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【化学】河北省沧州市河间市第四中学2019-2020学年高二下学期期末考试模拟考试（解析版）
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河北省沧州市河间市第四中学2019-2020学年高二下学期期末考试模拟考试
可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 S 32 Cl 35.5 Fe 56 Cu 64
第Ⅰ卷(选择题，共64分)
单项选择题：包括16小题，每小题4分，共计64分。每小题只有一个选项符合题意。
1.稀氨水中存在着下列平衡：NH3•H2O⇌+OH-，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使 c(OH-)增大，应加入适量的物质是(忽略溶解热)
①NH4Cl 固体 ②硫酸 ③NaOH 固体 ④水 ⑤加热
A. 仅①②③⑤ B. 仅③⑤ C. 仅③ D. 仅①③
【答案】C
【解析】
【分析】
使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH-)增大，则可加入含OH-的物质，结合浓度对化学平衡的影响分析解答判断。
【详解】①加NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，平衡逆向移动， c(OH-)减小，故①不符合题意；
②加硫酸，c(OH-)减小，平衡正向移动，故②不符合题意；
③加NaOH固体，c(OH-)增大，平衡向逆反应方向移动，故③符合题意；
④加水，促进弱电解质的电离，电离平衡正向移动， c(OH-)减小，故④不符合题意；
⑤弱电解质的电离为吸热过程，加热，电离平衡正向移动，c(OH-)增大，故⑤不符合题意；
使平衡向逆反应方向移动，同时使 c(OH-)增大的只有③，故选C。
2.下列化学方程式中，不正确的是
A. 甲烷的燃烧热△H =－890.3 kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H =－890.3 kJ·mol-1
B. 一定条件下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭容器中充分反应生成NH3放热akJ，其热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) △H =－2a kJ·mol-1
C. 在101kPa时，2gH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，则水分解的热化学方程式表示为：2H2O(l) =2H2(g)+O2(g) △H =+571.6 kJ·mol-1
D. HCl和NaOH反应中和热△H =－57.3 kJ·mol-1，则CH3COOH和NaOH反应生成1mol水时放出的热量小于57.3kJ
【答案】B
【解析】
【详解】A．燃烧热是指1mol燃烧物完全燃烧生成稳定的物质，甲烷的燃烧热△H=-890.3 kJ•mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H =－890.3 kJ·mol-1，故A正确；
B．合成氨为可逆反应，热化学方程式中为完全转化时的能量变化，且为放热反应，则一定条件下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭容器中充分反应生成NH3放热akJ，可知1molN2完全反应放热大于2akJ，其热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)△H＜－2a kJ·mol-1，故B错误；
C．2gH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，即1molH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，物质的量与热量成正比，且互为逆反应时焓变的符号相反、数值相同，则水分解的热化学方程式表示为：2H2O(l) =2H2(g)+O2(g)△H =+571.6 kJ·mol-1，故C正确；
D．中和热是稀的强酸与强碱生成1mol时放热为57.3 kJ，而醋酸电离吸热，则CH3COOH和NaOH反应生成1mol水时放出的热量小于57.3KJ，故D正确；
答案选B。
3.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是
①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，呈酸性
②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液中，c(H+)=0.015 mol·L-1
⑤向水中加入亚硝酸钠固体，如图水的电离平衡曲线可以从C点到D点
A. ①②③ B. ②③④ C. ①②④⑤ D. ①④⑤
【答案】D
【解析】
【详解】①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，说明亚硝酸溶液中存在电离平衡，亚硝酸不完全电离，是弱电解质，故①正确；
②溶液导电能力与离子浓度有关，用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗，不能说明亚硝酸不完全电离，所以不能说明亚硝酸是弱电解质，故②错误；
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，只能说明不符合复分解反应的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；
④0.1mol•L-1 HNO2溶液的，c(H+)=0.015mol/L，氢离子浓度小于酸浓度，说明亚硝酸不完全电离，为弱电解质，故④正确；
⑤向水中加入亚硝酸钠固体，水的电离平衡曲线可以从C点到D点，说明亚硝酸钠促进水的电离，属于强碱弱酸盐，亚硝酸为弱电解质，故⑤正确。
故答案选D。
4.如图表示两个常见固氮反应的平衡常数对数值(lgK)与温度的关系：①N2+3H2⇌2NH3；②N2+O2⇌2NO。根据图中的数据判断下列说法正确的是
A. 升温，反应①的速率减小反应②的速率增大
B. 反应①是放热反应
C. 可以在常温下利用反应①进行工业固氮
D. 曲线的交点表示反应①和反应②体系中 N2 的转化率相等
【答案】B
【解析】
【分析】
根据图象①可知，温度越高，平衡常数对数值(lgK) 越小，平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，N2+3H2⇌2NH3的正反应是放热反应；同理，②的温度越高，平衡常数越大，说明升高温度，平衡正向移动，N2+O2⇌2NO的正反应是吸热反应，据此分析解答。
【详解】A．升高温度，无论是放热反应还是吸热反应，反应速率都增大，故A错误；
B．根据上述分析可知，温度越高，①的平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，反应①是放热反应，故B正确；
C．在常温下，反应①的平衡常数虽然很大，但反应速率太慢，不适合工业生产，故C错误；
D．在1000℃时，反应①和反应②的平衡常数对数值(lgK)相等，而不是N2的转化率相等，故D错误；
故选B。
5.某温度下，在一恒容容器中进行如下反应 A(g)+3B(g)⇌2C(g)，下列情况一定能说明反应已达到平衡的是
①单位时间内，有3molB反应，同时有2molC生成
②容器内压强不随时间而变化
③单位时间内，有1molA生成，同时有2molC生成
④气体的密度不随时间而变化
⑤气体的平均摩尔质量不随时间而变化
⑥用 A、B、C表示的该反应的化学反应速率之比为 1∶3∶2
A. ①④⑥ B. ①②③ C. ①②⑥ D. ②③⑤
【答案】D
【解析】
【详解】①B反应、C生成都是正反应，无论是否平衡，只要反应发生有3molB反应就会有2molC生成，故①不能说明反应平衡；
②该反应前后气体系数之和不相同，未平衡时气体的物质的量会发生变化，容器恒容，则压强发生变化，故②不能说明反应平衡；
③A生成为逆反应，C生成为正反应，根据方程式可知有1molA生成，同时有2molC生成也即正逆反应速率相等，故③能说明反应平衡；
