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(共179张PPT)
第1节　化学反应速率
第2节　化学平衡
第3节　化学平衡常数及其相关计算
考法突破16　分压平衡常数的计算
第4节　化学反应的方向与调控
考法突破17　反应速率常数的应用
考法突破18　反应速率和平衡图像分析
目 录
CONTENTS
微专题3
化工生产中多重平衡体系分析
第1节　化学反应速率
一、化学反应速率
1.表示方法:反应体系的体积恒定时(即恒容体系),通常用单位时间内反应物浓度的减
少或生成物浓度的增加来表示。
2.表达式为v= ,单位为mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1。
知识清单
注意
①不能用固体或纯液体表示化学反应速率,因为固体或纯液体的浓度视为常数。②上
述v指的是某段时间内的平均速率,而不是瞬时速率。
3.化学反应速率与化学计量数的关系:对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),用不同
物质表示的反应速率的数值可能不同,但意义相同。单位相同时,各物质化学反应速率
的数值之比等于方程式中各物质的化学计量数之比,即v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q。
4.化学反应速率大小比较的方法
(1)归一法:不同物质表示的速率,要先换算为同一物质、同一单位表示的速率,再比较
数值的大小。
(2)比值法:如反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)中,保证反应速率单位统一后比较
、 、 、 的值,比值越大速率越大。
(3)条件法:同一反应在其他条件相同时,温度越高、浓度越大、压强越大(气体),反应速
率越大;使用正催化剂时,反应速率增大。
(4)平衡移动法:当平衡正向移动时,v(正)>v(逆);当平衡逆向移动时,v(正)
二、影响化学反应速率的因素
注意
影响化学反应速率的特殊情况
1.温度。对于有催化剂参与的反应,升高温度,催化剂可能失活,反应速率减慢;对于有机
反应,升高温度,有可能发生副反应,主反应速率减慢。
2.压强。反应前后气体分子数相等的反应,改变压强,正逆反应速率改变的程度相同。
压强是否影响反应速率,关键看压强是否引起了参与反应的气体的浓度变化,如下述4
中表述。
3.浓度。固体和纯液体的浓度为定值,改变固体和纯液体的用量,反应速率不变。但是
加入固体物质有时候可能改变接触面积,反应速率增大。
4.充入无关气体的影响
①恒温恒容时:充入无关气体→总压强增大,各反应物浓度不变→反应速率不变。
②恒温恒压时:充入无关气体→总体积增大,各反应物浓度减小→反应速率减小。
三、从“有效碰撞”理论理解外因对反应速率的影响
注意
加入催化剂,降低反应的活化能,加快反应速率。催化剂不能改变反应的反应热,但可以
降低反应所需的温度,降低能耗。
四、化学反应速率的影响因素(学生必做实验)
1.注意事项:①选择的反应要有明显的实验现象,且反应速率快慢适中,便于观察和记
录。②用好控制变量法,因采用的是对比实验,操作时反应物的浓度或用量要控制好,试
管的规格也要相同,同时要保证各试管中的反应同时进行便于观察。
2.设计实验的思路:①确定待研究的影响因素;②选择化学反应;③设计改变影响因素的
操作;④确定观测反应快慢的指标。
3.探究过程——体会控制变量法的应用
(1)探究反应物本身对反应速率的影响
实验操作 实验现象 结论
分别将两块同样大小的镁片、铁片
同时加入等体积0.5 mol/L盐酸中 镁条与盐酸反应产生气泡速率较快 决定化学反应速率大小的主要因素
是反应物本身的性质
(2)探究反应物之间的接触面积对反应速率的影响
实验操作 实验现象 结论
分别将两份等体积0.5 mol/L的盐酸
同时加入盛有等质量的块状碳酸
钙、粉末状碳酸钙的试管中 粉末状碳酸钙与盐酸反应产生气泡
速率较快 其他条件相同,反应物之间的接触面
积越大,化学反应速率越快
(3)探究浓度对化学反应速率的影响
取两支大小相同的试管,分别加入2 mL和 1 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液,向盛有1 mL Na2
S2O3溶液的试管中加入1 mL蒸馏水,摇匀。再同时向上述两支试管中加入2 mL 0.1 mol
/L H2SO4溶液,振荡。发生反应:Na2S2O3+H2SO4 Na2SO4 +SO2↑+S↓+H2O。观察、
比较两支试管中溶液出现浑浊的快慢。
实验编号 加入0.1 mol/L Na2S2O3溶液的体积/mL 加入水的体积/mL 加入0.1 mol/L H2SO4
溶液的体积/mL 出现浑浊所用时间/s
1 2 0 2
2 1 1 2
实验结论:加水的试管出现浑浊所用时间长,说明反应物浓度减小,化学反应速率减小。
浓度条件 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活 化分子数 有效碰撞次数 v正 v逆
增大反应物浓度 增大 不变 增大 增大 增大 不变
减小反应物浓度 减小 不变 减小 减小 减小 不变
增大生成物浓度 增大 不变 增大 增大 不变 增大
减小生成物浓度 减小 不变 减小 减小 不变 减小
注意
不能通过单位时间内收集的SO2的量来说明反应速率的大小,因为SO2易溶于水。
(4)探究温度对化学反应速率的影响
取两支大小相同的试管,各加入2 mL 0.1 mol/L Na2S2O3溶液,分别放入盛有冷水和热水
的两个烧杯中。再同时向上述两支试管中加入2 mL 0.1 mol/L H2SO4溶液,振荡。观
察、比较两支试管中溶液出现浑浊的快慢。
实验编号 加入0.1 mol/L Na2S2O3溶液的体积/mL 加入0.1 mol/L H2SO4
溶液的体积/mL 水浴温度/℃ 出现浑浊所用时间/s
1 2 2
2 2 2
实验结论:热水中的试管先出现浑浊,说明温度升高,化学反应速率增大。
温度条件 分子 总数 活化分子 百分数 单位体积内活 化分子数 有效碰撞次数 v正 v逆
升高温度 不变 增大 增大 增大 增大 增大
降低温度 不变 减小 减小 减小 减小 减小
　
注意
①在通常情况下,铁与冷水和热水都不发生反应,但是红热的铁与水蒸气可以反应生成
四氧化三铁和氢气,说明温度对铁和水的反应的影响非常大。②不管是吸热反应还是
放热反应,温度升高,正、逆反应速率都增大;温度降低,正、逆反应速率都减小,只不过
吸热反应的反应速率变化量更大。
实验操作 实验现象 结论
取两支相同的试管,各加入5 mL 3%
的H2O2溶液,往其中一支试管中加入
少量MnO2粉末 加入MnO2粉末的试管中产生气泡速
率较快 其他条件相同,加入催化剂能加快化
学反应速率
(5)探究催化剂对化学反应速率的影响
催化剂条件 活化能 分子总数 活化分子 百分数 单位体积内活化分子数 有效碰撞 次数 v正 v逆
正催化剂 减小 不变 增大 增大 增大 增大 增大
负催化剂 增大 不变 减小 减小 减小 减小 减小
　
注意
①在影响化学反应速率的因素中,只有催化剂能通过改变活化能来改变反应速率,且催
化剂对正、逆反应速率的影响程度相同。②没有特殊说明,催化剂都是正催化剂。
1.(2024甘肃,4,3分)下列措施能降低化学反应速率的是 (　　　 )
A.催化氧化氨制备硝酸时加入铂
B.中和滴定时,边滴边摇锥形瓶
C.锌粉和盐酸反应时加水稀释
D.石墨合成金刚石时增大压强
即练即清
C
　
解析　浓度、压强、温度、催化剂、反应物的接触面积都能影响化学反应速率。催
化氧化氨制备硝酸时,铂为催化剂,可增大化学反应速率。中和滴定时,边滴边摇锥形
瓶,相当于搅拌,增大了反应物的接触面积,可增大化学反应速率。加水稀释,盐酸浓度
降低,化学反应速率降低。石墨和金刚石都是固体,压强对其反应速率基本没有影响。
故选C。
2.(2026届四川泸县五中开学考,7)反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)经一段时间后,SO3的
浓度增加了0.4 mol·L-1,在这段时间内用O2表示的反应速率为0.04 mol·L-1·min-1,则这段
时间为 (　　　 )
A.5 s　　B.10 s　　C.300 s　　D.600 s
C
　
解析　该段时间内SO3的浓度增加了0.4 mol·L-1,根据化学方程式知,在该段时间内O2的
浓度应减少0.2 mol·L-1,由v= 知,Δt= = =5 min=300 s[提示:也可根据
同一反应中,各物质的反应速率之比等于化学计量数之比,得出该段时间内用SO3表示
的反应速率为0.08 mol·L-1·min-1,再根据Δt= 进行计算,同时注意时间单位的统一]。故
选C。
3.T ℃时,在0.5 L的密闭容器中,气体A与气体B反应生成气体C,反应过程中A、B、C的
浓度变化如图所示。下列结论正确的是 (　　　 )
A.10 s时反应生成了0.4 mol C
B.该反应进行到10 s时,消耗了0.1 mol A
C.该反应的化学方程式为3A+B 2C
D.10 s内用B表示的反应速率为0.01 mol·L-1·s-1
B
　
解析　由题图知,10 s时生成C的物质的量为0.4 mol·L-1×0.5 L=0.2 mol,A错误;该反应进
行到10 s时,消耗A的物质的量为0.2 mol·L-1×0.5 L=0.1 mol,B正确;在10 s后反应达到平
衡,A、B、C三种物质的浓度变化量分别为0.2 mol·L-1、0.6 mol·L-1、0.4 mol·L-1,浓度变
化量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比,得出反应的化学方程式为A+
3B 2C[提示:平衡体系中三种物质均存在,说明为可逆反应],C错误;在10 s内,v(B)=
=0.06 mol·L-1·s-1,D错误。
　
名师点睛
根据浓度变化量之比确定物质的化学计量数。另外,需要注意图中纵坐标表示的是物
质的量浓度的变化,选项中问的是物质的量,如果不注意忘记了体积,就会出错。
4.(2021福建,12节选)NaNO2溶液和NH4Cl溶液可发生反应:NaNO2+NH4Cl N2↑+
NaCl+2H2O。为探究反应速率与c(NaNO2)的关系,利用如图装置(夹持仪器略去)进行
实验。

