2027年高考化学一轮复习：人教版高中化学选择性必修1复习资料

2027年高考化学一轮复习：人教版高中化学选择性必修1复习资料知识梳理·核心考点·易错辨析·实验专题·典型例题·期末自测·速查附录目录TOC\h\o"1-3"第一部分知识网络梳理 1第一章化学反应与能量 1第一节反应热焓变 1第二节燃烧热中和热 1第二章化学反应速率与化学平衡 1第一节化学反应速率 1第二节化学平衡化学平衡常数 2第三节化学反应进行的方向 2第三章水溶液中的离子反应与平衡 2第一节弱电解质的电离 2第二节水的电离和溶液的pH 3第三节盐类的水解 3第四节难溶电解质的沉淀溶解平衡 3第四章化学反应与电能 4第一节原电池 4第二节化学电源 4第三节电解池 4第四节金属的腐蚀与防护 4第二部分核心考点精讲 6考点一反应热计算：盖斯定律的应用★★★ 6考点二化学反应速率图像与计算★★★ 6考点三化学平衡移动与勒夏特列原理★★★ 6考点四化学平衡常数K与转化率α计算★★★ 7考点五弱电解质电离平衡与Ka应用★★ 7考点六水的电离与溶液pH综合计算★★★ 7考点七盐类水解原理与应用★★★ 8考点八沉淀溶解平衡与Ksp计算★★★ 8考点九原电池工作原理与电极反应式书写★★★ 8考点十电解池原理与应用★★★ 9第三部分易错点辨析 10易错点1ΔH符号与反应方向 10易错点2燃烧热限定条件 10易错点3稀溶液中和热 10易错点4反应速率的化学计量数关系 10易错点5固体/纯液体对速率的影响 10易错点6催化剂与化学平衡 10易错点7压强对平衡移动的影响 10易错点8化学平衡常数表达式 11易错点9电离平衡与水解平衡 11易错点10水的离子积Kw的应用范围 11易错点11pH计算中酸碱混合 11易错点12盐类水解是可逆的 11易错点13Ksp的大小比较 11易错点14原电池正负极判断 11易错点15电解池阳极判断 11第四部分实验专题 12实验一中和反应反应热的测定 12实验二化学反应速率影响因素探究 12实验三化学平衡移动探究（Fe³⁺+SCN⁻） 12实验四弱电解质电离平衡证明 13实验五盐类水解探究 13实验六原电池与电解池综合实验 13第五部分典型例题解析 14题型一选择题（6题） 14例1反应热判断 14例2反应速率比较 14例3平衡移动方向 14例4pH计算 14例5原电池判断 14例6电解判断 15题型二填空题（3题） 15例7化学平衡计算 15例8弱酸电离 15例9沉淀溶解平衡 15题型三实验题（2题） 16例10中和热测定误差分析 16例11原电池设计 16题型四计算题（1题） 16例12综合计算 16第六部分期末自测题 18一、选择题（每小题3分，共45分） 18二、填空题（每空2分，共20分） 20三、实验题（共15分） 20四、计算题（共20分） 20参考答案 21附录期末速查卡 23附录一必背化学方程式汇总 23附录二化学计算常用公式 23附录三常见弱酸弱碱电离常数（25℃） 24附录四常见沉淀颜色速记 24附录五电化学常用电极反应 25

—PAGE—第一部分知识网络梳理第一章化学反应与能量第一节反应热焓变1.化学反应中的能量变化：化学反应释放或吸收的能量称为反应热。恒压下的反应热等于焓变（ΔH），单位kJ/mol。2.放热反应ΔH<0；吸热反应ΔH>0。常见放热反应：燃烧、中和、金属与酸、铝热反应；吸热反应：Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl、灼热碳与CO₂、CaCO₃分解。3.焓变计算方法：①由盖斯定律：反应总焓变与途径无关，可由已知反应线性组合求得②由键能估算：ΔH=反应物键能总和−生成物键能总和③由标准燃烧热/生成焓：ΔH=ΣΔHf(产物)−ΣΔHf(反应物)【必背】盖斯定律核心：若反应A+B→C，可由反应1和反应2通过代数加和得到，则ΔH_C=ΔH_1+ΔH_2。注意系数需同步乘除！第二节燃烧热中和热1.燃烧热：101kPa下，1mol纯物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。