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化学 北京师范大学第二附属中学2022-2023学年高二上学期期中考试-A4答案卷尾
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这是一份化学 北京师范大学第二附属中学2022-2023学年高二上学期期中考试-A4答案卷尾，共19页。试卷主要包含了单选题，原理综合题，填空题，工业流程题，实验题等内容，欢迎下载使用。
一、单选题
1．下列属于弱电解质的物质是
A．NaClB．NaOHC．H2SO4D．NH3•H2O
2．下列说法中，正确的是
A．冰在室温下自动熔化成水，这是熵增的过程
B．能够自发进行的反应一定是放热反应
C．ΔH＜0的反应均是自发进行的反应
D．能够自发进行的反应一定是熵增的过程
3．NO2和N2O4存在平衡:2NO2(g)⇌N2O4(g) △H<0。下列分析正确的是
A．1 ml平衡混合气体中含1 ml N原子
B．断裂2 ml NO2中的共价键所需能量小于断裂1 ml N2O4中的共价键所需能量
C．恒温时，缩小容积，气体颜色变深，是平衡正向移动导致的
D．恒容时，水浴加热，由于平衡正向移动导致气体颜色变浅
4．100mL跟过量锌粉反应，一定温度下，为了减缓反应进行的速率，但又不影响生成氢气的总量，可向反应物中加入适量：①②③④固体⑤，其中组合正确的是
A．①②③B．②④⑤C．③④⑤D．①③④
5．溶液中存在如下平衡： 。下列可使黄绿色的溶液变成蓝色的方法是
A．升温B．加溶液C．加压D．加NaCl(s)
6．与纯水的电离相似，液氨中也存在微弱的电离：2NH3+。据此判断，以下叙述错误的是
A．液氨中含有NH3、、等粒子
B．一定温度下，液氨中c()∙c()是定值
C．液氨中电离达到平衡时，c()=c()=c(NH3)
D．只要不加入其他物质，液氨中c()=c()
7．向10mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1L后，下列变化中错误的是
A．NH3•H2O的电离程度增大B．c(OH-)增大
C．NH的数目增多D．增大
8．用溶液滴定未知浓度的NaOH溶液。有关该实验说法中，不正确的是
A．本实验可选用酚酞作指示剂
B．用酸式滴定管盛装溶液
C．锥形瓶装未知浓度的NaOH溶液前必须保持干燥
D．滴定结束时俯视酸式滴定管读数，测量结果偏低
9．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．用热溶液除去油污
B．实验室用排饱和食盐水法收集
C．表中实验结果：
D． ；工业合成氨采用400~500℃的高温条件
10．工厂的氨氮废水可用电化学催化氧化法加以处理，其中NH3在电极表面的氧化过程的微观示意图如图：
下列说法中，不正确的是
A．过程①②均有N－H键断裂
B．过程③的电极反应式为：NH－e－+OH－＝N+H2O
C．过程④中有非极性键形成
D．催化剂可以降低该反应的焓变
11．工业上处理含CO、SO2烟道气的一种方法是将其在催化剂作用下转化为S和CO2。已知：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566 kJ/ml； S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296 kJ/ml；则该条件下2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2(g)的ΔH等于
A．- 270 kJ/mlB．+26 kJ/mlC．-582 kJ/mlD．+270 kJ/ml
12．下列实验装置(部分夹持装置已略去)不能达到对应实验目的是
A．AB．BC．CD．D
13．已知反应：X(g)+Y(g)2Z(g) ∆H＜0，400℃时该反应的化学平衡常数K=1。一定条件下，分别在甲、乙、丙3个恒容密闭容器中加入X和Y，反应体系中各物质的物质的量浓度的相关数据如表：
下列说法中，不正确的是
A．甲中，10分钟内X的化学反应速率：v(X)=0.025ml•L-1•min-1
B．甲中，10分钟时反应已达到化学平衡状态
C．乙中，可能T1＜400℃
D．丙中，a>0.5
14．下列实验中，均产生白色沉淀。
下列分析不正确的是
A．Na2CO3与NaHCO3溶液中所含微粒种类相同
B．CaCl2能促进Na2CO3、NaHCO3水解
C．Al2(SO4)3能促进Na2CO3、NaHCO3水解
D．4个实验中，溶液滴入后，试管中溶液pH均降低
二、原理综合题
15．合成氨是人类科技发展史上的一项重大突破。
(1)在一定条件下，N2(g)和H2(g)反应生成0.2 ml NH3(g)，放出9.24 kJ的热量，写出该可逆反应的热化学方程式： 。在图中画出合成氨反应过程中焓(H )的变化示意图 。
(2)将N2和H2通入体积为2 L的恒温恒容密闭容器中，5min后达到化学平衡，测得NH3的浓度为0.2 ml/L，这段时间内用N2的浓度变化表示的化学反应速率为 ml/(L·min)。
(3)理论上，为了增大平衡时H2的转化率，可采取的措施是 (写出一条)。
(4)图为某压强下N2和H2按物质的量之比1∶3投料进行反应，反应混合物中NH3的物质的量分数随温度的变化曲线。Ⅰ是平衡时的曲线，Ⅱ是不同温度下反应经过相同时间测得的曲线，下列说法正确的是 。
A．图中a点，容器内n(N2)∶n(NH3)=1∶4
B．图中b点，υ正＜υ逆
C．400~530 ℃，Ⅱ中NH3的物质的量分数随温度升高而增大，原因是升高温度化学反应速率增大
三、填空题
16．研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。
(1)常温下，用0.1ml/L NaOH溶液滴定10mL0.1ml/L溶液的滴定曲线如下图所示。
i.下列说法正确的是： (填序号)
①a点溶液的pH=1
②b点溶液中，
③c点溶液中，
④d点溶液中，
⑤比较a、d两点水的电离程度：aii.用离子方程式表达d点pH>7的原因： 。
(2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数：
①的电离平衡常数表达式 。
②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液的pH关系为： )(填“>”、“<”或“=”)。
③25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01ml/L，达到电离平衡时溶液中 ml/L。(已知：)
④下列化学反应能发生的是 。
A．
B．
C．
四、原理综合题
17．雌黄(As2S3)和雄黄(As4S4)都是自然界中常见砷化物，早期都曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效也用来入药。
(1)砷元素有+2、+3两种常见价态。一定条件下，雌黄和雄黄的转化关系如图1所示。
I中，氧化剂是 。
(2)III中产物亚砷酸(H3AsO3)可以用于治疗白血病，其在溶液中存在多种微粒形态，各种微粒物质的量分数与溶液的pH关系如图2所示。
①人体血液的pH在7.35~7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是 。
②将KOH溶液滴入H3AsO3溶液，当pH调至11时，所发生反应的离子方程式是 。
③下列说法中，正确的是 (填字母序号)。
a．n(H3AsO3)：n()=1：1时，溶液显碱性
b．pH=12时，溶液中
c．在K3AsO3溶液中，
