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章末提升課
第1課時　平衡常數、反應速率常數的綜合應用
[核心素養發展目標]　1.了解反應速率常數及其與平衡常數的關系。2.掌握多重平衡體系中有關平衡常數的計算。
一、反應速率常數及其與平衡常數的關系
對于反應aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)，
若v正、v逆可分別表示為v正＝k正·ca(A)·cb(B)、v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)。達平衡時v正＝v逆，平衡常數K＝＝，故K＝。
例1　2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＝－746.5 kJ·mol－1，測得在某溫度下一定體積的密閉容器中，NO和CO濃度隨時間的變化如表所示：
時間/s 濃度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
(1)前4 s內的速率v(NO)＝________。
(2)實驗測得，v正＝k正c2(NO)·c2(CO)，v逆＝k逆c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆為反應速率常數)。在一定溫度下，向2 L的密閉容器中充入NO和CO氣體各1 mol，NO的轉化率為40%時達到化學平衡，則＝________(保留兩位小數)。
例2　Bodenstein研究了反應：2HI(g) H2(g)＋I2(g)　ΔH>0。 在716 K時，氣體混合物中碘化氫的物質的量分數x(HI)與反應時間t的關系如表所示：
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 0.784
(1)根據上述實驗結果，該反應的平衡常數K的計算式為__________________。
(2)上述反應中，正反應速率v正＝k正x2(HI)，逆反應速率v逆＝k逆x(H2)·x(I2)，其中k正、k逆為正、逆反應速率常數，則k逆＝________(用含K和k正的代數式表示)。若起始時，x(HI)＝1，k正＝0.002 7 min－1，則在t＝40 min時，v正＝________min－1(結果保留3位有效數字)。
1．向某恒容密閉容器中充入等物質的量的PCl3(g)和Cl2(g)，發生如下反應：PCl3(g)＋Cl2(g) PCl5(g)，測得不同溫度下PCl3(g)的轉化率α與時間的關系如圖所示。其速率方程為v正＝k正·c(PCl3)·c(Cl2)，v逆＝k逆·c(PCl5)(k是速率常數，只與溫度有關)，下列說法錯誤的是(　　)
A．該反應的ΔH<0
B．M點：＞
C．升高溫度，k正增大的倍數小于k逆增大的倍數
D．T1時，若平衡體系中c(Cl2)＝0.25 mol·L－1，則＝18
2．氧硫化碳(COS)的脫硫處理。在一定條件下用水蒸氣與氧硫化碳反應是常用的脫硫方法，其熱化學方程式為COS(g)＋H2O(g) H2S(g)＋CO2(g)　ΔH＝－35 kJ·mol－1。
(1)向容積為2 L的密閉容器中加入等物質的量的水蒸氣和氧硫化碳，在一定條件發生上述脫硫反應測得一定時間內COS(g)和CO2(g)的物質的量變化如下表所示：
物質的量/mol T1/℃ T2/℃
0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
①0～5 min內以COS(g)表示的反應速率v(COS)＝__________。
②若15 min末改變溫度為T2 ℃，由表中數據變化判斷T1__________(填“＞”“＜”或“＝”)T2。
③若15 min末保持溫度T1℃不變，向該容器中繼續加入水蒸氣和氧硫化碳各2 mol，重新達到平衡時，CO2(g)的物質的量__________(填字母)。
a．等于1.2 mol
b．等于2.4 mol
c．1.2 mold．大于2.4 mol
(2)實驗測得：v正＝k正·c(COS)·c(H2O)，v逆＝k逆·c(H2S)·c(CO2)(k正、k逆為速率常數)。若在2 L的密閉容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2 ℃下達到平衡時，k正∶k逆＝__________。
二、多重平衡體系中平衡常數的計算
1．多重平衡體系：一個化學反應體系中存在多個化學反應，在一定條件下，這些反應都可以達到平衡狀態，這種現象稱作多重平衡現象，該體系稱作多重平衡體系。
2．多重平衡反應類型
(1)連續型(耦合)反應：某物質是某反應的產物，同時又是其他反應的反應物。
(2)平行(競爭)型反應：某物質同時是多個反應的反應物。
3．多重平衡體系中有關平衡常數的計算，各組分的平衡量指的是整個平衡體系中的量，而不是指某一單一反應中的量。
例3　在1 L真空密閉容器中加入a mol PH4I固體，t ℃時發生如下反應：
PH4I(s) PH3(g)＋HI(g)　　　　①
4PH3(g) P4(g)＋6H2(g)　　　　②
2HI(g) H2(g)＋I2(g)　　　　　③
達平衡時，體系中n(HI)＝b mol，n(I2)＝c mol，n(H2)＝d mol，則t ℃時反應①的平衡常數K為________________ mol2·L－2(用字母表示)。
例4　CO2經催化加氫可以生成低碳烴，主要有以下兩個競爭反應：
反應Ⅰ：CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
反應Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
為分析催化劑對反應的選擇性，在1 L密閉容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，測得有關物質的物質的量隨溫度變化如圖所示：
該催化劑在較低溫度時主要選擇________(填“反應Ⅰ ”或“反應Ⅱ”)。520 ℃時，反應Ⅰ的平衡常數K＝__________mol－2·L2(只列算式不計算)。
3．探究CH3OH合成反應化學平衡的影響因素，有利于提高CH3OH的產率。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的主要反應如下：
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ.CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3
一定條件下，向體積為V L的恒容密閉容器中通入1 mol CO2和3 mol H2發生上述反應，達到平衡時，容器中CH3OH(g)為a mol，CO(g)為b mol，此時H2O(g)的濃度為__________ mol·L－1(用含a、b、V的代數式表示，下同)，反應Ⅲ的平衡常數為____________________。
4．[2023·河北，11(1)②③]氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性質以及氮的循環利用對解決環境和能源問題都具有重要意義。
恒溫下，將1 mol空氣(N2和O2的體積分數分別為0.78和0.21，其余為惰性組分)置于容積為V L的恒容密閉容器中，假設體系中只存在如下兩個反應：
ⅰ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g)　K1　ΔH1＝＋181 kJ·mol－1
ⅱ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)　K2　ΔH2＝－114 kJ·mol－1
②以下操作可以降低上述平衡體系中NO濃度的有________(填標號)。
A．縮小體積 B．升高溫度
C．移除NO2 D．降低N2濃度
③若上述平衡體系中c(NO2)＝a mol·L－1，c(NO)＝b mol·L－1，則c(O2)＝________ mol·L－1，K1＝________ (寫出含a、b、V的計算式)。
第1課時　平衡常數、反應速率常數的綜合應用
一、
例1　(1)2.25×10－4 mol·L－1·s－1　(2)0.49
例2　(1)　(2)　1.95×10－3
變式訓練
1．D
2．(1)①0.084 mol·L－1·min－1　②＞　③b　(2)16
二、
例3　(b＋)b
例4　反應Ⅰ　
變式訓練
3.　