★关键限定：①1mol可燃物②完全燃烧③生成稳定氧化物（如C→CO₂而非CO，H→H₂O(l)而非H₂O(g)）2.中和热：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1mol水时所放出的热量，约57.3kJ/mol。★弱酸弱碱中和反应放热小于57.3kJ/mol，因电离过程吸热。3.燃料充分燃烧条件：足够空气、足够接触面积。第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率1.定义：v=Δc/Δt，单位mol/(L·s)或mol/(L·min)。2.速率之比=方程式中化学计量数之比：对于aA+bB→cC+dD，v(A):v(B):v(C):v(D)=a:b:c:d。3.影响反应速率的因素：①浓度：增大反应物浓度→速率加快（固体纯液体浓度视为常数）②压强：对有气体参与的反应，增大压强（缩小体积）→浓度增大→速率加快③温度：升温→速率加快（一般每升高10℃速率增大2~4倍）④催化剂：同等改变正逆反应速率，不改变平衡⑤表面积：固体粉碎→接触面积增大→速率加快注意催化剂能同等程度改变正、逆反应速率，不影响平衡状态，但能缩短达到平衡的时间。第二节化学平衡化学平衡常数1.化学平衡状态特征：逆、等、动、定、变。逆：可逆反应；等：v(正)=v(逆)；动：动态平衡；定：各组分浓度保持不变；变：条件改变平衡移动。2.化学平衡常数K：对于aA+bB⇌cC+dD，K=c^c(C)·c^d(D)/[c^a(A)·c^b(B)]。★K只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关。★固体和纯液体不出现在K的表达式中。K值意义：K越大，正向反应进行程度越大。3.平衡移动原理（勒夏特列原理）：改变影响平衡的一个条件，平衡就向减弱这种改变的方向移动。第三节化学反应进行的方向1.自发过程判据：焓判据（ΔH<0有利自发）与熵判据（ΔS>0有利自发）。2.复合判据（吉布斯自由能）：ΔG=ΔH−TΔS，ΔG<0时反应自发。3.熵S：体系混乱度的量度。同种物质：S(g)>S(l)>S(s)。第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节弱电解质的电离1.强弱电解质：强电解质在水溶液中完全电离（强酸、强碱、大多数盐）；弱电解质部分电离（弱酸、弱碱、水）。2.电离平衡常数Ka/Kb：弱酸HA⇌H⁺+A⁻，Ka=c(H⁺)·c(A⁻)/c(HA)。Ka越大，酸性越强。★Ka只与温度有关。多元弱酸分步电离，Ka₁>>Ka₂>>Ka₃。第二节水的电离和溶液的pH1.水的离子积常数：25℃时Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴。★升温，Kw增大（水的电离吸热）；酸碱抑制水的电离，盐类水解促进水的电离。2.pH=−lgc(H⁺)。25℃：中性pH=7；酸性pH<7；碱性pH>7。3.pH计算：强酸直接算H⁺；强碱先算OH⁻再由Kw换算；酸碱混合先判断过量。第三节盐类的水解1.水解本质：盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子结合水电离出的H⁺或OH⁻，破坏水的电离平衡。2.水解规律：有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，谁强显谁性。★强酸强碱盐不水解，pH=7（如NaCl）★强酸弱碱盐水解显酸性（如NH₄Cl、AlCl₃）★弱酸强碱盐水解显碱性（如Na₂CO₃、CH₃COONa）3.影响水解的外界因素：①温度：升温促进水解（水解吸热）②浓度：稀释促进水解③加酸/碱：加酸抑制阳离子水解，加碱抑制阴离子水解第四节难溶电解质的沉淀溶解平衡1.沉淀溶解平衡：对于AₘBₙ(s)⇌mAⁿ⁺(aq)+nBᵐ⁻(aq)，Ksp=c^m(Aⁿ⁺)·c^n(Bᵐ⁻)。2.