④反应物和生成物均为气体，所以气体的总质量不变，容器恒容，则无论是否平衡，气体的密度均不发生改变，故④不能说明反应平衡；
⑤该反应前后气体系数之和不相同，未平衡时气体的物质的量会发生变化，而气体的总质量不变，则平均摩尔质量会变，故⑤能说明反应平衡；
⑥无论是否平衡，同一方向不同物质的反应速率之比等于计量数之比，故⑥不能说明反应平衡；
综上所述答案为D。
【点睛】当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化，解题时要注意，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。
6.下列条件下，对应离子一定能大量共存的是
A. 在0.1mol/LNa2CO3溶液中：Al3＋、、、
B. pH=7的溶液中：Fe3＋、Cl－、Na＋、
C. 使甲基橙变红溶液中：、Cl－、、Mg2＋
D. 25℃时，水电离出的 c(H+)=1×l0-13 mol/L的溶液中：K＋、Ba2＋、、S2－
【答案】C
【解析】
【详解】A．碳酸根和铝离子会发生彻底双水解反应而不能大量共存，故A不符合题意；
B．pH=7的溶液中铁离子不能大量存在，故B不符合题意；
C．使甲基橙变红的溶液显酸性，酸性溶液中四种离子之间相互不反应，也不与氢离子反应，可以大量共存，故C符合题意；
D．25℃时，水电离出的 c(H+)=1×10-13 mol/L的溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液也可能是碱溶液，酸溶液中硝酸根会和硫离子发生氧化还原反应而不能大量共存，故D不符合题意；
故答案为C。
7.反应N2O4(g) 2NO2(g) ΔH＝＋57kJ·mol－1，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A. A点的反应速率小于C点的反应速率
B. A、C两点气体的颜色：A浅，C深
C. 由状态B到状态A，可以用降温的方法
D. A、C两点气体的平均相对分子质量：A＜C
【答案】C
【解析】
【分析】
，该反应为吸热反应，升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大；增大压强，化学平衡逆向移动，NO2的体积分数减小，结合图象来分析解答。
A. A、C两点都在等温线上，压强越大，反应速率越快；
B.增大压强平衡向逆反应进行，向逆反应进行是减小由于压强增大导致浓度增大趋势，但到达平衡仍比原平衡浓度大；
C.压强相同，升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大，A点NO2的体积分数大；
D. 增大压强，化学平衡逆向移动，C点时气体的物质的量小，混合气体的总质量不变，据此判断。
【详解】A. 由图象可知，A. C两点都在等温线上，C压强大，则A. C两点的反应速率：A
C. 升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大，由图象可知，A点NO2的体积分数大，则T1
8.在T℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法中不正确的是
A. T℃时，Ag2CrO4 的 Ksp数值为 1×10-11
B. T℃时，在Y点和X点，水的离子积Kw相等
C. 图中a=×10-4
D. 向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体AgNO3能使溶液由Z点变为X点
【答案】D
【解析】
分析】
铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式为Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，结合Ksp=c2(Ag+)•c(CrO)分析解答。
【详解】A．依据图象数据，曲线上的点是沉淀溶解平衡的点，Ag2CrO4的沉淀溶解平衡为：Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，Ksp=c2(Ag+)•c(CrO)=(10-3)2×10-5=10-11，故A正确；
B．一定温度下水的离子积Kw是常数，只随温度变化，不随浓度变化，所以T℃时，Y点和X点时水的离子积Kw相等，故B正确；
C．依据溶度积常数计算Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)•c(CrO)=1×10-11，Z点时c(CrO)=5×10-4，则c(Ag+)2=2×10-8，所以a=×10-4，故C正确；
D．在饱和Ag2CrO4溶液中加入AgNO3固体，Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO平衡逆向移动，移动后，仍存在Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，点仍在曲线上，所以在饱和Ag2CrO4溶液中加入AgNO3固体不能使溶液由Z点变为X点，故D错误；
故选D。
9.某小组为研究金属的腐蚀与防护，设计如图所示装置。下列叙述正确的是
A. 若X为碳棒，为减缓铁的腐蚀，开关K应置于M处
B. 若X为碳棒，开关K置于N处，会加快铁的腐蚀
C. 若X为锌，开关K置于M处，是牺牲阳极的阴极保护法
D. 若X为锌，开关K置于N处，铁电极发生的反应为：Fe-2e-=Fe3+
【答案】C
【解析】
【详解】A．若X为碳棒，当开关K置于N处时，形成电解池，铁做阴极被保护，能减缓铁的腐蚀，故A错误；
B．当X为碳棒，开关K置于N处时，形成电解池，铁做阴极被保护，能减缓铁的腐蚀，故B错误；
C．当X为锌时，开关K置于M处，形成原电池，铁做原电池的正极被保护，即为牺牲阳极的阴极保护法，故C正确；
D．当X为锌时，开关K置于N处，形成电解池，铁做阴极，故阴极上的电极反应为：O2+4e-+2H2O=4OH-，故D错误。
答案选C。
10.工业上常用电解硫酸钠溶液联合生产硫酸和烧碱溶液的装置如图所示，其中阴极和阳极均为惰性电极。测得同温同压下，气体甲与气体乙的体积比约为2:1，以下说法正确的是 ( )
A. b电极反应式：2H2O+4e-=O2↑+4H+
B. 离子交换膜d为阴离子交换膜
C. 丙为硫酸溶液，丁为氢氧化钠溶液
D. a电极连接电源的正极作阳极
【答案】B
【解析】
【分析】
根据装置图分析可知，该装置是电解装置，电解硫酸钠溶液，实质是电解水，气体甲与气体乙的体积比约为2:1，则气体甲为氢气，气体乙为氧气，阳极生成氧气，电极反应4OH--4e-=2H2O+O2↑(或2H2O-4e-=O2↑+4H+)，阴极生成氢气，2H++2e-=H2↑，所以判断b电极是阳极，a电极是阴极，在阳极室得到硫酸，在阴极室得到氢氧化钠，则d为阴离子交换膜，c为阳离子交换膜据此分析解答。
【详解】A．阳极b生成氧气，电极反应4OH--4e-=2H2O+O2↑(或2H2O-4e-=O2↑+4H+)，故A错误；
B．根据上述分析，离子交换膜d为阴离子交换膜，故B正确；
C．阳极室得到硫酸，在阴极室得到氢氧化钠，所以产物丁为硫酸，丙为氢氧化钠，故C错误；
D．根据上述分析，a电极是阴极，与电源负极相连，故D错误；
故选B。
11.室温下，将0.10 mol·L-1盐酸逐滴滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。已知：pOH= -lg c(OH-)。下列说法正确的是
A. M点所示溶液c()+c(NH3·H2O)= c(Cl-)
B. N点所示溶液中：c()>c(Cl-)
C. Q点所示消耗盐酸的体积等于氨水的体积
D. M点和N点所示溶液中水的离子积相同
【答案】D
【解析】
【分析】
随着盐酸的滴入溶液的pH减小，pOH增大，所以实线代表pH变化曲线，虚线代表pOH变化曲线，Q点pH=pOH，即c(OH-)=c(H+)，此时溶液显中性，Q点左侧溶液为碱性，Q点右侧溶液为酸性。
【详解】A．M点溶液呈碱性，应为NH4Cl、NH3•H2O混合溶液，溶液中c()+c(NH3•H2O)>c(Cl-)，故A错误；
B．N点溶液呈酸性，溶液中c(H+)>c(OH-)，结合电荷守恒c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，可知c()