4．②CD　③－　(共98張PPT)
第1課時
平衡常數、反應速率常數的綜合應用
第2章　章末提升課
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核心素養
發展目標
1.了解反應速率常數及其與平衡常數的關系。
2.掌握多重平衡體系中有關平衡常數的計算。
內容索引
一、反應速率常數及其與平衡常數的關系
二、多重平衡體系中平衡常數的計算
課時對點練
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一
反應速率常數及其與平衡常數的關系
對于反應aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，
一
反應速率常數及其與平衡常數的關系
例1　2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g)　ΔH＝－746.5 kJ·mol－1，測得在某溫度下一定體積的密閉容器中，NO和CO濃度隨時間的變化如表所示：
時間/s 濃度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
(1)前4 s內的速率v(NO)＝______________________。
2.25×10－4 mol·L－1·s－1
(2)實驗測得，v正＝k正c2(NO)·c2(CO)，v逆＝k逆c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆為反應速率常數)。在一定溫度下，向2 L的密閉容器中充入NO和CO氣體各1 mol，NO的轉化率為40%時達到化學平衡，則 ＝______(保留兩位小數)。
時間/s 濃度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
0.49
由題意列出三段式：
2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g)
開始/(mol·L－1)　　 0.5　　　0.5　　　 0　　 0
變化/(mol·L－1)　　 0.2　　　0.2　　　 0.1　　0.2
平衡/(mol·L－1)　　 0.3　　　0.3　　　 0.1　　0.2
例2　Bodenstein研究了反應：2HI(g) H2(g)＋I2(g)　ΔH>0。 在716 K時，氣體混合物中碘化氫的物質的量分數x(HI)與反應時間t的關系如表所示：
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 0.784
(1)根據上述實驗結果，該反應的平衡常數K的計算式為_______。
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 0.784
(2)上述反應中，正反應速率v正＝k正x2(HI)，逆反應速率v逆＝k逆x(H2)·x(I2)，
其中k正、k逆為正、逆反應速率常數，則k逆＝______(用含K和k正的代數式表示)。若起始時，x(HI)＝1，k正＝0.002 7 min－1，則在t＝40 min時，v正＝___________ min－1(結果保留3位有效數字)。
1.95×10－3
變式訓練
1.向某恒容密閉容器中充入等物質的量的PCl3(g)和Cl2(g)，發生如下反應：PCl3(g)＋Cl2(g) PCl5(g)，測得不同溫度下PCl3(g)的轉化率α與時間的關系如圖所示。其速率方程為v正＝k正·c(PCl3)·c(Cl2)，v逆＝k逆·c(PCl5)(k是速率常數，只與溫度有關)，下列說法錯誤的是
A.該反應的ΔH<0
C.升高溫度，k正增大的倍數小于k逆增大的
倍數
√
由圖可知，T2先達到平衡，T2>T1，T2平衡時PCl3的轉化率低，說明升高溫度平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，ΔH<0，A正確；
M點未達到平衡，則正反應速率大于逆反應速率，
正反應為放熱反應，升高溫度，平衡逆向移動，K值減小，說明k正增大的倍數小于k逆增大的倍數，C正確；
T1時，平衡體系中PCl3的轉化率為80%，c(Cl2)＝0.25 mol·L－1，
設PCl3初始物質的量濃度為x mol·L－1，列出三段式：
PCl3(g)＋ Cl2(g) PCl5(g)
初始/(mol·L－1)　　 x　　　　x　　　 0
轉化/(mol·L－1)　　 0.8x　　 0.8x　　 0.8x
平衡/(mol·L－1)　　 0.2x　　 0.25　　 0.8x
2.氧硫化碳(COS)的脫硫處理。在一定條件下用水蒸氣與氧硫化碳反應是常用的脫硫方法，其熱化學方程式為COS(g)＋H2O(g) H2S(g)＋CO2(g)　ΔH＝－35 kJ·mol－1。
(1)向容積為2 L的密閉容器中加入等物質的量的水蒸氣和氧硫化碳，在一定條件發生上述脫硫反應測得一定時間內COS(g)和CO2(g)的物質的量變化如下表所示：
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
①0～5 min內以COS(g)表示的反應速率v(COS)＝___________________。
0.084 mol·L－1·min－1
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
②若15 min末改變溫度為T2 ℃，由表中數據變化判斷T1____(填“＞”“＜”或“＝”)T2。
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
＞
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
若15 min末改變溫度為T2 ℃，由于正反應為放熱反應，改變溫度后，反應物濃度不斷減小，則平衡正向移動，由表中數據變化判斷：T1＞T2。
③若15 min末保持溫度T1℃不變，向該容器中繼續加入水蒸氣和氧硫化碳各2 mol，重新達到平衡時，CO2(g)的物質的量_____(填字母)。
a.等于1.2 mol b.等于2.4 mol
c.1.2 mol物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
b
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
若15 min末保持溫度T1℃不變，向該容器中繼續加入水蒸氣和氧硫化碳各2 mol，平衡正向移動，但由于反應前后氣體分子數相等，所以兩平衡等效，重新達到平衡時，CO2(g)的物質的量等于2.4 mol，故選b。
(2)實驗測得：v正＝k正·c(COS)·c(H2O)，v逆＝k逆·c(H2S)·c(CO2)(k正、k逆為速率常數)。若在2 L的密閉容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2 ℃下達到平衡時，k正∶k逆＝_____。
物質的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
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多重平衡體系中平衡常數的計算
