2020高考化學江蘇專用提分大二輪復習講義專題六化學反應速率化學平衡

[考綱要求]1.了解化學反應速率的概念和平均反應速率的表示方法。2.理解溫度、濃度、壓強和催化劑等對化學反應速率影響的一般規(guī)律。3.認識催化劑在生產(chǎn)、生活和科學研究領域中的重大作用。4.認識化學反應的可逆性。能用焓變和熵變說明常見簡單化學反應的方向。5.理解化學平衡和化學平衡常數(shù)的含義，能用化學平衡常數(shù)進行簡單計算。6.理解濃度、溫度、催化劑等對化學平衡影響的一般規(guī)律。7.認識化學反應速率和化學平衡的調控在生產(chǎn)、生活和科學研究領域中的重要作用。考點一化學反應速率及其影響因素(一)化學反應速率的計算及速率常數(shù)1．化學反應速率的計算(1)根據(jù)圖表中數(shù)據(jù)和定義計算：v(X)＝eq\f(X的濃度變化量mol·L－1,時間的變化量s或min或h)，即v(X)＝eq\f(|Δc|,Δt)＝eq\f(|Δn|,V·Δt)，計算時一定要注意容器或溶液的體積，不能忽視容器或溶液的體積V，盲目地把Δn當作Δc代入公式進行計算，同時還要注意單位及規(guī)范書寫，還要根據(jù)要求注意有效數(shù)字的處理。(2)根據(jù)化學方程式計算：對于反應“mA＋nB=pC＋qD”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。2．速率常數(shù)(1)假設基元反應(能夠一步完成的反應)為aA(g)＋bB(g)=cC(g)＋dD(g)，其速率可表示為v＝kca(A)cb(B)，式中的k稱為反應速率常數(shù)或速率常數(shù)，它表示單位濃度下的化學反應速率，與濃度無關，但受溫度、催化劑、固體表面性質等因素的影響，通常反應速率常數(shù)越大，反應進行得越快。不同反應有不同的速率常數(shù)。(2)正、逆反應的速率常數(shù)與平衡常數(shù)的關系對于基元反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，平衡常數(shù)K＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)＝eq\f(k正·v逆,k逆·v正)，反應達到平衡時v正＝v逆，故K＝eq\f(k正,k逆)。(二)正確理解化學反應速率的影響因素1．內因——活化能活化能是指為了能發(fā)生化學反應，普通分子(具有平均能量的分子)變成活化分子所需要吸收的最小能量，即活化分子比普通分子所多出的那部分能量。相同條件下，不同化學反應的速率不同，主要是內因——活化能大小不同所致，活化能小的化學反應速率快，活化能大的反應速率慢。注意反應熱為正、逆反應活化能的差值。2．外因相同的化學反應，在不同條件下，化學反應速率不同，主要原因是外因——濃度、壓強、溫度、催化劑、光照、接觸面積等因素不同所致。(1)濃度(c)：增大(減小)反應物濃度→單位體積內活化分子數(shù)目增加(減少)，活化分子百分數(shù)不變→有效碰撞頻率提高(降低)→化學反應速率加快(減慢)。(2)壓強(p)：對于氣相反應來說，增大(減小)壓強→相當于減小(增大)容器容積→相當于增大(減小)反應物的濃度→化學反應速率加快(減慢)。注意“惰性氣體”對反應速率的影響①恒容：充入“惰性氣體”eq\o(→,\s\up7(引起))總壓增大→參與反應的物質濃度不變(活化分子濃度不變)→反應速率不變。②恒壓：充入“惰性氣體”eq\o(→,\s\up7(引起))體積增大eq\o(→,\s\up7(引起))參與反應的物質濃度減小(活化分子濃度減小)eq\o(→,\s\up7(引起))反應速率減小。(3)溫度(T)：升高(降低)溫度→活化分子百分數(shù)增大(減小)→有效碰撞頻率提高(降低)→化學反應速率加快(減慢)。(4)催化劑①添加催化劑→降低反應的活化能→活化分子百分數(shù)增大→有效碰撞頻率提高→化學反應速率加快。②添加催化劑→降低反應的活化能→降低反應所需的溫度→減少能耗。③添加催化劑能改變反應的路徑，如乙醇的氧化實驗，該實驗的總反應為2CH3CH2OH＋O2→2CH3CHO＋2H2O，活化能為E總；使用銅絲作催化劑將一步反應改變?yōu)閮刹椒磻?，第一步反應?Cu＋O2eq\o(=,\s\up7(△))2CuO，活化能為E1；第二步反應為CH3CH2OH＋CuOeq\o(→,\s\up7(△))CH3CHO＋Cu＋H2O，活化能為E2；由于E1<E總、E2<E總，所以化學反應速率加快。④催化劑的選擇性：對于在給定條件下反應物之間能夠同時發(fā)生多個反應的情況，理想的催化劑還具有大幅度提高目標產(chǎn)物在最終產(chǎn)物中比率的作用。⑤酶作催化劑的特點：高效性、專一性(高選擇性，一種酶只能催化一種或一類化學反應，如蛋白酶只能催化蛋白質水解成多肽)、溫和性(反應條件溫和，溫度升高，酶發(fā)生變性失去催化活性)。1．(2017·江蘇，10)H2O2分解速率受多種因素影響。實驗測得70℃時不同條件下H2O2濃度隨時間的變化如圖所示。下列說法正確的是()A．圖甲表明，其他條件相同時，H2O2濃度越小，其分解速率越快B．圖乙表明，其他條件相同時，溶液pH越小，H2O2分解速率越快C．圖丙表明，少量Mn2＋存在時，溶液堿性越強，H2O2分解速率越快D．圖丙和圖丁表明，堿性溶液中，Mn2＋對H2O2分解速率的影響大答案D解析A項，濃度對反應速率的影響是濃度越大，反應速率越快，錯誤；B項，NaOH濃度越大，即pH越大，H2O2分解速率越快，錯誤；C項，由圖可知，Mn2＋存在時，0.1mol·L－1NaOH溶液中H2O2的分解速率比1.0mol·L－1的NaOH中的快，錯誤；D項，由圖可知，堿性條件下，Mn2＋存在時，對H2O2分解速率影響大，正確。2．(2017·浙江4月選考，21)對水樣中溶質M的分解速率影響因素進行研究。在相同溫度下，M的物質的量濃度(mol·L－1)隨時間(min)變化的有關實驗數(shù)據(jù)見下表。時間水樣0510152025Ⅰ(pH＝2)0.400.280.190.130.100.09Ⅱ(pH＝4)0.400.310.240.200.180.16Ⅲ(pH＝4)0.200.150.120.090.070.05Ⅳ(pH＝4含Cu2＋)0.200.090.050.030.010下列說法不正確的是()A．在0～20min內，Ⅰ中M的分解速率為0.015mol·L－1·min－1B．水樣酸性越強，M的分解速率越快C．在0～25min中，Ⅲ中M的分解百分率比Ⅱ大D．由于Cu2＋存在，Ⅳ中M的分解速率比Ⅰ快答案D解析在0～20min內，Ⅰ中M的分解速率為eq\f(0.40－0.10mol·L－1,20min)＝0.015mol·L－1·min－1，A正確；根據(jù)實驗Ⅰ、Ⅱ數(shù)據(jù)對比可判斷水樣酸性越強，M的分解速率越快，B正確；在0～25min內，Ⅲ中M的分解百分率是eq\f(0.20－0.05,0.20)×100%＝75%，Ⅱ中M的分解百分率是eq\f(0.40－0.16,0.40)×100%＝60%，C正確。1．CaCO3與稀鹽酸反應(放熱反應)生成CO2的量與反應時間的關系如圖所示。下列結論不正確的是()A．反應開始2min內平均反應速率最大B．反應4min后平均反應速率最小C．反應開始4min內溫度對反應速率的影響比濃度大D．反應4min后反應速率下降的原因是鹽酸濃度逐漸減小答案A解析根據(jù)圖示可知在前2min內反應產(chǎn)生CO2的物質的量是0.1mol，在2～4min內反應產(chǎn)生0.2molCO2，在4～6min內反應產(chǎn)生的CO2小于0.1mol，所以在第2～4min內反應速率最快，A錯誤；碳酸鈣與鹽酸的反應是放熱反應，在反應4min后由于物質的濃度降低，所以平均反應速率也逐漸減小，由于在相同時間段內反應產(chǎn)生二氧化碳物質的量最小，故該時間段內的反應速率最小，B正確；碳酸鈣與鹽酸的反應是放熱反應，在開始的不長時間段內，隨著反應的進行，溶液的溫度逐漸升高，反應速率逐漸加快，根據(jù)圖示可知在反應開始4min內溫度對反應速率的影響比濃度大，C正確；反應4min后鹽酸濃度降低，反應速率減小，反應速率下降的原因是鹽酸濃度逐漸減小，D正確。