【正文】 NH3的濃度為5 molL－1，c(HI)＝4 molL－1，平衡時c(N2O5)＝－2c(O2)＝ mol達到平衡時，c(O2)＝ mol②若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉化率提高，A的轉化率降低。答案：(1)　(2)40%　104　BD1．化學平衡常數(shù)相關計算：對于反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量(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。mol－1?、趯τ诜磻?g)＋I2(g)===(g)＋2HI(g)③ΔH3＝________kJmol－1Ⅲ.CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)　ΔH3一定條件下，向體積為V L的恒容密閉容器中通入1 mol CO2和3 mol H2發(fā)生上述反應，達到平衡時，容器中CH3OH(g)為a mol，CO為b mol，此時H2O(g)的濃度為__________molL－1) a b 0 0轉化濃度(molL－1) 平衡濃度(molL－1，則水蒸氣的轉化率為________。平衡常數(shù)K＝＝，故達到平衡時，若c(CO)＝ mol(3)某溫度下，反應2A(g)＋B(g)2C(g)的平衡常數(shù)K1＝50，在同一溫度下，反應2C(g)2A(g)＋B(g)的平衡常數(shù)K2也是50。④平衡時混合物組分的百分含量＝100%?！窘馕觥?1)由表中數(shù)據(jù)可知，溫度升高，①的平衡常數(shù)增大，說明平衡向正反應方向移動，則正反應吸熱；(2)依據(jù)反應CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g)，根據(jù)平衡常數(shù)的概念，該反應的平衡常數(shù)K3的數(shù)學表達式：K3＝；(3)已知：①Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)；②Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)；利用蓋斯定律將①－②可得：③H2(g)＋CO2(g)CO(g)＋H2O(g)；則K3＝＝＝；依據(jù)圖表平衡常數(shù)數(shù)據(jù)分析，溫度升高增大，說明平衡正向進行，反應是吸熱反應。2．反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ均會在工業(yè)生產(chǎn)硝酸過程中發(fā)生，其中反應Ⅰ、Ⅱ發(fā)生在氧化爐中，反應Ⅲ發(fā)生在氧化塔中，不同溫度下各反應的化學平衡常數(shù)如表所示。臭氧可溶于水，在水中易分解，產(chǎn)生的[O]為游離氧原子，有很強的殺菌消毒能力。c(H2O),平衡常數(shù)K不發(fā)生變化,平衡常數(shù)K增大(s)的量,平衡正向移動【解析】選B、C。將400 ℃時的數(shù)據(jù)代入可得：K＝?；卮鹣铝袉栴}：Deacon發(fā)明的直接氧化法為4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)。下列敘述不正確的是(　　)t176。A．縮小反應器體積B．通入CO2C．升高溫度到900 ℃D．使用合適的催化劑【解析】(1)設500 ℃時CO的平衡濃度為x mol(3)若39 ℃時，平衡常數(shù)K＝200，則該反應的正反應是吸熱反應還是放熱反應？提示：(1)37 ℃時，K＝220，反應正向進行程度較大，血紅蛋白結合O2較少，導致患者缺氧。(3)可逆反應：C(s)＋CO2(g)2CO(g)在一定溫度下的平衡常數(shù)K的表達式為K＝。(3)判斷反應的熱效應(4)判斷化學反應進行的方向對于可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)在任意狀態(tài)下，生成物的濃度和反應物的濃度之間的關系用Qc(濃度商)＝表示，則：當Qc＝K時，v正＝v逆，反應處于平衡狀態(tài)；當QcK時，v正＞v逆，反應向正反應方向進行；當QcK時，v正＜v逆，反應向逆反應方向進行。(3)化學平衡常數(shù)的意義①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。一般來說，當K＞105時，該反應就進行得基本完全了。(　　)提示：。(4)合成氨反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常數(shù)為K，反應N2(g)＋H2(g)NH3(g)的平衡常數(shù)為K′，反應2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的平衡常數(shù)為K″，若K＝a，則K′＝，K″＝。3．已知Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)　ΔH＝a kJL－1。