【步步高】2014屆高三化學一輪總復習 第七章 第3講 化學平衡常數(shù)、化學反應進行的方向 新人教版

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1、 第3講　化學平衡常數(shù)、化學反應進行的方向 [考綱要求]　1.理解化學平衡常數(shù)的定義并能進行簡單計算。2.了解化學反應的方向與化學反應的焓變與熵變的關系。3.掌握化學反應在一定條件下能否自發(fā)進行的判斷依據(jù)，能夠利用化學反應的焓變和熵變判斷化學反應的方向。 考點一　化學平衡常數(shù) 1．概念 在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，用符號K表示。 2．表達式 對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)， K＝(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)表達式中)。 3．意義 (1)K值越大，反應物的

2、轉化率越大，正反應進行的程度越大。 (2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。 (3)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)。 深度思考 1．對于給定反應，正逆反應的化學平衡常數(shù)一樣嗎？是什么關系？ 答案　正逆反應的化學平衡常數(shù)不一樣，互為倒數(shù)關系。 2．化學平衡常數(shù)只受溫度的影響，溫度升高，化學平衡常數(shù)是增大還是減少？ 答案　溫度升高化學平衡常數(shù)的變化要視反應而定，若正反應是吸熱反應，則溫度升高K值增大，反之則減小。 3．對于一個可逆反應，化學計量數(shù)擴大或縮小，化學平衡常數(shù)表達式是否改變？是什么關系？轉化率是否相同？試舉例說明。 答案　對于一個可逆反應，化學計量

3、數(shù)不一樣，化學平衡常數(shù)表達式也就不一樣，但對應物質(zhì)的轉化率相同。例如： (1)aA(g)＋bB(g)cC(g)　K1＝ (2)naA(g)＋nbB(g)ncC(g) K2＝＝K或K1＝ 無論(1)還是(2)，A或B的轉化率是相同的。 題組一　化學平衡常數(shù)及其影響因素 1．溫度為t ℃時，在體積為10 L的真空容器中通入1.00 mol氫氣和1.00 mol碘蒸氣，20 min后，反應達到平衡，此時測得碘蒸氣的濃度為0.020 mol·L－1。涉及的反應可以用下面的兩個化學方程式表示： ①H2(g)＋I2(g)2HI(g) ②2H2(g)＋2I2(g)4HI(

4、g) 下列說法正確的是 (　　) A．反應速率用HI表示時，v(HI)＝0.008 mol·L－1·min－1 B．兩個化學方程式的意義相同，但其平衡常數(shù)表達式不同，不過計算所得數(shù)值相同 C．氫氣在兩個反應方程式中的轉化率不同 D．第二個反應中，增大壓強平衡向生成HI的方向移動 答案　A 解析　　　　H2(g)＋I2(g)2HI(g) 初始濃度 (mol·L－1) 0.100 0.100 0 平衡濃度 (mol·L－1) 0.020 0.020 0.160 轉化濃度 (mol·L－1) 0.080 0.080 0.1

5、60 所以，v(HI)＝0.160 mol·L－1÷20 min＝0.008 mol·L－1·min－1，A正確；K①＝＝64，而K②＝＝K＝642＝4 096，故選項B錯；兩個化學方程式表示的是一個反應，反應達到平衡時，氫氣的濃度相同，故其轉化率相同，C錯；兩個反應相同，只是表達形式不同，壓強的改變對平衡的移動沒有影響，D錯。 2．已知反應①：CO(g)＋CuO(s)CO2(g)＋Cu(s)和反應②：H2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H2O(g)在相同的某溫度下的平衡常數(shù)分別為K1和K2，該溫度下反應③：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常數(shù)為K。則下列

6、說法正確的是 (　　) A．反應①的平衡常數(shù)K1＝ B．反應③的平衡常數(shù)K＝ C．對于反應③，恒容時，溫度升高，H2濃度減小，則該反應的焓變?yōu)檎? D．對于反應③，恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小 答案　B 解析　在書寫平衡常數(shù)表達式時，純固體不能表示在平衡常數(shù)表達式中，A錯誤；由于反應③＝反應①－反應②，因此平衡常數(shù)K＝，B正確；反應③中，溫度升高，H2濃度減小，則平衡左移，即逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，因此ΔH<0，C錯誤；對于反應③，在恒溫恒容下，增大壓強，如充入惰性氣體，則平衡不移動，H2的濃度不變，D錯誤。 題組二　由化學平衡常數(shù)判斷化學平衡移動的方向

7、 3．已知可逆反應：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g)　ΔH>0，請回答下列問題： (1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1；達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為________； (2)若反應溫度升高，M的轉化率________(填“增大”、“減小”或“不變”)； (3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；達到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a＝________； (4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為c(M)＝c(N)＝b mol·

8、L－1，達到平衡后，M的轉化率為________。 答案　(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41% 解析　(1)　 M(g)　?。　(g)　P(g)＋　Q(g) 始態(tài)mol·L－1 1 2.4 0 0 變化量mol·L－1 1×60% 1×60% 因此N的轉化率為×100%＝25%。 (2)由于該反應的ΔH>0，即該反應為吸熱反應，因此升高溫度，平衡右移，M的轉化率增大。 (3)根據(jù)(1)可求出各平衡濃度： c(M)＝0.4 mol·L－1　c(N)＝1.8 mol·L－1 c(P)＝0.6 mol·L－1　c(Q)＝0.6

9、 mol·L－1 因此化學平衡常數(shù)K＝ ＝＝ 由于溫度不變，因此K不變，達到平衡后 c(P)＝2 mol·L－1　c(Q)＝2 mol·L－1 c(M)＝2 mol·L－1　c(N)＝(a－2)mol·L－1 K＝＝＝ 解得a＝6。 (4)設M的轉化率為x，則達到平衡后各物質(zhì)的平衡濃度分別為 c(M)＝b(1－x)mol·L－1　c(N)＝b(1－x)mol·L－1 c(P)＝bx mol·L－1　c(Q)＝bx mol·L－1 K＝＝＝ 解得x≈41%。 4．在體積為1 L的密閉容器中，進行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，化學平衡

