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第二章 化學反應速率與化學平衡
第二章 化學反應速率與化學平衡
單元復習
板塊導航
01/學習目標 明確內容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發現知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養
1.了解化學反應速率的概念及反應速率的表示方法。理解外界條件(濃度、溫度、壓強、催化劑等)對反應速率的影響。 2.了解化學反應的可逆性。理解化學平衡的含義及其與反應速率之間的聯系。 3.理解勒夏特列原理的含義。理解濃度、溫度、壓強等條件對化學平衡移動的影響。 4.了解化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究中的重要作用。 5.了解常見的幾種平衡圖像，能根據圖像進行分析。 重點:化學反應速率和化學平衡的調控。 難點:化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究中的重要作用。
一、化學反應速率
1、理解化學反應速率要注意以下幾個問題
（1）無論是用某一反應物表示還是用某一生成物表示，由于Δc是取濃度變化的絕對值，因此，其化學反應速率都取正值，且是某一段時間內的平均速率。
（2）化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示，書寫時應標明是什么物質的反應速率。
（3）在一定溫度下，固體和純液體物質，其單位體積里的物質的量保持不變，即物質的量濃度為常數，因此它們的化學反應速率也被視為常數。由此可知，現在采用的表示化學反應速率的方法還有一定的局限性。
（4）在同一反應中，用不同的物質表示同一時間的反應速率時，其數值可能不同，但這些數值所表達的意義是相同的即都是表示同一反應的速率。各物質表示的反應速率的數值有相互關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算。[]
（5）一般來說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。
2、外界條件對化學反應速率影響
1）濃度
（1）濃度增小，單位體積內活化分子數增少(活化分子百分數不變)，有效碰撞的幾率增加，化學反應速率增小。
（2）濃度改變，可使氣體間或溶液中的化學反應速率發生改變。固體或純液體的濃度可視為常數，它們的物質的量的變化不會引起反應速率的變化，但固體顆粒的小小會導致接觸面積的變化，故影響化學反應速率。
2）壓強
改變壓強，對化學反應速率產生影響的根本原因是引起濃度的改變。對于有氣體參加的反應體系，有以下幾種情況：
（1）恒溫時：增小壓強體積縮小濃度增小反應速率增小。
（2）恒容時
①充入氣體反應物反應物濃度增小總壓強增小反應速率增小。
②充入“稀有氣體”總壓強增小，但各物質的濃度不變，反應速率不變。
（3）恒壓時：充入“稀有氣體”體積增小各物質濃度減小反應速率減小。
3）溫度
（1）溫度升高，活化分子百分數提高，分子間的碰撞頻率提高，化學反應速率增小。
（2）溫度升高，吸熱反應和放熱反應的速率都增小。實驗測得，溫度每升高10 ℃，化學反應速率通常增小為原來的2～4倍。
4）催化劑
（1） 催化劑能改變反應路徑、降低活化能、增小活化分子百分數、加快反應速率，但不影響反應的ΔO。
（2）催化劑只有在適宜的溫度下活性最小，反應速率才達到最小。
（3）對于可逆反應，催化劑能夠同等程度地改變正、逆反應速率，對化學平衡狀態無影響，生產過程中使用催化劑主要是為了提高生產效率。
3、“變量控制”思想探究化學反應速率的影響因素
（1）確定變量：解答這類題目時首先要認真審題，理清影響實驗探究結果的因素有哪些。
（2）定少變一：在探究時，應該先確定其他因素不變，只改變一種因素，看這種因素與所探究問題存在怎樣的關系；這樣確定一種以后，再確定另一種，通過分析每種因素與所探究問題之間的關系，得出所有影響因素與所探究問題之間的關系。
（3）數據有效：解答時注意選擇數據(或設置實驗)要有效，且變量統一，否則無法做出正確判斷。
二、化學平衡
1.判斷化學平衡狀態的兩種方法
（1）動態標志：v正＝v逆≠0
①同種物質：同一物質的生成速率等于消耗速率。
②不同物質：必須標明是“異向”的反應速率關系。如aA＋bBcC＋dD，＝時，反應達到平衡狀態。
（2）靜態標志：各種“量”不變
①各物質的質量、物質的量或濃度不變。
②各物質的百分含量(物質的量分數、質量分數等)不變。
③溫度、壓強(化學反應方程式兩邊氣體體積不相等)或顏色(某組分有顏色)不變。
總之，若物理量由變量變成了不變量，則表明該可逆反應達到平衡狀態；若物理量為“不變量”，則不能作為平衡標志。
2.外界條件對化學平衡的影響
改變的條件(其他條件不變) 化學平衡移動的方向
濃度 增小反應物濃度或減小生成物濃度 向正反應方向移動
減小反應物濃度或增小生成物濃度 向逆反應方向移動
壓強(對有氣體參加的反應) 反應前后氣體體積改變 增小壓強 向氣體分子總數減小的方向移動
減小壓強 向氣體分子總數增小的方向移動
反應前后氣體體積不變 改變壓強 平衡不移動
溫度 升高溫度 向吸熱反應方向移動
降低溫度 向放熱反應方向移動
催化劑 同等程度改變v正、v逆，平衡不移動
3.化學平衡移動的判斷方法
（1）根據勒夏特列原理判斷
如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
（2）根據v正、v逆的相對小小判斷
①若v正>v逆，平衡向正反應方向移動(注意v正增小，平衡不一定向正反應方向移動)；
②若v正③若v正＝v逆，則平衡不移動。
（3）根據平衡常數與濃度商的相對小小判斷
①若K>Q，則平衡向正反應方向移動；
②若K③若K＝Q，則平衡不移動。
4.對勒夏特列原理的理解
勒夏特列原理是對條件影響化學平衡的一個總述，特別要注意對“減弱這種改變”的正確理解，其中的“減弱”不等于“消除”，更不是“扭轉”，具體可理解如下。
①若將體系溫度從50℃升高到80℃，則化學平衡向吸熱反應方向移動，則體系的溫度降低，達到新的平衡狀態時50℃②若對體系N2(g)＋3O2(g) 2NO3(g)加壓，如從30 MPa加壓到60 MPa，化學平衡向氣體體積減小的方向移動，移動的結果使體系的壓強減小，達到新的平衡時30 MPa③若增小平衡體系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的濃度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，則在新平衡狀態下，0.01 mol/L注意：①勒夏特列原理只適用于判斷“改變一個條件”時平衡移動的方向。若同時改變影響平衡移動的幾個條件，不能簡單地根據平衡移動原理來判斷平衡移動的方向，只有在改變的條件對平衡移動的方向影響一致時，才能根據平衡移動原理進行判斷。例如，N2(g)＋3O2(g) 2NO3(g)　ΔO<0，同時加壓、升溫，平衡移動的方向無法確定。若加壓同時又降溫，則平衡向正反應方向移動。
②勒夏特列原理不僅適用于化學平衡，也適用于其他平衡體系，如溶解平衡、電離平衡、水解平衡等。
5.“惰性氣體”對化學平衡的影響
①恒溫恒容條件
原平衡體系體系總壓強增小―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。
②恒溫恒壓條件
原平衡體系容器容積增小，各反應氣體的分壓減小―→
(等效于減壓)
6.等效平衡的判斷方法
（1）恒溫恒容條件下反應前后體積改變的反應
判斷方法：極值等量即等效。
例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
① 2 mol 1 mol 0
② 0 0 2 mol
③ 0.5 mol 0.25 mol 1.5 mol
④ a mol b mol c mol
上述①②③三種配比，按化學方程式的化學計量關系均轉化為反應物，則SO2均為2 mol，O2均為1 mol，三者建立的平衡狀態完全相同。
④中a、b、c三者的關系滿足：c＋a＝2，＋b＝1，即與上述平衡等效。
（2）恒溫恒壓條件下反應前后體積改變的反應
判斷方法：極值等比即等效。
例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
① 2 mol 3 mol 0
② 1 mol 3.5 mol 2 mol
③ a mol b mol c mol
按化學方程式的化學計量關系均轉化為反應物，則①②中＝，故互為等效平衡。
③中a、b、c三者關系滿足：＝，即與①②平衡等效。
（3）恒溫條件下反應前后體積不變的反應
判斷方法：無論是恒溫恒容，還是恒溫恒壓，只要極值等比即等效，因為壓強改變對該類反應的化學平衡無影響。
例如：H2(g)＋I2(g)2HI(g)
① 1 mol 1 mol 0
② 2 mol 2 mol 1 mol
③ a mol b mol c mol
①②兩種情況下，n(H2)∶n(I2)＝1∶1，故互為等效平衡。
③中a、b、c三者關系滿足∶＝1∶1或a∶b＝1∶1，c≥0，即與①②平衡等效。
7.虛擬“中間態”法構建等效平衡
（1）構建恒溫恒容平衡思維模式
新平衡狀態可認為是兩個原平衡狀態簡單的疊加并壓縮而成，相當于增大壓強。
（2）構建恒溫恒壓平衡思維模式(以氣體物質的量增加的反應為例，見圖示)
新平衡狀態可以認為是兩個原平衡狀態簡單的疊加，壓強不變，平衡不移動。
三、化學反應速率與化學平衡圖像——常見圖像類型與解題策略
1.速率－時間圖像(v－t圖像)
（1）圖像類型
（2）解題策略　
分清正反應、逆反應及二者反應速率的相對大小，分清“突變”和“漸變”；正確判斷化學平衡的移動方向；熟記濃度、壓強、溫度、催化劑等對化學平衡移動的影響規律。
Ⅰ.v正突變，v逆漸變，且v正>v逆，說明是增大了反應物的濃度，使v正突變，且平衡正向移動。
Ⅱ.v正、v逆都突然減小，且v正>v逆，說明平衡正向移動，該反應的正反應可能是放熱反應或氣體體積增大的反應。
Ⅲ.v正、v逆都突然增大，且增大程度相同，說明該化學平衡沒有發生移動，可能是使用了催化劑，也可能是對反應前后氣體分子數不變的反應壓縮體積(即增大壓強)。
2.百分含量(或轉化率)－時間－溫度(或壓強)圖像
（1）圖像類型
（2）解題策略
　“先拐先平數值大”。在化學平衡圖像中，先出現拐點的反應則先達到平衡，先出現拐點的曲線表示的溫度較高(如圖Ⅰ中T2>T1)、壓強較大(如圖Ⅱ中p2>p1)或使用了催化劑(如圖Ⅲ中a使用了催化劑)。
Ⅰ.表示T2>T1，正反應是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動。
Ⅱ.表示p2>p1，反應物A的轉化率減小，說明正反應是氣體體積增大的反應，增大壓強，平衡逆向移動。
Ⅲ.生成物C的百分含量不變，說明平衡不發生移動，但反應速率a>b，故a使用了催化劑；也可能該反應是反應前后氣體體積不變的可逆反應，a增大了壓強(即壓縮體積)。
3.百分含量(或轉化率)－溫度(壓強)圖像
