化學高三二模
① 高三化學一模前最綜合試卷還是專題訓練卷好
在高三化學一模前，進行地毯式復習時，綜合類試卷是最佳選擇。這類試卷覆蓋了化學學科的各個知識點，幫助考生全面掌握知識，為考試做好准備。綜合試卷不僅能檢驗考生對基礎知識的掌握情況，還能鍛煉考生的解題能力。
其次，專題訓練在復習過程中也非常重要。通過專題訓練，考生可以針對自己薄弱的知識點進行深入學習和練習，提高學習效率。專題訓練有助於考生掌握每個知識點的核心內容和解題技巧，為考試打下堅實的基礎。
二模後，考生應進行難點和易錯點的整理復習。在這一階段，考生需要對考試中經常出現的難點和易錯點進行系統復習，避免在考試中再次犯同樣的錯誤。考生可以通過查閱相關資料、請教老師或同學，找到解決這些難點和易錯點的有效方法。
精銳郭老師指出，綜合類試卷和專題訓練結合使用，可以更好地幫助考生提高化學成績。綜合試卷有助於全面復習，而專題訓練則有助於深入學習。通過這樣的復習策略，考生能夠更好地應對考試，提高自己的考試成績。
在復習過程中，考生還需要注意保持良好的心態，避免過度緊張。考生可以適當參加一些放鬆身心的活動，如運動、聽音樂或閱讀，以保持良好的精神狀態。同時，考生還應該合理安排復習時間，避免過度疲勞。
總之，高三化學一模前，綜合類試卷和專題訓練是兩種非常有效的復習方法。考生可以根據自己的實際情況，選擇適合自己的復習策略，提高考試成績。
② 一道高中化學平衡問題
先提供下答案:
1.濃度大小關系:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)
2.加燒鹼後,c(S2-)增大,c(H+)減小
3.加無水硫酸銅後,c(S2-)減小,電離平衡向電離方向移動,c(H+)增大
解析如下:
1.在氫硫酸是二元弱酸,在其溶液中存在著兩步電離平衡:
H2S=(可逆號)H+ + HS- , HS-=(可逆號)H+ +S2-
第二步電離遠遠小於第一步電離的程度,故c(HS-)>c(S2-).
再由電荷守恆:c(H+)=c(HS-)+2c(S2-)+c(OH-)
所以:c(H+)>c(HS-)>c(S2-)
2.加入燒鹼,即相當於加入了OH-,發生反應:H+ + OH- =H2O,使c(H+)濃度減小且促進電離,c(S2-)增大.(說明:若是大量固體燒鹼,還要考慮燒鹼溶解時放老猜侍熱,同樣會促進電離).
3.加入無水硫酸銅,由於Cu2+ +S2- =CuS(黑色沉澱),故c(S2-)濃度減小且促進電離,電離平衡向電離方向移動,c(H+)增大.
第四章 電離平衡和酸鹼理論
§本章摘要§ 1.強電解質的電離
問題的提出 德拜-休克爾理論
2.弱電解質的電離平衡
水的電離平衡 弱酸和弱減的電離平衡 緩沖溶液 鹽效應 酸鹼指示劑
3.鹽類的水解
水解的概念 水解平衡的計算 影響水解平衡的因素
4.酸鹼理論的發展
酸鹼的質子理論兆擾（Bronsted 理論） 酸鹼的電子理論 （Lewis 理論）
§2.弱電解質的電離平衡
一.水的電離平衡
1. 水的離子積常數
式中的 K 稱為水的離子積常數，經常用 Kw 表示。
Kw 是標准平衡常數，式中的濃度都是相對濃度。由於本章中使用標准濃度極其頻繁，故省略除以的寫法。要注意它的實際意義。
H2O = H+ + OH- H > 0 吸熱反應。 溫度升高時，K 值變大。
溫度 / K 273 295 373
Kw 0.13 1.0 74
在溶液中，只要有 H2O, H+, OH- 三者共存，之間就存在如下的數量關系： [ H+ ] [ OH- ] = Kw 不論溶液是酸性，鹼性，還是中性。
