热门试卷

（1）    （2）吸热    （3）b、c   （4）830

试题分析：（1）由平衡常数的定义知该反应的化学平衡常数K的表达式为K=c(CO)×c(H2O)/c(CO2)×c(H2)；

（2）由表中数据知随温度的升高K值增大,即平衡正向移动,而升温时，平衡向吸热反应方向移动，所以该反应为吸热反应。

（3）在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态，所以b正确；根据反应的方程式可知，反应前后体积不变，所以压强也是不变的，因此选项a不正确；c中反应速率的方向相反，且满足速率之比是相应的化学计量数之比，正确；平衡时浓度不再发生变化，但物质之间的浓度不一定相等或满足某种关系，因此d不正确，答案选bc。

（4）CO平衡浓度为0．25 mol/L，所以根据方程式可知，消耗CO2和氢气的浓度都是0.25mol，则剩余CO2和氢气的浓度都是（0.5mol/L－0.25mol/L）＝0.25mol，因此此时平衡常数是1，所以温度是830℃。

点评：化学常数是在一定条件下的可逆反应中，当可逆反应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。平衡常数的大小可以衡量反应的程度，平衡常数除了与温度有关系外，还与化学计量数有关系，利用平衡常数可以判断反应进行的方向。

（2）①＜　②T1～T2区间，化学反应未达到平衡，温度越高，化学反应速率越快，所以CO2被捕获的量随温度升高而提高。T4～T5区间，化学反应已达到平衡，由于正反应是放热反应，温度升高平衡向逆反应方向移动，所以不利于CO2捕获

③

（3）降低温度，增加CO2浓度(或分压)

（4）BD

结合题给图像，用盖斯定律、化学平衡原理作理论指导进行分析、解决相关问题。

（2）①由图1可知，当温度为T3时，可逆反应达到平衡状态，温度升高，CO2的浓度逐渐增大，说明平衡逆向移动，正反应为放热反应，则有ΔH3<0。

②在T1～T2区间，此时可逆反应未达到平衡，温度升高，化学反应速率加快，平衡正向移动，CO2的捕获量随温度的升高而提高 。在T4～T5区间，此时可逆反应已达到平衡状态，由于该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，CO2的捕获量随温度的升高而降低。

③t1时刻，温度迅速升高到T2，平衡逆向移动，溶液的pH升高，根据化学平衡移动原理，达到新平衡时，溶液的pH低于开始时的pH。

（3）欲提高CO2的吸收量，应使平衡正向移动，可降低温度或增加CO2的浓度等。

（4）CO2为酸性氧化物，可用碱性溶液(如Na2CO3溶液)或碱性物质(如HOCH2CH2NH2)等来吸收。

1）[3 mol·L-1，9 mol·L-1]   C

（2）B  <

（3）  C(CH3OH)/ [C( CO)*C 2(H2)]      减小

（4）5  7

（5） 碱   向红色溶液中加入足量BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪色说明乙正确（其他试剂合理也给分）

试题分析：(1) 一定温度下，在一个固定容积的密闭容器中，可逆反应 A(g) +2B(g) 4C (g)   △H >0 达到平衡时，c(A) ="2" mol·L-1，c ( B) =" 7" mol·L-1，c ( C) =" 4" mol·L-1。

