PAGEPAGE17第3講化學平衡常數(shù)化學反應進行的方向1.了解化學反應的方向與焓變和熵變的關系；能夠利用焓變和熵變推斷化學反應的方向。2.了解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學平衡常數(shù)進行相關計算。學問點一化學平衡常數(shù)一、化學平衡常數(shù)的概念及應用1．化學平衡常數(shù)在肯定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，用符號K表示。2．表達式(1)對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，K＝eq\f(cpC·cqD,cmA·cnB)(計算K利用的是物質的平衡濃度，而不是隨意時刻濃度，也不能用物質的量。固體和純液體物質的濃度視為常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)表達式中)。(2)化學平衡常數(shù)是指某一詳細反應的平衡常數(shù)，化學反應方向變更或化學計量數(shù)變更，化學平衡常數(shù)均發(fā)生變更。舉例如下：化學方程式平衡常數(shù)關系式N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)K1＝eq\f(c2?NH3?,c?N2?·c3?H2?)K2＝eq\r(K1)K3＝eq\f(1,K1)eq\f(1,2)N2(g)＋eq\f(3,2)H2(g)NH3(g)K2＝eq\f(c?NH3?,c\f(1,2)N2?·c\f(3,2)H2?)2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)K3＝eq\f(c?N2?·c3?H2?,c2?NH3?)3．留意事項(1)K值越大，反應物的轉化率越高，正反應進行的程度越大。(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變更無關。(3)催化劑能加快化學反應速率，但對化學平衡常數(shù)無影響。4．應用(1)推斷可逆反應進行的程度K值大，說明反應進行的程度大，反應物的轉化率高；K值小，說明反應進行的程度小，反應物的轉化率低。K＜10－510－5～105＞105反應程度很難進行反應可逆反應可接近完全(2)推斷化學反應進行的方向對于可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在肯定溫度下的隨意時刻，反應物與生成物濃度有如下關系：Q＝eq\f(ccC·cdD,caA·cbB)，稱為濃度商。Q＜K反應向正反應方向進行，v正＞v逆Q＝K反應處于化學平衡狀態(tài)，v正＝v逆Q＞K反應向逆反應方向進行，v正＜v逆(3)推斷可逆反應的熱效應二、平衡常數(shù)和轉化率的相關計算1．明確三個量——起始量、變更量、平衡量N2＋3H2eq\o(,\s\up7(催化劑),\s\do5(高溫、高壓))2NH3起始量130變更量abc平衡量1－a3－bc①反應物的平衡量＝起始量－轉化量。②生成物的平衡量＝起始量＋轉化量。③各物質變更濃度之比等于它們在化學方程式中化學計量數(shù)之比。變更濃度是聯(lián)系化學方程式、平衡濃度、起始濃度、轉化率、化學反應速率的橋梁。因此抓住變更濃度是解題的關鍵。2．駕馭四個公式(1)反應物的轉化率＝eq\f(n轉化,n起始)×100%＝eq\f(c轉化,c起始)×100%。(2)生成物的產率：實際產量(指生成物)占理論產量的百分數(shù)。一般來講，轉化率越大，原料利用率越高，產率越大。產率＝eq\f(實際產量,理論產量)×100%。(3)平衡時混合物組分的百分含量＝eq\f(平衡量,平衡時各物質的總量)×100%。(4)某組分的體積分數(shù)＝eq\f(某組分的物質的量,混合氣體總的物質的量)×100%。3．