2025年岳麓版选修四化学上册月考试卷

…………○…………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年岳麓版选修四化学上册月考试卷518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：______总分栏题号一二三四五六总分得分评卷人得分一、选择题(共8题，共16分)1、钒的配合物催化某可逆反应的一种反应机理如下图所示。下列说法错误的是。

A.该反应的离子方程式为：B.产物可用于杀菌消毒C.该催化循环中V的成键数目发生变化D.钒的配合物通过参与反应，降低反应的活化能，提高的平衡转化率2、已知反应2CO(g)=2C(s)+O2(g)的为正值，为负值。设和不随温度而变，下列说法中正确的是A.低温下能自发进行B.任何温度下都不能自发进行C.低温下不能自发进行，高温下能自发进行D.高温下能自发进行3、已知下，下列酸的电离常数如下：。化学式HCN电离常数

下列各项不正确的是A.往NaCN溶液中通入少量B.往碳酸钠溶液中加足量醋酸：C.多元弱酸的酸性由第一步电离决定，因为第一步电离产生的氢离子对下一步电离起抑制作用D.等物质的量浓度的和NaCN溶液，NaCN溶液的碱性更强4、室温下，1L含0.1molCH3COOH和0.1molCH3COONa的溶液a及加入一定量强酸或强碱后溶液的pH如下表（加入前后溶液体积不变）：

。

溶液a

通入0.01molHCl

加入0.01molNaOH

pH

4.76

4.67

4.85

像溶液a这样；加入少量强酸或强碱后pH变化不大的溶液称为缓冲溶液。

下列说法不正确的是A.溶液a和0.1mol·L−1CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度前者小于后者B.向溶液a中通入0.01molHCl时，CH3COO−结合H+生成CH3COOH，pH变化不大C.向溶液a中加入0.1molNaOH固体，pH基本不变D.含0.1mol·L−1NH3·H2O与0.1mol·L−1NH4Cl的混合溶液也可做缓冲溶液5、均为0.1mol/L、体积均为V0的HX、HY，分别加水稀释至体积V，pH随lg的变化关系如图所示。下列叙述正确的是。

A.a、b两点的溶液中：c（X-）=c（Y-）B.相同温度下，电离常数K(HX)：d＞aC.溶液中水的的电离程度：d＞c＞b＞aD.lg=2时，若同时微热两种液体（不考虑挥发），则减小6、表示0.1mol・L-1NaHCO3溶液中有关微粒浓度的关系式中正确的是A.c（Na+）>c（HCO3-）>c（CO32-）>c（H+）>c（OH-）B.c（H2CO3）+c（H+）=c（CO32-）+c（OH-）C.c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（OH-）D.c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+2c（H2CO3）7、在0.1mol/LNa2CO3溶液中，下列关系正确的是A.c(Na＋)＝2c(CO32－)B.c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)C.c(HCO3－)＞c(H2CO3)D.c(Na＋)＋c(H＋)＝c(CO32－)＋c(HCO3－)＋c(OH－)8、下面列出了电解不同物质的电极反应式,其中错误的是（）A.以惰性电极电解饱和食盐水阴极：Na++e−═NaB.用铜电极电解CuSO4溶液阳极：Cu═Cu2++2e−C.以惰性电极电解熔融NaCl阴极：Na++e−═NaD.以惰性电极电解NaOH溶液阳极：4OH−═2H2O+O2↑+4e−评卷人得分二、填空题(共8题，共16分)9、根据以下三个热化学方程式：

2H2S(g)+3O2(g)=2SO2(g)+2H2O(1)△H=-Q1kJ/mol

2H2S(g)+O2(g)=2S(g)+2H2O(1)△H=-Q2kJ/mol

2H2S(g)+O2(g)=2S(g)+2H2O(g)△H=-Q3kJ/mol

判断Q1、Q2、Q3三者大小关系：__________10、在微生物作用的条件下，NH4+经过两步反应被氧化成NO3-。两步反应的能量变化示意图如下：

(1)第一步反应是________(填“放热”或“吸热”)反应。

(2)1molNH4+(aq)全部氧化成NO3-(aq)的热化学方程式是____________________________。11、我国芒硝（Na2SO4·10H2O）的储量丰富；它是重要的化工原料。

