化學反應速率與化學平衡（教學案）-2018年高考化學二輪復習資料（教師版）

1.了解化學反應速率的概念、化學反應速率的定量表示方法。

2.了解催化劑在生產、生活和科學研究領域中的重要作用。

3.了解化學反應的可逆性。

4.了解化學平衡建立的過程。理解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學平衡常數(shù)進行簡單的計算。

5.理解外界條件（濃度、溫度、壓強、催化劑等）對反應速率和化學平衡的影響，認識其一般規(guī)律。

6.了解化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究領域中的重要作用。

平衡理論作為一個相對獨立的知識體系是高考中的必考考點，而化學平衡又是三大平衡體系（化學平衡、電

離平衡、沉淀溶解平衡）之首，在高考中占有相當重要的地位。這類題目難度較大，具有良好的區(qū)分度，選

拔功能強。

一、物質狀態(tài)和濃度對反應速率的影響

1?對于有固體參加的化學反應而言，由于在一定條件下，固體的濃度是固定的，所以固體物質在化學反

應中濃度不改變，因此在表示化學反應速率時，不能用固體物質。但因為固體物質的反應是在其表面進行

的，故與其表面積有關，當固體顆粒變小時，會增大表面積，加快反應速率。

2.對于有氣體參加的反應而言，改變壓強，對化學反應速率產生影響的根本原因是引起濃度改變所致。

所以，在討論壓強對反應速率的影響時，應區(qū)分引起壓強改變的原因，這種改變對反應體系的濃度產生何

種影響，由此判斷出對反應速率產生何種影響。

對于氣體反應體系，有以下幾種情況：

Q）恒溫時：

增加壓強§皿體積縮小目鼻濃度增大月螞反應速率加快。

（2）恒容時：

①充入氣體反應物多螞濃度增大多螞總壓增大多置速率加快

②充入“惰氣”多皿總壓增大，但各分壓不變，即各物質的濃度不變，反應速率不變。

(3)恒壓時：

充入：“惰氣”多皿體積增大空皿各反應物濃度減少多螞反應速率減慢。

二、外界條件對化學反應速率的影響

活化分子濃度

影響因素分子總數(shù)活化分子百分數(shù)活化分子總數(shù)

(單位體積活化分子數(shù))

增大濃度增加不變增加增加

增大壓強不變不變不變增加

升高溫度不變增加增加增加

正催化劑不變增加增加增加

三、化學反應速率的圖象

圖象也是一種表達事物的語言符號，化學反應速率圖象是將化學反應速率變化的狀況在直角坐標系中以圖

的形式表達的結果，是化學反應速率變化規(guī)律的反映。認識和應用化學反應速率圖象時，要立足于化學方

程式，應用化學反應速率變化的規(guī)律，分析直角坐標系及其圖象的涵義。

1.化學反應CaCO3+2HCI===CaCl2+CO21+H20

(1)其他條件一定，反應速率隨著々HCI)的增大而增大，如圖①。

(2)其他條件一定，反應速率隨著溫度的升高而增大，如圖②。

(3)隨著反應時間的延長，GHCI)逐漸減小，化學反應速率逐漸減小，如圖③。

2.化學反應2H2s(g)+SO2(g)===3SI(s)+2H2O(g)

(1)其他條件一定，增大氣態(tài)反應物的壓強(縮小氣體容器的容積)，反應速率隨著壓強的增大而增大。如圖

①。

(2)其他條件一定，減小氣態(tài)反應物的壓強(擴大氣體容器的容積),反應速率隨著壓強的減小而減小，如圖

②。

(3)溫度、氣體容器的容積都一定，隨著時間的增加，S02、H2s物質的量逐漸減少，氣體的壓強逐漸減小，

反應速率逐漸減小，如圖③。

(4)分別在較低溫度71和較高溫度乃下反應，氣態(tài)反應物的壓強都是逐漸增大(縮小容器容積)，反應速率

隨著壓強的增大而增大及隨著溫度的升高而增大，如圖④。

四、化學平衡狀態(tài)的特征和判斷方法

1.化學平衡狀態(tài)的特征

化學平衡狀態(tài)的特征可以概括為：逆、等、動、定、變。

(1)“逆”一一研究對象是可逆反應。

(2)“等”一一化學平衡狀態(tài)建立的條件是正反應速率和逆反應速率相等，即1/正=〃逆，這是可逆反應達到

平衡狀態(tài)的重要標志。

(3)“動”一一指化學反應已達到化學平衡狀態(tài)時，反應并沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，

