命题点
1．化学反应速率和化学平衡
（1）了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。
（2）了解催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。
（3）了解化学反应的可逆性。
（4）了解化学平衡建立的过程。理解化学平衡常数的含义，能够利用化学平衡常数进行简单的计算。
（5）理解外界条件（浓度、温度、压强、催化剂等）对反应速率和化学平衡的影响，认识其一般规律。
（6）了解化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。
2．电解质溶液
（1）了解电解质的概念。了解强电解质和弱电解质的概念。
（2）了解电解质在水溶液中的电离，以及电解质溶液的导电性。
（3）了解弱电解质在水溶液中的电离平衡。
（4）了解水的电离，离子积常数。
（5）了解溶液pH的定义。了解测定溶液pH的方法，能进行pH的简单计算。
（6）了解盐类水解的原理、影响盐类水解程度的主要因素、盐类水解的应用。
（7）了解离子反应的概念、离子反应发生的条件。了解常见离子的检验方法。
（8）了解难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质。
3．以上各部分知识的综合应用。
关联点
高中化学对于化学平衡共研究三个问题，反应快慢问题、反应程度问题、反应方向问题（见下面左图）。在反应快慢问题上具体讨论了三个问题：①反应快慢的量化（化学反应速率的计算），②比较反应快慢的方法，③改变反应快慢方法（化学反应速率的影响因素）；在反应程度问题研究了两个问题：①反应程度的量化（平衡常数、转化率、产率等的计算），②两个平衡比较（等效平衡、两种物质酸或碱性比较、盐类水解程度比较、难溶物溶解度的比较等）；在反应方向问题上研究了三个问题：①提供物质用量判断反应进行的方向，②提供条件改变信息，确定反应进行的方向，③改变反应方向的方法。
在四种平衡体系中，电离平衡、水解平衡和溶解平衡是在水溶液中建立的化学平衡，是化学平衡原理的具体应用（关系见上图），是考虑了溶质与溶剂之间相互影响的平衡体系，由此产生了溶液酸碱性的判断、pH计算、中和滴定、盐类水解、溶解平衡等知识。
化学平衡是高考必考题目之一，难点在于考查学生对强弱、大小、先后等对研究对象的影响，在于对影响因素合理分析，如混合溶液中各种成分的判断、计算、大小比较等，是主次关系的判断问题，是借助化学实验、化学事实、文献资料及化学原理等，解决实际问题能力方面的综合考查，需要强化训练。
设问点
1．如何判断化学平衡状态？
（1）直接标志
①ν正= ν逆（同一物质，该物质的生成速率等于它的消耗速率；不同的物质，速率之比等于计量数之比，但必须是不同方向的速率。即一个是ν正一个是ν逆，且两者之比等于计量数之比，才能判断是平衡状态。
②各组成成分的质量、物质的量、分子数、体积（气体）、物质的量浓度保持不变。
（2）间接标志
①各组成成分的质量分数、物质的量分数、气体的体积分数保持不变
②若反应前后的物质都是气体，且系数不等，总物质的量、总压强（恒温、恒容）、平均摩尔质量、混合气体的密度（恒温、恒压）保持不变。
③反应物的转化率、产物的产率保持不变。
④如平衡体系颜色的变化。
2．如何判断化学平衡的移动问题？
（1）分析化学平衡是否移动的一般思路——比较同一物质的正逆化学反应速率的相对大小。
（2）化学平衡移动原理——勒夏特列原理解读
原理内容：外界条件对化学平衡的影响可概括为一句话：若改变影响平衡的一个条件，平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
原理解读：
