化學反應速率和化學平衡測試題
1．反應，在不同情況下測得反應速率，其中反應速率最快的是
A．υ(D)=0.4 mol / ?L·s? B．υ(C)=0.5 mol / ?L·s?
C．υ(B)=0.6 mol / ?L·s? D．υ(A)=0.15 mol / ?L·s?
2．某化學反應其△H== —122 kJ/mol，?S== 231 J/(mol·K)，則此反應在下列哪種情況下可自發進行
A．在任何溫度下都能自發進行 B．在任何溫度下都不能自發進行
C．僅在高溫下自發進行 D．僅在低溫下自發進行
3．可逆反應N2+3H22NH3的正逆反應速率可用各反應物或生成物濃度的變化來表示。下列關係中能說明反應已達到平衡狀態的是
A．υ正(N2)=υ逆(NH3) B．3υ正(N2)=υ正(H2) C．2υ正(H2)=3υ逆(NH3) D．υ正(N2)=3υ逆(H2)
4．下列說法正確的是
A．增大壓強，活化分子百分數增大，化學反應速率一定增大
B．升高溫度，活化分子百分數增大，化學反應速率可能增大
C．加入反應物，使活化分子百分數增大，化學反應速率增大
D．一般使用催化劑可以降低反應的活化能，增大活化分子百分數，增大化學反應速率
5．在2L密閉容器中加入4molA和6molB，發生以下反應：
4A(g)+6B(g) 4C(g) +5D(g)。若經5s後，剩下的A是
2.5mol，則B的反應速率是
A．0.45 mol / ?L·s?B．0.15 mol / ?L·s?C．0.225 mol / ?L·s? D．0.9 mol / ?L·s?
6．有一處於平衡狀態的反應：X(s)＋3Y(g) 2Z(g)，ΔH＜0。為了使平衡向生成Z的方向移動，應選擇的條件是
①高溫 ②低溫 ③高壓 ④低壓 ⑤加催化劑 ⑥分離出Z
A．①③⑤ B．②③⑤ C．②③⑥ D．②④⑥
7．同質量的鋅與鹽酸反應，欲使反應速率增大，選用的反應條件正確的組合是
反應條件：①鋅粒 ②鋅片 ③鋅粉 ④5%鹽酸 ⑤10%鹽酸
⑥15%鹽酸 ⑦加熱 ⑧用冷水冷卻 ⑨不斷振盪 ⑩迅速混合後靜置
A．③⑥⑦⑨ B．③⑤⑦⑨C．①④⑧⑩
8．某溫度下，在固定容積的密閉容器中，可逆反應達到平衡時，各物質的物質的量之比為n(A)∶n(B)∶n(C)=2∶2∶1。保持溫度不變，以2∶2∶1的物質的量之比再充入
A、B、C，則
A．平衡不移動B．再達平衡時，n(A)∶n(B)∶n(C)仍為2∶2∶1
C．再達平衡時，C的體積分數增大 D．再達平衡時，正反應速率增大，逆反應速率減小
＋9．從植物花中可提取一種簡寫為HIn的有機物，它在水溶液中因存在下列平衡：HIn（溶
－液，無色）＋In（溶液，黃色） 而用作酸鹼指示劑。往該溶液中加入Na2O2粉末，則溶液顏色為
A．紅色變深 B．黃色變淺 C．黃色變深
D．褪為無色
10．向Cr2(SO4) 3的水溶液中，加入NaOH溶液，當pH=4.6時，開始出現Cr(OH)3沉澱，隨著pH的升高，沉澱增多，
－但當pH≥13時，沉澱消失，出現亮綠色的亞鉻酸根離子（CrO2）。其平衡關係如下：
－－3+ +Cr+3OHCr(OH) 3 CrO2+H+H2O
（紫色）（灰綠色）（亮綠色）
向0.05mol/L的Cr2(SO4) 3溶液50mL中，加入1.0mol/L的NaOH溶液50mL，充分反應後，溶液中可觀察到的現象為
A．溶液為紫色 B．溶液中有灰綠色沉澱 C．溶液為亮綠色 D．無法判斷
二、選擇題（每小題有一個或兩個選項符合題意）
11．某溫度下，在密閉容器中發生如下反應：2A(g)+B(g)2C(g)，若開始時充入2mol C氣體，達到平衡時，混合氣體的壓強比起始時增大了20%；若開始時只充入2molA和1mol B 的混合氣體，達到平衡時A的轉化率為
A．20% B．40% C．60% D．80%
12．接觸法制硫酸通常在400～500℃、常壓和催化劑的作用下，用SO2與過量的O2反應生成SO3。2SO2(g)＋O2(g) 錯誤！未找到引用源。2SO3(g) ；△H < 0。在上述條件下，SO2的轉化率約為90%。但是部分發達國家採用高壓條件生成SO3，採取加壓措施的目的是
A．發達國家電能過量，以此消耗大量能源
B．高壓將使平衡向正反應方向移動，有利於進一步提高SO2的轉化率
C．加壓可使SO2全部轉化為SO3，消除SO2對空氣的汙染
D．高壓有利於加快反應速率，可以提高生產效率
13．反應A+B→C的反應速率方程式為：v＝k·c(A)·c(B)，v為反應速率，k為速率常數。當c(A)＝c(B)＝1 mol／L時，反應速率在數值上等於速率常數。下列說法正確的是
A．c(A)增大時，v也增大 B．c(B)增大時，k也增大
C．升高溫度時，k值不變 D．升高溫度時，v值增大
14．在4L密閉容器中充入6molA氣體和5molB氣體，在一定條件下發生反應：
