高二化學教案：《化學反應的方向和限度學案》教學設計

　　本文題目：高二化學教案：化學反應的方向和限度學案

　　第二單元 化學反應的方向和限度

　　第1課時　化學反應的方向

　　[目標要求]　1.了解自發(fā)過程和化學反應的自發(fā)性。2.通過“有序”和“無序”的對比，了解熵和熵變的概念。3.初步了解焓變和熵變對化學反應方向的影響，能用焓變和熵變說明化學反應的方向。

　　一、化學反應的方向

　　1.化學反應具有方向性，許多化學反應的正反應能自發(fā)進行，而其逆反應無法自發(fā)進行。

　　2.自發(fā)反應：在一定條件下無需外界幫助就能自動進行的反應。

　　二、判斷化學反應方向的依據(jù)

　　1.能量判據(jù)

　　自然界中的自發(fā)過程，都有由能量較高狀態(tài)向能量較低狀態(tài)轉化的傾向;絕大多數(shù)放熱反應都能自發(fā)進行，且反應放出的熱量越多，體系能量降低得也越多，反應越完全。

　　反應的焓變是制約化學反應能否自發(fā)進行的因素之一。

　　2.熵判據(jù)

　　(1)熵

　　用來度量體系混亂程度的物理量。熵值越大，混亂程度越大。符號為S。單位：J?mol-1?K-1。

　　(2)熵值大小的比較

　　同一種物質不同狀態(tài)時熵值大小為S(g)>S(l)>S(s)。

　　(3)熵變：反應前后體系熵的變化，符號為ΔS。

　　若發(fā)生變化后體系的混亂度增大，該過程的ΔS>0，反之，ΔS<0。

　　(4)熵變與化學反應自發(fā)性關系

　　ΔS>0，反應自發(fā)進行;ΔS<0，反應不能進行�；瘜W反應的ΔS越大，越有利于反應自發(fā)進行。

　　3.復合判據(jù)

　　體系能量降低(ΔH<0)和混亂度增大(ΔS>0)都有促使反應自發(fā)進行的傾向，判斷反應的自發(fā)性必須綜合考慮反應的焓變和熵變。在恒溫、恒壓時：

　　(1)當ΔH<0，ΔS>0時，反應自發(fā)進行。

　　(2)當ΔH>0，ΔS<0時，反應不能自發(fā)進行。

　　(3)當ΔH<0，ΔS<0時，反應在較低溫度下自發(fā)進行。

　　(4)當ΔH>0，ΔS>0時，反應在較高溫度下自發(fā)進行。

　　知識點一　能量判據(jù)

　　1.實驗證明，多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應。對此說法的理解正確的是(　　)

　　A.所有的放熱反應都是自發(fā)進行的

　　B.所有的自發(fā)反應都是放熱的

　　C.焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一個重要因素

　　D.焓變是決定反應是否具有自發(fā)性的惟一判據(jù)

　　答案　C

　　解析　多數(shù)能自發(fā)進行的反應都是放熱反應，并不是所有自發(fā)進行的反應都是放熱反應，既然說“多數(shù)”，必定存在特例，所以只能說“焓變是影響反應是否具有自發(fā)性的一個重要因素，但不是唯一因素”。

　　2.下列自發(fā)反應可用焓判據(jù)來解釋的是(　　)

　　A.2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g) ΔH=+56.7 kJ?mol-1

　　B.(NH4)2CO3(s)===NH4HCO3(s)+NH3(g) ΔH=+74.9 kJ?mol-1

　　C.2H2(g)+O2(g)===2H2O(l)　 ΔH=-286 kJ?mol-1

　　D.CaCO3(s)===CaO(s)+CO2(g) ΔH=+178.2 kJ?mol-1

　　答案　C

　　解析　從焓變的角度分析，化學反應有由高能狀態(tài)向低能狀態(tài)轉化、使體系能量降低的趨勢，表現(xiàn)為放熱反應較易進行。

　　知識點二　熵判據(jù)

　　3.碳酸銨(NH4)2CO3在室溫下就能自發(fā)的分解產(chǎn)生氨氣，對其說法正確的是(　　)

　　A.碳酸銨分解是因為生成了易揮發(fā)的氣體，使體系的熵增大

　　B.碳酸銨分解是因為外界給予了能量

　　C.碳酸銨分解是吸熱反應，根據(jù)能量判據(jù)不能自發(fā)分解

　　D.碳酸鹽都不穩(wěn)定，都能自發(fā)分解

　　答案　A

　　解析　(NH4)2CO3的分解為吸熱反應，而吸熱反應不易自發(fā)進行;根據(jù)焓變與熵變對化學反應的共同影響，該反應熵值一定增大。

　　4.摩爾熵是單位物質的量的物質在一定條件下所具有的熵。試比較下列兩組物質摩爾熵的大小順序。

　　(1)相同條件下的氣態(tài)甲醇、乙醇、丙醇。

　　(2)氣態(tài)苯、液態(tài)苯、固態(tài)苯。

　　答案　(1)S(氣態(tài)甲醇)

　　解析　一般來講，組成物質的原子種類相同時，一個分子中的原子數(shù)目越多，其混亂度就越大，熵值也越大;對于同一種物質，S(g)>S(l)>S(s)。根據(jù)以上的規(guī)律可知，對于(1)，S(氣態(tài)甲醇)

　　知識點三　復合判據(jù)

　　5.某反應：A===B+C在室溫下不能自發(fā)進行，在高溫下能自發(fā)進行，對該反應過程ΔH、ΔS的判斷正確的是(　　)

　　A.ΔH<0、ΔS<0 B.ΔH>0、ΔS<0

　　C.ΔH<0、ΔS>0 D.ΔH>0、ΔS>0

　　答案　D

　　解析　由題意知：該反應在室溫下不能自發(fā)反應，而高溫下能自發(fā)進行。根據(jù)ΔH和ΔS對反應方向的共同影響可推知：ΔH>0，ΔS>0。

　　6.下列反應中，常溫常壓下一定不能自發(fā)進行的是(　　)

　　A.2KClO3(s)===2KCl(s)+3O2(g)

　　ΔH=-78.03 kJ?mol-1

　　ΔS=+1 110 J?mol-1?K-1

　　B.CO(g)===C(s，石墨)+12O2(g)