10、常數(shù)K與溫度T的關系如下表： T/℃ 700 800 850 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列問題： (1)升高溫度，化學平衡向________(填“正反應”或“逆反應”)方向移動。 (2)能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的依據(jù)是________。 A．c(CO2)＝c(CO) B．K不變 C．容器中的壓強不變 D．v正(H2)＝v正(CO2) E．c(H2)保持不變 (3)若某溫度下，平衡濃度符合下列關系：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，此時的溫度為__________；在此溫度下，若該容器

11、中含有1 mol CO2、1.2 mol H2、0.75 mol CO、1.5 mol H2O，則此時反應所處的狀態(tài)為____________(填“向正反應方向進行中”、“向逆反應方向進行中”或“平衡狀態(tài)”)。 答案　(1)正反應　(2)E (3)850 ℃　向正反應方向進行中 解析　(1)由表格數(shù)據(jù)可得，隨著溫度升高，平衡常數(shù)增大，說明化學平衡向正反應方向移動；(2)A項，達到平衡時c(CO2)不一定等于c(CO)，反之相等時也不一定處于平衡狀態(tài)；B項，溫度不變K不變，不正確；C項，此反應不論是否平衡，壓強均不改變，故不正確；D項，v正(CO2)與v正(H2)表示的反應方向一致，故不能

12、判斷是否達到平衡；E項，達到平衡時，各種反應物、生成物的濃度保持不變。(3)由c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，則計算出K＝1.0，即此時溫度為850 ℃，此溫度下＝＝0.94<1.0，故反應向正反應方向進行中。 　借助平衡常數(shù)可以判斷一個化 學反應是否達到化學平衡狀態(tài) 對于可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下的任意時刻，反應物與生成物濃度有如下關系： ＝Qc，稱為濃度商。 Qc考點二　有關化學平衡的計算 【思路梳理】 1．分析三個量：即起始量、變化量、平衡量。 2．明確三個關系： (1)對于同一反應物，起始量－變化

13、量＝平衡量。 (2)對于同一生成物，起始量＋變化量＝平衡量。 (3)各轉化量之比等于各反應物的化學計量數(shù)之比。 3．計算方法：三段式法 化學平衡計算模式：對以下反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量(mol)分別為a、b，達到平衡后，A的消耗量為mx，容器容積為V L。 　　　　 mA(g)?。B(g)pC(g)＋qD(g) 起始(mol) a b 0 0 變化(mol) mx nx px qx 平衡(mol) a－mx b－nx px qx 則有：(1)K＝ (2)c平(

14、A)＝ (mol·L－1)。 (3)α(A)平＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。 (4)φ(A)＝×100%。 (5)＝。 (6)(混)＝(g·L－1)。 (7)＝(g·mol－1)。 題組一　有關轉化率、反應速率等的基本計算 1．在100 ℃時，把0.5 mol N2O4通入體積為5 L的真空密閉容器中，立即出現(xiàn)紅棕色。反應進行到2 s時，NO2的濃度為0.02 mol·L－1。在60 s時，體系已達平衡，此時容器內(nèi)壓強為開始時的1.6倍。下列說法正確的是 (　　) A．前2 s以N2O4的濃度變化表示的反應速率為0.01 mol·L－1·s－1 B．在

15、2 s時體系內(nèi)的壓強為開始時的1.1倍 C．在平衡時體系內(nèi)含N2O4 0.25 mol D．平衡時，N2O4的轉化率為40% 答案　B 解析　N2O4和NO2之間存在如下轉化關系： 　　　　 N2O4(g)　　　　2NO2(g) 起始(mol) 0.5 0 反應(mol) 0.05 0.02×5 2s時(mol) 0.5－0.05 0.02×5 v(N2O4)＝＝0.005 mol·L－1·s－1 氣體總的物質(zhì)的量為 0．5 mol－0.05 mol＋0.02 mol·L－1×5 L＝0.55 mol 2 s時的壓強與開始時壓強之比為

16、p2s∶p始＝0.55∶0.5＝1.1∶1。 60 s達到平衡時，設有x mol N2O4反應。則有 　　　　　　 N2O4(g)　　　　2NO2(g) 起始(mol) 0.5 0 反應(mol) x 2x 平衡(mol) 0.5－x 2x 平衡時，氣體總的物質(zhì)的量為0.5 mol－x mol＋2x mol＝(0.5＋x)mol，所以有＝1.6，解得x＝0.3。 平衡體系中含0.2 mol N2O4，N2O4的轉化率為×100 %＝60%。 2．某溫度下，H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)的平衡常數(shù)K＝9/4，該

17、溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始濃度如表所示： 起始濃度 甲 乙 丙 c(H2)/mol·L－1 0.010 0.020 0.020 c(CO2)/mol·L－1 0.010 0.010 0.020 下列判斷不正確的是 (　　) A．平衡時，乙中CO2的轉化率大于60% B．平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均是60% C．平衡時，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.012 mol·L－1 D．反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢 答案　C 解析　甲：　　 H2(g)?。O2(g

18、)H2O(g)＋CO(g) 起始量/mol·L－1 0.010 0.010 0 0 變化量/mol·L－1 x x x x 平衡量/mol·L－1 0.010－x 0.010－x x x K＝x2/(0.010－x)2＝9/4 解得x＝0.006 0 mol·L－1 c(H2)＝0.010－x＝c(CO2)＝0.004 0 mol·L－1 c(H2O)＝c(CO)＝0.006 0 mol·L－1 α(H2)＝0.006 0 mol·L－1/0.010 mol·L－1×100%＝60%，又因乙組中H2的起始濃度大于

