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反应热考查的内容不断拓展，难度有所提高，过去以考查热化学方程式的书写、燃烧热、中和热等概念及热量计算为主，考查的内容主要有：①热化学方程式的书写及正误判断；②比较反应热的大小；③有关反应热的简单计算；④化学键键能与反应热、反应热与能源的综合考查。反应速率和化学平衡是高中化学课程的重点和难点内容,主要题型表现在一道或两道选择题中的某个选项；在第Ⅱ卷的综合题或基础题中必有一题涉及化学反应速率、化学平衡问题的实际应用，一般在化学反应原理综合题中呈现出来，体现化学平衡的实际应用。
年份
题号
分值
考查的主要内容及知识点
能力要求
知识要求
难度
要求
接受、吸收、 整合化学信息的能力
分析问题和解决化学问题的能力
化学实验与探究能力
了解
理解
掌握
综合
应用
2013(Ⅱ)
12
6
概理+计算[盖斯定律及计算]
√
√
√
中
2014(Ⅰ)
9
6
概理[反应速率、反应热、活化能、催化剂]
√
√
√
中
2014(Ⅱ)
13
6
概理[盖斯定律计算及焓变比较]
√
√
√
中
1．【2013年高考全国新课标Ⅱ卷第12题】在1200℃时，天然气脱硫工艺中会发生下列反应
①H2S(g)+ O2(g)=SO2(g)+H2O(g) △H1
②2H2S(g)+SO2(g)=S2(g)+2H2O(g) △H2
③H2S(g)+O2(g)=S(g)+H2O(g) △H3
④2S(g) =S2(g) △H4
则△H4的正确表达式为（ ）
A．△H4=2/3（△H1+△H2-3△H3）
B．△H4=2/3（3△H3-△H1-△H2）
C．△H4=3/2（△H1+△H2-3△H3）
D．△H4=3/2（△H1-△H2-3△H3）
【答案】A
【解析】
【考点定位】热化学方程式、盖斯定律的应用
【名师点睛】盖斯定律的应用是热化学的重要知识点，也是我们平常学习时的重点知识，“对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应的焓变都是一样的”对于这句话不仅要深刻理解，还要灵活运用，在今后的命题中，以盖斯定律为基础的知识点考查也是今后命题的方向。
2．【2014年高考新课标Ⅰ卷第9题】已知分解1 mol H2O2 放出热量98KJ，在含少量I－的溶液中，H2O2的分解机理为：H2O2＋ I－ →H2O ＋IO－ 慢 H2O2＋ IO－→H2O ＋O2＋ I－ 快
下列有关反应的说法正确的是（ ）
A．反应的速率与I－的浓度有关 B． IO－也是该反应的催化剂
C．反应活化能等于98KJ·mol－1 D．v(H2O2)=v(H2O)=v(O2)
【答案】A
【考点地位】本题主要是考查外交途径对反应速率的影响、活化能等有关判断。
【名师点晴】化学反应速率是化学教学中的重要理论。催化剂对化学反应速率的影响、化学反应速率的表示、反应的活化能等抽象的概念、理论借助常见物质H2O2来实现，使问题形象化、具体化，使知识在难度上得到降低。化学反应有快慢之分，反应过程既有物质变化，也有能量变化。通过本题得到充分的展现。考查了学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。
3．【2014年高考新课标Ⅱ卷第13题】室温下，将1mol的CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效应为△H1，将1mol的CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为△H2；CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为：CuSO4·5H2O(s)CuSO4(s)+5H2O(l)， 热效应为△H3。则下列判断正确的是（ ）
A．△H2＞△H3 B．△H1＜△H3
C．△H1+△H3 =△H2 D．△H1+△H2＞△H3
【答案】B
【解析】解答本题要注意：首先要掌握△H的概念、意义和△H大小比较原则，吸热反应△H＞0；放热反应△H＜0；△H大小比较要带符号比，即吸热反应的△H大于放热反应的△H；放热反应，放出的热量越多，△H越小；吸热反应，吸收的热量越多，△H越大；然后根据题给信息，结合盖斯定律理清相关过程的△H，结合相关数学知识进行作答。根据题意知，CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液的温度降低，热化学方程式为CuSO4·5H2O(s) Cu2＋（aq）+SO42—（aq）+5H2O(l)，△H1＞0；CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热化学方程式为CuSO4(s) Cu2＋（aq）+SO42—（aq），△H2＜0；根据盖斯定律知，CuSO4·5H2O受热分解的热化学方程式为：CuSO4·5H2O(s)CuSO4(s)+5H2O(l)， △H3=△H1—△H2＞0。A、根据上述分析知，△H2＜0，△H3＞0，则△H2＜△H3，错误；B、根据上述分析知，△H1＞0，△H2＜0，△H3=△H1—△H2，结合相关数学知，△H1＜△H3，正确；C、根据上述分析知，△H3=△H1—△H2，错误；D、根据上述分析知，△H1＞0，△H2＜0，△H1+△H2 ＜△H3，错误。
【考点定位】本题考查△H大小比较、盖斯定律应用。
【名师点晴】本题主要是考查了学生综合运用所学化学知识解决相关化学问题的能力。明确反应热中△H的含义，特别是放热反应中△H＜0，吸热反应中△H＞0以及灵活运用盖斯定律是答题的关键。该类试题在今后的考试中主要是考查反应中能量转化形式、热化学方程式书写判断、盖斯定律应用、电化学反应原理等内容，注意相关基础知识的理解掌握。
