2025年蘇科版選修4化學上冊階段測試試卷

…………○…………內(nèi)…………○…………裝…………○…………內(nèi)…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………※※請※※不※※要※※在※※裝※※訂※※線※※內(nèi)※※答※※題※※…………○…………外…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………第=page22頁，總=sectionpages22頁第=page11頁，總=sectionpages11頁2025年蘇科版選修4化學上冊階段測試試卷262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8題，共16分)1、下列事實____能用勒夏特列原理解釋的是A.開啟啤酒瓶后，瓶中馬上泛起大量泡沫B.H2、I2、HI混合氣體加壓后顏色變深C.紅棕色的NO2加壓后顏色先變深再變淺D.工業(yè)上生產(chǎn)硫酸的過程中使用過量的空氣，以提高二氧化硫的利用率2、已知可逆反應2NO2(g)N2O4(g)中NO2、N2O4的消耗速率與其濃度存在如下關(guān)系：v(NO2)=k1c2(NO2)，v(N2O4)=k2c(N2O4)(其中k1、k2是只與溫度有關(guān)的常數(shù))；一定溫度下根據(jù)上述關(guān)系式建立如圖關(guān)系。下列說法正確的是。

A.圖中A點表示該反應達到化學平衡狀態(tài)B.若某溫度時k1=k2，則該溫度下反應的平衡常數(shù)K=0.5C.在1L密閉容器中充入1molNO2，平衡時：c(NO2)+c(N2O4)=1mol?L-1D.在1L密閉容器中充入1molNO2，當c(NO2)=c(N2O4)時，NO2的轉(zhuǎn)化率是33.3%3、在相同溫度時，100mL0.01mol?L-1的醋酸溶液與10mL0.1mol?L-1的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值中，前者小于后者的是A.H+的物質(zhì)的量B.醋酸的電離平衡常數(shù)C.中和時所需NaOH的量D.CH3COOH的物質(zhì)的量4、常溫下，某溶液中由水電離的c(H+)=1×10-13mol/L；該溶液可能是()

①二氧化硫水溶液②氯化鉀水溶液③硝酸鈉水溶液④氫氧化鈉水溶液A.①④B.①②C.②③D.③④5、下列溶液中各微粒的濃度關(guān)系正確的是()A.等pH的氨水、KOH溶液、Ba(OH)2溶液中：c(NH4+)＝c(K＋)>c(Ba2＋)B.將10mL0.1mol·L－1Na2CO3溶液逐滴滴加到10mL0.1mol·L－1鹽酸中：c(Na＋)>c(Cl－)>c(HCO3-)>c(CO32-)C.向NH4HCO3溶液中滴加NaOH溶液至pH＝7：c(NH4+)＋c(Na＋)＝c(HCO3-)＋c(CO32-)D.0.2mol·L－1的某一元弱酸HA溶液和0.1mol·L－1NaOH溶液等體積混合后的溶液：2c(OH－)＋c(A－)＝2c(H＋)＋c(HA)6、下列關(guān)于0.5mol·L－1NaHCO3溶液的說法正確的是A.溶質(zhì)的電離方程式為NaHCO3＝Na++H++CO32－B.溫度升高，c(HCO3－)增大C.加水稀釋后，n(H+)與n(OH－)的乘積變大D.離子濃度關(guān)系：c(Na+)+c(H+)＝c(OH－)+c(HCO3－)+c(CO32－)7、常溫下，在“H2S—HS-—S2-”的水溶液體系中，H2S、HS-、S2-三種微粒的物質(zhì)的量分數(shù)隨溶液pH變化（僅用H2S和NaOH調(diào)節(jié)pH)的關(guān)系如圖所示。下列說法正確的是。

A.Kal(H2S)的數(shù)量級為10-6B.NaHS溶液中，c(Na+)>c(HS-)>c(S2-)>c(H2S)C.當體系呈中性時，>D.加入Na2S沉降廢水中的Cu2+，廢水的pH對沉降效果沒有影響8、已知Ksp（Mg(OH)2）=1.8×10-11，則：Mg(OH)2在水中的溶解的濃度為A.2.6×10-4mol/LB.1.7×10-4mol/LC.4.2×10-6mol/LD.3.2×10-22mol/L評卷人得分二、多選題(共5題，共10分)9、一定溫度下，在三個體積均為1.0L的恒容密閉容器中發(fā)生反應：2CH3OH(g)CH3OCH3(g)+H2O(g)。容器編號溫度(℃)起始物質(zhì)的量(mol)平衡物質(zhì)的量(mol)CH3OH(g)CH3OCH3(g)H2O(g)CH3OCH3(g)H2O(g)Ⅰ3870.200.0800.080Ⅱ3870.40Ⅲ2070.200.0900.090

