高考化学二轮复习专题8化学反应速率化学平衡学案

这是一份高考化学二轮复习专题8化学反应速率化学平衡学案，共46页。
专题八　化学反应速率　化学平衡

体系构建·串真知


真题回放·悟高考
解读考纲
1．了解化学反应速率的概念和定量表示方法。能正确计算化学反应的转化率(α)。
2．了解反应活化能的概念，了解催化剂的重要作用。
3．了解可逆反应及化学平衡的建立。
4．掌握化学平衡的特征。了解化学平衡常数(K)的含义，能利用化学平衡常数进行相关的计算。
5．理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响，能用相关理论解释其一般规律。
6．了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
体验真题
1．(2020·全国卷Ⅰ·28节选)硫酸是一种重要的基本化工产品，接触法制硫酸生产中的关键工序是SO2的催化氧化：SO2(g)＋O2(g)SO3(g)ΔH＝－98 kJ·mol－1。回答下列问题：
(1)当SO2(g)、O2(g)和N2(g)起始的物质的量分数分别为7.5%、10.5%和82%时，在0.5 MPa、2.5 MPa和5.0 MPa压强下，SO2平衡转化率α随温度的变化如图所示。反应在5.0 MPa、550 ℃时的α＝__0.975__，判断的依据是__该反应气体分子数减少，增大压强，α提高。所以p1＝5.0_MPa__。影响α的因素有__反应物(N2和O2)的起始浓度(组成)、温度、压强__。

(2)将组成(物质的量分数)为2m% SO2(g)、m% O2(g)和q% N2(g)的气体通入反应器，在温度t、压强p条件下进行反应。平衡时，若SO2转化率为α，则SO3压强为____，平衡常数Kp＝____(以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(3)研究表明，SO2催化氧化的反应速率方程为：v＝k(－1)0.8(1－nα′)。式中：k为反应速率常数，随温度t升高而增大；α为SO2平衡转化率，α′为某时刻SO2转化率，n为常数。在α′＝0.90时，将一系列温度下的k、α值代入上述速率方程，得到v～t曲线，如图所示。

曲线上v最大值所对应温度称为该α′下反应的最适宜温度tm。ttm后，v逐渐下降。原因是__升高温度，k增大使v逐渐提高，但α降低使v逐渐下降。当t＜tm，k增大对v的提高大于α引起的降低；当t＞tm，k增大对v的提高小于α引起的降低__。
【解析】　(1)SO2(g)＋O2(g)SO3(g)，该反应是一个气体分子数减少的放热反应，故增大压强可以使化学平衡向正反应方向移动。因此，在相同温度下，压强越大，SO2的平衡转化率越大，所以，该反应在550 ℃、压强为5.0 MPa条件下，SO2的平衡转化率一定高于相同温度下、压强为2.5 MPa的，因此，p1＝5.0 MPa，由图中数据可知，α＝0.975。影响α的因素就是影响化学平衡移动的因素，主要有反应物(N2和O2)的起始浓度(组成)、温度、压强等。
(2)假设原气体的物质的量为100 mol，则SO2、O2和N2的物质的量分别为2m mol、m mol和q mol,2m＋m＋q＝3m＋q＝100，SO2的平衡转化率为α，则有下列关系：
　 SO2　　＋　　O2SO3
起始量(mol) 2m m 0
变化量(mol) 2mα mα 2mα
平衡量(mol) 2m(1－α) m(1－α) 2mα
平衡时气体的总物质的量为n(总)＝2m(1－α)＋m(1－α)＋2mα mol＋q mol，则SO3的物质的量分数为×100%＝×100%＝×100%。该反应在恒压容器中进行，因此，SO3的分压p(SO3)＝，p(SO2)＝，p(O2)＝，在该条件下，SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的Kp＝＝＝。(3)由于该反应是放热反应，温度升高后α降低。由题中信息可知，v＝k0.8(1－nα′)，升高温度，k增大使v逐渐提高，但α降低使v逐渐下降。当t＜tm，k增大对v的提高大于α引起的降低；当t＞tm，k增大对v的提高小于α引起的降低。
2．(2020·全国卷Ⅱ·28)天然气的主要成分为CH4，一般还含有C2H6等烃类，是重要的燃料和化工原料。
(1)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)═══C2H4(g)＋H2(g)　ΔH，相关物质的燃烧热数据如下表所示：
物质
C2H6(g)
C2H4(g)
H2(g)
燃烧热ΔH/(kJ·mol－1)
－1 560
－1 411
－286
①提高该反应平衡转化率的方法有__升高温度__、__减小压强(增大体积)__。
②容器中通入等物质的量的乙烷和氢气，在等压下(p)发生上述反应，乙烷的平衡转化率为α。反应的平衡常数Kp＝__×p__(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数)。
(2)高温下，甲烷生成乙烷的反应如下：2CH4C2H6＋H2。反应在初期阶段的速率方程为：r＝k×cCH4，其中k为反应速率常数。
①设反应开始时的反应速率为r1，甲烷的转化率为α时的反应速率为r2，则r2＝__1－α__r1。
②对于处于初期阶段的该反应，下列说法正确的是__AD__。
A．增加甲烷浓度，r增大
B．增加H2浓度，r增大
C．乙烷的生成速率逐渐增大
D．降低反应温度，k减小
【解析】　(1)①反应C2H6(g)C2H4(g)＋H2(g)为气体体积增大的吸热反应，升高温度、减小压强平衡都向正反应方向移动，故提高该反应平衡转化率的方法有升高温度、减小压强(增大体积)；
②设起始时加入的乙烷和氢气各为1 mol，列出三段式，
C2H6(g)C2H4(g)＋H2(g)
起始(mol) 1 0 1
转化(mol) α α α
平衡(mol) 1－α α 1＋α
平衡时，C2H6、C2H4和H2平衡分压分别为p、p和p，则反应的平衡常数为Kp＝×p；
(2)①根据r＝k×cCH4，若r1＝kc，甲烷转化率为α时，甲烷的浓度为c(1－α)，则r2＝kc(1－α)，所以r2＝(1－α)r1；
②A．增大反应物浓度反应速率增大，故A说法正确；B．由速率方程可知，初期阶段的反应速率与氢气浓度无关，故B说法错误；C．反应物甲烷的浓度逐渐减小，结合速率方程可知，乙烷的生成速率逐渐减小，故C说法错误；D．化学反应速率与温度有关，温度降低，反应速率常数减小，故D正确。
3．(2020·全国卷Ⅲ·28)二氧化碳催化加氢合成乙烯是综合利用CO2的热点研究领域。回答下列问题：
(1)CO2催化加氢生成乙烯和水的反应中，产物的物质的量之比n(C2H4)∶n(H2O)＝__1∶4__。当反应达到平衡时，若增大压强，则n(C2H4)__变大__(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)理论计算表明，原料初始组成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，在体系压强为0.1 MPa，反应达到平衡时，四种组分的物质的量分数x随温度T的变化如图所示。

