中小学教育资源及组卷应用平台
选修4综合测试（原卷版）
第I卷（选择题）
一、单选题
1．已知：2CO(g)＋O2(g)=2CO2(g)；ΔH＝－566
kJ·mol－1
N2(g)＋O2(g)=2NO(g)；ΔH＝＋180
kJ·mol－1
则2CO(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2CO2(g)的ΔH是( )
A．－386
kJ·mol－1
B．＋386
kJ·mol－1
C．－746
kJ·mol－1
D．＋746
kJ·mol－1
2．下列说法正确的是（
）
A．常温下，0.1mol·L－1盐酸pH大于0.1mol·L－1
醋酸的pH
B．升高温度使反应速率加快，是因为降低了反应的活化能
C．使用催化剂可以改变反应的平衡常数
D．光伏电池可实现太阳能到电能的转化
3．下列实验操作或装置符合实验要求的是
装置Ⅰ
装置Ⅱ
装置Ⅲ
装置Ⅳ
A．装置Ⅰ用滴定法测定盐酸的浓度
B．装置Ⅱ可用于中和热的测定
C．装置Ⅲ可用于验证化学能转化为电能
D．装置Ⅳ可合成氨并检验氨气的生成
4．常温下，把1ml
PH=6的H2SO4溶液加入蒸馏水中，制成100mL溶液，稀释后的溶液中，其C(H+)最接近：
A．1×10-8mol/L
B．1×10-6mol/L
C．2×10-8mol/L
D．1×10-7mol/L
5．常温下，已知:CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(1)??H=-980kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)
△H=-560kJ/mol
现有CH4和H2组成的混合气体共0.4mol,使其在O2中完全燃烧，恢复至常温共放出252kJ的热量，则CH4与H2的物质的量之比是
A．1:1
B．1:2
C．2:3
D．3:2
6．下列说法正确的是
A．化学平衡正向发生移动时，平衡常数K值一定增大
B．HS－的电离方程式：HS－+H2OS2－+H3O+
C．由水电离出的c(H+)＝1×10－13mol/L的溶液中，可能大量共存的离子：Fe3+、K+、NH4+、
SO42－、Cl－、ClO－
D．AlCl3溶液与Na2CO3溶液混合发生反应：2Al3++3CO32－＝Al2(CO3)3↓
7．对于可逆反应：2A（g）+B（g）?2C（g），下列措施能使反应物中活化分子百分数、化学反应速率和化学平衡常数都变化的是（
）
A．增大压强
B．升高温度
C．使用催化剂
D．多充入O2
8．某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，他在100
mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下（标准状况下的累计值）：
时间/min
1
2
3
4
5
氢气体积/mL
50
120
232
290
310
下列分析合理的是
A．3～4
min时间段反应速率最快
B．影响该反应的化学反应速率的决定性因素是盐酸浓度
C．2～3
min时间段内用盐酸表示的反应速率为0.1
mol/(L·min)
D．加入蒸馏水或Na2CO3溶液能降低反应速率且最终生成H2的总量不变
9．下列反应能用勒夏特列原理解释的是
A．加入催化剂有利于氨的合成
B．煅烧粉碎的黄铁矿矿石有利于SO2的生成
C．硫酸生产中用98％的硫酸吸收SO3，而不用H2O或稀硫酸吸收SO3
D．工业制取金属钾Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)选取适宜的温度，使K变成蒸气从反应混合物中分离出
10．下列叙述正确的是( )
A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B．25
℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7
C．25
℃时，0.1
mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D．0.1
mol
AgCl和0.1
mol
AgI混合后加入1
L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－)
11．化学平衡常数(K)
、电离常数(Ka、Kb)
、溶度积常数(Ksp)
等是表示、判断物质性质的重要常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是（
）
A．Ka
(H2CO3)
a
(CH3COOH)
说明相同物质的量浓度时，碳酸的酸性比醋酸的强
B．在AgCl的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，Ksp
(AgCl)
增大
C．一般情况下，当温度
升高
时，弱酸、弱碱的电离
常数(Ka、Kb
)
均变
大
D．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关
12．已知：4NH3(g)
+
5O2(g)
=4NO(g)
+
6H2O(g)，△H=
—1025kJ/mol，该反应是一个可逆反应，若反应物起始的物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是
A．
B．
C．
D．
13．K、Ka、KW分别表示化学平衡常数、电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是（
）
A．在500℃、20
MPa条件下，在5
L密闭容器中进行合成氨的反应，使用催化剂后K增大
B．室温下Ka(HCN)
C．25℃时，pH均为4的盐酸和NH4I溶液中KW不相等
D．2SO2＋O22SO3达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
14．常温下，用AgNO3溶液分别滴定浓度均为0.01
mol/L的KCl、K2C2O4溶液，所得的沉淀溶解平衡图像如图所示(不考虑C2O42-的水解)。下列叙述正确的是( )
A．Ksp(Ag2C2O4)的数量级等于10-11
B．n点表示AgCl的不饱和溶液
C．向c(Cl-)=c(C2O42-)的混合液中滴入AgNO3溶液时，先生成Ag2C2O4沉淀
D．Ag2C2O4+2Cl-=2AgCl+C2O42-的平衡常数为109.04
15．对下列图示实验的描述正确的是
A．图1所示的实验:钢闸门连在外接电源的负极上可以对其进行保护
B．图2所示的实验:用NaOH溶液滴定盐酸
C．图3所示的实验:用浓硫酸和NaOH溶液反应测定中和热
D．图4所示的实验:根据两烧瓶中气体颜色的变化(热水中变深、冰水中变浅)判断2NO2(g)N2O4(g)正反应是吸热反应
16．银一
Ferrozine法检测甲醛(HCHO)的原理为①在原电池装置中，氧化银能将甲醛充分氧化为CO2；②Fe3+与产生的Ag定量反应生成Fe2+；③Fe2+与
ferrozine形成有色配合物；④测定溶液的吸光度(吸光度与溶液中有色物质的浓度成正比)。下列说法正确的是
A．①中，负极的电极反应式为2Ag2O+4H++4e－====4Ag+2H2O
B．①中，溶液中的H+由正极移向负极
C．理论上消耗的甲醛与生成的Fe2+的物质的量之比为1：4
D．④中，甲醛浓度越大，吸光度越小
17．氢硫酸中存在电离平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式盐NaHS溶液呈碱性，若向10ml浓度为0.1mol/L的氢硫酸中加入以下物质，下列判断正确的是
A．加水，会使平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．加入20ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，则c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-)
C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值始终增大
D．加入10ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，则c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)
18．现有碳酸钠溶液，对溶液中离子浓度关系的描述，不正确的是
A．?
