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本专题整合提升
一、化学平衡方向的应用
1．根据化学平衡移动方向，判断物质的聚集状态
压强对化学平衡状态的影响仅适用于有气体参加的反应，根据压强改变和化学平衡是否移动或移动的方向，可以判断物质的聚集状态，如可逆反应：2A(g)＋nB??2C(g)达到化学平衡后，若只增大压强，平衡向正反应方向移动，由此可判断B为气体；若增大压强，平衡并不移动，由此可判断B为固体或纯液体。
2．根据化学平衡移动方向，判断化学方程式中气体反应物和气体生成物化学计量数的相对大小
改变压强，化学平衡是否移动或移动的方向，与气体反应物和生成物化学计量数的相对大小有关。据此，由压强改变及其平衡移动的状况，可判断化学方程式中气体反应物和气体生成物之间的化学计量数的关系。例如，可逆反应aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)在反应过程中A的百分含量w(A)随压强p变化的曲线如左下图所示，则a＋b________(填“>”“<”或“＝”)c＋d。由图示可知：增大压强，A的百分含量逐渐变小，即平衡向正反应方向移动。又因增大压强，平衡向气体体积缩小的方向移动，故a＋b>c＋d。
根据化学平衡移动方向还可以判断方程式中某气体物质的化学计量数。例如，可逆反应：A(g)＋nB(g)??3C(g)，在恒温下，反应物B的转化率与压强p的关系如右上图所示，试确定n值是多少？由图示可知，增大压强，B的转化率不变，即平衡不移动，则1＋n＝3，解得：n＝2。
3．根据化学平衡移动方向，判断化学反应的能量变化
温度对化学平衡的影响与反应放热、吸热有关，根据温度改变及其平衡移动的方向，可以判断正、逆反应为吸热反应或放热反应。例如，可逆反应：A(g)＋B(g)??2C(g)达到平衡后，升高温度，C的体积分数增大，由此可判断正反应为吸热反应。
4．根据化学平衡移动方向，判断混合气体的平均相对分子质量
混合气体的平均相对分子质量为r＝，对于反应物和生成物都是气体的可逆反应，当外界条件改变时，不管平衡怎样移动，混合气体的质量始终不变，故混合气体的平均相对分子质量与混合气体物质的量成反比。若平衡向气体物质的量缩小的方向移动，混合气体的平均相对分子质量将变大；反之，混合气体的平均相对分子质量将变小。
5．根据化学平衡移动方向，判断反应物的平衡转化率
由于外界条件改变引起化学平衡移动，根据平衡移动的方向可以判断某反应物的转化率。其规律如下：
(1)温度、压强对平衡转化率的影响：在其他条件不变的情况下，改变温度或改变气体反应的容器体积(改变压强)，若化学平衡向正反应方向移动，则反应物的平衡转化率一定增大；若平衡向逆反应方向移动，则反应物的平衡转化率一定减小。
(2)浓度对平衡转化率的影响：
①对于A(g)＋B(g)??C(g)类反应，达到平衡后，保持温度、容积不变，又加入一定量的A，则平衡向右移动，α(B)增大而α(A)减小，φ(A)增大。
②对于aA(g)??bB(g)类反应，达到平衡后，保持温度、容积不变，又加入一定量的A，可分以下3种情况进行分析：
注意：a、b、c三种情况，虽然平衡都向右移动[因为v正>v逆]，但移动的结果是新平衡与旧平衡相比，PCl5的转化率减小了(后加的没有原来的分解程度大)；HI的转化率不变(各种百分数不变，但质量、物质的量、浓度等都成比例地增大)；NO2的转化率增大了。
③对于aA＋bB??cC(A、B、C均为气体)，若按a?b的比例又加入A和B，则分析方法和结果与单独加入C是一样的。
二、反应速率与平衡的区别与联系
1．区别
(1)化学反应速率表示反应的快慢程度，用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示，其数学表达式为v＝。研究对象可以是不可逆反应，也可以是可逆反应。
(2)化学平衡是研究可逆反应进行程度的问题，通常用平衡转化率、平衡常数等进行衡量。研究对象只能是可逆反应。
2．联系
化学平衡状态是指一定条件下的可逆反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度均保持不变的状态。正、逆反应速率相等，是可逆反应达到化学平衡状态的本质。化学平衡建立过程中和化学平衡移动过程中正、逆反应速率不相等。
3．易混淆的几个问题
(1)压强对化学反应速率和化学平衡的影响
压强对化学反应速率和化学平衡存在影响，是因为改变压强时改变了反应混合物中各种气体的浓度。因此，当反应物中有气体时，其反应速率随之改变。如对于可逆反应，当反应物中有气体时，增大压强，正反应速率增大；当生成物(逆反应的反应物)中有气体时，增大压强，逆反应速率增大。正、逆反应速率增大的程度分别取决于反应物和生成物中气态物质的化学计量数大小。因此，对于一个非等体积的气态反应，改变压强，因为正反应速率与逆反应速率改变的程度不同，必定导致化学平衡发生移动。
对于非气态反应，若仅是固体、液体或者溶液中进行的反应，因压强的改变几乎不能改变反应混合物中各组分的浓度，因此反应速率不变，化学平衡不移动。对于气体分子数不变的气态反应，改变压强，正、逆反应速率改变(增大或减小)的程度相等，因此化学平衡也不移动。
如果向恒容密闭容器中充入与反应无关的气体，虽然压强增大，但是反应混合物中各组分的浓度没有改变，因此反应速率不变，化学平衡不移动。如果保持容器的压强不变，向容器中充入与反应无关的气体(容器体积增大)，因为反应混合物中各气体的浓度减小，使反应速率减小，若是气体分子数不等的气态反应，化学平衡会向气体分子数增大的方向移动。
(2)外界条件对反应速率的影响与化学平衡的移动
①错误1：化学平衡向正反应方向移动一定是正反应速率增大，逆反应速率减小。
正确观点：正反应速率增大，逆反应速率减小，则化学平衡一定向正反应方向移动。但是，化学平衡向正反应方向移动，也可以是正、逆反应速率都增加(或减小)，只是正反应速率增加(或减小)的程度不同于逆反应速率增加(或减小)的程度。只要v正>v逆，平衡就向正反应方向移动。
②错误2：升高温度，平衡向吸热反应方向移动，是因为升温时，吸热反应速率增大，放热反应速率减小。
正确观点：升高温度，吸热反应速率和放热反应速率都增大，但吸热反应速率增大的程度大，所以平衡向吸热反应方向进行。同理，降低温度，吸热反应速率和放热反应速率都减小，但放热反应速率减小的程度小，吸热反应速率减小的程度大，因此平衡向放热反应方向移动。
③错误3：增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动，是因为气体分子数减小方向的反应速率增大，而气体分子数增大方向的反应速率减小。
正确观点：增大压强，气体分子数增大方向的反应速率和气体分子数减小方向的反应速率都增大，但气体分子数减小方向的反应速率增大的程度大，所以平衡向气体分子数减小的方向移动。
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-第二单元　化学反应的方向和限度
在公路上，常能看见交警拦下可疑车辆检查，让司机向酒精测定仪中呼气。若酒精测定仪中橙色的物质变为灰绿色，司机就会受到处罚。人饮酒后，血液中酒精含量增多，呼出的气体中含有乙醇蒸气，遇到酒精测定仪中的重铬酸钾，橙色的Cr2O转化为灰绿色的Cr3＋。然而酒精测定仪中还要加入硫酸，一方面上述反应要在酸性环境中进行，另一方面还可防止Cr2O转化为CrO，这就是酒精测定仪中的化学平衡。今天就让我们一起来研究化学平衡的相关知识吧。
第1课时　化学反应的方向
一、自发过程与自发反应
1．自发过程
(1)含义：在一定条件下，不用借助于外力就可以自动进行的过程。
(2)特点
①体系趋向于从高能状态转变为低能状态(体系对外部做功或者释放热量)。
②在密闭条件下，体系有从有序自发转变为无序的倾向。
2．自发反应
在给定的一组条件下，可以自发地进行到显著程度的反应。
二、化学反应进行方向的判据
1．焓判据
放热反应过程中体系能量降低，具有自发进行的倾向，因此可用焓变来判断反应进行的方向。
2．熵判据
(1)熵
用来度量体系混乱程度的物理量。熵值越大，混乱程度越大。符号为S。单位：J·mol－1·K－1。
(2)熵值大小的比较
同一种物质不同状态时熵值大小为S(g)>S(l)>S(s)。
(3)熵增原理
在与外界隔绝的体系中，自发过程将导致体系的熵增大，即熵变(符号ΔS)大于零。
(4)熵判据
体系有自发地向混乱度增加(即熵增)的方向转变的倾向，因此可用熵变来判断反应进行的方向。
3．复合判据
过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率，若允许外界对体系施加某种作用，就可能出现相反的结果。综合考虑焓判据和熵判据的复合判据，将更适合于所有的过程，只根据一个方面来判断反应进行的方向是不全面的。
研究表明，在温度、压力一定的条件下，化学反应的方向是反应的焓变和熵变共同影响的结果，反应方向的判据为ΔH－TΔS：
ΔH－TΔS<0　反应能自发进行
ΔH－TΔS＝0　反应达到平衡状态
ΔH－TΔS>0　反应不能自发进行
探究点一　化学反应进行方向的判据
1．焓判据
2.熵判据
3.用焓变和熵变的复合判据判断反应进行的方向
体系的自由能变化(化学符号ΔG)综合考虑了焓变和熵变对体系的影响，可用于化学反应自发进行的方向的判断，ΔG＝ΔH－TΔS。
当ΔH<0，ΔS>0，即ΔG<0，反应自发进行。
当ΔH>0，ΔS<0，即ΔG>0，反应不能自发进行。
当ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0时，反应是否自发进行与温度有关，在一定温度下，可使ΔG＝0，即反应达到平衡状态。
1．有人说自发过程就是自发反应，你认为这种说法正确吗？为什么？
提示：不正确。因为自发过程是指在一定条件下，不用借助外力就可以自动进行的过程；自发反应是指在一定条件下，可以自发进行到显著程度的化学反应。自发过程可以是物理过程，不一定是自发反应；而自发反应一定是自发过程。
2．发生离子反应的条件之一是生成气体，试利用上面讲的熵判据加以解释，由此你对于理论的指导作用是否有新的体会？
提示：由于反应中生成气体是熵增加的过程，所以增大了反应的自发性。与之相似的如用浓磷酸与食盐固体反应制取HCl气体，对复分解反应来说看似矛盾，但生成了HCl气体，是熵增加的过程，HCl气体脱离反应体系，使得反应得以正常进行。在熔融态，用金属钠与KCl反应制取钾，把反应温度控制在金属钾的沸点以上，使钾以气体形式产生，既是熵增加的过程，同时又是减少生成物浓度使平衡向正反应方向移动的过程，这些都是利用理论知识使看似不能发生的反应得以进行。
【例1】　碳酸铵[(NH4)2CO3]室温下就能自发地分解产生氨气，对其说法正确的是(　　)
A．碳酸铵分解是因为生成了气体，使体系的熵增大
B．碳酸铵分解是因为外界给予了能量
C．碳酸铵分解是吸热反应，根据能量判据不能自发分解
D．碳酸盐都不稳定，都能自发分解
【解析】　碳酸铵分解是吸热的自发反应，生成氨气使熵增大是影响自发性的主要因素，A正确。焓判据、熵判据都不能单独用于判断过程的自发性，B、C错误。碳酸钠、碳酸钙等很稳定，常温下不能自发分解，D错误。
【答案】　A
下列四个化学反应中，熵变(ΔS)最大的是(　A　)
A．C(s)＋O2(g)===CO2(g)
B．2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)
C．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)
D．CuSO4(s)＋5H2O(l)===CuSO4·5H2O(s)
解析：一般情况下，对于同一种物质，等物质的量的该物质气态时熵值最大，液态时熵值次之，固态时熵值最小。A中气态物质的分子数基本不变，故熵值基本保持不变；B、C、D中反应后气态物质的分子数均减少，故熵值均减小。
探究点二　用复合判据判断反应方向的有关规律
1．ΔH<0，ΔS>0?ΔG<0，即
在温度、压力一定的条件下，放热的熵增的反应一定能自发进行，如：2KClO3(s)===2KCl(s)＋3O2(g)
ΔH＝－78.03
kJ/mol，ΔS＝＋494.4
J·mol－1·K－1，则ΔG＝ΔH－T·ΔS＝－78.03
kJ·mol－1－298
K×494.4×10－3
kJ·mol－1·K－1＝－225.36
kJ·mol－1<0。
2．ΔH>0，ΔS<0?ΔG>0，即
在温度、压力一定的条件下，吸热的熵减的反应一定不能自发进行。如：CO(g)===C(s，石墨)＋O2(g)
ΔH＝＋110.5
kJ·mol－1，ΔS＝－89.36
J·mol－1·K－1，则ΔG＝ΔH－T·ΔS＝＋110.5
kJ·mol－1－298
K×(－89.36×10－3
kJ·mol－1·K－1)＝137.13
kJ·mol－1>0。
3．当ΔH>0，ΔS>0或ΔH<0，ΔS<0时，反应是否自发进行与温度有关，一般低温时焓变影响为主，高温时熵变影响为主。
①当焓变和熵变的作用相反时，如果二者大小相差悬殊，可能某一因素占主导地位。如：
4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)
ΔH＝－444.3
kJ·mol－1
ΔS＝－280.1
J·mol－1·K－1，则：
ΔG＝ΔH－T·ΔS＝－444.3
kJ·mol－1－298
K×(－280.1×10－3
kJ·mol－1·K－1)＝－360.83
kJ·mol－1<0
此时焓变对反应的方向起决定性作用。
再如：NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===CO2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)
ΔH＝＋37.301
kJ/mol
ΔS＝＋184.05
J·mol－1·K－1，则
ΔG＝ΔH－T·ΔS＝＋37.301
kJ/mol－298
K×184.05×10－3
kJ·mol－1·K－1＝－17.55
kJ·mol－1<0
此时熵变对反应的方向起决定性作用。
②当焓变和熵变的作用相反且相差不大时，温度有可能对反应的方向起决定性作用。如：
CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)
ΔH(298
K)＝＋178.2
kJ·mol－1
ΔS(298
K)＝＋169.6
J·mol－1·K－1,
则
ΔG＝ΔH－T·ΔS＝＋178.2
kJ·mol－1－298
K×169.6×10－3
kJ·mol－1·K－1＝127.7
kJ·mol－1>0。
故室温下该反应不能自发进行。
1．熵增加的反应在常温、常压条件下一定能自发进行吗？而熵减小的反应是不是一定不能自发进行？举例说明。
提示：不一定。碳酸钙分解为氧化钙和二氧化碳是熵增加的反应，但该反应需要高温才能自发进行；氯化氢与氨的化合反应是熵减小的反应，但该反应可以自发进行。
2．雷电作用下，氮气与氧气可以化合为NO，若改为高温则需要多高的温度？(已知：该反应的ΔH＝＋180.8
kJ·mol－1，ΔS＝＋24.4
J·mol－1·K－1)
提示：该反应如果自发，则ΔH－TΔS<0，即180.8×103
J·mol－1－T×24.4
J·mol－1·K－1<0，解得，T>7
410
K，所以最低需要7
410
K的高温，氮气与氧气才能发生化合反应生成NO。
【例2】　下列有关反应进行的方向说法正确的是(　　)
A．常温下，放热反应一般能自发进行，吸热反应都不能自发进行
B．NH4HCO3(s)===NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)　ΔH＝＋185.57
kJ·mol－1，能自发进行，原因是体系有自发向混乱度增加的方向转变的倾向
C．因为焓变和熵变都与反应的自发性有关，因此焓变或熵变均可以单独作为反应自发性的判据
D．在其他条件不变的情况下，使用催化剂，可以改变化学反应进行的方向
【思路分析】　正确解答本题，首先要明确焓判据和熵判据对化学反应方向的影响，然后利用复合判据进行综合分析判断。
【解析】　有些熵值增大的吸热反应可以自发进行，如碳酸氢铵的分解反应，A项错误；碳酸氢铵分解虽是吸热反应，但生成气体，属于熵增反应，B项正确；将熵变和焓变二者综合起来(即利用复合判据)可以判断反应进行的方向，C项错误；使用催化剂只能降低反应的活化能，不能改变反应的方向，D项错误。
【答案】　B
下列反应中在高温下不能自发进行的是(　B　)
A．MgCO3(s)===MgO(s)＋CO2(g)
B．CO(g)===C(s)＋O2(g)
C．NH4Cl(s)===NH3(g)＋HCl(g)
D．2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)
解析：已知在与外界隔离的体系中，自发过程将导致体系的熵增大；A、B、C、D中的反应均为分解反应且都为吸热反应，即ΔH>0；A、C、D三个反应又是熵增的反应，所以在高温下能自发进行，B不是熵增的反应，在高温下不能自发进行。
1．过程的自发性的作用是(　A　)
A．判断过程的方向　　
B．确定过程是否一定会发生
C．判断过程发生的速率
D．判断过程的热效应
解析：大量事实告诉我们，过程的自发性只能用于判断过程的方向，不能确定过程是否一定会发生和过程发生的速率，所以A正确，B、C错误。放热反应常常能自发进行，但有些吸热反应也能自发进行，D错误。
2．下列说法中正确的是(　C　)
A．能自发进行的反应一定能迅速发生
B．非自发进行的反应一定不能发生
C．能自发进行的反应也可能没有发生
D．常温下，2H2O2H2↑＋O2↑，即常温下水的分解反应是自发反应
解析：能否自发进行与反应的快慢没有必然的联系，能自发进行的反应，不一定反应就快，因为反应的快慢受反应条件的影响，A项错误；在一定条件下，非自发反应也可能发生，B项不正确；D项属于非自发反应，只有C项符合题意。
