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第11講 化學反應速率、化學平衡

1、了解化學反應速率的定義及其定量表示方法。
2、了解溫度對反應速率的影響與活化能有關。
3、知道焓變和熵變是與反應方向有關的兩種因素。
4、了解化學反應的可逆性和化學平衡。
5、了解濃度，壓強、溫度和催化劑等對化學反應速率和平衡的影響規律
化學反應速率和化學平衡理論的初步知識是中學化學的重要基本理論。考查的知識點應主要是：①有關反應速率的計算和比較；②條對反應速率影響的判斷；③確定某種情況是否是化學平衡狀態的特征；④平衡移動原理的應用；⑤平衡常數（濃度平衡常數）的含義及其表達式⑥利用化學平衡常數計算反應物轉化率或比較。
從題型看主要是選擇題和填空題，其主要形式有：⑴根據化學方程式確定各物質的反應速率；⑵根據給定條，確定反應中各物質的 平均速率；⑶理解化學平衡特征的含義，確定某種情況下化學反應是否達到平衡狀態；⑷應用有關原理解決模擬的實際生產問題；(5)平衡移動原理在各類平衡中的應用；⑹根據條確定可逆反應中某一物質的轉化率、平衡常數、消耗量、氣體體積變化等。
從考題難度分析，歷年高考題中，本單元的考題中基礎題、中檔題、難題都有出現。因為高考中有幾年出現了這方面的難題，所以各種復習資料中高難度的練習題較多。從新標的要求看，這部分內容試題應較基礎，復習時應多關注生產實際，注重基礎知識的掌握。
　
一、化學反應速率及其影響因素
1．化學反應速率是用衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間反應物濃度的減少或生成物濃度的增加表示，是一段時間內的平均速率。固體或純液體(不是溶液)的濃度可視為不變的常數，故一般不用固體或純液體表示化學反應速率。用不同物質表示同一反應的化學反應速率時，其數值可能不同(因此，必須指明具體物質)。但各種物質表示的速率比等于化學方程式中相應物質的化學計量數之比。
2．參加反應的物質的性質是決定化學反應速率的主要因素，外界條對化學反應速率也有影響。
　　(1)濃度對化學反應速率的影響只適用于氣體反應或溶液中的反應；
　　(2)壓強對化學反應速率的影響只適用于氣體參加的反應；
　　(3)溫度對化學反應速率的影響：實驗測得，其他條不變時，溫度每升高10℃，化學反應速率通常增加原的2－4倍，經驗公式： ；
　　(4)使用催化劑，使原難以進行的化學反應，分步進行(本身參與了反應，但反應前后化學性質不變)，從而大幅度改變了化學反應速率。
　　(5)此外，光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等也會對化學反應速率產生影響。
3．濃度和壓強的改變僅僅改變了單位體積內活化分子的數目，溫度的改變和催化劑的存在卻能改變單位體積內反應物分子中活化分子所占的百分數。
　　 二、化學平衡建立及外界條化學平衡的影響。
1．化學平衡狀態是指在一定條下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態。
　　化學平衡狀態的特征：
　　(1)“逆”：化學平衡研究的對象是可逆反應，可逆反應不能進行到底，即反應過程中反應物、生成物，不能全部轉化為生成物(反應物)。
　　(2)“動”：化學平衡是動態平衡，化學反應達平衡時正反應和逆反應仍在繼續進行。
　　(3)“等”：指反應體系中的用同一種物質表示的正反應速率和逆反應速率相等。對于不同種物質而言，速率不一定相等。
　　(4)“定”：平衡混合物中各組分的物質的量、質量、物質的量濃度，各組分的百分含量(體積分數、質量分數)、轉化率等不隨時間變化而改變。
　　(5)“變”：改變影響化學平衡的條，平衡發生移動。
　　(6)化學平衡的建立與反應的途徑無關。
　　化學平衡狀態的標志是化學平衡狀態特征的具體體現。
　　2．平衡移動原理：如果改變影響平衡的一個條(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。它是濃度、壓強和溫度等外界條對平衡移動影響的概括和總結，只適用于已經達到平衡狀態的可逆反應，未處于平衡狀態的體系不能用此原理分析，但它也適用于其他動態平衡體系，如溶解平衡、電離平衡和水解平衡等。催化劑能夠同等程度地增加正反應速率和逆反應速率，因此它對化學平衡的移動沒有影響。
三、反應的焓變和熵變
1、反應焓變是與反應能否自發進行有關的一個因素，但不是惟一因素

2、熵：描述體系滋亂度的物理理 單位：J.mol-1 .k-1 符號S
影響熵的因素：①同一條下，不同物質熵不同②同一物質，聚集狀態不同熵不同S(g)>S(l)>S(s)
反應的熵變（△S）：△S=S反應產物-S反應物

T、P一定，反應焓變和熵變共同影響反應方向，反應方向判據：△H-T△S<0 反應能自發進行；△H-T△S=0 反應達到平衡狀態；△H-T△S>0 反應不能自發進行

第1時 化學反應速率
1.化學反應速率的表示方法：通常用單位時間內反應物濃度的減少或者生成物濃度的增加表示化學反應速率。單位：mol/L•s ；mol/L•min ；mol/L•h等。
對于任一化學反應：aA +bB==cC +dD可用υ（A）、υ（B）、υ（C）、υ（D）表示其速率，則有υ（A）:υ（B）:υ（C）:υ（D）== a:b:c:d，即化學反應速率之比等于化學方程式中各物質的系數之比（還可等于其學其濃度變化之比或物質的量變化之比）。
2.影響反應速率的因素
內因：反應物的性質是反應速率大小的決定因素。
外因：主要因素有濃度、溫度、壓強、催化劑等。
（1）濃度：其它條不變時，增大反應物濃度，化學反應速率加快。
（2）溫度：其它條不變時，升高溫度，化學反應速率加快。一般說，溫度每升高10℃，反應速率增大為原的2～4倍。
（3）壓強：其它條不變時，增大壓強，對于有氣體物質參加的化學反應，反應速率加快。
（4）催化劑：使用正催化劑，能加快反應速率。未特別指明時，均指正催化劑。
4.活化能：對基元反應而言，活化分子的平均能量與普通反應物分子的平均能量之差叫該反應的活化能（用Ea表示，其單位為kJ/mol）。活化能越大，反應越難進行。
催化劑能降低化學反應的活化能，增大活化分子的百分數，進而增大化學反應速率。催化劑具有選擇性。
解釋化學反應速率快慢的鏈條思維：活化能→活化分子→有效碰撞→化學反應速率。
影響
外因單位體積內有效碰撞次數化學反應速率
分子總數活化分子數活化分子百分數
增大反應物濃度增加增加不變增加加快
增大壓強增加增加不變增加加快
升高溫度不變增加增大增加加快
使用催化劑不變增加增大增加加快

