2020届高考化学一轮复习化学平衡常数及其应用作业 26页

化学平衡常数及其应用 一．选择题（共15小题）‎ ‎1．只改变一个影响因素，下列关于平衡常数K的叙述错误的是（　　）‎ A．K值不变，平衡可能移动 B．K值变化，平衡一定移动 ‎ C．温度变化，K值一定变化 D．平衡移动，K值一定变化 ‎2．其它条件不变，升高温度下列数据不一定增大的是（　　）‎ A．可逆反应的化学平衡常数K ‎ B．0.1mol/LCH3COONa溶液的PH ‎ C．水的离子积常数Kw ‎ D．弱电解质的电离程度 ‎3．T2℃时，将 1mol X和2mol Y投入2L的密闭容器中，发生反应：X（g）+2Y⇌3Z（g）△H，测得物质X、Y的物质的量随时间变化如表所示，平衡时物质X的体积分数为φ，该反应的平衡常数（K）随温度的变化如图所示，则下列判断正确的是（　　）‎ 分钟 mol ‎0‎ ‎1‎ ‎2‎ ‎3‎ ‎4‎ ‎5‎ ‎6‎ X ‎1‎ ‎0.80‎ ‎0.66‎ ‎0.58‎ ‎0.52‎ ‎0.50‎ ‎0.50‎ Y ‎2‎ ‎1.60‎ A．前5min用Z表示的平均反应速率为1.2mol/（L•min） ‎ B．T2℃时，对于反应X（g）+Y（g）⇌Z（g）△H′，则2△H′＝△H ‎ C．T2℃时，若以lmol X、2mol Y和1mol Z充入上述容器中，达到平衡时X的体积分数比φ大 ‎ D．该反应的正反应是吸热反应，且T1＜T2‎ ‎4．已知某化学反应的平衡常数表达式为K＝‎ ‎，在不同的温度下该反应的平衡常数值分别为：‎ t℃‎ ‎700‎ ‎800‎ ‎830‎ ‎1000‎ ‎1200‎ K ‎1.67‎ ‎1.11‎ ‎1.00‎ ‎0.60‎ ‎0.38‎ 下列有关叙述不正确的是（　　）‎ A．该反应的化学方程式是：CO （g）+H2O （g）⇌CO2 （g）+H2（g） ‎ B．上述反应的正反应是放热反应 ‎ C．如果在一定体积的密闭容器中加入CO2和H2各1 mol，5 min后温度升高到830℃，此时测得CO2为0.4 mol时，该反应为平衡状态 ‎ D．某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：＝，判断此时的温度是1000℃‎ ‎5．已知气相直接水合法制取乙醇的反应为H2O（g）+C2H4（g）⇌CH3CH2OH（g）。在容积为3L的密闭容器中，当n（H2O）：n（C2H4）＝1：1时，乙烯的平衡转化率与温度、压强的关系如下图所示：下列说法正确的是（　　）‎ A．a、b两点平衡常数：b＞a ‎ B．压强大小顺序：P1＞P2＞P3 ‎ C．当混合气的密度不变时反应达到了平衡 ‎ D．其他条件不变，增大起始投料，可提高乙烯转化率 ‎6．电石（主要成分为CaC2）是重要的基本化工原料。已知2000℃时，电石生产原理如下：‎ ‎①CaO（s）+C（s）═Ca（g）+CO（g）△H1＝akJ•mol﹣1 平衡常数K1‎ ‎②Ca（g）+2C（s）⇌CaC2（s）△H2＝bkJ•mol﹣1 平衡常数K2‎ 以下说法不正确的是（　　）‎ A．反应①K1＝c（Ca）•c（CO） ‎ B．反应Ca（g）+C（g）═CaC2（s）平衡常数K＝ ‎ C．2000℃时增大压强，K1减小，K2增大 ‎ D．反应2CaO（s）+CaC2（s）═3Ca（g）+2CO（g）△H＝（2a﹣b）kJ•mol﹣1‎ ‎7．下列三个化学反应的平衡常数（K1、K2、K3）与温度的关系分别如表所示：则下列说法正确的是（　　）‎ 化学反应 平衡常数 温度 ‎973K ‎1173K ‎①Fe（s）+CO2（g）⇌FeO（s）+CO（g）△H1‎ K1‎ ‎1.47‎ ‎2.15‎ ‎②Fe（s）+H2O（g）⇌FeO（s）+H2（g）△H2‎ K2‎ ‎2.38‎ ‎1.67‎ ‎③CO（g）+H2O （g）⇌CO2（g）+H2（g）△H3‎ K3‎ ‎？‎ ‎？‎ A．△H1＜0，△H2＞0 ‎ B．反应①②③的反应热满足关系：△H2﹣△H1＝△H3 ‎ C．反应①②③的平衡常数满足关系：K1•K2＝K3 ‎ D．要使反应③在一定条件下建立的平衡向正反应方向移动，可采取升温措施 ‎8．在一定体积的1L密闭容器中，进行如下化学反应：CO2（g）+H2（g）⇌CO（g）+H2O（g），其化学平衡常数K和温度t的关系如表：‎ t/℃‎ ‎700‎ ‎800‎ ‎830‎ ‎1 000‎ K ‎0.6‎ ‎0.9‎ ‎1.0‎ ‎1.7‎ 下列说法正确的是（　　）‎ A．上述生成CO和H2O的反应为放热反应 ‎ B．加压、增大H2浓度和加入催化剂都能提高CO2的转化率 ‎ C．830℃达平衡后，再充入1.0 mol H2，K值增大，平衡正向移动 ‎ D．830℃时反应CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）的平衡常数为1‎ ‎9．升高温度，下列数据不一定增大的是（　　）‎ A．化学反应速率v B．弱电解质的电离度α ‎ C．化学平衡常数K D．水的离子积常数Kw ‎10．关于下列四个图象的说法中正确的是（　　）‎ A．图①表示将SO2气体通入溴水中 ‎ B．图②表示反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g），△H＜0的平衡常数K随温度的变化 ‎ C．图③中阴、阳两极收集到的气体体积之比一定为1：1 ‎ D．图④中的△H1＜△H2‎ ‎11．已知反应①：CO（g）+CuO（s）⇌CO2（g）+Cu（s）和反应②：H2（g）+CuO（s）⇌Cu（s）+H2O（g）在相同的某温度下的平衡常数分别为K1和K2，该温度下反应③：CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）的平衡常数为K．则下列说法正确的是（　　）‎ A．反应①的平衡常数K1＝ ‎ B．反应③的平衡常数K＝ ‎ C．