A.該反應的正方應為放熱反應B.達平衡時，容器Ⅱ中CH3OCH3的濃度大于0.16mol/LC.達平衡時，容器Ⅲ中比容器Ⅱ中的大D.若起始時向容器Ⅰ中充入CH3OH(g)0.30mol、CH3OCH3(g)1.50mol和H2O(g)0.30mol，則反應將向逆反應方向進行10、草酸（H2C2O4）是一種二元弱酸。常溫下向H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液里lgX[X表示或]隨pH的變化關(guān)系如圖所示。下列說法不正確的是。

A.由圖可知H2C2O4的K2的數(shù)量級是10-5B.b點為恰好完全反應點C.c(HC2O4-)＞c(C2O42-)＞c(H2C2O4)對應1.22＜pH＜4.19D.c(Na+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)對應pH=711、時，將溶液逐滴滴加到溶液中，所得溶液的與滴加的體積關(guān)系如右圖所示。下列指定溶液濃度關(guān)系說法正確的是。

已知：時的

A.點所得溶液中：B.點所得溶液中：C.點所得溶液中：D.點所得溶液中：12、下列溶液中微粒的物質(zhì)的量濃度關(guān)系正確的是（）A.氯水中：c(Cl2)=2c(ClO-)+2c(Cl-)+2c(HClO)B.Na2CO3溶液：c(OH-)-c(H+)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)C.等濃度的NaClO、NaHCO3混合溶液中：c(HClO)+c(ClO-)=c(HCO3-)+c(H2CO3)D.室溫下，向0.01mol/LNH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：c(Na+)＞c(SO42-)＞c(NH4+)＞c(OH-)=c(H+)13、已知25℃時有關(guān)弱酸的電離平衡常數(shù)：

。弱酸化學式。

CH3COOH

HCN

H2CO3

電離平衡常數(shù)（25℃）

1.8×l0-5

4.9×l0-10

Ki1=4.3×l0-7Ki2=5.6×l0-11

則下列有關(guān)說法正確的是A.等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為：pH（NaCN）<pH（Na2CO3）<pH（CH3COONa）B.amol/LHCN溶液與bmol/LNaOH溶液等體積混合后，所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，則b一定大于aC.往冰醋酸中逐滴加水的過程中，醋酸的電離程度逐漸增大D.NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，一定存在c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(HCO3－)+2c(CO32－)評卷人得分三、填空題(共8題，共16分)14、0.1molCl2與焦炭、TiO2完全反應，生成一種還原性氣體和一種易水解成TiO2·xH2O的液態(tài)化合物，放熱4.28kJ，該反應的熱化學方程式為__________。15、現(xiàn)己知N2(g)和H2(g)反應生成1molNH3(g)過程中能量變化如圖所示：

根據(jù)下列鍵能數(shù)據(jù)計算N-H鍵鍵能為____________kJ/mol。

?；瘜W鍵。

H-H

N≡N

鍵能(kJ/mol)

436

946

16、下表中的數(shù)據(jù)是破壞1mol物質(zhì)中的化學鍵所消耗的能量：。物質(zhì)Cl2Br2I2HClHBrHIH2能量/kJ243193151432366298436

根據(jù)上述數(shù)據(jù)回答下列問題：

(1)下列物質(zhì)中本身具有的能量最低的是_______(填字母)。

A.H2B.Cl2C.Br2D.I2

(2)下列氫化物中最穩(wěn)定的是_______(填字母)。

A.HClB.HBrC.HI

(3)(X代表Cl、Br、I)的反應是_______(填“吸熱”或“放熱”)反應。

(4)相同條件下，X2(X代表Cl、Br、I)分別與氫氣反應，當消耗等物質(zhì)的量的氫氣時，放出的熱量最多的是_______。17、將4molN2O4放入2L恒容密閉容器中發(fā)生反應N2O4(g)2NO2(g)，平衡體系中N2O4的體積分數(shù)（Φ）隨溫度的變化如圖所示：

（1）D點v(正)____v(逆)（填“＞；＜或=”）。

（2）A、B、C三點中平衡常數(shù)K的值最大的是____點。T2時N2O4的平衡轉(zhuǎn)化率為____；若平衡時間為5s，則此時間內(nèi)的N2O4平均反應速率為____。

（3）若其條件不變，在T3原平衡基礎上，再加入一定量NO2，達到新平衡時，與原平衡相比，NO2的體積分數(shù)____（填“增大、不變或減小”）。18、按要求回答下列問題。

（1）寫出氮化鎂的化學式________。

（2）寫出的離子結(jié)構(gòu)示意圖________。

（3）寫出醋酸在水溶液中的電離方程式________。

（4）寫出溴水使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{的化學方程式________。19、按照要求回答下列問題。