B．
C．?
D．?
19．以熔融Na2CO3为电解质，H2和CO混合气为燃料的电池，原理如下图所示。下列说法正确的是
A．b是电池的负极
B．a电极的反应为：
C．电子由a电极经熔融Na2CO3向b电极移动
D．a、b两极消耗的气体的物质的量之比是1：1
20．下列图示与对应的叙述相符的是(
)
A．由图甲可知，a点Kw的数值比b点Kw的数值大
B．乙表示在相同的密闭容器中，不同温度下的反应，该反应的ΔH>0
C．丙表示0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L－1醋酸溶液的滴定曲线
D．根据图丁，除去CuSO4溶液中的Fe3＋，可加入CuO调节pH至3～4
第II卷（非选择题）
二、综合题
21．甲烷作为--种清洁能源在化学领域有着广泛的应用，请回答下列问题：
(1)高炉冶铁是利用甲烷在催化反应室中产生的水煤气(CO和H2)来还原氧化铁，甲烷催化过程中发生的反应为CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)?△H=+260?kJ/mol
已知：2CO(g)?+O2(g)=2CO2(g)?△H
=-566?kJ/mol．
则CH4与O2反应生成CO和H2的热化学方程式为___________________。
(2)一定温度下，向2?L的恒容密闭容器中通入等量的CH4和H2O(g)，发生反应：CH4
(g)+H2O(g)
CO(g)+3H2(g)??△H>0，CH4的物质的量浓度与时间的关系如图所示。
①0~10?min内，CO的平均反应速率v(CO)=_____________。
②该温度下反应的平衡常数K的数值为_________________。
(3)甲烷燃料电池(电解质溶液为KOH溶液)的装置如图所示：
通CH4的电极为______极；正极反应式为_________________。
22．如图所示，一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图，请回答。
（1）“O”点为什么不导电___________________。
（2）a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为____________。
（3）a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是_________。
（4）若使c点溶液中的c(CH3COO－)提高，在如下措施中，可选择__________。
A．加热B．加很稀的NaOH溶液C．加固体KOH
D．加水
E．加固体CH3COONa
F．加Zn粒G．加MgO固体H．加Na2CO3固体
（5）在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的量是______________。
A．c(H＋)
B．H＋个数C．CH3COOH分子数D．c(H＋)/c(CH3COOH)
23．碳、氮化合物在生产、生活中具有重要作用。回答下列问题：
(1)已知在298K和101KPa条件下，有如下反应：
反应Ⅰ：C(s)+O2(g)=CO2(g)△H1=-393.5kJ?mol-1
反应Ⅱ：2C(s)+O2(g)=2CO(g)△H2=-221kJ?mol-1
反应Ⅲ：N2(g)+O2(g)=2NO(g)△H3=+180.5kJ?mol-1
①汽车尾气净化原理为反应Ⅳ：2NO(g)+2CO(g)?N2(g)+2CO2(g)，其反应热ΔH=______，该反应能自发进行的条件是______(填“低温”或“高温”)。
②在恒容密闭容器中发生Ⅳ的反应，下列有关该反应的说法中正确的是____(填字母)。
A．升高温度，平衡常数减小
B．体系达到平衡后，加入催化剂，平衡正向移动
C．增大，平衡逆向移动，NO的转化率降低
D．其他条件不变，向平衡体系充入CO2气体，K值减小
E.该反应过程中，气体的密度始终保持不变
(2)氮的一种氢化物是HN3，其水溶液酸性与醋酸相似，常温下，将a
mol·L-1的HN3与b
mol·L-1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(N)，则该混合物溶液呈_____(填“酸”“碱”或“中”)性，混合液中c(HN3)=_____mol·L-1。
(3)利用电解法可以消除废水溶液中CN-，其原理为：碱性条件下，阳极Cl-先转化为ClO-，再将CN-氧化为两种无污染的气体。
①阳极电极反应式为_____。
②阳极附近溶液中除去CN-的离子方程式为______。
24．研究大气中SO2的转化具有重要意义。
（1）二氧化硫－空气质子交换膜燃料电池是利用空气将大气中所含SO2氧化成SO42－，其装置示意图如下：
①质子（H＋）的流动方向为_____________（填“从A到B”或“从B到A”）。
②负极的电极反应式为_____________。
（2）燃煤烟气的脱硫减排是减少大气中含硫化合物污染的关键。SO2烟气脱除的一种工业流程如下：
①用纯碱溶液吸收SO2将其转化为HSO3－，反应的离子方程式是_____________。
②若石灰乳过量，将其产物再排回吸收池，其中可用于吸收SO2的物质的化学式是_____________。
三、填空题
25．在容积为1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。
回答下列问题：
