2018-2019學年高中化學 模塊復習課學案 魯科版選修4.doc

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模塊復習課 [核 心 知 識 回 顧] 要點1　放熱反應與吸熱反應的比較 放熱反應 吸熱反應 定義 釋放熱量的反應 吸收熱量的反應 形成 原因 反應物的總能量大于反應產物的總能量 反應物的總能量小于反應產物的總能量 與化學鍵強弱關系 反應產物分子成鍵時釋放的總能量大于反應物分子斷鍵時吸收的總能量 反應產物分子成鍵時釋放的總能量小于反應物分子斷鍵時吸收的總能量 表示方法 ΔH為“－”或ΔH＜0 ΔH為“＋”或ΔH＞0 反應過程圖示 常見 反應 舉例 ①大多數化合反應。特例：C＋CO22CO(吸熱反應) ②所有的燃燒反應及緩慢氧化 ③酸堿中和反應 ④活潑金屬與酸或H2O的反應：如Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ⑤鋁熱反應：如2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe ①大多數分解反應：如NH4ClNH3↑＋HCl↑ ②某些晶體間的反應：如Ba(OH)28H2O與NH4Cl晶體反應 ③大多數以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應：如C＋H2O(g)CO＋H2；CO＋CuOCu＋CO2 要點2　書寫熱化學方程式的注意事項 1．熱化學方程式中各物質化學式的系數不表示分子個數，只表示物質的量。因此，它可以用整數或分數表示。 2．標明反應的溫度 因為同一反應在不同溫度下進行時其焓變是不同的。對于298 K時進行的反應，可以不標明。 3．標明物質的聚集狀態(tài) 通常用g、l、s、aq分別表示氣態(tài)、液態(tài)、固態(tài)、水溶液中的溶質。 4．用ΔH表示化學反應放出或吸收的熱量 放熱反應的ΔH為“－”，吸熱反應的ΔH為“＋”，且ΔH應與熱化學方程式中各物質的系數相對應。如熱化學方程式H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJmol－1。 要點3　原電池和電解池的比較 原電池 電解池 電極 名稱 正、負極一般由電極本身性質決定：可用相對較活潑的金屬(根據金屬活動性順序)作負極，較不活潑的金屬或石墨棒作正極 陰、陽極由外接電源決定：與直流電源負極相連的電極為陰極；與直流電源正極相連的電極為陽極 電子 流動 方向 電子由負極經導線流向正極 電子由直流電源的負極流出，沿導線流入電解池的陰極，經過陰、陽離子定向運動形成的內電路，再從電解池的陽極流出，并沿導線流回直流電源的正極 電極 反應 負極：失去電子，發(fā)生氧化反應 正極：得到電子，發(fā)生還原反應 陰極：氧化性強的陽離子優(yōu)先在陰極得到電子，發(fā)生還原反應 陽極：若為活性電極，則電極本身失電子；若為惰性電極，則還原性強的陰離子優(yōu)先在陽極失去電子，發(fā)生氧化反應 能量 轉化 將化學能轉化為電能 將電能轉化為化學能 實例 列舉 要點4　電解池中陰、陽兩極的放電順序 1．陽極放電順序 放電順序：活性金屬電極＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞最高價含氧酸根離子。 (1)先看電極，如果是活性電極(除Pt、Au以外的金屬)，則電極材料失去電子，電極溶解，溶液中的陰離子不能失去電子。 (2)如果是惰性電極(如Pt、Au、石墨等)，則按溶液中陰離子的放電順序依次放電。 2．陰極放電順序 陰極放電的總是溶液中的陽離子，與電極材料無關。放電順序是Ag＋＞Hg2＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸，H＋濃度較大時)＞Pb2＋＞Sn2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(H2O)＞Al3＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋。 