（1）制备碳酸钠。将饱和硫酸钠溶液和饱和碳酸氢铵溶液混合，结晶得NaHCO3晶体，再经加热分解制得碳酸钠。生成NaHCO3晶体的化学方程式是________。

已知：I．2NaOH(s)+CO2(g)==Na2CO3(s)+H2O(g)ΔH1＝−127.4kJ·mol−1

II．NaOH(s)+CO2(g)==NaHCO3(s)ΔH2＝−131.5kJ·mol−1

则：2NaHCO3(s)==Na2CO3(s)+CO2(g)+H2O(g)ΔH＝________kJ·mol−1。

（2）制备烧碱和硫酸。用如图所示装置，以惰性电极进行电解，a、b均为离子交换膜。

①Na+迁移方向是________。

②气体1是________；溶液2是________。12、在2L密闭容器中，800℃时，反应2NO＋O22NO2体系中，n(NO)随时间的变化如下表：。时间(s)012345n(NO)/mol0.0200.0100.0080.0070.0070.007

(1)如图表示各物质浓度的变化曲线；

A点处，v(正)___________v(逆)，A点正反应速率_________B点正反应速率。(用“大于”；“小于”或“等于”填空)

(2)图中表示O2变化的曲线是___________。用NO2表示从0～2s内该反应的平均速率v＝____________________________。

(3)能使该反应的反应速率增大的是____________。

A．及时分离出NO2气体B．升高温度。

C．减小O2的浓度D．选择高效的催化剂。

(4)能说明该反应已经达到平衡状态的是___________。

A．容器内压强保持不变B．v(NO)＝2v(O2)

C．容器内的密度保持不变D．v逆(NO2)＝2v正(O2)13、在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g)；其化学平衡常数K与温度t的关系如下：

。t℃

700

800

830

1000

1200

K

0.6

0.9

1.0

1.7

2.6

请回答下列问题：

（1）该反应的化学平衡常数K=_________。

（2）该反应为________（填“吸热”或“放热”）反应。

（3）某温度下，平衡浓度符合下式：c（CO2）·c（H2）＝c（CO）·c（H2O），试判断此时的温度为________℃。

（4）830℃，在1L的固定容器的密闭容器中放入2molCO2和1molH2，平衡后CO2的转化率为_______。14、常温下0.1mol/L的H2A溶液中H2A、HA－、A2-在三者中所占物质的量分数（分布系数）随pH变化的关系如图所示。回答下列问题：

（1）H2A的电离方程式是__________________，二级电离常数K2＝_________。

（2）已知25℃时HF的Ka＝10-3.45，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式为_______________________。15、下表是室温下，几种弱酸的电离平衡常数（Ka）和弱碱的电离平衡常数（Kb）：。酸或碱电离常数（Ka或Kb）CH3COOHKa＝1.75×10－5柠檬酸（H3C6H5O7）Ka1＝7.4×10－4

Ka2＝1.73×10－5

Ka3＝4.0×10－7NH3·H2OKb＝1.75×10－5

请回答下列问题：

（1）用蒸馏水稀释0.1mol/L的醋酸溶液，下列选项中一定变小的是__________（填字母）。

A．

B．c(H＋)

C．c(OH－)·c(H＋)

D．

E．

（2）浓度为0.10mol/L柠檬酸氢二钠（Na2HC6H5O7）溶液显_____（填“酸”“碱”或“中”）性，通过计算说明其原因____16、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-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、有机推断题(共1题，共5分)18、某温度时，Ag2SO4在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。请回答下列问题：

(1)A点表示Ag2SO4是_____(填“过饱和”“饱和”或“不饱和”)溶液。

(2)该温度下Ag2SO4的溶度积常数Ksp=_____。(列式带入数据并计算出结果)

