【专题五】化学反应速率 化学平衡 电解质溶液 【考点突破】 一、化学反应速率 化学平衡 考点1 化学反应速率 1.化学反应速率基本概念 用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。常用单位为mol·(L·s)-1或mol·(L·min)-1 说明： (1)固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故一般不用固体或纯液体表示反应速率。 (2)反应速率一般是指某段时间内的平均速率，非即时速率，不能为负数。 2.化学反应速率的规律 同一反应，用不同物质表示的速率之比，等于方程式中化学计量数之比。 方法点击 近几年的高考题，在涉及化学反应速率的知识点时，常以选择题的形式进行考查，主要是利用化学反应速率的规律，完成下述要求： 1.在一个反应中，由一种物质的反应速率，换算为其他物质的反应速率。 2.比较同一反应在不同的条件下，用不同物质表示的反应速率的相对大小。 3.由速率之比写出有关方程式 现举例说明如下： 例1：反应A+3B====2C+2D在四种不同情况下的反应速率分别为：v(A)＝0.15 mol·L-1·s-1、v(B)=0.6 mol·L-1·s-1、v(C)=0.4 mol·L-1·s-1、v(D)=60 mol·L-1·min-1其中表示反应最快的是。 解析：首先统一单位v(D)=60 mol·L-1·min-1=1 mol·L-1·s-1 根据v(A)︰v(B)︰v(C)︰v(D)=1∶3∶2∶2，将四种物质的反应速率，均除以方程式中各自前边的化学计量数：
=0.15 mol·L-1·s-1、
=0.2 mol·L-1·s-1、
=0.2 mol·L-1
·s-1)、
=0.5 mol·L-1·s-1。可见选D。 判断反应速率的大小，必须考虑各物质的反应计量数，再进行比较，同时还要注意保持单位的统一。 考点2 影响化学反应速率的因素 1.内在因素(主要因素)： 反应物的性质 2.外在因素(次要因素)： (1)浓度：在其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大。增加反应物的量并不能改变速率，由于固体、纯液体在反应中可视为浓度不变，故增加其量并不能改变反应速率。 (2)温度：在其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大。 (3)压强：在其他条件不变时，对于有气体参加的反应，增大压强，化学反应速率增大。 (4)催化剂：在其他条件不变时，加入催化剂，化学反应速率增大。 (5)其他：光、电磁波、反应物颗粒的大小等也会影响反应速率。 方法点击 1.压强对速率的影响，是通过改变气体的浓度来实现的，故一般意义上的增大压强是指压缩气体的体积。对于气体反应体系要注意以下几个问题。 (1)恒温时： 增大压强
容器容积缩小
气体浓度增大
反应速率增大。 (2)恒容时： ①充入气体反应物
气体浓度增大(气体总压增大)
反应速率增大。 ②充入惰性气体
容器内气体总压增大，但反应物浓度不变，反应速率不变。 (3)恒压时,充入惰性气体
容器容积增大
气体反应物浓度减小
反应速率减小。 2.化学反应速率与化学平衡的关系 (1)改变温度，对吸热反应速率的影响，总是超过对放热反应速率的影响：当升高温度时，吸热反应速率增大的倍数＞放热反应速率增大的倍数，故升温化学平衡向吸热方向移动；当降低温度时，吸热反应速率减小的倍数＞放热反应速率减小的倍数，故降温化学平衡向放热方向移动。 (2)对有气体参加的化学反应，改变压强，对气体体积之和大的一侧的反应速率的影响，总是超过对气体体积之和小的一侧的反应速率的影响：当增大压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率增大的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率增大的倍数，故加压化学平衡向气体体积之和小的一侧移动；当减小压强时，气体体积之和大的一侧的反应速率减小的倍数＞气体体积之和小的一侧的反应速率减少的倍数，故减压化学平衡向气体体积之和大的一侧移动。 (3)使用催化剂，正、逆反应速率增加或减小的倍数相同，故化学平衡不移动。 3.化学知识点多，
而理综试卷化学高考题的题量减少，所以化学高考题每一道题涉及的知识点都比较多。综合考虑各种因素对反应速率的影响进行命题，符合这一命题趋势。 例题： 已知Mg+2HCl====MgCl2+H2↑,将镁条投入到稀盐酸中，反应速率与时间的关系如图所示：
试完成下列问题： ①t0→t1时间段内速率变化的原因______________________________。 ②t1→t2时间段内速率变化的原因______________________________。 解析：镁与盐酸反应的实质是Mg与H+之间的氧化还原反应，在t0→t1时间段内，随着反应的进行，H+的浓度逐渐降低，按说反应速率应逐渐降低，但镁与盐酸的反应是放热反应，使溶液温度升高，又使反应速率加快，且后者对反应速率的影响超过了前者对反应速率的影响，所以随着反应的进行，反应速率逐渐增大。而在t1→t2时间段内，H+的浓度减少很多，所以随着反应的进行，反应速率逐渐减小。 考点4 化学平衡 1．概念：在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组成成分的含量保持不变的状态叫化学平衡状态。 2．特点： “等”——处于密闭体系的可逆反应，化学平衡状态建立的条件是正反应速率和逆反应速率相等。即v(正)=v(逆)≠O。这是可逆反应达到平衡状态的重要标志。 “定”——当一定条件下可逆反应一旦达平衡(可逆反应进行到最大的程度)状态时，在平衡体系的混合物中，各组成成分的含量(即反应物与生成物的物质的量，物质的量浓度，质量分数，体积分数等)保持一定而不变(即不随时间的改变而改变)。这是判断体系是否处于化学平衡状态的重要依据。 “动”——指定化学反应已达化学平衡状态时，反应并没有停止，实际上正反应与逆反应始终在进行，且正反应速率等于逆反应速率，所以化学平衡状态是动态平衡状态。 “变”——任何化学平衡状态均是暂时的、相对的、有
