PAGE17-第1課時化學反應進行的方向化學平衡常數考試評價解讀1．了解化學平衡常數的含義，能利用化學平衡常數進行相關計算。2．能正確計算化學反應的轉化率。核心素養達成變更觀念與平衡思想能從化學平衡常數的角度分析化學反應，運用化學平衡常數解決問題。能多角度、動態地分析化學反應的轉化率，運用化學反應原理解決實際問題。證據推理與模型認知知道可以通過分析、推理等方法相識探討對象的本質特征、構成要素及其相互關系，建立模型。能運用模型(Q與K的關系)說明化學平衡的移動，揭示現象的本質和規律。化學反應的方向[以練帶憶]1．下列幾個過程中，屬于熵值減小變更的是()A．干冰的升華B．NaCl溶于水C．NH3(g)＋HCl(g)=NH4Cl(s)D．2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑C解析：只有C項是氣體分子數削減的反應。2．已知反應：2CO(g)=2C(s)＋O2(g)。設ΔH和ΔS不隨溫度而變，下列說法中正確的是()A．低溫下是自發反應B．高溫下是自發反應C．低溫下是非自發反應，高溫下是自發反應D．任何溫度下都是非自發反應D解析：碳燃燒生成CO為放熱反應，則CO分解生成碳和O2為吸熱反應，即ΔH>0；該反應氣體的物質的量削減，則ΔS<0；則化學反應方向的判據ΔH－TΔS總大于0，因此在任何溫度下，該反應都不能自發進行。3．已知①碳酸鈣的分解CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)ΔH1僅在高溫下自發進行；②氯酸鉀的分解2KClO3(s)=2KCl(s)＋3O2(g)ΔH2在任何溫度下都自發進行，下面有幾組焓變數據，其中可能正確的是()A．ΔH1＝－178.32kJ·mol－1ΔH2＝－78.3kJ·mol－1B．ΔH1＝＋178.32kJ·mol－1ΔH2＝－78.3kJ·mol－1C．ΔH1＝－178.32kJ·mol－1ΔH2＝＋78.3kJ·mol－1D．ΔH1＝＋178.32kJ·mol－1ΔH2＝＋78.3kJ·mol－1B解析：碳酸鈣的分解ΔS>0，反應僅高溫自發，說明該反應ΔH1>0；氯酸鉀的分解ΔS>0，反應在任何溫度下都自發進行，說明該反應ΔH2<0，B正確。[練后梳理]1．自發過程和自發反應(1)自發過程：在肯定條件下，不須要借助外力作用就能自動進行的過程。(2)自發反應：在肯定條件下無需外界幫助就能自發進行的反應稱為自發反應。外界幫助包括電能、光能等，留意加熱不屬于外界幫助，加熱是保持反應溫度的條件。(3)自發過程的特點①體系趨向于從高能狀態轉變為低能狀態(體系對外部做功或放出熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉變為無序的傾向性(無序體系更加穩定)。2．化學反應方向的判據(1)焓判據放熱過程中體系能量降低，ΔH<0，具有自發進行的傾向。(2)熵判據①熵：描述體系混亂程度的物理量，符號為S。熵值越大，體系混亂度越大。②常見的熵增過程a．氣體的擴散；b．同一物質不同狀態：S(g)>S(l)>S(s)；c．反應后有氣體產生的反應；d．反應后氣體的物質的量增加的反應。③熵判據：體系的混亂度增大，ΔS>0，反應有自發進行的傾向。(3)復合判據①在溫度、壓強肯定的條件下，化學反應進行的方向是反應的焓變和熵變共同影響的結果，反應方向的復合判據為ΔH－TΔS。當ΔH－TΔSeq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(＜0時，反應能夠自發進行,＝0時，反應達到平衡狀態,＞0時，反應不能自發進行))②反應自發進行的規律：ΔH<0，ΔS>0，反應任何溫度下均自發進行；ΔH>0，ΔS<0，反應任何溫度下均不能自發進行；ΔH>0，ΔS>0，反應高溫自發進行；ΔH<0，ΔS<0，反應低溫自發進行。化學平衡常數[以練帶憶]1．放熱反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)在溫度t1時達到平衡，c1(CO)＝c1(H2O)＝1.0mol·L－1，其平衡常數為K1。反應體系的溫度上升至t2時，反應物的平衡濃度分別為c2(CO)和c2(H2O)，平衡常數為K2，則下列說法正確的是()A．