2025年人教版选修4化学下册月考试卷

…………○…………内…………○…………装…………○…………内…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………※※请※※不※※要※※在※※装※※订※※线※※内※※答※※题※※…………○…………外…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………第=page22页，总=sectionpages22页第=page11页，总=sectionpages11页2025年人教版选修4化学下册月考试卷269考试试卷考试范围：全部知识点；考试时间：120分钟学校：______姓名：______班级：______考号：______总分栏题号一二三四五总分得分评卷人得分一、选择题(共7题，共14分)1、从化学键的角度分析，化学反应的过程就是旧键断裂和新键的形成过程。已知反应：N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-93kJ•mol-1。试根据表中所列键能数据；计算a为（）

。化学键。

H-H

N-H

N≡N

键能/kJ•mol-1

436

a

945

A.360kJ/molB.391kJ/molC.1288kJ/molD.1474kJ/mol2、室温下，某溶液初始时仅溶有M和N且浓度相等，同时发生以下两个反应：①②反应①的速率可表示为反应②的速率可表示为(为速率常数)。反应体系中组分M；Z的浓度随时间变化情况如图。下列说法正确的是。

A.0~30min时间段内，Y的平均反应速率为B.反应开始后，当体系中Y和Z的浓度之比保持不变，说明该反应达到了平衡C.如果反应能进行到底，反应结束时62.5%的M转化为ZD.反应①的活化能比反应②的活化能小3、下列说法正确的是A.HR溶液的导电性较弱，HR属于弱酸B.用广泛pH试纸测得某酸溶液pH=3.1C.25℃时，由水电离出的c(H＋)<10-7mol·L-1的溶液一定是酸性溶液D.常温下，在1mol·L-1NaOH溶液和1mol·L-1盐酸中水的离子积相等4、常温下，某一元碱与盐酸反应，反应过程中由水电离的浓度的负对数与所加盐酸的体积间关系如图，下列说法正确的是（）

A.水的电离程度B.点溶液满足C.为弱碱，其电离平衡常数约为D.点溶液满足5、下列溶液呈碱性的是A.NH4NO3B.H2SO4C.KClD.Na2CO36、在常温时；下列说法正确的是（）

。化学式。

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可以发生如下反应：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，此时溶液中各离子浓度大小关系是：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，此时溶液pH=5D.0.1mol·L-1的醋酸钠溶液20mL与0.1mol·L-1盐酸10mL混合后溶液显酸性，则有c(CH3COO－)＞c(Cl－)＞c(H+)＞c(CH3COOH)7、某兴趣小组设计如下微型实验装置。实验时，先断开K2，闭合K1，两极均有气泡产生；一段时间后，断开K1，闭合K2；发现电流计A指针偏转。下列有关描述正确的是。

A.断开K2，闭合K1时，总反应的离子方程式为：2Cl－＋2H+H2↑＋Cl2↑B.断开K2，闭合K1时，a是电源的正极，铁电极发生氧化反应C.断开K1，闭合K2时，石墨电极附近溶液变红，铁电极上的电极反应为：Cl2＋2e—=2Cl－D.断开K1，闭合K2时，石墨电极作正极评卷人得分二、填空题(共9题，共18分)8、在密闭容器中进行反应①Fe(s)+CO2(g)FeO(s)+CO(g)ΔH1=akJ·mol-1

反应②2CO(g)+O2(g)2CO2(g)△H2=bkJ·mol-1

反应③2Fe(s)+O2(g)2FeO(s)△H3

（1）△H3=_____________________________(用含a、b的代数式表示)。

（2）反应①的化学平衡常数表达式K=_________________________，已知500℃时反应①的平衡常数K=1.0，在此温度下2L密闭容器中进行反应①，Fe和CO2的起始量均为2.0mol，达到平衡时CO2的转化率为_____________________________，CO的平衡浓度为_____________________________。

（3）将上述平衡体系升温至700℃，再次达到平衡时体系中CO的浓度是CO2浓度的两倍，则a_____0(填“>”、“<”或“=”)。为了加快化学反应速率且使体系中CO的物质的量增加，其他条件不变时，可以采取的措施有_____________________________(填序号)。

