3.1.3电离平衡常数课堂同步练习（含解析）人教版高中化学选择性必修1
文档属性
| 名称 | 3.1.3电离平衡常数课堂同步练习（含解析）人教版高中化学选择性必修1 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 1.1MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-10-26 22:35:05 | ||
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文档简介
3.1.3电离平衡常数课堂同步练-人教版高中化学选择性必修1
学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
：，
：，
：，，
则以下反应不能自发进行的是
A．
B．
C．
D．
2．Pb(OH)2难溶于水，25℃时，不同pH下的含铅物种存在以下平衡；
反应1： (aq) Pb(OH)2(s)+OH-(aq) K1=1×100.4
反应2：Pb(OH)2(s) Pb(OH)+(aq)+OH-(aq) K2
反应3：Pb(OH)+(aq) Pb2+(aq)+OH-(aq) K3
如图是溶液中各含铅物种的lgc-pH图，下列说法错误的是
A．直线N表示1gc(Pb2+)与pH的变化关系
B．K2=1×10-7.0
C．b点的横坐标为10.8
D．随溶液pH增加，Pb(OH)2的溶解能力呈现先减小后增大的趋势
3．向1.00 L浓度均为0.0100 的、NaOH混合溶液中通入HCl气体调节溶液pH(忽略溶液体积变化)。其中、、平衡时的分布系数(各含硫物种的浓度与含硫物种总浓度的比值)随HCl气体体积(标况下)的变化关系如图所示(忽略气体的逸出)；已知，代表在该实验条件下的一级电离常数。下列说法正确的是
A．Z点处的
B．从X点到Y点发生的主要反应为
C．当V(HCl)≥672 mL时，
D．若将HCl改为，Y点对应位置不变
4．草酸()是一种二元弱酸。常温下向溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中[X表示或]随pH的变化关系如图所示。下列说法错误的是
A．直线Ⅰ中X表示的是
B．图中：a=-1.22，b=-4.19
C．当时，溶液中
D．对应
5．关于反应 ，达到平衡后，下列说法错误的是
A．升高温度，氯水中的减小
B．取两份氯水，分别滴加溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，后者溶液变蓝色，可以证明上述反应存在限度
C．取氯水稀释，增大
D．氯水中加入少量醋酸钠固体或石灰石，上述平衡均正向移动，且增大
6．某二元弱酸（简写为H2B)溶液，按下式发生一级和二级电离：
H2BH++HB-
HB-H++B2-
已知相同浓度时的电离度a(H2B)>>a(HB-），现有下列四种溶液：
①0.01mol L-1的H2B溶液
②0.01mol L-1的NaHB溶液
③0.02mol L-1的HCl溶液与0.04mol L-1的NaHB溶液等体积混合后的溶液
④0.02mol LL-1的NaOH溶液与0.02mol L-1的NaHB溶液等体积混合后的溶液
下列说法错误的是（ ）
A．溶液④一定显碱性 B．c(H2B)最大的是③
C．c(B2-)最小的是① D．c(H+)最大的是③
7．已知NaClO2在水溶液中能发生水解。常温时，1mol/L的HClO2和1mol/L的HBF4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水稀释至体积为V，pH随的变化如图所示。下列说法不正确的是
A．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO)=c(BF)
B．在0≤pH≤5时，HBF4满足pH=
C．pH=2时，常温下HClO2的电离平衡常数的数量级为10-4
D．中和等体积、pH均为3的HClO2和HBF4溶液，HClO2溶液消耗NaOH的量更多
8．某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，Z原子最外层电子数是电子层数的3倍。下列说法正确的是
A．Z的氢化物只含极性键
B．原子半径：M>W>X>Y>Z
C．Z的氢化物沸点一定比X的氢化物的沸点高
D．已知H3WO3的解离反应：H3WO3+H2OH++W(OH)，Ka=5.81×10-10，可判断H3WO3是一元弱酸
9．已知T℃时两种弱酸HX 、HY的电离常数分别为5.0 ×10-4、1.7 ×10-5。将pH和体积均相同的这两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述不正确的是
A．曲线I代表HY溶液
B．两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+ )相同
C．溶液中水的电离程度：b点＜c点
D．从c点到d点，对应酸的电离常数保持不变
10．部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质
电离常数(25℃)
下列说法错误的是
A．结合的能力：
B．
C．中和等体积、等的和消耗的量前者小于后者
D．25℃时，NaCN的水解平衡常数约为2.0×10-5
二、填空题
11．回答下列问题
(1)实验室经常用硫氰化钾溶液检验Fe3+的存在，写出反应离子方程式 。
(2)在25℃、101kPa时，H2在O2中完全燃烧生成2mol H2O(l)放出571.6kJ的热量，表示H2燃烧的热化学方程式为 。
(3)已知HCN在溶液中存下如下电离平衡：HCNH++CN-，写出HCN的电离平衡常数表达式：Ka= 。
12．①电离平衡常数只与 有关，与浓度无关，且升高温度K值 。
②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越 电离，对应的酸性(或碱性)越 。
③多元弱酸是 电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1 Ka2，故溶液中的[H＋]主要由第一步电离程度决定。
④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。
13．完成问题。
(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O +OH-。如想增大的浓度而不增大OH-的浓度，应采取的措施是 (填字母)。
a.加入NH4Cl固体 b.适当升高温度 c.通入NH3 d.加入少量浓盐酸
(2)常温下，有c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施：
①加适量醋酸钠晶体后，醋酸溶液中c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，盐酸中c(H+) 。
②加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H+) (填“>”“=”或“<”)盐酸中的c(H+)。
③加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸 (填“>”“=”或“<”)盐酸。
④分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 (填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸)
(3)将0.1mol·L-1的CH3COOH加水稀释，有关稀释后醋酸溶液的说法中，正确的是 (填字母)。
a.电离程度增大 b.溶液中离子浓度增大
c.溶液导电性减弱 d.溶液中醋酸分子增多
(4)室温下，在由水电离产生的H＋浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是______。
①K＋、Cl-、、S2- ②K＋、Fe2＋、I-、 ③Na＋、Cl-、、
④Na＋、Ca2＋、Cl-、 ⑤K＋、Ba2＋、Cl-、
A．③⑤ B．①③⑤ C．①③ D．②④⑤
14．硅及其化合物在生活生产中有广泛应用。请按要求回答下列问题。
(1)工业上制备高纯硅的示意图如下：
①根据下图所示物质反应过程中的能量变化，写出用石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式： 。
②步骤Ⅱ产物中含有SiHCl3(沸点为33.0℃)，还有少量SiCl4(沸点为57.6℃)和HCl(沸点为-85.1℃)。若先将步骤Ⅱ产物降至室温，提纯SiHCl3，方法是 。所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要 、 。
(2)已知：硅的最高价氧化物对应的水化物有H2SiO3和原硅酸()。常温下，H2SiO3：=2.0×10-10、=1.0×10-12；H2CO3：=4.5×10-7、=4.7×10-11。
①向盛有饱和Na2SiO3溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入足量CO2；充分反应后，用激光笔照射上述液体时发现有光亮的通路。预测液体颜色的变化： ；写出该反应的离子方程式： 。
②写出原硅酸脱水得到的产物(写两种) 、 。
15．有以下几种物质∶①液态HI ②硫酸氢钠溶液 ③亚硫酸 ④蔗糖 ⑤乙醇 ⑥氯水 ⑦NH3 ⑧氨水 ⑨碳酸氢钠 ⑩稀硫酸
(1)属于电解质的是 ，属于弱电解质的是 ，能导电的是 。
(2)碳酸氢钠的电离方程式为 ，硫酸氢钠在熔融状态下的电离方程式 。
(3)常温下，当①③⑩三种酸溶液的物质的量浓度相同时，c(H+)由大到小的顺序是 ；若①③⑩三种酸溶液的pH相等，则中和等体积等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，所需酸溶液的体积由大到小的顺序是 。
(4)已知298K时，NH3·H2O的电离平衡常数为Kb=1.8×10-5，求0.1mo/L氨水的c(OH-)= mol/L。(注∶平衡时的NH3·H2O浓度可近似等于0.1mol/L， =1.34)
16．Ⅰ.25℃时，、、三种酸分两步电离，它们的电离平衡常数如表。
(1)是 元酸。
(2)在相同条件下，试比较、和的酸性从强到弱顺序为 。
(3)向溶液中加入足量溶液，反应的离子方程式为 。
Ⅱ.甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如图：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两只试管中，同时加入的HA、溶液各，按图装好，观察现象。
乙：测定物质的量浓度均为和溶液的氢离子浓度。
(4)甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是 ；乙方案中说明HA是弱电解质的理由是： 。
(5)甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，用浓度均为的HA和溶液，按表中数据配制总体积相同的系列溶液(混合后体积变化忽略不计)，测定氢离子浓度，记录数据。
序号
Ⅰ 40.00 / / 0
Ⅱ 4.00 / 36.00 0
…
Ⅶ 4.00 3.00 33.00
Ⅷ 4.00 4.00 32.00
①由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HA溶液，电离平衡 (填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由： 。