【例1】（2010福建卷，12） 化合物Bilirubin在一定波長的光照射下發生分解反應，反應物嘗試隨反應時間變化如右圖所示，計算反應4~8 min間的平均反應速率和推測反應16 min 反應物的濃度，結果應是

A 2.5 和2.0
B 2.5 和2.5
C 3.0 和3.0
D 3.0 和3.0
解析：本題考察化學反應速率的計算
第8秒與第4秒時反應物濃度差△C為10 ， 為4秒，所以在4~8 間的平均反應速率為2.5 ，可以排除CD兩個答案；圖中從0 開始到8 反應物濃度減低了4倍，根據這一幅度，可以推測從第8 到第16分也降低4倍，即由10 降低到2.5 ，因此推測第16 反應物的濃度為2.5 ，所以可以排除A而選B
答案：B
【例2】（2010全國卷1，27）
（15分）在溶液中，反應A+2B C分別在三種不同實驗條下進行，它們的起始濃度均為 、 及 。反應物A的濃度隨時間的變化如下圖所示。

請回答下列問題：
（1）與①比較，②和③分別僅改變一種反應條。所改變的條和判斷的理由是：
②_______________；
③_______________；
（2）實驗②平衡時B的轉化率為_________；實驗③平衡時C的濃度為____________；
（3）該反應的 __ _______0，判斷其理由是__________________________________；
（4）該反應進行到4.0min時的平均反應速度率：
實驗②： =__________________________________；
實驗③： =__________________________________。
【解析】（1）②使用了（正）催化劑；理由：因為從圖像可看出，兩者最終的平衡濃度相同，即最終的平衡狀態相同，而②比①所需要的時間短，顯然反應速率加快了，故由影響反應速率和影響平衡的因素可知是加入（正）催化劑；③升高溫度；理由：因為該反應是在溶液中進行的反應，所以不可能是改變壓強引起速率的改變，又由于各物質起始濃度相同，故不可能是改變濃度影響反應速率，再由于③和①相比達平衡所需時間短，平衡時濃度更小，故不可能是改用催化劑，而只能是升高溫度影響反應速率的
（2）不妨令溶液為1L，則②中達平衡時A轉化了0.04mol，由反應計量數可知B轉化了0.08mol，所以B轉化率為 ；同樣在③中A轉化了0.06mol，則生成C為0.06mol,體積不變，即平衡時C(c)=0.06mol/L
(3) ?0；理由：由③和①進行對比可知升高溫度后A的平衡濃度減小，即A的轉化率升高，平衡向正方向移動，而升溫是向吸熱的方向移動，所以正反應是吸熱反應， ?0
（4）從圖上讀數，進行到4.0min時，實驗②的A的濃度為：0.072mol/L,則△C(A)=0.10-0.072=0.028mol/L， ,∴ =2 =0.014mol(L•min)-1；進行到4.0mi實驗③的A的濃度為：0.064mol/L：△C(A,) =0.10-0.064=0.036mol/L， ,∴ = =0.0089mol(L•min)-1
【答案】（1）②加催化劑；達到平衡的時間縮短，平衡時A的濃度未變
③溫度升高；達到平衡的時間縮短，平衡時A的濃度減小
（2）40%（或0.4）；0.06mol/L；（3）?；升高溫度向正方向移動，故該反應是吸熱反應
（4）0.014mol(L•min)-1；0.008mol(L•min)-1
【命題意圖】考查基本理論中的化學反應速率化學平衡部分，一些具體考點是：易通過圖像分析比較得出影響化學反應速率和化學平衡的具體因素（如：濃度，壓強，溫度，催化劑等）、反應速率的計算、平衡轉化率的計算，平衡濃度的計算， 的判斷；以及計算能力，分析能力，觀察能力和字表述能力等的全方位考查。
【點評】本題所涉及的化學知識非常基礎，但是能力要求非常高，觀察和分析不到位，就不能準確的表述和計算，要想此題得滿分必須非常優秀才行！此題與2009年全國卷II理綜第27題，及安微卷理 綜第28題都極為相似，有異曲同工之妙，所以對考生不陌生！

第2時 化學反應的方向及判據
1.反應焓變與反應方向
（1）多數能自發進行的化學反應是放熱反應。如氫氧化亞鐵的水溶液在空氣中被氧化為氫氧化鐵的反應是自發的，其△H（298）==－444.3kJ•mol—1
（2）部分吸熱反應也能自發進行。
如NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)==CH3COONH4(aq)+CO2(g)+H2O(l)，其△H（298）== +37.30kJ•mol—1。
（3）有一些吸熱反應在常溫下不能自發進行，在較高溫度下則能自發進行。如碳酸鈣的分解。
因此，反應焓變不是決定反應能否自發進行的唯一依據。
2.反應熵變與反應方向
（1）熵：描述大量粒子混亂度的物理量，符號為S，單位J•mol—1•—1，熵值越大，體系的混亂度越大。
（2）化學反應的熵變（△S）：反應產物的總熵與反應物總熵之差。
（3）反應熵變與反應方向的關系
①多數熵增加的反應在常溫常壓下均可自發進行。產生氣體的反應、氣體物質的量增加的反應，熵變都是正值，為熵增加反應。
②有些熵增加的反應在常溫下不能自發進行，但在較高溫度下則可自發進行。如碳酸鈣的分解。
③個別熵減少的反應，在一定條下也可自發進行。如鋁熱反應的△S== —133.8 J•mol—1•—1，在點燃的條下即可自發進行。
4.焓變和熵變對反應方向的共同影響——“四象限法”判斷化學反應的方向。
在二維平面內建立坐標系，第Ⅰ象限的符號為“＋、＋”，第Ⅱ象限的符號為“＋、—”，第Ⅲ象限的符號為“—、—”，第Ⅳ象限的符號為“—、＋”。借肋于數學坐標系四個象限的符號，聯系焓變與熵變對反應方向的共同影響，可以從熱力學的角度快速判斷化學反應的方向。
在溫度、壓強一定的條下，化學反應的方向的判據為：
△H—T△S＜0　反應能自發進行
△H—T△S==0反應達到平衡狀態
△H—T△S＞0反應不能自發進行
反應放熱和熵增加都有利于反應自發進行。該判據指出的是化學反應自發進行的趨勢。

