2025年粤教版选择性必修1化学下册月考试卷含答案

…………○…………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年粤教版选择性必修1化学下册月考试卷含答案考试试卷考试范围：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5题，共10分)1、某温度下，向10mL0.1mol/LCuCl2溶液中滴加0.1mol/L的Na2S溶液，滴加过程中溶液中与Na2S溶液体积（V）的关系如图所示，下列有关说法正确的是（已知：）

A.a、b、c三点中，水的电离程度最大的为b点B.该温度下C.Na2S溶液中：D.向10mLZn2+、Cu2+浓度均为的混合溶液中逐滴加入的Na2S溶液，Zn2+先沉淀2、某化学兴趣小组用50mL0．50mol/L的盐酸与50mL0．55mol/L的氢氧化钠溶液在图所示的装置中进行中和反应；通过测定反应放出的热量计算中和热。下列说法不正确的是。

A.此装置缺少两件仪器B.这样测得的中和热的值会偏小C.一次完整实验至少要测4个温度值D.实验应重复做三次3、在密闭容器中进行反应：X2(g)+Y2(g)⇌2Z(g)，已知X2、Y2、Z的起始浓度分别为0.1mol·L-1、0.3mol·L-1、0.2mol·L-1，在一定条件下，当反应达到平衡时，各物质的浓度有可能是。A.Z为0.3mol·L-1B.Y2为0.4mol·L-1C.X2为0.2mol·L-1D.Z为0.4mol·L-14、实验操作规范且能达到目的是。目的操作A取20.00mL盐酸在50mL酸式滴定管中装入盐酸，调整初始读数为30.00mL后，将剩余盐酸放入锥形瓶B清洗碘升华实验所用试管先用酒精清洗，再用水清洗C测定醋酸钠溶液的pH用玻璃棒蘸取溶液，点在湿润的pH试纸上D配制浓度为0.010mol·L－1的KMnO4溶液称取KMnO4固体0.15g放入100mL容量瓶中，加水溶解并稀释至刻度

A.AB.BC.CD.D5、白磷与氧可发生如下反应：P4+5O2=P4O10。已知断裂下列化学键需要吸收的能量分别为：P—PakJ·mol—1、P—ObkJ·mol—1、P=OckJ·mol—1、O=OdkJ·mol—1。

根据图示的分子结构和有关数据估算该反应的△H，其中正确的是（）A.（6a+5d－4c－12b）kJ·mol—1B.（4c+12b－6a－5d）kJ·mol—1C.（4c+12b－4a－5d）kJ·mol—1D.（4a+5d－4c－12b）kJ·mol—1评卷人得分二、多选题(共6题，共12分)6、在体积可变的密闭容器中投入0.5molCO和1molH2，不同条件下发生反应：实验测得平衡时H2的转化率随温度、压强的变化如图1所示。下列说法错误的是（）

A.Y代表压强，且X代表温度，且B.M点反应物转化率之比N点该比例减小C.若M、N两点对应的容器体积均为5L，则N点的平衡常数D.图2中曲线AB能正确表示该反应平衡常数的负对数与X的关系7、在密闭容器中，反应xA(g)+yB(g)⇌zC(g)达平衡时，A的浓度为0.5mol/L。若保持温度不变，将容器的容积缩小到原来的一半，达新平衡时A的浓度为0.8mol/L。下列判断正确的是A.x+y>zB.平衡向逆反应方向移动C.B的转化率降低D.C的体积分数增大8、向的恒容密闭容器中充入时发生反应2SO3(g)⇌2SO2(g)+O2(g)，其中与的物质的量随时间变化如图所示。下列说法正确的是。

A.点处存在B.n(so2)：n(o2)：n(so3)=1：1：1时，反应达平衡C.达到平衡时，的浓度为D.在点时，的转化率约为9、二草酸三氢钾二水合物常用作分析试剂和缓冲溶液的配制。已知室温下，下列微粒浓度关系正确的是A.溶液中：B.溶液中：C.向溶液中加入等体积的KOH溶液：D.向溶液中加入NaOH溶液至pH=7：10、某温度下，分别向20mL浓度均为xmol/L的NaCl和Na2CrO4溶液中滴加0.1mol/AgNO3溶液，滴加过程中-lgc(Cl-)和-lgc(CrO)与AgNO3溶液的体积关系如图所示。下列说法不正确的是。

A.x=0.1B.曲线Ⅰ代表NaCl溶液C.Ksp(Ag2CrO4)约为2×10-8D.y=911、已知一些酸的电离平衡常数如下表所示：

。

H2C2O4

H2CO3

HClO

CH3COOH

Ka1

5.9×10-2

4.2×10-7

3×10-8

1.8×10-5

Ka2

6.4×10-5

5.6×10-11

下列反应能发生的是A.H2C2O4＋2CH3COO-＝C2O＋2CH3COOHB.CO2＋H2O＋2ClO-＝CO＋2HClOC.HClO＋CH3COO-＝ClO-＋CH3COOHD.HC2O＋HCO＝CO2↑＋H2O＋C2O评卷人得分三、填空题(共7题，共14分)12、某课外小组分别用如图所示装置对原电池和电解原理进行实验探究。

请回答：

Ⅰ．用如图1所示装置进行第一组实验。

(1)在保证电极反应不变的情况下，不能替代Cu做电极的是___________(填字母序号)。

A．铝B．石墨C．银D．铂。

(2)M极发生反应的电极反应式为___________；

(3)实验过程中，SO___________(填“从左向右”、“从右向左”或“不”)移动；滤纸上能观察到的现象有___________，写出产生此现象的反应方程式：___________；

