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-1-解题指导3化学反应速率与化学平衡考点分析化学反应速率和化学平衡是化学反应原理模块的重点内容之一，高考试题主要涉及反应速率和化学平衡的分析，化学平衡常数的表达式书写与计算，反应条件的分析选择、生产生活中的实际应用等，试题常以填空、读图、作图、计算等形式呈现。高考一般以与生产、生活紧密联系的物质为背景材料命制组合题，各小题之间又有一定的独立性。主要考查学生的信息处理能力、学科内综合分析能力，应用反应原理解决生产实际中的具体问题，体现了“变化观念与平衡思想”的核心素养。一、化学反应速率的计算v(B)＝Δc（B）Δt＝Δn（B）V·Δt1．浓度变化只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。2．化学反应速率是某段时间内的平均反应速率，而不是即时速率，且计算时取正值。3．同一反应用不同的物质表示反应速率时，数值可能不同，但意义相同。不同物质表示的反应速率之比等于其化学计量数之比。4．计算反应速率时，若给出的是物质的量的变化值，要转化为物质的量浓度的变化值(计算时一定要除以体积)，再进行计算。二、外界条件对可逆反应的反应速率的影响外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响方向是一致的，但影响程度不一定相同。1．当增大反应物浓度时，v正增大，v逆瞬间不变，随后也增大。2．增大压强，气体分子数减小方向的反应速率变化程度大。3．对于反应前后气体分子数不变的反应，改变压强可以同等程度地改变正、逆反应速率。4．升高温度，v正和v逆都增大，但吸热反应方向的反应速率增大的程度大。5．使用催化剂，能同等程度地改变正、逆反应速率。三、平衡移动方向的判断1．依勒夏特列原理判断。2．根据图象中正逆反应速率相对大小判断：若v正v逆，则平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动。3．依变化过程中速率变化的性质判断：若平衡移动过程中，正反应速率增大(减小)，则平衡向逆(正)反应方向移动。4．依浓度商(Qc)规则判断：若某温度下Qc＜K，反应向正反应方向进行；Qc＞K，反应向逆反应方向进行。四、化学平衡的计算-2-1．化学平衡常数：对于可逆化学反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)在一定温度下达到化学平衡时，K＝cp（C）·cq（D）cm（A）·cn（B）。另可用压强平衡常数表示：Kp＝pp（C）·pq（D）pm（A）·pn（B）[p(C)为平衡时气体C的分压]。反应体系中纯固体、纯液体以及稀水溶液中水的浓度不写进平衡常数表达式，但非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中；同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。书写平衡常数表达式及数值时，要与化学反应方程式相对应，否则就没有意义。2．依据化学方程式计算平衡常数：同一可逆反应中，K正·K逆＝1；同一方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小n倍，则新平衡常数K′与原平衡常K间的关系是K′＝Kn或K′＝nK；几个可逆反应方程式相加，得总方程式，则总反应的平衡常数等于分步反应平衡常数之积。3．转化率、产率及分压的计算：反应物转化率＝反应物的变化量反应物的起始量×100%；产物的产率＝生成物的实际产量生成物的理论产量×100%；分压＝总压×物质的量分数。五、化学反应速率、化学平衡图象1．解题思路。看图象一看轴(即纵坐标与横坐标的意义)，二看点(即起点、拐点、交点、终点)，三看线(即线的走向和变化趋势)，四看辅助线(如等温线、等压线、平衡线等)，五看量的变化(如浓度变化、温度变化等)想规律看清图象后联想外界条件对化学反应速率和化学平衡的影响规律作判断通过对比分析，作出正确判断2.分析方法：认清坐标系，弄清纵、横坐标所代表的意义，并与有关原理相结合；看清起点，分清反应物、生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物，一般生成物多数以原点为起点；看清曲线的变化趋势，注意渐变和突变，分清正、逆反应，从而判断反应特点；注意终点。例如，在浓度时间图象上，一定要看清终点时反应物的消耗量、生成物的增加量，并结合有关原理进行推理判断；先拐先平数值大。例如，在转化率—时间图象上，先出现拐点的曲线先达到平衡，此时逆向推理可得该曲线对应的温度高、浓度大或压强大；定一议二，当图象中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系。CH4CO2催化重整不仅可以得到合成气(CO和H2)，还对温室气体的减排具有重要意义。回答下列问题：(1)CH4CO2催化重整反应为CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)。已知：C(s)＋2H2(g)===CH4(g)ΔH＝－75kJ·mol－1-3-C(s)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－394kJ·mol－1C(s)＋12O2(g)===CO(g)ΔH＝－111kJ·mol－1该催化重整反应的ΔH＝________kJ·mol－1。有利于提高CH4平衡转化率的条件是________(填字母)。A．高温低压B．低温高压C．高温高压D．低温低压某温度下，在体积为2L的容器中加入2molCH4、1molCO2以及催化剂进行重整反应，达到平衡时CO2的转化率是50%，其平衡常数为________mol2·L－2。(2)反应中催化剂活性会因积碳反应而降低，同时存在的消碳反应则使积碳量减少。相关数据如下表：项目积碳反应CH4(g)===C(s)＋2H2(g)消碳反应CO2(g)＋C(s)===2CO(g)ΔH/(kJ·mol－1)75172活化能/(kJ·mol－1)催化剂X3391催化剂Y4372①由上表判断，催化剂X________Y(填“优于”或“劣于”)，理由是________________________________________________________________________________________________________。在反应进料气组成、压强及反应时间相同的情况下，某催化剂表面的积碳量随温度的变化关系如图1所示，升高温度时，下列关于积碳反应、消碳反应的平衡常数(K)和速率(v)的叙述正确的是________(填标号)。