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化學平衡計算 【高考預測】 （★★★）理解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學平衡常數(shù)進行平衡轉(zhuǎn)化率的計算。 1．（2014山東）（17分）研究氮氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應： 2NO2（g）+NaCl（s）NaNO3（s）+ClNO（g） K1 ?H < 0 （I） 2NO（g）+Cl2（g）2ClNO（g） K2 ?H < 0 （II） （1）4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g）的平衡常數(shù)K= （用K1、K2表示）。 （2）為研究不同條件對反應（II）的影響，在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl2，10min時反應（II）達到平衡。測得10min內(nèi)v（ClNO）=7.510-3mol?L-1?min-1，則平衡后n（Cl2）= mol，NO的轉(zhuǎn)化率а1= 。其它條件保持不變，反應（II）在恒壓條件下進行，平衡時NO的轉(zhuǎn)化率 а2 а1（填“>”“<”或“=”），平衡常數(shù)K2 （填“增大”“減小”或“不變”。若要使K2減小，可采用的措施是 。 （3）實驗室可用NaOH溶液吸收NO2，反應為2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O。含0.2mol NaOH的水 溶液與0.2mol NO2恰好完全反應得1L溶液A，溶液B為0.1mol?L￣1的CH3COONa溶液，則兩溶液中c（NO3￣）、c（NO2-）和c（CH3COO￣）由大到小的順序為 。（已知HNO2的電離常數(shù)Ka=7.110-4mol?L￣1，CH3COOH的電離常數(shù)K a=1.710-5mol?L￣1，可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是 。 a．向溶液A中加適量水 b.向溶液A中加適量NaOH c．向溶液B中加適量水 d..向溶液B中加適量NaOH 【答案】（1）K12/ K2（2）2.510-2；75%；>；不變；升高溫度（3）c(NO3￣) > c(NO2-) > c(CH3COO￣)；b、c 【解析】（1）設已知的兩個反應為①②，則4NO2（g）+2NaCl（s）2NaNO3（s）+2NO（g）+Cl2（g） 可由2①—②，則K= K12/ K2 （2）轉(zhuǎn)化的n（Cl2）=1/27.510-3mol?L-1?min-12L10min=7.510-2，則平衡后n（Cl2） =0.1mol—7.510-2=2.510-2；轉(zhuǎn)化的n（NO）=7.510-3mol?L-1?min-12L10min=0.15mol，則NO的轉(zhuǎn)化率а1=0.15mol0.2mol100%=75%；其它條件保持不變，反應（II）在恒壓條件下進行，則反應（II）的壓強大于反應（I）的壓強，則平衡更有利于向右移動，所以平衡時NO的轉(zhuǎn)化率а2 >а1；因為溫度不變，所以平衡常數(shù)不變；反應（II）?H < 0，為放熱反應，所以升高溫度，平衡向左移動，K2減小。 （3）根據(jù)越弱越水解的規(guī)律，CH3COO￣水解程度大于NO2-的水解程度，所以離子濃度 由大到小的順序為：c(NO3￣) > c(NO2-) > c(CH3COO￣)；因為CH3COO￣水解程度大于NO2-的水解程度，所以溶液A的pH小于溶液B，向溶液A中加適量NaOH，溶液A的pH增大，向溶液B中加適量水，溶液B的pH減小，故b、c正確。 【典例探究】 1、X、Y、Z為三種氣體，把a mol X和b mol Y充入一密閉容器中，發(fā)生反應X + 2Y 2Z，達到平衡時，若它們的物質(zhì)的量滿足：n（X）+ n（Y）= n（Z），則Y的轉(zhuǎn)化率為（ ） A. B. C. D. 2．某溫度下，H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)的平衡常數(shù)K＝9/4。該溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始濃度如表所示。 起始濃度 甲 乙 丙 c(H2)/molL－1 0.010 0.020 0.020 c(CO2)/molL－1 0.010 0.010 0.020 下列判斷不正確的是(　　) A．平衡時，乙中H2的轉(zhuǎn)化率大于60% B．平衡時，甲中和丙中H2的轉(zhuǎn)化率是60% C．平衡時，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.008 mol/L D．反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢 【知識梳理】 一. 有關化學平衡的基本計算 1. 物質(zhì)濃度的變化關系 反應物：平衡濃度＝起始濃度-轉(zhuǎn)化濃度 生成物：平衡濃度＝起始濃度+轉(zhuǎn)化濃度 其中，各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化濃度之比等于它們在化學方程式中物質(zhì)的計量數(shù)之比。 2. 反應的轉(zhuǎn)化率(α)：α＝ 100％ 3. 