Ⅱ．用如图2所示装置进行第二组实验。实验过程中，两极均有气体产生，Y极区溶液逐渐变成紫红色；停止实验，铁电极明显变细，电解液仍然澄清。查阅资料发现，高铁酸根(FeO)在溶液中呈紫红色。

(4)电解过程中，X极区溶液的pH___________(填“增大”；“减小”或“不变”)；

(5)电解过程中，Y极发生的电极反应为___________和4OH--4e-=2H2O+O2↑，若在X极收集到672mL气体，在Y极收集到168mL气体(均已折算为标准状况时气体体积)，则Y电极(铁电极)质量减少___________g。

(6)在碱性锌电池中，用高铁酸钾作为正极材料，电池总反应为：2K2FeO4+3Zn=Fe2O3+ZnO+2K2ZnO2该电池正极的电极反应式为___________。13、现有HA、HB和H2C三种酸。常温下用0.1mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.1mol·L-1的HA；HB两种酸的溶液；滴定过程中溶液的pH随滴入的NaOH溶液体积的变化如图所示。

(1)HA、HB两种酸的酸性强弱关系为HA_______HB(填“>”“<”或“=”)。

(2)a点时的溶液中由水电离出的c(H+)=_______mol·L-1，Ka(HB)=_______。

(3)与曲线I上的c点对应的溶液中各离子浓度由大到小的顺序为_______；b点对应的溶液中c(HB)_______c(B-)(填“>”“<”或“=”)

(4)已知常温下向0.1mol·L-1的NaHC溶液中滴入几滴石蕊试液后溶液变成红色。

①若测得此溶液的pH=1，则NaHC的电离方程式为_______。

②若在此溶液中能检测到H2C分子，则此溶液中c(C2-)_______c(H2C)(填“>”“<”或“=”)。

③若H2C的一级电离为H2C=H++HC-，常温下0.1mol·L-1H2C溶液中的c(H+)=0.11mol·L-1，则0.1mol·L-1NaHC溶液中的c(H+)_______0.01mol·L-1(填“>”“<”或“=”)。14、在2L密闭容器内，800℃时反应2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如表：。时间(s)012345n(NO)(mol)0.0200.010.0080.0070.0070.007

(1)800℃，反应进行到2s时，NO的转化率是_______，反应达到最大限度时，NO的物质的量浓度为_______mol/L。

(2)如图中表示NO2变化的曲线是_______(填字母序号a、b、c、d)。用O2表示从0~2s内该反应的平均速率v=_______mol/(L·s)。

(3)能使该反应的反应速率增大的操作是_______。A．及时分离出NO2气体B．适当升高温度C．增大O2的浓度D．选择高效催化剂15、已知A(g)+B(g)C(g)+D(g)反应的平衡常数和温度的关系如下：。温度/℃70090083010001200平衡常数1.71.11.00.60.4

回答下列问题：

（1）830℃时，向一个5L的密闭容器中充入0.20mol的A和0.80mol的B，如反应初始6s内A的平均反应速率v(A)=0.003mol·L-1·s-1，则6s时c(A)＝________mol·L-1，C的物质的量为______mol；此时，正反应速率_____________（填“大于”；“小于”或“等于”）逆反应速率。

（2）在恒容密闭容器中判断该反应是否达到平衡的依据为________(填正确选项前的字母)：

a．压强不随时间改变b.气体的密度不随时间改变。

c.c(A)不随时间改变d.单位时间里生成C和D的物质的量相等

（3）1200℃时反应C(g)+D(g)A(g)+B(g)的平衡常数的值为___________________。

（4）绝热容器不与外界交换能量，在恒容绝热条件下，进行2M(g)+N（g）2P（g）+Q（s）反应，按下表数据投料，反应达到平衡状态，测得体系压强升高，简述该反应的平衡常数与温度的变化关系：______________________________________________________________。物质MNPQ起始投料/mol212016、（1）实验室用于盛放碱性试剂的试剂瓶不用磨口玻璃塞的原因是（用离子方程式表示）：______________________________；玻璃试剂瓶不能盛放氢氟酸的原因是（用化学方程式表示）：_____________________________________。

（2）实验室中的Na2SiO3溶液长期放置，瓶底会出现白色沉淀，则形成沉淀的离子方程式是___________________________。取瓶中的上层清液加入稀盐酸，观察到既有气泡产生又有沉淀生成，其离子方程式分别为_____________________________________。用Na2SiO3溶液浸泡过的棉花不易燃烧，体现Na2SiO3的用途可做___________________的原料。

（3）某溶液中有NH4+、Mg2+、Fe2+、Fe3+、Al3+五种离子，若向其中加入过量的氢氧化钠溶液，微热并搅拌，再加入过量盐酸，溶液中大量减少的阳离子是__________，有所增加的阳离子是___________。

A.NH4+B.Mg2+C.Fe2+D.Al3+E.Fe3+

（4）质量相同的H216O和D216O所含质子数之比为_______________，中子数之比为____________。

（5）A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则ngA2-所含电子的物质的量为__________________。17、下表是几种常见弱酸的电离平衡常数(25℃)。酸电离方程式电离常数K/mol•L-1CH3COOHCH3COOH⇌CH3COO-+H+1.26×10-5H2CO3H2CO3⇌H++HCO

