2025年仁愛科普版選修4化學上冊階段測試試卷含答案

…………○…………內…………○…………裝…………○…………內…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………※※請※※不※※要※※在※※裝※※訂※※線※※內※※答※※題※※…………○…………外…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………第=page22頁，總=sectionpages22頁第=page11頁，總=sectionpages11頁2025年仁愛科普版選修4化學上冊階段測試試卷含答案考試試卷考試范圍：全部知識點；考試時間：120分鐘學校：______姓名：______班級：______考號：______總分欄題號一二三四五總分得分評卷人得分一、選擇題(共9題，共18分)1、已知：①H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l)ΔH1；②2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)ΔH2。其他條件不變時，改變反應物的量，則下列判斷正確的是()A.ΔH1，ΔH2都不變B.ΔH1，ΔH2都增大C.ΔH1，ΔH2都減小D.ΔH1減小，ΔH2增大2、N2（g）與H2（g）在一定條件下經歷如下過程生成NH3（g）。下列說法正確的是。

A.I中破壞的均為極性鍵B.Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ均為吸熱過程C.Ⅳ中NH2與H2生成NH3D.該條件下生成1molNH3放熱54kJ3、在0.1mol/L的CH3COOH溶液中存在如下電離平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，對于該平衡，下列敘述正確的是A.加入少量NaOH固體，平衡向正反應方向移動B.加水，反應速率增大，平衡向逆反應方向移動C.滴加少量0.1mol/LHCl溶液，溶液中c(H+)減少D.加入少量CH3COONa固體，平衡向正反應方向移動4、下表是25℃時弱酸的電離平衡常數，下列說法正確的是。CH3COOHHClOH2CO3Ka=1.8×10—5Ka=3.0×10—8Ka1=4.1×10—7Ka2=5.6×10—11

A.根據表中數據可知，相同濃度CH3COONa和NaClO的混合溶液中，各種離子濃度的大小關系是：c(Na+)＞c(ClO﹣)＞c(CH3COO﹣)＞c(OH﹣)＞c(H+)B.根據表中數據可知，次氯酸鈉溶液中通入少量CO2的離子方程式為：2ClO﹣+CO2+H2O=CO32﹣+2HClOC.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水，溶液中減小D.室溫下，將碳酸鈉溶液加熱至70℃，溶液的中的OH—數目增多5、下列各溶液中，微粒的物質的量濃度關系正確的是A.的溶液中：B.在溶液中一定有：C.相等的溶液、溶液和溶液：D.10mL溶液與10mL1鹽酸混合：6、室溫下，將0.1mol·L-1NaOH溶液逐滴滴入10mL0.1mol·L-1NH4HSO4溶液中；溶液的pH與NaOH溶液體積關系如圖所示：

下列關系中，不正確的是A.M點c(Na+)＞c()B.N點c()+c(Na+)=2c(-)C.Q點c()+c(NH3·H2O)=c(Na+)D.M、N、Q三點中，水的電離程度M＞N＞Q7、25℃時，在20mL0.1mol?L-1一元弱酸HA溶液中滴加0.1mol?L-1NaOH溶液，溶液中1g[c(A-)/c(HA)]與pH關系如圖所示。下列說法正確的是。

A.A點對應溶液中：c(OH-)＞c(H+)B.25℃時，HA電離常數的數量級為10－5C.B點對應的NaOH溶液體積小于10mLD.對C點溶液加熱(不考慮揮發(fā))，則增大8、已知25℃時Ksp(BaSO4)＝1.0×10?10。該溫度下，CaSO4懸濁液中c(Ca2+)與c(SO42?)的關系如圖所示；下列敘述正確的是（）

A.向a點的溶液中加入等物質的量固體Na2SO4或Ca(NO3)2，析出的沉淀量不同B.a、b、c、d四點對應的體系中，d點體系最穩(wěn)定C.升高溫度后，溶液可能會由a點轉化為b點D.反應Ba2+(aq)+CaSO4(s)BaSO4(s)+Ca2+(aq)的平衡常數K＝9×1049、環(huán)戊二烯可用于制備二茂鐵[Fe(C5H5)2，結構簡式為]；后者廣泛應用于航天；化工等領域中。二茂鐵的電化學制備原理如圖所示，其中電解液為溶解有溴化鈉(電解質)和環(huán)戊二烯的DMF溶液(DMF為惰性有機溶劑)。下列說法正確的是（）

A.該電池工作是，鎳連接的是電源的正極B.可將該電池的DMF惰性有機溶劑更換為NaOH溶液C.該反應的總反應方程式為Fe＋2＋H2↑D.溶液中的Na+離子不斷的向Fe附近移動評卷人得分二、填空題(共9題，共18分)10、水煤氣法制甲醇工藝流程框圖如下。

(注:除去水蒸氣后的水煤氣含55～59%的H2，15～18%的CO，11～13%的CO2，少量的H2S、CH4，除去H2S后，可采用催化或非催化轉化技術，將CH4轉化成CO，得到CO、CO2和H2的混合氣體；是理想的合成甲醇原料氣，即可進行甲醇合成)

（1）制水煤氣的主要化學反應方程式為：C（s）+H2O（g）CO（g）+H2（g），此反應是吸熱反應。①此反應的化學平衡常數表達式為____________________；

②下列能提高碳的平衡轉化率的措施是____________________。

A．加入C（s）B．加入H2O（g）C．升高溫度D．增大壓強。

（2）將CH4轉化成CO；工業(yè)上常采用催化轉化技術，其反應原理為：

CH4(g)+3/2O2(g)CO(g)+2H2O(g)+519kJ。工業(yè)上要選擇合適的催化劑；分別對X；Y、Z三種催化劑進行如下實驗（其他條件相同）

①X在T1℃時催化效率最高，能使正反應速率加快約3×105倍；

②Y在T2℃時催化效率最高，能使正反應速率加快約3×105倍；

③Z在T3℃時催化效率最高，能使逆反應速率加快約1×106倍；

已知：T1＞T2＞T3，根據上述信息，你認為在生產中應該選擇的適宜催化劑是_____（填“X”或“Y”或“Z”），選擇的理由是_________________________________________。