D．一定温度下水的离子积为常数，温度不变水的离子积常数不变，故D正确；
故答案为D。
12.在一定条件下，N2O分解的部分实验数据如下：
反应时间/min
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
c(N2O)/mol·L-1
0.100
0.090
0.080
0.070
0.060
0.050
0.040
0.030
0.020
0.010
0.000
下图能正确表示该反应有关物理量变化规律的是（ ）
（注：图中半衰期指任一浓度N2O消耗一半时所需的相应时间，c1、c2均表示N2O初始浓度且c1＜c2）
A. B.
C. D.
【答案】A
【解析】
【详解】A．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故单位时间内c（N2O）的变化量是定值，即N2O的分解速率是定值，故A正确；
B．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故单位时间内c（N2O）的变化与N2O的起始浓度无关，最终N2O完全分解，故B错误；
C．0-50min，c（N2O）由0.1变为0.05，故0.1mol·L-1N2O的半衰期为50min，20-60min，c（N2O）由0.08变为0.04，故0.08mol·L-1N2O的半衰期为40min，故随着浓度的减小，半衰期也在减小，故C错误；
D．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故N2O的起始浓度越小，单位时间内的转化率越大，最终N2O完全分解，故D错误。
故选A
13. pH=13的 强碱与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比为
A. 9:1 B. 1:11 C. 1:9 D. 11:1
【答案】C
【解析】
【详解】设强碱与强酸的体积分别是x、y。所得混合液的pH＝11，说明碱是过量的。反应后的溶液中OH－的浓度是0.001mol/L，所以有，解得x︰y＝1︰9，C项正确，
答案选C。
14.CuI是一种不溶于水的白色固体，它可以由反应：2Cu2＋+4I-=2CuI↓+I2而得到。现以石墨为阴极，以Cu为阳极电解KI溶液，通电前向电解液中加入少量酚酞和淀粉溶液。电解开始不久，阴极区溶液呈红色，而阳极区溶液呈蓝色。下列有关蓝色产生原因的说法正确的是（ ）
A. 2I-－2e-=I2碘遇淀粉变蓝
B. Cu－2e-=Cu2＋ Cu2＋显蓝色
C 2Cu+4I--4e-=2CuI↓+I2碘遇淀粉变蓝
D. 4OH-–4e-=2H2O+O2 O2将I-氧化为I2，碘遇淀粉变蓝
【答案】C
【解析】
【详解】电解池阳极是活性电极材料时，电极自身失电子，铜作阳极，所以阳极是铜失去电子生成Cu2＋，又由于铜离子具有较强的氧化性，能氧化碘离子，生成单质碘，碘遇淀粉变蓝，综上，答案是C。
15.将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：
①NH4I(s)NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)H2(g)+I2(g)
达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L-1，c(HI)=4mol·L-1，则此温度下,反应①的平衡常数为
A. 9 B. 16 C. 20 D. 25
【答案】C
【解析】
【详解】①NH4I(s)NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)H2(g)+HI(g)
达到平衡时生成c(H2)=0.5mol·L-1时，消耗c(HI)=0.5mol·L-1×2=1mol/L则反应①过程中生成的c(HI)=1mol·L-1+4mol·L-1=5mol·L-1，生成的c(NH3)=c(HI)=5mol/L，平衡常数计算中所用的浓度为各物质平衡时的浓度，此温度下反应①的平衡常数为K= c(NH3)×c(HI)=5×4=20，故C项正确。
综上所述，本题正确答案为C。
16.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋+ OH－；ΔH > 0 ，下列叙述正确的是
A. 向水中加人稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变
C. 向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D. 将水加热，Kw增大，pH不变
【答案】B
【解析】
【详解】A.氨水能抑制水的电离，但碱性是增强的，A不正确；
B.硫酸氢钠是强酸的酸式盐，溶于水显酸性，水的离子积常数只和温度有关，所以B是正确的；
C.醋酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性。水解是促进水的电离的，所以C不正确；
D.电离是吸热的，因此加热促进水的电离，水的离子积常数增大，pH降低，D不正确。
答案选B。
第Ⅱ卷(非选择题 共36分)
17.弱电解质电离平衡、盐类的水解平衡均属于化学平衡。根据要求回答问題。
(1)一定温度下，向1 L 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，则醋酸的电离平衡向________(填“正”或“逆”)反应方向移动；水的电离程度将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，该温度下测得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6。
①H2A在水溶液中的电离方程式为______。
②体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液分别与足量的Zn反应，产生的氢气_____。
A.盐酸多 B.H2A多 C.一样多 D.无法确定
③将0.1 mol·L－1H2A溶液与0.2 mol·L－1氨水等体积混合，完全反应后溶液中各离子浓度的电荷守恒关系式为__________。
(3)已知常温下，H2SO3的电离常数为Kal＝1.54×10-2，Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的电离常数为Kal＝4.30×10-7，Ka2＝5.60×10-11。
①下列微粒可以大量共存的是________(填字母)。
a.、 b.、 c.、 d.H2SO3、
②已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中各离子浓度从大到小的排列顺序是_______。
(4)0.1 mol·L-1的NaHA溶液，测得溶液显碱性。则该溶液中 c(H2A)________c(A2-)(填“>”、“<”或“=”)，作出此判断的依据是__________(用文字解释)。
