章末提升课
第1课时 平衡常数、反应速率常数的综合应用
[核心素养发展目标] 1.了解反应速率常数及其与平衡常数的关系。2.掌握多重平衡体系中有关平衡常数的计算。
一、反应速率常数及其与平衡常数的关系
对于反应aA(g)＋bB(g)??cC(g)＋dD(g)，
若v正、v逆可分别表示为v正＝k正·ca(A)·cb(B)、v逆＝k逆·cc(C)·cd(D)。达平衡时v正＝v逆，平衡常数K＝＝，故K＝。
例1 2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝－746.5 kJ·mol－1，测得在某温度下一定体积的密闭容器中，NO和CO浓度随时间的变化如表所示：
时间/s 浓度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
(1)前4 s内的速率v(NO)＝________。
(2)实验测得，v正＝k正c2(NO)·c2(CO)，v逆＝k逆c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆为反应速率常数)。在一定温度下，向2 L的密闭容器中充入NO和CO气体各1 mol，NO的转化率为40%时达到化学平衡，则＝________(保留两位小数)。
例2 Bodenstein研究了反应：2HI(g) H2(g)＋I2(g) ΔH>0。 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的关系如表所示：
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 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v正＝k正x2(HI)，逆反应速率v逆＝k逆x(H2)·x(I2)，其中k正、k逆为正、逆反应速率常数，则k逆＝________(用含K和k正的代数式表示)。若起始时，x(HI)＝1，k正＝0.002 7 min－1，则在t＝40 min时，v正＝________min－1(结果保留3位有效数字)。
1．向某恒容密闭容器中充入等物质的量的PCl3(g)和Cl2(g)，发生如下反应：PCl3(g)＋Cl2(g) PCl5(g)，测得不同温度下PCl3(g)的转化率α与时间的关系如图所示。其速率方程为v正＝k正·c(PCl3)·c(Cl2)，v逆＝k逆·c(PCl5)(k是速率常数，只与温度有关)，下列说法错误的是( )
A．该反应的ΔH<0
B．M点：＞
C．升高温度，k正增大的倍数小于k逆增大的倍数
D．T1时，若平衡体系中c(Cl2)＝0.25 mol·L－1，则＝18
2．氧硫化碳(COS)的脱硫处理。在一定条件下用水蒸气与氧硫化碳反应是常用的脱硫方法，其热化学方程式为COS(g)＋H2O(g) H2S(g)＋CO2(g) ΔH＝－35 kJ·mol－1。
(1)向容积为2 L的密闭容器中加入等物质的量的水蒸气和氧硫化碳，在一定条件发生上述脱硫反应测得一定时间内COS(g)和CO2(g)的物质的量变化如下表所示：
物质的量/mol T1/℃ T2/℃
0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
①0～5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)＝__________。
②若15 min末改变温度为T2 ℃，由表中数据变化判断T1__________(填“＞”“＜”或“＝”)T2。
③若15 min末保持温度T1℃不变，向该容器中继续加入水蒸气和氧硫化碳各2 mol，重新达到平衡时，CO2(g)的物质的量__________(填字母)。
a．等于1.2 mol
b．等于2.4 mol
c．1.2 mold．大于2.4 mol
(2)实验测得：v正＝k正·c(COS)·c(H2O)，v逆＝k逆·c(H2S)·c(CO2)(k正、k逆为速率常数)。若在2 L的密闭容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2 ℃下达到平衡时，k正∶k逆＝__________。
二、多重平衡体系中平衡常数的计算
1．多重平衡体系：一个化学反应体系中存在多个化学反应，在一定条件下，这些反应都可以达到平衡状态，这种现象称作多重平衡现象，该体系称作多重平衡体系。
2．多重平衡反应类型
(1)连续型(耦合)反应：某物质是某反应的产物，同时又是其他反应的反应物。
(2)平行(竞争)型反应：某物质同时是多个反应的反应物。
3．多重平衡体系中有关平衡常数的计算，各组分的平衡量指的是整个平衡体系中的量，而不是指某一单一反应中的量。
例3 在1 L真空密闭容器中加入a mol PH4I固体，t ℃时发生如下反应：
PH4I(s) PH3(g)＋HI(g) ①
4PH3(g) P4(g)＋6H2(g) ②
2HI(g) H2(g)＋I2(g) ③
达平衡时，体系中n(HI)＝b mol，n(I2)＝c mol，n(H2)＝d mol，则t ℃时反应①的平衡常数K为________________ mol2·L－2(用字母表示)。
例4 CO2经催化加氢可以生成低碳烃，主要有以下两个竞争反应：
反应Ⅰ：CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
反应Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
为分析催化剂对反应的选择性，在1 L密闭容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，测得有关物质的物质的量随温度变化如图所示：
该催化剂在较低温度时主要选择________(填“反应Ⅰ ”或“反应Ⅱ”)。520 ℃时，反应Ⅰ的平衡常数K＝__________mol－2·L2(只列算式不计算)。
3．探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ.CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g) ΔH3
一定条件下，向体积为V L的恒容密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，达到平衡时，容器中CH3OH(g)为a mol，CO(g)为b mol，此时H2O(g)的浓度为__________ mol·L－1(用含a、b、V的代数式表示，下同)，反应Ⅲ的平衡常数为____________________。
4．[2023·河北，11(1)②③]氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性质以及氮的循环利用对解决环境和能源问题都具有重要意义。
恒温下，将1 mol空气(N2和O2的体积分数分别为0.78和0.21，其余为惰性组分)置于容积为V L的恒容密闭容器中，假设体系中只存在如下两个反应：
ⅰ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g) K1 ΔH1＝＋181 kJ·mol－1
ⅱ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) K2 ΔH2＝－114 kJ·mol－1
②以下操作可以降低上述平衡体系中NO浓度的有________(填标号)。
A．缩小体积 B．升高温度
C．移除NO2 D．降低N2浓度
③若上述平衡体系中c(NO2)＝a mol·L－1，c(NO)＝b mol·L－1，则c(O2)＝________ mol·L－1，K1＝________ (写出含a、b、V的计算式)。
第1课时 平衡常数、反应速率常数的综合应用
一、
例1 (1)2.25×10－4 mol·L－1·s－1 (2)0.49
例2 (1) (2) 1.95×10－3
变式训练
1．D
2．(1)①0.084 mol·L－1·min－1 ②＞ ③b (2)16
二、
例3 (b＋)b
例4 反应Ⅰ
变式训练
3.
