專題六 化學反應速率與平衡

16/16專題六化學反應速率與平衡[循圖憶知—擴成面][易錯判斷—查漏點]1．關于反應Cl2(g)＋H2O(l)HClO(aq)＋H＋(aq)＋Cl－(aq)，達到平衡后，取氯水稀釋，eq\f(cCl－,cHClO)增大(√)2．AB型強電解質在水中的溶解(可視作特殊的化學反應)表示為AB(s)=An＋(aq)＋Bn－(aq)，其焓變和熵變分別為ΔH和ΔS。ΔH和ΔS均可能大于零或小于零(√)3．反應：2N2O54NO2＋O2。達到平衡時，v正(N2O5)＝2v逆(NO2)(×)4．二氧化碳催化加氫制甲醇的反應為3H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CH3OH(g)。使用高效催化劑，可降低反應的活化能，增大活化分子百分數(√)5．恒溫恒容下，反應X(g)＋Y(g)2Z(g)＋N(s)，當混合氣體的密度不再發(fā)生變化時，能表明該反應達到平衡狀態(tài)(√)6．0.1mol·L－1的銀氨溶液中存在如下平衡：Ag(NH3)eq\o\al(＋,2)＋2H2OAg＋＋2NH3·H2O。溫度升高有利于該反應平衡正向移動，是由于促進了NH3·H2O電離降低了溶液中NH3·H2O濃度(×)微專題(一)化學反應速率與限度提能點(一)化學反應速率及影響因素1．化學反應速率的計算方法公式法v(B)＝eq\f(ΔcB,Δt)＝eq\f(\f(ΔnB,V),Δt)[注意]①濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質，不適用于固體和純液體。②化學反應速率是某段時間內的平均反應速率，而不是瞬時速率，且計算時取正值比值法同一化學反應，各物質的反應速率之比等于方程式中的化學計量數之比。對于反應：mA(g)＋nB(g)=pC(g)＋qD(g)來說，則有eq\f(vA,m)＝eq\f(vB,n)＝eq\f(vC,p)＝eq\f(vD,q)2．化學反應速率的影響因素內因反應物結構、性質(活化分子)外因濃度：c增大、v增大壓強：p增大、v增大溫度：T升高、v增大催化劑：使用催化劑一般加快反應速率微觀解釋有效碰撞理論：3.“控制變量法”分析化學反應速率的影響因素[集訓沖關]題點(一)有效碰撞理論1．在化學反應中，能引發(fā)化學反應的分子之間的碰撞稱之為有效碰撞，能夠發(fā)生有效碰撞的分子稱之為活化分子，使普通分子變成活化分子所需提供的最低能量叫活化能，其單位用kJ·mol－1表示。下列說法不正確的是()A．圖甲中表示對于同一反應虛線Ⅱ與實線Ⅰ相比改變的條件是催化劑B．由圖乙可得該反應的有效碰撞幾率很大C．一定條件下的可逆反應中，正反應的活化能和逆反應的活化能不可能相等D．升高反應溫度，單位體積內活化分子數增多，有效碰撞幾率增加解析：選B由于活化能減小，根據過渡態(tài)理論得出改變的因素是催化劑，A正確；圖乙只是碰撞的一小部分，并不能得出有效碰撞的幾率，B錯誤；可逆反應在一般情況下都有熱效應變化，正反應的活化能和逆反應的活化能不可能相等，C正確；升高溫度可以將非活化分子變成活化分子，單位體積內活化分子數目變多，有效碰撞幾率增加，D正確。2．(2023·浙江校聯考模擬預測)某反應分兩步進行，其能量變化如圖所示。下列說法正確的是()A．反應①的活化能E1＝－177kJ·mol－1B．該反應過程中，反應速率由反應②決定C．總反應的熱化學方程式為C2H6(g)＋CO2(g)C2H4(g)＋CO(g)＋H2O(g)ΔH＝＋346kJ·mol－1D．增大C2H6(g)的濃度，可以增大活化分子百分數，提高化學反應速率解析：選B由圖可知，活化能E1＝－300kJ·mol－1－(－477kJ·mol－1)＝＋177kJ·mol－1，A錯誤；慢反應控制總反應速率，反應②的活化能E2＝＋210kJ·mol－1>E1，故總反應速率由反應②決定，B正確；總反應的ΔH＝－300kJ·mol－1－(－477kJ·mol－1)＝＋177kJ·mol－1，熱化學方程式為C2H6(g)＋CO2(g)C2H4(g)＋CO(g)＋H2O(g)ΔH＝＋177kJ·mol－1，C錯誤；增大反應物濃度，可增大活化分子的數目，但活化能不變，活化分子百分數不變，增大濃度可加快反應速率，D錯誤。3．(2023·浙江6月選考)一定條件下，1-苯基丙炔(Ph—C≡C—CH3)可與HCl發(fā)生催化加成，反應如下：反應過程中該炔烴及反應產物的占比隨時間的變化如圖(已知：反應Ⅰ、Ⅲ為放熱反應)，下列說法不正確的是()A．反應焓變：反應Ⅰ>反應ⅡB．反應活化能：反應Ⅰ<反應ⅡC．增加HCl濃度可增加平衡時產物Ⅱ和產物Ⅰ的比例D．選擇相對較短的反應時間，及時分離可獲得高產率的產物Ⅰ解析：選C反應Ⅰ、Ⅲ為放熱反應，相同物質的量的反應物，反應Ⅰ放出的熱量小于反應Ⅱ放出的熱量，反應放出的熱量越多，其焓變越小，因此反應焓變：反應Ⅰ>反應Ⅱ，故A正確；短時間內反應Ⅰ得到的產物比反應Ⅱ得到的產物多，說明反應Ⅰ的速率比反應Ⅱ的速率快，速率越快，其活化能越小，則反應活化能：反應Ⅰ<反應Ⅱ，故B正確；增加HCl濃度，平衡正向移動，但平衡時產物Ⅱ和產物Ⅰ的比例可能降低，故C錯誤；根據圖中信息，選擇相對較短的反應時間，及時分離可獲得高產率的產物Ⅰ，故D正確。[易錯點撥]有關活化能的注意事項①為了把“有效碰撞”概念具體化，人們把能夠發(fā)生有效碰撞的分子叫作活化分子，同時把活化分子所多出來的那部分能量叫作活化能，因此活化能是活化分子平均能量與反應物分子平均能量的差值。②活化能相當于化學反應的“門檻”，對于同一化學反應，其活化能越低，反應速率越大。催化劑就是通過參與反應，改變反應歷程，降低反應的活化能來提高化學反應速率的。③單位體積內活化分子數(濃度)增加，化學反應速率一定增大。題點(二)反應速率的計算及其影響因素4．已知2N2O(g)=2N2(g)＋O2(g)的速率方程為v＝k·cn(N2O)(k為速率常數，只與溫度、催化劑有關)。實驗測得，N2O在催化劑X表面反應的變化數據如下：t/min010203040506070c(N2O)/(mol·L－1)0.1000.080c10.0400.020c2c30下列說法正確的是()A．t＝10min時，v(N2O)＝2.0×10－3mol·L－1·min－1B．速率方程中n＝1，表格中c1>c2＝c3C．相同條件下，增加N2O的濃度或催化劑X的表面積，都能加快反應速率D．保持其他條件不變，若起始濃度為0.200mol·L－1，當c(N2O)減至一半時共耗時70min解析：選At＝10min時，v(N2O)＝eq\f(0.100mol·L－1－0.080mol·L－1,10min)＝2.0×10－3mol·L－1·min－1，選項A正確；根據表中數據分析，該反應的速率始終不變，N2O的消耗是勻速的，說明反應速率與c(N2O)無關，所以速率方程中n＝0，選項B錯誤；速率方程中n＝0，相同條件下增加N2O的濃度不能加快反應速率，選項C錯誤；保持其他條件不變，該反應的反應速率不變，即為2.0×10－3mol·L－1·min－1，若起始濃度0.200mol·L－1，當c(N2O)減至一半時所耗時間為eq\f(0.100mol·L－1,2.0×10－3mol·L－1·min－1)＝50min，選項D錯誤。5．(2023·丹東一模)恒溫恒容條件下，向密閉容器中加入一定量X，反應X=2Z經歷兩步：①X→Y；②Y→2Z。如圖為該體系中X、Y、Z濃度隨時間變化的曲線。下列說法正確的是()A．a為c(Y)隨t的變化曲線B．t1時，Y的消耗速率大于生成速率C．隨著c(X)的減小，反應①、②速率均降低D．體系中v(X)＝v(Y)＋2v(Z)解析：選B反應X=2Z經歷兩步：①X→Y；②Y→2Z，可知c(Y)先增大，后減小，A錯誤；t1時Y的濃度在下降，消耗速率大于生成速率，B正確；由圖中的信息可知，隨c(X)的減小，c(Y)先增大后減小，c(Z)增大，因此，反應①的速率隨c(X)的減小而減小，而反應②的速率先增大后減小，C錯誤；根據體系中發(fā)生的反應可知，在Y的濃度達到最大值之前，X減少，Y和Z增加，因此，v(X)＝v(Y)＋eq\f(1,2)v(Z)，但是，在Y的濃度達到最大值之后，Z增加，Y和X都減少，故2v(X)＋2v(Y)＝v(Z)，D錯誤。