高中化学步步高二轮复习全套课件专题三

[考纲要求] 1.了解氧化还原反应的本质是电子转移,了解常见的氧化还原反应。2.掌握常见氧化还原反应的配平和相关计算。

1.跳出“五大”误区

(1)误认为有单质参与或生成的反应一定是氧化还原反应。如O2与O3的转化为非氧化还原反应。

(2)误认为元素由化合态变为游离态一定被还原,其实不一定。如HCl―→Cl2,氯元素被氧化,CuO―→Cu,铜元素被还原。

(3)误认为氧化还原反应中有一种元素被氧化,则一定有另一种元素被还原,其实不一定。如Cl2＋H2O HCl＋HClO中,被氧化和被还原的都是氯元素。

(4)误认为具有氧化性的物质和具有还原性的物质一定都能发生化学反应,其实不一定。如SO2具有还原性,浓H2SO4具有氧化性,但二者不发生氧化还原反应。

(5)误认为同种元素的高价态的物质一定比低价态物质的氧化性强,其实不一定,如HClO的氧化性高于HClO4。

2.理清概念线索

题组一理解氧化还原反应相关概念

1.正误判断,正确的划“√”,错误的划“×”。

(1)室温下,向FeCl3溶液中滴加少量KI溶液,再滴加几滴淀粉溶液,溶液变蓝色。所以Fe3＋的氧

化性比I2的强(√)(2016·江苏,13C)

(2)Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2、Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu均为单质被还原的置换反应(×)

(2014·山东理综,7C) (3)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑、Cl2＋H2O===HCl＋HClO均为水作还原剂的氧化还原反应(×)(2014·山东理综,7D)

(4)因为Fe3＋具有氧化性,所以用KSCN溶液可以鉴别Fe3＋(×)

(5)化合反应均为氧化还原反应(×)

2.(2016·上海,2)下列化工生产过程中,未涉及氧化还原反应的是()

A.海带提碘

B.氯碱工业

C.氨碱法制碱

D.海水提溴

答案 C

【解析】A项,海带提碘是由KI变为I2,有元素化合价的变化,属于氧化还原反应,错误；B项,氯碱工业是由NaCl的水溶液在通电时反应产生NaOH、Cl2、H2,有元素化合价的变化,属于氧化还原反应,错误；C项,氨碱法制取碱的过程中没有元素化合价的变化,是非氧化还原反应,正确；D项,海水提溴是由溴元素的化合物变为溴元素的单质,有元素化合价的变化,属于氧化还原反应,错误。故选项C正确。

题组二基于“双线桥”分析陌生反应

3.(2016·上海,13)O2F2可以发生反应:H2S＋4O2F2―→SF6＋2HF＋4O2,下列说法正确的是()

A.氧气是氧化产物

B.O2F2既是氧化剂又是还原剂

C.若生成4.48 L HF,则转移0.8 mol电子

D.还原剂与氧化剂的物质的量之比为1∶4

答案 D

【解析】A项,O元素的化合价由反应前的＋1价变为反应后的0价,化合价降低,获得电子,所以氧气是还原产物,错误；B项,在反应中O2F2中的O元素的化合价降低,获得电子,所以该物质是氧化剂,而H2S中的S元素的化合价是－2价,反应后变为SF6中的＋6价,所以H2S是还原剂,错误；C项,外界条件不明确,不能确定HF的物质的量,所以不能确定转移电子的数目,错误；D项,根据化学方程式可知还原剂H2S与氧化剂O2F2的物质的量之比是1∶4,正确。

4.Na2S2O3是重要的化工原料,用途很广,其还原性较强,在溶液中易被Cl2氧化成SO2－4,常用作脱氯剂,主要用于治疗氰化物中毒。工业上可利用反应Na2CO3＋2Na2S＋4SO2===3Na2S2O3＋CO2制取Na2S2O3,下列说法正确的是()

A.Na2S2O3只有还原性

B.氧化产物与还原产物的物质的量之比为2∶1

C.每生成1 mol Na2S2O3,转移4×6.02×1023个电子

D.标准状况下,每吸收4 mol SO 2就会放出22.4 L CO 2 答案 D

【解析】 在反应物Na 2S 中S 的化合价为－2,在SO 2中S 的化合价为＋4,反应后产生的物质Na 2S 2O 3中S 的化合价为＋2,介于－2与＋4之间,因此Na 2S 2O 3既是氧化产

物,又是还原产物。A 项,Na 2S 2O 3中S 的化合价为＋2,属于S 的中间价态,则Na 2S 2O 3既有氧化性,又有还原性,错误；B 项,根据题意可知反应中氧化剂SO 2与还原剂Na 2S 的物质的量之比为4∶2＝2∶1,氧化产物与还原产物的物质的量之比为1∶2,错误；C 项,由题给化学方程式可知,每生成3 mol Na 2S 2O 3,转移8 mol 电子,则生成1 mol Na 2S 2O 3,转移8

3 mol 电子,错误；D 项,根据

反应方程式可知消耗的SO 2与产生的CO 2的物质的量之比是4∶1,由于在相同条件下,气体的物质的量之比等于气体的体积之比,所以在相同条件下,每吸收4 mol SO 2就会放出22.4 L(标准状况)CO 2,正确。

理解概念抓实质,解题应用靠特征,即从氧化还原反应的实质——电子转移去分析理解有关的概念,而在实际解题过程中,应从分析元素化合价有无变化这一氧化还原反应的特征入手。具体方法是找变价、判类型、分升降、定其他。其中“找变价”是非常关键的一步,特别是不同反应物中含有同种元素的氧化还原反应,必须弄清元素化合价的变化情况。

