2020届高考化学一轮复习化学反应速率、化学平衡学案

2020届高考化学一轮复习化学反应速率、化学平衡学案

化学反应速率、化学平衡 　 一、化学反应速率及其影响因素 1．化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的，通常用单位时间反应物浓度的减 少或生成物浓度的增加来表示，是一段时间内的平均速率。固体或纯液体(不是溶液)的浓度 可视为不变的常数，故一般不用固体或纯液体表示化学反应速率。用不同物质表示同一反应 的化学反应速率时，其数值可能不同(因此，必须指明具体物质)。但各种物质表示的速率比 等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。 2．参加反应的物质的性质是决定化学反应速率的主要因素，外界条件对化学反应速率也 有影响。 　　(1)浓度对化学反应速率的影响只适用于气体反应或溶液中的反应； 　　(2)压强对化学反应速率的影响只适用于气体参加的反应； 　　(3)温度对化学反应速率的影响：实验测得，其他条件不变时，温度每升高 10℃，化学反 应速率通常增加原来的 2－4 倍，经验公式： ； 　　(4)使用催化剂，使原来难以进行的化学反应，分步进行(本身参与了反应，但反应前后 化学性质不变)，从而大幅度改变了化学反应速率。 　　(5)此外，光、电磁波、超声波、反应物颗粒的大小、溶剂的性质等也会对化学反应速率 产生影响。 3．浓度和压强的改变仅仅改变了单位体积内活化分子的数目，温度的改变和催化剂的存 在却能改变单位体积内反应物分子中活化分子所占的百分数。 　　 二、化学平衡建立及外界条件化学平衡的影响。 1．化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混 合物中各组分的浓度保持不变的状态。 　　化学平衡状态的特征： 　　(1)“逆”：化学平衡研究的对象是可逆反应，可逆反应不能进行到底，即反应过程中反 应物、生成物，不能全部转化为生成物(反应物)。 　　(2)“动”：化学平衡是动态平衡，化学反应达平衡时正反应和逆反应仍在继续进行。 　　(3)“等”：指反应体系中的用同一种物质来表示的正反应速率和逆反应速率相等。对于 不同种物质而言，速率不一定相等。 知识体系 　　(4)“定”：平衡混合物中各组分的物质的量、质量、物质的量浓度，各组分的百分含量 (体积分数、质量分数)、转化率等不随时间变化而改变。 　　(5)“变”：改变影响化学平衡的条件，平衡发生移动。 　　(6)化学平衡的建立与反应的途径无关。 　　化学平衡状态的标志是化学平衡状态特征的具体体现。 　　2．平衡移动原理：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能 够减弱这种改变的方向移动。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总 结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但 它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度 地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。 三、反应的焓变和熵变 1、反应焓变是与反应能否自发进行有关的一个因素，但不是惟一因素 2、熵：描述体系滋乱度的物理理 单位：J.mol-1 .k-1 符号 S 影响熵的因素：①同一条件下，不同物质熵不同②同一物质，聚集状态不同熵不同 S(g)>S(l)>S(s) 反应的熵变（△S）：△S=S 反应产物-S 反应物 T、P 一定，反应焓变和熵变共同影响反应方向，反应方向判据：△H-T△S<0 反应能自发 进行；△H-T△S=0 反应达到平衡状态；△H-T△S>0 反应不能自发进行 第 1 课时 化学反应速率 基础过关 1.