（江蘇專用）2022年高考化學一輪復習 專題7 化學反應速率與化學平衡 2 第二單元 化學反應的方向與限度教案

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1、（江蘇專用）2022年高考化學一輪復習 專題7 化學反應速率與化學平衡 2 第二單元 化學反應的方向與限度教案 1．了解化學反應的可逆性及化學平衡的建立?！?.能正確計算化學反應的轉(zhuǎn)化率(α)。 3．掌握化學平衡的特征。了解化學平衡常數(shù)(K)的含義，能利用化學平衡常數(shù)進行相關計算。 　化學反應的方向 [知識梳理] 1．自發(fā)過程 (1)含義 在一定條件下，不需要借助外力作用就能自動進行的過程。 (2)特點 ①體系趨向于從高能狀態(tài)轉(zhuǎn)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(zhuǎn)變?yōu)闊o序的傾向性(無序體系更加穩(wěn)定)。 2．化學反應方向的判據(jù)

2、 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。 (1)凡是放熱反應都是自發(fā)的，因為吸熱反應都是非自發(fā)的。(　　) (2)自發(fā)反應的熵一定增大，非自發(fā)反應的熵一定減小。(　　) (3)反應2Mg(s)＋CO2(g)===C(s)＋2MgO(s)能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0。(　　) (4)焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一種重要因素。(　　) (5)熵變是決定反應是否具有自發(fā)性的唯一判據(jù)。(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√　(5)× 2．(教材改編)下列過程的熵變的判斷不正確的是(　　) A．溶解少量食鹽于水中，ΔS>0 B．純碳和氧氣反

3、應生成CO(g)，ΔS>0 C．H2O(g)變成液態(tài)水，ΔS>0 D．CaCO3(s)加熱分解為CaO(s)和CO2(g)，ΔS>0 解析：選C。C項，H2O(g)變成液態(tài)水，熵值減小，故ΔS<0，錯誤。 (1)自發(fā)反應不一定能實現(xiàn)，化學反應能否實現(xiàn)與反應的自發(fā)性、反應速率、反應物轉(zhuǎn)化率有關。 (2)在恒溫、恒壓條件下，化學反應的方向是由反應的焓變和熵變共同決定的。 　下列說法錯誤的是(　　) A．2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在常溫下能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0 B．反應NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)在室溫下可自發(fā)進行，

4、則該反應的ΔH<0 C．一定溫度下，反應MgCl2(l)===Mg(l)＋Cl2(g)的ΔH>0，ΔS>0 D．常溫下，反應C(s)＋CO2(g)===2CO(g)不能自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0 [解析]　A項，該反應是熵減的反應，常溫下能自發(fā)進行說明ΔH<0；B項，該反應是熵減的反應，常溫下能自發(fā)進行說明ΔH<0；C項，此反應為高溫下MgCl2的分解反應，ΔH>0，ΔS>0；D項，該反應ΔS>0，常溫下不能自發(fā)進行，則有ΔH－TΔS>0，故ΔH>0。 [答案]　A (1)反應CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)的ΔH________0，ΔS________0。

5、(2)反應NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)的ΔS<0，ΔH<0，室溫下能自發(fā)進行，說明________________________________________________________________________。 答案：(1)>　>　(2)該反應的焓變效應大于熵變效應 化學反應方向的判斷 　化學反應方向的判斷 1．碳銨[(NH4)2CO3]在室溫下就能自發(fā)地分解產(chǎn)生氨氣，對其說法中正確的是(　　) A．碳銨分解是因為生成易揮發(fā)的氣體，使體系的熵增大 B．碳銨分解是因為外界給予了能量 C．碳銨分解是吸熱反應，根據(jù)能量判斷能自發(fā)分解

6、 D．碳酸鹽都不穩(wěn)定，都能自發(fā)分解 答案：A 2．(2018·保定高三檢測)下列反應中，一定不能自發(fā)進行的是(　　) A．2KClO3(s)===2KCl(s)＋3O2(g)　ΔH＝－78.03 kJ/mol　ΔS＝1 110 J/(mol·K) B．CO(g)===C(石墨，s)＋1/2O2(g)　ΔH＝110.5 kJ/mol　ΔS＝－89.36 J/(mol·K) C．4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)　ΔH＝－444.3 kJ/mol　ΔS＝－280.1 J/(mol·K) D．NH4HCO3(s)＋CH3COOH(aq)===C

7、O2(g)＋CH3COONH4(aq)＋H2O(l)　ΔH＝37.301 kJ/mol　ΔS＝184.05 J/(mol·K) 解析：選B。根據(jù)ΔH－TΔS，當ΔH<0，ΔS>0時，ΔH－TΔS<0，反應肯定能自發(fā)進行；當ΔH>0，ΔS<0時，ΔH－TΔS>0，反應一定不能自發(fā)進行。 焓變、熵變和溫度對化學反應方向的影響 ΔH ΔS ΔH－TΔS 反應情況 － ＋ 永遠是負值 在任何溫度下均能自發(fā)進行 ＋ － 永遠是正值 在任何溫度下均不能自發(fā)進行 ＋ ＋ 低溫為正；高溫為負 低溫時不能自發(fā)進行；高溫時能自發(fā)進行 － － 低溫為負；高溫為正 低

8、溫時能自發(fā)進行；高溫時不能自發(fā)進行 　可逆反應與化學平衡狀態(tài) [知識梳理] 一、可逆反應 1．定義 在同一條件下既可以向正反應方向進行，同時又可以向逆反應方向進行的化學反應。 2．特點 (1)二同：①相同條件下；②正、逆反應同時進行。 (2)一小：反應物與生成物同時存在，任一組分的轉(zhuǎn)化率都小于100%。 3．表示 在方程式中反應符號用“”表示。 二、化學平衡狀態(tài) 1．定義 一定條件下的可逆反應，當反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物的濃度和生成物的濃度不再改變，我們稱為“化學平衡狀態(tài)”，簡稱化學平衡。 2．建立過程 3．特征