19、甲組的，故乙組中的反應相當于在甲組平衡的基礎上再加入0.010 mol·L－1的H2，使平衡又繼續(xù)正向移動，導致乙中CO2的轉化率大于60%，因此A項正確；丙可看作是2個甲合并而成的，又因H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)是平衡不受壓強影響的反應，故丙組達到平衡時，物質(zhì)的轉化率不變，僅各物質(zhì)的濃度是甲組達到平衡時各物質(zhì)濃度的2倍，所以B項正確，C項錯誤；由于甲、乙、丙組中，丙中各物質(zhì)的濃度最大，甲中各物質(zhì)的濃度最小，所以丙反應速率最快，甲反應速率最慢，故D項正確。 題組二　綜合應用 3．煤化工中常需研究不同溫度下平衡常數(shù)、投料比及產(chǎn)率等問題。 已知CO(g)＋H2O(g

20、)H2(g)＋CO2(g)的平衡常數(shù)隨溫度的變化如下表： 溫度/℃ 400 500 830 1 000 平衡常數(shù)K 10 9 1 0.6 試回答下列問題： (1)上述反應的正反應是________反應(填“放熱”或“吸熱”)。 (2)某溫度下，上述反應達到平衡后，保持容器體積不變升高溫度，正反應速率________(填“增大”、“減小”或“不變”)，容器內(nèi)混合氣體的壓強________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (3)830 ℃時，在恒容反應器中發(fā)生上述反應，按下表中的物質(zhì)的量投入反應混合物，其中向正反應方向進行的有______(選填字母) 投料

21、A B C D n(CO2)/mol 3 1 0 1 n(H2)/mol 2 1 0 1 n(CO)/mol 1 2 3 0.5 n(H2O)/mol 5 2 3 2 (4)在830 ℃時，在2 L的密閉容器中加入4 mol CO(g)和6 mol H2O(g)達到平衡時，CO的轉化率是__________。 答案　(1)放熱　(2)增大　增大　(3)BC　(4)60% 解析　(1)由表格可知，升溫，化學平衡常數(shù)減小，故正反應為放熱反應。 (2)升高溫度，正、逆反應速率均增大；容器體積不變的情況下，升高溫度，則容器內(nèi)混合氣體的壓強增大。

22、(3)830 ℃時，化學平衡常數(shù)為1，即若n(CO2)×n(H2)

23、進行反應：A(g)＋2B(g)3C(g)，已知加入1 mol A和3 mol B且達到平衡后生成了a mol C，請?zhí)顚懴铝锌瞻祝? (1)平衡時C在反應混合氣體中的體積分數(shù)是______________________________ (用字母a表示)。 (2)在相同實驗條件下，若在同一容器中改為加入2 mol A和6 mol B，達到平衡后，C的物質(zhì)的量為______ mol(用字母a表示)。此時C在反應混合氣體中的體積分數(shù)______(填“增大”、“減少”或“不變”)。 (3)在相同實驗條件下，若在同一容器中改為加入2 mol A和8 mol B，若要求平衡后C在反應混合氣體中

24、的體積分數(shù)不變，則還應加入C________ mol。 (4)在同一容器中加入n mol A和3n mol B，達到平衡時C的物質(zhì)的量為m mol，若改變實驗條件，可以使C的物質(zhì)的量在m mol～2m mol之間變化，那么n與m的關系應是____________(用字母“m”、“n”表示)。 答案　(1)a/4　(2)2a　不變　(3)6　(4)n>2m/3 解析　(1)　　 A(g)　　＋　　2B(g)　　　3C(g) 起始物質(zhì)的量 1 mol 3 mol 0 轉化物質(zhì)的量 a/3 mol 2a/3 mol a mol 平衡物質(zhì)的量

25、 (1－a/3) mol (3－2a/3) mol a mol 依題意得：C在反應混合氣體中的體積分數(shù)是 ＝a/4。 (2)C的體積分數(shù)不變，物質(zhì)的量是原來的2倍。 (3)只需滿足將C轉化為A和B后滿足n(A)∶n(B)＝1∶3即可。 (4)若C的物質(zhì)的量為m mol時，求得：n>m/3；若C的物質(zhì)的量為2m mol時，求 得：n>2m/3；綜合兩種情況，n與m的關系應是n>2m/3。 考點三　化學反應進行的方向 1．自發(fā)過程 (1)含義 在一定條件下，不需要借助外力作用就能自動進行的過程。 (2)特點 ①體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對外部做功或

26、釋放熱量)。 ②在密閉條件下，體系有從有序轉變?yōu)闊o序的傾向性(無序體系更加穩(wěn)定)。 2．自發(fā)反應 在一定條件下無需外界幫助就能自發(fā)進行的反應稱為自發(fā)反應。 3．判斷化學反應方向的依據(jù) (1)焓變與反應方向 研究表明，對于化學反應而言，絕大多數(shù)放熱反應都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。可見，反應的焓變是制約化學反應能否自發(fā)進行的因素之一。 (2)熵變與反應方向 ①研究表明，除了熱效應外，決定化學反應能否自發(fā)進行的另一個因素是體系的混亂度。大多數(shù)自發(fā)反應有趨向于體系混亂度增大的傾向。 ②熵和熵變的含義 a．熵的含義 熵是衡量一個體系混亂度的

