（通用版）2022年高考化學一輪復習 第七章 化學反應速率和化學平衡 第3節(jié) 化學平衡常數(shù)及其計算學案 新人教版

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1、（通用版）2022年高考化學一輪復習 第七章 化學反應速率和化學平衡 第3節(jié) 化學平衡常數(shù)及其計算學案 新人教版 【考綱要求】 了解化學平衡常數(shù)(K)的含義?！?能利用化學平衡常數(shù)進行相關(guān)計算。 考點一　化學平衡常數(shù) 1．定義 在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，該常數(shù)就是該反應的化學平衡常數(shù)。 2．表達式 對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，化學平衡常數(shù)K＝(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)表達式中)。 3．意義及影響因素 (1)K值越大，說明反應進行的程度越大，反應物的轉(zhuǎn)

2、化率也越大。 (2)K只隨溫度的變化而變化，與物質(zhì)的濃度、壓強變化無關(guān)。 4．應用 (1)判斷、比較可逆反應進行的程度 一般來說，一定溫度下的一個具體的可逆反應： K值 正反應進行的程度 平衡時生成物濃度 平衡時反應物濃度 反應物轉(zhuǎn)化率 越大 越大 越大 越小 越高 越小 越小 越小 越大 越低 (2)判斷正在進行的可逆反應是否達到平衡或反應進行的方向 對于可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，某時刻Qc＝，將Qc和K作比較可判斷可逆反應所處的狀態(tài)。 (3)判斷可逆反應的反應熱 升高溫度，若K值增大，則正反應為吸熱反應；

3、若K值減小，則正反應為放熱反應。 1．平衡常數(shù)表達式中，可以是物質(zhì)的任一濃度(　　) 2．溫度升高，化學平衡常數(shù)一定增大(　　) 3．催化劑能改變化學反應速率，也能改變平衡常數(shù)(　　) 4．化學平衡發(fā)生移動，平衡常數(shù)不一定發(fā)生變化(　　) 5．將1 mol N2O4充入一恒壓容器中進行反應：N2O4(g)2NO2(g)。若在相同溫度下，上述反應改在體積為1 L 的恒容容器中進行，平衡常數(shù)增大(　　) 6．化學方程式中化學計量數(shù)等倍擴大或縮小，化學平衡常數(shù)不會發(fā)生改變(　　) 答案：1.×　2.×　3.×　4.√　5.×　6.× 題組一　考查化學平衡常數(shù)的含義 1．

4、已知反應①：CO(g)＋CuO(s)CO2(g)＋Cu(s)和反應②：H2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H2O(g)在相同的某溫度下的平衡常數(shù)分別為K1和K2，該溫度下反應③：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常數(shù)為K。則下列說法正確的是(　　) A．反應①的平衡常數(shù)K1＝ B．反應③的平衡常數(shù)K＝ C．對于反應③，恒容時，溫度升高，H2濃度減小，則該反應的焓變?yōu)檎? D．對于反應③，恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小 解析：選B。在書寫平衡常數(shù)表達式時，純固體不能出現(xiàn)在平衡常數(shù)表達式中，A錯誤；由于反應③＝反應①－反應②，因此平衡常數(shù)K＝，B正

5、確；對于反應③，溫度升高，H2濃度減小，則平衡左移，即逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，因此ΔH<0，C錯誤；對于反應③，在恒溫恒容下，增大壓強，如充入惰性氣體，則平衡不移動，H2的濃度不變，D錯誤。 2．研究氮氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應： 2NO2(g)＋NaCl(s)NaNO3(s)＋ClNO(g)　K1 2NO(g)＋Cl2(g)2ClNO(g)　K2 則4NO2(g)＋2NaCl(s)2NaNO3(s)＋2NO(g)＋Cl2(g)的平衡常數(shù)K＝ (用K1、K2表示)。 解析：K1＝，K2＝， K＝，所以K＝。 答案： 題組

6、二　考查化學平衡常數(shù)的應用 3．反應Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，700 ℃時平衡常數(shù)為1.47，900 ℃時平衡常數(shù)為2.15。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度該反應的正反應速率增大，逆反應速率減小 B．該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝ C．該反應的正反應是吸熱反應 D．增大CO2濃度，平衡常數(shù)增大 解析：選C。 A項，升溫，正、逆反應速率均增大，不正確；B項，該化學平衡常數(shù)表達式為K＝，不正確；C項，升溫，平衡常數(shù)增大，表明平衡向正反應方向移動，即正反應為吸熱反應，正確；D項，增大反應物濃度，平衡常數(shù)不變，不正確。 4．在一定體積的密閉容器中，進

7、行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，其化學平衡常數(shù)K和溫度t的關(guān)系如表： t/℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列問題： (1)該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝ 。 (2)該反應為 反應(填“吸熱”或“放熱”)。 (3)某溫度下，各物質(zhì)的平衡濃度符合關(guān)系式：3c(CO2)·c(H2)＝5c(CO)·c(H2O)，試判斷此時的溫度為 。 (4)若830 ℃時，向容器中充入1 mol CO、5 mol H2

8、O，反應達到平衡后，其化學平衡常數(shù)K 1.0(填“大于”“小于”或“等于”)。 (5)830 ℃時，容器中的反應已達到平衡。在其他條件不變的情況下，擴大容器的體積，平衡 移動(填“向正反應方向”“向逆反應方向”或“不”)。 (6)若1 200 ℃時，在某時刻反應體系中CO2、H2、CO、H2O的濃度分別為2 mol·L－1、2 mol·L－1、4 mol·L－1、4 mol·L－1，則此時上述反應 (填“向正反應方向進行”“向逆反應方向進行”或“處于平衡狀態(tài)”)。 解析：(1)根據(jù)化學方程式CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)可知，該反應的平衡常數(shù)表達式

