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第37讲　化学平衡常数　化学反应的方向
第八章　化学反应速率与化学平衡
复习要点　1.了解化学平衡常数（K）的含义。2.能利用化学平衡常数进行相关计 算。3.能正确计算化学反应的转化率（α）。
考点1
考点 　化学平衡常数

平衡　
化学方程式 平衡常数 关系式
K1＝ K2＝
K3＝
K2＝
K3＝
（2）与盖斯定律关系
（3）平衡常数与速率常数的关系
越大　
温度　
（3）判断可逆反应的反应热
【细节联想】
（2025黑、吉、辽、蒙卷）乙二醇是一种重要化工原料，以合成气（CO、H2）为 原料合成乙二醇具有重要意义。
Ⅰ.直接合成法：2CO（g）＋3H2（g） HOCH2CH2OH（g），不同温度下平衡常数如表所示。
温度 298 K 355 K 400 K
平衡常数 6.5×104 1.0 1.3×10－3
＜　
500 K时，反应的平衡常数很小，反应正向进行程度小（或500 K时催
化剂失活等，合理即可）
题组一　化学平衡常数的表达式、影响因素
T/℃ 700 800 830 1 000 1 200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
C
A. 该反应是吸热反应
B. K数值越大，反应正向进行的程度越大
D. T为700 ℃时，各物质的平衡浓度符合3c（CO2）·c（H2）＝5c（CO）·c（H2O）
2. 找出平衡常数之间的关系，完成下表。
化学方程式 平衡常数 K的关系
K1 K2＝ 　K 1·
K2
K3 K3＝ 　K 1·　
K4
K5 K5＝ 　K 1·K
K1·K4　
题组二　化学平衡常数的应用及简单计算
温度/℃ 25 80 230
平衡常数 5×104 2 1.9×10－5
A. 上述生成Ni（CO）4（g）的反应为放热反应
C. 80 ℃时，测得某时刻Ni（CO）4、CO的浓度均为0.5 mol·L－1，则此时v正＞v逆
D. 80 ℃达到平衡时，测得n（CO）＝0.3 mol，则Ni（CO）4的平衡浓度为2 mol·L－1
C
4. 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表 所示：
化学反应 平衡常数 温度/℃
500 800
K1 2.5 0.15
K2 1.0 2.50
K3
K1·K2　
＜　
＞　
考点2
考点 　化学平衡计算
（2）计算类型
2. 压强平衡常数——Kp
分压定律
①分压定律内容：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。
【细节联想】
＝　
12　
3. 多反应体系的类型
（1）多反应体系的类型
①类型一：连续反应
连续反应是指两个可逆反应有着关联，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，它在第一个反应中的平衡量为第二个反应中该 物质的初始量（在计算第二个反应的转化率时尤为重要）。
②类型二：竞争反应（平行反应）
平行反应是指反应物能同时进行两个或两个以上的不同反应，得到不同的产物。其中 反应较快或产物在混合物中所占比例较高的称为主反应，其余称为副反应。解题时要 注意如果一个物质是两个平行反应的反应物，则该物质的转化量是该物质在这两个反 应中的转化量之和。
（2）多反应体系计算的两种思维模型
①紧抓“变化量”
以多重反应为整体，紧抓“变化量”，构建了以“变化量”为核心的计算思维 模型如下。
②原子守恒法
原子守恒法解题的基本思路
【细节联想】
（2025河南高考）CaCO3的热分解与NixPy催化的CH4重整结合，可生产高纯度合成 气（H2＋CO），实现碳资源的二次利用。主要反应如下：
1.2　
70％　
题组一　化学平衡常数、转化率等单反应计算
6　
20％　
