贛州市南康中學、平川中學、信豐中學高二上學期月月考試題化學

學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精學必求其心得，業(yè)必貴于專精南康中學平川中學信豐中學高二年級聯(lián)考化學試題可能用到的相對原子質量：H1C12N14O16Na23Mg24Al27Cl35。5Fe56Cu64一、選擇題（本題包括16小題，每小題3分，共48分,每小題只有一個符合題意的正確選項）1.化學與生產生活、環(huán)境保護、資源利用等密切相關,下列說法正確的是A.活性炭具有除異味和殺菌作用B。汽車尾氣中的氮氧化合物是汽油或柴油不完全燃燒造成的C.我國全面啟動的北斗導航系統(tǒng)的信號傳輸材料是硅單質D。煤的干餾、海帶提碘、石油裂解、芒硝風化等都涉及化學變化【答案】D【解析】【詳解】A.活性炭具有除異味的作用但沒有殺毒的作用，故A錯誤；B.汽車尾氣中的氮氧化合物是氣缸中氮氣和氧氣在放電下反應生成的，故B錯誤；C.我國全面啟動的北斗導航系統(tǒng)的信號傳輸材料與二氧化硅有關,故C錯誤；D.煤的干餾、海帶提碘、石油裂解、芒硝風化等都涉及化學變化，故D正確。綜上所述,答案為D.【點睛】煤的干餾、煤的氣化、煤的液化，石油裂解都是化學變化。2。運用相關化學知識進行判斷,下列結論錯誤的是A。反應NH4HCO3（s）＝NH3（g）＋H2O（g）＋CO2(g）ΔH＝＋185。57kJ·mol－11能自發(fā)進行,是因為體系有自發(fā)地向混亂度增大的方向轉變的傾向。B.增大反應物濃度可加快反應速率，因此用濃硫酸與鐵反應可以加快反應速率。C.NH4F水溶液中含有HF,因此NH4F溶液不能存放在玻璃試劑瓶中。D.CH3COOH(aq）＋NaOH（aq)＝CH3COONa（aq)＋H2O（l）ΔH＝akJ·mol－1，HCl（aq）＋NaOH(aq)＝NaCl（aq）＋H2O（l）ΔH＝bkJ·mol－1，因醋酸電離吸熱，所以a〉b【答案】B【解析】【詳解】A.反應NH4HCO3(s）＝NH3（g)＋H2O(g）＋CO2（g）ΔH＝＋185。57kJ·mol－11能自發(fā)進行，是因為體系有自發(fā)地向混亂度增大的方向轉變的傾向，故A正確；B。增大反應物濃度可加快反應速率，鐵與稀硫酸反應本質是與氫離子反應，濃硫酸水的量少，電離的氫離子量少，且濃硫酸具有強氧化性，與鐵發(fā)生鈍化，故不能加快速率，B錯誤;C.NH4F水溶液中含有HF，HF與玻璃會反應,因此NH4F溶液不能存放在玻璃試劑瓶中，故C正確；D。CH3COOH（aq）＋NaOH（aq)＝CH3COONa(aq)＋H2O（l）ΔH＝akJ·mol－1，HCl(aq）＋NaOH（aq)＝NaCl（aq）＋H2O(l）ΔH＝bkJ·mol－1，因醋酸電離吸熱，因此醋酸與氫氧化鈉放出的熱量少,焓變大，所以a>b，故D正確.綜上所述，答案為B。3。NA為阿伏加德羅常數的值.下列說法正確的是A.1molK2Cr2O7被還原為Cr3＋轉移的電子數為3NAB.合成氨反應中，1molN2與4molH2反應生成的NH3分子數為2NAC.1L0。1mol·L－1磷酸鈉溶液含有離子的數目為0.1NAD.常溫常壓下,18.4gNO2和N2O4的混合氣體中含有的氮原子總數為0.4NA【答案】D【解析】【詳解】A。K2Cr2O7變?yōu)镃r3＋化合價從+6價到+3價,因此1molK2Cr2O7被還原為Cr3＋轉移的電子數為6NA，故A錯誤；B。合成氨反應是可逆反應，因此1molN2與4molH2反應生成的NH3分子數小于2NA，故B錯誤;C.1L0。1mol·L－1磷酸鈉溶液中物質的為0.1mol,磷酸鈉是強電解質,因此含有離子的數目大于0。1NA,故C錯誤；D。常溫常壓下，用通式法解，都為NxO2x，因此18。4gNO2和N2O4的混合氣體物質的量，含有的氮原子總數為0。4NA，故D正確。綜上所述,答案為D。4。常溫下，在下列給定條件的溶液中，一定能大量共存的離子組是A.0。1mol/L的NaNO3溶液中：H＋、Fe2＋、Cl－、SO42－B。含有大量Al3＋的水溶液中:Na＋、NH4＋、HCO3－、Br－C。c（OH－）＝l×10－13mol·L－1的溶液中：K＋、Mg2＋、Cl－、NO3－D。水電離產生的c（H＋）為1×10－12mol·L－1的溶液：NH4＋、Na＋、Cl－、CO32－【答案】C【解析】【詳解】A。