化学卷·2018届湖北省荆州市沙市中学高二上学期期末化学试卷（解析版）

化学卷·2018届湖北省荆州市沙市中学高二上学期期末化学试卷（解析版）

‎2016-2017学年湖北省荆州市沙市中学高二（上）期末化学试卷 ‎　‎ 一、选择题（共16小题，每小题3分，满分48分）‎ ‎1．下列叙述不正确的是（　　）‎ A．工业上用电解法冶炼钠、镁、铝等活泼金属 B．粗铜精炼时，与电源负极相连的是纯铜，该电极反应式为Cu2++2e﹣=Cu C．由C（s，石墨）=C（s，金刚石）△H=+1.9kJ/mol可知，金刚石比石墨稳定 D．反应SO2（g）+2H2S（g）=3S （s）+2H2O（l）在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0‎ ‎2．下列有关化学用语表示正确的是（　　）‎ A．K+的结构示意图：‎ B．B、基态氮原子的电子排布图 C．水的电子式：‎ D．D、基态铬原子（24Cr）的价电子排布式：3d44s2‎ ‎3．下列解释事实的方程式正确的是（　　）‎ A．用CuCl2溶液做导电实验，灯泡发光：CuCl2Cu2++2Cl﹣‎ B．铅蓄电池放电时，负极增重：Pb﹣2e﹣+SO42﹣=PbSO4‎ C．向碳酸钠溶液中滴加酚酞时，溶液变红：CO32﹣+2H2O⇌H2CO3+2OH﹣‎ D．明矾可用于净水：Al3++3H2O⇌Al（OH）3↓+3H+‎ ‎4．关于下列装置的说法不正确的是（　　）‎ A．装置①是原电池，装置②是电镀池 B．装置①中盐桥内的K+移向CuSO4溶液 C．装置①②铜极均发生氧化反应而溶解 D．装置②中的Cu2+浓度保持不变 ‎5．下列事实一定能说明HF是弱酸的是（　　）‎ A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗 B．HF与水能以任意比混溶 C．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红 D．常温下NaF溶液的pH大于7‎ ‎6．化学平衡常数（K）、电离常数（Ka、Kb）、水的离子积（Kw）、水解常数（Kh）、溶度积常数（Ksp）等是表示、判断物质性质的重要常数，下列说法正确的是（　　）‎ A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关 B．降低温度时，弱酸和弱碱的电离常数（Ka、Kb）、水的离子积（Kw）均增大 C．向稀NaOH溶液中加入等体积等浓度的氯化镁和氯化铁混合溶液时，先产生红褐色沉淀，说明Ksp[Mg（OH）2]＞Ksp[Fe（OH）3]‎ D．室温下，Kh（CH3COONa）＜Kh（NaCN），则等物质的量浓度时，CH3COOH的酸性比HCN弱 ‎7．在密闭容器中发生反应：xA（g）⇌yB（g）+zC（g），平衡时测得C的浓度为0.5mol•L﹣1，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来的一半，再次达平衡时，测得C的浓度为0.9mol•L﹣1．下列有关判断正确的是（　　）‎ A．x＜y+z B．平衡向正反应方向移动 C．A的转化率变大 D．C的体积分数变大 ‎8．依据如图判断，下列说法正确的是（　　）‎ A．氢气的燃烧热△H=﹣241.8 kJ•mol﹣1‎ B．2 mol H2（g）与1 mol O2（g）所具有的总能量比2 mol H2O（g）‎ ‎ 所具有的总能量低 C．液态水分解的热化学方程式为：2H2O（l）=2H2（g）+O2（g）△H=+571.6 kJ•mol﹣1‎ D．H2O（g）生成H2O（l）时，断键吸收的能量小于成键放出的能量 ‎9．在300K时，对可逆反应A（g）+B（g）⇌2C（g）+D（s）的平衡常数K=4，在该温度下，向1L容器中加入1molA和1molB发生反应，下列叙述不能作为该反应达到平衡状态的标志的是（　　）‎ ‎①单位时间内消耗amolA，同时生成2amolC ‎ ‎②A、B、C的浓度不再变化 ‎ ‎③混合气体的总压强不再变化 ‎ ‎④混合气体的密度不再变化 ‎ ‎⑤A、B、C的分子数之比为1：1：2．‎ A．①③ B．②④⑤ C．①③⑤ D．①②③‎ ‎10．NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是（　　）‎ A．常温常压下，14g由N2和CO组成的混合气体中含有的电子总数为7 NA B．常温下，1 L pH=1的硫酸溶液中含有的H+数目为0.2 NA C．1 L 0.1 mol/L Na2CO3溶液中含有的CO32﹣数目为0.1 NA D．一定条件下，6.4 g SO2和足量的O2充分反应后，生成SO3的分子数为0.1NA ‎11．室温下进行的下列实验，不能达到预期目的是（　　） ‎ 序号 实验内容 实验目的 A．‎ 用pH试纸测定相同浓度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH ‎ 比较CH3COOH和H2CO3的酸性强弱 B．‎ 向AgCl浊液中滴加少量的0.1mol•L﹣1Na2S溶液 比较AgCl和Ag2S的溶度积大小 C．‎ 向1 mol•L﹣1的稀硫酸中加入ag锌粉，向4 mol•L﹣1的稀硫酸的中加入ag锌粒 探究固体表面积对Zn与稀硫酸反应速率的影响 D．‎ 将两个完全相同且充满NO2气体的密闭烧瓶分别浸在热水和冰水中 探究温度对化学平衡的影响 A．A B．B C．C D．D ‎12．实验：‎ ‎①0.1mol•L﹣1AgNO3溶液和0.1mol•L﹣1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；‎ ‎②向滤液b中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，出现浑浊；‎ ‎③向沉淀c中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，沉淀变为黄色．‎ 下列分析不正确的是（　　）‎ A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl（s）⇌Ag+（aq）+Cl﹣（aq）‎ B．滤液b中不含有Ag+‎ C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgI D．实验可以证明AgI比AgCl更难溶 ‎13．利用反应6NO2+8NH3=7N2+12H2O构成电池的方法，既能实现有效消除氮氧化物的排放，减轻环境污染，又能充分利用化学能，装置如图所示．下列说法正确的是（　　）‎ A．电极B为负极 B．电极A的反应式为2NH3﹣6e﹣+6OH﹣=N2+6H2O C．溶液中OH﹣通过阴离子交换膜从左向右迁移 D．当有4.48LNO2（标准状况下）被处理时，转移的电子为0.4mol ‎14．室温下，将0.10mol•L﹣1的盐酸滴入20mL0.10mol•L﹣1的氨水中，溶液的pH和pOH随加入盐酸体积变化的曲线如图所示．已知：pOH=﹣lg c（OH﹣），下列说法正确的是（　　）‎ A．M点所示的溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）=c（Cl﹣）‎ B．Q点所示的溶液中c（NH4+）＞c（Cl﹣）＞c（H+）=c（OH﹣）‎ C．N点所示的溶液中c（NH4+）=c（Cl﹣）‎ D．M点和N点所示的溶液中水的电离程度相同 ‎15．在一定温度下，将气体X与气体Y各0.16mol充入10L恒容密闭容器中，发生反应：X（g）+Y（g）⇌2Z（g）△H＜0，一段时间后达到平衡．