高三化學(xué)知識(shí)點(diǎn)仿真模擬題專練20

【課本內(nèi)容再回顧——查缺補(bǔ)漏】回顧六：基本理論（二）★化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡一、化學(xué)反應(yīng)速率1、化學(xué)反應(yīng)速率（v）⑴定義：用來(lái)衡量化學(xué)反應(yīng)的快慢，單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量的變化⑵表示方法：?jiǎn)挝粫r(shí)間內(nèi)反應(yīng)濃度的減少或生成物濃度的增加來(lái)表示⑶計(jì)算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：濃度變化，Δt：時(shí)間）單位：mol/（L?s）⑷影響因素：①?zèng)Q定因素（內(nèi)因）：反應(yīng)物的性質(zhì)（決定因素）②條件因素（外因）：反應(yīng)所處的條件外因?qū)瘜W(xué)反應(yīng)速率影響的變化規(guī)律條件變化活化分子的量的變化反應(yīng)速率的變化反應(yīng)物的濃度增大單位體積里的總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變[來(lái)源增大減小單位體積里的總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小氣體反應(yīng)物的壓強(qiáng)增大單位體積里的總數(shù)目增多，百分?jǐn)?shù)不變?cè)龃鬁p小單位體積里的總數(shù)目減少，百分?jǐn)?shù)不變減小反應(yīng)物的溫度升高百分?jǐn)?shù)增大，單位體積里的總數(shù)目增多增大降低百分?jǐn)?shù)減少，單位體積里的總數(shù)目減少減小反應(yīng)物的催化劑使用百分?jǐn)?shù)劇增，單位體積里的總數(shù)目劇增劇增撤去百分?jǐn)?shù)劇減，單位體積里的總數(shù)目劇減劇減其他光，電磁波，超聲波，固體反應(yīng)物顆粒的大小，溶劑等有影響※注意：（1）參加反應(yīng)的物質(zhì)為固體和液體，由于壓強(qiáng)的變化對(duì)濃度幾乎無(wú)影響，可以認(rèn)為反應(yīng)速率不變。（2）惰性氣體對(duì)于速率的影響①恒溫恒容時(shí)：充入惰性氣體→總壓增大，但是各分壓不變，各物質(zhì)濃度不變→反應(yīng)速率不變②恒溫恒體時(shí)：充入惰性氣體→體積增大→各反應(yīng)物濃度減小→反應(yīng)速率減慢二、化學(xué)平衡1、定義：化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件下，當(dāng)一個(gè)可逆反應(yīng)進(jìn)行到正逆反應(yīng)速率相等時(shí)，更組成成分濃度不再改變，達(dá)到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個(gè)反應(yīng)所能達(dá)到的限度即化學(xué)平衡狀態(tài)。2、化學(xué)平衡的特征逆（研究前提是可逆反應(yīng)）等（同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等）動(dòng)（動(dòng)態(tài)平衡）定（各物質(zhì)的濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)恒定）變（條件改變，平衡發(fā)生變化）3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應(yīng)mA(g)+nB(g)C(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量①各物質(zhì)的物質(zhì)的量或各物質(zhì)的物質(zhì)的量的分?jǐn)?shù)一定平衡②各物質(zhì)的質(zhì)量或各物質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定平衡③各氣體的體積或體積分?jǐn)?shù)一定平衡④總體積、總壓力、總物質(zhì)的量一定不一定平衡正、逆反應(yīng)速率的關(guān)系①在單位時(shí)間內(nèi)消耗了mmolA同時(shí)生成mmolA，即V(正)=V(逆)平衡②在單位時(shí)間內(nèi)消耗了nmolB同時(shí)消耗了pmolC，則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在單位時(shí)間內(nèi)生成nmolB，同時(shí)消耗了qmolD，因均指V(逆)不一定平衡壓強(qiáng)①m+n≠p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）平衡②m+n=p+q時(shí)，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對(duì)分子質(zhì)量Mr①M(fèi)r一定時(shí)，只有當(dāng)m+n≠p+q時(shí)平衡②Mr一定時(shí)，但m+n=p+q時(shí)不一定平衡溫度任何反應(yīng)都伴隨著能量變化，當(dāng)體系溫度一定時(shí)（其他不變）平衡體系的密度密度一定不一定平衡其他如體系顏色不再變化等平衡4、影響化學(xué)平衡移動(dòng)的因素4-1、濃度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應(yīng)物的濃度或減少生成物的濃度，都可以使平衡向正方向移動(dòng)；增大生成物的濃度或減小反應(yīng)物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動(dòng)（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡不移動(dòng)（3）在溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如果稀釋溶液，反應(yīng)物濃度減小，生成物濃度也減小，V正減小，V逆也減小，但是減小的程度不同，總的結(jié)果是化學(xué)平衡向反應(yīng)方程式中化學(xué)計(jì)量數(shù)之和大的方向移動(dòng)。