对于反应③，恒容时，温度升高，H2浓度减小，则该反应的△H＞0 ‎ D．对于反应③，恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小 ‎12．下列有关平衡常数K的说法中正确的是（　　）‎ A．平衡常数与反应物或生成物的浓度变化无关，温度越高，平衡常数越大 ‎ B．25℃时，Mg（OH）2固体在同体积、同浓度的氨水和NH4Cl溶液中的Ksp相比较，前者较小 ‎ C．25℃时NH4Cl溶液中的Kw大于100℃时NaCl溶液中的Kw ‎ D．2S℃时，H2SO3溶液的一级电离常数为Ka，则NaHSO3溶液的水解常数Kb＝‎ ‎13．关于合成氨反应中平衡常数的讨论，一定正确的是（　　）‎ A．平衡常数越大，则H2转化率越大 ‎ B．平衡常数越小，则平衡向逆反应方向移动 ‎ C．只改变某一条件使平衡常数增大，则正反应速率增大 ‎ D．只改变某一条件使平衡常数减小，则H2转化率减小 ‎14．将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：①NH4I（s）⇌NH3（g）+HI（g）；②2HI（g）⇌H2（g）+I2（g）．达到平衡时，c（H2）＝0.5mol/L，c（HI）＝4mol/L，则此温度下反应①的平衡常数为（　　）‎ A．9 B．16 C．20 D．25‎ ‎15．铁的氧化物可用于脱除煤气中的H2S，有一步反应为：Fe3O4（s）+3H2S（g）+H2（g）⇌3FeS（s）+4H2O（g）其温度与平衡常数的关系如图所示．对此反应原理的理解正确的是（　　）‎ A．H2S是还原剂 ‎ B．脱除H2S的反应是放热反应 ‎ C．温度越高H2S的脱除率越大 ‎ D．压强越小H2S的脱除率越高 二．填空题（共5小题）‎ ‎16．“低碳循环”已引起各国家的高度重视，而如何降低大气中CO2的含量和有效地开发利用CO2正成为化学家研究的主要课题。‎ ‎（1）将不同量的CO（g）和H2O（g）分别通入到体积为2L的恒容密闭容器中，进行反应CO（g）+H2O（g）⇌‎ CO2（g）+H2（g），得到如下三组数据：‎ 实验组 温度℃‎ 起始量/mol 平衡量/mol 达到平衡所需 时间/min CO H2O H2‎ CO ‎1‎ ‎650‎ ‎4‎ ‎2‎ ‎1.6‎ ‎2.4‎ ‎6‎ ‎2‎ ‎900‎ ‎2‎ ‎1‎ ‎0.4‎ ‎1.6‎ ‎3‎ ‎3‎ ‎900‎ a b c d t ‎①实验2条件下平衡常数K＝　 　。‎ ‎②实验3中，若平衡时，CO的转化率大于水蒸气，则的值　 　‎ ‎（填具体值或取值范围）。‎ ‎③实验4，若900℃时，在此容器中加入CO、H2O、CO2、H2均为1mol，则此时V正　 　V逆（填“＜”，“＞”，“＝”）。‎ ‎（2）已知在常温常压下：写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式：　 　。‎ ‎①2CH3OH（l）+3O2（g）＝2CO2（g）+4H2O（g）△H＝﹣1275.6kJ/mol ‎②2CO（g）+O2（g）＝2CO2（g）△H＝﹣566.0kJ/mol ‎③H2O（g）＝H2O（l）△H＝﹣44.0kJ/mol ‎（3）已知草酸是一种二元弱酸，草酸氢钠（NaHC2O4）溶液显酸性。常温下，向10mL 0.01mol•L﹣1 H2C2O4溶液中滴加10mL 0.01mol•L﹣1 NaOH溶液时，比较溶液中各种离子浓度的大小关系　 　；‎ ‎（4）CO2在自然界循环时可与CaCO3反应，CaCO3是一种难溶物质，其Ksp＝2.8×10﹣9．CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合可形成CaCO3沉淀，现将等体积的CaCl2溶液与Na2CO3溶液混合，若Na2CO3溶液的浓度为2×10﹣4mol/L，则生成沉淀所需CaCl2溶液的最小浓度为　 　mol/L。‎ ‎（5）以二甲醚（CH3OCH3）、空气、H2SO4为原料，铂为电极可构成燃料电池，其工作原理与甲烷燃料电池的原理相似。请写出该电池负极上的电极反应式：　 　。‎ ‎17．化学学科中的化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理．请回答下列问题：‎ T（K）‎ ‎938‎ ‎1100‎ K ‎0.68‎ ‎0.40‎ ‎（1）已知可逆反应FeO（s）+CO（g）⇌Fe（s）+CO2（g）是炼铁工业中一个重要反应，其温度与平衡常数K的关系如右表：‎ ‎①写出该反应平衡常数的表达式　 　．‎ ‎②若该反应在体积固定的密闭容器中进行，在一定条件下达到平衡状态，改变下列条件：升高温度，混合气体的平均相对分子质量　 　（选填“增大”、“减小”、“不变”）；充入氦气，混合气体的密度　 　（选填“增大”、“减小”、“不变”）．‎ ‎（2）常温下，浓度均为0.1mol•L﹣1的下列六种溶液的pH如下表：‎ 溶质 CH3COONa NaHCO3‎ Na2CO3‎ NaClO NaCN C6H5ONa pH ‎8.8‎ ‎9.7‎ ‎11.6‎ ‎10.3‎ ‎11.1‎ ‎11.3‎ ‎①上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是　 　‎ ‎②根据表中数据判断，浓度均为0.01mol•L﹣1的下列五种物质的溶液中，酸性最强的是　 　（填编号）；将各溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是　 　（填编号）．‎ A．HCN B．HClO C．C6H5OH D．CH3COOH E．H2CO3‎ ‎③据上表数据，请你判断下列反应不能成立的是　 　（填编号）．‎ A．CH3COOH+Na2CO3＝NaHCO3+CH3COONa B．CH3COOH+NaCN＝CH3COONa+HCN C．CO2+H2O+2NaClO＝Na2CO3+2HClO D．