1、2013-2014学年福建省龙岩市高二第一学期教学质量检测化学试卷与答案（带解析） 选择题 下列溶液一定显酸性的是 A含 H+的溶液 B c（ OH-） c（ H+）的溶液 C pH7的溶液 D能与金属 Al反应放出 H2的溶液 答案： B 试题分析： A在任何物质的稀溶液中都含 H+的溶液，所以，含有 H+的溶液不一定显酸性。错误。 B在任何物质的稀溶液中都存在水的电离平衡： H2OH+OH-，当 c（ OH-） = c（ H+）时溶液显中性；当 c（ OH-） c（ H+）时，溶液显酸性。当 c（ OH-） c（ H+）时溶液显碱性。正确。 C在任何物质的稀溶液中都存在水的电离平衡： H2
2、O H+OH-。在室温下在纯水中， c（ OH-） c（ H+） =10-14.c（ OH-） =c（ H+） =10-7mol/L， pH=7;水的电离是个吸热过程，若升高温度促进水的电离，水的 pH7。所以 pH7的溶液不一定是酸性溶液。错误。 D Al既能与酸反应放出氢气，也能与碱反应放出氢气。反应的方程式为： 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2； 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2。所以能与金属 Al反应放出 H2的溶液不一定是酸性溶液。错误。 考点：考查溶液的酸碱性与 pH的关系的知识。 少量二氧化碳通入 NaCN溶液中，发生如下反应： CO2 + H2O +
3、CN- =HCO3- + HCN。以下说法正确的是（温度均为 25 ） A电离常数： K(HCN) Ka2 (H2CO3) B浓度均为 0.1mol L-1的 NaCN和 NaHCO3溶液的 pH： NaCN NaHCO3 C浓度均为 0.1mol L-1的 NaCN和 Na2CO3溶液中，阴离子总浓度相等 D pH均为 10的 Na2CO3溶液、 NaCN溶液中，水电离产生的 c（ OH-）相等 答案： D 试题分析：根据强酸制取弱酸的反应原理。少量二氧化碳通入 NaCN溶液中，发生如下反应： CO2 + H2O + CN- =HCO3- + HCN。则酸性 H2CO3 HCN HCO3-。
4、A.在相同的温度下电离平衡常数就越大，溶液的酸性越强。电离常数： K(HCN) Ka2 (H2CO3).错误。 B对于弱酸来说，酸性越强，其水解的程度就越小。由于酸性： H2CO3 HCN。所以浓度均为 0.1mol L-1的 NaCN和 NaHCO3溶液的pH： NaCN NaHCO3。错误。 C在溶液中会发生水解反应。 H2O + CN-HCN+OH- CO32- +H2O HCO3-+OH-； HCO3-+H2O H2CO3+OH-由于 CO32-水解的程度大，产生的都是阴离子，而 CN-水解的程度小。水解消耗的阴离子与产生的阴离子数目相等。所以阴离子总浓度 Na2CO3溶液大。错误。D
5、 Na2CO3和 NaCN都是盐，水解使溶液显碱性。若溶液的 pH相等，则水电离产生的 c（ OH-）相等。正确。 考点：考查盐水解的规律及离子浓度的大小比较、与弱酸的电离平衡常数的关系的知识。 某化学兴趣小组为探究电化学原理，设计了如图装置（铁、铜为电极，烧杯中盛装硫酸铜溶液）。下列叙述不正确的是 A a和 b不连接时，铁片上会有金属铜析出 B a和 b用导线连接时，铁片上发生的反应为： Fe-3e- = Fe3+ C无论 a和 b是否连接，铁片均会溶解，溶液从蓝色逐渐变成浅绿色 D a和 b分别连接直流电源正、负极， Cu2 向铜电极移动 答案： B 试题分析： A a和 b不连接时，由于
6、 Fe比 Cu活泼。所以在溶液中发生反应：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。铁片上会有金属铜析出。正确。 B a和 b用 导线连接时，则构成了原电池。 Fe作负极， Cu作正极。铁片上发生的反应为： Fe-2e- = Fe2+。错误。 C由 A、 B的分析不难发现：无论 a和 b是否连接，铁片均会溶解，溶液的蓝色逐渐变浅。正确。 D若 a和 b分别连接直流电源正、负极，则 a为阳极， b为阴极。根据同种电荷相互排斥，异种电荷相互吸引的原则。 Cu2 向负电荷较多的铜电极移动， SO42-向铁电极移动。正确。 考点：考查电化学原理的知识。 将氯化铝溶液蒸干并灼烧后得到纯净的固体 A，将 A在高