9、為K＝ (2)根據(jù)題干中的表格可知，隨著溫度的升高，平衡常數(shù)逐漸增大，說明正反應為吸熱反應。 (3)某溫度下，各物質(zhì)的平衡濃度有如下關(guān)系：3c(CO2)·c(H2)＝5c(CO)·c(H2O)，根據(jù)平衡常數(shù)表達式K＝可知，K＝3/5＝0.6，平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度一定，平衡常數(shù)為定值，所以此時對應的溫度為700 ℃。 (4)化學平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，與反應物和生成物的濃度無關(guān)，所以只要在830 ℃條件下，該反應平衡常數(shù)的數(shù)值都為1.0。 (5)830 ℃達到平衡，擴大容器體積的瞬間，反應物和生成物的濃度都減小相同的倍數(shù)，根據(jù)平衡常數(shù)表達式K＝可知，反應物和生成物同時改變相同的倍數(shù)，

10、Qc＝K，平衡不移動。 (6)1 200 ℃時，Qc＝，將各物質(zhì)的濃度代入可得Qc＝4，而此溫度下的平衡常數(shù)為2.6，即Qc>K，所以該反應向逆反應方向進行。 答案：(1)　(2)吸熱　(3)700 ℃　(4)等于　(5)不　(6)向逆反應方向進行 考點二　關(guān)于化學平衡常數(shù)的計算[學生用書P112] 1．一個模式——“三段式” 如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量濃度分別為a mol·L－1、b mol·L－1，達到平衡后消耗A的物質(zhì)的量濃度為mx mol·L－1。 　　　　　 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) c

11、始(mol·L－1) a b 0 0 c轉(zhuǎn)(mol·L－1) mx nx px qx c平(mol·L－1) a－mx b－nx px qx K＝。 2．明確三個關(guān)系 (1)對于同一反應物，起始量－變化量＝平衡量。 (2)對于同一生成物，起始量＋變化量＝平衡量。 (3)各轉(zhuǎn)化量之比等于各反應物的化學計量數(shù)之比。 3．掌握四個公式 (1)反應物的轉(zhuǎn)化率＝×100%＝×100%。 (2)生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來講，轉(zhuǎn)化率越大，原料利用率越高，產(chǎn)率越大。產(chǎn)率＝×10

12、0%。 (3)平衡混合物中某組分的百分含量＝ ×100%。 (4)某氣體組分的體積分數(shù)＝。 題組一　考查平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的關(guān)系 1．羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑，能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中，將CO和H2S混合加熱并達到下列平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)　K＝0.1，反應前CO物質(zhì)的量為10 mol，平衡后CO物質(zhì)的量為 8 mol。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，H2S濃度增大，表明該反應正反應是吸熱反應 B．通入CO后，正反應速率逐漸增大 C．反應前H2S物質(zhì)的量為7 mol D．CO的平衡轉(zhuǎn)化率為80

13、% 解析：選C。A.升高溫度，H2S濃度增大，說明平衡向逆反應方向移動，逆反應為吸熱反應，則該反應正反應為放熱反應，故不正確。B.通入CO后，正反應速率瞬間增大，之后化學平衡發(fā)生移動，正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，當正反應速率和逆反應速率相等時，反應達到新的化學平衡狀態(tài)，故不正確。C.設反應前H2S的物質(zhì)的量為a mol，容器的容積為1 L，列“三段式”進行解題： 　　　　　　　 CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g) 　10　　 a　　　　0　　　　0 2 2 2 2 8 a－2 2

14、 2 化學平衡常數(shù)K＝＝0.1，解得a＝7，故正確。 D．CO的平衡轉(zhuǎn)化率為×100%＝20%，故不正確。 2．已知可逆反應：M(g)＋N(g)P(g)＋Q(g)　ΔH>0，請回答下列問題： (1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1；達到平衡后，M的轉(zhuǎn)化率為60%，此時N的轉(zhuǎn)化率為 。 (2)若反應溫度升高，M的轉(zhuǎn)化率 (填“增大”“減小”或“不變”)。 (3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；達到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a

15、＝ 。 (4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，達到平衡后，M的轉(zhuǎn)化率為 。 解析：(1)　　　 M(g)?。(g)P(g) ＋ Q(g) 起始量/mol·L－1　 1　　　 　2.4　　　0　　　 0 變化量/mol·L－1　 1×60%　 1×60% 因此N的轉(zhuǎn)化率為×100%＝25%。 (2)由于該反應的ΔH>0，即該反應為吸熱反應，因此升高溫度，平衡右移，M的轉(zhuǎn)化率增大。 (3)根據(jù)(1)可求出各平衡濃度：c(M)＝0.4 mol·L－1，c(N)＝1.8 mol·L－1，c(P)＝0.6 mol·L－1，

16、c(Q)＝0.6 mol·L－1，因此化學平衡常數(shù)K＝＝＝，由于溫度不變，因此K不變，新狀態(tài)達到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，c(Q)＝2 mol·L－1，c(M)＝2 mol·L－1，c(N)＝(a－2) mol·L－1，K＝＝＝，解得a＝6。 (4)設M的轉(zhuǎn)化率為x，則達到平衡后各物質(zhì)的平衡濃度分別為c(M)＝b(1－x) mol·L－1，c(N)＝b(1－x) mol·L－1，c(P)＝bx mol·L－1，c(Q)＝bx mol·L－1，K＝＝＝，解得x≈41%。 答案：(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41% 題組二　考查壓強平衡常數(shù)的相關(guān)計算 3．一定量的C

17、O2與足量的碳在體積可變的恒壓密閉容器中反應：C(s)＋CO2(g)2CO(g)。平衡時，體系中氣體體積分數(shù)與溫度的關(guān)系如圖所示： 已知：氣體分壓(p分)＝氣體總壓(p總)×體積分數(shù)。下列說法正確的是(　　) A．550 ℃時，若充入惰性氣體，v正、v逆均減小，平衡不移動 B．650 ℃時，反應達平衡后CO2的轉(zhuǎn)化率為25.0% C．T ℃時，若充入等體積的CO2和CO，平衡向逆反應方向移動 D．925 ℃時，用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數(shù)Kp＝24.0p總 解析：選B。A項，550 ℃時，若充入惰性氣體，v正、v逆均減小，由于保持了壓強不變，相當于擴大了體積，平

