《（通用版）2022年高考化學二輪復習 5個解答題之2 反應原理綜合題（含解析）》由會員分享，可在線閱讀，更多相關《（通用版）2022年高考化學二輪復習 5個解答題之2 反應原理綜合題（含解析）（54頁珍藏版）》請在裝配圖網上搜索。

1、（通用版）2022年高考化學二輪復習 5個解答題之2 反應原理綜合題（含解析） 1．(2018·全國卷Ⅲ)三氯氫硅(SiHCl3)是制備硅烷、多晶硅的重要原料?；卮鹣铝袉栴}： (1)SiHCl3在常溫常壓下為易揮發(fā)的無色透明液體，遇潮氣時發(fā)煙生成(HSiO)2O等，寫出該反應的化學方程式： __________________________________________________。 (2)SiHCl3在催化劑作用下發(fā)生反應： 2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g) ΔH1＝48 kJ·mol－1 3SiH2Cl2(g)===SiH4(g)＋2Si

2、HCl3(g) ΔH2＝－30 kJ·mol－1 則反應4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g)的ΔH為________kJ·mol－1。 (3)對于反應2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)，采用大孔弱堿性陰離子交換樹脂催化劑，在323 K和343 K時SiHCl3的轉化率隨時間變化的結果如圖所示。 ①343 K時反應的平衡轉化率α＝________%。平衡常數K343 K＝________(保留2位小數)。 ②在343 K下：要提高SiHCl3轉化率，可采取的措施是________；要縮短反應達到平衡的時間，可采取的措施有____

3、__、______。 ③比較a、b處反應速率大?。簐a____vb(填“大于”“小于”或“等于”)。反應速率v＝v正－v逆＝k正x－k逆xx，k正、k逆分別為正、逆向反應速率常數，x為物質的量分數，計算a處的＝____(保留1位小數)。 [把脈考點] 第(1)問 考查化學方程式的書寫 第(2)問 考查利用蓋斯定律求算反應熱 第(3)問 ① 考查轉化率及平衡常數的相關計算 ② 考查外界條件對速率和平衡的影響 ③ 考查反應速率大小比較、根據信息進行相關計算 解析：(1)SiHCl3遇潮氣時發(fā)煙生成(HSiO)2O等，結合原子守恒推知SiHCl3與水蒸氣反

4、應除生成(HSiO)2O外，還生成HCl，化學方程式為2SiHCl3＋3H2O===(HSiO)2O＋6HCl。 (2)將題給兩個熱化學方程式依次編號為①、②，根據蓋斯定律，由①×3＋②可得：4SiHCl3(g)===SiH4(g)＋3SiCl4(g)，則有ΔH＝3ΔH1＋ΔH2＝3×48 kJ·mol－1＋(－30 kJ·mol－1)＝114 kJ·mol－1。 (3)溫度越高，反應速率越快，達到平衡的時間越短，曲線a達到平衡的時間短，則曲線a代表343 K時SiHCl3的轉化率變化，曲線b代表323 K時SiHCl3的轉化率變化。 ①由題圖可知，343 K時反應的平衡轉化率α＝22%

5、。設起始時SiHCl3(g)的濃度為1 mol·L－1，則有 2SiHCl3(g)===SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g) 起始濃度/mol·L－1 1 0 0 轉化濃度/mol·L－1 0.22 0.11 0.11 平衡濃度/mol·L－1 0.78 0.11 0.11 則343 K時該反應的平衡常數 K343 K＝＝≈0.02。 ②在343 K時，要提高SiHCl3轉化率，可采取的措施是及時移去產物，使平衡向右移動；要縮短反應達到平衡的時間，需加快化學反應速率，可采取的措

6、施有提高反應物壓強或濃度、改進催化劑等。 答案：(1)2SiHCl3＋3H2O===(HSiO)2O＋6HCl (2)114　(3)①22　0.02?、诩皶r移去產物　改進催化劑　提高反應物壓強(濃度)?、鄞笥凇?.3 2．(2017·全國卷Ⅰ)近期發(fā)現，H2S是繼NO、CO之后的第三個生命體系氣體信號分子，它具有參與調節(jié)神經信號傳遞、舒張血管減輕高血壓的功能?；卮鹣铝袉栴}： (1)下列事實中，不能比較氫硫酸與亞硫酸的酸性強弱的是________(填標號)。 A．氫硫酸不能與碳酸氫鈉溶液反應，而亞硫酸可以 B．氫硫酸的導電能力低于相同濃度的亞硫酸 C．0.10 mol·L－

7、1的氫硫酸和亞硫酸的pH分別為4.5和2.1 D．氫硫酸的還原性強于亞硫酸 (2)下圖是通過熱化學循環(huán)在較低溫度下由水或硫化氫分解制備氫氣的反應系統(tǒng)原理。 通過計算，可知系統(tǒng)(Ⅰ)和系統(tǒng)(Ⅱ)制氫的熱化學方程式分別為______________________________________、_________________________，制得等量H2所需能量較少的是____________。 (3)H2S與CO2在高溫下發(fā)生反應：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610 K時，將0.10 mol CO2與0.40 mol H2S充入2.5 L的空鋼瓶

8、中，反應平衡后水的物質的量分數為0.02。 ①H2S的平衡轉化率α1＝__________%，反應平衡常數K＝________。 ②在620 K重復實驗，平衡后水的物質的量分數為0.03，H2S的轉化率α2______α1，該反應的ΔH______0。(填“>”“<”或“＝”) ③向反應器中再分別充入下列氣體，能使H2S轉化率增大的是________(填標號)。 A．H2S　　　　　　　　　 B．CO2 C．COS D．N2 [把脈考點] 第(1)問 考查酸性強弱的比較、弱電解質的電離平衡 第(2)問 考查應用蓋斯定律書寫熱化學方程式、反應熱大小的比較 第(3)問

