高中化學選修4_經典知識與試題.doc

1、化學選修4第一章 化學反應與能量一、焓變 反應熱 1反應熱：一定條件下，一定物質的量的反應物之間完全反應所放出或吸收的熱量 2焓變(H)的意義：在恒壓條件下進行的化學反應的熱效應（1）.符號： H（2）.單位：kJ/mol 3.產生原因：化學鍵斷裂吸熱 化學鍵形成放熱放出熱量的化學反應。(放熱吸熱) H 為“-”或H 放熱）H 為“+”或H 0 常見的放熱反應： 所有的燃燒反應 酸堿中和反應 大多數(shù)的化合反應 金屬與酸的反應 生石灰和水反應 濃硫酸稀釋、氫氧化鈉固體溶解等 常見的吸熱反應： 晶體Ba(OH)28H2O與NH4Cl 大多數(shù)的分解反應 以H2、CO、C為還原劑的氧化還原反應 銨鹽溶

2、解等二、熱化學方程式書寫化學方程式注意要點: 熱化學方程式必須標出能量變化。 熱化學方程式中必須標明反應物和生成物的聚集狀態(tài)（g,l,s分別表示固態(tài)，液態(tài)，氣態(tài)，水溶液中溶質用aq表示） 熱化學反應方程式要指明反應時的溫度和壓強。 熱化學方程式中的化學計量數(shù)可以是整數(shù)，也可以是分數(shù) 各物質系數(shù)加倍，H加倍；反應逆向進行，H改變符號，數(shù)值不變三、燃燒熱1概念：25 ，101 kPa時，1 mol純物質完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物時所放出的熱量。燃燒熱的單位用kJ/mol表示。注意以下幾點：研究條件：101 kPa反應程度：完全燃燒，產物是穩(wěn)定的氧化物。燃燒物的物質的量：1 mol研究內容：放出的熱量

3、。（HQ2Q3 B Q1Q3Q2 C Q3Q2Q1 D Q2Q1Q3 21用50mL0.50mol/L鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液在如圖所示的裝置中進行中和反應。通過測定反應過程中所放出的熱量可計算中和熱?；卮鹣铝袉栴}：（1）從實驗裝置上看，圖中尚缺少的一種玻璃用品是 。（2）燒杯間填滿碎紙條的作用是 。（3）大燒杯上如不蓋硬紙板，求得的中和熱數(shù)值 (填“偏大、偏小、無影響”)（4）如果用60mL0.50mol/L鹽酸與50mL0.55mol/LNaOH溶液進行反應，與上述實驗相比，所放出的熱量 (填“相等、不相等”)，所求中和熱 (填“相等、不相等”)，簡述理由 （5）用相同

4、濃度和體積的氨水（NH3H2O）代替NaOH溶液進行上述實驗，測得的中和熱的數(shù)值會 ；（填“偏大”、“偏小”、“無影響”）。24蓋斯定律在生產和科學研究中有很重要的意義。有些反應的反應熱雖然無法直接測得，但可通過間接的方法測定。現(xiàn)根據(jù)下列3個熱化學反應方程式： Fe2O3(s)+3CO(g)= 2Fe(s)+3CO2(g) H 24.8kJmol 3Fe2O3(s)+ CO(g)=2Fe3O4(s)+ CO2(g) H 47.2kJmolFe3O4(s)+CO(g)=3FeO(s)+CO2(g) H +640.5kJmol寫出CO氣體還原FeO固體得到Fe固體和CO2氣體的熱化學反應方程式：_

5、 6下列變化屬于吸熱反應的是液態(tài)水汽化 將膽礬加熱變?yōu)榘咨勰?濃硫酸稀釋 氯酸鉀分解制氧氣 生石灰跟水反應生成熟石灰 （ ）A B C D71g碳與適量水蒸氣反應生成CO和H2，需吸收10.94KJ熱量，此反應的熱化學方程式為AC + H2O = CO + H2 ; H= +131.3KJmol1BC(s)+ H2O(g) = CO(g) + H2(g) ; H= +10.94KJmol1CC(s)+ H2O(l) = CO(g) + H2(g) ; H= +131.3KJmol1DC(s)+ H2O(g) = CO(g) + H2(g) ; H= +131.3KJmol18. 已知101K

