2022年高考化學二輪復習 化學反應速率 化學平衡 電解質(zhì)溶液專題輔導教案

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1、2022年高考化學二輪復習 化學反應速率 化學平衡 電解質(zhì)溶液專題輔導教案 【考點突破】 一、化學反應速率 化學平衡 考點1 化學反應速率 1.化學反應速率基本概念 用單位時間內(nèi)反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。常用單位為mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1 說明： (1)固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故一般不用固體或純液體表示反應速率。 (2)反應速率一般是指某段時間內(nèi)的平均速率，非即時速率，不能為負數(shù)。 2.化學反應速率的規(guī)律 同一反應，用不同物質(zhì)表示的速率之比，等于方程式中化學計量數(shù)之比。 方法點擊 近幾年的高考題，在涉及化學反應

2、速率的知識點時，常以選擇題的形式進行考查，主要是利用化學反應速率的規(guī)律，完成下述要求： 1.在一個反應中，由一種物質(zhì)的反應速率，換算為其他物質(zhì)的反應速率。 2.比較同一反應在不同的條件下，用不同物質(zhì)表示的反應速率的相對大小。 3.由速率之比寫出有關方程式 現(xiàn)舉例說明如下： 例1：反應A+3B====2C+2D在四種不同情況下的反應速率分別為：v(A)＝0.15 mol·L-1·s-1、v(B)=0.6 mol·L-1·s-1、v(C)=0.4 mol·L-1·s-1、v(D)=60 mol·L-1·min-1其中表示反應最快的是。 解析：首先統(tǒng)一單位v(D)=60 mol·L-1·

3、min-1=1 mol·L-1·s-1 根據(jù)v(A)︰v(B)︰v(C)︰v(D)=1∶3∶2∶2，將四種物質(zhì)的反應速率，均除以方程式中各自前邊的化學計量數(shù)：=0.15 mol·L-1·s-1、=0.2 mol·L-1·s-1、=0.2 mol·L-1·s-1)、=0.5 mol·L-1·s-1?？梢娺xD。 判斷反應速率的大小，必須考慮各物質(zhì)的反應計量數(shù)，再進行比較，同時還要注意保持單位的統(tǒng)一。 考點2 影響化學反應速率的因素 1.內(nèi)在因素(主要因素)： 反應物的性質(zhì) 2.外在因素(次要因素)： (1)濃度：在其他條件不變時，增大反應物的濃度，化學反應速率增大。增

4、加反應物的量并不能改變速率，由于固體、純液體在反應中可視為濃度不變，故增加其量并不能改變反應速率。 (2)溫度：在其他條件不變時，升高溫度，化學反應速率增大。 (3)壓強：在其他條件不變時，對于有氣體參加的反應，增大壓強，化學反應速率增大。 (4)催化劑：在其他條件不變時，加入催化劑，化學反應速率增大。 (5)其他：光、電磁波、反應物顆粒的大小等也會影響反應速率。 方法點擊 1.壓強對速率的影響，是通過改變氣體的濃度來實現(xiàn)的，故一般意義上的增大壓強是指壓縮氣體的體積。對于氣體反應體系要注意以下幾個問題。 (1)恒溫時： 增大壓強容器容積縮小氣體濃度增大反應速率增大。 (2)恒

5、容時： ①充入氣體反應物氣體濃度增大(氣體總壓增大)反應速率增大。 ②充入惰性氣體容器內(nèi)氣體總壓增大，但反應物濃度不變，反應速率不變。 (3)恒壓時,充入惰性氣體容器容積增大氣體反應物濃度減小反應速率減小。 2.化學反應速率與化學平衡的關系 (1)改變溫度，對吸熱反應速率的影響，總是超過對放熱反應速率的影響：當升高溫度時，吸熱反應速率增大的倍數(shù)＞放熱反應速率增大的倍數(shù)，故升溫化學平衡向吸熱方向移動；當降低溫度時，吸熱反應速率減小的倍數(shù)＞放熱反應速率減小的倍數(shù)，故降溫化學平衡向放熱方向移動。 (2)對有氣體參加的化學反應，改變壓強，對氣體體積之和大的一側(cè)的反應速率的影響，總是超過對氣

6、體體積之和小的一側(cè)的反應速率的影響：當增大壓強時，氣體體積之和大的一側(cè)的反應速率增大的倍數(shù)＞氣體體積之和小的一側(cè)的反應速率增大的倍數(shù)，故加壓化學平衡向氣體體積之和小的一側(cè)移動；當減小壓強時，氣體體積之和大的一側(cè)的反應速率減小的倍數(shù)＞氣體體積之和小的一側(cè)的反應速率減少的倍數(shù)，故減壓化學平衡向氣體體積之和大的一側(cè)移動。 (3)使用催化劑，正、逆反應速率增加或減小的倍數(shù)相同，故化學平衡不移動。 3.化學知識點多，而理綜試卷化學高考題的題量減少，所以化學高考題每一道題涉及的知識點都比較多。綜合考慮各種因素對反應速率的影響進行命題，符合這一命題趨勢。 例題： 已知Mg+2HCl====MgCl2+

7、H2↑,將鎂條投入到稀鹽酸中，反應速率與時間的關系如圖所示： 試完成下列問題： ①t0→t1時間段內(nèi)速率變化的原因______________________________。 ②t1→t2時間段內(nèi)速率變化的原因______________________________。 解析：鎂與鹽酸反應的實質(zhì)是Mg與H+之間的氧化還原反應，在t0→t1時間段內(nèi)，隨著反應的進行，H+的濃度逐漸降低，按說反應速率應逐漸降低，但鎂與鹽酸的反應是放熱反應，使溶液溫度升高，又使反應速率加快，且后者對反應速率的影響超過了前者對反應速率的影響，所以隨著反應的進行，反應速率逐漸增大。而在t1→t2時間段內(nèi)，