9、 ① 考查平衡轉化率、平衡常數的計算 ② 考查溫度對化學平衡的影響 ③ 考查濃度對化學平衡、轉化率的影響 解析：(1)根據較強酸制備較弱酸原理，氫硫酸不和NaHCO3反應，亞硫酸與NaHCO3反應，說明亞硫酸、碳酸、氫硫酸的酸性依次減弱，A項正確；溶液的導電能力與離子總濃度有關，相同濃度下，氫硫酸溶液導電能力弱，說明氫硫酸的電離能力較弱，即電離出的氫離子濃度較小，B項正確；相同濃度下，亞硫酸的pH較小，故它的酸性較強，C項正確；酸性強弱與還原性無關，酸性強調酸電離出氫離子的難易，而還原性強調還原劑失電子的難易，D項錯誤。(2)系統(tǒng)(Ⅰ)和系統(tǒng)(Ⅱ)都是吸熱反應，從熱化學方程式可

10、以看出，系統(tǒng)(Ⅱ)制備1 mol H2需要消耗20 kJ能量，而系統(tǒng)(Ⅰ)制備1 mol H2需要消耗286 kJ能量，故系統(tǒng)(Ⅱ)消耗的能量較少。(3)①用三段式法計算：該反應是等氣體分子數反應，平衡時n(H2O)＝0.02×0.50 mol＝0.01 mol。 　 　　　H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g) 起始/mol 0.40　 　 0.10　　　0　　　　0 轉化/mol 0.01 0.01 0.01 0.01 平衡/mol 0.39 0.09 0.01 0.01 α(H2S)＝×100%＝2.5

11、%。對于等氣體分子數反應，可直接用物質的量替代濃度計算平衡常數：K＝＝≈2.8×10－3。②總物質的量不變，H2O的物質的量分數增大，說明平衡向右移動，H2S的轉化率增大。即升高溫度，平衡向正反應方向移動，正反應是吸熱反應。③平衡之后，再充入H2S，則CO2的轉化率增大，H2S的轉化率減小，A項錯誤；充入CO2，平衡向右移動，H2S的轉化率增大，B項正確；充入COS，平衡向左移動，H2S的轉化率減小，C項錯誤；充入N2，無論體積是否變化，對于氣體分子數相等的反應，平衡不移動，H2S的轉化率不變，D項錯誤。 答案：(1)D　 (2)H2O(l)===H2(g)＋O2(g)ΔH＝＋286 kJ

12、·mol－1 H2S(g)===H2(g)＋S(s)　ΔH＝＋20 kJ·mol－1 系統(tǒng)(Ⅱ) (3)①2.5　2.8×10－3?、?　>?、跙 3.(2016·全國卷Ⅲ)煤燃燒排放的煙氣含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大氣，采用NaClO2溶液作為吸收劑可同時對煙氣進行脫硫、脫硝?；卮鹣铝袉栴}： (1)NaClO2的化學名稱為________。 (2)在鼓泡反應器中通入含有SO2和NO的煙氣，反應溫度323 K，NaClO2溶液濃度為5×10－3 mol·L－1。 反應一段時間后溶液中離子濃度的分析結果如下表。 離子 SO SO NO NO Cl－ c/(mo

13、l·L－1) 8.35×10－4 6.87×10－6 1.5×10－4 1.2×10－5 3.4×10－3 ①寫出NaClO2溶液脫硝過程中主要反應的離子方程式________________________。增加壓強，NO的轉化率________(填“提高”“不變”或“降低”)。 ②隨著吸收反應的進行，吸收劑溶液的pH逐漸________(填“增大”“不變”或“減小”)。 ③由實驗結果可知，脫硫反應速率________脫硝反應速率(填“大于”或“小于”)。原因是除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同，還可能是__________________________________

14、______________________________________ ________________________________________________________________________。 (3)在不同溫度下，NaClO2溶液脫硫、脫硝的反應中SO2和NO的平衡分壓pe如圖所示。 ①由圖分析可知，反應溫度升高，脫硫、脫硝反應的平衡常數均________(填“增大”“不變”或“減小”)。 ②反應ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常數K表達式為__________________。 (4)如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，也

15、能得到較好的煙氣脫硫效果。 ①從化學平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的優(yōu)點是________________________________________________________________________。 ②已知下列反應： SO2(g)＋2OH－(aq)===SO(aq)＋H2O(l)　ΔH1 ClO－(aq)＋SO(aq)===SO(aq)＋Cl－(aq)　ΔH2 CaSO4(s)===Ca2＋(aq)＋SO(aq)　ΔH3 則反應SO2(g)＋Ca2＋(aq)＋ClO－(aq)＋2OH－(aq)===CaSO4(s)＋H2O(l)＋Cl－(aq

16、)的ΔH＝________。 [把脈考點] 第(1)問 考查化學用語規(guī)范 第(2)問 ① 考查壓強對轉化率的影響 ② 考查反應過程中離子濃度的變化 ③ 考查外界條件對反應速率的影響 第(3)問 ① 考查根據圖像分析氣體的平衡分壓對平衡常數的影響 ② 考查平衡常數表達式的書寫 第(4)問 ① 考查外界條件對化學平衡的影響 ② 考查利用蓋斯定律求算反應熱 解析：(1)NaClO2中Cl元素的化合價為＋3，其化學名稱為亞氯酸鈉。(2)①分析表中數據可知，NaClO2溶液脫硝過程中主要生成Cl－和NO，結合電子守恒和元素守恒寫出離子方程式：4NO＋3C