3A(g)+B(g)
2C(g)+xD(g)，達到平衡時，生成了2molC，經測定D的濃度為0.5mol/L，下列判斷正確的是
A．x=1 B．B的轉化率為20% C．平衡時A的濃度為1.50mol/L
D
85%
15．用來表示可逆反應；△H < 0的正確的圖象為
16．某體積可變的密閉容器中盛有適量的
A和B的混合氣體，在一定條件下發生反應：，若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時，容器的體積為VL，其中C氣體的體積佔10%，下列推斷正確的是
A．原混合氣體的體積分數為1.2VLB．原混合氣體的體積為1.1VL
C．反應達到平衡時，氣體A消耗0.05VL D．反應達到平衡時，氣體B消耗掉0.05VL
17．現有反應X(g)+Y(g) 2Z(g)，△H＜0。右圖表示從反應開始到t1 s時達到平衡，在t2 s時由於條件變化使平衡破壞，到t3 s時又達平衡。則在圖中t2 s時改變的條件可能是
A．增大壓強 B．使用了催化劑
C．降低溫度 D．減小了X或Y的濃度
18．在一定溫度下，將等量的氣體分別通入起始體積相同的密閉容器Ⅰ和Ⅱ中，使其發生反應，t0時容器Ⅰ中達到化學平衡，X、Y、Z
A．該反應的化學方程式為：2Z
B．若兩容器中均達到平衡時，兩容器的體積V(Ⅰ)＜V(Ⅱ)，則容器Ⅱ達到平衡所需時間大於t0
C．若兩容器中均達到平衡時，兩容器中Z的物質的量分數相同，則Y為固態或液態
D．若達平衡後，對容器Ⅱ升高溫度時其體積增大，說明Z發生的反應為吸熱反應
19．對於，△H<0。在一定條件下達到平衡後，改變下列條件，請回答：
(1)A量的增減，平衡不移動，則A為________態。
(2)增壓，平衡不移動，當n=2時，A為____態；當n=3時，A為______態。
(3)若A為固態，增大壓強，C的組分含量減少，則n_________。
(4)升溫，平衡向右移動，則該反應的逆反應為_______熱反應。
20．將4 mol SO3氣體和4 mol NO置於2 L容器中，一定條件下發生如下可逆反應(不考慮NO2和N2O4之間的相互轉化)：2SO3(g) 2SO2(g)+O2(g)、2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)。
?當上述系統達到平衡時，O2和NO2的物質的量分別為n(O2)=0.1 mol、n(NO2)=3.6 mol，則此時SO3氣體的物質的量為 。
?當上述系統達到平衡時，欲求其混合氣體的平衡組成，則至少還需要知道兩種氣體的平衡濃度，但這兩種氣體不能同時是SO3和，或NO和 (填它們的分子式)。
?在其它條件不變的情況下，若改為起始時在1 L容器中充入2 molNO2和2 molSO2，則上述兩反應達到平衡時，c (SO2)平= mol/L。
21．甲烷蒸氣轉化反應為：CH4(g)+H2O(g)CO(g)+3H2(g)，工業上可利用此反應生產合成氨原料氣H2。
已知溫度、壓強和水碳比[n(H2O)]對甲烷蒸氣轉化反應的影響如下圖： n(CH4)
圖1（水碳比為3）圖2（水碳比為3） 圖3（800℃）
?該反應平衡常數K表示式為________________________。
?升高溫度，平衡常數K__________（選填“增大”、“減小”或“不變”，下同），降低反應的水碳比，平衡常數K__________。 ?圖2中，兩條曲線所示溫度的關係是：t1_____t2（選填>、=或<）；在圖3中畫出壓強為2 MPa時，CH4平衡含量與水碳比之間關係曲線。
－(4)工業生產中使用鎳作催化劑。但要求原料中含硫量小於5×107%，其目的是___________。
四、填空題（本題包括1小題）
22．某化學研究性學習小組在研究氨氧化制硝酸的過程中，查到如下資料：
①氨氣催化氧化為NO的溫度在600℃左右。
②NO在常壓下，溫度低於150℃時，幾乎100%氧化成NO2。高於800℃時，則大部分分解為N2。
③NO2在低溫時，容易聚合成N2O4，2NO2N2O4，此反應且能很快建立平衡，在21.3℃時，混合氣體中N2O4佔84.1%，在150℃左右，氣體完全由NO2組成。高於500℃時，則分解為NO。
④NO與NO2可發生下列可逆反應：NO＋NO2N2O3，N2O3很不穩定，在液體和蒸氣中大部分離解為NO和NO2，所以在NO氧化為NO2過程中，含N2O3只有很少一部分。
⑤亞硝酸只有在溫度低於3℃和濃度很小時才穩定。
試問：（1）在NO氧化為NO2的過程中，還可能有哪些氣體產生？
（2）在工業制硝酸的第一步反應中，氨的催化氧化需要過量的氧氣，但產物為什麼主要是NO，而不是NO2？
（3）為什麼在處理尾氣時，選用氫氧化鈉溶液吸收，而不用水吸收？
五、計算題（本題包括1小題）
