第10题　以速率、平衡为中心的原理综合题-2024年高考化学专题复习

这是一份第10题　以速率、平衡为中心的原理综合题-2024年高考化学专题复习，共72页。试卷主要包含了76　①越高，8 ℃时平衡常数Kp′＝1，0 kJ·ml－1，0×10－6等内容，欢迎下载使用。

1.(2022·全国甲卷)金属钛(Ti)在航空航天、医疗器械等工业领域有着重要用途，目前生产钛的方法之一是将金红石(TiO2)转化为TiCl4，再进一步还原得到钛。回答下列问题：
(1)TiO2转化为TiCl4有直接氯化法和碳氯化法。在1 000 ℃时反应的热化学方程式及其平衡常数如下：
(ⅰ)直接氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)===TiCl4(g)＋O2(g)
ΔH1＝＋172 kJ·ml－1，Kp1＝1.0×10－2
(ⅱ)碳氯化：TiO2(s)＋2Cl2(g)＋2C(s)===TiCl4(g)＋2CO(g)
ΔH2＝－51 kJ·ml－1，Kp2＝1.2×1012Pa
①反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)的ΔH为__________kJ·ml－1，Kp＝__________Pa。
②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，其原因是_________________________________________________________________。
③对于碳氯化反应：增大压强，平衡__________移动(填“向左”“向右”或“不”)；温度升高，平衡转化率__________(填“变大”“变小”或“不变”)。
(2)在1.0×105Pa，将TiO2、C、Cl2以物质的量比1∶2.2∶2进行反应。体系中气体平衡组成比例(物质的量分数)随温度变化的理论计算结果如图所示。
①反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝__________Pa。
②图中显示，在200 ℃平衡时TiO2几乎完全转化为TiCl4，但实际生产中反应温度却远高于此温度，其原因是___________________________________。
(3)TiO2碳氯化是一个“气－固－固”反应，有利于TiO2－C“固－固”接触的措施是_________________________________________________________________。
答案 (1)①－223 1.2×1014 ②碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化 ③向左 变小
(2)①7.2×105 ②为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品，提高效益
(3)将两固体粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”
解析 (1)①根据盖斯定律，将“反应(ⅱ)－反应(ⅰ)”得到反应2C(s)＋O2(g)===2CO(g)，则ΔH＝－51 kJ·ml－1－(＋172 kJ·ml－1)＝－223 kJ·ml－1；则Kp＝eq \f(Kp2,Kp1)＝eq \f(1.2×1012,1.0×10－2) Pa＝1.2×1014Pa；②碳氯化的反应趋势远大于直接氯化，因为碳氯化反应气体分子数增加，ΔH小于0，是熵增、放热过程，根据ΔG＝ΔH－ΔST可知ΔG＜0，故该反应能自发进行，而直接氯化的体系气体分子数不变且是吸热过程，反应趋势远小于碳氯化；③对应碳氯化反应，气体分子数增大，依据勒夏特列原理，增大压强，平衡向气体分子数减少的方向移动，即平衡向左移动；该反应是放热反应，温度升高，平衡向吸热方向移动，即向左移动，则平衡转化率变小。(2)①从图中可知，1 400 ℃，体系中气体平衡组成比例CO2是0.05，TiCl4是0.35，CO是0.6，反应C(s)＋CO2(g)===2CO(g)的平衡常数Kp(1 400 ℃)＝eq \f(（0.6p总）2,0.05p总)＝eq \f(（0.6×1.0×105）2,0.05×1.0×105)Pa＝7.2×105Pa；②实际生产中需要综合考虑反应的速率、产率等，以达到最佳效益，实际反应温度远高于200 ℃，就是为了提高反应速率，在相同时间内得到更多的TiCl4产品。
(3)固体颗粒越小，比表面积越大，反应接触面积越大。有利于TiO2－C“固－固”接触，可将两者粉碎后混合，同时鼓入Cl2，使固体粉末“沸腾”，增大接触面积。
2.(2022·全国乙卷)油气开采、石油化工、煤化工等行业废气普遍含有硫化氢，需要回收处理并加以利用。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①2H2S(g)＋3O2(g)===2SO2(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－1 036 kJ·ml－1
②4H2S(g)＋2SO2(g)===3S2(g)＋4H2O(g) ΔH2＝＋94 kJ·ml－1
③2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH3＝ －484 kJ·ml－1
计算H2S热分解反应④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝________kJ·ml－1。
(2)较普遍采用的H2S处理方法是克劳斯工艺，即利用反应①和②生成单质硫。另一种方法是，利用反应④高温热分解H2S。相比克劳斯工艺，高温热分解方法的优点是______________，缺点是____________________________________。
(3)在1 470 K、100 kPa反应条件下，将n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合气进行H2S热分解反应。平衡时混合气中H2S与H2的分压相等，H2S平衡转化率为__________，平衡常数Kp＝__________ kPa。
(4)在1 373 K、100 kPa反应条件下，对于n(H2S)∶n(Ar)分别为4∶1、1∶1、1∶4、1∶9、1∶19的H2S－Ar混合气，热分解反应过程中H2S转化率随时间的变化如图所示。
①n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率__________，理由是_____________
_________________________________________________________________。
②n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应图中曲线________，计算其在0～0.1 s之间，H2S分压的平均变化率为__________ kPa·s－1。
