水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡
A、强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物。
B、强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物。
C、强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子。
D、强电解质导电能力强，弱电解质导电能力弱。
2）、已知醋酸的电离平衡方程式为CH3COOH===CH3COO-+H+，要使溶液中C(H+)/C(CH3COOH)值增大，可以采取的措施是（）A、加入少量烧碱溶液。
B、降温。
C、加少量冰醋酸。
D、加水3）、下列关于电离平衡常数K的说法中正确的是（）A、K越小，表示弱电解质的电离能力越弱。
B、K与温度无关C、不同浓度的同一弱电解质，其K不同。
D、多元弱酸的K的关系是K1<K2<K3练习：1）、25℃，水的电离平衡方程式为H2O==H++OH-,△H>0，下列说法正确的是（）A、向水中加入氢氧化钠，平衡逆移，C(OH -)降低。
B、向水中加入硫酸氢钠固体，平衡逆移，C(H +)增大，Kw不变。
C、降温，平衡右移，C(H +)增大，溶液呈酸性。
D、将水加热，Kw增大，PH不变。
、2）、下列说法正确的是（）A、任何浓度的溶液都可以用PH来表示酸碱性强弱。
B、C(H +)=1*10-7mol/L的溶液呈中性。
C、无论什么溶液，只要溶剂是水，在常温下C(H +)*C(OH-)=1*10-14D、0.2mol/L的CH3COOH溶液中的C(H+)是0.1mol/L CH3COOH溶液中的C(H+)的2倍。
3）、PH=2的盐酸，下列说法正确的是（）A、C(H +)=C(Cl-)+C(OH-)B、与等体积PH=12的氨水混合，所得溶液呈酸性。
C、由H2O电离出的C(H+)=1*10-12mol/L.D、与等体积0.01mol/L CH3COOH溶液混合所得的溶液中存在C(Cl-)= C(CH3COO-)。
4）、下列关于溶液酸碱性说法正确的是（）A、PH=7的溶液呈中性。
B、中性溶液一定有C(H+)=1*10-7mol/L。
水溶液中的离子平衡
一、概念1、义定：电解质：在水溶液或中熔融状态下能导电的化合,叫电解物质。
电解非质：在溶水中液或熔状化下态都能不导的电合化物。
强电质：在水液溶里部电全离成离的子解电质。
弱电质：水在溶液里只一部分有分子电成离子的离电质解。
1、电离方程式的书写：CH3COOH、H2S、NH3.H2O2、影响电离平衡的因素：①温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
②浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
③同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。
④其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。
3、电离常数：三、水的电离和溶液的酸碱性1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]25℃时, [H+]=[OH-] =10-7mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1*10-14【注意】K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。
K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱3、影响水电离平衡的外界因素：①酸、碱：抑制水的电离 K W〈1*10-14②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）③易水解的盐：促进水的电离 K W〉 1*10-144、溶液的酸碱性和pH：（1）pH=-lgc[H+]（2）pH的测定方法：（3）pH与溶液的酸碱性四、pH值计算五、酸碱中和滴定：中和滴定的原理：实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。
六、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）1、盐类水解：在水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合生成弱电解质的反应。
