（人教通用版）2015屆高考化學一輪總復習講義 第三節(jié) 化學平衡常數(shù)化學反應進行的方向

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1、 第三節(jié)化學平衡常數(shù)__化學反應進行的方向 明考綱要求 理主干脈絡 1.理解化學平衡常數(shù)的含義，能夠利用化學平衡常數(shù)進行簡單的計算。 2.了解化學反應速率和化學平衡的調控在生活、生產和科學研究領域中的重要作用。 一、化學平衡常數(shù) 1．表達式 對于可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，其化學平衡常數(shù)K＝。 2．影響因素 化學平衡常數(shù)與反應物和生成物的濃度無關，只與溫度有關。 3．意義 K值越大，正反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大。 二、化學反應進行的方向 1．自發(fā)過程 (1)含義：在一定條件下，不需要借助外

2、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)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(體系對外部做功或釋放熱量)。 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．化學反應方向的判據(jù) 1 / 11 1.甲反應的平衡常數(shù)比乙反應的平衡常數(shù)大，是否甲比乙進行的程度就大呢？ 提示：不是，因為甲反應與乙反應的平衡常數(shù)表達式不同，計算出的K值不同，不能比較。 2．在一定溫度下，三個反應： H2(g)＋I2(g)2HI(g)　K1 H2(g)＋I2(g)HI(g)　K2 2HI(g)H2(g)＋I2(

3、g)　K3，K1與K2、K3有何關系？？ 提示：由平衡常數(shù)表達式可以推出：K1＝K　K1K3＝1 3．升高溫度，化學反應速率增大，化學平衡常數(shù)一定會增大嗎？ 提示：化學平衡常數(shù)只受溫度影響，升高溫度，若正反應為吸熱反應，則平衡常數(shù)增大，若正反應為放熱反應，則平衡常數(shù)減小。 4．能自發(fā)進行的反應一定能在自然界自然發(fā)生嗎？ 提示：能自發(fā)進行并不一定能實際發(fā)生，它往往需要一定的條件，如有機物的燃燒是自發(fā)反應，但需要點燃才能夠發(fā)生。 5．如何理解復合判據(jù)的應用？ 提示：焓判據(jù)和熵判據(jù)能作為反應自發(fā)進行的一般判據(jù)，而由焓判據(jù)和熵判據(jù)組成的復合判據(jù)才是反應是否自發(fā)進行的根本判據(jù)：反應是否自發(fā)

4、與溫度有關，一般低溫時以焓變影響為主；高溫時以熵變影響為主。根據(jù)ΔH－TΔS可準確判斷反應進行的方向。 6．實驗證明，多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是(　　) A．所有的放熱反應都是自發(fā)進行的 B．所有的自發(fā)反應都是放熱的 C．焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一種重要因素 D．焓變是決定反應是否具有自發(fā)性的唯一判據(jù) 解析：選C　焓變是判斷反應能否自發(fā)進行的一種判據(jù)。但不是唯一判據(jù)，有些放熱反應不是自發(fā)反應，有些自發(fā)反應是吸熱的。 化學平衡常數(shù)及其應用 1．在一定溫度下的1 L的密閉容器中發(fā)生反應：C(s)＋H2O(g)CO(g)

5、＋H2(g)，平衡時測得C、H2O、CO、H2的物質的量都為0.1 mol。 (1)該反應的平衡常數(shù)K＝________。 (2)若升高平衡體系的溫度，該反應的平衡常數(shù)會增大，則該反應的ΔH________零(填“大于”或“小于”)。 (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0.2 mol　②C(s)、H2O為0.2 mol，CO、H2為0.1 mol，你能判斷該反應進行的方向嗎？ 解析：(1)容積為1 L，則H2O、CO、H2的平均濃度均為0.1 molL－1，K＝＝＝0.1。(2)升高溫度平衡常數(shù)增大，說明平衡右移，正反應為吸熱反應，ΔH大于零。(3)

6、①Qc＝＝0.2>0.1＝K，反應向逆反應方向進行；②Qc＝＝0.05<0.1＝K，則反應向正反應方向進行。 答案：(1)0.1　(2)大于　(3)①向逆反應方向?、谙蛘磻较? 2．在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，其化學平衡常數(shù)K和溫度t的關系如下表： t ℃ 700 800 830 1 000 1 200 K 0.6 0.9 1.0 1.7 2.6 回答下列問題： (1)該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝________。 (2)該反應為________反應(填“吸熱”或“放熱”)。 (3

