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1、............... 階段性檢測(二) (時間：90分鐘，滿分：100分) 一、選擇題(本題包括16小題，每小題3分，共48分) 1．蓋斯是熱化學的奠基人，他于1836年提出蓋斯定律，對這一定律的理解，以下說法不正確的是(　　) A．不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的 B．化學反應的反應熱只與反應體系的始態(tài)和終態(tài)有關，而與反應途徑無關 C．可以直接測量任意一反應的反應熱 D．可以用已經精確測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應 解析：選C。A、B兩項為蓋斯定律的內容；D項為蓋斯定律的應用；某些化學反應無法直接測量其反應熱，C項錯誤。

2、 2．下列敘述正確的是(　　) A．固體氯化鈉不導電，所以氯化鈉不是電解質 B．銅絲能導電，所以銅是電解質 C．氯化氫的水溶液能導電，所以氯化氫是電解質 D．氨溶于水能導電，所以氨是電解質 解析：選C。氯化鈉是電解質，A錯誤；銅是單質，電解質屬于化合物，B錯誤；氨溶于水后發(fā)生反應NH3＋H2ONH3·H2O，NH3·H2O能電離出NH和OH－而使溶液導電，導電的離子不是由NH3直接電離出的，故氨是非電解質，D錯誤。 3．(2017·九江一中高二檢測)下列關于“一定”說法正確的句數(shù)是(　　) ①pH＝6的溶液一定是酸性溶液 ②c(H＋)＞c(OH－)的溶液一定是酸性溶液

3、③強電解質溶液的導電能力一定大于弱電解質溶液的導電能力 ④25 ℃時，溶液中水電離出的 c(H＋) 和水電離出的c(OH－) 的乘積一定等于10－14 ⑤如果Na2Y的水溶液顯中性，該溶液中一定沒有電離平衡 ⑥0.2 mol/L氫硫酸溶液加水稀釋，電離程度增大，c(H＋)一定增大 ⑦溫度保持不變，向水中加入鈉鹽對水的電離一定沒有影響 ⑧使用pH試紙測定溶液pH時若先潤濕，則對測得溶液的pH一定有影響 A．0句　　　　　　　　 B．1句 C．2句 D．3句 解析：選B。①溶液的酸堿性取決于溶液中c(OH－)、c(H＋)的相對大小，100 ℃時，NaCl溶液的pH＝6，但是NaC

4、l溶液呈中性，故錯誤；②溶液的酸堿性取決于溶液中c(OH－)、c(H＋)的相對大小，如果c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，如果c(OH－)＝c(H＋)，溶液呈中性，如果c(OH－)＜c(H＋)，溶液呈酸性，故正確；③電解質溶液導電能力與離子濃度成正比，與電解質強弱無關，所以強電解質溶液的導電能力不一定大于弱電解質溶液的導電能力，故錯誤；④在酸或堿溶液中水的電離受到抑制，所以在酸或堿溶液中，25 ℃時，溶液中水電離出的c(H＋)和水電離出的c(OH－)的乘積一定小于10－14，故錯誤；⑤Na2Y的水溶液中存在水的電離平衡，故錯誤；⑥加水稀釋氫硫酸，電離程度增大，但是氫離子濃度減小，故錯誤；⑦

5、溫度不變，向水中加入不水解的鈉鹽，不影響水的電離，如果向水中加入含有弱酸根離子、能電離出氫離子的鈉鹽則影響水的電離，故錯誤；⑧pH試紙潤濕后測pH，如溶液呈中性，則對測得溶液的pH無影響，故錯誤。 4．(2017·開封高二檢測)如圖所示的裝置中，當電流表中產生持續(xù)電流時，下列說法正確的是(　　) A．Cu是原電池的負極 B．Al是原電池的負極 C．電子由Al沿導線流向銅 D．鋁片上的電極反應式為Al－3e－===Al3＋ 解析：選A。常溫下Al在濃硝酸中鈍化，所以該原電池中Cu是負極，負極反應為Cu－2e－===Cu2＋； Al是原電池的正極，電子由負極(Cu)沿導線經外電路流

