…………○…………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年粵教版選擇性必修1化學下冊階段測試試卷515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：______總分欄題號一二三四五六總分得分評卷人得分一、選擇題(共9題，共18分)1、某溫度下2L密閉容器中，3種氣體起始狀態和平衡狀態時的物質的量(n)如表所示。XYWn(起始狀態)/mol210n(平衡狀態)/mol10.51.5

下列說法正確的是（）A.升高溫度，若W的體積分數減小，則此反應ΔH＞0B.該溫度下，此反應的平衡常數K=6.75C.增大壓強，正、逆反應速率均增大，平衡向正反應方向移動D.該溫度下，再向該容器中加入1.5molW，達到新平衡時，c(X)=1.5mol·L-12、實驗測得：含1molNaOH的溶液與HCN(aq)充分反應ΔH=-21.1kJ·mol-1；與HCl(aq)充分反應ΔH=-55.6kJ·mol-1，則實驗條件下HCN在水溶液中電離的ΔH等于A.-76.7kJ·mol-1B.-44.5kJ·mol-1C.+76.7kJ·mol-1D.+34.5kJ·mol-13、采用電化學方法使Fe2+與H2O2反應，可生成非?；顫姷摹H(羥基自由基)中間體用于降解廢水中的有機污染物，原理如下圖所示。下列說法不正確的是。

A.X上發生的電極反應為：2H2O-4e-=O2↑+4H+B.可將X電極上產生的O2收集起來，輸送到Y電極繼續使用C.根據裝置推測，Y電極是陽極，·OH在該電極側產生D.起始時，在Y電極附近加入適量Fe2+或Fe3+，均能讓裝置正常工作4、將物質的量均為nmol的氧化鋁和氮氣充入恒溫恒容密閉容器中，發生如下反應：2Al2O3(s)＋2N2(g)4AlN(s)＋3O2(g)ΔH>0.下列條件不能說明反應達到平衡的是A.O2的體積分數保持不變B.2v正(N2)=3v逆(O2)C.混合氣體的密度不變D.容器內壓強不再發生改變5、以下對影響反應方向因素的判斷不正確的是A.有時焓變對反應的方向起決定性作用B.有時熵變對反應的方向起決定性作用C.焓變和熵變是判斷反應方向的兩個主要因素D.任何情況下，溫度都不可能對反應的方向起決定性作用6、110℃時，將某X固體置于真空恒溫恒容容器中，存在平衡：反應達平衡時體系的總壓為50kPa。下列說法正確的是A.加入X固體的量不影響平衡B.若先通入Y(g)使初始壓強為120kPa，再加入足量X(s)，平衡時Z(g)的分壓為5kPaC.若原容器中殘留有空氣，平衡時體系的總壓仍為50kPaD.增大X(s)的表面積，正反應速率增大，平衡向正反應方向移動7、用電解法可提純含有某些含氧酸根雜質的粗KOH溶液；其工作原理如圖所示。下列有關說法錯誤的是()

A.通電后陰極區附近溶液pH會增大B.陽極反應式為4OH--4e-=2H2O+O2↑C.純凈的KOH溶液從b出口導出D.K+通過交換膜從陰極區移向陽極區8、肼(N2H4)燃料電池是一種理想的電池；產物無污染，其工作原理如圖所示，下列敘述正確的是。

A.當消耗lmolO2時，負極生成1mol氣體B.電池工作時，負極的pH升高C.正極反應為O2+4e-+4H+=2H2OD.X最好用陰離子交換膜9、某實驗小組模擬研究汽車尾氣的凈化過程，一定溫度下，在的恒容密閉容器中加入等物質的量的和在一定條件下發生反應：測得一定時間內和物質的量變化如下表(后，只改變溫度)：。溫度T1℃T2℃時間/0510152025302.001.160.800.800.500.400.4000.420.600.600.750.800.80

下列說法正確的是A.內，用表示的平均反應速率為B.C.以CO表示的正反應速率，時大于時D.其他條件不變，改為1L容器，時測得的一定小于評卷人得分二、填空題(共9題，共18分)10、如下圖所示的裝置；C；D、E、F、X、Y都是惰性電極。將電源接通后，向乙中滴入酚酞溶液，在F極附近顯紅色。試完成以下問題:

(1)電源A極的名稱是________。

(2)甲裝置中電解反應的總化學方程式是____________。

(3)如果收集乙裝置中產生的氣體，兩種氣體的體積比是________。

(4)欲用丙裝置給銅鍍銀，G應該是________(填“銅”或“銀”)，電鍍液的主要成分是________(填化學式)。

(5)裝置丁的現象是________，說明________。11、如圖所示；某同學設計一個燃料電池并探究氯堿工業原理和粗銅的精煉原理，其中乙裝置中X為陽離子交換膜。

根據要求回答相關問題：

（1）通入氫氣的電極為_____________（填“正極”或“負極”），正極的電極反應式為____________。

（2）石墨電極(C)為____________（填“陽極”或“陰極”），鐵電極的電極反應式為____________。

（3）反應一段時間后，乙裝置中生成氫氧化鈉主要在________區。（填“鐵極”或“石墨極”）

（4）如果粗銅中含有鋅、銀、金等雜質，丙裝置中反應一段時間，硫酸銅溶液濃度將____________（填“增大”“減小”或“不變”）。

（5）若在標準狀況下，有2.24L氧氣參加反應，則乙裝置中（NaCl足量）C電極上生成的氣體的分子數為____________NA；丙裝置中陰極析出銅的質量為____________。12、一定溫度下，在固定體積為2L的容器中鐵與水蒸氣反應可制得氫氣：3Fe(S)+4H2O(g)?Fe3O4(s)+4H2(g)?H=+64.0kJ?mol-1

(1)該反應平衡后的混合氣體的質量隨溫度的升高而_______(填“增大”；“減小”、“不變”)；

(2)下列敘述能作為反應達到平衡狀態的標志的是_______；

A.該反應的?H不變時B.鐵的質量不變時C.當v(H2O)=v(H2)時D.容器的壓強不變時E.混合氣體的密度不變時。

(3)一定溫度下，在固定體積為2L的容器中進行著上述反應，若起始投料鐵(s)、H2O(g)均為1mol；反應經過5min達到平衡，平衡混合氣體中氫氣的體積分數為50%。

①用消耗水的量來表示該反應經過5min達到平衡時的平均反應速率，v(H2O)=_______；

②計算該反應的平衡常數K=_______。13、2SO2(g)＋O2(g)=2SO3(g)反應過程中的能量變化如圖所示。已知1molSO2(g)被氧化為1molSO3(g)的ΔH1＝-99kJ/mol。請回答下列問題：

(1)圖中A、C分別表示________、________。該反應通常用V2O5作催化劑，加V2O5會使圖中B點升高還是降低？________；

(2)圖中ΔH＝__________kJ/mol；

(3)已知單質硫的燃燒熱為296kJ·mol-1，計算由S(s)生成3molSO3(g)的ΔH_______。14、燃料電池的能量轉化率可高達90%。CH3OH燃料電池是目前開發最成功的燃料電池之一；這種燃料電池由甲醇；空氣(氧氣)、KOH(電解質溶液)和惰性電極構成。

(1)其中負極反應式為___。

(2)則下列說法正確的是___(填序號)。

①電池放電時通入空氣的電極為負極。

②電池放電時；電解質溶液的堿性逐漸減弱。

③電池放電時每消耗6.4gCH3OH轉移1.2mol電子15、如圖所示的裝置中；若通入直流電5min時，銅電極質量增加21.6g，試回答：

(1)若電源為堿性甲醇燃料電池，則電源電極X反應式為_______；

(2)pH變化：A_______，B_______，C_______；(填“增大”“減小”或“不變”)