4．②CD ③－ (共98张PPT)
第1课时
平衡常数、反应速率常数的综合应用
第2章 章末提升课
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核心素养
发展目标
1.了解反应速率常数及其与平衡常数的关系。
2.掌握多重平衡体系中有关平衡常数的计算。
内容索引
一、反应速率常数及其与平衡常数的关系
二、多重平衡体系中平衡常数的计算
课时对点练
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一
反应速率常数及其与平衡常数的关系
对于反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，
一
反应速率常数及其与平衡常数的关系
例1 2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g) ΔH＝－746.5 kJ·mol－1，测得在某温度下一定体积的密闭容器中，NO和CO浓度随时间的变化如表所示：
时间/s 浓度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
(1)前4 s内的速率v(NO)＝______________________。
2.25×10－4 mol·L－1·s－1
(2)实验测得，v正＝k正c2(NO)·c2(CO)，v逆＝k逆c(N2)·c2(CO2)(k正、k逆为反应速率常数)。在一定温度下，向2 L的密闭容器中充入NO和CO气体各1 mol，NO的转化率为40%时达到化学平衡，则 ＝______(保留两位小数)。
时间/s 浓度 0 2 4 6
c(NO)/(10－3mol·L－1) 1.00 0.25 0.10 0.10
c(CO)/(10－3mol·L－1) 3.60 2.85 2.70 2.70
0.49
由题意列出三段式：
2NO(g)＋2CO(g) N2(g)＋2CO2(g)
开始/(mol·L－1) 0.5 0.5 0 0
变化/(mol·L－1) 0.2 0.2 0.1 0.2
平衡/(mol·L－1) 0.3 0.3 0.1 0.2
例2 Bodenstein研究了反应：2HI(g) H2(g)＋I2(g) ΔH>0。 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的关系如表所示：
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 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_______。
t/min 0 20 40 60 80 120
x(HI) 1 0.91 0.85 0.815 0.795 0.784
x(HI) 0 0.6 0.73 0.773 0.78 0.784
(2)上述反应中，正反应速率v正＝k正x2(HI)，逆反应速率v逆＝k逆x(H2)·x(I2)，
其中k正、k逆为正、逆反应速率常数，则k逆＝______(用含K和k正的代数式表示)。若起始时，x(HI)＝1，k正＝0.002 7 min－1，则在t＝40 min时，v正＝___________ min－1(结果保留3位有效数字)。
1.95×10－3
变式训练
1.向某恒容密闭容器中充入等物质的量的PCl3(g)和Cl2(g)，发生如下反应：PCl3(g)＋Cl2(g) PCl5(g)，测得不同温度下PCl3(g)的转化率α与时间的关系如图所示。其速率方程为v正＝k正·c(PCl3)·c(Cl2)，v逆＝k逆·c(PCl5)(k是速率常数，只与温度有关)，下列说法错误的是
A.该反应的ΔH<0
C.升高温度，k正增大的倍数小于k逆增大的
倍数
√
由图可知，T2先达到平衡，T2>T1，T2平衡时PCl3的转化率低，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，正反应为放热反应，ΔH<0，A正确；
M点未达到平衡，则正反应速率大于逆反应速率，
正反应为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，K值减小，说明k正增大的倍数小于k逆增大的倍数，C正确；
T1时，平衡体系中PCl3的转化率为80%，c(Cl2)＝0.25 mol·L－1，
设PCl3初始物质的量浓度为x mol·L－1，列出三段式：
PCl3(g)＋ Cl2(g) PCl5(g)
初始/(mol·L－1) x x 0
转化/(mol·L－1) 0.8x 0.8x 0.8x
平衡/(mol·L－1) 0.2x 0.25 0.8x
2.氧硫化碳(COS)的脱硫处理。在一定条件下用水蒸气与氧硫化碳反应是常用的脱硫方法，其热化学方程式为COS(g)＋H2O(g) H2S(g)＋CO2(g) ΔH＝－35 kJ·mol－1。
(1)向容积为2 L的密闭容器中加入等物质的量的水蒸气和氧硫化碳，在一定条件发生上述脱硫反应测得一定时间内COS(g)和CO2(g)的物质的量变化如下表所示：
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
①0～5 min内以COS(g)表示的反应速率v(COS)＝___________________。
0.084 mol·L－1·min－1
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
②若15 min末改变温度为T2 ℃，由表中数据变化判断T1____(填“＞”“＜”或“＝”)T2。
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
＞
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
若15 min末改变温度为T2 ℃，由于正反应为放热反应，改变温度后，反应物浓度不断减小，则平衡正向移动，由表中数据变化判断：T1＞T2。
③若15 min末保持温度T1℃不变，向该容器中继续加入水蒸气和氧硫化碳各2 mol，重新达到平衡时，CO2(g)的物质的量_____(填字母)。
a.等于1.2 mol b.等于2.4 mol
c.1.2 mol物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
b
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
若15 min末保持温度T1℃不变，向该容器中继续加入水蒸气和氧硫化碳各2 mol，平衡正向移动，但由于反应前后气体分子数相等，所以两平衡等效，重新达到平衡时，CO2(g)的物质的量等于2.4 mol，故选b。
(2)实验测得：v正＝k正·c(COS)·c(H2O)，v逆＝k逆·c(H2S)·c(CO2)(k正、k逆为速率常数)。若在2 L的密闭容器中充入1 mol COS和1 mol H2O，在T2 ℃下达到平衡时，k正∶k逆＝_____。
物质的量/mol T1/℃ T2/℃ 0 min 5 min 10 min 15 min 20 min 25 min 30 min
