2018届一轮复习人教版平衡常数及计算学案

2018届一轮复习人教版平衡常数及计算学案

平衡常数及计算 ‎【学识静思一】‎ ‎1. 化学平衡常数 化学平衡常数的表示：在　　　温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，　　　　浓度幂之积与　　　　浓度幂之积的比值是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数，符号为K。在一定温度下的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)达到平衡状态时，平衡混合气体中各组分浓度之间满足如下关系(化学平衡常数)：‎ K=　　　　　　　　　　。‎ ‎ 2. 平衡常数的意义 平衡常数K的大小能衡量一个化学反应进行的　　　(也叫反应的限度)。K值越大，表示反应进行的　　　　；K值越小，表示反应进行的　　　　。‎ ‎3. 影响平衡常数的因素 ‎(1)K值只与　　　　有关，而与反应物、生成物的浓度无关。如果可逆反应是放热反应，升高温度平衡常数K　　　　；如果可逆反应是吸热反应，升高温度平衡常数K　　　　。‎ ‎(2)在平衡常数的表达式中，只包括气体和溶液中各溶质的浓度，而不包括固体或纯液体的浓度。在一般情况下，固体或纯液体参加的反应以及在稀溶液中有水参与的反应，它们的浓度不变或变化很小，本身就是或可以看作是一个常数，不在表达式中出现。‎ 如：CaCO3(s)CaO(s)+CO2(g)K=c(CO2)‎ Cr2O72-+H2O2CrO42-+2H+‎ K=‎ ‎(3)平衡常数表达式与化学方程式的化学计量数有关。同一个化学反应，化学方程式中化学计量数成比例扩大或缩小时，平衡常数的表达式不一样。注意体会K1、K2、K3的关系，如：‎ ‎2NO2(g)N2O4(g)　　K1=‎ N2O4(g)2NO2(g) K2= K1=‎ NO2(g)N2O4(g) K3= K3=‎ ‎(4)平衡常数数值的大小，只能说明一个可逆反应的正向反应所进行的最大程度，并不能预示反应达到平衡所需要的时间。如2SO2(g)+O22SO3(g)，298 K时K=3.6×1024很大，但由于反应速率太慢，常温时几乎不发生反应。‎ ‎【初试规窍】‎ ‎1．正误判断，正确的划“√”，错误的划“×”‎ ‎(1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度(　　)‎ ‎(2)催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数(　　)‎ ‎(3)平衡常数发生变化，化学平衡不一定发生移动(　　)‎ ‎(4)化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化(　　)‎ ‎2．对于N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　K1‎ ‎ 2NH3(g)N2(g)＋3H2(g)　K2‎ 试分别写出平衡常数表达式，并判断其关系_____________________________________‎ ‎________________________________________________________________________。‎ ‎3．化学平衡常数只受温度的影响，温度升高，化学平衡常数是增大还是减小？‎ ‎4．对于一个可逆反应，化学计量数扩大或缩小，化学平衡常数表达式是否改变？是什么关系？转化率是否相同？试举例说明。‎ ‎5．书写下列化学平衡的平衡常数表达式。‎ ‎(1)Cl2＋H2OHCl＋HClO (2)C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)‎ ‎(3)CH3COOH＋C2H5OHCH3COOC2H5＋H2O (4)CO＋H2OHCO＋OH－‎ ‎(5)CaCO3(s)CaO(s)＋CO2(g)‎ 答案1.　(1)×　(2)×　(3)×　(4)√‎ 答案2.　K1＝，　K2＝，　K1＝ 答案3.　温度升高化学平衡常数的变化要视反应而定，若正反应是吸热反应，则温度升高K值增大，反之则减小。‎ 答案4.　对于一个可逆反应，化学计量数不一样，化学平衡常数表达式也不一样，但对应物质的转化率相同。例如：‎ ‎①aA(g)＋bB(g)cC(g) 　K1＝ ‎②naA(g)＋nbB(g)ncC(g) K2＝＝K或K1＝ 无论①还是②，A或B的转化率是相同的。‎ 答案5.　(1)K＝ (2)K＝ (3)K＝ (4)K＝ (5) K＝c(CO2)‎ ‎【冷静归纳】‎ ‎　借助平衡常数可以判断一个化学反应是否达到化学平衡状态 对于可逆反应aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定温度下的任意时刻，反应物与生成物浓度有如下关系：‎ ＝Q，称为浓度商。‎ Q ‎【学识静思二】有关化学平衡的计算 ‎1．分析三个量：即起始量、变化量、平衡量。‎ ‎2．明确三个关系：‎ ‎(1)对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。‎ ‎(2)对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。‎ ‎(3)各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。‎ ‎3．计算方法：三段式法 化学平衡计算模式：对以下反应：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，设A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，容器容积为V L。‎ ‎　　　　mA(g)　＋　nB(g)pC(g)＋qD(g)‎ 起始(mol) a b 0 0‎ 变化(mol) mx nx px qx 平衡(mol) a－mx b－nx px qx 则有：(1)K＝。 (2)c平(A)＝ (mol·L－1)。‎ ‎(3)α(A)平＝×100%，α(A)∶α(B)＝∶＝。 (4)φ(A)＝×100%。‎ ‎(5)＝。 (6)(混)＝(g·L－1)。‎ ‎(7)＝(g·mol－1)。‎ ‎4.Kp的计算 ‎【例题1】　(2014·新课标 Ⅰ 卷)乙烯气相直接水合法制乙醇的反应为C2H4(g)+H2O(g)C2H5OH(g)，下图为乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系[其中n(H2O)∶n(C2H4)=1∶1]‎ ‎(1)列式计算乙烯水合制乙醇反应在图中A点的平衡常数Kp=　 　　　　　　(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)。