（1）反应的△H______0（填“大于”“小于”）；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0~60s时段，反应速率v(N2O4)为___________mol?L-1?s-1反应的平衡常数K1为___________。
（2）100℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以0.0020
mol?L-1?s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。
①T_______100℃（填“大于”“小于”），判断理由是_____。
②列式计算温度T是反应的平衡常数K2___________
（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向___________（填“正反应”或“逆反应”）方向移动，判断理由是___________。
21世纪教育网
www.21cnjy.com
精品试卷·第
2
页
（共
2
页）
HYPERLINK
"http://21世纪教育网(www.21cnjy.com)
"
21世纪教育网(www.21cnjy.com)中小学教育资源及组卷应用平台
选修4综合测试（解析版）
第I卷（选择题）
一、单选题
1．已知：2CO(g)＋O2(g)=2CO2(g)；ΔH＝－566
kJ·mol－1
N2(g)＋O2(g)=2NO(g)；ΔH＝＋180
kJ·mol－1
则2CO(g)＋2NO(g)=N2(g)＋2CO2(g)的ΔH是( )
A．－386
kJ·mol－1
B．＋386
kJ·mol－1
C．－746
kJ·mol－1
D．＋746
kJ·mol－1
【答案】C
【解析】
已知：①
2CO（g）+O2（g）═2CO2（g）△H=﹣566kJ?mol﹣1
②N2（g）+O2（g）═2NO（g）△H=+180kJ?mol﹣1
则根据盖斯定律可知①－②即得到2CO（g）+2NO（g）═N2（g）+2CO2（g）的△H＝－746kJ/mol，答案选C。
2．下列说法正确的是（
）
A．常温下，0.1mol·L－1盐酸pH大于0.1mol·L－1
醋酸的pH
B．升高温度使反应速率加快，是因为降低了反应的活化能
C．使用催化剂可以改变反应的平衡常数
D．光伏电池可实现太阳能到电能的转化
【答案】D
【解析】
A．盐酸为强酸，完全电离，0.1mol·L－1盐酸的pH=1，醋酸为弱酸，部分电离，0.1mol·L－1
醋酸的pH>1，所以，常温下，0.1mol·L－1盐酸pH小于0.1mol·L－1
醋酸的pH，A错误；
B．升高温度，单位体积内活化分子百分数增大，从而单位时间、单位体积内有效碰撞次数增多，使反应速率加快，B错误；
C．平衡常数只与温度有关，催化剂不能改变平衡常数，C错误；
D．光伏电池时通过光电效应或者光化学效应直接把光能转化成电能的装置，D正确，故答案为：D。
3．下列实验操作或装置符合实验要求的是
装置Ⅰ
装置Ⅱ
装置Ⅲ
装置Ⅳ
A．装置Ⅰ用滴定法测定盐酸的浓度
B．装置Ⅱ可用于中和热的测定
C．装置Ⅲ可用于验证化学能转化为电能
D．装置Ⅳ可合成氨并检验氨气的生成
【答案】C
【解析】
A．NaOH溶液不能用酸式滴定管，应选碱式滴定管，A错误；
B．图中缺少环形玻璃搅拌棒，不能准确测定最高温度，B错误；
C．图中装置可构成原电池，可验证化学能转化为电能，C正确；
D．干燥的试纸不能检验氨气，应选湿润的红色石蕊试纸，D错误；
答案选C。
4．常温下，把1ml
PH=6的H2SO4溶液加入蒸馏水中，制成100mL溶液，稀释后的溶液中，其C(H+)最接近：
A．1×10-8mol/L
B．1×10-6mol/L
C．2×10-8mol/L
D．1×10-7mol/L
【答案】D
【解析】
因为正常计算的话，氢离子的浓度会变成10-8mol/L也就是变成了碱性，这是不可能的，因为水本身也会电离，故酸稀释后只能无限接近中性，而不会变成碱性。答案选D。
5．常温下，已知:CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(1)??H=-980kJ/mol
2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)
△H=-560kJ/mol
现有CH4和H2组成的混合气体共0.4mol,使其在O2中完全燃烧，恢复至常温共放出252kJ的热量，则CH4与H2的物质的量之比是
A．1:1
B．1:2
C．2:3
D．3:2
【答案】A
【解析】
假设混合气中CH4为xmol，H2为ymol，根据题干得：x+y=0.4mol①，根据CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(1)??H=-980kJ/mol和2H2(g)+O2(g)=2H2O(1)
△H=-560kJ/mol得：980x+280y=252KJ②，①②联立解得：x=0.2mol，y=0.2mol，所以CH4与H2的物质的量之比是1:1，A选项正确，其余选项错误，正确答案A。
6．下列说法正确的是
A．化学平衡正向发生移动时，平衡常数K值一定增大
B．HS－的电离方程式：HS－+H2OS2－+H3O+
C．由水电离出的c(H+)＝1×10－13mol/L的溶液中，可能大量共存的离子：Fe3+、K+、NH4+、
SO42－、Cl－、ClO－
D．AlCl3溶液与Na2CO3溶液混合发生反应：2Al3++3CO32－＝Al2(CO3)3↓
【答案】B
【解析】
A.平衡常数K为温度的函数，只要温度改变，平衡才会发生移动，A错误；B.HS－为弱酸根离子，部分发生电离，
B正确；C.
