【化学】福建省三明市第一中学2018-2019学年高二上学期第二次月考（解析版） 试卷

福建省三明市第一中学2018-2019学年高二上学期第二次月考
（满分：100分；考试时间：120分钟）
可能用到的相对原子质量：O 16 Cl 35.5 Ag 108
第Ⅰ卷 （选择题 共50分）
一、选择题（共25小题，每题只有一个正确选项，每小题2分）
1.下列说法正确的是
A. BaSO4难溶于水，但BaSO4属于强电解质
B. NaCl溶液在电流作用下完全电离成Na+和Cl-
C. CO2溶于水能部分电离，故CO2属于弱电解质
D. 弱电解质的电离平衡常数与浓度、温度等条件有关
【答案】A
【解析】
【分析】
A、完全电离的电解质是强电解质；
B、电解质在水分子作用下电离出阴阳离子；
C、二氧化碳自身不能电离，是非电解质；
D、电离平衡常数与浓度大小无关．
【详解】A、完全电离的电解质是强电解质，硫酸钡的溶解度虽然很小，但溶解的部分完全电离，所以是强电解质，故A正确；
B、在水溶液里，氯化钠在水分子的作用下电离出钠离子和氯离子，故B错误；
C、二氧化碳在水溶液中与水反应生成碳酸，碳酸电离出自由移动的离子导电，二氧化碳自身不能电离，二氧化碳是非电解质，故C错误；
D、弱电解质的电离平衡常数与温度有关，而与浓度大小无关，故D错误；
故选A。
【点睛】本题考查电解质的概念、电离实质及强弱电解质的判断等知识，明确电解质与非电解质、强电解质与弱电解质的区别为解答关键，A为易错点，注意强弱电解质与溶解度大小没有必然关系。
2.在一定温度下的密闭容器中，当下列物理量不再变化时，表明A(s)+2B(g)C(g)+D(g)已达平衡的是
A. 混合气体的压强 B. 混合气体的密度
C. 混合气体的分子数目 D. 混合气体的总物质的量
【答案】B
【解析】
试题分析：A(s)+2B(g)C(g)+D(g)，因为气态物质系数不变，压强始终不变，A错误；密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中容积始终是不变的，但质量是变化的，B正确。根据方程式可知，反应前后体积不变，所以气体的总物质的量始终是不变的，C、D错误，答案选B。
考点：考查化学平衡状态的判断。
3.醋酸铅因有甜味而被称为“铅糖”，它有毒但能入药，又知（CH3COO）2Pb可溶于水，硝酸铅与醋酸钠溶液反应的离子方程式为Pb2＋＋2CH3COO－＝（CH3COO）2Pb。 下列有关说法中不正确的是（ ）
A. 0.1 mol·L－1的“铅糖”溶液中c（Pb2＋）＜ 0.1 mol·L－1
B. “铅糖”是强电解质
C. “铅糖”是共价化合物
D. “铅糖”的溶液可能不导电
【答案】B
【解析】
试题分析：A．根据题意，醋酸铅属于弱电解质，0.1 mol·L－1的“铅糖”溶液中c（Pb2＋）＜ 0.1 mol·L－1，故A正确；B．根据题意，醋酸铅属于弱电解质，故B错误；C．醋酸铅属于弱电解质，是共价化合物，故C正确；D．醋酸铅属于弱电解质，“铅糖”的溶液可能不导电，故D正确；故选B。
考点：考查了弱电解质的判断和性质的相关知识。
4.下列离子方程式中，属于水解反应的是
A. CO32-+H2OHCO3-+OH-
B. CO2+H2OHCO3-+H+
C. HCOOH+H2OHCOO-+H3O+
D. HS-+H2OS2-+H3O+
【答案】A
【解析】
【分析】
弱离子水解反应的实质是：弱离子和水电离出的氢离子或氢氧根离子结合生成弱电解质的过程，水解方程式用可逆号。
【详解】A、CO32-+H2OHCO3-+OH-，属于水解反应，故A正确；
B、属于碳酸的电离，故B错误；
C、改成HCOOH+H2O HCOO－+H＋+H2O，即：HCOOH HCOO－+H＋，属于电离方程式，故C错误；
D、HS-+H2OS2-+H3O+即：HS-S2-+H+，属于电离方程式，故D错误；
故选A。
5.某浓度的氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH＋OH－，如想增大NH的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是
①适当升高温度　 ②加入NH4Cl固体 ③通入NH3 　④加入少量盐酸
A. ①② B. ②③ C. ①④ D. ②④
【答案】D
【解析】
【分析】
氨水存在电离平衡NH3·H2ONH＋OH－，要想增大NH4＋的浓度，而不增大OH－的浓度，则加入的物质必须含有铵根离子或含有能和氢氧根离子反应的离子。
【详解】①适当升高温度，平衡正向移动，c（NH4＋）增大，c（OH－）增大，故①错误；
②加入氯化铵固体，c（NH4＋）增大，平衡逆向移动，c（OH－）减小，故②正确；
③向氨水中通入氨气，c（NH4＋）增大，c（OH－）增大，故③错误；
④加入少量盐酸，盐酸和氢氧根离子反应生成水，促进氨水电离，c（NH4＋）增大，c（OH－）减小，故④正确；
故选D。
【点睛】本题考查弱电解质电离，加入含有铵根离子或氢氧根离子的物质能抑制氨水电离，加入和铵根离子或氢氧根离子反应的物质能促进氨水电离。
6.下列不能证明氢氰酸(HCN)是弱电解质的是
A. 常温下，1mol·L－1HCN溶液的pH约为3
B. NaCN溶液呈碱性
C. 相同条件下,HCN溶液的导电性比盐酸溶液的弱
D. 10 mL1mol·L－1HCN恰好与10 mL 1mol·L－1 NaOH溶液恰好完全反应
【答案】D
【解析】
【分析】
氢氰酸为弱电解质，则利用其电离不完全来分析，一般测定溶液的pH或测定相同条件下与强酸的导电性比较以及对应盐溶液的酸碱性来判断。
【详解】A、氢氰酸为一元酸，1mol·L－1氢氰酸溶液的pH=0时该酸为强酸，但pH约为3，说明电离生成的氢离子约为10-3mol·L－1＜1mol·L－1，电离不完全，则HCN为弱电解质，故A不选；
B、NaCN溶液呈碱性，说明为强碱弱酸盐，则HCN为弱酸，故B不选；