4-2、溫度對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會(huì)使化學(xué)平衡向著吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，溫度降低會(huì)使化學(xué)平衡向著放熱反應(yīng)方向移動(dòng)。4-3、壓強(qiáng)對(duì)化學(xué)平衡移動(dòng)的影響影響規(guī)律：其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積縮小方向移動(dòng)；減小壓強(qiáng)，會(huì)使平衡向著體積增大方向移動(dòng)。注意：（1）改變壓強(qiáng)不能使無(wú)氣態(tài)物質(zhì)存在的化學(xué)平衡發(fā)生移動(dòng)（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學(xué)平衡移動(dòng)規(guī)律相似4-4、催化劑對(duì)化學(xué)平衡的影響：由于使用催化劑對(duì)正反應(yīng)速率和逆反應(yīng)速率影響的程度是等同的，所以平衡不移動(dòng)。但是使用催化劑可以影響可逆反應(yīng)達(dá)到平衡所需的_時(shí)間_。4-5、勒夏特列原理（平衡移動(dòng)原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強(qiáng)，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。5、化學(xué)平衡常數(shù)5-1、定義：在一定溫度下，當(dāng)一個(gè)反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡時(shí)，生成物濃度冪之積與反應(yīng)物濃度冪之積的比值是一個(gè)常數(shù)比值。符號(hào)：K5-2、使用化學(xué)平衡常數(shù)K應(yīng)注意的問(wèn)題：1、表達(dá)式中各物質(zhì)的濃度是變化的濃度，不是起始濃度也不是物質(zhì)的量。2、K只與溫度（T）關(guān)，與反應(yīng)物或生成物的濃度無(wú)關(guān)。3、反應(yīng)物或生產(chǎn)物中有固體或純液體存在時(shí)，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進(jìn)行的反應(yīng)，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關(guān)系式中。5-3、化學(xué)平衡常數(shù)K的應(yīng)用:1、化學(xué)平衡常數(shù)值的大小是可逆反應(yīng)進(jìn)行程度的標(biāo)志。K值越大，說(shuō)明平衡時(shí)生成物的濃度越大，它的正向反應(yīng)進(jìn)行的程度越大，即該反應(yīng)進(jìn)行得越完全，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化率越高。反之，則相反。2、可以利用K值做標(biāo)準(zhǔn)，判斷正在進(jìn)行的可逆反應(yīng)是否平衡及不平衡時(shí)向何方進(jìn)行建立平衡。（Q：濃度積）Q〈K：反應(yīng)向正反應(yīng)方向進(jìn)行;Q=K：反應(yīng)處于平衡狀態(tài);Q〉K：反應(yīng)向逆反應(yīng)方向進(jìn)行3、利用K值可判斷反應(yīng)的熱效應(yīng)若溫度升高，K值增大，則正反應(yīng)為吸熱反應(yīng)若溫度升高，K值減小，則正反應(yīng)為放熱反應(yīng)三、等效平衡1、概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），只是起始加入情況不同的同一可逆反應(yīng)達(dá)到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學(xué)平衡互稱為等效平衡。2、分類（1）定溫，定容條件下的等效平衡第一類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應(yīng)：必須要保證化學(xué)計(jì)量數(shù)之比與原來(lái)相同；同時(shí)必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質(zhì)的量與原來(lái)相同。第二類：對(duì)于反應(yīng)前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應(yīng)：只要反應(yīng)物的物質(zhì)的量的比例與原來(lái)相同即可視為二者等效。