(3)若A中KCl足量且溶液的體積是200mL，電解后，溶液的pH為_______(假設電解前后溶液的體積無變化)

(4)通電5min后，B中共收集2240mL氣體(標準狀況)，溶液體積為200mL，則通電前CuSO4溶液的物質的量濃度為_______(設電解前后溶液體積無變化)，若要使B裝置溶液要恢復到電解前的狀態，需要加入的物質以及相應的物質的量正確的是_______。

A．0.05molCuOB．0.05molCuO和0.025molH2OC．0.05molCu(OH)2D．0.05molCuCO3和0.05molH2O16、在25℃時，用石墨電極電解2.0L，2.5mol/LCuSO4溶液；如有0.20mol電子發生轉移，試回答下列問題：

（1）陰極發生_____反應，電極反應為_____。

（2）陽極發生_____反應，電極反應為_____。

（3）電解后得到的Cu的質量是_____，得到O2的體積（標準狀況）是_____，溶液的pH是_____。

（4）如用等質量的兩塊銅片代替石墨作電極，電解后兩銅片的質量相差_____，電解液的pH______（填“變小”、“變大”或“不變”）17、(1)濃度均為0.1mol/L的①硫酸②醋酸③氫氧化鈉④氯化銨，四種溶液中由水電離出的H＋濃度由大到小的順序是___________(填序號)。

(2)Na2CO3溶液中離子濃度由大到小的順序為___________。

(3)將25℃下pH=12的Ba(OH)2溶液aL與pH=1的HCl溶液bL混合，若所得混合液為中性，則a：b=___________。(溶液體積變化忽略不計)。

(4)已知Ksp(BaA)=1.8×10-10，往20mL1mol·L-1Na2A溶液中加入10mL1mol·L-1BaCl2溶液，混合后溶液中的Ba2＋濃度為___________mol·L-1.(忽略A2-的水解)18、近年來；隨著聚酯工業的快速發展，將氯化氫轉化為氯氣的技術成為科學研究的熱點。傳統的Deacon直接氧化法，按下列催化過程進行：

4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)

(1)寫出上述反應的平衡常數表達式K=_____。

(2)生產過程中可使用CuCl2作催化劑；反應原理如下：

CuCl2(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g)ΔH1=+63kJ·mol－1

CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g)ΔH2=-121kJ·mol－1

則4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=_____kJ·mol－1。

(3)420℃時，將一定量的O2和HCl通入4L的恒容密閉容器中，反應過程中氧氣的變化量如圖所示，則平衡時O2的轉化率為_____。

評卷人得分三、判斷題(共5題，共10分)19、已知則和反應的(_______)A.正確B.錯誤20、時，若測得溶液取該溶液加蒸餾水稀釋至測得則是弱酸。(________)A.正確B.錯誤21、Na2CO3溶液加水稀釋，促進水的電離，溶液的堿性增強。(_______)A.正確B.錯誤22、NH4HCO3(g)=NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)ΔH=185.57kJ·mol-1能自發進行，原因是體系有自發地向混亂度增加的方向轉變的傾向。__________________A.正確B.錯誤23、可以用已經精確測定的反應熱效應來計算難于測量或不能測量的反應的熱效應。___A.正確B.錯誤評卷人得分四、原理綜合題(共2題，共18分)24、I．一定溫度下，向1L密閉容器中加入1molHI(g)，發生反應H2物質的量隨時間的變化如圖所示。

(1)0-2min內的平均反應速率(HI)=____。該溫度下，的平衡常數K=____。

(2)相同溫度下，若開始入HI(g)的物質的量是原來的2倍，則____原來的2倍。

a．平衡常數b．HI的平衡濃度c．達到平衡的時間d．平衡時的體積分數。

(3)上述反應中，正反應速率為正=k正c2(HI)，逆反應速率為逆=k逆c(H2)c(I2)，其中k正、k逆為速率常數，則k正=____(以K和k逆表示)。

Ⅱ．已知Ka、Kb、Kw、Kh、Ksp分別表示弱酸的電離平衡常數；弱堿的電離平衡常數、水的離子積常數、鹽的水解平衡常數、難溶電解質的溶度積常數。

(1)有關上述常數的說法正確的是________。

a．它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度。

b．它們的大小都隨溫度的升高而增大。

c．常溫下，CH3COOH在水中的Ka大于在飽和CH3COONa溶液中的Ka

d．一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw=Ka·Kh

(2)25℃時，將amol·L-1的氨水與0.01mol·L-1的鹽酸等體積混合所得溶液中c(NH)=c(Cl-)，則溶液顯_____性(填“酸”“堿”或“中”)；用含a的代數式表示NH3·H2O的電離平衡常數Kb=________。

(3)已知：25℃時，HA的Ka=1×10-6，則25℃時，濃度均為0.01mol·L-1的HA與NaA等體積混合，則混合溶液呈________性(填“酸”“堿”或“中”)。

(4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10-38、1.0×10-11，向濃度均為0.1mol·L-1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，應該調節溶液的pH范圍是________(已知lg2≈0.3)。25、氮元素的氫化物和氧化物在工業生產和國防建設中都有廣泛應用；回答下列問題：

（1）已知：2NO2(g)N2O(g)△H12NO2(g)N2O(l)△H2

下列能量變化示意圖中，正確的是（選填字母）__________________。

（2）氨氣和氧氣從145℃就開始反應；在不同溫度和催化劑條件下生成不同產物（如下圖）

溫度較低時以生成______________為主，溫度高于900℃時，NO產率下降的原因是____________。

（3）火箭升空需要高能的燃料，經常是用四氧化二氮和聯氨（N2H4）作為燃料；工業上利用氨氣和氫氣可以合成氨氣，氨又可以進一步制備聯氨等。

已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H＝＋67.7kJ?mol－1

N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g)△H＝－534.0kJ?mol－1

NO2(g)1/2N2O4(g)△H＝－26.35kJ?mol-1

①寫出氣態聯氨在氣態四氧化二氮中燃燒生成氮氣和水蒸氣的熱化學方程式：___。

②用氨和次氯酸鈉按一定物質的量之比混合反應可生成聯氨，該反應的化學方程式為_____________。評卷人得分五、結構與性質(共4題，共32分)26、(CN)2被稱為擬鹵素，它的陰離子CN-作為配體形成的配合物有重要用途。

(1)HgCl2和Hg(CN)2反應可制得(CN)2，寫出反應方程式。___________

(2)畫出CN-、(CN)2的路易斯結構式。___________

(3)寫出(CN)2(g)在O2(g)中燃燒的反應方程式。___________

(4)298K下，(CN)2(g)的標準摩爾燃燒熱為-1095kJ·mol-1，C2H2(g)的標準摩爾燃燒熱為-1300kJ·mol1，C2H2(g)的標準摩爾生成焓為227kJ·mol1，H2O(l)的標準摩爾生成焓為-286kJ·mol1，計算(CN)2(g)的標準摩爾生成焓。___________

(5)(CN)2在300-500°C形成具有一維雙鏈結構的聚合物，畫出該聚合物的結構。___________

(6)電鍍廠向含氰化物的電鍍廢液中加入漂白粉以消除有毒的CN-，寫出化學方程式(漂白粉用ClO-表示)。___________27、合成氨是人類科學技術上的一項重大突破。合成氨工業中，用空氣、水和焦炭為原料制得原料氣(N2、H2以及少量CO、NH3的混合氣)；常用鐵觸媒作催化劑。

（1）C、N、O三種元素中第一電離能最大的元素是_____，電負性最大的元是______。

（2）26Fe在周期表中的位置是_____，Fe2+具有較強的還原性，請用物質結構理論進行解釋：_____。

（3）與CO互為等電子體的陰離子是_____，陽離子是_____。（填化學式）

（4）NH3可用于制用硝酸。稀硝酸吸收NOx，得到HNO3和HNO2（弱酸）的混合溶液，用惰性電極電解該混合溶液可獲得較濃的硝酸。寫出電解時陽極的電極反應_____。28、已知砷(As)是第四周期ⅤA族元素；請回答下列問題：