C、在相同条件下，HCN溶液的导电性比盐酸溶液弱，说明HCN中氢离子浓度比盐酸中氢离子浓度小，即HCN没有完全电离，则HCN为弱电解质，故C不选。
D、二者物质的量相等，恰好反应生成NaCN，不能证明酸性的强弱，故D选；
故选D。
【点睛】本题考查弱电解质的判断方法，解题关键：明确弱电解质在水中电离不完全，注意归纳判断弱电解质的方法。
7.下列过程或现象与盐类水解无关的是
A. 加热浓度较小的TiCl4溶液获得纳米TiO2材料
B. 粗盐在空气中易潮解
C. 加热FeCl3溶液颜色变深
D. 浓Na2S溶液有臭味
【答案】B
【解析】
【分析】
A、TiCl4溶于大量水，钛离子水解得到沉淀，加热会分解得到二氧化钛；

B、MgCl2潮解；
C、FeCl3溶液中铁离子水解得到氢氧化铁，受热会促进水解反应的进行．
D、浓Na2S溶液有臭味，由于硫离子水解生成具有臭鸡蛋味的硫化氢。
【详解】A、TiCl4溶于大量水，钛离子水解得到沉淀，加热会分解得到二氧化钛，与盐类水解有关，故A不选；
B、粗盐在空气中易潮解，因为粗盐中含有MgCl2潮解，故B选；
C、FeCl3溶液中铁离子水解得到氢氧化铁，受热会促进水解反应的进行，得到氢氧化铁沉淀，即加热后颜色变深，和盐类水解有关，故C不选。
D、硫离子水解生成具有臭鸡蛋味的硫化氢，故D不选。
故选B。
【点睛】本题考查了盐的水解原理、水解平衡移动等知识，解题关键：把握盐的水解原理及其应用．
8.用铂电极电解100mL HNO3与 AgNO3的混合溶液，通电一段时间后，两极均收集到2.24L气体（标准状况），则原混合溶液中Ag+的物质的量浓度为
A. 1mol•L﹣1 B. 2 mol•L﹣1 C. 2.5 mol•L﹣1 D. 3 mol•L﹣1
【答案】B
【解析】
试题分析：铂电极为惰性电极，电解HNO3与AgNO3的混合溶液，通电一段时间后，两极均收集到2.24L气体（标准状况），n（气体）=2.24L÷22.4L/mol=0.1mol，由阳极发生4OH--4e-=2H2O+O2↑可知，生成0.1molO2转移0.4mol电子，根据电子守恒可知，阴极转移0.4mol电子，则
2H++2e-=H2↑
0.2mol 0.1mol
2Ag++2e-=2Ag
0.2mol 0.2mol
即n（Ag+）=0.2mol，则原混合溶液中Ag+的物质的量浓度为0.2mol÷0.1L=2mol/L，故选B。
考点：考查电解原理及氧化还原反应的计算
9.已知100℃时,水的离子积常数是10－12mol2•L-2。在该温度下，pH=3的盐酸和pH=9的氢氧化钠溶液以体积比11：9混合，混合液的pH为
A. 约3.3 B. 8 C. 6 D. 4
【答案】D
【解析】
【分析】
100℃时，水的离子积为Kw=1×10-12，pH=3的盐酸中c（H＋）=10-3mol·L－1，pH=9的氢氧化钠中c（OH－）=10-12/10-9mol·L－1=10-3mol·L－1，二者以体积比11：9混合，则盐酸过量，溶液呈酸性，计算混合溶液中氢离子浓度，计算溶液的pH．
【详解】100℃时，水的离子积为Kw=1×10-12，pH=3的盐酸中c（H＋）=10-3mol·L－1，pH=9的氢氧化钠中c（OH－）=10-12/10-9mol·L－1=10-3mol·L－1，二者以体积比11：9混合，则盐酸过量，溶液呈酸性，混合溶液中c（H＋）=10-3(11-9)/(11+9)=10-4mol·L－1，则溶液的pH=4，
故选：D。
【点睛】本题考查了pH的简单计算，首先判断混合溶液的酸碱性，再结合离子积常数计算出混合溶液中氢离子浓度，从而得出混合溶液的pH，注意温度对Kw的影响．
10. 下列有关说法正确的是
A. AlCl3溶液蒸干、灼烧至恒重，最终剩余固体是AlCl3
B. 向煮沸的1mol·L－1NaOH溶液中滴加FeCl3饱和溶液可制备Fe(OH)3胶体
C. 等体积pH＝12的氨水和pH＝12的NaOH溶液可中和含等物质的量HCl的盐酸
D. 锅炉中沉积的CaSO4可用饱和Na2CO3溶液浸泡，再将不溶物用酸去除
【答案】D
【解析】
试题分析：A、氯化铝是强酸弱碱盐，在氯化铝溶液中，氯化铝水解生成氢氧化铝和氯化氢，因为加热会促进水解正向移动，且氯化氢易挥发，所以水解会进行彻底，蒸干、灼烧至恒重，最终生成氧化铝，错误；B、向煮沸的1mol·L－1NaOH溶液中滴加FeCl3饱和溶液，得到氢氧化铁的沉淀，错误；C、一水合氨是弱碱，部分电离，在溶液中存在电离平衡。等体积pH＝12的氨水和pH＝12的NaOH溶液中，氨水的物质的量浓度大于氢氧化钠，所以氨水中和HCl的物质的量多，错误；D、碳酸钙比硫酸钙更难溶，硫酸钙存在溶解平衡，当加入饱和碳酸钠溶液后，碳酸根离子与钙离子结合为碳酸钙，发生沉淀转化，使硫酸钙的溶解平衡正向移动，则硫酸钙逐渐转化为碳酸钙，碳酸钙再用酸除去，正确，答案选D。
考点：考查盐的水解平衡、沉淀的溶解平衡、强弱电解质的电离及酸碱混合的判断的知识。
11.已知某酸H2B在水溶液中存在下列关系: ①H2BH++HB-，②HB-H++B2-。下列关于该酸对应的酸式盐NaHB的叙述一定正确的是
A. NaHB属于弱电解质
B. 溶液中的离子浓度c(Na+)＞c(HB-)＞c(H+)＞c(OH-)
C. c(Na+)=c(HB-)+c(B2-)+c(H2B)
D. NaHB和NaOH溶液反应的离子方程式为H++OH-H2O
【答案】C
【解析】
【分析】
A．NaHB属于离子化合物，且在溶液中完全电离，属于强电解质；
B．溶液酸碱性取决于HB－的电离程度与水解程度大小，所以NaHB溶液可能为酸性溶液，也可能显示碱性；
C．溶液中一定满足物料守恒，根据NaHB溶液中的物料守恒判断；
D．H2B为弱电解质，HB－不能拆开，离子方程式中应该写成整体。
【详解】A．NaHB为离子化合物，在溶液中完全电离出钠离子和HB－，NaHB一定为强电解质，故A错误；