答案 (1)＋170 (2)副产物氢气可作燃料、不产生SO2污染物 耗能高
(3)50% 4.76 (4)①越高
n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，平衡向正反应方向进行，H2S平衡转化率越高 ②d 24.9
解析 (1)根据盖斯定律(①＋②)×eq \f(1,3)－③即得到④2H2S(g)===S2(g)＋2H2(g)的ΔH4＝(－1 036＋94) kJ·ml－1×eq \f(1,3)＋484 kJ·ml－1＝＋170 kJ·ml－1。(2)根据盖斯定律(①＋②)×eq \f(1,3)可得2H2S(g)＋O2(g)===S2(g)＋2H2O(g) ΔH＝(－1 036＋94) kJ·ml－1×eq \f(1,3)＝－314 kJ·ml－1，因此，克劳斯工艺的总反应是放热反应；根据硫化氢分解的化学方程式可知，高温热分解方法在生成单质硫的同时还有氢气生成。因此，高温热分解方法的优点是可以获得氢气作燃料；但由于高温分解H2S会消耗大量能量，所以其缺点是耗能高。(3)假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 ml和4 ml，平衡时转化的n(H2S)＝x ml，根据三段式可知：
平衡时H2S和H2的分压相等，则二者的物质的量相等，即1－x＝x，解得x＝0.5，所以H2S的平衡转化率为eq \f(0.5,1)×100%＝50%，所以平衡常数Kp＝eq \f(p（S2）×p2（H2）,p2（H2S）)＝eq \f(\f(0.25,5.25)×100 kPa×（\f(0.5,5.25)×100 kPa）2,（\f(0.5,5.25)×100 kPa）2)≈4.76 kPa。(4)①由于正反应是体积增大的可逆反应，n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S的分压越小，相当于降低压强，平衡向正反应方向移动，因此H2S平衡转化率越高。
②n(H2S)∶n(Ar)越小，H2S平衡转化率越高，所以n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9对应的曲线是d；根据图像可知n(H2S)∶n(Ar)＝1∶9反应进行到0.1 s时H2S转化率为24.0%。假设在该条件下，硫化氢和氩的起始投料的物质的量分别为1 ml和9 ml，则根据三段式可知：
此时H2S的压强为eq \f(0.76,0.76＋0.12＋0.24＋9)×100 kPa≈7.51 kPa，H2S的起始压强为10 kPa，所以H2S分压的平均变化率为eq \f(10 kPa－7.51 kPa,0.1 s)＝24.9 kPa·s－1。
3.(2021·全国甲卷)二氧化碳催化加氢制甲醇，有利于减少温室气体二氧化碳。回答下列问题：
(1)二氧化碳加氢制甲醇的总反应可表示为：
CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g)
该反应一般认为通过如下步骤来实现：
①CO2(g)＋H2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH1＝＋41 kJ·ml－1
②CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH2＝－90 kJ·ml－1
总反应的ΔH＝________ kJ·ml－1；若反应①为慢反应，下列示意图中能体现上述反应能量变化的是________(填标号)，判断的理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)合成总反应在起始物n(H2)/n(CO2)＝3时，在不同条件下达到平衡，设体系中甲醇的物质的量分数为x(CH3OH)，在t＝250 ℃下的x(CH3OH)～p、在p＝5×105 Pa下的x(CH3OH)～t如图所示。
①用各物质的平衡分压表示总反应的平衡常数，表达式Kp＝_________________________________________________________________；
②图中对应等压过程的曲线是________，判断的理由是_________________________________________________________________；
③当x(CH3OH)＝0.10时，CO2的平衡转化率α＝________，反应条件可能为________或________。
答案 (1)－49 A ΔH1为正值，ΔH2和ΔH为负值，反应①活化能大于反应②的
(2)①eq \f(p（H2O）·p（CH3OH）,p3（H2）·p（CO2）) ②b 总反应ΔH0 (4)0.5
解析 (1)高中阶段常见的红棕色物质有液溴、Fe2O3、NO2(g)，故此处所获得的红棕色液体为液溴，所含元素为溴元素。(2)由题给信息可知，氯铂酸钡固体加热时分解的化学方程式为BaPtCl6BaCl2＋2Cl2↑＋Pt，该反应的Kp′＝p2(Cl2)＝1.0×104 Pa2，所以平衡时p(Cl2)＝0.1 kPa。根据方程式2ICl(g)I2(g)＋Cl2(g)，设达到平衡时，碘蒸气减小的压强为p kPa，根据平衡时的总压强为32.5 kPa，有32.5 kPa＝(2p＋20.0－p＋0.1) kPa，解得p＝12.4，则平衡时p(I2)＝20.0 kPa－12.4 kPa＝7.6 kPa，p(ICl)＝2×12.4 kPa＝24.8 kPa，故反应2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常数K＝eq \f(p（I2）·p（Cl2）,p2（ICl）)＝eq \f(7.6×0.1,24.82)。(3)①纵坐标为lg Kp1、lg Kp2，横坐标为eq \f(1,T)×103。由题图可知，lg Kp2随着eq \f(1,T)的增大逐渐减小，即Kp2随着温度的降低逐渐减小，说明对于反应2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)，降低温度，平衡逆向移动，则ΔH大于0。②2NO(g)＋2ICl(g)2NOCl(g)＋I2(g) Kp1(ⅰ)2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g) Kp2(ⅱ)，根据盖斯定律，由(ⅰ)＋(ⅱ)可得2ICl(g)I2(g)＋Cl2(g) K＝Kp1·Kp2。lg Kp1～eq \f(1,T)和lg Kp2～eq \f(1,T)均为线性关系，根据对数的运算法则可知，lg(Kp1·Kp2)＝lg Kp1＋lg Kp2，取两条线段的首位两个点的数据，可知在最左侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－3.9，在最右侧的点lg Kp1＋lg Kp2＝－4.1，温度降低时，Kp1·Kp2会减小，所以反应2ICl(g)Cl2(g)＋I2(g)为吸热反应，ΔH>0。(4)由题目给出的反应机理可知，反应总方程式为2NOCl＋hν―→2NO＋Cl2，故分解1 ml NOCl需要0.5 ml的光子。