17、lO＋4OH－===4NO＋3Cl－＋2H2O。該反應中只有NO是氣體，增加壓強，有利于NO的吸收，NO的轉化率提高。②由于吸收SO2和NO過程中生成H＋，溶液中c(H＋)不斷增大，溶液的pH逐漸減小。③由表中數據可知，相同時間內，c(SO)比c(NO)增加得多，說明脫硫反應速率大于脫硝反應速率，其原因除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同外，還可能是NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高。(3)①由圖可知，溫度升高，SO2和NO的平衡分壓pe對應的－lg pe逐漸減小，說明SO2和NO的平衡分壓pe逐漸增大，則脫硫、脫硝反應逆向進行，平衡常數均減小。②反應ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常

18、數K的表達式為K＝。(4)①利用Ca(ClO)2替代NaClO2，形成CaSO4沉淀，反應平衡向產物方向移動，SO2轉化率高。②將題給三個熱化學方程式分別標號為Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ，根據蓋斯定律，由Ⅰ＋Ⅱ－Ⅲ可得：SO2(g)＋Ca2＋(aq)＋ClO－(aq)＋2OH－(aq)===CaSO4(s)＋H2O(l)＋Cl－(aq)，則有ΔH＝ΔH1＋ΔH2－ΔH3。 答案：(1)亞氯酸鈉　(2)①4NO＋3ClO＋4OH－===4NO＋3Cl－＋2H2O　提高?、跍p小?、鄞笥? NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高　(3)①減小 ②K＝　(4)①形成CaSO4沉淀，反應平衡向產物方向移動，SO2轉化率

19、提高 ②ΔH1＋ΔH2－ΔH3 化學反應原理綜合題是高考必考題型，常與生產、生活、科技等緊密聯系的物質為背景材料，把熱化學、電化學及四大平衡知識融合在一起命制，題目設問較多，涉及內容也較多，多數題目含有圖像或圖表，導致思維轉換角度較大，對考生思維能力的要求較高。 主要考查學生的信息處理能力、學科內綜合分析能力，應用反應原理解決生產實際中的具體問題，體現了“變化觀念與平衡思想”的核心素養(yǎng)?！　　　? 　高考題點逐一研究——清盲點 化學反應原理綜合題是高考的重點和難點，是考生主要失分點，要想順利突破此點，需從兩方面著手： 一要抓住兩條知識主線：一條是能量線，由此可串聯化學反應的反應

20、熱和電化學知識；另一條是平衡線，由此可串聯化學平衡、電離平衡、水解平衡和沉淀溶解平衡。特別注意平衡移動原理適用于所有的動態(tài)平衡，可以用平衡移動原理對四大平衡進行分析比較，以加深對平衡的特點、本質及平衡移動方向等的理解，還可以借助圖表來直觀理解平衡移動原理，達到一提一條線，一串串一片。 二要從反應熱的計算、化學平衡狀態(tài)的標志及平衡移動方向的判斷、平衡轉化率及平衡常數的相關計算、信息圖像題的綜合分析四個命題角度掌握解題技法，做到舉一通百，萬變不離其中。 命題點一　反應熱的計算 (一)求反應熱的幾種方法　 1．從宏觀角度分析計算 ΔH＝H1(生成物的總能量)－H2(反應物的總能量)

21、2．從微觀角度分析計算 ΔH＝E1(反應物的鍵能總和)－E2(生成物的鍵能總和) 3．從活化能角度分析計算 ΔH＝E1(正反應的活化能)－E2(逆反應的活化能) 4．根據蓋斯定律計算 (1)計算步驟 (2)計算方法 (二)化學反應中反應熱的大小比較　 1．同一反應的比較 (1)反應物狀態(tài)不同 例如：S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH1＜0 S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH2＜0 因為等量反應物S(g)比S(s)所具有的能量多，反應放出熱量就多，所以ΔH1＜ΔH2。 (2)生成物狀態(tài)不同 例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(g)

22、　ΔH1＜0 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2＜0 因為等量產物H2O(g)比H2O(l)所具有的能量多，反應放出熱量少，所以ΔH1＞ΔH2。 (注意：ΔH為負，放熱越多，ΔH越小) (3)化學計量數不同 例如：H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH1＜0 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＜0 有2ΔH1＝ΔH2且ΔH1＞ΔH2。 2．不同反應的比較 (1)根據反應物的本性比較 等物質的量的不同物質與同一種物質反應時，越活潑的物質反應放熱越多。例如： H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH1 H2(g)＋Br2(g

23、)===2HBr(g)　ΔH2 因Cl2比Br2活潑，故ΔH1＜ΔH2。 (2)根據反應程度不同比較 例如：C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＜0 C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2＜0 反應間存在關系，各步轉化都是放熱反應，第一個反應程度大，放熱多，故ΔH1＜ΔH2。 [注意]　比較ΔH的大小時，要將其數值和前面的符號“＋”“－”看作一個整體進行比較，不能只比較數值的大小。 [對點訓練] 1．(2017·全國卷Ⅲ節(jié)選)砷(As)是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有著廣泛的用途。 已知： As(s

24、)＋H2(g)＋2O2(g)===H3AsO4(s)　ΔH1 H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH2 2As(s)＋O2(g)===As2O5(s)　ΔH3 則反應As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s)的ΔH＝________。 解析：將已知熱化學方程式依次編號為①、②、③，根據蓋斯定律，由①×2－②×3－③可得：As2O5(s)＋3H2O(l)===2H3AsO4(s)　ΔH＝2ΔH1－3ΔH2－ΔH3。 答案：2ΔH1－3ΔH2－ΔH3 2．化學反應的焓變既可以通過實驗測定，也可以根據理論計算。 (1)一氧化碳還原氧化鐵是工業(yè)煉鐵的原理。已知：

