本文題目：高二化學二單元教案：化學反應的方向
第1課時 化學反應的方向
[目標要求] 1.了解自發過程和化學反應的自發性。2.通過「有序」和「無序」的對比，了解熵和熵變的概念。3.初步了解焓變和熵變對化學反應方向的影響，能用焓變和熵變說明化學反應的方向。
一、化學反應的方向
1.化學反應具有方向性，許多化學反應的正反應能自發進行，而其逆反應無法自發進行。
2.自發反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。
二、判斷化學反應方向的依據
1.能量判據
自然界中的自發過程，都有由能量較高狀態向能量較低狀態轉化的傾向;絕大多數放熱反應都能自發進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。
反應的焓變是制約化學反應能否自發進行的因素之一。
2.熵判據
(1)熵
用來度量體系混亂程度的物理量。熵值越大，混亂程度越大。符號為S。單位：J?mol-1?K-1。
(2)熵值大小的比較
同一種物質不同狀態時熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)。
(3)熵變：反應前後體系熵的變化，符號為ΔS。
若發生變化後體系的混亂度增大，該過程的ΔS>0，反之，ΔS<0。
(4)熵變與化學反應自發性關係
ΔS>0，反應自發進行;ΔS<0，反應不能進行。化學反應的ΔS越大，越有利於反應自發進行。
3.複合判據
體系能量降低(ΔH<0)和混亂度增大(ΔS>0)都有促使反應自發進行的傾向，判斷反應的自發性必須綜合考慮反應的焓變和熵變。在恆溫、恆壓時：
(1)當ΔH<0，ΔS>0時，反應自發進行。
(2)當ΔH>0，ΔS<0時，反應不能自發進行。
(3)當ΔH<0，ΔS<0時，反應在較低溫度下自發進行。
(4)當ΔH>0，ΔS>0時，反應在較高溫度下自發進行。
知識點一 能量判據
1.實驗證明，多數能自發進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是( )
A.所有的放熱反應都是自發進行的
B.所有的自發反應都是放熱的
C.焓變是影響反應是否具有自發性的一個重要因素
D.焓變是決定反應是否具有自發性的惟一判據
答案 C
解析 多數能自發進行的反應都是放熱反應，並不是所有自發進行的反應都是放熱反應，既然說「多數」，必定存在特例，所以只能說「焓變是影響反應是否具有自發性的一個重要因素，但不是唯一因素」。
2.下列自發反應可用焓判據來解釋的是( )
A.2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7 kJ?mol-1
B.(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)+NH3(g) ΔH=+74.9 kJ?mol-1
C.2H2(g)+O2(g)===2H2O(l) ΔH=-286 kJ?mol-1
D.CaCO3(s)===CaO(s)+CO2(g) ΔH=+178.2 kJ?mol-1
答案 C
解析 從焓變的角度分析，化學反應有由高能狀態向低能狀態轉化、使體系能量降低的趨勢，表現為放熱反應較易進行。
知識點二 熵判據
3.碳酸銨(NH4)2CO3在室溫下就能自發的分解產生氨氣，對其說法正確的是( )
A.碳酸銨分解是因為生成了易揮發的氣體，使體系的熵增大
B.碳酸銨分解是因為外界給予了能量
C.碳酸銨分解是吸熱反應，根據能量判據不能自發分解
D.碳酸鹽都不穩定，都能自發分解
答案 A
解析 (NH4)2CO3的分解為吸熱反應，而吸熱反應不易自發進行;根據焓變與熵變對化學反應的共同影響，該反應熵值一定增大。
4.摩爾熵是單位物質的量的物質在一定條件下所具有的熵。試比較下列兩組物質摩爾熵的大小順序。
(1)相同條件下的氣態甲醇、乙醇、丙醇。
(2)氣態苯、液態苯、固態苯。
答案 (1)S(氣態甲醇)S(液態苯)>S(固態苯)
解析 一般來講，組成物質的原子種類相同時，一個分子中的原子數目越多，其混亂度就越大，熵值也越大;對於同一種物質，S(g)>S(l)>S(s)。根據以上的規律可知，對於(1)，S(氣態甲醇)S(液態苯)>S(固態苯)。
知識點三 複合判據
5.某反應：A===B+C在室溫下不能自發進行，在高溫下能自發進行，對該反應過程ΔH、ΔS的判斷正確的是( )
A.ΔH<0、ΔS<0 B.ΔH>0、ΔS<0
C.ΔH<0、ΔS>0 D.ΔH>0、ΔS>0
答案 D
解析 由題意知：該反應在室溫下不能自發反應，而高溫下能自發進行。根據ΔH和ΔS對反應方向的共同影響可推知：ΔH>0，ΔS>0。
6.下列反應中，常溫常壓下一定不能自發進行的是( )
A.2KClO3(s)===2KCl(s)+3O2(g)
ΔH=-78.03 kJ?mol-1
ΔS=+1 110 J?mol-1?K-1
B.CO(g)===C(s，石墨)+12O2(g)
ΔH=110.5 kJ?mol-1
ΔS=-89.36 J?mol-1?K-1
C.4Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)===4Fe(OH)3(s)
ΔH=-444.3 kJ?mol-1
ΔS=-280.1 J?mol-1?K-1
D.NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)===CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l)
ΔH=37.30 kJ?mol-1
ΔS=+184.05 J?mol-1?K-1
答案 B
練基礎落實
1.下列說法中正確的是( )
A.凡是放熱反應都是自發的，吸熱反應都是非自發的
B.自發反應一定是熵增大，非自發反應一定是熵減小或不變的反應
C.自發反應在恰當的條件下才能實現
D.自發反應在任何條件下都能實現