K2和K1的單位均為mol·L－1B．K2＞K1C．c2(CO)＝c2(H2O)D．c1(CO)＞c2(CO)C解析：K＝eq\f(c平CO2·c平H2,c平CO·c平H2O)，因此K的單位不行能為mol·L－1，A項錯誤；該反應是放熱反應，上升溫度平衡左移，K2＜K1，B項錯誤；溫度t1時CO(g)和H2O(g)的濃度相等，且CO(g)和H2O(g)按物質的量之比1∶1生成，因此c2(CO)＝c2(H2O)，C項正確；上升溫度平衡左移，因此c2(CO)比c1(CO)大，D項錯誤。2．在1L密閉容器中，把1molA和1molB混合發生如下反應：3A(g)＋B(g)xC(g)＋2D(g)，當反應達到平衡時，生成0.4molD，并測得C的平衡濃度為0.4mol·L－1，下列敘述中不正確的是()A．x的值為2B．A的轉化率為40%C．B的平衡濃度為0.8mol·L－1D．D的體積分數為20%B解析：設平衡時轉化B的物質的量為y，則3A(g)＋B(g)xC(g)＋2D(g)初始：1mol1mol00轉化：3yyxy2y平衡：1mol－3y1mol－y0.4mol0.4mol則2y＝0.4mol，則y＝0.2mol；xy＝0.4mol，x＝2。平衡時n(B)＝1mol—0.2mol＝0.8mol，c(B)＝0.8mol·L－1。α(A)＝eq\f(3×0.2mol,1mol)×100%＝60%。該反應為氣體的物質的量不變的可逆反應，則平衡時D的體積分數為eq\f(0.4mol,2mol)×100%＝20%。3．在肯定溫度下，已知以下三個反應的平衡常數：反應①：CO(g)＋CuO(s)CO2(g)＋Cu(s)K1反應②：H2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H2O(g)K2反應③：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)K3(1)反應①的平衡常數表達式為______________。(2)反應③的K3與K1、K2的關系是K3＝________。解析：(2)K3＝eq\f(c平CO2·c平H2,c平CO·c平H2O)，K2＝eq\f(cH2O,cH2)，結合K1＝eq\f(cCO2,cCO)，可知K3＝eq\f(K1,K2)。答案：(1)K1＝eq\f(cCO2,cCO)(2)eq\f(K1,K2)[練后梳理]1．概念在肯定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，反應產物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，用符號K表示。2．表達式對于反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，K＝eq\f(c\o\al(c,平)C·c\o\al(d,平)D,c\o\al(a,平)A·c\o\al(b,平)B)(固體和純液體的濃度視為常數，通常不計入平衡常數表達式中)。如①C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)的平衡常數表達式K＝eq\f(c平CO·c平H2,c平H2O)；②Fe3＋(aq)＋3H2O(l)Fe(OH)3(s)＋3H＋(aq)的平衡常數表達式K＝eq\f(c\o\al(3,平)H＋,c平Fe3＋)。3．意義及影響因素(1)K值越大，反應物的轉化率越大，正反應進行得程度越大。(2)K只受溫度影響，與反應物或反應產物的濃度變更無關。(3)化學平衡常數是指某一詳細反應的平衡常數。4．應用(1)推斷可逆反應進行的程度。(2)推斷反應是否達到平衡或向哪一方向進行。對于化學反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的隨意狀態，濃度商：Q＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)。Q＜K，反應向正反應方向進行；Q＝K，反應處于平衡狀態；Q＞K，反應向逆反應方向進行。