謹記一個答題模板反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量分別為amol、bmol，達到平衡后，A的轉化量為mxmol，容器容積為VL，則有以下關系：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)起始/molab00轉化/molmxnxpxqx平衡/mola－mxb－nxpxqx對于反應物：n(平)＝n(始)－n(轉)對于生成物：n(平)＝n(始)＋n(轉)則有：①K＝eq\f(\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(px,V)))p·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(qx,V)))q,\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(a－mx,V)))m·\b\lc\(\rc\)(\a\vs4\al\co1(\f(b－nx,V)))n)②c平(A)＝eq\f(a－mx,V)mol·L－1③α(A)平＝eq\f(mx,a)×100%，α(A)∶α(B)＝eq\f(mx,a)∶eq\f(nx,b)＝eq\f(mb,na)④φ(A)＝eq\f(a－mx,a＋b＋p＋q－m－nx)×100%⑤eq\f(p平,p始)＝eq\f(a＋b＋p＋q－m－nx,a＋b)⑥eq\x\to(ρ)混＝eq\f(a·MA＋b·MB,V)g·L－1[其中M(A)、M(B)分別為A、B的摩爾質量]⑦平衡時體系的平均摩爾質量：eq\x\to(M)＝eq\f(a·MA＋b·MB,a＋b＋p＋q－m－nx)g·mol－1【典例1】（河北正定中學2025屆模擬）只變更一個影響化學平衡的因素，平衡常數(shù)K與化學平衡移動的關系敘述不正確的是()A．K值不變，平衡可能移動B．平衡向右移動時，K值不肯定變更C．K值有變更，平衡肯定移動D．相同條件下，同一個反應的方程式的化學計量數(shù)增大2倍，K值也增大兩倍【答案】D【解析】因變更壓強或濃度引起化學平衡移動時，K值不變，A項和B項均正確；K值只與溫度有關，K值發(fā)生了變更，說明體系的溫度變更，則平衡肯定移動，C項正確；相同條件下，同一個反應的方程式的化學計量數(shù)增大2倍，K值應當變?yōu)閇K(原)]2，D項錯誤?！咀兪?】（天津南開中學2025屆模擬）在一個容積為2L的密閉容器中，加入0.8molA2氣體和0.6molB2氣體，肯定條件下發(fā)生反應：A2(g)＋B2(g)2AB(g)ΔH<0，反應中各物質的濃度隨時間的變更狀況如圖所示，下列說法不正確的是()A．圖中a點的值為0.15B．該反應的平衡常數(shù)K＝0.03C．溫度上升，平衡常數(shù)K值減小D．平衡時A2的轉化率為62.5%【答案】B【解析】A項，Δc(AB)＝0.5mol·L－1，Δc(A2)＝(0.4－a)，由化學方程式可知，0.5∶(0.4－a)＝2∶1，a＝0.15，正確；B項，當Δc(AB)＝0.5mol·L－1時，Δc(B2)＝0.25mol·L－1，平衡時c(B2)＝(0.3－0.25)mol·L－1＝0.05mol·L－1，K＝eq\f(0.52,0.15×0.05)＝eq\f(100,3)，錯誤；C項，ΔH<0，反應為放熱反應，上升溫度，K減小，正確；D項，當Δc(AB)＝0.5mol·L－1時，Δc(A2)＝0.25mol·L－1，α(A2)＝eq\f(0.25mol·L－1,0.4mol·L－1)×100%＝62.5%，正確。學問點二化學反應進程的方向1．自發(fā)過程(1)含義不用借助外力就可以自動進行的過程。(2)特點①體系趨向于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對外部做功或放出熱量)。②在密閉條件下，體系有從有序轉變?yōu)闊o序的傾向性(無序體系更加穩(wěn)定)。2．熵與熵變(1)熵描述體系混亂程度的物理量，符號為S。熵值越大，體系混亂度越大。(2)熵變ΔS＝S(反應產物)－S(反應物)。3．