　　ΔH=110.5 kJ?mol-1

　　ΔS=-89.36 J?mol-1?K-1

　　C.4Fe(OH)2(s)+2H2O(l)+O2(g)===4Fe(OH)3(s)

　　ΔH=-444.3 kJ?mol-1

　　ΔS=-280.1 J?mol-1?K-1

　　D.NH4HCO3(s)+CH3COOH(aq)===CO2(g)+CH3COONH4(aq)+H2O(l)

　　ΔH=37.30 kJ?mol-1

　　ΔS=+184.05 J?mol-1?K-1

　　答案　B

　　練基礎落實

　　1.下列說法中正確的是(　　)

　　A.凡是放熱反應都是自發(fā)的，吸熱反應都是非自發(fā)的

　　B.自發(fā)反應一定是熵增大，非自發(fā)反應一定是熵減小或不變的反應

　　C.自發(fā)反應在恰當?shù)臈l件下才能實現(xiàn)

　　D.自發(fā)反應在任何條件下都能實現(xiàn)

　　答案　C

　　解析　放熱反應常常是容易進行的過程，吸熱反應有些也是自發(fā)的;自發(fā)反應的熵不一定增大，可能減小，也可能不變;過程的自發(fā)性只能用于判斷過程的方向，是否能實現(xiàn)還要看具體的條件，能量判據(jù)和熵判據(jù)要綜合考慮利用，不能簡單地單一使用。故選C。

　　2.下列對熵的理解不正確的是(　　)

　　A.同種物質氣態(tài)時熵值最大，固態(tài)時熵值最小

　　B.體系越有序，熵值越小;越混亂，熵值越大

　　C.與外界隔離的體系，自發(fā)過程將導致體系的熵減小

　　D.25 ℃、1.01×105 Pa時，2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)是熵增的反應

　　答案　C

　　解析　體系都有從有序自發(fā)轉變?yōu)闊o序的傾向，此過程為熵增過程，故C錯誤。

　　3.在圖中A、B兩容器里，分別收集著兩種互不作用的理想氣體。若將中間活塞打開(如圖所示)，兩種氣體分子立即都分布在兩個容器中。這是一個不伴隨能量變化的自發(fā)過程。關于此過程的下列說法不正確的是(　　)

　　A.此過程為混亂程度小的向混亂程度大的方向變化的過程，即熵增大的過程

　　B.此過程為自發(fā)過程，而且沒有熱量的吸收或放出

　　C.此過程從有序到無序，混亂度增大

　　D.此過程是自發(fā)可逆的

　　答案　D

　　解析　根據(jù)題意ΔH=0，ΔS>0，由ΔH-TΔS推知該過程能自發(fā)進行，氣體擴散為熵增過程，而其逆過程不能自發(fā)進行。

　　4.已知在等溫條件下，化學反應方向的判據(jù)為：

　　ΔH-TΔS<0，反應能正向自發(fā)進行;

　　ΔH-TΔS=0，反應達平衡狀態(tài);

　　ΔH-TΔS>0，反應能逆向自發(fā)進行。

　　(其中ΔH為焓變，ΔS為熵變，T為熱力學溫度，單位為K)

　　設反應A(s)===D(g)+E(g)　ΔH-TΔS=(-4 500+11T)J?mol-1，要防止反應發(fā)生，溫度必須(　　)

　　A.高于409 K

　　B.低于136 K

　　C.高于136 K而且低于409 K

　　D.低于409 K

　　答案　A

　　5.25 ℃和1.01×105 Pa時，反應2N2O5(g)===4NO2(g)+O2(g)　ΔH=+56.7 kJ/mol，自發(fā)進行的原因是(　　)

　　A.是吸熱反應 B.是放熱反應

　　C.是熵減少的反應 D.熵增大效應大于能量效應

　　答案　D

　　練方法技巧

　　6.石墨、金剛石燃燒的熱化學方程式分別為

　　C(石墨)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-393.51 kJ?mol-1

　　C(金剛石)+O2(g)===CO2(g) ΔH=-395.41 kJ?mol-1

　　關于金剛石和石墨的相互轉化，下列說法正確的是(　　)

　　A.石墨轉化成金剛石是自發(fā)進行的過程

　　B.金剛石轉化成石墨是自發(fā)進行的過程

　　C.金剛石比石墨更穩(wěn)定

　　D.金剛石比石墨能量低

　　答案　B

　　解析　由熱化學方程式可知，石墨比金剛石能量低，1 mol石墨轉化為1 mol金剛石需吸收1.9 kJ的熱量，金剛石轉化為石墨是放熱反應，因此金剛石轉化為石墨是自發(fā)進行的過程。物質所具有的能量越低越穩(wěn)定。

　　點撥：那些不用借助外力就可以自動進行的自發(fā)過程的共同特點是：體系趨于從高能狀態(tài)轉變?yōu)榈湍軤顟B(tài)(這時體系會對外部做功或釋放熱量)，這就是所謂的能量判據(jù)。但是自動進行的自發(fā)反應不一定都是由高能狀態(tài)到低能狀態(tài)的過程，例如，硝酸銨溶于水。因而只使用能量判據(jù)來確定變化過程的方向是片面的。對具體反應需應用能量判據(jù)和熵判據(jù)綜合進行分析，即凡是能夠使體系能量降低、熵增大的方向就是化學反應容易進行的方向。

　　7.汽車尾氣(含烴類、CO、NO與SO2等)是城市主要污染源之一，治理的辦法之一是在汽車排氣管上裝催化轉化器，它使NO與CO反應生成可參與大氣生態(tài)循環(huán)的無毒氣體，其反應原理是：2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，在298 K、100 kPa下，ΔH=-113 kJ?mol-1，ΔS=-145 J?mol-1?K-1。下列說法中錯誤的是(　　)