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二
二
多重平衡體系中平衡常數的計算
1.多重平衡體系：一個化學反應體系中存在多個化學反應，在一定條件下，這些反應都可以達到平衡狀態，這種現象稱作多重平衡現象，該體系稱作多重平衡體系。
2.多重平衡反應類型
(1)連續型(耦合)反應：某物質是某反應的產物，同時又是其他反應的反應物。
(2)平行(競爭)型反應：某物質同時是多個反應的反應物。
3.多重平衡體系中有關平衡常數的計算，各組分的平衡量指的是整個平衡體系中的量，而不是指某一單一反應中的量。
例3　在1 L真空密閉容器中加入a mol PH4I固體，t ℃時發生如下反應：
PH4I(s) PH3(g)＋HI(g)　　　　 ①
4PH3(g) P4(g)＋6H2(g)　　　　 ②
2HI(g) H2(g)＋I2(g)　　　　　 ③
達平衡時，體系中n(HI)＝b mol，n(I2)＝c mol，n(H2)＝d mol，則t ℃時
反應①的平衡常數K為______________ mol2·L－2(用字母表示)。
例4　CO2經催化加氫可以生成低碳烴，主要有以下兩個競爭反應：
反應Ⅰ：CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
反應Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
為分析催化劑對反應的選擇性，在1 L密閉容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，測得有關物質的物質的量隨溫度變化如圖所示：
該催化劑在較低溫度時主要選擇________(填“反應Ⅰ ”或“反應Ⅱ”)。520 ℃時，反應Ⅰ的平衡常數K
＝__________mol－2·L2(只列算式不計算)。
反應Ⅰ
溫度較低時，CH4的物質的量多，所以該催化劑在較低溫度時主要選擇反應Ⅰ。520 ℃時，反應Ⅰ已達到平衡狀態，由圖中信息，列式：
CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
轉化/(mol·L－1)　　0.2　　　0.8　　　0.2　　　0.4
2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
轉化/(mol·L－1)　　0.4　　　1.2　　　0.2　　　0.8
此時，體系中c(CO2)＝(2－0.2－0.4) mol·L－1＝1.4 mol·L－1，c(H2)＝(4－0.8－1.2) mol·L－1＝2 mol·L－1，c(H2O)＝(0.4＋0.8) mol·L－1＝1.2 mol·L－1，
變式訓練
3.探究CH3OH合成反應化學平衡的影響因素，有利于提高CH3OH的產率。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的主要反應如下：
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ.CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)　ΔH3
一定條件下，向體積為V L的恒容密閉容器中通入1 mol CO2和3 mol H2發生上述反應，達到平衡時，容器中CH3OH(g)為a mol，CO(g)為b mol，
此時H2O(g)的濃度為_____ mol·L－1(用含a、b、V的代數式表示，下同)，
反應Ⅲ的平衡常數為____________________。
解法一：假設反應Ⅱ中，CO反應了x mol，則反應Ⅱ生成的CH3OH為x mol，Ⅰ生成的CH3OH為(a－x) mol，Ⅲ生成的CO為(b＋x) mol，
根據反應Ⅰ：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
轉化量/mol　　a－x　　3(a－x)　　a－x　　　a－x
反應Ⅱ：
CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)
轉化量/mol　　 x　　　 2x　　　　x
反應Ⅲ：　CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)
轉化量/mol　　 b＋x　 b＋x　　 b＋x　 b＋x
平衡時CO2的物質的量為1 mol－(a－x) mol－(b＋x) mol＝(1－a－b) mol，H2的物質的量為3 mol－3(a－x) mol－2x mol－(b＋x) mol＝(3－3a－b) mol，CO的物質的量為b mol，
解法二：反應前，n(CO2)＝1 mol、n(H2)＝3 mol，反應后，n(CH3OH)＝a mol、n(CO)＝b mol，根據C原子守恒得平衡時n(CO2)＝(1－a－b) mol，根據O原子守恒得平衡時n(H2O)＝[2－2(1－a－b)－a－b] mol＝(a＋b) mol，根據H原子守恒得平衡時n(H2)＝ [6－4a－2(a＋b)] mol＝(3－3a－b) mol，從而計算化學平衡常數。
4.[2023·河北，11(1)②③]氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性質以及氮的循環利用對解決環境和能源問題都具有重要意義。
恒溫下，將1 mol空氣(N2和O2的體積分數分別為0.78和0.21，其余為惰性組分)置于容積為V L的恒容密閉容器中，假設體系中只存在如下兩個反應：
ⅰ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g)　K1　ΔH1＝＋181 kJ·mol－1
ⅱ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)　K2　ΔH2＝－114 kJ·mol－1
②以下操作可以降低上述平衡體系中NO濃度的有______(填標號)。
A.縮小體積 B.升高溫度
C.移除NO2 D.降低N2濃度
CD
縮小體積，所有物質濃度均增大，A不符合題意；
升高溫度，平衡向吸熱方向移動，反應ⅰ為吸熱反應，則升溫平衡正向移動，反應ⅱ為放熱反應，升溫平衡逆向移動，NO濃度增大，B不符合題意；
移除NO2，反應ⅱ正向進行，NO濃度降低，C符合題意；
降低N2濃度，平衡ⅰ逆向移動，消耗NO，NO濃度降低，D符合題意。
③若上述平衡體系中c(NO2)＝a mol·L－1，c(NO)＝b mol·L－1，則c(O2)
＝____________ mol·L－1，K1＝___________________________(寫出含a、b、V的計算式)。
根據三段式，
N2(g)＋　　　O2(g) 2NO(g)
2NO(g)＋　　　O2(g) 2NO2(g)
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課時對點練
1.在溫度為T時，將NH4HS(s)置于抽真空的容器中，當反應NH4HS(s)
NH3(g)＋H2S(g)達到平衡時，測得總壓強為p，則該反應的壓強平衡常數Kp為
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
