2019年高考化學一輪總復習 考點掃描 專題20 化學平衡及移動原理學案.doc

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專題20 化學平衡及移動原理 【復習目標】 1.了解化學反應的可逆性及化學平衡的建立。 2.掌握化學平衡的特征。 3.理解外界條件(濃度、溫度、壓強、催化劑等)對化學平衡的影響，能用相關理論解釋其一般規(guī)律。 4.了解化學平衡常數(shù)(K)的含義。 【考情分析】高考對化學平衡及移動原理的考查內(nèi)容主要有化學平衡狀態(tài)的判斷和分析，有關平衡的計算，對化學平衡移動中相關量的變化分析以及用圖象工具分析解決問題等。試題常常聯(lián)系實際問題，考查利用平衡移動原理探索工業(yè)條件的選擇等。全國卷試題中題型多為填空題，基本上沒有選擇題。 【考點過關】 考點一化學平衡 研究對象 可逆反應 在同一條件下既可以向正反應方向進行，同時又可以向逆反應方向進行的化學反應 相同條件下，正、逆反應同時進行 反應物與生成物同時存在；任一組分的轉化率都小于100% 定義 在一定條件下，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組成成分濃度、含量保持保持一定而不變的狀態(tài)，叫做化學平衡狀態(tài) 平衡建立 平衡特點 化學平衡的建立與反應的途徑無關：對于可逆反應，不管從正反應開始(只投入反應物)，還是從逆反應開始(只投入生成物)，或從正逆反應開始(同時投入反應物和生成物)，在一定條件下都能達到v(正)＝v(逆)狀態(tài) 動 化學平衡是一種動態(tài)平衡，即υ正＝υ逆≠0）。υ正＝υ逆≠0是可逆反應達到平衡狀態(tài)的本質(zhì) 定 條件不變時，反應物與生成物濃度、百分組成保持不變（或反應物與生成物的含量保持一定）。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態(tài)的重要特征 變 任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的。影響平衡的外界條件改變，平衡狀態(tài)即被破壞，發(fā)生平衡移動 平衡標志 一個可逆反應達到平衡狀態(tài)的最根本標志是υ(正)＝υ(逆)，運用速率標志要注意正逆反應速率相等是指用同一種物質(zhì)表示的反應速率.若一個可逆反應的正逆反應速率是分別用兩種不同物質(zhì)表示時,則當這兩者的速率之比應等于這兩種物質(zhì)的化學計量數(shù)之比時才標志著化學平衡了 υ(正)＝υ(逆)其必然結果是反應混合物各組分的含量保持不變，所以，各組分的濃度或含量不再隨時間而改變也一定標志著化學平衡了 如果一個可逆反應達到平衡狀態(tài)，則整個反應體系的物理參數(shù)，如總壓強、總體積、總物質(zhì)的量以及氣體的平均分子量和密度等肯定都要保持定值，不會再隨時間而改變，但反過來在一定條件下，這些物理參數(shù)若保持不變的可逆反應，不一定就達到了化學平衡，要作具體分析。如：aA(g)+bB(g) Cc(g)+dD(g) ，若a+b＝c+d , 由于反應前后氣體分子數(shù)始終不發(fā)生改變,使反應體系的總壓、平均分子量等參量在任何時刻都保持不變,這種情況下這些物理參量不能作為化學平衡態(tài)的標志 【考點演練】下列說法正確的是 。 ①可逆反應2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，在容積固定的密閉容器中，單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO2，能說明該反應已達到平衡狀態(tài) ②可逆反應2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，在容積固定的密閉容器中，單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO，能說明該反應已達到平衡狀態(tài) ③可逆反應2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，在容積固定的密閉容器中，用NO2、NO、O2表示的反應速率之比為2∶2∶1的狀態(tài)，能說明該反應已達到平衡狀態(tài) ④可逆反應2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，在容積固定的密閉容器中，混合氣體的顏色、密度、壓強、平均相對分子質(zhì)量不再改變，能說明該反應已達到平衡狀態(tài) ⑤一定溫度下在容積恒定的密閉容器中，進行如下可逆反應：A(s)＋2B(g) C(g)＋D(g)，混合氣體的密度、壓強、總物質(zhì)的量、B的物質(zhì)的量濃度、混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再改變的狀態(tài)，能表明該反應已達到平衡狀態(tài) ⑥如下圖示能說明反應N2O4(g) 