2024年高考化學一輪總復習 第6單元 第3講　化學平衡常數(shù)　化學反應的方向 學案（含高考真題和課后作業(yè)）（教師版 ）

這是一份2024年高考化學一輪總復習 第6單元 第3講　化學平衡常數(shù)　化學反應的方向 學案（含高考真題和課后作業(yè)）（教師版 ），共43頁。學案主要包含了化學平衡常數(shù)的應用，化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算等內(nèi)容，歡迎下載使用。
?第3講　化學平衡常數(shù)　化學反應的方向
復習目標
1．了解化學平衡常數(shù)的含義，能利用化學平衡常數(shù)進行相關計算。
2．了解利用焓變、熵變判斷化學反應進行的方向。
考點一　化學平衡常數(shù)

1．概念
在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)，用符號K表示。
2．表達式
對于一般的可逆反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，當在一定溫度下達到平衡時，K＝(固體和純液體的濃度視為常數(shù)，通常不列入化學平衡常數(shù)表達式中)。
3．意義及影響因素

意義
K值越大
正反應進行的程度越大
反應物的轉(zhuǎn)化率越大
影響因素
內(nèi)因
反應物本身的性質(zhì)
外因
溫度升高
ΔH0，K值增大
提醒：①K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關。
②K值的大小只能預示某可逆反應向某方向進行的最大限度，不能預示反應達到平衡所需要的時間。
③當K>105時，可以認為反應進行完全。
4．平衡常數(shù)與反應方程式的關系
(1)在相同溫度下，對于給定的可逆反應，正逆反應的平衡常數(shù)互為倒數(shù)，即K正＝。
(2)方程式乘以某個化學計量數(shù)x，則平衡常數(shù)變?yōu)樵瓉淼膞次方。
(3)兩方程式相加得總方程式，則總方程式的平衡常數(shù)等于兩分方程式平衡常數(shù)的乘積，即K總＝K1·K2。
　請指出下列各說法的錯因
(1)恒溫、恒容條件下，反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)達到平衡，向容器中再充入1 mol SO2，平衡正向移動，化學平衡常數(shù)增大。
錯因：化學平衡常數(shù)僅受溫度影響，與濃度無關。
(2)溫度越高，化學平衡常數(shù)越大。
錯因：化學平衡常數(shù)受溫度影響，與可逆反應吸放熱有關，如可逆反應正向放熱，則升高溫度，平衡逆向移動，K值減小。
(3)改變條件，使反應物的平衡轉(zhuǎn)化率都增大，該可逆反應的平衡常數(shù)一定增大。
錯因：平衡常數(shù)僅受溫度影響，如從反應體系中移除生成物，反應物平衡轉(zhuǎn)化率均增大，但平衡常數(shù)不變。
(4)平衡常數(shù)發(fā)生變化，化學平衡不一定發(fā)生移動。
錯因：平衡常數(shù)發(fā)生變化，說明溫度發(fā)生改變，化學平衡一定移動。
(5)增大反應物的濃度，平衡正向移動，化學平衡常數(shù)增大。
錯因：K只受溫度的影響，溫度不變，K不變。

一、化學平衡常數(shù)的應用
1．判斷反應是否達到平衡或向何方向進行
對于化學反應aA(g)＋bB(g)cC(g)＋dD(g)的任意狀態(tài)，濃度商：Q＝。
Q＜K，反應向正反應方向進行；
Q＝K，反應處于平衡狀態(tài)；
Q＞K，反應向逆反應方向進行。
2．判斷可逆反應的熱效應

二、化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算
1． “三段式”法的應用
反應：mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物質(zhì)的量分別為a mol、b mol，達到平衡后，A的消耗量為mx mol，容器容積為V L。
　　　　　mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)
起始/mol a b 0 0
變化/mol mx nx px qx
平衡/mol a－mx b－nx px qx
對于反應物：n(平)＝n(始)－n(變)
對于生成物：n(平)＝n(始)＋n(變)
則(1)平衡常數(shù)：K＝。
(2)A的平衡濃度：c平(A)＝ mol·L－1。
(3)A的轉(zhuǎn)化率：α平(A)＝×100%。
(4)A的體積分數(shù)：φ(A)＝
×100%。
(5)混合氣體的平均密度：ρ混＝
g·L－1。
(6)平衡時混合氣體的平均摩爾質(zhì)量：＝ g·mol－1。
(7)平衡時的壓強與起始時的壓強之比：＝。
2．掌握四個百分數(shù)
(1)轉(zhuǎn)化率＝×100%＝×100%。
(2)生成物的產(chǎn)率：實際產(chǎn)量占理論產(chǎn)量的百分數(shù)。一般來說，轉(zhuǎn)化率越高，原料利用率越高，產(chǎn)率也就越高。
產(chǎn)率＝×100%
(3)平衡時混合物中某組分的百分含量＝×100%。
(4)某組分的體積分數(shù)＝×100%。