3．下列说法正确的是(　C　)
A．非自发的反应一定不能实现
B．同种物质气态时熵值最小，固态时熵值最大
C．反应NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)在室温下可自发进行，则该反应的ΔH<0
D．恒温恒压下，ΔH<0且ΔS>0的反应一定不能自发进行
解析：反应是否自发进行由熵变、焓变、温度共同决定，非自发反应在一定条件下也可以发生，A错误；熵是指体系的混乱度，同种物质：S(g)>S(l)>S(s)，B错误；反应能自发进行的判据是ΔH－TΔS<0，由方程式NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)可知，该反应的ΔS<0，要使ΔH－TΔS<0，必须满足ΔH<0，C正确；恒温恒压下，ΔH<0且ΔS>0的反应，ΔH－TΔS<0，反应一定可以自发进行，D错误。
4．下列有关化学反应方向及其判据的说法中错误的是(　B　)
A．1
mol
H2O在不同状态时的熵值：S[H2O(s)]B．凡是放热反应都是自发的，凡是吸热反应都是非自发的
C．反应CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)　ΔH>0能否自发进行与温度有关
D．常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0
解析：相同物质的量的同种物质在不同状态下的熵值：S(g)>S(l)>S(s)，所以1
mol
H2O在不同状态时的熵值：S[H2O(s)]0中ΔS>0，故其在高温条件下可以自发进行，C正确；常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，因为ΔS>0，若其ΔH<0，在常温下一定能自发进行，所以该反应的ΔH>0，D正确。
5．下列有关说法不正确的是(　B　)
A．反应NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)在室温下可自发进行，则该反应的ΔH<0
B．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH<0
C．一定温度下，反应MgCl2(l)===Mg(l)＋Cl2(g)的ΔH>0、ΔS>0
D．常温下，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自发进行，则该反应的ΔH>0
解析：A中反应消耗气体，ΔS<0，因其室温自发，则ΔH<0(正确)。B中反应生成气体，ΔS>0，因其室温不自发(高温自发)，则ΔH>0(不正确)。因镁与氯气反应放热，其逆反应(C中反应)吸热，即ΔH>0；又反应生成气体，即ΔS>0(正确)。D中反应生成气体，ΔS>0，因其常温不自发(高温自发)，则ΔH>0(正确)。
6．判断下列反应的熵值的变化，在每小题后面的横线上填上“增加”“减小”或“无明显变化”。
(1)2H2(g)＋O2(g)2H2O(l)减小。
(2)H2(g)＋Cl2(g)2HCl(g)无明显变化。
(3)(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)＋NH3(g)增加。
(4)Cu(s)＋Cl2(g)CuCl2(s)减小。
解析：判断熵值变化的依据是同温同压下，气态熵值>液态熵值>固态熵值，状态都是气态时，看物质的量的多少，物质的量越多，熵值越大。故(1)减小，(2)无明显变化，(3)增加，(4)减小。
7．已知反应：2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在298
K、101
kPa的条件下，其ΔH＝－113.0
kJ·mol－1，ΔS＝－145.3
J·(mol·K)－1。
该反应能(填“能”或“不能”)用于消除汽车尾气中的NO，理由为该反应的ΔH－TΔS＝－69.7_kJ·mol－1<0，说明该反应在理论上是可行的，所以有可能用于消除汽车尾气中的NO。
解析：ΔG＝ΔH－T·ΔS＝－113.0
kJ·mol－1－298
K×[－145.3×10－3
kJ·(mol·K)－1]＝－69.7
kJ·mol－1<0，故理论上该反应能自发进行。
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10
-第2课时　化学平衡状态
一、可逆反应与不可逆反应
1．可逆反应
(1)概念
在相同条件下，既能向正反应方向进行又能向逆反应方向进行的反应。
(2)表示方法
约定采用“??”表示，把从左向右的反应称作正(向)反应，从右向左的反应称作逆(向)反应。例如：SO2与H2O反应可表示为SO2＋H2O??H2SO3。
(3)特征
可逆反应发生的条件相同，反应不能进行到底，反应物不能实现完全转化，反应体系中，与化学反应有关的各种物质共存。
2．不可逆反应
有些反应的逆反应进行程度太小因而可忽略，把几乎完全进行的反应叫不可逆反应，用“===”表示。例如：Ba2＋＋SO===BaSO4↓。
二、化学平衡
1．化学平衡的建立
如果把某一可逆反应的反应物装入密闭容器，其反应过程如下：
(1)反应开始时：v(正)最大，v(逆)为零。
(2)反应进行时：反应物浓度减小→v(正)逐渐变小。生成物浓度由零逐渐增大→v(逆)从零开始逐渐增大。
(3)反应达到平衡时：v(正)＝v(逆)，反应混合物中各组分的浓度不再发生变化。
以上过程可用下图表示：
2．概念
在一定条件下的可逆反应里，当正、逆两个方向的反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持恒定的状态。
3．特点——“五大特征”：
探究点一　　　　　　　　可逆反应
1．可逆反应的特征
(1)正反应和逆反应在相同条件下进行；否则，不是可逆反应。
(2)正、逆反应同时进行，即进行的时间、地点是相同的，反应物和生成物共存。
(3)无论一种反应物如何过量，其他反应物不可能反应完全。
2．可逆反应中示踪原子的存在
当可逆反应：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)进行到一定程度后，向体系中充入一定量的18O2，一段时间后，SO2、O2、SO3中均含有18O。
3．可逆反应中的反应热
正反应和逆反应反应热数值相等，符号相反。
4．可逆反应中各成分物质的浓度(物质的量)范围
分别假设反应物、生成物中某(投料)相对较少物质完全反应，浓度为0，其他物质剩余浓度为最小极限，另一方各成分浓度则为最大极限，一种物质的浓度范围在最大(小)极限之间。
5．可逆反应与不可逆反应的区别
1．氢气的燃烧2H2＋O22H2O和水的电解2H2O2H2↑＋O2↑互为可逆反应吗？
提示：二者不互为可逆反应。可逆反应必须在同一反应条件下进行。尽管两个反应的反应过程相反，但反应条件不同，故二者不互为可逆反应。
2．已知N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92.4
kJ/mol。在密闭容器中充入1
mol
N2和3
mol
H2使之反应，结果放出的热量小于92.4
kJ，为什么？
提示：因为该反应为可逆反应，1
mol
N2和3
mol
H2不可能完全反应转化为2
mol
NH3。
【例1】　在密闭容器中进行反应：X2(g)＋Y2(g)??2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1
mol·L－1、0.3
mol·L－1、0.2
mol·L－1，在一定条件下，当反应达到平衡状态时，各物质的浓度可能是(　　)
A．c(Z)＝0.3
mol·L－1
B．c(X2)＝0.2
mol·L－1
C．c(Y2)＝0.4
mol·L－1
D．c(X2)＋c(Y2)＋c(Z)＝0.55
mol·L－1
【思路分析】　
【解析】　假设反应由正反应方向开始进行，由于Y2(g)过量，则完全转化时，Z(g)的浓度为0.4
mol·L－1；假设反应由逆反应方向开始进行，则完全转化时，X2(g)、Y2(g)的浓度分别为0.2
mol·L－1、0.4
mol·L－1。由题意知，该反应为可逆反应，反应物不可能完全转化为生成物，生成物也不可能完全转化为反应物，故A项正确，B、C项错误；又该反应是反应前后总体积不变的反应，反应达到平衡状态时，不论X2、Y2、Z怎么变化，总物质的量不会改变，物质的总浓度也不会改变，即c(X2)＋c(Y2)＋c(Z)＝0.6
mol·L－1，D项错误。
【答案】　A
一定条件下，存在可逆反应：X(g)＋3Y(g)??2Z(g)，若X、Y、Z的起始浓度分别为c1
mol·L－1、c2
mol·L－1、c3
mol·L－1(均不为零)，反应达到平衡时，X、Y、Z的浓度分别为0.1
mol·L－1、0.3
mol·L－1、0.08
mol·L－1。则下列判断不正确的是(　C　)
A．c1?c2＝1?3
B．平衡时，Y和Z的生成速率之比为3?2
C．X、Y的转化率不相等
D．c1的取值范围为0解析：根据题给数据和反应方程式分析，X和Y的平衡浓度之比为1?3，反应中浓度变化量之比为1?3，故c1?c2＝1?3，A正确；平衡时，Y和Z的生成速率之比等于化学方程式中化学计量数之比，等于3?2，B正确；X、Y的变化量之比和起始量之比相同，所以二者转化率相等，C错误；利用极限法分析，若起始时c3＝0，则c1＝0.14，又c1、c2、c3均不为0，故c1的取值范围为0探究点二　　　　　　　　化学平衡状态
1．化学平衡状态的建立过程
(1)化学平衡的研究对象：化学平衡研究的是可逆反应的规律，如反应进行的程度以及外界条件对反应进行情况的影响等。
(2)化学平衡状态的建立
①可借助速率—时间图像来理解化学平衡状态的建立与化学反应速率之间的关系。
以可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)为例，若开始时只有反应物而没有生成物，此时A和B的浓度最大，因而v正最大而v逆为零。随着反应的进行，反应物不断减少，生成物不断增多，则v正逐渐减小，而v逆逐渐增大。当反应进行到某一时刻时，v正＝v逆，这时就达到了化学平衡状态，如图甲所示。
若开始只有生成物，没有反应物，同理可用v正和v逆的变化来说明上述化学平衡的建立，如图乙所示。
②可借助浓度—时间图像(下图)来理解化学平衡的建立与反应过程中物质浓度变化的关系。
2．化学平衡状态
(1)只有可逆反应才有可能存在化学平衡状态，不可逆反应无论怎样也不可能存在化学平衡状态，即化学平衡问题的化学反应对象是可逆反应，在解决有关化学平衡的问题时，首先要看清化学反应是否为可逆反应。
(2)一个确定的化学平衡状态，化学反应速率的特征是v(正)＝v(逆)>0；反应混合物的特征，是任意一种物质在混合物中所占的质量分数或物质的量分数保持不变。这两个特征是相互关联、相互影响的。有了这两个特征，可逆反应也就进行到了最大限度。
(3)化学平衡状态是可逆反应进行到最大限度的结果，可逆反应有达到化学平衡状态的可能，但可逆反应在未进行到最大限度之前还不是化学平衡状态。一经建立的化学平衡状态，不会因时间的变化而变化。
(4)化学反应的可逆性为化学平衡状态的建立奠定了内因性的基础，化学平衡状态的建立还必须有一定的温度、物质的浓度和气体的压强等外因性条件，否则化学平衡状态也建立不起来，以哲学的观点审视化学平衡状态的建立，内因(可逆反应)是基础，外因(温度、浓度、压强等)是条件，外因通过内因而起作用。
(5)由于不同的可逆反应具有不同的性质，化学平衡状态的建立还必须具有一定的外部条件(温度、浓度、压强等)，所以，同一个可逆反应在不同条件下建立起的化学平衡状态可能不同；不同的可逆反应建立起的化学平衡状态也不一定相同。
(6)对于一个既定的可逆反应，如果其他条件一定，不论采取何种途径，即反应是由反应物开始或由生成物开始，是一次投料或是分步投料，最后都能建立起化学平衡状态。
1．v正＝v逆指的是同一种物质还是不同种物质？当v正＝v逆时，化学反应停止了吗？
提示：(1)达到化学平衡状态时，正反应速率和逆反应速率相等是指同一种物质的反应速率与生成速率相等。不同种物质的反应速率不一定相等。
(2)v正＝v逆，但二者均不为0，即证明反应没有停止。
2．理解化学平衡状态应注意的问题有哪些？
提示：理解化学平衡状态应注意的问题：
(1)前提是“可逆反应”。
(2)实质是“正反应速率和逆反应速率相等”。
(3)标志是“体系中各组分的浓度保持不变”。
(4)一定条件指所处的外界状况：特定的温度、压强、催化剂等。
(5)v(正)＝v(逆)≠0，正反应和逆反应仍在进行，是动态平衡。
(6)化学平衡状态是可逆反应进行到最大限度的结果。
【例2】　在373
K时，往密闭容器中充入一定物质的量的NO2和SO2，发生如下反应：NO2＋SO2??NO＋SO3，达到平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．SO2、NO2、NO、SO3的物质的量一定相等
B．NO2和SO2的物质的量一定相等
C．平衡体系中反应物的总物质的量一定等于生成物的总物质的量
D．NO和SO3的物质的量一定相等
【解析】　容器中起始时充入的是NO2和SO2，又因为生成物NO和SO3的化学计量数之比为1?1，故平衡时NO和SO3的物质的量一定相等，D项正确；因为不知道两种气体的充入量，平衡时NO2和SO2的物质的量不一定相等，A、B项错误；该反应是反应前后气体体积不变的可逆反应，反应过程中气体总物质的量保持不变，但平衡体系中反应物的总物质的量不一定等于生成物的总物质的量，C项错误。
【答案】　D
在一定条件下，使NO和O2在一密闭容器中进行反应，下列说法中不正确的是(　B　)
A．反应开始时，正反应速率最大，逆反应速率为零
B．随着反应的进行，正反应速率逐渐减小，最后为零
C．随着反应的进行，逆反应速率逐渐增大，最后不变
D．随着反应的进行，正反应速率逐渐减小，最后不变
解析：可逆反应从正反应开始，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，最后v正＝v逆，但不等于零。
探究点三　　　　　　　　判断可逆反应是否达到平衡的标志
1．直接标志：v正＝v逆，要求大小相等，方向相反。
(1)速率标志：指“等”，即v正＝v逆，有两层含义：对于同一物质而言，该物质的生成速率等于它的消耗速率；对于不同的物质而言，反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比，但必须是不同方向的反应速率。
(2)含量标志：指“定”，即反应混合物中各组分的含量保持不变。
2．间接标志：指所表述的内容并非直接而是间接反映“等”和“定”的意义。
(1)反应物的转化率保持不变。
(2)产物的产率保持不变。
(3)绝热的恒容反应体系中的温度保持不变。
(4)某化学键的破坏速率和生成速率相等。
3．“特殊”标志：指所表述的内容并不能适用所有反应，只适用于某些反应达到化学平衡状态。
(1)体系中气体物质的总质量保持不变。
(2)体系中气体物质的总物质的量(或体积或分子个数)保持不变。
(3)体系中气体物质的平均相对分子质量保持不变。
(4)气体的总压强不再发生改变。(恒容密闭容器中)
(5)体系中气体的密度不再发生改变。(恒压密闭容器中)
以上五项中，对于Δn≠0的可逆反应，除(1)外均可作为判断反应达到平衡状态的标志；但对于Δn＝0的可逆反应，此五项均不能作为判断反应达到平衡的标志。
4．以反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)为例来说明
特别提醒：(1)可逆反应达到平衡状态时有两个核心判断依据：
①正反应速率和逆反应速率相等。
②反应混合物中各组成成分的百分含量保持不变。
依据其他有关的量判断可逆反应是否达到平衡状态时，最终都要回归到这两个核心依据上来。
(2)“不一定平衡”是指在现有条件下无法判断是否达到平衡。
1．在一定温度下的恒容密闭容器中发生反应N2＋3H2??2NH3，当c(N2)?c(H2)?c(NH3)＝1?3?2时，能说明该反应达到平衡状态吗？
提示：不能。当c(N2)、c(H2)、c(NH3)不再随时间变化时，即说明反应达到平衡，且N2、H2、NH3的物质的量浓度之比不一定等于其化学计量数之比。
2．对于可逆反应N2＋3H2??2NH3，若v正(N2)＝v逆(NH3)，此时反应是否达平衡状态？3v正(N2)＝v正(H2)呢？
提示：第一种情况不是平衡状态。因为对于同一反应用不同反应物表示反应速率时，反应速率与方程式中的各物质的化学计量数成正比。v正(N2)＝v逆(NH3)时，正、逆反应速率并不相等，而是正反应速率大于逆反应速率。平衡时应为2v正(N2)＝v逆(NH3)。
第二种情况也不是平衡状态。因为N2和H2都是反应物，在反应的任何时段都会有3v正(N2)＝v正(H2)。若是3v正(N2)＝v逆(H2)，就是平衡状态。
【例3】　可逆反应：2NO2??2NO＋O2在体积固定的密闭容器中进行，达到平衡状态的标志的是(　　)
①单位时间内生成n
mol
O2的同时生成2n
mol
NO2
②单位时间内生成n
mol
O2的同时生成2n
mol
NO
③用NO2、NO、O2表示的反应速率的比为2?2?1的状态
④混合气体的颜色不再改变的状态
⑤混合气体的密度不再改变的状态
⑥混合气体的压强不再改变的状态
⑦混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态
A．①④⑥⑦　　　　　　　　
B．②③⑤⑦
C．①③④⑤
D．全部
【思路分析】　解答本题可以从化学平衡的直接标志和间接标志进行分析判断。
【解析】　①中单位时间内生成n
mol
O2的同时必消耗2n
mol