　NH4HS(s) NH3(g)＋H2S(g)
起始　　　　　　　 0　　 　0
2.常壓下羰基化法精煉鎳的原理為Ni(s)＋4CO(g) Ni(CO)4(g)　ΔH<0。230 ℃時，該反應的平衡常數K＝2×10－5 mol－3·L3。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2 ℃，固體雜質不參與反應。
第一階段：將粗鎳與CO反應轉化成氣態Ni(CO)4；
第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230 ℃制得高純鎳。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
下列判斷錯誤的是
A.第一階段，選擇反應溫度應高于42.2 ℃
B.第一階段增加c(CO)，平衡正向移動，反應的平衡常數不變
C.第二階段，Ni(CO)4幾乎完全分解
D.第二階段，及時分離出Ni，有利于平衡移動
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√
Ni(CO)4的沸點為42.2 ℃，第一階段反應溫度應高于其沸點，便于產生氣態Ni(CO)4，故A正確；
平衡常數只與溫度有關，則增加c(CO)，平衡正向移動，反應的平衡常數不變，故B正確；
ΔH<0，升高溫度平衡向逆反應方向移動，230 ℃時，該反應的平衡常數K＝2×10－5 mol－3·L3，可知Ni(CO)4的分解率較大，故C正確；
第二階段，因為Ni為固態，故及時分離出Ni對化學平衡的移動無影響，故D錯誤。
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3.高溫下，甲烷生成乙烷的反應為2CH4 C2H6＋H2。反應在初期階段的速率方程為v＝k·c(CH4)，其中k為反應速率常數。下列說法錯誤的是
A.反應初期，增加甲烷濃度，v增大
B.增加H2濃度，v增大
C.該溫度下，乙烷的生成速率逐漸減小
D.升高反應溫度，k增大
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√
由初期階段的速率方程可知，增加甲烷濃度，v增大，而增加生成物濃度，對反應速率影響不大，故A正確、B錯誤；
該溫度下，隨著反應的進行，甲烷的濃度逐漸減小，乙烷的生成速率逐漸減小，故C正確；
升高反應溫度，反應速率增大，則k增大，故D正確。
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4.已知反應①CO(g)＋CuO(s) CO2(g)＋Cu(s)和反應②H2(g)＋CuO(s) Cu(s)＋H2O(g)在某相同溫度下平衡常數分別為K1和K2，該溫度下反應③CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)的平衡常數為K。則下列說法正確的是
A.反應①的平衡常數K1＝
B.反應②中，增大氫氣濃度，平衡正向移動，K2增大
C.對于反應③，恒容時，溫度升高，H2的體積分數減小，則該反應的焓變
為負值
D.對于反應③，增大壓強，H2濃度一定減小
√
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化學平衡常數為溫度的函數，溫度不變，化學平衡常數不變，則反應②中，增大氫氣濃度，平衡向正反應方向移動，但K2不變，故B錯誤；
對于反應③，恒容時，溫度升高，氫氣的體積分數減小，說明平衡向逆反應方向移動，則該反應是放熱反應，反應的焓變為負值，故C正確。
5.恒容條件下，1 mol SiHCl3發生如下反應：2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)。已知：v正＝v消耗(SiHCl3)＝k正·x2(SiHCl3)，v逆＝2v消耗(SiH2Cl2)＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)，k正、k逆分別為正、逆反應速率常數(假設僅與溫度有關)，x為物質的量分數。如圖是不同溫度下x(SiHCl3)隨時間的變化。下列說法不正確的是
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A.a、b處反應速率：va>vb
B.當反應進行到a處時，
C.反應達到平衡狀態時v消耗(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)
D.T1 K時平衡體系中再充入1 mol SiHCl3，平衡正向移動，x(SiH2Cl2)增大
√
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由圖可知，T2>T1，則a、b處反應速率：va>vb，A項正確；
反應進行到a處時，x(SiHCl3)＝0.8，此時v正＝k正·x2(SiHCl3)＝0.82k正，則轉化的SiHCl3的物質的量為0.2 mol，生成SiH2Cl2、SiCl4的物質的量均為0.1 mol，則x(SiH2Cl2)和x(SiCl4)均為0.1，v逆＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)＝0.01k逆，
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反應達到平衡狀態時，v消耗(SiHCl3)＝v生成(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)，C項正確；
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T1 K時平衡體系中再充入1 mol SiHCl3，壓強增大，該可逆反應為反應前后氣體分子數不變的反應，平衡不移動，x(SiH2Cl2)不變，D項錯誤。
6.在保持體系總壓為105 Pa的條件下進行反應：SO2(g)＋ O2(g) SO3(g)，原料氣中SO2和O2的物質的量之比m＝ 不同時，SO2的平衡轉化率與溫度(T)的關系如圖所示。圖中A點原料氣的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)
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＝70 mol，下列有關說法正確的是(已知：用分壓表示的平衡常數為Kp，分壓＝總壓×物質的量分數)
A.該反應的正反應是吸熱反應
B.m1C.A點時SO2的分壓p(SO2)＝4.0×103 Pa
D.在500 ℃、m3的條件下，該反應的平衡常數
Kp≈5.2×10－2
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由圖可知，m相同時，溫度越高，SO2的平衡轉化率越小，則升高溫度平衡逆向移動，該反應的正反應為放熱反應，A項錯誤；
相同條件下，增大氧氣的量可增大二氧化硫的平衡轉化率，則m越小，SO2的平衡轉化率越大，則m1＞m2＞m3，B項錯誤；
