高三化学知识点仿真模拟题专练20.doc

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【课本内容再回顾——查缺补漏】
回顾六：基本理论（二）
★化学反应速率和化学平衡
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）：反应所处的条件
外因对化学反应速率影响的变化规律
条件变化
活化分子的量的变化
反应速率的变化
反应物
的浓度
增大
单位体积里的总数目增多，百分数不变[来源
增大
减小
单位体积里的总数目减少，百分数不变
减小
气体反应物的压强
增大
单位体积里的总数目增多，百分数不变
增大
减小
单位体积里的总数目减少，百分数不变
减小
反应物的温度
升高
百分数增大，单位体积里的总数目增多
增大
降低
百分数减少，单位体积里的总数目减少
减小
反应物的催化剂
使用
百分数剧增，单位体积里的总数目剧增
剧增
撤去
百分数剧减，单位体积里的总数目剧减
剧减
其他
光，电磁波，超声波，固体反应物颗粒的大小，溶剂等
有影响
※注意：（1）参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）惰性气体对于速率的影响

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
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，更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
mA(g)+nB(g) C(g)+qD(g)
混合物体系中
各成分的含量
①各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定
平衡
②各物质的质量或各物质质量分数一定
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
正、逆反应
速率的关系
①在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)
平衡
②在单位时间内消耗了n molB同时消耗了p molC，则V(正)=V(逆)
平衡
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，因均指V(逆)
不一定平衡
压强
①m+n≠p+q时，总压力一定（其他条件一定）
平衡
②m+n=p+q时，总压力一定（其他条件一定）
不一定平衡
混合气体平均相对分子质量Mr
①Mr一定时，只有当m+n≠p+q时
平衡
②Mr一定时，但m+n=p+q时
不一定平衡
温度
任何反应都伴随着能量变化，当体系温度一定时（其他不变）
平衡
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
4、影响化学平衡移动的因素
4-1、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。
4-2、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。
4-3、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
4-4、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_。
4-5、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。
5、化学平衡常数
5-1、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
5-2、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）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。
5-3、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。
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
三、等效平衡
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。
四、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 •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
★水溶液中的离子平衡
一、弱电解质的电离
1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质： 在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
物质
单质
化合物
电解质
非电解质： 非金属氧化物，大部分有机物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
强电解质： 强酸，强碱，大多数盐 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质： 弱酸，弱碱，极少数盐，水 。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
混和物
纯净物