角度一　化學平衡常數(shù)
1．在容積一定的密閉容器中，加入一定量的一氧化氮和足量碳發(fā)生化學反應：C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)，平衡時c(NO)與溫度T的關系如圖所示，則下列說法正確的是(　　)

A．該反應的ΔH＞0
B．若該反應在T1、T2時的平衡常數(shù)分別為K1、K2，則K1＜K2
C．若狀態(tài)B、C、D的壓強分別為pB、pC、pD，則pC＝pD＞pB
D．在T2時，若反應體系處于狀態(tài)D，則此時v正＞v逆
答案　D
解析　升高溫度，NO的濃度增大，說明平衡左移，則該反應的ΔH＜0，故A錯誤；ΔH＜0，升高溫度平衡常數(shù)減小，則K1＞K2，故B錯誤；反應中氣體物質(zhì)的量不變，壓強與溫度有關，溫度越高壓強越大，則pC＞pD＝pB，故C錯誤。
2．在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，其化學平衡常數(shù)K和溫度t的關系如表所示：
t/℃
700
800
830
1000
1200
K
0.6
0.9
1.0
1.7
2.6
回答下列問題：
(1)該反應的化學平衡常數(shù)表達式為K＝　　　　　　　　。
(2)該反應為　　　　(填“吸熱”或“放熱”)反應。
(3)某溫度下，各物質(zhì)的平衡濃度符合下式：3c(CO2)·c(H2)＝5c(CO)·c(H2O)，試判斷此時的溫度為　　　　 ℃。
(4)若830 ℃時，向容器中充入1 mol CO、5 mol H2O，反應達到平衡后，其化學平衡常數(shù)K　　　　(填“大于”“小于”或“等于”)1.0。
(5)830 ℃時，容器中的化學反應已達到平衡。在其他條件不變的情況下，擴大容器的體積。平衡　　　　(填“向正反應方向”“向逆反應方向”或“不”)移動。
答案　(1)　(2)吸熱
(3)700　(4)等于　(5)不
角度二　化學平衡常數(shù)與轉(zhuǎn)化率的計算
3．羰基硫(COS)可作為一種糧食熏蒸劑，能防止某些昆蟲、線蟲和真菌的危害。在恒容密閉容器中，將CO和H2S混合加熱發(fā)生下列反應并達到平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)　K＝0.1。反應前CO的物質(zhì)的量為10 mol，平衡后CO的物質(zhì)的量為8 mol。下列說法正確的是(　　)
A．升高溫度，H2S濃度增大，表明該反應是吸熱反應
B．通入CO后，正反應速率逐漸增大
C．反應前H2S物質(zhì)的量為7 mol
D．CO的平衡轉(zhuǎn)化率為80%
答案　C
解析　C項，設反應前H2S的物質(zhì)的量為n mol，容器的容積為V L，則
CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g)
10 n 0 0
2 2 2 2
8 n－2 2 2
K＝＝0.1，解得n＝7，正確。
4．已知反應：CH2===CHCH3(g)＋Cl2(g)CH2===CHCH2Cl(g)＋HCl(g)。在一定壓強下，按不同投料比w向密閉容器中充入氯氣與丙烯。圖甲表示平衡時，丙烯的體積分數(shù)(φ)與溫度(T)、w的關系，圖乙表示正、逆反應的平衡常數(shù)與溫度的關系。則下列說法中錯誤的是(　　)