HCO⇌CO+H+K1=4.31×10-7

K2=5.61×10-11H2SH2S⇌H++HS-

HS-⇌H++S2-K1=9.1×10-8

K2=1.1×10-12H3PO4H3PO4⇌H++H2PO

H2PO⇌H++HPO

HPO⇌H++POK1=7.52×10-3

K2=6.23×10-8

K3=2.20×10-13

回答下列问题：

(1)K只与温度有关，当温度升高时，K值________(填“增大”；“减小”或“不变”)。

(2)在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？________；

(3)若把CH3COOH、H2CO3、HCOH2S、HS-、H3PO4、H2POHPO都看作是酸，其中酸性最强的是________，最弱的是________；

(4)H3PO4的Ka1、Ka2、Ka3之间存在数量上的规律，此规律是________，产生此规律的原因是________。18、冶炼铜矿石所获得的铜通常含有锌；铁、镍、银、金和铂等微量杂质；俗称粗铜。工业上通常通过电解法除去这些杂质制得精铜，以提高铜的使用价值，扩大铜的应用范围。(几种金属的相对原子质量是：Fe－56，Ni－59，Cu－64，Zn－65，Ag－108，Au－197。)

请完成下列问题：

（1）一般来说，电解精炼铜的初始电解质溶液里的阳离子是________，写出铜的电解精炼过程中的阴极反应式________________________________________________。

（2）如果转移0.020mole－，下列说法中一定正确的是________。

①阴极质量增加0.64g②阳极质量减少0.64g

③电解质溶液的质量保持不变④电解质溶液的温度保持不变评卷人得分四、原理综合题(共3题，共15分)19、乙醇是生活中常见的物质；用途广泛，其合成方法和性质也具有研究价值。

I．直接乙醇燃料电池（DEFC）具有很多优点；引起了人们的研究兴趣。现有以下三种乙醇燃料电池。

碱性乙醇燃料电池酸性乙醇燃料电池熔融盐乙醇燃料电池。

（1）三种乙醇燃料电池中正极反应物均为____________。

（2）碱性乙醇燃料电池中，电极a上发生的电极反应式为________________________，使用空气代替氧气，电池工作过程中碱性会不断下降，其原因是____________。

（3）酸性乙醇燃料电池中，电极b上发生的电极反应式为_______________________，通过质子交换膜的离子是___________。

（4）熔融盐乙醇燃料电池中若选择熔融碳酸钾为介质，电池工作时，CO32－向电极____（填“a”或“b”）移动，电极b上发生的电极反应式为_____________________。

II．已知气相直接水合法可以制取乙醇：H2O(g)+C2H4(g)CH3CH2OH(g)。当n(H2O)︰n(C2H4)=1︰1时；乙烯的平衡转化率与温度；压强的关系如下图：

（1）图中压强P1、P2、P3、P4的大小顺序为：_________________________，理由是：______________。

（2）气相直接水合法采用的工艺条件为：磷酸/硅藻土为催化剂，反应温度290℃，压强6.9MPa，n(H2O)︰n(C2H4)=0.6︰1。该条件下乙烯的转化率为5℅。若要进一步提高乙烯的转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以采取的措施有__________________________________。20、合成氨反应实现工业化后；人类社会得到了快速发展。回答下列问题：

(1)已知部分化学键的键能如下表：。化学键键能/946436391

工业上合成氨反应的热化学方程式为______。

(2)不同催化剂下合成氨反应的历程如下图；吸附在催化剂表面的物种用“*”表示。

①下列说法正确的是______(填选项序号)。

a.工业合成氨的耗能高；寻找优良的催化剂依然是当前的重要课题。

b.常温常压下，合成氨反应速率慢的根本原因是的键能太大。

c.反应过程中增大压强能加快合成氨反应的速率。

d.催化剂A的催化效率比B更好。

②使用催化剂A时，根据反应历程，决定总反应速率的步骤是第______步。

(3)向某容器中充入物质的量之比为的和在不同条件下反应相同的时间，得到的体积分数如下图所示。

①图中的曲线Ⅰ与Ⅱ______(填“能”或“不能”)表示不同的压强条件下反应得出的两条曲线。

②a点时正逆反应速率大小v正______v逆(填“>”“<”或“=”)。

③若容器体积恒为1L，N2和H2的总物质的量为4mol，则时该反应的平衡常数K为______

(4)工业合成氨有工艺能耗高；转换率低等缺点；电化学合成氨借助电能突破了合成氨在热力学上的限制，能够在低温、常压下进行，从而引起研究者广泛关注，一种固态体系电化学合成氨装置如图所示。

①M极连接电源______(填“正极”或“负极”)。

②N极发生的电极反应式为______。21、一氧化碳是一种重要的化工原料。结合所学知识回答下列问题：

(1)工业上可通过CO和H2化合制取CH3OH：

CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)△H1

已知：①CO(g)+H2O(g)=CO2(g)+H2(g)△H2=-41.1kJ·mol-1

②CO2(g)+3H2(g)=CH3OH(g)+H2O(g)△H3=-49.0kJ·mol-1

则△H1=___。

(2)二氧化碳的回收利用是环保领域研究的热点课题。

在太阳能的作用下，以CO2为原料制取炭黑的流程如图所示。其总反应的化学方程式为___。

(3)工业上还可通过CO和Cl2化合制取光气(COCl2)：Cl2(g)+CO(g)=COCl2(g)△H。向密闭容器中充入1molCl2(g)和1molCO(g)；反应速率随温度的变化如图所示。

①图中Q点的含义是___，△H___0(填“＞”或“＜”）。

②某温度下，该反应达到平衡时c(COCl2)=0.80mol•L-1，c(Cl2)=0.20mol•L-1，则平衡体系中CO的体积分数为___(保留2位小数）。在该温度下，反应的平衡常数K=___。

(4)以稀硫酸为电解质溶液，利用太阳能将CO2转化为低碳烯烃；工作原理如图：

①b电极的名称是___。

②生成丙烯(C3H6)的电极反应式为___。评卷人得分五、计算题(共2题，共8分)22、25℃时，有0.01mol•L-1的醋酸溶液；试回答下列问题：

(1)写出醋酸的电离方程式____

(2)达平衡时，溶液中氢离子浓度约是____(25℃时，醋酸电离平衡常数为2.25×10-6)23、CH4和CO2是引起温室效应的常见气体，CH4超干重整CO2是现在减少温室气体的一种有效方式；回答下面问题：