图中，表示C2H4、CO2变化的曲线分别是__d__、__c__。CO2催化加氢合成C2H4反应的ΔH__小于__0(填“大于”或“小于”)。
(3)根据图中点A(440 K,0.39)，计算该温度时反应的平衡常数Kp＝__×或×__(MPa)－3(列出计算式。以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
(4)二氧化碳催化加氢合成乙烯反应往往伴随副反应，生成C3H6、C3H8、C4H8等低碳烃。一定温度和压强条件下，为了提高反应速率和乙烯选择性，应当__选择合适催化剂等__。
【解析】　(1)CO2催化加氢生成乙烯和水，该反应的化学方程式可表示为2CO2＋6H2CH2＝CH2＋4H2O，因此，该反应中产物的物质的量之比n(C2H4)∶n(H2O)＝1∶4。由于该反应是气体分子数减少的反应，当反应达到平衡状态时，若增大压强，则化学平衡向正反应方向移动，n(C2H4)变大。(2)由题中信息可知，两反应物的初始投料之比等于化学计量数之比；由图中曲线的起点坐标可知，c和a所表示的物质的物质的量分数之比为1∶3、d和b表示的物质的物质的量分数之比为1∶4，则结合化学计量数之比可以判断，表示乙烯变化的曲线是d，表示二氧化碳变化曲线的是c。由图中曲线的变化趋势可知，升高温度，乙烯的物质的量分数减小，则化学平衡向逆反应方向移动，则该反应为放热反应，Δ H小于0。(3)原料初始组成n(CO2)∶n(H2)＝1∶3，在体系压强为0.1 MPa建立平衡。由A点坐标可知，该温度下，氢气和水的物质的量分数均为0.39，则乙烯的物质的量分数为水的四分之一，即，二氧化碳的物质的量分数为氢气的三分之一，即，因此，该温度下反应的平衡常数Kp＝×(MPa)－3＝×(MPa)－3。(4)工业上通常通过选择合适的催化剂，以加快化学反应速率，同时还可以提高目标产品的选择性，减少副反应的发生。因此，一定温度和压强下，为了提高反应速率和乙烯的选择性，应当选择合适的催化剂。
4．(2019·全国卷Ⅰ，28)水煤气变换[CO(g)＋H2O(g)═══CO2(g)＋H2(g)]是重要的化工过程，主要用于合成氨、制氢以及合成气加工等工业领域中。回答下列问题：
(1)Shibata曾做过下列实验：①使纯H2缓慢地通过处于721 ℃下的过量氧化钴CoO(s)，氧化钴部分被还原为金属钴Co(s)，平衡后气体中H2的物质的量分数为0.025 0。
②在同一温度下用CO还原CoO(s)，平衡后气体中CO的物质的量分数为0.019 2。根据上述实验结果判断，还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO__大于__H2(填“大于”或“小于”)。
(2)721 ℃时，在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合，采用适当的催化剂进行反应，则平衡时体系中H2的物质的量分数为__C__(填标号)。
A．0.50
(3)我国学者结合实验与计算机模拟结果，研究了在金催化剂表面上水煤气变换的反应历程，如图所示，其中吸附在金催化剂表面上的物种用·标注。

可知水煤气变换的ΔH__小于__0(填“大于”“等于”或“小于”)。该历程中最大能垒(活化能)E正＝__2.02__eV，写出该步骤的化学方程式__COOH·＋H·＋H2O·═══COOH·＋2H·＋OH·(或H2O·═══H·＋OH·)__。
(4)Shoichi研究了467 ℃、489 ℃时水煤气变换中CO和H2分压随时间变化关系(如图所示)，催化剂为氧化铁，实验初始时体系中的pH2O和pCO相等、pCO2和pH2相等。