反应过程中测定的数据如表：下列说法正确的是（　　） ‎ t∕min ‎2‎ ‎4‎ ‎7‎ ‎9‎ n（Y）∕mol ‎0.12‎ ‎0.11‎ ‎0.10‎ ‎0.10‎ A．反应前4min的平均反应速率υ（Z）=0.0125 mol•L﹣1•min﹣1‎ B．其他条件不变，降低温度，反应达到新平衡前υ（逆）＞υ（正）‎ C．该温度下此反应的平衡常数K=1.44‎ D．其他条件不变，再充入0.2molZ，达平衡时X的体积分数增大 ‎16．一定条件下，CH4与H2O（g）发生反应CH4（g）+H2O（g）⇌CO（g）+3H2（g），设起始n（H2O）/n（CH4）=Z，在恒压下，平衡时φ（CH4）的体积分数与Z和T（温度）的关系如图所示．下列说法正确的是（　　）‎ A．该反应的焓变△H＜0‎ B．图中Z的大小为a＜3＜b C．图中X点对应的平衡混合物中=3‎ D．温度不变时，图中X点对应的平衡在加压后φ（CH4）减小 ‎　‎ 二、解答题（共5小题，满分52分）‎ ‎17．已知X、Y、Z、W、R是元素周期表中前四周期的常见元素，相关信息如表所述：‎ 元素 相关信息 X 地壳中含量最多的元素 Y 元素的气态氢化物极易溶于水，水溶液遇酚酞变红 Z 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物是自来水生产过程中常用的消毒剂 W 与Z同周期，第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ•mol﹣1，I2=1817kJ•mol﹣1，I3=2745kJ•mol﹣1，I4=11575kJ•mol﹣1‎ R 有多种化合价，水溶液中其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 ‎（1）R在元素周期表中的位置为　　，X的基态原子的价电子排布图为　　，Z的基态原子的电子排布式为　　．‎ ‎（2）用“＞”、“＜”或“=”填空：‎ 简单离子半径 第一电离能 电负性 气态氢化物稳定性 X　　Y X　　Y X　　Z H2X　　YH3‎ ‎（3）用方程式表示下列过程：‎ ‎①Y的气态氢化物的水溶液遇酚酞变红的原因　　，‎ ‎②W的最高价氧化物的水化物在水中发生电离　　．‎ ‎18．电解质的水溶液中存在电离平衡．‎ ‎（1）醋酸是常见的弱酸．‎ ‎①醋酸在水溶液中的电离方程式为　　．‎ ‎②下列方法中，可以使醋酸稀溶液中CH3COOH电离程度增大的是　　（填字母序号）．‎ A．滴加少量浓盐酸 B．微热溶液 C．加水稀释 D．加入少量醋酸钠晶体 ‎（2）用0.1mol•L﹣1NaOH溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1mol•L﹣1的盐酸和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线．‎ ‎①滴定醋酸的曲线是　　（填“I”或“Ⅱ”）．‎ ‎②滴定开始前，三种溶液中由水电离出的c（H+）最大的是　　．‎ ‎③V1和V2的关系：V1　　V2（填“＞”、“=”或“＜”）．‎ ‎④M点对应的溶液中，各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是　　．‎ ‎（3）为了研究沉淀溶解平衡和沉淀转化，某同学查阅资料并设计如下实验．‎ 资料：AgSCN是白色沉淀，相同温度下，溶解度：AgSCN＞AgI．‎ 操作步骤 现象 步骤1：向2mL 0.005mol•L﹣1 AgNO3溶液中加入2mL 0.005mol•L﹣1 KSCN溶液，静置 出现白色沉淀 步骤2：取1mL上层清液于试管中，滴加1滴2mol•L﹣1 Fe（NO3）3溶液 溶液变红色 步骤3：向步骤2的溶液中，继续加入5滴3mol•L﹣1 AgNO3溶液 现象a　　，溶液红色变浅 步骤4：向步骤1余下的浊液中加入5滴3mol•L﹣1 KI溶液 出现黄色沉淀 ‎①写出步骤2中溶液变红色的离子方程式　　．‎ ‎②步骤3中现象a是　　．‎ ‎③用化学平衡原理解释步骤4的实验现象　　．‎ ‎19．电化学原理在防止金属腐蚀、能量转换、物质合成等方面应用广泛．‎ ‎（1）为了减缓海水对钢闸门A和C的腐蚀，图1中，材料B可以选择　　（填字母序号）．‎ a．锌板 b．铜板 c．碳棒 图2中，钢闸门C作　　极．若用氯化钠溶液模拟海水进行实验，D为石墨块，则D上的电极 反应式为　　，检测该电极反应产物的试剂是　　．‎ ‎（2）微生物电池是指在微生物的作用下将化学能转化为电能的装置，其工作原理如图3所示（质子交换膜只允许H+自由通过）．该电池的正极反应式为　　．‎ ‎（3）电渗析法处理厨房垃圾发酵液，同时得到乳酸（弱酸）的原理如图4所示（图中“HA”表示乳酸 分子，A﹣表示乳酸根离子）．‎ ‎①阳极的电极反应式为　　．‎ ‎②简述浓缩室中得到浓乳酸的原理：　　．‎ ‎20．研究CO2的利用对促进低碳社会的构建具有重要意义．‎ ‎（1）将CO2与焦炭作用生成CO，CO可用于炼铁等．‎ 已知①Fe2O3（s）+3C（石墨，s）=2Fe（s）+3CO（g）△H1=+489.0kJ•mol﹣1‎ ‎②C（石墨，s）+CO2（g）=2CO（g）△H2=+172.5kJ•mol﹣1‎ 则CO气体还原Fe2O3（s）的热化学方程式为　　．‎ ‎（2）将CO2转化为甲醇的热化学方程式为CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）△H＜0.850℃时，‎ 该反应的平衡常数K=1．‎ ‎①该反应的平衡常数表达式为　　．‎ ‎②‎ 若反应的容器容积为2.0L，反应进行4.0min时，容器内气体的物质的量减少了0，8mol，这段时间内υ（CO2）=　　．‎ ‎③850℃时，若向1.0L的密闭容器中同时充入3.0molCO2（g）、1.0mol H2（g）、1.0mol CH3OH（g）和 ‎5.0mol H2O（g），上述反应向　　（填“正反应”或“逆反应”）方向进行．‎ ‎④若上述反应的平衡常数K值增大，该反应　　（填序号）．‎ a．一定下正反应方向移动 b．一定下逆反应方向移动 c．在平衡移动过程中正反应速率先增大后减小 d．在平衡移动过程中逆反应速率先减小后增大．‎ ‎21．铬是用途广泛的金属元素．‎ ‎（1）工业生产过程中易产生有害的含铬废水，含铬废水中存在下列平衡：Cr2O72﹣（橙色）+H2O⇌2CrO42﹣（黄色）+2H+．处理该废水常用还原沉淀法，其流程如图所示．‎ 已知：Ksp[Fe（OH）3]=4.0×10﹣38，Ksp[Cr（OH）3]=6.0×10﹣31‎ 含铬废水含Cr2O的沸水含Cr3+的沸水Cr（OH）3沉淀 ‎①Cr2O72﹣中铬元素化合价为　　．‎ ‎②第I步转化控制溶液的pH=2，该溶液显　　色．‎ ‎③第Ⅲ步沉淀反应后，溶液中c（Fe3+）=2.0×10﹣12 mol•L﹣1，则c（Cr3+）=　　mol•L﹣1．‎ ‎（2）室温下，初始浓度为1.0mol•L﹣1的Na2CrO4溶液中c（Cr2O72﹣）随c（H+）的变化如图所示．‎ ‎①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应　　．‎ ‎②根据A点数据，计算该反应的平衡常数值为　　．由图可知，溶液酸性增强，CrO42﹣平衡转化率　　（填“增大”“减小”或“不变”）．‎ ‎③升高温度，溶液中CrO42﹣的平衡转化率减小，则该反应的△H　　0（填“大于”“小于”或“等于”）．‎ ‎　‎ ‎2016-2017学年湖北省荆州市沙市中学高二（上）期末化学试卷 参考答案与试题解析 ‎　‎ 一、选择题（共16小题，每小题3分，满分48分）‎ ‎1．