溶度积规则：Qc<Ksp：不饱和，无沉淀析出（或沉淀溶解）Qc=Ksp：饱和，处于平衡Qc>Ksp：过饱和，有沉淀析出3.沉淀的生成、溶解、转化：生成：加沉淀剂使Qc>Ksp溶解：减小相关离子浓度（加酸、加络合剂、加氧化还原剂）转化：溶解度大的沉淀可转化为溶解度更小的沉淀（如AgCl→AgI→Ag₂S）第四章化学反应与电能第一节原电池1.原电池：化学能→电能的装置。构成条件：①两个活泼性不同的电极②电解质溶液③闭合回路④自发氧化还原反应。2.电极判断：负极：失电子，氧化反应，活泼金属（或燃料）正极：得电子，还原反应，不活泼金属（或氧化剂）3.电极反应书写：负极失电子；正极：酸性溶液为2H⁺+2e⁻→H₂↑，中性/碱性溶液为O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻。第二节化学电源1.一次电池：干电池（锌-锰）、碱性锌锰电池。2.二次电池：铅蓄电池（Pb+PbO₂+H₂SO₄）、锂电池、镍氢电池。3.燃料电池：氢氧燃料电池、甲醇燃料电池。燃料在负极失电子，O₂在正极得电子。第三节电解池1.电解池：电能→化学能。阳极接电源正极，发生氧化反应；阴极接电源负极，发生还原反应。2.放电顺序：阳极：活泼金属电极溶解>S²⁻>I⁻>Br⁻>Cl⁻>OH⁻>含氧酸根阴极：Ag⁺>Hg²⁺>Fe³⁺>Cu²⁺>H⁺>Pb²⁺>Sn²⁺>Fe²⁺>Zn²⁺>Al³⁺>Mg²⁺>Na⁺>Ca²⁺>K⁺3.电解应用：电镀、电解冶炼（铝、镁）、氯碱工业。第四节金属的腐蚀与防护1.化学腐蚀：金属与接触的非电解质直接反应（如铁与氯气反应）。2.电化学腐蚀：不纯金属在电解质溶液中发生原电池反应。析氢腐蚀（酸性环境）：负极Fe−2e⁻→Fe²⁺；正极2H⁺+2e⁻→H₂↑吸氧腐蚀（中性/弱酸性环境，更常见）：负极Fe−2e⁻→Fe²⁺；正极O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻3.金属防护：牺牲阳极的阴极保护法（活泼金属做负极）、外加电流的阴极保护法、覆盖保护层、改变金属内部结构。第二部分核心考点精讲考点一反应热计算：盖斯定律的应用★★★【题型特征】给出若干已知反应及ΔH，要求计算目标反应的ΔH。【解题三步法】①找出目标反应中只在已知反应中出现一次的反应物和产物，作为"锚定"物质。②通过调整已知反应的化学计量数和方向（ΔH同步乘除、变号），使锚定物质对齐。③加和后消去中间物质，得到目标反应及ΔH。例已知：①C(s)+O₂→CO₂ΔH₁=-393.5；②CO+½O₂→CO₂ΔH₂=-283.0。求C(s)+½O₂→CO的ΔH。解：①-②即得，ΔH=ΔH₁-ΔH₂=-393.5-(-283.0)=-110.5kJ/mol。考点二化学反应速率图像与计算★★★【考点要点】1.速率计算：v=Δc/Δt。注意容器体积与物质的量的换算。2.速率比=化学计量数比。3.浓度-时间图、速率-时间图的识别：反应物浓度下降，产物浓度上升，平衡时各浓度不变。4.压强、温度、催化剂对速率影响的图像分析。【警示】常见陷阱：固体和纯液体不能用于速率表达式v的计算（因浓度视为常数）。考点三化学平衡移动与勒夏特列原理★★★【判断方法】先判断条件改变是否影响v(正)、v(逆)，再比较二者相对大小。1.浓度：增大反应物浓度→v(正)瞬间增大→v(正)>v(逆)→平衡正移。2.温度：升温→正逆速率均增大，吸热方向增幅更大→平衡向吸热方向移动。3.压强：缩小体积→气体浓度均增大→向气体物质的量减小方向移动。4.催化剂：v(正)、v(逆)同等程度改变，平衡不移动。等效平衡恒温恒容：投料换算后相同即等效；恒温恒压：投料换算后成比例即等效。考点四化学平衡常数K与转化率α计算★★★【解题模板】1.三段式：起始浓度、转化浓度、平衡浓度。2.代入K表达式求解未知数。3.转化率α=转化浓度/起始浓度×100%。【关键点】①固体、纯液体不写入K表达式；②K只随温度变化；升温正移则K增大；③同一反应正逆反应K互为倒数。考点五弱电解质电离平衡与Ka应用★★1.弱酸（如CH₃COOH）加水稀释：电离度增大，c(H⁺)减小，但c(H⁺)减小程度小于弱酸浓度减小程度。