6、向正極(Al)。 5．反應物和生成物均為氣態(tài)的某平衡體系，平衡常數(shù)表達式為K＝，有關該平衡體系的說法不正確的是(　　) A．升高溫度，該反應的平衡常數(shù)K的變化無法判斷 B．增大壓強，W的質量分數(shù)減小 C．該反應的化學方程式為3Z(g)＋2W(g)X(g)＋2Y(g) D．增大X氣體濃度，平衡向正反應方向移動 解析：選D。根據(jù)平衡常數(shù)表達式且所有反應物和生成物均為氣態(tài)，則該反應的化學方程式為3Z(g)＋2W(g)X(g)＋2Y(g)，C項正確；由于無法知道該反應是吸熱反應還是放熱反應，故升高溫度無法判斷化學平衡常數(shù)如何變化，A項正確；增大壓強，平衡右移，W的質量分數(shù)減小，B項

7、正確；增大X的濃度，平衡逆向移動，D項錯誤。 6．下列事實不能用化學平衡移動原理解釋的是(　　) A．溴水中有下列平衡Br2＋H2OHBr＋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)，達到平衡后，升高溫度體系顏色變深 D．對于2HI(g)H2(g)＋I2(g)，達到平衡后縮小容器體積可使體系顏色變深 解析：選D。向溴水中加硝酸銀溶液，銀離子與溴離子結合生成溴化銀沉淀，減小了溴離子的濃度，平衡正向移動，溴水濃度減小，顏色變淺，符合勒夏特列

8、原理；合成氨反應放熱，降溫可提高NH3的產率，符合勒夏特列原理；升溫使CO(g)＋NO2(g)CO2(g)＋NO(g)　ΔH＜0的平衡逆向移動，NO2濃度增大，體系顏色變深，符合勒夏特列原理；2HI(g)H2(g)＋I2(g)由于Δn(g)＝0，縮小體積(相當于加壓)平衡不移動，但I2濃度增大，體系顏色變深，不能用勒夏特列原理解釋。 7.有一反應：2A＋B2C，其中A、B、C均為氣體，如圖中的曲線是該反應在不同溫度下的平衡曲線，x軸表示溫度，y軸表示B的轉化率，圖中有a、b、c三點，則下列描述正確的是(　　) A．該反應是放熱反應 B．b點時混合氣體的平均摩爾質量不再變化

9、 C．T1溫度下若由a點達到平衡，可以采取增大壓強的方法 D．c點v正＜v逆 解析：選B。由于溫度升高，B的轉化率增大，說明平衡正向移動，推知該反應是吸熱反應，A錯。在T1溫度下，由a點達平衡時，B的轉化率不斷減小，若采取加壓措施，結合化學方程式可知B的轉化率會不斷增大，C錯。在T2溫度下，c點會達到平衡狀態(tài)，此過程中B的轉化率不斷增大，說明該過程v正＞v逆，D錯。 8．(2017·蘇州高二檢測)溫度相同，濃度均為0.2 mol·L－1的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤CH3COONa 溶液，它們的pH由小到大的排列順序是(　　) A．③①④②

10、⑤ B．①③⑤④② C．③②①⑤④ D．⑤②④①③ 解析：選A。首先根據(jù)鹽類水解規(guī)律將其按酸堿性分組，呈酸性的是①③④，呈中性的是②，呈堿性的是⑤。在呈酸性的①③④中，NH4HSO4電離出H＋，溶液的酸性最強，其pH最小，(NH4)2SO4溶液中的NH濃度大于NH4NO3溶液中的NH濃度，達到水解平衡時，(NH4)2SO4溶液中的H＋濃度大于NH4NO3溶液中的H＋濃度。CH3COONa溶液呈堿性，pH最大。綜上所述，pH由小到大的排列順序是③①④②⑤。 9．(2017·長春高二檢測)常溫下，下列敘述正確的是(　　) A．某物質的溶液中由水電離出的c(H＋)＝1×10－a mol·