由水电离出的c(H+)＝1×10－13mol/L的溶液，该溶液可为酸性、可为碱性；酸性环境中，ClO－与H+反应生成次氯酸，碱性环境中，Fe3+与OH-生成氢氧化铁沉淀，C错误；D.
Al3+水解显酸性，CO32－水解显碱性，混合后相互促进水解，生成氢氧化铝沉淀和二氧化碳气体，D错误；答案选B。
7．对于可逆反应：2A（g）+B（g）2C（g），下列措施能使反应物中活化分子百分数、化学反应速率和化学平衡常数都变化的是（
）
A．增大压强
B．升高温度
C．使用催化剂
D．多充入O2
【答案】B
【解析】
A.增大压强，活化分子百分数不变，故A错误；
B.升高温度，反应物中活化分子百分数、化学反应速率都增大，且化学平衡常数发生变化，故B正确；
C.使用催化剂，平衡常数不变，故C错误；
D.多充O2，活化分子百分数、平衡常数不变，故D错误；
故选：B。
8．某学生为了探究锌与盐酸反应过程中的速率变化，他在100
mL稀盐酸中加入足量的锌粉，用排水集气法收集反应放出的氢气，实验记录如下（标准状况下的累计值）：
时间/min
1
2
3
4
5
氢气体积/mL
50
120
232
290
310
下列分析合理的是
A．3～4
min时间段反应速率最快
B．影响该反应的化学反应速率的决定性因素是盐酸浓度
C．2～3
min时间段内用盐酸表示的反应速率为0.1
mol/(L·min)
D．加入蒸馏水或Na2CO3溶液能降低反应速率且最终生成H2的总量不变
【答案】C
【解析】
A、相同时间段内，生成H2的体积越大，反应速率越大，2～3
min内生成H2体积为112
mL，其余时间段内H2体积均小于112
mL，故2～3
min时间段反应速率最快，故A错误；
B、影响化学反应速率决定性因素是物质本身的性质，盐酸浓度是外部条件，故B错误；
C、2～3
min时间段内，生成0.005
mol
H2，则消耗0.01
mol
HCl，Δc(HCl)=0.01
mol/0.1
L=0.1
mol·L?1，Δt=1
min，v(HCl)=0.1
mol·L?1/1
min=
0.1
mol/(L·min)，故C正确；
D、Na2CO3消耗H+，导致生成H2速率降低，且产生H2的量减小，故D错误。
综上所述，本题选C。
9．下列反应能用勒夏特列原理解释的是
A．加入催化剂有利于氨的合成
B．煅烧粉碎的黄铁矿矿石有利于SO2的生成
C．硫酸生产中用98％的硫酸吸收SO3，而不用H2O或稀硫酸吸收SO3
D．工业制取金属钾Na(l)+KCl(l)NaCl(l)+K(g)选取适宜的温度，使K变成蒸气从反应混合物中分离出
【答案】D
【解析】
勒夏特列原理为：如果改变影响平衡的条件之一，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动；使用勒夏特列原理时，该反应必须是可逆反应且存在平衡过程，否则勒夏特列原理不适用。
A.催化剂可以加快反应的速率，对平衡无影响，所以加入催化剂，平衡不移动，故A错误；
B.煅烧粉碎的黄铁矿矿石可以增加接触面积，加快反应速率，故B错误；
C.硫酸生产中用98％的硫酸吸收SO3，是防止形成酸雾，故C错误；
D.使K变成蒸气从反应混合物中分离出来，减少生成物的浓度平衡正向移动，故D正确；
故答案选D。
10．下列叙述正确的是( )
A．稀醋酸中加入少量醋酸钠能增大醋酸的电离程度
B．25
℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，溶液pH＝7
C．25
℃时，0.1
mol·L－1的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液的导电能力弱
D．0.1
mol
AgCl和0.1
mol
AgI混合后加入1
L水中，所得溶液中c(Cl－)＝c(I－)
【答案】C
【解析】
A．醋酸属于弱酸，加入少量醋酸钠，c（CH3COO－）浓度增大，抑制了醋酸的电离，A项错误；
B．25℃时，等体积等浓度的硝酸与氨水混合后，恰好反应生成硝酸铵，属于强酸弱碱盐，NH4＋水解导致溶液呈酸性，pH＜7,B项错误；
C．硫化氢属于弱酸，部分电离，硫化钠属于强电解质，全部电离，等浓度的硫化氢溶液比等浓度的硫化钠溶液中离子浓度小，导电能力弱，C项正确；
D．AgCl和AgI的Ksp不相等，c（Ag＋）·c（Cl－）=Ksp（AgCl）,c（Ag＋）·c（I－）=Ksp（AgI），0.1mol