7、温下熔融后用铂电极进行电解，下列有关电极产物的判断正确的是 A阴 极产物是氢气 B阳极产物是氧气 C阴极产物是铝和氧气 D阳极产物只有氯气 答案： B 试题分析：氯化铝是强酸弱碱盐，在溶液中发生水解反应： AlCl3+3H2OAl(OH)3+3HCl。水解反应是吸热反应。所以在加热时促进了盐的水解，产生更多的反应 Al(OH)3和 HCl。由于 HCl有挥发性，不断随着水分的蒸发而挥发，使平衡向水解的方向移动。当将氯化铝溶液蒸干得到的固体为 Al(OH)3.灼烧发生分解反应 2Al(OH)3 Al2O3+3H2O。得到纯净的固体 A是 Al2O3。将 Al2O3在高温下熔融后用铂电极进行电解，
8、阳极发生氧化反应得到 O2，阴极发生还原反应 Al单质。总反应方程式为 2Al2O3 4Al+ 3O2。因此正确选项为 B. 考点：考查盐的水解产物及电解原理的应用的知识。 Li-A1/FeS电池是一种正在开发的车载电池，该电池中正极电极反应式为：2Li+FeS+2e- =Li2S+Fe。有关该电池的叙述正确的是（ ） A该电池的总反应式为： 2Li+FeS=Li2S+Fe B Li-Al在电池中作为负极材料，该材料中 Li的化合价为 +1价 C负极的电极反应式为 Al-3e-=Al3+ D充电时，阴极的电极反应式为： Li2S+Fe-2e- = 2Li+FeS 答案： A 试题分析：该电池的
9、负极材料为 Li，电极反应为 2Li-2e-+S2-=Li2S。正极材料为FeS。正极反应为 2Li+FeS+2e- =Li2S+Fe。总反应式为 2Li+FeS=Li2S+Fe。在充电时，阴极发生还原反应。电极式为的电极反应式为： Li2S+ 2e- = 2Li+S2-。因此正确选项为 A. 考点：考查 Li-A1/FeS电池放电、充电的反应原理及电极材料、电极反应的知识。 将固体 NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应： NH4I(s) NH3(g) + HI(g) 2HI(g) H2(g) + I2(g) 达到平衡时， c（ H2） =0.5mol/L， c（ NH3） =4m
10、ol/L，则此温度下反应 的平衡常数为 A 9 B 12 C 16 D 20 答案： B 试题分析：由 NH4I(s) NH3(g) + HI(g)分解的 NH3和 HI相等。而由第二个式子可知产生的 c（ H2） =0.5mol/L，则分解消耗的 c（ HI） =1mol/L,所以平衡时 c（ HI） =4mol/L -1mol/L=3mol/L。所以此温度下反应 的平衡常数为K=c(NH3) c(HI)=43=12。因此正确选项为 B。 考点：考查化学平衡常数的计算的知识。 已知： 25 时， Ka(HAc)=1.710-5 mol /L。现有如下溶液： 0.1mol/LHAc与 0.1m
11、ol/LNaOH溶液等体积混合液 pH = 3的 HAc与 pH = 11的 NaOH溶液等体积混合液 0.1 mol /LH2SO4与 0.2mol/LNaOH溶液等体积混合液 常温时，三者 pH大小关系正确的是 A B C D 答案： A 试题分析： NaOH是强碱， HAc是弱酸。 0.1mol/LHAc与 0.1mol/LNaOH溶液等体积混合液时恰好完全发生反应得到 NaAc。由于 NaAc是强碱弱酸盐。在溶液中 Ac-发生水解反应。 Ac-+H2O HAc+ OH-。所以溶液显碱性。 pH = 3的 HAc溶液 c(H+)=10-3mol/L,由于 HAc是弱酸，部分电离，所以 c