(3)工业含砷(+3价)废水常用铁盐处理后排放。其原理是：铁盐混凝剂在溶液中生成Fe(OH)3胶粒，用离子方程式表示这一过程 。Fe(OH)3胶粒表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。经测定不同的pH条件下铁盐对含砷(+3价)化合物的去除率如图3所示。pH在5~9时，随溶液pH增大，铁盐混凝剂对含砷(+3价)化合物的吸附效果增强。结合图2和图3解释可能的原因： 。
五、工业流程题
18．MnO2是重要化工原料，由软锰矿制备MnO2的一种工艺流程如下：
软锰矿 MnO2
资料：①软锰矿的主要成分为MnO2，主要杂质有Al2O3和SiO2。
②金属离子沉淀的pH（25℃）
③该工艺条件下，MnO2与H2SO4不反应。
(1)溶出
①溶出前，软锰矿需研磨。目的是 。
②溶出时，Fe的氧化过程及得到Mn2+的主要途径如图所示。
i．II是从软锰矿中溶出Mn2+的主要反应，反应的离子方程式是 。
ii．若Fe2+全部来自于反应Fe+2H+=Fe2++H2↑，完全溶出Mn2+所需Fe与MnO2的物质的量比值为2，而实际比值(0.9)小于2，原因是 。
(2)纯化
已知：MnO2的氧化性与溶液pH有关。纯化时先加入MnO2，后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，说明试剂加入顺序及调节pH的原因： 。
六、实验题
19．某小组实验验证“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”为可逆反应并测定其平衡常数。
(1)实验验证
实验I：将0.0100 ml/L Ag2SO4溶液与0.0400 ml/L FeSO4溶液(pH=1)等体积混合，产生灰黑色沉淀，溶液呈黄色。
实验II：向少量Ag粉中加入0.0100 ml/L Fe2(SO4)3溶液(pH=1)，固体完全溶解。
①取I中沉淀，加入浓硝酸，证实沉淀为Ag。现象是 。
②II中溶液选用Fe2(SO4)3，不选用Fe(NO3)3的原因是 。
综合上述实验，证实“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”为可逆反应。
③小组同学采用电化学装置从平衡移动角度进行验证。补全电化学装置示意图,写出操作及现象 。
(2)测定平衡常数
实验Ⅲ：一定温度下，待实验Ⅰ中反应达到平衡状态时，取v mL上层清液，用c1 ml/L KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗KSCN标准溶液v1 mL。
资料：Ag++SCN-AgSCN↓（白色） K=1012
Fe3++SCN-FeSCN2+（红色） K=102.3
①滴定过程中Fe3+的作用是 。
②测得平衡常数K= 。
(3)思考问题
①取实验I的浊液测定c(Ag+)，会使所测K值 (填“偏高”“偏低”或“不受影响”)。
②不用实验II中清液测定K的原因是 。
c(氨水)ml/L
0.1
0.01
ml/L
A
B
C
D
实验
目的
测定锌与稀硫酸反应速率
测定中和反应的反应热
验证温度对化学平衡移动的影响
验证甲烷与氯气发生反应
实验
装置
容器
温度/℃
起始时物质的浓度/(ml•L-1)
10分钟时物质的浓/(ml•L-1)
c(X)
c(Y)
c(Z)
甲
400
1
1
0.5
乙
T1
1
1
0.4
丙
400
1
2
a
化学式
电离平衡常数()
Fe3+
Al3+
Mn2+
Fe2+
开始沉淀时
1.5
3.4
5.8
6.3
完全沉淀时
2.8
4.7
7.8
8.3
参考答案：
1．D
【分析】弱电解质是在水溶液中不完全电离的电解质。
【详解】A．NaCl在水溶液中完全电离，是强电解质，A错误；
B．NaOH是强碱，在水溶液中完全电离，是强电解质，B错误；
C．H2SO4是强酸，在水溶液中完全电离，是强电解质，C错误；
D．NH3•H2O是弱碱，在水溶液中不完全电离，是弱电解质，D正确；
故选D。
2．A
【详解】A．同种物质的熵值，液体大于固体，故冰在室温下自动熔化成水，这是熵增的过程，A说法正确；
B．能够自发进行的反应中，∆G＜0，∆G=ΔH-TΔS，不一定是放热反应，B说法错误；
C．∆G＜0的反应能够自发进行，ΔH＜0的反应不一定是自发进行的反应，C说法错误；
D．能够自发进行的反应一定是∆G＜0，不一定为熵增的过程，D说法错误；
答案为A。
3．B
【详解】A．1mlNO2含有1mlN原子，1mlN2O4含有2mlN原子，现为可逆反应，为NO2和N2O4的混合气体,1 ml平衡混合气体中所含原子大于1 ml N，A项错误；
B．反应2NO2(g)⇌N2O4(g)为放热反应，故完全断开2mlNO2分子中的共价键所吸收的热量比完全断开1mlN2O4分子中的共价键所吸收的热量少，B项正确；
C．气体体积压缩，颜色变深是因为体积减小，浓度变大引起的，C项错误；
D．放热反应，温度升高，平衡逆向移动，颜色加深，D项错误；
答案选B。
4．B
【详解】加入①Na2CO3，消耗H+，生成氢气的总量减少；
加入②BaCl2（aq），溶液体积增大，减小，减缓反应进行的速率；
加入③KNO3（aq），由于酸性条件下硝酸根具有强氧化性，不能生成氢气；
加入④CH3COONa（s）生成醋酸，氢离子暂时储存在醋酸中，减小，减缓反应进行的速率；
加入⑤NaCl（aq），溶液体积增大，减小，减缓反应进行的速率，综上所述故选B。
5．B
【详解】A．该反应的正反应是吸热反应，升高温度，化学平衡向吸热的正反应方向移动，溶液颜色由蓝色逐渐变为黄色，选项A不符合题意；
B．加AgNO3溶液后，Ag+与Cl-会反应产生AgCl沉淀，导致溶液中Cl-浓度减小，化学平衡向逆反应方向移动，溶液颜色由黄绿色逐渐变为蓝色，选项B符合题意；
C．该反应在溶液中进行，没有气体参加，增大压强对化学平衡无影响，选项C不符合题意；
D．加NaCl(s)后，溶液中Cl-浓度增大，化学平衡向正反应方向移动，溶液颜色由蓝色逐渐变为黄色，选项D不符合题意；
答案选B。
6．C
【详解】A．液氨电离中存在电离平衡2NH3+，所以液氨中含有NH3、、等粒子，A正确；
B．与纯水的电离相似，液氨中c()∙c()只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨中c()∙c()是定值，B正确；
C．液氨的电离是微弱的，所以液氨电离达到平衡状态时，c()=c()D．只要不破坏氨分子的电离平衡，液氨电离出的和的物质的量就相等，因为溶液的体积相等，所以c()=c()，D正确；
答案选C。
【点睛】可逆反应中的各种微粒共存。
7．B
【详解】A．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，NH3·H2O电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，选项A正确；
B．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，c(OH-)减小，NH3·H2O电离平衡正向移动，又使c(OH-)有所增加，但稀释使c(OH-)减小的影响大于平衡移动使c(OH-)增大的影响，故最终达到平衡后c(OH-)减小，选项B错误；
C．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，NH3·H2O电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，最终使溶液中的数目增多，选项C正确；
D．加水稀释时，若电离平衡不移动，c(NH3·H2O)、c()减小倍数相同，不变。但稀释使电离平衡正向移动，导致c(NH3·H2O)减小的倍数大于c()，因此最终达到平衡时增大，选项D正确；
答案选B。
8．C