（1）硫酸鐵溶液顯酸性的原因_____（用離子方程式表示）．

（2）物質(zhì)的量濃度相同的醋酸和氫氧化鈉溶液混合溶液中c（CH3COO﹣）=c（Na+），則混合后溶液顯_____性．

（3）濃度均為0.1mol/L①氯化銨②醋酸銨③硫酸氫銨④氨水四種溶液中，c（NH4+）由大到小的順序_____（填序號）．

（4）將化合物A的蒸氣1mol充入0.5L容器中加熱分解：2A（g）?B（g）+nC（g），反應到3min時，容器內(nèi)A的濃度為0.8mol/L，測得這段時間內(nèi)，平均速率ν（C）=0.6mol/（L?min），則化學方程式中的n值為_____，ν（B）=_____，此時A的分解率為_____．20、(1)在0.5mol/L的NaHSO3溶液中滴入石蕊，溶液變紅。該溶液中HSO3－的電離程度______HSO3－的水解程度。（填＞；＜或＝）

(2)物質(zhì)的量濃度相同的①氨水；②氯化銨；③碳酸氫銨；④硫酸氫銨；⑤硫酸銨5種溶液中，c（NH4+）的大小順序是__________________。（用序號從大到小表示）21、（1）25°C時，若向amol·L－1的HA溶液中，滴加等體積的bmol·L－1的NaOH溶液，使溶液呈中性，用含a的代數(shù)式表示HA的電離平衡常數(shù)Ka＝____________。

（2）25°C時，將amol·L－1的氨水與0.01mol·L－1的鹽酸等體積混合，反應完后溶液中c(NH4+)＝c(Cl－)，則溶液顯_____性（填“酸”、“堿”或“中”），用含a的代數(shù)式表示NH3·H2O的電離平衡常數(shù)Kb＝____________。評卷人得分四、判斷題(共1題，共3分)22、向溶液中加入少量水，溶液中減小。(____)評卷人得分五、結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(共3題，共6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(guān)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(shù)，與溫度、催化劑有關(guān))。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(zhuǎn)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(zhuǎn)化率為a，CH3OH的物質(zhì)的量為bmol，則此溫度下反應Ⅲ的平衡常數(shù)Kx=_______[寫出含有a、b的計算式；對于反應為物質(zhì)的量分數(shù)。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(zhì)的量分數(shù)為_______(結(jié)果保留兩位有效數(shù)字)。

(3)反應Ⅲ可能的反應歷程如圖所示。

注：方框內(nèi)包含微粒種類及數(shù)目；微粒的相對總能量(括號里的數(shù)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(jié)果保留2位小數(shù))。(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(guān)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(zhì)的量大小關(guān)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(shù)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8題，共16分)1、B【分析】【分析】

如果改變影響平衡的1個條件；平衡就向能夠減弱這種改變的方向進行，中這就是勒夏特列原理，該原理適用于所有的平衡體系。

【詳解】

A；開啟啤酒瓶后；越強減小，氣體的溶解度減小，因此瓶中馬上泛起大量泡沫，A可以用勒夏特列原理解釋；

B、反應H2＋I22HI是體積不變的可逆反應，因此H2、I2；HI混合氣體加壓后平衡不移動；但單質(zhì)碘的濃度增大，因此顏色變深，B不能用勒夏特列原理解釋；

C、NO2存在平衡關(guān)系2NO2N2O4，因此紅棕色的NO2加壓后平衡向正反應方向移動；所以顏色先變深再變淺，C可以用勒夏特列原理解釋；

D、SO2與氧氣反應的方程式為2SO2＋O22SO3，增大氧氣的濃度平衡向正反應方向移動，因此SO2的轉(zhuǎn)化率增大；D可以用勒夏特列原理解釋.

答案選B。2、B【分析】【分析】

由圖中可知，交點A表示消耗的速率v(N2O4)=v(NO2)，與該反應達到平衡狀態(tài)時的速率關(guān)系作比較，即可判斷反應是否達到平衡；由題給v(NO2)=k1c2(NO2)，v(N2O4)=k2c(N2O4)結(jié)合k1=k2，求該溫度下反應的平衡常數(shù)；根據(jù)氮守恒c(NO2)+2c(N2O4)=1mol·L-1；用三段式可求NO2轉(zhuǎn)化率。

【詳解】

A．圖中，交點A表示的消耗速率v(N2O4)=v(NO2)，而達到平衡時NO2的消耗速率應該是N2O4消耗速率的2倍，v(NO2)=2v(N2O4)，因此此時v逆<v正；所以反應向正反應方向移動，故A錯誤；