2．二氧化鈦在一定波長光的照射下，可有效降解甲醛、苯等有機物，效果持久，且自身對人體無害。某課題組研究了溶液的酸堿性對TiO2光催化染料R降解反應的影響，結果如圖所示。下列判斷正確的是()A．在0～50min之間，R的降解百分率pH＝2大于pH＝7B．溶液酸性越強，R的降解速率越大C．R的起始濃度不同，無法判斷溶液的酸堿性對R的降解速率的影響D．在20～25min之間，pH＝10時R的降解速率為0.04mol·L－1·min－1答案B解析在0～50min之間，pH＝2和pH＝7時反應物R都能完全反應，降解率都是100%，A錯誤；由斜率可知pH越小降解速率越大，即溶液的酸性越強，R的降解速率越大，B正確；濃度越大化學反應速率越大，所以起始濃度越小降解速率越小，C錯誤；20～25min之間，pH＝10時R的平均降解速率為eq\f(0.2×10－4mol·L－1,5min)＝4×10－6mol·L－1·min－1，D錯誤。3．用Na2FeO4溶液氧化廢水中的還原性污染物M，為研究降解效果，設計如下對比實驗探究溫度、濃度、pH、催化劑對降解速率和效果的影響，實驗測得M的濃度與時間關系如圖所示：實驗編號溫度℃pH①251②451③257④251下列說法正確的是()A．實驗①在15min內M的降解速率為1.33×10－2mol·L－1·min－1B．若其他條件相同，實驗①②說明升高溫度，M降解速率增大C．若其他條件相同，實驗①③證明pH越高，越有利于M的降解D．實驗②④說明M的濃度越小，降解的速率越慢答案B解析根據(jù)化學反應速率的數(shù)學表達式可知，v(M)＝eq\f(Δc,Δt)＝eq\f(0.3－0.1×10－3,15)mol·L－1·min－1≈1.33×10－5mol·L－1·min－1，故A錯誤；其他條件相同，①②溫度不同，②的溫度高于①的，而②中濃度變化大于①，說明②的降解速率大，故B正確；其他條件相同，①③的pH不同，③的pH大于①，在相同時間段內，①中M的濃度變化大于③，說明①的降解速率大于③，故C錯誤；②④這兩組實驗溫度不同，濃度也不同，不是單一變量，無法比較濃度對此反應的影響，故D錯誤。考點二化學平衡化學平衡常數(shù)及轉化率1．化學平衡狀態(tài)的判斷標志(1)等速標志(v正＝v逆)：①用同一種物質表示的消耗速率等于生成速率。②用不同物質表示時，必須標明是“異向”的反應速率關系且反應速率之比等于化學方程式中對應的化學計量數(shù)之比。(2)各組分濃度不變：當v正＝v逆≠0時，同一瞬間、同一物質的生成量等于消耗量，所以混合體系中各組分的物質的量、質量、物質的量濃度、各組分的百分含量(體積分數(shù)、質量分數(shù))、轉化率等不隨時間而改變。(3)有氣體參與的可逆反應①從反應混合氣體的平均相對分子質量考慮若各物質均為氣體eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(當Δng≠0，平均相對分子質量為定值時，,可作為判斷化學反應達到平衡狀態(tài)的標志,當Δng＝0，平均相對分子質量為定值時，,不能作為判斷化學反應達到平衡狀態(tài)的標志))若有非氣體物質參與反應，無論Δn(g)是否等于0，當平均相對分子質量為定值時，即可判斷化學反應達到平衡狀態(tài)。②從氣體密度考慮：ρ＝eq\f(m,V)若各物質均為氣體eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(恒容：ρ為定值時，不能作為判斷化學反應達到,平衡狀態(tài)的標志,恒壓\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(Δng＝0，ρ為定值時，不能作為判斷化,學反應達到平衡狀態(tài)的標志,Δng≠0，ρ為定值時，可作為判斷化學,反應達到平衡狀態(tài)的標志))))若有非氣體物質參與反應eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(恒容：ρ為定值時，可作為判斷化,學反應達到平衡狀態(tài)的標志,恒壓：Δng＝0，ρ為定值時，可,作為判斷化學反應達到平,衡狀態(tài)的標志))③從體系總壓強考慮恒溫恒容時eq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(Δng＝0，p為定值時，不能作為判斷化學反應,達到平衡狀態(tài)的標志,Δng≠0，p為定值時，可作為判斷化學反應達,到平衡狀態(tài)的標志))④從體系內部溫度考慮：當化學平衡尚未建立或平衡正在移動的過程中，反應總要放出或吸收熱量，所以對于絕熱體系，當體系溫度不變時，則達到平衡狀態(tài)。2．掌握化學平衡移動的判斷方法(1)依據(jù)勒夏特列原理判斷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，此時正反應占優(yōu)勢，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，此時逆反應占優(yōu)勢，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，則化學平衡沒有發(fā)生移動。(2)依據(jù)濃度商(Q)規(guī)則判斷通過比較濃度商(Q)與平衡常數(shù)(K)的大小來判斷平衡移動的方向。①若Q＞K，平衡逆向移動；②若Q＝K，平衡不移動；③若Q＜K，平衡正向移動。3．理解不能用勒夏特列原理解釋的問題(1)若外界條件改變后，無論平衡向正反應方向移動或向逆反應方向移動都無法減弱外界條件的變化，則平衡不移動。如對于H2(g)＋Br2(g)2HBr(g)，由于反應前后氣體的分子總數(shù)不變，外界壓強增大或減小時，平衡無論正向或逆向移動都不能減弱壓強的改變。所以對于該反應，壓強改變，平衡不發(fā)生移動。(2)催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，所以催化劑不會影響化學平衡。4．化學平衡常數(shù)及轉化率(1)化學平衡常數(shù)①意義：化學平衡常數(shù)K表示反應進行的程度，K越大，反應進行的程度越大。K＞105時，可以認為該反應已經(jīng)進行完全。K的大小只與溫度有關。②化學平衡常數(shù)表達式：對于可逆化學反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)在一定溫度下達到化學平衡時，K＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)。另可用壓強平衡常數(shù)表示：Kp＝eq\f(ppC·pqD,pmA·pnB)[p(C)為平衡時氣體C的分壓]。③依據(jù)化學方程式計算平衡常數(shù)a．同一可逆反應中，K正·K逆＝1。b．同一方程式中的化學計量數(shù)等倍擴大或縮小n倍，則新平衡常數(shù)K′與原平衡常數(shù)K間的關系是K′＝Kn或K′＝eq\r(n,K)。c．幾個可逆反應方程式相加，得總方程式，則總反應的平衡常數(shù)等于各分步反應平衡常數(shù)之積。(2)轉化率、產(chǎn)率及分壓的計算反應物轉化率＝eq\f(反應物的變化量,反應物的起始量)×100%產(chǎn)物的產(chǎn)率＝eq\f(生成物的實際產(chǎn)量,生成物的理論產(chǎn)量)×100%分壓＝總壓×物質的量分數(shù)(3)常用的氣體定律同溫同體積：p(前)∶p(后)＝n(前)∶n(后)同溫同壓強：eq\f(ρ前,ρ后)＝eq\f(\x\to(M)前,\x\to(M)后)＝eq\f(V后,V前)＝eq\f(n后,n前)1．