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專題9化學反應速率和化學平衡 全國卷 年份 題號 考點分布 化學反應速率及其影響因素 化學平衡及其影響因素 化學平衡常數(shù)及有關計算 I 2018 28 ★ ★ 2017 28 ★ 2016 27 ★ ★ II 2018 27 ★ ★ 2017 27 ★ ★ 2016 27 ★ ★ III 2018 28 ★ ★ ★ 2017 28 ★ ★ ★ 2016 27 ★ ★ ★ 北京卷 2018 27 ★ 天津卷 2018 10 ★ ★ ★ 江蘇卷 2018 15 ★ 客觀題一般考查化學反應速率的計算和測定方法等；主觀題仍會以化工流程為載體，以圖像形式考查反應速率、平衡狀態(tài)、平衡常數(shù)計算及其影響因素，并可能會涉及反應方向的判定及利用平衡知識解釋實際問題等。 考點一 化學反應速率及其影響因素 1.化學反應速率的簡單計算 對于反應mA(g)＋nB(g)===cC(g)＋dD(g) (1)計算公式：v(B)＝＝。 (2)同一反應用不同的物質(zhì)表示反應速率時，數(shù)值可能不同，但意義相同。不同物質(zhì)表示的反應速率，存在如下關系：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶c∶d。 (3)注意事項 ①濃度變化只適用于氣體和溶液中的溶質(zhì)，不適用于固體和純液體。 ②化學反應速率是某段時間內(nèi)的平均反應速率，而不是即時速率，且計算時取正值。 2.外界條件對化學反應速率的影響 (1)溫度：因為任何反應均伴隨著熱效應，所以只要溫度改變，反應速率一定改變。如升溫，v正和v逆均增大，但v吸增大程度大。 (2)催化劑能同等程度地增大正、逆反應速率，縮短達到化學平衡的時間。 (3)增大反應物(或生成物)濃度，正反應(或逆反應)速率立即增大，逆反應(或正反應)速率瞬時不變，隨后增大。 (4)改變壓強可以改變有氣體參加或生成的化學反應的速率，但壓強對化學反應速率的影響是通過改變物質(zhì)濃度產(chǎn)生的。無氣體的反應，壓強變化對反應速率無影響。 (5)純液體和固體濃度視為常數(shù)，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的大小發(fā)生變化，故影響反應速率。 3.稀有氣體對反應速率的影響 (1)恒容：充入“惰性氣體”引起,總壓增大―→物質(zhì)濃度不變(活化分子濃度不變)―→反應速率不變。 (2)恒壓：充入“惰性氣體”引起,體積增大引起,物質(zhì)濃度減小(活化分子濃度減小)引起,反應速率減小。 【典例1】【2018全國3】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 kJmol?1 3SiH2Cl2(g)SiH4(g)+2SiHCl3 (g) ΔH2=?30 kJmol?1 則反應4SiHCl3(g)SiH4(g)+ 3SiCl4(g)的ΔH=__________ kJmol?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(zhuǎn)化率隨時間變化的結(jié)果如圖所示。 ①343 K時反應的平衡轉(zhuǎn)化率α=_________%。平衡常數(shù)K343 K=__________（保留2位小數(shù)）。 ②在343 K下：要提高SiHCl3轉(zhuǎn)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比較a、b處反應速率大小：υa________υb（填“大于”“小于”或“等于”）。反應速率υ=υ正?υ逆=?，k正、k逆分別為正、逆向反應速率常數(shù)，x為物質(zhì)的量分數(shù)，計算a處=__________（保留1位小數(shù)）。 【答案】2SiHCl3+3H2O(HSiO)2O+6HCl 114 ①22 0.02 ②及時移去產(chǎn)物 改進催化劑 提高反應物壓強（濃度） ③大于 1.3 （3）①由圖示，溫度越高反應越快，達到平衡用得時間就越少，所以曲線a代表343K的反應。從圖中讀出，平衡以后反應轉(zhuǎn)化率為22%。設初始加入的三氯氫硅的濃度為1mol/L，得到： 2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4 起始： 1 0 0 反應： 0.22 0.11 0.11 （轉(zhuǎn)化率為22%） 平衡： 0.78 0.11 0.11 所以平衡常數(shù)K=0.1120.782=0.02。 ②溫度不變，提高三氯氫硅轉(zhuǎn)化率的方法可以是將產(chǎn)物從體系分離（兩邊物質(zhì)的量相等，壓強不影響平衡）?？s短達到平衡的時間，就是加快反應速率，所以可以采取的措施是增大壓強（增大反應物濃度）、加入更高效的催化劑（改進催化劑）。 ③a、b兩點的轉(zhuǎn)化率相等，可以認為各物質(zhì)的濃度對應相等，而a點的溫度更高，所以速率更快，即Va＞Vb。根據(jù)題目表述得到，，當反應達平衡時，＝，所以，實際就是平衡常數(shù)K值，所以0.02。a點時，轉(zhuǎn)化率為20%，所以計算出： 2SiHCl3 SiH2Cl2 + SiCl4 起始： 1 0 0 反應： 0.2 0.1 0.1 （轉(zhuǎn)化率為20%） 平衡： 0.8 0.1 0.1 所以=0.8；==0.1；所以 點睛：題目的最后一問的計算過程比較繁瑣，實際題目希望學生能理解化學反應的平衡常數(shù)應該等于正逆反應的速率常數(shù)的比值。要考慮到速率常數(shù)也是常數(shù)，應該與溫度相關，所以不能利用b點數(shù)據(jù)進行計算或判斷。 【典例2】【2018北京】近年來，研究人員提出利用含硫物質(zhì)熱化學循環(huán)實現(xiàn)太陽能的轉(zhuǎn)化與存儲。過程如下： （1）反應Ⅰ：2H2SO4(l)2SO2(g)+2H2O(g)+O2(g) ΔH1=+551 kJmol－1 反應Ⅲ：S(s)+O2(g)SO2(g) ΔH3=－297 kJmol－1 反應Ⅱ的熱化學方程式：________________。 （2）對反應Ⅱ，在某一投料比時，兩種壓強下，H2SO4在平衡體系中物質(zhì)的量分數(shù)隨溫度的變化關系如圖所示。 p2_______p 1（填“＞”或“＜”），得出該結(jié)論的理由是________________。 （3）I－可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑，可能的催化過程如下。將ii補充完整。 i．SO2+4I－+4H+S↓+2I2+2H2O ii．I2+2H2O+__________________+_______+2 I－ （4）探究i、ii反應速率與SO2歧化反應速率的關系，實驗如下：分別將18 mL SO2飽和溶液加入到2 mL下列試劑中，密閉放置觀察現(xiàn)象。（已知：I2易溶解在KI溶液中） 序號 A B C D 試劑組成 0.4 molL－1 KI a molL－1 KI 0.2 molL－1 H2SO4 0.2 molL－1 H2SO4 0.2 molL－1 KI 0.0002 mol I2 實驗現(xiàn)象 溶液變黃，一段時間后出現(xiàn)渾濁 溶液變黃，出現(xiàn)渾濁較A快 無明顯現(xiàn)象 溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現(xiàn)渾濁較A快 ①B是A的對比實驗，則a=__________。 ②比較A、B、C，可得出的結(jié)論是______________________。 ③實驗表明，SO2的歧化反應速率D＞A，結(jié)合i、ii反應速率解釋原因：________________。 【答案】3SO2(g)+2H2O (g)2H2SO4 (l)+S(s) ΔH2=?254 kJmol?1 > 反應Ⅱ是氣體物質(zhì)的量減小的反應，溫度一定時，增大壓強使反應正向移動，H2SO4 的物質(zhì)的量增大，體系總物質(zhì)的量減小，H2SO4的物質(zhì)的量分數(shù)增大 SO2 SO42? 4H+ 0.4 I?是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率 反應ii比i快；D中由反應ii產(chǎn)生的H+使反應i加快 詳解：（1）根據(jù)過程，反應II為SO2催化歧化生成H2SO4和S，反應為3SO2+2H2O=2H2SO4+S。應用蓋斯定律，反應I+反應III得，2H2SO4（l）+S（s）=3SO2（g）+2H2O（g）ΔH=ΔH1+ΔH3=（+551kJ/mol）+（-297kJ/mol）=+254kJ/mol，反應II的熱化學方程式為3SO2（g）+2H2O（g）=2H2SO4（l）+S（s）ΔH=-254kJ/mol。 （2）在橫坐標上任取一點，作縱坐標的平行線，可見溫度相同時，p2時H2SO4物質(zhì)的量分數(shù)大于p1時；反應II是氣體分子數(shù)減小的反應，增大壓強平衡向正反應方向移動，H2SO4物質(zhì)的量增加，體系總物質(zhì)的量減小，H2SO4物質(zhì)的量分數(shù)增大；則p2p1。 （3）反應II的總反應為3SO2+2H2O=2H2SO4+S，I-可以作為水溶液中SO2歧化反應的催化劑，催化劑在反應前后質(zhì)量和化學性質(zhì)不變，（總反應-反應i）2得，反應ii的離子方程式為I2+2H2O+SO2=4H++SO42-+2I-。 （4）①B是A的對比實驗，采用控制變量法，B比A多加了0.2mol/LH2SO4，A與B中KI濃度應相等，則a=0.4。 ②對比A與B，加入H+可以加快SO2歧化反應的速率；對比B與C，單獨H+不能催化SO2的歧化反應；比較A、B、C，可得出的結(jié)論是：I?是SO2歧化反應的催化劑，H+單獨存在時不具有催化作用，但H+可以加快歧化反應速率。 ③對比D和A，D中加入KI的濃度小于A，D中多加了I2，反應i消耗H+和I-，反應ii中消耗I2，D中“溶液由棕褐色很快褪色，變成黃色，出現(xiàn)渾濁較A快”，反應速率DA，由此可見，反應ii比反應i速率快，反應ii產(chǎn)生H+使c（H+）增大，從而反應i加快。 點睛：本題以利用含硫物質(zhì)熱化學循環(huán)實現(xiàn)太陽能的轉(zhuǎn)化與存儲為載體，考查蓋斯定律的應用、化學平衡圖像的分析、方程式的書寫、控制變量法探究外界條件對化學反應速率的影響，考查學生靈活運用所學知識解決實際問題的能力。 【答題技法】 解答影響化學反應速率因素題目的解題步驟 (1)審清題干:看清題目要求是“濃度”“壓強”還是“溫度”“催化劑”。 (2)審清條件:分清是“恒溫恒壓”還是“恒溫恒容”,或其他限制條件。 (3)依據(jù)條件,進行判斷: ①增大濃度使化學反應速率加快,但增加固體的量對化學反應速率無影響。 ②壓強對化學反應速率的影響必須引起容器的體積發(fā)生變化同時有氣體參加的化學反應。 考點二 化學平衡及其影響因素 1.化學平衡狀態(tài)的判斷方法 指導思想：選定反應中的“變量”，即隨反應進行而變化的量，當“變量”不再變化時，反應已達平衡。 (1)直接判斷依據(jù) (2)間接判斷依據(jù) 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(zhì)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(zhì)量不再發(fā)生變化，則說明反應已達平衡狀態(tài)。 注意：對于有氣體存在且反應前后氣體的物質(zhì)的量不發(fā)生改變的反應，如：2HI(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(zhì)的量、平均相對分子質(zhì)量都不變，故體系壓強、氣體的物質(zhì)的量、平均相對分子質(zhì)量不變均不能說明反應已達平衡狀態(tài)。 2.分析化學平衡移動的一般思路 【典例3】【2018江蘇】一定溫度下，在三個容積相同的恒容密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應2SO2(g)+ O2(g)2SO3(g)(正反應放熱)，測得反應的相關數(shù)據(jù)如下： 下列說法正確的是 A. v1< v2，c2< 2c1 B. K1> K3，p2> 2p3 C. v1< v3，α1(SO2 ) >α3(SO2 ) D. c2> 2c3，α2(SO3 )+α3(SO2 )<1 【答案】CD 詳解：對比容器的特點，將容器1和容器2對比，將容器1和容器3對比。容器2中加入4molSO3等效于在相同條件下反應物投入量為4molSO2和2molO2，容器2中起始反應物物質(zhì)的量為容器1的兩倍，容器2相當于在容器1達平衡后增大壓強，將容器的體積縮小為原來的一半，增大壓強化學反應速率加快，υ2υ1，增大壓強平衡向正反應方向移動，平衡時c22c1，p22p1，α1（SO2）+α2（SO3）1，容器1和容器2溫度相同，K1=K2；容器3相當于在容器1達到平衡后升高溫度，升高溫度化學反應速率加快，υ3υ1，升高溫度平衡向逆反應方向移動，平衡時c3c1，p3p1，α3（SO2）α1（SO2），K3K1。根據(jù)上述分析，A項，υ2υ1，c22c1，A項錯誤；B項，K3K1，p22p1，p3p1，則p22p3，B項錯誤；C項，υ3υ1，α3（SO2）α1（SO2），C項正確；D項，c22c1，c3c1，則c22c3，α1（SO2）+α2（SO3）1，α3（SO2）α1（SO2），則α2（SO3）+α3（SO2）1，D項正確；答案選CD。 