（2）定溫，定壓的等效平衡只要保證可逆反應(yīng)化學(xué)計(jì)量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。四、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向1、反應(yīng)熵變與反應(yīng)方向：（1）熵:物質(zhì)的一個(gè)狀態(tài)函數(shù)，用來(lái)描述體系的混亂度，符號(hào)為S.單位：J?K-1（2）體系趨向于有序轉(zhuǎn)變?yōu)闊o(wú)序，導(dǎo)致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應(yīng)方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質(zhì)，在氣態(tài)時(shí)熵值最大，液態(tài)時(shí)次之，固態(tài)時(shí)最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)2、反應(yīng)方向判斷依據(jù)在溫度、壓強(qiáng)一定的條件下，化學(xué)反應(yīng)的判讀依據(jù)為：ΔH-TΔS〈0反應(yīng)能自發(fā)進(jìn)行ΔH-TΔS=0反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)ΔH-TΔS〉0反應(yīng)不能自發(fā)進(jìn)行注意：（1）ΔH為負(fù)，ΔS為正時(shí)，任何溫度反應(yīng)都能自發(fā)進(jìn)行（2）ΔH為正，ΔS為負(fù)時(shí)，任何溫度反應(yīng)都不能自發(fā)進(jìn)行★水溶液中的離子平衡一、弱電解質(zhì)的電離1、定義：電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物,叫電解質(zhì)。非電解質(zhì)：在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。物質(zhì)單質(zhì)物質(zhì)單質(zhì)化合物電解質(zhì)非電解質(zhì)：非金屬氧化物，大部分有機(jī)物。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……強(qiáng)電解質(zhì)：強(qiáng)酸，強(qiáng)堿，大多數(shù)鹽。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質(zhì)：弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……混和物純凈物2、電解質(zhì)與非電解質(zhì)本質(zhì)區(qū)別：電解質(zhì)——離子化合物或共價(jià)化合物非電解質(zhì)——共價(jià)化合物注意：①電解質(zhì)、非電解質(zhì)都是化合物②SO2、NH3、CO2等屬于非電解質(zhì)③強(qiáng)電解質(zhì)不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部電離，故BaSO4為強(qiáng)電解質(zhì)）——電解質(zhì)的強(qiáng)弱與導(dǎo)電性、溶解性無(wú)關(guān)。3、電離平衡：在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過(guò)程就達(dá)到了平衡狀態(tài)，這叫電離平衡。4、影響電離平衡的因素：A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。B、濃度：濃度越大，電離程度越小；溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離。9、電離方程式的書(shū)寫：用可逆符號(hào)弱酸的電離要分布寫（第一步為主）10、電離常數(shù)：在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，（一般用Ka表示酸，Kb表示堿。）表示方法：ABA++B-Ki=[A+][B-]/[AB]11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。C、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO二、水的電離和溶液的酸堿性1、水電離平衡：:水的離子積：KW=c[H+]·c[OH-]25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7mol/L;KW=[H+]·[OH-]=1×10-14注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定KW不僅適用于純水，適用于任何溶液（酸、堿、鹽）2、水電離特點(diǎn)：（1）可逆（2）吸熱（3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素： ①酸、堿：抑制水的電離KW〈1*10-14②溫度：促進(jìn)水的電離（水的電離是吸熱的）③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離KW〉1*10-144、溶液的酸堿性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的測(cè)定方法：酸堿指示劑——甲基橙、石蕊、酚酞。