23．一定溫度下，將3molA氣體和1molB氣體通過一密閉容器中，發生如下反應：3A(g)+B (g)xC(g)。
請填寫下列空白：
（1）若容器體積固定為2L，反應1min時測得剩餘1.8molA，C的濃度為0.4mol/L。
①1min內，B的平均反應速率為_________；x=________；
②若反應經2min達到平衡，平衡時C的濃度_________0.8mol/L(填“大於”、“等於”或“小於”)；
③平衡混合物中，C的體積分數為22%，則A的轉化率是_________；
④改變起始物質加入的量，欲使反應達到平衡時C的物質的量分數與原平衡相等，起始加入的三種物質的物質的量n(A)、n(B)、n(C)之間應滿足的關係式_________。
（2）若維持容器壓強不變
①達到平衡時C的體積分數_________22%，(填“大於”、“等於”或“小於”)；
②改變起始物質加入的量，欲使反應達到平衡時C的物質的量是原平衡的2倍，則應加入_________molA氣體和_________molB氣體。
附參考答案：
一、選擇題（每小題只有一個選項符合題意）
1．B 將四個選項都換成同一物質加以比較，A項中υ(A)=0.2 mol / ?L·s?；B項中υ(A)=0.25 mol / ?L·s?；C 項中υ(A)=0.2mol / ?L·s?；D項中υ(A)=0.15 mol / ?L·s?。
2．C 由公式?G= ?H—T?S可知：?G= —122×103 J/mol —231T J/(mol·K)，要使?G＜0，僅在高溫下自發進行。
3．C 如果對於同一物質的υ正=υ逆相等，或各物質的速率之比等於其化學計量數之比，那麼就可以判斷反應達到平衡狀態。顯然只有答案C符合題意。
4．D 在A中增大壓強，活化分子數增大，但活化分子百分數沒有增大，但是對於固體或液體的反應，化學反應速率不會增大；在B中升高溫度，活化分子百分數增大，化學反應速率一定增大；在C中加入反應物，使活化分子數增大，但活化分子百分數不變，化學反應速率增大。
5．C υ(B)= 2.25 mol/2L÷5s=0.225 mol / ?L·s?。
6．C ②降溫平衡可以向吸熱反應方向移動，即向生成Z的方向移動；③升高壓強平衡可以向體積縮小方向移動，即向生成Z的方向移動；分離出Z向生成Z的方向移動。
7．A ③鋅粉表面積、，⑥15%鹽酸濃度高、⑦加熱、⑨不斷振盪，都能使反應速率增大。
8．C 保持溫度不變，以2∶2∶1的物質的量之比再充入A、B、C，則平衡要向右移動；但n(A)∶n(B)∶n(C) 它不是按2∶2∶1反應的，再達平衡時，n(A)∶n(B)∶n(C) 不是為2∶2∶1；再達平衡時，C的體積分數增大；正反應速率與逆反應速率相等。
9．D 因為2Na2O2 +2H2O=4NaOH+O2↑，生成鹼使上述平衡向右移動，但又有氧氣生成，最後溶液變為無色。
－10．C 因為n(Cr3+)/n(OH)= 2×0.05mol/L×0.050L÷1.0mol/L×0.050L=1/10，則氫氧根離子過量，溶液中存在著大
－量的CrO2，溶液呈現亮綠色。
二、選擇題（每小題有一個或兩個選項符合題意）
11．C 在兩種情況下，它們是等效平衡，則：
2A(g)+B(g)2C(g)△n (g)
起始物質的量(mol) 0 0 2 1
轉化物質的量(mol) 0.80.4 0.8 0.4
平衡物質的量(mol) 0.80.4 1.2
新起始物質的量(mol) 2 1 0
新轉化物質的量(mol) 1.20.6 1.2
新平衡物質的量(mol) 0.80.4 1.2
達到平衡時A的轉化率為1.2 mol/ 2mol×100%=60%。
12．BD 部分發達國家採用高壓條件生成SO3，採取加壓措施的目的是：高壓將使平衡向正反應方向移動，有利於進一步提高SO2的轉化率；高壓有利於加快反應速率，可以提高生產效率。
13．AD 由反應速率方程式v＝k·c(A)·c(B)可知，反應速率v與c(A)·c(B)成正比例關係，速率常數k是溫度的函式。則c(A)增大時，v也增大；升高溫度時，v值增大。
14．
B
3A(g)+B(g) 2C(g)+xD(g)
起始物質的量濃度(mol/L) 1.51.250 0
轉化物質的量濃度(mol/L) 0.75 0.250.5 0.25x=0.5
平衡物質的量濃度(mol/L) 0.75 1.000.5 0.5
則x=2；B的轉化率為0.25/1.25×100%=20%；平衡時A的濃度為0.75mol/L；因為反應前後氣體分子總數不變，則達到平衡時，在相同溫度下容器內混合氣體的壓強是不變的。
15．AC 運用勒沙特列原理可知：升高溫度平衡向逆反應方向進行，則A項正確；加壓平衡平衡向正反應方向進行，則C項正確。
16．BC運用氣體差量法可知：
A