25、 ①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH1＝－26.7 kJ·mol－1 ②3Fe2O3(s)＋CO(g)===2Fe3O4(s)＋CO2(g) ΔH2＝－50.8 kJ·mol－1 ③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH3＝－36.5 kJ·mol－1 試寫出CO氣體還原固態(tài)FeO生成固態(tài)Fe和CO2氣體的熱化學方程式：________________________________________________________________________。 (2)請根據表中的數據計算ΔH1和ΔH2。 物

26、質 石墨 H2 CO CH4 燃燒熱/(kJ·mol－1) 393.5 285.8 283.0 890.3 化學鍵 H—H C===O H—O C—H E/(kJ·mol－1) 436 799 1 076 465 413 CO2(g)＋4H2(g)===CH4(g)＋2H2O(g)的ΔH1＝________kJ·mol－1；CH4(g)＋H2O(l)===3H2(g)＋CO(g)的ΔH2＝________kJ·mol－1。 解析：(1)根據蓋斯定律，由(①×3－②－③×2)×得FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＝

27、(ΔH1×3－ΔH2－ΔH3×2)×≈＋7.3 kJ·mol－1。(2)ΔH1＝2E(C===O)＋4E(H—H)－4E(C—H)－4E(H—O)＝(2×799＋4×436－4×413－4×465)kJ·mol－1＝－170 kJ·mol－1。根據燃燒熱寫出如下熱化學方程式：CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH3＝－890.3 kJ·mol－1；H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH4＝－285.8 kJ·mol－1；CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH5＝－283.0 kJ·mol－1。根據蓋斯定律可得ΔH2＝ΔH3－3ΔH4－ΔH5＝(－89

28、0.3＋3×285.8＋283.0)kJ·mol－1＝＋250.1 kJ·mol－1。 答案：(1)FeO(s)＋CO(g)===Fe(s)＋CO2(g) ΔH＝＋7.3 kJ·mol－1 (2)－170?。?50.1 3．(2018·貴陽摸底)氮及其化合物在生活及工業(yè)生產中有著重要應用。請回答以下問題： (1)如圖是N2(g)、H2(g)與NH3(g)之間轉化的能量關系圖，則： ①N2(g)與H2(g)反應生成NH3(g)的熱化學方程式為 ____________________________________________________________________

29、____。 ②過程Ⅰ和過程Ⅱ的反應熱________(填“相同”或“不同”)，原因是_________ _______________________________________________________________。 ③一定溫度下，在容積為1 L的密閉容器中充入1 mol N2(g)、3 mol H2(g)，達到平衡時，混合氣體的總量為2.8 mol，則該條件下反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)的平衡常數為________，H2的平衡轉化率為_____________________________________________。 (2)用NH3可以消除氮

30、氧化物的污染，已知： 反應Ⅰ：4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g) ΔH1＝a kJ·mol－1 反應Ⅱ：N2(g)＋O2(g)2NO(g)ΔH2＝b kJ·mol－1 反應Ⅲ：4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(g) ΔH3＝c kJ·mol－1 則反應Ⅱ中的b＝________(用含a、c的代數式表示)，反應Ⅲ中的ΔS________(填“＞”“＜”或“＝”)0。 解析：(1)①由題圖可確定N2(g)與H2(g)反應生成NH3(g)的熱化學方程式為N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ·mol－1。②反應

31、熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關，所以過程Ⅰ和過程Ⅱ的反應熱相同。③設該條件下反應達到平衡時，有x mol N2發(fā)生反應，根據三段式法得 　　　　　N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) 起始/mol 1 3 0 轉化/mol x 3x 2x 平衡/mol 1－x 3－3x 2x 由達到平衡時，混合氣體的總量為2.8 mol，可得(1－x)＋(3－3x)＋2x＝2.8，解得x＝0.6。則平衡時c(N2)＝0.4 mol·L－1，c(H2)＝1.2 mol·L－1，c(NH3)＝1.2 m

32、ol·L－1，平衡常數K＝＝。H2的平衡轉化率為3×0.6÷3×100%＝60%。(2)根據蓋斯定律，由(反應Ⅰ－反應Ⅲ)÷3，得N2(g)＋O2(g)2NO(g)　ΔH2＝ kJ·mol－1。反應Ⅲ中生成物氣體的物質的量大于反應物氣體的物質的量，所以反應Ⅲ是熵增反應，ΔS＞0。 答案：(1)①N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ·mol－1?、谙嗤》磻獰嶂慌c反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應的途徑無關?、邸?0% (2)　＞ 4．(2018·黃岡調研)中科院大連化學物理研究所的一項最新成果實現了甲烷高效生產乙烯，甲烷在催化作用下脫氫，在氣相中經自由基偶聯

33、反應生成乙烯，如圖所示。 物質 燃燒熱/(kJ·mol－1) 氫氣 285.8 甲烷 890.3 乙烯 1 411.0 已知相關物質的燃燒熱如上表，寫出甲烷制備乙烯的熱化學方程式________________________________________________________________________。 解析：根據H2、CH4和C2H4的燃燒熱數據可寫出熱化學方程式：①H2(g)＋O2(g) ===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，②CH4(g)＋2O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－890.3 kJ·mol