點睛：本題考查化學平衡時各物理量之間的關系，解題時巧妙設計中間狀態(tài)，利用外界條件對化學反應速率和化學平衡的影響判斷。如容器2先設計其完全等效平衡的起始態(tài)為4molSO2和2molO2，4molSO2和2molO2為兩倍容器1中物質(zhì)的量，起始物質(zhì)的量成倍變化時相當于增大壓強。 考點三 化學平衡常數(shù)及有關計算 1.化學平衡計算中常用公式 對于可逆反應：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)在一定溫度下達到化學平衡時，其計算的表達式為 (1)化學平衡常數(shù)K＝(式中的濃度是指平衡狀態(tài)的濃度) Q＝(式中的濃度是任意時刻的濃度) (2)轉(zhuǎn)化率計算公式 轉(zhuǎn)化率α＝100% 2.化學方程式變化計算平衡常數(shù) (1)化學方程式中各計量數(shù)擴大一倍，則平衡常數(shù)為原來的平方。例如：N2O42NO2的平衡常數(shù)為K1，N2O4NO2的平衡常數(shù)為K2，則K1＝K。 (2)正反應的平衡常數(shù)與逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)。 (3)幾個可逆反應方程式相加，得總方程式，則總反應的平衡常數(shù)等于分步反應平衡常數(shù)之積。 3.平衡常數(shù)的應用 (1)根據(jù)平衡常數(shù)判斷可逆反應進行的程度 平衡常數(shù)越大，正反應進行的程度越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越高，平衡后生成物的濃度越大，反應物的濃度越小。 (2)利用K與Q的關系判斷反應所處狀態(tài) Q＝K，反應達到平衡狀態(tài)； QK，反應向逆反應方向移動。 (3)根據(jù)K隨溫度的變化關系確定正反應是吸熱反應還是放熱反應。 (4)利用化學平衡常數(shù)計算反應物或生成物的濃度及反應物的轉(zhuǎn)化率。 4.化學平衡計算解題模板 (1)化學平衡計算的基本模式——平衡“三步曲” 根據(jù)反應進行(或移動)的方向，設定某反應物消耗的量，然后列式求解。 例：　　　　mA?。BpC　＋　qD 起始量： a b 0 0 變化量： mx nx px qx 平衡量： a－mx b－nx px qx 注意：①變化量與化學方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)成比例； ②這里a、b可指：物質(zhì)的量、濃度、體積等； ③弄清起始濃度、平衡濃度、平衡轉(zhuǎn)化率三者之間的互換關系； ④在使用平衡常數(shù)時，要注意反應物或生成物的狀態(tài)。 (2)極限思維模式——“一邊倒”思想 極限思維有如下口訣：始轉(zhuǎn)平、平轉(zhuǎn)始，欲求范圍找極值。 例：　　　　　mA　　＋　　nB　pC 起始： a b c 轉(zhuǎn)化極限： a a a 平衡極限： 0 b－a c＋a 【典例4】【2018全國1】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?；卮鹣铝袉栴} （1）1840年 Devil用干燥的氯氣通過干燥的硝酸銀，得到N2O5。該反應的氧化產(chǎn)物是一種氣體，其分子式為___________。 （2）F. Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中研究了25℃時N2O5(g)分解反應： 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，N2O4(g)完全分解）： t/min 0 40 80 160 260 1300 1700 ∞ p/kPa 35.8 40.3 42.5. 45.9 49.2 61.2 62.3 63.1 ①已知：2N2O5(g)＝2N2O5(g)+O2(g) ΔH1=?4.4 kJmol?1 2NO2(g)＝N2O4(g) ΔH 2=?55.3 kJmol?1 則反應N2O5(g)＝2NO2(g)+O2(g)的ΔH =_______ kJmol?1。 ②研究表明，N2O5(g)分解的反應速率。t=62 min時，測得體系中pO2=2.9 kPa，則此時的=________ kPa，v=_______kPamin?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________。 ④25℃時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數(shù)Kp=_______kPa（Kp為以分壓表示的平衡常數(shù)，計算結(jié)果保留1位小數(shù)）。 （3）對于反應2N2O5(g)→4NO2(g)+O2(g)，R.A.Ogg提出如下反應歷程： 第一步 N2O5NO2+NO3 快速平衡 第二步 NO2+NO3→NO+NO2+O2 慢反應 第三步 NO+NO3→2NO2 快反應 其中可近似認為第二步反應不影響第一步的平衡。下列表述正確的是_______（填標號)。 A．v(第一步的逆反應)＞v(第二步反應) B．反應的中間產(chǎn)物只有NO3 C．第二步中NO2與NO3的碰撞僅部分有效 D．第三步反應活化能較高 【答案】O2 53.1 30.0 6.010－2 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(zhì)的量增加，總壓強提高 13.4 AC （3）根據(jù)三步反應的特點分析判斷。 詳解：（1）氯氣在反應中得到電子作氧化劑，硝酸銀中只有氧元素化合價會升高，所以氧化產(chǎn)物是氧氣，分子式為O2； （2）①已知： ⅰ、2N2O5(g)＝2N2O4(g)+O2(g) △H1＝－4.4kJ/mol ⅱ、2NO2(g)＝N2O4(g) △H2＝－55.3kJ/mol 根據(jù)蓋斯定律可知ⅰ2－ⅱ即得到N2O5(g)＝2NO2(g)+1/2O2(g) △H1＝＋53.1kJ/mol； ②根據(jù)方程式可知氧氣與消耗五氧化二氮的物質(zhì)的量之比是1:2，又因為壓強之比是物質(zhì)的量之比，所以消耗五氧化二氮減少的壓強是2.9kPa2＝5.8kPa，則此時五氧化二氮的壓強是35.8kPa－5.8kPa＝30.0kPa，因此此時反應速率v＝2.010－330＝6.010－2（kPamin－1）； ③由于溫度升高，容器容積不變，總壓強提高，且二氧化氮二聚為放熱反應，溫度提高，平衡左移，體系物質(zhì)的量增加，總壓強提高，所以若提高反應溫度至35℃，則N2O5(g)完全分解后體系壓強p∞(35℃)大于63.1 kPa。 ④根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知五氧化二氮完全分解時的壓強是63.1kPa，根據(jù)方程式可知完全分解時最初生成的二氧化氮的壓強是35.8kPa2＝71.6 kPa，氧氣是35.8kPa2＝17.9 kPa，總壓強應該是71.6 kPa+17.9 kPa＝89.5 kPa，平衡后壓強減少了89.5 kPa－63.1kPa＝26.4kPa，所以根據(jù)方程式2NO2(g)N2O4(g)可知平衡時四氧化二氮對應的壓強是26.4kPa，二氧化氮對應的壓強是71.6 kPa－26.4kPa2＝18.8kPa，則反應的平衡常數(shù)。 （3）A、第一步反應快，所以第一步的逆反應速率大于第二步的逆反應速率，A正確； B、根據(jù)第二步和第三步可知中間產(chǎn)物還有NO，B錯誤； C、根據(jù)第二步反應生成物中有NO2可知NO2與NO3的碰撞僅部分有效，C正確； D、第三步反應快，所以第三步反應的活化能較低，D錯誤。答案選AC。 點睛：本題主要是考查化學反應原理，側(cè)重于化學反應速率與化學平衡的有關分析與計算，題目難度較大。試題設計新穎，陌生感強，計算量較大，對學生的要求較高。壓強和平衡常數(shù)的計算是解答的難點，注意從阿伏加德羅定律的角度去理解壓強與氣體物質(zhì)的量之間的關系，注意結(jié)合反應的方程式和表中數(shù)據(jù)的靈活應用。也可以直接把壓強看作是物質(zhì)的量利用三段式計算。 【典例5】【2018全國2】CH4-CO2催化重整不僅可以得到合成氣（CO和H2），還對溫室氣體的減排具有重要意義?；卮鹣铝袉栴}： （1）CH4-CO2催化重整反應為：CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)。 已知：C(s)+2H2(g)=CH4(g) ΔH=-75 kJmol?1 C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-394 kJmol?1 C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH=-111 kJmol?1 該催化重整反應的ΔH==______ kJmol?1。