7、)某溫度下，各物質的平衡濃度符合下式：3c(CO2)c(H2)＝5c(CO)c(H2O)，試判斷此時的溫度為________。 (4)若830 ℃時，向容器中充入1 mol CO、5 mol H2O，反應達到平衡后，其化學平衡常數(shù)K________1.0(選填“大于”、“小于”或“等于”)。 (5)830 ℃時，容器中的反應已達到平衡。在其他條件不變的情況下，擴大容器的體積。平移________移動(填“向正反應方向”、“向逆反應方向”或“不”)。 解析：(1)根據(jù)化學方程式可寫出K＝。 (2)分析表中數(shù)據(jù)可知，隨著溫度的升高，K值逐漸增大，說明正反應是吸熱反應。 (3)某溫度下，由

8、3c(CO2)c(H2)＝5c(CO)c(H2O) 得出＝＝0.6＝K，K只與溫度有關，溫度一定則K為定值，查表知K＝0.6時對應溫度是700 ℃。 (4)只要溫度不變，K數(shù)值就不變，故830 ℃條件下，K的數(shù)值是1.0。 (5)830 ℃時達到平衡，擴大容器體積的瞬間，反應物和生成物的濃度都減小相同的倍數(shù)，據(jù)K＝可知，濃度同時改變相同倍數(shù)時，則平衡不移動。 答案：(1)　(2)吸熱　(3)700 ℃　(4)等于　(5)不 3．高考組合題 (1)(2012江蘇高考節(jié)選)一定條件下，NO與NO2存在下列反應：NO(g)＋NO2(g)N2O3(g)，其平衡常數(shù)表達式為K＝_____

9、___。 (2)(2012安徽高考節(jié)選)工業(yè)上從廢鉛蓄電池的鉛膏回收鉛的過程中，可用碳酸鹽溶液與處理后的鉛膏(主要成分為PbSO4)發(fā)生反應：PbSO4(s)＋CO(aq)PbCO3(s)＋SO(aq)；上述反應的平衡常數(shù)表達式：K＝______________________________。 (3)(2013江蘇高考節(jié)選)一定條件下反應：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)；ΔH>0　現(xiàn)有兩個相同的2 L恒容絕熱(與外界沒有熱量交換)密閉容器，Ⅰ中充入1 mol CO和1 mol H2O，Ⅱ中充入2 mol CO和2 mol H2O,700℃條件下開始反應，

10、達到平衡時，平衡常數(shù)KⅠ________KⅡ(填“>”、“＝”或“＜”) (4)(2012福建高考節(jié)選)在恒容絕熱(不與外界交換能量)條件下進行2A(g)＋B(g)2C(g)＋D(s)反應，按下表數(shù)據(jù)投料，反應達到平衡狀態(tài)，測得體系壓強升高。簡述該反應的平衡常數(shù)與溫度的變化關系：________________ 。 物質 A B C D 起始投料/mol 2 1 2 0 解析：(3)由于容器絕熱，Ⅱ與Ⅰ相比反應的量多，所吸收的熱量多，所以平衡時Ⅱ中的溫度要比Ⅰ中的低，根據(jù)平衡移動原理，Ⅱ中平衡左移，所以平衡常數(shù)KⅠ＞KⅡ。 (4)因為開始還未加入D，所以開始反

11、應肯定正向進行，反應后氣體的物質的量減小，但壓強增大，只溫度升高才能滿足該條件，說明該反應為放熱反應，所以升高溫度，平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小。 答案：(1)　(2)　(3)＞ (4)平衡常數(shù)隨溫度的升高而減小(或其他合理答案) 4．已知可逆反應：A(g)＋B(g)C(g)＋D(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(A)＝1 molL－1，c(B)＝2.4 molL－1，達到平衡時，A的轉化率為60%，此時B的轉化率為________。 (2)若反應溫度降低，則B的轉化率將________(填“增大”、“減小”或“不變”)。 (3)