A．K积、K消均增加B．v积减小、v消增加C．K积减小、K消增加D．v消增加的倍数比v积增加的倍数大-4-②在一定温度下，测得某催化剂上沉积碳的生成速率方程为v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5(k为速率常数)。在p(CH4)一定时，不同p(CO2)下积碳量随时间的变化趋势如图2所示，则pa(CO2)、pb(CO2)、pc(CO2)从大到小的顺序为____________________。解析：(1)将已知中3个反应依次记为①、②、③，根据盖斯定律③×2－①－②得该催化重整反应的ΔH＝(－111×2＋75＋394)kJ·mol－1＝＋247kJ·mol－1。由于该反应为吸热且气体体积增大的反应，要提高CH4的平衡转化率，需在高温低压下进行。根据平衡时消耗的CO2为1mol×50%＝0.5mol，则消耗的CH4为0.5mol，生成的CO和H2均为1mol，根据三段式法可知平衡时CH4、CO2、CO和H2的平衡浓度分别为0.75mol·L－1、0.25mol·L－1、0.5mol·L－1、0.5mol·L－1，则平衡常数K＝（0.5mol·L－1）2×（0.5mol·L－1）20.75mol·L－1×0.25mol·L－1＝13mol2·L－2。(2)①从表格中数据可看出相对于催化剂X，用催化剂Y催化时积碳反应的活化能大，则积碳反应的反应速率小，而消碳反应活化能相对小，则消碳反应的反应速率大，再根据题干信息“反应中催化剂活性会因积碳反应而降低”可知催化剂X劣于催化剂Y。结合图示可知500～600℃随温度升高积碳量增加，而600～700℃随温度升高积碳量减少，故随温度升高，K积和K消均增加，且消碳反应速率增加的倍数比积碳反应的大，故A、D正确。②由该图象可知在反应时间和p(CH4)相同时，图象中速率关系vavbvc，结合沉积碳的生成速率方程v＝k·p(CH4)·[p(CO2)]－0.5，在p(CH4)相同时，随着p(CO2)增大，反应速率逐渐减慢，即可判断：pc(CO2)pb(CO2)pa(CO2)。答案：(1)247A13(2)①劣于相对于催化剂X，催化剂Y积碳反应的活化能大，积碳反应的速率小；而消碳反应活化能相对小，消碳反应速率大AD②pc(CO2)pb(CO2)pa(CO2)1．在工业上，合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如下：(1)合成塔中发生反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH0。下表为不同温度下该反-5-应的平衡常数。由此可推知，表中T1_____300℃(填“”“”或“＝”)。T/℃T1T2T3K1.00×1072.45×1051.88×103(2)氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水，科学家利用此原理，设计成氨气—氧气燃料电池，电解质溶液为KOH，则负极电极发生反应的电极反应式为____________________________________________________________________________________________。(3)在80℃时，将铜与浓硝酸反应得到的0.40molN2O4气体充入2L已经抽空的固定的密闭容器中发生反应N2O4(g)2NO2(g)，ΔH0，隔一段时间对该容器内的物质进行分析，得到如下数据：时间/s020406080100n(N2O4)/mol0.40a0.20cden(NO2)/mol0.000.24b0.520.600.60①计算a＝______________，此温度时该反应的平衡常数K＝________；②改变条件使反应重新达到平衡，能使c（NO2）c（N2O4）值变小的措施有________(填字母)。A．增大N2O4的起始浓度B．升高温度C．使用高效催化剂D．向混合气体中通入稀有气体(4)硝酸厂的尾气直接排放将污染空气。目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷将氮的氧化物还原为氮气和水，反应机理为CH4(g)＋4NO2(g)4NO(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－574kJ·mol﹣1，CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－1160kJ·mol﹣1，则甲烷直接将NO2还原为N2的热化学方程式为______________________________________________________________。解析：(1)根据N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)ΔH0可知，该反应为放热反应，温度越高，平衡常数越小，则T1＜300℃。(2)氨气在纯氧中燃烧生成一种单质和水，即4NH3＋3O22N2＋6H2O，则在碱性条件下，氨气—氧气燃料电池负极电极反应式为2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O。(3)①20s时生成NO20.24mol，消耗的N2O4为0.12mol，则a＝0.40mol－0.12mol＝0.28mol；80s时达平衡状态，生成NO20.60mol，消耗的N2O4为0.30mol，d＝0.40mol－0.30mol＝0.10mol，则平衡时NO2和N2O4的浓度分别为0.30mol·L－1和0.05mol·L－1，-6-平衡常数K＝1.8；②A项，增大N2O4的起始浓度，相当于增大压强，平衡逆向移动，c（NO2）c（N2O4）值变小，正确；B项，该反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，c（NO2）c（N2O4）值增大，错误；C项，使用高效催化剂，平衡不移动，c（NO2）c（N2O4）值不变，错误；D项，向混合气体中通入稀有气体，NO2和N2O4的浓度不变，平衡不移动，c（NO2）c（N2O4）值不变，错误。(4)①CH4(g)＋4NO2(g)4NO(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－574kJ·mol－1，②CH4(g)＋4NO(g)2N2(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－1160kJ·mol﹣1，根据盖斯定律(①＋②