【答案】 (1). 逆 (2). 增大 (3). H2A=2H＋＋A2－ (4). C (5). c()+c(H＋)=2c(A2－)+c(OH－) (6). bc (7). c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－) (8). ＞ (9). NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度
【解析】
【分析】
(1)同离子效应抑制弱电解质的电离；
(2)①由99℃时的KW计算中性时的pH=6，说明该溶液为中性，从而推出H2A为强酸；
②等pH、等体积的两种酸物质的量相同，产生的氢气也一样多；
③溶液存在电荷守恒；
(3)Ka越大，酸性越强，酸性较强的能与酸性较弱的酸根离子反应；
(4)NaHA溶液显碱性说明HA－水解程度大于电离程度。
【详解】(1)向CH3COOH中加入CH3COONa固体，CH3COONa电离导致溶液中c（CH3COO-）增大而抑制CH3COOH电离，则醋酸的电离平衡向逆反应方向移动；水的电离增大；故答案为：逆；增大；
(2)①99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，纯水中，则pH为6，该温度下测得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6，说明该溶液为中性，即无离子发生水解，说明H2A是强酸，完全电离，电离方程式为：H2A=2H＋＋A2－；
②H2A是强酸，体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液中n(H+)相同，故两种酸与足量的Zn反应，产生的氢气一样多，故答案为：C；
③(NH4)2A在水中完全电离，根据电荷守恒：；
(3)①a．H2SO3的Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的Ka2＝5.60×10-11，Ka越大，酸性越大，说明酸性比的强，故、不能大量共存，a错误；
b．由a项分析可知，、可以大量共存，b正确；
c．酸性比的强，与不反应，能共存，c正确；
d．H2SO3的Ka1大于H2CO3的Ka2，则H2SO3酸性比的强，两者能反应，不能共存，d错误；
故答案选bc；
②NaHSO3溶液显酸性，说明电离程度大于水解程度，故离子浓度从大到小的排列顺序：c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－)；
(4)NaHA溶液显碱性，说明水解程度大于电离程度，故c(H2A)＞c(A2-)，判断的依据是：NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度，故答案为：＞；NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度。
18.FeCl3具有净水作用，而高铁酸钠(Na2FeO4)易溶于水，是一种新型多功能水处理剂，处理污水比FeCl3高效。请回答下列问题：已知25℃，Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38，lg2=0.3
(1)FeCl3净水的原理是______。(用离子方程式表示)，Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质，常温下此反应的平衡常数为______(填写数值)。
(2)25℃时pH=3的溶液中，Fe3＋浓度的最大值为c(Fe3＋)=______mol•L－1。
(3)FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋＋H2O⇌Fe(OH)2＋＋H＋ K1
Fe(OH)2＋＋H2O⇌＋H＋ K2
＋H2O⇌Fe(OH)3＋H＋ K3
以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是_________。通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氧化铁，离子方程式为：xFe3＋＋yH2O⇌＋yH＋，欲使平衡正向移动可采用的方法是(填序号)__________。
a.降温 b.加水稀释 c. 加入NaHCO3d.加入NH4Cl
(4)从环境保护的角度看，制备Na2FeO4较好的方法为电解法，其装置如图所示：
①电解过程中阳极的电极反应式为______。
②图甲装置中的电源采用NaBH4(B元素的化合价为＋3价)和H2O2作原料的燃料电池，电源工作原理如图所示。电极a与甲池中_______(填“石墨”或“铁丝网”)连接，电极b的反应式为________。
【答案】 (1). Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3(胶体)＋3H＋ (2). 2.5×10－5 (3). 4×10－5 (4). K1＞K2＞K3 (5). b c (6). Fe＋8OH－－6e－=＋4H2O (7). 石墨 (8). H2O2＋2e－=2OH－
【解析】
【详解】(1)Fe3+水解生成的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质，可起到净水的作用，离子方程式为：Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3(胶体)+3H+，该反应平衡常数K===2.5×10－5；
(2)25℃时pH=3的溶液中，c(H+)=10-3mol/L，则c(OHˉ)=10-11mol/L，c(Fe3+)==mol/L=4×10－5 mol/L；
(3)由于前一步的水解会对后一步的水解产生抑制作用，所以三级水解程度依次减小，即K1＞K2＞K3；
a．水解为吸热反应，降温平衡逆向移动，故a不符合；
b．“越稀越水解”，加水稀释可以使平衡正向移动，故b符合；
c．加入碳酸氢钠，电离出的碳酸氢根与氢离子结合促进铁离子的水解，故c符合；
d．铵根水解产生氢离子，会使平衡逆向移动，故d不符合；
综上所述选bc；
(4)①铁丝网与电源正极相连为阳极，根据题意可知Fe失电子被氧化成，所以电极反应式为Fe＋8OH－－6e－=＋4H2O；
②据图可知电极b上H2O2转化为OHˉ，O元素被还原，所以b电极为电池的正极，电极反应为H2O2＋2e－=2OH－，电极a为电池负极，与甲池中的石墨连接。
可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 S 32 Cl 35.5 Fe 56 Cu 64
第Ⅰ卷(选择题，共64分)
单项选择题：包括16小题，每小题4分，共计64分。每小题只有一个选项符合题意。
1.稀氨水中存在着下列平衡：NH3•H2O⇌+OH-，若要使平衡向逆反应方向移动，同时使 c(OH-)增大，应加入适量的物质是(忽略溶解热)
①NH4Cl 固体 ②硫酸 ③NaOH 固体 ④水 ⑤加热
A. 仅①②③⑤ B. 仅③⑤ C. 仅③ D. 仅①③
【答案】C
【解析】
【分析】
使平衡向逆反应方向移动，同时使c(OH-)增大，则可加入含OH-的物质，结合浓度对化学平衡的影响分析解答判断。
【详解】①加NH4Cl固体，铵根离子浓度增大，平衡逆向移动， c(OH-)减小，故①不符合题意；
②加硫酸，c(OH-)减小，平衡正向移动，故②不符合题意；
