专题2 微专题3 化学反应速率、平衡分析与计算（Word教参）-【优化指导】2024-2025学年新教材高中化学选择性必修1（苏教版2019）

微专题3　化学反应速率、平衡分析与计算 [对应学生用书P79] 命题热点1　化学反应速率和平衡的影响因素 1．一定条件下反应C(s)＋H2O(g)⥫⥬CO(g)＋H2(g)　ΔH＞0，在某密闭容器中达到平衡。 改变条件 反应速 率变化 平衡移 动方向 H2O的 转化率 (1)升高温度 增大 正向移动 增大 (2)减小容器的容积 增大 逆向移动 减小 (3)保持恒温、恒容，继续充入水蒸气 增大 正向移动 减小 (4)保持恒温、恒压，充入Ne 减小 正向移动 增大 (5)保持恒温、恒容，充入N2 不变 不移动 不变 (6)使用催化剂 增大 不移动 不变 (7)加入C(s) 不变 不移动 不变 2.(1)对于H2O(g)＋CO(g)⥫⥬H2(g)＋CO2(g)反应达到平衡时，减小容积增大压强，v正增大，v逆增大，平衡不移动，H2O(g)的转化率不变。 (2)对于N2＋3H2⥫⥬2NH3反应按N2、H2物质的量比1∶3充入密闭容器，反应达到平衡，N2、H2、NH3的物质的量比为1∶3∶1，若在恒温恒容条件再充入0.5 mol N2、1.5 mol H2、0.5 mol NH3，此时平衡向正反应方向移动，若是恒温恒压条件呢？不移动。上述两条件下N2的转化率如何改变？恒温恒容时增大，恒温恒压时不变。 3．对于恒容密闭容器中的反应：4NH3(g)＋5O2(g)⥫⥬4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＝Q kJ·mol－1 状态描述 能否平衡(填“能”或“否”) (1)单位时间内生成4 mol NO的同时生成4 mol NH3 能 (2)v正(NH3)∶v逆(O2)＝4∶5 能 (3)NH3的浓度不再改变 能 (4)容器内总压强不随时间改变 能 (5)混合气体的密度不再改变 否 (6)混合气体的平均相对分子质量不再改变 能 4.正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)平衡正向移动，反应物转化率一定增大(　　×　　) (2)若v正、v逆同时增大，平衡不发生移动(　　×　　) (3)在恒温的容器中，减小容积，增大压强，平衡一定移动(　　×　　) (4)向平衡体系中充入惰性气体，平衡一定不移动(　　×　　) (5)对于2SO2(g)＋O2(g)⥫⥬2SO3(g)反应，当容器内气体密度不变时，反应达到平衡(　　×　　) (6)对于C(s)＋H2O(g)⥫⥬H2(g)＋CO(g)反应在恒温恒容时，当容器中气体密度不变时，说明反应达到平衡状态(　　√　　) 1．CH4­CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题： (1)CH4­CO2催化重整反应为CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)。 已知：C(s)＋2H2(g)===CH4(g) ΔH＝－75 kJ·mol－1 C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－394 kJ·mol－1 C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH＝－111 kJ·mol－1 该催化重整反应的ΔH＝ kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是 (填标号)。 A．高温低压 B．低温高压 C．高温高压 D．低温低压 某温度下，在体积为2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为 。 (2)反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表： 反应 积碳反应CH4(g)=== C(s)＋2H2(g) 消碳反应CO2(g)＋C(s) ===2CO(g) ΔH/(kJ·mol－1) 75 172 活化能/(kJ·mol－1) 催化剂X 33 91 催化剂Y 43 72 ①由上表判断，催化剂X Y(填“优于”或“劣于”)，理由是 。 在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如图1所示，升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是 (填标号)。 A．K积、K消均增加 B．v积减小、v消增加 C．K积减小、K消增加 D．