A．圖甲中w2＞1
B．圖乙中，A線表示逆反應的平衡常數(shù)
C．溫度為T1、w＝2時，Cl2的轉(zhuǎn)化率為50%
D．若在恒容絕熱裝置中進行上述反應，達到平衡時，裝置內(nèi)的氣體壓強增大
答案　C
解析　根據(jù)題中信息可知，增大n(Cl2)，w增大，平衡正向移動，丙烯的體積分數(shù)(φ)減小，故w2＞1，A正確；根據(jù)圖甲可知，升高溫度，丙烯的體積分數(shù)增大，說明平衡逆向移動，正反應為放熱反應，則升高溫度，正反應的平衡常數(shù)減小，逆反應的平衡常數(shù)增大，圖乙中A線表示逆反應的平衡常數(shù)，B正確；由圖乙知，溫度為T1時，正、逆反應的平衡常數(shù)相等，平衡常數(shù)K＝1，當w＝2時，設CH2===CHCH3和Cl2的物質(zhì)的量分別為a mol、2a mol，參加反應的Cl2的物質(zhì)的量為b mol，則＝1，解得＝，則Cl2的轉(zhuǎn)化率約為33.3%，C錯誤；該反應為反應前后氣體體積不變的放熱反應，反應向正反應方向進行，體系溫度升高，氣體膨脹，達到平衡時，裝置內(nèi)的氣體壓強將增大，D正確。
角度三　連續(xù)反應、競爭反應平衡常數(shù)的計算
5．加熱N2O5依次發(fā)生的分解反應為①N2O5(g)N2O3(g)＋O2(g)，②N2O3(g)N2O(g)＋O2(g)。在容積為2 L的密閉容器中充入8 mol N2O5，加熱到t ℃，達到平衡狀態(tài)后O2為9 mol，N2O3為3.4 mol。則t ℃時反應①的平衡常數(shù)為(　　)
A．10.7 B．8.5
C．9.6 D．10.2
答案　B
解析　設N2O5的轉(zhuǎn)化濃度為x mol·L－1，N2O3的轉(zhuǎn)化濃度為y mol·L－1。
所以x＝3.1，y＝1.4
所以反應①的平衡常數(shù)為
K＝＝＝8.5。
6．CO2經(jīng)催化加氫可以生成低碳烴，主要有以下兩個競爭反應：
反應Ⅰ：CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)
反應Ⅱ：2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)
為分析催化劑對反應的選擇性，在1 L密閉容器中充入2 mol CO2和4 mol H2，測得有關物質(zhì)的物質(zhì)的量隨溫度變化如圖所示：

該催化劑在較低溫度時主要選擇　　　　　(填“反應Ⅰ”或“反應Ⅱ”)。520 ℃時，反應Ⅰ的平衡常數(shù)K＝　　　　　　　(只列算式不計算)。
答案　反應Ⅰ　
解析　溫度較低時，CH4的物質(zhì)的量多，所以該催化劑在較低溫度時主要選擇反應Ⅰ。520 ℃時，根據(jù)題給數(shù)據(jù)可得
CO2(g)＋4H2(g)CH4(g)＋2H2O(g)
0.2 0.8 0.2 0.4
2CO2(g)＋6H2(g)C2H4(g)＋4H2O(g)
0.4 1.2 0.2 0.8
c(CO2)＝(2－0.2－0.4) mol·L－1＝1.4 mol·L－1
c(H2)＝(4－0.8－1.2) mol·L－1＝2 mol·L－1
c(H2O)＝(0.4＋0.8) mol·L－1＝1.2 mol·L－1
所以520 ℃時，反應Ⅰ的
K＝＝。
微專題　壓強平衡常數(shù)的計算

1．壓強平衡常數(shù)(Kp)
(1)當把化學平衡常數(shù)K表達式中各物質(zhì)的濃度用該物質(zhì)的分壓來表示時，就得到該反應的壓強平衡常數(shù)Kp，其表達式的意義相同。
(2)Kp僅適用于氣相發(fā)生的反應。
2．表達式
對于一般可逆反應mA＋nBpC＋qD，當在一定溫度下達到平衡時，其壓強平衡常數(shù)Kp＝，其中p(A)、p(B)、p(C)、p(D)表示反應物和生成物的分壓，平衡分壓計算方法如下：
分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù)(或體積分數(shù))。
p(總)＝p(A)＋p(B)＋p(C)＋p(D)；
＝＝。
3．計算方法
第一步：根據(jù)三段式法計算平衡體系中各組分的物質(zhì)的量或物質(zhì)的量濃度。
第二步：計算各氣體組分的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)。
第三步：根據(jù)分壓計算公式求出各氣體物質(zhì)的分壓。
第四步：根據(jù)平衡常數(shù)計算公式代入計算。
4．兩種Kp的計算模板
(1)平衡總壓為p0
N2(g)?。?H2(g)2NH3(g)
n(平) a b c
p(分壓) p0 p0 p0
Kp＝
(2)剛性容器起始壓強為p0，平衡轉(zhuǎn)化率為α。
　　　　2NO2(g)　　N2O4(g)
p(始) p0 0
Δp p0α p0α
p(平) p0－p0α p0α
Kp＝

