高考化學解題技巧詳解(2)

　　策略 4　速率與平衡方面試題的解題方法與技巧

　�。唇瘘c子：

　　在化學反應中物質的變化必經(jīng)過三態(tài)，即起始態(tài)、變化態(tài)和最終態(tài)。對于化學反應速率、化學平衡及其它化學反應方面的計算，如能根據(jù)反應方程式，對應地列出三態(tài)的變化，哪么便可使分析、解題變得一目了然。此方面的試題的題型及方法與技巧主要有：

　　1．化學平衡狀態(tài)的判斷

　　化學反應是否達到平衡狀態(tài)，關鍵是要看正反應速率和逆反應速率是否相等及反應混合物中各組分百分含量是否還隨時間發(fā)生變化。

　　2．化學反應速率的計算與分析

　　要充分利用速率之比等于化學方程式中的計量數(shù)之比。

　　3．化學平衡移動的分析

　　影響因素主要有：濃度、壓強、溫度，其移動可通過勒沙特列原理進行分析�；瘜W平衡移動的實質是濃度、溫度、壓強等客觀因素對正、逆反應速率變化產(chǎn)生不同的影響，使V正≠V逆，原平衡狀態(tài)發(fā)生移動。

　　4．等效平衡的分析

　　主要有等溫等容和等溫等壓兩種情況。

　　5．速率與平衡的圖象分析

　　主要要抓住三點，即起點、拐點和終點。

　　經(jīng)典題：

　　例題1 ：（2001年全國高考）在一定溫度下，容器內(nèi)某一反應中M、N的物質的量隨反應時間變化的曲線如圖，下列表述中正確的是  （   ）

　　A．反應的化學方程式為：2M N

　　B．t2時，正逆反應速率相等，達到平衡

　　C．t3時，正反應速率大于逆反應速率

　　D．t1時，N的濃度是M濃度的2倍

　　方法：圖象分析法。

　　捷徑：從圖中得到N為反應物，M為生成物。從0→t2min ，M增加2mol，N消耗4mol，且到達t3min，M、N的濃度保持不變，即反應為可逆反應，反應式為2N        M。t2時反應物和生成物物質的量相等，此時不是正、逆反應速率相等。當t3時正逆反應的速率相等。t1時n（N）=6mol，n（M）=3mol，由于在同一容器中，所以c（N）=2c（M）。因此此題正確答案為D。

　　總結：選項B最容易被誤認為正確說法。造成錯判的原因有三：①沒有看清縱坐標的物理量；②概念錯誤，認為物質的量相等時，化學反應速率就相等；③沒有讀懂圖。

　　例題2 ：（1998年全國高考）體積相同的甲、乙兩個容器中，分別都充有等物質的量的SO2和O2，在相同溫度下發(fā)生反應：2SO2+O2 2SO3，并達到平衡。在這過程中，甲容器保持體積不變，乙容器保持壓強不變，若甲容器中SO2的轉化率為p%，則乙容器中SO2的轉化率   （ 　 ）

　　A．等于p%         B．大于p%      C．小于p%      D．無法判斷

　　方法：平衡中的等效轉化分析法。

　　捷徑：設乙容器壓強保持1.01×105Pa，因甲容器中體積保持不變，2SO2+O2  2 SO3的正反應是個氣體體積縮小的反應，達到平衡時，混合氣體的總壓強小于1.01×105Pa。又減小壓強，平衡向逆反應方向移動，則甲容器中SO2轉化率低，乙容器中（定壓）SO2的轉化率高。以此得答案為B。

　　總結：將兩平衡態(tài)先相聯(lián)系，再依據(jù)平衡移動原理相互轉化，便能快速方便獲得結果。

　　例題3 ：（2002年全國高考）在一定溫度下，向a L密閉容器中加入1 mol X氣體和2mol Y氣體，發(fā)生如下反應：X(g) + 2Y(g)   2Z(g)。

　　此反應達到平衡的標志是  ( 　)

　　A．容器內(nèi)壓強不隨時間變化

　　B．容器內(nèi)各物質的濃度不隨時間變化

　　C．容器內(nèi)X、Y、Z的濃度之比為l : 2 : 2

　　D．單位時間消耗0.1 mol X的同時生成0.2 mol Z

　　方法：從平衡狀態(tài)下正逆反應速率相等分析。

　　捷徑：此反應為一氣體分子數(shù)減小的反應，故容器內(nèi)壓強不隨時間變化，說明巳達平衡。各物質的濃度不隨時間變化而變化，說明正逆反應速率相等，巳達平衡狀態(tài)。濃度為一固定比值不能說明巳達平衡。D項中的所述均為正反應，未提到逆反應，故不能判斷。以此得答案為AB。