(1)实验测得：101kPa时，1molH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ的热量；1molCH4完全燃烧生成液态水和CO2，放出890.3kJ的热量。下列热化学方程式的书写正确的是_______。

①CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝＋890.3kJ·mol－1

②CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(l)ΔH＝－890.3kJ

③CH4(g)＋2O2(g)=CO2(g)＋2H2O(g)ΔH＝－890.3kJ·mol－1

④2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l)ΔH＝－571.6kJ·mol－1

A．仅有②④B．仅有④C．仅有②③④D．全部符合要求。

(2)在25℃、101kPa时，C(s)、H2(g)、CH3COOH(l)的燃烧热分别为393.5kJ·mol－1、285.8kJ·mol－1、870.3kJ·mol－1，则2C(s)＋2H2(g)＋O2(g)=CH3COOH(l)ΔH=________kJ·mol－1

(3)Ⅰ．CH4超干重整CO2过程中的能量变化图像如下图：

反应过程Ⅰ中发生的活化能是_______kJ·mol－1，该反应的热化学方程式是______________。

反应过程Ⅱ中，CO2(g)+4H2(g)=CH4(g)+2H2O(g)ΔH=____________kJ·mol－1

Ⅱ．CH4在某催化剂作用下超干重整CO2的转化如图2所示：

①关于上述过程Ⅳ的说法不正确的是_____________(填字母)。

a．实现了含碳物质与含氢物质的分离。

b．可表示为CO2＋H2=H2O(g)＋CO

c．CO未参与反应。

d．Fe3O4、CaO为催化剂，降低了反应的ΔH

②写出过程Ⅲ的热化学方程式为：___________________。参考答案一、选择题(共5题，共10分)1、B【分析】【详解】

A．某温度下，向10mL0.1mol/LCuCl2溶液中滴加0.1mol/L的Na2S溶液，发生反应：Cu2++S2-＝CuS↓，Cu2+单独存在或S2-单独存在均会水解，水解促进水的电离，b点溶液时滴加Na2S溶液的体积是10mL，此时恰好生成CuS沉淀，此时水的电离程度并不是a，b；c三点中最大的，故A错误；

B．该温度下，平衡时c（Cu2+）=c（S2-）=10-17.7mol/L，则Ksp（CuS）=c（Cu2+）·c（S2-）=10-17.7mol/L×10-17.7mol/L=10-35.4mol2/L2，由于已知lg2=0.3，则Ksp（CuS）=10-35.4mol2/L2=（100.3）2×10-36mol2/L2=4×10-36mol2/L2；故B正确；

C．Na2S溶液中，根据物料守恒，故C错误；

D．由于＞因此向10mLZn2+、Cu2+浓度均为的混合溶液中逐滴加入的Na2S溶液；优先产生CuS沉淀，故D错误；

故答案选B。2、C【分析】【分析】

【详解】

A．中和热测定需要用环形玻璃搅拌棒搅拌加快反应速率；用硬纸板减少热量损失；A正确；

B．图中缺少硬纸板盖在烧杯上；造成热量损失，导致测定的中和热偏小，B正确；

C．一次完整的中和热测定实验需要测定3次温度；分别是：反应前盐酸溶液的温度；氢氧化钠溶液的温度、反应混合液的温度，C错误；

D．为了减小误差；需平行实验3次，取平均值，D正确；

故答案选C。3、A【分析】【详解】

若反应向正反应方向进行到达平衡，X2、Y2的浓度最小；Z的浓度最大，假定完全反应，则：

若反应向逆正反应方向进行到达平衡，X2、Y2的浓度最大；Z的浓度最小，假定完全反应，则：

由于为可逆反应，物质不能完全转化，所以平衡时浓度范围为0＜c(X2)＜0.2，0.2＜c(Y2)＜0.4，0＜c(Z)＜0.4，故A正确、BCD错误，故选A。4、B【分析】【详解】

A.50mL酸式滴定管的50.00mL刻度下方没有刻度；但仍有盐酸，所以调整初始读数为30.00mL后，放入锥形瓶中盐酸的体积大于20.00mL，故A错误；

B.碘易溶于酒精；清洗试管中附着的碘可以先用酒精清洗，再用水清洗，故B正确；

C.醋酸钠溶液呈碱性；测定醋酸钠溶液的pH时，pH试纸不能预先湿润(湿润相当于将溶液稀释)，否则测定的pH会偏小，故C错误；

D.容量瓶不能作为反应容器；故D错误；

故答案为B。5、A【分析】【详解】

反应热等于断键吸收的总能量与形成化学键所放出的能量的差值，由图可以看出：P4中有6mol的P－P，5mol的O2中含有5molO＝O，1mol的P4O10中含有4mol的P＝O，12mol的P－O，所以根据方程式可知反应热△H＝(6a＋5d－4c－12b)kJ·mol－1。答案选A。二、多选题(共6题，共12分)6、BD【分析】【详解】

A．若X为压强，Y为温度，由图可知相同温度下压强越大氢气的转化率越小，而该反应为气体体积减小的反应，相同温度下压强越大H2的转化率越大，所以Y为压强，X为温度，且相同压强下温度越高，氢气的转化率越小，说明升高温度平衡逆向移动，正反应为放热反应，即故A正确；