9、 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。 (1)2H2O2H2↑＋O2↑為可逆反應。(　　) (2)二次電池的充、放電為可逆反應。(　　) (3)可逆反應不等同于可逆過程。可逆過程包括物理變化和化學變化，而可逆反應屬于化學變化。(　　) (4)化學反應達到化學平衡狀態(tài)的正、逆反應速率相等，是指同一物質(zhì)的消耗速率和生成速率相等，若用不同物質(zhì)表示時，反應速率不一定相等。(　　) (5)一個可逆反應達到的平衡狀態(tài)就是這個反應在該條件下所能達到的限度。(　　) (6)化學反應的限度可以通過改變反應條件而改變。(　　) 解析：(1)兩個反應的條件不同，所以不是可逆反

10、應；(2)充電、放電不是同一條件下、同時完成的，不是可逆反應。 答案：(1)×　(2)×　(3)√　(4)√　(5)√　(6)√ 2．向含有2 mol的SO2的容器中通入過量氧氣發(fā)生2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＝－Q kJ·mol－1(Q＞0)，充分反應后生成SO3的物質(zhì)的量______2 mol(填“<”“>”或“＝”，下同)，SO2的物質(zhì)的量______0 mol，轉(zhuǎn)化率______100%，反應放出的熱量________ Q kJ。 答案：<　>　<　< (1)可逆反應的判斷強調(diào)“兩同”：同一條件、同時進行。 (2)化學平衡狀態(tài)的判斷依據(jù)是①正反應速率

11、＝逆反應速率；②各組分的濃度或百分含量保持不變。 　用氮化硅(Si3N4)陶瓷代替金屬制造發(fā)動機的耐熱部件，能大幅度提高發(fā)動機的熱效率。工業(yè)上用化學氣相沉積法制備氮化硅，其反應如下：3SiCl4(g)＋2N2(g)＋6H2(g)Si3N4(s)＋12HCl(g)　ΔH＜0。 完成下列填空： (1)在一定溫度下進行上述反應，若反應容器的容積為2 L，3 min后達到平衡，測得固體的質(zhì)量增加了2.80 g，則H2的平均反應速率＝________mol/(L·min)。 (2)一定條件下，在密閉恒容的容器中，能表示上述反應達到化學平衡狀態(tài)的是________。 a．3v逆(N2)＝v正

12、(H2) b．v正(HCl)＝4v正(SiCl4) c．混合氣體密度保持不變 d．c(N2)∶c(H2)∶c(HCl)＝1∶3∶6 [解析]　(1)反應達到平衡時，n(Si3N4)＝＝0.02 mol，則v(H2)＝＝0.02 mol/(L·min)。(2)判斷反應達到平衡狀態(tài)的標志是v正＝v逆，反應中N2與H2的化學計量數(shù)之比為1∶3，達到平衡狀態(tài)時，3v逆(N2)＝v逆(H2)，即v逆(H2)＝v正(H2)，a正確；b項反應方向一致，無法判斷反應是否達到平衡，b錯誤；該反應的正反應方向是氣體密度減小的反應，因此，當混合氣體密度保持不變時，可以判斷反應達到平衡狀態(tài)，c正確；c(N2

13、)∶c(H2)∶c(HCl)＝1∶3∶6，與化學反應是否達到平衡無關，d錯誤。 [答案]　(1)0.02　(2)ac 對于可逆反應：2NO2(g)2NO(g)＋O2(g)，用選項序號回答下列問題： (1)在恒容容器中進行，達到平衡狀態(tài)的標志是__________________。 (2)在恒壓容器中進行，達到平衡狀態(tài)的標志是________。 ①單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO2 ②單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO ③用NO2、NO、O2的物質(zhì)的量濃度變化表示的反應速率的比值為2∶2∶1的狀態(tài) ④混合氣體的顏色不再改變的狀

14、態(tài) ⑤混合氣體的密度不再改變的狀態(tài) ⑥混合氣體的平均相對分子質(zhì)量不再改變的狀態(tài) ⑦混合氣體的壓強不再改變的狀態(tài) 答案：(1)①④⑥⑦　(2)①④⑤⑥ “兩審”“兩標志”突破化學平衡狀態(tài)的判斷 (1)“兩審” 一審題干條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓。二審反應特點：①全部是氣體參與的等體積反應還是非等體積反應；②有固體或液體參與的等體積反應還是非等體積反應。 (2)“兩標志” ①本質(zhì)標志 v正＝v逆≠0。對于某一可逆反應來說，正反應消耗掉某反應物的速率等于逆反應生成該反應物的速率。 ②等價標志 a．全部是氣體參加的非等體積反應[如N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

15、]，體系的壓強(恒溫恒容時)、平均相對分子質(zhì)量不再隨時間而變化。 b．體系中各組分的物質(zhì)的量濃度、體積分數(shù)、物質(zhì)的量(或質(zhì)量)分數(shù)保持不變。 c．對同一物質(zhì)而言，斷裂的化學鍵的物質(zhì)的量與形成的化學鍵的物質(zhì)的量相等。 d．對于有有色物質(zhì)參加或生成的可逆反應[如2NO2(g)N2O4(g)]，體系的顏色不再隨時間而變化。 e．體系中某反應物的轉(zhuǎn)化率或某生成物的產(chǎn)率達到最大值且不再隨時間而變化。 　從定性、定量兩個角度考查可逆反應的特點 1．在已達到平衡的可逆反應：2SO2＋O22SO3中，充入由18O組成的氧氣一段時間后，18O存在于下列物質(zhì)中的(　　) A．多余的氧氣

16、中 B．生成的三氧化硫中 C．氧氣和二氧化硫中 D．二氧化硫、氧氣和三氧化硫中 解析：選D。化學平衡是動態(tài)平衡，加入的18O2定會與SO2結合生成含18O的SO3，同時含18O的SO3又會分解得到SO2和O2，使SO2中也含有18O，因此18O存在于SO2、O2、SO3這三種物質(zhì)中。 2．一定條件下，對于可逆反應：X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始濃度分別為c1、c2、c3(均不為零)，達到平衡時，X、Y、Z的濃度分別為0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.08 mol·L－1，則下列判斷正確的是(　　) A．c1∶c2＝3∶1 B．平衡時，Y和