（3）合成氣經壓縮升溫后進入10m3甲醇合成塔，在催化劑作用下，進行甲醇合成，主要反應是：2H2(g)+CO(g)CH3OH(g)+181.6kJ。T4℃下此反應的平衡常數為160。此溫度下，在密閉容器中加入CO、H2，反應到某時刻測得各組分的濃度如下：。物質H2COCH3OH濃度/（mol·L－1）0.20.10.4

①比較此時正、逆反應速率的大?。簐正________v逆（填“>”、“<”或“＝”)。

②若加入同樣多的CO、H2，在T5℃反應，10min后達到平衡，此時c(H2)＝0.4mol·L－1、c(CO)＝0.7mol·L－1、則該時間內反應速率v(CH3OH)＝____________mol·(L·min)－1。

（4）生產過程中，合成氣要進行循環(huán)，其目的是__________________________________。11、回答下列問題：

（1）已知室溫下CO的燃燒熱為283kJ/mol，則CO的燃燒熱的熱化學方程式為___________________________________。

（2）工業(yè)上利用CO和H2合成清潔能源CH3OH，其反應為：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)ΔH=-116kJ/mol

如圖表示CO的平衡轉化率(α)隨溫度和壓強變化的示意圖。X表示的是_____________，Y1_____Y2(填“<”、“=”、“>”)。

（3）合成甲醇的反應原理為：CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g)，在1L的密閉容器中，充入1molCO2和3molH2，在500℃下發(fā)生反應，測得CO2(g)和CH3OH(g)的濃度隨時間變化如圖所示。

①反應進行到4min時，v(正)____v(逆)(填“>”“<”或“=”)。0~4min，CO2的平均反應速率v(CO2)=____________mol·L?1·min?1。

②該溫度下平衡常數為_____________。

③下列能說明該反應已達到平衡狀態(tài)的是______________。

A．v正(CH3OH)=3v逆(H2)

B．CO2、H2、CH3OH和H2O濃度之比為1∶3∶1∶1

C．恒溫恒壓下；氣體的體積不再變化。

D．恒溫恒容下；氣體的密度不再變化。

（4）為提高燃料的能量利用率，常將其設計為燃料電池。某電池以甲烷為燃料，空氣為氧化劑，KOH溶液為電解質溶液，以具有催化作用和導電性能的稀土金屬為電極。寫出該燃料電池的負極反應式：_____________________________。12、根據下列敘述寫出相應的熱化學方程式：

(1)已知16g固體硫完全燃燒時放出148.4kJ的熱量；該反應燃燒的熱化學方程式是。

____________________________________________________

(2)如圖是298K時N2與H2反應過程中能量變化的曲線圖。該反應的熱化學方程式為：_________________________________。13、已知破壞1molH﹣H鍵、1molI﹣I鍵、1molH﹣I鍵分別需要吸收的能量為436kJ、151kJ、299kJ．則由氫氣和碘單質反應生成2molHI需要放出________kJ的熱量．14、（1）0.1mol/L醋酸溶液中，存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－。經測定溶液中c(CH3COO―)為1.4×10－3mol/L，此溫度下醋酸的電離平衡常數Ka＝________。

（2）已知飽和硫化氫的濃度為0.1mol/L，硫化氫的電離常數為Ka1＝1.0×10－7，Ka2＝1.0×10－19，計算飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度為__________mol/L。15、蓄電池是一種可以反復充電、放電的裝置。有一種蓄電池在充電和放電時發(fā)生的反應是：NiO2＋Fe+2H2O=Fe(OH)2+Ni(OH)2

（1）金屬鎳在元素周期表中的位置是______________。

（2）此蓄電池放電時；該電池發(fā)生氧化反應的物質是________（城序號）。

。A．NiO2

B．Fe

C．Fe(OH)2

D．Ni(OH)2

（3）此蓄留電池充電時；陽極的電極反應式是____________。

（4）用該蓄電池電解含有0.2molNaCl的混合溶液100mL；假如電路中轉移了0.1mo電子，且電解池的電極均為惰性電極。陽極產生的氣體在標準狀況下的體積是________；將電解后的溶液加水稀釋至1L，此時溶液的pH=________________。

（5）該電池電極材料對環(huán)境有危害。在對電池進行回收處理過程中遇到以下問題：已知：常溫下Ksp[Fe(OH)3]=1.0×10-34，Ksp[Ni(OH)2]=1.0×10-15。某溶液中含有0.1mol/L的Ni2+和0.1mol/LFe3+；當逐滴加入NaOH溶液（忽略溶液體積改變）；

①先沉淀的離子是________。

②要想使Fe3+沉淀完全，Ni2+不沉淀，溶液的pH需控制的范圍是__________。16、由于Fe(OH)2極易被氧化，所以實驗室很難用亞鐵鹽溶液與燒堿反應制得白色純凈的Fe(OH)2沉淀，應用如圖電解實驗可以制得白色的純凈的Fe(OH)2沉淀。兩電極材料分別為石墨和鐵。