B．初始投料n(CO)：n(H2)=1:2，根据方程式可知反应过程中CO和H2按照1:2反应；所以任意时刻二者的转化率之比均为1:1，故B错误；

C．N点和M点温度相同，则平衡常数相同，容器体积为5L，M点H2的转化已知；为50%，可根据该点列三段式。

根据平衡常数的定义可知K==故C正确；

D．则K越大，pK越小，该反应正反应为放热反应，温度越高K越小，则pK越大，故曲线AC表示该反应平衡常数的负对数与X的关系；故D错误；

故答案为BD。

【点睛】

当各反应物的投料比等于方程式中计量数之比时，反应过程中任意时刻各反应物的转化率均相等。7、AD【分析】【分析】

A的浓度为0.5mol/L。若保持温度不变；将容器的容积缩小到原来的一半时，A的浓度为1mol/L，达新平衡时A的浓度为0.8mol/L，A的物质的量减少，平衡正向进行，即x+y＞z。

【详解】

A．分析可知；x+y＞z，A正确；

B．分析可知；平衡向正反应方向移动，B错误；

C．平衡向正反应方向移动；B的转化率升高，C错误；

D．平衡向正反应方向移动；C的物质的量增大，则C的体积分数增大，D正确；

答案为AD。8、CD【分析】【分析】

【详解】

A．Q点处不是平衡点，反应继续往正向进行，所以A错误；

B．根据三段式可知平衡时n(so2)：n(o2)：n(so3)=6：3：2；B错误；

C．达到平衡时，的浓度为C正确；

D．根据三段式可知：

由题意可知：解得的转化率为选项D正确；

答案选CD。9、AD【分析】【分析】

既有电离也有水解，其水解常数为＜6.4×10－5，电离大于水解；据此分析；

【详解】

A．根据化学式，推出n(KHC2O4)=n(H2C2O4)，H2C2O4的电离程度大于电离，因此有c()＞c(H2C2O4)；故A正确；

B．根据物料守恒，有：故B错误；

C．加入等体积等物质的量浓度的KOH，反应后溶质为KHC2O4，既有电离也有水解，其水解常数为＜6.4×10－5，电离大于水解，溶液显酸性，即有c(H＋)＞c(OH－)；故C错误；

D．根据电荷守恒，有c(Na＋)＋c(K＋)＋c(H＋)=c(OH－)＋c()＋2c()，因为溶液的pH=7，因此c(H＋)=c(OH－)，即有c(Na＋)＋c(K＋)=c()＋2c()；故D正确；

故答案为AD。10、CD【分析】【详解】

A．根据图象可知，未滴加AgNO3溶液时-lgc(Cl-)或-lgc(CrO)均为1，则NaCl和Na2CrO4均为强电解质，所以溶液均为0.1mol•L-1；即x=0.1，故A正确；

B．1molCl-和CrO分别消耗1mol和2molAg+，由图象可知，滴加AgNO3溶液过程中，曲线I突跃时加入的AgNO3溶液的体积为20mL；则曲线I代表NaCl溶液，故B正确；

C．b点时，硝酸银和Na2CrO4恰好完全反应，所以溶液中的溶质为NaNO3，同时存在沉淀溶解平衡Ag2CrO4CrO+2Ag+；-lgc(CrO)=4，则c(CrO)=10-4mol•L-1，c(Ag+)=2×10-4mol•L-1，Ksp(Ag2CrO4)=c(CrO)•c2(Ag+)=10-4×4×10-8=4×10-12；故C错误；

D．a点时，Cl-恰好完全沉淀，-lgc(Cl-)=5，则c(Cl-)=10-5mol•L-1，c(Ag+)=10-5mol•L-1，Ksp(AgCl)=c(Cl-)•c(Ag+)=10-10，c点加入40mLAgNO3溶液，溶液中c(Ag+)=c(Cl-)==3×10-9mol/L，则-lgc(Cl-)=9-lg3≈8.52；故D错误；

综上所述答案为CD。11、AD【分析】【分析】

根据强酸制弱酸的原理；平衡常数越大，酸性越强，据此解题。

【详解】

A．H2C2O4的Ka1·Ka2=5.9×10-2×6.4×10-5=3.776×10-6；CH3COOH的=1.8×10-5×1.8×10-5=3.24×10-10，H2C2O4的Ka1·Ka2大于CH3COOH的所以A项中的反应成立，A项正确；

B．H2CO3的Ka1·Ka2=4.2×10-7×5.6×10-11=2.352×10-17；HClO的=3×10-8×3×10-8=9×10-16，H2CO3的Ka1·Ka2小于HClO的所以B项中的反应不成立，B项错误；

C．HClO的Ka1=3×10-8；CH3COOH的=1.8×10-5，HClO的Ka1小于CH3COOH的所以C项中的反应不成立，C项错误；

D．H2C2O4的Ka1=5.9×10-2；H2CO3的Ka1=4.2×10-7，H2C2O4的Ka1大于H2CO3的所以D项中的反应成立，D项正确；

答案选AD。三、填空题(共7题，共14分)12、略

【分析】【详解】

(1)在保证电极反应不变的情况下；仍然是锌作负极，则正极材料必须是不如锌活泼的金属或导电的非金属，铝是比锌活泼的金属，所以不能代替铜，故答案为A；

(2)M电极连接原电池正极，所以是电解池阳极，阳极材料是活性电极，铁失电子发生氧化反应，电极反应式为：Fe-2e-+2OH-=Fe(OH)2，故答案为Fe-2e-+2OH-=Fe(OH)2；

(3)原电池放电时，阴离子向负极移动，所以硫酸根从右向左移动，电解池中，阴极上氢离子得电子生成氢气，阳极上铁失电子生成亚铁离子，亚铁离子和氢氧根离子反应生成氢氧化亚铁，氢氧化亚铁被氧气氧化生成氢氧化铁，所以滤纸上有红褐色斑点产生，反应的活性方程式为：4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3；

