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2022版高考化学一轮复习 专题7 化学反应速率和化学平衡 第2单元 化学反应的方向和限度学案

2022版高考化学一轮复习 专题7 化学反应速率和化学平衡 第2单元 化学反应的方向和限度学案

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- 31 -

第二单元　化学反应的方向和限度
[课标解读]　
1.了解判断化学反应进行的方向。　
2.了解化学反应的可逆性及化学平衡的建立。　
3.掌握化学平衡的特征。　
4.了解化学平衡常数(K)的含义，能利用化学平衡常数进行相关计算。　
5.能正确计算反应的平衡转化率(α)。
　化学反应进行的方向

知识梳理
1．自发反应
(1)自发过程
①含义
在一定条件下，不需要借助外力作用就能自发进行的过程。
②特点
a．体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或释放热量)。
b．在密闭条件下，体系有从有序自发地转变为无序的倾向(无序体系更加稳定)。
(2)自发反应
在一定条件下不需要借助外力作用就能自发进行的反应称为自发反应。
注意：自发反应(过程)指的是在一定条件下有自发进行的倾向而不一定发生，如燃烧反应是自发反应，但在常温下不一定燃烧。
2．熵与熵变
(1)熵：描述体系混乱程度的物理量，符号为S。
熵值越大，体系混乱度越大。
(2)熵变：ΔS＝S(反应产物)－S(反应物)。
(3)常见的熵增过程
①同一种物质由固态到液态再到气态：S(g)>S(l)>S(s)。
②反应后气体物质的量增加的反应。
③固体参加生成气体的反应，如C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。
[辨易错]
(1)放热过程均可以自发进行，吸热过程均不能自发进行。 (　　)
(2)冰变为液态水的过程是焓增加和熵增加过程，一定条件下可以自发进行。 (　　)
(3)CaCO3CaO＋CO2↑高温能自发进行的原因是该反应为熵增的反应。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)√　(3)√
3．化学反应方向的判定
(1)判据

(2)一般规律
①ΔH<0，ΔS>0的反应任何温度下都能自发进行；②ΔH>0，ΔS<0的反应任何温度下都不能自发进行；③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大时，温度对反应的方向起决定性作用。当ΔH<0，ΔS<0时，低温下反应能自发进行；当ΔH>0，ΔS>0时，高温下反应能自发进行。
知识应用
(1)汽车燃油不完全燃烧时产生CO，有人设想按下列反应除去CO：2CO(g)===2C(s)＋O2(g)
已知该反应的ΔH>0，简述该设想能否实现的依据：
。
(2)超音速飞机在平流层飞行时，尾气中的NO会破坏臭氧层。科学家正在研究利用催化技术将尾气中的NO和CO转变成CO2和N2，化学方程式如下：2NO＋2CO2CO2＋N2。反应能够自发进行，则反应的ΔH 0(填“>”“<”或“＝”)。
[答案]　(1)该反应是焓增、熵减的反应，任何温度下均不自发进行　(2)<

命题点　化学反应进行方向的分析
1．下列有关说法不正确的是 (填字母)。
A．C3H6(g)＋NH3(g)＋O2(g)===C3H3N(g)＋3H2O(g)　ΔH＝－515 kJ·mol－1和C3H6(g)＋O2(g)===C3H4O(g)＋H2O(g)　ΔH＝－353 kJ·mol－1两个反应在热力学上趋势均很大
B．Na与H2O的反应是熵增的放热反应，该反应能自发进行
C．某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应
D．2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在常温下能自发进行，则该反应的ΔH>0
E．反应NH3(g)＋HCl (g)===NH4Cl(s)在室温下可自发进行，则该反应的ΔH<0
F．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH<0
G．一定温度下，反应MgCl2(l)===Mg(l)＋Cl2(g)的ΔH>0、ΔS>0
[答案]　DF
2．将SiCl4氢化为SiHCl3有三种方法，对应的反应依次为：
①SiCl4(g)＋H2(g)SiHCl3(g)＋HCl(g)　ΔH1>0
②3SiCl4(g)＋2H2(g)＋Si(s)4SiHCl3(g)　ΔH2<0
③2SiCl4(g)＋H2(g)＋Si(s)＋HCl(g)3SiHCl3(g)　ΔH3
已知体系自由能变ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG<0时反应自发进行。三个氢化反应的ΔG与温度的关系如图所示，可知：反应①能自发进行的最低温度是 ；相同温度下，反应②比反应①的ΔG小，主要原因是 ；反应③的ΔG随温度升高的主要原因可能为 。

