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知识组块四四种平衡体系
高中化学四种化学平衡体系
命题点
1.化学反应速率和化学平衡
(1)了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
(2)了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
(3)了解化学反应的可逆性。
(4)了解化学平衡建立的过程。
理解化学平衡常数的含义,能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
(5)理解外界条件(浓度、温度、压强、催化剂等)对反应速率和化学平衡的影响,认识其一般规律。
(6)了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
2.电解质溶液
(1)了解电解质的概念。
了解强电解质和弱电解质的概念。
(2)了解电解质在水溶液中的电离,以及电解质溶液的导电性。
(3)了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
(4)了解水的电离,离子积常数。
(5)了解溶液pH的定义。
了解测定溶液pH的方法,能进行pH的简单计算。
(6)了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
(7)了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。
了解常见离子的检验方法。
(8)了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
3.以上各部分知识的综合应用。
关联点
高中化学对于化学平衡共研究三个问题,反应快慢问题、反应程度问题、反应方向问题(见下面左图)。
在反应快慢问题上具体讨论了三个问题:
①反应快慢的量化(化学反应速率的计算),②比较反应快慢的方法,③改变反应快慢方法(化学反应速率的影响因素);在反应程度问题研究了两个问题:
①反应程度的量化(平衡常数、转化率、产率等的计算),②两个平衡比较(等效平衡、两种物质酸或碱性比较、盐类水解程度比较、难溶物溶解度的比较等);在反应方向问题上研究了三个问题:
①提供物质用量判断反应进行的方向,②提供条件改变信息,确定反应进行的方向,③改变反应方向的方法。
化学平衡
快慢
程度方向
在四种平衡体系中,电离平衡、水解平衡和溶解平衡是在水溶液中建立的化学平衡,是化学平衡原理的具体应用(关系见上图),是考虑了溶质与溶剂之间相互影响的平衡体系,由此产生了溶液酸碱性的判断、pH计算、中和滴定、盐类水解、溶解平衡等知识。
化学平衡是高考必考题目之一,难点在于考查学生对强弱、大小、先后等对研究对象的影响,在于对影响因素合理分析,如混合溶液中各种成分的判断、计算、大小比较等,是主次关系的判断问题,是借助化学实验、化学事实、文献资料及化学原理等,解决实际问题能力方面的综合考查,需要强化训练。
设问点
1.如何判断化学平衡状态?
(1)直接标志
①ν正=ν逆(同一物质,该物质的生成速率等于它的消耗速率;不同的物质,速率之比等于计量数之比,但必须是不同方向的速率。
即一个是ν正一个是ν逆,且两者之比等于计量数之比,才能判断是平衡状态。
②各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积(气体)、物质的量浓度保持不变。
(2)间接标志
①各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变
②若反应前后的物质都是气体,且系数不等,总物质的量、总压强(恒温、恒容)、平均摩尔质量、混合气体的密度(恒温、恒压)保持不变。
③反应物的转化率、产物的产率保持不变。
④如平衡体系颜色的变化。
2.如何判断化学平衡的移动问题?
(1)分析化学平衡是否移动的一般思路——比较同一物质的正逆化学反应速率的相对大小。
(2)化学平衡移动原理——勒夏特列原理解读
原理内容:
外界条件对化学平衡的影响可概括为一句话:
若改变影响平衡的一个条件,平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
原理解读:
①“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动;增加反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动;增压平衡向气体物质的物质的量减小的方向移动。
②化学平衡移动的结果是只“减弱”不是“抵消”。
(3)题中特别强调了容器是绝热的,要考虑反应热效应对反应自身的影响。
3.惰性气体对化学平衡的影响
4.K与化学平衡移动有什么关系?