(1)砷原子核外未成對電子數為___________。黃砷(As4)與白磷(P4)的結構類似，以下敘述正確的是___________(選填編號)。

A．分子中共價鍵鍵角均為10928’B．黃砷中共價鍵鍵能大于白磷。

C．黃砷分子極性大于白磷D．黃砷的熔點高于白磷。

(2)砷化氫的結構與氨氣類似，寫出砷化氫的電子式___________，其分子的空間構型為___________型，是___________分子(填“極性”或“非極性”)。

(3)As元素的非金屬性比N元素弱，從原子結構的角度說明理由。___________。

(4)298K時，將20mL3xmol·L-1Na3AsO3、20mL3xmol·L-1I2和20mLNaOH溶液混合，發生反應：AsO(aq)+I2(aq)+2OH-(aq)AsO(aq)+2I-(aq)+H2O(l)。溶液中c(AsO)與反應時間(t)的關系如圖所示。

①寫出該反應的平衡常數表達式K=___________，平衡時，c(AsO)=___________mol·L-1(用含有x；y的代數式表示；溶液混合體積變化忽略不計)。

②tm時v逆___________tn時v逆(填“>”、“<”或“=”)，理由是___________。當反應達到平衡后，下列選項正確的是___________(選填編號)。

A．2v(I-)=v(AsO)B．溶液的pH不再變化C．c(I-)=ymol·L-1D．c(AsO)/c(AsO)不再變化29、常溫下；有濃度均為0.1mol/L的下列4種溶液：

①NaCN溶液②NaOH溶液③CH3COONa溶液④NaHCO3溶液。HCNH2CO3CH3COOH

(1)這4種溶液pH由大到小的排列順序是_____________(填序號)；

(2)④的水解平衡常數Kh=___________。

(3)若向等體積的③和④中滴加鹽酸至呈中性，則消耗鹽酸的體積③_______④(填“＞”“＜”或“＝”)。

(4)常溫下NaCN溶液中，將粒子濃度由大到小排序________(包括HCN)

向NaCN溶液中通入少量CO2，則發生反應的離子方程式為__________________。

(5)CO2可以被NaOH溶液捕獲，若所得溶液溶液pH=_________。評卷人得分六、元素或物質推斷題(共4題，共8分)30、Ⅰ．白色無機鹽X(含三種元素；相對分子質量小于400)能與水發生反應。為了探究X的組成，設計并完成了以下實驗：

已知：白色沉淀D中的一種成分及質量與沉淀B相同。

(1)白色沉淀D的成分為_________(填寫化學式)。

(2)黑色固體A與濃硝酸反應的離子方程式是_________。

(3)X與H2O反應的化學方程式是_________。

Ⅱ．已知：①將0.1mol·Lˉ1KI溶液加入到0.1mol·Lˉ1FeCl3溶液中時，可以看到溶液顏色加深，滴加淀粉后溶液變為藍色；②當離子濃度相同時，氧化性：Ag+＞Fe3+；③若濃度減小時；離子的氧化性也會隨之減弱。

(1)甲同學猜測，0.1mol·Lˉ1KI溶液(事先加入幾滴淀粉溶液)加入到0.1mol·Lˉ1AgNO3溶液中時，溶液應變藍色。請寫出該猜測對應的離子方程式_________。實驗結果未見到藍色。

(2)乙同學認為甲同學的實驗方案有問題，理由是_________。請你用原電池的方法證明Ag+也能氧化Iˉ，要求畫出實驗裝置圖，并標明電極材料及電解質溶液________。

31、近年來，許多專家對石灰氮重新進行了深入研究，這也使得石灰氮這一古老的肥料又煥發了新的活力。石灰氮是由Ca、N、C等三種元素組成的鹽，其含鈣、氮的質量分數分別為50%、35%。石灰氮完全水解后的產物是固體A和氣體B，其中B是制取氮肥的主要原料。固體A在高溫下分解生成D和氣體C。B的催化氧化產物為E和F，F繼續氧化后的產物G遇到E生成一種工業強酸。將G和F的混合物溶解在接近零度的水中，即生成亞硝酸的水溶液，該反應可表示如下：G+F+H2O＝2HNO2（已配平）。

請回答下列問題：

（1）石灰氮的化學式為_____________。

（2）寫出足量B和C與飽和氯化鈉溶液反應的化學方程式：__________________。

（3）亞硝酸（HNO2）是一種與醋酸酸性相當的弱酸，很不穩定，通常在室溫下立即分解。在酸性條件下，當NaNO2與KI按物質的量1:1恰好完全反應，且I—被氧化為I2時，含氮產物為_________（填化學式）。要得到穩定HNO2溶液，可以往冷凍的濃NaNO2溶液中加入或通入某種物質，下列物質不適合使用是__________（填序號）。

a.磷酸b.二氧化碳c.稀硫酸d.二氧化硫e.次氯酸。

（4）工業廢水中的NO2―可用鋁粉除去。已知此反應體系中包含Al、NaAlO2、NaNO2、NaOH、NH3、H2O六種物質。寫出上述反應的離子方程式：____________________________。若改用電解法將廢水中NO2—轉換為N2除去，N2將在________（填電極名稱）生成。

（5）某研究小組學生提出檢驗火柴頭上KClO3實驗方案如下：

有關的離子反應方程式為__________________________________________。

（6）在（5）方案基礎上，要確定火柴頭中含KClO3，還需進行的實驗操作為___________________。32、I．科研人員發現，一些化學反應在固體之間發生和在水溶液中發生，產物不同。銅合金是人類使用最早的金屬材料，銅在化合物中的常見化合價有+1、+2。將CuCl2·2H2O晶體和NaOH固體混合研磨；生成物中有一黑色的固體M。M不溶于水，但可溶于稀硫酸生成藍色溶液B。

M的化學式為__________；M不同于CuCl2和NaOH在溶液中反應所得產物的可能原因是____________。

II．A+B→X+Y+H2O（未配平；反應條件略去）是中學常見反應的化學方程式，其中A；B的物質的量之比為1∶4。請回答：

（1）若Y是黃綠色氣體，則Y的電子式是________，該反應的化學方程式是：___________。

（2）若A為金屬單質；常溫下A在B的濃溶液中“鈍化”，且A可溶于X溶液中。

①A元素在周期表中的位置是_________（填所在周期和族）；Y的化學式是_________。

②含amolX的溶液溶解了一定量A后，若溶液中兩種金屬陽離子的物質的量恰好相等，則被還原的X是_______mol。

（3）若A、B、X、Y均為化合物。A溶于水電離出的陽離子和水作用的生成物可凈化水，向A溶液中加入硝酸酸化的AgNO3溶液，產生白色沉淀；B的焰色為黃色。則A與B按物質的量之比1∶4恰好反應后，溶液中離子濃度從大到小的順序是______________。33、X；Y、Z、W均為中學化學中常見的單質或化合物；它們之間的轉化關系如下圖所示(水及部分產物已略去）。

（1）若X為金屬單質，W是某強酸的稀溶液。X與過量W反應生成Y的離子方程式為_________。向Z溶液中加入某種試劑_______(填試劑名稱或化學式)；若出現藍色沉淀，即可判斷Z溶液中陽離子的存在。

（2）若X為非金屬單質，W是空氣的主要成分之一。它們之間轉化的能量變化如圖A所示，則X+W→Z的熱化學方程式為_______。

（3）若X、Y為正鹽，X的水溶液顯酸性，W為一元強堿(化學式為MOH)，Z的電離方程式為_______。室溫下，若用0．1mol/L的W溶液滴定VmL0．1mol/LHA溶液，滴定曲線如圖B所示，則a、b、c、d四點溶液中水的電離程度最大的是______點；a點溶液中離子濃度的大小順序為______________；取少量c點溶液于試管中，再滴加0．1mol/L鹽酸至中性，此時溶液中除H+、OH-外，離子濃度的大小順序為______________。