要點5　化學平衡常數與平衡轉化率 1．化學平衡常數 (1)對于可逆反應aA＋bBcC＋dD，在一定溫度下達到平衡：K＝，單位為(molL－1)c＋d－a－b。 (2)K值越大，說明平衡體系中生成物所占的比例越大，正反應進行的程度越大，即該反應進行得越完全，反應物轉化率越大。 (3)升高溫度，吸熱反應的平衡常數增大，放熱反應的平衡常數減?。唤档蜏囟?，吸熱反應的平衡常數減小，放熱反應的平衡常數增大。 (4)Q與K比較可判斷可逆反應是否達到平衡狀態(tài)或反應進行的方向。 ①Q＞K：可逆反應向逆反應方向進行； ②Q＝K：可逆反應處于平衡狀態(tài)； ③Q＜K：可逆反應向正反應方向進行。 2．平衡轉化率 某個指定反應物的平衡轉化率 ＝100% ＝100% ＝100% 要點6　化學反應速率及影響因素 1．化學反應速率的概念 化學反應速率通常用單位時間內某物質濃度(或質量、物質的量等)的改變量(取絕對值)來表示。 2．化學反應速率的表示方法 對于任意一個化學方程式：mA＋nB===pC＋qD，用A、B、C、D四種物質表示的化學反應速率分別為v(A)＝、v(B)＝、v(C)＝、v(D)＝。 3．化學反應速率的影響因素 條件變化 活化能 單位體積內 活化分子百分數 單位時間內有效碰撞的次數 化學反應速率 分子 總數 活化 分子數 濃 度 增大 不變 增多 增多 不變 增多 增大 減小 不變 減少 減少 不變 減少 減小 壓 強 增大 (減小 容器 容積) 不變 增多 增多 不變 增多 增大 減小 (增大 容器 容積) 不變 減少 減少 不變 減少 減小 溫 度 升高 不變 不變 增多 增大 增多 增大 降低 不變 不變 減少 減小 減少 減小 使用催化劑 減小 不變 增多 增大 增多 增大 要點7　判斷可逆反應達到化學平衡狀態(tài)的依據 1．直接判斷法 (1)v正＝v逆≠0(即同一物質的消耗速率與生成速率相等)。 (2)各物質的濃度保持不變。 2．間接判斷法 (1)各物質的百分含量保持不變。 (2)各物質的物質的量不隨時間的改變而改變。 (3)各氣體的體積不隨時間的改變而改變。 3．以反應mA(g)＋nB(g)pC(g)＋qD(g)為例進行說明 可能的情況舉例 是否已達平衡 混合體系中各成分的含量 各物質的物質的量或各物質的物質的量分數一定 是 各物質的質量或各物質的質量分數一定 是 各氣體的體積或體積分數一定 是 總體積、總壓強或總物質的量一定 不一定 正、逆反應速率的關系 單位時間內消耗了m mol A，同時生成了m mol A 是 單位時間內消耗了n mol B，同時消耗了p mol C 是 v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q 不一定 單位時間內生成了n mol B，同時消耗了q mol D 不一定 壓強 m＋n≠p＋q時，總壓強不變(其他條件一定) 是 m＋n＝p＋q時，總壓強不變(其他條件一定) 不一定 混合氣體的平均相對分子質量 當m＋n≠p＋q時，r不變 是 當m＋n＝p＋q時，r不變 不一定 氣體的密度 密度不變 不一定 顏色 反應體系內物質顏色保持不變 是 要點8　強電解質和弱電解質 1．強弱電解質的概念 (1)強電解質：在稀的水溶液中完全電離的電解質。 (2)弱電解質：在水溶液中部分電離的電解質。 2．強弱電解質與常見物質類別的關系 電解質 要點9　影響弱電解質電離平衡的因素 以CH3COOHCH3COO－＋H＋為例，分析外界條件對電離平衡的影響。 