12、若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(A)＝4 molL－1，c(B)＝ a molL－1，達到平衡后c(C)＝2 molL－1，則a＝________。 (4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為c(A)＝c(B)＝b molL－1，達到平衡后c(D)＝________。(保留兩位有效數(shù)字) 解析：(1)根據(jù)A的轉化率可知，轉化的A的濃度為0.6 molL－1，轉化的B的濃度也為0.6 molL－1，B的轉化率為100%＝25%。 (2)因為正反應為放熱反應，所以降低溫度，平衡向正反應方向移動，B的轉化率增大。 (3)根據(jù)平衡時C的濃度可知，達到平衡時A、B、C、D的物質的量濃

13、度分別為2 molL－1、(a－2) molL－1、2 molL－1、2 molL－1，根據(jù)(1)可知此溫度下的平衡常數(shù)為K＝(0.60.6)/(0.41.8)＝0.5，所以＝0.5，解得a＝6。 (4)設達到平衡后c(D)＝x，則 　　　　　 A(g)＋B(g)C(g)＋D(g) 起始(molL－1)　b　　b　　　0　 　0 轉化(molL－1)　x　　x　　　x　 　x 平衡(molL－1) b－x b－x　 x　 x 則K＝＝0.5，解得x≈0.41b molL－1 答案：(1)25%　(2)增大　(3)6 (4)0.41b molL－1 1．

14、理解化學平衡常數(shù)的三種關系 (1)與化學方程式書寫形式的關系： 對于同一可逆反應，正反應的平衡常數(shù)等于逆反應的平衡常數(shù)的倒數(shù)，即：K正＝。若化學方程式中的化學計量數(shù)等倍擴大或縮小，盡管是同一反應，平衡常數(shù)也會發(fā)生改變。 (2)與反應熱的關系： 若正反應吸熱，升溫時，K值增大，若正反應放熱，升溫時，K值減小。 (3)與物質狀態(tài)的關系： 由于固體或純液體的濃度視為常數(shù)，所以在平衡常數(shù)表達式中不再寫出。 ①在稀溶液中進行的反應，如有水參加，由于水的濃度視為常數(shù)而不必出現(xiàn)在表達式中。 ②在非水溶液中進行的反應，若有水參加或生成，則應出現(xiàn)在表達式中。如： CH3COOH(l)＋CH

15、3CH2OH(l) CH3COOCH2CH3(l)＋H2O(l) K＝ 2．化學平衡常數(shù)的三大應用 (1)判斷、比較可逆反應進行的程度： 一般來說，一定溫度下的一個具體的可逆反應： K值 正反應進行的程度 平衡時生成物濃度 平衡時反應物濃度 反應物轉化率 越大 越大 越大 越小 越高 越小 越小 越小 越大 越低 (2)判斷正在進行的可逆反應是否達到平衡或反應進行的方向： 對于可逆反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，若Qc＝，則將Qc和K作比較可判斷可逆反應所處的狀態(tài)。 (3)判斷可逆反應的反應熱： 升高溫度，

16、若K值增大，則正反應為吸熱反應；若K值減小，則正反應為放熱反應。 化學平衡的計算 5．(2013四川高考)在一定溫度下，將氣體X和氣體Y各0.16 mol充入10 L恒容密閉容器中，發(fā)生反應X(g)＋Y(g)2Z(g) 　ΔH＜0，一段時間后達到平衡，反應過程中測定的數(shù)據(jù)如下表： t/min 2 4 7 9 n(Y)/mol 0.12 0.11 0.10 0.10 下列說法正確的是(　　) A．反應前2 min的平均速率v(Z)＝2.010－3mol/(Lmin) B．其他條件不變，降低溫度，反應達到新平衡前v(逆)＞v(正) C

17、．該溫度下此反應的平衡常數(shù)K＝1.44 D．其他條件不變，再充入0.2 mol Z，平衡時X的體積分數(shù)增大 解析：選C　反應前2 min, Y的濃度變化為0.004 mol/L，則v(Z)＝2v(Y)＝0.004 mol/(Lmin)，A項錯誤；此反應正反應為放熱反應，降低溫度平衡正向移動，v(正)>v(逆)，B項錯誤；由表可知7 min 時反應達到平衡，這時c(Z)＝0.012 mol/L，c(X)＝c(Y)＝0.01 mol/L，K＝＝1.44，C項正確；此反應是一個反應前后氣體體積不變的反應，再充入0.2 mol Z，達到平衡后X的體積分數(shù)不變，D項錯誤。 6．(2012四川高考)

