2020-2021学年化学苏教版选修4模块综合测评
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模块综合测评
(时间90分钟，满分100分)
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分)
1．在生产和生活中，人们早已广泛利用化学反应释放的能量。下列说法中正确的是( )
A．物质发生化学变化并不一定都伴随着能量变化
B．有能量变化的都是化学变化
C．用实验方法和理论方法研究反应热的化学称为热化学
D．任何反应中的能量变化都表现为热量变化
C [化学变化过程中一定存在能量变化，A项错误；有些物理变化过程中也存在能量变化，如物质的三态之间的变化，B项错误；C项正确；化学反应中的能量变化有多种形式，如光、热、声等，D项错误。]
2．下列有关化学方程式书写正确的是( )
A．NaHCO3的电离：NaHCO3Na＋＋H＋＋CO
B．HS－的水解：HS－＋H2OH3O＋＋S2－
C．氢氧燃料电池在碱性介质中的负极反应式：O2＋2H2O＋4e－===4OH－
D．用饱和Na2CO3溶液处理重晶石：BaSO4＋COBaCO3＋SO
D [A项，NaHCO3是强电解质，应完全电离出Na＋和HCO，而HCO为多元弱酸的酸式酸根，故不拆开，错误；B项，实为电离，错误；C项，负极应为H2失电子，错误；D项，属于沉淀转化，需多次处理，正确。]
3．在一定温度下，一定量的水中，石灰乳悬浊液存在下列平衡：Ca(OH)2(s)Ca(OH)2(aq)Ca2＋(aq)＋2OH－，当向此悬浊液中加入少量生石灰时，下列说法正确的是( )
A．n(Ca2＋)增大 B．c(Ca2＋)减小
C．n(OH－)增大 D．c(OH－)不变
D [加入生石灰的前后都是石灰水的饱和溶液，所以c(Ca2＋)、c(OH－)保持不变，n(Ca2＋)、n(OH－)应该减小。]
4．下列有关实验原理或实验操作正确的是( )
A．电解精炼铜
B．测定双氧水分解速率
C．蒸干MgCl2溶液制备MgCl2固体
D．验证铁的吸氧腐蚀
D [粗铜为阳极，精铜为阴极，A项错误；应用分液漏斗控制反应速率，B项错误；由于Mg2＋的水解，应使用降温结晶的方法，C项错误；当导管液面上升，说明左侧具支试管中氧气参与反应，发生吸氧腐蚀，D项正确。]
5．下列说法正确的是( )
A．用牺牲阳极的阴极保护法保护钢铁水闸时，将钢铁水闸与石墨相连
B．22.4 L(标准状况)O2与1 mol Na充分反应，转移电子数为2×6.02×1023个
C．反应3Si(s)＋2N2(g)===Si3N4(s)能自发进行，则该反应的ΔH>0
D．由反应①CO(g)＋H2O(g)===CO2(g)＋H2(g) ΔH1，②CH4(g)＋H2O(g)===CO(g)＋3H2(g) ΔH2，则反应③CH4(g)＋CO2(g)===2CO(g)＋2H2(g)的ΔH＝ΔH2－ΔH1
D [用牺牲阳极的阴极保护法保护钢铁水闸时，应将钢铁水闸与一种比钢铁活泼的金属相连，A项错误；22.4 L(标准状况)O2与1 mol Na充分反应时，O2过量，则转移电子数为6.02×1023个，B项错误；由盖斯定律可得，②－①即得③，所以ΔH＝ΔH2－ΔH1，D项正确。]
6．(双选)下列装置(固定装置略去)或操作正确且能达到实验目的的是( )
CD [在中和热的测定实验中，温度计用于测量溶液的温度，所以温度计水银球应位于小烧杯的溶液中，A项错误；NaOH溶液为碱性溶液，应用碱式滴定管盛装NaOH溶液，B项错误；Zn比Cu活泼，Zn为负极，Cu为正极，电子从负极流向正极，含有盐桥的原电池中，金属电极材料与其盐溶液中金属阳离子为同一金属元素，装置正确且能达到实验目的，C项正确；用食盐水润湿的铁粉和碳粉发生吸氧腐蚀，装置中气体减少，压强减小，U型管中的红墨水向左侧移动，使左侧液面高于右侧液面，装置正确且能达到实验目的，D项正确。]
7．以SO2为原料，通过下列工艺可制备化工原料H2SO4和清洁能源H2。下列说法中不正确的是( )