（1）圖像類型
（2）解題策略
“定一議二”。在化學平衡圖像中，包括縱坐標、橫坐標和曲線所表示的三個變量，分析方法是確定其中一個變量，討論另外兩個變量之間的關系。
如圖Ⅰ中確定壓強為105 Pa或 107 Pa，則生成物C的百分含量隨溫度T的升高而逐漸減小，說明正反應是放熱反應；再確定溫度T不變，做橫軸的垂線，與壓強線出現兩個交點，分析生成物C的百分含量隨壓強p的變化可以發現，增大壓強，生成物C的百分含量增大，說明正反應是氣體體積減小的反應。同理分析圖Ⅱ。
四、化學反應方向判斷方法
1．傳統的判斷方法
（1）由不穩定物質向穩定物質轉變
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，穩定性：NaCO3＞NaHCO3。
（2）離子反應中，對于復分解反應，一般是由易電離的物質向難電離的物質轉變，或向離子濃度減小的方向轉變。
①由溶解度大的物質向溶解度小的物質轉變。
如Na2SO4＋CaCl2===CaSO4↓(微溶)＋2NaCl，CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4，所以溶解性：CaCl2＞CaSO4＞CaCO3。
②由相對強酸(堿)向相對弱酸(堿)轉變。
如2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，NaSiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，所以酸性強弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3。
（3）由難揮發(高沸點)性物質向易揮發(低沸點)性物質轉變。
①由難揮發性酸向揮發性酸轉變。
如NaCl＋H2SO4(濃)NaHSO4＋HCl↑，
所以沸點：H2SO4(濃)＞HCl。
②由難揮發性酸酐向揮發性酸酐轉變。
如CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑，
所以沸點：SiO2＞CO2。
③由難揮發性金屬向揮發性金屬轉變。
如2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb，所以沸點：Mg＞Rb。
（4）由氧化性(還原性)強的物質向氧化性(還原性)弱的物質的轉變。
如2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2,2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，所以氧化性Cl2＞FeCl3＞I2。
2．用焓變和熵變判斷反應的方向
體系的自由能變化(符號為ΔG，單位為 kJ/mol)綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響，可用于化學反應自發進行的方向的判斷，ΔG＝ΔH－TΔS。
（1）當ΔH＜0，ΔS＞0時，ΔG＜0，反應自發進行。
（2）當ΔH＞0，ΔS＜0時，ΔG＞0，反應不能自發進行。
（3）當ΔH＞0，ΔS＞0或ΔH＜0，ΔS＜0時，反應是否自發進行與溫度有關，在一定溫度下可使ΔG＝0，即反應達平衡狀態。
注意：（1）①根據ΔH－TΔS＜0判斷的只是反應能否自發進行的可能性，具體的反應能否實際發生，還涉及到化學反應速率的問題。（2）判斷一個化學反應能否自發進行，若無任何外加條件，可以認為我們所學過的化學反應(電解反應除外)都是能夠自發進行的。
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
（1）單位時間內反應物濃度的變化量表示正反應速率，生成物濃度的變化量表示逆反應速率。( )
（2）對于任何化學反應來說，反應速率越快，反應現象就越明顯。( )
（3）升溫時吸熱反應速率增大，放熱反應速率減小。( )
（4）對于反應：A＋BC，改變容器容積，化學反應速率一定發生變化。( )
（5）增大反應物的濃度，能夠增大活化分子的百分數，所以反應速率增大。( )
（6）化學平衡正向移動，反應物的轉化率一定增大。( )
（7）對于某一可逆反應，升高溫度則化學平衡常數一定變大。( )
（8）平衡常數發生變化，化學平衡必定發生移動。( )
（9）在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，可以改變化學反應進行的方向。( )
（10）能自發進行的反應一定能迅速發生。( )
【答案】（1）×（2）×（3）×（4）×（5）×（6）×（7）×（8）√（9）×（10）×
2．利用反應可實現汽車尾氣的無害化處理。
（1）下列措施能加快反應速率的是 (填字母)。
a．恒溫恒容下，充入 b．恒溫恒容下，充入增大壓強
c．升高溫度 d．將從體系中分離出來
（2）在恒溫恒壓容器中，下列可說明反應達到平衡狀態的是 (填字母)
a．的濃度不再改變 b．氣體密度保持不變
c．的濃度之比為 d．
（3）一定溫度下，在容積為的恒容密閉容器中加入物質的量均為的和，測得容器內壓強(P)隨時間(t)的變化如圖所示。
①a點正反應速率 (填“>”“<”或“=”)逆反應速率。
②隨時間推移，容器內壓強逐漸減小的原因是 。
③0～2min內，= 。
④CO的平衡轉化率為 。
⑤平衡時，的體積分數為 。
【答案】（1）ac （2）ab （3）① ②隨著反應的進行，氣體物質的量逐漸減小，壓強逐漸減小 ③0.1 ④ ⑤
【解析】（1）恒溫恒容下，充入，增大反應物濃度，能加快反應速率，a項正確；恒溫恒容下，充入，雖然壓強增大，但是參與反應的物質濃度沒有變化，因此反應速率不變，b項錯誤；升高溫度能加快反應速率，c項正確；將從體系中分離出來，減小了生成物濃度，速率減慢，d項錯誤。
（2）的濃度不再改變，符合化學平衡的基本特征，a項正確；恒溫恒壓容器中，氣體密度保持不變，說明該反應已達到平衡狀態，b項正確；的濃度之比為的狀態不一定是平衡狀態，與反應物的起始量和轉化率有關，c項錯誤；，比例正確，但沒有指明正向、逆向，d項錯誤。
（3）①點反應向正反應方向進行，則正反應速率大于逆反應速率。
②隨時間推移，容器內壓強逐漸減小的原因是隨著反應的進行，氣體物質的量逐漸減小，壓強逐漸減小。
③利用三段式法可知：
末，容器的壓強變為初始時的0.9倍，即氣體的物質的量變為初始時的0.9倍，可得關系式：，，因此。
④利用三段式法可知：
平衡時，容器的壓強變為初始時的0.8倍，即氣體的物質的量變為初始時的0.8倍，可得關系式：，解得，到達平衡消耗，該條件下，的平衡轉化率為。
⑤平衡時，的體積分數為。
問題一 化學反應速率及其影響因素
【典例1】下列關于化學反應速率的說法正確的是
A．催化劑通過改變反應歷程、降低反應活化能，加快反應速率
B．升高溫度使放熱反應的正、逆反應速率都增大，且對正反應速率影響更大
C．增大壓強一定可以增大反應速率
D．其它條件不變時，充入反應物，一定可以加快反應速率
【答案】A
【解析】A．催化劑改變了反應歷程，降低了反應所需要的活化能，從而增加了活化分子百分數，使反應速率加快，故A項正確；B．升高溫度正、逆反應速率都增大，若該反應正反應為放熱反應，對逆反應速率影響更大，故B項錯誤；C．對于沒有氣體參加的反應，增大壓強對反應物的濃度幾乎沒有影響，不會增大化學反應速率，故C項錯誤；D．對于有固體、純液體參與的反應，固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故增加其量并不能改變反應速率，故D項錯誤；故本題選A。
【解題必備】（1）一般不用固體或純液體物質表示化學反應速率。是由于固體和純液體的濃度可視為常數，故改變其用量反應速率不變。但當固體顆粒變小時，其表面積增大將導致反應速率增大。
（2）由v＝計算得到的是一段時間內的平均速率，用不同物質表示時，其數值可能不同，但意義相同。
（3）化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的物理量。這里所說的化學反應速率指的是平均反應速率，而不是瞬時反應速率。一定溫度下，鋅粒在1 mol/L的稀鹽酸中反應的反應速率與反應時間的關系如圖所示，圖中A點的斜率就是在t1時刻的瞬時反應速率。
（3） 同一反應在不同反應階段的反應速率一般是不同的。主要原因：反應物濃度的不斷變化；而且反應所引起的熱量變化對反應速率也有較大影響。
（4）同一化學反應用不同物質表示的反應速率其數值可能不同，因此，一定要標明是哪種具體物質的反應速率。
（5）化學反應速率一般指反應的平均速率而不是瞬時速率，且無論用反應物表示還是用生成物表示均取正值。
（6）壓強對化學反應速率的影響是通過改變反應物濃度實現的，所以分析壓強的改變對反應速率的影響時，要從反應物濃度是否發生改變的角度來分析。若改變總壓強而各物質的濃度不改變，則反應速率不變。
（7）改變溫度，使用催化劑，反應速率一定發生變化，其他外界因素的改變，反應速率則不一定發生變化。
（8）其他條件一定，升高溫度，不論正反應還是逆反應，不論放熱反應還是吸熱反應，反應速率都要增大，只不過正、逆反應速率增加的程度不同。
【變式1-1】室溫下，下列實驗探究方案不能達到探究目的的是
選項 實驗目的 實驗方案
① 探究濃度對化學反應速率的影響 向2支盛有3mL不同濃度溶液的試管中同時加2 mL5% NaClO溶液，觀察實驗現象
② 探究溫度對化學反應速率的影響 在兩支試管中各加入3mL12%溶液，將其中一支用水浴加熱，觀察并比較實驗現象
③ 探究催化劑對化學反應速率的影響 向兩支盛有少量溶液的試管中分別加入5滴0.1 mol·L溶液和5滴0.01 mol·L 溶液
④ 探究與反應的限度 將2.5體積與1體積混合并通過灼熱的催化劑充分反應，產物依次通過溶液和品紅溶液，觀察實驗現象
A．①③ B．④ C．③④ D．①③④
【答案】D
【解析】①亞硫酸鈉與NaClO反應無現象，無法觀察，不能探究濃度對化學反應速率的影響，故①錯誤；②只有溫度不同，可探究溫度對化學反應速率的影響，故②正確；③溶液和溶液的種類和濃度都不一樣，不符合控制變量的思想，故不能探究催化劑對化學反應速率的影響，故③錯誤；④將2.5體積SO2與1體積O2混合并通過灼熱的催化劑充分反應，SO2與O2按照2：1發生反應，則SO2過量，無法判斷SO2與O2的反應為可逆反應，故④錯誤；綜上，符合題意的有①③④；答案選D。
【變式1-2】下列有關化學反應速率的說法正確的是
A．用鐵片與稀硫酸反應制氫氣時，改用98%的濃硫酸可以加快產生氫氣的速率
B．100 mL 2 mol·L-1的鹽酸與鋅片反應，加入適量的氯化鈉溶液，反應速率不變
C．SO2的催化氧化反應是一個放熱反應，所以升高溫度，反應速率減小
D．汽車尾氣中的NO和CO可以緩慢反應生成N2和CO2，減小壓強時反應速率減小
【答案】D
【解析】A．常溫下，鐵遇到濃硫酸發生鈍化，鐵片與98%的濃硫酸無法反應生成氫氣，A錯誤；B．100mL2mol/L的鹽酸與鋅片反應，加入適量NaCl溶液，鹽酸被稀釋，反應速率減小，B錯誤；C．SO2的催化氧化是一個放熱反應，但是一般情況下，升高溫度，反應速率都會增大，C錯誤；D．汽車尾氣中的NO和CO反應生成N2和CO2，減小壓強反應速率減小，D正確；故答案選D。