【他山之石】
4．【2017江苏卷】通过以下反应可获得新型能源二甲醚(CH3OCH3 )。下列说法不正确的是
①C(s) + H2O(g)CO(g) + H2 (g) ΔH1 = a kJ·mol?1
②CO(g) + H2O(g)CO2 (g) + H2 (g) ΔH 2 = b kJ·mol?1
③CO2 (g) + 3H2 (g)CH3OH(g) + H2O(g) ΔH 3 = c kJ·mol?1
④2CH3OH(g)CH3OCH3 (g) + H2O(g) ΔH 4 = d kJ·mol?1
A．反应①、②为反应③提供原料气
B．反应③也是CO2资源化利用的方法之一
C．反应CH3OH(g)CH3OCH3 (g) +H2O(l)的ΔH =kJ·mol?1
D．反应 2CO(g) + 4H2 (g) CH3OCH3 (g) + H2O(g)的ΔH = ( 2b + 2c + d ) kJ·mol?1
【答案】C
【名师点睛】本题以合成新能源二甲醚为背景，考查学生对简单化工流程的反应原理、能量的转化关系、化学反应焓变的概念、盖斯定律的运用等知识的掌握和理解程度，同时关注了节能减排、工业三废资源化处理、开发利用新能源等社会热点问题。
5．【2016年高考海南卷】由反应物X转化为Y和Z的能量变化如图所示。下列说法正确的是（ ）
A．由反应的ΔH=E5?E2
B．由反应的ΔH<0
C．降低压强有利于提高Y的产率
D．升高温度有利于提高Z的产率
【答案】BC
【解析】
考点：考查化学反应中的能量变化，化学图象的分析与判断
【名师点睛】对于化学图像问题，可按以下的方法进行分析： ①认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与化学反应原理挂钩。②紧扣反应特征，搞清反应方向是吸热还是放热，体积增大还是减小，有无固体、纯液体物质参加反应。③看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势等等。本题考查化学反应与能量变化，主要结合物质反应与能量变化图，考查学生对化学反应热的理解。对于AB两项判断反应是放热反应还是吸热反应，可以从三个角度判断：一是比较反应物和生成物的总能量相对大小，生成物总能量比反应物总能量高的反应是吸热反应；二是比较反应物和生成物的总键能；三是从常见的分类去判断。
6．【2016年高考江苏卷】通过以下反应均可获取H2。下列有关说法正确的是（ ）
①太阳光催化分解水制氢：2H2O(l)＝2H2（g）+ O2（g） ΔH1=571.6kJ·mol–1
②焦炭与水反应制氢：C（s）+ H2O(g) ＝CO（g）+ H2（g）ΔH2=131.3kJ·mol–1
③甲烷与水反应制氢：CH4（g）+ H2O(g)＝CO（g）+3H2（g）ΔH3=206.1kJ·mol–1
A．反应①中电能转化为化学能
B．反应②为放热反应
C．反应③使用催化剂，ΔH3减小
D．反应CH4（g）＝C（s）+2H2（g）的ΔH=74.8kJ·mol–1
【答案】D
【解析】
【考点定位】本题主要是考查化学反应与能量转化的有关判断以及反应热计算等
【名师点晴】应用盖斯定律进行反应热的简单计算的关键在于设计反应过程，同时还需要注意：①参照新的热化学方程式(目标热化学方程式)，结合原热化学方程式(一般2～3个)进行合理“变形”，如热化学方程式颠倒、乘除以某一个数，然后将它们相加、减，得到目标热化学方程式，求出目标热化学方程式的ΔH与原热化学方程式之间ΔH的换算关系。②当热化学方程式乘、除以某一个数时，ΔH也应相应地乘、除以某一个数；方程式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”“－”符号，即把ΔH看作一个整体进行运算。③将一个热化学方程式颠倒书写时，ΔH的符号也随之改变，但数值不变。④在设计反应过程中，会遇到同一物质的三态(固、液、气)的相互转化，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。答题时注意灵活应用。
7．【2015重庆理综化学】黑火药是中国古代的四大发明之一，其爆炸的热化学方程式为：
S(s)+2KNO3(s)+3C(s)==K2S(s)+N2(g)+3CO2(g) ΔH= x kJ·mol－1
已知硫的燃烧热ΔH1= a kJ·mol－1
S(s)+2K(s)==K2S(s) ΔH2= b kJ·mol－1
2K(s)+N2(g)+3O2(g)==2KNO3(s) ΔH3= c kJ·mol－1
则x为（ ）
A．3a+b－c B．c +3a－b C．a+b－c D．c+a－b
【答案】A
【解析】已知硫的燃烧热为ΔH1= a kJ·mol－1，则硫的燃烧热化学方程式为，①S(s)+O2(g)=SO2 (g) ΔH1= a kJ·mol－1 ，②S(s)+2K(s)==K2S(s) ΔH2= b kJ·mol－1，③2K(s)+N2(g)+3O2(g)==2KNO3(s) ΔH3= c kJ·mol－1，根据盖斯定律，可得ΔH =3ΔH1+ΔH2—ΔH3，即x=3a+b－c，答案选A。
【考点定位】本题主要考查盖斯定律的应用。
【名师点晴】在反应焓变的计算中，经常利用盖斯定律，考查盖斯定律的应用是高考命题的重点，将热化学中反应热的计算与黑火药爆炸原理联系起来，既考查了基础知识，又能引导学生提高人文素养，试题背景新颖，关注化学与生活、社会、科技等的有机结合和联系。
8．【2015北京理综化学】最新报道：科学家首次用X射线激光技术观察到CO与O在催化剂表面形成化学键的过程。反应过程的示意图如下：
下列说法中正确的是（ ）
A．CO和O生成CO2是吸热反应
B．在该过程中，CO断键形成C和O
C．CO和O生成了具有极性共价键的CO2
D．状态Ⅰ →状态Ⅲ表示CO与O2反应的过程
【答案】C??
