全國備戰(zhàn)2024年高考化學易錯題類型12化學反應速率與化學平衡13大易錯點學生版

易錯類型12化學反應速率與化學平衡易錯點1化學反應速率的表示和單位【分析】化學反應速率（1）表示方法通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。（2）數學表達式及單位v＝eq\f(Δc,Δt)，單位為mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1。注意：①一般不用固體或純液體物質表示化學反應速率。②由v＝eq\f(Δc,Δt)計算得到的是一段時間內的平均速率，用不同物質表示時，其數值可能不同，但意義相同。易錯點2速率常數和速率方程【分析】速率常數和速率方程（1）速率常數(k)是指在給定溫度下，反應物濃度皆為1mol·L－1時的反應速率。在相同濃度的條件下，可用速率常數大小來比較化學反應的反應速率?；瘜W反應速率與反應物濃度(或濃度的次方)成正比，而速率常數是其比例常數，在恒溫條件下，速率常數不隨反應物濃度的變化而改變。因此，可以應用速率方程求出該溫度下任意濃度時的反應速率。（2）速率方程一定溫度下，化學反應速率與反應物濃度以其計量數為指數的冪的乘積成正比。對于反應：aA＋bB=gG＋hH則v＝k·ca(A)·cb(B)(其中k為速率常數)。如：①SO2Cl2SO2＋Cl2v＝k1·c(SO2Cl2)②2NO22NO＋O2v＝k2·c2(NO2)③2H2＋2NON2＋2H2Ov＝k3·c2(H2)·c2(NO)（3）速率常數的影響因素溫度對化學反應速率的影響是顯著的，速率常數是溫度的函數。同一反應，溫度不同，速率常數將有不同的值，但濃度不影響速率常數。易錯點3稀有氣體對反應速率的影響【分析】稀有氣體對反應速率的影響①恒溫恒壓②恒溫恒容易錯點4化學反應方向的判斷【分析】1．熵和熵變的含義(1)熵的含義度量體系混亂程度的物理量，符號為S。熵值越大，體系混亂度越大。同一條件下，不同物質有不同的熵值，同一物質在不同狀態(tài)下熵值也不同，一般規(guī)律是S(g)>S(l)>S(s)。(2)熵變的含義ΔS＝S(生成物)－S(反應物)?；瘜W反應的ΔS越大，越有利于反應自發(fā)進行。2．判斷化學反應方向的判據ΔG＝ΔH－TΔSΔG<0時，反應能自發(fā)進行；ΔG＝0時，反應處于平衡狀態(tài)；ΔG>0時，反應不能自發(fā)進行。易錯點5化學平衡狀態(tài)的判斷【分析】判斷化學平衡狀態(tài)的方法化學反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)是否平衡混合物體系中各成分的含量①各物質的物質的量或物質的量分數一定平衡②各物質的質量或質量分數一定平衡③各氣體的體積或體積分數一定平衡④總體積、總壓強、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率之間的關系①單位時間內消耗了mmolA，同時也生成了mmolA平衡②單位時間內消耗了nmolB，同時也消耗了pmolC平衡③v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q不一定平衡④單位時間內生成了nmolB，同時也消耗了qmolD不一定平衡壓強①其他條件一定、總壓強一定，且m＋n≠p＋q平衡②其他條件一定、總壓強一定，且m＋n＝p＋q不一定平衡混合氣體的平均相對分子質量①平均相對分子質量一定，且m＋n≠p＋q平衡②平均相對分子質量一定，且m＋n＝p＋q不一定平衡溫度任何化學反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時平衡氣體的密度密度一定不一定平衡顏色反應體系內有色物質的顏色穩(wěn)定不變平衡易錯點6惰性氣體(不參加反應的氣體)”對化學平衡的影響【分析】易錯點7等效平衡分類及規(guī)律【分析】1．定義在一定條件下(恒溫恒容或恒溫恒壓)下，同一可逆反應體系，不管是從正反應開始，還是從逆反應開始，還是正、逆反應同時投料，達到化學平衡狀態(tài)時，任何相同組分的百分含量(質量分數、物質的量分數、體積分數等)均相同。2．