考向分析

       近幾年所考查的熱點：①有關化學反應速率及平衡的計算；②影響化學反應速率及平衡的因素；③有關化學平衡常數的計算及影響因素。近幾年增大了有關化學平衡常數計算的難度。

熱點例析

熱點一、外界條件對化學反應速率及化學平衡的影響

【例1】將水蒸氣通過紅熱的碳即可產生水煤氣，反應的熱化學方程式為：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)    ΔH＝＋131.5 kJ·mol－1

(1)下列措施中，能提高碳的轉化率的是____________(填字母序號)。

a．容器的容積不變，增加水蒸氣的物質的量

b．縮小容器的容積，增大壓強

c．擴大容器的容積，減小壓強

d．其他條件不變，升高溫度

e．壓強不變，充入He氣

f．及時將水煤氣從容器中移走

g．加入催化劑

h．采取措施使化學平衡常數K增大

(2)當改變條件使化學平衡向正反應方向移動時，下列敘述正確的是______(填字母序號)。

a．CO的質量分數一定增加

b．CO的產量一定增加

c．反應物的轉化率一定增大

d．反應物的濃度一定降低

e．生成CO的速率一定大于生成H2O的速率

f．正反應速率一定增大

g．逆反應速率一定減小

h．可以增加碳的質量，使平衡向正反應方向移動

i．c(H2O)/c(CO)的值一定減小

j．化學平衡常數K一定增大

答案：(1)a、c、d、e、f、h　(2)b、e

解析：(1)依據轉化率α＝  ×100%，a、c、d、f均能使平衡右移，碳轉化的物質的量增大，符合；b使平衡向左移動，碳轉化的物質的量減小，不符合；e相當于減壓，使平衡右移，碳轉化的物質的量增大，符合；g平衡不移動，不符合；h化學平衡常數K只隨溫度變化而變化，所以采取的措施一定是升高溫度，符合。(2)加入水蒸氣平衡右移，水的轉化率降低、水蒸氣濃度增大，化學平衡常數不變，所以c、d、j均錯；CO的質量分數＝ ，減小CO的濃度，平衡右移，CO的質量、氣體的總質量均減小，但CO的質量減小得多，所以a錯誤；加入水蒸氣平衡右移，c(H2O)、c(CO)均增大，但c(H2O)增大得多，i錯誤；平衡右移生成物的產量一定增大，b正確；平衡向正反應方向移動，所以v(正)＞v(逆)，e正確；若減壓，平衡向正反應方向移動，但正逆反應速率均降低，f錯誤；升高溫度平衡向正方向移動，正逆反應速率均增大，故g錯誤；由碳是固體可知h錯誤。

注意點  1.影響化學反應速率的因素常與影響化學平衡移動的因素結合在一起進行考查，同學們在做題時，一定要注意排除化學平衡移動的干擾，如：

(1)溫度：

      ①因為任何反應均伴隨著熱效應，所以只要溫度改變，平衡一定發(fā)生移動。

      ②溫度升高，不論是吸熱反應還是放熱反應，v(正)、v(逆)均增大，吸熱反應方向增大的倍數大于放熱反應方向增大的倍數，致使平衡向吸熱反應方向移動，不能錯誤認為正反應速率增大，逆反應速率減小。同理，降低溫度平衡向放熱反應方向移動，但v(正)、v(逆)均減小。

(2)催化劑：

催化劑只能同倍地改變正、逆反應速率，改變到達平衡所需的時間，不影響化學平衡。

(3)濃度：

      ①增大反應物濃度的瞬間v(正)增大，v(逆)不變，平衡向正反應方向移動，v(正)逐漸減小，v(逆)逐漸增大，但最終v(正)、v(逆)均比原平衡大。同理，減小反應物濃度或減小生成物濃度，最終v(正)、v(逆)均比原平衡小。

      ②純固體、純液體無濃度變化，增加其量對反應速率及平衡均無影響。

(4)壓強：

      ①加壓(減小容器體積)對有氣體參加和生成的反應，氣體濃度增大，v(正)、v(逆)均增大，氣體體積之和大的一側增加的倍數大于氣體體積之和小的一側增加的倍數，平衡向氣體體積減小的方向移動。同理，增大體積減壓，v(正)、v(逆)均減小。

      ②等體積反應加壓只能同倍地改變正、逆反應速率，改變到達平衡所需的時間，不影響化學平衡。

      ③無氣體的反應，壓強變化對反應速率及平衡均無影響。

2．注意壓強的變化一定要歸結到濃度的變化。

      (1)如果壓強改變但濃度不變，化學反應速率及平衡也不變化，如恒容時：充入惰性氣體容器內氣體總壓增大，但反應物濃度不變，反應速率不變，化學平衡不移動。

       (2)如果壓強不變，但濃度變化，那么化學反應速率及平衡也相應發(fā)生變化，如恒壓時，充入惰性氣體容器容積增大氣體反應物濃度減少反應速率減小，平衡向氣體體積增大的方向移動(反應前后氣體體積不變的反應除外)。

