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】将水蒸氣通過紅熱的碳即可産生水煤氣，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____________(填字母序号)。

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．及時将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，下列叙述正确的是______(填字母序号)。

a．CO的質量分數一定增加

b．CO的産量一定增加

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

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幹擾，如：

(1)溫度：

①因為任何反應均伴随着熱效應，所以隻要溫度改變，平衡一定發生移動。

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，緻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：

催化劑隻能同倍地改變正、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等體積反應加壓隻能同倍地改變正、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。

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＋3H2

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的密閉容器中發生如下反應：

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

a．v(SiF4)消耗＝4v(HF)生成

b．容器内氣體壓強不再變化

c．容器内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态：____________________________。

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

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，容器内氣體的密度減小了0.03 g·L－1，則這2 min内該反應的反應速率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)均已不再發生改變，所以t1時反應已經達到化學平衡狀态

(3)ade　(4)0.001

方法歸納1.可逆反應達到平衡狀态的标志

(1)絕對标志

(2)相對标志

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平衡體系中的顔色不變，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)平衡常數隻與溫度有關，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，反應處于平衡狀态；

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)＋

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

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)＋

起始濃度/(mol·L－1)

甲

乙

丙

c(H2O)

0.010

0.020

0.020

c(CO)

0.010

0.010

0.020

(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态，達到平衡後甲中的CO的轉化率為________，則5 min内甲中CO2的平均生成速率為______________。

解析：(1)根據題意，可以利用“三部曲”求解，

始态/(mol·L－1): 0.010 0.010 0 0

反應/(mol·L－1): x x x x

終态/(mol·L－1): 0.010－x 0.010－x x x

(2)H2O、CO、H2、CO2各物質的濃度均為1 mol·L

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”(始态、反應、終态)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，由于始态時，是人為控制的，故不同物質的始态、終态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；若反應物始态時濃度成計量數比，則各反應物的轉化率相等，且終态時，反應物的濃度也成計量數比。

②始态、反應、終态中的物理量要統一，要麼都用物質的量，要麼都用物質的量濃度，要麼都用氣體的體積。

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生變化時，平衡常數的數值及單位均發生變化，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．忽視物質的狀态。

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态，最後歸結到濃度的變化，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”是在改變後的基礎上減弱，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。

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