NO3－與H＋、Fe2＋發(fā)生氧化還原反應，故A不符合題意；B.Al3＋與HCO3－反應生成沉淀和氣體，故B不符合題意;C.c(OH－）＝l×10－13mol·L－1的溶液，說明呈酸性，H＋、K＋、Mg2＋、Cl－、NO3－大量共存，故C符合題意;D。水電離產生的c（H＋）為1×10－12mol·L－1的溶液，可能為酸，可能為堿，是酸則H＋與CO32－反應，是堿則OH－與NH4＋反應,故D不符合題意。綜上所述,答案為C?！军c睛】鋁離子和碳酸氫根、碳酸根、亞硫酸根、亞硫酸氫根、硅酸根等發(fā)生雙水解.5.下列離子方程式正確是A.將飽和FeCl3溶液滴入沸水中制備膠體：Fe3++3H2OFe(OH）3↓+3H+B.用FeS去除廢水中的Hg2+：Hg2++S2-===HgS↓C。AlCl3溶液與Na2S溶液混合生成沉淀::2Al3++3S2—==Al2S3↓D。NH4Cl溶于D2O中顯酸性：NH4++D2ONH3·HDO+D+【答案】D【解析】【詳解】A.將飽和FeCl3溶液滴入沸水中制備膠體，不能用沉淀符號，正確的離子方程式：Fe3++3H2OFe(OH）3（膠體）+3H+,故A錯誤；B。用FeS去除廢水中的，硫化亞鐵不能拆開，正確的離子方程式為:═故B錯誤；C。AlCl3溶液與Na2S溶液混合，發(fā)生雙水解，正確的離子方程式是：2Al3++3S2—+6H2O=2Al(OH）3↓+3H2S，故C錯誤；D。NH4Cl溶于D2O中發(fā)生水解反應,顯酸性，離子方程式為：NH4++D2ONH3·HDO+D+，故D正確；本題答案為D。6。下列有關電解質溶液的說法正確的是A。將Ca(ClO）2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干均得不到原溶質B。保存氯化亞鐵溶液時，在溶液中放少量鐵粉，以防止Fe2+水解C。室溫下，向0.1mol/L的CH3COOH溶液中加入少量水溶液顯堿性的物質，CH3COOH的電離程度一定增大D.NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性,兩溶液中水的電離程度相同【答案】A【解析】【詳解】A、將Ca(ClO)2、Na2SO3、FeCl3溶液蒸干分別得到的是氫氧化鈣、Na2SO4、氧化鐵，均得不到原溶質,故A正確；B、氯化亞鐵不穩(wěn)定，易被氧化,加入少量的鐵粉可把氧化的鐵離子還原為亞鐵離子，加入鐵粉不能防止水解，故B錯誤；C、向0。1mol/L的CH3COOH溶液中加入少量水溶液顯堿性的物質如鈉，CH3COOH的電離程度減小，故C錯誤；D、NaCl溶液和CH3COONH4溶液均顯中性，CH3COONH4溶液能促進水的電離，但是氯化鈉不影響水的電離，故D錯誤;答案選A。7。A、B、C、D、E是周期表前20號元素，它們的原子序數依次增大，A與E,B與D分別同主族，C原子最外層電子數是D原子最外層電子數的一半，A與B可形成A2B和A2B2兩種液態(tài)化合物．下列說法錯誤的是A.25℃時0.1mol/LA2D溶液的pH〉1－lg2B。相同條件下，溶液中水的電離程度：EBA>E2DC。工業(yè)上冶煉C可通過電解法得到D.由A、B、C、D、E五種元素組成的一種化合物可作凈水劑【答案】B【解析】【分析】A與B可形成A2B和A2B2兩種液態(tài)化合物，確定為H2O和H2O2,所以A為氫元素，B為氧元素；原子序數依次增大，A與E，B與D分別同主族，確定D為硫元素,E為鉀元素；C原子最外層電子數是D原子最外層電子數的一半，確定C為鋁元素,由此A：H；B：O;C：Al；D：S；E：K?！驹斀狻緼。H2S為弱酸，只是部分電離，所以0。1mol/L的H2S溶液的pH>1－lg2，故不選A；B。相同條件下，KOH會抑制水的電離，K2S水解會促進水的電離,所以溶液中水的電離程度KOH＜K2S，故選B；C。工業(yè)上冶煉Al可通過電解熔融氧化鋁得到，故不選C;D.由A、B、C、D、E五種元素組成的一種化合物KAl（SO4）2?12H2O可作凈水劑，故不選D；正確答案：B。8。室溫下，向圓底燒瓶中加入1molC2H5OH和含1molHBr的氫溴酸,溶液中發(fā)生反應;C2H5OH+HBrC2H5Br+H2O,充分反應后達到平衡。已知常壓下，C2H5Br和C2H5OH的沸點分別為38。4℃和78.5℃。下列有關敘述錯誤的是A。加入NaOH,可增大乙醇的物質的量B.增大HBr濃度，有利于生成C2H5BrC.若反應物增大至2mol,則兩種反應物平衡轉化率之比不變D.若起始溫度提高至60℃，可縮短反應達到平衡的時間【答案】D【解析】【分析】根據題目的反應,主要判斷外界條件的變化對平衡和速率的應該結果即可?！