+ 3B2C △V
13 2 1+3－2 = 2
0.05VL 0.15VL0.1VL0.1VL
顯然原混合氣體的體積為1.1VL；反應達到平衡時，氣體A消耗0.05VL。
17．C 在t2
s時由圖象看反應速率均增大，且平衡向正反應方向移動；而由反應式可知正反應是放熱反應，所以降低溫度有利於平衡向正反應方向移動。
18．BC 由圖象可知：該反應的化學方程式為：；Ⅰ容器是恆溫恆容的，而Ⅱ容器是恆溫恆壓的，V(Ⅰ)＜V(Ⅱ)，Ⅱ容器對Ⅰ容器相當於減壓，平衡向正反應方向移動，則容器Ⅱ達到平衡所需時間大於t0；若兩容器中均達到平衡時，兩容器中Z的物質的量分數相同，必須氣體分子總數不變，則Y為固態或液態；若達平衡後，對容器Ⅱ升高溫度時其體積增大，無法說明Z發生的反應為吸熱反應。
三、填空題（本題包括3小題）
19．(1) 固；(2) 固或液；氣。(3) n＞2或n≥3。(4) 放。
20．?0.2 mol ?SO2、NO2 ?1.9。
C(CO)?C3(H2)21．? K=；?正反應是吸熱反應，則升高 C(CH4)?C(H2O)
溫度，平衡向正反應移動平衡常數K增大；平衡常數K是溫度的函
水碳比，平衡常數K不變；? 當恆壓時，由t1到t2，CH4平衡含量降
因為在恆溫下，壓強增大，平衡向逆反應方向移動。CH4平衡含量增
(4)防止催化劑中毒。 數，則降低反應的低，說明t1 < t2；大，則圖象如右：
四、填空題（本題包括1小題）
22．1．（1）N2O3、N2O4。（2）高於500℃時，NO2分解為NO。
生成的亞硝酸在常溫下不穩定。 （3）若用水吸收，
五、計算題（本題包括1小題）
23．
xC(g) （1） 3A(g)+B (g)
起始物質的量濃度（mol/L） 1.50.5 0
轉化物質的量濃度（mol/L） 0.60.2 0.2x=0.4
平衡物質的量濃度（mol/L） 0.90.3 0.4
二、1min內，B的平均反應速率為0.2 mol/L÷1min=0.2 mol/(L·min)，x=2。
三、隨著反應的不斷進行濃度不斷下降，反應速率不斷減少，則答：小於。
四、同理列式可解得：
3A(g)+B (g)2C(g)
起始物質的量（mol） 3 1 0
轉化物質的量（mol） 3a a 2a
平衡物質的量（mol） 3－3a 1－a 2a
平衡總物質的量（mol） 3－3a+1－a+2a=4－2a
2a /（4－2a）×100%=22%，a=36%，則A的轉化率是36%。
五、在同溫同體積的密閉容器中，反應前後氣體分子總數不相等，要使平衡等效，則
採用極端討論的方法得：n(A)+3n(C)/2=3 n(B)+ n(C)/2=1。
（2）若維持容器壓強不變：①因為正反應是一個氣體分子數減少的反應，則平衡向正反應方向進行，則達到平衡時C的體積分數大於22%。
②在同溫同壓下，欲使反應達到平衡時C的物質的量是原平衡的2倍，則應加入6molA氣體和2molB氣體。
化學反應速率及化學平衡篇二：化學反應速率與化學平衡知識點歸納
1. 化學反應速率：
⑴. 化學反應速率的概念及表示方法：通過計算式：v =Δc /Δt來理解其概念：
①化學反應速率與反應消耗的時間(Δt)和反應物濃度的變化(Δc)有關；
②在同一反應中，用不同的物質來表示反應速率時，數值可以相同，也可以是不同的。但這些數值所表示的都是同一個反應速率。因此，表示反應速率時，必須說明用哪種物質作為標準。用不同物質來表示的反應速率時，其比值一定等於化學反應方程式中的化學計量數之比。如：化學反應mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g) 的：v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D) = m∶n∶p∶q ③一般來說，化學反應速率隨反應進行而逐漸減慢。因此某一段時間內的化學反應速率，實際是這段時間內的平均速率，而不是瞬時速率。
⑵. 影響化學反應速率的因素：
I. 決定因素（內因）：反應物本身的性質。
Ⅱ. 條件因素（外因）（也是我們研究的物件）：
①. 濃度：其他條件不變時，增大反應物的濃度，可以增大活化分子總數，從而加快化學反應速率。值得注意的是，固態物質和純液態物質的濃度可視為常數；
②. 壓強：對於氣體而言，壓縮氣體體積，可以增大濃度，從而使化學反應速率加快。值得注意的是，如果增大氣體壓強時，不能改變反應氣體的濃度，則不影響化學反應速率。 ③. 溫度：其他條件不變時，升高溫度，能提高反應分子的能量，增加活化分子百分數，從而加快化學反應速率。
④. 催化劑：使用催化劑能等同地改變可逆反應的正、逆化學反應速率。
⑤. 其他因素。如固體反應物的表面積（顆粒大小）、光、不同溶劑、超聲波等。
2. 化學平衡：
⑴. 化學平衡研究的物件：可逆反應。
