第22讲
化学反应进行的方向和化学平衡状态
(时间：45分钟 满分：100分)
考 点
题 号
化学反应的方向
1、2
化学平衡状态判断
3、4、6、8、9
化学平衡的有关计算
5、7、10、11
一、选择题(本题共7个小题，每题6分，共42分。每个小题只有一个选项符合题意)
1．下列关于ΔH－TΔS说法中正确的是 ( )。
A．ΔH－TΔS可用于判断所有条件下的反应能否自发进行
B．ΔH－TΔS只用于判断温度、体积一定的反应能否自发进行
C．ΔH－TΔS只用于判断温度、压强一定的反应能否自发进行
D．ΔH－TΔS＜0的反应，在该条件下一定剧烈反应
解析 ΔH－TΔS判据只适用判断一定温度和压强下的反应能否自发进行，A、B错误，C正确；ΔH－TΔS＜0的反应可以自发进行，但不一定是剧烈反应，D错误。
答案 C
2．分析下列反应在任何温度下均能自发进行的是 ( )。
A．2N2(g)＋O2(g)===2N2O(g)
ΔH＝＋163 kJ·mol－1
B．Ag(s)＋Cl2(g)===AgCl(s)
ΔH＝－127 kJ·mol－1
C．HgO(s)===Hg(l)＋O2(g) ΔH＝＋91 kJ·mol－1
D．H2O2(l)===O2(g)＋H2O(l) ΔH＝－98 kJ·mol－1
解析 反应自发进行的前提条件是反应的ΔH－TΔS<0，温度的变化可能使ΔH－TΔS的符号发生变化。
对于A项，ΔH>0，ΔS<0，在任何温度下，ΔH－TΔS>0，即任何温度下，反应都不能自发进行；对于B项，ΔH<0，ΔS<0，在较低温度下，ΔH－TΔS<0，即反应温度不能过高；对于C项，ΔH>0，ΔS>0，若使反应自发进行，即ΔH－TΔS<0，必须提高温度，即反应只有在较高温度时能自发进行；对于D项，ΔH<0，ΔS>0，在任何温度下，ΔH－TΔS<0，即在任何温度下反应均能自发进行。
答案 D
3．向一密闭容器中充入1 mol N2和3 mol H2，在一定条件下使反应N2＋3H22NH3发生，有关说法正确的是 ( )。
A．达到化学平衡时，N2将完全转化为NH3
B．达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度一定相等
C．达到化学平衡时，N2、H2和NH3的物质的量浓度不再变化
D．达到化学平衡时，正反应和逆反应的速率都为零
解析 可逆反应不可能进行到底，A错；此反应中的任何时刻N2、H2浓度都不可能相等，B错；达到化学平衡时正、逆反应速率相等但不为零，D错。
答案 C
4．(2013·宜宾模拟)一定条件下，对于可逆反应X(g)＋3Y(g)2Z(g)，若X、Y、Z的起始浓度分别为c1、c2、c3(均不为零)，达到平衡时，X、Y、Z的浓度分别为0.1 mol·L－1、0.3 mol·L－1、0.08 mol·L－1，则下列判断正确的是 ( )。
A．c1∶c2＝3∶1
B．平衡时，Y和Z的生成速率之比为2∶3
C．X、Y的转化率不相等
D．c1的取值范围为0 mol·L－1”、“＝”或“<”)。该温度下反应达到平衡时，CO2的转化率为________。
解析 (2)K2＝，K3＝K1
(3)升高温度，平衡常数增大，说明平衡向正反应方向移动即正反应是一个吸热反应。
(4)因为该反应为反应前后气体体积不变的反应，所以压强不变，平均相对分子质量不变，均不能说明达到平衡状态，A、D错；选项B中CO2和CO的浓度相等，不能说明其浓度不再变化，故B错；生成CO2代表逆反应，消耗H2代表正反应，且比值等于反应化学方程式中的化学计量数之比，选项C正确。
(5)CO2的物质的量为2.0 mol时，H2为1.0 mol，CO为1.0 mol，H2O(g)为1.0 mol，其浓度分别为1.0 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1、0.5 mol·L－1，则Qc＝＝<1，该反应向正反应方向进行，v正>v逆。
起始时，c(CO2)＝＝1.5 mol·L－1
c(H2)＝＝1 mol·L－1
设达到平衡时，CO的浓度为x
CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)
1.5 1 0 0
x x x x
1.5－x 1－x x x
K＝＝＝1，
解得：x＝0.6 mol·L－1
所以，α(CO2)＝×100%＝40%。
答案 (1) (2)1.67 0.77 (3)吸热 (4)C (5)> 40%
11．(17分)(2013·烟台联考)硫—碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：
Ⅰ SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI
Ⅱ 2HIH2＋I2
Ⅲ 2H2SO4===2SO2＋O2＋2H2O
(1)分析上述反应，下列判断正确的是________。
a．反应Ⅲ易在常温下进行
b．反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强
c．循环过程中需补充H2O
d．循环过程产生1 mol O2的同时产生1 mol H2
(2)一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol HI(g)，发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化如图所示。
0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常数K＝________。
相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。
a．平衡常数 b．HI的平衡浓度
c．达到平衡的时间 d．平衡时H2的体积分数
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)；若加入少量下列试剂中的________，产生H2的速率将增大。
a．NaNO3 b．CuSO4
c．Na2SO4 d．NaHSO3
(4)以H2为燃料可制作氢氧燃料电池。
已知 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－572 kJ·mol－1某氢氧燃料电池释放228.8 kJ电能时，生成1 mol液态水，该电池的能量转化率为________。
解析 本题主要考查平衡理论和反应热中的相关概念，意在考查考生综合分析问题的能力。
(1)题中3个反应相加，即得总反应式2H2O2H2↑＋O2↑，因此选项c符合题意。由于H2SO4是一种强酸，很稳定，因此使H2SO4分解需要相当高的温度，选项a错；反应Ⅰ中SO2作还原剂，HI是还原产物，故还原性SO2强于HI，则氧化性HI强于SO2，b错；根据总反应式可知选项d也错。本题应选c。
(2)结合图像根据化学反应速率的定义v＝可得v(H2)＝＝0.05 mol·L－1·min－1，根据化学反应速率之比等于化学方程式中化学式的化学计量数之比得v(HI)＝2v(H2)＝0.1 mol·L－1·min－1。该反应的平衡常数K＝＝＝64。由于平衡常数只与温度有关，温度不变，平衡常数不变，a错。由于题中反应是一个气体体积不变的反应，故改变条件后的平衡和原平衡等效，因此选项b正确，d错误。HI的浓度是原来的2倍，由于浓度增大，反应速率加快，达到平衡所需的时间短，c错。
(3)随着反应的进行，硫酸浓度减小，溶液中c(H＋)减小，酸性减弱，故水的电离平衡向右移动。若加入NaNO3(s)，则相当于溶液中存在HNO3，此时将不产生H2而产生NOx；加入CuSO4(s)后形成原电池，反应速率加快；加入Na2SO4(s)后对反应速率无影响；加入NaHSO3(s)后，由于发生反应H＋＋HSO===SO2↑＋H2O，溶液中c(H＋)减小，反应速率减小。综上分析可知选项b符合题意。
(4)当生成1 mol液态水时，共放热286 kJ，故能量利用率为×100%＝80%。
答案 (1)c (2)0.1 mol·L－1·min－1 64 b
(3)向右 b (4)80%
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