考情预测：预计在2023年的高考中，化学反应原理的综合仍会以与生产生活实际联系紧密的创新题材为载体，考查学生盖斯定律的运用，化学反应速率和平衡的影响因素，通过图像等信息获取解题数据，完成化学平衡常数K、Kp、Kx以及转化率的计算等重要知识点，另外速率常数的理解与应用也是近几年高考考查的重点内容之一，应给予关注。
智能点 一 盖斯定律的两大热点应用——计算和书写
1.计算反应热
[示例1] (1)(2020·全国卷Ⅱ)乙烷在一定条件可发生如下反应：C2H6(g)===C2H4(g)＋H2(g) ΔH1，相关物质的燃烧热数据如表所示：
ΔH1＝________ kJ·ml－1。
(2)已知键能数据如下：
CH4(g)＋H2O(l)===3H2(g)＋CO(g)的ΔH2＝________ kJ·ml－1。
思维流程
答案 ＋137 ＋198
[微练1] (2021·江苏卷)CH4与CO2重整的主要反应的热化学方程式为
反应Ⅰ：CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g) ΔH＝246.5 kJ·ml－1
反应Ⅱ：H2(g)＋CO2(g)===CO(g)＋H2O(g) ΔH＝41.2 kJ·ml－1
反应Ⅲ：2CO(g)===CO2(g)＋C(s) ΔH＝－172.5 kJ·ml－1
在CH4与CO2重整体系中通入适量H2O(g)，可减少C(s)的生成，反应3CH4(g)＋CO2(g)＋2H2O(g)===4CO(g)＋8H2(g)的ΔH＝________。
答案 657.1 kJ·ml－1
2.书写热化学方程式
[示例2] 由合成气(组成为H2、CO和少量CO2)直接制备二甲醚，其中的主要过程包括以下四个反应：
甲醇合成反应：
(ⅰ)CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(g) ΔH1＝－90.1 kJ·ml－1
(ⅱ)CO2(g)＋3H2(g)===CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH2＝－49.0 kJ·ml－1
水煤气变换反应：
(ⅲ)CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH3＝－41.1 kJ·ml－1
二甲醚合成反应：
(ⅳ)2CH3OH(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g)
ΔH4＝－24.5 kJ·ml－1
则由H2和CO直接制备二甲醚(另一产物为水蒸气)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
思维流程
答案 2CO(g)＋4H2(g)===CH3OCH3(g)＋H2O(g) ΔH＝－204.7 kJ·ml－1
[微练2] (2021·河北卷)大气中的二氧化碳主要来自煤、石油及其他含碳化合物的燃烧。已知25 ℃时，相关物质的燃烧热数据如下表：
则25 ℃时H2(g)和C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·ml－1
解析 由题给燃烧热数据可得，①H2(g)＋eq \f(1,2)O2(g)===H2O(l) ΔH1＝－285.8 kJ·ml－1，②C(石墨，s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·ml－1，③C6H6(l)＋eq \f(15,2)O2(g)===6CO2(g)＋3H2O(l) ΔH3＝－3 267.5 kJ·ml－1，根据盖斯定律，目标方程式可由3×①＋6×②－③得到，其ΔH＝(－285.8 kJ·ml－1)×3＋(－393.5 kJ·ml－1)×6－(－3 267.5 kJ·ml－1)＝＋49.1 kJ·ml－1，故H2(g)与C(石墨，s)生成C6H6(l)的热化学方程式为3H2(g)＋6C(石墨，s)===C6H6(l) ΔH＝＋49.1 kJ·ml－1。
微题型建模
智能点 二 两大热点计算——化学反应速率常数和化学平衡常数
1.化学反应速率常数
[要点回顾] 速率方程
(1)含义：一定温度下，化学反应速率与反应物浓度以其计量数为指数的幂的乘积成正比。
(2)表达式
反应：aA(g)＋bB(g)gG(g)＋hH(g)
表达式：v正＝k正ca(A)·cb(B)(其中k正为正反应的速率常数)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)(其中k逆为逆反应的速率常数)。
[示例3] (2021·海南卷)溶于水的CO2只有部分转化为H2CO3(aq)，大部分以水合CO2的形式存在，水合CO2可用CO2(aq)表示。已知25 ℃时，H2CO3(aq)CO2(aq)＋H2O(l)的平衡常数K＝600，正反应的速率可表示为v(H2CO3)＝k1·c(H2CO3)，逆反应的速率可表示为v(CO2)＝k2·c(CO2)，则k2________(用含k1的代数式表示)。
答案 eq \f(k1,600)
解析 当反应达到平衡时，正反应速率等于逆反应速率，则由v(H2CO3)＝v(CO2)可得：k1c(H2CO3)＝k2c(CO2)，eq \f(k1,k2)＝eq \f(c（CO2）,c（H2CO3）)＝K＝600，解得k2＝eq \f(k1,600)。
归纳总结
速率常数与化学平衡常数之间的关系
[微练3] (2022·潍坊一模)研究HI的分解与合成对提高反应2CH3I(g)C2H4(g)＋2HI(g)中CH3I(g)的平衡转化率有重要意义。T ℃，将a ml I2(g)和a ml H2(g)置于已抽成真空的特制1 L密闭容器中，40 min时体系达到平衡，体系中存在如下反应关系：
Ⅰ.I2(g)2I(g) Kp1＝2.304
Ⅱ.H2(g)＋I2(g)2HI(g) Kp2
Ⅲ.HI(g)H(g)＋I(g) Kp3＝8.0×10－6
Ⅳ.H2(g)2H(g) Kp4＝1.0×10－9
①则Kp2＝________。
②实验测得平衡体系总压强为5.0×107 Pa，HI的分压为3.6×107 Pa，H2的分压为7.2×106 Pa，已知该反应的正反应速率为v正＝k正·x(H2)·x(I2)，逆反应速率为v逆＝k逆·x2(HI)，其中k正、k逆为速率常数，x为物质的量分数，若k正＝b min－1，在t＝40 min时，v正＝________ min－1(用含b的代数式表示)。
答案 ①36 ②1.44×10－2b
解析 ①由盖斯定律可知，Ⅱ＝Ⅰ＋Ⅳ－2Ⅲ，故Kp2＝eq \f(Kp1·Kp4,Keq \\al(2,p3))＝eq \f(2.304×1.0×10－9,6.4×10－11)＝36。