1.性质强弱规律

物质氧化性、还原性的强弱取决于元素得失电子的难易程度,与得失电子的数目无关,可从“热＞冷”(温度)、“浓＞稀”(浓度)、“易＞难”(反应条件、剧烈程度),以及金属活动性顺序表、元素在周期表中的位置、原电池原理、电解池中离子的放电顺序等角度判断；还要学会从化学反应方向的角度判断“剂＞物”(同一反应中氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性,还原剂的还原性大于还原产物的还原性)。 2.反应先后规律

同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时,首先被氧化的是还原性较强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时,首先被还原的是氧化性较强的物质,即强者优先反应。 3.价态归中规律

即同种元素不同价态之间的反应,高价态的元素化合价降低,低价态的元素化合价升高,但升高与降低的化合价不能交叉。

如:KClO3＋6HCl===3Cl2↑＋KCl＋3H2O,氧化剂:KClO3,还原剂:HCl,氧化产物:Cl2,还原产物:Cl2。

4.邻位价态规律

氧化还原反应发生时,其价态一般先变为邻位价态。

如:(1)Cl－被氧化成Cl2,而不是更高价态氯元素。

(2)S2－一般被氧化为S,S单质一般被氧化成SO2。

(3)ClO－、ClO－3作氧化剂、Cl－作还原剂时,一般被还原成Cl2,而不是Cl－。

5.电子守恒规律

对于有关氧化还原反应的计算,关键是氧化还原反应的实质——得失电子守恒,列出守恒关系求解,即n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。

题组一性质强弱规律的应用

(一)由方程式判断强弱

1.已知常温下,在溶液中可发生如下反应:Ce4＋＋Fe2＋===Fe3＋＋Ce3＋,Sn2＋＋2Fe3＋===2Fe2＋＋Sn4＋。由此推断Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋的还原性由强到弱的顺序是()

A.Sn2＋、Fe2＋、Ce3＋

B.Fe2＋、Ce3＋、Sn2＋

C.Fe2＋、Sn2＋、Ce3＋

D.Ce3＋、Fe2＋、Sn2＋

答案 A

【解析】根据氧化还原反应中还原剂的还原性大于还原产物的还原性,由两个方程式可以得到还原性强弱顺序:Fe2＋＞Ce3＋,Sn2＋＞Fe2＋。故A项正确。

(二)依据强弱顺序判断反应是否发生

2.已知Co2O3在酸性溶液中易被还原成Co2＋,Co2O3、Cl2、FeCl3、I2的氧化性依次减弱。下列反应在水溶液中不可能发生的是()

A.3Cl2＋6FeI2===2FeCl3＋4FeI3

B.Cl2＋FeI2===FeCl2＋I2

C.Co2O3＋6HCl===2CoCl2＋Cl2↑＋3H2O

D.2Fe3＋＋2I－===2Fe2＋＋I2

答案 A

【解析】Fe3＋能氧化I－,所以不可能生成FeI3,A错,D对；B项,当Cl2少量时,I－先被氧化；C 项,由于Co2O3的氧化性强于Cl2的,所以Co2O3能氧化Cl－得到Cl2,而Co2O3被还原为Co2＋。

(三)相互竞争的反应

3.已知氧化性Br2＞Fe3＋。FeBr2溶液中通入一定量的Cl2,发生反应的离子方程式为

a Fe 2＋

＋b Br －

＋c Cl 2―→d Fe 3＋

＋e Br 2＋f Cl －

下列选项中的数字与离子方程式的a 、b 、c 、d 、e 、f 一一对应,其中不符合反应实际的是( ) A.2 4 3 2 2 6 B.0 2 1 0 1 2 C.2 0 1 2 0 2 D.2 2 2 2 1 4

答案 B

【解析】 Cl 2先氧化Fe 2＋

；A 项,Cl 2过量；C 项,Cl 2少量；D 项,FeBr 2和Cl 2等量。

4.向含有SO 2－

3、

Fe 2＋

、Br －

、I －

各0.1 mol 的溶液中通入标准状况下的Cl 2,通入Cl 2的体积和溶液中相关离子的物质的量的关系图正确的是(

)