只是正反應速率等于逆反應速率，即“正=/逆之0,所以化學平衡狀態(tài)是動態(tài)平衡狀態(tài)。

(4)“定”一一在一定條件下可逆反應一旦達到平衡(可逆反應進行到最大的程度)狀態(tài)時，在平衡體系的混

合物中，各組成成分的含量(即反應物與生成物的物質的量、物質的量濃度、質量分數(shù)、體積分數(shù)等)保持

一定而不變(即不隨時間的改變而改變)。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態(tài)的重要依據(jù)。

（5）“變”一一任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的（與濃度、壓強、溫度等有關）,而與達到

平衡的過程無關（化學平衡狀態(tài)既可從正反應方向開始達到平衡，也可以從逆反應方向開始達到平衡）。當

外界條件變化時，原來的化學平衡也會發(fā)生相應的變化。

2.化學平衡狀態(tài)的判斷方法

（1）直接判定：y正=Z（實質）

①同一物質：該物質的生成速率等于它的消耗速率。

②不同的物質：速率之比等于方程式中的系數(shù)比，但必須是不同方向的速率。

（2）間接判定:

①各組成成分的質量、物質的量、分子數(shù)、體積（氣體）、物質的量濃度保持不變。

②各組成成分的質量分數(shù)、物質的量分數(shù)、氣體的體積分數(shù)保持不變。

③若反應前后的物質都是氣體，且系數(shù)不等，總物質的量、總壓強（恒溫、恒容）、平均摩爾質量、混合氣

體的密度（恒溫、恒壓）保持不變。

④反應物的轉化率、產物的產率保持不變。

總之，能變的量保持不變說明已達平衡。（如下表所示）

例舉反應“A(g)+〃B(g)仄⑹+犯⑹是否平衡狀態(tài)

①各物質的物質的量或各物質的物質的量分數(shù)一定是

混合物體

②各物質的質量或各物質的質量分數(shù)一定是

系中各成

③各氣體的體積或體積分數(shù)一定是

分的量

④總體積、總壓強、總物質的量、總濃度一定不一定

正反應速①在單位時間內消耗了mmolA,同時生成6moiA,即/正=V

是

率與逆反逆

應速率的②在單位時間內消耗了nmolB,同時消耗了夕molC,貝!|v正=i/

是

關系逆

③小：ufe：ut：Vb=m：n：p：q,V正不一定等于v逆不一定

④在單位時間內生成nmolB,同時消耗qmolD,均指1/逆，i/正不一定

不一定等于/逆

①若m+#p+q，總壓強一定（其他條件不變）是

壓強

②若m+〃=夕+g,總壓強一定（其他條件不變）不一定

平均相對①/VG一定，只有當m+n4p+q時是

分子質量②Ml定，但m+n-p+q時不一定

任何化學反應都伴隨著能量變化，在其他條件不變的情況下，

蘸是

體系溫度一定時

體系的密

密度一定不一定

度

特別提醒：①化學平衡的實質是M正）=V＜逆）片0時，表現(xiàn)為平衡體系中各組分的物質的量或物質的量分

數(shù)不再變化，因此4正）=M逆）＞0是化學平衡判斷的充要條件。

②運用u（正）=M逆）*0時，注意方向和數(shù)量關系。

③學會“變”與“不變”判斷。“變”就是到達平衡過程中量“變”，而到達平衡后“不變”。否則，不

一定平衡。

五、等效平衡

1.等效平衡

在一定條件（恒溫恒容或恒溫恒壓）下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，

在達到化學平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量（體積分數(shù)、物質的量分數(shù)等）均相同，這樣的化學平

衡互稱等效平衡（.