①“减弱这种改变”——升温平衡向着吸热反应方向移动；增加反应物浓度平衡向反应物浓度减小的方向移动；增压平衡向气体物质的物质的量减小的方向移动。
②化学平衡移动的结果是只“减弱”不是“抵消”。
（3）题中特别强调了容器是绝热的，要考虑反应热效应对反应自身的影响。
3．惰性气体对化学平衡的影响
4．K与化学平衡移动有什么关系？
（1）K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化、压强无关。
（2）K值越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，它的正反应进行的程度越大，即反应进行得越完全，反应物转化率越大；反之，就越不完全，转化率越小。
（3）K与反应热效应的关系：若正反应为吸热反应，升高温度，K值增大；若正反应为放热反应，升高温度，K值减小。
（4）Qc(其代数式与平衡常数K相同、代入状态量)，若Qc=K，处于平衡状态，若Qc>K，逆向建立或平衡逆向移动，若Qc<K，正向建立或平衡正向移动。
5．等效平衡的有哪些情形？
相同条件下，同一可逆反应体系，不管从正反应开始，还是从逆反应开始，达到平衡时，任何相同物质的含量(体积分数、质量分数或物质的量分数)都相同。这种化学平衡互称等效平衡。
（1）恒温恒容下
①反应前后，气体的化学计量数不同（即△r≠0），等同等效。
如：N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)
起始I/mol 1 4 0
起始II/mol a b c
等效条件：a+c=1 b+c=4
②反应前后，气体的化学计量数相同（即△r=0），等比等效。同①的起始I和起始II，其等效条件：(a+0.5c)/(b+1.5c)=1/4
（2）恒温恒压下，一定是等比等效。
6．平衡常数表达式的书写及计算注意哪几项？
（1）平衡常数表达式的书写时使用的浓度一定是平衡时的浓度，如果题中提供物质的量，均需要除以体积得到浓度；
（2）对于固体和纯液体而言，浓度均用1来表示；
（3）K有单位，其单位与表达式有关；除化学平衡常数外，其它常数一般不写单位；
（4）用压强表示平衡常数P分=P总×物质的量分数，带入表达式即可；
（5）化学中几种常数的比较：
常数
随温度升高的变化
化学平衡常数
放热反应：减小；吸热反应：增大
电离平衡常数
增大
水的离子积常数
增大
水解常数
增大
溶度积常数
绝大多数增大，极少数减小如Ca(OH)2的溶度积常数]
（6）电离常数随温度而变化，但由于电离过程热效应较小，温度改变对电离常数影响不大，其数量级一般不变，所以室温范围内可忽略温度对电离常数的影响。电离常数与弱酸、弱碱的浓度无关，同一温度下，不论弱酸、弱碱的浓度如何变化，电离常数是不会改变的。
7．pH计算应注意哪些问题？
（1）外界条件是否指室温；
（2）当酸、碱混合后，首先要判断溶液的酸碱性，然后再计算c(H+)或c(OH-)，最后求得溶液的pH；
（3）要特别注意溶液中的c(H+)和由水电离出的c(H+)之差异，否则容易走向误区。
8．如何实现沉淀的形成、溶解与转化？
（1）欲沉淀某种离子时，应尽量选择让该离子形成的沉淀溶解度足够小的试剂，同时尽量增大与该离子形成沉淀的离子浓度，以使该离子沉淀更完全。
（2）沉淀可由一些合适的试剂，如酸、盐等溶解。
（3）沉淀的转化规律从溶解度小的转化为溶解度更小的。
集训点
一、单项选择题（每个小题只有一个正确选项）
1．对反应A＋BAB来说，常温下按以下情况进行反应：①20mL溶液中含A、B各0.01mol ②50mL溶液中含A、B各0.05mol ③0.1mol·L－1的A、B溶液各10mL④0.5mol·L－1的A、B溶液各50mL，四者反应速率的大小关系是( )
A．②>①>④>③B．④>③>②>①C．①>②>④>③D．①>②>③>④