答案 C

【解析】 第一步:审题干信息

题目描述溶液中四种离子的还原性顺序:SO 2－

3＞I －

＞Fe 2＋

＞Br －

,四种离子的物质的量均为0.1

mol ；故通入Cl 2后,反应按先强后弱的顺序依次反应,即先与SO 2－

3反应,待SO 2－

3消耗完后,再与

I －

发生反应,并依次类推。 第二步:审图示信息

高考化学复习 化学平衡常数及其计算习题含解析

高考化学复习 化学平衡常数及其计算 1．随着汽车数量的逐年增多，汽车尾气污染已成为突出的环境问题之一。反应：2NO(g)＋2CO(g) 2CO 2(g)＋N 2(g)可用于净化汽车尾气，已知该反应速率极慢，570 K 时平 衡常数为1×1059 。下列说法正确的是( ) A ．提高尾气净化效率的最佳途径是研制高效催化剂 B ．提高尾气净化效率的常用方法是升高温度 C ．装有尾气净化装置的汽车排出的气体中不再含有NO 或CO D ．570 K 时，及时抽走CO 2、N 2，平衡常数将会增大，尾气净化效率更佳 解析：提高尾气净化效率的最佳途径是研制高效催化剂，加快反应速率，A 正确，B 错误；题中反应为可逆反应，装有尾气净化装置的汽车排出的气体中仍然含有NO 或CO ，C 错误；改变浓度对平衡常数无影响，平衡常数只与温度有关，D 错误。 答案：A 2．在淀粉-KI 溶液中存在下列平衡：I 2(aq)＋I － (aq)I － 3(aq)。测得不同温度下 该反应的平衡常数K 如表所示。下列说法正确的是( ) t /℃ 5 15 25 35 50 K 1 100 841 689 533 409 A.反应I 2(aq)＋I － (aq) I － 3(aq)的ΔH >0 B ．其他条件不变，升高温度，溶液中c (I － 3)减小 C ．该反应的平衡常数表达式为K ＝c （I 2）·c （I －）c （I －3） D ．25 ℃时，向溶液中加入少量KI 固体，平衡常数K 小于689 解析：A 项，温度升高，平衡常数减小，因此该反应是放热反应，ΔH <0，错误；B 项， 温度升高，平衡逆向移动，c (I －3 )减小，正确；C 项，K ＝c （I －3） c （I 2）· c （I －） ，错误；D 项， 平衡常数仅与温度有关，25 ℃时，向溶液中加入少量KI 固体，平衡正向移动，但平衡常数不变，仍然是689，错误。 答案：B 3．(2019·深圳质检)对反应：a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g) ΔH ，反应特点 与对应的图象的说法不正确的是( )

高中化学优秀课件

2011-2012学年鲁教版化学必修1同步练习 第二章第二节电解质 一. 教学内容： 第二章第二节电解质 二. 教学目的 1、了解电离、电解质、离子反应、离子方程式的含义 2、知道酸、碱、盐发生电离 3、通过实验事实认识离子反应及其发生条件能正确书写常见反应的离子方程式 4、了解常见离子的检验方法 三. 教学重点、难点 1、电解质的概念 2、通过实验事实认识离子反应及其发生条件，能正确书写常见反应的离子方程式 四. 知识分析 （一）电解质的电离 、金属导电：含有自由移动的电子 b、化合物（熔融或水溶液）：含有自由移动的离子 1、电离： （1）定义：一些物质溶解于水或受热熔化而离解成自由移动离子的过程。 （2）条件：溶于水或熔化 2、电离方程式：用符号来表示电离过程的式子，叫电离方程式。 练习：写出电离方程式 H2SO4＝2H＋＋SO42－B a(O H)2＝Ba2＋＋2OH－ Fe2(SO4)3＝2Fe3＋＋3SO42－(NH4)2CO3＝2NH4＋＋CO32－ 3、酸：电离出的阳离子全部是H＋的化合物叫做酸 碱：电离出的阴离子全部是OH－的化合物叫做碱 盐：电离时，生成金属离子（或铵根离子）和酸根离子的化合物。 4、电解质与非电解质：

a、写出CH3COOH、H2CO3的电离方程式（多元弱酸分步电离）： CH3COOH?CH3COO－＋H＋ H2CO3?HCO3－＋H＋HCO3－?H＋＋CO32－ b、写出NH3?H2O、Fe(OH)3的电离方程式： NH3?H2O?NH4＋＋OH－Fe(OH)3?Fe3＋＋3OH－ 练一练： （1）下列物质中属于强电解质的是（），弱电解质的是（），非电解质的是（） A、KI B、乙醇 C、氨水 D、蔗糖 E、HClO F、硫酸氢钠 G、NH3?H2O H、液氯 I、CO2 J、硝酸 K、Na2O （2）下列电离方程式错误的是（） A、Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42－ B、NH3?H2O ＝NH4＋＋OH－ C、NaHCO3＝Na＋＋HCO32－ D、H2SO4＝2H＋＋SO42－ （3）下列叙述正确的是（） A、NaCl在电流的作用下电离出Na＋、Cl— B、溶于水后电离出H＋的化合物是酸 C、HCl溶于水能导电，但液态HCl不导电 D、导电性强的溶液里自由移动的离子数目一定比导电性弱的溶液里的自由移动的离子数目多 （4）把0.05mol的NaOH固体分别加入下列100ml溶液中，溶液的导电能力变化不大的是（） A、自来水 B、0.5mol/L盐酸 C、0.5mol/L醋酸 D、0.5mol/LNH4Cl溶液 答案：（1）AFJK；GE；BDI （2）C （3）C （4）BD 小结： 1、电解质必须是本身电离出离子 2、常见的强电解质： 强酸：HCl HNO3H2SO4 强碱：NaOH KOH Ca(OH)2Ba(OH)2 盐：NaCl K2SO4KClO3 FeCl3 金属氧化物：CaO Na2O 常见的弱电解质： 弱酸：CH3COOH H2CO3HClO 弱碱：NH3?H2O H2O

(完整版)高考化学知识点化学平衡常数

高考化学知识点：化学平衡常数 高考化学知识点：化学平衡常数 1、化学平衡常数 (1)化学平衡常数的化学表达式 (2)化学平衡常数表示的意义 平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。 2、有关化学平衡的基本计算 (1)物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度 生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 (2)反应的转化率()：= 100% (3)在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时：恒温、恒压时：n1/n2=V1/V2 (4)计算模式 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始 m n O O 转化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx (A)=(ax/m)100% (C)= 100% (3)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明： ①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在; ②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学

计量数比，若反应物起始浓度呈现计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。 ③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。 化学平衡常数知识点总结分享到这里，更多内容请关注高考化学知识点栏目。

2020届高三化学考前复习——速率常数与化学平衡常数综合分析(详细解答)

