【正文】 CH3OCH3(g)＋ H2O(g) ΔH＝－566kJ/mol－ 484 kJ/mol 2＋ 1323 kJ/mol＝－ 211 kJ/mol； 一定條件 ` (3)反應室 3中在催化劑作 用下發(fā)生如下反應： CO(g)＋ 2H2(g) CH3OH(g)。 解析： (2)AgCl的溶解度比 Ag2SO4小得多 ， 故應先生成AgCl沉淀 。如：對于可逆 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)， 在一定溫度的任意時刻 ， 反應物與生成物的濃度有如下關系： Qc= ， Qc叫該反應的濃度商 。 ② T1溫度達到平衡時 N2的轉化率為 ————。mol－ 1。 舉例反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 是否是平衡標志 混合物體系中各成分的含量 ①各物質的物質的量或各物質的物質的量分數(shù)一定 平衡 ②各物質的質量或各物質的質量分數(shù)一定 平衡 ③各氣體的體積或體積分數(shù)一定 平衡 ④總壓強、總體積、總物質的量一定 不一定平衡 2．化學平衡狀態(tài)的判斷 舉例反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 是否是平衡標志 正、逆反應速率的關系 ①在單位時間內(nèi)消耗了 m mol A同時生成 m mol A，即 v(正 )=v(逆 ) 平衡 ②在單位時間內(nèi)消耗了 n mol B同時生成 p mol C，均指 v(正 ) 不一定平衡 ③ 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④在單位時間內(nèi)生成了 n mol B，同時消耗 q mol D，因均指 v(逆 ) 不一定平衡 續(xù)表 1 舉例反應 mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g) 是否是平衡標志 壓強 ① m+n ≠ p+q時，總壓力一定(其他條件一定 ) 平衡 ② m+n=p+q時，總壓力一定(其他條件一定 ) 不一定平衡 混合氣體的平均分子量(Mr) ① (Mr)一定時，只有當m+n≠p+q時 平衡 ② (Mr)一定，但 m+n=p+q時 不一定平衡 溫度 任何化學反應都伴隨著能量變化，在其他條件不變的條件下，體系溫度一定時 平衡 體系的密度 密度一定 不一定平衡 續(xù)表 2 ： (1)勒夏特列原理：該原理適用范圍是只有一個外界條件改變引起平衡發(fā)生移動且平衡移動的結果只能減弱 (不能消除 )外界條件的變化 。 ③ 壓強的影響： (Dv g表示氣態(tài)產(chǎn)物系數(shù)之和與氣態(tài)反應物系數(shù)之和的差 ) 若 Dv g=0， 改變壓強 ， 化學平衡狀態(tài) 不變 。 ② 從開始到平衡時反應的平均速率 (以 H2的濃度變化表示 )v(H2)＝ ________________。mol－ 1； 2H2(g)＋ O2(g) 2H2O(l) ΔH＝－ kJ 其計算模式為 濃度 (或物質的量 )aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始量 m n 0 0 轉化量 ax bx cx dx 平衡量 max nbx cx dx 反應的轉化率 (α) α= 100% w(C)= 100% （質量、濃度）反應物起始的物質的量（質量、濃度）反應物轉化的物質的量bxaxdxcxnmcx?????注意： 在密閉容器中有氣體參加的可逆反應 ，在計算時經(jīng)常用到阿伏加德羅定律的兩個推論： (1)恒溫 、 恒容時： = ； (2)恒溫 、 恒壓時： = 。 化學平衡常數(shù)僅與溫度有關 ， 與反應物 、生成物的濃度無關 。 解析： 由圖 1知溫度升高 ， 平衡時甲醇的量減少 ， 平衡逆向移動 ， 說明正反應為放熱反應 ， ΔH＜ 0；或根據(jù)溫度升高 ， 平衡常數(shù)減小 ， 說明平衡逆向移動 ， 正反應為放熱反應 ， ΔH＜ 0； 500 ℃ 時 ， t2時刻向容器中再充入 1 mol CO和 2 mol H2， 相當于增大體系的壓強 ， 化學平衡 CO(g)＋ 2H2(g) CH3OH(g)正向移動 ， 重新達到平衡時 ， CO的轉化率增大 。 (4)先拐先平 。 由濃度變化可得出反應方程式的系數(shù)變化比 ， D項正確 。 答案： B 49 電離平衡屬于化學平衡 ， 其原理也遵循平衡移動原理 。 3. 外界條件對水的電離影響因素有： 溫度 、 酸或堿 、能水解的鹽 。 注意： 酸無論怎么稀釋 ， 不可能變成堿性 ， 只能無限接近于 7；堿無論怎么稀釋 ， 不可能變成酸性 ， 也只能無限接近于 7。 pH的定義 ， 能進行pH的簡單計算 。 醋酸是弱酸 ， 電離方程式是： CH3COOH H＋ ＋ CH3COO－ ， 故稀釋 10倍 ， pH增加不到一個單位； B項正確 。 D項 ， B點時的 Kw=1012， pH=10的 KOH中 c(OH)= 102 mol/L， 與 pH=2的硫酸等體積混合后 ， H+與 OH剛好完全反應 ， 則應為中性 ， 錯 。 一般來說 ，溶液的體積沒有加和性 ， 但稀溶液混合時 ， 常不考慮混合后溶液體積的變化 ， 而取其體積之和 (除非有特殊說明 )。 若是稀醋酸溶液稀釋則 c(H＋ )減小 ， pH增大 ， b＞a； B錯 。鹽城二調(diào) )水的電離平衡曲線如下圖所示 ， 下列說法不正確的是 ( ) A． 圖中五點 KW間的關系： B＞ C＞ A=D=E B． 若從 A點到 D點 ， 可采用：溫度不變在水中加入少量的酸 C． 若從 A點到 C點 ， 可采用：溫度不變在水中加入適量的 NH4Cl固體 D． 若處在 B點時 ， 將 pH=2的硫酸與 pH=10的 KOH等體積混合后 ， 溶液顯酸性 75 解析： A項 ， 溫度越高 ， Kw越大 ， B點為 100℃ ， Kw最大 。 71 【 變式 1】 (2020 弱電解質電離平衡是高考命題的熱點 。四川卷 )25 ℃ 時 ， 在等體積的 ① pH＝ 0的 H2SO4溶液 、 ② mol/L的 Ba(OH)2溶液 ， ③ pH＝ 10的 Na2S溶液 ， ④ pH＝ 5的 NH4NO3溶液中 ， 發(fā)生電離的水的物質的量之比是 ( ) A． 1∶ 10∶ 1010∶ 109 B． 1∶ 5∶ 5 109∶ 5 108 C． 1∶ 20∶ 1010∶ 109 D． 1∶ 10∶ 104∶ 109 解析： 酸或堿是抑制水電離的 ， 且酸性越強或堿性越強 ， 抑制的程度就越大；能發(fā)生水解的鹽是促進水電離的 。 52 【 重點考點 2】 水的電離 1． 水在弱酸性 、 弱堿性和中性環(huán)境下 ， 電離出的 H+與OH 始終相等 。 醋酸屬于弱酸 ， 加水稀釋有利于醋酸的電離 ， 所以醋酸的電離程度增大 ， 同時溶液中導電粒子的數(shù)目會增多 ， 由于溶液體積變化更大 ， 所以溶液的酸性會降低 ， 即 c(H＋ )、 c(CH3COO － )、c(CH3COOH)均會降低； 由水的離子積常數(shù) Kw＝ c(H＋ )s1， A項正確 。 對比圖 1和圖 3， 圖 3達到化學平衡的時間縮短了 ， 所以條件是使用正催化劑 。 在一定條件下 ， 反應室 2的可逆反應除生成二甲醚外還生成了氣態(tài)水 ， 該熱化學方程式為： ——————(本題涉及的條件均在同一條件下 )。 (4)將 (3)所得的平衡混合氣溶于足量的 BaCl2溶液中 ， 計算最終生成沉淀的質量 (寫出計算過程 )。 (C ) ( D )( A ) ( B )cdabcccc(3)可以利用平衡常數(shù)的值作標準 ， 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 。 ① 當溫度由 T1 變化到 T2 時 ， 平衡常數(shù) KA——— KB(填 “ ＞ ” 、 “ ＜ ” 或 “ ＝ ” )。mol－ 1 據(jù)報道 ， 在常溫 、 常壓 、 光照 、 催化劑的條件下 ， N2可以與水反應 ， 則反應： N2(g)＋ 3H2O(l) 2NH3(g)＋ 3/2O2(g)的 ΔH＝ __________kJ 【 重點考點 1】 化學反應進行的方向