問題二 化學平衡及其影響因素
【典例2】下列說法不正確的是
A．某溫度下反應NH2COONH4(s)2NH3(g)+CO2(g)達平衡后，再壓縮容器體積，則平衡逆向移動，再次達平衡后c(CO2)變小
B．已知CuCl2溶液中存在平衡：[Cu(H2O)4]2+(藍色)+4Cl-[CuCl4]2-(黃色)+4H2O，向0.5 mol/L綠色的CuCl2溶液中加水，溶液顏色變為藍綠色
C．某一可逆反應加入催化劑后反應速率加快，ΔH不改變，達平衡前相同時間內轉化率會增大
D．分別向甲容器(恒溫恒容)中充入lmol PCl5，乙容器(絕熱恒容)充入PCl3和Cl2各lmol，發生反應PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g) ΔH>0，平衡時平衡常數K(甲)【答案】A
【解析】A．反應達平衡后壓縮容器體積，平衡逆向移動，但同時氣體體積減小，濃度增大，A錯誤；B．向0.5 mol/L綠色的CuCl2溶液中加水，平衡逆向移動，溶液顏色變為藍綠色，B正確；C．催化劑可以加快反應速率，無法影響ΔH，由于反應速率加快，因此達平衡前相同時間內轉化率會增大，但催化劑不能使平衡移動，C正確；D．甲容器(恒溫恒容)中充入lmol PCl5，發生反應：PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g) ΔH>0，乙容器(絕熱恒容)充入PCl3和Cl2各lmol，發生反應：，該反應是放熱反應，在絕熱恒容條件下進行，升溫使平衡逆向移動，則平衡時乙容器中PCl3和Cl2濃度大于甲容器，平衡時平衡常數K(甲)【解題必備】1．對于溶液中的離子反應，向溶液中加入含與實際反應無關的離子固體，平衡不移動。
2．溶液中的可逆反應，達平衡后加水稀釋，平衡向溶質微粒數增多的方向移動。
3．改變固體或純液體的量，對平衡無影響。
4．當反應混合物中不存在氣態物質時，壓強的改變對平衡無影響。
5．對于反應前后氣體體積無變化的反應，如H2(g)＋I2(g)2HI(g)，壓強的改變對平衡無影響。但增大(或減小)壓強會使各物質的濃度增大(或減小)，混合氣體的顏色變深(或淺)。
6．“惰性氣體”對化學平衡的影響
①恒溫、恒容條件
原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。
②恒溫、恒壓條件
原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小(等效于減壓)
【變式2-1】某溫度下，反應CH2=CH2(g)+H2O(g)CH3CH2OH(g)在密閉容器中達到平衡，下列說法正確的是
A．恒容下，再充入一定量的H2O(g)，平衡向正反應方向移動，v正加快、v逆減慢
B．縮小容器的體積，v正>v逆
C．恒容下，再充入一定量的Ar氣，平衡向正反應方向移動
D．恒容下，再充入一定量的CH2=CH2(g)，CH2=CH2(g)的平衡轉化率增大
【答案】B
【解析】A．恒容下，再充入一定量的水蒸氣，反應物的濃度增大，平衡向正反應方向移動，正、逆反應速率均增大，故A錯誤；B．該反應是氣體體積減小的反應，縮小容器的體積，氣體壓強增大，平衡向正反應方向移動，正反應速率大于逆反應速率，故B正確；C．恒容下，再充入一定量的不參與反應的氬氣，反應體系中各物質濃度不變，反應速率不改變，化學平衡不移動，故C錯誤；D．恒容下，再充入一定量的乙烯，反應物的濃度增大，平衡向正反應方向移動，但的轉化率減小，故D錯誤；故選B。
【變式2-2】利用反應(橙色)(黃色) kJ·mol研究濃度對化學平衡的影響，實驗操作及現象如下：
①待試管b中溶液顏色不變后，與試管d相比，b中黃色更深。
②試管c溫度略有升高，溶液顏色與試管a相比，橙色更深。
下列說法正確的是
A．“待試管b中溶液顏色不變”的目的是使完全反應
B．對比試管b與c，c中反應平衡常數增大，平衡正向移動
C．試管c中的現象說明影響平衡的主要因素是溫度
D．該實驗證明減小生成物濃度，平衡正向移動
【答案】D
【解析】A．由于反應為可逆反應，故任何物質均不可能完全反應，待試管 b 中溶液顏色不變的目的是使反應重新達到平衡，故A錯誤；B．c試管中氫離子濃度增大，平衡逆向移動，兩支試管所處的環境相同，平衡常數相等，故B錯誤；C．濃硫酸溶于水放熱，已知試管c中溫度略微升高，且溫度升高，平衡正向移動，顏色應該是變淺，但是現象確實顏色變深，故說明影響平衡的主要因素并不是溫度，而是H+濃度，故C錯誤；D．對比a、d溶液，體積增大會導致反應物、生成物的濃度均減小，但生成物濃度減小的更多，通過觀察a和d顏色，即可判定平衡正向移動，故D正確；故選D。
問題三 化學反應進行方向的判斷
【典例3】下列有關說法正確的是
A．SO2(g)+H2O(g)=H2SO3(l)，該過程熵值增大
B．SO2(g)=S(s)+O2(g) ΔS<0，該反應一定能自發進行
C．SO2(g)+2H2S(g)=3S(s)+2H2O(l)，該過程熵值增大
D．N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH<0 ΔS<0，此反應低溫自發
【答案】D
【解析】A．混亂程度：氣體＞液體＞固體，SO2、H2O為氣體，H2SO3為液體，因此該反應為熵減反應，故A錯誤；B．硫與氧氣反應是放熱反應，即ΔH＜0，二氧化硫的分解反應為吸熱反應，即ΔH＞0，ΔS＜0，根據ΔG=ΔH-TΔS，ΔG＞0，該反應在任何溫度下都不能自發進行，故B錯誤；C．混亂程度：氣體＞液體＞固體，該反應中反應物為氣體，生成物為固體和液體，因此該反應為熵減反應，故C錯誤；D．該反應ΔH＜0、ΔS＜0，根據ΔG=ΔH-TΔS，在低溫狀態下，ΔG＜0，因此該反應在低溫狀態下，能自發進行，故D正確；答案為D。
【解題必備】1.關于反應自發性需要注意：（1）化學反應方向的判據指出的僅僅是在一定條件下化學反應自發進行的趨勢，并不能說明在該條件下反應一定能實際發生，還要考慮化學反應的快慢問題。（2）自發過程的兩種傾向：①體系趨向于高能狀態轉變為低能狀態(體系對外部做功或釋放熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉變為無序的傾向性(無序體系更加穩定)。
2．反應能否自發進行需綜合考慮焓變和熵變對反應的影響，復合判據ΔH－TΔS<0的反應不一定能夠實際發生，只是指出了在該條件下化學反應自發進行的趨勢，還要考慮化學反應的快慢問題。
3．焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響
ΔH ΔS ΔH－TΔS 反應情況
－ ＋ 永遠是負值 在任何溫度下過程均自發進行
＋ － 永遠是正值 在任何溫度下過程均非自發進行
＋ ＋ 低溫為正高溫為負 低溫時非自發，高溫時自發
－ － 低溫為負高溫為正 低溫時自發，高溫時非自發
【變式3-1】下列說法中，正確的是
A．H2O（1）分解成H2(g)和O2(g)是熵增過程，該反應在室溫下是自發反應
B．吸熱反應一定不能自發進行
C．某條件下，反應2AB(g)=C(g)+3D(g) ΔH <0 一定能自發進行
D．合成氨反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH <0 高溫有利于自發進行
【答案】C
【解析】A．H2O（1）分解成H2(g)和O2(g)是熵增、吸熱的過程，根據，該反應在高溫條件下進行，A錯誤；B．根據反應自發進行可知，反應能否自發進行由焓變、熵變及反應溫度共同決定，B錯誤；C．該反應、，根據反應自發進行可知，該反應一定能自發進行，C正確；D．該反應、，根據反應自發進行可知，該反應低溫有利于自發進行，D錯誤；答案選C。
【變式3-2】下列敘述正確的是
A．焓減反應一定能自發進行
B．熵增反應一定能自發進行
C．利用可以消除污染
D．吸熱反應在較高溫度下能自發進行
【答案】D
【解析】A．反應能否自發進行取決于ΔH-TΔS<0是否成立，熵減反應能否自發進行還要看反應是吸熱反應還是放熱反應以及反應溫度，A錯誤；B．反應能否自發進行取決于ΔH-TΔS<0是否成立，熵增反應能否自發進行還要看反應是吸熱反應還是放熱反應以及反應溫度，B錯誤；C．CO分解是吸熱反應、熵減反應，在任何溫度下均不能自發進行，C錯誤；D．五氧化二氮分解是吸熱反應，正反應是熵增反應，根據ΔH-TΔS<0反應能自發進行，在較高溫度下能自發進行，D正確；故答案選D。
問題四 圖像、圖表題的信息提取與應用
【典例4】氮化鎵(GaN)是一種直接能隙的半導體，是一種用途廣泛的新材料。工業上利用Ga與高溫條件下合成。反應方程式為 。如圖，恒溫恒容密閉體系內進行上述反應，下列說法正確的是

A．圖Ⅰ可以表示催化劑對平衡的影響
B．圖Ⅱ可以表示壓強對平衡時體積分數的影響
C．圖Ⅲ可以表示鎵的質量對平衡常數的影響
D．圖Ⅳ中縱坐標可以為體系內混合氣體的密度
【答案】B
【解析】A．加入催化劑，能降低反應的活化能，加快反應速率，但平衡不移動，圖Ⅰ應是一條平行于時間軸的直線，A錯誤；B．該反應為氣體體積增大的反應，增大壓強平衡逆向移動，NH3的體積分數增大，B正確；C．平衡常數只與溫度有關，增加鎵的質量，溫度不變，平衡常數不變，圖Ⅲ應是一條平行于橫軸的直線，C錯誤；D．該反應為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，混合氣體的質量增加，恒容條件下混合氣體的密度增大，D錯誤；故選B。
【解題必備】化學平衡圖像的分析流程與角度
1.看題
（1）物質的狀態
（2）氣體體積的變化
（3）正反應是吸熱反應還是放熱反應
2.看圖
（1）一看面(縱坐標與橫坐標的意義)
（2）二看線(線的走向和變化趨勢)
（3）三看點(起點、拐點、交點、終點)
（4）四看輔助線(如等溫線、等壓線、平衡線)
（5）五看量的變化(如濃度變化、溫度變化)
3.析圖解答
（1）識別圖像類型：即明確橫坐標和縱坐標的含義，厘清線和點(平臺、折線、拐點等)的關系。
（2）把握反應特點：即分析可逆反應化學方程式，觀察物質的狀態、氣態物質分子數的變化(正反應是氣體分子數增大的反應，還是氣體分子數減小的反應)、反應熱(正反應是放熱反應，還是吸熱反應)等。
（3）聯想平衡原理：聯想化學反應速率、化學平衡移動原理，特別是影響因素及使用前提條件等。
（4）數形結合解答：圖表與原理結合，逐項分析圖表，重點看圖表是否符合可逆反應的特點、化學反應速率和化學平衡移動原理，應用①先拐先平數值大、②定一議二解答。
【變式4-1】下列敘述與圖對應的是
A．對于達到平衡狀態的反應，圖1國表示在to時刻充入了反應物，平衡逆向移動
B．由圖②可知，p2>p1、T1>T2，滿足反應：2A(g)+B(g)=2C(g) ΔH >0
C．對于反應2X(g)+3Y(g)=3Z(g) ΔH <0，圖④y軸可以表示Z的百分含量
D．圖3表示的反應方程式為：2A=B+3C
【答案】C