实验步骤:往A中加入一定体积(V)的2.0 mol·L-1 NaNO2溶液、2.0 mol·L-1 NH4Cl溶液和
水,充分搅拌。控制体系温度,通过分液漏斗往A中加入1.0 mol·L-1醋酸溶液。当导管口
气泡均匀稳定冒出时,开始用排水法收集气体。用秒表测量收集1.0 mL N2所需的时间,
重复多次取平均值(t)。
(4)每组实验过程中,反应物浓度变化很小,忽略其对反应速率测定的影响。实验数据如
下表所示。
实验编号 V/mL
t/s
NaNO2溶液 NH4Cl溶液 醋酸 水
1 4.0 V1 4.0 8.0 334
2 V2 4.0 4.0 V3 150
3 8.0 4.0 4.0 4.0 83
4 12.0 4.0 4.0 0.0 38
①V1=________,V3=________。
②该反应的速率方程为v=k·cm(NaNO2)·c(NH4Cl)·c(H+),k为反应速率常数。利用实验数
据计算得m=______(填整数)。
③醋酸的作用是_________________。
　加快反应速率
　2
　6.0
　4.0
　
解析 (4)①“探究反应速率与c(NaNO2)的关系”,应保持NH4Cl浓度、总体积不变,得
V1=4.0[提示:控制变量法的应用]。对比1、3两组数据,3组c(NaNO2)增大为1组的2倍,3
组时间约变为1组的 ,即c(NaNO2)增大为原来的2倍,反应速率约提高为原来的4倍,则
由2、4两组数据可得V2=V3=6.0。②将1、3组数据代入速率方程中可得m=2。③醋酸
虽不是反应物,但从速率方程可看出c(H+)影响反应速率,得出醋酸的作用为加快反应速
率。
第2节　化学平衡
一、化学平衡
1.化学平衡研究的对象——可逆反应

知识清单
2.化学平衡状态
(1)定义:在一定条件下,可逆反应体系中,当正、逆反应速率相等时,反应物和生成物的
浓度均保持不变,即体系的组成不随时间而改变,这表明该反应中物质的转化达到了
“限度”,这时的状态就称为化学平衡状态。
(2)化学平衡状态特征
(3)达到化学平衡状态的标志——“v正、v逆相等,变量不变”
以反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)为例总结判断反应达到平衡的依据,表中“不一
定平衡”则表示在此条件下,该条件不能作为判断反应达到平衡的依据。
类别 可能的情况举例 是否达到平衡
混合物中各成分的含量 各物质的物质的量或各物质的物质
的量分数一定 平衡
各物质的质量或各物质的质量分数
一定 平衡
各气体的体积或体积分数一定 平衡
总压强、总体积、总物质的量一定 不一定平衡
正、逆反 应速率的 关系 在单位时间内消耗了m mol A的同时
生成了m mol A,即v正=v逆 平衡
在单位时间内消耗了n mol B的同时
消耗了p mol C 平衡
v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)=m∶n∶p∶q 不一定平衡
在单位时间内生成了n mol B,同时消
耗了q mol D,都是逆反应速率 不一定平衡
压强 恒容时压强不再变化,当m+n≠p+q时 平衡
恒容时压强不再变化,当m+n=p+q时 不一定平衡
混合气体的平均相对分子质量 一定,当m+n≠p+q时 平衡
一定,当m+n=p+q时 不一定平衡
气体的密度 恒容时气体密度一定 不一定平衡
颜色 反应体系的颜色不变,即有色物质的
浓度不变 平衡
　
注意
①绝热容器中,当体系温度不变时,达到平衡状态。②可逆电池中,电流或电压等于0时,
达到平衡状态。③判断反应是否达到平衡状态时,一定要看清楚条件:“恒温恒容”
“恒温恒压”或“恒容绝热”。
　
知识归纳
有固体生成和固体分解时的平衡判断
1.对于反应2A(g) 2B(g)+C(s)
①恒温恒容时,混合气体的密度不变,一定达到平衡状态(解释:ρ= ,恒温恒容时,密度
不变,则气体的质量不变,说明此时正、逆反应速率相等,达到平衡);
②混合气体的平均相对分子质量不变,一定达到平衡状态(解释: = ,该反应是反应前
后气体分子数不变的反应即n不变,在平衡之前,气体的质量(m)一直在减小,则 一直
在减小;当 不变时,则m不变,说明此时正、逆反应速率相等,达到平衡)。
2.对于反应2A(s) 2B(g)+C(g)
①恒温恒容时,混合气体的密度不变,一定达到平衡状态;
②混合气体的平均相对分子质量不变,不一定达到平衡状态;
③某种气体组分的物质的量分数不变,不一定达到平衡状态。
3.化学平衡移动
(1)化学平衡移动的过程