A．该生产工艺中Br2被循环利用
B．在电解过程中，电解槽阴极附近溶液的pH变大
C．原电池中负极发生的反应为SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋
D．该工艺总反应的化学方程式表示为SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
D [SO2、Br2和H2O反应生成HBr和H2SO4，然后分离HBr和H2SO4，最后电解HBr溶液得到Br2和H2，结合流程可得，该生产工艺中Br2被循环利用，A正确；电解HBr溶液，阴极H＋得电子生成H2，消耗H＋，在电解过程中，电解槽阴极附近溶液的pH变大，B正确；原电池中负极发生失电子的氧化反应，电极反应式为SO2＋2H2O－2e－===SO＋4H＋，C正确；该工艺是以SO2为原料，制备H2SO4和H2，总反应为SO2＋2H2O===H2SO4＋H2，D不正确。]
8．下列离子因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的是( )
A．K＋、S2－、Al3＋、AlO
B．MnO、Na＋、SO、K＋
C．SO、Fe3＋、S2－、K＋
D．Fe2＋、Cl－、H＋、NO
A [A项，Al3＋与S2－、AlO能发生双水解反应；C项中的Fe3＋与S2－和D项中的Fe2＋、H＋、NO都因为发生氧化还原反应而不能大量共存。]
9．如图表示水中c(H＋)和c(OH－)的关系，下列判断错误的是( )
A．两条曲线间任意点均有c(H＋)·c(OH－)＝Kw
B．M区域内任意点均有c(H＋)＜c(OH－)
C．图中T1＜T2
D．XZ线上任意点均有pH＝7
D [任何水溶液中都有Kw＝c(H＋)·c(OH－)，因此两条曲线间任一点均有此关系，A项正确；XZ线上任意点溶液呈中性，M区域在XZ上方均有c(H＋)＜c(OH－)，B项正确；T1时Kw小于T2时Kw，则T1＜T2，C项正确；XZ线上任意点溶液呈中性，但只有在25 ℃时，pH＝7，D项错误。]
10．为研究沉淀的生成及其转化，某小组进行如下实验。关于该实验的分析不正确的是( )
A．①中浊液中存在平衡：Ag2CrO4(s)2Ag＋(aq)＋CrO(aq)
B．②中溶液变澄清原因：AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]OH＋2H2O
C．③中颜色变化说明有AgCl生成
D．该实验可以证明AgCl比Ag2CrO4更难溶
D [①中产生的红色沉淀是Ag2CrO4，则①中浊液中存在溶解平衡Ag2CrO4(s)2Ag＋(aq)＋CrO(aq)，A项正确；反应①中AgNO3过量，得到的上层清液中含有一定量的Ag＋，加入2 mol/L氨水时先发生反应Ag＋＋NH3·H2O===AgOH↓＋NH产生沉淀，后又发生反应AgOH＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]OH＋2H2O生成可溶于水的配合物而得到澄清溶液，故B项正确；浊液中含有Ag＋，加入KCl溶液后生成的白色沉淀一定是AgCl，C项正确；由于AgNO3过量，浊液中过量的Ag＋可与Cl－结合成AgCl沉淀，而不是发生沉淀的转化，所以不能证明AgCl比Ag2CrO4更难溶，D项错误。]
11．硼化钒(VB2)空气电池是目前储电能力最高的电池(如图所示)，电池总反应为4VB2＋11O2===4B2O3＋2V2O5，下列叙述错误的是( )
A．负极反应式为4VB2＋44OH－－44e－===2V2O5＋4B2O3＋22H2O
B．正极反应式为11O2＋44e－＋22H2O===44OH－
C．OH－由负极透过选择性透过膜向正极迁移
D．电子由硼化钒电极经负载流向电极a