‎ ‎(2)图中压强(p1、p2、p3、p4)的大小顺序为　　　　　　　　，理由是　 。‎ ‎(3)气相直接水合法常采用的工艺条件：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度290 ℃，压强6.9 MPa，n(H2O)∶n（C2H4)=0.6∶1，乙烯的转化率为5%。若要进一步提高转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有　　　　　　　　　、　　　　　　　　　。‎ ‎【答案】　(1)====0.07 MPa-1‎ ‎(2)p10，请回答下列问题：‎ ‎(1)在某温度下，反应物的起始浓度分别为c(M)＝1 mol·L－1，c(N)＝2.4 mol·L－1；达到平衡后，M的转化率为60%，此时N的转化率为________。‎ ‎(2)若反应温度升高，M的转化率________(填“增大”、“减小”或“不变”)。‎ ‎(3)若反应温度不变，反应物的起始浓度分别为c(M)＝4 mol·L－1，c(N)＝a mol·L－1；达到平衡后，c(P)＝2 mol·L－1，a＝________。‎ ‎(4)若反应温度不变，反应物的起始浓度为c(M)＝c(N)＝b mol·L－1，达到平衡后，M的转化率为________。‎ 题组二2．SO2常用于制硫酸，其中一步重要的反应为2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH＜0。若向一个2 L的密闭容器中充入0.4 mol SO2、0.2 mol O2和0.4 mol SO3，发生上述反应。‎ 请回答下列问题：‎ ‎(1)当反应达到平衡时，各物质的浓度可能是________(填字母)。‎ A．c(SO2)＝0.3 mol·L－1、c(O2)＝0.15 mol·L－1 B．c(SO3)＝0.4 mol·L－1‎ C．c(O2)＝0.2 mol·L－1、c(SO2)＝0.4 mol·L－1 D．c(SO3)＝0.3 mol·L－1‎ ‎(2)任选上述一种可能的情况，计算达到平衡时的平衡常数为________。‎ ‎(3)某温度时，将4 mol SO2和2 mol O2通入2 L密闭容器中，10 min时反应达到平衡，SO2的转化率为80%，则0～10 min内的平均反应速率v(O2)＝________，该温度下反应2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)的平衡常数K＝________。‎ ‎3.　CO在催化剂作用下可以与H2反应生成甲醇：‎ CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)‎ 在密闭容器中充有10 mol CO与20 mol H2，CO的平衡转化率与温度、压强的关系如下图所示。‎ ‎(1)M、N两点平衡状态下，容器中物质的总物质的量之比为n(M)总∶n(N)总=　　　　。‎ ‎(2)M、N、Q三点的平衡常数KM、KN、KQ的大小关系为　　　　。‎ ‎4.2015·河北衡水中学)在1.0 L密闭容器中放入0.10 mol A(g)，在一定温度进行如下反应：A(g)B(g)+C(g)ΔH=+85.1 kJ·mol -1。反应时间(t )与容器内气体总压强(p)的数据见下表：‎ 时间t/h ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎4‎ ‎8‎ ‎16‎ ‎20‎ ‎25‎ ‎30‎ 总压强p/100 kPa ‎4.91‎ ‎5.58‎ ‎6.32‎ ‎7.31‎ ‎8.54‎ ‎9.50‎ ‎9.52‎ ‎9.53‎ ‎9.53‎ ‎　　‎ ‎(1)欲提高A的平衡转化率，应采取的措施为　　　　　　　　　　　。‎ ‎(2)由总压强p和起始压强p0计算反应物A的转化率α(A)的表达式为　　　　　　　　　，平衡时A的转化率为　　　　，计算反应的平衡常数K=　　　　。‎ ‎(3)①由总压强p和起始压强p0表示反应体系的总物质的量n总和反应物 A的物质的量n(A)，n总=　　　　mol，n(A)=　　　　　　mol。‎ ‎②下表为反应物A的物质的量浓度与反应时间的数据，计算a=　　　　。‎ 反应时间t/h ‎0‎ ‎4‎ ‎8‎ ‎16‎ c(A)/mol·L-1‎ ‎0.10‎ a ‎0.026‎ ‎0.006 5‎ 分析该反应中c(A)变化与时间间隔(Δt)的规律，得出的结论是　　　　，由此规律推出反应在12 h时c(A)为　　　　mol·L-1。‎ ‎5.催化还原CO2是解决温室效应及能源问题的重要手段之一。研究表明，在Cu/ZnO催化剂存在下，CO2和H2可发生两个平行反应，分别生成CH3OH和CO。反应的热化学方程式如下：‎ CO2（g）＋3H2（g）CH3OH（g）＋H2O（g）　ΔH1＝－53.7 kJ·mol－1　Ⅰ CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g）　ΔH2　Ⅱ 某实验室控制CO2和H2初始投料比为1∶2.2，在相同压强下，经过相同反应时间测得如下实验数据：‎ T（K）‎ 催化剂 CO2转化率（%）‎ 甲醇选择性（%）‎ ‎543‎ Cat.1‎ ‎12.3‎ ‎42.3‎ ‎543‎ Cat.2‎ ‎10.9‎ ‎72.7‎ ‎553‎ Cat.1‎ ‎15.3‎ ‎39.1‎ ‎553‎ Cat.2‎ ‎12.0‎ ‎71.6‎ ‎【备注】Cat.1：Cu/ZnO纳米棒；Cat.2：Cu/ZnO纳米片；甲醇选择性：转化的CO2中生成甲醇的百分比 已知：①CO和H2的标准燃烧热分别为－283.0 kJ·mol－1和－285.8 kJ·mol－1‎ ‎②H2O（l）===H2O（g）　ΔH3＝44.0 kJ·mol－1‎ 请回答（不考虑温度对ΔH的影响）：‎ ‎（1）反应Ⅰ的平衡常数表达式K＝　　　　；反应Ⅱ的ΔH2＝　　　　 kJ·mol－1。‎ ‎（2）有利于提高CO2转化为CH3OH平衡转化率的措施有　　　　。‎ A.使用催化剂Cat.1‎ B.使用催化剂Cat.2‎ C.降低反应温度 D.投料比不变，增加反应物的浓度 E.增大CO2和H2的初始投料比 ‎（3）表中实验数据表明，在相同温度下不同的催化剂对CO2转化成CH3OH的选择性有显著的影响，其原因是______________________________________‎ ‎__________________________________。