１.第Ⅰ象限符號為“＋、＋”（△S＞0、△H＞0）時化學反應的方向——高溫下反應自發進行
【例１】石灰石的分解反應為：CaCO3(s)==CaO(s) +CO2(g)
其△H（298）==178.2kJ•mol—１，△S（298）== 169.6J•mol—1•—1
試根據以上數據判斷該反應在常溫下是否自發進行？其分解溫度是多少？
【解析】
∵△H—Ｔ△S＝178.2kJ•mol—１—２９８Ｋ×10×—3×169.6kJ•mol—1•—1
==128kJ•mol—1＞0
∴298時，反應不能自發進行。即常溫下該反應不能自發進行。
由于該反應是吸熱的熵增加反應，升高溫度可使△H—Ｔ△S＜0，假設反應焓變和熵變不隨溫度變化而變化，據△H—Ｔ△S＜0可知，Ｔ＞△H/△S ==178.2kJ•mol—１/10×—3×169.6kJ•mol—1•—1==1051，即溫度高于７７８℃時反應可自發進行。
２.第Ⅱ象限符號為“＋、—”（△S＞0、△H＜0）時化學反應的方向——所有溫度下反應均能自發進行
【例２】已知雙氧水、水在２９８Ｋ、１００kPa時的標準摩爾生成焓的數據如下：
物 質△fH /kJ•mol—１
H2O(l)—２５８.８
H2O2(l)—１９１.２
O2（g）0
（１）試由以上數據計算雙氧水發生分解反應的熱效應。
（２）若雙氧水發生分解反應生成液態水和氧氣時，其△S==57.16J•mol—1•—1
試判斷該反應在常溫下能否自發進行。若溫度達到２０００Ｋ時，反應能否自發進行。
【解析】
（１）根據△H ==H（產物）—H（反應物）得，△H ==２×（—２５８.８kJ•mol—１）+0—2×（—１９１.２kJ•mol—１）===　—１３５.２kJ•mol—１。
（2）在２９８Ｋ時，△H—Ｔ△S＝—１３５.２kJ•mol—１－(298×10—3×57.16kJ•mol—1•—1) ==　—152.23 kJ•mol—１＜0
∴該反應在常溫下可自發進行。
溫度達到２０００Ｋ，且假定焓變和熵變不隨溫度變化而變化，△H—Ｔ△S＝—１３５.２kJ•mol—１－(２０００×10—3×57.16kJ•mol—1•—1)==　—２４９.５２kJ•mol—１＜0
故△S＞0、△H＜0時，僅從符號上進行分析，無論溫度如何變化，恒有△H—Ｔ△S＜0，故化學反應的方向——所有溫度下反應均能自發進行。
３.第Ⅲ象限符號為“—、—”（△S＜0、△H＜0）時化學反應的方向——低溫下反應可以自發進行
【例３】常溫下氫氧化亞鐵與空氣中的氧氣及水有可能發生反應，即：
４Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)==4Fe(OH)3(s)，已知該反應在２９８Ｋ時的△H== —444.3 kJ•mol—１，△S==　—２８０.1 J•mol—1•—1
試問該反應在常溫下是否自發進行？
【解析】
根據△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ•mol—１—２９８Ｋ×10－3×（—２８０.1 kJ•mol—1•—1）== —360.83 kJ•mol—１＜0，故２９８Ｋ時反應可自發進行。
由于焓變和熵變的作用相反，且二者相差懸殊，焓變對反應的方向起決定性作用，故反應可自發進行。
假定溫度達到２０００Ｋ，則△H—Ｔ△S＝—444.3 kJ•mol—１—２０００Ｋ×10－3×（—２８０.1 kJ•mol—1•—1）＝１１５.9 kJ•mol—１＞0，反應不能自發行。即高溫下反應不能自發進行。
４.第Ⅳ象限符號為“—、＋”（△S＜0、△H＞0）時化學反應的方向——所有溫度下反應均不能自發進行
【例４】ＣＯ(g)＝Ｃ（s，石墨）＋１/２Ｏ２（g），其△H＝１１０.5 kJ•mol—１△S==　—８９.３６J•mol—1•—1，試判斷該反應在２９８Ｋ和２０００Ｋ時反應是否自發進行？
【解析】
２９８Ｋ時，△H—Ｔ△S＝１１０.5 kJ•mol—１—２９８Ｋ×10—3×（—８９.３６kJ•mol—1•—1) ==137.13 kJ•mol—１＞0，故２９８Ｋ時反應不能自發進行。
２０００Ｋ時，△H—Ｔ△S＝１１０.5 kJ•mol—１—２０００Ｋ×10—3×（—８９.３６kJ•mol—1•—1) ==２８９.２２ kJ•mol—１＞0，故２０００Ｋ時，反應也不能自發進行。
事實上，△S＜0、△H＞0時，僅從符號上進行分析，無論溫度如何變化，恒有△H—Ｔ△S＞０，故化學反應的方向——所有溫度下反應均不能自發進行。
從以上四個象限的情況看，交叉象限的情況相反相成，第Ⅰ象限（高溫下反應自發進行）和第Ⅲ象限（低溫下反應自發進行）相反相成，第Ⅱ象限（所有溫度下均可自發進行）和第Ⅳ象限（所有溫度下反應均不能自發進行）相反相成。分析化學反應的方向的熱力學判據是△H—T△S＜0，而這個判據是溫度、壓強一定的條下反應自發進行的趨勢，并不能說明反應能否實際發生，因為反應能否實際發生還涉及動力學問題。