27、物理量。用符號S表示。 同一條件下，不同物質(zhì)有不同的熵值，同一物質(zhì)在不同狀態(tài)下熵值也不同，一般規(guī)律是S(g)>S(l)>S(s)。 b．熵變的含義 熵變是反應前后體系熵的變化，用ΔS表示，化學反應的ΔS越大，越有利于反應自發(fā)進行。 (3)綜合判斷反應方向的依據(jù) ①ΔH－TΔS<0，反應能自發(fā)進行。 ②ΔH－TΔS＝0，反應達到平衡狀態(tài)。 ③ΔH－TΔS>0，反應不能自發(fā)進行。 深度思考 能自發(fā)進行的反應一定能實際發(fā)生嗎？ 答案　不一定，化學反應方向的判據(jù)指出的僅僅是在一定條件下化學反應自發(fā)進行的趨勢，并不能說明在該條件下反應一定能實際發(fā)生，還要考慮化學反應的快慢問題。

28、 題組一　焓變與自發(fā)反應 1．實驗證明，多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是(　　) A．所有的放熱反應都是自發(fā)進行的 B．所有的自發(fā)反應都是放熱的 C．焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一種重要因素 D．焓變是決定反應是否具有自發(fā)性的唯一判據(jù) 答案　C 題組二　熵變與自發(fā)反應 2．下列過程屬于熵增加的是 (　　) A．一定條件下，水由氣態(tài)變成液態(tài) B．高溫高壓條件下使石墨轉變成金剛石 C．4NO2(g)＋O2(g)===2N2O5 (g) D．散落的火柴的無序排列 答案　D 3．下列反應中，熵顯著增加的反應是 (

29、　　) A．CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) B．CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑ C．C(s)＋O2(g)===CO2(g) D．2Hg(l)＋O2(g)===2HgO(s) 答案　B 解析　反應中若生成氣體或氣體的量增加，都會使混亂度增加，熵增加。 4．碳銨[(NH4)2CO3]在室溫下就能自發(fā)的分解產(chǎn)生氨氣，對其說法中正確的是 (　　) A．碳銨分解是因為生成易揮發(fā)的氣體，使體系的熵增大 B．碳銨分解是因為外界給予了能量 C．碳銨分解是吸熱反應，根據(jù)能量判斷能自發(fā)分解 D．碳酸鹽都不穩(wěn)定，都能自發(fā)分解 答案　A 題組三　復合判

30、據(jù)的應用 5．下列組合中在任何溫度下反應均能自發(fā)進行的是 (　　) A．ΔH>0，ΔS>0 B．ΔH<0，ΔS<0 C．ΔH>0，ΔS<0 D．ΔH<0，ΔS>0 答案　D 6．試判斷用于汽車凈化的一個反應2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在298 K、100 kPa下能否自發(fā)進行？ 已知：在298 K、100 kPa下該反應的ΔH＝－113.0 kJ·mol－1，ΔS＝－145.3 J·mol－1·K－1。 答案　可以自發(fā)進行。 解析　ΔH－TΔS＝－113.0 kJ·mol－1－298 K×(－145.3 J·mol

31、－1·K－1)×10－3≈－69.7 kJ·mol－1<0，可以自發(fā)進行。 7．灰錫結構松散，不能用于制造器皿，而白錫結構堅固，可以制造器皿，現(xiàn)把白錫制成的器皿放在0 ℃，100 kPa的室內(nèi)存放，它會不會變成灰錫而不能再繼續(xù)使用？ 已知：在0 ℃、100 kPa條件下白錫轉化為灰錫的反應焓變和熵變分別為ΔH＝－2 180.9 J·mol－1，ΔS＝－6.61 J·mol－1·K－1。 答案　會自發(fā)變成灰錫，不能再繼續(xù)使用。 解析　ΔH－TΔS＝－2 180.9 J·mol－1×10－3－298 K×(－6.61 J·mol－1·K－1)×10－3≈－0.21 kJ·mol－1<0，自

32、發(fā)進行。 焓判據(jù)和熵判據(jù)能作為反應自發(fā)進行的一般判據(jù)，而由焓判據(jù)和熵判據(jù)組成的復合判據(jù)才是反應是否自發(fā)進行的根本判據(jù)：反應是否自發(fā)與溫度有關，一般低溫時焓變影響為主；高溫時熵變影響為主。根據(jù)ΔH－TΔS可準確判斷反應進行的方向。 1．(2008·山東理綜，14)高溫下，某反應達平衡，平衡常數(shù)K＝。恒容時，溫度升高，H2濃度減小。下列說法正確的是 (　　) A．該反應的焓變?yōu)檎? B．恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小 C．升高溫度，逆反應速率減小 D．該反應的化學方程式為CO＋H2OCO2＋H2 答案　A 解析　由平衡常數(shù)K＝。溫度升高時H2濃度減小

33、，說明在恒容時平衡正向移動，ΔH>0，A正確；恒容時反應CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，在增大壓強時H2的濃度不變，升高溫度，v正和v逆都增大。 2．(2009·安徽理綜，11)汽車尾氣凈化中的一個反應如下： NO(g)＋CO(g)N2(g)＋CO2(g) ΔH＝－373.4 kJ·mol－1 在恒容的密閉容器中，反應達到平衡后，改變某一條件，下列示意圖正確的是(　　) 答案　C 解析　對于放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，K值減小，CO轉化率降低，A、B錯誤；溫度不變，K值不變，C正確；增加N2的量，平衡向逆反應方向移動，NO轉化率降低，

34、D錯誤。 3．[2012·福建理綜，23(5)]在恒容絕熱(不與外界交換能量)條件下進行2A(g)＋B(g)2C(g)＋D(s)反應，按下表數(shù)據(jù)投料，反應達到平衡狀態(tài)，測得體系壓強升高。簡述該反應的平衡常數(shù)與溫度的變化關系：_______________________________。 物質(zhì) A B C D 起始投料/mol 2 1 2 0 答案　平衡常數(shù)隨溫度升高而變小(或其他合理答案) 解析　表中數(shù)據(jù)D為0，按表中數(shù)據(jù)投料，起始至平衡階段，反應一定向正反應方向進行。又該反應的正反應是一個氣體分子數(shù)減小的反應，反應達到平衡狀態(tài)，體系壓強升高，說明正反應一定是一