B．由于不能确定NaHB溶液的酸碱性，无法判断HB－的电离程度与水解程度大小，无法判断溶液中各离子浓度大小，故B错误；
C．根据NaHB溶液中的物料守恒可得：c（Na＋）=c（HB－）+c（B2－）+c（H2B），故C正确；
D．HB－不能拆开，NaHB和NaOH溶液反应正确的离子方程式为：HB－+OH－=H2O+B2－，故D错误；
故选：C。
【点睛】本题考查了溶液中离子浓度大小比较、强弱电解质的判断，解题关键：注意掌握强弱电解质的概念及判断方法，解题技巧：能够根据电荷守恒、物料守恒、盐的水解原理判断溶液中各离子浓度大小。
12.若溶液中由水电离产生的[OH－]＝1×10－14mol·L－1，在该溶液中一定可以大量共存的离子组是(　　)
A. Al3＋、Na＋、NO3－、Cl－
B. K＋、Na＋、Cl－、NO3－
C. K＋、Na＋、Cl－、[Al(OH)4]－
D. K＋、NH4＋、SO42－、NO3－
【答案】B
【解析】
【分析】
由水电离产生的[OH－]＝1×10－14mol·L－1，则溶液可能显酸性，也可能显碱性，据此分析可得结论。
【详解】A. 该组中Al3＋在碱性条件下不能大量存在，故A错误；B.该组中所有离子无论在酸性溶液还是碱性溶液中都能大量共存，故B正确；C.该组中[Al(OH)4]－在酸性溶液中不能大量存在，故C错误；D.该组中NH4＋在碱性溶液中不能大量存在，故D错误；答案选B。
【点睛】水电离产生的[OH－]＝1×10－14mol·L－1远小于纯水中水电离产生的氢离子或氢氧根离子，说明水的电离是受到抑制的，故该溶液可能是酸的溶液，也可能是碱的溶液。
13.一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如下图，下列说法正确的是(　　)

A. 升高温度，可能引起由c向b的变化
B. 该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C. 该温度下，加入FeCl3可能引起由b向a的变化
D. 该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
【答案】C
【解析】
A、温度升高，水的离子积增大，c(H+)、c(OH-）都增大，表示的点就不在曲线上，错误；B、水的离子积常数K=c(H+)·c(OH-)，从图可知离子积是1.0×10-14，不是1.0×10-13，错误；C、加入FeCl3，水解使得溶液酸性增强，c(H+)增大，则c(OH-）减小，故可能引起由b向a的变化，正确；D、温度不变水的离子积不变，稀释溶液后所表示的点还在曲线上，不可能引起由c向d的变化，错误。答案选C。
14.一定温度下，用水稀释0.1mol·L－1的一元弱酸HA，随稀释进行，下列数值一定增大的是（Kw表示水的离子积，Ka表示HA的电离常数）
A. Kw B. c(H+)/Ka C. c(HA)/c(A-) D. c(OH-)
【答案】D
【解析】
【分析】
加水稀释弱酸，促进弱酸电离，但氢离子浓度减小，温度不变水的离子积常数不变，则溶液中氢氧根离子浓度增大。
【详解】A．温度不变，水的离子积常数不变，故A错误；
B．加水稀释促进弱酸电离，氢离子的物质的量增大，但溶液体积增大的倍数大于氢离子增大的物质的量，溶液氢离子浓度减小，温度不变，电离平衡常数不变，所以c(H＋)/Ka减小，故B错误；
C．加水稀释促进弱酸电离，所以酸分子个数减少，酸根离子个数增大，则c(HA)/c(A－)减小，故C错误；
D．加水稀释，溶液中氢离子浓度减小，温度不变，水的离子积常数不变，则氢氧根离子浓度增大，故D正确；
故选：D。
15.下列叙述正确的是
A. 等物质的量浓度的NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液，前者的c(NH4＋)小
B. 常温下，同浓度的Na2S与NaHS溶液相比，Na2S溶液的pH小
C. pH相同的醋酸与NH4NO3溶液中水的电离程度相同
D. FeCl3与KSCN反应达到平衡时，加入KCl溶液，则溶液颜色变深
【答案】A
【解析】
【分析】
A、氢离子抑制铵根离子水解；
B、常温下，同浓度的Na2S与NaHS溶液相比，硫离子水解程度大，Na2S溶液的pH大；
C、pH相同的醋酸与NH4NO3溶液，前者抑制水电离，衙者促进水电离，水的电离程度不相同；
D、FeCl3与KSCN反应达到平衡时，加入KCl溶液，将溶液冲稀，颜色变浅。
【详解】A、氢离子抑制铵根离子水解，NH4HSO4溶液中铵根离子水解程度较小， 等物质的量浓度的NH4Cl溶液和NH4HSO4溶液，前者的c(NH4＋)小，故A正确；
B、常温下，同浓度的Na2S与NaHS溶液相比，硫离子水解程度大，Na2S溶液的pH大，故B错误；
C、pH相同的醋酸与NH4NO3溶液，前者抑制水电离，衙者促进水电离，水的电离程度后者大，故C错误；
D、FeCl3与KSCN反应达到平衡时，加入KCl溶液，将溶液冲稀，颜色变浅，故D错误。
故选A。
16.常温下,用0.1mol•L-1的HCl溶液滴定10.00mL 0.1mol/LROH,其滴定曲线如图所示.AG=,下列分析不正确的是

A. ROH为弱碱 B. A点溶液c(Cl−)=c(R+)
C. 若b=10时，AG＜0 D. 若b=15,溶液中存在c（Cl-）+c（OH-）=c（R+）+c（H+）
【答案】C
【解析】
【分析】
A、根据0.1mol·L－1ROH的AG值计算；
B、A点溶液呈中性，依据电荷守恒判断；
C、b=10时，0.1mol•L-1的HCl溶液滴定10.00mL 0.1mol/LROH,恰好完全反应生成RCl，是强酸弱碱盐，溶液呈酸性，C(H +)/C(OH -)>0；
D、b=15，溶液中存在RCl两份，HCl一份，依据溶液中存在的电荷守恒判断。