2．在密闭容器中进行反应：X(g)+3Y(g)2Z(g)，有关下列图象的说法正确的是( )
A．依据图a可判断正反应为吸热反应B．在图b中，虚线可表示压强增大
C．若正反应的ΔH<0，图c可表示升高温度使平衡向逆反应方向移动
D．由图d中气体平均相对分子质量随温度的变化情况，可推知正反应的ΔH>0
3．已知2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g) ΔH＝Q(Q＜0)，向同温、同体积的三个真空密闭容器中分别充入气体：(甲)2molSO2和1molO2；(乙)1molSO2和0.5molO2；(丙)2molSO3；恒温、恒容下反应达平衡时，下列关系一定正确的是( )
A．容器内压强p：p甲＝p丙＞2p乙B．SO3的质量m：m甲＝m丙＞2m乙
C．c(SO2)与c(O2)之比k：k甲＝k丙＞k乙D．反应放出或吸收热量的数值Q：Q甲＝Q丙＞2Q乙
4．(2012·福建理综，12)一定条件下，溶液的酸碱性对TiO2光催化染料R降解反应的影响如下图所示。下列判断正确的是( )
A．在0～50 min之间，pH＝2和pH＝7时R的降解百分率相等
B．溶液酸性越强，R的降解速率越小
C．R的起始浓度越小，降解速率越大
D．在20～25 min之间， pH＝10时R的平均降解速率为0.04 mol·L－1·min－1
5．在恒温恒容的密闭容器中，发生反应：3A(g)＋B(g)xC(g)。Ⅰ．将3 mol A和2 mol B在一定条件下反应，达平衡时C的体积分数为a；Ⅱ．若起始时A、B、C投入的物质的量分别为n(A)、n(B)、n(C)，平衡时C的体积分数也为a。下列说法正确的是( )
A．若Ⅰ达平衡时，A、B、C各增加1 mol，则B的转化率将一定增大
B．若向Ⅰ平衡体系中再加入3 mol A和2 mol B，C的体积分数若大于a，可断定x>4
C．若x＝2，则Ⅱ体系起始物质的量应满足3n(B)>n(A)＋3
D．若Ⅱ体系起始物质的量满足3n(C)＋8n(A)＝12n(B)，则可判断x＝4
6．为探究Fe3+和Cu2+对H2O2分解反应的催化效果，甲、乙两组同学分别设计了如图1、图2所示的实验。下列叙述中不正确的是( )
A．图1实验可通过观察产生气泡的快慢来比较反应速率的大小
B．若图1所示的实验中反应速率为①＞②，则一定说明Fe3+比Cu2+对H2O2分解的催化效果好
C．用图2装置比较反应速率，可测定在相同状况下反应产生的气体体积及反应时间
D．为检查图2装置的气密性，可关闭A处活塞，将注射器活塞拉出一定距离，一段时间后松开活塞，观察活塞是否复原
7．已知某酸H2B在水溶液中存在下列平衡：①H2BH+＋HB-，②HB-H＋＋B2-。关于该酸对应的酸式盐NaHB的溶液，下列说法中，一定正确的是 ( )
A．NaHB属于弱电解质B．溶液中的离子浓度c(Na+)＞c(HB-)＞c(H+)＞c(OH-)
C．c(Na+)＝c(HB-)＋c(B2-)＋c(H2B)D．NaHB和NaOH溶液反应的离子方程式为H++OH-H2O
8．下列各表述与示意图一致或实验装置(固定装置略去)与操作正确的是( )
A．(2010高考·天津卷，6，A)图①表示25℃时，用0.1 mol·L－1盐酸滴定20 mL 0.1 mol·L－1 NaOH溶液，溶液的pH随加入盐酸体积的变化
B．(2010高考·天津卷，6，C)图②表示10 mL 0.01 mol·L－1 KMnO4酸性溶液与过量的0.1 mol·L－1 H2C2O4溶液混合时，n(Mn2＋) 随时间的变化
C．(2010高考·重庆卷，7，B)图③装置表示未知浓度的NaOH溶液滴定0.2000 mol/L 的HCl溶液的操作，以测定NaOH溶液的浓度
D．(2010高考·安徽卷，8，A)图④装置表示量取15.00 mL NaOH溶液的操作