條件改變 平衡移動方向 電離程度 [H＋] [CH3COO－] 導電能力 加入濃 鹽酸　 左移 減小 增大 減小 增強 加入冰醋酸 右移 減小 增大 增大 增強 加入氫氧化鈉固體　 右移 增大 減小 增大 增強 加入醋酸鈉固體 左移 減小 減小 增大 增強 加水 右移 增大 減小 減小 減弱 升高溫度 右移 增大 增大 增大 增強 加入氯化 鈉固體 不移動 不變 不變 不變 增強 要點10　鹽類水解的規(guī)律 判斷鹽類能否水解及水解后溶液的酸堿性要看組成鹽的離子所對應的酸和堿的相對強弱，具體分析如表所示： 鹽的類型 強酸強堿鹽 強酸弱堿鹽 強堿弱酸鹽 實例 NaCl、K2SO4 NH4Cl、CuSO4、FeCl3 Na2S、Na2CO3、NaHCO3 是否水解 不水解 水解 水解 水解離子 無 NH、Cu2＋、Fe3＋ S2－、CO、HCO 溶液酸堿性 中性 酸性 堿性 pH(25 ℃) pH＝7 pH＜7 pH＞7 小結：有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性。 要點11　沉淀溶解平衡 1．沉淀溶解平衡的影響因素 已知溶解平衡：Mg(OH)2(s)Mg2＋(aq)＋2OH－(aq)，請分析當改變下列條件時，對該溶解平衡的影響，填寫下表： 條件改變 移動方向 [Mg2＋] [OH－] 加水 向右 減小 減小 升溫 向右 增大 增大 加MgCl2(s) 向左 增大 減小 加鹽酸 向右 增大 減小 加NaOH(s) 向左 減小 增大 2.沉淀的溶解與形成 (1)Q＞Ksp，溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。 (2)Q＝Ksp，溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態(tài)。 (3)Q＜Ksp，溶液未飽和，無沉淀析出，若加入過量難溶電解質，難溶電解質溶解直至溶液飽和。 要點12　離子反應的應用——酸堿中和滴定(操作) 酸堿中和滴定的實驗步驟可以提煉為6個關鍵字： (1)洗(洗滌)：洗滌儀器并進行檢漏。 (2)取(取液)：向酸(堿)式滴定管中注入標準液，向錐形瓶中注入待測液，加入2～3滴指示劑。 (3)滴(滴定)：在錐形瓶下墊一張白紙，向錐形瓶中先快后慢地加入標準液(后面逐滴加入)，至指示劑發(fā)生明顯的顏色變化(如由紅色變?yōu)闊o色或紅色變?yōu)槌壬瑹o色變?yōu)榉奂t色等)且半分鐘內不變時，停止滴定。 (4)讀(讀數)：平視滴定管中凹液面最低點，讀取溶液體積。 (5)記(記錄)：記錄滴定前和滴定終點時滴定管中標準液的刻度，重復滴定2～3次將數據記入表中。 (6)算(計算)：以(V終－V始)為消耗的標準液的體積，取2～3次實驗結果的平均值，依據c待＝計算待測液的物質的量濃度。 [易 錯 易 混 辨 析] (1)水電離的[H＋]＝110－13mol/L的溶液中K＋、Na＋、[Al(OH)4]－、CO四種離子可能共存。(　　) (2)中和滴定時，滴定管用所盛裝的反應液潤洗2～3次。(　　) (3)在氨水中不斷通入CO2，不斷增大。(　　) (4)室溫下，pH＝3的CH3COOH溶液與pH＝11的NaOH溶液等體積混合，溶液pH>7。(　　) (5)弱電解質的相對強弱決定電離常數的大小。(　　) (6)中和滴定實驗時，用待測液潤洗錐形瓶。(　　) (7)AgCl沉淀易轉化為AgI沉淀且K(AgX)＝[Ag＋][X－]，故K(AgI)＜K(AgCl)。(　　) (8)CH3COOH溶液加水稀釋后，溶液中的值減小。(　　) (9)Na2CO3溶液中加入少量Ca(OH)2固體，CO水解程度減小，溶液pH減小。(　　) (10)常溫下，將pH＝3的醋酸溶液稀釋到原體積的10倍后，溶液的pH＝4。(　　) (11)中和等體積、等物質的量濃度的鹽酸和醋酸溶液所消耗的n(NaOH)相等。(　　) (12)水的離子積常數KW隨著溫度的升高而增大，說明水的電離是吸熱過程。(　　) (13)pH＝5的H2S溶液中，[H＋]＝[H2S]＝110－5mol/L。(　　) (14)pH＝a的氨水稀釋10倍后，其pH＝b，則a＝b＋1。(　　) (15)pH相同的①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO三種溶液的[Na＋]：①>②>③。(　　) (16)用蒸餾水潤濕的試紙測溶液的pH，一定會使結果偏低。(　　) (17)Na2C2O4溶液：[OH－]＝[H＋]＋[HC2O]＋2[H2C2O4]。