AgCl和0.1molAgI混合后加入1L水中，所得溶液中c（Ag＋）浓度相等，则c（Cl－）不等于c（I－），D项错误；
答案选C。
11．化学平衡常数(K)
、电离常数(Ka、Kb)
、溶度积常数(Ksp)
等是表示、判断物质性质的重要常数。下列关于这些常数的说法中，正确的是（
）
A．Ka
(H2CO3)
a
(CH3COOH)
说明相同物质的量浓度时，碳酸的酸性比醋酸的强
B．在AgCl的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，Ksp
(AgCl)
增大
C．一般情况下，当温度
升高
时，弱酸、弱碱的电离
常数(Ka、Kb
)
均变
大
D．化学平衡常数的大小与温度、浓度、压强有关，与催化剂无关
【答案】C
【解析】
A．相同温度时，酸的电离平衡常数越小，则酸的电离程度越小，因为Ka
(H2CO3)
a
(CH3COOH)，说明相同浓度时碳酸的酸性比醋酸弱，选项A错误；B．在AgCl的沉淀溶解平衡体系中，加入蒸馏水，促进氯化银电离，但溶液温度不变，所以Ksp
(AgCl)不变，选项B错误；C．弱酸、弱碱的电离都是吸热过程，故一般情况下，当温度
升高
时，弱酸、弱碱的电离
常数(Ka、Kb
)
均变
大，选项C正确；D．化学平衡常数的大小与温度有关，与浓度、压强、催化剂无关，选项D错误。答案选C。
12．已知：4NH3(g)
+
5O2(g)
=4NO(g)
+
6H2O(g)，△H=
—1025kJ/mol，该反应是一个可逆反应，若反应物起始的物质的量相同，下列关于该反应的示意图不正确的是
A．
B．
C．
D．
【答案】C
【解析】
A、该反应是一个反应前后气体体积增大的放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，导致一氧化氮的含量减少，故A正确。
B、该反应是一个反应前后气体体积增大的放热反应，增大压强平衡向逆反应方向移动，导致一氧化氮的含量减少，故B正确。
C、该反应是一个反应前后气体体积增大的放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，导致一氧化氮的含量减少，故C错误。
D、催化剂能改变化学反应速率但不影响化学平衡，催化剂能加快反应速率缩短反应到达平衡的时间，故D正确；
故选C。
13．K、Ka、KW分别表示化学平衡常数、电离常数和水的离子积常数，下列判断正确的是（
）
A．在500℃、20
MPa条件下，在5
L密闭容器中进行合成氨的反应，使用催化剂后K增大
B．室温下Ka(HCN)
C．25℃时，pH均为4的盐酸和NH4I溶液中KW不相等
D．2SO2＋O22SO3达平衡后，改变某一条件时K不变，SO2的转化率可能增大、减小或不变
【答案】D
【解析】
A、化学平衡常数只与温度有关，温度不变化学平衡常数不变，使用催化剂加快反应速率，平衡不移动，化学平衡常数不变，故A错误；
B、相同温度下CH3COOH、HCN电离产生的c(H+)与起始浓度有关，因此CH3COOH电离产生的c(H+)不一定比HCN电离产生的c(H+)大，故B错误；
C、水的离子积适用于酸、碱、盐溶液，一定温度下，水的离子积是常数，25℃时，盐酸和NH4I(aq)中KW相等，故C错误；
D、温度不变，K不变；若改变压强平衡发生移动，SO2的转化率可能增大、减小，使用催化剂平衡不移动，故D正确；
故选D。
14．常温下，用AgNO3溶液分别滴定浓度均为0.01
mol/L的KCl、K2C2O4溶液，所得的沉淀溶解平衡图像如图所示(不考虑C2O42-的水解)。下列叙述正确的是( )
A．Ksp(Ag2C2O4)的数量级等于10-11
B．n点表示AgCl的不饱和溶液
C．向c(Cl-)=c(C2O42-)的混合液中滴入AgNO3溶液时，先生成Ag2C2O4沉淀
D．Ag2C2O4+2Cl-=2AgCl+C2O42-的平衡常数为109.04
【答案】D
【解析】
A.
Ksp(Ag2C2O4)=(10-4)2×10-2.46=1×10-11.46，科学计数法表示时应该是a×10b，a是大于1小于10
的数，故它的数量级等于10-12，A错误；
B.
n点时c(Ag+)，比溶解平衡曲线上的c(Ag+)大，所以表示AgCl的过饱和溶液，B错误；
C.
设c(Cl-)=c(C2O42-)=a
mol/L，混合液中滴入AgNO3溶液时，生成Ag2C2O4沉淀所需c(Ag+)=，生成AgCl沉淀所需c(Ag+)=，显然生成AgCl沉淀需要的c(Ag+)小，先形成AgCl沉淀，C错误；
D.