驹斀狻緼．加入NaOH，中和HBr,平衡逆向移動，可增大乙醇的物質的量。選項A正確。B．增大HBr濃度，平衡正向移動，有利于生成C2H5Br.選B正確.C．若反應物增大至2mol,實際上就是將反應物的濃度都增大至原來的2倍，比例不變(兩次實驗反應物的比例都是1:1，等于方程式中的系數比），只要反應物的投料比等于系數比，達平衡時反應物的轉化率一定是相等的.所以兩種反應物的轉化率一定是1:1。選項C正確.D．若起始溫度提高至60℃，考慮到HBr易揮發(fā)性，溫度升高化學反應速率加快,而反應物濃度減小能使化學反應速率變慢,故不一定能縮短到達平衡的時間.選項D錯誤。故選D.點睛：本題中的反應是反應前后物質的量不變的反應，但是考慮到反應是在水溶液中進行的，而生成的溴乙烷是不溶于水的，即本題中的溴乙烷應該是沒有濃度的,所以選項D中是不需要考慮溫度升高將溴乙烷蒸出的影響的。9。某溫度下，和的電離常數分別為和.將和體積均相同的兩種酸溶液分別稀釋，其隨加水體積的變化如圖所示。下列敘述正確的是(）A。曲線Ⅰ代表溶液B.溶液中水的電離程度:b點＞c點C。從c點到d點，溶液中保持不變（其中、分別代表相應的酸和酸根離子）D.相同體積a點的兩溶液分別與恰好中和后,溶液中相同【答案】C【解析】【分析】電離常數HNO2大于CH3COOH,酸性HNO2大于CH3COOH;A、由圖可知，稀釋相同的倍數，Ⅱ的變化大，則Ⅱ的酸性比I的酸性強，溶液中氫離子濃度越大，酸性越強；B、酸抑制水電離，b點pH小，酸性強,對水電離抑制程度大；C、kw為水的離子積常數，k（HNO2）為HNO2的電離常數，只與溫度有關,溫度不變，則不變；D、體積和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2）。【詳解】A、由圖可知，稀釋相同的倍數，Ⅱ的變化大，則Ⅱ的酸性比I的酸性強，Ⅱ代表HNO2，I代表CH3COOH，故A錯誤；B、酸抑制水電離，b點pH小，酸性強，對水電離抑制程度大,故B錯誤；C、Ⅱ代表HNO2,c(HNO2）c(OH-)/c(NO2—）=c（H+)·c（HNO2)c(OH-）/［c（H+)·c(NO2-)］=kw/k(HNO2）,kw為水的離子積常數，k（HNO2)為HNO2的電離常數,這些常數只與溫度有關，溫度不變，則不變，故C正確;D、體積和pH均相同的HNO2和CH3COOH溶液，c（CH3COOH）＞c（HNO2)，分別滴加同濃度的NaOH溶液至恰好中和，CH3COOH消耗的氫氧化鈉溶液體積多，HNO2消耗的NaOH少，故D錯誤；故選C.【點睛】本題考查酸的稀釋及圖象，明確強酸在稀釋時pH變化程度大及酸的濃度與氫離子的濃度的關系是解答本題的關鍵,難點C，要將已知的c(HNO2）c（OH—）/c(NO2—）分子和分值母同乘以c(H+）,變成與kw為水的離子積常數和k（HNO2)為HNO2的電離常數相關的量，再判斷。10.下列溶液中有關物質的量濃度關系正確的是A。室溫下,由pH＝1的CH3COOH溶液與pH＝13的NaOH溶液等體積混合，溶液中離子濃度大小的順序為：c（Na＋）＞c(CH3COO－)＞c(OH－）＞c(H＋）B.pH相等的CH3COONa、NaOH和Na2CO3三種溶液：c(NaOH)＜c(CH3COONa)＜c（Na2CO3）C.物質的量濃度相等的CH3COOH和CH3COONa溶液等體積混合：c(CH3COO-）+2c（OH—）＝2c(H+)+c(CH3COOH）D.0．1mol·L—1的NaHA溶液，其pH＝4：c(HA—)＞c(H+）＞c（H2A)＞c(A2—）【答案】C【解析】【詳解】A．常溫下,pH=1的醋酸溶液的濃度大于pH=13的氫氧化鈉，二者等體積混合時醋酸過量,醋酸電離程度大于醋酸根離子水解程度，所以溶液呈酸性，則c（H+）＞c（OH-)，錯誤;B．據強堿弱酸鹽水解規(guī)律“越弱越水解”,對應酸的酸性越弱，水解程度越大,酸性：碳酸﹤醋酸,所以水解程度大碳酸鈉﹥醋酸鈉，pH相同時，醋酸鈉的濃度大于碳酸鈉的濃度;氫氧化鈉為強堿，濃度最小，所以pH相同，三者濃度關系為:c（NaOH)＜c(Na2CO3)＜c（CH3COONa），錯誤；C．混合溶液中存在物料守恒為c（CH3COO-）+c(CH3COOH）=2c（Na+）和電荷守恒為c（CH3COO—）+c（OH-）=c（H+）+c（Na+）,由兩式導出c（CH3COO-）+2c（OH-）=2c(H+）+c（CH3COOH），正確；D．pH=4顯酸性,所以HA-的電離大于其水解，則c(HA-）＞c（H+）＞c(A2—）＞c（H2A）,錯誤。