12、(HAc) 10-3mol/L pH = 11的 NaOH溶液 ,c(OH-)=10-3mol/L。若二者等体积混合液则溶液为NaAc和 HAc的混合溶液。由于 HAc的电离作用大于 Ac-水解作用，所以溶液显酸性。 0.1 mol /LH2SO4与 0.2mol/LNaOH.因为 H2SO4是二元强酸， NaOH是一元强碱，所以量溶液中的 c(OH-)= c(H+)若等体积混合液，则 n(OH-)=n(H+).因此溶液显中性。常温时，三者 pH大小关系正确的是 。选项为 A。 考点：考查等体积酸、碱溶液混合时的 pH大小关系的知识。 如图为某种甲醇燃料电池示意图，工作时电子流方向如图所示。下
13、列判断正确的是 A X为氧气 B电极 A反应式： CH3OH-6e-+H2O = CO2+6H+ C B电极附近溶液 pH增大 D电极材料活泼性： A B 答案： C 试题分析：由图可以看出 A电极为负极， B电极为正极。所以 X为燃料甲醇，Y为 O2。由于是在碱性电解质溶液中，所以电极 A反应式： CH3OH-6e-+8OH- = CO32-+6H2O电极附近溶液的 pH不断减小，在 B电极发生反应： 2O2+8e-+4H2O=8OH-，不断产生 OH-离子，所以 B电极附近溶液 pH增大。由于是通入的气体发生氧化还原反应，所以与 A、 B两电极材料活泼性无关。终上所述，正确选项为 C。 考
14、点：考查甲醇燃料电池的工作原理的知识。 下列反应中，同时符合图像 和 的是 A N2(g) 3H2(g) 2NH3(g) H 0 B 2SO3(g) 2SO2(g) O2(g) H 0 C H2(g) CO(g) C(s) H2O(g) H 0 D 4NH3(g) 5O2(g) 4NO(g) 6H2O(g) H 0 答案： D 试题分析： A正反应是放热反应。升高温度，化学反应速率加快，达到平衡所需要的时间缩短。由于该反应的正反应为放热反应。所以当反应达到平衡后，升高温度，平衡逆向移动，生成物的浓度进行。正反应是气体体积减小的反应。增大压强， V 正 V 逆 ，平衡正向移动。错误。 B反应 2
15、SO3(g) 2SO2(g) O2(g) H 0的正反应是气体体积增大的吸热反应。在其它条件不变时，升高温度，化学平衡向正反应方向移动，生成物的浓度增大。在其它条件不变时，增大压强，生成物的浓度增大的多， V 逆 V 正 化学平衡向逆反应方向移动。错误。 C H2(g) CO(g) C(s) H2O(g) H 0该反应的正反应为气体体积减小的吸热反应。在其它条件不变时，升高温度，化学平衡向正反应方向移动，生成物的浓度增大。在其它条件不变时，增大压强，生成物的浓度增大的多，V 逆 V 正 化学平衡向逆反应方向移动。错误。 D反应 4NH3(g) 5O2(g) 4NO(g) 6H2O(g) H 0
16、的正反应是气体体积增大的放热反应。在其它条件不变时，升高温度，平衡逆向移动，生成物的浓度减小。在其它条件不变时，增大压强， V 逆 V 正 ，平衡逆向移动，生成物的浓度减小。正确。 考点： 考查温度、压强对化学平衡、生成物的浓度的影响的知识。 对于 需加热才发生的反应、 放热反应、 熵增加的反应，可能属于自发反应的是 A只有 B只有 C只有 D 答案： D 试题分析：任何反应发生都需要在一定的条件下进行，所以需加热才发生的反应可能是自发反应，也可能是非自发反应。自发反应一定是熵增加的放热反应。所以放热反应及熵增加的反应都是自发反应。因此正确选项为 D。 考点：考查自发反应与反应条件的关系的知识
17、。 已知化学反应 A2(g) + B2(g) 2AB(g)的能量变化如图所示，下列叙述正确的是 A每生成 2分子 AB吸收 bkJ热量 B该反应热 H=（ b -a） kJ mol-1 C反应物的总能量低于生成物的总能量 D断裂 1molAA 和 1molBB 键，放出 akJ能量 答案： C 试题分析： A.由图可知反应物的能量低，生成物的能量高。由反应物变为生成物时吸收能量。 A每生成 2molAB吸收 (a-b)kJ热量。错误。 B该反应热 H=-（ a - b） kJ/mol.错误。 C。反应物的总能量低于生成物的总能量，反应完成需要吸收能量。正确。 D断裂 1molAA 和 1mol