条件的(与浓度、压强、温度等有关)。而与达平衡的过程无关(化学平衡状态既可从正反应方向开始达平衡，也可以从逆反应方向开始达平衡)。当外界条件变化时，原来的化学平衡即被打破，在新的条件不再改变时，在新的条件下建立起新的化学平衡。新平衡时正、逆反应速率，各组成成分的含量均与原平衡不同。 3．化学平衡常数 （1）化学平衡常数的数学表达式： 在一定条件下，可逆反应：aA+bB=cC+dD达到化学平衡时，
（2）化学平衡常数表示的意义：平衡常数数值的大小可以反映可逆反应进行的程度大小，K值越大，反应进行越完全，反应物转化率越高，反之则越低。 （3）影响因素：K只是温度的函数，如果正反应为吸热反应，温度升高，K值增大；如果正反应为放热反应，温度升高，K值减小。 考点5 平衡移动原理 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。它是浓度、压强和温度等外界条件对平衡移动影响的概括和总结，只适用于已经达到平衡状态的可逆反应，未处于平衡状态的体系不能用此原理分析，但它也适用于其他动态平衡体系，如溶解平衡、电离平衡和水解平衡等。催化剂能够同等程度地增加正反应速率和逆反应速率，因此它对化学平衡的移动没有影响。 考点6 有关化学平衡的基本计算 (1)物质浓度的变化关系 反应物：平衡浓度＝起始浓度－转化浓度 生成物：平衡浓度＝起始浓度+转化浓度 其中，各物质的转化浓度之比等于它们在化学方程式中物质的计量数之比。 (2)反应的转化率(α)：α＝
×100％ (3)在密闭容器中有气体参加的可逆反应，在计算时经常用到阿伏加德罗定律的两个推论： 恒温、恒容时：
；恒温、恒压时：n1/n2=V1/V2 (4)计算模式 浓度(或物质的量) aA(g)+bB(g)
cC(g)+dD(g) 起始 m n 0 0 转化 ax bx cx dx 平衡 m-ax n-bx cx dx α(A)=（ax/m）×100％ ω(C)＝
×100％ (3)化学平衡计算的关键是准确掌握相关的基本概念及它们相互之间的关系。化学平衡的计算步骤，通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。说明： ①反应起始时，反应物和生成物可能同时存在； ②由于起始浓度是人为控制的，故不同的物质起始浓度不一定是化学计量数比，若反应物起始浓度呈现计量数比，则隐含反应物转化率相等，且平衡时反应物的浓度成计量数比的条件。 ③起始浓度，平衡浓度不一定呈现计量数比，但物质之间是按计量数反应和生成的，故各物质的浓度变化一定成计量数比，这是计算的关键。 特别提醒：几个应注意的问题 1．等效平衡：在两种不同的初始状态下，同一个可逆反应在一定条件(定温、定容或定温、定压)下分别达到平衡时，各组成成分的物质的量(或体积)分数相等的状态。在恒温恒容条件下，建立等效平衡的一般条件是：反应物投料量相当；在恒温恒压条件下，建立等效平衡的条件是：相同反应物的投料比相等。 2．平衡移动的思维基点 (1)“先同后变”，进行判断时，可设置相同的平衡状态(参照标准)，再根据题设条件观察变化的趋势； (2)“不为零原则”，对于可逆反应而言，无论使用任何外部条件，都不可能使其平衡体系中的任何物质浓度变化到零。 3．速率平衡图象题的解题策略 首先要看清楚横轴和纵轴意义(特别是纵轴。表示转化率和表示反应物的百分含量情况就完全相反)以及曲线本身属等温线还是等压线(当有多余曲线及两个以上条件时，要注意“定一议二”)；然后找出曲线上的特殊点，并理解其含义(如“先拐先平”)；再根据纵轴随横轴的变化情况，判定曲线正确走势，以淘汰错误的选项。具体情况如下： （1）对于化学反应速率的有关图象问题，可按以下的方法进行分析： ①认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与有关的原理挂钩。 ②看清起点，分清反应物、生成物，浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物一般生成物多数以原点为起点。 ③抓住变化趋势，分清正、逆反应，吸、放热反应。升高温度时，v(吸)>v(放)，在速率-时间图上，要注意看清曲线是连续的还是跳跃的，分清渐变和突变，大变和小变。例如，升高温度，
v(吸)大增，v(放)小增，增大反应物浓度，v(正)突变，v(逆)渐变。 ④注意终点。例如在浓度-时间图上，一定要看清终点时反应物的消耗量、生成物的增加量，并结合有关原理进行推理判断。 （2）对于化学平衡的有关图象问题，可按以下的方法进行分析： ①认清坐标系，搞清纵、横坐标所代表的意义，并与勒沙特列原理挂钩。 ②紧扣可逆反应的特征，搞清正反应方向是吸热还是放热，体积增大还是减小、不变，有无固体、纯液体物质参加或生成等。 ③看清速率的变化及变化量的大小，在条件与变化之间搭桥。 ④看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势。 ⑤先拐先平。例如，在转化率-时间图上，先出现拐点的曲线先达到平衡，此时逆向推理可得该变化的温度高、浓度大、压强高。 ⑥定一议二。当图象中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系。 二、电解质溶液 考点1 强弱电解质及其电离 1．电解质、非电解质的概念 电解质：在水溶液中或熔融状态时能够导电的化合物。 非电解质：在水溶液中和熔融状态都不能导电的化合物。 注意：①单质和混合物既不是电解质也不是非电解质；②CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能导电，但它们不是电解质，因为导电的物质不是其本身；③难溶的盐（BaSO4等）虽然水溶液不能导电，但是在融化时能导电，也是电解质。 2．电解质的电离 （1）强电解质如NaCl、HCl、NaOH等在水溶液中是完全电离的，在溶液中不存在电解质分子，溶液中的离子浓度可根据电解质浓度计算出来。 （2）弱电解质在水溶液中是少部分发生电离的。如25℃时0.1mol/L的CH3COOH溶液中，CH3COOH的电离度只有1.32％，溶液中存在较大量的H2O和CH3COOH分子，少量的H+、CH3COO-和极少量的OH-离子。 （3）多元弱酸如H2CO3还要考虑分步电离： H2CO3