计算曲线a的反应在30～90 min内的平均速率(a)＝__0.004_7__kPa·min－1。467 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是__b__、__c__。489 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是__a__、__d__。
【解析】　(1)H2还原氧化钴的方程式为H2(g)＋CoO(s)═══Co(s)＋H2O(g)；CO还原氧化钴的方程式为CO(g)＋CoO(s)═══Co(s)＋CO2(g)，平衡时H2还原体系中H2的物质的量分数高于CO还原体系中CO的物质的量分数，故还原CoO(s)为Co(s)的倾向是CO大于H2；
(2)721 ℃时，在密闭容器中将等物质的量的CO(g)和H2O(g)混合，可设其物质的量为1 mol，则
CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)
起始(mol) 1 1 0 0
转化(mol) x x x x
平衡(mol) 1－x 1－x x x
则平衡时体系中H2的物质的量分数＝＝，因该反应为可逆反应，故x0.5，由此可判断最终平衡时体系中H2的物质的量分数介于0.25～0.50，故答案为C；
(3)根据水煤气变换[CO(g)＋H2O(g)═══CO2(g)＋H2(g)]并结合水煤气变换的反应历程相对能量可知，CO(g)＋2H2O(g)的能量(0 eV)高于CO2(g)＋H2(g)＋H2O(g)的能量(－0.72 eV)，故水煤气变换的ΔH小于0；活化能即反应物状态达到活化状态所需能量，根据变换历程的相对能量可知，最大差值为：

其最大能垒(活化能)E正＝1.86 eV－(－0.16) eV＝2.02 eV；该步骤的反应物COOH·＋H·＋H2O·═══COOH·＋2H·＋OH·；因反应前后COOH·和1个H·未发生改变，也可以表述成H2O·═══H·＋OH·；
(4)由图可知，30～90 min内a曲线对应物质的分压变化量Δp＝(4.08－3.80) kPa＝0.28 kPa，故曲线a的反应在30～90 min内的平均速率(a)＝≈0.004 7 kPa·min－1；由(2)中分析得出H2的物质的量分数介于0.25～0.5，CO的物质的量分数介于0～0.25，即H2的分压始终高于CO的分压，据此可将图分成两部分：

由此可知，a、b表示的是H2的分压，c、d表示的是CO的分压，该反应为放热反应，故升高温度，平衡逆向移动，CO分压增加，H2分压降低，故467 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是b、c；489 ℃时pH2和pCO随时间变化关系的曲线分别是a、d。
5．(2019·全国卷Ⅱ·27，节选)环戊二烯()是重要的有机化工原料，广泛用于农药、橡胶、塑料等生产。回答下列问题：
(1)已知：(g)═══(g)＋H2(g)　ΔH1＝100.3 kJ·mol－1①
H2(g)＋I2(g)═══2HI(g)ΔH2＝－11.0 kJ·mol－1②
对于反应：(g)＋I2(g)═══(g)＋2HI(g)③　ΔH3＝__＋89.3__kJ·mol－1
(2)某温度下，等物质的量的碘和环戊烯()在刚性容器内发生反应③，起始总压为105Pa，平衡时总压增加了20%，环戊烯的转化率为__40%__，该反应的平衡常数Kp＝__3.56×104__Pa。达到平衡后，欲增加环戊烯的平衡转化率，可采取的措施有__BD__(填标号)。
A．通入惰性气体 B．提高温度
C．增加环戊烯浓度 D．增加碘浓度
(3)环戊二烯容易发生聚合生成二聚体，该反应为可逆反应。不同温度下，溶液中环戊二烯浓度与反应时间的关系如图所示，下列说法正确的是__CD__(填标号)。

A．T1>T2
B．a点的反应速率小于c点的反应速率
C．a点的正反应速率大于b点的逆反应速率
D．b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L－1
【解析】　(1)根据盖斯定律①－②，可得反应③的ΔH＝＋89.3 kJ·mol－1；
(2)设起始加入反应物的物质的量都为1 mol，
　(g)＋I2(g)═══(g)＋2HI(g)
起始(mol) 　1 1 　0 0
转化(mol) 　x x 　x 2x
平衡(mol) 　1－x 1－x 　x 2x
反应后气体的总物质的量为2＋x，平衡由压强之比等于气体物质的量之比知：＝1.2，x＝0.4，环戊烯的转化率为×100%＝40%；反应后的气体的总压强为1.2×105 Pa，、I2、、HI的分压分别为×1.2×105 Pa＝0.3×105 Pa、×1.2×105 Pa＝0.3×105 Pa、×1.2×105 Pa＝0.2×105 Pa、×1.2×105 Pa＝0.4×105 Pa，Kp＝ Pa≈3.56×104 Pa；达到平衡后，通入惰性气体对平衡没有影响，环戊烯的平衡转化率不变，A错误；反应③是吸热反应，提高温度平衡向正反应方向移动，环戊烯的平衡转化率增大，B正确；增加环戊烯浓度，环戊烯的平衡转化率减小，C错误；增加碘浓度平衡向正反应方向移动，环戊烯的平衡转化率增大，D正确。
(3)由图知虚线对应的速率快，对应温度高，则T2>T1，A错误；由T2(c点)>T1(a点)，但环戊二烯的浓度a点大于c点，则a点、c点的速率大小无法确定，B错误；a点、b点的温度相同，环戊二烯的浓度a点大于b点，则a点的正反应速率大于b点的正反应速率，b点没有达到平衡状态，则b点的正反应速率大于b点的逆反应速率，C正确；b点时环戊二烯的浓度减少0.9 mol·L－1，则b点时二聚体的浓度为0.45 mol·L－1，D正确。
6.(2019·全国卷Ⅲ·28)近年来，随着聚酯工业的快速发展，氯气的需求量和氯化氢的产出量也随之迅速增长。因此，将氯化氢转化为氯气的技术成为科学研究的热点。回答下列问题：
(1)Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)＋O2(g)═══2Cl2(g)＋2H2O(g)。下图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O2)分别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系：