18、衡正向移動，A項錯誤。B項，根據(jù)圖示可知，在650 ℃時，CO的體積分數(shù)為40.0%，根據(jù)反應方程式：C(s)＋CO2(g)2CO(g)，設開始加入1 mol CO2，反應掉了x mol CO2，則有 C(s)?。O2(g)　　2CO(g) 始態(tài)：　　　　　　　1 mol　　　　　0 變化：　　　　　　　x mol 2x mol 平衡： 　　　　　　 (1－x) mol 2x mol 因此有×100%＝40.0%，解得x＝0.25，則CO2的平衡轉(zhuǎn)化率為×100%＝25.0%，B項正確。C項，由題圖可知，T ℃時，CO與CO2的體

19、積分數(shù)相等，在等壓下充入等體積的CO和CO2，對原平衡無影響，平衡不移動，C項錯誤。D項，925 ℃時，CO的體積分數(shù)為96.0%，故Kp＝＝＝23.04p總，D項錯誤。 4．汽車尾氣是造成霧霾天氣的重要原因之一，尾氣中的主要污染物為CxHy、NO、CO、SO2及固體顆粒物等。活性炭可用于處理汽車尾氣中的NO，在1 L恒容密閉容器中加入 0.100 0 mol NO 和2.030 mol固體活性炭，生成A、B兩種氣體，在不同溫度下測得平衡體系中各物質(zhì)的物質(zhì)的量以及容器內(nèi)壓強如下表： 活性炭/mol NO/mol A/mol B/mol p/MPa 200 ℃ 2.000

20、0.040 0 0.030 0 0.030 0 3.93 335 ℃ 2.005 0.050 0 0.025 0 0.025 0 p 根據(jù)上表數(shù)據(jù)，寫出容器中發(fā)生反應的化學方程式： ，判斷p (填“＞”“＜”或“＝”)3.93 MPa。計算反應體系在200 ℃時的平衡常數(shù)Kp＝ (用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓＝總壓×體積分數(shù))。 解析：1 L恒容密閉容器中加入0.100 0 mol NO和2.030 mol固體活性炭，生成A、B兩種氣體，從不同溫度下測得平衡體系中各物質(zhì)的物質(zhì)的量以及容器內(nèi)壓強數(shù)據(jù)可以看出：Δn(C)∶Δ

21、n(NO)∶Δn(A)∶Δn(B)＝1∶2∶1∶1，所以可以推斷出生成的A、B兩種氣體分別為N2和CO2，反應的化學方程式為C＋2NON2＋CO2。該反應的平衡常數(shù)Kp＝，容器的體積為1 L，平衡分壓之比等于平衡濃度之比，帶入表中數(shù)據(jù)計算得Kp＝。 答案：C＋2NON2＋CO2?。尽? 1．Kp含義 在化學平衡體系中，用各氣體物質(zhì)的分壓代替濃度，計算的平衡常數(shù)叫壓強平衡常數(shù)。 2．計算技巧 (1)根據(jù)“三段式”法計算平衡體系中各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度； (2)計算各氣體組分的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)； (3)根據(jù)分壓計算公式求出各氣體物質(zhì)的分壓，某氣體的分壓＝氣體總

22、壓強×該氣體的體積分數(shù)(或物質(zhì)的量分數(shù))； (4)根據(jù)平衡常數(shù)計算公式代入計算。例如：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，壓強平衡常數(shù)表達式為 Kp＝?！? 題組三　考查速率常數(shù)與平衡常數(shù)的關(guān)系 5．無色氣體N2O4是一種強氧化劑，為重要的火箭推進劑之一。N2O4與NO2轉(zhuǎn)換的熱化學方程式為N2O4(g)2NO2(g)　ΔH＝＋24.4 kJ·mol－1。 上述反應中，正反應速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反應速率v逆＝k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆為速率常數(shù)，則Kp＝ (以k正、k逆表示)。若將一定量N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解(溫度298 K、壓強

23、100 kPa)，已知該條件下k正＝4.8×104 s－1，當N2O4分解10%時，v正＝ kPa·s－1。 解析：上述反應中，正反應速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反應速率v逆＝k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆為速率常數(shù)，平衡時，v正＝v逆，k正·p(N2O4)＝k逆·p2(NO2)，則Kp＝＝。若將一定量N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解(溫度298 K、壓強100 kPa)，已知該條件下k正＝4.8×104 s－1，當N2O4分解10%時，v正＝4.8×104 s－1×100 kPa×＝3.9×106 kPa·s－1。 答案：　3.9×106 6．(2016·高考海南

24、卷)順-1，2-二甲基環(huán)丙烷和反-1，2-二甲基環(huán)丙烷可發(fā)生如下轉(zhuǎn)化： 該反應的速率方程可表示為v(正)＝k(正)c(順)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在一定溫度時為常數(shù)，分別稱作正、逆反應速率常數(shù)。回答下列問題： (1)已知：t1溫度下，k(正)＝0.006 s－1，k(逆)＝0.002 s－1，該溫度下反應的平衡常數(shù)值K1＝ ；該反應的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，則ΔH 0(填“小于”“等于”或“大于”)。 (2)t2溫度下，圖中能表示順式異構(gòu)體的質(zhì)量分數(shù)隨時間變化的曲線是 (填曲線編號)，平衡常數(shù)值K2＝ ；溫度t2 t1(

25、填“小于”“等于”或“大于”)，判斷理由是 。 解析：(1)根據(jù)v(正)＝k(正)c(順)、k(正)＝0.006 s－1，則v(正)＝0.006c(順)，v(逆)＝k(逆)c(反)、k(逆)＝0.002 s－1，則v(逆)＝0.002c(反)，化學平衡狀態(tài)時正、逆反應速率相等，則0.006c(順)＝0.002c(反)，K1＝c(反)/c(順)＝0.006/0.002＝3；該反應的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，說明斷鍵吸收的能量小于成鍵釋放的能