【详解】A．用0.1000ml•L-1HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，滴定终点时生成NaCl，溶液呈中性，酚酞变色范围为8.2~10，可选用酚酞作指示剂，A正确；
B．HCl溶液呈酸性，中和滴定时，需要用酸式滴定管盛装0.1000ml•L-1HCl溶液，B正确；
C．锥形瓶中有水对实验结果无影响，所以锥形瓶装未知浓度的NaOH溶液不一定要保持干燥，C错误；
D．滴定结束时俯视酸式滴定管读数，读出的标准液体积偏小，导致测量结果偏低，D正确；
故选C。
9．D
【详解】A．碳酸根水解生成氢氧根，溶液呈碱性，油脂在碱溶液中发生水解，用热溶液除去油污，因为加热促进碳酸根水解，可以用勒夏特列原理解释，A正确；
B．氯气与水反应生成次氯酸和盐酸，饱和食盐水中含有氯离子抑制氯气溶解，可以用勒夏特列原理解释，B正确；
C．氨水为弱电解质，浓度越稀促进电离，电离程度越大，可以用勒夏特列原理解释，C正确；
D．根据 可知，该反应为放热反应，升高温度那个逆向移动，工业合成氨采用400~500℃的高温条件，不利于氨的生成，但是可以增大反应效率，故不能用勒夏特列原理解释，D错误；
答案选D。
10．D
【详解】A．由图可知，NH3在过程①中变为NH2，NH2在过程②中变为NH，则过程①②均有N－H键断裂，故A正确；
B．由图可知，NH失去电子结合OH-，转变为N和H2O，则过程③的电极反应式为：NH－e－+OH－＝N+H2O，故B正确；
C．过程④中形成N≡N键，则过程④中有非极性键形成，故C正确；
D．使用催化剂该反应的焓变不变，可以改变活化能，故D错误；
故选D。
11．A
【详解】已知：①2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566 kJ/ml； ②S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296 kJ/ml，根据盖斯定律，将①－②，整理可得2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2(g) ΔH=- 270 kJ/ml，故合理选项是A。
12．B
【详解】A．通过测定收集一定体积的H2所需的时间或一定时间收集H2的体积大小来测定锌与稀硫酸反应速率，A能够达到实验目的；
B．反应在敞口容器中，反应放出的热量会迅速扩散到空气中，不能准确测量中和热，B不能够达到实验目的；
C．将平衡球放在两个不同温度的水中，根据温度变化与气体颜色的深浅判断温度对化学平衡移动的影响，C能够达到实验目的；
D．光照条件下，甲烷与氯气发生取代反应生成一氯甲烷、二氯甲烷、 三氯甲烷、四氯化碳和氯化氢，反应消耗Cl2，使试管内气体颜色变浅，气体体积减少，使液面上升，同时看到试管壁上有油状液体生成，这些现象均可说明甲烷与氯气发生了化学反应，D能够达到实验目的；
故合理选项是B。
13．B
【详解】A．甲中，10分钟时生成了0.5ml/L的的Z，根据方程式可知，反应掉的X的浓度为0.25ml/L，则10分钟内X的化学反应速率：v(X)=0.025ml•L-1•min-1，A正确；
B．在10分钟的时，由表格知生成的Z的浓度为0.5ml/L，则X、Y都反应掉了0.25ml/L，还剩余0.75ml/L，由此算出此时的浓度熵为，即反应正向进行，平衡正向移动，B错误；
C．乙中，X、Y的起始浓度相同，但10分钟后生成物Z的浓度却比甲要小，说明乙容器中反应速率比乙容器小，则可以为降温温度导致，故C正确；
D．对比甲和丙，丙中增加了Y的浓度，则反应速率加快，相同时间之内生成的Z更多，故丙中a>0.5，D正确；
故选B。
14．B
【详解】A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液均存在Na+、、、H2CO3、H+、OH-、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；
B． H++，加入Ca2+后，Ca2+和反应生成沉淀，促进的电离，B错误；
C．Al3+与、都能发生互相促进的水解反应，C正确；
D．由题干信息可知形成沉淀时会消耗碳酸根和碳酸氢根，则它们浓度减小，水解产生的氢氧根的浓度会减小，pH减小，D正确；
故选B。
15． N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ/ml 0.02 降温、增大压强或及时分离出NH3 AC
【详解】(1)在一定条件下，N2(g)和H2(g)反应生成0.2 ml NH3(g)，放出9.24 kJ的热量，则反应产生2 ml NH3(g)，放出92.4 kJ的热量，则该可逆反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ/ml；
每1 ml N2(g)与3 ml H2(g)反应产生2 ml NH3(g)，放出92.4 kJ的热量，用图示表示为；
(2)从反应开始至平衡，测得NH3的浓度为0.2 ml/L，则N2的浓度变化为×0.2 ml/L=0.1 ml/L，用N2的浓度变化表示反应速率v(N2)==0.02 ml/(L·min)；
(3)该反应的正反应是气体体积减小的放热反应。理论上，为了增大平衡时H2的转化率，应该使化学平衡正向移动，可采取的措施是：增大体系的压强，或适当降低反应体系的温度，或分离出NH3或增大N2的浓度等；
(4)A．假设通入的N2的物质的量是1 ml，通入H2为3 ml，平衡时N2转化量为x ml，则平衡时各种气体的物质的量n(N2)=(1-x)ml，n(H2)=3(1-x)ml，n(NH3)=2x ml，由于此时NH3的含量为50%，则，解得x=ml，故此时容器内n(N2)∶n(NH3)=(1-)∶(2×)=1：4，A正确；
B．由图可知b点时NH3的含量低于平衡时的a点，说明反应正向进行，则此时υ正＞υ逆，B错误；
C．该反应的正反应是放热反应，随着反应的进行，反应体系气体的温度逐渐升高，化学反应速率逐渐加快，使NH3的物质的量分数随温度升高而增大，C正确；
故合理选项是AC。
16．(1) ②⑤ CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
(2) > 4.2×10-4 B
【分析】(1)常温下，用0.1 ml/L NaOH溶液滴定10 mL 0.1 ml/L CH3COOH溶液，a点只有醋酸溶液，b点为酸性，溶质为CH3COOH和CH3COONa，c点为中性，d点溶液呈碱性，是NaOH和CH3COOH恰好中和，溶质为CH3COONa，据此分析解题。
(2)根据CH3COOH、H2CO3和HClO的电离平衡常数可以写出电离方程式和电离平衡常数，比较电离平衡常数大小从而判断反应能否进行，据此分析解题。
【详解】（1）常温下，用0.1 ml/L NaOH溶液滴定10 mL 0.1 ml/L CH3COOH溶液 ，
i.①a点NaOH溶液体积为0，仅有0.1 ml/L CH3COOH溶液 ，醋酸是弱酸，是弱电解质，不完全电离，c(H+)<0.1 ml/L， pH>1，①错误；
②b点为酸性，溶质为CH3COOH和CH3COONa，醋酸的电离大于醋酸根的水解，所以溶液中，②正确；
③c点溶液呈中性，根据电荷守恒，和溶液中性，可得，③错误；
④d点溶液根据物料守恒可得c(Na+)= [c(CH3COO-)+c(CH3COOH)]，④错误；
⑤a的溶质为CH3COOH，抑制了水的电离，d的溶质为CH3COONa，促进了水的电离，两点水的电离程度：a综上所述故选②⑤；
ii. d点溶质是醋酸钠溶液，是强碱弱酸盐，CH3COO-是弱酸的阴离子，能水解 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-溶液呈碱性，即溶液pH＞7 ；故答案为：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；