等效平衡分類及規(guī)律對于可逆反應aA(g)+bB(g)?cC(g)+dD(g)反應特點a+b≠c+da+b=c+d反應條件等溫等容等溫等壓等溫等容等溫等壓起始投料的條件換算為化學方程式同一邊物質，其“量”相同換算為化學方程式同一邊物質，其“量”比例相同換算為化學方程式同一邊物質，其“量”比例相同平衡特點物質的量(n)相同成比例成比例成比例百分含量(w%)相同相同相同相同濃度相同相同成比例相同3．解題模板等效平衡判斷“四步曲”eq\x(第一步，看)：觀察可逆反應特點(物質狀態(tài)、氣體分子數)，判斷反應是反應前后氣體體積不變的可逆反應還是反應前后氣體體積改變的可逆反應；eq\x(第二步，挖)：挖掘反應條件，是恒溫恒容還是恒溫恒壓，注意密閉容器不等于恒容容器；eq\x(第三步，倒)：采用一邊倒法，將起始物質按可逆反應化學計量數之比轉化成同一邊的物質；eq\x(第四步，聯)：聯系等效平衡判斷依據，結合題目條件判斷是否達到等效平衡。易錯點8化學平衡常數的意義及影響因素【分析】化學平衡常數的意義及影響因素(1)意義：K值越大，反應物的轉化率越大，正反應進行的程度越大，通常K＞105可認為反應徹底，K<10－5認為反應不能發(fā)生。(2)影響因素：K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。平衡常數表示可逆反應正向進行的程度，K值越大，反應進行的程度越大。易錯點9化學平衡常數的兩大應用【分析】化學平衡常數的兩大應用(1)判斷化學反應進行的方向對于可逆反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)，在一定溫度下的任意時刻，反應物與生成物濃度有如下關系：Qc＝eq\f(cc（C）·cd（D）,ca（A）·cb（B）)，稱為濃度商。Qc＜K反應向正反應方向進行，v正＞v逆Qc＝K反應處于化學平衡狀態(tài)，v正＝v逆Qc＞K反應向逆反應方向進行，v正＜v逆(2)判斷可逆反應的熱效應易錯點10分壓平衡常數KP的計算【分析】分壓平衡常數KP的計算易錯點11平衡轉化率的分析與判斷【分析】平衡轉化率的分析與判斷方法(1)反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的轉化率分析①若反應物起始物質的量之比等于化學計量數之比，達到平衡后，它們的轉化率相等。②若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉化率提高，A的轉化率降低。③若按原比例同倍數地增加(或降低)A、B的濃度，等效于壓縮(或擴大)容器容積，氣體反應物的轉化率與化學計量數有關。eq\a\vs4\al(同倍增大,c（A）和c（B）)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(a＋b＝c＋dA、B的轉化率不變,a＋b＞c＋dA、B的轉化率增大,a＋b＜c＋dA、B的轉化率減小))(2)反應mA(g)nB(g)＋qC(g)的轉化率分析在T、V不變時，增加A的量，等效于壓縮容器容積，A的轉化率與化學計量數有關。增大c(A)eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(m＝n＋qA的轉化率不變,m＞n＋qA的轉化率增大,m＜n＋qA的轉化率減小))易錯點12基元反應和有效碰撞理論【分析】1．基元反應大多數化學反應往往經過多個反應步驟才能實現，每一步反應都被稱為基元反應；先后進行的基元反應反映了反應歷程，反應歷程又稱為反應機理。2．有效碰撞①基元反應發(fā)生的先決條件是反應物的分子必須發(fā)生碰撞。②反應物分子的每一次碰撞并不是都能發(fā)生反應，能夠發(fā)生化學反應的碰撞叫作有效碰撞。發(fā)生有效碰撞的兩個條件是反應物分子能量足夠和取向合適。3．活化分子、活化能①活化分子：能夠發(fā)生有效碰撞的分子。②活化能：如圖圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為eq\a\vs4\al(E3)，反應熱為E1－E2。4．活化分子、有效碰撞與反應速率的關系易錯點13反應機理圖像分析【分析】1．