CO2+H2O+2C6H5ONa＝Na2CO3+2C6H5OH ‎④要增大氯水中HClO的浓度，可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液，反应的离子方程式为　 　‎ ‎（3）已知常温下Cu（OH）2的Ksp＝2×10﹣20．又知常温下某CuSO4溶液里c（Cu2+）＝0.02mol•L﹣1，如果要生成Cu（OH）2沉淀，则应调整溶液pH大于　 　；要使0.2mol•L﹣1的CuSO4溶液中Cu2+沉淀较为完全 （ 使Cu2+浓度降至原来的千分之一）则应向溶液里加NaOH溶液，使溶液pH为　 　．‎ ‎18．发展“碳一化学”，开发利用我国相对丰富的煤炭资源具有重要的战略意义和经济价值．下面是以焦炭为原料，经“碳一化学”途径制取乙二醇的过程：‎ ‎（1）该过程中产生的CO可继续与水蒸气发生可逆反应得到CO2和H2，此反应的平衡常数表达式K＝　 　．‎ ‎（2）CH3OH（l）气化时吸收的热量为27kJ/mol，CH3OH（g）的燃烧热为677kJ/mol，请写出CH3OH（l）完全燃烧的热化学方程式　 　．‎ ‎（3）“催化还原”反应制乙二醇原理如下：CH3OOC﹣COOCH3（g）+4H2（g）⇌HOCH2﹣CH2OH（g）+2CH3OH（g）△H＝﹣34kJ/mol 为探究实际生产的最佳条件，某科研小组进行了多方面研究．如图表示乙二醇达到平衡时的产率随原料投料比[n（氢气）/n（草酸二甲酯）]和压强的变化关系，其中三条曲线分别表示体系压强为1.5MPa、2.5MPa、3.5MPa的情况，则曲线甲对应的压强是P（甲）＝　 　．‎ ‎（4）草酸二甲酯水解产物草酸（H2C2O4）为二元中强酸 ‎①草酸氢钾溶液中存在如下平衡：H2O⇌H++OH﹣、HC2O4﹣⇌H++C2O42﹣和　 　．‎ ‎②向0.1mol/L的草酸氢钾溶液里滴加NaOH溶液至中性，此时溶液里各粒子浓度关系正确的是　 　（填序号）．‎ a．c（K+）＝c（HC2O4﹣）+c（H2C2O4）+c（C2O42﹣） b．c（K+）+c（Na+）＝c（HC2O4﹣）+c（C2O42﹣）‎ c．c（Na+）＝c（H2C2O4）+c（C2O42﹣） d．c（K+）＞c（Na+）‎ ‎（5）以甲醇为原料，使用酸性电解质构成燃料电池，该燃料电池的负极反应式为　 　；若以甲烷代替该燃料电池中的甲醇，向外界提供相等电量，则每代替32g甲醇，所需标准状况下的甲烷的体积为　 　L．‎ ‎19．CO2是引起“温室效应”的主要物质，节能减排，高效利用化石能源，控制CO2排放，探索CO的循环利用是保护环境，促进经济科持续发展的重要举措．‎ ‎（1）在一定温度下，向2L固定容积的密闭容器中通入2mol CO2，3mol H2，发生反应为：CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）△H＝﹣490KI/mol 测得CO2（g）和CH3OH（g）的浓度随时间变化如图1所示．‎ ‎①能说明该反应已达到平衡状态的是　 　‎ A．CO2（g）体积分数在混合气体中保持不变 B．单位时间内有1.2mol H﹣H断裂，同时有0.8mol O﹣H键生成 C．混合气体的密度不随时间变化 D．当体系中c（H2O）：c（CH3OH）＝l：l，且保持不变 ‎②下列措施能使增大的是　 　‎ A．升高温度 B．恒温恒容充入Hc（g） C．使H2O（g）变成H2O（l）‎ D．恒温恒容下，再充入2mol CO2，3mol H2‎ ‎③计算该温度下此反应的平衡常数K＝　 　；若使K＝1应采取的措施是　 　‎ A．增大压强B．恒压加入一定量H2C．恒容通入CO2D．降低温度E．升高温度 ‎（2）如图2所示：用某甲醇燃料电池作电源电解饱和食盐水．‎ ‎①写出电极N发生的反应式：　 　‎ ‎②若食盐水体积为300Ml，电解过程溶液体积变化忽略不计，常温下测得PH＝13时，理论上消耗甲醇质量为　 　g．‎ ‎20．能源的相互转化和利用是科学家研究的重要课题．‎ ‎（1）将水蒸气通过红热的炭即可产生水煤气．反应为：C（s）+H2O（g）⇌CO（g）+H2（g）△H＝+131.3kJ•mol﹣1．‎ ‎①该反应自发进行的外界条件是　 　．‎ ‎②在一个恒容的密闭容器中，一定温度下发生上述反应，下列能判断该反应达到化学平衡状态的是　 　 （填相应的编号）．‎ A．CO和H2的体积分数相同 B．1mol H﹣H键断裂的同时断裂2mol H﹣O键 C．容器中的压强不变 D．消耗H2O的速率等于生成H2的速率 ‎（2）将不同量的CO（g）和H2O（g）分别通入到体积为2L的恒容密闭容器中，在催化剂存在下进行反应：‎ ‎ CO（g）+H2O（g）⇌H2（g）+CO2（g），得到如表中二组数据：‎ 实验组 温度/℃‎ 起始量/mol 平衡量/mol CO H2O H2‎ CO ‎1‎ ‎650‎ ‎4‎ ‎2‎ ‎1.6‎ ‎2.4‎ ‎2‎ ‎900‎ ‎2‎ ‎1‎ ‎0.4‎ ‎1.6‎ ‎①该反应的△H　 　0（填“＞”、“＜”或“＝”）．‎ ‎②计算实验2条件下平衡常数的值K＝　 　．‎ ‎（3）pKa表示的是弱电解质电离平衡常数的负对数，即pKa＝﹣lgKa，有关数据如图：‎ ‎①0.01mol•L﹣1NaHSO3溶液的pH＝bl，0.01mol•L﹣1NaHCO3溶液的pH＝b2，则b1　 　b2（填“＞”、“＜”或“＝”）．‎ ‎②向10mL 0.01mol•L﹣1的H2SO3溶液中，滴加0.0l mol•L﹣1KOH溶液10mL，溶液中存在c（H+）＞c（OH﹣），则以下四种微粒K+、H2SO3、HSO3﹣、SO32﹣，其浓度由大到小的顺序为　 　．‎ 化学平衡常数及其应用 参考答案与试题解析 一．选择题（共15小题）‎ ‎1．【分析】平衡常数K是温度的函数，只与温度有关，温度一定，平衡常数K值一定，温度发生变化，平衡常数K值也发生变化。‎ ‎【解答】解：影响化学平衡的因素主要有浓度、温度、压强等。