11.現(xiàn)有室溫下四種溶液，有關敘述不正確的是編號①②③④pH101044溶液氨水氫氧化鈉溶液醋酸溶液鹽酸A。相同體積③、④溶液分別與NaOH完全反應,消耗NaOH物質的量：③＞④B。分別加水稀釋10倍，四種溶液的pH：①＞②＞④＞③C。①、④兩溶液等體積混合，所得溶液中c（NH4＋）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c(H＋）D。VaL④溶液與VbL②溶液混合（近似認為混合溶液體積＝Va＋Vb），若混合后溶液pH＝5，則Va︰Vb＝9︰11【答案】D【解析】【詳解】A．醋酸是弱酸，pH相等的醋酸和鹽酸，醋酸的濃度大于鹽酸，所以等體積等pH的鹽酸和醋酸,醋酸的物質的量大于鹽酸，則消耗NaOH物質的量：③＞④，A正確；B．強酸、強堿稀釋10倍,pH變化1，則稀釋10倍時②的pH=9，④的pH=5,而弱酸、弱堿稀釋10倍，pH變化小于1，則①的9＜pH＜10，③的4＜pH＜5，即分別加水稀釋10倍四種溶液的pH為①＞②＞④＞③，B正確；C．①、④兩溶液等體積混合，溶液中氨水過量，溶質為氯化銨和一水合氨，溶液顯堿性，氨水的電離大于銨根離子的水解，則c(NH4+)＞c(Cl－)＞c（OH－）＞c（H+)，C正確；D．若混合后溶液pH=5，說明鹽酸過量,則mol/L=10－5mol/L，解得Va:Vb＝11：9，D錯誤.答案選D。12.用0。1mol·L－1NaOH溶液滴定40mL0.1mol·L－1H2SO3溶液，所得滴定曲線如圖所示（忽略混合時溶液體積的變化）。下列敘述錯誤的是(）A.Ka2(H2SO3)的數量級為10－8B.若滴定到第一反應終點，可用甲基橙作指示劑C.圖中Z點對應的溶液中：c(Na＋）〉c(SO32－）>c（HSO3－）>c（OH－)D.圖中Y點對應的溶液中：3c(SO32－)＝c(Na＋）＋c(H＋）－c（OH－)【答案】C【解析】【分析】用0。1mol/LNaOH溶液滴定40mL0.1mol/LH2SO4溶液，由于H2SO3是二元酸，滴定過程中存在兩個化學計量點,滴定反應為：NaOH+H2SO3═NaHSO3+H2O,NaHSO3+NaOH═Na2SO3+H2O，完全滴定需要消耗NaOH溶液的體積為80mL,結合溶液中的守恒思想分析判斷?！驹斀狻緼．由圖像可知，當溶液中c（HSO3—)=c（SO32－）時，此時pH=7。19，即c(H+）=10-7。19mol/L,則H2SO3的Ka2==c（H+），所以H2SO3的Ka2=1×10—7。19，Ka2(H2SO3)的數量級為10－8，故A正確；B．第一反應終點時，溶液中恰好存在NaHSO3，根據圖像，此時溶液pH=4.25,甲基橙的變色范圍為3。1～4.4，可用甲基橙作指示劑，故B正確；C．Z點為第二反應終點，此時溶液中恰好存在Na2SO3，溶液pH=9.86，溶液顯堿性,表明SO32-會水解，考慮水也存在電離平衡，因此溶液中c(OH-)＞c（HSO3-），故C錯誤；D．根據圖像，Y點溶液中c(HSO3—)=c（SO32-），根據電荷守恒，c（Na+)+c(H+)=c(OH—)+c(HSO3—)+2c（SO32-），由于c(HSO3-)=c(SO32—)，所以3c(SO32-）=c(Na+)+c（H+)—c(OH—），故D正確；答案選C。【點睛】明確滴定反應式，清楚特殊點的含義，把握溶液中的守恒思想是解答本題的關鍵。本題的易錯點為A，要注意根據Y點結合Ka2的表達式分析解答。13.某溫度時，CuS、MnS在水中的沉淀溶解平衡曲線如圖所示，下列說法錯誤的是A。在含有CuS和MnS固體的溶液中c(Cu2＋）∶c(Mn2＋)＝1∶2×10－23B。向CuSO4溶液中加入MnS發(fā)生反應：Cu2＋(aq）＋MnS（s）CuS(s)＋Mn2＋（aq）C.a點對應的Ksp等于b點對應的KspD。該溫度下，Ksp(CuS）小于Ksp(MnS）【答案】A【解析】【詳解】A。由圖象可知,在此溫度下，在含有CuS和MnS固體的溶液中c（Cu2+)：c（Mn2+）=6×10-34:3×10—11=2×10-23：1，故選A；

B。因Ksp(CuS）小于Ksp（MnS），則向CuSO4溶液中加入MnS，可發(fā)生沉淀的轉化，即Cu2＋（aq）＋MnS(s）CuS(s）＋Mn2＋（aq），故不選B;

C.a、b處于同一溫度下，Ksp相同,故不選C；

D．由圖象可知，當c(M2+）相同時,CuS固體的溶液中c（S2—)較小，則說明Ksp（CuS）較小，故不選D.

