容器Ⅲ中反應物轉(zhuǎn)化率比容器Ⅰ中的大，B錯誤；Ⅰ和Ⅲ對比，Ⅲ相當于增大壓強平衡正向移動，則Ⅲ中c(X)的濃度小于Ⅰ中的2倍，Ⅱ和Ⅲ對比，升溫平衡逆向移動，c(X)濃度增大，故達到平衡時，容器Ⅲ中c(X)小于容器Ⅱ中c(X)的兩倍，C正確；溫度：Ⅱ＞Ⅰ，當其他條件不變時，升高溫度反應速率加快，故達到平衡所需時間短，D錯誤。考向三化學反應速率、化學平衡計算1．化學平衡常數(shù)表達式的書寫(1)不要把反應體系中純固體、純液體以及稀水溶液中水的濃度寫進平衡常數(shù)表達式。如：CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)K＝c(CO2)Cr2Oeq\o\al(2－,7)(aq)＋H2O(l)2CrOeq\o\al(2－,4)(aq)＋2H＋(aq)K＝eq\f(c2CrO\o\al(2－,4)·c2H＋,cCr2O\o\al(2－,7))但在非水溶液中，若有水參加或生成，則此時水的濃度不可視為常數(shù)，應寫進平衡常數(shù)表達式中。如：C2H5OH＋CH3COOHeq\o(,\s\up15(濃H2SO4),\s\do15(△))CH3COOC2H5＋H2OK＝eq\f(cCH3COOC2H5·cH2O,cC2H5OH·cCH3COOH)C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)K＝eq\f(cCO·cH2,cH2O)(2)同一化學反應，化學反應方程式寫法不同，其平衡常數(shù)表達式及數(shù)值亦不同。如：N2O4(g)2NO2(g)K＝eq\f(c2NO2,cN2O4)eq\f(1,2)N2O4(g)NO2(g)(3)有氣體參與的反應，用平衡分壓(總壓乘以各自的物質(zhì)的量分數(shù))表示平衡常數(shù)。如：2A(g)＋B(s)C(g)。若達到平衡時，n(A)＝n1、n(C)＝n2、密閉體系的壓強為p，則Kp＝eq\f(p·\f(n2,n1＋n2),\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(p·\f(n1,n1＋n2)))2)＝eq\f(n2n1＋n2,pn\o\al(2,1))。2．化學平衡常數(shù)(K)的應用(1)K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越大；反之，就越不完全，轉(zhuǎn)化率就越小。(2)若用任意狀態(tài)的濃度冪之積的比值(稱為濃度商，用Q表示)與K比較，可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)和反應進行的方向。即對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，Q＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。Q<K反應向正反應方向進行Q＝K反應達到平衡狀態(tài)Q>K反應向逆反應方向進行(3)利用K可判斷反應的熱效應。若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。3．化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算(1)明確四個量(起始量、變化量、平衡量和差量)N①反應物的平衡量＝起始量－轉(zhuǎn)化量。②生成物的平衡量＝起始量＋轉(zhuǎn)化量。③各物質(zhì)變化濃度之比等于它們在化學方程式中的化學計量數(shù)之比。變化濃度是聯(lián)系化學方程式、平衡濃度、起始濃度、轉(zhuǎn)化率、化學反應速率的橋梁。因此，抓變化濃度是解題的關鍵。④化學平衡前后，同種元素原子的物質(zhì)的量相等。(2)掌握三個百分數(shù)①轉(zhuǎn)化率＝eq\f(n轉(zhuǎn)化,n起始)×100%＝eq\f(c轉(zhuǎn)化,c起始)×100%②生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量(指生成物)占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來講，轉(zhuǎn)化率越大，原料利用率越高，產(chǎn)率越大。產(chǎn)率＝eq\f(產(chǎn)物實際產(chǎn)量,理論產(chǎn)量)×100%③平衡混合物某組分的百分含量＝eq\f(某組分平衡量,平衡總量)×100%(3)牢記一個萬能模式(“三段式”法)如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量濃度分別為amol·L－1、bmol·L－1，達到平衡后消耗A的物質(zhì)的量濃度為mxmol·L－1。4．體系中發(fā)生多個反應(1)連續(xù)式反應(2)多個競爭反應AB＋C同時發(fā)生AD＋E(均為氣體)分步討論每個反應的起始量、變化量和平衡量。1．(2021·河北省學業(yè)水平選擇性考試)室溫下，某溶液初始時僅溶有M和N且濃度相等，同時發(fā)生以下兩個反應：①M＋N=X＋Y；②M＋N=X＋Z，反應①的速率可表示為v1＝k1c2(M)，反應②的速率可表示為v2＝k2c2(M)(k1、k2為速率常數(shù))。反應體系中組分M、Z的濃度隨時間變化情況如圖，下列說法錯誤的是(A)A．0～30min時間段內(nèi)，Y的平均反應速率為6.67×10－3mol·L－1·min－1B．反應開始后，體系中Y和Z的濃度之比保持不變C．如果反應能進行到底，反應結(jié)束時62.5%的M轉(zhuǎn)化為ZD．