　　A.該反應中反應物總能量高于生成物的總能量

　　B.該反應常溫下不能自發(fā)進行，因此需要高溫和催化劑條件

　　C.該反應常溫下能自發(fā)進行，高溫和催化劑條件只是加快反應的速率

　　D.汽車尾氣中的這兩種氣體會與人體血紅蛋白結合而使人中毒

　　思路點撥：解答本題要注意以下兩點：

　　(1)利用ΔG=ΔH-TΔS判斷反應的方向。

　　(2)注意反應發(fā)生的條件。

　　答案　B

　　解析　因為2NO(g)+2CO(g)===N2(g)+2CO2(g)，298 K時，ΔH=-113 kJ/mol，ΔS=-145 J?mol-1?K-1，說明該反應為放熱反應，且是熵減的反應，生成物的總能量低于反應物的總能量。常溫時ΔG=ΔH-TΔS=-113 kJ?mol-1-298 K×(-145×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-69.79 kJ?mol-1<0，即該反應在常溫下能自發(fā)進行，故A、C、D正確。

　　練綜合拓展

　　8.某化學科研小組研究在其他條件不變時，改變某一條件對反應[可用aA(g)+bB(g) cC(g)表示]化學平衡的影響，得到如圖所示圖象(圖中p表示壓強，T表示溫度，n表示物質的量，α表示平衡轉化率，φ表示體積分數(shù))：

　　分析圖象，回答下列問題：

　　(1)在圖象反應Ⅰ中，若p1>p2，則此正反應為________(填“吸熱”或“放熱”)反應，也是一個氣體分子數(shù)________(填“減少”或“增大”)的反應，由此判斷，此反應自發(fā)進行，必須滿足的條件是________。

　　(2)在圖象反應Ⅱ中，T1________T2(填“>”、“<”或“=”)，該正反應為________(填“吸熱”或“放熱”)反應。

　　(3)在圖象反應Ⅲ中，若T1>T2，則該反應能否自發(fā)進行?

　　答案　(1)放熱　減少　低溫　(2)>　放熱　(3)能自發(fā)進行

　　解析　本題涉及圖象的分析及化學平衡的移動和反應進行的方向等知識點。反應Ⅰ中恒壓下溫度升高，α(A)減小，即升高溫度平衡向左移動，則正反應為放熱反應，ΔH<0;由p1>p2知恒定溫度時壓強越大，α(A)越大，即增大壓強平衡向右移動，說明此反應為氣體分子數(shù)減少的反應(a+b>c)，即為熵減反應，ΔS<0。放熱、熵減反應只能在低溫下自發(fā)進行。反應Ⅱ中T1溫度下反應先達到平衡狀態(tài)，說明T1>T2;溫度越高，平衡時C的物質的量越小，即升高溫度平衡

　　向左移動，則正反應為放熱反應，ΔH<0。反應Ⅲ中在恒溫下壓強變化對α(A)沒有影響，說明壓強變化不能影響平衡，此反應為氣體分子數(shù)不變的反應(a+b=c)，反應過程中熵變很小，ΔS≈0，若T1>T2，恒壓下溫度越高α(A)越小，說明升高溫度平衡向左移動，正反應為放熱反應，ΔH<0，則ΔH-TΔS<0，反應能自發(fā)進行。

　　9.已知，一個可逆反應，若正反應為自發(fā)過程，則其逆反應為非自發(fā)過程，反之，亦然。

　　(1)已知2CO(g) CO2(g)+C(s)，T=980 K時ΔH-TΔS=0。當體系溫度低于980 K時，估計ΔH-TΔS____0(填“大于”、“小于”或“等于”，下同);當體系溫度高于980 K時，估計ΔH-TΔS____0。

　　(2)電子工業(yè)中清洗硅片上的SiO2(s)的反應為

　　SiO2(s)+4HF(g)===SiF4(g)+2H2O(g)

　　ΔH(298.15 K)=-94.0 kJ?mol-1

　　ΔS(298.15 K)=-75.8 J?mol-1?K-1，設ΔH和ΔS不隨溫度而變化，則此反應自發(fā)進行的溫度是________________________________________________________________________。

　　答案　(1)小于　大于　(2)小于1 240 K

　　解析　(1)C(s)+CO2(g)??2CO(g)的反應為吸熱反應，ΔH>0，則2CO(g)??CO2(g)+C(s)為放熱反應，ΔH<0，且該反應ΔS<0，則當T<980 K時，ΔH-TΔS<0，T>980 K時，ΔH-TΔS>0。

　　(2)由題給信息，要使反應能自發(fā)進行，須有ΔH-TΔS<0，

　　即-94.0 kJ?mol-1-T×(-75.8 J?mol-1?K-1)×10-3 kJ?J-1<0則

　　T<94.0 kJ?mol-175.8 J?mol-1?K-1×10-3kJ?J-1=1.24×103 K。

　　10.在298 K時，下列反應的ΔH依次為：

　　C2H5OH(l)+3O2(g)===2CO2(g)+3H2O(l) ΔH1=-1 366.8 kJ?mol-1

　　C(石墨)+O2(g)===CO2(g)　ΔH2=-393.5 kJ?mol-1

　　H2(g)+1/2O2(g)===H2O(l)　ΔH3=-285.8 kJ?mol-1

　　乙醇(C2H5OH)、氫氣、石墨和氧氣的熵值分別為：

　　161.0 J?mol-1K-1、130.6 J?mol-1K-1、5.74 J?mol-1K-1、205.3 J?mol-1K-1，則298 K時，由單質生成1 mol乙醇的ΔH、ΔS及ΔH-TΔS分別為多少?

　　答案　-277.6 kJ?mol-1　-344.93 J?mol?L-1?K-1　-174.8 kJ?mol-1

　　解析　ΔH=2ΔH2+3ΔH3-ΔH1

　　=2×(-393.5 kJ?mol-1)+3×(-285.8 kJ?mol-1)-(-1 366.8 kJ?mol-1)=-277.6 kJ?mol-1

　　ΔS=161.0 J?mol-1K-1 -3×130.6 J?mol-1K-1 -2×5.74 J?mol-1K-1 -1/2×205.3 J?mol-1K-1

　　=-344.93 J/(mol?K)

　　ΔG=ΔH-TΔS

　　=-277.6 kJ?mol-1-298 K×(-344.93×10-3 kJ?mol-1?K-1)=-174.8 kJ?mol-1

　　第2課時　化學平衡狀態(tài)