【考点定位】反应原理中化学反应与能量变化
【名师点晴】基础题，解题关键是明确化学反应中能量变化的原因，知道从能量高的状态变化到能量低的状态，可释放能量，并且要能根据图示内容正确分析物质变化情况。
一、盖斯定律及应用
1．内容：化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，即化学反应的反应热只与反应体系的始态、终态有关，而与反应的途径无关。
2．应用：间接计算某些反应的反应热。
转化关系式
反应热间的关系
aAB、AB
ΔH1＝aΔH2
AB
ΔH1＝－ΔH2
ΔH＝ΔH1＋ΔH2
3、五步法掌握盖斯定律计算
（1）写：写出目标方程式(题目中要书写的热化学方程式)，配平。
（2）比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置(在反应物中还是在生成物中)的区别。
（3）倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的量不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误。
（4）乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数(可以是分数)，反应热也要进行相应地运算。
（5）加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也相加即可。注意：ΔH要带着“＋”“－”符号进行运算。
【典例1】【哈尔滨市第三中学2017届第三次模拟考试】可逆反应NO2(g)+ CO(g) CO2(g)+ NO(g) 反应过 程中的能量变化如图所示，下列说法正确的是
A．1molNO2与1molCO混合经充分反应放热234 kJ
B．若反应开始时加入催化剂, 则使E1 、E2 都变大
C．正反应的活化能是134kJ/mol
D．该反应的反应热⊿H = E2–E1
【答案】C
【解析】A、此反应是可逆反应，不能完全进行到底，因此1molNO2与1molCO混合充分反应放出的热量小于234kJ，故A错误；B、使用催化剂，降低活化能，E1和E2都降低，故B错误；C、根据图像，正反应的活化能是134kJ·mol－1，故C正确；D、反应物的总能量大于生成物的总能量，此反应是放热反应，△H<0，因此△H=E1－E2，故D错误。
【典例2】【徐州市2017届考前模拟冲刺打靶卷】利用合成气（主要成分为CO、CO2和H2）通过下列反应合成甲醇。下列说法正确的是
反应①：CO2(g) + H2(g)CO(g) + H2O(g) △H1＝41 kJ·mol–1
反应②：CO(g) + 2H2(g)CH3OH(g) △H2＝–99 kJ·mol–1
反应③：CO2(g) + 3H2(g)CH3OH(g) + H2O(g) △H3
A．反应①为放热反应 B．增大反应①的压强，H2转化率提高
C．反应②使用催化剂，△H2不变 D．△H3＝－58 kJ·mol–1
【答案】C
二、外界因素对化学反应速率、转化率、化学平衡影响的判断方法
1、影响化学反应速率的因素
（1）温度的影响
对于可逆反应，改变温度时，吸热反应的速率 受到的影响程度大。升温时，吸热反应速率增大的程度大；降温时，吸热反应速率减小的程度大；如图所示。
（2）压强的影响
①对于体积可变的反应，化学方程式中计量系数大的一侧，其反应速率受压强的影响程度大。加压时，它增加的程度大；减压时，它减小的程度大，'如图所示。
②对于体积不变的反应，改变压强时，正逆反应速率会同等程度的改变。
（3）浓度的影响
增大反应物浓度，正反应速率急剧增大，然后逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，最终υ正=υ逆，重新建立平衡。
（4）催化剂的影响
催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，与反应物或生成物的状态无关。(注意催化剂中毒的概念，催花剂中毒是指某些物质使催化剂的作用减弱或消失)
（5）惰性气体对反应速率的影响
我们把化学反应体系中与各反应成分不起反应的气体统称为“惰性气体”。
①恒温恒容时
充入惰性气体体系总压强增大，但各反应成分分压不变，即各反应成分的浓度不变，化学反应速率不变。
②恒温恒压时
充入惰性气体容器容积增大各反应成分浓度降低反应速率减小。
2、浓度、压强影响化学平衡的几种特殊情况
（1）当反应混合物中存在与其他物质不相混溶的固体或纯液体物质时，由于其“浓度”是恒定的，不随其量的增减而变化，故改变这些固体或纯液体的量，对平衡基本无影响。
（2）由于压强的变化对非气态物质的浓度基本无影响，因此，当反应混合物中不存在气态物质时，压强的变化对平衡无影响。
（3）对于反应前后气体分子数无变化的反应，如H2(g)十I2(g)2HI(g)。压强的变化时其平衡无影响。这是因为，在这种情况下，压强的变化对正、逆反应速率的影响程度是等同的，故平衡不移动。
（4）同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度。应视为压强对平衡的影响，如某平衡体系中，c(N2)=0.1mol/L、c(H2)=0.3mol/L、c(NH3)=0.2mol/L，当浓度同时增大一倍时，即使c(N2)=0.2mol/L、c(H2)=0.6mol/L、c(NH3)=0.4mol/L，此时相当于压强增大一倍，平衡向生成NH3的方向移动。
