2025年人教版選修4化學下冊月考試卷

…………○…………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年人教版選修4化學下冊月考試卷269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7題，共14分)1、從化學鍵的角度分析，化學反應的過程就是舊鍵斷裂和新鍵的形成過程。已知反應：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-93kJ?mol-1。試根據表中所列鍵能數據；計算a為（）

。化學鍵。

H-H

N-H

N≡N

鍵能/kJ?mol-1

436

a

945

A.360kJ/molB.391kJ/molC.1288kJ/molD.1474kJ/mol2、室溫下，某溶液初始時僅溶有M和N且濃度相等，同時發(fā)生以下兩個反應：①②反應①的速率可表示為反應②的速率可表示為(為速率常數)。反應體系中組分M；Z的濃度隨時間變化情況如圖。下列說法正確的是。

A.0~30min時間段內，Y的平均反應速率為B.反應開始后，當體系中Y和Z的濃度之比保持不變，說明該反應達到了平衡C.如果反應能進行到底，反應結束時62.5%的M轉化為ZD.反應①的活化能比反應②的活化能小3、下列說法正確的是A.HR溶液的導電性較弱，HR屬于弱酸B.用廣泛pH試紙測得某酸溶液pH=3.1C.25℃時，由水電離出的c(H＋)<10-7mol·L-1的溶液一定是酸性溶液D.常溫下，在1mol·L-1NaOH溶液和1mol·L-1鹽酸中水的離子積相等4、常溫下，某一元堿與鹽酸反應，反應過程中由水電離的濃度的負對數與所加鹽酸的體積間關系如圖，下列說法正確的是（）

A.水的電離程度B.點溶液滿足C.為弱堿，其電離平衡常數約為D.點溶液滿足5、下列溶液呈堿性的是A.NH4NO3B.H2SO4C.KClD.Na2CO36、在常溫時；下列說法正確的是（）

?；瘜W式。

CH3COOH

H2CO3

H2C2O4

Ka

Ka=1.8×10-5

Ka1=4.1×10-7

Ka2=5.6×10-11

Ka1=5.9×10-2

Ka2=6.4×10-5

A.在Na2C2O4溶液中通入少量的CO2可以發(fā)生如下反應：C2O42-+CO2+H2O=HC2O4-+HCO3-B.向0.1mol·L-1的H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液恰好至中性，此時溶液中各離子濃度大小關系是：c(Na+)>c(HC2O4—）>c(C2O42-)>c(OH—)=c(H+)C.向0.1mol·L-1CH3COOH溶液中滴加NaOH溶液至c(CH3COOH)：c(CH3COO-)=5：9，此時溶液pH=5D.0.1mol·L-1的醋酸鈉溶液20mL與0.1mol·L-1鹽酸10mL混合后溶液顯酸性，則有c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(CH3COOH)7、某興趣小組設計如下微型實驗裝置。實驗時，先斷開K2，閉合K1，兩極均有氣泡產生；一段時間后，斷開K1，閉合K2；發(fā)現電流計A指針偏轉。下列有關描述正確的是。

A.斷開K2，閉合K1時，總反應的離子方程式為：2Cl－＋2H+H2↑＋Cl2↑B.斷開K2，閉合K1時，a是電源的正極，鐵電極發(fā)生氧化反應C.斷開K1，閉合K2時，石墨電極附近溶液變紅，鐵電極上的電極反應為：Cl2＋2e—=2Cl－D.斷開K1，閉合K2時，石墨電極作正極評卷人得分二、填空題(共9題，共18分)8、在密閉容器中進行反應①Fe(s)+CO2(g)FeO(s)+CO(g)ΔH1=akJ·mol-1

反應②2CO(g)+O2(g)2CO2(g)△H2=bkJ·mol-1

反應③2Fe(s)+O2(g)2FeO(s)△H3

（1）△H3=_____________________________(用含a、b的代數式表示)。

（2）反應①的化學平衡常數表達式K=_________________________，已知500℃時反應①的平衡常數K=1.0，在此溫度下2L密閉容器中進行反應①，Fe和CO2的起始量均為2.0mol，達到平衡時CO2的轉化率為_____________________________，CO的平衡濃度為_____________________________。

（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是CO2濃度的兩倍，則a_____0(填“>”、“<”或“=”)。為了加快化學反應速率且使體系中CO的物質的量增加，其他條件不變時，可以采取的措施有_____________________________(填序號)。