(1)K只受温度影响,与反应物或生成物的浓度变化、压强无关。
(2)K值越大,说明平衡体系中生成物所占的比例越大,它的正反应进行的程度越大,即反应进行得越完全,反应物转化率越大;反之,就越不完全,转化率越小。
(3)K与反应热效应的关系:
若正反应为吸热反应,升高温度,K值增大;若正反应为放热反应,升高温度,K值减小。
(4)Qc(其代数式与平衡常数K相同、代入状态量),若Qc=K,处于平衡状态,若Qc>K,逆向建立或平衡逆向移动,若Qc 5.等效平衡的有哪些情形? 相同条件下,同一可逆反应体系,不管从正反应开始,还是从逆反应开始,达到平衡时,任何相同物质的含量(体积分数、质量分数或物质的量分数)都相同。 这种化学平衡互称等效平衡。 (1)恒温恒容下 ①反应前后,气体的化学计量数不同(即△r≠0),等同等效。 如: N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) 起始I/mol140 起始II/molabc 等效条件: a+ c=1b+ c=4 ②反应前后,气体的化学计量数相同(即△r=0),等比等效。 同①的起始I和起始II,其等效条件: (a+0.5c)/(b+1.5c)=1/4 (2)恒温恒压下,一定是等比等效。 6.平衡常数表达式的书写及计算注意哪几项? (1)平衡常数表达式的书写时使用的浓度一定是平衡时的浓度,如果题中提供物质的量,均需要除以体积得到浓度; (2)对于固体和纯液体而言,浓度均用1来表示; (3)K有单位,其单位与表达式有关;除化学平衡常数外,其它常数一般不写单位; (4)用压强表示平衡常数P分=P总×物质的量分数,带入表达式即可; (5)化学中几种常数的比较: 常数 随温度升高的变化 化学平衡常数 放热反应: 减小;吸热反应: 增大 电离平衡常数 增大 水的离子积常数 增大 水解常数 增大 溶度积常数 绝大多数增大,极少数减小如Ca(OH)2的溶度积常数] (6)电离常数随温度而变化,但由于电离过程热效应较小,温度改变对电离常数影响不大,其数量级一般不变,所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。 电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关,同一温度下,不论弱酸、弱碱的浓度如何变化,电离常数是不会改变的。 7.pH计算应注意哪些问题? (1)外界条件是否指室温; (2)当酸、碱混合后,首先要判断溶液的酸碱性,然后再计算c(H+)或c(OH-),最后求得溶液的pH; (3)要特别注意溶液中的c(H+)和由水电离出的c(H+)之差异,否则容易走向误区。 8.如何实现沉淀的形成、溶解与转化? (1)欲沉淀某种离子时,应尽量选择让该离子形成的沉淀溶解度足够小的试剂,同时尽量增大与该离子形成沉淀的离子浓度,以使该离子沉淀更完全。 (2)沉淀可由一些合适的试剂,如酸、盐等溶解。 (3)沉淀的转化规律从溶解度小的转化为溶解度更小的。 集训点 一、单项选择题(每个小题只有一个正确选项) 1.对反应A+B AB来说,常温下按以下情况进行反应: ①20mL溶液中含A、B各0.01mol ②50mL溶液中含A、B各0.05mol ③0.1mol·L-1的A、B溶液各10mL④0.5mol·L-1的A、B溶液各50mL,四者反应速率的大小关系是( ) A.②>①>④>③B.④>③>②>①C.①>②>④>③D.①>②>③>④ 2.在密闭容器中进行反应: X(g)+3Y(g) 2Z(g),有关下列图象的说法正确的是( ) A.依据图a可判断正反应为吸热反应B.在图b中,虚线可表示压强增大 C.若正反应的ΔH<0,图c可表示升高温度使平衡向逆反应方向移动 D.由图d中气体平均相对分子质量随温度的变化情况,可推知正反应的ΔH>0 3.