（2）①CH3COOH是弱酸，其电离平衡常数表达式Ka=，故答案为：。
②由电离平衡常数可知，醋酸的酸性强于次氯酸，根据越弱越水解可得，等物质的量浓度的NaClO溶液和CH3COONa溶液的pH关系为：pH(NaClO) > pH(CH3COONa)，故答案为：>。
③25℃时，若初始时醋酸中CH3COOH的物质的量浓度为0.01 ml/L，由电离平衡常数Ka=，且由醋酸电离出的氢离子和醋酸根离子相等可得，==×10-4=4.2×10-4，即 c(H+)=4.2×10-4ml/L。故答案为：4.2×10-4。
④由电离平衡常数可知，酸性CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，根据强酸制弱酸的原理可知，A不可能发生，反应B能发生，反应C应为CO2 +H2O+NaClO=NaHCO3 +HClO。
故答案为：B。
17．(1)As2S3
(2) H3AsO3 H3AsO3+OH-=+H2O ac
(3) Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+ pH=5~ 9之间溶液中主要存在微粒为H3AsO3和，由于Fe(OH)3胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，随着溶液中pH的增大而增大，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于水解，促进Fe(OH)3的生成，Fe(OH)3的含量高，吸收效果更好。
【详解】（1）I中Sn的化合价升高，As的化合价降低，所以As2S3在反应中得电子作氧化剂；
（2）①由图像可知，溶液pH在7.35- 7.45之间，溶液中含砷元素的主要微粒是H3AsO3；
②根据图示可知：将KOH溶液滴入H3AsO3溶液，当pH调至11时，反应产生NaH2AsO3、H2O，所发生反应的离子方程式是：H3AsO3+OH-=+H2O；
③a．n(H3AsO3)：n()=1：1时，溶液的pH=9，所以溶液显碱性，a正确；
b．pH= 12时，溶液显碱性，则c(OH-)＞c(H+)，所以b错误；
c．在K3AsO3溶液中，存在三步水解，以第一步水解为主, 第一步水解生成，第二步水解生成，则，c正确；
故合理选项是ac；
（3）Fe(OH)3胶粒形成就用的是Fe3+水解反应产生的，所以水解反应的化学方程式为：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+；
铁盐混凝剂在溶液中生产Fe(OH)3胶粒，其表面带正电荷。在溶液pH=5~ 9之间溶液中主要存在微粒为H3AsO3和，由于Fe(OH)3胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，随着溶液中pH的增大而增大，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于水解，促进Fe(OH)3的生成，Fe(OH)3的含量高，吸收效果更好。
18．(1) 增大反应速率，提高浸出率 MnO2+4H++2Fe2+=Mn2++2Fe3++2H2O 二氧化锰能够氧化单质铁为Fe2+
(2)纯化时先加入MnO2，将溶液中的Fe2+氧化；后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，可以使溶液中的Fe3+、Al3+转化为Fe(OH)3、Al(OH)3沉淀而除去
【分析】软锰矿首先进行研磨，可增大固体与硫酸的接触面积，增大反应速率，提高浸出率；加入浓硫酸及过量的铁屑，铁屑与硫酸反应生成硫酸亚铁，亚铁离子与二氧化锰反应生成二价锰离子和铁离子，再电解锰离子的纯化液制取二氧化锰。
【详解】（1）①研磨软锰矿可增大固体与浓硫酸接触面积，增大反应速率，提高浸出率；
②i．根据图示可知：II是软锰矿中的MnO2与Fe2+反应产生Mn2+、Fe3+，根据电子守恒、电荷守恒、原子守恒，可知溶出Mn2+的主要反应的离子方程式是MnO2+4H++2Fe2+=Mn2++2Fe3++2H2O；
ii．若Fe2+全部来自于反应Fe+2H+=Fe2++H2↑，完全溶出Mn2+所需Fe与MnO2的物质的量比值为2，而实际比值(0.9)小于2，原因是二氧化锰能够氧化单质铁为Fe2+；
（2）MnO2的氧化性与溶液pH有关。纯化时先加入MnO2，目的是将溶液中的Fe2+氧化为Fe3+；然后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，使溶液中的Fe3+、Al3+转化为Fe(OH)3、Al(OH)3沉淀而通过过滤的方法分离除去。
19．(1) 灰黑色固体溶解，产生红棕色气体 防止酸性条件下，氧化性氧化Fe2+干扰实验结果 a：铂/石墨电极，b：FeSO4 或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，c：AgNO3 溶液；操作和现象：闭合开关 K，Ag电极上固体逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同；或者闭合开关 K，Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转
(2) 指示剂
(3) 偏低 Ag完全反应，无法判断体系是否达到化学平衡状态
【详解】（1）①由于Ag能与浓硝酸发生反应：Ag+2HNO3(浓)=AgNO3+NO2↑+H2O，故当观察到的现象为灰黑色固体溶解，产生红棕色气体，即可证实灰黑色固体是Ag，故答案为：灰黑色固体溶解，产生红棕色气体。
②由于Fe(NO3)3溶液电离出将与溶液中的H+结合成由强氧化性的HNO3，能氧化Fe2+，而干扰实验，故实验II使用的是Fe2(SO4)3溶液，而不是Fe(NO3)3溶液，故答案为：防止酸性条件下，氧化性氧化Fe2+干扰实验结果。
③由装置图可知，利用原电池原理来证明反应Fe2++Ag+Ag+Fe3+为可逆反应，两电极反应为：Fe2+-e-Fe3+，Ag++e-Ag，故另一个电极必须是与Fe3+不反应的材料，可用石墨或者铂电极，左侧烧杯中电解质溶液必须含有Fe3+或者Fe2+，采用FeSO4或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，右侧烧杯中电解质溶液必须含有Ag+，故用AgNO3溶液，组装好仪器后，加入电解质溶液，闭合开关 K，装置产生电流，电流从哪边流入，指针则向哪个方向偏转，根据b中所加试剂的不同，电流方向可能不同，因此可能观察到的现象为：Ag电极逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，说明此时反应达到平衡，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同，表明平衡发生了移动；另一种现象为：Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，说明此时反应达到平衡，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转，表明平衡发生了移动，故答案为：a：铂/石墨电极，b：FeSO4或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，c：AgNO3溶液；操作和现象：闭合开关 K，Ag电极上固体逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同；或者闭合开关 K，Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转。