反應進行的方向(1)判據(jù)(2)規(guī)律①ΔH＜0，ΔS＞0的反應任何溫度下都能自發(fā)進行；②ΔH＞0，ΔS＜0的反應任何溫度下都不能自發(fā)進行；③ΔH和ΔS的作用相反，且相差不大時，溫度對反應的方向起確定性作用。當ΔH＜0，ΔS＜0時，低溫下反應能自發(fā)進行；當ΔH＞0，ΔS＞0時，高溫下反應能自發(fā)進行?！咎厥馓崾尽繉τ谝粋€特定的氣相反應，熵變的大小取決于反應前后的氣體物質的化學計量數(shù)大小?！镜淅?】（湖南湘潭一中2025屆模擬）下列說法錯誤的是()A．某吸熱反應能自發(fā)進行，因此該反應是熵增反應B．2NO(g)＋2CO(g)=N2(g)＋2CO2(g)在常溫下能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0C．反應NH3(g)＋HCl(g)=NH4Cl(s)在室溫下可自發(fā)進行，則該反應的ΔH<0D．CaCO3(s)=CaO(s)＋CO2(g)室溫下不能自發(fā)進行，說明該反應的ΔH<0【答案】B【解析】吸熱反應，ΔH>0，若反應能自發(fā)進行，則該反應必需是熵增反應，即ΔS>0，A項正確；B項反應是一個熵減反應，若常溫能自發(fā)進行，則需ΔH<0，B錯誤；C項反應的ΔS<0，在室溫下反應能自發(fā)進行，依據(jù)ΔH－TΔS<0，則該反應的ΔH<0，正確。D項CaCO3分解是吸熱反應，ΔH>0且ΔS>0，由此可知該反應高溫下能自發(fā)進行，正確?！痉椒记伞快首儭㈧刈兒蜏囟葘瘜W反應方向的影響ΔHΔSΔH－TΔS反應狀況－＋恒久是負值在任何溫度下均自發(fā)進行＋－恒久是正值在任何溫度下均非自發(fā)進行＋＋低溫為正，高溫為負低溫時非自發(fā)，高溫時自發(fā)－－低溫為負，高溫為正低溫時自發(fā)，高溫時非自發(fā)【變式2】（山西平遙中學2025屆模擬）已知：(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)＋NH3(g)ΔH＝＋74.9kJ·mol－1。下列說法中正確的是()。A．該反應中熵變小于0，焓變大于0B．該反應是吸熱反應，因此肯定不能自發(fā)進行C．碳酸鹽分解反應中熵增加，因此任何條件下的全部碳酸鹽分解肯定能自發(fā)進行D．推斷反應能否自發(fā)進行須要依據(jù)ΔH與ΔS綜合考慮【答案】D【解析】A項反應的ΔH為正值，即ΔH>0，因為反應后有氣體生成，反應物均為固體，所以混亂度增加，熵變大于0，A錯；吸熱反應不肯定不能自發(fā)進行，該反應在高溫下能自發(fā)進行，B錯；熵增加的反應不肯定能自發(fā)進行，C錯。考點一化學平衡常數(shù)的含義【典例3】(2024·海南，16)順-1，2-二甲基環(huán)丙烷和反-1，2-二甲基環(huán)丙烷可發(fā)生如下轉化：該反應的速率方程可表示為v(正)＝k(正)c(順)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在肯定溫度時為常數(shù)，分別稱作正、逆反應速率常數(shù)?；卮鹣铝袉栴}：(1)已知：t1溫度下，k(正)＝0.006s－1，k(逆)＝0.002s－1，該溫度下反應的平衡常數(shù)值K1＝________；該反應的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，則ΔH________(填“小于”“等于”或“大于”)0。(2)t2溫度下，圖中能表示順式異構體的質量分數(shù)隨時間變更的曲線是________(填曲線編號)，平衡常數(shù)值K2＝________；溫度t1________(填“小于”“等于”或“大于”)t2，推斷理由是________________________________________________________________________。