9．化学平衡常数K、弱电解质的电离平衡常数Ka或Kb及溶度积常数Ksp是高中化学中常见的几种常数。它们都能反映相应的可逆变化进行的程度，下列关于以上常数的说法正确的是( )
A．对于可逆反应，若改变条件使平衡右移，则达到新的平衡时的平衡常数K一定增大
B．一定温度下，在amol·L-1的饱和石灰水中加入适量的bmol·L-1CaCl2溶液(b>a)，则一定有Ca(OH)2析出
C．相同温度时，CH3COOH的电离平衡常数Ka与NH3·H2O的电离平衡常数Kb相等，所以NH4HCO3的水溶液显碱性
D．升高温度，以上常数均增大
10．N2O5是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生以下反应：2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g) ΔH>0
T1℃时，向密闭容器中通入N2O5，部分实验数据见下表：
t/s
0
500
1 000
1 500
c(N2O5)/mol·L-1
5.00
3.52
2.50
2.50
下列说法中不正确的是( )
A．500 s内N2O5分解速率为2.9610-3mol·L-1·s-1
B．T1℃下的平衡常数K1=125，平衡时N2O5的转化率为50%
C．T1℃下的平衡常数为K1，T2温度下的平衡常数为K2，若T1>T2，则K1<K2
D．达平衡后其他条件不变，将容器的体积压缩到原来的1/2，则再次平衡时c(N2O5)>5.00 mol·L-1
二、填空题
11．甲醇是一种重要的化工原料，在生产中有着重要的应用．工业上用甲烷氧化法合成甲醇的反应有：
（Ⅰ）CH4(g) +CO2(g)2CO(g) +2H2(g) △H= +247.3kJ·mol-1
（Ⅱ）CO(g) +2H2(g)CH3OH(g) △H=-90.1kJ·mol-1
（Ⅲ）2CO(g) +O2(g)2CO2(g) △H=-566.0kJ·mol-1
（1）用CH4和O2直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为。
（2）400℃时，向4L恒容密闭容器中通入6molCO2和6molCH4，发生反应（Ⅰ），平衡体系中各组分的体积分数均为1/4，则400℃时该反应的平衡常数K=。若温度升高至500℃，则反应（Ⅰ）的平衡常数K会。（填“增大”或“减小”）。
（3）工业上可通过甲醇羰基化法制取甲酸甲酯，其反应的热化学方程式为：CH3OH(g) +CO(g) HCOOCH3(g) △H=-29.1kJ·mol﹣1，科研人员对该反应进行了研究，部分研究结果如下：
图1 图2
①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率”看，工业制取甲酸甲酯应选择的压强是（填“3.5×106Pa”、“4.0×106Pa”或“5.0×106Pa”）。
②实际工业生产中采用的温度是80℃，其理由是。
（4）直接甲醇燃料电池（简称DMFC）由于其结构简单，能量转化率高、对环境无污染，可作为常规能源的替代品而越来越受到关注．DMFC的工作原理如图2所示，通入a气体的电极时电池的（填“正”或“负”），其电极反应式为。
12．雾霾由多种污染物形成，其中包含颗粒物（包括PM2.5在内）、氮氧化物（NOx）、CO、SO2等．化学在解决雾霾污染中有着重要的作用．
（1）已知：2SO2(g) +O2(g)2SO3(g) △H=-196.6kJ·mol-1
2NO(g) +O2(g)2NO2(g) △H=-113.0kJ·mol-1
则反应NO2(g) +SO2(g)SO3(g) +NO(g) △H=kJ·mol-1．
一定条件下，将NO2与SO2以体积比1：2置于恒温恒容的密闭容器中发生上述反应，下列能说明反应达到平衡状态的有。