答案 C
解析 放熱反應常常是容易進行的過程，吸熱反應有些也是自發的;自發反應的熵不一定增大，可能減小，也可能不變;過程的自發性只能用於判斷過程的方向，是否能實現還要看具體的條件，能量判據和熵判據要綜合考慮利用，不能簡單地單一使用。故選C。
2.下列對熵的理解不正確的是( )
A.同種物質氣態時熵值最大，固態時熵值最小
B.體系越有序，熵值越小;越混亂，熵值越大
C.與外界隔離的體系，自發過程將導致體系的熵減小
D.25 ℃、1.01×105 Pa時，2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)是熵增的反應
答案 C
解析 體系都有從有序自發轉變為無序的傾向，此過程為熵增過程，故C錯誤。
3.在圖中A、B兩容器裡，分別收集著兩種互不作用的理想氣體。若將中間活塞打開(如圖所示)，兩種氣體分子立即都分布在兩個容器中。這是一個不伴隨能量變化的自發過程。關於此過程的下列說法不正確的是( )
A.此過程為混亂程度小的向混亂程度大的方向變化的過程，即熵增大的過程
B.此過程為自發過程，而且沒有熱量的吸收或放出
C.此過程從有序到無序，混亂度增大
D.此過程是自發可逆的
答案 D
解析 根據題意ΔH=0，ΔS>0，由ΔH-TΔS推知該過程能自發進行，氣體擴散為熵增過程，而其逆過程不能自發進行。
4.已知在等溫條件下，化學反應方向的判據為：
ΔH-TΔS<0，反應能正向自發進行;
ΔH-TΔS=0，反應達平衡狀態;
ΔH-TΔS>0，反應能逆向自發進行。
(其中ΔH為焓變，ΔS為熵變，T為熱力學溫度，單位為K)
設反應A(s)===D(g)+E(g) ΔH-TΔS=(-4 500+11T)J?mol-1，要防止反應發生，溫度必須( )
A.高於409 K
B.低於136 K
C.高於136 K而且低於409 K
D.低於409 K
答案 A
5.25 ℃和1.01×105 Pa時，反應2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7 kJ/mol，自發進行的原因是( )
A.是吸熱反應 B.是放熱反應
C.是熵減少的反應 D.熵增大效應大於能量效應
答案 D
練方法技巧
6.石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為
C(石墨)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-393.51 kJ?mol-1
C(金剛石)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-395.41 kJ?mol-1
關於金剛石和石墨的相互轉化，下列說法正確的是( )
A.石墨轉化成金剛石是自發進行的過程
B.金剛石轉化成石墨是自發進行的過程
C.金剛石比石墨更穩定
D.金剛石比石墨能量低
答案 B
解析 由熱化學方程式可知，石墨比金剛石能量低，1 mol石墨轉化為1 mol金剛石需吸收1.9 kJ的熱量，金剛石轉化為石墨是放熱反應，因此金剛石轉化為石墨是自發進行的過程。物質所具有的能量越低越穩定。
點撥：那些不用藉助外力就可以自動進行的自發過程的共同特點是：體系趨於從高能狀態轉變為低能狀態(這時體系會對外部做功或釋放熱量)，這就是所謂的能量判據。但是自動進行的自發反應不一定都是由高能狀態到低能狀態的過程，例如，硝酸銨溶於水。因而只使用能量判據來確定變化過程的方向是片面的。對具體反應需應用能量判據和熵判據綜合進行分析，即凡是能夠使體系能量降低、熵增大的方向就是化學反應容易進行的方向。
7.汽車尾氣(含烴類、CO、NO與SO2等)是城市主要汙染源之一，治理的辦法之一是在汽車排氣管上裝催化轉化器，它使NO與CO反應生成可參與大氣生態循環的無毒氣體，其反應原理是：2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，在298 K、100 kPa下，ΔH=-113 kJ?mol-1，ΔS=-145 J?mol-1?K-1。下列說法中錯誤的是( )
A.該反應中反應物總能量高於生成物的總能量
B.該反應常溫下不能自發進行，因此需要高溫和催化劑條件
C.該反應常溫下能自發進行，高溫和催化劑條件只是加快反應的速率
D.汽車尾氣中的這兩種氣體會與人體血紅蛋白結合而使人中毒
思路點撥：解答本題要注意以下兩點：
(1)利用ΔG=ΔH-TΔS判斷反應的方向。
(2)注意反應發生的條件。
答案 B
解析 因為2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，298 K時，ΔH=-113 kJ/mol，ΔS=-145 J?mol-1?K-1，說明該反應為放熱反應，且是熵減的反應，生成物的總能量低於反應物的總能量。常溫時ΔG=ΔH-TΔS=-113 kJ?mol-1-298 K×(-145×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-69.79 kJ?mol-1<0，即該反應在常溫下能自發進行，故A、C、D正確。
練綜合拓展
8.某化學科研小組研究在其他條件不變時，改變某一條件對反應[可用aA(g)+bB(g) cC(g)表示]化學平衡的影響，得到如圖所示圖象(圖中p表示壓強，T表示溫度，n表示物質的量，α表示平衡轉化率，φ表示體積分數)：
分析圖象，回答下列問題：
(1)在圖象反應Ⅰ中，若p1>p2，則此正反應為________(填「吸熱」或「放熱」)反應，也是一個氣體分子數________(填「減少」或「增大」)的反應，由此判斷，此反應自發進行，必須滿足的條件是________。
(2)在圖象反應Ⅱ中，T1________T2(填「>」、「<」或「=」)，該正反應為________(填「吸熱」或「放熱」)反應。
(3)在圖象反應Ⅲ中，若T1>T2，則該反應能否自發進行?