　　[目標要求]　1.了解化學反應的可逆性，了解可逆反應的概念、特點。2.理解化學平衡建立的過程。3.理解化學平衡的特征。

　　一、可逆反應

　　1.概念

　　在一定條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應。如：N2+3H2 2NH3。

　　2.特點

　　(1)同一條件下，正反應和逆反應同時發(fā)生、同時存在。

　　(2)反應不能進行到底，反應物不能實現(xiàn)完全轉化。

　　(3)反應體系中，與化學反應有關的各種物質同存于同一反應體系。

　　(4)反應達到限度時，反應仍在進行，沒有停止。

　　二、化學平衡狀態(tài)

　　1.含義

　　在一定條件下，當正、逆兩個方向的反應速率相等時，反應體系中所有參加反應的物質的質量或濃度可以保持恒定。

　　2.特征

　�、倌妫嚎赡娣磻��、诘龋簐正=v逆　③定：物質恒定

　�、軇樱簞討B(tài)平衡，反應沒停止�、葑儯簵l件變，平衡移動

　　三、化學平衡狀態(tài)的判斷

　　1.看v(正)與v(逆)是否相等。

　　2.看體系中的各物質是否保持恒定。

　　知識點一　可逆反應

　　1.下列反應屬于可逆反應的是(　　)

　　A.H2和O2點燃生成H2O的反應與H2O電解生成H2和O2的反應

　　B.CuSO4吸水形成晶體藍礬與藍礬加熱失去水分生成CuSO4

　　C.Cl2溶于水

　　D.Na2O溶于水

　　答案　C

　　解析　A、B項的反應不是在同一條件下進行，不屬于可逆反應;D項反應能進行到底，不屬于可逆反應;同一條件下，Cl2與水反應生成HCl和HClO，同時，HCl和HClO反應生成Cl2與水，屬于可逆反應。

　　2.在密閉容器中進行如下反應：X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始濃度分別為0.1 mol?L-1、0.3 mol?L-1、0.2 mol?L-1，在一定條件下，當反應達到平衡時，各物質的濃度有可能是(　　)

　　A.Z為0.3 mol?L-1

　　B.X2為0.2 mol?L-1

　　C.Y2為0.4 mol?L-1

　　D.c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.55 mol?L-1

　　答案　A

　　解析　可逆反應中，反應體系中各物質一定共存，如果B、C選項中的數(shù)據(jù)存在，則Z的濃度為0，這是不可能的，A選項符合題意;又因為該反應是總體積不變的反應，達到平衡時，不論X2、Y2、Z怎么變化，總物質的量不會改變，總濃度也不會改變，即：c(X2)+c(Y2)+c(Z)=0.6 mol?L-1。

　　知識點二　化學平衡狀態(tài)的判定

　　3.能夠說明一個可逆反應H2(g)+I2(g) 2HI(g)已達到平衡狀態(tài)的是(　　)

　　A.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol H—I鍵形成

　　B.1 mol H—H鍵斷裂的同時有2 mol H—I鍵形成

　　C.1 mol I—I鍵斷裂的同時有2 mol HI鍵形成

　　D.1 mol H—H鍵斷裂的同時有1 mol I—I鍵形成

　　答案　D

　　解析　斷裂反應物的化學鍵和形成生成物的化學鍵都表示正反應，斷裂生成物的化學鍵和形成反應物的化學鍵都表示逆反應，只要抓住反應方向相反和物質的生成和消耗量符合反應方程式，問題便可解決。

　　4.在一定條件下，反應：2NO+O2 2NO2在定容容器中發(fā)生，對該反應達到平衡的標志的描述中，錯誤的是(　　)

　　A.混合氣體的總分子數(shù)不再變化

　　B.混合氣體的顏色不再變化

　　C.容器的總壓強不再變化

　　D.混合氣體的總質量不再變化

　　答案　D

　　解析　該反應為物質的量改變的反應，在定容容器中，建立平衡的過程會有壓強的改變、總分子數(shù)的改變、顏色的改變，一旦這些可變量不變了，則證明平衡建立了，而總質量在任何情況下都不發(fā)生變化。

　　5.在一定溫度下，反應A2(g)+B2(g) 2AB(g)達到平衡的標志是(　　)

　　A.單位時間生成n mol的A2，同時生成n mol的AB

　　B.容器內(nèi)的總壓強不隨時間的變化而變化

　　C.單位時間生成2n mol的AB同時生成n mol的B2

　　D.平均相對分子質量不隨時間變化而變化

　　答案　C

　　解析　該反應是等體積反應，壓強不隨時間變化，不能證明為平衡狀態(tài)。平均式量不隨時間變化也不能證明為平衡狀態(tài)。如果不是等體積反應，則這兩種情況都能證明為平衡狀態(tài)。

　　練基礎落實

　　1.在密閉容器中，充入SO2和18O原子組成的氧氣，在一定條件下開始反應，在達到平衡后，18O存在于(　　)

　　A.只存在于氧氣中

　　B.只存在于SO3中

　　C.只存在于SO2和SO3中

　　D.SO2、SO3、O2中都存在

　　答案　D

　　解析　該反應是可逆反應，正反應、逆反應同時存在;化學平衡是動態(tài)平衡，正反應發(fā)生時，18O存在于SO3中，逆反應發(fā)生時，SO3中的18O又可以轉化到SO2中。

　　2.可逆反應aA(g)+bB(g) cC(g)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。下列各關系式中能說明反應已達到平衡狀態(tài)的是(　　)

　　A.av正(A)=bv正(B) B.bv正(A)=av逆(B)

　　C.av正(C)=cv正(A) D.av正(A)=bv逆(B)

　　答案　B

　　解析　當正反應速率等于逆反應速率時，可逆反應達到平衡狀態(tài)。正、逆反應速率相等有以下幾種表現(xiàn)形式：若用同一物質表示：v正=v逆;若用不同物質表示v逆∶v正=化學方程式中的化學計量數(shù)之比。根據(jù)化學方程式中A、B、C間的計量關系，可知上述四個選項中，只有bv正(A)=av逆(B)表示正、逆反應速率相等。

　　3.可逆反應2HI(g) H2(g)+I2(g)在密閉容器中進行，下列能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是(　　)