17、Z的生成速率之比為2∶3 C．X、Y的轉(zhuǎn)化率不相等 D．c1的取值范圍為0 mol·L－1

18、2(g)＋Y2(g)2Z(g)，各物質(zhì)的起始濃度分別為c(X2)＝0.1 mol·L－1，c(Y2)＝0.3 mol·L－1，c(Z)＝0.2 mol·L－1。 假設反應正向進行到底：X2(g)＋Y2(g) 2Z(g) 起始濃度(mol·L－1) 0.1 0.3 0.2 改變濃度(mol·L－1) 0.1 0.1 0.2 終態(tài)濃度(mol·L－1) 0 0.2 0.4 假設反應逆向進行到底：X2(g)＋Y2(g) 2Z(g) 起始濃度(mol·L－1) 0.1 0.3 0.2 改變濃度(mol·L－1) 0.1 0.1 0.2 終態(tài)濃度

19、(mol·L－1) 0.2 0.4 0 平衡體系中各物質(zhì)的濃度范圍為X2∈(0，0.2)，Y2∈(0.2，0.4)，Z∈(0，0.4)。 　化學平衡狀態(tài)的判斷 3．(2018·邯鄲一模)一定條件下，NO2與SO2反應生成SO3和NO兩種氣體。將體積比為1∶2的NO2、SO2氣體置于密閉容器中發(fā)生上述反應，下列不能說明反應達到平衡狀態(tài)的是(　　) A．混合氣體顏色保持不變 B．體系的平均相對分子質(zhì)量保持不變 C．NO2和SO2的體積比保持不變 D．每消耗1 mol SO2的同時生成1 mol NO2 解析：選B。發(fā)生反應：NO2(g)＋SO2(g)NO(g)＋SO3(

20、g)。A說明c(NO2)不變，可以作為達到平衡的標志，A正確。平均相對分子質(zhì)量M＝，氣體的總質(zhì)量不變，氣體的總物質(zhì)的量不變，則平均相對分子質(zhì)量始終不變，B錯誤。NO2和SO2的起始體積比為1∶2，反應過程中二者變化量(設為x)相同，則平衡時體積比為(1－x)∶(2－x)，當體積比保持不變時表示反應達到平衡，C正確。D項中消耗SO2表示正反應，生成NO2表示逆反應，D正確。 4．(1)在一定條件下，可逆反應達到平衡狀態(tài)的本質(zhì)特征是________________________。下列關系中能說明反應N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的是____________。 A．

21、3v正(N2)＝v正(H2)　　　　 B．v正(N2)＝v逆(NH3) C．2v正(H2)＝3v逆(NH3) D．v正(N2)＝3v逆(H2) (2)在一定溫度下的恒容密閉容器中，可逆反應達到平衡狀態(tài)時，一些宏觀物理量恒定不變：a.各物質(zhì)的濃度不變，b.平衡混合物中各組分的物質(zhì)的量分數(shù)或質(zhì)量分數(shù)不變，c.容器內(nèi)氣體壓強不變，d.容器內(nèi)氣體密度不變，e.容器內(nèi)氣體顏色不變。 ①能說明反應：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)達到平衡狀態(tài)的有________； ②能說明反應：H2(g)＋I2(g) 2HI(g)達到平衡狀態(tài)的有________； ③能說明反應：2NO2(g)

22、 N2O4(g)達到平衡狀態(tài)的有________； ④能說明反應：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)達到平衡狀態(tài)的有________。 解析：(2)中判斷時首先要注意本題中反應的條件是恒溫恒容，其次要注意反應物和生成物中是否有固體物質(zhì)存在，以及反應前后氣體物質(zhì)的量的變化。①在反應過程中氣體的質(zhì)量不變，因此在恒容狀態(tài)下不能用密度判斷反應是否達到平衡狀態(tài)，由于反應物和生成物均為無色氣體，因此也不能用氣體顏色來判定。②是一個反應前后氣體體積不變的反應，反應過程中氣體的質(zhì)量不變，物質(zhì)的量也不變，所以不能用壓強和密度判定反應是否達到平衡狀態(tài)。③在反應過程中氣體的質(zhì)量保持不變，因此

23、不能用密度來判定反應是否達到平衡狀態(tài)。④中反應過程中氣體的質(zhì)量和氣體的物質(zhì)的量均發(fā)生改變，因此a、b、c、d均可用來判定反應是否達到平衡狀態(tài)，由于反應物和生成物中的氣體均為無色氣體，因此不能用氣體顏色來判定反應是否達到平衡狀態(tài)。 答案：(1)正反應速率與逆反應速率相等　C (2)①abc　②abe?、踑bce　④abcd 判斷化學平衡狀態(tài)常用的方法 舉例反應 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 正、逆反應 速率的關系 在單位時間內(nèi)消耗了m mol A，同時生成m mol A 平衡 在單位時間內(nèi)消耗了n mol B，同時生成p mol C 不一定

24、平衡 v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q 不一定 平衡 在單位時間內(nèi)消耗了n mol B，同時消耗q mol D 平衡 混合物體 系中各組 分的含量 各物質(zhì)的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量分數(shù)一定 平衡 各物質(zhì)的質(zhì)量或質(zhì)量分數(shù)一定 平衡 總壓強或總體積或總物質(zhì)的量一定 不一定 平衡 壓強 m＋n≠p＋q時，總壓強一定(其他條件不變) 平衡 m＋n＝p＋q時，總壓強一定(其他條件不變) 不一定 平衡 溫度 在其他條件不變的條件下，體系溫度一定 平衡 顏色 體系的顏色(反應物或生成物有顏色)不再