26、量，即該反應為放熱反應，則ΔH小于0。 (2)反應開始時，c(順)的濃度大，單位時間的濃度變化大，w(順)的變化也大，故B曲線符合題意；設順式異構(gòu)體的起始濃度為x，該可逆反應左右物質(zhì)系數(shù)相等，均為1，則平衡時，順式異構(gòu)體濃度為0.3x，反式異構(gòu)體濃度為0.7x，所以平衡常數(shù)值K2＝0.7x/0.3x＝7/3；因為K1＞K2，放熱反應升高溫度時，平衡向逆反應方向移動，所以溫度t2大于t1。 答案：(1)3　小于　(2)B　7/3　大于　放熱反應升高溫度時平衡向逆反應方向移動 [學生用書P114] 1．(2017·高考天津卷)常壓下羰基化法精煉鎳的原理為Ni(s)＋4CO(g)Ni

27、(CO)4(g)。230 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝2×10－5。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2 ℃，固體雜質(zhì)不參與反應。 第一階段：將粗鎳與CO反應轉(zhuǎn)化成氣態(tài)Ni(CO)4； 第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230 ℃制得高純鎳。 下列判斷正確的是(　　) A．增加c(CO)，平衡向正向移動，反應的平衡常數(shù)增大 B．第一階段，在30 ℃和50 ℃兩者之間選擇反應溫度，選50 ℃ C．第二階段，Ni(CO)4分解率較低 D．該反應達到平衡時，v生成[Ni(CO)4]＝4v生成(CO) 解析：選B。增加c(CO)，平衡正向移動，但平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，溫度不

28、變，平衡常數(shù)不變，A項錯誤；第一階段，50 ℃時，反應速率較快且Ni(CO)4為氣態(tài)，能從反應體系中分離出來，B項正確；相同溫度下，第二階段與第一階段的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，則230 ℃時，第二階段的平衡常數(shù)K′＝5×104，反應進行的程度大，故Ni(CO)4分解率較高，C項錯誤；該反應達到平衡時，4v生成[Ni(CO)4]＝v生成(CO)，D項錯誤。 2．(2015·高考安徽卷)汽車尾氣中NO產(chǎn)生的反應為N2(g)＋O2(g)2NO(g)。一定條件下，等物質(zhì)的量的N2(g)和O2(g)在恒容密閉容器中反應，如圖曲線a表示該反應在溫度T下N2的濃度隨時間的變化，曲線b表示該反應在某一起始反應

29、條件改變時N2的濃度隨時間的變化。下列敘述正確的是(　　) A．溫度T下，該反應的平衡常數(shù)K＝ B．溫度T下，隨著反應的進行，混合氣體的密度減小 C．曲線b對應的條件改變可能是加入了催化劑 D．若曲線b對應的條件改變是溫度，可判斷該反應的 ΔH＜0 解析：選A。 A項，由曲線a可知，達到平衡時c(N2)＝c1 mol·L－1，則生成的c(NO)＝2(c0－c1) mol·L－1，故K＝＝。B項，反應物和產(chǎn)物都是氣體，當容器保持恒容時，混合氣體的密度始終保持不變。C項，催化劑的加入只能改變反應速率而不可能使平衡發(fā)生移動，故加入催化劑后達到平衡時，c(N2)仍為c1 mol·L－1。

30、D項，若曲線b改變的是溫度，根據(jù)達到平衡時曲線b對應的時間短，則對應溫度高，升高溫度時c(N2)減小，平衡正向移動，正反應為吸熱反應，ΔH>0。 3．[2016·高考全國卷Ⅲ，27(1)(2)(3)(4)①]煤燃燒排放的煙氣含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大氣，采用NaClO2 溶液作為吸收劑可同時對煙氣進行脫硫、脫硝?；卮鹣铝袉栴}： (1)NaClO2的化學名稱為 。 (2)在鼓泡反應器中通入含有SO2和NO的煙氣，反應溫度為323 K，NaClO2溶液濃度為5×10－3mol·L－1。反應一段時間后溶液中離子濃度的分析結(jié)果如下表。 離子 SO SO NO N

31、O Cl－ c/mol·L－1 8.35× 10－4 6.87× 10－6 1.5× 10－4 1.2× 10－5 3.4× 10－3 ①寫出NaClO2溶液脫硝過程中主要反應的離子方程式： 。 增加壓強，NO的轉(zhuǎn)化率 (填“提高”“不變”或“降低”)。 ②隨著吸收反應的進行，吸收劑溶液的pH逐漸 (填“增大”“不變”或“減小”)。 ③由實驗結(jié)果可知，脫硫反應速率 脫硝反應速率(填“大于”或“小于”)。原因是除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同，還可能是

32、 。 (3)在不同溫度下，NaClO2溶液脫硫、脫硝的反應中SO2和NO的平衡分壓pc如圖所示。 ①由圖分析可知，反應溫度升高，脫硫、脫硝反應的平衡常數(shù)均 (填“增大”“不變”或“減小”)。 ②反應ClO＋2SO===2SO＋Cl－的平衡常數(shù)K表達式為 。 (4)如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，也能得到較好的煙氣脫硫效果。從化學平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的優(yōu)點是

33、 。 解析：(1)NaClO2中氯元素的化合價為＋3，NaClO2的名稱是亞氯酸鈉。(2)①NaClO2溶液脫硝過程中，NO轉(zhuǎn)化為NO、NO，主要轉(zhuǎn)化為NO，書寫離子方程式時運用得失電子守恒、電荷守恒和元素守恒，得到4NO＋3ClO＋4OH－===4NO＋2H2O＋3Cl－。上述反應是氣體分子數(shù)減小的反應，增加壓強有利于反應正向進行，使NO的轉(zhuǎn)化率提高。②根據(jù)上述反應可知，隨著吸收反應的進行，溶液中c(H＋)逐漸增大，pH逐漸減小。③由實驗結(jié)果看出，溶液中含硫離子的濃度大于含氮離子的濃度，所以脫硫反應速率大于脫硝反應速率。這可能是因為NO溶解度較低