H+＋HCO3-；HCO3-
H+＋CO32-。 3．弱电解质的电离平衡 （1）特征：①动：υ(电离)＝υ(结合)≠０的动态平衡；②定：条件一定，分子和离子浓度一定；③变：条件改变，平衡破坏，发生移动。 （2）影响因素（以CH3COOH
CH3COO－+ H+为例） ①浓度：加水稀释促进电离，溶液中ｎ(H+)增大，c(H+)减小②温度：升温促进电离（因为电离过程是吸热的）③相关离子：例如加入无水CH3COONa能抑制电离，加入盐酸也抑制电离，加入碱能促进电离，仍然符合勒夏特列原理。 4．电离平衡常数（K）----弱电解质电离程度相对大小一种参数 （1）计算方法： 对于一元弱酸 HA
H++A-，平衡时，
对于一元弱碱 MOH
M++OH-，平衡时，
（2）电离平衡常数的化学含义：K值越大，电离程度越大，相应酸(或碱)的酸性(或碱性)越强。 （3）影响电离平衡常数的因素：K值只随温度变化。 考点2水的电离和溶液的pH 1．水的离子积 （1）定义 H2O =?H++OH- ；△H＞0，KW=c(H+)·c(OH-) （2）性质 ①在稀溶液中，Kw只受温度影响，而与溶液的酸碱性和浓度大小无关。 ②在其它条件一定的情况下，温度升高，KW增大，反之则减小。 ③溶液中H2O电离产生的c(H+)=c(OH-) ④在溶液中，Kw中的c(OH-)、c(H+)指溶液中总的离子浓度。 酸溶液中c(H+)= c(H+)(酸)+c(H+)(水)≈c(H+)(酸)，c(H+)(水)=c(OH-)； 碱溶液中c(OH-)=c(OH-)(碱)+ c(OH-)(水) ≈c(OH-)(碱)，c(OH-)(水)=c(H+)； 盐溶液显中性时c(H+)=c(OH-)=c(H+)(水)=c(OH-)(水)，水解显酸性时c(H+)=c(H+)(水)= c(OH-)(水)＞c(OH-)，水解显碱性时c(OH-)=c(OH-)(水)=c(H+)(水)＞c(H+)。 2．溶液的pH （1）定义 pH=－lg[H+]，广泛pH的范围为0～14。 意：当溶液中[H+]或[OH-]大于1mol/L时，不用pH表示溶液的酸碱性。 （2）pH、c(H+)与溶液酸碱性的关系 pH（250C） c(H+)与c(OH-)关系(任意温度) 溶液的酸碱性  pH<7 c(H+)＞c(OH-) 溶液呈酸性，  pH=7 c(H+)=c(OH-) 溶液呈中性  pH>7 c(H+)＜c(OH-) 溶液呈碱性，  （3）有关pH的计算 ①酸溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(H+)(酸)·c(OH-)(水) =c(H+)(酸)·c(H+)(水)； 碱溶液中，Kw=c(H+)·c(OH-)≈c(OH-)(碱)·c(H+)(水)= c(OH-)(碱)·c(OH-)(水)。 ②强酸、强碱溶液稀释的计算 强酸溶液，pH(稀释)=pH(原来)+lgn(n为稀释的倍数) 强碱溶液，pH(稀释)=pH(原来)－lgn(n为稀释的倍数) 酸性溶液无限加水稀释，pH只能接近于7，且仍小于7；碱性溶液无限加水稀释时，pH只能接近于7，且仍大于7。 pH值相同的强酸（碱）溶液与弱酸（碱）溶液稀释相同的倍数时，强酸（碱）溶液pH值的变化比弱酸（碱）溶液pH值的变化幅度大。 ③强酸、强碱溶液混合后溶液的pH计算 酸过量→c(H+)→pH 恰好完全反应，pH=7 碱过量→c(OH-)→c(H+)→pH 考点3 盐类水解 1．概念：盐类水解（如F-+H2O
HF+OH-）实质上可看成是两个电离平衡移动的综合结果：①水的电离平衡向正方向移动（H2O
H++OH-），②另一种弱电解质的电离平衡向逆方向移动（HF
F-+H+）。也可以看成是中和反应的逆反应，升高温度会促进水解。 2．水解规律：有
弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁强显谁性。 （1）多元弱酸盐分步水解，如CO32-+H2O
HCO3-+OH-，HCO3-+H2O
H2CO3+OH-。 （2）通常弱酸根或弱碱的阳离子的水解程度都很小，如0.1mol/LNaAc溶液中Ac-离子的水解百分率不足1%。 （3）同一溶液中有多种离子水解时，若水解显同性，则相互抑制，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度小，如0.1mol/LNa2CO3和0.1mol/LNaAc混合溶液中CO32-、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L Na2CO3溶液，0.1mol/LNaAc溶液中CO32-、Ac-的水解程度小；若水解显不同性，则相互促进，各离子的水解程度都比同等条件下单一离子的水解程度大，如0.1mol/L NH4Cl和0.1mol/LNaAc混合溶液中NH4+、Ac-的水解程度都要比0.1mol/L NH4Cl溶液，0.1mol/LNaAc溶液中NH4+、Ac-的水解程度大。 3．电离平衡与水解平衡的共存 （1）弱酸的酸式盐溶液，如：NaHSO3、NaH2PO4、NaHS、NaHCO3、Na2HPO4溶液的酸碱性取决于电离和水解程度的相对大小。 （2）弱酸（碱）及弱酸（碱）对应盐的混合溶液，如；HAC与NaAc的混合溶液，NH3H2O与NH4Cl的混合
溶液，一般等浓度时，弱酸（碱）的电离要比对应盐的水解强。 4．电解质溶液中的守恒关系 （1）电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na+)＋n(H+)＝n(HCO3-)＋2n(CO32-)＋n(OH-) （2）物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中n(Na