⑵. 化學平衡的概念（略）；
⑶. 化學平衡的特徵：
動：動態平衡。平衡時v正==v逆 ≠0
等：v正＝v逆
定：條件一定，平衡混合物中各組分的百分含量一定（不是相等）；
變：條件改變，原平衡被破壞，發生移動，在新的條件下建立新的化學平衡。
⑷. 化學平衡的標誌：（處於化學平衡時）：
①、速率標誌：v正＝v逆≠0；
②、反應混合物中各組分的體積分數、物質的量分數、質量分數不再發生變化； ③、反應物的轉化率、生成物的產率不再發生變化；
④、反應物反應時破壞的化學鍵與逆反應得到的反應物形成的化學鍵種類和數量相同； ⑤、對於氣體體積數不同的可逆反應，達到化學平衡時，體積和壓強也不再發生變化。
【例1】在一定溫度下，反應A2(g) + B2(g) 2AB(g)達到平衡的標誌是( C )
A. 單位時間生成n mol的A2同時生成n mol的AB
B. 容器內的壓強不隨時間變化
C. 單位時間生成2n mol的AB同時生成n mol的B2
D. 單位時間生成n mol的A2同時生成n mol的B2
⑸. 化學平衡狀態的判斷：
舉例反應 mA(g) ＋ nB(g) pC(g) ＋ qD(g)
混合物體系中各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的.物質的量分數一定平衡 ②各物質的質量或各物質的質量分數一定平衡③各氣體的體積或體積分數一定平衡 ④總壓強、總體積、總物質的量一定不一定平衡
正、逆反應速率的關係
①在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即v正=v逆平衡
②在單位時間內消耗了n molB同時生成p molC，均指v正 不一定平衡
③vA:vB:vC:vD=m:n:p:q，v正不一定等於v逆 不一定平衡
④在單位時間內生成了n molB，同時消耗q molD，因均指v逆 不一定平衡
壓強 ①m+n≠p+q時，總壓力一定（其他條件一定） 平衡
②m+n=p+q時，總壓力一定
（其他條件一定） 不一定平衡
混合氣體的平均分子量① 一定時，只有當m+n≠p+q時，平衡
② 一定，但m+n=p+q時，不一定平衡
溫度 任何化學反應都伴隨著能量變化，在其他條件不變的條件下，體系溫度一定時 平衡 體系的密度 密度一定 不一定平衡
3．化學平衡移動：
⑴勒沙持列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強和溫度等），平衡就向著能夠減弱這種改變的方向移動。其中包含：
①影響平衡的因素：濃度、壓強、溫度三種；
②原理的適用範圍：只適用於一項條件發生變化的情況（即溫度或壓強或一種物質的濃度），當多項條件同時發生變化時，情況比較複雜；
③平衡移動的結果：只能減弱（不可能抵消）外界條件的變化。
⑵、平衡移動：是一個“平衡狀態→不平衡狀態→新的平衡狀態”的過程。一定條件下的平衡體系，條件改變後，可能發生平衡移動。即總結如下：
⑶、平衡移動與轉化率的關係：不要把平衡向正反應方向移動與反應物轉化率的增大等同起來。
⑷、影響化學平衡移動的條件：
化學平衡移動：（強調一個“變”字）
①濃度、溫度的改變，都能引起化學平衡移動。而改變壓強則不一定能引起化學平衡移動。強調：氣體體積數發生變化的可逆反應，改變壓強則能引起化學平衡移動；氣體體積數不變的可逆反應，改變壓強則不會引起化學平衡移動。催化劑不影響化學平衡。
②速率與平衡移動的關係：
I. v正== v逆，平衡不移動；
Ⅱ. v正 > v逆，平衡向正反應方向移動；
Ⅲ. v正 < v逆，平衡向逆反應方向移動。
③平衡移動原理：（勒沙特列原理）：
④分析化學平衡移動的一般思路：
速率不變：如容積不變時充入惰性氣體
強調：加快化學反應速率可以縮短到達化學平衡的時間，但不一定能使平衡發生移動。 ⑸、反應物用量的改變對化學平衡影響的一般規律：
Ⅰ、若反應物只有一種：aA(g)=bB(g) + cC(g)，在不改變其他條件時，增加A的量平衡向正反應方向移動，但是A的轉化率與氣體物質的計量數有關：(可用等效平衡的方法分析)。 ①若a = b + c ：A的轉化率不變；
②若a > b + c ： A的轉化率增大；
③若a < b + c A的轉化率減小。
Ⅱ、若反應物不只一種：aA(g) + bB(g)=cC(g) + dD(g)，
①在不改變其他條件時，只增加A的量，平衡向正反應方向移動，但是A的轉化率減小，而B的轉化率增大。
②若按原比例同倍數地增加A和B，平衡向正反應方向移動，但是反應物的轉化率與氣體物質的計量數有關：如a+b = c + d，A、B的轉化率都不變；如a+ b>c+ d，A、B的轉化率都增大；如a + b < c + d，A、B的轉化率都減小。
4、等效平衡問題的解題思路：
