(广东专用)(新课标)2014高考化学二轮复习作业手册 专题七 化学反应速率和化学平衡(A)

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专题限时集训(七)A [专题七 化学反应速率和化学平衡]

(时间：40分钟)

1．反应3X(g)＋Y(g)2Z(g)＋2W(g)在2 L密闭容器中进行，5 min后Y减少了0.5 mol，则此反应的平均速率v为( )

－1－1A．v(X)＝0.05 mol·L·min

－1－1B．v(Z)＝0.10 mol·L·min

－1－1C．v(Y)＝0.10 mol·L·min

－1－1D．v(W)＝0.05 mol·L·s

2．在固定体积的密闭容器中进行如下反应：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)。已知反应过

－1程某一时刻SO2、O2、SO3浓度( mol·L)分别为0.2、0.1、0.2，达到平衡时，浓度可能正

确的是( )

－1－1A．SO2、O2分别为0.4 mol·L、0.2 mol·L

－1B．SO2为0.25 mol·L

－1C．SO2、SO3均为0.15 mol·L

－1D．SO3为0.4 mol·L

3．(双选)一定温度下的定容容器中，反应A2(g)＋B2(g)2AB(g)达到平衡的标志是

( )

A．单位时间内生成2n mol AB同时消耗n mol B2

B．单位时间总物质的量不随时间的变化而变化

C．单位时间内生成n mol A2同时消耗n mol B2

D．容器内各组分的物质的量不随时间的变化而变化

4．(双选)将4 mol A气体和 2 mol B气体在 2 L 固定体积的容器中混合并在一定条

－1 件下发生如下反应：2A(g)＋B(g)2C(g)。若经2 s后测得C的浓度为0.6 mol·L，

现有下列几种说法，其中正确的是( )

－1－1A．用物质A表示的反应的平均速率为0.3 mol·L·s

－1－1B．用物质B表示的反应的平均速率为0.6 mol·L·s

C．2 s时物质A的转化率为70%

－1D．2 s时物质B的浓度为 0.7 mol·L

5．氢是一种理想的绿色清洁能源，氢气的制取与储存是氢能源利用领域的研究热点。 利用FeO/Fe3O4循环制氢反应原理的热化学方程式如下：

H2O(g)＋3FeO(s)Fe3O4(s)＋H2(g)

ΔH＝a kJ/mol ①

2Fe3O4(s)6FeO(s)＋O2(g) ΔH＝b kJ/mol ②

图7­1(a)表示FeO的转化率，图(b)表示一定温度时，H2的生成速率[细颗粒(直径0.25 mm)，粗颗粒(直径3 mm)]。

图7­1

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(1)反应：2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g) ΔH＝______________(用含a、b的代数式表示)。

(2)上述反应b>0，要使该制氢方案有实际意义，从能源利用及成本的角度考虑，实现反应Ⅱ可采用的方案是________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。

(3)900 ℃时，在两个容积均为2.0 L的密闭容器中分别投入0.60 mol FeO和0.20 mol H2O(g)，甲容器用细颗粒FeO、乙容器用粗颗粒FeO。

①用细颗粒FeO和粗颗粒FeO时，H2生成速率不同的原因是________________________________________________________________________

________________________________________________________________________。 ②用细颗粒FeO时H2O(g)的转化率比用粗颗粒FeO时 H2O(g)的转化率________(填“大”“小”或“相等”)。

③求此温度下该反应的平衡常数K(写出计箅过程，保留两位有效数字)。

(4)在下列坐标图7­2中画出在1000 ℃、用细颗粒FeO时，H2O(g)的转化率随时间变化示意图(进行相应的标注)。

图7­2

6．工业上以氨气为原料(铂铑合金网为催化剂)催化氧化法制硝酸的过程如下：

图7­3

(1)已知反应一经发生，铂铑合金网就会处于红热状态。写出氨催化氧化的化学方程式：________________________________________________________________________

________________________________________________________________________； 当温度升高时，该反应的平衡常数K值__________(填“增大”“减小”或“不变”)。

(2)硝酸厂尾气常用的处理方法是催化还原法：即在催化剂存在时用H2将NO2还原为N2 。已知：

－12H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝a kJ·mol

－1N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g) ΔH＝b kJ·mol

－1H2O(l)===H2O(g) ΔH＝c kJ·mol

则反应2NO2(g)＋4H2(g)===N2(g)＋4H2O(l)的ΔH＝______________。(用a、b、c表示)