18、BB 键，吸收 akJ能量。错误。 考点：考查反应热与键能、反应物的总能量及生成物的总能量的关系的知识。 在一密闭容器中，反应 aA(g) bB(g)+cC(g)达平衡后，保持温度不变，将容器体积增加一倍，最终测得 A的物质的量的浓度变为原来的 50%，则 A平衡向正反应方向移动 B a (b+c) C物质 B的质量分数增大 D以上判断都错误 答案： D 试题分析：反应 aA(g) bB(g)+cC(g)达平衡后，保持温度不变，将容器体积增加一倍，若平衡不发生移动，则由于体系的 体积是原来的 2倍，所以浓度是原来的一半，现在最终测得 A的物质的量的浓度变为原来的 50%，所以该反应为反应前后气
19、体的体积相等的反应。改变压强化学平衡不发生移动， a=(b+c)。反应体系中任何物质的浓度由于平衡未发生移动，都不变。因此选项中的各种说法都错误。选项为 D。 考点：考查压强对化学平衡移动、物质的量浓度、质量分数等的影响的知识。 已知： N2(g)+3H2(g) 2 NH3(g) H = -92.4 kJ/mol。一定条件下，现有容积相同且恒容的密闭容器甲与乙： 向甲中通入 1 mol N2和 3 mol H2，达到平衡时放出热量 Q1 kJ； 向乙中通入 0.5 mol N2 和 1.5 mol H2，达到平衡时放出热量 Q2 kJ。则下列关系式正确的是 A 92.4 Ql 2Q2 B 92
20、.4 Q1 2Q2 C Q1 2Q2 92.4 D Q1 2Q2 92.4 答案： A 试题分析： N2(g)+3H2(g) 2 NH3(g) H = -92.4 kJ/mol表示每有 1mol的 N2参加反应，放出 92.4KJ的热量。但由于该反应是可逆反应，反应不能进行到底。所以通入 1 mol N2和 3 mol H2，达到平衡时放出热量 Q1 kJ92.4 kJ。假如改变浓度平衡不反应移动，由于乙中个反应物的浓度都是甲的一半，所以放出的热量也是甲的一半。但根据平衡移动原理：增大反应物的浓度，平衡正向移动，减小反应物的浓度，平衡逆向移动。所以乙放出的热量比甲的一半小，即。 Ql 2Q2。
21、所以 92.4 Ql 2Q2。故选项为 A。 考点：考查反应热与反应的实质、反应物的浓度的关系的知识。 下列描述不符合生产、生活实际的是 A家用炒锅残留盐溶液时易发生吸氧腐蚀 B电解法精炼粗铜，用纯铜作阴极 C电解水制氢气时，用铜作 阳极 D在镀件上电镀锌，用锌作阳极 答案： C 试题分析： A家用炒锅是铁质的，内部含有许多 C颗粒，与锅内的盐溶液构成原电池。 Fe作负极，发生氧化反应； C作正极。溶解在水溶液中的氧气得到电子。造成铁锅的腐蚀。发生的是吸氧腐蚀。正确。 B在电解精炼金属时，粗铜作阳极，用纯铜作阴极，含有 Cu2+的溶液作电解质溶液。正确。 C电解水制氢气时，要用惰性电极作阳极，
22、阴极材料随意。若用铜作阳极，因为 Cu是活性电极，电极本身参加反应。错误。 D在镀件上电镀锌，要把镀件作阴极，把镀层金属 Zn作阳极，含有 Zn2+的溶液作电解质溶液。正确。 考点：考查电解原理的应用的知识。 下列措施不能增大反应速率的是 A锌与稀硫酸反应时，加少量铜粉 B Fe与稀硫酸反应制取 H2时，改用 98%浓硫酸 C Al在氧气中燃烧生成 A12O3，将铝片改成铝粉 D恒温时，增大 H2(g)+Br2(g) 2HBr(g)反应体系的压强 答案： B 试题分析： A锌与稀硫酸反应时，若加少量铜粉， Zn、 Cu及硫酸就构成例如原电池。 Zn作负极，从而加快了反应速率。错误。 B Fe与
23、稀硫酸反应制取 H2时，若改用 98%浓硫酸，应用在浓硫酸中 H+的浓度很小， Fe在浓硫酸中会发生钝化，所以反应速率反而降低。正确。 C Al在氧气中燃烧生成 A12O3，若将铝片改成铝粉，由于固体的表面积增大，所以反应速率大大加快。错误。D H2(g)+Br2(g) 2HBr(g)的有气体参加的反应。所以在恒温时，若增大H2(g)+Br2(g) 2HBr(g)反应体系的压强，反应混合物的浓度都增大，所以化学反应速率加快。错误。 考点：考查外界条件对化学反应速率的影响的知识。 有人建议用 AG表示溶液酸度， AG定义为 AG=lgc(H+)/c(OH-)。回答下列问题： （ 1） 25 时，