常溫下，[ H+ ] = ，表示中性。因為這時: Kw = 1.0
非常溫時，溶液的中性只能是指: [ H+ ] = [ OH- ] 2 pH 值和 pOH 值
pH 表示 - lg [ H+ ]
pOH 表示 - lg [ OH-]
因為 [ H+ ] [ OH- ] = 1.0
所以 pH + pOH = 14
pH 和 pOH 一般的取值范圍是 1 - 14 , 但也有時超出,
如 [ H+ ] = 10 , 則 pH = -1
二 弱酸和弱減的電離平衡
1 電離平衡常數
將醋酸的分子式簡寫成 HAc , 用 Ac- 代表醋酸根 , 則醋酸的電離平衡可以表示成:HAc = H+ + Ac-
用 表示酸式電離的電離平衡常數，經常簡寫作 。且:
氨水 NH3·H2O 是典型的弱鹼，用 ( 簡寫成 ) 表示鹼式電離常數，則有:NH3·H2O = NH4+ + OH-
以 H2S 為例，討論二元弱酸的分步電離平衡，
第一步 H2S = H+ + HS-
第二步 HS- = H+ +
第一步和第二步的兩個方程式相加，得:
H2S = 2H+ +
平衡常數表示處於平衡狀態的幾種物質的濃度關系，確切地說是活度的關系。但是在我們的計算中，近似地認為活度系數 f = 1，即用濃度代替活度。 , 的大小可以表示弱酸和弱鹼的離解程度，K 的值越大，則弱酸和弱鹼的電離程度越大。 2 關於電離平衡的計算
例 1. 已知 HF 的 Ka = 6.6 。求 0.01 的 HF 溶液的 [ H+ ] 。
不能近似計算
解得 x = 2.26[ H+ ] = 2.26 若近似計算 x = 2.57 相對誤差為 14 % , 過大。
例 2. 求 0.10 的 HAc 的 [ H+ ] , pH 值和電離度。
解：
將平衡濃度代入平衡常數的表達式中:
電離度很小，電離掉的 HAc 也很少。這一點從 K = 1.8 就已經很清楚了。侍吵
起始濃度用 C0 表示，C0 = 0.10 , 已解離部分為 x = 1.33, C0>> x , 可以近似地有 C0 - x C0 , 0.10 - x 0.10 . 利用這種 近似，可以簡化計算，避免用公式法解一元二次方程。
則有:
誤差很小。 近似計算要有條件，以保證誤差小。當
可以近似計算。若不滿足條件而進行近似計算，誤差就會很大。 例 3 求 0.05 H2S 溶液的 [ H+ ] , [ HS-] 和 [ ], 已知 K1 = 1.3 , K2 = 7.1
分析: H2S 的 K1 是 K2 的 倍，由第二步電離出的 H+ 極少。 其餘的二元弱酸，如 H2CO3 , H2C2O4 也是這樣。這是由於兩個方面的原因造成的。首先， H2S 中電離出的 H+ 要克服 HS- 的吸引， 而從 HS- 中電離出的 H+ 要克服 的吸引，故後者更難。其次， 從平衡的角度看問題，第一步電離出的 H+ , 使第二步的電離平衡左移。結論是，二元弱酸的 [ H+ ] 由第一步電離決定。
值得注意的是，
1） 二元弱酸的酸根的濃度等於 K2 ，
2） 在同一溶液中，同一種離子只能有一個濃度。第二步電離出的 [ H+] 與 [ ] 一定相等，但計算過程中任何一個 [ H+ ] 都不表示 第二步 的 [ H+ ] 。
[ ] 的又一種求法：H2S = 2 H+ +
三 緩沖溶液
1 同離子效應
HAc = H+ + Ac - 達到平衡，向溶液中加入 固體 NaAc， 強電解質完全電離:
NaAc = Na+ + Ac-
由於Ac- 的引入，破壞了已建立的弱電解質的電離平衡.