C [从电池的总反应看，通入空气的一极(电极a)是电池的正极，电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－或11O2＋44e－＋22H2O===44OH－①，用电池的总反应减去①式即可得负极反应式：4VB2＋44OH－－44e－===2V2O5＋4B2O3＋22H2O，故A、B项正确；电池工作时，OH－应向负极迁移，C项错误；电子由负极经外电路流向正极，即由硼化钒电极经负载流向电极a，D项正确。]
12．普通电解精炼铜的方法所制备的铜中仍含杂质，利用下面的双膜(阴离子交换膜和过滤膜)电解装置可制备高纯度的Cu。下列有关叙述中正确的是( )
A．电极a为粗铜，电极b为精铜
B．甲膜为过滤膜，可阻止阳极泥及漂浮物杂质进入阴极区
C．乙膜为阴离子交换膜，可阻止杂质阳离子进入阴极区
D．当电路中通过1 mol电子时，可生成32 g精铜
D [由题意结合电解原理可知，电极a是阴极，为精铜，电极b是阳极，为粗铜，A项错误；甲膜为阴离子交换膜，可阻止杂质阳离子进入阴极区，B项错误；乙膜为过滤膜，可阻止阳极泥及漂浮物杂质进入阴极区，C项错误；当电路中通过1 mol电子时，可生成0.5 mol精铜，其质量为32 g，D项正确。]
13．测定0.1 mol·L－1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下。
时刻
①
②
③
④
温度/℃
25
30
40
25
pH
9.66
9.52
9.37
9.25
实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是( )
A．Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO＋H2OHSO＋OH－
B．④的pH与①不同，是由于SO浓度减小造成的
C．①→③的过程中，温度和浓度对水解平衡移动方向的影响一致
D．①与④的KW值相等
C [本题考查Na2SO3的还原性和温度对水解平衡的影响。①→③过程中Na2SO3不断转化为Na2SO4，SO浓度逐渐减小，使水解平衡向逆反应方向移动，而升高温度使水解平衡向正反应方向移动，故C不正确。]
14．25 ℃时，向100 mL 0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol·L－1 NaOH溶液，得到的溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图所示。下列说法错误的是( )
A．a点时溶液的pH<1
B．a点到b点的过程中，溶液的导电能力减弱
C．ab段上的点(不包括a点)均满足关系式：c(NH)＋c(Na＋)<2c(SO)
D．b点时离子浓度大小顺序为：c(Na＋)>c(SO)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)
D [a点为0.1 mol·L－1 NH4HSO4溶液，电离产生的氢离子浓度为0.1 mol·L－1，NH水解呈酸性，所以a点氢离子浓度大于0.1 mol·L－1，故A正确；b点加入的氢氧化钠恰好消耗完H＋，离子的物质的量不变，但溶液体积增大，浓度减小，导电能力减弱，故B正确；ab段上的点(不包括a点)，根据电荷守恒，均满足关系式：c(NH)＋c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(SO)＋c(OH－)，ab段上的点显酸性c(H＋)>c(OH－)，所以c(NH)＋c(Na＋)<2c(SO)，故C正确；b点恰好消耗完H＋，溶液中的溶质为等物质的量的(NH4)2SO4与Na2SO4，NH水解，c(Na＋)＝c(SO)>c(NH)>c(H＋)>c(OH－)，故D错误。]
15．常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H2X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所示。下列叙述错误的是( )