(3)现将足量的Ag2SO4固体分别加入：

a．40mL0.01mol·L-1K2SO4溶液。

b．10mL蒸馏水。

c．10mL0.02mol·L-1H2SO4溶液。

则Ag2SO4的溶解程度由大到小的顺序为_____(填字母)。

(4)向Ag2SO4悬浊液中加入足量Na2CrO4固体，可观察到有砖红色沉淀生成(Ag2CrO4为砖红色)，写出沉淀转化的离子方程式：_____。评卷人得分五、结构与性质(共3题，共18分)19、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：)20、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“＝”）。21、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：__。评卷人得分六、元素或物质推断题(共1题，共9分)22、Q；W、X、Y、Z是位于不同主族的五种短周期元素；其原子序数依次增大。

①W的氢化物与W最高价氧化物对应水化物反应生成化合物甲。

②X；Y、Z的最高价氧化物对应水化物之间两两反应均可生成盐和水。

③常温下，Q的最高价气态氧化物与化合物X2O2发生反应生成盐乙。

请回答下列各题:

(1)甲的水溶液呈酸性，用离子方程式表示其原因____________________________________________________________________________。

(2)③中反应的化学方程式为________________________________________________________________________________________________。

(3)已知:ZO3n－+M2++H+→Z－+M4++H2O(M为金属元素，方程式未配平)由上述信息可推测Z在周期表中位置为________________________________________________________________________________________________。

(4)Y形成的难溶半导体材料CuYO2可溶于稀硝酸，同时生成NO。写出此反应的离子方秳式_____________________________。参考答案一、选择题(共8题，共16分)1、D【分析】【详解】

A．由图示知，整个过程输入H2O2、Cl-、H+、H2O物质的量之比为1：1：1：1，生成H2O、HOCl物质的量之比为2：1，故该反应离子方程式为：H2O2+Cl-+H+=H2O+HOCl；A正确；

B．产物HOCl；即次氯酸，具有强氧化性，可以杀菌消毒，B正确；

C．该催化循环过程中；有V元素形成6根键，也有V元素形成5根键的情况，C正确；

D．钒的配合物在过程中起到催化作用，即作催化剂，而催化剂对平衡移动没有影响，故不会影响H2O2平衡转化率；D错误；

故答案选D。2、B【分析】【详解】

反应2CO(g)=2C(s)+O2(g)的为正值，为负值；则△G=△H-T△S＞0，所以任何温度下都不能自发进行；

答案选B。3、A【分析】【详解】

电离平衡常数越大，酸的酸性越强，则酸性：强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以NaCN溶液中通入少量故A错误；

B.醋酸酸性大于碳酸，则碳酸钠和醋酸反应生成醋酸钠、二氧化碳和水，离子方程式为故B正确；

C.多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离程度；因为第一步；第二步都电离生成氢离子而产生同离子效应，所以第一步电离产生的氢离子对下一步电离起抑制作用，故C正确；

D.相同物质的量浓度的钠盐，弱酸根离子水解程度越大其溶液碱性越强，酸的酸性越弱，其对应的酸根离子水解程度越大，则水解程度：则等物质的量浓度的和NaCN溶液；NaCN溶液的碱性更强，故D正确；

故选：A。4、C【分析】【分析】

含0.1molCH3COOH和0.1molCH3COONa的溶液中；如果加入少量的强酸或强碱，反应后不会改变溶液的大致组成，pH变化不大；如果加入较多的强酸或强碱，则会改变溶液的组成和性质。

【详解】

A、1L含0.1molCH3COOH和0.1molCH3COONa的溶液a中，CH3COONa电离出CH3COO--，对CH3COOH的电离有抑制作用，因此溶液a中CH3COOH的电离程度小于0.1mol·L−1CH3COOH溶液中CH3COOH的电离程度；故A正确；

B、向溶液a中通入0.01molHCl时，CH3COO−结合H+生成CH3COOH，反应后溶液组成为0.11molCH3COOH和0.09molCH3COONa；溶液组成没有大的变化，pH变化不大，故B正确；