NO2，同种物质的生成速率和消耗速率相等，所以①能说明已达到平衡状态，②所描述的都是指正反应方向的速率，无法判断；③无论达到平衡与否，同一方向的速率之比总是等于方程式中的化学计量数之比；④有色气体的颜色不变能够说明已达到化学平衡状态；因容器体积固定，密度是一个常数，所以⑤不能说明；该反应是一个反应前后气体体积不等的反应，容器的体积又固定，所以⑥⑦均能说明已达到平衡状态。
【答案】　A
在一密闭容器中进行反应：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)。已知反应过程中某一时刻SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2
mol/L、0.1
mol/L、0.2
mol/L。当反应达到平衡时，可能存在的数据是(　B　)
A．SO2为0.4
mol/L、O2为0.2
mol/L
B．SO3为0.25
mol/L
C．SO2、SO3均为0.15
mol/L
D．SO3为0.4
mol/L
解析：A项数据表明，题中0.2
mol/L的SO3完全转化成了SO2和O2，即平衡时，c(SO3)＝0，这是不可能的；B项可能；C项数据表明SO2、SO3均在原浓度基础上减少了0.05
mol/L，这也是不可能的；D项数据表明SO2完全转化成了SO3，即平衡时c(SO2)＝0，c(O2)＝0，这也是不可能的。
1．下列有关可逆反应的说法不正确的是(　C　)
A．可逆反应是指在同一条件下能同时向正逆两个方向进行的反应
B．2HIH2＋I2是可逆反应
C．CaCO3CaO＋CO2↑是可逆反应
D．只有可逆反应才存在化学平衡
解析：CaCO3受热才能分解，CaO与CO2在常温下就能发生化合反应，两个反应条件不同，是不可逆反应。故正确答案为C。
2．对可逆反应4NH3(g)＋5O2(g)??4NO(g)＋6H2O(g)，下列叙述正确的是(　A　)
A．达到化学平衡时，4v正(O2)＝5v逆(NO)
B．若单位时间内生成x
mol
NO的同时，消耗x
mol
NH3，则反应达到平衡状态
C．达到化学平衡时，若增加容器容积，则正反应速率减小，逆反应速率增大
D．化学反应速率关系是：2v正(NH3)＝3v正(H2O)
解析：本题综合考查化学平衡的建立及外界条件对化学反应速率的影响。根据不同物质表示同一反应时的速率关系可知，v逆(O2)?v逆(NO)＝5?4，v逆(NO)＝v逆(O2)，代入A中表达式知v正(O2)＝v逆(O2)，A正确；NO的生成与NH3的消耗均表示正反应速率，故B不正确；达到平衡时，增加容器容积，反应物、生成物浓度同时减小，正、逆反应速率同时减小，C不正确；在反应的任意状态总有v正(NH3)?v正(H2O)＝4?6即3v正(NH3)＝2v正(H2O)，D不正确。
3．用氮化硅陶瓷代替金属制造发动机的耐热部件，能大幅度提高发动机的热效率。工业上用化学气相沉积法制备氮化硅，其反应如下：3SiCl4(g)＋2N2(g)＋6H2(g)??Si3N4(s)＋12HCl(g)　ΔH<0，一定条件下，在恒容密闭容器中发生上述反应，能说明反应达到化学平衡状态的是(　C　)
A．3v正(N2)＝v正(H2)
B．v正(HCl)＝4v正(SiCl4)
C．混合气体密度保持不变
D．c(N2)?c(H2)?c(HCl)＝1?3?6
解析：3v正(N2)＝v正(H2)，等式两边均表示正反应速率，反应过程中始终成立，不能说明反应达到化学平衡状态，故A错误；v正(HCl)＝4v正(SiCl4)，等式两边都表示正反应速率，反应始终成立，不能说明达到化学平衡状态，故B错误；该反应有固体生成，属于气体的质量发生变化的反应，混合气体的密度保持不变，说明混合气体的总质量不变，正、逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故C正确；平衡时各物质浓度关系与其起始浓度和转化率有关，与平衡状态无关，不能说明反应达到平衡状态，故D错误。
4．一定温度下，在固定容积的密闭容器中，可逆反应：mA(s)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)，当m、n、p、q为任意正整数时，下列状态：①体系的压强不再发生变化，②体系的密度不再发生变化，③各组分的物质的量浓度不再改变，④各组分的质量分数不再改变，⑤反应速率vB?vC?vD＝n?p?q，其中，能说明反应已达到平衡的是(　B　)
A．只有③④
B．只有②③④
C．只有①②③④
D．①②③④⑤
解析：若n＝p＋q，压强不变时，不能说明反应已达平衡；根据ρ＝，随着反应的进行，m(气)变而V不变，故ρ是变量，故ρ不变时，反应已达到平衡。vB?vC?vD＝n?p?q不能说明v(正)＝v(逆)。
5．在200
℃，将1
mol
H2(g)和2
mol
I2(g)充入到体积为V
L的密闭容器中，发生反应：
I2(g)＋H2(g)2HI(g)　ΔH＝－c
kJ/mol
(1)反应刚开始时，由于c(H2)＝
mol/L，c(I2)＝
mol/L，而c(HI)＝0，所以化学反应速率v(正)最大，而v(逆)最小(为零)。
(2)随着反应的进行，反应混合物中各组分浓度的变化趋势为c(H2)减小，c(I2)减小，而c(HI)增大，从而化学反应速率v(正)减小，而v(逆)增大。(以上填“增大”“减小”或“不变”)
(3)当反应进行到v(正)与v(逆)相等时，此可逆反应就达到了平衡。若保持外界条件不变时，反应混合物的总物质的量为3
mol。此时放出的热量Q<(填“>”“<”或“＝”)c
kJ。
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-第3课时　化学平衡常数
一、化学平衡常数
1．定义
在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡状态时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数(简称平衡常数)，用符号K表示。
2．表达式
对于一般的可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)
在一定温度下，K＝。
3．意义
(1)K值越大，说明正反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；反之反应物转化越不完全，转化率就越小。
(2)K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。
二、平衡转化率
1．概念
平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比。
2．表达式
转化率＝×100%
对于可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)
α(A)＝×100%＝×100%
3．特点
一个确定的可逆反应在一定温度时平衡常数一定，但反应物的转化率因反应物的投料比不同而不同。
探究点一　　　　　　　　化学平衡常数
化学平衡常数使用注意事项及应用
1．使用化学平衡常数应注意的问题
(1)化学平衡常数只与温度有关，与反应物或生成物的浓度无关。
(2)反应物或生成物中有固体和纯液体存在时，由于其浓度可看做“1”而不代入公式。
(3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数，与反应方程式的书写有关。
①若反应方向改变，则平衡常数改变。
②若方程式中各物质的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
如N2＋3H2??2NH3　K＝a则有
2NH3??N2＋3H2　K′＝1/a
2．化学平衡常数的应用
(1)判断反应进行的程度
K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率就越小。
(2)利用K值可判断反应的热效应
若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应。
若升高温度，K值减小，则正反应为放热反应。
(3)计算转化率
依据起始浓度(或平衡浓度)和平衡常数可以计算平衡浓度(或起始浓度)，从而计算反应物的转化率。
(4)判断平衡移动方向
利用平衡常数可从定量的角度解释恒温下浓度、压强对化学平衡移动的影响。
对于可逆反应mA(g)＋nB(g)??pC(g)＋qD(g)在任意状态下，生成物的浓度和反应物的浓度之间的关系用Q＝表示，则：
当Q＝K时，反应处于平衡状态；
当Q当Q>K时，反应向逆反应方向进行。
特别提醒：(1)化学平衡常数表达式中各物质的浓度必须是平衡状态下的浓度，不能用任一时刻的浓度值。
(2)化学平衡常数不表示反应的快慢，即化学反应速率快，K值不一定大。
(3)使用催化剂能改变化学反应速率，但不会改变平衡常数。
1．对于反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)　ΔH<0
(1)现增大H2的浓度，平衡向哪个方向移动，化学平衡常数K如何变化？
(2)若升高温度，平衡常数如何变化？
提示：(1)向正反应方向移动，K不变。
(2)K减小。
2．几个化学方程式相加、相减得总反应的化学方程式(如下面的几个化学方程式)，则总反应的平衡常数与分步反应的平衡常数的关系是什么？
2NO(g)＋O2(g)??2NO2(g)的平衡常数为K1
2NO2(g)??N2O4(g)的平衡常数为K2
2NO(g)＋O2(g)??N2O4(g)的平衡常数为K3
提示：总反应的平衡常数等于分步平衡常数之积或商。
对于此题化学方程式，总反应的平衡常数等于分步反应的平衡常数之积即K3＝K1·K2。
【例1】　(Ⅰ)已知在448
℃时，反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)的平衡常数
K1为49，则该温度下反应2HI(g)??H2(g)＋I2(g)的平衡常数K2为________；反应H2(g)＋I2(g)??HI(g)的平衡常数K3为________。
(Ⅱ)在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：
CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如下表所示：
t/℃
700
800
830
1
000
1
200
K
0.6
0.9
1.0
1.7
2.6
回答下列问题：
(1)该反应的化学平衡常数表达式为K＝________。
(2)该反应为________反应(填“吸热”或“放热”)。
(3)能判断该反应达到化学平衡状态的依据是________。
A．容器中压强不变
B．混合气体中c(CO)不变
C．v(H2)正＝v(H2O)逆
D．c(CO2)＝c(CO)
(4)某温度下，平衡浓度符合下式：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，试判断此时的温度为________℃。
(5)在800
℃时，发生上述反应，某一时刻测得容器内各物质的浓度分别为c(CO2)为2
mol/L，c(H2)为1.5
mol/L，c(CO)为1
mol/L，c(H2O)为3
mol/L，则下一时刻，反应向________(填“正向”或“逆向”)进行。
【思路分析】　
【解析】　(Ⅰ)第2个反应与第1个反应互为可逆反应，平衡常数互为倒数关系，第3个反应的化学计量数与第1个相比，缩小为一半，平衡常数也发生变化得K3＝K1。
(Ⅱ)通过表中K和温度t的关系可知，温度越高，K值越大，反应向正向进行的程度越大，说明正向反应为吸热方向。当c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)时，K＝1，此时温度由表中数据可知为830
℃。判断反应进行的方向时，可根据Q与K的大小关系判断，此时刻下，Q＝＝＝1>0.9，所以反应向逆反应方向进行。
【答案】　(Ⅰ)　7　(Ⅱ)(1)
(2)吸热　(3)BC　(4)830　(5)逆向
化学平衡常数K的数值大小是衡量化学反应进行程度的标准。在一定温度下，下列反应的化学平衡常数数值如下：
2NO(g)??N2(g)＋O2(g)　K1＝1×1030
2H2(g)＋O2(g)??2H2O(g)　K2＝2×1081
2CO2(g)??2CO(g)＋O2(g)　K3＝4×10－92
以下说法正确的是(　C　)
A．该温度下，NO分解产生O2的反应的平衡常数表达式为K1＝c(N2)·c(O2)
B．该温度下，水分解产生O2，此反应的平衡常数的数值约为5×10－80
C．该温度下，NO、H2O、CO2三种化合物分解产生O2的倾向由大到小的顺序为NO>H2O>CO2
D．以上说法都不正确
解析：由化学平衡常数的定义可知K1＝，A项错误；该温度下，水分解反应的平衡常数为＝＝5×10－82，B项错误；该温度下，NO、H2O、CO2三种化合物分解产生O2的化学平衡常数数值分别为1×1030、5×10－82、4×10－92，所以产生O2的倾向：NO>H2O>CO2，C项正确，D项错误。
探究点二　　　　　　　　化学平衡的计算模式
1．解题模型
2．举例说明计算模式
3．常用的重要公式或计量关系
(1)v(A)?v(B)?v(C)?v(D)＝m?n?p?q(未达到平衡时，用于确定化学方程式中未知的化学计量数)。
(2)K＝＝。
(3)对于反应物：n(平)＝n(始)－n(变)；
对于生成物：n(平)＝n(始)＋n(变)。
(4)c(A)平＝a－mx(mol/L)，同理可计算c(B)平、c(C)平、c(D)平。
(5)A的转化率α(A)＝×100%[或等于消耗的质量(浓度)与起始质量(浓度)之比]，同理可计算α(B)。
(6)α(A)?α(B)＝?[若a?b＝m?n，即投料比等于化学计量数之比，则α(A)＝α(B)]。
(7)A的体积(物质的量)分数φ(A)＝
×100%，同理可计算φ(B)、φ(C)、φ(D)。
(8)平衡和起始时的压强比＝(同T、V时)，＝(同T、p时)，＝(同质量的气体时)等。
(9)混合气体的密度(混)＝(g/L)。
(10)混合气体的平衡摩尔质量
＝(g/mol)。
【例2】　在恒容密闭容器中，可逆反应CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)达到平衡时，K＝，K只与温度有关，与浓度无关。
(1)830
K条件下，若起始时：c(CO)＝2
mol·L－1、c(H2O)＝3
mol·L－1，平衡时CO的转化率为60%，水蒸气的转化率为________；K值为________。
(2)830
K条件下，若只将起始时c(H2O)改为6
mol·L－1，则水蒸气的转化率为________。
(3)830
K条件下，起始时：c(CO)＝a
mol·L－1、c(H2O)＝b
mol·L－1，H2的平衡浓度c(H2)＝c
mol·L－1。
①a、b、c之间的关系式是________(用含a、b的代数式表示c)；
②当a＝b时，a＝________c。
【解析】　(1)平衡时CO的转化率为60%，则转化的浓度为1.2
mol·L－1，平衡时CO的浓度为0.8
mol·L－1，水蒸气的转化浓度为1.2
mol·L－1，转化率为1.2
mol·L－1÷3
mol·L－1×100%＝40%；平衡时CO2和H2的浓度均为1.2
mol·L－1，故K值为1。(2)设此时各物质的转化浓度均为X
mol·L－1，则平衡时，CO的浓度为(2－X)mol·L－1，水蒸气的浓度为(6－X)mol·L－1，二氧化碳和氢气的浓度均为X
mol·L－1，因为K只与温度有关，故K＝＝1，解得X＝1.5，故水蒸气的转化率为1.5
mol·L－1÷6
mol·L－1×100%＝25%。(3)因H2的平衡浓度c(H2)＝c
mol·L－1，故四种物质的转化浓度均为c
mol·L－1，平衡时，CO的浓度为(a－c)mol·L－1，水蒸气的浓度为(b－c)mol·L－1，故K＝＝1，即c＝。
【答案】　(1)40%　1　(2)25%　(3)①c＝　②2
已知可逆反应：M(g)＋N(g)??P(g)＋Q(g)　ΔH>0，请回答下列问题：
(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝1
mol·L－1,
c(N)＝2.4
mol·L－1；达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为25%；
(2)若反应温度升高，M的转化率增大(填“增大”“减小”或“不变”)；
(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为：c(M)＝
4
mol·L－1，c(N)＝a
mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝2
mol·L－1，a＝6;_
(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为：c(M)＝c(N)＝b
mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为41%。
解析：(1)M转化的物质的量浓度为0.6
mol·L－1，则N转化的物质的量浓度也是0.6
mol·L－1，所以N的转化率为×100%＝25%。
(2)由于该反应的正反应为吸热反应，所以升高温度，化学平衡正向移动，M的转化率增大。
＝，解得a＝6。
(4)设M转化的物质的量浓度为x
mol·L－1，
＝，解得x≈0.41b，故M的转化率为41%。
1．下列关于平衡常数的说法正确的是(　D　)
A．在平衡常数表达式中，反应物浓度用起始浓度，生成物浓度用平衡浓度
B．在任何条件下，化学平衡常数是一个恒定值
C．对于放热反应，升高温度，K值增大，反应物的转化率增大
D．从平衡常数的大小可以推断一个反应进行的程度