[解析]　反应①是一个ΔS不变的反应，要使ΔG<0，由图可知温度最低为1 000 ℃。
反应②中ΔS<0，即－TΔS>0，在相同温度下，ΔG2<ΔG1的主要原因是ΔH2<ΔH1。
反应③的ΔH3＝ΔH2－ΔH1<0，根据ΔH－TΔS随T的增大而增大，说明ΔS<0。
[答案]　1 000 ℃　ΔH2<ΔH1导致反应②比反应①的ΔG小　反应③的ΔS<0
　可逆反应与化学平衡状态

知识梳理
1．可逆反应

[辨易错]
(1)2H2＋O22H2O为可逆反应。 (　　)
(2)Pb＋PbO2＋2H2SO42PbSO4＋2H2O为可逆反应。 (　　)
(3)2 mol SO2和2 mol O2在一定条件下的密闭容器中发生2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，平衡时的O2物质的物质的量为1 mol。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×
2．化学平衡状态
(1)概念
一定条件下可逆反应进行到一定程度时，反应物和生成物的浓度不再随时间的延长而发生变化，正反应速率与逆反应速率相等，这种状态称为化学平衡状态。
(2)建立

以上过程可用如图表示：；若开始加入生成物，从逆反应建立平衡，则v ­t图为。因此，化学平衡状态的建立可以从正反应建立，也可以从逆反应方向建立，也可以从正、逆两反应方向同时建立，即平衡建立与反应途径无关。
(3)特征

注意：化学平衡状态的两种标志
[辨易错]
(1)可逆反应达到平衡时，各组分浓度不变，反应停止。 (　　)
(2)从正反应建立平衡的过程中，平衡前v正大于v逆。 (　　)
(3)对于N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)反应，当v正 (N2)＝v逆(NH3)时反应达到平衡状态。 (　　)
(4)在相同温度下，相同容器(恒容)发生2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)反应，当分别向容器中充入2 mol SO2、1 mol O2与2 mol SO3平衡时，c(SO2)相同。 (　　)
(5)一个可逆反应达到的平衡状态就是这个反应在该条件下所能达到的限度。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)√　(3)×　(4)√　(5)√
知识应用
在一个体积固定的真空密闭容器中充入等物质的量的CO2和NH3，在恒定温度下使其发生反应2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(s)＋H2O(g)并达到平衡，混合气体中氨气的体积分数随时间的变化如图所示：

(1)A点的v正(CO2) (填“>”“<”或“＝”)A点v逆(CO2)。
(2)A点的v正(CO2) (填“>”“<”或“＝”)B点的v逆(H2O)，原因是
。
(3)B点v正(CO2)与v逆(NH3)的定量关系式为 。
(4)A点v逆(CO2)与B点v正(CO2)的大小关系为 。
(5)当n(NH3)与n(CO2)的比值不变时，反应是否到达平衡？ 。
[答案]　(1)>
(2)>　由图像知，A点未达平衡，B点已达平衡，A点v正(CO2)>B点v正(CO2)＝B点v逆(CO2)＝B点v逆(H2O)，故A点v正(CO2)>B点v逆(H2O)
(3)v正(CO2)＝v逆(NH3)　(4)v逆(CO2)<v正(CO2)
(5)是