2.加同离子（如向CH₃COOH加CH₃COONa）：电离平衡左移，c(H⁺)减小。3.Ka的应用：比较弱酸强弱；计算c(H⁺)。c(H⁺)=√(Ka·c)（适用于一元弱酸，且电离度<5%）考点六水的电离与溶液pH综合计算★★★1.任何水溶液中：c(H⁺)·c(OH⁻)=Kw（25℃为1×10⁻¹⁴）。2.酸或碱抑制水的电离；水解盐促进水的电离。3.由水电离出的c(H⁺)：酸溶液中：c(H⁺)水=c(OH⁻)溶液碱溶液中：c(H⁺)水=c(H⁺)溶液4.pH计算：强酸直接算；强碱由OH⁻经Kw换算；稀释或混合后重新求c(H⁺)。【警示】常温下酸碱中和pH=7，混合体积比与浓度比的关系。一元强酸pH=a与一元强碱pH=b（a+b=14）等体积混合pH=7。考点七盐类水解原理与应用★★★1.双水解：弱酸阴离子和弱碱阳离子相互促进水解，如Al³⁺与HCO₃⁻、Fe³⁺与HCO₃⁻。Al³⁺+3HCO₃⁻===Al(OH)₃↓+3CO₂↑2.水解方程式书写：单水解不写"="写"⇌"，不标↑↓（除双水解完全）。如Fe³⁺+3H₂O⇌Fe(OH)₃+3H⁺。3.水解应用：明矾净水（Al³⁺水解生成Al(OH)₃胶体）、纯碱去油污（加热促进水解，碱性增强）、TiCl₄制备TiO₂。考点八沉淀溶解平衡与Ksp计算★★★1.Ksp只随温度变化。同类型沉淀Ksp越小越难溶；不同类型需通过计算比较。2.沉淀转化：Ksp大的可转化为Ksp小的。如Mg(OH)₂→MgF₂不成立（看具体Ksp），但AgCl→AgI→Ag₂S可行。3.沉淀的溶解：通过降低离子浓度。加酸：CaCO₃+2H⁺→Ca²⁺+CO₂↑+H₂O加络合剂：AgCl+2NH₃→[Ag(NH₃)₂]⁺+Cl⁻加氧化还原剂：CuS+HNO₃（稀、热）4.沉淀滴定：莫尔法以K₂CrO₄为指示剂，用AgNO₃滴定Cl⁻。考点九原电池工作原理与电极反应式书写★★★【书写步骤】①判断正负极：活泼金属或燃料为负极，氧化剂（O₂、MnO₂等）所在为正极。②写负极反应：失电子的氧化反应。注意电解质酸碱性。燃料电池负极：H₂燃料→酸性2H⁺+2e⁻；碱性2H₂O+2e⁻。③写正极反应：O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻（碱性）；O₂+4H⁺+4e⁻→2H₂O（酸性）。④两极反应相加应得总反应。技巧先写较简单的一极（通常是正极），再由总反应减去该极即得另一极。考点十电解池原理与应用★★★1.通电后离子定向移动：阳离子向阴极，阴离子向阳极。2.电极反应判断：阳极：若为活泼金属电极→电极溶解；若为惰性电极→阴离子放电（放电序见前）阴极：阳离子放电（按放电序）3.重要电解应用：①电解饱和食盐水（氯碱工业）：阳极2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑；阴极2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻②电镀：镀层金属做阳极，镀件做阴极，含镀层金属离子的溶液做电镀液③电解冶炼铝：阳极碳素（消耗），阴极Al³⁺+3e⁻→Al，熔融Al₂O₃4.电解后溶液pH变化判断：分析H⁺或OH⁻是消耗还是生成。第三部分易错点辨析易错点1ΔH符号与反应方向【辨析】放热反应ΔH为负（ΔH<0），吸热反应ΔH为正（ΔH>0）。常因把"放热"误认为ΔH为正。易错点2燃烧热限定条件【辨析】必须1mol可燃物、完全燃烧、生成稳定氧化物。C燃烧应得CO₂而非CO；H应得H₂O(l)而非H₂O(g)。易错点3稀溶液中和热【辨析】弱酸弱碱中和热小于57.3kJ/mol，因电离吸热；浓硫酸稀释放热，不属于中和热。易错点4反应速率的化学计量数关系【辨析】v(A):v(B)=a:b，不是1:1。同一反应速率数值之比=方程式系数比。易错点5固体/纯液体对速率的影响【辨析】固体和纯液体浓度视为常数，不写入速率方程。增大固体用量不改速率，但增大接触面积会加快速率。