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A點原料氣的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)＝70 mol，二氧化硫的平衡轉化率為88%，則：
SO2(g)＋ O2(g) SO3(g)
起始/mol　　　 10　　 24.4　　　0
轉化/mol　　　 8.8　　 4.4　　　 8.8
平衡/mol　　　 1.2　　 20　　　 8.8
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平衡常數與m無關，則500 ℃、m3的條件下，
≈5.2×10－2 ，D項正確。
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7.工業上利用一氧化碳和水蒸氣在一定條件下發生反應制取氫氣：CO(g)＋H2O(g)
CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ·mol－1。某小組同學研究在同溫度下該反應過程中的能量變化。他們分別在容積相等的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發生反應，獲得數據如下：
容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
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容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
回答下列問題：
(1)該反應過程中，反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量______(填“大于”
“小于”或“等于”)生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量。
小于
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容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
(2)容器①中反應達到平衡時，生成H2的物質的量為________。
0.8 mol
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容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
(3)容器①的容積變為原來的一半，則CO的轉化率_______(填“增大”“不變”或“減小”)。
不變
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該反應反應前后氣體物質的量相等，容器①的容積變為原來的一半，壓強增大，平衡不移動，則CO的轉化率不變。
容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
(4)到達平衡時間的關系：t1______(填“大于”“小于”或“等于”)t2。
大于
容器②的投料是①的2.5倍，容器②壓強大，反應速率快，到達平衡用的時間少，所以t1大于t2。
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容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
(5)容器②中反應的平衡常數K＝____，Q＝________。
1
82 kJ
容器①、②的溫度相同，平衡常數相同，可以根據容器①計算平衡常數，則
CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)
初始/mol　　 1　　　4　　　　 0　　　 0
轉化/mol　　 0.8　　 0.8　　　 0.8　　 0.8
平衡/mol　　 0.2　　 3.2　　　 0.8　　 0.8
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反應前后氣體分子數相等，容器②的投料是①的2.5倍，所以兩容器中反應等效，所以容器②放出的熱量為容器①的2.5倍，Q＝32.8 kJ×2.5＝82 kJ。
8.某溫度下，N2O5氣體在一體積固定的容器中發生如下反應：2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)(慢反應)　ΔH＜0，2NO2(g) N2O4(g)(快反應)　ΔH＜0，體系的總壓強p總和p(O2)隨時間的變化如圖所示：
(1)圖中表示O2壓強變化的曲線是_____(填“甲”或“乙”)。
乙
根據反應分析，隨著反應的進行氧氣的壓強從0開始逐漸增大，所以乙為氧氣的壓強變化曲線。
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(2)已知N2O5分解的反應速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)，t＝10 h時，p(N2O5)＝______ kPa，v＝_____ kPa·h－1
(結果保留兩位小數，下同)。
28.2
3.38
t＝10 h時，p(O2)＝12.8 kPa，由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)分析，反應的五氧化二氮的分壓為25.6 kPa，起始壓強為53.8 kPa，所以10 h時p(N2O5)＝(53.8－25.6) kPa＝28.2 kPa，N2O5分解的反應速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)＝0.12×28.2 kPa·h－1≈3.38 kPa·h－1。
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(3)該溫度下2NO2(g) N2O4(g)反應的平衡常數Kp＝_____ kPa－1(Kp為以分壓表示的平衡常數)。
0.05
反應完全進行時體系中p(NO2)＝107.6 kPa，設反應生成的N2O4的分壓為x kPa，則可列三段式如下：
2NO2(g) N2O4(g)
起始分壓/kPa　　　　 107.6　　　 0
改變分壓/kPa　　　　 2x　　　 x
平衡分壓/kPa　　　　 107.6－2x　 x
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9.二氧化碳加氫制備甲醇可以實現二氧化碳的資源化利用，有利于二氧化碳的減排。
反應A：CO2(g)＋H2(g) H2O(g)＋CO(g)　ΔH1＝＋41.1 kJ·mol－1；
反應B：CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH2＝－90.1 kJ·mol－1。
(1)CO2(g)與H2(g)反應生成CH3OH(g)和H2O(g)的熱化學方程式為______________________________________________________。
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－49 kJ·mol－1