34、、脫硝反應活化能較高等。(3)①縱坐標是平衡分壓的負對數(shù)，反應溫度升高，SO2和NO的平衡分壓的負對數(shù)減小，即平衡分壓增大，說明平衡逆向移動，所以平衡常數(shù)減小。②根據(jù)平衡常數(shù)表達式的規(guī)則書寫即可。(4)如果使用 Ca(ClO)2，則生成的SO會與Ca2＋結(jié)合，生成CaSO4沉淀，促使脫硫反應正向進行，提高SO2的轉(zhuǎn)化率。 答案：(1)亞氯酸鈉 (2)①4NO＋3ClO＋4OH－===4NO＋2H2O＋3Cl－　提高　②減小　③大于　NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高 (3)①減小?、? (4)形成CaSO4沉淀，反應平衡向產(chǎn)物方向移動，SO2轉(zhuǎn)化率提高 4．[2015·高考全國卷Ⅰ，2

35、8(3)(4)]碘及其化合物在合成殺菌劑、藥物等方面具有廣泛用途?；卮鹣铝袉栴}： (1)已知反應2HI(g)===H2(g)＋I2(g)的ΔH＝＋11 kJ·mol－1，1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化學鍵斷裂時分別需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，則1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為 kJ。 (2)Bodensteins研究了下列反應： 2HI(g)H2(g)＋I2(g) 在716 K時，氣體混合物中碘化氫的物質(zhì)的量分數(shù)x(HI) 與反應時間t的關(guān)系如下表： t/min 0 20 40 60 80 120

36、x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.60 0.73 0.773 0.780 0.784 ①根據(jù)上述實驗結(jié)果，該反應的平衡常數(shù)K的計算式為 。 ②上述反應中，正反應速率為v正＝k正x2(HI)，逆反應速率為v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆為速率常數(shù)，則k逆為 (以K和k正表示)。若k正＝0.002 7 min－1，在t＝40 min時，v正＝ min－1。 ③由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的關(guān)系可用下圖表示。當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的

37、點分別為 (填字母)。 解析：(1)設1 mol HI(g)分子中化學鍵斷裂吸收的能量為x，則2x－436 kJ－151 kJ＝＋11 kJ，x＝299 kJ。 (2)①由表中數(shù)據(jù)可知，無論是從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，最終x(HI)均為0.784，說明此時已達到了平衡狀態(tài)。設HI的初始濃度為1 mol·L－1，則： 　　　　　　　　 2HI(g)H2(g) ＋ I2(g) 初始濃度/mol·L－1　 1　　　　0　　　　0 轉(zhuǎn)化濃度/mol·L－1　 0.216　 0.108　 0.108 平衡濃度/mol·L－1　 0.784　 0.108　 0.

38、108 K＝＝。 ②建立平衡時，v正＝v逆，即k正x2(HI)＝k逆x(H2)x(I2)，k逆＝k正。由于該反應前后氣體分子數(shù)不變，故k逆＝k正＝k正＝。在t＝40 min 時，x(HI)＝0.85，則v正＝0.002 7 min－1×0.852≈1.95×10－3 min－1。 ③因2HI(g)H2(g)＋I2(g)　ΔH＞0，升高溫度，v正、v逆均增大，且平衡向正反應方向移動，HI的物質(zhì)的量分數(shù)減小，H2、I2的物質(zhì)的量分數(shù)增大。因此，反應重新達到平衡后，相應的點分別應為A點和E點。 答案：(1)299 (2)①?、凇?.95×10－3 ③A、E [學生用書P279(

39、單獨成冊)] 一、選擇題 1．下列有關(guān)化學平衡常數(shù)的描述中正確的是(　　) A．化學平衡常數(shù)的大小取決于化學反應的內(nèi)因，與其他外界條件無關(guān) B．相同溫度下，反應A＋BC與反應CA＋B的化學平衡常數(shù)相同 C．反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0的化學平衡常數(shù)隨溫度升高而增大 D．反應A(g)＋B(g)2C(g)的平衡常數(shù)表達式為K＝ 解析：選D?；瘜W平衡常數(shù)內(nèi)因由反應物本身的性質(zhì)決定，外因只受溫度影響，A項錯；同溫下，同一反應的正、逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，一般不相等，B項錯；該反應為放熱反應，升溫平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，C項錯。 2．隨著汽

40、車數(shù)量的逐年增多，汽車尾氣污染已成為突出的環(huán)境問題之一。反應：2NO(g)＋2CO(g)2CO2(g)＋N2(g)可用于凈化汽車尾氣，已知該反應速率極慢，570 K時平衡常數(shù)為1×1059。下列說法正確的是(　　) A．提高尾氣凈化效率的最佳途徑是研制高效催化劑 B．提高尾氣凈化效率的常用方法是升高溫度 C．裝有尾氣凈化裝置的汽車排出的氣體中不再含有NO或CO D．570 K時，及時抽走CO2、N2，平衡常數(shù)將會增大，尾氣凈化效率更佳 解析：選A。提高尾氣凈化效率的最佳途徑是研制高效催化劑，加快反應速率，A正確，B錯誤；題中反應為可逆反應，裝有尾氣凈化裝置的汽車排出的氣體中仍然含

41、有NO或CO，C錯誤；570 K時，及時抽走CO2、N2，尾氣凈化效率更佳，但平衡常數(shù)不變，D錯誤。 3．在淀粉-KI溶液中存在下列平衡：I2(aq)＋I－(aq)I(aq)。測得不同溫度下該反應的平衡常數(shù)K如表所示： t/℃ 5 15 25 35 50 K 1 100 841 689 533 409 下列說法正確的是(　　) A．反應I2(aq)＋I－(aq)I(aq)的ΔH>0 B．其他條件不變，升高溫度，溶液中c(I)減小 C．該反應的平衡常數(shù)表達式為K＝ D．25 ℃時，向溶液中加入少量KI固體，平衡常數(shù)K小于689 解析：選B。選項A，溫