‎ A．若是改变浓度或压强使平衡发生移动，而温度不变，则K值不变，故A正确；‎ B．K值是温度的函数，K值变化，说明温度发生了改变，则平衡一定发生移动，故B正确；‎ C．K值只与温度有关，若在其他条件不变时，温度变化，K值一定变化，故C正确；‎ D．若在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，平衡向右移动，但K值只与温度有关，故K值不变，故D错误；‎ 故选：D。‎ ‎2．【分析】A、根据勒夏特列原理，对所有可逆反应升温平衡都向吸热的方向移动．可逆反应的正反应既有吸热反应也有放热反应，要区别对待；‎ B、盐类水解是吸热反应，升高温度促进其水解；‎ C、水的电离过程是吸热的，升高温度促进水的电离；‎ D、电离吸热，温度改变会影响弱电解质的电离．‎ ‎【解答】解：A、若正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应移动，化学平衡常数减小，若正反应为吸热反应，升高温度平衡向正反应移动，化学平衡常数增大，可逆反应的化学平衡常数K不一定增大，故A正确；‎ B、醋酸钠水解吸热，升温能够促进其水解，碱性增强，pH增大，故B错误；‎ C、水的电离过程是吸热的，升高温度促进水的电离，升高温度电离程度增大，水的离子积一定增大，故C错误；‎ D、电离是吸热过程，升温促进弱电解质的电离，电离度增大，故D错误；‎ 故选：A。‎ ‎3．【分析】A．前5min消耗X的物质的量为0.5mol，由方程式可知生成Z1.5mol，以此可计算反应速率；‎ B．反应热与计量数呈正比；‎ C．反应前后体积不变，故X、Y的起始物质的量满足1：2时为等效平衡，平衡时X的转化率相等；‎ D．由图可知，随温度升高，平衡常数减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，由表中数据可知，5min到达平衡，利用三段式表示出平衡时各组分的物质的量，由于反应前后气体的体积不变，用物质的量代替浓度计算平衡常数，再与温度T1时的平衡常数比较判断温度高低。‎ ‎【解答】解：A．前5min消耗X的物质的量为0.5mol，由方程式可知生成Z1.5mol，则v（Z）＝＝0.15，故A错误；‎ B．反应热与计量数呈正比，则T2℃时，对于反应X（g）+Y（g）⇌Z（g）△H′，则2△H′＝△H，故B正确；‎ C．反应前后体积不变，增大若以lmol X、2mol Y和1mol Z充入上述容器中，等效于加入molX、molY，体积比为1：2，与原平衡等效，X的转化率不变，故C错误；‎ D．由图可知，随温度升高，平衡常数减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，则正反应为放热反应，‎ 由表中数据可知，5min到达平衡，平衡时X为0.5mol，则：‎ ‎ X（g）+2Y（g）⇌3Z（g） ‎ 开始（mol）：1 2 0‎ 转化（mol）：0.5 1 1.5‎ 平衡（mol）：0.5 1 1.5‎ 由于反应前后气体的体积不变，用物质的量代替浓度计算平衡常数，故K＝＝4.5，大于温度T1时的平衡常数4，故温度T1＞T2，故D错误。‎ 故选：B。‎ ‎4．【分析】A．平衡常数是生成物浓度化学计量数次幂的乘积与反应物浓度化学计量数次幂的乘积的比值；‎ B．由表中数据可知，温度越高，平衡常数越小，说明升高温度，平衡向逆反应方向移动；‎ C．利用三段式计算出此时的各组分的物质的量，计算浓度商和该温度下的平衡常数比较判断；‎ D．根据关系式计算平衡常数，比较判断温度；‎ ‎【解答】解：A．化学反应的平衡常数表达式为K＝，而平衡常数是生成物浓度的化学计量数次幂的乘积与反应物浓度的化学计量数次幂的乘积的比值，故反应物是一氧化碳和水，生成物是二氧化碳和氢气，该反应的化学方程式是：CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g），故A正确；‎ B．由表中数据可知，温度越高，平衡常数越小，说明升高温度，平衡向逆反应方向移动，所以该反应正反应是放热反应，故B正确；‎ C． CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g） ‎ 起始量（mol）：0 0 1 1‎ 变化量（mol）：0.4 0.4 0.4 0.4‎ ‎5nim的量（mol）：0.4 0.4 0.6 0.6‎ 反应前后气体的体积不变，用物质的量代替浓度计算，故Qc＝＝2.25＞1，830°C时Qc不等于K，说明反应未达到平衡，故C错误；‎ D．某温度下，如果平衡浓度符合下列关系式：＝，则K＝＝0.6，对照平衡常数可知温度是1000℃，故D正确；‎ 故选：C。‎ ‎5．【分析】A．a、b点温度相同；‎ B．该反应为气体体积减小的反应，增大压强乙烯的转化率增大；‎ C．混合气体的质量、体积均不变；‎ D．增大水蒸气的量，可促进乙烯的转化。‎ ‎【解答】解：A．a、b点温度相同，则a、b两点平衡常数：b＝a，故A错误；‎ B．该反应为气体体积减小的反应，增大压强乙烯的转化率增大，则压强大小顺序：P1＜P2＜P3，故B错误；‎ C．混合气体的质量、体积均不变，则密度始终不变，不能判定平衡状态，故C错误；‎ D．增大水蒸气的量，可促进乙烯的转化，则增大起始投料，可提高乙烯转化率，故D正确；‎ 故选：D。‎ ‎6．【分析】A．K为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积，纯固体不能列入K的表达式中；‎ B．Ca（g）+2C（s）⇌CaC2（s）与Ca（g）+C（s）═CaC2（s）的化学计量数为倍数关系，而K为指数关系；‎ C．K与温度有关；‎ D．由①CaO（s）+C（s）═Ca（g）+CO（g）、②Ca（g）+2C（s）⇌CaC2（s），结合盖斯定律可知①×2﹣②得到2CaO（s）+CaC2（s）═3Ca（g）+2CO（g）。