基元反應過渡狀態(tài)理論基元反應過渡狀態(tài)理論認為，基元反應在從反應物到生成物的變化過程中要經歷一個中間狀態(tài)，這個狀態(tài)稱為過渡態(tài)。AB＋C→[A…B…C]→A＋BC反應物過渡態(tài)生成物過渡態(tài)是處在反應過程中具有最高能量的一種分子構型，過渡態(tài)能量與反應物的平均能量的差值相當于活化能[活化能(能壘)越高，此步基元反應速率越慢]。例如，一溴甲烷與NaOH溶液反應的過程可以表示為CH3Br＋OH－→[Br…CH3…OH]→Br－＋CH3OH2．活化能與反應機理使用催化劑，可以改變活化能，改變反應機理，在反應機理中每一步反應的活化能不同，且均比總反應的活化能低，故一般使用催化劑可以降低反應活化能，加快反應速率，如圖所示：E1為總反應的活化能，E2、E3為使用催化劑反應機理中各步的活化能。3．常見圖像的解讀圖像解讀(1)在無催化劑的情況下：E1為正反應的活化能；E2為逆反應的活化能；E1－E2為此反應的焓變(ΔH)。(2)有催化劑時，總反應分成了兩個反應步驟，反應①為吸熱反應，產物為總反應的中間產物，反應②為放熱反應，總反應為放熱反應。(3)催化劑的作用：降低E1、E2，但不影響ΔH，反應是放熱反應還是吸熱反應取決于起點(反應物)能量和終點(生成物)能量的相對大小對于“環(huán)式”反應過程圖像，位于“環(huán)上”的物質一般是催化劑或中間體，如⑤、⑥、⑦和⑧，“入環(huán)”的物質為反應物，如①和④，“出環(huán)”的物質為生成物，如②和③1．在某一化學反應A＋3B=2C＋D中，反應物A的濃度在20s內由1.0mol/L變成0.2mol/L，則在這20s內用C表示的平均反應速率為()A.0.01mol/(L·s)B.0.8mol/(L·s)C.0.04mol/(L·s)D.0.08mol/(L·s)2．反應3Fe(s)＋4H2O(g)Fe3O4(s)＋4H2(g)在一容積可變的密閉容器中進行，下列條件的改變對其化學反應速率幾乎無影響的是()A．保持容積不變，增加H2O(g)的物質的量B．將容器的容積縮小一半C．保持容積不變，充入Ar使壓強增大D．保持壓強不變，充入Ar使容積增大3．反應C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)ΔH>0，在一密閉容器中進行，則下列說法或結論中，能夠成立的是()A．其他條件不變，僅將容器的體積縮小一半，v正減小而v逆增大B．其他條件不變，升高溫度，v正、v逆均增大且H2O(g)轉化率增大C．保持體積不變，充入少量He使體系壓強增大，v正、v逆均增大D．其他條件不變，適當增加C(s)的質量，v正增大而v逆減小4．某溫度下，在一容積固定的容器中，反應aA（g）+bB（g）hH（g）達到平衡后，A、B、H的物質的量分別為amol、bmol和hmol。已知a+b=2h，若保持溫度不變，將三者的物質的量增大一倍，則下列判斷正確的是A.平衡不移動B.混合氣體的密度不變C.B的體積分數減少D.amol/L＜c（A）＜2amol/L5．已知：(NH4)2CO3(s)=NH4HCO3(s)＋NH3(g)ΔH＝＋74.9kJ·mol－1，下列說法正確的是()A．該反應中熵變、焓變皆大于0B．該反應是吸熱反應，因此一定不能自發(fā)進行C．碳酸鹽分解反應中熵增加，但并不是任何條件下所有碳酸鹽分解一定能自發(fā)進行D．能自發(fā)進行的反應一定是放熱反應，不能自發(fā)進行的反應一定是吸熱反應6．對可逆反應：2A(s)+3B(g)C(g)+2D(g)△H＜0，在一定條件下達到平衡，下列有關敘述正確的是①增加A的量，平衡向正反應方向移動②升高溫度，平衡向逆反應方向移動，v正減小③壓縮體積使壓強增大一倍，平衡不移動，v正、v逆均增大④增大B的濃度，v正＞v逆⑤加入催化劑，B的轉化率提高A.只有③④B.只有②④C.只有③⑤D.只有①②⑤7．下列說法正確的是A.反應C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)達平衡后，加入單質碳平衡必定向正反應方向移動B.A2(g)＋3B2(g)2AB3(g)達平衡后，若保待容器壓強不變，繼續(xù)通入0.2molA2和0.6molB2，平衡向正反應方向移動，則A2的轉化率一定變大C.2RO2(g)＋O2(g)2RO3(g)△H＝－197kJ·mol－1，升高溫度，正反應速率減小D.