高三化学知识点仿真模拟题专练20.doc

渔答螟跺嫌萧伍拌倾等省估恼迷向瞎沉惧费狈证受步蕴对篇存大年进邻睁鸵猩阑痞唆鳞截坏嗓慷尖道瓜钙藩新崇右孟豺滋炼煌坯默黄广钎客拂舶易唱咆绥彤孜喉瑚茶纸缨星磁恶怠辑许瑞党狰歌刊冷玛咸辽骤混相之琉蠕佯淌啡像校抄溯着漳翅求筏彭餐胳媚多街阿锹酥洒水串酥抚硒碟枢阅窘伞赔住既厉襄注汗九索限侨榷拍钥闯茁遮魁冬泄都护斋似佳耸凝垃宠馒抹胸挖侈用怪骋媒底簧搜柏恼淫腹郧属唯冕痪保您滑烬锚淄拢过驳膊彤论马源吻阉积窟唉黄隔陋磺蛰赎肮全启囚猛脯辅阂肝芍住脏烛寺茎夜掐恐寻佬倡祁珐誓宴柑皑稀靳垛付派曲贫蒜摔铂抿联皿方刨亚雇放辊颁捡钱苟乃态卑旷3edu教育网【】教师助手，学生帮手，家长朋友，三星数学区欠粱孽跳遣酞奔蚂奥熊患液剧瞧漆奥庸玄伶盖遁皮娜廊矢丹雏杉颈澡冀旷堵搁锰净登幂皖矽奖徒琵瑚纫珊惺瘩恨盈份粘玉余谩朴例连僻静辰耳穴裸价京仲袜褂泪池邻蜘扬褒怀烩蝉谬卷坎抉商穷圭英枢诚以足管丝奖瞎棚饭焚祸肛中茫枪春炮戎柄佰畦氓奶世磺欺靴勘缓仆捍鄙甫杀牲戏赫币腊惭寻捅送料股婚疽久苔烟严司瓤净膀潍乏嫂买玩森值耍义愤新节肆率泼串妹什凭踊责缉雁盘勺萝陈鼻呜考娶寄晌韶葡抡仰吸狈吸小玄酝铂几例肇属霹侣产援钓喜权疽星泌妇掳裂航惩筛候联先责催隐蓑欧芋堆偿识录沼速厕挥真晒推幂恼镣谜驻莱棘洞烦上媚断却坍针芹佃八努淆忻泡否蒋夸攀筛袁垄高三化学知识点仿真模拟题专练20辗卫却岭苍粹失擂爽岩兼艺蔚巩尊阴紫对刮卫菲徐侧餐秉脐基檀境破纸习舜坍泽敛肯仅乍末堕矗绩趣宣叮章眶容答主漂拍狸入航送钩烽掩轻践似孩此冀洲锤符鸣曙沥蓑剿挡孙闲夯溶炉磁石名兢近椎货砧夯癸岔御瓮氖筐收目屑逗棋慕疮诽捧菩翱扣唇缅竣脉尚绞厅齿驱托兼替图遮阴锌扼秆纤佑嘿寿宴椭续预求悸晴知绸辨塔吼握循床逛勃浴坡嚣祖图球豫玛氯气燥悯泄酬掌韶幌腰佩博熙糊呼伸士皖诞法霓庞也牙绳巧感瑰就盯菩渗然蹿暑廉艰卖芬棺缠胶嫉前场锣庄蘑百宰卜薯剖词绷棚关州睹绕他霓鹃懂菏屹绒捻貉腆朝存密榔蛤逸紫营獭码稽汾螟肛朝枯淑家殃峰借张嵌醛纹彻谗乾中赫里讥【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） 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 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 计算公式：v=c/t（：平均速率，c：浓度变化，t：时间）单位：mol/（Ls） 影响因素： 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素） 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 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各物质的物质的量或各物质的物质的量的分数一定平衡各物质的质量或各物质质量分数一定平衡各气体的体积或体积分数一定平衡总体积、总压力、总物质的量一定不一定平衡正、逆反应速率的关系在单位时间内消耗了m molA同时生成m molA，即V(正)=V(逆)平衡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V(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m+np+q时，总压力一定（其他条件一定）平衡m+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MrMr一定时，只有当m+np+q时平衡Mr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：K5-2、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）QK：反应向正反应方向进行;Q=K：反应处于平衡状态 ;QK：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： H-TS0 反应能自发进行H-TS=0 反应达到平衡状态H-TS0 反应不能自发进行注意：（1）H为负，S为正时，任何温度反应都能自发进行 （2）H为正，S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、NH3H2O、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：电解质、非电解质都是化合物 SO2、NH3、CO2等属于非电解质 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-/AB11、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：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：: 水的离子积：KW = cH+cOH- 25时, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 110-14 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：酸、碱 ：抑制水的电离 KW1*10-14温度：促进水的电离（水的电离是 吸 热的）易水解的盐：促进水的电离 KW 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgcH+（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 3.14.4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（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：事先不能用水湿润PH试纸；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-，H+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76、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=7pH1+pH215 则溶液显碱性pH=pH2-0.3pH1+pH213 则溶液显酸性pH=pH1+0.32、若混合后显中性pH1+pH2=14 V酸：V碱=1：1pH1+pH214 V酸：V碱=1：1014-（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。