(1)a電極材料應為____，電極反應式為_______。

(2)電解液C可以是__________。

A.純凈水B.NaCl溶液C.NaOH溶液D.CuCl2溶液。

(3)d為苯，其作用是______，在加入苯之前對C應作何簡單處理_______

(4)為了在較短時間內看到白色沉淀，可采取的措施是________。

A.改用稀硫酸作電解液。

B.適當增大電源的電壓。

C.適當減小兩電極間距離。

D.適當降低電解液的溫度17、下圖所示水槽中試管內有一枚鐵釘；放置數天后觀察：

（1）鐵釘在逐漸生銹，則鐵釘的腐蝕屬于____________腐蝕。

（2）若試管內液面上升，則原溶液呈______________性，發(fā)生____________腐蝕，正極反應式為________________________。

（3）若試管內液面下降，則原溶液呈___________性，發(fā)生____________腐蝕，正極反應式為_______________________。18、1g氫氣完全燃燒生成液態(tài)水放出143kJ熱量；1molCH4氣體完全燃燒生成CO2氣體和液態(tài)水放出890kJ熱量。

(1)寫出氫氣燃燒的熱化學方程式__________

(2)若1molCH4氣體完全燃燒生成CO2氣體和水蒸氣，放出熱量為__890kJ(填“＞”、“＜”、“=”)評卷人得分三、判斷題(共1題，共2分)19、向溶液中加入少量水，溶液中減小。(____)評卷人得分四、實驗題(共3題，共30分)20、(1)分別取40mL0.50mol/L鹽酸與0.55mol/LNaOH溶液進行中和反應。通過測定反應過程中所放出的熱量可計算中和熱。

回答下列問題：假設鹽酸和氫氧化鈉溶液的密度都是1g/cm3，又知中和后生成溶液的比熱容c=4.18J/(g·℃)。實驗時，還需測量的數據有_______________。

A.反應前鹽酸溶液的溫度B.反應前鹽酸溶液的質量。

C反應前氫氧化鈉溶液的溫度D.反應前氫氧化鈉溶液的質量。

E.反應后混合溶液的最高溫度F.反應后混合溶液的質量。

(2)某學生實驗記錄數據如下：。實驗序號起始溫度t1/℃終止溫度t2/℃鹽酸氫氧化鈉混合溶液混合溶液120.020.123.2220.220.423.4320.520.623.6

依據該學生的實驗數據計算，該實驗測得的中和熱為△H=____________。

(3)假定該學生的操作完全同上，實驗中改用100mL0.50mol/L鹽酸跟100mL0.55mol/LNaOH溶液進行反應，與上述實驗相比，所放出的熱量___(填“相等”或“不相等”)所求中和熱___________________(填“相等”或“不相等”)

(4)用相同濃度和體積的氨水代替NaOH溶液進行上述實驗，測得的中和熱數值會__________(填“偏大”、“偏小”或“無影響”)；用40mL0.50mol/LNaOH溶液進行上述實驗，測得的中和熱數值會__________。(填“偏大”；“偏小”或“無影響”)

(5)上述實驗結果與57.3kJ/mol(常溫下中和熱的值)有偏差，產生偏差的原因可能是(填字母)___________。

a.實驗裝置保溫；隔熱效果差。

b.用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定鹽酸溶液的溫度。

c.用量筒量取鹽酸溶液的體積時仰視讀數。

d.分多次把NaOH溶液倒入盛有鹽酸的小燒杯21、中和熱的測定是高中重要的定量實驗。取0.55mol/L的NaOH溶液50mL與0.25mol/L的硫酸50mL置于圖所示的裝置中進行中和熱的測定實驗；回答下列問題：

（1）從上圖實驗裝置看；其中尚缺少的一種玻璃用品是__________________________。

（2）若改用60mL0.25mol·L-1H2SO4和50mL0.55mol·L-1NaOH溶液進行反應與上述實驗相比；所放出的熱量___________（填“相等”；“不相等”），若實驗操作均正確，則所求中和熱__________填“相等”“不相等”）。

（3）倒入NaOH溶液的正確操作是：________。(從下列選出)。

A．沿玻璃棒緩慢倒入B．分三次少量倒入C．一次迅速倒入。

（4）使硫酸與NaOH溶液混合均勻的正確操作是：________。(從下列選出)。

A．用溫度計小心攪拌B．揭開硬紙片用玻璃棒攪拌。

C．輕輕地振蕩燒杯D．用套在溫度計上的環(huán)形玻璃攪拌棒輕輕地攪動。

（5）實驗數據如下表：①請?zhí)顚懴卤碇械目瞻祝?/p>

。溫度。

實驗次數

起始溫度t1℃

終止溫度t2/℃

溫度差平均值。

(t2－t1)/℃

H2SO4

NaOH

平均值。

平均值。

1

26.2

26.0

26.1

29.5

______

2

27.0

27.4

27.2

32.3

3

25.9

25.9

25.9

29.2

4

26.4

26.2

26.3

29.8

②近似認為0.55mol/LNaOH溶液和0.25mol/L硫酸溶液的密度都是1g/cm3；中和后生成溶液的比熱容c＝4.18J/(g·℃)。則中和熱ΔH＝___________(取小數點后一位)。

③上述實驗數值結果與57.3kJ/mol有偏差；產生偏差的原因可能是(填字母)_________。

a．實驗裝置保溫；隔熱效果差。

b．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H2SO4溶液的溫度。

c．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中22、已知可逆反應CO(g)+H2O(g)?CO2(g)+H2(g)；在830K溫度下達到平衡。

(1)其化學平衡常數K的表達式為K＝_______。

(2)830K時，若起始時：c(CO)＝2mol/L，c(H2O)＝3mol/L，平衡時CO的轉化率為60%，K值為________。

(3)830K，若只將起始時c(H2O)改為6mol/L，則水蒸氣的轉化率為_______。

(4)若830K時起始濃度c(CO)＝amol/L，c(H2O)＝bmol/L，H2的平衡濃度c(H2)＝cmol/L，①a、b、c之間的關系式是_________；