(　　) (18)Na2CO3溶液：[Na＋]＋[H＋]＝2[CO]＋[OH－]。(　　) (19)pH＝1的NaHSO4溶液：[H＋]＝[SO]＋[OH－]。(　　) (20)含有AgCl和AgI固體的懸濁液：[Ag＋]＞[Cl－]＝[I－]。(　　) (21)CO2的水溶液：[H＋]＞[HCO]＝2[CO]。(　　) (22)含等物質的量的NaHC2O4和Na2C2O4的溶液：3[Na＋]＝2{[HC2O]＋[C2O]＋[H2C2O4]}。(　　) (23)濃氨水中滴加FeCl3飽和溶液可制得Fe(OH)3膠體。(　　) (24)CH3COONa溶液中滴加少量濃鹽酸后(g)[CH3COO－]增大。(　　) (25)Ca(HCO3)2溶液與過量NaOH溶液反應可得到Ca(OH)2。(　　) (26)25 ℃時，Cu(OH)2在水中的溶解度大于其在Cu(NO3)2溶液中的溶解度。(　　) (27)NH4F水溶液中含有HF，因此NH4F溶液不能存放于玻璃試劑瓶中。(　　) (28)NaHCO3電離方程式為NaHCO3===Na＋＋H＋＋CO。(　　) (29)升高Na2CO3溶液的溫度，[HCO]增大。(　　) (30)無色溶液中可能大量存在Al3＋、NH、Cl－、S2－。(　　) [提示]　(1)√　(2)√ (3)　＝，Kb(NH3H2O)不變，[NH]增大，故比值減小。 (4)　CH3COOH過量，故混合液pH＜7?！?5)√ (6)　錐形瓶不能用待測液潤洗。　(7)√　(8)√ (9)　Na2CO3溶液中加入Ca(OH)2使pH增大。 (10)　pH＝3的CH3COOH溶液稀釋10倍，pH＜4。 (11)√　(12)√ (13)　pH＝5的H2S溶液中，[H2S]≠110－5molL－1。 (14)　稀釋后a＜b＋1。 (15)√　(16)　潤濕pH試紙測中性溶液的pH時無影響。 (17)√ (18)　應為[Na＋]＋[H＋]＝[OH－]＋[HCO]＋2[CO]。 (19)√ (20)　溶液中[Ag＋]＞[Cl－]＞[I－]。 (21)　CO2溶液中[H＋]＞[HCO]＞2[CO]。 (22)　應為2[Na＋]＝3{[HC2O]＋[C2O]＋[H2C2O4]}。 (23)　該操作產生Fe(OH)3沉淀。 (24)　CH3COONa溶液中加入濃鹽酸，[CH3COO－]減小。 (25)　Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO。 (26)√　(27)√ (28)　NaHCO3===Na＋＋HCO。 (29)√ (30)　2Al3＋＋3S2－＋6H2O===2Al(OH)3↓＋3H2S↑。 [高 考 真 題 感 悟] 1．(2017全國卷Ⅱ，11)用電解氧化法可以在鋁制品表面形成致密、耐腐蝕的氧化膜，電解質溶液一般為H2SO4H2C2O4混合溶液。下列敘述錯誤的是(　　) A．待加工鋁質工件為陽極 B．可選用不銹鋼網作為陰極 C．陰極的電極反應式為Al3＋＋3e－===Al D．硫酸根離子在電解過程中向陽極移動 C　[A對：該電解池陽極發(fā)生的電極反應為2Al＋3H2O－6e－===Al2O3＋6H＋，鋁化合價升高失電子，所以待加工鋁質工件應為陽極。 B對，C錯：陰極發(fā)生的電極反應為2H＋＋2e－===H2↑，陰極可選用不銹鋼網作電極。 D對：電解質溶液中的陰離子向陽極移動。] 2．(2017全國卷Ⅱ，13)由下列實驗及現象不能推出相應結論的是(　　) 實驗 現象 結論 A 向2 mL 0.1 molL－1的FeCl3溶液中加足量鐵粉，振蕩，加1滴KSCN溶液 黃色逐漸消失，加KSCN溶液顏色不變 還原性：Fe>Fe2＋ B 將金屬鈉在燃燒匙中點燃，迅速伸入集滿CO2的集氣瓶 集氣瓶中產生大量白煙，瓶內有黑色顆粒產生 CO2具有氧化性 C 加熱盛有少量NH4HCO3固體的試管，并在試管口放置濕潤的紅色石蕊試紙 石蕊試紙變藍 NH4HCO3顯堿性 D 向2支盛有2 mL相同濃度銀氨溶液的試管中分別加入2滴相同濃度的NaCl和NaI溶液 一支試管中產生黃色沉淀，另一支中無明顯現象 Ksp(AgI)< Ksp(AgCl) C　[A選項：發(fā)生的反應為2FeCl3＋Fe===3FeCl2，Fe將Fe3＋還原為Fe2＋，所以還原性：Fe>Fe2＋，A選項能推出相應結論。 