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一、化学反应速率及影响因素
1.化学反应速率
(1)平均反应速率：常用单位时间内反应物或生成物浓度(物质的量、压强)的改变(减少或增加)来表示。
公式法：v==。
比值法：对于反应：mA(g)+nB(g)===pC(g)+qD(g)来说，则有===。
(2)瞬时速率：反应在某一时刻的速率。
在浓度-时间曲线上某一时刻的斜率的绝对值代表该时刻的瞬时速率。
2.化学反应速率的影响因素
反应物本身的性质是主要因素，还受浓度、温度、压强、催化剂、表面积等因素影响。
3.速率常数与速率方程
速率常数(k)与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。通常k越大， 反应进行得越快。
特别提醒
(1)速率方程是由实验数据测定的结果，与化学方程式无确定的关系。
(2)活化能与速率常数
阿伦尼乌斯公式：k=A
当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率随之提高。Ea值越大，改变温度对反应速率的影响程度就越大，这就是升高相同温度时，不同化学反应的速率提高的倍数不同的原因。
1.正误判断
(1)增大反应物的浓度，能够增大活化分子的百分含量，所以反应速率增大(　　)
(2)增大反应体系的压强，反应速率不一定增大(　　)
(3)恒压容器中发生反应N2+O22NO，若在容器中充入He，正、逆反应的速率均不变(　　)
(4)10.0 mL 2 mol·L-1的盐酸跟锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变(　　)
(5)已知t1 ℃时，反应C+CO22CO　ΔH>0的速率为v，若升高温度，逆反应速率减小(　　)
(6)CuCl(s)+2Cl-(aq)[CuCl3]2-(aq)，其他条件相同，增大CuCl的量，可加快生成[CuCl3]2-的速率(　　)
2.(2021·广东，14)反应X===2Z经历两步：①X→Y；②Y→2Z。反应体系中X、Y、Z的浓度c随时间t的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是(　　)
A.a为c(X)随t的变化曲线
B.t1时，c(X)=c(Y)=c(Z)
C.t2时，Y的消耗速率大于生成速率
D.t3后，c(Z)=2c0-c(Y)
3.温度为T时，向2.0 L恒容密闭容器中充入1.0 mol PCl5，反应PCl5(g)PCl3(g)+Cl2(g)经一段时间后达到平衡。反应过程中测定的部分数据见下表：
t/s 0 50 150 250 350
n(PCl3)/mol 0 0.16 0.19 0.20 0.20
反应在前50 s的平均速率为v(PCl3)=　　　　mol·L-1·s-1。
二、化学反应的方向
复合判据
ΔG=ΔH-TΔS
注意　(1)ΔH<0，ΔS>0的反应任何温度下都能自发进行。
(2)ΔH>0，ΔS<0的反应任何温度下都不能自发进行。
(3)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。
1.CO2(g)氢化制备化工原料CO(g)可有效缓解温室效应，此过程主要发生如下反应：
反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH1=+41 kJ·mol-1
反应Ⅱ：CO2(g)+4H2(g)CH4(g)+2H2O(g)　ΔH2=-164 kJ·mol-1
反应Ⅱ在化学热力学上进行的趋势很大，原因为　　　　　　　　　　，该反应易在　　　　　　　(填“较高温度”或“较低温度”)下自发进行。
2.(2024·四川绵阳模拟预测)甲烷水汽重整反应在一定条件下有积碳反应发生：反应ⅰ.2CO(g)CO2(g)+C(s)或反应ⅱ.CH4(g)C(s)+2H2(g)。
已知ΔG=ΔH-TΔS=-RTln K，反应ⅰ和反应ⅱ的ln K与温度的关系如图所示，350 ℃时，主要发生的积碳反应是反应ⅱ，理由是　　　　　　　　　　。
三、化学平衡常数及简单计算
(一)化学平衡常数及影响因素
1.化学平衡常数的表达式及大小与化学方程式的书写有关。
例如：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)　K1=，
则N2(g) + H2(g)NH3(g)　K2=或，
2NH3(g)N2(g)+3H2(g)　K3=或。
2.平衡常数K与温度的关系
温度变化 可逆反应的ΔH K的变化
升温 吸热反应，ΔH>0 增大
降温 减小
升温 放热反应，ΔH<0 减小
降温 增大
3.平衡常数K与浓度商Q的关系
达到平衡状态，Q=K；
平衡正向移动，Q平衡逆向移动，Q>K。
(二)化学平衡常数相关计算
1.化学平衡计算题的“万能钥匙”——“三段式”
如mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，设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)
起始/(mol·L-1)　　　　a　　　b　　　　0　　　0
变化/(mol·L-1)　　　　mx　　nx　　　　px　　qx
平衡/(mol·L-1)　　　　a-mx　b-nx　　　px　　　qx
2.压强平衡常数(Kp)
第一步：根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
第二步：计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
第三步：求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
第四步：根据压强平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp=。
例1　[2023·湖北，19(4)]1 200 K时，假定体系内只有反应C40H12(g)C40H10(g)+H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0(即C40H12的初始压强)，平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
3.速率常数与化学平衡常数之间的关系
(1)K与k正、k逆的关系
对于反应：aA(g)+bB(g)pC(g)+qD(g)，
则：v正=k正·ca(A)·cb(B)(k正为正反应速率常数)，v逆=k逆·cp(C)·cq(D)(k逆为逆反应速率常数)，反应达到平衡时v正=v逆，此时：k正·ca(A)·cb(B)=k逆·cp(C)·cq(D) ==K，即K=。
(2)Kp与k正、k逆的关系
以2NO2N2O4为例，v正=k正·p2(NO2)，v逆=k逆·p(N2O4)，反应达到平衡时v正=v逆，此时：k正·p2(NO2)=k逆·p(N2O4) ==Kp，即Kp=。
例2　1 mol CH3CH2OH和1 mol H2O充入恒容密闭容器中发生反应：2CO(g)+4H2(g)CH3CH2OH(g)+H2O(g)，在550 K时，气体混合物中H2的物质的量分数x(H2)与反应时间t的关系如表所示。
t/min 0 20 40 60 80 100
x(H2)/% 0 15 29 40 48 48
