第9章第3節化學平衡常數及轉化率化學反應的調控課標要求1.體會從限度的角度認識和調控化學反應的重要性。了解控制反應條件在生產和科學研究中的作用。2.認識化學平衡常數是表征反應限度的物理量,知道化學平衡常數的含義。能書寫平衡常數表達式,能進行平衡常數、轉化率的簡單計算,能利用平衡常數和濃度商的關系判斷化學反應是否達到平衡及平衡移動的方向。3.認識化學反應速率和化學平衡的綜合調控在生產、生活和科學研究中的重要作用。針對典型案例,能從限度等角度對化學反應和化工生產條件進行綜合分析。備考指導1.本節的主要考查內容有:(1)化學平衡常數以及有關計算;(2)化學平衡轉化率的判斷及相關計算。2.對化學平衡常數的復習,需抓住以下幾點:(1)化學平衡常數的表達式;(2)化學平衡常數的計算;(3)化學平衡常數的應用;(4)利用分壓計算平衡常數。內容索引010203第一環節必備知識落實第二環節關鍵能力形成第三環節核心素養提升第一環節必備知識落實知識點1化學平衡常數知識篩查化學平衡常數(1)表達式。(2)意義及應用。①K越大,正反應進行的程度越大,平衡時反應物的轉化率越大。當K>105時,可以認為反應進行得較完全。②K越小,正反應進行的程度越小,平衡時反應物的轉化率越小。當K<10-5時,認為反應很難進行。(3)影響因素。①內因:反應物本身的性質。②外因:只受溫度影響,與濃度、壓強、催化劑等外界因素無關。知識鞏固1.判斷正誤,正確的畫“√”,錯誤的畫“×”。×√√××C知識點2平衡轉化率及化學平衡的相關計算知識篩查“三段式”法是有效解答化學平衡計算題的“萬能鑰匙”。解題時,要注意清楚條理地列出起始量、變化量、平衡量,按題目要求進行計算,同時還要注意單位的統一。1.明確三個量——起始量、變化量、平衡量(1)反應物的平衡量=起始量-變化量。(2)生成物的平衡量=起始量+變化量。(3)各物質變化濃度之比等于它們在化學方程式中的化學計量數之比。變化濃度是聯系化學方程式、平衡濃度、起始濃度、轉化率、化學反應速率的橋梁。因此,變化濃度是解題的關鍵。2.掌握四個百分數

(2)生成物的產率:實際產量占理論產量的百分數。一般來說,轉化率越高,原料利用率越高,產率越高。知識鞏固1.一定溫度下,向容積為2L的恒容密閉容器中通入NO2和O2,發生反應4NO2(g)+O2(g)2N2O5(g)

ΔH<0,部分實驗數據如下表。下列說法不正確的是(

)。A.5s內NO2的平均反應速率為0.3mol·L-1·s-1B.若10s時,再向容器中充入2molN2O5(g),則新平衡下,NO2的體積分數將增大C.若5s時,讓該反應在絕熱恒容條件下達到平衡,新平衡下的平衡常數比原平衡的平衡常數小D.一定溫度下,該反應的平衡常數為0.125,反應物的平衡轉化率均為50%時間/s051015n(NO2)/mol8.00n1n24.00n(O2)/mol2.001.251.00n3B解析:由表中數據可知,5

s內n(O2)由2.00

mol減小為1.25

mol,則有v(O2)==0.075

mol·L-1·s-1,v(NO2)=4v(O2)=4×0.075

mol·L-1·s-1=0.3

mol·L-1·s-1,A項正確。10

s時,再向容器中充入2

mol

N2O5(g),假設將容器擴大至一定比例使之與原平衡等效,再將容器壓縮至原體積,相當于在原來的基礎上增大壓強,平衡向右移動,達到新平衡時,NO2的體積分數減小,B項錯誤。5

s時,讓該反應在絕熱恒容條件下達到平衡,此時溫度高于原平衡時的溫度,由于該反應是放熱反應,溫度升高,平衡逆向移動,平衡常數減小,故新平衡下的平衡常數比原平衡的小,C項正確。當n(O2)=1.00

mol時,n2=8

mol-1.00

mol×4=4.00

mol,與15

s時n(NO2)相同,則10

s時該反應達到平衡狀態,有2.已知在密閉容器中發生可逆反應:M(g)+N(g)P(g)+Q(g)

ΔH>0。某溫度下,反應物的起始濃度分別為c(M)=1mol·L-1,c(N)=2.4mol·L-1。請回答下列問題:(1)若達到平衡后,M的轉化率為60%,列出“三段式”,計算此時N的平衡濃度是多少?(2)若反應溫度升高,該反應的平衡常數、M的轉化率如何變化?