②當a＝b時，a＝________c。評卷人得分五、結構與性質(共3題，共30分)23、隨著我國碳達峰、碳中和目標的確定，含碳化合物的綜合利用備受關注。CO2和H2合成甲醇是CO2資源化利用的重要方法。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的反應如下：

反應Ⅰ：

反應Ⅱ：

反應Ⅲ：

回答下列問題：

(1)反應Ⅰ的=_______已知由實驗測得反應Ⅰ的(為速率常數，與溫度、催化劑有關)。若平衡后升高溫度，則_______(填“增大”“不變”或“減小”)。

(2)①下列措施一定能使CO2的平衡轉化率提高的是_______(填字母)。

A.增大壓強B.升高溫度C.增大H2與CO2的投料比D.改用更高效的催化劑。

②恒溫(200℃)恒壓條件下，將1molCO2和1molH2充入某密閉容器中，反應達到平衡時，CO2的轉化率為a，CH3OH的物質的量為bmol，則此溫度下反應Ⅲ的平衡常數Kx=_______[寫出含有a、b的計算式；對于反應為物質的量分數。已知CH3OH的沸點為64.7℃]。其他條件不變，H2起始量增加到3mol，達平衡時平衡體系中H2的物質的量分數為_______(結果保留兩位有效數字)。

(3)反應Ⅲ可能的反應歷程如圖所示。

注：方框內包含微粒種類及數目；微粒的相對總能量(括號里的數字或字母；單位：eV)。其中，TS表示過渡態(tài)、*表示吸附在催化劑上的微粒。

①反應歷程中，生成甲醇的決速步驟的反應方程式為_______。

②相對總能量_______eV(計算結果保留2位小數)。(已知：)24、常溫下，有下列四種溶液：①HCl②NaOH③NaHSO4④CH3COOH

（1）NaHSO4溶液呈酸性，用化學用語解釋其呈酸性的原因：________________。

（2）0.1mol·L－1的溶液②，其pH＝____________。

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④中加入大小相同的鎂條，開始時反應速率的大小關系為①_________④（填“>”、“<”或“＝”）。

（4）等體積、等pH的溶液①和④分別與足量的②反應，消耗②的物質的量大小關系為①_______④（填“>”、“<”或“＝”）。25、常溫下，用酚酞作指示劑，用0.10mol·L－1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.10mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲線如圖。

（已知：CH3COOH、HCN的電離平衡常數分別為1.75×10-5、6.4×10-10）

（1）圖__（a或b）是NaOH溶液滴定HCN溶液的pH變化的曲線；判斷的理由是__。

（2）點③所示溶液中所含離子濃度的從大到小的順序：__。

（3）點①和點②所示溶液中：c(CH3COO－)－c(CN－)__c(HCN)－c(CH3COOH)（填“>、<或=”）

（4）點②③④所示的溶液中水的電離程度由大到小的順序是：__。參考答案一、選擇題(共9題，共18分)1、A【分析】【詳解】

焓變的數值只隨化學計量數的改變而改變，ΔH1表示稀溶液中強酸與強堿反應生成1mol水的反應熱，與反應物的量無關；ΔH2表示2mol二氧化硫氣體與1mol氧氣完全反應生成2mol三氧化硫氣體的反應熱，與反應物的量無關，故選A。2、D【分析】【詳解】

A．I中破壞的N2和H2中的共價鍵都是非極性鍵；故A錯誤；

B．圖象中Ⅱ；Ⅲ、Ⅳ三個過程均是化學鍵形成的過程；為能量降低的過程，都是放熱過程，故B錯誤；

C．圖象中Ⅳ的變化是NH2和H生成NH3，不是NH2和H2發(fā)生的反應；故C錯誤；

D．由圖可知最終反應物的能量高于生成物的能量，是放熱反應，N2(g)+3H2(g)?2NH3(g)；放出的熱量為(324+399+460-1129)kJ=54kJ，故D正確；

故選D。3、A【分析】【詳解】

A、醋酸溶液中組存在電離平衡CH3COOHCH3COO-+H+；加入氫氧化鈉和氫離子反應，促進電離，平衡正向移動，故A正確；

B；加水稀釋；促進電離，平衡向正反應方向移動，但離子濃度均減小，反應速率減慢，故B錯誤；

C、0.1mol/L的CH3COOH溶液中氫離子濃度小于0.1mol/L，滴加少量0.1mol/LHCl溶液，溶液中c(H+)增加；故C錯誤；

D、加入少量CH3COONa固體；醋酸根離子濃度增大，抑制醋酸電離，平衡向逆反應方向移動，故D錯誤；

故選A。4、D【分析】【詳解】

A.根據表中數據可知，相同濃度CH3COONa和NaClO的混合溶液中，NaClO的水解程度較大，則各種離子濃度的大小關系是：c(Na+)＞c(CH3COO﹣)＞c(ClO﹣)＞c(OH﹣)＞c(H+)；A錯誤；

B.根據表中數據可知酸性：HClO>HCO3﹣，次氯酸鈉溶液中通入少量CO2的離子方程式為：ClO﹣+CO2+H2O=HCO3﹣+HClO；B錯誤；

C.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中加入少量水，體積增大，電離平衡正向進行，則c(CH3COOH)減小的程度大于c(H+)，溶液中增大；C錯誤；