上述反应中，正反应速率v正=k正·x2(CO)·x4(H2)，逆反应速率v逆=k逆·x(CH3CH2OH)·x(H2O)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆=　　　
(以Kx和k正表示，其中Kx为用物质的量分数表示的平衡常数)，若k逆=75 mol·L-1·min-1，在t=80 min时，v逆=　　　　　　　　。
4.多平衡体系中有关平衡常数的计算技巧
(1)有关多平衡体系平衡常数的计算，如何确定多个反应相关联物质在平衡时量的多少是解题的关键点。若用常规的三段式计算，对反应过程分析要求高，容易出错。但无论多少个反应，反应进行的程度如何，反应前后的原子总数是不变的，因而解答这类问题可用原子守恒法，可规避对反应过程的分析。
(2)原子守恒法解题基本思路
类型1　连续型多反应体系
连续平衡是指两个可逆反应有关联，第一个反应的某一生成物是第二个反应的反应物。解题时要注意如果该物质是第一个反应的生成物，第二个反应的反应物，则在第一个反应中，该物质的初始量为0，它的平衡量则为第二个反应中该物质的初始量(计算第二个反应的转化率尤为重要)。
例3　二甲醚是一种清洁能源，用水煤气制取二甲醚的原理如下：
Ⅰ.CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)
Ⅱ.2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)
500 K时，在2 L密闭容器中充入4 mol CO和8 mol H2，4 min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3)，则：
(1)0~4 min，反应Ⅰ的v(H2)=　　　　。
(2)反应Ⅱ中CH3OH的转化率α=　　　　，反应Ⅰ的平衡常数K=　　　　。
思路引导　利用C、H、O原子守恒计算平衡时各物质的物质的量，再求各物质的平衡浓度，带入平衡常数表达式计算。
类型2　竞争反应(平行反应)
例4　CO2在 Cu ZnO催化下，同时发生如下反应Ⅰ、Ⅱ，是解决温室效应和能源短缺的重要手段。
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH (g)+H2O(g)　ΔH1<0
Ⅱ.CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)　ΔH2>0
保持温度T时，在容积不变的密闭容器中，充入一定量的CO2及H2，起始及达到平衡时，容器内各气体物质的量及总压强如下表：
CO2 H2 CH3OH(g) CO H2O(g) 总压强/kPa
起始/mol 0.5 0.9 0 0 0 p0
平衡/mol n 0.3 p
若反应Ⅰ、Ⅱ均达到平衡时，p0=1.4p，则表中n=　　　　；反应Ⅰ的平衡常数Kp=　　　　kPa-2(用含p的式子表示)。
思路引导　利用C、H、O原子守恒计算平衡时各物质的物质的量，再求各物质的平衡分压，带入平衡常数表达式计算。
四、化学平衡移动与转化率
1.转化率和平衡转化率
转化率有未达到平衡的转化率和平衡转化率，在审题的时候一定要注意转化率是否为平衡转化率。
(1)平衡转化率：达到平衡时的转化率，该条件下达到的最大转化率；与反应速率和反应时间无关。
(2)未达到平衡的转化率：与反应速率和反应时间有关，一般反应速率越大，转化率越大。
2.转化率与温度的关系
可逆反应 的焓变ΔH 升高温度
吸热反应， ΔH>0 未达到平衡的转化率增大
平衡转化率增大
放热反应， ΔH<0 未达到平衡的转化率增大
平衡转化率减小
3.增大反应物的浓度与平衡转化率的关系(其中A、B、C均为气体)
可逆 反应 改变 条件 平衡移 动方向 反应物平 衡转化率 备注
A+B C 增大A 的浓度 正向 移动 α(A)减小 α(B)增大 -
A B+C 增大A 的浓度 正向 移动 α(A) 减小 反应物 平衡转 化率实 际是考 虑压强 的影响
2A B+C 增大A 的浓度 正向 移动 α(A) 不变
3A B+C 增大A 的浓度 正向 移动 α(A) 增大
4.如果两气体物质的投料比等于化学计量数之比，那么无论是否达到化学平衡，两者的转化率一直相等。
5.“惰性气体”对化学平衡移动的影响
(1)恒温、恒容下：加入惰性气体体系总压增大，但体积不变，各反应物、生成物的浓度均未改变，故反应速率不变，v正、v逆不变，化学平衡也不发生移动。
(2)恒温、恒压下：加入惰性气体体积增大各反应物浓度减少反应速率减小，v正、v逆均减小，等效于减压，故化学平衡向气体总体积增大的方向移动。
6.平衡移动类归因分析答题模板
叙特点(反应特点或容器特点)→变条件→定方向→得结论(或结果)
(1)温度：该反应正向为×××(放热或吸热)反应，其他条件不变，升高(或降低)温度，平衡×××(正向或逆向)移动，因此×××(得结论)。
(2)压强：正反应是气体分子数减小(或增大)的反应，当温度一定时，增大压强，平衡正向(或逆向)移动，因此×××(得结论)。
1.已知汽缸中生成NO的反应为N2(g)+O2(g)2NO(g)　ΔH>0。
汽车启动后，汽缸温度越高，单位时间内NO排放量越大，原因是　　　　　　　。
2.通过丙烷催化氧化脱氢可制备丙烯，其反应原理为2C3H8(g)+O2(g)2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH=-236 kJ·mol-1。在恒温恒压的密闭容器中充入丙烷、氧气、氮气发生氧化脱氢反应，起始氧气一定时，越大，丙烷的平衡转化率越大，其原因是　　　　　　　　　　。
五、化学反应速率、化学平衡图像分析思路
1.图像分析的一般思路
例1　(2022·湖南，14改编)向体积均为1 L的两恒容容器中分别充入2 mol X和1 mol Y发生反应：2X(g)+Y(g)Z(g)　ΔH，其中甲为绝热过程，乙为恒温过程，两反应体系的压强随时间的变化曲线如图所示。下列说法正确的是(　　)
A.ΔH>0
B.气体的总物质的量：naC.a点平衡常数：K=12
D.反应速率：va正2.有关多重平衡及选择性的问题
在多重平衡中，几个可逆反应是相互影响的。
(1)如果主反应的生成物又与主反应的某一反应物发生另一个可逆反应，那么该反应物的平衡转化率就会增大。
(2)在一定温度下，特定的混合体系，多重平衡选择性为定值，催化剂不能提高某一物质的平衡转化率。
(3)如果在同一条件下，两种物质同时可以发生几个可逆反应，那么催化剂的选用就可以使其中某一反应的选择性提高。
(4)多重平衡体系中，随着温度的增加，如果两种物质的选择性之和等于100%，那么二者的选择性变化曲线呈镜像对称。
例2　绿色能源是未来能源发展的方向，积极发展氢能，是实现“碳达峰、碳中和”的重要举措，可以用以下方法制备氢气。
Ⅰ.甲烷和水蒸气催化制氢气。主要反应如下：
ⅰ.CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)　ΔH=+206.2 kJ·mol-1
ⅱ.CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)　ΔH=-41.2 kJ·mol-1
恒定压强为p0 MPa时，将n(CH4)∶n(H2O)=1∶3的混合气体投入反应器中发生反应ⅰ和ⅱ，平衡时，各组分的物质的量分数与温度的关系如图所示。