c(Y) mol,5 min后溫度升高到800 ℃, mol,該反應達到平衡狀態(tài)【解析】選A、B。按化學計量比進料可以保持反應物高轉化率，同時降低產(chǎn)物分離的能耗。命題點1：平衡常數(shù)的概念辨析(基礎性考點)1．(2021,增大體系壓強,平衡常數(shù)K不發(fā)生變化,故B正確。KbC．適當升溫，可提高消毒效率 D．壓強增大，Kb不變【解析】選A。3．已知化學反應①：Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，其平衡常數(shù)為K1；化學反應②：Fe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)，其平衡常數(shù)為K2。2．轉化率相關計算：(1)轉化率＝100%＝100%＝100%。(　　)提示：√。(4)在1 100 ℃時，一定容積的密閉容器中發(fā)生反應：FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＝a kJ2．已知可逆反應CO＋H2O(g) CO2＋H2，達到平衡時，K＝，K是常數(shù)，只與溫度有關，與濃度無關。L－1，H2的平衡濃度c(H2)＝c molL－1　　　　　　　　　　CO＋H2O(g) CO2＋H2起始濃度(mol當b＝a時，代入上式，可得a＝2c。L－1；平衡時CO2的物質的量為1 mol－(a－x) mol－(b＋x) mol＝(1－a－b) mol，H2的物質的量為3 mol－3(a－x) mol－2x－(b＋x) mol＝(3－3a－b) mol，CO的物質的量為b mol，水的物質的量為(a＋b) mol，則反應Ⅲ的平衡常數(shù)為＝。A．通入惰性氣體 B．提高溫度C．增加環(huán)戊烯濃度 D．增加碘濃度【解析】(1)反應①＋②可得反應③：則ΔH3＝ΔH1＋ΔH2＝ kJ②K＝③α(A)＝100%。增大c(A)命題點1：平衡常數(shù)的計算(基礎性考點)1．(2021N2O5分解得到N2O4部分轉化為NO2(g)，平衡時c(O2)＝ molL－1，故反應①的平衡常數(shù)K＝＝＝。L－1， mol考點三　化學反應方向的判斷(命題指數(shù)★★★)1．自發(fā)過程和自發(fā)反應：(1)自發(fā)過程。2．化學反應方向的判斷：(1)焓判據(jù)。體系混亂程度越大，熵值越大。研究表明，在恒溫、恒壓下，判斷化學反應自發(fā)性的判據(jù)是體系自由能變化(ΔG、單位：kJ(　　)提示：√。(5)－10 ℃的水結成冰，可用熵變的判據(jù)來解釋反應的自發(fā)性。(1)室溫下能否自發(fā)進行？該反應的最適宜溫度是多少？(2)為什么不選擇此種方法冶煉鋁？提示：(1)室溫下，ΔG＝ΔH－TΔS＝2 171 kJ因此，不使用焦炭還原氧化鋁制備金屬鋁。三個氫化反應的ΔG與溫度的關系如圖1所示，可知：反應①能自發(fā)進行的最低溫度是________________；相同溫度下，反應②比反應①的ΔG小，主要原因是________________________________。平頂山模擬)下列說法正確的是(　　)A．固體的溶解過程與熵變無關B．常溫下，冰融化成水是自發(fā)的，說明水的混亂度大于冰C．放熱反應都是自發(fā)的，吸熱反應都是非自發(fā)的D．反應焓變是決定反應能否自發(fā)進行的唯一因素【解析】選B。鹽城模擬)下列反應均可在室溫下自發(fā)進行，其中ΔH＞0，ΔS＞0的是(　　)A．(NH4)2CO3(s)===NH3(g)＋NH4HCO3(s)B．Mg(s)＋2HCl(aq)===MgCl2(aq)＋H2(g)C．4Fe(OH)2(s)＋O2(g)＋2H2O(l)===4Fe(OH)3(s)(OH)3(s)＋3HNO3(aq)===Al(NO3)3(aq)＋3H2O(l)【解析】選A。1．(20202．(2019L－1) K＝＝＝0時，K＝2 000，0，所以K2 000，錯誤。【解析】(1)由于原料初始組成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，且溫度升高時二者變化趨勢相同(即均增大或均減小)，而生成的n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4，且溫度升高時二者變化趨勢相同(即均增大或均減小)，所以根據(jù)390 K平衡時各物質的物質的量分數(shù)之間的關系可知：c、a分別表示的是CO2和H2，b、d分別表示H2O與C2H4，所以表示C2HCO2變化的曲線分別是d和c；由圖可知升高溫度CO2和H2的物質的量分數(shù)增大，即平衡向逆反應方向移動，根據(jù)勒夏特列原理可知該反應為放熱反應，即ΔH小于0。【解析】運用三段式法：　　　　　　CO2(g) ＋ 3H2(g)CH3OH(g) ＋ H2O(g) a 3a 0 0 ab 3ab ab ab a(1－b) 3a(1－b) ab ab該溫度下反應平衡常數(shù)的值K＝＝。