反應①的活化能比反應②的活化能大解析：由圖中數(shù)據(jù)可知，30min時，M、Z的濃度分別為0.300mol·L－1和0.125mol·L－1，則M的變化量為0.5mol·L－1－0.300mol·L－1＝0.200mol·L－1，則Y的變化量為0.200mol·L－1－0.125mol·L－1＝0.075mol·L－1，因此，0～30min時間段內(nèi)，Y的平均反應速率為eq\f(0.075mol·L－1,30min)＝0.0025mol·L－1·min－1，A錯誤；由題中信息可知，反應①和反應②的速率之比為eq\f(k1,k2)，Y和Z分別為反應①和反應②的產(chǎn)物，且兩者與M的化學計量數(shù)相同(化學計量數(shù)均為1)，因此反應開始后，體系中Y和Z的濃度之比等于eq\f(k1,k2)，由于k1、k2為速率常數(shù)，故該比值保持不變，B正確；反應開始后，在相同的時間內(nèi)體系中Y和Z的濃度之比等于eq\f(k1,k2)＝eq\f(0.075mol·L－1,0.125mol·L－1)＝eq\f(3,5)，如果反應能進行到底，反應結(jié)束時有eq\f(5,8)的M轉(zhuǎn)化為Z，即62.5%的M轉(zhuǎn)化為Z，C正確；在相同的時間內(nèi)生成Z較多、生成Y較少，因此，反應①的化學反應速率較小，在同一體系中，活化能較小的化學反應速率較快，故反應①的活化能比反應②的活化能大，D正確，故選A。2．(2019·天津卷)在1L真空密閉容器中加入amolPH4I固體，t℃時發(fā)生如下反應：PH4I(s)PH3(g)＋HI(g)①4PH3(g)P4(g)＋6H2(g)②2HI(g)H2(g)＋I2(g)③達平衡時，體系中n(HI)＝bmol，n(I2)＝cmol，n(H2)＝dmol，則t℃時反應①的平衡常數(shù)K值為(b＋eq\f(8c－2d,3))b。(用字母表示)解析：反應①生成的n(HI)＝體系中n(HI)＋2×體系中n(I2)＝(b＋2c)mol，反應②中生成的n(H2)＝體系中n(H2)－反應③中生成的n(H2)＝(d－c)mol，體系中n(PH3)＝反應①生成的n(PH3)－反應②中轉(zhuǎn)化的n(PH3)＝[b＋2c－eq\f(2,3)(d－c)]mol＝(b＋eq\f(8c－2d,3))mol，反應①的平衡常數(shù)K＝c(PH3)·c(HI)＝(b＋eq\f(8c－2d,3))b。3．(2021·全國甲卷)二氧化碳催化加氫制甲醇，有利于減少溫室氣體二氧化碳。二氧化碳加氫制甲醇的總反應為CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH＝－49kJ·mol－1，在起始物n(H2)/n(CO2)＝3時，在不同條件下達到平衡，設體系中甲醇的物質(zhì)的量分數(shù)為x(CH3OH)，在t＝250℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105Pa下的x(CH3OH)～t如圖所示。回答下列問題：(1)用各物質(zhì)的平衡分壓表示總反應的平衡常數(shù)，表達式Kp＝eq\f(pH2O·pCH3OH,p3H2·pCO2)。(2)圖中對應等壓過程的曲線是b，判斷的理由是總反應ΔH<0，升高溫度時平衡向逆反應方向移動，甲醇的物質(zhì)的量分數(shù)變小。(3)當x(CH3OH)＝0.10時，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率α＝33.3%，反應條件可能為5×105_Pa,210_℃或9×105_Pa,250_℃。解析：(1)二氧化碳加氫制甲醇的總反應為CO2(g)＋3H2(g)=CH3OH(g)＋H2O(g)，因此利用各物質(zhì)的平衡分壓表示總反應的平衡常數(shù)，表達式Kp＝eq\f(pH2O·pCH3OH,p3H2·pCO2)。(2)該反應正向為放熱反應，升高溫度時平衡逆向移動，體系中x(CH3OH)將減小，因此圖中對應等壓過程的曲線是b。(3)設起始n(CO2)＝1mol，n(H2)＝3mol，則當平衡時x(CH3OH)＝0.10時，eq\f(x,3－3x＋1－x＋x＋x)＝0.1，解得x＝eq\f(1,3)mol，平衡時CO2的轉(zhuǎn)化率α＝eq\f(\f(1,3)mol,1mol)×100%≈33.3%；由圖可知，滿足平衡時x(CH3OH)＝0.10的條件有5×105Pa,210℃或9×105Pa,250℃。4．(2021·廣東省學業(yè)水平選擇性考試)我國力爭于2030年前做到碳達峰，2060年前實現(xiàn)碳中和。CH4與CO2重整是CO2利用的研究熱點之一。該重整反應體系主要涉及以下反應：(a)CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)ΔH1(b)CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH2(c)CH4(g)C(s)＋2H2(g)ΔH3(d)2CO(g)CO2(g)＋C(s)ΔH4(e)CO(g)＋H2(g)H2O(g)＋C(s)ΔH5設Keq\o\al(r,p)為相對壓力平衡常數(shù)，其表達式寫法：在濃度平衡常數(shù)表達式中，用相對分壓代替濃度。氣體的相對分壓等于其分壓(單位為kPa)除以p0(p0＝100kPa)。反應a、c、e的lnKeq\o\al(r,p)隨eq\f(1,T)(溫度的倒數(shù))的變化如圖所示。(1)反應a、c、e中，屬于吸熱反應的有ac。(填字母)(2)反應c的相對壓力平衡常數(shù)表達式為Keq\o\al(r,p)＝eq\f(\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pH2,p0)))2,\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pCH4,p0))))。(3)在圖中A點對應溫度下、原料組成為n(CO2)n(CH4)＝11、初始總壓為100kPa的恒容密閉容器中進行反應，體系達到平衡時H2的分壓為40kPa。