化学反应速率的表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少或者生成物浓度的增加 来表示化学反应速率。单位：mol/L·s ；mol/L·min ；mol/L·h 等。 对于任一化学反应：aA +bB==cC +dD 可用υ（A）、υ（B）、υ（C）、υ（D）表示其速率， 则有υ（A）:υ（B）:υ（C）:υ（D）== a:b:c:d，即化学反应速率之比等于化学方程式中 各物质的系数之比（还可等于其学其浓度变化之比或物质的量变化之比）。 2.影响反应速率的因素 内因：反应物的性质是反应速率大小的决定因素。 外因：主要因素有浓度、温度、压强、催化剂等。 （1）浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快。 （2）温度：其它条件不变时，升高温度，化学反应速率加快。一般来说，温度每升高 10 ℃，反应速率增大为原来的 2～4 倍。 （3）压强：其它条件不变时，增大压强，对于有气体物质参加的化学反应，反应速率加 快。 （4）催化剂：使用正催化剂，能加快反应速率。未特别指明时，均指正催化剂。 4.活化能：对基元反应而言，活化分子的平均能量与普通反应物分子的平均能量之差叫该 反应的活化能（用 Ea 表示，其单位为 kJ/mol）。活化能越大，反应越难进行。 催化剂能降低化学反应的活化能，增大活化分子的百分数，进而增大化学反应速率。催 化剂具有选择性。 解释化学反应速率快慢的链条思维：活化能→活化分子→有效碰撞→化学反应速率。 单位体积内影响 外因 分子 总数 活化分 子数 活化分子百 分数 有效碰撞 次数 化学反应 速率 增大反 应物浓度 增加 增加 不变 增加 加快 增大压 强 增加 增加 不变 增加 加快 升高温 度 不变 增加 增大 增加 加快 使用催 不变 增加 增大 增加 加快 化剂 【例 1】化合物 Bilirubin 在一定波长的光照射下发生分解反应，反应物尝试随反应时间变化 如右图所示，计算反应 4~8 min 间的平均反应速率和推测反应 16 min 反应物的浓度，结果应 是 A 2.5 和 2.0 B 2.5 和 2.5 C 3.0 和 3.0 D 3.0 和 3.0 解析：本题考察化学反应速率的计算 第 8 秒与第 4 秒时反应物浓度差△C 为 10 ， 为 4 秒，所以在 4~8 间的 平均反应速率为 2.5 ，可以排除 CD 两个答案；图中从 0 开始到 8 反 应物浓度减低了 4 倍，根据这一幅度，可以推测从第 8 到第 16 分也降低 4 倍，即由 10 降 低 到 2.5 ， 因 此 推 测 第 16 反 应 物 的 浓 度 为 2.5 ，所以可以排除 A 而选 B 答案：B 【例 2】（15 分）在溶液中，反应 A+2B C 分别在三种不同实验条件下进行，它们的起始 浓度均为 、 及 。反应物 A 的浓度 随时间的变化如下图所示。 1 1minmol Lµ − −   1mol Lµ −  1 1minmol Lµ − −   1mol Lµ −  1 1minmol Lµ − −   1mol Lµ −  1 1minmol Lµ − −   1mol Lµ −  1 1minmol Lµ − −   t∆ min 1 1minmol Lµ − −   min min min 1 1minmol Lµ − −   1 1minmol Lµ − −   min 1 1minmol Lµ − −   ( ) 0.100 /c A mol L= ( ) 0.200 /c B mol L= ( ) 0 /c C mol L= 典型例题 请回答下列问题： （1）与①比较，②和③分别仅改变一种反应条件。所改变的条件和判断的理由是： ②_______________； ③_______________； （2）实验②平衡时 B 的转化率为_________；实验③平衡时 C 的浓度为____________； （3）该反应的 _________0，判断其理由是__________________________________； （4）该反应进行到 4.0min 时的平均反应速度率： 实验②： =__________________________________； 实验③： =__________________________________。 