25、變化 平衡 混合氣體的 平均相對 分子質(zhì)量 (Mr) m＋n≠p＋q時，平均相對分子質(zhì)量一定 平衡 m＋n＝p＋q時，平均相對分子質(zhì)量一定 不一定 平衡 體系的密度 m＋n≠p＋q，恒溫恒壓，體系密度一定 平衡 恒溫恒容，體系密度一定 不一定 平衡 　化學平衡常數(shù)及平衡轉(zhuǎn)化率 [知識梳理] 一、化學平衡常數(shù) 1．概念 在一定溫度下，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 對于反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)， K＝(固體和純液體的濃度視為

26、常數(shù)，通常不計入平衡常數(shù)表達式中)。 3．意義 化學平衡常數(shù)的大小反映了化學反應可能進行的程度。 4．應用 (1)利用化學平衡常數(shù)判斷化學反應可能進行的程度。K值越大，反應物的轉(zhuǎn)化率越大，反應進行的程度越大。 (2)利用化學平衡常數(shù)判斷化學平衡移動的方向。對于可逆反應：aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下的任意時刻，反應物與生成物濃度有如下關系：＝Qc，稱為濃度商。 Qc (3)利用化學平衡常數(shù)隨溫度的變化判斷反應的熱效應。若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；若升高溫度，K值減小，則正反應為放熱反應。 二、“三段式法”計算平衡轉(zhuǎn)化率 可按下列模

27、式進行計算：如mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量濃度分別為a mol/L、b mol/L，達到平衡后消耗A的物質(zhì)的量濃度為mx mol/L。 　　　　　 mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始(mol/L) a b 0 0 變化(mol/L) mx nx px qx 平衡(mol/L) a－mx b－nx px qx 1．求平衡常數(shù)：K＝。 2．求轉(zhuǎn)化率 轉(zhuǎn)化率＝×100%，如α平(A)＝×100%。 　(1)同一個反應中，

28、反應物可以有多種，但不同反應物的轉(zhuǎn)化率可能不同。 (2)增大一種反應物的濃度，可以提高其他反應物的轉(zhuǎn)化率，工業(yè)生產(chǎn)中常常提高廉價原料的比例，從而增大昂貴原料的轉(zhuǎn)化率，如工業(yè)合成氨中增大氮氣的濃度，從而提高氫氣的轉(zhuǎn)化率。 [自我檢測] 1．判斷正誤，正確的打“√”，錯誤的打“×”。 (1)平衡常數(shù)表達式中，可以是物質(zhì)的任一濃度。(　　) (2)催化劑能改變化學反應速率，也能改變平衡常數(shù)。(　　) (3)平衡常數(shù)發(fā)生變化，化學平衡不一定發(fā)生移動。(　　) (4)化學平衡發(fā)生移動，平衡常數(shù)不一定發(fā)生變化。(　　) 答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)√ 2．(1)對于3Fe(

29、s)＋4H2O(g)Fe3O4(s)＋4H2(g)，反應的化學平衡常數(shù)的表達式為________________________________________________________________________。 (2)已知下列反應的平衡常數(shù)： ①H2(g)＋S(g)H2S(g)　K1 ②S(g)＋O2(g)SO2(g)　K2 則反應SO2(g)＋H2(g)O2(g)＋H2S(g)的平衡常數(shù)為________(用K1和K2表示)。 答案：(1)K＝　(2) (1)關于H2O的濃度問題 ①稀水溶液中進行的反應，雖然H2O參與反應，但是H2O只作為溶

30、劑，不能代入平衡常數(shù)表達式。 如NH4Cl＋H2ONH3·H2O＋HCl的平衡常數(shù)表達式為K＝。 ②H2O的狀態(tài)不是液態(tài)而是氣態(tài)時，則需要代入平衡常數(shù)表達式。 (2)K的大小只與溫度有關，與反應物或生成物的起始濃度的大小無關。 (3)代入平衡常數(shù)表達式的是平衡濃度，而不是任意時刻的濃度，更不能將物質(zhì)的量代入。 (4)同一化學反應，可以用不同的化學方程式表示，每個化學方程式都有自己的平衡常數(shù)表達式及相應的平衡常數(shù)。因此，要注意使用與化學方程式相對應的平衡常數(shù)。 　(2017·高考全國卷Ⅱ，27，14分)丁烯是一種重要的化工原料，可由丁烷催化脫氫制備。回答下列問題： (1)正

31、丁烷(C4H10)脫氫制1-丁烯(C4H8)的熱化學方程式如下： ①C4H10(g)===C4H8(g)＋H2(g)　ΔH1 已知：②C4H10(g)＋O2(g)===C4H8(g)＋H2O(g) ΔH2＝－119 kJ·mol－1 ③H2(g)＋O2(g)===H2O(g) ΔH3＝－242 kJ·mol－1 反應①的ΔH1為________kJ·mol－1。圖(a)是反應①平衡轉(zhuǎn)化率與反應溫度及壓強的關系圖，x________0.1(填“大于”或“小于”)；欲使丁烯的平衡產(chǎn)率提高，應采取的措施是________(填標號)。 A．升高溫度　　　　　　　　 B．降低溫度 C．

32、增大壓強 D．降低壓強 (2)丁烷和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器(氫氣的作用是活化催化劑)，出口氣中含有丁烯、丁烷、氫氣等。圖(b)為丁烯產(chǎn)率與進料氣中n(氫氣)/n(丁烷)的關系。圖中曲線呈現(xiàn)先升高后降低的變化趨勢，其降低的原因是__________________________ ________________________________________________________________________。 (3)圖(c)為反應產(chǎn)率和反應溫度的關系曲線，副產(chǎn)物主要是高溫裂解生成的短碳鏈烴類化合物。丁烯產(chǎn)率在590 ℃之前隨溫度升高而增大

33、的原因可能是__________________、____________；590 ℃之后，丁烯產(chǎn)率快速降低的主要原因可能是_____________________ ________________________________________________________________________。 [解析]　(1)根據(jù)蓋斯定律，可得①＝②－③，則ΔH1＝ΔH2－ΔH3＝－119 kJ·mol－1＋242 kJ·mol－1＝123 kJ·mol－1。反應①為氣體總體積增大的反應，在溫度相同時降低壓強有利于提高平衡轉(zhuǎn)化率，故x<0.1。反應①為吸熱反應，升高溫度有利于平衡正向移