概念的理解：

（1）外界條件相同：通常可以是①恒溫、恒容，②恒溫、恒壓。

(2)“等效平衡”與“完全相同的平衡狀態(tài)”不同：“完全相同的平衡狀態(tài)”是指在達到平衡狀態(tài)時,

任何組分的物質的量分數(shù)(或體積分數(shù))對應相等，并且反應的速率等也相同，但各組分的物質的量、濃

度可能不同。而“等效平衡”只要求平衡混合物中各組分的物質的量分數(shù)(或體積分數(shù))對應相同，反應

的速率、壓強等可以不同

(3)平衡狀態(tài)只與始態(tài)有關，而與途徑無關，(如：①無論反應從正反應方向開始，還是從逆反應方向開

始②投料是一次還是分成幾次③反應容器經(jīng)過擴大一縮小或縮小一擴大的過程，)只要起始濃度相當，就

達到相同的平衡狀態(tài)。

2.等效平衡的分類

在等效平衡中比較常見并且重要的類型主要有以下三種：

第一類：對于恒溫、恒容條件下反應前后氣體體積改變的可逆反應如果按方程式的化學計量關系轉化為方

程式同一半邊的物質，其物質的量與對應組分的起始加入量相同，則建立的化學平衡狀態(tài)是等效的。

例如，恒溫恒容下的可逆反應：

。。

2s2+022s3

①2mol1mol0mol

②0mol0mol2mol

③0.5mol0.25mol1.5mol

上述三種配比，按方程式的計量關系均轉化為反應物，則SO2均為2mol.02均為1mol,三者建立的

平衡狀態(tài)完全相同。

第二類：對于恒溫、恒容條件下為反應前后氣體體積不變的可逆反應如果按方程式的化學計量關系轉化為

方程式同一邊的物質，其物質的量比與對應組分的起始加入量比相同，則建立的化學平衡是等效的。

例如，恒溫恒容條件下，對于可逆反應：

H2(g)+I2(g)=2HI(g)

①1mol1mol0mol

②2mol2mol1mol

上述兩種配比，按方程式中化學計量關系均轉化為反應物，兩種情況下W與L（g）的物質的量比均為1:1,

因此上述兩種情況建立的化學平衡狀態(tài)是等效的。

第三類：對于恒溫、恒壓條件下的任何氣體參加的可逆反應（無論反應前后氣體體積可變或不變）。如果按

方程式的化學計量關系轉化為方程式同一邊的物質，其物質的量比與對應組分的起始加入量比相同，則建

立的化學平衡是等效的。

例如，恒溫、恒壓條件下，對于可逆反應：

N2+3H22NH3

①1mol3mol0mol

②2mol6mol1mol

③0mol0mol0.5mol

上述三種配比才安方程式中化學計量關系均轉化為反應物，三種情況下，N2與H2的物質的量比均1:3,

因此上述三種情況建立的化學平衡狀態(tài)是等效的。

3.化學平衡的思維方法：

Q）可逆反應“不為零”原則

可逆性是化學平衡的前提，達到平衡時，反應物和生成物共存，每種物質的物質的量不為零。

一般可用極限分析法推斷：假設反應不可逆，則最多生成產物多少，有無反應物剩余，余多少。這樣的極

值點是不可能達到的，故可用確定某些范圍或在范圍中選擇合適的量。

⑵“一邊倒”原則

可逆反應，在條件相同時（如等溫等容）,若達到等同平衡，其初始狀態(tài)必須能互變，從極限角度看，就是

各物質的物質的量要相當。因此，可以采用“一邊倒”的原則來處理以下問題：化學平衡等同條件（等溫等

容）

可逆反應aA(g)+Z?B(g)((g)

①起始量b0平衡態(tài)【

②起始量00平衡態(tài)n

③起始量xy平衡態(tài)IH

為了使平衡I=平衡n=平衡in,根據(jù)“一邊倒”原則，即可得：x+a/cz=a得x/a+z/c=l;

①濃度對化學平衡的影響

②濃度對化學平衡的影響

③壓強對化學平衡的影響

（對于氣態(tài)物質系數(shù)增大的反應）

V

新平衡

V'正二〃'逆

原平衡

"正二〃逆

__4

O

⑤加入催化劑對化學平衡的影響

總結：①只要增大濃度、增大壓強、升高溫度，新平衡都在原平衡的上方，5正=「逆＞vF=v逆；只

要減小濃度、降低壓強、降低溫度，新平衡都在原平衡下方，/"正=，逆＜i/正=/逆。

②只要是濃度改變，一個速率一定是在原平衡的基礎上改變；兩個速率同時增大或減小(中間斷開)一定是

壓強或溫度改變。

③加入催化劑能同等程度地增大正、逆反應速率，平衡不移動。

七化學平衡常數(shù)

1.概念：對于一定條件下的可逆反應(aA+bB=cC+dD),達到化學平衡時，生成物濃度的乘幕的乘

積與反應物濃度的乘幕的乘積之比為一常數(shù)，記作Kc,稱為化學平衡常數(shù)(濃度平衡常數(shù))。

K(C)?c"(D)

-(a(A)??(B)