解析：A项，在平衡常数表达式中，反应物、生成物的浓度均为平衡浓度；B项，平衡常数与温度有关，温度改变，平衡常数随之改变；C项，对于放热反应，升高温度平衡逆向移动，K值减小，反应物转化率减小。
2．下列关于平衡常数K的说法中，正确的是(　B　)
A．在任何条件下，化学平衡常数K都是一个恒定值
B．平衡常数K只与温度有关，与反应物浓度、压强无关
C．从平衡常数K的大小不能推断一个反应进行的程度
D．对于可逆反应C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g)在一定温度下达到平衡时，其平衡常数表达式为K＝
解析：化学平衡常数随温度的改变而改变，故A错误；平衡常数K只与温度有关，与反应物浓度、压强无关，故B正确；从平衡常数K的大小可以推断一个反应进行的程度，平衡常数越大，反应进行得越彻底，故C错误；对于可逆反应C(s)＋H2O(g)??CO(g)＋H2(g)在一定温度下达到平衡时，其平衡常数表达式为K＝，故D错误。
3．关于化学平衡常数的叙述正确的是(　C　)
A．增大反应物浓度，平衡常数随之增大
B．两种物质反应，化学方程式的书写方式不同，平衡常数不变
C．温度一定时，对于给定的化学反应，正、逆反应的平衡常数互为倒数
D．浓度商Qc解析：平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，A错误；化学方程式的书写方式不同，例如方程式的系数变化，反应的平衡常数随之改变，B错误；正、逆反应的反应物和生成物正好相反，所以正、逆反应的平衡常数互为倒数，C正确；浓度商Qcv逆，D错误。
4．已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝，在不同的温度下该反应的平衡常数如表所示：
t/℃
700
800
830
1
000
1
200
K
1.67
1.11
1.00
0.60
0.38
下列有关叙述不正确的是(　C　)
A．该反应的化学方程式是CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)
B．上述反应的正反应是放热反应
C．若在1
L的密闭容器中通入CO2和H2各1
mol,5
min后温度升高到830
℃，此时测得CO为0.4
mol，则该反应达到平衡状态
D．若平衡浓度符合下列关系式：＝，则此时的温度为1
000
℃
解析：由平衡常数表达式可判断该反应的化学方程式是CO(g)＋H2O(g)??CO2(g)＋H2(g)，A正确；分析表中数据，平衡常数随温度的升高而减小，说明升温平衡逆向移动，逆反应是吸热反应，正反应是放热反应，B正确；依据化学平衡三段式列式计算浓度商，并与该温度下的平衡常数进行比较：
　　　　　
反应前后气体总物质的量不变，可以用其物质的量代替浓度计算浓度商，Q＝＝2.25≠1.00，此时反应没有达到平衡状态，故C错误；依据平衡常数表达式和平衡常数数值计算分析，若平衡浓度符合＝，则＝＝0.6＝K，反应达到平衡状态，说明此时温度为1
000
℃，故D正确。
5．某一温度时，反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)的平衡常数为K1；反应HI(g)??H2(g)＋I2(g)的平衡常数为K2，则K1、K2的关系为(　C　)
A．K1＝2K2　　　　　　　　B．K1＝K
C．K1＝
D．K1＝K2
解析：由题知，K1＝，，故K1＝。
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-第三单元　化学平衡的移动
用N2和H2为原料实现合成氨的工业化生产曾是一个很艰巨的课题。从第一次实验室研制到工业化生产，经历了从18世纪末到20世纪初一百多年的时间。由于化学反应的快慢和限度、催化剂等基础理论的发展，高温、高压等工业技术条件的改善，以及许多研究工作者的反复试验，德国化学家哈伯科学地创造适宜的条件调控合成氨的反应，终于在1913年实现了合成氨的工业化生产，满足了20世纪世界人口由30亿增至60亿对粮食的需求，因此人们赞扬哈伯是用空气制造面包的圣人。
根据合成氨反应原理：N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92.4
kJ·mol－1，分析外界条件对合成氨反应平衡的影响。
第1课时　外界条件对化学平衡的影响
一、化学平衡的移动
1．含义：在一定条件下，可逆反应达到化学平衡状态，如果改变影响平衡的条件，如浓度、温度、压强等，化学平衡状态被破坏，即v(正)不等于v(逆)，直至v(正)、v(逆)再次相等，在新的条件下达到新的化学平衡状态。
2．图示表示
二、外界条件对化学平衡的影响
以N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH<0为例：
探究点一　　　　　　　　影响化学平衡的因素
一、外界条件影响化学平衡的规律
1．浓度变化对化学平衡的影响规律
2.温度变化对化学平衡的影响规律
3.压强变化对化学平衡的影响规律
二、注意事项
1．对平衡体系中的固体和纯液体，其浓度可看作常数，增大或减小固体或纯液体的量并不影响v正、v逆的大小，所以化学平衡不移动。
2．只要是增大浓度，不论是增大反应物的浓度，还是生成物的浓度，新平衡状态下的反应速率一定大于原平衡状态的反应速率；减小浓度，新平衡状态下的反应速率一定小于原平衡状态的反应速率。
3．反应物有两种或两种以上时，增加一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但是该物质本身的转化率降低。
4．FeCl3与KSCN在溶液里的反应，实质是Fe3＋与SCN－的离子反应，K＋和Cl－并未参加反应。因此，要使可逆反应FeCl3＋3KSCN??Fe(SCN)3＋3KCl的化学平衡发生移动，不宜采用改变c(K＋)或c(Cl－)的方法。
5．任意的化学反应都伴随着能量的变化(放热或吸热)。在可逆反应里，正反应为放(吸)热反应，逆反应必为吸(放)热反应。
6．任意可逆反应的化学平衡状态，都能受温度的影响而发生移动。
7．无气体参与的化学平衡，由于改变压强不能改变化学反应速率，所以改变压强不能使无气体物质存在的化学平衡发生移动。
8．压强改变与化学反应速率、化学平衡移动间的关系
9．“惰性气体”对化学平衡的影响
(1)恒温、恒容条件
平衡体系体系总压强增大―→体系中各成分的浓度不变―→平衡不移动
(2)恒温、恒压条件
平衡体系总体积增大，成分的分压减小―→各组分的浓度同等倍数减小平衡向气体体积增大的方向移动
1．在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，化学平衡向哪个方向移动？
提示：如果稀释溶液，反应物的浓度减小，生成物的浓度也减小，v正、v逆都减小，但减小的程度不一样，总的结果是化学平衡向化学方程式中化学计量数增大的方向移动。
2．对于反应H2O(g)＋CO(g)??H2(g)＋CO2(g)，如果增大压强，反应速率是否改变，化学平衡是否移动？
提示：增大压强，正、逆反应速率均增大，且增大的倍数相同，v正＝v逆，平衡不移动。对于反应前后气体体积相等的可逆反应，改变压强只能改变化学反应速率，而对化学平衡无影响。
3．催化剂对化学平衡有影响吗？
提示：
无影响。由于催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，因此它对化学平衡的移动无影响，但是使用催化剂，能改变反应达到化学平衡所需的时间。使用催化剂时，反应速率的改变和平衡移动间的关系如图所示。
【例1】　可逆反应mA(g)＋nB(？)??pC(g)＋qD(？)(其中A和C都是无色气体)，当达到化学平衡时，下列叙述正确的是(　　)
A．增大压强，平衡不移动，说明(m＋n)一定等于(p＋q)
B．升高温度，A的转化率减小，说明正反应是吸热反应
C．若增加B的量，平衡体系颜色加深，说明B必是气体
D．若B是气体，增加A的量，A、B的转化率都一定增大
【思路分析】　分析化学平衡移动的一般思路：
【解析】　改变压强，平衡不移动，只能说明该反应为反应前后气体体积相等的反应，而B、D的状态不清楚，A项错误；根据平衡移动原理，升高温度，A的转化率减小，说明平衡向逆反应方向移动，说明正反应是放热反应，B项错误；由于A、C为无色气体，而增加B的量，体系的颜色加深，不管该颜色是来自于B，还是来自于D，均是因为增加气体B所致，C项正确；若增加A的量，A的转化率减小，D项错误。
【答案】　C
将等物质的量的X、Y气体充入某密闭容器中，在一定条件下，发生如下反应：X(g)＋3Y(g)??2Z(g)　ΔH<0，并达到平衡。当改变某个条件并维持新条件直至达到新的平衡时，下表中关于新平衡与原平衡的比较正确的是(　A　)
选项
改变条件
新平衡与原平衡比较
A
升高温度
X的转化率减小
B
增大压强(减小体积)
X的浓度变小
C
充入一定量Y
Y的转化率增大
D
使用适当催化剂
X的体积分数减小
解析：升高温度，平衡向吸热反应方向移动，即逆向移动，X的转化率将减小，A项正确；增大压强(减小体积)，各物质的浓度均增大，平衡正向移动，由于平衡只减弱浓度增大的趋势，而不能改变浓度增大的事实，故X的浓度应增大，B项错误；增大一种反应物的浓度，能够提高另一种反应物的转化率，而其本身的转化率将降低，C项错误；催化剂只能改变反应速率，不影响平衡状态，故各物质的体积分数不变，D项错误。
探究点二　　　　　　　　勒夏特列原理
1．如果改变影响平衡的条件之一(如温度、浓度、压强等)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
简单记忆：“改变”→“减弱这种改变”。
2．勒夏特列原理是对改变条件对化学平衡影响的一个总述，特别要注意对“减弱这种改变”的正确理解，其中的“减弱”不等于“消除”更不是“扭转”，具体理解如下：
改变影响平衡的一个条件
化学平衡移动方向
化学平衡移动结果
增大反应物浓度
向正反应方向移动
反应物浓度减小，但比原来的大
减小反应物浓度
向逆反应方向移动
反应物浓度增大，但比原来的小
增大生成物浓度
向逆反应方向移动
生成物浓度减小，但比原来的大
减小生成物浓度
向正反应方向移动
生成物浓度增大，但比原来的小
增大体系压强
向气体体积减小的反应方向移动
体系压强减小，但比原来的大
减小体系压强
向气体体积增大的反应方向移动
体系压强增大，但比原来的小
升高温度
向吸热反应方向移动
体系温度降低，但比原来的高
降低温度
向放热反应方向移动
体系温度升高，但比原来的低
3.勒夏特列原理只适用于判断“改变影响平衡的一个条件”时平衡移动的方向。若同时改变影响平衡移动的几个条件，不能简单地根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向，只有在改变的条件对平衡移动的方向影响一致时，才能根据勒夏特列原理来判断平衡移动的方向。如A(g)＋3B(g)??2C(g)　ΔH<0，同时加压、升温，平衡移动的方向无法确定。若加压又同时降温，则平衡向正反应方向移动。
4．勒夏特列原理不仅适用于化学平衡，也适用于其他平衡体系如溶解平衡、电离平衡、水解平衡等。但不适用于未达到平衡的体系，也不能解决反应速率进行的快慢、催化剂的催化作用等问题。
工业合成氨的化学方程式为N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，该反应在“高温、高压、催化剂”的条件下进行。如何用勒夏特列原理解释？不能用勒夏特列原理解释的反应条件是什么？为什么？
提示：该反应的正反应为放热反应，升高温度，化学平衡向减弱放热的方向，即向吸热方向移动(逆反应方向)；该反应为反应后气体体积减小的反应，增大压强化学平衡向减弱压强的方向，即体积减小的方向(正反应方向)移动。催化剂只能改变化学反应速率，不能用勒夏特列原理解释。
【例2】　下列事实，不能用平衡移动原理来解释的是(　　)
A．反应CO＋NO2??CO2＋NO　ΔH<0，升高温度可使平衡向逆反应方向移动
B．合成NH3的反应，为提高NH3的产率，理论上应采取相对较低温度的措施
C．溴水中存在平衡：Br2＋H2O??HBr＋HBrO，当加入AgNO3溶液后，溶液颜色变浅
D．对2HI(g)??H2(g)＋I2(g)，增大平衡体系的压强(压缩体积)可使体系颜色变深
【解析】　A项，该正反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动；B项，合成氨的反应是放热反应，理论上采取低温条件有利于反应向正反应方向进行，但需同时考虑温度对反应速率的影响，温度太低，反应速率也会太小；C项，加入Ag＋后，Ag＋与Br－反应，使c(Br－)减小，平衡向正反应方向移动，溶液颜色变浅；D项，因2HI(g)??H2(g)＋I2(g)，方程式两边气体分子数相等，压缩体系的体积，增大压强，体积减小，各组分的浓度增大，颜色变深，但不是由平衡移动引起的，因此不能用勒夏特列原理解释。
【答案】　D
对于密闭容器中的可逆反应：mX(g)＋nY(s)??pZ(g)　ΔH<0，达到化学平衡后，改变条件，下列叙述不正确的是(　C　)
A．其他条件不变，增大压强(缩小容积)，化学平衡不一定发生移动
B．其他条件不变，通入氦气，化学平衡不移动
C．其他条件不变，增加X或Y的量，化学平衡一定发生移动
D．其他条件不变，升高温度，化学平衡常数一定减小
解析：对于反应前后气体分子数不变的反应，增大压强，化学平衡不移动，A项正确；恒容条件下通入氦气，X、Z气体的浓度不变，化学平衡不移动，B项正确；Y是固体，增加Y的量，平衡不移动，C项错误；该反应是放热反应，其他条件不变，升高温度，平衡逆向移动，化学平衡常数一定减小，D项正确。
探究点三　　　　　　　　平衡转化率
1．平衡转化率
平衡转化率是指平衡时已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量之比，用来表示反应限度。对于反应：aA＋bB??cC＋dD，反应物A的转化率可以表示为：
α(A)＝×100%
＝×100%
(1)可逆反应达到平衡后各物质浓度的变化关系。
①反应物：平衡浓度＝起始浓度－转化浓度。
②生成物：平衡浓度＝起始浓度＋转化浓度。
③各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中相应的化学计量数之比。
(2)反应物的转化率(α)。
转化率(α)＝×100%。
(3)产品的产率。
产率＝×100%。
2．平衡移动方向与反应物转化率的关系
①压强和温度的影响
温度或压强改变后，若能使化学平衡向正反应方向移动，则反应物的转化率一定增大。
②反应物用量的影响
若反应物只有一种，如aA(g)??bB(g)＋cC(g)，增加A的量，平衡正向移动，A的转化率的变化为：
a．若在恒温恒压条件，A的转化率不变；
b．若在恒温恒容条件，相当于(等效于)加压，A的转化率与气态物质的化学计量数有关：
a＝b＋c，A的转化率不变；
a>b＋c，A的转化率增大；
a若反应物不止一种，
如aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)
a．若只增加A的量，平衡向正反应方向移动，则A的转化率减小，B的转化率增大。
b．若在恒温恒压条件下，同等倍数地增加A、B的物质的量，平衡向正反应方向移动，但A、B的转化率不变。
c．若在恒温恒容条件下，同等倍数地增加A、B的物质的量，平衡向正反应方向移动，A、B的转化率与气态物质的化学计量数有关：
a＋b＝c＋d，A、B转化率不变；
a＋b>c＋d，A、B转化率增大；
a＋b【例3】　已知反应：
PCl5(g)??PCl3(g)＋Cl2(g)　①
2HI(g)??H2(g)＋I2(g)　②
2NO2(g)??N2O4(g)　③
在一定条件下，达到化学平衡时，反应物的转化率均是a%。若保持各反应的温度和容器的体积都不改变，分别再加入一定量的各自的反应物，则转化率(　　)
A．均不变
B．均增大
C．①增大，②不变，③减小
D．①减小，②不变，③增大
【解析】　对于反应物只有一种的反应来说，体积不变的条件下，增大反应物的量相当于增大压强，转化率的大小要结合平衡的实际移动情况。
【答案】　D
体积相同的甲、乙两个容器中，分别充有等物质的量的SO2和O2，在相同温度下发生反应：2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)并达到平衡。在这个过程中，甲容器保持体积不变，乙容器保持压强不变，若甲容器中SO2的转化率为p%，则乙容器中SO2的转化率(　B　)
A．等于p%
B．大于p%
C．小于p%
D．无法判断
解析：先假定甲、乙容器的体积都不变，达到平衡后再保持乙容器的压强不变，此反应是气体体积减小的反应，因此甲、乙容器等体积达到平衡后，欲保持乙容器的压强不变，就需要缩小容器体积，缩小体积时，乙容器的压强增大，平衡正向移动，若甲容器中SO2的转化率为p%，则乙容器中SO2的转化率大于甲容器中SO2的转化率，即大于p%，B项正确。
1．如图所示是恒温条件下某化学反应的反应速率随反应时间变化的示意图，下列叙述与示意图不相符合的是(　C　)
A．反应达到平衡时，正反应速率和逆反应速率相等
B．该反应达到平衡态Ⅰ后，增大反应物浓度，平衡发生移动，达到平衡态Ⅱ
C．该反应达到平衡态Ⅰ后，减小反应物浓度，平衡发生移动，达到平衡态Ⅱ
D．同一种反应物在平衡态Ⅰ和平衡态Ⅱ时浓度不相等
解析：由题给图像可以看出，由平衡态Ⅰ到平衡态Ⅱ的转化过程中，逆反应速率未改变，正反应速率突然增大，可知是增大反应物的浓度，B项正确，C项不正确；由于平衡向正反应方向移动，可知两平衡态下同一种反应物的浓度不相等，D项正确；反应达到平衡时，正反应速率和逆反应速率相等，A项正确。
2．下列能说明化学平衡一定向正反应方向移动的是(　B　)
A．反应N2O4(g)??2NO2(g)已达到平衡状态，改变某一条件后，气体颜色加深