B．由v(NO2)=k1c2(NO2)，v(N2O4)=k2c(N2O4)結(jié)合k1=k2，可知=所以=0.5=K；故B正確；

C．根據(jù)氮守恒，平衡時c(NO2)+2c(N2O4)=1mol?L-1；故C錯誤；

D．

所以1-2a=a，則a=NO2的轉(zhuǎn)化率是×100%=66.6%；故D錯誤；

答案選B。3、D【分析】【分析】

根據(jù)題中醋酸溶液可知；本題考查弱電解質(zhì)的電離，運用弱電解質(zhì)在水溶液中的電離平衡分析。

【詳解】

A.由n=cV可知，100mL0.01mol/L的醋酸溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量為0.001mol，10mL0.1mol/L的醋酸溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量為0.001mol，但后者的濃度大，電離程度小，產(chǎn)生的H+的物質(zhì)的量小；故A錯誤；

B.因相同溫度；則醋酸的電離平衡常數(shù)相同，故B錯誤；

C．由于溶質(zhì)n（CH3COOH）都為0.001mol；中和時所需NaOH的量應相同，故C錯誤；

D.由n=cV可知，100mL0.01mol/L的醋酸溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量為0.001mol，10mL0.1mol/L的醋酸溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量為0.001mol，但前者濃度小，電離程度大，前者的CH3COOH的物質(zhì)的量?。还蔇正確；

答案選D。

【點睛】

醋酸為弱電解質(zhì)，濃度不同，電離程度不同，濃度越大，電離程度越小；電離平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)。4、A【分析】【分析】

酸、堿或強酸酸式鹽都抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，常溫下，水電離產(chǎn)生的c(H+)=1×10-7mol/L，常溫下，某溶液中由水電離的c(H+)=1×10-13mol/L＜1×10-7mol/L；說明水的電離受到抑制，說明為酸溶液或堿溶液，據(jù)此分析解答。

【詳解】

①SO2在水溶液中與水反應產(chǎn)生H2SO3，是酸溶液，電離產(chǎn)生H+；使水的電離平衡逆向移動，對水的電離有抑制作用，①正確；

②KCl溶液是強酸強堿鹽溶液；不水解，對水的電離無影響，②錯誤；

③NaNO3溶液是強酸強堿鹽溶液；不能水解，對水的電離無影響，③錯誤；

④NaOH溶液是強堿溶液，電離產(chǎn)生OH-；使水的電離平衡逆向移動，對水的電離有抑制作用，④正確；

綜上所述可知：對水電離其抑制作用的是①④；故合理選項是A。

【點睛】

本題考查了酸或堿對水的電離的影響，應注意的是酸或堿對水的電離有抑制作用，鹽類的水解對水的電離有促進作用。5、D【分析】試題解析：A．KOH為一元強堿，而Ba（OH）2為二元強堿，等pH時，c（K+）＞c（Ba2+），故A錯誤；B．將10mL0．lmol?L-1Na2CO3溶液逐滴滴加到10mL0．lmol?L-1鹽酸中，發(fā)生反應生成二氧化碳和水，碳酸鈉過量，應為c（CO32-）＞c（HCO3-），故B錯誤；C..NH4HCO3溶液呈堿性，滴加NaOH溶液pH不可能等于7，故C錯誤；D.0.2mol?L-1的某一元弱酸HA溶液和0．lmol?L-1NaOH溶液等體積混合后的溶液中存在物料守恒：c（A-）+c（HA）=2c（Na+），電荷守恒：c（OH-）+c（A-）=c（H+）+c（Na+），二者聯(lián)式可得2c（OH-）+c（A-）=2c（H+）+c（HA）；故D正確．

考點：離子濃度大小的比較6、C【分析】【詳解】

A．碳酸氫鈉完全電離出鈉離子和碳酸氫根離子，電離方程式為：NaHCO3=Na++HCO3-，HCO3-只能部分電離；故A錯誤；

B．碳酸氫鈉中碳酸氫根離子會發(fā)生水解，升高溫度，水解程度增加，所以c(HCO3-)減?。还蔅錯誤；

C．加水稀釋，促進碳酸氫根離子水解，水電離出的氫離子和氫氧根離子的物質(zhì)的量會增加，所以溶液中n(H+)與n(OH-)的乘積變大；故C正確；

D．在溶液中存在電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)；故錯D誤；

故選C。7、C【分析】【分析】

根據(jù)多元弱酸的電離，一級電離遠遠大于二級電離，故第一個交點對應c(HS-)和c(H2S)，第二個交點對應c(HS-)和c(S2-)；再結(jié)合具體問題進行分析。