6、Pa時的辛烷的燃燒熱為-5518kJ/mol，強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生反應時的中和熱為-57.3kJ/mol，則下列熱化學方程式書寫正確的是（ ）C8H18（l）+ 25/2O2（g） 8CO2（g）+ 9H2O（l）； H +5518kJ/molC8H18（l）+ 25/2O2（g） 8CO2（g）+ 9H2O（l）； H 5518kJ/molH+（aq）+ OH（aq） H2O（l）； H 57.3kJ/mol1/2H2SO4(aq) + NaOH(aq) 1/2Na2SO4(aq) + H2O(l)； H +57.3kJ/molA B C D9、已知HH鍵能為436 KJ/mol，HN鍵

7、能為391KJ/mol，根據(jù)化學方程式：N2 + 3H2 = 2NH3H=-92.4 KJ/mol，則NN鍵的鍵能是 （ ）A431 KJ/mol B946 KJ/mol C649 KJ/mol D869 KJ/mol10、下列關于反應熱的說法正確的是A當H為“”時，表示該反應為吸熱反應B已知C(s)+O2(g)=CO(g)的反應熱為110.5kJ/mol，說明碳的燃燒熱為110.5kJC反應熱的大小與反應物所具有的能量和生成物所具有的能量無關D化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終點狀態(tài)有關，而與反應的途徑無關13下列說法或表示方法正確的是（ ）A等物質的量的硫蒸氣和固體硫分別完全燃燒，后者

8、放出熱量多B由C（石墨） C（金剛石）；H1.90 kJ/mol可知，金剛石比石墨穩(wěn)定C在101kPa時，2g氫氣完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.8kJ熱量，氫氣燃燒的熱化學方程式表示為：2H2(g)+O2(g)= 2H2O(l); H285.8kJ/molD在稀溶液中，H+(aq)+ OH-(aq) = H2O(l); H57.3kJ/mol,若將含0.5molH2SO4的濃硫酸與含1molNaOH的溶液混合，放出的熱大于57.3kJ2下列說法中正確的是 A在化學反應過程中，發(fā)生物質變化的同時不一定發(fā)生能量變化 B生成物全部化學鍵形成時所釋放的能量大于破壞反應物全部化學鍵所吸收的能量時，反應

9、為吸熱反應 C反應產物的總焓大于反應物的總焓時，反應吸熱，H0 DH的大小與熱化學方程式的計量系數(shù)無關 3.下列過程中H小于零的是 A. 氯酸鉀分解制氧氣 B. 氯化銨分解得氨氣 C.碳酸鈣分解得二氧化碳 D. 實驗室制備氫氣4已知1 g氫氣完全燃燒生成水蒸氣時放出熱量121 kJ。且氧氣中1 mol OO鍵完全斷裂時吸收熱量496 kJ，水蒸氣中1 mol HO鍵形成時放出熱量463 kJ，則氫氣中1mol HH鍵斷裂時吸收熱量為A920 kJ B557 kJ C436 kJ D188 kJ14（10分）已知2H2（g）+ O2（g）=2H2O（l） H = 571.6 kJ mol1CO(

10、g) + 1/2O2(g) = CO2(g) H = 283 kJ mol1 某H2和CO的混合氣體完全燃燒時放出113.74 kJ熱量，同時生成3.6 g液態(tài)水，求原混合氣體中H2和CO的物質的量。6. 已知：（1）Zn（s）+O2（g）= ZnO(s)，H= -348.3 kJmol-1， （2）2Ag(s)+ O2（g）= Ag2O(s)，H= -31.0 kJmol-1，則Zn（s）+ Ag2O(s) = ZnO(s)+ 2Ag(s)的H等于（ ）A-379.3 kJmol-1 B-317.3 kJmol-1 C-332.8 kJmol-1 D317.3 kJmol-1第二章 化學反應

11、速率和化學平衡一、化學反應速率1. 化學反應速率（v） 定義：用來衡量化學反應的快慢，單位時間內反應物或生成物的物質的量的變化 表示方法：單位時間內反應濃度的減少或生成物濃度的增加來表示 計算公式：v=c/t（：平均速率，c：濃度變化，t：時間）單位：mol/（Ls） 影響因素： 決定因素（內因）：反應物的性質（決定因素） 條件因素（外因）：反應所處的條件2.注意：（1）、參加反應的物質為固體和液體，由于壓強的變化對濃度幾乎無影響，可以認為反應速率不變。 （2）、惰性氣體對于速率的影響 恒溫恒容時：充入惰性氣體總壓增大，但是各分壓不變，各物質濃度不變反應速率不變恒溫恒體時：充入惰性氣體體積增大