第3時 化學反應的限度
1.可逆反應：在相同條下同時向正、反兩個方向進行的反應稱為可逆反應。在可逆反應中使用“ ”。
2.化學平衡（狀態）：
（1）概念：在一定條下可逆反應進行到一定程度時，正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再發生變化，這種狀態稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。
（2）特征：
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②等：V（正）==V（逆）≠0
③動：化學平衡是動態平衡。雖然V（正）==V（逆），但正、逆反應仍在進行。
④定：反應物和生成物的濃度保持一定。
⑤變：外界條改變，平衡也隨之改變。
3.化學平衡常數：
（1）概念：對于一定條下的可逆反應（aA+bB cC+dD），達到化學平衡時，生成物濃度的乘冪的乘積與反應物濃度的乘冪的乘積之比為一常數，記作c，稱為化學平衡常數(濃度平衡常數)。
（2）數學表達式：

如果反應物和生成物均為氣體，當達到化學平衡時，將由各物質平衡分壓算得的平衡常數稱為壓強平衡常數。即

濃度平衡常數和壓強平衡常數均稱為化學平衡常數。
（3）意義：平衡常數的大小化學反應可能進行的程度（即反應限度）；平衡常數的數值越大，說明反應進行得越完全。
（4）影響因素：只與溫度有關，而與濃度無關。
4.平衡轉化率：對于可逆反應aA+bB cC+dD，反應物A的平衡轉化率可以表示為：
α（A）==（c0(A)－ [A]）/c0(A)×100%
5. 反應條對化學平衡的影響
(1)化學平衡移動：一定條下的可逆反應達到平衡狀態以后，反應條改變，平衡混合物中各組分的濃度也隨之發生改變而達到新的平衡狀態，這種由一個平衡達到新的平衡的過程稱為化學平衡移動。
（2）反應條對化學平衡的影響
①改變溫度：
升高溫度，化學平衡向吸熱反應方向移動。
降低溫度，化學平衡向放熱反應方向移動。
②改變濃度：
若Qc＜c，化學平衡正向（向右）移動。
若Qc＞c，化學平衡逆向（向左）移動。
③改變壓強：
若Qp＜p，化學平衡正向（向右）移動。
若Qp＞p，化學平衡逆向（向左）移動。
（3）勒夏特列原理：在封閉體系中，如果只改變平衡體系中的一個條時，平衡將向減弱這個條改變的方向移動。

【例1】（2010天津卷，10）
（14分）二甲醚是一 種重要的清潔燃料，也可替代氟利昂作制冷劑等，對臭氧層無破壞作用。工業上可利用煤的氣化產物（水煤氣）合成二甲醚。
請回答下列問題：
⑴ 煤的氣化的主要化學反應方程式為：___________________________。
⑵ 煤的氣化過程中產生的有害氣體H2S用Na2CO3溶液吸收，生成兩種酸式鹽，該反應的化學方程式為：________________________________________。
⑶ 利用水煤氣合成二甲醚的三步反應如下：
① 2H2(g) + CO(g) CH3OH(g)；ΔH ＝ －90.8 kJ•mol－1
② 2CH3OH(g) CH3OCH3(g) + H2O(g)；ΔH＝ －23.5 kJ•mol－1
③ CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)；ΔH＝ －41.3 kJ•mol－1
總反應：3H2(g) + 3CO(g) CH3OCH3(g ) + CO2 (g)的ΔH＝ ___________；
一定條下的密閉容器中，該總反應達到平衡，要提高CO的轉化率，可以采取的措施是__________（填字母代號）。
a．高溫高壓 b．加入催化劑 c．減少CO2的濃度
d．增加CO的濃度 e．分離出二甲醚
⑷ 已知反應②2CH3OH(g) CH3OCH3(g) + H2O(g)某溫度下的平衡常數為400 。此溫度下，在密閉容器中加 入CH3OH ，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：
物質CH3OHCH3OCH3H2O
濃度/（mol•L－1）0.440.60.6
① 比較此時正、逆反應速率的大小：v正 ______ v逆 （填“>”、“<”或“＝”)。
② 若加入CH3OH后，經10 min反應達到平衡，此時c(CH3OH) ＝ _________；該時間內反應速率v(CH3OH) ＝ __________。
解析：(1)煤生成水煤氣的反應為C+H2O CO+H2。
(2)既然生成兩種酸式鹽，應是NaHCO3和NaHS，故方程式為：
Na2CO3+H2S==NaHCO3+NaHS。
(3)觀察目標方程式，應是①×2+②+③，故△H=2△H1+△H2+△H3=-246.4kJ• mol -1。
正反應是放熱反應，升高溫度平衡左移，CO轉化率減小；加入催化劑，平衡不移動，轉化率不變；減少CO2的濃度、分離出二甲醚，平衡右移，CO轉化率增大；增大CO濃度，平衡右移，但CO轉化率降低；故選c、e。
(4)此時的濃度商Q= =1.86＜400，反應未達到平衡狀態，向正反應方向移動，故 正＞ 逆；設平衡時生成物的濃度為0.6+x，則甲醇的濃度為（0.44-2x）有：400= ，解得x=0.2 mol•L-1，故0.44 mol•L-1-2x=0.04 mol•L-1。
由表可知，甲醇的起始濃度度為(0.44+1.2) mol•L-1=1.64 mol•L-1，其平衡濃度為0.04 mol•L-1，
10min變化的濃度為1.6 mol•L-1，故 (CH3OH)=0.16 mol•L-1•min-1。
答案：(1) C+H2O CO+H2。
(2) Na2CO3+H2S==NaHCO3+NaHS
(3) -2 46.4kJ• mol -1 c、e
(4) ①＞ ②0.04 mol•L-1 0.16 mol•L-1•min-1
命題立意：本題是化學反應原理的綜合性試題，考查了化學方程式的書寫、蓋斯定律的應用、化學平衡移動原理，和利用濃度商和平衡常數的關系判斷平衡移動的方向、平衡常數和速率的計算等。
【例2】（2010四川理綜卷，13）
反應a(g)+bN(g) cP(g)+dQ(g)達到平衡時。的體積分數y()與反應條的關系如圖所示。其中：Z表示反應開始時N的物質的量與的物質的量之比。下列說法正確的是
A.同溫同壓Z時，加入催化劑，平衡時Q的體積分數增加
B.同壓同Z時，升高溫度，平衡時Q的體積分數增加
C.同溫同Z時，增加壓強，平衡時Q的體積分數增加
D.同溫同壓時，增加Z，平衡時Q的體積分數增加。
答案：B
解析：本題考查了平衡移動原理的應用。A項加入催化劑只能改變反應速率，不會使平衡移動。B項由圖像（1）知隨著溫度的升高的體積分數降低，說明正反應吸熱，所以溫度升高平衡正向移動，Q的體積分數增加。C項對比（1）（2）可以看出相同溫度條，壓強增大的體積分數增大，所以正反應是體積縮小的反應，增大壓強Q的體積分數減小。D項由C項可以判斷D也不對。
【鞏固練習1】(福建省泉州一中2010屆高三上學期期中考試)在1 L密閉容器中，把1 mol A和1 mol B混合發生如下反應：
3A(g)+B(g) xC(g)+2D(g)，當反應達到平衡時，生成0.4 mol D，并測得C的平衡濃度為0.4 mol•Lˉ1，下列敘述中不正確的是
A．x的值為2 B．A的轉化率為40%
C．B的平衡濃度為0.8 mol•Lˉ1 D．D的體積分數為20%
答案 B
【鞏固練習2】（貴州省巴結中學2010屆高三10月月考）某體積可變的密閉容器，盛有適量的A和B的混合氣體，在一定條下發生反應： ，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氣體的體積占10％，下列推斷正確 （ ）
①原混合氣體體積為1.2VL； ②原混合氣體的體積為1.1VL；
③反應達平衡時氣體A消耗0.05VL； ④反應達平衡時氣體B消耗掉0.05VL。
A．②③　　　 B．②④　　　 C．①③　D．②①
答案 A
【鞏固練習3】（重慶西南師大附中2010年上學期期末考試）T℃時，A氣體與B氣體反應生成C氣體。反應過程中A、B、C物質的量變化如圖（Ⅰ）所示；若保持其他條不變，溫度分別為T1和T2時，B的體積分數與時間的關系如圖（Ⅱ）所示，則下列結論正確的是（ ）