2020届高三化学考前复习——速率常数与化学平衡常数综 合分析（有答案和详细解答） 1．T 1温度时在容积为2 L 的恒容密闭容器中发生反应：2NO(g)＋O 2(g) 2NO 2(g) ΔH <0。 实验测得：v 正＝v (NO)消耗＝2v (O 2)消耗＝k 正c 2(NO)·c (O 2)，v 逆＝v (NO 2) 消耗＝k 逆c 2(NO 2)，k 正、k 逆为速率常数，只受温度影响。不同时刻测得容器中n (NO)、n (O 2)如表： 时间/s 0 1 2 3 4 5 n (NO)/mol 1 0.6 0.4 0.2 0.2 0.2 n (O 2)/mol 0.6 0.4 0.3 0.2 0.2 0.2 (1)T 1温度时，k 正 k 逆 ＝______________。 (2)若将容器的温度改变为T 2时，其k 正＝k 逆，则T 2_______(填“>”“<”或“＝”)T 1。 答案 (1)160 (2)> 解析 (1)根据v 正＝v (NO)消耗＝2v (O 2)消耗＝k 正c 2(NO)·c (O 2)，得出k 正＝v (NO )消耗 c 2(NO )·c (O 2)，根据 v 逆＝v (NO 2)消耗＝k 逆 ·c 2(NO 2)，得出k 逆＝v (NO 2)消耗c 2 (NO 2)，因为v (NO)消耗＝v (NO 2)消耗，所以k 正 k 逆 ＝c 2(NO 2) c 2(NO )·c (O 2)＝K ，表格中初始物质的量：n (NO)＝1 mol ，n (O 2)＝0.6 mol ，体积为2 L ，则列 出三段式如下： 2NO(g)＋O 2(g) 2NO 2(g) 始/mol·L －1 0.5 0.3 0 转/mol·L －1 0.4 0.2 0.4 平/mol·L －1 0.1 0.1 0.4 K ＝c 2(NO 2)c 2(NO )·c (O 2)＝0.42 0.12×0.1＝160。 (2)若将容器的温度改变为T 2时，其k 正＝k 逆，则 K ＝1＜160，因反应：2NO(g)＋ O 2(g) 2NO 2(g) ΔH ＜0，K 值减小，则对应的温度增大，即T 2＞T 1。 2．顺-1,2-二甲基环丙烷和反-1,2-二甲基环丙烷可发生如下转化：

高中化学一轮复习 有关化学平衡常数的计算

2019年高中化学一轮复习有关化学平衡常数的计算 实基础知识 1．一个模式——“三段式” 如m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a mol·L－1、b mol·L －1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L－1。 m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g) c始/mol·L－1a b0 0 c转/mol·L－1mx nx px qx c平/mol·L－1a－mx b－nx px qx K＝(px)p·(qx)q (a－mx)m·(b－nx)n 。 2．明确三个量的关系 (1)三个量：即起始量、变化量、平衡量。 (2)关系 ①对于同一反应物，起始量－变化量＝平衡量。 ②对于同一生成物，起始量＋变化量＝平衡量。

③各转化量之比等于各反应物的化学计量数之比。 3．掌握四个公式 (1)反应物的转化率＝n (转化)n (起始)×100%＝c (转化)c (起始) ×100%。 (2)生成物的产率：实际产量(指生成物)占理论产量的百分数。一般来讲，转化率越大，原料利用率越高，产率越大。 产率＝实际产量理论产量 ×100%。 (3)平衡时混合物组分的百分含量＝平衡量平衡时各物质的总量 ×100%。 (4)某组分的体积分数＝某组分的物质的量混合气体总的物质的量 ×100%。 深度思考 将固体NH 4I 置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH 4I(s) NH 3(g)＋HI(g)，②2HI(g)H 2(g)＋I 2(g)。达到平衡时：c (H 2)＝0.5 mol·L －1，c (HI)＝4 mol·L －1，则此温度下反应①的平衡常数为___________________________________________________________。 答案 20 型题目组

化学平衡常数及转化率的计算专题讲解

第25讲 化学平衡常数及转化率的计算 考纲要求 1.了解化学平衡常数(K )的含义。2.能利用化学平衡常数进行相关计算。 考点一 化学平衡常数的概念及应用 1．概念 在一定温度下，当一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K 表示。 2．表达式 对于反应m A(g)＋n B(g)p C(g)＋q D(g)， K ＝c p (C )·c q (D )c m (A )·c n (B ) (固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)。 3．意义及影响因素 (1)K 值越大，反应物的转化率越大，正反应进行的程度越大。 (2)K 只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关。 (3)化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。 4．应用 (1)判断可逆反应进行的程度。 (2)利用化学平衡常数，判断反应是否达到平衡或向何方向进行。 对于化学反应a A(g)＋b B(g)c C(g)＋d D(g)的任意状态，浓度商：Q ＝c c (C )·c d (D )c a (A )·c b (B )。 Q ＜K ，反应向正反应方向进行； Q ＝K ，反应处于平衡状态； Q ＞K ，反应向逆反应方向进行。 (3)利用K 可判断反应的热效应：若升高温度，K 值增大，则正反应为吸热反应；若升高温度，K 值减小，则正反应为放热反应。 (1)平衡常数表达式中，可以是物质的任一浓度( ) (2)催化剂能改变化学反应速率，也能改变平衡常数( ) (3)平衡常数发生变化，化学平衡不一定发生移动( ) (4)化学平衡发生移动，平衡常数不一定发生变化( )