②由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，HA电离平衡逆向移动。
(6)乙同学查资料得室温下HA的电离平衡常数，则溶液中，HA的电离度为 。
17．25℃时，有0.01mol·L-1的醋酸溶液，试回答下列问题：
(1)写出醋酸的电离平衡常数表达式： 。
(2)达到平衡时，溶液中c(H+)= (25℃时，醋酸的Ka=1.75×10-5)。
(3)当向该溶液中加入一定量的盐酸时，溶液中的c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(CH3COO-) ，电离常数 。
18．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。
Ⅰ．有机酸醋酸
(1)保持温度不变，向醋酸溶液中通入一定量的氨气，下列量将变小的是___________。
A．c(CH3COO－) B．c(H＋)
C．c(OH－) D．CH3COOH电离平衡常数
(2)将0.1 mol L 1CH3COOH溶液加水稀释，c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的比值将 (填“变大”、“不变”或“变小”)。
Ⅱ．对比弱酸酸性相对强弱
(3)某些弱酸在25℃时的电离常数如下：
化学式 CH3COOH HSCN HCN HClO H2CO3
电离常数
①下列反应可以发生的是 (填字母)。
A．CH3COOH＋Na2CO3=NaHCO3＋CH3COONa
B．CH3COOH＋NaCN=CH3COONa＋HCN
C．CO2＋H2O＋2NaClO=Na2CO3＋2HClO
D．NaHCO3＋HCN=NaCN＋H2O＋CO2↑
②将20mL 1 mol L 1 CH3COOH溶液和20mL 1 mol L 1HSCN溶液分别与20mL 1 mol L 1 NaHCO3溶液混合，画出产生的CO2气体体积(V)随时间(t)的变化关系图，并注明对应酸的化学式 。
19．已知室温时，0.1mol/L的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH= 。
(2)HA的电离平衡常数K= 。
(3)升高温度时，K将 (填“增大”“减小”或“不变”)，pH将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
20．25℃时，两种常见酸的电离平衡常数如表所示。
(1)①的电离平衡常数表达式K= 。
②、、、结合的能力由强到弱的顺序为 ；向溶液中通入足量反应的离子方程式为 。
(2)已知为n元弱酸。
①写出与足量NaOH反应的离子方程式： 。
②的电离方程式为 (写第一步电离)。
三、实验题
21．食盐中的抗结剂是亚铁氰化钾，其化学式为K4[Fe(CN)6] 3H2O。
42.2gK4[Fe(CN)6] 3H2O(M=422g/mol)样品受热脱水过程的热重曲线(样品质量随温度的变化曲线)如下图所示。
(1)试确定150℃时固体物质的化学式为 。
(2)在25℃下，将a mol L-1的KCN(pH>7)溶液与0.01mol L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时，测得溶液pH=7，则KCN溶液的物质的量浓度a 0.01mol L-1(填“>”、“＜”或“=”)；用含a的代数式表示HCN的电离常数Ka= 。
(3)在Fe2+、Fe3+的催化作用下，可实现2SO2+O2+2H2O=2H2SO4的转化。已知，含SO2的废气通入Fe2+、Fe3+的溶液时，其中一个反应的离子方程式为4Fe2++ O2+ 4H+= 4Fe3++ 2H2O，则另一反应的离子方程式为 。
(4)不同浓度的硫酸与锌反应时，硫酸可以被还原为SO2，也可被还原为氢气。为了验证这一事实，某同学拟用下图装置进行实验(实验时压强为10lkPa，温度为0℃)。
(I)若在烧瓶中投入d g锌，加入一定量的c mol/L浓硫酸V L，充分反应后锌有剩余，测得氢氧化钠洗气瓶增重mg，则整个实验过程产生的气体中n(H2)= (用含字母的代数式表示)。若撤走盛有无水氯化钙的U形管，n(SO2)/n(H2)的数值将 (填偏大、偏小或无影响)。
(II)在硫酸中加入硫酸铜可以加快氢气的生成速率的原因： 。
(III)为进一步探究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，某同学设计如下一系列实验，将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn粒的反应瓶中。
实验 溶液 A B C D E
5mol/LH2SO4/mL 40 V1 V2 V3 V4
饱和CuSO4/mL 0 1 2 V5 10
H2O/mL V6 V7 V8 5 0
①完成此实验设计，其中V5= V7= 。
②为探究氢气生成速率要收集产生的气体，还需记录： 。
22．回答下列问题：
(1)已知时，水的离子积常数，该温度下测得溶液的。则 25℃(填“>”、“<”或“=”)。在水溶液中的电离方程式为 。
(2)已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在室温下的电离常数分别为：
根据上述数据，回答下列问题：
①比较同浓度的、溶液的值大小： 。(填“>”、“<”或“=”)
②少量的通入溶液中，写出反应的离子方程式 。
(3)用氧化还原滴定方法测定粗品中Na2S2O3 5H2O的质量分数(Na2S2O3 5H2O的式量为248)。
实验步骤：称取6g粗品配制250mL的溶液待用。用酸式滴定管取25.00mL0.01mol L-1K2Cr2O7溶液于锥形瓶中，然后加入过量的KI溶液并酸化，加几滴淀粉溶液，立即用配制的Na2S2O3溶液滴定至终点(反应为I2+2S2O=2I-+S4O)，消耗Na2S2O3溶液25.00mL。
回答下列问题：
①向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，Cr2O被还原成Cr3+，写出该反应的离子方程式： 。
②用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为 。
③粗品中Na2S2O3 5H2O的质量分数为 。
④若在取K2Cr2O7溶液时有部分溶液滴到了锥形瓶外。则测定结果 (填“偏高”“偏低”或“不变”)。
23．三草酸合铁酸钾晶体化学式为K3[Fe(C2O4)3]·3H2O(摩尔质量为491 g·mol-1)，可用于晒制蓝图。
(1)晒制蓝图时，用三草酸合铁酸钾晶体作感光剂，光照时生成CO2和两种草酸盐，反应的化学方程式为 。
(2)已知25℃，H2C2O4的Ka1＝10-1.2，Ka2＝10-4.2。向三草酸合铁酸钾溶液中加入盐酸，当溶液中c()＝c()时，溶液的pH＝ 。
(3)某三草酸合铁酸钾晶体中含有少量的FeC2O4，为测定其纯度，进行如下实验：
步骤Ⅰ：称取5.000 g三草酸合铁酸钾晶体，配制成250 mL溶液。
步骤Ⅱ：取25.00 mL溶液，用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液13.50 mL。
步骤Ⅲ：另取25.00 mL溶液，加入过量铜粉，过滤，洗涤，将滤液和洗涤液合并。
步骤Ⅳ：用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定合并后的溶液至终点，消耗KMnO4溶液15.50 mL。
已知：酸性条件下可氧化Fe2+、，被还原成Mn2+。
①步骤Ⅲ中将滤液和洗涤液合并的目的是 。
②计算该三草酸合铁酸钾晶体的纯度，写出计算过程 。
试卷第1页，共3页
试卷第1页，共3页
参考答案：
1．B
【分析】根据电离常数的意义，对于弱酸而言，电离常数越大，酸性越强，根据已知，以上几种酸的酸性强弱为>>>；再根据强酸制弱酸原理判断反应是否发生；
【详解】A．酸性：>，所以反应，能发生，故A不选；
B．酸性：>，所以反应，不能发生，故B选；
C．酸性：>，所以反应，能发生，故C不选；
D．酸性：>>，在碳酸钠溶液中加入足量溶液，可以发生反应，故D不选;
故选B。
2．C
【详解】A．在强酸性环境下Pb2+浓度最大，强碱性环境下Pb2+浓度最小，可知直线N表示lgc(Pb2+)与pH的变化关系，选项A正确；
B．a点c(H+)=1×10-6.3mol·L-1 c(OH-)=1×10-7.7mol·L-1，c[Pb(OH)+]=1×100.7mol·L-1，计算可得K2=c(OH-)×c[Pb(OH)+]=1×10-7.0，选项B正确；
C．反应1和反应2相加得：Pb(OH)3(aq)-Pb(OH)+(aq)+2OH-(aq)， K=K1×K2=1×10-6.。6，b点时c[Pb(OH)+]=c[]，则K=c2(OH-)=1×10-6.6，c(H+)=1×10-10.7mol·L-1，pH=10.7，选项C错误；
D．由题图可知，Pb(OH)2是两性氢氧化物，在强酸性环境下主要以Pb2+的形式存在，碱性增强时，先转化为难溶的Pb(OH)2，溶解的物质的量减少，碱性继续增强时，又转化为，溶解的物质的量又增大，选项D正确；
答案选C。
3．A
【详解】A．，故，A正确；
B．随着HCl的通入，从X点到Y点发生的主要反应，B错误；
C．由题意知n(Na2SO3)=0.01mol ，n(NaOH)=0.01mol，通入的HCl先与NaOH反应，再与Na2SO3反应，反应的化学方程式为NaOH+HCl=NaCl+H2O，0.01molNaOH消耗0.01molHCl，Na2SO3+2HCl=2NaCl+H2SO3，0.01mol Na2SO3消耗0.02molHCl，V(HCl) ≥672mL，则n(HCl) ≥0.03mol故NaOH和Na2SO3完全反应，忽略SO2气体的逸出，则溶液中0.01mol的H2SO3，只要存在H2SO3就存在其电离平衡，c() 、c 都不等于0，C错误；
D．若将HCl改为NO2，NO2具有氧化性将与 发生氧化还原反应，被氧化为，溶液中不会有，D错误；
答案选A。
4．C
【分析】二元弱酸草酸的> ，当lgX=0时 , pH=-lgc( H+)=-lgK , pH1=1.22< pH2=4.19,，表明K1=10-1.22>K2=10-4.19，所以直线Ⅰ中X表示的是，Ⅱ表示lg与pH的变化关系，以此解答。
【详解】A．根据分析，直线Ⅰ中X表示的是，A正确；
B．根据分析，K1=10-1.22，K2=10-4.19，可得a=-1.22，b=-4.19，B正确；
C．pH＝4.19时，溶液中K1=10-1.22=，K2=10-4.19=
K1×K2=×==10-5.41，得=1，，C错误；
D．电荷守恒:c(Na+)+c (H+)= +2+c(OH-)，当c(HC2O)+2c(C2O)时，c(H+)=c(OH-)，对应pH=7，D正确；
故选C。
5．B
【详解】A．反应 ，升高温度，平衡逆向移动，氯水中的c (HClO)减小，故A正确；
B．取两份氯水，分别滴加AgNO3溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，说明溶液中存在氯离子，而Cl2和HClO均能氧化碘离子为碘单质，溶液变蓝色，则不可以证明上述反应存在限度，故B错误；
C．次氯酸存在电离平衡HClOH+ +C1O，其中氢离子浓度等于氯离子浓度，则，加水稀释，c(ClO-)减小，Ka(HClO)不变，所以该比值增大，故C正确；