COS(g) 2.0 1.16 0.80 0.80 0.50 0.40 0.40
CO2(g) 0 0.84 1.20 1.20 1.50 1.60 1.60
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多重平衡体系中平衡常数的计算
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二
二
多重平衡体系中平衡常数的计算
1.多重平衡体系：一个化学反应体系中存在多个化学反应，在一定条件下，这些反应都可以达到平衡状态，这种现象称作多重平衡现象，该体系称作多重平衡体系。
2.多重平衡反应类型
(1)连续型(耦合)反应：某物质是某反应的产物，同时又是其他反应的反应物。
(2)平行(竞争)型反应：某物质同时是多个反应的反应物。
3.多重平衡体系中有关平衡常数的计算，各组分的平衡量指的是整个平衡体系中的量，而不是指某一单一反应中的量。
例3 在1 L真空密闭容器中加入a mol PH4I固体，t ℃时发生如下反应：
PH4I(s) PH3(g)＋HI(g) ①
4PH3(g) P4(g)＋6H2(g) ②
2HI(g) H2(g)＋I2(g) ③
达平衡时，体系中n(HI)＝b mol，n(I2)＝c mol，n(H2)＝d mol，则t ℃时
反应①的平衡常数K为______________ mol2·L－2(用字母表示)。
例4 CO2经催化加氢可以生成低碳烃，主要有以下两个竞争反应：
反应Ⅰ：CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
反应Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
为分析催化剂对反应的选择性，在1 L密闭容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，测得有关物质的物质的量随温度变化如图所示：
该催化剂在较低温度时主要选择________(填“反应Ⅰ ”或“反应Ⅱ”)。520 ℃时，反应Ⅰ的平衡常数K
＝__________mol－2·L2(只列算式不计算)。
反应Ⅰ
温度较低时，CH4的物质的量多，所以该催化剂在较低温度时主要选择反应Ⅰ。520 ℃时，反应Ⅰ已达到平衡状态，由图中信息，列式：
CO2(g)＋4H2(g) CH4(g)＋2H2O(g)
转化/(mol·L－1) 0.2 0.8 0.2 0.4
2CO2(g)＋6H2(g) C2H4(g)＋4H2O(g)
转化/(mol·L－1) 0.4 1.2 0.2 0.8
此时，体系中c(CO2)＝(2－0.2－0.4) mol·L－1＝1.4 mol·L－1，c(H2)＝(4－0.8－1.2) mol·L－1＝2 mol·L－1，c(H2O)＝(0.4＋0.8) mol·L－1＝1.2 mol·L－1，
变式训练
3.探究CH3OH合成反应化学平衡的影响因素，有利于提高CH3OH的产率。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的主要反应如下：
Ⅰ.CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH1＝－49.5 kJ·mol－1
Ⅱ.CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g) ΔH2＝－90.4 kJ·mol－1
Ⅲ.CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g) ΔH3
一定条件下，向体积为V L的恒容密闭容器中通入1 mol CO2和3 mol H2发生上述反应，达到平衡时，容器中CH3OH(g)为a mol，CO(g)为b mol，
此时H2O(g)的浓度为_____ mol·L－1(用含a、b、V的代数式表示，下同)，
反应Ⅲ的平衡常数为____________________。
解法一：假设反应Ⅱ中，CO反应了x mol，则反应Ⅱ生成的CH3OH为x mol，Ⅰ生成的CH3OH为(a－x) mol，Ⅲ生成的CO为(b＋x) mol，
根据反应Ⅰ：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
转化量/mol a－x 3(a－x) a－x a－x
反应Ⅱ：
CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g)
转化量/mol x 2x x
反应Ⅲ： CO2(g)＋H2(g) CO(g)＋H2O(g)
转化量/mol b＋x b＋x b＋x b＋x
平衡时CO2的物质的量为1 mol－(a－x) mol－(b＋x) mol＝(1－a－b) mol，H2的物质的量为3 mol－3(a－x) mol－2x mol－(b＋x) mol＝(3－3a－b) mol，CO的物质的量为b mol，
解法二：反应前，n(CO2)＝1 mol、n(H2)＝3 mol，反应后，n(CH3OH)＝a mol、n(CO)＝b mol，根据C原子守恒得平衡时n(CO2)＝(1－a－b) mol，根据O原子守恒得平衡时n(H2O)＝[2－2(1－a－b)－a－b] mol＝(a＋b) mol，根据H原子守恒得平衡时n(H2)＝ [6－4a－2(a＋b)] mol＝(3－3a－b) mol，从而计算化学平衡常数。
4.[2023·河北，11(1)②③]氮是自然界重要元素之一，研究氮及其化合物的性质以及氮的循环利用对解决环境和能源问题都具有重要意义。
恒温下，将1 mol空气(N2和O2的体积分数分别为0.78和0.21，其余为惰性组分)置于容积为V L的恒容密闭容器中，假设体系中只存在如下两个反应：
ⅰ.N2(g)＋O2(g) 2NO(g) K1 ΔH1＝＋181 kJ·mol－1
ⅱ.2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) K2 ΔH2＝－114 kJ·mol－1
②以下操作可以降低上述平衡体系中NO浓度的有______(填标号)。
A.缩小体积 B.升高温度
C.移除NO2 D.降低N2浓度
CD
缩小体积，所有物质浓度均增大，A不符合题意；
升高温度，平衡向吸热方向移动，反应ⅰ为吸热反应，则升温平衡正向移动，反应ⅱ为放热反应，升温平衡逆向移动，NO浓度增大，B不符合题意；
移除NO2，反应ⅱ正向进行，NO浓度降低，C符合题意；
降低N2浓度，平衡ⅰ逆向移动，消耗NO，NO浓度降低，D符合题意。
③若上述平衡体系中c(NO2)＝a mol·L－1，c(NO)＝b mol·L－1，则c(O2)
＝____________ mol·L－1，K1＝___________________________(写出含a、b、V的计算式)。
根据三段式，
N2(g)＋ O2(g) 2NO(g)
2NO(g)＋ O2(g) 2NO2(g)
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课时对点练