　　A.容器內(nèi)壓強不隨時間變化而變化

　　B.混合氣體總分子數(shù)不隨時間變化而變化

　　C.混合氣體的顏色不再改變

　　D.c(H2)與c(I2)保持相等

　　答案　C

　　解析　該反應為體積不變的反應，總分子數(shù)不變、壓強不變不證明平衡已建立，H2、I2都是生成物且計量數(shù)相等，二者濃度相等也不能證明平衡已建立。

　　4.可逆反應：2NO2 2NO+O2在恒容密閉容器中進行，達到平衡狀態(tài)的標志是(　　)

　　①單位時間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO2�、趩挝粫r間內(nèi)生成n mol O2的同時生成2n mol NO　③用NO2、NO、O2的物質的量濃度變化表示的反應速率之比為2∶2∶1的狀態(tài)�、芑旌蠚怏w的顏色不再改變的狀態(tài)�、莼旌蠚怏w的密度不再改變的狀態(tài)�、藁旌蠚怏w的平均相對分子質量不再改變的狀態(tài)

　　A.①④⑥ B.②③⑤

　　C.①③④ D.①②③④⑤⑥

　　答案　A

　　5.3 mol H2和1 mol N2放入密閉容器中，使用催化劑發(fā)生反應：N2+3H2 2NH3，從反應開始到平衡過程中，不可能出現(xiàn)的是(　　)

　　A.2 mol NH3 B.0.5 mol NH3

　　C.0.9 mol N2 D.H2和NH3物質的量相等

　　答案　A

　　解析　可逆反應不可能進行到底。當生成2 mol NH3時，N2和H2的物質的量均為0，這種情況不可能出現(xiàn)。

　　練方法技巧

　　6.在一定溫度下的剛性密閉容器中，當下列哪些物質量不再發(fā)生變化時，表明下述反應：

　　A(s)+2B(g) C(g)+D(g)已達到平衡狀態(tài)(　　)

　�、倩旌蠚怏w的壓強�、诨旌蠚怏w的密度�、跙的物質的量濃度�、軞怏w的總物質的量�、莼旌蠚怏w的平均相對分子質量�、尬镔|C的百分含量�、吒鳉怏w的物質的量

　　A.②③⑤⑥⑦ B.①②③⑥⑦

　　C.②③④⑤⑥ D.①③④⑤⑦

　　思路點撥：解答本題需要注意以下兩點：

　　(1)判斷反應達到平衡狀態(tài)的根本標志是v(正)=v(逆)和反應混合物中各組成成分的百分含量不變。

　　(2)物質的狀態(tài)及反應前后氣體的化學計量數(shù)之間的關系。

　　答案　A

　　解析　A(s)+2B(s) C(g)+D(g)是反應前后氣體體積相等的反應，不管是否平衡，混合氣體的壓強始終不變，氣體的總物質的量也不變，不是判斷是否達到平衡的標志。

　　7.某體積可變的密閉容器，盛有適量的A和B的混合氣體，在一定條件下發(fā)生反應：A+3B 2C。若維持溫度和壓強不變，當達到平衡時容器的體積為V L，其中C氣體的體積占10%。下列推斷正確的是(　　)

　�、僭�混合氣體的體積為1.2V L�、谠�混合氣體的體積為1.1V L�、鄯磻�達到平衡時氣體A消耗掉0.05V L ④反應達平衡時氣體B消耗掉0.05V L

　　A.②③ B.②④ C.①③ D.①④

　　答案　A

　　解析　設起始A和B的體積分別為a、b

　　A　　+　　3B　 ??　2C

　　起始的體積(L) a b 0

　　轉化的體積(L) 0.05V 0.15V 10%V

　　平衡時體積(L) a-0.05V b-0.15V 10%V

　　a-0.05V+b-0.15V+10%V=V

　　a+b=1.1V

　　8.已知汽車尾氣無害化處理反應為2NO(g)+2CO(g) N2(g)+2CO2(g)　ΔH<0

　　下列說法不正確的是(　　)

　　A.升高溫度可使該反應的逆反應速率降低

　　B.反應達平衡后，CO的反應速率保持不變

　　C.使用高效催化劑可有效提高正、逆反應速率

　　D.單位時間內(nèi)消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，反應達到平衡

　　答案　A

　　解析　此反應的正反應是放熱反應，升高溫度，正、逆反應速率都增大，但平衡逆移，故A錯;加入催化劑，能同等程度地提高正、逆反應速率，故C正確;平衡時，各成分的反應速率保持不變，但不為0，故B正確;消耗CO為v(正)，消耗N2為v(逆)，當單位時間內(nèi)消耗CO和N2的物質的量之比為2∶1時，均換算為CO的反應速率，得v(正)=v(逆)，達平衡，故D正確。

　　練綜合拓展

　　9.在200 ℃時，將a mol H2(g)和b mol I2(g)充入到體積為V L的密閉容器中，發(fā)生反應：I2(g)+H2(g) 2HI(g)。

　　(1)反應剛開始時，由于c(H2)=______，c(I2)=______，而c(HI)=______，所以化學反應速率____________最大，而________最小(為零);

　　(2)隨著反應的進行，反應混合物中各組分濃度的變化趨勢為c(H2)______，c(I2)________，而c(HI)__________，從而化學反應速率v正____________，而v逆________;

　　(3)當反應進行到v正與v逆________時，此可逆反應就達到了平衡，若保持外界條件不變時，反應混合物中各組分的物質的量、物質的量濃度、質量分數(shù)、體積分數(shù)、反應物的轉化率和生成物的產(chǎn)率及體系的總壓強(或各組分的分壓)都將________。

　　答案　(1)aV mol?L-1　bV mol?L-1　0　v正　v逆

　　(2)減小　減小　增大　減小　增大

　　(3)相等　保持不變

　　10.有A、B、C三種氣體，若起始時取1 mol A與2 mol B發(fā)生反應：A+2B 2C，達到平衡時，c(A)、c(B)、c(C)之比等于v(A)、v(B)、v(C)之比，則達到平衡時A的物質的量是__________。

　　答案　0.5 mol

　　解析　根據(jù)反應的化學方程式知，v(A)∶v(B)∶v(C)=1∶2∶2，則c(A)∶c(B)∶c(C)=1∶2∶2，此時可判斷c(B)=c(C)，因為此反應中B的消耗量等于C的生成量，又等于B的剩余量，則B消耗了原來的一半，即1 mol，同時A消耗了0.5 mol。