（2）①Fe3+与SCN-反应生成红色FeSCN2+，因Ag+与SCN-反应相较于Fe3+与SCN-反应更加容易及彻底，当溶液变为稳定浅红色，说明溶液中的Ag+恰好完全滴定，且溶液中Fe3+浓度不变，说明上述反应答案平衡，故溶液中Fe3+的作用是滴定反应的指示剂，故答案为：指示剂。
②取I中所得上清液vmL。用c1ml/L的KSCN溶液滴定，至溶液变为稳定浅红色时，消耗v1mL，已知：Ag++SCN-AgSCN，K=1012，说明反应几乎进行完全，故有I中上层清液中Ag+的浓度为：c(Ag+)=ml/L，根据平衡三段式进行计算如下：，故反应的平衡常数K== ，故答案为：指示剂；。
（3）①若取实验I所得浊液测定Ag+浓度，则浊液中还有Ag，因存在平衡Fe2++Ag+Ag+Fe3+，且随着反应Ag++SCN-AgSCN，使得上述平衡逆向移动，则测得平衡体系中的c(Ag+)偏大，即偏大，故所得到的K= 偏小，故答案为：偏小。
②由于实验II中Ag完全溶解，故无法判断体系是否达到化学平衡状态，因而不用实验II所得溶液进行测定并计算K，故答案为：Ag完全反应，无法判断体系是否达到化学平衡状态。
一、单选题
1．下列属于弱电解质的物质是
A．NaClB．NaOHC．H2SO4D．NH3•H2O
2．下列说法中，正确的是
A．冰在室温下自动熔化成水，这是熵增的过程
B．能够自发进行的反应一定是放热反应
C．ΔH＜0的反应均是自发进行的反应
D．能够自发进行的反应一定是熵增的过程
3．NO2和N2O4存在平衡:2NO2(g)⇌N2O4(g) △H<0。下列分析正确的是
A．1 ml平衡混合气体中含1 ml N原子
B．断裂2 ml NO2中的共价键所需能量小于断裂1 ml N2O4中的共价键所需能量
C．恒温时，缩小容积，气体颜色变深，是平衡正向移动导致的
D．恒容时，水浴加热，由于平衡正向移动导致气体颜色变浅
4．100mL跟过量锌粉反应，一定温度下，为了减缓反应进行的速率，但又不影响生成氢气的总量，可向反应物中加入适量：①②③④固体⑤，其中组合正确的是
A．①②③B．②④⑤C．③④⑤D．①③④
5．溶液中存在如下平衡： 。下列可使黄绿色的溶液变成蓝色的方法是
A．升温B．加溶液C．加压D．加NaCl(s)
6．与纯水的电离相似，液氨中也存在微弱的电离：2NH3+。据此判断，以下叙述错误的是
A．液氨中含有NH3、、等粒子
B．一定温度下，液氨中c()∙c()是定值
C．液氨中电离达到平衡时，c()=c()=c(NH3)
D．只要不加入其他物质，液氨中c()=c()
7．向10mL氨水中加入蒸馏水，将其稀释到1L后，下列变化中错误的是
A．NH3•H2O的电离程度增大B．c(OH-)增大
C．NH的数目增多D．增大
8．用溶液滴定未知浓度的NaOH溶液。有关该实验说法中，不正确的是
A．本实验可选用酚酞作指示剂
B．用酸式滴定管盛装溶液
C．锥形瓶装未知浓度的NaOH溶液前必须保持干燥
D．滴定结束时俯视酸式滴定管读数，测量结果偏低
9．下列事实不能用勒夏特列原理解释的是
A．用热溶液除去油污
B．实验室用排饱和食盐水法收集
C．表中实验结果：
D． ；工业合成氨采用400~500℃的高温条件
10．工厂的氨氮废水可用电化学催化氧化法加以处理，其中NH3在电极表面的氧化过程的微观示意图如图：
下列说法中，不正确的是
A．过程①②均有N－H键断裂
B．过程③的电极反应式为：NH－e－+OH－＝N+H2O
C．过程④中有非极性键形成
D．催化剂可以降低该反应的焓变
11．工业上处理含CO、SO2烟道气的一种方法是将其在催化剂作用下转化为S和CO2。已知：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566 kJ/ml； S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296 kJ/ml；则该条件下2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2(g)的ΔH等于
A．- 270 kJ/mlB．+26 kJ/mlC．-582 kJ/mlD．+270 kJ/ml
12．下列实验装置(部分夹持装置已略去)不能达到对应实验目的是
A．AB．BC．CD．D
13．已知反应：X(g)+Y(g)2Z(g) ∆H＜0，400℃时该反应的化学平衡常数K=1。一定条件下，分别在甲、乙、丙3个恒容密闭容器中加入X和Y，反应体系中各物质的物质的量浓度的相关数据如表：
下列说法中，不正确的是
A．甲中，10分钟内X的化学反应速率：v(X)=0.025ml•L-1•min-1
B．甲中，10分钟时反应已达到化学平衡状态
C．乙中，可能T1＜400℃
D．丙中，a>0.5
14．下列实验中，均产生白色沉淀。
下列分析不正确的是
A．Na2CO3与NaHCO3溶液中所含微粒种类相同
B．CaCl2能促进Na2CO3、NaHCO3水解
C．Al2(SO4)3能促进Na2CO3、NaHCO3水解
D．4个实验中，溶液滴入后，试管中溶液pH均降低
二、原理综合题
15．合成氨是人类科技发展史上的一项重大突破。
(1)在一定条件下，N2(g)和H2(g)反应生成0.2 ml NH3(g)，放出9.24 kJ的热量，写出该可逆反应的热化学方程式： 。在图中画出合成氨反应过程中焓(H )的变化示意图 。
(2)将N2和H2通入体积为2 L的恒温恒容密闭容器中，5min后达到化学平衡，测得NH3的浓度为0.2 ml/L，这段时间内用N2的浓度变化表示的化学反应速率为 ml/(L·min)。
(3)理论上，为了增大平衡时H2的转化率，可采取的措施是 (写出一条)。
(4)图为某压强下N2和H2按物质的量之比1∶3投料进行反应，反应混合物中NH3的物质的量分数随温度的变化曲线。Ⅰ是平衡时的曲线，Ⅱ是不同温度下反应经过相同时间测得的曲线，下列说法正确的是 。
A．图中a点，容器内n(N2)∶n(NH3)=1∶4
B．图中b点，υ正＜υ逆
C．400~530 ℃，Ⅱ中NH3的物质的量分数随温度升高而增大，原因是升高温度化学反应速率增大
三、填空题
16．研究电解质在水溶液中的离子反应与平衡有重要的意义。
(1)常温下，用0.1ml/L NaOH溶液滴定10mL0.1ml/L溶液的滴定曲线如下图所示。
i.下列说法正确的是： (填序号)
①a点溶液的pH=1
②b点溶液中，
③c点溶液中，
④d点溶液中，
⑤比较a、d两点水的电离程度：a
(2)已知：25℃时、和HClO的电离平衡常数：
①的电离平衡常数表达式 。
②25℃时，等物质的量浓度的NaClO溶液和溶液的pH关系为： )(填“>”、“<”或“=”)。
③25℃时，若初始时醋酸中的物质的量浓度为0.01ml/L，达到电离平衡时溶液中 ml/L。(已知：)
④下列化学反应能发生的是 。
A．
B．
C．
四、原理综合题
17．雌黄(As2S3)和雄黄(As4S4)都是自然界中常见砷化物，早期都曾用作绘画颜料，因都有抗病毒疗效也用来入药。
(1)砷元素有+2、+3两种常见价态。一定条件下，雌黄和雄黄的转化关系如图1所示。
I中，氧化剂是 。
(2)III中产物亚砷酸(H3AsO3)可以用于治疗白血病，其在溶液中存在多种微粒形态，各种微粒物质的量分数与溶液的pH关系如图2所示。
①人体血液的pH在7.35~7.45之间，用药后人体中含砷元素的主要微粒是 。
②将KOH溶液滴入H3AsO3溶液，当pH调至11时，所发生反应的离子方程式是 。
③下列说法中，正确的是 (填字母序号)。
a．n(H3AsO3)：n()=1：1时，溶液显碱性
b．pH=12时，溶液中
c．在K3AsO3溶液中，