1.在温度为T时，将NH4HS(s)置于抽真空的容器中，当反应NH4HS(s)
NH3(g)＋H2S(g)达到平衡时，测得总压强为p，则该反应的压强平衡常数Kp为
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
√
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
NH4HS(s) NH3(g)＋H2S(g)
起始 0 0
2.常压下羰基化法精炼镍的原理为Ni(s)＋4CO(g) Ni(CO)4(g) ΔH<0。230 ℃时，该反应的平衡常数K＝2×10－5 mol－3·L3。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，固体杂质不参与反应。
第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4；
第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230 ℃制得高纯镍。
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
下列判断错误的是
A.第一阶段，选择反应温度应高于42.2 ℃
B.第一阶段增加c(CO)，平衡正向移动，反应的平衡常数不变
C.第二阶段，Ni(CO)4几乎完全分解
D.第二阶段，及时分离出Ni，有利于平衡移动
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
√
Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，第一阶段反应温度应高于其沸点，便于产生气态Ni(CO)4，故A正确；
平衡常数只与温度有关，则增加c(CO)，平衡正向移动，反应的平衡常数不变，故B正确；
ΔH<0，升高温度平衡向逆反应方向移动，230 ℃时，该反应的平衡常数K＝2×10－5 mol－3·L3，可知Ni(CO)4的分解率较大，故C正确；
第二阶段，因为Ni为固态，故及时分离出Ni对化学平衡的移动无影响，故D错误。
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3.高温下，甲烷生成乙烷的反应为2CH4 C2H6＋H2。反应在初期阶段的速率方程为v＝k·c(CH4)，其中k为反应速率常数。下列说法错误的是
A.反应初期，增加甲烷浓度，v增大
B.增加H2浓度，v增大
C.该温度下，乙烷的生成速率逐渐减小
D.升高反应温度，k增大
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√
由初期阶段的速率方程可知，增加甲烷浓度，v增大，而增加生成物浓度，对反应速率影响不大，故A正确、B错误；
该温度下，随着反应的进行，甲烷的浓度逐渐减小，乙烷的生成速率逐渐减小，故C正确；
升高反应温度，反应速率增大，则k增大，故D正确。
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4.已知反应①CO(g)＋CuO(s) CO2(g)＋Cu(s)和反应②H2(g)＋CuO(s) Cu(s)＋H2O(g)在某相同温度下平衡常数分别为K1和K2，该温度下反应③CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)的平衡常数为K。则下列说法正确的是
A.反应①的平衡常数K1＝
B.反应②中，增大氢气浓度，平衡正向移动，K2增大
C.对于反应③，恒容时，温度升高，H2的体积分数减小，则该反应的焓变
为负值
D.对于反应③，增大压强，H2浓度一定减小
√
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化学平衡常数为温度的函数，温度不变，化学平衡常数不变，则反应②中，增大氢气浓度，平衡向正反应方向移动，但K2不变，故B错误；
对于反应③，恒容时，温度升高，氢气的体积分数减小，说明平衡向逆反应方向移动，则该反应是放热反应，反应的焓变为负值，故C正确。
5.恒容条件下，1 mol SiHCl3发生如下反应：2SiHCl3(g) SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)。已知：v正＝v消耗(SiHCl3)＝k正·x2(SiHCl3)，v逆＝2v消耗(SiH2Cl2)＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)，k正、k逆分别为正、逆反应速率常数(假设仅与温度有关)，x为物质的量分数。如图是不同温度下x(SiHCl3)随时间的变化。下列说法不正确的是
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A.a、b处反应速率：va>vb
B.当反应进行到a处时，
C.反应达到平衡状态时v消耗(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)
D.T1 K时平衡体系中再充入1 mol SiHCl3，平衡正向移动，x(SiH2Cl2)增大
√
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由图可知，T2>T1，则a、b处反应速率：va>vb，A项正确；
反应进行到a处时，x(SiHCl3)＝0.8，此时v正＝k正·x2(SiHCl3)＝0.82k正，则转化的SiHCl3的物质的量为0.2 mol，生成SiH2Cl2、SiCl4的物质的量均为0.1 mol，则x(SiH2Cl2)和x(SiCl4)均为0.1，v逆＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)＝0.01k逆，
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反应达到平衡状态时，v消耗(SiHCl3)＝v生成(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)，C项正确；
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T1 K时平衡体系中再充入1 mol SiHCl3，压强增大，该可逆反应为反应前后气体分子数不变的反应，平衡不移动，x(SiH2Cl2)不变，D项错误。
6.在保持体系总压为105 Pa的条件下进行反应：SO2(g)＋ O2(g) SO3(g)，原料气中SO2和O2的物质的量之比m＝ 不同时，SO2的平衡转化率与温度(T)的关系如图所示。图中A点原料气的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)
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＝70 mol，下列有关说法正确的是(已知：用分压表示的平衡常数为Kp，分压＝总压×物质的量分数)
A.该反应的正反应是吸热反应