【详解】A、0.1mol·L－1ROH的AG为-7.2，则：C(H +)/C(OH -)=10-7.2，结合C（H＋）·C（OH－）=10-14，得C（OH－）=10-3.4mol·L－1，小于0.1mol·L－1，所以ROH为弱碱，故A正确；
B、依据溶液中电荷守恒原则：c（Cl－）+c（OH－）=c（R＋）+c（H＋），A点溶液呈中性，氢氧根离子浓度等于氢离子浓度，则c（ Cl－）=c（R＋），故B正确；
C、b=10时，0.1mol•L-1的HCl溶液滴定10.00mL 0.1mol/LROH,恰好完全反应生成RCl，是强酸弱碱盐，溶液呈酸性，C(H +)/C(OH -)>1，AG >0，故C错误；
D、b=15，溶液中存在RCl两份，HCl一份，依据溶液中存在的电荷守恒：c（Cl－）+c（OH－）=c（R＋）+c（H＋）故D正确；
故选C。
17.下列图示与对应的叙述相符的是

A. 图1表示相同温度下，pH=1的盐酸和醋酸溶液分别加水稀释时pH的变化曲线，其中曲线Ⅱ为盐酸，且b点溶液的导电性比a点强
B. 图2中仅升高温度,纯水就可以从a点变到c点
C. 图2中在b点对应温度下,将pH=2的H2SO4与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，溶液显中性
D. 图3 表示H2与O2反应过程中的能量变化
【答案】C
【解析】
【分析】
A．醋酸为弱酸，稀释能促进其电离，加水稀释后醋酸pH变化较小；
B．升高温度，促进水电离，氢离子和氢氧根离子浓度均增大；
C．b点Kw=10-12，中性溶液pH=6；
D．H2（g）与O2（g）反应生成H2O（l）或H2O（g）为放热反应．
【详解】A．醋酸为弱酸，稀释能促进其电离，加水稀释后醋酸pH变化较小，曲线Ⅱ为醋酸，且b点溶液的导电性比a点弱，故A错误；
B．升高温度促进水电离，氢离子和氢氧根离子浓度均增大，图2中从a点变到c点，氢氧根离子浓度不变，故B错误；
C．b点Kw=10-12，中性溶液PH=6；将pH=2的H2SO4与pH=10的NaOH溶液等体积混合后，氢离子浓度和氢氧根离子浓度相同，等体积混合溶液呈中性，故C正确；
D．H2（g）与O2（g）反应生成H2O（l）或H2O（g）为放热反应，气体水变化为液体水放热，图象能量大小关系错误，故D错误。
故选：C。
【点睛】本题以图象的形式弱电解质的电离、pH的有关计算、能量变化图等，解题关键：基础知识与读图获取信息的能力相结合。
18.臭氧是理想的烟气脱硝试剂，其脱硝反应为2NO2(g) ＋ O3(g)N2O5(g) ＋ O2(g)，若反应在恒容密闭容器中进行，下列由该反应相关图像作出的判断正确的是

【答案】A
【解析】
【分析】
A、正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动；
B、根据v=△c/△t进行计算；
C、使用催化剂，反应速率加快，但平衡不移动；
D、达平衡时，仅增大c（O2），平衡向逆反应方向移动，二氧化氮转化率降低．
【详解】A、正反应为放热反应，升高温度平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，故A正确；
B、体积末知，设为VL，0～3s内，反应速率为v（NO2）=（1-0.4）mol/3sV L=0.2/V mol·L-1·s-1，故B错误；
C、t1时刻，改变条件，反应速率加快，平衡不移动，该反应前后气体的物质的量减小，不能是增大压强，只能是使用催化剂，但催化剂不影响平衡的移动，故C错误；
D、达平衡时，仅增大c（O2），平衡向逆反应方向移动，二氧化氮转化率降低，由图可知，二氧化氮的转化率随x增大而增大，x可以代表O3浓度、压强，故D错误；
故选A。
19.一种基于酸性燃料电池原理设计的酒精检测仪，负极上的反应为 CH3CH2OH－4e－＋H2O===CH3COOH＋4H＋。下列有关说法正确的是
A. 检测时，电解质溶液中的H＋ 向负极移动
B. 若有0.4 mol电子转移，则在标准状况下消耗4.48 L氧气
C. 电池反应的化学方程式为CH3CH2OH＋O2===CH3COOH＋H2O
D. 正极上发生的反应为O2＋4e－ ＋2H2O===4OH－
【答案】C
【解析】
试题分析：A、该燃料电池的电极反应式分别为正极：O2+ 4e-+4H+＝2H2O，负极：CH­3CH2OH－4e-+ H2O＝CH3COOH + 4H+，电解质溶液中的H+应向正极移动（正极带负电），A正确；B、根据正极反应式，若有0.4mol电子转移，则在标准状况下消耗2.24 L氧气，B不正确；C、将正负极电极反应式叠加得CH3CH2OH + O2＝CH3COOH + H2O，C正确；D、根据正极反应式可知，D正确。答案选B。
【考点定位】考查原电池的工作原理和电极反应式书写。
【名师点晴】1、一般电极反应式的书写：原电池反应的本质就是氧化还原反应。因此正确书写氧化还原反应方程式并能标出电子转移的方向和数目是正确书写电极反应式的基础，通过电池反应中转移电子的数目可确定电极反应中得失的电子数目，通过电池反应中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物可确定电极反应中的反应物和产物。具体步骤如下：
（1）首先根据题意写出电池反应。
（2）标出电子转移的方向和数目，指出氧化剂、还原剂。
（3）根据还原剂——负极材料，氧化产物——负极产物，氧化剂——正极材料，还原产物——正极产物来确定原电池的正、负极和反应产物。根据电池反应中转移电子的数目来确定电极反应中得失的电子数目。
（4）注意环境介质对反应产物的影响。
2、复杂电极反应式的书写：复杂电极,反应式＝总反应式－较简单一极的电极,反应式。如CH4酸性燃料电池中CH4＋2O2＝CO2＋2H2O 总反应式①，2O2＋8H＋＋8e－＝4H2O 正极反应式②，①－②得：CH4＋2H2O－8e－＝CO2＋8H＋ 负极反应式。