2NO2(g)達到平衡狀態(tài) ⑦反應SO2(g)＋2CO(g) 2CO2(g)＋S(l)ΔH<0在恒容的密閉容器中進行，平衡前，隨著反應的進行，容器內(nèi)壓強始終不變 ⑧反應2NH3(g)＋NO(g)＋NO2(g) 2N2(g)＋3H2O(g)ΔH<0在恒容密閉容器中進行，單位時間內(nèi)消耗NO和N2的物質(zhì)的量之比為1∶2時，反應達到平衡 ⑨密閉容器中混合氣體的密度不變，說明分解反應NH2COONH4(s) 2NH3(g)＋CO2(g)已經(jīng)達到化學平衡 ⑩2v正(H2)＝3v逆(NH3)能說明反應N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)已達到平衡狀態(tài) ?在恒溫恒容的密閉容器中，某儲氫反應：MHx(s)＋yH2(g) MHx＋2y(s) ΔH＜0達到化學平衡，容器內(nèi)氣體壓強保持不變 ?由可逆反應X2＋3Y22Z在反應過程中的反應速率(v)與時間(t)的關系曲線可知，t1時，只有正方向反應 答案：①⑧⑨⑩? 考點二化學平衡的移動 定義 可逆反應達到平衡狀態(tài)以后，若反應條件(如溫度、壓強、濃度等)發(fā)生了變化，平衡混合物中各組分的濃度也會隨之改變，從而在一段時間后達到新的平衡狀態(tài)，這種由原平衡狀態(tài)向新平衡狀態(tài)的變化過程，叫做化學平衡的移動 實質(zhì) 平衡移動的實質(zhì)因為條件的變化打破了正反應、逆反應速率相等的關系。υ(正) ＞υ(逆)，正向移動；υ(正)<υ(逆)，平衡逆向移動 原理 如果改變影響化學平衡的條件之一(如溫度、壓強、以及參加反應的化學物質(zhì)的濃度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動，這個原理叫做勒夏特列原理（化學平衡移動原理） 影響因素 濃度 增大反應物濃度或減小生成物濃度，化學平衡向正反應方向移動 減小反應物濃度或增大生成物濃度，化學平衡向逆反應方向移動 改變固體或純液體的量，對化學平衡沒影響 壓強 反應前后氣體分子數(shù)改變，增大壓強化學平衡向氣體體積減小的方向移動，減小壓強化學平衡向氣體體積增大的方向移動 反應前后氣體分子數(shù)不變，改變壓強化學平衡不移動 恒溫、恒容條件充入惰性氣體，原平衡體系總壓強增大，體系中各組分的濃度不變，化學平衡不移動 恒溫、恒壓條件充入惰性氣體，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(shù)減小，反應前后氣體體積不變的反應，化學平衡不移動；反應前后氣體體積改變的反應，化學平衡向氣體體積增大的方向移動 溫度 升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動 降低溫度化學平衡向放熱反應方向移動 催化劑 使用催化劑，同等程度改變v正、v逆，化學平衡不移動 應用 調(diào)控反應 根據(jù)影響化學反應速率和平衡的條件以及化學平衡移動原理，可調(diào)控工業(yè)反應使之效益最大化。如合成氨工業(yè)中加入催化劑提高反應速率，溫度控制在500 ℃左右，既考慮了反應速率又兼顧了催化劑的活性的最佳溫度，充入過量N2以提高H2的轉化率等 判物質(zhì)狀態(tài) 由壓強的改變，根據(jù)平衡移動的方向，可以判斷反應物或生成物的狀態(tài) 判化學計量數(shù) 由壓強的改變，根據(jù)平衡移動的方向，可以判斷方程式中某氣體物質(zhì)的計量數(shù)或反應物和生成物之間的計量數(shù)的大小關系 判ΔH符號 由溫度的改變，根據(jù)化學平衡移動的方向，可以判斷正反應或逆反應是吸熱反應還是放熱反應 【考點演練】 (1) 用O2將HCl轉化為Cl2，可提高效益，減少污染。新型RuO2催化劑對上述HCl轉化為Cl2的總反應[2HCl(g)＋O2H2O(g)＋Cl2(g) ΔH]具有更好的催化活性， ①實驗測得在一定壓強下，總反應的HCl平衡轉化率隨溫度變化的αHCl～T曲線如下圖： 則總反應的ΔH________0(填“＞”、“＝”或“＜”)；A、B兩點的平衡常數(shù)K(A)與K(B)中較大的是________。 ②在上述實驗中若壓縮體積使壓強增大，畫出相應αHCl～T曲線的示意圖，并簡要說明理由_________ 。 ③下列措施中，有利于提高αHCl的有________。 A．增大n(HCl) B．增大n(O2) C．使用更好的催化劑 D．移去H2O （2）甲醇既是重要的化工原料，又可作為燃料，利用合成氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑作用下合成甲醇，發(fā)生的主要反應如下：①CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)ΔH1②CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH2③CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)ΔH3，回答下列問題： ①反應①的化學平衡常數(shù)K表達式為________；圖中能正確反映平衡常數(shù)K隨溫度變化關系的曲線為________(填曲線標記字母)，其判斷理由是________。 ②合成氣組成n(H2)/n(CO＋CO2)＝2.60時，體系中的CO平衡轉化率(α)與溫度和壓強的關系如圖所示。α(CO)值隨溫度升高而_____(填“增大”或“減小”)，其原因是____________；圖中的壓強由大到小為________，其判斷理由是________________。 （3）丁烯是一種重要的化工原料，可由丁烷催化脫氫制備?；卮鹣铝袉栴}： ①正丁烷（C4H10）脫氫制1-丁烯（C4H8）的熱化學方程式如下：①C4H10(g)= C4H8(g)+H2(g) ΔH1，已知：②C4H10(g)+O2(g)= C4H8(g)+H2O(g) ΔH2=-119 kJmol-1③H2(g)+ O2(g)= H2O(g) ΔH3-242 kJmol-1，反應①的ΔH1為________ kJmol-1。圖（a）是反應①平衡轉化率與反應溫度及壓強的關系圖，x_____________0.1（填“大于”或“小于”）；欲使丁烯的平衡產(chǎn)率提高，應采取的措施是__________（填標號）。 A．升高溫度 B．降低溫度 C．增大壓強 D．降低壓強 ②丁烷和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器（氫氣的作用是活化催化劑），出口氣中含有丁烯、丁烷、氫氣等。圖（b）為丁烯產(chǎn)率與進料氣中n（氫氣）/n（丁烷）的關系。圖中曲線呈現(xiàn)先升高后降低的變化趨勢，其降低的原因是___________。 ③圖（c）為反應產(chǎn)率和反應溫度的關系曲線，副產(chǎn)物主要是高溫裂解生成的短碳鏈烴類化合物。丁烯產(chǎn)率在590 ℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是___________、____________；590℃之后，丁烯產(chǎn)率快速降低的主要原因可能是_____________。 反應①K的表達式；反應①是放熱反應，升高溫度，化學平衡向逆反應方向移動，化學平衡常數(shù)K減小，因此曲線a符合。②由圖可知，壓強不變時，隨著溫度的升高，α(CO)減??；反應③為氣體分子數(shù)不變的反應，加壓對其平衡無影響；反應①為氣體分子數(shù)減小的反應，加壓使α(CO)增大；由圖可知，固定溫度(如530 K)時，p1→p2→p3，α(CO)增大，因此綜合分析可知p3＞p2＞p1。（3）①根據(jù)蓋斯定律，用②式-③式可得①式，因此△H1=△H2-△H3=-199 kj/mol +242 kj/mol =+43kj/mol。由a圖可以看出，溫度相同時，由0.1MPa變化到xMPa，丁烷的轉化率增大，即平衡正向移動，所以x的壓強更小，x<0.1。由于反應①為吸熱反應，所以溫度升高時，平衡正向移動，丁烯的平衡產(chǎn)率增大，因此A正確、B錯誤。反應①正向進行時體積增大，加壓時平衡逆向移動，丁烯的平衡產(chǎn)率減小，因此C錯誤，D正確。正確答案：+43kj/mol、小于、AD。②一方面H2可以活化催化劑，同時作為反應①的產(chǎn)物，他也會促使平衡逆向移動，從而減少平衡體系中的丁烯的含量。正確答案：原料中過量H2會使反應①平衡逆向移動，所以丁烯轉化率下降。③590℃ 答案：(1)①＜ K(A) ②見下圖 增大壓強，平衡右移，αHCl增大，相同溫度下，HCl的平衡轉化率比之前的大③BD （2）①K＝ a 反應①為放熱反應，升高溫度使其平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)K應減小 ②減小 由圖可知，壓強恒定時，隨著溫度的升高，α(CO)減小 p3＞p2＞p1 溫度恒定時，反應①為氣體分子數(shù)減小的反應，加壓使平衡向正反應方向移動，α(CO)增大，而反應③為氣體分子數(shù)不變的反應，加壓對其平衡無影響，故增大壓強時，有利于α(CO)增大 （3）①+43 Kj/mol < AD ②原料中過量H2會使反應①平衡逆向移動，所以丁烯轉化率下降 ③590℃前升高溫度，反應①平衡正向移動；升高溫度時，反應速率加快，單位時間產(chǎn)生丁烯更多，更高溫度則有更多的C4H10裂解導致產(chǎn)率降低 考點三化學平衡常數(shù) 定義 在一定溫度下，當一個可逆反應達到平衡時，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)。