第2章 章末提升课 第1课时 平衡常数、反应速率常数的综合应用（配套课件PPT）-【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（鲁科版 鲁琼专版）

该高中化学单元复习课件系统梳理了平衡常数与反应速率常数的关系、多重平衡体系的计算，通过公式推导、典型例题解析及变式训练，构建“概念-推导-应用”的知识网络，体现化学原理的内在逻辑与实际应用的联系。 其亮点在于以科学思维为核心，设计“基础例题-综合变式-分层训练”的复习路径，如结合浓度时间数据计算反应速率、通过三段式分析温度对平衡常数的影响，培养学生证据推理与模型建构能力。这种设计既巩固知识，又助力教师精准把握复习重点，提升教学效率。

平衡常数、反应速率常数的综合应用 第1课时 第 2 章 　 章 末 提 升 课 1.了解反应速率常数及其与平衡常数的关系。 2.掌握多重平衡体系中有关平衡常数的计算。 核 心 素 养 发 展 目 标 课时对点练 内 容 索 引 一、反应速率常数及其与平衡常数的关系 二、多重平衡体系中平衡常数的计算 < 一 > 反应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=。 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。 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 0 2 4 6 c(NO)/(10-3mol·L-1) 1.00 0.25 0.10 0.10 c(CO)/(10-3mol·L-1) 3.60 2.85 2.70 2.70 (1)前4 s内的速率v(NO)=　　　　 。  2.25×10-4 mol·L-1·s-1 时间/s 0 2 4 6 c(NO)/(10-3mol·L-1) 1.00 0.25 0.10 0.10 c(CO)/(10-3mol·L-1) 3.60 2.85 2.70 2.70 (2)实验测得，v正=k正c2(NO)·c2(CO)，v逆=k逆c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆为反应速率常数)。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)。  0.49 由题意列出三段式： 　　　　　　　　2NO(g)+2CO(g)　　N2(g)+2CO2(g) 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： (1)根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为　　　。  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 (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)。  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 1.95×10-3 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，只与温度有关)，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 √ 变式训练 由图可知，T2先达到平衡，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值减小，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 变式训练 ①0~5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)=　　　 　　。  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 0.084 mol·L-1·min-1 0~5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)==0.084 mol·L-1·min-1 变式训练 ②若15 min末改变温度为T2 ℃，由表中数据变化判断T1　　　(填“>” “<”或“=”)T2。  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 > 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。 变式训练 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 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 b 变式训练 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)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 ℃下达到平衡时，k正∶k逆=　　。  16 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℃下达到平衡时，K不变，仍为16，所以k正∶k逆=K=16。 返回 变式训练 < 二 > 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　　　 　 mol2·L-2(用字母表示)。  (b+)b 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)] mol2·L-2=(b+)b mol2·L-2。 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平(PH3)·c平(HI)=(b+c-d)×b mol2·L-2。 例1　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=　　　　　mol-2·L2(只列算式不计算)。  反应Ⅰ 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，反应Ⅰ已达到平衡状态，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 此时，体系中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= mol-2·L2。 1.探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下： Ⅰ.CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH1=-49.5 kJ·mol-1 Ⅱ.CO(g)+2H2(g)　　CH3OH(g)　ΔH2=-90.4 kJ·mol-1 Ⅲ.CO2(g)+H2(g)　　CO(g)+H2O(g)　ΔH3 一定条件下，向体积为V L的恒容密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，达到平衡时，容器中CH3OH(g)为a mol，CO(g)为b mol，此 时H2O(g)的浓度为　　　 mol·L-1(用含a、b、V的代数式表示，下同)，反 应Ⅲ的平衡常数为　　 　　。  