(2)化学平衡移动方向与化学反应速率的关系
根据条件改变的瞬间,v正与v逆的相对大小,判断平衡是否移动及移动的方向。
①v正>v逆:平衡向正反应方向移动。
②v正③v正=v逆:平衡不移动。
(3)勒夏特列原理:如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓
度),平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
(4)影响化学平衡的因素
影响因素 (改变的条件)
v正与v逆 相对大小 平衡移动
方向
浓度 增大反应物浓度 v正瞬时增大,v逆不变,v正>v逆 正向移动
减小反应物浓度 v正瞬时减小,v逆不变,v正增大生成物浓度 v正不变,v逆瞬时增大,v正减小生成物浓度 v正不变,v逆瞬时减小,v正>v逆 正向移动
压强(反应前后气体分子数
相等) 增大压强 v正、v逆瞬时增大,增大程度
相同,v正=v逆 不移动
减小压强 v正、v逆瞬时减小,减小程度
相同,v正=v逆 不移动
压强(反应前后气体分子数
不等) 增大压强 v正、v逆瞬时增大,增大程度
不同,v正≠v逆 向气体分子数减小的方向
移动
减小压强 v正、v逆瞬时减小,减小程度
不同,v正≠v逆 向气体分子数增大的方向
移动
温度 升高温度 v正、v逆瞬时增大,增大程度
不同,v正≠v逆 向吸热方向移动
降低温度 v正、v逆瞬时减小,减小程度
不同,v正≠v逆 向放热方向移动
催化剂
v正、v逆改变程度相同,v正=v逆 不移动
　
注意
充入无关气体的影响
①恒温恒容时:充入无关气体→总压强增大,各组分浓度不变,反应速率不变→平衡不移
动。
②恒温恒压时:充入无关气体→总体积增大,各组分浓度等比例减小(相当于减压)→平
衡向气体分子数增大的方向移动。
　
方法技巧
判断化学平衡移动方向的思维流程
4.浓度、压强对平衡移动影响的几种特殊情况
(1)当反应体系中不存在气态物质时,压强的改变对平衡无影响。
(2)对于反应前后气体分子数相等的反应,压强的改变对平衡无影响,但增大(或减小)压
强会使气态物质的浓度增大(或减小)。
(3)对于有气体参加的反应在恒容时,同等程度地改变反应体系中各物质的浓度时,应视
为压强的影响,同等程度地增大(或减小)浓度相当于增大(或减小)压强。
(4)在恒容容器中,若用α表示物质的转化率,φ表示气体的体积分数,则:
①对于aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)类反应,达到平衡后,保持温度、容积不变(恒温恒
容),加入一定量的A,则平衡正向移动,α(B)增大但α(A)减小,φ(B)减小而φ(A)增大。
②对于aA(g) bB(g)或aA(g) bB(g)+cC(g)类反应,达到平衡后,保持温度、容积
不变(恒温恒容),加入一定量的A(是指反应中某一边存在的唯一气体,可以有其他非气
态物质),α(A)和φ(A)的变化可从压强增大的角度分析,分为以下三种情况(Δn表示气体
分子数的变化):
特点 示例 改变 平衡移动方向 结果
Δn>0 PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) 充入PCl5 正向移动 α(PCl5)减小,φ(PCl5)增大
Δn=0 2HI(g) H2(g)+I2(g) 充入HI
α(HI)、φ(HI)不变
Δn<0 2NO2(g) N2O4(g) 充入NO2
α(NO2)增大,φ(NO2)减小
归纳总结
温度、催化剂对转化率的影响
(1)温度对转化率的影响:①若是平衡转化率,则改变温度由ΔH确定平衡移动的方向,然
后判断平衡转化率的变化。②若是未达平衡时的转化率,则由温度变化确定反应速率
的变化,然后判断相同时间内转化率的变化。
(2)催化剂对转化率的影响:催化剂对平衡转化率没有影响,但是在工业生产中,未达平
衡时,可以通过选择更高效的催化剂来提高单位时间内反应物的转化率,或者利用催化
剂的选择性来提高多重反应中某一产物的产率。
二、探究影响化学平衡移动的因素(学生必做实验)
1.浓度对化学平衡的影响
Ⅰ.FeCl3溶液与KSCN溶液的反应:Fe3++3SCN- Fe(SCN)3。
(1)在小烧杯中加入10 mL蒸馏水,再滴入5滴0.05 mol/L FeCl3溶液、5滴0.15 mol/L
KSCN溶液,用玻璃棒搅拌,使其充分混合,将混合均匀的溶液平均注入a、b、c三支
试管中。
(2)向试管a中滴入5滴0.05 mol/L FeCl3溶液,向试管b中滴入5滴0.15 mol/L KSCN溶液,
观察实验现象,与试管c进行对比。
实验结果如下表:
实验内容 向试管a中滴入5滴0.05 mol/L FeCl3
溶液 向试管b中滴入5滴0.15 mol/L KSCN
溶液
实验现象 溶液红色加深 溶液红色加深
结论 在其他条件不变时,增大反应物浓度,平衡向正反应方向移动
(3)继续向a、b两支试管中分别加入少量铁粉,观察实验现象。
实验结果如下表:
实验内容 向试管a中加入少量铁粉 向试管b中加入少量铁粉
实验现象 溶液红色变浅 溶液红色变浅
结论 加入铁粉发生反应:2Fe3++Fe 3Fe2+,Fe3+浓度减小。在其他条件不变时, 减小反应物浓度,平衡向逆反应方向移动
Ⅱ.在K2Cr2O7溶液中存在平衡:Cr2 (橙色)+H2O 2Cr (黄色)+2H+。
取一支试管,加入2 mL 0.1 mol/L K2Cr2O7溶液,然后按照下表中的步骤进行实验,观察溶
液颜色变化,判断平衡是否发生移动及移动的方向。
实验结果如下表:
实验步骤 实验现象 结论
向试管中滴加5~10滴6 mol/L NaOH
溶液 溶液变为黄色 在其他条件不变时,减小生成物的浓
度,平衡向正反应方向移动
向试管中继续滴加5~10滴6 mol/L H2
SO4溶液 溶液由黄色变为橙色 在其他条件不变时,增大生成物的浓
度,平衡向逆反应方向移动
2.温度对化学平衡的影响
Ⅰ.在CuCl2溶液中存在平衡:[Cu(H2O)4]2+(蓝色)+4Cl- [CuCl4]2-(黄色)+4H2O ΔH>0。
取两支试管分别加入2 mL 0.5 mol/L CuCl2溶液,将其中一支试管先加热,然后置于冷水
中,观察实验现象,与另一支试管比较。
实验结果如下表:
实验步骤 实验现象 结论
加热试管 溶液变为黄绿色 在其他条件不变时,升高温度,平衡向
吸热反应方向移动
将上述试管置于冷水中 溶液由黄绿色变为蓝绿色 在其他条件不变时,降低温度,平衡向
放热反应方向移动
注意
①CuCl2溶液中Cl-的浓度会影响溶液的颜色。②在对CuCl2溶液加热的过程中,没有观
察到[CuCl4]2-的黄色,这是因为在这个平衡体系中[Cu(H2O)4]2+呈蓝色,[CuCl4]2-呈黄色,因
此CuCl2溶液呈绿色。升高温度,平衡正向移动,可以观察到溶液呈黄绿色。
Ⅱ.温度对NO2和N2O4混合气体中平衡的影响
2NO2(g) N2O4(g) ΔH<0
取两个封装有NO2和N2O4混合气体的圆底烧瓶(编号分别为1和2),将它们分别浸泡在热
水和冷水中,比较两个烧瓶里气体的颜色。将两个烧瓶位置互换,稍等片刻,再比较两个
烧瓶里气体的颜色。
实验结果如下表:
烧瓶编号 1 2
实验步骤1 置于热水 置于冷水
实验现象1 气体红棕色加深 气体红棕色变浅
实验步骤2 置于冷水 置于热水
实验现象2 气体颜色由深变浅 气体颜色由浅变深
结论 在其他条件不变时,升高温度,平衡向吸热反应方向移动;降低温度,平衡向
放热反应方向移动
三、等效平衡
(1)含义:在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下,以不同投料方式进行同一可逆反应,达到
化学平衡状态时,同种物质的百分含量(质量分数、物质的量分数、体积分数等)相同,
这样的平衡互称为等效平衡。
(2)等效平衡解题思路
①在恒温恒容条件下,对于反应前后气体分子数改变的可逆反应,只改变起始时加入物
质的物质的量,如果换算成化学方程式中同一半边的物质,对应物质的物质的量相同,则
建立的化学平衡是等效的。
　　Ⅰ　　2 mol　　 1 mol　　 0
　　Ⅱ　　0　 　0　　2 mol
　　Ⅲ　　0　　 0　　4 mol
　　Ⅳ　　1 mol　　0.5 mol　　1 mol
恒温恒容时,Ⅰ、Ⅱ、Ⅳ三种情况下达到的平衡完全等效。Ⅲ与Ⅰ达到的平衡不等效。
②在恒温恒容条件下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只改变起始时加入物
质的物质的量,如果换算成化学方程式中同一半边的物质,对应组分的物质的量之比相
同,则建立的化学平衡是等效的。
如:2SO2(g)　+　 O2(g) 2SO3(g)
如:H2(g)　+　I2(g) 2HI(g)
Ⅰ　1 mol　　1 mol　　0
Ⅱ 2 mol　　2 mol　　0
Ⅲ 0　　 0　　3 mol
Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ达到的平衡为等效平衡,此处等效的含义是各物质的百分含量相同,混合气
体的平均摩尔质量( )也相同,各物质的浓度、物质的量、混合气体的密度、体系的
压强等均不相同但成比例。
③在恒温恒压条件下,只改变起始时加入物质的物质的量,如果换算成化学方程式中同
一半边的物质,对应组分的物质的量之比相同,则建立的化学平衡等效。
如: 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ达到的平衡均为等效平衡。
四、平衡转化率分析
(1)aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)型
①若反应物起始物质的量之比(投料比)等于化学计量数之比,达到平衡后,各反应物的
转化率相等。
②若加入一定量的A,平衡正向移动,α(B)增大而α(A)减小。
③若按原比例同等程度地增大(或减小)A、B的物质的量,恒容条件下相当于加压(或减
压),则分为三种情况:
操作 气体分子数变化 α(A)、α(B)变化
恒容时同等程度增大(或减小)A、B
的物质的量 a+b=c+d 不变
a+b>c+d 增大(或减小)
a+b(2)aA(g) bB(g)+cC(g)型
操作 气体分子数变化 α(A)
恒容时增大 (或减小)A的 物质的量 a=b+c 不变
a>b+c 增大(或减小)
a1.(2026届山西大学附中等校9月考,3)在一密闭容器中,反应aA(g)+bB(s) cC(g)+dD
(g)达到平衡后,保持温度不变,将容器容积缩小为原来的一半,当达到新的平衡时,A的
浓度是原来的1.6倍,则下列说法正确的是 (　　　 )
A.平衡向逆反应方向移动
B.a>c+d
C.物质A的转化率减小
D.物质D的浓度减小
即练即清
B
　
解析　容器容积缩小为原来的一半,若平衡不移动,A的浓度应变为原来的2倍,而此时A
的浓度是原来的1.6倍,说明平衡正向移动,A错误。由A项分析可知,增大压强平衡正向
移动,说明该反应为气体分子数减小的反应,即a>c+d,B正确。平衡向正反应方向移动,
则A的转化率增大,C错误。容器容积缩小,同时平衡正向移动,则D的浓度增大,D错误。
2.一定条件下,将等体积的NO2和SO2置于密闭容器中发生反应NO2(g)+SO2(g) SO3
(g)+NO(g)。下列不能说明反应达平衡状态的是 (　　　 )
A.v正(SO2)=v逆(SO3)
B.混合气体颜色保持不变
C.SO3和NO体积分数之比保持不变
D.NO2的浓度保持不变
C
　
解析 v正(SO2)=v逆(SO3),说明正、逆反应速率相等,反应达到平衡状态;该体系中只有
NO2为有色气体,当混合气体颜色保持不变时,说明NO2的浓度不再发生变化,反应达到
平衡状态;SO3和NO均为生成物,两者的体积分数之比始终为1∶1,故两者的体积分数之
比保持不变时,不能说明反应达到平衡状态;达到平衡时,体系中各物质的浓度保持不
变,则NO2的浓度保持不变时,可说明反应达到平衡状态。故选C。
3.一定温度下,在体积恒定(均为1 L)的三个密闭容器中,发生反应:2H2(g)+CO(g)
CH3OH(g)。分别达到平衡时,下列说法正确的是 (　　　 )
容器 温度/℃ 各物质起始浓度/(mol/L)
平衡浓度
c(H2) c(CO) c(CH3OH) c(CH3OH)
Ⅰ 350 0.2 0.1 0 0.08
Ⅱ 350 0.4 0.2 0
Ⅲ 450 0 0 0.1 0.025
D
A.该反应正反应的ΔH>0
B.平衡时,反应物转化率:Ⅰ>Ⅱ
C.平衡时,Ⅱ中CO的浓度是Ⅰ中的两倍
D.平衡时,再向Ⅲ中投入0.1 mol N2,CH3OH的浓度不变
　
解析　将容器Ⅲ中起始时CH3OH的物质的量浓度换算成H2和CO的物质的量浓度,相当
于起始时容器Ⅲ中c(H2)=0.2 mol/L,c(CO)=0.1 mol/L,与容器Ⅰ中的投料相同,容器Ⅲ相
当于在容器Ⅰ的基础上升高温度,平衡时c(CH3OH)减小,说明升高温度,平衡逆向移动,
则该反应正反应为放热反应,ΔH<0,A错误。题给反应为气体分子数减小的反应,容器
Ⅱ中起始投料是容器Ⅰ中的两倍,容器Ⅱ中的反应相当于两个容器Ⅰ中的反应达到平
衡后合并再压缩容器体积为1 L,相当于增大压强,则平衡正向移动,反应物转化率:Ⅰ<
Ⅱ,B错误。根据B项分析,可知平衡时Ⅱ中CO的浓度小于Ⅰ中的两倍,C错误。平衡时,
再向Ⅲ中投入0.1 mol N2,容器体积不变,反应体系中各物质的浓度不变,平衡不移动,则
CH3OH的浓度不变,D正确。
第3节　化学平衡常数及其相关计算
一、化学平衡常数
1.表达式:对于反应mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),K= 。固体和纯液体的浓
度视为常数,通常不计入平衡常数表达式中。
2.意义:衡量一个可逆反应进行程度大小的物理量,K越大,说明正反应进行的程度越
大。
3.影响因素:K只受温度影响。
4.应用
(1)判断可逆反应进行的程度
知识清单
通常,K越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,正反应进行的程度越大,即该反应
进行得越完全,平衡时反应物的转化率越大;反之,K越小,该反应进行得越不完全,平衡
时反应物的转化率越小。一般来说,当K>105时,认为反应进行完全。
(2)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 ,称为浓度商,常用Q表示。
Q
(3)判断可逆反应的热效应
5.平衡常数与化学方程式的关系
化学方程式的变化 平衡常数的变化
相同温度下,对于可逆反应 K逆=
化学方程式乘以系数n K2=
反应1+反应2=反应3 K3=K1·K2
反应1-反应2=反应3 K3=
二、化学平衡中的计算方法——“三段式”法
　　对于mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g),令A、B起始物质的量分别为a mol、b mol,达
到平衡后,A的消耗量为mx mol,容器容积为V L。
mA(g)+ nB(g) pC(g) + qD(g)
起始/mol　 a　 b　　 0　　 0
变化/mol　 mx　 nx　 px　 qx
平衡/mol　 a-mx b-nx　 px　 qx
则(1)平衡常数K= 。
(2)A的转化率:α(A)= ×100%。
(3)平衡时A的体积分数:φ(A)= ×100%。
(4)平衡时和起始时的压强比: = 。
1.在25 ℃时,密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如下表所示:
即练即清
物质 X Y Z
初始浓度/(mol·L-1) 0.1 0.2 0
平衡浓度/(mol·L-1) 0.05 0.05 0.1
下列说法错误的是 (　　　 )
A.增大压强使平衡向生成Z的方向移动,平衡常数增大
B.反应可表示为X(g)+3Y(g) 2Z(g),其平衡常数为1 600 (mol·L-1)-2
C.反应达平衡时,X的转化率为50%
D.改变温度可以改变此反应的平衡常数
A
　
解析　先根据表中数据算出各物质的浓度变化量,再写出反应的化学方程式,然后进行
分析。Δc(X)=0.1 mol·L-1-0.05 mol·L-1=0.05 mol·L-1,Δc(Y)=0.2 mol·L-1-0.05 mol·L-1=0.15
mol·L-1,Δc(Z)=0.1 mol·L-1,Δc(X)∶Δc(Y)∶Δc(Z)=1∶3∶2,则该反应可表示为X(g)+3Y
(g) 2Z(g)。增大压强,平衡向气体分子数减小的方向移动,即平衡向生成Z的方向移
动,但平衡常数只和温度有关,温度不变,平衡常数不变;温度改变,平衡常数改变,A错
误、D正确。平衡常数K= = =1 600 (mol·L-1)-2,B正
确。反应达平衡时,X的转化率为 ×100%=50%,C正确。
2.已知某化学反应的平衡常数表达式为K= ,其平衡常数K和温度的关系如
表所示:
温度/℃ 700 800 830 1 000 1 200
K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6
下列有关叙述正确的是 (　　　 )
A.该反应是放热反应
B.该反应的化学方程式为CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
C.800 ℃时向容器中充入1 mol CO和1 mol H2O,保持温度不变,达到平衡后其K=0.9
D.1 200 ℃时,当4c(CO2)·c(H2)=c(CO)·c(H2O)时,该反应向正反应方向进行
C
　
解析　由题表中数据知,随温度升高,平衡常数K增大,则升温平衡正向移动,反应为吸热
反应,A错误;根据平衡常数表达式可得反应的化学方程式为CO2(g)+H2(g) CO(g)+H
2O(g),B错误;温度不变,平衡常数不变,故800 ℃平衡后K=0.9,C正确;1 200 ℃时,K=2.6,当
4c(CO2)·c(H2)=c(CO)·c(H2O)时,Q=4>K,反应逆向进行,D错误。
3.Ⅰ.在恒容密闭容器中通入CH4与CO2,使其物质的量浓度均为1.0 mol·L-1,在一定条件
下发生反应:CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g)。测得平衡时CH4的体积分数与温度及
压强的关系如图所示。
回答下列问题:
(1)向绝热的恒容密闭容器中通入CO(g)和H2(g)发生反应,一段时间后,容器内温度
_______(填“升高”“不变”或“降低”)。
(2)压强为p3时,b点的K(平衡常数)______Q(浓度商)(填“<”“>”或“=”)。
(3)1 000 ℃时该反应的平衡常数为_________(mol·L-1)2(用含n的式子表示)。