+):n(C)＝1:1，推出：c(Na+)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)＋c(H2CO3) （3）质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H+）的物质的量应相等。例如在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3为得到质子后的产物；NH3、OH-、CO32-为失去质子后的产物，故有以下关系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH-)+c(CO32-)。 考点4 沉淀溶解平衡 1．溶度积的概念 难溶电解质AmBn在水溶液中有如下平衡：AnBm(s)
nAm+(aq)+ mBn-(aq)根据化学平衡原理，它的平衡常数表达为： Ksp=[Am+]n[Bn-]m Ksp称为溶度积常数，简称溶度积。 （1）Ksp的数值在稀溶液中不受离子浓度的影响，只取决与温度。温度升高，多数难溶化合物的溶度积增大。但Ksp受温度影响不大，当温度变化不大时，可采用常温下的数据。 （2）溶度积的大小反映了难溶电解质溶解能力的大小。对于同种类型基本不水解的难溶强电解质，溶度积越大，溶解度也越大；对于不同类型难溶电解质，就不能简单用Ksp大小来比较溶解能力的大小，必须把溶度积换算程溶解度。 2．溶度积规则 对于难溶电解质AmBn，可以通过比较任意状态时的浓度商Qc与溶度积Ksp的大小判断沉淀的生成与溶解（注意浓度商Qc是任意状态下离子浓度指数的乘积，因此Qc值不固定）。 Qc＜Ksp时，若溶液中有固体存在，则沉淀量减少，直至沉积与溶解达到平衡状态； Qc= Ksp时，沉积与溶解处于平衡状态； Qc＞Ksp时，此时有沉淀析出，直至沉淀与溶解达到平衡状态。 利用该规则既可判断体系中有无沉淀生成，也可通过控制离子浓度，使产生沉淀、沉淀溶解或沉淀发生转化。 （1）沉淀的溶解——创造条件使溶液中Qc＜Ksp。如： 酸碱溶解法、氧化还原溶解法等。 （2）难溶电解质的转化——生成更难溶的电解质。如：
沉淀溶解和转化的实质：难溶电解质溶解平衡的移动。 3．综合应用 决沉淀溶解平衡的一般思路： “看到”粒子——“找到”平衡——“想到”移动 【精题精讲】 例1已知反应A2(g)+2B2(g)
2AB2(g)的ΔH＜0，下列说法正确的是( ) A.升高温度，正向反应速率增加，逆向反应速率减小 B.升高温度有利于反应速率增加，从而缩短达到平衡的时间 C.达到平衡后，升高温度或增大压强都有利于该反应平衡正向移动 D.达到平衡后，降低温度或减小压强都有利于该反应平衡正向移动 解析：A2(g)+2B2(g)
2AB2(g)是放热反应，且是气体体积减小的反应。所以升高温度，平衡向逆反应方向移动；增大压强，平衡向正反应方向移动，C、D均错误。升高温度，正、逆反应速率均加快，达到平衡需要的时间减少，A错误，正确答案为B。 答案：B 例2 在密闭容器中，一定条件下，进行如下反应： NO(g)+CO(g)

N2(g)+CO2(g);ΔH=-373.2 kJ·mol-1，达到平衡后，为提高该反应的速率和NO的转化率，采取的正确措施是( ) A.加催化剂同时升高温度 B.加催化剂同时增大压强 C.升高温度同时充入N2 D.降低温度同时增大压强 解析：提高反应速率的一般做法有：①升高温度，②增大反应物浓度，③对有气体参加的反应增大压强，④加入催化剂。要提高NO的转化率，即让平衡向正反应方向移动，可采用的做法有：①降低温度，②增大压强，③增大CO的浓度等。综合以上的分析，正确答案为B。答案：B 例3在恒温恒容条件下，能使A(g)+B(g)
C(g)+D(g)正反应速率增大的措施是( ) A.减小C或D的浓度 B.增大D的浓度 C.减小B的浓度 D.增大A或B的浓度 解析：本题考查影响反应速率因素之一：浓度。浓度增大，速率增大。A、C导政正、逆反应速率均减小，B导致逆反应速率增大，所以D正确。 答案：D 例4对于可逆反应A(g)+3B(g)
2C(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示反应速率最快的是( ) A.v(A)=0.5 mol·L-1·min-1 B.v(B)=1.2 mol·L-1·min-1 C.v(C)=0.4 mol·L-1·min-1 D.v(C)=1.1 mol·L-1·min-1 解析：本题考查有关反应速率的知识。比较速率时，用反应中的任
何物质都可以，可把不同物质表示的同一个反应转化为同一物质表示。例如本题可以用A物质表示。B项v(B)=1.2 mol·L-1·min-1即v(A)=0.4 mol·L-1·min-1；v(C)=0.4 mol·L-1·min-1即v(A)=0.2 mol·L-1·min-1；v(C)=1.1 mol·L-1·min-1即v(A)= 0.55 mol·L-1·min-1。所以D最快。 答案：D 例5已知20 ℃时，气体X与气体Y反应可生成气体Z。反应过程中,X、Y、Z三种气体的浓度(c)随时间(t)的变化关系如图Ⅰ所示；若保持其他条件不变，温度分别为100 ℃、200 ℃时，Y气体的体积分数(Y%)与时间(t)的关系如图Ⅱ

图Ⅰ 图Ⅱ 则下列结论正确的是( ) A.在t0时，其他条件不变，增大压强，平衡向逆反应方向移动 B.其他条件不变，升高温度，v(正)减小，v(逆)增大，平衡向逆反应方向移动 C.正反应为吸热反应 D.该反应的化学方程式为X+3Y
2Z 解析：本题考查学生的识图能力和知识综合分析能力。转化的浓度之比等于化学方程式中的计量数之比。由图可知该反应为可逆反应，Y消耗0.6 mol·L-1,X消耗0.2 mol·L-1,Z增加0.4 mol·L-1，所以反应的化学方程式为X+3Y