變色范圍：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（淺紅色）pH試紙—操作玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙；②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三、混合液的pH值計(jì)算方法公式1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：（先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）c(H+)混=（c(H+)1V1+c(H+)2V2）/（V1+V2）2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：（先求[OH-]混：將兩種酸中的OH離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它）c(OH-)混＝（c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接計(jì)算c(H+)混)3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：（先據(jù)H++OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混；OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它）四、稀釋過(guò)程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n（但始終不能大于或等于7）2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n（但始終不能大于或等于7）3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原－n（但始終不能小于或等于7）4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原－n（但始終不能小于或等于7）5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無(wú)限稀釋后pH均接近76、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。五、強(qiáng)酸（pH1）強(qiáng)堿（pH2）混和計(jì)算規(guī)律1、若等體積混合pH1+pH2=14則溶液顯中性pH=7pH1+pH2≥15則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH2≤13則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14V酸：V堿=1：1pH1+pH2≠14V酸：V堿=1：10〔14-（pH1+pH2）〕六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。2、中和滴定的操作過(guò)程：（1）儀②滴定管的刻度，O刻度在上，往下刻度標(biāo)數(shù)越來(lái)越大，全部容積大于它的最大刻度值，因?yàn)橄露擞幸徊糠譀](méi)有刻度。滴定時(shí)，所用溶液不得超過(guò)最低刻度，不得一次滴定使用兩滴定管酸（或堿），也不得中途向滴定管中添加。②滴定管可以讀到小數(shù)點(diǎn)后一位。（2）藥品：標(biāo)準(zhǔn)液；待測(cè)液；指示劑。（3）準(zhǔn)備過(guò)程：準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。（洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗（或待測(cè)液洗）→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗(yàn)過(guò)程3、酸堿中和滴定的誤差分析誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析式中：n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)，則：c堿=上述公式在求算濃度時(shí)很方便，而在分析誤差時(shí)起主要作用的是分子上的V酸的變化，因?yàn)樵诘味ㄟ^(guò)程中c酸為標(biāo)準(zhǔn)酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實(shí)際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導(dǎo)致c酸偏高；V堿同樣也是一個(gè)定值，它是用標(biāo)準(zhǔn)的量器量好后注入錐形瓶中的，當(dāng)在實(shí)際操作中堿液外濺，其實(shí)際值減小，但引起變化的卻是標(biāo)準(zhǔn)酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對(duì)于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當(dāng)用標(biāo)準(zhǔn)酸來(lái)測(cè)定堿的濃度時(shí)，c堿的誤差與V酸的變化成正比，即當(dāng)V酸的實(shí)測(cè)值大于理論值時(shí)，c堿偏高，反之偏低。同理，用標(biāo)準(zhǔn)堿來(lái)滴定未知濃度的酸時(shí)亦然。