【詳解】

A．c(HS?)=c(H2S)時，Ka1(H2S)==c(H+)=10?6.9，數(shù)量級為10-7；故A錯誤；

B．c(HS-)和c(S2-)時，Ka2(H2S)==c(H+)=10?13，NaHS溶液中，Kh===10-7.1>Ka2(H2S)=10?13，溶液呈堿性，說明HS?水解程度大于電離程度，則c(S2?)2S)；故B錯誤；

C．溶液呈中性時，c(H+)=c(OH-)，c(HS?)>c(H2S)，則>1、根據(jù)電荷守恒得c(Na+)=c(HS?)+2c(S2?)，所以=1，則>故C正確；

D．當加入Na2S沉降廢水中的Cu2+，溶液中c(Cu2+)減小，Cu2+水解程度較??；則溶液的pH增大，故D錯誤；

答案選C。

【點睛】

第一個交點，pH為6.9時，對應酸的一級電離；第二個交點，pH為13.0，對應酸的二級電離；再結(jié)合弱酸根的電離、水解判斷離子的濃度關(guān)系。8、B【分析】【詳解】

設Mg(OH)2在水中溶解的濃度為x，則有c(Mg2+)、c(OH-)分別為x、2x，由Ksp[Mg(OH)2]=c(Mg2+)·c2(OH-)=4x3=1.8×10-11，可得：x=1.7×10-4mol/L；故B正確。

故選B。二、多選題(共5題，共10分)9、AD【分析】【詳解】

A．對比I、Ⅲ可知，升高溫度CH3OCH3(g)的物質(zhì)的量減??；說明升高溫度，平衡逆向移動，而升高溫度，化學平衡向吸熱反應移動，故該反應的正反應為放熱反應，A正確；

B．Ⅱ等效為Ⅰ中平衡基礎上壓強增大一倍，該反應是氣體體積不變的反應，增大壓強化學平衡不移動，因此容器Ⅰ中的CH3OH體積分數(shù)與容器Ⅱ中的相等。I中平衡時CH3OCH3的物質(zhì)的量是0.080mol，則容器Ⅱ中CH3OCH3的物質(zhì)的量為n(CH3OCH3)=2×0.080mol=0.16mol。反應容器是1L，則II達到平衡時CH3OCH3的物質(zhì)的量濃度為c(CH3OCH3)==0.16mol/L；B錯誤；

C．II中達到平衡時，c(CH3OCH3)==0.16mol/L，c(CH3OH)==0.08mol/L，=0.5；III中達到平衡時，c(CH3OCH3)==0.090mol/L，c(CH3OH)==0.020mol/L，=0.222＜0.25，所以達平衡時，容器Ⅲ中比容器Ⅱ中的??；C錯誤；

D．容器Ⅰ中平衡時c(CH3OCH3)=c(H2O)==0.080mol/L，c(CH3OH)==0.04mol/L，容器Ⅰ中化學平衡常數(shù)K1==4，若起始時向容器Ⅰ中充入CH3OH(g)0.30mol、CH3OCH3(g)1.50mol和H2O(g)0.30mol，由于容器的容積是1L，則物質(zhì)的濃度與其物質(zhì)的量在數(shù)值上相等，此時濃度商Qc==5＞4=K；則反應將向逆反應方向進行，D正確；

故合理選項是AD。10、BC【分析】【分析】

H2C2O4溶液中加堿，起初發(fā)生反應H2C2O4+OH-=HC2O4-+H2O，后來發(fā)生反應HC2O4-+OH-=C2O42-+H2O，所以曲線Ⅰ為lgX[X表示]，曲線Ⅱ為lgX[X表示]。

【詳解】

A．在圖中b點，lg=0，pH=4.19，H2C2O4的K2==10-4.19，數(shù)量級是10-5；A正確；

B．在b點，=1，則c(HC2O4-)=c(C2O42-)，所以反應結(jié)束時HC2O4-只有一部分與OH-反應；B不正確；

C．在pH=1.22稍后區(qū)域，c(HC2O4-)＞c(H2C2O4)＞c(C2O42-)，在pH=4.19稍前區(qū)域，c(HC2O4-)＞c(C2O42-)＞c(H2C2O4)；C不正確；

D．pH=7時，c(H+)＝c(OH-)，根據(jù)電荷守恒可知c(Na+)=c(HC2O4-)+2c(C2O42-)；D正確；

故選BC。11、CD【分析】【詳解】

A．當向溶液中滴加極少量NaOH時，溶液中c(Na+)極小，此時c(H+)>c(Na+)，但隨著NaOH的滴加，c(Na+)變大c(H+)變小，最終c(H+)<c(Na+)，a點未告知滴加氫氧化鈉的量無法判斷c(H+)和c(Na+)的大小關(guān)系；故A錯誤；

B．b點溶液中溶質(zhì)為H2SO3和NaHSO3，存在電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH?)+c(HSO3?)+2c(SO32?)，此時溶液顯酸性，所以c(H+)>c(OH?)，則c(Na+)<c(HSO3?)+2c(SO32?)；故B錯誤；