(3)①合成氨反应的化学方程式为N2＋3H22NH3，该反应在固定容积的密闭容器中进行。下列各项标志着该反应达到化学平衡状态的是__________(填序号)。

A．容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2

B．3v正(N2)＝v逆(H2)

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C．容器内压强保持不变

D．混合气体的相对分子质量保持不变

E．1 mol N≡N键断裂，同时1 mol H—H键断裂

②若在恒温条件下，将N2与H2按一定比例混合通入一个容积为2 L的密闭容器中，5 min反应达平衡，n(N2)＝1 mol，n(H2)＝1 mol，n(NH3)＝2 mol，则反应速率v(N2)＝____________，H2的平衡转化率＝______________；若保持容器的温度不变，在10 min时将容器的容积压缩为1 L，请在坐标图中，画出从反应开始至15 min时c(NH3)随时间变化曲线示意图。

图7­4

7．甲醇可作为燃料电池的原料。以CH4和H2O为原料，通过下列反应来制备甲醇。 Ⅰ.CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)

－1ΔH＝＋206.0kJ·mol

Ⅱ.CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)

－1ΔH＝－129.0 kJ·mol

(1)CH4(g)与H2O(g)反应生成CH3OH(g)和H2(g)的热化学方程式为________________________________________________________________________。

(2)将1.0 mol CH4和1.0 mol H2O(g)通入容积为100 L的反应室，在一定条件下发生反应Ⅰ，测得在一定的压强下CH4的转化率与温度的关系如图7­5所示。

图7­5

①假设100 ℃时达到平衡所需时间为5 min，则用H2表示该反应的平均反应速率为____________。

②100 ℃时反应Ⅰ的平衡常数为____________。

(3)在压强为0.1 MPa、温度为300 ℃条件下，将a mol CO与2a mol H2的混合气体在

1催化剂作用下发生反应Ⅱ生成甲醇，平衡后将容器容积压缩到原来的，其他条件不变，对2

平衡体系产生的影响是________(填字母序号)。

A．平衡常数K增大

B．正反应速率加快，逆反应速率减慢

C．CH3OH的物质的量增加

Dc（H2）

c（CH3OH）减小

(4)甲醇对水质会造成一定的污染，有一种电化学法可消除这种污染，其原理是：通电

2＋3＋3＋后，将Co氧化成Co，然后以Co作氧化剂再把水中的甲醇氧化成CO2而净化。若图7­6

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装置中的电源为甲醇­空气­KOH溶液的燃料电池，则电池正极的电极反应式：________________________________________________________________________，

－该电池工作时，溶液中的OH向________极移动。净化含1 mol甲醇的水，燃料电池转

移电子________mol。

图7­6

8．目前工业合成氨的原理是：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝－93.0 kJ/mol；另据报道，一定条件下：2N2(g)＋6H2O(l)4NH3(g)＋3O2(g) ΔH＝＋1 530.0 kJ/mol。

(1)氢气的燃烧热ΔH＝__________kJ/mol。

(2)在恒温恒压装置中进行工业合成氨反应，下列说法正确的是________。

A．气体体积不再变化，则已平衡

B．气体密度不再变化，尚未平衡

C．平衡后，往装置中通入一定量Ar，压强不变，平衡不移动

D．平衡后，压缩装置，生成更多NH3

(3)在恒温恒容装置中进行合成氨反应。

图7­7

①表示N2浓度变化的曲线是________。

②前25 min 内，用H2浓度变化表示的化学反应速率是__________。

③在25 min末刚好平衡，则平衡常数K＝________________________________________________________________________。

(4)在第25 min末，保持其他条件不变，升高温度，在第35 min末再次平衡。平衡移

－1动过程中H2浓度变化了1.5 mol·L，在图中画出第25 min ～ 40 min NH3浓度变化曲线。

＋－9(5)已知常温下，NH4的水解常数为1.0×10，则0.1 mol/L NH4Cl溶液的pH＝________。

＋＋(忽略NH4水解对NH4浓度的影响)