8、H+的濃度減少很多，所以隨著反應的進行，反應速率逐漸減小。 考點4 化學平衡 1．概念：在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組成成分的含量保持不變的狀態(tài)叫化學平衡狀態(tài)。 2．特點： “等”——處于密閉體系的可逆反應，化學平衡狀態(tài)建立的條件是正反應速率和逆反應速率相等。即v(正)=v(逆)≠O。這是可逆反應達到平衡狀態(tài)的重要標志。 “定”——當一定條件下可逆反應一旦達平衡(可逆反應進行到最大的程度)狀態(tài)時，在平衡體系的混合物中，各組成成分的含量(即反應物與生成物的物質(zhì)的量，物質(zhì)的量濃度，質(zhì)量分數(shù)，體積分數(shù)等)保持一定而不變(即不隨時間的改變而改變)

9、。這是判斷體系是否處于化學平衡狀態(tài)的重要依據(jù)。 “動”——指定化學反應已達化學平衡狀態(tài)時，反應并沒有停止，實際上正反應與逆反應始終在進行，且正反應速率等于逆反應速率，所以化學平衡狀態(tài)是動態(tài)平衡狀態(tài)。 “變”——任何化學平衡狀態(tài)均是暫時的、相對的、有條件的(與濃度、壓強、溫度等有關)。而與達平衡的過程無關(化學平衡狀態(tài)既可從正反應方向開始達平衡，也可以從逆反應方向開始達平衡)。當外界條件變化時，原來的化學平衡即被打破，在新的條件不再改變時，在新的條件下建立起新的化學平衡。新平衡時正、逆反應速率，各組成成分的含量均與原平衡不同。 3．化學平衡常數(shù) （1）化學平衡常數(shù)的數(shù)學表達式： 在一定

10、條件下，可逆反應：aA+bB=cC+dD達到化學平衡時， （2）化學平衡常數(shù)表示的意義：平衡常數(shù)數(shù)值的大小可以反映可逆反應進行的程度大小，K值越大，反應進行越完全，反應物轉(zhuǎn)化率越高，反之則越低。 （3）影響因素：K只是溫度的函數(shù)，如果正反應為吸熱反應，溫度升高，K值增大；如果正反應為放熱反應，溫度升高，K值減小。 考點5 平衡移動原理 如果改變影響平衡的一個條件(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件對平衡移動影響的概括和總結(jié)，只適用于已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的可逆反應，未處于平衡狀態(tài)的體系不能用此原理分析，但它也適用于其他動態(tài)平衡體系，如溶

11、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。 考點6 有關化學平衡的基本計算 (1)物質(zhì)濃度的變化關系 反應物：平衡濃度＝起始濃度－轉(zhuǎn)化濃度 生成物：平衡濃度＝起始濃度+轉(zhuǎn)化濃度 其中，各物質(zhì)的轉(zhuǎn)化濃度之比等于它們在化學方程式中物質(zhì)的計量數(shù)之比。 (2)反應的轉(zhuǎn)化率(α)：α＝×100％ (3)在密閉容器中有氣體參加的可逆反應，在計算時經(jīng)常用到阿伏加德羅定律的兩個推論： 恒溫、恒容時： ；恒溫、恒壓時：n1/n2=V1/V2 (4)計算模式 濃度(或物質(zhì)的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(

12、g) 起始 m n 0 0 轉(zhuǎn)化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx α(A)=（ax/m）×100％ ω(C)＝×100％ (3)化學平衡計算的關鍵是準確掌握相關的基本概念及它們相互之間的關系。化學平衡的計算步驟，通常是先寫出有關的化學方程式，列出反應起始時或平衡時有關物質(zhì)的濃度或物質(zhì)的量，然后再通過相關的轉(zhuǎn)換，分別求出其他物質(zhì)的濃度或物質(zhì)的量和轉(zhuǎn)化率。概括為：建立解題模

13、式、確立平衡狀態(tài)方程。說明： ①反應起始時，反應物和生成物可能同時存在； ②由于起始濃度是人為控制的，故不同的物質(zhì)起始濃度不一定是化學計量數(shù)比，若反應物起始濃度呈現(xiàn)計量數(shù)比，則隱含反應物轉(zhuǎn)化率相等，且平衡時反應物的濃度成計量數(shù)比的條件。 ③起始濃度，平衡濃度不一定呈現(xiàn)計量數(shù)比，但物質(zhì)之間是按計量數(shù)反應和生成的，故各物質(zhì)的濃度變化一定成計量數(shù)比，這是計算的關鍵。 特別提醒：幾個應注意的問題 1．等效平衡：在兩種不同的初始狀態(tài)下，同一個可逆反應在一定條件(定溫、定容或定溫、定壓)下分別達到平衡時，各組成成分的物質(zhì)的量(或體積)分數(shù)相等的狀態(tài)。在恒溫恒容條件下，建立等效平衡的一般條件是：反

14、應物投料量相當；在恒溫恒壓條件下，建立等效平衡的條件是：相同反應物的投料比相等。 2．平衡移動的思維基點 (1)“先同后變”，進行判斷時，可設置相同的平衡狀態(tài)(參照標準)，再根據(jù)題設條件觀察變化的趨勢； (2)“不為零原則”，對于可逆反應而言，無論使用任何外部條件，都不可能使其平衡體系中的任何物質(zhì)濃度變化到零。 3．速率平衡圖象題的解題策略 首先要看清楚橫軸和縱軸意義(特別是縱軸。表示轉(zhuǎn)化率和表示反應物的百分含量情況就完全相反)以及曲線本身屬等溫線還是等壓線(當有多余曲線及兩個以上條件時，要注意“定一議二”)；然后找出曲線上的特殊點，并理解其含義(如“先拐先平”)；再根據(jù)縱軸隨橫軸的

15、變化情況，判定曲線正確走勢，以淘汰錯誤的選項。具體情況如下： （1）對于化學反應速率的有關圖象問題，可按以下的方法進行分析： ①認清坐標系，搞清縱、橫坐標所代表的意義，并與有關的原理掛鉤。 ②看清起點，分清反應物、生成物，濃度減小的是反應物，濃度增大的是生成物一般生成物多數(shù)以原點為起點。 ③抓住變化趨勢，分清正、逆反應，吸、放熱反應。升高溫度時，v(吸)>v(放)，在速率-時間圖上，要注意看清曲線是連續(xù)的還是跳躍的，分清漸變和突變，大變和小變。例如，升高溫度，v(吸)大增，v(放)小增，增大反應物濃度，v(正)突變，v(逆)漸變。 ④注意終點。例如在濃度-時間圖上，一定要看清終點時反