6.向1L恒容密閉容器中加入1molX和2molY，發(fā)生反應：X(g)＋2Y(g)2Z(g)，X的轉化率α隨溫度t的變化如圖所示(圖中不同溫度下的轉化率是第5min數據)。下列說法正確的()A．300℃時，0～5min內平均反應速率v(Z)＝0.3mol·L－1·min－1B．b、c點對應的v逆(Y)大小關系：b>cC．c點時，反應消耗pmolX(p<1)，同時消耗2pmolZD．若將氣體體積縮小為0.5L，則c點溫度下的α(X)減小解析：選Ca點時，X的轉化率為30%，此時生成的Z為0.6mol，Z的平均反應速率為0.12mol·L－1·min－1，A錯誤；其它條件相同時溫度越高反應速率越快，但5min時b點的轉化率卻大于c點，說明b點未達平衡，c點達平衡，Y的濃度：b＜c，溫度：b＜c，v正：b點v正>v逆，c點v正＝v逆，則v逆b＜c，(Y)大小關系，B錯誤；c點達平衡，反應消耗pmolX，同時消耗2pmolZ，C正確；c點溫度下，壓縮體積，即增大壓強，平衡正向移動，α(X)增大，D錯誤。提能點(二)化學反應進行的方向和限度(一)化學反應的方向1．判據2．焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響ΔHΔSΔH－TΔS反應情況－＋永遠是負值在任何溫度下均自發(fā)進行＋－永遠是正值在任何溫度下均非自發(fā)進行＋＋低溫時為正值，高溫時為負值低溫時非自發(fā)，高溫時自發(fā)－－低溫時為負值，高溫時為正值低溫時自發(fā)，高溫時非自發(fā)(二)化學平衡狀態(tài)(限度)的判斷依據直接判斷依據①v正＝v逆。②各組分的物質的量或質量不變。③各組分的含量(w、φ)不變間接判斷依據①對于有有色氣體存在的反應體系，如2NO2(g，紅棕色)N2O4(g，無色)等，若體系的顏色不再發(fā)生改變，則說明反應已達平衡狀態(tài)。②對于有氣體存在且反應前后氣體的物質的量發(fā)生改變的反應，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，若反應體系的壓強不再發(fā)生變化或平均相對分子質量不再發(fā)生變化(其他條件一定)，則說明反應已達平衡狀態(tài)。③對于在絕熱恒容的容器中發(fā)生的反應，在平衡建立的過程中體系的溫度一直發(fā)生變化，若體系的溫度不再發(fā)生變化，則說明反應已達平衡狀態(tài)[注意]不能作為判斷平衡標志的“四種”情況(1)反應組分的化學反應速率之比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比。(2)恒溫恒容下的體積不變的反應，體系的壓強或總物質的量不再隨時間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。(3)全是氣體參加、體積不變的反應，體系的平均相對分子質量不再隨時間而變化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。(4)全是氣體參加的反應，恒容條件下體系的密度保持不變。[集訓沖關]1．下列說法正確的是()A．反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的ΔH<0，ΔS>0B．反應2CO(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2CO2(g)在常溫下能自發(fā)進行，則反應的ΔH＞0，ΔS＜0C．反應TiO2(s)＋2Cl2(g)=TiCl4(g)＋O2(g)ΔH>0能自發(fā)進行，其原因是ΔS>0D．反應4Fe(s)＋3O2(g)=2Fe2O3(s)常溫下可自發(fā)進行，該反應為吸熱反應解析：選C該反應的正反應為氣體分子數減少的反應，ΔS<0，A項錯誤；從反應方程式中氣體物質化學計量數來看，物質的量在減小，即熵減小，但反應能自發(fā)進行，則該反應是放熱反應，ΔH<0，B項錯誤；一個吸熱反應如果能自發(fā)進行，則該反應一定是熵增大反應，C項正確；該反應的氣體分子數減少，即熵減小，但反應常溫下能自發(fā)進行，說明反應一定為放熱反應，D項錯誤。2．下列說法正確的是()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的轉化率為10%時，吸收的熱量為Q2，Q2不等于Q1解析：選BA項，該可逆反應的反應前后氣體的化學計量數不發(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，碳的質量不斷改變，達到平衡時，質量不變，因而碳的質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，合成氨氣時實際參與反應的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。3．在恒容絕熱的容器中投入1molA和1molB進行反應：2A(g)＋B(g)3C(g)＋D(s)ΔH＝－akJ·mol－1(a>0)，下列說法不正確的是()A．容器中壓強不變，表明反應達到平衡狀態(tài)B．B的體積分數不變，能表明反應達到平衡狀態(tài)C．增加A的濃度，平衡時B的體積分數減少D．反應達到平衡狀態(tài)后增加D的量，容器內的溫度會降低解析：選D該反應中D是固體，反應前后氣體分子數不變，混合氣體總物質的量始終不變，反應正向進行，在恒容絕熱容器中放出熱量，溫度升高，建立平衡的過程中壓強增大，容器中壓強不變，表明反應達到平衡狀態(tài)，故A正確；B的體積分數不變，說明正逆反應速率相等，能表明反應達到平衡狀態(tài)，故B正確；增加A的濃度，平衡正向移動，平衡時B的體積分數減少，故C正確；由于D是固體，反應達到平衡狀態(tài)后增加D的量，平衡不移動，對容器內的溫度無影響，故D錯誤。4．一定溫度下，在恒容密閉容器中發(fā)生反應：Si(s)＋3HCl(g)SiHCl3(g)＋H2(g)。不能表明該反應達到平衡狀態(tài)的是()A．生成1molH2的同時生成3molHClB．混合氣體的平均相對分子質量不變C．HCl、SiHCl3、H2三者速率的比值3∶1∶1D．混合氣體的密度不變解析：選CA項，生成1molH2的同時生成3molHCl，表示正逆反應速率相等，說明反應達到平衡狀態(tài)；B項，該反應為氣體物質的量減少的反應，混合氣體的質量變大，則混合氣體的平均相對分子質量增大，當混合氣體的平均相對分子質量不變時，表明該反應達到平衡狀態(tài)；C項，反應過程中，HCl、SiHCl3、H2三者的速率之比始終等于化學計量數之比，為定值，不能說明反應達到平衡狀態(tài)；D項，體積不變，混合氣體的密度不變，說明混合氣體的質量不變，說明反應達到平衡狀態(tài)。eq\a\vs4\al([專題驗收評價])1．下列說法正確的是()A．常溫下，1molSO2的熵小于1molSO3B．自發(fā)反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH＞0，則ΔS＞0C．可以把CO分解：2CO(g)=2C(s)＋O2(g)，收集碳，實現變廢為寶D．NaNO2溶于水，ΔH＜0，ΔS＜0解析：選B常溫下，SO2為氣體，SO3為非氣體，氣體的混亂度大于非氣體，則1molSO2的熵大于1molSO3，故A錯誤；已知該反應為自發(fā)反應，則ΔH－TΔS＜0，若ΔH＞0，則一定有ΔS＞0，故B正確；該反應為氣體分子數減小的吸熱反應，ΔH＞0，ΔS＜0，在任何溫度下ΔH－TΔS＞0，即在任何溫度下都不能自發(fā)進行，故C錯誤；NaNO2溶于水為吸熱過程，混亂度增大，故ΔH＞0，ΔS＞0，故D錯誤。2．下列說法中正確的是()A．增大反應物濃度，能增大活化分子百分數，所以反應速率增大B．使用合適的催化劑，能增大活化分子百分數，所以反應速率增大C．