a．体系密度保持不变b．混合气体颜色保持不变
c．SO2和NO的体积比保持不变d．每消耗1mol SO3的同时生成1mol NO2
测得上述反应平衡时NO2与SO2体积比为1：5，则平衡常数K=。
（2）CO、CO2都可用于合成甲醇
①CO用于合成甲醇反应方程式为：CO(g) +2H2(g)CH3OH(g)，CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图1所示．实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右，选择此压强的理由是。
②CO2用于合成甲醇反应方程式为：CO2(g) +3H2(g)CH3OH(g) +H2O(g)，图2是科学家现正研发的，以实现上述反应在常温常压下进行的装置．写出甲槽的电极反应。
（3）图3是一种用NH3脱除烟气中NO的原理。
①该脱硝原理中，NO最终转化为H2O和。（填化学式）
②当消耗2mol NH3和0.5molO2时，除去的NO在标准状况下的体积为L。
（4）NO直接催化分解（生成N2和O2）也是一种脱硝途径．在不同条件下，NO的分解产物不同．在高压下，NO在40℃下分解生成两种化合物，体系中各组分物质的量随时间变化曲线如图4所示，写出NO分解的化学方程式。
图1 图2
图3 图4
集训点参考答案：
题号
答案
解析
1
A
①中c(A)＝c(B)＝0.02L(0.01mol)＝0.5mol·L－1；
②中c(A)＝c(B)＝0.05L(0.05mol)＝1mol·L－1；
③中c(A)＝c(B)＝2(0.1mol·L－1)＝0.05mol·L－1；
④中c(A)＝c(B)＝2(0.5mol·L－1)＝0.25mol·L－1；
在其他条件一定的情况下，浓度越大，反应速率越大，所以反应速率由大到小的顺序为②>①>④>③。
2
C
A项，据图a知：当反应达到平衡后，由于升高温度，v(逆)>v(正)，平衡逆向移动，根据平衡移动原理：升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动，因此可判断正反应为放热反应，错误；B项，在图b中，平衡未移动，但是达到平衡所需要的时间缩短，由于该反应是气体体积减小的反应，所以虚线不可表示压强增大，只能表示是加入了催化剂，错误；C项，若正反应的ΔH<0，升高温度，根据平衡移动原理，平衡逆向移动，故可以用图c表示升高温度使平衡向逆反应方向移动，正确；D项，由于升高温度，气体的平均相对分子质量增大，则根据平衡移动原理，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，平衡逆向移动，推知正反应的ΔH<0，错误。
3
B
甲、丙属于等效平衡，乙相当于把甲的体积扩大1倍，平衡逆向移动。A项，压强p：p甲=p丙＜2p乙；C项，k甲=k丙=k乙；D项，Q甲+Q丙=Q，Q甲＞2Q乙。
4
A
在0～50 min之间，pH=2和pH=7时反应物R都能完全反应，降解率都是100%，故A正确；pH为2、7、10时，通过曲线的倾斜程度可看出溶液的酸性越强，R的降解速率越大，故B错误；图中无法比较同一pH条件下，R的起始浓度与降解速率的关系，故C错误；20～25 min之间，pH=10时R的平均降解速率为0.2×10-4 mol·L-1/5 min=4×10－6 mol·L-1·min-1，故D错误。
5
D
A项，A、B、C各增加1 mol时，A与B不可能完全转化为C，加入的B相对量大，A的转化率增大，而B的转化率将减小，错误；B项，在Ⅰ平衡体系中再加入3 mol A和2 mol B，相当于增大了体系的压强，C的体积分数增大，说明平衡向正反应方向移动，正反应方向体积缩小，x<4，错误；C项，假设C完全转化为A、B，则n(A)＋3/2n(C)=3，n(B)＋1/2n(C)=2，即3n(B)=n(A)＋3，错误；D项，设C完全转化为A、B，则xn(A)＋3n(C)=3x，xn(B)＋n(C)=2x，即2xn(A)＋3n(C)=3xn(B)，正确。