（5）在恒容的容器中，当改变其中某种物质的浓度时，必然同时引起压强改变，但判断平衡移动的方向时．，应仍以浓度的影响去考虑。如2NO2(g)N2O4(g)，平衡后，向容器中再通入反应物：NO2，使c(NO2)增大，平衡正向移动；如再向容器中再通入生成物N2O4，则使c(N2O4)增大，平衡逆向移动，但由于两种情况下，容器内的压强都增大，故对最终平衡状态的影响是一致的，即：两种情况下，重新达到平衡后NO2的百分含量都比原平衡时要小。
（6）惰性气体对化学平静的影响
①若容器恒温恒容，充入惰性气体虽改变了容器内气体的总压强，但却没有改变气体的浓度；故平衡不移动。
②若容器恒温、恒压，充入惰性气体就会使容器的容积增大，虽未减小容器内气体的总气压，但降低各物质的分压和浓度，从而使化学平衡向气体总体积增大的方向移动。
可见，改变容器肉气体的压强，能否使平衡发生移动，取决于是否改变了气体反应物的浓度。
3、平衡正向移动与反应物、转化率的关系
平衡正向移动时反应物的转化率如何变化，这要根据具体反应及引起平衡移动的具体原因而定，不能一概而论。
（1）由温度或压强改变而引起平衡正向移动对，反应物的转化率必定增大。
（2）由增加反应物浓度引起平衡正向移动时，有以下几种情况：
①对于反应物(不考虑固体反应物)不止一种的可逆反应，如N2(g)十3H2(g)2NH3(g)，平衡时增加N2的浓度，平衡正向移动，H2的转化率增大，而N2的转化率减小。
②对于反应物只有一种的可逆反应(并规定起始时只有反应物)，若反应前后气体分子数不变，如2HI(g)H2(g)+I2(g)，则无论增大或减HI的浓度，HI的转化率都不改变；若反应后气体分子数减小，如2NO2(g)N2O4(g)，则增大NO2的浓度，相当于加压，平衡正向移动，NO2的转化率增大；若反应后气体分子数增大，如2NH3(g)N2(g)+3H2(g)，则增大NH3的浓度，相当于加压，平衡逆向移动，NH3的转化率减小。
【典例3】【扬州中学2017届下学期期中考试】100℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的X气体和Y气体，发生如下反应：X(g)＋2Y(g) Z(g)反应过程中测定的部分数据见下表：
反应时间/min
n(X)/mol
n(Y)/ mol
0
2.00
2.40
10
1.00
30
0.40
下列说法正确的是
A．前10 min内反应的平均速率为v(Z)＝0.10 mol·L－1·min－1
B．温度为200℃时，上述反应平衡常数为20，则正反应为吸热反应
C．若密闭容器体积可变，其他条件不变，在达到平衡后缩小容器体积为原来一半，则c(X)＜1mol/L
D．保持其他条件不变，向容器中再充入1.00 mol X气体和1.20 mol Y气体，到达平衡后，X转化率增大
【答案】CD
【典例4】【惠州市2017届4月模拟考试】如图所示，向A、B中均充入1mol x、l rnol Y，起始时A、B的体积都等于1L。在同温、同压和催化剂存在的条件下，关闭活塞K，使两容器中都发生下述反应：X（g）+Y（g） 2Z（g）+W（g） △H
A．两容器中的反应分别达到平衡时，反应物X的速率：v（B）>v（A）
B．A容器中x的转化率为80％
C．平衡时的压强：PAB
D．平衡时Y体积分数：A>B
【答案】D
点睛：本题难度较大，需变换平衡去思考，要求思维过程清晰，是训练思维的好题。
三、化学平衡相关的计算
1、“一式”巧解有关化学反应速率计算题
化学反应速率是表示反应进行快慢的物理量，它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，单位有mol·L－1·h－1、mol·L－1·min－1、mol·L－1·s－1等。计算公式如下：
v(B)＝＝
式中B是物质的化学式，Δc(B)表示物质B浓度的变化，Δn(B)表示物质B的物质的量的变化，V表示容器或溶液的体积，Δt表示反应进行的时间。
用上式进行某物质反应速率计算时需注意以下几点：
（1）浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。
（2）化学方程式中物质的化学计量数与反应速率的关系是反应速率之比等于化学计量数之比。
（3）反应速率大小的比较：对于反应nA＋mBpC＋qD，有如下关系：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝n∶m∶p∶q，比较相同条件下不同物质表示的反应速率大小时只需要比较、、和的大小即可。
2、有关化学平衡计算的“三步曲”
化学平衡的计算一般涉及到各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强等，通常的思路是写出平衡式，列出相关量(起始量、变化量、平衡量)，确定各量之间的关系，列出比例式或等式或依据平衡常数求解。
如对以下反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，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
则有：（1）K＝
（2）对于反应物：n(平)＝n(始)－n(变)；
对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(变)。
（3）c平(A)＝。
（4）α(A)平＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。