2Z；增大压强，平衡向正反应方向移动；升高温度，反应速率无论正、逆都增大。由图Ⅱ可知，温度升高。Y%含量升高，说明平衡向逆反应方向移动，所以逆反应为吸热反应，正反应为放热反应。 答案：D 例8．盐酸、醋酸和碳酸氢钠是生活中常见的物质。下列表述正确的是（ ） A．在NaHCO3溶液中加入与其等物质的量的NaOH，溶液中的阴离子只有CO32-和OH- B．NaHCO3溶液中：c(H+)+c(H2CO3)=c(OH-) C．10 mL0.10mol·L-1CH3COOH溶液加入等物质的量的NaOH后，溶液中离子的浓度由大到小的顺序是：c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+) D．中和体积与pH都相同的HCl溶液和CH3COOH溶液所消耗的NaOH物质的量相同 解析：A中，生成Na2CO3溶液，CO32-会发生水解，生成HCO3-，所以A错； 电荷守恒：c(H+)+c(Na+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-) 物料守恒：c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3) 两式相减得：c(H+)+c(H2CO3)=c(CO32-)+c(OH-) 所以B错误。 C中，生成NaAc，Ac-水解呈碱性，故C正确；相同pH，相同体积的HCl和HAc，因为HAc为弱酸，所以HAc的物质的量浓度大，HAc所消耗的NaOH的物质的量多，D错。 答案：C 例9．某温度时，BaSO4在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是 提示：BaSO4(s)
Ba2+(aq)＋SO42-(aq)的平衡常数 Ksp=c(Ba2+)·c(SO42-)，称为溶度积常数。 A．加入Na2SO4可以使溶液由a点变到b点 B．通过蒸发可以使溶液由d点变到c点 C．d点无BaSO4沉淀生成 D．a点对应的Ksp大于c点对应的Ksp 解析：解答本题的关键是理解Ksp及图像中点、线的含义，然后再结合所学知识不难做出正确的解答。a点、c点达平衡状态，对应c(Ba2+)和c(SO42-)的乘积等于Ksp，它只受温度影响，与c(Ba2+)或c(SO42-)的变化无关，因此，A选项中随着Na2SO4的加入a点应沿曲线下移，D选项中a点、c点对应的Ksp相等。b点、d点均未达平衡状态，由于d点对应c(Ba2+)和c(SO42-)的乘积小于的Ksp，故无BaSO4沉淀生成，但蒸发溶液时，c(Ba2+)和c(SO42-)同时增大，d点不可能垂直到达c点。综合以上分析，答案为C。 答案：C 例10．反应A(g)+B(g)
C(g) +D(g)过程中的能量变化如图所示，回答下列问题。 (1)该反应是______________反应(填“吸热”“放热”)； (2)当反应达到平衡时，升高温度，A的转化率_____(填“增大”“减小”“不变”)，原因是_____________________ ； (3)反应体系中加入催化剂对反应热是否有影响?______，原因是______ ___； (4)在反应体系中加入催化剂，反应速率增大，E1和E2的变化是：E1_________，E2________(填“增大”“减小、”“不变”)。 解析：由图可以知道，由于该反应的反应物的总能量高于生成物的总能量，所以该反应属于放热反应，所以升高温度，平衡向逆反应进行，所以A的转化率减小；当在反应体系中加入催化剂，能同倍数改变化学反应速率，因此对化学平衡的移动无影响，即对反应热也无影响。因为化学反应速率增大，所以E1和E2同时降低。 答案：(1)放热。 (2)减小；该反应正反应为放热反应，升高温度使平衡向逆反应方向移动。 (3)不影响；催化剂不改变平衡的移动。 (4)减小、减小。 例11．黄铁矿（主要成分为FeS2）是工业制取硫酸的重要原料，其煅烧产物为SO2和Fe3O4。 (1)将0.050 mol SO2(g)和0.030 mol
O2(g)放入容积为1 L的密闭容器中，反应2SO2(g)＋O2(g)
2SO3(g)在一定条件下达到平衡，测得c(SO3)＝0.040 mol/L。计算该条件下反应的平衡常数K和SO2的平衡转化率（写出计算过程）。 (2)已知上述反应是放热反应，当该反应处于平衡状态时，在体积不变的条件下，下列措施中有利于提高SO2平衡转化率的有 (填字母) (A)升高温度
(B)降低温度 (C)增大压强 (D)减小压强 (E)加入催化剂 (G)移出氧气 (3)SO2尾气用饱和Na2SO3溶液吸收可得到重要的化工原料，反应的化学方程式为________________________________________________________________________。 (4)将黄铁矿的煅烧产物Fe3O4溶于H2SO4后，加入铁粉，可制备FeSO4。酸溶过程中需保持溶液足够酸性，其原因是__________________________________________________。 解析：本题考查学生对化学反应可逆性、化学平衡、化学平衡常数和影响化学平衡的外界条件的了解；考查学生对盐类的水解、常见非金属元素硫及其重要化合物的主要性质及其对环境质量影响的了解；考查学生计算平衡常数和平衡转化率的能力以及学生对化学平衡和元素化合物知识的综合应用及知识迁移能力。 答案：(1)解： 2SO2(g) ＋ O2(g)
2SO3(g) 起始浓度/ mol·L－1 0.050 0.030 0 平衡浓度/ mol·L－1 (0.050－0.040) (0.030－0.040/2) 0.040 = 0.010 = 0.010 所以，K =
=
= 1.6×103 mol·L－1。 SO2的平衡转化率 =
×100% = 80% 。 (2)B、
C。 (3)SO2＋H2O＋Na2SO3＝2NaHSO3。 (4)抑制Fe2＋、Fe3＋的水解，防止Fe2＋被氧化成Fe3＋。 例12．工业上制备BaCl2的工艺流程图如下：
某研究小组在实验室用重晶石（主要成分BaSO4）对工业过程进行模拟实验。查表得 BaSO4(s) + 4C(s)
4CO(g) + BaS(s) △H1 = 571.2 kJ·mol-1 ① BaSO4(s) + 2C(s)
2CO2(g) + BaS(s) △H2= 226.2 kJ·mol-1 ② （1）气体用过量NaOH溶液吸收，得到硫化钠。Na2S水解的离子方程式为 。 （2）向BaCl2溶液中加入AgNO3和KBr，当两种沉淀共存时，