12、各反應物濃度減小反應速率減慢二、化學平衡（一）1.定義：化學平衡狀態(tài)：一定條件下，當一個可逆反應進行到正逆反應速率相等時，更組成成分濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡”，這就是這個反應所能達到的限度即化學平衡狀態(tài)。3、判斷平衡的依據(jù)判斷可逆反應達到平衡狀態(tài)的方法和依據(jù)例舉反應mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)混合物體系中各成分的含量各物質的物質的量或各物質的物質的量的分數(shù)一定平衡各物質的質量或各物質質量分數(shù)一定平衡各氣體的體積或體積分數(shù)一定平衡總體積、總壓力、總物質的量一定不一定平衡正、逆反應速率的關系在單位時間內消耗了m molA同時生成m molA，即V(正)=V(逆)平

13、衡在單位時間內消耗了n molB同時消耗了p molC，則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)不一定平衡在單位時間內生成n molB，同時消耗了q molD，因均指V(逆)不一定平衡壓強m+np+q時，總壓力一定（其他條件一定）平衡m+n=p+q時，總壓力一定（其他條件一定）不一定平衡混合氣體平均相對分子質量MrMr一定時，只有當m+np+q時平衡Mr一定時，但m+n=p+q時不一定平衡溫度任何反應都伴隨著能量變化，當體系溫度一定時（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（二）影響化學平衡移動的

14、因素1、濃度對化學平衡移動的影響（1）影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，增大反應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；增大生成物的濃度或減小反應物的濃度，都可以使平衡向逆方向移動（2）增加固體或純液體的量，由于濃度不變，所以平衡_不移動_（3）在溶液中進行的反應，如果稀釋溶液，反應物濃度_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，總的結果是化學平衡向反應方程式中化學計量數(shù)之和_大_的方向移動。2、溫度對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：在其他條件不變的情況下，溫度升高會使化學平衡向著_吸熱反應_方向移動，溫度降低會使化學平衡向著_放熱反應_方向

15、移動。3、壓強對化學平衡移動的影響影響規(guī)律：其他條件不變時，增大壓強，會使平衡向著_體積縮小_方向移動；減小壓強，會使平衡向著_體積增大_方向移動。注意：（1）改變壓強不能使無氣態(tài)物質存在的化學平衡發(fā)生移動（2）氣體減壓或增壓與溶液稀釋或濃縮的化學平衡移動規(guī)律相似4.催化劑對化學平衡的影響：由于使用催化劑對正反應速率和逆反應速率影響的程度是等同的，所以平衡_不移動_。但是使用催化劑可以影響可逆反應達到平衡所需的_時間_。5.勒夏特列原理（平衡移動原理）：如果改變影響平衡的條件之一（如溫度，壓強，濃度），平衡向著能夠減弱這種改變的方向移動。三、化學平衡常數(shù)（一）定義：在一定溫度下，當一個反應達到

16、化學平衡時，_生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數(shù)_比值。 符號：_（二）使用化學平衡常數(shù)K應注意的問題：1、表達式中各物質的濃度是_變化的濃度_，不是起始濃度也不是物質的量。2、K只與_溫度（T）_有關，與反應物或生成物的濃度無關。3、反應物或生產物中有固體或純液體存在時，由于其濃度是固定不變的，可以看做是“1”而不代入公式。4、稀溶液中進行的反應，如有水參加，水的濃度不必寫在平衡關系式中。（三）化學平衡常數(shù)K的應用:1、化學平衡常數(shù)值的大小是可逆反應_進行程度_的標志。K值越大，說明平衡時_生成物_的濃度越大，它的_正向反應_進行的程度越大，即該反應進行得越_完全_，反應物轉

17、化率越_高_。反之，則相反。 一般地，K_105_時，該反應就進行得基本完全了。2、可以利用K值做標準，判斷正在進行的可逆反應是否平衡及不平衡時向何方進行建立平衡。（Q：濃度積）Q_K:反應向正反應方向進行;Q_K:反應處于平衡狀態(tài) ;Q_K:反應向逆反應方向進行3、利用K值可判斷反應的熱效應若溫度升高，K值增大，則正反應為_ _反應若溫度升高，K值減小，則正反應為_ _反應四、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達到平衡后，任何相同組分的百分含量均相同，這樣的化學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：對于反