2.平衡常數(shù)的意義

平衡常數(shù)的大小反映了化學反應進行的程度(也叫反應的限度)。

(1)K值越大，表示反應進行得越完全，反應物轉化率越大；一般認為，K＞105時，該反應進行得就基本

完全了。

(2)K值越小，表示反應進行得越不完全，反應物轉化率越小。

3.注意事項

(1)化學平衡常數(shù)只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度無關。

(2)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)。若反應方向改變，則平衡常數(shù)改變。若方程式中各物質的

系數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數(shù)也會改變。

(3)在平衡常數(shù)表達式中：反應物或生成物中固體、純液體、稀溶液中水的濃度不寫。

C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g),K=c(CO)?什2)/式七0)

FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g),K=c(CO2)/c(CO)

4.化學平衡常數(shù)的應用

Q)化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應進行程度的標志，它能夠表示可逆反應進行的完全程度。一個反應的

K值越大，表明平衡時生成物的濃度越大，反應物的濃度越小，反應物的轉化率也越大，可以說，化學平

衡常數(shù)是在一定溫度下一個反應本身固有的內在性質的定量體現(xiàn)。

(2)可以利用平衡常數(shù)的值，判斷正在進行的可逆反應是否平衡以及不平衡時向何方進行建立平衡。如對于

可逆反應：6A⑹+優(yōu)⑥=仄⑼+犯⑹在任意時刻反應物與生成物的濃度有如下關系：

d(C)?a(D)

Q，=6AA砥B),Q，叫做該服的濃度商。

Qc<K,反應向正反應方向進行

<Qc=K,反應處于平衡狀態(tài)

[Qc>K,反應向逆反應方向進行

(3)利用《可判斷反應的熱效應

若升高溫度，長值增大，則正反應為吸熱反應。

若升高溫度，長值減小，則正反應為放熱反應。

高頻考點突破

考點一化學反應速率及其影響因素

例1.【2017江蘇卷】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

30

o.-

(一-(Omol-L'NaOHG0.16

n一o.5^--實臉條件:pH=13

A□

oa..20l

-二-O.o0.12

OOm

—5EO.

E二

o.XO.x

X0.0Zd0.08

O二QO.Z

H0.H

.015-)O.H0.04

r1。P

O0

60.00

80002()40608()010203040

/(min)/(min)

乙丙

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MM+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+對出。2分解速率的影響大

【答案】D

【解析】由甲圖可知，雙氧水濃度越大，分解越快，A錯誤；由圖乙可知，溶液的堿性越強即pH越大，

雙氧水分解越快，B錯誤；根據(jù)變量控制法，3個實驗必須加入等量的MM+才能比較溶液的堿性對雙氧水

分解的影響。由圖丙可知，3個實驗中由于僅在其中一個加了Mn",C錯誤；由圖丙和圖丁可知，溶液的

堿性越強、‘濃度越大，雙氧水分解越快，D正確。

【變式探究】硝基苯甲酸乙酯在OH-存在下發(fā)生水解反應：

O2NC6H4coOC2H5+OH-^^^O2NC6H4COO-+C2H50H

兩種反應物的初始濃度均為0.050mol-L-il5℃時測得OzNC6H4coOC2H5的轉化率a隨時間變化的數(shù)

據(jù)如表所示。

t/s0120180240330530600700800

a/%033.041.848.858.069.070.471.071.0

回答下列問題：

列式計算該反應在120~180s與180~240s區(qū)間的平均反應速率；比較兩者

大小可得出的結論是.

0.050mol-L-1-

解析：H=

?7.3xlO'5molL1s1,vi

0.050mohL-i-

?5.8xl0-5mo卜LT-s-i。

通過計算可知，隨著反應的進行，反應速率減慢，其原因是濃度的減小造成的。

答案：7.3xlO-5mol-L-i-s-i5.8xlO-smolL-i-s-i隨著反應的進行，反應物濃度降低，反應速率減

慢

【變式探究】（雙選）10mL濃度為1mH1」的鹽酸與過量的鋅粉反應，若加入適量的下列溶液，能減慢

反應速率但又不影響氫氣生成量的是（）

A.K2SO4B.CH3COONa

C.C11SO4D.Na2cO3

解析：選AB。Zn與稀鹽酸發(fā)生反應：Zn+2HCl=ZnCh+H2r,若加入物質使反應速率降低，則c（lT）減

小。但是不影響產生氐的物質的量，說明最終電離產生的n3+7變。A項，K2s0,是強酸強堿鹽，不發(fā)