16、應物的消耗量、生成物的增加量，并結(jié)合有關原理進行推理判斷。 （2）對于化學平衡的有關圖象問題，可按以下的方法進行分析： ①認清坐標系，搞清縱、橫坐標所代表的意義，并與勒沙特列原理掛鉤。 ②緊扣可逆反應的特征，搞清正反應方向是吸熱還是放熱，體積增大還是減小、不變，有無固體、純液體物質(zhì)參加或生成等。 ③看清速率的變化及變化量的大小，在條件與變化之間搭橋。 ④看清起點、拐點、終點，看清曲線的變化趨勢。 ⑤先拐先平。例如，在轉(zhuǎn)化率-時間圖上，先出現(xiàn)拐點的曲線先達到平衡，此時逆向推理可得該變化的溫度高、濃度大、壓強高。 ⑥定一議二。當圖象中有三個量時，先確定一個量不變再討論另外兩個量的關系

17、。 二、電解質(zhì)溶液 考點1 強弱電解質(zhì)及其電離 1．電解質(zhì)、非電解質(zhì)的概念 電解質(zhì)：在水溶液中或熔融狀態(tài)時能夠?qū)щ姷幕衔铩? 非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)都不能導電的化合物。 注意：①單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)；②CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能導電，但它們不是電解質(zhì)，因為導電的物質(zhì)不是其本身；③難溶的鹽（BaSO4等）雖然水溶液不能導電，但是在融化時能導電，也是電解質(zhì)。 2．電解質(zhì)的電離 （1）強電解質(zhì)如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全電離的，在溶液中不存在電解質(zhì)分子，溶液中的離子濃度可根據(jù)電解質(zhì)濃度計算出來。 （2）弱電解質(zhì)在水溶液中

18、是少部分發(fā)生電離的。如25℃時0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的電離度只有1.32％，溶液中存在較大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和極少量的OH-離子。 （3）多元弱酸如H2CO3還要考慮分步電離： H2CO3H+＋HCO3-；HCO3-H+＋CO32-。 3．弱電解質(zhì)的電離平衡 （1）特征：①動：υ(電離)＝υ(結(jié)合)≠０的動態(tài)平衡；②定：條件一定，分子和離子濃度一定；③變：條件改變，平衡破壞，發(fā)生移動。 （2）影響因素（以CH3COOHCH3COO－+ H+為例） ①濃度：加水稀釋促進電離，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)減?、?/p>

19、溫度：升溫促進電離（因為電離過程是吸熱的）③相關離子：例如加入無水CH3COONa能抑制電離，加入鹽酸也抑制電離，加入堿能促進電離，仍然符合勒夏特列原理。 4．電離平衡常數(shù)（K）----弱電解質(zhì)電離程度相對大小一種參數(shù) （1）計算方法： 對于一元弱酸 HAH++A-，平衡時， 對于一元弱堿 MOHM++OH-，平衡時， （2）電離平衡常數(shù)的化學含義：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸性(或堿性)越強。 （3）影響電離平衡常數(shù)的因素：K值只隨溫度變化。 考點2水的電離和溶液的pH 1．水的離子積 （1）定義 H2O =?H++OH- ；△H＞0，KW=c(H+)·c(

20、OH-) （2）性質(zhì) ①在稀溶液中，Kw只受溫度影響，而與溶液的酸堿性和濃度大小無關。 ②在其它條件一定的情況下，溫度升高，KW增大，反之則減小。 ③溶液中H2O電離產(chǎn)生的c(H+)=c(OH-) ④在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中總的離子濃度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)； 堿溶液中c(OH-)=c(OH-)(堿)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(堿)，c(OH-)(水)=c(H+)； 鹽溶液顯中性時c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解顯酸性

21、時c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解顯堿性時c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。 2．溶液的pH （1）定義 pH=－lg[H+]，廣泛pH的范圍為0～14。 意：當溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L時，不用pH表示溶液的酸堿性。 （2）pH、c(H+)與溶液酸堿性的關系 pH（250C） c(H+)與c(OH-)關系(任意溫度) 溶液的酸堿性 pH<7 c(H+)＞c(OH-) 溶液呈酸性， pH=7 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性 pH>7 c(H+)＜c(OH-) 溶液呈堿性，

22、 （3）有關pH的計算 ①酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)； 堿溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(堿)·c(H+)(水)= c(OH-)(堿)·c(OH-)(水)。 ②強酸、強堿溶液稀釋的計算 強酸溶液，pH(稀釋)=pH(原來)+lgn(n為稀釋的倍數(shù)) 強堿溶液，pH(稀釋)=pH(原來)－lgn(n為稀釋的倍數(shù)) 酸性溶液無限加水稀釋，pH只能接近于7，且仍小于7；堿性溶液無限加水稀釋時，pH只能接近于7，且仍大于7。 pH值相同的強酸（堿）溶液與弱酸（堿）溶液稀釋相同

23、的倍數(shù)時，強酸（堿）溶液pH值的變化比弱酸（堿）溶液pH值的變化幅度大。 ③強酸、強堿溶液混合后溶液的pH計算 酸過量→c(H+)→pH 恰好完全反應，pH=7 堿過量→c(OH-)→c(H+)→pH 考點3 鹽類水解 1．概念：鹽類水解（如F-+H2OHF+OH-）實質(zhì)上可看成是兩個電離平衡移動的綜合結(jié)果：①水的電離平衡向正方向移動（H2OH++OH-），②另一種弱電解質(zhì)的電離平衡向逆方向移動（HFF-+H+）。也可以看成是中和反應的逆反應，升高溫度會促進水解。 2．水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，誰強顯誰性。 （1）多元弱酸鹽分步水解，如CO32-