34、－1，③C2H4(g)＋3O2(g)===2CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－1 411.0 kJ·mol－1，根據蓋斯定律，由②×2－③－①×2得2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋202.0 kJ·mol－1。 答案：2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋202.0 kJ·mol－1[或CH4(g)C2H4(g)＋H2(g)　ΔH＝＋101.0 kJ·mol－1] [題后悟道] 反應熱計算中的注意事項 1.物理變化也會有熱效應 在物理變化過程中，也會有能量變化，雖然不屬于吸熱反應或放熱反應，但在進行相關反應熱計算時，必須要考慮發(fā)生物理

35、變化時的熱效應，如物質的三態(tài)變化或物質的溶解過程中的能量變化等。 2.不可忽視化學鍵的物質的量 根據鍵能計算反應熱時，要注意弄清各種化學鍵的物質的量，既要考慮熱化學方程式中物質的化學計量數，又要考慮物質中各種化學鍵的個數，再進行計算。反應熱(ΔH)等于反應物中的鍵能總和減去生成物中的鍵能總和，即ΔH＝ΣE反－ΣE生(E表示鍵能)。如反應3H2(g)＋N2(g)2NH3(g)　ΔH＝3E(H—H)＋E(N≡N)－6E(N—H)。 3.嚴格保證熱化學方程式與ΔH變化的一致性 (1)熱化學方程式乘以某一個數時，反應熱數值也必須乘上該數。 (2)熱化學方程式相加減時，相同狀態(tài)的同種物質之

36、間可相加減，反應熱也隨之相加減。 (3)將一個熱化學方程式顛倒時，ΔH的“＋”“－”號必須隨之改變。 命題點二　化學平衡狀態(tài)的標志及平衡移動方向的判斷 (一)化學反應速率問題　 1．外界條件對化學反應速率的影響 (1)純液體和固體濃度視為常數，它們的量的改變不會影響化學反應速率。但固體顆粒的大小導致接觸面積的大小發(fā)生變化，故影響反應速率。 (2)對于固體、液體物質，由于壓強改變對它們的體積影響很小，因而壓強對它們濃度的影響可看作不變，壓強對無氣體參加的化學反應的速率無影響。 (3)升高溫度，不論吸熱反應還是放熱反應，也不論正反應速率還是逆反應速率都增大。 (4)使用催化劑催

37、化的化學反應，由于催化劑只有在適宜的溫度下活性最大，反應速率才能達到最大，故在許多工業(yè)生產中溫度的選擇還需考慮催化劑的活性溫度范圍。 (5)“惰性氣體”(不參加反應的氣體)對反應速率的影響。 ①恒溫恒容：充入“惰性氣體”總壓強增大―→物質濃度不變(活化分子濃度不變)，反應速率不變。 ②恒溫恒壓：充入“惰性氣體”體積增大物質濃度減小(活化分子濃度減小)反應速率減小。 2．化學反應速率的相關計算 (1)根據圖表中數據和定義計算 v(X)＝，即v(X)＝＝，計算時一定要注意容器或溶液的體積，不能忽視容器或溶液的體積V，盲目地把Δn當作Δc代入公式進行計算。 (2)根據化學方程式計算

38、 對于反應“mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)”，有v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q或＝＝＝。 (二)化學平衡問題　 1．化學平衡的標志 (1)直接判斷依據 (2)間接判斷依據 ①對于有有色氣體存在的反應體系，如2NO2(g)N2O4(g)等，若體系的顏色不再發(fā)生改變，則反應已達平衡狀態(tài)。 ②對于有氣體存在且反應前后氣體的物質的量發(fā)生改變的反應，如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，若反應體系的壓強不再發(fā)生變化或平均相對分子質量不再發(fā)生變化，則說明反應已達平衡狀態(tài)。 ③對于有氣體存在且反應前后氣體的物質的量不發(fā)生改變的反應，如2

39、HI(g)H2(g)＋I2(g)，反應過程中的任何時刻體系的壓強、氣體的物質的量、平均相對分子質量都不變，故體系壓強、氣體的物質的量、平均相對分子質量不變均不能說明反應已達平衡狀態(tài)。 2．外界條件對化學平衡移動的影響規(guī)律 溫度的影響 升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，化學平衡向放熱反應方向移動 濃度的影響 增大反應物濃度或減小生成物濃度，化學平衡向正反應方向移動；減小反應物濃度或增大生成物濃度，化學平衡向逆反應方向移動 壓強的影響 增大壓強會使平衡向氣體體積減小的方向移動；減小壓強會使平衡向氣體體積增大的方向移動 [對點訓練] 1．(2017·全國卷Ⅲ節(jié)

40、選)砷(As)是第四周期ⅤA族元素，可以形成As2S3、As2O5、H3AsO3、H3AsO4等化合物，有著廣泛的用途。 298 K時，將20 mL 3x mol·L－1 Na3AsO3、20 mL 3x mol·L－1 I2和20 mL NaOH溶液混合，發(fā)生反應：AsO(aq)＋I2(aq)＋2OH－(aq)AsO(aq)＋2I－(aq)＋H2O(l)。溶液中c(AsO)與反應時間(t)的關系如圖所示。 (1)下列可判斷反應達到平衡的是________(填標號)。 a．溶液的pH不再變化 b．v(I－)＝2v(AsO) c．c(AsO)/c(AsO)不再變化 d．c(I

41、－)＝y(tǒng) mol·L－1 (2)tm時，v正________v逆(填“大于”“小于”或“等于”)。 (3)tm時v逆________tn時v逆(填“大于”“小于”或“等于”)，理由是____________________________________。 (4)若平衡時溶液的pH＝14，則該反應的平衡常數K為______________________。 解析：(1)溶液的pH不再變化，即OH－的濃度不再變化，所以平衡體系中各組分的濃度均不再變化，說明反應達到平衡狀態(tài)，a項正確；當v正(I－)＝2v逆(AsO)或v逆(I－)＝2v正(AsO)時反應達到平衡狀態(tài)，選項中的速率未指明是正