A．Ka2(H2X)的数量级为10－6
B．曲线N表示pH与lg 的变化关系
C．NaHX溶液中c(H＋)>c(OH－)
D．当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)＝c(H＋)
D [由H2XH＋＋HX－可知：Kal＝，则c(H＋)＝
，等式两边同取负对数可得：pH1＝－lgKal＋lg。同理，由HX－H＋＋X2－可得：pH2＝－lgKa2＋lg 。因1>Ka1>>Ka2，则－ lgKa1<－lgKa2。当lg ＝lg 时，有pH1
c(OH－)，C项正确。
由以上分析可知，HX－的电离程度大于其水解程度，故当溶液呈中性时，c(Na2X)>c(NaHX)，溶液中各离子浓度大小关系为c(Na＋)>c(X2－)>c(HX－)>c(OH－)＝c(H＋)，D项错误。]
16．LiH2PO4是制备电池的重要原料。室温下，LiH2PO4溶液的pH随c初始(H2PO)的变化如图1所示，H3PO4溶液中H2PO的分布分数δ随pH的变化如图2所示[δ＝]。
图1 图2
下列有关LiH2PO4溶液的叙述正确的是( )
A．溶液中存在3个平衡
B．含P元素的粒子有H2PO、HPO和PO
C．随c初始(H2PO)增大，溶液的pH明显变小
D．用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4
D [本题考查盐类的水解、弱电解质的电离等。LiH2PO4溶液中存在H2PO的水解平衡与电离平衡、水的电离平衡、HPO的电离平衡等，A不正确；LiH2PO4溶液中含P元素的粒子有H2PO、HPO、PO、H3PO4，B不正确；由图1可知当c初始(H2PO)大于10－1mol·L－1后，溶液的pH不再随c初始(H2PO)的变化而变化，C不正确；由图2可知H3PO4溶液的pH为4.66时，H2PO的分布分数为0.994，故用浓度大于1 mol·L－1的H3PO4溶液溶解Li2CO3，当pH达到4.66时，H3PO4几乎全部转化为LiH2PO4，D正确。]
备选
下表是25 ℃时某些盐的浓度积常数和弱酸的电离平衡常数，下列说法正确的是( )
化学式
AgCl
Ag2CrO4
CH3COOH
HClO
H2CO3
Ksp或Ka
Ksp＝
1．8×
10－10
Ksp＝
2．0×10－12
Ka＝
1．8×10－5
Ka＝
3．0×
10－8
Ka1＝
4．1×10－7
Ka2＝
5．6×10－11
A.相同浓度CH3COONa和NaClO的混合液中，各离子浓度的大小关系是c(Na＋)>c(ClO－)>c(CH3COO－)>c(OH－)>c(H＋)
B．碳酸钠溶液中滴加少量氯水的离子方程式：H2O＋2CO＋Cl2===2HCO＋Cl－＋ClO－
C．向0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)∶c(CH3COO－)＝9∶5，此时溶液pH＝5
D．向浓度均为1×10－3 mol·L－1的KCl和K2CrO4混合液中滴加1×10－3 mol·L－1的AgNO3溶液，CrO先形成沉淀
B [由电离平衡常数可知酸性：CH3COOH>HClO，则水解程度：CH3COO－c(ClO－
)，A错误；HClO的电离平衡常数大于HCO的电离平衡常数，所以HClO的酸性大于HCO的酸性，向Na2CO3溶液中滴加少量氯水，溶液中碳酸钠过量，盐酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠，次氯酸和碳酸钠反应生成碳酸氢钠和次氯酸钠，反应的离子方程式应为2CO＋Cl2＋H2O===Cl－＋ClO－＋2HCO，B正确；由CH3COOH的电离平衡常数可知：＝1.8×10－5，＝5∶9，则c(H＋)＝3.24×10－5 mol·L－1，C错误；c(Cl－)＝10－3 mol·L－1的溶液中，刚形成AgCl沉淀时，c(Ag＋)＝ mol·L－1＝1.8×10－7 mol·L－1，当c(CrO)＝10－3 mol·L－1时刚形成Ag2CrO4沉淀时的c(Ag＋)＝ mol·L－1＝2×10－5 mol·L－1>1.8×10－7 mol·L－1，所以Cl－先形成沉淀，D错误。]