34、動，A項正確；降低壓強平衡向氣體總體積增大的方向移動，D項正確。(2)結合圖(b)可看出隨著n(氫氣)/n(丁烷)增大，丁烯產(chǎn)率先升高后降低，這是因為氫氣是生成物，當n(氫氣)/n(丁烷)逐漸增大時，逆反應速率加快，故丁烯的產(chǎn)率逐漸降低。(3)在590 ℃之前隨溫度升高丁烯產(chǎn)率逐漸增大，這是因為溫度升高不僅能加快反應速率，還能促使平衡正向移動；但溫度高于590 ℃時，丁烯高溫裂解生成短鏈烴類，導致丁烯產(chǎn)率快速降低。 [答案]　(1)123　小于　AD (2)氫氣是產(chǎn)物之一，隨著n(氫氣)/n(丁烷)增大，逆反應速率增大 (3)升高溫度有利于反應向吸熱方向進行　溫度升高反應速率加快　丁烯高

35、溫裂解生成短鏈烴類 [2016·高考全國卷Ⅰ，27(2)]元素鉻(Cr)在溶液中主要以Cr3＋(藍紫色)、Cr(OH)(綠色)、Cr2O(橙紅色)、CrO(黃色)等形式存在。Cr(OH)3為難溶于水的灰藍色固體。 CrO和Cr2O在溶液中可相互轉(zhuǎn)化。室溫下，初始濃度為1.0 mol·L－1的Na2CrO4溶液中c(Cr2O)隨c(H＋)的變化如圖所示。 回答下列問題： (1)用離子方程式表示Na2CrO4溶液中的轉(zhuǎn)化反應：_______________________________ ______________________________________________

36、__________________________。 (2)圖可知，溶液酸性增大，CrO的平衡轉(zhuǎn)化率______(填“增大”“減小”或“不變”)。根據(jù)A點數(shù)據(jù)，計算出該轉(zhuǎn)化反應的平衡常數(shù)為__________。 (3)升高溫度，溶液中CrO的平衡轉(zhuǎn)化率減小，則該反應的ΔH________0(填“大于”“小于”或“等于”)。 解析：(1)從題圖可看出，鉻酸根離子在酸性條件下逐漸轉(zhuǎn)化成重鉻酸根離子，離子方程式為2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O。(2)從圖像看出，酸性越強，c(Cr2O)越大，說明CrO的平衡轉(zhuǎn)化率越大。A點對應的離子濃度：c(Cr2O)＝0.25 mol·L－1，c(H

37、＋)＝1.0×10－7 mol·L－1，c(CrO)＝1.0 mol·L－1－0.25 mol·L－1×2＝0.5 mol·L－1。平衡常數(shù)K＝＝＝1.0×1014。(3)升高溫度，CrO的平衡轉(zhuǎn)化率減小，說明平衡向左移動，根據(jù)平衡移動原理，正反應是放熱反應，ΔH<0。 答案：(1)2CrO＋2H＋Cr2O＋H2O (2)增大　1.0×1014　(3)小于 　化學平衡常數(shù)及其應用 1．化學平衡常數(shù)K的數(shù)值大小是衡量化學反應進行程度的標志，在常溫下，下列反應的平衡常數(shù)的數(shù)值如下： 2NO(g)N2(g)＋O2(g)　K1＝1×1030 2H2(g)＋O2(g)2H2O

38、(l)　K2＝2×1081 2CO2(g)2CO(g)＋O2(g)　K3＝4×10－92 以下說法正確的是(　　) A．常溫下，NO分解產(chǎn)生O2反應的平衡常數(shù)表達式為K1＝c(N2)·c(O2) B．常溫下，水分解產(chǎn)生O2，此時平衡常數(shù)的數(shù)值約為5×10－80　 C．常溫下，NO、H2O、CO2三種化合物分解放出O2的傾向由大到小的順序為NO>H2O>CO2 D．以上說法都不正確 解析：選C。K1的表達式應為K1＝；常溫下，水分解產(chǎn)生O2，是H2和O2化合生成H2O的逆反應，因此其平衡常數(shù)的數(shù)值應為K2的倒數(shù)，數(shù)值為5×10－82；由于三個反應都在常溫下進行，根據(jù)K值的大小可

39、以得出三種化合物分解放出O2的傾向由大到小的順序為NO>H2O>CO2。 2．(1)[2015·高考全國卷Ⅰ，28(4)]Bodensteins研究了下列反應： 2HI(g)H2(g)＋I2(g)　ΔH>0 在716 K時，氣體混合物中碘化氫的物質(zhì)的量分數(shù)x(HI)與反應時間t的關系如下表： t/min 0 20 40 60 80 120 x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784 x(HI) 0 0.60 0.73 0.773 0.780 0.784 ①根據(jù)上述實驗結果，該反應的平衡常數(shù)K的計算式為______

40、__________。 ②上述反應中，正反應速率為v正＝k正x2(HI)，逆反應速率為v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆為速率常數(shù)，則k逆為__________(以K和k正表示)。若k正＝0.002 7 min－1，在t＝40 min時，v正＝________min－1。 ③由上述實驗數(shù)據(jù)計算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的關系可用如圖表示。當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的點分別為________(填字母)。 (2)[2015·高考全國卷Ⅱ，27(2)]已知反應CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)　ΔH<0，該反應化學平衡常數(shù)K表達式為____

41、____________；如圖中能正確反映平衡常數(shù)K隨溫度變化關系的曲線為________(填曲線標記字母)，其判斷理由是_________________________________ ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)①由表中數(shù)據(jù)可知，無論是從正反應方向開始，還是從逆反應方向開始，最終x(HI)均為0.784，

42、說明此時已達到了平衡狀態(tài)。設HI的初始濃度為1 mol·L－1，則： 　　　　　　　　 2HI(g)H2(g) ＋I2(g) 初始濃度/mol·L－1　 1 0 0 轉(zhuǎn)化濃度/mol·L－1　0.216 0.108 0.108 平衡濃度/mol·L－1　0.784 0.108 0.108 K＝＝。 ②建立平衡時，v正＝v逆，即k正x2(HI)＝k逆x(H2)x(I2)，k逆＝k正。由于該反應前后氣體分子數(shù)不變，故k逆＝k正＝k正＝。在t＝40 min 時，x(HI)＝0.85，則v正＝0.002 7 min－1×0.852≈1.