CH4的平衡轉(zhuǎn)化率為68%。解析：(1)隨著溫度的升高，反應a和c的lnKeq\o\al(r,p)增大，說明Keq\o\al(r,p)的數(shù)值增大，反應向正反應方向進行，反應a和c為吸熱反應，同理反應e的lnKeq\o\al(r,p)減小，說明Keq\o\al(r,p)的數(shù)值減小，反應向逆反應方向進行，反應e為放熱反應，故選ac。(2)用相對分壓代替濃度，則反應c的平衡常數(shù)表達式為Keq\o\al(r,p)＝eq\f(\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pH2,p0)))2,\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pCH4,p0))))。(3)由圖可知，A處對應反應c的lnKeq\o\al(r,p)＝0，即Keq\o\al(r,p)＝eq\f(\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pH2,p0)))2,\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(pCH4,p0))))＝1，解方程得p2(H2)＝p(CH4)·p0，已知反應平衡時p(H2)＝40kPa，則有p(CH4)＝16kPa，且初始狀態(tài)時p(CH4)＝eq\f(1,1＋1)×100kPa＝50kPa，CH4的平衡轉(zhuǎn)化率為eq\f(50kPa－16kPa,50kPa)×100%＝68%。5．(2020·全國卷Ⅰ)硫酸是一種重要的基本化工產(chǎn)品。接觸法制硫酸生產(chǎn)中的關鍵工序是SO2的催化氧化：SO2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)eq\o(,\s\up15(釩催化劑))SO3(g)ΔH＝－98kJ·mol－1?；卮鹣铝袉栴}：(1)當SO2(g)、O2(g)和N2(g)起始的物質(zhì)的量分數(shù)分別為7.5%、10.5%和82%時，在0.5MPa、2.5MPa和5.0MPa壓強下，SO2平衡轉(zhuǎn)化率α隨溫度的變化如圖甲所示。反應在5.0MPa、550℃時的α＝0.975，判斷的依據(jù)是該反應氣體分子數(shù)減小，增大壓強，α提高。5.0_MPa>2.5_MPa＝p2，所以p1＝5.0_MPa。影響α的因素有溫度、壓強和反應物的起始濃度(組成)。(2)將組成(物質(zhì)的量分數(shù))為2m%SO2(g)、m%O2(g)和q%N2(g)的氣體通入反應器，在溫度t、壓強p條件下進行反應。平衡時，若SO2轉(zhuǎn)化率為α，則SO3壓強為eq\f(2mα,100－mα)p，平衡常數(shù)Kp＝eq\f(α,1－α1.5\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(m,100－mα)p))0.5)。(以分壓表示，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))(3)研究表明，SO2催化氧化的反應速率方程為v＝keq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(α,α′)－1))0.8(1－nα′)式中：k為反應速率常數(shù)，隨溫度t升高而增大；α為SO2平衡轉(zhuǎn)化率，α′為某時刻SO2轉(zhuǎn)化率，n為常數(shù)。在α′＝0.90時，將一系列溫度下的k、α值代入上述速率方程，得到v～t曲線，如圖乙所示。曲線上v最大值所對應溫度稱為該α′下反應的最適宜溫度tm。t<tm時，v逐漸提高；t>tm后，v逐漸下降。原因是升高溫度，k增大使v逐漸提高，但α降低使v逐漸下降。t<tm時，k增大對v的提高大于α引起的降低；t>tm后，k增大對v的提高小于α引起的降低。解析：(1)SO2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)SO3(g)ΔH＝－98kJ·mol－1，正反應是一個氣體分子數(shù)減少的放熱反應，增大壓強可以使化學平衡向正反應方向移動，即相同溫度下，壓強越大，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率越大，因此，p1＝5.0MPa，由圖中數(shù)據(jù)可知，α＝0.975。影響α的因素就是影響化學平衡移動的因素，結(jié)合題中信息，主要有反應物(SO2和O2)的起始濃度、溫度、壓強等。(2)設通入反應器的氣體的物質(zhì)的量為xmol，則SO2、O2和N2的物質(zhì)的量分別為2m%xmol、m%xmol和q%xmol,2m%＋m%＋q%＝100%，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率為α，列三段式如下：平衡時氣體的總物質(zhì)的量n(總)＝[2m%(1－α)x＋m%(1－α)x＋2m%αx]mol＋q%xmol＝x－m%αxmol，則SO3的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(nSO3,n總)＝eq\f(2m%αx,x－m%αx)＝eq\f(2mα,100－mα)，同理可得SO2的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(2m%1－αx,x－m%αx)＝eq\f(2m1－α,100－mα)，O2的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(m%1－αx,x－m%αx)＝eq\f(m1－α,100－mα)。