42、反應速率還是逆反應速率，故b項錯誤；反應達到平衡之前，c(AsO)逐漸減小而c(AsO)逐漸增大，故c(AsO)/c(AsO)逐漸增大，當c(AsO)/c(AsO)不變時反應達到平衡狀態(tài)，c項正確；根據離子方程式可知反應體系中恒有c(I－)＝2c(AsO)，觀察圖像可知反應達到平衡時c(AsO)＝y(tǒng) mol·L－1，此時c(I－)＝2y mol·L－1，故d項錯誤。(2)tm時反應未達到平衡狀態(tài)，所以v正大于v逆。(3)從tm到tn，反應逐漸趨于平衡狀態(tài)，反應物濃度逐漸減小而生成物濃度逐漸增大，所以正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，故tm時v逆小于tn時v逆。(4)根據題意，起始時c(A

43、sO)＝c(I2)＝x mol·L－1。根據圖像可知平衡時c(AsO)＝y(tǒng) mol·L－1，則此時c(I－)＝2y mol·L－1，c(AsO)＝c(I2)＝(x－y) mol·L－1，平衡時溶液的pH＝14，則c(OH－)＝1 mol·L－1，故該反應的平衡常數K＝＝。 答案：(1)ac　(2)大于　(3)小于　tm時生成物濃度較低 (4) 2．污染性氣體NO2與CO在一定條件下的反應為2NO2(g)＋4CO(g)4CO2(g)＋N2(g)　ΔH＜0，某溫度下，在1 L恒容密閉容器中充入0.1 mol NO2和0.2 mol CO，此時容器內的壓強為1個大氣壓，5 s時反應達到平衡

44、，容器內的壓強變?yōu)樵瓉淼摹? (1)反應從開始到平衡NO2的轉化率α(NO2)＝______，平衡常數K＝________(只列代數式)。 (2)下列說法不能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是____。(填字母) A．容器內混合氣體顏色不再變化 B．容器內的壓強保持不變 C．2v逆(NO2)＝v正(N2) D．容器內混合氣體密度保持不變 (3)能使該反應的反應速率增大，且平衡逆向移動的是________。(填字母) A．及時分離出CO2 B．適當升高溫度 C．減小容器體積使體系壓強增大 D．選擇高效催化劑 解析：(1)反應前容器內有0.3 mol氣體，容器內的壓強為1個大氣壓，

45、反應達到平衡時，容器內的壓強變?yōu)樵瓉淼模纯偽镔|的量變?yōu)樵瓉淼?，所以平衡時容器內氣體的物質的量為0.3 mol×＝0.29 mol，相對初始物質的量減少了0.01 mol，根據化學方程式中各物質系數關系可知，反應從開始到平衡，有0.02 mol NO2發(fā)生反應，故NO2的轉化率α(NO2)＝×100%＝20%。根據三段式法可求出平衡常數K＝。(2)該反應體系中只有NO2為有色氣體，其余均無色，容器內混合氣體顏色不再變化，說明NO2的濃度不變，即反應達到平衡狀態(tài)，A不合題意；該反應為氣體分子數減小的反應，恒容條件下容器內的壓強不變，說明反應達到平衡狀態(tài)，B不合題意；v逆(NO2)＝2v正(N2)

46、時說明反應達到平衡狀態(tài)，C符合題意；容器的容積不變，氣體質量不變，故氣體密度一直不變，所以，容器內混合氣體密度不變不能說明反應達到平衡狀態(tài)，D符合題意。(3)及時分離出CO2，反應速率減小，平衡正向移動，A錯誤；該反應的正反應放熱，升高溫度，反應速率加快，平衡逆向移動，B正確；該反應為氣體分子數減小的反應，減小容器體積使體系壓強增大，反應速率加快，平衡正向移動，C錯誤；催化劑能加快反應速率，但不改變平衡狀態(tài)，D錯誤。 答案：(1)20%　　(2)CD　(3)B 3．在一定溫度下，向2 L固定容積的密閉容器中通入2 mol CO2、3 mol H2，發(fā)生反應CO2(g)＋3H2(g)CH

47、3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＜0?；卮鹣铝袉栴}： (1)能說明該反應已達平衡狀態(tài)的是________(填字母，下同)。 A．CO2的體積分數保持不變 B．體系中n(CO2)/n(H2)的值保持不變 C．混合氣體的密度保持不變 D．單位時間內有n mol H—H鍵斷裂，同時有n mol O—H鍵生成 (2)下列措施能使n(CH3OH)/n(CO2)的值增大的是________。 A．升高溫度 B．恒溫恒容下，充入He C．使用高效催化劑 D．恒溫恒容下，再充入2 mol CO2、3 mol H2 (3)反應10 min時體系達到平衡狀態(tài)，此時CO2的轉化率為25%，該反

48、應的反應速率v(H2)＝________，反應的平衡常數K＝________(保留三位有效數字)；若使K的值變?yōu)?，則應采取的措施是________。 A．增大壓強　　　　　　 B．恒壓下加入一定量H2 C．降低溫度 D．升高溫度 解析：(1)各物質的物質的量分數或體積分數保持不變，說明反應達到平衡狀態(tài)；該反應的投料比不等于其化學計量數之比，當反應物的物質的量之比保持不變時，說明反應達到平衡狀態(tài)；反應中物質的總質量和體積恒定不變，不管反應是否達到平衡，混合氣體的密度都不變，無法說明反應是否達到平衡狀態(tài)；H—H鍵的斷裂和O—H鍵的生成都表示正反應，無法說明反應是否達到平衡狀態(tài)。(2)反應