對于任何反應，增大壓強都可加快反應速率D．升高溫度，只能增大吸熱反應的反應速率解析：選B增大濃度和增大有氣體參加的反應的壓強(縮小體積)，不能增大活化分子百分數，只能增大單位體積內活化分子數，A錯誤；升溫和使用催化劑能增大活化分子百分數，增大反應速率，B正確；增大壓強只能增大有氣體參加的反應的反應速率，C錯誤；升高溫度，放熱反應的反應速率也會加快，D錯誤。3．下列敘述正確的是()A．Na與無水乙醇反應時，增大無水乙醇的用量可明顯增大化學反應速率B．原電池中發(fā)生的反應達到平衡時，該電池仍有電流產生C．催化劑能改變化學反應速率，是因為它能改變反應歷程和反應的活化能D．Na與H2O的反應是熵減的放熱反應，該反應能自發(fā)進行解析：選C乙醇為純液體，反應中濃度不變，增大無水乙醇的用量，反應速率不變，A錯誤；原電池中發(fā)生的反應達到平衡時，不再有電子轉移，沒有電流產生，B錯誤；催化劑能降低反應所需活化能，增大單位體積內活化分子的百分數，增大反應速率，C正確；鈉與水的反應是固體與液體反應生成氣體的熵增反應，D錯誤。4.某溫度下，在容積一定的密閉容器中進行如下反應：2X(g)＋Y(g)Z(g)＋W(s)ΔH>0。下列敘述正確的是()A．向容器中充入氬氣，反應速率不變B．加入少量W，逆反應速率增大C．升高溫度，正反應速率增大，逆反應速率減小D．將容器的容積壓縮，可增大單位體積內活化分子的百分數，有效碰撞次數增大解析：選A向恒溫恒容容器中充入氬氣，各反應組分的濃度不變，反應速率不變，A正確；W為固態(tài)，加入少量W，反應速率不變，B錯誤；升高溫度，正、逆反應速率均增大，C錯誤；將容器的容積壓縮，可增大單位體積內活化分子數和有效碰撞次數，但活化分子百分數不變，D錯誤。5.T0溫度下，向2L真空密閉容器中加入N2O3固體，發(fā)生反應：N2O3(s)NO2(g)＋X(g)(未配平)，反應過程如圖，下列說法正確的是()A．X可能為N2B．0～2min用N2O3表示的反應速率為1mol·min－1C．第2min時逆反應速率大于第4min時逆反應速率D．第4min時，保持溫度和容積不變，向容器中再加入N2O3，混合氣體顏色加深解析：選B由圖像可知，2min時N2O3物質的量變化為2mol、NO2的物質的量變化為2mol，N2O3、NO2系數比為1∶1，根據元素守恒，X為NO，故A錯誤；0～2min內N2O3物質的量變化為2mol，所以0～2min用N2O3表示的反應速率為1mol·min－1，故B正確；第2min時NO2的濃度小于第4min時NO2的濃度，所以第2min時逆反應速率小于第4min時逆反應速率，故C錯誤；N2O3是固體，第4min時，保持溫度和容積不變，向容器中再加入N2O3，平衡不移動，混合氣體顏色不變，故D錯誤。6．體積恒定的2L密閉容器中加入CO(g)和H2O(g)各1mol，發(fā)生反應：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)ΔH＜0，反應分別在不同的溫度和催化劑下進行，保持其他初始實驗條件不變，經10min測得CO氣體轉化率如圖所示，T2溫度下兩曲線相交，下列說法正確的是()A．相同條件下，催化劑2比催化劑1的效率高B．在a點時，反應一定未達到平衡C．c點時，兩種催化劑下反應速率相同，用水蒸氣表示速率為v(H2O)＝0.02mol·L－1·min－1D．增大壓強對該反應的速率無影響解析：選B由圖可知，溫度小于T2時，催化劑1效率高，溫度大于T2時，催化劑2效率高，所以溫度不同，催化劑的效率不同，故A錯誤；因催化劑不影響平衡移動，b點CO的轉化率較大，則a點時，反應一定未達到平衡，故B正確；c點時用水蒸氣表示速率為v(H2O)＝eq\f(1mol×20%,2L×10min)＝0.01mol·L－1·min－1，故C錯誤；增大壓強，可增大反應速率，故D錯誤。7．3I－＋S2Oeq\o\al(2－,8)=Ieq\o\al(－,3)＋2SOeq\o\al(2－,4)的反應速率可以用Ieq\o\al(－,3)與加入的淀粉溶液顯藍色所需的時間t來度量，t越小，反應速率越大。某探究性學習小組在20℃進行實驗，得到的數據如表：實驗編號①②③④⑤c(I－)/(mol·L－1)0.0400.0800.0800.1600.160c(S2Oeq\o\al(2－,8))/(mol·L－1)0.0400.0400.080c10.080t/s88.044.022.022.0t2下列說法不正確的是()A．該實驗的目的是探究I－與S2Oeq\o\al(2－,8)濃度對反應速率的影響B(tài)．若在40℃下進行編號③對應濃度的實驗，顯色時間的范圍為＜22.0sC．實驗④c1＝0.020mol·L－1D．實驗⑤顯色時間t2＝11s解析：選C由題表數據可分析出c(I－)、c(S2Oeq\o\al(2－,8))濃度越大，反應速率越快，顯藍色所需時間越短，故該實驗目的是探究反應物I－與S2Oeq\o\al(2－,8)的濃度對反應速率的影響，故A正確；升高溫度反應速率加快，所以顯藍色所需時間減少，40℃下進行編號③對應濃度的實驗，顯色時間t2的范圍為＜22.0s，故B正確；根據題表數據，可得出結論：反應速率與反應物起始濃度乘積成正比。對比實驗①和④，可以看到，c(I－)增大到4倍時，反應時間為原反應時間的四分之一，即反應速率加快了4倍，所以c1＝0.040mol·L－1，故C錯誤；對比實驗①和⑤，實驗⑤的c(I－)為實驗①的4倍，而c(S2Oeq\o\al(2－,8))為實驗①的2倍，則由此可計算實驗⑤的反應時間應為實驗①反應時間的eq\f(1,8)，即t1＝88s×eq\f(1,8)＝11s，故D正確。8．氫還原輝鉬礦井用碳酸鈉作固硫劑的原理為MoS2(s)＋4H2(g)＋2Na2CO3(s)Mo(s)＋2CO(g)＋4H2O(g)＋2Na2S(s)ΔH。平衡時的有關變化曲線如圖。下列說法正確的是()A．該反應在低溫下可以自發(fā)進行B．粉碎礦物和增大壓強都有利于輝鉬礦的還原C．圖2中T1對應圖1中的溫度為1300℃D．若圖1中A點對應溫度下體系壓強為10MPa，則H2O(g)的分壓為5MPa解析：選C由方程式中各物質的聚集狀態(tài)知ΔS＞0，由圖1可知正反應是吸熱反應即ΔH＞0，則根據ΔG＝ΔH－TΔS＜0知，該反應為高溫下的自發(fā)反應，故A錯誤；該反應是氣體分子數增大的反應，增大壓強平衡向逆反應方向移動，不利于反應正向進行，故B錯誤；根據圖1,1300℃時該反應的平衡常數K＝eq\f(c2COc4H2O,c4H2)＝eq\f(12×2.04,2.04)＝1，根據圖2可知，T1℃時正逆化學平衡常數相等，即此時平衡常數為1，故C正確；A點對應溫度下各組分的濃度之和為5mol·L－1，H2O(g)的濃度為2mol·L－1，在同一容器中，壓強之比等于物質的量之比，也等于濃度之比，所以A點對應溫度下體系壓強為10MPa時，H2O(g)的分壓為4MPa，故D錯誤。9．在恒溫恒容的密閉容器中，在某催化劑表面上發(fā)生分解反應：2Z(g)X(g)＋3Y(g)，測得不同起始濃度和不同催化劑表面積時Z的濃度隨時間的變化如表所示。下列說法錯誤的是()編號020406080①a2.402.001.601.200.80②a1.200.800.40x③2a2.401.600.800.400.40A．實驗①，100min時反應達到平衡狀態(tài)B．實驗②，60min時反應處于平衡狀態(tài)C．相同條件下，增大催化劑的表面積，Z的平衡轉化率不變D．相同條件下，增加Z的濃度，反應速率增大解析：選D由實驗①中數據可知，該反應的速率保持不變，對比實驗①、③可知，實驗①達到平衡時Z的濃度也為0.40×10－3mol·L－1，而實驗①中100min時Z的濃度減小到0.40×10－3mol·L－1，即100min時反應達到平衡狀態(tài)，選項A正確；由數據分析知，反應速率不變，若實驗②中60min時沒有達到平衡狀態(tài)，則Z的濃度為0，與可逆反應的特點不符，所以60min時反應處于平衡狀態(tài)，選項B正確；增大催化劑的表面積，能加快反應速率，但不影響化學平衡，即Z的平衡轉化率不變，選項C正確；實驗①和②催化劑表面積相同，實驗①中Z的起始濃度是實驗②的2倍，實驗①、②中0～20min和20～40min內，Δc(Z)都是0.40×10－3mol·L－1，則相同條件下增加Z的濃度，反應速率并未增大，選項D錯誤。