【解析】（1）②使用了（正）催化剂；理由：因为从图像可看出，两者最终的平衡浓度 相同，即最终的平衡状态相同，而②比①所需要的时间短，显然反应速率加快了，故由影响 反应速率和影响平衡的因素可知是加入（正）催化剂；③升高温度；理由：因为该反应是在 溶液中进行的反应，所以不可能是改变压强引起速率的改变，又由于各物质起始浓度相同， 故不可能是改变浓度影响反应速率，再由于③和①相比达平衡所需时间短，平衡时浓度更小， 故不可能是改用催化剂，而只能是升高温度来影响反应速率的 （2）不妨令溶液为 1L，则②中达平衡时 A 转化了 0.04mol，由反应计量数可知 B 转化了 0.08mol，所以 B 转化率为 ；同样在③中 A 转化了 0.06mol，则生成 C 为 0.06mol,体积不变，即平衡时 C(c)=0.06mol/L (3) ﹥0；理由：由③和①进行对比可知升高温度后 A 的平衡浓度减小，即 A 的转化 率升高，平衡向正方向移动，而升温是向吸热的方向移动，所以正反应是吸热反应， ﹥0 （ 4 ） 从 图 上 读 数 ， 进 行 到 4.0min 时 ， 实 验 ② 的 A 的 浓 度 为 ： 0.072mol/L, 则 H∆ Bv Cv %0.40%100200.0 08.0 =× H∆ H∆ △C(A)=0.10-0.072=0.028mol/L， ,∴ =2 =0.014mol(L·min)-1 ； 进 行 到 4.0mi 实 验 ③ 的 A 的 浓 度 为 ： 0.064mol/L ： △C(A,) =0.10-0.064=0.036mol/L ， ,∴ = =0.0089mol(L·min)-1 【答案】（1）②加催化剂；达到平衡的时间缩短，平衡时 A 的浓度未变 ③温度升高；达到平衡的时间缩短，平衡时 A 的浓度减小 （2）40%（或 0.4）；0.06mol/L；（3）﹥；升高温度向正方向移动，故该反应是吸热反应 （4）0.014mol(L·min)-1；0.008mol(L·min)-1 【命题意图】考查基本理论中的化学反应速率化学平衡部分，一些具体考点是：易通过 图像分析比较得出影响化学反应速率和化学平衡的具体因素（如：浓度，压强，温度，催化 剂等）、反应速率的计算、平衡转化率的计算，平衡浓度的计算， 的判断；以及计算能力， 分析能力，观察能力和文字表述能力等的全方位考查。 【点评】本题所涉及的化学知识非常基础，但是能力要求非常高，观察和分析不到位， 就不能准确的表述和计算，要想此题得满分必须非常优秀才行！此题与 2009 年全国卷 II 理综 第 27 题，及安微卷理综第 28 题都极为相似，有异曲同工之妙，所以对考生不陌生！ 第 2 课时 化学反应的方向及判据 1.反应焓变与反应方向 （1）多数能自发进行的化学反应是放热反应。如氢氧化亚铁的水溶液在空气中被氧化为 氢氧化铁的反应是自发的，其△H（298K）==－444.3kJ·mol—1 （2）部分吸热反应也能自发进行。 如 NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)==CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l) ， 其 △ H （ 298K ） == +37.30kJ·mol—1。 （3）有一些吸热反应在常温下不能自发进行，在较高温度下则能自发进行。如碳酸钙的 分解。 因此，反应焓变不是决定反应能否自发进行的唯一依据。 2.反应熵变与反应方向 （1）熵：描述大量粒子混乱度的物理量，符号为 S，单位 J·mol—1·K—1，熵值越大，体 系的混乱度越大。 