正確答案：A。14.某化學小組擬設計微生物燃料電池將污水中的乙二胺[H2N(CH2）2NH2]氧化成環(huán)境友好的物質，工作原理如圖所示（a、b均為石墨電極).下列分析正確的是A.a電極發(fā)生反應：H2NCH2CH2NH2+16e-+4H2O==2CO2↑+N2↑+16H+B。質子交換膜處H+由右向左移動C。該電池在微生物作用下將化學能轉化為電能D。開始放電時b極附近pH不變【答案】C【解析】【詳解】A、b電極通入的空氣，因此b極為正極，a極為負極，負極上失去電子，電極反應式為：H2NCH2CH2NH2－16e－+4H2O=2CO2↑+N2↑+16H＋,故A錯誤；B、根據原電池的工作原理,陽離子向正極移動，即H＋由左向右移動,故B錯誤；C、此裝置是原電池裝置，是化學能轉化成電能裝置,故C正確；D、b極反應式為O2＋4H＋＋4e－=2H2O，pH增大，故D錯誤。答案選C。15。在三個容積均為2L的密閉容器中按不同方式投入反應物，發(fā)生反應：CO(g）＋H2O（g）CO2（g)＋H2（g)ΔH＝－akJ·mol－1（a〉0），相關反應數據如下:容器容器類型起始溫度/℃起始物質的量/mol平衡時H2物質的量/molCOH2OCO2H2Ⅰ恒溫容器8001。20.6000。4Ⅱ恒溫容器9000.70。10。50.5Ⅲ絕熱容器800001.20.8下列說法正確的是A.容器Ⅰ中反應經10min建立平衡，0～10min內,平均反應速率v(CO）＝0。04mol·L－1·min－1B.若向容器Ⅰ平衡體系中再加入CO、H2O、CO2、H2各0.1mol，平衡將逆向移動C.達到平衡時,容器Ⅱ中反應吸收的熱量小于0。1akJD。達平衡時，容器Ⅲ中n（CO）<0.48mol【答案】D【解析】【詳解】A.容器Ⅰ中反應經10min建立平衡,0～10min內，氫氣改變量為0.4mol,CO改變量也為0.4mol，則平均反應速率，故A錯誤；B。根據A選項，容器Ⅰ平衡體系中CO物質的量為0.8mol，H2O物質的量為0.2mol,CO2物質的量為0。4mol，H2物質的量為0。4mol，平衡常數為,再向容器Ⅰ平衡體系中再加入CO、H2O、CO2、H2各0。1mol，濃度商為，平衡正向移動，故B錯誤；C.如果容器Ⅱ溫度為800℃，達到平衡時,反應向左移動，生成0.1molCO,吸收0.1akJ能量，由于容器Ⅱ中溫度為900℃，因此還要向左反應,生成的CO多余0。1mol,因此反應吸收的熱量大于0.1akJ，故C錯誤;D.假設是恒溫容器，達平衡時，設轉化生成CO物質的量為xmol，根據，得到x=0。48mol，由于是絕熱,反應向左，容器內溫度降低,反應正向移動,因此容器Ⅲ中n(CO）〈0。48mol，故D正確。綜上所述，答案為D?！军c睛】C、D選項在假設思想在解題中應用。16。25℃時，向1L0。1mol/L的一元酸HR溶液中逐漸通入氨氣（已知25℃時一水合氨的電離平衡常數為K=1。76×10－5），保持溶液的溫度和體積不變，混合溶液的pH與粒子濃度比值的對數變化關系如圖所示。下列敘述錯誤的是A.25℃時,0.1mol/L的一元酸HR的電離平衡常數為Ka=10－5B.當通入0。1mol氨氣時,c（NH4+）〉c（R-)>c(OH－)>c（H＋)C。當c（R-）=c(HR)時,溶液為酸性D.HR為弱酸,25℃時隨著氨氣的通入，c(R—)/[c（OH?）?c（HR）]逐漸增大【答案】D【解析】【詳解】A。根據起點：PH=5，lg，HR電離平衡常數為Ka==10－5,故不選A；B。當通入0.1mol氨氣時，恰好完全反應生成NH4R，因為一水合氨的電離平衡常數為K=1.76×10－5，HR的電離平衡常數為Ka=10－5，所以銨根離子水解能力略小于R-,NH4R溶液略顯堿性，離子濃度c(NH4+)〉c（R—)>c（OH－）>c（H＋)，故不選B;C.當c(R-)=c(HR)時,lg,根據圖像可知PH=5，溶液為酸性，故不選C。D.HR為弱酸,25℃時隨著氨氣的通入，c（R-)/[c（OH?）?c(HR)］=1/Kh,因為水解常數只受溫度影響,c（R—)/［c(OH?）?c(HR)]=1/Kh是定值，故選D;正確答案：D。二、非選擇題（本題包括5個題，共52分）17.已知亞磷酸(H3PO3）是具有強還原性的弱酸，可以被銀離子氧化為磷酸。1摩爾亞磷酸最多消耗2摩爾氫氧化鈉。（1)已知亞磷酸可由PCl3水解而成，請寫出相應的離子方程式__________。（2)Na2HPO3是____（填“正鹽"或“酸式鹽”）。（3）亞磷酸與銀離子反應時氧化劑與還原劑的物質的量之比為______________。（4)某溫度下，0.10mol?L-1的H3PO3溶液的pH為1.6，即c(H+)=2.5×10-2mol?L—1，該溫度下H3PO3的電離平衡常數K1=___________________；(結果保留兩位有效數字）。（5)向H3PO3溶液中滴加NaOH溶液至中性，所得溶液中：c（Na+)_____c（H2PO3-）+2c(HPO32-)(填“＞”、“＜”或“=”，下同)；在NaH2PO3溶液中，c(H+）+c（H3PO3)_____c(HPO32-)+c（OH—)?！敬鸢浮?1).PCl3+3H2O=H3PO3+3H++3Cl-(2).正鹽(3）。2：1(4）.8.3×10－3mol·L－1(5）.