(4)电解过程中；阴极上氢离子放电生成氢气，则阴极附近氢氧根离子浓度大于氢离子溶液，溶液呈碱性，溶液的pH增大；

(5)X电极上析出的是氢气，Y电极上析出的是氧气，且Y电极失电子进入溶液，发生的电极反应为Fe-6e-+8OH-=+4H2O和4OH--4e-=2H2O+O2↑，设铁质量减少为xg，根据转移电子数相等得解得x=0.28g；

(6)正极上高铁酸根离子得电子发生还原反应，反应方程式为2+6e-+5H2O=Fe2O3+10OH-。

【点睛】

电极反应式的书写，注意电极材料本身可能发生变化外，还要注意电解质溶液中的离子是否参与电极反应。如第2问，铁作阳极，失去电子生成Fe2+，与溶液中OH﹣结合生成Fe(OH)2，所以电极反应式为Fe﹣2e﹣+2OH﹣=Fe(OH)2，至于Fe(OH)2转变为Fe(OH)3就不是电极反应了；而第6问是在此基础上，还要考虑电池总反应式，才能写出负极反应式，进而写出正极反应式。【解析】AFe-2e-+2OH-=Fe(OH)2从右向左滤纸上有红褐色斑点产生4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3增大Fe-6e-+8OH-=+4H2O0.282+6e-+5H2O=Fe2O3+10OH-13、略

【分析】【详解】

(1)由图中曲线I可知，浓度0.1mol·L-1的HA酸溶液的pH=1，说明HA是强酸，浓度0.1mol·L-1的HB酸溶液的pH=3，说明HB是弱酸，则酸性HA>HB，故答案为：>；

(2)由图中曲线I可知，浓度0.1mol·L-1的HA酸溶液的pH=1，说明HA是强酸，完全电离，a点时加入10mL氢氧化钠溶液，则溶液中酸过量，酸抑制水的电离，溶液中由水电离出的c(H+)=mol·L-1=3×10-13mol/L；由图中曲线Ⅱ可知，浓度0.1mol·L-1的HB酸溶液的pH=3，Ka(HB)=

(3)曲线I上的c点对应的溶液是HB酸与氢氧化钠完全中和生成的NaB溶液，溶液呈碱性，各离子浓度由大到小的顺序为c(Na+)>c(B-)>c(OH-)>c(H+)；b点对应的溶液为以HB和NaB按1：1为溶质的溶液，溶液呈酸性说明HB的电离大于NaB的水解，则c(HB)-)；故答案为c(Na+)>c(B-)>c(OH-)>c(H+)；<；

(4)①若0.1mol·L-1的NaHC溶液的pH=1，则NaHC为强酸的酸式盐，其电离方程式为NaHC=Na++H++C2-；故答案为NaHC=Na++H++C2-；

②若在此溶液中能检测到H2C分子，则NAHC是弱酸的酸式盐，溶液呈酸性说明HC-电离大于水解，此溶液中c(C2-)>c(H2C)；故答案为：>；

③若H2C的一级电离为H2C=H++HC-，常温下0.1mol·L-1H2C溶液中的c(H+)=0.11mol·L-1，其中一级电离产生的c(H+)=0.1mol·L-1，二级电离不完全电离在第一级电离产生的氢离子抑制下电离的c(H+)=0.01mol·L-1，则0.1mol·L-1NaHC溶液中在没有受抑制情况下电离程度增大，则c(H+)>0.01mol·L-1；故答案为：>；【解析】①.>②.3×10-13③.10-5④.c(Na+)>c(B-)>c(OH-)>c(H+)⑤.<⑥.NaHC=Na++H++C2-⑦.>⑧.>14、略

【分析】【分析】

(1)

800℃；反应进行到2s时，消耗了0.020mol-0.008mol=0.012molNO，则NO的转化率是(0.012÷0.020)×100%=60%。当反应达到最大限度即达到平衡状态时，NO的物质的量为0.007mol，则物质的量浓度为0.007mol÷2L=0.0035mol/L。

(2)

由方程式2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g)知，NO2为生成物，生成的NO2的物质的量和消耗的NO的物质的量相等，则平衡时n(NO2)＝0.020mol-0.007mol=0.013mol，c()=0.013mol÷2L=0.0065mol/L，故表示NO2变化曲线的为b；0～2s内v(NO)==0.0030mol·L－1·s－1，由反应速率之比等于化学计量数之比可得v(O2)=0.0015mol·L－1·s－1，故答案为b；0.0015mol·L－1·s－1；

(3)

及时分离出NO2气体，在改变条件的时刻，逆反应速率减小，正反应速率不变，然后正反应速率逐渐减小，平衡正向移动，A不能加快反应速率；适当升高温度，反应速率加快，B能加快反应速率；增大O2的浓度，反应物浓度增大，反应速率加快，C能加快反应速率；选择高效的催化剂，反应速率加快，D能加快反应速率；故选BCD。【解析】（1）60%0.0035

（2）b1.5×10-3

（3）BCD15、略

【分析】【详解】

（1）6s内A的平均反应速率v（A）＝0.003mol•L-1•s-1，则△c（A）＝0.003mol•L-1•s-1×6s＝0.018mol•L-1，故6s时A的浓度为0.2mol÷5L－0.018mol/L＝0.022mol/L。△n（A）＝0.018mol•L-1×5L＝0.09mol，由方程式可知△n（C）＝△n（A）＝0.09mol。

利用三段式计算平衡时各组分的物质的量；即。

由于反应前后体积不变，所以浓度商Qc＝＜1

所以反应向正反应进行；故正反应速率大于逆反应速率。

（2）在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。a．该反应前后气体的物质的量不变，压强始终不变，故压强不随时间改变，不能说明到达平衡，故a错误；b．该反应前后气体的体积不变，混合气体的质量不变，气体的密度始终不变，故b错误；c．可逆反应到达平衡时；各物质的浓度不变，故c（A）不随时间改变，说明到达平衡，故c正确；d．单位时间里生成C和D的物质的量相等，都表示正反应速率，反应始终按1:1生成，不能说明到达平衡，故d错误，答案选c。