(2019·江蘇，15)在恒壓、NO和O2的起始濃度一定的條件下，催化反應相同時間，測得不同溫度下NO轉化為NO2的轉化率如圖中實線所示(圖中虛線表示相同條件下NO的平衡轉化率隨溫度的變化)。下列說法正確的是()A．反應2NO(g)＋O2(g)=2NO2(g)的ΔH＞0B．圖中X點所示條件下，延長反應時間能提高NO轉化率C．圖中Y點所示條件下，增加O2的濃度不能提高NO轉化率D．380℃下，c起始(O2)＝5.0×10－4mol·L－1，NO平衡轉化率為50%，則平衡常數(shù)K＞2000答案BD解析A項，實線表示不同溫度下相同時間內NO的轉化率，虛線表示相同條件下NO的平衡轉化率，由題圖知，隨著溫度升高，NO的平衡轉化率減小，即溫度升高，反應2NO＋O22NO2的平衡逆向移動，說明該反應為放熱反應，ΔH＜0，錯誤；B項，X點對應NO的轉化率低于該溫度下NO的平衡轉化率，所以反應沒有達到平衡狀態(tài)，延長反應時間，可以提高NO的轉化率，正確；C項，Y點時反應已達平衡狀態(tài)，增加O2的濃度，平衡正向移動，NO的轉化率會提高，錯誤；D項，設起始時c(NO)＝amol·L－1，則：2NO＋O22NO2起始/mol·L－1a5.0×10－40轉化/mol·L－10.5a0.25a0.5a平衡/mol·L－10.5a5.0×10－4－0.25a0.5aK＝eq\f(0.5a2,0.5a2×5.0×10－4－0.25a)＝eq\f(1,5.0×10－4－0.25a)，當0.25a＝0時，K＝2000，但0.25a＞0，所以K＞2000，正確。2．(2018·江蘇，15)一定溫度下，在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)(正反應放熱)，測得反應的相關數(shù)據(jù)如下：容器1容器2容器3反應溫度T/K700700800反應物投入量2molSO2、1molO24molSO32molSO2、1molO2平衡v正(SO2)/mol·L－1·s－1v1v2v3平衡c(SO3)/mol·L－1c1c2c3平衡體系總壓強p/Pap1p2p3物質的平衡轉化率αα1(SO2)α2(SO3)α3(SO2)平衡常數(shù)KK1KK3下列說法正確的是()A．v1＜v2，c2＜2c1B．K1＞K3，p2＞2p3C．v1＜v3，α1(SO2)＞α3(SO2)D．c2＞2c3，α2(SO3)＋α3(SO2)＜1答案CD解析由題中表格信息可知，容器2建立的平衡相當于容器1建立平衡后再將容器的容積縮小為原來的1/2(相當于壓強增大為原來的2倍)后平衡移動的結果。由于加壓，化學反應速率加快，則v1＜v2；題給平衡右移，則α1(SO2)＜α2(SO2)，根據(jù)勒夏特列原理可得c2＞2c1，p1＜p2＜2p1。容器3中建立的平衡相當于容器1建立的平衡升溫后平衡移動的結果。升高溫度，化學反應速率加快，則v1＜v3；題給平衡左移，則α1(SO2)＞α3(SO2)，c1＞c3。由于溫度升高，氣體物質的量增加，故p3＞p1。對于特定反應，平衡常數(shù)僅與溫度有關，溫度升高，題給平衡左移，平衡常數(shù)減小，則K1＝K2＞K3。C對：由以上分析可得結論v1＜v3，α1(SO2)＞α3(SO2)。D對：因為c2＞2c1，c1＞c3，則c2＞2c3。若容器2的容積是容器1的2倍，則兩者建立的平衡完全相同，根據(jù)平衡特點，此時應存在α1(SO2)＋α2(SO3)＝1，由于容器2的平衡相當于容器1的平衡加壓，故α2(SO3)將減小，則α1(SO2)＋α2(SO3)＜1，結合α1(SO2)＞α3(SO2)，則α2(SO3)＋α3(SO2)＜1。A錯：由以上分析可知c2＞2c1。B錯：由以上分析可知p1＜p2＜2p1，p1＜p3，則p2＜2p3。3．(2017·江蘇，15)溫度為T1時，在三個容積均為1L的恒容密閉容器中僅發(fā)生反應：2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)(正反應吸熱)。實驗測得v正＝v(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，v逆＝v(NO)消耗＝2v(O2)消耗＝k逆c2(NO)·c(O2)，k正、k逆為速率常數(shù)，受溫度影響。下列說法正確的是()容器編號物質的起始濃度(mol·L－1)物質的平衡濃度(mol·L－1)c(NO2)c(NO)c(O2)c(O2)Ⅰ0.6000.2Ⅱ0.30.50.2Ⅲ00.50.35A.達平衡時，容器Ⅰ與容器Ⅱ中的總壓強之比為4∶5B．達平衡時，容器Ⅱ中eq\f(cO2,cNO2)比容器Ⅰ中的大C．達平衡時，容器Ⅲ中NO的體積分數(shù)小于50%D．當溫度改變?yōu)門2時，若k正＝k逆，則T2>T1答案CD解析由Ⅰ中數(shù)據(jù)可計算溫度T1時反應的平衡常數(shù)。2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)起始/mol·L－10.600轉化/mol·L－10.40.40.2平衡/mol·L－10.20.40.2平衡后氣體總物質的量：n(氣體)＝(0.2mol·L－1＋0.4mol·L－1＋0.2mol·L－1)×1L＝0.8mol。K＝eq\f(c2NO·cO2,c2NO2)＝eq\f(0.42×0.2,0.22)＝0.8。A項，此時容器Ⅱ中，Q＝eq\f(c2NO·cO2,c2NO2)＝eq\f(0.52×0.2,0.32)<K，反應正向進行建立平衡，由于反應正向進行，氣體的物質的量增加，故建立平衡后n(氣體)>(0.3mol·L－1＋0.5mol·L－1＋0.2mol·L－1)×1L＝1.0mol，則達到平衡后容器Ⅰ和容器Ⅱ中的總壓強之比p(Ⅰ)∶p(Ⅱ)<0.8mol∶1.0mol＝4∶5，錯誤；B項，根據(jù)等效平衡特點可知，容器Ⅱ中平衡體系相當于在容器Ⅰ平衡體系中同時加入0.2mol·L－1NO和0.05mol·L－1O2，平衡左移的結果，故容器Ⅱ的平衡體系中，0.2mol·L－1<c(O2)<0.25mol·L－1,0.2mol·L－1<c(NO2)<0.3mol·L－1，達平衡時，容器Ⅰ中eq\f(cO2,cNO2)＝eq\f(0.2mol·L－1,0.2mol·L－1)＝1，容器Ⅱ中eq\f(0.2mol·L－1,0.3mol·L－1)<eq\f(cO2,cNO2)<1，即容器Ⅱ中eq\f(cO2,cNO2)比容器Ⅰ中的小，錯誤；C項，同理，根據(jù)等效平衡特點可知，容器Ⅲ中平衡體系相當于在容器Ⅰ平衡體系中同時減去0.1mol·L－1NO2、增加0.1mol·L－1O2，平衡左移，建立新平衡時，NO的體積分數(shù)減小，因容器Ⅰ中NO的體積分數(shù)為eq\f(0.4mol·L－1,0.2mol·L－1＋0.4mol·L－1＋0.2mol·L－1)×100%＝50%，故容器Ⅲ平衡體系中NO的體積分數(shù)小于50%，正確；D項，由題中關系式v正＝v(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，v逆＝v(NO)消耗＝2v(O2)消耗＝k逆c2(NO)·c(O2)可得，k正＝eq\f(vNO2消耗,c2NO2)，k逆＝eq\f(vNO消耗,c2NO·cO2)，當溫度改變?yōu)門2時，k正＝k逆，即eq\f(vNO2消耗,c2NO2)＝eq\f(vNO消耗,c2NO·cO2)。反應達到平衡時v(NO2)消耗＝v(NO)消耗，則c2(NO2)＝c2(NO)·c(O2)，溫度T2時，K＝eq\f(c2NO·cO2,c2NO2)＝1，平衡常數(shù)增大，因為該反應的正反應為吸熱反應，所以T2>T1，正確。題組一利用圖像、Q與K的關系判斷化學平衡狀態(tài)1．汽車尾氣凈化的主要原理為2NO(g)＋2CO(g)eq\o(,\s\up7(催化劑))2CO2(g)＋N2(g)ΔH＜0。若該反應在絕熱、恒容的密閉體系中進行，下列示意圖正確且能說明反應在進行到t1時刻達到平衡狀態(tài)的是________(填標號)。