　　總結：平衡狀態(tài)的判斷，是高考中的重點內(nèi)容，也是平衡中的重點。此類試題只要抓住平衡狀態(tài)下速率相等，各成分的百分含量保持不變，即可求解。

　　策略5　電解質溶液方面試題的解題方法與技巧

　　金點子：

　　本策略內(nèi)容主要包括：弱電解質的電離平衡、水的電離和溶液的pH、鹽類的水解三部分。從近十年的高考試卷來看，水的電離與溶液pH的求算、溶液中離子濃度大小的比較、離子共存，是高考中�？疾凰サ臒狳c內(nèi)容。隨著人們對環(huán)境保護意識的增強，有關與溶液有關的廢水分析與處理問題，將會與離子共存、pH求算及中和滴定一起融入未來的高考試題中。

　　1．弱電解質的電離平衡

　　可通過平衡狀態(tài)分析法進行比較分析。

　　2．溶液的pH計算

　　酸可直接計算，堿可通過pOH轉換成pH。

　　pH= -lg｛ c（H+）｝ ，pOH= -lg｛ c（OH－）｝，pKｗ= -lg｛ Kｗ｝。

　　25℃時，pH + pOH = 14

　　3 ．鹽類水解的應用

　　例題1 ：（1992年全國高考題）相同溫度、相同物質的量濃度的四種溶液：①CH3COONa②NaHSO4 ③NaCl ④C6H5-ONa，按pH由大到小的順序排列，正確的是            （   ）

　　A．④ > ① > ③ > ②        B．① > ④ > ③ > ②

　　C．① > ② > ③ > ④        D．④ > ③ > ① > ②

　　方法：溶液pH的大小由兩種情況決定，一是電解質本身的電離，二是水的電離，而水的電離程度的大小又決定于鹽類水解程度的大小。此類試題要求準確把握酸堿的相對強弱，充分依靠水解規(guī)律判析。

　　捷徑：四種溶液可分成三組，②NaHSO4，電離顯酸性，pH < 7；③NaCl 為強酸強堿的正鹽，不水解，溶液呈中性，pH= 7；①④是強堿弱酸鹽，水溶液均呈堿性，因 CH3COOH 的酸性較C6H5OH強，故pH值應為  ④ > ①  ，以此得答案A。

　　總結：此類試題解答的一般步驟為：先分組，然后再對組內(nèi)物質根據(jù)電離與水解程度進行判析。題中溶液除為鹽溶液外，還可能為酸或堿。如等濃度的八種稀溶液：①Na2SO4②H2SO4 ③NaHSO4 ④NH4Cl ⑤NaHCO3 ⑥NaCO3 ⑦NaOH ⑧Ba（OH）2 ，其pH由小到大的順序為 ②③④①⑤⑥⑦⑧ 。

　　例題2 ：（1991年全國高考題）已知一種c(H+)=1×10-3mol·L－1的酸和一種c(OH- )= 1×10-3 mol· L－1堿溶液等體積混合后，溶液呈酸性。其原因可能是   （   ）

　　A．濃的強酸和稀的強堿溶液反應       B．濃的弱酸和稀的強堿溶液反應

　　C．等濃度的強酸和弱堿溶液反應       D．生成了一種強酸弱堿鹽

　　方法：酸堿中和后所得溶液的酸堿性主要有兩方面因素制約，①鹽的水解，②酸堿用量。解題時既要考慮酸堿的強弱，又要考慮酸堿用量的多少，兩者缺一不可。

　　捷徑：題中兩溶液中的c(H+)= c(OH- )，采用中和假想法，若是強酸強堿等體積混合，溶液一定呈中性�，F(xiàn)溶液呈酸性，說明酸過量，且必須是弱酸。以此得答案B。

　　總結：中和反應后溶液的酸堿性由兩方面決定。該題給出c(H+)= c(OH-)，故應從酸堿用量考慮。如未理解題意，極易從鹽的水解進行分析，故易錯選C、D。