命题点1　极值转化法分析可逆反应各时刻的量

极值转化法确定范围的思维模板

说明：可逆反应的平衡物理量一定在最大值和最小值之间，但起始物理量可以为最大值或最小值。
1．在一个密闭容器中发生反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，反应过程中某一时刻测得SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2 mol·L－1、0.2 mol·L－1、0.2 mol·L－1，当反应达到平衡时，可能出现的数据是(　　)
A．c(SO3)＝0.4 mol·L－1
B．c(SO2)＝c(SO3)＝0.15 mol·L－1
C．c(SO2)＝0.25 mol·L－1
D．c(SO2)＋c(SO3)＝0.5 mol·L－1
C　[当c(SO3)＝0.4 mol·L－1时，c(SO2)＝0，不合理，A错误；c(SO2)、c(SO3)不可能均为0.15 mol·L－1，只能一种物质增大，另一种物质减小，B错误；c(SO2)＋c(SO3)应等于0.4 mol·L－1，D错误。]
2．在密闭容器中进行反应：X(g)＋Y(g)2Z(g)，已知X、Y、Z的起始浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.2 mol·L－1，在一定条件下，当反应达到平衡时，X、Y、Z的浓度范围分别为 、 、 。
[答案]　0<c(X)<0.2 mol·L－1　0.2 mol·L－1<c(Y)<0.4 mol·L－1　0<c(Z)<0.4 mol·L－1
命题点2　化学平衡的特征与标志
3．一定条件下，在密闭恒容的容器中，发生反应：3SiCl4(g)＋2N2(g)＋6H2(g)Si3N4(s)＋12HCl(g)　ΔH<0，不能表示该反应达到平衡状态的是(　　)
A．v逆(N2)＝3v正(H2)
B．混合气体的平均相对分子质量不变
C．若容器绝热，温度不变
D．容器中的压强不变
[答案]　A
4．在一定温度下，向2 L固定容积的密闭容器中通入1 mol CO2、3 mol H2，发生反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH<0。能说明该反应已达到平衡状态的是(　　)
A．混合气体的平均相对分子质量不变
B．体系中＝，且保持不变
C．混合气体的密度不随时间变化
D．单位时间内有n mol H—H键断裂，同时有n mol O—H键生成
A　[A项，是变量，当不变，可以说明反应已达平衡；B项，是不变量，不能说明反应是否达平衡；C项，ρ是不变量，不能说明反应是否达平衡；D项，二者均表示v正，不能说明反应是否达平衡。]
5．对于反应：2CO(g)＋4H2(g)CH3OCH3(g)＋H2O(g)，若恒温恒压条件下反应，下列说法能说明反应一定达到平衡状态的是
(填字母)。
a．CO和H2的转化率相等
b．反应体系中混合气体密度保持不变
c.的值保持不变
d．反应体系压强保持不变
[答案]　bc

化学平衡状态判定思路
第一步：审题干
①一审“反应条件”：恒温恒容或恒温恒压
②二审“反应特点”：等体反应或非等体反应或是否有固、液体参与等
第二步：审标志
①一审“正逆相等”：反应速率必须一个是正反应的速率，一个是逆反应的速率，且经过换算后同一种物质的减少速率和生成速率相等。
②二审“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的，当其不变时为平衡状态；一个随反应的进行而保持不变的量，不能作为是否达到平衡状态的判断依据。
　化学平衡常数

知识梳理
1．化学平衡常数
(1)概念：在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。
(2)表达式：
对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝。
实例
①Cl2(g)＋H2O(l)HClO(aq)＋H＋(aq)＋Cl－(aq)
K＝。
②C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　
K＝。
③CO(aq)＋H2O(l)HCO(aq)＋OH－(aq)
K＝。
④CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)　K＝c(CO2)。
(3)平衡常数的有关换算
①对于N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　K1
2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　K2
NH3(g)N2(g)＋H2(g)　K3
K1、K3的表达式分别为K1＝，K3＝；K1与K2的关系为K1＝，K2与K3的关系为K2＝K。
②已知：H2(g)＋S(s)H2S(g)　K1
S(s)＋O2(g)SO2(g)　K2
则在该温度下反应H2(g)＋SO2(g)O2(g)＋H2S(g)，K的平衡常数K为K1/K2(用K1、K2表示)。
(4)意义：平衡常数越大，化学反应程度或限度越大，反应物的转化率越大。一般地说，当K>105时就认为反应完全，当K<10－5时认为反应很难进行。
(5)平衡常数的影响因素
对于确定的化学反应，平衡常数K只与温度有关，与浓度、压强无关。
①对于吸热反应，升高温度，K值增大。
②对于放热反应，升高温度，K值减小。
注意：①即使化学平衡发生移动，但只要温度不变，平衡常数就不会改变，利用此守恒可以计算恒定温度下再次平衡后的转化率等物理量，这也是定量化学的重要定律；②平衡常数改变，平衡一定移动，温度一定改变。
[辨易错]
(1)化学平衡常数是指一定温度下，生成物平衡浓度之积与反应物平衡浓度之积的比值。 (　　)
(2)NH＋H2ONH3·H2O＋H＋的平衡常数表达式为K＝。 (　　)
(3)同温条件下，一个可逆反应的正、逆反应的平衡常数互为相反数。 (　　)
(4)升温，任何可逆反应的K均增大。 (　　)
(5)在一定温度下，SO2(g)＋O2(g)SO3(g)与2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的K值相同。 (　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
2．平衡常数的三大应用
(1)判断化学反应进行的方向
对于可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系：
Qc＝，称为浓度商。
Qc<K
反应向正反应方向进行，v正>v逆
Qc＝K
反应处于化学平衡状态，v正＝v逆
Qc>K
反应向逆反应方向进行，v正<v逆
(2)判断可逆反应的热效应