10．室溫下，氣體M、N、P、Q之間存在如下轉化關系：①MN＋P；②MN＋Q，反應①的速率可表示為v1＝k1c(M)，反應②的速率可表示為v2＝k2c(M)，k1、k2為速率常數，在容積為10L的密閉容器中，反應體系中組分M、P的物質的量隨時間的變化如下表所示：01min2min3min4min5min6minM/mol1.000.760.560.400.360.360.36P/mol00.060.110.150.160.160.16下列說法正確的是()A．0～3min時間段內，Q的平均反應速率為0.15mol·L－1·min－1B．反應開始后，體系中P和Q的濃度之比保持不變C．平衡時M生成Q的轉化率為36%D．反應①的活化能比反應②的活化能低解析：選B由表格數據可知，0～3min時，M的物質的量變化量為0.60mol、P的物質的量變化量為0.15mol，則反應生成的Q的物質的量為0.60mol－0.15mol＝0.45mol，則Q的平均反應速率為eq\f(0.45mol,3min×10L)＝0.015mol·L－1·min－1，故A錯誤；由化學反應速率定義可知，反應開始后，體系中P和Q的濃度變化量之比Δc(P)∶Δc(Q)＝tv1∶tv2＝k1c(M)∶k2c(M)＝k1∶k2，k1、k2為定值，所以反應開始后，體系中P和Q的濃度之比保持不變，故B正確；由表格數據可知，4min反應達到平衡時，M的物質的量變化量為0.64mol、P的物質的量變化量為0.16mol，則反應生成的Q的物質的量為0.64mol－0.16mol＝0.48mol，M生成Q的轉化率為eq\f(0.48mol,1mol)×100%＝48%，故C錯誤；由C選項分析可知，反應①的反應速率慢于反應②，反應速率越快，活化能越小，則反應①的活化能比反應②的活化能高，故D錯誤。11．某恒容密閉容器中進行反應：SO2(g)＋NO2(g)SO3(g)＋NO(g)ΔH＝akJ·mol－1；某科研小組通過實驗測出SO2的轉化率(SO2、NO起始量一定)隨條件P的變化情況如圖所示，下列說法正確的是()A．10～15min內反應速率小于15～20min的反應速率，P為升高溫度B．10～20min內反應速率小于20～40min的反應速率，P為減小SO3的濃度C．10～15min內反應速率大于40～50min的反應速率，P為減小壓強D．該反應中，隨著反應物濃度的減小，反應速率一直減小解析：選A在相同時間內，轉化率變化值越大，表明反應中消耗的反應物越多，反應速率越大。由表中數據知，10～15min、15～20min內，反應物轉化率變化值分別為3.7%、4.5%，故后一個時間段內反應速率較快，隨著反應的進行，反應物濃度減小，又因容器容積不變，故改變的條件只能是升溫，A正確，C、D錯誤；10～20min、20～40min兩個時間段內，轉化率分別改變了8.2%、10.3%(注：時間間隔不同)，故10～20min反應速率快，B錯誤。12．中科院蘭州化學物理研究所設計出用Fe3(CO)12/ZSM-5催化CO2加氫合成低碳烯烴的反應，具有重要的意義。反應過程如圖所示：下列說法錯誤的是()A．第Ⅰ步的活化能高于第Ⅱ步的活化能B．CO2加氫合成低碳烯烴反應中每一步均為氧化還原反應C．工業(yè)上選擇適合的催化劑，有利于提高C2H4的單位時間產率D．該研究的應用有利于“碳中和”解析：選B第Ⅰ步為慢反應，第Ⅱ步為快反應，根據活化能越小反應速率越大的特點，第Ⅰ步的活化能高于第Ⅱ步的活化能，A正確；在(CH2)n低聚化、異構化反應時，元素的化合價沒有發(fā)生變化，是非氧化還原反應，B錯誤；催化劑除了高效性，還有選擇性，工業(yè)上選擇適合的催化劑有利于提高某一產品的單位時間產率，C正確；該研究的應用有利于減少空氣中CO2的排放，有利于“碳中和”，D正確。13．CS2是一種重要的化工原料。工業(yè)上可以利用硫(S8)與CH4制備CS2，在2L恒容密閉容器中S8(s)受熱分解成氣態(tài)S2，發(fā)生反應2S2(g)＋CH4(g)CS2(g)＋2H2S(g)ΔH1，一定條件下，平衡時S2的體積分數、CH4的平衡轉化率與溫度的關系如圖所示。下列說法正確的是()A．ΔH1＞0B．某溫度下，S8(g)分解成氣態(tài)S2，當混合氣體密度不變時，CH4(g)與S2(g)的反應達到平衡狀態(tài)C．若容器內只發(fā)生反應S8(s)4S2(g)，平衡后恒溫壓縮體積，S2(g)的濃度不變D．若起始加入2molCH4,2min達到平衡時甲烷轉化率為30%，則0～2min內H2S的平均反應速率為0.6mol·L－1·min－1解析：選C升高溫度，甲烷的平衡轉化率降低，說明升高溫度S2與CH4的反應平衡逆向移動，則CH4與S2的正反應為放熱反應，ΔH1<0，A項錯誤；反應前后氣體總質量不變、容器體積不變，則反應前后氣體密度始終不變，不能據此判斷該反應是否達到平衡狀態(tài)，B項錯誤；溫度不變，平衡常數不變，K＝c4(S2)，平衡后恒溫壓縮體積，S2(g)的濃度不變，C項正確；0～2min內H2S的平均反應速率為eq\f(2mol×0.3×2,2min×2L)＝0.3mol·L－1·min－1，D項錯誤。微專題(二)化學平衡移動與平衡常數提能點(一)化學平衡的移動1．化學平衡移動的過程圖示表示為：2．影響化學平衡移動的因素條件的改變(其他條件不變)化學平衡的移動濃度增大反應物濃度或減小生成物濃度向正反應方向移動減小反應物濃度或增大生成物濃度向逆反應方向移動壓強(對于有氣體參加的反應)反應前后氣體分子數改變增大壓強向氣體體積減小的方向移動減小壓強向氣體體積增大的方向移動反應前后氣體分子數不變改變壓強平衡不移動溫度升高溫度向吸熱反應方向移動降低溫度向放熱反應方向移動催化劑使用催化劑平衡不移動3.惰性氣體對化學平衡移動的影響[集訓沖關]1．密閉容器內發(fā)生反應：mX(g)＋nY(？)pQ(s)＋2mZ(g)，已知反應達平衡時c(X)＝0.3mol·L－1，其他條件不變，若容器體積縮小到原來的eq\f(1,2)，c(X)＝0.5mol·L－1，下列說法正確的是()A．反應向逆方向移動 B．Y可能是固體或液體C．系數n>m D．Z的體積分數減小解析：選C反應達平衡時c(X)＝0.3mol·L－1，其他條件不變，若容器體積縮小到原來的eq\f(1,2)，如果化學平衡不移動，c(X)＝0.6mol·L－1，但是題中c(X)＝0.5mol·L－1，說明加壓后化學平衡向正方向移動，A錯誤；結合題意可知正反應是氣體總體積減少的反應，如果Y為固體或液體，則必須滿足m>2m，顯然不可能成立，所以Y只能是氣體，B錯誤；由以上分析可知，m＋n>2m，所以n>m，C正確；根據題意化學平衡向正方向移動，Z的體積分數增大，D錯誤。2．將等物質的量的N2、H2氣體充入某密閉容器中，在一定條件下，發(fā)生如下反應并達到平衡：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH＜0。當改變某個條件并維持新條件直至新的平衡時，下表中關于新平衡與原平衡的比較錯誤的是()選項改變條件新平衡與原平衡比較A升高溫度N2的轉化率變小B縮小體積H2的濃度變大C充入一定量H2H2的轉化率變小，N2的轉化率變大D充入一定量He體系壓強增大，NH3的體積分數變大解析：選DA項，正反應是放熱反應，則升高溫度平衡向逆反應方向移動，氮氣的轉化率變小，正確；B項，正反應是氣體體積減小的反應，依據勒夏特列原理可知縮小體積，壓強增大，平衡向正反應方向移動，但新平衡時氫氣的濃度仍然比原平衡的大，正確；C項，充入一定量的氫氣，平衡向正反應方向移動，氮氣的轉化率變大，而氫氣的轉化率變小，正確；D項，充入一定量的He，若體系壓強不變，體系中各物質的量濃度減小，NH3的體積分數減小，若體積不變，則壓強增大，平衡不移動，NH3的體積分數不變，錯誤。3．