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专题限时集训(七)A

1．B [解析] 先由n(Y)的变化量求5 min内Y的变化浓度，再由平均反应速率定义式求Y表示的平均反应速率，最后根据其余反应物和生成物与Y的化学计量数之比等于速率之比求用其他物质表示的平均反应速率。依题意，v(Y)＝0.5 mol÷2 L÷5 min＝0.05 mol·L－1－1·min，故C错；由于反应3X(g)＋Y(g)2Z(g)＋2W(g)中X、Z、W与Y的化学计量

－1－1数之比等于反应速率之比，则v(X)＝3v(Y)＝0.15 mol·L·min，故A错；v(Z)＝2v(Y)

－1－1－1－1＝0.10 mol·L·min，故B正确；v(W)＝2v(Y)＝0.10 mol·L·min，故D错。

2．B [解析] 用假设法、三行数据法先求逆反应进行到底时各组分浓度的极限值，再求正反应进行到底时各组分浓度的极限值，然后根据可逆反应不能进行到底或转化率不可能是100%判断各组分浓度的取值范围，从而确定答案。先假设逆反应进行到底，则：

2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

－1各组分的起始浓度/mol·L 0.2 0.1 0.2

－1各组分的变化浓度/mol·L 0.2 0.1 0.2

－1各组分的平衡浓度/mol·L 0.4 0.2 0

再假设正反应进行到底，则：

2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)

－1各组分的起始浓度/mol·L 0.2 0.1 0.2

－1各组分的变化浓度/mol·L 0.2 0.1 0.2

－1各组分的平衡浓度/mol·L 0 0 0.4

由于正、逆反应都不可能进行到底，则达到平衡时二氧化硫的浓度：0<c(SO2)<0.4 mol·L－1－1－1，氧气的浓度：0<c(O2)<0.2 mol·L，三氧化硫的浓度：0<c(SO3)<0.4 mol·L，故A、D均错，B正确；若二氧化硫的浓度减小，说明反应正向进行，则三氧化硫的浓度增大，不可能二者同时减小，故C错。

3．CD [解析] 单位时间内生成2n mol AB同时消耗n mol B2，说明v正(AB)∶v正(B2)＝2∶1，缺少逆反应速率，不能说明反应达到平衡，故A错；A2(g)＋B2(g)2AB(g)是气体物质的量始终不变的反应，则单位时间总物质的量不随时间的变化而变化，单位时间内总物质的量不变不能说明达到平衡，故B错；单位时间内生成n mol A2同时消耗n mol B2，说明v逆(A2)∶v正(B2)＝1∶1，说明反应达到平衡，故C正确；随着反应的正向进行，反应物的物质的量逐渐减小，生成物的物质的量逐渐增大，容器内各组分的物质的量不随时间的变化而变化，能说明反应达到平衡，故D正确。

4．AD [解析] 依题意可得各组分的三行数据，则：

2A(g)＋B(g)2C(g)

－1各组分的起始浓度/mol·L 2 1 0

－1各组分的变化浓度/mol·L 0.6 0.3 0.6

－1各组分2 s后浓度/mol·L 1.4 0.7 0.6

Δc0.6 mol·L－1－1则v(A)＝＝·s，故A正确； Δt2 s

Δc0.3 mol·L－1－1v(B)＝＝0.15 mol·L·s，故B错； Δt2 s

Δc（A）0.6 mol·L2 s时物质A100%＝－1100%＝30%，故C错； c（A）起始2 mol·L

2 s时物质B的浓度为 0.7 mol·L，故D正确。

5．(1)(2a＋b)kJ/mol(无“kJ/mol”或写为“2a＋b kJ/mol”均错)

(2)用廉价的清洁能源供给热能(答用“太阳能”“风能”“地热能”“生物能”“核－1－1－1－1

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能”供给热能也可；答“加热”“升高温度”等均错)

(3)①细颗粒FeO表面积大，与H2O的接触面积大，反应速率加快(回答“增大接触面积，加快反应速率”或“接触面积越大，反应速率越快”等合理表述均正确)

②相等

③解：900 ℃时，达到平衡时FeO转化的量为n(FeO)＝0.60 mol×40%＝0.24 mol。 H2O(g)＋3FeO(s)Fe3O4(s)＋H2(g)