A．縮小反應器體積B．再通入CO2C．升高溫度D．使用合適的催化劑。

（4）在密閉容器中，對于反應：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，SO2和O2起始時分別為20mol和10mol；達平衡時，SO2的轉化率為80%。若從SO3開始進行反應，在相同的溫度下，欲使平衡時各成分的百分含量與前者相同，則起始時SO3的物質的量為_____________，其轉化率為____________。9、煤燃燒排放的煙氣含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大氣，采用NaClO2溶液作為吸收劑可同時對煙氣進行脫硫；脫硝；回答下列問題：

（1）在鼓泡反應器中通入含有SO2和NO的煙氣，反應溫度為323K，NaClO2溶液濃度為5×10?3mol·L?1。反應一段時間后溶液中離子濃度的分析結果如下表。離子SO42?SO32?NO3?NO2?Cl?c/（mol·L?1）8.35×10?46.87×10?61.5×10?41.2×10?53.4×10?3

①寫出NaClO2溶液脫硝過程中主要反應的離子方程式____________。

②由實驗結果可知，脫硫反應速率______脫硝反應速率（填“大于”或“小于”）。原因是除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同，還可能是_____________。

（2）在不同溫度下，NaClO2溶液脫硫、脫硝的反應中，SO2和NO的平衡分壓pc如圖所示。

①由圖分析可知，反應溫度升高，脫硫、脫硝反應的平衡常數均_______（填“增大”“不變”或“減小”）。

②反應ClO2?+2SO32?===2SO42?+Cl?的平衡常數K表達式為________________。

（3）如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2；也能得到較好的煙氣脫硫效果。

①從化學平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的優(yōu)點是______________。

②已知下列反應：

SO2(g)+2OH?(aq)=SO32?(aq)+H2O(l)ΔH1

ClO?(aq)+SO32?(aq)=SO42?(aq)+Cl?(aq)ΔH2

CaSO4(s)===Ca2+（aq）+SO42?（aq）ΔH3

則反應SO2(g)+Ca2+（aq）+ClO?(aq)+2OH?(aq)===CaSO4(s)+H2O(l)+Cl?(aq)的ΔH=_______。10、已知：Na2CO3?10H2O(s)═Na2CO3(s)+10H2O(g)△H1=+532.36kJ?mol-1，Na2CO3?10H2O(s)═Na2CO3?H2O(s)+9H2O(g)△H1=+473.63kJ?mol-1，寫出Na2CO3?10H2O脫水反應生成Na2CO3(s)和水蒸氣的熱化學方程式______11、在體積為1L的密閉容器中，進行如下化學反應：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，化學平衡常數K與溫度T的關系如下表：。T/℃70080085010001200K0.60.91.01.72.6

回答下列問題：

(1)該反應的平衡常數表達式K＝__________，升高溫度，化學平衡向__________(填“正反應”或“逆反應”)方向移動。

(2)能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的依據是________。

A．c(CO2)＝c(CO)B．K不變。

C．容器中的壓強不變D．v正(H2)＝v正(CO2)E．c(H2)保持不變。

(3)若某溫度下，平衡濃度符合下列關系：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，此時的溫度為_____；在此溫度下，若向該容器中投入1molCO2、1.2molH2、0.75molCO、1.5molH2O，則此時反應朝______方向進行(填“正反應”、“逆反應”)。12、已知H2S與CO2高溫下發(fā)生反應：H2S（g）＋CO2（g）COS（g）＋H2O（g）。在610K時，將0.40molH2S與0.10molCO2充入2L的空鋼瓶中；反應平衡后水的物質的量分數為0.02。

（1）該反應的化學平衡常數表達式K＝____________。

（2）向反應器中再分別充入下列氣體，能使H2S轉化率增大的是____（填標號）。

AH2SBCOSCCO2DN2

（3）CO2的平衡轉化率α1＝_____%，反應平衡常數K＝__________。（保留兩位有效數字）

（4）在600K重復實驗，平衡后水的物質的量分數為0.03，CO2的轉化率α2________α1，該反應的ΔH______0（填“>”“<”或“＝”）。13、已知0.1mol?L﹣1CH3COONa溶液pH=8，按物質的量濃度由大到小順序排列該溶液中各種微粒(水分子除外)________．14、在室溫下；下列四種溶液：