D．氯水中加入少量醋酸钠固体，生成醋酸根离子，溶液中的氢离子和醋酸根离子反应生成醋酸弱电解质，加入石灰石，与氢离子反应，反应的平衡均正向移动，c(HClO)增大，故D正确；
故选B。
6．D
【详解】0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHB溶液等体积混合液HCl与NaHB反应：NaHB+HCl=NaCl+H2B，所以③中相当于含有0.01mol/LH2B和0.01mol/LNaHB；0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHB溶液等体积混合NaOH+NaHB=Na2B+H2O ，所以④中相当于含有0.01mol/LNa2B，根据以上分析，四种溶液分别为
①0.01mol/L的H2B溶液
②0.01mol/L的NaHB溶液
③0.01mol/LH2B和0.01mol/LNaHB
④0.01mol/LNa2B
A．根据分析，溶液④0.01mol/LNa2B，为强碱弱酸盐，溶液一定显碱性，故A正确；
B．根据同离子效应，由于③中NaHB抑制H2B的电离，则③中H2B电离程度比①H2B电离程度小，则c(H2B)最大的是③，故B正确；
C．由于正盐溶液中c(B2-)浓度必然是最大的，弱酸H2B的二级电离成B2-最难，则c(B2-)最小的是①，故C正确；
D．因弱酸的一级电离为酸性的主要来源，由于相同浓度时的电离度a(H2B) ＞＞a(HB-)，c(H+)最大的是①，故D错误；
答案选D。
7．C
【分析】当=1时，根据V=V0时，即起始时，对于HClO2溶液，已知NaClO2在水溶液中能发生水解，说明HClO2不完全电离，上方曲线为HClO2溶液，下方为1mol/L的HBF4，pH=0，证明HBF4为强酸，以此解答。
【详解】A．HClO2和HBF4两种酸溶液中都存在电荷守恒c(H+)= c(ClO)+c(OH-)，c(H+)= c(BF)+c(OH-)，当稀释至pH均为3时，二者c(H+)和c(OH-)相等，则c(ClO)=c(BF)，故A正确；
B．图象分析可知在0≤pH≤5时，当=1时，=0=pH，当=5，=4=pH，HBF4满足pH=，故B正确；
C．由分析可知，上方曲线为HClO2溶液，起始时HClO2溶液的pH为1，起始浓度为1mol/L，HClO2的电离平衡常数K=，稀释HClO2溶液不会改变其电离常数，当pH=2时，常温下HClO2的电离平衡常数的数量级为10-2，故C错误；
D．由分析可知，HClO2是弱酸，HBF4是强酸，等体积、pH均为3的HClO2和HBF4溶液中，HClO2溶液的浓度更大，完全中和消耗NaOH的量更多，故D正确；
故选C。
8．D
【分析】Z原子最外层电子数是电子层数的3倍，则Z是O；根据结构图中元素成键规律， W是B、X是C、Y是N。
【详解】A．O的氢化物有H2O、H2O2，H2O2中含极性键、非极性键，A错误；
B．电子层数越多，原子半价越大，同周期元素从左到右原子半径减小，原子半径：B＞C＞N＞O＞H，B错误；
C．X是C元素、Z是O元素，C能形成多种氢化物，有些C的氢化物呈固态，所以O的氢化物的沸点不一定比C的氢化物的沸点高，C错误；
D．W为B元素，，，说明只发生一步电离，可判断是一元弱酸，D正确；
故选D。
9．B
【详解】A．T℃时两种弱酸HX 、HY的电离常数分别为5.0 ×10-4、1.7 ×10-5，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，酸性HX＞HY，pH相同的HX和HY分别加水稀释相同的倍数，pH值变化较大的酸性强，根据图知，曲线I表示HY、曲线II表示HX，故A正确；
B．酸性HX＞HY，HY的酸性较弱，则等pH的两溶液，c(HY)>c(HX)，两溶液分别与NaOH恰好中和后，HY消耗NaOH更多，则HY溶液中n(Na+ )更大，故B错误；
C．酸抑制水电离，酸性越强，抑制水电离程度越大，b点、c点的酸性：b点＞c点，所以水的电离程度：b点＜c点，故C正确；
D．从c点到d点，温度不变，则对应酸的电离常数保持不变，故D正确；
故选：B。
10．B
【详解】A. 算的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，酸的酸性越强，则其对应的酸根离子结合的能力越弱，酸的电离平衡常数，酸性，则酸根离子结合氢离子能力：，故A正确；
B. 电离平衡常数小于碳酸第一步电离平衡常数而大于碳酸第二步电离平衡常数，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以，故B错误；
C. 酸的电离平衡常数：，电离程度：，相同pH的和的浓度，等体积等pH的和：分别于溶液发生中和反应，消耗的量与酸物质的量成正比，所以消耗的量：，故C正确；
D. 5℃时，NaCN的水解平衡常数约为，故D正确。
故答案为：B。
11．(1)Fe3+ + 3SCN—Fe(SCN)3
(2)H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH =-285.8kJ·mol-1 或2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH =-571.6kJ·mol-1
(3)
【详解】（1）Fe3+和硫氰化钾溶液之间反应会产生红色的络合物，反应离子方程式为：Fe3+ + 3SCN—Fe(SCN)3；
（2）在101kPa时，H2在1.00molO2中完全燃烧生成2.00mol液态H2O，放出571.6kJ的热量，即2mol氢气完全燃烧放出571.6kJ的热量，则氢气的燃烧热的热化学方程式为：H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH =-285.8kJ·mol-1 或2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH =-571.6kJ·mol-1；
（3）HCN在溶液中存下如下电离平衡：HCNH++CN-，HCN的电离平衡常数表达式Ka=。
12． 温度 增大 易 强 分步 >
【解析】略
13．(1)ad
(2) 减小 减小 > > c
(3)ac
(4)A
【详解】（1）A．加入氯化铵固体，c()增大，平衡逆向移动，c(OH-)减小，故A选；
B．适当升高温度，平衡正向移动，c()增大，c(OH-)增大，故B不选；
C．向氨水中通入氨气，c()增大，c(OH-)增大，故C不选；
D．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()增大，c(OH-)减小，故D选；
答案是AD；
（2）①醋酸溶液中存在平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，加适量醋酸钠晶体后，溶液中 c(CH3COO ) 增大，抑制醋酸电离，导致其溶液中c(H+)减小；向盐酸中加入酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成酸，导致溶液中 c(H+) 减小；
②c(H+) 相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别加水稀释后，溶液中氢离子浓度都减小，但醋酸是弱酸存在电离平衡，又电离出氢离子，醋酸溶液氢离子浓度减小的更少，故稀释后醋酸溶液中的 c(H+)>盐酸溶液中的 c(H+)；
③c(H+) 相同、体积相同的酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，加等浓度的 NaOH 溶液至恰好中和，醋酸消耗的 NaOH 溶液体积更大；
④c(H+) 相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，开始时c(H+) 相同，开始反应速率相同，反应一旦开始，醋酸溶液还会电离出新的c(H+) ，即随后酸溶液电高出的c(H+) 大于盐酸，醋酸与Zn的反应速率较快，生成相同体积的氢气时，醋酸所用时间更少，选项中c符合；
（3）a．加水稀释，促进醋酸的电离，电离程度增大，故a正确；
b．醋酸的电离程度增大，但溶液中离子浓度减小，故b错误；
c．溶液中离子浓度减小，溶液导电性减弱了，故c正确；
d．醋酸的电离程度增大了，溶液中醋酸分子减少了，故d错误；
故答案为：abc；
（4）由水电离产生的H+浓度为1×10－13mol/L的溶液，抑制水的电离，说明该溶液为酸性或碱性溶液；
①若为酸性溶液，则H+、与S2－会发生氧化还原反应不能大量共存，①错误；
②若为碱性溶液，则Fe2+不能大量共存，②错误；
③四种离子在酸性或碱性条件下都能大量共存，③正确；
④酸性和碱性条件下均不能大量共存，④错误；
⑤四种离子在酸性或碱性条件下都能大量共存，⑤正确；
所以答案选A。
14．(1) SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g) ΔH=+638.4kJ·mol-1 蒸馏 蒸馏烧瓶 直形冷凝管
(2) 溶液红色变浅至褪色 Si+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HC H2SiO3 SiO2
【详解】（1）①根据两个反应过程能量变化图像可知： Ⅰ．Si(s)+O2(g)SiO2(s) ΔH=-859.4kJ·mol-1；Ⅱ．2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH=-221.0kJ·mol-1；根据盖斯定律Ⅱ-Ⅰ得热化学方程式SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g) ΔH=-221.0kJ·mol-1+859.4kJ·mol-1=+638.4kJ·mol-1；
②若先将步骤Ⅱ产物降至室温，根据SiHCl3、SiCl4沸点不同，用蒸馏法提纯SiHCl3。蒸馏装置图为 ，用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要蒸馏烧瓶、直形冷凝管。
（2）①弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据题给数据可得酸性：H2CO3>H2SiO3>HC>HSi，向盛有饱和Na2SiO3溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入足量CO2，生成硅酸胶体和碳酸氢钠，该反应的离子方程式Si+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HC；Na2SiO3溶液中Si发生水解而使溶液呈碱性，滴加酚酞开始溶液为红色，随着CO2通入，Na2SiO3反应生成H2SiO3，溶液碱性减弱，溶液由红色逐渐变无色；
②原硅酸()脱去一分子水得到的产物是H2SiO3，脱去两分子水得到的产物是SiO2。
15．(1) ①③⑨ ③ ②⑥⑧⑩
(2) NaHCO3=Na++HCO NaHSO4=Na++HSO
(3) ⑩>①>③ ⑩=①>③
(4)1.34×10-3mol/L
【详解】（1）电解质指在水溶液中或在熔融状态下就能够导电的化合物，属于电解质的是①液态HI，③亚硫酸，⑨碳酸氢钠；弱电解质包含弱酸、弱碱、水，属于弱电解质的是③亚硫酸；有自由移动的离子或自由移动的电子的物质能导电，所以能导电的是②硫酸氢钠溶液，⑥氯水，⑧氨水，⑩稀硫酸；
（2）碳酸氢钠属于强电解质，在水中的电离方程式为NaHCO3=Na++HCO；硫酸氢钠在熔融状态下的电离方程式NaHSO4=Na++HSO；