答案 (1)放熱 減少 低溫 (2)> 放熱 (3)能自發進行
解析 本題涉及圖象的分析及化學平衡的移動和反應進行的方向等知識點。反應Ⅰ中恆壓下溫度升高，α(A)減小，即升高溫度平衡向左移動，則正反應為放熱反應，ΔH<0;由p1>p2知恆定溫度時壓強越大，α(A)越大，即增大壓強平衡向右移動，說明此反應為氣體分子數減少的反應(a+b>c)，即為熵減反應，ΔS<0。放熱、熵減反應只能在低溫下自發進行。反應Ⅱ中T1溫度下反應先達到平衡狀態，說明T1>T2;溫度越高，平衡時C的物質的量越小，即升高溫度平衡
向左移動，則正反應為放熱反應，ΔH<0。反應Ⅲ中在恆溫下壓強變化對α(A)沒有影響，說明壓強變化不能影響平衡，此反應為氣體分子數不變的反應(a+b=c)，反應過程中熵變很小，ΔS≈0，若T1>T2，恆壓下溫度越高α(A)越小，說明升高溫度平衡向左移動，正反應為放熱反應，ΔH<0，則ΔH-TΔS<0，反應能自發進行。
9.已知，一個可逆反應，若正反應為自發過程，則其逆反應為非自發過程，反之，亦然。
(1)已知2CO(g) CO2(g)+C(s)，T=980 K時ΔH-TΔS=0。當體系溫度低於980 K時，估計ΔH-TΔS____0(填「大於」、「小於」或「等於」，下同);當體系溫度高於980 K時，估計ΔH-TΔS____0。
(2)電子工業中清洗矽片上的SiO2(s)的反應為
SiO2(s)+4HF(g)===SiF4(g)+2H2O(g)
ΔH(298.15 K)=-94.0 kJ?mol-1
ΔS(298.15 K)=-75.8 J?mol-1?K-1，設ΔH和ΔS不隨溫度而變化，則此反應自發進行的溫度是________________________________________________________________________。
答案 (1)小於 大於 (2)小於1 240 K
解析 (1)C(s)+CO2(g)??2CO(g)的反應為吸熱反應，ΔH>0，則2CO(g)??CO2(g)+C(s)為放熱反應，ΔH<0，且該反應ΔS<0，則當T<980 K時，ΔH-TΔS<0，T>980 K時，ΔH-TΔS>0。