20.下列离子方程式书写正确的是
A. KI溶液中滴入稀硫酸，空气中振荡：4H++4I－+O2==2I2+2H2O
B. CuCl2溶液中加入氨水：Cu2++2OH－==Cu（OH）2↓
C. 以石墨为电极电解MgCl2溶液：2Cl—+2H2OCl2+H2↑+2OH—
D. 硫酸铵溶液和氢氧化钡溶液反应：Ba2++SO42－ === BaSO4 ↓
【答案】A
【解析】
【分析】
A、I－容易被氧气氧化成I2；
B、NH3·H2O是弱电解质，不能拆开；
C、缺少Mg2＋和OH－反应，生成氢氧化镁沉淀；
D、缺少NH4＋+OH－=NH3↑+H2O的反应；
【详解】A、I－容易被氧气氧化成I2，反应方程式为4I－+O2+4H＋=2I2+2H2O，故A正确；
B、NH3·H2O是弱电解质，不能拆写，应是Cu2＋+2NH3·H2O=Cu（OH）2↓+2NH4＋，故B错误；
C、缺少Mg2＋和OH－反应，以石墨为电极电解MgCl2溶液：Mg2＋+2Cl—+2H2OCl2↑+H2↑+Mg（OH）2↓，故C错误；
D、缺少NH4＋+OH－=NH3↑+H2O的反应，硫酸铵溶液和氢氧化钡溶液反应：2NH4＋+2OH－+Ba2++SO42－ = BaSO4 ↓+2NH3↑+2H2O，故D错误；
故选A。
21.常温下，0.1mol•L-1一元酸HA溶液中c（OH-）/c（H+）=1×10-6，下列叙述正确的是（　）
A. 该溶液中水的离子积常数为1×10−12
B. 该一元酸溶液的pH=1
C. 该溶液中由水电离出的c（H+）=1×10−6mol•L-1
D. 向该溶液中加入一定量NaA晶体或加水稀释，溶液中c（OH-）均增大
【答案】D
【解析】
【详解】A. 常温下，水的离子积常数为1×10−14，A错误；
B. 根据c（OH-）/c（H+）=1×10-6和c（OH-）×c（H+）=10-14可解得c（H+）=0.0001mol/L，HA为弱酸，pH>1，B错误；
C. 根据c（OH-）/c（H+）=1×10-6和c（OH-）×c（H+）=10-14可解得c（H+）=0.0001mol/L，HA为弱酸，该溶液中由水电离出的c（H+）=c（OH-）=Kw/0.0001=10-10mol/L，C错误；
D.根据一元酸HA电离的方程式：HA⇌H++A-，加入一定量NaA晶体，则A-的浓度增大，所以平衡逆向移动，所以氢离子浓度减小，c（OH-）增大；加水稀释，溶液中氢离子浓度减小，所以c（OH-）增大，D正确； 
综上所述，本题选D。
【点睛】室温下，水电离产生的c(H+)<10-7 mol/L，说明溶液可能为酸性，可能为碱性，抑制水电离；水电离产生的c(H+)>10-7 mol/L或c(OH-)>10-7 mol/L，溶液可能为水解的盐，促进了水的电离。
22.50℃时，0.1mol·L－1Na2CO3溶液pH＝12，下列判断正确的是
A. c(OH－)＝10－2mol·L－1
B. 加入少量NaOH固体，c(Na＋)和c(CO32－)均增大
C. c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(OH－)＋c(CO32－)
D. 2c(Na＋)＝c(HCO3－)＋c(CO32－)＋c(H2CO3)
【答案】B
【解析】
试题分析：A、因为50℃时，Kw未知，则pH＝12，只能说明氢离子浓度为10-12mol/L，则氢氧根离子浓度无法计算，错误；B、碳酸钠溶液中，存在CO32－＋H2OHCO3－＋OH－，加入少量NaOH固体，氢氧根离子浓度增大，水解平衡逆向移动，c(Na＋)和c(CO32－)均增大，正确；C、根据电荷守恒，则c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO3－)＋c(OH－)＋2c(CO32－)，错误；D、根据物料守恒，则c(Na＋)＝2c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋2c(H2CO3)，错误，答案选B。
考点：考查电解质溶液中离子浓度的判断，水解平衡移动、溶液中离子浓度大小比较的知识。
23.25℃时，下列有关说法正确的是
A. 同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后，溶液的 pH一定等于 7
B. 0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液与 0.1 mol·L－1 氨水等体积混合(pH>7)：c(NH3 ·H2O)>c(NH4＋)>c(Cl－)>c(OH－)
C. 向0.10 mol·L－1 Na2SO3溶液中通SO2气体至溶液 pH＝7：c(Na＋) = 2c(SO32－)＋c(HSO3－)
D. 0.1mol•L-1的NaHCO3(aq)中：c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（H+）＞c（OH-）
【答案】C
【解析】
【分析】
A、酸碱的元数不知同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后溶液不一定为中性；

B、0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液与 0.1 mol·L－1 氨水等体积混合(pH>7)，溶液PH＞7溶液显碱性，一水合氨电离大于铵根离子水解；
C、溶液呈中性有c（H+）=c（OH－），结合电荷守恒有c（H+）+c（Na＋）=2c（SO32－）+c（HSO3－）+c（OH－）分析；
D、0.1mol•L-1的NaHCO3(aq)，碳酸氢根的水解大于电离，溶液呈碱性。
【详解】A、酸碱的元数不知同浓度、同体积的强酸与强碱溶液混合后溶液不一定为中性，如：氢氧化钠和硫酸等浓度等体积混合反应后溶液显酸性，故A错误；