42、度升高，平衡常數(shù)減小，因此該反應是放熱反應，ΔH<0，錯誤；選項B，升高溫度，平衡逆向移動，c(I)減小，正確；選項C，K＝，錯誤；選項D，平衡常數(shù)僅與溫度有關(guān)，25 ℃時，向溶液中加入少量KI固體，平衡正向移動，但平衡常數(shù)不變，仍然是689，錯誤。 4．某溫度下，將2 mol A和3 mol B充入一密閉容器中，發(fā)生反應：aA(g)＋B(g)C(g)＋D(g)，5 min后達到平衡，已知該溫度下其平衡常數(shù)K＝1，若溫度不變時將容器的體積擴大為原來的10倍，A的轉(zhuǎn)化率不發(fā)生變化，則(　　) A．a(chǎn)＝3　　　　　　　　　 B．a(chǎn)＝2 C．B的轉(zhuǎn)化率為40% D．B的轉(zhuǎn)化率為60%

43、解析：選C。溫度不變，擴大容器體積(相當于減小壓強)時，A的轉(zhuǎn)化率不變，說明反應前后氣體的體積不變，即a＝1，A、B錯誤；設達到平衡時，B的轉(zhuǎn)化量為x mol，則A、B、C、D的平衡量分別為(2－x) mol、(3－x) mol、x mol、x mol，設容器體積為1 L，則平衡常數(shù)K＝1＝，解得x＝1.2，B的轉(zhuǎn)化率＝1.2÷3×100%＝40%，C正確，D錯誤。 5．在一個容積為2 L的密閉容器中，加入0.8 mol A2氣體和0.6 mol B2氣體，一定條件下發(fā)生如下反應：A2(g)＋B2(g)2AB(g)　ΔH<0，反應中各物質(zhì)的濃度隨時間的變化情況如圖所示。下列說法不正確的是

44、(　　) A．圖中a點的值為0.15 B．該反應的平衡常數(shù)K＝0.03 C．溫度升高，平衡常數(shù)K值減小 D．平衡時A2的轉(zhuǎn)化率為62.5% 答案：B 6．在10 L密閉容器中，1 mol A和3 mol B在一定條件下反應：A(g)＋xB(g)2C(g)，2 min后反應達到平衡時，測得混合氣體共3.4 mol，生成0.4 mol C，則下列計算結(jié)果正確的是(　　) A．平衡時，物質(zhì)的量之比n(A)∶n(B)∶n(C)＝2∶11∶4 B．x值等于3 C．該反應的平衡常數(shù)為8.54 D．B的平均反應速率為0.4 mol/(L·min) 解析：選C。設轉(zhuǎn)化的A的物質(zhì)的

45、量為a，則 　　　　　　　 A(g)＋xB(g) 2C(g) 起始物質(zhì)的量(mol)　 1　　　3　　　　　0 轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量(mol) a xa 2a 平衡物質(zhì)的量(mol) 1－a 3－xa 2a 則2a＝0.4 mol，得a＝0.2 mol。平衡時混合氣體的總物質(zhì)的量為3.4 mol，則1－a＋3－xa＋2a＝3.4 mol，x＝4，B錯誤；平衡時A、B、C的物質(zhì)的量分別為0.8 mol、2.2 mol、0.4 mol，所以比值為4∶11∶2，A錯誤；K＝＝8.54，C正確；B的平均反應速率為0.8 mol/(10

46、L×2 min)＝0.04 mol/(L·min)，D錯誤。 7．在300 mL的密閉容器中，放入鎳粉并充入一定量的CO氣體，一定條件下發(fā)生反應：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，已知該反應平衡常數(shù)與溫度的關(guān)系如下： 溫度/℃ 25 80 230 平衡常數(shù) 5×104 2 1.9×10－5 下列說法不正確的是(　　) A．上述生成Ni(CO)4(g)的反應為放熱反應 B．25 ℃時反應Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)的平衡常數(shù)為2×10－5 C．在80 ℃時，測得某時刻，Ni(CO)4、CO濃度均為0.5 mol/L，則此時v(正)

47、>v(逆) D．80 ℃達到平衡時，測得n(CO)＝0.3 mol，則Ni(CO)4的平衡濃度為2 mol/L 解析：選C。根據(jù)表格所示，溫度升高平衡常數(shù)減小，則該反應為放熱反應，A項正確；25 ℃時，K＝＝＝2×10－5，B項正確；Qc＝＝＝8>2，反應逆向進行，故v(正)

48、，達到平衡狀態(tài)后O2為9 mol，N2O3為3.4 mol，則t ℃時反應①的平衡常數(shù)為(　　) A．8.5　　　　　　　　 B．9.6 C．10.2 D．10.7 解析：選A。 N2O5N2O3＋O2　N2O3N2O＋O2 n(始)/mol　　8　　　 0　　0　　 a　　　　0　　a n(變)/mol　　a　　　 a　　a　　 b　　　　b　　b n(平)/mol　8－a　 　 a　　a 　 a－b　 　 b　 a＋b 有a＋b＝9，a－b＝3.4，得a＝6.2，b＝2.8，平衡時c(N2O5)＝0.9 mol·L－1，c(N2O3)＝1.7 mol·L－1，c(O

49、2)＝4.5 mol·L－1，反應①的K＝＝8.5。 9．(2015·高考天津卷)某溫度下，在2 L的密閉容器中，加入1 mol X(g)和 2 mol Y(g)發(fā)生反應： X(g)＋mY(g)3Z(g) 平衡時，X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g)，再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是(　　) A．m＝2 B．兩次平衡的平衡常數(shù)相同 C．X與Y的平衡轉(zhuǎn)化率之比為1∶1 D．第二次平衡時，Z的濃度為0.4 mol·L－1 解析：選D。A.根據(jù)再次加入1 mol Z(g)，平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)

50、不變，可知該反應是一個反應前后氣體分子數(shù)相等的反應，因此m＝2。B.由于溫度沒有變化，故兩次平衡的平衡常數(shù)不變。C.因為是按照化學方程式中化學計量數(shù)之比充入的反應物，因此二者的平衡轉(zhuǎn)化率相等。D.該反應前后氣體分子數(shù)不變，因此反應后氣體的物質(zhì)的量與反應前一樣，都為4 mol，而平衡后Z的體積分數(shù)為10%，故平衡時Z的物質(zhì)的量為4 mol×10%＝0.4 mol，容器體積為2 L，則Z的濃度為0.2 mol·L－1。 10．N2O5是一種新型硝化劑，在一定溫度下可發(fā)生下列反應：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)　ΔH>0，T1溫度下的部分實驗數(shù)據(jù)： t(s) 0 500 1