（3）同一温度下，同一反应的正、逆反应的平衡常数互为倒数，故1200℃时反应C（g）+D（g）⇌A（g）+B（g）的平衡常数的值为＝2.5。

（4）由起始Q的物质的量为0可知，反应向正反应进行建立平衡，正反应是气体体积减小的反应，容器的体积不变，平衡时压强增大，故绝热条件下，混合气体的温度升高，即正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应进行，化学平衡常数减小，即该反应的平衡常数与温度的变化关系该反应的平衡常数随温度的升高而减小。【解析】（本题共8分）（1）0.022mol·L-10.09mol大于（3分）（2）c（2分）

（3）2.5（1分）（4）该反应的平衡常数随温度的升高而减小（2分）16、略

【分析】【详解】

（1）二氧化硅能与氢氧化钠溶液反应生成黏性很强的硅酸钠，因此不能用玻璃塞，反应的离子方程式为2OH-+SiO2＝SiO32-+H2O；氢氟酸能与二氧化硅反应，因此玻璃试剂瓶不能盛放氢氟酸，反应的化学方程式为SiO2+4HF＝SiF4↑+2H2O。（2）实验室中的Na2SiO3溶液长期放置，瓶底会出现白色沉淀，是由于吸收空气中的二氧化碳生成硅酸沉淀，则形成沉淀的离子方程式是SiO32-+H2O+CO2＝H2SiO3↓+CO32-。溶液中含有碳酸盐和硅酸盐，所以取瓶中的上层清液加入稀盐酸，既有气泡产生又有沉淀生成，其离子方程式分别为CO32-+2H+＝H2O+CO2↑，SiO32-+2H+＝H2SiO3↓。用Na2SiO3溶液浸泡过的棉花不易燃烧，体现Na2SiO3的用途可做防火剂的原料。（3）混合溶液中加入过量的NaOH并加热时，反应生成的氨气逸出，并同时生成Mg（OH）2、Fe（OH）2、Fe（OH）3沉淀和NaAlO2，Fe（OH）2沉淀在空气中不稳定，迅速氧化生成Fe（OH）3，再向混合物中加入过量盐酸，则Mg（OH）2、Fe（OH）3和NaAlO2与过量酸作用分别生成MgCl2、AlCl3、FeCl3，则减少的离子主要有：NH4+和Fe2+，答案选AC；有所增加的阳离子是Fe3+，答案选E；（4）H216O和D216O的质子数均是10个，因此质量相同的H216O和D216O所含质子数之比为摩尔质量之比的反比，即为20：18＝10：9；H216O和D216O的中子数分别是8、10，所以中子数之比为10×8：9×10＝8：9；（5）A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则质子数是m－x，电子数是m－x+2，因此ngA2-所含电子的物质的量为

点睛：本题的难点是（3）中离子反应的有关判断，明确阳离子与碱反应后的生成物的性质及生成物与酸的反应是解答本题的关键，注意亚铁离子易被氧化是学生解答中容易忽略的地方。【解析】2OH-+SiO2==SiO32-+H2OSiO2+4HF=SiF4↑+2H2OSiO32-+H2O+CO2=H2SiO3↓+CO32-CO32-+2H+=H2O+CO2↑，SiO32-+2H+=H2SiO3↓防火剂ACE10∶98∶9(m-x+2)mol17、略

【分析】【分析】

弱电解质的电离是吸热反应，电离平衡常数K值越大；说明酸的电离程度越大，则相同的浓度的酸溶液中氢离子浓度越大，溶液的酸性越强，据此分析解答。

【详解】

(1)弱电解质的电离是吸热反应，升高温度，促进弱电解质的电离，生成物浓度增大、反应物浓度减小，所以K值增大；故答案为：增大；

(2)K值越大，说明酸的电离程度越大，则相同的浓度的酸溶液中氢离子浓度越大，溶液的酸性越强，故答案为：K值越大；电离程度越大，酸性越强；

(3)酸的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，则相同的浓度的酸溶液中氢离子浓度越大，溶液的酸性越强，根据电离平衡常数知，酸性最强的是H3PO4，最弱的是HPO故答案为：H3PO4；HPO

(4)根据磷酸的电离平衡常数可知，Ka1、Ka2、Ka3在数值上相差甚大，主要是多元弱酸电离时，上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用，所以其电离常数逐渐减小，故答案为：在数值上相差甚大；上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用。【解析】增大K值越大，电离程度越大，酸性越强H3PO4HPO在数值上相差甚大上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用18、略

【分析】【详解】

（1）电解精炼铜的电解质溶液一般为用硫酸酸化了的硫酸铜溶液，其中的阳离子是H＋和Cu2＋。粗铜中Fe、Zn、Ni均有可能放电转化为Fe2＋、Zn2＋、Ni2＋，Fe2＋、Zn2＋、Ni2＋、H＋和Cu2＋中放电能力Cu2＋最强，所以在阴极上放电的只有Cu2＋，阴极反应式为：Cu2＋＋2e－=Cu。答案：H＋、Cu2＋、Cu2＋＋2e－=Cu。