易错点6催化剂与化学平衡【辨析】催化剂同等改变v正、v逆，不使平衡移动，K不变，转化率不变。但能缩短到达平衡时间。易错点7压强对平衡移动的影响【辨析】只对反应前后气体分子数有变化的反应有效；对固体液体无影响；恒温恒容充惰性气体不改浓度，平衡不移动。易错点8化学平衡常数表达式【辨析】固体和纯液体不写入K表达式；K只随温度变化，与浓度压强无关；正逆反应K互为倒数。易错点9电离平衡与水解平衡【辨析】电离平衡常数Ka/Kb只与温度有关；水解是吸热过程；同离子效应抑制电离。易错点10水的离子积Kw的应用范围【辨析】Kw适用于任何水溶液（酸、碱、盐），25℃时恒为1×10⁻¹⁴；c(H⁺)指整个溶液中H⁺总浓度。易错点11pH计算中酸碱混合【辨析】先判断过量，酸过量用H⁺计算，碱过量用OH⁻计算再换算；强酸与强碱完全中和pH=7。易错点12盐类水解是可逆的【辨析】除双水解外，单水解用"⇌"；不写"↑""↓"；水解方程式与电离方程式方向相反。易错点13Ksp的大小比较【辨析】同类型沉淀可用Ksp直接比较；不同类型需通过计算溶解度比较。如AgCl与AgI同类型，Ag₂CrO₄不同类型。易错点14原电池正负极判断【辨析】不是看金属活泼性绝对值，而是看两金属的相对活泼性。原电池中较活泼金属做负极。燃料电池中燃料做负极。易错点15电解池阳极判断【辨析】若阳极为活泼金属（如Cu、Ag），则金属先放电溶解，溶液中阴离子不放电。需先看电极材料。第四部分实验专题实验一中和反应反应热的测定【实验目的】测定强酸强碱中和反应的反应热。【装置】大烧杯+小烧杯+碎泡沫塑料+盖板+温度计。【关键步骤】①用量筒量取50mL0.50mol/L盐酸→倒入小烧杯→测温度t₁②量取50mL0.55mol/LNaOH溶液→测温度t₂③将NaOH溶液迅速倒入盐酸中，盖板盖好，搅拌，测最高温度t₃④重复实验2~3次取平均。【计算】ΔH=−[m·c·(t₃−t₁)]/n(H₂O)，其中m为溶液总质量，c为比热容4.18J/(g·℃)。【警示】关键：NaOH稍过量以保证盐酸完全反应；温度计不可搅拌；快速倒入减少热量损失；隔热效果要好。实验二化学反应速率影响因素探究【原理】通过控制变量法，观察反应完成时间或产生气泡速率。【常用反应】①浓度：Na₂S₂O₃+H₂SO₄→S↓+SO₂↑+H₂O，观察浑浊时间。②温度：相同浓度反应物在不同温度下反应。③催化剂：H₂O₂分解，比较加MnO₂前后产生气泡快慢。【现象】浓度大、温度高、加催化剂→反应速率快。实验三化学平衡移动探究（Fe³⁺+SCN⁻）【原理】Fe³⁺+3SCN⁻⇌Fe(SCN)₃（血红色）【步骤与现象】①加FeCl₃晶体：红色加深，平衡正移②加KSCN晶体：红色加深，平衡正移③加NaOH溶液：红色变浅，Fe³⁺被沉淀，平衡逆移本质通过改变反应物或生成物浓度，使Qc≠K，平衡发生移动。实验四弱电解质电离平衡证明【方案】证明CH₃COOH为弱电解质：①测pH：0.1mol/LCH₃COOH溶液pH>1，说明未完全电离。②加盐：滴加CH₃COONa固体，pH增大，存在电离平衡。③稀释：稀释10倍pH变化<1，存在电离平衡。④导电性：与同浓度盐酸比较，导电性弱。实验五盐类水解探究【实验内容】测定多种盐溶液pH，归纳水解规律。【现象汇总】NaCl溶液pH=7（不水解）；Na₂CO₃溶液pH>7（CO₃²⁻水解显碱性）；NH₄Cl溶液pH<7（NH₄⁺水解显酸性）；CH₃COONH₄溶液pH≈7（双水解程度相近）。【加热影响】加热Na₂CO₃溶液，pH增大（水解程度增大，碱性增强）。实验六原电池与电解池综合实验【原电池验证】铜锌原电池（稀硫酸）：锌片溶解，铜片冒气泡，电流计偏转。【电极反应】负极Zn−2e⁻→Zn²⁺；正极2H⁺+2e⁻→H₂↑。【电解池验证】电解CuCl₂溶液（石墨电极）：阳极：2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑（使湿润淀粉KI试纸变蓝）阴极：Cu²⁺+2e⁻→Cu（电极表面析出红色固体）总反应：CuCl₂→电解→Cu+Cl₂↑第五部分典型例题解析题型一选择题（6题）例1反应热判断已知：C(s)+½O₂(g)→CO(g)ΔH=−110.5kJ/mol；CO(g)+½O₂(g)→CO₂(g)ΔH=−283.0kJ/mol。