①0.1mol/LNH4Cl②0.1mol/LCH3COONH4③0.1mol/LNH4HSO4④0.1mol/LNH3·H2O

請根據要求填寫下列空白：

(1)溶液①呈_______性(填“酸”、“堿”或“中”)，其原因是_______________(用離子方程式表示)。

(2)在上述四種溶液中，pH最小的是___________；c(NH4+)最小的是_______(填序號)。

(3)室溫下，測得溶液②的pH=7，則CH3COO-與濃度的大小關系是：c(CH3COO-)_______c()(填“＞”、“＜”或“＝”)。15、回答下列問題：

(1)溶液顯酸性，試用離子方程式解釋其原因________。

(2)氯化銀在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)，在25C時，氯化銀的現將足量氯化銀分別放入：①氯化鎂溶液中，②硝酸銀溶液中，③氯化鋁溶液中，④鹽酸溶液中。充分攪拌后，相同溫度下銀離子濃度由大到小的順序是___________(填寫序號)。

(3)下表所示的是常溫下，某些弱酸的電離常數，請根據要求作答。弱酸電離常數弱酸電離常數

①相同物質的量濃度的和的混合溶液中離子濃度由大到小的順序為_________。

②請判斷溶液顯_________性(填“酸”；“堿”或“中”)。

③下列離子方程式書寫正確的是_______。

A.HC2O4-+SO32-═HSO3-+C2O42-

B.2CH3COOH+SO32-═2CH3COO-+H2O+SO2↑

C.SO2+H2O+2CH3COO-═2CH3COOH+SO32-

D.2CO32-+SO2+H2O═2HCO3-+SO32-16、.按要求寫出下列化學方程式或離子方程式。

（1）鋁與氫氧化鈉溶液反應的離子方程式_________________________________

（2）7.80g乙炔氣體完全燃燒生成二氧化碳和液態(tài)水；放出389.9kJ的熱量，寫出反應的熱化學方程式_______________________________

（3）氫氧燃料電池是最常見的燃料電池，電解質溶液通常是KOH溶液，寫出負極電極反應式______________________________評卷人得分三、判斷題(共1題，共2分)17、向溶液中加入少量水，溶液中減小。(____)評卷人得分四、結構與性質(共3題，共15分)18、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：)19、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“＝”）。20、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：__。評卷人得分五、實驗題(共1題，共6分)21、某興趣小組同學將銅片加入稀硝酸；發(fā)現開始時反應非常慢，一段時間后反應速率明顯加快。該小組通過實驗探究其原因。請你和探究小組完成下列問題:

（1）提出合理假設。該實驗中反應速率明顯加快的原因可能是__________。A．反應放熱導致溫度升高B．壓強增大C．生成物的催化作用D．反應物接觸面積增大（2）初步探究測定實驗過程中不同時間溶液的溫度；結果如下表：

。時間/min

0

10

15

20

25

35

50

60

70

80

80

溫度/℃

25

26

26

26

26

26.5

27

27

27

27

27

根據表中實驗數據規(guī)律，結合實驗假設你得出的結論是________________。

（3）進一步探究。查閱文獻了解到化學反應的產物（含中間產物）可能對反應有催化作用。為此；請你完成以下實驗設計（將表格和實驗目的補充完整）：

。實驗。

編號銅片。

質量/g0.1mol·L-1

硝酸/mL硝酸銅。

溶液/mL亞硝酸鈉。

溶液/mL水的體積。

/mL實驗目的。

①

5

20

0

0

___

實驗①和②探究_________對實驗的影響；實驗①和③探究亞硝酸根的影響。

②

5

20

0.5

0

0

③

5

20

____

____

0

參考答案一、選擇題(共7題，共14分)1、B【分析】【詳解】

根據焓變△H=反應物總鍵能-生成物總鍵能計算；

N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-93kJ?mol-1，則945kJ/mol+3×436kJ/mol-2×3×a=-93kJ?mol-1；解得a=391kJ/mol，故選B。

【點睛】

利用鍵能計算焓變時，需要計算出分子中共價鍵的數目。如1molNH3含有3molN-H。2、C【分析】【詳解】

A．由圖中數據可知，30min時，M、Z的濃度分別為0.300mol/L和0.125mol/L，則M的變化量為0.5mol/L-0.300mol/L=0.200mol/L，其中轉化為Y的變化量為0.200mol/L-0.125mol/L=0.075mol/L。因此，0~30min時間段內，Y的平均反應速率為A錯誤；