（4）若X為強堿，常溫下W為有刺激性氣味的氣態氧化物。常溫時，將Z的水溶液露置于空氣中，請在圖C中畫出其pH隨時間(t)的變化趨勢曲線圖（不考慮水的揮發）。______________參考答案一、選擇題(共9題，共18分)1、B【分析】【分析】

由表中數據可知，X、Y為反應物，W為生成物；X、Y、W三種氣體的物質的量的變化量分別為1mol、0.5mol、1.5mol，利用物質的量的變化量之比等于化學計量數之比，可確定反應的化學方程式為2X(g)+Y(g)3W(g)。

【詳解】

A．升高溫度，若W的體積分數減小，則平衡逆向移動，此反應ΔH＜0；A不正確；

B．該溫度下，此反應的平衡常數K==6.75；B正確；

C．增大壓強；正；逆反應速率均增大，但由于反應前后氣體分子數相等，所以平衡不移動，C不正確；

D．該溫度下，再向該容器中加入1.5molW，相當于原平衡體系加壓，各物質的濃度變為原來的二倍，所以達到新平衡時，c(X)=1mol·L-1；D不正確；

故選B。2、D【分析】【分析】

【詳解】

由題中信息可知，①HCN(aq)+OH-(aq)=CN-(aq)+H2O(l)ΔH=－21.1kJ·mol－1，②H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)ΔH=－55.6kJ·mol－1，根據蓋斯定律，①-②可得HCN(aq)=CN-(aq)+H+(aq)的ΔH=－21.1kJ·mol－1-(－55.6kJ·mol－1)=＋34.5kJ·mol－1，即實驗條件下HCN在水溶液中電離的ΔH等于＋34.5kJ·mol－1；

故答案為D。3、C【分析】【分析】

據圖可知Y電極上Fe3+得電子轉化為Fe2+，O2得電子結合氫離子生成H2O2，均發生還原反應，所以Y電極為陰極，X電極上H2O失電子生成氧氣；發生氧化反應，為陽極。

【詳解】

A．據圖可知X電極上H2O失電子生成氧氣，電極反應為2H2O-4e-=O2↑+4H+；故A正確；

B．據圖可知Y電極上的反應物有O2，而X電極產生O2，所以將X電極上產生的O2收集起來；輸送到Y電極繼續使用，故B正確；

C．根據分析可知Y為陰極；故C錯誤；

D．據圖可知該裝置工作時Fe2+與Fe3+循環轉化，所以起始時，在Y電極附近加入適量Fe2+或Fe3+；均能讓裝置正常工作，故D正確；

綜上所述答案為C。4、B【分析】【詳解】

A．可逆反應進行到一定程度，當各組分的濃度不變，說明反應達到平衡狀態，O2的體積分數保持不變時其組分濃度不變；可說明反應達到平衡狀態，故A不選；

B．平衡時正反應速率等于逆反應速率，不同物質的正逆反應速率之比應滿足化學計量數之比，3v正(N2)=2v逆(O2)時反應達到平衡狀態；故B選；

C．由反應可知；隨反應進行氣體的質量增加，容器體積不變，則密度逐漸增大，當密度不變時反應達到平衡狀態，故C不選；

D．反應前后氣體分子數不等；則壓強隨反應的進行發生變化，當壓強不變時反應達到平衡狀態，故D不選；

故選：B。5、D【分析】【詳解】

A項，△H＜0，△S＜0；低溫下反應自發進行，則說明此時焓變對反應的方向起決定作用，選項A正確；

B項，△H＞0，△S＞0；高溫下反應自發進行，則說明此時熵變對反應的方向起決定作用，選項B正確；

C項，依據△H－T△S＜0的反應能自發進行；說明焓變和熵變是判斷反應方向的兩個主要因素，選項C正確；

D項；如果反應的焓變和熵變的作用相反且相差不大時，溫度有可能對反應的方向起決定作用，選項D不正確；

答案選D。6、B【分析】【詳解】

A．X為固體；過量時反應物濃度不變，正；逆反應速率不變，故不影響平衡，但如果加入的X固體不足，則使得最終反應體系的壓強小于50kPa的話，則與原平衡的狀態不一樣，即X的量對平衡有影響，A錯誤；

B．若先通入Y(g)使初始壓強為120kPa，再加入足量X(s)，設X分解使Y的壓強增大了xkPa，則Z的平衡分壓為xkPa，根據平衡常數：Kp=(120+x)x=解得：x=5kPa，即平衡時Z(g)的分壓為5kPa，B正確；

C．若原容器中殘留有空氣；如果平衡時體系的總壓仍為50kPa，則Y；Z的平衡分壓小于25kPa，根據溫度不變平衡常數不變可知，此時Y、Z的平衡分壓的乘積小于Kp，平衡正向移動，體系壓強增大，即平衡時體系的壓強大于50kPa，C錯誤；

D．增大X(s)的表面積；正反應速率增大，根據溫度不變平衡常數不變，說明平衡體系中壓強不變，即平衡不移動，D錯誤；

故答案為：B。7、D【分析】【分析】

【詳解】

A．電解時，陰極上溶液中的H+放電，陰極的電極反應式為：4H++4e-=2H2↑，H+放電；使附近溶液中氫離子濃度減小，則附近溶液的pH增大，A正確；

B．電解除雜過程相當于電解水，陽極上OH-放電，陽極的反應式為：4OH--4e-=2H2O+O2↑；B正確；

C．在b電極上H+放電，附近產生OH-，則K+向b電極移動，所以除去雜質后氫氧化鉀溶液從液體出口b導出；C正確；

D．用電解法可提純含有某些含氧酸根雜質的粗KOH溶液時，陰極上氫離子放電，陽極上OH-放電，K+通過交換膜從陽極區移向陰極區；D錯誤；

答案選D。8、A【分析】【分析】

【詳解】

A．負極N2H4失電子生成N2，當消耗lmolO2時轉移4mol電子，根據電子守恒，負極生成1molN2；故A正確；

B．電池工作時，負極反應式是負極的pH降低，故B錯誤；

C．根據圖示，正極生成氫氧化鈉，正極反應為O2+4e-+2H2O=4OH-；故C錯誤；

D．負極通入氫氧化鈉；正極流出氫氧化鈉，X最好用陽離子交換膜，故D錯誤；

選A。9、D【分析】【分析】

【詳解】

A．0-5min，Δn(N2)=0.42mol，根據化學反應方程式可得Δn(NO)=0.84mol，則v(NO)===0.084mol?L-1?min-1；A錯誤；

B．該反應是放熱反應，升高溫度，n(N2)減小；T1到T2，n(N2)增大，說明T1＞T2；B錯誤；

C．和15min時CO的濃度相比，25min時CO的濃度更小，故反應速率25min時小于15min時；且T1大于T2；也能說明反應速率25min時小于15min時；C錯誤；

D．其他條件不變，改為1L容器，相當于將原容器中已形成的平衡狀態由2L壓縮至1L，則體系的壓強增大，平衡正向移動，CO的物質的量減小，故改為1L容器，30min時測得的n(CO)一定小于0.4mol；D正確；

故選D。二、填空題(共9題，共18分)10、略

【分析】【分析】

F極附近呈現紅色，說明F極附近生成了OH-，電解飽和食鹽水的方程式：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑；放氫生堿，陰極生成堿。F；D、H、Y為陰極，C、E、G、X為陽極，A為正極，B為負極。