。

(3)若反應溫度不變,反應物的起始濃度分別為c(M)=4mol·L-1,c(N)=amol·L-1;達到平衡后,c(P)=2mol·L-1,則M的轉化率為

,N的起始濃度為

。

由“三段式”得,N的平衡濃度為1.8mol·L-1。(2)由于該反應正向為吸熱反應,溫度升高,平衡右移,K值增大,M的轉化率增大(3)50%

6mol·L-1第二環節關鍵能力形成能力點1運用化學平衡常數定量研究化學平衡有關問題的能力整合建構

問題引領化學平衡常數常見的易錯點有哪些?點撥有關平衡常數的幾個易錯點:(1)能列入平衡常數表達式的為氣體、非水溶液中的H2O、溶液中的溶質;固體與純液體以及水溶液中H2O的濃度可看為常數,不能列入平衡常數的表達式。(2)對于同一可逆反應,正反應的平衡常數等于逆反應的平衡常數的倒數,即K正=

。若化學方程式中的化學計量數等倍擴大或縮小,盡管是同一反應,平衡常數也會發生改變。兩反應相加,得到的新反應,其化學平衡常數是兩反應平衡常數的乘積;兩反應相減,得到的新反應,其化學平衡常數是兩反應平衡常數相除得到的商。訓練突破1.O3是一種很好的消毒劑,具有高效、潔凈、方便、經濟等優點。O3可溶于水,在水中易分解,產生的[O]為游離氧原子,有很強的殺菌消毒能力。常溫常壓下發生的反應如下:下列敘述正確的是(

)。A.降低溫度,總反應K減小 B.K=K1+K2C.適當升溫,可提高消毒效率 D.壓強增大,K2減小C解析:降低溫度,總反應平衡向右移動,K增大,A項錯誤。K=K1·K2,B項錯誤。適當升高溫度,反應①平衡向右移動,反應②平衡向左移動,c([O])增大,可提高消毒效率,C項正確。對于給定的反應,平衡常數只與溫度有關,D項錯誤。2.已知,相關數據見下表:

根據以上信息判斷,下列結論錯誤的是(

)。A.a>bB.增大壓強,反應Ⅱ平衡不移動C.升高溫度,反應Ⅲ平衡向正反應方向移動D.反應Ⅱ、Ⅲ均為放熱反應C解析:由Ⅰ+Ⅱ=Ⅲ,得K3=K1·K2,則a>2,b<1,a>b,A項正確。反應Ⅱ前后氣體分子數相等,增大壓強,平衡不移動,B項正確。由a>2、b<1可知,隨溫度升高,K2、K3均減小,故反應Ⅱ、Ⅲ均為放熱反應,D項正確。升溫時,反應Ⅱ、Ⅲ均向逆反應方向移動,C項錯誤。能力點2運用“三段式”進行化學反應速率和化學平衡計算的能力整合建構“三段式”法——化學速率和平衡計算的一般模式反應:mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g),令A、B的起始物質的量分別為a

mol、b

mol,達到平衡后,A的消耗量為mx

mol,容器容積為V。

mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)起始量/mol

a

b

0

0變化量/mol

mx

nx

px

qx平衡量/mol

a-mx

b-nx

px

qx對于反應物:平衡量=起始量-變化量,n(平)=n(始)-n(變)對于生成物:平衡量=起始量+變化量,n(平)=n(始)+n(變)問題引領(1)運用“三段式”解決有關化學反應速率和平衡的計算問題時,應注意什么?(2)如何計算壓強平衡常數?點撥(1)運用“三段式”解決有關化學反應速率和平衡的計算問題時,應注意反應物的平衡量等于起始量減去轉化量,生成物的平衡量等于起始量加上轉化量。在列“三段式”時,首先需要判斷反應進行的方向,另外,注意“三段式”的三個量中只有轉化量與化學計量數對應成比例。(2)壓強平衡常數的理解和計算。①Kp含義:在化學平衡體系中,用各氣體物質的分壓代替濃度,計算出的平衡常數叫壓強平衡常數。②計算方法:第一步,用“三段式”法計算平衡體系中各物質的物質的量或物質的量濃度;第二步,計算各氣體組分的物質的量分數或體積分數;第三步,根據分壓計算公式,求出各氣體物質的分壓,某氣體的分壓=氣體總壓強×該氣體的體積分數(或物質的量分數);第四步,根據壓強平衡常數計算公式代入計算。例如:N2(g)+3H2(g)2NH3(g),壓強平衡常數表達式為訓練突破N2O5是一種新型硝化劑,一定溫度下發生反應2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)