B．由題中信息可知，反應①和反應②的速率之比為Y和Z分別為反應①和反應②的產物，且兩者與M的化學計量數相同（化學計量數均為1），因此反應開始后，體系中Y和Z的濃度之比等于由于k1、k2為速率常數；故該比值保持不變，不能說明該反應達到了平衡，B錯誤；

C．結合A、B的分析可知因此反應開始后，在相同的時間內體系中Y和Z的濃度之比等于=因此，如果反應能進行到底，反應結束時有的M轉化為Z；即62.5%的M轉化為Z，C正確；

D．由以上分析可知；在相同的時間內生成Z較多；生成Y較少，因此，反應①的化學反應速率較小，在同一體系中，活化能較小的化學反應速率較快，故反應①的活化能比反應②的活化能大，D錯誤；

答案選C。3、D【分析】【詳解】

A．HR溶液的導電性較弱；只能說離子濃度較小，HR不一定屬于弱酸，強酸濃度很小時導電性也很弱，故A錯誤；

B．用廣泛pH試紙的pH值是正整數；故B錯誤；

C．25℃時，由水電離出的c(H＋)＜10?7mol·L?1的溶液；說明是抑制水的電離，溶液可能是酸性溶液，也可能是堿性溶液，故C錯誤；

D．常溫下，在1mol·L?1NaOH溶液和1mol·L?1鹽酸中水的離子積相等，都是Kw＝1.0×10?14；故D正確。

綜上所述，答案為D。4、A【分析】【分析】

圖中c點最小推出c點為恰好完全反應點，<7說明發(fā)生鹽的水解，說明BOH為弱堿；以a點溶質全部是BOH，來計算值。

【詳解】

A.a點溶質是BOH，為堿性溶液，抑制水的電離，b、d點的pH=7，為中性溶液，c點是鹽酸與BOH恰好完全反應的點，得到BCl鹽溶液，呈酸性，的水解促進水的電離，故水的電離程度c>d=b>a；A正確；

B.c點溶質為BCl，由質子守恒可得：d點HCl過量，則B錯誤；

C.a點加入鹽酸的量為0，溶液溶質為BOH，由此可知常溫下BOH電離的則BOH為弱堿，且的數量級為C錯誤；

D.c點最小，c點HCl與BOH恰好完全反應得BCl溶液，根據物料守恒：D錯誤；

答案選A。5、D【分析】【詳解】

A．NH4NO3為強酸弱堿鹽；溶液呈酸性，A不合題意；

B．H2SO4為強酸；溶液顯酸性，B不合題意；

C．KCl為強酸強堿的正鹽；溶液呈中性，C不合題意；

D．Na2CO3為強堿弱酸的正鹽；溶液呈堿性，D符合題意；

故選D。6、C【分析】【詳解】

A項、因為碳酸的Ka1=4.1×10-7小于H2C2O4的Ka2=6.4×10-5；所以兩者不反應，故A錯誤；

B項、由草酸氫鈉溶液呈酸性，草酸鈉溶液呈堿性可知，向0.1mol?L-1的H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液恰好至中性，得到應是草酸氫鈉和草酸鈉的混合溶液，溶液中離子濃度大小關系是c（Na+）＞c（C2O42-）＞c（HC2O4-）＞c（OH-）=c（H+）；故B錯誤；

C項、由醋酸的電離常數Ka=可知，當溶液中c（CH3COOH）：c（CH3COO-）=5：9時，溶液中c（H+）==1.8×10-5×=10-5mol/L；pH=5，故C正確；

D項、將0.1mol/L的醋酸鈉溶液20mL與0.1mol/L鹽酸10mL混合后，溶液中的溶質是等物質的量濃度的醋酸鈉、醋酸和氯化鈉，混合溶液呈酸性，說明醋酸電離程度大于醋酸根離子水解程度，醋酸部分電離，則溶液中離子濃度大小順序是c（CH3COO-）＞c（Cl-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）；故D錯誤；