　<
　升高
　
解析 (1)根据题图可知,压强相同时,升高温度,平衡时CH4的体积分数减小,说明平衡正
向移动,正反应为吸热反应,逆反应为放热反应,则向绝热的恒容密闭容器中通入CO(g)
和H2(g),一段时间后,容器内温度升高。(2)压强为p3时,b点CH4的体积分数比平衡时小,
则反应逆向进行,即Kmol·L-1,列三段式如下:
CO2(g)+CH4(g) 2CO(g)+2H2(g)
起始/(mol·L-1)　　1.0　　1.0　　 0　　 0
变化/(mol·L-1)　 x　 x　　 2x　 　2x
平衡/(mol·L-1)　　 1.0-x　　1.0-x　 　2x　 　2x
a点时CH4的体积分数为 ,则 = ,解得x= ,则1 000 ℃时该反应
的平衡常数K= = (mol·L-1)2。
考法突破16　分压平衡常数的计算
1.分压平衡常数
在化学平衡体系中,用各气体物质的分压代替浓度进行计算,得到的平衡常数称为分压
平衡常数(Kp)。例如对于N2(g)+3H2(g) 2NH3(g),Kp= 。某气体的分压=
总压×该气体的物质的量分数(或体积分数)。
2.影响因素
Kp只受温度影响。
3.计算模板
(1)模板1——通用模版

(2)模板2——恒温恒容体系
对于恒温恒容反应,气体的压强与其物质的量成正比,若已知起始时各气体的分压,则可
用分压代替物质的量运用“三段式”法进行计算,直接求出平衡时各气体的分压,如:
　　　N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
始　 p0　 　3p0　 　0
变　 p　　 3p　 　2p
平　 p0-p　　3(p0-p)　　2p
Kp=
　
注意
对于恒温恒压体系,不可用压强代替物质的量进行计算,要按照模板1进行计算。
(3)模板3——气体分子数不变的反应
对于反应前后气体分子数不变的反应,可用平衡时各气体的物质的量代替分压直接计
算分压平衡常数。例如,对于反应H2(g)+I2(g) 2HI(g),Kp= =
。
即练即清
典例 (2025广东惠州惠东三模,19节选)(4)高温时二甲醚蒸气发生分解反应:CH3OCH3
(g) CH4(g)+H2(g)+CO(g)。迅速将二甲醚引入一个500 ℃的抽成真空的恒温恒容的
密闭瓶中,在不同时刻测得的瓶内气体压强p总如下表所示。
t/min 0 10 20 30 40 50
p总/kPa 50.0 78.0 92.0 99.0 100 100
①该反应达到平衡状态时,二甲醚的转化率为________。
②500 ℃时,该反应的平衡常数Kp=________(kPa)2(用平衡分压代替平衡浓度计算,某气
体分压=总压×该气体的物质的量分数)。
　625
　50%
　
解析 (4)①设起始时投入CH3OCH3的物质的量为1 mol,反应达到平衡时,CH3OCH3分
解的物质的量为x mol,列出三段式:
CH3OCH3(g) CH4(g)+H2(g)+CO(g)
起始物质的量/mol　　　1　　 　0　　　0　　　0
变化物质的量/mol　　 x　　 x　　 x　　 x
平衡物质的量/mol　　　1-x　　 x　　 x　　 x
恒温恒容条件下,气体的物质的量之比等于气体的压强之比,则由 = ,解
得x=0.5,故CH3OCH3的平衡转化率为 ×100%=50%[提示:因为是恒温恒容体系,也
可以直接利用模板2进行计算]。
②平衡时,n(CH3OCH3)=1 mol-0.5 mol=0.5 mol、n(CH4)=n(H2)=n(CO)=0.5 mol,气体的总
物质的量为0.5 mol+0.5 mol+0.5 mol+0.5 mol=2 mol。Kp= =
= =625 (kPa)2。
变式1　〔变反应特点:气体分子数不变的反应〕(2026届黑龙江大庆第一次质检,18节
选)氢能是人类未来的理想能源之一,氢能利用存在两大难题:制取和储存。
Ⅰ.制取氢气
乙醇与水催化重整是当前制取氢气的主要方法,其反应机理如下:
反应Ⅰ:C2H5OH(g)+H2O(g) 2CO(g)+4H2(g) ΔH1
反应Ⅱ:CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) ΔH2=-41.2 kJ/mol
回答下列问题:
(1)在催化剂作用下,反应Ⅰ可通过下图所示的反应历程实现催化重整,则ΔH1=
_____________kJ/mol(用含a、b、c的代数式表示,a、b、c均大于0),该反应在_______
　高温
a-b+c
(填“高温”“低温”或“任意温度”)下能自发进行。
(2)下列措施中一定能提高H2平衡产率的是______(填字母序号)。
A.选择合适的催化剂　B.降低温度
C.增大水蒸气浓度　　D.恒温恒容下通入气体Ar
　C
(3)压强为100 kPa时,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、C2H5OH的转化率随温度的变化曲线如图所示。
[例如:CO的选择性= ×100%]
①表示C2H5OH平衡转化率的曲线是______(填标号)。
②573 K时,反应Ⅱ的Kp=_________(结果精确至0.1)。
　14.0
　b
　
解析 (1)根据盖斯定律并结合题图知,ΔH1=(a-b+c) kJ/mol;由题图知,反应Ⅰ中,反应物
的总能量比生成物的总能量低,则该反应为吸热反应,即ΔH1>0;该反应正反应为气体分
子数增大的反应,是熵增大的反应,即ΔS1>0;要使反应自发进行,则ΔH1-TΔS1<0,故该反应
在高温条件下可自发进行。
(2)选择合适的催化剂能加快反应速率,但不能使平衡发生移动,故不能提高H2平衡产
率,A错误;反应Ⅰ正反应为吸热反应,反应Ⅱ正反应为放热反应,降低温度,反应Ⅰ平衡
逆向移动,反应Ⅱ平衡正向移动,温度对哪个平衡移动影响程度更大未知,故无法确定H2
的平衡产率是增大还是减小,B错误;水蒸气是反应物,增大水蒸气浓度,两个可逆反应的
平衡都正向移动,H2的平衡产率增大,C正确;恒温恒容下通入气体Ar,不能改变反应体系
中各物质的浓度,则化学平衡不移动,H2的平衡产率不变,D错误。
(3)①反应Ⅰ是吸热反应,反应Ⅱ是放热反应;升高温度,平衡向吸热方向移动,故反应Ⅰ
的平衡正向移动,反应Ⅱ的平衡逆向移动,则CO的选择性随着温度升高而增大,CO2的选
择性随着温度升高而减小,且平衡时CO2的选择性+CO的选择性=100%[提示:非常重要,
可根据题给选择性的计算式得出],所以题图中曲线b表示C2H5OH的平衡转化率,曲线c
表示CO的选择性,曲线a表示CO2的选择性。
②由题图可知,573 K时C2H5OH的转化率为60%,则消耗C2H5OH的物质的量为1 mol×6
0%=0.6 mol,平衡时C2H5OH的物质的量为0.4 mol;CO2的选择性为85%,CO2的选择性+
CO的选择性=100%,则CO的选择性为15%,根据C原子守恒知,生成n(CO2)=0.6 mol×2×8
5%=1.02 mol,n(CO)=0.6 mol×2×15%=0.18 mol;消耗H2O的物质的量为1.02 mol+0.6 mol
=1.62 mol,剩余H2O的物质的量为3 mol-1.62 mol=1.38 mol,反应生成H2的物质的量为4×
0.6 mol+1.02 mol=3.42 mol,平衡时混合气体总物质的量为1.02 mol+0.18 mol+1.38 mol
+3.42 mol+0.4 mol=6.4 mol,则反应Ⅱ的Kp= =
≈14.0[提示:对于反应前后气体分子数不变的反
应,计算Kp时,可直接用物质的量代替相应的分压进行计算,这样对于该题非常简便]。
变式2　〔变计算方式:利用盖斯定律计算Kp〕(2024湖北,17节选)用BaCO3和焦炭为原
料,经反应Ⅰ、Ⅱ得到BaC2,再制备乙炔是我国科研人员提出的绿色环保新路线。
反应Ⅰ:BaCO3(s)+C(s) BaO(s)+2CO(g)
反应Ⅱ:BaO(s)+3C(s) BaC2(s)+CO(g)
回答下列问题:
(2)已知Kp=(pCO)n、K=( )n(n是CO的化学计量数)。反应Ⅰ、Ⅱ的lgK与温度的关系
曲线如图所示。