該反應在恒溫、恒壓條件下進行，因此，p(SO3)＝eq\f(2mα,100－mα)p,p(SO2)＝eq\f(2m1－α,100－mα)p,p(O2)＝eq\f(m1－α,100－mα)p,SO2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)SO3(g)的Kp＝eq\f(pSO3,pSO2×p0.5O2)＝eq\f(\f(2mαp,100－mα),\f(2m1－αp,100－mα)×\f(m1－αp,100－mα)0.5)＝eq\f(α,1－α1.5\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(m,100－mα)p))0.5)。(3)由于SO2的催化氧化是放熱反應，溫度升高導致α降低。由題中信息可知，v＝keq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(α,α′)－1))0.8(1－nα′)，升高溫度，k增大使v逐漸提高，但α降低使v逐漸下降。當t<tm時，k增大對v的提高大于α引起的降低；當t>tm時，k增大對v的提高小于α引起的降低。6．(2020·全國卷Ⅱ)天然氣的主要成分為CH4，一般還含有C2H6等烴類，是重要的燃料和化工原料。(1)乙烷在一定條件下可發(fā)生如下反應：C2H6(g)C2H4(g)＋H2(g)ΔH1，相關物質(zhì)的燃燒熱數(shù)據(jù)如下表所示：物質(zhì)C2H6(g)C2H4(g)H2(g)燃燒熱ΔH/(kJ·mol－1)－1560－1411－286①ΔH1＝137kJ·mol－1。②提高該反應平衡轉(zhuǎn)化率的方法有升高溫度__減小壓強(增大體積)。③容器中通入等物質(zhì)的量的乙烷和氫氣，在等壓(p)下發(fā)生上述反應，乙烷的平衡轉(zhuǎn)化率為α。反應的平衡常數(shù)Kp＝eq\f(α1＋α,2＋α1－α)×p。(用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))(2)高溫下，甲烷生成乙烷的反應如下：2CH4eq\o(→,\s\up15(高溫))C2H6＋H2。反應在初期階段的速率方程為r＝k×c(CH4)，其中k為反應速率常數(shù)。①設反應開始時的反應速率為r1，甲烷的轉(zhuǎn)化率為α時的反應速率為r2，則r2＝1－αr1。②對于處于初期階段的該反應，下列說法正確的是AD。A．增加甲烷濃度，r增大B．增加H2濃度，r增大C．乙烷的生成速率逐漸增大 D．降低反應溫度，k減小解析：(1)①根據(jù)題中所給各物質(zhì)燃燒熱的數(shù)據(jù)，可分別寫出熱化學方程式：C2H6(g)＋eq\f(7,2)O2(g)=2CO2(g)＋3H2O(l)ΔH2＝－1560kJ·mol－1；C2H4(g)＋3O2(g)=2CO2(g)＋2H2O(l)ΔH3＝－1411kJ·mol－1；H2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)=H2O(l)ΔH4＝－286kJ·mol－1，根據(jù)蓋斯定律，ΔH1＝ΔH2－ΔH3－ΔH4＝137kJ·mol－1；②正反應為氣體分子數(shù)增大的吸熱反應，因此可利用升高溫度、減小壓強(增大體積)的方法使平衡正向移動，提高反應物的平衡轉(zhuǎn)化率；③設反應起始時通入xmol乙烷和xmol氫氣，反應達到平衡時乙烷的轉(zhuǎn)化率為α，可列出三段式：C2H6(g)C2H4(g)＋H2(g)起始量/molx0x轉(zhuǎn)化量/molαxαxαx平衡量/molx－αxαxx＋αx平衡時，C2H6的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(x－αx,x－αx＋αx＋x＋αx)＝eq\f(1－α,2＋α)、C2H4的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(αx,x－αx＋αx＋x＋αx)＝eq\f(α,2＋α)、H2的物質(zhì)的量分數(shù)為eq\f(x＋αx,x－αx＋αx＋x＋αx)＝eq\f(1＋α,2＋α)，則Kp＝eq\f(pH2·pC2H4,pC2H6)＝eq\f(\f(1＋α,2＋α)×p×\f(α,2＋α)×p,\f(1－α,2＋α)×p)＝eq\f(α1＋α,2＋α1－α)×p。(2)①設起始時甲烷濃度為ymol·L－1，甲烷的轉(zhuǎn)化率為α時，甲烷濃度為y×(1－α)mol·L－1，可得r1＝k×ymol·L－1，r2＝k×y×(1－α)mol·L－1，則r2＝(1－α)r1。②該反應初期階段，r＝k×c(CH4)，增加甲烷濃度，r增大，A項正確；反應初期階段，反應正向進行，增大H2的濃度，不改變c(CH4)減小的趨勢，r不會增大，B項錯誤；隨著反應的進行，c(CH4)逐漸減小，乙烷的生成速率逐漸減小，C項錯誤；降低反應溫度，反應速率減小，k減小，D項正確。7．(2021·山東省學業(yè)水平考試模擬)(雙選)丙酮是重要的有機合成原料，可以由過氧化氫異丙苯合成。其反應為，為了提高過氧化氫異丙苯的轉(zhuǎn)化率，反應進行時需及時從溶液體系中移出部分苯酚。過氧化氫異丙苯的轉(zhuǎn)化率隨反應時間的變化如圖所示。設過氧化氫異丙苯的初始濃度為xmol·L－1，反應過程中的液體體積變化忽略不計。下列說法正確的是(AC)A．a(chǎn)、c兩點丙酮的物質(zhì)的量濃度相等B．b、c兩點的逆反應速率：v(b)<v(c)C．100℃時，0～5h丙酮的平均反應速率為0.14xmol·L－1·h－1D．