ΔH>0,T1溫度下的部分實驗數據如下表,則下列說法錯誤的是(

)。A.500s內N2O5的分解速率為2.96×10-3mol·L-1·s-1B.T1溫度下的平衡常數為K1=125,1000s時轉化率為50%C.其他條件不變時,T2溫度下反應到1000s時測得N2O5(g)濃度為2.98mol·L-1,則T1<T2D.T1溫度下的平衡常數為K1,T2溫度下的平衡常數為K2,若T1>T2,則K1>K2C則K1=

=125,B項正確。因正反應方向為吸熱反應,升高溫度,平衡正向移動,且能較快達到平衡,其他條件不變時,T2溫度下反應到1

000

s時測得N2O5(g)濃度為2.98

mol·L-1,比T1溫度下濃度高,說明平衡向逆反應方向移動,則T2<T1,C項錯誤。升高溫度平衡正向移動,K增大,D項正確。能力點3針對典型案例,能從限度、速率等角度對化學反應和化工生產條件進行綜合分析的能力整合建構

問題引領從限度、速率等角度對化學反應和化工生產條件進行綜合分析時,有哪些基本原則?需要綜合考慮哪些問題?點撥從限度、速率等角度對化學反應和化工生產條件進行綜合分析的基本原則。(1)從化學反應速率分析,既不能太大,又不能太小。(2)從化學平衡移動分析,既要注意外界條件對速率和平衡影響的一致性,又要注意兩者影響的矛盾性。(3)從原料的利用率分析,增加易得廉價原料,提高難得貴重原料的利用率,從而降低生產成本。(4)從實際生產能力分析,如設備承受高溫、高壓的能力等。(5)注意催化劑的活性對溫度的限制。(6)工業生產中既不能片面地追求高轉化率,也不能片面追求高反應速率,應尋找比較高的反應速率并獲得適當平衡轉化率的反應條件。化工生產中需要綜合考慮的問題。(1)原料的來源、除雜,尤其考慮雜質對催化劑的影響。(2)原料的循環利用,反應熱的綜合利用。(3)產物的污染處理。(4)產物的酸堿性對反應的影響。(5)氣體產物的壓強對平衡的影響。(6)改變外界條件對多平衡體系的影響。(7)化學反應速率與平衡轉化率的問題。(8)催化劑的選擇及其活性溫度問題。訓練突破丁烯是一種重要的化工原料,可由丁烷催化脫氫制備。請回答下列問題:(1)正丁烷(C4H10)脫氫制1-丁烯(C4H8)的熱化學方程式如下:①C4H10(g)══C4H8(g)+H2(g)

ΔH1反應①的ΔH1為

kJ·mol-1。圖(a)是反應①平衡轉化率與反應溫度及壓強的關系圖,x

(填“大于”或“小于”)0.1;欲使丁烯的平衡產率提高,應采取的措施是

(填字母)。

A.升高溫度B.降低溫度C.增大壓強D.減小壓強(2)丁烷和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器(氫氣的作用是活化催化劑),出口氣中含有丁烯、丁烷、氫氣等。圖(b)為丁烯產率與進料氣中

的關系。圖中曲線呈現先升高后降低的變化趨勢,其降低的原因是

。

(3)圖(c)為反應產率和反應溫度的關系曲線,副產物主要是高溫裂解生成的短碳鏈烴類化合物。丁烯產率在590℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是

、

;590℃之后,丁烯產率快速降低的主要原因可能是

。

答案:(1)+123小于AD(2)原料中過量H2會使反應①平衡逆向移動,所以丁烯產率下降(3)590℃前升高溫度,反應①平衡正向移動升高溫度時,反應速率增大,單位時間產生的丁烯更多更高溫度導致C4H10裂解生成更多的短碳鏈烴,故丁烯產率快速降低解析:(1)根據蓋斯定律,②式-③式可得①式,因此ΔH1=ΔH2-ΔH3=-119

kJ·mol-1+242

kJ·mol-1=+123

kJ·mol-1。由圖(a)可以看出,溫度相同時,由0.1

MPa

變化到x

MPa,丁烷的轉化率增大,即平衡正向移動,由于反應①是氣體物質的量增大的反應,壓強越小平衡轉化率越大,所以x的壓強更小,x<0.1。由于反應①為吸熱反應,所以溫度升高時,平衡正向移動,丁烯的平衡產率增大,因此A正確,B錯誤。由于反應①是氣體物質的量增大的反應,加壓時平衡逆向移動,丁烯的平衡產率減小,因此C錯誤,D正確。(3)590