43、95×10－3 min－1。 ③因2HI(g)H2(g)＋I2(g)　ΔH＞0，升高溫度，v正、v逆均增大，且平衡向正反應方向移動，HI的物質(zhì)的量分數(shù)減小，H2、I2的物質(zhì)的量分數(shù)增大。因此，反應重新達到平衡后，相應的點分別應為A點和E點。 (2)根據(jù)化學平衡常數(shù)的書寫要求可知，該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝。該反應為放熱反應，溫度升高，平衡逆向移動，平衡常數(shù)K減小，故曲線a符合要求。 答案：(1)①?、凇?.95×10－3　③A、E (2)K＝[或Kp＝]　a 該反應為放熱反應，平衡常數(shù)數(shù)值應隨溫度升高變小 　與平衡轉(zhuǎn)化率相關的計算 3．(2015·高考重慶卷)羰基硫(C

44、OS)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(zhì)的量為10 mol，平衡后CO物質(zhì)的量為8 mol。下列說法正確的是(　　) A．升高溫度，H2S濃度增加，表明該反應是吸熱反應 B．通入CO后，正反應速率逐漸增大 C．反應前H2S物質(zhì)的量為7 mol D．CO的平衡轉(zhuǎn)化率為80% 解析：選C。A.升高溫度，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，則該反應正反應為放熱反應，故不正確。B.通入CO后，正反應速率瞬間

45、增大，之后化學平衡發(fā)生移動，正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，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)，故不正確。C.設反應前H2S的物質(zhì)的量為a mol，容器的容積為1 L，列“三段式”進行解題： 　 　　　　　　CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g) 10 　 a 　 0 0 2 　 2 　 2 2 8 a－2 　 2 2 化學平衡常數(shù)K＝＝0.1，解得a＝7，故正確。 D．CO的平衡轉(zhuǎn)化率為×100%＝20%，故不正確。 4．(2018·梧州高三檢測)已知可逆反應

46、：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；達到平衡后，M的轉(zhuǎn)化率為60%，此時N的轉(zhuǎn)化率為__________。 (2)若反應溫度升高，M的轉(zhuǎn)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；達到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，則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，

47、達到平衡后，M的轉(zhuǎn)化率為________。 解析：(1)由化學方程式知反應消耗的N與M物質(zhì)的量相等，則N的轉(zhuǎn)化率為×100%＝25%。 (2)由于該反應正反應吸熱，溫度升高，平衡右移，則M的轉(zhuǎn)化率增大。 (3)若反應溫度不變，則平衡常數(shù)不變。 K＝＝， 則＝，解得a＝6。 (4)溫度不變，K不變，設M的轉(zhuǎn)化率為x，則 K＝＝， 解得x＝41%。 答案：(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41% 有關化學平衡計算的注意事項 (1)注意反應物和生成物的濃度關系：反應物：c(平)＝c(始)－c(變)；生成物：c(平)＝c(始)＋c(變)。 (2)利用ρ混＝ 和 Mr

48、＝計算時要注意m總應為氣體的質(zhì)量，V應為反應容器的體積，n總應為氣體的物質(zhì)的量。 (3)起始濃度、平衡濃度不一定符合化學計量數(shù)之比，但物質(zhì)之間是按化學計量數(shù)之比反應和生成的，故各物質(zhì)的濃度變化之比一定等于化學計量數(shù)之比，這是計算的關鍵。 (4)凡是氣體的壓強變化、密度變化均必須轉(zhuǎn)化為物質(zhì)的量的變化或氣體的體積變化才能進行相關計算。 [課后達標檢測] 一、選擇題 1．下列反應在任何溫度下均能自發(fā)進行的是(　　) A．2N2(g)＋O2(g)===2N2O(g)　ΔH＝163 kJ·mol－1 B．Ag(s)＋Cl2(g)===AgCl(s) ΔH＝－127 kJ·mol－1

49、 C．HgO(s)===Hg(l)＋O2(g)　ΔH＝91 kJ·mol－1 D．H2O2(l)===O2(g)＋H2O(l) ΔH＝－98 kJ·mol－1 解析：選D。對于A項，ΔH>0，ΔS<0，在任何溫度下，ΔH－TΔS>0，即任何溫度下反應都不能自發(fā)進行；對于B項，ΔH<0，ΔS<0，在較低溫度下，ΔH－TΔS<0，即低溫下反應能自發(fā)進行；對于C項，ΔH>0，ΔS>0，若使反應自發(fā)進行，即ΔH－TΔS<0，必須升高溫度，即反應只有在較高溫度時能自發(fā)進行；對于D項，ΔH<0，ΔS>0，在任何溫度下，ΔH－TΔS<0，即在任何溫度下反應均能自發(fā)進行。 2．下列有關化學平衡常數(shù)的描

50、述中正確的是(　　) A．化學平衡常數(shù)的大小取決于化學反應的內(nèi)因，與其他外界條件無關 B．相同溫度下，反應A＋BC與反應CA＋B的化學平衡常數(shù)相同 C．反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH<0的化學平衡常數(shù)隨溫度升高而增大 D．反應A(g)＋B(g)2C(g)的平衡常數(shù)表達式為K＝ 解析：選D?；瘜W平衡常數(shù)內(nèi)因由反應物本身的性質(zhì)決定，外因只受溫度影響，A項錯；同溫下，同一反應的正、逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，一般不相等，B項錯；該反應為放熱反應，升溫平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，C項錯。 3．向恒溫恒壓容器中充入2 mol NO、1 mol O2，發(fā)生反應