在體積為2L的恒容密閉容器中發(fā)生反應xA(g)＋yB(g)zC(g)，圖Ⅰ表示200℃時容器中A、B、C物質的量隨時間的變化，圖Ⅱ表示不同溫度下平衡時C的體積分數隨起始n(A)∶n(B)的變化關系。則下列結論不正確的是()A．200℃時，反應從開始到平衡的平均速率v(B)＝0.04mol·L－1·min－1B．圖Ⅱ所知反應xA(g)＋yB(g)zC(g)的ΔH>0，且a＝2C．若在圖Ⅰ所示的平衡狀態(tài)下，再向體系中充入He，重新達到平衡前v(正)＝v(逆)D．200℃時，向容器中充入2molA和1molB，達到平衡時，A的體積分數小于0.5解析：選A由圖Ⅰ可知，200℃時，5min時反應達到平衡，A的物質的量變化量為Δn(A)＝0.8mol－0.4mol＝0.4mol，B的物質的量變化量為Δn(B)＝0.4mol－0.2mol＝0.2mol，C的物質的量變化量為Δn(C)＝0.2mol，故x∶y∶z＝Δn(A)∶Δn(B)∶Δn(C)＝2∶1∶1，則反應方程式為2A＋BC。由分析可知，Δn(B)＝0.2mol，故v(B)＝eq\f(0.2mol,2L×5min)＝0.02mol·L－1·min－1，故A錯誤。由圖Ⅱ可知，當n(A)∶n(B)一定時，溫度越高，平衡時C的體積分數越大，說明升高溫度平衡向正反應方向移動，正反應為吸熱反應，即ΔH>0；容器中發(fā)生反應：2A(g)＋B(g)C(g)，在一定溫度下，只要A、B起始物質的量之比剛好等于化學方程式中的化學計量數之比，平衡時生成物C的體積分數最大，故a＝2，故B正確。恒溫恒容條件下，在圖Ⅰ所示的平衡狀態(tài)下，再向體系中充入He，由于容器容積不變，則混合物中各物質的濃度不變，正逆反應速率不變，平衡不移動，故v(正)＝v(逆)，故C正確。由圖Ⅰ可知，200℃時，當充入0.8molA和0.4molB達到平衡時，A的體積分數為eq\f(0.4mol,0.4mol＋0.2mol＋0.2mol)＝0.5；200℃時，向該容器中充入2molA和1molB，達到的平衡等效為原平衡增大壓強，平衡向正反應方向移動，A的轉化率增大，故達到平衡時，A的體積分數小于0.5，故D正確。提能點(二)化學平衡常數1．化學平衡常數的表達式對于可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)(固體和純液體的濃度視為常數，通常不計入平衡常數表達式中)。2．化學平衡常數的影響因素K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關：①對于放熱反應，升高溫度，K值減??；反之K值增大。②對于吸熱反應，升高溫度，K值增大；反之K值減小。3．化學平衡常數的應用(1)判斷可逆反應進行的程度①K值越大，反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大，一般來說，當K>105時，認為反應進行得較完全。②K值的大小只預示某可逆反應向某方向進行的最大限度，但不能預示反應達到平衡所需要的時間。(2)利用化學平衡常數判斷反應的平衡狀態(tài)或進行方向對于化學反應：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意狀態(tài)，濃度商：Q＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)。Q＜K，反應向正反應方向進行；Q＝K，反應處于平衡狀態(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。[集訓沖關]1．恒容絕熱的密閉容器中充入反應物，在一定條件下分別發(fā)生四個不同的反應，平衡常數與壓強隨反應過程變化情況合理，且在高溫下能自發(fā)進行的是()解析：選AA選項，若為吸熱反應，ΔH>0，隨著反應進行，溫度降低，K減小，p增大，說明氣體物質的量增多，ΔS>0，因此高溫下能自發(fā)進行。若為放熱反應，ΔH<0，隨著反應進行，溫度升高，K減小，p增大，ΔS>0，高溫下也能自發(fā)進行。2．已知反應2HI(g)H2(g)＋I2(g)ΔH>0，在716K時向密閉容器中充入一定量的HI氣體，平衡時氣體混合物中碘化氫的物質的量分數x(HI)為78%。測得v正～x(HI)和v逆～x(H2)的關系如圖所示。下列結論不正確的是()A．該反應的壓力平衡常數Kp約為0.02B．增大體系壓強，平衡不發(fā)生移動，平衡常數Kp不變C．溫度降低，v正、v逆均減小，平衡向逆反應方向移動D．溫度升高，反應重新達到平衡時，圖中表示平衡的點可能是A和D解析：選D平衡時氣體混合物中碘化氫的物質的量分數x(HI)為78%，則x(H2)＝x(I2)＝11%，故HI的平衡分壓為0.78p總，H2、I2的平衡分壓為0.11p總，該反應的壓力平衡常數Kp＝eq\f(pH2pI2,p2HI)＝eq\f(0.11p總×0.11p總,0.78p總2)，約為0.02，A正確；由反應2HI(g)H2(g)＋I2(g)可知，反應前后氣體的體積不變，故增大體系壓強，平衡不發(fā)生移動，平衡常數僅僅是溫度的函數，溫度不變，平衡常數Kp不變，B正確；由題干可知，該反應正反應是一個吸熱反應，故溫度降低，v正、v逆均減小，平衡向逆反應方向移動，C正確；該反應正反應是吸熱反應，升高到某一溫度時，反應速率加快，平衡向正反應方向移動，x(HI)減小，x(H2)增大，當升高到某一溫度，反應重新達到平衡時，v正～x(HI)和v逆～x(H2)相對應的點可能分別為A、E，D錯誤。3．一氧化氮的氫化還原反應為2NO(g)＋2H2(g)N2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－664kJ·mol－1，其正反應速率方程為v＝kca(NO)·cb(H2)，T℃時，實驗得到的一組數據如下表所示：實驗組別c(NO)/(mol·L－1)c(H2)/(mol·L－1)正反應速率/(mol·L－1·s－1)Ⅰ6.00×10－32.00×10－32.16×10－3Ⅱ1.20×10－22.00×10－38.64×10－3Ⅲ6.00×10－34.00×10－34.32×10－3下列說法正確的是()A．平衡常數：K(Ⅰ)<K(Ⅱ)B．a＝1，b＝2C．升高溫度，k的值減小D．增大NO濃度比增大H2濃度對正反應速率影響大解析：選D平衡常數是溫度函數，溫度不變，平衡常數不變，實驗Ⅰ和Ⅱ的溫度相同，則平衡常數相等，故A錯誤；由Ⅰ和Ⅱ可得：eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(6.00×10－3,1.20×10－2)))a＝eq\f(2.16×10－3,8.64×10－3)，解得a＝2，由Ⅰ和Ⅲ可得：eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(2.00×10－3,4.00×10－3)))b＝eq\f(2.16×10－3,4.32×10－3)，解得b＝1，故B錯誤；升高溫度，化學反應速率加快，速率常數k的值增大，故C錯誤；由B項分析可知，a＝2，b＝1，則由速率方程可知，增大一氧化氮濃度比增大氫氣濃度對正反應速率影響大，故D正確。4．在100℃時，容積為5L的真空密閉容器中加入一定量的N2O4，容器內N2O4和NO2的物質的量變化如表所示。時間/s0210306090n(N2O4)/mol0.30.250.150.125b0.12n(NO2)/mol00.1a0.350.360.36下列說法正確的是()A．10s時，以NO2濃度變化表示的該反應速率為0.006mol·L－1·s－1B．該溫度下反應2NO2(g)N2O4(g)的平衡常數K＝0.216C．35s時，容器內壓強為反應前的1.6倍D．其他條件不變，90s后向容器中再加入0.3molNO2建立新平衡時，與原平衡時比較，氣體平均相對分子質量增大解析：選D根據表格數據分析，60s時反應已達到平衡狀態(tài)，則b＝0.12，根據反應N2O4(g)2NO2(g)，10s時，N2O4物質的量的變化量為0.3mol－0.15mol＝0.15mol，變化的物質的量之比等于化學計量數之比，則a＝0.3，據此分析解答。