若b點處于化學平衡，則120℃時反應的平衡常數(shù)K＝eq\f(0.98x×0.98x,0.02x)mol·L－1解析：由于起始反應物濃度相同且a、c點轉(zhuǎn)化率相同，故生成的丙酮濃度相等，A正確；由于反應物轉(zhuǎn)化率b點(98%)＞c點(70%)，故生成物濃度：b點＞c點，且b點溫度大于c點，故逆反應速率：b點＞c點，B錯誤；由題圖可知，100℃時，5h時反應物的轉(zhuǎn)化率為70%，故生成丙酮的濃度＝0.7xmol/L，則0～5h丙酮的平均反應速率＝eq\f(0.7xmol/L,5h)＝0.14xmol/(L·h)，C正確；b點對應的反應物轉(zhuǎn)化率為98%，故兩種生成物濃度均為0.98xmol/L，但在反應過程中有部分苯酚被移出反應體系，故平衡時體系中苯酚的濃度未知，故無法求算平衡常數(shù)，D錯誤，故選AC。8．(2021·唐山二模)(雙選)已知2NO＋2H2=2H2O＋N2的速率方程為v正＝k正cα(NO)cβ(H2)，在800℃下測定了不同初始濃度及正反應速率的關系，數(shù)據(jù)如下表，則下列說法中正確的是(AB)實驗c0(NO)/(mol·L－1)c0(H2)/(mol·L－1)v正111v2214v3122v42x16vA.α、β的值分別為2、1B．表中的x為4C．降低溫度，k正可能增大D．若v逆＝k逆c2(H2O)c(N2)，則Kc＝eq\f(k正,k逆)解析：比較表中1、2兩組的數(shù)據(jù)可知，NO濃度變?yōu)樵瓉淼?倍，反應速率變?yōu)樵瓉淼?倍，故α＝2,1、3兩組數(shù)據(jù)可知，H2的濃度變?yōu)樵瓉淼?倍，反應速率變?yōu)樵瓉淼?倍，故β＝1，A正確；α＝2，β＝1，根據(jù)v正＝k正cα(NO)cβ(H2)和表中數(shù)據(jù)可知，表中的x為4，B正確；降低溫度，反應速率減慢，故k正不可能增大只能減小，C錯誤；若v逆＝k逆c2(H2O)c(N2)，平衡時v正＝v逆，即k正c2(NO)·c(H2)＝k逆c2(H2O)c(N2)，則Kc＝eq\f(cN2c2H2O,c2NOc2H2)＝eq\f(k正,cH2k逆)，D錯誤，故選AB。9．(2021·皖南八校聯(lián)考)T℃下H2S可直接分解制取H2，反應的原理如下：2H2S(g)eq\o(,\s\up15(高溫))2H2(g)＋S2(g)。實際生產(chǎn)中往剛性容器中同時通入H2S和水蒸氣，水蒸氣與反應體系的任何物質(zhì)均不發(fā)生反應，測得容器總壓(p總壓)和H2S的轉(zhuǎn)化率(α)隨時間的變化關系如圖所示。計算反應在0～20min內(nèi)的平均反應速率v(H2)＝1.2kPa·min－1；平衡時，p(水蒸氣)＝60kPa，平衡常數(shù)Kp＝135kPa。(Kp為以分壓表示的平衡常數(shù))解析：根據(jù)反應建立三段式，設初始H2S分壓為a，2H2S(g)2H2(g)＋S2(g)開始a00轉(zhuǎn)化2b2bb平衡a－2b2bb設水蒸氣壓強為c，因此有a＋c＝100，c＋a－2b＋2b＋b＝112，eq\f(2b,a)×100%＝60%，解得a＝40，b＝12，c＝60，因此反應在0～20min內(nèi)的平均反應速率v(H2)＝eq\f(Δp,Δt)＝eq\f(24kPa,20min)＝1.2kPa·min－1；平衡時，水蒸氣壓強和任意時刻的水蒸氣相同，p(水蒸氣)＝60kPa，平衡時根據(jù)題意建立三段式：2H2S(g)2H2(g)＋S2(g)開始4000轉(zhuǎn)化303015平衡103015平衡常數(shù)KP＝eq\f(302×15,102)＝135kPa。10．(2021·甘肅二診)在一剛性密閉容器中，CH4和CO2的分壓分別為16kPa、14kPa，加入Ni/a－Al2O3催化劑并加熱至1123K使其發(fā)生反應CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)。(1)研究表明CO的生成速率v(CO)＝1.3×10－2·p(CH4)·p(CO2)mol·g－1·s－1，某時刻測得p(CO)＝8kPa，則p(CO2)＝10kPa，v(CO)＝1.56mol·g－1·s－1。(2)達到平衡后測得體系壓強是起始時的1.4倍，則該反應的平衡常數(shù)Kp＝259.2(kPa)2。(用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))解析：(1)根據(jù)三段式：CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)起始壓強161400變化壓強4488某時刻壓強121088得出p(CO2)＝10kPa，將數(shù)值代入表達式，v(CO)＝1.3×10－2×12×10＝1.56mol·g－1·s－1；(2)根據(jù)三段式：CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)起始壓強161400變化壓強xx2x2x平衡壓強16－x14－x2x2x達到平衡后測得體系壓強是起始時的1.4倍，即達到平衡后體系的壓強為1.4×30kPa＝42kPa,16－x＋14－x＋2x＋2x＝42，解得x＝6，該反應的平衡常數(shù)Kp＝eq\f(c2H2·c2CO,cCH4·cCO2)＝eq\f(122×122,10×8)＝259.2?？枷蛩幕瘜W平衡圖象1．化學平衡圖象的三種常規(guī)圖象對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，m＋n>p＋q，且ΔH>0。(1)速率—時間圖t1時增大反應物的濃度，正反應速率瞬間增大，然后逐漸減小，而逆反應速率逐漸增大；t2時升高溫度，對任何反應，正反應和逆反應速率均增大，吸熱反應的正反應速率增大較快；t3時減小壓強，正反應速率和逆反應速率均減小；t4時使用催化劑，正反應速率和逆反應速率均瞬間增大。(2)轉(zhuǎn)化率(或含量)—時間圖甲表示壓強對反應物轉(zhuǎn)化率的影響，對于氣體反應物化學計量數(shù)之和大于氣體生成物化學計量數(shù)之和的反應，壓強越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越大；乙表示溫度對反應物轉(zhuǎn)化率的影響，對于吸熱反應，溫度越高，反應物的轉(zhuǎn)化率越大；丙表示催化劑對反應物轉(zhuǎn)化率的影響，催化劑只能改變化學反應速率，不能改變平衡時反應物的轉(zhuǎn)化率。