A．缩小反应器体积B．再通入CO2C．升高温度D．使用合适的催化剂。

（4）在密闭容器中，对于反应：2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，SO2和O2起始时分别为20mol和10mol；达平衡时，SO2的转化率为80%。若从SO3开始进行反应，在相同的温度下，欲使平衡时各成分的百分含量与前者相同，则起始时SO3的物质的量为_____________，其转化率为____________。9、煤燃烧排放的烟气含有SO2和NOx，形成酸雨、污染大气，采用NaClO2溶液作为吸收剂可同时对烟气进行脱硫；脱硝；回答下列问题：

（1）在鼓泡反应器中通入含有SO2和NO的烟气，反应温度为323K，NaClO2溶液浓度为5×10−3mol·L−1。反应一段时间后溶液中离子浓度的分析结果如下表。离子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写出NaClO2溶液脱硝过程中主要反应的离子方程式____________。

②由实验结果可知，脱硫反应速率______脱硝反应速率（填“大于”或“小于”）。原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同，还可能是_____________。

（2）在不同温度下，NaClO2溶液脱硫、脱硝的反应中，SO2和NO的平衡分压pc如图所示。

①由图分析可知，反应温度升高，脱硫、脱硝反应的平衡常数均_______（填“增大”“不变”或“减小”）。

②反应ClO2−+2SO32−===2SO42−+Cl−的平衡常数K表达式为________________。

（3）如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2；也能得到较好的烟气脱硫效果。

①从化学平衡原理分析，Ca(ClO)2相比NaClO具有的优点是______________。

②已知下列反应：

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

则反应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，写出Na2CO3•10H2O脱水反应生成Na2CO3(s)和水蒸气的热化学方程式______11、在体积为1L的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)＋H2(g)CO(g)＋H2O(g)，化学平衡常数K与温度T的关系如下表：。T/℃70080085010001200K0.60.91.01.72.6

回答下列问题：

(1)该反应的平衡常数表达式K＝__________，升高温度，化学平衡向__________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动。

(2)能判断该反应达到化学平衡状态的依据是________。

A．c(CO2)＝c(CO)B．K不变。

C．容器中的压强不变D．v正(H2)＝v正(CO2)E．c(H2)保持不变。

(3)若某温度下，平衡浓度符合下列关系：c(CO2)·c(H2)＝c(CO)·c(H2O)，此时的温度为_____；在此温度下，若向该容器中投入1molCO2、1.2molH2、0.75molCO、1.5molH2O，则此时反应朝______方向进行(填“正反应”、“逆反应”)。12、已知H2S与CO2高温下发生反应：H2S（g）＋CO2（g）COS（g）＋H2O（g）。在610K时，将0.40molH2S与0.10molCO2充入2L的空钢瓶中；反应平衡后水的物质的量分数为0.02。

（1）该反应的化学平衡常数表达式K＝____________。

（2）向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是____（填标号）。

AH2SBCOSCCO2DN2

（3）CO2的平衡转化率α1＝_____%，反应平衡常数K＝__________。（保留两位有效数字）

（4）在600K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，CO2的转化率α2________α1，该反应的ΔH______0（填“>”“<”或“＝”）。13、已知0.1mol•L﹣1CH3COONa溶液pH=8，按物质的量浓度由大到小顺序排列该溶液中各种微粒(水分子除外)________．14、在室温下；下列四种溶液：

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

请根据要求填写下列空白：

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

(2)在上述四种溶液中，pH最小的是___________；c(NH4+)最小的是_______(填序号)。

(3)室温下，测得溶液②的pH=7，则CH3COO-与浓度的大小关系是：c(CH3COO-)_______c()(填“＞”、“＜”或“＝”)。15、回答下列问题：

(1)溶液显酸性，试用离子方程式解释其原因________。

(2)氯化银在水中存在沉淀溶解平衡：AgCl(s)⇌Ag+(aq)+Cl-(aq)，在25C时，氯化银的现将足量氯化银分别放入：①氯化镁溶液中，②硝酸银溶液中，③氯化铝溶液中，④盐酸溶液中。充分搅拌后，相同温度下银离子浓度由大到小的顺序是___________(填写序号)。