（5）φ(A)＝×100%。
（6）＝。
（7）(混)＝(g·L－1)。
（8）＝(g·mol－1)。
3、化学平衡常数
（1）化学平衡常数的意义
①化学平衡常数可表示反应进行的程度。K越大，反应进行的程度越大，K>105时，可以认为该反应已经进行完全。虽然转化率也能表示反应进行的程度，但转化率不仅与温度有关，而且与起始条件有关。
②K的大小只与温度有关，与反应物或生成物的起始浓度的大小无关。
（2）浓度商与化学平衡的移动：可逆反应进行到某时刻(包括化学平衡)时，生成物浓度的化学计量数次幂之积与反应物浓度的化学计量数次幂之积的比值称为浓度商(Qc)。当Qc＝K时，说明反应达到平衡状态；当QcK时，说明反应在向逆反应方向进行。
（3）在使用化学平衡常数时应注意：(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度写进平衡常数表达式中，但非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。(2)对于同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。因此书写平衡常数表达式及数值时，要与化学反应方程式相对应，否则就没有意义。
4、等效平衡
（1）恒温恒容条件下的等效平衡
在恒温、恒容的情况下，对于同一可逆反应，不论各反应物的起始量是多少，也不管反应物是一次加入或分几次加入，或是加入后分一次取出或分几次取出，只要各物质的起始量（质量、物质的量、浓度、体积等）按化学计量数换算成方程式左右两边同一边后对应相同，则就可以达到等效平衡
这种情况下建立的等效平衡，不但平衡混合物中各组分的质量分数（物质的量分数、体积分数）对应相等，而且各组分的质量、体积、物质的量、浓度等也分别对应相等。
（2）恒温恒压条件下的等效平衡
在恒温恒压的情况下，对于有气体物质参加的可逆反应，改变反应物的起始状态，只要各起始反应物之间的物质的量之比按化学计量数换算成化学方程式左右两边同一边后对应相等，即可达到等效平衡
在这种情况下建立的等效平衡，平衡混合物中各成份的质量、体积、物质的量、浓度并不一定相等
（3）特例
在恒温恒容的情况下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，其实在到达平衡的过程中压强也一直保持不变，因此只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则二平衡等效。
【典例5】【郑州市2017届第三次模拟考试】汽车尾气脱硝脱碳主要原理为：2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) △H<0。在一定条件下的密闭容器中，用传感器测得该反应在不同时间NO和CO浓度如下表：
时间/s
0
1
2
3
4
C(NO)/mol ? L-1
9.50×10-3
4.50×10-3
2.50×10-5
1.50×10-3
1.5×10-3
C(CO)/mol ? L-1
9.00×10-3
4.00×10-3
2．00×10-3
1.00×10-3
1.00×10-3
下列说法正确的是
A．—定温度下，从开始到平衡，该反应的平衡常数逐渐增大
B．前2s内的平均反应速率v(N2) = 1.75×10-3 mol·L-1·s-1
C．达到平衡时，CO的转化率为11．11%
D．3s时NO和CO的浓度都不再变化，反应停止进行
【答案】B
【典例6】CO2和H2合成甲醇可以减少CO2排放：CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g) ΔH=-49.0KJ/mol，在300℃温度时，将1 mol CO2和3molH2充人2 L密闭容器中，充分反应10min后达到平衡，测得n(CO2)为0.4mol。下列说法正确的是 ( )
A．容器内的压强与起始压强之比为0.75
B．从反应开始到平衡CH3OH的平均速率为0.03 mol/(L·min)
C．升温此反应平衡常数增大
D．加入催化剂和分离出甲醇都可以提高CO2的转化率
【答案】B
【考点定位】本题考查化学平衡的知识。涉及速率的计算、影响平衡移动的因素等。
1、规律：利用盖斯定律进行计算的一般步骤
2、解答化学平衡移动问题的步骤

1．通过以下反应均可获取O2。下列有关说法不正确的是
①光催化分解水制氧气：2H2O(l)＝2H2(g) + O2(g) ΔH1＝+571.6 kJ·mol－1
②过氧化氢分解制氧气：2H2O2(l)＝2H2O(l) + O2(g) ΔH2＝－196.4 kJ·mol－1
③一氧化氮分解制氧气：2NO(g)＝N2(g) + O2(g) ΔH3＝－180.5 kJ·mol－1
A．反应①是人们获取H2的途径之一
B．反应②、③都是化学能转化为热能
C．反应H2O2(l)＝H2O(g)+ O2(g)的ΔH＝－285.8kJ·mol－1
D．反应2H2(g)+2NO(g)＝N2(g)+2H2O(l)的ΔH＝－752.1 kJ·mol－1
【答案】C
2．有Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ3个体积均为0.5?L的恒容密闭容器，在Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ中按不同投料比(Z)充入HCl和O2(如下表)，加入催化剂发生反应：4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)?△H。HCl的平衡转化率与Z和T的关系如图所示。