A．在（t1+1）min時，保持其他條不變，增大壓強，平衡向逆反應方向移動
B．在（t1+1）min時，保持容器總壓強不變，通入稀有氣體，平衡向正反應方向移動
C．不再增減物質，只改變壓強或溫度時，A的體積分數V(A)%變化范圍為25%<V(A)%<40%
D．其他條不變，升高溫度，正、逆反應速率均增大，且A的轉化率增大
答案 C

第4時 反應速率與限度理論在化工生產上的應用
1.合成氨的反應原理：N2（g）+3H2（g） 2NH3（g）298時，△H==92.2kJ•mol—1
特點：合成氨是一個氣體體積縮小的放熱的可逆反應。
2.合成氨適宜條的選擇
（1）選擇依據：從提高反應速率的角度分析，提高反應溫度、使用催化劑、適當提高氮氫比；從平衡移動的角度分析，降低溫度、提高壓強和適時分離反應產物氨；從實際生產的角度分析，溫度和壓強要與生產實際相適應。
（2）選擇原則：能加快反應速率；提高原料的利用率；提高單位時間內的產量；對設備條要求不能太高。
（3）合成氨的適宜條：使用催化劑；適宜的壓強：2×107～5×107Pa；適宜的溫度：500℃左右；及時分離出氨和及時補充氮氣和氫氣。
（4）合成氨的簡要流程：

【例1】（2010安徽卷）低脫硝技術可用于處理廢氣中的氮氧化物，發生的化學反應為：
2NH2（g）＋NO（g）＋NH2（g） 2H3（g）＋3H2O（g） H<0
在恒容的密閉容器中，下列有關說法正確的是
A.平衡時，其他條不變，升高溫度可使該反應的平衡常數增大
B.平衡時，其他條不變，增加NH3的濃度，廢氣中氮氧化物的轉化率減小
C.單位時間內消耗NO和N2的物質的量比為1∶2時，反應達到平衡
D.其他條不變，使用高效催化劑，廢氣中氮氧化物的轉化率增大
答案：C
解析：A選項，放熱反應升溫平衡常數減小，錯誤；增大一個反應物濃度另一反應物轉化率增大，B錯；使用催化劑平衡不移動，D錯。
【例2】（2010重慶卷）（15分）某興趣小組用題27圖裝置探究氨的催化氧化．

（1）氨催化氧化的化學方程式為___________________．
（2）加熱玻璃管2一段時間后，擠壓1中打氣球鼓入空氣，觀察到2中物質呈紅熱狀態；停止加熱后仍能保持紅熱，該反應是_________反應（填“吸熱”或“放熱”）．
（3）為保證在裝置4中觀察到紅棕色氣體，裝置3應裝入_________；若取消3，在4中僅觀察到大量白煙，原因是___________________．
（4）為實現氨催化氧化，也可用裝置5替換裝置_________（填裝置代號）；化合物X為_________（只寫一種），Na2O2的作用是___________________．
答案（15分）
（1）4NH3+ 5O2 4NO+6H2O
（2）放熱
（3）濃H2SO4；生成的NO與O2反應生成NO2,NO2與水反應生成HNO3，NH3與HNO3反應生成了
(4)I; 與HCL反應生成氧氣（合理答案均給分）
【解析】本題考查氨的催化氧化。（1） 和 氧化生成 。（2）該反應為放熱，故不加熱后仍能保持紅熱狀態。（3）產物中有 和 ， 會被 氧化生成 ，在于空氣中的水蒸氣反應生成 ,而 與 會產生白煙。（4）裝置5與1均產生科產生 。 加熱分解可得 和HCL,而HCL與 可生成 。
【例3】（2008廣東24）科學家一直致力于研究常溫、常壓下“人工固氮”的新方法。曾有實驗報道：在常溫、常壓、光照條下，N2在催化劑（摻有少量Fe2O3的TiO2）表面與水發生反應，生成的主要產物為NH3。進一步研究NH3生成量與溫度的關系，部分實驗數據見下表（光照、N2壓力1.0×105 Pa、反應時間3 h）:
T/303313323353
NH3生成量/（10-6 mol）4.85.96.02.0
相應的熱化學方程式如下：
N2(g)+3H2O(l) 2NH3(g)+ O2(g)
ΔH=+765.2 kJ•mol-1
回答下列問題：
（1）請畫出上述反應在有催化劑與無催化劑兩種情況下反應過程中體系能量變化示意圖，并進行必要標注。
（2）與目前廣泛使用的工業合成氨方法相比，該方法中固氮反應速率慢。請提出可提高其反應速率且增大NH3生成量的建議： 。
（3）工業合成氨的反應為N2（g）+3H2(g) 2NH3(g)。設在容積為2.0 L的密閉容器中充入
0.60 mol N2(g)和1.60 mol H2(g),反應在一定條下達到平衡時，NH3的物質的量分數（NH3的物質的量與反應體系中總的物質的量之比）為 。計算：
①該條下N2的平衡轉化率；
②該條下反應2NH3（g） N2(g)+3H2(g)的平衡常數。
答案 （1）