【詳解】

(1)F極附近生成了OH-；為陰極，則B為負極，A為正極，答案為正極；

(2)甲裝置中為CuSO4溶液，Cu2＋在陰極得到電子，OH－在陽極失去電子，根據得失電子守恒可以寫出電解方程式，答案為2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑；

(3)電解飽和食鹽水的方程式：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑；相同情況下，氣體體積之比等于物質的量之比，答案為1:1；

(4)銅上鍍銀，銅作陰極，銀作陽極，G是陽極，G為銀，電鍍液為鍍層金屬的溶液，為硝酸銀。答案為Ag；AgNO3；

(5)氫氧化鐵膠粒帶正電荷，在外加電場的作用下，向陰極移動，所以現象是陰極附近紅褐色會加深。答案為Y極附近紅褐色變深氫氧化鐵膠粒帶正電?！窘馕觥空龢O2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO41∶1AgAgNO3Y極附近紅褐色變深氫氧化鐵膠粒帶正電11、略

【分析】【分析】

甲裝置：為燃料電池，正極：O2+2H2O+4e-=4OH-，負極：H2－2e－+2OH-=2H2O，總反應：2H2+O2=2H2O；

乙裝置：Fe電極與電源負極相連，為陰極，電極反應式：2H2O+2e-=2OH-+H2↑，C極為陽極，電極反應式為：2Cl--2e-=Cl2↑，總反應為：2H2O+2Cl-2OH-+H2↑+Cl2↑；

丙裝置：銅的電解精煉池，粗銅為陽極，電極反應式主要為：Cu-2e-=Cu2+，精銅為陰極，電極反應式為：Cu2++2e-=Cu；據此解答。

【詳解】

(1)由分析可知，通入氫氣的電極為負極，正極的電極反應式為：O2+2H2O+4e-=4OH-，故答案為：負極；O2+2H2O+4e-=4OH-；

(2)石墨電極為陽極，鐵電極為陰極，陰極的電極反應式為：2H2O+2e-=2OH-+H2↑，故答案為：陽極；2H2O+2e-=2OH-+H2↑；

(3)乙裝置中Fe電極附近產生OH-，X為陽離子交換膜，則Na+透過X膜在鐵極產生NaOH；故答案為：鐵極；

(4)裝置中；陽極粗銅中的Zn；Cu失電子發生氧化反應，陰極上銅離子得電子生成銅，根據轉移電子守恒，陽極上銅消耗的質量小于陰極上析出銅的質量，所以溶液中硫酸銅濃度減小，故答案為：減?。?/p>

(5)標況下2.24LO2即0.1mol，能夠轉移0.4mol電子，乙池中Fe電極生成H2，因此能生成0.2molH2即0.2NA個分子，丙裝置的精銅電極則能析出0.2mol銅單質，即12.8g銅，故答案為：0.2；12.8g?！窘馕觥控摌OO2+4e-＋2H2O=4OH-陽極2H2O+2e-=2OH-+H2↑鐵極減小0.212.8g12、略

【分析】【詳解】

(1)3Fe(S)+4H2O(g)?Fe3O4(s)+4H2(g)正反應吸熱；升高溫度，平衡正向移動，該反應平衡后的混合氣體的質量隨溫度的升高而減小；

(2)A．對于一個給定的熱化學方程式，反應熱△H為定值，該反應的?H不變時，反應不一定平衡，故不選A；

B．鐵的質量不變時，說明H2O(g)、H2(g)的濃度不變；反應一定達到平衡狀態，故選B；

C．v(H2O)正=v(H2)逆時，反應達到平衡狀態；當v(H2O)=v(H2)時，沒有明確速率的方向，不能判定反應是否達到平衡狀態，故不選C；

D．3Fe(S)+4H2O(g)?Fe3O4(s)+4H2(g)反應前后氣體物質的量不變；壓強是恒量，容器的壓強不變時，反應不一定平衡，故不選D；

E．當反應正向進行時；氣體質量減小，密度減小，密度是變量，混合氣體的密度不變時，反應一定達到平衡狀態，故選E。

故選BE；

(3)

平衡混合氣體中氫氣的體積分數為50%；則x=0.25mol/L。

①用消耗水的量來表示該反應經過5min達到平衡時的平均反應速率，v(H2O)=

②該反應的平衡常數K=【解析】減小BE0.05113、略

【分析】【詳解】

(1)A表示反應物總能量，C表示生成物總能量，E為活化能，活化能不影響反應熱，所以E的大小對該反應的反應熱無影響；催化劑能降低反應所需活化能，因為催化劑改變了反應歷程，所以使活化能E降低，故答案為：反應物總能量；生成物總能量；降低；(2)1molSO2（g）被氧化為1molSO3（g）的△H=-99kJ/mol，則2molSO2（g）被氧化為2molSO3（g）的△H=-198kJ/mol，故答案為：-198；(3)①S(s)+O2(g)=SO2(g)△H1=-296kJ?mol-1，②SO2(g)+O2(g)=SO3(g)△H2=-99kJ?mol-1；結合蓋斯定律將①×3+②×3可得3S(s)+O2(g)=3SO3(g)，△H=3（-296-99）kJ/mol=-1185kJ/mol，故答案為：-1185kJ。【解析】反應物總能量生成物總能量降低-198-1185kJ14、略

【分析】【分析】

燃料電池中通入O2的一極，O2的化合價降低被還原發生還原反應，故為正極，通燃料的一極為負極，發生氧化反應，CH3OH燃料電池用KOH溶液作電解質溶液時，其總反應式為：2CH3OH+3O2+4OH-=2+6H2O，而堿性電解質下正極反應式為：3O2+6H2O+12e-=12OH-，負極反應式用總反應式減去正極反應式可得，2CH3OH+16OH--12e-=2+12H2O或CH3OH+8OH--6e-=CO+6H2O；據此分析解題。

【詳解】

(1)由分析可知，其中負極反應式為：CH3OH+8OH--6e-=CO+6H2O或2CH3OH+16OH--12e-=2+12H2O，故答案為：CH3OH+8OH--6e-=CO+6H2O或2CH3OH+16OH--12e-=2+12H2O；

(2)①由分析可知；燃料電池放電時通入空氣的電極為正極，①錯誤；

②由分析可知，電池放電時總反應式為2CH3OH+3O2+4OH-=2+6H2O；故電解質溶液的堿性逐漸減弱，②正確；

③由分析可知，電池放電時1molCH3OH失去6mol電子，故每消耗6.4gCH3OH轉移=1.2mol電子；③正確；

故答案為：②③。【解析】CH3OH+8OH--6e-=CO+6H2O或2CH3OH+16OH--12e-=2+12H2O②③15、略

【分析】【分析】

電解AgNO3溶液，在陰極上Ag+得到電子被還原產生Ag單質；則Cu電極為陰極，Ag電極為陽極，則根據電解池裝置，可知對于電源，X為負極，Y為正極；對于A裝置，左邊Pt電極為陰極，右邊Pt電極為陽極；對于裝置B，左邊Pt電極為陰極，右邊Pt電極為陽極，然后根據Cu電極產生Ag的質量計算其物質的量，進而利用同一閉合回路中電子轉移數目相等進行有關計算。

【詳解】

（1）X為原電池的負極，Y為原電池的非正極。在負極上甲醇失去電子被氧化產生CO2，CO2與溶液中OH-結合形成COH2O，故負極X電極的電極反應式為：CH3OH-6e-+8OH-=CO+6H2O；

（2）對于A裝置，電解反應方程式為：2KCl+2H2OCl2↑+H2↑+2KOH；電解后反應產生KOH，導致溶液堿性增強，故溶液pH增大；

對于B裝置，電解時發生反應方程式為：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4，電解反應產生H2SO4，使溶液酸性增強，因而溶液pH減小；對于C裝置，陽極上Ag失去電子變為Ag+進入溶液；在陰極Cu上Ag+得到電子變為Ag單質，溶液成分不變，濃度不變，因此電解后溶液pH不變；