(3)判断反应程度：K越大，转化率越大，反应程度越大，反之也成立。
知识应用
在一定温度下，1 L的密闭容器中发生反应：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)，平衡时测得C、H2O、CO、H2的物质的量都为0.1 mol。
(1)该反应的平衡常数K＝ 。
(2)若升高平衡体系的温度，该反应的平衡常数会增大，则该反应的ΔH 0(填“>”或“<”)。
(3)该温度下，再充入0.1 mol H2O(g)，平衡向 方向移动，该反应的平衡常数K′＝ 。
(4)该温度下，加压，平衡向 方向移动，H2O的转化率如何变化？平衡常数如何变化？ 。
[答案]　(1)0.1　(2)>　(3)正反应　0.1　(4)逆反应　H2O的转化率减小，平衡常数不变

命题点1　化学平衡常数及其应用
1．某温度下气体反应达到化学平衡状态，平衡常数K＝，恒容时，若温度适当降低，F的浓度增大。下列说法中正确的是(　　)
A．增大c(A)、c(B)，K增大
B．降低温度，正反应速率增大
C．该反应的焓变为负值
D．该反应的化学方程式为2E(g)＋F(g)A(g)＋2B(g)
D　[平衡常数K只随温度变化，不随浓度变化，A不正确；降低温度，正、逆反应速率均减小，B不正确；降温，F的浓度增大，表明平衡逆向移动，正反应是吸热反应，则焓变为正值，C不正确；根据化学平衡常数表达式可知A、B是生成物，E、F为反应物，且对应指数为其化学方程式前的计量数，D正确。]
2．在300 mL的密闭容器中，放入镍粉并充入一定量的CO气体，一定条件下发生反应：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，已知该反应平衡常数与温度的关系如下表。
温度/℃
25
80
230
平衡常数
5×104
2
1.9×10－5
下列说法正确的是 (　　)
A．上述生成Ni(CO)4(g)的反应为吸热反应
B．25 ℃时反应Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)的平衡常数为0.5
C．在某条件下达到平衡，测得Ni(CO)4、CO浓度均为0.5 mol·L－1，则此时温度高于80 ℃
D．80 ℃时，在相同容器中充入0.3 mol CO和0.3 mol Ni(CO)4，同时加入足量Ni，此时v正>v逆
D　[A项，化学平衡常数只受温度的影响，根据表格中数据，随着温度的升高，平衡常数减小，因此正反应是放热反应，故错误；B项，Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，化学平衡常数的表达式为K1＝，Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)，化学平衡常数的表达式为K2＝，K2＝＝＝2×10－5，故错误；C项，化学平衡常数为＝8>2，因此温度低于80 ℃，故错误；D项，此时Qc＝＝1<K＝2，正向进行，v正>v逆，故正确。]
3．甲醇是重要的化学工业基础原料和清洁液体燃料。工业上可利用CO或CO2来生产燃料甲醇。已知制备甲醇的有关化学反应以及在不同温度下的化学反应平衡常数如下表所示：
化学反应
平衡常数
温度/℃
500
800
①2H2(g)＋CO(g)CH3OH(g)
K1
2.5
0.15
②H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)
K2
1.0
2.50
③3H2(g)＋CO2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)
K3

(1)据反应①与②可推导出K1、K2与K3之间的关系，则K3＝
(用K1、K2表示)。
(2)反应③的ΔH (填“>”或“<”)0。
(3)500 ℃时测得反应③在某时刻H2(g)、CO2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度(mol·L－1)分别为0.8、0.1、0.3、0.15，则此时v正
(填“>”“＝”或“<”)v逆。
[解析]　(1)反应③可通过反应①、②加和，故K3＝K1·K2。
(2)500 ℃时K3＝2.5×1.0＝2.5，
800 ℃时K3＝0.15×2.50<2.5，故升温，K减小，平衡左移，ΔH<0。
(3)Qc＝＝0.87<2.5，反应向正向移动，v正>v逆。
[答案]　(1)K1·K2　(2)<　(3)>