可知反应平衡常数K(300 ℃)__大于__K(400 ℃)(填“大于”或“小于”)。设HCl初始浓度为c0，根据进料浓度比c(HCl)∶c(O2)＝1∶1的数据计算K(400 ℃)＝____(列出计算式)。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O2)过低、过高的不利影响分别是__O2和Cl2分离能耗较高、HCl转化率较低__。
(2)Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)═══CuCl(s)＋Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1
CuCl(s)＋O2(g)═══CuO(s)＋Cl2(g)　ΔH2＝－20 kJ·mol－1
CuO(s)＋2HCl(g)═══CuCl2(s)＋H2O(g)　ΔH3＝－121 kJ·mol－1
则4HCl(g)＋O2(g)═══2Cl2(g)＋2H2O(g)的ΔH＝__－116__ kJ·mol－1。
(3)在一定温度的条件下，进一步提高HCl的转化率的方法是__增加反应体系压强、及时除去产物__。(写出2种)
(4)在传统的电解氯化氢回收氯气技术的基础上，科学家最近采用碳基电极材料设计了一种新的工艺方案，主要包括电化学过程和化学过程，如下图所示：

负极区发生的反应有__Fe3＋＋e－═══Fe2＋，4Fe2＋＋O2＋4H＋═══4Fe3＋＋2H2O__(写反应方程式)。
电路中转移1 mol电子，需消耗氧气__5.6__L(标准状况)。
【解析】　(1)根据题中示意图可以看出随着温度的升高，HCl的转化率降低，说明升高温度平衡逆向移动，正反应为放热反应，所以温度越高，反应进行的程度越小，K值越小，即K(300 ℃)大于K(400 ℃)。相同条件下进料浓度比c(HCl)∶c(O2)越大，HCl的转化率越低；进料浓度比c(HCl)∶c(O2)越小，HCl的转化率越高。即三条曲线中，最上面一条是c(HCl)∶c(O2)＝1∶1的变化曲线。将400 ℃时的数据代入可得：K＝。由示意图可以看出进料浓度比过高或过低对反应都不利，过高会造成HCl利用率降低，过低会有大量氧气剩余，分离氧气能耗过高。
(2)利用盖斯定律解答本题。
CuCl2(s)═══CuCl(s)＋Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1①
CuCl(s)＋O2(g)═══CuO(s)＋Cl2(g)　ΔH2＝－20 kJ·mol－1②
CuO(s)＋2HCl(g)═══CuCl2(s)＋H2O(g)　ΔH3＝－121 kJ·mol－1③
则4HCl(g)＋O2(g)═══2Cl2(g)＋2H2O(g)可由①×2＋②×2＋③×2得到，所以其ΔH＝83×2＋(－20)×2＋(－121)×2＝－116(kJ·mol－1)。
(3)根据平衡移动原理，为了提高HCl的转化率，使反应4HCl(g)＋O2(g)═══2Cl2(g)＋2H2O(g)正向移动，可以采用增大反应体系压强、及时分离出产物等措施。
(4)根据示意图中H＋的流动方向可以判断电源的正负极情况，左侧为负极，右侧为正极。根据示意图中负极区物质的转化可以写出相应的方程式：Fe3＋＋e－═══Fe2＋，4Fe2＋＋O2＋4H＋═══4Fe3＋＋2H2O。在反应中，1 mol O2得到4 mol电子，所以转移1 mol电子时消耗氧气0.25 mol，在标准状况下的体积为5.6 L。
7．(2018·课标全国Ⅱ，27)CH4—CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题：
(1)CH4—CO2催化重整反应为CH4(g)＋CO2(g)═══2CO(g)＋2H2(g)。
已知：C(s)＋2H2(g)═══CH4(g)　ΔH＝－75 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)═══CO2(g)　ΔH＝－394 kJ·mol－1
C(s)＋O2(g)═══CO(g)　ΔH＝－111 kJ·mol－1
该催化重整反应的ΔH＝__＋247__ kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是__A__(填标号)。
A．高温低压　　　　　　 B．低温高压
C．高温高压 D．低温低压
某温度下，在体积为2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为____mol2·L－2。
(2)反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表：

积碳反应CH4(g)
═══C(s)＋2H2(g)
消碳反应CO2(g)＋
C(s)═══2CO(g)
ΔH/(kJ·mol－1)
75
172
活化能/(kJ·mol－1)
催化剂X
33
91
催化剂Y
43
72
①由上表判断，催化剂X__劣于__Y(填“优于”或“劣于”)，理由是__相对于催化剂X、催化剂Y积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小；而消碳反应活化能相对小，消碳反应速率大__。在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如图1所示。升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是__AD__(填标号)。