(1)图中表示CO2的物质的量分数与温度的变化曲线是　　　　(填字母)。
(2)结合图中数据，其他条件不变，若要H2的产量最大，最适宜的反应温度是　　　　(填字母)。
A.550~600 ℃ B.650~700 ℃
C.750~800℃
在其他条件不变的情况下，向体系中加入CaO可明显提高平衡体系中H2的含量，原因是　　　　　。
(3)600 ℃时，反应ⅱ的平衡常数为Kp=　　　(Kp是以分压表示的平衡常数，分压=总压×物质的量分数)。
1.正误判断
(1)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大(　　)
(2)升高温度，化学平衡一定发生移动(　　)
(3)Fe2O3(s)+3CO(g)2Fe(s)+3CO2(g)，增加炼铁炉高度，延长CO和铁矿石接触时间，能降低平衡时尾气中CO的体积分数(　　)
(4)向平衡体系FeCl3+3KSCNFe(SCN)3+3KCl中加入适量KCl固体，平衡逆向移动，溶液的颜色变浅(　　)
(5)对于2NO2(g)N2O4(g)的平衡体系，压缩体积，增大压强，平衡正向移动，混合气体的颜色变浅(　　)
(6)4NH3(g)+5O2(g)4NO(g)+6H2O(g)，减压、增加氧气的量能提高氨气的平衡转化率(　　)
(7)反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，其他条件相同，增大，H2的转化率减小(　　)
(8)Fe2O3(s)+3CO(g)2Fe(s)+3CO2(g)　ΔH<0，升高温度使反应物活化分子数增多，能提高反应速率和CO平衡转化率(　　)
2.2021年9月24日，我国科学家在《Science》上发表论文《无细胞化学酶法从二氧化碳合成淀粉》，代表着人类人工合成淀粉领域的重大颠覆性和原创性突破。该实验方法首先将CO2催化还原为CH3OH。探究CH3OH合成反应的化学平衡影响因素，有利于提高CH3OH的产率。CO2和H2在某种催化剂作用下可同时发生以下两个反应：
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)
ΔH=-48.5 kJ·mol-1
Ⅱ.2CO2(g)+5H2(g)C2H2(g)+4H2O(g)
ΔH=+37.1 kJ·mol-1
在压强为p，CO2、H2的起始投料比为1∶3的条件下，发生反应Ⅰ、Ⅱ。实验测得CO2的平衡转化率和平衡时CH3OH的选择性随温度的变化如图所示。
已知：CH3OH的选择性=×100%
(1)有利于提高CH3OH的选择性的措施有　　　　　　(填字母)。
A.适当降温
B.适当升温
C.选择合适的催化剂
(2)温度高于350 ℃时，体系中发生的反应以　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)为主，并说明理由：　　　　　　。
(3)其中表示平衡时CH3OH的选择性的曲线是　　　　　(填“a”或“b”)。
3.CS2在化工生产中有重要作用。天然气法合成CS2相关反应如下：
反应Ⅰ：CH4(g)+2S2(g)===CS2(g)+2H2S(g)　ΔH1=-104.71 kJ·mol-1
反应Ⅱ：2CH4(g)+S8(g)===2CS2(g)+4H2S(g)　ΔH2=+201.73 kJ·mol-1
(1)ΔH1、ΔH2随温度变化不大。温度不同时，反应体系中不同。合成CS2总反应CH4(g)+xS8(g)+(2-4x)S2(g)===CS2(g)+2H2S(g)的ΔH随温度T变化如图。
①S8(g)===4S2(g)　ΔH=　　　　kJ·mol-1。
②为提高CH4平衡转化率，控制温度范围在　　　　(填字母)，理由是　　　　。
A.400~450 ℃ B.650~700 ℃
C.750~800 ℃ D.800 ℃以上
(2)合成CS2的总反应中硫蒸气达到饱和时，反应时间t与CH4初始浓度c0和CH4转化率α满足关系t=，式中k为速率常数。
①T ℃、c0=1.0 mol·L-1时，测得t=9.5 s、α=95%，则k=　　L·mol-1·s-1。
②T ℃时，计划在5 s内转化率达90%，应控制初始浓度c0大于　　　　mol·L-1。
(3)利用工业废气H2S替代硫黄矿生产CS2的反应为CH4(g)+2H2S(g)CS2(g)+4H2(g)。反应物投料比采用n(CH4)∶n(H2S)=1∶2，维持体系压强为100 kPa，反应达到平衡时，四种组分的物质的量分数x随温度T的变化如图。
①图中表示CS2的曲线是　　　　(填“a”“b”“c”或“d”)。
②950 ℃时，该反应的Kp=　　　　kPa2(以分压表示，分压=总压×物质的量分数)。
③相比以硫黄矿为原料，使用H2S的优点是　　　　　　，缺点是　　　　　　　　　。
答案精析
一、
自我检测
1.(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×
2.D　[X是唯一的反应物，随着反应的发生，其浓度不断减小，因此，a为c(X)随t的变化曲线，A正确；由图可知，分别代表3种不同物质的曲线相交于t1时刻，因此t1时，c(X)=c(Y)=c(Z)，B正确；由图中信息可知，t2时刻以后，Y的浓度仍在不断减小，说明t2时Y的消耗速率大于生成速率，C正确；由图可知，t3时刻反应①完成，X完全转化为Y，若无反应②发生，则Y的浓度为c0，由于反应②Y→2Z的发生，t3时刻后Y的浓度的变化量为c0-c(Y)，则生成的Z为c(Z)=2c0-2c(Y)，D不正确。]
3.0.001 6
解析　v(PCl3)==0.001 6 mol·L-1·s-1。
二、
应用举例
1.反应Ⅱ为放热量很大的放热反应　较低温度
解析　反应Ⅱ在化学热力学上进行的趋势很大，这是由于该反应的正反应是放热反应，且放出的热量多，随着反应的进行，体系温度升高，使化学反应速率加快；要使反应Ⅱ自发进行，则ΔG<0，反应Ⅱ的ΔS<0，ΔH<0，ΔG=ΔH-TΔS，则该反应易在低温下自发进行。
2.350 ℃时，反应ⅰ的ΔG>0，不能自发进行，反应ⅱ的ΔG<0，能正向自发
三、
(二)
例1　p0
解析　设起始量为1 mol，则根据信息列出三段式：
C40H12(g)C40H10(g)+H2(g)
起始量/mol　　　　1　　　　　　0　　　　0
变化量/mol　　　　α　　　　　　α　　　　α
平衡量/mol　　　　1-α　　　　　α　　　　α
则p(C40H12)=p0×，p(C40H10)=p0×，p(H2)=p0×，该反应的平衡常数Kp==p0。
例2　　1.47 mol·L-1·min-1
解析　平衡时v正=v逆，可得k正·x2(CO)·x4(H2)=k逆·x(CH3CH2OH)·x(H2O)，Kx==，k逆=；t=80 min时，H2的物质的量分数为48%，则CO的物质的量分数为24%，CH3CH2OH、H2O的物质的量分数均为14%，v逆=k逆·x(CH3CH2OH)·x(H2O)=75 mol·L-1·min-1×0.14×0.14=1.47 mol·L-1·min-1。
例3　(1)0.8 mol·L-1·min-1　(2)80%　1.25
解析　(1)设平衡时CO为x mol，H2为y mol，CH3OH为z mol，则CH3OCH3为2z mol，H2O为2z mol，根据：
C守恒：x+z+2×2z=4
H守恒：2y+4z+6×2z+2×2z=2×8
O守恒：x+z+2z+2z=4