2、电解质与非电解质本质区别：
电解质——离子化合物或共价化合物 非电解质——共价化合物
注意：①电解质、非电解质都是化合物 ②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程就达到了平衡状态 ，这叫电离平衡。
4、影响电离平衡的因素：
A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
B、浓度：浓度越大，电离程度越小 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
9、电离方程式的书写：用可逆符号 弱酸的电离要分布写（第一步为主）
10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。 ）
表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]
11、影响因素：
a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。
b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO
二、水的电离和溶液的酸碱性
1、水电离平衡：:
水的离子积：KW = c[H+]·c[OH-]
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; KW = [H+]·[OH-] = 1×10-14
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）
2、水电离特点：（1）可逆 （2）吸热 （3）极弱
3、影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离 KW〈1*10-14
②温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）
③易水解的盐：促进水的电离 KW 〉 1*10-14
4、溶液的酸碱性和pH：
（1）pH=-lgc[H+]
（2）pH的测定方法：
酸碱指示剂—— 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色） 石蕊5.0~8.0（紫色） 酚酞8.2~10.0（浅红色）
pH试纸 —操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围
三 、混合液的pH值计算方法公式
1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）c(H+)混 =（c(H+)1V1+c(H+)2V2）/（V1+V2）
2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH离子物质的量相加除以总体积，再求其它） c(OH-)混＝（c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接计算c(H+)混)
3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）
四、稀释过程溶液pH值的变化规律：
1、强酸溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原+ n （但始终不能大于或等于7）
2、弱酸溶液：稀释10n倍时，pH稀〈pH原+n （但始终不能大于或等于7）
3、强碱溶液：稀释10n倍时，pH稀=pH原－n （但始终不能小于或等于7）
4、弱碱溶液：稀释10n倍时，pH稀〉pH原－n （但始终不能小于或等于7）
5、不论任何溶液，稀释时pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH均接近7
6、稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH变化得慢，强酸、强碱变化得快。
五、强酸（pH1）强碱（pH2）混和计算规律
1、若等体积混合
pH1+pH2=14 则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15 则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13 则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2、若混合后显中性
pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1
pH1+pH2≠14 V酸：V碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
六、酸碱中和滴定：
1、中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
2、中和滴定的操作过程：
（1）仪②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度标数越来越大，全部容积大于它的最大刻度值，因为下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管酸（或碱），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以读到小数点后一位。
（2）药品：标准液；待测液；指示剂。
（3）准备过程：
准备：检漏、洗涤、润洗、装液、赶气泡、调液面。（洗涤：用洗液洗→检漏：滴定管是否漏水→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)
（4）试验过程
3、酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n酸c酸V酸=n碱c碱V碱进行分析
式中：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c碱=
上述公式在求算浓度时很方便，而在分析误差时起主要作用的是分子上的V酸的变化，因为在滴定过程中c酸为标准酸，其数值在理论上是不变的，若稀释了虽实际值变小，但体现的却是V酸的增大，导致c酸偏高；V碱同样也是一个定值，它是用标准的量器量好后注入锥形瓶中的，当在实际操作中碱液外溅，其实际值减小，但引起变化的却是标准酸用量的减少，即V酸减小，则c碱降低了；对于观察中出现的误差亦同样如此。综上所述，当用标准酸来测定碱的浓度时，c碱的误差与V酸的变化成正比，即当V酸的实测值大于理论值时，c碱偏高，反之偏低。
同理，用标准碱来滴定未知浓度的酸时亦然。
七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质： 水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：
①有 弱 才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁 强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4、盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH -促进阳离子水解而抑制阴离子水解）
6、酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性
②电离程度＞水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-）
③水解程度＞电离程度，显 碱 性 （如：HCO3- 、HS- 、HPO42-）
7、双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-与NH4+；CO32-(HCO3-)与NH4+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实例
原理
1、净水
明矾净水
Al3++3H2OAl(OH)3(胶体)+3H+
2、去油污
用热碱水冼油污物品
CO32-+H2OHCO3-+OH-
3、药品的保存
①配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸

Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOH

CO32-+H2OHCO3-+OH-
4、制备无水盐
由MgCl2·6H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2MgO+H2O
5、泡沫灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混合
Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
6、比较盐溶液中离子浓度的大小
比较NH4Cl溶液中离子浓度的大小
NH4++H2ONH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-
9、水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常数）
电离、水解方程式的书写原则
1、多元弱酸（多元弱酸盐）的电离（水解）的书写原则：分步书写
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
2、多元弱碱（多元弱碱盐）的电离（水解）书写原则：一步书写
八、溶液中微粒浓度的大小比较
☆☆基本原则：抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系：
①电荷守恒：:任何溶液均显电 中 性，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓度与其所带电荷数的乘积之和
②物料守恒: （即原子个数守恒或质量守恒）
某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在的所有微粒的量(或浓度)之和
③质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。
九、难溶电解质的溶解平衡
1、难溶电解质的溶解平衡的一些常见知识
（1）溶解度 小于 0.01g的电解质称难溶电解质。
（2）反应后离子浓度降至1*10-5以下的反应为完全反应。如酸碱中和时[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故为完全反应，用“=”，常见的难溶物在水中的离子浓度均远低于10-5mol/L，故均用“=”。
（3）难溶并非不溶，任何难溶物在水中均存在溶解平衡。
（4）掌握三种微溶物质：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4
（5）溶解平衡常为吸热，但Ca(OH)2为放热，升温其溶解度减少。
（6）溶解平衡存在的前提是：必须存在沉淀，否则不存在平衡。
2、溶解平衡方程式的书写
注意在沉淀后用(s)标明状态，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+ S2-(aq)
3、沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH值除某些易水解的金属阳离子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法：
（4）同离子效应法
4、沉淀的溶解：
沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移动。常采用的方法有：①酸碱；②氧化还原；③ 沉淀转化 。
5、沉淀的转化：
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 更小 的。
如：AgNO3 →AgCl(白色沉淀)→AgBr（淡黄色）→AgI （黄色）→Ag2S（黑色）
6、溶度积（KSP）
（1）定义：在一定条件下，难溶电解质电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的浓度保持不变的状态。
（2）表达式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
（3）影响因素：
外因：①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
（4）溶度积规则
QC（离子积）〉KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡状态
QC〈KSP 饱和，继续溶解
【热点知识再梳理——胸有成竹】
热点六：化学反应速率与化学平衡
【典例】向2L的密闭容器中充入7.6mol NO和3.8mol O2，发生如下反应：
①2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）
②2NO2（g）N2O4（g）
测得NO2和N2O4的浓度变化如图所示，0～10min维持容器温度为T1℃，10min后升高并维持容器的温度为T2℃。