18、在體積恒定的密閉容器中，一定量的SO2與1.100 mol O2在催化劑作用下加熱到600 ℃發(fā)生反應：2SO2＋O22SO3　ΔH<0。 當氣體的物質的量減少0.315 mol時反應達到平衡，在相同溫度下測得氣體壓強為反應前的82.5%。下列有關敘述正確的是(　　) A．當SO3的生成速率與SO2的消耗速率相等時反應達到平衡 B．降低溫度，正反應速率減小程度比逆反應速率減小程度大 C．將平衡混合氣體通入過量BaCl2溶液中，得到沉淀的質量為161.980 g D．達到平衡時，SO2的轉化率是90% 解析：選D　SO3的生成速率與SO2的消耗速率都是正反應速率，兩者相等不能作為反應

19、達到平衡的標志，A項錯誤；溫度降低，吸熱的逆反應方向的化學反應速率下降的程度更大，B項錯誤；混合氣體中，只有SO3能與BaCl2溶液反應，n(BaSO4)＝20.315 mol＝0.63 mol，m(BaSO4)＝0.63 mol233 gmol－1＝146.79 g，C項錯誤；氣體的物質的量減少了0.315 mol，據(jù)差量法可知，反應的SO2為0.63 mol，反應的O2為0.315 mol，生成的SO3為0.63 mol，設SO2開始時的物質的量為a mol，引出量的關系為： 　　　 　2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) 起始/mol　　 a　　 1.100　　　 0 轉

20、化/mol　 0.63　 0.315　 　 0.63 平衡/mola－0.63 0.785　　 0.63 據(jù)平衡時的壓強為反應前的82.5%可得＝0.825，解得a＝0.7，故SO2的轉化率為100%＝90%，故D正確。 7．(2011大綱全國卷)在容積可變的密閉容器中，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 　　　　　N2　?。　?H22NH3 起始/mol 2 8

21、 0 轉化/mol 2/3 2 4/3 平衡/mol 4/3 6 4/3 平衡時氮氣的體積分數(shù)為100%≈15%。 8．(2010北京高考)某溫度下，H2(g)＋CO2(g)H2O(g)＋CO(g)的平衡常數(shù)K＝。該溫度下在甲、乙、丙三個恒容密閉容器中，投入H2(g)和CO2(g)，其起始濃度如下表所示。 起始濃度 甲 乙 丙 c(H2)(mol/L) 0.010 0.020 0.020 c(CO2)(mol/L) 0.010 0.010 0.020 下列判斷不正確的是(　　)

22、 A．平衡時，乙中CO2的轉化率大于60% B．平衡時，甲中和丙中H2的轉化率均是60% C．平衡時，丙中c(CO2)是甲中的2倍，是0.012 mol/L D．反應開始時，丙中的反應速率最快，甲中的反應速率最慢 解析：選C　設平衡時甲中CO2的轉化濃度為x mol/L，則 　　　　　　H2(g)＋　CO2(g)H2O(g)＋CO(g) 起始(mol/L) 0.010 0.010 0 0 轉化(mol/L) x x x x 平衡(mol/L) 0.010－x 0.010－x x x

23、 根據(jù)平衡常數(shù)得：＝，解得x＝0.006， 則甲中CO2的轉化率為：100%＝60%。 由于乙相對甲增大了c(H2)，因此CO2的轉化率增大，A項正確。 設平衡時丙中CO2的轉化濃度為y mol/L，則 　　　　　　H2(g)＋　CO2(g)H2O(g)＋CO(g) 起始(mol/L) 0.020 0.020 0 0 轉化(mol/L) y y y y 平衡(mol/L) 0.020－y 0.020－y y y 根據(jù)平衡常數(shù)得：＝，解得y＝0.012，則丙中CO2的轉化率為：100%＝60%，