由蓋斯定律知，反應A＋反應B可得反應CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41.1 kJ·mol－1－90.1 kJ·mol－1＝－49 kJ·mol－1。
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(2)500 ℃時，在2 L恒容密閉容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，發生反應：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡時體系壓強為p0 MPa，測得CO2(g)和CH3OH(g)的濃度隨時間的變化關系如圖1所示。
①0～4 min內平均反應速率v(CO2)＝___________________。
0.125 mol·L－1·min－1
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②平衡時H2的轉化率為______。
75%
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③下列能說明該反應已達到平衡狀態的是____(填字母)。
A.氣體的密度不再變化
B.容器內氣體的壓強不再變化
C.v正(H2)＝3v正(CH3OH)
D.CO2、H2、CH3OH和H2O的濃度之比為1∶3∶1∶1
B
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④該溫度下平衡常數Kp＝_______MPa－2(用含p0的代數式表示，Kp為以分壓表示的平衡常數，分壓＝總壓×物質的量分數)。
根據題意可知，CO2、H2起始濃度分別為1 mol·L－1、3 mol·L－1，由題圖1可知平衡時c平(CH3OH)＝0.75 mol·L－1，列三段式可得：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
起始/(mol·L－1)　 1　　　 3　　　　0　　　　　0
轉化/(mol·L－1)　 0.75　 2.25　　 0.75　　　 0.75
平衡/(mol·L－1)　 0.25　　0.75　　 0.75　　 　0.75
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(3)一定物質的量之比的CO2和H2在裝有催化劑的反應器中反應12 h。體系中甲醇的產率和催化劑的催化活性與溫度的關系如圖2所示。溫度為470 K時，圖2中P點________
(填“處于”或“不處于”)平衡狀態。490 K
不處于
之后，甲醇產率下降的原因是_____________________________________
_____________________________。
反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向
移動，且催化劑的催化活性降低
10.(2023·全國甲卷，28)甲烷選擇性氧化制備甲醇是一種原子利用率高的方法。回答下列問題：
(1)已知下列反應的熱化學方程式：
①3O2(g)===2O3(g)　K1　ΔH1＝＋285 kJ·mol－1
②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l)　K2　ΔH2＝－329 kJ·mol－1
反應③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝________kJ·mol－1，
平衡常數K3＝_______________(用K1、K2表示)。
－307
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(2)電噴霧電離等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)與O3反應可得MO＋。MO＋與CH4反應能高選擇性地生成甲醇。分別在300 K和310 K下(其他反應條件相同)進行反應MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，結果如右圖所示。圖中
300 K的曲線是____(填“a”或“b”)。300 K、
b
60 s時MO＋的轉化率為_______________(列出算式)。
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則同一時間內，b曲線生成M＋的物質的量濃度比a曲線的小，證明化學反應速率慢，又因同一條件下降低溫度化學反應速率減慢，所以曲線b表示的是300 K條件下的反應；
利用數學關系式可求出c(M＋)＝(100.1－1)c(MO＋)，根據反應MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH可知，生成的M＋即為轉化的MO＋，
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(3)MO＋分別與CH4、CD4反應，體系的能量隨反應進程的變化如右圖所示(兩者歷程相似，圖中以CH4示例)。
(ⅰ)步驟Ⅰ和Ⅱ中涉及氫原子成鍵變化的是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
Ⅰ
步驟Ⅰ涉及的是碳氫鍵的斷裂和氫氧鍵的形成，步驟Ⅱ中涉及碳氧鍵的形成，所以符合題意的是步驟Ⅰ。
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(ⅱ)直接參與化學鍵變化的元素被替換為更重的同位素時，反應速率會變慢，則MO＋與CD4反應的能量變化應為圖中曲線_____(填“c”或“d”)。
c
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直接參與化學鍵變化的元素被替換為更重的同位素時，反應速率會變慢，則此時正反應活化能會增大，根據圖示可知，MO＋與CD4反應的能量變化應為圖中曲線c。
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(ⅲ)MO＋與CH2D2反應，氘代甲醇的產量CH2DOD_____CHD2OH(填“＞”“＜”或“＝”)。若MO＋與CHD3反應，生成的氘代甲醇有_____種。
＜
2
由(ⅱ)中可知，CH2D2中C—H鍵比C—D鍵更易斷裂，CHD2OH更易生成，產量更大。根據反應機理可知，若MO＋與CHD3反應，生成的氘代甲醇可能為CHD2OD或CD3OH，共2種。
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返回作業24　平衡常數、反應速率常數的綜合應用
(分值：100分)
(選擇題1～6題，每小題8分，共48分)
1．在溫度為T時，將NH4HS(s)置于抽真空的容器中，當反應NH4HS(s) NH3(g)＋H2S(g)達到平衡時，測得總壓強為p，則該反應的壓強平衡常數Kp為(　　)
A.p B.p2 C.p2 D.p