②因为压强之比等于物质的量之比，40 min达到平衡时，Kp＝eq \f(p2（HI）,p（H2）·p（I2）)，即36＝eq \f(（3.6×107）2,7.2×106×p（I2）)，故p(I2)＝5×106 Pa，故v正＝k正·x(H2)·x(I2)＝b×eq \f(7.2×106,5×107)×eq \f(5×106,5×107) min－1＝1.44×10－2b min－1。
2.化学平衡常数
[要点回顾] Kp含义及表达式
(1)含义
有气体参与的反应，在化学平衡体系中，各气体物质的分压替代平衡浓度，计算的平衡常数叫压强平衡常数。
(2)表达式
对于一般可逆反应mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，当在一定温度下达到平衡时其压强平衡常数Kp可表示为Kp＝eq \f(pp（C）·pq（D）,pm（A）·pn（B）)
其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)表示反应物和生成物的分压，用平衡分压可以这样计算：
分压＝总压×物质的量分数。
p(总)＝p(A)＋p(B)＋p(C)＋p(D)；
eq \f(p（A）,p（B）)＝eq \f(n（A）,n（B）)＝eq \f(c（A）,c（B）)。
[示例4] (2021·广东卷)我国力争于2030年前做到碳达峰，2060年前实现碳中和。CH4与CO2重整是CO2利用的研究热点之一。该重整反应体系主要涉及以下反应：
a)CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g) ΔH1
b)CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g) ΔH2
c)CH4(g)C(s)＋2H2(g) ΔH3
d)2CO(g)CO2(g)＋C(s) ΔH4
e)CO(g)＋H2(g)H2O(g)＋C(s) ΔH5
设Keq \\al(r,p)为相对压力平衡常数，其表达式写法：在浓度平衡常数表达式中，用相对分压代替浓度。气体的相对分压等于其分压(单位为kPa)除以p0(p0＝100 kPa)。反应a、c、e的ln Keq \\al(r,p)随eq \f(1,T)(温度的倒数)的变化如图所示。
①反应a、c、e中，属于吸热反应的有________(填字母)。
②反应c的相对压力平衡常数表达式为Keq \\al(r,p)＝________。
③在图中A点对应温度下、原料组成为n(CO2)∶n(CH4)＝1∶1、初始总压为100 kPa的恒容密闭容器中进行反应，体系达到平衡时H2的分压为40 kPa。计算CH4的平衡转化率，写出计算过程：_____________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ①ac ②eq \f(p2（H2）,p（CH4）·p0)
③由题图中A点对应温度下反应c的ln Keq \\al(r,p)＝0，即Keq \\al(r,p)＝eq \f(p2（H2）,p（CH4）·p0)＝1，p(CH4)＝eq \f(p2（H2）,p0)＝eq \f(（40 kPa）2,100 kPa)＝16 kPa，p初始(CH4)＝100 kPa×eq \f(1,2)＝50 kPa，CH4的平衡转化率为eq \f(50 kPa－16 kPa,50 kPa)×100%＝68%
解析 ①由题图可知，反应a、c的Keq \\al(r,p)随T升高而增大，故a、c均为吸热反应。反应e的Keq \\al(r,p)随T升高而减小，故e为放热反应。②由于C(s)是固体，因此反应c的相对压力平衡常数表达式为Keq \\al(r,p)＝eq \f(\b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(p（H2）,p0)))\s\up12(2),\f(p（CH4）,p0))＝eq \f(p2（H2）,p（CH4）·p0)。③由题图可知，A点对应温度下反应c的lnKeq \\al(r,p)＝0，即Keq \\al(r,p)＝eq \f(p2（H2）,p（CH4）·p0)＝1，p(CH4)＝eq \f(p2（H2）,p0)＝eq \f(（40 kPa）2,100 kPa)＝16 kPa，根据反应条件，可知二氧化碳与甲烷物质的量之比等于压强之比，则p初始(CH4)＝eq \f(1,1＋1)×100 kPa＝50 kPa，则CH4的平衡转化率为eq \f(50 kPa－16 kPa,50 kPa)×100%＝68%。
思维流程
1.根据“三段式”法计算平衡体系中各物质的物质的量或物质的量浓度。
2.计算各气体组分的物质的量分数或体积分数。
3.根据分压计算公式求出各气体物质的分压，某气体的分压＝气体总压强×该气体的体积分数(或物质的量分数)。
4.根据平衡常数计算公式代入计算。例如，N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，压强平衡常数表达式为Kp＝eq \f(p2（NH3）,p（N2）·p3（H2）)。
[微练4] (2022·河北九师联盟质检)C3H8制备C3H6(丙烯)的两种反应如下：
(Ⅰ)直接脱氢：C3H8(g)C3H6(g)＋H2(g) Kp(Ⅰ)
(Ⅱ)氧化脱氢：C3H8(g)＋CO2(g)C3H6(g)＋CO(g)＋H2O(g) Kp(Ⅱ)
恒压条件下，反应(Ⅰ)、反应(Ⅱ)[起始eq \f(n（CO2）,n（C3H8）)＝1]分别发生反应达到平衡时，C3H8的平衡转化率随温度(K)变化的曲线如图所示。
①反应(Ⅱ)的ΔH________0(填“>”“＝”或“＜”)。
②若恒温时，压强增大，则eq \f(Kp（Ⅱ）,Kp（Ⅰ）)的值将________(填“增大”“减小”或“不变”)。
③若初始压强为p，计算N点处，该温度下的Kp(Ⅰ)＝________，其中Kp是以分压(分压＝总压×物质的量分数)表示的平衡常数。
答案 ①1> ②不变 ③eq \f(1,3)p
解析 ①由图可知随着温度升高，C3H8的转化率升高故该反应为吸热反应，即ΔH>0；②平衡常数只与温度有关，温度不变，常数不变，故eq \f(Kp（Ⅱ）,Kp（Ⅰ）)不变；③设起始加入的二氧化碳和丙烷的物质的量为x ml，由图可知N点C3H8的平衡转化率为50%，N点对应反应Ⅰ，可得平衡时C3H8、C3H6、H2的物质的量均为0.5x ml，C3H8、C3H6、H2的物质的量分数均为eq \f(1,3)，则平衡常数Kp(Ⅰ)＝eq \f(p（C3H6）·p（H2）,p（C3H8）)＝eq \f(\f(1,3)p×\f(1,3)p,\f(1,3)p)＝eq \f(1,3)p。
智能点三 读懂图像——精准判断速率、平衡对实际生产的调控作用
[示例5] (2020·天津卷)恒压下，CO2和H2的起始物质的量比为1∶3时，发生反应CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＜0，该反应在无分子筛膜时甲醇的平衡产率和有分子筛膜时甲醇的产率随温度的变化如图所示，其中分子筛膜能选择性分离出H2O。
①甲醇平衡产率随温度升高而降低的原因为_________________________________________________________________。