Ag2C2O4+2Cl-=2AgCl+C2O42-的平衡常数为=109.04，D正确；
故合理选项是D。
15．对下列图示实验的描述正确的是
A．图1所示的实验:钢闸门连在外接电源的负极上可以对其进行保护
B．图2所示的实验:用NaOH溶液滴定盐酸
C．图3所示的实验:用浓硫酸和NaOH溶液反应测定中和热
D．图4所示的实验:根据两烧瓶中气体颜色的变化(热水中变深、冰水中变浅)判断2NO2(g)N2O4(g)正反应是吸热反应
【答案】A
【解析】
A、该方法为外加电源的阴极保护法，钢闸门连在外接电源的负极上，则钢闸门在电解池中作阴极，可以减缓腐蚀速率，A正确；
B、图中装置的左侧滴定管为碱式滴定管，则右侧为酸式滴定管，该实验为用盐酸滴定NaOH溶液，B错误；
C、测定中和热只能使用稀酸和稀碱；由于浓硫酸遇水放热，使用浓硫酸会导致中和热测定数值偏大，C错误；
D、热水中的烧瓶中气体的颜色变深，即平衡2NO2(g)N2O4(g)逆向移动，冰水中的烧瓶中气体的颜色变浅，即平衡2NO2(g)N2O4(g)正向移动，说明该平衡的正反应是放热反应，D错误；
故选A。
16．银一
Ferrozine法检测甲醛(HCHO)的原理为①在原电池装置中，氧化银能将甲醛充分氧化为CO2；②Fe3+与产生的Ag定量反应生成Fe2+；③Fe2+与
ferrozine形成有色配合物；④测定溶液的吸光度(吸光度与溶液中有色物质的浓度成正比)。下列说法正确的是
A．①中，负极的电极反应式为2Ag2O+4H++4e－====4Ag+2H2O
B．①中，溶液中的H+由正极移向负极
C．理论上消耗的甲醛与生成的Fe2+的物质的量之比为1：4
D．④中，甲醛浓度越大，吸光度越小
【答案】C
【解析】
A.①中，负极的电极反应式为HCHO-4e-
+
H2O=
=CO2↑+4H+，正极的电极反应式为2Ag2O+4H++4e-
=4Ag+2H2O，故A错误；
B.①中，溶液中的H+由负极向正极移动，故B错误；
C.存在关系式：HCHO~4Ag~4Fe2+，故理论上消耗的甲醛与生成的Fe2+的物质的量之比为1
:
4，故C正确；
D.甲醛浓度越大，理论上生成Fe2+的浓度越大，进而得到有色配合物的浓度也越大，溶液吸光度越大，故D错误。
故选C。
17．氢硫酸中存在电离平衡：H2SH++HS-和HS-H++S2-。已知酸式盐NaHS溶液呈碱性，若向10ml浓度为0.1mol/L的氢硫酸中加入以下物质，下列判断正确的是
A．加水，会使平衡向右移动，溶液中氢离子浓度增大
B．加入20ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，则c(Na+)=c(HS-)+c(H2S)+2c(S2-)
C．通入过量SO2气体，平衡向左移动，溶液pH值始终增大
D．加入10ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，则c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)
【答案】D
【解析】
A．加水稀释促进硫化氢电离，但氢离子浓度减小，选项A错误；B.
加入20ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，得到硫化钠溶液，根据物料守恒有c(Na+)=2c(HS-)+2c(H2S)+2c(S2-)，选项B错误；C、通入过量SO2气体，二氧化硫与硫化氢反应生成硫和水，平衡向左移动，开始时溶液pH值增大，后当二氧化硫过量时生成亚硫酸则ｐＨ值减小，选项C错误；D、加入10ml浓度为0.1mol/L
NaOH溶液，NaHS溶液，溶液呈碱性，则HS-水解大于电离，离子浓度大小为c(Na+)>c(HS-)>c(OH－)>c(H+)>c(S2-)，选项D正确。答案选D。
18．现有碳酸钠溶液，对溶液中离子浓度关系的描述，不正确的是
A．?
B．
C．?
D．?