(2)由題給信息，要使反應能自發進行，須有ΔH-TΔS<0，
即-94.0 kJ?mol-1-T×(-75.8 J?mol-1?K-1)×10-3 kJ?J-1<0則
T<94.0 kJ?mol-175.8 J?mol-1?K-1×10-3kJ?J-1=1.24×103 K。
10.在298 K時，下列反應的ΔH依次為：
C2H5OH(l)+3O2(g)===2CO2(g)+3H2O(l) ΔH1=-1 366.8 kJ?mol-1
C(石墨)+O2(g)===CO2(g) ΔH2=-393.5 kJ?mol-1
H2(g)+1/2O2(g)===H2O(l) ΔH3=-285.8 kJ?mol-1
乙醇(C2H5OH)、氫氣、石墨和氧氣的熵值分別為：
161.0 J?mol-1K-1、130.6 J?mol-1K-1、5.74 J?mol-1K-1、205.3 J?mol-1K-1，則298 K時，由單質生成1 mol乙醇的ΔH、ΔS及ΔH-TΔS分別為多少?
答案 -277.6 kJ?mol-1 -344.93 J?mol?L-1?K-1 -174.8 kJ?mol-1
解析 ΔH=2ΔH2+3ΔH3-ΔH1
=2×(-393.5 kJ?mol-1)+3×(-285.8 kJ?mol-1)-(-1 366.8 kJ?mol-1)=-277.6 kJ?mol-1
ΔS=161.0 J?mol-1K-1 -3×130.6 J?mol-1K-1 -2×5.74 J?mol-1K-1 -1/2×205.3 J?mol-1K-1
=-344.93 J/(mol?K)
ΔG=ΔH-TΔS
=-277.6 kJ?mol-1-298 K×(-344.93×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-174.8 kJ?mol-1
第2課時 化學平衡狀態
[目標要求] 1.了解化學反應的可逆性，了解可逆反應的概念、特點。2.理解化學平衡建立的過程。3.理解化學平衡的特徵。
一、可逆反應
1.概念
在一定條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應。如：N2+3H2 2NH3。
2.特點
(1)同一條件下，正反應和逆反應同時發生、同時存在。
(2)反應不能進行到底，反應物不能實現完全轉化。
(3)反應體系中，與化學反應有關的各種物質同存於同一反應體系。
(4)反應達到限度時，反應仍在進行，沒有停止。
二、化學平衡狀態
1.含義
在一定條件下，當正、逆兩個方向的反應速率相等時，反應體系中所有參加反應的物質的質量或濃度可以保持恆定。
2.特徵
①逆：可逆反應 ②等：v正=v逆 ③定：物質恆定
④動：動態平衡，反應沒停止 ⑤變：條件變，平衡移動
三、化學平衡狀態的判斷
1.看v(正)與v(逆)是否相等。
2.看體系中的各物質是否保持恆定。
知識點一 可逆反應
1.下列反應屬於可逆反應的是( )
A.H2和O2點燃生成H2O的反應與H2O電解生成H2和O2的反應
B.CuSO4吸水形成晶體藍礬與藍礬加熱失去水分生成CuSO4
C.Cl2溶於水
D.Na2O溶於水
答案 C
解析 A、B項的反應不是在同一條件下進行，不屬於可逆反應;D項反應能進行到底，不屬於可逆反應;同一條件下，Cl2與水反應生成HCl和HClO，同時，HCl和HClO反應生成Cl2與水，屬於可逆反應。
2.在密閉容器中進行如下反應：X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始濃度分別為0.1 mol?L-1、0.3 mol?L-1、0.2 mol?L-1，在一定條件下，當反應達到平衡時，各物質的濃度有可能是( )
A.Z為0.3 mol?L-1
B.X2為0.2 mol?L-1
C.Y2為0.4 mol?L-1
D.c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.55 mol?L-1
答案 A
解析 可逆反應中，反應體系中各物質一定共存，如果B、C選項中的數據存在，則Z的濃度為0，這是不可能的，A選項符合題意;又因為該反應是總體積不變的反應，達到平衡時，不論X2、Y2、Z怎麼變化，總物質的量不會改變，總濃度也不會改變，即：c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.6 mol?L-1。
知識點二 化學平衡狀態的判定
3.能夠說明一個可逆反應H2(g)+I2(g) 2HI(g)已達到平衡狀態的是( )
A.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol H—I鍵形成
B.1 mol H—H鍵斷裂的同時有2 mol H—I鍵形成
C.1 mol I—I鍵斷裂的同時有2 mol HI鍵形成
D.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol I—I鍵形成
答案 D
解析 斷裂反應物的化學鍵和形成生成物的化學鍵都表示正反應，斷裂生成物的化學鍵和形成反應物的化學鍵都表示逆反應，只要抓住反應方向相反和物質的生成和消耗量符合反應方程式，問題便可解決。
4.在一定條件下，反應：2NO+O2 2NO2在定容容器中發生，對該反應達到平衡的標誌的描述中，錯誤的是( )
A.混合氣體的總分子數不再變化
B.混合氣體的顏色不再變化
C.容器的總壓強不再變化
D.混合氣體的總質量不再變化
答案 D
解析 該反應為物質的量改變的反應，在定容容器中，建立平衡的過程會有壓強的改變、總分子數的改變、顏色的改變，一旦這些可變量不變了，則證明平衡建立了，而總質量在任何情況下都不發生變化。
5.在一定溫度下，反應A2(g)+B2(g) 2AB(g)達到平衡的標誌是( )
A.單位時間生成n mol的A2，同時生成n mol的AB
B.容器內的總壓強不隨時間的變化而變化
C.單位時間生成2n mol的AB同時生成n mol的B2
D.平均相對分子質量不隨時間變化而變化
答案 C
解析 該反應是等體積反應，壓強不隨時間變化，不能證明為平衡狀態。平均式量不隨時間變化也不能證明為平衡狀態。如果不是等體積反應，則這兩種情況都能證明為平衡狀態。
練基礎落實
1.在密閉容器中，充入SO2和18O原子組成的氧氣，在一定條件下開始反應，在達到平衡後，18O存在於( )
A.只存在於氧氣中
B.只存在於SO3中
C.只存在於SO2和SO3中
D.SO2、SO3、O2中都存在
答案 D
解析 該反應是可逆反應，正反應、逆反應同時存在;化學平衡是動態平衡，正反應發生時，18O存在於SO3中，逆反應發生時，SO3中的18O又可以轉化到SO2中。
2.可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)的正、逆反應速率可用各反應物或生成物濃度的變化來表示。下列各關係式中能說明反應已達到平衡狀態的是( )
A.av正(A)=bv正(B) B.bv正(A)=av逆(B)
C.av正(C)=cv正(A) D.av正(A)=bv逆(B)
答案 B
解析 當正反應速率等於逆反應速率時，可逆反應達到平衡狀態。正、逆反應速率相等有以下幾種表現形式：若用同一物質表示：v正=v逆;若用不同物質表示v逆∶v正=化學方程式中的化學計量數之比。根據化學方程式中A、B、C間的計量關係，可知上述四個選項中，只有bv正(A)=av逆(B)表示正、逆反應速率相等。