题组二　多反应体系中化学平衡常数、转化率等的计算
3. （2025·湖南高考）在反应器中，发生如下反应：
随着x的增大，CO的分压增大，对于反应ⅰ和反
应ⅱ相当于减压，反应ⅰ和反应ⅱ平衡均逆向移动，所以C2H4的转化率减小　
0.16　
解析：当x≥2时，由题意可知，该过程近似认为是平衡状态，则增大CO的分压，相 当于减压，反应ⅰ和反应ⅱ平衡均逆向移动，所以C2H4的转化率减小；
4. （2025·广东卷）（1）以TiCl4为原料可制备TiCl3。将5.0 mol TiCl4与10.0 mol Ti放 入容积为V0 L的恒容密闭容器中，反应体系存在下列过程。
编号 过程 ΔH
（a） ΔH1
（b） ＋200.1 kJ·mol－1
（c） ＋132.4 kJ·mol－1
（d） ΔH2
－267.8　
TiCl2（s）　
0.5　
（2）钛基催化剂可以催化储氢物质肼（N2H4）的分解反应：
为研究某钛基催化剂对上述反应的影响，以肼的水溶液为原料（含N2H4的物质的量为n0），进行实验，得到n1/n0、n2/n0随时间t变化的曲线如图。其中，n1为H2与N2的物质的量之和；n2为剩余N2H4的物质的量。
②0～t0 min内，催化剂的选择性为 　 　（用含y1与y2的代数式表示，写出推导过程）。
1－y2　
②设t0 min时，反应（e）转化的N2H4的物质的量为e，反应（f）转化的N2H4的物质 的量为3f，存在如下转化关系：
转化量： e e 2e
转化量： 3f f 4f
则n1＝3e＋f、n2＝n0－（e＋3f）
①
②
题组三　化学平衡常数、反应速率常数的关系
A. k正、k逆均增大，且k正增大的倍数更多
B. k正、k逆均减小，且k正减小的倍数更少
C. k正增大、k逆减小，平衡正向移动
D. k正、k逆均减小，且k逆减小的倍数更少
解析：（1）该反应是放热反应，反应达到平衡后，仅降低温度，k正、k逆均减小，平 衡正向移动，正反应速率大于逆反应速率，因此k正减小的倍数更少。
B　
0.025 mol·L－1·min－1　
0.75　
考点3
考点 　化学反应的方向和调控
1. 化学反应方向的判定
无需外界帮助　
混乱度　
S　
＞　
＞　
熵的变化　
ΔS　
自发进行　
（3）化学反应方向的判断
焓变
（ΔH）＜0 有自发进行的倾向，但有些ΔH＞0的反应也可自发进行，焓变判 断反应进行的方向不全面
熵变
（ΔS）＞0 有自发进行的倾向，但有些ΔS＜0的反应也可自发进行，熵变判断 反应进行的方向不全面
自由能的变化
（ΔG）＜0 ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG＜0的反应可自发进行，ΔG＝0，反应处于 平衡状态，ΔG＞0，反应不能自发进行，即非自发
2. 控制反应条件的基本措施
（1）合成氨反应的特点
（2）合成氨工业的条件选择[已知合成氨反应的速率与参与反应的物质的浓度的关系 为v＝kc（N2）·c1.5（H2）·c－1（NH3）]
反应
条件 原理分析 实际工业生产条件
提高反应速率 提高平衡转化率
压强 　高 压　 　 高压　 10 MPa～30 MPa
温度 　高 温　 　 低温　 400～500 ℃
催化剂 　使 用　 　 无影响　 　铁触媒　作催化剂
浓度 增大氮气、氢气的 浓度，减小 　氨 气　的浓度 　增大　反应物的浓 度，降低生成物的浓 度 N2、H2投料比为 　1∶2.8　。 氨及时从混合气中分离出去， 剩余气体 　循 环使用　
高压　
高压　
高温　
低温　
使用　
无影响　
铁触媒　
氨
气　
增大　
1∶2.8　
循环使用　
（3）化工生产适宜条件选择的一般原则
条件 原则
从化学反应速率分析 既不能过快，又不能太慢
从化学平衡移动分析 既要注意外界条件对速率和平衡影响的一致性，又要注意 二者影响的矛盾性，尽可能使化学平衡向生成所需产物的 方向移动
从原料的利用率分析 增加易得廉价原料，提高难得高价原料的利用率，循环利 用从而降低生产成本