11、L－1，若a＞7，則該溶液的pH一定為14－a B．某溶液中存在的離子有S2－、HS－、OH－、Na＋、H＋，則離子濃度的大小關系一定是c(Na＋)＞c(S2－)＞c(OH－)＞c(HS－)＞c(H＋) C．pH＝3的二元弱酸H2R溶液與pH＝11的NaOH溶液混合后，混合液的pH等于7，則反應后的混合液：c(R2－)＋c(HR－)＝c(Na＋) D．將0.2 mol·L－1的某一元酸HA溶液和0.1 mol·L－1NaOH溶液等體積混合后溶液pH大于7，則反應后的混合液：2c(OH－)＝2c(H＋)＋c(HA)－c(A－) 答案：D 10．(2015·高考天津卷)某溫度下，在2 L

12、的密閉容器中，加入1 mol X(g)和 2 mol Y(g)發(fā)生反應： X(g)＋mY(g)3Z(g) 平衡時，X、Y、Z的體積分數(shù)分別為30%、60%、10%。在此平衡體系中加入1 mol Z(g)，再次達到平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變。下列敘述不正確的是(　　) A．m＝2 B．兩次平衡的平衡常數(shù)相同 C．X與Y的平衡轉化率之比為1∶1 D．第二次平衡時，Z的濃度為0.4 mol·L－1 解析：選D。A.根據(jù)再次加入1 mol Z(g)，平衡后，X、Y、Z的體積分數(shù)不變，可知該反應是一個反應前后氣體分子數(shù)相等的反應，因此m＝2。B.由于溫度沒有變化，故兩次平衡的平衡

13、常數(shù)不變。C.因為是按照化學方程式中化學計量數(shù)之比充入的反應物，因此二者的平衡轉化率相等。D.該反應前后氣體分子數(shù)不變，因此反應后氣體的物質的量與反應前一樣，都為4 mol，而平衡后Z的體積分數(shù)為10%，故平衡時Z的物質的量為4 mol×10%＝0.4 mol，容器體積為2 L，則Z的濃度為0.2 mol·L－1。 11．(2017·嘉興高二檢測)常溫下，20 mL 0.1 mol·L－1 FeCl3溶液中含有少量Fe2＋，向其中滴加NaOH溶液至pH＝4，溶液中有沉淀生成，過濾，得沉淀和濾液。已知：Ksp[Fe(OH)3]＝4.0×10－38，Ksp[Fe(OH)2]＝8.0×10－16。

14、下列說法錯誤的是(　　) A．沉淀中只有Fe(OH)3 B．沉淀中有Fe(OH)3和Fe(OH)2 C．濾液中c(Fe3＋)＝4.0×10－8 mol·L－1 D．向濾液中滴加FeCl2溶液，無沉淀產生 解析：選B。pH＝4時，若產生Fe(OH)2沉淀，則Ksp[Fe(OH)2]＝c(Fe2＋)×c2(OH－)＝8.0×10－16，c(Fe2＋)＝8.0×104 mol·L－1，而溶液中c(Fe2＋)較小，所以無Fe(OH)2沉淀，只有Fe(OH)3沉淀，A選項正確、B選項錯誤；Ksp[Fe(OH)3]＝c(Fe3＋)×c3(OH－)＝4.0×10－38，c(Fe3＋)＝4.0×10

15、－8 mol·L－1，C選項正確；向濾液中滴加FeCl2溶液，c(Fe2＋)達不到8.0×104 mol·L－1，所以無沉淀生成，D選項正確。 12．可用于電動汽車的鋁-空氣燃料電池，通常以NaCl溶液或NaOH溶液為電解液，鋁合金為負極，空氣電極為正極。下列說法正確的是(　　) A．以NaCl溶液或NaOH溶液為電解液時，正極反應都為O2＋2H2O＋4e－===4OH－ B．以NaOH溶液為電解液時，負極反應為Al－3e－===Al3＋ C．以NaOH溶液為電解液時，電池在工作過程中電解液的pH保持不變 D．電池工作時，電子通過外電路從正極流向負極 解析：選A。以NaOH溶液為電

16、解液，負極反應為Al－3e－＋4OH－===AlO＋2H2O，在反應中NaOH被消耗，pH逐漸減小，電子從負極流向正極，只有A正確。 13．已知：①CO(g)＋O2(g)===CO2(g)ΔH＝－283.0 kJ·mol－1 ②H2(g)＋O2(g)===H2O(g)ΔH＝－241.8 kJ·mol－1 下列說法正確的是(　　) A．通常狀況下，氫氣的燃燒熱為241.8 kJ·mol－1 B．由①可知，1 mol CO(g)和 mol O2(g)反應生成1 mol CO2(g)，放出283.0 kJ的熱量 C．可用下圖表示2CO2(g)===2CO(g)＋O2(g)反應過程中的能量