2、水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，是平衡向右移动，促进水的电离。
3、盐类水解规律：①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱都水解，同强显中性。
第三章 水溶液中的离子平衡
第三章 水溶液中的离子平衡第一节 弱电解质的电离一、强、弱电解质与结构的关系【注】离子化合物—含有离子键．．．．．的化合物．．．；共价化合物—只含共价键．．．．．的化合物．．．常见弱电解质：NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 3PO 4、HNO 2、有机酸 水是一种极弱的电解质。
二、弱电解的电离平衡1．电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态2．电离平衡的特征：逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，V 电离＝V 结合≠0定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。
3.弱电解质电离的一般规律：①一元弱酸、弱碱、多元弱碱一步电离；CH 3COOH H ＋＋CH 3COO －， NH 3·H 2O NH ＋4＋OH －Cu(OH)2 Cu 2＋＋2OH －②多元弱酸分步电离；且下一步比上一步电离程度更弱，第一步电离程度最大。
H 2S H ＋＋HS －HS－H ＋＋S 2－例1．下列说法正确的是( )A ．根据溶液中有CH 3COOH 、CH 3COO －和H ＋即可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 B ．根据溶液中CH 3COO －和H ＋的物质的量浓度相等可证明CH 3COOH 达到电离平衡状态 C ．当NH 3·H 2O 达到电离平衡时，溶液中NH 3·H 2O 、NH ＋4和OH －的浓度相等 D ．H 2CO 3是分步电离的，电离程度依次减弱4.影响电离平衡的条件：（1）温度：电离过程是吸热过程，因此，升高温度，促进电离（使平衡正向移动）；降低温度，抑制电离。
水溶液中的离子平衡知识点总结
水溶液中的离子平衡知识点总结在一定条件下，水分子自身也会发生电离，形成氢离子（H+）和氢氧根离子（OH-），这个过程称为水的电离平衡。
水的电离常数（Kw）是描述这个平衡的常数，它等于氢离子浓度和氢氧根离子浓度的乘积，即Kw=[H+][OH-]。
2、pH值和酸碱性：pH值是衡量溶液酸碱性的指标，它等于负的以10为底的氢离子浓度的对数，即pH=-log[H+]。
pH值越小，溶液越酸；pH值越大，溶液越碱。
中性溶液的pH值为7.3、酸碱指示剂：酸碱指示剂是一种能够根据溶液酸碱性变化颜色的物质。
常见的酸碱指示剂有酚酞、甲基橙、溴甲酚等。
4、酸碱反应：酸和碱在一定条件下可以发生中和反应，生成盐和水。
酸和碱的强弱可以通过它们的电离程度和pH值来判断。
强酸和强碱的电离程度高，pH值低；弱酸和弱碱的电离程度低，pH值高。
5、酸碱滴定：酸碱滴定是一种通过滴加一种酸或碱来确定另一种酸或碱浓度的方法。
滴定过程中使用的指示剂可以根据溶液的酸碱性变化颜色，从而确定滴定终点。
常见的酸碱滴定有酸度计滴定和碱度计滴定。
6、酸碱平衡的影响因素：影响酸碱平衡的因素包括温度、浓度、溶液中其他离子的影响等。
在一定条件下，这些因素可以改变酸碱平衡的位置和强度。
水的离子积Kw是指在特定温度下水中[H+]和[OH-]浓度的乘积，当温度为25℃时，[H+]和[OH-]的浓度均为10mol/L，因此Kw的值为1×10^-14.Kw只与温度有关，温度一定则Kw值不变。
Kw不仅适用于纯水，也适用于任何溶液，包括酸、碱和盐。
水电离具有可逆、吸热和极弱的特点。
外界因素会影响水电离的平衡，包括酸、碱、温度和易水解的盐。
酸、碱会抑制水的电离，易水解的盐会促进水的电离。
而温度则会促进水的电离，因为水的电离是吸热的。
溶液的酸碱性可以用pH值来表示，pH=-lgc[H+]。
pH值可以通过酸碱指示剂和pH试纸来测定。
酸碱指示剂包括甲基橙、石蕊和酚酞，它们的变色范围分别为3.1~4.4、5.0~8.0和8.2~10.0.pH试纸的使用方法是将玻璃棒蘸取未知液体在试纸上，然后与标准比色卡对比即可。
水溶液中离子的平衡知识点