⑴、概念：同一反應，在一定條件下所建立的兩個或多個平衡中，混合物中各成分的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。
⑵分類：
①等溫等容條件下的等效平衡：在溫度和容器體積不變的條件下，改變起始物質的加入情況，只要可以通過可逆反應的化學計量數比換算成左右兩邊同一邊物質的物質的量相同，則兩平衡等效，這種等效平衡可以稱為等同平衡。
②等溫等壓條件下的等效平衡：在溫度和壓強不變的條件下，改變起始物質的加入情況，只要可以通過可逆反應的化學計量數比換算成左右兩邊同一邊物質的物質的量比值相同，則兩平衡等效，這種等效平衡可以稱為等比例平衡。
③等溫且△n=0條件下的等效平衡：在溫度和容器體積不變的條件下，對於反應前後氣體總分子數不變的可逆反應，只要可以通過可逆反應的化學計量數比換算成左右兩邊任意一邊物質的物質的量比值相同，則兩平衡等效，這種等效平衡可以稱為不移動的平衡。
5、速率和平衡影象分析：
⑴分析反應速度影象：
①看起點：分清反應物和生成物，濃度減小的是反應物，濃度增大的是生成物，生成物多數以原點為起點。
②看變化趨勢：分清正反應和逆反應，分清放熱反應和吸熱反應。升高溫度時，△V吸熱＞△V放熱。
③看終點：分清消耗濃度和增生濃度。反應物的消耗濃度與生成物的增生濃度之比等於反應方程式中各物質的計量數之比。
④對於時間——速度影象，看清曲線是連續的，還是跳躍的。分清“漸變”和“突變”、“大變”和“小變”。增大反應物濃度V正 突變，V逆 漸變。升高溫度，V吸熱 大增，V放熱 小增。 ⑵化學平衡影象問題的解答方法：
①三步分析法：一看反應速率是增大還是減小；二看△V正 、 △V逆的相對大小；三看化學平衡移動的方向。
②四要素分析法：看曲線的起點；看曲線的變化趨勢；看曲線的轉折點；看曲線的終點。 ③先拐先平：對於可逆反應mA(g) + nB(g)pC(g) + qD(g) ，在轉化率-時間曲線中，先出現拐點的曲線先達到平衡。它所代表的溫度高、壓強大。這時如果轉化率也較高，則反應中m+n>p+q。若轉化率降低，則表示m+n<p+q。
④定一議二：影象中有三個量時，先確定一個量不變，再討論另外兩個量的關係。 化學反應速率 化學反應進行的快慢程度，用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
通常用單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的減小或生成物濃度的增加來表示。表示式：△v（A）=△c(A)/△t
單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)
影響化學反應速率的因素：溫度，濃度，壓強，催化劑。
另外，x射線，γ射線，固體物質的表面積也會影響化學反應速率
化學反應的計算公式:
例 對於下列反應:
mA+nB=pC+qD
有v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q
對於沒有達到化學平衡狀態的可逆反應:
v(正)≠v(逆)
影響化學反應速率的因素：
壓強：
對於有氣體參與的化學反應，其他條件不變時（除體積），增大壓強，即體積減小，反應物濃度增大，單位體積內活化分子數增多，單位時間內有效碰撞次數增多，反應速率加快；反之則減小。若體積不變，加壓（加入不參加此化學反應的氣體）反應速率就不變。因為濃度不變，單位體積內活化分子數就不變。但在體積不變的情況下，加入反應物，同樣是加壓，增加反應物濃度，速率也會增加。
溫度：
只要升高溫度，反應物分子獲得能量，使一部分原來能量較低分子變成活化分子，增加了活化分子的百分數，使得有效碰撞次數增多，故反應速率加大（主要原因）。當然，由於溫度升高，使分子運動速率加快，單位時間內反應物分子碰撞次數增多反應也會相應加快（次要原因）
催化劑：
使用正催化劑能夠降低反應所需的能量，使更多的反應物分子成為活化分子，大大提高了單位體積內反應物分子的百分數，從而成千上萬倍地增大了反應物速率.負催化劑則反之。濃度：
當其它條件一致下，增加反應物濃度就增加了單位體積的活化分子的數目，從而增加有效碰撞，反應速率增加，但活化分子百分數是不變的 。
其他因素：
增大一定量固體的表面積（如粉碎），可增大反應速率，光照一般也可增大某些反應的速率；此外，超聲波、電磁波、溶劑等對反應速率也有影響。
溶劑對反應速度的影響
在均相反應中，溶液的反應遠比氣相反應多得多（有人粗略估計有90%以上均相反應是在溶液中進行的）。但研究溶液中反應的動力學要考慮溶劑分子所起的物理的或化學的影響，另外在溶液中有離子參加的反應常常是瞬間完成的，這也造成了觀測動力學資料的困難。最簡單的情況是溶劑僅引起介質作用的情況。
在溶液中起反應的分子要通過擴散穿周圍的溶劑分子之後，才能彼此接觸，反應後生成物分子也要穿國周圍的溶劑分子通過擴散而離開。