49、正向移動時，n(CH3OH)/n(CO2)的值增大。升高溫度，平衡逆向移動；恒溫恒容下，充入He，平衡不移動；催化劑不影響化學平衡的移動；D項條件可等效為增大壓強，平衡正向移動。(3)達到平衡時CO2的轉化率為25%，即CO2反應了2 mol×25%＝0.5 mol，則 　　　 CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) 起始/mol 2 3 0 0 轉化/mol 0.5 1.5 0.5 0.5 平衡/mol 1.5 1.5 0.5 0.5 平

50、衡時c(CO2)＝c(H2)＝0.75 mol·L－1，c(CH3OH)＝c(H2O)＝0.25 mol·L－1，v(H2)＝＝0.075 mol·L－1·min－1，平衡常數K＝≈0.198。K只與溫度有關，若使K的值變?yōu)?，則應改變溫度使平衡正向移動，應采取的措施是降低溫度。 答案：(1)AB　(2)D (3)0.075 mol·L－1·min－1　0.198　C 4．(1)在400 ℃時，向1 L的恒容反應器中充入1 mol CH4，發(fā)生反應2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g)　ΔH＝＋202.0 kJ·mol－1，測得平衡混合氣體中C2H4的體積分數為20.0%。則在該

51、溫度下，其平衡常數K＝____。按化學平衡移動原理，在圖1中畫出CH4的平衡轉化率與溫度及壓強(p1＞p2)的關系曲線。 (2)在制備C2H4時，通常存在副反應：2CH4(g)C2H6(g)＋H2(g)。在常溫下，向體積為1 L的恒容反應器中充入1 mol CH4，然后不斷升高溫度，得到圖2所示C2H4與C2H6的體積分數關系。 ①在200 ℃時，測出乙烷的量比乙烯多的主要原因是_____________________________ ________________________________________________________________________

52、____ ________________________________________________________________________。 ②在600 ℃后，乙烯的體積分數減少的主要原因是_______________________________ ____________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)設平衡

53、時轉化的CH4的物質的量為2x mol，根據三段式法進行計算： 　　　　　2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g) 起始/mol 1 0 0 轉化/mol 2x x 2x 平衡/mol 1－2x x 2x 則×100%＝20.0%，解得x＝0.25，則平衡時CH4、C2H4、H2的物質的量濃度分別為0.50 mol·L－1、0.25 mol·L－1和0.50 mol·L－1，則K＝＝0.25。該反應為吸熱反應，升高溫度，CH4的平衡轉化率增大；該反應為氣體分子數增大的反應，溫度相同

54、時增大壓強，CH4的平衡轉化率降低，據此畫出圖像。(2)①題圖中200 ℃時乙烷的量比乙烯多，這是因為該條件下乙烷的生成速率比乙烯的快。②在600 ℃后，乙烯的體積分數減少，主要是因為乙烯發(fā)生了分解反應。 答案：(1)0.25　如圖所示 (2)①在200 ℃時，乙烷的生成速率比乙烯的快 ②在600 ℃后，乙烯開始分解為碳和氫氣 [題后悟道] 　　1.判斷平衡狀態(tài)的技巧 可逆反應達到平衡狀態(tài)的兩個直接標志是正逆反應速率相等、反應物與生成物濃度保持不變；間接標志是“變量不變”，可采用極端假設的方法，對比反應前和完全反應后該物理量如何變化，如果該物理量是可變的而題目給出一定條件下保持

55、不變即可認為該條件下反應達到化學平衡狀態(tài)。如對于某恒容容器中的反應C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)，未反應時，氣體的密度最小，反應物全部轉化為生成物時，氣體的密度最大，若一定條件下該反應體系中氣體的密度不變，則說明反應達到化學平衡狀態(tài)。 2.利用平衡常數判斷平衡移動方向 除利用平衡移動原理確定平衡移動的方向外，還可以通過平衡常數確定，當Q＜K，平衡正向移動，當Q＞K，平衡逆向移動。平衡正向移動時，反應物的轉化率不一定都增大，如對于反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，增大O2的濃度，平衡正向移動，SO2的轉化率增大，但O2的轉化率減小。濃度變化一般會引起化學平衡

56、移動，但有特殊情況，如對于反應H2(g)＋I2(g)2HI(g)，當容器的體積縮小時，相當于增大壓強，各物質的濃度都發(fā)生改變，但平衡不移動。 命題點三　轉化率及平衡常數的相關計算 (一)化學平衡常數　 1．注意事項 (1)化學平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度變化無關。 (2)反應物或生成物中有固體或純液體存在時，由于其濃度可看作“1”而不代入化學平衡常數公式。 (3)化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。若方程式中各物質的化學計量數等比例擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數也會改變。 如N2＋3H22NH3　K＝a，則有： 2NH3N2＋3H2　

57、K′＝ N2＋H2NH3　K″＝a 2．具體應用 (1)K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正向反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越大；反之，就越不完全，轉化率就越小。 (2)若用任意狀態(tài)的濃度冪之積的比值(稱為濃度商，用Q表示)與K比較，可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)和反應進行的方向。即：對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，Q＝。 Q＜K 反應向正反應方向進行 Q＝K 反應達到平衡狀態(tài) Q＞K 反應向逆反應方向進行 (3)利用K可判斷反應的熱效應。 若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應； 若升高溫度