=（6).=【解析】【分析】因為1摩爾亞磷酸最多消耗2摩爾氫氧化鈉，所以亞磷酸是二元弱酸.弱電解質電離常數為達到平衡時所生成的各種離子濃度的乘積跟溶液中未電離的分子濃度的比。溶液中粒子濃度關系根據電荷守恒和物料守恒即可得判斷.【詳解】（1）PCl3中的P是+3，可以結合OH-，生成H3PO3，Cl—結合H+生成HCl，反應的離子方程式為PCl3+3H2O=H3PO3+3H++3Cl-.（2)1mol亞磷酸最多消耗2molNaOH，亞磷酸是二元弱酸，所以只有兩步電離，Na2HPO3不能再電離出H+，所以Na2HPO3是正鹽.（3）結合題目信息可知亞磷酸與銀離子反應生成銀單質和磷酸，用H+和H2O來配平電荷和原子，離子方程式為H3PO3+2Ag++H2O=H3PO4+2Ag+2H+。氧化劑銀離子和還原劑亞磷酸的物質的量之比為2∶1。（4）電離方程式:H3PO3H++H2PO3—起始濃度：0.100轉化濃度：2.5×10—22。5×10-22.5×10-2平衡濃度：0.1-2.5×10—22.5×10-22.5×10-2電離平衡常數K1==≈8。3×10－3mol?L－1。(5）根據電荷守恒可得c（Na+)+c(H+)=c(H2PO3—）+2c(HPO32—)+c(OH-),溶液呈中性，c（H+)=c(OH—)，因此c（Na+)=c(H2PO3-)+2c（HPO32—).在NaH2PO3溶液中,存在電荷守恒c（Na+)+c(H+）=c（H2PO3—）+2c(HPO32—）+c（OH—）,物料守恒c(Na+）=c（H2PO3-)+c（HPO32—)+c(H3PO3)，將電荷守恒中的c(Na+）用物料守恒式等量替換得c（H+）+c(H3PO3)=c（HPO32—）+c（OH—)?！军c睛】注意利用電荷守恒和物料守恒來判斷粒子濃度大小關系。18。Ⅰ。電離平衡常數是衡量弱電解質電離程度的量，已知如表數據（25℃）：(1)25℃時,下列物質的量濃度相同的四種溶液的pH由大到小的順序為_____（填序號）aNaCN溶液bNa2CO3溶液cCH3COONa溶液dNaHCO3溶液（2）25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，所發(fā)生反應的化學方程式為____________。Ⅱ.根據下列化合物：①NaOH②H2SO4③CH3COOH④NaCl⑤CH3COONa⑥(NH4）2SO4⑦CH3COONH4⑧NH4HSO4⑨NH3?H2O⑩NH4Cl,請回答下列問題：(1）常溫下，若pH均為11且等體積的NaOH和NH3·H2O分別加水稀釋m倍、n倍，稀釋后兩種溶液的pH都變成9，則m_______n（填“〈"、“〉”或“＝"）.(2)已知水存在如下平衡：H2OH＋＋OH－ΔH>0，現(xiàn)欲使平衡向右移動，且所得溶液顯酸性，選擇的下列方法是____________。A向水中加入NaHSO4固體B向水中加NaHCO3固體C加熱至100℃［其中c（H＋)＝1×10－6mol·L－1］D向水中加入NH4Cl固體（3）物質的量濃度相同的①、②、③、④、⑤、⑥六種稀溶液中，水電離的OH－濃度由大到小的順序為（填序號）__________。（4）物質的量濃度相同的⑥、⑦、⑧、⑨、⑩五種稀溶液中，NH4＋濃度由大到小的順序是（填序號)______。【答案】（1)。b>a>d〉c（2).NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3(3）。〈（4）。D（5)。⑥〉⑤〉④〉③〉①>②(6）.⑥〉⑧〉⑩>⑦〉⑨【解析】【分析】Ⅰ.⑴根據電離平衡常數得出酸強弱順序,根據酸越弱，水解程度越大,堿性越強，pH越大。⑵根據CH3COOH〉H2CO3>HCN〉HCO3－，向NaCN溶液中通入少量CO2生成碳酸氫鈉和HCNⅡ。⑴常溫下，若pH均為11且等體積的NaOH和NH3·H2O分別加水稀釋相同倍數，則強堿pH變化大。⑵A。向水中加入NaHSO4固體，電離出氫離子，抑制水的電離；B.向水中加NaHCO3固體,這是要水解的鹽，促進水的電離，平衡向右移動，溶液顯堿性；C.加熱至100℃，水的電離是吸熱過程，平衡向右移動，但依然是中性；D.向水中加入NH4Cl固體，要水解的鹽，促進水的電離，平衡向右移動，顯酸性。⑶①、②、③是抑制水的電離，④中水的電離既不促進也不抑制，⑤、⑥促進水的電離，等濃度的醋酸根和銨根水解程度相當，但由于硫酸銨中銨根濃度大于醋酸根濃度，因此水解電離的OH－濃度大，①是強堿抑制程度大，②是二元強酸，抑制程度更大，③是一元弱酸，抑制程度弱。⑷⑦、⑧、⑩電離出銨根濃度相同，⑥電離出銨根濃度是⑦、⑧、⑩電離出銨根濃度的2倍，⑥⑩中銨根單獨水解，但⑥中銨根濃度遠大于其它幾個，⑦中銨根、醋酸根都水解,相互促進的雙水解，水解程度大，⑧銨根水解，但電離出的氫離子抑制銨根水解,⑨是弱堿，電離出的銨根濃度少?！驹斀狻竣?⑴25℃時，根據電離平衡常數得出酸強弱順序為CH3COOH〉H2CO3>HCN〉HCO3－，根據酸越弱，水解程度越大，堿性越強,pH越大,因此物質的量濃度相同的四種溶液的pH由大到小的順序為b>a〉d>c,故答案為:b〉a〉d〉c。