B.m1C.A点时SO2的分压p(SO2)＝4.0×103 Pa
D.在500 ℃、m3的条件下，该反应的平衡常数
Kp≈5.2×10－2
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√
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由图可知，m相同时，温度越高，SO2的平衡转化率越小，则升高温度平衡逆向移动，该反应的正反应为放热反应，A项错误；
相同条件下，增大氧气的量可增大二氧化硫的平衡转化率，则m越小，SO2的平衡转化率越大，则m1＞m2＞m3，B项错误；
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A点原料气的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)＝70 mol，二氧化硫的平衡转化率为88%，则：
SO2(g)＋ O2(g) SO3(g)
起始/mol 10 24.4 0
转化/mol 8.8 4.4 8.8
平衡/mol 1.2 20 8.8
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平衡常数与m无关，则500 ℃、m3的条件下，
≈5.2×10－2 ，D项正确。
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7.工业上利用一氧化碳和水蒸气在一定条件下发生反应制取氢气：CO(g)＋H2O(g)
CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1。某小组同学研究在同温度下该反应过程中的能量变化。他们分别在容积相等的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应，获得数据如下：
容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
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容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
回答下列问题：
(1)该反应过程中，反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量______(填“大于”
“小于”或“等于”)生成物分子化学键形成时所释放的总能量。
小于
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容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
(2)容器①中反应达到平衡时，生成H2的物质的量为________。
0.8 mol
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容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
(3)容器①的容积变为原来的一半，则CO的转化率_______(填“增大”“不变”或“减小”)。
不变
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该反应反应前后气体物质的量相等，容器①的容积变为原来的一半，压强增大，平衡不移动，则CO的转化率不变。
容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
(4)到达平衡时间的关系：t1______(填“大于”“小于”或“等于”)t2。
大于
容器②的投料是①的2.5倍，容器②压强大，反应速率快，到达平衡用的时间少，所以t1大于t2。
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容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2 ① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
(5)容器②中反应的平衡常数K＝____，Q＝________。
1
82 kJ
容器①、②的温度相同，平衡常数相同，可以根据容器①计算平衡常数，则
CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)
初始/mol 1 4 0 0
转化/mol 0.8 0.8 0.8 0.8
平衡/mol 0.2 3.2 0.8 0.8
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反应前后气体分子数相等，容器②的投料是①的2.5倍，所以两容器中反应等效，所以容器②放出的热量为容器①的2.5倍，Q＝32.8 kJ×2.5＝82 kJ。
8.某温度下，N2O5气体在一体积固定的容器中发生如下反应：2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)(慢反应) ΔH＜0，2NO2(g) N2O4(g)(快反应) ΔH＜0，体系的总压强p总和p(O2)随时间的变化如图所示：
(1)图中表示O2压强变化的曲线是_____(填“甲”或“乙”)。
乙
根据反应分析，随着反应的进行氧气的压强从0开始逐渐增大，所以乙为氧气的压强变化曲线。
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(2)已知N2O5分解的反应速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)，t＝10 h时，p(N2O5)＝______ kPa，v＝_____ kPa·h－1
(结果保留两位小数，下同)。
28.2
3.38
t＝10 h时，p(O2)＝12.8 kPa，由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)分析，反应的五氧化二氮的分压为25.6 kPa，起始压强为53.8 kPa，所以10 h时p(N2O5)＝(53.8－25.6) kPa＝28.2 kPa，N2O5分解的反应速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)＝0.12×28.2 kPa·h－1≈3.38 kPa·h－1。
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(3)该温度下2NO2(g) N2O4(g)反应的平衡常数Kp＝_____ kPa－1(Kp为以分压表示的平衡常数)。
0.05
反应完全进行时体系中p(NO2)＝107.6 kPa，设反应生成的N2O4的分压为x kPa，则可列三段式如下：
2NO2(g) N2O4(g)
起始分压/kPa 107.6 0
改变分压/kPa 2x x
平衡分压/kPa 107.6－2x x