答案②④⑤解析①達到平衡時，v正應保持不變。②由于是放熱反應，又是絕熱容器，體系溫度升高，平衡左移，K減小。③圖中達到平衡時，CO、CO2的物質的量的變化量之比不是1∶1。④w(NO)逐漸減小，達到平衡時保持不變。⑤因正反應放熱，容器絕熱，故反應開始后體系溫度升高，達到平衡狀態(tài)時，體系溫度不再發(fā)生變化。⑥ΔH是一個定值，不能用于判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)。2．一定溫度下，將2molNO、1molCO充入1L固定容積的密閉容器中發(fā)生反應：2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)ΔH＜0。反應過程中部分物質濃度變化如圖所示：若15min時再向容器中充入CO、N2各0.6mol，該反應是否處于平衡狀態(tài)？答案該反應處于平衡狀態(tài)。解析由圖像知，10min時反應達到平衡狀態(tài)，K＝eq\f(0.2×0.42,0.62×1.62)＝eq\f(5,144)，Q＝eq\f(0.2＋0.6×0.42,0.6＋0.62×1.62)＝eq\f(5,144)，Q＝K，所以該反應仍處于平衡狀態(tài)。題組二“建模、解?！狈治龇ㄔ谄胶庖苿咏Y果判定中的應用3．在一定條件下，可逆反應2NO2(g)N2O4(g)ΔH＜0達到平衡，當分別改變下列條件時，請回答下列問題：(1)保持容器容積不變，通入一定量NO2，則達到平衡時NO2的百分含量________(填“增大”“減小”或“不變”，下同)；保持容器容積不變，通入一定量N2O4，則達到平衡時NO2的百分含量________________。(2)保持壓強不變，通入一定量NO2，則達到平衡時NO2的百分含量________；保持壓強不變，通入一定量N2O4，則達到平衡時NO2的百分含量__________。(3)保持容器容積不變，通入一定量氖氣，則達到平衡時NO2的轉化率__________；保持壓強不變，通入氖氣使體系的容積增大一倍，則達到平衡時NO2的轉化率_______________。答案(1)減小減小(2)不變不變(3)不變減小解析(1)保持容器容積不變，通入一定量NO2，等效為增大壓強，平衡正向移動，NO2的百分含量減??；保持容器容積不變，通入一定量N2O4，等效為增大壓強，平衡正向移動，所以NO2的百分含量減小。(2)保持壓強不變，通入一定量NO2或N2O4，不影響平衡，所以NO2的百分含量不變。(3)保持容器容積不變，通入一定量氖氣，此過程中各物質的物質的量濃度都沒有發(fā)生改變，所以平衡不移動，NO2的轉化率不變；保持壓強不變，通入氖氣使體系的容積增大一倍，則相當于減小壓強，所以平衡向生成NO2的方向移動，所以NO2的轉化率會減小。反思歸納1．對于反應物或生成物只有一種的可逆反應而言，在改變物質濃度而引起化學平衡移動時應遵循或應用下列方法進行分析：(1)建模法分析化學平衡當容器Ⅱ中的投料量是容器Ⅰ中的n倍時，可通過建模思想來進行考慮。一般解題步驟[以PCl5(g)PCl3(g)＋Cl2(g)為例]：①建模：構建容器Ⅰ的模型：pⅠ(始)pⅠ(平)Ⅰeq\x(1molPCl5)eq\o(→,\s\up7(恒容))eq\x(PCl5M%)②解模：將容器Ⅱ進行拆分，構建新的模型(用實線箭號表示狀態(tài)變化的方向，用虛線箭號表示虛擬的過程)：

Ⅱ最后將虛擬出的兩個平衡狀態(tài)進行加壓，把體積較大的平衡狀態(tài)轉化為體積較小的平衡狀態(tài)。即容器Ⅱ的反應相當于在虛擬容器的基礎上增大壓強，平衡逆向移動，容器Ⅱ相對于容器Ⅰ，PCl5的體積分數(shù)增大。(2)在溫度、壓強不變的體系中加入某種氣體反應物(或生成物)的平衡移動問題：對于aA(g)bB(g)＋cC(g)或bB(g)＋cC(g)aA(g)，當T、p不變時，加入A氣體，平衡移動的最終結果與原平衡等效，相當于平衡不移動；而加入B或C，則平衡的移動由濃度決定。2．轉化率的變化分析在一恒容密閉容器中通入amolA、bmolB發(fā)生反應aA(g)＋bB(g)cC(g)，達到平衡后，改變下列條件，分析轉化率的變化情況：(1)再通入bmolB，α(A)增大，α(B)減小。(2)再通入amolA、bmolB：若a＋b＞c，α(A)增大、α(B)增大；若a＋b＝c，α(A)不變、α(B)不變；若a＋b＜c，α(A)減小、α(B)減小。題組三反應熱與化學平衡移動4．已知298K時，2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197kJ·mol－1，在相同溫度下，向密閉容器中通入2molSO2和1molO2，達到平衡時放出熱量Q1；向另一體積相同的密閉容器中通入1molSO2和1molO2，達到平衡時放出熱量Q2。則下列關系正確的是()A．2Q2＝Q1 B．2Q2＜Q1C．Q2＜Q1＜197kJ D．Q2＝Q1＜197kJ答案C解析反應的熱化學方程式：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197kJ·mol－1，由熱化學方程式可知，加入2molSO2和1molO2，生成的SO3量小于2mol，所以Q1＜197kJ,1molSO2和1molO2相當于在2molSO2和1molO2達到平衡的基礎上，減少反應物的濃度，平衡逆向移動，即Q2＜Q1，綜上：Q2＜Q1＜197kJ，故選C。5．已知2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH＝－197kJ·mol－1。在25℃時，向恒壓密閉容器中通入2molSO2和1molO2，達到平衡時放出熱量a1；若25℃時，在此恒壓密閉容器中只通入1molSO2和0.5molO2，達到平衡時放出熱量a2。則下列關系正確的是()A．2a2＝a1＝197kJ B．197kJ＞a1＝2a2C．a(chǎn)2＞a1＞197kJ D．2a2＜a1＜197kJ答案B解析恒溫恒壓下，對于可逆反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，向恒壓密閉容器中通入2molSO2和1molO2與只通入1molSO2和0.5molO2互為等效平衡，達到平衡時反應物的轉化率一定相等，則反應放出的熱量關系：a1＝2a2；在可逆反應的熱化學方程式中，反應熱是指完全轉化吸收或放出的熱量，所以a1＜197kJ，即197kJ＞a1＝2a2，故選B。題組四“極限轉化法”在等效平衡中的應用6．在溫度、容積相同的3個密閉容器中，按不同方式投入反應物，保持恒溫、恒容，測得反應達到平衡時的有關數(shù)據(jù)如下[已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH＝－92.4kJ·mol－1]，下列說法正確的是()容器甲乙丙反應物投入量1molN2、3molH22molNH34molNH3NH3的濃度/mol·L－1c1c2c3反應的能量變化放出akJ吸收bkJ吸收ckJ體系壓強(Pa)p1p2p3反應物轉化率α1α2α3A.2c1＞c3 B．a(chǎn)＋b＞92.4C．2p2＜p3 D．α1＋α3＜1答案D解析甲容器投入1molN2、3molH2，乙容器投入2molNH3，恒溫恒容條件下，甲容器與乙容器是等效平衡，各組分的物質的量、百分含量等完全相等；而甲容器投入1molN2、3molH2，丙容器加入4molNH3，采用極限轉化法，丙相當于加入2molN2、6molH2，丙中加入量是甲中的二倍，如果恒溫且丙容器容積是甲容器二倍，則甲容器與丙容器為等效平衡，所以丙所到達的平衡可以看作在恒溫且容積是甲容器二倍條件下到達平衡后，再壓縮體積至與甲容器體積相等所達到的平衡，由于該反應是體積減小的反應，縮小容器體積，增大了壓強，平衡正向移動，所以丙中氮氣、氫氣轉化率大于甲和乙的。