下列说法正确的是
A．前5min反应的平均速率v（N2O4）＝0.18mol·L－1·s－1
B．T1℃时反应②的化学平衡常数K＝0.6
C．反应①、②均为吸热反应
D．若起始时向该容器中充入3.6mol NO2和2. 0mol N2O4，T1℃达到平衡时，N2O4的转化率为10%
【答案】D
考点：考查平衡状态的有关计算
【题型概述】该类试题一般考查化学平衡移动原理及应用、化学平衡状态的判断、化学平衡常数的计算和
平衡图像等形式。近几年高考中尤其以化学平衡计算、化学平衡图像考查为重点。解决此类问题一般方法
为：（1）看懂图像。一看面（横纵坐标），二看线（线的走向和变化趋势），三看点（交点及拐点），四看要
不要做辅助线（如等温线、等压线），五看定量图像中相关变化量是多少。（2）联想规律。联想外界田间对
化学反应速率和化学平衡的影响规律。（3）判断作答。以及题意并结合原理仔细分析，作出正确的判断。
【跟踪训练1】在不同温度下，向V L密闭容器中加入0.5 mol NO和0.5 mol活性炭，发生反应：
2NO(g)+C(s) N2 (g)+CO2 (g) △H= —Q kJ·mol-1 (Q>0)，达到平衡时的数据如下：
温度／℃
n (C)/mol
n(CO2)/mol
T1

0.15
T2
0.375

下列有关说法正确的是 （ ）
A．由上述信息可推知：T1 > T2
B．T2℃时，若反应达平衡后再缩小容器的体积，c (N2)：c (NO)增大
C．T1℃时，若开始时反应物的用量均减小一半，平衡后NO的转化率增大
D．T1℃时，该反应的平衡常数
【答案】D

考点：考查化学反应速率、化学平衡的移动的知识。
【跟踪训练2】汽车尾气中，产生NO的反应为：N2(g)+O2(g)2NO(g)，一定条件下，等物质的量的N2(g)和O2(g)在恒容密闭容器中反应，下图曲线a表示该反应在温度T下N2的浓度随时间的变化，曲线b表示该反应在某一起始条件改变时N2的浓度随时间的变化。下列叙述正确的是

A．温度T下，该反应的平衡常数K=
B．温度T下，随着反应的进行，混合气体的密度减小
C．曲线b对应的条件改变可能是加入了催化剂
D．若曲线b对应的条件改变是温度，可判断该反应的△H ＜0
【答案】A
【解析】