故選C。7、D【分析】【分析】

【詳解】

A.斷開K2，閉合K1時，是電解池裝置，電解飽和食鹽水的總反應的離子方程式為2H2O+2Cl-Cl2↑+H2↑+2OH-；故A錯誤；

B.斷開K2，閉合K1時；是電解池裝置，兩極均有氣泡產生，說明兩極產生的氣體分別是氫氣和氯氣，因此活潑金屬鐵不能做陽極，應該是做陰極，則a是電源的正極，鐵電極為負極，發(fā)生還原反應，故B錯誤；

C.斷開K1，閉合K2時，發(fā)現電流計A指針偏轉，證明是原電池反應，形成氫氯燃料電池，斷開K2，閉合K1時；鐵電極上產生了氫氣，石墨電極上產生了氯氣，因此鐵做負極發(fā)生氧化反應，氫氣失電子生成氫離子的反應，故C錯誤；

D.斷開K1，閉合K2時，發(fā)現電流計A指針偏轉，證明是原電池反應，形成氫氯燃料電池，斷開K2，閉合K1時；鐵電極上產生了氫氣，石墨電極上產生了氯氣，因此石墨電極作正極，故D正確；

故選D。二、填空題(共9題，共18分)8、略

【分析】【詳解】

（1）由蓋斯定律2×①+②得到，2Fe(s)+O2(g)2FeO(s)△H3=(2a+b)kJ·mol-1

（2）反應①的化學平衡常數表達式K=c(CO)/c(CO2)，設轉化的CO2的物質的量為xmol，則平衡時CO的物質的量為xmol，CO2的物質的量為（2-x）mol，K=c(CO)/c(CO2)==1.0，x=1mol，CO2的轉化率=×%=50%，c(CO)==0.5mol/L；

（3）將上述平衡體系升溫至700℃，再次達到平衡時體系中CO的濃度是C02濃度的兩倍；對于反應①，說明升高溫度平衡向正反應移動，升高溫度平衡向吸熱反應進行，故a＞0；

A．該反應前后氣體的物質的量不變；縮小反應器體積，壓強增大，平衡不移動，A不符合；

B．通入CO2；濃度增大，速率加快，平衡向正反應移動，CO的物質的量增大，B符合；

C．該反應正反應是吸熱反應；升高溫度，速率加快，平衡向正反應移動，CO的物質的量增大，C符合；

D．使用合適的催化劑；加快反應速率，平衡不移動，D不符合。

（4）在相同的溫度下，欲使平衡時各成分的百分含量與前者相同，說明兩平衡是等效平衡，按化學計量轉化到一邊，對應成分的物質的量相同，根據方程式可知，20molSO2和10molO2完全轉化，可得SO3的物質的量為20mol，故從SO3開始反應，達到相同平衡狀態(tài)，需要SO3物質的量為20mol；SO2的轉化率為80%，其轉化的物質的量為20mol×80%=16mol，所以從SO3開始反應，達到相同平衡狀態(tài)，SO3物質的量為16mol，轉化的SO3物質的量為（20-16）mol=4mol，其SO3轉化率為=20%?！窘馕觥竣?(2a+b)kJ·mol-1②.K=c(CO)/c(CO2)③.50%④.0.5mol/L⑤.>⑥.BC⑦.20mol⑧.20%9、略

【分析】【分析】

（1）①亞氯酸鈉具有氧化性，會將NO氧化成NO3-，且NaClO2溶液呈堿性，據此分析作答；

②由實驗結果可知，在相同時間內硫酸根離子的濃度增加的多，因此脫硫反應速率大于脫硝反應速率．原因是除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同，還可能是二氧化硫的還原性強，易被氧化；

（2）①由圖分析可知，根據反應3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；NO的平衡分壓的負對數隨溫度的升高而減小，則說明溫度越高，NO的平衡分壓越大，NO的含量越高，故升高溫度，平衡向逆反應方向進行，平衡常數減??；

②化學平衡常數是指各生成物濃度的化學計量數次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數次冪的乘積所得的比值；根據平衡常數的定義列出具體表達式；

（3）①如果采用NaClO、Ca（ClO）2替代NaClO2，由于生成的硫酸鈣微溶，降低硫酸根離子濃度，促使平衡向正反應方向進行；

②根據蓋斯定律計算。

【詳解】

（1）①亞氯酸鈉具有氧化性，且NaClO2溶液呈堿性，則NaClO2溶液脫硝過程中主要反應的離子方程式為：3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；正反應是體積減小的；則增加壓強，NO的轉化率提高；