對于可逆反應mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，化學平衡常數(shù)K＝ 意義 一定溫度下，平衡常數(shù)K越大，表示反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大；平衡常數(shù)K越小，表示反應進行的程度越小，反應物的轉化率越小 一般認為，K>105時，反應進行得就基本完全了 書寫 Cl2＋H2OHCl＋HClO K＝ C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g) K＝ CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O K＝ CO32—＋H2OHCO3—＋OH－ K＝ CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g) K＝c(CO2) 如果某個反應可以表示為兩個或多個反應的總和，則總反應的平衡常數(shù)等于各分步反應平衡常數(shù)之積。如已知：2H2O(g) 2H2(g)+O2(g) K1，2CO2(g) 2CO(g)+O2K2 ，則CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) 影響因素 K的大小與物質(zhì)的濃度、壓強等無關，只隨溫度的變化而變化 應用 某溫度下，某時刻反應是否達平衡，可用該時刻產(chǎn)物的濃度商Qc與Kc比較大小來判斷。當Qc>kc，υ(正)<υ(逆),未達平衡，反應逆向進行；當Qcυ(逆),未達平衡，反應正向進行；當Qc=kc，υ(正)=υ(逆),達到平衡，平衡不移動 利用化學平衡常數(shù)隨溫度的變化判斷反應的熱效應，若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應 計算 可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若A、B起始物質(zhì)的量濃度分別為a molL－1、b molL－1，達到平衡后消耗A的物質(zhì)的量濃度為mx molL－1。 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) c始/(molL－1) a b 0 0 c轉/(molL－1) mx nx px qx c平/(molL－1) a－mx b－nx px qx 平衡時化學平衡常數(shù)K＝ 【考點演練】 (1)CrO42—和Cr2O72—在溶液中可相互轉化。室溫下，初始濃度為1.0 molL－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O72—)隨c(H＋)的變化如圖所示。 ①用離子方程式表示Na2CrO4溶液中的轉化反應： 。 ②由圖可知，溶液酸性增大，CrO42—的平衡轉化率 (填“增大”“減小”或“不變”)。根據(jù)A點數(shù)據(jù)，計算出該轉化反應的平衡常數(shù)為 。 ③升高溫度，溶液中CrO42—的平衡轉化率減小，則該反應的ΔH 0(填“大于”“小于”或“等于”)。 （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的關系如下表： t/min 0 20 40 60 80 120 x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.60 0.73 0.773 0.780 0.784 ①根據(jù)上述實驗結果，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，相應的點分別為 (填字母)。 （3）隨著科學技術的發(fā)展和環(huán)保要求的不斷提高，CO2的捕集利用技術成為研究的重點。目前國際空間站處理CO2的一個重要方法是將CO2還原，所涉及的反應方程式為：CO2(g)＋4H2(g)Ru CH4(g)＋2H2O(g)，已知H2的體積分數(shù)隨溫度的升高而增加。若溫度從300 ℃升至400 ℃，重新達到平衡，判斷下列表格中各物理量的變化。(選填“增大”“減小”或“不變”) v正 v逆 平衡常數(shù)K 轉化率α 相同溫度時，上述反應在不同起始濃度下分別達到平衡，各物質(zhì)的平衡濃度如下表，則a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為____________。 c(CO2)/ (molL－1) c(H2)/ (molL－1) c(CH4)/ (molL－1) c(H2O)/ (molL－1) Ⅰ a b c d Ⅱ m n x y ＝k逆x(H2)x(I2)，k逆＝，在t＝40 min時，x(HI)＝0.85，v正＝k正x2(HI)＝0.002 7 min－1(0.85)2＝1.9510－3 min－1。③原平衡時，x(HI)為0.784，x(H2)為0.108，二者圖中縱坐標均約為1．6(因為平衡時v正＝v逆)，升高溫度，正、逆反應速率均加快，對應兩點在1.6上面， 升高溫度，平衡向正反應方向移動，x(HI)減小(A點符合)，x(H2)增大(E點符合)。（3）H2的體積分數(shù)隨溫度的升高而增加，這說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，即正反應是放熱反應。