应用化学平衡常数时应注意的四个问题
(1)化学平衡常数是在一定温度下一个反应本身固有的内在性质的定量体现。
(2)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
(3)反应物或生成物中有固体或纯液体存在时，其浓度可看作一个常数，而不计入平衡常数表达式中。
(4)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。若反应方向改变，则平衡常数改变；若化学方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
命题点2　“三段式”突破K、α的有关计算
[典例导航]
(2017·全国卷Ⅰ，节选)H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。
(1)H2S的平衡转化率α1＝ %，反应平衡常数K＝ 。
(2)在620 K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率α2 α1，该反应的ΔH 0。(填“>”“<”或“＝”)
(3)向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是
(填标号)。
A．H2S　　　　 B．CO2
C．COS D．N2
[思路点拨]　(1)第一步：写方程式，列三段式
H2S(g)＋CO2(g) COS(g)＋H2O(g)
n(始)/mol 0.40 0.10 　 0 　 0
Δn/mol x x 　 x 　 x
n(平)/mol 0.40－x 0.10－x 　 x 　 x
第二步：列方程，求未知量
＝0.02
解得：x＝0.01 mol
第三步：明确问题，规范答案
H2S的平衡转化率α1＝×100%＝×100%＝2.5%。
K＝＝＝≈2.8×10－3。
(2)w(H2O)＝0.03＞0.02⇒升温，平衡右移⇒ΔH＞0。
(3)两种反应物，增大一种反应物浓度，平衡右移，另一反应物转化率增大，自身转化率减小。增大生成物浓度，平衡左移，转化率减小。
[答案]　(1)2.5　2.8×10－3　(2)＞　>　(3)B

(1)610 K时，CO2的平衡转化率为 ，比H2S的平衡转化率 。
(2)610 K时，2H2S(g)＋2CO2(g)2COS(g)＋2H2O(g)的平衡常数K′与K的关系为 。
(3)620 K时，化学平衡常数K约为 ，比610 K时的平衡常数K 。
[答案]　(1)10%　大　(2)K′＝K2　(3)6.9×10－3　大

“三段式”突破化学平衡的综合计算模板
已知反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L－1、b mol·L－1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L－1。
　　　　　　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
a b 0 0
mx nx px qx
a－mx b－nx px qx
相关计算：
①平衡常数：K＝。
②A的平衡转化率：α(A)平＝×100%。
③A的物质的量分数(或气体A的体积分数)：
w(A)＝×100%。
④v(A)＝。
⑤混合气体的平均密度：混＝。
注意：在求有关物理量时，一定注意是用“物质的量”还是用“物质的量浓度”代入计算。
4．(1)起始温度相同时，在图1所示的甲、乙两个容器中发生反应：2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0，甲容器中NO2的物质的量浓度与时间的关系如图2所示。

甲　　　　　　　乙
图1

图2
①1～4 s内，甲容器中NO2的物质的量浓度迅速减小的原因是
。
②甲容器中反应达到平衡时，温度若为T ℃，则此温度下的平衡常数K＝ L·mol－1。平衡时，p甲 p乙(填“>”“<”或“＝”)。
(2)在密闭容器中，CCl4(g)＋H2(g)CHCl3(g)＋HCl(g)达到平衡状态后，测得如下数据(假设不考虑副反应)。
实验序号
温度/℃
/(mol·L－1)
初始H2浓度/(mol·L－1)
CCl4的平衡转化率
1
110
0.8
1.2
α1
2
110
1
1
50%
3
100
1
1
α3
①实验1中，CCl4的转化率α1 50%(填“大于”“小于”或“等于”)。
②实验2中，反应进行到10 h时达到平衡，在这10 h内，H2的平均反应速率为 mol·L－1·min－1。
③110 ℃时，该反应的化学平衡常数的数值为 。
④实验3中，α3的值 。
A．等于50% 　　 B．大于50%
C．小于50% D．依题所给信息无法判断
[解析]　(1)①甲为绝热容器，反应2NO2(g)N2O4(g)为放热反应，放出的热量对反应速率的影响较大，故1～4 s内NO2的浓度迅速减小。②甲容器中反应达到平衡状态时，NO2浓度为0.02 mol·L－1，由三段式知：
2NO2(g)N2O4(g)
起始量/(mol·L－1)　　 0.2　　　　0
变化量/(mol·L－1)　　0.18　　　　0.09
平衡量/(mol·L－1)　　0.02　　　　0.09
平衡常数K＝＝225(L·mol－1)。
容积均为1 L的甲、乙两个容器，其中甲为绝热容器，乙为恒温容器，起始温度相同时，分别充入0.2 mol的NO2，发生反应：2NO2(g)N2O4(g)　ΔH<0，甲容器中温度升高，压强增大，且平衡逆向移动，气体的物质的量增大，气体压强也增大，则p甲>p乙。
(2)①实验1中，当H2的初始浓度为0.8 mol/L时，CCl4的转化率为50%，现增大H2的浓度为1.2 mol，平衡正向移动，CCl4的转化率增大，从而得出CCl4的转化率α1大于50%；②实验2中，
CCl4(g)＋H2(g)CHCl3(g)＋HCl(g)