①反应BaCO3(s)+4C(s) BaC2(s)+3CO(g)在1 585 K的Kp=_________Pa3。
②保持1 320 K不变,假定恒容容器中只发生反应Ⅰ,达到平衡时pCO=________Pa,若将容
器体积压缩到原来的 ,重新建立平衡后pCO=________Pa。
　105
　105
　1016
　
解析 (2)①由题图可知1 585 K时,KⅠ=102.5,KⅡ=10-1.5,由盖斯定律可知,反应Ⅰ+反应Ⅱ可
得BaCO3(s)+4C(s) BaC2(s)+3CO(g) K=KⅠ×KⅡ=( )3= ,则Kp=102.5×10-1.5×
1015 Pa3=1016 Pa3。②由题图可知1 320 K时,反应Ⅰ的lgK=0,则K=1,即( )2=1,pCO=105
Pa。若将容器体积压缩到原来的 ,重新建立平衡后,温度不变,平衡常数不变,则pCO不
变,即pCO=105 Pa。
第4节　化学反应的方向与调控
一、化学反应的方向
1.化学反应方向的判据
知识清单
注意
复合判据可判断反应正向进行的可能性,并不能判断反应实际是否能够进行。
2.焓变、熵变和温度对化学反应方向的影响
ΔH ΔS ΔH-TΔS 反应情况
- + 永远是负值 在任何温度下均能自发进行
+ - 永远是正值 在任何温度下均不能自发进行
+ + 低温为正;高温为负 低温时不能自发进行;高温时能自发进行
- - 低温为负;高温为正 低温时能自发进行;高温时不能自发进行
二、化学反应的调控
1.化工生产适宜条件的一般原则
(1)化学反应速率:既不能太慢,也不能太快。
(2)化学平衡:要考虑外界条件对平衡转化率和反应速率的影响是否一致。
(3)原料的利用率:选用易得、廉价原料或增大其用量,提高不易得、高价原料的利用
率。
(4)实际生产能力:考虑设备承受高温、高压的能力等。
(5)催化剂活性:注意催化剂的活性受温度等条件的影响。
2.控制反应条件的基本措施
增大反应速率的措施 提高平衡转化率的措施
适当增大反应物浓度 适当增大反应物浓度,并及时分离出产物
适当升高温度 根据反应的ΔH选择适合的温度,既保证反应速率较大,
又保证平衡转化率较高
适当增大压强 根据反应前后气体分子数变化情况,选择高压或低压
选择合适的催化剂 体系中存在多个竞争反应时,提高目标产物的选择性
3.化学反应的调控(以合成氨为例)
(1)反应原理:N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
ΔH=-92.4 kJ·mol-1。
(2)反应特点:可逆,正反应放热,气体分子数减小。
(3)反应条件的选择
①浓度:c(N2)∶c(H2)略大于1∶3。在合成氨的催化反应历程中,氮气的吸附分解所需的
活化能最高,是控制总反应速率的关键。为保证氮气占有一定份额的催化剂活性中心
并提高吸附速率,要适当提高氮气的比例。
②压强:10 MPa~30 MPa。
解释:从平衡移动的角度考虑,压强越大越有利于氨气的合成,但考虑到压强增大对设备
的要求也提高,故采用10 MPa~30 MPa。
③温度:400~500 ℃。
解释:从平衡移动的角度考虑,温度越高越不利于氨气的合成,但考虑到反应的速率和催
化剂的活性,故采用400~500 ℃。
④催化剂:铁触媒(在500 ℃左右活性最大)。
　
注意
为防止催化剂中毒,原料气必须净化除去杂质。催化剂中毒是因吸附或沉积毒物而使
催化剂活性降低或丧失的过程。
1.下列说法正确的是 (　　　 )
A.自发进行的反应不需要任何条件,就可以发生反应
B.能够自发进行的反应一定是熵增的过程
C.ΔH<0的反应均是自发进行的反应
D.ΔH<0、ΔS>0的反应在任何温度下都能自发进行
即练即清
D
　
解析　自发进行的反应有时也需要外界条件,如碳酸钙的分解反应是自发反应,但需要
加热,A错误;ΔS<0、ΔH<0的反应在低温下自发进行,B错误;ΔH<0的反应不一定是自发
进行的反应,C错误;ΔH<0、ΔS>0的反应,ΔH-TΔS一定小于0,一定是自发反应,D正确。
2.(2026届重庆巴蜀中学8月考,10)乙硼烷(B2H6)是一种高能航天燃料,其燃烧反应如下:
B2H6(g)+3O2(g) B2O3(s)+3H2O(l) ΔH=-2 165 kJ·mol-1,ΔS=-583 J·mol-1·K-1。下列说
法错误的是 (　　　 )
A.在298 K和398 K进行反应,ΔS不同
B.该反应在低温下能自发进行,高温下不能自发进行
C.0.1 mol B2H6(g)完全燃烧放出的热量可将25 ℃下1 kg水煮沸(水的比热容为4.2 J·g-1·K-1)
D.已知:H2O(g) H2O(l) ΔH=-44 kJ·mol-1,则1 mol B2H6完全燃烧生成气态水放热
2 033 kJ
C
　
解析　同一反应在不同温度下的ΔS不同,则在298 K和398 K下进行反应,ΔS不同,A正
确。该反应ΔH<0、ΔS<0,则在低温下才能自发进行,B正确。根据题给热化学方程式
知,0.1 mol B2H6(g)完全燃烧放出的热量为216.5 kJ,但1 kg水从25 ℃升至100 ℃需要吸
收的热量Q=m·c·ΔT=1 000 g×4.2 J·g-1·K-1×(100-25) K=315 000 J=315 kJ,热量不足,C错
误。依据盖斯定律,ΔH=-2 165 kJ·mol-1+3×44 kJ·mol-1=-2 033 kJ·mol-1,D正确。
3.如图所示为工业合成氨的流程图。下列有关说法不正确的是 (　　　 )
A.步骤①中“净化”的目的是防止催化剂中毒
B.步骤②中“加压”既可提高原料的转化率,又可加快反应速率
C.步骤③中“500 ℃、铁触媒”有利于提高原料的平衡转化率
D.步骤④中“冷却”的目的是将氨液化分离出来,提高原料的转化率
C
　
解析　合成氨需加入催化剂,“净化”原料气可以防止催化剂中毒,A正确;合成氨反应
是气体分子数减小的反应,加压,平衡正向移动,可提高原料的转化率,同时又可以加快
反应速率,B正确;“铁触媒”是催化剂,只能改变反应速率,不能使平衡移动,不改变平
衡转化率,C错误;“冷却”将氨液化分离,分离出的N2、H2再循环利用,提高了原料的转
化率,D正确。
考法突破17　反应速率常数的应用
一、必备知识
1.基元反应
大多数化学反应都是分几步完成的,其中的每一步反应称为基元反应。
2.基元反应的速率方程
(1)基元反应如aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)的速率方程为v正=k正 ca (A)·cb(B),v逆=k逆 cc(C)
·cd(D)(k正为正反应的速率常数,k逆为逆反应的速率常数,速率方程题中一般会给出,不需
要单独识记)。
(2)反应速率常数表示单位浓度下的化学反应速率。反应速率常数与浓度无关,但受温
度、催化剂、固体表面性质等因素的影响。通常,反应速率常数越大,反应进行得越快。
3.速率常数与化学平衡常数的关系
一定温度下,对于基元反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),v正=k正·ca(A)·cb(B),v逆=k逆·cc(C)·
cd(D),平衡时v正=v逆,则 = =K。
二、解题思路
三、阿伦尼乌斯公式
即练即清
典例 (2026届河北秦皇岛一中9月考,12)工业上可利用NO2制备硝酸,NO2可以自发地
发生二聚反应2NO2(g) N2O4(g),该反应的速率方程分别为v正=k1cm(NO2)、v逆=k2cn(N2
O4)。在一定温度下改变物质分压,实验结果如下表所示。
实验 c(NO2)/(mol·L-1) c(N2O4)/(mol·L-1) v/(mol·L-1·s-1)
1 x 0 p
2 2x 0 4p
3 0 y q
4 0 2y 2q
下列说法正确的是 (　　　 )
A.该反应的正反应活化能大于逆反应活化能
B.升高温度,k1、k2均增大,且k2增大的程度更大
C.m=2、n=0
D.该反应的平衡常数K=
B
　
解析　2NO2(g) N2O4(g)为气体分子数减小的反应,即ΔS<0;能自发进行,则ΔH-TΔS<
0,可得出ΔH<0,而ΔH=正反应活化能-逆反应活化能,故该反应的正反应活化能小于逆
反应活化能,A错误。升高温度,k1、k2均增大,但活化能越大的反应,升温时,反应速率常
数(k)增大的程度越大,逆反应的活化能较大,则k2增大的幅度更大,B正确。根据实验1、
2得p=k1xm、4p=k1(2x)m,则 = ,解得m=2;根据实验3、4得q=k2yn、2q=k2(2y)n,则
= ,解得n=1,C错误。结合C项分析可得,v正=k1c2(NO2)、v逆=k2c(N2O4);当反应达到
平衡状态时,v正=v逆,即k1c2(NO2)=k2c(N2O4),K= = ,D错误。
变式1　〔变考查点:非平衡状态时,速率常数间的关系;涉及绝热恒容时,平衡的判断〕
(2026届四川绵阳南山中学二检,15)向容积为2 L的刚性密闭容器中加入0.2 mol N2O和
0.4 mol CO,发生反应:N2O(g)+CO(g) N2(g)+CO2(g) ΔH<0。在恒温或绝热条件下
分别测得N2O的转化率随时间(t)的变化关系如图所示。已知:v正=k正c(N2O)c(CO),v逆=k逆c
(N2)c(CO2),k正、k逆分别是正、逆反应的速率常数。下列说法不正确的是 (　　　 )
A.v逆(W)>v逆(X)
B.条件1中容器内压强不再变化表明反应已达平衡
C.Y点处, =
D.Z点时,再投入一定量的N2O,重新平衡时N2体积分数一定增大
D
　
解析　该反应为放热反应,条件1的容器中反应速率快,先达到平衡,说明温度高,且该容
器中N2O的平衡转化率比条件2的低,故条件1为绝热,条件2为恒温。W点、X点N2O的
转化率均为15%,即生成的N2、CO2的浓度相同,但绝热条件下容器内温度升高(W点温
度高于X点),反应速率大,故v逆(W)>v逆(X),A正确。该反应为气体分子数不变的反应,但条件
1为绝热,反应放热使容器内温度升高,压强随着反应进行而增大,当压强不再变化时,说
明反应达到平衡状态,B正确。Z点时为平衡状态,正、逆反应速率相等,即k正c(N2O)c
(CO)=k逆c(N2)c(CO2),可得出K= ;Z点时,N2O的转化率为25%,参加反应的N2O的物质的
量为0.2 mol×25%=0.05 mol,由题给化学方程式知,参加反应的CO的物质的量也为0.05
mol,生成的N2、CO2的物质的量均为0.05 mol,剩余N2O的物质的量为0.15 mol,剩余CO
的物质的量为0.35 mol,K= = = = [提示:对于气体分
子数不变的反应,计算K时,可以直接用物质的量代替浓度进行计算];条件2为恒温,温度
不变,平衡常数不变,则Y点和Z点的平衡常数(K)相同;其他条件相同时,温度不变,反应
速率常数不变,即Y点时 = ,C正确。利用极限思维,Z点加入的N2O为原来的很多倍,
此时n总增加量远大于n(N2)增加量,故重新平衡时N2的体积分数会减小,D错误。
变式2　〔变考查情境:反应速率常数与阿伦尼乌斯公式的对数形式〕SO2和Cl2发生反
应:SO2(g)+Cl2(g) SO2Cl2(g) ΔH<0。该反应的速率方程可表示为v=kcm(SO2)cn(Cl2),
k为速率常数。已知Rlnk=- +C(R、C为常数),通过实验获得如下图像。
下列说法错误的是 (　　　 )
A.m=n=1
B.温度为T0时,k=0.6 L·mol-1
C.使用催化剂1时,Ea=300 kJ·mol-1
D.相较催化剂1,使用催化剂2时,活化分子百分数更大
B
　
解析　分析题图1、题图2中数据知,当c(Cl2)、c(SO2)分别变为原来的2倍时,反应速率
也变为原来的2倍,则m=n=1,A正确。由题图1、题图2中数据知,温度为T0时,当c(SO2)=c
(Cl2)=0.1 mol·L-1时,v=6×10-3 mol·L-1·min-1,代入速率方程可得6×10-3 mol·L-1·min-1=k×0.1
mol·L-1×0.1 mol·L-1,解得k=0.6 L·mol-1·min-1[提示:注意单位],B错误。将题图3中点(0.5×1
0-2,1.5)、(1.0×10-2,3.0)代入表达式Rlnk=- +C,得出催化剂1对应的活化能为300 kJ·mol-
1,C正确。根据Rlnk=- +C知[提示:相当于一元一次方程],Ea越大,对应直线的斜率越大,
则使用催化剂2时,反应的活化能更小,活化分子百分数更大,D正确。
考法突破18　反应速率和平衡图像分析
一、基础识图方法和简单基础图像
1.基础识图方法——“三看一判断”
2.常见的反应速率和平衡图像
(1)速率—时间图像——注意断点
以A(g)+B(g) C(g) ΔH>0为例。
改变的条件 变化的原因和趋势
t1时增大A的浓度 反应物浓度增大,v正瞬时增大,而后减小;v逆瞬时不变,而
后逐渐增大
t2时升高温度 温度升高,活化分子百分数增大,单位体积内活化分子数
增多,反应速率增大,v正、v逆均增大;但正反应为吸热反
应,v正增大程度更大
t3时减小压强 压强减小,单位体积内活化分子数减少,v正、v逆均减小,但
正反应为气体分子数减小的反应,v正减小程度更大
t4时加入催化剂 加入催化剂,单位体积内活化分子数增多,v正、v逆均增大,
增大程度相同
(2)全程速率—时间图像