有利于提高CH4平衡轉(zhuǎn)化率的條件是____（填標號）。 A．高溫低壓 B．低溫高壓 C．高溫高壓 D．低溫低壓 某溫度下，在體積為2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時CO2的轉(zhuǎn)化率是50%，其平衡常數(shù)為_______mol2L?2。 （2）反應中催化劑活性會因積碳反應而降低，同時存在的消碳反應則使積碳量減少。 相關數(shù)據(jù)如下表： 積碳反應 CH4(g)=C(s)+2H2(g) 消碳反應 CO2(g)+C(s)=2CO(g) ΔH/(kJmol?1) 75 172 活化能/(kJmol?1) 催化劑X 33 91 催化劑Y 43 72 ①由上表判斷，催化劑X____Y（填“優(yōu)于”或“劣于”），理由是_________________。在反應進料氣組成、壓強及反應時間相同的情況下，某催化劑表面的積碳量隨溫度的變化關系如圖所示。升高溫度時，下列關于積碳反應、消碳反應的平衡常數(shù)（K）和速率（v）的敘述正確的是________填標號）。 A．K積、K消均增加 B．v積減小，v消增加 C．K積減小，K消增加 D．v消增加的倍數(shù)比v積增加的倍數(shù)大 ②在一定溫度下，測得某催化劑上沉積碳的生成速率方程為v=kp(CH4)[p(CO2)]-0.5（k為速率常數(shù)）。在p(CH4)一定時，不同p(CO2)下積碳量隨時間的變化趨勢如圖所示，則pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為________________。 【答案】247 A 劣于 相對于催化劑X，催化劑Y積碳反應的活化能大，積碳反應的速率小；而消碳反應活化能相對小，消碳反應速率大 AD pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2) 詳解：（1）已知： ①C(s)+2H2(g)=CH4(g) ΔH=-75 kJmol?1 ②C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH=-394 kJmol?1 ③C(s)+1/2O2(g)=CO(g) ΔH=-111 kJmol?1 根據(jù)蓋斯定律可知③2－②－①即得到該催化重整反應CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)的ΔH=＋247 kJmol?1。正反應是體積增大的吸熱反應，所以有利于提高CH4平衡轉(zhuǎn)化率的條件是高溫低壓，答案選A；某溫度下，在體積為2 L的容器中加入2 mol CH4、1 mol CO2以及催化劑進行重整反應，達到平衡時CO2的轉(zhuǎn)化率是50%，根據(jù)方程式可知 CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g) 起始濃度（mol/L） 1 0.5 0 0 轉(zhuǎn)化濃度（mol/L） 0.25 0.25 0.5 0.5 平衡濃度（mol/L） 0.75 0.25 0.5 0.5 所以其平衡常數(shù)為mol2L?2。 （2）①根據(jù)表中數(shù)據(jù)可知相對于催化劑X，催化劑Y積碳反應的活化能大，積碳反應的速率??；而消碳反應活化能相對小，消碳反應速率大，所以催化劑X劣于Y。A．正反應均是吸熱反應，升高溫度平衡向正反應方向進行，因此K積、K消均增加，A正確；B．升高溫度反應速率均增大，B錯誤；C．根據(jù)A中分析可知選項C錯誤；D．積碳量達到最大值以后再升高溫度積碳量降低，這說明v消增加的倍數(shù)比v積增加的倍數(shù)大，D正確。答案選AD。 ②根據(jù)反應速率方程式可知在p(CH4)一定時，生成速率隨p(CO2)的升高而降低，所以根據(jù)圖像可知pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)從大到小的順序為pc(CO2)、pb(CO2)、pa(CO2)。 點睛：本題主要是考查影響化學平衡的因素，化學圖像的分析與判斷，化學計算等知識。圖像分析是解答的易錯點和難點，注意化學平衡圖像分析的答題技巧，看圖像時：①一看面：縱坐標與橫坐標的意義；②二看線：線的走向和變化趨勢；③三看點：起點，拐點，終點，然后根據(jù)圖象中呈現(xiàn)的關系、題給信息和所學知識相結(jié)合，做出符合題目要求的解答。 【典例6】【2018天津】CO2是一種廉價的碳資源，其綜合利用具有重要意義。