6
B
进行对照实验时只能改变一个变量。若图1所示的实验中反应速率为①>②，则不一定说明Fe3+比Cu2+对H2O2分解的催化效果好，因为Cl－和SO4(2－)不同。
7
C
NaHB属于强电解质，A错；由于HB－的电离程度和水解程度大小未知，所以NaHB溶液的酸碱性不确定，B错；C符合物料守恒，正确；由于HB-只有部分电离，所以写离子方程式时不能拆写为H+，D错。
8
D
酸碱中和在接近终点时，pH会发生突变，曲线的斜率会很大，故A错；反应是放热反应，生成的Mn2+对该反应有催化作用，故反应速率越来越快，B选项错误；图③装置NaOH应用碱式滴定管盛装，C选项错误；图④滴定管的活塞耐强酸、强碱的新型活塞，D选项正确。
9
C
只有改变温度，化学平衡常数才会改变，A选项错误；依据KspCa(OH)2]=c(Ca2+)·c2(OH-)，加入CaCl2后溶液中的c(Ca2+)增大，但溶液体积也增大，c(OH-)降低，最终c(Ca2+)·c2(OH-)的值可能小于KspCa(OH)2]，B选项错误；C选项，由电离平衡常数相等，可知CH3COONH4显中性，但醋酸的酸性大于碳酸的酸性，所以NH4HCO3的水溶液显碱性，正确；化学反应有的吸热有的放热，升温，平衡常数K可能增大也可能减小，故D错误。
10
C
500 s内N2O5的分解速率为v(N2O5)=(5.00 mol·L-1-3.52 mol·L-1)÷500 s=2.9610-3mol·L-1·s-1，A项正确；
2N2O5(g)4NO2(g)+O2(g)
起始浓度5.0000
转化浓度2.505.001.25
平衡浓度2.505.001.25
N2O5的转化率为50%，平衡常数K=125，B项正确；由于该反应是吸热反应，故温度升高平衡常数增大，C项错误；缩小体积为原来的1/2，平衡逆向移动，N2O5浓度将大于原平衡的二倍，D项正确。
11
（1）2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(g) △H=-251.6kJ×mol-1
（2）增大
（3）①4.0×106Pa
②高于80℃时，温度对反应速率影响较小，且反应放热，升高温度时平衡逆向移动，转化率降低．
（4）CH3OH-6e-+H2O=CO2+6H+
（1）根据（Ⅰ）×2+（Ⅱ）×2+（Ⅲ），△H=2△H1+2△H2+△H3=（+247.3kJ×mol-1）×2+（﹣90.1kJ×mol-1）×2+（-566.0kJ×mol-1）=-251.6kJ×mol-1，所以用CH4和O2直接制备甲醇蒸气的热化学方程式为2CH4(g)+O2(g)2CH3OH(g) △H=-251.6kJ×mol-1
（2）CH4(g)+CO2(g)2CO(g)+2H2(g)
起始6 6 0 0
变化x x 2x 2x
平衡6﹣x 6﹣x 2x 2x
平衡体系中各组分的体积分数均为1/4，所以6﹣x=2x，解得x=2，
则此温度下该反应的平衡常数X=1，反应是吸热反应，升温平衡正向进行，若温度升高至500℃，则反应（Ⅰ）的平衡常数K会增大；
（3）①从反应压强对甲醇转化率的影响“效率“看，图象中转化率变化最大的是4.0×106Pa；②依据图象分析温度在高于80°C对反应速率影响不大，反应是放热反应，温度过高，平衡逆向进行，不利于转化率增大；
（4）根据图知，交换膜是质子交换膜，则电解质溶液呈酸性，根据氢离子移动方向知，通入a的电极为负极、通入b的电极为正极，负极上甲醇失去电子发生氧化反应，负极反应式为 CH3OH﹣6e﹣+H2O=CO2+6H+，正极上氧气得电子发生还原反应，电极反应式为O2+4e﹣+4H+=2H2O。