下列叙述不正确的是（　　）‎ A．工业上用电解法冶炼钠、镁、铝等活泼金属 B．粗铜精炼时，与电源负极相连的是纯铜，该电极反应式为Cu2++2e﹣=Cu C．由C（s，石墨）=C（s，金刚石）△H=+1.9kJ/mol可知，金刚石比石墨稳定 D．反应SO2（g）+2H2S（g）=3S （s）+2H2O（l）在常温下能自发进行，则该反应的△H＜0‎ ‎【考点】反应热和焓变；电解原理．‎ ‎【分析】A．活泼金属选择电解法冶炼；‎ B．粗铜精炼时，与电源负极相连为阴极，铜离子得到电子；‎ C．能量越低，物质越稳定；‎ D．SO2（g）+2H2S（g）=3S （s）+2H2O（l）的△S＜0，△H﹣T△S＜0 的反应可自发进行．‎ ‎【解答】解：A．活泼金属选择电解法冶炼，则电解熔融氯化钠、氯化镁、氧化铝可冶炼钠、镁、铝等活泼金属，故A正确；‎ B．粗铜精炼时，与电源负极相连为阴极，纯铜为阴极，阴极上铜离子得到电子，发生Cu2++2e﹣=Cu，故B正确；‎ C．能量越低，物质越稳定，由C（s，石墨）=C（s，金刚石）△H=+1.9kJ/mol可知，石墨能量低，石墨稳定，故C错误；‎ D．SO2（g）+2H2S（g）=3S （s）+2H2O（l）的△S＜0，△H﹣T△S＜0 的反应可自发进行，则在常温下能自发进行，说明该反应的△H＜0，故D正确；‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎2．下列有关化学用语表示正确的是（　　）‎ A．K+的结构示意图：‎ B．B、基态氮原子的电子排布图 C．水的电子式：‎ D．D、基态铬原子（24Cr）的价电子排布式：3d44s2‎ ‎【考点】原子结构示意图；电子式．‎ ‎【分析】A．K+的质子数为19，电子数为18，用小圈和圈内的数字表示原子核和核内质子数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层的电子数，核外电子数表示错误；‎ B．处于最低能量的原子叫做基态原子，基态电子排布遵循能量最低原理、保里不相容原理和洪特规则，氮原子的核外电子数为7，根据核外电子排布规律书写；‎ C．水为共价化合物，氧原子最外层8个电子，分子中存在两个氧氢键；‎ D．Cr为24号元素，原子核外电子数为24，其中3d能级达到半满．‎ ‎【解答】解：A．K+的质子数为19，核外电子数为18，各层电子数分别为2、8、8，钾离子结构示意图为：，故A错误；‎ B．N元素为7号元素，原子核外有7个电子，所以核外电子排布式为：1s22s22p3，电子排布图为：，故B正确；‎ C．水中存在两个氧氢键，氧原子最外层达到8电子稳定结构，水的电子式为：，故C错误；‎ D．Cr为24号元素，原子核外电子数为24，其中3d能级达到半满，简化电子排布式为[Ar]3d54s1，价电子排布式为：3d54s1，故D错误；‎ 故选B．‎ ‎　‎ ‎3．下列解释事实的方程式正确的是（　　）‎ A．用CuCl2溶液做导电实验，灯泡发光：CuCl2Cu2++2Cl﹣‎ B．铅蓄电池放电时，负极增重：Pb﹣2e﹣+SO42﹣=PbSO4‎ C．向碳酸钠溶液中滴加酚酞时，溶液变红：CO32﹣+2H2O⇌H2CO3+2OH﹣‎ D．明矾可用于净水：Al3++3H2O⇌Al（OH）3↓+3H+‎ ‎【考点】离子方程式的书写．‎ ‎【分析】A．用CuCl2溶液做导电实验的过程为电解氯化铜溶液，反应生成铜和氯气；‎ B．铅蓄电池的负极Pb失去电子与硫酸根离子结合生成硫酸铅；‎ C．碳酸根离子的水解分步进行，主要以第一步为主，其离子方程式分步书写，主要写出第一步即可；‎ D．铝离子的水解程度较小，氢氧化铝不能使用沉淀符号．‎ ‎【解答】解：A．CuCl2溶液做导电实验，灯泡发光，实质为电解氯化铜溶液，正确的离子方程式为：Cu2++2Cl﹣Cu+Cl2↑，故A错误；‎ B．铅蓄电池放电时，负极Pb失去电子发生氧化反应生成硫酸铅，导致负极增重，反应的离子方程式为：Pb﹣2e﹣+SO42﹣=PbSO4，故B正确；‎ C．向碳酸钠溶液中滴加酚酞时，溶液变红，碳酸根离子的水解以第一步为主，正确的离子方程式为：CO32﹣+H2O⇌HCO3﹣++OH﹣，故C错误；‎ D．铝离子水解生成氢氧化铝胶体，则明矾可用于净水，正确的离子方程式为：Al3++3H2O⇌Al（OH）3+3H+，故D错误；‎ 故选B．‎ ‎　‎ ‎4．关于下列装置的说法不正确的是（　　）‎ A．装置①是原电池，装置②是电镀池 B．装置①中盐桥内的K+移向CuSO4溶液 C．装置①②铜极均发生氧化反应而溶解 D．装置②中的Cu2+浓度保持不变 ‎【考点】原电池和电解池的工作原理．‎ ‎【分析】装置①没有外加电源，属于原电池，Zn为负极发生氧化反应，Cu为正极发生还原反应，盐桥内的K+移向正极CuSO4溶液；装置②存在外加电源，属于电解池，阳极Cu本身失电子发生氧化反应，溶液中的铜离子在阴极Zn上得电子发生还原反应，相当于在锌上镀铜，据此分析解答．‎ ‎【解答】解：A、装置①没有外加电源，属于原电池，装置②存在外加电源，属于电解池，可以在锌上镀铜，故A正确；‎ B、装置①中盐桥内的K+移向正极CuSO4溶液，故B正确；‎ C、装置①属于原电池，Cu为正极铜离子在Cu上得电子发生还原反应，装置②属于电解池，阳极Cu本身失电子发生氧化反应而溶解，故C错误；‎ D、装置②属于电解池，阳极Cu本身失电子发生氧化反应，溶液中的铜离子在阴极Zn上得电子发生还原反应，所以Cu2+浓度保持不变，故D正确．‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎5．下列事实一定能说明HF是弱酸的是（　　）‎ A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗 B．HF与水能以任意比混溶 C．1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红 D．常温下NaF溶液的pH大于7‎ ‎【考点】弱电解质的判断．‎ ‎【分析】强弱电解质的根本区别是电离程度，只要证明HF部分电离就说明HF是弱酸，可以根据一定浓度HF反应pH大小、其相应钠盐溶液酸碱性、与相同浓度盐酸比较导电能力大小判断，据此分析解答．‎ ‎【解答】解：A．用HF溶液做导电性实验，灯泡很暗，说明该溶液中离子浓度较小，但不能说明HF部分电离，则不能证明HF是弱酸，故A错误；‎ B．HF与水能以任意比混溶，说明HF溶解性大，但不能说明HF部分电离，则不能证明HF是弱酸，故B错误；‎ C.1mol/L的HF水溶液能使紫色石蕊试液变红，说明HF是酸，但不能说明HF部分电离，则不能证明HF是弱酸，故C错误；‎ D．常温下NaF溶液的pH＞7，溶液呈碱性，说明NaF是强碱弱酸盐，氟离子在水溶液中存在水解平衡，则其对应的HF在水溶液中应该存在电离平衡，所以HF在水溶液中部分电离，是弱酸，故D正确；‎ 故选D．‎ ‎　‎ ‎6．化学平衡常数（K）、电离常数（Ka、Kb）、水的离子积（Kw）、水解常数（Kh）、溶度积常数（Ksp）等是表示、判断物质性质的重要常数，下列说法正确的是（　　）‎ A．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关 B．降低温度时，弱酸和弱碱的电离常数（Ka、Kb）、水的离子积（Kw）均增大 C．向稀NaOH溶液中加入等体积等浓度的氯化镁和氯化铁混合溶液时，先产生红褐色沉淀，说明Ksp[Mg（OH）2]＞Ksp[Fe（OH）3]‎ D．