图1
A．K积、K消均增加
B．v积减小、v消增加
C．K积减小、K消增加
D．v消增加的倍数比v积增加的倍数大
②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如图2所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为__pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)__。

图2
【解析】　(1)将已知中3个反应依次记为①、②、③，根据盖斯定律③×2－①－②得该催化重整反应的ΔH＝[(－111)×2＋75＋394] kJ·mol－1＝＋247 kJ·mol－1，由于该反应为吸热且气体体积增大的反应，要提高CH4的平衡转化率，需在高温低压下进行。根据平衡时消耗的CO2为1 mol×50%＝0.5 mol·L－1，则消耗的CH4为0.5 mol，生成的CO和H2均为1 mol，根据三段式法可知平衡时CH4、CO2、CO和H2的平衡浓度分别为0.75 mol·L－1、0.25 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1，则平衡常数K＝＝ mol2·L－2。(2)①从表格中数据可看出相对于催化剂X，用催化剂Y催化时积碳反应的活化能大，则积碳反应的反应速率小，而消碳反应活化能相对小，则消碳反应的反应速率大，再根据题干信息“反应中催化剂活性会因积碳反应而降低”可知催化剂X劣于催化剂Y。两个反应均吸热，故随温度升高，K积和K消均增加，且消碳反应速率增加的倍数比积碳反应的大，故A、D正确。②由该图像可知在反应时间和p(CH4)相同时，图像中速率关系va>vb>vc，结合沉积碳的生成速率方程v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5，在p(CH4)相同时，随着p(CO2)增大，反应速率逐渐减慢，即可判断：pc(CO2)>pb(CO2)>pa(CO2)。
预判考情
化学反应速率与化学平衡是历年高考必考知识点，主要考查点为平衡常数表达式、意义及相关计算、转化率的计算及化学平衡状态的判断等。预计在2021年的高考中，选择题型中会借助速率、平衡图像的分析进行考查，在化学反应原理的综合题中仍会与生产生活实际联系紧密的创新题材为载体，考查考生化学平衡常数的多种表达形式，通过图像等信息获取解题数据，完成平衡常数与转化率和Ksp的计算等，另外速率常数的理解与应用也是近年高考考查的重点内容之一，应予关注。

知识深化·精整合
一、化学反应速率及其影响因素
1．化学反应速率的计算
(1)根据图表中数据和定义计算：v(X)＝，即v(X)＝＝，计算时一定要注意容器或溶液的体积，不能忽视容器或溶液的体积V，盲目地把Δn当作Δc代入公式进行计算。
(2)根据化学方程式计算：对于反应“mA＋nB═══pC＋qD”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
2．外界因素对化学反应速率的影响及规律
(1)当其他条件相同时，增大反应物浓度时，v正增大，v逆瞬间不变，随后也增大。
(2)压强对反应速率的影响(有气体参加的化学反应)
①恒温时，压缩体积→压强增大→反应物浓度增大→反应速率加快。
②恒温时，对于恒容密闭容器
a．充入气体反应物→总压强增大→气体反应物浓度增大→反应速率加快。
b．充入“惰性”气体→总压强增大→气体反应物浓度未改变→反应速率不变。
③恒温恒压时
充入“惰性”气体→体积增大→气体反应物浓度减小→反应速率减小。
(3)升高温度，v正和v逆都增大，但吸热反应方向的反应速率增大的程度大；降低温度，v正和v逆都减小，但吸热反应方向的反应速率减小的程度大。
(4)使用催化剂，能同等程度地改变正、逆反应速率。
3．化学反应速率常数及应用
(1)速率常数含义
速率常数(k)是指在给定温度下，反应物浓度皆为1 mol·L－1时的反应速率。在相同的浓度条件下，可用速率常数大小来比较化学反应的反应速率。
化学反应速率与反应物浓度(或浓度的次方)成正比，而速率常数是其比例常数，在恒温条件下，速率常数不随反应物浓度的变化而改变。因此，可以应用速率方程求出该温度下任意浓度时的反应速率。
(2)速率方程
一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其计量数为指数的幂的乘积成正比。
对于反应：aA(g)＋bB(g)gG(g)＋hH(g)
则v正＝k正ca(A)·cb(B)(其中k正为正反应的速率常数)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)(其中k逆为逆反应的速率常数)。
如反应2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，v正＝k正·c2(NO2)，v逆＝k逆·c2(NO)·c(O2)。
(3)速率常数与化学平衡常数之间的关系
一定温度下，可逆反应：aA(g)＋bB(g)gG(g)＋hH(g)，达到平衡状态时，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)，
因平衡时v正＝v逆，则k正·ca(A)·cb(B)＝k逆·cg(G)·ch(H)，＝＝K
二、化学平衡状态及移动方向判断
1．化学平衡状态的判断
(1)等——“逆向相等”(三种表述)。
①同一物质(两种表述)：v正＝v逆、断键数＝成键数。
②不同物质：＝
(2)定——“变量不变”：如果一个量是随反应进行而改变的(即变量)，当其“不变”时反应就达到平衡状态，即“变量”不变―→平衡状态。
①平衡体系中各物质的m、n、c和n%等保持不变。
②一定条件下的气体密度、总压强、气体的平均相对分子质量不变等。
③有色体系的颜色保持不变。
(3)依Qc与K关系判断：若Qc＝K，反应处于平衡状态。
2．平衡移动方向的判断
(1)依勒夏特列原理判断。
(2)根据图像中正、逆反应速率相对大小判断：若v正>v逆，则平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动。
(3)依变化过程中速率变化的性质判断：若平衡移动过程中，正反应速率逐渐增大(减小)，则平衡向逆(正)反应方向移动。
(4)依浓度商(Qc)规则判断：若某温度下QcK，反应向逆反应方向进行。
三、化学平衡常数与转化率的计算
1．化学平衡常数表达式的书写
(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。如：
CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)　K＝c(CO2)
Cr2O(aq)＋H2O(l)2CrO(aq)＋2H＋(aq)　K＝
但在非水溶液中，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。如：
C2H5OH＋CH3COOHCH3COOC2H5＋H2O　K＝
C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　K＝
(2)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。如：
N2O4(g)2NO2(g)　K＝
N2O4(g)NO2(g)　K′＝＝
(3)有气体参与的反应，用平衡分压(总压乘以各自的物质的量分数)表示平衡常数。
如：2A(g)＋B(s)C(g)。若达到平衡时，n(A)＝n1、n(C)＝n2密闭体系的压强为p，则Kp＝＝。
2．化学平衡常数(K)的应用
(1)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)若用任意状态的浓度幂之积的比值(称为浓度商，用Q表示)与K比较，可判断可逆反应是否达到平衡状态和反应进行的方向。即对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，Q＝。
QK
反应向逆反应方向进行
(3)利用K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．化学平衡常数与转化率的计算
(1)牢记一个万能模式(“三段式”法)
如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L－1、b mol·L－1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L－1。
mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
起始/(mol·L－1) a b 0 0
变化/(mol·L－1) mx nx px qx
平衡/(mol·L－1) a－mx b－nx px qx
K＝
(2)掌握三个百分数
①转化率＝×100%＝×100%
②生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。
产率＝×100%
③平衡混合物某组分的百分含量＝×100%
四、化学反应速率与化学平衡图像
1．化学反应速率与化学平衡图像分析方法
分析图像时，一看面(即看清横坐标和纵坐标所代表的含义)；二看线(即看线的走向和变化趋势)；三看点(即看线是否通过原点，两条线的交点或线的拐点)；四看有没有作辅助线(如等温线、等压线)；五看定量图像中有关数据。在分析时要联系可逆反应的特点，即外界因素对化学反应速率和化学平衡的影响规律以及化学平衡常数、转化率等计算公式。
2．化学反应速率图像
以反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)　ΔH>0为例：反应速率－时间(v－t)图像中，在平衡后的某时刻t1改变某一条件后，v(正)与v(逆)的变化有两种情况：
(1)v(正)、v(逆)同时突变