12
（1）-41.8bc1.8。
（2）①此压强下CO的转化率已较高，再增大压强转化率提高不大且会增加生产成本
②CO2+6e-+6H+=CH3OH+H2O
（3）①N2②44.8L
（4）3NON2O+NO2
（1）2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) △H=-196.6kJ×mol-1①
2NO(g)+O2(g)2NO2(g)△H=-113.0kJ×mol-1 ②
将方程式(①-②)/2得：NO2(g)+SO2(g)SO3(g)+NO(g)△H=-41.8kJ/mol，
a．随反应：NO2（g）+SO2（g）⇌SO3（g）+NO（g）的进行，气体的质量和体积都不变，所以ρ=也不变，不能说明到达平衡状态，故a错误；
b．混合气体颜色保持不变，说明二氧化氮的浓度不变，说明到达平衡状态，故b正确；
c．SO2是反应物，NO是生成物，随反应进行，SO2和NO的体积比保持不变，说明到达平衡状态，故c正确；
d．每生成1molSO3的同时消耗1molNO2都表示正反应速率，反应自始至终都按此比例进行，故d错误；
NO2（g）+SO2（g）⇌SO3（g）+NO（g）
起始物质的体积 a 2a 0 0
转化物质的体积 x xxx
平衡物质的体积 a﹣x 2a﹣x xx
平衡时NO2与SO2体积比为1：6，即（1a﹣x）：（2a﹣x）=1：5，故x=3a /4，故平衡常数K=1.8，故答案为：﹣41.8；bc；1.8；
（2）实际生产条件控制在250℃、1.3×104kPa左右，在1.3×104kPa下，CO的转化率已经很高，如果增加压强CO的转化率提高不大，而生产成本增加，经济效益低；
（3）①由图3可知反应物为氧气、一氧化氮和氨气最终生成物为氮气和水，所以NO最终转化为N2和H2O；
②氧气、一氧化氮和氨气反应生成氮气和水，反应中氨气失去的电子的物质的量等于NO和氧气得到的电子总物质的量，2molNH3转化为N2失去6mol电子，0.5molO2得到2mol电子，则NO转化为N2得到的电子为2mol，所以NO的物质的量为2mol，其体积为22.4L/mol×2mol=44.8L；
（4）NO在40℃下分解生成两种化合物，根据元素守恒可知生成的为N的氧化物，氮元素的氧化物有NO、N2O、NO2、N2O3、N2O4、N2O5，由图象可知3molNO生成两种氮的氧化物各为1mol，其反应方程式为：3NO=Y+Z，根据原子守恒可知为N2O、NO2，所以方程式为3NO N2O+NO2。
注意点
1．从知识层面上：
（1）改变固体或纯液体的量，对反应速率和化学平衡无影响。
（2）升高温度和增大压强，化学反应速率一定增大，但平衡不一定向正反应方向移动。
（3）如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。最重要的是，只减弱而不抵消。
（4）化学平衡右移，正反应速率不一定增大，逆反应速率不一定减小；化学平衡左移，正反应速率不一定减小，逆反应速率不一定增大。
（5）升高温度，化学平衡常数不一定增大。
（6）纯液体和固体浓度视为常数，它们的量的改变不会影响化学反应速率。但固体颗粒的大小不同导致接触面的大小不同，故影响反应速率。
（7）固体、液体物质，由于压强改变时对它们的体积影响很小，因而它们的浓度可看作不变，压强对无气体参加的化学反应的速率无影响。
（8）升高温度，不论吸热还是放热反应，正反应速率和逆反应速率都增大。
（9）用酶催化的反应，酶只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。故在许多工业生产中温度的选择还需考虑催化剂的活性温度范围。
