第2章 章末提升课 第1课时 平衡常数、速率常数的综合应用（配套教参Word）-【步步高】2025-2026学年高二化学选择性必修1 化学反应原理学习笔记（人教版 浙江专版）

该高中化学讲义通过系统梳理压强平衡常数、速率常数及多重平衡计算构建知识体系，以“三步计算法”框架图呈现分压计算逻辑，用三段式表格明晰各组分变化关系，突出平衡常数与反应限度、速率的内在联系，体现化学观念中物质变化规律的核心。 讲义亮点在于“概念-例题-变式”递进设计，如结合高考真题（例1湖北卷）解析压强平衡常数计算，通过速率方程推导平衡常数与速率常数关系（例2 Bodenstein研究），培养科学思维的证据推理与模型建构能力。课时对点练分层设置，基础题巩固计算步骤，综合题提升复杂体系分析能力，助力学生自主复习，教师可精准把握重难点实施教学。

章末提升课 第1课时　平衡常数、速率常数的综合应用 [核心素养发展目标]　1.了解压强平衡常数的概念，掌握速率常数与平衡常数的关系，并能进行多重平衡体系的简单计算。2.通过对复杂平衡体系化学反应速率和化学平衡的分析与计算，建立分析实际工业生产时要从反应的限度、快慢、选择性等综合调控化学反应的意识。 一、压强平衡常数 　　由于利用压强计算平衡常数更贴近以气体为主的生产实际，是近几年高考计算的常青树。主要包括恒温恒容和恒温恒压两种反应体系，用到的方法主要是利用三段式和定义式的计算。为了便于入题，同学有必要了解分压及分压常数的含义。 1.压强平衡常数(Kp)的概念 在化学平衡体系中，由各气体物质的分压替代浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数，用符号Kp表示，其单位与表达式有关。 2.表达式 对于一般的可逆反应mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定温度下，达到平衡时，其压强平衡常数Kp=。其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)表示对应物质的分压。 注意　①混合气体中某组分的分压=总压×该组分的物质的量分数，pB=p总×。 ②混合气体的总压等于相同温度下各组分气体的分压之和，即p总=pA+pB+pC+…。 例1　[2023·湖北，19(4)]纳米碗C40H10是一种奇特的碗状共轭体系。高温条件下，C40H10可以由C40H20分子经过连续5步氢抽提和闭环脱氢反应生成。 1 200 K时，假定体系内只有反应C40H12(g)C40H10(g)+H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0(即C40H12的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。  解题思路　三步计算压强平衡常数 第一步：列三段式，计算平衡时各组分的物质的量，再加和得n(总)。 设起始量为1 mol，则根据信息列出三段式： 　　　　　　　　　　C40H12(g)C40H10(g)+H2(g) 起始量/mol　　　　　1　　　　　　0　　　0 变化量/mol　　　　　α　　　　　　α　　　α 平衡量/mol　　　　　1-α　　　　　α　　　α 第二步：求分压，先计算n(总)与各组分的物质的量分数，再求平衡时各组分的分压。 用各物质表示的分压分别为p(C40H12)=p0×，p(C40H10)=p0×，p(H2)=p0×， 第三步：代入Kp表达式计算压强平衡常数。 Kp==。 答案　 例2　[2023·新课标卷，29(4)③]在不同压强下，以两种不同组成进料，反应达平衡时氨的摩尔分数与温度的计算结果如图所示。其中一种进料组成为=0.75、=0.25。(物质i的摩尔分数：xi=) 图中，当p2=20 MPa、=0.20时，氮气的转化率α=　　　　　　　　。该温度时，反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常数Kp=　　　　　　　　(MPa)-1(化为最简式)。  答案　33.33%　 解析　进料组成为=0.75、=0.25，两者物质的量之比为3∶1。假设进料中氢气和氮气的物质的量分别为3 mol和1 mol，达到平衡时氮气的变化量为x mol，则有： 　　　　　N2(g)+3H2(g)2NH3(g) 始/mol　　1　　　3　　　　　0 变/mol　　x　　　3x　　　　2x 平/mol　　1-x　　3-3x　　　2x 当p2=20 MPa、=0.20时，==0.20，解得x=，则氮气的转化率α=≈33.33%，平衡时N2、H2、NH3的物质的量分别为 mol、2 mol、 mol，其物质的量分数分别为、、，则该温度下==(MPa)-2，因此，该温度时反应N2(g)+H2(g)NH3(g)的平衡常数Kp===(MPa)-1。 