③加NaOH固体，c(OH-)增大，平衡向逆反应方向移动，故③符合题意；
④加水，促进弱电解质的电离，电离平衡正向移动， c(OH-)减小，故④不符合题意；
⑤弱电解质的电离为吸热过程，加热，电离平衡正向移动，c(OH-)增大，故⑤不符合题意；
使平衡向逆反应方向移动，同时使 c(OH-)增大的只有③，故选C。
2.下列化学方程式中，不正确的是
A. 甲烷的燃烧热△H =－890.3 kJ·mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l) △H =－890.3 kJ·mol-1
B. 一定条件下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭容器中充分反应生成NH3放热akJ，其热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) △H =－2a kJ·mol-1
C. 在101kPa时，2gH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，则水分解的热化学方程式表示为：2H2O(l) =2H2(g)+O2(g) △H =+571.6 kJ·mol-1
D. HCl和NaOH反应中和热△H =－57.3 kJ·mol-1，则CH3COOH和NaOH反应生成1mol水时放出的热量小于57.3kJ
【答案】B
【解析】
【详解】A．燃烧热是指1mol燃烧物完全燃烧生成稳定的物质，甲烷的燃烧热△H=-890.3 kJ•mol-1，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(l)△H =－890.3 kJ·mol-1，故A正确；
B．合成氨为可逆反应，热化学方程式中为完全转化时的能量变化，且为放热反应，则一定条件下，将0.5molN2和1.5molH2置于密闭容器中充分反应生成NH3放热akJ，可知1molN2完全反应放热大于2akJ，其热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)△H＜－2a kJ·mol-1，故B错误；
C．2gH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，即1molH2完全燃烧生成液态水，放出285.8kJ热量，物质的量与热量成正比，且互为逆反应时焓变的符号相反、数值相同，则水分解的热化学方程式表示为：2H2O(l) =2H2(g)+O2(g)△H =+571.6 kJ·mol-1，故C正确；
D．中和热是稀的强酸与强碱生成1mol时放热为57.3 kJ，而醋酸电离吸热，则CH3COOH和NaOH反应生成1mol水时放出的热量小于57.3KJ，故D正确；
答案选B。
3.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是
①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，呈酸性
②用HNO2溶液做导电性实验，灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④0.1 mol·L-1 HNO2溶液中，c(H+)=0.015 mol·L-1
⑤向水中加入亚硝酸钠固体，如图水的电离平衡曲线可以从C点到D点
A. ①②③ B. ②③④ C. ①②④⑤ D. ①④⑤
【答案】D
【解析】
【详解】①亚硝酸溶液中存在HNO2分子，说明亚硝酸溶液中存在电离平衡，亚硝酸不完全电离，是弱电解质，故①正确；
②溶液导电能力与离子浓度有关，用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗，不能说明亚硝酸不完全电离，所以不能说明亚硝酸是弱电解质，故②错误；
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应，只能说明不符合复分解反应的条件，但不能说明HNO2是弱电解质，故③错误；
④0.1mol•L-1 HNO2溶液的，c(H+)=0.015mol/L，氢离子浓度小于酸浓度，说明亚硝酸不完全电离，为弱电解质，故④正确；
⑤向水中加入亚硝酸钠固体，水的电离平衡曲线可以从C点到D点，说明亚硝酸钠促进水的电离，属于强碱弱酸盐，亚硝酸为弱电解质，故⑤正确。
故答案选D。
4.如图表示两个常见固氮反应的平衡常数对数值(lgK)与温度的关系：①N2+3H2⇌2NH3；②N2+O2⇌2NO。根据图中的数据判断下列说法正确的是
A. 升温，反应①的速率减小反应②的速率增大
B. 反应①是放热反应
C. 可以在常温下利用反应①进行工业固氮
D. 曲线的交点表示反应①和反应②体系中 N2 的转化率相等
【答案】B
【解析】
【分析】
根据图象①可知，温度越高，平衡常数对数值(lgK) 越小，平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，N2+3H2⇌2NH3的正反应是放热反应；同理，②的温度越高，平衡常数越大，说明升高温度，平衡正向移动，N2+O2⇌2NO的正反应是吸热反应，据此分析解答。
【详解】A．升高温度，无论是放热反应还是吸热反应，反应速率都增大，故A错误；
B．根据上述分析可知，温度越高，①的平衡常数越小，说明升高温度，平衡逆向移动，反应①是放热反应，故B正确；
C．在常温下，反应①的平衡常数虽然很大，但反应速率太慢，不适合工业生产，故C错误；
D．在1000℃时，反应①和反应②的平衡常数对数值(lgK)相等，而不是N2的转化率相等，故D错误；
故选B。
5.某温度下，在一恒容容器中进行如下反应 A(g)+3B(g)⇌2C(g)，下列情况一定能说明反应已达到平衡的是
①单位时间内，有3molB反应，同时有2molC生成
②容器内压强不随时间而变化
③单位时间内，有1molA生成，同时有2molC生成
④气体的密度不随时间而变化
⑤气体的平均摩尔质量不随时间而变化
⑥用 A、B、C表示的该反应的化学反应速率之比为 1∶3∶2
A. ①④⑥ B. ①②③ C. ①②⑥ D. ②③⑤
【答案】D
【解析】
【详解】①B反应、C生成都是正反应，无论是否平衡，只要反应发生有3molB反应就会有2molC生成，故①不能说明反应平衡；
②该反应前后气体系数之和不相同，未平衡时气体的物质的量会发生变化，容器恒容，则压强发生变化，故②不能说明反应平衡；
③A生成为逆反应，C生成为正反应，根据方程式可知有1molA生成，同时有2molC生成也即正逆反应速率相等，故③能说明反应平衡；
④反应物和生成物均为气体，所以气体的总质量不变，容器恒容，则无论是否平衡，气体的密度均不发生改变，故④不能说明反应平衡；
⑤该反应前后气体系数之和不相同，未平衡时气体的物质的量会发生变化，而气体的总质量不变，则平均摩尔质量会变，故⑤能说明反应平衡；
⑥无论是否平衡，同一方向不同物质的反应速率之比等于计量数之比，故⑥不能说明反应平衡；
综上所述答案为D。
【点睛】当反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度、百分含量不变，以及由此衍生的一些量也不发生变化，解题时要注意，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。