18、應前后氣體分子數(shù)改變的可逆反應：必須要保證化學計量數(shù)之比與原來相同；同時必須保證平衡式左右兩邊同一邊的物質的量與原來相同。第二類：對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應：只要反應物的物質的量的比例與原來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化學計量數(shù)之比相同即可視為等效平衡。五、化學反應進行的方向1、反應熵變與反應方向：（1）熵:物質的一個狀態(tài)函數(shù)，用來描述體系的混亂度，符號為S. 單位：Jmol-1K-1 (2)體系趨向于有序轉變?yōu)闊o序，導致體系的熵增加，這叫做熵增加原理，也是反應方向判斷的依據(jù)。.（3）同一物質，在氣態(tài)時熵值最大，液態(tài)時次之，固態(tài)時最小。即S(g)S

19、(l)S(s) 2、反應方向判斷依據(jù) 在溫度、壓強一定的條件下，化學反應的判讀依據(jù)為： H-TS0 反應能自發(fā)進行H-TS=0 反應達到平衡狀態(tài)H-TS0 反應不能自發(fā)進行注意：（1）H為負，S為正時，任何溫度反應都能自發(fā)進行 （2）H為正，S為負時，任何溫度反應都不能自發(fā)進行1. 反應A(g)+3B(g) 2C(g)+2D(g)，在不同情況下測得反應速率，其中反應速率最快的是（ ）A(D)=0.4 mol / (Ls) B(C)=0.5 mol / (Ls) C(B)=0.6 mol / (Ls) D(A)=0.15 mol / (Ls)2. 在2L密閉容器中加入4molA和6molB，發(fā)生

20、以下反應：4A(g)+6B(g) 4C(g) +5D(g)。若經5s后，剩下的A是2.5mol，則B的反應速率是（ ）A0.45 mol / (Ls) B0.15 mol / (Ls) C0.225 mol / (Ls) D0.9 mol / (Ls) 3. 可逆反應達到平衡的根本原因是（ A反應混合物中各組分的濃度B正逆反應都還在繼續(xù)進行C正逆反應的速率均為零 D正逆反應的速率相等6. 對某一可逆反應來說,使用催化劑的作用是（ ）A提高反應物的平衡轉化率 B以同樣程度改變正逆反應的速率C增大正反應速率，減小逆反應速率 D改變平衡混合物的組成8. 某溫度下，在固定容積的密閉容器中，可逆反應A(

21、g)+3B(g) 2C(g)達到平衡時，各物質的物質的量之比為n(A)n(B)n(C)=221。保持溫度不變，以221的物質的量之比再充入A、B、C，則（ ）A平衡不移動 B再達平衡時，n(A)n(B)n(C)仍為221C再達平衡時，C的體積分數(shù)增大D再達平衡時，正反應速率增大，逆反應速率減小9. 下列事實不能用勒夏特列原理解釋的是（ ）A溴水中有下列平衡Br2+H2OHBr+HBrO，當加入硝酸銀溶液后，溶液顏色變淺B合成氨反應，為提高氨的產率，理論上應采取降低溫度的措施C反應CO（g）+NO2（g）CO2（g）+NO（g）（正反應為放熱反應），達平衡后，升高溫度體系顏色變深D對于2HI（g

22、）H2（g）+I2（g），達平衡后，縮小容器體積可使體系顏色變深14. 當下列反應達到平衡時，保持溫度不變，向容器中充入氬氣，平衡一定不移動的是（ ）A. N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) B. 2HI(g) H2(g)+I2(g)C.PCl5(g) PCl3(g)+Cl2(g) D. 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)15. 在兩個恒容容器中有平衡體系：A(g) 2B(g)和2C(g) D(g)，X1和X2分別是A和C的轉化率。在溫度不變情況下，均增加相同的A和C的物質的量，下列判斷正確的是（ ）AX1降低，X2增大 BX1、X2均降低 CX1增大，X2降低 DX1、X2均增