水溶液中离子的平衡知识点Revised on November 25, 2020水溶液中的离子平衡【命题规律】：从考查内容上看，主要集中在：判断电解质、非电解质；外界条件对电离平衡的影响及电离平衡移动、离子浓度大小比较；同浓度（或同PH）强、弱电解质溶液的比较，如c（H+）大小、起始反应速率、中和酸（或碱）的能力、稀释后PH的变化；强弱电解质的判断；物质导电性的强弱；电离平衡常数的简单计算或半定量分析。
水的电离平衡及其影响因素；溶液酸碱性（或PH大小）的判断；已知PH或浓度的强酸、强碱混合分析溶液酸碱性；有关溶液PH 计算。
其中溶液的酸碱性、离子浓度大小比较是高考的必考题，这类题目能有效地测试考生的判断、推理运算等思维能力。
【考点一电离和电离平衡】强电解质弱电解质定义溶于水后几乎完全电离的电解质溶于水后只有部分电离的电解质化合物类型离子化合物及具有强极性键的共价化合物某些具有弱极性键的共价化合物。
电离程度几乎100％完全电离只有部分电离电离过程不可逆过程，无电离平衡可逆过程，存在电离平衡溶液中存在的微粒（水分子不计）只有电离出的阴阳离子，不存在电解质分子既有电离出的阴阳离子，又有电解质分子实例绝大多数的盐（包括难溶性盐）强酸：H2SO4、HCl、HClO4等强碱：Ba（HO）2 Ca（HO）2等弱酸：H2CO3、CH3COOH等。
弱碱：NH3·H2O、Cu（OH）2Fe（OH）3等。
少数盐：(CH3COO)2Pb、HgCl2电离方程式KNO3=K++NO3—H 2SO4=2H++SO42—NH3·H2O NH4++OH_H2S H++HS_ HS_H++S2-②SO2、NH3、CO2等属于非电解质③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
【注意】：(2)强酸酸式盐在水溶液中完全电离，在稀溶液中不存在酸式酸根，如NaHSO4=Na++H++SO42-.在熔融状态下则电离成金属离子和酸根离子，如NaHSO4=Na++HSO4-酸式盐在熔融状态下与溶于水时的电离不同：熔融Na2HSO4=Na++HSO4—NaHCO3=Na++HCO3—溶于水Na2HSO4=Na++H++SO42—NaHCO3=Na++HCO3—HCO3—H++CO32—（3）弱酸的酸式盐的电离是分步电离，先完全电离成金属离子和酸式酸离子，酸式酸根再部分电离。
第三章 水溶液中的离子平衡 章末归纳与整理-高二化学(人教版选修4)
＜7
c(H＋)＜c(OH－)
c(H＋)＜10－7mol·L－1
＞7
pH＝－lgc(H＋) 常温下：①pH相同的酸(或碱)，酸(或碱)越弱，其物质的量 浓度越大。②pH相同的强酸和弱酸溶液，加水稀释相同的 倍数时，强酸溶液的pH变化大。
2．酸碱中和滴定过程中的溶液的pH变化规律：在中和反应中，溶液
pH发生很大的变化，在滴定过程中会因pH突变而使指示剂发生颜色变
中和滴定
1．溶液的酸碱性规律：取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小：
溶液 类别
中性 溶液 酸性 溶液 碱性 溶液 定义
规律
c(H＋)与c(OH－)的 关系
室温(25 ℃)
数值
pH
c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝c(OH－)＝10－7mol·L－1 ＝7
c(H＋)＞c(OH－)
c(H＋)＞10－7mol·L－1
2．电离平衡的移动与电离平衡常数K、离子浓度的关系
实例 改变条件 加水稀释
CH3COOH CH3COO－＋H＋ ΔH＞0
NH3·H2O
NH4+＋OH－ H＋)
c(OH－)
移动方 向
平衡常 数
c(OH－)
c(H＋)
向右 不变 减小 增大 向右 不变 减小 增大
加HCl 加NaOH
盐的类别 溶液的酸碱性
原因
强酸 弱碱盐
强碱 弱酸盐
呈酸性， pH＜7
呈碱性， pH＞7
弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结 水解实质：盐电
合，使c(H＋)＞c(OH－)
离出的阴离子、
弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋
阳离子与H2O电离 出的H＋或OH－结
结合，使c(OH－)＞c(H＋)
水溶液中的离子平衡
水溶液中的离子平衡（复习课）学习目标●了解电离、电解质、强电解质和弱电解质的概念。
●了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
●了解水的电离和水的离子积常数。