生水解，溶滿顯中性，溶液中的水對鹽酸起稀釋作用，使COD減小，但沒有消耗HZ因此MIT）不變，符

合題意，正確；B項，CH3COONa與HCI發(fā)樂應：CH3coONa+HQ===CH3coOH+NaCI,使溶

液中GH+）減小，反應速率降低，當反應進行到一定程度，會發(fā)生反應：2CH3COOH+

Zn===（CH3COO）2Zn+H2T,因此最終不會影響產生取的物質的量，正確；C項，加入CuSC>4溶液會

與Zn發(fā)生置換反應：CuSO4+Zn===Cu+ZnSO4,產生的Cu與Zn和鹽酸構成原電池。會加快反應速

率，與題意不符合，錯誤；D項，若加入Na2CO3溶液，會與鹽酸發(fā)生反應：Na2c。3+2HCI===2NaCI

+H2O+CO2"使溶液中的GH+）減小，但由于逸出了CO2氣體，因此使〃（H+）也減小，產生出的物質

的量減小，不符合題意，錯誤。

考點二化學平衡狀態(tài)及其影響因素

AK化IR1

例2.【2017海南】已知反應CO(g)+H2O(g)』三CO2(g)+H2(g)△H<0。在一定溫度和壓強下于密

閉容器中，反應達到平衡。下列敘述正確的是

A.升高溫度，長減小B.減小壓強，”(CO2)增力口

C.更換高效催化劑，。(CO)增大D.充入一定量的氮氣，"(H2)不變

【答案】AD

【解析】此反應的正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向進行，化學平衡常數(shù)只受溫度的彩響，

即升高溫度，K值減小，A正確j反應前后氣體體積之和相等，因此減小壓強，平衡不移動，即n(C57

變，B錯誤；催化劑對化學平衡移動無影響，因此CO的轉化率不變，C錯誤；恒壓下，充入N?,容器的體

積增大，組分濃度降低，但化學反應前后氣體系數(shù)之和不變，因此化學平衡不移動，MHzt變，D正確。

【變式探究】已知：NO2(g)+SO2(g)=^S03(g)+NO(g),現(xiàn)將體積之比為1：2的NO?和SO2的混

合氣體置于密閉容器中發(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與NO的體積比保持不變

D.每消耗1molSO2,同時生成1molNO

解析：選B.體系壓強一直不變，故A錯誤;混合氣體顏色保持不變，說明達到平衡狀態(tài)，故B正確；生

成SO3與NO的體積比總保持為1:1,故C錯誤；每消耗1molSO2,同時生成1molNO,未體現(xiàn)1/

正與/逆的關系，故D錯誤。

【變式探究】處于平衡狀態(tài)的反應2H2s(g)^=^2H2(g)+S2(g)△〃>0,不改變其他條件的情況下合

理的說法是()

A.加入催化劑，反應途徑將發(fā)生改變，△〃也將隨之改變

B.升高溫度，正逆反應速率都增大，H2s分解率也增大

C.增大壓強，平衡向逆反應方向移動，將引起體系溫度降低

D.若體系恒容，注入一些H2后達新平衡，H2濃度將減小

解析：選B。婚變是一個狀態(tài)函數(shù),與反應發(fā)生的途徑無關，A項錯誤；溫度升高，正逆反應速率均增大，

因該反應是吸熱反應，故平衡正向移動，分解率增大，B項正確；該反應是氣體體積增大的反應，增大壓

強平衡逆向移動，逆向反應是放熱反應，會使體系溫度升高，C項錯誤；體系中注入H2,體系將向比濃

度降低方向移動，但最終W的濃度大于原平衡時的濃度，D項錯誤。

考點三化學平衡常數(shù)及其應用

例3.【2017天津卷】常壓下放基化法精煉鎮(zhèn)的原理為：Ni(s)+4CO(g)^=iNi(CO)4(g).230。(2時，該

反應的平衡常數(shù)《=2x10-5。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2P,固體雜質不參與反應。

第一階段：將粗操與CO反應轉化成氣態(tài)Ni(CO)4；

第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230℃制得高純銀。

下列判斷正確的是

A.增加(CO),平衡向正向移動,反應的平衡常數(shù)增大

B.第一階段，在30℃和50℃兩者之間選擇反應溫度，選50℃

C.第二階段，Ni(CO)4分解率較低

D.該反應達到平衡時，?/領[Ni(CO)4]=4i/胡(CO)