6.下列条件下，对应离子一定能大量共存的是
A. 在0.1mol/LNa2CO3溶液中：Al3＋、、、
B. pH=7的溶液中：Fe3＋、Cl－、Na＋、
C. 使甲基橙变红溶液中：、Cl－、、Mg2＋
D. 25℃时，水电离出的 c(H+)=1×l0-13 mol/L的溶液中：K＋、Ba2＋、、S2－
【答案】C
【解析】
【详解】A．碳酸根和铝离子会发生彻底双水解反应而不能大量共存，故A不符合题意；
B．pH=7的溶液中铁离子不能大量存在，故B不符合题意；
C．使甲基橙变红的溶液显酸性，酸性溶液中四种离子之间相互不反应，也不与氢离子反应，可以大量共存，故C符合题意；
D．25℃时，水电离出的 c(H+)=1×10-13 mol/L的溶液中水的电离受到抑制，可能是酸溶液也可能是碱溶液，酸溶液中硝酸根会和硫离子发生氧化还原反应而不能大量共存，故D不符合题意；
故答案为C。
7.反应N2O4(g) 2NO2(g) ΔH＝＋57kJ·mol－1，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化曲线如图所示。下列说法不正确的是
A. A点的反应速率小于C点的反应速率
B. A、C两点气体的颜色：A浅，C深
C. 由状态B到状态A，可以用降温的方法
D. A、C两点气体的平均相对分子质量：A＜C
【答案】C
【解析】
【分析】
，该反应为吸热反应，升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大；增大压强，化学平衡逆向移动，NO2的体积分数减小，结合图象来分析解答。
A. A、C两点都在等温线上，压强越大，反应速率越快；
B.增大压强平衡向逆反应进行，向逆反应进行是减小由于压强增大导致浓度增大趋势，但到达平衡仍比原平衡浓度大；
C.压强相同，升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大，A点NO2的体积分数大；
D. 增大压强，化学平衡逆向移动，C点时气体的物质的量小，混合气体的总质量不变，据此判断。
【详解】A. 由图象可知，A. C两点都在等温线上，C压强大，则A. C两点的反应速率：A
C. 升高温度，化学平衡正向移动，NO2的体积分数增大，由图象可知，A点NO2的体积分数大，则T1
8.在T℃时，铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线如图所示，下列说法中不正确的是
A. T℃时，Ag2CrO4 的 Ksp数值为 1×10-11
B. T℃时，在Y点和X点，水的离子积Kw相等
C. 图中a=×10-4
D. 向饱和Ag2CrO4溶液中加入固体AgNO3能使溶液由Z点变为X点
【答案】D
【解析】
分析】
铬酸银(Ag2CrO4)在水溶液中的沉淀溶解平衡方程式为Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，结合Ksp=c2(Ag+)•c(CrO)分析解答。
【详解】A．依据图象数据，曲线上的点是沉淀溶解平衡的点，Ag2CrO4的沉淀溶解平衡为：Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，Ksp=c2(Ag+)•c(CrO)=(10-3)2×10-5=10-11，故A正确；
B．一定温度下水的离子积Kw是常数，只随温度变化，不随浓度变化，所以T℃时，Y点和X点时水的离子积Kw相等，故B正确；
C．依据溶度积常数计算Ksp(Ag2CrO4)=c2(Ag+)•c(CrO)=1×10-11，Z点时c(CrO)=5×10-4，则c(Ag+)2=2×10-8，所以a=×10-4，故C正确；
D．在饱和Ag2CrO4溶液中加入AgNO3固体，Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO平衡逆向移动，移动后，仍存在Ag2CrO4(s)⇌2Ag++CrO，点仍在曲线上，所以在饱和Ag2CrO4溶液中加入AgNO3固体不能使溶液由Z点变为X点，故D错误；
故选D。
9.某小组为研究金属的腐蚀与防护，设计如图所示装置。下列叙述正确的是
A. 若X为碳棒，为减缓铁的腐蚀，开关K应置于M处
B. 若X为碳棒，开关K置于N处，会加快铁的腐蚀
C. 若X为锌，开关K置于M处，是牺牲阳极的阴极保护法
D. 若X为锌，开关K置于N处，铁电极发生的反应为：Fe-2e-=Fe3+
【答案】C
【解析】
【详解】A．若X为碳棒，当开关K置于N处时，形成电解池，铁做阴极被保护，能减缓铁的腐蚀，故A错误；
B．当X为碳棒，开关K置于N处时，形成电解池，铁做阴极被保护，能减缓铁的腐蚀，故B错误；
C．当X为锌时，开关K置于M处，形成原电池，铁做原电池的正极被保护，即为牺牲阳极的阴极保护法，故C正确；
D．当X为锌时，开关K置于N处，形成电解池，铁做阴极，故阴极上的电极反应为：O2+4e-+2H2O=4OH-，故D错误。
答案选C。
10.工业上常用电解硫酸钠溶液联合生产硫酸和烧碱溶液的装置如图所示，其中阴极和阳极均为惰性电极。测得同温同压下，气体甲与气体乙的体积比约为2:1，以下说法正确的是 ( )
A. b电极反应式：2H2O+4e-=O2↑+4H+
B. 离子交换膜d为阴离子交换膜
C. 丙为硫酸溶液，丁为氢氧化钠溶液
D. a电极连接电源的正极作阳极
【答案】B
【解析】
【分析】
根据装置图分析可知，该装置是电解装置，电解硫酸钠溶液，实质是电解水，气体甲与气体乙的体积比约为2:1，则气体甲为氢气，气体乙为氧气，阳极生成氧气，电极反应4OH--4e-=2H2O+O2↑(或2H2O-4e-=O2↑+4H+)，阴极生成氢气，2H++2e-=H2↑，所以判断b电极是阳极，a电极是阴极，在阳极室得到硫酸，在阴极室得到氢氧化钠，则d为阴离子交换膜，c为阳离子交换膜据此分析解答。
【详解】A．阳极b生成氧气，电极反应4OH--4e-=2H2O+O2↑(或2H2O-4e-=O2↑+4H+)，故A错误；
B．根据上述分析，离子交换膜d为阴离子交换膜，故B正确；
C．阳极室得到硫酸，在阴极室得到氢氧化钠，所以产物丁为硫酸，丙为氢氧化钠，故C错误；
D．根据上述分析，a电极是阴极，与电源负极相连，故D错误；
故选B。
11.室温下，将0.10 mol·L-1盐酸逐滴滴入20.00 mL 0.10 mol·L-1氨水中，溶液中pH和pOH随加入盐酸体积变化曲线如图所示。已知：pOH= -lg c(OH-)。下列说法正确的是
A. M点所示溶液c()+c(NH3·H2O)= c(Cl-)
B. N点所示溶液中：c()>c(Cl-)
C. Q点所示消耗盐酸的体积等于氨水的体积
D. M点和N点所示溶液中水的离子积相同
【答案】D
【解析】
【分析】
随着盐酸的滴入溶液的pH减小，pOH增大，所以实线代表pH变化曲线，虚线代表pOH变化曲线，Q点pH=pOH，即c(OH-)=c(H+)，此时溶液显中性，Q点左侧溶液为碱性，Q点右侧溶液为酸性。
【详解】A．M点溶液呈碱性，应为NH4Cl、NH3•H2O混合溶液，溶液中c()+c(NH3•H2O)>c(Cl-)，故A错误；
B．N点溶液呈酸性，溶液中c(H+)>c(OH-)，结合电荷守恒c()+c(H+)=c(Cl-)+c(OH-)，可知c()