容器
起始时
T/℃
n(HCl)/mol
Z
Ⅰ
300
0.25
a
Ⅱ
300
0.25
b
Ⅲ
300
0.25
4
下列说法不正确的是（ ）
A．△H<0
B．a<4C．若容器Ⅲ反应某时刻处于R点，则R点的反应速率：v(正)>v(逆)
D．300?℃时，该反应平衡常数的值为320
【答案】D
点睛：化学反应速率和化学平衡的有关计算一定明确三个量，即起始量、平衡量和改变量，根据已知条件，结合转化率求出这三个量后，其它问题都能正确解答了。
3．H2S的分解反应是一个可逆反应，其能量与反应进程的关系如图所示，下列有关说法正确的是（ ）
A．正反应的活化能大于逆反应的活化能
B．若减小体系的压强，则该反应的焓变将增大
C．升高温度，化学反应速率加快，H2S的平衡转化率减小
D．向密闭容器中充入1mol?H2S充分反应，吸收84.9?kJ的热量
【答案】A
点睛：外界条件只能影响反应的速率和平衡的移动，而决定反应速率大小和反应进行程度的根本因素是反应物质的性质，焓和焓变、熵和熵变是物质固有的属性，是不受外界条件影响的。
4．下列说法正确的是
A．乙醇的燃烧热为 △H= -a kJ·mol-1，则乙醇燃烧的热化学方程式可表示为：C2H5OH(g)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(g)H= -a kJ·mol-1
B．稀硫酸与稀 NaOH 溶液反应的中和热为-57.3 kJ/mol
C．S(g)+O2(g)=SO2(g) △H= -a kJ·mol-1，S(s)+O2(g)=SO2(g) △H= -b kJ·mol-1，则 a>b
D．500℃、30MPa 下，将 0.5mol N2和 1.5molH2置于密闭的容器中充分反应生成 NH3(g)，放热 19.3kJ，其热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) H= -38.6kJ·mol-1
【答案】C
【解析】A、乙醇的燃烧热是指1mol乙醇完全燃烧生成CO2和液态H2O放出的热量，所以醇燃烧的热化学方程式可表示为：C2H5OH(g)+3O2(g)=2CO2(g)+3H2O(l) △H= -a kJ·mol-1,A选项中水的状态不对，故A错；B项中和热都是正值，故B错误；C项S(g)+O2(g)=SO2(g) △H= -a kJ·mol-1，S(s)+O2(g)=SO2(g) △H= -b kJ·mol-1，两个反应中的S状态不同，第一个反应中S为气态，第二个反应中的S为固态，根据盖斯定律知 a>b，故C正确；D、500℃、30MPa下，将0.5mol N2和1.5molH2置于密闭的容器中充分反应生成NH3(g)，放热19.3kJ，由于合成氨反应是可逆反应，因此1mol完全反应放出的热量大于38.6kJ，D错误；
5．某反应过程能量变化如图所示，下列说法正确的是
A．反应过程a有催化剂参与
B．该反应为放热反应，热效应等于△H
C．改变催化剂，不能改变该反应的活化能
D．有催化剂条件下，反应的活化能等于E1+E2
【答案】B
6．已知NO和O2经反应①和反应②转化为NO2,其能量变化随反应进程的图示如下。
①2NO(g)N2O2(g)△H1平衡常数K1
②N2O2(g)+O2(g)?2NO2(B)△H2平衡常数K2
下列说法不正确的是（ ）
A．△H1<0,△H2<0
B．2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的平衡?常?数K=?K1/K2
C．表示2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的△H=?△H1+△H2
D．反应②的速率大小决定2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的反应速率
【答案】B
7．已知SO3在催化剂作用下分解速率会加快，其能量随反应进程的变化如图所示。下列说法正确的是
A．降低温度，SO3的分解速率加快　　　　B．加入催化剂，可提高SO3的平衡转化率
C．加入催化剂，减小了反应的活化能　　　D．反应物的总能量大于生成物的总能量
【答案】C
【解析】降低温度，反应速率减慢，A错误；加入催化剂，可以加快反应速率，但是平衡不动，SO3的平衡转化率不变，B错误；加入催化剂，能够降低反应的活化能，加快反应速率，C正确；反应物的总能量小于生成物的总能量。该反应为吸热反应，D错误；正确选项：C。
8．科学家首次用X射线微光技术观察到CO与O在催化剂表面形成化学键的过程。反应过程的示意图如下:
下列说法正确的是
A．CO和O生成CO2是吸热反应
B．在该过程中，既有旧化学键的断裂又有新化学键的形成
C．CO和O生成了具有极性共价键的CO2
D．该过程表示CO、O和催化剂的能量之和大于CO2的能量
【答案】C
【解析】A、由图可知，反应物总能量大于生成物总能量，为放热反应，故A错误；B、由图可知，该过程中CO没有发生化学键的断裂，CO与O原子直接在催化剂表面成键，故B错误；C、CO与O形成CO2，CO2中只含有C=O键，属于极性共价键，故C正确；D、该过程表示CO和O生成CO2，该反应为放热反应，CO和O的总能量大于CO2的总能量，催化剂与反应物、生成物能量大小无关，故D错误。故选C.