已知2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g) ΔH=Q(Q<0),向同温、同体积的三个真空密闭容器中分别充入气体: (甲)2molSO2和1molO2;(乙)1molSO2和0.5molO2;(丙)2molSO3;恒温、恒容下反应达平衡时,下列关系一定正确的是( ) A.容器内压强p: p甲=p丙>2p乙B.SO3的质量m: m甲=m丙>2m乙 C.c(SO2)与c(O2)之比k: k甲=k丙>k乙D.反应放出或吸收热量的数值Q: Q甲=Q丙>2Q乙 4.(2012·福建理综,12)一定条件下,溶液的酸碱性对TiO2光催化染料R降解反应的影响如下图所示。 下列判断正确的是( ) A.在0~50min之间,pH=2和pH=7时R的降解百分率相等 B.溶液酸性越强,R的降解速率越小 C.R的起始浓度越小,降解速率越大 D.在20~25min之间,pH=10时R的平均降解速率为0.04mol·L-1·min-1 5.在恒温恒容的密闭容器中,发生反应: 3A(g)+B(g) xC(g)。 Ⅰ.将3molA和2molB在一定条件下反应,达平衡时C的体积分数为a;Ⅱ.若起始时A、B、C投入的物质的量分别为n(A)、n(B)、n(C),平衡时C的体积分数也为a。 下列说法正确的是( ) A.若Ⅰ达平衡时,A、B、C各增加1mol,则B的转化率将一定增大 B.若向Ⅰ平衡体系中再加入3molA和2molB,C的体积分数若大于a,可断定x>4 C.若x=2,则Ⅱ体系起始物质的量应满足3n(B)>n(A)+3 D.若Ⅱ体系起始物质的量满足3n(C)+8n(A)=12n(B),则可判断x=4 6.为探究Fe3+和Cu2+对H2O2分解反应的催化效果,甲、乙两组同学分别设计了如图1、图2所示的实验。 下列叙述中不正确的是( ) A.图1实验可通过观察产生气泡的快慢来比较反应速率的大小 B.若图1所示的实验中反应速率为①>②,则一定说明Fe3+比Cu2+对H2O2分解的催化效果好 C.用图2装置比较反应速率,可测定在相同状况下反应产生的气体体积及反应时间 D.为检查图2装置的气密性,可关闭A处活塞,将注射器活塞拉出一定距离,一段时间后松开活塞,观察活塞是否复原 7.已知某酸H2B在水溶液中存在下列平衡: ①H2B H++HB-,②HB- H++B2-。 关于该酸对应的酸式盐NaHB的溶液,下列说法中,一定正确的是( ) A.NaHB属于弱电解质B.溶液中的离子浓度c(Na+)>c(HB-)>c(H+)>c(OH-) C.c(Na+)=c(HB-)+c(B2-)+c(H2B)D.NaHB和NaOH溶液反应的离子方程式为H++OH-=H2O 8.下列各表述与示意图一致或实验装置(固定装置略去)与操作正确的是( ) A.(2010高考·天津卷,6,A)图①表示25℃时,用0.1mol·L-1盐酸滴定20mL0.1mol·L-1NaOH溶液,溶液的pH随加入盐酸体积的变化 B.(2010高考·天津卷,6,C)图②表示10mL0.01mol·L-1KMnO4酸性溶液与过量的0.1mol·L-1H2C2O4溶液混合时,n(Mn2+)随时间的变化 C.(2010高考·重庆卷,7,B)图③装置表示未知浓度的NaOH溶液滴定0.2000mol/L的HCl溶液的操作,以测定NaOH溶液的浓度 D.(2010高考·安徽卷,8,A)图④装置表示量取15.00mLNaOH溶液的操作 9.化学平衡常数K、弱电解质的电离平衡常数Ka或Kb及溶度积常数Ksp是高中化学中常见的几种常数。 它们都能反映相应的可逆变化进行的程度,下列关于以上常数的说法正确的是( ) A.对于可逆反应,若改变条件使平衡右移,则达到新的平衡时的平衡常数K一定增大 B.一定温度下,在amol·L-1的饱和石灰水中加入适量的bmol·L-1CaCl2溶液(b>a),则一定有Ca(OH)2析出 C.相同温度时,CH3COOH的电离平衡常数Ka与NH3·H2O的电离平衡常数Kb相等,所以NH4HCO3的水溶液显碱性 D.