D.室溫下，將碳酸鈉溶液加熱至70℃，溫度升高，碳酸鈉的水解平衡正向進行，溶液的中的OH-數目增多；D正確；

答案為D。

【點睛】

酸性：HClO>HCO3﹣，向次氯酸鈉溶液中通入少量或過量的CO2，含C產物均為HCO3﹣。5、D【分析】【詳解】

A．溶液溶液呈酸性，說明的電離程度大于水解程度，但是其電離和水解程度都較小，則故A錯誤；

B．根據電荷守恒，在溶液中一定有：故B錯誤；

C．銨根離子和碳酸根離子相互促進水解，氯化銨化學式中含有一個銨根離子，硫酸銨和碳酸銨化學式中含有兩個銨根離子，所以銨根離子濃度相等的溶液、溶液和溶液：故C錯誤；

D．二者混合溶液，溶液中的溶質是物質的量濃度相等的NaCl、HCl，混合溶液呈酸性，氯化氫完全電離、醋酸部分電離、氯化鈉完全電離，所以根據物料守恒得故D正確；

選D。

【點睛】

本題考查離子濃度大小的比較，明確鹽類水解、質子守恒、電荷守恒是解答本題的關鍵。若相互混合的溶液能反應，則根據反應后溶液中的溶質判斷離子濃度大小。6、C【分析】【詳解】

A．M點溶液顯酸性NH4HSO4+NaOH=NaNH4SO4+H2O，100mL0.lmol·L-1NH4HSO4溶液中滴加0.1mol·L-1NaOH溶液100mL，恰好完全反應，NH4+發(fā)生水解；所以顯酸性，故A選項正確。

B．N點滿足c(NH4+)+c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+2c(SO42-)，N點PH=7，故c(H+)=c(OH-)，所以上述式子可以寫成c()+c(Na+)=2c(-)；故B選項正確。

C．Q點溶液中含有硫酸鈉，氫氧化鈉和氨水故根據物料守恒2c()+2c(NH3·H2O)=c(Na+)

故C選項錯誤。

D．因為加酸和堿抑制水的電離；水解促進電離，所以M；N、Q三個點中，M點水的電離程度最大，N點PH為7，水解程度居中，Q點有氫氧化鈉抑制水的電離，故水的電離程度最小，故D選項正確。

故答案選C。7、C【分析】【詳解】

A．據圖可知A點對應溶液pH<7，所以此時溶液顯酸性，c(OH-)<c(H+)；故A錯誤；

B．B點lg=0，即=1，此時pH=5.3，即c(H+)=10-5.3mol/L，此時HA電離常數Ka==c(H+)=10-5.3=5.01×10-6，數量級為10-6；故B錯誤；

C．當NaOH的體積為10mL時，溶液中的溶質為等物質的量的HA和NaA，HA電離常數Ka=10-5.3，則Aˉ的水解平衡常數為=10-8.7<10-5.3，所以HA的電離程度比NaA的水解程度要大，即溶液中c(HA)<c(Aˉ)，則此時>1，所以若要=1；則需要少加入一些NaOH，所以B點對應的NaOH溶液體積小于10mL，故C正確；

D．為Aˉ的水解平衡常數的倒數，水解為吸熱反應，升高溫度，水解平衡常數增大，則其倒數減小，即減??；故D錯誤；

故答案為C。8、D【分析】【詳解】

A、向a點的溶液中加入等物質的量固體Na2SO4或Ca(NO3)2；抑制固體溶解的作用和效果相同，則析出的沉淀量相同，故A錯誤；

B；曲線上的點為平衡點；c為不飽和溶液，d為過飽和溶液，則d點體系最不穩(wěn)定，故B錯誤；

C、a點轉化為b點，c(Ca2+)減小、c(SO42?)增大，而升高溫度，c(Ca2+)與c(SO42?)濃度變化趨勢相同，則升高溫度不能使溶液由a點轉化為b點；故C錯誤；

D、反應Ba2+(aq)+CaSO4(s)BaSO4(s)+Ca2+(aq)的平衡常數K====9×104，故D正確。9、C【分析】【分析】

由制備流程可知，F(xiàn)e失去電子生成Fe2+，Na+得到電子生成Na，所以陽極為Fe電極，Na是中間產物，不參與反應，反應物為Fe和C5H6，生成物為H2和Fe(C5H5)2，因此反應方程式為：Fe+2C5H6=Fe(C5H5)2+H2↑。

【詳解】

A.Fe失去電子生成Fe2+；陽極為Fe電極，F(xiàn)e電極與電源的正極相連，A錯誤；

B.水會阻礙中間產物Na的生成，且OH-會與Fe2+反應生成Fe(OH)2；所以DMF惰性有機溶劑不能更換為NaOH溶液，B錯誤；

C.Na是中間產物，不參與反應，反應物為Fe和C5H6，生成物為H2和Fe(C5H5)2，因此反應方程式為：Fe＋2＋H2↑；C正確；

D.電解池中陽離子移向陰極，陰離子移向陽極，溶液中的Na+離子不斷的向Ni附近移動；D錯誤；

故答案為：C。二、填空題(共9題，共18分)10、略

【分析】【詳解】

（1）①平衡常數是指在一定條件下，可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值，因此平衡常數表達式為K=

②A．碳是固體；增加碳的質量平衡不移動，選項A錯誤；

B．增大水蒸氣的濃度；平衡向正反應方向移動，碳的轉化率增大，選項B正確；

C．正反應是吸熱反應；升高溫度，平衡向正反應方向移動，轉化率增大，選項C正確；

D．反應是體積增大的；所以增大壓強，平衡向逆反應方向移動，轉化率降低，選項D錯誤；

答案選BC；

（2）由于反應是放熱反應；而Z催化效率高且活性溫度低，所以應該選擇Z；

（3）①根據表中數據可知，此時==100<160；所以正反應速率大于逆反應速率；

②設通入的氫氣和CO得失y，生成甲醇的濃度是x，則y－2x＝0.4mol/L，y－x＝0.7mol/L，解得x＝0.3mol/L，因此甲醇的反應速率是0.03mol·L－1·min－1。