【答案】(1)3小于(2)Beq\f(7,3)小于該反應是放熱反應，上升溫度平衡向逆反應方向移動【解析】(1)依據(jù)v(正)＝k(正)c(順)，k(正)＝0.006s－1，則v(正)＝0.006c(順)，v(逆)＝k(逆)c(反)，k(逆)＝0.002s－1，則v(逆)＝0.002c(反)，化學平衡狀態(tài)時正、逆反應速率相等，則0.006c(順)＝0.002c(反)，該溫度下反應的平衡常數(shù)K1＝eq\f(c反,c順)＝eq\f(0.006,0.002)＝3；該反應的活化能Ea(正)小于Ea(逆)，說明斷鍵汲取的能量小于成鍵釋放的能量，即該反應為放熱反應，則ΔH小于0。(2)隨著時間的推移，順式異構體的質量分數(shù)不斷削減，且削減速率隨時間減小，則符合條件的曲線是B。設順式異構體的起始濃度為x，可逆反應左右物質的化學計量數(shù)相等，均為1，則平衡時，順式異構體為0.3x，反式異構體為0.7x，所以平衡常數(shù)為K2＝eq\f(0.7x,0.3x)＝eq\f(7,3)。因為K1＞K2，對于放熱反應上升溫度時平衡逆向移動，所以溫度t2＞t1?！咀兪?】（遼寧大連二十四中2025屆模擬）已知反應①：CO(g)＋CuO(s)CO2(g)＋Cu(s)和反應②：H2(g)＋CuO(s)Cu(s)＋H2O(g)在相同的某溫度下的平衡常數(shù)分別為K1和K2，該溫度下反應③：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)的平衡常數(shù)為K。則下列說法正確的是()A．反應①的平衡常數(shù)K1＝eq\f(cCO2·cCu,cCO·cCuO)B．反應③的平衡常數(shù)K＝eq\f(K1,K2)C．對于反應③，恒容時，溫度上升，H2濃度減小，則該反應的焓變?yōu)檎礑．對于反應③，恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度肯定減小【答案】B【解析】在書寫平衡常數(shù)表達式時，純固體物質不能出現(xiàn)在平衡常數(shù)表達式中，A錯誤；由于反應③＝反應①－反應②，因此平衡常數(shù)K＝eq\f(K1,K2)，B正確；對于反應③，溫度上升，H2濃度減小，則平衡左移，即逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應，因此ΔH<0，C錯誤；對于反應③，在恒溫恒容下，增大壓強，如充入惰性氣體，則平衡不移動，H2的濃度不變，D錯誤?？键c二化學平衡常數(shù)的應用【典例4】（吉林長春市試驗中學2025屆模擬）反應Fe(s)＋CO2(g)FeO(s)＋CO(g)，700℃時平衡常數(shù)為1.47,900℃時平衡常數(shù)為2.15。下列說法正確的是()A．上升溫度該反應的正反應速率增大，逆反應速率減小B．該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝eq\f(cFeO·cCO,cFe·cCO2)C．該反應的正反應是吸熱反應D．增大CO2濃度，平衡常數(shù)增大【答案】C【解析】A項，升溫，正、逆反應速率均增大，不正確；B項，該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝eq\f(cCO,cCO2)，不正確；C項，升溫，平衡常數(shù)增大，表明平衡向正反應方向移動，即正反應為吸熱反應，正確；D項，增大反應物濃度，平衡常數(shù)不變，不正確?！咀兪?】（黑龍江雙鴨山一中2025屆模擬）在肯定溫度下，1L的密閉容器中發(fā)生反應：C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)，平衡時測得C、H2O、CO、H2的物質的量都為0.1mol。(1)該反應的平衡常數(shù)K＝________。(2)若上升平衡體系的溫度，該反應的平衡常數(shù)會增大，則該反應的ΔH________0(填“>”或“<”)。(3)相同條件下，向該密閉容器中充入各物質的起始量如下：①均為0.2mol②C(s)、H2O為0.2mol，CO、H2為0.1mol，推斷該反應進行的方向：①________，②________?！