　　11.將一定量的SO2和含0.7 mol氧氣的空氣(忽略CO2)放入一定體積的密閉容器中，550 ℃時，在催化劑作用下發(fā)生反應：2SO2+O2 2SO3(正反應放熱)。反應達到平衡后，將容器中的混合氣體通過過量NaOH溶液，氣體體積減少了21.28 L;再將剩余氣體通過焦性沒食子酸的堿性溶液吸收O2，氣體的體積又減少了5.6 L(以上氣體體積均為標準狀況下的體積)。(計算結果保留一位小數(shù))

　　請回答下列問題：

　　(1)判斷該反應達到平衡狀態(tài)的標志是________。(填字母)

　　a.SO2和SO3濃度相等

　　b.SO2百分含量保持不變

　　c.容器中氣體的壓強不變

　　d.SO3的生成速率與SO2的消耗速率相等

　　e.容器中混合氣體的密度保持不變

　　(2)欲提高SO2的轉化率，下列措施可行的是

　　________________________________________________________________________。

　　(填字母)

　　a.向裝置中再充入N2

　　b.向裝置中再充入O2

　　c.改變反應的催化劑

　　d.升高溫度

　　(3)求該反應達到平衡時SO2的轉化率(用百分數(shù)表示)。

　　(4)若將平衡混合氣體的5%通入過量的BaCl2溶液，生成沉淀多少克?

　　答案　(1)bc　(2)b　(3)消耗氧氣的物質的量：

　　0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol

　　反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol

　　SO2和SO3的物質的量之和：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol

　　反應前SO2的物質的量為：0.95 mol

　　SO2的轉化率：0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%

　　(4)在給定條件下溶液呈強酸性，不會產(chǎn)生BaSO3沉淀，因此m(BaSO4)=0.90 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g

　　解析　(1)由定義判斷b正確;由于恒溫恒容下的非等體積反應，壓強不變說明氣體的總物質的量不變，反應達平衡，c正確;由ρ=mV中m和V都是定值，故ρ也始終不變，無法判斷是否達到平衡，e錯誤;SO2和SO3的濃度大小關系不能作為平衡判定標志，a錯;d中SO3的生成速率和SO2的消耗速率任意時間點都相等，d錯。

　　(2)由化學平衡的影響因素可知：恒容下充入N2不改變反應混合物各成分濃度，平衡不移動;充入O2則增大了反應物O2的濃度，提高了SO2的轉化率;催化劑不改變平衡，無法影響SO2的轉化率;升高溫度會使平衡逆向移動，降低SO2的轉化率。

　　(3)由信息知消耗氧氣的物質的量：0.7 mol-5.6 L22.4 L?mol-1=0.45 mol;②反應達平衡時SO2和SO3的總物質的量為：21.28 L22.4 L?mol-1=0.95 mol，因為SO2和SO3的消耗和生成關系為1∶1，所以初始SO2的總量也是0.95 mol;③反應的n(SO2)=0.45 mol×2=0.9 mol，生成的n(SO3)=0.9 mol。

　　所以α(SO2)=0.9 mol0.95 mol×100%=94.7%。

　　(4)在給定條件下，溶液呈強酸性，BaSO3不會沉淀，因此m(BaSO4)=0.9 mol×5%×233 g?mol-1=10.5 g。

　　第3課時　化學平衡常數(shù)

　　[目標要求]　1.知道化學平衡常數(shù)的含義。2.能運用化學平衡常數(shù)對化學反應進行程度的判斷。3.能利用化學平衡常數(shù)計算反應物的轉化率。

　　一、化學平衡常數(shù)

　　1.表達式

　　對于一般的可逆反應：aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g)，當在一定溫度下達到化學平衡狀態(tài)時，平衡常數(shù)的表達式為：K=cc?C??cd?D?ca?A??cb?B?。

　　2.意義

　　(1)K值越大，說明正反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大;反之就轉化越不完全，轉化率就越小。

　　(2)K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。

　　二、反應物的平衡轉化率

　　1.定義

　　物質在反應中轉化量與起始量的比值。

　　2.表達式

　　α=Δnn始×100%=Δcc始×100%。

　　3.意義

　　反應物的平衡轉化率表示在一定溫度和一定起始濃度下反應進行的限度。

　　知識點一　化學平衡常數(shù)

　　1.關于化學平衡常數(shù)的敘述，正確的是(　　)

　　A.只與化學反應方程式本身和溫度有關

　　B.只與反應的溫度有關

　　C.與化學反應本身和溫度有關，并且會受到起始濃度的影響

　　D.只與化學反應本身有關，與其他任何條件無關的一個不變的常數(shù)

　　答案　A

　　解析　大量實驗證明，化學平衡常數(shù)決定于兩個方面的因素：化學反應的本身和反應體系的溫度，與起始濃度等其他外界條件沒有任何關系。

　　2.1 000 K時反應C(s)+2H2(g) CH4(g)的K=8.28×107，當各氣體物質的量濃度分別為H2 0.7 mol?L-1、CH4 0.2 mol?L-1時，上述反應(　　)

　　A.正向移動 B.逆向移動 C.達到平衡 D.不一定

　　答案　A

　　解析　Q=0.2?0.7?2=0.408

　　Q

　　知識點二　轉化率

　　3.在某溫度下，將2 mol A和3 mol B充入一密閉容器中發(fā)生反應：aA(g)+B(g) C(g)+D(g)，5 min后達平衡。已知各物質的平衡濃度關系為c(A)a?c(B)=c(C)?c(D)。若在溫度不變的情況下，將容器的容積擴大為原來的10倍，A的轉化率不發(fā)生變化，則B的轉化率為(　　)

　　A.60% B.24% C.12% D.40%

　　答案　D

　　4.在一定條件下，SO2和O2發(fā)生如下反應：2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)　ΔH<0。