= 。 [Ksp(AgBr)=5.4×10-13，Ksp(AgCl)=2.0×10-10] （3）反应C(s) + CO2(g)
2CO(g)的△H2= kJ·mol-1。 （4）实际生产中必须加入过量的炭，同时还要通入空气，其目的是 ， 。 解析：（1）S2- + H2O
HS- +OH-；HS- + H2O
H2S +OH-（可不写）； （2）2.7×10-3； （3）172.5；（4）使BaSO4得到充分的还原（或提高BaS的产量）。①②为吸热反应，炭和氧气反应放热维持反应所需高温。 【专题演练】 1．下列说法正确的是（ ） A．能导电的物质一定是电解质，不能导电的物质一定是非电解质。 B．难溶于水的物质肯定不是强电解质。 C．纯净的强电解质在液态时，有的导电，有的不导电。 D．强电解质溶液一定比弱电解质溶液的导电性强。 2．将0.lmol·
醋酸溶液加水稀释，下列说法正确的是（ ） A．溶液中c(H+)和c(OH-)都减小 B．溶液中c(H+)增大 C．醋酸电离平衡向左移动 D．溶液的pH增大 3．恒温、恒压下，a mol A和b mol B在一个容积可变的容器中发生如下反应：A(g)＋2B(g)
2C(g)，一段时间后达到平衡，生成n mol C．则下列说法中正确的是 (　　) A．物质A、B的转化率之比为a∶b B．起始时刻和达到平衡后容器中的压强比为(a＋b)∶(a＋b－) C．若起始时放入2a mol A和2b mol B，则达到平衡时生成2n mol C D．当v正(A)＝2v逆(B)时，可确定反应达到平衡 4．已知下列反应的平衡常数： H2(g)＋S(s)
H2S(g)　K1 S(s)＋O2(g)
SO2(g)　K2 则反应H2＋SO2
O2＋H2S的平衡常数为 (　　) A．K1＋K2　　　　　 B．K1－K2 C．K1×K2 D．K1/K2 5．将1 mol H2(g)和2 mol I2(g)置于某2 L密闭容器中，在一定温度下发生反应：H2(g)＋I2(g)
2HI(g)　ΔH<0，并达到平衡，HI的体积分数φ(HI)随时间变化的曲线如曲线Ⅱ所示．若改变反应条件，φ(HI)的变化曲线如曲线Ⅰ所示，则改变的条件可能是 (　　)
A．恒温恒容条件下，加入适当催化剂 B．恒温条件下，缩小反应容器体积 C．恒容条件下升高温度 D．恒温条件下，扩大反应容器体积 6．在一定温度下的某容积不变的密闭容器中，建立下列化学平衡：C(s)＋H2O(g)
CO(g)＋H2(g)，下列叙述中不能认定上述可逆反应在一定条件下已达到化学平衡状态的是 (　　) A．体系的压强不再发生变化 B．v正(CO)＝v逆(H2O) C．生成n mol CO的同时生成n mol H2 D．1 mol H—H键断裂的同时2 mol H—O键断裂 7．在四个不同的容器中，在不同的条件下进行合成氨反应，根据下列在相同时间内测得的结果判断，生成氨的反应速度最快的是 (　　) A．v(NH3)＝0.1 mol/(L·min) B．v(N2)＝0.2 mol/(L·min) C．v(N2)＝0.1 mol/(L·min) D．v(H2)＝0.3 mol/(L·min) 8．反应2SO2＋O2
2SO3经一段时间后，SO3的浓度增加了0,4 mol/L，在这段时间内用O2表示的反应速率为0.04 mol/(L·s)，则这段时间为 (　　) A．0.1 s B．2.5 s C．5 s D．10 s 9．25 ℃时，水的电离达到平衡：H2O
H＋＋OH－；(H＞0，下列叙述正确的是（ ） A．向水中加入稀氨水，平衡逆向移动，c(OH－)降低 B．向水中加入少量固体硫酸氢钠，c(H＋)增大，KW不变 C．向水中加入少量固体CH3COONa，平衡逆向移动，c(H＋)降低 D．将水加热，KW增大，pH不变 10．有①②③三瓶体积相等、浓度都是1mol·L－1的HCl溶液，将①加热蒸发至体积减少一半，在②中加入少量CH3COONa固体（加入后溶液仍呈强酸性），③不作改变，然后以酚酞作指示剂，用NaOH溶液滴定上述三种溶液，所消耗的NaOH溶液的体积是（ ） A．①＝③＞② B．③＞②＞① C．③＝②＞① D．①＝②＝③ 11．氯气溶于水达到平衡后，若其他条件不变，只改变某一条件，下列叙述正确的是（ ） A．再通入少量氯气，c(H＋)/c(ClO－)减小 B．通入少量SO2，溶液漂白性增强 C．加入少量固体NaOH，一定有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－) D．加入少量水，水的电离平衡向正反应方向移动 12．常温下，某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，该溶液可能是（ ） ①二氧化硫 ②氯化铵水溶液 ③硝酸钠水溶液 ④氢氧化钠水溶液 A．①④ B．①② C．②③ D．③④ 13．有①Na2CO3溶液、②CH3COONa溶液、③NaOH溶液各25 mL，物质的量浓度均为0.1 mol/L，下列说法正确的是（ ） A．三种溶液pH的大小顺序是③＞②＞① B．若将三种溶液稀释相同倍数，pH变化最大的是② C．若分别加入25 mL 0.1mol/L盐酸后，pH最大的是① D．若三种溶液的pH均为9，则物质的量浓度的大小顺序是③＞①＞② 14．在25℃时，将pH=11的NaOH溶液与pH=3的CH3COOH溶液等体积混合后，下列关系式中正确的是（ ） A．c(Na＋) = c(CH3COO－)＋c(CH3COOH) B．c(H＋) = c(CH3COO－)＋c(OH－) C．c(Na＋)＞c(CH3COO－)＞c(OH－)＞c(H＋) D．c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＞c(OH－) 15．某酸性溶液中只有Na＋、CH3COO－、H＋、OH－四种离子。则下列描述正确的是（ ） A．该溶液由pH＝3的CH3COOH与pH＝11的NaOH溶液等体积混合而成 B．该溶液由等物质的量浓度、等体积的NaOH溶液和CH3COOH溶液混合而成 C．加入适量的NaOH，溶液中离子浓度为c(CH3COO－)＞c(Na＋)＞c(OH－)＞c(H＋) D．加入适量氨水，c(CH3COO－)一定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和 16．已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是（ ） A．c(OH)>c(HA)>c(HB)>c(H+) B． c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+) C． c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+) D． c(OH-)>c(HB)> c(HA)>c(H+) 17．“碘钟”实验中，3I－＋