则C(s)+O₂(g)→CO₂(g)的ΔH为（）A.−393.5kJ/molB.−172.5kJ/molC.+393.5kJ/molD.−501.0kJ/mol【解析】两式相加：ΔH=−110.5+(−283.0)=−393.5kJ/mol。选A。例2反应速率比较反应2A+B→C在2L容器中进行，5s内A减少了1.0mol。下列说法正确的是（）A.v(A)=0.1mol/(L·s)B.v(B)=0.05mol/(L·s)C.v(C)=0.1mol/(L·s)D.v(A)=0.5mol/(L·s)【解析】v(A)=Δc/Δt=(1.0mol/2L)/5s=0.1mol/(L·s)。v(B)=½v(A)=0.05，v(C)=½v(A)=0.05。选A。例3平衡移动方向对于反应2SO₂(g)+O₂(g)⇌2SO₃(g)ΔH<0，下列措施能使平衡正移的是（）A.升高温度B.减小压强C.加入催化剂D.移走SO₃【解析】ΔH<0放热反应，升温逆移A错；减小压强逆移B错；催化剂不影响平衡C错；移走产物正移D正确。选D。例4pH计算常温下，pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，混合后溶液的pH为（）A.7B.大于7C.小于7D.无法确定【解析】pH=2→c(H⁺)=10⁻²；pH=12→c(OH⁻)=10⁻²。等体积混合恰好中和，pH=7。选A。例5原电池判断将锌片和铜片插入稀硫酸组成原电池，下列说法正确的是（）A.锌为正极B.铜片上发生氧化反应C.电子由锌片经导线流向铜片D.锌片质量增大【解析】锌活泼为负极，失电子被氧化溶解（Zn−2e⁻→Zn²⁺），电子由锌经外电路流向铜。选C。例6电解判断用惰性电极电解CuSO₄溶液一段时间后，下列叙述正确的是（）A.阳极析出铜B.阴极产生O₂C.溶液pH减小D.阳极产生O₂【解析】阳极4OH⁻−4e⁻→O₂↑+2H₂O；阴极2Cu²⁺+4e⁻→2Cu。OH⁻消耗，溶液pH减小。选CD。题型二填空题（3题）例7化学平衡计算在密闭容器中，800℃时发生反应CO(g)+H₂O(g)⇌CO₂(g)+H₂(g)。起始时c(CO)=c(H₂O)=0.02mol/L，平衡时c(CO₂)=0.016mol/L。(1)平衡时c(CO)=____mol/L，c(H₂)=____mol/L。(2)该温度下的平衡常数K=____。【解析】(1)转化c(CO)=0.016，平衡c(CO)=0.02−0.016=0.004；c(H₂)=0.016。(2)K=(0.016×0.016)/(0.004×0.004)=16。例8弱酸电离常温下，0.1mol/LCH₃COOH溶液的pH=3。(1)CH₃COOH的电离度α=____。(2)CH₃COOH的电离常数Ka=____。【解析】(1)c(H⁺)=10⁻³，α=10⁻³/0.1=1%。(2)Ka=c(H⁺)·c(CH₃COO⁻)/c(CH₃COOH)=(10⁻³×10⁻³)/0.099≈1.01×10⁻⁵。例9沉淀溶解平衡已知25℃时Mg(OH)₂的Ksp=1.8×10⁻¹¹。(1)Mg(OH)₂的溶解度（mol/L）=____。(2)在0.01mol/LMgCl₂溶液中，开始出现Mg(OH)₂沉淀所需c(OH⁻)=____mol/L。【解析】(1)设溶解度为s，Ksp=4s³，s=∛(Ksp/4)=∛(4.5×10⁻¹²)≈1.65×10⁻⁴mol/L。(2)c(OH⁻)=√(Ksp/c(Mg²⁺))=√(1.8×10⁻¹¹/0.01)=√(1.8×10⁻⁹)≈4.2×10⁻⁵mol/L。题型三实验题（2题）例10中和热测定误差分析用50mL0.50mol/L盐酸与50mL0.55mol/LNaOH溶液测中和热，回答：(1)NaOH溶液浓度稍大于盐酸的目的是____。(2)若不盖盖板，测得的ΔH会____（偏大/偏小/不变），原因____。