●了解溶液pH的定义，能进行pH的简单计算。
●了解盐类水解的原理，能说明影响盐类水解程度的主要因素，认识盐类水解在生产、生活中的应用（弱酸弱碱盐的水解不作要求）。
●了解难溶电解质的沉淀溶解平衡。
重点难点：建立水溶液中平衡模型的建立和应用。
图形模型：1：水2：弱电解质3：强电解质4：难溶电解质学习过程：问题：1基础平衡：水中全都是水分子吗？为什么？这个平衡有什么特点？有关她的知识点有哪些？需要注意些什么？抓住几个特点：平衡离子常数2如果将其他的弱电解质放到水中会有什么特点？3强电解质呢？4难容电解质呢？5他们的平衡离子常数有什么特点？6 加入完全相同的分子平衡怎么变化？相同的离子呢？部分相同的离子呢？部分相同的分子呢？完全不同的离子呢？7平衡的影响因素平衡的移动，平衡常数的变化呢？习题巩固：1．（山东潍坊高三质量检测）2007年度中国国家科学技术最高奖授予了石油化工催化专家闵恩泽，以表彰他在催化剂研究方面作出的突出贡献。
氯化汞（HgCl2）和氯化铝（AlCl3）都有有机化工生产中常用的催化剂。
（1）氯化汞是一种能溶于水的白色固体，熔点276℃，是一种弱电解质，在水溶液中分步电离，写出其第一步电离的方程式。
氯化汞可以被氯化亚铁在溶液中还原为氯化亚汞（HgCl2，白色沉淀），写出该反应的离子方程式。
若该反应是一个可逆反应，写出在常温下该反应的平衡常数表达式。
（2）无水氯化铝用作石油裂解及催化重整的催化剂。
能否直接加热蒸干氯化铝水溶液获得无水氯化铝？为什么？（用简要的文字叙述和必要的化学方程式说明）（1）HgCl2HgCl++Cl—（1分）；2Fe2++2HgCl2=Hg2Cl2↓+2Fe3++2Cl—（2分）；K=[Fe3+]2—[Cl—]2/[Fe2+]2[HgCl2]2（2分）（2）不能。
大学水溶液中的离子平衡实验原理
大学水溶液中的离子平衡实验原理
离子平衡实验是指通过调节溶液中离子的浓度来实现离子平衡的实验。
离子平衡实验原理可以归纳为以下几个方面：
1. 配位平衡原理：配位平衡是指在溶液中多种离子之间通过配位反应形成稳定的配合物。
通过调节配体的浓度或改变配体与离子的配位数，可以影响离子的浓度，从而实现离子平衡。
2. 酸碱平衡原理：溶液中的酸碱反应可以使一些离子发生转化，从而影响离子的浓度。
通过调节酸度或碱度，可以改变离子的浓度分布，实现离子平衡。
3. 沉淀平衡原理：当溶液中存在能够与溶液中的离子反应生成沉淀的物质时，溶液中的离子浓度将受到沉淀的影响。
通过调节溶液中的沉淀物质的浓度或控制溶液中离子的沉淀速度，可以实现离子平衡。
4. 氧化还原平衡原理：溶液中存在氧化还原反应的离子时，通过调节氧化剂和还原剂的浓度或氧化还原反应的条件，可以实现离子的氧化还原平衡。
总之，离子平衡实验通过调节溶液中离子的浓度，利用不同的化学反应原理实现离子平衡。
这些原理可以单独或者联合使用，以实现特定的实验目的。
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化学平衡与水溶液中的离子平衡[考点梳理]考点一化学反应的速率与平衡1.衡量化学反应的快慢——化学反应速率（υ）⑴定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化⑵表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示⑶计算公式：υ=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）⑷影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件浓度：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大活化分子总数，从而加快化学反应速率。
（注：固态物质和纯液态物质的浓度可视为常数。
）压强：对于气体而言，压缩气体体积，可以增大浓度，从而加快化学反应速率。
（注：如果增大气体的压强时，不能改变反应气体的浓度，则不影响化学反应速率。
）温度：其他条件不变时，升高温度，能提高反应分子的能量，增加活化分子百分数，从而加快化学反应速率。
催化剂：使用催化剂能等同的改变可逆反应的正逆化学反应速率。
其他条件：如固体反应物的表面积（颗粒大小）、光照、不同溶剂、超声波。