室温下，Kh（CH3COONa）＜Kh（NaCN），则等物质的量浓度时，CH3COOH的酸性比HCN弱 ‎【考点】化学平衡常数的含义；弱电解质在水溶液中的电离平衡；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质．‎ ‎【分析】A．K只与温度有关；‎ B．弱酸和弱碱的电离、水的电离均为吸热反应；‎ C．先产生红褐色沉淀，可知先生成Fe（OH）3，Ksp小的先生成；‎ D．酸性越弱，对应盐水解程度越大．‎ ‎【解答】解：A．K只与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，故A错误；‎ B．弱酸和弱碱的电离、水的电离均为吸热反应，则降低温度，均降低，故B错误；‎ C．先产生红褐色沉淀，可知先生成Fe（OH）3，Ksp小的先生成，则Ksp[Mg（OH）2]＞Ksp[Fe（OH）3]，故C正确；‎ D．酸性越弱，对应盐水解程度越大，由Kh（CH3COONa）＜Kh（NaCN），则等物质的量浓度时，CH3COOH的酸性比HCN强，故D错误；‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎7．在密闭容器中发生反应：xA（g）⇌yB（g）+‎ zC（g），平衡时测得C的浓度为0.5mol•L﹣1，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来的一半，再次达平衡时，测得C的浓度为0.9mol•L﹣1．下列有关判断正确的是（　　）‎ A．x＜y+z B．平衡向正反应方向移动 C．A的转化率变大 D．C的体积分数变大 ‎【考点】化学平衡的影响因素．‎ ‎【分析】平衡时测得C的浓度为0.5mol•L﹣1，保持温度不变，将容器的容积压缩到原来的一半，若平衡不移动，C的浓度为1mol/L，而再次达平衡时，测得C的浓度为0.9mol•L﹣1，可知体积减小、压强增大，平衡逆向移动，以此来解答．‎ ‎【解答】解：A．压强增大，平衡逆向移动，则x＜y+z，故A正确；‎ B．由上述分析可知，平衡逆向移动，故B错误；‎ C．平衡逆向移动，A的转化率减小，故C错误；‎ D．平衡逆向移动，C的体积分数减小，故D错误；‎ 故选A．‎ ‎　‎ ‎8．依据如图判断，下列说法正确的是（　　）‎ A．氢气的燃烧热△H=﹣241.8 kJ•mol﹣1‎ B．2 mol H2（g）与1 mol O2（g）所具有的总能量比2 mol H2O（g） 所具有的总能量低 C．液态水分解的热化学方程式为：2H2O（l）=2H2（g）+O2（g）△H=+571.6 kJ•mol﹣1‎ D．H2O（g）生成H2O（l）时，断键吸收的能量小于成键放出的能量 ‎【考点】燃烧热．‎ ‎【分析】‎ 图象分析可知2mol氢气和1mol氧气反应生成气体水2mol放热483.6KJ/mol，方程式：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=﹣483.6KJ/mol，2mol气体水变化为2mol液体水放热88KJ/mol，热化学方程式为：2H2O（g）=2H2O（l）△H=﹣88KJ/mol A．燃烧热是1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的热为量为燃烧热；‎ B.2 mol H2（g）与1 mol O2（g）生成2 mol H2O（g） 的反应是放热反应；‎ C．依据2mol氢气和1mol氧气反应生成气体水2mol放热483.6KJ/mol，2mol气体水变化为2mol液体水放热88KJ/mol书写热化学方程式，结合盖斯定律得到液态水分解的热化学方程式分析；‎ D．H2O（g）生成H2O（l）时，是放热过程．‎ ‎【解答】解：图象分析可知2mol氢气和1mol氧气反应生成气体水2mol放热483.6KJ/mol，方程式：2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=﹣483.6KJ/mol，2mol气体水变化为2mol液体水放热88KJ/mol，热化学方程式为：2H2O（g）=2H2O（l）△H=﹣88KJ/mol，‎ A．①2H2（g）+O2（g）=2H2O（g）△H=﹣483.6KJ/mol，‎ ‎②2H2O（g）=2H2O（l）△H=﹣88KJ/mol，‎ 盖斯定律计算①+②得到：2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H=﹣571.6KJ/mol，燃烧热为285.8KJ/mol，故A错误；‎ B．图中可知反应为放热反应，2 mol H2（g）与1 mol O2（g）所具有的总能量比2 mol H2O（g） 所具有的总能量高，故B错误；‎ C．依据A的计算得到的热化学方程式2H2（g）+O2（g）=2H2O（l）△H=﹣571.6KJ/mol，则液态水分解的热化学方程式为：2H2O（l）=2H2（g）+O2（g）△H=+571.6 kJ•mol﹣1，故C正确；‎ D．热化学方程式为：2H2O（g）=2H2O（l）△H=﹣88KJ/mol，H2O（g）生成H2O（l）时，放出热量，变化过程为物理变化，故D错误；‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎9．在300K时，对可逆反应A（g）+B（g）⇌2C（g）+D（s）的平衡常数K=4，在该温度下，向1L容器中加入1molA和1molB发生反应，下列叙述不能作为该反应达到平衡状态的标志的是（　　）‎ ‎①单位时间内消耗amolA，同时生成2amolC ‎ ‎②A、B、C的浓度不再变化 ‎ ‎③混合气体的总压强不再变化 ‎ ‎④混合气体的密度不再变化 ‎ ‎⑤A、B、C的分子数之比为1：1：2．‎ A．①③ B．②④⑤ C．①③⑤ D．①②③‎ ‎【考点】化学平衡状态的判断．‎ ‎【分析】根据化学平衡状态的特征解答，当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化，解题时要注意，选择判断的物理量，随着反应的进行发生变化，当该物理量由变化到定值时，说明可逆反应到达平衡状态．‎ ‎【解答】解：①单位时间内消耗amolA，同时生成2amolC，都体现正反应方向，故错误； ‎ ‎②A、B、C的浓度不再变化，说明正逆反应速率相等，反应达平衡状态，故正确； ‎ ‎③两边气体计量数相等，混合气体的总压强一直不再变化，故错误 ‎ ‎④混合气体的密度不再变化，说明气体的质量不变，反应达平衡状态，故正确； ‎ ‎⑤A、B、C的分子数之比为1：1：2，不能说明达平衡状态，故错误；‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎10．NA表示阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是（　　）‎ A．常温常压下，14g由N2和CO组成的混合气体中含有的电子总数为7 NA B．常温下，1 L pH=1的硫酸溶液中含有的H+数目为0.2 NA C．1 L 0.1 mol/L Na2CO3溶液中含有的CO32﹣数目为0.1 NA D．一定条件下，6.4 g SO2和足量的O2充分反应后，生成SO3的分子数为0.1NA ‎【考点】阿伏加德罗常数．‎ ‎【分析】A．氮气和CO的摩尔质量均为28g/mol，且均含14个电子；‎ B．pH=1的硫酸溶液，氢离子浓度为0.1mol/L；‎ C．碳酸根离子为弱酸根离子，水溶液中部分发生水解；‎ D．二氧化硫与氧气为可逆反应．‎ ‎【解答】解：A．