10s內，以NO2濃度變化表示的該反應平均速率為0.006mol·L－1·s－1,10s時的反應速率為瞬時速率，小于0.006mol·L－1·s－1，故A錯誤；根據分析，60s時反應達到平衡，平衡時，N2O4為0.12mol，NO2為0.36mol，容積為5L，該溫度下反應2NO2(g)N2O4(g)的平衡常數K＝eq\f(cN2O4,c2NO2)＝eq\f(\f(0.12mol,5L),\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(0.36mol,5L)))2)≈4.63，故B錯誤；35s時，若反應體系達到平衡狀態(tài)，根據氣體的物質的量之比等于壓強之比，則eq\f(p平,p初)＝eq\f(0.12mol＋0.36mol,0.3mol)＝1.6，但根據題中表格數據，35s時反應不一定平衡，容器內壓強不一定是反應前的1.6倍，故C錯誤；其他條件不變，90s后向容器中再加入0.3molNO2，因為容器體積不變，充入NO2越多，N2O4的體積分數越大，建立新平衡時，與原平衡時比較，氣體平均相對分子質量增大，故D正確。5．(2022·浙江省麗水高三聯考)在PdCl2-CuCl2做催化劑和適宜的溫度條件下，用O2將HCl氧化為Cl2：4HCl(g)＋O2(g)2H2O(g)＋2Cl2(g)ΔH<0，下列有關說法不正確的是()A．降低溫度，可提高Cl2產率B．提高eq\f(nHCl,nO2)，該反應的平衡常數增大C．若斷開1molH—Cl鍵的同時有1molH—O鍵斷開，則表明該反應達到平衡狀態(tài)D．該反應的平衡常數表達式為K＝eq\f(c2Cl2·c2H2O,c4HCl·cO2)解析：選B此反應正向為放熱反應，降低溫度，平衡正向移動，可提高氯氣產率，A正確；溫度不變，平衡常數不變，B不正確；若斷開1molH—Cl鍵的同時有1molH—O鍵斷開，說明正逆反應速率相等，則表明該反應達到平衡狀態(tài)，C正確；各組分均為氣體，平衡常數表達式正確，D正確。[易錯點撥]化學平衡常數應用中的“2點”注意(1)反應體系中純固體、純液體以及稀水溶液中水的濃度不寫進平衡常數表達式，但非水溶液中，若有水參加或生成，則此時水的濃度不可視為常數，應寫進平衡常數表達式中。(2)同一化學反應，化學反應方程式寫法不同，其平衡常數表達式及數值亦不同。書寫平衡常數表達式及數值時，要與化學反應方程式相對應，否則就沒有意義。eq\a\vs4\al([專題驗收評價])1．H2S催化分解過程中通入CO2、CH4會發(fā)生如下反應，下列說法不正確的是()A．H2S(g)H2(g)＋S(g)ΔH＞0，升高溫度，S(g)的產量增大B．CH4(g)＋CO2(g)2H2(g)＋2CO(g)，壓縮容器體積，CO2平衡轉化率將增大C．H2S(g)＋CO2(g)H2O(g)＋COS(g)，通入CO2，將促進反應正向進行D．已知2H2S(g)＋CH4(g)4H2(g)＋CS2(g)ΔH＞0，則該反應在高溫下易自發(fā)解析：選BH2S(g)H2(g)＋S(g)ΔH＞0，升高溫度，促進反應正向進行，S(g)的產量增大，故A正確；該反應為反應前后氣體物質的量增大的反應，壓縮容器體積，相當于增大壓強，平衡逆向移動，CO2的平衡轉化率減小，故B錯誤；通入CO2，增大反應物的濃度，將促進反應正向進行，故C正確；該反應前后為氣體物質的量增大的反應，則該反應的ΔS＞0，又ΔH＞0，高溫條件下，ΔH－TΔS＜0，則該反應在高溫下易自發(fā)，故D正確。2．下列措施或事實不能用勒夏特列原理解釋的是()A．新制的氯水在光照下顏色變淺B．H2、I2、HI平衡混合氣加壓后顏色變深C．工業(yè)上生產硫酸的過程中，使用過量的空氣以提高SO2的利用率D．在合成氨的反應中，加壓有利于氨的合成解析：選BA項，氯氣和水發(fā)生：Cl2＋H2OHCl＋HClO，光照下發(fā)生：2HClOeq\o(=,\s\up7(光照))2HCl＋O2↑，減少次氯酸，促使反應向正反應方向進行，溶液顏色變淺，能用勒夏特列原理解釋；B項，H2(g)＋I2(g)2HI(g)，反應前后氣體化學計量數之和不變，增大壓強，平衡不移動，但氣體顏色加深，與勒夏特列原理無關；C項，2SO2(g)＋O2(g)eq\o(,\s\up7(V2O5),\s\do5(△))2SO3(g)，增加氧氣的量，增加反應物濃度，平衡向正反應方向移動，符合勒夏特列原理；D項，N2(g)＋3H2(g)eq\o(,\s\up7(催化劑),\s\do5(高溫、高壓))2NH3(g)，加壓平衡向正反應方向移動，符合勒夏特列原理。3．N2O5是一種新型硝化劑，在一定溫度下可以發(fā)生以下反應：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)ΔH>0，T1溫度時，向密閉容器中通入N2O5，部分實驗數據見表：t/s050010001500c(N2O5)/(mol·L－1)5.003.522.502.50下列說法中不正確的是()A．500s內N2O5分解速率為2.96×10－3mol·L－1·s－1B．T1溫度下的平衡常數為K1＝125，平衡時，N2O5的轉化率為50%C．T1溫度下的平衡常數為K1，T2溫度下的平衡常數為K2，若T1>T2，則K1>K2D．平衡后，其他條件不變，將容器體積壓縮到原來的eq\f(1,2)，則c(NO2)<5.00mol·L－1解析：選D依據圖表數據分析計算500s內N2O5(g)消耗的濃度為5.00mol·L－1－3.52mol·L－1＝1.48mol·L－1，則其分解速率v＝eq\f(1.48mol·L－1,500s)＝2.96×10－3mol·L－1·s－1，A正確；由表中數據可知，T1溫度下，1000s時，反應到達平衡，平衡時c(N2O5)＝2.5mol·L－1，c(NO2)＝5mol·L－1，c(O2)＝1.25mol·L－1，平衡常數K1＝eq\f(c4NO2cO2,c2N2O5)＝eq\f(54×1.25,2.52)＝125，N2O5的轉化率為eq\f(5－2.5,5)×100%＝50%，B正確；該反應的正反應是吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，平衡常數增大，C正確；T1溫度下，1000s時，反應到達平衡，平衡時c(NO2)＝5mol·L－1，達平衡后其他條件不變，將容器的體積壓縮到原來的eq\f(1,2)，若平衡不發(fā)生移動，則c(NO2)＝10mol·L－1，而加壓平衡向氣體體積減小的逆反應方向移動，但平衡移動是微弱的，總的來說物質的濃度比原來還是增大，則10mol·L－1>c(NO2)>5.00mol·L－1，D錯誤。4．二氧化碳到淀粉的人工合成第一步為用無機催化劑將二氧化碳還原為甲醇，反應的化學方程式為3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)。一定溫度下，恒容密閉容器中按照投料比eq\f(nH2,nCO2)＝3充入H2與CO2，在不同條件下達到平衡，設體系中甲醇的物質的量分數為x(CH3OH)，在T＝250℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105Pa下的x(CH3OH)～T如圖所示。下列說法不正確的是()A．當體系中c(CH3OH)與c(H2)比值不變，可說明此時該反應達到平衡狀態(tài)B．曲線b表示的是壓強相同時，溫度升高該反應逆向移動，說明正反應放熱C．在原p＝5×105Pa,210℃的條件下，向該恒容密閉容器中繼續(xù)通入3molH2與1molCO2，達到新的平衡后，x(CH3OH)＜0.10D．