＝I3－ ＋2SO42 －的反应速率可以用I3－ 与加入的淀粉溶液显蓝色的时间t来度量，t越小，反应速率越大。某探究性学习小组在20 ℃进行实验，得到的数据如下表： 实验编号 ① ② ③ ④ ⑤  c(I－
)/ mol·L－1 0.040 0.080 0.080 0.160 0.120  c(
)/mol·L－1 0.040 0.040 0.080 0.020 0.040  t/s 88.0 44.0 22.0 44.0 t1  回答下列问题： (1)该实验的目的是___________________________________________________。 (2)显色时间t1＝______________。 (3)温度对该反应的反
应速率的影响符合一般规律，若在40 ℃下进行编号③对应浓度的实验，显色时间t2的范围为______(填字母)。 A．＜22.0 s B．22.0 s～44.0 s C．＞44.0 s D．数据不足，无法判断 (4)通过分析比较上表数据，得到的结论是_____________________________________。 18．氮化硅是一种新型陶瓷材料，它可由石英与焦炭在高温的氮气流中，通过以下反应制得：□SiO2＋□C＋□N2
□Si3N4＋□CO (1)配平上述反应的化学方程式(将化学计量数填在方框内)； (2)该反应中的氧化剂是__________，其还原产物是_____________。 (3)该反应的平衡常数表达式为K =_______________________； (4)将知上述反应为放热反应，则其反应热(H________零(填“大于”、“小于”或“等于”)；升高温度，其平衡常数值________(填“增大”、“减小”或“不变”)； (5)若使压强增大，则上述平衡向_______反应方向移动(填“正”或“逆”)；
(6)若已知CO生成速率为v(CO)=18mol/(L·min)，则N2消耗速率为v(N2)=___mol/(L·min)。 19．羟基磷灰石[Ca5(PO4)3OH]是一种重要的生物无机材料，其常用的制备方法有两种： 方法A：用浓氨水分别调Ca(NO3)2和(NH4)2HPO4溶液的pH约为12；在剧烈搅拌下，将(NH4)2HPO4溶液缓慢滴入Ca(NO3)2溶液中。 方法B：剧烈搅拌下，将H3PO4溶液缓慢滴加到Ca(OH)2悬浊液中。
3种钙盐的溶解度随溶液pH的变化如上图所示(图中纵坐标是钙离子浓度的对数)，回答下列问题： (1)完成方法A和方法B中制备Ca5(PO4)3OH的化学反应方程式： ①5Ca(NO3)2＋3(NH4)2HPO4＋4NH3·H2O＝Ca5(PO4)3OH↓＋__________＋_________ ②5Ca(OH)2＋3H3PO4＝_________________________________________ (2)与方法A相比，方法B的优点是__________________________________________。 (3)方法B中，如果H3PO4溶液滴加过快，制得的产物不纯，其原因是_________________。 (4)图中所示3种钙盐在人体中最稳定的存在形式是___________________(填化学式)。 (5)糖黏附在牙齿上，在酶的作用下产生酸性物质，易造成龋齿。结合化学平衡移动原理，分析其原因______________________________________________________________。 20．实验室常利用甲醛法测定(NH4)2SO4样品中氮的质量分数，其反应原理为： 4NH4＋ ＋6HCHO =3H＋＋6H2O＋(CH2)6N4H＋ ［滴定时，1 mol (CH2)6N4H＋与 l mol H
＋相当］，然后用NaOH标准溶液滴定反应生成的酸。某兴趣小组用甲醛法进行了如下实验： 步骤I 称取样品1.500 g。 步骤II 将样品溶解后，完全转移到250 mL容量瓶中，定容，充分摇匀。 步骤III 移取25.00 mL样品溶液于250 mL锥形瓶中，加入10 mL 20％的中性甲醛溶液，摇匀、静置5 min后，加入1~2滴酚酞试液，用NaOH标准溶液滴定至终点。按上述操作方法再重复2次。 (1)根据步骤III 填空： ①碱式滴定管用蒸馏水洗涤后，直接加入NaOH标准溶液进行滴定，则测得样品中氮的质量分数________(填“偏高”、“偏低”或“无影响”)。 ②锥形瓶用蒸馏水洗涤后，水未倒尽，则滴定时用去NaOH标准溶液的体积________(填“偏大”、“偏小”或“无影响”) ③滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察____________ (A)滴定管内液面的变化 (B)锥形瓶内溶液颜色的变化 ④滴定达到终点时，酚酞指示剂由_________色变成_________色。 (2)滴定结果如下表所示： 滴定 次数 待测溶液的体积 /mL 标准溶液的体积/mL    滴定前刻度 滴定后刻度  1 25.00 1.02 21.03  2 25.00 2.00 21.99  3 25.00 0.20 20.20  若NaOH标准溶液的浓度为0.1010 mol·L－1，则该样品中氮的质量分数为___________。 【参考答案】 1.解析：解答本题需弄清两点：一是电解质、非电解质、强电解质、弱电解质的概念；二是弄清电解质溶液导电能力与离子浓度的大小，以及离子所带的电荷数有关。 答案：C 2.解析：主要考查电离平衡知识。弱酸的电离可联系到溶液的pH、物质的量浓度、水的电离平衡等基础知识，要用到化学平衡移动原理。要注意酸溶液稀释时，溶液的c(OH-)增大，同样碱溶液稀释时溶液中的c(H+)增大。 答案：D 3.解析：生成n mol C时参加反应的A、B的物质的量分别为n/2 mol、n mol，转化率之比为∶＝；恒温、恒压过程成倍地增大反应物的量，则平衡时C的量也成倍地增加；反应速率之比等于化学计量数之比，当2v正(A)＝v逆(B)时，可确定反应达到平衡． 答案：C 4.解析：由平衡常数的定义可知：K1＝，K2＝，反应H2＋SO2