3.可逆反應2HI(g) H2(g)+I2(g)在密閉容器中進行，下列能說明該反應已達到平衡狀態的是( )
A.容器內壓強不隨時間變化而變化
B.混合氣體總分子數不隨時間變化而變化
C.混合氣體的顏色不再改變
D.c(H2)與c(I2)保持相等
答案 C
解析 該反應為體積不變的反應，總分子數不變、壓強不變不證明平衡已建立，H2、I2都是生成物且計量數相等，二者濃度相等也不能證明平衡已建立。
4.可逆反應：2NO2 2NO+O2在恆容密閉容器中進行，達到平衡狀態的標誌是( )
①單位時間內生成n mol O2的同時生成2n mol NO2 ②單位時間內生成n mol O2的同時生成2n mol NO ③用NO2、NO、O2的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為2∶2∶1的狀態 ④混合氣體的顏色不再改變的狀態 ⑤混合氣體的密度不再改變的狀態 ⑥混合氣體的平均相對分子質量不再改變的狀態
A.①④⑥ B.②③⑤
C.①③④ D.①②③④⑤⑥
答案 A
5.3 mol H2和1 mol N2放入密閉容器中，使用催化劑發生反應：N2+3H2 2NH3，從反應開始到平衡過程中，不可能出現的是( )
A.2 mol NH3 B.0.5 mol NH3
C.0.9 mol N2 D.H2和NH3物質的量相等
答案 A
解析 可逆反應不可能進行到底。當生成2 mol NH3時，N2和H2的物質的量均為0，這種情況不可能出現。
練方法技巧
6.在一定溫度下的剛性密閉容器中，當下列哪些物質量不再發生變化時，表明下述反應：
A(s)+2B(g) C(g)+D(g)已達到平衡狀態( )
①混合氣體的壓強 ②混合氣體的密度 ③B的物質的量濃度 ④氣體的總物質的量 ⑤混合氣體的平均相對分子質量 ⑥物質C的百分含量 ⑦各氣體的物質的量
A.②③⑤⑥⑦ B.①②③⑥⑦
C.②③④⑤⑥ D.①③④⑤⑦
思路點撥：解答本題需要注意以下兩點：
(1)判斷反應達到平衡狀態的根本標誌是v(正)=v(逆)和反應混合物中各組成成分的百分含量不變。
(2)物質的狀態及反應前後氣體的化學計量數之間的關係。
答案 A
解析 A(s)+2B(s) C(g)+D(g)是反應前後氣體體積相等的反應，不管是否平衡，混合氣體的壓強始終不變，氣體的總物質的量也不變，不是判斷是否達到平衡的標誌。
7.某體積可變的密閉容器，盛有適量的A和B的混合氣體，在一定條件下發生反應：A+3B 2C。若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時容器的體積為V L，其中C氣體的體積佔10%。下列推斷正確的是( )
①原混合氣體的體積為1.2V L ②原混合氣體的體積為1.1V L ③反應達到平衡時氣體A消耗掉0.05V L ④反應達平衡時氣體B消耗掉0.05V L
A.②③ B.②④ C.①③ D.①④
答案 A
解析 設起始A和B的體積分別為a、b
A + 3B ?? 2C
起始的體積(L) a b 0
轉化的體積(L) 0.05V 0.15V 10%V
平衡時體積(L) a-0.05V b-0.15V 10%V
a-0.05V+b-0.15V+10%V=V
a+b=1.1V
8.已知汽車尾氣無害化處理反應為2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g) ΔH<0
下列說法不正確的是( )
A.升高溫度可使該反應的逆反應速率降低
B.反應達平衡後，CO的反應速率保持不變
C.使用高效催化劑可有效提高正、逆反應速率
D.單位時間內消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，反應達到平衡
答案 A
解析 此反應的正反應是放熱反應，升高溫度，正、逆反應速率都增大，但平衡逆移，故A錯;加入催化劑，能同等程度地提高正、逆反應速率，故C正確;平衡時，各成分的反應速率保持不變，但不為0，故B正確;消耗CO為v(正)，消耗N2為v(逆)，當單位時間內消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，均換算為CO的反應速率，得v(正)=v(逆)，達平衡，故D正確。
練綜合拓展
9.在200 ℃時，將a mol H2(g)和b mol I2(g)充入到體積為V L的密閉容器中，發生反應：I2(g)+H2(g) 2HI(g)。
(1)反應剛開始時，由於c(H2)=______，c(I2)=______，而c(HI)=______，所以化學反應速率____________最大，而________最小(為零);
(2)隨著反應的進行，反應混合物中各組分濃度的變化趨勢為c(H2)______，c(I2)________，而c(HI)__________，從而化學反應速率v正____________，而v逆________;
(3)當反應進行到v正與v逆________時，此可逆反應就達到了平衡，若保持外界條件不變時，反應混合物中各組分的物質的量、物質的量濃度、質量分數、體積分數、反應物的轉化率和生成物的產率及體系的總壓強(或各組分的分壓)都將________。
答案 (1)aV mol?L-1 bV mol?L-1 0 v正 v逆
(2)減小 減小 增大 減小 增大
(3)相等 保持不變
10.有A、B、C三種氣體，若起始時取1 mol A與2 mol B發生反應：A+2B 2C，達到平衡時，c(A)、c(B)、c(C)之比等於v(A)、v(B)、v(C)之比，則達到平衡時A的物質的量是__________。
答案 0.5 mol
解析 根據反應的化學方程式知，v(A)∶v(B)∶v(C)=1∶2∶2，則c(A)∶c(B)∶c(C)=1∶2∶2，此時可判斷c(B)=c(C)，因為此反應中B的消耗量等於C的生成量，又等於B的剩餘量，則B消耗了原來的一半，即1 mol，同時A消耗了0.5 mol。
11.將一定量的SO2和含0.7 mol氧氣的空氣(忽略CO2)放入一定體積的密閉容器中，550 ℃時，在催化劑作用下發生反應：2SO2+O2 2SO3(正反應放熱)。反應達到平衡後，將容器中的混合氣體通過過量NaOH溶液，氣體體積減少了21.28 L;再將剩餘氣體通過焦性沒食子酸的鹼性溶液吸收O2，氣體的體積又減少了5.6 L(以上氣體體積均為標準狀況下的體積)。(計算結果保留一位小數)
請回答下列問題：
(1)判斷該反應達到平衡狀態的標誌是________。(填字母)
a.SO2和SO3濃度相等
b.SO2百分含量保持不變
c.容器中氣體的壓強不變
d.SO3的生成速率與SO2的消耗速率相等
e.容器中混合氣體的密度保持不變
(2)欲提高SO2的轉化率，下列措施可行的是
________________________________________________________________________。
(填字母)
a.向裝置中再充入N2
b.向裝置中再充入O2
c.改變反應的催化劑
d.升高溫度
(3)求該反應達到平衡時SO2的轉化率(用百分數表示)。
(4)若將平衡混合氣體的5%通入過量的BaCl2溶液，生成沉澱多少克?