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9.二氧化碳加氢制备甲醇可以实现二氧化碳的资源化利用，有利于二氧化碳的减排。
反应A：CO2(g)＋H2(g) H2O(g)＋CO(g) ΔH1＝＋41.1 kJ·mol－1；
反应B：CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g) ΔH2＝－90.1 kJ·mol－1。
(1)CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为______________________________________________________。
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－49 kJ·mol－1
由盖斯定律知，反应A＋反应B可得反应CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41.1 kJ·mol－1－90.1 kJ·mol－1＝－49 kJ·mol－1。
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(2)500 ℃时，在2 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡时体系压强为p0 MPa，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间的变化关系如图1所示。
①0～4 min内平均反应速率v(CO2)＝___________________。
0.125 mol·L－1·min－1
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②平衡时H2的转化率为______。
75%
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③下列能说明该反应已达到平衡状态的是____(填字母)。
A.气体的密度不再变化
B.容器内气体的压强不再变化
C.v正(H2)＝3v正(CH3OH)
D.CO2、H2、CH3OH和H2O的浓度之比为1∶3∶1∶1
B
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④该温度下平衡常数Kp＝_______MPa－2(用含p0的代数式表示，Kp为以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数)。
根据题意可知，CO2、H2起始浓度分别为1 mol·L－1、3 mol·L－1，由题图1可知平衡时c平(CH3OH)＝0.75 mol·L－1，列三段式可得：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
起始/(mol·L－1) 1 3 0 0
转化/(mol·L－1) 0.75 2.25 0.75 0.75
平衡/(mol·L－1) 0.25 0.75 0.75 0.75
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(3)一定物质的量之比的CO2和H2在装有催化剂的反应器中反应12 h。体系中甲醇的产率和催化剂的催化活性与温度的关系如图2所示。温度为470 K时，图2中P点________
(填“处于”或“不处于”)平衡状态。490 K
不处于
之后，甲醇产率下降的原因是_____________________________________
_____________________________。
反应为放热反应，温度升高，平衡逆向
移动，且催化剂的催化活性降低
10.(2023·全国甲卷，28)甲烷选择性氧化制备甲醇是一种原子利用率高的方法。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①3O2(g)===2O3(g) K1 ΔH1＝＋285 kJ·mol－1
②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l) K2 ΔH2＝－329 kJ·mol－1
反应③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝________kJ·mol－1，
平衡常数K3＝_______________(用K1、K2表示)。
－307
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(2)电喷雾电离等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)与O3反应可得MO＋。MO＋与CH4反应能高选择性地生成甲醇。分别在300 K和310 K下(其他反应条件相同)进行反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，结果如右图所示。图中
300 K的曲线是____(填“a”或“b”)。300 K、
b
60 s时MO＋的转化率为_______________(列出算式)。
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则同一时间内，b曲线生成M＋的物质的量浓度比a曲线的小，证明化学反应速率慢，又因同一条件下降低温度化学反应速率减慢，所以曲线b表示的是300 K条件下的反应；
利用数学关系式可求出c(M＋)＝(100.1－1)c(MO＋)，根据反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH可知，生成的M＋即为转化的MO＋，
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(3)MO＋分别与CH4、CD4反应，体系的能量随反应进程的变化如右图所示(两者历程相似，图中以CH4示例)。
(ⅰ)步骤Ⅰ和Ⅱ中涉及氢原子成键变化的是____(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
Ⅰ
步骤Ⅰ涉及的是碳氢键的断裂和氢氧键的形成，步骤Ⅱ中涉及碳氧键的形成，所以符合题意的是步骤Ⅰ。
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(ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线_____(填“c”或“d”)。
c
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直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则此时正反应活化能会增大，根据图示可知，MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线c。