（3）銅電極發生反應Ag++e-=Ag，質量增加21.6g，其物質的量n(Ag)=則n(e-)=n(Ag)=0.2mol，根據同一閉合回路中電子轉移數目相等，結合A裝置的電解反應方程式為：2KCl+2H2OCl2↑+H2↑+2KOH可知：反應轉移0.2mol電子時反應產生0.2molKOH，由于溶液體積是200mL，故c(KOH)=在室溫下溶液c(H+)=故溶液pH=14；

（4）通電5min后，B中共收集2240mL即0.lmol氣體(標準狀況)，陽極反應式為：2H2O-4e-=O2↑+4H+，銅電極發生反應Ag++e-=Ag，質量增加21.6g，電路中轉移0.2mol電子，生成氧氣物質的量是0.05mol，故陰極分別發生反應Cu2++2e-=Cu，2H2O+2e-=H2↑+2OH-，生成H2的物質的量是0.05mol，轉移電子n(e-)=0.05mol×2=0.lmol，銅離子得電子0.lmol，故銅離子的物質的量為n(Cu2+)=0.05mol，由于溶液體積為200mL，則通電前CuSO4溶液的物質的量濃度為c(CuSO4)=電解過程中生成0.05molCu、0.05molO2氣和0.05molH2，若要使B裝置溶液要恢復到電解前的狀態，需要加入的物質0.05molCu(OH)2或0.05molCuO和0.05molH2O或0.05molCuCO3和0.05molH2O，故合理選項是CD。【解析】(1)CH3OH-6e-+8OH-=CO+6H2O

(2)增大減小不變。

(3)14

(4)0.25mol/LCD16、略

【分析】【分析】

（1）電解過程中，溶液中陽離子Cu2＋、H＋移向陰極；可發生還原反應；

（2）電解過程中，溶液中陰離子OH－、SO42－移向陽極；氫氧根離子放電發生氧化反應；

（3）由電極反應電子守恒；有0.20mol電子發生轉移，生成銅0.1mol，生成氧氣0.05mol；溶液的PH的計算可以依據水電離出的氫離子和氫氧根離子守恒，減少氫氧根離子0.2mol，溶液中增加氫離子0.2mol，計算pH；

（4）如用等質量的兩塊銅片代替石墨作電極，是鍍銅，陽極反應為：Cu-2e－=Cu2＋；陰極電極反應為：Cu2＋+2e－=Cu；電子轉移0.2mol，陽極減少質量為0.1mol×64g·mol－1=6.4g；同時陰極析出銅6.4g；電解后兩銅片的質量相差12.8g，電解質溶液的pH不變．

【詳解】

在25℃時，用石墨電極電解2.0L，2.5mol·L－1CuSO4溶液中Cu2＋物質的量為5mol．5min后；在一個石墨電極上有6.4gCu生成物質的量為0.1mol；

（1）電解過程中，溶液中陽離子Cu2＋、H＋移向陰極發生還原反應，電極反應：2Cu2＋+4e－═2Cu；

（2）電解過程中，溶液中陰離子OH－、SO42－移向陽極，氫氧根離子放電發生氧化反應，電極反應式：4OH－-4e－═2H2O+O2↑；

（3）電極反應電子守恒；有0.20mol電子發生轉移，生成銅物質的量為0.1mol，生成氧氣物質的量為0.05mol；

陽極反應為：4OH－-4e－═2H2O+O2↑

0.2mol0.2mol0.05mol

陰極反應為：2Cu2＋+4e－═2Cu

0.1mol0.2mol0.1mol

所以電解過程中得到銅的質量0.1mol×64g·mol－1=6.4g；

生成氧氣的體積=0.05mol×22.4L·mol－1=1.12L；

溶液的PH的計算可以依據水電離出的氫離子和氫氧根離子守恒，減少氫氧根離子0.2mol，溶液中增加氫離子0.2mol，C（H＋）=0.2mol/2L=0.1mol·L－1，pH=-lgC（H＋）=1；

（4）如用等質量的兩塊銅片代替石墨作電極，是鍍銅，陽極反應為：Cu-2e－=Cu2＋；陰極電極反應為：Cu2＋+2e－=Cu；電子轉移0.2mol，陽極減少質量為0.1mol×64g·mol－1=6.4g；同時陰極析出銅6.4g；電解后兩銅片的質量相差12.8g，電解質溶液的pH不變．

【點睛】

本題考查了電解原理的應用，電極反應的判斷，電極反應的書寫方法，難點（3）：電子守恒的計算，（4）電鍍的原理分析和計算?！窘馕觥窟€原反應2Cu2＋+4e－=2Cu氧化反應4OH－－4e－=2H2O+O2↑6.4g1.12L112.8g不變17、略

【分析】【詳解】

(1)④氯化銨為強酸弱堿鹽，水解促進水的電離，②醋酸為弱酸，溶液中c(H+)較小，①硫酸和③氫氧化鈉都為強電解質，濃度相同時，硫酸對水的電離抑制程度較大，所以四種溶液中由水電離出的H+濃度c(H+)由大到小的順序是④②③①，故答案為：④>②>③>①；

(2)Na2CO3電離方程式為：Na2CO3=2Na++CO微粒處于同一溶液，溶液的體積相等，則c(Na+)>c(CO)；CO在溶液中發生水解作用，CO+H2O?HCO+OH-，水解產生的HCO會進一步發生水解產生H2CO3和OH-，所以溶液中c(OH-)>c(HCO)，溶液中還存在水的及其微弱的電離作用產生H+和OH-，則c(HCO)>c(H+)，促進水的電離平衡正向移動，最終達到平衡時，溶液中c(OH-)>c(H+)：故該溶液中離子濃度關系為c(Na+)>c(CO)>c(OH-)>c(HCO)>c(H+)，故答案為：c(Na+)>c(CO)>c(OH-)>c(HCO)>c(H+)；

(3)將25℃下pH=12的Ba(OH)2溶液c(OH-)=0.01mol/L，pH=1的HCl溶液c(H+)=0.1mol/L，將aLBa(OH)2溶液與bLHCl混合，若所得混合液為中性，則n(H+)=n(OH-)，aL×0.01mol/L=bL×0.1mol/L，所以a：b=0.1:0.01=10:1；故答案為：10:1；

(4)往20mL1mol?L-1Na2A溶液中加入10mL1mol?L－1BaCl2溶液，由于發生反應A2-+Ba2+=BaA↓二者反應按1：1關系進行，所以反應后A2-過量，剩余溶液中含有的A2-的濃度c(A2-)≈mol/L，根據溶度積常數得c(Ba2+)==mol/L=5.4×10-10mol/L，故答案為：5.4×10-10；【解析】④>②>③>①c(Na+)>c(CO)>c(OH-)>c(HCO)>c(H+)10：15.4×10-1018、略

【分析】【詳解】

(1)根據化學反應方程式：4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)可知，化學平衡常數等于生成物濃度冪之積與反應物的濃度冪之積的比值，即反應的平衡常數表達式：K=故答案為：

(2)根據反應原理：①CuCl2(s)+O2(g)=CuO(s)+Cl2(g)ΔH1=+63kJ·mol－1；②CuO(s)+2HCl(g)=CuCl2(s)+H2O(g)ΔH2=-121kJ·mol－1；利用蓋斯定律：2(①+②)得到：4HCl(g)+O2(g)2Cl2(g)+2H2O(g)的ΔH=2(ΔH1+ΔH2)=-116kJ·mol－1；故答案為：-116；