①DB段反应速率增大的原因可能是反应放热,温度升高,反应速率加快,也可能是反应
生成了催化剂;②BC段反应速率减小的原因可能是反应物浓度降低。
(3)百分含量—时间—温度(压强或催化剂)图像
“先拐先平”在图像中先出现拐点的先平衡,说明该条件下反应速率快,则反应应在高
温、高压下进行或使用了催化剂。以可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g)为例。
图像 相关解释
T2温度下先出现拐点,则T2>T1,温度高,平衡时产物C的百
分含量高,则升高温度,平衡正向移动,说明反应的ΔH>0
T2温度下先出现拐点,则T2>T1,温度高,平衡时反应物B的
百分含量高,则升高温度,平衡逆向移动,说明反应的ΔH<
0
p1压强下先出现拐点,则p1>p2,压强大,平衡时产物C的百
分含量高,则增大压强,平衡正向移动,说明正反应是气体
分子数减小的反应,则a+b>c
p1压强下先出现拐点,则p1>p2,压强大,平衡时反应物B的
百分含量高,则增大压强,平衡逆向移动,说明正反应是气
体分子数增大的反应,则a+b 曲线1先出现拐点,则曲线1用催化剂、曲线2不用催化剂
或用了催化效果不好的催化剂,或a+b=c时曲线1的压强
大于曲线2的压强
(4)恒温(恒压)线—压强(温度)—平衡转化率图像
“定一议二”原则:当图像中有两个自变量和一个因变量时,先假设一个自变量不变,再
讨论另一个自变量对因变量的影响。有时需在图像中作辅助线。以可逆反应aA(g)+
bB(g) cC(g)为例,纵坐标α(A)为A的平衡转化率。
恒温线—压强—平衡转化率图像 恒压线—温度—平衡转化率图像

任取一条恒温线进行研究,温度相同时,压强增大,α(A)增
大,平衡正移,故正反应为气体分子数减小的反应即a+b>
c;再作一条垂直于横坐标的线与两条恒温线相交,压强
相同时,若T1>T2,温度升高,α(A)增大,平衡正向移动,故正
反应为吸热反应 任取一条恒压线进行研究,压强相同时,温度升高,α(A)减
小,故正反应的ΔH<0;再作一条垂直于横坐标的线与三
条恒压线相交,温度相同时,若p1>p2>p3,压强增大,α(A)增
大,平衡正向移动,则a+b>c
(5)反应过程中含量—温度图像
对于反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),不同温度下反应相同时间后测定A或C的含量,
如图所示。
　
M点前由于温度较低、反应速率较慢,体系尚未达到平衡,随着温度升高,反应速率加
快,A%减小、C%增大;M点时体系恰好达到平衡;M点后为平衡的移动,升高温度,A%增
大、C%减小,平衡逆向移动,故ΔH<0。
注意
分析图像时,应注意图像中的变化量是平衡量还是非平衡量,其变化是由平衡移动引起
的,还是由反应速率改变引起的,两者不可混淆。
(6)平衡曲线外非平衡点的分析
对于反应aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g),曲线L上所有的点都是平衡点。E点位于曲线L
上方,其A%大于此压强或温度下平衡时的A%,E点必须向正反应方向移动才能达到平
衡状态,故E点v正>v逆;同理可知曲线L下方的F点v正二、复合图像
1.同一反应的两个因变量与同一自变量的图像
关注点:分析一条曲线时,忽略另一条纵坐标与其他曲线。
图示为某反应中催化剂的催化效率和产物的生成速率随温度的变化关系。
①催化效率—温度分析:催化剂在250 ℃左右活性最强。
②生成速率—温度分析:速率在250 ℃和400 ℃左右达到两个较大值。
结论:生成速率在250 ℃时受催化剂影响较大,在400 ℃时受温度影响较大。
2.同一体系中存在两个或多个竞争反应时的两个或多个因变量与同一自变量的图像
(1)关注点:除了分离成为单个因变量进行分析之外,还需要根据不同反应的特征(Δng、
ΔH)判断可能存在的副反应。对于这类图像,纵坐标多变,除了常见的转化率、产率以
外,还可能出现选择性(题中一般都会给出选择性的定义或公式)。
(2)图像分析