高中化学 2_3 化学平衡常数同步练习(含解析)新人教版选修41

化学平衡常数 一、选择题 1．下列对化学平衡常数K 的描述中，正确的是( ) A ．K 越大，正反应进行的程度越大 B ．温度升高，K 值增大 C ．反应物的转化率增大时，K 值一定增大 D ．平衡向逆反应方向移动时，K 值减小 2．在密闭容器中发生如下反应m A(g)＋n B(g)p C(g)，达到平衡后，保持温度不变，将气 体体积缩小到原来的 12 ，当达到新平衡时，C 的浓度为原来的1.9倍，下列说法正确的是( ) A ．m ＋n >p B ．平衡向逆反应方向移动 C ．A 的转化率提高 D ．C 的体积分数增加 3．一定温度下，在容积为2 L 的密闭容器中发生反应CO(g)＋H 2O(g)CO 2(g)＋H 2(g)，部分 数据见下表(表中t 2>t 1)。 反应时间/min 0 t 1 t 2 n (CO)/mol 1.20 0.80 n (H 2O)/mol 0.60 0.20 n (CO 2)/mol 0 n (H 2)mol 下列说法正确的是( ) A ．反应在t 1 min 内的平均速率为v (H 2)＝1 0.40t mol·L －1·min －1 B ．平衡时CO 的转化率为66.67% C ．该温度下反应的平衡常数为1 D ．其他条件不变，若起始时n (CO)＝0.60 mol ，n (H 2O)＝1.20 mol ，则平衡时n (CO 2)＝0.20 mol 4．等物质的量的X(g)与Y(g)在密闭容器中进行反应：X(g)＋2Y(g)3Z(g)＋Q(s) △H >0， 下列叙述正确的是( )

A ．当容器中X 与Y 的物质的量之比满足1∶2时反应达到平衡 B ．达到平衡时X 的转化率为25%，则平衡常数K 为9/4 C ．达到平衡后，反应速率2v 正(Y)＝3v 逆(Z) D ．达到平衡后，加入Q ，平衡逆向移动 5．一定温度下，在容积为1 L 的密闭容器中，存在如下关系：x H 2O(g)(H 2O)x (g)，反应物 和生成物的物质的量随时间的变化关系如图。下列说法不正确的是( ) A ．x ＝3 B ．该温度下，反应的平衡常数为0.125 L 2 /mol 2 C ．平衡时混合气体的平均摩尔质量是33.3 g/mol D ．t 1时刻，保持温度不变，再充入1 mol H 2O(g)，重新达到平衡时，2x 2[(H O)] (H O) c c 将增大 6．已知在25℃时，下列反应的平衡常数如下： ①N 2(g)＋O 2(g)2NO(g) K 1＝1×10 －30 ②2H 2(g)＋O 2(g)2H 2O(g) K 2＝2×1081 ③2CO 2(g) 2CO(g)＋O 2(g) K ＝4×10－92 下列说法正确的是( ) A ．NO 分解反应NO(g) 12N 2(g)＋12 O 2(g)的平衡常数为1×10－30 B ．根据K 2的值可以判断常温下H 2和O 2很容易反应生成H 2O C ．常温下，NO 、H 2O 、CO 2三种物质分解放出O 2的倾向顺序为NO>H 2O>CO 2 D ．温度升高，上述三个反应的平衡常数均增大 7．汽车尾气中NO 产生的反应为：N 2(g)＋O 2(g) 2NO(g)。一定条件下，等物质的量的N 2(g) 和O 2(g)在恒容密闭容器中反应，如图曲线a 表示该反应在温度T 下N 2的浓度随时间的变化，曲线b 表示该反应在某一起始反应条件改变时N 2的浓度随时间的变化。下列叙述正确的是 ( )

高考化学复习练习题化学平衡常数

天津高考化学专项训练 化学平衡常数 基础题 1.下列说法正确的是( ) A ．放热反应均是自发反应 B ．ΔS 为正值的反应均是自发反应 C ．物质的量增加的反应，ΔS 为正值 D ．如果ΔH 和ΔS 均为正值，当温度升高时，反应可能自发进行 解析：放热反应不一定能自发进行，如铝热反应为放热反应，在常温下不能自发进行，A 错误；ΔS 为正值的反应不一定是自发反应，如水的分解，B 错误；只有气体的物质的量增加的反应，ΔS 为正值，C 错误；如果ΔH 和ΔS 均为正值，当温度升高时，可满足ΔH －T ·ΔS <0时，反应可自发进行，D 正确。 答案：D 2．在一定条件下，已达平衡的可逆反应：2A(g)＋B(g) 2C(g)，下列说法中正确的是( ) A ．平衡时，此反应的平衡常数K 与各物质的浓度有如下关系：K ＝ c 2C c 2A ·c B B ．改变条件后，该反应的平衡常数K 一定不变 C ．如果改变压强并加入催化剂，平衡常数会随之变化 D ．若平衡时增加A 和B 的浓度，则平衡常数会减小 解析：K 只随温度的改变而改变，除改变温度外，改变其他条件都不会引起平衡常数的改变。 答案：A 3．某恒定容器内发生的可逆反应的化学平衡常数表达式为K ＝ c CO ·c H 2c H 2O 。能判断该反应一定达到化学平衡状态的依据是( ) ①容器中气态物质的平均相对分子质量不随时间而变化；②v 正(H 2O)＝v 逆(H 2)；③容器中气态物质的密度不随时间而变化；④气态物质的总压强不随时间而变化；⑤消耗n mol H 2的同时消耗n mol CO 。 A ．①②③ B ．①②③④ C ．② D ．①④⑤ 解析：根据题给化学平衡常数表达式可知，该可逆反应为C(s)＋H 2O(g)CO(g)＋H 2(g)，因为该反应前后气态物质的体积不相等，所以平均相对分子质量不变可说明反应已经达到平衡状态，①正确；v 正(H 2O)＝v 逆(H 2)，说明反应达到平衡，②正确；虽然容器的体积不变，但是气态物质的质量可变，当气态物质的密度和总压强不变时，说明反应达到了平