故答案為3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；提高；

②由實驗結果可知，在相同時間內硫酸根離子的濃度增加的多，因此脫硫反應速率大于脫硝反應速率。原因是除了SO2和NO在煙氣中的初始濃度不同；還可能是NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高；

故答案為大于；NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高；

（2）①由圖分析可知，根據反應3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；NO的平衡分壓的負對數隨溫度的升高而減小，則說明溫度越高，NO的平衡分壓越大，NO的含量越高，故升高溫度，平衡向逆反應方向進行，平衡常數減小，故答案為減?。?/p>

②反應ClO2?+2SO32-===2SO42-+Cl?的平衡常數K表達式為：K=；

故答案為K=

（3）①如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，生成硫酸鈣沉淀，降低硫酸根離子濃度，促使平衡向正反應方向進行，所以Ca(ClO)2效果好；

故答案為形成CaSO4沉淀，降低硫酸根離子濃度，反應平衡向產物方向移動，SO2轉化率提高；

②SO2(g)+2OH?(aq)=SO32?(aq)+H2O(l)ΔH1

ClO?(aq)+SO32?(aq)=SO42?(aq)+Cl?(aq)ΔH2

CaSO4(s)===Ca2+（aq）+SO42?（aq）ΔH3

則根據蓋斯定律可知①+②?③即得到反應SO2(g)+Ca2+（aq）+ClO?(aq)+2OH?(aq)===CaSO4(s)+H2O(l)+Cl?(aq)，則△H1＋△H2－△H3；

故答案為△H1＋△H2－△H3?！窘馕觥?OH-＋3ClO2－＋4NO＝4NO3－＋3Cl－＋2H2O大于NO溶解度較低或脫硝反應活化能較高減小K=形成CaSO4沉淀，反應平衡向產物方向移動，SO2轉化率提高△H1＋△H2－△H310、略

【分析】【分析】

依據熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需要的熱化學方程式。

【詳解】

①Na2CO3?10H2O(s)═Na2CO3(s)+10H2O(g)△H1=+532.36kJ?mol-1

②Na2CO3?10H2O(s)═Na2CO3?H2O(s)+9H2O(g)△H1=+473.63kJ?mol-1

由蓋斯定律①-②得到：Na2CO3?H2O(s)═Na2CO3(s)+H2O(g)△H1=+58.73kJ?mol-1；

故答案為：Na2CO3?H2O(s)═Na2CO3(s)+H2O(g)△H1=+58.73kJ?mol-1。【解析】Na2CO3?H2O(s)═Na2CO3(s)+H2O(g)△H1=+58.73kJ?mol-111、略

【分析】【詳解】

平衡常數K==根據題中給出的表格可知，溫度升高，K值增大，該反應為吸熱反應，升高溫度，平衡向正反應方向移動；達到平衡狀態(tài)的依據是各反應物的物質的量、濃度、壓強等不再隨時間的變化而變化，正反應速率等于逆反應速率；當c(CO2)·c(H2)=c(CO)·c(H2O)時，=1，該溫度為850℃；該溫度下，向該容器中投入1molCO2、1.2molH2、0.75molCO、1.5molH2O，數值帶入==0.94<1；因而反應正向移動。

【點睛】

化學平衡及平衡常數的基本計算。

點評：本題主要考查化學平衡的相關內容，屬于簡單題，出題幾率較大，應引起重視?！窘馕觥空磻狤850℃正反應12、略

【分析】【分析】

由題意知①通入H2S，平衡正向移動，但自身轉化率減??；通入CO2，平衡正向移動；通入COS，平衡逆向移動；恒容條件下通入N2；平衡不移動。②在600K重復實驗，平衡后水的物質的量分數為0.03，說明升高溫度平衡逆向移動；③利用“三段式”計算平衡轉化率以及反應平衡常數。

【詳解】

（1）反應方程式為H2S（g）＋CO2（g）COS（g）＋H2O（g）則化學平衡常數表達式

故答案為

（2）A.充入H2S，濃度增大，平衡正向移動，H2S的轉化率減?。还蔄選項錯誤；

B．充入COS，平衡逆向移動，H2S的轉化率減??；故B選項錯誤；

C.充入CO2，平衡正向移動，H2S的轉化率增大；故C選項正確；

D.充入N2，平衡不移動，H2S的轉化率不變；故D選項錯誤；

故答案選C；

（3）由題意設H2S轉化的物質的量為x，H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)