二、非选择题(本题包括6小题，共52分)
17．(10分)某兴趣小组对氢氧化钠溶液和稀盐酸混合后的有关问题进行了如下探究：
【查阅资料】 下表是实验室中盐酸、氢氧化钠试剂瓶标签上的部分说明：
化学式
相对分子质量
盐酸
HCl
36.5
密度：1.20 g·mL－1，质量分数：36.5%，无色易挥发
氢氧化钠
NaOH
40
俗名：烧碱、火碱、苛性钠，易潮解的固体
【实验探究】
(1)配制溶液：甲同学配制100 mL 1.5 mol·L－1氢氧化钠溶液，乙同学取20 mL 36.5%的盐酸稀释到200 mL。甲为了证明氢氧化钠溶液与稀盐酸能发生化学反应，设计并完成了如下图所示的实验。
X溶液滴入的量一般为________，使用酸式滴定管前要检查活塞是否漏水的操作方法是__________________________________________________
___________________________________________________________
____________________________________________________。
(2)乙设计完成了另一个实验，以证明氢氧化钠溶液与盐酸能够发生反应。他在盛有20 mL稀盐酸的锥形瓶里，用碱式滴定管滴入氢氧化钠溶液，不断振荡溶液，同时用pH计测定溶液的pH，直到氢氧化钠溶液过量。则在滴定过程中，滴定终点附近的操作是________________________________________。
(3)你认为甲、乙两位同学的实验中，________(填“甲”“乙”或“甲和乙”)的实验能充分证明氢氧化钠与盐酸发生了反应。
(4)丙同学为了测定上述盐酸的物质的量浓度，进行了如下实验：在锥形瓶中加入已稀释的盐酸等，用碱式滴定管滴入甲配制的氢氧化钠溶液，测定的结果如下表：
测定次数
盐酸的体积/mL
氢氧化钠溶液的体积
滴定前刻度/mL
滴定后刻度/mL
1
25.00
1.02
21.03
2
25.00
2.00
21.99
3
25.00
0.20
20.20
据此通过计算可知实验测定的盐酸浓度与标签说明的浓度相比________(填“偏高”“偏低”或“相等”)。
解析：甲实验中使用的X溶液是酚酞试液。在滴定终点附近时，溶液的pH会发生突变，所以此时测定和记录pH的间隔要小，每加1滴测1次，并记录1次。甲实验中没有证明盐酸不能使酚酞溶液褪色。实验用去(NaOH)＝
＝20.00 mL，
根据c(HCl)·V(HCl)＝c(NaOH)·V(NaOH)得c(HCl)＝1.2 mol·L－1，故实验测得盐酸的物质的量浓度为c1＝12 mol·L－1，标签所示的浓度为c＝＝12 mol·L－1，两者相等。
答案：
(1)2～3滴 将活塞关闭，在滴定管内注入一定量的水，记下读数，静置约2 min，并观察液面是否下降，活塞周围及尖嘴处是否漏液；然后将活塞转动180°，再检查一次
(2)测试和记录pH的间隔要小，每加1滴测1次，并记录1次
(3)乙
(4)相等
18．(8分)联氨(N2H4)是一种无色的可燃液体。请回答下列问题：
(1)联氨是火箭的重要燃料。已知：
(a)N2H4(l)的燃烧热ΔH1＝－624.0 kJ·mol－1
(b)N2(g)＋2O2(g)===2NO2(g)
ΔH2＝－66.4 kJ·mol－1
(c)NO2(g)===N2O4(g)
ΔH3＝－28.6 kJ·mol－1
写出N2H4(l)在N2O4(g)中燃烧生成氮气和液态水的热化学方程式____________________________________________________。
(2)N2H4能使锅炉内壁的铁锈(主要成分为Fe2O3·xH2O)变成磁性氧化铁，从而可减缓锅炉锈蚀。反应过程中每生成0.1 mol磁性氧化铁，转移的电子数为________。