1.在300 ℃、8 MPa下，将CO2和H2按物质的量之比为1∶3通入恒压密闭容器中发生反应：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，达到平衡时，测得CO2的平衡转化率为50%，则该反应条件下的压强平衡常数Kp=　　　　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。  答案　 MPa-2 解析　设起始时通入1 mol CO2、3 mol H2，列三段式： 　　　　　　　　　CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) 起始量/mol　　　　1　　　3　　　　0　　　　　0 变化量/mol　　　　0.5　　1.5　　　0.5　　　　0.5 平衡量/mol　　　　0.5　　1.5　　　0.5　　　　0.5 p(CO2)=p(CH3OH)=p(H2O)=8× MPa= MPa，p(H2)=8× MPa=4 MPa，所以Kp= MPa-2= MPa-2。 2.[2023·全国乙卷，28(3)]将FeSO4置入抽空的刚性容器中，升高温度发生分解反应：2FeSO4(s)Fe2O3(s)+SO2(g)+SO3(g)(Ⅰ)。平衡时-T的关系如图所示。660 K时，该反应的平衡总压p总=　　　　　　kPa、平衡常数Kp(Ⅰ)=　　　　　　(kPa)2。Kp(Ⅰ)随反应温度升高而　　　　　(填“增大”“减小”或“不变”)。  答案　3.0　2.25　增大 解析　660 K时，=1.5 kPa，则=1.5 kPa，因此，该反应的平衡总压p总=3.0 kPa、平衡常数Kp(Ⅰ)=·=1.5 kPa×1.5 kPa=2.25(kPa)2。由图中信息可知，随着温度升高而增大，因此，Kp(Ⅰ)随反应温度升高而增大。 　　等温等容时，可以用物质的量分数计算分压，也可以用压强直接列三段式计算。 二、速率常数及其与平衡常数的关系 　　对于反应aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，若v正、v逆可分别表示为v正=k正·ca(A)·cb(B)、v逆=k逆·cc(C)·cd(D)。达平衡时v正=v逆，平衡常数K==，故K=。 例1　2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g)　ΔH=-746.5 kJ·mo，测得在某温度下一定体积的密闭容器中，NO和CO浓度随时间的变化如表所示： 时间/s 浓度/(10-3mol·L-1) 0 2 4 6 c(NO) 1.00 0.25 0.10 0.10 c(CO) 3.60 2.85 2.70 2.70 (1)前4 s内的速率v(NO)=　　　　。  (2)实验测得，v正=k正·c2(NO)·c2(CO)，v逆=k逆·c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆为速率常数)。在一定温度下，向2 L的密闭容器中充入NO和CO气体各1 mol，NO的转化率为40%时达到化学平衡，则=　　　　(保留两位小数)。  答案　(1)2.25×10-4mol·L-1·s-1　(2)0.49 解析　(1)前4 s内NO的浓度变化量为1.00×10-3 mol·L-1-0.10×10-3 mol·L-1=9.00×10-4 mol·L-1，则前4 s内的速率v(NO)==2.25×10-4 mol·L-1·s-1。 (2)由题意列出三段式： 　　　　　　　　2NO+2CON2+2CO2 开始/(mol·L-1)　　0.5　　0.5　　0　　0 变化/(mol·L-1)　　0.2　　0.2　　0.1　0.2 平衡/(mol·L-1)　　0.3　　0.3　　0.1　0.2 平衡时v正=v逆，即k正×0.32×0.32=k逆×0.1×0.22，解得≈0.49。 例2　Bodenstein研究了反应：2HI(g)H2(g)+I2(g)　ΔH>0。 在716 K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如表所示： t/min 0 20 40 60 80 120 x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 0.784 (1)根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为　　　　　　　　　。  (2)上述反应中，正反应速率v正=k正·x2(HI)，逆反应速率v逆=k逆·x(H2)·x(I2)，其中k正、k逆为正、逆反应速率常数，则k逆=　　　　(用含K和k正的代数式表示)。若起始时，x(HI)=1，k正=0.002 7 min-1，则在t=40 min时，v正=　　　　min-1(结果保留3位有效数字)。  答案　(1)　(2)　1.95×10-3 1.向某恒容密闭容器中充入等物质的量的PCl3(g)和Cl2(g)，发生如下反应：PCl3(g)+Cl2(g)PCl5(g)，测得不同温度下PCl3(g)的转化率α与时间的关系如图所示。其速率方程为v正=k正·c(PCl3)·c(Cl2)，v逆=k逆·c(PCl5)(k是速率常数)，下列说法错误的是(　　) A.该反应的ΔH<0 B.M点：> C.升高温度，k正增大的倍数小于k逆增大的倍数 D.T1时，若平衡体系中c(Cl2)=0.25 mol·，则=18 答案　D 解析　由图可知，T2先达到平衡，说明速率快，T2>T1，T2平衡时PCl3的转化率低，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，正反应为放热反应，ΔH<0，A正确；M点未达到平衡，则正反应速率大于逆反应速率，即k正·c(PCl3)·c(Cl2)>k逆·c(PCl5)，故>，B正确；正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，K减小，说明k正增大的倍数小于k逆增大的倍数，C正确；T1时，平衡体系中PCl3的转化率为80%，c(Cl2)=0.25 mol·L-1，设PCl3初始物质的量浓度为x mol·L-1，列出三段式： 　　　　　　　PCl3(g)+ Cl2(g)PCl5(g) 初始/(mol·L-1)　　x　　　x　　　　　0 转化/(mol·L-1)　　0.8x　　0.8x　　　0.8x 平衡/(mol·L-1)　　0.2x　　0.25　　　0.8x 则===16，D错误。 2.氧硫化碳(COS)的脱硫处理。在一定条件下用水蒸气与氧硫化碳反应是常用的脱硫方法，其热化学方程式为COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g)　ΔH=-35 kJ·mol-1。 (1)向容积为2 L的密闭容器中加入等物质的量的水蒸气和氧硫化碳，在一定条件发生上述脱硫反应测得一定时间内COS(g)和CO2(g)的物质的量变化如下表所示： 物质的量 /mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40 CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60 ①0~5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)=　　　　　。  ②若15 min末改变温度为T2 ℃，由表中数据变化判断T1　　　　　(填“>”“<”或“=”)T2。  ③若15 min末保持温度T1℃不变，向该容器中继续加入水蒸气和氧硫化碳各2 mol，重新达到平衡时，CO2(g)的物质的量　　　　　(填字母)。  a.等于1.2 mol b.等于2.4 mol c.1.2 mol<n(CO2)<2.4 mol d.大于2.4 mol (2)实验测得：v正=k正·c(COS)·c(H2O)，v逆=k逆·c(H2S)·c(CO2)(k正、k逆为速率常数)。若在2 L的密闭容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2 ℃温度下达到平衡时，k正∶k逆=　　　　　。  答案　(1)①0.084 mol·L-1·min-1　②>　③b　(2)16 解析　(1)①0~5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)==0.084 mol·L-1·min-1。②若15 min末改变温度为T2 ℃，由于正反应为放热反应，改变温度后，反应物浓度不断减小，则平衡正向移动，由表中数据变化判断：T1>T2。③若15 min末保持温度T1℃不变，向该容器中继续加入水蒸气和氧硫化碳各2 mol，平衡正向移动，但由于反应前后气体分子数相等，所以两平衡等效，重新达到平衡时，CO2(g)的物质的量等于2.4 mol，故选b。(2)对于反应COS(g)+H2O(g)H2S(g)+CO2(g)，向容积为2 L的密闭容器中加入2 mol水蒸气和2 mol氧硫化碳，T2℃温度下达到平衡时，COS(g)为0.40 mol，CO2(g)为1.60 mol，则K==16，若在2 L的密闭容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2℃温度下达到平衡时，K不变，仍为16，所以k正∶k逆=K=16。 