B．反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)已达到平衡状态，改变某一条件后单位时间内消耗H2和HI的物质的量之比大于1?2
C．反应N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)已达到平衡状态，改变某一条件后，NH3的浓度增大
D．反应2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)已达到平衡状态，恒温恒压条件下，充入He
解析：A项，若增大压强，平衡向体积减小的方向移动，即向逆反应方向移动，平衡时NO2的浓度比原平衡时大，气体颜色加深；若恒容条件下加入N2O4，平衡向正反应方向移动，NO2的浓度增大，气体颜色加深，所以气体颜色加深不能说明平衡一定向正反应方向移动，A项错误。B项，单位时间内消耗H2和HI的物质的量之比等于1?2时，反应处于平衡状态，大于1?2时说明氢气的消耗速率大于其生成速率，反应向正反应方向进行，B项正确。C项，若增大压强，平衡向体积减小的方向移动，即向正反应方向移动，NH3的浓度增大；若增大氨气的浓度，平衡向逆反应方向移动，移动的结果是降低氨气浓度增大的趋势，但平衡时氨气的浓度仍比原平衡时高，所以氨气的浓度增大不能说明平衡一定向正反应方向移动，C项错误。恒温恒压下充入He，容器的体积增大，相当于减小压强，平衡逆向移动，D项错误。
3．某温度下，在固定容积的密闭容器中，可逆反应A(g)＋3B(g)??2C(g)达到平衡时，各物质的物质的量之比为n(A)?n(B)?n(C)＝2?2?1。保持温度不变，以2?2?1的物质的量之比再充入A、B、C，则(　C　)
A．平衡不移动
B．再达平衡时，n(A)?n(B)?n(C)仍为2?2?1
C．再达平衡时，C的体积分数增大
D．再达平衡时，正反应速率增大，逆反应速率减小
解析：题述操作相当于增大压强，平衡向气体分子数减小的方向移动，即向正反应方向移动，A项错误；平衡后C的物质的量分数增大，B项错误；平衡后C的体积分数增大，C项正确；增大压强，再达平衡时正、逆反应速率都增大，D项错误。
4．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是(　B　)
A．氯水中存在平衡：Cl2＋H2O??HCl＋HClO，当加入AgNO3溶液后，溶液颜色变浅
B．对于反应CO(g)＋NO2(g)??CO2(g)＋NO(g)，平衡体系增大压强可使颜色变深
C．对于反应2NO2(g)??N2O4(g)　ΔH<0，平衡体系升高温度颜色变深
D．SO2催化氧化成SO3的反应，加入过量的空气
解析：氯水中存在平衡：Cl2＋H2O??HCl＋HClO，当加入AgNO3溶液后，生成AgCl沉淀，c(Cl－)降低，平衡正向移动，能用勒夏特列原理解释，故A不符合题意；该反应前后气体体积不变，增大压强，平衡不移动，不能用勒夏特列原理解释，故B符合题意；ΔH<0，升高温度，平衡向逆方向移动，体系颜色变深，符合勒夏特列原理，故C不符合题意；加入过量的空气，氧气的浓度增大，平衡向正反应方向移动，能用勒夏特列原理解释，故D不符合题意。
5．有一处于平衡状态的反应A(g)＋3B(g)??2C(g)　ΔH<0，为了使平衡向生成C的方向移动，应选择的操作是(　C　)
①升高温度　②降低温度　③增大压强　④减小压强
⑤加入催化剂　⑥分离出C
A．①③⑤　　
B．②③⑤　　
C．②③⑥　　
D．②④⑥
解析：对于反应A(g)＋3B(g)??2C(g)　ΔH<0，正反应是气体分子数减小的放热反应，升高温度，平衡逆向移动，①错误；降低温度，平衡正向移动，②正确；增大压强，平衡正向移动，③正确；减小压强，平衡逆向移动，④错误；加入催化剂能缩短达到平衡的时间，不会引起化学平衡的移动，⑤错误；分离出C，即减小生成物的浓度，平衡正向移动，⑥正确。
6．一定条件下的反应：PCl5(g)??PCl3(g)＋Cl2(g)　ΔH>0达到平衡后，下列情况使PCl5分解率降低的是(　C　)
A．温度、体积不变，充入氩气　
B．体积不变，对体系加热
C．温度、体积不变，充入氯气
D．温度不变，增大容器体积
解析：PCl5分解率降低说明平衡向逆反应方向移动。A项，温度、体积不变，充入氩气，对平衡无影响，平衡不发生移动；B项，体积不变，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，即向正反应方向移动；C项，生成物Cl2浓度增大，平衡向逆反应方向移动；D项，增大容器体积，平衡向气体分子数增大的方向移动，即平衡向正反应方向移动。所以本题选C。
7．反应：mA＋nB??pC在某温度下达到平衡时：
(1)若A、B、C都是气体，减压后，正反应速率小于逆反应速率，则m、n、p的关系为m＋n>p。
(2)若只有C为气体，且m＋n＝p，在加压时，化学平衡发生移动，则平衡必定是向逆反应方向发生移动。
(3)如果在体系中增加或减少B的量，平衡均不移动，则B是液态或固态。
(4)若升高温度，A的转化率减小，则此反应的逆反应是吸热反应。
解析：(1)若A、B、C都是气体，减压后，正反应速率小于逆反应速率，则平衡逆向移动，故m＋n>p。(2)若只有C为气体，m＋n＝p，则加压时，平衡向气体化学计量数小的方向移动，即逆向移动。(3)若增加或减少B的量，平衡均不移动，则B为固态或液态。(4)升高温度，A的转化率减小，则平衡逆向移动，此反应的逆反应为吸热反应。
8．以下是关于“外界因素对化学平衡移动影响的实验研究”的课题，回答问题：
(1)研究的思路与方法。
①研究对象的选择，现有以下可逆反应：
A．2NO2(g)??N2O4(g)　ΔH<0
B．FeCl3＋3KSCN??Fe(SCN)3＋3KCl
其中，A适合于研究bc对平衡的影响，B适合于研究a对平衡的影响。(填字母：a.浓度、b.温度、c.压强)
②研究方法：采用控制其他因素不变，改变其中一个因素的方法，并进行对比实验。
(2)单一因素对化学平衡移动影响的实验研究。
①浓度：将FeCl3与KSCN反应后所得的混合液分为三等份，分别加入浓FeCl3溶液、浓KSCN溶液和NaOH固体，观察现象。
现象：加入浓FeCl3溶液后的混合溶液红色变深；加入浓KSCN溶液后的混合溶液红色变深；加入NaOH固体后，混合溶液红色变浅。
②温度：将密封并相互连通的盛有NO2的两个玻璃球，一个放入热水中，另一个放入冷水中。
现象：放入热水中的球内红棕色变深；放入冷水中的球内红棕色变浅。
(3)综合(2)中研究结果，请总结外界因素对化学平衡的影响规律如果改变影响平衡的条件之一(如浓度、压强、温度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
解析：(1)反应A中NO2为红棕色，N2O4为无色，且它们均为气体，非常容易借助颜色的变化来研究温度以及压强对平衡
的影响；而B为溶液中进行的反应，适合研究浓度对平衡的影响。
(2)①加入浓FeCl3溶液后，平衡正向移动，使Fe(SCN)3浓度增大，红色加深；加入浓KSCN溶液后，平衡同样向正反应方向移动，引起混合物颜色加深；加入NaOH固体后，与FeCl3反应，引起平衡逆向移动，颜色变浅。②由于该反应放热，放入热水中的球内由于平衡逆向移动，引起NO2浓度增大，颜色加深；反之，放入冷水中的球内颜色变浅。
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-第2课时　化学平衡图像和等效平衡
探究点一　　　　　　　　化学平衡的有关图像
一、几种类型的化学平衡图像
1．速率—时间图(v－t图像)
(1)既能表示反应速率的变化，又能表示平衡移动的速率—时间图像。如下图中A、B、C所示。
A图：①t＝0时，v(正)>v(逆)＝0，表明反应由正反应开始；②t＝t1时，v′(正)>v′(逆)＝v(逆)，表明在改变条件的瞬间，v(正)变大，v(逆)不变，是增大了反应物的浓度；③t>t1时，v′(正)>v′(逆)，表明平衡向正反应方向移动，随后又达到新的平衡状态。
B图：①t＝0时，反应由正反应开始；②t＝t1时，v(正)、v(逆)在改变条件时同时增大；③t>t1时，平衡向逆反应方向移动，随后又达到新的平衡状态。
C图：①t＝0时，反应由正反应开始；②t＝t1时，v(正)、v(逆)在改变条件时同倍的增大；③t>t1时，平衡未移动。
(2)规律总结：v－t图像的分析和绘制
①在分析v－t图像时，要特别注意两个方面：一是反应速率的变化即v(正)、v(逆)是都增大了，还是都减小了[条件改变的瞬间v′(正)、v′(逆)的起点与原平衡点不重合]，还是一个增大或减小而另一个不变[v′(正)、v′(逆)中不变的那一个起点与原平衡点重合]；二是平衡的移动方向，哪一个速率快，它的速率曲线就在上面，就向哪一个方向移动。
②画出v－t图像的“三步曲”：第一步，画出原平衡建立的过程；第二步，依据条件改变时的速率变化，确定两个起点[是都在上还是都在下，或一个在上(下)另一个不变]；第三步，依据平衡移动方向确定哪条曲线[v(正)或v(逆)]在上(下)面，完成图像。
2．浓度—时间图(c－t图像)
此类图像能说明各平衡体系组分(或某一成分)的物质的量浓度在反应过程中的变化情况。此类图像中各物质曲线的折点(达平衡)时刻相同，各物质浓度变化的内在联系及比例符合化学方程式中的化学计量数关系。如图1、图2所示。
3．含量—时间—温度(压强)图
常见形式有如下图所示的几种。(C%指产物百分数，B%指某反应物百分数)(在其他条件不变时，改变任一条件，如：使用催化剂或温度升高或压强增大，都能缩短到达平衡的时间)这种图像的转折点表示到达平衡的时间，反映了速率的大小，可以确定T(p)的高低(大小)，水平线高低对应平衡移动方向。
4．恒压(温)图
以aA(g)＋bB(g)??cC(g)　ΔH为例，该类图的纵坐标为物质的平衡浓度(c)或反应物的转化率(α)，横坐标为温度(T)或压强(p)，常见类型如下图：
5．速率—温度(压强)图
这类图有两种情况：一是不隐含时间因素的速率—时间图，二是隐含时间变化的速率—时间图。以2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)　ΔH<0为例，v?T(p)图如下图：
6．几种特殊图像
①对于化学反应mA(g)＋nB(g)??qC(g)＋pD(g)，M点前，表示从反应物开始，则v正>v逆；M点为刚达平衡点。M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%增加，C%减小，平衡左移，ΔH<0。
②对于化学反应mA(g)＋nB(g)??qC(g)＋pD(g)，L线上所有的点都是平衡点。左上方(E点)，A%大于此压强时的平衡体系，所以，E点v正>v逆；右下方(F点)，则v正分析化学平衡图像的常用方法：①四要点分析法：曲线的起点、曲线的变化趋势、曲线的转折点、曲线的终点的意义。②拐点比较：在转化率(或物质的含量)—时间曲线中，先出现拐点的曲线先达到平衡(代表温度高、压强大)。③定一议二：图像中有三个量时，先假定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。
二、化学平衡图像问题的解法
1．解题步骤：
①看图像：一看面(即纵坐标与横坐标的意义)；二看线(即线的走向和变化趋势)；三看点(即起点、折点、交点、终点)；四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等)；五看量的变化(如浓度变化、温度变化等)。
②想规律：联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律。
③作判断：根据图像中所表现的关系与所学规律相对比，作出符合题目要求的判断。
2．思考原则：
①“定一议二”原则：
在化学平衡图像中，了解纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义。在确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系，或在确定纵坐标所表示的量后，讨论横坐标与曲线的关系。
例如，反应：2A(g)＋B(g)??2C(g)达到平衡，A的平衡转化率与压强和温度的关系如图。
定压看温度变化，升温曲线走势降低，说明A的转化率降低，平衡向左移动，正反应是放热反应。
定温看压强变化，因为此反应是反应后气体体积减小的反应，压强增大，平衡向右移动，A的转化率增大，故p2>p1。
②“先拐先平，数值大”原则：
对于同一化学反应在化学平衡图像中，先出现拐点的反应先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如下图甲α表示反应物的转化率)或表示的压强较大(如下图乙，φ(A)表示反应物的体积分数)。
甲：a.T2>T1，b.正反应放热。乙：a.p1【例1】　在容积不变的密闭容器中存在如下反应：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0
某研究小组研究了其他条件不变时，改变某一条件对上述反应的影响，下列对图分析正确的是(　　)
A．图Ⅰ表示的是t1时刻增大O2的浓度对反应速率的影响
B．图Ⅱ表示的是t2时刻加入催化剂后对反应速率的影响
C．图Ⅲ表示的是催化剂对平衡的影响，且甲的催化效率比乙高
D．图Ⅲ表示的是压强对化学平衡的影响，且乙的压强较高
【解析】　若增大氧气的浓度正反应速率突然变大，逆反应速率逐渐变大，A选项不正确；加入催化剂，正逆反应速率同等倍数的增大，但平衡不移动，B正确；观察图Ⅲ，达到平衡时二氧化硫的转化率不相等，故甲乙两条曲线不可能是由催化剂引起的，C选项不正确；增大压强反应速率加快，达到平衡的时间缩短，二氧化硫的转化率增大，D选项不正确。故正确答案为B。
【答案】　B
某化学科研小组研究在其他条件不变时，改变某一条件对化学平衡的影响，得到如下图所示变化规律(p表示压强，T表示温度，n表示物质的量)：
根据以上规律判断，下列结论正确的是(　C　)
A．反应Ⅰ：ΔH>0，p2>p1
B．反应Ⅱ：ΔH>0，T1>T2
C．反应Ⅲ：ΔH>0，T2>T1或ΔH<0，T2D．反应Ⅳ：ΔH<0，T2>T1
解析：反应Ⅰ，温度升高，A的转化率降低，说明化学平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应，ΔH<0，在温度一定时，增大压强，化学平衡向正反应方向移动，A的平衡转化率应增大，则p2>p1，A不正确；由反应Ⅱ的图示可知T1>T2，温度升高时n(C)减少，说明平衡向逆反应方向移动，故正反应为放热反应，ΔH<0，B不正确；对于反应Ⅲ若为放热反应，C的平衡体积分数减小时，平衡向逆反应方向移动，则T2T2，D不正确。
探究点二　　　　　　　　等效平衡
1．含义：相同条件下，同一可逆反应不管从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始，或从正、逆反应两个方向同时开始，按化学计量数关系完全转化为化学方程式同一半边的物质后只要相应物质的起始加入量完全相同或成比例，则建立的化学平衡状态完全等效。
对概念的理解：
(1)只要是等效平衡，达到平衡状态时同一物质的百分含量(体积分数、物质的量分数等)一定相同。
(2)外界条件相同：通常可以是①恒温恒容，②恒温恒压。
(3)平衡状态只与始态有关，而与途径无关。如①无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应方向开始；②投料是一次还是分成几次；③反应容器容积是经过扩大―→缩小，还是缩小―→扩大的过程，在比较时都可运用“一边倒”的方法回到起始的状态进行比较。
2．分类和规律
(1)恒温恒容条件下的等效平衡
①对于反应前后气体体积不相等的可逆反应，在恒温恒容条件下，改变起始加入量的情况，只要通过可逆反应的化学计量数之比换算成化学方程式同一边的物质后，各物质的物质的量与原平衡状态相同，则建立的化学平衡状态完全相同，也称为“全等平衡”。例如：
a从正反应开始，b从逆反应开始，c从正、逆反应同时开始，b、c两种配比，按化学方程式的化学计量关系都转化为反应物，SO2均为2
mol，O2均为1
mol，则三者建立的平衡状态完全相同。
②对于反应前后气体体积相等的可逆反应，在恒温恒容条件下，改变起始加入量的情况，只要通过可逆反应的化学计量数之比换算成化学方程式同一边的物质后，各物质的物质的量比例与原平衡状态相同，则建立的化学平衡状态也是等效的，称为“等比平衡”(类似于数学中的“相似”)。例如：
b、c两种配比，按化学方程式的化学计量关系都转化为反应物，两种情况下H2(g)与I2(g)的物质的量之比均为1?1，则三者建立的平衡状态是等效的。
此类等效平衡的形式可通过建立以下模型进行解释[以H2(g)＋I2(g)??2HI(g)为例]：
(2)恒温恒压条件下的可逆反应
如果通过化学方程式的化学计量数之比换算成化学方程式同一边的物质后，各物质的物质的量比例相同，则建立的化学平衡状态是等效平衡。
此类等效平衡的形式可通过建立以下模型进行解释[以N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)为例]：
以上解题规律可归纳如下：
【例2】　向某密闭容器中充入1
mol
CO和2
mol
H2O(g)，发生反应：CO＋H2O(g)??CO2＋H2，反应达到化学平衡状态。若维持容器的容积和温度不变，起始物质按下列四种配比充入该容器中，达到化学平衡时CO的体积分数增大的是(　　)
A．0.5
mol
CO＋2
mol
H2O(g)＋1
mol
CO2＋1
mol
H2
B．1
mol
CO＋1
mol
H2O(g)＋1
mol
CO2＋1
mol
H2
C．0.5
mol
CO＋1.5
mol
H2O(g)＋0.4
mol
CO2＋0.4
mol
H2
D．0.5
mol
CO＋1.5
mol
H2O(g)＋0.5
mol
CO2＋0.5
mol
H2
【思路分析】　按极值的思维方法，把起始加入物质按化学方程式的系数转化为同一侧物质后，通过比较得出正确结论。