错误! 0.20 0.60 0 0

变化物质,的量(mol)) 0.080 0.24 0.080 0.080

平衡物质,的量(mol)) 0.12 0.36 0.080 0.080

由于固体物质的浓度是常数，不能写入平衡常数表达式，气体物质的浓度可以变化，根

n（H2）0.080 molV2.0 Lnc（H2）据c＝则K＝＝Vc（H2O）n（H2O）0.12 molV2.0 L

0.67。

答：略。 (4)

[解析] (1)观察发现①×2＋②可得：2H2O(g)===2H2(g)＋O2(g)，其焓变＝①的焓变×2＋②的焓变＝(2a＋b)kJ/mol。(2)b>0，说明反应②是吸热反应，可用用廉价的清洁能源供给热能或用“太阳能”“风能”“地热能”“生物能”“核能”供给热能。(3)①FeO是反应①中的固体反应物，细颗粒FeO表面积大，与H2O的接触面积大，反应速率加快；②由于固体物质浓度是常数，FeO的用量和浓度保持不变，将粗颗粒FeO改为细颗粒FeO，只能加快反应速率，不能使平衡移动，因此H2O(g)的平衡转化率不变或相等。(4)观察图(a)可得：随着温度的升高，FeO的平衡转化率减小，升温平衡向吸热方向移动，逆反应是吸热反应，则反应①的正反应是放热反应；其他条件保持不变时，升高温度，既能加快反应速率，又能使平衡向逆反应方向移动，1000 ℃时达到平衡的时间比900 ℃时少，1000 ℃时H2O(g)的平衡转化率比900 ℃时小，由此可以画出水蒸气的转化率随温度变化的示意图。

6．(1)4NH3＋5O2催化剂△4NO ＋6H2O 减小

(2)(2a－b－4c)kJ/mol

(3)①BCD

②0.1 mol/(L·min)

75%

[解析] (1)氨气具有还原性，与氧气在催化剂加热作用下发生反应，生成一氧化氮和水，

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该反应是氧化还原反应、可逆反应、放热反应，氮元素由－3价升为＋2价，氧元素由0降为－2价，根据最小公倍数法配平，则有4NH3＋5O2催化剂△4NO＋6H2O；正反应是放热反应，则升高温度平衡向逆反应方向移动，则生成物浓度减小，反应物浓度增大，所以重新平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值减小，即升高温度时该反应的平衡常数K减小。(2)先将4个热化学方程式分别编号为①②③④，由于①×2－②－③×4＝④，根据盖斯定律，则④的焓变＝①的焓变×2－②的焓变－③的焓变×4＝(2a－b－4c)kJ/mol。(3)①容器内各组分浓度之比等于化学方程式的化学计量数之比，不能说明反应达到平衡，因为各组分变化浓度之比一定等于化学计量数之比，而平衡浓度之比不一定等于化学计量数之比，各组分浓度不随时间改变而改变才能说明反应达到平衡，故A错误；同一物质表示的正、逆反应速率相等，不同物质表示的正、逆反应速率之比等于化学方程式中对应物质的化学计量数之比时，都能说明反应达到平衡，v正(N2)∶v逆(H2)＝1∶3，则3v正(N2)＝v逆(H2)，故B正确；合成氨是气体物质的量减小的反应，随着反应的进行，容器内混合气体的物质的量逐渐减小，则压强也逐渐减小，当混合气体总的物质的量保持不变或压强不变时，说明反应达到平衡，故C正确；由于各组分都是气体，因此混合气体的总质量始终不变，随着反应的进行，由于混合气体的总物质的量逐渐减小，则混合气体的平均摩尔质量(或平均相对分子质量)逐渐减小，当混合气体物质的量(或相对分子质量)不变时，反应达到平衡，故D正确；N≡N键断裂、H—H键断裂都代表正反应，故E错误；②由于氮气、氢气的起始物质的量未知，

Δn所以不能直接用定义式求氮气表示的速率，而氨气是生成物，起始时为0，则v(NH3)Δt2 mol2 L＝0.2 mol/(L·min)；由于v(N2)∶v(NH3)＝1∶2，则v(N2)＝0.1 mol/(L·min)；设5 min