(3)联氨的制备方法有多种，尿素法是其中之一。在KMnO4的催化作用下，尿素CO(NH2)2和NaClO、NaOH溶液反应生成联氨、水和两种钠盐，写出该反应的化学方程式_________________________________________。
解析：(1)(a)的热化学方程式为N2H4(l)＋O2(g)===N2(g)＋2H2O(l) ΔH1＝－624.0 kJ·mol－1，N2H4(l)在N2O4(g)中燃烧生成氮气和液态水的热化学方程式为(d)2N2H4(l)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(l) ΔH4，方程式d＝2a－(b＋2c)，所以ΔH4＝2ΔH1－(ΔH2＋2ΔH3)＝－1 124.4 kJ·mol－1。
(2)磁性氧化铁为Fe3O4，Fe2O3·xH2O被N2H4还原为Fe3O4，铁的化合价从＋3价降低到＋8/3价，生成1 mol Fe3O4得到电子(3－8/3)×3×1 mol＝1 mol，所以生成0.1 mol磁性氧化铁转移的电子数为0.1×1×6.02×1023＝6.02×1022。
(3)KMnO4作催化剂，尿素CO(NH2)2和NaClO、NaOH溶液反应生成联氨、水和两种钠盐，据此可写出相应的化学方程式为CO(NH2)2
＋NaClO＋2NaOH===N2H4＋H2O＋NaCl＋Na2CO3。
答案：(1)2N2H4(l)＋N2O4(g)===3N2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－1 124.4 kJ·mol－1
(2)6.02×1022
(3)CO(NH2)2＋NaClO＋2NaOH===N2H4＋H2O＋NaCl＋Na2CO3
19．(8分)红矾钠(重铬酸钠：Na2Cr2O7·2H2O)是重要的基本化工原料，在印染工业、电镀工业和皮革工业中作助剂，在化学工业和制药工业中也用作氧化剂，应用领域十分广泛。
实验室中红矾钠可用铬铁矿(主要成分：FeO·Cr2O3)利用以下过程来制取。
(1)步骤Ⅰ中反应的化学方程式为4FeO·Cr2O3(s)＋8Na2CO3(s)＋7O2(g)8Na2CrO4(s)＋2Fe2O3(s)＋8CO2(g) ΔH＜0该反应的化学平衡常数的表达式为
____________________________________________________。
(2)在常温下该反应速率极慢，下列措施中能使反应速率增大的是________。
a．升高温度 B．及时转移生成的CO2
c．将原料粉碎 D．增加纯碱的用量
(3)步骤Ⅱ中所得溶液显碱性，其中除含有Na2CrO4外还含有铝、硅元素的化合物，它们的化学式可能是________、________。
(4)步骤Ⅲ需将溶液的pH调至7～8并煮沸，其目的是_________________。
(5)步骤Ⅳ酸化时，CrO转化为Cr2O，写出平衡转化的离子方程式：____________________________________________________。
解析：(1)在4FeO·Cr2O3(s)＋8Na2CO3(s)＋7O2(g)8Na2CrO4(s)＋2Fe2O3(s)＋8CO2(g)中，FeO·Cr2O3、Na2CO3、Na2CrO4、Fe2O3均为固体，则该反应的化学平衡常数表达式为K＝c8(CO2)/c7(O2)。
(2)升高温度，可以加快反应速率，a正确；及时转移生成的CO2，CO2的浓度减小，反应速率减慢，b错误；将原料粉碎可以增大固体的接触面积，加快反应速率，c正确；因纯碱是固体，所以增加纯碱的用量，不能改变反应速率，d错误。
(3)铬铁矿的主要成分是FeO·Cr2O3，还含有Al2O3、SiO2等杂质，步骤Ⅱ中所得溶液显碱性，为了不引入新的杂质，说明步骤Ⅱ
中加入的物质是氢氧化钠，Al2O3、SiO2能和氢氧化钠反应分别生成偏铝酸钠和硅酸钠。