23、大22. （10分）已知一定溫度和壓強下，在容積為VL的密閉容器中充入1mol A和1mol B，保持恒溫恒壓下反應：A(g) + B(g) C(g) H0。達到平衡時，C的體積分數(shù)為40%。試回答有關問題：（1）升溫時，C的反應速率_（填“加快”、“減慢”或“不變”） （2）若平衡時，保持容器容積不變，使容器內壓強增大，則平衡_A. 一定向正反應方向移動 B. 一定向逆反應方向移動C. 一定不移動 D. 不一定移動（3）若使溫度、壓強在上述條件下恒定不變，在密閉容器中充入2mol A和2 mol B ，則反應達到平衡時，C的體積分數(shù)為_；容器的容積為_5一定條件下反應2AB(g) A2(g)

24、B2(g)達到平衡狀態(tài)的標志是 A單位時間內生成nmolA2，同時消耗2n molAB B容器內，3種氣體AB、A2、B2共存CAB的消耗速率等于A2的消耗速率D容器中各組分的體積分數(shù)不隨時間變化71和2分別為A、B在兩個恒容容器中平衡體系A(g)2B(g)和2A(g)B(g)的轉化率，在溫度不變的情況下，均增加A的物質的量，下列判斷正確的是A1、2均減小 B1、2均增大C1減小，2增大 D1增大，2減小 8對可逆反應4NH3（g）+ 5O2（g）4NO（g）+ 6H2O（g），下列敘述正確的是A達到化學平衡時，4正（O2）= 5逆（NO ）B若單位時間內生成x mol NO的同時，消耗x m

25、ol NH3 ，則反應達到平衡狀態(tài)C達到化學平衡時，若增加容器體積，則正反應速率減少，逆反應速率增大D化學反應速率關系是：2正（NH3）= 3正（H2O）9已知反應A2（g）+2B2（g）2AB2（g）H 0，下列說法正確的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，降低溫度或減小壓強都有利于該反應平衡正向移動（1）（6分）對于下列反應：2SO2 + O2 2SO3 ， 如果2min內SO2的濃度由6 mol/L下降為2 mol/L，那么，用SO2濃度變化來表示的化學反

26、應速率為_，用O2濃度變化來表示的反應速率為_。如果開始時SO2濃度為4mol/L，2min后反應達平衡，若這段時間內v(O2)為0.5mol/(Lmin)，那么2min時SO2的濃度為_ _。23（6分）反應m An Bp C在某溫度下達到平衡。若A、B、C都是氣體，減壓后正反應速率小于逆反應速率，則m、n、p的關系是_ _。若C為氣體，且m + n = p，在加壓時化學平衡發(fā)生移動，則平衡必定向_方向移動。如果在體系中增加或減少B的量，平衡均不發(fā)生移動，則B肯定不能為_態(tài)。3某一反應物的濃度為3mol/L,經5秒鐘后,濃度變?yōu)?mol/L,則這5秒里該反應物的平均反應速率是 ( )A. 0

27、.2 mol/s B. 0.2 molL/s C. 0.2 mol/(Ls) D. 12 mol/(Lmin)4在10L容器中進行如下反應:A(g)+B(g)2C(g),2分鐘后,B由2mol減少到1.2mol,則用單位內A的濃度變化表示的反應速率(VA)是 ( )A. 0.02mol/(Lmin) B. 0.04mol/(Lmin) C. 0.08mol/(Lmin) D. 0.8mol/(Lmin)5在2L密閉容器中，發(fā)生3A(氣)+B(氣)2C(氣)的反應，若最初加入A和B都是4mol，A的平均反應速率為0.12mol/Ls，則10秒鐘后容器中B的物質的量為 （ ）A2.8mol B1.

28、6mol C3.2mol D3.6mol 6在2L密閉容器中發(fā)生2A（g）+B（g） 2C（g）的反應，若最初加入A和B都是4mol，A的平均反應速率是0.12 mol/（Ls），則10秒鐘后容器中B的濃度為 （ ）A2.8mol/L B1.4 mol/L C3.2 mol/L D3.6 mol/L 3.決定化學反應速率的根本因素是 () A.溫度和壓強 B.反應物的濃度 C.參加反應的各物質的性質 D.催化劑的加入2.對于在一定條件下進行的化學反應：2SO2+O2 2SO3，改變下列條件，可以提高反應物中的活化分子百分數(shù)的是( )A.升高溫度B.增大壓強C.使用催化劑D.增大反應物濃度3.可