②P点甲醇产率高于T点的原因为_________________________________
_________________________________________________________________。
③根据上图，在此条件下采用该分子筛膜时的最佳反应温度为________ ℃。
思维流程
答案 ①该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动(或平衡常数减小) ②分子筛膜从反应体系中不断分离出H2O，有利于反应正向进行，甲醇产率升高 ③210
[微练5] (2021·湖南卷)氨气中氢含量高，是一种优良的小分子储氢载体，且安全、易储运。某兴趣小组对该反应进行了实验探究。在一定温度和催化剂的条件下，将0.1 ml NH3通入3 L的密闭容器中进行反应(此时容器内总压为200 kPa)，各物质的分压随时间的变化曲线如图所示。
①若保持容器容积不变，t1时反应达到平衡，用H2的浓度变化表示0～t1时间内的反应速率v(H2)＝________ ml·L－1·min－1(用含t1的代数式表示)；
②t2时将容器容积迅速缩小至原来的一半并保持不变，图中能正确表示压缩后N2分压变化趋势的曲线是________(用图中a、b、c、d表示)，理由是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 ①eq \f(0.02,t1) ②b 容积迅速缩小至原来的一半时，N2分压变为原来的2倍；其他条件不变时，容器容积减小，压强增大，平衡向气体体积减小的方向移动，该平衡逆向移动，所以N2分压先变为原来的2倍，后逐渐减小
[微练6] (2022·湘豫名校联考)乙烯的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的重要标志之一。羟基氮化硼可高效催化乙烷氧化脱氢制乙烯。
主反应：2C2H6(g)＋O2(g)2C2H4(g)＋2H2O(g) ΔH1＝－211.6 kJ·ml－1；
副反应：C2H4(g)===C2H2(g)＋H2(g) ΔH2＝＋174.3 kJ·ml－1。
工业上催化氧化制乙烯时，通常在乙烷和氧气的混合气体中掺入惰性气体，即将一定比例的C2H6、O2和N2混合气体以一定的流速通过两种不同的催化剂进行反应，相同时间内测得乙烯的产率如图所示。
(1)a点________(填“是”或“不是”)对应温度下乙烯的平衡产率，并说明理由_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(2)温度较低时乙烯的产率随温度变化不大的主要原因是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)不是 催化剂不能改变化学平衡，根据曲线Ⅱ可知，a点对应的温度下乙烯的平衡产率应该更高 (2)温度较低时，催化剂的活性低，反应速率较慢，产率较低
【微题型建模】 化学平衡图像分析
【题型建模】
[典例] (2021·山东卷)2－甲氧基－2－甲基丁烷(TAME)常用作汽油原添加剂。在催化剂作用下，可通过甲醇与烯烃的液相反应制得，体系中同时存在如图反应：
反应Ⅰ： ΔH1
反应Ⅱ： ΔH2
反应Ⅲ： ΔH3
回答下列问题：
(1)反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ以物质的量分数表示的平衡常数Kx与温度T变化关系如图所示。eq \f(ΔH1,ΔH2)的数值范围是____________(填标号)。
A.1
(2)为研究上述反应体系的平衡关系，向某反应容器中加入1.0 ml TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则平衡体系中B的物质的量为____________ ml，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝____________。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将________(填“正向移动”“逆向移动”或“不移动”)平衡时，A与CH3OH物质的量浓度之比c(A)∶c(CH3OH)＝____________。
(3)为研究反应体系的动力学行为，向盛有四氢呋喃的另一容器中加入一定量A、B和CH3OH。控制温度为353 K，A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化如图所示。代表B的变化曲线为________(填“X”或“Y”)；t＝100 s时，反应Ⅲ的正反应速率v正________逆反应速率v逆(填“＞”“＜”或“＝”)。
答案 (1)D (2)0.9α
eq \f(（1－α）（1＋α）,0.1α2) 逆向移动 1∶10
(3)X ＜
解析 (1)由平衡常数Kx与温度T变化关系曲线可知，反应Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ的平衡常数的自然对数随温度升高(要注意横坐标为温度的倒数)而减小，说明3个反应均为放热反应，即ΔH1＜0、ΔH2＜0、ΔH3＜0，由盖斯定律可知，Ⅰ－Ⅱ＝Ⅲ，则ΔH1－ΔH2＝ΔH3＜0，因此ΔH1＜ΔH2，由于放热反应的ΔH越小，其绝对值越大，则eq \f(ΔH1,ΔH2)的数值范围是大于1，选D。
(2)向某反应容器中加入1.0 ml TAME，控制温度为353 K，测得TAME的平衡转化率为α，则平衡时n(TAME)＝(1－α) ml，n(A)＋n(B)＝n(CH3OH)＝α ml。已知反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，则eq \f(n（B）,n（A）)＝9.0，将该式代入上式可以求出平衡体系中B的物质的量为0.9α ml，n(A)＝0.1α ml，容器中气体总物质的量为TAME＋A＋B＋CH3OH＝1－α＋α＋α＝1＋α ml ，A的物质的量分数eq \f(0.1α,1＋α)，CH3OH的物质的量分数eq \f(α,1＋α)，TAME的物质的量分数eq \f(1－α,1＋α)，反应Ⅰ的平衡常数Kx1＝eq \f(\f(1－α,1＋α),\f(0.1α,1＋α)·\f(α,1＋α))＝eq \f(（1－α）·（1＋α）,0.1α2)。同温同压下，再向该容器中注入惰性溶剂四氢呋喃稀释，反应Ⅰ的化学平衡将向着分子数增大的方向移动，即逆向移动。平衡时，TAME的转化率变大，但是平衡常数不变，A与CH3OH物质的量浓度之比不变，c(A)∶c(CH3OH)＝0.1α∶α＝1∶10。
(3)温度为353 K，反应Ⅲ的平衡常数Kx3＝9.0，eq \f(n（B）,n（A）)＝9.0。由A、B物质的量浓度c随反应时间t的变化曲线可知，X代表的平衡浓度高于Y，则代表B的变化曲线为X；由曲线的变化趋势可知，100 s 以后各组分的浓度仍在变化，t＝100 s时eq \f(n（B）,n（A）)＝eq \f(0.112,0.011)≈10.2＞9，因此，反应Ⅲ正在向逆反应方向移动，故其正反应速率v正小于逆反应速率v逆。