【答案】B

【解析】平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，A錯誤；230時，Ni(COR分解的平衡常數(shù)為5X106,可知

分解率較高，B錯誤；50時，Ni(COR以氣態(tài)存在，有利于分離，從而促使平衡正向移動，C正確；平衡

時,4v,a[Ni(CO)4]=v..(CO),D錯誤。

【變式探究】在一定條件下，已達平衡的可逆反應：2A(g)+B(g)^^=^2C(g),下列說法中正確的是()

&

A.平衡時，此反應的平衡常數(shù)《與各物質的濃度有如下關系：K=~------------

&c

B.改變條件后，該反應的平衡常數(shù)K一定不變

C.如果改變壓強并加入催化劑，平衡常數(shù)會隨之變化

D.若平衡時增加A和B的濃度，則平衡常數(shù)會減小

解析：選A。對某一具體反應來說，《只隨溫度的改變而改變，除改變溫度外，改變其他條件都不會引起

平衡常數(shù)的改變。

:

【變式探究】在容積為1.00L的容器中，通入一定量的N2O4,發(fā)生反應N2O4(g)^=^2NO2(g)，隨溫

度升高，混合氣體的顏色變深。

回答下列問題：

(1)反應的△〃_______0(填"大于"或"小于")；100。(2時，體系中各物質濃度隨時間變化如上圖所示。

在0~60s時段，反應速率乂叱。4)為mol-L-i-s-i;反應的平衡常數(shù)Ki為。

(2)100。(:時達平衡后，改變反應溫度為T,C(N2O4)IU0.0020的平均速率降低，經(jīng)10s又

達到平衡。

①工______100℃(填"大于"或"小于"),判斷理由是

②列式計算溫度廠時反應的平衡常數(shù)七_______________________________________________

(3)溫度廠時反應達平衡后，將反應容器的容積減少一半。平衡向(填"正反應"或"逆反應")方

向移動，判斷理由是________________________________________________________________________

解析：⑴由題意及圖示知，在1.00L的容器中，通入0.100mol的N2O4,發(fā)生反應：N2O4(g)2N0：(g),

隨溫度升高混合氣體的顏色變深，說明反應向生成NCh的方向移動，即向正反應方向移動，所以正反應為

吸熱反應，即時。由圖示知60s時該反應達到平衡，消耗N0為0.100tnolL0.040mol-L】=0.060

molL1,根據(jù)v=粉知：v(N?4)="鬻3=0.001OmolL>-s】；求平衡常數(shù)可利用三段式：

N2O4(g)^=^2NO2(g)

起始量/(mohL-i)0.1000

轉化量/(moH_-i)0.0600.120

平衡量/(molLi)0.0400.120

1

QNO20.12mol-L-2

Ki=~~~:=0.36moll-1。

cN2O40.04mol-L1

(2)100℃時達平衡后，改變反應溫度為T,口沖。4)降低，說明平衡N2O4(g)=^2NO2(g)向正反應方

向移動，根據(jù)勒夏特列原理，溫度升高，向吸熱反應方向移動，即向正反應方向移動,故7>100℃,由

(叱。4)以0.0020molL-i-s-i的平均速率降低，經(jīng)10s又達到平衡，可知此時消耗N2O40.0020mol.L

-i-sxxl0s=0.020mol-L1,由三段式:

N2O4(g)▼—2NO2(g)

起始量/(mo卜L-i)0.0400.120

轉化量/(mohL-1)0.0200.040

WS/Cmol-L1)0.0200.160

c2NO0.160mol-L12

K?—2—

2cN2O40.020mol-L1

(3)溫度廠時反應達到平衡后，將反應容器的容積減少一半，壓強增大，平衡會向氣體體積減小的方向移動，

該反應逆反應為氣體體積減小的反應，故平衡向逆反應方向移動。

答案：⑴大于0.00100.36mol-L-1

(2)①大于反應正方向吸熱，反應向吸熱方向進行，故溫度升高

1111

②平衡時，<XNO2)=0.120mol-L+0.0020mol-L-sxl0sx2=0.160mol-L-

(XN2O4)=0.040mol-L-1-0.0020mol-Lsxxl0s=0.020mol-L1

-12

Kz--?1.3mol-L1

0.020mol-L1

(3)逆反應對氣體分子數(shù)增大的反應，增大壓強平衡向逆反應方向移動

1.[2017天津卷】常壓下城基化法精煉鎮(zhèn)的原理為：Ni(s)+4CO(g)=^Ni(CO)4(g)。230℃時，該反

應的平衡常數(shù)《=2x10-5。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2℃,固體雜質不參與反應。