29、逆反應達到平衡的重要特征是 ( ) A.反應停止了 B.正逆反應的速率均為零C.正逆反應都還在繼續(xù)進行 D.正逆反應的速率相等4.在密閉容器中進行如下反應：X2(g)+Y2(g) 2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始濃度分別為0.1mol/L、0.3mol/L、0.2mol/L，在一定條件下，當反應達到平衡時，各物質的濃度有可能是( )A. Z為0.3mol/L B. Y2為0.4mol/L C. X2為0.2mol/L D. Z為0.4mol/L 7.下列哪種說法可以證明反應.N23H2 2NH3已達到平衡狀態(tài) ( ) A.1個NN鍵斷裂的同時，有3個HH鍵形成 B.1個NN鍵斷裂的同時，有

30、3個HH鍵斷裂 C.1個NN鍵斷裂的同時，有6個NH鍵斷裂 D.1個NN鍵斷裂的同時，有6個NH鍵形成8.能夠充分說明在恒溫下的密閉容器中反應：2SO2O22SO3，已經達到平衡的標志是( )A.容器中SO2、O2、SO3共存 B.容器中SO2和SO3的濃度相同C.容器中SO2、O2、SO3的物質的量為2：1：2 D.容器中壓強不隨時間的變化而改5.已知反應A2(g) + 2B2(g) 2AB2(g) 的H0，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

31、D.達到平衡后，降低溫度或減小壓強都有利于該反應平衡正向移動3、恒溫恒壓下，在容積可變的器血中，反應2NO2（氣）N2O4（氣）達到平衡后，再向容器內通入一定量NO2，又達到平衡時，N2O4的體積分數(shù) A 不變 B 增大 C 減小 D 無法判斷4、已知反應mX(g)+nY(g)qZ(g)的Hq,在恒容密閉容器中反應達到平衡時，下列說法正確的是A.通入稀有氣體使壓強增大，平衡將正向移動B.X的正反應速率是Y的逆反應速率的m/n倍C.降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小D.增加X的物質的量，Y的轉化率降低6. 一定條件下的反應：PCl5(g)PCl3(g)Cl2(g)(正反應吸熱)達到平衡后，

32、下列情況使PCl5分解率降低的是A. 溫度、體積不變，充入氬氣B. 體積不變，對體系加熱C. 溫度、體積不變，充入氯氣D. 溫度不變，增大容器體積12. 對于反應2SO2+O2 2SO3，下列判斷正確的是A. 2體積SO2和足量O2反應，必定生成2體積SO3B. 其他條件不變，增大壓強，平衡必定向右移動C. 平衡時，SO2消耗速度必定等于O2的生成速率D. 平衡時，SO2濃度必定等于O2濃度的兩倍15. 某溫度下，C和H2O(g)在密閉容器里發(fā)生下列反應：C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)， CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)當反應達到平衡時，c(H2)=1. 9 mo

33、lL1,c(CO)=0. 1 molL1。則下列敘述正確的有A. CO在平衡時轉化率為10%B. 平衡濃度c(CO2)=c(H2)C. 平衡時氣體平均相對分子質量約為23. 3D. 其他條件不變時，縮小體積，H2O(g)的轉化率隨之降低19（6分）反應m An Bp C在某溫度下達到平衡。若A、B、C都是氣體，減壓后正反應速率小于逆反應速率，則m、n、p的關系是_ _。若C為氣體，且m + n = p，在加壓時化學平衡發(fā)生移動，則平衡必定向_方向移動。如果在體系中增加或減少B的量，平衡均不發(fā)生移動，則B肯定不能第三章 水溶液中的離子平衡一、弱電解質的電離 1、定義：電解質： 在水溶液中或熔化狀

34、態(tài)下能導電的化合物,叫電解質 。非電解質 ： 在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物 。強電解質 ： 在水溶液里全部電離成離子的電解質 。弱電解質： 在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質 。物質單質化合物電解質非電解質： 非金屬氧化物，大部分有機物 。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2強電解質： 強酸，強堿，大多數(shù)鹽 。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4弱電解質： 弱酸，弱堿，極少數(shù)鹽，水 。如HClO、NH3H2O、Cu(OH)2、H2O混和物純凈物2、電解質與非電解質本質區(qū)別：電解質離子化合物或共價化合物 非電解質共價化合物 注意：電解質、非電解質都是

35、化合物 SO2、NH3、CO2等屬于非電解質 強電解質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為強電解質）電解質的強弱與導電性、溶解性無關。3、電離平衡：在一定的條件下，當電解質分子電離成 離子的速率 和離子結合成 時，電離過程就達到了 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，電離平衡向著電離的方向移動。C、同離子效應：在弱電解質溶液里加入與弱電解質具有相同離子的電解質，會 減弱 電離。D、其他外加試劑：加入能與弱電解質的電離產生的某種離子反應的物