‎ ‎（4）在图中分别画出反应Ⅰ在无催化剂、有Cat.1和有Cat.2三种情况下“反应过程－能量”示意图。‎ ‎（5）研究证实，CO2也可在酸性水溶液中通过电解生成甲醇，则生成甲醇的反应发生在　　　　极，该电极反应式是____________________________‎ ‎____________________________________________。‎ 答案1.　(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41% 2.　(1)AD　(2)(或180)　(3)0.08 mol·L－1·min－1　80‎ ‎3.　(1)5∶4　(2)KM=KN>KQ ‎4.　(1)升高温度、降低压强 ‎(2)α(A)= ×100%=×100%‎ ‎94.1%　1.5‎ (3) ‎①0.10　0.10×　②0.051　每隔4 h，A的浓度减小一半　0.013‎ ‎5.答案（1）　＋41.2　（2）CD　‎ ‎（3）表中数据表明此时反应未达到平衡，不同的催化剂对反应Ⅰ的催化能力不同，因而在该时刻下对甲醇选择性有影响 ‎（4）‎ ‎（5）阴　CO2＋6H＋＋6e－===CH3OH＋H2O ‎【实践出真知】‎ ‎1.(2015·河北衡水中学)在1.0 L密闭容器中放入0.10 mol A(g)，在一定温度进行如下反应：A(g)B(g)+C(g)ΔH=+85.1 kJ·mol -1。反应时间(t )与容器内气体总压强(p)的数据见下表：‎ 时间t/h ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎4‎ ‎8‎ ‎16‎ ‎20‎ ‎25‎ ‎30‎ 总压强p/100 kPa ‎4.91‎ ‎5.58‎ ‎6.32‎ ‎7.31‎ ‎8.54‎ ‎9.50‎ ‎9.52‎ ‎9.53‎ ‎9.53‎ ‎　　‎ ‎(1)欲提高A的平衡转化率，应采取的措施为　　　　　　　　　　　。‎ ‎(2)由总压强p和起始压强p0计算反应物A的转化率α(A)的表达式为　　　　　　　　　，平衡时A的转化率为　　　　，计算反应的平衡常数K=　　　　。‎ ‎(3)①由总压强p和起始压强p0表示反应体系的总物质的量n总和反应物 A的物质的量n(A)，n总=　　　　mol，n(A)=　　　　　　mol。‎ ‎②下表为反应物A的物质的量浓度与反应时间的数据，计算a=　　　　。‎ 反应时间t/h ‎0‎ ‎4‎ ‎8‎ ‎16‎ c(A)/mol·L-1‎ ‎0.10‎ a ‎0.026‎ ‎0.006 5‎ 分析该反应中c(A)变化与时间间隔(Δt)的规律，得出的结论是　　　　，由此规律推出反应在12 h时c(A)为　　　　mol·L-1。‎ ‎【答案】1.　(1)升高温度、降低压强 ‎(2)α(A)= ×100%=×100%‎ ‎94.1%　1.5‎ ‎(3)①0.10　0.10×　②0.051　每隔4 h，A的浓度减小一半　0.013‎ ‎【解析】　(1)该反应是吸热反应，反应前后气体体积增大，根据平衡移动原理分析可知，欲提高A的平衡转化率，可以升温或减压使平衡正向移动。‎ ‎(2)反应前后气体物质的量的增大量为反应的A的量，所以由总压强p和起始压强p0计算反应物A的转化率α(A)=×100%=×100%；平衡时A的转化率=×100%=94.1%；‎ 依据化学平衡“三段式”得到 A(g)　　 　B(g)　+　　 C(g)‎ 起始量/mol·L-1： 0.10 0 0‎ 变化量/mol·L-1： 0.10×94.1% 0.10×94.1% 0.10×94.1%‎ 平衡量/mol·L-1： 0.10×(1-94.1%) 0.10×94.1% 0.10×94.1%‎ K===1.5‎ ‎(3)①依据压强之比等于物质的量之比，n总：n起始=p∶p0 ，n总= mol；‎ A(g) B(g)+C(g )‎ 起始量/mol·L-1： 0.10 　0 　0‎ 变化量/mol·L-1： x 　 x 　x 平衡量/mol·L-1： 0.10-x x 　x ‎(0.10+x)∶0.10=p∶p0‎ x=0.10‎ n(A)=0.10-0.10=0.10× mol ‎②n(A)=0.10×=0.10×=0.051 mol，所以c(A)=0.051 mol·L-1；分析数据特征可知，每隔4 h，A的浓度减小一半；由此规律推出反应在12 h时反应物的浓度c(A)==0.013 mol·L-1。‎ ‎2. (2014·四川卷)在10 L恒容密闭容器中充入X(g)和Y(g)，发生反应X(g)+Y(g)M(g)+N(g)，所得实验数据如下表。‎ 实验 编号 温度/℃‎ 起始时物质的量/mol 平衡时物质的量/mol n(X)‎ n(Y)‎ n(M)‎ ‎①‎ ‎700‎ ‎0.40‎ ‎0.10‎ ‎0.090‎ ‎②‎ ‎800‎ ‎0.10‎ ‎0.40‎ ‎0.080‎ ‎③‎ ‎800‎ ‎0.20‎ ‎0.30‎ a ‎④‎ ‎900‎ ‎0.10‎ ‎0.15‎ b 下列说法正确的是(　　)‎ A. 实验①中，若5 min时测得n(M)=0.050 mol，则05 min 时间内，用N表示的平均反应速率v(N)=1.0×10-2‎ ‎ mol·L-1·min-1‎ B. 实验②中，该反应的平衡常数K=2.0‎ C. 实验③中，达到平衡时，X的转化率为60%‎ D. 实验④中，达到平衡时，b>0.060‎ ‎【答案】　C ‎【解析】　实验①中，若5 min时测得n(M)=0.050 mol，浓度是0.005 mol·L-1，则根据反应的化学方程式可知，同时生成的N也是0.005 mol·L-1，因此05 min时间内，用N表示的平均反应速率v(N)==1.0×10-3 mol·L-1·min-1，A不正确；实验②中，平衡时M的浓度是0.008 mol·L-1，则同时生成的N的浓度是0.008 mol·L-1，消耗X与Y的浓度均是 0.008 mol·L-1，因此平衡时X和Y的浓度分别为0.010 mol·L-1-0.008 mol·L-1=0.002 mol·L-1、0.040 mol·L-1-0.008 mol·L-1=0.032 mol·L-1，因此反应的平衡常数K==1，B不正确；③与②温度相同，则K=1，设X的转化浓度为x mol·L-1，X的转化率为60%。