51、 000 1 500 c(N2O5)(mol/L) 5.00 3.52 2.50 2.50 下列說法不正確的是(　　) A．500 s內(nèi)N2O5分解速率為2.96×10－3 mol/(L·s) B．T1溫度下的平衡常數(shù)為K1＝125，1 000 s時N2O5的轉(zhuǎn)化率為50% C．其他條件不變時，T2溫度下反應到1 000 s時測得N2O5濃度為2.98 mol/L，則T1K3，則T1>T3 解析：選C。v(N2O5)＝＝2.96×10－3 mol/(L·s)，A正確；1 000 s后N2O5的濃

52、度不再發(fā)生變化，即達到了化學平衡，列出三段式： 　　　　 2N2O5(g)4NO2(g)　＋　O2(g) 起始(mol/L)　 5.00　　　　0　　　　　　 0 轉(zhuǎn)化(mol/L)　 2.50 5.00 1.25 平衡(mol/L)　 2.50 5.00 1.25 則K＝＝＝125，α(N2O5)＝×100%＝50%，B正確；1 000 s時，T2溫度下的N2O5濃度大于T1溫度下的N2O5濃度，則改變溫度使平衡逆向移動了，逆向是放熱反應，則降低溫度平衡向放熱反應方向移動，即T2

53、說，T越高，K越大，若K1>K3，則T1>T3，D正確。 二、非選擇題 11．Ⅰ.氮的固定是幾百年來科學家一直研究的課題。 (1)下表列舉了不同溫度下大氣固氮和工業(yè)固氮的部分化學平衡常數(shù)K的值。 反應 大氣固氮 N2(g)＋O2(g) 2NO(g) 工業(yè)固氮 N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g) 溫度/℃ 27 2 000 25 400 450 平衡常數(shù)K 3.84×10－31 0.1 5×108 0.507 0.152 ①分析數(shù)據(jù)可知：大氣固氮反應屬于 (填“吸熱”或“放熱”)反應。 ②分析數(shù)據(jù)可知：人類不適合大規(guī)模模擬大氣固

54、氮的原因是 。 (2)工業(yè)固氮反應中，在其他條件相同時，分別測定N2的平衡轉(zhuǎn)化率在不同壓強(p1、p2)下隨溫度變化的曲線，下圖所示的圖示中，正確的是 (填“A”或“B”)；比較p1、p2的大小關(guān)系： 。 Ⅱ.目前工業(yè)合成氨的原理是N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)。 (3)在一定溫度下，將1 mol N2和3 mol H2混合置于體積不變的密閉容器中發(fā)生反應，達到平衡狀態(tài)時，測得氣體總物質(zhì)的量為2.8 mol。 ①達平衡時，H2的轉(zhuǎn)化率α1＝ 。 ②已知平衡時，容器壓強為8 MPa，則平衡常數(shù)Kp＝ (用平衡分壓代

55、替濃度計算，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))。 解析：Ⅰ.(1)①由表中數(shù)據(jù)可知隨溫度從27 ℃升高到2 000 ℃，K值增大，說明平衡向正反應方向移動，則正反應是吸熱反應；②大氣固氮的K值小，轉(zhuǎn)化率低。(2)工業(yè)固氮，隨溫度升高，K值減小，平衡向逆反應方向移動，N2的轉(zhuǎn)化率降低，所以圖A正確。取相同的溫度，p1→p2，N2的轉(zhuǎn)化率升高，說明平衡向正反應方向移動，正反應是氣體體積減小的反應，說明壓強增大，p2＞p1。 Ⅱ.(3)設達到平衡時，反應的N2的物質(zhì)的量為a mol，列三段式： 　　　　 N2＋3H22NH3 n(始)/mol　　 1　　 3　　 0 n(變)/mo

56、l　　 a　 3a　 2a n(平)/mol　　 1－a 3－3a　2a 有(1－a)＋(3－3a)＋2a＝2.8，解得a＝0.6，H2的轉(zhuǎn)化率(α1)為×100%＝60%，N2的平衡分壓為(×8) MPa，H2、NH3的平衡分壓均為(×8) MPa，Kp＝＝。 答案：Ⅰ.(1)①吸熱　②大氣固氮的K值小，正向進行的程度小(或轉(zhuǎn)化率低)，不適合大規(guī)模生產(chǎn)　(2)A　p2＞p1 Ⅱ.(3)①60%?、?或0.255或0.26) 12．二氧化錳是化學工業(yè)中常用的氧化劑和有機合成中的催化劑，其主要制備方法是碳酸錳熱分解，反應原理為2MnCO3＋O22MnO2＋2CO2。經(jīng)研

57、究發(fā)現(xiàn)該反應過程為①MnCO3MnO＋CO2↑，②2MnO＋O2===2MnO2?；卮鹣铝袉栴}： (1)某溫度下該平衡體系的壓強為p，CO2、O2的物質(zhì)的量分別為n1和n2，用平衡分壓代替平衡濃度，寫出碳酸錳熱分解反應的平衡常數(shù)表達式K＝ (分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))；K與反應①、②的平衡常數(shù)K1、K2的關(guān)系為 。 (2)反應②在低溫下能自發(fā)進行，則其ΔH (填“>”“<”或“＝”)0。 (3)某科研小組對碳酸錳熱分解法制二氧化錳的條件(焙燒溫度和氣氛)進行了研究，結(jié)果如圖所示。該制備反應合適的焙燒溫度為 ，合適的水分含量條件為 。 解析：(1)平

