2H2S(g)＝2H2(g)＋S2(g) △H＝+169.8 kJ·mol
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(1)以甲烷为原料制取氢气是工业上常用的制氢方法。CH4(g)与H2O(g)反应生成CO2(g)和H2(g)的热化学方程式为 。
(2)H2S热分解制氢时，常向反应器中通入一定比例空气，使部分H2S燃烧，其目的是 。燃烧生成的SO2与H2S进一步反应，生成物在常温下均非气体，写出该反应的化学方程式： 。
(3)H2O的热分解也可得到H2，高温下水分解体系中主要气体的体积分数与温度的关系如图11所示。图中A、B表示的物质依次是 。
(4)电解尿素[CO(NH2)2]的碱性溶液制氢的装置示意图见图12（电解池中隔膜仅阻止气体通过，阴、阳极均为惰性电极）。电解时，阳极的电极反应式为 。
(5)Mg2Cu是一种储氢合金。350℃时，Mg2Cu与H2反应，生成MgCu2和仅含一种金属元素的氢化物（其中氢的质量分数为0.077）。Mg2Cu与H2反应的化学方程式为 。
解析：本题以新能源为背景涉及元素化合物性质、热化学方程式和电极反应方程式的书写、读图读表的综合题，是以化学知识具体运用的典型试题。
（1）利用盖斯定律即可得出；（2）H2S热分解制氢属于吸热反应，需要提供能量；（3）在很高的温度下，氢气和氧气会分解生成氢原子和氧原子；（4）阳极失去电子，在碱性溶液中碳原子变成CO32。
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【备考提示】高三复习一定要关注生活，适度加强综合训练与提升。 答案：(1)CH4(g)＋2H2O(g) ＝CO2(g) ＋4H2(g) △H＝165.0 kJ·mol
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(2)为H2S热分解反应提供热量 2H2S＋SO2 ＝2H2O＋3S (或4H2S＋2SO2＝4H2O＋3S2) (3)H、O（或氢原子、氧原子）
(4)CO(NH2)2＋8OH－6e＝CO32＋N2↑＋6H2O
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(5)2Mg2Cu＋3H2MgCu2＋3MgH2
第二章 化学反应速率和化学平衡
章节知识网络
测量的方法 影响化学反应 速率的因素 浓度、压强 温度 催化剂 反应的可逆不可逆 化学平衡状态特点 影响因素及平衡移动原理 化学平衡常数 定量表示方法 化学反应速率 本课程重心 化学平衡 化学反应进行的方向 熵判据 一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）
单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） ② 条件因素（外因）：反应所处的外界条件 2. 外界条件对化学反应速率影响的变化规律
※注意： 1. 化学反应速率是标量，只有大小而没有方向；
2. 一般计算出来的化学反应速率是一段时间内的平均速率，不同时刻的化学反应速率是不相同的；
3. 对于固体或气体反应中的液体物质，反应在其表面进行，压强的变化对浓度几乎无影响，是不变的，因此一般不用固体、纯液体表示化学反应速率；
4. 对于同一化学反应，用不同的物质表示其化学反应速率可能不相同，但其化学反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比。
5. 惰性气体对于速率的影响：(该处知识为学生的易错点，请注意)
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变
②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢 二、化学平衡 （一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，体系内组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）
等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡）
定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化） 3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
例举反应 混合物体系中 各成分的含量 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) ①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定 ②各物质的质量或各物质质量分数一定 平衡 平衡 ③各气体的体积或体积分数一定 平衡 ④总体积、总压力、总物质的量一定 不一定平衡 ①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即平衡 V(正)=V(逆) ②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，平衡 正、逆反应 则V(正)=V(逆) 速率的关系 ③V(A):V(B):V(C):V(D)=m:n:p:q，V(正)不一定等于V(逆) 不一定平衡 ④在单位时间内生成n molB，同时消耗了q molD，不一定平衡 因均指V(逆) ①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定） 平衡 压强 ②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定） 不一定平衡 混合气体平均相对①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时 平衡 分子质量Mr ②Mr一定时，但m+n=p+q时 不一定平衡 任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其温度 平衡 他不变） 体系的密度 密度一定 不一定平衡 其他 如体系颜色不再变化等 平衡 （二）影响化学平衡移动的因素 1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。 3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。 ※注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动 （2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。 5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。 三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。 符号： K （二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。 2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而
不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。 （三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时_生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。 2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓度积）
Q〈 K:反应向正反应方向进行; Q = K:反应处于平衡状态 ; Q 〉K:反应向逆反应方向进行 3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应 若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡（此为选学高考考点可能性较小，学有余力者可视情况而情况而定） 1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。 2、分类
（1）定温，定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。
（2）定温，定压的等效平衡
只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡。 五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1
(2)体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.
（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。
即S(g)〉S(l)〉S(s) 2、反应方向判断依据
在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为： ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行 ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态 ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行 注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行 本章难点点拨
难点一：化学反应速率——表示和影响因素
难在: 大小比较，用活化能、有效碰撞理论解释 规律索引：
1、速率比等于系数比，相等；速率比高出系数比，速率大；速率比低于系数比，速率小 2、速率测量实验的原理：围绕测物质的浓度变化，围绕测反应时间。