當x(CH3OH)＝0.10時，反應條件可能為p＝5×105Pa,210℃或p＝9×105Pa,250℃解析：選C初始投料為H2和CO2，所以平衡前H2濃度減小，CH3OH濃度增大，所以當c(CH3OH)與c(H2)比值不變時說明反應達到平衡狀態(tài)，故A正確；該反應為氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡正向移動，故曲線b為等壓條件下，溫度升高，x(CH3OH)減小，說明平衡逆向移動，ΔH＜0，故B正確；在5×105Pa,210℃的條件下，向該密閉體系中繼續(xù)通入3molH2與1molCO2，可以理解為先在另一個容器中達到平衡，x(CH3OH)＝0.10，再壓縮到一個容器中，平衡正向移動，達到新的平衡后，x(CH3OH)＞0.10，故C錯誤；由題圖可知，當x(CH3OH)＝0.10時，反應的條件可能為5×105Pa，210℃或9×105Pa，250℃，故D正確。5．在體積為1L的恒容密閉容器中充入1molCO2和3molH2，一定條件下發(fā)生反應：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)。測得CO2和CH3OH的濃度隨時間變化如圖所示。下列說法正確的是()A．平衡時，CO2的轉化率為75%B．平衡后充入惰性氣體，平衡向正向移動C．該條件下，第9min時v逆(CH3OH)大于第3min時v正(CH3OH)D．混合氣體的密度不隨時間的變化而變化，則說明上述反應達到平衡狀態(tài)解析：選A利用CO2初始和平衡濃度可得平衡時CO2的轉化率為eq\f(1.00－0.25,1.00)×100%＝75%，A正確；恒容容器充入惰性氣體，與反應有關的各物質濃度不變，平衡不移動，B錯誤；平衡之前始終有v逆(CH3OH)<v正(CH3OH)，且v正(CH3OH)在逐漸減小，故該條件下，第9min時v逆(CH3OH)小于第3min時v正(CH3OH)，C錯誤；根據質量守恒定律，氣體總質量不變，又該容器為恒容容器，故混合氣體的密度始終不變，無法通過混合氣體密度判斷反應是否達到平衡狀態(tài)，D錯誤。6．將一定量的NH4HS固體置于恒容密閉真空容器中(固體的體積忽略不計)，使其在50℃的恒溫條件下分解：NH4HS(s)NH3(g)＋H2S(g)。實驗測得該體系的壓強如表所示：時間/min010203040506070壓強/kPa00.661.281.782.202.502.502.50已知：Kp為用各氣體分壓表示的平衡常數，分壓＝總壓×物質的量分數。下列有關說法正確的是()A．當混合氣體的平均摩爾質量不再隨時間變化時，反應達到平衡B．0～10min，用H2S的壓強變化表示該反應的平均反應速率為0.066kPa·min－1C．50℃時，NH4HS(s)的分解反應的壓強平衡常數Kp＝eq\f(25,16)(kPa)2D．50℃時，若在65min時將容器的容積壓縮至原來的eq\f(1,2)，再次達到平衡時，體系的壓強大于2.50kPa解析：選C混合氣體的平均摩爾質量為eq\f(17＋34,2)g·mol－1＝25.5g·mol－1，在反應過程中始終保持不變，當其不再隨時間變化時，不能說明反應達到平衡，A項錯誤；0～10min內壓強變化了0.66kPa，又NH3和H2S物質的量之比為1∶1，則該反應的平均速率為eq\f(0.66kPa×\f(1,2),10min)＝0.033kPa·min－1，B項錯誤；50min時反應達到平衡，體系壓強為2.5kPa，同時兩物質的物質的量分數均為eq\f(1,2)，則Kp＝eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(2.5,2)))2＝eq\f(25,16)kPa2，C項正確；由于體系溫度不變，Kp不變，則Kp＝eq\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(p總,2)))2＝eq\f(25,16)kPa2，得出p總＝2.5kPa，D項錯誤。7．納米二氧化鈦催化劑可用于工業(yè)上合成甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH，按eq\f(nH2,nCO)＝2投料比將H2與CO充入VL恒容密閉容器中，在一定條件下發(fā)生反應，測得CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示。下列說法錯誤的是()A．ΔH<0B．p1>p2>p3C．N點CO轉化率、平衡常數均大于M點D．T1℃、p3壓強下，Q點對應的v正>v逆解析：選C由圖可知，隨溫度升高CO的平衡轉化率下降，說明升溫平衡逆向移動，則正向為放熱反應，ΔH<0，故A正確；該反應正向氣體分子數減小，增大壓強平衡正向移動，減小壓強平衡逆向移動，由題圖可知，壓強由p3→p2→p1過程中CO轉化率增大，可知平衡正向移動，則壓強：p1>p2>p3，故B正確；N、M點溫度相同，則K相同，故C錯誤；T1℃、p3壓強下M點為平衡狀態(tài)，Q點轉化率低于平衡轉化率，則反應正向進行，v正>v逆，故D正確。8．(2023·寧波二模)二氧化碳催化加氫合成乙烯的熱化學方程式為2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)ΔH，恒壓條件下，按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3進行反應，達平衡時各組分的物質的量分數隨溫度變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是()A．圖中曲線b表示平衡時H2O的物質的量分數隨溫度的變化B．M點CO2的平衡轉化率為60%C．保持其他條件不變，在絕熱密閉容器中發(fā)生上述反應，達到平衡時，H2的物質的量分數比在恒溫密閉容器中的低D．440K時反應達平衡后，保持其他條件不變，再向容器中按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3投料，再次平衡時，H2的物質的量分數為0.39解析：選C由題圖可知，隨著溫度的升高，CO2的物質的量分數增大，說明平衡逆向移動，H2的物質的量分數增大，C2H4和H2O的物質的量分數減小，兩生成物物質的量分數之比等于化學計量數之比，由圖中曲線的起點坐標可知，b和c所表示的物質的量分數之比為4∶1，表示乙烯變化曲線的是c，表示H2O變化曲線的是b，表示H2變化曲線的是a，故A正確；M點H2和H2O的物質的量分數相等，設此時C2H4的轉化量為xmol，根據已知條件列出“三段式”：2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)起始/mol1300轉化/mol2x6xx4xM點/mol1－2x3－6xx4x3－6x＝4x，解得x＝0.3，M點CO2的平衡轉化率為eq\f(2×0.3,1)×100%＝60%，故B正確；由題圖可知，隨著溫度的升高，CO2的物質的量分數增大，說明平衡逆向移動，反應2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)是放熱反應，保持其他條件不變，在絕熱密閉容器中發(fā)生上述反應，溫度會升高，平衡逆向移動，H2的物質的量分數比在恒溫密閉容器中的高，故C錯誤；440K時反應達平衡后，保持其他條件不變，再向容器中按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3投料，仍然等效于恒壓條件下，按n(CO2)∶n(H2)＝1∶3進行反應，由題圖可知，此時再次平衡時，H2的物質的量分數為0.39，故D正確。9．(2023·杭州一模)已知：H2(g)＋I2(g)2HI(g)ΔH<0，現將三個相同容積的密閉容器中按不同方式投入反應物發(fā)生反應。相關數據見下表：容器1容器2容器3反應溫度/℃400400500起始量1molH2、1molI2(g)2molHI1molH2、1molI2(g)平衡濃度c(HI)/(mol·L－1)c1c2c3平衡轉化率αα1(H2)α2(HI)α3(H2)平衡常數K1K2K3下列各項關系不正確的是()A．c1＝c2>c3 B．K1＝K2<K3C．