(3)推斷反應的熱效應：若上升溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若上升溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。平衡常數的大小反映了化學反應可能進行的程度(即反應限度)，平衡常數的數值越大，說明反應進行得越完全。一般認為，K>105時，反應就基本進行完全；K<10－5時，正反應基本不能進行。考點1“三段式”突破K的綜合計算[抓本質·悟考法]羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑，能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中，將CO和H2S混合加熱并達到下列平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)K＝0.1反應前CO的物質的量為10mol，平衡后CO的物質的量為8mol。下列說法正確的是()A．上升溫度，H2S濃度增大，表明該反應是吸熱反應B．通入CO后，正反應速率漸漸增大C．反應前H2S物質的量為7molD．CO的平衡轉化率為80%【解題關鍵點】(1)反應CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)的平衡常數K＝0.1。(2)反應前后CO的物質的量。【易錯失分點】題中已知反應前后CO的物質的量，沒有告知容器的容積，在計算平衡常數時簡單錯把物質的量當成濃度代入計算，雖可得正確答案，但原理錯誤。[自主解答]________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________C解析：A項，上升溫度，H2S濃度增大，說明平衡向逆反應方向移動，逆反應吸熱，正反應放熱，錯誤；B項，通入CO氣體瞬間正反應速率增大，達到最大值，向正反應方向建立新的平衡，正反應速率又漸漸減小，錯誤；C項，設反應前H2S的物質的量為nmol，容器的容積為VL，則CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)K＝0.1n(始)/mol10n00n(轉)/mol2222n(平)/mol8n－222K＝eq\f(\f(2,V)×\f(2,V),\f(8,V)×\f(n－2,V))＝0.1，解得n＝7，正確；D項，依據題意可知CO轉化了2mol，則CO的轉化率為eq\f(2mol,10mol)×100%＝20%，錯誤。[多角度·突破練]?角度1平衡常數的概念辨析1．(2024·濟南模擬)已知，相關數據見下表：編號化學方程式平衡常數不同溫度下的平衡常數979K1173KⅠFe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)K11.472.15ⅡCO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)K1.62bⅢFe(s)＋H2O(g)FeO(s)＋H2(g)K3a1.68依據以上信息推斷，下列結論錯誤的是()A．a>bB．增大壓強，平衡狀態Ⅱ不移動C．上升溫度，平衡狀態Ⅲ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；Ⅱ是等體積反應，增大壓強，平衡不移動，B項正確；由a>2，b<1，可知隨溫度上升，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項不正確。2．(2024·山東模擬)反應Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ均會在工業生產硝酸過程中發生，其中反應Ⅰ、Ⅱ發生在氧化爐中，反應Ⅲ發生在氧化塔中，不同溫度下各反應的化學平衡常數如下表所示。下列說法正確的是()溫度(K)化學平衡常數反應Ⅰ：4NH3＋5O24NO＋6H2O反應Ⅱ：4NH3＋3O22N2＋6H2O反應Ⅲ：2NO＋O22NO25001.1×10267.1×10341.3×1027002.1×10192.6×10251.0A．