【文章內容簡介】 如：2A(g)＋B(s)C(g)。若達到平衡時，n(A)＝nn(C)＝n2密閉體系的壓強為p，則Kp＝＝。2．化學平衡常數(K)的應用(1)K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越大；反之，就越不完全，轉化率就越小。(2)若用任意狀態(tài)的濃度冪之積的比值(稱為濃度商，用Q表示)與K比較，可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)和反應進行的方向。即對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，Q＝。QK反應向正反應方向進行Q＝K反應達到平衡狀態(tài)QK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。3．化學平衡常數與轉化率的計算(1)牢記一個萬能模式(“三段式”法)如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量濃度分別為a molL－b molL－1，達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mx molL－1。 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)起始/(molL－1) a b 0 0變化/(molL－1) mx nx px qx平衡/(molL－1) a－mx b－nx px qxK＝(2)掌握三個百分數①轉化率＝100%＝100%②生成物的產率：實際產量(指生成物)占理論產量的百分數。一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產率越大。產率＝100%③平衡混合物某組分的百分含量＝100%四、化學反應速率與化學平衡圖像1．化學反應速率與化學平衡圖像分析方法分析圖像時，一看面(即看清橫坐標和縱坐標所代表的含義)；二看線(即看線的走向和變化趨勢)；三看點(即看線是否通過原點，兩條線的交點或線的拐點)；四看有沒有作輔助線(如等溫線、等壓線)；五看定量圖像中有關數據。在分析時要聯(lián)系可逆反應的特點，即外界因素對化學反應速率和化學平衡的影響規(guī)律以及化學平衡常數、轉化率等計算公式。2．化學反應速率圖像以反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)　ΔH0為例：反應速率－時間(v－t)圖像中，在平衡后的某時刻t1改變某一條件后，v(正)與v(逆)的變化有兩種情況：(1)v(正)、v(逆)同時突變(2)v(正)、v(逆)之一漸變3．化學平衡圖像的三種類型對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，m＋np＋q，且ΔH0。(1)速率—時間圖t1時增大反應物的濃度，正反應速率瞬間增大，然后逐漸減小，而逆反應速率逐漸增大；t2時升高溫度，對任何反應，正反應和逆反應速率均增大，吸熱反應的正反應速率增大較快；t3時減小壓強，正反應速率和逆反應速率均減??；t4時使用催化劑，正反應速率和逆反應速率均瞬間增大。(2)轉化率(或含量)—時間圖甲表示壓強對反應物轉化率的影響，對于氣體反應物化學計量數之和大于氣體生成物化學計量數之和的反應，壓強越大，反應物的轉化率越大；乙表示溫度對反應物轉化率的影響，對于吸熱反應，溫度越高，反應物的轉化率越大；丙表示催化劑對反應物轉化率的影響，催化劑只能改變化學反應速率，不能改變平衡時反應物的轉化率。(3)恒壓(溫)線分析時可沿橫軸作一條平行于縱軸的虛線，即為等壓線或等溫線，然后分析另一條件變化對該反應的影響。典題精研通題型考點一　化學反應速率及影響因素典例探究角度一　化學反應速率的影響因素典例1 (2020寧波模擬)不同條件下，用O2氧化a mol/L FeCl2溶液過程中所測的實驗數據如圖所示。下列分析或推測合理的是(　D　)A．由①、②可知，pH越大，＋2價鐵越易被氧化B．由②、③推測，若pH＞7，＋2價鐵更難被氧化C．由①、③推測，FeCl2被O2氧化的反應為放熱反應D．60 ℃、pH＝，4 h內Fe2＋ a mol/(Lh)【解析】?、佟ⅱ谥袦囟群蚿H均不同，無法判斷pH對反應的影響，A錯誤；若pH＞7，FeCl2變成Fe(OH)2，Fe(OH)2非常容易被氧化成Fe(OH)3，B錯誤；①、③中pH相同、溫度升高、Fe2＋的氧化率增大，即平衡正向移動，則FeCl2被O2氧化的以應為吸熱反應，C錯誤；50 ℃、pH＝，4 h內Fe2＋的氧化率是60%， a mol/L,4 a mol/(Lh)，溫度升高到60 ℃、pH＝，＋2價鐵的氧化率速率加快，4 h內Fe2＋ a mol/(Lh)，D正確。