七、鹽類的水解（只有可溶于水的鹽才水解）1、鹽類水解：在水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。2、水解的實(shí)質(zhì)：水溶液中鹽電離出來(lái)的離子跟水電離出來(lái)的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。3、鹽類水解規(guī)律：①有弱才水解，無(wú)弱不水解，越弱越水解；誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。(如:Na2CO3＞NaHCO3)4、鹽類水解的特點(diǎn)：（1）可逆（與中和反應(yīng)互逆）（2）程度?。?）吸熱5、影響鹽類水解的外界因素：①溫度：溫度越高水解程度越大（水解吸熱，越熱越水解）②濃度：濃度越小，水解程度越大（越稀越水解）③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解（H+促進(jìn)陰離子水解而抑制陽(yáng)離子水解；OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解）6、酸式鹽溶液的酸堿性：①只電離不水解：如HSO4-顯酸性②電離程度＞水解程度，顯酸性（如:HSO3-、H2PO4-）③水解程度＞電離程度，顯堿性（如：HCO3-、HS-、HPO42-）7、雙水解反應(yīng)：（1）構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。（2）常見(jiàn)的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-)；S2-與NH4+；CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2-+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2S↑8、鹽類水解的應(yīng)用：水解的應(yīng)用實(shí)例原理1、凈水明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3(膠體)+3H+2、去油污用熱堿水冼油污物品CO32-+H2OHCO3-+OH-3、藥品的保存①配制FeCl3溶液時(shí)常加入少量鹽酸Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+②配制Na2CO3溶液時(shí)常加入少量NaOHCO32-+H2OHCO3-+OH-4、制備無(wú)水鹽由MgCl2·6H2O制無(wú)水MgCl2在HCl氣流中加熱若不然，則：MgCl2·6H2OMg(OH)2+2HCl+4H2OMg(OH)2MgO+H2O5、泡沫滅火器用Al2(SO4)3與NaHCO3溶液混合Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑6、比較鹽溶液中離子濃度的大小比較NH4Cl溶液中離子濃度的大小NH4++H2ONH3·H2O+H+c(Cl-)>c(NH4+)>c(H+)>c(OH)-9、水解平衡常數(shù)（Kh）對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb（Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù)）電離、水解方程式的書(shū)寫原則1、多元弱酸（多元弱酸鹽）的電離（水解）的書(shū)寫原則：分步書(shū)寫注意：不管是水解還是電離，都決定于第一步，第二步一般相當(dāng)微弱。2、多元弱堿（多元弱堿鹽）的電離（水解）書(shū)寫原則：一步書(shū)寫八、溶液中微粒濃度的大小比較☆☆基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：①電荷守恒：:任何溶液均顯電中性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和＝各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和②物料守恒:（即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒）某原子的總量(或總濃度)＝其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見(jiàn)知識(shí)（1）溶解度小于0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。（2）反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見(jiàn)的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。（3）難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡。（4）掌握三種微溶物質(zhì)：CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4（5）溶解平衡常為吸熱，但Ca(OH)2為放熱，升溫其溶解度減少。（6）溶解平衡存在的前提是：必須存在沉淀，否則不存在平衡。2、溶解平衡方程式的書(shū)寫注意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“”。如：Ag2S(s)2Ag+(aq）+S2-(aq)3、沉淀生成的三種主要方式（1）加沉淀劑法：Ksp越?。闯恋碓诫y溶），沉淀越完全；沉淀劑過(guò)量能使沉淀更完全。