高考化学化学平衡常数知识点总结

2019年高考化学化学平衡常数知识点总结 1、化学平衡常数 (1)化学平衡常数的数学表达式 (2)化学平衡常数表示的意义 平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K 值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。 2、有关化学平衡的基本计算 (1)物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度=起始浓度-转化浓度 ' 生成物：平衡浓度=起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 (2)反应的转化率(α)：α= ×100% (3)在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时：恒温、恒压时：n1/n2=V1/V2 (4)计算模式 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g) cC(g)+dD(g) 起始m n O O $ 转化ax bx cx dx 平衡m-ax n-bx cx dx

α(A)=(ax/m)×100% ω(C)= ×100% (3)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明： ①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在; ②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学计量数比，若反应物起始浓度呈现计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。 ③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。

化学平衡常数教案

化学平衡常数教案 Company Document number：WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998

《化学平衡常数》教案 教学目标要求 课程标准与教材分析 1、《普通高中化学课程标准（实验）》要求： 知道化学平衡常数的含义；能够用化学平衡常数计算反应物的转化率 2、《山东卷考试说明》要求： 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 3、教材分析 在近几年教材的修订改版中，除了沪教版一直保留着“化学平衡常数”并在高考中时有出现外，在其它版本中，这个概念几度沉浮。如今，人教版和鲁科版等教材中，都再度引入化学平衡常数，而且，对知识内容的层次要求比较高。因而，可能成为课改实验区化学高考的新看点，应引起我们的关注。 从近几年的上海高考题来看，高考对化学平衡常数的要求主要是初步认识其含义及影响因素，并能用化学平衡常数对反应是否处于平衡状态进行判断和对反应物的转化率进行定量计算。教科书列举了H2(g)+I2 (g) 2HI(g)反应中的相关数据，从定量角度给以深化，希望学生能够从变化的数据中找出规律，即化学平衡常数，并学会描述化学平衡的建立过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。 教学设计 一、教学目标 1、知识与技能 （1）知道化学平衡常数的含义

（2）能利用化学平衡常数进行简单的计算 2、过程与方法 （1）在概念教学中，培养学生的思维能力 （2）通过化学平衡常数的计算教学，培养学生的计算能力 （3）通过对数据分析，培养学生分析、处理数据的能力，提高学生逻辑归纳能力 3、情感态度与价值观 （1）以本节知识为载体使学生感到获取新知识新方法的喜悦，激发学生学习化学的积极性 （2）通过对实验数据的分析，培养学生严谨求实、积极实践的科学作风 二、重点、难点 本节重点、难点：化学平衡常数表达式的书写、化学平衡常数的含义、化学平衡常数的应用 三、教学方法 例题探究式教学合作探究式教学多媒体辅助教学 四、教学过程设计

高二化学选修4化学平衡常数的教学设计思路

高二化学选修4《化学平衡常数》的教学设计思路 陈彩卿 一、教材地位 前一单元是从动力学的角度研究化学反应，本单元则从另一个角度——热力学的角度探讨化学反应。本单元共包含四个单元。第四部分“化学平衡常数”介绍化学平衡的意义及表达方式，并通过例题介绍了化学平衡计算的一般思路。 二、编写思路 化学平衡常数反映了化学反应进行的限度。理论性较强，学生理解有一定的难度。在编写过程中，首先引入日常生活中呼吸时血液中的化学平衡，从而引起学生的注意。让学生有个平衡状态的概念，起着承上起下的作用。然后再引导学生进行活动的基础上总结出有关方法与规律。在第44页设置“问题解决”，引导学生对二氧化氮、四氧化二氮相互转化达到平衡时的浓度关系进行分析，得出在一定温度下化学平衡常数为一定值的结论。为了让学生能进一步证实“一定温度下化学平衡常数为一定值的结论”我又补充一个例子。引出平衡常数的概念、表达式、以及一些关键词。并充分利用教材教材第46页表2—9中有关反应的平衡常数的表达式，并与教材提供的书写表达式比较，从中悟出平衡常数表达式的书写注意点。紧接着通过一定的练习巩固平衡常数的表达式。 有关“平衡常数的影响因素”的教学，我让学生观察课本中的有关数据，并进行书P45“交流与讨论”从而得出影响平衡常数的因素是温度。 关于化学平衡计算的编写，首先通过例题引导学生掌握有关化学平衡计算的一般思路以及解题规范，在此基础上设置“问题解决”，促使学生在运用知识解决有关问题的基础上巩固知识。认知心理学研究表明，这种采用样例教学的方法更有利于知识的掌握。