3．注意平衡移動的方向與轉化率、濃度、體積分數等之間的關系。

        如恒溫恒容條件下向N2＋3H22NH3中充入N2，平衡右移N2的轉化率降低，H2的轉化率增大，NH3的體積分數減小，N2的濃度增大。

熱點二、化學平衡的建立及平衡常數

【例2】(2012北京東城期末，20)一定條件下，體積為1 L的密閉容器中發(fā)生如下反應：

SiF4(g)＋2H2O(g) SiO2(s)＋4HF(g)　ΔH＝＋148.9 kJ·mol－1

(1)下列各項中能說明該反應已達化學平衡狀態(tài)的是________(填序號)。

a．v(SiF4)消耗＝4v(HF)生成

b．容器內氣體壓強不再變化

c．容器內氣體的總質量不再變化

d．HF體積分數不再變化

(2)反應過程中測定的部分數據如下表(表中t2＞t1)：

通過a或b的值及化學平衡原理說明t1時反應是否達到化學平衡狀態(tài)：____________________________。

(3)若只改變一個條件使上述反應的化學平衡常數變大，該反應________(填序號)。

a．一定向正反應方向移動

b．一定向逆反應方向移動

c．一定是減小壓強造成的

d．一定是升高溫度造成的

e．SiF4的平衡轉化率一定增大

(4)反應進行2 min時，容器內氣體的密度減小了0.03 g·L－1，則這2 min內該反應的反應速率v(HF)＝______ mol·(L·min)－1。

答案：(1)bcd

(2)通過計算a＝1.60(或b＝0.80)，說明在一定條件下，t1→t2時各組分濃度(或物質的量)均已不再發(fā)生改變，所以t1時反應已經達到化學平衡狀態(tài)

(3)ade　(4)0.001

解析：(1)a均是正反應速率；此反應不是等體積反應，b可以。(3)平衡常數變大，只能通過升高溫度，使平衡右移，b、c錯誤。(4)減小氣體的質量＝生成SiO2的質量＝0.03 g·L－1×1 L＝0.03 g，n(SiO2)＝0.000 5 mol，所以生成n(HF)＝0.000 5 mol×4＝0.002 mol，v(HF)＝  ＝0.001 mol·L－1·min－1。

方法歸納1.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志

(1)絕對標志

(2)相對標志

       ①有氣體參加的反應，氣體的總壓強、氣體的總體積、氣體的總物質的量不變時，當是等體積反應時，不平衡；當是不等體積反應時，平衡。

       ②氣體的密度、氣體的平均相對分子質量不變時，要具體分析各表達式中的分子或分母變化情況判斷是否平衡。

       ③平衡體系中的顏色不變，如果平衡體系中的物質有色則可以判斷平衡。

2．化學平衡常數

       (1)平衡常數只與溫度有關，與反應物或生成物的濃度、反應速率無關，但與轉化率有關。

       (2)平衡常數越大，平衡向右進行的程度越大。

       (3)濃度商Q與平衡常數K關系：

              ①Q＞K，反應向逆反應方向移動；

              ②Q＝K，反應處于平衡狀態(tài)；

              ③Q＜K，反應向正反應方向移動。

熱點三、化學平衡圖像

【例3】(2012江西南昌一模，12)合成氨的熱化學方程式為：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1?，F(xiàn)將1 mol N2(g)、3 mol H2(g)充入一容積為2 L的密閉容器中，在500 ℃下進行反應，10 min時達到平衡，NH3的體積分數為w，下列說法中正確的是(　　)。

A．若達到平衡時，測得體系放出9.24 kJ熱量，則H2反應速率變化曲線如圖a所示

B．反應過程中，混合氣體平均相對分子質量為M，混合氣體密度為d，混合氣體壓強為p，三者的變化趨勢如圖b

C．如圖c所示，容器Ⅰ和Ⅱ達到平衡時，NH3的體積分數為w，則容器Ⅰ放出熱量與容器Ⅱ吸收熱量之和為92.4 kJ

D．若起始加入物料為1 mol N2、3 mol H2，在不同條件下達到平衡時，NH3的體積分數變化如圖d所示

答案：C　解析：隨著反應進行，c(H2)逐漸降低，所以H2反應速率也逐漸減小，A錯誤；依據M＝  、d＝  ，氣體總質量、總體積不變，而氣體的總物質的量減小，所以M逐漸增大至平衡后保持不變、p逐漸減小至平衡后保持不變，d始終不變，B選項錯誤；Ⅰ和Ⅱ達到平衡時是“等效平衡”，Ⅰ生成的n(NH3)與Ⅱ剩余的n(NH3)相等，即Ⅰ生成的n(NH3)＋Ⅱ消耗的n(NH3)＝2 mol，所以C正確；溫度越高達到平衡的時間越短，且升高溫度平衡左移，氨氣的體積分數減小，D錯誤。