C、向溶液a中加入0.1molNaOH固体，0.1molCH3COOH完全反应，得到CH3COONa溶液；显碱性，pH变化大，故C错误；

D、含0.1mol·L−1NH3·H2O与0.1mol·L−1NH4Cl的混合溶液；加入少量强酸或强碱，溶液组成不会明显改变，故也可叫缓冲溶液，故D正确。

答案选C。5、A【分析】【分析】

根据题中图示可知；本题考查弱电解质在水溶液中的电离平衡，运用酸或碱抑制水电离，平衡常数只随温度变化分析。

【详解】

A.如图所示：a、b的pH值相同，a点电荷守恒式为：b点电荷守恒式为：由于同温度下两溶液的相等，所以故A正确；

B.酸的电离平衡常数只与温度有关，所以相同温度下，电离常数K(HX):a=d；故B错误；

C.酸或碱抑制水电离，酸中氢离子浓度越小其抑制水电离程度越小，根据图知，b溶液中氢离子浓度等于a，则水电离程度a=b，溶液中氢离子浓度：a=b＞c＞d，所以溶液中水的电离程度：a=b＜c＜d；故C错误；

D.lg=2，若同时微热两种溶液(不考虑挥发)，n(X−)增大，n(Y−)不变，二者溶液体积相等，所以变大；故D错误；

答案选A。6、B【分析】【详解】

A．NaHCO3溶液呈碱性，则应有c(OH-)＞c(H+)；故A错误；

B．NaHCO3溶液中存在HCO3-的水解和电离平衡，根据质子守恒得c(OH-)+c(CO32-)=c(H2CO3)+c(H+)；故B正确；

C．NaHCO3溶液中存在电荷守恒，即c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+2c(CO32-)+c(OH-)；故C错误；

D．溶液存在物料守恒，即c(Na+)=c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)；故D错误；

故选B。

【点睛】

本题的易错点为D，要注意电荷守恒和物料守恒的依据，其中物料守恒是根据C原子个数与钠原子个数相等建立的，因此c(H2CO3)前面没有系数2。7、C【分析】【详解】

A．碳酸根离子水解而钠离子不水解，所以c(Na+)＞2c(CO32-)，故A错误；B．碳酸根离子水解导致溶液呈碱性，碳酸根离子、碳酸氢根离子和水电离都生成氢氧根离子，只有水电离生成氢离子，所以溶液中存在质子守恒，即c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3)，故B错误；C．碳酸根离子第一步水解远远大于第二步，所以c(HCO3-)＞c(H2CO3)，故C正确；D．溶液中存在电荷守恒c(Na+)+c(H+)=c(HCO3-)+c(OH-)+2c(CO32-)；故D错误；故选C。

【点睛】

本题考查了离子浓度大小比较。解答此类试题需要注意几个守恒关系中，离子前面的系数的确定，如碳酸钠溶液中的质子守恒中c(H2CO3)前系数为2，而物料守恒中c(H2CO3)前系数为1。8、A【分析】【详解】

A项、以惰性电极电解饱和食盐水，阴极上水电离出的氢离子得电子发生还原反应生成氢气，电极反应式为2H++2e-═H2↑；故A错误；

B项、用铜电极电解CuSO4溶液，阳极上铜失电子发生氧化反应生成铜离子，电极反应式为Cu═Cu2++2e−；故B正确；

C项、以惰性电极电解熔融NaCl，阴极上钠离子得电子发生还原反应生成钠，电极反应式为Na++e−═Na；故C正确；

D项、以惰性电极电解NaOH溶液，阳极上水电离出的氢氧根离子失电子发生氧化反应生成氧气，电极反应式为4OH−═2H2O+O2↑+4e−；故D正确；

故选A。

【点睛】

电解池的阴极上阳离子发生得电子的还原反应，阳极上发生失电子的氧化反应，根据离子的放电顺序解答是关键。二、填空题(共8题，共16分)9、略

【分析】【分析】

硫化氢完全燃烧放出的热量多；生成液态水是放出的热量多。

【详解】

硫化氢完全燃烧放出的热量多，则Q1>Q2；气态水的能量高于液态水的能量，则硫化氢生成液态水是放出的热量多，即Q2>Q3，综上可得Q1>Q2>Q3，故答案为：Q1>Q2>Q3。