B選項：發(fā)生的反應為4Na＋CO2C＋2Na2O，CO2中C元素化合價降低，被還原，所以CO2有氧化性，B選項能推出相應結論。 C選項：發(fā)生的反應為NH4HCO3NH3↑＋H2O＋CO2↑，由于NH3與水反應生成NH3H2O，NH3H2O顯堿性，所以石蕊試紙變藍，C選項不能推出相應結論。 D選項：生成了AgI沉淀，沒有生成AgCl沉淀，所以Ksp(AgI)[OH－] D．當混合溶液呈中性時，[Na＋]>[HX－]>[X2－]>[OH－]＝[H＋] D　[由H2XH＋＋HX－可知：Ka1＝，則[H＋]＝，等式兩邊同取負對數可得：pH1＝－lgKa1＋lg。同理，由HX－H＋＋X2－可得：pH2＝－lgKa2＋lg 。因1>Ka1>>Ka2，則－ lgKa1<－lgKa2。當lg ＝lg 時，有pH1[OH－]，C項正確。 由以上分析可知，HX－的電離程度大于其水解程度，故當溶液呈中性時，[Na2X]>[NaHX]，溶液中各離子濃度大小關系為[Na＋]>[X2－]>[HX－]>[OH－]＝[H＋]，D項錯誤。] 4．(2017全國卷Ⅱ，12)改變0.1 molL－1二元弱酸H2A溶液的pH，溶液中H2A、HA－、A2－的物質的量分數δ(X)隨pH的變化如圖所示。 下列敘述錯誤的是(　　) A．pH＝1.2時，[H2A]＝[HA－] B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7時，[HA－]>[H2A]＝[A2－] D．pH＝4.2時，[HA－]＝[A2－]＝[H＋] D　[A對：根據題給圖像，pH＝1.2 時，H2A與HA－的物質的量分數相等，則有[H2A]＝[HA－]。 B對：根據題給圖像，pH＝4.2時，HA－與A2－的物質的量分數相等，K2(H2A)＝＝[H＋]＝10－4.2，則lg[K2(H2A)]＝－4.2。 C對：根據題給圖像，pH＝2.7時，H2A與A2－的物質的量分數相等，且遠小于HA－的物質的量分數，則有[HA－]>[H2A]＝[A2－]。 D錯：根據題給圖像，pH＝4.2時，HA－與A2－的物質的量分數相等，[HA－]＝[A2－]，且[HA－]＋[A2－]約為0.1 molL－1，[H＋]＝10－4.2 molL－1，則[HA－]＝[A2－]>[H＋]。] 5．(2017全國卷Ⅲ，13)在濕法煉鋅的電解循環(huán)溶液中，較高濃度的Cl－會腐蝕陽極板而增大電解能耗?？上蛉芤褐型瑫r加入Cu和CuSO4，生成CuCl沉淀從而除去Cl－。根據溶液中平衡時相關離子濃度的關系圖，下列說法錯誤的是(　　) 【導學號：41722203】 A．Ksp(CuCl)的數量級為10－7 B．除Cl－反應為Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl C．加入Cu越多，Cu＋濃度越高，除Cl－效果越好 D．2Cu＋===Cu2＋＋Cu平衡常數很大，反應趨于完全 C　[A對：當－lg＝0時，lg 約為－7，即[Cl－]＝1 molL－1，[Cu＋]＝10－7 molL－1，因此Ksp(CuCl)的數量級為10－7。 B對：分析生成物CuCl的化合價可知，Cl元素的化合價沒有發(fā)生變化，Cu元素由0價和＋2價均變?yōu)椋?價，因此參加該反應的微粒為Cu、Cu2＋和Cl－，生成物為CuCl，則反應的離子方程式為Cu＋Cu2＋＋2Cl－===2CuCl。 C錯：銅為固體，只要滿足反應用量，Cu的量對除Cl－效果無影響。 D對：2Cu＋===Cu2＋＋Cu的平衡常數K＝，可取圖像中的[Cu＋]＝[Cu2＋]＝110－6 molL－1代入平衡常數的表達式中計算，即為K＝＝1106 Lmol－1，因此平衡常數很大，反應趨于完全。] 6．(2017全國卷Ⅰ，27)Li4Ti5O12和LiFePO4都是鋰離子電池的電極材料，可利用鈦鐵礦(主要成分為FeTiO3，還含有少量MgO、SiO2等雜質)來制備。