角度二　化學反應速率常數及應用典例2 許多含氮物質是農作物生長的營養(yǎng)物質。(1)一定溫度下，向某密閉容器中充入1 mol NO2，發(fā)生反應：2NO2(g)N2O4(g)。測得反應體系中氣體體積分數與壓強之間的關系如圖所示：①a、b、c三點逆反應速率由大到小的順序為__cba__。平衡時若保持壓強、溫度不變，再向體系中加入一定量的Ne，則平衡移動__逆向__移動(填“正向”“逆向”或“不”)。②%__，用平衡分壓代替平衡濃度可求出平衡常數Kp，則該溫度下Kp＝__Pa－1__(用含p0的代數式表示)。(2)已知在一定溫度下的可逆反應N2O4(g)2NO2(g)　ΔH0中，v正＝k正c(N2O4)，v逆＝k逆c2(NO2)(k正、k逆只有溫度的函數)。若該溫度下的平衡常數K＝10，則k正＝__10__k逆，升高溫度，k正增大的倍數__大于__(填“大于”“小于”或“等于”)k逆增大的倍數。【解析】　(1)①由圖知，a點到c點的過程中，N2O4的體積分數不斷增大，故逆反應速率不斷增大；一定溫度下，保持壓強不變，加入稀有氣體，相當于降低壓強，故平衡逆向移動；②a點時，設消耗了x mol NO2， mol N2O4，剩余(1－x)mol NO2，由圖可知1－x＝，x＝ mol，%，平衡時p(N2O4)＝，p(NO2)＝，由此可求出Kp＝。(2)當反應達到平衡時，v正＝v逆，即k正c(N2O4)＝k逆c2(NO2)，k正＝＝k逆K＝10k逆；該反應是吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動，k正增大的倍數大于k逆增大的倍數。類題精練1．(2020武威模擬)一定溫度下，在1 L恒容密閉容器中加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)發(fā)生反應：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH0，NH3的物質的量與時間的關系如下表所示，下列說法不正確的是(　D　)時間(min)0t1t2t3NH3物質的量(mol)0A．0～t1 min，v(NH3)＝L－1min－1B．t3時再加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)，反應達新平衡時，c(N2) molL－1C．N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的活化能小于2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的活化能D．升高溫度，可使正反應速率減小，逆反應速率增大，故平衡逆移【解析】　0～t1 min時生成NH3的濃度＝＝ mol/L，生成NH3的平均反應速率＝＝ molL－1min－1，A正確；由表格數據可知，第t3時反應已處于平衡狀態(tài)，根據反應方程式N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)可知此時消耗N2的物質的量＝n(NH3)＝ mol＝ mol，所以平衡時N2的濃度c(N2)＝＝ mol/L。當t3時再加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)時，盡管平衡向正反應方向移動，但加入的1 mol N2不可能完全轉化，所以再次平衡時c(N2) mol/L，B正確；因為合成氨反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)是放熱反應，其能量關系圖可表示為下圖，(其中E1為正反應的活化能，E2為逆反應的活化能)，顯然合成氨的活化能(E1)小于其逆反應2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)活化能(E2)，C正確；升高溫度，正反應速率和逆反應速率都增大，平衡向吸熱反應方向移動，即向逆反應方向移動，D錯誤。2．溫度為T1時，在三個容積均為1 L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，受溫度影響。下列說法正確的是(　C　)容器編號物質的起始濃度(molL－1)物質的平衡濃度(molL－1)c(NO2)c(NO)c(O2)c(O2)Ⅰ00ⅡⅢ0A．設k為該反應的化學平衡常數，則有k＝k逆∶k正B．達平衡時，容器Ⅱ與容器Ⅲ中的總壓強之比為20∶17C．容器Ⅱ中起始平衡正向移動，達平衡時，容器Ⅱ中NO2的轉化率比容器Ⅰ中的小D．