A項，丙容器反應物投入4molNH3，采用極限轉化法轉化為反應物為2molN2、6molH2，是甲中的二倍，若平衡不移動，c3＝2c1，丙相當于增大壓強，平衡正向移動，所以丙中氨氣的濃度大于甲中氨氣濃度的二倍，即c3＞2c1，錯誤；B項，甲投入1molN2、3molH2，乙中投入2molNH3，則甲與乙是完全等效的，根據(jù)蓋斯定律可知，甲與乙反應的能量變化之和為92.4kJ，故a＋b＝92.4，錯誤；C項，丙容器反應物投入4molNH3，是乙的二倍，若平衡不移動，丙中壓強為乙的二倍，由于丙中相當于增大壓強，平衡正向移動，所以丙中壓強減小，小于乙的2倍，即2p2＞p3，錯誤；D項，丙容器反應物投入4molNH3，是乙的二倍，若平衡不移動，轉化率α1＋α3＝1，由于丙中相當于增大壓強，平衡正向移動，氨氣的轉化率減小，所以轉化率α1＋α3＜1，正確。7．T℃時，在容積為2L的3個恒容密閉容器中發(fā)生反應：3A(g)＋B(g)xC(g)，按不同方式投入反應物，測得反應達到平衡時的有關數(shù)據(jù)如下：容器甲乙丙反應物的投入量3molA、2molB6molA、4molB2molC達到平衡的時間/min58A的濃度/mol·L－1c1c2C的體積分數(shù)%w1w3混合氣體的密度/g·L－1ρ1ρ2下列說法正確的是()A．若x＜4，則2c1＜c2B．若x＝4，則w1＝w3C．無論x的值是多少，均有2ρ1＝ρ2D．甲容器達到平衡所需的時間比乙容器達到平衡所需的時間短答案C解析若x＜4，則正反應為氣體分子數(shù)減小的反應，乙容器對于甲容器而言，相當于加壓，平衡正向移動，所以2c1＞c2，A項錯誤；若x＝4，則反應前后氣體分子數(shù)相等，由于起始時甲容器中A、B的投入量之比與化學方程式中對應化學計量數(shù)之比不相等，故w3不可能等于w1，B項錯誤；起始時乙容器中A、B的投入量是甲容器的2倍，兩容器的容積相等，故恒有2ρ1＝ρ2，C項正確；起始時乙容器中A、B的濃度是甲容器中的2倍，故乙容器達到平衡所需的時間比甲容器達到平衡所需的時間短，D項錯誤。反思歸納三種等效平衡模型等效模型實例起始投料平衡時等量備注恒溫恒容Δn(g)≠0N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)甲：1molN2＋3molH2乙：2molNH3(轉化為同種物質完全等同)兩容器中各組分的n、c、w等同α(N2)＋α(NH3)＝1恒溫恒容Δn(g)＝0I2(g)＋H2(g)2HI(g)甲：1molI2＋1molH2乙：2molI2＋2molH2(或4molHI)(成比例)兩容器中各組分的w等同，n、c成倍數(shù)關系恒溫恒壓N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)甲：1molN2＋3molH2乙：2molN2＋6molH2(或4molNH3)(成比例)兩容器中各組分的w、c等同，n成倍數(shù)關系題組五平衡常數(shù)、轉化率的綜合8．(2019·南京市、鹽城市調研)CO2與CH4可制得合成氣：CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)ΔH＝＋247kJ·mol－1。初始溫度均為TK時，在3個容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生上述反應，相關信息如下表：容器起始物質的量/molCO2平衡轉化率α編號容積/L條件CH4(g)CO2(g)CO(g)H2(g)Ⅰ2恒溫恒容210050%Ⅱ10.5100Ⅲ1絕熱恒容10.500－下列說法正確的是()A．TK時，反應CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)的平衡常數(shù)為eq\f(1,3)B．容器Ⅱ中反應達到平衡時，α(CO2，Ⅱ)＝50%C．容器Ⅱ、Ⅲ中反應達到平衡時，c(CH4，Ⅱ)＋c(CH4，Ⅲ)<1mol·L－1D．答案AD解析根據(jù)容器Ⅰ中α(CO2，Ⅰ)＝50%，則轉化的CO2濃度為eq\f(1mol,2L)×50%＝0.25mol·L－1，列出三段式如下：CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)起始量/mol·L－110.500轉化量/mol·L－10.250.250.50.5平衡量/mol·L－10.750.250.50.5則平衡常數(shù)K＝eq\f(c2CO·c2H2,cCH4·cCO2)＝eq\f(0.52×0.52,0.75×0.25)＝eq\f(1,3)，α(CH4，Ⅰ)＝25%，A項正確；與容器Ⅰ相比，若向容器Ⅱ中加入1molCH4和0.5molCO2，則建立與容器Ⅰ等效的平衡，α(CO2，Ⅱ)＝50%，由于兩種反應物的化學計量數(shù)相同，則向容器Ⅱ中加入0.5molCH4和1molCO2，則平衡狀態(tài)下，α(CH4，Ⅱ)＝50%，CO2的平衡轉化率等于25%，B項錯誤；該反應正方向為吸熱反應，則絕熱恒容，等效于恒容、降溫條件，與容器Ⅰ相比，容器Ⅲ平衡向逆反應方向移動，則達到平衡時，CO2的平衡轉化率小于50%，CH4的轉化率也同時變小，c(CH4，Ⅱ)＋c(CH4，Ⅲ)>1mol·L－1，C項錯誤；容器Ⅱ中反應達到平衡時，根據(jù)B項分析可知，α(CH4，Ⅱ)＝50%，CO2的平衡轉化率等于25%，則CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)起始量/mol·L－10.5100轉化量/mol·L－10.250.250.50.5平衡量/mol·L－10.250.750.50.5再投入0.5molCH4、0.25molCO，則c(CH4)＝0.75mol·L－1，c(CO2)＝0.75mol·L－1，c(CO)＝0.75mol·L－1，c(H2)＝0.5mol·L－1，此時的濃度商Q＝eq\f(0.52×0.752,0.75×0.75)＝0.25<K，則平衡向正反應方向移動，v正>v逆，D項正確。9．(2019·江蘇四校聯(lián)考)一定溫度下，有兩個容積均為2.0L的恒容密閉容器Ⅰ和Ⅱ，向Ⅰ中加入1molCO和2molH2，向Ⅱ中加入2molCO和4molH2，均發(fā)生下列反應并建立平衡：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，測得不同溫度下CO的平衡轉化率如圖所示。下列說法正確的是()A．該反應的ΔH>0B．N點的化學平衡常數(shù)K＝0.59C．L、M兩點容器內壓強：p(M)>2p(L)D．向N點平衡體系中再加入1molCH3OH，建立新平衡時被分解的CH3OH的物質的量小于0.4mol答案CD解析圖像分析可知，CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，反應中CO轉化率隨溫度升高減小，說明升溫逆向移動，逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，ΔH<0，A錯誤；根據(jù)化學平衡三段式列式計算M點平衡濃度，CO的轉化率為60%，CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，起始量/mol·L－1120變化量/mol·L－10.61.20.6平衡量/mol·L－10.40.80.6計算平衡常數(shù)K＝eq\f(cCH3OH,cCO·c2H2)＝eq\f(0.6,0.4×0.82)≈2.34，平衡常數(shù)隨溫度變化，M、N點溫度相同，化學平衡常數(shù)相同，B錯誤；L、M兩點容器內壓強之比等于氣體的物質的量之比等于1∶2，p(M)＝2p(L)，但溫度升高，M點壓強增大，p(M)>2p(L)，C正確；N點平衡體系中再加入1molCH3OH，相當于Ⅰ中再加入1molCO和2molH2，最后達到平衡狀態(tài)和Ⅱ中加入2molCO和4molH2的平衡狀態(tài)相同，最后平衡狀態(tài)甲醇為1.2mol，CO轉化率60%，則相當于逆向進行甲醇分解率為40%，加入1mol甲醇增大壓強平衡正向進行，則分解率小于40%，分解的甲醇小于0.4mol，D正確。