【解析】A．對于達到平衡狀態的反應：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，圖①表示在t0時刻ν正、ν逆 都增大，ν逆 增大的多，化學平衡逆向移動，應該是升高溫度使平衡逆向移動導致，若是充入了一定量的NH3，則ν逆增大，ν正 瞬間不變，這與圖像不吻合，故A錯誤；B．增大壓強反應速率加快，達到平衡所需時間縮短；升高溫度反應速率加快，達到平衡所需時間縮短；則根據圖像可知：壓強：P2＞P1；溫度：T1＞T2；增大壓強，平衡向氣體體積減小的方向移動，C含量增大，說明正反應是氣體體積減小的反應；升高溫度，C含量減小，說明平衡逆向移動，逆反應為吸熱反應，則正反應為放熱反應，故該反應的正反應是氣體體積減小的放熱反應，故滿足反應：2A(g)+B(g) 2C(g) ΔH＜0，故B錯誤；C．對于反應2X(g)+3Y(g) 2Z(g)ΔH＜0，相同壓強時，升高溫度，平衡逆移，Z的百分含量減小，相同溫度時，增大壓強，平衡正移，Z的百分含量減小，與圖像符合，故C正確；D．該反應是可逆反應，應該用可逆號“ ”，不能用等號“=”表示，故D錯誤；故選：C。
【變式4-2】向某密閉容器中加入0.3mol A，0.1mol C和一定量的B三種氣體。一定條件下發生反應，各物質的濃度隨時間變化如甲圖所示［階段的變化未畫出］。乙圖為時刻后改變條件平衡體系中正、逆反應速率隨時間變化的情況，且四個階段都各改變一種反應條件且互不相同，時刻為使用催化劑。下列說法中不正確的是
A．若，用A的濃度變化表示階段的平均反應速率為
B．階段改變的條件一定為減小壓強
C．該容器的容積為2L
D．階段，容器內A的物質的量減少了0.06mol，而此過程中容器與外界的熱交換總量為a kJ，該反應的熱化學方程式
【答案】D
【分析】根據圖乙可知，時刻為使用催化劑，正、逆反應速率均增大，且化學平衡不移動；階段改變條件平衡不移動，且正、逆反應速率均減小，由于四個階段都各改變一種反應條件且互不相同，且改變溫度或濃度，平衡均發生移動，則階段改變的條件為減小壓強，反應為等體積反應；時刻正、逆反應速率中只有一個增大，應是改變某一物質的濃度；時刻正、逆反應速率都增大，應是升高溫度。
【解析】A．時，用A的濃度變化表示階段的平均反應速率為，A正確；B．根據分析，階段改變的條件為減小壓強，B正確；C．根據圖甲，A物質的起始濃度為，初始時密閉容器中加入0.3mol A，則該容器的容積為2L，C正確；D．根據圖甲，A物質的轉化量為，C物質的生成量為，則反應中物質A與C的化學計量數之比為；根據分析可知，減小壓強，化學平衡不移動，說明該反應中氣體的化學計量數之和前后相等，則化學方程式為；階段，容器內A的物質的量減少了0.06mol，而此過程中容器與外界的熱交換總量為a kJ，說明平衡正向移動，正反應為吸熱反應，3molA反應吸收的熱量為，因此該反應的熱化學方程式為，D錯誤；答案選D。
1．下列說法正確的是
A．反應在室溫下可自發進行，則該反應的
B．在常溫下能自發進行，則該反應的
C．室溫下不能自發進行，則該反應的
D．常溫下，反應不能自發進行，則該反應的
【答案】A
【分析】要判斷反應是否自發進行，根據△G=△H-T△S，當△H<0，△S>0時，△G<0反應自發進行；當△H>0，△S>0時，高溫下自發，低溫下不自發；當△H<0，△S<0時，高溫下不自發，低溫下自發；當△H>0，△S<0時，△G>0反應不自發。
【解析】A．已知反應在室溫下可自發進行，說明該反應為△G＜0的反應，因為該反應的△S＜0，所以反應的△H＜0，A正確；B．反應在常溫下自發進行，由于△S<0，所以△H<0，B錯誤；C．反應在常溫下不自發，由于△S>0，所以△H>0，C錯誤；D．常溫下反應不能自發進行，由于△S>0，所以△H>0，D錯誤。答案選A。
2．某溫度時，在密閉容器中發生反應：，達平衡后，將體積擴大至原來的兩倍，當再達到平衡時，W的濃度為原平衡狀態的0.65倍，下列敘述正確的是
A．平衡逆移 B．Z的體積分數一定變小
C． D．X的轉化率變大
【答案】D
【分析】在密閉容器中發生反應：aX(g)+bY(g) cZ(g)+dW(g)，達平衡后，將體積擴大至原來的兩倍，若平衡不移動，只考慮體積改變，W濃度應為原來的0.5倍，但達到新平衡時，W的濃度為原平衡的0.65倍，說明平衡正向移動，據此解題。
【解析】A．根據分析，平衡正向移動，A錯誤；B．達平衡后，將體積擴大至原來的兩倍，平衡正向移動，平衡向氣體體積增大的方向移動，達到新平衡時，n(Z)增大，但體系總的物質的量也增大，則Z的體積分數可能不變，B錯誤；C．將體積擴大至原來的兩倍，各組分濃度減小，相當于減小壓強，平衡向氣體體積增大的方向移動，根據分析，平衡正向移動，則(a+b)<(c+d)，C錯誤；D．根據分析，平衡正向移動，則X的轉化率變大，D正確；故選D。
3．已知反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH<0，在一定溫度和壓強下的密閉容器中，反應達到平衡。下列敘述正確的是
A．降低溫度，K增大
B．更換高效催化劑，可增大CO的平衡轉化率
C．CO和H2O分子的每一次碰撞都能發生化學反應
D．若該反應為非基元反應，其總反應速率由反應快的一步基元反應決定
【答案】A
【解析】A．反應為放熱，降低溫度，反應正向進行，K增大，A正確；
B．催化劑只影響化學反應速率，不影響平衡，所以不能增大CO的平衡轉化率，B錯誤；
C．反應物分子的碰撞頻率是非常巨大的，但并不是每次碰撞都能發生反應，有合適取向的活化分子間的碰撞才是有效碰撞，才能發生化學反應，C錯誤；D．若該反應為非基元反應，其總反應速率由反應慢的一步基元反應決定，D錯誤；故選A。
4．一定溫度下，在2L的密閉容器中發生如下反應：，、的物質的量隨時間變化的關系如圖1，達平衡后在、、、時都只改變了一種條件，逆反應速率隨時間變化的關系如圖2。下列有關說法正確的是
A．，反應開始2min內，
B．若時改變的條件是降溫，平衡正向移動，則該反應為放熱反應
C．時間段的濃度一定未發生變化
D．若平衡后只增加0.3mol的，則達到新平衡后，的體積分數增大。
【答案】B
【解析】A．通過圖1可知，2min達平衡，△n(B)=0.3mol-0.1mol=0.2mol，△n(C)=0.2mol，物質的量變化量之比等于化學計量數之比，故2：x=0.2mol：0.2mol，解得x=2；由方程式知 A是純固體，不能計算反應速率，A錯誤；B．tl時，逆反應速率減小，并且t1后逐漸增大至不變，則平衡正向移動，若tl時改變的條件是降溫，該反應為放熱反應，B正確；C．t3-t5時間段逆反應速率減小后不變，平衡不移動，結合該反應是氣體體積不變的反應，t3時可能是減小壓強，B的濃度減小，C錯誤；D．結合A分析知方程式為，即反應前后氣體體積不變，結合起始加入量，若平衡后只增加0.3mol的，由等效平衡知達到新平衡后的體積分數不變，D錯誤；故選B。
5．反應H2S(g)+CO2(g)COS(s)+H2O(g)可用于制備有機化工原料COS。已知240℃時，其化學反應平衡常數K=1。
①一定溫度下，設起始充入的(CO2)：(H2S)=m相同時間內測得H2S轉化率與m和溫度(T)的關系如圖甲所示。
②起始密閉容器中w[H2S(g)]和w[CO2(g)]、w[COS(g)]和w[H2O(g)]分別相等。在300℃、320℃時上述反應中，H2S(g)和COS(g)的體積分數(w)隨時間(t)的變化關系如圖。(從上到下依次為L1，L2，L3，L4)
下列說法錯誤的是
A．該反應的△H＜0
B．m1＞m2
C．絕熱恒容條件下發生反應。若反應起始，H2S與CO2按物質的量比1∶1、溫度240℃下投入反應體系，則達平衡狀態時，H2S的轉化率小于50%
D．300℃時w[COS(g)]隨時間變化的曲線為L1，320℃時w[H2S(g)]隨時間變化的曲線為L3
【答案】D
【解析】A．根據圖甲可知，升高溫度的轉化率減小，平衡逆向移動，所以該反應為放熱反應，△H＜0，故A正確；B．增大二氧化碳的物質的量，平衡正向移動，所以m越大的轉化率越大，，故B正確；C．若反應起始，與按物質的量比1：1、溫度240℃下投入反應體系，由K=1推出的轉化率等于50%，條件變為絕熱恒容時，相當于升溫，平衡逆向移動，則達平衡狀態時，的轉化率小于50%，故C正確；D．L1，L4的變化量相等，L2、L3的變化量相等，正反應放熱，升高溫度，平衡常數減小，300℃、320℃時平衡常數均小于1，300℃時w[COS(g)]隨時間變化的曲線為L3、w[(g)]隨時間變化的曲線為L2，320℃時w[COS(g)]隨時間變化的曲線為L4、w[(g)]隨時間變化的曲線為L1，故D錯誤；故選D。
6．工業合成氨是人類科學技術的一項重大突破，其反應為。在不同溫度、壓強下，平衡混合物中氨的含量如下表所示。下列有關說法錯誤的是
溫度 氨的含量
200 15.3 81.5 86.4 89.9 95.4 98.8
300 2.20 52.0 64.2 71.0 84.2 92.6
400 0.40 25.1 38.2 47.0 65.2 79.8
A．最早工業化生產氨的原理為：，但是成本過高，無法大規模生產
B．為了防止催化劑中毒，合成氨的原料氣必須經過凈化處理
C．該反應的，在高溫下一定能自發進行
D．增大壓強，平衡正向移動，符合勒夏特列原理
【答案】C
【解析】A．最早工業化生產氨的原理為：，該方法中需要用到CaC2，成本過高，無法大規模生產，A正確；B．合成氨的原料氣往往混有CO2等雜質，在進入合成塔之前需凈化，凈化的原因是防止催化劑中毒，B正確；C．該反應是氣體體積減小的放熱反應，，，但時反應可以自發進行，則該反應在低溫下能自發進行，C錯誤；D．增大壓強，平衡朝著減弱這個改變的方向移動，即正向移動，氣體總物質的量減小，符合勒夏特列原理，D正確；故選C。
7．已知CH4(g)、NO2(g)在適當條件下可發生反應：2CH4(g)+4NO2(g) 2CO2(g)+2N2(g)+4H2O(g)，反應速率v(X)與時間的關系如圖所示。下列有關該反應的說法錯誤的是
A．t2s時，達到平衡狀態
B．t1s時，反應正向進行
C．t3s時，v(N2，正)=2v(H2O，逆)
D．t1s時，若v(CH4)=1mol L﹣1 s﹣1，則v(CO2)=1mol L﹣1 s﹣1
【答案】C
【解析】A．由圖可知，t2s時，v正=v逆，達到平衡狀態，故A正確；B．由圖可知，t1s時，v正>v逆，反應正向進行，故B正確；C．由圖可知，t3s時，處于平衡狀態，v(N 2，正)=v(N2，逆)，由方程式可得 2v(N2，逆)=v(H2O，逆)，則2v(N 2，正)= v(H2O，逆)，故C錯誤；D．由方程式可知，t1s時，化學反應速率之比等于系數之比v(CH4)=v(CO2)=1mol L﹣1 s﹣1，故D正確；故選：C。
8．甲醇是一種重要的化工原料，具有開發和應用的廣闊前景。工業上使用水煤氣（CO與的混合氣體）合成甲醇，反應為 。回答下列問題：
（1）CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示。
①a 0（填“>”或“<”），、的大小關系是 （填“>”“<”或“=”）。
②A、B、C三點的平衡常數、、的大小關系是 。
③下列敘述能說明上述反應已達到化學平衡狀態的是 （填標號）。
a．
b．的體積分數不再改變
c．混合氣體的平均摩爾質量不再改變
d．同一時間內，消耗0.04mol ，生成0.02mol