24、B項正確。平衡時甲中c(CO2)＝0.010 mol/L－0.006 mol/L＝0.004 mol/L，丙中c(CO2)＝0.020 mol/L－0.012 mol/L＝0.008 mol/L，C項錯誤；丙中反應物濃度最大，反應速率最快，甲中反應物濃度最小，反應速率最慢，D項正確。 化學平衡計算的常用方法——三段式法 “三段式法”是有效解答化學平衡計算題的“萬能鑰匙”。解題時，要注意清楚條理地列出起始量、轉化量、平衡量，按題目要求進行計算，同時還要注意單位的統(tǒng)一。 1．解題步驟 (1)寫出涉及的可逆反應的化學方程式。 (2)找出起始量、轉化量和平衡量中哪些是已知量，哪些是未

25、知量，按“三段式”列出。 (3)根據(jù)問題建立相應的關系式進行計算。 2.具體方法 (1)分析三個量：即起始量、變化量、平衡量。 (2)明確三個關系： ①對于同一反應物，起始量－變化量＝平衡量。 ②對于同一生成物，起始量＋變化量＝平衡量。 ③各轉化量之比等于各反應物的化學計量數(shù)之比。 (3)計算模式： 對于反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質的量(mol)分別為a、b，達到平衡后，A的消耗量為mx，容器容積為V L。 　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g) 起始(mol)　　a　　　b　　　0　　　0 變化(mol

26、) 　mx　　 nx　　 px　　qx 平衡(mol)　a－mx 　b－nx　 px　　qx 則有：①平衡常數(shù)：K＝ ②A的平衡濃度：c平(A)＝ (molL－1)。 ③A的轉化率：α(A)平＝100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。 ④A的體積分數(shù)：φ(A)＝100%。 ⑤平衡與起始壓強之比：＝。 ⑥混合氣體的平均密度：(混)＝(gL－1)。 ⑦混合氣體的平均摩爾質量：＝(gmol－1)。 [特別提醒] (1)反應起始時，反應物和生成物可能同時存在。 (2)不同物質的起始濃度之比不一定是化學計量數(shù)比。若反應物起始濃度之比等于化學計量數(shù)比，則反應物的轉化率相等，平衡時反應物

27、的濃度之比也等于計量數(shù)之比。 (3)起始濃度、平衡濃度之比不一定等于化學計量數(shù)之比，但物質之間是按化學計量數(shù)反應和生成的，故各物質的濃度變化之比一定等于化學計量數(shù)比，這是計算的關鍵。 以“實驗探究氨基甲酸銨分解反應平衡常數(shù)測定” 為載體串聯(lián)化學平衡常數(shù)和化學反應進行方向的相關知識 高考載體(2011浙江高考T27改編) 　　某研究小組在實驗室探究氨基甲酸銨(NH2COONH4)分解反應平衡常數(shù)的測定。 將一定量純凈的氨基甲酸置于特制的密閉真空容器中(假設容器體積不變，固體試樣體積忽略不計)，在恒定溫度下使其達到分解平衡：NH2COONH4(s)2NH

28、3(g)＋CO2(g)。 實驗測得不同溫度下的平衡數(shù)據(jù)列于下表： 溫度(℃) 15.0 20.0 25.0 30.0 35.0 平衡總壓強(kPa) 5.7 8.3 12.0 17.1 24.0 平衡氣體總濃度 (10－3 molL－1) 2.4 3.4 4.8 6.8 9.4 [知識串聯(lián)設計] (1)氨基甲酸銨(NH2COONH4)分解反應平衡常數(shù)K的表達式為________。 (2)判斷氨基甲酸銨分解反應的ΔH________0(填“>”、“<”或“＝”)，其原因是什么？ (3)判斷氨基甲酸銨分解反應的ΔS

29、________0(填“>”、“<”或“＝”)，該反應在任何溫度下是否一定能自發(fā)進行？ (4)升高溫度，化學平衡常數(shù)K如何變化？增大容器的壓強，K值如何變化？ (5)根據(jù)表格中的數(shù)據(jù)，計算25℃時，氨基甲酸銨的分解平衡常數(shù)。 答案：(1)K＝c2(NH3)c(CO2) (2)>　由表格中，數(shù)據(jù)可知：升高溫度，氣體的平衡總壓強增大，平衡正移，故ΔH>0 (3)>　高溫下反應能自發(fā)進行。 (4)增大　不變 (5)K＝c2(NH3)c(CO2)＝(c)2(c) ＝(4.810－3)24.810－3≈1.610－8 希望對大家有所幫助，多謝您的瀏覽！