升高温度,以上常数均增大 10.N2O5是一种新型硝化剂,在一定温度下可发生以下反应: 2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g) ΔH>0 T1℃时,向密闭容器中通入N2O5,部分实验数据见下表: t/s 0 500 1000 1500 c(N2O5)/mol·L-1 5.00 3.52 2.50 2.50 下列说法中不正确的是( ) A.500s内N2O5分解速率为2.9610-3mol·L-1·s-1 B.T1℃下的平衡常数K1=125,平衡时N2O5的转化率为50% C.T1℃下的平衡常数为K1,T2温度下的平衡常数为K2,若T1>T2,则K1 D.达平衡后其他条件不变,将容器的体积压缩到原来的1/2,则再次平衡时c(N2O5)>5.00mol·L-1 二、填空题 11.甲醇是一种重要的化工原料,在生产中有着重要的应用.工业上用甲烷氧化法合成甲醇的反应有: (Ⅰ)CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g)△H=+247.3kJ•mol-1 (Ⅱ)CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)△H=-90.1kJ•mol-1 (Ⅲ)2CO(g)+O2(g) 2CO2(g)△H=-566.0kJ•mol-1 (1)用CH4和O2直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为。 (2)400℃时,向4L恒容密闭容器中通入6molCO2和6molCH4,发生反应(Ⅰ),平衡体系中各组分的体积分数均为1/4,则400℃时该反应的平衡常数K=。 若温度升高至500℃,则反应(Ⅰ)的平衡常数K会。 (填“增大”或“减小”)。 (3)工业上可通过甲醇羰基化法制取甲酸甲酯,其反应的热化学方程式为: CH3OH(g)+CO(g) HCOOCH3(g)△H=-29.1kJ•mol﹣1,科研人员对该反应进行了研究,部分研究结果如下: 图1图2 ①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率”看,工业制取甲酸甲酯应选择的压强是(填“3.5×106Pa”、“4.0×106Pa”或“5.0×106Pa”)。 ②实际工业生产中采用的温度是80℃,其理由是。 (4)直接甲醇燃料电池(简称DMFC)由于其结构简单,能量转化率高、对环境无污染,可作为常规能源的替代品而越来越受到关注.DMFC的工作原理如图2所示,通入a气体的电极时电池的(填“正”或“负”),其电极反应式为。 12.雾霾由多种污染物形成,其中包含颗粒物(包括PM2.5在内)、氮氧化物(NOx)、CO、SO2等.化学在解决雾霾污染中有着重要的作用. (1)已知: 2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)△H=-196.6kJ•mol-1 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)△H=-113.0kJ•mol-1 则反应NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g)△H=kJ•mol-1. 一定条件下,将NO2与SO2以体积比1: 2置于恒温恒容的密闭容器中发生上述反应,下列能说明反应达到平衡状态的有。 a.体系密度保持不变b.混合气体颜色保持不变 c.SO2和NO的体积比保持不变d.每消耗1molSO3的同时生成1molNO2 测得上述反应平衡时NO2与SO2体积比为1: 5,则平衡常数K=。 (2)CO、CO2都可用于合成甲醇 ①CO用于合成甲醇反应方程式为: CO(g)+2H2(g) CH3OH(g),CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图1所示.