9．已知：C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)? △H=+130kJ·mol-1
2C(s)+O2(g)=2CO(g)? △H=-220 kJ·mol-1。
断开1molH-H、O-O分别需要吸收436kJ、496kJ的热量，则断开1molO-H需要吸收的热量为
A．332kJ B．118kJ C．462kJ D．360kJ
【答案】C
10．2SO2(g)+O2(g)=2SO3(g) ΔH=-198kJ/mol，在V2O5存在时，该反应的机理为:
V2O5+SO22VO2+SO3(快) 4VO2+O22V2O5(慢)
下列说法正确的是
A．反应速率主要取决于V2O5的质量 B．VO2是该反应的催化剂
C．逆反应的活化能大于198kJ/mol D．增大SO2的浓度可显著提高反应速率
【答案】C
【解析】由反应机理可得，V2O5是该反应的催化剂，反应速率与催化剂V2O5的质量有一定关系，但主要取决于催化剂V2O5的表面积，故A、B都错误；C项，△H=正反应的活化能-逆反应的活化能=-198kJ/mol，所以逆反应的活化能大于198kJ/mol，故C正确；D项，使用催化剂可以显著提高反应速率，增大SO2的浓度可以提高反应速率(不是显著提高)，故D错误。
点睛：本题通过SO2的催化氧化反应考查催化剂对反应速率的影响、ΔH与正逆反应活化能的关系等知识，注意：①催化剂参与化学反应，在化学反应前后质量和化学性质不变，所以VO2不是催化剂；②有些气体反应的催化剂，都要吸附气体，催化剂的表面积越大，吸附的气体越多，反应速度越快，还有些催化剂直接参与反应，只是反应完成又释放出来，化学反应速率与催化剂质量有关，但主要取决于催化剂的表面积；③?H=正反应的活化能-逆反应的活化能；④增大反应物(SO2)浓度可以提高反应速率，但与使用催化剂相比，还达不到显著提高反应速率的程度。
11．已知：CH4(g)＋2H2S(g)CS2(g)＋4H2(g)。向恒容密闭容器中充入0.1 mol CH4和0.2 mol H2S，不断升高温度，测得平衡时体系中各物质的物质的量分数与温度的关系如下图所示：
下列说法正确的是(　　)
A．该反应的ΔH＜0
B．X点CH4的转化率为20%
C．X点与Y点容器内压强比为51∶55
D．维持Z点温度，向容器中再充入CH4、H2S、CS2、H2各0.1 mol时v(正)＞v(逆)
【答案】B
【解析】A．由图可知升温平衡右移，所以该反应的ΔH>0，故A错误；B．X点，n(CH4)=n(H2)，消耗CH4的物质的量n丿(CH4)=n(H2)/4= n(CH4)/4，所以X点CH4的转化率为20%，故B正确；C．X点容器内气体物质的量为(0.3+2×0.02)mol=0.34mol，Y点，n(H2S)=n(H2)，消耗H2S的物质的量n丿(H2S)=n(H2)/2=n(H2S)/2，所以消耗H2S 0.1mol，此时容器内气体物质的量为(0.3+0.1)mol=0.4mol，X点与Y点容器内压强比等于气体物质的量比为17∶20，故C错误； D．设容器体积为V，Z点，n(CH4)=n(CS2)，甲烷转化一半，n(H2)=0.2mol，n(H2S)=0.2mol，平衡常数K===c2(H2)，向容器中再充入CH4、H2S、CS2、H2各0.1 mol时，n(CH4)=n(CS2)，n(H2)=0.3mol，n(H2S)=0.3mol，浓度商Q===c2(H2)>K，所以v(正)＜v(逆)，故D错误。故选B。
点睛：解答本题选项B、C、D的突破点是由图得出有关物质之间物质的量相等的关系，再由此得出答案。
12．下列说法正确的是
A．增加气体反应物浓度，单位体积内活化分子数增加，活化分子百分数增加，有效碰撞次数增加，所以反应速率加快
B．镁与稀盐酸反应时，加入适量的氯化钾溶液，生成氢气的速率不变
C．对于可逆反应，升高反应体系温度，正反应速率和逆反应速率均增加
D．在密闭容器中发生反应 A(g)＋B(g)C(g)＋D(g)，保持恒温恒容，充入气体 He 增大压强，化学反应速率加快
【答案】C
13．下列说法中正确的是（ ）
A．加强对煤、石油、天然气等综合利用的研究，可提高燃料的利用率
B．电解水生成H2利O2的实验中，可加入少量盐酸或硫酸增强导电性
C．同一可逆反应使用不同的催化剂时，高效催化剂可增大平衡转化率
D．升高温度能使吸热反应速率加快，使放热反应速率减慢
【答案】A
【解析】A．加强对煤、石油、天然气等综合利用的研究，可提高燃料的利用率，故A正确；B．电解水生成H2利O2的实验中，加入少量盐酸生成H2利Cl2，故B错误；C．催化剂不影响化学平衡，同一可逆反应使用不同的催化剂时，平衡转化率不变，故C错误；D．升高温度既能使吸热反应速率加快，也能使放热反应速率加快，只是吸热反应加快程度更大，故D错误。故选A。
14．已知：一定温度下的某恒容密闭容器中仅发生反应：2NO2(g) 2NO(g) + O2(g) △H ＝+Q kJ/mol (Q＞0) 。若向2L该容器中通入1.2 mol NO2 气体，测得100s时反应达到化学平衡状态，此时c(O2) 为0.2 mol/L。下列说法正确的是
A．增加c(NO)，平衡逆向移动，反应的化学平衡常数减小
B．100s 内NO2的分解速率为8×10－3 mol/(L·s)
C．反应达平衡时，吸收的热量为0.2Q
D．其他条件不变时，若开始时n(NO2)为2.4 mol，则达到平衡后，c(O2)＜c(NO2)
【答案】D
15．某温度下，在甲、乙、丙、丁四个恒容密闭容器中投入H2和I2，发生反应：H2(g)+I2(g)2HI(g)。反应体系中各物质浓度的有关数据如下。
容器
起始浓度
平衡浓度
c(H2)/mol·L-1
c(I2)/mol·L-1
c(HI)/mol·L-1
甲
0.01
0.01
0.004
乙
0.01
0.02
a
丙
0.02
0.01
b
丁
0.02
0.02
——
下列判断正确的是
A．H2的平衡浓度：a=b>0.004 B．平衡时，H2的转化率：丁>甲