则 X(g)　+　　Y(g)　M(g)+　N(g)‎ 起始浓度/mol·L-1： 0.020 0.030 0 　0‎ 转化浓度/mol·L-1： x x 　 x x 平衡浓度/mol·L-1： (0.020-x) (0.030-x) x 　x 则K==1，解得x=0.012，则x的转化率为×100%=60%，C正确；700 ℃时 X(g)+　Y(g)　M(g)+　N(g)‎ 起始浓度/mol·L-1 0.040 0.010 　　0 0‎ 转化浓度/mol·L-1 0.009 0.009 　 0.009 　0.009‎ 平衡浓度/mol·L-1 0.031 0.001 　 0.009 　0.009‎ 则该温度下平衡常数K==2.6>1，这说明升高温度平衡常数减小，即平衡向逆反应方向移动，因此正反应是放热反应，若容器④中温度也是800 ℃，由于反应前后气体体积不变，则与③是等效平衡，因此最终平衡时M的物质的量b=0.5a=0.5×0.012 mol·L-1×10 L=0.060，当温度升高到900 ℃时平衡向逆反应方向移动，因此b<0.060，D不正确。‎ ‎3. 甲醇是一种可再生能源，具有开发和应用的广阔前景，工业上采用如下反应合成甲醇：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)，现模拟并分析该反应。‎ ‎(1)能够说明该反应已达到平衡的是　　　　(填字母)。‎ A. 恒温、恒容时，容器内的压强不再变化 B. 恒温、恒容时，容器内混合气体的密度不再变化 C. 一定条件下，CO、H2和CH3OH的浓度保持不变 D. 一定条件下，单位时间内消耗2 mol H2的同时生成1 mol CH3OH ‎(2)下图是该反应在不同温度下CO转化率随时间的变化曲线。‎ ‎①该反应的ΔH　　　　(填“>”、“<”或“=”)0。‎ ‎②T1和T2温度下的平衡常数：K1　　　　(填“>”、“<”或“=”)K2。‎ ‎【答案】　(1)AC　(2)①<　②>‎ ‎【解析】　反应物、生成物都是气体，恒温、恒容体系的密度始终不变，所以不能作为平衡的标志。T2温度高于T1，由升温CO的转化率下降，可知升高温度平衡向逆反应方向移动，故正反应是放热反应，ΔH<0，所以T1和T2温度下的平衡常数：K1>K2。‎ ‎4. (1)在2 L密闭容器内，800 ℃时反应：2NO(g)+O2(g)2NO2(g)ΔH<0体系中，n(NO)随时间的变化如下表。‎ 时间/s ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ n(NO)/mol ‎0.020‎ ‎0.010‎ ‎0.008‎ ‎0.007‎ ‎0.007‎ ‎0.007‎ ‎①写出该反应的平衡常数表达式：K=　 。‎ ‎②用O2表示从02 s内该反应的平均速率v(O2)=　　　　　　　　。‎ ‎(2)在一密闭容器中发生反应：2A(g)+B(g)E(g)。‎ 写出该反应的平衡常数表达式：　　　　　　　　，已知升高温度时，v(正)>v(逆)，此时K值　　　　(填“变大”、“变小”或“不变”)；该反应的ΔH　　　　(填“>”、“=”或“<”)0。‎ ‎【答案】　(1)①　②1.5×10-3 mol·L-1·s-1‎ ‎(2)K=　变大　>‎ ‎【解析】　(1)02 s时，n(NO)由0.020 mol变成0.008 mol，消耗0.020 mol-0.008 mol=0.012 mol，消耗氧气的物质的量为0.006 mol，v(O2)===1.5×10-3 mol·L-1·s-1。‎ (2) 升高温度，v(正)>v(逆)，说明反应正向移动，正反应吸热，K变大。‎ ‎5.（3）H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)+CO2(g)COS(g) +H2O(g)。在610 K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。‎ ‎①H2S的平衡转化率=_______%，反应平衡常数K=________。‎ ‎②在620 K重复试验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率_____，该反应的H_____0。（填“>”“<”或“=”）‎ ‎③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是________（填标号）‎ A．H2S B．CO2 C．COS D．N2‎ ‎【答案】（3）①2.5 2.8×10-37 ②> > ③B ‎【高考通透】‎ ‎1.（2016·课标全国卷Ⅱ，27，14分）丙烯腈（CH2===CHCN）是一种重要的化工原料，工业上可用“丙烯氨氧化法”生产，主要副产物有丙烯醛（CH2===CHCHO）和乙腈（CH3CN）等。回答下列问题：‎ ‎（1）以丙烯、氨、氧气为原料，在催化剂存在下生成丙烯腈（C3H3N）和副产物丙烯醛（C3H4O）的热化学方程式如下：‎ ‎①C3H6（g）＋NH3（g）＋O2（g）===C3H3N（g）＋3H2O（g）　‎ ΔH＝－515 kJ·mol－1‎ ‎②C3H6（g）＋O2（g）===C3H4O（g）＋H2O（g）‎ ΔH＝－353 kJ·mol－1‎ 两个反应在热力学上趋势均很大，其原因是__________________________；‎ 有利于提高丙烯腈平衡产率的反应条件是__________________________；‎ 提高丙烯腈反应选择性的关键因素是____________________________。‎ ‎（2）图（a）为丙烯腈产率与反应温度的关系曲线，最高产率对应的温度为460 ℃，低于460 ℃时，丙烯腈的产率　　　　（填“是”或“不是”）对应温度下的平衡产率，判断理由是 ‎_________________________________________；‎ 高于460 ℃时，丙烯腈产率降低的可能原因是　　　　（双选，填标号）。‎ A.催化剂活性降低 B.平衡常数变大 C.副反应增多 D.反应活化能增大 ‎（3）丙烯腈和丙烯醛的产率与n（氨）/n（丙烯）的关系如图（b）所示。由图可知，最佳n（氨）/n（丙烯）约为　　　　，理由是____________________，‎ 进料气氨、空气、丙烯的理论体积比约为　　　　。‎ ‎2.（2016·浙江理综，28，15分）催化还原CO2是解决温室效应及能源问题的重要手段之一。研究表明，在Cu/ZnO催化剂存在下，CO2和H2可发生两个平行反应，分别生成CH3OH和CO。反应的热化学方程式如下：‎ CO2（g）＋3H2（g）CH3OH（g）＋H2O（g）　ΔH1＝－53.7 kJ·mol－1　Ⅰ CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g）　ΔH2　Ⅱ 某实验室控制CO2和H2初始投料比为1∶2.2，在相同压强下，经过相同反应时间测得如下实验数据：‎ T（K）‎ 催化剂 CO2转化率（%）‎ 甲醇选择性（%）‎ ‎543‎ Cat.1‎ ‎12.3‎ ‎42.3‎ ‎543‎ Cat.2‎ ‎10.9‎ ‎72.7‎ ‎553‎ Cat.1‎ ‎15.3‎ ‎39.1‎ ‎553‎ Cat.2‎ ‎12.0‎ ‎71.6‎ ‎【备注】Cat.1：Cu/ZnO纳米棒；Cat.2：Cu/ZnO纳米片；甲醇选择性：转化的CO2中生成甲醇的百分比 已知：①CO和H2的标准燃烧热分别为－283.0 kJ·mol－1和－285.8 kJ·mol－1‎ ‎②H2O（l）===H2O（g）　ΔH3＝44.0 kJ·mol－1‎ 请回答（不考虑温度对ΔH的影响）：‎ ‎（1）反应Ⅰ的平衡常数表达式K＝　　　　；反应Ⅱ的ΔH2＝　　　　 kJ·mol－1。