三、多重平衡体系中平衡常数的计算 1.多重平衡体系：一个化学反应体系中存在多个化学反应，在一定条件下，这些反应都可以达到平衡状态，这种现象称作多重平衡现象，该体系称作多重平衡体系。 2.多重平衡反应类型 (1)连续型(耦合)反应：某物质是某反应的产物，同时又是其他反应的反应物。 (2)平行(竞争)型反应：某物质同时是多个反应的反应物。 3.多重平衡体系中有关平衡常数的计算，各组分的平衡量指的是整个平衡体系中的量，而不是指某一单一反应中的量。 例1　在1 L真空密闭容器中加入a mol PH4I固体，t ℃时发生如下反应： PH4I(s)PH3(g)+HI(g)① 4PH3(g)P4(g)+6H2(g)② 2HI(g)H2(g)+I2(g)③ 达平衡时，体系中n(HI)=b mol，n(I2)=c mol，n(H2)=d mol，则t ℃时反应①的平衡常数K为　　　　　　　　(用字母表示)。  答案　(b+)b 解析　解法一：2HI(g)H2(g)+I2(g)，因反应达到平衡时，n(I2)=c mol，即该反应生成n(H2)=c mol，反应消耗n(HI)=2c mol，则PH4I分解生成n(PH3)=n(HI)=(b+2c) mol；在反应4PH3(g)P4(g)+6H2(g)中，生成n(H2)=(d-c) mol，该反应消耗的n(PH3)=(d-c)mol，在反应PH4I(s)PH3(g)+HI(g)达到平衡时，n(HI)=b mol，n(PH3)=(b+2c) mol-(d-c) mol，该反应的化学平衡常数K=b×[(b+2c)-(d-c)]=(b+)×b。 解法二：设反应消耗了x mol PH4I，平衡时有y mol PH3，由H原子守恒得4x=b+2d+3y，由I原子守恒得x=b+2c，解得y=b+c-d，则反应①的化学平衡常数K=c(PH3)·c(HI)=(b+c-d)×b。 例2　CO2经催化加氢可以生成低碳烃，主要有以下两个竞争反应： 反应Ⅰ：CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) 反应Ⅱ：2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) 为分析催化剂对反应的选择性，在1 L密闭容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，测得有关物质的物质的量随温度变化如图所示： 该催化剂在较低温度时主要选择　　　　(填“反应Ⅰ”或“反应 Ⅱ”)。520 ℃时，反应Ⅰ的平衡常数K=　　　　　(只列算式不计算)。  答案　反应Ⅰ 解析　温度较低时，CH4的物质的量多，所以该催化剂在较低温度时主要选择反应Ⅰ。520 ℃时，由图中信息，列式： 　　　　　　　CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g) 转化/(mol·L-1)　0.2　　　0.8　　　　0.2　0.4 　　　　　　　2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g) 转化/(mol·L-1)　0.4　　　1.2　　　　0.2　　0.8 c(CO2)=(2-0.2-0.4) mol·L-1=1.4 mol·L-1， c(H2)=(4-0.8-1.2) mol·L-1=2 mol·L-1， c(H2O)=(0.4+0.8) mol·L-1=1.2 mol·L-1， 所以520 ℃时反应Ⅰ的平衡常数K=。 1.(2025·嘉兴阶段性测试)CO2的资源化利用能有效助力“碳中和”和“碳达峰”，工业上用CO2与H2催化合成甲醇，相关反应如下： 相关反应 ΔH/(kJ·mol-1) 化学平衡常数(K) ⅰ CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) ΔH1 K1 ⅱ CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g) ΔH2 K2 ⅲ CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) ΔH3 K3 (1)K1=　　　　(用含K2、K3的代数式表示)。  (2)一定温度下，向2 L的恒容密闭容器中充入3 mol H2和1 mol CO2，只发生反应ⅰ和ⅱ，经过10 min后达到平衡状态，测得平衡时气体的压强是开始时的0.7倍，CO2的平衡转化率为80%。 ①0~10 min内用CO2表示的平均反应速率v(CO2)=　　　　mol·L-1·min-1。  ②平衡时c(CH3OH)=　　　　mol·L-1。  ③该温度下反应ⅱ的化学平衡常数K=　　　　。  答案　(1)K2·K3　(2)①0.04　②0.3　③0.8 解析　(1)根据三个方程式的关系，结合盖斯定律，反应ⅰ是由反应ⅱ和反应ⅲ相加推出。(2)由题意可知，充入3 mol H2和1 mol CO2，根据原子守恒得n(H)=6 mol，n(C)=1 mol，n(O)=2 mol，平衡时气体的压强是开始时的0.7倍，所以平衡时，气体的总物质的量为(3+1)mol×0.7=2.8 mol，CO2的平衡转化率为80%，则二氧化碳剩余0.2 mol。设反应平衡时，n(H2)=x mol，n(CO)=y mol，n(H2O)=z mol，n(CH3OH)=m mol，并且n=0.2 mol，根据原子守恒关系可以列出算式： 0.2+x+y+z+m=2.8 2x+2z+4m=6 0.2+y+m=1 0.4+y+z+m=2， 解得：x=1，y=0.2，z=0.8，m=0.6。则v(CO2)==0.04 mol·L-1·min-1；平衡时c(CH3OH)==0.3 mol·L-1；反应ⅱ的平衡常数K===0.8。 2.[2023·河北，17(1)②③]氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性质以及氮的循环利用对解决环境和能源问题都具有重要意义。 恒温下，将1 mol空气(N2和O2的体积分数分别为0.78和0.21，其余为惰性组分)置于容积为V L的恒容密闭容器中，假设体系中只存在如下两个反应： ⅰ.N2(g)+O2(g)2NO(g)　K1　ΔH1=+181 kJ·mol-1 ⅱ.2NO(g)+O2(g)2NO2(g)　K2　ΔH2=-114 kJ·mol-1 ②以下操作可以降低上述平衡体系中NO浓度的有　　　　(填标号)。  A.缩小体积 B.升高温度 C.移除NO2 D.降低N2浓度 ③若上述平衡体系中c(NO2)=a mol·L-1，c(NO)=b mol·L-1，则c(O2)=　　　　 mol·L-1，K1=　　　　 (写出含a、b、V的计算式)。  答案　②CD　③-　 解析　②缩小体积，所有物质浓度均增大，A不符合题意；升高温度，平衡向吸热方向移动，反应ⅰ为吸热反应，则升温平衡正向移动，反应 ⅱ 为放热反应，升温平衡逆向移动，NO浓度增大，B不符合题意；移除NO2，反应 ⅱ 向正向进行，NO浓度降低，C符合题意；降低N2浓度，平衡ⅰ逆向移动，消耗NO，NO浓度降低，D符合题意。 ③根据三段式， 　　　　　　　　　　N2(g)+　　O2(g)　　2NO(g) 起始/(mol·L-1)　　　　　　　　　　　　　0 改变/(mol·L-1)　　　　　　　　　　　　a+b 平衡/(mol·L-1)　　　-　　-　　　a+b 　　　　　　　　　　2NO(g)+　　　O2(g)　　2NO2(g) 起始/(mol·L-1)　　　　a+b　　　　　-　　　　0 改变/(mol·L-1)　　　　a　　　　　　　　　　　　　a 平衡/(mol·L-1)　　　　b　　　　　　--　　　a K1==。 课时对点练 [分值：100分] [1~6题，每小题8分] 1.在温度为T时，将NH4HS(s)置于抽真空的容器中，当反应NH4HS(s)NH3(g)+H2S(g)达到平衡时，测得总压强为p，则该反应的压强平衡常数Kp为(　　) A.p B.p2 C.p2 D.p 答案　C 解析　NH4HS(s)NH3(g)+H2S(g) 起始　　0　　　　　0 平衡　　p　　　　　p 则该反应的平衡常数Kp=p(H2S)·p(NH3)=p·p=p2。 2.常压下羰基化法精炼镍的原理为Ni(s)+4CO(g)Ni(CO)4(g)　ΔH<0。230 ℃时，该反应的平衡常数K=2×10-5。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，固体杂质不参与反应。 第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4； 第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230 ℃制得高纯镍。 下列判断错误的是(　　) A.第一阶段，选择反应温度应高于42.2 ℃ B.第一阶段增加c(CO)，平衡正向移动，反应的平衡常数不变 C.第二阶段，Ni(CO)4几乎完全分解 D.