(3)恒壓(溫)線分析時可沿橫軸作一條平行于縱軸的虛線，即為等壓線或等溫線，然后分析另一條件變化對該反應的影響。2．化學平衡的條件、趨勢圖象(1)控制最佳反應條件圖象①投料比：理論上按方程式計量數(shù)之比投料，反應物的轉(zhuǎn)化率最大。如2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)eq\f(nSO2,nO2)＝21時，SO2、O2轉(zhuǎn)化率最大。增大一種反應物濃度可以提高另一種物質(zhì)的轉(zhuǎn)化率，但本身轉(zhuǎn)化率降低。②溫度：討論溫度對速率、轉(zhuǎn)化率、催化劑活性的影響，特別是催化劑的活性。③壓強：討論壓強對速率、轉(zhuǎn)化率、設備的要求。④催化劑：注意催化劑的選擇性、高效性及催化活性受溫度等影響?？傊脠D象找出最佳投料比、溫度、濃度、壓強、催化劑。(2)解答圖象曲線中變化趨勢如以二氧化鈦表面覆蓋Cu2Al2O4為催化劑，可以將CO2和CH4直接轉(zhuǎn)化成乙酸。在不同溫度下催化劑的催化效率與乙酸的生成速率如下圖所示。250～300℃時，溫度升高，乙酸的生成速率降低，原因是催化劑的催化效果降低。在250℃以前，溫度升高，乙酸的生成速率增大，原因是催化劑效果升高。3．解題流程1．(2021·湖南省學業(yè)水平選擇性考試)(雙選)已知：A(g)＋2B(g)3C(g)ΔH<0，向一恒溫恒容的密閉容器中充入1molA和3molB發(fā)生反應，t1時達到平衡狀態(tài)Ⅰ，在t2時改變某一條件，t3時重新達到平衡狀態(tài)Ⅱ，正反應速率隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是(BC)A．容器內(nèi)壓強不變，表明反應達到平衡B．t2時改變的條件：向容器中加入CC．平衡時A的體積分數(shù)φ：φ(Ⅱ)>φ(I)D．平衡常數(shù)K：K(Ⅱ)<K(Ⅰ)解析：容器內(nèi)發(fā)生的反應為A(g)＋2B(g)3C(g)，該反應是氣體分子數(shù)不變的可逆反應，所以在恒溫恒容條件下，氣體的壓強始終保持不變，則容器內(nèi)壓強不變，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，A錯誤；根據(jù)圖象變化曲線可知，t2～t3過程中，t2時刻v正不變，平衡過程中不斷增大，則說明反應向逆反應方向移動，改變的條件為向容器中加入C，B正確；t2時加入C，等效于按物質(zhì)的量之比12投入A、B混合物，而初始投入的是1molA、3molB，所以平衡Ⅱ時A的體積分數(shù)φ增大，即A的體積分數(shù)φ：φ(Ⅱ)＞φ(Ⅰ)，C正確；平衡常數(shù)K與溫度有關，因該反應在恒溫條件下進行，K保持不變，D錯誤，故選BC。2．(2021·全國乙卷)McMorris測定和計算了在136～180℃范圍內(nèi)下列反應的平衡常數(shù)Kp：2NO(g)＋2ICl(g)2NOCl(g)＋I2(g)Kp12NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)Kp2得到lgKp1～eq\f(1,T)和lgKp2～eq\f(1,T)均為線性關系，如下圖所示：(1)由圖可知，NOCl分解為NO和Cl2反應的ΔH大于0(填“大于”或“小于”)。(2)反應2ICl(g)=Cl2(g)＋I2(g)的K＝Kp1·Kp2(用Kp1、Kp2表示)，該反應的ΔH大于0(填“大于”或“小于”)，寫出推理過程設T′>T，即eq\f(1,T′)<eq\f(1,T)，由圖可知：lgKp2(T′)－lgKp2(T)>|lgKp1(T′)－lgKp1(T)|＝lgKp1(T)－lgKp1(T′)，則lg[Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg[Kp2(T)·Kp1(T)]，即K(T′)>K(T)，因此該反應正反應為吸熱反應，即ΔH大于0。解析：(1)結(jié)合圖可知，溫度越高，eq\f(1,T)越小，lgKp2越大，即Kp2越大，說明升高溫度平衡2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)正向移動，則NOCl分解為NO和Cl2反應的ΔH大于0。(2)Ⅰ.2NO(g)＋2ICl(g)2NOCl(g)＋I2(g)Kp1Ⅱ.2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)Kp2Ⅰ＋Ⅱ得2ICl(g)=Cl2(g)＋I2(g)，則2ICl(g)=Cl2(g)＋I2(g)的K＝Kp1·Kp2；該反應的ΔH大于0；推理過程如下：設T′>T，即eq\f(1,T′)<eq\f(1,T)，由圖可知：lgKp2(T′)－lgKp1(T)>|lgKp1(T′)－lgKp1(T)|＝lgKp1(T)－lgKp1(T′)，則lgKp2(T′)＋lgKp1(T′)>lgKp2(T)＋lgKp1(T)，即lg[Kp2(T′)·Kp1(T′)]>lg[Kp2(T)·Kp1(T)]，即K(T′)>K(T)，因此該反應正反應為吸熱反應，即ΔH大于0。3．(2021·湖南省學業(yè)水平選擇性考試)氨氣中氫含量高，是一種優(yōu)良的小分子儲氫載體，且安全、易儲運，可通過化學反應得到氫氣。反應方程式為2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)ΔH＝＋90.8kJ·mol－1。某興趣小組對該反應進行了實驗探究。