(2)v(正)、v(逆)之一渐变

3．化学平衡图像的三种类型
对于反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，m＋n>p＋q，且ΔH>0。
(1)速率—时间图

t1时增大反应物的浓度，正反应速率瞬间增大，然后逐渐减小，而逆反应速率逐渐增大；t2时升高温度，对任何反应，正反应和逆反应速率均增大，吸热反应的正反应速率增大较快；t3时减小压强，正反应速率和逆反应速率均减小；t4时使用催化剂，正反应速率和逆反应速率均瞬间增大。
(2)转化率(或含量)—时间图

甲表示压强对反应物转化率的影响，对于气体反应物化学计量数之和大于气体生成物化学计量数之和的反应，压强越大，反应物的转化率越大；乙表示温度对反应物转化率的影响，对于吸热反应，温度越高，反应物的转化率越大；丙表示催化剂对反应物转化率的影响，催化剂只能改变化学反应速率，不能改变平衡时反应物的转化率。
(3)恒压(温)线

分析时可沿横轴作一条平行于纵轴的虚线，即为等压线或等温线，然后分析另一条件变化对该反应的影响。

典题精研·通题型
考点一　化学反应速率及影响因素
典例探究
角度一　化学反应速率的影响因素
典例1 (2020·宁波模拟)不同条件下，用O2氧化a mol/L FeCl2溶液过程中所测的实验数据如图所示。下列分析或推测合理的是(　D　)

A．由①、②可知，pH越大，＋2价铁越易被氧化
B．由②、③推测，若pH＞7，＋2价铁更难被氧化
C．由①、③推测，FeCl2被O2氧化的反应为放热反应
D．60 ℃、pH＝2.5时，4 h内Fe2＋的平均消耗速率大于0.15 a mol/(L·h)
【解析】　①、②中温度和pH均不同，无法判断pH对反应的影响，A错误；若pH＞7，FeCl2变成Fe(OH)2，Fe(OH)2非常容易被氧化成Fe(OH)3，B错误；①、③中pH相同、温度升高、Fe2＋的氧化率增大，即平衡正向移动，则FeCl2被O2氧化的以应为吸热反应，C错误；50 ℃、pH＝2.5时，4 h内Fe2＋的氧化率是60%，即消耗0.6 a mol/L,4 h内平均消耗速率等于0.15 a mol/(L·h)，温度升高到60 ℃、pH＝2.5时，＋2价铁的氧化率速率加快，4 h内Fe2＋的平均消耗速率大于0.15 a mol/(L·h)，D正确。
角度二　化学反应速率常数及应用
典例2 许多含氮物质是农作物生长的营养物质。
(1)一定温度下，向某密闭容器中充入1 mol NO2，发生反应：2NO2(g)N2O4(g)。测得反应体系中气体体积分数与压强之间的关系如图所示：