⑵25℃時，向NaCN溶液中通入少量CO2，由于CH3COOH>H2CO3〉HCN>HCO3－，因此只能生成碳酸氫鈉和HCN，因此發(fā)生反應的化學方程式為NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3,故答案為:NaCN+CO2+H2O=HCN+NaHCO3。Ⅱ。⑴常溫下，若pH均為11且等體積的NaOH和NH3·H2O分別加水稀釋相同倍數，則強堿pH變化大,氫氧化鈉的pH值比氨水的pH值小，因此要使得稀釋后兩種溶液的pH都變成9，則弱堿還加水，因此m<n，故答案為：<。⑵A。向水中加入NaHSO4固體，電離出氫離子，抑制水的電離,故A不符合題意；B.向水中加NaHCO3固體，這是要水解的鹽，促進水的電離，平衡向右移動，溶液顯堿性,故B不符合題意;C。加熱至100℃，水的電離是吸熱過程，平衡向右移動，但依然是中性，故C不符合題意；D。向水中加入NH4Cl固體，要水解的鹽，促進水的電離，平衡向右移動，顯酸性,故D符合題意，綜上所述，答案為D。⑶①、②、③是抑制水的電離,④中水的電離既不促進也不抑制，⑤、⑥促進水的電離，等濃度的醋酸根和銨根水解程度相當，但由于硫酸銨中銨根濃度大于醋酸根濃度，因此水解電離的OH－濃度大，①是強堿抑制程度大，②是二元強酸，抑制程度更大，③是一元弱酸，抑制程度弱，因此物質的量濃度相同的六種稀溶液中，水電離的OH－濃度由大到小的順序為⑥>⑤〉④〉③〉①>②，故答案為：⑥>⑤〉④〉③>①>②。⑷⑦、⑧、⑩電離出銨根濃度相同，⑥電離出銨根濃度是⑦、⑧、⑩電離出銨根濃度的2倍,⑥⑩中銨根單獨水解，但⑥中銨根濃度遠大于其它幾個，⑦中銨根、醋酸根都水解,相互促進的雙水解，水解程度大，⑧銨根水解，但電離出的氫離子抑制銨根水解，⑨是弱堿,電離出的銨根濃度少，因此物質的量濃度相同的五種稀溶液中，NH4＋濃度由大到小的順序是⑥>⑧>⑩>⑦〉⑨，故答案為：⑥〉⑧〉⑩>⑦>⑨。19.氮元素是一種重要的非金屬元素,可形成多種化合物。試回答下列有關問題：（1)①已知4CO(g)＋2NO2（g）4CO2(g)＋N2（g）ΔH＝－1200kJ·mol－1對于該反應，改變某一反應條件,（已知溫度T2>T1）下列圖像正確的是_______（填代號)②已知CO與H2O在一定條件下可以發(fā)生反應：CO(g)＋H2O（g)CO2（g)＋H2（g)ΔH=－QkJ·mol－1，820℃時在甲、乙兩個恒容密閉容器中，起始時按照下表進行投料，經過一段時間后達到平衡狀態(tài)，若甲中CO的轉化率為40%,則該反應的平衡常數為____________；乙容器吸收的熱量為________________。（2)肼可作為火箭發(fā)動機的燃料,與氧化劑N2O4反應生成N2和水蒸氣，已知：①N2(g）+2O2（g）=N2O4(l)ΔH=－19。5kJ·mol－1②N2H4（l)+O2(g)=N2（g)+2H2O（g）ΔH=－534.2kJ·mol－1寫出肼與四氧化二氮反應的熱化學方式______________。（3）純的疊氮酸(HN3)是無色液體，常用做引爆劑,常溫下向25mL0。1mol·L－1NaOH溶液中加入0.2mol·L－1HN3的溶液,滴加過程中的pH值的變化曲線（溶液混合時的體積變化忽略不計)如圖。①根據圖像寫出HN3的電離方程式：_________。②下列說法正確的是_________________(填序號）A．若用已知濃度的NaOH溶液滴定HN3溶液來測定HN3的濃度時應用甲基橙作指示劑B．常溫下，向0.2mol·L－1HN3的溶液中加水稀釋，則不變C．分別中和pH均為4的HN3溶液和HCl溶液,消耗0。1mol·L－1NaOH溶液的體積相同D．D點時溶液中離子濃度存在如下關系：2c(H+)+c(HN3)=c(N3－）+2c(OH－)【答案】（1)。乙（2)。（3).0。12QkJ（4）.2N2H4(l)+N2O4(l）=3N2(g）+4H2O（g)ΔΗ=

-1048。9kJ·mol—1（5）.HN3H++N3―（6)。BD【解析】【分析】（1）①根據影響化學反應速率的因素：溫度、濃度、壓強、催化劑來確定化學反應達平衡用到的時間，根據影響化學平衡移動的因素：溫度、濃度、壓強來確定化學平衡中各個量的變化情況；②根據化學平衡三段式列式以及化學反應中CO的轉化率為40%進行計算即可；（2)依據蓋斯定律，結合題干熱化學方程式計算寫出.(3）①依據圖象可知疊氮酸屬于弱酸，據此書寫電離方程式即可。②A．滴定終點時,溶液由酸性變?yōu)閴A性，據此選擇指示劑；B．依據K只與溫度有關進行分析;C．依據弱酸存在電離進行分析；D．依據物料守恒和電荷守恒判斷?！驹斀狻浚?）①甲：升高溫度，化學平衡逆向移動,正、逆反應速率會迅速增大，會離開原來的速率點，故甲錯誤；乙:升高溫度，化學反應速率增大，所以T2時先達到化學平衡狀態(tài),并且化學平衡逆向移動，二氧化氮的轉化率減小，故乙正確；丙:對于反應：4CO（g）＋2NO2（g）?4CO2(g)＋N2(g），T不變，增大壓強，平衡正向移動，一氧化碳的體積分數會減小，故丙錯誤,故選乙。②已知甲中CO的轉化率為40％，則有：CO(g）＋H2O(g）CO2（g)＋H2(g）初始量:0。10.100變化量：0.040.040.040.04平衡量：0。1-0。040。1-0.040。040.04設容器的容積為VL，則K==.在恒溫恒容條件下，乙和甲互為等效平衡，平衡常數相同，即CO（g）＋H2O（g）CO2（g)＋H2(g)初始量：000.20。2變化量:xxxx平衡量：xx0.2—x0.2-x則K==，解得x=0.12，故乙容器吸收熱量為0.12QkJ。（2)①N2(g)+2O2(g）=N2O4（l）ΔH1=－19。5kJ·mol－1②N2H4(l)+O2(g）=N2(g）