‎ ‎（2）有利于提高CO2转化为CH3OH平衡转化率的措施有　　　　。‎ A.使用催化剂Cat.1‎ B.使用催化剂Cat.2‎ C.降低反应温度 D.投料比不变，增加反应物的浓度 E.增大CO2和H2的初始投料比 ‎（3）表中实验数据表明，在相同温度下不同的催化剂对CO2转化成CH3OH的选择性有显著的影响，其原因是_______________________________________________________________________。‎ ‎（4）在图中分别画出反应Ⅰ在无催化剂、有Cat.1和有Cat.2三种情况下“反应过程－能量”示意图。‎ ‎（5）研究证实，CO2也可在酸性水溶液中通过电解生成甲醇，则生成甲醇的反应发生在　　　　极，该电极反应式是____________________________‎ ‎____________________________________________。‎ ‎3．(2015·山东理综，30，19分)合金贮氢材料具有优异的吸收氢性能，在配合氢能的开发中起到重要作用。‎ ‎(1)一定温度下，某贮氢合金(M)的贮氢过程如图所示，纵轴为平衡时氢气的压强(p)，横轴表示固相中氢原子与金属原子的个数比(H/M)。‎ 在OA段，氢溶解于M中形成固溶体MHx，随着氢气压强的增大，H/M逐渐增大；在AB段，MHx与氢气发生氢化反应生成氢化物MHy，氢化反应方程式为：zMHx(s)＋H2(g)zMHy(s)　ΔHⅠ(Ⅰ)；在B点，氢化反应结束，进一步增大氢气压强，H/M几乎不变。反应(Ⅰ)中z＝________(用含x和y的代数式表示)。温度为T1时，2 g某合金4 min内吸收氢气240 mL，吸氢速率v＝________ mL·g－1·min－1。反应的焓变ΔHⅠ________0(填“>”“<”或“＝”)。‎ ‎(2)η表示单位质量贮氢合金在氢化反应阶段的最大吸氢量占其总吸氢量的比例，则温度为T1、T2时，η ‎(T1)________η(T2)(填“>”“<”或“＝”)。当反应(Ⅰ)处于图中a点时，保持温度不变，向恒容体系中通入少量氢气，达到平衡后反应(Ⅰ)可能处于图中的________点(填“b”“c”或“d”)，该贮氢合金可通过________或________的方式释放氢气。‎ ‎(3)贮氢合金ThNi5可催化由CO、H2合成CH4的反应，温度为T时，该反应的热化学方程式为________________。已知温度为T时：CH4(g)＋2H2O(g)===CO2(g)＋4H2(g)　ΔH＝＋165 kJ·mol－1‎ CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g)　ΔH＝－41 kJ·mol－1‎ ‎4．(2015·浙江理综，28，15分)乙苯催化脱氢制苯乙烯反应：‎ ‎ ‎ ‎＋H2(g)‎ ‎(1)已知：‎ 化学键 C—H C—C C===C H—H 键能/kJ·mol－1‎ ‎412‎ ‎348‎ ‎612‎ ‎436‎ 计算上述反应的ΔH＝________ kJ·mol－1。‎ ‎(2)维持体系总压p恒定，在温度T时，物质的量为n、体积为V的乙苯蒸气发生催化脱氢反应。已知乙苯的平衡转化率为α，则在该温度下反应的平衡常数K＝________(用α等符号表示)。‎ ‎(3)工业上，通常在乙苯蒸气中掺混水蒸气(原料气中乙苯和水蒸气的物质的量之比为1∶9)，控制反应温度600 ℃，并保持体系总压为常压的条件下进行反应。在不同反应温度下，乙苯的平衡转化率和某催化剂作用下苯乙烯的选择性(指除了H2以外的产物中苯乙烯的物质的量分数)示意图如下：‎ ‎①掺入水蒸气能提高乙苯的平衡转化率，解释说明该事实________。‎ ‎②控制反应温度为600 ℃的理由是________。‎ ‎(4)某研究机构用CO2代替水蒸气开发了绿色化学合成工艺——乙苯‎ 二氧化碳耦合催化脱氢制苯乙烯。保持常压和原料气比例不变，与掺水蒸气工艺相比，在相同的生产效率下，可降低操作温度；该工艺中还能够发生反应：CO2＋H2===CO＋H2O，CO2＋C===2CO。新工艺的特点有________(填编号)。‎ ‎①CO2与H2反应，使乙苯脱氢反应的化学平衡右移 ‎②不用高温水蒸气，可降低能量消耗 ‎③有利于减少积炭 ‎④有利于CO2资源利用 ‎5．(2015·课标全国卷Ⅰ，28，15分)碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题：‎ ‎(1)大量的碘富集在海藻中，用水浸取后浓缩，再向浓缩液中加MnO2和H2SO4，即可得到I2，该反应的还原产物为________。‎ ‎(2)上述浓缩液中主要含有I－、Cl－等离子，取一定量的浓缩液，向其中滴加AgNO3溶液，当AgCl开始沉淀时，溶液中为________________，已知Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，Ksp(AgI)＝8.5×10－17。‎ ‎(3)已知反应2HI(g)===H2(g)＋I2(g)的ΔH＝＋11 kJ·mol－1，1 mol H2(g)、1 mol I2(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收436 kJ、151 kJ的能量，则1 mol HI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为________________kJ。‎ ‎(4)Bodensteins研究了下列反应：2HI(g)H2(g)＋I2(g)在716 K时，气体混合物中碘化氢的物质的量分数x(HI)与反应时间t的关系如下表：‎ 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根据上述实验结果，该反应的平衡常数K的计算式为_______________________________________。‎ ‎②上述反应中，正反应速率为v正＝k正x2(HI)，逆反应速率为v逆＝k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆为速率常数，则k逆为_____(以K和k正表示)。