【解析】　A项，相当于向容器中充入1.5
mol
CO和3
mol
H2O(g)，与原平衡投料比1?2相同，二者构成等效平衡，CO的体积分数不变；B项，相当于向容器中充入1
mol
CO和2
mol
H2O(g)，再充入1
mol
CO，故前一步旨在建立等效平衡，再充入1
mol
CO，可使平衡向正反应方向移动，但平衡移动是由CO的浓度增加引起的，CO的体积分数增大；C项，相当于向容器中充入0.9
mol
CO和1.8
mol
H2O(g)(二者比值为1?2)，再充入0.1
mol
H2O(g)，加入H2O(g)会使平衡向正反应方向移动，CO的体积分数减小；D项，相当于向容器中充入1
mol
CO和2
mol
H2O(g)，与原平衡等效，CO的体积分数不变。
【答案】　B
一定温度下，在3个容积均为1.0
L的恒容密闭容器中反应2H2(g)＋CO(g)??CH3OH(g)达到平衡，下列有关说法正确的是(　D　)
A.该反应的正反应吸热
B．达到平衡时，容器Ⅰ中反应物转化率比容器Ⅱ中的大
C．达到平衡时，容器Ⅱ中c(H2)大于容器Ⅲ中c(H2)的两倍
D．达到平衡时，容器Ⅲ中的正反应速率比容器Ⅰ中的大
解析：对比容器Ⅰ和Ⅲ可知两者投料量相当，若温度相同，最终建立等效平衡，但Ⅲ温度高，平衡时c(CH3OH)小，说明升温平衡向逆反应方向移动，即逆反应为吸热反应，正反应为放热反应，A错误；Ⅱ相对于Ⅰ成比例增加投料量，相当于加压，平衡正向移动，反应物转化率提高，B错误；不考虑温度，Ⅱ中投料量是Ⅲ的两倍，相当于加压，平衡正向移动，所以平衡时Ⅱ中c(H2)小于Ⅲ中c(H2)的两倍，且Ⅲ的温度比Ⅱ高，相对于Ⅱ，平衡向逆反应方向移动，c(H2)增大，C错误；对比Ⅰ和Ⅲ，若温度相同，两者建立等效平衡，两容器中反应速率相等，但Ⅲ中温度高，反应速率更大，D正确。
1．对于反应：4CO(g)＋2NO2(g)??4CO2(g)＋N2(g)　ΔH＝－1
200
kJ·mol－1，温度不同(T2>T1)，其他条件相同时，下列图像正确的是(　B　)
解析：升高温度，正、逆反应速率都发生突变，故A错误；升高温度，反应速率增大，平衡逆向移动，NO2的转化率减小，故B正确；增大压强，平衡正向移动，CO的体积分数减小，故C错误；升高温度，平衡逆向移动，平衡常数减小，故D错误。
2．如图是可逆反应A＋2B??2C＋3D的化学反应速率与化学平衡随外界条件改变(先降温后加压)而变化的情况。由此可推断(　B　)
A．温度越高，该反应的化学平衡常数越大
B．若A、B是气体，则D是液体或固体
C．逆反应是放热反应
D．A、B、C、D均为气体
解析：由图像知，降低温度，v′(正)>v′(逆)，平衡向正反应方向移动，说明正反应为放热反应，升高温度，化学平衡常数减小，A、C项错误；增大压强，v″(正)>v″(逆)，平衡向正反应方向移动，即正反应为气体体积减小的反应，若A、B为气体，则D一定为固体或液体，C可以是任意状态，B正确，D错误。
3．在恒容密闭容器中发生反应2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)，起始时SO2和O2分别为20
mol和10
mol，达到平衡时，SO2的转化率为90%。若从SO3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO3的物质的量及SO3的转化率分别为(　C　)
A．20
mol和90%
B．20
mol和20%
C．20
mol和10%
D．30
mol和80%
解析：根据等效平衡，起始时SO2和O2分别为20
mol和10
mol相当于起始时SO3为20
mol。SO2的转化率为90%，说明参加反应的SO2的物质的量是18
mol，则生成了18
mol
SO3。也就是说，当起始的物质是SO3时，参加反应的SO3的物质的量是20
mol－18
mol＝2
mol，所以SO3的转化率为10%。
4．一定条件下，下列反应中水蒸气含量随反应时间的变化趋势符合题中图像的是(　A　)
A．CO2(g)＋2NH3(g)??CO(NH2)2(s)＋H2O(g)　ΔH<0
B．CO2(g)＋H2(g)??CO(g)＋H2O(g)　ΔH>0
C．CH3CH2OH(g)??CH2===CH2(g)＋H2O(g)　ΔH>0
D．2C6H5CH2CH3(g)＋O2(g)??2C6H5CH===CH2(g)＋2H2O(g)　ΔH<0
解析：由“温度的影响”图像可知，T2先达到平衡，因此T2>T1，温度升高，水蒸气含量减少，正反应是放热反应，B、C项不符合题意；由“压强的影响”图像可知，p1先达到平衡，即p1>p2，随着压强的增加，水蒸气含量增加，正反应是气体体积减小的反应，因此D项不符合题意，只有A项符合题意。
5．可逆反应aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)　ΔH，同时符合下列两图中各曲线的是(　B　)
A．a＋b>c＋d　T1>T2　ΔH>0
B．a＋b>c＋d　T1C．a＋bT2　ΔH>0
D．a＋b解析：图甲中T2先达平衡，则T2>T1，T2→T1时，生成物浓度增大，说明温度降低平衡向正反应方向移动，则正反应为放热反应，ΔH<0；图乙中达平衡(v正＝v逆)后增大压强，v正>v逆，说明平衡向正反应方向移动，则该反应的正反应为气体分子数减小的反应，a＋b>c＋d，B对。
6．一定温度下，在恒容密闭容器中发生反应：2A(g)＋B(g)??3C(g)，若反应开始时充入2
mol
A和1
mol
B，达平衡后A的体积分数为a%。其他条件不变时，若按下列四种配比作为起始物质，则平衡后A在反应体系中的体积分数大于a%的是(　B　)
A．2
mol
C
B．3
mol
A、1
mol
B和1
mol
He(不参加反应)
C．1
mol
B和1
mol
C
D．2
mol
A、1
mol
B和3
mol
C
解析：该反应为反应前后气体分子数不变的反应。A项，投入2
mol
C相当于投入
mol
A和
mol
B，n(A)?n(B)等于2?1，平衡后A在反应体系中的体积分数为a%。B项，1
mol
He对平衡移动没影响，投入3
mol
A和1
mol
B相当于先投入2
mol
A和1
mol
B，平衡后A的体积分数为a%，然后再投入1
mol
A，达到新平衡后A在反应体系中的体积分数大于a%。C项，投入1
mol
B和1
mol
C相当于投入
mol
A和
mol
B，n(A)?n(B)小于2?1，平衡后A在反应体系中的体积分数小于a%。D项，投入2
mol
A、1
mol
B和3
mol
C相当于投入4
mol
A和2
mol
B，n(A)?n(B)等于2?1，平衡后A在反应体系中的体积分数等于a%。
7．一密封体系中发生反应N2＋3H2??2NH3＋Q，如图是某一时间段中反应速率与反应进程的曲线关系图，回答下列问题：
(1)处于平衡状态的时间段是t0～t1、t2～t4、t5～t6。
(2)t1、t3、t4时刻体系中分别是什么条件发生了变化？t1时升温；t3时使用催化剂；t4时降压。
(3)下列各时间段内，氨的百分含量最高的是(　A　)
A．t0～t1
B．t2～t3
C．t3～t4
D．t5～t6
解析：本题是考查反应速率与化学平衡内在联系的一道好题。处于平衡状态时，正、逆反应速率必定相等，从图中可看出t0～t1、t2～t4、t5～t6时间段时反应处于平衡状态。t1时刻，条件变化使v正、v逆都加快，且v逆>v正，平衡向逆反应方向移动，对照反应式可看出条件变化应是升高温度。t3时刻，v正、v逆都同幅度加快，应是加了催化剂。t4时刻，v正、v逆都减慢，且v正8．(1)工业生产硫酸的过程中，涉及反应：2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)，该混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如图1所示。
①2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)的ΔH<(填“>”或“<”)0；若在恒温恒压条件下向上述平衡体系中通入氦气，平衡向左(填“向左”“向右”或“不”)移动。
②若反应进行到状态D时，v正>(填“>”“<”或“＝”)v逆。
(2)哈伯法合成氨的原理是N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)，该反应达到平衡状态时反应物的转化率不高。
①能使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的措施是D(填序号)。
A．使用更高效的催化剂
B．升高温度
C．及时分离出氨气
D．充入氮气(保持容器体积不变)
②某温度下，2
L的密闭容器中发生合成氨反应，图2表示N2的物质的量随反应时间的变化曲线。用H2表示0～10
min内该反应的平均反应速率为v(H2)＝0.06_mol·L－1·min－1。11
min时，压缩容器的体积为1
L，则n(N2)的变化曲线为D(填序号)。
A．a　　　　B．b　　　　C．c　　　　D．d
解析：(1)①温度升高时，SO3的百分含量降低，平衡逆向移动，则该反应是放热反应，ΔH<0。恒温恒压条件下向平衡体系中通入氦气，则反应器的体积增大，各物质的浓度会减小，平衡向增大混合物浓度的方向移动，即向左移动。②反应进行到状态D时，反应没有达到平衡状态，需要增加SO3的百分含量反应才能达到平衡状态，即反应正向进行，所以v正>v逆。(2)①该反应是一个反应前后气体分子数减小的放热反应，升高温度，平衡逆向移动；分离出氨气，平衡虽然正向移动，但反应速率减小；充入氮气，平衡正向移动且反应速率增大。②由题图2可知，0～10
min内，N2从0.6
mol减少到0.2
mol，其物质的量变化量为0.4
mol，则H2的物质的量变化量为1.2
mol，故v(H2)＝1.2
mol÷2
L÷10
min＝0.06
mol·L－1·min－1。平衡时压缩容器的体积，气体的压强增大，平衡正向移动，N2的物质的量减小，曲线d符合题意。
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-专题二　化学反应速率与化学平衡
第一单元　化学反应速率
在北京故宫的保和殿后，有一块巨大的“云龙陛石”，上面雕有精美的蟠龙图案，是珍贵的文化遗产。但近些年，浮雕已经受损，一些细小的花纹已经模糊不清。大理石雕刻制品从安放的时候起，由于风吹、日晒、雨淋等自然因素的影响，就开始受到腐蚀。可是为什么前几百年腐蚀很慢，而近几十年腐蚀却变快了呢？这涉及化学反应速率的问题。那么，什么是化学反应速率呢？
第1课时　化学反应速率的表示方法
一、化学反应速率
1．定义：定量描述化学反应进行快慢程度的物理量。
2．表示方法：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。
表达式：v＝。
3．单位：常用mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1等。
4．同一反应中不同物质的化学反应速率的表示
对任意一个化学反应mA＋nB===pY＋qZ，反应体系中各物质的浓度分别表示为c(A)、c(B)、c(Y)和c(Z)，则反应速率分别表示为：v(A)＝，v(B)＝，v(Y)＝，v(Z)＝。
二、化学反应速率的测定
1．化学反应速率测定的基本思路
化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质(包括反应物和生成物)，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量反应速率时都可以加以利用。
2．用于化学反应速率测定的物质的性质
(1)直接可观察的性质，如释放出气体的体积和体系的压强。
(2)依靠科学仪器才能测量的性质，如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等。
(3)在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常常利用颜色深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率。
探究点一　正确理解化学反应速率
1．化学反应速率
化学反应速率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。
(1)符号：v。
(2)数学表达式：v(X)＝＝。
例如，对于反应mA＋nB===pY＋qZ，用不同物质表示的化学反应速率分别为：
vA＝，vB＝，vY＝，vZ＝
(3)单位：
v(X)——物质X表示的化学反应速率，单位：mol/(L·s)或mol·L－1·s－1等；
Δc(X)——物质X的物质的量浓度的变化量(取正值)，单位：mol/L；
Δn(X)——物质X的物质的量的变化量(取正值)，单位：mol；
V——反应体系的总体积，单位：L；
Δt——变化的时间，单位：s、min、h等。
2．理解化学反应速率要注意的几个问题
(1)化学反应速率的计算公式：v＝。单位是mol·(L·s)－1或mol·(L·min)－1或mol·(L·h)－1。
(2)无论是反应物还是生成物，其化学反应速率的值都取正值。
(3)对于给定的一个化学反应，有关的物质的量是不断变化的，因此化学反应速率有平均速率和即时(瞬时)速率之分。在中学化学里，我们能够计算的是单位时间内的反应速率即平均速率，而在速率图像上的每一点则表示的是即时速率。右图是某一反应过程的实际反应速率图像。
(4)由于一个化学反应里各物质之间的化学计量数不一定相同，所以在同一个化学反应里，不同物质所表示的化学反应速率数值不一定相同。虽然用不同物质表示的化学反应速率不一定相同，但是它们的实际意义却完全相同，即一种物质的化学反应速率也就代表了整个化学反应的反应速率。表示化学反应速率时，应注明是用哪种物质表示的化学反应速率。
(5)对于给定的化学反应，aA＋bB===cC＋dD，各物质的化学计量数之比＝发生变化的物质的量之比＝化学反应速率之比，即a?b?c?d＝n(A)?n(B)?n(C)?n(D)＝vA?vB?vC?vD。
(6)在一定温度下，纯固态和纯液态物质，单位体积里的物质的量保持不变，因此液态或固态纯物质物质的量浓度可以看成常数，所以不能用纯固态和纯液态的物质来表示化学反应的反应速率。
1．为什么用不同物质表示的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比？
提示：根据化学方程式，各物质变化的浓度(即各物质的浓度变化量)之比等于化学方程式中的化学计量数之比，各物质的浓度变化量再除以相同的时间即得到用各物质表示的反应速率，则用不同物质表示的反应速率之比等于化学方程式中各物质的化学计量数之比。
2．在合成氨反应中，若已知N2的化学反应速率，能否确定相同条件下H2和NH3的化学反应速率？
提示：能够确定，它们之间的关系为v(NH3)＝2v(N2)，v(H2)＝3v(N2)。
【例1】　已知一定条件下，合成氨反应的一些数据如下：
N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
起始浓度/(mol·L－1)
1.0
3.0
0.2
2
s末浓度/(mol·L－1)
0.6
1.8
1.0
4
s末浓度/(mol·L－1)
0.4
1.2
1.4
当用氨的浓度增加量来表示该反应的速率时，下列说法中错误的是(　　)
A．2
s末氨的反应速率为0.4
mol·L－1·s－1
B．前2
s内氨的平均反应速率为0.4
mol·L－1·s－1
C．前4
s内氨的平均反应速率为0.3
mol·L－1·s－1
D．2～4
s内氨的平均反应速率为0.2
mol·L－1·s－1
【思路分析】　依据定义计算化学反应速率，找出物质的量浓度改变量和时间。
【解析】　A项，不符合反应速率的定义，2
s末的速率是瞬时速率，在本题条件下是不能求解的，错误；氨在2
s末，浓度增加了1.0
mol·L－1－0.2mol·L－1＝0.8
mol·L－1，故前2
s内氨的平均反应速率为＝0.4
mol·L－1·s－1，B正确；前4
s内氨的平均反应速率为＝0.3
mol·L－1·s－1，C正确；2～4
s内氨的平均反应速率为
＝0.2
mol·L－1·s－1，D正确。
【答案】　A
下列关于化学反应速率的说法正确的是(　C　)
A．化学反应速率是指单位时间内任何一种反应物物质的量浓度的减少或任何一种生成物物质的量浓度的增加
B．化学反应速率为0.1
mol·L－1·s－1是指1秒钟时某物质的浓度为0.1
mol·L－1
C．根据化学反应速率的大小可以知道化学反应进行的快慢
D．对于任何化学反应来说，反应速率越快，反应现象就越明显
解析：A项，反应速率不能用纯液体或纯固体来表示，故A项不正确；B项，反应速率是平均反应速率而不是瞬时速率，故B项不正确；C项，化学反应速率是用来表示化学反应进行快慢的物理量，故C项正确；有些反应，反应速率很快，反应现象却不明显，如酸碱的中和反应，故D项不正确。
探究点二　化学反应速率的计算和大小比较
1．化学反应速率的计算
(1)利用反应速率的定义式v＝求算。
(2)利用化学反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比的规律求算。
(3)利用三段式进行计算
①求解化学反应速率计算题的一般步骤：
a．写出有关反应的化学方程式；
b．找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
c．根据已知条件列方程计算。
例如，对于反应：mA＋nB===pC＋qD。A的浓度为a
mol·L－1，B的浓度为b
mol·L－1，反应进行至t1
s时，A消耗了x
mol·L－1，则反应速率可计算如下：
②计算时注意以下量的关系
a．对反应物：c起始－c转化＝c某时刻