℃之前,隨溫度升高,反應速率增大,反應①是吸熱反應,升高溫度平衡正向移動,生成的丁烯會更多。溫度超過590

℃,更多的丁烷裂解生成短鏈烴類,導致丁烯產率快速降低。第三環節核心素養提升【高考真題剖析】

【例題】

(2023浙江卷改編)水煤氣變換反應是工業上的重要反應,可用于制氫。請回答下列問題。(1)ΔH2=

kJ·mol-1。

(2)恒定總壓1.70MPa和水碳比[n(H2O)/n(CO)=12∶5]投料,在不同條件下達到平衡時CO2和H2的分壓(某成分分壓=總壓×該成分的物質的量分數)如下表。分壓p(CO2)/MPap(H2)/MPap(CH4)/MPa條件10.400.400條件20.420.360.02①在條件1下,水煤氣變換反應的平衡常數K=

。

②對比條件1,條件2中H2產率下降是因為發生了一個不涉及CO2的副反應,寫出該反應的化學方程式:

。

(3)下列說法正確的是

。

A.通入反應器的原料氣應避免混入O2B.恒定水碳比[n(H2O)/n(CO)],增加體系總壓可提高H2的平衡產率C.通入過量的水蒸氣可防止Fe3O4被進一步還原為FeD.通過充入惰性氣體增加體系總壓,可提高反應速率(4)水煤氣變換反應是放熱的可逆反應,需在多個催化劑反應層間進行降溫操作以“去除”反應過程中的余熱(如圖1所示),保證反應在最適宜溫度進行。圖1圖2圖3①在催化劑活性溫度范圍內,圖2中B-C段對應降溫操作的過程,實現該過程的一種操作方法是

。

A.按原水碳比通入冷的原料氣B.噴入冷水(蒸汽)C.通過熱交換器換熱②若采用噴入冷水(蒸汽)的方式降溫,在圖3中作出CO平衡轉化率隨溫度變化的曲線。(5)在催化劑活性溫度范圍內,水煤氣變換反應的歷程包含反應物分子在催化劑表面的吸附(快速)、反應及產物分子脫附等過程。隨著溫度升高,該反應的反應速率先增大后減小,其速率減小的原因是

。

答案:及評分細則(1)+6

(2)①2

②CO+3H2CH4+H2O

(3)AC(用其他形式的字母表示不得分)(4)①AC(用其他形式的字母表示不得分)②(新曲線在平衡曲線下方不得分,新曲線表示CO轉化率隨溫度降低而不變或減小均不得分)(5)溫度過高時,不利于反應物分子在催化劑表面的吸附,從而導致反應物分子在催化劑表面的吸附量及濃度降低,反應速率減小;溫度過高還會導致催化劑的活性降低,從而使化學反應速率減小(意思正確即可得分)根據蓋斯定律可知,③=①-②,則ΔH2=ΔH-ΔH1=(-41.2

kJ·mol-1)-(-47.2

kJ·mol-1)=+6

kJ·mol-1。(2)①條件1下沒有甲烷生成,只發生了水煤氣變換反應,該反應是一個氣體分子數不變的反應。設在條件1下平衡時容器的總體積為V,參加反應的一氧化碳的物質的量為x