（4）生產過程中，合成氣要進行循環(huán)，其目的是提高原料CO、H2的利用率?！窘馕觥竣?K=②.BC③.Z④.催化效率高且活性溫度低（或催化活性高速度快，反應溫度低產率高）⑤.>⑥.0.03mol·L－1·min－1⑦.提高原料CO、H2的利用率（或提高產量、產率）11、略

【分析】【分析】

燃燒熱為1mol純凈的可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的化合物釋放的熱量；可逆反應到達平衡時；同種物質的正逆速率相等，各組分的濃度；含量保持不變，由此衍生的其它一些量不變，判斷平衡的物理量應隨反應進行發(fā)生變化，該物理量由變化到不變化說明到達平衡。

【詳解】

(1)根據燃燒熱的概念，燃燒熱的熱化學方程式為：CO(g)+1/2O2(g)CO2(g)△H=-283kJ/mol；

(2)△H<0，該反應為放熱反應，根據勒夏特列原理，升高溫度，平衡逆向移動，CO的轉化率降低，圖像中曲線Y升高，根據方程可知，增大壓強，體積減小，平和正向移動，則X表示壓強；當壓強不變時，升高溫度，平衡逆向移動，CO的轉化率降低，Y12;

(3)①通過圖像可知，反應在15min時平衡，4min反應正向進行，則v(正)>v(逆)；v(CO2)=/=0.5/4=0.125mol/（L·min）；

②該溫度下平衡常數，=5.33；

③A.反應速率之比等于化學方程式計量數之比，因此3v正(CH3OH)=v正(H2)，所以v正(CH3OH)=3v逆(H2)不能說明CH3OH正逆反應速率相同；A錯誤；

B.平衡時反應混合物中各組分的含量保持不變，但容器內CO2、H2、CH3OH和H2O的濃度之比不一定為1:3:1:1；所以不能作為平衡的標志，B錯誤；

C.該反應是氣體分子數變化的反應；恒溫恒壓下，氣體的體積不再變化，可以作為平衡的標志，C正確；

D.反應前后氣體的質量不變；容器的體積不變，所以密度始終保持不變，因此混合氣體的密度保持不變不能作為平衡的標志，D錯誤；

答案為C

(4)甲烷燃料電池以甲烷為燃料，以空氣為氧化劑，以KOH溶液為電解質，負極得電子，電解質溶液參與反應，電池反應為：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；【解析】CO(g)+1/2O2(g)CO2(g)△H=-283kJ/mol壓強<>0.1255.33(或5.3或16/3)CCH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O12、略

【分析】【分析】

【詳解】

（1）燃燒反應為放熱反應；16g固體硫是0.5mol，所以反應燃燒的熱化學方程式是S(s)＋O2(g)===SO2(g)ΔH＝－296.8kJ·mol－1；

（2）由圖可知，反應物的總能量大于生成物總能量，反應放熱；反應放出的能量是600kJ－508kJ＝92kJ，故熱化學方程式為N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)ΔH＝－92kJ·mol－1?！窘馕觥縎(s)＋O2(g)=SO2(g)ΔH＝－296.8kJ·mol－1N2(g)＋3H2(g)=2NH3(g)ΔH＝－92kJ·mol－113、略

【分析】【詳解】

氫氣和碘反應生成2molHI的反應實質是；舊鍵斷裂吸收能量的值為：436kJ+151kJ=587kJ，新鍵生成釋放能量為：299kJ×2=598kJ，舊鍵斷裂吸收的能量小于新鍵生成釋放的能量，反應為放熱反應，放出的熱量為：598kJ-587kJ=11kJ；

故答案為：11。

【點睛】

本題主要考查了與鍵能有關的知識，掌握舊鍵斷裂要吸收能量，新鍵生成要釋放能量是解答的關鍵?！窘馕觥?114、略

【分析】【分析】

平衡常數K一般是通過列三段式計算。

【詳解】

（1）醋酸溶液中，存在電離平衡CH3COOHH＋＋CH3COO－，水的電離程度小，即溶液中c(H+)=c(CH3COO―)=1.0×10－4mol/L，Ka=帶入數據可得，約為1.96×10－5；

（2）已知飽和硫化氫溶液中以第一步電離為主；設溶液中氫離子的濃度為xmol/L,根據題意可列三段式如下：

Ka1=其中硫化氫的平衡濃度可近似計算為0.1，帶入數據計算;1.0×10－7=得出飽和硫化氫溶液中氫離子的濃度為1.0×10－4mol/L?！窘馕觥?.96×10－51.0×10－415、略

【分析】試題分析：（1）鎳的原子序數是28；因此金屬鎳在元素周期表中的位置是第四周期第VIII族；

（2）蓄電池放電時相當于原電池；該電池發(fā)生氧化反應的電極是負極，因此發(fā)生反應的物質是鐵，答案選B；

（3）蓄留電池充電時相當于電解，陽極失去電子，是原電池中正極反應的逆反應，則電極反應式是Ni(OH)2+2OH-=NiO2+2H2O；

（4）惰性電極電解氯化鈉溶液，陽極是氯離子放電，產生氯氣，假如電路中轉移了0.1mo電子，則根據方程式2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑可知此時氯氣是0.05mol；在標準狀況下的體積是1.12L，用該蓄電池電解含有0.2molNaCl的混合溶液100mL，且電解池的電極均為惰性電極。陽極產生的氣體在標準狀況下的體積是0.05mol×22.4L/mol＝1.12L；根據方程式可知同時還有0.1mol氫氧化鈉生成，因此將電解后的溶液加水稀釋至1L，此時溶液中氫氧根的濃度是0.1mol÷1L＝0.1mol/L，所以溶液的pH=13。