敬鸢浮?1)0.1(2)>(3)①向逆反應方向②向正反應方向【解析】(1)容積為1L，則H2O、CO、H2的濃度均為0.1mol·L－1，K＝eq\f(cCO·cH2,cH2O)＝eq\f(0.1×0.1,0.1)＝0.1。(2)上升溫度平衡常數(shù)增大，說明平衡向右移動，正反應為吸熱反應，ΔH>0。(3)①Q＝eq\f(0.2×0.2,0.2)＝0.2>K＝0.1，反應向逆反應方向進行；②Q＝eq\f(0.1×0.1,0.2)＝0.05<K＝0.1，反應向正反應方向進行?？键c三外界條件對轉化率大小的影響【典例5】（江蘇揚州中學2025屆模擬）反應X(g)＋Y(g)2Z(g)ΔH＜0，在密閉容器中充入0.1molX和0.1molY，達到平衡時，下列說法不正確的是()A．減小容器體積，平衡不移動，X的轉化率不變B．增大c(X)，X的轉化率減小C．保持容器體積不變，同時充入0.1molX和0.2molY，X的轉化率增大D．加入催化劑，正反應速率增大，Z的產率增大【答案】D【解析】A項，該反應為反應前后氣體物質的量不變的反應，平衡不受壓強影響，減小容器體積，平衡不移動，X的轉化率不變，正確；B項，增大c(X)，平衡正向移動，Y的轉化率增大，X的轉化率減小，正確；C項，相當于只增加Y的濃度，X的轉化率會增大，正確；D項，催化劑不能使平衡移動，不變更產物的產率，錯誤?！痉椒记伞哭D化率大小變更分析推斷反應物轉化率的變更時，不要把平衡正向移動與反應物轉化率提高等同起來，要視詳細狀況而定。常見有以下幾種情形：反應類型條件的變更反應物轉化率的變更有多種反應物的可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)恒容時只增加反應物A的用量反應物A的轉化率減小，反應物B的轉化率增大同等倍數(shù)地增大反應物A、B的量恒溫恒壓條件下反應物轉化率不變恒溫恒容條件下m＋n＞p＋q反應物A和B的轉化率均增大m＋n＜p＋q反應物A和B的轉化率均減小m＋n＝p＋q反應物A和B的轉化率均不變只有一種反應物的可逆反應：mA(g)nB(g)＋pC(g)增加反應物A的用量恒溫恒壓條件下反應物轉化率不變恒溫恒容條件下m＞n＋p反應物A的轉化率增大m＜n＋p反應物A的轉化率減小m＝n＋p反應物A的轉化率不變【變式5】（浙江諸暨中學2025屆模擬）已知：3CH4(g)＋2N2(g)3C(s)＋4NH3(g)ΔH＞0，在700℃，CH4與N2在不同物質的量之比eq\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\co1(\f(nCH4,nN2)))時CH4的平衡轉化率如圖所示。下列說法正確的是()A.eq\f(nCH4,nN2)越大，CH4的平衡轉化率越高B.eq\f(nCH4,nN2)不變時，若升溫，NH3的體積分數(shù)會增大C．b點對應的平衡常數(shù)比a點的大D．a點對應的NH3的體積分數(shù)約為26%【答案】B【解析】CH4和N2的物質的量之比越大，CH4的轉化率越低，A錯誤；CH4和N2的物質的量之比不變時，升溫，平衡正向移動，NH3的體積分數(shù)增大，B正確；平衡常數(shù)只與溫度有關，與反應物的物質的量無關，所以各點的平衡常數(shù)相同，C錯誤；a點CH4的平衡轉化率為22%，eq\f(nCH4,nN2)＝0.75，則設甲烷為3mol，氮氣為4mol，3CH4(g)＋2N2(g)3C(s)＋4NH3(g)起始量/mol340轉化量/mol0.660.440.88平衡量/mol2.343.560.88則NH3的體積分數(shù)為eq\f(0.88mol,2.34＋3.56＋0.88mol)×100%≈13%，D錯誤。考點四平衡常數(shù)與轉化率的相關計算【典例6】（2024·江蘇卷）在恒壓、NO和O2的起始濃度肯定的條件下，催化反應相同時間，測得不同溫度下NO轉化為NO2的轉化率如圖中實線所示(圖中虛線表示相同條件下NO的平衡轉化率隨溫度的變更)。下列說法正確的是（）A．反應2NO(g)+O2(g)2NO2(g)的ΔH>0B．