(3)平衡時O2的轉化率為=33.3%，故答案為：33.3%?！窘馕觥?11633.3%三、判斷題(共5題，共10分)19、B【分析】【詳解】

反應過程中除了H+和OH-反應放熱，SO和Ba2+反應生成BaSO4沉淀也伴隨著沉淀熱的變化，即和反應的

故錯誤。20、B【分析】【詳解】

無論是強酸還是弱酸，當時，稀釋10倍后溶液仍然是酸性，溶液始終小于7，即則

故答案為：錯誤。21、B【分析】【詳解】

稀釋使鹽水解程度增大，但溶液總體積增加得更多。鹽的濃度降低、水解產生的氫氧根濃度也降低，堿性減弱。所以答案是：錯誤。22、A【分析】【分析】

【詳解】

NH4HCO3(g)=NH3(g)＋H2O(g)＋CO2(g)ΔH>0，該反應若能自發進行，反應能自發進行是因為體系有自發地向混亂度增加的方向轉變的傾向，故正確。23、A【分析】【分析】

【詳解】

根據蓋斯定律，反應熱只與反應物和生成物的狀態有關，與路徑無關，因此可以將難于或不能測量反應熱的反應設計成多個可以精確測定反應熱的方程式，用蓋斯定律計算，該說法正確。四、原理綜合題(共2題，共18分)24、略

【分析】【分析】

按化學反應速率；平衡常數等定義判斷正誤、結合已知條件列式求解；電解質溶液中始終存在電荷守恒、物料守恒，充分運用守恒關系、結合已知條件求解；

【詳解】

I．(1)由圖可知2min內氫氣的物質的量增加了0.1mol，0-2min內的平衡常數則該溫度下，的平衡常數K=64。

(2)a．溫度不變；平衡常數不變，故a不符合題意；

b．該反應是反應前后氣體體積相等的反應，則反應體系中各物質的濃度都是原來的2倍，故b符合題意；

c．物質的量增大；則化學反應速率隨反應物濃度增加而加快；濃度減小而變慢，反應的瞬時速率始終在變化，而平均速率未必為原來的2倍，故c不符合題意；

d．2個平衡為等效平衡，即平衡時H2的體積分數相同；故d不符合題意；

答案為b。

(3)根據(1)，反應的正反應速率為正=k正c2(HI)，逆反應速率為逆=k逆c(H2)c(I2)，當達到化學平衡時，正=逆，所以則

Ⅱ．(1)a．平衡常數等于生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比；所以它們都能反映一定條件下對應變化進行的程度，故a正確；

b．弱酸和弱堿的電離平衡、水的電離平衡、鹽類的水解平衡一般為吸熱過程，而難溶電解質的溶解平衡不一定是吸熱過程，升高溫度平衡向吸熱方向移動，如果平衡正向是放熱過程，則升高溫度化學平衡常數減小，故b錯誤；

c．電離平衡常數只與溫度有關；溫度相同電離平衡常數相同，故c錯誤；

d．醋酸電離平衡常數水的離子積常數醋酸鈉水解平衡常數則一定溫度下，在CH3COONa溶液中，Kw=Ka·Kh，；故d正確；

答案選ad。

(2)25℃時，將amol·L-1的氨水與0.01mol·L-1的鹽酸等體積混合所得溶液中c(NH)=c(Cl-)，則根據電荷守恒得溶液呈中性；根據物料守恒得用含a的代數式表示NH3·H2O的電離平衡常數

(3)已知25℃時，HA的Ka=1×10-6，則NaA的水解平衡常數為因Ka>Kh，HA的電離程度大于A-的水解程度，25℃時，濃度均為0.01mol·L-1的HA與NaA等體積混合溶液呈酸性。

(4)已知常溫下Fe(OH)3和Mg(OH)2的Ksp分別為8.0×10-38、1.0×10-11，向濃度均為0.1mol·L-1的FeCl3、MgCl2的混合溶液中加入堿液，要使Fe3+完全沉淀而Mg2+不沉淀，Fe3+完全沉淀指其濃度不超過10-5mol/L，只要控制氫氧根離子濃度：應該調節溶液的pH范圍是【解析】64bad中酸25、略

【分析】【分析】

【詳解】

(1)2NO2(g)N2O4(g)△H<0；由于同一物質在氣體時含有的能量比液體或固體時多，所以A可以正確的表示反應過程的能量變化，B；C不能正確的表示物質的能量與狀態及反應過程的能量變化關系，故答案為A；

(2)根據圖示可知在低溫時主要生成N2；

(3)溫度高于900℃時；NO產率下降的原因是氨轉化為一氧化氮的反應為放熱反應，根據平衡移動原理，升高溫度，化學平衡向吸熱的逆反應方向移動，所以NO的產率降低，故答案為氨轉化為一氧化氮的反應為放熱反應；

(4)已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g)△H＝＋67.7kJ?mol－1①，N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g)△H＝－534.0kJ?mol－1②，NO2(g)1/2N2O4(g)△H＝－26.35kJ?mol-1③，根據蓋斯定律，②×2-①-③×2得2N2H4(g)+N2O4(g)=3N2(g)+4H2O(g)△H=-1083kJ/mol；

(5)氨和次氯酸鈉反應時，氨中的氮元素被氧化為N2H4，NaClO中的氯元素被還原為NaCl，根據電子守恒、原子守恒，可得該化學方程式為：2NH3+NaClO=N2H4+NaCl+H2O。【解析】AN2氨氣轉化為一氧化氮的反應為放熱反應；2N2H4(g)+N2O4(g)=3N2(g)+4H2O(g)△H=-1083kJ/mol2NH3+NaClO=N2H4+NaCl+H2O五、結構與性質(共4題，共32分)26、略

【分析】【分析】

【詳解】

(4)(CN)2(g)+2O2(g)=2CO2(g)+N2(g)2(CO2)-[(CN)2]=-1095kJ·mol-12(CO2)=-1095kJ·mol-1+[(CN)2]

C2H2(g)+2.5O2(g)=2CO2(g)+H2O(l)2(CO2)+(H2O)-(C2H2)=-1300kJ·mol-12(CO2)=-1300kJ·mol-1+286kJ·mol-1+227kJ·mol-1

[(CN)2]=1095kJ·mol-1-1300kJ·mol-1+286kJ·mol-1+227kJ·mol-1=308kJ·mol-1【解析】HgCl2+Hg(CN)2=Hg2Cl2+(CN)2(CN)2(g)+2O2(g)=2CO2(g)+N2(g)308kJ·mol-1或2CN-+5ClO-+H2O=2HCO+N2+5Cl-27、略

【分析】【詳解】

（1）同一周期元素；元素第一電離能隨著原子序數增大而呈增大趨勢，但第IIA族；第VA族元素第一電離能大于其相鄰元素，所以這三種元素第一電離能大小順序是N＞O＞C；同一周期元素，元素電負性隨著原子序數增大而呈增大，電負性最大的元是O，故答案為：N；O；

（2）Fe是26號元素，在周期表的第四行第八列，也就是第四周期，VIII族，Fe2＋的價電子排布式為3d6，3d軌道再失去一個電子后就成了半充滿的結構，根據洪特規則，這種結構能量較低，較穩定，所以Fe2＋容易失去一個電子，易被氧化為Fe3＋，Fe2+具有較強的還原性，故答案為：第四周期，VIII族；Fe2＋的價電子排布式為3d6，3d軌道再失去一個電子后就成了半充滿的結構，根據洪特規則，這種結構能量較低，較穩定，所以Fe2＋容易失去一個電子，易被氧化為Fe3＋；具有較強的還原性；

（3）等電子體是指具有相同價電子數目和原子數目的分子或離子,與CO互為等電子體的陰離子是CN－（或C22－），陽離子是NO＋。故答案為：CN－（或C22－）；NO＋；