A(g)     +    2B(g)     4C (g)   △H >0

起始浓度     ①x＋2        ① 2x＋7         ① 4—4x

②2—x        ② 7—2x         ② 4x＋4

反应浓度         x             2x               4x

平衡浓度        2 mol·L-1      7 mol·L-1         4 mol·L-1 

①是从正向建立的平衡 所以4—4x≥0 所以x≤1 B的起始浓度c (B)＝2x＋7≤9

②是从逆向建立的平衡 所以2—x≥0  所以x≤2 B的起始浓度c (B)＝7—2x≥3

由此确定B的起始浓度c (B)的取值范围是[3 mol·L-1，9 mol·L-1]；若改变条件重新达到平衡后体系中C的质量分数增大，平衡一定要向正向移动，所以可行的措施是升温；常温下，取 pH=2的盐酸和醋酸溶液各100mL, 向其中分别加入适量的Zn粒，反应过程中两溶液的pH变化如右图所示。则图中表示醋酸溶液中pH变化曲线的是B,因为醋酸是弱酸，随着反应的进行，醋酸又会电离出氢离子，所以氢离子的变化不是很大，所以PH变化较缓慢。 设盐酸中加入的Zn质量为m1，醋酸溶液中加入的Zn质量为 m2。 因为随着反应进行，PH最终都是4说明酸都过量，而醋酸在反应过程中始终在电离氢离子，所以醋酸消耗的锌更多，所以m12； 在体积为3L的密闭容器中，CO与H2在一定条件下反应生成甲醇：CO ( g) + 2H2( g) → CH3OH(g)   ΔH= —91kJ·mol-1。反应达到平衡时，平衡常数表达式K=C(CH3OH)/ [C( CO)*C 2(H2)]，升高温度，平衡向逆向移动，所以K值减小； 难溶电解质在水溶液中也存在溶解平衡。在常温下，溶液里各离子浓度以它们化学计量数为方次的乘积是一个常数，叫溶度积常数。例如：  Cu(OH)2(s)Cu2+ (aq) + 2OH - ( aq)，Ksp =" c" (Cu2+ ) c 2(OH - ) =" 2×10" -20。当溶液中各离子浓度计量数方次的乘积大于溶度积时，则产生沉淀。若某CuSO4溶液里c( Cu2+) ="0.02" mol·L-1，如果生成Cu(OH)2沉淀，应调整溶液pH，使c (Cu2+ ) c 2(OH - ) ≥ 2×10 -20 已知c( Cu2+) ="0.02" mol·L-1所以c 2(OH - ) ≥1×10 -18

所以c (OH - ) ≥1×10 -9 所以使pH大于5；

要使0.2 mol·L-1的CuSO4溶液中Cu2+沉淀较为完全 ( 使Cu2+浓度降至原来的万分之一)则应向溶液里加NaOH溶液，同理可知要使溶液pH等于7；常温下，某纯碱(Na2CO3) 溶液中滴入酚酞，溶液呈红色。则该溶液呈碱性。在分析该溶液遇酚酞呈红色原因时，甲同学认为是配制溶液所用的纯碱样品中混有NaOH 所致；乙同学认为是溶液中Na2CO3电离出的CO32-水解所致。用此方法即可：向红色溶液中加入足量BaCl2溶液，如果溶液还显红色说明甲正确，红色褪色说明乙正确。

点评：此题的计算关系比较多，关键是把握每一类的特点：

化学平衡的建立是以可逆反应为前提的。可逆反应是指在同一条件下既能正向进行又能逆向进行的反应。绝大多数化学反应都具有可逆性，都可在不同程度上达到平衡。化学平衡则是指在宏观条件一定的可逆反应中，化学反应正逆反应速率相等，反应物和生成物各组分浓度不再改变的状态。可用ΔrGm=ΣνΑμΑ=0判断，μA是反应中A物质的化学势。根据吉布斯自由能判据，当ΔrGm=0时，反应达最大限度，处于平衡状态。根据勒夏特列原理，如一个已达平衡的系统被改变，该系统会随之改变来抗衡该改变。

要注意的是电离平衡常数只用于弱电解质的计算。强电解质不适用。

弱电解质AXBY水溶液中达到电离平衡时：

AxByXA+ +Y B-

则，K（电离）=[A+]X·[B-]Y/[AxBy]

式中[A+]、[B-]、[AB]分别表示A+、B-和AB在电离平衡时的物质的量浓度。【A+】X 表示A离子浓度的X次方，[B-]Y同理.

盐的水解反应：凡是组成盐的离子与水作用产生弱酸或弱碱，并改变溶液酸度的反应都叫做盐的水解反应

弱碱阳离子水解使溶液显酸性（氯化铵)

强碱阳离子，强酸酸根离子不水解（氯化钠）

弱酸酸根离子水解使溶液显碱性（碳酸钠）

盐水解产生酸或碱的速率与酸或碱电离的速率相等时即达到水解平衡。

该盐的酸性或者碱性越弱，越容易水解，而且水解的程度越大。

强酸弱碱盐显酸性，强碱弱酸盐显碱性，强酸强碱盐显中性。

满足三大守恒：

电荷守恒、物料守恒、质子守恒，其中质子守恒由电荷守恒和物料守恒联立方程式得出。

溶解平衡的特点是动态平衡 即溶解速率等于结晶速率 且不等于零

因此达到平衡时 溶质的质量一定不变 但形状可以改变 并且一定是饱和溶液

任何物质的溶解都伴随着相应的结晶过程。

物质最终是溶解还是结晶则是由V（溶解）与V（结晶）决定的：

当V溶解>V结晶：溶质溶解  形成不饱和溶液

当V溶解=V结晶：溶质不变  形成饱和溶液 “溶解平衡”

当V溶解

溶解平衡：V溶解=V结晶

①溶解和结晶还在不断进行，但两者速率相同，宏观上表现为不再溶解，达到饱和状态。

②溶解平衡是一种动态平衡.

③蒸发溶剂或改变温度,使V溶解≠V结晶,溶解平衡状态被破坏,宏观上溶液不再是饱和状态,会继续溶解溶质或析出溶质,直到重新建立新的溶解平衡.