24、溶液的 AG与其 pH之间的关系为 AG= 。 （ 2） 25 时，一元弱碱 MOH溶液的 AG=-8。取 20mL该 MOH溶液，当与16.2mL 0.05 mol/L硫酸混合时，两者恰好完全中和。求此条件下该一元弱碱的电离平衡常数。 答案：（ 1） AG = 2（ 7-pH） （ 2） 1.2510-5 mol/L 试题分析：（ 1） pH=-lgc(H+).25 时 AG=lgc(H+)/c(OH-)=lg c(H+)-lg c(OH-)= lg c(H+)-lg 10-14/c(H+)= 2lg c(H+)+14=2(7-pH)。（ 2） MOH溶液的 AG=-8，则pH=11 c(O
25、H-)=10-3mol/L二者发生反应的方程式为 2MOH+H2SO4=M2SO4+2H2O。n(H2SO4) = 0.0162L 0.05 mol/L=8.110-4mol.所以 c(MOH)= (28.110-4mol)0.02L=0.081mol/L.因此该一元弱碱的电离平衡常数=1.2510-5 mol/L 考点：考查 AG与其 pH之间的关系、弱电解质的大量平衡常数的计算的知识。 填空题 工业上常常利用反应 来生产环氧乙烷，但是伴随副反应 。 C2H4(g)+ O2(g) ; H1 C2H4(g)+3O2(g) 2CO2(g)+2H2O(g); H2 （ 1）写出环氧乙烷充分燃烧的热
26、化学反应方程式。答：_； （ 2）工业生产中，可通过某一措施来加快反应 而对反应 影响较小，从而提高环氧乙烷的生产效率。工业生产采取的这种措施是 _。 A升高反应体系的温度 B增大体系中氧气的浓度 C使用合适的催化剂 D降低反应体系的压强 （ 3）已知 C=C、 O=O、 CC 键能分别为 a kJ mol-1、 b kJ mol-1、 c kJ mol-1，则环氧乙烷中 CO 键能为 kJ mol-1； （ 4）反应 可以设计成燃料电池，若以酸做电解质溶液，负极反应式是 。 答案：（ 1） 2.5 O2(g) = 2 CO2 (g) +2 H2O(g) H= H2- H1 （ 2） C （
27、3） （ 4） C2H4 - 12e- + 4 H2O = 2 CO2 +12 H+ 试题分析：（ 1） - 。整理可得环氧乙烷充分燃烧的热化学反应 方程式： 2.5 O2(g) = 2 CO2 (g) +2 H2O(g) H= H2- H1。（ 2）由于 的正反应是个气体体积减小的放热反应，而 是个气体体积不变的放热反应。A升高反应体系的温度 , 、 两个反应速率都加快。不符合题意。错误。B增大体系中氧气的浓度 ,由于反应物的浓度增大，所以反应速率都加快。不符合题意。错误。 C催化剂只能对某一反应发生影响，而对其它反应没有影响。所以使用合适的催化剂，能加快反应 而对反应 影响较小，从而提高环
28、氧乙烷的生产效率。符合题意，正确。 D降低反应体系的压强，由于两个反应的物质浓度都减小，所以反应速率都减慢。错误。正确选项为 C。（ 3）反应热就是断键吸收的热量与形成键释放的热量的差值。将 C=C、 O=O、 CC 键能分别为 a kJ mol-1、 b kJ mol-1、 c kJ mol-1，代入 ，整理可得环氧乙烷中CO 键能为 。（ 4）若把反应 C2H4(g)+3O2(g) 2CO2(g)+2H2O(g)设计成原电池。则通入 C2H4的电极为负极，通入 O2的电极为正极。因为是以酸做电解质溶液，所以负极反应式是 C2H4 - 12e- + 4 H2O = 2 CO2 +12 H+，
29、正极的电极式是 O2 +4e-+ 4H+= 2H2O. 考点：考查热化学方程式的书写、外界条件对化学反应速率的影响、反应热与键能的关系、原电池的设计。 某兴趣小组利用如图所示装置进行实验。 （ 1）断开 K2、闭合 K1， U形管内除电极上有气泡外，还可观察到的现象是 ；阳极电极反应式为 。当电路中转移 0.001mol电子时，右侧注射器最多可以收集到气体 mL（折算为标准状况）。 （ 2）断开 K2、闭合 K1一段时间，待注射器中充有一定量的气体后，断开 K1、闭合 K2，此时装置内化学能转化为电能。实现能量转化的化学方程式为 ； （ 3）假设实验装置不漏气，当（ 2）中注射器内气体全部参加