D．一定温度下水的离子积为常数，温度不变水的离子积常数不变，故D正确；
故答案为D。
12.在一定条件下，N2O分解的部分实验数据如下：
反应时间/min
0
10
20
30
40
50
60
70
80
90
100
c(N2O)/mol·L-1
0.100
0.090
0.080
0.070
0.060
0.050
0.040
0.030
0.020
0.010
0.000
下图能正确表示该反应有关物理量变化规律的是（ ）
（注：图中半衰期指任一浓度N2O消耗一半时所需的相应时间，c1、c2均表示N2O初始浓度且c1＜c2）
A. B.
C. D.
【答案】A
【解析】
【详解】A．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故单位时间内c（N2O）的变化量是定值，即N2O的分解速率是定值，故A正确；
B．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故单位时间内c（N2O）的变化与N2O的起始浓度无关，最终N2O完全分解，故B错误；
C．0-50min，c（N2O）由0.1变为0.05，故0.1mol·L-1N2O的半衰期为50min，20-60min，c（N2O）由0.08变为0.04，故0.08mol·L-1N2O的半衰期为40min，故随着浓度的减小，半衰期也在减小，故C错误；
D．由表可知，每隔10min，c（N2O）的变化量相等，故N2O的起始浓度越小，单位时间内的转化率越大，最终N2O完全分解，故D错误。
故选A
13. pH=13的 强碱与pH=2的强酸溶液混合，所得混合液的pH＝11，则强碱与强酸的体积比为
A. 9:1 B. 1:11 C. 1:9 D. 11:1
【答案】C
【解析】
【详解】设强碱与强酸的体积分别是x、y。所得混合液的pH＝11，说明碱是过量的。反应后的溶液中OH－的浓度是0.001mol/L，所以有，解得x︰y＝1︰9，C项正确，
答案选C。
14.CuI是一种不溶于水的白色固体，它可以由反应：2Cu2＋+4I-=2CuI↓+I2而得到。现以石墨为阴极，以Cu为阳极电解KI溶液，通电前向电解液中加入少量酚酞和淀粉溶液。电解开始不久，阴极区溶液呈红色，而阳极区溶液呈蓝色。下列有关蓝色产生原因的说法正确的是（ ）
A. 2I-－2e-=I2碘遇淀粉变蓝
B. Cu－2e-=Cu2＋ Cu2＋显蓝色
C 2Cu+4I--4e-=2CuI↓+I2碘遇淀粉变蓝
D. 4OH-–4e-=2H2O+O2 O2将I-氧化为I2，碘遇淀粉变蓝
【答案】C
【解析】
【详解】电解池阳极是活性电极材料时，电极自身失电子，铜作阳极，所以阳极是铜失去电子生成Cu2＋，又由于铜离子具有较强的氧化性，能氧化碘离子，生成单质碘，碘遇淀粉变蓝，综上，答案是C。
15.将固体NH4I置于密闭容器中，在一定温度下发生下列反应：
①NH4I(s)NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)H2(g)+I2(g)
达到平衡时，c(H2)=0.5mol·L-1，c(HI)=4mol·L-1，则此温度下,反应①的平衡常数为
A. 9 B. 16 C. 20 D. 25
【答案】C
【解析】
【详解】①NH4I(s)NH3(g)+HI(g)；②2HI(g)H2(g)+HI(g)
达到平衡时生成c(H2)=0.5mol·L-1时，消耗c(HI)=0.5mol·L-1×2=1mol/L则反应①过程中生成的c(HI)=1mol·L-1+4mol·L-1=5mol·L-1，生成的c(NH3)=c(HI)=5mol/L，平衡常数计算中所用的浓度为各物质平衡时的浓度，此温度下反应①的平衡常数为K= c(NH3)×c(HI)=5×4=20，故C项正确。
综上所述，本题正确答案为C。
16.25 ℃时，水的电离达到平衡：H2OH＋+ OH－；ΔH > 0 ，下列叙述正确的是
A. 向水中加人稀氨水，平衡逆向移动，c（OH－）降低
B. 向水中加入少量固体硫酸氢钠，c（H＋）增大，Kw不变
C. 向水中加人少量固体CH3COONa ，平衡逆向移动，c（H＋）降低
D. 将水加热，Kw增大，pH不变
【答案】B
【解析】
【详解】A.氨水能抑制水的电离，但碱性是增强的，A不正确；
B.硫酸氢钠是强酸的酸式盐，溶于水显酸性，水的离子积常数只和温度有关，所以B是正确的；
C.醋酸钠是强碱弱酸盐，水解显碱性。水解是促进水的电离的，所以C不正确；
D.电离是吸热的，因此加热促进水的电离，水的离子积常数增大，pH降低，D不正确。
答案选B。
第Ⅱ卷(非选择题 共36分)
17.弱电解质电离平衡、盐类的水解平衡均属于化学平衡。根据要求回答问題。
(1)一定温度下，向1 L 0.1 mol·L-1CH3COOH溶液中加入0.1 mol CH3COONa固体，则醋酸的电离平衡向________(填“正”或“逆”)反应方向移动；水的电离程度将________(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，该温度下测得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6。
①H2A在水溶液中的电离方程式为______。
②体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液分别与足量的Zn反应，产生的氢气_____。
A.盐酸多 B.H2A多 C.一样多 D.无法确定
③将0.1 mol·L－1H2A溶液与0.2 mol·L－1氨水等体积混合，完全反应后溶液中各离子浓度的电荷守恒关系式为__________。
(3)已知常温下，H2SO3的电离常数为Kal＝1.54×10-2，Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的电离常数为Kal＝4.30×10-7，Ka2＝5.60×10-11。
①下列微粒可以大量共存的是________(填字母)。