(5)步骤Ⅳ酸化时，CrO转化为Cr2O，该反应的离子方程式为2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O。
答案：(1)K＝c8(CO2)/c7(O2) (2)ac (3)NaAlO2 Na2SiO3
(4)除去AlO、SiO等杂质
(5)2CrO＋2H＋===Cr2O＋H2O
20．(6分)(1)已知KI溶液与Pb(NO3)2溶液混合后可形成沉淀PbI2，此沉淀的Ksp＝7.0×10－9。现将等体积的KI溶液与Pb(NO3)2溶液混合，若原KI溶液的浓度为1×10－2mol·L－1，则生成沉淀所需原Pb(NO3)2溶液的最小浓度为________。
(2)将10 mL 0.01 mol·L－1BaCl2溶液和10 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液混合，混合后溶液中Ag＋的浓度为___________________________________。
[Ksp(AgCl)＝1.8×10－10]
(3)已知pC类似pH是指极稀溶液中，溶质物质的量浓度的常用对数负值。如某溶液溶质的浓度为1×10－3 mol·L－1，则该溶液中溶质的pC＝－lg(1×10－3)＝3。现向0.2 mol·L－1的Ba(OH)2溶液中通入CO2气体，沉淀开始产生时，溶液中CO的pC值为______。[已知lg2＝0.3，Ksp(BaCO3)＝5.0×10－9]
解析：(1)因为c2(I－)×c(Pb2＋)＝Ksp(PbI2)＝7.0×10－9，原KI溶液的浓度为1×10－2mol·L－1，则生成沉淀所需原Pb(NO3)2溶液的最小浓度为c[Pb(NO3)2]＝2c(Pb2＋)＝mol·L－1＝5.6×10－4mol·L－1。
(2)10 mL 0.01 mol·L－1BaCl2溶液中Cl－的物质的量为0.000 2 mol,10 mL 0.01 mol·L－1 AgNO3溶液中Ag＋的物质的量为0.000 1 mol，混合后反应生成AgCl沉淀，剩余Cl－的物质的量为0.000 1 mol，因为Ksp(AgCl)＝1.8×10－10，则混合后溶液中Ag的浓度满足c(Ag＋)×0.005 mol·L－1＝1.8×10－10，则c(Ag＋)＝3.6×10－8mol·L－1。
(3)因为Ksp(BaCO3)＝5.0×10－9，则c(Ba2＋)×c(CO)＝5.0×10－9，c(CO)＝mol·L－1＝2.5×10－8mol·L－1，则该溶液中溶质的pC＝－lg(2.5×10－8)＝7＋2lg2＝7.6。
答案：(1)5.6×10－4 mol·L－1 (2)3.6×10－8 mol·L－1 (3)7.6
21．(8分)如图甲、乙是电化学实验装置。请回答下列问题：
甲 乙
(1)若两池中均盛放饱和NaCl溶液。
①甲池中铁棒的电极反应式为__________________________________。
②将湿润的淀粉碘化钾试纸放在乙烧杯上方，发现试纸先变蓝后褪色，这是因为电解生成的某种气体A氧化了生成的碘。已知反应中A气体和I2的物质的量之比为5∶1，且生成两种酸。该反应的化学方程式为________________________________。
(2)若两池中均盛放CuSO4溶液，反应一段时间后：
①甲池中石墨棒上的电极反应式为________________________________。
②如果起始时乙池盛有200 mL pH＝5的CuSO4溶液(25 ℃)，一段时间后溶液蓝色变浅，测定其pH变为1(不考虑体积变化)，若要使溶液恢复到电解前的状态，可向溶液中加入______(填写物质的化学式)______g。