从实际生产能力分析 既要注意理论上的需要，又要考虑实际生产（如设备条 件、安全操作、经济成本等）的可能性
从催化剂的使用分析 ①防止催化剂中毒，增加乳化装置；②温度对催化剂活性 的影响；③应用催化剂的选择性，控制副反应，提高产 率，降低生产成本
【教材再现】
（1）已知该反应正反应方向为放热反应，如何改变温度有利于氢气的生成？
（2）增大压强能否提高一氧化碳的平衡转化率？
（提示：（1）降低温度，平衡正向移动，有利于氢气的生成。
（2）增大压强，平衡不移动，所以不能提高一氧化碳的平衡转化率。）
题组一　化学反应方向与焓变、熵变的关系
能　
2. （2024·浙江6月选考）氢是清洁能源，硼氢化钠（NaBH4）是一种环境友好的固体 储氢材料，其水解生氢反应方程式如下：（除非特别说明，本题中反应条件均为25 ℃，101 kPa）
ΔH＜0
A. 高温 B. 低温
C. 任意温度 D. 无法判断
C　
（2）资源的再利用和再循环有利于人类的可持续发展。选用如下方程式，可以设计 能自发进行的多种制备方法，将反应副产物偏硼酸钠（NaBO2）再生为NaBH4。（已 知：ΔG是反应的自由能变化量，其计算方法也遵循盖斯定律，可类比ΔH计算方 法；当ΔG＜0时，反应能自发进行。）
NaBO2
（要求：反应物不超过三种物质；氢原子利用率为100％）
解题感悟
焓变、熵变和温度对化学反应进行方向的影响
题组二　化学反应的调控及应用
3. （2025·陕甘宁晋卷）MgCO3/MgO循环在CO2捕获及转化等方面具有重要应用。科 研人员设计了利用MgCO3与H2反应生成CH4的路线，主要反应如下：
100 kPa下，在密闭容器中H2（g）和MgCO3（s）各1 mol发生反应。反应物（H2、 MgCO3）的平衡转化率和生成物（CH4、CO2）的选择性随温度变化关系如图（反应 Ⅲ在360 ℃以下不考虑）。
c　
0.2　
反应Ⅱ生成的氢气多于反应Ⅲ消耗的氢气　
解析：已知反应Ⅰ为吸热反应，Ⅱ为放热反应，Ⅲ为吸热反应，分析题图甲可知，温度 逐渐升高，则碳酸镁的转化率逐渐升高，氢气的转化率下降，在360 ℃以下不考虑反 应Ⅲ，则二氧化碳的选择性上升，甲烷的选择性下降，所以a表示碳酸镁的转化率，b 表示二氧化碳的选择性，c表示甲烷的选择性。
（1）表示CH4选择性的曲线是c。
（3）在550 ℃下达到平衡时，碳酸镁完全转化，二氧化碳的选择性为70％，甲烷的 选择性为10％，则生成的二氧化碳为0.7 mol，生成的甲烷为0.1 mol，根据碳原子守 恒得出n（CO）＝1 mol－0.7 mol－0.1 mol＝0.2 mol；因为反应Ⅱ是放热的，反应Ⅲ 是吸热的。在500～600 ℃，随温度升高，反应Ⅱ逆向移动，反应Ⅲ正向移动，由于反 应Ⅱ生成的氢气多于反应Ⅲ消耗的氢气，导致H2平衡转化率下降。
解析：（1）由题图1可知，在270 ℃时，产氢速率较快，且乙酸的选择性最高，乙酸的选择性高说明反应Ⅰ进行的程度大于反应Ⅱ，反应Ⅰ每消耗1 mol乙醇，生成2 mol H2，而反应Ⅱ每消耗1 mol乙醇，生成1 mol H2，反应Ⅰ的选择性高即相同条件下H2的产量高，该条件下生成的Cl副产物少。
乙酸选择性最大且反应速率
较快
解析：（2）由题图1可知产氢速率快，对应乙酸的选择性高，产氢速率快，即反应速 率快，反应决速步骤所需能量最低，由题图2可得，生成产物1需克服的最大能垒为 0.76－0.18＝0.58 eV，生成产物2需克服的最大能垒为0.80－0.14＝0.66 eV，生成 产物3需克服的最大能量为0.89－0.08＝0.81 eV，所以乙酸可能是产物1。
产物1　
限时跟踪检测
限时跟踪检测（三十七）　化学平衡常数　化学反应的方向
A. 化学平衡常数的大小取决于化学反应的内因，与其他外界条件无关