2．常壓下羰基化法精煉鎳的原理為Ni(s)＋4CO(g) Ni(CO)4(g)　ΔH<0。230 ℃時，該反應的平衡常數K＝2×10－5 mol－3·L3。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2 ℃，固體雜質不參與反應。
第一階段：將粗鎳與CO反應轉化成氣態Ni(CO)4；
第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230 ℃制得高純鎳。
下列判斷錯誤的是(　　)
A．第一階段，選擇反應溫度應高于42.2 ℃
B．第一階段增加c(CO)，平衡正向移動，反應的平衡常數不變
C．第二階段，Ni(CO)4幾乎完全分解
D．第二階段，及時分離出Ni，有利于平衡移動
3．高溫下，甲烷生成乙烷的反應為2CH4C2H6＋H2。反應在初期階段的速率方程為v＝k·c(CH4)，其中k為反應速率常數。下列說法錯誤的是(　　)
A．反應初期，增加甲烷濃度，v增大
B．增加H2濃度，v增大
C．該溫度下，乙烷的生成速率逐漸減小
D．升高反應溫度，k增大
4．已知反應①CO(g)＋CuO(s) CO2(g)＋Cu(s)和反應②H2(g)＋CuO(s) Cu(s)＋H2O(g)在某相同溫度下平衡常數分別為K1和K2，該溫度下反應③CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)的平衡常數為K。則下列說法正確的是(　　)
A．反應①的平衡常數K1＝
B．反應②中，增大氫氣濃度，平衡正向移動，K2增大
C．對于反應③，恒容時，溫度升高，H2的體積分數減小，則該反應的焓變為負值
D．對于反應③，增大壓強，H2濃度一定減小
5．恒容條件下，1 mol SiHCl3發生如下反應：2SiHCl3(g) ?SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)。已知：v正＝v消耗(SiHCl3)＝k正·x2(SiHCl3)，v逆＝2v消耗(SiH2Cl2)＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)，k正、k逆分別為正、逆反應速率常數(假設僅與溫度有關)，x為物質的量分數。如圖是不同溫度下x(SiHCl3)隨時間的變化。下列說法不正確的是(　　)
A．a、b處反應速率：va>vb
B．當反應進行到a處時，＝
C．反應達到平衡狀態時v消耗(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)
D．T1 K時平衡體系中再充入1 mol SiHCl3，平衡正向移動，x(SiH2Cl2)增大
6．在保持體系總壓為105 Pa的條件下進行反應：SO2(g)＋O2(g) SO3(g)，原料氣中SO2和O2的物質的量之比m＝不同時，SO2的平衡轉化率與溫度(T)的關系如圖所示。圖中A點原料氣的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)＝70 mol，下列有關說法正確的是(已知：用分壓表示的平衡常數為Kp，分壓＝總壓×物質的量分數)(　　)
A．該反應的正反應是吸熱反應
B．m1C．A點時SO2的分壓p(SO2)＝4.0×103 Pa
D．在500 ℃、m3的條件下，該反應的平衡常數Kp≈5.2×10－2
7．(12分)工業上利用一氧化碳和水蒸氣在一定條件下發生反應制取氫氣：CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ·mol－1。某小組同學研究在同溫度下該反應過程中的能量變化。他們分別在容積相等的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發生反應，獲得數據如下：
容器編號 起始時各物質的物質的量/mol 達平衡的時間/min 達平衡時體系能量的變化
CO H2O CO2 H2
① 1 4 0 0 t1 放出熱量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出熱量：Q
回答下列問題：
(1)該反應過程中，反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量________(填“大于”“小于”或“等于”)生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量。
(2)容器①中反應達到平衡時，生成H2的物質的量為________。
(3)容器①的容積變為原來的一半，則CO的轉化率________(填“增大”“不變”或“減小”)。
(4)到達平衡時間的關系：t1________(填“大于”“小于”或“等于”)t2。
(5)容器②中反應的平衡常數K＝________，Q＝________。
8．(10分)某溫度下，N2O5氣體在一體積固定的容器中發生如下反應：2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)(慢反應)　ΔH＜0,2NO2(g) N2O4(g)(快反應)　ΔH＜0，體系的總壓強p總和p(O2)隨時間的變化如圖所示：
(1)圖中表示O2壓強變化的曲線是________(填“甲”或“乙”)。
(2)已知N2O5分解的反應速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)，t＝10 h時，p(N2O5)＝________ kPa，v＝________ kPa·h－1(結果保留兩位小數，下同)。
(3)(4分)該溫度下2NO2(g)??N2O4(g)反應的平衡常數Kp＝________ kPa－1(Kp為以分壓表示的平衡常數)。
9．(14分)二氧化碳加氫制備甲醇可以實現二氧化碳的資源化利用，有利于二氧化碳的減排。
反應A：CO2(g)＋H2(g) H2O(g)＋CO(g)　ΔH1＝＋41.1 kJ·mol－1；
反應B：CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)　ΔH2＝－90.1 kJ·mol－1。
(1)CO2(g)與H2(g)反應生成CH3OH(g)和H2O(g)的熱化學方程式為_______________
________________________________________________________________________。
(2)500 ℃時，在2 L恒容密閉容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，發生反應：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡時體系壓強為p0 MPa，測得CO2(g)和CH3OH(g)的濃度隨時間的變化關系如圖1所示。
①0～4 min內平均反應速率v(CO2)＝________。
②平衡時H2的轉化率為________。
③下列能說明該反應已達到平衡狀態的是______(填字母)。
A．氣體的密度不再變化
B．容器內氣體的壓強不再變化
C．v正(H2)＝3v正(CH3OH)
D．CO2、H2、CH3OH和H2O的濃度之比為1∶3∶1∶1