高二化学选修4专题二《化学平衡常数》教学设计 苏教版 陈彩卿上课时间：___________ 一、三维目标 1、知识与技能（1）、知道化学平衡常数的意义及表示方法。 （2）、能知道平衡转化率 （3）能运用化学平衡常数进行简单的计算。 2、过程与方法（1）、通过对书中表格的数据分析，培养学生利用各种图表分析、处理 数据的能力 （2）、通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学 生归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。 3、情感态度价值观（1）、通过对本章知识的学习，让学生体会化学对人类生活、科学研究 和社会的贡献。培养学生将化学知识运用于生产、生活实践的意识。 二、教学重点化学平衡常数的意义、表示方法及简单的计算。 三、教学难点化学平衡常数的简单的计算 四、课时安排一课时 活动教学内容设计意图 【情景导入】【教师活动】 【学生活动】【投影】 【教师活动】 血液的pH保持在7.3 5～7.45是非常必要的，血液中存在以 下平衡体系：，这一平衡体系 对维持pH的变化范围起重要作用。不正确的呼吸可能导致血液中 酸碱不平衡．太快或太深的呼吸会导致呼吸碱中毒，太慢或太浅 的呼吸会导致呼吸酸中毒，那么我们应如何定量求得正常呼吸C02 的范围? 我们知道，一定条件下的可逆反应存在化学平衡状态。那么， 当达到化学平衡状态时，究竟有多少反应物转化成了生成物，平 衡体系中各物质的浓度之间是否有一定的关系?请大家完成第44 页的“问题解决”。完成表2-6 计算一定条件下，不同起始浓度的二氧化氮或四氧化二氮进 行反应，达到平衡后各物质平衡浓度之间的关系。 通过计算同学们是否发现什么规律?其中浓度的指数与化学方程 吸引学生 的注意力 锻炼学生 动手能力 引导学生

高中化学 化学平衡常数及其计算

化学平衡常数及其计算 1．O 3是一种很好的消毒剂，具有高效、洁净、方便、经济等优点。O 3可溶于水，在水中易分解，产生的[O]为游离氧原子，有很强的杀菌消毒能力。常温常压下发生的反应如下： 反应① O 3 O 2＋[O] ΔH >0 平衡常数为K 1； 反应② [O]＋O 32O 2 ΔH <0 平衡常数为K 2； 总反应：2O 3 3O 2 ΔH <0 平衡常数为K 。 下列叙述正确的是( ) A ．降低温度，总反应K 减小 B ．K ＝K 1＋K 2 C ．适当升温，可提高消毒效率 D ．压强增大，K 2减小 解析：选C 降温，总反应平衡向右移动，K 增大，A 项错误；K 1＝ c (O 2)·c ([O]) c (O 3) 、K 2 ＝c 2(O 2)c ([O])·c (O 3)、K ＝c 3(O 2)c 2(O 3)＝K 1·K 2，B 项错误；升高温度，反应①平衡向右移动，反应②平衡向左移动，c ([O])增大，可提高消毒效率，C 项正确；对于给定的反应，平衡常数只与温度有关，D 项错误。 2．将一定量氨基甲酸铵(NH 2COONH 4)加入密闭容器中，发生反应NH 2COONH 4(s) 2NH 3(g)＋CO 2(g)。该反应的平衡常 数的负对数(－lg K )值随温度(T )的变化曲线如图所示，下列说法中不正确的是( ) A ．该反应的ΔH >0 B ．NH 3的体积分数不变时，该反应一定达到平衡状态 C ．A 点对应状态的平衡常数K (A)的值为10－2.294 D ．30 ℃时，B 点对应状态的v 正K ，反应向逆反应方向进行， v 正

高中化学化学平衡常数及其计算练习题

高中化学化学平衡常数及其计算练习题 1．O 3是一种很好的消毒剂，具有高效、洁净、方便、经济等优点。O 3可溶于水，在水中易分解，产生的[O]为游离氧原子，有很强的杀菌消毒能力。常温常压下发生的反应如下： 反应① O 3 2 ＋[O] ΔH >0 平衡常数为K 1； 反应② [O]＋O 32 ΔH <0 平衡常数为K 2； 总反应：2O 3 2 ΔH <0 平衡常数为K 。 下列叙述正确的是( ) A ．降低温度，总反应K 减小 B ．K ＝K 1＋K 2 C ．适当升温，可提高消毒效率 D ．压强增大，K 2减小 解析：选C 降温，总反应平衡向右移动，K 增大，A 项错误；K 1＝ c 2 c c 3 、 K 2＝ c 2 2 c c 3 、K ＝c 3 2c 2 3 ＝K 1·K 2，B 项错误；升高温度，反应①平衡向右移动， 反应②平衡向左移动，c ([O])增大，可提高消毒效率，C 项正确；对于给定的反应，平衡常数只与温度有关，D 项错误。 2．将一定量氨基甲酸铵(NH 2COONH 4)加入密闭容器中，发生反应NH 2COONH 4 3 (g)＋CO 2(g)。该反应的平衡常数的负对 数(－lg K )值随温度(T )的变化曲线如图所示，下列说法中不正确的是( ) A ．该反应的ΔH >0 B ．NH 3的体积分数不变时，该反应一定达到平衡状态 C ．A 点对应状态的平衡常数K (A)的值为10－2.294 D ．30 ℃时，B 点对应状态的v 正K ，反应向逆反应方向进行， v 正

高中化学“三大平衡常数”