（3）稀硫酸和HI是强酸，亚硫酸是弱酸，稀硫酸是二元强酸，HI是一元强酸，因而常温下，当三种酸溶液的物质的量浓度相同时，由大到小的顺序是⑩>①>③；若三种酸溶液的pH相等时，亚硫酸在中和过程中会电离生成新的氢离子，因而消耗的氢氧化钠的体积是③>①=⑩；
（4）依据，可计算出=。
16．(1)二
(2)
(3)
(4) 加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢 测得的HA溶液
(5) 正 实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的比原来的要大
(6)1％
【详解】（1）根据表格数据客户自，是二元弱酸；
（2）电离常数越大，酸性越强，根据表格中数据可知，酸性从强到弱顺序为；
（3）酸性 ，根据强酸制备弱酸的原理，则向溶液中加入足量溶液，反应的离子方程式为；
（4）甲方案中，加入酸后，试管上方的气球鼓起慢说明同浓度的两种酸中HA的氢离子浓度小于盐酸中的氢离子浓度，则HA为弱电解质；乙方案中说明HA是弱电解质的理由是：若HA是强酸，则全部电离，氢离子浓度为0.1 mol L 1，当测得0.1 mol L 1的HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol L 1，则说明HA为弱电解质；
（5）实验Ⅰ所得溶液的，实验Ⅱ的溶液中为实验Ⅰ的，稀释过程中，若电离平衡不移动，则实验Ⅱ所得溶液的，但实际溶液的，说明稀释过程中，溶液中增大，即电离平衡正向移动；判断理由：实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的比原来的要大；
（6）由HA的电离常数可知，0.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，则HA的电离度为×100%=1%。
17．(1)K=
(2)4.18×10-4mol·L-1或mol·L-1
(3) 增大 减小 不变
【解析】(1)
电离平衡常数为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的商，即K=；
(2)
c(H+)==mol/L=4.18×10 -4 mol L-1；
(3)
向醋酸中加入盐酸，氯化氢电离出氢离子，导致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸电离，则c (CH3COO-)减小；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，则醋酸的电离平衡常数不变。
18．(1)B
(2)变大
(3) AB
【详解】（1）A．向醋酸溶液中通入一定量的氨气，氨气消耗醋酸电离出的氢离子，氢离子浓度降低，平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，故A不符合题意；B．根据A选项分析得到c(H＋)变小，故B符合题意；C．溶液中氢离子浓度降低，则c(OH－)增大，故C不符合题意；D．CH3COOH电离平衡常数与温度有关，温度不变，平衡常数不变，故D不符合题意；综上所述，答案为：B。
（2）将0.1 mol L 1CH3COOH溶液加水稀释，氢离子浓度减小，因此的比值将变大；故答案为：变大。
（3）①根据电离平衡常数得到酸的强弱顺序为HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞；A．假设CH3COOH＋Na2CO3=NaHCO3＋CH3COONa能发生，则得到酸强弱顺序：CH3COOH＞，与题知信息符合，则能发生，故A符合题意；B．假设CH3COOH＋NaCN=CH3COONa＋HCN能发生，则得到酸强弱顺序：CH3COOH＞HCN，与题知信息符合，则能发生，故B符合题意；C．假设CO2＋H2O＋2NaClO=Na2CO3＋2HClO能发生，则得到酸强弱顺序：＞HClO，与题知信息不符合，则不能发生，故C不符合题意；D．假设NaHCO3＋HCN=NaCN＋H2O＋CO2↑能发生，则得到酸强弱顺序：HCN＞H2CO3，与题知信息不符合，则不能发生，故D不符合题意；综上所述，答案为：AB。
②将20mL 1 mol L 1 CH3COOH溶液和20mL 1 mol L 1HSCN溶液分别与20mL 1 mol L 1 NaHCO3溶液混合，由于酸强弱顺序：HSCN＞CH3COOH，HSCN与NaHCO3溶液反应产生的CO2气体快，反应完消耗的时间短，因此它们产生二氧化碳气体体积(V)随时间(t)的变化关系图为；故答案为：。
19．(1)4
(2)1×10-7
(3) 增大 减小
【详解】（1）由HAH++A-可知，该溶液中c(H+)=0.1mol/L×0.1%=10-4mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg10-4=4；答案为4。
（2）由HAH++A-可知，HA的电离平衡常数K=，由于酸的电离程度较小，所以溶液中存在c(H+)≈c(A-)=10-4mol/L、c(HA)≈0.1mol/L，电离平衡常数K===1×10-7；答案为1×10-7。
（3）由HAH++A-可知，弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进弱电解质电离，即上述平衡正向移动，所以电离平衡常数K增大，溶液中氢离子浓度增大，溶液的pH减小；答案为增大；减小。
20．(1)
(2)
【详解】（1）①电离生成、H+，则的电离平衡常数表达式Ka=；
②酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应酸根离子结合H+的能力越弱。根据电离平衡常数知，酸性： H2SO3 >H2CO3>>，则结合H+的能力由强到弱的顺序为>>>。则Na2SO3溶液中通入足量CO2反应生成、，反应的离子方程式为CO2+H2O+=+；
（2）①是n元弱酸。主要以电解质分子存在，当NaOH足量时与NaOH反应生成正盐和H2O，离子方程式为；
②是n元弱酸，分步电离，每一步都存在电离平衡，则第一步电离生成H+和，电离方程式为。
21．(1)K4[Fe(CN)6]
(2) >
(3)
(4) 偏大 锌和铜构成原电池，加快反应速率 5 9 收集等体积气体所需时间
【详解】（1）K4[Fe(CN)6] 3H2O的相对分子质量为422，42.2gK4[Fe(CN)6] 3H2O的物质的量为：42.2g÷422g/mol=0.1mol，0.1molK4[Fe(CN)6] 3H2O中含有0.3mol水，含有结晶水的质量为：18g/mol×0.3mol=5.4g，完全失去结晶水时的质量为：42.2g-5.4g=36.8g；根据曲线可知，100℃时K4[Fe(CN)6] 3H2O中结晶水完全失去变成K4[Fe(CN)6]，之后直至加热到400℃K4[Fe(CN)6] 开始分解，所以150℃时固体物质的主要成分为K4[Fe(CN)6]；
故答案为：K4[Fe(CN)6]；
（2）KCN+HCl═KCl+HCN，若是等浓度，生成HCN应该呈酸性，而反应后pH=7呈中性，说明KCN有剩余(KCN水解呈碱性)，所以a>0.01mol/L；的，溶液呈中性则， (等体积混合，原浓度都减半)，，带入公式， ；
故答案为：>；；
（3）根据催化剂的特点，另一个反应一定有Fe3+→Fe2+，反应方程式为；
故答案为：；
（4）如图所示装置中，浓硫酸与锌粒反应的方程式为；无水氯化钙用于干燥混合气体；NaOH溶液用于吸收二氧化硫；量气管测量产生的氢气的体积；
(Ⅰ)氢氧化钠洗气瓶增重是因为吸收SO2的缘故，说明烧瓶中有SO2的生成()，氢氧化钠洗气瓶增重mg， mg，n(SO2)=m/64moL，消耗硫酸的物质的量为mol，因为锌有剩余，因此有mol的硫酸和锌反应产生氢气()，氢气的物质的量为；若撤走盛有无水氯化钙的U形管，混合气体中的水蒸气进入氢氧化钠溶液，导致洗气瓶增重量增大，所以计算时二氧化硫的物质的量增大，二氧化硫与氢气的物质的量之比偏大；
故答案为：；偏大；
(Ⅱ)锌置换出铜，锌和铜构成原电池，加快反应速率；
故答案为：锌和铜构成原电池，加快反应速率；
(Ⅲ)①要对比试验效果，那么除了反应的物质的量不一样以外，要保证其它条件相同，而且是探究硫酸铜量的影响，那么每组硫酸的量要保持相同，五组反应的总体积也应该相同，A组中硫酸为40ml，那么其它组硫酸量也都为40ml，而硫酸铜溶液和水的总量应相同，D中水是5mL，则V5=5mL；B中硫酸铜为1mL，则V7=9mL；
故答案为：5；9；
②反应速率与时间有关系，则为探究氢气生成速率要收集产生的气体，还需记录收集等体积气体所需时间；故答案为：收集等体积气体所需时间。
【点睛】该题综合性较强，考查的知识点较多，明确物质性质是解本题关键。控制变量法探究影响化学反应速率的因素是难点，影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时，需要控制其他条件不变，只改变某一个条件，探究这一条件对反应速率的影响。变量探究实验因为能够考查学生对于图表的观察、分析以及处理实验数据归纳得出合理结论的能力，因而在这几年高考试题中有所考查。解答此类题时，要认真审题，清楚实验目的，弄清要探究的外界条件有哪些。然后分析题给图表，确定一个变化的量，弄清在其他几个量不变的情况下，这个变化量对实验结果的影响，进而总结出规律。然后再确定另一个变量，重新进行相关分析。
22．(1) >
(2) <
(3) Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O 滴入最后一滴Na2S2O3溶液，蓝色变为无色，30s不复原 62％ 偏高
【详解】（1）25℃时，水的离子积常数为1×10-14，温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，t℃水的离子积常数为1×10-12，故t℃>25℃。t℃时0.1mol/L的Na2A溶液的pH=6，溶液呈中性，说明H2A为强酸，则H2A在水溶液中的电离方程式为H2A=2H++A2-。
（2）①从表中可知，相同条件下HF的电离常数大于HClO，则同浓度下F-的水解程度小于ClO-，则pH值NaF②从表中可知，HClO的电离常数大于H2CO3的二级电离常数小于H2CO3的一级电离常数，则CO2通入NaClO溶液中生成HClO和NaHCO3，反应的离子方程式为。
（3）①向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，得电子被还原为Cr3+，I-失电子被氧化为I2，两者反应的离子方程式为Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O。
②K2Cr2O7先与KI的酸性溶液反应生成I2，加入淀粉溶液为指示剂，再加入Na2S2O3与I2反应，生成碘离子，故用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为滴入最后一滴Na2S2O3溶液，溶液由蓝色变为无色，且30s内不复原。
③已知Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O，现消耗的物质的量为2.5×10-4mol，则生成I27.5×10-4mol，又有I2+2S2O=2I-+S4O，消耗Na2S2O31.5×10-3mol，现消耗Na2S2O3溶液25mL，则6g粗产品中含有Na2S2O31.5×10-2mol，粗产品中Na2S2O3·5H2O的质量分数为。
④在取K2Cr2O7溶液时有部分溶液滴到了锥形瓶外，则生成的I2的物质的量偏小，滴定时消耗的Na2S2O3溶液偏少，但是计算时仍按照25mLK2Cr2O7进行计算，使得计算所得的6g粗品中Na2S2O3的物质的量偏大，测定结果偏高。