(3)下表所示的是常温下，某些弱酸的电离常数，请根据要求作答。弱酸电离常数弱酸电离常数

①相同物质的量浓度的和的混合溶液中离子浓度由大到小的顺序为_________。

②请判断溶液显_________性(填“酸”；“碱”或“中”)。

③下列离子方程式书写正确的是_______。

A.HC2O4-+SO32-═HSO3-+C2O42-

B.2CH3COOH+SO32-═2CH3COO-+H2O+SO2↑

C.SO2+H2O+2CH3COO-═2CH3COOH+SO32-

D.2CO32-+SO2+H2O═2HCO3-+SO32-16、.按要求写出下列化学方程式或离子方程式。

（1）铝与氢氧化钠溶液反应的离子方程式_________________________________

（2）7.80g乙炔气体完全燃烧生成二氧化碳和液态水；放出389.9kJ的热量，写出反应的热化学方程式_______________________________

（3）氢氧燃料电池是最常见的燃料电池，电解质溶液通常是KOH溶液，写出负极电极反应式______________________________评卷人得分三、判断题(共1题，共2分)17、向溶液中加入少量水，溶液中减小。(____)评卷人得分四、结构与性质(共3题，共15分)18、随着我国碳达峰、碳中和目标的确定，含碳化合物的综合利用备受关注。CO2和H2合成甲醇是CO2资源化利用的重要方法。以CO2、H2为原料合成CH3OH涉及的反应如下：

反应Ⅰ：

反应Ⅱ：

反应Ⅲ：

回答下列问题：

(1)反应Ⅰ的=_______已知由实验测得反应Ⅰ的(为速率常数，与温度、催化剂有关)。若平衡后升高温度，则_______(填“增大”“不变”或“减小”)。

(2)①下列措施一定能使CO2的平衡转化率提高的是_______(填字母)。

A.增大压强B.升高温度C.增大H2与CO2的投料比D.改用更高效的催化剂。

②恒温(200℃)恒压条件下，将1molCO2和1molH2充入某密闭容器中，反应达到平衡时，CO2的转化率为a，CH3OH的物质的量为bmol，则此温度下反应Ⅲ的平衡常数Kx=_______[写出含有a、b的计算式；对于反应为物质的量分数。已知CH3OH的沸点为64.7℃]。其他条件不变，H2起始量增加到3mol，达平衡时平衡体系中H2的物质的量分数为_______(结果保留两位有效数字)。

(3)反应Ⅲ可能的反应历程如图所示。

注：方框内包含微粒种类及数目；微粒的相对总能量(括号里的数字或字母；单位：eV)。其中，TS表示过渡态、*表示吸附在催化剂上的微粒。

①反应历程中，生成甲醇的决速步骤的反应方程式为_______。

②相对总能量_______eV(计算结果保留2位小数)。(已知：)19、常温下，有下列四种溶液：①HCl②NaOH③NaHSO4④CH3COOH

（1）NaHSO4溶液呈酸性，用化学用语解释其呈酸性的原因：________________。

（2）0.1mol·L－1的溶液②，其pH＝____________。

（3）向等体积、等浓度的溶液①、④中加入大小相同的镁条，开始时反应速率的大小关系为①_________④（填“>”、“<”或“＝”）。

（4）等体积、等pH的溶液①和④分别与足量的②反应，消耗②的物质的量大小关系为①_______④（填“>”、“<”或“＝”）。20、常温下，用酚酞作指示剂，用0.10mol·L－1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲线如图。

（已知：CH3COOH、HCN的电离平衡常数分别为1.75×10-5、6.4×10-10）

（1）图__（a或b）是NaOH溶液滴定HCN溶液的pH变化的曲线；判断的理由是__。

（2）点③所示溶液中所含离子浓度的从大到小的顺序：__。

（3）点①和点②所示溶液中：c(CH3COO－)－c(CN－)__c(HCN)－c(CH3COOH)（填“>、<或=”）

（4）点②③④所示的溶液中水的电离程度由大到小的顺序是：__。评卷人得分五、实验题(共1题，共6分)21、某兴趣小组同学将铜片加入稀硝酸；发现开始时反应非常慢，一段时间后反应速率明显加快。该小组通过实验探究其原因。请你和探究小组完成下列问题:

（1）提出合理假设。该实验中反应速率明显加快的原因可能是__________。A．反应放热导致温度升高B．压强增大C．生成物的催化作用D．反应物接触面积增大（2）初步探究测定实验过程中不同时间溶液的温度；结果如下表：