（2）調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。（3）氧化還原沉淀法：（4）同離子效應(yīng)法4、沉淀的溶解：沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿；②氧化還原；③沉淀轉(zhuǎn)化。5、沉淀的轉(zhuǎn)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（淡黃色）→AgI（黃色）→Ag2S（黑色）6、溶度積（KSP）（1）定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。（2）表達(dá)式：AmBn(s)mAn+(aq)+nBm-(aq)KSP=[c(An+)]m?[c(Bm-)]n（3）影響因素：外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。（4）溶度積規(guī)則QC（離子積）〉KSP有沉淀析出QC=KSP平衡狀態(tài)QC〈KSP飽和，繼續(xù)溶解【熱點(diǎn)知識(shí)再梳理——胸有成竹】熱點(diǎn)六：化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡【典例】向2L的密閉容器中充入7.6molNO和3.8molO2，發(fā)生如下反應(yīng)：①2NO（g）＋O2（g）2NO2（g）②2NO2（g）N2O4（g）測(cè)得NO2和N2O4的濃度變化如圖所示，0～10min維持容器溫度為T1℃，10min后升高并維持容器的溫度為T2下列說(shuō)法正確的是A．前5min反應(yīng)的平均速率v（N2O4）＝0.18mol·L－1·s－1B．T1℃時(shí)反應(yīng)②的化學(xué)平衡常數(shù)K＝0.C．反應(yīng)①、②均為吸熱反應(yīng)D．若起始時(shí)向該容器中充入3.6molNO2和2.0molN2O4，T1℃達(dá)到平衡時(shí)，N2O4的轉(zhuǎn)化率為10【答案】D考點(diǎn)：考查平衡狀態(tài)的有關(guān)計(jì)算【題型概述】該類試題一般考查化學(xué)平衡移動(dòng)原理及應(yīng)用、化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷、化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算和平衡圖像等形式。近幾年高考中尤其以化學(xué)平衡計(jì)算、化學(xué)平衡圖像考查為重點(diǎn)。解決此類問(wèn)題一般方法為：（1）看懂圖像。一看面（橫縱坐標(biāo)），二看線（線的走向和變化趨勢(shì)），三看點(diǎn)（交點(diǎn)及拐點(diǎn)），四看要不要做輔助線（如等溫線、等壓線），五看定量圖像中相關(guān)變化量是多少。（2）聯(lián)想規(guī)律。聯(lián)想外界田間對(duì)化學(xué)反應(yīng)速率和化學(xué)平衡的影響規(guī)律。（3）判斷作答。以及題意并結(jié)合原理仔細(xì)分析，作出正確的判斷?！靖櫽?xùn)練1】在不同溫度下，向VL密閉容器中加入0.5molNO和0.5mol活性炭，發(fā)生反應(yīng)：2NO(g)+C(s)N2(g)+CO2(g)△H=—QkJ·mol-1(Q>0)，達(dá)到平衡時(shí)的數(shù)據(jù)如下：溫度／℃n(C)/moln(CO2)/molT10.15T20.375下列有關(guān)說(shuō)法正確的是（）A．由上述信息可推知：T1>T2B．T2℃時(shí)，若反應(yīng)達(dá)平衡后再縮小容器的體積，c(N2C．T1℃D．T1℃時(shí)，該反應(yīng)的平衡常數(shù)【答案】D考點(diǎn)：考查化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡的移動(dòng)的知識(shí)?！靖櫽?xùn)練2】汽車尾氣中，產(chǎn)生NO的反應(yīng)為：N2(g)+O2(g)2NO(g)，一定條件下，等物質(zhì)的量的N2(g)和O2(g)在恒容密閉容器中反應(yīng)，下圖曲線a表示該反應(yīng)在溫度T下N2的濃度隨時(shí)間的變化，曲線b表示該反應(yīng)在某一起始條件改變時(shí)N2的濃度隨時(shí)間的變化。下列敘述正確的是A．溫度T下，該反應(yīng)的平衡常數(shù)K=B．溫度T下，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，混合氣體的密度減小C．曲線b對(duì)應(yīng)的條件改變可能是加入了催化劑D．若曲線b對(duì)應(yīng)的條件改變是溫度，可判斷該反應(yīng)的△H＜0【答案】A【解析】考點(diǎn)：考查化學(xué)反應(yīng)速率、化學(xué)平衡移動(dòng)、化學(xué)平衡常數(shù)的計(jì)算?！揪C合模擬練兵——保持手感】1．在恒溫恒容的密閉體系中，可逆反應(yīng)：A(s)＋2B(g)2C(g)；ΔH<0，不能作為該反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡的標(biāo)志的是①v正(B)＝v逆(C)②n(B)∶n(C)＝1∶1③容器內(nèi)壓強(qiáng)不再改變④容器內(nèi)氣體的密度不再改變⑤容器內(nèi)混合氣體的平均相對(duì)分子質(zhì)量不再改變A．②③④⑤B．②③C．①③④D．