v消增加的倍数比v积增加的倍数大 ②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如图2所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为 。 答案：(1)247　A　 (2)①劣于　相对于催化剂X，催化剂Y积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小；而消碳反应活化能相对小，消碳反应速率大　AD ②pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2) 解析：(1)将已知中3个反应依次编号为①、②、③，根据盖斯定律③×2－①－②得该催化重整反应的ΔH＝(－111×2＋75＋394)kJ·mol－1＝247 kJ·mol－1。由于该反应为吸热且气体体积增大的反应，要提高CH4的平衡转化率，需在高温低压下进行。根据平衡时消耗的CO2为1 mol×50%＝0.5 mol，则消耗的CH4为0.5 mol，生成的CO和H2均为1 mol，根据三段式法可知平衡时CH4、CO2、CO和H2的平衡浓度分别为0.75 mol·L－1、0.25 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1，则平衡常数K＝＝。(2)①从表格中数据可看出相对于催化剂X，用催化剂Y催化时积碳反应的活化能大，则积碳反应的反应速率小，而消碳反应活化能相对小，则消碳反应的反应速率大，再根据题干信息“反应中催化剂活性会因积碳反应而降低”可知催化剂X劣于催化剂Y。由表格可知积碳反应、消碳反应都是吸热反应，温度升高，平衡正向移动，K积、K消均增加，温度升高，反应速率均增大。从图像上可知600～700 ℃随温度升高，催化剂表面的积碳量减小，所以v消增加的倍数要比v积增加的倍数大，故A、D正确。②由该图像可知在反应时间和p(CH4)相同时，图像中速率关系va>vb>vc，结合沉积碳的生成速率方程v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5，在p(CH4)相同时，随着p(CO2)增大，反应速率逐渐减慢，即可判断：pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。 2．298 K时，将20 mL 3x mol·L－1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，发生反应：AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)⥫⥬AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)与反应时间(t)的关系如图所示。 (1)tm时，v正 v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。 (2)tm时v逆 tn时v逆(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是 。 答案：(1)大于　(2)小于　tm时生成物浓度较低 解析：(1)tm时，反应正向进行，故v正大于v逆。 (2)由于tm时生成物AsO的浓度小于tn时AsO的浓度，因v逆的大小取决于生成物浓度的大小，故tm时的v逆小于tn时的v逆。 3．CrO和Cr2O在溶液中可相互转化。室温下，初始浓度为1.0 mol·L－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O)随c(H＋)的变化如图所示。 (1)用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应 。 (2)由图可知，溶液酸性增大，CrO的平衡转化率 (填“增大”“减小”或“不变”)。根据A点数据，计算出该转化反应的平衡常数为 。 (3)升高温度，溶液中CrO的平衡转化率减小，则该反应的ΔH 0(填“大于”“小于”或“等于”)。 答案：(1)2CrO＋2H＋⥫⥬Cr2O＋H2O　(2)增大　1.0×1014　 (3)小于 解析：(1)由信息CrO和Cr2O在溶液中可相互转化，再结合图像知，Na2CrO4溶液中的转化反应为2CrO＋2H＋⥫⥬Cr2O＋H2O。