（2）在溫度為T的條件下，往一容積為2L的密閉容器中，充入0.3mol CO與0.4mol 發生反應生成，平衡時，測得物質的量為0.15mol。
①溫度為T時的化學平衡常數 ，CO的轉化率= 。
②如果保持溫度為T，向平衡后的容器中再通入1.0mol CO后重新到達平衡，則的轉化率 （填“增大”“不變”或“減小”，下同），CO與的濃度比 。
③若以不同比例投料，測得某時刻各物質的濃度，CO為0.1mol/L、為0.2mol/L、為0.2mol/L，此時 （“>”“<”或“=”）。
【答案】（1）①＜ ＞ ②=＞ ③bc
（2）①400 50% ②增大 增大 ③＞
【解析】（1）①升高溫度，CO的平衡轉化率下降，說明平衡逆向移動，則逆向為吸熱反應，正向為放熱反應即a＜0，該反應是體積減小的反應，以A、B分析，A到B，轉化率增大，平衡正向移動，則為加壓，因此、的大小關系是＞；故答案為：＜；＞。
②A、B溫度相同，則=，C點溫度比B點高，升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數減小，＞，則A、B、C三點的平衡常數、、的大小關系是=＞；故答案為：=＞。
③a．，一個正向反應，一個逆向反應，但速率比不等于計量系數之比，故a不符合題意；b．的體積分數不再改變，說明甲醇的量不再改變，則能說明達到平衡，故b符合題意；c．平均摩爾質量等于氣體質量除以氣體物質的量，氣體質量不變，氣體物質的量減小，平均摩爾質量增大，當混合氣體的平均摩爾質量不再改變，則達到平衡，故c符合題意；d．同一時間內，消耗0.04mol ，生成0.02mol ，都為正向，同一個方向，不能說明達到平衡，故d不符合題意；綜上所述，答案為：bc。
（2）①根據得到消耗CO、分別為0.15mol、0.3mol，剩余CO、分別為0.15mol、0.1mol，則溫度為T時的化學平衡常數，CO的轉化率=；故答案為：400；50%。
②如果保持溫度為T，向平衡后的容器中再通入1.0mol CO后重新到達平衡，通入CO，平衡正向移動，則的轉化率增大，氫氣濃度減小，則CO與的濃度比增大；故答案為：增大；增大。
③若以不同比例投料，測得某時刻各物質的濃度，CO為0.1mol/L、為0.2mol/L、為0.2mol/L，，則平衡要正向移動，此時＞，故答案為：＞。
1．下列說法正確的是
A．化學反應速率是對可逆反應而言的，非可逆反應不談化學反應速率
B．在可逆反應中，正反應的化學反應速率是正值，逆反應的化學反應速率是負值
C．用鐵片與稀硫酸反應制取氫氣時，改用98%濃硫酸可以加快反應速率
D．2NO2(g)2NO(g)+O2(g)中，當混合氣體的顏色不再改變的狀態達到平衡
【答案】D
【解析】A．化學反應速率是對所有的化學反應而言的，不是只針對于可逆反應，故A錯誤；B．化學反應速率一律都用正值表示，所以在可逆反應中，正逆反應速率都是正值，故B錯誤；C．鐵片與98%濃硫酸會發生鈍化，無法制氫氣，故C錯誤；D．反應中只有NO2有顏色，當混合氣體的顏色不再改變說明NO2濃度不變，說明反應達到平衡，D正確；本題選D。
2．已知： △H＜0，下列說法正確的是
A．該條件下，熔點比高
B．平衡時升高溫度，減小，增大
C．及時分離可加快反應達到平衡狀態
D．上述反應中每生成1molCO，轉移電子的數目為
【答案】D
【解析】A．屬于分子晶體，熔化時只需破壞分子間的范德華力，而屬于離子晶體，熔化時需要破壞微粒間的離子鍵，離子鍵的鍵能比范德華力大得多，所以該條件下，熔點比低，A不正確；B．平衡時升高溫度，反應物分子的能量都增大，單位體積內的活化分子數目增多，增大，增大，B不正確；C．及時分離出，雖然可使平衡正向移動，但由于減小了生成物的濃度，所以反應速率減慢，C不正確；D．上述反應中，C元素由0價升高到+2價，所以每生成1molCO，轉移電子的數目為，D正確；故選D。
3．下列說法正確的是
A．催化劑能加快反應速率，也能提高反應物的平衡轉化率
B．C(s，金剛石)=C(s，石墨)△H<0，說明石墨比金剛石穩定
C．放熱反應不需要加熱就能發生
D．所有的吸熱反應一定都是不能自發進行
【答案】B
【解析】A．催化劑可改變化學反應速率，但不能影響平衡移動，A錯誤；B．該反應放熱，說明金剛石能量高于石墨，能量越低物質越穩定，說明石墨比金剛石穩定，B正確；C．反應吸熱放熱與反應條件無關，C錯誤；D．根據反應可自發進行可知，反應能否自發進行，由焓變、熵變和溫度共同決定，D錯誤；答案選B。
4．在一定溫度下的密閉容器中發生反應：xA(g)+yB(g)zC(g)，平衡時測得A的濃度為0.25mol/L。保持溫度不變，將容器的容積壓縮至原來的一半，再達平衡時，測得A的濃度為0.60 mol /L。下列有關判斷正確的是
A．平衡向正反應方向移動
B．x+yC．B的轉化率升高
D．C的體積分數增大
【答案】B
【分析】平衡時測得A的濃度為0.25mol/L，保持溫度不變，將容器的容積壓縮到原來的一半，C的濃度瞬間變為0.50mol/L，再達到平衡時，測得A的濃度為0.60 mol /L，A的濃度增大，反應逆向進行，根據勒夏特列原理，增大壓強，平衡向氣體計量數減小的方向移動，即x+y＜z。
【解析】A．由分析可知，平衡向逆反應方向移動，A錯誤；B．反應逆向進行，根據勒夏特列原理，增大壓強，平衡向氣體計量數減小的方向移動，即x+y＜z，B正確；C．平衡逆向移動，B的轉化率降低了，C錯誤；D．平衡逆向移動，C的體積分數減小了，D錯誤；故答案為：B。
5．一定溫度下，在恒容密閉容器中充入1mol草酸鎂，發生反應：。下列敘述正確的是
A．當混合氣體中CO體積分數不變時不一定達到平衡狀態
B．平衡時充入0.1molCO和0.1molCO2達到新平衡時CO2濃度大于原平衡
C．平衡時充入氫氣，正反應速率大于逆反應速率
D．如果分離CO2平衡向正反應方向移動，平衡常數增大
【答案】A
【解析】A．根據反應可知，CO、CO2體積比始終為1：1，CO體積分數始終不變，A正確；B．平衡時充入的CO和CO2物質的量相同，則達到新平衡時這兩種氣體的濃度也相同，只有產物有氣體，溫度不變，平衡常數不變，平衡時CO、CO2濃度等于原平衡，B錯誤；C．體積不變，充入氬氣，平衡不移動，正、逆反應速率相等，C錯誤；D．溫度不變，平衡常數不變，D錯誤；故答案選A。
6．某溫度下，對于反應 的平衡轉化率(α)與體系總壓強(P)的關系如圖所示，下列說法正確的是
A．將2.0mol氮氣、6.0mol氫氣，置于 1L 密閉容器中發生反應，放出的熱量為 184.8kJ
B．保持壓強不變，通入惰性氣體，平衡不移動：
C．上述反應在達到平衡后，增大壓強， 的轉化率提高
D．平衡狀態由A 變到B時，平衡常數
【答案】C
【解析】A．該反應為可逆反應，2.0mol氮氣、6.0mol氫氣不能完全反應，放出熱量小于184.8kJ，A錯誤；B．壓強不變，通入惰性氣體，反應相關物質的分壓會減小，平衡會逆向移動，B錯誤；C．該反應正反應為氣體系數之和減小的反應，所以增大壓強平衡正向移動，氫氣的轉化率提高，C正確；D．平衡狀態由A 變到B時，溫度不變，化學平衡常數不變，平衡常數 ，D錯誤；答案選C。
7．已知反應：　。測得在和時，在2L恒容密閉容器中充入3molX和足量的Y發生反應，X的濃度隨反應時間的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是
A．M、N、P、O四點的逆反應速率大小關系：
B．時，用Z表示0～1h的平均反應速率為
C．P點不可能處于化學平衡狀態
D．條件下，若在O點時再充入1.0molX，與原投料相比，X的平衡轉化率增大
【答案】D
【解析】A．由圖可知時的反應速率快，可知溫度高于，溫度越高反應速率越快，M、O、P三點處于相同溫度，隨著反應的正向進行，逆反應速率逐漸增大，則M、N、P、O四點的逆反應速率大小關系：，A正確；B．時，用X表示0～1h的平均反應速率為，根據速率之比等于化學計量數之比可知，用Z表示0～1h的平均反應速率為，B正確；C．由圖可知2h時對應的X濃度為，反應放熱，對應平衡時X濃度應小于，則P點不可能達到平衡狀態，C正確；D．時，若在O點再充入，根據等效平衡思想，則充入X后再次平衡時，X的轉化率將減小，D錯誤；答案選D。
8．請按要求完成下列問題。
（1）某溫度下在容積為密閉容器中，X、Y、Z三種氣態物后的物質的量隨時間變化曲線如圖。
該反應的化學方程式是 。
（2）一定條件下，在密閉容器內，反應，的物質的量隨時間變化如表：
時間/s 0 1 2 3 4 5
0.040 0.020 0.010 0.005 0.005 0.005
①用表示內該反應的平均速率為 ，在第時，轉化率為 。在第時的體積分數為 。
②為加快反應速率，可以采取的措施是 。
a．升高溫度 b．恒容時充入
（3）反應，在一定溫度下密閉容器內，在該反應已經達到平衡狀態的是 。
a．
b．容器內壓強保持不變
c．
d．容器內的密度保持不變
e．容器內混合氣體平均相對分子質量不變
f．
g．容器內氣體顏色不變
【答案】（1）3X(g)+Y(g) 2Z(g)（2）①0.0015 87.5% ②60% a（3）beg
【解析】（1）物質的反應速率之比等于化學計量數之比，從圖中可知，相同時間內，X、Y、Z物質的量變化量之比為0.6：0.2：0.4=3：1：2，且X、Y物質的量減少為反應物，Z物質的量增加為生成物，則化學方程式為3X(g)+Y(g) 2Z(g)；
（2）①0-2s內，NO2物質的量變化量為0.03mol，則v(NO2)= =0.003mol L 1 s 1，物質的反應速率之比等于化學計量數之比，則v(N2O4)=0.0015mol L 1 s 1；在第5s時，參與反應的NO2為0.035mol，則NO2的轉化率為=87.5%；第2s時反應掉的NO2為0.03mol，則生成N2O40.015mol，此時剩余NO20.01mol，則N2O4的體積分數為=60%；
②a．升高溫度，反應速率增大，a正確；b．恒容時充入He(g)，反應物和生成物的濃度不變，反應速率不變，b錯誤；故答案選a。
（3）a．2v逆(NO)=v正(O2)=v正(NO)，NO正逆反應速率不相等，反應未達到平衡，a錯誤；b．該反應不是等體積反應且在恒容密閉容器中進行，隨著反應進行容器壓強不斷變化，壓強不變說明反應達到平衡，b正確；c．v(NO2)=2v(O2)該等式未說明是正反應還是逆反應，無法得知反應是否達到平衡，c錯誤；d．反應在恒容密閉容器中進行，且反應物和生成物均為氣體，容器內的密度始終不變，d錯誤；e．該反應不是等體積反應，隨著反應進行，混合氣體的平均相對分子質量不斷變化，混合氣體平均分子質量不變，說明反應達到平衡，e正確；f．與反應的初始投料比及反應進行程度有關，無法說明反應達到平衡，f錯誤；g．NO和O2為無色氣體，NO2為紅棕色氣體，隨著反應進行NO2濃度不斷變化，氣體顏色不斷變化，氣體顏色不變說明反應達到平衡，g正確；故答案選beg。
21世紀教育網(www.21cnjy.com)第二章 化學反應速率與化學平衡
第二章 化學反應速率與化學平衡
單元復習
板塊導航
01/學習目標 明確內容要求，落實學習任務
02/思維導圖 構建知識體系，加強學習記憶
03/知識導學 梳理教材內容，掌握基礎知識