图示是某密闭容器中同时存在两个反应时CO2的平衡转化率、CH3OH的选择性与温度
的关系。
[已知CH3OH的选择性= ]
①CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) ΔH1<0
②CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g)
ΔH2>0
分析CH3OH的选择性:由于反应①为放热反应,反应②为吸热反应,温度升高,反应①的
平衡逆移,反应②的平衡正移,故CH3OH的平衡选择性降低。
分析CO2的平衡转化率:温度升高,由图像可知CO2的平衡转化率不断升高,而反应①的
平衡逆移,反应②的平衡正移,说明升高温度时反应②对CO2平衡转化率的影响更大。
即练即清
典例1 (2026届山东青岛期初调研,10)下列对图示分析所得结论正确的是 (　　　 )

甲 乙

丙 丁
C
A.图甲,催化剂Ⅰ对反应2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)的催化效果更好
B.图乙,恒容和固定投料条件下,2NO2(g) N2O4(g)平衡时气体颜色a比b深
C.图丙,CaCO3(s)在恒温密闭容器中分解,t1时刻可能充入了CO2
D.图丁,合成氨反应,固定N2投料时其转化率b点最高、c点最低
　
解析　由题图甲知,催化剂Ⅱ条件下反应的活化能低于催化剂Ⅰ条件下反应的活化能,
活化能越低,反应速率越快,催化效果越好,故催化剂Ⅱ对该反应的催化效果更好,A错
误。由题图乙知,α(NO2)随温度升高而降低,a点NO2的转化率比b点高,NO2的浓度:a点点,故平衡时气体颜色a比b浅,B错误。t1时刻c(CO2)突然增大,可能是充入了CO2,这是因
为CaCO3的分解反应为CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g),平衡常数K=c(CO2),当t1时刻充入
CO2后,c(CO2)瞬时增大,因温度不变,平衡常数不变,则充入CO2后,c(CO2)逐渐减小至与
原平衡相等,C正确。题图丁中,固定N2投料,增大n(H2),则平衡正向移动,随着H2的量增
大,N2转化率增大,故c点时N2的转化率最高[提示:b点仅代表NH3的百分含量最高,并不
代表NH3的量最大],D错误。
典例2 (2025安徽合肥示范中学5月质检,10)向起始温度为T ℃、容积为10 L的两个相
同的密闭容器中,均充入1 mol N2O和4 mol CO的混合气,保持其中一个容器恒温,另一
个绝热,发生反应N2O(g)+CO(g) N2(g)+CO2(g) ΔH。两容器中N2O的转化率随时
间的变化关系如图所示。下列说法正确的是 (　　　 )

A.ΔH>0
B.曲线M表示恒温容器
C.Q点的正反应速率大于P点的正反应速率
D.0~100 s内,曲线N表示的容器内v(CO)=4×
10-4 mol·L-1·s-1
C
解析　根据题干信息知,两个容器的初始温度、容积和投料均相同,曲线M表示的容器
中反应速率快,先平衡[提示:图中曲线先出现拐点],说明平衡时曲线M表示的容器中的
温度高;由题图可知曲线M表示的容器中N2O的平衡转化率比N中的低,说明升高温度,
平衡逆向移动,则该反应为放热反应,即ΔH<0,A错误。由A项分析知,该反应为放热反
应,绝热容器温度会升高,则曲线M表示绝热容器,B错误。Q点和P点均没有达到平衡,N2
O的转化率相同,即各物质浓度相同,而温度:Q点>P点,温度高反应速率块,则正反应速
率:Q点>P点,C正确。由题图知,100 s时曲线N表示的容器中N2O的转化率为10%,则参
加反应的N2O为1 mol×10%=0.1 mol,由题给化学方程式知,参加反应的CO的物质的量
也为0.1 mol,则v(CO)= =1×10-4 mol·L-1·s-1,D错误。
典例3 (2025江苏南通四模,13)甲醇与水蒸气催化重整制取氢气的主要反应为CH3OH
(g)+H2O(g) CO2(g)+3H2(g) ΔH=+49.5 kJ·mol-1;CH3OH(g) CO(g)+2H2(g) ΔH=
+90.7 kJ·mol-1。在密闭容器中,1.01×105 Pa、n起始(CH3OH)∶n起始(H2O)=1∶1,平衡时CH3
OH的转化率和CO的选择性[ ×100%]随温度的变化如图所示。
下列说法正确的是 (　　　 )
A.其他条件不变,制取H2的最佳温度范围为200~220 ℃
B.200~300 ℃达到平衡时,CO2的物质的量随温度升高而减小
C.其他条件不变,增大起始时 ,可提高甲醇的平衡转化率
D.240~300 ℃达到平衡时, <3
D
解析　由题图知,200~220 ℃时,CH3OH的平衡转化率较低,260 ℃时CH3OH的平衡转化
率较高,同时CO的选择性较低,故制取H2的最佳温度范围为260 ℃左右,A错误。200~25
0 ℃时,CH3OH的平衡转化率随温度升高显著增大,CO的选择性虽增大但增大程度不
大,则CO2的物质的量随温度升高而增大;250~300 ℃时,温度继续升高,CH3OH的平衡转
化率基本不变,CO的选择性增大较快,则CO2的物质的量随温度升高又逐渐减小,B错
误。其他条件不变,增大起始时 ,H2O的平衡转化率增大,甲醇的平衡转化率减
小,C错误。若只发生反应CH3OH(g)+H2O(g) CO2(g)+3H2(g), =3,若只发生反
应CH3OH(g) CO(g)+2H2(g), =2,240~300 ℃时,两个反应均发生,则达到平衡
时, <3,D正确。
微专题3 化工生产中多重平衡体系分析
1.多重平衡体系
在一个化学反应体系中,往往同时存在着多个可逆反应,同一种物质既可能是某个反应
的反应物,也可能是另一个反应的生成物。在一定条件下,这些反应都可以达到平衡状
态。这样的体系称为多重平衡体系。
2.多重平衡体系的类型
(1)连续反应:指前一个反应的产物同时可以进一步反应生成其他产物的反应,其主要特
征是先生成又被消耗。
(2)竞争反应:指反应物能同时平行地进行两个或两个以上的不同反应,得到不同的产
物。
3.多重平衡的思维建模
(1)连续反应思维模型
A B C
①若v1 v2,则中间产物B的含量会先快速上升,后缓慢下降。
②若v1 v2,则中间产物B的含量始终维持在较低水平。
③某时刻中间产物B的浓度=第一步反应生成的B的浓度-第二步反应消耗的B的浓度。
(2)竞争反应思维模型
Ea为活化能。未达平衡时,若 > ,则主要产物为C;若 > , 则主要产物为B。
4.多重平衡中的产物调控
(1)未达平衡时,产物受各步反应反应速率的影响,通过改变温度和使用不同的催化剂改
变各步反应反应速率的相对大小,进而调控经过相同时间后的产物。不同催化剂对活
化能降低的幅度不同,可调控某一反应的选择性。
(2)达到平衡时:产物的平衡量受控于反应的限度。
①对于连续反应,若A→B的限度更大,则主要产物是B;若B→C的限度更大,则主要产物
是C。
②对于竞争反应,若A→B的限度更大,则主要产物是B;若A→C的限度更大,则主要产物
是C。
改变温度、压强能调控平衡的移动:①升高温度,平衡向吸热反应方向移动,降低温度,
平衡向放热反应方向移动;若同为吸热或放热反应,改变相同温度时,对于活化能大的反
应,反应速率改变程度更大。②增大压强,平衡向气体分子数减小的方向移动,减小压
强,平衡向气体分子数增大的方向移动。
归纳总结
　　分析连续反应和竞争反应的过程时,若反应未达到平衡,则应从反应速率角度分析;
若反应已达到平衡,则应从化学平衡即反应限度角度分析。
5.多重平衡体系的常用计算方法
(1)“三段式”法
①竞争型。计算过程示例如下:
　　　　　A(g)+B(g) C(g)+D(g)
起始/mol　　1　　1　　0　　0
变化/mol　 x　 x　 x　 x
　　　　　A(g)+2B(g) E(g)+D(g)
起始/mol　　1　　1　　0　　0
变化/mol　 y　　2y　 y　 y
平衡时n(A)=(1-x-y) mol,n(B)=(1-x-2y) mol,n(C)=x mol,n(D)=(x+y) mol,n(E)=y mol。
②连续型。对于连续反应,计算时可将第一个反应的“平衡量”看作第二个反应的
“起始量”,计算过程示例如下:
　　　　　　　A(g)+B(g) C(g)+D(g)
起始/mol　　1　　1　　0　　0
变化/mol　 x　 x　 x　 x
“平衡”/mol　　1-x　　1-x　 x　 x
　　　　　　A(g)　+　C(g) E(g)+D(g)
“起始”/mol　　1-x　 x　　0　 x
变化/mol　 y　 y　 y　 y
平衡/mol　　1-x-y　 x-y　 y　 x+y
平衡时n(A)=(1-x-y) mol,n(B)=(1-x) mol,n(C)=(x-y) mol,n(D)=(x+y) mol,n(E)=y mol。
(2)原子守恒法
当反应体系中存在三个及三个以上反应,或同时存在竞争反应和连续反应时,可采用原
子守恒法进行计算。
6.多重平衡体系图像的分析方法
多重平衡体系中,当外界因素(例如温度、压强等)变化时,不同平衡的移动所引起的同
一物理量的变化方向可能相反,此时可根据图像中该物理量的实际变化趋势,判断哪个
平衡的影响程度更大。例如,某体系中存在反应①和②,两者均生成A,升高温度时反应
①平衡移动会导致c(A)减小,反应②平衡移动会导致c(A)增大。实际图像中,在某一温
度范围内c(A)随温度升高而增大,则该温度范围内反应②对于c(A)的影响程度大于反
应①。
即练即清
典例 (2026届湖北黄冈中学9月考,17节选)在传统克劳斯工艺制备S2的基础上,科研工
作者提出分解H2S制备S2同时获取H2的新方法,反应如下:
反应1:2H2S(g)+O2(g) 2H2O(g)+S2(g) ΔH1
反应2:2H2S(g) 2H2(g)+S2(g) ΔH2
(2)按照新方法,向1 L恒容密闭容器中通入0.01 mol混合气体[n(Ar)∶n(H2S)∶n(O2)=8
8∶10∶2]。H2S的转化率(α)与温度的关系曲线如图所示,三条曲线分别代表平衡转化
率及相同反应时间内有、无催化剂的转化率。