58、衡常數(shù)表達式K＝，p(CO2)＝，p(O2)＝，代入可得K＝。反應2MnCO3＋O22MnO2＋2CO2可由反應①×2＋反應②得到，所以K與K1、K2的關(guān)系為K＝K×K2。 (2)反應②是熵減少的反應，ΔS<0，根據(jù)ΔG＝ΔH－TΔS，在低溫下能自發(fā)進行，只有ΔH<0才能使ΔG<0，反應自發(fā)進行。 (3)由題圖2分析，在350 ℃左右碳酸錳轉(zhuǎn)化率比較高。由題圖3可知水分含量在30%左右碳酸錳轉(zhuǎn)化率比較高。 答案：(1)　K＝K×K2　(2)< (3)350 ℃　水分含量為30%(或20%～40%都正確) 13．研究氮氧化物的反應機理，對于消除對環(huán)境的污染有重要意義。升高溫度絕大多

59、數(shù)的化學反應速率增大，但是2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的速率卻隨著溫度的升高而減小。某化學小組為研究該特殊現(xiàn)象的實質(zhì)原因，查閱資料知2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反應歷程分兩步： ①2NO(g)N2O2(g)(快) v1正＝k1正c2(NO)　v1逆＝k1逆c(N2O2)　ΔH1＜0　 ②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)(慢) v2正＝k2正c(N2O2)c(O2)　v2逆＝k2逆c2(NO2)　ΔH2＜0 請回答下列問題： (1)反應2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的ΔH＝ (用ΔH1和ΔH2表示)。一定溫度下，反應

60、2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)達到平衡狀態(tài)，寫出k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常數(shù)表達式K＝ ，升高溫度，K值 (填“增大”“減小”或“不變”)。 (2)決定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)反應速率的是反應②。反應①的活化能E1與反應②的活化能E2的大小關(guān)系為E1 (填“＞”“＜”或“＝”)E2。根據(jù)速率方程分析，升高溫度該反應速率減小的原因是 。 A．k2正增大，c(N2O2)增大 B．k2正減小，c(N2O2)減小 C．k2正增大，c(N2O2)減小 D．k2正

61、減小，c(N2O2)增大 由實驗數(shù)據(jù)得到v2正～c(O2)的關(guān)系可用如圖表示。當x點升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，則變?yōu)橄鄳狞c為 (填字母)。 解析：(1)①2NO(g)N2O2(g)　ΔH1＜0，②N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)　ΔH2＜0，根據(jù)蓋斯定律，由①＋②得：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2；2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)達到平衡狀態(tài)，平衡常數(shù)K＝＝××，平衡時，v2正＝v2逆，v1正＝v1逆，因此K＝；該反應為放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，K值減小。(2)反應的活化能越小，反應速率越快，

62、決定2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)反應速率的是反應②，反應②速率較慢，活化能較大，即E1＜E2。根據(jù)速率方程，A項，k2正增大，c(N2O2)增大，v2正增大，與題意不符，錯誤；B項，k2正減小，c(N2O2)減小，v2正減小，與題意相符，正確；C項，k2正增大，c(N2O2)減小，v2正的變化無法判斷，與題意不符，錯誤；D項，k2正減小，c(N2O2)增大，v2正的變化無法判斷，與題意不符，錯誤。根據(jù)上述分析，升高溫度，v2正減小，平衡向逆反應方向移動，c(O2)增大，因此當x點升高到某一溫度時，c(O2)增大，v2正減小，符合條件的為點a。 答案：(1)ΔH1＋ΔH2　　減小

63、　(2)＜　B　a 14．工業(yè)合成氨反應為N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，對其研究如下： (1)已知H—H鍵的鍵能為436 kJ·mol－1，N—H鍵的鍵能為391 kJ·mol－1，N≡N鍵的鍵能是945.6 kJ·mol－1，則上述反應的ΔH＝ 。 (2)上述反應的平衡常數(shù)K的表達式為 。 若反應方程式改寫為N2(g)＋H2(g)NH3(g)，在該溫度下的平衡常數(shù)K1＝ (用K表示)。 (3)在773 K時，分別將2 mol N2和6 mol H2充入一個固定容積為1 L的密閉容器中，隨

64、著反應的進行，氣體混合物中n(H2)、n(NH3)與反應時間t的關(guān)系如下表： t/min 0 5 10 15 20 25 30 n(H2)/mol 6.00 4.50 3.60 3.30 3.03 3.00 3.00 n(NH3)/mol 0 1.00 1.60 1.80 1.98 2.00 2.00 ①該溫度下，若向同容積的另一容器中投入的N2、H2、NH3的濃度分別為3 mol·L－1、3 mol·L－1、3 mol·L－1，則此時v正 (填“大于”“小于”或“等于”)v逆。 ②由上表中的實驗數(shù)據(jù)計算得到“濃度-時間”的關(guān)系可用

65、下圖中的曲線表示，表示c(N2)-t的曲線是 。 在此溫度下，若起始充入4 mol N2和12 mol H2，則反應剛達到平衡時，表示c(H2)-t的曲線上相應的點為 。 解析：(1)根據(jù)ΔH＝E(反應物的總鍵能)－E(生成物的總鍵能)，知ΔH＝945.6 kJ·mol－1＋436 kJ·mol－1×3－391 kJ·mol－1×6＝－92.4 kJ·mol－1。 (2)該反應的平衡常數(shù)K＝，K1＝＝[]＝K。 (3)①該溫度下，25 min時

66、反應處于平衡狀態(tài)，平衡時c(N2)＝1 mol·L－1、c(H2)＝3 mol·L－1、c(NH3)＝2 mol·L－1，則K＝＝。在該溫度下，若向同容積的另一容器中投入的N2、H2和NH3的濃度均為3 mol·L－1，則Qc＝＝＝＜K，反應向正反應方向進行，故v正大于v逆；②起始充入4 mol N2和12 mol H2，相當于將充入2 mol N2和6 mol H2的兩個容器“壓縮”為一個容器，假設平衡不移動，則平衡時c(H2)＝6 mol·L－1，而“壓縮”后壓強增大，反應速率加快，平衡正向移動，故平衡時3 mol·L－1＜c(H2)＜6 mol·L－1，且達到平衡的時間縮短，故對應的點為B。 答案：(1)－92.4 kJ·mol－1　(2)K＝　K(或)　(3)①大于?、谝摇