17、變化關系 D．分解1 mol H2O(g)，其反應熱為－241.8 kJ 解析：選B。A項，熱化學方程式②中，H2O(g)不是穩(wěn)定狀態(tài)，所以241.8 kJ·mol－1不是H2的燃燒熱；B項，根據(jù)熱化學方程式的含義可知正確；C項，忽視化學計量數(shù)與反應熱的關系，且ΔH應為“＋”；D項，分解1 mol H2O(g)吸收241.8 kJ熱量，其反應熱為＋241.8 kJ·mol－1。 14．如圖所示，將鐵棒和石墨棒插入盛有飽和NaCl溶液的U形管中。下列分析正確的是(　　) A．K1閉合，鐵棒上發(fā)生的反應為2H＋＋2e－===H2↑ B．K1閉合，石墨棒周圍溶液pH逐漸升高 C．

18、K2閉合，鐵棒不會被腐蝕，屬于犧牲陽極的陰極保護法 D．K2閉合，電路中通過0.002NA個電子時，兩極共產生0.001 mol氣體 解析：選B。K1閉合形成原電池，鐵作負極，失電子被腐蝕，石墨作正極，氧氣得電子生成OH－，石墨棒周圍溶液pH逐漸升高，A錯誤、B正確；K2閉合，鐵棒作陰極被保護，不會被腐蝕，屬于外加電流的陰極保護法，C錯誤；K2閉合形成電解池，兩極分別產生氯氣和氫氣，電路中通過0.002NA個電子時，每個電極上產生0.001 mol氣體，共0.002 mol氣體，D錯誤。 15．(2017·臨沂高二檢測)α-AgI是一種固體導體，導電率很高。為研究α-AgI到底是Ag＋導

19、電還是I－導電，設計了如下實驗，下列有關說法不正確的是(　　) A．若α-AgI是Ag＋導電，則通電一段時間后晶體質量不變 B．若α-AgI是Ag＋導電，則通電一段時間后晶體質量減少 C．陽極反應為Ag－e－===Ag＋ D．陰極質量不斷增加 解析：選B。電解池中，Ag是活性陽極，電極反應為Ag－e－===Ag＋，陰極電極反應式為Ag＋＋e－===Ag，C、D對；因陽極和陰極轉移電子守恒，固體導體中Ag＋數(shù)目不變，晶體質量不變，B不正確。 16．(2017·昆明高二檢測)下列溶液中有關粒子的物質的量濃度關系正確的是(　　) A．氯水中：2c(Cl2)＝c(ClO－)＋c(Cl

20、－)＋c(HClO) B．25 ℃時，pH＝12的NaOH溶液與pH＝12的氨水：c(Na＋)＝c(NH) C．pH＝4的0.1 mol·L－1的NaHA溶液中：c(HA－)＞c(H＋)＞c(H2A)＞c(A2－) D．在K2CO3溶液中：c(CO2)＋c(OH－)＝c(HCO)＋c(H＋) 解析：選B。氯水中存在平衡Cl2＋H2OHClO＋HCl，只是反應的Cl2中氯原子數(shù)才和溶液中ClO－、Cl－和HClO數(shù)目總和相等，A錯。NH3·H2O是弱電解質，NH3·H2ONH＋OH－，c(NH)＝c(OH－)＝10－2 mol·L－1，NaOH在溶液中完全電離，c(OH－)＝c(

21、Na＋)＝10－2 mol·L－1，B對；NaHA溶液中，存在HA－＋H2OH2A＋OH－，HA－H＋＋A2－，pH＝4，說明HA－電離程度大于水解程度，則c(A2－)＞c(H2A)，C錯；根據(jù)電荷守恒、物料守恒可知，D錯，正確應為c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO)＋2c(H2CO3)?！? 二、非選擇題(本題包括5小題，共52分) 17．(19分)(2017·惠州高二質檢)某探究小組通過測定H2O2分解過程中生成氧氣的量來研究影響H2O2分解反應速率的因素，已知實驗溫度為315 K和273 K，每次實驗使用3 mL 30% H2O2溶液。 (1)請完成以下實驗設計表： 編號