起始（mol）0.400.1000

轉化（mol）xxxx

平衡（mol）0.40-x0.10-xxx

已知反應平衡后水的物質的量分數為0.02，則=0.02，解得x=0.01，故CO2的平衡轉化率a1=×100%=10%；反應平衡常數K=≈2.8×10-3；

故答案為10%2.8×10-3；

（4）水的物質的量分數增大，說明升高溫度平衡逆向移動，CO2的轉化率a2＞a1，且正反應放熱，即△H＜0；

故答案為><。

【點睛】

題目考查化學平衡的影響因素和計算等問題，檢驗學生的分析能力和計算能力，解題方法：列出化學平衡三段式，根據平衡常數、平衡移動原理等分析和計算，難度中等?！窘馕觥緾10%2.8×10-3><13、略

【分析】【詳解】

0.1mol?L-1CH3COONa溶液pH=8，說明溶液呈堿性，原因是醋酸根水解使溶液呈堿性，在溶液中發(fā)生CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH﹣，則有c(Na+)＞c(CH3COO-)；

因呈堿性，則c(OH﹣)＞c(H+)；

一般來說，單水解程度較低，則c(CH3COO-)＞c(OH﹣)；

因發(fā)生CH3COO-+H2O?CH3COOH+OH﹣，且還存在水的電離，則c(OH-)＞c(CH3COOH)，故有c(Na+)＞c(CH3COO﹣)＞c(OH﹣)＞c(CH3COOH)＞c(H+)。【解析】c(Na+)＞c(CH3COO﹣)＞c(OH﹣)＞c(CH3COOH)＞c(H+)14、略

【分析】【分析】

根據鹽類的水解判斷溶液的酸堿性并寫出水解離子方程式；根據物質的微粒構成情況判斷離子濃度的大??；根據電荷守恒判斷離子濃度的關系；據此解答。

【詳解】

（1）氯化銨是強酸弱堿鹽，銨根離子水解顯酸性；水解離子方程式為+H2O?NH3·H2O+H+；答案為酸，+H2O?NH3·H2O+H+。

（2）酸溶液中氫離子濃度越大，溶液pH越小，①0.1mol/LNH4Cl中水解顯酸性；②0.1mol/LCH3COONH4中CH3COO-二者均水解，相互促進，程度相當，近似為中性；③0.1mol/LNH4HSO4溶液中電離出氫離子顯酸性，抑制銨根離子水解；④0.1mol/LNH3?H2O是弱電解質，微弱電離生成銨根離子顯堿性；上述分析可知酸性最強的是0.1mol/LNH4HSO4溶液，銨根離子濃度最小的是0.1mol/LNH3?H2O；答案為③；④。

（3）0.1mol/LCH3COONH4中存在CH3COO-、H+、OH-等四種離子，由電荷守恒得c()+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，室溫下，測得溶液②的pH=7，c(H+)=c(OH-)，所以c()=c(CH3COO-)；答案為=?！窘馕觥竣?酸②.+H2O?H++NH3?H2O③.③④.④⑤.=15、略

【分析】【分析】

(1)NH4Cl是強酸弱堿鹽；銨根離子水解導致溶液呈酸性；

(2)氯化銀在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)，Ag+(aq)、Cl-(aq)都抑制AgCl溶解，溶液中c(Ag+)、c(Cl-)越大其抑制AgCl溶解程度越大；

(3)①等物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3混合溶液中，CO32-的水解程度遠遠大于HCO3-水解程度，二者都水解導致溶液呈堿性；②根據NaHC2O4的K2與Kh的相等大小分析解答；③電離平衡常數表得到酸性強弱H2C2O4＞H2SO3＞HC2O4-＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-；酸性強的可以制備酸性弱的，據此分析判斷。

【詳解】

(1)NH4Cl是強酸弱堿鹽，銨根離子水解，導致溶液呈酸性，水解方程式為H2O+NH4+?NH3?H2O+H+，故答案為：H2O+NH4+?NH3?H2O+H+；