24、+H2OHCO3-+OH-，HCO3-+H2OH2CO3+OH-。 （2）通常弱酸根或弱堿的陽離子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-離子的水解百分率不足1%。 （3）同一溶液中有多種離子水解時，若水解顯同性，則相互抑制，各離子的水解程度都比同等條件下單一離子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度??；若水解顯不同性，則相互促進，各離子的水解程度都比同等條件下單一離子的水解程度大，如0.1mol/L NH

25、4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。 3．電離平衡與水解平衡的共存 （1）弱酸的酸式鹽溶液，如：NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸堿性取決于電離和水解程度的相對大小。 （2）弱酸（堿）及弱酸（堿）對應鹽的混合溶液，如；HAC與NaAc的混合溶液，NH3H2O與NH4Cl的混合溶液，一般等濃度時，弱酸（堿）的電離要比對應鹽的水解強。 4．電解質(zhì)溶液中的守恒關系 （1）電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)

26、與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-) （2）物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。如NaHCO3溶液中n(Na+):n(C)＝1:1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) （3）質(zhì)子守恒：電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H+）的物質(zhì)的量應相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NH3、OH-、CO32-為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關

27、系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 考點4 沉淀溶解平衡 1．溶度積的概念 難溶電解質(zhì)AmBn在水溶液中有如下平衡：AnBm(s)nAm+(aq)+ mBn-(aq)根據(jù)化學平衡原理，它的平衡常數(shù)表達為： Ksp=[Am+]n[Bn-]m Ksp稱為溶度積常數(shù)，簡稱溶度積。 （1）Ksp的數(shù)值在稀溶液中不受離子濃度的影響，只取決與溫度。溫度升高，多數(shù)難溶化合物的溶度積增大。但Ksp受溫度影響不大，當溫度變化不大時，可采用常溫下的數(shù)據(jù)。 （2）溶度積的大小反映了難溶電解質(zhì)溶解能力的大小。對于同種類型基本不水解的難溶強電解質(zhì)，溶度積越

28、大，溶解度也越大；對于不同類型難溶電解質(zhì)，就不能簡單用Ksp大小來比較溶解能力的大小，必須把溶度積換算程溶解度。 2．溶度積規(guī)則 對于難溶電解質(zhì)AmBn，可以通過比較任意狀態(tài)時的濃度商Qc與溶度積Ksp的大小判斷沉淀的生成與溶解（注意濃度商Qc是任意狀態(tài)下離子濃度指數(shù)的乘積，因此Qc值不固定）。 Qc＜Ksp時，若溶液中有固體存在，則沉淀量減少，直至沉積與溶解達到平衡狀態(tài)； Qc= Ksp時，沉積與溶解處于平衡狀態(tài)； Qc＞Ksp時，此時有沉淀析出，直至沉淀與溶解達到平衡狀態(tài)。 利用該規(guī)則既可判斷體系中有無沉淀生成，也可通過控制離子濃度，使產(chǎn)生沉淀、沉淀溶解或沉淀發(fā)生轉(zhuǎn)化。 （1

29、）沉淀的溶解——創(chuàng)造條件使溶液中Qc＜Ksp。如： 酸堿溶解法、氧化還原溶解法等。 （2）難溶電解質(zhì)的轉(zhuǎn)化——生成更難溶的電解質(zhì)。如： 沉淀溶解和轉(zhuǎn)化的實質(zhì)：難溶電解質(zhì)溶解平衡的移動。 3．綜合應用 決沉淀溶解平衡的一般思路： “看到”粒子——“找到”平衡——“想到”移動 【精題精講】 例1已知反應A2(g)+2B2(g)2AB2(g)的ΔH＜0，下列說法正確的是( ) A.升高溫度，正向反應速率增加，逆向反應速率減小 B.升高溫度有利于反應速率增加，從而縮短達到平衡的時間 C.達到平衡后，升高溫度或增大壓強都有利于該反應平衡正向移動 D.達到平衡后，降低

30、溫度或減小壓強都有利于該反應平衡正向移動 解析：A2(g)+2B2(g)2AB2(g)是放熱反應，且是氣體體積減小的反應。所以升高溫度，平衡向逆反應方向移動；增大壓強，平衡向正反應方向移動，C、D均錯誤。升高溫度，正、逆反應速率均加快，達到平衡需要的時間減少，A錯誤，正確答案為B。 答案：B 例2 在密閉容器中，一定條件下，進行如下反應： NO(g)+CO(g)N2(g)+CO2(g);ΔH=-373.2 kJ·mol-1，達到平衡后，為提高該反應的速率和NO的轉(zhuǎn)化率，采取的正確措施是( ) A.加催化劑同時升高溫度 B.加催化劑同時

31、增大壓強 C.升高溫度同時充入N2 D.降低溫度同時增大壓強 解析：提高反應速率的一般做法有：①升高溫度，②增大反應物濃度，③對有氣體參加的反應增大壓強，④加入催化劑。要提高NO的轉(zhuǎn)化率，即讓平衡向正反應方向移動，可采用的做法有：①降低溫度，②增大壓強，③增大CO的濃度等。綜合以上的分析，正確答案為B。答案：B 例3在恒溫恒容條件下，能使A(g)+B(g)C(g)+D(g)正反應速率增大的措施是( ) A.減小C或D的濃度 B.增大D的濃度 C.減小B的濃度

32、 D.增大A或B的濃度 解析：本題考查影響反應速率因素之一：濃度。濃度增大，速率增大。A、C導政正、逆反應速率均減小，B導致逆反應速率增大，所以D正確。 答案：D 例4對于可逆反應A(g)+3B(g)2C(g)，在不同條件下的化學反應速率如下，其中表示反應速率最快的是( ) A.v(A)=0.5 mol·L-1·min-1 B.v(B)=1.2 mol·L-1·min-1 C.v(C)=0.4 mol·L-1·min-1 D.v(C)=1.1 mol·L