升高溫度，正、逆反應速率均增大，平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)減小，反應物的轉化率減小。相同溫度時平衡常數(shù)不變，則a、b、c、d與m、n、x、y之間的關系式為。 答案：（1）①2CrO42—＋2H＋Cr2O72—＋H2O ②增大 1.01014 ③小于（2）①②k正/K 1.9510－3 ③A點、E點（3） v正 v逆 平衡常數(shù)K 轉化率α 增大 增大 減小 減小 【過關練習】 1.（濟寧市2017-2018學年度高三上學期期末）將0.2mol/L的KI溶液和0.05mol/LFe2(SO4)3 溶液等體積混合充分反應后，取混合液分別完成下列實驗，能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2 的是（ ） A. 向混合液中滴入KSCN 溶液,溶液變紅色 B. 向混合液中滴入AgNO3 溶液，有黃色沉淀生成 C. 向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液，有藍色沉淀生成 D. 向混合液中滴入淀粉溶液,溶液變藍色 解析：0.2mol/L的KI溶液和0.05mol/LFe2(SO4)3 溶液等體積混合，KI過量，向混合液中滴入KSCN溶液，溶液變紅色，說明溶液中仍含有Fe3+，能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2 ，故A正確；I2水能使AgNO3溶液產(chǎn)生黃色沉淀，不能說明溶液中存在I-，故B錯誤；該反應生成Fe2+，向混合液中滴入K3[Fe(CN)6]溶液，有藍色沉淀生成，只能說明溶液中含有Fe2+，不能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2，故C錯誤；該反應生成I2，向混合液中滴入淀粉溶液,溶液變藍色，說明溶液中含有碘單質(zhì)，不能說明溶液中存在化學平衡2Fe3++2I-2Fe2++I2，故D錯誤。答案：A 2.（寧德市2017屆第二次質(zhì)量檢查）容積固定的密閉容器中，充入一定體積的CO2和H2，發(fā)生反應：CO2(g)+3H2(g)CH3OH (g)+H2O(g)。測得不同溫度下CO2的物質(zhì)的量隨時間變化如右圖。下列說法正確的是（ ） A．該反應為吸熱反應 B．T1、T2對應的平衡常數(shù)K1>K2 C．T1時，圖中A點的正反應速率小于逆反應速率 D．T2時，若上述反應在壓強恒定的密閉容器中進行，達平衡的時間變短 時間越短，故D正確。答案：D 3.（2017屆泉州市考前適應性模擬卷一）將一定量氨基甲酸銨（NH2COONH4）加入密閉容器中，發(fā)生反應NH2COONH4 (s)2NH3 (g)+ CO2 (g) 。該反應的平衡常數(shù)的負對數(shù)（-lgK）值隨溫度（T）的變化曲線如圖所示，下列說法錯誤的是 A．C點對應狀態(tài)的平衡常數(shù)K(C)=10-3.638 B．該反應的△H>0 C．NH3的體積分數(shù)不變時，該反應一定達到平衡狀態(tài) D．30 ℃時，B點對應狀態(tài)的v(正)＜v(逆)[ 4．(山西省三區(qū)八校2017屆第二次模擬考試)為了研究在溫度對苯催化加氫的影響，以檢驗新型鎳催化劑的性能。采用相同的微型反應裝置， 壓強為 0.78Mpa，氫氣、苯的物質(zhì)的量之比為 6.5:1。定時取樣分離出氫氣后，分析成分得如下表結果： 下列說法錯誤的是 （ ） A．當溫度超過 280℃，苯的轉化率迅速下降，可能是因為該反應為吸熱的可逆反應 B．在 110～240℃苯的轉化率為 100%。說明該鎳催化劑活性較高，能夠在較寬的溫度范圍內(nèi)催化而且不發(fā)生副反應 C．增大壓強與提高氫氣、苯的物質(zhì)的量比都有利于提高苯的轉化率 D．由表中數(shù)據(jù)來看，隨著反應溫度的升高，苯的轉化率先升高后降低 5．(天津市和平區(qū)2017屆第二次質(zhì)量調(diào)查二)等物質(zhì)的量的N2和O2在恒容密閉容器中發(fā)生反應：N2(g)+O2(g) 2NO(g)。下圖曲線a表示該反應在T℃時N2的濃度隨時間的變化，曲線b表示該反應在某一起始條件改變時N2的濃度隨時間的變化。下列敘述正確的是 A．T℃時，該反應的平衡常數(shù)K= B．T℃時，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△H<0 解析：A、根據(jù)平衡常數(shù)的定義，結合開始時氮氣和氧氣的物質(zhì)的量相等，可知該平衡常數(shù)為： ，選項A正確；B、由于該容器是一個恒容容器，反應前后氣體的質(zhì)量不發(fā)生改變，所以氣體的密度一直不變，選項B錯誤；C、催化劑僅能改變達到平衡所用的時間，不能使平衡移動，即不能改變平衡濃度，選項C錯誤；D、若曲線b對應的條件改變是溫度，根據(jù)先達到平衡可知為升高溫度，平衡向吸熱反應的方向移動，而氮氣的濃度降低，說明平衡向正方向移動，正反應為吸熱反應，△H>0，選項D錯誤。