30、反应后， U形管内的溶液理论上 （填 “能 ”或 “不能 ”）恢复原样。 答案：（ 1）有白色沉淀生成 2Cl- - 2e-=Cl2 11.2 （ 2） H2+Cl2=2HCl （ 3）能 试题分析：（ 1）若断开 K2、闭合 K1，该装置为电解池。左边的石墨电极为阳极，右边的石墨电极为阴极。在阳极由于放电能力 Cl- OH-,所以发生反应：2Cl 2e-=Cl2。在阴极由于放电能力 H+ Mg2+，因此在阴极发生 反应： 2H+2e-=H2。 H+不断放电，破坏了附近的水的电离平衡，水继续电离。最终使附近的水溶液显碱性。这时会发生反应： Mg2+ +2OH-=Mg(OH)2.因此在 U形管内
31、除电极上有气泡外，还可观察到有白色沉淀生成。当电路中转移 0.001mol电子时，根据电子守恒可知右侧注射器收集的 H2的物质的量为 0.0005mol.其在标准状况下的体积为 0.0005mo22.4L/mol=0.0112L=11.2ml（ 2）若断开 K2、闭合 K1，发生的的电解池反应，左边收集的是 Cl2，右边收集的是 H2。此时断开 K1、闭合 K2，装置内就实现化学能转化为电能。即发生了原电池反应。实现能量转化的化学方程式为 H2+Cl2=2HCl。（ 3）假设实验装置不漏气，当（ 2）中注射器内气体全部参加反应后，根据能量守恒定律， U形管内的溶液理论上能恢复原样。 考点：考查
32、电解池、原电池的反应原理及应用的知识。 在一恒温、恒容密闭容器中充入 1mol CO2和 3 mol H2，一定条件下发生反应： CO2(g)+3H2(g) CH3OH (g)+H2O(g) H=-49.0 kJ/mol 某种反应物和生成物的浓度随时间变化如图所示。回答下列 问题： （ 1） Y的化学式是 。 （ 2）反应进行到 3min时， v正 v逆 (填 “ ”或 “”、 “=”)。反应前 3min， H2的平均反应速率 v（ H2） = mol L-1 min-1。 （ 3）不能判断该反应达到化学平衡状态的依据是 。 A容器内各气体的体积比保持不变 B混合气体密度不变 C 3v逆（ C
33、H3OH） =v正（ H2） D H2转化率为 75% （ 4）上述反应达到平衡后，往容器中同时加入 1molCO2和 1mol H2O(g)，此时平衡将 （填 “向左 ”、 “向右 ”或 “不 ”）移动。 （ 5）上述温度下，反应 CH3OH (g) + H2O(g) CO2(g) + 3H2(g)的平衡常数K= （计算结果保留 2位小数）。 答案：（ 1） CO2 （ 2） 0.5 （ 3） B （ 4）向右 （ 5） 0.19 试题分析： (1)由图像可知生成物 X的浓度变化是 0.75mol/L,反应物 Y的浓度变化也是 0.75mol/L。根据反应方程式可知 CO2(g)+3H2(g
34、) CH3OH (g)+H2O(g) H=-49.0 kJ/mol，无论是哪种生成物，方程式的系数都是 1，其改变量与反应物相同。则根据反应时各物质的关系可 知只能是方程式中的系数为1的物质。因此 Y的化学式是 CO2。（ 2）反应进行到 10min时得到化学平衡。所以在进行到 3min时， v正 v逆 ，反应正向进行。反应前 3min，V(CO2)=0.5mol/L3min=1/6mol/(L min)。由于 V(H2) =3V(CO2)=31/6mol/(Lmin)= 0.5 mol/(L min)。 （ 3） A容器内各气体的体积比保持不变，则任何组分的物质的量不变，物质的量浓度不变，反
35、应达到平衡。正确。 B由于反应是在一恒温、恒容密闭容器中进行。无论反应是否发生，也无论反应进行到哪种程度，由于容器的容积不变、物质的质量不变，所以混合气体密度不变。错误。 C在任何时刻都存在速率关系： 3v正（ CH3OH） =v正（ H2），而 3v逆（ CH3OH） =v正（ H2）。则 v正（ CH3OH） = v逆（ CH3OH）。即用同一物质表示的反应速率 V正 =V逆。因此反应达到了平衡状态。正确。 D由图像可知：达到平衡状态时 c(CO2)=0.25mol/L,改变了 0 75mol/L.由于 n(CO2):n(H2)=1:3，所以 H2改变的 浓度 30 75mol/L， H2