(2)升溫、增大N2濃度、不斷移出生成物
（3）①66.7% ②5.0×10-3mol2•L-2
解析 （1）催化劑能降低反應的活化能，改變反應的歷程，使一個高能變過程變為幾個能量相對低的過程，使反應易發生。要點是有催化劑時能量低而過程階段多了。圖見答案。
（2）加快反應速率且增大NH3生成量的方法是升溫、增大N2濃度、不斷移出生成物。
（3）解：①設反應過程消耗xmolN2(g)。
N2（g）+3H2(g) 2NH3(g)
起始物質的量/mol 0.60 1.60 0
平衡物質的量/mol 0.60-x 1.60-3x 2x
平衡時反應體系總物質的量=［（0.60-x）+(1.60-3x)+2x］mol=(2.20-2x) mol
NH3(g)的物質的量分數=2x÷(2.20-2x)=
x=0.40
N2的平衡轉化率= ×100%=66.7%
②設反應2NH3（g） N2(g)+3H2(g)的平衡常數為。平衡時，c(NH3)=2×0.40 mol÷2.0 L=
0.40 mol•L-1c(N2)=(0.60-0.40) mol÷2.0 L=0.10 mol•L-1
c(H2)=(1.60-3×0.40) mol÷2.0 L=0.20 mol•L-1
= =［(0.10 mol•L-1?)×（0.20 mol•L-1）3］÷(0.40 mol•L-1)2
=5.0×10-3mol2•L-2
化學反應速率、化學平衡單元測試
一、選擇題
1．反應A(氣)＋3B(氣) 2C(氣)＋2D(氣)在四種不同情況下的反應速率分別如下，其中反應速率最大的是(　　)
　　A．vA＝0.15mol•L-1•min-1　　　 B．vB＝0.6mol•L-1•min-1
　　C．vC＝0.4mol•L-1•min-1　　 D．vD＝0.01mol•L-1•s-1　　
2．將A與B的混合物15mol放人容積為2L的密閉容器里，在一定條下發生反應：2A(氣)＋3B(氣) C(氣)＋2D(氣)，經過15min達到平衡，達平衡時容器內的壓強是反應前的 。則以B氣體的濃度變化表示的反應速率是(　　)
　　A．0.15mol•L-1•min-1　　　 B．0.3mol•L-1•min-1
　　C．0.45mol•L-1•min-1　　　 D．0.6mol•L-1•min-1　　
3．反應4NH3(g)＋5O2(g)＝4NO(g)＋6H2O(g)在2L的密閉容器中進行，1min后，NH3減少了0.12mol，則平均每秒鐘濃度變化正確的是（　　）
　　A．NO：0.001mol•L-1　　 B．H2O：0.002mol•L-1
　　C．NH3：0.002mol•L-1　　　　 D．O2：0.00125mol•L-1
4．在恒溫恒容下，某容器中進行如下反應：H2 2H。若反應物的濃度由0.1mol•L-1降到0.06mol•L-1需20s，那么由0.06mol•L-1降到0.024mol•L-1需反應的時間為（　　）
　　A．等于18s　　　B．等于12s C．大于18s　　　　　　　 D．小于18s
5．用Al粉和碘甲烷制(CH3)3Al時，于100℃攪拌65h，產率為0，若用超聲波，則室溫下用2.5h，產率可達96％。有關敘述中正確的是(　　)
　　A．超聲波加快反應速率的作用大于攪拌 B．且超聲波使鋁粉于CH3中乳化成為膠體
　　C．超聲波使化學反應物局部急驟升溫 D．超聲波加快CH3I分解為碘和甲烷　　
　　6．在一定溫度下的定容密閉容器中，當下列物理量不再發生變化時，表示反應A(s)＋2B(g) C(g)＋D(g)已達到平衡狀態的是(　　)
　　A．混合氣體密度　　　　　　　　 B．混合氣體的壓強
　　C．混合氣體的總物質的量　　　 D．B的物質的量濃度
　 7．下圖I、Ⅱ、Ⅲ分別代表反應①③、②、④則Y軸是指（　　）