CO的转化率为×100%=80%，解得x=0.8，y=1.6，z=0.64，v(H2)==0.8 mol·L-1·min-1。(2)反应 Ⅰ 中CO的转化率为80%，则生成的CH3OH的物质的量为4 mol×80%=3.2 mol，反应Ⅱ 生成的CH3OCH3的物质的量为2×0.64 mol=1.28 mol，则反应 Ⅱ 转化的CH3OH的物质的量为2×1.28 mol=2.56 mol，则反应 Ⅱ 中CH3OH的转化率α=×100%=80%。由以上分析可得平衡时：CH3OH、H2、CO的浓度分别为0.32 mol·L-1、0.8 mol·L-1、0.4 mol·L-1，反应 Ⅰ 的平衡常数K==1.25。
例4　0.2　
解析　设平衡时CO2 为x mol，H2为y mol，CO为z mol，根据：
C守恒：x+n+z=0.5
H守恒：2y+4n+0.3×2=0.9×2
O守恒：2x+n+0.3+z=0.5×2
由p0=1.4p知，=，
解得：x=0.2，y=0.2，z=0.1，n=0.2。
平衡后气体总物质的量：(0.2+0.2+0.2+0.1+0.3) mol=1.0 mol。平衡后各物质的分压：CO2(g)：0.2p kPa，H2(g)：0.2p kPa，CH3OH (g)：0.2p kPa，H2O(g)：0.3p kPa。
则反应 Ⅰ 的平衡常数Kp= kPa-2= kPa-2。
四、
应用举例
1.温度升高，反应速率加快，平衡正向移动
2.该反应为气体分子数增加的反应，恒压条件下增大氮气的比例，相当于减压，平衡正向移动，丙烷的平衡转化率增大
五、
例1　B　[甲容器在绝热条件下，随着反应的进行，压强先增大后减小，正反应为气体分子数减小的反应，则刚开始压强增大的原因是因为容器温度升高，说明反应放热，即ΔH<0，故A错误；反应为放热反应，因甲容器为绝热过程，乙容器为恒温过程，若两者气体的总物质的量相等，则甲容器压强大于乙容器压强，图中a点和c点的压强相等，则气体的总物质的量：na则有[(2-2x)+(1-x)+x] mol<×3 mol，计算得到x>0.75，即平衡常数K>12，故C错误；根据图像可知，甲容器达到平衡的时间短，温度高，所以达到平衡的速率相对乙容器的快，即va正>vb正，故D错误。]
例2　(1)n　(2)B　CaO为碱性氧化物，能吸收酸性氧化物CO2，导致CO2浓度减小，促使反应ⅱ平衡正向移动，导致CO浓度减小，引起反应ⅰ平衡也正向移动　(3)
解析　(1)随温度升高，反应ⅰ正向移动，反应ⅱ逆向移动，结合图中H2和CH4的变化曲线可知，p表示平衡时水蒸气的物质的量分数随温度的变化，m表示平衡时CO的物质的量分数随温度的变化，则n表示CO2的物质的量分数随温度的变化。(3)由图像信息可知，600 ℃平衡时，H2的物质的量分数为0.50，H2O的物质的量分数为0.32，CH4的物质的量分数为0.04，设投入CH4为1 mol、H2O为3 mol，根据三段式分析：
　　　　　　　　CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)
起始量/mol　　　　1　　　3　　　　0　　　0
转化量/mol　　　　x　　　x　　　　x　　　3x
平衡量/mol　　　　1-x　　3-x　　　x　　　3x
　　　　　　　CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)
起始量/mol　　　x　　　3-x　　　0　　　3x
转化量/mol　　　y　　　y　　　　y　　　y
平衡量/mol　　　x-y　　3-x-y　　 y　　　3x+y
则有=0.04，解得x=，=0.5，解得y=，CO的物质的量分数为=0.06，CO2的物质的量分数为=0.08，600 ℃时，反应ⅱ的平衡常数为Kp===。
自我检测
1.(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×　(6)√
(7)√　(8)×
2.(1)AC　(2)Ⅱ　反应Ⅱ为吸热反应，温度较高，有利于吸热反应的进行　(3)b
解析　(1)由反应Ⅰ可知生成CH3OH的反应为放热反应，根据勒夏特列原理，温度降低，有利于平衡正向移动，因此降温可以提高CH3OH的选择性；选择有利于反应Ⅰ 进行的催化剂，可以让反应更大程度甚至只进行反应Ⅰ，有利于提高甲醇的选择性。(2)温度高于350 ℃时，由于体系温度较高，根据勒夏特列原理，有利于吸热反应的进行，因此以反应Ⅱ为主。(3)反应Ⅰ 是生成CH3OH的反应，该反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CH3OH的选择性降低，因此b为平衡时CH3OH的选择性曲线，a为CO2的平衡转化率曲线。
3.(1)①+411.15　②B　650 ℃以下总反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，转化率增大；700 ℃以上总反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，转化率减小　(2)①2　②0.9　(3)①b
②104　③变废为宝，减小污染　反应温度更高、耗能更大
解析　(1)①由盖斯定律可知，反应Ⅱ-2×反应Ⅰ得S8(g)===4S2(g)　ΔH=+411.15 kJ·mol-1。②由图可知，650 ℃以下总反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，转化率增大；700 ℃以上总反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，转化率减小，平衡转化率在650~700 ℃左右达到峰值，故为提高CH4平衡转化率，控制温度范围在650~700 ℃。
(2)①T ℃、c0=1.0 mol·L-1时，测得t=9.5 s、α=95%，则9.5 s=×，k=2 L·mol-1·s-1。②T ℃时，计划在5 s内转化率达90%，则5 s=×，c0=0.9 mol·L-1，应控制初始浓度c0大于0.9 mol·L-1。
(3)①根据化学方程式体现的关系可知，生成二硫化碳和氢气的物质的量之比为1∶4，结合图像可知，图中表示CS2的曲线是b。②950 ℃时，反应物投料比采用n(CH4)∶n(H2S)=1∶2，维持体系压强为100 kPa，设甲烷、硫化氢投料分别为1 mol、2 mol，列三段式为
　　　　　　　CH4(g)+2H2S(g)CS2(g)+4H2(g)
起始/mol　　　　1　　　2　　　　　0　　0
转化/mol　　　　a　　　2a　　　　　a　　4a
平衡/mol　　　　1-a　　2-2a　　　　a　　4a
由图可知，平衡时甲烷与二硫化碳含量相等，则1-a=a，a=0.5，则平衡时甲烷、硫化氢、二硫化碳、氢气分别为0.5 mol、1 mol、0.5 mol、2 mol，总的物质的量为4 mol，该反应的Kp= kPa2=104 kPa2。(共69张PPT)
考前必备
专题七　化学反应速率　
化学平衡
一、化学反应速率及影响因素
二、化学反应的方向
内容索引
三、化学平衡常数及简单计算
四、化学平衡移动与转化率
五、化学反应速率、化学平衡图像分析思路
一、化学反应速率及影响因素
PART ONE
1.化学反应速率
(1)平均反应速率：常用单位时间内反应物或生成物浓度(物质的量、压强)的改变(减少或增加)来表示。
公式法：v==。
比值法：对于反应：mA(g)+nB(g)===pC(g)+qD(g)来说，则有==