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(ⅲ)MO＋与CH2D2反应，氘代甲醇的产量CH2DOD_____CHD2OH(填“＞”“＜”或“＝”)。若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇有_____种。
＜
2
由(ⅱ)中可知，CH2D2中C—H键比C—D键更易断裂，CHD2OH更易生成，产量更大。根据反应机理可知，若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇可能为CHD2OD或CD3OH，共2种。
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返回作业24 平衡常数、反应速率常数的综合应用
(分值：100分)
(选择题1～6题，每小题8分，共48分)
1．在温度为T时，将NH4HS(s)置于抽真空的容器中，当反应NH4HS(s) NH3(g)＋H2S(g)达到平衡时，测得总压强为p，则该反应的压强平衡常数Kp为( )
A.p B.p2 C.p2 D.p
2．常压下羰基化法精炼镍的原理为Ni(s)＋4CO(g) Ni(CO)4(g) ΔH<0。230 ℃时，该反应的平衡常数K＝2×10－5 mol－3·L3。已知：Ni(CO)4的沸点为42.2 ℃，固体杂质不参与反应。
第一阶段：将粗镍与CO反应转化成气态Ni(CO)4；
第二阶段：将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230 ℃制得高纯镍。
下列判断错误的是( )
A．第一阶段，选择反应温度应高于42.2 ℃
B．第一阶段增加c(CO)，平衡正向移动，反应的平衡常数不变
C．第二阶段，Ni(CO)4几乎完全分解
D．第二阶段，及时分离出Ni，有利于平衡移动
3．高温下，甲烷生成乙烷的反应为2CH4C2H6＋H2。反应在初期阶段的速率方程为v＝k·c(CH4)，其中k为反应速率常数。下列说法错误的是( )
A．反应初期，增加甲烷浓度，v增大
B．增加H2浓度，v增大
C．该温度下，乙烷的生成速率逐渐减小
D．升高反应温度，k增大
4．已知反应①CO(g)＋CuO(s) CO2(g)＋Cu(s)和反应②H2(g)＋CuO(s) Cu(s)＋H2O(g)在某相同温度下平衡常数分别为K1和K2，该温度下反应③CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g)的平衡常数为K。则下列说法正确的是( )
A．反应①的平衡常数K1＝
B．反应②中，增大氢气浓度，平衡正向移动，K2增大
C．对于反应③，恒容时，温度升高，H2的体积分数减小，则该反应的焓变为负值
D．对于反应③，增大压强，H2浓度一定减小
5．恒容条件下，1 mol SiHCl3发生如下反应：2SiHCl3(g) ?SiH2Cl2(g)＋SiCl4(g)。已知：v正＝v消耗(SiHCl3)＝k正·x2(SiHCl3)，v逆＝2v消耗(SiH2Cl2)＝k逆·x(SiH2Cl2)·x(SiCl4)，k正、k逆分别为正、逆反应速率常数(假设仅与温度有关)，x为物质的量分数。如图是不同温度下x(SiHCl3)随时间的变化。下列说法不正确的是( )
A．a、b处反应速率：va>vb
B．当反应进行到a处时，＝
C．反应达到平衡状态时v消耗(SiHCl3)＝2v消耗(SiCl4)
D．T1 K时平衡体系中再充入1 mol SiHCl3，平衡正向移动，x(SiH2Cl2)增大
6．在保持体系总压为105 Pa的条件下进行反应：SO2(g)＋O2(g) SO3(g)，原料气中SO2和O2的物质的量之比m＝不同时，SO2的平衡转化率与温度(T)的关系如图所示。图中A点原料气的成分是n(SO2)＝10 mol，n(O2)＝24.4 mol，n(N2)＝70 mol，下列有关说法正确的是(已知：用分压表示的平衡常数为Kp，分压＝总压×物质的量分数)( )
A．该反应的正反应是吸热反应
B．m1C．A点时SO2的分压p(SO2)＝4.0×103 Pa
D．在500 ℃、m3的条件下，该反应的平衡常数Kp≈5.2×10－2
7．(12分)工业上利用一氧化碳和水蒸气在一定条件下发生反应制取氢气：CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41 kJ·mol－1。某小组同学研究在同温度下该反应过程中的能量变化。他们分别在容积相等的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应，获得数据如下：
容器编号 起始时各物质的物质的量/mol 达平衡的时间/min 达平衡时体系能量的变化
CO H2O CO2 H2
① 1 4 0 0 t1 放出热量：32.8 kJ
② 2.5 10 0 0 t2 放出热量：Q
回答下列问题：
(1)该反应过程中，反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量________(填“大于”“小于”或“等于”)生成物分子化学键形成时所释放的总能量。
(2)容器①中反应达到平衡时，生成H2的物质的量为________。
(3)容器①的容积变为原来的一半，则CO的转化率________(填“增大”“不变”或“减小”)。
(4)到达平衡时间的关系：t1________(填“大于”“小于”或“等于”)t2。
(5)容器②中反应的平衡常数K＝________，Q＝________。
8．(10分)某温度下，N2O5气体在一体积固定的容器中发生如下反应：2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)(慢反应) ΔH＜0,2NO2(g) N2O4(g)(快反应) ΔH＜0，体系的总压强p总和p(O2)随时间的变化如图所示：
(1)图中表示O2压强变化的曲线是________(填“甲”或“乙”)。
(2)已知N2O5分解的反应速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)，t＝10 h时，p(N2O5)＝________ kPa，v＝________ kPa·h－1(结果保留两位小数，下同)。
(3)(4分)该温度下2NO2(g)??N2O4(g)反应的平衡常数Kp＝________ kPa－1(Kp为以分压表示的平衡常数)。
9．(14分)二氧化碳加氢制备甲醇可以实现二氧化碳的资源化利用，有利于二氧化碳的减排。
反应A：CO2(g)＋H2(g) H2O(g)＋CO(g) ΔH1＝＋41.1 kJ·mol－1；
反应B：CO(g)＋2H2(g) CH3OH(g) ΔH2＝－90.1 kJ·mol－1。
(1)CO2(g)与H2(g)反应生成CH3OH(g)和H2O(g)的热化学方程式为_______________
________________________________________________________________________。
(2)500 ℃时，在2 L恒容密闭容器中充入2 mol CO2和6 mol H2，发生反应：CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)，平衡时体系压强为p0 MPa，测得CO2(g)和CH3OH(g)的浓度随时间的变化关系如图1所示。