（5）①產生Ni(OH)2時需要氫氧根的濃度是產生氫氧化鐵時需要氫氧根的濃度是所以先沉淀的離子是Fe3+。

②根據①中分析可知鐵離子開始沉淀時溶液的pH＝3，鎳離子開始沉淀時溶液的pH＝7，所以要想使Fe3+沉淀完全，Ni2+不沉淀，溶液的pH需控制的范圍是3<7。

考點：考查電化學原理的應用以及溶度積常數的有關計算【解析】（1）第四周期第VIII族；（2）B；（3）Ni(OH)2+2OH-=NiO2+2H2O

（4）1.12L；13；（5）①Fe3+；②3<716、略

【分析】【詳解】

（1）制純凈的Fe(OH)2沉淀，則Fe為陽極，失去電子，b與電源正極相連，則b為陽極，故石墨為陰極，得到電子，a與電源負極相連，故發(fā)生的電極反應為2H2O+2e-=2OH-+H2↑，故答案為：石墨；2H2O+2e-=2OH-+H2↑；

（2）純水導電性太差，影響物質的制備，而NaCl、NaOH溶液中氫離子放電，可生成Fe(OH)2沉淀，電解液為CuCl2溶液，發(fā)生Fe+CuCl2=Cu+CuCl2，則電解液b可選擇BC；故答案為：BC；

（3）苯的密度水的小；不溶于水，可隔絕空氣，防止氫氧化亞鐵被氧化，為防止氫氧化亞鐵被氧化，并在實驗加入苯之前，對d溶液進行加熱煮沸的目的是排出溶液中的氧氣，故答案為：隔絕空氣防止氫氧化亞鐵被氧化；加熱煮沸；

（4）短時間內看到白色沉淀，適當增大電源電壓、適當縮小兩電極間距離可增大反應的速率，而改用稀硫酸不能生成沉淀，降低溫度反應速率減慢，故答案為：BC。【解析】石墨2H2O+2e-=2OH-+H2↑BC隔絕空氣防止氫氧化亞鐵被氧化加熱煮沸BC17、略

【分析】【詳解】

（1）鐵釘表面形成無數個微小的鐵碳原電池；屬于電化學腐蝕；

（2）若試管內液面上升，說明發(fā)生了吸氧腐蝕，溶液呈弱堿性或中性，相關方程式：正極：O2+2H2O+4e—=4OH—；負極：Fe-2e-=Fe2+；

（3）若試管內液面下降，說明發(fā)生了析氫腐蝕，溶液呈明顯酸性；相關方程式：正極：2H++2e—=H2↑；負極：Fe-2e-=Fe2+?！窘馕觥侩娀瘜W弱酸性或中吸氧O2+2H2O+4e—=4OH—較強的酸析氫2H++2e—=H2↑18、略

【分析】【分析】

相同物質的量條件下；水蒸氣含有的熱量比液態(tài)水多，反應熱=生成物的能量-反應物的能量。

【詳解】

(1)根據題目，1g氫氣完全燃燒生成液態(tài)水放出143kJ熱量，即0.5mol氫氣完全燃燒釋放143kJ熱量，氫氣燃燒的熱化學方程式2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H=-143kJ×4=-572kJ/mol；

(2)若1molCH4氣體完全燃燒生成CO2氣體和水蒸氣，生成物的能量增大，反應熱增大，反應熱為負值，放出熱量為＜890kJ?！窘馕觥?H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H=-572kJ/mol<三、判斷題(共1題，共2分)19、×【分析】【詳解】

向溶液中加入少量水，減小，堿性減弱即減小，則增大，則溶液中增大，故錯；【解析】錯四、實驗題(共3題，共30分)20、略

【分析】【分析】

(1)根據Q=c·m·△t計算分析；

(2)根據△H=-Q=-c·m·△t進行計算；

(3)根據反應放出的熱量與反應的物質多少呈正比分析；結合中和熱概念判斷；

(4)一水合氨是弱電解質；電離吸收熱量；物質完全反應放出熱量比不完全反應放出熱量多；

(5)a．實驗裝置保溫；隔熱效果必須好；

b．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后，要將溫度計回零值再測定H2SO4溶液的溫度；

c．量取NaOH溶液的體積時視線要和凹液面相平；

d．酸堿混合盡可能減少實驗過程中能量損失。

【詳解】

(1)由Q=c·m·△t可知；測定中和熱需要測定的數據為：

A.反應前鹽酸和氫氧化鈉溶液的溫度；C.反應前氫氧化鈉溶液的溫度；E.反應后混合溶液的最高溫度；故合理選項是ACE；

(2)第1次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.05℃；反應后溫度為：23.2℃，反應前后溫度差為3.15℃；

第2次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.3℃；反應后溫度為：23.4℃，反應前后溫度差為3.1℃；

第3次實驗鹽酸和NaOH溶液起始平均溫度為20.55℃；反應后溫度為：23.6℃，反應前后溫度差為：3.05℃；

平均溫度差為：3.1℃，40mL的0.50mol/L鹽酸與40mL0.55mol/L氫氧化鈉溶液的質量和為m=80mL×1g/cm3=80g，c=4.18J/(g·℃)，代入公式-Q=c·m·△t可計算出生成0.02mol的水放出熱量Q=4.18J/(g·℃)×80g×3.1℃=1036.64J=1.036kJ，所以生成1mol的水放出熱量為：1.036kJ×=51.8kJ，即該實驗測得的中和熱△H=-51.8kJ/mol；