考点：考查化学反应速率、化学平衡移动、化学平衡常数的计算。
【综合模拟练兵——保持手感】
1．在恒温恒容的密闭体系中，可逆反应：A(s)＋2B(g) 2C(g)；ΔH<0，不能作为该反应达到化学平衡的标志的是
①v正(B)＝v逆(C)　②n(B)∶n(C)＝1∶1　③容器内压强不再改变　④容器内气体的密度不再改变　
⑤容器内混合气体的平均相对分子质量不再改变
A．②③④⑤ B．②③ C．①③④ D．全部
【答案】B
【解析】
试题分析：①二者化学计量数相同，说明正逆反应速率相等，可做标志；②物质的量相等不能说明反应到平衡；③反应前后气体体积不变，所以压强不能做标志；④气体的总质量随着反应而改变，所以密度不变可做标志；⑤平均相对分子质量=气体总质量/气体总物质的量，由于气体总物质的量不变，而气体的总质量随时改变，所以平均相对分子质量不变可做标志。所以选B。
考点：考查化学平衡的标志
2．下列说法中正确的是
A．AgCl悬浊液中存在平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，往其中加入少量NaCl固体，平衡向左移动，溶液中离子的总浓度会减小
B．AgCl悬浊液中加入KI溶液，白色沉淀变成黄色，证明此条件下Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)
C．饱和石灰水中加入一定量生石灰，温度明显升高，所得溶液的pH增大
D．硬水中含有较多的Ca2＋、Mg2＋、HCO3－、SO42－，加热煮沸可完全除去其中的Ca2＋、Mg2＋
【答案】B
考点：考查难容电解质溶解平衡的应用
3．下列溶液中微粒的物质的量浓度关系正确的是
A．在0.1mol/L NaHCO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-)
B．在0.1mol/L Na2CO3溶液中：2c（Na+）= c（HCO3-）+c(CO32-)+ c（H2CO3）
C．物质的量浓度相等的CH3COOK和CH3COOH溶液中，溶液显酸性：c（CH3COO-）>c（CH3COOH）
D．物质的量浓度相等的①NH4HSO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液中的c(NH4+)：①>②>③
【答案】C
【解析】
试题分析：A、碳酸氢钠溶液中存在电荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-)+ c（OH-），错误，不选A；B、碳酸钠中有物料守恒，碳原子总数应是钠原子总数的一半，错误，不选B；C、溶液显酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子的水解程度，所以电离出的醋酸根离子浓度大于水解成的醋酸分子浓度，正确，选C；D、铵根离子水解显酸性，硫酸氢铵中氢离子存在抑制铵根离子水解，碳酸氢铵中碳酸氢根也水解，水解出氢氧根离子促进铵根离子水解，所以碳酸氢铵中铵根离子浓度最小，硫酸氢铵中铵根离子浓度最大，错误，不选D。
考点：盐类水解，溶液中离子浓度的比较
4．室温下向10mL0.1 mol·L－1NaOH溶液中加入0.1 mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的变化曲线如图所示。下列说法正确的是

A．a点所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)
B．a、b两点所示溶液中水的电离程度相同
C．pH=7时，c(Na+)= c(A—)+ c(HA)
D．b点所示溶液中c(A—)> c(HA)
【答案】D
【解析】
试题分析：10mL0.1 mol·L－1NaOH溶液含有NaOH的物质的量是n(NaOH)= 0.1 mol·L－1×0.01L=0.001mol；在a点0.1 mol·L－1的一元酸HA是10mL，含有HA的物质的量是n(HA)= 0.1 mol·L－1×0.01L=0.001mol，二者发生反应：NaOH+HA=NaA+H2O，二者恰好完全反应产生NaA，该盐是强碱弱酸盐，在溶液中A-发生水解反应：A-+H2OHA+OH-，水解消耗A-，所以溶液中c(Na+)>c(A—)，水解是溶液显碱性，在溶液中c(HA) > c(H+)，盐水解程度是微弱的，主要以盐电离产生的离子存在，所以c(A—)> c(HA)，故溶液中微粒浓度关系是c(Na+)>c(A—) >c(HA) > c(H+)，错误；B．在b点是NaA、HA等浓度等体积混合，由于溶液的pH=4.7，说明HA电离作用大于A-水解作用，HA电离产生H+，水的电离平衡受到抑制，在a点，A-水解消耗水电离产生的H+，促进水的电离平衡，使水电离程度增大，因此a、b两点所示溶液中水的电离程度不相同，错误；C．pH=7时，c(Na+)+c(H+)= c(OH-)+c(A—)，c(H+)= c(OH-)，所以c(Na+)= c(A—)，错误；D．b点所示溶液是NaA与HA等浓度等体积混合，由于溶液pH=4.7,溶液显酸性，说明HA电离作用大于A-水解作用，所以溶液中c(A—)> c(HA)，正确。
考点：考查强碱与弱酸混合溶液中离子浓度大小比较的知识。
5．向恒温、恒容（2L）的密闭容器中充入2mol X和一定量的Y，发生反应：2X(g) ＋Y(g) 2Z(g) ΔH = - Q（Q =197.74kJ/mol），4min后达到平衡，这时c(X) ＝0.2 mol·L-1，且X与Y的转化率相等。下列说法中不正确的是
A．达到平衡时，再充入1molX，该反应的Q变大
B．用Z表示4min内的反应速率为0.2mol/(L·min)
C．再向容器中充入1molZ，达到新平衡，v(X) ∶v(Y) ＝2∶1
D．该反应在高温下不一定能自发进行
【答案】A
考点：考查化学平衡的影响因素，反应速率的定量表示方法，化学反应进行的方向
6. 工业上可由天然气为原料制备甲醇，也可由水煤气合成甲醇。
（1）已知2CH4(g)＋O2(g)=2CO2(g)＋4H2(g) △H＝akJ/mol
CO(g)＋2H2(g)＝CH3OH(g) △H＝bkJ/mol
试写出由CH4和O2制取甲烷的热化学方程式：___________________。
（2）还可以通过下列反应制备甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。图甲是反应时CO(g)和CH3OH(g)的浓度随时间t的变化情况。从反应开始到平衡，用CO表示平均反应速率v(CO)＝_____，该反应的平衡常数表达式为______________。