变式训练 解法一：假设反应Ⅱ中，CO反应了x mol，则反应Ⅱ生成的CH3OH为x mol，Ⅰ生成的CH3OH为(a-x) mol，Ⅲ生成的CO为(b+x) mol， 根据反应Ⅰ： 　　　　　　CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g) 转化量/mol　 a-x　 3(a-x)　　　a-x　　　 a-x 　　反应Ⅱ： CO(g)+2H2(g)　　CH3OH(g) 转化量/mol　　x　　 2x　　　　 x 　　反应Ⅲ： CO2(g)+H2(g)　　CO(g)+H2O(g) 转化量/mol　　b+x　 b+x　　　b+x　 b+x 所以平衡时H2O(g)的物质的量为(a-x) mol+(b+x) mol =(a+b) mol，H2O(g)的浓度为 mol·L-1；平衡时CO2的物质的量为1 mol-(a-x) mol-(b+x) mol =(1-a-b) mol，H2的物质的量为3 mol-3(a-x) mol-2x mol-(b+x) mol=(3-3a-b) mol，CO的物质的量为b mol，则反应Ⅲ的平衡常数为 =。 解法二：反应前，n(CO2)=1 mol、n(H2)=3 mol，反应后，n(CH3OH)= a mol、n(CO)=b mol，根据C原子守恒得平衡时n(CO2)=(1-a-b) mol，根据O原子守恒得平衡时n(H2O)=[2-2(1-a-b)-a-b] mol=(a+b) mol，根据H原子守恒得平衡时n(H2)=[6-4a-2(a+b)] mol=(3-3a-b) mol，从而计算化学平衡常数。 2.[2023·河北，11(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 CD 变式训练 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)。  - 变式训练 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==。 返回 课时对点练 题号 1 2 3 4 　5 答案 B D AC D BD 对一对 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 6. (1)小于　 (2)0.8 mol　 (3)不变　 (4)大于　 (5)1　82 kJ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 7. (1)-2 550 kJ·mol-1　 (2)C　 (3)①小于　②50%　 kPa-1　 (4)①<　②Kp1·Kp2　< 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 8. (1)CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49 kJ·mol-1 (2)①0.125 mol·L-1·min-1　②75%　③B　④　 (3)不处于　反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，且催化剂的催化活性降低 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 1.高温下，甲烷生成乙烷的反应为2CH4　 　C2H6+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 1 2 3 4 5 6 7 8 由初期阶段的速率方程可知，增加甲烷浓度，v增大，而增加生成物浓度，对反应速率影响不大，故A正确、B错误； 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。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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 mol-3·L3。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 1 2 3 4 5 6 7 8 Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，第一阶段反应温度应高于其沸点，便于产生气态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 mol-3·L3，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。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 3.(2024·山东部分学校高二联考)固体碘化铵置于恒容密闭容器中，加热至一定温度后保持温度不变，容器中发生反应：①NH4I(s)　　NH3(g)+ HI(g)、②2HI(g)　　H2(g)+I2(g)。测得平衡时c平(I2)=0.5 mol·L-1，c平(NH3) =5 mol·L-1，则下列结论不正确的是 A.反应①的平衡常数为25 mol2·L-2 B.平衡时HI分解率为20% C.平衡后缩小容器容积，NH3的物质的量浓度增大 D.平衡后缩小容器容积，HI的物质的量浓度增大 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 由反应①②的关系知，达到平衡过程中，反应②中分解的HI的浓度为0.5 mol·L-1×2=1.0 mol·L-1，而反应①中分解产生c(HI)=c(NH3)=5 mol·L-1，则平衡时c平(HI)=(5-1) mol·L-1=4 mol·L-1。反应①的平衡常数K=c平(NH3)· c平(HI)=5×4 mol2·L-2=20 mol2·L-2，A错误； 根据分析可知，平衡时HI分解率为×100%=20%，B正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 反应①的正反应是气体总物质的量增大的反应，反应②的正反应是气体总物质的量不变的反应，平衡后缩小容积相当于加压，反应②平衡不移动，c(I2)、c(HI)、c(H2)均增大，由于温度不变时反应①的平衡常数不变，则根据K=c平(NH3)·c平(HI)=20 mol2·L-2知，NH3的物质的量浓度会减小，C错误，D正确。 4.恒容条件下，1 mol SiHCl3发生如下反应：2SiHCl3(g)　　SiH2Cl2(g)+SiCl4(g)。已知：v正=v消耗(SiHCl3)=k正·x2(SiHCl3)，v逆=2v消耗(SiH2Cl2)=k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)， k正、k逆分别为正、逆反应速率常数(假设仅与温度有关)，x为物质的量分数。如图是不同温度下x(SiHCl3) 随时间的变化。下列说法不正确的是 A.a、b处反应速率：va>vb B.当反应进行到a处时，= C.