1min)(007.0min0.4 /028.0/)()( −•==∆∆= LmolLmoltACAυ Bv Aυ 1min)(009.0min0.4 /036.0/)'()'( −•==∆∆= LmolLmoltACAυ Cv Aυ H∆ 基础过关 y x —、＋—、 — ＋、＋＋ 、 — ⅠⅡ Ⅲ Ⅳ （2）化学反应的熵变（△S）：反应产物的总熵与反应物总熵之差。 （3）反应熵变与反应方向的关系 ①多数熵增加的反应在常温常压下均可自发进行。产生气体的反应、气体物质的量增加 的反应，熵变都是正值，为熵增加反应。 ②有些熵增加的反应在常温下不能自发进行，但在较高温度下则可自发进行。如碳酸钙 的分解。 ③个别熵减少的反应，在一定条件下也可自发进行。如铝热反应的△S== —133.8 J·mol—1·K—1，在点燃的条件下即可自发进行。 4.焓变和熵变对反应方向的共同影响——“四象限法”判断化学反应的方向。 在二维平面内建立坐标系，第Ⅰ象限的符号为“＋、＋”，第Ⅱ象限的符号为“＋、—”， 第Ⅲ象限的符号为“—、—”，第Ⅳ象限的符号为“—、＋”。借肋于数学坐标系四个象限的 符号，联系焓变与熵变对反应方向的共同影响，可以从热力学的角度快速判断化学反应的方 向。 在温度、压强一定的条件下，化学反应的方向的判据为： △H—T△S＜0　反应能自发进行 △H—T△S==0 反应达到平衡状态 △H—T△S＞0 反应不能自发进行 反应放热和熵增加都有利于反应自发进行。该判据指出的是化学反应自发进行的趋势。 １.第Ⅰ象限符号为“＋、＋”（△S＞0、△H＞0）时化学反应的方向——高温下反应自发 典型例题 △S＜0 △H＞0 所有温度下反 应均不能自发 进行 △S＞0 △H＜0 所有温度下均 可自发进行 △S＞0 △H＞0 高温下反应自 发进行　 △S＜0 △H＜0 低温下反应自 发进行 进行 【例１】石灰石的分解反应为：CaCO3(s)==CaO(s) +CO2(g) 其△H（298K）==178.2kJ·mol—１，△S（298K）==169.6J·mol—1·K—1 试根据以上数据判断该反应在常温下是否自发进行？其分解温度是多少？ 【解析】 ∵△H—Ｔ△S＝178.2kJ·mol—１—２９８Ｋ×10×—3×169.6kJ·mol—1·K—1 ==128kJ·mol—1＞0 ∴298K 时，反应不能自发进行。即常温下该反应不能自发进行。 由于该反应是吸热的熵增加反应，升高温度可使△H—Ｔ△S＜0，假设反应焓变和熵变不 随温度变化而变化，据△H—Ｔ△S＜0 可知，Ｔ＞△H/△S ==178.2kJ·mol —１/10× —3× 169.6kJ·mol—1·K—1==1051K，即温度高于７７８℃时反应可自发进行。 ２.第Ⅱ象限符号为“＋、—”（△S＞0、△H＜0）时化学反应的方向——所有温度下反应 均能自发进行 【例２】已知双氧水、水在２９８Ｋ、１００kPa 时的标准摩尔生成焓的数据如下： 物 质 △ fH /kJ·mol—１ H2O(l) —２５８.８ H2O2(l ) —１９１.２ O2（g） 0 （１）试由以上数据计算双氧水发生分解反应的热效应。 （２）若双氧水发生分解反应生成液态水和氧气时，其△S==57.16J·mol—1·K—1 试判断该反应在常温下能否自发进行。若温度达到２０００Ｋ时，反应能否自发进行。 【解析】 （１）根据△H ==H（产物）—H（反应物）得，△H ==２×（—２５８.８kJ·mol —１） +0—2×（—１９１.２kJ·mol—１）===　—１３５.２kJ·mol—１。 （ 2 ） 在 ２ ９ ８ Ｋ 时 ， △ H—Ｔ △ S ＝ —１ ３ ５ . ２ kJ · mol—１ － (298K × 10—3 × 57.16kJ·mol—1·K—1) ==　—152.23 kJ·mol—１＜0 ∴该反应在常温下可自发进行。 θ m 温度达到２０００Ｋ，且假定焓变和熵变不随温度变化而变化，△H—Ｔ△S＝—１３５.２ kJ·mol—１－(２０００K×10—3×57.16kJ·mol—1·K—1)==　—２４９.５２kJ·mol—１＜0 故△S＞0、△H＜0 时，仅从符号上进行分析，无论温度如何变化，恒有△H—Ｔ△S＜0， 故化学反应的方向——所有温度下反应均能自发进行。 ３.第Ⅲ象限符号为“—、—”（△S＜0、△H＜0）时化学反应的方向——低温下反应可以 自发进行 【例３】常温下氢氧化亚铁与空气中的氧气及水有可能发生反应，即： ４ Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)==4Fe(OH)3(s) ， 已 知 该 反 应 在 ２ ９ ８ Ｋ 时 的 △ H== —444.3 kJ·mol—１，△S==　—２８０.1 J·mol—1·K—1 试问该反应在常温下是否自发进行？ 【解析】 根据△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ·mol—１—２９８Ｋ×10－3×（—２８０.1 kJ·mol—1·K—1） == —360.83 kJ·mol—１＜0，故２９８Ｋ时反应可自发进行。 由于焓变和熵变的作用相反，且二者相差悬殊，焓变对反应的方向起决定性作用，故反 应可自发进行。 假定温度达到２０００Ｋ，则△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ·mol —１—２０００Ｋ×10 －3× （—２８０.1 kJ·mol—1·K—1）＝１１５.9 kJ·mol—１＞0，反应不能自发行。即高温下反应 不能自发进行。 ４.第Ⅳ象限符号为“—、＋”（△S＜0、△H＞0）时化学反应的方向——所有温度下反应 均不能自发进行 【例４】ＣＯ(g)＝Ｃ（s，石墨）＋１/２Ｏ２（g），其△H＝１１０.5 kJ·mol—１△S==　— ８９.３６J·mol—1·K—1，试判断该反应在２９８Ｋ和２０００Ｋ时反应是否自发进行？ 【解析】 ２９８Ｋ时，△H—Ｔ△S＝１１０.5 kJ·mol —１—２９８Ｋ×10 —3×（—８９.３６ kJ·mol—1·K—1) ==137.13 kJ·mol—１＞0，故２９８Ｋ时反应不能自发进行。 ２０００Ｋ时，△H—Ｔ△S＝１１０.5 kJ·mol—１—２０００Ｋ×10—3×（—８９.３６ kJ·mol—1·K—1) ==２８９.２２ kJ·mol—１＞0，故２０００Ｋ时，反应也不能自发进行。 事实上，△S＜0、△H＞0 时，仅从符号上进行分析，无论温度如何变化，恒有△H—Ｔ△ S＞０，故化学反应的方向——所有温度下反应均不能自发进行。 从以上四个象限的情况来看，交叉象限的情况相反相成，第Ⅰ象限（高温下反应自发进 行）和第Ⅲ象限（低温下反应自发进行）相反相成，第Ⅱ象限（所有温度下均可自发进行） 和第Ⅳ象限（所有温度下反应均不能自发进行）相反相成。分析化学反应的方向的热力学判 据是△H—T△S＜0，而这个判据是温度、压强一定的条件下反应自发进行的趋势，并不能说 明反应能否实际发生，因为反应能否实际发生还涉及动力学问题。 第 3 课时 化学反应的限度 1.可逆反应：在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称为可逆反应。在可逆反应 中使用“ ”。 2.化学平衡（状态）： （1）概念：在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，正反应速率和逆反应速率相等， 反应物和生成物的浓度不再发生变化，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 （2）特征： ①逆：化学平衡研究的对象是可逆反应。 ②等：V（正）==V（逆）≠0 ③动：化学平衡是动态平衡。虽然 V（正）==V（逆），但正、逆反应仍在进行。 ④定：反应物和生成物的浓度保持一定。 ⑤变：外界条件改变，平衡也随之改变。 3.化学平衡常数： （1）概念：对于一定条件下的可逆反应（aA+bB cC+dD），达到化学平衡时，生成物 浓度的乘幂的乘积与反应物浓度的乘幂的乘积之比为一常数，记作 Kc，称为化学平衡常数(浓 度平衡常数)。 （2）数学表达式： 如果反应物和生成物均为气体，当达到化学平衡时，将由各物质平衡分压算得的平衡常 数称为压强平衡常数。