=。
(2)瞬时速率：反应在某一时刻的速率。
在浓度-时间曲线上某一时刻的斜率的绝对值代表该时刻的瞬时速率。
2.化学反应速率的影响因素
反应物本身的性质是主要因素，还受浓度、温度、压强、催化剂、表面积等因素影响。
3.速率常数与速率方程
速率常数(k)与浓度无关，但受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。通常k越大， 反应进行得越快。
特别提醒
(1)速率方程是由实验数据测定的结果，与化学方程式无确定的关系。
(2)活化能与速率常数
阿伦尼乌斯公式：k=A
当Ea>0时，升高温度，反应速率常数增大，化学反应速率随之提高。Ea值越大，改变温度对反应速率的影响程度就越大，这就是升高相同温度时，不同化学反应的速率提高的倍数不同的原因。
1.正误判断
(1)增大反应物的浓度，能够增大活化分子的百分含量，所以反应速率增大(　　)
(2)增大反应体系的压强，反应速率不一定增大(　　)
(3)恒压容器中发生反应N2+O2 2NO，若在容器中充入He，正、逆反应的速率均不变(　　)
(4)10.0 mL 2 mol·L-1的盐酸跟锌片反应，加入适量的氯化钠溶液，反应速率不变(　　)
×
√
×
×
自我检测
(5)已知t1 ℃时，反应C+CO2 2CO　ΔH>0的速率为v，若升高温度，逆反应速率减小(　　)
(6)CuCl(s)+2Cl-(aq) [CuCl3]2-(aq)，其他条件相同，增大CuCl的量，可加快生成[CuCl3]2-的速率(　　)
×
×
2.(2021·广东，14)反应X===2Z经历两步：①X→Y；②Y→2Z。反应体系中X、Y、Z的浓度c随时间t的变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A.a为c(X)随t的变化曲线
B.t1时，c(X)=c(Y)=c(Z)
C.t2时，Y的消耗速率大于生成速率
D.t3后，c(Z)=2c0-c(Y)
√
X是唯一的反应物，随着反应的发生，其浓度不断减小，因此，a为c(X)随t的变化曲线，A正确；
由图可知，分别代表3种不同物质的曲线
相交于t1时刻，因此t1时，c(X)=c(Y)=c(Z)，
B正确；
由图中信息可知，t2时刻以后，Y的浓度
仍在不断减小，说明t2时Y的消耗速率大于生成速率，C正确；
由图可知，t3时刻反应①完成，X完全转化为Y，若无反应②发生，则Y的浓度为c0，由于反应②Y→2Z的发生，t3时刻后Y的浓度的变化量为c0-c(Y)，则生成的Z为c(Z)=2c0-2c(Y)，D不正确。
3.温度为T时，向2.0 L恒容密闭容器中充入1.0 mol PCl5，反应PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g)经一段时间后达到平衡。反应过程中测定的部分数据见下表：
反应在前50 s的平均速率为v(PCl3)=　　　　mol·L-1·s-1。
t/s 0 50 150 250 350
n(PCl3)/mol 0 0.16 0.19 0.20 0.20
0.001 6
v(PCl3)==0.001 6 mol·L-1·s-1。
二、化学反应的方向
PART TWO
复合判据
ΔG=ΔH-TΔS
注意　(1)ΔH<0，ΔS>0的反应任何温度下都能自发进行。
(2)ΔH>0，ΔS<0的反应任何温度下都不能自发进行。
(3)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。
1.CO2(g)氢化制备化工原料CO(g)可有效缓解温室效应，此过程主要发生如下反应：
反应Ⅰ：CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH1=+41 kJ·mol-1
反应Ⅱ：CO2(g)+4H2(g) CH4(g)+2H2O(g)　ΔH2=-164 kJ·mol-1
反应Ⅱ在化学热力学上进行的趋势很大，原因为_____________________
　　　　　，该反应易在　　　　　(填“较高温度”或“较低温度”)下自发进行。
反应Ⅱ为放热量很大的
应用举例
放热反应
较低温度
反应Ⅱ在化学热力学上进行的趋势很大，这是由于该反应的正反应是放热反应，且放出的热量多，随着反应的进行，体系温度升高，使化学反应速率加快；要使反应Ⅱ自发进行，则ΔG<0，反应Ⅱ的ΔS<0，ΔH<0，ΔG=ΔH-TΔS，则该反应易在低温下自发进行。
2.(2024·四川绵阳模拟预测)甲烷水汽重整反应在一定条件下有积碳反应发生：反应ⅰ.2CO(g) CO2(g)+C(s)或反应ⅱ.CH4(g) C(s)+2H2(g)。
已知ΔG=ΔH-TΔS=-RTln K，反应ⅰ和反应ⅱ的ln K与温度的关系如图所示，350 ℃时，主要发生的积碳反应是反应ⅱ，理由是_______________
　　　　　　　　　 　。
的ΔG>0，不能自发进行，反应ⅱ的ΔG<0，能正向自发
350 ℃时，反应ⅰ
三、化学平衡常数及简单计算
PART THREE
(一)化学平衡常数及影响因素
1.化学平衡常数的表达式及大小与化学方程式的书写有关。
例如：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　K1=，
则N2(g) + H2(g) NH3(g)　K2=或，
2NH3(g) N2(g)+3H2(g)　K3=或。
2.平衡常数K与温度的关系
温度变化 可逆反应的ΔH K的变化
升温 吸热反应，ΔH>0 增大
降温 减小
升温 放热反应，ΔH<0 减小
降温 增大
3.平衡常数K与浓度商Q的关系
达到平衡状态，Q=K；
平衡正向移动，Q平衡逆向移动，Q>K。
(二)化学平衡常数相关计算
1.化学平衡计算题的“万能钥匙”——“三段式”
如mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)，设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)
起始/(mol·L-1)　　　　a　　　b　　　　0　　　 0
变化/(mol·L-1)　　　　mx　　 nx　　　 px　　 qx
平衡/(mol·L-1)　　　　a-mx　 b-nx　　 px　　 qx
2.压强平衡常数(Kp)
第一步：根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
第二步：计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
第三步：求出各气体物质的分压，某气体的分压=气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
第四步：根据压强平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)+3H2(g)
2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp=。
　 [2023·湖北，19(4)]1 200 K时，假定体系内只有反应C40H12(g)
C40H10(g)+H2(g)发生，反应过程中压强恒定为p0(即C40H12的初始压强)，
平衡转化率为α，该反应的平衡常数Kp为　　　　 (用平衡分压代替平
衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。