全部【答案】B【解析】試題分析：①二者化學(xué)計(jì)量數(shù)相同，說(shuō)明正逆反應(yīng)速率相等，可做標(biāo)志；②物質(zhì)的量相等不能說(shuō)明反應(yīng)到平衡；③反應(yīng)前后氣體體積不變，所以壓強(qiáng)不能做標(biāo)志；④氣體的總質(zhì)量隨著反應(yīng)而改變，所以密度不變可做標(biāo)志；⑤平均相對(duì)分子質(zhì)量=氣體總質(zhì)量/氣體總物質(zhì)的量，由于氣體總物質(zhì)的量不變，而氣體的總質(zhì)量隨時(shí)改變，所以平均相對(duì)分子質(zhì)量不變可做標(biāo)志。所以選B?？键c(diǎn)：考查化學(xué)平衡的標(biāo)志2．下列說(shuō)法中正確的是A．AgCl懸濁液中存在平衡：AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)，往其中加入少量NaCl固體，平衡向左移動(dòng)，溶液中離子的總濃度會(huì)減小B．AgCl懸濁液中加入KI溶液，白色沉淀變成黃色，證明此條件下Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)C．飽和石灰水中加入一定量生石灰，溫度明顯升高，所得溶液的pH增大D．硬水中含有較多的Ca2＋、Mg2＋、HCO3－、SO42－，加熱煮沸可完全除去其中的Ca2＋、Mg2＋【答案】B考點(diǎn)：考查難容電解質(zhì)溶解平衡的應(yīng)用3．下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是A．在0.1mol/LNaHCO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-)B．在0.1mol/LNa2CO3溶液中：2c（Na+）=c（HCO3-）+c(CO32-)+c（H2CO3）C．物質(zhì)的量濃度相等的CH3COOK和CH3COOH溶液中，溶液顯酸性：c（CH3COO-）>c（CH3COOH）D．物質(zhì)的量濃度相等的①NH4HSO4溶液、②NH4HCO3溶液、③NH4Cl溶液中的c(NH4+)：①>②>③【答案】C【解析】試題分析：A、碳酸氫鈉溶液中存在電荷守恒，c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+2c(CO32-)+c（OH-），錯(cuò)誤，不選A；B、碳酸鈉中有物料守恒，碳原子總數(shù)應(yīng)是鈉原子總數(shù)的一半，錯(cuò)誤，不選B；C、溶液顯酸性，說(shuō)明醋酸的電離程度大于醋酸根離子的水解程度，所以電離出的醋酸根離子濃度大于水解成的醋酸分子濃度，正確，選C；D、銨根離子水解顯酸性，硫酸氫銨中氫離子存在抑制銨根離子水解，碳酸氫銨中碳酸氫根也水解，水解出氫氧根離子促進(jìn)銨根離子水解，所以碳酸氫銨中銨根離子濃度最小，硫酸氫銨中銨根離子濃度最大，錯(cuò)誤，不選D?？键c(diǎn)：鹽類水解，溶液中離子濃度的比較4．室溫下向10mL0.1mol·L－1NaOH溶液中加入0.1mol·L－1的一元酸HA，溶液pH的變化曲線如圖所示。下列說(shuō)法正確的是A．a(chǎn)點(diǎn)所示溶液中c(Na+)>c(A—)>c(H+)>c(HA)B．a(chǎn)、b兩點(diǎn)所示溶液中水的電離程度相同C．pH=7時(shí)，c(Na+)=c(A—)+c(HA)D．b點(diǎn)所示溶液中c(A—)>c(HA)【答案】D【解析】試題分析：10mL0.1mol·L－1NaOH溶液含有NaOH的物質(zhì)的量是n(NaOH)=0.1mol·L－1×0.01L=0.001mol；在a點(diǎn)0.1mol·L－1的一元酸HA是10mL，含有HA的物質(zhì)的量是n(HA)=0.1mol·L－1×0.01L=0.001mol，二者發(fā)生反應(yīng)：NaOH+HA=NaA+H2O，二者恰好完全反應(yīng)產(chǎn)生NaA，該鹽是強(qiáng)堿弱酸鹽，在溶液中A-發(fā)生水解反應(yīng)：A-+H2OHA+OH-，水解消耗A-，所以溶液中c(Na+)>c(A—)，水解是溶液顯堿性，在溶液中c(HA)>c(H+)，鹽水解程度是微弱的，主要以鹽電離產(chǎn)生的離子存在，所以c(A—)>c(HA)，故溶液中微粒濃度關(guān)系是c(Na+)>c(A—)>c(HA)>c(H+)，錯(cuò)誤；B．在b點(diǎn)是NaA、HA等濃度等體積混合，由于溶液的pH=4.7，說(shuō)明HA電離作用大于A-水解作用，HA電離產(chǎn)生H+，水的電離平衡受到抑制，在a點(diǎn)，A-水解消耗水電離產(chǎn)生的H+，促進(jìn)水的電離平衡，使水電離程度增大，因此a、b兩點(diǎn)所示溶液中水的電離程度不相同，錯(cuò)誤；C．pH=7時(shí)，c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(A—)，c(H+)=c(OH-)，所以c(Na+)=c(A—)，錯(cuò)誤；D．b點(diǎn)所示溶液是NaA與HA等濃度等體積混合，由于溶液pH=4.7,溶液顯酸性，說(shuō)明HA電離作用大于A-水解作用，所以溶液中c(A—)>c(HA)，正確?？键c(diǎn)：考查強(qiáng)堿與弱酸混合溶液中離子濃度大小比較的知識(shí)。5．向恒溫、恒容（2L）的密閉容器中充入2molX和一定量的Y，發(fā)生反應(yīng)：2X(g)＋Y(g)2Z(g)ΔH=-Q（Q=197.74kJ/mol），4min后達(dá)到平衡，這時(shí)c(X)＝0.2mol·L-1，且X與Y的轉(zhuǎn)化率相等。下列說(shuō)法中不正確的是A．達(dá)到平衡時(shí)，再充入1molX，該反應(yīng)的Q變大B．