在一定溫度下，一定容積的密閉容器中發(fā)生反應：C(s)＋H2O(g)H2(g)＋CO(g)，當混合氣體的相對平均分子質量不再發(fā)生變化時，反應達到平衡8．在某溫度下，將1molH2和1molI2的氣態(tài)混合物充入1L的密閉容器中，發(fā)生反應:H2(g)+I2(g)2HI(g)ΔH<0；5min后達到平衡狀態(tài)，測得c(H2)=0.9mol·L-1，則下列結論中，不能成立的是（）A.平衡時H2、I2的轉化率相等B.從反應開始至平衡的過程中，v(HI)=0.04mol·L-1·min-1C.其他條件不變再向容器中充入少量H2，I2的轉化率提高D.若將容器溫度提高，其平衡常數K一定增大9．T℃時，在一固定容積的密閉容器中發(fā)生反應：A(g)＋B(g)C(s)ΔH<0，按照不同配比充入A、B，達到平衡時容器中A、B濃度變化如圖中曲線(實線)所示，下列判斷正確的是()A．T℃時，該反應的平衡常數為4B．c點沒有達到平衡，此時反應向逆反應方向進行C．若c點為平衡點，則此時容器內的溫度高于T℃D．T℃時，直線cd上的點均為平衡狀態(tài)10．已知反應：2NO(g)＋Br2(g)2NOBr(g)△H=－akJ·mol－1(a>0)，其反應機理如下：①NO(g)＋Br2(g)NOBr2(g)快②NO(g)＋NOBr2(g)2NOBr(g)慢,下列有關該反應的說法正確的是()A.該反應的速率主要取決于①的快慢B.NOBr2是該反應催化劑C.正反應的活化能比逆反應的活化能小akJ·mol－1D.增大Br2(g)濃度能增大單位體積內活化分子百分數，加快反應速率11．硝酸鹽污染已成為一個日益嚴重的環(huán)境問題。甲酸(HCOOH)在納米級Pd表面分解為活性H2和CO2，再經下列歷程實現NOeq\o\al(－,3)的催化還原，進而減少污染。已知Fe(Ⅱ)、Fe(Ⅲ)表示Fe3O4中的二價鐵和三價鐵。下列說法錯誤的是()A．Fe3O4參與了該循環(huán)歷程B．HCOOH分解時，碳氫鍵和氧氫鍵發(fā)生了斷裂C．H2在反應歷程中生成的H＋起到調節(jié)體系pH的作用D．在整個歷程中，1molH2可還原1molNOeq\o\al(－,3)12．甲酸常被用于橡膠、醫(yī)藥等工業(yè)。在一定條件下可分解生成CO和H2O。在有、無催化劑條件下的能量與反應歷程的關系如圖所示。下列說法錯誤的是()A．途徑一未使用催化劑，途徑二比途徑一甲酸平衡轉化率高B．ΔH1＝ΔH2<0，Ea1>Ea2C．途徑二H＋參與反應，通過改變反應途徑加快反應速率D．途徑二反應的快慢由生成的速率決定13．據文獻報道，金紅石Ti3＋L3表面催化氮氣固定機理如圖所示，下列敘述錯誤的是()A．催化劑可以提高固氮速率的原因是改變該反應的ΔHB．該催化固氮總反應為3H2＋N2=2NH3C．是反應中間體D．整個催化過程中存在N—Ti的斷裂和生成14．利用NH3的還原性可以消除氮氧化物的污染，其中除去NO的主要反應如下：4NH3(g)＋6NO(g)5N2(g)＋6H2O(l)ΔH＜0已知該反應速率v正＝k正·c4(NH3)·c6(NO)，v逆＝k逆·cx(N2)·cy(H2O)(k正、k逆分別是正、逆反應速率常數)，該反應的平衡常數K＝eq\f(k正,k逆)，則x＝________，y＝________。15．2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)的反應歷程如下：反應Ⅰ：2NO(g)N2O2(g)(快)ΔH1<0v1正＝k1正·c2(NO)，v1逆＝k1逆·c(N2O2)；反應Ⅱ：N2O2(g)＋O2(g)2NO2(g)(慢)ΔH2<0v2正＝k2正·c(N2O2)·c(O2)，v2逆＝k2逆·c2(NO2)。(1)一定條件下，反應2NO(g)＋O2(g)2NO2(g)達到平衡狀態(tài)，平衡常數K＝__________(用含k1正、k1逆、k2正、k2逆的代數式表示)。反應Ⅰ的活化能EⅠ______(填“>”“<”或“＝”)反應Ⅱ的活化能EⅡ。(2)已知反應速率常數k隨溫度的升高而增大，則升高溫度后k2正增大的倍數__________k2逆增大的倍數(填“大于”“小于”或“等