22、 實驗目的 溫度/K 催化劑(MnO2)的質量/g Ⅰ 為以下實驗作參照 ______ ______________ Ⅱ 探究_____對該反應速率的影響 273 0 Ⅲ 探究催化劑對該反應速率的影響 315 3 (2)實驗后整理數(shù)據(jù)，得出H2O2的濃度隨時間變化的關系如下圖所示。 ①曲線c表示實驗_____(填“Ⅰ”“Ⅱ”或“Ⅲ”)中H2O2的濃度變化。 ②由該實驗得出的結論是__________________________________________________。 ③根據(jù)題中信息，寫出一種保存H2O2溶液的方法：____________

23、____________________________________________________________。 解析：(1)分析Ⅱ、Ⅲ可知二者的溫度和催化劑的質量不同，由控制變量法可知Ⅰ、Ⅱ為探究溫度對H2O2分解速率的影響，Ⅰ、Ⅲ為探究催化劑對H2O2分解速率的影響，故Ⅰ中的溫度為315 K，催化劑質量為0 g。 (2)根據(jù)影響化學反應速率的因素可知，升高溫度和加入MnO2作催化劑都可以加快H2O2的分解速率，催化劑的影響大于溫度的影響，故c為 Ⅱ 中H2O2的濃度變化，a為 Ⅰ 中H2O2的濃度變化，b為 Ⅲ 中H2O2的濃度變化。 答案：(1)315　0　溫度　(2)①

24、Ⅱ?、谏邷囟群图尤氪呋瘎┚芗涌霩2O2的分解速率　③在273 K下密閉保存 18.(10分)(2017·石家莊高二檢測)某課外活動小組用如圖所示裝置進行實驗，請回答下列問題： (1)若開始實驗時開關K與a連接，則B極的電極反應式為_________________________。 (2)若開始實驗時開關K與b連接，則下列說法正確的是______(填序號)。 ①溶液中Na＋向A極移動 ②從A極逸出的氣體能使?jié)駶櫟牡矸?KI試紙變藍 ③反應一段時間后向電解液中加適量鹽酸可使其恢復到電解前的濃度 (3)該小組運用工業(yè)上離子交換膜法制燒堿的原理，用如圖所示裝置電解K2SO4溶液

25、。 ①該電解槽的陽極反應式為____________________________________， 通過陰離子交換膜的離子數(shù)___(填“＞”“＜”或“＝”)通過陽離子交換膜的離子數(shù)； ②圖中a、b、c、d分別表示有關溶液的pH，則a、b、c、d由小到大的順序為________； ③電解一段時間后，B出口與C出口產生氣體的質量比為_____。 答案：(1)Fe－2e－===Fe2＋　(2)②　(3)①2H2O－4e－===O2↑＋4H＋(寫4OH－－4e－===2H2O＋O2↑也可)?。肌、赽＜a＜c＜d?、?∶1 19．(10分)研究和開發(fā)CO的創(chuàng)新利用是環(huán)境保護和資源利用

26、的雙贏課題。CO可用于合成甲醇。在壓強為0.1 MPa的條件下，在體積為b L的密閉容器中充入a mol CO和2a mol H2，在催化劑作用下合成甲醇： CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)，平衡時CO的轉化率與溫度、壓強的關系如圖： (1)該反應屬于_____(填“吸熱”或“放熱”)反應。 (2)100 ℃時，該反應的平衡常數(shù)K＝___(用a、b的代數(shù)式表示)。 (3)在溫度和容積不變的情況下，再向平衡體系中充入a mol CO和2a mol H2，達到平衡時CO轉化率___(填“增大”“不變”或“減小”，下同)，平衡常數(shù)___。 (4)在某溫度下，向一容積不變的密