（10）电离平衡、水解平衡、难溶盐的溶解平衡均遵循勒夏特列原理。
（11）电离平衡常数、难溶盐的溶度积常数均只与温度有关。电离平衡常数随温度的升高而增大，而难溶盐的溶度积常数却不一定。
（12）盐类水解的实质是中和反应的逆反应。
（13）pH为7的溶液不一定是中性溶液，只有在常温时才是中性溶液。当在100 ℃时，水的离子积常数为1×10-12，此时pH=6的溶液为中性溶液，pH>6时为碱性溶液，pH<6时为酸性溶液。
（14）难溶物也有一定的溶解度，完全不溶的电解质是不存在的。
2．从能力层面上：
（1）涉及外界条件对速率的影响时，影响最大的是催化剂；其次是温度，温度越高，速率越快；然后是浓度和压强。若是可逆反应，外界条件对ν正和ν逆的影响趋势是一样的。即若升温或增大压强(有气体参与体系)，ν正、ν逆均加快；若增大反应物浓度，瞬时速率ν逆不变。但最终ν正和ν逆均加快。
（2）对于有气体参与的化学反应，反应速率的变化有以下几种情况：
恒温时，压缩体积引起(――→)压强增大引起(――→)反应物浓度增大引起(――→)反应速率加快。
恒温时，对于恒容密闭容器：
①充入气体反应物引起(――→)气体反应物浓度增大(压强也增大)引起(――→)反应速率加快；
②充入“惰性”气体引起(――→)总压强增大→反应物浓度未改变→反应速率不变。
恒温恒压时：充入“惰性”气体引起(――→)体积增大引起(――→)气体反应物浓度减小引起(――→)反应速率减小。
（3）向水中加入物质对水的电离影响：
向水中加入H+(酸)、OH-(碱)会抑制水的电离，而且H+、OH-的浓度越大，对水的电离的抑制作用越强；向水中加入能消耗H+或OH-的物质(如：能水解的盐)，会促进水的电离，而且生成盐的弱酸、弱碱越弱，对水的电离的促进作用越强；由于电离吸热，所以，升温能促进水的电离。但只要温度不变，水溶液(稀溶液)中的c(H+)·c(OH-)就不变，温度升高会使c(H+)·c(OH-)增大。
3．从应试层面上：
（1）弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于弱酸的酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若水解程度大于电离程度，则溶液显碱性，如NaHCO3、NaHS、Na2HPO4；
②若电离程度大于水解程度，则溶液显酸性，如NaHSO3、NaH2PO4。
（2）不能作为“标志”的四种情况
①反应组分的物质的量之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。
②恒温恒容下的体积不变的反应，体系的压强或总物质的量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
③全是气体参加体积不变的反应，体系的平均相对分子质量不再随时间而变化，如2HI(g)H2(g)＋I2(g)。
④全是气体参加的反应，恒容条件下体系的密度保持不变。
（3）彻底的“双水解”
常见的含下列离子的两种盐混合时，阳离子的水解和阴离子的水解相互促进，会发生较彻底的“双水解”反应。需要特别注意，在书写这些物质的水解方程式时，应用“=”，并应将沉淀及气体分别用“↓”、“↑”符号标出。
如：3AlO2(－)＋Al3+＋6H2O=4Al(OH)3↓或3Al(OH)4]－＋Al3+=4Al(OH)3↓
其他如：NH4(＋)与AlO2(－)；SiO3(2－)与Fe3+、Al3+等离子混合。
（4）沉淀溶解平衡的应用
沉淀的生成、溶解和转化在生产、生活以及医疗中可用来进行污水处理、物质提纯、疾病的检查和治疗。解决这类问题时应充分利用平衡移动的原理加以分析。
当Qc>Ksp时，生成沉淀；当Qc<Ksp时，沉淀溶解；当Qc＝Ksp时，达到平衡。