B、0.1 mol·L－1 NH4Cl 溶液与 0.1 mol·L－1 氨水等体积混合(pH>7)，溶液PH＞7溶液显碱性，一水合氨电离大于铵根离子水解，c（NH4＋）＞c（NH3·H2O）＞c（Cl－）＞c（OH－），故B错误；
C、溶液呈中性有c（H+）=c（OH－），结合电荷守恒有c（H+）+c（Na＋）=2c（SO32－）+c（HSO3－）+c（OH－），所以c（Na＋）=2c（SO32－）+c（HSO3－），故C正确；
D、0.1mol•L-1的NaHCO3(aq)，碳酸氢根的水解大于电离，溶液呈碱性，c（Na+）＞c（HCO3-）＞c（OH-）＞c（H+），故D错误；
故选C。
24.把0.02mol·L-1的醋酸钠溶液与0.01mol·L-1 盐酸等体积混合，溶液显酸性，则溶液中有关微粒的浓度关系不正确的是（ ）
A. c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.01mol·L-1 B. c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)
C. 2c(Na+)=c(CH3COOH)+c(CH3COO-) D. c(Na+)+c(H+)＝c(CH3COO-)+c(Cl-)+c(OH-)
【答案】C
【解析】
【分析】
反应后的混合溶液中溶质为等物质的量浓度的NaCl、CH3COOH、CH3COONa，混合溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子水解程度，溶液中存在电荷守恒和物料守恒，据此分析解答。
【详解】反应后的混合溶液中溶质为等物质的量浓度的NaCl、CH3COOH、CH3COONa，混合溶液呈酸性，说明醋酸的电离程度大于醋酸根离子水解程度， 
A．根据物料守恒得c(CH3COOH)+c(CH3COO-)=0.02×V/2V=0.01mol/L，A正确；
B．反应后NaAc和HAc的物质的量相等，溶液显酸性，说明HAc电离程度大于Ac- 水解程度，则（Ac-）＞c（Cl-），HAc为弱电解质，部分电离，应有c（HAc）＞c（H+ ），所以：c(CH3COO-)＞c(Cl-)＞c(CH3COOH)＞c(H+)，B正确；
C．反应后NaAc、HAc和NaCl的物质的量均相等，根据物料守恒，c(CH3COOH)+c(CH3COO-)= c(Na+)，C错误；
D．溶液中存在电荷守恒： c（Na+）+c（H+）=c（Ac-）+c（Cl-）+c（OH-），D正确； 
综上所述，本题选C。
25.某温度T1时，Ag2SO4在水中的沉淀溶解曲线如图实线所示。下列说法正确的是(　　)

A. T1时，Ag2SO4的溶度积常数(Ksp)为1×10－3
B. T1时，0.02 mol/L的AgNO3溶液与0.2 mol/L的Na2SO4溶液等体积混合不会生成沉淀
C. b点表示T1时Ag2SO4的饱和溶液，稀释时可以使溶液由b点变到a点
D. 仅通过降温的方法，可以使T2时的饱和溶液从c点变到T1时b点
【答案】B
【解析】
选取图中的b点，得到Ksp＝(2×10-2)2×5×10-2＝2×10-5，选项A错误。混合的瞬间溶液为：0.01 mol/L的AgNO3和0.1 mol/L的Na2SO4混合溶液（注意溶液体积是原来的2倍），所以QC＝(0.01)2×0.1＝1×10-5＜Ksp＝2×10-5，所以不会出沉淀。选项B正确。对于硫酸银的饱和溶液，加水稀释应该是硫酸根和银离子浓度都减小，而从b到a，银离子的浓度不变，所以选项C是错误的。降温，硫酸银的溶解度下降，硫酸银从溶液中析出，所以是硫酸根和银离子浓度都减小，而从c到b，硫酸根离子的浓度不变，所以选项D是错误的。
第Ⅱ卷 （非选择题 共50分）
二、填空与简答题
26.硫—碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：
Ⅰ.SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI；Ⅱ.2HIH2＋I2 ；Ⅲ.2H2SO4===2SO2＋O2＋2H2O。
(1)分析上述反应，下列判断正确的是________。
a．反应Ⅲ易在常温下进行
b．反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强
c．循环过程中需补充H2O
d．循环过程产生1 mol O2的同时产生1 mol H2
(2)一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol HI(g)，发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化如图所示。0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常数K＝________。相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。

a．平衡常数
b．HI的平衡浓度
c．达到平衡的时间
d．平衡时H2的体积分数
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)；若加入少量下列试剂中的________，产生H2的速率将增大。
a．NaNO3 b．CuSO4
c．Na2SO4 d．NaHSO3
【答案】 (1). c (2). 0.1 mol·L－1·min－1 (3). 64 (4). b (5). 向右 (6). b
【解析】
【详解】(1)反应Ⅲ在常温下向左进行，故a项错误，；SO2的还原性比HI强，故b项错误；根据盖斯定律Ⅰ×2＋Ⅱ×2＋Ⅲ得总反应：2H2O===2H2＋O2，循环过程中消耗了H2O ，故c项正确；根据总反应知产生1 mol O2的同时产生2 mol H2，故d项错误；答案选C。(2)由题干数据分析该反应：