27、閉容器中充入2.5 mol CO，7.5 mol H2，反應生成CH3OH(g)，達到平衡時，CO轉化率為90%，此時容器內壓強為開始時壓強的___倍。 解析：(1)從圖像可知，轉化率隨溫度升高而降低，平衡逆向移動，故正反應放熱。(2)根據(jù)題意列三段式： 　　　　　CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g) 始/mol·L－1 0 變/mol·L－1 平/mol·L－1 故K＝＝。 (3)按原投料比值再加入反應物，可等效為增大壓強，平衡右移，CO轉化率增大，但由于溫度不變，故平衡常數(shù)不變。

28、 (4)　　　CO(g)?。?2H2(g)CH3OH(g) 始/mol 2.5 7.5 0 變/mol 4.5 2.25 平/mol 0.25 3.0 2.25 據(jù) ＝，得＝＝＝0.55。 答案：(1)放熱　(2)　(3)增大　不變　(4)0.55 20．(10分)部分弱酸的電離平衡常數(shù)如表： 弱酸 HCOOH HClO H2CO3 H2SO3 電離平 衡常數(shù) (25 ℃) K＝1.77×10－4 K＝4.0×10－8 K1＝4.3×10－7 K2＝

29、4.7×10－11 K1＝1.54×10－2 K2＝1.02×10－7 (1)在溫度相同時，各弱酸的K值與酸性的相對強弱的關系為_________。 (2)室溫下①0.1 mol·L－1 HCOONa、②0.1 mol·L－1 NaClO、③0.1 mol·L－1 Na2CO3、④0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液的pH由大到小的關系為_____________________________________。 (3)濃度均為0.1 mol·L－1的Na2SO3和Na2CO3的混合溶液中，SO2、CO2、HSO、HCO濃度由大到小的順序為____________________

30、________________。 (4)下列離子方程式正確的是___(填字母)。 a．2ClO－＋H2O＋CO2===2HClO＋CO2 b．2HCOOH＋CO2===2HCOO－＋H2O＋CO2↑ c．H2SO3＋2HCOO－===2HCOOH＋SO2 d．Cl2＋H2O＋2CO2===2HCO＋Cl－＋ClO－ (5)常溫下，pH＝3的HCOOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合后，溶液中離子濃度由大到小的順序為____________________________________。 解析：(1)相同條件下，弱酸的電離平衡常數(shù)越大，則弱酸的電離程度越大，其酸性越強，

31、即K值越大，酸性越強。 (2)相同溫度下，弱酸的K越小，其對應鹽越易水解，溶液中c(OH－)越大，pH越大。 (3)由于HSO比HCO易電離，故SO2比CO2水解程度小，故溶液中離子濃度大小順序為c(SO2)＞c(CO2)＞c(HCO)＞c(HSO)。 (4)根據(jù)強酸制取弱酸的原理知，次氯酸的酸性大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以次氯酸根離子和碳酸反應生成次氯酸和碳酸氫根離子，a錯誤；甲酸酸性大于碳酸，所以2HCOOH＋CO2===2HCOO－＋H2O＋CO2↑能發(fā)生，b正確；甲酸的酸性大于亞硫酸氫根離子而小于亞硫酸，所以亞硫酸和甲酸根離子反應生成甲酸和亞硫酸氫根離子，c錯誤；次氯酸的酸性

32、大于碳酸氫根離子而小于碳酸，所以Cl2＋H2O＋2CO===2HCO＋Cl－＋ClO－能發(fā)生，d正確。 (5)常溫下，pH＝3的HCOOH溶液與pH＝11的NaOH溶液中，甲酸的濃度大于氫氧化鈉的濃度，二者等體積混合，甲酸過量導致溶液呈酸性，則c(H＋)＞c(OH－)，溶液中存在電荷守恒c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCOO－)＋c(OH－)，所以c(HCOO－)＞c(Na＋)，該溶液中甲酸的電離程度較小，所以c(Na＋)＞c(H＋)，則該溶液中離子濃度大小順序是c(HCOO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－)。 答案：(1)K值越大，酸性越強　(2)③＞②＞④＞①　(3)c(SO