解题模型
【分点突破】
微题型1 速率、平衡综合题
[精练1] (2022·辽宁卷)工业合成氨是人类科学技术的一项重大突破，目前已有三位科学家因其获得诺贝尔奖，其反应为：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－92.4 kJ·ml－1 ΔS＝－200 J·K－1·ml－1
回答下列问题：
(1)合成氨反应在常温下________(填“能”或“不能”)自发。
(2)________温(填“高”或“低”，下同)有利于提高反应速率，________温有利于提高平衡转化率，综合考虑催化剂(铁触媒)活性等因素，工业常采用400～500 ℃。
针对反应速率与平衡产率的矛盾，我国科学家提出了两种解决方案。
(3)方案二：M－LiH复合催化剂。
下列说法正确的是________。
a.300 ℃时，复合催化剂比单一催化剂效率更高
b.同温同压下，复合催化剂有利于提高氨的平衡产率
c.温度越高，复合催化剂活性一定越高
(4)某合成氨速率方程为：v＝kcα(N2)cβ(H2)·cγ(NH3)，根据表中数据，γ＝________。
在合成氨过程中，需要不断分离出氨的原因为________。
a.有利于平衡正向移动
b.防止催化剂中毒
c.提高正反应速率
答案 (1)能 (2)高 低 (3)a (4) －1 a
解析 (1)对于合成氨反应，常温下，ΔG＝ΔH－TΔS＝－92.4 kJ·ml－1－298 K×(－0.2 kJ·K－1·ml－1)＝－32.8 kJ·ml－10，ΔH>0，由ΔG＝ΔH－TΔSp2>p1。
(3)Binist等进行了H2S热分解实验：2H2S(g)2H2(g)＋S2(g)，H2S是反应物、体积分数不断下降，H2(g)及S2(g)为生成物、体积分数不断增加，由化学计量数之比为改变值之比可知，图2中曲线c为H2。在101 kPa及不同温度下，1 ml H2S与23.75 ml Ar混合，发生反应2H2S(g)2H2(g)＋S2(g)，设反应物的转化率为α，则可建立下列三段式：
由图知，Q点时1－α＝α，则α＝0.5，则平衡时混合气体的总物质的量为(1.25＋23.75) ml＝25 ml，H2S(g)、H2(g)和S2(g)的分压分别为0.02p、0.02p、0.01p，则2H2S(g)===2H2(g)＋S2(g)平衡常数Kp＝eq \f(（0.02p）2×0.01p,（0.02p）2)＝0.01p＝1.01 kPa。
(4)由图3知，电极A电子流入为正极、电极B电子流出为负极，则其中电势较高的电极为A，电极B上发生氧化反应，由总反应2H2S＋O2===S2＋2H2O可知，B电极上的电极方程式2H2S－4e－===S2＋4H＋。
4.(2022·长治质监)Ⅰ.研究氮和碳的化合物对工业生产和防治污染有重要意义，回答下列问题：
(1)化学键键能数据如下：
合成氨反应eq \f(1,2)N2(g)＋eq \f(3,2)H2(g)NH3(g)的活化能Ea1＝254 kJ·ml－1，由此计算氨分解反应NH3(g)eq \f(1,2)N2(g)＋eq \f(3,2)H2(g)的活化能Ea2＝________ kJ·ml－1。
(2)利用NH3的还原性可以消除氮氧化物的污染，其中除去NO的主要反应如下：4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(g) ΔH”、“ 0.014 MPa－2
(5)2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O
0.1 ml
解析 (1)根据盖斯定律，(①－②×3)可得4NH3(g)＋6NO(g)===5N2(g)＋6H2O(g) ΔH＝(3b－a) kJ/ml；(2)图像是NH3分解率和时间的关系，先达到平衡，说明温度高，即T1>T2，当反应达到平衡，v正＝v逆，即k正·c2(NH3)＝k逆·c(N2)·c3(H2)推出eq \f(k正,k逆)＝eq \f(c（N2）·c3（H2）,c2（NH3）)＝K，达到平衡时，NH3的分解率为40%，此时消耗c(NH3)＝0.4c1 ml/L，达到平衡时，c(NH3)＝0.6c1 ml/L，c(N2)＝0.2c1 ml/L，c(H2)＝0.6c1 ml/L，K＝eq \f(c（N2）·c3（H2）,c2（NH3）)＝eq \f(0.2c1×（0.6c1）3,（0.6c1）2)＝0.12ceq \\al(2,1)，即eq \f(k正,k逆)＝0.12ceq \\al(2,1)；k正－k逆值较小，说明反应向逆反应方向进行程度增大，根据图像，温度升高NH3的分解率增大，即温度越低，向逆反应方向进行程度越大，k正－k逆值较小为②；(3)由题中图示信息可知，第二步中间产物为*N2H2，则第三步的方程式为：*N2H2＋4H＋＋4e－===2NH3，N2与*H反应过程中N≡N键断裂，需要较高的能量，所以三步中的决速步为第二步；(4)根据图示可知：在b点时未达到该温度下H2的最大转化率，说明反应正向进行，故反应速率大小关系：v正>v逆；平均相对分子质量为15的N2和H2的混合气体中N2、H2的物质的量的比是1∶1，假设混合气体中N2、H2的物质的量都是1 ml，混合气体总质量为m＝28 g＋2 g＝30 g，若a点混合气体平均相对分子质量为18.75，则此时混合气体总物质的量是n(总)＝
eq \f(30 g,18.75 g/ml)＝1.6 ml，反应减少了0.4 ml，根据方程式N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)中物质反应转化关系可知：反应减少0.4 ml，反应产生0.4 ml NH3，反应消耗0.2 ml N2和0.6 ml H2，平衡时n(N2)＝1 ml－0.2 ml＝0.8 ml，n(H2)＝1 ml－0.6 ml＝0.4 ml，n(NH3)＝0.4 ml，平衡时的压强p＝eq \f(1.6,2)×30＝24 MPa，p(N2)＝eq \f(0.8 ml,1.6 ml)×24 MPa＝12 MPa，p(H2)＝p(NH3)＝eq \f(0.4 ml,1.6 ml)×24 MPa＝6 MPa，所以Kp＝eq \f(p2（NH3）,p（N2）×p3（H2）)＝eq \f(（6 MPa）2,（12 MPa）×（6 MPa）3)≈0.014 MPa－2；(5)电极1为负极，氨气失去电子生成氮气和水，电极反应式为：2NH3－6e－＋6OH－===N2＋6H2O；标准状况下，3.36 L O2的物质的量是0.15 ml，若其参加反应，电子转移的物质的量是0.15 ml×4＝0.6 ml，根据得失电子守恒，可知生成N2的物质的量为0.1 ml。
6.(2022·重庆名校联盟联考)我国政府要求，要扎实做好碳达峰、碳中和各项工作。“碳中和”是指企业、团体或个人测算在一定时间内直接或间接产生的温室气体排放总量，通过植树造林、节能减排等形式，以抵消自身产生的二氧化碳排放量，实现二氧化碳“零排放”。CO2作为未来重要的碳源，其选择性加氢合成醇燃料是研究的热点。