23． 2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O 4.2 减少Fe元素的损失 98.02%
【分析】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2和两种草酸盐，根据物质的元素组成，可知两种草酸盐分别是FeC2O4、K2C2O4；
(2)根据草酸的第二步电离平衡常数，结合溶液中离子浓度关系计算溶液的c(H+)，然后根据pH=-lgc(H+)计算溶液pH；
(3)①根据溶液成分判断；
②先计算Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，再计算由Fe3+转化产生的Fe2+及溶液中含有的Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，利用电子转移数目相等，可计算出三草酸合铁酸钾晶体的纯度。
【详解】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2、FeC2O4、K2C2O4，则根据原子守恒、电子守恒，可得该反应方程式为：2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O；
(2)草酸的二级电离平衡为：+H+，则Ka2=，由于溶液中c()＝c()，所以Ka2= c(H+)=10-4.2，故溶液的pH=4.2；
(3)①在滤液和洗涤液中都含有Fe2+，将二者合并然后滴定，可减少实验过程中Fe元素的损失；
②步骤II中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)1=c·V=0.1000 mol/L×13.50 mL×10-3 L/mL=1.350×10-3 mol；
步骤IV中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)2=c·V=0.1000 mol/L×15.50 mL×10-3 L/mL=1.550×10-3 mol，根据反应过程中电子转移数目相等可得关系式：5Fe3+～5Fe2+～，n(Fe3+)=5×(1.550×10-3 mol-1.350×10-3 mol)=1.000×10-3 mol，故该晶体的纯度为×100%=98.20%。
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学校:___________姓名：___________班级：___________考号：___________
一、单选题
1．已知25℃时，几种弱酸的电离平衡常数如下：
：，
：，
：，，
则以下反应不能自发进行的是
A．
B．
C．
D．
2．Pb(OH)2难溶于水，25℃时，不同pH下的含铅物种存在以下平衡；
反应1： (aq) Pb(OH)2(s)+OH-(aq) K1=1×100.4
反应2：Pb(OH)2(s) Pb(OH)+(aq)+OH-(aq) K2
反应3：Pb(OH)+(aq) Pb2+(aq)+OH-(aq) K3
如图是溶液中各含铅物种的lgc-pH图，下列说法错误的是
A．直线N表示1gc(Pb2+)与pH的变化关系
B．K2=1×10-7.0
C．b点的横坐标为10.8
D．随溶液pH增加，Pb(OH)2的溶解能力呈现先减小后增大的趋势
3．向1.00 L浓度均为0.0100 的、NaOH混合溶液中通入HCl气体调节溶液pH(忽略溶液体积变化)。其中、、平衡时的分布系数(各含硫物种的浓度与含硫物种总浓度的比值)随HCl气体体积(标况下)的变化关系如图所示(忽略气体的逸出)；已知，代表在该实验条件下的一级电离常数。下列说法正确的是
A．Z点处的
B．从X点到Y点发生的主要反应为
C．当V(HCl)≥672 mL时，
D．若将HCl改为，Y点对应位置不变
4．草酸()是一种二元弱酸。常温下向溶液中滴加NaOH溶液，混合溶液中[X表示或]随pH的变化关系如图所示。下列说法错误的是
A．直线Ⅰ中X表示的是
B．图中：a=-1.22，b=-4.19
C．当时，溶液中
D．对应
5．关于反应 ，达到平衡后，下列说法错误的是
A．升高温度，氯水中的减小
B．取两份氯水，分别滴加溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，后者溶液变蓝色，可以证明上述反应存在限度
C．取氯水稀释，增大
D．氯水中加入少量醋酸钠固体或石灰石，上述平衡均正向移动，且增大
6．某二元弱酸（简写为H2B)溶液，按下式发生一级和二级电离：
H2BH++HB-
HB-H++B2-
已知相同浓度时的电离度a(H2B)>>a(HB-），现有下列四种溶液：
①0.01mol L-1的H2B溶液
②0.01mol L-1的NaHB溶液
③0.02mol L-1的HCl溶液与0.04mol L-1的NaHB溶液等体积混合后的溶液
④0.02mol LL-1的NaOH溶液与0.02mol L-1的NaHB溶液等体积混合后的溶液
下列说法错误的是（ ）
A．溶液④一定显碱性 B．c(H2B)最大的是③
C．c(B2-)最小的是① D．c(H+)最大的是③
7．已知NaClO2在水溶液中能发生水解。常温时，1mol/L的HClO2和1mol/L的HBF4两种酸溶液，起始时的体积均为V0，分别向两溶液中加水稀释至体积为V，pH随的变化如图所示。下列说法不正确的是
A．当稀释至pH均为3时，溶液中c(ClO)=c(BF)
B．在0≤pH≤5时，HBF4满足pH=
C．pH=2时，常温下HClO2的电离平衡常数的数量级为10-4
D．中和等体积、pH均为3的HClO2和HBF4溶液，HClO2溶液消耗NaOH的量更多
8．某多孔储氢材料前驱体结构如图，M、W、X、Y、Z五种元素原子序数依次增大，Z原子最外层电子数是电子层数的3倍。下列说法正确的是
A．Z的氢化物只含极性键
B．原子半径：M>W>X>Y>Z
C．Z的氢化物沸点一定比X的氢化物的沸点高
D．已知H3WO3的解离反应：H3WO3+H2OH++W(OH)，Ka=5.81×10-10，可判断H3WO3是一元弱酸
9．已知T℃时两种弱酸HX 、HY的电离常数分别为5.0 ×10-4、1.7 ×10-5。将pH和体积均相同的这两种酸溶液分别稀释，其pH随加水体积的变化如图所示。下列叙述不正确的是
A．曲线I代表HY溶液
B．两溶液分别与NaOH恰好中和后，溶液中n(Na+ )相同
C．溶液中水的电离程度：b点＜c点
D．从c点到d点，对应酸的电离常数保持不变
10．部分弱电解质的电离常数如下表：
弱电解质
电离常数(25℃)
下列说法错误的是
A．结合的能力：
B．
C．中和等体积、等的和消耗的量前者小于后者
D．25℃时，NaCN的水解平衡常数约为2.0×10-5
二、填空题
11．回答下列问题
(1)实验室经常用硫氰化钾溶液检验Fe3+的存在，写出反应离子方程式 。
(2)在25℃、101kPa时，H2在O2中完全燃烧生成2mol H2O(l)放出571.6kJ的热量，表示H2燃烧的热化学方程式为 。
(3)已知HCN在溶液中存下如下电离平衡：HCNH++CN-，写出HCN的电离平衡常数表达式：Ka= 。
12．①电离平衡常数只与 有关，与浓度无关，且升高温度K值 。
②相同条件下，K值越大，表示该弱电解质越 电离，对应的酸性(或碱性)越 。
③多元弱酸是 电离，逐级减小且一般相差很大，Ka1 Ka2，故溶液中的[H＋]主要由第一步电离程度决定。
④多元弱碱的电离比较复杂，一般看作是一步电离。
13．完成问题。
(1)某浓度的氨水中存在平衡：NH3·H2O +OH-。如想增大的浓度而不增大OH-的浓度，应采取的措施是 (填字母)。
a.加入NH4Cl固体 b.适当升高温度 c.通入NH3 d.加入少量浓盐酸
(2)常温下，有c(H+)相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液，采取以下措施：
①加适量醋酸钠晶体后，醋酸溶液中c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，盐酸中c(H+) 。
②加水稀释10倍后，醋酸溶液中的c(H+) (填“>”“=”或“<”)盐酸中的c(H+)。
③加等浓度的NaOH溶液至恰好中和，所需NaOH溶液的体积：醋酸 (填“>”“=”或“<”)盐酸。
④分别与足量的锌粉发生反应，下列关于氢气体积(V)随时间(t)变化的示意图正确的是 (填字母)。(①表示盐酸，②表示醋酸)
(3)将0.1mol·L-1的CH3COOH加水稀释，有关稀释后醋酸溶液的说法中，正确的是 (填字母)。
a.电离程度增大 b.溶液中离子浓度增大
c.溶液导电性减弱 d.溶液中醋酸分子增多
(4)室温下，在由水电离产生的H＋浓度为1×10-13mol·L-1的溶液中，一定能大量共存的离子组是______。
①K＋、Cl-、、S2- ②K＋、Fe2＋、I-、 ③Na＋、Cl-、、
④Na＋、Ca2＋、Cl-、 ⑤K＋、Ba2＋、Cl-、
A．③⑤ B．①③⑤ C．①③ D．②④⑤
14．硅及其化合物在生活生产中有广泛应用。请按要求回答下列问题。
(1)工业上制备高纯硅的示意图如下：
①根据下图所示物质反应过程中的能量变化，写出用石英砂和焦炭制取粗硅，同时生成CO的热化学方程式： 。
②步骤Ⅱ产物中含有SiHCl3(沸点为33.0℃)，还有少量SiCl4(沸点为57.6℃)和HCl(沸点为-85.1℃)。若先将步骤Ⅱ产物降至室温，提纯SiHCl3，方法是 。所用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要 、 。
(2)已知：硅的最高价氧化物对应的水化物有H2SiO3和原硅酸()。常温下，H2SiO3：=2.0×10-10、=1.0×10-12；H2CO3：=4.5×10-7、=4.7×10-11。
①向盛有饱和Na2SiO3溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入足量CO2；充分反应后，用激光笔照射上述液体时发现有光亮的通路。预测液体颜色的变化： ；写出该反应的离子方程式： 。
②写出原硅酸脱水得到的产物(写两种) 、 。
15．有以下几种物质∶①液态HI ②硫酸氢钠溶液 ③亚硫酸 ④蔗糖 ⑤乙醇 ⑥氯水 ⑦NH3 ⑧氨水 ⑨碳酸氢钠 ⑩稀硫酸
(1)属于电解质的是 ，属于弱电解质的是 ，能导电的是 。
(2)碳酸氢钠的电离方程式为 ，硫酸氢钠在熔融状态下的电离方程式 。
(3)常温下，当①③⑩三种酸溶液的物质的量浓度相同时，c(H+)由大到小的顺序是 ；若①③⑩三种酸溶液的pH相等，则中和等体积等物质的量浓度的氢氧化钠溶液，所需酸溶液的体积由大到小的顺序是 。
(4)已知298K时，NH3·H2O的电离平衡常数为Kb=1.8×10-5，求0.1mo/L氨水的c(OH-)= mol/L。(注∶平衡时的NH3·H2O浓度可近似等于0.1mol/L， =1.34)
16．Ⅰ.25℃时，、、三种酸分两步电离，它们的电离平衡常数如表。
(1)是 元酸。
(2)在相同条件下，试比较、和的酸性从强到弱顺序为 。
(3)向溶液中加入足量溶液，反应的离子方程式为 。
Ⅱ.甲、乙两位同学设计用实验确定某酸HA是弱电解质，存在电离平衡，且改变条件平衡发生移动。实验方案如图：
甲：取纯度相同，质量、大小相等的锌粒于两只试管中，同时加入的HA、溶液各，按图装好，观察现象。
乙：测定物质的量浓度均为和溶液的氢离子浓度。
(4)甲方案中，说明HA是弱电解质的实验现象是 ；乙方案中说明HA是弱电解质的理由是： 。