04/效果檢測 課堂自我檢測，發現知識盲點
05/問題探究 探究重點難點，突破學習任務
06/分層訓練 課后訓練鞏固，提升能力素養
1.了解化學反應速率的概念及反應速率的表示方法。理解外界條件(濃度、溫度、壓強、催化劑等)對反應速率的影響。 2.了解化學反應的可逆性。理解化學平衡的含義及其與反應速率之間的聯系。 3.理解勒夏特列原理的含義。理解濃度、溫度、壓強等條件對化學平衡移動的影響。 4.了解化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究中的重要作用。 5.了解常見的幾種平衡圖像，能根據圖像進行分析。 重點:化學反應速率和化學平衡的調控。 難點:化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究中的重要作用。
一、化學反應速率
1、理解化學反應速率要注意以下幾個問題
（1）無論是用某一反應物表示還是用某一生成物表示，由于Δc是取濃度變化的絕對值，因此，其化學反應速率都取正值，且是某一段時間內的平均速率。
（2）化學反應速率可用反應體系中一種反應物或生成物濃度的變化來表示，一般是以最容易測定的一種物質表示，書寫時應標明是什么物質的反應速率。
（3）在一定溫度下，固體和純液體物質，其單位體積里的物質的量保持不變，即物質的量濃度為常數，因此它們的化學反應速率也被視為常數。由此可知，現在采用的表示化學反應速率的方法還有一定的局限性。
（4）在同一反應中，用不同的物質表示同一時間的反應速率時，其數值可能不同，但這些數值所表達的意義是相同的即都是表示同一反應的速率。各物質表示的反應速率的數值有相互關系，彼此可以根據化學方程式中的各化學計量數進行換算。[]
（5）一般來說在反應過程中都不是等速進行的，因此某一時間內的反應速率實際上是這一段時間內的平均速率。
2、外界條件對化學反應速率影響
1）濃度
（1）濃度增小，單位體積內活化分子數增少(活化分子百分數不變)，有效碰撞的幾率增加，化學反應速率增小。
（2）濃度改變，可使氣體間或溶液中的化學反應速率發生改變。固體或純液體的濃度可視為常數，它們的物質的量的變化不會引起反應速率的變化，但固體顆粒的小小會導致接觸面積的變化，故影響化學反應速率。
2）壓強
改變壓強，對化學反應速率產生影響的根本原因是引起濃度的改變。對于有氣體參加的反應體系，有以下幾種情況：
（1）恒溫時：增小壓強體積縮小濃度增小反應速率增小。
（2）恒容時
①充入氣體反應物反應物濃度增小總壓強增小反應速率增小。
②充入“稀有氣體”總壓強增小，但各物質的濃度不變，反應速率不變。
（3）恒壓時：充入“稀有氣體”體積增小各物質濃度減小反應速率減小。
3）溫度
（1）溫度升高，活化分子百分數提高，分子間的碰撞頻率提高，化學反應速率增小。
（2）溫度升高，吸熱反應和放熱反應的速率都增小。實驗測得，溫度每升高10 ℃，化學反應速率通常增小為原來的2～4倍。
4）催化劑
（1） 催化劑能改變反應路徑、降低活化能、增小活化分子百分數、加快反應速率，但不影響反應的ΔO。
（2）催化劑只有在適宜的溫度下活性最小，反應速率才達到最小。
（3）對于可逆反應，催化劑能夠同等程度地改變正、逆反應速率，對化學平衡狀態無影響，生產過程中使用催化劑主要是為了提高生產效率。
3、“變量控制”思想探究化學反應速率的影響因素
（1）確定變量：解答這類題目時首先要認真審題，理清影響實驗探究結果的因素有哪些。
（2）定少變一：在探究時，應該先確定其他因素不變，只改變一種因素，看這種因素與所探究問題存在怎樣的關系；這樣確定一種以后，再確定另一種，通過分析每種因素與所探究問題之間的關系，得出所有影響因素與所探究問題之間的關系。
（3）數據有效：解答時注意選擇數據(或設置實驗)要有效，且變量統一，否則無法做出正確判斷。
二、化學平衡
1.判斷化學平衡狀態的兩種方法
（1）動態標志：v正＝v逆≠0
①同種物質：同一物質的生成速率等于消耗速率。
②不同物質：必須標明是“異向”的反應速率關系。如aA＋bBcC＋dD，＝時，反應達到平衡狀態。
（2）靜態標志：各種“量”不變
①各物質的質量、物質的量或濃度不變。
②各物質的百分含量(物質的量分數、質量分數等)不變。
③溫度、壓強(化學反應方程式兩邊氣體體積不相等)或顏色(某組分有顏色)不變。
總之，若物理量由變量變成了不變量，則表明該可逆反應達到平衡狀態；若物理量為“不變量”，則不能作為平衡標志。
2.外界條件對化學平衡的影響
改變的條件(其他條件不變) 化學平衡移動的方向
濃度 增小反應物濃度或減小生成物濃度 向正反應方向移動
減小反應物濃度或增小生成物濃度 向逆反應方向移動
壓強(對有氣體參加的反應) 反應前后氣體體積改變 增小壓強 向氣體分子總數減小的方向移動
減小壓強 向氣體分子總數增小的方向移動
反應前后氣體體積不變 改變壓強 平衡不移動
溫度 升高溫度 向吸熱反應方向移動
降低溫度 向放熱反應方向移動
催化劑 同等程度改變v正、v逆，平衡不移動
3.化學平衡移動的判斷方法
（1）根據勒夏特列原理判斷
如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
（2）根據v正、v逆的相對小小判斷
①若v正>v逆，平衡向正反應方向移動(注意v正增小，平衡不一定向正反應方向移動)；
②若v正③若v正＝v逆，則平衡不移動。
（3）根據平衡常數與濃度商的相對小小判斷
①若K>Q，則平衡向正反應方向移動；
②若K③若K＝Q，則平衡不移動。
4.對勒夏特列原理的理解
勒夏特列原理是對條件影響化學平衡的一個總述，特別要注意對“減弱這種改變”的正確理解，其中的“減弱”不等于“消除”，更不是“扭轉”，具體可理解如下。
①若將體系溫度從50℃升高到80℃，則化學平衡向吸熱反應方向移動，則體系的溫度降低，達到新的平衡狀態時50℃②若對體系N2(g)＋3O2(g) 2NO3(g)加壓，如從30 MPa加壓到60 MPa，化學平衡向氣體體積減小的方向移動，移動的結果使體系的壓強減小，達到新的平衡時30 MPa③若增小平衡體系Fe3＋＋3SCNFe(SCN)3中Fe3＋的濃度，如由0.01 mol/L增至0.02 mol/L，則在新平衡狀態下，0.01 mol/L注意：①勒夏特列原理只適用于判斷“改變一個條件”時平衡移動的方向。若同時改變影響平衡移動的幾個條件，不能簡單地根據平衡移動原理來判斷平衡移動的方向，只有在改變的條件對平衡移動的方向影響一致時，才能根據平衡移動原理進行判斷。例如，N2(g)＋3O2(g) 2NO3(g)　ΔO<0，同時加壓、升溫，平衡移動的方向無法確定。若加壓同時又降溫，則平衡向正反應方向移動。
②勒夏特列原理不僅適用于化學平衡，也適用于其他平衡體系，如溶解平衡、電離平衡、水解平衡等。
5.“惰性氣體”對化學平衡的影響
①恒溫恒容條件
原平衡體系體系總壓強增小―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。
②恒溫恒壓條件
原平衡體系容器容積增小，各反應氣體的分壓減小―→
(等效于減壓)
6.等效平衡的判斷方法
（1）恒溫恒容條件下反應前后體積改變的反應
判斷方法：極值等量即等效。
例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
① 2 mol 1 mol 0
② 0 0 2 mol
③ 0.5 mol 0.25 mol 1.5 mol
④ a mol b mol c mol
上述①②③三種配比，按化學方程式的化學計量關系均轉化為反應物，則SO2均為2 mol，O2均為1 mol，三者建立的平衡狀態完全相同。
④中a、b、c三者的關系滿足：c＋a＝2，＋b＝1，即與上述平衡等效。
（2）恒溫恒壓條件下反應前后體積改變的反應
判斷方法：極值等比即等效。
例如：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)
① 2 mol 3 mol 0
② 1 mol 3.5 mol 2 mol
③ a mol b mol c mol
按化學方程式的化學計量關系均轉化為反應物，則①②中＝，故互為等效平衡。
③中a、b、c三者關系滿足：＝，即與①②平衡等效。
（3）恒溫條件下反應前后體積不變的反應
判斷方法：無論是恒溫恒容，還是恒溫恒壓，只要極值等比即等效，因為壓強改變對該類反應的化學平衡無影響。
例如：H2(g)＋I2(g)2HI(g)
① 1 mol 1 mol 0
② 2 mol 2 mol 1 mol
③ a mol b mol c mol
①②兩種情況下，n(H2)∶n(I2)＝1∶1，故互為等效平衡。
③中a、b、c三者關系滿足∶＝1∶1或a∶b＝1∶1，c≥0，即與①②平衡等效。
7.虛擬“中間態”法構建等效平衡
（1）構建恒溫恒容平衡思維模式
新平衡狀態可認為是兩個原平衡狀態簡單的疊加并壓縮而成，相當于增大壓強。
（2）構建恒溫恒壓平衡思維模式(以氣體物質的量增加的反應為例，見圖示)
新平衡狀態可以認為是兩個原平衡狀態簡單的疊加，壓強不變，平衡不移動。
三、化學反應速率與化學平衡圖像——常見圖像類型與解題策略
1.速率－時間圖像(v－t圖像)
（1）圖像類型
（2）解題策略　
分清正反應、逆反應及二者反應速率的相對大小，分清“突變”和“漸變”；正確判斷化學平衡的移動方向；熟記濃度、壓強、溫度、催化劑等對化學平衡移動的影響規律。
Ⅰ.v正突變，v逆漸變，且v正>v逆，說明是增大了反應物的濃度，使v正突變，且平衡正向移動。
Ⅱ.v正、v逆都突然減小，且v正>v逆，說明平衡正向移動，該反應的正反應可能是放熱反應或氣體體積增大的反應。
Ⅲ.v正、v逆都突然增大，且增大程度相同，說明該化學平衡沒有發生移動，可能是使用了催化劑，也可能是對反應前后氣體分子數不變的反應壓縮體積(即增大壓強)。
2.百分含量(或轉化率)－時間－溫度(或壓強)圖像
（1）圖像類型
（2）解題策略
　“先拐先平數值大”。在化學平衡圖像中，先出現拐點的反應則先達到平衡，先出現拐點的曲線表示的溫度較高(如圖Ⅰ中T2>T1)、壓強較大(如圖Ⅱ中p2>p1)或使用了催化劑(如圖Ⅲ中a使用了催化劑)。
Ⅰ.表示T2>T1，正反應是放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動。
Ⅱ.表示p2>p1，反應物A的轉化率減小，說明正反應是氣體體積增大的反應，增大壓強，平衡逆向移動。
Ⅲ.生成物C的百分含量不變，說明平衡不發生移動，但反應速率a>b，故a使用了催化劑；也可能該反應是反應前后氣體體積不變的可逆反應，a增大了壓強(即壓縮體積)。
3.百分含量(或轉化率)－溫度(壓強)圖像
（1）圖像類型
（2）解題策略
“定一議二”。在化學平衡圖像中，包括縱坐標、橫坐標和曲線所表示的三個變量，分析方法是確定其中一個變量，討論另外兩個變量之間的關系。
如圖Ⅰ中確定壓強為105 Pa或 107 Pa，則生成物C的百分含量隨溫度T的升高而逐漸減小，說明正反應是放熱反應；再確定溫度T不變，做橫軸的垂線，與壓強線出現兩個交點，分析生成物C的百分含量隨壓強p的變化可以發現，增大壓強，生成物C的百分含量增大，說明正反應是氣體體積減小的反應。同理分析圖Ⅱ。
四、化學反應方向判斷方法
1．傳統的判斷方法