運用選擇性催化反應Ⅰ的催化劑可增大氧化爐中NO的含量B．通過變更氧化爐的溫度可促進反應Ⅰ而抑制反應ⅡC．通過變更氧化爐的壓強可促進反應Ⅰ而抑制反應ⅡD．氧化爐出氣在進入氧化塔前應進一步提高溫度A解析：運用選擇性催化反應Ⅰ的催化劑可促進反應Ⅰ而抑制反應Ⅱ，進而增大氧化爐中NO的含量，故A正確；上升溫度，反應Ⅰ和反應Ⅱ的K值均減小，則正反應均為放熱反應，無法通過變更氧化爐的溫度促進反應Ⅰ而抑制反應Ⅱ，故B錯誤；反應Ⅰ和反應Ⅱ的正反應均為氣體體積增大的反應，無法通過變更氧化爐的壓強促進反應Ⅰ而抑制反應Ⅱ，故C錯誤；反應Ⅲ是放熱反應，氧化爐出氣在進入氧化塔前應降低溫度，促進反應Ⅲ正向進行，故D錯誤。3．甲醇是一種重要的化工原料。利用CO、CO2和H2在催化劑的作用下合成甲醇，有關反應的反應焓變與平衡常數表示如下：反應1：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH1K1反應2：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH2K2反應3：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH3K3(1)①ΔH3＝________(用ΔH1、ΔH2表示)。②K3＝________(用K1、K2表示)。(2)平衡常數K隨溫度變更的曲線如圖所示：①ΔH2________(填“大于”“小于”或“等于”)ΔH3，理由是_______________。②溫度為T1K時，體系建立起化學平衡狀態，測得c(H2)＝0.1mol·L－1，eq\f(c平CH3OH,c平CO)＝________。解析：(1)①分析已知的三個熱化學方程式的特點及相互關系，由蓋斯定律可得ΔH3＝ΔH1＋ΔH2；②K3＝eq\f(c平CH3OH·c平H2O,c平CO·c\o\al(3,平)H2)＝eq\f(c平CH3OH·c平H2O·c平CO,c\o\al(2,平)H2·c平CO·c平CO2·c平H2)＝K1·K2。(2)①由圖可知，隨溫度上升，K1增大，故ΔH1>0，又ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，則ΔH2<ΔH3。②由圖可知，T1K時，K1＝K3，由K3＝K1·K2得K2＝1，而K2＝eq\f(c平CH3OH,c平CO·c\o\al(2,平)H2)，故eq\f(c平CH3OH,c平CO)＝ceq\o\al(2,平)(H2)＝0.12＝0.01。答案：(1)①ΔH1＋ΔH2②K1·K2(2)①小于由圖可知隨著溫度上升，K1增大，則ΔH1>0，依據蓋斯定律知ΔH3＝ΔH1＋ΔH2，所以ΔH2<ΔH3②0.01多個化學反應疊加時K與ΔH變更在利用多個方程式求算K時，要留意K與焓變(ΔH)的區分：方程式相加減，焓變相加減，平衡常數相乘除；方程式乘以某個系數x，焓變也需乘以該系數，平衡常數變為原來的x次方。?角度2化學平衡常數的計算與應用4．在300mL的密閉容器中，放入鎳粉并充入肯定量的CO氣體，肯定條件下發生反應：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，已知該反應平衡常數與溫度的關系如下表：溫度/℃2580230平衡常數5×10421.9×10－5下列說法不正確的是()A．上述生成Ni(CO)4(g)的反應為放熱反應B．25℃時反應Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)的平衡常數為2×10－5C．80℃達到平衡時，測得n(CO)＝0.3mol，則Ni(CO)4的平衡濃度為2mol·L－1D．80℃時，測得某時刻，Ni(CO)4、CO濃度均為0.5mol·L－1，則此時v(正)>v(逆)D解析：隨著溫度的上升，平衡常數漸漸減小，說明上升溫度，平衡向逆反應方向移動，因此正反應是放熱反應，A正確；逆反應的平衡常數是正反應的倒數，B正確；選項C中，依據80℃時平衡常數的表達式可知，Ni(CO)4的平衡濃度為2mol·L－1，C正確；80℃時，測得某時刻，Ni(CO)4、CO濃度均為0.5mol·L－1，則此時eq\f(0.5,0.54)＝8>2，反應向逆反應方向進行，則此時v(正)<v(逆)，D錯誤。