36、的起始浓度 3mol/L.所以 H2转化率为（ 30 75mol/L 3） 100%=75%。正确。因此不能判断该反应达到化学平衡状态的依据的选项是 B。（ 4）上述反应达到平衡后，往容器中同时加入 1molCO2和 1mol H2O(g)，由于增大了反应物的浓度，所以此时平衡将向右移动。（ 5）上述温度下，反应 CH3OH (g) + H2O(g) CO2(g) + 3H2(g)的平衡常数.解得 K=0.19。 考点：考查反应时各物质浓度的关系、反应方向和化学平衡状态的判断、化学反应速率 与化学平衡常数的计算的知识。 现有常温下的 0.1 mol/l纯碱溶液。 （ 1）该溶液呈碱性是因为存在
37、水解平衡，相关离子方程式是：_。为证明存在上述平衡，进行如下实验：在 0.1 mol l-1纯碱溶液中滴加酚酞，溶液显红色，再往溶液中滴加 （填化学式）溶液，红色逐渐退为无色，说明上述观点成立。 （ 2）同学甲查阅资料得知 0.1 mol/LNa2CO3中，发生水解的 CO32 不超过其总量的 10%。请设计实验加以证明（写出实验方案及预期观察到的现象）。答 ： 。 （ 3）同学乙就该溶液中粒子浓度关系写出五个关系式，其中不正确的是 。 A c(Na ) 2c(CO32 ) B c(CO32 ) c(OH-) c(HCO3 ) c(H2CO3) C c(OH-) c(H ) c(HCO3 )
38、2c(H2CO3) D c(CO32 ) c(HCO3 )=0.1 mol L-1 E c(H )+ c(Na ) c(OH-) c(HCO3 ) c(CO32 ) （ 4）室温下 pH均为 a的 Na2CO3和 NaOH溶液中，水电离产生的 c(OH )之比= 。 答案：（ 1） CO32- + H2O HCO3- + OH- BaCl2或 CaCl2 （ 2）测 0.1 mol L-1Na2CO3溶液 pH， pH12 （ 3） D、 E （ 4） 10(2a-14) 试题分析： (1) 纯碱碳酸钠是强碱弱酸盐。在溶液中存在的水解平衡主要是CO32- + H2O HCO3- + OH-，还
39、有 HCO3- + H2O H2CO3-+ OH-。由于消耗了水电离产生的 H+，所以最终使溶液中的 c(OH-) c(H+)。因此溶液显碱性。再往溶液中滴加与 CO32-形成沉淀的物质如 BaCl2或 CaCl2，此时会放出沉淀反应 ，消耗了 CO32-， c(CO32-)减小，尽管水解程度增大，但是单位体积中的 OH-的物质的量减少，所以溶液的碱性减弱，红色逐渐退为无色。 (2)在 Na2CO3溶液中主要存在水解平衡 CO32- + H2O HCO3- + OH-。 c(CO32-)(始 )= 0.1 mol/L，若其水解程度等于 10%，根据水解方程式可知： c(OH-)=0.01mol
40、/L c(H )=10-12mol/L.pH=12.水解程度越大，水解产生的 c(OH-)就越高，溶液的 pH就越大。若水解程度小于 10%，则 c(H ) 10-12mol/L.pH12因此，测 0.1 mol L-1Na2CO3溶液 pH，若 pH12就证明 0.1 mol/LNa2CO3中，发生水解的 CO32 不超过其总量的 10%。（ 3） A根据物料守恒可得 c(Na )=2c(CO32 )+2 c(HCO3 )+2c(H2CO3).所以 c(Na ) 2c(CO32 ) 。正确。 B在 Na2CO3中存在水解平衡： CO32- + H2O HCO3- + OH-， HCO3- +
41、 H2O H2CO3-+ OH-。主要是第一步水解，所以 c(HCO3 ) c(H2CO3)；但是盐水解的程度是很微弱的，盐的电离作用大于水解作用，所以 c(CO32 ) c(HCO3 )。由于两步水解都产生 OH-，HCO3 第一步水解产生，而在第二步水解中由消耗。所以 c(OH-) c(HCO3 )。因此在溶液中离子间的关系为： c(CO32 ) c(OH-) c(HCO3 ) c(H2CO3)。正确。C溶液显碱性。根据质子守恒可得： c(OH-) c(H ) c(HCO3 ) 2c(H2CO3)。正确。 D根据物料守恒可得 c(CO32 ) c(HCO3 )+ c(H2CO3)=0.1