若k正＝0.002 7 min－1，在t＝40 min时，v正＝_____min－1。‎ ‎③由上述实验数据计算得到v正～x(HI)和v逆～x(H2)的关系可用下图表示。当升高到某一温度时，反应重新达到平衡，相应的点分别为________________(填字母)。‎ ‎6．(2015·课标全国卷Ⅱ，27，14分)甲醇既是重要的化工原料，又可作为燃料，利用合成气(主要成分为CO、CO2和H2)在催化剂作用下合成甲醇，发生的主要反应如下：‎ ‎①CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)ΔH1‎ ‎②CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)ΔH2‎ ‎③CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)ΔH3‎ 回答下列问题：‎ ‎(1)已知反应①中相关的化学键键能数据如下：‎ 化学键 H—H C—O H—O C—H E/(kJ·mol－1)‎ ‎436‎ ‎343‎ ‎1 076‎ ‎465‎ ‎413‎ 由此计算ΔH1＝________kJ·mol－1；已知ΔH2＝－58 kJ·mol－1，则ΔH3＝________kJ·mol－1。‎ ‎(2)反应①的化学平衡常数K表达式为________；图1中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线为________(填曲线标记字母)，其判断理由是________。‎ 图1‎ 图2‎ ‎(3)合成气组成n(H2)/n(CO＋CO2)＝2.60时，体系中的CO平衡转化率(α)与温度和压强的关系如图2所示。α(CO)值随温度升高而________(填“增大”或“减小”)，其原因是_____________________________；图2中的压强由大到小为________，其判断理由是____________。‎ ‎7．(2014·课标全国卷Ⅱ，26，13分)在容积为1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g) 2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。‎ 回答下列问题：‎ ‎（1）反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)；100 ℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0～60 s时段，反应速率v(N2O4)为________mol·L－1·s－1；反应的平均常数K1为________。‎ ‎(2)100 ℃时达平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以0.002 0 mol·L－1·s－1的平均速率降低，经10 s又达到平衡。‎ ‎①T________100 ℃(填“大于”或“小于”)，判断理由是 ‎__________________________________________________________________。‎ ‎②列式计算温度T时反应的平衡常数K2_______________________________‎ ‎__________________________________________________________________。‎ ‎(3)温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半。平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是________________________________________。‎ ‎8．(2014·天津理综，10，14分)合成氨是人类科学技术上的一项重大突破，其反应原理为： ‎ N2 (g)＋3H2 (g)2NH3 (g)ΔH＝－92.4 kJ·mol－1‎ 一种工业合成氨的简易流程图如下：‎ ‎(1)天然气中的H2S杂质常用氨水吸收，产物为NH4HS。一定条件下向NH4HS溶液中通入空气，得到单质硫并使吸收液再生，写出再生反应的化学方程式： ‎ ‎__________________________________________________________________。 ‎ ‎(2)步骤Ⅱ中制氢气原理如下：‎ ‎①CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g)ΔH＝＋206.4 kJ·mol－1‎ ‎②CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)ΔH＝－41.2 kJ· mol－1‎ 对于反应①，一定可以提高平衡体系中H2百分含量，又能加快反应速率的措施是________。‎ a．升高温度 b．增大水蒸气浓度 ‎ c．加入催化剂 d．降低压强 利用反应②，将CO进一步转化，可提高H2产量。若1 mol CO和H2的混合气体(CO的体积分数为20%)与H2O反应，得到1.18 mol CO、CO2和H2的混合气体，则CO转化率为________。 ‎ ‎(3)图1表示500 ℃、60.0 MPa条件下，原料气投料比与平衡时NH3体积分数的关系。根据图中a点数据计算N2的平衡体积分数：________。 ‎ ‎(4)依据温度对合成氨反应的影响，在图2坐标系中，画出一定条件下的密闭容器内，从通入原料气开始，随温度不断升高，NH3物质的量变化的曲线示意图。‎ ‎(5)上述流程图中，使合成氨放出的能量得到充分利用的主要步骤是(填序号)________。简述本流程中提高合成氨原料总转化率的方法：‎ ‎__________________________________________________________________。‎ ‎【答案】‎ ‎1.解析　（1） 因为生成的产物丙烯腈和丙烯醛的两个反应均为放热量大的反应，所以它们均可自发进行且热力学趋势大；该反应为气体体积增大的放热反应，所以降低温度、降低压强有利于提高丙烯腈的平衡产率；由生成丙烯腈的反应条件可知，提高丙烯腈反应选择性的关键因素是催化剂。（2） 因为该反应为放热反应，平衡产率应随温度升高而降低，反应刚开始进行，主要向正反应方向进行，尚未达到平衡状态，460 ℃以前是建立平衡的过程，故低于460 ℃时，丙烯腈的产率不是对应温度下的平衡产率；高于460 ℃时，丙烯腈产率降低，A项，催化剂在一定温度范围内活性较高，若温度过高，活性降低，正确；B项，平衡常数的大小不影响产率，错误；C项，根据题意，副产物有丙烯醛，副反应增多导致产率下降，正确；D项，反应活化能的大小不影响平衡，错误。