例1
p0
设起始量为1 mol，则根据信息列出三段式：
C40H12(g) C40H10(g)+H2(g)
起始量/mol　　　　1　　　　　　0　　　　0
变化量/mol　　　　α　　　　　　α　　　　α
平衡量/mol　　　　1-α　　　　　α　　　　α
则p(C40H12)=p0×，p(C40H10)=p0×，p(H2)=p0×，该反应的平衡常数Kp==p0。
3.速率常数与化学平衡常数之间的关系
(1)K与k正、k逆的关系
对于反应：aA(g)+bB(g) pC(g)+qD(g)，
则：v正=k正·ca(A)·cb(B)(k正为正反应速率常数)，v逆=k逆·cp(C)·cq(D)(k逆为逆反应速率常数)，反应达到平衡时v正=v逆，此时：k正·ca(A)·cb(B)=k逆·
cp(C)·cq(D) ==K，即K=。
(2)Kp与k正、k逆的关系
以2NO2 N2O4为例，v正=k正·p2(NO2)，v逆=k逆·p(N2O4)，反应达到平衡
时v正=v逆，此时：k正·p2(NO2)=k逆·p(N2O4) ==Kp，即Kp=。
上述反应中，正反应速率v正=k正·x2(CO)·x4(H2)，逆反应速率v逆=k逆·x
(CH3CH2OH)·x(H2O)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆=　　　
(以Kx和k正表示，其中Kx为用物质的量分数表示的平衡常数)，若k逆=
75 mol·L-1·min-1，在t=80 min时，v逆=　　　　　　　　。
　 1 mol CH3CH2OH和1 mol H2O充入恒容密闭容器中发生反应：2CO(g)
+4H2(g) CH3CH2OH(g)+H2O(g)，在550 K时，气体混合物中H2的物质的量分数x(H2)与反应时间t的关系如表所示。
例2
1.47 mol·L-1·min-1
t/min 0 20 40 60 80 100
x(H2)/% 0 15 29 40 48 48
平衡时v正=v逆，可得k正·x2(CO)·x4(H2)=k逆·x(CH3CH2OH)·x(H2O)，Kx=
=，k逆=；t=80 min时，H2的物质的量分数为
48%，则CO的物质的量分数为24%，CH3CH2OH、H2O的物质的量分数均为14%，v逆=k逆·x(CH3CH2OH)·x(H2O)=75 mol·L-1·min-1×0.14×
0.14=1.47 mol·L-1·min-1。
t/min 0 20 40 60 80 100
x(H2)/% 0 15 29 40 48 48
4.多平衡体系中有关平衡常数的计算技巧
(1)有关多平衡体系平衡常数的计算，如何确定多个反应相关联物质在平衡时量的多少是解题的关键点。若用常规的三段式计算，对反应过程分析要求高，容易出错。但无论多少个反应，反应进行的程度如何，反应前后的原子总数是不变的，因而解答这类问题可用原子守恒法，可规避对反应过程的分析。
(2)原子守恒法解题基本思路
类型1　连续型多反应体系
连续平衡是指两个可逆反应有关联，第一个反应的某一生成物是第二个反应的反应物。解题时要注意如果该物质是第一个反应的生成物，第二个反应的反应物，则在第一个反应中，该物质的初始量为0，它的平衡量则为第二个反应中该物质的初始量(计算第二个反应的转化率尤为重要)。
　二甲醚是一种清洁能源，用水煤气制取二甲醚的原理如下：
Ⅰ.CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)
Ⅱ.2CH3OH(g) CH3OCH3(g)+H2O(g)
500 K时，在2 L密闭容器中充入4 mol CO和8 mol H2，4 min达到平衡，平衡时CO的转化率为80%，且2c(CH3OH)=c(CH3OCH3)，则：
(1)0~4 min，反应Ⅰ的v(H2)=　　 　　。
思路引导　利用C、H、O原子守恒计算平衡时各物质的物质的量，再求各物质的平衡浓度，带入平衡常数表达式计算。
例3
0.8 mol·L-1·min-1
设平衡时CO为x mol，H2为y mol，CH3OH为z mol，则CH3OCH3为
2z mol，H2O为2z mol，根据：
C守恒：x+z+2×2z=4
H守恒：2y+4z+6×2z+2×2z=2×8
O守恒：x+z+2z+2z=4
CO的转化率为×100%=80%，解得x=0.8，y=1.6，z=0.64，v(H2)=
=0.8 mol·L-1·min-1。
(2)反应Ⅱ中CH3OH的转化率α=　　　，反应Ⅰ的平衡常数K=　　　。
80%
1.25
反应Ⅰ中CO的转化率为80%，则生成的CH3OH的物质的量为4 mol×
80%=3.2 mol，反应Ⅱ生成的CH3OCH3的物质的量为2×0.64 mol=
1.28 mol，则反应Ⅱ转化的CH3OH的物质的量为2×1.28 mol=2.56 mol，则反应Ⅱ中CH3OH的转化率α=×100%=80%。由以上分析可得平衡时：CH3OH、H2、CO的浓度分别为0.32 mol·L-1、0.8 mol·L-1、
0.4 mol·L-1，反应Ⅰ的平衡常数K==1.25。
　CO2在 Cu ZnO催化下，同时发生如下反应Ⅰ、Ⅱ，是解决温室效应和能源短缺的重要手段。
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g) CH3OH (g)+H2O(g)　ΔH1<0
Ⅱ.CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)　ΔH2>0
保持温度T时，在容积不变的密闭容器中，充入一定量的CO2及H2，起始及达到平衡时，容器内各气体物质的量及总压强如下表：
例4
类型2　竞争反应(平行反应)
CO2 H2 CH3OH(g) CO H2O(g) 总压强/kPa
起始/mol 0.5 0.9 0 0 0 p0
平衡/mol n 0.3 p
若反应Ⅰ、Ⅱ均达到平衡时，p0=1.4p，则表中n=　　　；反应Ⅰ的平衡
常数Kp=　　　kPa-2(用含p的式子表示)。
思路引导　利用C、H、O原子守恒计算平衡时各物质的物质的量，再求各物质的平衡分压，带入平衡常数表达式计算。
0.2
CO2 H2 CH3OH(g) CO H2O(g) 总压强/kPa
起始/mol 0.5 0.9 0 0 0 p0
平衡/mol n 0.3 p
设平衡时CO2为x mol，H2为y mol，CO为z mol，根据：
C守恒：x+n+z=0.5
H守恒：2y+4n+0.3×2=0.9×2
O守恒：2x+n+0.3+z=0.5×2
由p0=1.4p知，=，
解得：x=0.2，y=0.2，z=0.1，n=0.2。
平衡后气体总物质的量：(0.2+0.2+0.2+0.1+0.3) mol=1.0 mol。
平衡后各物质的分压：CO2(g)：0.2p kPa，H2(g)：0.2p kPa，CH3OH (g)：0.2p kPa，H2O(g)：0.3p kPa。
则反应Ⅰ的平衡常数Kp= kPa-2= kPa-2。
四、化学平衡移动与转化率
PART FOUR
1.转化率和平衡转化率
转化率有未达到平衡的转化率和平衡转化率，在审题的时候一定要注意转化率是否为平衡转化率。
(1)平衡转化率：达到平衡时的转化率，该条件下达到的最大转化率；与反应速率和反应时间无关。
(2)未达到平衡的转化率：与反应速率和反应时间有关，一般反应速率越大，转化率越大。