。时间/min

0

10

15

20

25

35

50

60

70

80

80

温度/℃

25

26

26

26

26

26.5

27

27

27

27

27

根据表中实验数据规律，结合实验假设你得出的结论是________________。

（3）进一步探究。查阅文献了解到化学反应的产物（含中间产物）可能对反应有催化作用。为此；请你完成以下实验设计（将表格和实验目的补充完整）：

。实验。

编号铜片。

质量/g0.1mol·L-1

硝酸/mL硝酸铜。

溶液/mL亚硝酸钠。

溶液/mL水的体积。

/mL实验目的。

①

5

20

0

0

___

实验①和②探究_________对实验的影响；实验①和③探究亚硝酸根的影响。

②

5

20

0.5

0

0

③

5

20

____

____

0

参考答案一、选择题(共7题，共14分)1、B【分析】【详解】

根据焓变△H=反应物总键能-生成物总键能计算；

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

【点睛】

利用键能计算焓变时，需要计算出分子中共价键的数目。如1molNH3含有3molN-H。2、C【分析】【详解】

A．由图中数据可知，30min时，M、Z的浓度分别为0.300mol/L和0.125mol/L，则M的变化量为0.5mol/L-0.300mol/L=0.200mol/L，其中转化为Y的变化量为0.200mol/L-0.125mol/L=0.075mol/L。因此，0~30min时间段内，Y的平均反应速率为A错误；

B．由题中信息可知，反应①和反应②的速率之比为Y和Z分别为反应①和反应②的产物，且两者与M的化学计量数相同（化学计量数均为1），因此反应开始后，体系中Y和Z的浓度之比等于由于k1、k2为速率常数；故该比值保持不变，不能说明该反应达到了平衡，B错误；

C．结合A、B的分析可知因此反应开始后，在相同的时间内体系中Y和Z的浓度之比等于=因此，如果反应能进行到底，反应结束时有的M转化为Z；即62.5%的M转化为Z，C正确；

D．由以上分析可知；在相同的时间内生成Z较多；生成Y较少，因此，反应①的化学反应速率较小，在同一体系中，活化能较小的化学反应速率较快，故反应①的活化能比反应②的活化能大，D错误；

答案选C。3、D【分析】【详解】

A．HR溶液的导电性较弱；只能说离子浓度较小，HR不一定属于弱酸，强酸浓度很小时导电性也很弱，故A错误；

B．用广泛pH试纸的pH值是正整数；故B错误；

C．25℃时，由水电离出的c(H＋)＜10−7mol·L−1的溶液；说明是抑制水的电离，溶液可能是酸性溶液，也可能是碱性溶液，故C错误；

D．常温下，在1mol·L−1NaOH溶液和1mol·L−1盐酸中水的离子积相等，都是Kw＝1.0×10−14；故D正确。

综上所述，答案为D。4、A【分析】【分析】

图中c点最小推出c点为恰好完全反应点，<7说明发生盐的水解，说明BOH为弱碱；以a点溶质全部是BOH，来计算值。

【详解】

A.a点溶质是BOH，为碱性溶液，抑制水的电离，b、d点的pH=7，为中性溶液，c点是盐酸与BOH恰好完全反应的点，得到BCl盐溶液，呈酸性，的水解促进水的电离，故水的电离程度c>d=b>a；A正确；

B.c点溶质为BCl，由质子守恒可得：d点HCl过量，则B错误；

C.a点加入盐酸的量为0，溶液溶质为BOH，由此可知常温下BOH电离的则BOH为弱碱，且的数量级为C错误；

D.c点最小，c点HCl与BOH恰好完全反应得BCl溶液，根据物料守恒：D错误；

答案选A。5、D【分析】【详解】

A．NH4NO3为强酸弱碱盐；溶液呈酸性，A不合题意；

B．H2SO4为强酸；溶液显酸性，B不合题意；

C．KCl为强酸强碱的正盐；溶液呈中性，C不合题意；

D．Na2CO3为强碱弱酸的正盐；溶液呈碱性，D符合题意；

故选D。6、C【分析】【详解】

A项、因为碳酸的Ka1=4.1×10-7小于H2C2O4的Ka2=6.4×10-5；所以两者不反应，故A错误；

B项、由草酸氢钠溶液呈酸性，草酸钠溶液呈碱性可知，向0.1mol•L-1的H2C2O4溶液中滴加NaOH溶液恰好至中性，得到应是草酸氢钠和草酸钠的混合溶液，溶液中离子浓度大小关系是c（Na+）＞c（C2O42-）＞c（HC2O4-）＞c（OH-）=c（H+）；故B错误；

