《（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(wǎng)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(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、__、______。 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(shù)，x為物質(zhì)的量分數(shù)，計算a處的＝____(保留1位小數(shù))。 [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(zhuǎn)化率及平衡常數(shù)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(jù)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(jié)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(jù)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(zhuǎn)化率變化，曲線b代表323 K時SiHCl3的轉(zhuǎn)化率變化。 ①由題圖可知，343 K時反應的平衡轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(shù) K343 K＝＝≈0.02。 ②在343 K時，要提高SiHCl3轉(zhuǎn)化率，可采取的措施是及時移去產(chǎn)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(chǎn)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(xiàn)，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(diào)節(jié)神經(jīng)信號傳遞、舒張血管減輕高血壓的功能。回答下列問題： (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(zhì)的量分數(shù)為0.02。 ①H2S的平衡轉(zhuǎn)化率α1＝__________%，反應平衡常數(shù)K＝________。 ②在620 K重復實驗，平衡后水的物質(zhì)的量分數(shù)為0.03，H2S的轉(zhuǎn)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(zhuǎn)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(zhì)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(zhuǎn)化率、平衡常數(shù)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(zhuǎn)化率的影響 解析：(1)根據(jù)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(diào)酸電離出氫離子的難易，而還原性強調(diào)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(shù)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(zhuǎn)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(shù)反應，可直接用物質(zhì)的量替代濃度計算平衡常數(shù)：K＝＝≈2.8×10－3。②總物質(zhì)的量不變，H2O的物質(zhì)的量分數(shù)增大，說明平衡向右移動，H2S的轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化率增大，H2S的轉(zhuǎn)化率減小，A項錯誤；充入CO2，平衡向右移動，H2S的轉(zhuǎn)化率增大，B項正確；充入COS，平衡向左移動，H2S的轉(zhuǎn)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(shù)相等的反應，平衡不移動，H2S的轉(zhuǎn)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?、?　>　③B 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(jié)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(zhuǎn)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(jié)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(shù)均________(填“增大”“不變”或“減小”)。 ②反應ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常數(shù)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(zhuǎn)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(jù)圖像分析氣體的平衡分壓對平衡常數(shù)的影響 ② 考查平衡常數(shù)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(shù)據(jù)可知，NaClO2溶液脫硝過程中主要生成Cl－和NO，結(jié)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(zhuǎn)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(shù)據(jù)可知，相同時間內(nèi)，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(shù)均減小。②反應ClO＋2SO2SO＋Cl－的平衡常

18、數(shù)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(chǎn)物方向移動，SO2轉(zhuǎn)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(jù)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　②減小?、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(chǎn)物方向移動，SO2轉(zhuǎn)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(chǎn)、生活、科技等緊密聯(lián)系的物質(zhì)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(nèi)容也較多，多數(shù)題目含有圖像或圖表，導致思維轉(zhuǎn)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(nèi)綜合分析能力，應用反應原理解決生產(chǎn)實際中的具體問題，體現(xiàn)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(lián)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(lián)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(zhì)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(zhuǎn)化率及平衡常數(shù)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(jù)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(chǎn)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(shù)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(jù)反應物的本性比較 等物質(zhì)的量的不同物質(zhì)與同一種物質(zhì)反應時，越活潑的物質(zhì)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(jù)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(zhuǎn)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(shù)值和前面的符號“＋”“－”看作一個整體進行比較，不能只比較數(shù)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(jù)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(jù)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(jù)表中的數(shù)據(jù)計算ΔH1和ΔH2。 物

26、質(zhì) 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(jù)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(jù)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(jù)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(chǎn)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(zhuǎn)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(shù)為________，H2的平衡轉(zhuǎn)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(shù)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(jù)三段式法得 　　　　　N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) 起始/mol 1 3 0 轉(zhuǎn)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(shù)K＝＝。H2的平衡轉(zhuǎn)化率為3×0.6÷3×100%＝60%。(2)根據(jù)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(zhì)的量大于反應物氣體的物質(zhì)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　③　60% (2)?。? 4．(2018·黃岡調(diào)研)中科院大連化學物理研究所的一項最新成果實現(xiàn)了甲烷高效生產(chǎn)乙烯，甲烷在催化作用下脫氫，在氣相中經(jīng)自由基偶聯(lián)

33、反應生成乙烯，如圖所示。 物質(zhì) 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(zhì)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(jù)H2、CH4和C2H4的燃燒熱數(shù)據(jù)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(jù)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(zhì)的三態(tài)變化或物質(zhì)的溶解過程中的能量變化等。 2.不可忽視化學鍵的物質(zhì)的量 根據(jù)鍵能計算反應熱時，要注意弄清各種化學鍵的物質(zhì)的量，既要考慮熱化學方程式中物質(zhì)的化學計量數(shù)，又要考慮物質(zhì)中各種化學鍵的個數(shù)，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(shù)時，反應熱數(shù)值也必須乘上該數(shù)。 (2)熱化學方程式相加減時，相同狀態(tài)的同種物質(zhì)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(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(zhì)，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(chǎn)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(zhì)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(zhì)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(jù)圖表中數(shù)據(jù)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(jù)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(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)。 ③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(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．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(shù)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(jù)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(jù)題意，起始時c(A