第一階段：將粗鐐與CO反應轉化成氣態(tài)Ni(CO)4；

第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至23CTC制得高純銀。

下列判斷正確的是

A.增加aco),平衡向正向移動,反應的平衡常數(shù)增大

B.第一階段，在30℃和50℃兩者之間選擇反應溫度，選50℃

C.第二階段，Ni(CO)4分解率較低

D.該反應達到平衡時/相[Ni(CO)4]=4i/M(CO)

【答案】B

【解析】平衡常數(shù)只與溫度有關，與濃度無關，A錯誤；230時，Ni(CO)4分解的平衡常數(shù)為5X106,可知

分解率較高，B錯誤,50時，Ni(COM以氣態(tài)存在，有利于分離，從而促使平衡正向移動，C正確；平衡

時,4V…[Ni(COM=v(CO),D錯誤。

2.【2017江蘇卷】H2O2分解速率受多種因素影響。實驗測得70。(2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

30

o.

((O.3O..I6GO.

口25實臉條件:

o.mopH=13

o.O.0O..I2O.

二0oO.EO.

Oo.:EO.08

O.日XO.

Eo..125XO.04

、xd

XZO.O.O.

o.二08

O10oZ

Xo.O04Z

二H

o5x00H

)rrr

二

。o0

A川ooM

204fc6080loo"304050

(min)n)

乙

丙

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，MM+對H2O2分解速率的影響大

【答案】D

【解析】由甲圖可知，雙氧水濃度越大，分解越快，A錯誤；由圖乙可知，溶液的堿性越強即pH越大,

雙氧水分解越快，B錯誤；根據(jù)變量控制法，3個實驗必須加入等量的MM+才能比較溶液的堿性對雙氧水

分解的影響。由圖丙可知，3個實驗中由于僅在其中一個加了Mn2+,C錯誤；由圖丙和圖丁可知，溶液的

堿性越強、Mn?+濃度越大,雙氧水分解越快,D正確。

3.[2017海南】已知反應CO(g)+H2O(g)三三CO2(g)+H2(g)△H<0。在一定溫度和壓強下于密閉

容器中，反應達到平衡。下列敘述正確的是

A.升高溫度，《減小B.減小壓強，哪。2)增加

C.更換高效催化劑，"(CO)增大D.充入一定量的氮氣，"(H2)不變

【答案】AD

【解析】此反應的正反應是放熱反應，升高溫度平衡向逆反應方向進行，化學平衡常數(shù)只受溫度的影響，

即升高溫度，K值減小，A正確；反應前后氣體體積之和相等，因此減小壓強，平衡不移動，即n(CCh壞

變，B錯誤；催化劑對化學平衡移動無影響，因此C。的轉化率不變，C錯誤；恒壓下，充入Nz,容器的體

積增大，組分濃度降低，但化學反應前后氣體系數(shù)之和不變，因此化學平衡不移動，n(H：1變，D正確。

4.[2017江蘇卷】溫度為71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)

r^2NO(g)+O2(g)(正反應吸熱)。實驗測彳導：/正=MNO力肖耗=〃正d(NO2),/逆=<NO)消耗=24。2)

消耗=〃逆d(NO)SO2),〃正、〃逆為速率常數(shù)，受溫度影響。下列說法正確的是

容器物質的起始濃度(moLlJ)物質的平衡濃度(moLL/)

編號c(NO,)c(NO)c(O2)C0)

I0.6000.2

n0.30.50.2

Hl00.50.35

A.達平衡時，容器I與容器口中的總壓強之比為4:5

B.達平衡時,容器口中瑞比容器I中的大

C.達平衡時，容器m中NO的體積分數(shù)小于50%

D.當溫度改變?yōu)槟藭r，若〃正“逆，則萬>71

【答案】CD

【解析】由容器I中反應2N0：2N0+O：

起始蚩(moLL)0.600

變化量(moLL)0.40.40.2

平衡量(molL)0.20.40.2

可以求出平衡常數(shù)勺”答=0.8,平衡時氣體的總物質的量為0.8mol,其中NO占0.4mol,所以

0.22

NO的體積分數(shù)為50%，其*=1。在平衡狀態(tài)下，/正=MNO》消耗=1/逆=MNCO消耗，所以〃正d(NO2)=〃

C(NO2)