答案 (1)bc (2)b (3)消耗氧氣的物質的量：
0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol
反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol
SO2和SO3的物質的量之和：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol
反應前SO2的物質的量為：0.95 mol
SO2的轉化率：0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%
(4)在給定條件下溶液呈強酸性，不會產生BaSO3沉澱，因此m(BaSO4)=0.90 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g
解析 (1)由定義判斷b正確;由於恆溫恆容下的非等體積反應，壓強不變說明氣體的總物質的量不變，反應達平衡，c正確;由ρ=mV中m和V都是定值，故ρ也始終不變，無法判斷是否達到平衡，e錯誤;SO2和SO3的濃度大小關係不能作為平衡判定標誌，a錯;d中SO3的生成速率和SO2的消耗速率任意時間點都相等，d錯。
(2)由化學平衡的影響因素可知：恆容下充入N2不改變反應混合物各成分濃度，平衡不移動;充入O2則增大了反應物O2的濃度，提高了SO2的轉化率;催化劑不改變平衡，無法影響SO2的轉化率;升高溫度會使平衡逆向移動，降低SO2的轉化率。
(3)由信息知消耗氧氣的物質的量：0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol;②反應達平衡時SO2和SO3的總物質的量為：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol，因為SO2和SO3的消耗和生成關係為1∶1，所以初始SO2的總量也是0.95 mol;③反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol。
所以α(SO2)=0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%。
(4)在給定條件下，溶液呈強酸性，BaSO3不會沉澱，因此m(BaSO4)=0.9 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g。
第3課時 化學平衡常數
[目標要求] 1.知道化學平衡常數的含義。2.能運用化學平衡常數對化學反應進行程度的判斷。3.能利用化學平衡常數計算反應物的轉化率。
一、化學平衡常數
1.表達式
對於一般的可逆反應：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，當在一定溫度下達到化學平衡狀態時，平衡常數的表達式為：K=cc?C??cd?D?ca?A??cb?B?。
2.意義
(1)K值越大，說明正反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大;反之就轉化越不完全，轉化率就越小。
(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。
二、反應物的平衡轉化率
1.定義
物質在反應中轉化量與起始量的比值。
2.表達式
α=Δnn始×100%=Δcc始×100%。
3.意義
反應物的平衡轉化率表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。
知識點一 化學平衡常數
1.關於化學平衡常數的敘述，正確的是( )
A.只與化學反應方程式本身和溫度有關
B.只與反應的溫度有關
C.與化學反應本身和溫度有關，並且會受到起始濃度的影響
D.只與化學反應本身有關，與其他任何條件無關的一個不變的常數
答案 A
解析 大量實驗證明，化學平衡常數決定於兩個方面的因素：化學反應的本身和反應體系的溫度，與起始濃度等其他外界條件沒有任何關係。
2.1 000 K時反應C(s)+2H2(g) CH4(g)的K=8.28×107，當各氣體物質的量濃度分別為H2 0.7 mol?L-1、CH4 0.2 mol?L-1時，上述反應( )
A.正向移動 B.逆向移動 C.達到平衡 D.不一定
答案 A
解析 Q=0.2?0.7?2=0.408
Qv逆。
知識點二 轉化率
3.在某溫度下，將2 mol A和3 mol B充入一密閉容器中發生反應：aA(g)+B(g) C(g)+D(g)，5 min後達平衡。已知各物質的平衡濃度關係為c(A)a?c(B)=c(C)?c(D)。若在溫度不變的情況下，將容器的容積擴大為原來的10倍，A的轉化率不發生變化，則B的轉化率為( )
A.60% B.24% C.12% D.40%
答案 D
4.在一定條件下，SO2和O2發生如下反應：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH<0。
(1)寫出該反應的化學平衡常數表達式K=________。
(2)降低溫度，該反應的K值________(填「增大」、「減小」或「不變」，下同)，二氧化硫的轉化率________，化學反應速率________。
答案 (1)c2?SO3?c2?SO2??c?O2? (2)增大 增大 減小
解析 (1)化學平衡常數是指在一定溫度下，達到平衡的可逆反應裡生成物濃度的係數次方的乘積與反應物濃度的係數次方的乘積之比，故K=c2?SO3?c2?SO2??c?O2?。
(2)降低溫度，平衡向正反應方向移動，反應物濃度減小，生成物濃度增大，故K值增大，二氧化硫轉化率增大，但化學反應速率隨溫度的降低而減小。(有關化學平衡移動的知識下節介紹)
知識點三 化學平衡計算
5.在一定溫度下，一定體積的密閉容器中有如下平衡：H2(g)+I2(g) 2HI(g)。已知H2