第二阶段，及时分离出Ni，有利于平衡移动 答案　D 解析　Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，第一阶段反应温度应高于沸点，便于分离出气态Ni(CO)4，故A正确；平衡常数只与温度有关，则增加c(CO)，平衡正向移动，反应的平衡常数不变，故B正确；ΔH<0，升高温度平衡向逆反应方向移动，230 ℃时，该反应的平衡常数K=2×10-5，可知Ni(CO)4的分解率较大，故C正确；第二阶段，因为Ni为固态，故及时分离出Ni对化学平衡的移动无影响，故D错误。 3.高温下，甲烷生成乙烷的反应为2CH4C2H6+H2。反应在初期阶段的速率方程为v=k·c(CH4)，其中k为反应速率常数。下列说法错误的是(　　) A.反应初期，增加甲烷浓度，v增大 B.增加H2浓度，v增大 C.该温度下，乙烷的生成速率逐渐减小 D.升高反应温度，k增大 答案　B 解析　由初期阶段的速率方程可知，增加甲烷浓度，v增大，故A正确；该温度下，随着反应的进行，甲烷的浓度逐渐减小，乙烷的生成速率逐渐减小，故C正确；升高反应温度，反应速率增大，则k增大，故D正确。 4.温度为T ℃时，反应2HI(g)H2(g)+I2(g)在体积为1 L的密闭容器中进行，起始充入1 mol HI，气体混合物中HI的物质的量分数w(HI)与反应时间t的关系如表所示： t/min 0 20 40 60 80 100 w(HI)/% 100 91 84 81 80 80 该反应的正反应速率v正=k正·c2(HI)，逆反应速率v逆=k逆·c(H2)·c(I2)，k正、k逆为速率常数，则为(　　) A. B.64 C. D.8 答案　A 解析　温度为T ℃时，体积为1 L的密闭容器中，2HI(g)H2(g)+I2(g)达到平衡时，v正=v逆，即k正·c2(HI)=k逆·c(H2)·c(I2)，故==K。由表格数据可知，平衡时w(HI)=80%，即c(HI)=0.8 mol·L-1，则平衡时c(H2)=c(I2)=0.1 mol·L-1，所以K==，即=。 5.(2024·宁波期中)在密闭容器中投入一定量CaCO3发生分解反应：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)　ΔH>0，某温度下，达到平衡时，测得体系中气体的压强为p。当其他条件不变，仅改变影响平衡的一个条件，下列说法不正确的是(　　) A.维持恒压p，往密闭容器内充入少量He，最终容器内CaCO3的质量为0 B.扩大容器体积，重新达到平衡时CO2的压强等于p C.升高温度，活化分子百分数增大，正反应速率增大，逆反应速率也增大 D.当CaCO3的质量不再变化时，表明该反应重新达到了化学平衡状态 答案　A 解析　维持恒压p，往密闭容器内充入少量He，p(CO2)减小，平衡将正向移动，但可逆反应无法完全反应，无法达到所有CaCO3反应完，即最终容器内CaCO3的质量不为0，故A不正确；根据化学方程式可知，Kp=p(CO2)=p，温度不变时，化学平衡常数不变，则扩大容器体积，重新达到平衡时CO2的压强依然为p，故B正确；升高温度，活化分子百分数增大，正、逆反应速率均增大，故C正确；CaCO3的质量随着反应进行而改变，当CaCO3的质量不再变化时，表明该反应重新达到了化学平衡状态，故D正确。 6.在保持体系总压为105 Pa的条件下进行反应：SO2(g)+O2(g)SO3(g)，原料气中SO2和O2的物质的量之比m=不同时，SO2的平衡转化率与温度(T)的关系如图所示。图中A点原料气的成分是n(SO2)=10 mol，n(O2)=24.4 mol，n(N2)=70 mol，下列有关说法正确的是(已知：用分压表示的平衡常数为Kp，分压=总压×物质的量分数)(　　) A.该反应的正反应是吸热反应 B.m1<m2<m3 C.A点时SO2的分压p(SO2)=4.0×103 Pa D.在500 ℃、m3的条件下，该反应的平衡常数Kp=5.2×10-2 P 答案　D 解析　由图可知，m相同时，温度越高，SO2的平衡转化率越小，则升高温度平衡逆向移动，该反应的正反应为放热反应，A项错误；相同条件下，增大氧气的量可增大二氧化硫的平衡转化率，则m越小，SO2的平衡转化率越大，则m1>m2>m3，B项错误；A点原料气的成分是n(SO2)=10 mol，n(O2)=24.4 mol，n(N2)=70 mol，二氧化硫的平衡转化率为88%，则： 　　　　　　　SO2(g)+O2(g)SO3(g) 起始/mol　　　10　　24.4　　　　0 转化/mol　　　8.8　　4.4　　　　8.8 平衡/mol　　　1.2　　20　　　　8.8 平衡时SO2、O2、SO3的分压分别为×105 Pa、×105 Pa、×105 Pa，即p(SO2)=1 200 Pa，C项错误；平衡常数与m无关，则500 ℃、m3的条件下，该反应的平衡常数Kp=≈5.2×10-2 P，D项正确。 7.