（3）根据图像知，当n（氨）/n（丙烯）约为1.0时，该比例下丙烯腈产率最高，而副产物丙烯醛产率最低；根据化学反应C3H6（g）＋NH3（g）＋O2（g）===C3H3N（g）＋3H2O（g），氨气、氧气、丙烯按1∶1.5∶1的体积比加入反应达到最佳状态，而空气中氧气约占20%，所以进料氨、空气、丙烯的理论体积约为1∶7.5∶1。‎ 答案　（1） 两个反应均为放热量大的反应　降低温度、降低压强　催化剂 ‎（2）不是　 该反应为放热反应，平衡产率应随温度升高而降低　AC ‎（3）1.0　该比例下丙烯腈产率最高，而副产物丙烯醛产率最低　1∶7.5∶1‎ ‎2.解析　（1）因为CO2（g）＋3H2（g）CH3OH（g）＋H2O（g），平衡常数K的表达式为K＝；因为CO和H2的标准燃烧热分别为－283.0 kJ·mol－1和－285.8 kJ·mol－1，可得下列热化学方程式：‎ CO（g）＋1/2O2（g）===CO2（g）　ΔH＝－283.0 kJ·mol－1①‎ H2（g）＋ 1/2O2（g）===H2O（l）　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1②‎ 又H2O（g）===H2O（l）　ΔH＝－44.0 kJ·mol－1③‎ 根据盖斯定律，由②－①－③得：‎ CO2（g）＋H2（g）CO（g）＋H2O（g） ΔH2＝＋41.2 kJ·mol－1‎ ‎（2）根据可逆反应：CO2（g）＋3H2（g）CH3OH（g）＋H2O（g），使用催化剂不能使平衡发生移动，即不能提高平衡转化率，A、B错误；该反应为放热反应，降低温度平衡正向移动，平衡转化率提高，C项正确；投料比不变，增加反应物浓度，相当于增大压强，平衡正向移动，平衡转化率提高，D项正确；增大二氧化碳和氢气的初始投料比，能提高氢气的转化率，但二氧化碳的转化率会降低，故E错误；故选CD。‎ ‎（3）从表格数据分析，在相同的温度下，不同的催化剂，其二氧化碳的转化率也不同，说明不同的催化剂的催化能力不同；相同催化剂不同的温度，二氧化碳的转化率不同，且温度高的转化率大，因为正反应为放热反应，说明表中数据是未到平衡数据。故由表中数据表明此时反应未达到平衡，不同的催化剂对反应Ⅰ的催化能力不同，因而在该时刻下对甲醇选择性有影响。‎ ‎（4）催化剂能降低反应的活化能，再结合表中的数据，Cat.2催化效果比Cat.1好，故可得到曲线为 ‎。‎ ‎（5）根据题意，二氧化碳在酸性水溶液中通过电解生成甲醇，CO2中C呈＋4价，CH3OH中C呈－2价，结合反应前后碳元素化合价变化，可知碳元素的化合价降低，得到电子，故该电极为阴极，电极反应式为CO2＋6H＋＋6e－===CH3OH＋H2O。‎ 答案　（1）　＋41.2　（2）CD　‎ ‎（3）表中数据表明此时反应未达到平衡，不同的催化剂对反应Ⅰ的催化能力不同，因而在该时刻下对甲醇选择性有影响 ‎（4）‎ ‎（5）阴　CO2＋6H＋＋6e－===CH3OH＋H2O ‎3．解析　(1)根据H原子守恒得zx＋2＝zy，则z＝。由题中所给数据可知吸氢速率v＝240 mL÷2 g÷4 min＝30 mL·g－1·min－1。由图像可知，T1 η(T2)。处于图中a点时，保持温度不变，向恒容体系中通入少量氢气，H2 浓度增大，平衡正向移动，一段时间后再次达到平衡，此时H/M增大，故可能处于图中的c点。由氢化反应方程式及图像可知，这是一个放热的气体体积减小的反应，根据平衡移动原理，要使平衡向左移动释放H2，可改变的条件是：升温或减压。(3)CO、H2合成CH4的反应为CO(g)＋3H2(g)===CH4(g)＋H2O(g)　ΔH，将已知的两个热化学方程式依次编号为①、②，②－①即得所求的反应，根据盖斯定律有：ΔH＝－41 kJ·mol－1－(＋165 kJ·mol－1)＝－‎ ‎206 kJ·mol－1。‎ 答案　(1)　30　<‎ ‎(2)>　c　加热　减压 ‎(3)CO(g)＋3H2(g)===CH4(g)＋H2O(g)　ΔH＝－206 kJ·mol－1‎ ‎4． 解析　(1)设“”部分的化学键键能为a kJ·mol－1，则ΔH＝(a＋348＋412×5) kJ·mol－1－(a＋612＋412×3＋436) kJ·mol－1＝124 kJ·mol－1。‎ ‎(2)根据反应：‎ 起始物质的量　n　　　　　　　 0　　　　　　　0‎ 改变物质的量　nα nα nα 平衡物质的量　(1－α)n nα nα 平衡时体积为(1＋α)V 平衡常数K＝＝ 另外利用分压也可以计算出：Kp＝p ‎(3)①正反应方向气体分子数增加，掺入水蒸气作稀释剂，相当于降低反应体系的分压，平衡正向移动，可以提高平衡转化率；②由图可知，温度为600 ℃时，乙苯的平衡转化率较大，苯乙烯的选择性较高。‎ ‎(4)①CO2与H2反应，H2浓度减小，使乙苯脱氢反应的化学平衡右移，正确；②不用高温水蒸气，可降低能量消耗，正确；③CO2能与碳反应，生成CO，减少积炭，正确；④充分利用CO2资源，正确。故选①②③④。‎ 答案　(1)124　(2)p或 ‎(3)①正反应方向气体分子数增加，加入水蒸气稀释，相当于起减压的效果 ‎②600 ℃，乙苯的转化率和苯乙烯的选择性均较高。温度过低，反应速率慢，转化率低；温度过高，选择性下降。高温还可能使催化剂失活，且能耗大 ‎(4)①②③④‎ ‎5．解析　(1)海藻中的碘元素以I－形式存在，MnO2在酸性条件下将I－氧化为I2，自身被还原为Mn2＋(MnSO4)。(2)AgI的溶度积小于AgCl，当滴加AgNO3溶液时，AgI沉淀先生成，AgCl开始沉淀时，AgI 已经沉淀完全，则＝＝＝4.7×10－7。(3)形成1 mol H2(g)和1 mol I2(g)共放出436 kJ＋151 kJ＝587 kJ能量，设断裂2 mol HI(g)中化学键吸收2a kJ能量，则有2a－587＝11，得a＝299 kJ。[另解：ΔH＝2E(H—I)－E(H—H)－E(I—I)，2E(H—I)＝ΔH＋E(H—H)＋E(I—I)＝11 kJ·mol－1＋436 kJ·mol－1＋151 kJ·mol－1＝598 kJ·mol－1，则E(H—I)＝299 kJ·mol－1]。(4)①2HI(g)H2 (g)＋I2 (g)是反应前后气体物质的量不变的反应。反应后x(HI)＝0.784，则x(H2)＝x(I2)＝0.108，K＝＝＝。②到达平衡时，v正＝v逆，即k正x2(HI)＝k逆x(H2)x(I2)，k逆＝k正·＝k正/K，在t＝40 min时，x(HI)＝0.85，v正＝k正x2(HI)＝0.002 7 min－1×(0.85)2＝1.95×10－3 min－1。