（1）由不穩定物質向穩定物質轉變
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，穩定性：NaCO3＞NaHCO3。
（2）離子反應中，對于復分解反應，一般是由易電離的物質向難電離的物質轉變，或向離子濃度減小的方向轉變。
①由溶解度大的物質向溶解度小的物質轉變。
如Na2SO4＋CaCl2===CaSO4↓(微溶)＋2NaCl，CaSO4＋Na2CO3===CaCO3↓＋Na2SO4，所以溶解性：CaCl2＞CaSO4＞CaCO3。
②由相對強酸(堿)向相對弱酸(堿)轉變。
如2CH3COOH＋Na2CO3===2CH3COONa＋CO2↑＋H2O，NaSiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3，所以酸性強弱：CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3。
（3）由難揮發(高沸點)性物質向易揮發(低沸點)性物質轉變。
①由難揮發性酸向揮發性酸轉變。
如NaCl＋H2SO4(濃)NaHSO4＋HCl↑，
所以沸點：H2SO4(濃)＞HCl。
②由難揮發性酸酐向揮發性酸酐轉變。
如CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑，
所以沸點：SiO2＞CO2。
③由難揮發性金屬向揮發性金屬轉變。
如2RbCl＋MgMgCl2＋2Rb，所以沸點：Mg＞Rb。
（4）由氧化性(還原性)強的物質向氧化性(還原性)弱的物質的轉變。
如2FeCl3＋2KI===2FeCl2＋2KCl＋I2,2FeCl2＋Cl2===2FeCl3，所以氧化性Cl2＞FeCl3＞I2。
2．用焓變和熵變判斷反應的方向
體系的自由能變化(符號為ΔG，單位為 kJ/mol)綜合考慮了焓變和熵變對體系的影響，可用于化學反應自發進行的方向的判斷，ΔG＝ΔH－TΔS。
（1）當ΔH＜0，ΔS＞0時，ΔG＜0，反應自發進行。
（2）當ΔH＞0，ΔS＜0時，ΔG＞0，反應不能自發進行。
（3）當ΔH＞0，ΔS＞0或ΔH＜0，ΔS＜0時，反應是否自發進行與溫度有關，在一定溫度下可使ΔG＝0，即反應達平衡狀態。
注意：（1）①根據ΔH－TΔS＜0判斷的只是反應能否自發進行的可能性，具體的反應能否實際發生，還涉及到化學反應速率的問題。（2）判斷一個化學反應能否自發進行，若無任何外加條件，可以認為我們所學過的化學反應(電解反應除外)都是能夠自發進行的。
1．請判斷下列說法的正誤(正確的打“√”，錯誤的打“×”)
（1）單位時間內反應物濃度的變化量表示正反應速率，生成物濃度的變化量表示逆反應速率。( )
（2）對于任何化學反應來說，反應速率越快，反應現象就越明顯。( )
（3）升溫時吸熱反應速率增大，放熱反應速率減小。( )
（4）對于反應：A＋BC，改變容器容積，化學反應速率一定發生變化。( )
（5）增大反應物的濃度，能夠增大活化分子的百分數，所以反應速率增大。( )
（6）化學平衡正向移動，反應物的轉化率一定增大。( )
（7）對于某一可逆反應，升高溫度則化學平衡常數一定變大。( )
（8）平衡常數發生變化，化學平衡必定發生移動。( )
（9）在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，可以改變化學反應進行的方向。( )
（10）能自發進行的反應一定能迅速發生。( )
2．利用反應可實現汽車尾氣的無害化處理。
（1）下列措施能加快反應速率的是 (填字母)。
a．恒溫恒容下，充入 b．恒溫恒容下，充入增大壓強
c．升高溫度 d．將從體系中分離出來
（2）在恒溫恒壓容器中，下列可說明反應達到平衡狀態的是 (填字母)
a．的濃度不再改變 b．氣體密度保持不變
c．的濃度之比為 d．
（3）一定溫度下，在容積為的恒容密閉容器中加入物質的量均為的和，測得容器內壓強(P)隨時間(t)的變化如圖所示。
①a點正反應速率 (填“>”“<”或“=”)逆反應速率。
②隨時間推移，容器內壓強逐漸減小的原因是 。
③0～2min內，= 。
④CO的平衡轉化率為 。
⑤平衡時，的體積分數為 。
問題一 化學反應速率及其影響因素
【典例1】下列關于化學反應速率的說法正確的是
A．催化劑通過改變反應歷程、降低反應活化能，加快反應速率
B．升高溫度使放熱反應的正、逆反應速率都增大，且對正反應速率影響更大
C．增大壓強一定可以增大反應速率
D．其它條件不變時，充入反應物，一定可以加快反應速率
【解題必備】（1）一般不用固體或純液體物質表示化學反應速率。是由于固體和純液體的濃度可視為常數，故改變其用量反應速率不變。但當固體顆粒變小時，其表面積增大將導致反應速率增大。
（2）由v＝計算得到的是一段時間內的平均速率，用不同物質表示時，其數值可能不同，但意義相同。
（3）化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的物理量。這里所說的化學反應速率指的是平均反應速率，而不是瞬時反應速率。一定溫度下，鋅粒在1 mol/L的稀鹽酸中反應的反應速率與反應時間的關系如圖所示，圖中A點的斜率就是在t1時刻的瞬時反應速率。
（3） 同一反應在不同反應階段的反應速率一般是不同的。主要原因：反應物濃度的不斷變化；而且反應所引起的熱量變化對反應速率也有較大影響。
（4）同一化學反應用不同物質表示的反應速率其數值可能不同，因此，一定要標明是哪種具體物質的反應速率。
（5）化學反應速率一般指反應的平均速率而不是瞬時速率，且無論用反應物表示還是用生成物表示均取正值。
（6）壓強對化學反應速率的影響是通過改變反應物濃度實現的，所以分析壓強的改變對反應速率的影響時，要從反應物濃度是否發生改變的角度來分析。若改變總壓強而各物質的濃度不改變，則反應速率不變。
（7）改變溫度，使用催化劑，反應速率一定發生變化，其他外界因素的改變，反應速率則不一定發生變化。
（8）其他條件一定，升高溫度，不論正反應還是逆反應，不論放熱反應還是吸熱反應，反應速率都要增大，只不過正、逆反應速率增加的程度不同。
【變式1-1】室溫下，下列實驗探究方案不能達到探究目的的是
選項 實驗目的 實驗方案
① 探究濃度對化學反應速率的影響 向2支盛有3mL不同濃度溶液的試管中同時加2 mL5% NaClO溶液，觀察實驗現象
② 探究溫度對化學反應速率的影響 在兩支試管中各加入3mL12%溶液，將其中一支用水浴加熱，觀察并比較實驗現象
③ 探究催化劑對化學反應速率的影響 向兩支盛有少量溶液的試管中分別加入5滴0.1 mol·L溶液和5滴0.01 mol·L 溶液
④ 探究與反應的限度 將2.5體積與1體積混合并通過灼熱的催化劑充分反應，產物依次通過溶液和品紅溶液，觀察實驗現象
A．①③ B．④ C．③④ D．①③④
【變式1-2】下列有關化學反應速率的說法正確的是
A．用鐵片與稀硫酸反應制氫氣時，改用98%的濃硫酸可以加快產生氫氣的速率
B．100 mL 2 mol·L-1的鹽酸與鋅片反應，加入適量的氯化鈉溶液，反應速率不變
C．SO2的催化氧化反應是一個放熱反應，所以升高溫度，反應速率減小
D．汽車尾氣中的NO和CO可以緩慢反應生成N2和CO2，減小壓強時反應速率減小
問題二 化學平衡及其影響因素
【典例2】下列說法不正確的是
A．某溫度下反應NH2COONH4(s)2NH3(g)+CO2(g)達平衡后，再壓縮容器體積，則平衡逆向移動，再次達平衡后c(CO2)變小
B．已知CuCl2溶液中存在平衡：[Cu(H2O)4]2+(藍色)+4Cl-[CuCl4]2-(黃色)+4H2O，向0.5 mol/L綠色的CuCl2溶液中加水，溶液顏色變為藍綠色
C．某一可逆反應加入催化劑后反應速率加快，ΔH不改變，達平衡前相同時間內轉化率會增大
D．分別向甲容器(恒溫恒容)中充入lmol PCl5，乙容器(絕熱恒容)充入PCl3和Cl2各lmol，發生反應PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g) ΔH>0，平衡時平衡常數K(甲)【解題必備】1．對于溶液中的離子反應，向溶液中加入含與實際反應無關的離子固體，平衡不移動。
2．溶液中的可逆反應，達平衡后加水稀釋，平衡向溶質微粒數增多的方向移動。
3．改變固體或純液體的量，對平衡無影響。
4．當反應混合物中不存在氣態物質時，壓強的改變對平衡無影響。
5．對于反應前后氣體體積無變化的反應，如H2(g)＋I2(g)2HI(g)，壓強的改變對平衡無影響。但增大(或減小)壓強會使各物質的濃度增大(或減小)，混合氣體的顏色變深(或淺)。
6．“惰性氣體”對化學平衡的影響
①恒溫、恒容條件
原平衡體系體系總壓強增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動。
②恒溫、恒壓條件
原平衡體系容器容積增大，各反應氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數減小(等效于減壓)
【變式2-1】某溫度下，反應CH2=CH2(g)+H2O(g)CH3CH2OH(g)在密閉容器中達到平衡，下列說法正確的是
A．恒容下，再充入一定量的H2O(g)，平衡向正反應方向移動，v正加快、v逆減慢
B．縮小容器的體積，v正>v逆
C．恒容下，再充入一定量的Ar氣，平衡向正反應方向移動
D．恒容下，再充入一定量的CH2=CH2(g)，CH2=CH2(g)的平衡轉化率增大
【變式2-2】利用反應(橙色)(黃色) kJ·mol研究濃度對化學平衡的影響，實驗操作及現象如下：
①待試管b中溶液顏色不變后，與試管d相比，b中黃色更深。
②試管c溫度略有升高，溶液顏色與試管a相比，橙色更深。
下列說法正確的是
A．“待試管b中溶液顏色不變”的目的是使完全反應
B．對比試管b與c，c中反應平衡常數增大，平衡正向移動
C．試管c中的現象說明影響平衡的主要因素是溫度
D．該實驗證明減小生成物濃度，平衡正向移動
問題三 化學反應進行方向的判斷
【典例3】下列有關說法正確的是
A．SO2(g)+H2O(g)=H2SO3(l)，該過程熵值增大
B．SO2(g)=S(s)+O2(g) ΔS<0，該反應一定能自發進行
C．SO2(g)+2H2S(g)=3S(s)+2H2O(l)，該過程熵值增大
D．N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH<0 ΔS<0，此反應低溫自發
【解題必備】1.關于反應自發性需要注意：（1）化學反應方向的判據指出的僅僅是在一定條件下化學反應自發進行的趨勢，并不能說明在該條件下反應一定能實際發生，還要考慮化學反應的快慢問題。（2）自發過程的兩種傾向：①體系趨向于高能狀態轉變為低能狀態(體系對外部做功或釋放熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉變為無序的傾向性(無序體系更加穩定)。
2．反應能否自發進行需綜合考慮焓變和熵變對反應的影響，復合判據ΔH－TΔS<0的反應不一定能夠實際發生，只是指出了在該條件下化學反應自發進行的趨勢，還要考慮化學反應的快慢問題。