‎ ‎【解答】解：A．由CaO（s）+C（s）═Ca（g）+CO（g）可知，K1＝c（Ca）•c（CO），故A正确；‎ B．Ca（g）+2C（s）⇌CaC2（s）与Ca（g）+C（g）═CaC2（s）的化学计量数为倍数关系，而K为指数关系，则反应Ca（g）+C（g）═CaC2（s）平衡常数K＝，故B正确；‎ C．K与温度有关，则2000℃时增大压强，K1、K2均不变，故C错误；‎ D．由①CaO（s）+C（s）═Ca（g）+CO（g）、②Ca（g）+2C（s）⇌CaC2（s），结合盖斯定律可知①×2﹣②得到2CaO（s）+CaC2（s）═3Ca（g）+2CO（g），其△H＝（2a﹣b）kJ•mol﹣1，故D正确；‎ 故选：C。‎ ‎7．【分析】A．由表格数据可知，升高温度时K1增大、K2减小；‎ B．由盖斯定律可知，②﹣①得到③；‎ C．K为指数关系，结合②﹣①得到③判断K 的关系；‎ D．由随温度升高而减小可知，反应③为放热反应．‎ ‎【解答】解：A．由表格数据可知，升高温度时K1增大、K2减小，则△H1＞0，△H2＜0，故A错误；‎ B．由盖斯定律可知，②﹣①得到③，则焓变为△H2﹣△H1＝△H3，故B正确；‎ C．K为指数关系，结合②﹣①得到③可知，＝K3，故C错误；‎ D．由随温度升高而减小可知，反应③为放热反应，则向正反应方向移动，可采取降温措施，故D错误；‎ 故选：B。‎ ‎8．【分析】A．由表格数据可知，温度越高，K越大；‎ B．该反应为气体体积不变的反应，加压、使用催化剂，平衡均不移动；‎ C．充入1.0 mol H2，反应物浓度增大，但K只与温度有关；‎ D．逆反应的K互为倒数关系．‎ ‎【解答】解：A．由表格数据可知，温度越高，K越大，则生成CO和H2O的反应为吸热反应，故A错误；‎ B．该反应为气体体积不变的反应，加压、使用催化剂，平衡均不移动，则不能提高转化率，而增大H2浓度能提高CO2的转化率，故B错误；‎ C．充入1.0 mol H2，反应物浓度增大，但K只与温度有关，则平衡正向移动，但K不变，故C错误；‎ D．逆反应的K互为倒数关系，由830℃时CO2（g）+H2（g）⇌CO（g）+H2O（g）K＝1.0，则830℃时反应CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）的平衡常数为K＝＝1，故D正确；‎ 故选：D。‎ ‎9．【分析】A．升高温度，活化分子百分数增大；‎ B．弱电解质的电离吸热；‎ C．化学反应可能为吸热反应或放热反应；‎ D．水的电离吸热．‎ ‎【解答】解：A．升高温度，活化分子百分数增大，则化学反应速率加快，故A不选；‎ B．弱电解质的电离吸热，则升高温度，电离度增大，故B不选；‎ C．化学反应可能为吸热反应或放热反应，则升高温度，可增大或减小，故C选；‎ D．水的电离吸热，则升高温度，水的离子积常数Kw增大，故D不选；‎ 故选：C。‎ ‎10．【分析】A、溴水溶液呈酸性，pH＜7；‎ B、温度升高平衡向逆反应方向移动，K减小；‎ C、铁做阳极，阳极上铁放电没有气体生成；‎ D、根据△H1＝△H2+△H3进行判断．‎ ‎【解答】解：A、溴水溶液呈酸性，反应为Br2+H2O═HBr+HBr0，pH＜7，与图象中的pH＞7不符，故A错误；‎ B、反应N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g），△H＜0，反应放热，温度升高平衡向逆反应方向移动，K减小，故B错误；‎ C、铁做阳极，阳极上铁放电没有气体生成，阳极反应为Fe﹣2e﹣═Fe2+，阴极上有氢气生成，故C错误；‎ D、根据盖斯定律可知△H1＝△H2+△H3，由于反应都放热，则△H＜0，故△H1＜△H2，故D正确。‎ 故选：D。‎ ‎11．【分析】A．化学平衡常数表达式中固体、纯液体不需要表示；‎ B．由方程式可知，反应③＝反应①﹣反应②，根据化学平衡常数表达式，进行推导判断；‎ C．对于反应③，恒容时，温度升高，H2 的浓度减小，说明升高温度平衡向逆反应移动，据此判断；‎ D．根据恒温恒容下，引起压强增大的条件变化情况解答．‎ ‎【解答】解：A．化学平衡常数表达式中固体、纯液体不需要表示，反应①的平衡常数K1＝，故A错误；‎ B．反应①的平衡常数K1＝，反应②的平衡常数K2＝，反应③：CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）的平衡常数为K＝＝＝，故B正确；‎ C．对于反应③，恒容时，温度升高，H2 ‎ 的浓度减小，说明升高温度平衡向逆反应移动，正反应为放热反应，焓变为负值，故C错误；‎ D．对于反应③，恒温恒容下，通入稀有气体增大压强，平衡不移动，H2 的浓度不变，故D错误。‎ 故选：B。‎ ‎12．【分析】A、平衡常数K等于生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比；‎ B、Ksp只与温度有关；‎ C、水的离子积常数随温度的升高而增大；‎ D、根据Ka＝，Kb＝分析．‎ ‎【解答】解：A、．如果正反应是吸热反应，温度越高，平衡越向正反应方向移动，则K值越大，如果正反应是放热反应，温度越高，平衡越向逆反应方向移动，则K值越小，故A错误；‎ B、Ksp不随浓度变化，只与温度有关，所以Mg（OH）2固体在同体积同浓度的氨水和NH4Cl溶液中的Ksp相比较，二者相同，故B错误；‎ C、温度越高水的离子积常数越大，故C错误；‎ D、Ka＝，Kb＝，所以Ka×Kb＝KW，故D正确；‎ 故选：D。‎ ‎13．