0～2 min内平均反应速率v(HI)＝＝0．1 mol·L－1·min－1，
平衡常数K＝＝64，若开始加入HI的物质的量是原来的2倍，相当于先将HI加入到2 L的容器(达到的平衡状态与原平衡一致，即HI的浓度、H2的体积分数与原平衡相同)，再将体积压缩至1 L，因为该反应为等体积反应，加压平衡不移动，所以HI的浓度为原来的2倍，H2的体积分数不变，温度不变，平衡常数不变；加入HI的物质的量增大，反应物浓度增大，反应速率加快，达到平衡的时间缩短；故答案为：0.1 mol·L－1·min－1、64、b；(3)Zn与稀H2SO4反应，c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动；若向原溶液中加入NaNO3，Zn与H＋、NO反应不生成H2；若加CuSO4，Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu，Zn与Cu构成原电池，加快反应速率；若加Na2SO4，对反应速率没有影响；若加NaHSO3，HSO消耗H＋生成H2O和SO2，反应速率减小；故答案为：向右、b。
【点睛】若能根据题目的条件建立等效平衡模型，则有利于对等效假设的有关问题分析(如转化率、压强、平均相对分子质量的变化等)。
27.（1）2004年美国圣路易斯大学研制了一种新型的乙醇电池，它用磺酸类质子溶剂，在200°C左右时供电，电池示意如图所示：

①____极（填a或b）为电池的正极，电池工作时电子的流向为_______（填a→b或b→a）
②写出该电池负极的电极反应式________________________________________
(2)图中X为电源，Y为浸透饱和食盐水和酚酞试液的滤纸，滤纸中央滴有一滴KMnO4溶液，通电后Y中央的紫红色斑向d端扩散。

①Y中总反应的化学方程式为_____________________，滤纸上c点附近会变________色。
②电解一段时间后，Z产生280 mL的气体(标准状况下)，此时溶液的体积为500 mL，假设溶液中还有AgNO3存在，则Z中溶液的pH是________，需加入________g的________可使溶液复原。
【答案】 (1). b (2). a→b (3). C2H5OH-12e－+3H2O＝12H++2CO2↑ (4). 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ (5). 红 (6). 1 (7). 5.8 (8). Ag2O
【解析】
【分析】
（1）在燃料电池中，燃料在负极发生失电子的反应，电流在电路中从正极流向负极；
（2）紫红色斑即MnO4－向d端扩散，根据阴离子向阳极移动的原理，可知d端为阳极，即b为正极，a为负极，c为阴极。
(1)NaCl溶液中H＋放电，产生OH－，c点附近会变红色。(2)电解AgNO3溶液时，Pt为阳极，溶液中的OH－放电：4OH－－4e－=O2↑＋2H2O，当有280 mL即0.012 5 mol的气体生成时，转移0.05 mol的电子，溶液中产生n(H＋)＝0.05 mol，即pH＝1。
Ag为阴极，溶液中的Ag＋得电子，生成银0.05 mol。脱离体系的是银元素和氧元素，且n(Ag)∶n(O)＝2∶1，所以可以加入0.025 mol 的Ag2O或Ag2CO3。
【详解】（1）①燃料电池中，燃料乙醇在负极发生失电子的反应，氧气是在正极上发生得电子的反应，电流在电路中从正极流向负极，根据质子移动方向，可以知道b是正极，a是负极，故答案为：b；b→a；
②该电池负极的电极反应式为：C2H5OH+3H2O-12e－=2CO2+12H＋；
（2）紫红色斑即MnO4－向d端扩散，根据阴离子向阳极移动的原理，可知d端为阳极，即b为正极，a为负极，c为阴极。
(1)Y中总反应的化学方程式为：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑，NaCl溶液中H＋放电，产生OH－，c点附近会变红色。
(2)电解AgNO3溶液时，Pt为阳极，溶液中的OH－放电：4OH－－4e－=O2↑＋2H2O，当有280 mL即0.012 5 mol的气体生成时，转移0.05 mol的电子，溶液中产生n(H＋)＝0.05 mol，c(H＋)＝0.05 mol/0.5L= 0.1 mol·L－1，即pH＝1。
Ag为阴极，溶液中的Ag＋得电子，生成银0.05 mol。脱离体系的是银元素和氧元素，且n(Ag)∶n(O)＝2∶1，所以可以加入0.025 mol 的Ag2O或Ag2CO3。Ag2O质量为0.025mol×（108×2+16）g·mol－1=5.8g或Ag2CO3质量为0.025mol×（108×2+60）g·mol－1=6.9g。
28.在一定条件下，xA + yBzC，达到平衡，试填写下列空白：
(1)若A、B、C都是气体，减压后向逆反应方向移动，则x、y、x之间的关系是________;
(2)已知C是气体，且x+y＝z，加压时平衡如果发生移动，则平衡必向________方向移动;
(3)若B、C是气体，其他条件不变时增加A的用量，平衡不移动，则A的状态为__________;
(4)加热后C的百分含量减少，则正反应是_________________反应（选填“吸热”、“放热”）
【答案】 (1). x＋y>z (2). 逆反应方向 (3). 固态或液态 (4). 放热
【解析】
（1）已知A、B、C都是气体，在减压后平衡向逆反应方向移动，这说明正反应是体积减小的，则x、y、z之间的关系是x＋y＞z；（2）已知C是气体，且x＋y＝z，在增大压强时，如果平衡发生移动，这说明A和B一定不能都是气态，则平衡一定向逆反应方向移动；（3）已知B、C是气体，当其他条件不变，增大A的物质的量时，平衡不发生移动，则A是固态或液态物质。（4）若加热后C的质量分数减少，说明平衡向逆反应方向进行，则正反应是放热反应。