圖中X點所示條件下，延長反應時間能提高NO轉化率C．圖中Y點所示條件下，增加O2的濃度不能提高NO轉化率D．380℃下，c起始(O2)=5.0×10?4mol·L?1，NO平衡轉化率為50%，則平衡常數(shù)K>2000【答案】BD【解析】隨溫度上升NO的轉化領先上升后降低，說明溫度較低時反應較慢，一段時間內并未達到平衡，分析溫度較高時，已達到平衡時的NO轉化率可知，溫度越高NO轉化率越低，說明溫度上升平衡向逆方向移動，依據(jù)勒夏特列原理分析該反應為放熱反應，?H<0，故A錯誤；依據(jù)上述分析，X點時，反應還未到達平衡狀態(tài)，反應正向進行，所以延長反應時間能提高NO的轉化率，故B正確；Y點，反應已經達到平衡狀態(tài)，此時增加O2的濃度，使得正反應速率大于逆反應速率，平衡向正反應方向移動，可以提高NO的轉化率，故C錯誤；設NO起始濃度為amol/L，NO的轉化率為50%，則平衡時NO、O2和NO2的濃度分別為0.5amol/L、(5×10-4-0.25a)mol/L、0.5amol/L，依據(jù)平衡常數(shù)表達式K=>=2000，故D正確；故選BD?！九e一反三】(2024·全國卷Ⅰ節(jié)選)H2S與CO2在高溫下發(fā)生反應：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)。在610K時，將0.10molCO2與0.40molH2S充入2.5L的空鋼瓶中，反應平衡后水的物質的量分數(shù)為0.02。(1)H2S的平衡轉化率α1＝________%，反應平衡常數(shù)K＝________。(2)在620K重復試驗，平衡后水的物質的量分數(shù)為0.03，H2S的轉化率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轉化率增大的是________(填字母)。A．H2SB．CO2C．COSD．N2【答案】(1)2.52.8×10－3(2)＞＞(3)B【解析】(1)610K時向空鋼瓶中充入0.10molCO2和0.40molH2S，鋼瓶容積為2.5L，按“三段式”法進行計算：H2S(g)＋CO2(g)COS(g)＋H2O(g)起始量/mol0.400.1000轉化量/molxxxx平衡量/mol0.40－x0.10－xxx反應平衡后水的物質的量分數(shù)為0.02，則有eq\f(x,0.40－x＋0.10－x＋x＋x)＝0.02，解得x＝0.01，故H2S的平衡轉化率α1＝eq\f(0.01mol,0.40mol)×100%＝2.5%。此時H2S、CO2、COS和H2O(g)的物質的量(mol)分別為0.39、0.09、0.01、0.01，故該反應的平衡常數(shù)K＝eq\f(cCOS·cH2O,cH2S·cCO2)＝eq\f(nCOS·nH2O,nH2S·nCO2)＝eq\f(0.012,0.39×0.09)≈2.8×10－3。(2)在620K重復試驗，平衡后水的物質的量分數(shù)為0.03，溫度上升，平衡后水的物質的量分數(shù)增大，說明平衡正向移動，則ΔH＞0；上升溫度，平衡正向移動，反應物的平衡轉化率增大，則H2S的轉化率：α2＞α1。(3)該反應器為鋼瓶，反應過程中容積不變。向反應器中再充入H2S氣體，平衡正向移動，CO2的轉化率增大，但H2S的轉化率減小，A錯誤；充入CO2，平衡正向移動，H2S的轉化率增大，CO2的轉化率減小，B正確；充入COS，平衡逆向移動，H2S的轉化率減小，C錯誤；充入N2，平衡不移動，H2S的轉化率不變，D錯誤?！九e一反三】(2015·天津高考)某溫度下，在2L的密閉容器中，加入1molX(g)和2molY(g)發(fā)生反應：X(g)＋mY(g)3Z(g)。平衡時，X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1molZ(g)，再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是()A．m＝2B．兩次平衡的平衡常數(shù)相同C．X與Y的平衡轉化率之比為1∶1D．