(18分)工业上利用一氧化碳和水蒸气在一定条件下发生反应制取氢气：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)　ΔH=-41 kJ·mol-1。某小组同学研究在同温度下该反应过程中的能量变化。他们分别在容积相等的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应，获得数据如下： 容器 编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化 CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ ② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q (1)该反应过程中，反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)生成物分子化学键形成时所释放的总能量。  (2)容器①中反应达平衡时，生成H2的物质的量为　　　　。  (3)容器①的容积变为原来的一半，则CO的转化率　　　　(填“增大”“不变”或“减小”)。  (4)到达平衡时间的关系：t1　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)t2。  (5)容器②中反应的平衡常数K=　　　　，Q=　　　　。  答案　(1)小于　(2)0.8 mol　(3)不变　(4)大于　(5)1　82 kJ 解析　(1)正反应放热，反应物分子化学键断裂所吸收的总能量小于生成物分子化学键形成时所释放的总能量。(2)根据CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)　ΔH=-41 kJ·mol-1，生成1 mol H2放出41 kJ能量，容器①中反应达到平衡时，放出32.8 kJ热量；生成H2的物质的量为=0.8 mol。(3)该反应反应前后气体物质的量相等，容器①的容积变为原来的一半，压强增大，平衡不移动，则CO的转化率不变。(4)容器②的投料是①的2.5倍，容器②压强大，反应速率快，到达平衡用的时间少，所以t1大于t2。(5)容器①、②的温度相同，平衡常数相同，可以根据容器①计算平衡常数，则 　　　　　　　　CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) 初始/mol　　　　1　　　4　　　　　0　　　0 转化/mol　　　　0.8　　0.8　　　　0.8　　0.8 平衡/mol　　　　0.2　　3.2　　　　0.8　　0.8 反应的平衡常数K==1；反应前后气体系数和相等，容器②的投料是①的2.5倍，所以容器②放出的热量为容器①的2.5倍，Q=32.8 kJ×2.5=82 kJ。 8.(12分)某温度下，N2O5气体在一体积固定的容器中发生如下反应：2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)(慢反应)　ΔH<0，2NO2(g)N2O4(g)(快反应)　ΔH<0，体系的总压强p总和p(O2)随时间的变化如图所示。 (1)图中表示O2压强变化的曲线是　　　　(填“甲”或“乙”)。  (2)已知N2O5分解的反应速率v=0.12p(N2O5)(kPa·h-1)，t=10 h时，p(N2O5)=　　　　 kPa，v=　　　　 kPa·h-1(结果保留两位小数，下同)。  (3)该温度下2NO2(g)N2O4(g)反应的平衡常数Kp=　　　　 kPa-1(Kp为以分压表示的平衡常数)。  答案　 (1)乙　(2)28.2　3.38　(3)0.05 解析　(1)根据反应分析，随着反应的进行氧气的压强从0开始逐渐增大，所以乙为氧气的压强变化曲线。(2)t=10 h时，p(O2)=12.8 kPa，由2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)分析，反应的五氧化二氮的分压为25.6 kPa，起始压强为53.8 kPa，所以10 h时p(N2O5)=(53.8-25.6) kPa=28.2 kPa，N2O5分解的反应速率v=0.12p(N2O5)(kPa·h-1)=0.12×28.2 kPa·h-1≈3.38 kPa·h-1。 (3)N2O5完全分解时p(NO2)=107.6 kPa，p(O2)=26.9 kPa，设反应生成的N2O4的分压为x kPa，则可列三段式如下： 　　　　　　　　　　2NO2(g)N2O4(g) 起始分压/kPa　　　　107.6　　　　　0 改变分压/kPa　　　　2x　　　　　　x 平衡分压/kPa　　　　107.6-2x　　　x 由107.6-2x+x+26.9=94.7，解x=39.8，Kp= kPa-1≈0.05 kPa-1。 