C项、由醋酸的电离常数Ka=可知，当溶液中c（CH3COOH）：c（CH3COO-）=5：9时，溶液中c（H+）==1.8×10-5×=10-5mol/L；pH=5，故C正确；

D项、将0.1mol/L的醋酸钠溶液20mL与0.1mol/L盐酸10mL混合后，溶液中的溶质是等物质的量浓度的醋酸钠、醋酸和氯化钠，混合溶液呈酸性，说明醋酸电离程度大于醋酸根离子水解程度，醋酸部分电离，则溶液中离子浓度大小顺序是c（CH3COO-）＞c（Cl-）＞c（CH3COOH）＞c（H+）；故D错误；

故选C。7、D【分析】【分析】

【详解】

A.断开K2，闭合K1时，是电解池装置，电解饱和食盐水的总反应的离子方程式为2H2O+2Cl-Cl2↑+H2↑+2OH-；故A错误；

B.断开K2，闭合K1时；是电解池装置，两极均有气泡产生，说明两极产生的气体分别是氢气和氯气，因此活泼金属铁不能做阳极，应该是做阴极，则a是电源的正极，铁电极为负极，发生还原反应，故B错误；

C.断开K1，闭合K2时，发现电流计A指针偏转，证明是原电池反应，形成氢氯燃料电池，断开K2，闭合K1时；铁电极上产生了氢气，石墨电极上产生了氯气，因此铁做负极发生氧化反应，氢气失电子生成氢离子的反应，故C错误；

D.断开K1，闭合K2时，发现电流计A指针偏转，证明是原电池反应，形成氢氯燃料电池，断开K2，闭合K1时；铁电极上产生了氢气，石墨电极上产生了氯气，因此石墨电极作正极，故D正确；

故选D。二、填空题(共9题，共18分)8、略

【分析】【详解】

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

（2）反应①的化学平衡常数表达式K=c(CO)/c(CO2)，设转化的CO2的物质的量为xmol，则平衡时CO的物质的量为xmol，CO2的物质的量为（2-x）mol，K=c(CO)/c(CO2)==1.0，x=1mol，CO2的转化率=×%=50%，c(CO)==0.5mol/L；

（3）将上述平衡体系升温至700℃，再次达到平衡时体系中CO的浓度是C02浓度的两倍；对于反应①，说明升高温度平衡向正反应移动，升高温度平衡向吸热反应进行，故a＞0；

A．该反应前后气体的物质的量不变；缩小反应器体积，压强增大，平衡不移动，A不符合；

B．通入CO2；浓度增大，速率加快，平衡向正反应移动，CO的物质的量增大，B符合；

C．该反应正反应是吸热反应；升高温度，速率加快，平衡向正反应移动，CO的物质的量增大，C符合；

D．使用合适的催化剂；加快反应速率，平衡不移动，D不符合。

（4）在相同的温度下，欲使平衡时各成分的百分含量与前者相同，说明两平衡是等效平衡，按化学计量转化到一边，对应成分的物质的量相同，根据方程式可知，20molSO2和10molO2完全转化，可得SO3的物质的量为20mol，故从SO3开始反应，达到相同平衡状态，需要SO3物质的量为20mol；SO2的转化率为80%，其转化的物质的量为20mol×80%=16mol，所以从SO3开始反应，达到相同平衡状态，SO3物质的量为16mol，转化的SO3物质的量为（20-16）mol=4mol，其SO3转化率为=20%。【解析】①.(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亚氯酸钠具有氧化性，会将NO氧化成NO3-，且NaClO2溶液呈碱性，据此分析作答；

②由实验结果可知，在相同时间内硫酸根离子的浓度增加的多，因此脱硫反应速率大于脱硝反应速率．原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同，还可能是二氧化硫的还原性强，易被氧化；

（2）①由图分析可知，根据反应3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；NO的平衡分压的负对数随温度的升高而减小，则说明温度越高，NO的平衡分压越大，NO的含量越高，故升高温度，平衡向逆反应方向进行，平衡常数减小；

②化学平衡常数是指各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值；根据平衡常数的定义列出具体表达式；

（3）①如果采用NaClO、Ca（ClO）2替代NaClO2，由于生成的硫酸钙微溶，降低硫酸根离子浓度，促使平衡向正反应方向进行；

②根据盖斯定律计算。

【详解】

（1）①亚氯酸钠具有氧化性，且NaClO2溶液呈碱性，则NaClO2溶液脱硝过程中主要反应的离子方程式为：3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；正反应是体积减小的；则增加压强，NO的转化率提高；