【分析】A、平衡常数是越大说明平衡正向进行程度越大，只随温度变化，改变温度，氢气转化率增大，但若改变其他条件时，氢气转化率可能减小；‎ B、平衡常数越小，若只改变温度，说明反应进行程度越小，平衡逆向进行，若同时改变其他条件，平衡不一定逆向进行；‎ C、反应是放热反应，降低温度平衡正向进行，反应速率减小；‎ D、改变一个条件，平衡常数减小，是升温，平衡逆向进行，氢气转化率减小；‎ ‎【解答】解：A、平衡常数是越大说明平衡正向进行程度越大，只随温度变化，若只改变温度，氢气转化率增大，但若同时改变其他条件时，氢气转化率可能减小，故A错误；‎ B、平衡常数越小，若只改变温度，说明反应进行程度越小，平衡逆向进行，若同时改变其他条件，平衡不一定逆向进行，故B错误；‎ C、反应是放热反应，降低温度平衡正向进行，平衡常数增大，反应速率减小，故C错误；‎ D、改变一个条件，若是升温，反应是放热反应平衡逆向进行，平衡常数减小，氢气转化率减小，故D正确；‎ 故选：D。‎ ‎14．【分析】反应①的平衡常数k＝c（NH3）•c（HI），NH4I分解生成的HI为平衡时HI与分解的HI之和，即为NH4I分解生成的NH3，由反应②可知分解的c（HI）为平衡时c（H2）的2倍，求出为NH4I分解生成的NH3，代入反应①的平衡常数k＝c（NH3）•c（HI）计算。‎ ‎【解答】解：平衡时c（HI）＝4mol•L﹣1，HI分解生成的H2的浓度为0.5mol•L﹣1。‎ NH4I分解生成的HI的浓度为4mol•L﹣1+2×0.5mol•L﹣1＝5mol•L﹣1，所以NH4I分解生成的NH3的浓度为5mol•L﹣1，‎ 所以反应①的平衡常数k＝c（NH3）•c（HI）＝5mol•L﹣1×4mol•L﹣1＝20mol2•L﹣2。‎ 故选：C。‎ ‎15．【分析】A、还原剂在氧化还原反应中失去电子，化合价升高；‎ B、由图可以得出，温度越高，K值越小，说明此反应为放热反应；‎ C、此反应为放热反应，升高温度，平衡左移，不利于脱硫；‎ D、稀反应特点为反应前后气体体积不变的反应，据此判断即可．‎ ‎【解答】解：A、还原剂在氧化还原反应中失去电子，化合价升高，H2S为反应物，FeS为生成物，反应前后S的化合价均为﹣2，故既不是氧化剂也不是还原剂，故A错误；‎ B、由图可以得出，温度越高，K值越小，说明此反应为放热反应，故B正确；‎ C、此反应为放热反应，升高温度，平衡左移，不利于脱硫，即温度越高H2S的脱除率越小，故C错误；‎ D、稀反应特点为反应前后气体体积不变的反应，增大压强，平衡不移动，故硫化氢的转化率不会提高，D错误，故选B。‎ 二．填空题（共5小题）‎ ‎16．【分析】（1）①化学平衡常数K＝；‎ ‎②若平衡时，CO的转化率大于水蒸气，则；‎ ‎③根据浓度商与化学平衡常数相对大小判断反应方向，从而确定正逆反应速率相对大小；‎ ‎（2）根据盖斯定律书写；‎ ‎（3）草酸氢钠（NaHC2O4）溶液显酸性，说明草酸氢根离子电离程度大于水解程度，但水解和电离程度都较小；‎ ‎（4）c（CaCl2）＝；‎ ‎（5）该燃料电池中，负极上燃料失电子发生氧化反应。‎ ‎【解答】解：（1）①平衡时c（CO）＝＝0.8mol/L，c（H2）＝＝0.2mol/L，c（H2O）＝＝0.6mol/L，c（CO2）＝c（H2）＝＝0.2mol/L，‎ 化学平衡常数K＝＝＝或0.17，‎ 故答案为：或0.17；‎ ‎②根据方程式知，参加反应的CO的物质的量等于生成氢气的物质的量，所以a﹣d＝c，若平衡时，CO的转化率大于水蒸气，则，＝1，其转化率大于0，所以0＜＝1，‎ 故答案为：＜1 （填0＜a/b＜1亦可）；‎ ‎③c（CO）＝c（H2）＝c（H2O）＝c（CO2）＝＝0.5mol/L，浓度商＝＝1＞K，说明平衡向逆反应方向移动，则V正＜V逆，故答案为：＜；‎ ‎（2）①2CH3OH（l）+3O2（g）＝2CO2（g）+4H2O（g）△H＝﹣1275.6kJ/mol ‎②2CO（g）+O2（g）＝2CO2（g）△H＝﹣566.0kJ/mol ‎③H2O（g）＝H2O（l）△H＝﹣44.0kJ/mol 将方程式+2③得CH3OH（l）+O2（g）＝CO（g）+2H2O（l）△H＝+2×（﹣44.0kJ/mol）＝﹣442.8 kJ∕mol 故答案为：CH3OH（l）+O2（g）＝CO（g）+2H2O（l）△H＝﹣442.8 kJ∕mol；‎ ‎（3）二者恰好反应生成草酸氢钠，草酸氢钠溶液呈酸性c（H+）＞c（OH﹣），则草酸氢根离子电离和水电离都生成氢离子，草酸氢根离子水解和电离程度较小，所以离子浓度大小顺序是c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H+）＞c（C2O42﹣）＞c（OH﹣），故答案为：c（Na+）＞c（HC2O4﹣）＞c（H+）＞c（C2O42﹣）＞c（OH﹣）；‎ ‎（4）混合溶液中c（Na2CO3）＝1×10﹣4‎ mol/L，根据溶度积常数得混合溶液中c（CaCl2）＝＝2.8×10﹣5mol/L，二者等体积混合时溶质浓度降为原来的一半，所以原来氯化钙浓度为5.6×10﹣5mol/L，故答案为：5.6×10﹣5；‎ ‎（5）该燃料电池中，负极上二甲醚失电子和水反应生成二氧化碳和氢离子，电极反应式为CH3OCH3﹣12e﹣+3H2O＝2CO2+12H+，故答案为：CH3OCH3﹣12e﹣+3H2O＝2CO2+12H+。‎ ‎17．【分析】（1）①根据反应方程式FeO（s）+CO（g）⇌Fe（s）+CO2（g）书写K的表达式；‎ ‎②根据表中数据可知，升高温度，K减小，说明平衡逆移，所以正反应为放热反应；充入氦气，气体质量增大，体积不变，所以密度增大；‎ ‎（2）①对应酸的酸性越弱，其阴离子越易水解，其阴离子结合质子能力越强，根据表格中数据可知CO32﹣结合质子能力最强；‎ ‎②对应酸的酸性越弱，其阴离子越易水解，其盐溶液碱性越强，所以PH最小的酸性最强；在稀释时酸性越弱PH变化越小；‎ ‎③酸性强的制备酸性弱的，据此分析；‎ ‎④氯水中加入少量的碳酸钠溶液，碳酸钠会与溶液中H+反应；‎ ‎（3）根据Ksp＝c（Cu2+）•[c（OH﹣）]2＝2×10﹣20，根据Cu2+离子的浓度计算OH﹣离子的浓度，根据水的离子积常数计算氢离子浓度，并以此计算溶液pH值．