【答案】D
【解析】
A.0.1mol/L的碳酸钠溶液中，溶液中存在的离子有Na+、H+、OH-、CO32-、HCO3-，由于溶液要满足电荷守恒，故有c（Na+?）+c（H+）=c（OH-）+2c（CO32-）+c（HCO3-），故A正确；B.在碳酸钠溶液中，氢离子和氢氧根全部来自水的电离，而水电离出的氢离子和氢氧根的总量相同，而水电离出的氢离子被CO32-部分结合为HCO3-和H2CO3，根据质子守恒可知：c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）=c（OH-），故B正确；C.在碳酸钠中，钠离子和碳酸根的个数之比为2：1，而在溶液中，碳酸根部分水解为H2CO3、HCO3-，根据物料守恒可知：c（Na+?）=2[c（H2CO3）+c（CO32-）+c（HCO3-）]，故C正确；D.0.1mol/L的碳酸钠溶液中，溶液中存在的离子有Na+、H+、OH-、CO32-、HCO3-，由于溶液要满足电荷守恒，故有c（Na+?）+c（H+）=c（OH-）+2c（CO32-）+c（HCO3-），故D错误；本题选D。
19．以熔融Na2CO3为电解质，H2和CO混合气为燃料的电池，原理如下图所示。下列说法正确的是
A．b是电池的负极
B．a电极的反应为：
C．电子由a电极经熔融Na2CO3向b电极移动
D．a、b两极消耗的气体的物质的量之比是1：1
【答案】B
【解析】A、b上为氧气得电子与二氧化碳反应生成碳酸根离子，则b是电池的正极，选项A错误；B、a为负极，负极上一氧化碳和氢气被氧化生成二氧化碳和水，电极a反应为：CO+CO32-
-2e-=2CO2,H2+CO32-
-2e-=H2O+CO2，选项B正确；C、根据选项A的分析，a为电池的负极，b为电池的负极，电子由经外电路由负极a流向正极b，选项C错误；D、电极a反应为：CO+CO32-
-2e-=2CO2,H2+CO32-
-2e-=H2O+CO2，b极反应为O2+CO2+4e-=2CO32-，则a、b两极消耗的气体的物质的量之比是2：1，选项D错误；答案选B。
2、看溶液，判断电解液中的阳离子、阴离子种类，从而判断在阴极、阳极发生反应的微粒；3、看隔膜，判断两极反应发生后阴离子、阳离子的浓度变化，从而判断溶液中微粒穿过阴（阳）离子膜的方向和产物。
20．下列图示与对应的叙述相符的是(
)
A．由图甲可知，a点Kw的数值比b点Kw的数值大
B．乙表示在相同的密闭容器中，不同温度下的反应，该反应的ΔH>0
C．丙表示0.100
0
mol·L－1
NaOH溶液滴定20.00
mL
0.100
0
mol·L－1醋酸溶液的滴定曲线
D．根据图丁，除去CuSO4溶液中的Fe3＋，可加入CuO调节pH至3～4
【答案】D
【解析】温度相同，Kw的数值相同，A错误；由图像可知，温度T2>T1，由T2→T1，降低温度，C的体积分数增大，平衡右移，该反应正反应为放热反应，B错误；0.100
0
mol·L－1醋酸溶液的pH>1，图像给的醋酸溶液起点pH=1，C错误；由于KSP(Fe(OH)3)
,所以加入CuO调整溶液的pH至3～4，Fe3+变为Fe(OH)3沉淀，
Cu2+不沉淀，最后过滤，即可达到目的，D正确；正确选项D。
第II卷（非选择题）
二、综合题
21．甲烷作为--种清洁能源在化学领域有着广泛的应用，请回答下列问题：
(1)高炉冶铁是利用甲烷在催化反应室中产生的水煤气(CO和H2)来还原氧化铁，甲烷催化过程中发生的反应为CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)?△H=+260?kJ/mol
已知：2CO(g)?+O2(g)=2CO2(g)?△H
=-566?kJ/mol．
则CH4与O2反应生成CO和H2的热化学方程式为___________________。
(2)一定温度下，向2?L的恒容密闭容器中通入等量的CH4和H2O(g)，发生反应：CH4
(g)+H2O(g)?CO(g)+3H2(g)??△H>0，CH4的物质的量浓度与时间的关系如图所示。
①0~10?min内，CO的平均反应速率v(CO)=_____________。
②该温度下反应的平衡常数K的数值为_________________。
(3)甲烷燃料电池(电解质溶液为KOH溶液)的装置如图所示：
通CH4的电极为______极；正极反应式为_________________。
【答案】2CH4(g)+O2(g)=2CO(g)+4H2(g)
△H=-46kJ/mol
0.1mol·L-1·min-1
108
负
O2+2H2O+4e-=4OH-
【解析】
本题考查化学反应原理从盖斯定律、化学平衡计算、电极反应式的书写等角度进行分析；
(1)CH4与O2反应的方程式为2CH4＋O2→2CO＋4H2，CH4(g)+CO2(g)=2CO(g)+2H2(g)△H=+260
kJ·mol－1①，2CO(g)
+O2(g)=2CO2(g)△H
=-566
kJ·mol－1②，①×2＋②得到2CH4(g)＋O2(g)=2CO(g)＋4H2(g)△H=2×(＋260kJ·mol－1)－566kJ·mol－1=－46kJ·mol－1；
(2)
，
①根据化学反应速率的数学表达式，v(CO)=
=0.1mol/(L·min)；
②根据化学平衡常数的表达式，K==108；
(3)该装置为燃料电池，通燃料一极为负极，通氧气一极为正极，因此通甲烷一极为负极，电解质为KOH溶液，正极反应式为O2＋2H2O＋4e－=4OH－。