答案：A 6．(江西省師范大學附屬中學2017屆第三次模擬)CO2經(jīng)催化加氫可合成乙烯：2CO2 (g) +6H2 (g) C2H4(g)+4H2O(g)。0.1 MPa時，按n(CO2)：n(H2)=l：3投料，測得不同溫度下平衡時體系中各物質(zhì)濃度的關系如圖。下列敘述不正確的是 A．該反應的△H<0 B．曲線b代表H2O C．N點和M點所處狀態(tài)的c(H2)不一樣 D．其它條件不變，T1℃、0.2 MPa下反應達平衡時c(H2)比M點大 7．(湖北省2017屆4月調(diào)研考試)在不同溫度下按照相同物質(zhì)的量投料發(fā)生反應：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g) △H<0，測得CO的平衡轉化率與壓強的關系如圖所示，有關說法正確的是 A．溫度：T1＞T2＞T3 B．正反應速率：υ（a）＞υ（b）＞υ（c） C．平衡常數(shù)：K（b）＞K（d） D．CH3OH的體積分數(shù)?（a）＞?（b）＞?（c） 8.（2018年高考全國卷Ⅰ） 采用N2O5為硝化劑是一種新型的綠色硝化技術，在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛應用?；卮鹣铝袉栴} （1）1840年 Devil用干燥的氯氣通過干燥的硝酸銀，得到N2O5。該反應的氧化產(chǎn)物是一種氣體，其分子式為___________。 （2）F. Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25℃時N2O5(g)分解反應： 其中NO2二聚為N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變化如下表所示（t=∞時，N2O4(g)完全分解）： ①已知：2N2O5(g)＝2N2O5(g)+O2(g) ΔH1=?4.4 kJmol?1 2NO2(g)＝N2O4(g) ΔH 2=?55.3 kJmol?1 則反應N2O5(g)＝2NO2(g)+O2(g)的ΔH =_______ kJmol?1。 ②研究表明，N2O5(g)分解的反應速率。t=62 min時，測得體系中pO2=2.9 kPa，則此時的=________ kPa，v=_______kPamin?1。 ③若提高反應溫度至35℃，則N2O5(g)完全分解后體系壓強p∞(35℃)____63.1 kPa（填“大于”“等于”或“小于”），原因是________。 ④25℃時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數(shù)Kp=_______kPa（Kp為以分壓表示的平衡常數(shù)，計算結果保留1位小數(shù)）。 （3）對于反應2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)，R.A.Ogg提出如下反應歷程： 第一步 N2O5NO2+NO3 快速平衡 第二步 NO2+NO3→NO+NO2+O2 慢反應 第三步 NO+NO3→2NO2 快反應 其中可近似認為第二步反應不影響第一步的平衡。下列表述正確的是_______（填標號)。 A．v(第一步的逆反應)＞v(第二步反應) B．反應的中間產(chǎn)物只有NO3 C．第二步中NO2與NO3的碰撞僅部分有效 D．第三步反應活化能較高 答案：（1）氧氣（2）+53.1 30.0 6.010—2 大于（1分） 升高溫度，容器體積不變，壓強增大，同時升高溫度，二氧化氮聚合為四氧化二氮的平衡會向二氧化氮方向移動，氣體的物質(zhì)的量增大，氣體壓強增大 13.4 （3）AC 2.9 KPa=5.8 KPa，因起始=35.8 KPa，則平衡=（35.8—5.8）KPa=30 KPa，v=210—330=610—2 KPa?min；③升高溫度，容器體積不變，壓強增大，同時升高溫度，二氧化氮聚合為四氧化二氮的平衡會向二氧化氮方向移動，氣體的物質(zhì)的量增大，氣體壓強增大，則35℃體系壓強大于25℃；④因起始=35.8KPa，則完全分解時，=17.9 KPa、p（NO2）=71.6 KPa，與測定63.1 KPa相差的26.4 KPa應是二氧化氮聚合為四氧化二氮的緣故，由聚合方程式計算可得，平衡時p（NO2）=18.8 KPa，p（N2O4）=26.4 KPa，則的反應平衡常數(shù)Kp=p2（NO2）/ p（N2O4）≈13.4；（3）第一步反應快速達到平衡后v（第一步正）=v（第一步逆），則必然有v（第一步正）=v（第一步逆）＞v（第二步），A正確；由總反應和分步反應對比可知中間產(chǎn)物為NO、NO3，B錯誤；由第二步反應較慢可知，NO2和NO3碰撞幾率較小，C正確；第三步反應為快反應，說明第三步反應的活化能較小，D錯誤，答案選AC。 9.(德陽市2018屆高三二診)的主要組成元素是碳、氫、氧、硫、氮，還有極少量的磷、砷、鍺、鎵、銦等元素，燃煤產(chǎn)生CxHy、SO2等大氣污染物，煤的氣化是高效、清潔利用煤炭的重要途徑之一?