‎ ‎【解答】解：（1）①根据反应方程式FeO（s）+CO（g）⇌Fe（s）+CO2（g）书写K，表达式为K＝，故答案为：K＝；‎ ‎②根据表中数据可知，升高温度，K减小，说明平衡逆移，所以正反应为放热反应，因此升高温度平均相对分子质量减小；充入氦气，气体质量增大，体积不变，所以密度增大，故答案为：减小 增大；‎ ‎（2）①对应酸的酸性越弱，其阴离子越易水解，其阴离子结合质子能力越强，根据表格中数据可知CO32﹣结合质子能力最强，故答案为：CO32﹣；‎ ‎②对应酸的酸性越弱，其阴离子越易水解，其盐溶液碱性越强，所以PH最小的酸性最强，所以CH3COOH酸性最强，在稀释时酸性越弱PH变化越小，pH变化最小的是C6H5OH，故答案为：D，C；‎ ‎③A．CH3COOH的酸性大于碳酸，则CH3COOH+Na2CO3＝NaHCO3+CH3‎ COONa能够发生，故正确；‎ B．CH3COOH的酸性大于HCN，则CH3COOH+NaCN＝CH3COONa+HCN能够发生，故正确；‎ C．HClO的酸性大于碳酸氢根离子，则CO2与NaClO生成碳酸氢根离子，不能生成碳酸钠，所以CO2+H2O+2NaClO＝Na2CO3+2HClO不能发生，故错误；‎ D．苯酚的酸性大于碳酸氢根离子，则CO2与苯酚钠生成碳酸氢根离子，不能生成碳酸钠，所以CO2+H2O+2C6H5ONa＝Na2CO3+2C6H5OH不能发生，故错误；‎ 故答案为：CD；‎ ‎④氯水中加入少量的碳酸钠溶液，碳酸钠会与溶液中H+反应，其反应方程为：H++HCO3﹣＝H2O+CO2↑，‎ 故答案为：H++HCO3﹣＝H2O+CO2↑；‎ ‎（3）某CuSO4溶液里c（Cu2+）＝0.02mol/L，如果生成Cu（OH）2沉淀，则应有c（OH﹣）≥mol/L＝10﹣9mol/L，则c（H+）≤mol/L＝10﹣5mol/L，‎ 所以pH≥﹣lg（10﹣5）＝5；‎ Cu2+沉淀较为完全是的浓度为＝2×10﹣4mol/L，‎ 则c（OH﹣）＝mol/L═108mol/L，‎ 则c（H+）＝mol/L＝10﹣6mol/L，‎ 所以pH＝﹣lg（10﹣6）＝6，‎ 故答案为：5；6．‎ ‎18．【分析】（1）化学平衡常数，是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值，据此书写；‎ ‎（2）CH3OH（l）气化时吸收的热量为27kJ/mol，CH3OH（g）的燃烧热为677kJ/mol，则CH3OH（l）的燃烧热为677kJ/mol﹣27kJ/mol＝650 kJ/mol，据此结合热化学方程式书写原则进行书写；‎ ‎（3）由图象可知，曲线甲表示的乙二醇的产率最大，原料投料比[n（氢气）/n（草酸二甲酯）]一定时，由方程式可知，正反应是体积减小的反应，增大压强平衡向正反应移动，平衡时乙二醇的产率增大，据此判断；‎ ‎（4）①H2C2O4为二元中强酸，HC2O4﹣在溶液中既发生电离又发生水解；‎ ‎②a．根据物料守恒判断；‎ b．根据电荷守恒判断；‎ c．根据物料守恒、电荷守恒判断；‎ d．若恰好反应，c（K+）＝c（Na+），此时溶液呈碱性，故加入的氢氧化钠的物质的量略少些．‎ ‎（5）总反应式为2CH3OH+3O2（g）＝2CO2（g）+4H2O，正极是还原反应，氧气在正极放电，酸性条件下获得电子生成水，总反应式减去正极反应式可得负极电极反应式；‎ 根据转移电子数目相等计算甲烷的物质的量，再根据V＝nVm计算．‎ ‎【解答】解：（1）CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g）的化学平衡常数K＝，‎ 故答案为：；‎ ‎（2）CH3OH（l）气化时吸收的热量为27kJ/mol，CH3OH（g）的燃烧热为677kJ/mol，则CH3OH（l）的燃烧热为677kJ/mol﹣27kJ/mol＝650 kJ/mol，故CH3OH（l）完全燃烧的热化学方程式为：‎ CH3OH（l）+3/O2（g）＝CO2（g）+2H2O（l）△H＝﹣650 kJ/mol 故答案为：CH3OH（l）+3/O2（g）＝CO2（g）+2H2O（l）△H＝﹣650 kJ/mol；‎ ‎（3）由图象可知，曲线甲表示的乙二醇的产率最大，原料投料比[n（氢气）/n（草酸二甲酯）]一定时，由方程式可知，正反应是体积减小的反应，增大压强平衡向正反应移动，平衡时乙二醇的产率增大，故曲线甲对应的压强是P（甲）＝3.5MPa，‎ 故答案为：3.5MPa；‎ ‎（4）①H2C2O4为二元中强酸，HC2O4﹣在溶液中发生电离与水解，还存在平衡：HC2O4﹣+H2O⇌H2C2O4+OH﹣，‎ 故答案为：HC2O4﹣+H2O⇌H2C2O4+OH﹣；‎ ‎②a．碳元素在溶液中存在形式有：HC2O4﹣、H2C2O4、C2O42﹣‎ ‎，根据物料守恒由c（K+）＝c（HC2O4﹣）+c（H2C2O4）+c（C2O42﹣），故a正确；‎ b．根据电荷守恒有：c（K+）+c（Na+）+c（H+）＝c（HC2O4﹣）+2c（C2O42﹣）+c（OH﹣），溶液呈中性，则c（H+）＝c（OH﹣），故c（K+）+c（Na+）＝c（HC2O4﹣）+2c（C2O42﹣），故b错误；‎ c．由c（K+）＝c（HC2O4﹣）+c（H2C2O4）+c（C2O42﹣）、c（K+）+c（Na+）＝c（HC2O4﹣）+2c（C2O42﹣）可知，‎ c（Na+）＝c（C2O42﹣）﹣c（H2C2O4），故c错误；‎ d．若恰好反应，c（K+）＝c（Na+），此时溶液呈碱性，故加入的氢氧化钠的物质的量略少些，故c（K+）＞c（Na+），故d正确；‎ 故答案为：ad；‎ ‎（5）总反应式为2CH3OH+3O2（g）＝2CO2（g）+4H2O，正极是还原反应，氧气在正极放电，酸性条件下获得电子生成水，正极电极反应式为：3O2+12H++12e﹣＝6H2O，总反应式减去正极反应式可得负极电极反应式为：2CH3OH+2H2O﹣12e﹣＝2CO2+12H+，即CH3OH+H2O﹣6e﹣＝CO2+6H+，‎ ‎32g甲醇的物质的量为为＝1mol，完全燃烧转移电子数为1mol×6＝6mol，故需要甲烷的物质的量为＝0.75mol，需要甲烷的体积为0.75mol×22.4L/mol＝16.8L，‎ 故答案为：CH3OH+H2O﹣6e﹣＝CO2+6H+；16.8．