9.(8分)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应： (a)CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)　ΔH1 (b)CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2 (c)CH4(g)C(s)+2H2(g)　ΔH3 (d)2CO(g)CO2(g)+C(s)　ΔH4 (e)CO(g)+H2(g)H2O(g)+C(s)　ΔH5 设为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0=100 kPa)。反应a、c、e的ln 随(温度的倒数)×103的变化如图所示。 (1)反应a、c、e中，属于吸热反应的有　　　(填字母)。  (2)反应c的相对压力平衡常数表达式为=　　　　　　　。  (3)在图中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)=1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时，H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程。 答案　(1)ac　(2) (3)A点对应温度下反应c的ln =0，则平衡体系中==1，即=1，p(CH4)=16 kPa，初始p(CH4)=50 kPa，则CH4的平衡转化率为×100%=68%。 解析　(1)由题图可知温度越低，×103越大，反应a、c的ln 越小，说明反应a、 c随温度降低平衡逆向移动，故反应a、c为吸热反应。(2)反应c的相对压力平衡常数表达式为==。 10.(14分)(2025·慈溪期中联考)研究CO2的回收利用既可变废为宝，又可减少碳的排放。二甲醚(CH3OCH3)被誉为“21世纪的清洁燃料，由CO2和H2制备二甲醚的反应原理如下： 反应Ⅰ：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.8 kJ·mol-1 反应Ⅱ：CH3OCH3(g)+H2O(g)2CH3OH(g)　ΔH2=+23.4 kJ·mol-1 反应Ⅲ：2CO2(g)+6H2(g)CH3OCH3(g)+3H2O(g)　ΔH3 (1)T1 ℃时，将1 mol二甲醚充入某恒容密闭容器中，发生如下分解反应：CH3OCH3(g)CH4(g)+H2(g)+CO(g)，在不同时间测得容器内的总压所得数据见下表： 反应时间t/min 0 5 10 15 20 ∞ 气体总压p总/kPa 10.0 13.6 15.8 17.7 18.9 20.0 由表中数据计算：反应达平衡时，二甲醚的分解率为　　　　　　　　　，该温度下的平衡常数Kp=　　　　kPa2(Kp为用气体平衡分压代替气体平衡浓度表示的平衡常数，分压=总压×气体的物质的量分数)。  (2)恒压下将CO2和氢气按体积比1∶3混合，在不同催化剂作用下发生反应Ⅰ和反应Ⅲ，在相同的时间段内CH3OH的选择性和产率随温度的变化如图。其中：CH3OH的选择性=×100%。 ①在上述条件下，结合图像分析，合成甲醇的最佳温度是　　　　　　　　℃，最佳催化剂是　　　　　　　　。  ②温度高于230 ℃，CH3OH产率随温度升高而下降的原因是　　　　　　　　　　　　。  答案　(1)50%　25　(2)①230　CZ(Zr⁃1)催化剂　②反应Ⅰ为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CH3OH的产率下降 解析　(1)由表格数据可知，T1 ℃反应达到平衡时，气体总压为20 kPa，设二甲醚的转化量为 a mol，由方程式可知，平衡时二甲醚、甲烷、氢气、一氧化碳的物质的量分别为(1-a)mol、a mol、a mol、a mol，由恒温恒容条件下，气体的物质的量之比等于压强之比可得：(1+2a)∶1=20∶10，解得a=0.5，则二甲醚的转化率为×100%=50%，二甲醚、甲烷、氢气、一氧化碳的平衡分压都为×20 kPa=5 kPa，平衡常数Kp==25 kPa2。 (2)①由图可知，在催化剂为CZ(Zr⁃1)、230 ℃条件下，甲醇的选择性和产率都较高，则合成甲醇的最佳条件为230 ℃、CZ(Zr⁃1)催化剂。②由图可知，温度为230 ℃时，甲醇的产率最高，反应Ⅰ为放热反应，温度升高，平衡向逆反应方向移动，二氧化碳的转化率降低、甲醇的产率降低，所以温度高于230 ℃，甲醇产率随温度升高而下降。 学科网（北京）股份有限公司 $