回答下列問題： （1）CO2可以被NaOH溶液捕獲。若所得溶液pH=13，CO2主要轉(zhuǎn)化為______（寫離子符號）；若所得溶液c(HCO3?)∶c(CO32?)=2∶1，溶液pH=___________。（室溫下，H2CO3的K1=410?7；K2=510?11） （2）CO2與CH4經(jīng)催化重整，制得合成氣： CH4(g)+ CO2(g) 2CO (g)+ 2H2(g) ①已知上述反應中相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下： 化學鍵 C—H C=O H—H CO(CO) 鍵能/kJmol?1 413 745 436 1075 則該反應的ΔH=_________。分別在VL恒溫密閉容器A（恒容）、B（恒壓，容積可變）中，加入CH4和CO2各1 mol的混合氣體。兩容器中反應達平衡后放出或吸收的熱量較多的是_______（填“A” 或“B ”）。 ②按一定體積比加入CH4和CO2，在恒壓下發(fā)生反應，溫度對CO和H2產(chǎn)率的影響如圖3所示。此反應優(yōu)選溫度為900℃的原因是________。 （3）O2輔助的Al～CO2電池工作原理如圖4所示。該電池電容量大，能有效利用CO2，電池反應產(chǎn)物Al2(C2O4)3是重要的化工原料。 電池的負極反應式：________。 電池的正極反應式：6O2+6e?6O2? 6CO2+6O2?3C2O42? 反應過程中O2的作用是________。 該電池的總反應式：________。 【答案】 CO32- 10 +120 kJmol-1 B 900 ℃時，合成氣產(chǎn)率已經(jīng)較高，再升高溫度產(chǎn)率增幅不大，但能耗升高，經(jīng)濟效益降低。 Al–3e–=Al3+（或2Al–6e–=2Al3+） 催化劑 2Al+6CO2=Al2(C2O4)3 （2）①化學反應的焓變應該等于反應物鍵能減去生成物的鍵能，所以焓變?yōu)?4413+2745)－(21075+2436)= +120 kJmol-1。初始時容器A、B的壓強相等，A容器恒容，隨著反應的進行壓強逐漸增大（氣體物質(zhì)的量增加）；B容器恒壓，壓強不變；所以達平衡時壓強一定是A中大，B中小，此反應壓強減小平衡正向移動，所以B的反應平衡更靠右，反應的更多，吸熱也更多。 ②根據(jù)圖3得到，900℃時反應產(chǎn)率已經(jīng)比較高，溫度再升高，反應產(chǎn)率的增大并不明顯，而生產(chǎn)中的能耗和成本明顯增大，經(jīng)濟效益會下降，所以選擇900℃為反應最佳溫度。 （3）明顯電池的負極為Al，所以反應一定是Al失電子，該電解質(zhì)為氯化鋁離子液體，所以Al失電子應轉(zhuǎn)化為Al3+，方程式為：Al–3e–=Al3+（或2Al–6e–=2Al3+）。根據(jù)電池的正極反應，氧氣再第一步被消耗，又在第二步生成，所以氧氣為正極反應的催化劑。將方程式加和得到，總反應為：2Al+6CO2=Al2(C2O4)3。 點睛：本題的第（2）小問中的①涉及了恒容容器和恒壓容器在不同反應中的影響。此類問題可以直接利用如下的結(jié)論：如果初始狀態(tài)完全相同，是由恒容和恒壓的區(qū)別，則一定是恒壓容器更有利于反應的進行。除非是氣體物質(zhì)的量不變的反應，恒壓和恒容是一樣的。本就可以直接得到，容器B恒壓，所以有利于反應進行，反應的更多，熱量也更多。 【答題技法】 化學平衡常數(shù)的應用 1.使用化學平衡常數(shù)應注意的三個問題: (1)表達式。 ① 反應物或生成物中有固體和純液體不代入公式。 ②化學平衡常數(shù)表達式與化學方程式的書寫有關。 (2)影響因素。 ①化學平衡常數(shù)只與溫度有關,與反應物或生成物的濃度無關。 ②溫度變K值隨之改變,濃度壓強改變,K值不變。 (3)關系。 方程式①,平衡常數(shù)為K1 方程式②,平衡常數(shù)為K2 a.若方程式③與方程式①互為可逆反應,則K3=1/K1 b.若方程式④=方程式①2,則K4=K21 c.若方程式⑤=方程式①+方程式②,則K5=K1K2 d.若方程式⑥=方程式①-方程式②,則K6=K1/K2。 2.對于同類型的反應,K值越大,反應物轉(zhuǎn)化率越大,表示反應進行的程度越大;K值越小,反應物轉(zhuǎn)化率越小,表示反應進行的程度越小。 3.平衡發(fā)生移動,化學平衡常數(shù)不一定改變(如濃度、壓強引起的平衡移動),當化學平衡常數(shù)改變時,化學平衡一定發(fā)生移動。