1．(2019·無錫高三期末)一定溫度下，在三個體積均為2L的恒容密閉容器中發(fā)生反應：NO2(g)＋SO2(g)SO3(g)＋NO(g)，測得有關實驗數(shù)據(jù)如下表所示，其中容器Ⅰ中5min時到達平衡。容器溫度/℃起始時物質的量/mol平衡時物質的量/mol平衡壓強平衡常數(shù)NO2SO2SO3NOSO3Ⅰ5000.200.20000.02p1K1Ⅱ7000.200.2000n2p2K2＝eq\f(1,36)Ⅲ7000.400.4000n3p3K3下列說法正確的是()A．ΔH<0，反應到達平衡后的壓強：p1<p2<p3B．0.02<n2<n3，K1<eq\f(1,36)<K3C．容器Ⅰ中到達平衡后，再充入SO2(g)和SO3(g)各0.02mol，此時v正<v逆D．容器Ⅲ中再充入SO3(g)和NO(g)各0.20mol，達到新平衡時SO2的體積分數(shù)增大答案C解析A項，容器Ⅰ中K1＝eq\f(\f(0.02,2)×\f(0.02,2),\f(0.18,2)×\f(0.18,2))＝eq\f(1,81)，與容器Ⅱ對比發(fā)現(xiàn)，升高溫度，K增大，說明該反應是吸熱反應，ΔH>0，該反應為等體積變化的反應，Ⅱ中溫度比Ⅰ中高，所以Ⅱ中對應的壓強大，容器Ⅲ與容器Ⅱ中的溫度相同，但是Ⅲ中投入量是Ⅱ中的2倍，所以Ⅲ中對應的壓強比Ⅱ中大，壓強為：p1<p2<p3，錯誤；B項，Ⅱ相對于Ⅰ的平衡正向移動，所以0.02<n2，Ⅲ相當于2份Ⅱ加壓，所以平衡時，2n2＝n3，即有：0.02<n2<n3，由于Ⅱ和Ⅲ中的溫度相同，所以K2＝K3，錯誤；C項，Q＝eq\f(\f(0.02,2)×\f(0.04,2),\f(0.2,2)×\f(0.18,2))＝eq\f(1,45)，Q>K1，平衡逆向移動，即v正<v逆，正確；D項，該反應為等體積變化，再等比例投入物質，達到平衡時，是等效的，即SO2的體積分數(shù)不變，錯誤。2．(2019·鎮(zhèn)江高三期末)一定條件下存在反應：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，其正反應放熱。圖1、圖2表示起始時容器甲、丙體積都是V，容器乙、丁體積都是eq\f(V,2)；向甲、丙內均充入2amolSO2和amolO2并保持恒溫；向乙、丁內均充入amolSO2和0.5amolO2并保持絕熱(即與外界無熱量交換)，在一定溫度時開始反應。下列說法不正確的是()A．圖1達平衡時，濃度c(SO2)：甲＝乙B．圖1達平衡時，平衡常數(shù)K：甲>乙C．圖2達平衡時，所需時間t：丙<丁D．圖2達平衡時，體積分數(shù)φ(SO3)：丙>丁答案AC解析A項，若甲和乙的溫度相同，則平衡時，c(SO2)相等，由于乙為絕熱容器，故乙中相當于加熱，平衡逆向移動，乙中c(SO2)增大，即c(SO2)：甲<乙，錯誤；B項，乙相對于甲平衡逆向移動，則乙中平衡常數(shù)小，正確；C項，丁相當于加熱，所以反應速率快，所需時間：丙>丁，錯誤；D項，若溫度相同，則丙和丁中SO3的體積分數(shù)相等，但丁相當于加熱，平衡逆向移動，則丁中SO3的含量減小，即體積分數(shù)φ(SO3)：丙>丁，正確。3．(2019·南通、揚州、泰州、宿遷四市高三一模)在三個容積均為2L的密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)ΔH＝－akJ·mol－1(a＞0)相關反應數(shù)據(jù)如下：容器容器類型起始溫度/℃起始物質的量/mol平衡時H2的物質的量/molCOH2OCO2H2Ⅰ恒溫恒容8001.20.6000.4Ⅱ恒溫恒容9000.70.10.50.5Ⅲ絕熱恒容800001.20.8下列說法正確的是()A．B．若向容器Ⅰ平衡體系中再加入CO、H2O、CO2、H2各0.1mol，平衡將正向移動C．達到平衡時，容器Ⅱ中反應吸收的能量小于0.1akJD．達平衡時，容器Ⅲ中n(CO)＜0.48mol答案BD解析A項，v(CO)＝eq\f(\f(0.4mol,2L),10min)＝0.02mol·L－1·min－1，錯誤；B項，CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)起始/mol1.20.600變化/mol0.40.40.40.4平衡/mol0.80.20.40.4改變后/mol0.90.30.50.5K＝eq\f(\f(0.4,2)×\f(0.4,2),\f(0.8,2)×\f(0.2,2))＝1，Q＝eq\f(\f(0.5,2)×\f(0.5,2),\f(0.9,2)×\f(0.3,2))＝eq\f(25,27)<1，平衡正向移動，正確；C項，容器Ⅱ與容器Ⅰ中的投料完全等效，若Ⅱ中的溫度為800℃，則平衡時Ⅱ中H2也為0.4mol，現(xiàn)在為0.5molH2，所以平衡應逆向移動，以減小0.1molH2，現(xiàn)溫度為900℃，該反應下升溫會使平衡逆向移動，所以H2的量減少不止0.1mol，即吸收的熱量大于0.1akJ，錯誤；D項，因為是絕熱容器，由CO2和H2為起始物質逆向反應建立平衡的過程吸收熱量，容器溫度降低、反應CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)的平衡常數(shù)小于1。如果假設為1，則：

CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)起始/mol001.20.8變化/molxxxx平衡/molxx1.2－x0.8－x列式：eq\f(\f(1.2－x,2)×\f(0.8－x,2),\f(x,2)×\f(x,2))＝1解得：x＝0.48但因為溫度降低，實際所得n(CO)＜0.48mol，正確。4．(2019·淮安、徐州、連云港三市高三期末)在初始溫度為T時，向三個密閉的容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應：A(g)＋3B(g)2C(g)ΔH<0，測得反應的相關數(shù)據(jù)如下：容器容器類型初始體積反應物投入量/mol反應物的平衡轉化率α平衡時C的物質的量/mol平衡常數(shù)KABCⅠ恒溫恒容1L130α1(A)1.2K1Ⅱ絕熱恒容1L002α2(C)xKⅢ恒溫恒壓2L260α3(A)yK3下列說法正確的是()A．x<1.2，y<2.4 B．α1(A)<α3(A)C．K2>K3＝eq\f(25,12) D．α1(A)＋α2(C)>1答案BC解析A項，容器Ⅰ和容器Ⅱ投料完全等效，若均為恒溫恒容，則x＝1.2，絕熱容器Ⅱ中，C分解為吸熱反應，所以相當于容器降溫，平衡向生成C的方向移動，所以x>1.2，容器Ⅰ和容器Ⅲ對比，Ⅲ中相當于2份Ⅰ加壓，平衡會正向移動，y>2.4，錯誤；B項，Ⅲ相對于Ⅰ，Ⅲ中平衡會正向移動，則有α3(A)>α1(A)，正確；C項，K與溫度有關，K3＝K1＝eq\f(1.22,0.4×1.23)＝eq\f(25,12)，Ⅱ中平衡向生成C的方向移動，所以K2>K1＝K3，正確；D項，若Ⅰ和Ⅱ均為恒溫，則有α1(A)＋α2(C)＝1，Ⅱ中平衡向生成C的方向轉化，C的轉化率減小，所以α1(A)＋α2(C)<1，錯誤。5．(2019·揚州考前調研)0.1molCO2與0.3molC在恒壓密閉容器中發(fā)生反應：CO2(g)＋C(s)2CO(g)。平衡時，體系中各氣體的體積分數(shù)與溫度的關系如圖。已知：用氣體分壓表示的化學平衡常數(shù)Kp＝eq\f(p2CO,pCO2)；氣體分壓(p分)＝氣體總壓(p總)×體積分數(shù)。下列說法正確的是()A．650℃時，CO2的平衡轉化率為25%B．800℃達平衡時，若充入氣體He，v正<v逆C．T℃達平衡時，若充入等體積的CO2和CO時，v正>v逆D．