43、sO)＝c(I2)＝x mol·L－1。根據(jù)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(shù)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(nèi)的壓強為1個大氣壓，5 s時反應達到平衡

44、，容器內(nèi)的壓強變?yōu)樵瓉淼摹? (1)反應從開始到平衡NO2的轉(zhuǎn)化率α(NO2)＝______，平衡常數(shù)K＝________(只列代數(shù)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(nèi)混合氣體顏色不再變化 B．容器內(nèi)的壓強保持不變 C．2v逆(NO2)＝v正(N2) D．容器內(nèi)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(nèi)有0.3 mol氣體，容器內(nèi)的壓強為1個大氣壓，

45、反應達到平衡時，容器內(nèi)的壓強變?yōu)樵瓉淼?，即總物質(zhì)的量變?yōu)樵瓉淼?，所以平衡時容器內(nèi)氣體的物質(zhì)的量為0.3 mol×＝0.29 mol，相對初始物質(zhì)的量減少了0.01 mol，根據(jù)化學方程式中各物質(zhì)系數(shù)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(zhuǎn)化率α(NO2)＝×100%＝20%。根據(jù)三段式法可求出平衡常數(shù)K＝。(2)該反應體系中只有NO2為有色氣體，其余均無色，容器內(nèi)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(shù)減小的反應，恒容條件下容器內(nèi)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(zhì)量不變，故氣體密度一直不變，所以，容器內(nèi)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(shù)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(shù)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(nèi)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(zhuǎn)化率為25%，該反

48、應的反應速率v(H2)＝________，反應的平衡常數(shù)K＝________(保留三位有效數(shù)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(zhì)的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)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(shù)之比，當反應物的物質(zhì)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(zhì)的總質(zhì)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(zhuǎn)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(zhuǎn)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(shù)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(shù)為20.0%。則在該

51、溫度下，其平衡常數(shù)K＝____。按化學平衡移動原理，在圖1中畫出CH4的平衡轉(zhuǎn)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(shù)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(shù)減少的主要原因是_______________________________ ____________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)設平衡

53、時轉(zhuǎn)化的CH4的物質(zhì)的量為2x mol，根據(jù)三段式法進行計算： 　　　　　2CH4(g)C2H4(g)＋2H2(g) 起始/mol 1 0 0 轉(zhuǎn)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(zhì)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(zhuǎn)化率增大；該反應為氣體分子數(shù)增大的反應，溫度相同

54、時增大壓強，CH4的平衡轉(zhuǎn)化率降低，據(jù)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(shù)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(zhuǎn)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(shù)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(shù)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(zhuǎn)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(zhuǎn)化率增大，但O2的轉(zhuǎn)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(zhì)的濃度都發(fā)生改變，但平衡不移動。 命題點三　轉(zhuǎn)化率及平衡常數(shù)的相關計算 (一)化學平衡常數(shù)　 1．注意事項 (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(shù)公式。 (3)化學平衡常數(shù)是指某一具體反應的平衡常數(shù)。若方程式中各物質(zhì)的化學計量數(shù)等比例擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數(shù)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(zhuǎn)化率越大；反之，就越不完全，轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化率。 依據(jù)起始濃度(或平衡濃度)和平衡常數(shù)可以計算平衡濃度(或起始濃度)，從而計算反應物的轉(zhuǎn)化率。 (二)化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算　 1．明確四個量(起始量、變化量、平衡量和差量) 　　　　　N2?。?H22NH3　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(zhuǎn)化量。 (2)生成物的平衡量＝起始量＋轉(zhuǎn)化量。 (3)各物質(zhì)變化濃度之比等于它們

59、在化學方程式中的化學計量數(shù)之比。變化濃度是聯(lián)系化學方程式、平衡濃度、起始濃度、轉(zhuǎn)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(zhì)的量相等。 2．掌握三個百分數(shù) (1)轉(zhuǎn)化率＝×100%＝×100% (2)生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量(指生成物)占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來講，轉(zhuǎn)化率越大，原料利用率越高，產(chǎn)率越大。 產(chǎn)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(zhì)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(zhì)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(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))。 解析：(1)把已知兩反應按順序編號為a、b，根據(jù)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(zhì)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(zhuǎn)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(zhì)的量增加，總壓強提高　(4)13.4 2．(2019屆高三·襄陽調(diào)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(zhuǎn)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(jīng)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(shù)K＝________。 解析：(1)x點對應的CH4的平衡轉(zhuǎn)化率為80%，反應消耗CH4、CO2的物質(zhì)的量均為0.8 mol，生成CO、H2的物質(zhì)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(shù)增大的反應，減小壓強，平衡正向移動，CH4的平衡轉(zhuǎn)化率增大，相同溫度下p1時CH4的平衡轉(zhuǎn)化率大，故p1＜p2。壓強為p2時，y點對應的CH4的轉(zhuǎn)化率小于平衡轉(zhuǎn)化率，即反應正向進行，故v正＞v逆。平衡常數(shù)只與溫度有關，y點對應反