擴散——就是對周圍溶劑分子的反覆擠撞，從微觀角度，可以把周圍溶劑分子看成是形成了一個籠，而反應分子則處於籠中。分子在籠中持續時間比氣體分子互相碰撞的持續時間大10-100倍，這相當於它在籠中可以經歷反覆的多次碰撞。
籠效應——就是指反應分子在溶劑分子形成的籠中進行多次的碰撞（或振動）。這種連續反覆碰撞則稱為一次偶遇，所以溶劑分子的存在雖然限制了反應分子作遠距離的移動，減少了與遠距離分子的碰撞機會，但卻增加了近距離分子的重複碰撞。總的碰撞頻率並未減低。據粗略估計，在水溶液中，對於一對無相互作用的分子，在依次偶遇中它們在籠中的時間約為10-12-10-11s，在這段時間內大約要進行100-1000次的碰撞。然後偶爾有機
會躍出這個籠子，擴散到別處，又進入另一個籠中。可見溶液中分子的碰撞與氣體中分子的碰撞不同，後者的碰撞是連續進行的，而前者則是分批進行的，一次偶遇相當於一批碰撞，它包含著多次的碰撞。而就單位時間內的總碰撞次數而論，大致相同，不會有商量級上的變
化。所以溶劑的存在不會使活化分子減少。A和B發生反應必須通過擴散進入同一籠中，反應物分子通過溶劑分子所構成的籠所需要的活化能一般不會超過20kJ·mol-1，而分子碰撞進行反應的活化能一般子40 -400kJ·mol-1之間。
由於擴散作用的活化能小得多，所以擴散作用一般不會影響反應的速率。但也有不少反應它的活化能很小，例如自由基的複合反應，水溶液中的離子反應等。則反應速率取決於分子的擴散速度，即與它在籠中時間成正比。
從以上的討論可以看出，如果溶劑分子與反應分子沒有顯著的作用，則一般說來碰撞理論對溶液中的反應也是適用的，並且對於同一反應無論在氣相中或在溶液中進行，其概率因素P和活化能都大體具有同樣的數量級，因而反應速率也大體相同。但是也有一些反應，溶劑對反應有顯著的影響。例如某些平行反應，常可藉助溶劑的選擇使得其中一種反應的速率變得較快，使某種產品的數量增多。
溶劑對反應速率的影響是一個極其複雜的問題，一般說來：
（1）溶劑的介電常數對於有離子參加的反應有影響。因為溶劑的介電常數越大，離子間的引力越弱，所以介電常數比較大的溶劑常不利與離子間的化合反應。
（2）溶劑的極性對反應速率的影響。如果生成物的極性比反應物大，則在極性溶劑中反應速率比較大；反之，如反應物的極性比生成物大，則在極性溶劑中的反應速率必變小。
（3）溶劑化的影響，一般說來。作用物與生成物在溶液中都能或多或少的形成溶劑化物。這些溶劑化物若與任一種反應分子生成不穩定的中間化合物而使活化能降低，則可以使反應速率加快。如果溶劑分子與作用物生成比較穩定的化合物，則一般常能使活化能增高，而減慢反應速率。如果活化絡合物溶劑化後的能量降低，因而降低了活化能，就會使反應速率加快。
（4）離子強度的影響（也稱為原鹽效應）。在稀溶液中如果作用物都是電介質，則反應的速率與溶液的離子強度有關。也就是說第三種電解質的存在對於反應速率有影響.
化學反應速率及化學平衡篇三：2015年化學反應速率與化學平衡大學聯考試題分類解析
（2015·四川）7.一定量的CO2與足量的碳在體積可變的恆壓密閉容器中反應：C(s)+CO2(g)平衡時，體系中氣體體積分數與溫度的關係如下圖所示：
2CO(g)。
已知：氣體分壓（P分）=氣體總壓（P總）×體積分數。下列說法正確的是 A．550℃時，若充入惰性氣體，v正，v逆均減小，平衡不移動 B．650℃時，反應達平衡後CO2的轉化率為25.0%
C．T℃時，若充入等體積的CO2和CO，平衡向逆反應方向移動 D．925℃時，用平衡分壓代替平衡濃度表示的化學平衡常數KP=24.0P總
（2015·重慶）7．羰基硫(COS)可作為一種××熏蒸劑，能防止某些昆蟲、線蟲和××的危害。在恆容密閉容器中，將CO和H2S混合加熱並達到下列平衡： CO(g)+H2S(g)
COS(g)+H2(g) K=0.1，反應前
CO的物質的量為10mol，平衡後CO物質的量為8mol，下列說法正確的是 A．升高溫度，H2S濃度增加，表明該反應是吸熱反應 B．通入CO後，正反應速率逐漸增大 C．反應前H2S物質的量為7mol D．CO的平衡轉化率為80%
設該容器的體積為V，根據K=0.1，列關係式得（2×2）÷[8×（n-2）]=0.1，解得n=7，正確；D.根據上述資料CO的平衡轉化率為2÷10×100%=20%，錯誤；選C。
考點：考查影響化學反應速率的因素，反應的熱效應，化學平衡的有關計算。 （2015·安徽）11．汽車尾氣中，產生NO的反應為：N2(g)+O2(g)
2NO(g)，一定條件下，等物質的
量的N2(g)和O2(g)在恆容密閉容器中反應，下圖曲線a表示該反應在溫度T下N2的濃度隨時間的變化，曲線b表示該反應在某一起始條件改變時N2的濃度隨時間的變化。下列敘述正確的是：