‎ ‎19．【分析】（1）①化学反应达到化学平衡状态时，正逆反应速率相等，且不等于0，各物质的浓度不再发生变化，由此衍生的一些物理量不发生变化，以此进行判断；‎ ‎②使增大，则根据反应，平衡向正反应方向移动即可；‎ ‎③根据图象数据结合平衡常数K的计算公式进行计算，根据K仅与温度有关及反应为放热来判断改变条件；‎ ‎（2）①首先根据氢离子的移动方向来确定正负极，然后根据原电池原理，最后书写电极反应式；‎ ‎②整个电路中转移电子的数目相等，可以根据电子转移的数目相同来列出已知物质和未知物质之间关系式，然后通过关系来求解．‎ ‎【解答】解：（1）①A．CO2的体积分数在混合气体中保持不变，则能说明达到平衡状态，故A正确；‎ B．单位时间内有1.2mol H﹣H断裂，同时有0.8mol O﹣H键生成，不能体现正逆反应，故不能说明达到平衡状态，故B错误；‎ C．密度＝，总质量一定，体积一定，故密度一定，故混合气体的密度不再发生改变不能说明达到平衡状态，故C错误；‎ D．H2O与CH3OH都是产物，并且按照1：1的比例生成，所以H2O与CH3OH的物质的量浓度之比一直为1：1，不能说明达到平衡状态，故D错误；‎ 故选A；‎ ‎②要使增大，‎ A．升高温度，平衡逆向移动，所以减小，故A错误；‎ B．恒温恒容下充入He（g），平衡不移动，所以不变，故B错误；‎ C．将H2O（g）从体系中分离，平衡正向移动，所以增大，故C正确；‎ D．恒温恒容再充入2mol CO2和3mol H2，等效于开始加入4molCO2和6molH2，压强增大，平衡正向移动，所以增大，故D正确；‎ 故选：CD；‎ ‎③由图象数据CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）得 开始浓度：1 1.5 0 0‎ 转化浓度：0.25 0.75 0.25 0.25 ‎ 平衡浓度：0.75 0.75 0.25 0.25 ‎ 所以K＝＝0.20，则要使K＝1，又反应放热所以降低温度使平衡向正反应方向移动，故答案为：0.20；D；‎ ‎（2）①N区是质子流入的一极，应是原电池的正极，发生还原反应，电极反应式为O2+4e﹣+4H+＝2H2O，故答案为：O2+4e﹣+4H+＝2H2O；‎ ‎②用惰性电极，电解饱和食盐水总的电极反应式为2Cl﹣+2H2O H2↑+Cl2↑‎ ‎+2OH﹣，pH值变为13时，pOH＝1，C（OH﹣）＝10﹣1mol/L，n（OH﹣）＝10﹣1mol/L×300mL×10﹣3L/mL＝0.03mol，由方程式CH3OH﹣6e﹣+H2O＝CO2+6H+，2Cl﹣+2H2O H2↑+Cl2↑+2OH﹣，‎ 可知 CH3OH～6e﹣～6OH﹣‎ ‎ 32g 6mol ‎ m（CH3OH） 0.03mol 则m（CH3OH）＝32g×0.03mol×mol＝0.16g，‎ 故答案为：0.16．‎ ‎20．【分析】（1）①反应能否自发进行根据公式△G＝△H﹣T△S＜0计算；‎ ‎②反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不再发生改变，由此衍生的一些物理量也不变，以此判断；‎ ‎（2）①第二组温度比第一组高，反应物物质的量比第一组减半，但是平衡时CO2的物质的量比第一组的一半少，表明该反应为放热反应；‎ ‎②利用三段式计算平衡时，各组分的物质的量，该反应是气体体积不变的反应，故利用物质的量代替浓度代入平衡常数表达式计算平衡常数；‎ ‎（3）①根据pKa越小，电离平衡常数Ka越大，则对应酸的酸性就强，利用酸越弱则强碱弱酸盐的水解程度越大来分析；‎ ‎②H2SO3与KOH以1：1的物质的量比反应生成KHSO3，利用KHSO3溶液呈酸性，则HSO3﹣的电离大于其水解来分析．‎ ‎【解答】解：（1）①由热化学反应方程式可知，反应为焓增，熵增过程，即△H＞0、△S＞0，△G＝△H﹣T△S＜0时反应能自发进行，较高温度下才能保证△G＝△H﹣T△S＜0；‎ 故答案为：较高温度；‎ ‎②A．无论反应是否达到平衡状态，都存在c（CO）＝c（H2），故A错误；‎ B.1mol H﹣H键断裂的同时断裂2molH﹣O键，说明正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故B正确；‎ C．反应在一个容积不变的密闭容器中进行，容器中的压强由气体的物质的量决定，当压强不变时，气体的物质的量就不变，气体的物质的量浓度也不变，说明达到平衡，故C正确； ‎ D．消耗H2O的速率和生成H2的速率都指正反应速率，故D错误；‎ 故答案为：BC；‎ ‎（2）①实验1中CO的转化率为×100%＝40% 实验2中CO的转化率为 ×100%＝20%则实验1的转化率大于实验2，则说明温度升高平衡向逆反应方向移动，正反应放热；‎ 故答案为：＜；‎ ‎②平衡时CO的物质的量为1.6mol，则：‎ ‎ CO（g）+H2O（g）⇌CO2（g）+H2（g），‎ 开始（mol）：2 1 0 0‎ 变化（mol）：0.4 0.4 0.4 0.4‎ 平衡（mol）：1.6 0.6 0.4 0.4‎ 该反应前后气体体积不变，故利用物质的量代替浓度计算平衡常数，故900℃时该反应平衡常数k＝＝0.17，‎ 故答案为：0.17；‎ ‎（3）①由pKa数据可知，亚硫酸的pKa小于碳酸，则酸性比碳酸的强，相同浓度的NaHSO3溶液比NaHCO3溶液中酸根离子的水解程度弱，则NaHSO3溶液的pH小，即bl＜b2，故答案为：＜；‎ ‎②反应后溶液的溶质为KHSO3，又KHSO3溶液呈酸性，则HSO3﹣的电离大于其水解，电离生成SO32﹣离子，水解生成H2SO3，则c（K+）＞c（HSO3﹣）＞c（SO32﹣）＞c（H2SO3），故答案为：c（K+）＞c（HSO3﹣）＞c（SO32﹣）＞c（H2SO3）．‎