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

②由实验结果可知，在相同时间内硫酸根离子的浓度增加的多，因此脱硫反应速率大于脱硝反应速率。原因是除了SO2和NO在烟气中的初始浓度不同；还可能是NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高；

故答案为大于；NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高；

（2）①由图分析可知，根据反应3ClO2-+4NO+4OH-=4NO3-+3Cl-+2H2O；NO的平衡分压的负对数随温度的升高而减小，则说明温度越高，NO的平衡分压越大，NO的含量越高，故升高温度，平衡向逆反应方向进行，平衡常数减小，故答案为减小；

②反应ClO2−+2SO32-===2SO42-+Cl−的平衡常数K表达式为：K=；

故答案为K=

（3）①如果采用NaClO、Ca(ClO)2替代NaClO2，生成硫酸钙沉淀，降低硫酸根离子浓度，促使平衡向正反应方向进行，所以Ca(ClO)2效果好；

故答案为形成CaSO4沉淀，降低硫酸根离子浓度，反应平衡向产物方向移动，SO2转化率提高；

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

则根据盖斯定律可知①+②−③即得到反应SO2(g)+Ca2+（aq）+ClO−(aq)+2OH−(aq)===CaSO4(s)+H2O(l)+Cl−(aq)，则△H1＋△H2－△H3；

故答案为△H1＋△H2－△H3。【解析】4OH-＋3ClO2－＋4NO＝4NO3－＋3Cl－＋2H2O大于NO溶解度较低或脱硝反应活化能较高减小K=形成CaSO4沉淀，反应平衡向产物方向移动，SO2转化率提高△H1＋△H2－△H310、略

【分析】【分析】

依据热化学方程式和盖斯定律计算得到所需要的热化学方程式。

【详解】

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

由盖斯定律①-②得到：Na2CO3•H2O(s)═Na2CO3(s)+H2O(g)△H1=+58.73kJ•mol-1；

故答案为：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】【详解】

平衡常数K==根据题中给出的表格可知，温度升高，K值增大，该反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动；达到平衡状态的依据是各反应物的物质的量、浓度、压强等不再随时间的变化而变化，正反应速率等于逆反应速率；当c(CO2)·c(H2)=c(CO)·c(H2O)时，=1，该温度为850℃；该温度下，向该容器中投入1molCO2、1.2molH2、0.75molCO、1.5molH2O，数值带入==0.94<1；因而反应正向移动。

【点睛】

化学平衡及平衡常数的基本计算。

点评：本题主要考查化学平衡的相关内容，属于简单题，出题几率较大，应引起重视。【解析】正反应E850℃正反应12、略

【分析】【分析】

由题意知①通入H2S，平衡正向移动，但自身转化率减小；通入CO2，平衡正向移动；通入COS，平衡逆向移动；恒容条件下通入N2；平衡不移动。②在600K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，说明升高温度平衡逆向移动；③利用“三段式”计算平衡转化率以及反应平衡常数。

【详解】

（1）反应方程式为H2S（g）＋CO2（g）COS（g）＋H2O（g）则化学平衡常数表达式

故答案为

（2）A.充入H2S，浓度增大，平衡正向移动，H2S的转化率减小；故A选项错误；

B．充入COS，平衡逆向移动，H2S的转化率减小；故B选项错误；

C.充入CO2，平衡正向移动，H2S的转化率增大；故C选项正确；

D.充入N2，平衡不移动，H2S的转化率不变；故D选项错误；

故答案选C；

（3）由题意设H2S转化的物质的量为x，H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)

起始（mol）0.400.1000

转化（mol）xxxx

平衡（mol）0.40-x0.10-xxx

已知反应平衡后水的物质的量分数为0.02，则=0.02，解得x=0.01，故CO2的平衡转化率a1=×100%=10%；反应平衡常数K=≈2.8×10-3；

故答案为10%2.8×10-3；

（4）水的物质的量分数增大，说明升高温度平衡逆向移动，CO2的转化率a2＞a1，且正反应放热，即△H＜0；

故答案为><。

【点睛】

题目考查化学平衡的影响因素和计算等问题，检验学生的分析能力和计算能力，解题方法：列出化学平衡三段式，根据平衡常数、平衡移动原理等分析和计算，难度中等。【解析】C10%2.8×10-3><13、略