（3）在一容积可变的密闭容器中充入10mol CO和20mol H2，CO的平衡转化率随温度（T）、压强（P）的变化如乙图所示．
①下列说法不能判断该反应达到化学平衡状态的是_________。（填字母）
A．H2的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍
B．H2的体积分数不再改变
C．体系中H2的转化率和CO的转化率相等
D．体系中气体的平均摩尔质量不再改变
②比较A、B两点压强大小PA____PB（填“＞、＜、=”）。
③若达到化学平衡状态A时，容器的体积为20L．如果反应开始时仍充入10molCO和20molH2，则在平衡状态B时容器的体积V（B）=____L。
（4）以甲醇为燃料，氧气为氧化剂，KOH溶液为电解质溶液，可制成燃料电池（电极材料为惰性电极）。
①若KOH溶液足量，则电池负极反应的离子方程式为_______。
②若电解质溶液中KOH的物质的量为1.0mol，当有0.75mol甲醇参与反应时，电解质溶液中各种离子的物质的量浓度由大到小的顺序是__________。
【答案】（除特殊标注外，每空2分，共14分）（1）2CH4(g)+O2(g)=2CH3OH(g) 　ΔH=(a+2b)kJ/mol
（2）0.075mol·L−1·min−1（1分） （3）①AC ②＜（1分） ③4
（4）①CH3OH−6e−+8OH−=CO32－+6H2O ②c(K+)> c(HCO3－) > c(CO32－)>c(OH−)>c(H+)
【解析】
试题分析：（1）已知①2CH4（g）+O2（g）=2CO（g）+4H2（g）△H=a KJ/mol，②CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=b KJ/mol，则根据盖斯定律可知①+②×2可得到2CH4（g）+O2（g）=2CH3OH（g）△H=（a+2b）kJ/mol；
（2）用甲醇表示的反应速率v=0.75mol/L÷10min=0.075mol/（L•min），CO表示的反应速率等于用甲醇表示的反应速率，即0.075mol/（L•min）；化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，所以根据方程式可知平衡常数表达式为。
②正反应方向为气体体积减小的方向，T1℃时比较CO的转化率，转化率越大，则压强越大，图象中PB转化率大于PA，可知PA＜PB；
③利用A点可得平衡常数K＝，温度不变，平衡常数不变。A、B两容器温度相同，即化学平衡常数相等，且B点时CO的转化率为0.8，
则 CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）
起始（mol）：10 20 0
转化（mol）：8 16 8
平衡（mol）：2 4 8
设体积为VL，则有K=＝4
解得V=4L
（4）①燃料电池得负极甲醇失去电子，碱过量，则负极方程式为CH3OH−6e−