C．平衡时，乙中H2的转化率等于20% D．丙中条件下，该反应的平衡常数K=4
【答案】A
【解析】A、甲与乙对照，乙相当于在甲的基础再通入0.01mol·L－1的I2，平衡向正反应方向移动，因此a>0.004mol·L－1，乙和丙对照，因为该反应前后气体系数之和相等，因此乙和丙中HI的物质的量浓度相等，即a=b>0.004mol·L－1，故A正确；B、丁相当于在甲的基础上增大压强，因为反应前后气体系数之和相等，因此增大压强，平衡不移动，H2的转化率向等，即丁=甲，故B错误；C、甲容器中，消耗H2物质的量浓度为0.004/2mol·L－1=0.002mol·L－1，即氢气的转化率为0.002/0.01×100%=20%，乙相当于在甲的基础再通入0.01mol·L－1的I2，平衡向正反应方向移动，氢气的转化率增大，即乙中氢气转化率大于20%，故C错误；D、甲容器达到平衡时，c(H2)=(0.01－0.002)mol·L－1=0.008mol·L－1，c(I2)=0.008mol·L－1，根据化学平衡常数的数学表达式，K= =0.25，因为化学平衡常数只受温度的影响，因此丙条件下的K=0.25，故D错误。
16．对反应：aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g) ΔH，反应特点与对应的图象的说法中不正确的是
A．图①中，若P1>P2，则该反应在较低温度下有利于自发进行
B．图②中，若T2>T1，则△H<0 且a+b=c+d
C．图③中t1时刻改变的条件一定是使用了催化剂
D．图④中，若△H<0，则纵坐标不可能表示的是反应物的转化率
【答案】C
17．T1℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的A气体和B气体，发生如下反应：A(g) +2B(g)C(p)。反应过程中测定的部分数据见下表：
反应时间/min
n(A)/mol
n(B)/ mol
0
1.00
1.20
10
0.50
30
0.20
下列说法错误的是
A．前10min内反应的平均速率为v(C)=0.0250 mnol·L-1·min-1
B．保持其他条件不变，起始时向容器中充入0.50molA气体和0.60mo1B气体，到达平衡时，n(C)<0.25mo1
C．其他条件不变时，向平衡体系中再充入0.50molA，与原平衡相比，达平衡时B的转化率增大，A的体积分数增大
D．温度为T2℃时(T1>T2)，上述反应平衡常数为20，则正反应为放热反应
【答案】D
点睛：解答本题的难点是选项B，分析新平衡与原平衡的关系，需要找出两情况起始条件之间的关系。题干起始时向容器中充入1.00molA气体和1.20mo1B气体，B选项起始时向容器中充入0.50molA气体和0.60mo1B气体，选项B相当于题干减压。
18．常温时，研究pH对一定浓度FeSO4的稳定性的影响，根据下图分析不合理的是
A．pH小于1时，亚铁几乎无损耗，可能的原因是4Fe2++ O2+ 10H2O4Fe(OH)3 + 8H+平衡逆向移动
B．pH在3.0~5.5之间，pH的变化对FeSO4稳定性影响不大
C．pH大于6.5时，亚铁损耗量突变，可能的原因是生成的Fe(OH) 2更易被氧化
D．其它条件相同时，FeSO4溶液中加入少量(NH4)2SO4固体，FeSO4的稳定性减弱
【答案】D
19．乙醇是重要的有机化工原料，可由乙烯水合法生产，反应的化学方程式如下：C2H4(g) + H2O(g) C2H5OH(g) ，下图为乙烯的平衡转化率与温度（T）、压强（P）的关系[起始n(C2H4) : n(H2O) =1:1]。
下列有关叙述正确的是
A．Y对应的乙醇的物质的量分数为
B．X、Y、Z对应的反应速率：υ(X) >υ(Y) >υ(Z)
C．X、Y、Z对应的平衡常数数值：KX < KY D．增大压强、升高温度均可提高乙烯的平衡转化率
【答案】A
【解析】A．据图可知，Y点对应乙烯的平衡转化率为20%，起始n(C2H4) : n(H2O) =1:1，设C2H4和H2O的起始物质的量均为1mol，根据三段式法有：
C2H4(g) + H2O(g) C2H5OH(g)
起始（mol） 1 1 0
转化（mol） 0.2 0.2 0.2
平衡（mol） 0.8 0.8 0.2
则平衡时乙醇的物质的量分数为： =，故A正确；B．因该反应是气体体积减小的可逆反应，所以压强越大，乙烯的平衡转化率越大，则结合图象可得：P1＜P2＜P3，且X、Y、Z三点对应的温度越来越高，所以X、Y、Z对应的反应速率：υ(X) ＜υ(Y) ＜υ(Z)，故B错误；C．据图可知，升高温度，乙烯的平衡转化率降低，说明该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，则X、Y、Z对应的平衡常数数值：KX ＞ KY ＞KZ，故C错误；D．因该反应是气体体积减小的可逆反应，则压强越大，乙烯的平衡转化率越大，又因该反应是放热反应，升高温度平衡逆向移动，乙烯的平衡转化率降低，故D错误；答案选A。
20．常压下羰基化法精炼镍的原理为: Ni(s)+4CO(g) Ni(CO)4(g)。230℃时，该反应的平衡常数K=2×10?5。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2℃，固体杂质不参与反应。
第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4；
第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230℃制得高纯镍。
下列判断不正确的是
A．该反应达到平衡时，v分解[Ni(CO)4]=4v消耗(CO)
B．第一阶段应选择稍高于42.2℃的反应温度
C．第二阶段,230℃时Ni(CO)4分解率较高
D．其他条件不变，增加c(CO),平衡向正向移动,反应的平衡常数不变
【答案】A

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