+2H2O（g）

ΔH2=－534。2kJ·mol－1根據蓋斯定律②×2-①得到肼和四氧化二氮反應的熱化學方式為2N2H4（l)+N2O4（l）=3N2(g）+4H2O(g)ΔΗ=

—1048。9kJ·mol-1.（3）①依據圖象可知疊氮酸屬于弱酸,不能完全電離，用可逆號，故電離方程式為：HN3H++N3—,故答案為HN3H++N3-。②A．滴定終點時，溶質為疊氮酸鈉溶液,疊氮酸根離子水解顯堿性，溶液由酸性變?yōu)閴A性，應選用酚酞試液作指示劑，故A錯誤。B．常溫下，向0。2mol?L—1HN3的溶液中加水稀釋,水的離子積常數不變，電離平衡常數不變，即有:Kw=c（H+)×c（OH—），Ka=，Ka==Kw×,Ka不變，Kw不變，故不變，故B正確。C．pH值相等的鹽酸與疊氮酸中已經電離出的氫離子濃度相同,此時消耗氫氧化鈉溶液相同，但是由于疊氮酸是弱酸,繼續(xù)電離出的氫離子還需要氫氧化鈉進行中和，故疊氮酸消耗的氫氧化鈉的體積大,故C錯誤。D．D點由等物質的量濃度的NaN3和HN3組成的混合液，依據物料守恒：2c（Na+)=c（N3-）+c(HN3），和電荷守恒c（Na+）+c(H+）=c（N3-)+c(OH—）,可得2c（H+）+c(HN3）=c（N3－)+2c（OH－）,故D正確?！军c睛】善于利用“三段式”進行化學平衡的計算。在恒溫恒容條件下，對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，以不同的投料方式進行反應，根據化學方程式中計量數比換算到同一邊時，只要反應物（或生成物）中各組分的物質的量比例相同即為等效平衡。20。無色氣體N2O4是一種強氧化劑,為重要的火箭推進劑之一。N2O4與NO2轉換的熱化學方程式為N2O4（g)2NO2(g）ΔH＝＋24。4kJ/mol.（1)將一定量N2O4投入固定容積的真空容器中，下述現(xiàn)象能說明反應達到平衡的是____av正（N2O4)＝2v逆（NO2）b體系顏色不變c氣體平均相對分子質量不變d氣體密度不變(2）平衡常數K可用反應體系中氣體物質分壓表示，即K表達式中用平衡分壓代替平衡濃度，分壓＝總壓×物質的量分數[例如:p（NO2)＝p總×x(NO2）].寫出上述反應平衡常數Kp表達式_________（用p總、各氣體物質的量分數用x表示）；（3）上述反應中,正反應速率v正＝k正·p(N2O4），逆反應速率v逆＝k逆·p2（NO2），其中k正、k逆為速率常數,則Kp為_______（以k正、k逆表示）.若將一定量N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解(溫度298K、壓強100kPa），已知該條件下k正＝4.8×104s－1，當N2O4分解10％時，v正＝_______kPa·s－1。（結果保留兩位有效數字）（4）真空密閉容器中放入一定量N2O4,維持總壓強p0恒定，在溫度為T時，平衡時N2O4分解百分率為α。保持溫度不變,向密閉容器中充入等量N2O4,維持總壓強在2p0條件下分解,則N2O4的平衡分解率的表達式為________。【答案】(1）.bc（2）.（3）.（4)。3。9×106（5）.【解析】【分析】⑴a。N2O4是正向,NO2是逆向,兩個不同方向，速率比不等于計量系數比;b.體系顏色開始要變，后來不變;c。氣體平均相對分子質量等于質量除以物質的量，質量不變，物質的量增加，氣體平均相對分子質量減少；d。氣體密度等于質量除以體積,氣體質量不變,容器體積不變,密度始終不變。⑵根據反應得到平衡常數。⑶根據v正=v逆，得出Kp,再根據題知算N2O4、NO2物質的量進行計算正反應速率。⑷溫度相同，前后兩次建立，因此前后兩次的平衡常數相同建立關系計算?！驹斀狻竣臿。N2O4是正向,NO2是逆向，兩個不同方向，速率比不等于計量系數比，不能說明達到平衡,故a不符合題意;b。體系顏色開始要變，后來不變，能說明達到平衡，故b符合題意；c.氣體平均相對分子質量等于質量除以物質的量，質量不變，物質的量增加,氣體平均相對分子質量減少，后來不變，則達到平衡，故c符合題意;d.氣體密度等于質量除以體積，氣體質量不變,容器體積不變,密度始終不變，不能說明達到平衡，故d不符合題意;綜上所述,答案為:bc。⑵上述反應平衡常數;故答案為:.⑶上述反應中,正反應速率v正＝k正·p（N2O4），逆反應速率v逆＝k逆·p2（NO2）,其中k正、k逆為速率常數，v正=v逆，則Kp=。若將一定量N2O4投入真空容器中恒溫恒壓分解（溫度298K、壓強100kPa）,已知該條件下k正＝4。8×104s－1，當N2O4分解10%時,假設開始有1molN2O4分解0.1mol,生成0。2molNO2，,故答案為：3。9×106.⑷溫度相同,因此前后兩次的平衡常數相同，保持溫度不變，向密閉容器中充入等量N2O4，維持總壓強在2p0條件下分解,則N2O4的平衡分解率為y，，解得，故答案為：。21。過渡金屬的單質及化合物很多有催化性能，氯化銅、氯