1．(2022·全國乙卷節(jié)選改編)在1470 K、100 kPa反應條件下，將n(H2S)∶n(Ar)＝1∶4的混合氣進行H2S熱分解反應2H2S(g)S2(g)＋2H2(g)。平衡時混合氣中H2S與H2的分壓相等，H2S平衡轉(zhuǎn)化率為　　　　，平衡常數(shù)Kp＝　　　　kPa。
答案　50%　4.76
解析　假設在該條件下，硫化氫和氬的起始投料的物質(zhì)的量分別為1 mol和4 mol，根據(jù)三段式可知：
　　　 2H2S(g)S2(g)＋2H2(g)
始/mol 1 0 0
變/mol x 0.5x x
平/mol 1－x 0.5x x
平衡時H2S和H2的分壓相等，則二者的物質(zhì)的量相等，即1－x＝x，解得x＝0.5，所以H2S的平衡轉(zhuǎn)化率為×100%＝50%，所以平衡常數(shù)Kp＝＝≈4.76 kPa。
2．(2021·全國乙卷節(jié)選)一氯化碘(ICl)是一種鹵素互化物，具有強氧化性，可與金屬直接反應，也可用作有機合成中的碘化劑?；卮鹣铝袉栴}：
(1)氯鉑酸鋇(BaPtCl6)固體加熱時部分分解為BaCl2、Pt和Cl2，376.8 ℃時平衡常數(shù)Kp′＝1.0×104 Pa2。在一硬質(zhì)玻璃燒瓶中加入過量BaPtCl6，抽真空后，通過一支管通入碘蒸氣(然后將支管封閉)。在376.8 ℃，碘蒸氣初始壓強為20.0 kPa。376.8 ℃平衡時，測得燒瓶中壓強為32.5 kPa，則pICl＝　　　　 kPa，反應2ICl(g)Cl2(g)＋I2(g)的平衡常數(shù)K＝
　　　　　　　　　　　(列出計算式即可)。
(2)McMorris測定和計算了在136～180 ℃范圍內(nèi)下列反應的平衡常數(shù)Kp：
2NO(g)＋2ICl(g)2NOCl(g)＋I2(g)　Kp1
2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)　Kp2
得到lg Kp1～和lg Kp2～均為線性關系，如圖所示：