实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右,选择此压强的理由是。 ②CO2用于合成甲醇反应方程式为: CO2(g)+3H2(g) CH3OH(g)+H2O(g),图2是科学家现正研发的,以实现上述反应在常温常压下进行的装置.写出甲槽的电极反应。 (3)图3是一种用NH3脱除烟气中NO的原理。 ①该脱硝原理中,NO最终转化为H2O和。 (填化学式) ②当消耗2molNH3和0.5molO2时,除去的NO在标准状况下的体积为L。 (4)NO直接催化分解(生成N2和O2)也是一种脱硝途径.在不同条件下,NO的分解产物不同.在高压下,NO在40℃下分解生成两种化合物,体系中各组分物质的量随时间变化曲线如图4所示,写出NO分解的化学方程式。 图1图2 图3图4 集训点参考答案: 题号 答案 解析 1 A ①中c(A)=c(B)= =0.5mol·L-1; ②中c(A)=c(B)= =1mol·L-1; ③中c(A)=c(B)= =0.05mol·L-1; ④中c(A)=c(B)= =0.25mol·L-1; 在其他条件一定的情况下,浓度越大,反应速率越大,所以反应速率由大到小的顺序为②>①>④>③。 2 C A项,据图a知: 当反应达到平衡后,由于升高温度,v(逆)>v(正),平衡逆向移动,根据平衡移动原理: 升高温度,化学平衡向吸热反应方向移动,因此可判断正反应为放热反应,错误;B项,在图b中,平衡未移动,但是达到平衡所需要的时间缩短,由于该反应是气体体积减小的反应,所以虚线不可表示压强增大,只能表示是加入了催化剂,错误;C项,若正反应的ΔH<0,升高温度,根据平衡移动原理,平衡逆向移动,故可以用图c表示升高温度使平衡向逆反应方向移动,正确;D项,由于升高温度,气体的平均相对分子质量增大,则根据平衡移动原理,升高温度,平衡向吸热反应方向移动,平衡逆向移动,推知正反应的ΔH<0,错误。 3 B 甲、丙属于等效平衡,乙相当于把甲的体积扩大1倍,平衡逆向移动。 A项,压强p: p甲=p丙<2p乙;C项,k甲=k丙=k乙;D项,Q甲+Q丙=Q,Q甲>2Q乙。 4 A 在0~50min之间,pH=2和pH=7时反应物R都能完全反应,降解率都是100%,故A正确;pH为2、7、10时,通过曲线的倾斜程度可看出溶液的酸性越强,R的降解速率越大,故B错误;图中无法比较同一pH条件下,R的起始浓度与降解速率的关系,故C错误;20~25min之间,pH=10时R的平均降解速率为0.2×10-4mol·L-1/5min=4×10-6mol·L-1·min-1,故D错误。 5 D A项,A、B、C各增加1mol时,A与B不可能完全转化为C,加入的B相对量大,A的转化率增大,而B的转化率将减小,错误;B项,在Ⅰ平衡体系中再加入3molA和2molB,相当于增大了体系的压强,C的体积分数增大,说明平衡向正反应方向移动,正反应方向体积缩小,x<4,错误;C项,假设C完全转化为A、B,则n(A)+3/2n(C)=3,n(B)+1/2n(C)=2,即3n(B)=n(A)+3,错误;D项,设C完全转化为A、B,则xn(A)+3n(C)=3x,xn(B)+n(C)=2x,即2xn(A)+3n(C)=3xn(B),正确。 6 B 进行对照实验时只能改变一个变量。 若图1所示的实验中反应速率为①>②,则不一定说明Fe3+比Cu2+对H2O2分解的催化效果好,因为Cl-和SO 不同。 7 C NaHB属于强电解质,A错;由于HB-的电离程度和水解程度大小未知,所以NaHB溶液的酸碱性不确定,B错;C符合物料守恒,正确;由于HB-只有部分电离,所以写离子方程式时不能拆写为H+,D错。 8 D 酸碱中和在接近终点时,pH会发生突变,曲线的斜率会很大,故A错;反应是放热反应,生成的Mn2+对该反应有催化作用,故反应速率越来越快,B选项错误;图③装置NaOH应用碱式滴定管盛装,C选项错误;图④滴定管的活塞耐强酸、强碱的新型活塞,D选项正确。 