5．在溫度為373K時，將0.100mol無色的N2O4氣體放入1L抽空的密閉容器中，立即出現紅棕色，直至建立N2O42NO2的平衡。如圖是隔肯定時間測定的N2O4的濃度與時間變更的曲線圖(縱坐標為N2O4的濃度，橫坐標為時間)。(1)計算在20～40s時間內，NO2的平均生成速率為________mol·L－1·s－1。(2)①該反應的化學平衡常數表達式為___________________。②該溫度下平衡常數的值為________。(3)達到平衡狀態時N2O4的轉化率為________。(4)求平衡時容器內氣體壓強與反應前的壓強之比為________(填最簡整數比)。解析：(1)依據圖像，20～40s時間內，N2O4的濃度變更量是0.020mol·L－1，則v(N2O4)＝eq\f(0.020mol·L－1,20s)＝0.001mol·L－1·s－1，依據化學方程式可知，NO2的速率是N2O4速率的2倍，故v(NO2)＝0.002mol·L－1·s－1。(2)①依據平衡常數的定義，可干脆寫出表達式。②60s后反應達到平衡，此時N2O4的濃度是0.040mol·L－1，則N2O4的濃度變更量是0.060mol·L－1，NO2的濃度是0.120mol·L－1，代入平衡常數表達式可計算出數值。(3)N2O4的轉化率為eq\f(0.060mol·L－1,0.100mol·L－1)×100%＝60%。(4)平衡時容器內氣體的總濃度為0.040mol·L－1＋0.120mol·L－1＝0.160mol·L－1，故平衡時與反應前的壓強比為0.160mol·L－1∶0.100mol·L－1＝8∶5。答案：(1)0.002(2)①K＝eq\f(c\o\al(2,)平NO2,c平N2O4)②0.36(3)60%(4)8∶5應用化學平衡常數時應留意的四個問題(1)化學平衡常數是在肯定溫度下一個反應本身固有的內在性質的定量體現。(2)化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或反應產物的濃度無關。(3)反應物或反應產物中有固體和純液體存在時，其濃度可看作一個常數，不計入平衡常數表達式中。(4)化學平衡常數是指某一詳細反應的平衡常數。若反應方向變更，則平衡常數變更；若化學方程式中各物質的系數等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數也會變更。考點2壓強平衡常數Kp的計算方法[抓本質·悟考法]肯定量的CO2與足量的C在恒壓密閉容器中發生反應：C(s)＋CO2(g)2CO(g)ΔH＝＋173kJ·mol－1，若壓強為pkPa，平衡時體系中氣體體積分數與溫度的關系如圖所示，回答下列問題：(1)650℃時CO2的平衡轉化率為________。(2)t1℃時平衡常數Kp＝________(用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓＝總壓×物質的量分數)；該溫度下達平衡后若再充入等物質的量的CO和CO2氣體，則平衡________(填“正向”“逆向”或“不”)移動，緣由是________________________________________解析：(1)設CO2的起始量為amol，反應消耗xmol。C(s)＋CO2(g)2CO(g)起始amol0Δnxmol2xmol平衡(a－x)mol2xmoleq\f(2x,a－x＋2x)×100%＝40%x＝eq\f(a,4)，故α(CO2)＝eq\f(\f(a,4),a)×100%＝25%。(2)t1℃時CO與CO2的體積分數相等，均為0.5，Kp＝eq\f(0.5p2,0.5p)＝0.5p。再充入等物質的量的CO和CO2時，二者的體積分數不變，平衡不移動。答案：(1)25%(2)0.5p不再充入等物質的量的CO和CO2，平衡體系中二者的體積分數仍相同，平衡不移動【解題關鍵點】(1)依據“三段式”計算出平衡時各組分的物質的量。(2)依據信息“分壓＝總壓×物質的量分數”計算出各組分的分壓。【易錯失分點】(1)忽視了不能將固體帶入平衡常數表達式。(2)不能依據圖像得出t1℃時兩種氣體的含量都為50%。