氮气、氢气的起始物质的量分别为x mol、y mol，则：

N2 ＋ 3H22NH3

起始浓度/mol·L 0 22

13－1变化浓度/mol·L 1 22

11－1平衡浓度/mol·L 1 22－1Vxyx11y31则，－＝，解得：x＝2，y＝4。 222222

32Δc（H2）氢气的平衡转化率＝×100%＝×100%＝75%。 c（H2）起始42

画图要点：①t＝0时，氨气浓度为0；t＝5 min，氨气浓度为1 mol/L；0<t<5 min时，氨气浓度逐渐增大；5 min≤t<10 min时，氨气浓度始终为1 mol/L；②t＝10 min时，由于容器容积缩小一半，则反应物、生成物浓度立即增大一倍，则氨气浓度变为2 mol/L；③缩小容器容积，就是增大压强，反应速率增大，达到平衡的时间大约是起始时达到平衡时间

5的一半，因此达到平衡的时间约为；若正反应能进行到底，氮气过量，4 mol氢气最2

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88多可以生成氨气，由于可逆反应不能进行到底，则浓度一定小于≈2.67 mol/L；33

10 min<t≤12.5 min时，由于正反应是气体体积减小的反应，增大压强平衡向正反应方向移动，所以氨气浓度从2 mol/L逐渐增大到2.5 mol/L左右；④12.5 min<t≤15 min时，氨气浓度始终为2.5 mol/L左右。

7．(1)CH4(g)＋H2O(g)CH3OH(g)＋H2(g)

－1ΔH＝＋77.0 kJ·mol

－1－1－4(2)0.003 mol·L·min 6.75×10

(3)CD

－－－－(4)O2＋2H2O＋4e===4OH或3O2＋6H2O＋12e===12OH 负 6

[解析] (1)反应Ⅰ＋反应Ⅱ可得：CH4(g)＋H2O(g)===CH3OH(g)＋H2(g) ΔH＝＋77.0

－1－1kJ·mol。(2)CH4的起始浓度为1.0 mol÷100 L＝0.01 mol·L，读图可知100 ℃时其平

－1－1衡转化率为50%，则CH4的变化浓度为0.01 mol·L×50%＝0.005 mol·L，则v(CH4)＝

－1－1－10.005 mol·L÷5 min＝0.001 mol·L·min，根据化学计量数之比等于反应速率之比

－1－1可知，v(H2)＝3v(CH4)＝0.003 mol·L·min；根据各物质的变化浓度之比等于对应的化

学计量数之比，则反应Ⅰ：

CH4(g)＋H2O(g)CO(g)＋3H2(g)

起始浓度/

－1 0.01 0.01 0 0 mol·L

变化浓度/

－1 0.005 0.005 0.005 0.015 mol·L

平衡浓度/

－1 0.005 0.005 0.005 0.015 mol·L

c（CO）·c3（H2）0.005×0.0153

－4K＝＝。 c（CH4）·c（H2O）0.005×0.005

(3)反应Ⅱ是气态物质体积减小的反应，缩小容器体积，能增大各组分浓度，也能增大压强，平衡向正反应方向移动，但是平衡常数保持不变，因为温度不变平衡常数K不变，故A错误；同时增大反应物和生成物的浓度，正、逆反应速率均增大，但是v正>v逆，所以平衡右移，故B错误；增大压强平衡右移，使生成物的量增加，故C正确；增大压强平衡向正反

反应物浓度应方向移动，反应物浓度减小，生成物浓度增大，则重新平衡后的值减小，故D生成物浓度

正确。(4)甲醇完全燃烧生成CO2和H2O，CO2和过量KOH反应生成K2CO3和H2O，则该电池负极

2－－2的主要反应物和产物分别是CH3OH、CO3，碳元素由－2价升为＋4价，则CH3OH－6e→CO3

－－－－2－，由于KOH是强碱，应该用OH使左右电荷守恒，则CH3OH－6e＋8OH→CO3，根据氢、

－－2－－氧原子个数守恒可得，负极反应式为CH3OH－6e＋8OH===CO3＋6H2O或2CH3OH－12e＋

－2－16OH===2CO3＋12H2O；而正极的主要反应物是O2，同理可推断正极反应式为O2＋2H2O＋4e－－－－===4OH或3O2＋6H2O＋12e===12OH；放电时负极流出电子，正极流入电子，则阴离子移