35、個放熱反應，升高溫度，平衡向左移動，即化學平衡常數(shù)隨溫度升高而減小。 4．(2011·福建理綜，12)25 ℃時，在含有Pb2＋、Sn2＋的某溶液 中，加入過量金屬錫(Sn)，發(fā)生反應：Sn(s)＋Pb2＋(aq) Sn2＋(aq)＋Pb(s)，體系中c(Pb2＋)和c(Sn2＋)變化關系如圖所 示。下列判斷正確的是 (　　) A．往平衡體系中加入金屬鉛后，c(Pb2＋)增大 B．往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，c(Pb2＋)變小 C．升高溫度，平衡體系中c(Pb2＋)增大，說明該反應ΔH>0 D．25 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝2.2 答案　D

36、 解析　體系中有過量的錫且金屬活動性：Sn>Pb，向平衡體系中加入鉛后，c(Pb2＋)不變，A錯誤；加入少量Sn(NO3)2固體，c(Sn2＋)增大，平衡逆向移動，c(Pb2＋)增大，B錯誤；升溫使c(Pb2＋)增大，說明平衡逆向移動，ΔH<0，正反應為放熱反應，C錯誤；由化學方程式和圖中數(shù)據(jù)得平衡常數(shù)K＝＝＝2.2，D正確。 5．(2011·海南，15)氯氣在298 K、100 kPa時，在1 L水中可溶解0.09 mol，實驗測得 溶于水的Cl2約有三分之一與水反應。請回答下列問題： (1)該反應的離子方程式為________； (2)估算該反應的平衡常數(shù)________(列式計算

37、)； (3)在上述平衡體系中加入少量NaOH固體，平衡將向________移動； (4)如果增大氯氣的壓強，氯氣在水中的溶解度將________(填“增大”、“減小”或 “不變”)，平衡將向________移動。 答案　(1)Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO (2)K＝＝＝0.015 (3)正反應方向 (4)增大　正反應方向 解析　Cl2溶于水時與水反應，生成HClO和HCl，反應的離子方程式為Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO。 (2)按1 L水中溶解0.09 mol Cl2進行計算，有0.09 mol×＝0.03 mol Cl2參加反應： 　　　　 Cl

38、2＋H2O　　HCl＋HClO 開始(mol) 0.09 0 0 轉化(mol) 0.03 0.03 0.03 平衡(mol) 0.06 0.03 0.03 則平衡常數(shù)K＝＝＝0.015 (3)加入少量NaOH固體，OH－與H＋反應生成H2O，OH－與HClO反應生成ClO－和H2O，生成物的濃度減小，平衡向正反應方向移動。 (4)增大Cl2的壓強，Cl2在水中的溶解度增大，溶液中c(Cl2)增大，平衡向正反應方向移動。 6．[2012·海南，15(1)(2)(4)]已知A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)反應的平衡常數(shù)和溫

39、度的關系如下： 溫度/℃ 700 900 830 1 000 1 200 平衡常數(shù) 1.7 1.1 1.0 0.6 0.4 回答下列問題： (1)該反應的平衡常數(shù)表達式K＝__________，ΔH______0(填“<”、“>”或“＝”)； (2)830 ℃時，向一個5 L的密閉容器中充入0.20 mol的A和0.80 mol的B，如反應初始6 s內(nèi)A的平均反應速率v(A)＝0.003 mol·L－1·s－1。則6 s時c(A)＝________ mol·L－1，C的物質(zhì)的量為________mol；若反應經(jīng)一段時間后，達到平衡時A的轉化率為________，

40、如果這時向該密閉容器中再充入1 mol氬氣，平衡時A的轉化率為__________； (4)1 200 ℃時反應C(g)＋D(g)A(g)＋B(g)的平衡常數(shù)的值為__________。 答案　(1)　< (2)0.022　0.09　80%　80% (4)2.5 解析　(1)根據(jù)反應A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)，可寫出平衡常數(shù)K＝，隨著溫度升高，K值減小，即升溫平衡逆向移動，正反應為放熱反應，ΔH<0。 (2)6 s內(nèi)消耗的A為0.003 mol·L－1·s－1×6 s×5 L＝0.09 mol，則此時A的物質(zhì)的量濃度為＝0.022 mol·L－1；生成C的物質(zhì)的量

41、與消耗A的物質(zhì)的量相等，均為0.09 mol。設平衡時參加反應的A為x mol，則平衡時A、B、C、D的物質(zhì)的量分別為(0.20－x)mol、(0.80－x)mol、x mol、x mol，根據(jù)平衡常數(shù)的表達式和此時K＝1.0求得x＝0.16，即平衡時A的轉化率為80%；向該平衡體系中充入氬氣等稀有氣體，對該平衡無影響，即平衡時A的轉化率依然為80%。 7．[2010·課標全國卷，26(4)]將0.23 mol SO2和0.11 mol氧氣放入容積為1 L的密閉容器中，發(fā)生反應2SO2＋O22SO3，在一定溫度下，反應達到平衡，得到0.12 mol SO3，則反應的平衡常數(shù)K＝_____

42、_________。若溫度不變，再加入0.50 mol氧氣后重新達到平衡，則SO2的平衡濃度__________(填“增大”“不變”或“減小”)，氧氣的轉化率________(填“升高”“不變”或“降低”)，SO3的體積分數(shù)________(填“增大”“不變”或“減小”)。 答案　23.8 L·mol－1　減小　降低　減小 解析　　　　　 2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0 初始濃度/mol·L－1 0.23 0.11 0 變化濃度/mol·L－1 0.12 0.06 0.12 平衡濃度/mol·L－1 0.11 0.05 0.12