42、mol/L.错误。E根据电荷守恒可得 c(H )+ c(Na ) c(OH-) c(HCO3 ) 2c(CO32 ).错误。（ 4）室温下 pH均为 a的 Na2CO3溶液， c(H )=10-a, c(OH-)(水 )=10-1410-a =10a-14mol/L.对于 pH=a的 NaOH溶液 c(H )(水 )= c(OH-)(水 )=10-amol/L.所以水电离产生的c(OH )之比 =10a-14： 10-a=10(2a-14)。 考点：考查盐的水解平衡、盐水解程度的测定、离子浓度的大小比较、相同 pH的碱与盐的水的电离的知识。 KMnO4酸性溶液与草酸（ H2C2O4）溶液反应时
43、，溶液紫色会逐渐褪去。某探究小组用测定此反应溶液紫色消失所需时间的方法，研究外界条件对反应速率的影响。该实验条件作如下限定： 所用 KMnO4酸性溶液的浓度可选择： 0.02 mol L-1、 0.002 mol L-1； 所用 H2C2O4溶液的浓度可选择： 0.2 mol L-1、 0.4 mol L-1； 每次实验时 KMnO4酸性溶液的用量均为 4 mL、 H2C2O4溶液的用量均为 2mL。 （ 1）若要探究反应物浓度、温度、催化剂对反 应速率的影响，通过变换这些实验条件，至少需要完成 _ 组实验进行对比即可得出结论。 （ 2）在其它条件相同的情况下，某同学改变 KMnO4酸性溶液的
44、浓度，测得实验数据（从混合振荡均匀开始计时）如下表所示： KMnO4酸性溶液浓度 （ mol L-1） 溶液褪色所需时间（ min） 第一次 第二次 第三次 0.02 14 13 11 0.002 6.7 6.6 6.7 用 0.002 mol/L KMnO4酸性溶液进行实验时， KMnO4的平均反应速率（忽略混合前后溶液体积变化）。 依据表中数据，不能得出 “溶液的褪色所需时间越短，反应速率越快 ”的结论。某同学设计以下方案，可以直接得出 “褪色时间越短，反应的速率越快 ”结论。 KMnO4酸性溶液 H2C2O4溶液 浓度 / mol/L 体积 (ml) 浓度 / mol/L 体积（ ml）
45、 0.02 2 b 4 a 2 c 4 则表中 a= ； b= ； c= 。 （ 3）草酸电离常数： Ka1=5.910-2， Ka2=6.410-5。与 KMnO4反应时，它将转化为 CO2和 H2O。 草酸与酸性高锰酸钾溶液反应的离子方程式为 。 室温下， 0.1mol L-1 KHC2O4酸溶液中 pH 7，理由是 。 （ 4）测得某次实验（恒温）时溶液中 Mn2+物质的量与时间关系如图。请解释n(Mn2+)在反应起始时变化不大、一段时间后快速增大的原因： 。 答案：（ 1） 4； （ 2） 210-4mol/(L min) 0.02 0.2或 0.4 0.4或 0.2 （ 3） 5H2
46、C2O4+2MnO4-+6H+=2Mn2+10CO2+8H2O 因为 HC2O4-的电离程度大于 HC2O4-的水解程度 （ 4） Mn2+对该反应有催化作用 试题分析：（ 1）若要探究反应物浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，通过变换这些实验条件，首先要在一定温度下，用一种浓度的 KMnO4酸性溶液和H2C2O4进行实验作对照。然后通过改变 KMnO4或 H2C2O4的浓度来关系反应的快慢以测定浓度对反应速率的影响；再进行其它的条件不变，通过改变反应温度来测定反应速率，来实现温度对反应速率的影响；最后进行其它条件不变，加入催化剂来观察反应速率的快慢实现催化剂对反应速率的影响的实验。因此至少需要完成 4组实验进行对比即可得出结论。（ 2） 用 0.002 mol/L KMnO4酸性溶液进行实 验时， t=(6.7 6.6 6.7)3=20/3min v(KMnO4)=ct =0.002 mol/L4(4 2) 20/3min=210-4mol/(L min)。 若要得出 “褪色时间越短，反应的速率越快 ”结论应该只改变一个量，其它都相同，观察褪色时间的长短。 a=0.02;b=0.2,c=0.4或 a=0.02;b=0.4,c=0.2.（ 3） 由电离平衡常数可知草酸是弱酸。因此根据氧化反应反应的规律及离子方程式的拆写原则可得：草酸与酸性高锰酸钾溶液反应的离子