HAc = H+ + Ac -
Ac - 增多, 使平衡左移，使 HAc 的電離度減小。
定義: 在弱電解質的溶液中，加入與其具有相同離子的強電解質，從而使電離平衡左移，降低弱電解質的電離度。這種現象稱為同離子效應。
例 4 已知 = 1.8 , 計算 0.10 的 NH3·H2O 的 [ OH- ]；若向其中加入固體 NH4Cl , 使 [NH4 +] 的濃度達到 0.20 , 求 [ OH-] 。
[ OH- ] = 9.0 , [ OH- ] 明顯降低， % 電離度也明顯降低。 2 緩沖溶液的概念
某化學反應:
要求在 pH = 7 的條件下進行 ( 6 - 8 亦可 ). 現在 1 的水溶液中，擬將 0.01 mol 的 轉化成 MY。實際上，當反應進行 5 % 時，即產生 1.0mol 的 ， 使溶液的 pH = 3, 早已破壞了反應條件。如何控制反應體系的 pH 值，以滿足反應的條件呢？
人們研究出一種能夠抵抗外來少量酸鹼的影響和較多水的稀釋的影響，保持體系 pH 值變化不大的溶液，我們稱之為緩沖溶液。
若向 1 pH = 7 的水中，加入酸鹼，則:
0.010 mol HCl pH = 2
0.010 mol NaOH pH = 12
若向 1 的 [ HCN ] = 0.10 + [ NaCN ] = 0.10 溶液中（ pH = 9.40 ) , 加入酸鹼 ，則加入:
0.010 mol HCl pH = 9.31
0.010 mol NaOH pH = 9.49
而用水稀釋，體積擴大 10 倍時，pH 基本不變。
可以認為 0.10 HCN 和 0.10 NaCN 的混合溶液，是一種緩沖溶液，可以維持體系的 pH 值為 9.40 左右。
3 緩沖作用原理
[HCN] = 0.10 + [NaCN] = 0.10 的 HCN 和NaCN 的混合溶液，為什麼具有緩沖作用呢？
由於 Ka = 4.0, 加上同離子效應，故 HCN 極少解離，可以認為 [ HCN ] = 0.10
當 [ HCN ] = [ CN- ] = 0.10 時 , [ H+ ] = Ka = 4.0 , pH = 9.40
外來少量 H+ 時, 與之結合生成 HCN , 於是 [ HCN ] 略增, [ ] 略減 ; 外來少量 OH- 時, HCN與之反應生成 , 於是 [ HCN ] 略減, [ ] 略增 ; 但當 H+ 或 OH- 很少時, 總會近似有: [ HCN ] = [ ] = 0.10 , 故 pH 值變化不大。
用水稀釋，使體積擴大 10 倍時，仍會近似有 [HCN] = [] , 故 pH 值變化亦不大。HCN - 其中一個可以抵抗 H+, 另一個可以抵抗 OH- , 我們稱其為緩沖對。
若外來的 H+ 或 OH- 的量很大時，[ HCN ] 和 [ CN- ] 將發生很大的變化，不再近似相等。這時， pH 值的變化就會大了。若稀釋到 Co/Ka < 400 , 不能近似計算時， pH 值的變化也會很大。故緩沖對的濃度大時，緩沖能力強，我們說它的緩沖容量大。
下面是緩沖對的一些例子:
4 緩沖溶液的計算
例 5 1 溶液中， [ HCN ] = 0.10 ，
[ NaCN ] = 0.10 ，組成緩沖溶液，求其 [ H+ ] 和 pH 值。當分別向其中加入 0.01 mol 鹽酸和氫氧化鈉時， pH 值各變成多少。已知 HCN 的 Ka = 4.0 , 且忽略體積的微小變化 。
※加入 0.01mol 鹽酸 , 即引入 0.01mol H+，最大的變化為
[ ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ HCN ] = 0.10 + 0.01 = 0.11
pH = 9.31
※加入 0.01mol 氫氧化鈉, 即引入 0.01mol OH- ，最大的變化為: [ HCN ] = 0.10 - 0.01 = 0.09, [ ] = 0.10 + 0.01 = 0.11
同理可得 [ H+ ] = 3.27 , pH = 9.49
對式 （ 1 ）取負對數: (2)
可見緩沖溶液的 pH 值，由兩項決定：電離常數 Ka 和緩沖對中的
※為了保證緩沖能力的均衡，緩沖對中兩種物質的濃度要接近為好。 一般應在 1 /10 - 10 / 1 之間。這時有 這一 pH 值范圍，稱為緩沖范圍。當然 時最好。
※式 (2)是以弱酸為基礎的，以弱鹼為基礎的公式應為:
例 6 擬配製 pH = 7 的緩沖溶液，如何從下列信息中選擇緩沖 對？配比應如何？
解：
可以使 NaH2PO4 和 Na2HPO4 的摩爾比為 1.62 ， 注意兩者的濃度皆不宜太小 ，以保證緩沖容量。
四 鹽效應
在 NH3·H2O 中加入與其沒有共同離子的 KCl , 對 NH3·H2O 的電離度是否會有影響呢？ 實驗結果表明，電離度增大。 為什麼？
例 7 向 0.10 的 NH3·H2O 中加入 KCl ，使 KCl 的濃度達到 0.2 ，求 [ OH- ] 和電離度。已知 Kb = 1.8
解： KCl 的加入，使溶液中的離子濃度增大，離子氛的作用加強，活度系數 f 變小。KCl 的濃度達到 0.2 時，f = 0.7 . NH3·H2O = NH4+ + OH- 用活度表示平衡常數：.