(2)由图可知，溶液的酸性增强，Cr2O的浓度越大，平衡向正反应方向移动，因此CrO的平衡转化率增大；由反应2CrO＋2H＋⥫⥬Cr2O＋H2O得该转化反应的平衡常数表达式为K＝，根据A点数据可以得出c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1、c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1，可求出转化的c(CrO)＝0.25 mol·L－1×2＝0.5 mol·L－1，进一步可得平衡时c(CrO)＝0.5 mol·L－1，代入表达式中得平衡常数K＝1.0×1014。(3)溶液中CrO的平衡转化率减小，说明平衡向逆反应方向移动，由升高温度平衡向吸热的方向移动，得出正反应为放热反应，即ΔH小于0。 外界条件对反应速率和化学平衡的影响思维流程 1．汽车尾气中的NO(g)和CO(g)在一定温度和催化剂条件下可发生反应：2NO(g)＋2CO(g)⥫⥬N2(g)＋2CO2(g)　ΔH。 (1)已知：CO的标准燃烧热ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1，N2(g)＋O2(g)⥫⥬2NO(g)　ΔH2＝180.5 kJ·mol－1。 则ΔH＝ 。 (2)某研究小组探究催化剂对CO、NO转化的影响。将NO和CO以一定的流速通过两种不同的催化剂进行反应，相同时间内测量逸出气体中NO含量，从而确定尾气脱氮率(脱氮率即NO的转化率)，结果如图所示。 ①以下说法正确的是 (填标号)。 A．两种催化剂均能降低活化能，但ΔH不变 B．相同条件下，改变压强对脱氮率没有影响 C．曲线 Ⅱ 对应的催化剂适用于450 ℃左右脱氮 D．曲线 Ⅱ 对应的催化剂脱氮率比曲线 Ⅰ 对应的催化剂高 ②若低于200 ℃，图中曲线 Ⅰ 脱氮率随温度升高而变化不大的主要原因为 ； 判断a点是否为对应温度下的平衡脱氮率，并说明其理由： 。 答案：(1)－746.5 kJ·mol－1　(2)①AC　②温度较低时，催化剂的活性偏低　不是平衡脱氮率。因为该反应为放热反应，根据曲线 Ⅱ 可知，a点对应温度下的平衡脱氮率应该更高 解析：(1)已知①CO(g)＋O2(g)⥫⥬CO2(g)　ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1，②N2(g)＋O2(g)⥫⥬2NO(g)　ΔH2＝180.5 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由①×2－②，可得2NO(g)＋2CO(g)⥫⥬N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＝2ΔH1－ΔH2＝(－283.0 kJ·mol－1)×2－180.5 kJ·mol－1＝－746.5 kJ·mol－1。(2)①催化剂能降低反应的活化能，但不影响反应热ΔH，A正确；该反应前后气体分子数不相等，改变压强，平衡发生移动，脱氮率改变，B错误；曲线 Ⅱ 在450 ℃左右脱氮率最高，因此曲线 Ⅱ 对应的催化剂适合450 ℃左右脱氮，C正确；平衡脱氮率只与温度有关，使用催化剂，可以增大反应速率，但不能改变反应限度，D错误。②低于200 ℃时，曲线 Ⅰ 脱氮率随温度升高而变化不大，主要是因为温度较低时，催化剂的活性偏低。a点不是对应温度下的平衡脱氮率，因为该反应为放热反应，若a点为对应温度下的平衡脱氮率，则升高温度，平衡脱氮率应降低，根据曲线 Ⅱ 可知，a点不是对应温度下的平衡脱氮率。 2．(1)向2 L密闭容器中加入2 mol CO2和6 mol H2，在适当催化剂作用下，发生反应：CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(l)＋H2O(l)。 下列叙述能说明此反应达到平衡状态的是 (填标号)。 a．v(CO2)正＝3v(H2)逆 b．H2和CH3OH的质量之比不再变化 c．混合气体的密度保持不变 d．CO2气体体积分数保持不变 (2)改变温度，使反应CO2(g)＋3H2(g)⥫⥬CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＜0中的所有物质都为气态。起始温度、体积相同(T1 ℃、2 L密闭容器)。反应过程中部分数据如表所示： ①达到平衡时，反应 Ⅰ 、 Ⅱ 对比：平衡常数K( Ⅰ ) (填“＞”“＜”或“＝”，下同)K( Ⅱ )；平衡时气体的密度ρ( Ⅰ ) ρ( Ⅱ )。 ②对反应 Ⅰ ，前20 min内的平均反应速率v(CH3OH)＝ mol·L－1·min－1。 