若改變溫度為T2，且T2T1，則k正∶k逆【解析】　平衡時，正、逆反應速率相等，則有k正c2(NO2)＝k逆c2(NO)c(O2)，所以K＝c2(NO)c(O2)/c2(NO2)＝k正/k逆；A錯誤；根據反應方程式和容器Ⅰ中O2的平衡濃度可知：平衡時，c(NO)＝ molL－1，c(NO2)＝ molL－1，則T1溫度下，該反應的平衡常數K＝＝＝；容器Ⅱ中濃度熵Qc＝＝，反應正向移動，氣體的總量大于1 mol，而容器Ⅲ中反應向左進行， mol，所以達平衡時，容器Ⅱ與容器Ⅲ中的總壓強之比大于20∶17，B錯誤；針對于容器Ⅰ內反應可知：＝2/3，假設容器Ⅱ中NO2的轉化率也為2/3，反應正向進行： 2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)起始量 變化量 平衡量 平衡常數為K＝＝，所以容器Ⅱ中NO2的轉化率小于2/3，即容器Ⅱ中起始平衡正向移動，達平衡時，容器Ⅱ中NO2的轉化率比容器Ⅰ中的小，C正確；由于該反應正反應是吸熱反應，溫度T2T1，所以T2時平衡常數增大，則k正∶k逆。3．對于基元反應，如aA＋bBcC＋dD，反應速率v正＝k正ca(A)cb(B)，v逆＝k逆cc(C)cd(D)，其中k正、k逆是取決于溫度的速率常數。對于基元反應2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)，在653 K時，速率常數k正＝103L2mol－2s－1，k逆＝103 Lmol－1s－1。(1)計算653 K時的平衡常數K＝__ Lmol－1__。(2)653 K時， molL－1， molL－1，10－2__molL－1s－1?！窘馕觥俊?1)653 K反應達到平衡時，v正＝k正c2(NO)c(O2)＝v逆＝k逆c2(NO2)，該溫度下的平衡常數K＝＝＝ Lmol－1。(2)正反應速率v正＝k正c2(NO)c(O2)，將數據代入，計算得到v正＝103 molL－1s－1＝10－2 molL－1s－1?？键c二　化學平衡狀態(tài)及移動方向的判斷典例探究角度一　化學平衡狀態(tài)的判斷典例3 (2020天津寶坻區(qū)模擬)運用化學反應原理研究碳、氮、硫的單質及其化合物的反應對緩解環(huán)境污染、能源危機具有重要意義。Ⅰ.氨為重要的化工原料，有廣泛用途。(1)合成氨中的氫氣可由下列反應制取：a．CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)　ΔH1＝＋ kJ/molb．CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH2＝－ kJ/mol則反應CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g)　ΔH＝__＋。(2)起始時投入氮氣和氫氣的物質的量分別為1 mol、3 mol，在不同溫度和壓強下合成氨。平衡時混合物中氨的體積分數與溫度的關系如圖。①恒壓時，反應一定達到平衡狀態(tài)的標志是__BC__(填序號)A．N2和H2的轉化率相等 B．反應體系密度保持不變C．保持不變 D．＝2②P1____P2(填“”“＝”或“不確定”，下同)；反應的平衡常數：B點____D點。③%__；在A、B兩點條件下，該反應從開始到平衡時生成氮氣的平均速率：v(A)____v(B)。Ⅱ.用間接電化學法去除煙氣中NO的原理如下圖所示。已知陰極室溶液呈酸性，則陰極的電極反應式為__2SO＋4H＋＋2e－═══S2O＋2H2O__。反應過程中通過質子交換膜(ab)的H＋為2 mol時?！窘馕觥俊、?(1)(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)　ΔH＝＋ kJ/mol；(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－ kJ/mol，則將a＋b，可得CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g)　ΔH＝(＋－) kJ/mol＝＋ kJ/mol；(2)①N2和H2的起始物料比為1∶3，且按照1∶3反應，則無論是否達到平衡狀態(tài)，轉化率都相等，N2和H2轉化率相等不能用于判斷是否達到平衡狀態(tài)，A錯誤；氣體的總質量不變，由于該反應的正反應是氣體體積減小的反應，恒壓條件下，當反應體系密度保持不變時，說明體積不變，則達到平衡狀態(tài)，B正確；保持不變，說明氫氣、氨氣的濃度不變，反應達到平衡狀態(tài)，C正確；達平衡時各物質的濃度保持不變，但不一定等于化學計量數之比，＝2不能確定反應是否達到平衡狀態(tài)，D錯誤；②由于該反應的正反應是氣體體積減小的反應，增大壓強，平衡正向移動，平衡混合氣體中氨氣的百分含量增大，由圖像可知P1P2，該反應的正反應是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，則反應平衡常數：B點＞D點；③起始時投入氮氣和氫氣