（1）0.06 mol·L-1·min-1       （2分，数值对单位不写扣1分）

（2）BC  （2分，漏答给1分，错答不给分）

（3）0.4     放出      156.8       26.7     （每空2分）

（4）（2分）

试题分析：（1）根据图像可知，前5分钟内SO2的浓度减少了1.0mol/L－0.4mol/L＝0.6mol，所以根据方程式可知，氧气的浓度就应该减少0.3mol/L，所以氧气的平均反应速率为0.3mol/L÷5min＝0.06mol·L-1·min-1。

（2）在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态，所以选项C正确平衡时浓度不再发生变化，但物质之间的浓度不一定相等或满足某种关系，所以选项A不正确。该反应是体积减小的可逆反应，所以当气体的总的物质的量不再发生变化时，可以说明，B正确。D中反应速率的方向相反，但不能满足速率之比是相应的化学计量数之比，不能说明，因此答案选BC。

（3）平衡时SO2的浓度是0.2mol/L，则消耗SO2的浓度是0.8mol/L，则消耗氧气的浓度是0.4mol/L，生成三氧化硫的浓度是0.8mol/L，所以氧气的转化率是，此时反应共放出的热量是0.8mol×196kJ/mol＝156.8kJ。平衡时氧气的浓度是1mol/L－0.4mol/L＝0.6mol/L，所以平衡常数K＝。

（4）若15分钟时维持温度不变，压缩容器体积，使其体积变为1L，则相当于是增大压强，平衡向正反应方向移动，SO2的浓度先是瞬间变为0.4mol/L，然后慢慢的降低，但平衡时仍然大于0.2mol/L。

点评：该题是高考中的常见题型，属于中等难度的试题。试题综合性强，难度较大，在注重对学生基础知识巩固和训练的同时，侧重对学生能力的培养和解题方法的指导与训练，旨在考查灵活运用基础知识解决实际问题的能力。有利于调动学生的学习兴趣和学习积极性，提高学生的应试能力和学科素养。

（1）①＜ ＜） 不一定  ②该压强下，CO转化率已较高（90%左右），再增大压强CO转化率提高不大，且生产成本增加     （2）① 6.25  ② b c ③ b = 2+2a    1.8＜c ≤2 

试题分析：（1）①由图可知：在压强不变的情况下：升高温度，CO的转化率降低，说明升高温度，化学平衡向逆反应方向移动。逆反应方向是吸热反应。正反应是放热反应。所以ΔH<0.在温度不变时，增大压强，CO的转化率增大。说明增大压强化学平衡向正反应方向移动。ΔS<0..由于正反应是一个体系混乱程度减小的放热反应，所以无法确定该反应能否自发进行。②选择此压强的理由是在该压强下，CO转化率已较高（90%左右），再增大压强，CO转化率虽然提高但提高不大，且生产成本增加的多，效益反而降低。（2）①反应开始时CO H2CH3OH的浓度分别是1mo/L  3mol/L 0mol/L,在反应过程中转化浓度分别是0.9mol/L 1.8mol/L 0.9mol/L.所以它们的平衡浓度分别是0.1mol/L 1.2mol/L 0.9mol/L所以达到化学平衡时平衡常数是K=(0.9)÷{0.1×(1.2)2}=" 6.25" ②将容器体积压缩到原来的1/2，化学平衡向正反应方向移动。与原平衡相比，正反应速率加快，逆反应速率也加快；各物质的浓度都增大，甲醇的物质的量也增加增加 ；  D．重新平衡时n(H2)/n(CH3OH)减小。正确选项为：bc.③若保持同一反应温度将起始物质改为a mol CO、b mol H2、c mol CH30H，欲使平衡混合物中各组成与原平衡相同，则a、b应满足的关系为b=2+2a.假如物质时由CH3OH转化生成，则开始时n(CH3OH)=2mol，因为平衡时n(CH3OH)=0.9mol/L×2L=1.8mol.所以欲使开始时该反应向逆反应方向进行，c的取值范围是 1.8＜c ≤2 

(每空2分，共14分)                                                      

（1） C （有错计0分）

(2)   <  

(3)  I   >  II  B C（对一个计1分，有错计0分）

(4)   90%  

(5)  c (Na+) ＞c (HSO3—) ＞c (H+)＞c (SO32—)＞c (OH—) （有错计0分 ）

 （6）1/6 ×10-2 或1.67 ×10-3

试题分析：（1）A、由图可知，P1>P2，压强增大，平衡正向移动，三氧化硫的体积分数应增大，与图不符，错误；B、该反应为放热反应，温度升高，平衡逆向移动，二氧化硫的转化率降低，与图不符，错误；C、增加氧气得浓度，正反应速率增大，逆反应速率不变，平衡正向移动，与图符合，正确；D、氧气浓度增大，但温度不变，平衡常数不变，与图不符，错误，答案选C。