反应进行到10 h时达到平衡，H2的平均反应速率为≈0.000 83 mol·L－1·min－1；
③110 ℃时，该反应的化学平衡常数的数值为＝1；
④与实验2进行比较，可认为实验3是在实验2的基础上完成的，由于不知反应的焓变，所以无法确定降温平衡移动的方向。
[答案]　(1)①反应放热，体系的温度升高，反应速率加快
②225　>
(2)大于　0.000 83　1　D

在计算恒温恒压条件下的平衡常数K时，一定要注意气体物质的量变化引起的体积变化，确定平衡时容器的体积，进而明确各组分平衡浓度。
命题点3　平衡常数与速率常数的关系
5．升高温度，绝大多数的化学反应速率增大，但是2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反应速率却随着温度的升高而减小。查阅资料知：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反应历程分两步：
Ⅰ.2NO(g)N2O2(g)(快)　ΔH1<0　v1正＝k1正c2(NO)　v1逆＝k1逆c(N2O2)
Ⅱ.N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)(慢)　ΔH2<0　
v2正＝k2正c(N2O2)c(O2)　v2逆＝k2逆c2(NO2)
请回答下列问题：
(1)Ⅰ、Ⅱ反应的平衡常数KⅠ＝ ，KⅡ＝ (用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示)
(2)反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的ΔH＝ (用含ΔH1和ΔH2的式子表示)。一定温度下，反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)达到平衡状态，请写出用k1正、k1逆、k2正、k2逆表示的平衡常数表达式K＝ ，升高温度，K值 (填“增大”“减小”或“不变”)
[答案]　(1)　　(2)ΔH1＋ΔH2　　减小
6．对于基元反应，如aA＋bBcC＋dD，反应速率v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，其中k正、k逆是取决于温度的速率常数。已知反应Ⅰ　4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)　ΔH1＝－902 kJ·mol－1，
反应Ⅱ　8NH3(g)＋6NO2(g)7N2(g)＋12H2O(g)　ΔH2＝－2 740 kJ·mol－1，
反应Ⅲ　N2(g)＋O2(g)2NO(g)　ΔH3＝＋182.6 kJ·mol－1。
对于基元反应Ⅳ　2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)　ΔH4，在653 K时，速率常数k正＝2.6×103 L2·mol－2·s－1，k逆＝4.1×103 L·mol－1·s－1。
(1)ΔH4＝ kJ·mol－1。
(2)计算653 K时的平衡常数K＝ ，若升高温度，增大的倍数 (填“k正”或“k逆”)较大。
(3)653 K时，若NO的浓度为0.006 mol·L－1，O2的浓度为0.290 mol·L－1，则正反应速率为 mol·L－1·s－1。
[解析]　(1)根据盖斯定律，由×(反应Ⅰ×2－反应Ⅱ－反应Ⅲ×7)得反应Ⅳ，故ΔH4＝(ΔH1×2－ΔH2－ΔH3×7)×＝－114.1 kJ·mol－1。(2)653 K反应达到平衡时，v正＝k正·c2(NO)·c(O2)＝v逆＝k逆·c2(NO2)，该温度下的平衡常数K＝＝＝。升温，K减小，减小，k逆增大的倍数较大。(3)正反应速率v正＝k正·c2(NO)·c(O2)，将数据代入，计算得到v正＝2.6×103×0.0062×0.290 mol·L－1·s－1≈2.7×10－2 mol·L－1·s－1。
[答案]　(1)－114.1　(2)　k逆　(3)2.7×10－2