C．Ka2=則Ka2=10-7.19，c點溶液pH=4.52，即c(H+)=10-4.52mol/L，所以故C正確；

D．d點加入0.1mol/LNaOH溶液40mL，恰好與亞硫酸鈉完全反應，溶液中的溶質(zhì)為Na2SO3，存在質(zhì)子守恒c(OH?)=c(H+)+c(HSO3?)+2c(H2SO3)；故D正確；

故答案為CD。12、BD【分析】【詳解】

A．氯水中未反應的氯氣分子與反應掉的氯氣沒有明確的數(shù)量關(guān)系，并不存在c(Cl2)=2c(ClO-)+2c(Cl-)+2c(HClO)，故A錯誤；

B．任何電解質(zhì)溶液中都存在電荷守恒和物料守恒，根據(jù)電荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)，根據(jù)物料守恒得c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3)，所以得c(OH-)-c(H+)=c(HCO3-)+2c(H2CO3)(即質(zhì)子守恒)，故B正確；

C．任何電解質(zhì)溶液中都存在物料守恒，根據(jù)物料守恒得c(HClO)+c(ClO-)=c(HCO3-)+c(H2CO3)+c(CO32-)=c(Na+)，故C錯誤；

D．溶液呈中性，則c(OH-)=c(H+)，如果二者以1：1反應，則溶質(zhì)為硫酸鈉、硫酸銨，溶液呈酸性，所以要使混合溶液呈中性，氫氧化鈉要過量，銨根離子易水解，結(jié)合物料守恒得c(Na+)＞c(SO42-)＞c(NH4+)，溶液中水的電離程度很小，所以離子濃度大小順序是c(Na+)＞c(SO42-)＞c(NH4+)＞c(OH-)=c(H+)，故D正確；

故選：BD。13、CD【分析】【詳解】

A.電離常數(shù)越大，酸性越強，其鹽的水解程度越小，鈉鹽溶液的pH越小，酸性排序為所以其鹽的水解程度：等物質(zhì)的量濃度的各溶液pH關(guān)系為：pH(CH3COONa)<pH(NaCN)<pH(Na2CO3)；A錯誤；

B.amol/LHCN溶液與bmol/LNaOH溶液等體積混合后，所得溶液中含有Na＋、CN－、H＋、OH－，溶液電中性，則已知所得溶液中c(Na＋)＞c(CN－)，則c(OH－)＞c(H＋)，溶液呈堿性，則b未必大于a，例如，b=a；恰好反應得到NaCN溶液，因水解呈堿性，B錯誤；

C.往冰醋酸中逐滴加水的過程中；因稀釋促進電離，醋酸的電離程度逐漸增大，C正確；

D.NaHCO3和Na2CO3混合溶液中，溶液呈電中性，則一定存在c(Na＋)+c(H＋)=c(OH－)+c(HCO3－)+2c(CO32－)；D正確；

答案選CD。

【點睛】

判斷B的關(guān)鍵就是應用電中性原理、結(jié)合Na＋、CN－的濃度關(guān)系，判斷出氫離子、氫氧根離子濃度相對大小，從而判斷出溶液的酸堿性，從而進一步推測出溶質(zhì)成分進行進一步判斷。三、填空題(共8題，共16分)14、略

【分析】【分析】

【詳解】

0.1molCl2與焦炭、TiO2完全反應，生成一種還原性氣體和一種易水解成TiO2·xH2O的液態(tài)化合物，放熱4.28kJ，可知，該可燃性氣體是CO，易水解成TiO2·xH2O的為TiCl4，所以，產(chǎn)物為CO和TiCl4，配平方程式，可知2molCl2反應放熱85.6kJ·mol?1，由此可得該反應的熱化學方程式為2Cl2(g)+TiO2(s)+2C(s)=TiCl4(l)+2CO(g)ΔH=?85.6kJ·mol?1，故答案為：2Cl2(g)+TiO2(s)+2C(s)＝TiCl4(l)+2CO(g)ΔH=?85.6kJ·mol?1?！窘馕觥?Cl2(g)+TiO2(s)+2C(s)＝TiCl4(l)+2CO(g)ΔH=?85.6kJ·mol?115、略

【分析】【分析】

據(jù)?H=反應物的活化能-生成物的活化能求得?H，再根據(jù)?H=反應物鍵能和-生成物鍵能和計算N-H鍵鍵能。

【詳解】

?H=反應物的活化能-生成物的活化能=1127kJ·mol-1-1173kJ·mol-1=-92kJ·mol-1，則，?H=反應物鍵能和-生成物鍵能和=946kJ·mol-1+3×436kJ·mol-1-6×Q(N-H)=-92kJ·mol-1，Q(N-H)=391kJ·mol-1。答案為：391【解析】39116、略