b．对生成物：c起始＋c转化＝c某时刻
c．转化率：×100%
2．化学反应速率的大小比较
(1)归一法：先统一单位，再依据化学反应速率之比等于化学计量数之比，将同一反应中的用不同物质表示的反应速率，转化成用同一种物质表示的反应速率，然后直接依据数值进行比较。例如：
对于反应2SO2＋O2??2SO3，如果
a．v(SO2)＝2
mol·L－1·min－1，
b．v(O2)＝3
mol·L－1·min－1，
c．v(SO3)＝4
mol·L－1·min－1，比较反应速率的大小，可以将三者表示的反应速率都转化为O2表示的反应速率再作比较。
换算得出：a.v(O2)＝1
mol·L－1·min－1，c.v(O2)＝2
mol·L－1·min－1，则反应速率的大小关系为b>c>a。
(2)比值法：用各物质的量表示的反应速率除以对应各物质的化学计量数，然后再对求出的数值进行大小排序，数值大的反应速率快。例如：
对于反应mA＋nB??pC＋qD，若v(A)/m>v(B)/n，则反应速率A>B。
1．对于反应3A(g)＋B(g)===2C(g)＋2D(g)，在不同条件下，用A、B表示的反应速率分别为
条件①：v(A)＝0.6
mol·L－1·min－1；
条件②：v(B)＝0.45
mol·L－1·min－1；
则该反应在哪个条件下的反应速率快？
提示：同一个化学反应，用不同物质表示其反应速率时，数值可能不同，所以比较同一个化学反应的反应速率的相对大小时，不能直接比较数值大小，应先转化为同一物质、同一单位，然后再比较其数值大小，数值越大表明反应越快。将条件①的反应速率换算成用B表示的反应速率为v(B)＝0.2
mol·L－1·min－1，即条件②的反应速率比条件①的反应速率快。
2．在反应mA＋nB===pC＋qD中，若v(A)＝4
mol·L－1·min－1，而v(B)＝1
mol·L－1·min－1，A表示的反应速率比B表示的反应速率快，则m、n符合什么关系？
提示：不同物质表示的化学反应速率之比＝化学计量数之比，即m?n＝v(A)?v(B)，已知v(A)?v(B)＝4?1，由于A表示的反应速率比B表示的反应速率快，则m?n<4?1。
【例2】　在1
L密闭容器中加入1
mol
N2和3
mol
H2，一定条件下发生反应：N2＋3H2??2NH3,1
min后测得生成0.06
mol
NH3，下列判断不正确的是(　　)
A．v(NH3)＝0.06
mol·L－1·min－1
B．v(NH3)＝2v(N2)
C．v(NH3)＝0.12
mol·L－1·min－1
D．v(N2)?v(H2)?v(NH3)＝1?3?2
【解析】　v(NH3)＝＝＝0.06
mol·L－1·min－1，A项正确，C项错误；同一反应用不同物质表示的反应速率之比等于化学计量数之比，故v(N2)?v(H2)?v(NH3)＝1?3?2，v(NH3)＝2v(N2)，B、D项正确。
【答案】　C
将N2和H2的混合气体分别充入甲、乙、丙三个容器中进行合成氨反应，经过一段时间后三个容器的反应速率分别为：v甲(H2)＝3
mol·L－1·min－1，v乙(N2)＝2
mol·L－1·min－1，v丙(NH3)＝1
mol·L－1·min－1。这段时间内三个容器中合成氨的反应速率的大小关系为(　B　)
A．v甲>v乙>v丙　　
B．v乙>v甲>v丙
C．v甲>v丙>v乙
D．v甲＝v乙＝v丙
解析：把用三种不同物质表示的反应速率换算成用同一种物质来表示，根据反应N2＋3H2??2NH3可知，v甲(N2)＝v甲(H2)＝1
mol·L－1·min－1、v乙(N2)＝2
mol·L－1·min－1、v丙(N2)＝v丙(NH3)＝0.5
mol·L－1·min－1，可比较得出v乙>v甲>v丙。
探究点三　化学反应速率的图像的分析
化学反应速率图像是化学反应速率变化状况在直角坐标系中以图的形式表达的结果，是化学反应速率变化规律的反映。认识和应用化学反应速率图像时，要立足于化学反应方程式，应用化学反应速率变化的规律，分析直角坐标系及其图像的含义。
1．化学反应速率图像一般有两种：
(1)速率—时间图像：此类图像定性地揭示了各物质的速率随时间而变化的规律。
(2)浓度(或物质的量)—时间图像：此类图像能说明各反应体系组分(或某一成分)在反应过程中的变化情况。
2．解答此类题目时，应注意的问题：
(1)要看清楚“横轴和纵轴”的意义。横轴一般表示时间，要看清纵轴表示的物理量，是速率还是浓度(或者物质的量)。
(2)弄清图像上“点”的意义，特别是一些特殊点(如与坐标轴的交点、转折点、几条曲线的交叉点)的意义，找出曲线上的特殊点，并理解其含义。
(3)弄清图像“线”所示的增减性，弄清图像斜率的大小及意义。根据纵轴随横轴的变化情况，正确判定曲线走势，理解曲线斜率出现变化的原因。
3．由图像推导化学方程式的方法
(1)反应物及生成物的确定。反应开始时，反应物的物质的量、质量或浓度随反应的进行减小；生成物的物质的量、质量或浓度随反应的进行增加。
(2)化学方程式中各物质化学计量数的确定。化学计量数之比＝物质的量变化量之比＝浓度的变化量之比＝化学反应速率之比。
(3)反应是否可逆的确定。观察最终浓度或物质的量随时间的变化，即是否具有与横轴平行的直线存在，若存在，则反应为可逆反应。
例如：某温度时，在定容(V
L)容器中，X、Y、Z三种物质的物质的量随时间的变化曲线如图所示。
根据图像可进行如下计算：
(1)某物质的平均速率、转化率，如
v(X)＝
mol/(L·s)，
Y的转化率＝×100%
(2)确定化学方程式的系数之比
如X、Y、Z三种物质的系数比为(n1－n3)?(n2－n3)?n2。
【例3】　一定温度下，在2
L的密闭容器中，X、Y、Z三种气体的物质的量随时间变化的曲线如图所示。下列描述正确的是(　　)
A．反应开始到10
s，用Z表示的反应速率为0.158
mol·L－1·s－1
B．反应开始到10
s，X的物质的量浓度减少了0.79
mol·L－1
C．反应开始到10
s时，Y的转化率为79.0%
D．反应的化学方程式为X(g)＋Y(g)??Z(g)
【思路分析】　分析化学反应速率的图像，应注意以下几个方面：
(1)看起点，分清反应物和生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物，生成物多数以原点为起点。
(2)灵活应用“反应速率之比＝化学计量数之比＝浓度变化量之比＝物质的量变化量之比”这一公式求算化学反应速率、确定物质的化学计量数、书写化学方程式。
【解析】　由图像数据计算不同物质的浓度变化表示的化学反应速率之比，也就是化学计量数之比，然后即可推出化学方程式。由图像可知：X、Y的物质的量逐渐减少，为反应物，Z的物质的量逐渐增多，为生成物。它们的物质的量变化分别为X：(1.20－0.41)
mol＝0.79
mol；Y：(1.00－0.21)
mol＝0.79
mol；Z：(1.58－0)
mol＝1.58
mol。
A项：v(Z)＝＝＝0.079
mol·L－1·s－1；
B项：Δc(X)＝＝＝0.395
mol·L－1；
C项：Y的转化率为＝＝＝79.0%；
D项：化学方程式各物质的系数之比等于转化的各物质的物质的量之比，也等于各物质的反应速率之比，所以化学方程式为X(g)＋Y(g)??2Z(g)。由于10
s后X、Y、Z的物质的量均保持不变，故为可逆反应。
【答案】　C
用大理石(杂质不与稀盐酸反应)与稀盐酸反应制CO2，实验过程记录如图所示，下列有关说法正确的是(　B　)
A．OE段表示的反应速率最快
B．EF段表示的反应速率最快，收集的CO2最多
C．FG段表示的收集CO2最多
D．OG段表示随着时间的推移，反应速率逐渐增大
解析：CaCO3与稀盐酸反应的化学方程式：CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O，图像的横坐标是时间，纵坐标是生成二氧化碳的体积，很明显是用单位时间内放出CO2的体积来表示其反应速率的，表现在图像上就是曲线的斜率，斜率越大，反应速率越大，放出的CO2越多。由图可以看出，EF段反应速率最快，收集的CO2最多；整个反应过程中，反应速率加快的幅度先小(OE段)后大(EF段)再小(FG段)，而不是逐渐增大，所以只有B项正确。
探究点四　化学反应速率的测定
1．测定思路
基本思路
化学反应速率是通过实验测定的。因为化学反应中发生变化的是体系中的化学物质，所以与其中任何一种化学物质的浓度(或质量)相关的性质在测量化学反应速率时都可以利用
用于化学反应速率测量的基本性质
①可直接观察的性质：如释放气体的体积和体系的压强；②依靠科学仪器才能测量的性质：如颜色的深浅、光的吸收、光的发射、导电能力等；③在溶液中，当反应物或产物本身有比较明显的颜色时，常利用颜色的深浅和显色物质浓度间的正比关系来跟踪反应的过程和测量反应速率
2.测量化学反应速率时，常采用的物理方法
(1)量气法：对于反应2H2O22H2O＋O2↑，可测量反应中唯一的气体产物氧气在温度、压强一定时的体积变化；
(2)比色法：由于物质对特定波长的光的吸收性能不同，因此可以通过吸光度来测定反应物浓度。例如，在丙酮的溴化反应过程中：CH3COCH3＋Br2―→CH3COCH2Br＋HBr，有色反应物Br2吸收波长为450
nm的光波，因此可用分光光度计测量溶液对该波长的吸光度，据此计算化学反应速率；
(3)电导法：根据离子导电能力的差异，通过电导率的变化测定反应物中离子浓度的变化，从而计算化学反应速率。例如，在乙酸乙酯皂化反应中：CH3COOC2H5＋OH－―→CH3COO－＋C2H5OH，由于OH－的电导率远大于CH3COO－的电导率，可以利用电导仪测量出溶液电导率的变化，据此求得OH－浓度的变化，从而求得化学反应速率；
(4)此外，激光技术也已广泛应用于化学反应速率的测定。
3．实验探究
实验目的
测量锌与硫酸的反应速率
实验用品
锥形瓶、双孔塞、分液漏斗、直角导管、50
mL注射器、铁架台、秒表、锌粒、1
mol/L硫酸、4
mol/L硫酸
实验步骤
①按如图所示连接装置，加入40
mL
1
mol/L硫酸，测量收集10
mL
H2所用的时间；②按如图所示连接另一套装置，加入40
mL
4mol/L硫酸，测量收集10
mL
H2所用的时间
实验现象
锌与硫酸反应产生气泡；收集10
mL气体，②所用时间比①所用时间短
实验结论
4
mol/L硫酸与锌反应比1
mol/L硫酸与锌反应的反应速率大
注意事项：上述实验是一个对比实验，除浓度外，需要控制其他条件都相同，这样才能得出不同浓度时反应速率的数据。需要控制的条件：
控制的条件
锌粒
锌粒的形状、大小、质量等必须相同
硫酸
两种不同浓度的硫酸的温度、加入的快慢等必须相同
装置
装置采用的分液漏斗、锥形瓶规格必须相同；两套装置的气密性均必须良好
环境
两套装置所处环境温度必须相同
【例4】　某化学兴趣小组设计实验探究反应速率的测定和比较。
[实验步骤]
1．取一套装置(装置如图所示)，加入40
mL
1
mol·L－1的稀硫酸，测量收集10
mL
H2所需的时间。
2．取另一套装置，加入40
mL
4
mol·L－1的硫酸，测量收集10
mL
H2所需的时间。
[实验现象]
锌跟硫酸反应________，收集10
mL气体，2所用时间比1所用时间________。
[实验结论]
4
mol·L－1硫酸与锌反应比1
mol·L－1硫酸与锌反应速率________。
[注意事项]
(1)锌粒的颗粒(即表面积)大小________；
(2)40
mL的硫酸要迅速加入；
(3)装置________，且计时要迅速准确；
(4)气体收集可以用排水量气装置代替。
[实验讨论]除本实验测定反应速率的方法外，可行的方案还有：
(1)________；
(2)________；
(3)________。
【解析】　Zn与H2SO4发生反应生成H2，故看到有气泡产生，因反应物浓度越大，反应越快，故实验2比1所用时间短，此时要保证锌粒的表面积相同，同时该实验装置气密性要良好。测定该实验的反应速率还有如下方法：①测定单位时间内产生H2的体积；②测定一段时间内H＋的浓度变化；③测定一段时间内锌粒质量的变化等。
【答案】　[实验现象]产生气泡　短
[实验结论]大
[注意事项](1)基本相同　(3)气密性良好
[实验讨论](1)测定单位时间内产生H2的体积
(2)测定一段时间内H＋的浓度变化
(3)测定一定时间内锌粒质量变化
某温度下按如图安装好实验装置，在锥形瓶内盛6.5
g锌粒(颗粒大小基本相同)，通过分液漏斗加入40
mL
2.5
mol/L的硫酸溶液，将产生的H2收集在一个注射器中，用时10
s时恰好收集到气体的体积为50
mL(若折合成0
℃、101
kPa条件下的H2体积为44.8
mL)，在该温度下，下列说法不正确的是(　C　)
A．用锌粒来表示10
s内该反应的速率为0.013
g/s
B．忽略锥形瓶内溶液体积的变化，用H＋来表示10
s内该反应的速率为0.01
mol/(L·s)
C．忽略锥形瓶内溶液体积的变化，用Zn2＋来表示10
s内该反应的速率为0.01
mol/(L·s)
D．用H2来表示10
s内该反应的速率为0.000
2
mol/s
解析：10
s时产生的H2为0.002
mol。
反应掉的m(Zn)＝0.002
mol×65
g/mol＝0.130
g
v(Zn)＝＝0.013
g/s，
v(H＋)＝＝0.01
mol/(L·s)，
v(Zn2＋)＝＝0.005
mol/(L·s)，
v(H2)＝＝0.000
2
mol/s。
1．下列说法正确的是(　C　)
A．化学反应速率是对可逆反应而言的，非可逆反应不谈化学反应速率
B．在可逆反应里，正反应的化学反应速率是正值，逆反应的化学反应速率是负值
C．在同一化学反应里，其化学反应速率可以用反应物浓度的改变来表示，也可以用生成物浓度的改变来表示，其数值可能相同，也可能不相同
D．化学反应速率的单位可以是g·L－1·s－1，也可以是kg·L－1·s－1，甚至可以用t·L－1·s－1等来表示
解析：本题考查对化学反应速率概念的认识。由其概念：“单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加”可以看出：它适合所有的反应，并非专指可逆反应，所以A不正确；单位时间是正值，反应物浓度的减小或生成物浓度的增大也是正值，那么其比也必为正值，所以B不正确。由化学反应速率的概念公式可以看出D不正确。
2．某温度下，浓度都是1
mol·L－1的两种气体X2和Y2，在密闭容器中反应生成气体Z，经过t
min后达到平衡，测得各物质的浓度分别为c(X2)＝0.4
mol·L－1，c(Y2)＝0.6
mol·L－1，c(Z)＝0.4
mol·L－1，则该反应的化学方程式可表示为(　B　)
A．2X2＋3Y2??2X2Y3
B．3X2＋2Y2??2X3Y2
C．X2＋2Y2??2XY2
D．2X2＋Y2??2X2Y
解析：t
min内，反应消耗0.6
mol·L－1的X2和0.4
mol·L－1的Y2，生成0.4
mol·L－1的Z，三者浓度的变化量之比为3?2?2，即化学方程式为3X2＋2Y2??2Z，则Z的化学式为X3Y2。
3．反应4A(g)＋3B(g)===2C(g)＋D(g)，经2
min，B的浓度减少了0.6
mol/L。下列反应速率的表示正确的是(　A　)
A．用A表示的反应速率是0.4
mol/(L·min)
B．用C表示的反应速率是0.2
mol/(L·s)
C．2
min末的反应速率，用B表示是0.3
mol/(L·min)
D．2
min内，用B和C表示的反应速率之比为2?3
解析：由反应速率的数学表达式可求出B的反应速率是0.3
mol/(L·min)。根据化学反应中各物质的反应速率之比等于化学计量数之比，可求出A、C的反应速率分别是0.4
mol/(L·min)和0.2
mol/(L·min)，A项正确，B项错误；反应速率表示的是平均反应速率而不是瞬时反应速率，C项错误；用B和C表示的反应速率之比为3?2，D项错误。
4．下列四个数据都表示反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的正反应速率，其中反应速率相同的是(　B　)
①v(SO2)＝0.3
mol·L－1·min－1
②v(SO3)＝0.9
mol·L－1·min－1
③v(O2)＝0.15
mol·L－1·min－1
④v(O2)＝2.25
mol·L－1·min－1
A．①②　B．①③　C．③④　D．②④
解析：同一反应中，不同物质表示的反应速率数值之比等于化学方程式中化学计量数之比。用SO2表示的反应速率是0.3
mol·L－1·min－1时，则同一反应中用O2表示的反应速率是0.15
mol·L－1·min－1，①与③代表相同反应速率，所以选B。
5．某温度时，在容积为2
L的密闭容器中，A、B、C三种气态物质的物质的量随时间变化的曲线如图所示。
分析图中数据，回答下列问题：
(1)该反应的化学方程式为2A(g)??B(g)＋C(g)。
(2)反应开始至4
min时，物质A的平均反应速率为0.05
mol·L－1·min－1。
(3)4
min时，正反应速率>(填“>”“<”或“＝”，下同)逆反应速率，8
min时，正反应速率＝逆反应速率。
解析：(1)该反应进行到8
min时，A的物质的量减少0.6
mol，B的物质的量增加0.3
mol，C的物质的量增加0.3
mol，因此，A为反应物，B、C为生成物。根据物质的物质的量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，且8
min
后各物质的物质的量均不变，则该反应为可逆反应，其化学方程式为2A(g)??B(g)＋C(g)。
(2)反应开始至4
min时，A的平均反应速率为
v＝＝0.05
mol·L－1·min－1。
(3)4
min时，A的物质的量仍减小，B、C的物质的量仍增大，因此v正>v逆，8
min时，A、B、C的物质的量均不变，因此v正＝v逆。
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16