若不考慮活度系數，或認為 f = 1 , 則 [ OH- ] = 1.34 , = 1.34 %
若考慮活度系數，則:
在此，[ OH- ] = 1.9, 說明已經解離了這些, 才使得活度為 1.34 , 故 = 1.9 % 。 加入 KCl ，使電離度增大，這種作用稱為鹽效應。
關於鹽效應，要注意以下問題： 1）鹽效應的影響不大； 2）有同離子效應存在時，不必考慮鹽效應； 3）不要求計算，只要求會討 論問題。
五 酸鹼指示劑
1 指示劑的變色原理
能通過顏色變化指示溶液的酸鹼性的物質，如石蕊，酚酞，甲基橙等，稱為酸鹼指示劑。酸鹼指示劑一般是弱的有機酸。 現以甲基橙為例，說明指示劑的變色原理。甲基橙的電離平衡表示如下：
分子態 HIn 顯紅色， 而酸根離子 In- 顯黃色。當體系中 H+ 的濃度大時，平衡左移，以分子態形式居多時，顯紅色；當體系中 OH- 的濃度大時，平衡右移，以離子態形式居多時，顯黃色。究竟 pH = ? 時，指示劑的顏色發生變化，則與弱酸 HIn 的電離平衡常數 Ka 的大小有關。
2 變色點和變色范圍
仍以甲基橙為例， HIn = In- + H+ Ka = 4 當 [ In- ] = [ H In ] 時，[ H+ ] = pKa = 4 , pH = pKa = 3.4，顯橙色，介於紅色和黃色之間。
當 pH < 3.4 , H In 占優勢時，紅色成分大；
當 pH > 3.4 , In- 占優勢時，黃色成分大；
故 pH = pKa 稱為指示劑的理論變色點。甲基橙的理論變色點為 pH = 3.4, 酚酞的理論變色點為 pH = 9.1。 距離理論變色點很近時，顯色並不明顯，因為一種物質的優勢還不夠大。 當 [ HIn ] = 10 [ In- ] 時， 顯紅色， 當 [ In- ] = 10 [ H In ] 時，顯黃色。
這時有關系式 pH = pKa 1 , 這是指示劑的變色范圍。各種顏色互相掩蓋的能力並不相同。紅色易顯色，對甲基橙，當 [ HIn ] = 2 [ In- ] 時，即可顯紅色；而當 [ In- ] = 10 [ H In ] 時，才顯黃色。 故甲基橙的實際變色范圍為 pH 值在 3.1 和 4.4 之間。酚酞 8.0 - 10.0 。選用指示劑時，可以從手冊中查找其變色點和實際變色范圍。
③ （2了11長寧區二模）野炊活動過程會涉及許w化學知識的運用．某次野炊活動中，同學們攜帶了鐵鍋、牛肉、
（1）食鹽是Nad得，去污粉的主要成份是NaHdO3，而食醋（dH3dOOH）正好可以與兩者發生反應，與Nad得反應沒有氣體生成，與NaHdO3反應有氣體生成，據此可以鑒別，把兩者區分開來；
（q）因為火焰的外焰溫度最高，所以小明生火後小心調節野炊鍋到合適的高度，是為了使用火的外焰；
（3）因為溶液的特徵具有均一性、穩定性，故取少量湯進行品嘗就可知道整鍋湯鹽味如何；
（4）鐵的性質有一點是在潮濕空氣中會生銹，因此要防鐵鍋生銹，就需保持其乾燥．
故答案為：（1）食醋；有氣泡產生的是去污粉，另一種就是食鹽；（q）d；（3）均一性；（4）防止鐵鍋生銹．
④ 高中化學，我只要問第四小題 （松江二模）
只有BD在平衡狀態啊，AC都在平衡移動中。平衡狀態特點之一是各物質物質的量啊比例分數啊濃度啊都不變了，反映在圖像上就是一條直線啊
⑤ 2022廣東二模化學答案解析-附廣東二模化學試卷2022
2022年廣東省高三畢業班綜合測試二（廣東二模）將於4月26日開考，其中化學考試安排在4月28日上午八點半開始，本文將在考試結束後，為大家更新2022廣東二模歷史試卷及答案解析，供各位考生查閱。
一、2022廣東二模化學試卷
廣東二模考試是高考前非常重要的一次考試，對於高三學子來說，具有非常大的參考價值，考生可以藉此查缺補漏，了解自己的不足並且及時進行改正，這樣才能在高考中獲得更好的成績。
雖說模擬考試成績對於高考來說具有一定參考價值，但也並不能完全代表各位考生的高考水平，因此不管是考好還是考差的考生，都不要因此而氣羸或者是驕傲，保持平穩的心態在高考中正常發揮才是最關鍵的。