a.、 b.、 c.、 d.H2SO3、
②已知NaHSO3溶液显酸性，溶液中各离子浓度从大到小的排列顺序是_______。
(4)0.1 mol·L-1的NaHA溶液，测得溶液显碱性。则该溶液中 c(H2A)________c(A2-)(填“>”、“<”或“=”)，作出此判断的依据是__________(用文字解释)。
【答案】 (1). 逆 (2). 增大 (3). H2A=2H＋＋A2－ (4). C (5). c()+c(H＋)=2c(A2－)+c(OH－) (6). bc (7). c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－) (8). ＞ (9). NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度
【解析】
【分析】
(1)同离子效应抑制弱电解质的电离；
(2)①由99℃时的KW计算中性时的pH=6，说明该溶液为中性，从而推出H2A为强酸；
②等pH、等体积的两种酸物质的量相同，产生的氢气也一样多；
③溶液存在电荷守恒；
(3)Ka越大，酸性越强，酸性较强的能与酸性较弱的酸根离子反应；
(4)NaHA溶液显碱性说明HA－水解程度大于电离程度。
【详解】(1)向CH3COOH中加入CH3COONa固体，CH3COONa电离导致溶液中c（CH3COO-）增大而抑制CH3COOH电离，则醋酸的电离平衡向逆反应方向移动；水的电离增大；故答案为：逆；增大；
(2)①99℃时，KW＝1.0×10-12 mol2·L-2，纯水中，则pH为6，该温度下测得0.1 mol·L-1Na2A溶液的pH＝6，说明该溶液为中性，即无离子发生水解，说明H2A是强酸，完全电离，电离方程式为：H2A=2H＋＋A2－；
②H2A是强酸，体积相等、pH＝1的盐酸与H2A溶液中n(H+)相同，故两种酸与足量的Zn反应，产生的氢气一样多，故答案为：C；
③(NH4)2A在水中完全电离，根据电荷守恒：；
(3)①a．H2SO3的Ka2＝1.02×10-7，H2CO3的Ka2＝5.60×10-11，Ka越大，酸性越大，说明酸性比的强，故、不能大量共存，a错误；
b．由a项分析可知，、可以大量共存，b正确；
c．酸性比的强，与不反应，能共存，c正确；
d．H2SO3的Ka1大于H2CO3的Ka2，则H2SO3酸性比的强，两者能反应，不能共存，d错误；
故答案选bc；
②NaHSO3溶液显酸性，说明电离程度大于水解程度，故离子浓度从大到小的排列顺序：c(Na＋)＞c()＞c(H＋)＞c()＞c(OH－)；
(4)NaHA溶液显碱性，说明水解程度大于电离程度，故c(H2A)＞c(A2-)，判断的依据是：NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度，故答案为：＞；NaHA溶液显碱性，说明HA－水解程度大于电离程度。
18.FeCl3具有净水作用，而高铁酸钠(Na2FeO4)易溶于水，是一种新型多功能水处理剂，处理污水比FeCl3高效。请回答下列问题：已知25℃，Ksp[Fe(OH)3]=4.0×10-38，lg2=0.3
(1)FeCl3净水的原理是______。(用离子方程式表示)，Fe3＋水解生成的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质，常温下此反应的平衡常数为______(填写数值)。
(2)25℃时pH=3的溶液中，Fe3＋浓度的最大值为c(Fe3＋)=______mol•L－1。
(3)FeCl3在溶液中分三步水解：
Fe3＋＋H2O⇌Fe(OH)2＋＋H＋ K1
Fe(OH)2＋＋H2O⇌＋H＋ K2
＋H2O⇌Fe(OH)3＋H＋ K3
以上水解反应的平衡常数K1、K2、K3由大到小的顺序是_________。通过控制条件，以上水解产物聚合，生成聚合氧化铁，离子方程式为：xFe3＋＋yH2O⇌＋yH＋，欲使平衡正向移动可采用的方法是(填序号)__________。
a.降温 b.加水稀释 c. 加入NaHCO3d.加入NH4Cl
(4)从环境保护的角度看，制备Na2FeO4较好的方法为电解法，其装置如图所示：
①电解过程中阳极的电极反应式为______。
②图甲装置中的电源采用NaBH4(B元素的化合价为＋3价)和H2O2作原料的燃料电池，电源工作原理如图所示。电极a与甲池中_______(填“石墨”或“铁丝网”)连接，电极b的反应式为________。
【答案】 (1). Fe3＋＋3H2O⇌Fe(OH)3(胶体)＋3H＋ (2). 2.5×10－5 (3). 4×10－5 (4). K1＞K2＞K3 (5). b c (6). Fe＋8OH－－6e－=＋4H2O (7). 石墨 (8). H2O2＋2e－=2OH－
【解析】
【详解】(1)Fe3+水解生成的Fe(OH)3胶体粒子能吸附水中的悬浮杂质，可起到净水的作用，离子方程式为：Fe3++3H2O⇌Fe(OH)3(胶体)+3H+，该反应平衡常数K===2.5×10－5；
(2)25℃时pH=3的溶液中，c(H+)=10-3mol/L，则c(OHˉ)=10-11mol/L，c(Fe3+)==mol/L=4×10－5 mol/L；
(3)由于前一步的水解会对后一步的水解产生抑制作用，所以三级水解程度依次减小，即K1＞K2＞K3；
a．水解为吸热反应，降温平衡逆向移动，故a不符合；
b．“越稀越水解”，加水稀释可以使平衡正向移动，故b符合；
c．加入碳酸氢钠，电离出的碳酸氢根与氢离子结合促进铁离子的水解，故c符合；
d．铵根水解产生氢离子，会使平衡逆向移动，故d不符合；
综上所述选bc；
(4)①铁丝网与电源正极相连为阳极，根据题意可知Fe失电子被氧化成，所以电极反应式为Fe＋8OH－－6e－=＋4H2O；
②据图可知电极b上H2O2转化为OHˉ，O元素被还原，所以b电极为电池的正极，电极反应为H2O2＋2e－=2OH－，电极a为电池负极，与甲池中的石墨连接。
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