(1)CO2可通过捕获技术从空气或工业尾气中获取，下列物质能作为CO2捕获剂的________(填字母)。
A.NaOH溶液
B.(NH4)2SO4溶液
C.CH3COCH3
D.饱和Na2CO3溶液
(2)CO2在催化剂作用下可以直接转化为乙二醇和甲醇，(g)＋CO2(g)＋3H2(g)―→HOCH2CH2OH(g)＋CH3OH(g) ΔH＝－123.6 kJ/ml，获取乙二醇的反应历程可分为如下2步：
Ⅰ、和二氧化碳反应生成(g)
Ⅱ、(g)＋3H2(g)―→HOCH2CH2OH(g)＋CH3OH(g) ΔH＝－62.3 kJ/ml
则步骤Ⅰ的热化学方程式是_________________________________
_________________________________________________________________。
(3)2017年采用中国自主知识产权的全球首套煤基乙醇工业化项目投产成功，某地煤制乙醇的过程表示如下。
过程a包括以下3个主要反应：
Ⅰ.CH3COOCH3(g)＋2H2(g)C2H5OH(g)＋CH3OH(g) ΔH1
Ⅱ.CH3COOCH3(g)＋C2H5OH(g)CH3COOC2H5(g)＋CH3OH(g) ΔH2
Ⅲ.CH3COOCH3(g)＋H2(g)CH3CHO(g)＋CH3OH(g) ΔH3
相同时间内，测得CH3COOCH3转化率、乙醇和乙酸乙酯的选择性(如乙醇选择性＝eq \f(n（最终转化为乙醇的CH3COOCH3）,n（转化的CH3COOCH3）))如图1和图2所示：
①随温度升高，反应Ⅰ化学平衡常数逐渐减小，可推知ΔH1________0(填“”)。
②下列说法不合理的是________。
A.温度可影响催化剂的选择性，从而影响目标产物的选择性
B.增大H2的浓度，可以提高CH3COOCH3的转化率
C.225～235 ℃，反应Ⅰ处于平衡状态
③在205 ℃时CH3COOCH3起始物质的量为5 ml，转化率为30%，生成乙醇的物质的量________ ml。
(4)CO2在自然界循环时可与CaCO3反应，CaCO3是难溶物质，其Ksp＝2.8×10－9。CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合可形成CaCO3沉淀，现将等体积的CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合，若Na2CO3溶液的浓度为5.6×10－5 ml/L，则生成沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为________ ml/L。
(5)以铅蓄电池为电源可将CO2转化为乙烯，其原理如图3所示，电解所用电极材料均为惰性电极。阴极上的电极反应式为________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)AD
(2) (g)＋CO2(g)―→(g) ΔH＝－61.3 kJ/ml
(3)①＜ ②C ③0.6 (4)2×10－4
(5)2CO2＋12H＋＋12e－===H2C===CH2＋4H2O
解析 (1)能作为CO2捕获剂，说明该物质能与CO2反应，NaOH溶液、饱和Na2CO3溶液都能与二氧化碳反应，可以作为CO2捕获剂；硫酸铵溶液显酸性、CO2难溶于CH3COCH3，所以二者不能作为CO2捕获剂，故选AD。按盖斯定律，总反应＝步骤Ⅰ＋步骤Ⅱ，则步骤Ⅰ的热化学方程式是： (g)＋CO2(g)―→(g) ΔH＝－123.6 kJ/ml－(－62.3 kJ/ml)＝－61.3 kJ/ml。
(3)①温度升高，反应Ⅰ化学平衡常数逐渐减小，说明平衡逆向移动，则正反应为放热反应，ΔH1＜0。②A.据图可知温度变化时，催化剂的选择性受到影响，从而影响目标产物的选择性，A不选；B.两种反应物增加一种物质会提高另一种物质转化率，增大H2的浓度平衡正向移动，可以提高CH3COOCH3的转化率，B不选；C.反应Ⅰ为放热反应，升高温度平衡逆向移动，CH3COOCH3的转化率应减小，而据图可知225～235 ℃时，随温度升高CH3COOCH3的转化率还在增大，说明此时反应未达到平衡，温度升高反应速率加快，相同时间内CH3COOCH3的转化率增大，C选。③在205 ℃时CH3COOCH3起始物质的量为5 ml，转化率为30%，则Δn(CH3COOCH3)＝5 ml×30%＝1.5 ml，据图可知205 ℃时乙醇的选择性为40%，所以生成的乙醇为1.5 ml×40%＝0.6 ml。(4)根据碳酸钙沉淀的溶度积表达式Ksp＝c(Ca2＋)·c(COeq \\al(2－,3))，混合溶液中c(COeq \\al(2－,3))＝eq \f(1,2)×5.6×10－5 ml/L＝2.8×10－5 ml/L，则生成沉淀所需Ca2＋的最小浓度c(Ca2＋)＝eq \f(Ksp,c（COeq \\al(2－,3)）)＝eq \f(2.8×10－9,2.8×10－5) ml/L＝1.0×10－4 ml/L，则原溶液中Ca2＋的最小浓度c(Ca2＋)＝1×10－4 ml/L×2＝2×10－4 ml/L。(5)根据图知，阴极上二氧化碳得电子和氢离子反应生成乙烯和水，则阴极反应式为2CO2＋12H＋＋12e－===H2C===CH2＋4H2O。
7.(2022·河南五市二模)Ⅰ.工业合成氨是人工固氮研究的重要领域，回答下列问题：
(1)2007年度诺贝尔化学奖获得者格哈德·埃特尔，确认了合成氨反应机理。673 K时，各步反应的能量变化如图所示，其中吸附在催化剂表面上的粒子用“*”标注。
图中决速步骤的反应方程式为____________________________________
_________________________________________________________________，
该步反应的活化能Ea＝________ kJ·ml－1。
(2)相同质量的同种催化剂，在载体上的分散度越高，催化作用越强，原因是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________，
NH3在少量某催化剂下分解的实验数据如下表：
分析表中数据可知，随着反应进行，c(NH3)减小，平均反应速率________(填“增大”、“减小”或“不变”)，对该变化的合理解释是_________________________________________________________________
_________________________________________________________________。
(3)在一定条件下，向某反应容器中投入5 ml N2、15 ml H2在不同温度下反应，平衡体系中氨的质量分数随压强变化曲线如图所示：
①温度T1、T2、T3中，最大的是________，M点N2的转化率为________。