[自主解答]________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________[多角度·突破練]?角度1壓強平衡常數的計算1．活性炭也可用于處理汽車尾氣中的NO，在1L恒容密閉容器中加入0.1000molNO和2.030mol固體活性炭，生成A、B兩種氣體，在不同溫度下測得平衡體系中各物質的物質的量以及容器內壓強如下表：溫度活性炭/molNO/molA/molB/molp/MPa200℃2.0000.04000.03000.03003.93335℃2.0050.05000.02500.0250p依據上表數據，寫出容器中發生反應的化學方程式：______________________________________，推斷p________(填“>”“<”或“＝”)3.93MPa。計算反應體系在200℃時的平衡常數Kp＝________。答案：C＋2NON2＋CO2>eq\f(9,16)2．無色氣體N2O4是一種強氧化劑，為重要的火箭推動劑之一。N2O4與NO2轉換的熱化學方程式為N2O4(g)2NO2(g)ΔH＝＋24.4kJ·mol－1。上述反應中，正反應速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反應速率v逆＝k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆為速率常數，p為平衡分壓，則Kp為________(以k正、k逆表示)。若將肯定量的N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解(溫度298K、壓強100kPa)，已知該條件下k正＝4.8×104s－1，當N2O4分解10%時，v正＝________kPa·s－1。解析：上述反應中，正反應速率v正＝k正·p(N2O4)，逆反應速率v逆＝k逆·p2(NO2)，其中k正、k逆為速率常數，平衡時，v正＝v逆，k正·p(N2O4)＝k逆·p2(NO2)，Kp＝eq\f(p2NO2,pN2O4)＝eq\f(k正,k逆)。若將肯定量N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解(溫度298K、壓強100kPa)，已知該條件下k正＝4.8×104s－1，當N2O4分解10%時，v正＝4.8×104s－1×100kPa×eq\f(0.9,1.1)≈3.9×106kPa·s－1答案：eq\f(k正,k逆)3.9×1063．肯定溫度下，等物質的量的碘和環戊烯()在剛性容器內發生反應(g)＋I2(g)=(g)＋2HI(g)ΔH＝＋89.3kJ·mol－1，初始總壓為105Pa，平衡時總壓增加了20%，環戊烯的轉化率為________，該反應的平衡常數Kp＝________Pa。達到平衡后，欲增加環戊烯的平衡轉化率，可實行的措施有________(填標號)。A．通入惰性氣體 B．提高溫度C．增加環戊烯濃度 D．增加碘濃度解析：設容器中起始加入I2(g)和環戊烯的物質的量均為a，平衡時轉化的環戊烯的物質的量為x，列出三段式：(g)＋I2(g)=(g)＋2HI(g)初始/mol:aa00轉化/mol:xxx2x平衡/mol:a－xa－xx2x依據平衡時總壓強增加了20%，且恒溫恒容時，壓強之比等于氣體物質的量之比，得eq\f(a＋a,a－x＋a－x＋x＋2x)＝eq\f(1,1.2)，解得x＝0.4a，則環戊烯的轉化率為eq\f(0.4a,a)×100%＝40%。平衡時(g)、I2(g)、(g)、HI(g)的分壓分別為eq\f(p總,4)、eq\f(p總,4)、eq\f(p總,6)、eq\f(p總,3)，則Kp＝eq\f(\f(p總,6)×\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(p總,3)))eq\s\up12(2),\f(p總,4)×\f(p總,4))＝eq\f(8,27)p總，依據p總＝1.2×105Pa，可得Kp＝eq\f(8,27)×1.2×105Pa≈3.56×104Pa。