(2)氯化銀在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)?Ag+(aq)+Cl-(aq)，Ag+(aq)、Cl-(aq)都抑制AgCl溶解，溶液中c(Ag+)、c(Cl-)越大其抑制AgCl溶解程度越大，①10mL0.1mol/L氯化鎂溶液中c(Cl-)=0.2mol/L，②25mL0.1mol/L硝酸銀溶液中c(Ag+)=0.1mol/L，③50mL0.1mol/L氯化鋁溶液中c(Cl-)=0.3mol/L，④100mL0.1mol/L鹽酸溶液中c(Cl-)=0.1mol/L，則抑制AgCl溶解的程度②=④＜①＜③，硝酸銀溶液中含有Ag+，其濃度最大，則這幾種溶液中c(Ag+)大小順序是②＞④＞①＞③；故答案為：②＞④＞①＞③；

(3)①等物質的量濃度的Na2CO3和NaHCO3混合溶液中，CO32-的水解程度遠遠大于HCO3-水解程度，二者都水解，導致溶液呈堿性，離子濃度大小順序是c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案為：c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)；

②NaHC2O4溶液中K2=5.4×10-5，HC2O4-水解平衡常數Kh==1.85×10-13＜5.4×10-5，說明HC2O4-電離程度大于水解程度；溶液呈酸性，故答案為：酸；

③根據常溫下弱酸的電離常數，酸性強弱H2C2O4＞H2SO3＞HC2O4-＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-。A．HC2O4-+SO32-═HSO3-+C2O42-，符合酸性強弱，故A正確；B.2CH3COOH+SO32-═2CH3COO-+H2O+SO2↑，醋酸酸性比亞硫酸氫根離子酸性弱，不能進行，故B錯誤；C．SO2+H2O+2CH3COO-═2CH3COOH+SO32-，亞硫酸酸性大于醋酸，反應不可以生成SO32-，只能生成HSO3-，故C錯誤；D.2CO32-+SO2+H2O═2HCO3-+SO32-，亞硫酸酸性大于碳酸，反應可以進行，故D正確；故答案為：AD?！窘馕觥縃2O+NH4+?NH3?H2O+H+②＞④＞①＞③c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)酸AD16、略

【分析】【分析】

（1）鋁與氫氧化鈉溶液反應生成偏鋁酸鈉和氫氣；

（2）0.3mol乙炔燃燒生成二氧化碳氣體和液態(tài)水時；放出389.9kJ熱量，則2mol乙炔完全燃燒生成二氧化碳和液體水放出熱量為2599.2kJ；

（3）氫氧燃料電池中；氫氣做負極，堿性條件下在負極放電生成水。

【詳解】

（1）鋁與氫氧化鈉溶液反應生成偏鋁酸鈉和氫氣，反應的離子方程式為2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑，故答案為2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑；

（2）7.80g乙炔的物質的量為=0.3mol，0.3mol乙炔燃燒生成二氧化碳氣體和液態(tài)水時，放出389.9kJ熱量，則2mol乙炔完全燃燒生成二氧化碳和液體水放出熱量為=2599.2kJ，反應的熱化學方程式為2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol-1，故答案為2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol-1；

（3）氫氧燃料電池中，氫氣做負極，堿性條件下在負極放電生成水，電極反應式為H2-2e-+2OH-=2H2O，故答案為H2-2e-+2OH-=2H2O。

【點睛】

書寫熱化學方程式時注意物質的聚集狀態(tài)不能漏寫、反應熱的符號和單位不要漏寫是解答易錯點?！窘馕觥?2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol—1H2-2e-+2OH-=2H2O三、判斷題(共1題，共2分)17、×【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、結構與性質(共3題，共15分)18、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??；

（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據，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，所以作如下換算即可方便求得相對總能量【解析】(1)+41.0減小。

(2)AC0.56

(3)或-0.5119、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＝-lgc(H+)。

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④中加入大小相同的鎂條，HCl完全電離，而CH3COOH部分電離，溶液中的c(H+)為鹽酸大于醋酸；由此可得出開始時反應速率的大小關系。

（4）等體積；等pH的溶液①和④中；醋酸的濃度遠大于鹽酸，分別與足量的②反應時，鹽酸和醋酸都發(fā)生完全電離，由此可得出二者消耗②的物質的量大小關系。

【詳解】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全電離生成H+，其電離方程式為NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。答案為：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－；

（2）0.1mol·L－1的溶液②，c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H+)=10-13mol·L－1，pH＝-lgc(H+)=13。答案為：13；

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④