－向负极，阳离子移向正极，则溶液中的OH移向负极；根据化学计量数之比等于物质的量之

比，则1 mol甲醇完全反应失去6 mol电子，因此该燃料电池转移6 mol电子。

8．(1)－286.0

(2)AD

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(3)①C

②0.12 mol/(L·min)

③0.15

(4)

(5)5

[解析] (1)先将已知两个热化学方程式编号为①②，再根据盖斯定律，将(①×2－②)÷3可得：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH＝－572.0 kJ/mol，最后将化学计量数减半，

1则焓变随之减半，即H2(g)＋O2(g)===H2O(l) ΔH＝－286.0 kJ/mol；根据燃烧热概念可得，2

氢气的燃烧热ΔH＝－286.0 kJ/mol。(2)恒温恒压下，气体摩尔体积相同，由n体体积不再变化，就是气体的物质的量不再变化，说明反应已达平衡，故A正确；气体密度等于气体质量除以气体总体积，根据质量守恒定律可知气体质量始终不变，若气体密度不再变化时，则气体总体积不变，气体的物质的量不变，说明反应已达平衡，故B错；平衡后充入惰性气体，维持恒温恒压，必须增大容器容积，减小各组分浓度，其实质是减小压强，平衡向逆反应方向或气体体积增大方向移动，故C错；平衡后，压缩装置，缩小容器容积，其实质是增大压强，平衡向正反应方向或气体体积减小方向移动，故D正确。(3)①合成氨的原理为N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，读图可知，前25 min内A的浓度由6.0 mol/L逐渐减小为3.0 mol/L，C的浓度由2.0 mol/L逐渐减小到1.0 mol/L，B的浓度由0逐渐增大到2.0 mol/L，则A、C、B的变化浓度分别为3.0 mol/L、1.0 mol/L、2.0 mol/L，因此A、C、B分别表示氢气、氮气和氨气的浓度随反应时间变化的曲线；②由于前25 min内氢气的浓

Δc（H2）度由6.0 mol/L逐渐减小为3.0 mol/L，其变化浓度为3.0 mol/L，则v(H2)＝Δt

3.0 mol/L÷25 min＝0.12 mol/(L·min)；

③根据三行数据法可得：

N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

－1各组分的起始浓度/mol·L 2.0 6.0 0

－1各组分的变化浓度/mol·L 1.0 3.0 2.0

－1各组分的平衡浓度/mol·L 1.0 3.0 2.0

2c2（NH3）2.0K0.15(保留两位有效数字) c（N2）·c3（H2）1.0×3.03VVm

(4)由于合成氨的正反应的ΔH＝－93.0 kJ/mol，则正反应是放热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，即平衡向逆反应方向移动，则反应物浓度增大，氨气浓度减小，根据三行数据法可得：

N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)

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25 min时各组分

－1 1.0 3.0 2.0 浓度/mol·L

各组分的变化

浓度/mol·L－1 0.5 1.5 1.0

35 min时各组分

－1 1.5 4.5 1.0 浓度/mol·L

因此，25 min→35 min，氨气浓度由2.0 mol/L逐渐减小为1.0 mol/L；35 min→40 min，氨气浓度为1.0 mol/L，始终保持不变。(5)氯化铵是强酸弱碱盐，其完全电离出的铵根离子部分水解，生成一水合氨和氢离子，存在水解平衡，设溶液中氢离子浓度为x mol/L，由三行数据法可得：

＋＋NH4＋H2ONH3·H2O＋H

－1各组分的,起始浓度/mol·L) 0.1 0 0

－1各组分的,变化浓度/mol·L) x x x

－1各组分的,平衡浓度/mol·L) 0.1－x x x

c（NH3·H2O）·c（H＋）x2

－9K＝＝ ＋c（NH4）0.1－x

由于铵根离子水解程度很小，则0.1－x≈0.1，则

1.0×10

－10x20.1－x＝x20.1＝1.0×10，则x＝－92，x＝1.0×10，则pH＝－lgc(H)＝5。 －5＋

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