2.转化率与温度的关系
可逆反应的焓变ΔH 升高温度
吸热反应，ΔH>0 未达到平衡的转化率增大
平衡转化率增大
放热反应，ΔH<0 未达到平衡的转化率增大
平衡转化率减小
3.增大反应物的浓度与平衡转化率的关系(其中A、B、C均为气体)
可逆反应 改变条件 平衡移 动方向 反应物平衡转化率 备注
A+B C 增大A的浓度 正向移动 α(A)减小α(B)增大 -
A B+C 增大A的浓度 正向移动 α(A)减小 反应物平衡转化率实际是考虑压强的影响
2A B+C 增大A的浓度 正向移动 α(A)不变
3A B+C 增大A的浓度 正向移动 α(A)增大
4.如果两气体物质的投料比等于化学计量数之比，那么无论是否达到化学平衡，两者的转化率一直相等。
5.“惰性气体”对化学平衡移动的影响
(1)恒温、恒容下：加入惰性气体 体系总压增大，但体积不变，各反
应物、生成物的浓度均未改变，故反应速率不变，v正、v逆不变，化学平衡也不发生移动。
(2)恒温、恒压下：加入惰性气体 体积增大 各反应物浓度减少
反应速率减小，v正、v逆均减小，等效于减压，故化学平衡向气体总
体积增大的方向移动。
6.平衡移动类归因分析答题模板
叙特点(反应特点或容器特点)→变条件→定方向→得结论(或结果)
(1)温度：该反应正向为×××(放热或吸热)反应，其他条件不变，升高(或降低)温度，平衡×××(正向或逆向)移动，因此×××(得结论)。
(2)压强：正反应是气体分子数减小(或增大)的反应，当温度一定时，增大压强，平衡正向(或逆向)移动，因此×××(得结论)。
1.已知汽缸中生成NO的反应为N2(g)+O2(g) 2NO(g)　ΔH>0。
汽车启动后，汽缸温度越高，单位时间内NO排放量越大，原因是______
　　　　　　 　。
2.通过丙烷催化氧化脱氢可制备丙烯，其反应原理为2C3H8(g)+O2(g) 2C3H6(g)+2H2O(g)　ΔH=-236 kJ·mol-1。在恒温恒压的密闭容器中充入丙
烷、氧气、氮气发生氧化脱氢反应，起始氧气一定时，越大，丙
烷的平衡转化率越大，其原因是___________________________________
_______________________________________________________________
_______。
应用举例
高，反应速率加快，平衡正向移动
温度升
条件下增大氮气的比例，相当于减压，平衡正向移动，丙烷的平衡转化率增大
该反应为气体分子数增加的反应，恒压
五、化学反应速率、化学平衡图像分析思路
PART FIVE
1.图像分析的一般思路
　(2022·湖南，14改编)向体积均为1 L的两恒容容器中分别充入2 mol X和1 mol Y发生反应：2X(g)+Y(g) Z(g)　ΔH，其中甲为绝热过程，乙为恒温过程，两反应体系的压强随时间的变化曲线如图所示。下列说法正确的是
A.ΔH>0
B.气体的总物质的量：naC.a点平衡常数：K=12
D.反应速率：va正例1
√
甲容器在绝热条件下，随着反应的进行，压强先增大后减小，正反应为气体分子数减小的反应，则刚开始压强增大的原因是因为容器温度升高，说明反应放热，即ΔH<0，故A错误；
反应为放热反应，因甲容器为绝热过程，乙
容器为恒温过程，若两者气体的总物质的量
相等，则甲容器压强大于乙容器压强，图中
a点和c点的压强相等，则气体的总物质的量：na设Y转化的物质的量浓度为x mol·L-1，则列出三段式如下：
则有[(2-2x)+(1-x)+x] mol<×3 mol，计算得到x>0.75，即平衡常数K>12，故C错误；
根据图像可知，甲容器达到平衡的时间短，温度高，所以达到平衡的速率相对乙容器的快，即va正>vb正，故D错误。
2.有关多重平衡及选择性的问题
在多重平衡中，几个可逆反应是相互影响的。
(1)如果主反应的生成物又与主反应的某一反应物发生另一个可逆反应，那么该反应物的平衡转化率就会增大。
(2)在一定温度下，特定的混合体系，多重平衡选择性为定值，催化剂不能提高某一物质的平衡转化率。
(3)如果在同一条件下，两种物质同时可以发生几个可逆反应，那么催化剂的选用就可以使其中某一反应的选择性提高。
(4)多重平衡体系中，随着温度的增加，如果两种物质的选择性之和等于100%，那么二者的选择性变化曲线呈镜像对称。
　绿色能源是未来能源发展的方向，积极发展氢能，是实现“碳达峰、碳中和”的重要举措，可以用以下方法制备氢气。
Ⅰ.甲烷和水蒸气催化制氢气。主要反应如下：
ⅰ.CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)　ΔH=
+206.2 kJ·mol-1
ⅱ.CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)　ΔH=
-41.2 kJ·mol-1
恒定压强为p0 MPa时，将n(CH4)∶n(H2O)=
1∶3的混合气体投入反应器中发生反应ⅰ和ⅱ，平衡时，各组分的物质的量分数与温度的关系如图所示。
例2
(1)图中表示CO2的物质的量分数与温度的变化曲线是　　　(填字母)。
n
随温度升高，反应ⅰ正向移动，反应ⅱ逆向移动，结合图中H2和CH4的变化曲线可知，p表示平衡时水蒸气的物质的量分数随温度的变化，m表示平衡时CO的物质的量分数随温度的变化，则n表示CO2的物质的量分数随温度的变化。
(2)结合图中数据，其他条件不变，若
要H2的产量最大，最适宜的反应温度
是　　　(填字母)。
A.550~600 ℃ B.650~700 ℃
C.750~800℃
在其他条件不变的情况下，向体系中
加入CaO可明显提高平衡体系中H2的
含量，原因是____________________
_______________________________________________________________
_________________________________________。
B
CaO为碱性氧化物，能
吸收酸性氧化物CO2，导致CO2浓度减小，促使反应ⅱ平衡正向移动，导致CO浓度减小，引起反应 ⅰ 平衡也正向移动
(3)600 ℃时，反应ⅱ的平衡常数为
Kp=　　　(Kp是以分压表示的平衡
常数，分压=总压×物质的量分数)。
由图像信息可知，600 ℃平衡时，H2的物质的量分数为0.50，H2O的物质的量分数为0.32，CH4的物质的量分数为0.04，设投入CH4为1 mol、H2O为3 mol，根据三段式分析：
　　　　　　CH4(g)+H2O(g) CO(g)+3H2(g)
起始量/mol　 1　　　3　　　　0　　 0
转化量/mol　　 x　　　x　　　　 x　　 3x
平衡量/mol　　1-x　　3-x　　　 x　　 3x
　　　　　　CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
起始量/mol　 x　　 3-x　　　 0　　　3x
转化量/mol　　y　　 y　　　　 y　　　 y
平衡量/mol　　x-y　 3-x-y　　 y　　　 3x+y
则有=0.04，解得x==0.5，解得y=，
CO的物质的量分数为=0.06，CO2的物质的量分数为=0.08，600 ℃时，反应 ⅱ 的平衡常数为Kp==
=。
1.正误判断
(1)在一定条件下，平衡向正反应方向移动，正反应速率变大(　　)
(2)升高温度，化学平衡一定发生移动(　　)