③P点n(H2)=1×10-4 mol,此时n(S2)=_____________mol,反应2的平衡常数K=___________。
　2.5×10-4
　1×10-5
　
解析 (2)③0.01 mol混合气体中n(H2S)=0.01 mol× =1×10-3 mol、n(O2)=0.01
mol× =2×10-4 mol,设生成H2O的物质的量为2x mol、生成H2的物质的量为2y
mol,可列出:
　　　　　　2H2S(g)+O2(g) 2H2O(g)+S2(g)
变化/mol　　2x　 x　 　2x　 x
　　　　　　2H2S(g) 2H2(g)+S2(g)
变化/mol　　 2y　　 2y　 y
P点时n(H2)=1×10-4 mol,即2y=1×10-4,则y=5×10-5。H2S的转化率为50%,则有(2x+2y) mol=
5×10-4 mol,得出(x+y) mol=2.5×10-4 mol即n(S2)=2.5×10-4 mol,同时解得x=2×10-4;因体积为
1 L,反应2的平衡常数K= = =1×10-5。
变式1　〔变反应特点:恒温恒压下的连续反应〕(2026届湖北武汉9月调研,19节选)
CaCO3的热分解耦合焦炭气化反应可生产CO,其主要反应如下:
反应Ⅰ:CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) ΔH1=+178.8 kJ/mol
反应Ⅱ:C(s)+CO2(g) 2CO(g) ΔH2=+172.5 kJ/mol
反应Ⅲ:CaCO3(s)+C(s) CaO(s)+2CO(g) ΔH3
(1)ΔH3=___________kJ/mol。
(2)在100 kPa下,三个反应的ΔG随温度的变化如下图所示。从热力学趋势看,在温度为
800 ℃时,不能自发的反应是______(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)。结合下图,从温度的角
度说明加入C能使CaCO3分解更容易的理由是___________________________________
______________________________________________。
　CaCO3单独分解自发进行时的温度
　Ⅰ
　+351.3
为890 ℃,而加入C后,自发进行时温度降为790 ℃
(3)在一定压强下,向密闭容器中加入一定量的CaCO3和C发生反应,反应Ⅰ和反应Ⅱ的
平衡常数K与温度的关系如图所示。在温度800~1 000 ℃区间内升温,平衡体系中
n(CO2)会_______(填“增大”或“减小”)。
　减小
(4)在一定温度、100 kPa下,若向体系中加入0.01 mol CaCO3和0.01 mol C,恒压反应至
平衡时,CaCO3的转化率为80%,体系中CO的体积分数为75%,则CO2的分压p(CO2)=
_______kPa,反应Ⅱ的压强平衡常数Kp=________kPa,体系中n(C)=____________mol。
　0.005 2
　225
　25
　
解析 (1)根据盖斯定律,反应Ⅲ=反应Ⅰ+反应Ⅱ,故ΔH3=ΔH1+ΔH2=+178.8 kJ/mol+172.
5 kJ/mol=+351.3 kJ/mol。
(2)由题图知,800 ℃时,反应Ⅰ的ΔG>0,不能自发进行;由题图知,CaCO3单独分解自发进
行时的温度为890 ℃,而加入C后,自发进行时温度降为790 ℃,故加入C能使CaCO3更容
易分解。
(3)由题图可知,在800~1 000 ℃区间内升温,反应Ⅱ的平衡常数增大程度大于反应Ⅰ的
平衡常数,说明反应Ⅱ进行的程度更大,n(CO2)会减小。
(4)反应体系中的气体只有CO2和CO,CO的体积分数为75%,则CO2的体积分数为25%,总
压为100 kPa,故CO的分压为75 kPa,CO2的分压为25 kPa,反应Ⅱ的Kp= =
=225 kPa;平衡时,CaCO3的转化率为80%,则CaCO3转化的物质的量为0.01 mol×80%=0.0
08 mol,设C(s)转化的物质的量为x mol,可列出简化的三段式:
　　　　　　CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g)
变化/mol　　 0.008　　 0.008
　　　　　　C(s)+CO2(g) 2CO(g)
变化/mol　 x　 x　　 2x
CO的体积分数为75%,即 ×100%=75%,解得x=0.004 8,则体系中的n(C)=0.01
mol-0.004 8 mol=0.005 2 mol。
变式2　〔变解题方法:利用原子守恒法〕(2024山东,20节选)水煤气是H2的主要来源,
研究CaO对C-H2O体系制H2的影响,涉及主要反应如下:
C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g) (Ⅰ) ΔH1>0
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g) (Ⅱ) ΔH2<0
CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s) (Ⅲ) ΔH3<0
回答下列问题:
(2)压力p下、C-H2O-CaO体系达平衡后,图示温度范围内C(s)已完全反应,CaCO3(s)在T1
温度时完全分解。气相中CO、CO2和H2摩尔分数随温度的变化关系如图所示,则a线对
应物种为_______(填化学式)。当温度高于T1时,随温度升高c线对应物种摩尔分数逐渐
　H2
降低的原因是__________________________________________________________。

　随温度升高,反应(Ⅱ)平衡逆向移动,CO2摩尔分数逐渐降低
(3)压力p下、温度为T0时,图示三种气体的摩尔分数分别为0.50、0.15、0.05,则反应
CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)的平衡常数Kp=_______;此时气体总物质的量为4.0 mol,
则CaCO3(s)的物质的量为________mol;若向平衡体系中通入少量CO2(g),重新达平衡后,分
压p(CO2)将_______(填“增大”“减小”或“不变”),p(CO)将_______(填“增大”
“减小”或“不变”)。
　不变
　不变
　0.5
　
解析 (2)反应(Ⅰ)中生成CO与H2的物质的量之比为1∶1,反应(Ⅱ)中生成CO2与H2的物
质的量之比也为1∶1,且反应(Ⅱ)、(Ⅲ)中CO和CO2分别作为反应物,故平衡时CO、CO
2、H2中H2摩尔分数最大,即a线对应物种为H2。当温度高于T1时,由于C(s)已完全反应且
CaCO3(s)已完全分解,则反应体系中不存在反应(Ⅰ)、(Ⅲ)的化学平衡;随着温度升高,
反应(Ⅱ)平衡逆向移动,CO2摩尔分数降低,CO摩尔分数升高,故b、c线对应物种分别为
CO、CO2。(3)T0时不存在反应(Ⅰ)的化学平衡,由题图可知H2、CO、CO2的摩尔分数
分别为0.50、0.15、0.05,则H2O的摩尔分数为1-0.50-0.15-0.05=0.30,CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)反应前后气体分子总数不变,故可用摩尔分数代替分压计算Kp,则Kp=
= 。用气体总物质的量乘以各气体的摩尔分数,可得平衡时H2、CO、CO2、
H2O的物质的量分别为2 mol、0.6 mol、0.2 mol、1.2 mol,这4种气体中的H原子和O原
子均来自原料中的H2O;此外,由反应(Ⅲ)可知,1 mol CaCO3中有2 mol O原子也来自原料
中的H2O[提示:直接来自CO2,间接来自H2O];设平衡时CaCO3(s)的物质的量为x mol,由于
原料H2O中H、O原子个数比为2∶1,根据H、O原子守恒,平衡时应有 =
,解得x=0.5,即CaCO3(s)的物质的量为0.5 mol。若向平衡体系中通入
少量CO2(g),由于反应(Ⅲ)的平衡常数 = 在一定温度下为定值,故重新达平衡
后,p(CO2)不变;由于通入的CO2会通过反应(Ⅲ)平衡正向移动而被消耗,p(CO2)最终不
变,故反应(Ⅱ)的化学平衡最终不受通入的CO2的影响,因此重新达平衡后p(CO)不变。
　
一题多解
对于求算CaCO3(s)的物质的量还可以运用简化“三段式”法,设转化的C(s)的物质的量
为x mol,反应Ⅱ转化的CO的物质的量为a mol,反应Ⅲ转化的CO2的物质的量为b mol,列
式如下:
　　　　　　C(s)+H2O(g) CO(g)+H2(g)
变化(mol)　 x　 x　 x　 x
　　　　　　CO(g)+H2O(g) CO2(g)+H2(g)
变化(mol)　 a　 a　 a　 a
　　　　　　CaO(s)+CO2(g) CaCO3(s)
变化(mol)　 b　 b
平衡时n(H2)=(x+a)mol=2 mol,n(CO)=(x-a)mol=0.6 mol,n(CO2)=(a-b) mol=0.2 mol,解得x
=1.3,a=0.7,b=0.5。

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