2.衡量化学反应的程度——化学平衡⑴前提——密闭容器中的可逆反应⑵条件——一定条件的T、P、c ——影响化学平衡的因素⑶本质——V正=V逆≠0⑷特征表现——各组分的质量分数不变达化学平衡标志⑸达到化学平衡的标志①从反应速率判断：V正=V逆②从混合气体中气体的体积分数或物质的量浓度不变判断③从容器内压强、混合气体平均相对分子质量、混合气体的密度不变等判断，需与可逆反应中m+n和p+q是否相等，容器的体积是否可变，物质的状态等因素有关，应具体情况具体分析途径①可先加入反应物，从正向开始②可先加入生成物，从逆向开始③也可同时加入反应物和生成物，从正、逆向同时开始影响因素浓度：增加反应物浓度，平衡右移压强：加压，平衡向气体体积减小方向移动温度：升温，平衡向吸热方向移动催化剂：（加快反应速率，但对平衡无影响）判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据习题：1. 某一反应物的浓度为1.0mol/L ，经过20s 后，它的浓度变成了0.2mol/L ，在这20s 内它的反应速率为A. 0.04B. 0.04mol / LC. 0.04mol / (L ·S)D. 0.8mol / (L ·S) 2. 在下列过程中，需要加快化学反应速率的是A. 钢铁腐蚀B. 食物腐败C. 炼钢D. 塑料老化3. 在48ml0.1mol/LHNO 3溶液中加入12ml0.4mol/LKOH 溶液，所得溶液呈 A. 弱酸性 B. 强酸性 C. 强碱性 D. 中性4. 可逆反应：2NO 2(g) 2NO(g)+ O 2(g)，在体积不变的密闭容器中反应，达到平衡状态的标志是①单位时间内生成nmol O 2的同时生成2nmol NO 2 ②单位时间内生成nmol O 2的同时生成2nmol NO③用NO 2、NO 、O 2的物质的量浓度变化表示的反应速率的比为2：2：1的状态 ④混合气体的颜色不再改变的状态 ⑤混合气体的密度不再改变的状态A．①④B．②③⑤C．①③④D．①②③④⑤5. 在2L密闭容器中，在一定条件下发生A+3B2C，在10秒内反应物A的浓度由1mol/L 降到0.6mol/L，则ν（C）为A．0.04mol/(L.s) B．0.08mol/(L.s) C．0.4mol/(L.s) D．0.8mol/(L.s) 6．在一定条件下，发生反应：2NON2O4，该反应达到化学平衡后，降低温度，混合物的颜色变浅，下列有关说法正确的是A．正反应为放热反应B．正反应为吸热反应C．降温后NO2的浓度增大D．降温后各物质的浓度不变7．NO和CO都是汽车尾气中的有害物质，它们能缓慢地反应生成氮气和二氧化碳，对此反应，下列叙述正确的是A．使用适当的催化剂不改变反应速率 B. 降低压强能提高反应速率C. 高温度能提高反应速率D. 改变压强对反应速率无影响8. 下列说法不正确的是A. 物质发生化学反应都伴随着能量变化。
B. 化学反应的速率和限度均可通过改变化学反应条件而改变。
C. 可逆反应只是代表少数反应。
D. 化学反应达到平衡状态时，正反应速率与逆反应速率相等。
9．在下列平衡体系中，保持温度一定时，改变某物质的浓度，混合气体的颜色会改变；改变压强时，颜色也会改变，但平衡并不移动，这个反应是A．2NO＋O2NO2B．N2O42NO2(g)＋H22HBr D．6NO＋4NH35N2＋3H2OC．Br10．铝与稀硫酸的反应中，已知10s末硫酸的浓度减少了0.6 mol/L，若不考虑反应过程中溶液体积的变化，则10s内生成硫酸铝的平均反应速率是A. 0.02 mol/(L•min)B. 1.8mol/(L•min)C. 1.2 mol/(L•min)D. 0.18 mol/(L•min) 11．100 mL 6mol/L硫酸溶液与过量锌粉反应，在一定温度下，为了减缓反应速率但又不影响生成氢气的总量，可向反应物中加入适量的A. 碳酸钠B. 水C. 硫酸钾溶液D. 烧碱溶液12．在下列影响化学反应速率的外界因素中，肯定能使化学反应速率加快的方法是①升高温度②加入正催化剂③增大反应物浓度④将固体块状反应物磨成末⑤增大压强A.①②③⑤ D．①②④⑤ C.①③④⑤ D.①②③④13．在反应2SO2+18O2 2SO3中，其中氧气用18O标记上，其中含有18O的物质有A.SO2B. SO2 O2 SO3C. O2 SO3D. SO2 SO314．通常A、B是五色溶液，产物AB是白色沉淀，则下列各条件下发生的反应：A+B＝AB，最先看到有白色沉淀生成的是A．常温下，20mL中含有A、B各0．003mol·L-1的溶液B．在标准状况下，100mL中含A、B各0．05mol·L-1的溶液C．常温下，0．1mol·L-l的A、B溶液各10mL相混合D．在标准状况下，0．1mol·L-1的A、B溶液各lOmL相混合16．一定条件下，在密闭容器中，能表示反应X(g)＋2Y(g) 2Z(g) 一定达到化学平衡状态的是①X、Y、Z的物质的量之比为1︰2︰2 ②X、Y、Z的浓度不再发生变化③容器中的压强不再发生变化④单位时间内生成n mol Z，同时生成2n mol YA. ①②B. ①④C. ②③D. ③④ 17．在10℃时某化学反应速率为0.1 mol/(L •s)，若温度每升高10℃反应速率增加到原来的2倍。