33、2)＞c(CO2)＞c(HCO)＞c(HSO) (4)bd　(5)c(HCOO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) 21．(13分)(2017·漳州高二測試)以煤為原料，經過化學加工使煤轉化為氣體、液體、固體燃料以及各種化工產品的工業(yè)叫煤化工。 (1)將水蒸氣通過紅熱的炭即可產生水煤氣。反應為C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)　ΔH＝＋131.3 kJ·mol－1。 一定溫度下，在一個容積可變的密閉容器中，發(fā)生上述反應，下列能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的是___(填序號)。 a．容器中的壓強不變 b．1 mol H—H鍵斷裂的同時，斷裂2 mol H—O鍵

34、c．c(CO)＝c(H2) d．密閉容器的容積不再改變 (2)將不同量的CO(g)和H2O(g)分別通入體積為2 L的恒容密閉容器中，進行反應CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，得到如下三組數(shù)據(jù)： 實驗組 溫度/℃ 起始量/mol 平衡量/mol 達到平衡所需時間/min H2O CO H2 CO 1 650 2 4 1.6 2.4 6 2 900 1 2 0.4 1.6 3 3 900 a b c d t ①實驗1中從反應開始至平衡以CO2表示的平均反應速率為v(CO2)＝______(取小數(shù)點后兩位，下同)

35、。 ②該反應的正反應為____(填“吸”或“放”)熱反應，實驗2條件下平衡常數(shù)K＝____。 ③若實驗3達到平衡時與實驗2平衡狀態(tài)中各物質的體積分數(shù)分別相等，且t<3，則a、b應滿足的關系是___(用含a、b的代數(shù)式表示)。 (3)目前工業(yè)上有一種方法是用CO2來生產甲醇。一定條件下發(fā)生反應：CO2(g)＋3H2(g)CH3OH(g)＋H2O(g)，如圖表示該反應進行過程中能量(單位為kJ·mol－1)的變化。在體積為1 L的恒容密閉容器中，充入1 mol CO2和3 mol H2，達到平衡后下列措施中能使c(CH3OH)增大的是____(填序號)。 a．升高溫度 b．充入H

36、e(g)，使體系壓強增大 c．將H2O(g)從體系中分離出來 d．再充入1 mol CO2和3 mol H2 解析：(1)該反應容器容積可變，隨著反應的進行，不論是否達到平衡，容器中的壓強始終不變，故a項不能判斷是否達到平衡；1 mol H—H鍵斷裂的同時會生成2 mol H—O鍵，如果2 mol H—O鍵也同時斷裂，則表明反應達到平衡狀態(tài)；若起始時僅加入反應物，或按物質的量之比為1∶1充入CO和H2，則不論反應是否達到平衡，均有c(CO)＝c(H2)，故c項不能判斷反應是否達到平衡；該反應未達到平衡時，容器的容積會發(fā)生變化，如果容器的容積不再變化，則表明反應達到化學平衡狀態(tài)。(2)①實

37、驗1中6 min時反應達到平衡，v(CO2)＝v(CO)＝＝0.13 mol·L－1·min－1。②由實驗1、2可知，實驗1中平衡時CO的轉化率為×100%＝40%，實驗2中平衡時CO的轉化率為×100%＝20%，說明升高溫度反應物的轉化率降低，即正反應是放熱反應；實驗2中，CO與H2O均轉化了0.4 mol，故平衡時H2O為0.6 mol，CO為1.6 mol，H2與CO2均為0.4 mol，則平衡常數(shù)K＝＝＝0.17。③若實驗3達到平衡時與實驗2平衡狀態(tài)中各物質的體積分數(shù)分別相等，則實驗2、3中平衡為等效平衡，則實驗3起始投入的H2O、CO的物質的量之比為1∶2，即b＝2a，因為t<3，則實驗3中反應速率比實驗2中大，則a必須大于1。(3)根據(jù)反應過程中能量變化圖像可知反應物的總能量大于生成物的總能量，則該反應為放熱反應，故升溫，平衡向逆反應方向移動，c(CH3OH)減小；恒容容器中充入He(g)，平衡不移動，即c(CH3OH)不變；將H2O(g)從體系中分離出來，平衡向正反應方向移動，故c(CH3OH)增大；再充入1 mol CO2和3 mol H2，相當于增大壓強，則平衡向正反應方向移動，故c(CH3OH)增大。 答案：(1)bd　(2)①0.13 mol·L－1·min－1　②放 0．17?、踒＝2a，a>1　(3)cd ...............