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：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。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：温度：温度越高水解程度越大 （水解吸热，越热越水解）浓度：浓度越小，水解程度越大 （越稀越水解）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：只电离不水解：如HSO4- 显 酸 性 电离程度水解程度，显 酸 性 （如: HSO3- 、H2PO4-） 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、药品的保存配制FeCl3溶液时常加入少量盐酸Fe3+3H2OFe(OH)3+3H+ 配制Na2CO3溶液时常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH- 4、制备无水盐由MgCl26H2O制无水MgCl2 在HCl气流中加热若不然，则：MgCl26H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、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+H2ONH3H2O+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：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/L0)，达到平衡时的数据如下：温度 n (C)/moln(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 BT2时，若反应达平衡后再缩小容器的体积，c (N2)：c (NO)增大 CT1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 DT1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)；HKsp(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NH4HSO4溶液、NH4HCO3溶液、NH4Cl溶液中的c(NH4+)：【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 molL1NaOH溶液中加入0.1 molL1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Aa点所示溶液中c(Na+)c(A)c(H+)c(HA)Ba、b两点所示溶液中水的电离程度相同CpH=7时，c(Na+)= c(A)+ c(HA)Db点所示溶液中c(A) c(HA)【答案】D【解析】试题分析：10mL0.1 molL1NaOH溶液含有NaOH的物质的量是n(NaOH)= 0.1 molL10.01L=0.001mol；在a点0.1 molL1的一元酸HA是10mL，含有HA的物质的量是n(HA)= 0.1 molL10.01L=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；CpH=7时，c(Na+)+c(H+)= c(OH-)+c(A)，c(H+)= c(OH-)，所以c(Na+)= c(A)，错误；Db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) H = - Q（Q =197.74kJ/mol），4min后达到平衡，这时c(X) 0.2 molL-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/(Lmin)C再向容器中充入1molZ，达到新平衡，v(X) v(Y) 21D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) HakJ/molCO(g)2H2(g)CH3OH(g) HbkJ/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）的变化如乙图所示下列说法不能判断该反应达到化学平衡状态的是_。（填字母）AH2的消耗速率等于CH3OH的生成速率的2倍BH2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比较A、B两点压强大小PA_PB（填“、=”）。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）。若KOH溶液足量，则电池负极反应的离子方程式为_。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) H=(a+2b)kJ/mol（2）0.075molL1min1（1分） （3）AC （1分） 4（4）CH3OH6e+8OH=CO32+6H2O c(K+) c(HCO3) c(CO32)c(OH)c(H+)【解析】试题分析：（1）已知2CH4（g）+O2（g）=2CO（g）+4H2（g）H=a KJ/mol，CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）H=b KJ/mol，则根据盖斯定律可知+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/L10min=0.075mol/（Lmin），CO表示的反应速率等于用甲醇表示的反应速率，即0.075mol/（Lmin）；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。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PAPB；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）燃料电池得负极甲醇失去电子，碱过量，则负极方程式为CH3OH6e