①N2＋3H2 2NH3；△H<0 ②H2＋I2(g) 2HI；△H<0
　　③CO＋2H2＝CH3OH；△H<0 ④2SO3 2SO2＋O2；△>0
　　A．平衡混合氣中一種生成物的百分含量 B．平衡混合氣中一種反應物的百分含量
　　C．平衡混合氣中一種生成物的轉化率 D．平衡混合氣中一種反應物的轉化率　　
8．在一定溫度下，向aL密閉容器中加入1mol X氣體和2mol Y氣體，發生如下反應：X(g)＋2Y(g) 2Z(g)，此反應達到平衡的標志是（　　）
　　A．容器內壓強隨時間變化而變化 B．容器內各物質的濃度不隨時間變化
　　C．容器內X、Y、Z的濃度之比1:2:3
　　D．單位時間消耗0.1mol X的同時生成0.2mol Z
9．體積相同的甲、乙兩個容器中，分別都充有等物質的量的NH3，在相同溫度下，發生反應：2NH3 N2＋3H2，并達到平衡。在這個過程中，甲容器保持體積不變，乙容器保持壓強不變，若甲容器中NH3的轉化率為P％，則乙容器中NH3的轉化率為(　　)
　　A．等于P％　　 B．小于P％　　　C．大于P％　　 　D．無法判斷　　
　　10．下列事實不能平衡移動原理解釋的是(　　)
　　A．往硫化氫水溶液中加堿有利于S2-增多 B．加入催化劑有利于氨氧化反應
　　C．500℃左右比室溫更有利于合成氨的反應 D．高壓有利于合成氨的反應
　　11．一定條下將含1molNH3的體積不變的密閉容器加熱，發生反應：2NH3 N2＋3H2，一定時間后達到平衡，此時NH3的體積分數為x％。若在該容器中再加入1molNH3后密封，加熱到相同溫度，使反應達到平衡，設此時NH3的體積分數為y％，則x和y的關系正確的是(　　)
　　A．x<y　　B．x>y　　 C．x＝y　　　D．x≥y
　　12．某容積可變的密閉容器中 放人一定量的A和B的混合氣體，在一定條下發生反應：A(氣)＋2B(氣) 2C(氣)。若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時，容器的體積為V，此時C氣體的體積占50％，則下列推斷正確的是(　　)
　　A．原混合氣體的體積為1.25V B．原混合氣體的體積為1.5V
　　C．反應達到平衡時，氣體A消耗了0.5V D．反應達到平衡后，氣體B消耗了0.5V
　　13．一定條下，在一密閉容器中通人一定量SO2和O2的混合氣，發生如下反應：2SO2(氣)＋O2(氣)＝2SO3(氣)(正反應為放熱反應)。反應達平衡后SO2、O2和SO3的物質的量之比為3:4:6，保持其他條不變，降低溫度后達到新的平 衡時，O2和SO3的物質的量分別是1.1mol和2.0mol，此時容器內SO2的物質的量應是(　　)
　　A．0.7mol　　　 B．0.9mol　　 C．1.1mol　　 D．1.3mol　　
　　14．某溫度下，在一容積可變的容器中，反應2A(g)＋B(s) 2C(g)達到平衡時，A、B和C的物質的量分別為4mol、2mol和4mol。保持溫度和壓強不變，對平衡混合物中三者的物質的量做如下調整，可使平衡右移的是（　　）
A．均減少1mol B.均增加1mol C.均減半 D.均加倍
15．一混合氣體，在密閉容器中發生如下反應：xA(g)＋yB(g) zC(g)，達到平衡后，測得A的濃度為0.5mol/L，當在恒溫下將密閉容器的容積擴大1倍再達平衡時，測得A的濃度為0.3mol/L。則下列敘述正確的是（　　）
　　A．x＋y>z　　　　　　B．平衡向右移動
　　C．B的轉化率升高　　　　D．A的物質的量減少　　
16．下圖曲線a表示放熱反應X(g)＋Y(g) Z(g)＋(g)＋N(s)進行過程中X的轉化率隨時間變化的關系。若要改變起始條，使反應過程按b曲線進行，可采取的措施是

A．升高溫度　　　 B．加大X的投入量C．加催化劑　　　 D．增大體積　　
17、一定溫度下，在2 L的密閉容器中，X、Y、Z三種氣體的物質的量隨時間變化的曲線如下圖所示：

下列描述正確的是
A、反應開始到10s，用Z表示的反應速率為0.158mol/(L•s)
B、反應開始到10s，X的物質的量濃度減少了0.79mol/L
C、反應開始到10s時，Y的轉化率為79.0％
D、反應的化學方程式為：X（g）+ Y（g） Z（g）
18. 反應 2A（g） + B（g） 2C（g）；△H > 0 。下列反應有利于生成C的是：
A. 低溫、低壓 B. 低溫、高壓 C. 高溫、高壓 D. 高溫、低壓
19. 某溫度下，體積一定的密閉容器中進行如下可逆反應：
　 Ｘ（ｇ）＋Ｙ（ｇ） Ｚ（ｇ）＋Ｗ（ｓ）；ΔＨ＞0下列敘述正確的是
Ａ．加入少量Ｗ，逆反應速率增大 Ｂ．當容器中氣體壓強不變時，反應達到平衡
Ｃ．升高溫度，平衡逆向移動 Ｄ．平衡后加入Ｘ，上述反應的ΔＨ增大
20. 已知反應mX(g)+nY(g) qZ(g)的△H<0,m+n>q,在恒容密閉容器中反應達到平衡時，下列說法正確的是
A.通入稀有氣體使壓強增大，平衡將正向移動
B.X的正反應速率是Y的逆反應速率的m/n倍
C.降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小
D.增加X的物質的量，Y的轉化率降低
21．合成氨工業對國民經濟和社會發展具有重要的意義。對于密閉容器中的反應： N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)，673，30Pa下n(NH3)和n(H2)隨時間變化的關系如下圖所示。下列敘述正確的是

A．點a的正反應速率比點b的大 B．點 c處反應達到平衡
C．點d (t1時刻) 和點 e (t2時刻) 處n(N2)不一樣
D．其他條不變，773下反應至t1時刻，n(H2)比上圖中d點的值大
二、填空題
22．在密閉容器中加入2molA和1molB發生反應2A(g)＋B(g) 3C(g)＋D(g)，達到平衡時C的體積分數為ω。若保持容器體積和溫度不變，以下配比作為起始物質：
　　① 4mol A＋2mol B　　　 ② 2mol A＋1mol B＋3mol C＋1mol D
　　③ 3mol C＋1mol D　　　 ④ 1mol A＋0.5mol B＋1.5mol C＋0.5mol D
　　⑤ 3mol A＋1mol B
　　(1)達平衡后，C的體積分數仍為ω的是________________。
　　(2)達平衡時C的體積分數大于ω的是________________。
　　(3)若發生的反應為2A(s)＋B(g)＝3C(g)＋D(g)，即A的狀態，由氣態改為固態，其他條不變，則C的體積分數為ω的是________________。
(4)若起始時加入amol A、bmol B、cmol C、dmol D，要使平衡時C的體積分數仍為ω，則a、b、c、d應滿足的關系為________________。
(5)若將題中“保持體積和溫度不變”改為“保持壓強和溫度不變”，則C的體積分數為ω的是___________。
23．在一定條卞，二氧化硫和氧氣發生如下反應：
　　
(1)寫出該反應的化學平衡常數表達式=_____________________________________。
(2)降低溫度，該反應值____________，二氧化硫轉化率_____________，化學反應速度____________(以上均填“增大”、“減小”或“不變”)。　
(3)600℃時，在一密閉容器中，將二氧化硫和氧氣混合，反應過程中SO2、O2、SO3物質的量變化如圖，反應處于平衡狀態的時間是________。