答案：(1)bc　(2)①＞　＝　②0.012 5 解析：(1)反应达到平衡状态时，3v(CO2)正＝v(H2)逆，a错误；达到平衡状态时各组分浓度保持不变，由于容器容积不变，故达到平衡状态时，H2和CH3OH的质量之比不再发生变化，b正确；容器容积不变，随反应的进行，混合气体质量逐渐减小，则混合气体的密度也逐渐减小，当混合气体的密度保持不变时，反应达到平衡状态，c正确；反应前加入的CO2和H2的物质的量之比为1∶3，反应中消耗的CO2和H2的物质的量之比也为1∶3，故CO2的体积分数始终保持不变，不能由此判断反应是否达到平衡状态，d错误。综上分析，根据bc可判断反应达到平衡状态。(2)①反应 Ⅰ 在恒温恒容条件下进行，反应 Ⅱ 在绝热恒容条件下进行，该反应为放热反应，随着反应的进行，反应 Ⅱ 中的温度高于反应 Ⅰ 中的温度，升高温度平衡向逆反应方向移动，则平衡常数减小，故平衡常数K( Ⅰ )＞K( Ⅱ )。由于容器容积相等，且混合气体的质量也相等并保持不变，故达到平衡时，反应 Ⅰ 、反应 Ⅱ 中混合气体的密度相等。②根据表格中数据可知前20 min内消耗CO2的物质的量为0.5 mol，则v(CO2)＝＝0.012 5 mol·L－1·min－1，该反应中CO2、CH3OH的化学计量数相同，则v(CH3OH)＝v(CO2)＝0.012 5 mol·L－1·min－1。 3．甲醇是新型的汽车动力燃料。工业上可通过H2和CO化合制备甲醇，该反应的热化学方程式为2H2(g)＋CO(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH1＝－116 kJ·mol－1。 (1)下列措施中有利于提高2H2(g)＋CO(g)⥫⥬CH3OH(g)反应速率及原料平衡转化率的是 (填标号)。 A．分离出CH3OH　　 B．升高温度 C．增大压强 D．加入合适的催化剂 (2)在容积为2 L的恒容容器中，分别在230 ℃、250 ℃、270 ℃下，改变H2和CO的起始组成比[n(H2)/n(CO)]，起始时CO的物质的量固定为1 mol，实验结果如图所示： ①Z曲线对应的温度是 ，判断的依据是 。 ②从图中可以得出的结论是(写两条) 、 。 (3)利用图中a点对应的数据，计算Z曲线对应温度下反应2H2(g)＋CO(g)⥫⥬CH3OH(g)的平衡常数为 ；若在a点向容器中再充入1.5 mol CH3OH和0.5 mol H2，则原平衡 (填“向正反应方向”“向逆反应方向”或“不”)移动。 答案：(1)C　(2)①270 ℃　该反应是放热反应，温度越高平衡转化率越低，在n(H2)/n(CO)相同的条件下，Z曲线的CO的平衡转化率最低，故Z曲线对应的温度为270 ℃ ②相同温度下，CO的平衡转化率随n(H2)/n(CO)增大而增大　在n(H2)/n(CO)相同的条件下，温度越低，CO的平衡转化率越高或温度越高，CO的平衡转化率越低　(3)16　不 解析：(1)分离出CH3OH，平衡正向移动，可提高原料的转化率，但反应速率减小，A不符合题意；升高温度，反应速率增大，但平衡逆向移动，原料的转化率降低，B不符合题意；增大压强，平衡正向移动，且能增大反应速率，C符合题意；加入合适的催化剂能增大反应速率，但对化学平衡移动无影响，D不符合题意。(2)①合成CH3OH的反应为放热反应，在n(H2)/n(CO)相同的条件下，温度越高CO的平衡转化率越低，故题图中Z曲线对应的温度为270 ℃。②从题图中可看出在温度相同的条件下，n(H2)/n(CO)越大，CO的平衡转化率越高；在n(H2)/n(CO)相同的条件下，反应的温度越低，CO的平衡转化率越高(或温度越高，CO的平衡转化率越低)。(3)根据题图知a点对应的n(H2)/n(CO)＝1.5，又起始时CO的物质的量为1 mol，则起始时H2的物质的量为1.5 mol，结合a点CO的平衡转化率为50%，由三段式法可知平衡时CO、H2、CH3OH的浓度均为0.25 mol·L－1，则根据反应的化学方程式可计算平衡常数K＝＝16。在a点时再充入1.5 mol CH3OH和0.5 mol H2，此时容器中CO、H2、CH3OH的物质的量浓度分别为0.25 mol·L－1、0.5 mol·L－1、1 mol·L－1，则Qc＝＝16＝K，故原平衡不移动。 命题热点2　化学反应速率和化学平衡的有关计算 1．某温度下，将2 mol CO与5 mol H2的混合气体充入容积为2 L的密闭容器中，在催化剂的作用下发生反应：CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)。经过5 min后，反应达到平衡，此时c(H2)＝1 mol·L－1。请回答： (1)5 min内CO的平均反应速率为0.15 mol·L－1·min－1。 (2)该反应的平衡常数表达式为K＝，其值为3。 (3)CO、H2的转化率分别为75%、60%。 (4)平衡时，CH3OH(g)的体积分数为37.5%。 (5)若保持体积不变，再充入2 mol CO和1.5 mol CH3OH，此时v(正)＞(填“＞”“＜”或“＝”)v(逆)。此时平衡向正反应(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，平衡常数为3。 (6)在其他条件不变的情况下，再增加2 mol CO与5 mol H2，达到新平衡时，CO的转化率增大(填“增大”“减小”或“不变”，下同)，平衡常数不变。 (7)若升高温度，平衡常数减小，则该反应的ΔH＜0(填“＞”或“＜”)。 2．(1)对于N2(g)＋3H2(g)⥫⥬2NH3(g)　K1 2NH3(g)⥫⥬N2(g)＋3H2(g)　K2 NH3(g)⥫⥬N2(g)＋H2(g)　K3 则K1与K2的关系为K1·K2＝1，K2与K3的关系为K2＝K或K3＝，K3与K1的关系为K1·K＝1。 (2)已知A＋B⥫⥬2C　K1，C＋D⥫⥬E　K2，则A＋B＋2D⥫⥬2E的K3＝K1·K(用K1、K2表示)。 3．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)化学平衡正向移动，反应物转化率和平衡常数均一定增大(　　×　　) (2)升高温度，化学平衡常数一定增大(　　×　　) (3)反应A(g)＋3B(g)⥫⥬2C(g)达平衡后，温度不变，增大压强，平衡正向移动，平衡常数K值增大(　　×　　) (4)当某时刻的浓度商Qc＞K时，平衡向逆反应方向移动(　　√　　) (5)K＝，温度升高，K增大，则CO2(g)＋H2(g)⥫⥬CO(g)＋H2O(g)　ΔH＞0(　　×　　) (6)增大反应物的浓度，反应物的转化率一定减小(　　×　　) 1．(1)F.Daniels等曾利用测压法在刚性反应器中研究了25 ℃时N2O5(g)分解反应： 其中NO2二聚为N2O4的反应可以迅速达到平衡。体系的总压强p随时间t的变化如下表所示[t＝∞时，N2O5(g)完全分解]： t/min 0 40 80 160 260 1 300 1 700 ∞ p/kPa 35.8 40.3 42.5 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1 ①研究表明，N2O5(g)分解的反应速率v＝2×10－3×pN2O5(kPa·min－1)。t＝62 min时，测得体系中pO2＝2.9 kPa，则此时的pN2O5＝ kPa，v＝ kPa·min－1。 ②若提高反应温度至35 ℃，则N2O5(g)完全分解后体系压强p∞(35 ℃) 63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是 。 ③25 ℃时N2O4(g)⥫⥬2NO2(g)反应的平衡常数Kp＝ kPa(Kp为以分压表示的平衡常数，计算结果保留1位小数)。 (2)对于反应2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g)，R.A.Ogg提出如下反应历程： 第一步　N2O5⥫⥬NO2＋NO3　快速平衡 第二步　NO2＋NO3―→NO＋NO2＋O2　慢反应 第三步　NO＋NO3―→2NO2　快反应 其中可近似认为第二步反应不影响第一步反应的平衡。下列表述正确的是 (填标号)。 A．v(第一步的逆反应)>v(第二步反应) B．反应的中间产物只有NO3 C．第二步中NO2与NO3的碰撞仅部分有效 D．第三步反应活化能较高 答案：(1)①30.0　6.0×10－2　②大于　温度升高，体积不变，总压强增大；NO2二聚为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，体系物质的量增加，总压强提高　③13.4　(2)AC 解析：(1)①t＝62 min时，体系中pO2＝2.9 kPa，根据三段式法得 则62 min时pN2O5＝30.0 kPa，v＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×10－2 kPa·min－1。②刚性反应容器的容积不变，25 ℃ 、N2O5(g)完全分解时体系的总压强为63.1 kPa，升高温度，从两个方面分析：一方面是容积不变，升高温度，体系总压强增大；另一方面，2NO2⥫⥬N2O4的逆反应是吸热反应，升温，平衡向生成NO2的方向移动，体系物质的量增大，故体系总压强增大。③N2O5完全分解生成N2O4和O2，起始pN2O5＝35.8 kPa，其完全分解时pN2O4＝35.8 kPa，pO2＝17.9 kPa，设25 ℃平衡时N2O4转化了x，则 35．8 kPa－x＋2x＋17.9 kPa＝63.1 kPa，解得x＝9.4 kPa。