(3)工业含砷(+3价)废水常用铁盐处理后排放。其原理是：铁盐混凝剂在溶液中生成Fe(OH)3胶粒，用离子方程式表示这一过程 。Fe(OH)3胶粒表面带有正电荷，可吸附含砷化合物。经测定不同的pH条件下铁盐对含砷(+3价)化合物的去除率如图3所示。pH在5~9时，随溶液pH增大，铁盐混凝剂对含砷(+3价)化合物的吸附效果增强。结合图2和图3解释可能的原因： 。
五、工业流程题
18．MnO2是重要化工原料，由软锰矿制备MnO2的一种工艺流程如下：
软锰矿 MnO2
资料：①软锰矿的主要成分为MnO2，主要杂质有Al2O3和SiO2。
②金属离子沉淀的pH（25℃）
③该工艺条件下，MnO2与H2SO4不反应。
(1)溶出
①溶出前，软锰矿需研磨。目的是 。
②溶出时，Fe的氧化过程及得到Mn2+的主要途径如图所示。
i．II是从软锰矿中溶出Mn2+的主要反应，反应的离子方程式是 。
ii．若Fe2+全部来自于反应Fe+2H+=Fe2++H2↑，完全溶出Mn2+所需Fe与MnO2的物质的量比值为2，而实际比值(0.9)小于2，原因是 。
(2)纯化
已知：MnO2的氧化性与溶液pH有关。纯化时先加入MnO2，后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，说明试剂加入顺序及调节pH的原因： 。
六、实验题
19．某小组实验验证“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”为可逆反应并测定其平衡常数。
(1)实验验证
实验I：将0.0100 ml/L Ag2SO4溶液与0.0400 ml/L FeSO4溶液(pH=1)等体积混合，产生灰黑色沉淀，溶液呈黄色。
实验II：向少量Ag粉中加入0.0100 ml/L Fe2(SO4)3溶液(pH=1)，固体完全溶解。
①取I中沉淀，加入浓硝酸，证实沉淀为Ag。现象是 。
②II中溶液选用Fe2(SO4)3，不选用Fe(NO3)3的原因是 。
综合上述实验，证实“Ag++Fe2+Fe3++Ag↓”为可逆反应。
③小组同学采用电化学装置从平衡移动角度进行验证。补全电化学装置示意图,写出操作及现象 。
(2)测定平衡常数
实验Ⅲ：一定温度下，待实验Ⅰ中反应达到平衡状态时，取v mL上层清液，用c1 ml/L KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗KSCN标准溶液v1 mL。
资料：Ag++SCN-AgSCN↓（白色） K=1012
Fe3++SCN-FeSCN2+（红色） K=102.3
①滴定过程中Fe3+的作用是 。
②测得平衡常数K= 。
(3)思考问题
①取实验I的浊液测定c(Ag+)，会使所测K值 (填“偏高”“偏低”或“不受影响”)。
②不用实验II中清液测定K的原因是 。
c(氨水)ml/L
0.1
0.01
ml/L
A
B
C
D
实验
目的
测定锌与稀硫酸反应速率
测定中和反应的反应热
验证温度对化学平衡移动的影响
验证甲烷与氯气发生反应
实验
装置
容器
温度/℃
起始时物质的浓度/(ml•L-1)
10分钟时物质的浓/(ml•L-1)
c(X)
c(Y)
c(Z)
甲
400
1
1
0.5
乙
T1
1
1
0.4
丙
400
1
2
a
化学式
电离平衡常数()
Fe3+
Al3+
Mn2+
Fe2+
开始沉淀时
1.5
3.4
5.8
6.3
完全沉淀时
2.8
4.7
7.8
8.3
参考答案：
1．D
【分析】弱电解质是在水溶液中不完全电离的电解质。
【详解】A．NaCl在水溶液中完全电离，是强电解质，A错误；
B．NaOH是强碱，在水溶液中完全电离，是强电解质，B错误；
C．H2SO4是强酸，在水溶液中完全电离，是强电解质，C错误；
D．NH3•H2O是弱碱，在水溶液中不完全电离，是弱电解质，D正确；
故选D。
2．A
【详解】A．同种物质的熵值，液体大于固体，故冰在室温下自动熔化成水，这是熵增的过程，A说法正确；
B．能够自发进行的反应中，∆G＜0，∆G=ΔH-TΔS，不一定是放热反应，B说法错误；
C．∆G＜0的反应能够自发进行，ΔH＜0的反应不一定是自发进行的反应，C说法错误；
D．能够自发进行的反应一定是∆G＜0，不一定为熵增的过程，D说法错误；
答案为A。
3．B
【详解】A．1mlNO2含有1mlN原子，1mlN2O4含有2mlN原子，现为可逆反应，为NO2和N2O4的混合气体,1 ml平衡混合气体中所含原子大于1 ml N，A项错误；
B．反应2NO2(g)⇌N2O4(g)为放热反应，故完全断开2mlNO2分子中的共价键所吸收的热量比完全断开1mlN2O4分子中的共价键所吸收的热量少，B项正确；
C．气体体积压缩，颜色变深是因为体积减小，浓度变大引起的，C项错误；
D．放热反应，温度升高，平衡逆向移动，颜色加深，D项错误；
答案选B。
4．B
【详解】加入①Na2CO3，消耗H+，生成氢气的总量减少；
加入②BaCl2（aq），溶液体积增大，减小，减缓反应进行的速率；
加入③KNO3（aq），由于酸性条件下硝酸根具有强氧化性，不能生成氢气；
加入④CH3COONa（s）生成醋酸，氢离子暂时储存在醋酸中，减小，减缓反应进行的速率；
加入⑤NaCl（aq），溶液体积增大，减小，减缓反应进行的速率，综上所述故选B。
5．B
【详解】A．该反应的正反应是吸热反应，升高温度，化学平衡向吸热的正反应方向移动，溶液颜色由蓝色逐渐变为黄色，选项A不符合题意；
B．加AgNO3溶液后，Ag+与Cl-会反应产生AgCl沉淀，导致溶液中Cl-浓度减小，化学平衡向逆反应方向移动，溶液颜色由黄绿色逐渐变为蓝色，选项B符合题意；
C．该反应在溶液中进行，没有气体参加，增大压强对化学平衡无影响，选项C不符合题意；
D．加NaCl(s)后，溶液中Cl-浓度增大，化学平衡向正反应方向移动，溶液颜色由蓝色逐渐变为黄色，选项D不符合题意；
答案选B。
6．C
【详解】A．液氨电离中存在电离平衡2NH3+，所以液氨中含有NH3、、等粒子，A正确；
B．与纯水的电离相似，液氨中c()∙c()只与温度有关，与溶液的浓度无关，所以只要温度一定，液氨中c()∙c()是定值，B正确；
C．液氨的电离是微弱的，所以液氨电离达到平衡状态时，c()=c()
答案选C。
【点睛】可逆反应中的各种微粒共存。
7．B
【详解】A．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，NH3·H2O电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，选项A正确；
B．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，c(OH-)减小，NH3·H2O电离平衡正向移动，又使c(OH-)有所增加，但稀释使c(OH-)减小的影响大于平衡移动使c(OH-)增大的影响，故最终达到平衡后c(OH-)减小，选项B错误；
C．在氨水中存在电离平衡：NH3·H2O+OH-，加水稀释，NH3·H2O电离平衡正向移动，NH3·H2O的电离程度增大，最终使溶液中的数目增多，选项C正确；
D．加水稀释时，若电离平衡不移动，c(NH3·H2O)、c()减小倍数相同，不变。但稀释使电离平衡正向移动，导致c(NH3·H2O)减小的倍数大于c()，因此最终达到平衡时增大，选项D正确；
答案选B。
8．C
【详解】A．用0.1000ml•L-1HCl溶液滴定未知浓度的NaOH溶液，滴定终点时生成NaCl，溶液呈中性，酚酞变色范围为8.2~10，可选用酚酞作指示剂，A正确；
B．HCl溶液呈酸性，中和滴定时，需要用酸式滴定管盛装0.1000ml•L-1HCl溶液，B正确；
C．锥形瓶中有水对实验结果无影响，所以锥形瓶装未知浓度的NaOH溶液不一定要保持干燥，C错误；
D．滴定结束时俯视酸式滴定管读数，读出的标准液体积偏小，导致测量结果偏低，D正确；
故选C。
9．D
【详解】A．碳酸根水解生成氢氧根，溶液呈碱性，油脂在碱溶液中发生水解，用热溶液除去油污，因为加热促进碳酸根水解，可以用勒夏特列原理解释，A正确；