9 C 只有改变温度,化学平衡常数才会改变,A选项错误;依据KspCa(OH)2]=c(Ca2+)·c2(OH-),加入CaCl2后溶液中的c(Ca2+)增大,但溶液体积也增大,c(OH-)降低,最终c(Ca2+)·c2(OH-)的值可能小于KspCa(OH)2],B选项错误;C选项,由电离平衡常数相等,可知CH3COONH4显中性,但醋酸的酸性大于碳酸的酸性,所以NH4HCO3的水溶液显碱性,正确;化学反应有的吸热有的放热,升温,平衡常数K可能增大也可能减小,故D错误。 10 C 500s内N2O5的分解速率为v(N2O5)=(5.00mol·L-1-3.52mol·L-1)÷500s=2.9610-3mol·L-1·s-1,A项正确; 2N2O5(g) 4NO2(g)+O2(g) 起始浓度5.0000 转化浓度2.505.001.25 平衡浓度2.505.001.25 N2O5的转化率为50%,平衡常数K=125,B项正确;由于该反应是吸热反应,故温度升高平衡常数增大,C项错误;缩小体积为原来的1/2,平衡逆向移动,N2O5浓度将大于原平衡的二倍,D项正确。 11 (1)2CH4(g)+O2(g) 2CH3OH(g)△H=-251.6kJmol-1 (2)增大 (3)①4.0×106Pa ②高于80℃时,温度对反应速率影响较小,且反应放热,升高温度时平衡逆向移动,转化率降低. (4)CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+ (1)根据(Ⅰ)×2+(Ⅱ)×2+(Ⅲ),△H=2△H1+2△H2+△H3=(+247.3kJmol-1)×2+(﹣90.1kJmol-1)×2+(-566.0kJmol-1)=-251.6kJmol-1,所以用CH4和O2直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为2CH4(g)+O2(g) 2CH3OH(g)△H=-251.6kJmol-1 (2)CH4(g)+CO2(g) 2CO(g)+2H2(g) 起始6600 变化xx2x2x 平衡6﹣x6﹣x2x2x 平衡体系中各组分的体积分数均为1/4,所以6﹣x=2x,解得x=2, 则此温度下该反应的平衡常数X=1,反应是吸热反应,升温平衡正向进行,若温度升高至500℃,则反应(Ⅰ)的平衡常数K会增大; (3)①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率“看,图象中转化率变化最大的是4.0×106Pa;②依据图象分析温度在高于80°C对反应速率影响不大,反应是放热反应,温度过高,平衡逆向进行,不利于转化率增大; (4)根据图知,交换膜是质子交换膜,则电解质溶液呈酸性,根据氢离子移动方向知,通入a的电极为负极、通入b的电极为正极,负极上甲醇失去电子发生氧化反应,负极反应式为CH3OH﹣6e﹣+H2O=CO2+6H+,正极上氧气得电子发生还原反应,电极反应式为O2+4e﹣+4H+=2H2O。 12 (1)-41.8bc1.8。 (2)①此压强下CO的转化率已较高,再增大压强转化率提高不大且会增加生产成本 ②CO2+6e-+6H+=CH3OH+H2O (3)①N2②44.8L (4)3NO N2O+NO2 (1)2SO2(g)+O2(g) 2SO3(g)△H=-196.6kJmol-1① 2NO(g)+O2(g) 2NO2(g)△H=-113.0kJmol-1② 将方程式(①-②)/2得: NO2(g)+SO2(g) SO3(g)+NO(g)△H=-41.8kJ/mol, a.随反应: NO2(g)+SO2(g)⇌SO3(g)+NO(g)的进行,气体的质量和体积都不变,所以ρ= 也不变,不能说明到达平衡状态,故a错误; b.混合气体颜色保持不变,说明二氧化氮的浓度不变,说明到达平衡状态,故b正确; c.SO2是反应物,NO是生成物,随反应进行,SO2和N
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