K与k正、k逆的关系推导
已知反应aA(g)＋bB(g)cC(g)，反应速率v正＝k正ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆cc(C)，当v正＝v逆时，反应达到平衡，即k正ca(A)·cb(B)＝k逆cc(C)，故＝＝K。

　分压平衡常数Kp的计算

化学平衡常数的有关计算是每年高考必考的试题，重现率100%。分析近几年此类试题，又拓展了分压平衡常数Kp的有关计算，且难度逐渐有所增加。目的是充分考查学生接受新信息的迁移应用的能力。很好地体现了“证据推理与模型认知”的核心素养。

1．Kp的一般表达式[以aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)为例]
Kp＝[p(X)：X在平衡体系中物质的量分数或体积分数×总压强]。
2．Kp计算的两种模板[以N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)为例]
模板1：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)(平衡时总压为p0)
n(始) 1 mol　3 mol　　　0
Δn 0.5 mol 1.5 mol 1 mol
n(平) 0.5 mol 1.5 mol 1 mol
p(X) p0 p0 p0
Kp＝
注意：恒温恒容条件下，平衡状态时总压的变化。
模板2：刚性反应器中
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
p(始)　 　 p0　　3p0　　 　0
Δp p′ 3p′ 2p′
p(平) p0－p′ 3p0－3p′ 2p′
Kp＝
[典例导航]
(2018·全国卷Ⅰ，改编)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
已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g)　ΔH＝－4.4 kJ·mol－1
2NO2(g)N2O4(g)　ΔH＝－55.3 kJ·mol－1
(1)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 。
(2)25 ℃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)。
[思路点拨]　(1)①2NO2(g)N2O4(g)　ΔH＝－55.3 kJ·mol－1―→升高温度、平衡左移―→气体增多―→刚性(恒容)反应器压强增大，②温度越高压强越大，根据①②分析可知p∞(35 ℃)>63.1 kPa。(2)恒温恒容反应器，物质的量之比等于压强之比，可用分压表示组分的物质的量。N2O5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
N2O4(g)　　　　2NO2(g)
平衡 35.8 kPa－x 2x
35．8 kPa－x＋2x＋17.9 kPa＝63.1 kPa，解得x＝9.4 kPa。然后求pN2O4和pNO2最后代入Kp＝。
[答案]　(1)大于　温度升高，体积不变，总压强提高；NO2二聚为放热反应，温度升高，平衡左移，气体物质的量增加，总压强提高　(2)13.4

(1)25 ℃时2NO2(g)N2O4(g)的Kp为 。
(2)对于N2O4(g)2NO2(g)反应达到平衡时Kp(35 ℃)
Kp(25 ℃)(填“>”“<”或“＝”)。
[答案]　(1)≈0.075　(2)>

分压定律
(1)分压定律：混合气体的总压等于相同温度下各组分气体的分压之和。
p(A)＋p(B)＋p(C)＋p(D)＋……＝p
(2)气体的分压之比等于其物质的量之比：＝。
(3)某气体的分压p(B)与总压之比等于其物质的量分数：＝＝φ(B)。

1．在2 L恒容密闭容器中充入4 mol CO和4 mol NO，发生反应2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)，平衡时，NO的体积分数与温度(℃)、压强(Pa)的关系如图所示。

(1)C点NO的平衡转化率为 ；若C点在10 min达到平衡，则10 min内CO的平均反应速率为 。
(2)若起始容器内压强为p Pa，则C点时该反应的平衡常数Kp＝ (用平衡分压代替平衡浓度，分压＝总压×物质的量分数)。
(3)若在D点对反应容器升温的同时扩大体积使体系压强减小，重新达到的平衡状态可能是 (从图中A、B、C、E点选填)。
[解析]　(1)　2NO(g)＋2CO(g)N2(g)＋2CO2(g)
起始量/mol　 4 4 0 0
转化量/mol 2x 2x x 2x
平衡量/mol 4－2x 4－2x x 2x
由题意：＝40%，解得：x＝0.5。
α(NO)＝×100%＝25%
v(CO)＝ mol·L－1·min－1＝0.05 mol·L－1·min－1。
(2)起始压强为p Pa，平衡