O2＋H2S的平衡常数K＝，可知K＝K1/K2. 答案：D 5.解析：曲线Ⅰ相对于曲线Ⅱ，反应速率加快，平衡向逆反应方向移动．A项加入适当催化剂，平衡不移动，B项和 D项改变反应容器体积，平衡均不移动．而C项升高温度，反应速率加快，平衡向吸热方向(逆反应方向)移动． 答案：C 6.解析：因反应是气体体积发生改变的反应，故A正确；用不同物质表示反应速率时，若方向相反，而大小符合化学计量数之比能证明可逆反应达化学平衡，故B、D正确，C错误． 答案：C 7.解析：N2(g)＋3H2(g)
2NH3，当均换算成用N2表示的化学反应速成率时，A项中v(N2)＝v(NH3)＝0.05 mol/(L·min)，D项中v(N2)＝v(H2)＝0.1 mol/(L·min)，再与B、C两项比较得出B为正确选项． 答案：B 8.解析：根据方程式可知SO3浓度增加0.4 mol/L，且v(SO3)＝2v(O2)，因此这段时间t＝＝＝5 s. 答案：C 9．答案：B。 10．解析：这是一道有关化学实验、酸碱中和滴定、电离平衡移动、盐类水解等的综合题。“陷阱”设在①中，蒸发时溶液中的水分子和HCl分子将同时挥发出来，溶液中盐酸浓度要降低；对于②中加入CH3COONa固体，CH3COO－+H+
CH3COOH，但用NaOH溶液中和时，CH3COOH也同时被中和，所以消耗NaOH的体积不会变化。 答案：C 11．解析：原平衡为：Cl2＋H2O
H＋＋Cl－＋HClO，再通入少量氯气后，c(H＋)与c(HClO)同等程度增大，若HClO的电离度不变，c(H＋)/c(ClO－)应该相等，但实际上HClO的电离度减小，使c(ClO－)增大倍数不够，所以c(H＋)/c(ClO－)增大，A错。SO2与Cl2反应，二者的漂白性都减弱，B错。据电荷守恒有：c(Na＋)＋c(H＋) = c(Cl－)＋c(ClO－)＋c(OH－)，当溶液呈中性时，c(H＋) = c(OH－)，才有c(Na＋)＝c(Cl－)＋c(ClO－)，C错。加入少量水，c(H＋)减小，水的电离平衡向正反应方向移动。 答案：D。 12．解析：某溶液中由水电离出来的c(H＋)＝1.0×10-13mol·L－1，说明溶质是酸或碱，电离出的H＋或OH－离子抑制了水的电离。 答案：A 13．答案：C。 14．答案：D。 15．解析：此题的关键应注意题中的“酸性”两个字，选项B溶液NaOH与CH3COOH恰好完全反应，所以溶液呈碱性；选项C中当加入NaOH后溶液仍然呈酸性，则c(H＋)＞c(OH－)，不成立，当恰好完全反应，溶液呈碱性，则c(Na＋)＞c(CH3COO－)，当碱过量时，必定c(Na＋)＞c(CH3COO－)，所以在任何情况下溶液的离子关系都不能成立；选项D中加入氨水，由电荷守恒得：c(CH3COO－)＋c(OH－)=c(Na＋)＋c(NH4＋)＋c(H＋)，当溶液仍呈酸性即c(OH－)＜c(H＋)，则c(CH3COO－)＞c(NH4＋)＋c(Na＋)；当溶液呈中性时，c(H＋)＝c(OH－)，则c(CH3COO－)＝c(NH4＋)＋c(Na＋)；当溶液呈碱性时，c(H＋)＜c(OH－)，则c(CH3COO－)＜c(NH4＋)＋c(Na＋)，所以c(CH3COO－)一不定大于c(Na＋)、c(NH4＋)之和。 答案：A 16．解析：根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比HB水解程度大，所以溶液中的c(HA)＞c(HB)，c(A－)＜c(B－)；再根据“谁强显谁性”可知溶液中的c(OH－)＞c(H＋)；由于溶液中离子的水解毕竟是微弱的，所以c(OH－)＜c(A－)和c(B－)。 答案：A。 17．解析：此题考查学生对影响化学反应速率的外界因素(如浓度、温度)及其规律的认识和理解；考查学生对图表的观察、分析以及处理实验数据归纳出合理结论的能力。其中(2)实验⑤的反应速率应是①的3倍，所以t1 = 88.0/3 = 29.3。 (3)每升高10 ℃，速率增大到原来的2～4倍，现升高20 ℃，所以升高到原来的22～42倍，即4～16倍，实验③为22 s，显色时间应为22/4～22/16，即5.5 s～1.4s，选A。 答案：(1)研究反应物I－与
的浓度对反应速率的影响 (2)29.3s (3)A (4)反应速率与反应物起始浓度乘积成正比(或显色时间与反应物起始浓度乘积成反比)。 18．答案：(1)3，6，2，1，6 。 (2)N2； Si3N4。 (3)K =
。 (4)小于；减小。 (5)逆。 (6)6。 19．解析：考查学生对难溶电解质的溶解平衡和酸碱反应的了解；考查学生书写化学反应方程式的能力、读图解析和方案评价能力，以及化学平衡知识的综合应用能力。 答案：(1)①10NH4NO3； 3H2O。 ②Ca5(PO4)3OH↓＋9H2O。 (2)唯一副产物为水，工艺简单。 (3)反应液局部酸性过大，会有CaHPO4产生。 (4)Ca5(PO4)3OH。 (5)酸性物质使沉淀溶解平衡Ca5(PO4)3OH(s)
5Ca2＋(aq)＋3PO43 －(aq)＋OH－(aq)向右移动，导致Ca5(PO4)3OH溶解，造成龋齿。 20．答案：(1)①偏高。②无影响。③B。④无；粉红(或浅红)。(2)18.85%。

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