氮气和CO的摩尔质量均为28g/mol，故14g混合物的物质的量为0.5mol，且两者均含14个电子，故0.5mol混合物中含7NA个电子，故A正确；‎ B．pH=1的硫酸溶液，氢离子浓度为0.1mol/L，1 L pH=1的硫酸溶液中含有的H+数目为0.1NA，故B错误；‎ C．碳酸根离子为弱酸根离子，水溶液中部分发生水解，所以1 L 0.1 mol/L Na2CO3溶液中含有的CO32﹣数目小于0.1 NA，故C错误；‎ D．二氧化硫与氧气为可逆反应，可逆反应不能进行到底，一定条件下，6.4 g SO2和足量的O2充分反应后，生成SO3的分子数小于0.1NA，故D错误；‎ 故选：A．‎ ‎　‎ ‎11．室温下进行的下列实验，不能达到预期目的是（　　） ‎ 序号 实验内容 实验目的 A．‎ 用pH试纸测定相同浓度的CH3COONa溶液和NaHCO3溶液的pH ‎ 比较CH3COOH和H2CO3的酸性强弱 B．‎ 向AgCl浊液中滴加少量的0.1mol•L﹣1Na2S溶液 比较AgCl和Ag2S的溶度积大小 C．‎ 向1 mol•L﹣1的稀硫酸中加入ag锌粉，向4 mol•L﹣1的稀硫酸的中加入ag锌粒 探究固体表面积对Zn与稀硫酸反应速率的影响 D．‎ 将两个完全相同且充满NO2气体的密闭烧瓶分别浸在热水和冰水中 探究温度对化学平衡的影响 A．A B．B C．C D．D ‎【考点】化学实验方案的评价．‎ ‎【分析】A．测对应盐溶液的pH，可知酸性的强弱；‎ B．向AgCl浊液中滴加少量的0.1mol•L﹣1Na2S溶液，发生沉淀的转化；‎ C．浓度、接触面积均可加快反应速率；‎ D．分别浸在热水和冰水中，利用颜色的变化判断平衡移动．‎ ‎【解答】解：A．测定相同浓度的CH3COONa溶液和NaHCO3‎ 溶液的pH，后者大，可知CH3COOH的酸性大于H2CO3的酸性，故A正确；‎ B．向AgCl浊液中滴加少量的0.1mol•L﹣1Na2S溶液，发生沉淀的转化，Ag2S更难溶，则AgCl和Ag2S的溶度积大小，故B正确；‎ C．浓度、接触面积均可加快反应速率，两个变量，则不能探究固体表面积对Zn与稀硫酸反应速率的影响，故C错误；‎ D．分别浸在热水和冰水中，利用颜色的变化判断平衡移动，只有温度一个变量，则可探究温度对化学平衡的影响，故D正确；‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎12．实验：‎ ‎①0.1mol•L﹣1AgNO3溶液和0.1mol•L﹣1NaCl溶液等体积混合得到浊液a，过滤得到滤液b和白色沉淀c；‎ ‎②向滤液b中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，出现浑浊；‎ ‎③向沉淀c中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，沉淀变为黄色．‎ 下列分析不正确的是（　　）‎ A．浊液a中存在沉淀溶解平衡：AgCl（s）⇌Ag+（aq）+Cl﹣（aq）‎ B．滤液b中不含有Ag+‎ C．③中颜色变化说明AgCl转化为AgI D．实验可以证明AgI比AgCl更难溶 ‎【考点】难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质．‎ ‎【分析】A．根据沉淀的溶解平衡；‎ B．根据滤液为AgCl的饱和溶液，也存在沉淀的溶解平衡；‎ C．根据AgCl为白色沉淀，AgI为黄色沉淀；‎ D．根据沉淀转化为溶解度更小的物质容易发生；‎ ‎【解答】解：A．浊液a中含有AgCl，存在沉淀的溶解平衡：AgCl（s）⇌Ag+（aq）+Cl﹣（aq），故A正确；‎ B．滤液为AgCl的饱和溶液，也存在沉淀的溶解平衡，即存在Ag+，故B错误；‎ C．向AgCl中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，白色AgCl沉淀变为黄色AgI沉淀，故C正确；‎ D．向AgCl中滴加0.1mol•L﹣1KI溶液，白色AgCl沉淀变为黄色AgI沉淀，实验证明AgI比AgCl更难溶，故D正确；‎ 故选：B．‎ ‎　‎ ‎13．利用反应6NO2+8NH3=7N2+12H2O构成电池的方法，既能实现有效消除氮氧化物的排放，减轻环境污染，又能充分利用化学能，装置如图所示．下列说法正确的是（　　）‎ A．电极B为负极 B．电极A的反应式为2NH3﹣6e﹣+6OH﹣=N2+6H2O C．溶液中OH﹣通过阴离子交换膜从左向右迁移 D．当有4.48LNO2（标准状况下）被处理时，转移的电子为0.4mol ‎【考点】原电池和电解池的工作原理．‎ ‎【分析】由反应6NO2+8NH3═7N2+12H2O可知，反应中NO2为氧化剂，NH3为还原剂，则A为负极，B为正极，负极发生氧化反应，正极发生还原反应，结合电解质溶液呈碱性解答该题．‎ ‎【解答】解：由反应6NO2+8NH3═7N2+12H2O可知，反应中NO2为氧化剂，NH3为还原剂，则A为负极，B为正极，‎ A．B为正极，A为负极，电流由正极经导线流向负极，故A错误；‎ B．电解质溶液呈碱性，则负极电极方程式为2NH3﹣6e﹣+60H﹣=N2+6H2O，故B正确；‎ C．原电池工作时，阴离子向负极移动，为使电池持续放电，离子交换膜需选用阴离子交换膜，所以OH﹣通过阴离子交换膜从右向左迁移，故C错误；‎ D．当有4.48L NO2（标准状况）即0.2mol 被处理时，转移电子为0.2mol×（4﹣0）=0.8mol，故D错误．‎ 故选B．‎ ‎　‎ ‎14．室温下，将0.10mol•L﹣1的盐酸滴入20mL0.10mol•L﹣1的氨水中，溶液的pH和pOH随加入盐酸体积变化的曲线如图所示．已知：pOH=﹣lg c（OH﹣），下列说法正确的是（　　）‎ A．M点所示的溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）=c（Cl﹣）‎ B．Q点所示的溶液中c（NH4+）＞c（Cl﹣）＞c（H+）=c（OH﹣）‎ C．N点所示的溶液中c（NH4+）=c（Cl﹣）‎ D．M点和N点所示的溶液中水的电离程度相同 ‎【考点】酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算．‎ ‎【分析】由于Kw=（H+）×c（OH﹣）=10﹣14，则溶液的pH+pOH=14，实线为pH曲线，虚线为pOH曲线，作垂直体积坐标轴线与pH曲线、pOH曲线交点为相应溶液中pH、pOH．Q点的pH=pOH，则Q点溶液呈中性，据此进行解答．‎ ‎【解答】解：由于Kw=（H+）×c（OH﹣）=10﹣14，则溶液的pH+pOH=14，实线为pH曲线，虚线为pOH曲线，作垂直体积坐标轴线与pH曲线、pOH曲线交点为相应溶液中pH、pOH．Q点的pH=pOH，则Q点溶液呈中性，‎ A．M点溶液呈碱性，为NH4Cl、NH3•H2O混合溶液，溶液中c（NH4+）+c（NH3•H2O）＞c（Cl﹣），故A错误；‎ B．Q点溶液呈中性，则c（H+）=c（OH﹣），根据电荷守恒可知：c（NH4+）=c（Cl﹣），正确的离子浓度大小为：c（NH4+）=c（Cl﹣）＞c（H+）=c（OH﹣），故B错误；‎ C．N点溶液呈酸性，溶液中（H+）＞c（OH﹣），结合电荷守恒c（NH4+）+c（H+）=c（Cl﹣）+c（OH﹣），可知c（NH4+）＜c（Cl﹣），故C错误；‎ D．M点溶液中氢离子源于水的电离，N点氢氧根离子源于水的电离，而M点氢离子浓度与N点氢氧根离子浓度相等，则M、N点所示溶液中水的电离程度相同，故D正确；‎ 故选D．‎ ‎　‎ ‎15．