(3)若用0.50mol/LCH₃COOH代替盐酸，测得|ΔH|会____，原因____。【答案】(1)保证盐酸完全反应，使H⁺完全被中和。(2)偏小；热量散失，温度升高值偏小，计算出的|ΔH|偏小。(3)偏小；CH₃COOH电离吸热，部分能量用于电离，放出的热量减少。例11原电池设计利用反应2FeCl₃+Cu→2FeCl₂+CuCl₂设计原电池。(1)正极材料____，负极材料____，电解质溶液____。(2)正极反应____，负极反应____。【答案】(1)石墨（或Pt）；铜片；FeCl₃溶液。(2)正极2Fe³⁺+2e⁻→2Fe²⁺；负极Cu−2e⁻→Cu²⁺。题型四计算题（1题）例12综合计算把0.1molNO₂气体在1L密闭容器中，一定温度下发生反应2NO₂(g)⇌N₂O₄(g)，达到平衡时容器内压强为反应前的0.8倍（同温度下测得）。(1)平衡时NO₂的物质的量为多少？(2)该温度下的平衡常数K为多少？(3)若平衡后再加入0.05molN₂O₄，达到新平衡时NO₂的转化率与原平衡相比如何变化？【解析】(1)设转化了xmolNO₂。起始：n(NO₂)=0.1，n(N₂O₄)=0转化：−2x，+x平衡：0.1−2x，x总物质的量=0.1−x。压强比=物质的量比，0.1−x=0.1×0.8=0.08，x=0.02。平衡n(NO₂)=0.1−0.04=0.06mol。(2)c(NO₂)=0.06mol/L，c(N₂O₄)=0.02mol/L。K=c(N₂O₄)/c²(NO₂)=0.02/0.06²≈5.56L/mol。(3)加入N₂O₄后平衡逆移，NO₂物质的量增加，但转化率需比较新平衡的转化量与起始量。新平衡会建立，但比原平衡转化率减小。第六部分期末自测题（满分100分，建议90分钟完成）一、选择题（每小题3分，共45分）1.下列说法正确的是（）A.需要加热才能发生的反应一定是吸热反应B.化学反应的能量变化只与反应物和生成物的总能量有关C.放热反应在常温下一定容易发生D.化学反应过程中一定伴随能量变化2.下列反应的反应热ΔH<0的是（）A.Ba(OH)₂·8H₂O与NH₄Cl反应B.C+CO₂→2COC.C+H₂O→CO+H₂D.2H₂+O₂→2H₂O3.对于反应N₂(g)+3H₂(g)⇌2NH₃(g)ΔH<0，下列说法正确的是（）A.升高温度，正反应速率增大，逆反应速率减小B.加入催化剂，平衡正向移动C.增大压强，平衡正向移动D.减小NH₃浓度，K增大4.25℃时，0.1mol/L下列溶液中，pH最大的是（）A.HClB.NaClC.Na₂CO₃D.NH₄Cl5.下列事实中，不能用勒夏特列原理解释的是（）A.加压使NO₂颜色变深后变浅B.加热氯水颜色变浅C.配制FeCl₃溶液时加少量盐酸D.催化剂加快合成氨反应速率6.在一定温度下，反应H₂(g)+I₂(g)⇌2HI(g)达到平衡，下列说法正确的是（）A.增大压强，平衡正向移动B.增大压强，平衡不移动，但颜色变深C.升高温度，HI的物质的量一定增大D.加入催化剂，HI的物质的量增大7.关于水的离子积常数Kw，下列说法正确的是（）A.只在纯水中Kw=1×10⁻¹⁴B.任何水溶液中Kw=1×10⁻¹⁴C.25℃时Kw=1×10⁻¹⁴，温度升高Kw增大D.加酸Kw减小，加碱Kw增大8.物质的量浓度相同的下列溶液：①NaCl②Na₂CO₃③NaHCO₃④NH₄Cl⑤CH₃COONa，pH由小到大排列正确的是（）A.④<①<⑤<③<②B.①<④<⑤<③<②C.④<①<⑤<②<③D.①<④<②<③<⑤9.将pH=3的盐酸稀释100倍，溶液的pH变为（）A.1B.5C.7D.大于5小于710.下列电离方程式正确的是（）A.CH₃COOH⇌H⁺+CH₃COO⁻B.Na₂CO₃→2Na+CO₃²⁻C.NH₃·H₂O===NH₄⁺+OH⁻D.H₂SO₄⇌2H⁺+SO₄²⁻11.25℃时，下列溶液中与pH=1的盐酸中c(H⁺)相同的是（）A.pH=1的硫酸B.0.1mol/LCH₃COOHC.pH=13的NaOH溶液中的c(OH⁻)D.0.05mol/LH₂SO₄12.