解析：化学平衡常数由反应物本身的性质决定，也受外界条件温度影响，A项错误； 相同温度下，同一反应的正、逆反应的化学平衡常数互为倒数，一般不相等，B项错 误；该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，化学平衡常数减小，C项错误。
D
A. 室温下，H2与O2混合无明显现象，说明该温度下反应不自发
B. 电解质溶解于水，其ΔS均大于0
C. 能自发的氧化还原反应，其反应的电动势（E）一定大于0
D. 能够自发进行的反应一定是熵增的过程
C
解析：反应的自发进行是趋势，能自发进行但反应的速率很慢，也会没有明显现象， 室温下，H2与O2混合无明显现象，说明氢气和氧气反应速率很慢，不代表反应不自 发，A错误；气体电解质HCl溶于水，H＋和Cl－的水合作用极强，水分子形成的有序 水合层使熵减幅度远大于气体分散的熵增，则ΔS小于0，B错误；能自发的氧化还原 反应是释放能量的，可以形成原电池，其反应的电动势（E）一定大于0，C正确； ΔG＝ΔH－TΔS＜0可以自发进行，当ΔH＜0，ΔS＜0时，低温可以自发，能够自 发进行的反应不一定是熵增的过程，D错误。
A. 当体系中气体的密度不变时，无法判断反应是否达到平衡
B. 平衡时A、B的转化率均为40％
C. 初始时的压强与平衡时的压强比为3∶2
D. 达到平衡时，若再充入1 mol B和1 mol D，平衡将向正反应方向移动
B
A. 容器Ⅱ中的平均反应速率比容器Ⅲ快
B. 容器Ⅰ和Ⅱ处于平衡状态，容器Ⅲ和Ⅳ尚未平衡
C. 容器Ⅲ达到平衡时，以各物质分压表示的压强平衡常数Kp＝12 MPa
D. 将容器Ⅳ压缩至1 L，平衡后乙烷的转化率为50％
B
5. （2026·昆明三诊一模）甲醇重整制氢涉及三个反应：
反应Ⅰ和反应Ⅱ不同温度下的平衡常数如表：
反应 398 K 498 K 598 K 698 K 798 K
Ⅰ 0.553 5 185.8 9939.5 1.8×105 1.6×106
Ⅱ 872.7 2.5×104 2.8×105 1.7×106 6.8×106
B. 反应Ⅰ、Ⅱ在低温下可自发进行
C. 恒容恒温体系中，反应达平衡后充入稀有气体，体系压强增大，反应Ⅱ平衡逆移
D. 398 K时，向起始容积相同的恒压和恒容两个容器中，均充入1 mol CH3OH（g） 与1 mol H2O（g），恒压条件下H2的平衡产率更高
D
解析：根据盖斯定律，Ⅱ＝Ⅰ＋Ⅲ，所以，K2＝K1×K3，A错误；反应Ⅰ温度升高，K 增大，ΔH＞0，ΔS＞0，高温下能自发，反应Ⅱ温度升高，K增大，ΔH＞0，ΔS＞ 0，在高温下可自发进行，B错误；恒容恒温体系中，反应达平衡后充入稀有气体， 体系压强增大，各组分浓度不变，反应Ⅱ平衡不移动，C错误；综合以上反应，恒压 条件下，随着反应进行，气体分子数增多，容器的体积增大，相当于减小压强，反应 Ⅰ、Ⅱ向右移动，反应Ⅲ不移动，所以恒压条件下H2的平衡产率更高，D正确。
A. 平衡常数K：e＞b＞d
B. a点压强与d点压强之比为35∶36
C. 若e点平衡时n（CH4）＝3n（N2），则容器Ⅱ中CH4的平衡转化率为25％
D. 容器内气体密度由大到小的关系：a＞b＞c
C
A. 该反应的平衡常数：K（a）＝K（b）＜K（c）
B. 该反应的活化能：Ea（正）＜Ea（逆）
C. 该反应在常温下，可以自发进行
D. 平衡体系的压强：p1＞p2＞p3
A
A. 该反应为吸热反应
B. 压强的大小关系：p1＜p2＜p3
C. M、X、Y三点的化学平衡常数：KM＝KX＝KY
D
A. 0～t min内，三个容器中的正反应速率：va＝vc＜vb
B. b点为平衡转化率，a、c点不是平衡转化率
C. T K时，该反应的平衡常数为2 mol·L－1
D. V1 L容器中反应达到平衡后，若再投入
1 mol SOCl2和1 mol S2O，平衡不移动
D
A. 曲线c对应初始状态为（573 K，150 kPa）
B. 在573 K下，该反应的平衡常数Kp＝0.185 kPa
C. [n（P）/n（M）]max最大的是曲线a