其次次平衡時，Z的濃度為0.4mol·L－1【答案】D【解析】A項，依據(jù)再次加入1molZ(g)，平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變，可知該反應是一個反應前后氣體分子數(shù)相等的反應，因此m＝2。B項，由于溫度沒有變更，故兩次平衡的平衡常數(shù)相同。C項，因為是依據(jù)化學方程式中化學計量數(shù)之比充入的反應物，因此二者的平衡轉化率相等。D項，該反應前后氣體分子數(shù)不變，因此反應后氣體的物質的量與反應前一樣，都為4mol，而平衡后Z的體積分數(shù)為10%，平衡時Z的物質的量為4mol×10%＝0.4mol，容器體積為2L，Z的濃度為0.2mol·L－1?！咀兪?】（安徽馬鞍山二中2025屆模擬）羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑，能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中，將CO和H2S混合加熱并達到下列平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)K＝0.1，反應前CO物質的量為10mol，平衡后CO物質的量為8mol。下列說法正確的是()A．上升溫度，H2S濃度增大，表明該反應正反應是吸熱反應B．通入CO后，正反應速率漸漸增大C．反應前H2S物質的量為7molD．CO的平衡轉化率為80%【答案】C【解析】上升溫度，H2S濃度增大，說明平衡向逆反應方向移動，逆反應為吸熱反應，則該反應的正反應為放熱反應，A不正確。通入CO后，正反應速率瞬間增大，之后化學平衡發(fā)生移動，正反應速率漸漸減小，逆反應速率漸漸增大，當正反應速率和逆反應速率相等時，反應達到新的化學平衡狀態(tài)，B不正確。設反應前H2S的物質的量為amol，容器的容積為1L，列“三段式”進行解題：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)eq\a\vs4\al(起始/mol·L－1)10a00eq\a\vs4\al(轉化/mol·L－1)2222eq\a\vs4\al(平衡/mol·L－1)8a－222化學平衡常數(shù)K＝eq\f(2×2,8×a－2)＝0.1，解得a＝7，C正確。CO的平衡轉化率為eq\f(10mol－8mol,10mol)×100%＝20%，D不正確。考點五壓強平衡常數(shù)(Kp)的相關計算【典例7】（2024·新課標Ⅲ節(jié)選）近年來，隨著聚酯工業(yè)的快速發(fā)展，氯氣的需求量和氯化氫的產出量也隨之快速增長。因此，將氯化氫轉化為氯氣的技術成為科學探討的熱點。回答下列問題：（1）Deacon獨創(chuàng)的干脆氧化法為：4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)。下圖為剛性容器中，進料濃度比c(HCl)∶c(O2)分別等于1∶1、4∶1、7∶1時HCl平衡轉化率隨溫度變更的關系：可知反應平衡常數(shù)K（300℃）____________K（400℃）（填“大于”或“小于”）。設HCl初始濃度為c0，依據(jù)進料濃度比c(HCl)∶c(O2)=1∶1的數(shù)據(jù)計算K（400℃）=____________（列出計算式）。按化學計量比進料可以保持反應物高轉化率，同時降低產物分別的能耗。進料濃度比c(HCl)∶c(O2)過低、過高的不利影響分別是____________。（2）Deacon干脆氧化法可按下列催化過程進行：CuCl2(s)=CuCl(s)+Cl2(g)ΔH1=83kJ·mol-1CuCl(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g)ΔH2=-20kJ·mol-1CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g)ΔH3=-121kJ·mol-1則4HCl(g)+O2(g)=2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=_________kJ·mol-1。