①由圖可知，NOCl分解為NO和Cl2反應的ΔH　　　　0(填“大于”或“小于”)。
②反應2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的K＝　　　　(用Kp1、Kp2表示)；該反應的ΔH
　　　　0(填“大于”或“小于”)，寫出推理過程_______________
_________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。
答案　(1)24.8　
(2)①大于?、贙p1·Kp2　大于
設T′＞T，即＜，由圖可知：
lg Kp2(T′)－lg Kp2(T)＞|lg Kp1(T′)－lg Kp1(T)|＝lg Kp1(T)－lg Kp1(T′)
則：lg [Kp2(T′)·Kp1(T′)]＞lg [Kp2(T)·Kp1(T)]，即K(T′)＞K(T)。
因此該反應正反應為吸熱反應，即ΔH大于0
解析　(1)由題意知376.8 ℃時玻璃燒瓶中發(fā)生兩個反應：BaPtCl6(s)BaCl2(s)＋Pt(s)＋2Cl2(g)、Cl2(g)＋I2(g)2ICl(g)。BaPtCl6(s)BaCl2(s)＋Pt(s)＋2Cl2(g)的平衡常數(shù)Kp′＝1.0×104 Pa2，則平衡時p2(Cl2)＝1.0×104 Pa2，平衡時p(Cl2)＝100 Pa，設到達平衡時I2(g)的分壓減小p kPa，則
　　　　　　Cl2(g)＋I2(g)　　2ICl(g)
開始/kPa 20.0 0
變化/kPa p 2p
平衡/kPa 0.1 20.0－p 2p
376.8 ℃平衡時，測得燒瓶中壓強為32.5 kPa，則0.1＋20.0＋p＝32.5，解得p＝12.4，則平衡時pICl＝2p kPa＝2×12.4 kPa＝24.8 kPa；則平衡時，I2(g)的分壓為(20.0－p) kPa＝(20×103－12.4×103) Pa，pICl＝24.8 kPa＝24.8×103 Pa，p(Cl2)＝0.1 kPa＝100 Pa，因此反應2ICl(g)===Cl2(g)＋I2(g)的平衡常數(shù)K＝。
(2)①結合題圖可知，溫度越高，越小，lg Kp2越大，即Kp2越大，說明升高溫度平衡2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)正向移動，則NOCl分解為NO和Cl2反應的ΔH大于0。
②Ⅰ.2NO(g)＋2ICl(g)2NOCl(g)＋I2(g)　Kp1
Ⅱ.2NOCl(g)2NO(g)＋Cl2(g)　Kp2
Ⅰ＋Ⅱ得2ICl(g)Cl2(g)＋I2(g)，則2ICl(g)Cl2(g)＋I2(g)的K＝Kp1·Kp2。
3.(2020·全國卷Ⅰ改編)工業(yè)生產(chǎn)硫酸過程中發(fā)生的一個反應為：SO2(g)＋O2(g)SO3(g)；將組成(物質(zhì)的量分數(shù))為2m% SO2(g)、m% O2(g)和q% N2(g)的氣體通入反應器，在溫度t、壓強p條件下進行反應。平衡時，若SO2轉(zhuǎn)化率為α，則SO3壓強為　　　　，平衡常數(shù)Kp＝　　　　　　　　　　(以分壓表示，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))。
答案　　
解析　假設原氣體的物質(zhì)的量為100 mol，則SO2、O2和N2的物質(zhì)的量分別為2m mol、m mol和q mol，則2m＋m＋q＝3m＋q＝100，SO2的平衡轉(zhuǎn)化率為α，則有下列關系：
SO2(g) ＋ O2(g)SO3(g)
起始量(mol) 2m m 0
變化量(mo)) 2mα mα 2mα
平衡量(mol) 2m(1－α) m(1－α) 2mα
平衡時氣體的總物質(zhì)的量為n(總)＝[2m(1－α)＋m(1－α)＋2mα＋q] mol，則SO3的物質(zhì)的量分數(shù)為×100%＝
×100%＝×100%。該反應在恒壓容器中進行，因此，SO3的分壓p(SO3)＝，p(SO2)＝，p(O2)＝，在該條件下，SO2(g)＋O2(g)SO3(g)的Kp＝
＝
＝。
4．在體積可變的恒壓密閉容器中模擬CH4-CO2催化重整反應：CO2(g)＋CH4(g)2CO(g)＋2H2(g)。如圖所示為氣體進料比n(CO2)∶n(CH4)分別等于1∶1、2∶1、3∶1，體系壓強為100 kPa時CO2平衡轉(zhuǎn)化率(α)隨溫度變化的關系。

圖中代表氣體進料比n(CO2)∶n(CH4)為1∶1的是曲線　　　　(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)，根據(jù)圖中點A計算該溫度時反應的平衡常數(shù)Kp＝　　　　(kPa)2(以分壓表示，分壓＝總壓×物質(zhì)的量分數(shù))。若曲線Ⅱ在恒容密閉容器中測定(其他條件不變)，則850 ℃時CO2的平衡轉(zhuǎn)化率位于B點的　　　　方(填“上”或“下”)。
答案?、瘛』颉?04　下
解析　其他條件相同時n(CO2)∶n(CH4)越大，CO2平衡轉(zhuǎn)化率越小，故曲線Ⅰ表示n(CO2)∶n(CH4)為1∶1時CO2的平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度的變化關系。A點CO2平衡轉(zhuǎn)化率為50%，設起始時CO2和CH4均為a mol，列“三段式”：
CO2(g)＋ CH4(g) 2CO(g)＋ 2H2(g)
起始量(mol a a 0 0
轉(zhuǎn)化量(mol) 0.5a 0.5a a a
平衡量(mol) 0.5a 0.5a a a
則Kp＝＝(kPa)2＝×104 (kPa)2。該反應是一個氣體分子數(shù)增大的反應，壓強越小越有利于平衡正向移動，恒容條件下，隨著反應的進行，壓強逐漸增大，CO2的平衡轉(zhuǎn)化率低于相同溫度恒壓條件下CO2的平衡轉(zhuǎn)化率，故在B點下方。
考點二　化學反應的方向 反應條件的控制