-第2课时　影响化学反应速率的因素
一、有效碰撞理论
1．有效碰撞
2．活化能和活化分子
(1)活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
(2)活化能：活化分子所多出的那部分能量(或普通分子转化成活化分子所需要的能量)。
3．化学反应的过程
二、影响化学反应速率的因素
1．内因——反应物的性质：影响化学反应速率的主要因素是反应物本身的性质。例如金属钠与冷水剧烈反应，而镁和沸水仅能微弱反应。
2．外因——外界因素：
(1)浓度(其他条件不变)
①实验
②规律
反应物浓度增大(减小)→反应速率增大(减小)
③解释
反应物浓度增大→单位体积活化分子数增多→单位时间内有效碰撞增多→反应速率增大(反应物浓度减小，则与之相反)
(2)压强(针对有气体参加的反应)
①压强变化引起浓度变化的图示
②规律
③解释
压强增大→→反应速率加快
(3)温度
①规律
当其他条件不变时，
②解释
反之，降低温度，反应速率减小。
(4)催化剂
①规律
当其他条件不变时，使用催化剂，可以加快化学反应速率。(若不特别指明，催化剂就是指正催化剂)
②解释
催化剂→→
(5)其他因素对化学反应速率的影响
如光辐照、放射线辐照、超声波、电弧、强磁场、高速研磨、增大反应物接触面积等，均会对化学反应速率产生影响。
探究点一　从有效碰撞理解化学反应速率
一、有效碰撞理论
1．化学反应的过程
化学反应的过程就是反应物分子中的原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键的断裂，生成物分子中化学键的形成过程。
2．发生化学反应的先决条件
旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子(或离子)的相互碰撞来实现的，如果反应物的分子(或离子)相互不接触、不碰撞，就不可能发生化学反应。因此，反应物分子(或离子)间的碰撞是反应发生的先决条件。但是，并不是所有的反应物分子的每次碰撞都能发生化学反应。
3．有效碰撞与化学反应
在某个化学反应中，反应物分子中的能量高低不同。并且，在通常状况下，能量相对较高的分子所占的比例较小，能量相对较低的分子所占的比例较大。研究证明，只有能量达到某一定值的分子，才能在碰撞以后有可能使原子间的化学键断裂，从而导致化学反应的发生。我们把能够发生化学反应的分子碰撞叫做有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量。活化分子在碰撞后有可能使原子间的化学键断裂，从而导致化学反应的发生。
4．活化分子的碰撞取向与化学反应
分子间的自由碰撞必然会有不同的碰撞取向。研究发现，分子除了要有足够的能量以外，还要有合适的碰撞取向才能发生化学反应。从分子能量的方面来看，只有活化分子才具备发生有效碰撞的条件。从分子碰撞取向的方面来看，活化分子的每一次碰撞不一定能引发化学反应，若分子碰撞取向合适，就能发生化学反应；若分子碰撞取向不合适，则不能发生化学反应。也就是说，只有活化分子以合适的取向发生碰撞以后，才能使分子内的化学键断裂，从而引发化学反应。
5．活化能
为了把“有效碰撞”概念具体化，人们把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，同时把活化分子所多出的那部分能量称为活化能。如图所示，E1是反应的活化能，E2是活化分子变成生成物分子时放出的能量，能量差E2－E1是反应热。从这个图中可以看出，活化能的大小虽然意味着一般分子成为活化分子的难易，但是却对这个化学反应前后的能量变化不会产生任何影响。
二、试运用有效碰撞理论解释外界条件对化学反应速率的影响规律
运用有效碰撞理论解释浓度、压强、温度、催化剂等对化学反应速率的影响见下表：
总结浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响，如图所示：
总的来说，反应条件属于增大(指增大压强、增大浓度、升高温度)的，不管正反应还是逆反应，反应速率均增大。一般情况下，催化剂改变速率程度最大，其次是温度，最后是浓度。
1．所有的物质混合，在碰撞过程中都能发生化学反应吗？
提示：不同物质之间能否发生化学反应，是由物质本身的性质决定的，并不是所有的物质碰撞都能发生化学反应，那些不能发生化学反应的物质再怎么碰撞也不会发生化学反应。
2．一个反应的发生一般经历哪几个过程？
提示：如下图
3．为什么说活化能越低，化学反应速率越快？
提示：在一定条件下，活化分子所占的百分数是固定不变的。活化分子的百分数越大，单位体积内活化分子数越多，单位时间内有效碰撞的次数越多，化学反应速率就越快。
活化能低―→普通分子易变成活化分子―→活化分子百分数大―→有效碰撞次数多―→反应速率快
【例1】　下列说法中有明显错误的是(　　)
A．对有气体参加的化学反应，增大压强，体系体积减小，可使单位体积内活化分子数增加，因而反应速率增大
B．活化分子间发生的碰撞一定为有效碰撞
C．升高温度，一般可使活化分子的百分数增大，因而反应速率增大
D．加入适宜的催化剂，可使活化分子的百分数大大增加，从而增大反应速率
【思路分析】　首先分析外界条件的改变是否引起了活化分子数或活化分子百分数的增加，然后判断外界条件的改变对反应速率的影响。
【解析】　
A
√
气体体系，增大压强，体积减小，引起单位体积内分子总数增加，导致单位体积内活化分子数增加，有效碰撞次数增加，反应速率加快。
B
×
活化分子间有合适取向的碰撞才是有效碰撞。
C
√
升温，一方面使分子获得更高的能量，活化分子百分数提高，另一方面含有较高能量的分子间的碰撞频率也随之提高。两方面都会增大反应速率。
D
√
其他条件一定时，使用催化剂可使反应途径发生改变，从而降低了反应的活化能，使得活化分子的百分数增大，有效碰撞频率增大，故化学反应速率增大。
【答案】　B
已知反应：2NO(g)＋Br2(g)??2NOBr(g)　ΔH＝－a
kJ·mol－1(a>0)，其反应机理如下：
①NO(g)＋Br2(g)??NOBr2(g)　快
②NO(g)＋NOBr2(g)??2NOBr(g)　慢
下列有关该反应的说法正确的是(　C　)
A．该反应的速率主要取决于①的快慢
B．NOBr2是该反应的催化剂
C．正反应的活化能比逆反应的活化能小a
kJ·mol－1
D．增大Br2(g)的浓度能增大活化分子百分数，加快反应速率
解析：反应速率主要取决于慢的一步，所以该反应的速率主要取决于②的快慢，故A错误；NOBr2是反应过程中的中间产物，不是该反应的催化剂，故B错误；由于该反应为放热反应，说明反应物总能量高于生成物总能量，所以正反应的活化能比逆反应的活化能小a
kJ·mol－1，故C正确；增大Br2(g)的浓度，活化分子百分数不变，但单位体积内的活化分子数目增多，所以能加快反应速率，故D错误。
探究点二
正确理解和应用影响化学反应速率的因素
外界因素对化学反应速率的影响
1．增加反应物的量，反应速率一定会增大吗？
提示：不一定。对于固体或纯液体，其浓度可视为常数，因而其物质的量的改变，不会影响反应速率。
2．使用催化剂反应速率都会增大吗？
提示：不一定。催化剂对反应速率的改变包括增大或减小。增大反应速率的催化剂为正催化剂，减小反应速率的催化剂为负催化剂，通常所说的催化剂指正催化剂。
3．为什么改变压强对只有固体、液体参与的反应速率没有影响？
提示：压强改变对反应速率的影响与浓度改变对反应速率的影响是一致的。压强的改变实质引起了气体的浓度改变，从而使反应速率发生变化。若反应物全部为固体、液体或溶液，由于压强变化对其浓度几乎无影响，故可认为反应速率不变，如2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑反应物中无气体，生成物中有气体，改变压强，反应速率不变。
【例2】　一定量的锌粉和6
mol·L－1的过量盐酸反应，当向其中加入少量的下列物质时，能够加快反应速率，但不影响产生H2的总量的是(　　)
①石墨粉　②CuO　③铜粉　④铁粉　⑤浓盐酸
A．①②⑤
B．①③⑤
C．③④⑤
D．①③④
【解析】　①加入石墨粉，构成原电池，反应速率加快，不影响锌粉的量，即不影响产生H2的总量；②加入CuO，CuO与盐酸反应生成氯化铜，氯化铜与锌反应生成铜，形成原电池，加快反应速率，但与盐酸反应的锌的量减少，故生成氢气的总量减少；③加入铜粉，构成原电池，反应速率加快，不影响锌粉的量，即不影响产生H2的总量；④加入铁粉，构成原电池，反应速率加快，锌反应完全后，铁也可以与盐酸反应生成氢气，产生H2的总量增加；⑤加入浓盐酸，氢离子浓度增大，反应速率加快，不影响锌粉的量，即不影响产生H2的总量。本题选B。
【答案】　B
等质量的铁与过量的盐酸在不同的实验条件下进行反应，测定在不同时间(t)产生氢气体积(V)的数据，根据数据绘制图，则曲线a、b、c、d所对应的实验组别可能是(　C　)
组别
c(HCl)(mol/L)
温度(℃)
状态
1
2.0
25
块状
2
2.5
30
块状
3
2.5
50
粉末状
4
2.5
30
粉末状
A．4－3－2－1
B．1－2－3－4
C．3－4－2－1
D．1－2－4－3
解析：影响反应速率的因素主要有温度、浓度、接触面积、催化剂，本题中只有温度、浓度和接触面积，三者兼顾分析才能得到正确答案。图像中曲线a对应的实验反应最快，故其浓度较大、温度较高，应为粉末状。
探究点三　
　可逆反应中化学反应速率的变化规律
可逆反应是在相同条件下既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的化学反应，如3H2＋N22NH3。
可逆反应是两个具有反应方向不同的反应的组合体，这两个不同的反应之间存在着互为反应物的不可分离关系。以哲学的观点来说，可逆反应里的两个反应的关系是对立统一关系。在化学反应中的能量变化关系方面，可逆反应的一个反应为放热反应，其逆反应必然为吸热反应。
对于可逆反应，改变影响化学反应速率的条件，正反应的速率和逆反应的速率都会发生一定程度的变化。下面以可逆反应2SO2＋O22SO3为例分析某项条件改变后的瞬间内，v正、v逆的变化情况。
1．温度和气体总体积保持不变，加入O2：则v正增大，v逆瞬时不变，v正增大引起c(SO3)增大，c(SO3)增大又引起v逆增大。即v正先增大，v逆后增大。
2．温度和气体总体积保持不变，分离出SO3：则v逆减小，v正瞬时不变，v逆减小引起c(O2)、c(SO2)减小，c(O2)、c(SO2)减小又引起v正减小。即v逆先减小，v正后减小。
3．气体总物质的量和温度保持不变，缩小体积增大压强：c(SO2)、c(O2)增大，v正增大，c(SO3)同时增大，v逆同时增大。由于c(SO2)增大的同时还有c(O2)增大，故v正>v逆。即v正、v逆同时增大，且v正>v逆。即气体的系数和大的一侧的速率增大的倍数多。
4．气体总物质的量和温度保持不变，扩大容积减小压强：与3相反，即v正、v逆同时减小，且v正5．在其他条件一定时，升高温度：v正增大，v逆同时也增大。由于正反应是放热反应，逆反应是吸热反应，故v正6．在其他条件一定时，降低温度：与5的速率相反。即v正、v逆同时减小，且v正>v逆。即吸热反应方向的速率减小的多。
7．其他条件一定时，加入催化剂：v正、v逆同时增大，且增大的倍数相同。即v正＝v逆。
【例3】　在一个容积可变的密闭容器中发生反应：3Fe(s)＋4H2O(g)??Fe3O4(s)＋4H2(g)。
回答下列问题：
(1)增加Fe的量，正反应速率________(填“增大”“不变”或“减小”，下同)。
(2)将容器容积缩小一半，正反应速率________，逆反应速率________。
(3)保持容器容积不变，充入N2使体系压强增大，正反应速率________，逆反应速率________。
(4)保持压强不变，充入N2使容器容积增大，正反应速率________，逆反应速率________。
【思路分析】　先分析条件的变化是否导致与反应有关的气体的浓度发生变化，若气体的浓度发生变化，则反应速率发生变化，若气体的浓度不发生变化，则反应速率不变。
【解析】　(1)Fe为固体，因此增加Fe的量，反应速率不变。(2)将容器容积缩小一半，体系中各气态物质的浓度均增大，正反应速率和逆反应速率都增大。(3)保持容器容积不变，充入N2使体系压强增大，体系中各物质的浓度不变，正反应速率和逆反应速率均不变。(4)保持压强不变，充入N2使容器容积增大，体系中各气态物质的浓度均减小，正反应速率和逆反应速率均减小。
【答案】　(1)不变　(2)增大　增大
(3)不变　不变　(4)减小　减小
可逆反应2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)(正反应为放热反应)，升高温度对该反应产生的影响是(　C　)
A．v(正)增大，v(逆)减小
B．v(正)减小，v(逆)增大
C．v(正)、v(逆)不同程度增大
D．v(正)、v(逆)同等程度增大
解析：升高温度，v(正)、v(逆)均增大，但正反应为放热反应，逆反应为吸热反应，v(逆)增大的程度大于v(正)增大的程度。
1．对于一定条件下进行的化学反应：2SO3(g)??2SO2(g)＋O2(g)，改变下列条件，可以提高反应物活化分子百分数的是(　B　)
①增大压强　②升高温度　③加入催化剂　④增大反应物浓度
A．①②　　
　B．②③　
　　C．①②③　
　D．①②④
解析：活化分子比普通分子具有更高的能量，若想提高活化分子百分数，可采取的方法：一是升高温度，使一部分原来能量较低的分子变成活化分子，从而提高活化分子百分数；二是加入催化剂，降低反应所需活化能，使更多的反应物分子成为活化分子，大大提高了反应物中活化分子百分数。
2．改变外界条件可以影响化学反应速率。对于反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)，下列操作能使活化分子百分数增加的是(　D　)
①增大反应物浓度　②增大气体的压强　③升高体系的温度　④使用催化剂
A．①②
B．②③
C．①④
D．③④
解析：增大反应物浓度、增大气体的压强，活化分子百分数均不变。
3．某温度下，恒容密闭容器中进行反应：X(g)＋Y(g)??Z(g)＋W(s)　ΔH>0，下列叙述正确的是(　C　)
A．加入少量W，v逆增大
B．增大压强(缩小容器体积)，v正增大，v逆减小
C．升高温度，v正、v逆都增大
D．使用正催化剂，v正增大，v逆减小
解析：因为固体物质的浓度不变，所以固体量的增减不能影响化学反应速率；增大压强或升高温度时，正、逆反应速率都增大；使用正催化剂后，v正、v逆均增大。
4．把在空气中久置的铝片5.0
g投入盛有500
mL
0.5
mol·L－1
H2SO4溶液的烧杯中，该铝片与硫酸反应产生氢气的速率v与反应时间t的图像可用下图来表示，下列说法错误的是(　C　)
A．O→a段不产生氢气是因为铝表面的氧化物隔离了铝和H2SO4溶液
B．b→c段产生氢气的速率增大较快的主要原因是温度升高
C．c时刻反应处于平衡状态
D．c时刻之后，产生氢气的速率降低主要是因为溶液中c(H＋)降低
解析：本题易错之处是误认为c时刻后产生氢气的速率降低主要是因为溶液温度降低，而错选D。在空气中久置的铝片表面有一层氧化膜，故O→a段不产生氢气是因为铝表面的氧化物隔离了铝和H2SO4溶液，故A项说法正确；该反应放热，随着反应的进行温度升高，反应速率加快，故B项说法正确；c时刻反应速率最快，c时刻后速率减慢的主要原因是随着反应的进行反应物中c(H＋)降低，故D项说法正确；c时刻反应并不处于平衡状态，故C项说法错误。
5．在一密闭容器中充入1
mol
H2和1
mol
I2，压强为p(Pa)，并在一定温度下使其发生反应H2(g)＋I2(g)??2HI(g)，下列说法正确的是(　D　)
A．保持容器容积不变，向其中加入1
mol
H2，化学反应速率不变
B．保持容器容积不变，向其中加入1
mol
Ar，化学反应速率增大
C．保持容器内气体压强不变，向其中加入1
mol
Ar，化学反应速率不变
D．保持容器内气体压强不变，向其中加入1
mol
H2(g)和1
mol
I2(g)，化学反应速率不变
解析：本题易错之处是未理解压强影响化学反应速率的本质，认为压强增大就会增大反应速率，错选B；认为压强不变化学反应速率不变，错选C。A项，增大氢气的浓度，反应速率加快，A项不正确。B项，反应物和生成物的浓度不变，反应速率不变，B项不正确。C项，由于保持压强不变向其中加入1
mol
Ar时必须扩大容器的容积，因此反应物的浓度减小，反应速率降低，C项不正确。
6．在500
℃时，2SO2(g)＋O2(g)??2SO3(g)正向是放热反应体系中，只改变下列条件，请把影响结果填入下表。
7.控制变量法是研究化学变化规律的重要思想方法。请仔细观察下表中50
mL稀盐酸和1
g
碳酸钙反应的实验数据：
分析并回答下列问题：
(1)本反应属于放热反应(填“吸热”或“放热”)，反应的离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O。
(2)实验6和7表明，温度对反应速率有影响，温度越高反应速率越快，能表明同一规律的实验还有8和9(填实验序号)。
(3)根据实验1、3、4、6、8可以得出条件对反应速率的影响规律是反应物浓度越大，反应速率越快。
(4)本实验中影响反应速率的其他因素还有接触面积，能表明这一规律的实验序号是1、2与4和5。
解析：(1)反应后溶液的温度升高，可知该反应属于放热反应。
(2)实验7的温度比实验6的高，碳酸钙消失的时间短，表明温度越高反应速率越快；能表明同一规律的实验还有8和9。
(3)根据实验1、3、4、6、8中盐酸的浓度不同，且浓度越大碳酸钙消失的时间越短，即反应速率越快。
(4)由实验1和2、4和5中只有碳酸钙的状态不同，且粉末状的碳酸钙消失的时间短，即固体的表面积越大反应速率越快。
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