反应达到平衡状态时v消耗(SiHCl3)=2v消耗(SiCl4) D.T1 K时平衡体系中再充入1 mol SiHCl3，平衡正向移动，x(SiH2Cl2)增大 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 由图可知，T2>T1，则a、b处反应速率：va>vb，A项正确； 反应进行到a处时，x(SiHCl3)=0.8，此时v正=k正·x2(SiHCl3)=0.82k正，则转化的SiHCl3的物质的量为0.2 mol，生成SiH2Cl2、SiCl4的物质的量均为0.1 mol，则x(SiH2Cl2)和x(SiCl4)均为0.1，v逆=k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)= 0.01k逆，则=，平衡时k正·x2(SiHCl3)=k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)，x(SiHCl3)=0.75，则x(SiH2Cl2)=x(SiCl4)=0.125，==，则当反应进行到a处时，==×=，B项正确； 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 反应达到平衡状态时，v消耗(SiHCl3)=v生成(SiHCl3)=2v消耗(SiCl4)，C项正确； T1 K时平衡体系中再充入1 mol SiHCl3，压强增大，该可逆反应为反应前后气体分子数不变的反应，平衡不移动，x(SiH2Cl2)不变，D项错误。 5.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 1 2 3 4 5 6 7 8 √ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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项正确； 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： 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 　　　　　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。 (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。  小于 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 6.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： 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 (2)容器①中反应达到平衡时，生成H2的物质的量为　　　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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 0.8 mol 根据CO(g)+H2O(g)　　CO2(g)+H2(g)　ΔH=-41 kJ·mol-1，生成1 mol H2放出41 kJ热量，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)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”)。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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 不变 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)到达平衡时间的关系：t1　　　(填“大于”“小于”或“等于”)t2。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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 大于 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②中反应的平衡常数K=　　，Q=　　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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 82 kJ 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 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；反应前后气体分子数相等，容器②的投料是①的2.5倍，所以两容器中反应等效，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。 7.(2024·青岛高二检测)研究含氮元素物质的反应对生产、生活、科研等方面具有重要的意义。 (1)发射“神舟十五号”的火箭推进剂为液态四氧化二氮和液态偏二甲肼(C2H8N2)。 已知：①C2H8N2(l)+4O2(g)===2CO2(g)+N2(g)+4H2O(l)　ΔH1=-2 765.0 kJ·mol-1 ②2O2(g)+N2(g)===N2O4(l)　ΔH2=-19.5 kJ·mol-1 ③H2O(g)===H2O(l)　ΔH3=-44.0 kJ·mol-1 则C2H8N2(l)+2N2O4(l)===3N2(g)+2CO2(g)+4H2O(g)的ΔH为　　　　 　。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 -2 550 kJ·mol-1 根据盖斯定律分析，由①-②×2-③×4得热化学方程式：C2H8N2(l)+ 2N2O4(l)===3N2(g)+2CO2(g)+4H2O(g)　ΔH=-2 765.0 kJ·mol-1+19.5 kJ· mol-1×2+44.0 kJ·mol-1×4=-2 550 kJ·mol-1。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 (2)碘蒸气存在能大幅度提高N2O的分解速率，反应历程为 第一步：I2(g)―→2I(g)(快反应) 第二步：I(g)+N2O(g)―→N2(g)+IO(g)(慢反应) 第三步：IO(g)+N2O(g)―→N2(g)+O2(g)+I(g)(快反应) 实验表明，含碘时N2O分解速率方程v=k·c(N2O)·(I2)(k为速率常数)。下列表述正确的是　　(填字母)。  A.N2O分解反应中，k值与碘蒸气浓度大小有关 B.IO为反应的催化剂 C.第二步活化能比第三步大 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 C N2O分解反应中，k值与碘蒸气浓度大小无关，故A错误； IO在第二步反应中生成，在第三步反应中又消耗，为中间产物，不是反应的催化剂，故B错误； 活化能大，反应速率慢，第二步反应速率最慢，故活化能比第三步大，故C正确。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，则k正增大的倍数小于 k逆增大的倍数。 (3)为避免汽车尾气中的氮氧化物对大气的污染，需给汽车安装尾气净化装置。在净化装置中CO和NO发生反应2NO(g)+2CO(g)　　N2(g)+2CO2(g)　ΔH=-746.8 kJ·mol-1。 