工藝流程如下： 回答下列問題： 【導學號：41722204】 (1)“酸浸”實驗中，鐵的浸出率結果如下圖所示。由圖可知，當鐵的浸出率為70%時，所采用的實驗條件為________________________。 (2)“酸浸”后，鈦主要以TiOCl形式存在，寫出相應反應的離子方程式____________________________________________________________。 (3)TiO2xH2O沉淀與雙氧水、氨水反應40 min所得實驗結果如下表所示： 溫度/℃ 30 35 40 45 50 TiO2xH2O轉化率/% 92 95 97 93 88 分析40 ℃時TiO2xH2O轉化率最高的原因___________。 (4)Li2 Ti5O15中Ti的化合價為＋4，其中過氧鍵的數目為________。 (5)若“濾液②”中[Mg2＋]＝0.02 molL－1，加入雙氧水和磷酸(設溶液體積增加1倍)，使Fe3＋恰好沉淀完全即溶液中[Fe3＋]＝1.010－5 molL－1，此時是否有Mg3(PO4)2沉淀生成？ ____________________________________________________________ ____________________________________________________________(列式計算)。 FePO4、Mg3(PO4)2的Ksp分別為1.310－22 mol2L－2、1.010－24 mol2L－2。 (6)寫出“高溫煅燒②”中由FePO4制備LiFePO4的化學方程式 ____________________________________________________________。 [解析]　(1)根據圖像分析，當鐵的浸出率為70%時，所采用的實驗條件為100 ℃、2 h,90 ℃、5 h。 (2)“酸浸”時，發(fā)生反應的離子方程式為FeTiO3＋4H＋＋4Cl－===Fe2＋＋TiOCl＋2H2O。 (3)當溫度低于40 ℃時，H2O2、NH3H2O不易分解，但是溫度低，反應速率慢，TiO2xH2O轉化率低；當溫度高于40 ℃時，H2O2分解，NH3逸出，反應物濃度降低，反應速率下降，TiO2xH2O的轉化率低。 (4)設Li2Ti5O15中過氧鍵的數目為x，則非過氧鍵氧原子數目為15－2x，根據化合物中各元素正、負化合價代數和為零可得：2x＋2(15－2x)＝12＋45，解得：x＝4。 (5)根據Ksp(FePO4)＝1.310－22 mol2L－2及Fe3＋恰好完全沉淀時溶液中[Fe3＋]＝1.010－5 molL－1，可得[PO]＝ molL－1＝1.310－17 molL－1。[Mg2＋]＝ molL－1＝0.01 molL－1，則[Mg2＋]3[PO]2＝0.013(1.310－17)2 mol5L－5＝1.6910－40 mol5L－5≈1.710－40 mol5L－5”“<”或“＝”) ③向反應器中再分別充入下列氣體，能使H2S轉化率增大的是________(填標號)。 A．H2S　　　　　　 B．CO2 C．COS D．N2 [解析]　(1)A能：氫硫酸不能與NaHCO3溶液反應，說明酸性：H2SH2CO3。 B能：相同濃度時導電能力越強，說明溶液中離子濃度越大，酸的電離程度越大，故可判斷酸性：H2SH2SO3，則[H＋]：H2Sα1。溫度升高，平衡向吸熱反應方向移動，故ΔH>0。 ③A項，充入H2S，H2S的轉化率反而減小。 B項，充入CO2，增大了一種反應物的濃度，能夠提高另一種反應物的轉化率，故H2S的轉化率增大。 C項，充入COS，平衡左移，H2S的轉化率減小。 D項，充入N2，對平衡無影響，不改變H2S的轉化率。 [答案]　(1)D (2)H2O(l)===H2(g)＋O2(g)　ΔH＝286 kJmol－1　H2S(g)===H2(g)＋S(s)　ΔH＝20 kJmol－1　系統(tǒng)(Ⅱ) (3)①2.5　2.810－3?、?　>?、跙