通入惰性氣體，對該反應的平衡無影響，A項不符合題意；該反應為吸熱反應，提高溫度，平衡正向移動，可提高環戊烯的平衡轉化率，B項符合題意；增加環戊烯濃度，能提高I2(g)的平衡轉化率，但環戊烯的平衡轉化率降低，C項不符合題意；增加I2(g)的濃度，能提高環戊烯的平衡轉化率，D項符合題意。答案：40%3.56×104BD壓強平衡常數Kp與計算方法(1)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的平衡常數。(2)計算步驟第一步，依據“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；其次步，計算各氣體組分的物質的量分數或體積分數；第三步，依據分壓計算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，依據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Kp＝eq\f(p2NH3,pN2·p3H2)。?角度2轉化率的推斷與計算4．將等物質的量的X、Y氣體充入某密閉容器中，在肯定條件下，發生反應并達到平衡：X(g)＋3Y(g)2Z(g)ΔH<0。當變更某個條件并維持新條件直至新的平衡時，表中關于新平衡與原平衡的比較正確的是()選項變更條件新平衡與原平衡比較A上升溫度X的轉化率變小B增大壓強X的濃度變小C充入肯定量YY的轉化率增大D運用適當催化劑X的體積分數變小A解析：上升溫度，平衡逆向移動，X的轉化率變小，A正確；增大壓強，平衡正向移動，但容器的體積減小，X的濃度增大，B錯誤；充入肯定量Y，X的轉化率增大，而Y的轉化率減小，C錯誤；運用適當催化劑，只能加快反應速率，不能變更平衡移動方向，X的體積分數不變，D錯誤。5．某溫度下，在一個2L的密閉容器中，加入4molA和2molB，發生反應3A(g)＋2B(g)4C(s)＋2D(g)，反應一段時間后達到平衡狀態，測得生成1.6molC。下列說法正確的是()A．該反應的平衡常數表達式為K＝eq\f(c\o\al(4,平)C·c\o\al(2,平)D,c\o\al(3,平)A·c\o\al(2,平)B)B．B的平衡轉化率是40%C．增大壓強，化學平衡常數增大D．增加B的量，B的平衡轉化率增大B解析：化學平衡常數的表達式中不能出現固體或純液體，而物質C是固體，A項錯誤；依據化學方程式可知，平衡時B削減的物質的量＝1.6mol×0.5＝0.8mol，故B的平衡轉化率為eq\f(0.8mol,2mol)＝40%，B項正確；化學平衡常數只與溫度有關，增大壓強化學平衡常數不變，C項錯誤；增加B的量，平衡向正反應方向移動，但B的增加量比平衡的移動量幅度大，故A的轉化率增大，而B的轉化率減小，D項錯誤。平衡轉化率的分析與推斷方法(1)反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的轉化率分析①若反應物初始物質的量之比等于系數之比，達到平衡后，它們的轉化率相等。②若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉化率提高，A的轉化率降低。③若按原比例同倍數地增加或降低A、B的濃度，等效于壓縮或擴大容器體積，氣體反應物的轉化率與系數有關。同倍增大cA和cBeq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(a＋b＝c＋dA、B的轉化率不變,a＋b>c＋dA、B的轉化率增大,a＋b<c＋dA、B的轉化率減小))2反應mAgnBg＋qCg的轉化率分析在T、V不變時，增加A的量，等效于壓縮容器體積，A的轉化率與系數有關。增大cAeq\b\lc\{\rc\(\a\vs4\al\co1(m＝n＋qA的轉化率不變,m>n＋qA的轉化率增大,m<n＋qA的轉化率減小))1．(命題情境：化學平衡與新能源開發問題)氫能被視為21世紀最具發展潛力的清潔能源，人類對氫能應用自200年前就產生了愛好。從20世紀70年頭以來，世界上很多國家和地區就廣泛開展了氫能探討。科學家探討以太陽能為熱源分解Fe3O4，最終循環分解水制H2，其中一步重要反應為2Fe3O4(s)6FeO(s)＋O2(g)ΔH＝akJ·mol－1。