思路點撥  有關化學平衡圖像題常見的思維途徑

熱點四、化學反應速率及化學平衡的計算

【例4】某溫度下H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)的平衡常數K＝2.25。(1)該溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2O(g)和CO(g)，發(fā)生反應H2O(g)＋CO(g)H2(g)＋CO2(g)，三個容器中反應物的起始濃度如下表所示：

(1)該反應的平衡常數表達式為____________；反應開始時，容器________中反應速率最快；5 min時甲中反應達到平衡狀態(tài)，達到平衡后甲中的CO的轉化率為________，則5 min內甲中CO2的平均生成速率為______________。

(2)在該溫度下，在體積為2 L的容器中加入物質的量均為2 mol的H2O、CO、H2、CO2，則H2O(g)＋CO(g) H2(g)＋CO2(g)平衡開始向__________(填“左”“右”“不移動”或“無法確定”)。

【例4】 答案：  　丙　40%　0.000 8 mol·L－1·min－1　左

解析：(1)根據題意，可以利用“三部曲”求解，

　　　　　　　H2O(g)＋CO(g)H2(g)＋CO2(g)

始態(tài)/(mol·L－1):  0.010   0.010        0      0

反應/(mol·L－1):  x       x           x       x

終態(tài)/(mol·L－1):  0.010－x  0.010－x   x       x

K＝  ，所以x＝0.004 mol·L－1，CO的轉化率＝×100%＝40%，v(CO2)＝0.004 mol·L－1÷5 min＝0.000 8 mol·L－1·min－1。

(2)H2O、CO、H2、CO2各物質的濃度均為1 mol·L－1，所以反應開始時  ＝1大于平衡常數1/2.25，平衡向左移動。

方法技巧  有關化學反應速率及平衡的計算，如果我們不能一步得出答案，一般可用“三部曲”(始態(tài)、反應、終態(tài))進行求解，但應該注意：

       ①參加反應(消耗或生成)的各物質的濃度比值一定等于化學方程式中對應物質的化學計量數之比，由于始態(tài)時，是人為控制的，故不同物質的始態(tài)、終態(tài)各物質的量的比值不一定等于化學方程式中的化學計量數之比；若反應物始態(tài)時濃度成計量數比，則各反應物的轉化率相等，且終態(tài)時，反應物的濃度也成計量數比。

       ②始態(tài)、反應、終態(tài)中的物理量要統(tǒng)一，要么都用物質的量，要么都用物質的量濃度，要么都用氣體的體積。

       ③計算化學平衡常數時，一定要運用各物質的“平衡濃度”來計算，勿利用各物質的“物質的量”或“非平衡時的濃度”進行計算。

       ④平衡常數的表達式與化學方程式的書寫形式有關，對于同一個反應，當化學方程式的計量數發(fā)生變化時，平衡常數的數值及單位均發(fā)生變化，當化學方程式逆寫時，此時平衡常數是原平衡常數的倒數。

誤區(qū)警示

1．混淆化學反應速率變化與化學平衡的移動的關系。

       化學平衡移動，則化學反應速率一定改變，但化學反應速率改變，化學平衡不一定移動，如催化劑對化學平衡的影響，另外平衡正向移動，不可錯誤地認為逆反應速率減小，正反應速率就增大。

2．忽視物質的狀態(tài)。

       我們在分析壓強大小或物質的量的多少對化學反應速率的影響時，一定要注意物質的狀態(tài)，最后歸結到濃度的變化，用濃度的變化分析化學反應速率的變化。

3．混淆勒夏特列原理中的“減弱”。

       勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動，此處的“減弱”是在改變后的基礎上減弱，并不能抵消，更不能超越。

4．分析達到平衡所需時間時不從速率的角度分析，而從化學平衡的角度分析。

       一般我們比較時間長短，要從反應速率的大小進行比較，和化學平衡移動無關，化學反應速率越大，所需時間越短。

5．混淆化學平衡移動與轉化率的關系。

       化學平衡正向移動，反應物轉化率不一定增大。

6．混淆影響化學平衡常數的因素。