　　(1)寫出該反應的化學平衡常數(shù)表達式K=________。

　　(2)降低溫度，該反應的K值________(填“增大”、“減小”或“不變”，下同)，二氧化硫的轉化率________，化學反應速率________。

　　答案　(1)c2?SO3?c2?SO2??c?O2?　(2)增大　增大　減小

　　解析　(1)化學平衡常數(shù)是指在一定溫度下，達到平衡的可逆反應里生成物濃度的系數(shù)次方的乘積與反應物濃度的系數(shù)次方的乘積之比，故K=c2?SO3?c2?SO2??c?O2?。

　　(2)降低溫度，平衡向正反應方向移動，反應物濃度減小，生成物濃度增大，故K值增大，二氧化硫轉化率增大，但化學反應速率隨溫度的降低而減小。(有關化學平衡移動的知識下節(jié)介紹)

　　知識點三　化學平衡計算

　　5.在一定溫度下，一定體積的密閉容器中有如下平衡：H2(g)+I2(g) 2HI(g)。已知H2

　　和I2的起始濃度均為0.1 mol?L-1，達到平衡時，HI的濃度為0.16 mol?L-1。若H2和I2的起始濃度變?yōu)?.2 mol?L-1，則平衡時H2的濃度(mol?L-1)是(　　)

　　A.0.16 B.0.08 C.0.04 D.0.02

　　答案　C

　　解析　由于開始時HI的濃度為0，平衡時HI的濃度為0.16 mol?L-1，故反應中H2和I2的濃度都減小了0.08 mol?L-1，H2、I2、HI的平衡濃度分別為0.02 mol?L-1、0.02 mol?L-1、0.16 mol?L-1，則H2+I2 2HI的化學平衡常數(shù)為：K=0.1620.02×0.02=64，若H2和I2的起始濃度變?yōu)?.2 mol?L-1，設達到平衡時H2的濃度減少了x mol?L-1，則：

　　H2　+　I2　??　2HI

　　開始濃度(mol?L-1)　0.2　 　0.2　　　　0

　　變化濃度(mol?L-1)　x　　　　x　　　　2x

　　平衡濃度(mol?L-1)　0.2-x　0.2-x　　2x

　　將平衡濃度代入平衡常數(shù)表達式：?2x?2?0.2-x?2=64，解得x=0.16 mol?L-1，故平衡時H2的濃度是0.2 mol?L-1-0.16 mol?L-1=0.04 mol?L-1。

　　練基礎落實

　　1.對于3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2(g)，反應的化學平衡常數(shù)的表達式為(　　)

　　A.K=c?Fe3O4??c?H2?c?Fe??c?H2O? B.K=c?Fe3O4??c4?H2?c?Fe??c4?H2O?

　　C.K=c4?H2O?c4?H2? D.K=c4?H2?c4?H2O?

　　答案　D

　　解析　平衡常數(shù)是生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，但固體濃度視為1，不寫入平衡常數(shù)計算式中。

　　2.在可逆反應中，平衡常數(shù)與反應進行的限度關系正確的是(　　)

　　A.K越大，反應程度越大

　　B.K越大，反應程度越小

　　C.K的大小與反應程度無關

　　D.升高溫度，K增大

　　答案　A

　　解析　對于給定的可逆反應體系，化學平衡常數(shù)越大，反應進行的程度越大，A項正確;化學平衡常數(shù)與溫度升降的關系視具體反應而定，對于放熱反應，溫度越高，K越小;對于吸熱反應，溫度越高，K越大。

　　3.2 000 K時，反應CO(g)+12O2(g) CO2(g)的平衡常數(shù)為K，則相同溫度下反應

　　2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)的平衡常數(shù)K′為(　　)

　　A.1K B.K2 C.1K2 D.1K12

　　答案　C

　　解析　平衡常數(shù)與化學方程式的寫法有關，對于以上兩個反應：K=c?CO2?c?CO??c12?O2?，K′=c2?CO??c?O2?c2?CO2?，所以K′=1K2。

　　4.298 K時，各反應的平衡常數(shù)如下：

　�、貼2(g)+O2(g) 2NO(g)，K=1×10-30;

　�、�2H2(g)+O2(g) 2H2O(g)，K=2×1081;

　　③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92

　　則常溫下，NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向最大的是(　　)

　　A.① B.② C.③ D.無法判斷

　　答案　A

　　解析　要判斷NO、H2O、CO2這三個化合物分解放氧的傾向，則必須求出各個分解放氧反應的平衡常數(shù)，然后比較大小即可。由計算可知：

　　①2NO(g) N2(g)+O2(g)，K=1×1030

　�、�2H2O(g) 2H2(g)+O2(g)，K=5×10-82

　　③2CO2(g) 2CO(g)+O2(g)，K=4×10-92

　　平衡常數(shù)越大，表示反應進行得越徹底，因此反應①即NO分解放氧的傾向最大。

　　練方法技巧

　　5.已知可逆反應：M(g)+N(g) P(g)+Q(g)　ΔH>0，請回答下列問題：

　　(1)在某溫度下，反應物的起始濃度分別為：c(M)=1 mol?L-1，c(N)=2.4 mol?L-1。達到平衡后，M的轉化率為60%，此時N的轉化率為________;

　　(2)若反應溫度升高，M的轉化率________(填“增大”、“減小”或“不變”);

　　(3)若反應溫度不變，反應物的起始濃度分別為：c(M)=4 mol?L-1，c(N)=a mol?L-1;達到平衡后，c(P)=2 mol?L-1，a=________。

　　(4)若反應溫度不變，反應物的起始濃度為：c(M)=c(N)=b mol?L-1，達到平衡后，M的轉化率為________。

　　思路點撥：解答本題要把握以下兩點：

　　(1)運用三段式求出平衡轉化率。

　　(2)溫度不變平衡常數(shù)不變。

　　答案　(1)25%　(2)增大　(3)6　(4)41.4%

　　解析　　　M(g)　+　N(g) P(g)　+　Q(g)