【分析】【分析】

（1）和（2）根據(jù)鍵能越大；物質(zhì)越穩(wěn)定，本身能量越低進行判斷。

（3）和（4）根據(jù)焓變公式；焓變等于反應物的鍵能之和減去生成物的鍵能之和進行判斷焓變大小，從而判斷反應是放熱還是吸熱。

【詳解】

（1）；（2）破壞1mol物質(zhì)中的化學鍵所消耗的能量越高；則該物質(zhì)越穩(wěn)定，其本身具有的能量越低。故答案（1）選A，（2）選A。

（3）、（4）斷開1molCl—Cl鍵和1molH—H鍵需吸收能量：而形成2molH—Cl鍵放出的能量為所以在反應中每生成2molHCl放出的熱量，同理可計算出反應中每生成2molHBr、2molHI分別放出103kJ、9kJ的熱量。故（3）答案：放熱，（4）答案：Cl2。

【點睛】

根據(jù)鍵能的含義及與反應能量變化關(guān)系進行判斷反應類型?！窘馕觥?1)A(2)D(3)放出;Cl217、略

【分析】【詳解】

（1）T1溫度下，D點到平衡點A，N2O4的體積分數(shù)增大，反應逆向進行，所以v(正)＜v(逆)；

（2）根據(jù)圖示，升高溫度平衡體系中N2O4的體積分數(shù)減小；平衡正向移動，升高溫度，平衡常數(shù)增大，A；B、C點中平衡常數(shù)K的值最大的是C點；

x=0.5，T2時N2O4的平衡轉(zhuǎn)化率為若平衡時間為5s，則此時間內(nèi)的N2O4平均反應速率為0.1mol·L-1·s-1；

（3）若其條件不變，在T3原平衡基礎上，再加入一定量NO2，相當于加壓，平衡逆向移動，NO2的體積分數(shù)減小?！窘馕觥竣?＜②.C③.25%④.0.1mol·L—1·s—1⑤.減小18、略

【分析】【分析】

(1)依據(jù)名稱和元素化合價代數(shù)和為0；書寫化學式；

(2)鈉離子的核內(nèi)質(zhì)子數(shù)為11；核外電子數(shù)=10，據(jù)此書寫離子結(jié)構(gòu)示意圖；

(3)醋酸為弱酸；部分電離；

(4)溴能夠置換碘；據(jù)此書寫反應的化學方程式。

【詳解】

(1)氮化鎂中鎂元素化合價+2價，氮元素化合價為-3價，根據(jù)元素化合價代數(shù)和為0，化學式為Mg3N2，故答案為：Mg3N2；

(2)鈉離子的核內(nèi)質(zhì)子數(shù)為11，核外電子數(shù)=10，離子結(jié)構(gòu)示意圖為故答案為：

(3)醋酸為弱酸，部分電離，電離方程式為CH3COOH?CH3COO-+H+，故答案為：CH3COOH?CH3COO-+H+；

(4)溴能夠置換碘，溴水使?jié)駶櫟牡矸鄣饣浽嚰堊兯{，反應的化學方程式為Br2+2KI=2KBr+I2，故答案為：Br2+2KI=2KBr+I2?！窘馕觥縈g3N2CH3COOH?CH3COO-+H+Br2+2KI=2KBr+I219、略

【分析】【分析】

(1)硫酸鐵溶液中，F(xiàn)e3＋發(fā)生水解；溶液顯酸性；

(2)根據(jù)電荷守恒進行分析；

(3)從鹽類的水解和弱電解質(zhì)的電離程度微弱進行分析；

(4)根據(jù)化學反應速率以及物質(zhì)的量在反應方程式的應用進行分析；

【詳解】

(1)硫酸鐵屬于強酸弱堿鹽，F(xiàn)e3＋發(fā)生水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，使溶液中c(H＋)>c(OH－)；溶液顯酸性；

(2)根據(jù)電荷守恒，c(Na＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c(CH3COO－)，因為c(Na＋)=c(CH3COO－)，因此有c(H＋)=c(OH－)；溶液顯中性；

(3)鹽類水解程度和弱電解質(zhì)的電離程度都是微弱，因此四種溶液中NH3·H2O中的c(NH4＋)最小，硫酸氫銨溶液中存在大量H＋，抑制NH4＋的水解，醋酸銨為弱酸弱堿鹽，相互促進水解，鹽中c(NH4＋)最小，因此c(NH4＋)由大到小的順序是③①②④；