B．氯气与水反应生成次氯酸和盐酸，饱和食盐水中含有氯离子抑制氯气溶解，可以用勒夏特列原理解释，B正确；
C．氨水为弱电解质，浓度越稀促进电离，电离程度越大，可以用勒夏特列原理解释，C正确；
D．根据 可知，该反应为放热反应，升高温度那个逆向移动，工业合成氨采用400~500℃的高温条件，不利于氨的生成，但是可以增大反应效率，故不能用勒夏特列原理解释，D错误；
答案选D。
10．D
【详解】A．由图可知，NH3在过程①中变为NH2，NH2在过程②中变为NH，则过程①②均有N－H键断裂，故A正确；
B．由图可知，NH失去电子结合OH-，转变为N和H2O，则过程③的电极反应式为：NH－e－+OH－＝N+H2O，故B正确；
C．过程④中形成N≡N键，则过程④中有非极性键形成，故C正确；
D．使用催化剂该反应的焓变不变，可以改变活化能，故D错误；
故选D。
11．A
【详解】已知：①2CO(g)+O2(g)=2CO2(g) ΔH=-566 kJ/ml； ②S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296 kJ/ml，根据盖斯定律，将①－②，整理可得2CO(g)+SO2(g)=S(s)+2CO2(g) ΔH=- 270 kJ/ml，故合理选项是A。
12．B
【详解】A．通过测定收集一定体积的H2所需的时间或一定时间收集H2的体积大小来测定锌与稀硫酸反应速率，A能够达到实验目的；
B．反应在敞口容器中，反应放出的热量会迅速扩散到空气中，不能准确测量中和热，B不能够达到实验目的；
C．将平衡球放在两个不同温度的水中，根据温度变化与气体颜色的深浅判断温度对化学平衡移动的影响，C能够达到实验目的；
D．光照条件下，甲烷与氯气发生取代反应生成一氯甲烷、二氯甲烷、 三氯甲烷、四氯化碳和氯化氢，反应消耗Cl2，使试管内气体颜色变浅，气体体积减少，使液面上升，同时看到试管壁上有油状液体生成，这些现象均可说明甲烷与氯气发生了化学反应，D能够达到实验目的；
故合理选项是B。
13．B
【详解】A．甲中，10分钟时生成了0.5ml/L的的Z，根据方程式可知，反应掉的X的浓度为0.25ml/L，则10分钟内X的化学反应速率：v(X)=0.025ml•L-1•min-1，A正确；
B．在10分钟的时，由表格知生成的Z的浓度为0.5ml/L，则X、Y都反应掉了0.25ml/L，还剩余0.75ml/L，由此算出此时的浓度熵为，即反应正向进行，平衡正向移动，B错误；
C．乙中，X、Y的起始浓度相同，但10分钟后生成物Z的浓度却比甲要小，说明乙容器中反应速率比乙容器小，则可以为降温温度导致，故C正确；
D．对比甲和丙，丙中增加了Y的浓度，则反应速率加快，相同时间之内生成的Z更多，故丙中a>0.5，D正确；
故选B。
14．B
【详解】A．Na2CO3溶液、NaHCO3溶液均存在Na+、、、H2CO3、H+、OH-、H2O，故含有的微粒种类相同，A正确；
B． H++，加入Ca2+后，Ca2+和反应生成沉淀，促进的电离，B错误；
C．Al3+与、都能发生互相促进的水解反应，C正确；
D．由题干信息可知形成沉淀时会消耗碳酸根和碳酸氢根，则它们浓度减小，水解产生的氢氧根的浓度会减小，pH减小，D正确；
故选B。
15． N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ/ml 0.02 降温、增大压强或及时分离出NH3 AC
【详解】(1)在一定条件下，N2(g)和H2(g)反应生成0.2 ml NH3(g)，放出9.24 kJ的热量，则反应产生2 ml NH3(g)，放出92.4 kJ的热量，则该可逆反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH=-92.4 kJ/ml；
每1 ml N2(g)与3 ml H2(g)反应产生2 ml NH3(g)，放出92.4 kJ的热量，用图示表示为；
(2)从反应开始至平衡，测得NH3的浓度为0.2 ml/L，则N2的浓度变化为×0.2 ml/L=0.1 ml/L，用N2的浓度变化表示反应速率v(N2)==0.02 ml/(L·min)；
(3)该反应的正反应是气体体积减小的放热反应。理论上，为了增大平衡时H2的转化率，应该使化学平衡正向移动，可采取的措施是：增大体系的压强，或适当降低反应体系的温度，或分离出NH3或增大N2的浓度等；
(4)A．假设通入的N2的物质的量是1 ml，通入H2为3 ml，平衡时N2转化量为x ml，则平衡时各种气体的物质的量n(N2)=(1-x)ml，n(H2)=3(1-x)ml，n(NH3)=2x ml，由于此时NH3的含量为50%，则，解得x=ml，故此时容器内n(N2)∶n(NH3)=(1-)∶(2×)=1：4，A正确；
B．由图可知b点时NH3的含量低于平衡时的a点，说明反应正向进行，则此时υ正＞υ逆，B错误；
C．该反应的正反应是放热反应，随着反应的进行，反应体系气体的温度逐渐升高，化学反应速率逐渐加快，使NH3的物质的量分数随温度升高而增大，C正确；
故合理选项是AC。
16．(1) ②⑤ CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-
(2) > 4.2×10-4 B
【分析】(1)常温下，用0.1 ml/L NaOH溶液滴定10 mL 0.1 ml/L CH3COOH溶液，a点只有醋酸溶液，b点为酸性，溶质为CH3COOH和CH3COONa，c点为中性，d点溶液呈碱性，是NaOH和CH3COOH恰好中和，溶质为CH3COONa，据此分析解题。
(2)根据CH3COOH、H2CO3和HClO的电离平衡常数可以写出电离方程式和电离平衡常数，比较电离平衡常数大小从而判断反应能否进行，据此分析解题。
【详解】（1）常温下，用0.1 ml/L NaOH溶液滴定10 mL 0.1 ml/L CH3COOH溶液 ，
i.①a点NaOH溶液体积为0，仅有0.1 ml/L CH3COOH溶液 ，醋酸是弱酸，是弱电解质，不完全电离，c(H+)<0.1 ml/L， pH>1，①错误；
②b点为酸性，溶质为CH3COOH和CH3COONa，醋酸的电离大于醋酸根的水解，所以溶液中，②正确；
③c点溶液呈中性，根据电荷守恒，和溶液中性，可得，③错误；
④d点溶液根据物料守恒可得c(Na+)= [c(CH3COO-)+c(CH3COOH)]，④错误；
⑤a的溶质为CH3COOH，抑制了水的电离，d的溶质为CH3COONa，促进了水的电离，两点水的电离程度：a
ii. d点溶质是醋酸钠溶液，是强碱弱酸盐，CH3COO-是弱酸的阴离子，能水解 CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-溶液呈碱性，即溶液pH＞7 ；故答案为：CH3COO-+H2OCH3COOH+OH-；
（2）①CH3COOH是弱酸，其电离平衡常数表达式Ka=，故答案为：。
②由电离平衡常数可知，醋酸的酸性强于次氯酸，根据越弱越水解可得，等物质的量浓度的NaClO溶液和CH3COONa溶液的pH关系为：pH(NaClO) > pH(CH3COONa)，故答案为：>。
③25℃时，若初始时醋酸中CH3COOH的物质的量浓度为0.01 ml/L，由电离平衡常数Ka=，且由醋酸电离出的氢离子和醋酸根离子相等可得，==×10-4=4.2×10-4，即 c(H+)=4.2×10-4ml/L。故答案为：4.2×10-4。
④由电离平衡常数可知，酸性CH3COOH>H2CO3>HClO>HCO，根据强酸制弱酸的原理可知，A不可能发生，反应B能发生，反应C应为CO2 +H2O+NaClO=NaHCO3 +HClO。
故答案为：B。
17．(1)As2S3
(2) H3AsO3 H3AsO3+OH-=+H2O ac