在一定温度下，将气体X与气体Y各0.16mol充入10L恒容密闭容器中，发生反应：X（g）+Y（g）⇌2Z（g）△H＜0，一段时间后达到平衡．反应过程中测定的数据如表：下列说法正确的是（　　） ‎ t∕min ‎2‎ ‎4‎ ‎7‎ ‎9‎ n（Y）∕mol ‎0.12‎ ‎0.11‎ ‎0.10‎ ‎0.10‎ A．反应前4min的平均反应速率υ（Z）=0.0125 mol•L﹣1•min﹣1‎ B．其他条件不变，降低温度，反应达到新平衡前υ（逆）＞υ（正）‎ C．该温度下此反应的平衡常数K=1.44‎ D．其他条件不变，再充入0.2molZ，达平衡时X的体积分数增大 ‎【考点】化学平衡的计算．‎ ‎【分析】A.4min内Y物质的量变化为0.16mol﹣0.11mol=0.05mol，求出Z的物质的量变化，根据v=计算v（Z）；‎ B．根据温度对平衡移动的影响分析；‎ C．由表中数据可知7min时，反应到达平衡，根据平衡时Y的物质的量，利用三段式计算平衡时其它组分的物质的量，由于反应气体氢气的化学计量数相等，用物质的量代替浓度代入平衡常数表达式计算；‎ D．再通入0.2 mol Z，等效为在原平衡基础上增大压强，反应前后气体的体积不变，平衡不移动．‎ ‎【解答】解：A、由表中数据可求得前4min内生成Z为0.10mol，故v（Z）==0.025mol/（L•min），故A错误；‎ B．其他条件不变，降低温度，平衡正向移动则正反应速率大于逆反应速率，故B错误；‎ C．由表中数据可知7min时，反应到达平衡，Y的物质的量为0.10mol，此时X的物质的量也为0.10mol，Z的物质的量也为0.12mol，X、Y、Z的物质的量浓度分别为：0.01mol•L﹣1、0.01mol•L﹣1、0.012mol•L﹣1，故平衡常数K===1.44，故C正确；‎ D．因该反应前后气体的体积不变，其他条件不变，再充入0.2 mol Z，平衡等效，X的体积分数不变，故D错误．‎ 故选C．‎ ‎　‎ ‎16．一定条件下，CH4与H2O（g）发生反应CH4（g）+H2O（g）⇌CO（g）+3H2（g），设起始n（H2O）/n（CH4）=Z，在恒压下，平衡时φ（CH4）的体积分数与Z和T（温度）的关系如图所示．下列说法正确的是（　　）‎ A．该反应的焓变△H＜0‎ B．图中Z的大小为a＜3＜b C．图中X点对应的平衡混合物中=3‎ D．温度不变时，图中X点对应的平衡在加压后φ（CH4）减小 ‎【考点】化学平衡的计算．‎ ‎【分析】由图象可知升高温度，甲烷的体积分数减小，说明升高温度平衡正向移动，则正反应为吸热反应，起始=Z，Z越小，说明加入甲烷的物质的量相等水来说越多，含量越大，以此解答该题．‎ ‎【解答】解：A．升高温度，甲烷的体积分数减小，说明升高温度平衡正向移动，则该反应的焓变△H＞0，故A错误；‎ B．起始=Z，Z越小，说明甲烷相对越多，达到平衡时甲烷的含量越多，则Z的大小为a＜3＜b，故B正确；‎ C．起始 ‎=3，水和甲烷按1：1反应，达到平衡时，二者比值不等于3，故C错误；‎ D．增大压强，平衡逆向移动，所以平衡在加压后φ（CH4）增大，故D错误．‎ 故选B．‎ ‎　‎ 二、解答题（共5小题，满分52分）‎ ‎17．已知X、Y、Z、W、R是元素周期表中前四周期的常见元素，相关信息如表所述：‎ 元素 相关信息 X 地壳中含量最多的元素 Y 元素的气态氢化物极易溶于水，水溶液遇酚酞变红 Z 是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物是自来水生产过程中常用的消毒剂 W 与Z同周期，第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ•mol﹣1，I2=1817kJ•mol﹣1，I3=2745kJ•mol﹣1，I4=11575kJ•mol﹣1‎ R 有多种化合价，水溶液中其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色 ‎（1）R在元素周期表中的位置为　第四周期第VIII族　，X的基态原子的价电子排布图为　　，Z的基态原子的电子排布式为　1s22s22p63s23p5　．‎ ‎（2）用“＞”、“＜”或“=”填空：‎ 简单离子半径 第一电离能 电负性 气态氢化物稳定性 X　＜　Y X　＜　Y X　＞　Z H2X　＞　YH3‎ ‎（3）用方程式表示下列过程：‎ ‎①Y的气态氢化物的水溶液遇酚酞变红的原因　NH3•H2O⇌NH4++OH﹣　，‎ ‎②W的最高价氧化物的水化物在水中发生电离　H++AlO2﹣+H2O⇌Al（OH）3⇌Al3++3OH﹣　．‎ ‎【考点】原子结构与元素周期律的关系．‎ ‎【分析】‎ X为地壳中含量最多的元素，应为O元素，Y元素的气态氢化物极易溶于水，水溶液遇酚酞变红，为N元素，Z是海水中除氢、氧元素外含量最多的元素，其单质或化合物是自来水生产过程中常用的消毒剂，为Cl元素，W与Z同周期，第一电离能至第四电离能分别是：I1=578kJ•mol﹣1，I2=1817kJ•mol﹣1，I3=2745kJ•mol﹣1，I4=11575kJ•mol﹣1，根据W原子的第一电离能至第四电离可知，W原子的第四电离能剧增，则W表现+3价，所以W为Al元素，R有多种化合价，水溶液中其白色氢氧化物在空气中会迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，为Fe元素，以此解答该题．‎ ‎【解答】解：由以上分析可知X为O、Y为N、Z为Cl、W为Al、R为Fe．‎ ‎（1）R为Fe，位于周期表第四周期第VIII族，X为O，基态原子的价电子排布图为，Z为Cl，基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p5，‎ 故答案为：第四周期第VIII族；；1s22s22p63s23p5；‎ ‎（2）X为O、Y为N，对应离子具有相同的核外电子排布，离子半径O＜N，N的最外层为半充满结构，较为稳定，第一电离能较大，大于O，O的电负性大于Cl，非金属性O＞N，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，‎ 故答案为：＜；＜；＞；＞；‎ ‎（3）①氨气与水反应生成NH3•H2O，可发生电离，生成OH﹣，溶液呈碱性，离子方程式为NH3•H2O⇌NH4++OH﹣，故答案为：NH3•H2O⇌NH4++OH﹣；‎ ‎②氢氧化铝为两性氢氧化物，电离方程式为H++AlO2﹣+H2O⇌Al（OH）3⇌Al3++3OH﹣，故答案为：H++AlO2﹣+H2O⇌Al（OH）3⇌Al3++3OH﹣．‎ ‎　‎ ‎18．电解质的水溶液中存在电离平衡．‎ ‎（1）醋酸是常见的弱酸．‎ ‎①醋酸在水溶液中的电离方程式为　CH3COOH⇌CH3COO﹣+H+　．‎ ‎②下列方法中，可以使醋酸稀溶液中CH3COOH电离程度增大的是　BC　（填字母序号）．‎ A．滴加少量浓盐酸 B．微热溶液 C．加水稀释 D．加入少量醋酸钠晶体 ‎（2）用0.1mol•L﹣1NaOH溶液分别滴定体积均为20.00mL、浓度均为0.1mol•L﹣1的盐酸和醋酸溶液，得到滴定过程中溶液pH随加入NaOH溶液体积而变化的两条滴定曲线．‎ ‎①滴定醋酸的曲线是　I　（填“I”或“Ⅱ”）．‎ ‎②滴定开始前，三种溶液中由水电离出的c（H+）最大的是　0.1mol•L﹣1醋酸溶液　．‎ ‎③V1和V2的关系：V1　＜　V2（填“＞”、“=”或“＜”）．‎ ‎④M点对应的溶液中，各离子的物质的量浓度由大到小的顺序是　c（CH3COO﹣）＞c（Na+）＞c（H+）＞c（OH﹣）　．‎ ‎（3）为了研究沉淀溶解平衡和沉淀转化，某同学查阅资料并设计如下实验．