925℃時，用平衡氣體分壓表示的化學平衡常數(shù)Kp＝23.04p總答案AD解析A項，650℃時，CO的體積分數(shù)為40.0%，反應：CO2(g)＋C(s)2CO(g)起始0.1mol0轉化xmol2xmol平衡(0.1－x)mol2xmolCO的體積分數(shù)為：eq\f(2x,0.1－x＋2x)×100%＝40%，得x＝0.025，CO2的轉化率為eq\f(0.025mol,0.1mol)×100%＝25%，正確；B項，該容器為恒壓容器，充入He，容器體積增大，壓強減小，平衡正向移動，則有v正>v逆，錯誤；C項，從圖知，T℃達平衡時，n(CO)＝n(CO2)，若充入等體積的CO2和CO時，平衡不移動，v正＝v逆，錯誤；D項，925℃時，CO的體積分數(shù)為96%，CO2體積分數(shù)為4%，Kp＝eq\f(p2CO,pCO2)＝eq\f(0.962,0.04)p總＝23.04p總，正確。6．(2019·南通、揚州、泰州、徐州、淮安、宿遷、連云港七市高三三模)甲、乙是體積均為1.0L的恒容密閉容器，向甲容器中加入0.1molCO2和0.3mol碳粉，向乙容器中加入0.4molCO，在不同溫度下發(fā)生反應：CO2(g)＋C(s)2CO(g)。達到平衡時CO的物質的量濃度隨溫度的變化如圖所示。下列說法正確的是()A．曲線Ⅰ對應的是甲容器B．a(chǎn)、b兩點對應平衡體系中的壓強之比：pa∶pb＜14∶9C．c點對應的平衡體系中，CO的體積分數(shù)大于eq\f(4,7)D．900K時，起始向容器乙中加入CO、CO2、碳粉各1mol，此時v正＞v逆答案BC解析A項，固體物質不影響平衡的移動。甲容器中，投入0.1molCO2，乙容器中，投入0.4molCO，相當于投入0.2molCO2，所以乙容器相當于兩個甲容器加壓，不論平衡向哪個方向移動，乙中CO的濃度肯定比甲中的大，所以圖中Ⅰ對應乙容器，錯誤；B項，a、b兩點處：甲容器中(b處)：CO2(g)＋C(s)2CO(g)起始/mol0.10轉化/mol0.080.16平衡/mol0.020.16乙容器中(a處)：CO2(g)＋C(s)2CO(g)起始/mol00.4轉化/mol0.120.24平衡/mol0.120.16若a、b兩點的溫度相同，壓強之比等于物質的量之比，pa∶pb＝(0.12＋0.16)∶(0.02＋0.16)＝0.28∶0.18＝14∶9，但是b處的溫度比a處的高，所以b處壓強會增大，即pa∶pb＜14∶9，正確；C項，由于c處沒有數(shù)據(jù)，可以轉化為求a處，a處的CO的體積分數(shù)為eq\f(0.16,0.12＋0.16)＝eq\f(16,28)＝eq\f(4,7)，乙相當于兩個甲容器加壓，平衡向逆反應方向移動，CO的體積分數(shù)減小，即甲容器中，c處CO的體積分數(shù)大于eq\f(4,7)，正確；D項，900K時，圖中沒有數(shù)據(jù)，可以先求容器乙中a處1100K時的平衡常數(shù)，K＝eq\f(0.162,0.12)≈0.213，圖像中溫度越高，c(CO)越大，說明升溫平衡正向移動，K增大，所以900K時，平衡常數(shù)小于0.213，Q＝eq\f(12,1)＝1，Q>K，平衡逆向移動，則v正<v逆，錯誤。7．(2019·鹽城高三三模)利用CO2重整CH4制合成氣的反應為：CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)ΔH＞0。在容積均為2.0L的四個恒容密閉容器中，按不同方式投料(如下表所示)，測得反應的相關數(shù)據(jù)如下：容器溫度/℃物質的起始物質的量/mol物質的平衡物質的量/moln(CO2)n(CH4)n(CO)n(H2)n(H2)ⅠT100.80.80.80.6ⅡT11.21.21.21.2/ⅢT21.02.0001.0ⅣT20.51.000/下列說法正確的是()A．T1＞T2B．容器Ⅱ起始時的反應速率：v正＞v逆C．容器Ⅰ、Ⅲ達到平衡時，容器內氣體總壓強之比：p(Ⅰ)∶p(Ⅲ)＝11∶20D．容器Ⅲ中CO2的平衡轉化率比容器Ⅳ中的小答案AD解析A項，容器Ⅰ中：CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)起始/mol00.80.80.8轉化/mol0.10.10.20.2平衡/mol0.10.90.60.6KⅠ＝eq\f(\f(0.6,2)2×\f(0.6,2)2,\f(0.1,2)×\f(0.9,2))＝0.36容器Ⅲ中：CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)起始/mol1.02.000轉化/mol0.50.51.01.0平衡/mol0.51.51.01.0KⅢ＝eq\f(\f(1.0,2)2×\f(1.0,2)2,\f(0.5,2)×\f(1.5,2))＝eq\f(1,3)，KⅢ<KⅠ，相當于容器Ⅲ逆向移動，該反應的ΔH＞0，要使吸熱反應逆向移動，應該是降溫，即T1＞T2，正確；B項，容器Ⅱ中QⅡ＝eq\f(\f(1.2,2)2×\f(1.2,2)2,\f(1.2,2)×\f(1.2,2))＝0.36，QⅡ＝K，平衡不移動，起始時的反應速率：v正＝v逆，錯誤；C項，平衡時，容器Ⅰ中氣體的總物質的量為(0.1＋0.9＋0.6＋0.6)mol＝2.2mol，容器Ⅲ中氣體的總物質的量為(0.5＋1.5＋1.0＋1.0)mol＝4.0mol，n(Ⅰ)∶n(Ⅲ)＝2.2mol∶4.0mol＝11∶20，由于Ⅰ、Ⅲ中溫度不同，所以平衡時，壓強比是不確定的，錯誤；D項，容器Ⅲ中投入量是容器Ⅳ中的2倍，則Ⅲ中相當于加壓，該反應逆向移動，則Ⅲ中CO2的平衡轉化率減小，正確。

8．(2019·南京、鹽城高三一模)在三個容積相同的恒容密閉容器中，起始時按表中相應的量加入物質，在相同溫度下發(fā)生反應CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)(不發(fā)生其他反應)，CH4的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如下圖所示。容器起始物質的量/molCH4的平衡轉化率CH4H2OCOH2Ⅰ0.10.10050%Ⅱ0.10.10.10.3/Ⅲ00.10.20.6/下列說法錯誤的是()A．該反應的ΔH＞0，圖中壓強p1>p2B．起始時，容器Ⅱ中v(CH4)正＜v(CH4)逆C．達到平衡時，容器Ⅰ、Ⅱ中CO的物質的量滿足：n(CO)Ⅱ<2n(CO)ⅠD．達到平衡時，容器Ⅱ、Ⅲ中氣體的總壓強之比pⅡ∶pⅢ＝4∶5答案AD解析A項，從圖看，隨著溫度升高，CH4的轉化率增大，即平衡正向移動，說明正反應為吸熱反應，作一等溫線知，p1對應的CH4的轉化率大，該反應是氣體體積增大的反應，在減壓下，平衡正向移動，CH4的轉化率增大，即p1<p2，錯誤；B項，三個容器的溫度相同，所以化學平衡常數(shù)相同，設三個容器的體積均為V，對容器Ⅰ中，K＝eq\f(\f(0.05,V)×\f(0.15,V)3,\f(0.05,V)×\f(0.05,V))＝eq\f(0.0675,V2)，容器Ⅱ中，Q＝eq\f(\f(0.1,V)×\f(0.3,V)3,\f(0.1,V)×\f(0.1,V))＝eq\f(0.27,V2)，Q>K，平衡逆向移動，即有v(CH4)正＜v(CH4)逆，正確；C項，容器Ⅱ中的投料相當于容器Ⅰ中的兩倍，容器Ⅱ相當于兩個容器Ⅰ加壓，若平衡不移動，則容器Ⅱ中的n(CO)是容器Ⅰ中n(CO)的2倍，該反應為氣體體積增大的反應，在加壓時，平衡逆向移動，所以容器Ⅱ中的n(CO)小于容器Ⅰ中n(CO)的2倍，正確；D項，將容器Ⅱ中CO和H2折算成CH4和H2O，相當于容器Ⅱ中起始投入0.2molCH4和0.2molH2O，氣體共0.4mol，容器Ⅲ中CO和H2折算成CH4和H2O，相當于容器Ⅲ中起始投入0.2molCH4和0.3molH2O，氣體共0.5mol，物質的量之比等于壓強之比，起始時，pⅡ∶pⅢ＝4∶5，Ⅲ中投入量比Ⅱ中的多，相當于加壓，平衡逆向移動，則達到平衡時，pⅡ∶pⅢ>4∶5，錯誤。