【点睛】

依据焓变的含义和反应物质的聚集状态变化，反应的进行程度进行分析判断是解题关键。【解析】Q1>Q2>Q310、略

【分析】【分析】

(1)反应物总能量高于生成物总能量；为放热反应；

(2)结合图象根据盖斯定律来计算反应的焓变。

【详解】

(1)由图象可知，反应物总能量高于生成物总能量，ΔH＝−273kJ•mol-1＜0；焓变小于0，则反应为放热反应，故答案为：放热；

(2)第一步的热化学方程式为NH4＋(aq)＋O2(g)=NO2−(aq)＋2H＋(aq)＋H2O(l)ΔH＝−273kJ•mol-1，第二步的热化学方程式为：NO2−(aq)＋O2(g)=NO3−(aq)ΔH＝−73kJ•mol-1，根据盖斯定律则NH4＋(aq)＋2O2(g)=NO3−(aq)＋2H＋(aq)＋H2O(l)ΔH＝−346kJ•mol-1，故答案为：NH4＋(aq)＋2O2(g)=NO3−(aq)＋2H＋(aq)＋H2O(l)ΔH＝−346kJ•mol-1。【解析】放热NH4+(aq)＋2O2(g)=NO3-(aq)＋2H＋(aq)＋H2O(l)ΔH＝-346kJ·mol-111、略

【分析】【分析】

（1）根据题意写出化学方程式即可，需要注意的是两个饱和溶液反应生成的是NaHCO3晶体；故要加上沉淀符号；根据盖斯定律计算即可；

（2）电解Na2SO4溶液，左侧为阴极，电极反应为：2H++2e-=H2↑，右侧为阳极，电极反应为4OH--4e-=O2↑+2H2O；则溶液1为NaOH溶液，气体1为H2，溶液2为H2SO4溶液，气体2为O2。

【详解】

（1）根据题意，可以得该反应的化学方程式为：Na2SO4+2NH4HCO3=2NaHCO3↓+(NH4)2SO4；根据盖斯定律可得，ΔH=-2ΔH2+ΔH1=-2×(-131.5kJ·mol−1)+(-127.4kJ·mol−1)=+135.6kJ·mol−1；

（2）电解Na2SO4溶液，左侧为阴极，电极反应为：2H++2e-=H2↑，右侧为阳极，电极反应为4OH--4e-=O2↑+2H2O；则溶液1为NaOH溶液，气体1为H2，溶液2为H2SO4溶液，气体2为O2；故Na+透过a膜进入阴极室。【解析】Na2SO4+2NH4HCO3=2NaHCO3↓+(NH4)2SO4+135.6透过a膜进入阴极室（其他合理答案给分）氢气（H2）H2SO412、略

【分析】【分析】

（1）A点后c浓度继续减小；a的浓度继续增大，故A点向正反应进行，正反应速率继续减小；逆反应速率继续增大到平衡状态B点时正、逆速率相等；

由表中数据可知从3s开始；NO的物质的量为0.007mol，不再变化，3s时反应达平衡；

（2）氧气是反应物，随反应进行浓度减小，由方程式可知2△c（O2）=△c（NO）；

根据v=计算v（NO），再利用速率之比等于化学计量数之比计算v（NO2）；

（3）升高温度；使用催化剂、增大反应物浓度都可能加快反应速率；减低浓度反应速率会减慢．

（4）可逆反应达到平衡时，v正=v逆（同种物质表示）或正；逆速率之比等于化学计量数之比（不同物质表示）；反应混合物各组分的物质的量、浓度、含量不再变化，以及由此衍生的一些量也不发生变化，选择判断的物理量，随着反应的进行发生变化，当该物理量由变化到定值时，说明可逆反应到达平衡状态；

【详解】

（1）A点后c浓度继续减小,a的浓度继续增大,故A点向正反应进行,则v(正)>v(逆)；而B点处于平衡状态，即v（正）=v（逆），A点正反应速率继续减小、逆反应速率继续增大到平衡状态B点，A点正反应速率>B点正反应速率；