‎ 资料：AgSCN是白色沉淀，相同温度下，溶解度：AgSCN＞AgI．‎ 操作步骤 现象 步骤1：向2mL 0.005mol•L﹣1 AgNO3溶液中加入2mL 0.005mol•L﹣1 KSCN溶液，静置 出现白色沉淀 步骤2：取1mL上层清液于试管中，滴加1滴2mol•L﹣1 Fe（NO3）3溶液 溶液变红色 步骤3：向步骤2的溶液中，继续加入5滴3mol•L﹣1 AgNO3溶液 现象a　出现白色沉淀　，溶液红色变浅 步骤4：向步骤1余下的浊液中加入5滴3mol•L﹣1 KI溶液 出现黄色沉淀 ‎①写出步骤2中溶液变红色的离子方程式　Fe3++3SCN﹣⇌Fe（SCN）3　．‎ ‎②步骤3中现象a是　出现白色沉淀　．‎ ‎③用化学平衡原理解释步骤4的实验现象　AgSCN（s）⇌Ag+（aq）+SCN﹣（aq），加入KI后，因为溶解度：AgI＜AgSCN，Ag+与I﹣反应生成AgI黄色沉淀；Ag++I﹣=AgI↓，AgSCN的溶解平衡正向移动　．‎ ‎【考点】酸碱混合时的定性判断及有关ph的计算；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质．‎ ‎【分析】（1）①醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分电离生成醋酸根离子和氢离子；‎ ‎②加水稀释、进入和醋酸反应的物质或加热都促进醋酸电离；‎ ‎（2）①醋酸为弱酸，盐酸为强酸，等浓度时醋酸的pH大；‎ ‎②酸和碱都对水的电离起抑制作用，酸、碱性越强，水的电离程度越小；‎ ‎③醋酸钠显示碱性，氯化钠显示中性；‎ ‎④0.1mol•L﹣1 NaOH溶液10mL和溶液体积为20.00mL0.1mol•L﹣1的醋酸反应，得到的是醋酸和醋酸钠的混合物，据此确定离子浓度大小；‎ ‎（3）①铁离子遇到硫氰化钾因发生反应而显示红色；‎ ‎②银离子会和硫氰酸根离子之间反应得到AgSCN白色沉淀；‎ ‎③沉淀向着更难溶的方向转化．‎ ‎【解答】解：（1）①醋酸是一元弱酸，在水溶液中部分电离生成醋酸根离子和氢离子，其电离方程式为CH3COOH⇌CH3COO﹣+H+，‎ 故答案为：CH3COOH⇌CH3COO﹣+H+；‎ ‎②加水稀释、进入和醋酸反应的物质或加热都促进醋酸电离，进入盐酸或醋酸钠都产生同离子效应而抑制醋酸电离，故选BC；‎ ‎（2）①由图中未加NaOH时的pH可知，图Ⅰ中酸的pH大于1，图Ⅱ中酸的pH=1，说明Ⅱ为0.1mol/L的盐酸溶液，为醋酸溶液滴定过程，所以滴定醋酸的曲线是I，‎ 故答案为：I；‎ ‎②0.1mol•L﹣1 NaOH溶液、0.1mol•L﹣1的盐酸中氢离子和氢氧根浓度都是0.1mol/L，对水的抑制作用一样，但是0.1mol/L醋酸溶液中氢离子浓度小于0.1mol/L，所以对水的电离抑制较小，即三种溶液中由水电离出的c（H+）最大的是0.1 mol•L﹣1醋酸溶液，‎ 故答案为：0.1mol•L﹣1醋酸溶液；‎ ‎③醋酸和氢氧化钠之间的反应，当恰好完全反应得到的醋酸钠显示碱性，要使得溶液显示中性，pH=7，需要醋酸稍过量，所以盐酸和氢氧化钠恰好完全反应，得到的氯化钠显示中性，所以V1＜V2，故答案为：＜；‎ ‎④用0.1mol•L﹣1 NaOH溶液10mL和溶液体积为20.00mL0.1mol•L﹣1的醋酸反应，得到的是醋酸和醋酸钠的混合物，显示酸性，此时离子浓度大小c（CH3COO﹣）＞‎ c （Na+）＞c （H+）＞c （OH﹣），故答案为：c（CH3COO﹣）＞c （Na+）＞c （H+）＞c （OH﹣）．‎ ‎（3）①铁离子遇到硫氰化钾显示红色，发生的反应为：Fe3++3SCN﹣⇌Fe（SCN）3，故答案为：Fe3++3SCN﹣⇌Fe（SCN）3；‎ ‎②加入硝酸银，银离子会和硫氰酸根离子之间反应得到AgSCN白色沉淀，故答案为：出现白色沉淀；‎ ‎③AgSCN（s）⇌Ag+（aq）+SCN﹣（aq），加入KI后，因为溶解度：AgI＜AgSCN，沉淀会向着更难溶的方向转化，即Ag+与I﹣反应生成AgI黄色沉淀：Ag++I﹣═AgI↓，AgSCN的溶解平衡正向移动，‎ 故答案为：AgSCN（s）⇌Ag+（aq）+SCN﹣（aq），加入KI后，因为溶解度：AgI＜AgSCN，Ag+与I﹣反应生成AgI黄色沉淀：Ag++I﹣═AgI↓，AgSCN的溶解平衡正向移动．‎ ‎　‎ ‎19．电化学原理在防止金属腐蚀、能量转换、物质合成等方面应用广泛．‎ ‎（1）为了减缓海水对钢闸门A和C的腐蚀，图1中，材料B可以选择　a　（填字母序号）．‎ a．锌板 b．铜板 c．碳棒 图2中，钢闸门C作　阴　极．若用氯化钠溶液模拟海水进行实验，D为石墨块，则D上的电极 反应式为　2Cl﹣﹣2e﹣═Cl2↑　，检测该电极反应产物的试剂是　湿润的淀粉碘化钾试纸放在阳极附近，试纸变蓝，证明生成氯气　．‎ ‎（2）微生物电池是指在微生物的作用下将化学能转化为电能的装置，其工作原理如图3所示（质子交换膜只允许H+自由通过）．该电池的正极反应式为　O2+4e﹣+4H+═2H2O　．‎ ‎（3）电渗析法处理厨房垃圾发酵液，同时得到乳酸（弱酸）的原理如图4所示（图中“HA”表示乳酸 分子，A﹣表示乳酸根离子）．‎ ‎①阳极的电极反应式为　4OH﹣﹣4e﹣═2H2O+O2↑　．‎ ‎②简述浓缩室中得到浓乳酸的原理：　阳极OH﹣放电，c（H+）增大，H+‎ 从阳极通过阳离子交换膜进入浓缩室，A﹣通过阴离子交换膜从阴极进入浓缩室，H++A﹣═HA，乳酸浓度增大　．‎ ‎【考点】金属的电化学腐蚀与防护．‎ ‎【分析】（1）形成原电池时，Fe作正极被保护；活泼性比Fe强的金属作负极，被腐蚀；Fe作阴极被保护；阳极上氯离子失电子生成氯气，检验氯气用湿润的淀粉碘化钾试纸；‎ ‎（2）根据图知，负极上C6H12O6失电子，正极上O2得电子和H+反应生成水，负极的电极反应式为C6H12O6+6H2O﹣24e﹣=6CO2+24H+，正极的电极反应式为O2+4e﹣+4H+═2H2O；‎ ‎（3）①电解池中阳极上氢氧根离子失电子生成氧气；‎ ‎②根据电解池中离子移动方向来回答判断．‎ ‎【解答】解：（1）形成原电池时，Fe作正极被保护，则要选择活泼性比Fe强的金属作负极，所以选锌；Fe作阴极被保护，则钢闸门C做阴极；电解氯化钠溶液时阳极上氯离子失电子生成氯气，其电极反应为：2Cl﹣﹣2e﹣═Cl2↑，检验氯气用湿润的淀粉碘化钾试纸，即用湿润的淀粉碘化钾试纸放在阳极附近，试纸变蓝，证明生成氯气；故答案为：a；阴；2Cl﹣﹣2e﹣═Cl2↑；湿润的淀粉碘化钾试纸放在阳极附近，试纸变蓝，证明生成氯气；‎ ‎（2）根据图知，负极上C6H12O6失电子，正极上O2得电子和H+反应生成水，负极的电极反应式为C6H12O6+6H2O﹣24e﹣=6CO2+24H+‎ ‎，正极的电极反应式为O2+4e﹣+4H+═2H2O，故答案为：O2+4e﹣+4H+═2H2O；‎ ‎（3）①阳极上是阴离子氢氧根离子发生失电子的氧化反应，电极反应式为：4OH﹣﹣4e﹣═2H2O+O2↑，故答案为：4OH﹣﹣4e﹣═2H2O+O2↑；‎ ‎②在电解池的阳极上是OH﹣放电，所以c（H+）增大，并且H+从阳极通过阳离子交换膜进入浓缩室；根据电解原理，电解池中的阴离子移向阳极，即A﹣通过阴离子交换膜从阴极进入浓缩室，这样：H++A﹣═HA，乳酸浓度增大，‎ 故答案为：阳极OH﹣放电，c（H+）增大，H+从阳极通过阳离子交换膜进入浓缩室，A﹣通过阴离子交换膜从阴极进入浓缩室，H++A﹣═HA，乳酸浓度增大．‎ ‎　‎ ‎20．研究CO2的利用对促进低碳社会的构建具有重要意义．‎ ‎（1）将CO2与焦炭作用生成CO，CO可用于炼铁等．