43、 據(jù)此可計算出該溫度下的化學平衡常數(shù)： K＝≈23.8 L·mol－1；保持溫度不變，向容器中再加入一定量的氧氣后，氧氣的濃度增大，轉化率降低，化學平衡向正反應方向移動，故二氧化 硫的轉化率增大，其平衡濃度減小，所得混合氣體中三氧化硫的體積分數(shù)減小。因為三氧化硫增大的濃度最大值為0.11 mol·L－1，而氧氣增大的濃度遠大于該值，故三氧化硫的體積分數(shù)減小了。 8．[2010·山東理綜，28(2)節(jié)選]一定溫度下，向1 L密閉容器中加入1 mol HI(g)，發(fā)生反應2HIH2＋I2，H2物質(zhì)的量隨時間的變化如右圖所示。 該溫度下，H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)K

44、＝________。 相同溫度下，若開始加入HI(g)的物質(zhì)的量是原來的2倍，則 ________是原來的2倍。 a．平衡常數(shù) b．HI的平衡濃度 c．達到平衡的時間 d．平衡時H2的體積分數(shù) 答案　64　b 解析　　2HI(g)　　H2(g)　?。　2(g) 初始： 1 mol·L－1 0 0 平衡： 0.8 mol·L－1 0.1 mol·L－1 0.1 mol·L－1 該反應的平衡常數(shù) K1＝＝＝ 相同溫度下，H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常數(shù)K＝＝64。 9．[2011·浙江理綜，27(1)②③]某研究小組在實驗

45、室探究氨基甲酸銨(NH2COONH4)分解反應平衡常數(shù)的測定。 將一定量純凈的氨基甲酸銨固體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： 溫度/℃ 15.0 20.0 25.0 30.0 35.0 平衡總壓強/kPa 5.7 8.3 12.0 17.1 24.0 平衡氣體總濃度/mol·L－1 2.4×10－3 3.4×10－3 4.8×10－3 6.8×10－3 9.4×10－3 ②根據(jù)表中數(shù)據(jù)，列式計

46、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25.0 ℃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(zhì)量將________(填“增加”、“減少”或“不變”)。 答案?、贙＝c2(NH3)·c(CO2)＝2·＝×(4.8×10－3 mol·L－1)3≈1.6×10－8 (mol·L－1)3　③增加 解析?、诟鶕?jù)K＝c2(NH3)·c(CO2) ＝2· ≈1.6×10－8 (mol·L－1)3。 ③由NH2COONH4(s)2NH3(g)＋CO2(g)正反應氣體分子數(shù)增加，增大壓強平衡向逆反

47、應方向移動。 1．下列說法正確的是 (　　) A．凡是放熱反應都是自發(fā)的，因為吸熱反應都是非自發(fā)的 B．自發(fā)反應的熵一定增大，非自發(fā)反應的熵一定減小 C．常溫下，反應C(s)＋CO2(g)2CO(g)不能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0 D．反應2Mg(s)＋CO2(g)===C(s)＋2MgO(s)能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0 答案　C 解析　反應的自發(fā)性是由熵變和焓變共同決定的。若ΔH<0，ΔS>0，則一定自發(fā)，若ΔH>0，ΔS<0，則一定不能自發(fā)，若ΔH<0，ΔS<0或ΔH>0，ΔS>0，反應能否自發(fā)，和溫度有關，A、B錯誤；C項中反應的ΔS>

48、0，若ΔH<0，則一定自發(fā)，現(xiàn)常溫下不自發(fā)，說明ΔH>0，正確；D項中反應的ΔS<0，能自發(fā)，說明ΔH<0，錯誤。 2．反應Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，700 ℃時平衡常數(shù)為1.47,900 ℃時平衡常數(shù)為2.15。下列說法正確的是 (　　) A．升高溫度該反應的正反應速率增大，逆反應速率減小 B．該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝ C．該反應的正反應是吸熱反應 D．增大CO2濃度，平衡常數(shù)增大 答案　C 解析　A項，升溫，正、逆反應速率均增大，不正確；B項，該化學平衡常數(shù)表達式為；C項，升溫，平衡常數(shù)增大，表明平衡向正反應方向移動，即

49、正反應為吸熱反應，故正確；D項，增大反應物濃度，平衡常數(shù)不變，故不正確。 3．加熱N2O5，依次發(fā)生的分解反應為①N2O5(g)N2O3(g)＋O2(g)，②N2O3(g)N2O(g)＋O2(g)。在容積為2 L的密閉容器中充入8 mol N2O5，加熱到t ℃，達到平衡狀態(tài)后O2為9 mol，N2O3為3.4 mol，則t ℃時反應①的平衡常數(shù)為 (　　) A．10.7 B．8.5 C．9.6 D．10.2 答案　B 解析　　　　　　N2O5N2O3＋O2 起始/mol 8 0 0 平衡/mol 8－x x x

50、 　　 N2O3 N2O＋ O2 起始/mol x 0 0 平衡/mol x－y y y ，則 所以K(①)＝＝＝8.5，B正確。 4．在300 mL的密閉容器中，放入鎳粉并充入一定量的CO氣體，一定條件下發(fā)生反應：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，已知該反應的平衡常數(shù)與溫度的關系如下表： 溫度/℃ 25 80 230 平衡常數(shù) 5×104 2 1.9×10－5 下列說法不正確的是 (　　) A．上述生成Ni(CO)4的反應為放熱反應 B．25 ℃時反應Ni(CO)4(g

51、)Ni(s)＋4CO(g)的平衡常數(shù)為2×10－5 C．在80 ℃時，測得某時刻Ni(CO)4、CO的濃度均為0.5 mol·L－1，則此時v正>v逆 D．80 ℃達到平衡時，測得n(CO)＝0.3 mol，則Ni(CO)4的平衡濃度為2 mol·L－1 答案　C 解析　溫度升高，平衡常數(shù)減小，說明平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，A正確；Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)為題給反應的逆反應，兩個反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)關系，B正確；C項中該時刻Qc＝＝8>K，反應逆向進行，v逆> v正，C錯誤；D項中CO的平衡濃度為1 mol·L－1，由K＝2可計算出Ni(C