②1939年捷姆金和佩热夫推出合成氨反应在接近平衡时净速率方程式为：v(NH3)＝k1p(N2)eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(p3（H2）,p2（NH3）)))eq \s\up12(α)－k2eq \b\lc\[\rc\](\a\vs4\al\c1(\f(p2（NH3）,p3（H2）)))eq \s\up12(（1－α）)，k1、k2分别为正反应和逆反应的速率常数；p(N2)、p(H2)、p(NH3)代表各组分的分压(分压＝总压×物质的量分数)；α为常数，工业上以铁为催化剂时，α＝0.5，由M点数据计算eq \f(k1,k2)＝________(保留2位有效数字)。
Ⅱ.利用磷盐分子作为质子导体，可实现高速率电催化还原反应合成NH3，其原理如图所示。
(4)生成NH3的第二步反应方程式为_________________________________
_________________________________________________________________。
答案 (1)eq \f(1,2)Neq \\al(*,2)＋eq \f(3,2)Heq \\al(*,2)===N*＋3H* 62
(2)分散度越高，总表面积越大，吸附的反应物越多 不变 催化剂表面已充分吸附氨气，反应中氨气浓度减小但吸附量不变，平均反应速率不变
(3)①T3 40% ②0.007 3 (MPa)－2
(4)Li3N＋3H＋===NH3↑＋3Li＋
解析 (1)整个反应历程中活化能最大的反应，为慢反应，也是决速反应，所以上述历程中决速步骤为：eq \f(1,2)Neq \\al(*,2)＋eq \f(3,2)Heq \\al(*,2)===N*＋3H*；该反应的活化能为45 kJ·ml－1－(－17) kJ·ml－1＝62 kJ·ml－1；(2)相同质量的同种催化剂，分散度越高，总表面积越大，吸附的反应物越多，则催化效果越好；该反应在催化剂表面发生，由表中数据可知，随着反应进行，催化剂表面已充分吸附氨气，反应中氨气浓度减小但吸附量不变，所以平均反应速率不变；(3)①由上述反应历程可知，合成氨为放热反应，其他条件不变时，随着温度的升高，平衡向逆反应方向移动，则氨气的质量分数减小，所以温度最高的是T3；图中M点表示氨气的质量分数为40%，因反应前后气体的总质量保持不变，所以氨气的质量为(5 ml×28 g/ml＋15 ml×2 g/ml)×40%＝68 g，所以得到的氨气的物质的量为eq \f(68 g,17 g/ml)＝4 ml，又各物质的转化量之比等于参加反应的化学计量数之比，所以转化的氮气的物质的量为eq \f(4 ml,2)＝2 ml，其转化率为eq \f(2 ml,5 ml)×100%＝40%；②结合上述公式可推出eq \f(k1,k2)＝Kp，根据图像可看出M点已经达到反应平衡状态，根据①计算可得出平衡时各物质的物质的量分别为：n(N2)＝5 ml－2 ml＝3 ml，n(H2)＝15 ml－6 ml＝9 ml，n(NH3)＝0 ml＋4 ml＝4 ml，则对应各物质的分压分别为：p(N2)＝(eq \f(3 ml,3 ml＋9 ml＋4 ml))×16 MPa＝3 MPa，p(H2)＝ (eq \f(9 ml,3 ml＋9 ml＋4 ml))×16 MPa＝9 MPa，n(NH3)＝ (eq \f(4 ml,3 ml＋9 ml＋4 ml))×16 MPa＝4 MPa，所以eq \f(k1,k2)＝Kp＝
eq \f(（4 MPa）2,（3 MPa）×（9 MPa）3)≈0.007 3 (MPa)－2；(4)根据图示可知，上述过程为电解池原理，生成氨气的一极有电子的流入，为阴极，磷盐分子在电解中的作用为传导质子，故生成氨气的第二步反应方程式为：Li3N＋3H＋===NH3↑＋3Li＋。
物质
C2H6(g)
C2H4(g)
H2(g)
燃烧热ΔH/ (kJ·ml－1)
－1 560
－1 411
－286
化学键
H—H
C===O
C≡O
H—O
C—H
E/(kJ·ml－1)
436
799
1 076
465
413
物质
H2(g)
C(石墨，s)
C6H6(l)
燃烧热
ΔH(kJ·ml－1)
－285.8
－393.5
－3 267.5
推导
一定温度下，可逆反应：aA(g)＋bB(g)gG(g)＋hH(g)，达到平衡状态时，v正＝k正·ca(A)·cb(B)，v逆＝k逆·cg(G)·ch(H)，因平衡时v正＝v逆，则k正·ca(A)·cb(B)＝k逆·cg(G)·ch(H)
关系
eq \f(k正,k逆)＝eq \f(cg（G）·ch（H）,ca（A）·cb（B）)＝K
思维流程
第一问
第二问
叙反应特点
该反应为放热反应
反应体系全为气体
说条件变化
升高温度
不断分离出H2O，生成物浓度减小
定移动方向
平衡逆向移动
平衡正向移动
得影响结论
甲醇平衡产率降低
P点甲醇产率高于T点
实验
eq \f(c（N2）,ml·L－1)
eq \f(c（H2）,ml·L－1)
eq \f(c（NH3）,ml·L－1)
eq \f(v,ml·L－1·s－1)
1
m
n
p
q
2
2m
n
p
2q
3
m
n
0.1p
10q
4
m
2n
p
2.828q
温度/℃
950
1 000
1 050
1 100
1 150
H2/V(%)
0.5
1.5
3.6
5.5
8.5
CS2/V(%)
0.0
0.0
0.1
0.4
1.8
时间/min
0
10
20
30
40
50
c(NO)/ml·L－1
1.0
0.58
0.40
0.40
0.48
0.48
c(N2)/ml·L－1
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
c(CO2)/ml·L－1
0
0.21
0.30
0.30
0.36
0.36
CO2
H2
CH3OH
CO
H2O(g)
总压/kPa
起始/ml
5.0
7.0
0
0
0
p0
平衡/ml
n1
n2
p
化学键
H—H
C===O
H—O
C—H
C—O
E(kJ/ml)
436
745
465
413
351
实验组
①
②
③
反应模式
CFBR
CFBR
CMR
eq \f(n（H2）,n（CO2）)
3
3
3
压强/MPa
5
5
3
温度/℃
250
230
260
CO2转化率
25.6
20.0
36.1
CH3OH选择性
61.3
70.0
100
化学键
N≡N
H—H
N—H
键能E(kJ·ml－1)
946.0
436.0
390.8
共价键
C—C
C—H
C===C
H—H
键能/(kJ·ml－1)
347.7
413.4
615
436
化学键
H—H
N≡N
N—H
E/(kJ·ml－1)
436
946
391
时间/min
0
10
20
30
压强
6.00p0
5.60p0
5.30p0
5.15p0
时间/min
40
50
60
压强
5.06p0
5.00p0
5.00p0
反应时间/min
0
10
20
30
40
50
c(NH3)/ml·L－1
c0
0.9c0
0.8c0
0.7c0
0.6c0
0.5c0