（4）根據電解原理，陽極發生失電子的氧化反應，陽極反應為HNO2失去電子生成HNO3，1molHNO2反應失去2mol電子，結合原子守恒和溶液呈酸性，電解時陽極電極反應式為HNO2-2e-+H2O=NO3-+3H+。故答案為：HNO2-2e-+H2O=NO3-+3H+。【解析】①.N②.O③.第四周期VIII族④.Fe2＋的價電子排布式為3d6，3d軌道再失去一個電子后就成了半充滿的結構，根據洪特規則，這種結構能量較低，較穩定，所以Fe2＋容易失去一個電子，易被氧化為Fe3＋，具有較強的還原性⑤.CN－（或C22－）⑥.NO＋⑦.HNO2-2e-+H2O=NO3-+3H+28、略

【分析】【分析】

按核外電子排布規律、原子結構、元素的位置和元素性質的相互關系回答；對反應AsO(aq)+I2(aq)+2OH-(aq)AsO(aq)+2I-(aq)+H2O(l)；按平衡常數的定義；結合數據計算平衡濃度、由化學平衡的特征判斷說法的正誤；

【詳解】

(1)砷原子核外最外層電子排布式為4s24p3，按洪特規則，3個p電子分別占據3個p軌道，故未成對電子數為3。黃砷(As4)與白磷(P4)的結構類似，則A．分子中共價鍵鍵角均為60；A錯誤；B．砷原子半徑大于磷，黃砷中共價鍵不如白磷牢固，即鍵能小于白磷，B錯誤；C．黃砷分子是同種元素組成的非金屬單質，分子內只有非極性鍵，屬于非極性分子，C錯誤；D．結構相似，黃砷相對分子質量比白磷大；分子間作用力比白磷大，熔點高于白磷，故敘述正確的是D。

(2)砷化氫的結構與氨氣類似，則砷化氫的電子式為其分子的空間構型為三角錐型，分子內正電荷重心和負電荷重心不重疊，是極性分子。

(3)N和As元素均位于ⅤA族；具有相同的最外層電子數，因為As原子的電子層數大于N，其原子半徑大于N，故As原子的得電子能力小于N，As元素的非金屬性弱于N。

(4)①按定義，反應AsO(aq)+I2(aq)+2OH-(aq)AsO(aq)+2I-(aq)+H2O(l)的平衡常數表達式由表知，平衡時，c(AsO)=ymol·L-1，則反應過程中消耗n(AsO)=0.06L×ymol。則平衡時

②由圖可知，tm時，c(AsO)<ymol·L-1，則反應從正方向建立平衡，從tm到tn，生成物濃度不斷升高，逆反應速率也不斷增大v逆<n時v逆。當反應達到平衡后；則：

A．v(I-)=2v(AsO)；未表示出是否為正逆反應速率，A錯誤；

B．平衡時各成分的濃度不再變化；則溶液的pH不再變化，B正確；

C．平衡時各成分的濃度不再變化，c(I-)=2c(AsO)=2ymol·L-1；C錯誤；

D．平衡時各成分的濃度不再變化，c(AsO)/c(AsO)不再變化；D正確；

選項正確的是BD?！窘馕觥?D三角錐極性兩者具有相同的最外層電子數，因為As原子的電子層數大于N，其原子半徑大于N，故As原子的得電子能力小于N，As元素的非金屬性弱于Nx-y小于由圖可知，從tm到tn，生成物濃度不斷升高，逆反應速率也不斷增大BD29、略

【分析】【詳解】

(1)對應酸的電離平衡常數分析可知：酸性CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，酸性越弱對應鹽的水解程度越大，堿的堿性越強，則溶液堿性②NaOH溶液＞①NaCN溶液＞④NaHCO3溶液＞③CH3COONa溶液；這4種溶液pH由大到小的順序是：②①④③；

(2)碳酸氫根的水解平衡常數Kh==2.5×10-8；

(3)碳酸氫鈉堿性大于同濃度的CH3COONa溶液；則消耗鹽酸的體積③＜④；

(4)NaCN溶液中存在CN-的水解，溶液顯堿性，由于水解是微弱的，且水也會電離出氫氧根，所以溶液中粒子濃度由大到小為c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(HCN)＞c(H+)；

碳酸的一級電離常數大于HCN的，二級電離常數小于HCN的，所以向NaCN溶液中通入少量CO2，反應生成HCN與NaHCO3，該反應離子方程式為：CN-+CO2+H2O=HCN+HCO

(5)碳酸氫根的電離平衡常數為=5.010-11，則c(H+)=10-10mol/L；所以pH=10。

【點睛】

酸性越強，其對應的鹽溶液水解程度越大；比較溶液中粒子濃度大小關系時，要注意弱電解質的電離和鹽類的水解都是微弱的?！窘馕觥竣冖佗堍?.5×10-8＜c(Na+)＞c(CN-)＞c(OH-)＞c(HCN)＞c(H+)CN-+CO2+H2O=HCN+HCO10六、元素或物質推斷題(共4題，共8分)30、略

【分析】【分析】

Ⅰ．白色無機鹽X(含三種元素，相對分子質量小于400)能與水發生反應。白色沉淀D中的一種成分及質量與沉淀B相同，B為BaSO4，物質的量為D中另一種沉淀為與氯離子生成的AgCl，物質的量為推知X中含S:0.02mol×2=0.04mol、Ag:0.04mol、由質量守恒含氧=0.012mol，A的實驗式為Ag2S2O3，相對分子質量小于400時，Ag2S2O3為328，符合題意，A為Ag2S2O3，與水反應Ag2S2O3＋H2O＝Ag2S＋H2SO4；黑色固體A為Ag2S，與濃硝酸反應的離子方程式是Ag2S＋8NO3-＋8H+＝2Ag+＋SO42-＋8NO2↑＋4H2O；各物質關系如圖：

Ⅱ．Ag+會與Iˉ發生反應生成AgI沉淀，使Ag+的濃度下降，從而減弱Ag+的氧化性，使上述反應很難發生；用原電池的方法證明Ag+也能氧化Iˉ，要用鹽橋將Ag＋和I－分開；用惰性電極作電極，由此設計。

【詳解】

Ⅰ．由分析：(1)白色沉淀D的成分為BaSO4和AgCl；

故答案為：BaSO4和AgCl；

(2)黑色固體A與濃硝酸反應生成硫酸銀和二氧化氮，離子方程式是Ag2S＋8NO3-＋8H+＝2Ag+＋SO42-＋8NO2↑＋4H2O；

故答案為：Ag2S＋8NO3-＋8H+＝2Ag+＋SO42-＋8NO2↑＋4H2O；

（3）X與H2O反應生成黑色的硫化銀和硫酸，化學方程式是Ag2S2O3＋H2O＝Ag2S＋H2SO4；

故答案為：Ag2S2O3＋H2O＝Ag2S＋H2SO4；

Ⅱ．（1）甲同學猜測，0.1mol·Lˉ1KI溶液(事先加入幾滴淀粉溶液)加入到0.1mol·Lˉ1AgNO3溶液中時，溶液應變藍色，有碘生成，對應的離子方程式2Ag+＋2Iˉ＝2Ag＋I2；

故答案為：2Ag+＋2Iˉ＝2Ag＋I2；

（2）乙同學認為甲同學的實驗方案有問題，理由是Ag+會與Iˉ發生反應生成AgI沉淀，使Ag+的濃度下降，從而減弱Ag+的氧化性，使上述反應很難發生。用原電池的方法證明Ag+也能氧化Iˉ，要用鹽橋將Ag＋和I－分開，用惰性電極作電極，電極材料及電解質溶液、實驗裝置圖，如圖：

故答案為：Ag+會與Iˉ發生反應生成AgI沉淀，使Ag+的濃度下降，從而減弱Ag+的氧化性，使上述反應很難發生；【解析】BaSO4和AgClAg2S＋8NO3-＋8H+＝2A