即 浓度平衡常数和压强平衡常数均称为化学平衡常数。 基础过关 [A]a[B]b [C]c[D]d Kc== pa(A)pb(B) pc(C)pd(D) Kp== （3）意义：平衡常数的大小化学反应可能进行的程度（即反应限度）；平衡常数的数值 越大，说明反应进行得越完全。 （4）影响因素：只与温度有关，而与浓度无关。 4.平衡转化率：对于可逆反应 aA+bB cC+dD，反应物 A 的平衡转化率可以表示为： α（A）==（c0(A)－ [A]）/c0(A)×100% 5. 反应条件对化学平衡的影响 (1)化学平衡移动：一定条件下的可逆反应达到平衡状态以后，反应条件改变，平衡混合 物中各组分的浓度也随之发生改变而达到新的平衡状态，这种由一个平衡达到新的平衡的过 程称为化学平衡移动。 （2）反应条件对化学平衡的影响 ①改变温度： 升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。 降低温度，化学平衡向放热反应方向移动。 ②改变浓度： 若 Qc＜Kc，化学平衡正向（向右）移动。 若 Qc＞Kc，化学平衡逆向（向左）移动。 ③改变压强： 若 Qp＜Kp，化学平衡正向（向右）移动。 若 Qp＞Kp，化学平衡逆向（向左）移动。 （3）勒夏特列原理：在封闭体系中，如果只改变平衡体系中的一个条件时，平衡将向减 弱这个条件改变的方向移动。 【例 1】（14 分）二甲醚是一种重要的清洁燃料，也可替代氟利昂作制冷剂等，对臭氧层无破 坏作用。工业上可利用煤的气化产物（水煤气）合成二甲醚。 请回答下列问题： ⑴ 煤的气化的主要化学反应方程式为：___________________________。 ⑵ 煤的气化过程中产生的有害气体 H2S 用 Na2CO3 溶液吸收，生成两种酸式盐，该反应的 化学方程式为：________________________________________。 ⑶ 利用水煤气合成二甲醚的三步反应如下： 典型例题 ① 2H 2 (g) + CO(g) C H 3 O H (g)；ΔH ＝ －90.8 kJ·mol－1 ② 2CH3OH(g) CH3OCH3(g) + H 2 O (g)；ΔH＝ －23.5 kJ·mol－1 ③ CO(g) + H 2 O (g) C O 2 (g) + H2(g)；ΔH＝ －41.3 kJ·mol－1 总反应：3H 2 (g) + 3CO(g) CH3OCH3(g) + C O 2 (g)的 ΔH＝ ___________； 一定条件下的密闭容器中，该总反应达到平衡，要提高 CO 的转化率，可以采取的措施是 __________（填字母代号）。 a．高温高压 b．加入催化剂 c．减少 C O 2 的浓度 d．增加 CO 的浓度 e．分离出二甲醚 ⑷ 已知反应②2CH3OH(g) CH3OCH3(g) + H 2 O (g)某温度下的平衡常数为 400 。此温度 下，在密闭容器中加入 C H 3 O H ，反应到某时刻测得各组分的浓度如下： 物质 C H 3 O H CH3OCH3 H 2 O 浓度/（mol·L－1） 0.44 0.6 0.6 ① 比较此时正、逆反应速率的大小：v 正 ______ v 逆 （填“>”、“<”或“＝”)。 ② 若加入 CH3OH 后，经 10 min 反应达到平衡，此时 c(C H 3 O H ) ＝ _________；该时 间内反应速率 v(CH3OH) ＝ __________。 解析：(1)煤生成水煤气的反应为 C+H2O CO+H2。 (2)既然生成两种酸式盐，应是 NaHCO3 和 NaHS，故方程式为： Na2CO3+H2S==NaHCO3+NaHS。 (3)观察目标方程式，应是①×2+②+③，故△H=2△H1+△H2+△H3=-246.4kJ· mol -1。 正反应是放热反应，升高温度平衡左移，CO 转化率减小；加入催化剂，平衡不移动，转化率 不变；减少 CO2 的浓度、分离出二甲醚，平衡右移，CO 转化率增大；增大 CO 浓度，平衡右 移，但 CO 转化率降低；故选 c、e。 (4)此时的浓度商 Q= =1.86＜400，反应未达到平衡状态，向正反应方向移动，故 正 ＞ 逆 ； 设 平 衡 时 生 成 物 的 浓 度 为 0.6+x ， 则 甲 醇 的 浓 度 为 （ 0.44-2x ） 有 ： 400= ，解得 x=0.2 mol·L-1，故 0.44 mol·L-1-2x=0.04 mol·L-1。 由表可知，甲醇的起始浓度度为(0.44+1.2) mol·L-1=1.64 mol·L-1，其平衡浓度为 0.04 mol·L-1， 10min 变化的浓度为 1.6 mol·L-1，故 (CH3OH)=0.16 mol·L-1·min-1。 答案：(1) C+H2O CO+H2。 高温 44.044.0 6.06.0 × × υ υ 2 2 )244.0( )6.0( x x − + υ 高温 (2) Na2CO3+H2S==NaHCO3+NaHS (3) -246.4kJ· mol -1 c、e (4) ①＞ ②0.04 mol·L-1 0.16 mol·L-1·min-1 命题立意：本题是化学反应原理的综合性试题，考查了化学方程式的书写、盖斯定律的应用、 化学平衡移动原理，和利用浓度商和平衡常数的关系判断平衡移动的方向、平衡常数和速率 的计算等。 【例 2】反应 aM(g)+bN(g) cP(g)+dQ(g)达到平衡时。 M 的体积分数 y(M)与反应条件的关系如图所示。其中：Z 表示反应开始时 N 的物质的量与 M 的物质的量之比。下 列说法正确的是 A.同温同压 Z 时，加入催化剂，平衡时 Q 的体积分数增加 B.同压同 Z 时，升高温度，平衡时 Q 的体积分数增加 C.同温同 Z 时，增加压强，平衡时 Q 的体积分数增加 D.同温同压时，增加 Z，平衡时 Q 的体积分数增加。 答案：B 解析：本题考查了平衡移动原理的应用。A 项加入催化剂只能改变反应速率，不会使平衡移动。 B 项由图像（1）知随着温度的升高 M 的体积分数降低，说明正反应吸热，所以温度升高平衡 正向移动，Q 的体积分数增加。C 项对比（1）（2）可以看出相同温度条件，压强增大 M 的体 积分数增大，所以正反应是体积缩小的反应，增大压强 Q 的体积分数减小。D 项由 C 项可以 判断 D 也不对。 【巩固练习 1】(福建省泉州一中 2018 届高三上学期期中考试)在 1 L 密闭容器中，把 1 mol A 和 1 mol B 混合发生如下反应： 3A(g)+B(g) xC(g)+2D(g)，当反应达到平衡时，生成 0.4 mol D，并测得 C 的平衡浓度为 0.4 mol·Lˉ1，下列叙述中不正确的是 A．x 的值为 2 B．A 的转化率为 40% C．B 的平衡浓度为 0.8 mol·Lˉ1 D．D 的体积分数为 20% 答案 B 【巩固练习 2】（贵州省巴结中学 2018 届高三 10 月月考）某体积可变的密闭容器，盛有适量 的 A 和 B 的混合气体，在一定条件下发生反应： ，若维持温度和 压强不变，当达到平衡时，容器的体积为 VL，其中 C 气体的体积占 10％，下列推断正 确 （ ） ①原混合气体体积为 1.2VL； ②原混合气体的体积为 1.1VL； ③反应达平衡时气体 A 消耗 0.05VL； ④反应达平衡时气体 B 消耗掉 0.05VL。 A．②③　　　 B．②④　　　 C．①③　D．②① 答案 A 【巩固练习 3】T℃时，A 气体与 B 气体反应生成 C 气体。反应过程中 A、B、C 物质的量变化 如图（Ⅰ）所示；若保持其他条件不变，温度分别为 T1 和 T2 时，B 的体积分数与时间的关系 如图（Ⅱ）所示，则下列结论正确的是（ ） A．在（t1+1）min 时，保持其他条件不变，增大压强，平衡向逆反应方向移动 B．在（t1+1）min 时，保持容器总压强不变，通入稀有气体，平衡向正反应方向移动 C．不再增减物质，只改变压强或温度时，A 的体积分数 V(A)%变化范围为 25%

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