；卮鹣铝袉栴}： (1)鍺是第四周期第ⅣA族元素，其原子結構示意圖為_______________________。 (2)利用煤的氣化獲得的水煤氣(主要成分為CO、CO2和H2)在催化劑作用下可以合成綠色燃料甲醇。 已知：H2O(l)H2O(g) △H1=+44.0kJ/mol CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(l) △H2=-3.0 kJ/mol CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g) △H3=-58.7 kJ/mol 寫出由CO 與 H2制備 CH3OH 氣體的熱化學方程式___________________________________。 (3)甲醇和CO2可直接合成碳酸二甲酯(CH3OCOOCH3，簡稱DMC)： 2CH3OH(g)+CO2(g)CH3OCOOCH3(g)+H2O(g) ΔH4<0 ①該化學反應的平衡常數(shù)表達式為K=_________________________。 ②在恒溫恒容密閉容器中發(fā)生上述反應，能說明反應達到平衡狀態(tài)的是_____________(填標號)。 A.v正(CH3OH)= 2v逆(H2O) B.容器內(nèi)氣體的密度不變 C.容器內(nèi)壓強不變 D.CH3OH與CO2的物質(zhì)的量之比保持不變 ③一定條件下分別向甲、乙丙個恒容密團容器中加入一定量的初始物質(zhì)發(fā)生該反應，各容器中溫度、反應物的起始量如下表，反應過程中DMC的物質(zhì)的量依度隨時間變化如圖所示： 甲容器中，在5-15min中的平均反應速率v(CO2) =_____________。乙容器中，若平衡時n(CO2) =0.2mol，則T1________T2(填“>”“<"或”=”)。甲、丙兩容器的反應達平衡時CO2的轉化率：甲________丙(填“>”“<"或”=”)。 (4)一定溫度下，用水吸收SO2氣體時，溶液中水的電離平衡_________移動(填“向左” “向右”或“不”)；若得到pH=4的H2SO3溶液，試計算溶液中c(HSO3-)c(SO32-)=____________。SO2可用足量小蘇打溶液吸收，反應的離子方程式是_________________________________。(已知該溫度下，H2SO3的電離常數(shù)：K1=4.510-2，K2=2.510-7，H2CO3的電離常數(shù)K1=8.410-7，K2=1.210-10) 答案:(1)(2)CO(g)+2H2(g) =CH3OH(g)ΔH=-99.7kJmol-1(3)① c(CH3OCOOCH3)?c(H2O)c(CO2)?c(CH3OH)②AC③0.05molL-lmin-1 > <(4)向左 400 HCO3-+SO2=HSO3-+CO2 ②A.v正(CH3OH)= 2v逆(H2O)，表示正逆反應速率相等，能說明反應達到平衡狀態(tài)； B.容器的體積不變，氣體的質(zhì)量不變，容器內(nèi)氣體的密度始終不變，不能說明反應達到平衡狀態(tài)；C.反應恰好氣體的物質(zhì)的量發(fā)生變化，容器內(nèi)壓強不變，說明各物質(zhì)的量不變，能說明反應達到平衡狀態(tài)；D.CH3OH與CO2的物質(zhì)的量之比與反應前加入的物質(zhì)的量有關，平衡時CH3OCOOCH3與H2O的物質(zhì)的量之比可能保持不變，也可能變化，不能說明反應達到平衡狀態(tài)；故選AC；③甲容器中，在5-15min中的平均反應速率v(CO2)= v(DMC) =1.5-110=0.05 molL-lmin-1；根據(jù)表格數(shù)據(jù)，n(CO2)減小，平衡正向移動，因此是降溫的結果，因此T1＞T2；甲、丙兩容器相比，丙中加入了二氧化碳，平衡正向移動，但二氧化碳的轉化率降低，即平衡時CO2的轉化率：甲＞丙；(4)二氧化硫和水反應生成亞硫酸，亞硫酸電離生成氫離子導致溶液中氫離子濃度增大，從而抑制水電離，即水的電離平衡向逆反應方向移動；c(HSO3-)/c(SO32-)=c(H+)/Ka2=10-42.5/10-7=400；根據(jù)電離平衡常數(shù)可知，亞硫酸氫根離子的酸性小于碳酸，SO2可用足量小蘇打溶液吸收，反應生成二氧化碳和亞硫酸氫根離子，反應的離子方程式為：HCO3-+SO2=HSO3-+CO22。 10.( 2018年韶關市高三調(diào)研考試) 氮及其化合物在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)生活中應用廣泛，請解決下列問題。 （1）NH3催化還原氮氧化物是目前應用廣泛的煙氣氮氧化物脫除技術。例如：4NH3(g)+6NO(g)5N2(g)+6H2O(g)△H1=－1800 kJ?mol-1 己知：①H2O(l)=H2O(g) △H2=+44 kJ?mol-1 ②4NH3(g)+5O2(g)=4NO(g)+6H2O(g)△H3=－1000 kJ?mol-1 則NH3(g)+3/4O2(g)=1/2N2(g)+3/2H2O(l)的△H= 。 （2）400 ℃下2 L含有催化劑的密閉容器中充入0.02 mol的NH3和0.03 mol的NO，20 min后反應達到平衡，測得這段時間NH3的平均反應速率是310－4 molL－1min－1，計算此時N2的體積分數(shù)。（寫出計算過程） （3）在納米鈷的催化作用下，肼（N2H4）可以發(fā)生分解反應： 3N2H4(g) N2(g)＋4NH3(g)。 ①肼的電子式是 。 ②若反應在不同溫度下達到平衡時，混合氣體中各組分的體積分數(shù)如圖所示，其中曲線b表示的是 （寫化學式）的體積分數(shù)隨溫度的變化情況。 ③為抑制肼的分解，可采取的合理措施有____________________________（任寫一種）。 (4)常溫下，用氨水吸收CO2可得到(NH4)2CO3溶液，在(NH4)2CO3溶液中，c(OH－) c (H+)（填“>”、 “<”或“=”）；反應++H2ONH3H2O+的平衡常數(shù)K= 。(已知常溫下NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb=210-5，H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=410-7，Ka2=410-11) 答案:（1）-396 kJ?mol-1 （2）反應的n(NH3)為310－4 molL－1min－12 L20 min=0.012 mol 4NH3 + 6NO 5N2 + 6H2O n(起始)/mol 0.02 0.03 0 0 n(轉化) /mol 0.012 0.018 0.015 0.018 n(平衡) /mol 0.008 0.012 0.015 0.018 故N2的平衡體積分數(shù)為0.015/0.053=28.3% （3）① ②NH3 ③降低反應溫度或增加壓強等（4）> 12.5解析:本題考查化學反應原理。（1）根據(jù)蓋斯定律可知，目標方程式可由①—②+③得到，則△H=△H1—△H2+△H3=-396 kJ?mol-1 ；（2）由題意建立如下三段式： 4NH3 + 6NO 5N2 + 6H2O n(起始)/mol 0.02 0.03 0 0 n(轉化) /mol 0.012 0.018 0.015 0.018 n(平衡) /mol 0.008 0.012 0.015 0.018 則NH3的平均反應速率是310－4 molL－1min－1，反應的n(NH3)為310－4 molL－1min－12 L20 min=0.012 mol，故N2的平衡體積分數(shù)為0.015/0.053=28.3%；（3）①肼的電子式是；根據(jù)圖示，曲線b是生成物，且b是c的四倍，即b表示的是NH3；③根據(jù)圖示，該反應為吸熱反應，為抑制肼的分解，即使平衡逆向移動，可采取的合理措施有降低反應溫度或增加壓強；（4）常溫下NH3H2O的電離平衡常數(shù)Kb=210-5，H2CO3的電離平衡常數(shù)Ka1=410-7，Ka2=410-11，210-5>410-11，即碳酸根的水解程度大于銨根的水解程度，故(NH4)2CO3溶液顯堿性，即c(OH－)>c (H+)；反應++H2ONH3H2O+的平衡常數(shù)K===12.5。 11.（2018屆蓉城一模）TiCl4是由鈦精礦（主要成分為TiO2）制備鈦（Ti）的重要中間產(chǎn)物，制備純TiCl4的流程示意圖如下： 資料：TiCl4及所含雜質(zhì)氯化物的性質(zhì) 化合物 SiCl4 TiCl4 AlCl3 FeCl3 MgCl2 沸點/℃ 58 136 181（升華） 316 1412 熔點/℃ ﹣69 25 193 304 714 在TiCl4中的溶解性 互溶 ﹣ 微溶 難溶 （1）氯化過程：TiO2與Cl2難以直接反應，加碳生成CO和CO2可使反應得以進行． 已知：TiO2（s）+2Cl2（g）=TiCl4（g）+O2（g）△H1=+175.4kJ?mol﹣1 2C（s）+O2（g）=2CO（g）△H2=﹣220.9kJ?mol﹣1 ①沸騰爐中加碳氯化生成TiCl4（g）和CO（g）的熱化學方程式： 。 ②氯化過程中CO和CO2可以相互轉化，根據(jù)如圖判斷：CO2生成CO反應的△H 0（填“＞”“＜”或“=”），判斷依據(jù)： 。 ③氯化反應的尾氣須處理后排放，尾氣中的HCl和Cl2經(jīng)吸收可得粗鹽酸、FeCl3溶液，則尾氣的吸收液依次是 。 ④氯化產(chǎn)物冷卻至室溫，經(jīng)過濾得到粗TiCl4混合液，則濾渣中含有 。 （2）精制過程：粗TiCl4經(jīng)兩步蒸餾得純TiCl4．示意圖如下： 物質(zhì)a是 ，T2應控制在 。 答案：（1）①TiO2（s）+2Cl2（g）+2C（s）=TiCl4（g）+2CO（g）△H=-45.5kJ?mol-1 ②＞ 溫度越高，CO的物質(zhì)的量越多而CO2的物質(zhì)的量少，說明CO2生成CO的反應是吸熱反應③飽和食鹽水、氯化亞鐵溶液④TiO2、C（2）SiCl4 136℃左右