51、：2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)。下列情況不能說明反應已達到平衡狀態(tài)的是(　　) A．容器體積不再改變 B．混合氣體的顏色不再改變 C．混合氣體的密度不再改變 D．NO與O2的物質(zhì)的量的比值不再改變 解析：選D。這是一個氣體體積變化的反應，恒壓條件下，體積不變，則說明達到平衡，A正確。同理混合氣體密度不變，說明達到平衡，C正確。氣體顏色不變，說明c(NO2)不變，B正確。NO、O2按化學計量數(shù)比投料，反應過程中兩者物質(zhì)的量之比始終為化學計量數(shù)比，D錯誤。 4．在一定體積的密閉容器中發(fā)生下列反應：2NH3(g)＋CO2(g)CO(NH2)2(l)＋H2O(g)，其中C

52、O2 的起始濃度為1.0 mol·L－1。當反應達到平衡時，測得CO2的轉(zhuǎn)化率大于NH3的轉(zhuǎn)化率，則NH3的起始濃度可能是(　　) A．0.5 mol·L－1　　　　　　 B．1.0 mol·L－1 C．1.5 mol·L－1 D．3.0 mol·L－1 解析：選D。設CO2濃度的變化量為x，則NH3濃度的變化量為2x，若CO2的轉(zhuǎn)化率大于NH3，則NH3的起始濃度應大于2.0 mol·L－1。 5．下列說法中，不正確的是(　　) A．常溫下，反應4Fe(OH)2(s)＋2H2O(l)＋O2(g)===4Fe(OH)3(s)的ΔH＜0、ΔS＜0 B．在其他條件不變時，2SO2(

53、g)＋O2(g)2SO3(g)轉(zhuǎn)化關系中(如圖)，縱坐標表示O2的轉(zhuǎn)化率 C．在其他條件不變時，向H2(g)＋I2(g)2HI(g)平衡體系中加入催化劑，反應速率加快，I2的轉(zhuǎn)化率不變 D．14CO2與碳在高溫條件下發(fā)生反應：CO2＋C2CO，達到化學平衡后，平衡混合物中含14C的微粒有14CO2、14CO、14C 解析：選B。A項中該反應為熵減反應，能自發(fā)進行，說明是放熱反應，正確。B項中提高了O2的含量，使SO2轉(zhuǎn)化率提高，而O2轉(zhuǎn)化率降低，錯誤。C項中催化劑能同等程度地改變正、逆反應速率，不影響平衡移動，正確。D項說明化學平衡是一種動態(tài)平衡，正確。 6．在容積可變

54、的密閉容器中，2 mol N2和8 mol H2在一定條件下發(fā)生反應，達到平衡時，H2的轉(zhuǎn)化率為25%，則平衡時氮氣的體積分數(shù)接近于(　　) A．5% B．10% C．15% D．20% 解析：選C。達到平衡時，H2轉(zhuǎn)化的物質(zhì)的量為8 mol×25%＝2 mol。在一定條件下，N2與H2發(fā)生反應： N2＋3H22NH3 起始物質(zhì)的量/mol 2 8 0 轉(zhuǎn)化物質(zhì)的量/mol 2 平衡物質(zhì)的量/mol 6 同溫同壓下，氣體的體積

55、比等于其物質(zhì)的量之比，故平衡時氮氣的體積分數(shù)為×100%≈15%。 7．(2017·高考天津卷)常壓下羰基化法精煉鎳的原理為Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)。230 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝2×10－5。已知：Ni(CO)4的沸點為42.2 ℃，固體雜質(zhì)不參與反應。 第一階段：將粗鎳與CO反應轉(zhuǎn)化成氣態(tài)Ni(CO)4； 第二階段：將第一階段反應后的氣體分離出來，加熱至230 ℃制得高純鎳。 下列判斷正確的是(　　) A．增加c(CO)，平衡向正向移動，反應的平衡常數(shù)增大 B．第一階段，在30 ℃和50 ℃兩者之間選擇反應溫度，選50 ℃ C．第二階段，Ni(CO

56、)4分解率較低 D．該反應達到平衡時，v生成[Ni(CO)4]＝4v生成(CO) 解析：選B。增加c(CO)，平衡正向移動，但平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，平衡常數(shù)不變，A項錯誤；第一階段，50 ℃時，反應速率較快且Ni(CO)4為氣態(tài)，能從反應體系中分離出來，B項正確；相同溫度下，第二階段與第一階段的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，則230 ℃時，第二階段的平衡常數(shù)K′＝5×104，反應進行的程度大，故Ni(CO)4分解率較高，C項錯誤；該反應達到平衡時，4v生成[Ni(CO)4]＝v生成(CO)，D項錯誤。 8．室溫下，體積為2 L的密閉容器中A、B、C三種氣體的起始濃度和平衡濃度如下表： 物

57、質(zhì) A B C 初始濃度/mol·L－1 0.1 0.2 0 平衡濃度/mol·L－1 0.05 0.05 0.1 下列說法中正確的是(　　) A．發(fā)生的反應可表示為A＋B2C B．反應達到平衡時B的轉(zhuǎn)化率為25% C．若起始時密閉容器中有0.1 mol A、0.1 mol B、0.2 mol C時，反應達平衡時，c(A)＝0.05 mol·L－1 D．改變起始時容器中各氣體的物質(zhì)的量，可以改變此反應的平衡常數(shù) 解析：選C。根據(jù)表格中數(shù)據(jù)，可知發(fā)生的反應為A＋3B2C，A項錯誤；反應達到平衡時，B的轉(zhuǎn)化率＝×100%＝75%，B項錯誤；起始時密閉容器中

58、有0.1 mol A、0.1 mol B、0.2 mol C時，與原平衡是等效平衡，達平衡時各物質(zhì)濃度與原平衡相同，C項正確；溫度不變，反應的平衡常數(shù)不變，D項錯誤。 9．在300 mL的密閉容器中，放入鎳粉并充入一定量的CO氣體，一定條件下發(fā)生反應：Ni(s)＋4CO(g)Ni(CO)4(g)，已知該反應的平衡常數(shù)與溫度的關系如下表： 溫度/℃ 25 80 230 平衡常數(shù) 5×104 2 1.9×10－5 下列說法不正確的是(　　) A．上述生成Ni(CO)4的反應為放熱反應 B．25 ℃時反應Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)的平衡常數(shù)為2×