1．[2019·江蘇卷，20(3)]CO2催化加氫合成二甲醚是一種CO2轉化方法，其過程中主要發(fā)生下列反應：反應Ⅰ：CO2(g)＋H2(g)=CO(g)＋H2O(g)ΔH＝41.2kJ·mol－1反應Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g)=CH3OCH3(g)＋3H2O(g)ΔH＝－122.5kJ·mol－1在恒壓、CO2和H2的起始量一定的條件下，CO2平衡轉化率和平衡時CH3OCH3的選擇性隨溫度的變化如圖3。其中：CH3OCH3的選擇性＝eq\f(2×CH3OCH3的物質的量,反應的CO2的物質的量)×100%①溫度高于300℃，CO2平衡轉化率隨溫度升高而上升的原因是________________________。②220℃時，在催化劑作用下CO2與H2反應一段時間后，測得CH3OCH3的選擇性為48%(圖中A點)。不改變反應時間和溫度，一定能提高CH3OCH3選擇性的措施有________。答案①反應Ⅰ的ΔH＞0，反應Ⅱ的ΔH＜0，溫度升高使CO2轉化為CO的平衡轉化率上升，使CO2轉化為CH3OCH3的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度②增大壓強、使用對反應Ⅱ催化活性更高的催化劑解析①反應Ⅰ為吸熱反應，反應Ⅱ為放熱反應，當升高溫度時，反應Ⅰ平衡正向移動，CO2轉化為CO的平衡轉化率上升，反應Ⅱ平衡逆向移動，CO2轉化為CH3OCH3的平衡轉化率下降，且上升幅度超過下降幅度。②反應Ⅰ是氣體分子數(shù)不變的反應，反應Ⅱ是氣體分子數(shù)減小的反應，所以可以通過加壓使反應Ⅱ平衡正向移動，或者加入有利于反應Ⅱ進行的催化劑。2．[2018·江蘇，20(4)]在有氧條件下，新型催化劑M能催化NH3與NOx反應生成N2。①NH3與NO2生成N2的反應中，當生成1molN2時，轉移的電子數(shù)為________mol。②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NOx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，NOx的去除率迅速下降的原因可能是____________________。答案①eq\f(24,7)②迅速上升段是催化劑活性隨溫度升高增大，與溫度升高共同使NOx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NOx去除反應速率增大催化劑活性下降；NH3與O2反應生成了NO解析①NH3中N的化合價為－3，NO2中N的化合價為＋4，N2中N的化合價為0，每生成1molN2，有8/7的N由－3價變?yōu)?價，被氧化的N的物質的量為8/7mol，因此每生成1molN2轉移的電子數(shù)為24/7mol。②溫度升高，反應速率增大，同時催化劑的活性增大也會提高反應效率。一段時間后催化劑活性增大幅度變小，主要是溫度升高使反應速率增大。當溫度超過一定值時，催化劑的活性下降，同時氨氣與氧氣反應生成NO而使反應速率減小。3．[2015·江蘇，20(2)]煙氣(主要污染物SO2、NOx)經(jīng)O3預處理后用CaSO3水懸浮液吸收，可減少煙氣中SO2、NOx的含量。O3氧化煙氣中SO2、NOx的主要反應的熱化學方程式為NO(g)＋O3(g)=NO2(g)＋O2(g)ΔH＝－200.9kJ·mol－1NO(g)＋eq\f(1,2)O2(g)=NO2(g)ΔH＝－58.2kJ·mol－1SO2(g)＋O3(g)=SO3(g)＋O2(g)ΔH＝－241.6kJ·mol－1(1)反應3NO(g)＋O3(g)=3NO2(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。(2)室溫下，固定進入反應器的NO、SO2的物質的量，改變加入O3的物質的量，反應一段時間后體系中n(NO)、n(NO2)和n(SO2)隨反應前n(O3)∶n(NO)的變化見下圖：①當n(O3)∶n(NO)＞1時，反應后NO2的物質的量減少，其原因是_______________________。②增加n(O3)，O3氧化SO2的反應幾乎不受影響，其可能原因是__________________。(3)當用CaSO3水懸浮液吸收經(jīng)O3預處理的煙氣時，清液(pH約為8)中SOeq\o\al(2－,3)將NO2轉化為NOeq\o\al(－,2)，其離子方程式為_________________________________________________。(4)CaSO3水懸浮液中加入Na2SO4溶液，達到平衡后溶液中c(SOeq\o\al(2－,3))＝_____________[用c(SOeq\o\al(2－,4))、Ksp(CaSO3)和Ksp(CaSO4)表示]；CaSO3水懸浮液中加入Na2SO4溶液能提高NO2的吸收速率，其主要原因是_______________________________________________________________________________________________________________________________。答案(1)－317.3(2)①O3將NO2氧化為更高價氮氧化物(或生成了N2O5)②SO2與O3的反應速率慢(3)SOeq\o\al(2－,3)＋2NO2＋2OH－=SOeq\o\al(2－,4)＋2NOeq\o\al(－,2)＋H2O(4)eq\f(KspCaSO3,KspCaSO4)×c(SOeq\o\al(2－,4))CaSO3轉化為CaSO4使溶液中SOeq\o\al(2－,3)的濃度增大，加快SOeq\o\al(2－,3)與NO2的反應速率解析(1)對所給的三個熱化學方程式由上到下依次標記為①、②、③，由反應①和②可知O2是中間產(chǎn)物，①＋②×2消去O2，可得目標反應的ΔH＝－200.9kJ·mol－1＋(－58.2kJ·mol－1)×2＝－317.3kJ·mol－1。(2)①由圖可知，當n(O3)∶n(NO)>1時，n(NO)沒有變化，而n(NO2)減少，說明NO2被O3氧化了，生成了更高價態(tài)的氧化物N2O5；②SO2具有較強的還原性，O3具有較強的氧化性，而增加n(O3)，O3氧化SO2的反應幾乎不受影響，其原因可能是SO2與O3的反應速度很慢，SO2的量變化不明顯。(3)SOeq\o\al(2－,3)將NO2還原為NOeq\o\al(－,2)，本身被氧化為SOeq\o\al(2－,4)，溶液的pH約為8，說明溶液呈弱堿性，由此可寫出反應的離子方程式：SOeq\o\al(2－,3)＋2NO2＋2OH－=SOeq\o\al(2－,4)＋2NOeq\o\al(－,2)＋H2O。(4)CaSO3水懸浮液中加入Na2SO4溶液，發(fā)生反應：CaSO3(s)＋SOeq\o\al(2－,4)CaSO4(s)＋SOeq\o\al(2－,3)(aq)，溶液中CaSO3、CaSO4均處于飽和狀態(tài)，則有eq\f(cSO\o\al(2－,3),cSO\o\al(2－,4))＝eq\f(\f(KspCaSO3,cCa2＋),\f(KspCaSO4,cCa2＋))＝eq\f(KspCaSO3,KspCaSO4)，所以c(SOeq\o\al(2－,3))＝eq\f(KspCaSO3,KspCaSO4)·c(SOeq\o\al(2－,4))；由反應CaSO3(s)＋SOeq\o\al(2－,4)(aq)CaSO4(s)＋SOeq\o\al(2－,3)(aq)可知，CaSO3水懸浮液中加入Na2SO4溶液能提高NO2的吸收率的主要原因是增大了溶液中c(SOeq\o\al(2－,3))，使反應速率加快。題組一選擇反應最佳條件1．(2018·湖北八市3月聯(lián)考)汽車尾氣是霧霾形成的原因之一。研究氮氧化物的處理方法可有效減少霧霾的形成，可