实验测得：v正=k正·p2(NO)·p2(CO)，v逆=k逆·p(N2)·p2(CO2)，其中k正、k逆分别为正、逆反应速率常数，p为气体分压(分压=物质的量分数×总压)。 ①达到平衡后，仅升高温度，k正增大的倍数　　　(填“大于”“小于”或“等于”)k逆增大的倍数。  小于 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 ②一定温度下在刚性密闭容器中充入CO、NO和N2的物质的量之比为2∶ 2∶1，压强为p0 kPa。达平衡时压强为0.9p0 kPa，则平衡时CO的转化率为　　　，=　　　 　。 50% 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 kPa-1 2NO(g)+2CO(g)　　N2(g)+2CO2(g) 起始/mol　　2　　　2　　　　 1　　 0 改变/mol　　2x　　 2x　　　　 x　　 2x 平衡/mol　　2-2x　 2-2x　　　1+x　　2x 则有=，解x=0.5则一氧化碳的转化率为×100%=50%，K=，当反应达到平衡时，正、逆反应速率相等，即v正=v逆=k正·(NO)· (CO)=k逆·p平(N2)·(CO2)，==K= kPa-1 =kPa-1。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 由图可知，Kp1随着温度的升高而减小，则平衡逆向移动，正反应为放热反应。 (4)①3N2H4(l)　　4NH3(g)+N2(g)　ΔH1　Kp1 ②4NH3(g)　　2N2(g)+6H2(g)　ΔH2　Kp2 绘制pKp1-T和pKp2-T的线性关系图如图所示： (已知：pKp=-lgKp) ①由图可知，ΔH1　　0(填“>”或“<”)。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 < ②反应3N2H4(l)　　3N2(g)+6H2(g)的K=______ (用Kp1、Kp2表示)；该反应的ΔH　　(填“>”或“<”)0。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 Kp1·Kp2 < 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 由盖斯定律可知，①+②可得3N2H4(l)　　3N2(g)+6H2(g)，则该反应的K=Kp1·Kp2；取交点右侧两点T1、T2，设T2>T1，由图可知，pKp1(T2)-pKp1(T1)>|pKp2(T2)-pKp2(T1)|，则pKp1(T2)-pKp1(T1)>pKp2(T1)-pKp2(T2)， pKp1(T2)+pKp2(T2)>pKp1(T1)+pKp2(T1)，lg[Kp1(T1)·Kp2(T1)]>lg[Kp1(T2)·Kp2(T2)]，即K(T1)>K(T2)，因此升高温度，K值减小，平衡逆向移动，则该反应正反应为放热反应。 8.二氧化碳加氢制备甲醇可以实现二氧化碳的资源化利用，有利于二氧化碳的减排。 反应A：CO2(g)+H2(g)　　H2O(g)+CO(g)　 ΔH1=+41.1 kJ·mol-1； 反应B：CO(g)+2H2(g)　　CH3OH(g)　 ΔH2=-90.1 kJ·mol-1。 (1)CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为_______ 　　　  　　　　。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 CO2(g) +3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-49 kJ·mol-1 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 由盖斯定律知，反应A+反应B可得反应CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+ H2O(g)　ΔH=ΔH1+ΔH2=+41.1 kJ·mol-1-90.1 kJ·mol-1=-49 kJ·mol-1。 0~4 min内，v(CO2)==0.125 mol·L-1·min-1。 ①0~4 min内平均反应速率v(CO2)=　　　　　　　　　。  (2)500 ℃时，在2 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应：CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g)，平衡时体系压强为p0 MPa，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间的变化关 系如图1所示。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 0.125 mol·L-1·min-1 平衡时|Δc(CO2)|=1.00 mol·L-1-0.25 mol·L-1=0.75 mol·L-1，故|Δc(H2)|= 3|Δc(CO2)|=2.25 mol·L-1，则H2的转化率为×100%=75%。 ②平衡时H2的转化率为　　　。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 75% ③下列能说明该反应已达到平衡状态的是_____(填字母)。  A.气体的密度不再变化 B.容器内气体的压强不再变化 C.v正(H2)=3v正(CH3OH) D.CO2、H2、CH3OH和H2O的 浓度之比为1∶3∶1∶1 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 B ④该温度下平衡常数Kp=　　　MPa-2(用含p0的代数式表示，Kp为以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。  答案 1 2 3 4 5 6 7 8 根据题意可知，CO2、H2起始浓度分别为1 mol·L-1、3 mol·L-1，由题图1可知平衡时c平(CH3OH)=0.75 mol·L-1，列三段式可得： CO2(g)+3H2(g)　　CH3OH(g)+H2O(g) 起始/(mol·L-1)　　1　　　3　　　　0　　　　0 转化/(mol·L-1)　 0.75　　2.25　　 0.75　　　0.75 平衡/(mol·L-1)　 0.25　　0.75　　 0.75　　　0.75 平衡后CO2、H2、CH3OH和H2O的分压分别为p0MPa、p0 MPa、p0 MPa、 p0 MPa，则Kp=== MPa-2。 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 产率下降的原因是_______________________________________________ _________________。 (3)一定物质的量之比的CO2和H2在装有催化剂的反应器中反应12 h。体系中甲醇的产率和催化剂的催化活性与温度的关系如图2所示。温度为470 K时，图2中P点　　　　(填“处于”或“不处于”)平衡状态。490 K之后，甲醇 不处于 反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，且催化剂的催化活性降低 答案 1 2 3 4 5 6 7 8 返回 本课结束 第 2 章 　 章 末 提 升 课 $