为了把该反应速率提高到1.6 mol/(L •s)，该反应需在什么温度下进行？A ．30℃B ．40℃C ．50℃D ．60℃ 18．在m A + n B p C 的反应中，m 、n 、p 为各物质的计量数。
现测得C 每分钟增加amol/L ，B 每分钟减少1.5a mol/L ，A 每分钟减少0.5a mol/L ，则m ：n ：p 为A ．2：3：2B ．2：3：3C ．1：3：2D ．3：1：2 19．可逆反应N 2＋3H 22NH 3的正、逆反应速率可用各反应物或生成物浓度的变化来表示，下列各关系中能说明反应已达到平衡状态的是A ．v 正（N 2）＝v 正（H 2）B ．v 正（N 2）＝v 逆（NH 3）C ．2v 正（H 2）＝3v 逆（NH 3）D ．v 正（N 2）＝3v 逆（H 2）20．空气中煅烧硫铁矿可以产生SO 2和氧化铁。
为了提高生产SO 2的速度，下列措施可行的是A ．把块状矿石碾成粉末B ．增大O 2压强，向炉内喷吹空气C ．添加氧化铁作催化剂D ．降低温度并降低SO 2浓度 21．温度为500℃时，反应4NH 3+5O 24NO+6H 2O 在5L 的密闭容器中进行，半分钟后NO 的物质的量浓度增加了0.3mol ，则此反应的平均速率v (x)为（ ）A ．v （O 2）=0.01mol/（L •s ）B ．v （NO ）=0.08mol/（L •s ）C ．v （H 2O ）=0.003mol/（L •s ）D ．v （NH 3）=0.002mol/（L •s ）22.一定条件下，向一带活塞的密闭容器中充入2 mol SO 2和 1 mol O 2，发生下列反应：2SO 2(g)+O 2(g)2SO 3(g)，达到平衡后改变下述条件，SO 3气体平衡浓度不改变．．．的是（ ） A.保持温度和容器体积不变，充入1 mol SO 3(g)B.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol SO 3(g)C.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol O 2(g)D.保持温度和容器内压强不变，充入1 mol Ar(g) 23.反应3Fe(s)+4H 2O(g)Fe 3O 4(s)+4H 2(g)在温度和容积不变的条件下进行。
能表明反应达到平衡状态的叙述是A.容器内压强不再变化B.Fe 3O 4的物质的量不变C.ｖ(H 2O)=ｖ(H 2)D.反应不再进行 24.在密闭容器中有可逆反应n A(g)+m B(g)p C(g)；ΔH ＞0，处于平衡状态，已知m +n ＞p 。
若只改变平衡的某一条件，建立新的平衡时，与原平衡比较，下列说法正确的是①升高温度(B)C)(c c 变大 ②降低温度时，体系内混合气体平均相对分子质量变小 ③加入B ，则A 的转化率增大 ④加入固体催化剂，气体总的物质的量不变 ⑤加入C ，则A 、B 的物质的量增大A.①③④B.①②⑤C.①②③⑤D.②③④⑤25.某温度下在密闭容器中发生如下反应：2M(g)+N(g)2E(g)若开始时只充入2 mol E(g),达到平衡时，混合气体的压强比起始时增大了20%；若开始时只充入2 mol M 和1 mol N 的混合气体，达到平衡时M 的转化率为A.20%B.40%C.60%D.80%26.恒温下，将a mol N 2与b mol H 2的混合气体通入一个固定容积的密闭容器中，发生如下反应：N 2(g)+3H 2(g)2NH 3(g)(1)若反应进行到某时刻t 时，n t (N 2)=13 mol ，n t (NH 3)=6 mol,计算a 的值。
(2)反应达到平衡时，混合气体的体积为716.8 L(标准状况下)，其中NH 3的含量(体积分数)为25%。
计算平衡时NH 3的物质的量。
(3)原混合气体与平衡混合气体的总物质的量之比(写出最简整数比，下同)，n (始)∶n (平)=________。
(4)原混合气体中，a ∶b =________。
(5)达到平衡时，N 2和H 2的转化率之比，a (N 2)∶a (H 2)=________。
(6)平衡混合气体中，n (N 2)∶n (H 2)∶n (NH 3)=________。