59、10－5 C．在80 ℃時，測得某時刻Ni(CO)4、CO的濃度均為0.5 mol·L－1，則此時v正>v逆 D．80 ℃達到平衡時，測得n(CO)＝0.3 mol，則Ni(CO4)的平衡濃度為2 mol·L－1 解析：選C。溫度升高，平衡常數(shù)減小，說明平衡向逆反應方向移動，正反應為放熱反應，A正確；Ni(CO)4(g)Ni(s)＋4CO(g)為題給反應的逆反應，溫度相同時，兩個反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)關系，B正確；C項中該時刻Qc＝＝8>K，反應逆向進行，v逆>v正，C錯誤；D項中CO的平衡濃度為1 mol·L－1，由K＝2可計算出Ni(CO)4的平衡濃度為2 mol·L－1，D正確

60、。 二、非選擇題 10．甲醇來源豐富、價格低廉、運輸貯存方便，是一種重要的化工原料，有著重要的用途和應用前景。 (1)若在恒溫恒容的容器內(nèi)進行反應CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，則可用來判斷該反應達到平衡狀態(tài)的標志有________(填字母)。 A．CO百分含量保持不變 B．容器中H2濃度與CO濃度相等 C．容器中混合氣體的密度保持不變 D．CO的生成速率與CH3OH的生成速率相等 (2)工業(yè)上利用甲醇制備氫氣的常用方法有兩種： ①甲醇蒸汽重整法。該法中的一個主要反應為CH3OH(g)CO(g)＋2H2(g)，此反應能自發(fā)進行的原因是 __________

61、______________________________________________________________。 ②甲醇部分氧化法。在一定溫度下以Ag/CeO2-ZnO為催化劑時原料氣比例與反應的選擇性(選擇性越大，表示生成的該物質(zhì)越多)關系如圖所示。則當n(O2)/n(CH3OH)＝0.25時，CH3OH與O2發(fā)生的主要反應方程式為________________________________________； 在制備H2時最好控制n(O2)/n(CH3OH)＝______________________________________。 解析：(1)濃度成比例不

62、能說明反應達到平衡，B錯誤。氣體總質(zhì)量一定，容器體積一定，密度始終不變，C錯誤。 (2)①無法判斷該反應的焓變化，但該反應是一個熵增的反應，若是放熱反應一定能自發(fā)；若是吸熱反應，高溫下能自發(fā)。②n(O2)/n(CH3OH)＝0.25時，主要生成甲醛。制備H2則要求H2的選擇性好，由圖可知在n(O2)/n(CH3OH)＝0.5時，H2的選擇性接近100%。 答案：(1)AD (2)①該反應是一個熵增的反應(ΔS＞0) ②2CH3OH＋O22HCHO＋2H2O　0.5 11．(2016·高考海南卷)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(zhuǎn)化： 該反應的速率方程

63、可表示為v(正)＝k(正)c(順)和v(逆)＝k(逆)c(反)，k(正)和k(逆)在一定溫度時為常數(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)＝0.006 s－1，k(逆)＝0.002 s－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________0(填“小于”“等于”或“大于”)。 (2)t2溫度下，圖中能表示順式異構體的質(zhì)量分數(shù)隨時間變化的曲線是________(填曲線編號)，平衡常數(shù)值K2＝________；溫度t2________t1(填“小于”“等于”或“大于”)，判斷理由是_______

64、_________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。 解析：(1)t1溫度下，達到平衡時，v(正)＝v(逆)，即 k(正)c(順)＝k(逆)c(反)，則＝＝3，而平衡常數(shù)K1＝，故K1＝3。該反應的反應熱ΔH＝Ea(正)－Ea(逆)<0。(2)隨著反應的進行，c(順)越來越小，因此正反應速率越來越小，順式異構體的質(zhì)量分數(shù)隨時間變化的曲線越來越平緩，故曲線為B。t

65、2溫度下達到平衡時順式異構體的質(zhì)量分數(shù)為30%，反式異構體的質(zhì)量分數(shù)為70%，K2＝＝。t1→t2，平衡常數(shù)減小，說明平衡向逆反應方向移動，而該反應為放熱反應，升高溫度時，平衡向逆反應方向移動，故t2>t1。 答案：(1)3　小于　(2)B　　大于　放熱反應升高溫度時平衡向逆反應方向移動 12．(2016·高考全國卷Ⅱ)丙烯腈(CH2===CHCN)是一種重要的化工原料，工業(yè)上可用“丙烯氨氧化法”生產(chǎn)，主要副產(chǎn)物有丙烯醛(CH2===CHCHO)和乙腈(CH3CN)等?；卮鹣铝袉栴}： (1)以丙烯、氨、氧氣為原料，在催化劑存在下生成丙烯腈(C3H3N)和副產(chǎn)物丙烯醛(C3H4O)的熱化學

66、方程式如下： ①C3H6(g)＋NH3(g)＋O2(g)===C3H3N(g)＋3H2O(g)　ΔH＝－515 kJ/mol ②C3H6(g)＋O2(g)===C3H4O(g)＋H2O(g)　ΔH＝－353 kJ/mol 兩個反應在熱力學上趨勢均很大，其原因是____________________________；有利于提高丙烯腈平衡產(chǎn)率的反應條件是________________；提高丙烯腈反應選擇性的關鍵因素是__________。 (2)圖(a)為丙烯腈產(chǎn)率與反應溫度的關系曲線，最高產(chǎn)率對應的溫度為460 ℃。低于460 ℃時，丙烯腈的產(chǎn)率________(填“是”或“不是”)對應溫度下的平衡產(chǎn)率，判斷理由是________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________； 高于460 ℃時，丙烯腈產(chǎn)率降低的可能原因是________(雙選，填