D. 对应曲线a初始状态下，保持恒温恒压，则
α平（M）＝25％
A
11. （2026·潍坊二模）N，N二甲基甲酰胺[（CH3）2NCHO]（DMF）是常见的有机 溶剂，一种CO2加氢耦合二甲胺[（CH3）2NH]（DMA）制DMF的反应如下，副反应 产生三甲胺[（CH3）3N]（TMA）：
回答下列问题：
较低　
解析：（1）反应Ⅲ是气体分子数减少的反应，为熵减的反应，即ΔS＜0，且反 应Ⅱ减去反应Ⅰ可得反应Ⅲ，即ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝－100 kJ·mol－1－56 kJ·mol－1 ＝－156 kJ·mol－1，当ΔH－TΔS＜0时反应能自发进行，则反应Ⅲ在较低温度下 能自发进行；
b　
20％　
0.1　
＜　
n　
反应Ⅰ和反应
Ⅱ均为气体分子数减小的反应，在相同温度下，加入He，减小反应体系各物质分压，
平衡逆向移动，DMA转化率减小　
解析：（4）保持体系总压强和反应物投料比相同，反应Ⅰ和反应Ⅱ均为气体分子数减 小的反应，充入He，体积膨胀，导致反应中各物质浓度减小，相当于分压减小，平 衡向气体体积增大的方向移动，即逆向移动，DMA转化率减小，所以含He的曲线为 n；理由为反应Ⅰ和反应Ⅱ均为气体分子数减小的反应，在相同压强下，加入He，减小 反应体系各物质分压，平衡逆向移动，DMA转化率减小。
12. （2026·江西十校第二次联考）“氢能源”的开发利用意义重大。请回答下 列问题：
升高温度　
Ⅱ.乙醇与水催化重整制“氢”发生如下反应。
回答下列问题：
解析：（2）根据盖斯定律，反应Ⅰ＝反应Ⅲ－2×反应Ⅱ，则ΔH1＝ΔH3－2ΔH1＝（＋ 173.3 kJ·mol－1）－2×（－41.2 kJ·mol－1）＝＋255.7 kJ·mol－1；根据ΔG＝ΔH－ TΔS＜0时可自发反应，ΔH1＝＋255.7 kJ·mol－1＞0，该反应气体分子数增大ΔS＞ 0，故可在高温下自发进行；
＋255.7 kJ·mol－1　
高温　
A. 增大CO浓度，反应Ⅰ、Ⅱ的正反应速率都增加
B. 加入反应Ⅰ的催化剂，可提高C2H5OH的平衡转化率
C. 降低反应温度，反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的正、逆反应速率都减小
解析：（3）增大CO浓度，反应Ⅰ生成物浓度增加，平衡逆向移动正反应速率也增 加，反应Ⅱ的反应物浓度增大正反应速率增加，A正确；催化剂不影响平衡移动，不 会改变C2H5OH的平衡转化率，B错误；降低反应温度，单位体积内活化分子百分数 减小，反应速率都减小，所以反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的正、逆反应速率都减小，C正确；
AC　
增大　
（5）压强为100 kPa下，1 mol C2H5OH（g）和3 mol H2O（g）发生上述反应，平衡时 CO2和CO的选择性、乙醇的转化率随温度的变化曲线如图。
a　
0.18 mol　
解析：（5）①反应Ⅰ、Ⅲ为吸热反应，反应Ⅱ为放热反应，随着温度的升高，反应Ⅰ、 Ⅲ平衡正向移动，反应Ⅱ平衡逆向移动，反应Ⅱ逆向移动CO2转化为CO，故温度升高 CO的选择性增大，CO2的选择性减小，由于CO的选择性＋CO2的选择性＝1，则表示 CO2选择性的曲线为a，表示CO选择性的曲线是c，表示乙醇的转化率的曲线是b；
②573 K时，CO2的选择性为85％，CO的选择性为15％，乙醇的转化率为0.6，则平衡 时根据碳原子守恒：n（CO2）＋n（CO）＝1 mol×0.6×2＝1.2 mol，n（CO）＝ 1.2 mol×15％＝0.18 mol，n（CO2）＝1.2 mol×85％＝1.02 mol；

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