52、O)4的平衡濃度為2 mol·L－1。 5．已知可逆反應X(g)＋2Y(g)Z(g)　ΔH<0，一定溫度下， 在體積為2 L的密閉容器中加入4 mol Y和一定量的X后， X的濃度隨時間的變化情況如圖所示，則下列說法正確的 是 (　　) A．a(chǎn)點正反應速率大于逆反應速率 B．增大X的濃度，X的轉化率增大 C．容器中壓強恒定時，不能說明反應已達平衡狀態(tài) D．保持溫度和密閉容器的容積不變，再充入1 mol X和2 mol Y，再次達到平衡時n(Z)/n(X)的值會變小 答案　A 解析　由圖像可知，a點尚未達到平衡狀態(tài)，此時正反應速率大于逆反應速率，A

53、項正確；增大X的濃度，平衡正向移動，但根據(jù)平衡移動原理可知X的轉化率減小，B項錯誤；該反應為反應前后氣體分子數(shù)不相等的反應，由壓強不變可判斷反應已達到平衡，C項錯誤；由題意，起始加入4 mol Y，由圖像可知起始時加入2 mol X，達到平衡后，再充入1 mol X和2 mol Y所達到的平衡相當于在原平衡的基礎上增大壓強，平衡正向移動，所以n(Z)/n(X)的值會變大，D項錯誤。 6．一定溫度下，在容積為2 L的密閉容器中發(fā)生反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，部分數(shù)據(jù)見下表(表中t2>t1)。 反應時間/min n(CO) /mol n(H2O) /mol

54、n(CO2) /mol n(H2) /mol 0 1.20 0.60 0 0 t1 0.80 t2 0.20 下列說法正確的是 (　　) A．反應在t1 min內(nèi)的反應速率為v(H2)＝ mol·L－1·min－1 B．平衡時CO的轉化率為66.67% C．該溫度下反應的平衡常數(shù)為1 D．其他條件不變，若起始時n(CO)＝0.60 mol，n(H2O)＝1.20 mol，則平衡時n(CO2)＝0.20 mol 答案　C 解析　根據(jù)化學方程式可知在t1 min內(nèi)生成0.40 mol H2，因此在t1 min內(nèi)的反應

55、速率為v(H2)＝＝ mol·L－1·min－1，故A錯誤；根據(jù)化學方程式可知t1、t2時刻均有n(CO)＝0.80 mol，n(H2O)＝0.20 mol，n(CO2)＝n(H2)＝0.40 mol，故表格中t1、t2時的數(shù)據(jù)均為平衡時的物質(zhì)的量。據(jù)此可求出CO的平衡轉化率為0.40 mol/1.2 mol×100%＝33.33%，故B錯誤；由于該反應是一個氣體體積不變的反應，將平衡時的物質(zhì)的量代入平衡常數(shù)表達式，可計算出反應的平衡常數(shù)為1，C正確；根據(jù)平衡常數(shù)值可計算出D選項中平衡時n(CO2)＝0.40 mol，故D錯誤。 7．用CO合成甲醇(CH3OH)的化學方程式為CO(g)＋2H

56、2(g)CH3OH(g)　ΔH<0，按 照相同的物質(zhì)的量投料，測得CO在不同溫度下的平 衡轉化率與壓強的關系如右圖所示。下列說法正確的 是 (　　) A．溫度：T1>T2>T3 B．正反應速率：v(a)>v(c)　v(b)>v(d) C．平衡常數(shù)：K(a)>K(c)　K(b)＝K(d) D．平均摩爾質(zhì)量：M(a)M(d) 答案　C 解析　A項，因為ΔH<0，溫度越高，CO的轉化率越小，所以T3>T2>T1，錯誤；B項，由于T3>T1，所以v(c)>v(a)，由于p(b)>p(d)，所以v(b)>v(d)，錯誤；C項，平衡常數(shù)只受溫

57、度影響，由于ΔH<0，溫度越高，平衡常數(shù)越小，正確；D項，升溫，平衡左移，M減小，M(a)>M(c)，加壓，平衡右移，M增大，M(b)>M(d)，錯誤。 8．已知：3A(g)＋B(g)2C(g)，在不同溫度和壓強時A的轉化率如表所示。由此可知，下列圖像正確的是 (　　) p1(MPa) p2(MPa) 200 ℃ 89.7 76.3 600 ℃ 83.8 71.6 答案　A 解析　由題表分析知，該反應的正反應為放熱反應，且p1>p2。選項A，減小壓強，平衡逆向移動，v逆>v正，A正確；其他條件不變時，溫度高則反應先達到平衡，B錯誤；溫度不

58、變時，增大壓強平衡正向移動，C的百分含量增大，故C錯誤；其他條件不變時升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，D錯誤。 9．二氧化碳捕集、存儲和轉化是當今化學研究的熱點問題之一。 (1)用釕的配合物作催化劑，一定條件下可直接光催化分解CO2，發(fā)生反應：2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)，該反應的ΔH______0，ΔS______0(選填“>”、“<”或“＝”)，在低溫下，該反應________(填“能”或“不能”)自發(fā)進行。 (2)CO2轉化途徑之一是利用太陽能或生物質(zhì)能分解水制H2，然后將H2與CO2轉化為甲醇或其他化學品。你認為該方法需要解決的技術問題有________。