mol,根據已知信息可得以下“三段式”:開始/mol

5

12

0

0轉化/mol

x

x

x

x平衡/mol

5-x

12-x

x

x②根據表格中的數據可知,有甲烷生成,氫氣的產率降低,且該副反應沒有二氧化碳參與,則該反應的化學方程式為CO+3H2CH4+H2O。(3)CO和H2都可以與O2反應,則通入反應器的原料氣中應避免混入O2,A項正確;該反應前后氣體分子數不變,則增加體系總壓平衡不移動,不能提高H2的平衡產率,B項錯誤;通入過量的水蒸氣可以促進四氧化三鐵被氧化為氧化鐵,且過量的水蒸氣可以降低體系中CO和H2的濃度,從而防止鐵的氧化物被還原為鐵單質,C項正確;若保持容器的容積不變,充入惰性氣體可增加體系總壓,但反應物濃度不變,反應速率不變,D項錯誤。(4)①按原水碳比通入冷的原料氣,可以降低溫度,同時化學反應速率稍減小,導致CO的轉化率稍減小,與圖中變化相符,A項方法正確;噴入冷水(蒸汽),可以降低溫度,但是同時水蒸氣的濃度增大,會導致CO的轉化率增大,與圖中變化不符,B項方法錯誤;通過熱交換器換熱,可以降低溫度,且不改變投料比,同時化學反應速率稍減小,CO的轉化率稍減小,與圖中變化相符,C項方法正確。②噴入冷水(蒸汽),可以降低溫度,平衡正向移動,則一氧化碳的平衡轉化率增大,新曲線會高于原平衡曲線。(5)反應物分子在催化劑表面的吸附是一個快速過程,溫度過高時,不利于反應物分子在催化劑表面的吸附,從而導致反應物分子在催化劑表面的吸附量及濃度降低,反應速率減小;溫度過高還會導致催化劑的活性降低,從而使化學反應速率減小。【核心素養考查點剖析】本題為化學反應原理綜合題,考查了蓋斯定律、化學平衡常數的計算、化學平衡的影響因素以及圖像分析,難點為平衡常數的計算,反應前后總壓強不變,進行數據的處理,得到反應的各項數據,列出三段式,從而計算得到平衡常數。主要考查了考生的“變化觀念與平衡思想”。【典題訓練】

(2021全國甲節選)二氧化碳催化加氫制甲醇,有利于減少大氣中溫室氣體二氧化碳的含量。回答下列問題:(1)二氧化碳加氫制甲醇的總反應可表示為:CO2(g)+3H2(g)══CH3OH(g)+H2O(g)該反應一般認為通過如下步驟來實現:①CO2(g)+H2(g)══CO(g)+H2O(g) ΔH1=+41kJ·mol-1②CO(g)+2H2(g)══CH3OH(g)

ΔH2=-90kJ·mol-1總反應的ΔH=

kJ·mol-1。

(2)合成總反應在起始物=3時,在不同條件下達到平衡,設體系中甲醇的物質的量分數為x(CH3OH),在t=250℃下的x(CH3OH)~p、在p=5×105Pa下的x(CH3OH)~t如圖所示。①用各物質的平衡分壓表示總反應的平衡常數,表達式Kp=

;

②圖中對應等壓過程的曲線是

,判斷的理由是

;

③當x(CH3OH)=0.10時,CO2的平衡轉化率α=

,反應條件可能為____________

或

。

答案:(1)-49(2)①

②b總反應ΔH<0,升高溫度時平衡向逆反應方向移動,甲醇的物質的量分數變小③33.3%

5×105Pa,210℃

9×105Pa,250℃解析:(1)根據蓋斯定律可知,①+②得到總反應,ΔH=ΔH1+ΔH2=+41

kJ·mol-1-90

kJ·mol-1=-49

kJ·mol-1。(2)①二氧化碳加氫制甲醇的總反應為CO2(g)+3H2(g)══CH3OH(g)+H2O(g),因此利用各物質的平衡分壓表示總反應的平衡常數,表達式Kp=。②該反應正向為放熱反應,升高溫度時平衡逆向移動,體系中x(CH3OH)將減小,因此圖中對應等壓過程的曲線是b;總反應ΔH<0,升高溫度時平衡向逆反應方向移動,甲醇的物質的量分數變小。③設起始n(CO2)=1

mol,n(H2)=3

mol,列“三段式”:3H2(g)+CO2(g)CH3OH(g)+H2O(g)起始/mol

3

1

0

0轉化/mol

3x

x

x

x平衡/mol

3-3x

1-x

x

x【新情境模擬訓練】

天然氣的主要成分是甲烷,它是一種重要的化工原料。(1)CH4與CO2經催化反應可制得合成氣:CH4(g)+CO2(g)══2CO(g)+2H2(g)

ΔH已知:反應1

CH4(g)══C(s)+2H2(g)

ΔH1=+75kJ·mol-1反應2

2CO(g)══C(s)+CO2(g)

ΔH2=-172kJ·mol-1則該催化反應的ΔH=

kJ·mol-1。

(2)工業上可用CO和H2合成二甲醚,其反應為2CO(g)+4H2(g)══CH3OCH3(g)+H2O(g)

ΔH=-204.7kJ·mol-1。初始條件相同時,分別在A(恒溫)、B(絕熱)兩個容器內反應。反應初始時兩容器的反應速率A

(填“>”“<”或“=”,下同)B;平衡時CO的轉化率A

B。

(3)工業上可用CO和H2合成甲醇,其反應為CO(g)+2H2(g)══CH3OH(g)

ΔH=-90.1kJ·mol-1。溫度T時,在容積為2L的某密閉容器中進行上述反應,反應過程中相關數據