(4)據圖判斷，反應進行至20 min時，曲線發生變化的原因是__________(用字表達)。
　　10 min到15 min的曲線變化的原因可能是_________(填寫編號)。
　　a．加了催化劑　　b．縮小容器體積　　c．降低溫度　　d．增加SO3的物質的量
24．在某一容積為2 L的密閉容器內，加入0.8 mol的H2和0.6 mol的I2，在一定的條下發生如下反應：
H2(g)＋I2(g) 2HI(g)；△H<0
反應中各物質的濃度隨時間變化情況如圖1：
(1)該反應的化學平衡常數表達式為 ；
(2)根據圖1數據，反應開始至達到平衡時，平均速率 (HI)為 ；
(3)反應達到平衡后，第8分鐘時：① 若升高溫度，化學平衡常數（填寫增大、減小或不變）HI濃度的變化正確 ；（用圖2中a～c的編號回答）② 若加入I2，H2濃度的變化正確的是 。（用圖2中d～f的編號回答）
(4)反應達到平衡后，第8分鐘時，若反容器的容積擴大一倍，請在圖3中畫出8分鐘后HI濃度的變化情況。

25．將等物質的量的A、B、C、D四種物質混合，發生如下反應：aA＋bB cC(s)＋dD。當反應進行一定時間后，測得A減少了nmol，B減少了 mol，C增加了 nmol，D增加了nmol，此時達到化學平衡。
　　(1)該化學方程式中各物質的化學計量數為：a＝_____________，b＝_____________，c＝_____________，d＝_____________。
　　(2)若只改變壓強，反應速率發生變化，但平衡不發生移動，該反應中各物質的聚集狀態為：A____________，B____________，D____________。
　　(3)若只升高溫度，反應一段時間后，測知四種物質的物質的量又達到相等，則該反應為________________(填“放熱”或“吸熱”)反應。
26、熱力學是專門研究能量相互轉變過程中所遵循的法則的一門科學。在熱力學研究中，為了明確研究的對象，人為地將所注意的一部分物質或空間與其余的物質或空間分開。被劃分出作為研究對象的這一部分稱之為體系；而體系以外的其他部分則稱之為環境。熱化學方程式中的H實際上是熱力學中的一個物理量，叫做焓，在化學上表示一個封閉體系中化學反應的能量和對環境所作的功的和。一個體系的焓（H）的絕對值到目前為止還沒有辦法測得，但當體系發生變化時，我們可以測得體系的焓的變化，即焓變，用“ΔH”表示，ΔH＝H（終態）－H（始態）。
(1)化學反應中的ΔH是以 的形式體現的。對于化學反應A+B=C+D，若H（A）＋H(B)＞H（C）+H(D)，則該反應的ΔH 0。（填“大于”、“小于”），該反應是 （填“放熱”、“吸熱”）反應；
(2)進一步研究表明，化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關。所謂鍵能就是：在101.3kPa、298時，斷開1mol氣態AB為氣態A、氣態B時過程的焓變，用ΔH298（AB）表示；斷開化學鍵時ΔH＞0［如H2(g)=2H(g)； ΔH=436 kJ•mol-1］,形成化學鍵時：ΔH＜0[如2H(g)=H2(g)；ΔH=--436kJ•mol-1]。
已知： H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g); ΔH=-185kJ•mol-1
ΔH298（H2）=436 kJ•mol-1 ,ΔH298（Cl2）=247 kJ•mol-1
則ΔH298（HCl）= 。
(3)Hess G.H在總結大量實驗事實之后認為，只要化學反應的始態和終態確定，則化學反應
的ΔH便是定值，與反應的途徑無關。這就是有名的“Hess定律”。
已知：Fe2O3(s)+3CO(g)=2Fe(s)+3CO2(g); ΔH=-25kJ•mol-1
3 Fe2O3(s)+CO(g)=2Fe3O4(s)+CO2(g); ΔH=-47kJ•mol-1
Fe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g); ΔH=19kJ•mol-1
請寫出CO還原FeO的熱化學方程式： ；
27．Fe3+和I-在水溶液中的反應如下：2I-＋2Fe3+ 2Fe2+＋I2(水溶液)。
　　(1)在一定溫度下，測得2min內生成I2的濃度為0.02mol/L，則用Fe3+表示該反應在這2min內平均反應速率為________________。
　　(2)上述反應的正向反應速率和I-、Fe3+的濃度關系為：v＝{c(I-)}m{c(Fe3+)}n(為常數)

通過所給的數據計算得：在v＝{c(I-)}m{c(Fe3+)}n中。m、n的值為________________[選填(A)、(B)、(C)、(D)。
　　A．m＝1，n＝1　　 B．m＝1，n＝2　　　 C．m＝2，n＝1　　　 D．m＝2，n＝2
　　I-濃度對反應速率的影響________________Fe3+濃度對反應速率的影響。(選填：小于、大于、等于)
28、某化學反應2A B＋D在四種不同條下進行，B、D起始濃度為見反應物A的濃度（mol/L）隨反應時間（min）的變化情況如下表：

根據上述數據，完成下列填空：
(1)在實驗1，反應在10至20分鐘時間內平均速率為 mol/(L•min)。
(2)在實驗2，A的初始濃度C2＝ mol/L，反應經20分鐘就達到平衡，可推測實驗2中還隱含的條是 。
(3)設實驗3的反應速率為V3，實驗1的反應速率為V1，則V3 V1（填＞、＝、＜），且C3 1.0mol/L（填＞、＝、＜）
(4)比較實驗4和實驗1，可推測該反應是 反應（選填吸熱、放熱）。理由是

參考答案：
1、C 2、A 3、AD 4、C 5、A 6、AD 7、AD 8、B 9、C 10、BC 11、A 12、A 13、A 14、B 15、A 16、C 17、C18、C19、D20、B21、AD
22、(1)③④　　 (2)⑤　(3)③④⑤　(4) ， ，c:d＝3:1　 　(5)①②③④
23．(1) (2) 增大　 增大　 減小(3) 15～20 min和25～30min。 (4) 增加
了O2的量；a、b
24、（1）＝ （2）0.167 mol / L•min（3）① 減小c ② f
25、(1)2，1，3，2　 (2)氣，固或液，氣　 (3)放熱
26、（1）熱能（或熱量、反應熱） 小于 放熱（2）434 kJ•mol-1 （3）FeO(s)+CO(g)=Fe(s)+CO2(g); ΔH=-11 kJ•mol-1
27、(1)0.02mol•L-1•min-1 　(2)C；大于
　　28、（1）0.013 （2）1.0 催化劑 （3）＞ ＞ （4）放熱 由吸熱溫度升高時，平衡向右移動

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