58、，K值減小，則正反應為放熱反應。 (4)計算轉化率。 依據起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數可以計算平衡濃度(或起始濃度)，從而計算反應物的轉化率。 (二)化學平衡常數與轉化率的計算　 1．明確四個量(起始量、變化量、平衡量和差量) 　　　　　N2　＋　3H22NH3　Δn＝2 起始量 1 3 0 變化量 a b c　　　 c 平衡量 1－a 3－b c (1)反應物的平衡量＝起始量－轉化量。 (2)生成物的平衡量＝起始量＋轉化量。 (3)各物質變化濃度之比等于它們

59、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，抓變化濃度是解題的關鍵。 (4)化學平衡前后，同種元素原子的物質的量相等。 2．掌握三個百分數 (1)轉化率＝×100%＝×100% (2)生成物的產率：實際產量(指生成物)占理論產量的百分數。一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產率越大。 產率＝×100% (3)平衡混合物某組分的百分含量＝×100% 3．牢記一個萬能模式(“三段式”法) 如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量濃度分別為a mol·L－1、b mol·L－1，

60、達到平衡后消耗A的物質的量濃度為mx mol·L－1。 　　　　　　　　　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始/(mol·L－1) a b 0 0 變化/(mol·L－1) mx nx px qx 平衡/(mol·L－1)　 a－mx　 b－nx px qx K＝ [對點訓練] 1．(2018·全國卷Ⅰ節(jié)選)采用N2O5為硝化劑是一種新型的綠色硝化技術，在含能材料、醫(yī)藥等工業(yè)中得到廣泛應用。 F．Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25 ℃時N2O5(g

61、)分解反應： 2N2O5(g)―→4NO2(g)＋O2(g) 　 　 　2N2O4(g) 其中NO2二聚為N2O4的反應可以迅速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變化如下表所示[t＝∞時，N2O5(g)完全分解]： t/min 0 40 80 160 260 1 300 1 700 ∞ p/kPa 35.8 40.3 42.5 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1 (1)已知：2N2O5(g)===2N2O4(g)＋O2(g) ΔH1＝－4.4 kJ·mol－1　 2NO2(g)===N2O4(g)　ΔH2＝－55.3 kJ·mol

62、－1 則反應N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)的ΔH＝______kJ·mol－1。 (2)研究表明，N2O5(g)分解的反應速率v＝2×10－3×p(kPa·min－1)。t＝62 min時，測得體系中p＝2.9 kPa，則此時的p＝________kPa，v＝________kPa·min－1。 (3)若提高反應溫度至35 ℃，則N2O5(g)完全分解后體系壓強p∞(35 ℃)________63.1 kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，原因是______________________________________ _______________________

63、________。 (4)25 ℃時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數Kp＝________kPa(Kp為以分壓表示的平衡常數，計算結果保留1位小數)。 解析：(1)把已知兩反應按順序編號為a、b，根據蓋斯定律，a式×－b式可得： N2O5(g)===2NO2(g)＋O2(g)ΔH＝53.1 kJ·mol－1 (2)由方程式2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)可知，62 min時，p＝2.9 kPa，則減小的N2O5為5.8 kPa，此時p＝35.8 kPa－5.8 kPa＝30.0 kPa，則v(N2O5)＝2×10－3×30.0 kPa·min－1＝6.0×

64、10－2 kPa·min－1。 (3)溫度提高，體積不變，總壓強提高；NO2二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高。 (4)時間無限長時N2O5完全分解，故由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)知，此時生成的p＝2p＝2×35.8 kPa＝71.6 kPa，p＝0.5×35.8 kPa＝17.9 kPa。由題意知，平衡時體系的總壓強為63.1 kPa，則平衡體系中NO2、N2O4的壓強和為63.1 kPa－17.9 kPa＝45.2 kPa，設N2O4的壓強為x kPa，則 　　　　　 N2O4(g)2NO2(g) 初始壓強/kPa

65、0 71.6 轉化壓強/kPa x 2x 平衡壓強/kPa x 71.6－2x 則x＋(71.6－2x)＝45.2，解得x＝26.4,71.6 kPa－26.4 kPa×2＝18.8 kPa，Kp＝＝≈13.4 kPa。 答案：(1)53.1　(2)30.0　6.0×10－2　(3)大于　溫度提高，體積不變，總壓強提高；NO2二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強提高　(4)13.4 2．(2019屆高三·襄陽調研)用天然氣與CO2反應可制備合成氣(CO和H2的混合氣體)，在10 L密閉容器中通入1 mol C

66、H4與1 mol CO2，在一定條件下發(fā)生反應CH4(g)＋CO2(g) 2CO(g)＋2H2(g)，測得CH4的平衡轉化率與溫度及壓強的關系如圖所示。 (1)1 100 ℃、p2下，氣體混合后反應經過10 min至x點所對應的平衡，用CO的變化量表示反應速率v(CO)＝____________________________。 (2)由圖可知，壓強p1________p2(填“大于”或“小于”)；壓強為p2時，在y點v正________v逆(填“大于”“小于”或“等于”)；y點對應的反應的平衡常數K＝________。 解析：(1)x點對應的CH4的平衡轉化率為80%，反應消耗CH4、CO2的物質的量均為0.8 mol，生成CO、H2的物質的量均為1.6 mol，v(CO)＝＝0.016 mol·L－1·min－1。(2)該反應是一個氣體分子數增大的反應，減小壓強，平衡正向移動，CH4的平衡轉化率增大，相同溫度下p1時CH4的平衡轉化率大，故p1＜p2。壓強為p2時，y點對應的CH4的轉化率小于平衡轉化率，即反應正向進行，故v正＞v逆。平衡常數只與溫度有關，y點對應反