在肯定壓強下，Fe3O4的平衡轉化率隨溫度變更的α(Fe3O4)－T曲線如圖所示。下列有關說法不正確的是()A．a>0B．壓強p1>p2C．上升溫度，該反應的平衡常數增大D．將體系中O2分別出去，能提高Fe3O4的轉化率B解析：依據圖像分析，壓強肯定，溫度上升，Fe3O4的平衡轉化率上升，該反應為吸熱反應，ΔH>0，即a>0，A項正確；溫度肯定時，壓強增大，平衡逆向移動，Fe3O4的平衡轉化率降低，故p1<p2，B項不正確；上升溫度，平衡正移，反應的平衡常數增大，C項正確；將體系中O2分別出去，平衡正向移動，能提高Fe3O4的轉化率，D項正確。2.為了緩解溫室效應，科學家提出了回收和利用CO2的方案：利用CO2制備CH4。300℃時，向2L恒容密閉容器中充入2molCO2和8molH2，發生反應CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)ΔH，混合氣體中CH4的濃度與反應時間的關系如圖所示。(1)①從反應起先到恰好達到平衡時，H2的平均反應速率v(H2)＝________。②300℃時，反應的平衡常數K＝________。③保持溫度不變，向平衡后的容器中再充入2molCO2和8molH2，重新達到平衡時CH4的濃度________(填標號)。A．等于0.8mol·L－1B．等于1.6mol·L－1C．0.8mol·L－1<c(CH4)<1.6mol·L－1D．大于1.6mol·L－1(2)300℃時，假如該容器中有1.6molCO2、2.0molH2、5.6molCH4、4.0molH2O(g)，則v正________(填“>”“<”或“＝”)v逆。(3)已知：200℃時，該反應的平衡常數K＝61.8mol－2·L2。則ΔH________(填“>”“<”或“＝”)0。解析：(1)①從反應起先到恰好達到平衡時，H2的平均反應速率v(H2)＝4v(CH4)＝4×eq\f(0.8mol·L－1,10min)＝0.32mol·L－1·min－1。②CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)初始濃度/(mol·L－1)1400轉化濃度/(mol·L－1)0.83.20.81.6平衡濃度/(mol·L－1)0.20.80.81.6300℃時，反應的平衡常數K＝eq\f(1.6mol·L－12×0.8mol·L－1,0.2mol·L－1×0.8mol·L－14)＝25mol－2·L2。③保持溫度不變，向平衡后的容器中再充入2molCO2和8molH2，相當于增大壓強，平衡正向移動，則重新達到平衡時CH4的濃度大于1.6mol·L－1。(2)Q＝eq\f(22×2.8,0.8×14)＝14(mol－2·L2)<K＝25(mol－2·L2)，反應正向進行，v正>v逆。(3)200℃時，該反應的平衡常數K＝61.8mol－2·L2，說明上升溫度，平衡常數減小，平衡逆向移動，正反應為放熱反應，則ΔH<0。答案：(1)①0.32mol·L－1·min－1②25mol－2·L2③D(2)>(3)<3．(命題情境：化學平衡常數與環境污染治理)“綠水青山就是金山銀山”。近年來，綠色發展、生態愛護成為我國展示給世界的一張新“名片”。汽車尾氣是造成大氣污染的重要緣由之一，削減氮的氧化物在大氣中的排放是環境愛護的重要內容之一。請回答下列問題：(1)已知：N2(g)＋O2(g)=2NO(g)ΔH1＝＋180.5kJ·mol－1C(s)＋O2(g)=CO2(g)ΔH2＝－393.5kJ·mol－12C(s)＋O2(g)=2CO(g)ΔH3＝－221kJ·mol－1若某反應的平衡常數表達式為K＝eq\f(c平N2·c\o\al(2,平)CO2,c\o\al(2,平)NO·c\o\al(2,平)CO)，則此反應的熱化學方程式為________________________________________。(2)N2O5在肯定條件下可發生分解反應：2N2O5(g)4NO2(g)＋O2(g)，某溫度下向恒容密閉容器中充入肯定量N2O5，測得N2O5濃度隨時間的變更如下表：t/min012345c(N2O5)/(mol·L－1)1.000.710.500.350.250.17①反應起先時體系壓強為p0