33、-1·min-1 解析：本題考查有關反應速率的知識。比較速率時，用反應中的任何物質(zhì)都可以，可把不同物質(zhì)表示的同一個反應轉(zhuǎn)化為同一物質(zhì)表示。例如本題可以用A物質(zhì)表示。B項v(B)=1.2 mol·L-1·min-1即v(A)=0.4 mol·L-1·min-1；v(C)=0.4 mol·L-1·min-1即v(A)=0.2 mol·L-1·min-1；v(C)=1.1 mol·L-1·min-1即v(A)= 0.55 mol·L-1·min-1。所以D最快。 答案：D 例5已知20 ℃時，氣體X與氣體Y反應可生成氣體Z。反應過程中,X、Y、Z三種氣體的濃度(c)隨時間(t)的變化關系如圖Ⅰ

34、所示；若保持其他條件不變，溫度分別為100 ℃、200 ℃時，Y氣體的體積分數(shù)(Y%)與時間(t)的關系如圖Ⅱ 圖Ⅰ 圖Ⅱ 則下列結(jié)論正確的是( ) A.在t0時，其他條件不變，增大壓強，平衡向逆反應方向移動 B.其他條件不變，升高溫度，v(正)減小，v(逆)增大，平衡向逆反應方向移動 C.正反應為吸熱反應 D.該反應的化學方程式為X+3Y2Z 解析：本題考查學生的識圖能力和知識綜合分析能力。轉(zhuǎn)化的濃度之比等于化學方程式中的計量數(shù)之比。由圖可知該反應為可逆反應，Y消耗0.6 mol·L-1,X消耗0.2 mol·L

35、-1,Z增加0.4 mol·L-1，所以反應的化學方程式為X+3Y2Z；增大壓強，平衡向正反應方向移動；升高溫度，反應速率無論正、逆都增大。由圖Ⅱ可知，溫度升高。Y%含量升高，說明平衡向逆反應方向移動，所以逆反應為吸熱反應，正反應為放熱反應。 答案：D 例8．鹽酸、醋酸和碳酸氫鈉是生活中常見的物質(zhì)。下列表述正確的是（ ） A．在NaHCO3溶液中加入與其等物質(zhì)的量的NaOH，溶液中的陰離子只有CO32-和OH- B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C．10 mL0.10mol·L-1CH3COOH溶液加入等物質(zhì)的量的NaOH后，溶液中離子的濃度

36、由大到小的順序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) D．中和體積與pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物質(zhì)的量相同 解析：A中，生成Na2CO3溶液，CO32-會發(fā)生水解，生成HCO3-，所以A錯； 電荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 物料守恒：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 兩式相減得：c(H+)+c(H2CO3)=c(CO32-)+c(OH-) 所以B錯誤。 C中，生成NaAc，Ac-水解呈堿性，故C正確；相同pH，相同體積的HCl和

37、HAc，因為HAc為弱酸，所以HAc的物質(zhì)的量濃度大，HAc所消耗的NaOH的物質(zhì)的量多，D錯。 答案：C 例9．某溫度時，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示。下列說法正確的是 提示：BaSO4(s)Ba2+(aq)＋SO42-(aq)的平衡常數(shù) Ksp=c(Ba2+)·c(SO42-)，稱為溶度積常數(shù)。 A．加入Na2SO4可以使溶液由a點變到b點 B．通過蒸發(fā)可以使溶液由d點變到c點 C．d點無BaSO4沉淀生成 D．a(chǎn)點對應的Ksp大于c點對應的Ksp 解析：解答本題的關鍵是理解Ksp及圖像中點、線的含義，然后再結(jié)合所學知識不難做出正確的解答。a點、c點達平衡狀

38、態(tài)，對應c(Ba2+)和c(SO42-)的乘積等于Ksp，它只受溫度影響，與c(Ba2+)或c(SO42-)的變化無關，因此，A選項中隨著Na2SO4的加入a點應沿曲線下移，D選項中a點、c點對應的Ksp相等。b點、d點均未達平衡狀態(tài)，由于d點對應c(Ba2+)和c(SO42-)的乘積小于的Ksp，故無BaSO4沉淀生成，但蒸發(fā)溶液時，c(Ba2+)和c(SO42-)同時增大，d點不可能垂直到達c點。綜合以上分析，答案為C。 答案：C 例10．反應A(g)+B(g)C(g) +D(g)過程中的能量變化如圖所示，回答下列問題。 (1)該反應是______________反應(填“吸熱”“放

39、熱”)； (2)當反應達到平衡時，升高溫度，A的轉(zhuǎn)化率_____(填“增大”“減小”“不變”)，原因是_____________________ ； (3)反應體系中加入催化劑對反應熱是否有影響?______，原因是______ ___； (4)在反應體系中加入催化劑，反應速率增大，E1和E2的變化是：E1_________，E2________(填“增大”“減小、”“不變”)。 解析：由圖可以知道，由于該反應的反應物的總能量高于生成物的總能量，所以該反應屬于放熱反應，所以升高溫度，平衡向逆反應進行，所以A的轉(zhuǎn)化率減?。划斣诜磻w系中加入催化劑

40、，能同倍數(shù)改變化學反應速率，因此對化學平衡的移動無影響，即對反應熱也無影響。因為化學反應速率增大，所以E1和E2同時降低。 答案：(1)放熱。 (2)減小；該反應正反應為放熱反應，升高溫度使平衡向逆反應方向移動。 (3)不影響；催化劑不改變平衡的移動。 (4)減小、減小。 例11．黃鐵礦（主要成分為FeS2）是工業(yè)制取硫酸的重要原料，其煅燒產(chǎn)物為SO2和Fe3O4。 (1)將0.050 mol SO2(g)和0.030 mol O2(g)放入容積為1 L的密閉容器中，反應2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)在一定條件下達到平衡，測得c(SO3)＝0.040 mol/L。計算該