答案为大于；大于；

(2)氧气是反应物,随反应进行浓度减小,由方程式可知2△c(O2)=△c(NO)；由图可知曲线c的浓度变化为曲线d的2倍，故曲线c表示NO，曲线d表示氧气；

2s内用NO表示的平均反应速率v(NO)==0.003mol⋅L−1⋅s−1,速率之比等于化学计量数之比,所以v(NO2)=v(NO)=0.003mol⋅L−1⋅s−1；

答案为d；0.003mol⋅L−1⋅s−1；

（3）

A．及时分离出NO2气体，会使NO2气体浓度降低；反应速率减慢，故A错误；

B．升高温度反应速率加快；故B正确；

C．减少O2的浓度；反应速率减慢，故C错误；

D．选择高效的催化剂；加快反应速率，故D正确；

答案选BD。.

（4）

A．随反应进行；反应混合气体总的物质的量在减小，恒温恒容下容器内压强减小，容器内压强不再变化说明反应到达平衡，故A正确；

B．若表示同一方向反应速率,v(NO)自始至终为v(O2)的2倍；不能说明达到平衡，故B错误；

C．混合气体的总质量不变；容器容积不变，所以密度自始至终不变，不能说明达到平衡，故C错误；

D．由方程式可知v正(NO2)=2v正(O2),而v逆(NO2)=2v正(O2),故v逆(NO2)=v正(NO2)；反应到达平衡，故D正确；

答案选AD【解析】①.大于②.大于③.d④.0.003mol·L－1·s－1⑤.BD⑥.AD13、略

【分析】分析：(1)化学平衡常数；是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时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；

(2)由表中数据可知；温度越高化学平衡常数越大，升高温度平衡向正反应移动，判断正反应的热效应；

(3)根据浓度熵和平衡常数的关系分析判断；

(4)令平衡时参加反应的CO2的物质的量为ymol；根据三段式用y表示出平衡时各组分的物质的量，该反应是气体体积不变的反应，用物质的量代替浓度代入平衡常数表达式列方程计算y的值。

详解：(1)可逆反应CO2(g)+H2(g)⇌CO(g)+H2O(g)的化学平衡常数表达式K=故答案为

(2)由表中数据可知；温度越高化学平衡常数越大，升高温度平衡向正反应移动，正反应是吸热反应，故答案为吸热；

(3)平衡浓度符合下式c(CO2)•c(CH2)=c(CO)•c(H2O)时；浓度熵和平衡常数相等均等于1，平衡常数只值受温度的影响，当K=1时，根据表中数据，温度是830℃，故答案为830；

(4)令平衡时参加反应的CO2的物质的量为ymol；则：

CO2(g)+H2(g)⇌CO(g)+H2O(g)

开始(mol)：2100

变化(mol)：yyyy

平衡(mol)：2-y1-yyy

故=1，解得：y=故平衡后CO2的转化率为=故答案为

点睛：本题考查化学平衡常数的应用。注意掌握化学平衡常数的用途：1、判断反应进行的程度，2、判断反应的热效应，3、判断反应进行的方向，4、计算转化率等。解答本题需要熟练掌握三段式解答化学平衡的计算方法。【解析】吸热83014、略

【分析】【分析】

⑴多元弱酸的电离是一步一步电离；从图中pH=4.2分析二级电离常数。

⑵根据图中pH=1.2信息得出一级电离常数；根据电离常数得出酸强弱顺序，再根据酸强弱书写离子方程式。

【详解】

⑴多元弱酸的电离是一步一步电离，H2A的电离方程式是H2AH+＋HA－，从图中pH=4.2分析二级电离常数故答案为：H2AH+＋HA－；10−4.2。

⑵已知25℃时HF的Ka＝10-3.45，根据图中pH=1.2信息得出因此酸强弱顺序为H2A＞HF＞HA－，将少量H2A的溶液加入足量NaF溶液中，发生反应的离子方程式为H2A+F－=HF+HA－；故答案为：H2A+F－=HF+HA－。【解析】H2AH+＋HA－10-4.2H2A＋F－==HF＋HA－15、略