用铂电极电解下列溶液一段时间后，溶液pH减小的是（）A.NaClB.NaOHC.CuSO₄D.Na₂SO₄13.原电池工作时，下列说法正确的是（）A.阳离子向负极移动B.阴离子向正极移动C.阳离子向正极移动D.电子由正极流向负极14.钢铁发生吸氧腐蚀时，正极反应为（）A.2H⁺+2e⁻→H₂↑B.O₂+2H₂O+4e⁻→4OH⁻C.Fe−2e⁻→Fe²⁺D.Fe−3e⁻→Fe³⁺15.下列关于Ksp的说法正确的是（）A.Ksp越小，物质的溶解度一定越小B.Ksp只与温度有关C.Ksp随浓度变化而变化D.向AgCl饱和溶液中加NaCl，Ksp增大二、填空题（每空2分，共20分）16.反应2SO₂+O₂⇌2SO₃ΔH<0，工业生产SO₃时：(1)升高温度对反应速率的影响是____，对SO₂转化率的影响是____。(2)增大压强对平衡的影响是____。(3)使用催化剂的目的是____。17.25℃时，0.1mol/L氨水中：(1)NH₃·H₂O的电离方程式为____。(2)加入少量NH₄Cl固体后，溶液的pH____（增大/减小/不变），原因____。(3)加水稀释时，电离度____（增大/减小/不变）。18.用惰性电极电解饱和食盐水：(1)阳极反应式____，阴极反应式____。(2)总反应化学方程式____。三、实验题（共15分）19.某同学用铜片、锌片、稀硫酸组装原电池并测量其电压。(1)锌片做____极，电极反应为____。（4分）(2)铜片上观察到的现象是____，电极反应为____。（4分）(3)若将稀硫酸换为CuSO₄溶液，铜片上可能出现的现象是____，原因是____。（4分）(4)工作一段时间后，溶液pH____（增大/减小/不变）。（3分）四、计算题（共20分）20.（8分）已知：①2H₂(g)+O₂(g)→2H₂O(l)ΔH=−572kJ/mol②H₂(g)+½O₂(g)→H₂O(g)ΔH=−242kJ/mol求反应2H₂O(g)→2H₂(g)+O₂(g)的ΔH。21.（12分）在2L密闭容器中，发生反应A(g)+3B(g)⇌2C(g)+2D(g)。起始时各物质的量为：n(A)=2mol，n(B)=6mol，n(C)=0，n(D)=0。5s后达到平衡，测得n(C)=1mol。(1)平衡时c(A)、c(B)、c(D)各为多少？（6分）(2)计算该温度下的平衡常数K。（3分）(3)计算5s内B的反应速率。（3分）参考答案一、选择题1.D2.D3.C4.C5.D6.B7.C8.A9.D（弱酸无限稀释pH趋近7）10.A11.C12.C13.C14.B15.B二、填空题16.(1)加快；降低(2)正向移动(3)加快反应速率，缩短到达平衡时间17.(1)NH₃·H₂O⇌NH₄⁺+OH⁻(2)减小；同离子效应抑制电离(3)增大18.(1)2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑；2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻(2)2NaCl+2H₂O→电解→2NaOH+H₂↑+Cl₂↑三、实验题19.(1)负；Zn−2e⁻→Zn²⁺(2)表面冒气泡；2H⁺+2e⁻→H₂↑(3)铜片表面析出红色固体；Cu²⁺在铜片上得电子被还原为Cu(4)增大四、计算题20.目标反应=2×(−②)=2×242=484kJ/mol。ΔH=+484kJ/mol。21.(1)三段式（mol）：A转化1，B转化3，C生成2（实际1mol则量减半），D生成1。平衡：n(A)=1，n(B)=3，n(C)=1，n(D)=1（mol）c(A)=0.5mol/L，c(B)=1.5mol/L，c(D)=0.5mol/L。(2)K=c²(C)·c²(D)/[c(A)·c³(B)]=(0.5²×0.5²)/(0.5×1.5³)=0.0625/1.6875≈0.037L³/mol³。(3)v(B)=(3mol/2L)/5s=0.3mol/(L·s)。附录期末速查卡附录一必背化学方程式汇总【反应热】【必背】H₂(g)+½O₂(