‎ 已知①Fe2O3（s）+3C（石墨，s）=2Fe（s）+3CO（g）△H1=+489.0kJ•mol﹣1‎ ‎②C（石墨，s）+CO2（g）=2CO（g）△H2=+172.5kJ•mol﹣1‎ 则CO气体还原Fe2O3（s）的热化学方程式为　Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）△H=﹣28.5 kJ•mol﹣1　．‎ ‎（2）将CO2转化为甲醇的热化学方程式为CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）△H＜0.850℃时，‎ 该反应的平衡常数K=1．‎ ‎①该反应的平衡常数表达式为　k=　．‎ ‎②若反应的容器容积为2.0L，反应进行4.0min时，容器内气体的物质的量减少了0，8mol，这段时间内υ（CO2）=　0.05mol•L﹣1•min﹣1　．‎ ‎③850℃时，若向1.0L的密闭容器中同时充入3.0molCO2（g）、1.0mol H2（g）、1.0mol CH3OH（g）和 ‎5.0mol H2O（g），上述反应向　逆反应　（填“正反应”或“逆反应”）方向进行．‎ ‎④若上述反应的平衡常数K值增大，该反应　ad　（填序号）．‎ a．一定下正反应方向移动 b．一定下逆反应方向移动 c．在平衡移动过程中正反应速率先增大后减小 d．在平衡移动过程中逆反应速率先减小后增大．‎ ‎【考点】热化学方程式；化学平衡的影响因素；化学平衡的计算．‎ ‎【分析】（1）依据热化学方程式和盖斯定律计算得到所需热化学方程式，①﹣②×3得到所需热化学方程式；‎ ‎（2）①据CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）此方程式，故k=；‎ ‎②据v=进行计算；‎ ‎③用浓度计算此时浓度商Qc，与平衡常数比较判断反应进行方向；‎ ‎④平衡常数K值增大即平衡向正反应方向移动或者平衡移动过程中逆反应速率先减小后增大．‎ ‎【解答】解：（1）①Fe2O3（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H1=+489.0kJ•mol﹣1‎ ‎②C（石墨）+CO2（g）=2CO（g）△H2=+172.5kJ•mol﹣1‎ 依据盖斯定律①﹣②×3得到热化学方程式为：Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）△H=﹣28.5 kJ•mol﹣1，‎ 故答案为：Fe2O3（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO2（g）△H=﹣28.5 kJ•mol﹣1；‎ ‎（2）①据CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）此方程式，故k=；‎ 故答案为：k=；‎ ‎②CO2（g）+3H2（g）⇌CH3OH（g）+H2O（g）～△v=2mol ‎ 1 2‎ ‎ 0.4 0.8‎ 故△n（CO2）=0.4mol，υ（CO2）==0.05 mol•L﹣1•min﹣1，‎ 故答案为：0.05 mol•L﹣1•min﹣1；‎ ‎③此时浓度商Qc===，故反应向逆反应进行，‎ 故答案为：逆反应；‎ ‎④平衡常数K值增大即平衡向正反应方向移动或者平衡移动过程中逆反应速率先减小后增大，‎ 故答案为：ad．‎ ‎　‎ ‎21．铬是用途广泛的金属元素．‎ ‎（1）工业生产过程中易产生有害的含铬废水，含铬废水中存在下列平衡：Cr2O72﹣（橙色）+H2O⇌2CrO42﹣（黄色）+2H+．处理该废水常用还原沉淀法，其流程如图所示．‎ 已知：Ksp[Fe（OH）3]=4.0×10﹣38，Ksp[Cr（OH）3]=6.0×10﹣31‎ 含铬废水含Cr2O的沸水含Cr3+的沸水Cr（OH）3沉淀 ‎①Cr2O72﹣中铬元素化合价为　+6　．‎ ‎②第I步转化控制溶液的pH=2，该溶液显　橙　色．‎ ‎③第Ⅲ步沉淀反应后，溶液中c（Fe3+）=2.0×10﹣12 mol•L﹣1，则c（Cr3+）=　3.0×10﹣5　mol•L﹣1．‎ ‎（2）室温下，初始浓度为1.0mol•L﹣1的Na2CrO4溶液中c（Cr2O72﹣）随c（H+）的变化如图所示．‎ ‎①用离子方程式表示Na2CrO4溶液中的转化反应　2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O　．‎ ‎②根据A点数据，计算该反应的平衡常数值为　1.0×1014　．由图可知，溶液酸性增强，CrO42﹣平衡转化率　增大　（填“增大”“减小”或“不变”）．‎ ‎③升高温度，溶液中CrO42﹣的平衡转化率减小，则该反应的△H　小于　0（填“大于”“小于”或“等于”）．‎ ‎【考点】化学平衡的计算；反应热和焓变；化学平衡的影响因素；"三废"处理与环境保护．‎ ‎【分析】（1）①根据氧元素的化合价来确定Cr的化合价；‎ ‎②根据氢离子对2CrO42﹣（黄色）+2H+═Cr2O72﹣ （橙色）+H2O平衡移动的影响判断；‎ ‎③由c（Fe3+）和Ksp[Fe（OH）3]计算c（OH﹣），结合Ksp[Cr（OH）3]计算c（Cr3+）；‎ ‎（2）①图象分析可知随氢离子浓度增大，铬酸根离子转化为重铬酸根离子；A点c（Cr2O72﹣）=0.25mol/L，c（H+）=10﹣7mol/L，c（CrO42﹣）=0.5mol/L，依据平衡常数概念计算，K=；‎ ‎②溶液酸性增大，平衡2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O正向进行，CrO42﹣的平衡转化率增大；A点Cr2O72﹣的浓度为0.25mol/L，则消耗的CrO42﹣的浓度为0.5mol/L，则溶液中的c（CrO42﹣）=1.0mol/L﹣0.25mol/L×2=0.5mol/L，H+浓度为1×10﹣7mol/L，计算反应的平衡常数；‎ ‎③升高温度，溶液中CrO42﹣的平衡转化率减小，平衡逆向移动，升高温度平衡向吸热方向移动，据此判断．‎ ‎【解答】解：（1）①Cr2O72﹣中O的化合价为﹣2价，由离子中元素化合价的代数和等于所带电荷数可得，Cr的化合价为+6，故答案为：+6；‎ ‎②若平衡体系的pH=2，溶液酸性较强，平衡2CrO42﹣（黄色）+2H+═Cr2O72﹣ （橙色）+H2O正向移动，溶液呈橙色；‎ 故答案为：橙；‎ ‎③向Ⅱ反应后的溶液加一定量NaOH，若溶液中c（Fe3+）=2.0×10﹣12mol•L﹣1‎ ‎，则c（OH﹣）=mol/L，则c（Cr3+）==3×10﹣5，‎ 故答案为：3.0×10﹣5；‎ ‎（2）①随着H+浓度的增大，CrO42﹣转化为Cr2O72﹣的离子反应式为：2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O，‎ 故答案为：2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O；‎ ‎②溶液酸性增大，平衡2CrO42﹣+2H+⇌Cr2O72﹣+H2O正向进行，CrO42﹣的平衡转化率增大；A点Cr2O72﹣的浓度为0.25mol/L，则消耗的CrO42﹣的浓度为0.5mol/L，则溶液中的c（CrO42﹣）=1.0mol/L﹣0.25mol/L×2=0.5mol/L，H+浓度为1×10﹣7mol/L，此时该转化反应的平衡常数为 K=K===1.0×1014，‎ 故答案为：1.0×1014；增大；‎ ‎③升高温度，溶液中CrO42﹣的平衡转化率减小，平衡逆向移动，说明正方向放热，则该反应的△H＜0，‎ 故答案为：小于．‎