【分析】【分析】

（1）醋酸是弱电解质；越稀越电离。

（2）弱酸的酸式盐显酸性或者碱性；是通过比较电离和水解的相对强弱。

【详解】

（1）A．用蒸馏水稀释0.1mol/L的醋酸溶液，可变形为稀释过程中，温度不变，醋酸根离子浓度减小，Ka不变，故选项A数据增大，不符合题意；

B．用蒸馏水稀释0.1mol/L的醋酸溶液，酸性变小，即c(H＋)变小，B符合题意；

C．c(OH－)·c(H＋)即为Kw，温度不变，Kw不变；故C项不符合题意；

D．即为Ka，温度不变，Ka不变，故D项不符合题意；

E．用蒸馏水稀释0.1mol/L的醋酸溶液，c(H＋)变小，由于Kw不变，c(OH-)变大，则变大；故E项不符合题意；

综合以上；本题选B。

(3).浓度为0.10mol/L柠檬酸氢二钠（Na2HC6H5O7）中，弱酸根的电离常数Ka3＝4.0×10－7，而水解常数Kh2＝＝＜Ka3，电离程度大于水解程度，所以溶液显酸性。【解析】B酸性因为Ka3＝4.0×10－7，Kh2＝＝＜Ka3，所以显酸性16、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AD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、有机推断题(共1题，共5分)18、略

【分析】【分析】

某温度时，在Ag2SO4沉淀溶解平衡曲线上每一点；都是该温度下的平衡点，所以利用浓度幂与沉淀溶解平衡常数进行比较，可确定曲线外的某一点是否达到沉淀溶解平衡；利用沉淀溶解平衡常数，可由一种离子浓度计算另一种离子的浓度。

【详解】

(1)A点时，c(Ag+)=1×10-2mol/L，c()=4×10-2mol/L，与A点c(Ag+)相同的曲线上的点相比，4×10-2mol/L<16×10-2mol/L，所以A点未达沉淀溶解平衡，表示Ag2SO4是不饱和溶液。答案为：不饱和；

(2)该温度下Ag2SO4的溶度积常数Ksp=c2(Ag+)∙c()=(1×10-2mol/L)2×16×10-2mol/L=1.6×10-5(mol/L)3。答案为：1.6×10-5(mol/L)3；

(3)在饱和Ag2SO4溶液中，c2(Ag+)∙c()是一个定值，溶液中c()越大，c(Ag+)越小；

a．40mL0.01mol·L-1K2SO4溶液，c()=0.01mol·L-1；

b．10mL蒸馏水，c()=0；

c．10mL0.02mol·L-1H2SO4溶液中，c()=0.02mol·L-1；

在溶液中，c()：c>a>b，则溶液中c(Ag+)：b>a>c，从而得出Ag2SO4的溶解程度由大到小的顺序为b>a>c。答案为：b>a>c；

(4)向Ag2SO4悬浊液中加入足量Na2CrO4固体，生成Ag2CrO4和Na2SO4，沉淀转化的离子方程式：Ag2SO4(s)+=Ag2CrO4(s)+答案为：Ag2SO4(s)+=Ag2CrO4(s)+

【点睛】

一种难溶性物质，其溶度积常数越小，越容易转化，其溶解度往往越小。【解析】不饱和1.6×10-5(mol/L)3b>a>cAg2SO4(s)+=Ag2CrO4(s)+五、结构与性质(共3题，共18分)19、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-0.5120、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为①>④。答案为：>；

（4）等体积、等pH的溶液①和④中，醋酸的浓度远大于盐酸，醋酸的物质的量远大于盐酸，与足量的②反应时，盐酸和醋酸都发生完全电离，由此可得出消耗②的物质的量大小关系为①<④。答案为：<。

【点睛】

等体积、等pH的强酸和弱酸溶液，虽然二者的c(H+)相同，但由于弱酸只发生部分电离，所以弱酸的物质的量浓度远比强酸大。与碱反应时，弱酸不断发生电离，只要碱足量，最终弱酸完全电离，所以弱酸消耗碱的物质的量比强酸要大得多。解题时，我们一定要注意，与金属或碱反应时，只要金属或碱足