（3）在肯定溫度的條件下，進一步提高HCl的轉化率的方法是______________。（寫出2種）【答案】（1）大于O2和Cl2分別能耗較高、HCl轉化率較低（2）﹣116（3）增加反應體系壓強、剛好除去產物【解析】（1）依據(jù)反應方程式知，HCl平衡轉化率越大，平衡常數(shù)K越大，結合圖像知上升溫度平衡轉化率降低，說明上升溫度平衡向逆反應方向進行，則K(300℃)>K(400℃)；由圖像知，400℃時，HCl平衡轉化率為84%，用三段式法對數(shù)據(jù)進行處理得：起始（濃度）c0c000變更（濃度）0.84c00.21c00.42c00.42c0平衡（濃度）(1-0.84)c0(1-0.21)c00.42c00.42c0則K=；依據(jù)題干信息知，進料濃度比過低，氧氣大量剩余，導致分別產物氯氣和氧氣的能耗較高；進料濃度比過高，HCl不能充分反應，導致HCl轉化率較低；（2）依據(jù)蓋斯定律知，（反應I+反應II+反應III）×2得?H=（?H1+?H2+?H3）×2=-116kJ·mol-1；（3）若想提高HCl的轉化率，應當促使平衡正向移動，該反應為氣體體積減小的反應，依據(jù)勒夏特列原理，可以增大壓強，使平衡正向移動；也可以剛好除去產物，減小產物濃度，使平衡正向移動；【舉一反三】（2024·全國卷Ⅰ，28(2)(3)）采納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。回答下列問題：(2)F.Daniels等曾利用測壓法在剛性反應器中探討了25℃時N2O5(g)分解反應：其中NO2二聚為N2O4的反應可以快速達到平衡。體系的總壓強p隨時間t的變更如下表所示[t＝∞時，N2O5(g)完全分解]：t/min0408016026013001700∞p/kPa35.840.342.545.949.261.262.363.1①已知：2N2O5(g)=2N2O4(g)＋O2(g)ΔH1＝－4.4kJ·mol－12NO2(g)=N2O4(g)ΔH2＝－55.3kJ·mol－1則反應N2O5(g)=2NO2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。②探討表明，N2O5(g)分解的反應速率v＝2×10－3×kPa·min－1。t＝62min時，測得體系中＝2.9kPa，則此時＝________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℃)________63.1kPa(填“大于”“等于”或“小于”)，緣由是________________________。④25℃時N2O4(g)2NO2(g)反應的平衡常數(shù)Kp＝________(Kp為以分壓表示的平衡常數(shù)，計算結果保留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快速平衡其次步NO2＋NO3→NO＋NO2＋O2慢反應第三步NO＋NO3→2NO2快反應其中可近似認為其次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(其次步反應)B．反應的中間產物只有NO3C．其次步中NO2與NO3的碰撞僅部分有效D．第三步反應活化能較高【答案】(2)①＋53.1②30.06.0×10－2③大于溫度上升，體積不變，總壓強上升；NO2二聚為放熱反應，溫度上升，平衡左移，體系物質的量增加，總壓強上升④13.4(3)AC【解析】(2)①令2N2O5(g)=2N2O4(g)＋O2(g)ΔH1＝－4.4kJ·mol－1a2NO2(g)=N2O4(g)ΔH2＝－55.3kJ·mol－1b依據(jù)蓋斯定律，a式×eq\f(1,2)－b式可得：N2O5(g)=2NO2(g)＋eq\f(1,2)O2(g)ΔH＝＋53.1