α1(H2)>α3(H2) D．α1(H2)＋α2(HI)＝1解析：選B容器1和容器2是等效平衡，因此c1＝c2，該反應的正反應為放熱反應，溫度升高平衡逆向移動，因此c1＝c2>c3，A正確；容器1和容器2是等效平衡，因此K1＝K2，溫度升高平衡逆向移動，K3減小，因此K1＝K2>K3，B錯誤；溫度升高平衡逆向移動，H2的平衡轉化率減小，因此α1(H2)>α3(H2)，C正確；容器1和容器2是等效平衡，達到平衡狀態(tài)時，各物質的濃度相等，α2(HI)＝α1(HI)，且兩容器溫度相同，則有α1(H2)＋α2(HI)＝1，D正確。10．335℃時，在恒容密閉容器中，1molC10H18(l)催化脫氫的反應過程如下：反應Ⅰ：C10H18(l)C10H12(l)＋3H2(g)ΔH1反應Ⅱ：C10H12(l)C10H8(l)＋2H2(g)ΔH2反應Ⅰ和反應Ⅱ的平衡常數分別為K1和K2，反應過程中能量的變化及C10H12和C10H8的產率(x)隨時間的變化關系如圖1和圖2所示。下列說法正確的是()A．反應Ⅰ的焓變ΔH1＞0，反應Ⅱ的熵變ΔS2＜0B．若溫度高于335℃，則當x(C10H8)＝0.374時，所需時間可能小于8hC．更換更高效的催化劑能提高C10H8的平衡產率D．縮小容器體積，K1和K2均減小解析：選B根據圖1的反應物和產物能量的相對高低，可以得到反應Ⅰ：C10H18(l)C10H12(l)＋3H2(g)ΔH1＞0，反應Ⅱ：C10H12(l)C10H8(l)＋2H2(g)是一個氣體體積增大的反應，故ΔS2＞0，A錯誤；溫度升高，化學反應速率加快，可以縮短反應時間，即若溫度高于335℃，則當x(C10H8)＝0.374時，所需時間小于8h，B正確；催化劑不會引起平衡移動，不影響物質的轉化率，只能加快反應速率，C錯誤；平衡常數只與溫度有關，和壓強無關，縮小容器體積，K1和K2均不變，D錯誤。11．某溫度下，向恒溫、恒壓容器中充入3molH2和1molCO2，在催化劑作用下發(fā)生反應：3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH＜0，平衡時體系中H2、CO2和H2O的物質的量分數(x)與平衡總壓的關系如圖所示。下列說法不正確的是()A．曲線a表示x(H2O)隨壓強的變化情況B．其他條件不變，降低溫度會使x(b)和x(c)減小C．Q點CO2的轉化率為75%D．若起始壓強為106Pa，將容器改為恒容容器，平衡時x(a)＞x1解析：選D由圖可知，隨著平衡總壓的增大，平衡正向移動，水的物質的量分數增大，則曲線a表示x(H2O)隨壓強的變化情況，A正確；由選項A分析可知，a表示H2O，則x(b)和x(c)應該表示反應物的物質的量分數，該反應為放熱反應，其他條件不變，降低溫度，平衡正向移動，則會使x(b)和x(c)減小，B正確；H2初始物質的量更大，故其在平衡體系中物質的量分數更大(相比CO2)，可得b表示H2，c表示CO2，假設Q點時，轉化的CO2是amol，列三段式，3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)開始/mol3100轉化/mol3aaaa平衡/mol3－3a1－aaaQ點平衡時H2O、H2物質的量分數相等，即物質的量相等，可得3－3a＝a，a＝0.75，則Q點CO2的轉化率為eq\f(0.75mol,1mol)×100%＝75%，C正確；該反應為氣體分子數減小的反應，若起始壓強為106Pa，將容器改為恒容容器，則隨著反應進行，壓強減小，平衡逆向移動，水的含量減小，即平衡時x(a)<x1，D錯誤。12．一定量的CO2與足量的碳在體積可變的恒壓密閉容器中反應：C(s)＋CO2(g)2CO(g)，平衡時，體系中氣體體積分數與溫度的關系如圖所示：已知：氣體分壓(p分)＝氣體總壓(p總)×體積分數。下列說法錯誤的是()A．該反應ΔH>0B．550℃時，充入惰性氣體將使v正>v逆C．650℃時，反應達平衡后CO2的轉化率為25.0%D．925℃時，用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數Kp＝24.0Pa解析：選D隨著溫度的升高，CO2的體積分數降低，即升溫該反應的平衡正向移動，所以該反應為吸熱反應，ΔH>0，A項正確；恒壓充入惰性氣體，容器容積變大，平衡向氣體增大的方向移動，即平衡正向移動，v正>v逆，B項正確；設CO2為1mol，該條件下轉化率為x，根據已知信息建立三段式：C(s)＋CO2(g)2CO(g)起始/mol10變化/molx2x平衡/mol(1－x)2x650℃時，CO2和CO的體積分數分別為60%和40%，即eq\f(1－x,2x)＝eq\f(60%,40%)得到x＝0.25，則反應達到平衡后CO2的轉化率為25%，C項正確；925℃時，CO的體積分數為96%，故Kp＝eq\f(c2CO,cCO2)＝eq\f(96%p總2,4%p總)＝23.04p總，D項錯誤。13．由CO2和H2合成CH3OH的反應如下：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH，在10L的恒容密閉容器中投入1molCO2和2.75molH2，在不同條件下發(fā)生上述反應，測得平衡時甲醇的物質的量隨溫度、壓強的變化如圖所示，則反應的ΔH________(填“>”或“<”)0，判斷理由是____________________________。圖中壓強p1________(填“>”或“<”)p2，N點時，該反應的平衡常數K＝_________________(計算結果保留2位小數)。解析：由圖可知，壓強一定時，溫度越高，CH3OH的物質的量越小，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，則正反應為放熱反應，ΔH<0。正反應為氣體體積減小的反應，溫度一定時，增大壓強，平衡向正反應方向移動，甲醇的物質的量增大，故壓強p1>p2。溫度不變平衡常數不變，圖中M點時，容器體積為10L，結合M點的坐標可知，M點的CH3OH的物質的量為0.25mol，根據題意建立如下三段式：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)eq\o(\s\up7(起始濃度/),\s\do5(mol·L－1))0.10.27500eq\o(\s\up7(變化濃度/),\s\do5(mol·L－1))0.0250.0750.0250.025eq\o(\s\up7(平衡濃度/),\s\do5(mol·L－1))0.0750.20.0250.025則化學平衡常數K＝eq\f(cH2O×cCH3OH,c3H2×cCO2)＝eq\f(0.025×0.025,0.23×0.075)≈1.04。答案：<CH3OH的物質的量隨溫度的升高而減少，故正反應為放熱反應>1.0414．肌肉中的肌紅蛋白(Mb)與O2結合生成MbO2，其反應原理可表示為Mb(aq)＋O2(g)MbO2(aq)，該反應的平衡常數可表示為K＝eq\f(cMbO2,cMb·pO2)。在37℃條件下達到平衡時，測得肌紅蛋白的結合度(α)與p(O2)的關系如圖所示eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(α＝\f(生成的cMbO2,初始的cMb)×100%))。研究表明正反應速率v正＝k正·c(Mb)·p(O2)，逆反應速率v逆＝k逆·c(MbO2)(其中k正和k逆分別表示正反應和逆反應的速率常數)。(1)試寫出平衡常數K與速率常數k正、k逆之間的關系式為K＝________(用含有k正、k逆的式子表示)。(2)試求出圖中c點時，上述反應的平衡常數K＝________kPa－1。已知k逆＝60s－1，則速率常數k正＝_________s－1·kPa－1。解析：(1)可逆反應達到平衡狀態(tài)時，v正＝v逆，所以k正·c(Mb)·p(O2)＝k逆·c(MbO2)，eq\f(k正,k逆)＝eq\f(cMbO2,cMb·pO2)＝K。(2)c點時，p(O