(3) Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+ pH=5~ 9之间溶液中主要存在微粒为H3AsO3和，由于Fe(OH)3胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，随着溶液中pH的增大而增大，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于水解，促进Fe(OH)3的生成，Fe(OH)3的含量高，吸收效果更好。
【详解】（1）I中Sn的化合价升高，As的化合价降低，所以As2S3在反应中得电子作氧化剂；
（2）①由图像可知，溶液pH在7.35- 7.45之间，溶液中含砷元素的主要微粒是H3AsO3；
②根据图示可知：将KOH溶液滴入H3AsO3溶液，当pH调至11时，反应产生NaH2AsO3、H2O，所发生反应的离子方程式是：H3AsO3+OH-=+H2O；
③a．n(H3AsO3)：n()=1：1时，溶液的pH=9，所以溶液显碱性，a正确；
b．pH= 12时，溶液显碱性，则c(OH-)＞c(H+)，所以b错误；
c．在K3AsO3溶液中，存在三步水解，以第一步水解为主, 第一步水解生成，第二步水解生成，则，c正确；
故合理选项是ac；
（3）Fe(OH)3胶粒形成就用的是Fe3+水解反应产生的，所以水解反应的化学方程式为：Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+；
铁盐混凝剂在溶液中生产Fe(OH)3胶粒，其表面带正电荷。在溶液pH=5~ 9之间溶液中主要存在微粒为H3AsO3和，由于Fe(OH)3胶粒表面带正电荷，可以吸附负电荷，随着溶液中pH的增大而增大，含量多，吸附效果好，此外，pH升高有利于水解，促进Fe(OH)3的生成，Fe(OH)3的含量高，吸收效果更好。
18．(1) 增大反应速率，提高浸出率 MnO2+4H++2Fe2+=Mn2++2Fe3++2H2O 二氧化锰能够氧化单质铁为Fe2+
(2)纯化时先加入MnO2，将溶液中的Fe2+氧化；后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，可以使溶液中的Fe3+、Al3+转化为Fe(OH)3、Al(OH)3沉淀而除去
【分析】软锰矿首先进行研磨，可增大固体与硫酸的接触面积，增大反应速率，提高浸出率；加入浓硫酸及过量的铁屑，铁屑与硫酸反应生成硫酸亚铁，亚铁离子与二氧化锰反应生成二价锰离子和铁离子，再电解锰离子的纯化液制取二氧化锰。
【详解】（1）①研磨软锰矿可增大固体与浓硫酸接触面积，增大反应速率，提高浸出率；
②i．根据图示可知：II是软锰矿中的MnO2与Fe2+反应产生Mn2+、Fe3+，根据电子守恒、电荷守恒、原子守恒，可知溶出Mn2+的主要反应的离子方程式是MnO2+4H++2Fe2+=Mn2++2Fe3++2H2O；
ii．若Fe2+全部来自于反应Fe+2H+=Fe2++H2↑，完全溶出Mn2+所需Fe与MnO2的物质的量比值为2，而实际比值(0.9)小于2，原因是二氧化锰能够氧化单质铁为Fe2+；
（2）MnO2的氧化性与溶液pH有关。纯化时先加入MnO2，目的是将溶液中的Fe2+氧化为Fe3+；然后加入NH3∙H2O，调溶液pH≈5，使溶液中的Fe3+、Al3+转化为Fe(OH)3、Al(OH)3沉淀而通过过滤的方法分离除去。
19．(1) 灰黑色固体溶解，产生红棕色气体 防止酸性条件下，氧化性氧化Fe2+干扰实验结果 a：铂/石墨电极，b：FeSO4 或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，c：AgNO3 溶液；操作和现象：闭合开关 K，Ag电极上固体逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同；或者闭合开关 K，Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转
(2) 指示剂
(3) 偏低 Ag完全反应，无法判断体系是否达到化学平衡状态
【详解】（1）①由于Ag能与浓硝酸发生反应：Ag+2HNO3(浓)=AgNO3+NO2↑+H2O，故当观察到的现象为灰黑色固体溶解，产生红棕色气体，即可证实灰黑色固体是Ag，故答案为：灰黑色固体溶解，产生红棕色气体。
②由于Fe(NO3)3溶液电离出将与溶液中的H+结合成由强氧化性的HNO3，能氧化Fe2+，而干扰实验，故实验II使用的是Fe2(SO4)3溶液，而不是Fe(NO3)3溶液，故答案为：防止酸性条件下，氧化性氧化Fe2+干扰实验结果。
③由装置图可知，利用原电池原理来证明反应Fe2++Ag+Ag+Fe3+为可逆反应，两电极反应为：Fe2+-e-Fe3+，Ag++e-Ag，故另一个电极必须是与Fe3+不反应的材料，可用石墨或者铂电极，左侧烧杯中电解质溶液必须含有Fe3+或者Fe2+，采用FeSO4或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，右侧烧杯中电解质溶液必须含有Ag+，故用AgNO3溶液，组装好仪器后，加入电解质溶液，闭合开关 K，装置产生电流，电流从哪边流入，指针则向哪个方向偏转，根据b中所加试剂的不同，电流方向可能不同，因此可能观察到的现象为：Ag电极逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，说明此时反应达到平衡，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同，表明平衡发生了移动；另一种现象为：Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，说明此时反应达到平衡，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转，表明平衡发生了移动，故答案为：a：铂/石墨电极，b：FeSO4或Fe2(SO4)3或二者混合溶液，c：AgNO3溶液；操作和现象：闭合开关 K，Ag电极上固体逐渐溶解，指针向左偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，与之前的现象相同；或者闭合开关 K，Ag电极上有灰黑色固体析出，指针向右偏转，一段时间后指针归零，再向左侧烧杯中加入滴加较浓的Fe2(SO4)3溶液，Ag电极上固体逐渐减少，指针向左偏转。
（2）①Fe3+与SCN-反应生成红色FeSCN2+，因Ag+与SCN-反应相较于Fe3+与SCN-反应更加容易及彻底，当溶液变为稳定浅红色，说明溶液中的Ag+恰好完全滴定，且溶液中Fe3+浓度不变，说明上述反应答案平衡，故溶液中Fe3+的作用是滴定反应的指示剂，故答案为：指示剂。
②取I中所得上清液vmL。用c1ml/L的KSCN溶液滴定，至溶液变为稳定浅红色时，消耗v1mL，已知：Ag++SCN-AgSCN，K=1012，说明反应几乎进行完全，故有I中上层清液中Ag+的浓度为：c(Ag+)=ml/L，根据平衡三段式进行计算如下：，故反应的平衡常数K== ，故答案为：指示剂；。
（3）①若取实验I所得浊液测定Ag+浓度，则浊液中还有Ag，因存在平衡Fe2++Ag+Ag+Fe3+，且随着反应Ag++SCN-AgSCN，使得上述平衡逆向移动，则测得平衡体系中的c(Ag+)偏大，即偏大，故所得到的K= 偏小，故答案为：偏小。
②由于实验II中Ag完全溶解，故无法判断体系是否达到化学平衡状态，因而不用实验II所得溶液进行测定并计算K，故答案为：Ag完全反应，无法判断体系是否达到化学平衡状态。
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