解析：甲为原电池，乙为电解池。当溶液均为NaCl溶液时甲池发生吸氧腐蚀，乙池为电解饱和NaCl溶液，生成H2、Cl2和NaOH。氯气氧化碘可根据题给信息及得失电子守恒确定生成的酸为碘酸和盐酸。当溶液均为CuSO4溶液时，甲池中Fe为负极，石墨为正极，石墨极上发生铜离子得电子的还原反应，乙池电解后铜离子仍有剩余，故根据电解的总方程式可知加入的氧化铜的物质的量为氢离子的0.5倍，由于生成的H＋较多，可忽略原有酸性，直接根据电解后的溶液进行计算：m(CuO)＝×80 g·mol－1＝0.8 g(或1.24 g CuCO3)。
答案：(1)①Fe－2e－===Fe2＋
②5Cl2＋I2＋6H2O===10HCl＋2HIO3
(2)①Cu2＋＋2e－===Cu
②CuO(或CuCO3) 0.8(或1.24)
22．(12分)(1)已知25 ℃时弱电解质的电离平衡常数：Ka(CH3COOH)＝1.8×10－5，Ka(HSCN)＝0.13。使20 mL 0.10 mol·L－1的CH3COOH溶液和20 mL
0.10 mol·L－1的HSCN溶液分别与20 mL 0.10 mol·L－1的NaHCO3溶液反应，实验测得产生的CO2气体体积(V)与时间(t)的关系如图所示。
①反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是____________
____________________________________________________。
②反应结束后，所得溶液c(SCN－)________c(CH3COO－)(填“>”“＝”或“<”)。
(2)现有2.0×10－3 mol·L－1的氢氟酸溶液，调节溶液pH(忽略调节时体积变化)，测得25 ℃时平衡体系中c(F－)、c(HF)与溶液pH的关系如图所示：
25 ℃时，HF的电离平衡常数Ka(HF)＝_____________________________
________________________________________________________________(列式求值)。
(3)已知：25 ℃时，HCOOH的电离平衡常数K＝1.77×10－4，H2CO3的电离平衡常数K1＝4.4×10－7，K2＝4.7×10－11。下列说法正确的是________(填字母)。
A．向Na2CO3溶液中加入甲酸溶液无明显现象产生
B．25 ℃时，向甲酸溶液中加入NaOH溶液，甲酸的电离程度和K均增大
C．向0.1 mol·L－1甲酸溶液中加入蒸馏水，增大
D．向碳酸中加入NaHCO3固体，溶液的pH、溶液中c(HCO)均增大
解析：(1)①弱电解质的电离平衡常数越大，其溶液中电离出的离子浓度越大，故反应开始时，两种溶液产生CO2的速率明显不同的原因是Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)越大反应速率越快。②因为反应结束后，两种溶液中溶质分别为CH3
COONa和NaSCN，CH3COOH的酸性弱于HSCN，则CH3COO－比SCN－更易结合H＋，故c(SCN－)>c(CH3COO－)。 (2)pH＝4时，c(H＋)＝1×10－4 mol·L－1，c(F－)＝1.6×10－3 mol·L－1，c(HF)＝4.0×10－4 mol·L－1，由电离平衡常数的定义可知Ka(HF)＝＝＝4×10－4。(3)由HCOOH和H2CO3的电离平衡常数可知，HCOOH的酸性比H2CO3的强，所以向Na2CO3溶液中加入甲酸溶液时，CO与HCOOH反应产生CO2气体，A错误；向甲酸溶液中加入NaOH溶液时，OH－与H＋结合而使HCOOH的电离平衡正向移动，HCOOH的电离程度增大，但K只与温度有关，其值不变，B错误；向HCOOH溶液中加入蒸馏水时，HCOOH的电离程度增大。设HCOOH的电离度为α，则＝，加水稀释的过程中，α增大，故增大，C正确；向碳酸中加入NaHCO3固体时，溶液中的c(HCO)增大，H2CO3的电离平衡逆向移动，溶液中的c(H＋)减小，溶液的pH增大，D正确。
答案：(1)①Ka(HSCN)>Ka(CH3COOH)，溶液中c(H＋)：HSCN>CH3COOH，c(H＋)越大反应速率越快
②> (2)＝＝4×10－4 (3)CD