(5)甲同学为了进一步证明弱电解质电离平衡移动的情况，用浓度均为的HA和溶液，按表中数据配制总体积相同的系列溶液(混合后体积变化忽略不计)，测定氢离子浓度，记录数据。
序号
Ⅰ 40.00 / / 0
Ⅱ 4.00 / 36.00 0
…
Ⅶ 4.00 3.00 33.00
Ⅷ 4.00 4.00 32.00
①由实验Ⅰ和Ⅱ可知，稀释HA溶液，电离平衡 (填“正”或“逆”)向移动；结合表中数据，给出判断理由： 。
②由实验Ⅱ~Ⅷ可知，增大浓度，HA电离平衡逆向移动。
(6)乙同学查资料得室温下HA的电离平衡常数，则溶液中，HA的电离度为 。
17．25℃时，有0.01mol·L-1的醋酸溶液，试回答下列问题：
(1)写出醋酸的电离平衡常数表达式： 。
(2)达到平衡时，溶液中c(H+)= (25℃时，醋酸的Ka=1.75×10-5)。
(3)当向该溶液中加入一定量的盐酸时，溶液中的c(H+) (填“增大”“减小”或“不变”，下同)，c(CH3COO-) ，电离常数 。
18．研究弱电解质的电离，有重要的实际意义。
Ⅰ．有机酸醋酸
(1)保持温度不变，向醋酸溶液中通入一定量的氨气，下列量将变小的是___________。
A．c(CH3COO－) B．c(H＋)
C．c(OH－) D．CH3COOH电离平衡常数
(2)将0.1 mol L 1CH3COOH溶液加水稀释，c(CH3COO－)/c(CH3COOH)的比值将 (填“变大”、“不变”或“变小”)。
Ⅱ．对比弱酸酸性相对强弱
(3)某些弱酸在25℃时的电离常数如下：
化学式 CH3COOH HSCN HCN HClO H2CO3
电离常数
①下列反应可以发生的是 (填字母)。
A．CH3COOH＋Na2CO3=NaHCO3＋CH3COONa
B．CH3COOH＋NaCN=CH3COONa＋HCN
C．CO2＋H2O＋2NaClO=Na2CO3＋2HClO
D．NaHCO3＋HCN=NaCN＋H2O＋CO2↑
②将20mL 1 mol L 1 CH3COOH溶液和20mL 1 mol L 1HSCN溶液分别与20mL 1 mol L 1 NaHCO3溶液混合，画出产生的CO2气体体积(V)随时间(t)的变化关系图，并注明对应酸的化学式 。
19．已知室温时，0.1mol/L的某一元酸HA在水中有0.1%发生电离，回答下列各问题：
(1)该溶液的pH= 。
(2)HA的电离平衡常数K= 。
(3)升高温度时，K将 (填“增大”“减小”或“不变”)，pH将 (填“增大”“减小”或“不变”)。
20．25℃时，两种常见酸的电离平衡常数如表所示。
(1)①的电离平衡常数表达式K= 。
②、、、结合的能力由强到弱的顺序为 ；向溶液中通入足量反应的离子方程式为 。
(2)已知为n元弱酸。
①写出与足量NaOH反应的离子方程式： 。
②的电离方程式为 (写第一步电离)。
三、实验题
21．食盐中的抗结剂是亚铁氰化钾，其化学式为K4[Fe(CN)6] 3H2O。
42.2gK4[Fe(CN)6] 3H2O(M=422g/mol)样品受热脱水过程的热重曲线(样品质量随温度的变化曲线)如下图所示。
(1)试确定150℃时固体物质的化学式为 。
(2)在25℃下，将a mol L-1的KCN(pH>7)溶液与0.01mol L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时，测得溶液pH=7，则KCN溶液的物质的量浓度a 0.01mol L-1(填“>”、“＜”或“=”)；用含a的代数式表示HCN的电离常数Ka= 。
(3)在Fe2+、Fe3+的催化作用下，可实现2SO2+O2+2H2O=2H2SO4的转化。已知，含SO2的废气通入Fe2+、Fe3+的溶液时，其中一个反应的离子方程式为4Fe2++ O2+ 4H+= 4Fe3++ 2H2O，则另一反应的离子方程式为 。
(4)不同浓度的硫酸与锌反应时，硫酸可以被还原为SO2，也可被还原为氢气。为了验证这一事实，某同学拟用下图装置进行实验(实验时压强为10lkPa，温度为0℃)。
(I)若在烧瓶中投入d g锌，加入一定量的c mol/L浓硫酸V L，充分反应后锌有剩余，测得氢氧化钠洗气瓶增重mg，则整个实验过程产生的气体中n(H2)= (用含字母的代数式表示)。若撤走盛有无水氯化钙的U形管，n(SO2)/n(H2)的数值将 (填偏大、偏小或无影响)。
(II)在硫酸中加入硫酸铜可以加快氢气的生成速率的原因： 。
(III)为进一步探究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，某同学设计如下一系列实验，将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn粒的反应瓶中。
实验 溶液 A B C D E
5mol/LH2SO4/mL 40 V1 V2 V3 V4
饱和CuSO4/mL 0 1 2 V5 10
H2O/mL V6 V7 V8 5 0
①完成此实验设计，其中V5= V7= 。
②为探究氢气生成速率要收集产生的气体，还需记录： 。
22．回答下列问题：
(1)已知时，水的离子积常数，该温度下测得溶液的。则 25℃(填“>”、“<”或“=”)。在水溶液中的电离方程式为 。
(2)已知氢氟酸、次氯酸、碳酸在室温下的电离常数分别为：
根据上述数据，回答下列问题：
①比较同浓度的、溶液的值大小： 。(填“>”、“<”或“=”)
②少量的通入溶液中，写出反应的离子方程式 。
(3)用氧化还原滴定方法测定粗品中Na2S2O3 5H2O的质量分数(Na2S2O3 5H2O的式量为248)。
实验步骤：称取6g粗品配制250mL的溶液待用。用酸式滴定管取25.00mL0.01mol L-1K2Cr2O7溶液于锥形瓶中，然后加入过量的KI溶液并酸化，加几滴淀粉溶液，立即用配制的Na2S2O3溶液滴定至终点(反应为I2+2S2O=2I-+S4O)，消耗Na2S2O3溶液25.00mL。
回答下列问题：
①向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，Cr2O被还原成Cr3+，写出该反应的离子方程式： 。
②用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为 。
③粗品中Na2S2O3 5H2O的质量分数为 。
④若在取K2Cr2O7溶液时有部分溶液滴到了锥形瓶外。则测定结果 (填“偏高”“偏低”或“不变”)。
23．三草酸合铁酸钾晶体化学式为K3[Fe(C2O4)3]·3H2O(摩尔质量为491 g·mol-1)，可用于晒制蓝图。
(1)晒制蓝图时，用三草酸合铁酸钾晶体作感光剂，光照时生成CO2和两种草酸盐，反应的化学方程式为 。
(2)已知25℃，H2C2O4的Ka1＝10-1.2，Ka2＝10-4.2。向三草酸合铁酸钾溶液中加入盐酸，当溶液中c()＝c()时，溶液的pH＝ 。
(3)某三草酸合铁酸钾晶体中含有少量的FeC2O4，为测定其纯度，进行如下实验：
步骤Ⅰ：称取5.000 g三草酸合铁酸钾晶体，配制成250 mL溶液。
步骤Ⅱ：取25.00 mL溶液，用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定至终点，消耗KMnO4溶液13.50 mL。
步骤Ⅲ：另取25.00 mL溶液，加入过量铜粉，过滤，洗涤，将滤液和洗涤液合并。
步骤Ⅳ：用0.1000 mol·L-1酸性KMnO4溶液滴定合并后的溶液至终点，消耗KMnO4溶液15.50 mL。
已知：酸性条件下可氧化Fe2+、，被还原成Mn2+。
①步骤Ⅲ中将滤液和洗涤液合并的目的是 。
②计算该三草酸合铁酸钾晶体的纯度，写出计算过程 。
试卷第1页，共3页
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参考答案：
1．B
【分析】根据电离常数的意义，对于弱酸而言，电离常数越大，酸性越强，根据已知，以上几种酸的酸性强弱为>>>；再根据强酸制弱酸原理判断反应是否发生；
【详解】A．酸性：>，所以反应，能发生，故A不选；
B．酸性：>，所以反应，不能发生，故B选；
C．酸性：>，所以反应，能发生，故C不选；
D．酸性：>>，在碳酸钠溶液中加入足量溶液，可以发生反应，故D不选;
故选B。
2．C
【详解】A．在强酸性环境下Pb2+浓度最大，强碱性环境下Pb2+浓度最小，可知直线N表示lgc(Pb2+)与pH的变化关系，选项A正确；
B．a点c(H+)=1×10-6.3mol·L-1 c(OH-)=1×10-7.7mol·L-1，c[Pb(OH)+]=1×100.7mol·L-1，计算可得K2=c(OH-)×c[Pb(OH)+]=1×10-7.0，选项B正确；
C．反应1和反应2相加得：Pb(OH)3(aq)-Pb(OH)+(aq)+2OH-(aq)， K=K1×K2=1×10-6.。6，b点时c[Pb(OH)+]=c[]，则K=c2(OH-)=1×10-6.6，c(H+)=1×10-10.7mol·L-1，pH=10.7，选项C错误；
D．由题图可知，Pb(OH)2是两性氢氧化物，在强酸性环境下主要以Pb2+的形式存在，碱性增强时，先转化为难溶的Pb(OH)2，溶解的物质的量减少，碱性继续增强时，又转化为，溶解的物质的量又增大，选项D正确；
答案选C。
3．A
【详解】A．，故，A正确；
B．随着HCl的通入，从X点到Y点发生的主要反应，B错误；
C．由题意知n(Na2SO3)=0.01mol ，n(NaOH)=0.01mol，通入的HCl先与NaOH反应，再与Na2SO3反应，反应的化学方程式为NaOH+HCl=NaCl+H2O，0.01molNaOH消耗0.01molHCl，Na2SO3+2HCl=2NaCl+H2SO3，0.01mol Na2SO3消耗0.02molHCl，V(HCl) ≥672mL，则n(HCl) ≥0.03mol故NaOH和Na2SO3完全反应，忽略SO2气体的逸出，则溶液中0.01mol的H2SO3，只要存在H2SO3就存在其电离平衡，c() 、c 都不等于0，C错误；
D．若将HCl改为NO2，NO2具有氧化性将与 发生氧化还原反应，被氧化为，溶液中不会有，D错误；
答案选A。
4．C
【分析】二元弱酸草酸的> ，当lgX=0时 , pH=-lgc( H+)=-lgK , pH1=1.22< pH2=4.19,，表明K1=10-1.22>K2=10-4.19，所以直线Ⅰ中X表示的是，Ⅱ表示lg与pH的变化关系，以此解答。
【详解】A．根据分析，直线Ⅰ中X表示的是，A正确；
B．根据分析，K1=10-1.22，K2=10-4.19，可得a=-1.22，b=-4.19，B正确；
C．pH＝4.19时，溶液中K1=10-1.22=，K2=10-4.19=
K1×K2=×==10-5.41，得=1，，C错误；
D．电荷守恒:c(Na+)+c (H+)= +2+c(OH-)，当c(HC2O)+2c(C2O)时，c(H+)=c(OH-)，对应pH=7，D正确；
故选C。
5．B
【详解】A．反应 ，升高温度，平衡逆向移动，氯水中的c (HClO)减小，故A正确；
B．取两份氯水，分别滴加AgNO3溶液和淀粉KI溶液，若前者有白色沉淀，说明溶液中存在氯离子，而Cl2和HClO均能氧化碘离子为碘单质，溶液变蓝色，则不可以证明上述反应存在限度，故B错误；
C．次氯酸存在电离平衡HClOH+ +C1O，其中氢离子浓度等于氯离子浓度，则，加水稀释，c(ClO-)减小，Ka(HClO)不变，所以该比值增大，故C正确；
D．氯水中加入少量醋酸钠固体，生成醋酸根离子，溶液中的氢离子和醋酸根离子反应生成醋酸弱电解质，加入石灰石，与氢离子反应，反应的平衡均正向移动，c(HClO)增大，故D正确；
故选B。
6．D