①0～4 min内平均反应速率v(CO2)＝________。
②平衡时H2的转化率为________。
③下列能说明该反应已达到平衡状态的是______(填字母)。
A．气体的密度不再变化
B．容器内气体的压强不再变化
C．v正(H2)＝3v正(CH3OH)
D．CO2、H2、CH3OH和H2O的浓度之比为1∶3∶1∶1
④该温度下平衡常数Kp＝________MPa－2(用含p0的代数式表示，Kp为以分压表示的平衡常数，分压＝总压×物质的量分数)。
(3)一定物质的量之比的CO2和H2在装有催化剂的反应器中反应12 h。体系中甲醇的产率和催化剂的催化活性与温度的关系如图2所示。温度为470 K时，图2中P点______(填“处于”或“不处于”)平衡状态。490 K之后，甲醇产率下降的原因是______________。
10．(16分)(2023·全国甲卷，28)甲烷选择性氧化制备甲醇是一种原子利用率高的方法。回答下列问题：
(1)已知下列反应的热化学方程式：
①3O2(g)===2O3(g) K1 ΔH1＝＋285 kJ·mol－1
②2CH4(g)＋O2(g)===2CH3OH(l) K2 ΔH2＝－329 kJ·mol－1
反应③CH4(g)＋O3(g)===CH3OH(l)＋O2(g)的ΔH3＝________kJ·mol－1，平衡常数K3＝________(用K1、K2表示)。
(2)电喷雾电离等方法得到的M＋(Fe＋、Co＋、Ni＋等)与O3反应可得MO＋。MO＋与CH4反应能高选择性地生成甲醇。分别在300 K和310 K下(其他反应条件相同)进行反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH，结果如下图所示。图中300 K的曲线是________(填“a”或“b”)。300 K、60 s时MO＋的转化率为________(列出算式)。
(3)MO＋分别与CH4、CD4反应，体系的能量随反应进程的变化如下图所示(两者历程相似，图中以CH4示例)。
(ⅰ)步骤Ⅰ和Ⅱ中涉及氢原子成键变化的是________(填“Ⅰ”或“Ⅱ”)。
(ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线________(填“c”或“d”)。
(ⅲ)MO＋与CH2D2反应，氘代甲醇的产量CH2DOD________CHD2OH(填“＞”“＜”或“＝”)。若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇有________种。
作业24 平衡常数、反应速率常数的综合应用
1．C 2.D 3.B 4.C 5.D 6.D
7．(1)小于 (2)0.8 mol
(3)不变 (4)大于 (5)1 82 kJ
8. (1)乙 (2)28.2 3.38 (3)0.05
解析 (1)根据反应分析，随着反应的进行氧气的压强从0开始逐渐增大，所以乙为氧气的压强变化曲线。(2)t＝10 h时，p(O2)＝12.8 kPa，由2N2O5(g)===4NO2(g)＋O2(g)分析，反应的五氧化二氮的分压为25.6 kPa，起始压强为53.8 kPa，所以10 h时p(N2O5)＝(53.8－25.6) kPa＝28.2 kPa，N2O5分解的反应速率v＝0.12p(N2O5)(kPa·h－1)＝0.12×28.2 kPa·h－1≈3.38 kPa·h－1。
(3)反应完全进行时体系中p(NO2)＝107.6 kPa，设反应生成的N2O4的分压为x kPa，则可列三段式如下：
2NO2(g) N2O4(g)
起始分压/kPa 107.6 0
改变分压/kPa 2x x
平衡分压/kPa 107.6－2x x
由107.6－2x＋x＋26.9＝94.7，解x＝39.8，Kp＝ kPa－1≈0.05 kPa－1。
9．(1)CO2(g)＋3H2(g)??CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝－49 kJ·mol－1
(2)①0.125 mol·L－1·min－1 ②75% ③B
④ (3)不处于 反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，且催化剂的催化活性降低
解析 (1)由盖斯定律知，反应A＋反应B可得反应CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g) ΔH＝ΔH1＋ΔH2＝＋41.1 kJ·mol－1－90.1 kJ·mol－1＝－49 kJ·mol－1。
(2)①0～4 min内，v(CO2)＝＝0.125 mol·L－1·min－1。
②平衡时|Δc(CO2)|＝1.00 mol·L－1－0.25 mol·L－1＝0.75 mol·L－1，故|Δc(H2)|＝3|Δc(CO2)|＝2.25 mol·L－1，则H2的转化率为×100%＝75%。
④根据题意可知，CO2、H2起始浓度分别为1 mol·L－1、3 mol·L－1，由题图1可知平衡时c平(CH3OH)＝0.75 mol·L－1，列三段式可得：
CO2(g)＋3H2(g) CH3OH(g)＋H2O(g)
起始/(mol·L－1) 1 3 0 0
转化/(mol·L－1) 0.75 2.25 0.75 0.75
平衡/(mol·L－1) 0.25 0.75 0.75 0.75
平衡后CO2、H2、CH3OH和H2O的分压分别为p0MPa、p0 MPa、p0 MPa、p0 MPa，则Kp＝＝＝ MPa－2。
10．(1)－307 (或) (2)b ×100% (3)(ⅰ)Ⅰ (ⅱ)c (ⅲ)＜ 2
解析 (1)根据盖斯定律可知，反应③＝(反应②－①)，所以ΔH3＝(ΔH2－ΔH1)＝×(－329 kJ·mol－1－285 kJ·mol－1)＝－307 kJ·mol－1；根据平衡常数表达式与热化学方程式之间的关系可知，对应化学平衡常数K3＝或。(2)根据图示信息可知，纵坐标表示－lg[]，则同一时间内，b曲线生成M＋的物质的量浓度比a曲线的小，证明化学反应速率慢，又因同一条件下降低温度化学反应速率减慢，所以曲线b表示的是300 K条件下的反应；根据上述分析结合图像可知，300 K、60 s时－lg[]＝0.1，则＝10－0.1，利用数学关系式可求出c(M＋)＝(100.1－1)c(MO＋)，根据反应MO＋＋CH4===M＋＋CH3OH可知，生成的M＋即为转化的MO＋，则MO＋的转化率为×100%。(3)(ⅰ)步骤Ⅰ涉及的是碳氢键的断裂和氢氧键的形成，步骤Ⅱ中涉及碳氧键的形成，所以符合题意的是步骤Ⅰ。(ⅱ)直接参与化学键变化的元素被替换为更重的同位素时，反应速率会变慢，则此时正反应活化能会增大，根据图示可知，MO＋与CD4反应的能量变化应为图中曲线c。(ⅲ)由(ⅱ)中可知，CH2D2中C—H键比C—D键更易断裂，CHD2OH更易生成，产量更大。根据反应机理可知，若MO＋与CHD3反应，生成的氘代甲醇可能为CHD2OD或CD3OH，共2种。