平衡时，pN2O4＝26.4 kPa，pNO2＝18.8 kPa，K＝＝ kPa≈13.4 kPa。(2)快速平衡，说明第一步反应的正、逆反应速率都较大，则第一步反应的逆反应速率大于第二步反应的速率，A正确；反应的中间产物除NO3外还有NO，B错误；第二步反应慢，说明有效碰撞次数少，C正确；第三步反应快，说明反应活化能较低，D错误。 2．(2023·全国甲卷，节选)甲烷选择性氧化制备甲醇是一种原子利用率高的方法。回答下列问题。 已知下列反应的热化学方程式： ①3O2(g)===2O3(g)　K1 ΔH1＝285 kJ·mol－1 ②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l)　K2　ΔH2＝－329 kJ·mol－1 反应③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝－307 kJ·mol－1 (1)电喷雾电离等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)与O3反应可得MO＋。MO＋与CH4反应能高选择性地生成甲醇。分别在300 K和310 K下(其他反应条件相同)进行反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，结果如下图所示。图中300 K的曲线是 (填“a”或“b”)。300 K、60 s时MO＋的转化率为 (列出算式)。 (2)MO＋分别与CH4、CD4反应，体系的能量随反应进程的变化如下图所示(两者历程相似，图中以CH4示例)。 (ⅰ)步骤 Ⅰ 和 Ⅱ 中涉及氢原子成键变化的是 (填“ Ⅰ ”或“ Ⅱ ”)。 (ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线 (填“c”或“d”)。 (ⅲ)MO＋与CH2D2反应，氘代甲醇的产量CH2DOD (填“＞”“＜”或“＝”)CHD2OH。若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇有 种。 答案：(1)b　×100%(或×100%) (2)(ⅰ) Ⅰ　(ⅱ)c　(ⅲ)＜　2 解析：(1)根据图示信息可知，纵坐标表示－lg[]，即与MO＋的微粒分布系数成反比，与M＋的微粒分布系数成正比。则同一时间内，b曲线生成M＋的物质的量浓度比a曲线的小，证明化学反应速率慢，又因同一条件下降低温度化学反应速率减慢，所以曲线b表示的是300 K条件下的反应；根据上述分析结合图像可知，300 K、60 s时－lg[]＝0.1，则＝10－0.1，利用数学关系式可求出c(M＋)＝(100.1－1)c(MO＋)，根据反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH可知，生成的M＋即为转化的MO＋，则MO＋的转化率为×100%或×100%； (2) (ⅰ)步骤 Ⅰ 涉及的是碳氢键的断裂和氢氧键的形成，步骤 Ⅱ 中涉及碳氧键形成，所以符合题意的是步骤 Ⅰ ； (ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则此时正反应活化能会增大，根据图示可知，MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线c； (ⅲ)MO＋与CH2D2反应时，因直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则单位时间内产量会下降，则氘代甲醇的产量CH2DOD＜CHD2OH；根据反应机理可知，若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇可能为CHD2OD或CD3OH共2种。 反应速率和化学平衡有关计算模板——三段式 (1)vA＝。 (2)αA＝×100%。 (3)K＝ 。 (4)生成物的产率：实际产量占理论产量的百分数。一般来说，转化率越高，原料利用率越高，产率越高。 产率＝×100%。 (5)混合物中某组分的百分含量＝×100%。 1．工业上可通过煤的液化合成甲醇，主反应为CO(g)＋2H2(g) CH3OH(l)　ΔH＝a。已知：常温下CH3OH、H2和CO的标准燃烧热分别为ΔH＝－726.5 kJ·mol－1、ΔH＝－285.5 kJ·mol－1、ΔH＝－283.0 kJ·mol－1；CH3OH(l)的汽化热为35.32 kJ·mol－1(汽化热是指1 mol 物质由液态变为气态所吸收的热量)。 (1)a＝ ；提高合成甲醇反应的选择性的关键因素是 。 (2)T K下，在容积为1.00 L的某密闭容器中进行CO、H2合成甲醇的反应，相关数据如图1。 ①该化学反应0～10 min内的平均反应速率v(H2)＝ ；M点和N点的逆反应速率较大的是 [填“v逆(M)”“v逆(N)”或“不能确定”]。 ②10 min时容器内CO的体积分数为 。 ③对于气相反应，常用某组分(B)的平衡压强(pB)代替物质的量浓度(cB)表示平衡常数(以Kp表示)，其中，pB＝p总×B的体积分数；若在T K下平衡气体总压强为x atm，则该反应的Kp＝ (计算表达式)。实验测得不同温度下的ln K(化学平衡常数K的自然对数)如图2所示，请分析ln K随温度呈现如图2所示变化趋势的原因 。 答案：(1)－127.5 kJ·mol－1　催化剂(或提高催化剂的选择性) (2)①0.12 mol·L－1·min－1　不能确定　②(或22.22%) ③ atm－2　反应的正反应为放热反应，温度升高平衡逆向移动，平衡常数减小，ln K减小 解析：(1)根据CH3OH、H2和CO的标准燃烧热数据，可得①CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－726.5 kJ·mol－1，②H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.5 kJ·mol－1，③CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH＝－283.0 kJ·mol－1，根据盖斯定律，由③＋②×2－①，可得CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(l)　ΔH＝－127.5 kJ·mol－1。合成甲醇的反应需要催化剂，因此提高合成甲醇反应选择性的关键因素是催化剂。(2)由题意可得CO(g)＋2H2(g)⥫⥬CH3OH(g)　ΔH＝(－127.5 kJ·mol－1)＋35.32 kJ·mol－1＝－92.18 kJ·mol－1。①0～10 min内，v(H2)＝＝0.12 mol·L－1·min－1。根据题图1知，N点时反应未达平衡，N点的逆反应速率小于平衡时的逆反应速率，15 min 后平衡发生移动，H2的物质的量浓度减小，平衡正向移动，但由于造成平衡移动的原因未知，因此无法判断M点的逆反应速率与原平衡逆反应速率的大小，所以M点和N点的逆反应速率大小无法比较。②根据题图1知，10 min时n(CO)＝0.4 mol，n(H2)＝0.8 mol，n(CH3OH)＝0.6 mol，故容器内CO的体积分数为×100%≈22.22%。③根据题图1知，10 min时反应达到平衡，n(CO)＝0.4 mol，n(H2)＝0.8 mol，n(CH3OH)＝0.6 mol，CO的体积分数为＝，H2的体积分数为＝，CH3OH的体积分数为＝，故该反应的Kp＝ atm－2。 2．利用乙苯与苯乙烯之间的可逆反应来实现脱氢和加氢： 维持体系总压恒定，在温度T时，物质的量为n、体积为V的乙苯蒸气发生催化脱氢。已知乙苯的平衡转化率α，则在该温度下反应的平衡常数K＝ (用含α、n、V的代数式表示)。 答案： 解析：根据反应平衡时n(乙苯)＝n(1－α)，n(苯乙烯)＝nα，n(H2)＝nα，由于体系总压恒定，所以反应前后物质的量之比等于其体积之比，有n∶(n＋nα)＝V∶V(反应后)，V(反应后)＝(1＋α)V，故该温度下反应的平衡常数K＝＝。 3．用焦炭还原NO2的反应为2NO2(g)＋2C(s)⥫⥬N2(g)＋2CO2(g)，在恒温条件下，1 mol NO2和足量C发生该反应，测得平衡时NO2和CO2的物质的量浓度与平衡总压的关系如图所示： (1)A、C两点的浓度平衡常数关系：Kc(A) (填“＜”“＞”或“＝”)Kc(C)。 (2)A、B、C三点中NO2的转化率最高的是 (填“A”“B”或“C”)点。 (3)计算B点时该反应的压强平衡常数Kp(B)＝ (Kp是用平衡分压代替平衡浓度进行计算，分压＝总压×物质的量分数)。 答案：(1)＝　(2)C　(3)3.2 MPa 解析：　(1)A、C两点的温度相同，所以平衡常数相等。(2)由题图知，A、B、C三点中NO2的转化率最高的是C点。(3)B点时，设反应达平衡时，生成的CO2的物质的量为2a mol，根据三段式法得： 由题图知，B点时，NO2和CO2浓度相等，则1－2a＝2a，解得a＝0.25，则B点时NO2和CO2的分压也相等，所以Kp(B)＝＝p(N2)＝16 MPa×＝3.2 MPa。 Kp的计算步骤 (1)计算平衡体系中各物质的nx或cx。 (2)计算各气体的物质的量分数φx＝。 (3)计算各气体的分压px＝×p总。 (4)代入Kp表达式。如A(g)＋2B(g)⥫⥬C(g)　Kp＝。 学科网（北京）股份有限公司 $$