36、質時，有利于電離。9、電離方程式的書寫：用可逆符號 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，弱電解質在達到電離平衡時，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-/AB11、影響因素：a、電離常數(shù)的大小主要由物質的本性決定。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。如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO二、水的電離和溶液的酸堿

37、性1、水電離平衡：: 水的離子積：KW = cH+cOH- 25時, H+=OH- =10-7 mol/L ; KW = H+OH- = 1*10-14 注意：KW只與溫度有關，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：（1）可逆 （2）吸熱 （3）極弱3、影響水電離平衡的外界因素：酸、堿 ：抑制水的電離 KW1*10-14溫度：促進水的電離（水的電離是 吸 熱的）易水解的鹽：促進水的電離 KW 1*10-144、溶液的酸堿性和pH： （1）pH=-lgcH+（2）pH的測定方法：酸堿指示劑 甲基橙 、 石蕊 、 酚酞 。變色范圍：甲基橙 3.14.

38、4（橙色） 石蕊5.08.0（紫色） 酚酞8.210.0（淺紅色）pH試紙 操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標準比色卡對比即可 。 注意：事先不能用水濕潤PH試紙；廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍三 、混合液的pH值計算方法公式1、強酸與強酸的混合：（先求H+混：將兩種酸中的H+離子物質的量相加除以總體積，再求其它） H+混 =（H+1V1+H+2V2）/（V1+V2）2、強堿與強堿的混合：（先求OH-混：將兩種酸中的OH離子物質的量相加除以總體積，再求其它） OH-混（OH-1V1+OH-2V2）/（V1+V2） (注意 :不能直接計算H+混)3、強酸與強堿的混合：（先據(jù)H+ + O

39、H- =H2O計算余下的H+或OH-，H+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、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：1、強酸溶液：稀釋10n倍時，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，pH稀 pH原+n （但始終不能大于或等于7）3、強堿溶液：稀釋10n倍時，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，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pH均是向7靠近（即向中性靠近）；任何溶液無限稀釋后pH均接近76、稀釋時，弱

40、酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強酸、強堿變化得快。五、強酸（pH1）強堿（pH2）混和計算規(guī)律w.w.w.k.s.5.u.c.o.m1、若等體積混合pH1+pH2=14 則溶液顯中性pH=7pH1+pH215 則溶液顯堿性pH=pH2-0.3pH1+pH213 則溶液顯酸性pH=pH1+0.32、若混合后顯中性pH1+pH2=14 V酸：V堿=1：1pH1+pH214 V酸：V堿=1：1014-（pH1+pH2）六、酸堿中和滴定：1、中和滴定的原理實質：H+OH=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質的量相等。2、中和滴定的操作過程：（1）儀滴定管的刻度，O刻度在 上 ，往下刻

41、度標數(shù)越來越大，全部容積 大于 它的最大刻度值，因為下端有一部分沒有刻度。滴定時，所用溶液不得超過最低刻度，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。滴定管可以讀到小數(shù)點后 一位 。（2）藥品：標準液；待測液；指示劑。（3）準備過程：準備：檢漏、洗滌、潤洗、裝液、趕氣泡、調液面。（洗滌：用洗液洗檢漏：滴定管是否漏水用水洗用標準液洗（或待測液洗）裝溶液排氣泡調液面記數(shù)據(jù)V(始)（4）試驗過程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酸或堿的物質的量濃度；V酸或堿溶液的體積。當用酸去滴定堿確定堿的濃度時，則：c堿=上述公式在求算濃度時很方便，而在分析誤差時起主要作用的是分子上的V酸的變化，因為在滴定過程中c酸為標準酸，其數(shù)值在理論上是不變的，若稀釋了雖實際值變小，但體現(xiàn)的卻是V酸的增大，導致c酸偏高；V堿同樣也是一個定值，它是用標準的量器量好后注入錐形瓶中的，當在實際操作中堿液外濺，其實際值減小，但引起變化的卻是標準酸用量的減少，即V酸減小，則c堿降低了；對于觀察中出現(xiàn)的誤差亦同樣如此。綜上所述，當用標準酸來測定堿的濃度時，c堿的誤差與V酸的變化成