【详解】0.02mol/L的HCl与0.04mol/L的NaHB溶液等体积混合液HCl与NaHB反应：NaHB+HCl=NaCl+H2B，所以③中相当于含有0.01mol/LH2B和0.01mol/LNaHB；0.02mol/L的NaOH与0.02mol/L的NaHB溶液等体积混合NaOH+NaHB=Na2B+H2O ，所以④中相当于含有0.01mol/LNa2B，根据以上分析，四种溶液分别为
①0.01mol/L的H2B溶液
②0.01mol/L的NaHB溶液
③0.01mol/LH2B和0.01mol/LNaHB
④0.01mol/LNa2B
A．根据分析，溶液④0.01mol/LNa2B，为强碱弱酸盐，溶液一定显碱性，故A正确；
B．根据同离子效应，由于③中NaHB抑制H2B的电离，则③中H2B电离程度比①H2B电离程度小，则c(H2B)最大的是③，故B正确；
C．由于正盐溶液中c(B2-)浓度必然是最大的，弱酸H2B的二级电离成B2-最难，则c(B2-)最小的是①，故C正确；
D．因弱酸的一级电离为酸性的主要来源，由于相同浓度时的电离度a(H2B) ＞＞a(HB-)，c(H+)最大的是①，故D错误；
答案选D。
7．C
【分析】当=1时，根据V=V0时，即起始时，对于HClO2溶液，已知NaClO2在水溶液中能发生水解，说明HClO2不完全电离，上方曲线为HClO2溶液，下方为1mol/L的HBF4，pH=0，证明HBF4为强酸，以此解答。
【详解】A．HClO2和HBF4两种酸溶液中都存在电荷守恒c(H+)= c(ClO)+c(OH-)，c(H+)= c(BF)+c(OH-)，当稀释至pH均为3时，二者c(H+)和c(OH-)相等，则c(ClO)=c(BF)，故A正确；
B．图象分析可知在0≤pH≤5时，当=1时，=0=pH，当=5，=4=pH，HBF4满足pH=，故B正确；
C．由分析可知，上方曲线为HClO2溶液，起始时HClO2溶液的pH为1，起始浓度为1mol/L，HClO2的电离平衡常数K=，稀释HClO2溶液不会改变其电离常数，当pH=2时，常温下HClO2的电离平衡常数的数量级为10-2，故C错误；
D．由分析可知，HClO2是弱酸，HBF4是强酸，等体积、pH均为3的HClO2和HBF4溶液中，HClO2溶液的浓度更大，完全中和消耗NaOH的量更多，故D正确；
故选C。
8．D
【分析】Z原子最外层电子数是电子层数的3倍，则Z是O；根据结构图中元素成键规律， W是B、X是C、Y是N。
【详解】A．O的氢化物有H2O、H2O2，H2O2中含极性键、非极性键，A错误；
B．电子层数越多，原子半价越大，同周期元素从左到右原子半径减小，原子半径：B＞C＞N＞O＞H，B错误；
C．X是C元素、Z是O元素，C能形成多种氢化物，有些C的氢化物呈固态，所以O的氢化物的沸点不一定比C的氢化物的沸点高，C错误；
D．W为B元素，，，说明只发生一步电离，可判断是一元弱酸，D正确；
故选D。
9．B
【详解】A．T℃时两种弱酸HX 、HY的电离常数分别为5.0 ×10-4、1.7 ×10-5，酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，酸性HX＞HY，pH相同的HX和HY分别加水稀释相同的倍数，pH值变化较大的酸性强，根据图知，曲线I表示HY、曲线II表示HX，故A正确；
B．酸性HX＞HY，HY的酸性较弱，则等pH的两溶液，c(HY)>c(HX)，两溶液分别与NaOH恰好中和后，HY消耗NaOH更多，则HY溶液中n(Na+ )更大，故B错误；
C．酸抑制水电离，酸性越强，抑制水电离程度越大，b点、c点的酸性：b点＞c点，所以水的电离程度：b点＜c点，故C正确；
D．从c点到d点，温度不变，则对应酸的电离常数保持不变，故D正确；
故选：B。
10．B
【详解】A. 算的电离平衡常数越大，酸的电离程度越大，酸的酸性越强，则其对应的酸根离子结合的能力越弱，酸的电离平衡常数，酸性，则酸根离子结合氢离子能力：，故A正确；
B. 电离平衡常数小于碳酸第一步电离平衡常数而大于碳酸第二步电离平衡常数，强酸能和弱酸盐反应生成弱酸，所以，故B错误；
C. 酸的电离平衡常数：，电离程度：，相同pH的和的浓度，等体积等pH的和：分别于溶液发生中和反应，消耗的量与酸物质的量成正比，所以消耗的量：，故C正确；
D. 5℃时，NaCN的水解平衡常数约为，故D正确。
故答案为：B。
11．(1)Fe3+ + 3SCN—Fe(SCN)3
(2)H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH =-285.8kJ·mol-1 或2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH =-571.6kJ·mol-1
(3)
【详解】（1）Fe3+和硫氰化钾溶液之间反应会产生红色的络合物，反应离子方程式为：Fe3+ + 3SCN—Fe(SCN)3；
（2）在101kPa时，H2在1.00molO2中完全燃烧生成2.00mol液态H2O，放出571.6kJ的热量，即2mol氢气完全燃烧放出571.6kJ的热量，则氢气的燃烧热的热化学方程式为：H2(g)+ O2(g)=H2O(l) ΔH =-285.8kJ·mol-1 或2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH =-571.6kJ·mol-1；
（3）HCN在溶液中存下如下电离平衡：HCNH++CN-，HCN的电离平衡常数表达式Ka=。
12． 温度 增大 易 强 分步 >
【解析】略
13．(1)ad
(2) 减小 减小 > > c
(3)ac
(4)A
【详解】（1）A．加入氯化铵固体，c()增大，平衡逆向移动，c(OH-)减小，故A选；
B．适当升高温度，平衡正向移动，c()增大，c(OH-)增大，故B不选；
C．向氨水中通入氨气，c()增大，c(OH-)增大，故C不选；
D．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()增大，c(OH-)减小，故D选；
答案是AD；
（2）①醋酸溶液中存在平衡：CH3COOH CH3COO-+H+，加适量醋酸钠晶体后，溶液中 c(CH3COO ) 增大，抑制醋酸电离，导致其溶液中c(H+)减小；向盐酸中加入酸钠晶体，醋酸钠和盐酸反应生成酸，导致溶液中 c(H+) 减小；
②c(H+) 相同、体积相同的醋酸和盐酸两种溶液分别加水稀释后，溶液中氢离子浓度都减小，但醋酸是弱酸存在电离平衡，又电离出氢离子，醋酸溶液氢离子浓度减小的更少，故稀释后醋酸溶液中的 c(H+)>盐酸溶液中的 c(H+)；
③c(H+) 相同、体积相同的酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，加等浓度的 NaOH 溶液至恰好中和，醋酸消耗的 NaOH 溶液体积更大；
④c(H+) 相同、体积相同的醋酸和盐酸，醋酸的物质的量大于盐酸，且二者都是一元酸，所以分别与足量的锌反应，醋酸产生的氢气比盐酸多，开始时c(H+) 相同，开始反应速率相同，反应一旦开始，醋酸溶液还会电离出新的c(H+) ，即随后酸溶液电高出的c(H+) 大于盐酸，醋酸与Zn的反应速率较快，生成相同体积的氢气时，醋酸所用时间更少，选项中c符合；
（3）a．加水稀释，促进醋酸的电离，电离程度增大，故a正确；
b．醋酸的电离程度增大，但溶液中离子浓度减小，故b错误；
c．溶液中离子浓度减小，溶液导电性减弱了，故c正确；
d．醋酸的电离程度增大了，溶液中醋酸分子减少了，故d错误；
故答案为：abc；
（4）由水电离产生的H+浓度为1×10－13mol/L的溶液，抑制水的电离，说明该溶液为酸性或碱性溶液；
①若为酸性溶液，则H+、与S2－会发生氧化还原反应不能大量共存，①错误；
②若为碱性溶液，则Fe2+不能大量共存，②错误；
③四种离子在酸性或碱性条件下都能大量共存，③正确；
④酸性和碱性条件下均不能大量共存，④错误；
⑤四种离子在酸性或碱性条件下都能大量共存，⑤正确；
所以答案选A。
14．(1) SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g) ΔH=+638.4kJ·mol-1 蒸馏 蒸馏烧瓶 直形冷凝管
(2) 溶液红色变浅至褪色 Si+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HC H2SiO3 SiO2
【详解】（1）①根据两个反应过程能量变化图像可知： Ⅰ．Si(s)+O2(g)SiO2(s) ΔH=-859.4kJ·mol-1；Ⅱ．2C(s)+O2(g)2CO(g) ΔH=-221.0kJ·mol-1；根据盖斯定律Ⅱ-Ⅰ得热化学方程式SiO2(s)+2C(s)Si(s)+2CO(g) ΔH=-221.0kJ·mol-1+859.4kJ·mol-1=+638.4kJ·mol-1；
②若先将步骤Ⅱ产物降至室温，根据SiHCl3、SiCl4沸点不同，用蒸馏法提纯SiHCl3。蒸馏装置图为 ，用到的玻璃仪器除酒精灯、温度计、锥形瓶、尾接管外，还需要蒸馏烧瓶、直形冷凝管。
（2）①弱酸的电离平衡常数越大其酸性越强，根据题给数据可得酸性：H2CO3>H2SiO3>HC>HSi，向盛有饱和Na2SiO3溶液(滴有酚酞溶液)的试管中通入足量CO2，生成硅酸胶体和碳酸氢钠，该反应的离子方程式Si+2CO2+2H2O=H2SiO3(硅胶)+2HC；Na2SiO3溶液中Si发生水解而使溶液呈碱性，滴加酚酞开始溶液为红色，随着CO2通入，Na2SiO3反应生成H2SiO3，溶液碱性减弱，溶液由红色逐渐变无色；
②原硅酸()脱去一分子水得到的产物是H2SiO3，脱去两分子水得到的产物是SiO2。
15．(1) ①③⑨ ③ ②⑥⑧⑩
(2) NaHCO3=Na++HCO NaHSO4=Na++HSO
(3) ⑩>①>③ ⑩=①>③
(4)1.34×10-3mol/L
【详解】（1）电解质指在水溶液中或在熔融状态下就能够导电的化合物，属于电解质的是①液态HI，③亚硫酸，⑨碳酸氢钠；弱电解质包含弱酸、弱碱、水，属于弱电解质的是③亚硫酸；有自由移动的离子或自由移动的电子的物质能导电，所以能导电的是②硫酸氢钠溶液，⑥氯水，⑧氨水，⑩稀硫酸；
（2）碳酸氢钠属于强电解质，在水中的电离方程式为NaHCO3=Na++HCO；硫酸氢钠在熔融状态下的电离方程式NaHSO4=Na++HSO；
（3）稀硫酸和HI是强酸，亚硫酸是弱酸，稀硫酸是二元强酸，HI是一元强酸，因而常温下，当三种酸溶液的物质的量浓度相同时，由大到小的顺序是⑩>①>③；若三种酸溶液的pH相等时，亚硫酸在中和过程中会电离生成新的氢离子，因而消耗的氢氧化钠的体积是③>①=⑩；
（4）依据，可计算出=。
16．(1)二
(2)
(3)
(4) 加入HA溶液后，试管上方的气球鼓起慢 测得的HA溶液
(5) 正 实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的比原来的要大
(6)1％
【详解】（1）根据表格数据客户自，是二元弱酸；
（2）电离常数越大，酸性越强，根据表格中数据可知，酸性从强到弱顺序为；
（3）酸性 ，根据强酸制备弱酸的原理，则向溶液中加入足量溶液，反应的离子方程式为；
（4）甲方案中，加入酸后，试管上方的气球鼓起慢说明同浓度的两种酸中HA的氢离子浓度小于盐酸中的氢离子浓度，则HA为弱电解质；乙方案中说明HA是弱电解质的理由是：若HA是强酸，则全部电离，氢离子浓度为0.1 mol L 1，当测得0.1 mol L 1的HA溶液中氢离子浓度小于0.1 mol L 1，则说明HA为弱电解质；
（5）实验Ⅰ所得溶液的，实验Ⅱ的溶液中为实验Ⅰ的，稀释过程中，若电离平衡不移动，则实验Ⅱ所得溶液的，但实际溶液的，说明稀释过程中，溶液中增大，即电离平衡正向移动；判断理由：实验Ⅱ相较于实验Ⅰ，醋酸溶液稀释了10倍，而实验Ⅱ的比原来的要大；