(3)因所用的酸與堿物質的量多少不同，所以反應放出的熱量不同，但由于中和熱是強酸、強堿完全反應產生可溶性鹽和1molH2O時時放出的熱量；可知中和熱是相等的；

(4)氨水中的一水合氨是一元弱堿；電離會吸收熱量，使得測得的中和熱數值會偏小，因堿的量可能不足，則測得的中和熱可能會偏??；

(5)a.實驗裝置保溫；隔熱效果差則測得的熱量不夠；使測定中和熱數值偏小，a符合題意；

b.用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定鹽酸溶液的溫度這樣因酸與堿會反應，熱量散失，所以會偏小，b符合題意；

c.中和熱的數值測定以鹽酸為標準計算；用量筒量取鹽酸溶液的體積時仰視讀數，這樣會數值偏小，以該鹽酸體積為標準計算會使測定數值偏大，c不符合題意；

d.分多次把NaOH溶液倒入盛有鹽酸的小燒杯這樣會造成測得的熱量會減??；結果使測定中和熱數值偏小，d符合題意；

故合理選項是abd。

【點睛】

本題考查中和熱的測定的有關知識。注意中和熱的概念的理解，為使酸(或堿)反應完全，所加入的堿(或酸)要過量，以不足量的物質為標準計算。中和熱測定關鍵是減少酸堿混合時的熱量損失?！窘馕觥竣?ACE②.-51.8kJ/mol③.不相等④.相等⑤.偏?、?偏?、?abd21、略

【分析】【詳解】

（1）由量熱計的構造可以知道該裝置的缺少儀器是環(huán)形玻璃攪拌棒；因此本題答案是：環(huán)形玻璃攪拌棒。

（2）反應放出的熱量和所用酸以及堿的量的多少有關，改用60mL0.25mol?L-1H2SO4和50mL0.55mol?L-1NaOH溶液進行反應與上述實驗相比；生成水的量增多，所放出的熱量偏高，但是中和熱的均是強酸和強堿反應生成1mol水時放出的熱，中和熱相等；因此，本題正確答案是：不相等；相等。

（3）中和熱的測定中；必須盡量減少熱量散失，所以倒入氫氧化鈉溶液時，必須一次并且迅速倒入燒杯中，所以C選項是正確的；本題答案是：C。

（4）A．溫度計用于測定溫度；不能使用溫度計攪拌溶液，故A錯誤；

B．揭開硬紙片用玻璃棒攪拌；會導致熱量散失，影響測定結果，故B錯誤；

C．輕輕地振蕩燒杯；會導致溶液濺出，甚至導致熱量散失，影響測定結果，故C錯誤；

D．用套在溫度計上的環(huán)形玻璃棒輕輕地攪動；可以使硫酸和氫氧化鈉溶液混合均勻，又可以減少熱量散失，所以D選項是正確的；

綜上所述；本題答案是：D。

（5）①四次測定溫度差分別為3.4℃；5.1℃，3.3℃，3.5℃，其中第2次的溫度差誤差較大，應該舍棄，其它三次溫度差的平均值為：（3.4+3.3+3.5）/3=3.4℃；因此本題答案是：3.4。

②50mL0.55mol/L氫氧化鈉與50mL0.25mol/L硫酸溶液進行中和反應，生成水的物質的量為0.05L×0.50mol/L=0.025mol，溶液的質量為100mL×1g/cm3=100g；溫度變化的值為△T=3.4℃，則生成0.025mol水放出的熱量為：Q=m?c?△T=100g×4.18J/（g?℃）×3.4℃=1421.2J，即1.4212KJ，所以實驗測得的中和熱△H="-1.4212/0.025=-56.8"kJ/mol；因此，本題正確答案是：-56.8kJ/mol。

③a．實驗裝置保溫；隔熱效果必須好；否則會有熱量損失，測定結果偏小，故a正確；

b．溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接插入稀H2SO4測溫度，因為溫度計上會有氫氧化鈉，氫氧化鈉與硫酸反應放熱，導致硫酸的起始溫度偏高，溫度差偏小，測定結果偏小，故b正確；

c．盡量一次快速將NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中；不允許分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中，否則會導致較多熱量散失，故c正確；

因此，本題正確答案是：abc?！窘馕觥凯h(huán)形玻璃攪拌棒不相等相等CD3.4-56.8kJ/molabc22、略

【分析】【詳解】

（1）根據化學方程式，CO(g)+H2O(g)?CO2(g)+H2(g)，結合平衡常數概念，得到平衡常數表達式K＝

（2）平衡時CO的轉化率為60%；則CO的濃度變化為1.2mol/L；

故平衡常數K=1；

（3）設反應的水蒸氣的濃度變化量為xmol/L；則。

根據平衡常數解得x=1.5，故水蒸氣的轉化率為=25%；

（4）

根據平衡常數得當a=b時，整理，a=2c?！窘馕觥竣?②.1③.25%④.⑤.2五、結構與性質(共3題，共30分)23、略

【分析】【詳解】

（1）根據蓋斯定律，由Ⅲ-Ⅱ可得

反應Ⅰ屬于吸熱反應，反應Ⅰ達平衡時升溫，平衡正向移動，K增大，則減小；

（2）①A．Ⅲ為氣體分子總數減小的反應，加壓能使平衡正向移動，從而提高的平衡轉化率；A正確；

B．反應Ⅰ為吸熱反應，升高溫度平衡正向移動，反應Ⅲ為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，的平衡轉化率不一定升高；B錯誤；

C．增大與的投料比有利于提高的平衡轉化率；C正確；

D．催劑不能改變平衡轉化率；D錯誤；

故選AC；

②200℃時是氣態(tài)，1mol和1molH2充入密閉容器中，平衡時的轉化率為a，則消耗剩余的物質的量為根據碳原子守恒，生成CO的物質的量為消耗剩余生成此時平衡體系中含有和則反應Ⅲ的其他條件不變，H2起始量增加到3mol，達平衡時則平衡時

的物質的量分別為0.5mol、1.9mol、0.5mol、0.2mol、0.3mol，平衡體系中H2的物質的量分數為1.9/3.4=0.56；

（3）①決速步驟指反應歷程中反應速率最慢的反應。反應速