①a、b、c三点逆反应速率由大到小的顺序为__c>b>a__。平衡时若保持压强、温度不变，再向体系中加入一定量的Ne，则平衡移动__逆向__移动(填“正向”“逆向”或“不”)。
②a点时NO2的转化率为__66.7%__，用平衡分压代替平衡浓度可求出平衡常数Kp，则该温度下Kp＝__Pa－1__(用含p0的代数式表示)。
(2)已知在一定温度下的可逆反应N2O4(g)2NO2(g)　ΔH>0中，v正＝k正c(N2O4)，v逆＝k逆c2(NO2)(k正、k逆只有温度的函数)。若该温度下的平衡常数K＝10，则k正＝__10__k逆，升高温度，k正增大的倍数__大于__(填“大于”“小于”或“等于”)k逆增大的倍数。
【解析】　(1)①由图知，a点到c点的过程中，N2O4的体积分数不断增大，故逆反应速率不断增大；一定温度下，保持压强不变，加入稀有气体，相当于降低压强，故平衡逆向移动；②a点时，设消耗了x mol NO2，则生成0.5x mol N2O4，剩余(1－x)mol NO2，由图可知1－x＝0.5x，x＝ mol，此时NO2的转化率为66.7%，平衡时p(N2O4)＝0.96p0，p(NO2)＝0.04p0，由此可求出Kp＝。(2)当反应达到平衡时，v正＝v逆，即k正·c(N2O4)＝k逆·c2(NO2)，k正＝＝k逆·K＝10k逆；该反应是吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，k正增大的倍数大于k逆增大的倍数。
类题精练
1．(2020·武威模拟)一定温度下，在1 L恒容密闭容器中加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)发生反应：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH0.85 mol·L－1
C．N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的活化能小于2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)的活化能
D．升高温度，可使正反应速率减小，逆反应速率增大，故平衡逆移
【解析】　0～t1 min时生成NH3的浓度＝＝0.2 mol/L，生成NH3的平均反应速率＝＝ mol·L－1·min－1，A正确；由表格数据可知，第t3时反应已处于平衡状态，根据反应方程式N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)可知此时消耗N2的物质的量＝n(NH3)＝×0.3 mol＝0.15 mol，所以平衡时N2的浓度c(N2)＝＝0.85 mol/L。当t3时再加入1 mol的N2(g)和3 mol H2(g)时，尽管平衡向正反应方向移动，但加入的1 mol N2不可能完全转化，所以再次平衡时c(N2)>0.85 mol/L，B正确；因为合成氨反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)是放热反应，其能量关系图可表示为下图，(其中E1为正反应的活化能，E2为逆反应的活化能)，显然合成氨的活化能(E1)小于其逆反应2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)活化能(E2)，C正确；升高温度，正反应速率和逆反应速率都增大，平衡向吸热反应方向移动，即向逆反应方向移动，D错误。

2．温度为T1时，在三个容积均为1 L的恒容密闭容器中仅发生反应：2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)(正反应吸热)。实验测得：v正＝v(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，v逆＝v(NO)消耗＝2v(O2)消耗＝k逆c2(NO)·c(O2)，k正、k逆为速率常数，受温度影响。下列说法正确的是(　C　)
容器编号
物质的起始浓度(mol·L－1)
物质的平衡浓度(mol·L－1)
c(NO2)
c(NO)
c(O2)
c(O2)
Ⅰ
0.6
0
0
0.2
Ⅱ
0.3
0.5
0.2

Ⅲ
0
0.5
0.35

A．设k为该反应的化学平衡常数，则有k＝k逆∶k正
B．达平衡时，容器Ⅱ与容器Ⅲ中的总压强之比为20∶17
C．容器Ⅱ中起始平衡正向移动，达平衡时，容器Ⅱ中NO2的转化率比容器Ⅰ中的小
D．若改变温度为T2，且T2>T1，则k正∶k逆T1，所以T2时平衡常数增大，则k正∶k逆>0.8。
3．对于基元反应，如aA＋bBcC＋dD，反应速率v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)，其中k正、k逆是取决于温度的速率常数。
对于基元反应2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)，在653 K时，速率常数k正＝2.6×103L2·mol－2·s－1，k逆＝4.1×103 L·mol－1·s－1。
(1)计算653 K时的平衡常数K＝__ L·mol－1__。
(2)653 K时，若NO的浓度为0.006 mol·L－1，O2的浓度为0.290 mol·L－1，则正反应速率为__2.7×10－2__mol·L－1·s－1。
【解析】　(1)653 K反应达到平衡时，v正＝k正·c2(NO)·c(O2)＝v逆＝k逆·c2(NO2)，该温度下的平衡常数K＝＝＝ L·mol－1。(2)正反应速率v正＝k正·c2(NO)·c(O2)，将数据代入，计算得到v正＝2.6×103×0.0062×0.290 mol·L－1·s－1＝2.7×10－2 mol·L－1·s－1。
考点二　化学平衡状态及移动方向的判断
典例探究
角度一　化学平衡状态的判断
典例3 (2020·天津宝坻区模拟)运用化学反应原理研究碳、氮、硫的单质及其化合物的反应对缓解环境污染、能源危机具有重要意义。
Ⅰ.氨为重要的化工原料，有广泛用途。
(1)合成氨中的氢气可由下列反应制取：
a．CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)　ΔH1＝＋216.4 kJ/mol
b．CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)　ΔH2＝－41.2 kJ/mol
则反应CH4(g)＋2H2O(g)CO2(g)＋4H2(g)　ΔH＝__＋175.2_kJ/mol__。
(2)起始时投入氮气和氢气的物质的量分别为1 mol、3 mol，在不同温度和压强下合成氨。平衡时混合物中氨的体积分数与温度的关系如图。

