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(diào)控在生產(chǎn)、生活和科學研究領域中的重要作用?？键c二化學平衡化學平衡常數(shù)及轉化率內(nèi)容索引NEIRONGSUOYIN考點一化學反應速率及其影響因素化學反應速率及其影響因素HUAXUEFANYINGSULVJIQIYINGXIANGYINSU01(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核心回扣1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(zhì)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)，(二)正確理解化學反應速率的影響因素1.內(nèi)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(nèi)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(nèi)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(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＋O22CuO，活化能為E1；第二步反應為CH3CH2OH＋CuOCH3CHO＋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(zhì)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

真題研究212A.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√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。122.(2017·浙江4月選考，21)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(mol·L－1)隨時間(min)變化的有關實驗數(shù)據(jù)見下表。12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(nèi)，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√12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；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＋)0.200.090.050.030.0101.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

題組集訓3123A.反應開始2min內(nèi)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(nèi)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√碳酸鈣與鹽酸的反應是放熱反應，在反應4min后由于物質(zhì)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(nèi)反應產(chǎn)生二氧化碳物質(zhì)的量最小，故該時間段內(nèi)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(nèi)，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(nèi)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。解析根據(jù)圖示可知在前2min內(nèi)反應產(chǎn)生CO2的物質(zhì)的量是0.1mol，在2～4min內(nèi)反應產(chǎn)生0.2molCO2，在4～6min內(nèi)反應產(chǎn)生的CO2小于0.1mol，所以在第2～4min內(nèi)反應速率最快，A錯誤；1232.二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－1123√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；1233.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：123實驗編號溫度℃pH①251②451③257④251下列說法正確的是

A.實驗①在15min內(nèi)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123實驗編號溫度℃pH①251②451③257④251√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(nèi)，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。123返回02化學平衡化學平衡常數(shù)及轉化率HUAXUEPINGHENGHUAXUEPINGHENGCHANGSHUJIZHUANHUANLV核心回扣11.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(zhì)表示的消耗速率等于生成速率。②用不同物質(zhì)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(zhì)的生成量等于消耗量，所以混合體系中各組分的物質(zhì)的量、質(zhì)量、物質(zhì)的量濃度、各組分的百分含量(體積分數(shù)、質(zhì)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(zhì)量考慮若各物質(zhì)均為氣體當Δn(g)≠0，平均相對分子質(zhì)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Δn(g)＝0，平均相對分子質(zhì)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(zhì)參與反應，無論Δn(g)是否等于0，當平均相對分子質(zhì)量為定值時，即可判斷化學反應達到平衡狀態(tài)。若各物質(zhì)均為氣體恒容：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Δn(g)＝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Δn(g)≠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(zhì)參與反應恒容：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：Δn(g)＝0，ρ為定值時，可作為判斷化學反應達到平衡狀態(tài)的標志恒溫恒容時Δn(g)＝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Δn(g)≠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③從體系總壓強考慮④從體系內(nèi)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。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。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)率及分壓的計算分壓＝總壓×物質(zhì)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)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真題研究2123√√解析A項，實線表示不同溫度下相同時間內(nèi)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；123B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＋O2

2NO2起始/mol·L－1

a5.0×10－40轉化/mol·L－10.5a0.25a0.5a平衡/mol·L－10.5a5.0×10－4－0.25a0.5a123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(zhì)的平衡轉化率αα1(SO2)α2(SO3)α3(SO2)平衡常數(shù)KK1K2K3下列說法正確的是

A.v1＜v2，c2＜2c1 B.K1＞K3，p2＞2p3C.v1＜v3，α1(SO2)＞α3(SO2) D.c2＞2c3，α2(SO3)＋α3(SO2)＜1√√123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(zhì)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)。123D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。1233.(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

123容器編號物質(zhì)的起始濃度(mol·L－1)物質(zhì)的平衡濃度(mol·L－1)c(NO2)c(NO)c(O2)c(O2)Ⅰ0.6000.2Ⅱ0.30.50.2

Ⅲ00.50.35

A.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

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√√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(zhì)的量：n(氣體)＝(0.2mol·L－1＋0.4mol·L－1＋0.2mol·L－1)×1L＝0.8mol。反應正向進行建立平衡，由于反應正向進行，氣體的物質(zhì)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；123123123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)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)。題組集訓312345②④⑤6789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(zhì)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)。1234567892.一定溫度下，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(zhì)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)，所以該反應仍處于平衡狀態(tài)。123456789123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______。45解析保持容器容積不變，通入一定量NO2，等效為增大壓強，平衡正向移動，NO2的百分含量減小；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。減小減小6789123(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______。45解析保持壓強不變，通入一定量NO2或N2O4，不影響平衡，所以NO2的百分含量不變。不變不變6789123(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______。45解析保持容器容積不變，通入一定量氖氣，此過程中各物質(zhì)的物質(zhì)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。不變減小6789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(zhì)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)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＜197kJ1234√56789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。1234567895.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.a2＞a1＞197kJ D.2a2＜a1＜197kJ123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?！?56789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

12345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＋b＞92.4 C.2p2＜p3 D.α1＋α3＜1√6789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(zhì)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；123456789B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。1234567897.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：12345容器甲乙丙反應物的投入量3molA、2molB6molA、4molB2molC達到平衡的時間/min5

8A的濃度/mol·L－1c1c2

C的體積分數(shù)%w1

w3混合氣體的密度/g·L－1ρ1ρ2

下列說法正確的是

A.若x＜4，則2c1＜c2 B.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√6789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。123456789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(zhì)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(diào)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：12345容器起始物質(zhì)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%Ⅱ10.5100

Ⅲ1絕熱恒容10.500－6789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.容器Ⅱ中反應達到平衡時，再投入0.5molCH4、0.25molCO，反應達到新平衡前，

v正>v逆容器起始物質(zhì)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%Ⅱ10.5100

Ⅲ1絕熱恒容10.500－√√123456789CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)起始量/mol·L－11

0.5

0

0轉化量/mol·L－10.250.250.50.5平衡量/mol·L－10