用Z表示4min內(nèi)的反應(yīng)速率為0.2mol/(L·min)C．再向容器中充入1molZ，達(dá)到新平衡，v(X)∶v(Y)＝2∶1D．該反應(yīng)在高溫下不一定能自發(fā)進(jìn)行【答案】A考點(diǎn)：考查化學(xué)平衡的影響因素，反應(yīng)速率的定量表示方法，化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向6.工業(yè)上可由天然氣為原料制備甲醇，也可由水煤氣合成甲醇。（1）已知2CH4(g)＋O2(g)=2CO2(g)＋4H2(g)△H＝akJ/molCO(g)＋2H2(g)＝CH3OH(g)△H＝bkJ/mol試寫出由CH4和O2制取甲烷的熱化學(xué)方程式：___________________。（2）還可以通過(guò)下列反應(yīng)制備甲醇：CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。圖甲是反應(yīng)時(shí)CO(g)和CH3OH(g)的濃度隨時(shí)間t的變化情況。從反應(yīng)開(kāi)始到平衡，用CO表示平均反應(yīng)速率v(CO)＝_____，該反應(yīng)的平衡常數(shù)表達(dá)式為_(kāi)_____________。（3）在一容積可變的密閉容器中充入10molCO和20molH2，CO的平衡轉(zhuǎn)化率隨溫度（T）、壓強(qiáng)（P）的變化如乙圖所示．①下列說(shuō)法不能判斷該反應(yīng)達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)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的體積分?jǐn)?shù)不再改變C．體系中H2的轉(zhuǎn)化率和CO的轉(zhuǎn)化率相等D．體系中氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變②比較A、B兩點(diǎn)壓強(qiáng)大小PA____PB（填“＞、＜、=”）。③若達(dá)到化學(xué)平衡狀態(tài)A時(shí)，容器的體積為20L．如果反應(yīng)開(kāi)始時(shí)仍充入10molCO和20molH2，則在平衡狀態(tài)B時(shí)容器的體積V（B）=____L。（4）以甲醇為燃料，氧氣為氧化劑，KOH溶液為電解質(zhì)溶液，可制成燃料電池（電極材料為惰性電極）。①若KOH溶液足量，則電池負(fù)極反應(yīng)的離子方程式為_(kāi)______。②若電解質(zhì)溶液中KOH的物質(zhì)的量為1.0mol，當(dāng)有0.75mol甲醇參與反應(yīng)時(shí)，電解質(zhì)溶液中各種離子的物質(zhì)的量濃度由大到小的順序是__________?！敬鸢浮浚ǔ厥鈽?biāo)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）①AC②＜（1分）③4（4）①CH3OH?6e?+8OH?=CO32－+6H2O②c(K+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH?)>c(H+)【解析】試題分析：（1）已知①2CH4（g）+O2（g）=2CO（g）+4H2（g）△H=aKJ/mol，②CO（g）+2H2（g）=CH3OH（g）△H=bKJ/mol，則根據(jù)蓋斯定律可知①+②×2可得到2CH4（g）+O2（g）=2CH3OH（g）△H=（a+2b）kJ/mol；（2）用甲醇表示的反應(yīng)速率v=0.75mol/L÷10min=0.075mol/（L?min），CO表示的反應(yīng)速率等于用甲醇表示的反應(yīng)速率，即0.075mol/（L?min）；化學(xué)平衡常數(shù)是在一定條件下，當(dāng)可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，生成物濃度的冪之積和反應(yīng)物濃度的冪之積的比值，所以根據(jù)方程式可知平衡常數(shù)表達(dá)式為。②正反應(yīng)方向?yàn)闅怏w體積減小的方向，T1℃時(shí)比較CO的轉(zhuǎn)化率，轉(zhuǎn)化率越大，則壓強(qiáng)越大，圖象中PB轉(zhuǎn)化率大于PA，可知PA＜PB；③利用A點(diǎn)可得平衡常數(shù)K＝，溫度不變，平衡常數(shù)不變。A、B兩容器溫度相同，即化學(xué)平衡常數(shù)相等，且B點(diǎn)時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率為0.8，則CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）起始（mol）：10200轉(zhuǎn)化（mol）：8168平衡（mol）：248設(shè)體積為VL，則有K=＝4解得V=4L（4）①燃料電池得負(fù)極甲醇失去電子，堿過(guò)量，則負(fù)極方程式為CH3OH?6e?+8OH?=CO32－+6H2O。②當(dāng)有0.75mol甲醇參與反應(yīng)時(shí)，產(chǎn)生的二氧化碳是0.75mol，和1mol氫氧化鉀反應(yīng)，根據(jù)元素守恒可以計(jì)算n(K2CO3)=0.25mol，n(KHCO3)=0.5mol，二者的水溶液均為堿性，所以溶液中離子濃度大小順序?yàn)閏(K+)>c(HCO3－)>c(CO32－)>c(OH?)>c(H+)?？键c(diǎn)：考查了熱化學(xué)方程式的書(shū)寫、化學(xué)平衡狀態(tài)的判斷