（2）开始时甲、乙两容器的压强相同，达平衡时，甲容器的压强小于乙，所以甲容器需增大压强才能达到乙容器的压强，而增大压强，平衡正向移动，三氧化硫的体积分数增大，所以SO3的体积分数甲<乙；

（3）I、T1温度时A点代表此温度的二氧化硫平衡转化率，D点的二氧化硫的转化率低于A点，说明反应未达平衡，所以v正>v逆；

II、恒温恒容时再向甲容器中通入2molSO2、1molO2，反应物浓度是原来的2倍，在原平衡的基础上，平衡正向移动，正向是气体压强减小的方向，所以达新平衡时压强大于原平衡时的压强但小于两倍原平衡的压强，放出的热量比Q1多，二氧化硫的转化率提高，所以答案选BC；

（4）设充入二氧化硫的物质的量为amol，每消耗2mol 二氧化硫，气体的总物质的量减少1mol，现在气体的物质的量减少0.315mol，说明消耗二氧化硫0.63mol，消耗氧气0.315mol，生成三氧化硫0.63mol，根据恒温下压强之比等于气体物质的量之比，有(a-0.63+0.63+1.1-0.315)/(a+1.1)=82.5%,解得a=0.7,所以SO2的转化率为0.63mol/0.7mol×100%=90%；

（5）二氧化硫与氢氧化钠反应得酸式盐为亚硫酸氢钠，溶液呈酸性，说明HSO3—的电离程度大于水解程度，溶液中离子浓度的大小顺序为 c (Na+) ＞c (HSO3—) ＞c (H+)＞c (SO32—)＞c (OH—)

（6）溶液中的c (H+)=1×10-5mol/L，平衡时Ka2=6.0×10-3mol/L=c (SO32—)c (H+)/c (HSO3—),所以c (HSO3—)/c (SO32—)="c" (H+)/Ka2=1/6 ×10-2。

（14分）(1)1  (2)ac  (3)Q1  (4) N  >   (5)  350   (6) Q

试题分析：（1）该反应是一个放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，混合气体的平均相对分子质量减小。由于混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，气体的质量不变，则气体反应物计量数之和大于气体生成物计量数之和，所以a只能等于1。

（2）在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态，据此可以判断。a、由于反应前后气体的化学计量数之和不相等，因此在反应过程中压强是变化的，而平衡时压强不再发生变化，所以当压强不再发生变化时，可以说明达到平衡状态，故a正确；b、密度是混合气的质量和容器容积的比值，由于是在固定体积的容器中反应，在反应过程中质量和容积始终是不变的，则无论是否达到平衡状态，密度都不变，故b错误；c、反应达到平衡状态时，物质的浓度、含量、质量等不再发生变化，则平衡时容器内Z分子数一定，故c正确；d、反应物和生成物都是气体，无论是否达到平衡状态，容器内气体的质量都一定，故d错误，答案选ac。

（3）若起始时向容器M中加入2molX、1molY和1molAr（稀有气体不参与反应），X和Y的浓度不变，所以其转化率不变，该反应达到平衡状态时，放出的热量不变为Q1kJ。

（4）由于正方应是体积减小的可逆反应，即在恒温恒容条件下，容器内气体的压强是减小的。所以该条件下，恒压与恒容相比，相当于增大压强，压强越大，反应速率越大，反应到达平衡的时间越短，即N容器首先达到平衡状态。增大压强平衡向正反应方向移动，则X的质量分数减小，即M>N。

（5）2molX和1molY在容器M中反应并达到平衡，x的平衡转化率为50%，则平衡时，c(X)＝(1−50%)×2moL÷1L＝1mol/L。根据方程式可知平衡时c(Y)＝1mol/L－1mol/L×＝0.5mol/L。生成Z、W的浓度c(Z)＝c(W)＝2mol/L×50%×＝0.5mol/L。则根据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可知，平衡常数K＝＝＝0.5，所以根据表中数据可知其温度是350℃。

（6）同一容器中，物质的分子数之比等于物质的量之比，当反应达到平衡时容器内的分子数目减少10%时，气体的物质的量减少10%，即气体的物质的量减少（4+6）mol×10%＝1mol，根据2X(g)＋Y(g) Z(g)＋W(g) ΔH＝－Q kJ/mol可知，当气体的物质的量减少1mol时参加反应的X的物质的量是2mol，所以反应中放出的热量为QkJ。