高考的新宠“三大平衡常数” 化学平衡常数、电离平衡常数、沉淀溶解平衡常数位于选修四《化学反应原理》部分，属于新课标的新增内容。从近几年的高考中发现，化学平衡常数早已成为了高考命题的热点内容；电离平衡常数和沉淀溶解平衡常数也渐有“升温”的表现，因此，可以预测这“三大平衡常数”在今后的高考中，将继续成为今后高考的重点及热点。下面将分类追踪透析。一、化学平衡常数 典例1、（2008年宁夏卷）将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应： 达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L-1，c(HI)=4mol·L-1，则此温度下反应①的平衡常数为( ) A．9 B．16 C．20 D．25 解析：由平衡时氢气的浓度可求得反应②分解消耗HI的浓度，c(HI)= 0.5mol·L-1×2=1mol/L，故①式生成c(HI)= c(HI)平衡+ c(HI)分解= 4mol·L-1+1mol/L =5mol·L-1，c(NH3)平衡= c(HI)①= 5mol·L-1，根据化学平衡常数公式K= c(NH3)平衡×c(HI)平衡=5 mol/L×4mol·L-1，故答案选C。点评：本题考查的是应用化学平衡常数公式求算化学平衡常数。学生易错选D，原因是将①式生成的c(HI)= 5 mol/L代入了公式中进行了求算，而未带入平衡时HI的浓度（4mol·L-1）。因此，在求算化学平衡常数时，一定要严格的按照化学平衡常数的含义进行。 方法规律： ①对于一般的可逆反应：mA(g)+ nB(g)pC(g)+qD(g)，其中m、n、p、q分别表示化学方程式中个反应物和生成物的化学计量数。当在一定温度下达到化学平衡时，这个反应的平 衡常数公式可以表示为：,各物质的浓度一定是平衡 ．．时的浓度,而不是其他时刻的. ②在进行K值的计算时，固体和纯液体的浓度可视为“1”。例如： Fe3O4(s)+4H2(g)3Fe(s)+4H2O(g)，在一定温度下，化学平衡常数。 ③利用K值可判断某状态是否处于平衡状态。例如，在某温度下，可逆反应 mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，平衡常数为K。若某时刻时，反应物和生成物的浓度关系如 下：，则有以下结论： K/＝K ，V(正)＝V(逆)，可逆反应处于化学平衡状态； K/＜K ，V(正)＞V(逆)，可逆反应向正反应方向进行； K/＞K ，V(正)＜V(逆)，可逆反应向逆反应方向进行。 ④化学平衡常数是指某一具体化学反应的平衡常数，当化学反应方程式的计量数增倍或减倍时，化学平衡常数也相应的发生变化。 针对性训练： 1.高炉炼铁中发生的基本反应如下：FeO(s)+CO(g) Fe(s)+CO2(g)（正反应为吸热反应），已知1100℃时，该反应的化学平衡常数为0.263。 若在1100℃时，测得高炉中c(CO2)=0.025mol/L，c(CO)=0.1mol/L，在这种情况下该反应是否处于平衡状态_______(填“是”或“否”)，此时化学反应速率是V正____V逆(填“大于”、“小于”或“等于”)，其原因 是。 答：由于此时K/=c(CO2)/c(CO)= (0.025 mol·L-1) / (0.1 mol·L-1)=0.25≠K =0.263，所

高中化学论文：巧用化学平衡常数击破平衡移动难点

[高中化学论文] 巧用化学平衡常数 击破平衡移动难点 化学平衡一直是高中化学中最富有思维深度和理论价值的内容。运用化学平衡常数灵活解决化学平衡中的疑难问题这不仅能有效地培养学生的化学思维能力，使其对化学平衡问题有更深入的理解，而且还能有效地提高学生的数学应用能力，提高学生的学科综合素质，这符合新课程的基本要求。本文从教学设计的角度，从平衡常数入手去把握、贯彻平衡的思想，可能是一种破解平衡移动难点的新的途径和方法。 1 化学平衡的影响因素 在高中阶段，对于化学平衡的影响因素，我们主要就讨论温度、浓度、压强及催化剂这四个因素。对于升高温度，化学平衡向吸热方向移动；增加反应物浓度，平衡向正方向移动；增大压强（压缩体积）平衡向气体分子数减少方向移动；加入催化剂平衡不发生移动。这些单个因素对化学平衡的影响，大部分学生应该能轻松掌握，对于平衡的移动方向也应能作出准确的判断。 小结：对于单个外界因素变化的平衡移动问题，只要运用勒夏特列原理（改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动）即可解决。 2 判断化学平衡移动的难点 单一外界条件的改变对化学平衡移动的判断不是学生学习的难点，但如果有两个或两个以上影响因素同时发生变化，学生就会出现判断困难，力不从心的情况。比如：在恒温恒容的密闭容器中，反应N 2(g)+3H 2(g)≒2NH 3(g) 已经达到平衡，若再加入少量NH 3则平衡如何移动？对于此类问题，从浓度角度分析，增加生成物浓度，平衡向逆方向移动；从压强角度分析，加入NH 3时，容器内压强增大，平衡向气体分子数减少方向即正方向移动。一个条件的改变，导致两个影响因素的改变，且影响结果不一致，这就给判断平衡的移动方向带来困难。 3 如何破解平衡移动的难题 对于上面例子中出现的这类问题，仅仅利用勒夏特列原理已经无法圆满解决，但只要引入化学平衡常数，问题就能迎刃而解。 3.1 恒温恒容时平衡移动的判断 例1：在恒温恒容的密闭容器中，反应N 2(g)+3H 2(g)≒2NH 3(g) 已经达到平衡， （1）若再加入少量N 2，则平衡如何移动？ （2）若再加入少量NH 3，则平衡如何移动？ （3）若再加入与原平衡等量的N 2、H 2、NH 3，则平衡如何移动？ （4）若再加入少量He ，则平衡如何移动？ 分析：对于该反应，其平衡常数) ()()(23232H c N c NH c K ?= ，对于问题（1），加入少量N 2，则c(N 2)增大，c(NH 3)及c(H 2)不变，很明显Qc(1)K ，故平衡向逆方向移动。 对于问题（3），再加入与原平衡等量的N 2、H 2、NH 3，则c(N 2)、c(H 2)、 c(NH 3)均为原来的2倍，这样Qc(3)