　　起始濃度?mol?L-1?　　1　　　　2.4　　　 0　 　　0

　　轉化濃度?mol?L-1?　1×60%　1×60%　1×60%　 1×60%

　　平衡濃度?mol?L-1?　　0.4　　 　1.8　　　0.6　 　0.6

　　N的轉化率為0.6 mol?L-12.4 mol?L-1×100%=25%。

　　(2)由于該反應正反應吸熱，溫度升高，K增大，平衡右移，則M的轉化率增大。

　　(3)溫度不變，平衡常數(shù)不變，K=0.6×0.60.4×1.8=2×2?4-2?×?a-2?=12，a=6。

　　(4)根據(jù)(3)的結果，設M的轉化率為x，則K=bx×bxb?1-x?×b?1-x?=12，則x1-x=12，x=41.4%。

　　6.某溫度下，將H2和I2各0.1 mol的氣態(tài)混合物充入10 L的密閉容器中，充分反應達到平衡后，測得c(H2)=0.008 mol?L-1。

　　(1)求該反應的平衡常數(shù)。

　　(2)在上述溫度下，該容器中若通入H2和I2蒸氣各0.2 mol，試求達到化學平衡狀態(tài)時各物質的濃度。

　　答案　(1)平衡常數(shù)為0.25

　　(2)c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，c(HI)=0.008 mol?L-1

　　解析　(1)依題意可知，平衡時c(H2)=0.008 mol?L-1，消耗c(H2)=0.002 mol?L-1，生成c(HI)=0.004 mol?L-1

　　H2　+　I2　??　2HI

　　起始時各物質濃度(mol?L-1)　0.01　　0.01　　　 0

　　平衡時各物質濃度(mol?L-1)　0.008　 0.008　　0.004

　　K=c2?HI?c?H2??c?I2?=?0.004?2?0.008?2=0.25。

　　(2)依題意可知，c(H2)=0.02 mol?L-1，c(I2)=0.02 mol?L-1。

　　設H2的消耗濃度為x，則：

　　H2　+　I2　 ??2HI

　　平衡時物質濃度(mol?L-1)　0.02-x　0.02-x　　2x

　　因為K不隨濃度發(fā)生變化，只與溫度有關，則有：

　　K=c2?HI?c?H2??c?H2?=?2x?2?0.02-x?2=0.25，

　　解得x=0.004 mol?L-1。

　　平衡時c(H2)=c(I2)=0.016 mol?L-1，

　　c(HI)=0.008 mol?L-1。

　　7.合成氨反應N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)在某溫度下達到平衡時，各物質的濃度是c(N2)=3 mol?L-1，c(H2)=9 mol?L-1，c(NH3)=4 mol?L-1，求：

　�、僭摐囟葧r的平衡常數(shù);②N2、H2的起始濃度。

　　答案�、貹=7.32×10-3

　　②c(N2)=5 mol?L-1　c(H2)=15 mol?L-1

　　解析　K=c2?NH3?c?N2??c3?H2?=423×93=7.3×10-3

　　N2　　+　　3H2　　??　　 2NH3

　　起始　x　　　　　　y　　　　　 　　0

　　平衡　3 mol?L-1　9 mol?L-1　 　　4 mol?L-1

　　Δc　　x-3 mol　　y-9 mol?L-1　　4 mol?L-1

　　x-34=12　x=5 mol?L-1

　　y-94=32　y=15 mol?L-1

　　8.在一個容積為500 mL的密閉容器中，充入5 mol H2和2 mol CO。在一定溫度和一定壓強下，發(fā)生如下反應：

　　2H2(g)+CO(g) CH3OH(g)，經(jīng)過5 min后達到平衡狀態(tài)。若此時測得CH3OH蒸氣的濃度為2 mol?L-1，求：

　　(1)以H2的濃度變化表示的該反應的速率;

　　(2)達平衡時CO的轉化率;

　　(3)該溫度下的K。

　　答案　(1)v(H2)=0.8 mol?L-1?min-1

　　(2)50%

　　(3)0.028L2?mol-2

　　解析　設CO反應的濃度為x，則H2反應的濃度為2x，由題意可得：

　　c(起始H2)=5 mol/0.5 L=10 mol?L-1，

　　c (起始CO)=2 mol/0.5 L=4 mol?L-1，

　　2H2(g)　+CO(g)??CH3OH(g)

　　起始濃度：10 mol?L-1 4 mol?L-1　0

　　反應濃度：2x x 2 mol?L-1

　　平衡濃度：10-2x 4-x 2 mol?L-1

　　解得：x=2 mol?L-1

　　10-2x=6 mol?L-1

　　4-x=2 mol?L-1

　　(1)v(H2)=Δc(H2)/t=4 mol?L-1/5 min

　　=0.8 mol?L-1?min-1

　　(2)α(CO)=c(反應CO)/c(起始CO)×100%

　　=2 mol?L-1/4 mol?L-1×100%=50%

　　(3)K=c?CH3OH?c?CO??c2?H2?=22×62L2?mol-2=0.028 L2?mol-2

　　練綜合拓展

　　9.氨是重要的氮肥，合成原理為：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)　ΔH=-92.4 kJ?mol-1�；卮鹣铝袉栴}：

　　(1)寫出平衡常數(shù)K的表達式_______________________________________________，

　　如果降低溫度，該反應K值____________，化學反應速率______，N2的轉化率______。(填“增大”、“減小”或“不變”)

　　(2)在500℃、20 MPa時，將N2、H2置于一個容積為2 L的密閉容器中發(fā)生反應，反應過程中各種物質的物質的量隨時間的變化如圖所示，回答下列問題：

　　① 10 min內(nèi)以NH3表示的平均反應速率為

　　________________________________________________________________________

　　________________。

　�、谠�10～20 min內(nèi)，NH3濃度變化的原因可能是(　　)

　　A.使用了催化劑 B.縮小容器體積

　　C.降低溫度 D.增加NH3物質的量

　�、鄣�1次平衡的時間為：____________，第2次平衡的時間為：____________，第1次平衡：平衡常數(shù)K1=________________________________________________________

　　(帶數(shù)據(jù)的表達式)，第2次平衡時NH3的體積分數(shù)__________;

　�、茉诜磻�進行至25 min時，曲線發(fā)生變化的原因：

　　________________________________________________________________________

　　________________，達第二次平衡時，新平衡的平衡常數(shù)K2______K1(填“大于”、“小于”或“等于”)。

　　答案　(1)K=c2?NH3?c?N2??c3?H2?　增大　減小　增大

　　(2)①0.005 mol?L-1?min-1　②A

　�、�20～25 min　35～40 min　?0.15?20.125×?0.075?3　45.5%

　�、芤谱�0.1 mol NH3　等于