3．焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響
ΔH ΔS ΔH－TΔS 反應情況
－ ＋ 永遠是負值 在任何溫度下過程均自發進行
＋ － 永遠是正值 在任何溫度下過程均非自發進行
＋ ＋ 低溫為正高溫為負 低溫時非自發，高溫時自發
－ － 低溫為負高溫為正 低溫時自發，高溫時非自發
【變式3-1】下列說法中，正確的是
A．H2O（1）分解成H2(g)和O2(g)是熵增過程，該反應在室溫下是自發反應
B．吸熱反應一定不能自發進行
C．某條件下，反應2AB(g)=C(g)+3D(g) ΔH <0 一定能自發進行
D．合成氨反應N2(g)+3H2(g)=2NH3(g) ΔH <0 高溫有利于自發進行
【變式3-2】下列敘述正確的是
A．焓減反應一定能自發進行
B．熵增反應一定能自發進行
C．利用可以消除污染
D．吸熱反應在較高溫度下能自發進行
問題四 圖像、圖表題的信息提取與應用
【典例4】氮化鎵(GaN)是一種直接能隙的半導體，是一種用途廣泛的新材料。工業上利用Ga與高溫條件下合成。反應方程式為 。如圖，恒溫恒容密閉體系內進行上述反應，下列說法正確的是

A．圖Ⅰ可以表示催化劑對平衡的影響
B．圖Ⅱ可以表示壓強對平衡時體積分數的影響
C．圖Ⅲ可以表示鎵的質量對平衡常數的影響
D．圖Ⅳ中縱坐標可以為體系內混合氣體的密度
【解題必備】化學平衡圖像的分析流程與角度
1.看題
（1）物質的狀態
（2）氣體體積的變化
（3）正反應是吸熱反應還是放熱反應
2.看圖
（1）一看面(縱坐標與橫坐標的意義)
（2）二看線(線的走向和變化趨勢)
（3）三看點(起點、拐點、交點、終點)
（4）四看輔助線(如等溫線、等壓線、平衡線)
（5）五看量的變化(如濃度變化、溫度變化)
3.析圖解答
（1）識別圖像類型：即明確橫坐標和縱坐標的含義，厘清線和點(平臺、折線、拐點等)的關系。
（2）把握反應特點：即分析可逆反應化學方程式，觀察物質的狀態、氣態物質分子數的變化(正反應是氣體分子數增大的反應，還是氣體分子數減小的反應)、反應熱(正反應是放熱反應，還是吸熱反應)等。
（3）聯想平衡原理：聯想化學反應速率、化學平衡移動原理，特別是影響因素及使用前提條件等。
（4）數形結合解答：圖表與原理結合，逐項分析圖表，重點看圖表是否符合可逆反應的特點、化學反應速率和化學平衡移動原理，應用①先拐先平數值大、②定一議二解答。
【變式4-1】下列敘述與圖對應的是
A．對于達到平衡狀態的反應，圖1國表示在to時刻充入了反應物，平衡逆向移動
B．由圖②可知，p2>p1、T1>T2，滿足反應：2A(g)+B(g)=2C(g) ΔH >0
C．對于反應2X(g)+3Y(g)=3Z(g) ΔH <0，圖④y軸可以表示Z的百分含量
D．圖3表示的反應方程式為：2A=B+3C
【變式4-2】向某密閉容器中加入0.3mol A，0.1mol C和一定量的B三種氣體。一定條件下發生反應，各物質的濃度隨時間變化如甲圖所示［階段的變化未畫出］。乙圖為時刻后改變條件平衡體系中正、逆反應速率隨時間變化的情況，且四個階段都各改變一種反應條件且互不相同，時刻為使用催化劑。下列說法中不正確的是
A．若，用A的濃度變化表示階段的平均反應速率為
B．階段改變的條件一定為減小壓強
C．該容器的容積為2L
D．階段，容器內A的物質的量減少了0.06mol，而此過程中容器與外界的熱交換總量為a kJ，該反應的熱化學方程式
1．下列說法正確的是
A．反應在室溫下可自發進行，則該反應的
B．在常溫下能自發進行，則該反應的
C．室溫下不能自發進行，則該反應的
D．常溫下，反應不能自發進行，則該反應的
2．某溫度時，在密閉容器中發生反應：，達平衡后，將體積擴大至原來的兩倍，當再達到平衡時，W的濃度為原平衡狀態的0.65倍，下列敘述正確的是
A．平衡逆移 B．Z的體積分數一定變小
C． D．X的轉化率變大
3．已知反應CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) ΔH<0，在一定溫度和壓強下的密閉容器中，反應達到平衡。下列敘述正確的是
A．降低溫度，K增大
B．更換高效催化劑，可增大CO的平衡轉化率
C．CO和H2O分子的每一次碰撞都能發生化學反應
D．若該反應為非基元反應，其總反應速率由反應快的一步基元反應決定
4．一定溫度下，在2L的密閉容器中發生如下反應：，、的物質的量隨時間變化的關系如圖1，達平衡后在、、、時都只改變了一種條件，逆反應速率隨時間變化的關系如圖2。下列有關說法正確的是
A．，反應開始2min內，
B．若時改變的條件是降溫，平衡正向移動，則該反應為放熱反應
C．時間段的濃度一定未發生變化
D．若平衡后只增加0.3mol的，則達到新平衡后，的體積分數增大。
5．反應H2S(g)+CO2(g)COS(s)+H2O(g)可用于制備有機化工原料COS。已知240℃時，其化學反應平衡常數K=1。
①一定溫度下，設起始充入的(CO2)：(H2S)=m相同時間內測得H2S轉化率與m和溫度(T)的關系如圖甲所示。
②起始密閉容器中w[H2S(g)]和w[CO2(g)]、w[COS(g)]和w[H2O(g)]分別相等。在300℃、320℃時上述反應中，H2S(g)和COS(g)的體積分數(w)隨時間(t)的變化關系如圖。(從上到下依次為L1，L2，L3，L4)
下列說法錯誤的是
A．該反應的△H＜0
B．m1＞m2
C．絕熱恒容條件下發生反應。若反應起始，H2S與CO2按物質的量比1∶1、溫度240℃下投入反應體系，則達平衡狀態時，H2S的轉化率小于50%
D．300℃時w[COS(g)]隨時間變化的曲線為L1，320℃時w[H2S(g)]隨時間變化的曲線為L3
6．工業合成氨是人類科學技術的一項重大突破，其反應為。在不同溫度、壓強下，平衡混合物中氨的含量如下表所示。下列有關說法錯誤的是
溫度 氨的含量
200 15.3 81.5 86.4 89.9 95.4 98.8
300 2.20 52.0 64.2 71.0 84.2 92.6
400 0.40 25.1 38.2 47.0 65.2 79.8
A．最早工業化生產氨的原理為：，但是成本過高，無法大規模生產
B．為了防止催化劑中毒，合成氨的原料氣必須經過凈化處理
C．該反應的，在高溫下一定能自發進行
D．增大壓強，平衡正向移動，符合勒夏特列原理
7．已知CH4(g)、NO2(g)在適當條件下可發生反應：2CH4(g)+4NO2(g) 2CO2(g)+2N2(g)+4H2O(g)，反應速率v(X)與時間的關系如圖所示。下列有關該反應的說法錯誤的是
A．t2s時，達到平衡狀態
B．t1s時，反應正向進行
C．t3s時，v(N2，正)=2v(H2O，逆)
D．t1s時，若v(CH4)=1mol L﹣1 s﹣1，則v(CO2)=1mol L﹣1 s﹣1
8．甲醇是一種重要的化工原料，具有開發和應用的廣闊前景。工業上使用水煤氣（CO與的混合氣體）合成甲醇，反應為 。回答下列問題：
（1）CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示。
①a 0（填“>”或“<”），、的大小關系是 （填“>”“<”或“=”）。
②A、B、C三點的平衡常數、、的大小關系是 。
③下列敘述能說明上述反應已達到化學平衡狀態的是 （填標號）。
a．
b．的體積分數不再改變
c．混合氣體的平均摩爾質量不再改變
d．同一時間內，消耗0.04mol ，生成0.02mol
（2）在溫度為T的條件下，往一容積為2L的密閉容器中，充入0.3mol CO與0.4mol 發生反應生成，平衡時，測得物質的量為0.15mol。
①溫度為T時的化學平衡常數 ，CO的轉化率= 。
②如果保持溫度為T，向平衡后的容器中再通入1.0mol CO后重新到達平衡，則的轉化率 （填“增大”“不變”或“減小”，下同），CO與的濃度比 。
③若以不同比例投料，測得某時刻各物質的濃度，CO為0.1mol/L、為0.2mol/L、為0.2mol/L，此時 （“>”“<”或“=”）。
1．下列說法正確的是
A．化學反應速率是對可逆反應而言的，非可逆反應不談化學反應速率
B．在可逆反應中，正反應的化學反應速率是正值，逆反應的化學反應速率是負值
C．用鐵片與稀硫酸反應制取氫氣時，改用98%濃硫酸可以加快反應速率
D．2NO2(g)2NO(g)+O2(g)中，當混合氣體的顏色不再改變的狀態達到平衡
2．已知： △H＜0，下列說法正確的是
A．該條件下，熔點比高
B．平衡時升高溫度，減小，增大
C．及時分離可加快反應達到平衡狀態
D．上述反應中每生成1molCO，轉移電子的數目為
3．下列說法正確的是
A．催化劑能加快反應速率，也能提高反應物的平衡轉化率
B．C(s，金剛石)=C(s，石墨)△H<0，說明石墨比金剛石穩定
C．放熱反應不需要加熱就能發生
D．所有的吸熱反應一定都是不能自發進行
4．在一定溫度下的密閉容器中發生反應：xA(g)+yB(g)zC(g)，平衡時測得A的濃度為0.25mol/L。保持溫度不變，將容器的容積壓縮至原來的一半，再達平衡時，測得A的濃度為0.60 mol /L。下列有關判斷正確的是
A．平衡向正反應方向移動
B．x+yC．B的轉化率升高
D．C的體積分數增大
5．一定溫度下，在恒容密閉容器中充入1mol草酸鎂，發生反應：。下列敘述正確的是
A．當混合氣體中CO體積分數不變時不一定達到平衡狀態
B．平衡時充入0.1molCO和0.1molCO2達到新平衡時CO2濃度大于原平衡
C．平衡時充入氫氣，正反應速率大于逆反應速率
D．如果分離CO2平衡向正反應方向移動，平衡常數增大
6．某溫度下，對于反應 的平衡轉化率(α)與體系總壓強(P)的關系如圖所示，下列說法正確的是
A．將2.0mol氮氣、6.0mol氫氣，置于 1L 密閉容器中發生反應，放出的熱量為 184.8kJ
B．保持壓強不變，通入惰性氣體，平衡不移動：
C．上述反應在達到平衡后，增大壓強， 的轉化率提高
D．平衡狀態由A 變到B時，平衡常數
7．已知反應：　。測得在和時，在2L恒容密閉容器中充入3molX和足量的Y發生反應，X的濃度隨反應時間的變化曲線如圖所示。下列說法錯誤的是
A．M、N、P、O四點的逆反應速率大小關系：
B．時，用Z表示0～1h的平均反應速率為
C．P點不可能處于化學平衡狀態
D．條件下，若在O點時再充入1.0molX，與原投料相比，X的平衡轉化率增大
8．請按要求完成下列問題。
（1）某溫度下在容積為密閉容器中，X、Y、Z三種氣態物后的物質的量隨時間變化曲線如圖。
該反應的化學方程式是 。
（2）一定條件下，在密閉容器內，反應，的物質的量隨時間變化如表：
時間/s 0 1 2 3 4 5
0.040 0.020 0.010 0.005 0.005 0.005
①用表示內該反應的平均速率為 ，在第時，轉化率為 。在第時的體積分數為 。
②為加快反應速率，可以采取的措施是 。
a．升高溫度 b．恒容時充入
（3）反應，在一定溫度下密閉容器內，在該反應已經達到平衡狀態的是 。
a．
b．容器內壓強保持不變
c．
d．容器內的密度保持不變
e．容器內混合氣體平均相對分子質量不變
f．
g．容器內氣體顏色不變
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