和I2的起始濃度均為0.1 mol?L-1，達到平衡時，HI的濃度為0.16 mol?L-1。若H2和I2的起始濃度變為0.2 mol?L-1，則平衡時H2的濃度(mol?L-1)是( )
A.0.16 B.0.08 C.0.04 D.0.02
答案 C
解析 由於開始時HI的濃度為0，平衡時HI的濃度為0.16 mol?L-1，故反應中H2和I2的濃度都減小了0.08 mol?L-1，H2、I2、HI的平衡濃度分別為0.02 mol?L-1、0.02 mol?L-1、0.16 mol?L-1，則H2+I2 2HI的化學平衡常數為：K=0.1620.02×0.02=64，若H2和I2的起始濃度變為0.2 mol?L-1，設達到平衡時H2的濃度減少了x mol?L-1，則：
H2 + I2 ?? 2HI
開始濃度(mol?L-1) 0.2 0.2 0
變化濃度(mol?L-1) x x 2x
平衡濃度(mol?L-1) 0.2-x 0.2-x 2x
將平衡濃度代入平衡常數表達式：?2x?2?0.2-x?2=64，解得x=0.16 mol?L-1，故平衡時H2的濃度是0.2 mol?L-1-0.16 mol?L-1=0.04 mol?L-1。
練基礎落實
1.對於3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2(g)，反應的化學平衡常數的表達式為( )
A.K=c?Fe3O4??c?H2?c?Fe??c?H2O? B.K=c?Fe3O4??c4?H2?c?Fe??c4?H2O?
C.K=c4?H2O?c4?H2? D.K=c4?H2?c4?H2O?
答案 D
解析 平衡常數是生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，但固體濃度視為1，不寫入平衡常數計算式中。
2.在可逆反應中，平衡常數與反應進行的限度關係正確的是( )
A.K越大，反應程度越大
B.K越大，反應程度越小
C.K的大小與反應程度無關
D.升高溫度，K增大
答案 A
解析 對於給定的可逆反應體系，化學平衡常數越大，反應進行的程度越大，A項正確;化學平衡常數與溫度升降的關係視具體反應而定，對於放熱反應，溫度越高，K越小;對於吸熱反應，溫度越高，K越大。
3.2 000 K時，反應CO(g)+12O2(g) CO2(g)的平衡常數為K，則相同溫度下反應
2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)的平衡常數K′為( )
A.1K B.K2 C.1K2 D.1K12
答案 C
解析 平衡常數與化學方程式的寫法有關，對於以上兩個反應：K=c?CO2?c?CO??c12?O2?，K′=c2?CO??c?O2?c2?CO2?，所以K′=1K2。
4.298 K時，各反應的平衡常數如下：
①N2(g)+O2(g) 2NO(g)，K=1×10-30;
②2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)，K=2×1081;
③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92
則常溫下，NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向最大的是( )
A.① B.② C.③ D.無法判斷
答案 A
解析 要判斷NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向，則必須求出各個分解放氧反應的平衡常數，然後比較大小即可。由計算可知：
①2NO(g) N2(g)+O2(g)，K=1×1030
②2H2O(g) 2H2(g)+O2(g)，K=5×10-82
③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92
平衡常數越大，表示反應進行得越徹底，因此反應①即NO分解放氧的傾向最大。
練方法技巧
5.已知可逆反應：M(g)+N(g) P(g)+Q(g) ΔH>0，請回答下列問題：
(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)=1 mol?L-1，c(N)=2.4 mol?L-1。達到平衡後，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為________;
(2)若反應溫度升高，M的轉化率________(填「增大」、「減小」或「不變」);
(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為：c(M)=4 mol?L-1，c(N)=a mol?L-1;達到平衡後，c(P)=2 mol?L-1，a=________。
(4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為：c(M)=c(N)=b mol?L-1，達到平衡後，M的轉化率為________。
思路點撥：解答本題要把握以下兩點：
(1)運用三段式求出平衡轉化率。
(2)溫度不變平衡常數不變。
答案 (1)25% (2)增大 (3)6 (4)41.4%
解析 M(g) + N(g) P(g) + Q(g)
起始濃度?mol?L-1? 1 2.4 0 0
轉化濃度?mol?L-1? 1×60% 1×60% 1×60% 1×60%
平衡濃度?mol?L-1? 0.4 1.8 0.6 0.6
N的轉化率為0.6 mol?L-12.4 mol?L-1×100%=25%。
(2)由於該反應正反應吸熱，溫度升高，K增大，平衡右移，則M的轉化率增大。
(3)溫度不變，平衡常數不變，K=0.6×0.60.4×1.8=2×2?4-2?×?a-2?=12，a=6。
(4)根據(3)的結果，設M的轉化率為x，則K=bx×bxb?1-x?×b?1-x?=12，則x1-x=12，x=41.4%。
6.某溫度下，將H2和I2各0.1 mol的氣態混合物充入10 L的密閉容器中，充分反應達到平衡後，測得c(H2)=0.008 mol?L-1。