在一定溫度和催化劑的條件下，將0.1molNH3通入3L的密閉容器中進行反應(此時容器內(nèi)總壓為200kPa)，各物質(zhì)的分壓隨時間的變化曲線如圖所示。(1)若保持容器體積不變，t1時反應達到平衡，用H2的濃度變化表示0～t1時間內(nèi)的反應速率v(H2)＝eq\f(0.02,t1)mol·L－1·min－1。(用含t1的代數(shù)式表示)(2)t2時將容器體積迅速縮小至原來的一半并保持不變，圖中能正確表示壓縮后N2分壓變化趨勢的曲線是b(用圖中a、b、c、d表示)，理由是開始體積減半，N2分壓變?yōu)樵瓉淼?倍，隨后由于加壓平衡逆向移動，N2分壓比原來2倍要小。(3)在該溫度下，反應的標準平衡常數(shù)Kθ＝0.48。(已知：分壓＝總壓×該組分物質(zhì)的量分數(shù)，對于反應dD(g)＋eE(g)gG(g)＋hH(g)，Kθ＝eq\f(\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(pG,pθ)))g·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(pH,pθ)))h,\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(pD,pθ)))d·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(pE,pθ)))e)，其中pθ＝100kPa，pG、pH、pD、pE為各組分的平衡分壓)解析：(1)設t1時達到平衡，轉(zhuǎn)化的NH3的物質(zhì)的量為2x，列出三段式：2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)起始/mol0.100轉(zhuǎn)化/mol2xx3x平衡/mol0.1－2xx3x根據(jù)同溫同體積下，混合氣體的物質(zhì)的量之比等于壓強之比，eq\f(0.1,0.1＋2x)＝eq\f(200,120＋120＋40)，解得x＝0.02mol，v(H2)＝eq\f(0.02×3mol,3L×t1)＝eq\f(0.02,t1)mol·L－1·min－1。(2)t2時將容器體積壓縮到原來的一半，開始N2分壓變?yōu)樵瓉淼?倍，隨后由于加壓平衡逆向移動，N2分壓比原來2倍要小，故b曲線符合。(3)由圖可知，平衡時，NH3、N2、H2的分壓分別為120kPa、40kPa、120kPa，反應的標準平衡常數(shù)Kθ＝eq\f(0.4×1.23,1.22)＝0.48。4．(2020·山東卷)探究CH3OH合成反應化學平衡的影響因素，有利于提高CH3OH的產(chǎn)率。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的主要反應如下：Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH1＝－49.5kJ·mol－1Ⅱ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH2＝－90.4kJ·mol－1Ⅲ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH3回答下列問題：(1)ΔH3＝＋40.9kJ·mol－1。(2)一定條件下，向體積為VL的恒容密閉容器中通入1molCO2和3molH2發(fā)生上述反應，達到平衡時，容器中CH3OH(g)為amol,CO為bmol，此時H2O(g)的濃度為eq\f(a＋b,V)mol·L－1(用含a、b、V的代數(shù)式表示，下同)，反應Ⅲ的平衡常數(shù)為eq\f(ba＋b,1－a－b3－3a－b)。(3)不同壓強下，按照n(CO2)n(H2)＝13投料，實驗測定CO2的平衡轉(zhuǎn)化率和CH3OH的平衡產(chǎn)率隨溫度的變化關系如圖所示。已知：CO2的平衡轉(zhuǎn)化率＝eq\f(nCO2初始－nCO2平衡,nCO2初始)×100%CH3OH的平衡產(chǎn)率＝eq\f(nCH3OH平衡,nCO2初始)×100%其中縱坐標表示CO2平衡轉(zhuǎn)化率的是圖乙(填“甲”或“乙”)；壓強p1、p2、p3由大到小的順序為p1、p2、p3；圖乙中T1溫度時，三條曲線幾乎交于一點的原因是T1時以反應Ⅲ為主，反應Ⅲ前后氣體分子數(shù)相等，壓強改變對平衡沒有影響。(4)為同時提高CO2的平衡轉(zhuǎn)化率和CH3OH的平衡產(chǎn)率，應選擇的反應條件為A。(填標號)A．低溫、高壓 B．高溫、低壓C．低溫、低壓 D．高溫、高壓解析：(1)Ⅰ.3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH1＝－49.5kJ·mol－1；Ⅱ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH2＝－90.4kJ·mol－1。根據(jù)蓋斯定律，Ⅰ－Ⅱ可得反應Ⅲ：CO2(g)＋H2(g)=CO(g)＋H2O(g)ΔH3＝ΔH1－ΔH2＝(－49.5kJ·mol－1)－(－90.4kJ·mol－1)＝＋40.9kJ·mol－1。(2)根據(jù)題意知，起始通入CO2、H2的物質(zhì)的量分別為1mol、3mol，達到平衡時CH3OH(g)、CO(g)的物質(zhì)的量分別為amol、bmol，容器容積為VL，發(fā)生題給三個反應，根據(jù)碳元素守恒可知，剩余CO2的物質(zhì)的量為(1－a－b)mol，則反應消耗的CO2的物質(zhì)的量為1－(1－a－b)＝(a＋b)mol，根據(jù)反應Ⅰ和Ⅲ中物質(zhì)對應關系可知，反應Ⅰ中CO2(g)～H2O(g)，反應Ⅲ中也有CO2(g)～H2O(g)，故生成H2O(g)的物質(zhì)的量與反應消耗的CO2的物質(zhì)的量相等，即為(a＋b)mol，故H2O(g)的濃度為eq\f(a＋bmol,VL)＝eq\f(a＋b,V)mol·L－1。