【分析】【详解】

0.1mol•L-1CH3COONa溶液pH=8，说明溶液呈碱性，原因是醋酸根水解使溶液呈碱性，在溶液中发生CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH﹣，则有c(Na+)＞c(CH3COO-)；

因呈碱性，则c(OH﹣)＞c(H+)；

一般来说，单水解程度较低，则c(CH3COO-)＞c(OH﹣)；

因发生CH3COO-+H2O⇌CH3COOH+OH﹣，且还存在水的电离，则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】

根据盐类的水解判断溶液的酸碱性并写出水解离子方程式；根据物质的微粒构成情况判断离子浓度的大小；根据电荷守恒判断离子浓度的关系；据此解答。

【详解】

（1）氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解显酸性；水解离子方程式为+H2O⇌NH3·H2O+H+；答案为酸，+H2O⇌NH3·H2O+H+。

（2）酸溶液中氢离子浓度越大，溶液pH越小，①0.1mol/LNH4Cl中水解显酸性；②0.1mol/LCH3COONH4中CH3COO-二者均水解，相互促进，程度相当，近似为中性；③0.1mol/LNH4HSO4溶液中电离出氢离子显酸性，抑制铵根离子水解；④0.1mol/LNH3⋅H2O是弱电解质，微弱电离生成铵根离子显碱性；上述分析可知酸性最强的是0.1mol/LNH4HSO4溶液，铵根离子浓度最小的是0.1mol/LNH3⋅H2O；答案为③；④。

（3）0.1mol/LCH3COONH4中存在CH3COO-、H+、OH-等四种离子，由电荷守恒得c()+c(H+)=c(CH3COO-)+c(OH-)，室温下，测得溶液②的pH=7，c(H+)=c(OH-)，所以c()=c(CH3COO-)；答案为=。【解析】①.酸②.+H2O⇌H++NH3•H2O③.③④.④⑤.=15、略

【分析】【分析】

(1)NH4Cl是强酸弱碱盐；铵根离子水解导致溶液呈酸性；

(2)氯化银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等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3混合溶液中，CO32-的水解程度远远大于HCO3-水解程度，二者都水解导致溶液呈碱性；②根据NaHC2O4的K2与Kh的相等大小分析解答；③电离平衡常数表得到酸性强弱H2C2O4＞H2SO3＞HC2O4-＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-；酸性强的可以制备酸性弱的，据此分析判断。

【详解】

(1)NH4Cl是强酸弱碱盐，铵根离子水解，导致溶液呈酸性，水解方程式为H2O+NH4+⇌NH3•H2O+H+，故答案为：H2O+NH4+⇌NH3•H2O+H+；

(2)氯化银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氯化镁溶液中c(Cl-)=0.2mol/L，②25mL0.1mol/L硝酸银溶液中c(Ag+)=0.1mol/L，③50mL0.1mol/L氯化铝溶液中c(Cl-)=0.3mol/L，④100mL0.1mol/L盐酸溶液中c(Cl-)=0.1mol/L，则抑制AgCl溶解的程度②=④＜①＜③，硝酸银溶液中含有Ag+，其浓度最大，则这几种溶液中c(Ag+)大小顺序是②＞④＞①＞③；故答案为：②＞④＞①＞③；

(3)①等物质的量浓度的Na2CO3和NaHCO3混合溶液中，CO32-的水解程度远远大于HCO3-水解程度，二者都水解，导致溶液呈碱性，离子浓度大小顺序是c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)，故答案为：c(Na+)＞c(HCO3-)＞c(CO32-)＞c(OH-)＞c(H+)；

②NaHC2O4溶液中K2=5.4×10-5，HC2O4-水解平衡常数Kh==1.85×10-13＜5.4×10-5，说明HC2O4-电离程度大于水解程度；溶液呈酸性，故答案为：酸；

③根据常温下弱酸的电离常数，酸性强弱H2C2O4＞H2SO3＞HC2O4-＞CH3COOH＞H2CO3＞HSO3-＞HCO3-。A．HC2O4-+SO32-═HSO3-+C2O42-，符合酸性强弱，故A正确；B.2CH3COOH+SO32-═2CH3COO-+H2O+SO2↑，醋酸酸性比亚硫酸氢根离子酸性弱，不能进行，故B错误；C．SO2+H2O+2CH3COO-═2CH3COOH+SO32-，亚硫酸酸性大于醋酸，反应不可以生成SO32-，只能生成HSO3-，故C错误；D.2CO32-+SO2+H2O═2HCO3-+SO32-，亚硫酸酸性大于碳酸，反应可以进行，故D正确；故答案为：AD。【解析】H2O+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）铝与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气；