(4)根據(jù)化學反應速率的數(shù)學表達式，這段時間內(nèi)生成C的物質(zhì)的量濃度為0.6mol/(L·min)×3min=1.8mol/L，根據(jù)反應方程式，解得n=3，根據(jù)反應速率之比等于化學計量數(shù)之比，因此有v(B)=v(C)=×0.6mol/(L·min)=0.2mol/(L·min)，0-3min消耗A的物質(zhì)的量為(1mol-0.8mol/L×0.5L)=0.6mol，則A的分解率=×100%=60%。

【點睛】

本題的難點是(3)，鹽類水解程度和弱電解質(zhì)的電離程度都是微弱，首先判斷出NH3·H2O中c(NH4＋)最小，①②③中c(NH4＋)判斷，醋酸銨溶液中CHCOO-和NH4＋相互促進水解，因此醋酸銨中c(NH4＋)小于NH4Cl中的c(NH4＋)，硫酸氫銨中HSO4-完全電離，相當于一元強酸，H＋會抑制NH4＋水解，因此硫酸氫銨溶液中c(NH4＋)大于NH4Cl中c(NH4＋)，從而的出結(jié)果?！窘馕觥竣?Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋②.中③.③①②④④.3⑤.0.2mol/(L·min)⑥.60%20、略

【分析】【分析】

（1）根據(jù)HSO3?的電離使溶液呈酸性，HSO3?的水解使溶液呈堿性分析；

（2）根據(jù)NH4+水解方程式NH4++H2O?NH3?H2O+H+分析；

【詳解】

（1）HSO3?的電離使溶液呈酸性，HSO3?的水解使溶液呈堿性；根據(jù)指示劑變色，判斷溶液呈酸性，故電離大于水解。

故答案為：＞；

（2）水解和電離是微弱，⑤中銨根離子為硫酸根離子的兩倍，故銨根離子濃度最大；④中氫離子抑制了銨根離子的水解；②中只有銨根離子水解，不促進也不抑制；③中碳酸氫根離子的水解產(chǎn)生氫氧根離子，促進了銨根離子的水解。所以銨根離子的濃度由大到小為④②③，①為弱電解質(zhì)，只能很少部分電離，水解和電離是微弱的，故很小。所以c（NH4+）的大小順序為⑤④②③①。

故答案為：⑤④②③①?！窘馕觥竣?＞②.⑤④②③①21、略

【分析】【詳解】

（1）25°C向amol·L－1的HA溶液中，滴加等體積的bmol·L－1的NaOH溶液后，溶液中存在電荷守恒c(H+)+c(Na+)=c(OH-)+c(A-)，由于溶液呈中性，則c(A-)=c(Na+)=0.5bmol·L－1；所以電離平衡常數(shù)=

（2）25°C時，將氨水與鹽酸等體積混合，反應完后溶液中c(NH4+)＝c(Cl－)，根據(jù)溶液中電荷守恒c(H+)+c(NH4+)＝c(Cl－)+c(OH-)，則溶液顯中性；c(OH-)=10-7mol·L－1，c(NH4+)＝0.005mol·L－1，由物料守恒可知c(NH3·H2O)＝0.5a-0.005mol·L－1，則NH3·H2O的電離平衡常數(shù)＝

【點睛】

弱電解質(zhì)加水稀釋時，能促進弱電解質(zhì)的電離，溶液中離子和分子濃度會發(fā)生相應變化，但電離平衡常數(shù)不變，考題中經(jīng)常利用電離平衡常數(shù)來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況?！窘馕觥恐兴?、判斷題(共1題，共3分)22、×【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】錯五、結(jié)構(gòu)與性質(zhì)(共3題，共6分)23、略

【分析】【詳解】

（1）根據(jù)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??；

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

D．催劑不能改變平衡轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化率為a，則消耗剩余的物質(zhì)的量為根據(jù)碳原子守恒，生成CO的物質(zhì)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(zhì)的量分別為0.5mol、1.9mol、0.5mol、0.2mol、0.3mol，平衡體系中H2的物質(zhì)的量分數(shù)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。反應速率快慢由反應的活化能決定，活化能越大，反應速率越慢。仔細觀察并估算表中數(shù)據(jù)，找到活化能(過渡態(tài)與起始態(tài)能量差)最大的反應步驟為

②反應Ⅲ的指的是和的總能量與和的總能量之差為49kJ，而反應歷程圖中的E表示的是1個分子和1個分子的相對總能量與1個分子和3個分子的相對總能量之差(單位為eV)，且將起點的相對總能量設定為0，所以作如下?lián)Q算即可方便求得相對總能量【解析】(1)+41.0減小。

(2)AC0.56

(3)或-0.5124、略

【分析】【分析】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全電離生成H+。

（2）0.1mol·L－1的溶液②，c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H+)=10-13mol·L－1，pH