達到化學平衡狀態(tài)時，反應ⅢCO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)中各物質(zhì)的物質(zhì)的量分別是n(CO2)＝(1－a－b)mol、n(CO)＝bmol、n(H2O)＝(a＋b)mol；達到平衡時CH3OH(g)的物質(zhì)的量為amol，根據(jù)氫元素守恒，起始時通入3molH2，平衡時CH3OH(g)和H2O(g)中所含H原子的物質(zhì)的量為4amol＋2(a＋b)mol＝(6a＋2b)mol，平衡時H2中所含H原子的物質(zhì)的量為2×3mol－(6a＋2b)mol＝(6－6a－2b)mol，則平衡時H2的物質(zhì)的量為eq\f(6－6a－2b,2)mol＝(3－3a－b)mol，可知反應Ⅲ的平衡常數(shù)K＝eq\f(\f(b,V)×\f(a＋b,V),\f(1－a－b,V)×\f(3－3a－b,V))＝eq\f(ba＋b,1－a－b3－3a－b)。(3)反應Ⅰ和Ⅱ為放熱反應，其他條件相同時，升高溫度，平衡逆向移動，CH3OH的平衡產(chǎn)率減少，所以圖甲中縱坐標表示CH3OH的平衡產(chǎn)率；反應Ⅰ為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率降低，反應Ⅲ為吸熱反應，升高溫度，反應Ⅲ平衡向正反應方向移動，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率升高，圖乙中縱坐標表示CO2的平衡轉(zhuǎn)化率；壓強增大，反應Ⅰ和Ⅱ是氣體分子數(shù)減小的反應，反應Ⅰ和Ⅱ平衡正向移動，反應Ⅲ氣體分子數(shù)不變，平衡不移動，故相同溫度下，壓強增大時CH3OH的平衡產(chǎn)率增大，所以壓強關系為p1>p2>p3；溫度升高，反應Ⅰ和Ⅱ平衡逆向移動，反應Ⅲ平衡正向移動，所以T1溫度時以反應Ⅲ為主，反應Ⅲ前后氣體分子數(shù)相等，壓強改變對平衡沒有影響，三條曲線幾乎交于一點。(4)根據(jù)圖示可知，溫度越低，CH3OH的平衡產(chǎn)率越大，壓強越大，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率越大，CH3OH的平衡產(chǎn)率越大，所以選擇低溫和高壓，答案選A。5．(2020·全國卷Ⅲ)二氧化碳催化加氫合成乙烯是綜合利用CO2的熱點研究領域?；卮鹣铝袉栴}：(1)CO2催化加氫生成乙烯和水的反應中，產(chǎn)物的物質(zhì)的量之比n(C2H4)n(H2O)＝14。當反應達到平衡時，若增大壓強，則n(C2H4)變大(填“變大”“變小”或“不變”)。(2)理論計算表明，原料初始組成n(CO2)n(H2)＝13，在體系壓強為0.1MPa，反應達到平衡時，四種組分的物質(zhì)的量分數(shù)x隨溫度T的變化如圖所示。圖中，表示C2H4、CO2變化的曲線分別是d、c。CO2催化加氫合成C2H4反應的ΔH小于0(填“大于”或“小于”)。(3)根據(jù)圖中點A(440K,0.39)，計算該溫度時反應的平衡常數(shù)Kp＝eq\a\vs4\al(\f(9,4)×\f(1,0.0393)或\f(0.394×\f(0.39,4),0.396×\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(0.39,3)))2)×\f(1,0.13))(MPa)－3。(列出計算式，以分壓表示，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))(4)二氧化碳催化加氫合成乙烯反應往往伴隨副反應，生成C3H6、C3H8、C4H8等低碳烴。一定溫度和壓強條件下，為了提高反應速率和乙烯選擇性，應當選擇合適催化劑。解析：(1)由信息可知，CO2催化加氫生成乙烯和水的化學方程式為2CO2＋6H2→C2H4＋4H2O，所以n(C2H4)n(H2O)＝14。該反應正方向是氣體分子數(shù)減小的反應，所以增大壓強，平衡正向移動，n(C2H4)增大。(2)由于起始投料n(CO2)n(H2)＝13，而反應過程中兩者物質(zhì)的量的改變量之比也為13，所以平衡時H2和CO2的物質(zhì)的量分數(shù)之比為31，而H2O的物質(zhì)的量分數(shù)始終為C2H4的4倍，所以曲線a、b、c、d分別表示的物質(zhì)是H2、H2O、CO2、C2H4。溫度升高，H2O的物質(zhì)的量分數(shù)減小，即平衡逆向移動，所以正反應是放熱反應，即ΔH小于0。(3)由于H2和H2O的物質(zhì)的量分數(shù)都是0.39，則CO2和C2H4的物質(zhì)的量分數(shù)分別為eq\f(0.39,3)、eq\f(0.39,4)，所以該溫度下的化學平衡常數(shù)Kp＝eq\f(0.39×0.1MPa4×\f(0.39,4)×0.1MPa,\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(0.39,3)×0.1MPa))2×0.39×0.1MPa6)＝eq\f(9,4)×eq\f(1,0.0393)(MPa)－3或eq\f(0.394×\f(0.39,4),0.396×\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(0.39,3)))2)×eq\f(1,0.13)(MPa)－3。(4)由于產(chǎn)生了副產(chǎn)物，所以可以選擇合適的催化劑提高乙烯的選擇性，同時催化劑也可加快反應速率。6．(2021·廣東一模)某溫度下，在容積為2L的密閉容器中充入1molCO和2molH2，加合適的催化劑(體積可以忽略不計)后發(fā)生反應CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH<0，反應