一、化學反應方向的判定
1．自發(fā)反應
在一定條件下無需外界幫助就能自發(fā)進行的反應稱為自發(fā)反應。
2．熵和熵變的含義
(1)熵的含義
熵是衡量一個體系混亂度的物理量。用符號S表示。同一條件下，不同物質(zhì)有不同的熵值，同一物質(zhì)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
熵變是反應前后體系熵的變化，用ΔS表示，化學反應的ΔS越大，越有利于反應自發(fā)進行。
3．判斷化學反應方向的判據(jù)
ΔG＝ΔH－TΔS
ΔG0時，反應不能自發(fā)進行。
二、反應條件的控制
1．控制反應條件的目的
(1)促進有利的化學反應
通過控制反應條件，可以加快化學反應速率，提高反應物的轉(zhuǎn)化率，從而促進有利的化學反應進行。
(2)抑制有害的化學反應
通過控制反應條件，可以減少甚至消除有害物質(zhì)的產(chǎn)生或控制副反應的發(fā)生，從而抑制有害的化學反應繼續(xù)進行。
2．控制反應條件的基本措施
(1)控制化學反應速率的措施
通過改變反應體系的溫度、溶液的濃度、氣體的壓強(或濃度)、固體的表面積以及使用催化劑等途徑調(diào)控反應速率。
(2)提高轉(zhuǎn)化率的措施
通過改變可逆反應體系的溫度、溶液的濃度、氣體的壓強(或濃度)等改變可逆反應的限度，從而提高轉(zhuǎn)化率。
3．以工業(yè)合成氨為例，理解運用化學反應原理選擇化工生產(chǎn)中的適宜條件
(1)反應原理：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1。
(2)
(3)從反應快慢和反應限度兩個角度選擇反應條件

(4)綜合考慮——選擇適宜的生產(chǎn)條件
①溫度：400～500 ℃；
②壓強：10～30 MPa；
③投料比：＝；
④以鐵觸媒作催化劑；
⑤采用循環(huán)操作提高原料利用率。
　請指出下列各說法的錯因
(1)NH4HCO3(s)===NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)　ΔH＝＋185.57 kJ·mol－1，該反應一定不能自發(fā)進行。
錯因：該反應的ΔS>0、ΔH>0，在高溫下能自發(fā)進行。
(2)因為焓變和熵變都與反應的自發(fā)性有關，因此焓變或熵變均可以單獨作為反應自發(fā)性的判據(jù)。
錯因：焓變或熵變單獨判斷反應自發(fā)性存在不全面性，應用ΔH－TΔS復合判據(jù)。
(3)在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，可以改變化學反應進行的方向。
錯因：在其他外界條件不變的情況下，使用催化劑，只改變反應速率，而不改變反應方向。
(4)－10 ℃的水結冰，可用熵判據(jù)來解釋其自發(fā)性。
錯因：水結冰是熵減的過程，根據(jù)熵判據(jù)則應是非自發(fā)過程。

　工業(yè)生產(chǎn)中選擇適宜生產(chǎn)條件的原則

外界條件
有利于加快速率的條件控制
有利于平衡正向移動的條件控制
綜合分析結果
濃度
增大反應物的濃度
增大反應物的濃度、減小生成物的濃度
不斷地補充反應物、及時地分離出生成物
催化劑
加合適的催化劑
—
加合適的催化劑
溫度
高溫
ΔH0
高溫
在設備條件和成本允許的前提下，盡量采取高溫并考慮催化劑的活性
壓強
高壓(有氣體參加)
Δvg0(反應前后氣體分子數(shù)增加)
低壓
兼顧速率和平衡，選取適宜的壓強

角度一　化學反應方向的判定
1．下列判斷錯誤的是(　　)
①反應NH3(g)＋HCl(g)===NH4Cl(s)在室溫下可自發(fā)進行，則該反應的ΔH>0　②CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室溫下不能自發(fā)進行，說明該反應的ΔH0、ΔS>0?、堞0的反應在任何溫度下都能自發(fā)進行
A．①③ B．②③
C．②④ D．①②
答案　D
2．(2022·湖南高考節(jié)選)已知ΔG＝ΔH－TΔS，ΔG的值只決定于反應體系的始態(tài)和終態(tài)，忽略ΔH、ΔS隨溫度的變化。若ΔG