③原平衡时，x(HI)为0.784，x(H2)为0.108，二者图中纵坐标均约为1.6(因为平衡时v正＝v逆)，升高温度，正、逆反应速率均加快，对应两点在1.6上面， 升高温度，平衡向正反应方向移动，x(HI)减小(A点符合)，x(H2)增大(E点符合)。‎ 答案　(1)MnSO4(或Mn2＋)　(2)4.7×10－7　(3)299‎ ‎(4)①　②k正/K　1.95×10－3　③A点、E点 ‎6． 解析　(1)根据反应①，ΔH1＝[E(C≡O)＋2E(H—H)]－[3E(C—H)＋E(C—O)＋E(H—O)]＝[1 076 kJ·mol－1＋2×436 kJ·mol－1]－[3×413 kJ·mol－1＋343 kJ·mol－1＋465 kJ·mol－1]＝ －99 kJ·mol－1；根据盖斯定律，②－①可得反应③，ΔH3＝ΔH2－ΔH1＝－58 kJ·mol－1－(－99 kJ·mol－1)＝＋41 kJ·mol－1。(2)根据化学平衡常数的概念可写出反应①K的表达式；反应①是放热反应，升高温度，化学平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数K减小，因此曲线a符合。(3)由图2可知，压强不变时，随着温度的升高，α(CO)减小；反应③为气体分子数不变的反应，加压对其平衡无影响；反应①为气体分子数减小的反应，加压使α(CO)增大；由图2可知，固定温度(如530 K)时，p1→p2→p3，α(CO)增大，因此综合分析可知p3＞p2＞p1。‎ 答案　(1)－99　＋41 ‎ ‎(2)K＝　a　反应①为放热反应，升高温度使其平衡向逆反应方向移动，平衡常数K应减小 ‎(3)减小　由图2可知，压强恒定时，随着温度的升高，α(CO)减小　p3＞p2＞p1　温度恒定时，反应①为气体分子数减小的反应，加压使平衡向正反应方向移动，α(CO)增大，而反应③‎ 为气体分子数不变的反应，加压对其平衡无影响，故增大压强时，有利于α(CO)增大 ‎7． 解析　(1)由题意及图示知，在1.00 L的容器中，通入0.100 mol的N2O4，发生反应：N2O4(g) 2NO2(g)，随温度升高混合气体的颜色变深，说明反应向生成NO2的方向移动，即向正反应方向移动，所以正反应为吸热反应，即ΔH>0；由图示知60 s时该反应达到平衡，消耗N2O4为0.100 mol·L－1－0.040 mol·L－1＝0.060 mol·L－1，根据v＝可知：v(N2O4)＝＝0.001 0 mol·L－1·s－1；求平衡常数可利用三段式：‎ ‎　　　　　　　　　N2O4(g) 2NO2(g)‎ 起始量/(mol·L－1) 0.100 0‎ 转化量/(mol·L－1) 0.060 0.120‎ 平衡量/(mol·L－1) 0.040 0.120‎ K1＝＝＝0.36 mol·L－1‎ ‎(2)100 ℃时达平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)降低，说明平衡N2O4(g)2NO2(g)向正反应方向移动，根据勒夏特列原理，温度升高，向吸热反应方向移动，即向正反应方向移动，故T>100 ℃，由c(N2O4)以0.002 0 mol·L－1·s－1的平衡速率降低，经10 s又达到平衡，可知此时消耗N2O4 0.002 0 mol·L－1·s－1×10 s＝0.020 mol·L－1，由三段式：‎ ‎　　　　　　　　　N2O4(g) 2NO2(g)‎ 起始量/(mol·L－1) 0.040 0.120‎ 转化量/(mol·L－1) 0.020 0.040‎ 平衡量/(mol·L－1) 0.020 0.160‎ K2＝＝≈1.3 mol·L－1‎ ‎(3)温度T时反应达到平衡后，将反应容器的容积减少一半，压强增大，平衡会向气体体积减小的方向移动，该反应逆反应为气体体积减小的反应，故平衡向逆反应方向移动。‎ 答案　(1)大于　0.001 0　0.36 mol·L－1‎ ‎(2)①大于 反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高 ‎②平衡时，c(NO2)＝0.120 mol·L－1＋0.002 0 mol·L－1·s－1×10 s×2＝0.160 mol·L－1‎ c(N2O4)＝0.040 mol·L－1－0.002 0 mol·L－1·s－1×10 s＝0.020 mol·L－1‎ K2＝≈1.3 mol·L－1‎ ‎(3)逆反应　对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动 ‎8． 解析　(1)依据题意，NH4HS被空气中氧气氧化，将－2价S元素氧化成S，同时生成一水合氨，其反应方程式为2NH4HS＋O22NH3·H2O＋2S↓。(2)结合反应特点，正反应方向是气体物质的量增大的吸热反应，若要加快反应速率又增加H2的百分含量，可升高温度，a项正确；增加水蒸气浓度，能加快反应速率，使平衡正向移动，但H2增加的量没有水蒸气增加的量多，H2的百分含量减少，b项错误；加入催化剂平衡不移动，H2的百分含量不变，c项错误；降低压强反应速率减慢，d项错误。根据“三段式”法有：‎ ‎　　　　 　CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)‎ 开始(mol) 0.2 0 0.8‎ 转化(mol) x x x 一定时间(mol) 0.2－x x 0.8＋x 则0.2－x＋x＋0.8＋x＝1.18，解得x＝0.18，故CO转化率为×100%＝90%。‎ ‎(3)根据“三段式”法有 ‎　　　　　N2　＋　3H22NH3‎ 开始(mol) 1 3 0‎ 转化(mol) x 3x 2x 平衡(mol) 1－x 3－3x 2x ×100%＝42%，解之，x＝，‎ 所以N2的平衡体积分数×100%＝14.5%。‎ ‎(4)由于N2(g)＋3H2(g) 2NH3(g)　ΔH<0，反应开始时，温度大于零，随着反应进行，达到平衡前NH3的物质的量增加，达到平衡后，温度升高，平衡逆向移动，NH3的物质的量将减少，图示见答案。‎ ‎(5)根据流程图可知，使合成氨放出的能量得到充分利用的主要步骤见Ⅳ(热交换)，用合成氨放出热量对N2和H2进行预热。合成氨的正反应是气体物质的量减少的放热反应，为提高合成氨原料总转化率，又不降低反应速率，可采取对原料加压、分离液氨，使化学平衡正向移动，同时对未反应的N2、H2循环使用，提高原料转化率。‎ 答案　(1)2NH4HS＋O22NH3·H2O＋2S↓‎ ‎(2)a　90%　(3)14.5%‎ ‎(4)‎ ‎(5)Ⅳ　对原料气加压，分离液氨未反应的N2、H2循环使用