59、 a．開發(fā)高效光催化劑 b．將光催化制取的氫氣從反應體系中有效分離，并與CO2發(fā)生催化轉化 c．二氧化碳及水資源的供應 答案　(1)>　>　不能　(2)ab 解析　該反應是分解反應，且CO燃燒時放熱，所以該反應為吸熱反應，即ΔH>0，因氣體的物質(zhì)的量增多，所以ΔS>0。ΔH－TΔS<0時，反應可自發(fā)進行，所以在低溫下，該反應不能自發(fā)進行。 10．活性炭可用于處理大氣污染物NO。在1 L密閉容器中加入NO和活性炭(無雜質(zhì))，生成氣體E和F。當溫度分別在T1 ℃和T2 ℃時，測得平衡時各物質(zhì)的物質(zhì)的量如下表： 物質(zhì) n/mol T/℃ 活性炭 NO E F

60、初始 2.030 0.100 0 0 T1 2.000 0.040 0.030 0.030 T2 2.005 0.050 0.025 0.025 (1)請結合上表數(shù)據(jù)，寫出NO與活性炭反應的化學方程式：__________________。 (2)上述反應在T1 ℃時的平衡常數(shù)為K1，在T2 ℃時的平衡常數(shù)為K2。 ①計算K1＝__________________。 ②根據(jù)上述信息判斷，T1和T2的關系是__________。 a．T1>T2 b．T1

61、__(填序號)。 a．增大c(NO) b．增大壓強 c．升高溫度 d．移去部分F 答案　(1)C＋2NON2＋CO2 (2)①9/16?、赾　(3)ab 解析　(1)由T1 ℃、T2 ℃時，活性炭、NO物質(zhì)的量變化與E、F物質(zhì)的量變化關系可知化學計量數(shù)之比為1∶2∶1∶1，由此寫出化學方程式。 (2)①T1 ℃時，NO的平衡濃度為0.04 mol·L－1，而CO2、N2的平衡濃度均為0.03 mol·L－1，則K1＝＝9/16(注意活性炭為固體)。②由于無法判斷反應的熱效應，故無法判斷T1和T2的關系。 (3)該反應為氣體分子數(shù)不變的反應，因此選擇ab。 11．在恒

62、溫恒容條件下，將一定量NO2和N2O4的混合氣體通入容積為2 L的密閉容器中發(fā)生反應：N2O4(g)2NO2(g)　ΔH>0，反應過程中各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度(c)隨時間(t)的變化曲線如圖所示。 (1)該溫度下，該反應的平衡常數(shù)為______________，若溫度升高，K值將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (2)a、b、c、d四個點中，表示化學反應處于平衡狀態(tài)的是________點。從起點開始首次達到平衡時，以NO2表示的反應速率為____________。 (3)25 min時，加入了__________(填加入物質(zhì)的化學式及加入的物質(zhì)的量)，使平衡發(fā)生

63、了移動。 (4)d點對應NO2的物質(zhì)的量濃度________(填“大于”、“小于”或“等于”)0.8 mol·L－1，理由是____________________________________________________。 答案　(1)0.9　增大　(2)bd　0.04 mol·L－1·min－1　(3)0.8 mol NO2 (4)小于　假設平衡時二氧化氮的濃度為0.8 mol·L－1，則此時Qc＝1.28>K＝0.9，平衡要逆向移動，使二氧化氮的濃度降低，所以平衡時二氧化氮的濃度小于0.8 mol·L－1 解析　(1)由題圖可知，平衡時c(NO2)＝0.6 mol·L－

64、1，c(N2O4)＝0.4 mol·L－1，故該溫度下該反應的平衡常數(shù)K＝0.62/0.4＝0.9；升溫，反應正向進行(正反應為吸熱反應)，平衡常數(shù)增大。 (2)由題圖知，a、b、c、d四點中只有b、d點處于平衡狀態(tài)；v(NO2)＝(0.6 mol·L－1－0.2 mol·L－1)/10 min＝0.04 mol·L－1·min－1。 (3)利用25 min后的物質(zhì)的濃度變化可知在25 min時加入了NO2，其加入的物質(zhì)的量＝(1.0 mol·L－1－0.6 mol·L－1)×2 L＝0.8 mol。 (4)假設平衡時二氧化氮的濃度為0.8 mol·L－1，則此時Qc＝1.28>K＝

65、0.9，平衡要逆向移動，使二氧化氮的濃度降低，所以平衡時二氧化氮的濃度小于0.8 mol·L－1。 12．在0.5 L的密閉容器中，一定量的氮氣與氫氣進行如下反應：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝a kJ·mol－1，其化學平衡常數(shù)K與溫度的關系如下。 溫度/℃ 200 300 400 K 1.0 0.86 0.5 請回答下列問題。 (1)寫出該反應的化學平衡常數(shù)表達式：_______________________________， a________(填“大于”、“小于”或“等于”)0。 (2)400 ℃時，2NH3(g)N2(g)＋3H2(

66、g)的化學平衡常數(shù)為__________，測得氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量分別為3 mol、2 mol、1 mol時，該反應的v正(N2)________(填“大于”、“小于”或“等于”)v逆(N2)。 答案　(1)K＝　小于 (2)2　大于 解析　(1)根據(jù)平衡常數(shù)的定義可寫出該反應的平衡常數(shù)表達式為K＝。由表中數(shù)據(jù)可知，溫度升高，平衡常數(shù)減小，即平衡逆向移動，故正反應為放熱反應，所以a<0。 (2)N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)與2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，故400 ℃時2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的化學平衡常數(shù)K＝1/0.5＝2。當氨氣、氮氣、氫氣的物質(zhì)的量分別為3 mol、2 mol、1 mol時，三者的濃度分別為6 mol·L－1、4 mol·L－1、2 mol·L－1，此時的濃度商Qc＝＝ v逆(N2)。 13．甲醇(CH3OH)是一種重要的化工原料，合成甲醇的主 要反應為CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，反應過程中 的能量變化如圖所示。 (1)