41、條件下反應的平衡常數(shù)K和SO2的平衡轉(zhuǎn)化率（寫出計算過程）。 (2)已知上述反應是放熱反應，當該反應處于平衡狀態(tài)時，在體積不變的條件下，下列措施中有利于提高SO2平衡轉(zhuǎn)化率的有 (填字母) (A)升高溫度 (B)降低溫度 (C)增大壓強 (D)減小壓強 (E)加入催化劑 (G)移出氧氣 (3)SO2尾氣用飽和Na2SO3溶液吸收可得到重要的化工原料，反應的化學方程式為________________________________________________________________________。 (4)將黃

42、鐵礦的煅燒產(chǎn)物Fe3O4溶于H2SO4后，加入鐵粉，可制備FeSO4。酸溶過程中需保持溶液足夠酸性，其原因是__________________________________________________。 解析：本題考查學生對化學反應可逆性、化學平衡、化學平衡常數(shù)和影響化學平衡的外界條件的了解；考查學生對鹽類的水解、常見非金屬元素硫及其重要化合物的主要性質(zhì)及其對環(huán)境質(zhì)量影響的了解；考查學生計算平衡常數(shù)和平衡轉(zhuǎn)化率的能力以及學生對化學平衡和元素化合物知識的綜合應用及知識遷移能力。 答案：(1)解： 2SO2(g) ＋ O2(g) 2SO3(g) 起始

43、濃度/ mol·L－1 0.050 0.030 0 平衡濃度/ mol·L－1 (0.050－0.040) (0.030－0.040/2) 0.040 = 0.010 = 0.010 所以，K == = 1.6×103 mol·L－1。 SO2的平衡轉(zhuǎn)化率 =×100% = 80% 。 (2)B、C。 (3)SO2＋H2O＋Na2SO3＝2NaHSO3。 (4)抑制Fe2＋、Fe3＋的水解，防止Fe2＋被氧化成Fe3＋。 例12．工業(yè)上制備BaCl2的工藝

44、流程圖如下： 某研究小組在實驗室用重晶石（主要成分BaSO4）對工業(yè)過程進行模擬實驗。查表得 BaSO4(s) + 4C(s)4CO(g) + BaS(s) △H1 = 571.2 kJ·mol-1 ① BaSO4(s) + 2C(s)2CO2(g) + BaS(s) △H2= 226.2 kJ·mol-1 ② （1）氣體用過量NaOH溶液吸收，得到硫化鈉。Na2S水解的離子方程式為 。 （2）向BaCl2溶液中加入AgNO3和KBr，當兩種沉淀共存時，= 。 [Ksp(AgBr)=5.4×10-13，Ksp(AgCl)=

45、2.0×10-10] （3）反應C(s) + CO2(g)2CO(g)的△H2= kJ·mol-1。 （4）實際生產(chǎn)中必須加入過量的炭，同時還要通入空氣，其目的是 ， 。 解析：（1）S2- + H2OHS- +OH-；HS- + H2OH2S +OH-（可不寫）； （2）2.7×10-3； （3）172.5；（4）使BaSO4得到充分的還原（或提高BaS的產(chǎn)量）。①②為吸熱反應，炭和氧氣反應放熱

46、維持反應所需高溫。 【專題演練】 1．下列說法正確的是（ ） A．能導電的物質(zhì)一定是電解質(zhì)，不能導電的物質(zhì)一定是非電解質(zhì)。 B．難溶于水的物質(zhì)肯定不是強電解質(zhì)。 C．純凈的強電解質(zhì)在液態(tài)時，有的導電，有的不導電。 D．強電解質(zhì)溶液一定比弱電解質(zhì)溶液的導電性強。 2．將0.lmol·醋酸溶液加水稀釋，下列說法正確的是（ ） A．溶液中c(H+)和c(OH-)都減小 B．溶液中c(H+)增大 C．醋酸電離平衡向左移動 D．溶液的pH增大 3．恒溫、恒壓下，a mol A和b mol B在一個容積可變的容器中發(fā)生如下反應：A(g)

47、＋2B(g)2C(g)，一段時間后達到平衡，生成n mol C．則下列說法中正確的是 (　　) A．物質(zhì)A、B的轉(zhuǎn)化率之比為a∶b B．起始時刻和達到平衡后容器中的壓強比為(a＋b)∶(a＋b－) C．若起始時放入2a mol A和2b mol B，則達到平衡時生成2n mol C D．當v正(A)＝2v逆(B)時，可確定反應達到平衡 4．已知下列反應的平衡常數(shù)： H2(g)＋S(s)H2S(g)　K1 S(s)＋O2(g)SO2(g)　K2 則反應H2＋SO2O2＋H2S的平衡常數(shù)為 (　　) A．K1＋K2　　　　　 B．K1－K2 C．K1×K2

48、D．K1/K2 5．將1 mol H2(g)和2 mol I2(g)置于某2 L密閉容器中，在一定溫度下發(fā)生反應：H2(g)＋I2(g)2HI(g)　ΔH<0，并達到平衡，HI的體積分數(shù)φ(HI)隨時間變化的曲線如曲線Ⅱ所示．若改變反應條件，φ(HI)的變化曲線如曲線Ⅰ所示，則改變的條件可能是 (　　) A．恒溫恒容條件下，加入適當催化劑 B．恒溫條件下，縮小反應容器體積 C．恒容條件下升高溫度 D．恒溫條件下，擴大反應容器體積 6．在一定溫度下的某容積不變的密閉容器中，建立下列化學平衡：C(s)＋H2O(g) CO(g)＋H2(g)，下列敘述中不能認定上述可逆反應在一定條件

49、下已達到化學平衡狀態(tài)的是 (　　) A．體系的壓強不再發(fā)生變化 B．v正(CO)＝v逆(H2O) C．生成n mol CO的同時生成n mol H2 D．1 mol H—H鍵斷裂的同時2 mol H—O鍵斷裂 7．在四個不同的容器中，在不同的條件下進行合成氨反應，根據(jù)下列在相同時間內(nèi)測得的結(jié)果判斷，生成氨的反應速度最快的是 (　　) A．v(NH3)＝0.1 mol/(L·min) B．v(N2)＝0.2 mol/(L·min) C．v(N2)＝0.1 mol/(L·min) D．v(H2)＝0.3 mol/(L·min) 8．反應2SO2＋O22SO3經(jīng)一段時間后