④該溫度下平衡常數Kp＝________MPa－2(用含p0的代數式表示，Kp為以分壓表示的平衡常數，分壓＝總壓×物質的量分數)。
(3)一定物質的量之比的CO2和H2在裝有催化劑的反應器中反應12 h。體系中甲醇的產率和催化劑的催化活性與溫度的關系如圖2所示。溫度為470 K時，圖2中P點______(填“處于”或“不處于”)平衡狀態。490 K之后，甲醇產率下降的原因是______________。
10．(16分)(2023·全國甲卷，28)甲烷選擇性氧化制備甲醇是一種原子利用率高的方法。回答下列問題：
(1)已知下列反應的熱化學方程式：
①3O2(g)===2O3(g)　K1　ΔH1＝＋285 kJ·mol－1
②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l)　K2　ΔH2＝－329 kJ·mol－1
反應③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝________kJ·mol－1，平衡常數K3＝________(用K1、K2表示)。
(2)電噴霧電離等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)與O3反應可得MO＋。MO＋與CH4反應能高選擇性地生成甲醇。分別在300 K和310 K下(其他反應條件相同)進行反應MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，結果如下圖所示。圖中300 K的曲線是________(填“a”或“b”)。300 K、60 s時MO＋的轉化率為________(列出算式)。
(3)MO＋分別與CH4、CD4反應，體系的能量隨反應進程的變化如下圖所示(兩者歷程相似，圖中以CH4示例)。
(ⅰ)步驟Ⅰ和Ⅱ中涉及氫原子成鍵變化的是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(ⅱ)直接參與化學鍵變化的元素被替換為更重的同位素時，反應速率會變慢，則MO＋與CD4反應的能量變化應為圖中曲線________(填“c”或“d”)。
(ⅲ)MO＋與CH2D2反應，氘代甲醇的產量CH2DOD________CHD2OH(填“＞”“＜”或“＝”)。若MO＋與CHD3反應，生成的氘代甲醇有________種。
作業24　平衡常數、反應速率常數的綜合應用
1．C　2.D　3.B　4.C　5.D　6.D
7．(1)小于　(2)0.8 mol
(3)不變　(4)大于　(5)1　82 kJ
8. (1)乙　(2)28.2　3.38　(3)0.05
解析　(1)根據反應分析，隨著反應的進行氧氣的壓強從0開始逐漸增大，所以乙為氧氣的壓強變化曲線。(2)t＝10 h時，p(O2)＝12.8 kPa，由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)分析，反應的五氧化二氮的分壓為25.6 kPa，起始壓強為53.8 kPa，所以10 h時p(N2O5)＝(53.8－25.6) kPa＝28.2 kPa，N2O5分解的反應速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)＝0.12×28.2 kPa·h－1≈3.38 kPa·h－1。
(3)反應完全進行時體系中p(NO2)＝107.6 kPa，設反應生成的N2O4的分壓為x kPa，則可列三段式如下：
2NO2(g) N2O4(g)
起始分壓/kPa　　　　　107.6　　　0
改變分壓/kPa　　　　　　2x　　　x
平衡分壓/kPa　　　　107.6－2x　　x
由107.6－2x＋x＋26.9＝94.7，解x＝39.8，Kp＝ kPa－1≈0.05 kPa－1。
9．(1)CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝－49 kJ·mol－1
(2)①0.125 mol·L－1·min－1　②75%　③B
④　(3)不處于　反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，且催化劑的催化活性降低
解析　(1)由蓋斯定律知，反應A＋反應B可得反應CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)　ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41.1 kJ·mol－1－90.1 kJ·mol－1＝－49 kJ·mol－1。
(2)①0～4 min內，v(CO2)＝＝0.125 mol·L－1·min－1。
②平衡時|Δc(CO2)|＝1.00 mol·L－1－0.25 mol·L－1＝0.75 mol·L－1，故|Δc(H2)|＝3|Δc(CO2)|＝2.25 mol·L－1，則H2的轉化率為×100%＝75%。
④根據題意可知，CO2、H2起始濃度分別為1 mol·L－1、3 mol·L－1，由題圖1可知平衡時c平(CH3OH)＝0.75 mol·L－1，列三段式可得：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
起始/(mol·L－1)　　　　　1　　　3　　　　0　　　　　0
轉化/(mol·L－1)　　　　　0.75　　2.25　　0.75　　　　0.75
平衡/(mol·L－1)　　　　　0.25　　0.75　　0.75　　　　0.75
平衡后CO2、H2、CH3OH和H2O的分壓分別為p0MPa、p0 MPa、p0 MPa、p0 MPa，則Kp＝＝＝ MPa－2。
10．(1)－307　(或)　(2)b　×100%　(3)(ⅰ)Ⅰ　(ⅱ)c　(ⅲ)＜　2
解析　(1)根據蓋斯定律可知，反應③＝(反應②－①)，所以ΔH3＝(ΔH2－ΔH1)＝×(－329 kJ·mol－1－285 kJ·mol－1)＝－307 kJ·mol－1；根據平衡常數表達式與熱化學方程式之間的關系可知，對應化學平衡常數K3＝或。(2)根據圖示信息可知，縱坐標表示－lg[]，則同一時間內，b曲線生成M＋的物質的量濃度比a曲線的小，證明化學反應速率慢，又因同一條件下降低溫度化學反應速率減慢，所以曲線b表示的是300 K條件下的反應；根據上述分析結合圖像可知，300 K、60 s時－lg[]＝0.1，則＝10－0.1，利用數學關系式可求出c(M＋)＝(100.1－1)c(MO＋)，根據反應MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH可知，生成的M＋即為轉化的MO＋，則MO＋的轉化率為×100%。(3)(ⅰ)步驟Ⅰ涉及的是碳氫鍵的斷裂和氫氧鍵的形成，步驟Ⅱ中涉及碳氧鍵的形成，所以符合題意的是步驟Ⅰ。(ⅱ)直接參與化學鍵變化的元素被替換為更重的同位素時，反應速率會變慢，則此時正反應活化能會增大，根據圖示可知，MO＋與CD4反應的能量變化應為圖中曲線c。(ⅲ)由(ⅱ)中可知，CH2D2中C—H鍵比C—D鍵更易斷裂，CHD2OH更易生成，產量更大。根據反應機理可知，若MO＋與CHD3反應，生成的氘代甲醇可能為CHD2OD或CD3OH，共2種。

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