（6）由HA的电离常数可知，0.lmol·L-1HA溶液中氢离子浓度为==10—3mol/L，则HA的电离度为×100%=1%。
17．(1)K=
(2)4.18×10-4mol·L-1或mol·L-1
(3) 增大 减小 不变
【解析】(1)
电离平衡常数为生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的商，即K=；
(2)
c(H+)==mol/L=4.18×10 -4 mol L-1；
(3)
向醋酸中加入盐酸，氯化氢电离出氢离子，导致溶液中c(H+)增大，抑制醋酸电离，则c (CH3COO-)减小；电离平衡常数只与温度有关，温度不变，则醋酸的电离平衡常数不变。
18．(1)B
(2)变大
(3) AB
【详解】（1）A．向醋酸溶液中通入一定量的氨气，氨气消耗醋酸电离出的氢离子，氢离子浓度降低，平衡正向移动，c(CH3COO－)增大，故A不符合题意；B．根据A选项分析得到c(H＋)变小，故B符合题意；C．溶液中氢离子浓度降低，则c(OH－)增大，故C不符合题意；D．CH3COOH电离平衡常数与温度有关，温度不变，平衡常数不变，故D不符合题意；综上所述，答案为：B。
（2）将0.1 mol L 1CH3COOH溶液加水稀释，氢离子浓度减小，因此的比值将变大；故答案为：变大。
（3）①根据电离平衡常数得到酸的强弱顺序为HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HClO＞HCN＞；A．假设CH3COOH＋Na2CO3=NaHCO3＋CH3COONa能发生，则得到酸强弱顺序：CH3COOH＞，与题知信息符合，则能发生，故A符合题意；B．假设CH3COOH＋NaCN=CH3COONa＋HCN能发生，则得到酸强弱顺序：CH3COOH＞HCN，与题知信息符合，则能发生，故B符合题意；C．假设CO2＋H2O＋2NaClO=Na2CO3＋2HClO能发生，则得到酸强弱顺序：＞HClO，与题知信息不符合，则不能发生，故C不符合题意；D．假设NaHCO3＋HCN=NaCN＋H2O＋CO2↑能发生，则得到酸强弱顺序：HCN＞H2CO3，与题知信息不符合，则不能发生，故D不符合题意；综上所述，答案为：AB。
②将20mL 1 mol L 1 CH3COOH溶液和20mL 1 mol L 1HSCN溶液分别与20mL 1 mol L 1 NaHCO3溶液混合，由于酸强弱顺序：HSCN＞CH3COOH，HSCN与NaHCO3溶液反应产生的CO2气体快，反应完消耗的时间短，因此它们产生二氧化碳气体体积(V)随时间(t)的变化关系图为；故答案为：。
19．(1)4
(2)1×10-7
(3) 增大 减小
【详解】（1）由HAH++A-可知，该溶液中c(H+)=0.1mol/L×0.1%=10-4mol/L，pH=-lgc(H+)=-lg10-4=4；答案为4。
（2）由HAH++A-可知，HA的电离平衡常数K=，由于酸的电离程度较小，所以溶液中存在c(H+)≈c(A-)=10-4mol/L、c(HA)≈0.1mol/L，电离平衡常数K===1×10-7；答案为1×10-7。
（3）由HAH++A-可知，弱电解质的电离是吸热反应，升高温度促进弱电解质电离，即上述平衡正向移动，所以电离平衡常数K增大，溶液中氢离子浓度增大，溶液的pH减小；答案为增大；减小。
20．(1)
(2)
【详解】（1）①电离生成、H+，则的电离平衡常数表达式Ka=；
②酸的电离平衡常数越大，酸的酸性越强，其对应酸根离子结合H+的能力越弱。根据电离平衡常数知，酸性： H2SO3 >H2CO3>>，则结合H+的能力由强到弱的顺序为>>>。则Na2SO3溶液中通入足量CO2反应生成、，反应的离子方程式为CO2+H2O+=+；
（2）①是n元弱酸。主要以电解质分子存在，当NaOH足量时与NaOH反应生成正盐和H2O，离子方程式为；
②是n元弱酸，分步电离，每一步都存在电离平衡，则第一步电离生成H+和，电离方程式为。
21．(1)K4[Fe(CN)6]
(2) >
(3)
(4) 偏大 锌和铜构成原电池，加快反应速率 5 9 收集等体积气体所需时间
【详解】（1）K4[Fe(CN)6] 3H2O的相对分子质量为422，42.2gK4[Fe(CN)6] 3H2O的物质的量为：42.2g÷422g/mol=0.1mol，0.1molK4[Fe(CN)6] 3H2O中含有0.3mol水，含有结晶水的质量为：18g/mol×0.3mol=5.4g，完全失去结晶水时的质量为：42.2g-5.4g=36.8g；根据曲线可知，100℃时K4[Fe(CN)6] 3H2O中结晶水完全失去变成K4[Fe(CN)6]，之后直至加热到400℃K4[Fe(CN)6] 开始分解，所以150℃时固体物质的主要成分为K4[Fe(CN)6]；
故答案为：K4[Fe(CN)6]；
（2）KCN+HCl═KCl+HCN，若是等浓度，生成HCN应该呈酸性，而反应后pH=7呈中性，说明KCN有剩余(KCN水解呈碱性)，所以a>0.01mol/L；的，溶液呈中性则， (等体积混合，原浓度都减半)，，带入公式， ；
故答案为：>；；
（3）根据催化剂的特点，另一个反应一定有Fe3+→Fe2+，反应方程式为；
故答案为：；
（4）如图所示装置中，浓硫酸与锌粒反应的方程式为；无水氯化钙用于干燥混合气体；NaOH溶液用于吸收二氧化硫；量气管测量产生的氢气的体积；
(Ⅰ)氢氧化钠洗气瓶增重是因为吸收SO2的缘故，说明烧瓶中有SO2的生成()，氢氧化钠洗气瓶增重mg， mg，n(SO2)=m/64moL，消耗硫酸的物质的量为mol，因为锌有剩余，因此有mol的硫酸和锌反应产生氢气()，氢气的物质的量为；若撤走盛有无水氯化钙的U形管，混合气体中的水蒸气进入氢氧化钠溶液，导致洗气瓶增重量增大，所以计算时二氧化硫的物质的量增大，二氧化硫与氢气的物质的量之比偏大；
故答案为：；偏大；
(Ⅱ)锌置换出铜，锌和铜构成原电池，加快反应速率；
故答案为：锌和铜构成原电池，加快反应速率；
(Ⅲ)①要对比试验效果，那么除了反应的物质的量不一样以外，要保证其它条件相同，而且是探究硫酸铜量的影响，那么每组硫酸的量要保持相同，五组反应的总体积也应该相同，A组中硫酸为40ml，那么其它组硫酸量也都为40ml，而硫酸铜溶液和水的总量应相同，D中水是5mL，则V5=5mL；B中硫酸铜为1mL，则V7=9mL；
故答案为：5；9；
②反应速率与时间有关系，则为探究氢气生成速率要收集产生的气体，还需记录收集等体积气体所需时间；故答案为：收集等体积气体所需时间。
【点睛】该题综合性较强，考查的知识点较多，明确物质性质是解本题关键。控制变量法探究影响化学反应速率的因素是难点，影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时，需要控制其他条件不变，只改变某一个条件，探究这一条件对反应速率的影响。变量探究实验因为能够考查学生对于图表的观察、分析以及处理实验数据归纳得出合理结论的能力，因而在这几年高考试题中有所考查。解答此类题时，要认真审题，清楚实验目的，弄清要探究的外界条件有哪些。然后分析题给图表，确定一个变化的量，弄清在其他几个量不变的情况下，这个变化量对实验结果的影响，进而总结出规律。然后再确定另一个变量，重新进行相关分析。
22．(1) >
(2) <
(3) Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O 滴入最后一滴Na2S2O3溶液，蓝色变为无色，30s不复原 62％ 偏高
【详解】（1）25℃时，水的离子积常数为1×10-14，温度越高，水的电离程度越大，水的离子积常数越大，t℃水的离子积常数为1×10-12，故t℃>25℃。t℃时0.1mol/L的Na2A溶液的pH=6，溶液呈中性，说明H2A为强酸，则H2A在水溶液中的电离方程式为H2A=2H++A2-。
（2）①从表中可知，相同条件下HF的电离常数大于HClO，则同浓度下F-的水解程度小于ClO-，则pH值NaF
（3）①向K2Cr2O7溶液中加入过量的KI溶液并酸化，得电子被还原为Cr3+，I-失电子被氧化为I2，两者反应的离子方程式为Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O。
②K2Cr2O7先与KI的酸性溶液反应生成I2，加入淀粉溶液为指示剂，再加入Na2S2O3与I2反应，生成碘离子，故用Na2S2O3溶液滴定至终点的现象为滴入最后一滴Na2S2O3溶液，溶液由蓝色变为无色，且30s内不复原。
③已知Cr2O+ 6I- + 14H+ = 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O，现消耗的物质的量为2.5×10-4mol，则生成I27.5×10-4mol，又有I2+2S2O=2I-+S4O，消耗Na2S2O31.5×10-3mol，现消耗Na2S2O3溶液25mL，则6g粗产品中含有Na2S2O31.5×10-2mol，粗产品中Na2S2O3·5H2O的质量分数为。
④在取K2Cr2O7溶液时有部分溶液滴到了锥形瓶外，则生成的I2的物质的量偏小，滴定时消耗的Na2S2O3溶液偏少，但是计算时仍按照25mLK2Cr2O7进行计算，使得计算所得的6g粗品中Na2S2O3的物质的量偏大，测定结果偏高。
23． 2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O 4.2 减少Fe元素的损失 98.02%
【分析】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2和两种草酸盐，根据物质的元素组成，可知两种草酸盐分别是FeC2O4、K2C2O4；
(2)根据草酸的第二步电离平衡常数，结合溶液中离子浓度关系计算溶液的c(H+)，然后根据pH=-lgc(H+)计算溶液pH；
(3)①根据溶液成分判断；
②先计算Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，再计算由Fe3+转化产生的Fe2+及溶液中含有的Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量，利用电子转移数目相等，可计算出三草酸合铁酸钾晶体的纯度。
【详解】(1)K3[Fe(C2O4)3]·3H2O光照分解，产生CO2、FeC2O4、K2C2O4，则根据原子守恒、电子守恒，可得该反应方程式为：2K3[Fe(C2O4)3]·3H2O2FeC2O4+3K2C2O4+2CO2↑+6H2O；
(2)草酸的二级电离平衡为：+H+，则Ka2=，由于溶液中c()＝c()，所以Ka2= c(H+)=10-4.2，故溶液的pH=4.2；
(3)①在滤液和洗涤液中都含有Fe2+，将二者合并然后滴定，可减少实验过程中Fe元素的损失；
②步骤II中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)1=c·V=0.1000 mol/L×13.50 mL×10-3 L/mL=1.350×10-3 mol；
步骤IV中Fe2+、消耗的KMnO4的物质的量n(KMnO4)2=c·V=0.1000 mol/L×15.50 mL×10-3 L/mL=1.550×10-3 mol，根据反应过程中电子转移数目相等可得关系式：5Fe3+～5Fe2+～，n(Fe3+)=5×(1.550×10-3 mol-1.350×10-3 mol)=1.000×10-3 mol，故该晶体的纯度为×100%=98.20%。
答案第1页，共2页
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