50、，SO3的濃度增加了0,4 mol/L，在這段時間內(nèi)用O2表示的反應速率為0.04 mol/(L·s)，則這段時間為 (　　) A．0.1 s B．2.5 s C．5 s D．10 s 9．25 ℃時，水的電離達到平衡：H2OH＋＋OH－；DH＞0，下列敘述正確的是（ ） A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移動，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固體硫酸氫鈉，c(H＋)增大，KW不變 C．向水中加入少量固體CH3COONa，平衡逆向移動，c(H＋)降低 D．將水加熱，KW增大，pH不變 10．有①②③三瓶體積相等、濃度都是1mol·L－1的HCl溶

51、液，將①加熱蒸發(fā)至體積減少一半，在②中加入少量CH3COONa固體（加入后溶液仍呈強酸性），③不作改變，然后以酚酞作指示劑，用NaOH溶液滴定上述三種溶液，所消耗的NaOH溶液的體積是（ ） A．①＝③＞② B．③＞②＞① C．③＝②＞① D．①＝②＝③ 11．氯氣溶于水達到平衡后，若其他條件不變，只改變某一條件，下列敘述正確的是（ ） A．再通入少量氯氣，c(H＋)/c(ClO－)減小 B．通入少量SO2，溶液漂白性增強 C．加入少量固體NaOH，一定有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－) D．加入少量水，水的電離平衡向正反應方向移動 12．常溫下，某

52、溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，該溶液可能是（ ） ①二氧化硫 ②氯化銨水溶液 ③硝酸鈉水溶液 ④氫氧化鈉水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 13．有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25 mL，物質(zhì)的量濃度均為0.1 mol/L，下列說法正確的是（ ） A．三種溶液pH的大小順序是③＞②＞① B．若將三種溶液稀釋相同倍數(shù)，pH變化最大的是② C．若分別加入25 mL 0.1mol/L鹽酸后，pH最大的是① D．若三種溶液的pH均為9，則物質(zhì)的量濃度的大

53、小順序是③＞①＞② 14．在25℃時，將pH=11的NaOH溶液與pH=3的CH3COOH溶液等體積混合后，下列關系式中正確的是（ ） A．c(Na＋) = c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) B．c(H＋) = c(CH3COO－)＋c(OH－) C．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) 15．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四種離子。則下列描述正確的是（ ） A．該溶液由pH＝3的CH3COOH與pH＝11的NaOH溶液等體積混合而成 B．該溶液由等

54、物質(zhì)的量濃度、等體積的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成 C．加入適量的NaOH，溶液中離子濃度為c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．加入適量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和 16．已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物質(zhì)的量濃度均為0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正確的是（ ） A．c(OH)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B． c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) C． c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+) D． c(OH-)>c(HB)> c(HA)

55、>c(H+) 17．“碘鐘”實驗中，3I－＋＝I3－ ＋2SO42 －的反應速率可以用I3－ 與加入的淀粉溶液顯藍色的時間t來度量，t越小，反應速率越大。某探究性學習小組在20 ℃進行實驗，得到的數(shù)據(jù)如下表： 實驗編號 ① ② ③ ④ ⑤ c(I－)/ mol·L－1 0.040 0.080 0.080 0.160 0.120 c()/mol·L－1 0.040 0.040 0.080 0.020 0.040 t/s 88.0 44.0 22.0 44.0 t1 回答下列問題： (1)該實驗的目的是_____________________

56、______________________________。 (2)顯色時間t1＝______________。 (3)溫度對該反應的反應速率的影響符合一般規(guī)律，若在40 ℃下進行編號③對應濃度的實驗，顯色時間t2的范圍為______(填字母)。 A．＜22.0 s B．22.0 s～44.0 s C．＞44.0 s D．數(shù)據(jù)不足，無法判斷 (4)通過分析比較上表數(shù)據(jù)，得到的結(jié)論是_____________________________________。 18．氮化硅是一種新型陶瓷材料，它可由石英與焦炭在高溫的氮氣流中，通過以下反應制得：□SiO2＋□C＋□N2

57、□Si3N4＋□CO (1)配平上述反應的化學方程式(將化學計量數(shù)填在方框內(nèi))； (2)該反應中的氧化劑是__________，其還原產(chǎn)物是_____________。 (3)該反應的平衡常數(shù)表達式為K =_______________________； (4)將知上述反應為放熱反應，則其反應熱DH________零(填“大于”、“小于”或“等于”)；升高溫度，其平衡常數(shù)值________(填“增大”、“減小”或“不變”)； (5)若使壓強增大，則上述平衡向_______反應方向移動(填“正”或“逆”)； (6)若已知CO生成速率為v(CO)=18mol/(L·min)，則N2消耗

58、速率為v(N2)=___mol/(L·min)。 19．羥基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]是一種重要的生物無機材料，其常用的制備方法有兩種： 方法A：用濃氨水分別調(diào)Ca(NO3)2和(NH4)2HPO4溶液的pH約為12；在劇烈攪拌下，將(NH4)2HPO4溶液緩慢滴入Ca(NO3)2溶液中。 方法B：劇烈攪拌下，將H3PO4溶液緩慢滴加到Ca(OH)2懸濁液中。 3種鈣鹽的溶解度隨溶液pH的變化如上圖所示(圖中縱坐標是鈣離子濃度的對數(shù))，回答下列問題： (1)完成方法A和方法B中制備Ca5(PO4)3OH的化學反應方程式： ①5Ca(NO3)2＋3(NH4)2HPO4＋4N

59、H3·H2O＝Ca5(PO4)3OH↓＋__________＋_________ ②5Ca(OH)2＋3H3PO4＝_________________________________________ (2)與方法A相比，方法B的優(yōu)點是__________________________________________。 (3)方法B中，如果H3PO4溶液滴加過快，制得的產(chǎn)物不純，其原因是_________________。 (4)圖中所示3種鈣鹽在人體中最穩(wěn)定的存在形式是___________________(填化學式)。 (5)糖黏附在牙齒上，在酶的作用下產(chǎn)生酸性物質(zhì)，易造成齲齒。