在密閉容器中有氣體參加的可逆反應，在計算時經(jīng)常用到阿伏加德羅定律的兩個推論： 恒溫、恒容時： ；恒溫、恒壓時：n1/n2=V1/V2 4. 計算模式（“三段式”） 濃度(或物質(zhì)的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始 m n 0 0 轉(zhuǎn)化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx A的轉(zhuǎn)化率：α(A)=（ax/m）100％ C的物質(zhì)的量分數(shù)：ω(C)＝ 100％ 二. 化學平衡常數(shù)（濃度平衡常數(shù)） 1. 化學平衡常數(shù)的數(shù)學表達式 2. 化學平衡常數(shù)表示的意義 平衡常數(shù)數(shù)值的大小可以反映可逆反應進行的程度大小，K值越大，反應進行越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高，反之則越低。 3. 化學平衡常數(shù)只與溫度有關。 4. 書寫平衡常數(shù)關系式的規(guī)則 ⑴ 同一化學反應，可以用不同的化學反應式來表示，每個化學方程式都有自己的平衡常數(shù)關系式及相應的平衡常數(shù)。平衡常數(shù)及單位必須與反應方程式的表示一一對應。　 ⑵ 如果反應中有固體或純液體參加，它們的濃度不應寫在平衡關系式中，因為它們的濃度是固定不變的，化學平衡關系式中只包括氣態(tài)物質(zhì)和溶液中各溶質(zhì)的濃度。 ⑶ 稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度也不必寫在平衡關系式中。 如：下列可逆反應的濃度平衡常數(shù)的數(shù)學表達式 CaCO3(s) CaO(s)+CO2(g) Kc=[CO2] CO2(g)+H2(g) CO(g)+H2O(g) Kc=[CO][H2O]/([CO2][H2] Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+ Kc=[CrO42-]2[H+]2/[Cr2O72-] ⑷ 在某溫度下，某時刻反應是否達平衡，可用該時刻產(chǎn)物的濃度商Qc與Kc比較大小來判斷。 當Qc>kc，υ(正)<υ(逆),未達平衡，反應逆向進行； 當Qcυ(逆),未達平衡，反應正向進行； 當Qc=kc，υ(正)=υ(逆),達到平衡，平衡不移動。 3．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)＝1.0 mol/L，其平衡常數(shù)為K1。升高反應體系的溫度至T2時，反應物的平衡濃度分別為c2(CO)和 c2(H2O)，平衡常數(shù)為K2，則(　　) A．K2和K1的單位均為mol/L B．K2＞K1 C．c2(CO)＝c2(H2O) D．c1(CO)＞c2(CO) 4．已知FeCl3溶液與KSCN溶液混合后發(fā)生反應FeCl3＋3KSCNFe(SCN)3＋3KCl，達到平衡后，改變條件，則下列說法正確的是(　　) A．向溶液中加入少許KCl固體，溶液顏色變淺 B．升高溫度，平衡一定發(fā)生移動 C．加入少許KCl固體或者加入少許FeCl3固體平衡常數(shù)均發(fā)生變化，且變化方向相反 D．平衡常數(shù)表達式為K＝ 5． 25 ℃時，在含有Pb2＋、Sn2＋的某溶液中，加入過量金屬錫(Sn)，發(fā)生反應：Sn(s)＋Pb2＋(aq) Sn2＋(aq)＋Pb(s)，體系中c(Pb2＋)和c(Sn2＋)變化關系如圖所示。下列判斷正確的是(　　) A．往平衡體系中加入金屬鉛后，c(Pb2＋)增大 B．往平衡體系中加入少量Sn(NO3)2固體后，c(Pb2＋)變小 C．升高溫度，平衡體系中c(Pb2＋)增大，說明該反應ΔH>0 D．25 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝2.2 1.【答案】B 【解析】設Y的轉(zhuǎn)化率為 X + 2Y 2Z 起始（mol） a b 0 轉(zhuǎn)化（mol） 平衡（mol） 依題意有：+ = ，解得：= 。故應選B。 2．【答案】A 【解析】利用“三段式”計算容器甲中 　　　　　　　　H2(g)?。O2(g)H2O(g)?。O(g) c(始)molL－1 0.010 0.010 0 0 c(變)molL－1 c c c c c(平)molL－1 (0.010－c) (0.010－c) c c 根據(jù)平衡常數(shù)c2/(0.010－c)2＝9/4，得c＝0.006 molL－1。 H2的轉(zhuǎn)化率＝0.006/0.010＝60%，同樣計算可得丙中H2的轉(zhuǎn)化率也是60%，B正確；乙容器相當于在甲的基礎上增大氫氣濃度，平衡正移，但氫氣的轉(zhuǎn)化率減小，A錯；甲和丙是等效平衡關系，起始時各物質(zhì)濃度是2倍關系，平衡時各物質(zhì)仍然是2倍關系，C正確。 3．【答案】C 【解析】升高溫度平衡向逆反應方向移動，平衡常數(shù)K2＜K1，K1、K2單位均為1，c1(CO)＜c2(CO)，C正確。 4．【答案】B 5．【答案】D 【解析】固體量的改變不會引起平衡的移動，A項錯誤；加入固體Sn(NO3)2后，溶液中c(Sn2＋)增大，平衡向左移動，從而使c(Pb2＋)增大，B項錯誤；升高溫度時c(Pb2＋)增大，表明平衡向左移動，逆反應吸熱，正反應的ΔH<0，C項錯誤；由圖像中平衡時兩種離子的濃度及平衡常數(shù)表達式知，25 ℃時該反應的平衡常數(shù)為2.2，D項正確。