29.现有浓度均为0.01mol/L的下列溶液:①硫酸、②醋酸、③氢氧化钠、④氯化铵、⑤醋酸铵、⑥硫酸氢铵、⑦氨水。请回答下列问题:
（1）①、②、③、④四种溶液中,水电离出的c(H+)由大到小的顺序是_________(填序号)。
（2）④、⑤、⑥、⑦四种溶液中,c(NH4+)由大到小的顺序是_______(填序号)。
（3）将③和④按体积比1：2混合后，混合液中各离子浓度由大到小的顺序是_______。
（4）已知T℃时,③溶液的pH=11,该温度下,水的离子积Kw=______________;该温度下，将pH之和为13的NaOH溶液和醋酸溶液等体积混合后，所得溶液呈____(填“酸”“碱”或“中”)性。T℃时,将aL pH=11的NaOH溶液与bL pH=1的H2SO4溶液混合(忽略混合后溶液体积的变化),若所得混合溶液的pH=2,则a:b=________。
【答案】 (1). ④>②>③>① (2). ⑥>④>⑤>⑦ (3). c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+) (4). 10-13 (5). 酸 (6). 9:2
【解析】
【分析】
（1）酸或碱抑制水电离，含有弱根离子的盐促进水电离；
（2）从盐类的水解和弱电解质的电离程度角度分析；
（3）③和④等体积混合后，溶液溶质为NaCl和NH4Cl、NH3·H2O，从盐类的水解和弱电解质的电离程度角度分析；
（4）0.01mol·L-1NaOH溶液中c（OH－）=10-2mol·L－1，已知pH=11，根据Kw的公式计算；
pH之和为13的NaOH溶液和醋酸溶液，c（OH－）=c（H＋），由于醋酸是弱酸，酸的浓度大于氢离子浓度；
根据c（H＋）=n/V计算酸碱混合反应．
【详解】（1）④氯化铵为强酸弱碱盐，水解促进水的电离，②醋酸为弱酸，溶液中c（H＋）较小，①硫酸和③氢氧化钠都为强电解质，浓度相同时，硫酸对水的电离抑制程度较大，所以四种溶液中由水电离出的H＋浓度由大到小的顺序是④②③①；
（2）④氯化铵、⑤醋酸铵、⑥硫酸氢铵等溶液中存在：NH4＋+H2ONH3·H2O+H＋，硫酸氢铵存在大量的H＋，抑制NH4＋的水解，醋酸铵为弱酸弱碱盐，发生相互促进的水解，三种物质中NH4＋浓度最小，⑦氨水为弱电解质，难以电离，在这四种溶液中NH4＋浓度最小，所以NH4＋浓度由大到小的顺序是⑥④⑤⑦；
（3）③和④按体积比1：2混合后，溶液溶质为NaCl和NH4Cl、氨水，根据物料守恒知，c（Cl－）＞c（NH4＋），由于溶液中存在：NH3·H2ONH4＋+OH－，一水合氨的电离程度大于氢根离子水解程度，则c（NH4＋）＞c（Na＋），溶液呈碱性得c（OH－）＞c（H＋），故有：c(Cl-)>c(NH4+)>c(Na+)>c(OH-)>c(H+) ；
（4）已知T℃时,0.01mol/L的氢氧化钠溶液的pH=11,该温度下,水的离子积Kw=0.01×10-11=1×10-13；
pH之和为13的NaOH溶液和醋酸溶液，氢氧化钠溶液中c（OH－）等于醋酸溶液中c（H＋），由于醋酸是弱酸，酸的浓度大于氢离子浓度，所以混合后酸有剩余，则溶液显酸性；
在t℃时将pH=11的NaOH溶液aL与pH=1的H2SO4的溶液bL混合（忽略混合后溶液体积的变化），若所得混合溶液的pH=2，则有：[0.1mol·L－1×bL-0.01mol·L－1×aL]/(a+b)L
=0.01mol·L－1，则a：b=9：2。
30.已知氨气在生活、生产、科研中有极广泛用途。
（1）已知反应Ⅰ：2NH3（g）+CO2（g）═NH2CO2NH4（s）△H=﹣159.5kJ/mol
反应Ⅱ：NH2CO2NH4（s）═CO（NH2）2 （s）+H2O（g）△H= + 116.5kJ/mol
反应Ⅲ：H2O（l）═H2O（g）△H= + 44.0kJ/mol
工业上以CO2、NH3为原料合成尿素和液态水的热化学方程式为___________________，该反应在_________条件下可以自发进行（填“高温”、“低温”或“任何温度下”）；
（2）查阅资料可知：常温下，K稳[Ag（NH3）2+]=1.00×107，Ksp[AgCl]=2.50×10﹣10．
①银氨溶液中存在平衡：Ag+（aq）+2NH3（aq）Ag（NH3）2+ （aq），该反应平衡常数的表达式为K稳=_______________；
②计算得到可逆反应AgCl （s）+2NH3（aq）Ag（NH3）2+ （aq）+Cl﹣（aq）的化学平衡常数K=_________________________；在1L浓度为1mol/L氨水中最多可以溶解AgCl为_______mol（保留2位有效数字）。
【答案】 (1). 2NH3（g）+CO2（g）=CO(NH2)2 (s) +H2O（l） △H=﹣87 kJ/mol (2). 低温 (3). K= (4). 2.5×10﹣3 (5). 0.045
【解析】
（1）反应Ⅰ＋反应Ⅱ－反应Ⅲ得到：2NH3（g）+CO2（g）=CO(NH2)2 (s) +H2O（l） △H=﹣87 kJ/mol。自发反应的要求是：△G=△H－T△s＜0。该反应将气体转化为溶液中溶质，所以△s＜0，反应的△H＜0。由上，为了使△G小于0，则温度T越低越有利，即该反应在低温下自发。
（2）①反应为：Ag+（aq）+2NH3（aq）Ag（NH3）2+ （aq），所以平衡常数表达式为K稳=。
②AgCl （s）+2NH3（aq）Ag（NH3）2+ （aq）+Cl﹣（aq）的化学平衡常数

在 1L浓度为1mol/L氨水中含有1molNH3，设能溶解Xmol的AgCl。
AgCl （s）+ 2NH3（aq） Ag（NH3）2+ （aq） + Cl﹣（aq）
起始： 1 0 0
溶解： X 2X X X
平衡： 1-2X X X
所以：，解得X=0.045。