60、結(jié)合化學平衡移動原理，分析其原因______________________________________________________________。 20．實驗室常利用甲醛法測定(NH4)2SO4樣品中氮的質(zhì)量分數(shù)，其反應原理為： 4NH4＋ ＋6HCHO =3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋ ［滴定時，1 mol (CH2)6N4H＋與 l mol H＋相當］，然后用NaOH標準溶液滴定反應生成的酸。某興趣小組用甲醛法進行了如下實驗： 步驟I 稱取樣品1.500 g。 步驟II 將樣品溶解后，完全轉(zhuǎn)移到250 mL容量瓶中，定容，充分搖勻。 步驟III 移取25

61、.00 mL樣品溶液于250 mL錐形瓶中，加入10 mL 20％的中性甲醛溶液，搖勻、靜置5 min后，加入1~2滴酚酞試液，用NaOH標準溶液滴定至終點。按上述操作方法再重復2次。 (1)根據(jù)步驟III 填空： ①堿式滴定管用蒸餾水洗滌后，直接加入NaOH標準溶液進行滴定，則測得樣品中氮的質(zhì)量分數(shù)________(填“偏高”、“偏低”或“無影響”)。 ②錐形瓶用蒸餾水洗滌后，水未倒盡，則滴定時用去NaOH標準溶液的體積________(填“偏大”、“偏小”或“無影響”) ③滴定時邊滴邊搖動錐形瓶，眼睛應觀察____________ (A)滴定管內(nèi)液面的變化 (B)錐形

62、瓶內(nèi)溶液顏色的變化 ④滴定達到終點時，酚酞指示劑由_________色變成_________色。 (2)滴定結(jié)果如下表所示： 滴定 次數(shù) 待測溶液的體積 /mL 標準溶液的體積/mL 滴定前刻度 滴定后刻度 1 25.00 1.02 21.03 2 25.00 2.00 21.99 3 25.00 0.20 20.20 若NaOH標準溶液的濃度為0.1010 mol·L－1，則該樣品中氮的質(zhì)量分數(shù)為___________。 【參考答案】 1.解析：解答本題需弄清兩點：一是電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)的概念；二是弄清電解質(zhì)溶液導電能力與

63、離子濃度的大小，以及離子所帶的電荷數(shù)有關。 答案：C 2.解析：主要考查電離平衡知識。弱酸的電離可聯(lián)系到溶液的pH、物質(zhì)的量濃度、水的電離平衡等基礎知識，要用到化學平衡移動原理。要注意酸溶液稀釋時，溶液的c(OH-)增大，同樣堿溶液稀釋時溶液中的c(H+)增大。 答案：D 3.解析：生成n mol C時參加反應的A、B的物質(zhì)的量分別為n/2 mol、n mol，轉(zhuǎn)化率之比為∶＝；恒溫、恒壓過程成倍地增大反應物的量，則平衡時C的量也成倍地增加；反應速率之比等于化學計量數(shù)之比，當2v正(A)＝v逆(B)時，可確定反應達到平衡． 答案：C 4.解析：由平衡常數(shù)的定義可知：K1＝，K2＝，

64、反應H2＋SO2O2＋H2S的平衡常數(shù)K＝，可知K＝K1/K2. 答案：D 5.解析：曲線Ⅰ相對于曲線Ⅱ，反應速率加快，平衡向逆反應方向移動．A項加入適當催化劑，平衡不移動，B項和 D項改變反應容器體積，平衡均不移動．而C項升高溫度，反應速率加快，平衡向吸熱方向(逆反應方向)移動． 答案：C 6.解析：因反應是氣體體積發(fā)生改變的反應，故A正確；用不同物質(zhì)表示反應速率時，若方向相反，而大小符合化學計量數(shù)之比能證明可逆反應達化學平衡，故B、D正確，C錯誤． 答案：C 7.解析：N2(g)＋3H2(g)2NH3，當均換算成用N2表示的化學反應速成率時，A項中v(N2)＝v(NH3)＝0.

65、05 mol/(L·min)，D項中v(N2)＝v(H2)＝0.1 mol/(L·min)，再與B、C兩項比較得出B為正確選項． 答案：B 8.解析：根據(jù)方程式可知SO3濃度增加0.4 mol/L，且v(SO3)＝2v(O2)，因此這段時間t＝＝＝5 s. 答案：C 9．答案：B。 10．解析：這是一道有關化學實驗、酸堿中和滴定、電離平衡移動、鹽類水解等的綜合題?！跋葳濉痹O在①中，蒸發(fā)時溶液中的水分子和HCl分子將同時揮發(fā)出來，溶液中鹽酸濃度要降低；對于②中加入CH3COONa固體，CH3COO－+H+CH3COOH，但用NaOH溶液中和時，CH3COOH也同時被中和，所以消耗NaO

66、H的體積不會變化。 答案：C 11．解析：原平衡為：Cl2＋H2OH＋＋Cl－＋HClO，再通入少量氯氣后，c(H＋)與c(HClO)同等程度增大，若HClO的電離度不變，c(H＋)/c(ClO－)應該相等，但實際上HClO的電離度減小，使c(ClO－)增大倍數(shù)不夠，所以c(H＋)/c(ClO－)增大，A錯。SO2與Cl2反應，二者的漂白性都減弱，B錯。據(jù)電荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋) = c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，當溶液呈中性時，c(H＋) = c(OH－)，才有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，C錯。加入少量水，c(H＋)減小，水的電離平衡向正反應方向移動。 答案：D。 12．解析：某溶液中由水電離出來的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，說明溶質(zhì)是酸或堿，電離出的H＋或OH－離子抑制了水的電離。 答案：A 13．答案：C。 14．答案：D。 15．解析：此題的關鍵應注意題中的“酸性”兩個字，選項B溶液NaOH與CH3COOH恰好完全反應，所以溶液呈堿性；選項C中當加入NaOH后溶液仍然呈酸性，則c(H＋)＞c(OH－)