A．溫度T下，該反應的平衡常數K=
B．溫度T下，隨著反應的進行，混合氣體的密度減小 C．曲線b對應的條件改變可能是加入了催化劑
D．若曲線b對應的條件改變是溫度，可判斷該反應的△H＜0
（2015·福建）12.在不同濃度（c）、溫度（T）條件下，蔗糖水解的瞬時速率（v）如下表。下列判斷不正．．確的是
．
A. C.
B.同時改變反應溫和庶糖的濃度，v可能不變 D.不同溫度時，蔗糖濃度減少一半所需的時間相同
（2015·海南）8．10ml濃度為1mol/L的鹽酸與過量的鋅粉反應，若加入適量的下列溶液，能減慢反應速率但又不影響氫氣生成的是() [多選]
A．K2SO4B．CH3COONaC．CuSO4D．Na2CO3 （2015·新課標I）
28．（15分）碘及其化合物在合成殺菌劑、藥物等方面具有廣泛圖。回答下列問題：
（1）大量的碘富集在海藻中，用水浸取後濃縮，再向濃縮液中加MnO2和H2SO4，即可得到I2,該反
應的還原產物為____________。
（3）已知反應2HI（g）=H2(g) + I2(g)的△H=+11kJ·mol-1，1molH2（g）、1molI2（g）分子中化學鍵斷
裂時分別需要吸收436KJ、151KJ的能量，則1molHI（g）分子中化學鍵斷裂時需吸收的能量為______________kJ。
（4）Bodensteins研究了下列反應：2HI（g）
H2（g）+I2（g）在716K時，氣體混合物中碘化氫
的物質的量分數x(HI)與反應時間t的關係如下表：
①根據上述實驗結果，該反應的平衡常數K的計算式為：___________。
②上述反應中，正反應速率為v正=k正x2(HI)，逆反應速率為v逆=k逆x(H2)x(I2)，其中k正、k逆為速率常數，則k逆
為________(以
K和k正表示)。若k正=0.0027min-1，在t=40,min時，v正=__________min-1 ③由上述實驗資料計算得到v正~x(HI)和v逆~x(H2)的關係可用下圖表示。當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的點分別為_________________（填字母）
【答案】15分⑴MnSO4；⑵ 4.72×10-7；⑶ 299 ⑷①K=0.1082/0.7842；
② K·k正；1.95×10-3③A點、E點
【解析】MnO2中+4價Mn還原為+2價，結合溶液環境，可知還原產物為MnSO4；
=
=4.72×10-7；化學鍵斷裂吸收能量，形成化學鍵放出能量，（-436KJ）+（-151KJ）
H2
+2（+X）=11kJ；解得X=299kJ；假設容器體積為1L，投入物質的量為1mol，根據題意可知2HI（g
）（g）+I2（g）
初始 1mol·L-10 0
平衡0.784mol·L-10.108mol·L-10.108mol·L-1
所以K=0.1082/0.7842；平衡時v正=v逆，所以k正x2(HI) =k逆x(H2)x(I2)，結合平衡常數表示式可知k逆=K·k正，v正=k正x2(HI)=0.0027min-1ⅹ（0.85）2=1.95×10-3。 （2015·新課標II）27.（14分）
甲醇既是重要的化工原料，又可作為燃料，利用合成氣（主要成分為在催化劑作用下合成甲醇，發生的主要反應如下：
）
①
②
△
△
③
回答下列問題：
（1）已知反應①中相關的化學鍵鍵能資料如下：
△
由
此
計
算
,
.
（2）反應①的化學平衡常數K表示式為________;圖1中能正確反映平衡常數K隨溫度變化關係的曲線為__________（填曲線標記字母），其判斷理由是_________。
:
已
知則
（3）組成
時，體系中的
平衡轉化率
溫度和壓強的關係如圖2
所示。
值隨溫度升高而______（填“增大”或“縮小”）其原因是_____；圖2中的壓強由大到小為_____，其判
斷理由是_____。
【答案：】（1）-99 +44
（2）
a反應①是放熱反應，K應該隨溫度的升高而變小，
（3）減小反應①是放熱反應，平衡向左移動，使得體系的CO的量增大：反應③為吸熱反應平衡向右移動，又使CO得量增大總的使溫度升高，CO的轉化率降低。P3>P2>P1 , 原因相同溫度下由於第一個反應為氣體分子數減小的反應，加壓有利於平衡右移動，提高CO的轉化率，而反應③為氣體分子數不變的反應，產生的CO不受壓強的影響，故增大壓強有利於CO的轉化率升高。
【解析：】（1）根據反應焓變等於反應物的鍵能總和-生成物的鍵能總和得出ΔH1=-99kJ/mol, ΔH3=ΔH2-ΔH1,
得出ΔH3 =+44kJ/mol，（2）
a反應①是放熱反應，K應該隨溫度的升高而變小，
（3）減小反應①是放熱反應，平衡向左移動，使得體系的CO的量增大：反應③為吸熱反應平衡向右移動，又使CO得量增大總的使溫度升高，CO的轉化率降低。P3>P2>P1 , 原因相同溫度下由於第一個反應為氣體分子數減小的反應，加壓有利於平衡右移動，提高CO的轉化率，而反應③為氣體分子數不變的反應，產生的CO不受壓強的影響，故增大壓強有利於CO的轉化率升高。
（2015·北京）28.（15分）
為探討化學平衡移動原理與氧化還原反應規律的聯絡，某同學通過改變濃度研究“2Fe3++2I-反應中Fe3+和Fe2+的相互轉化。實驗如下：
2Fe2++I2”
（1）待實驗I溶液顏色不再改變時，再進行實驗II，目的是使實驗I的反應達到。
（2）iii是ii的對比試驗，目的是排除有ii中造成的影響。
（3）i和ii的顏色變化表明平衡逆向移動，Fe2+向Fe3+轉化。用化學平衡移動原理解釋原因：。
（4）根據氧化還原反應的規律，該同學推測i中Fe2+向Fe3+轉化的原因：外加Ag+使c(I-)降低，導致I-的還原性弱於Fe2+，用右圖裝置（a、b均為石墨電極）進行實驗驗證。
①K閉合時，指標向右偏轉，b作極。