①恒压时，反应一定达到平衡状态的标志是__BC__(填序号)
A．N2和H2的转化率相等 B．反应体系密度保持不变
C．保持不变 D．＝2
②P1__”“＝”或“不确定”，下同)；反应的平衡常数：B点__>__D点。
③C点H2的转化率为__66.7%__；在A、B两点条件下，该反应从开始到平衡时生成氮气的平均速率：v(A)__v逆
D．在80 ℃达平衡时，n(CO)＝0.3 mol，则Ni(CO)4的平衡浓度为2 mol·L－1
【解析】　由表格数据可知，随着温度的升高，化学平衡常数降低，说明反应向逆反应反向进行，根据勒夏特列原理，正反应方向是放热反应，A正确；此反应的化学平衡常数应是上述反应平衡常数的倒数，即1/5×104＝2×10－5，B正确；在80 ℃时，K＝2，此时的浓度商为0.5/0.54＝8>2，说明反应向逆反应方向进行，即v正c(CO)__。
(4)已知：常温下甲胺(CH3NH2)的电离常数为Kb，且pKb＝－lg Kb＝3.4，水溶液中有CH3NH2＋H2OCH3NH＋OH－。常温下向CH3NH2溶液滴加稀硫酸至c(CH3NH2)═══c(CH3NH)时，则溶液pH＝__10.6__。
(5)一种煤炭脱硫技术可以把硫元素以CaSO4的形成固定下来，但产生的CO又会与CaSO4发生化学反应，相关的热化学方程式如下：
①CaSO4(s)＋CO(g)CaO(s)＋SO2(g)＋CO2(g)　ΔH＝＋210.5 kJ·mol－1
②CaSO4(s)＋4CO(g)CaS(s)＋4CO2(g)　ΔH＝－189.2 kJ·mol－1
反应CaO(s)＋3CO(g)＋SO2(g)CaS(s)＋3CO2(g)　ΔH＝__－399.7__kJ·mol－1
【解析】　(1)肼易溶于水，它是与氨类似的弱碱，则电离生成OH－和阳离子，电离方程式为N2H4·H2ON2H＋OH－；(2)①平衡常数只受温度影响，所以Kc(A)＝Kc(B)；②增大压强平衡向气体体积减小的方向移动，该反应的正反应是气体体积增大的反应，所以A、B、C三点中NO2的转化率最高的是A点；③在C点时，二氧化碳与二氧化氮的浓度相等，根据反应2NO2(g)＋2C(s)N2(g)＋2CO2(g)，可以知道氮气的浓度为二氧化碳的一半，所以混合气体中CO2的体积分数为，NO2的体积分数，N2的体积分数，所以反应的压强平衡常数Kp＝＝＝2MPa；(3)2 mol碳酸钠的溶液中加入1 mol的HNO2后，得到含有1 mol碳酸钠、1 mol碳酸氢钠和1 mol亚硝酸钠的混合液。由亚硝酸的电离平衡常数Ka＝5.1×10－4，H2CO3的Ka1＝4.2×10－7，Ka2＝5.61×10－11，可判断水解程度大小顺序为CO>NO，CO水解生成HCO，所以溶液中CO离子、HCO离子和NO离子的浓度大小关系为c(HCO)>c(NO)>c(CO)；(4)电离常数Kb只随温度改变，常温时，CH3NH2＋H2OCH3NH＋OH－，当滴加稀硫酸至c(CH3NH2)＝c(CH3NH)时，Kb＝＝c(OH－)，即c(OH－)＝Kb＝10－3.4 mol/L，则c(H＋)＝＝10－10.6，所以pH＝－lg10－10.6＝10.6；(5)利用盖斯定律将②－①可得CaO(s)＋3CO(g)＋SO2(g)CaS(s)＋3CO2(g)　ΔH＝(－189.2 kJ·mol－1)－(＋210.5 kJ·mol－1)＝－399.7 kJ·mol－1。
类题精练
6．(2019·江苏高考改编)在恒压、NO和O2的起始浓度一定的条件下，催化反应相同时间，测得不同温度下NO转化为NO2的转化率如图中实线所示(图中虚线表示相同条件下NO的平衡转化率随温度的变化)。下列说法错误的是(　C　)

A．反应2NO(g)＋O2(g)═══2NO2(g)的ΔH2 000
【解析】　A项，实线表示不同温度下相同时间内NO的转化率，虚线表示相同条件下随温度变化的NO的平衡转化率，随着温度升高，由虚线知，NO的平衡转化率减小，即温度升高，2NO＋O2═══2NO2的平衡逆向移动，说明该反应为放热反应，ΔH0，所以K>2 000，正确。
7．(2020·烟台模拟)研究化学反应时，既要考虑物质变化与能量变化，又要关注反应的快慢与限度。回答下列问题：
(1)NH3还原NO是重要的烟气脱硝技术，其反应过程与能量关系如图所示

①上图中因为改变了反应条件，反应的活化能：b__