（2）0.3mol乙炔燃烧生成二氧化碳气体和液态水时；放出389.9kJ热量，则2mol乙炔完全燃烧生成二氧化碳和液体水放出热量为2599.2kJ；

（3）氢氧燃料电池中；氢气做负极，碱性条件下在负极放电生成水。

【详解】

（1）铝与氢氧化钠溶液反应生成偏铝酸钠和氢气，反应的离子方程式为2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑，故答案为2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑；

（2）7.80g乙炔的物质的量为=0.3mol，0.3mol乙炔燃烧生成二氧化碳气体和液态水时，放出389.9kJ热量，则2mol乙炔完全燃烧生成二氧化碳和液体水放出热量为=2599.2kJ，反应的热化学方程式为2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol-1，故答案为2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol-1；

（3）氢氧燃料电池中，氢气做负极，碱性条件下在负极放电生成水，电极反应式为H2-2e-+2OH-=2H2O，故答案为H2-2e-+2OH-=2H2O。

【点睛】

书写热化学方程式时注意物质的聚集状态不能漏写、反应热的符号和单位不要漏写是解答易错点。【解析】.2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑2C2H2(g)+5O2(g)=4CO2(g)+2H2O(l)△H=-2599.2kJ·mol—1H2-2e-+2OH-=2H2O三、判断题(共1题，共2分)17、×【分析】【详解】

向溶液中加入少量水，减小，碱性减弱即减小，则增大，则溶液中增大，故错；【解析】错四、结构与性质(共3题，共15分)18、略

【分析】【详解】

（1）根据盖斯定律，由Ⅲ-Ⅱ可得

反应Ⅰ属于吸热反应，反应Ⅰ达平衡时升温，平衡正向移动，K增大，则减小；

（2）①A．Ⅲ为气体分子总数减小的反应，加压能使平衡正向移动，从而提高的平衡转化率；A正确；

B．反应Ⅰ为吸热反应，升高温度平衡正向移动，反应Ⅲ为放热反应，升高温度平衡逆向移动，的平衡转化率不一定升高；B错误；

C．增大与的投料比有利于提高的平衡转化率；C正确；

D．催剂不能改变平衡转化率；D错误；

故选AC；

②200℃时是气态，1mol和1molH2充入密闭容器中，平衡时的转化率为a，则消耗剩余的物质的量为根据碳原子守恒，生成CO的物质的量为消耗剩余生成此时平衡体系中含有和则反应Ⅲ的其他条件不变，H2起始量增加到3mol，达平衡时则平衡时

的物质的量分别为0.5mol、1.9mol、0.5mol、0.2mol、0.3mol，平衡体系中H2的物质的量分数为1.9/3.4=0.56；

（3）①决速步骤指反应历程中反应速率最慢的反应。反应速率快慢由反应的活化能决定，活化能越大，反应速率越慢。仔细观察并估算表中数据，找到活化能(过渡态与起始态能量差)最大的反应步骤为

②反应Ⅲ的指的是和的总能量与和的总能量之差为49kJ，而反应历程图中的E表示的是1个分子和1个分子的相对总能量与1个分子和3个分子的相对总能量之差(单位为eV)，且将起点的相对总能量设定为0，所以作如下换算即可方便求得相对总能量【解析】(1)+41.0减小。

(2)AC0.56

(3)或-0.5119、略

【分析】【分析】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全电离生成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）向等体积、等浓度的溶液①、④中加入大小相同的镁条，HCl完全电离，而CH3COOH部分电离，溶液中的c(H+)为盐酸大于醋酸；由此可得出开始时反应速率的大小关系。

（4）等体积；等pH的溶液①和④中；醋酸的浓度远大于盐酸，分别与足量的②反应时，盐酸和醋酸都发生完全电离，由此可得出二者消耗②的物质的量大小关系。

【详解】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全电离生成H+，其电离方程式为NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。答案为：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。答案为：13；

（3）向等体积、等浓度的溶液①、④