(1)求該反應的平衡常數。
(2)在上述溫度下，該容器中若通入H2和I2蒸氣各0.2 mol，試求達到化學平衡狀態時各物質的濃度。
答案 (1)平衡常數為0.25
(2)c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，c(HI)=0.008 mol?L-1
解析 (1)依題意可知，平衡時c(H2)=0.008 mol?L-1，消耗c(H2)=0.002 mol?L-1，生成c(HI)=0.004 mol?L-1
H2 + I2 ?? 2HI
起始時各物質濃度(mol?L-1) 0.01 0.01 0
平衡時各物質濃度(mol?L-1) 0.008 0.008 0.004
K=c2?HI?c?H2??c?I2?=?0.004?2?0.008?2=0.25。
(2)依題意可知，c(H2)=0.02 mol?L-1，c(I2)=0.02 mol?L-1。
設H2的消耗濃度為x，則：
H2 + I2 ??2HI
平衡時物質濃度(mol?L-1) 0.02-x 0.02-x 2x
因為K不隨濃度發生變化，只與溫度有關，則有：
K=c2?HI?c?H2??c?H2?=?2x?2?0.02-x?2=0.25，
解得x=0.004 mol?L-1。
平衡時c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，
c(HI)=0.008 mol?L-1。
7.合成氨反應N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)在某溫度下達到平衡時，各物質的濃度是c(N2)=3 mol?L-1，c(H2)=9 mol?L-1，c(NH3)=4 mol?L-1，求：
①該溫度時的平衡常數;②N2、H2的起始濃度。
答案 ①K=7.32×10-3
②c(N2)=5 mol?L-1 c(H2)=15 mol?L-1
解析 K=c2?NH3?c?N2??c3?H2?=423×93=7.3×10-3
N2 + 3H2 ?? 2NH3
起始 x y 0
平衡 3 mol?L-1 9 mol?L-1 4 mol?L-1
Δc x-3 mol y-9 mol?L-1 4 mol?L-1
x-34=12 x=5 mol?L-1
y-94=32 y=15 mol?L-1
8.在一個容積為500 mL的密閉容器中，充入5 mol H2和2 mol CO。在一定溫度和一定壓強下，發生如下反應：
2H2(g)+CO(g) CH3OH(g)，經過5 min後達到平衡狀態。若此時測得CH3OH蒸氣的濃度為2 mol?L-1，求：
(1)以H2的濃度變化表示的該反應的速率;
(2)達平衡時CO的轉化率;
(3)該溫度下的K。
答案 (1)v(H2)=0.8 mol?L-1?min-1
(2)50%
(3)0.028L2?mol-2
解析 設CO反應的濃度為x，則H2反應的濃度為2x，由題意可得：
c(起始H2)=5 mol/0.5 L=10 mol?L-1，
c (起始CO)=2 mol/0.5 L=4 mol?L-1，
2H2(g) +CO(g)??CH3OH(g)
起始濃度：10 mol?L-1 4 mol?L-1 0
反應濃度：2x x 2 mol?L-1
平衡濃度：10-2x 4-x 2 mol?L-1
解得：x=2 mol?L-1
10-2x=6 mol?L-1
4-x=2 mol?L-1
(1)v(H2)=Δc(H2)/t=4 mol?L-1/5 min
=0.8 mol?L-1?min-1
(2)α(CO)=c(反應CO)/c(起始CO)×100%
=2 mol?L-1/4 mol?L-1×100%=50%
(3)K=c?CH3OH?c?CO??c2?H2?=22×62L2?mol-2=0.028 L2?mol-2
練綜合拓展
9.氨是重要的氮肥，合成原理為：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ?mol-1。回答下列問題：
(1)寫出平衡常數K的表達式_______________________________________________，
如果降低溫度，該反應K值____________，化學反應速率______，N2的轉化率______。(填「增大」、「減小」或「不變」)
(2)在500℃、20 MPa時，將N2、H2置於一個容積為2 L的密閉容器中發生反應，反應過程中各種物質的物質的量隨時間的變化如圖所示，回答下列問題：
① 10 min內以NH3表示的平均反應速率為
________________________________________________________________________
________________。
②在10～20 min內，NH3濃度變化的原因可能是( )
A.使用了催化劑 B.縮小容器體積
C.降低溫度 D.增加NH3物質的量
③第1次平衡的時間為：____________，第2次平衡的時間為：____________，第1次平衡：平衡常數K1=________________________________________________________
(帶數據的表達式)，第2次平衡時NH3的體積分數__________;
④在反應進行至25 min時，曲線發生變化的原因：
________________________________________________________________________
________________，達第二次平衡時，新平衡的平衡常數K2______K1(填「大於」、「小於」或「等於」)。
答案 (1)K=c2?NH3?c?N2??c3?H2? 增大 減小 增大
(2)①0.005 mol?L-1?min-1 ②A
③20～25 min 35～40 min ?0.15?20.125×?0.075?3 45.5%
④移走0.1 mol NH3 等於