(3)Fe2O3(s)+3CO(g) 2Fe(s)+3CO2(g)，增加炼铁炉高度，延长CO和铁矿石接触时间，能降低平衡时尾气中CO的体积分数(　　)
(4)向平衡体系FeCl3+3KSCN Fe(SCN)3+3KCl中加入适量KCl固体，平衡逆向移动，溶液的颜色变浅(　　)
自我检测
×
√
×
×
(5)对于2NO2(g) N2O4(g)的平衡体系，压缩体积，增大压强，平衡正向移动，混合气体的颜色变浅(　　)
(6)4NH3(g)+5O2(g) 4NO(g)+6H2O(g)，减压、增加氧气的量能提高氨气的平衡转化率(　　)
(7)反应N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，其他条件相同，增大，H2的转化率减小(　　)
(8)Fe2O3(s)+3CO(g) 2Fe(s)+3CO2(g)　ΔH<0，升高温度使反应物活化分子数增多，能提高反应速率和CO平衡转化率(　　)
×
√
√
×
2.2021年9月24日，我国科学家在《Science》上发表论文《无细胞化学酶法从二氧化碳合成淀粉》，代表着人类人工合成淀粉领域的重大颠覆性和原创性突破。该实验方法首先将CO2催化还原为CH3OH。探究CH3OH合成反应的化学平衡影响因素，有利于提高CH3OH的产率。CO2和H2在某种催化剂作用下可同时发生以下两个反应：
Ⅰ.CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g)　ΔH=-48.5 kJ·mol-1
Ⅱ.2CO2(g)+5H2(g) C2H2(g)+4H2O(g)　ΔH=+37.1 kJ·mol-1
在压强为p，CO2、H2的起始投料比
为1∶3的条件下，发生反应Ⅰ、Ⅱ。
实验测得CO2的平衡转化率和平衡时
CH3OH的选择性随温度的变化如图
所示。
已知：CH3OH的选择性=×100%
(1)有利于提高CH3OH的选择性的措施有　　　　(填字母)。
A.适当降温 B.适当升温 C.选择合适的催化剂
AC
由反应Ⅰ可知生成CH3OH的反应为放热反应，根据勒夏特列原理，温度降低，有利于平衡正向移动，因
此降温可以提高CH3OH的选择性；
选择有利于反应Ⅰ 进行的催化剂，
可以让反应更大程度甚至只进行反
应Ⅰ，有利于提高甲醇的选择性。
(2)温度高于350 ℃时，体系中发生的
反应以　　(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)为主，
并说明理由：____________________
________________________________。
Ⅱ
温度较高，有利于吸热反应的进行
反应Ⅱ为吸热反应，
温度高于350 ℃时，由于体系温度较高，根据勒夏特列原理，有利于吸热反应的进行，因此以反应Ⅱ为主。
(3)其中表示平衡时CH3OH的选择性
的曲线是　　　(填“a”或“b”)。
b
反应Ⅰ 是生成CH3OH的反应，该反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CH3OH的选择性降低，因此b为平衡时CH3OH的选择性曲线，a为CO2的平衡转化率曲线。
3.CS2在化工生产中有重要作用。天然气法合成CS2相关反应如下：
反应Ⅰ：CH4(g)+2S2(g)===CS2(g)+2H2S(g)　ΔH1=-104.71 kJ·mol-1
反应Ⅱ：2CH4(g)+S8(g)===2CS2(g)+4H2S(g)　ΔH2=+201.73 kJ·mol-1
(1)ΔH1、ΔH2随温度变化不大。温度不同时，
反应体系中不同。合成CS2总反应CH4(g)
+xS8(g)+(2-4x)S2(g)===CS2(g)+2H2S(g)的ΔH随
温度T变化如图。
①S8(g)===4S2(g)　ΔH=　　　　kJ·mol-1。
+411.15
由盖斯定律可知，反应Ⅱ-2×反应Ⅰ得S8(g)===4S2(g)　ΔH=+411.15 kJ·mol-1。
②为提高CH4平衡转化率，控制温度范围在　　(填字母)，理由是______
______________________________________________________________________________________________________________________。
A.400~450 ℃
B.650~700 ℃
C.750~800 ℃
D.800 ℃以上
B
以下总反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，转化率增大；700 ℃以上总反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，转化率减小
650 ℃
由图可知，650 ℃以下总反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，转化率增大；700 ℃以上总反应为放热反应，
升高温度平衡逆向移动，转化率减小，平衡
转化率在650~700 ℃左右达到峰值，故为提高
CH4平衡转化率，控制温度范围在650~700 ℃。
(2)合成CS2的总反应中硫蒸气达到饱和时，反应时间t与CH4初始浓度c0和
CH4转化率α满足关系t=，式中k为速率
常数。
①T ℃、c0=1.0 mol·L-1时，测得t=9.5 s、α=95%，
则k=　　L·mol-1·s-1。
2
T ℃、c0=1.0 mol·L-1时，测得t=9.5 s、α=95%，则9.5 s=×
，k=2 L·mol-1·s-1。
②T ℃时，计划在5 s内转化率达90%，应控制初始浓度c0大于　 mol·L-1。
0.9
T ℃时，计划在5 s内转化率达90%，则5 s=×，c0=0.9 mol·L-1，应控制初始浓度c0大于0.9 mol·L-1。
(3)利用工业废气H2S替代硫黄矿生产CS2的反
应为CH4(g)+2H2S(g) CS2(g)+4H2(g)。反应
物投料比采用n(CH4)∶n(H2S)=1∶2，维持体
系压强为100 kPa，反应达到平衡时，四种组
分的物质的量分数x随温度T的变化如图。
①图中表示CS2的曲线是　　 (填“a”“b”
“c”或“d”)。
b
根据化学方程式体现的关系可知，生成二硫化碳和氢气的物质的量之比为1∶4，结合图像可知，图中表示CS2的曲线是b。
②950 ℃时，该反应的Kp=　　　kPa2(以分
压表示，分压=总压×物质的量分数)。
104
950 ℃时，反应物投料比采用n(CH4)∶n(H2S)=1∶2，维持体系压强为100 kPa，设甲烷、硫化氢投料分别为1 mol、2 mol，列三段式为
　　　　　　CH4(g)+2H2S(g) CS2(g)+4H2(g)
起始/mol　　　1　　　2　　　　 0　　 0
转化/mol　　　a　　　2a　　　 a　　 4a
平衡/mol　　　1-a　　2-2a　　　a　　 4a
由图可知，平衡时甲烷与二硫化碳含量相等，
则1-a=a，a=0.5，则平衡时甲烷、硫化氢、二
硫化碳、氢气分别为0.5 mol、1 mol、0.5 mol、
2 mol，总的物质的量为4 mol，该反应的Kp=
kPa2=104 kPa2。
③相比以硫黄矿为原料，使用H2S的优点
是　　　　　 　，缺点是_______
　　　　　　　　　。
变废为宝，减小污染
度更高、耗能更大
反应温

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