（2）①因为在阴极上放电的只有Cu2＋，所以当有0.020mole－转移时阴极质量增加0.02mol/L×64g·mol－1＝0.64g,故①正确；②因为粗铜中含有Fe、Zn、Ni，也放电，所以当有0.020mole－转移时阳极质量减少的不是0.64g,故②错误；③Fe；Zn、Ni中；有相对原子质量比Cu大的，也有相对原子质量比Cu小的，且Fe、Zn、Ni的放电能力都强于Cu，首先在阳极上被溶解，因此阳极上放电的不只是铜，阳极质量减少量不固定，电解质溶液的质量也不会保持不变，故③错误。④在电解精炼铜的过程中，能量转化的形式主要是电能转化为化学能，但也有电能转化为热能，电解质溶液的温度肯定会变化，所以④错误；答案：①。

【点睛】

考查铜的精炼的知识。根据电解精炼铜时,粗铜作阳极,精铜作阴极,阳极上发生氧化反应,阴极上发生还原反应。对于杂质的金属性如果比铜强，则先放电，如果金属性比铜弱，则后放电。以此进行分析。【解析】H＋和Cu2＋Cu2＋＋2e－===Cu①四、原理综合题(共3题，共15分)19、略

【分析】【详解】

Ⅰ．(1)燃料电池中通入燃料的为负极，通入氧气或空气的为正极，三种乙醇燃料电池中正极反应物均为氧气；(2)碱性乙醇燃料电池中，电极a为负极，电极反应式为C2H5OH+16OH－－12e－=2CO32－+11H2O，使用空气代替氧气，空气中的CO2会与KOH溶液反应，降低溶液的碱性，同时反应中也会消耗KOH，故答案为C2H5OH+16OH－－12e－=2CO32－+11H2O；空气中的CO2会与KOH溶液反应，降低溶液的碱性，同时反应中也会消耗KOH；(3)酸性乙醇燃料电池中，电极b为正极，电极反应式为3O2+12H++12e－=6H2O；通过质子交换膜能够使质子（H+）通过；(4)根据图示，a为负极，原电池中阴离子由正极向负极移动，CO32－向电极a移动，电极b为正极，电极反应式为O2+2CO2+4e－=2CO32－；Ⅱ．(1)在相同温度下由于乙烯转化率为p1＜p2＜p3＜p4，由C2H4(g)+H2O(g)═C2H5OH(g)可知正反应为气体体积减小的反应，所以增大压强，平衡正向移动，乙烯的转化率提高，因此压强关系是p1＜p2＜p3＜p4，故答案为p1＜p2＜p3＜p4；反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，乙烯的转化率增大，所以相同条件下，转化率越大的代表压强越大；(２)若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度，如从平衡体系中将产物乙醇分离出来，或增大水蒸气的浓度，改变二者物质的量的比等，故答案为将产物乙醇液化移去；增加H2O(g)的量。

点睛：本题考查了反应热与键能的关系、化学平衡的影响因素、物质性质的探究实验方案的设计、燃料电池的相关知识。注重乙烯转化率的考查：①在相同温度下由于乙烯转化率为p1＜p2＜p3＜p4，由C2H4（g）+H2O（g）═C2H5OH（g）可知正反应为气体体积减小的反应，根据压强对平衡移动的影响分析；②若要进一步提高乙烯转化率，除了可以适当改变反应温度和压强外，还可以改变物质的浓度。【解析】氧气C2H5OH+16OH－－12e－=CO32－+11H2O空气中的CO2会与KOH溶液反应，降低溶液的碱性，同时反应中也会消耗KOHO2+12H++12e－6H2OH+aO2+2CO2+4e－=2CO32－P4>P3>P2>P1反应为气体体积减小的反应，增大压强平衡正向移动，乙烯的转化率增大，所以相同条件下，转化率越大的代表压强越大增加H2O(g)的量、移出生成物20、略

【分析】【分析】

【详解】

(1)合成氨的反应化学方程式为N2+3H22NH3，反应中每生成2个NH3分子需要断开1个N≡N键和3个H-H键，生成6个N-H键，∆H=946kJ·mol-1+3×436kJ·mol-1-6×391kJ·mol-1=-92kJ·mol-1，所以热化学方程式为

(2)①a．工业合成氨的耗能高；寻找优良的催化剂，依然是当前的重要课题，a正确；

b．常温常压下，合成氨反应速率慢的根本原因是N≡N的键能太大，正反应活化能大，导致反应速率慢，b正确；

c．反应过程中增大压强；单位体积内活化分子数目增多，能加快合成氨反应的速率，c正确；

d．由图可知；采用催化剂B时反应的活化能较小，催化剂B的催化效率更好，d错误；

综上所述选abc；

②由反应历程可知；第二步的活化能最高，速率慢，总反应速率由第二步反应决定；

(3)①合成氨的反应为气体分子数目减小放热反应；压强不同，相同温度下的反应平衡不同，氨气的体积分数不同，因此图中的I与Ⅱ两条线不能表示不同的压强；

②由图可知，a点时由于整体反应速率较慢，反应未达到平衡，此时反应速率

③设T4温度下，平衡时反应了xmolN2；由三段式可知。

则有解得则反应的平衡常数

(4)①由图可知；M极通入氢气，该反应中氢气要被氧化，所以M极为阳极，连接电源正极；

②N极为阴极，氮气被还原，结合迁移过来的氢离子生成氨气，所以发生的电极反应式为【解析】abc二不能>正极21、略

【分析】【分析】

(1)根据盖斯定律计算；

(2)根据图像可知；反应物为二氧化碳，生成物为炭黑和氧气；

(3)根据图像可知；升高温度，正逆反应速率均增大，且逆反应速率增大的程度大于正反应速率，则升高温度，平衡逆向移动，逆向反应为吸热，则正反应为放热反应。

(4)①根据图知；氧的化合价由-2变为0价，失电子，则生成氧气的电极是阳极，则连接阳极的电源电极为正极；

②阴极上二氧化碳得电子和氢离子反应生成丙烯和水。

【详解】

(1)根据盖斯定律可知，①+②可得CO(g)+2H