逆d(NO)?aO2),進一步求出臺=K=0.8。A.顯然容器II的起始投料與容器I的平衡量相比，增大了反

k逆

應物濃度，平衡將向逆反應方向移動，所以容器H在平衡時氣體的總物質的量一定小于1mol,故兩容器

的壓強之比一定大于4:5,A錯誤；B.若容器H在某時刻，銬工=1,

c(NOj

由反應2NO22NO+。2

起始量(mol/L)0.30.50.2

變化量(mol/L)2x2xX

平衡量(mol/L)0.3-2x0.5+2%0.2+x

因為，黑斗=魯3=1，解之得足!，求出此時濃度商。。=囪二^=槳>(所以容器n達

C(NO)0.3-2%30<7V210

2130)

平衡時，要義一定小于1，B錯誤；C.若容器III在某時刻，NO的體積分數(shù)為50%,

c(NOj

由反應2NO22NO+。2

起始量(mol/L)00.50.35

變化量(mol/L)2x2xX

平衡量(mol/L)2x0.5-2%0.35-x

2

由。.5-2—。35-，，解之得，^0.05,求出此時濃度商&=04寸x037>11,說明此時反應未達

平衡，反應繼續(xù)向逆反應方向進行，NO進一步減少，所以C正確；D.溫度為心時，宴=勺=1>0-8，

k逆

因為正反應是吸熱反應,升高溫度后化學平衡常數(shù)變大，所以乃>71,D正確。

1.[2016年高考北京卷】下列食品添加劑中，其使用目的與反應速率有關的是()

A.抗氧化劑B.調味劑C.著色劑D.增稠劑

【答案】A

【解析】抗氧化劑減少食品與氧氣的接觸，延緩氧化的反應速率，A正確,調味劑是為了增加食品的味道,

與速率無關，B錯誤；著色劑是為了給食品添加某種顏色，與速率無關，C錯誤；增稠劑是改變物質的濃度,

與速率無關，D錯誤。

2.[2016年高考四川卷】一定條件下，CH,與電0值)發(fā)生反應：CH4(g)+H2O(g)^CO(g)+3H2(g),設起始

咿0-=Z,在恒壓下，平衡時9(CH/的體積分數(shù)與Z和T(溫度)的關系如圖所示。下列說法正確的是

〃(整)

()

A.該反應的婚變期>0

B.圖中Z的大小為a>3>b

C.圖中X點對應的平衡混合物中生也=3

”(C"4)

D.溫度不變時，圖中X點對應的平衡在加壓后e(CHQ減小

【答案】A

【解析】從圖分析，隨著溫度升高甲烷的體積分數(shù)逐漸減小，說明升溫平衡正向移動，則正反應為吸熱反

”（HQ）

應，A正確；成CH。的比值越大，則甲烷的體積分數(shù)越小，故a<3<b,B錯誤；起始加入量的比值為3,

但隨著反應的進行甲烷和水是按等物質的量反應，所以到平衡時比值不是3,C錯誤；溫度不變時，加壓，

平衡逆向移動，甲烷的體積分數(shù)增大，D錯誤。

312016年高考江蘇卷】一定溫度下在3個體積均為1.0L的恒容密閉容器中反應2H2（g）+CO（g）==CH30H（g）

達到平衡。下列說法正確的是（）

物質的起始濃度/mol?I7】物質的平衡濃度/mol?L-1

容器溫度K

c(H;)dCO)e(CH3OH)c(CH,OH)

I4000.200.1000.080

n4000.400.200

田500000.100.025

A.該反應的正反應放熱

B.達到平衡時，容器I中反應物轉化率比容器II中的大

C.達到平衡時，容器II中C（H2）大于容器HI中以國）的兩倍

D.達到平衡時，容器田中的正反應速率比容器I中的大

【答案】AD

【解析】分析I、m中數(shù)據(jù)知反應開始時I中加入的也、co與m中加入甲醇的物質的量相當，平衡時甲

醇的濃度：I>m,溫度：I<m,即升高溫度平衡逆向移動，該反應正向為放熱反應，A正確；n相當

于將容器I的體積縮小二分之一，該反應正向為氣體物質的量減小的反應，增大壓強平衡正向移動，達到

平衡時，容器I中反應物轉化率比容器口中的小，B錯誤；I和n對比，口相當于將容器I