22．如图所示，一定温度下，冰醋酸加水稀释过程中溶液的导电能力曲线图，请回答。
（1）“O”点为什么不导电___________________。
（2）a、b、c三点的氢离子浓度由小到大的顺序为____________。
（3）a、b、c三点中，醋酸的电离程度最大的一点是_________。
（4）若使c点溶液中的c(CH3COO－)提高，在如下措施中，可选择__________。
A．加热B．加很稀的NaOH溶液C．加固体KOH
D．加水
E．加固体CH3COONa
F．加Zn粒G．加MgO固体H．加Na2CO3固体
（5）在稀释过程中，随着醋酸浓度的降低，下列始终保持增大趋势的量是______________。
A．c(H＋)
B．H＋个数C．CH3COOH分子数D．c(H＋)/c(CH3COOH)
【答案】冰醋酸未电离，无自由移动的离子
cc
ACEFGH
BD
【解析】
（1）冰醋酸在O点未能电离，不存在自由移动的离子，因此导电性为0；（2）溶液的导电性越强，溶液中氢离子浓度越大，所以a、b、c三点溶液的c(H＋)由小到大的顺序是c23．碳、氮化合物在生产、生活中具有重要作用。回答下列问题：
(1)已知在298K和101KPa条件下，有如下反应：
反应Ⅰ：C(s)+O2(g)=CO2(g)△H1=-393.5kJ?mol-1
反应Ⅱ：2C(s)+O2(g)=2CO(g)△H2=-221kJ?mol-1
反应Ⅲ：N2(g)+O2(g)=2NO(g)△H3=+180.5kJ?mol-1
①汽车尾气净化原理为反应Ⅳ：2NO(g)+2CO(g)?N2(g)+2CO2(g)，其反应热ΔH=______，该反应能自发进行的条件是______(填“低温”或“高温”)。
②在恒容密闭容器中发生Ⅳ的反应，下列有关该反应的说法中正确的是____(填字母)。
A．升高温度，平衡常数减小
B．体系达到平衡后，加入催化剂，平衡正向移动
C．增大，平衡逆向移动，NO的转化率降低
D．其他条件不变，向平衡体系充入CO2气体，K值减小
E.该反应过程中，气体的密度始终保持不变
(2)氮的一种氢化物是HN3，其水溶液酸性与醋酸相似，常温下，将a
mol·L-1的HN3与b
mol·L-1的Ba(OH)2溶液等体积混合，充分反应后，溶液中存在2c(Ba2+)=c(N)，则该混合物溶液呈_____(填“酸”“碱”或“中”)性，混合液中c(HN3)=_____mol·L-1。
(3)利用电解法可以消除废水溶液中CN-，其原理为：碱性条件下，阳极Cl-先转化为ClO-，再将CN-氧化为两种无污染的气体。
①阳极电极反应式为_____。
②阳极附近溶液中除去CN-的离子方程式为______。
【答案】-746.5kJmol-1
低温
AE
中
(-b)
【解析】
(1)①已知：反应Ⅰ：C(s)+O2(g)=CO2(g)△H1=-393.5kJ?mol-1
反应Ⅱ：2C(s)+O2(g)=2CO(g)△H2=-221kJ?mol-1
反应Ⅲ：N2(g)+O2(g)=2NO(g)△H3=+180.5kJ?mol-1
盖斯定律计算反应Ⅰ×2-反应Ⅱ-反应Ⅲ得到2NO(g)+2CO(g)?N2(g)+2CO2(g)△H=-746.5
kJ?mol-1；
由于正反应体积减小，即△S＜0，根据△G=△H-T?△S＜0可知该反应能自发进行的条件是低温；
②A．反应Ⅳ的焓变小于0，正反应为放热反应，所以升高温度平衡常数减小，故A正确；
B．催化剂只改变反应速率，不影响平衡，故B错误；
C．增大CO的浓度，平衡正向移动，NO的转化率增大，故C错误；
D．平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，故D错误；
E．该反应中反应物和生成物均为气体，所以气体的总质量一直不变，容器恒容，所以密度始终保持不变，故E正确；
综上所述选AE；
(2)溶液中存在电荷守恒c(H+)+2c(Ba2+)=c(N)+
c(OH-)，由于2c(Ba2+)=c(N)，所以c(H+)=c(OH-)，所以溶液呈中性；两溶液等体积混合，所以溶液中c(Ba2+)=mol/L，则c(N)=bmol/L，由物料守恒可知c(N)+c(HN3)=mol/L，所以c(HN3)=(-b)mol/L；
(3)①电解池中阳极失电子发生氧化反应，根据题意可知阳极上Cl-被氧化成ClO-，电解质溶液显碱性，所以阳极反应式为；
②根据题意可知ClO-会将CN-氧化成两种无污染的气体，根据元素守恒可知两种气体应为CO2和N2，再结合电子守恒和元素守恒可得离子方程式为。
24．研究大气中SO2的转化具有重要意义。
（1）二氧化硫－空气质子交换膜燃料电池是利用空气将大气中所含SO2氧化成SO42－，其装置示意图如下：
①质子（H＋）的流动方向为_____________（填“从A到B”或“从B到A”）。
②负极的电极反应式为_____________。
（2）燃煤烟气的脱硫减排是减少大气中含硫化合物污染的关键。SO2烟气脱除的一种工业流程如下：
①用纯碱溶液吸收SO2将其转化为HSO3－，反应的离子方程式是_____________。
②若石灰乳过量，将其产物再排回吸收池，其中可用于吸收SO2的物质的化学式是_____________。
【答案】从A到B
SO2－2e－＋2H2O＝SO42－＋4H＋
H2O＋2SO2＋CO32－＝2HSO3－＋CO2↑
NaOH［多写Ca（OH）2不扣分］
【解析】
(1)①二氧化硫发生氧化反应，氧气发生还原反应，二氧化硫为负极，氧气为正极，原电池中阳离子移向正极，质子移动方向为：从A到B；
②二氧化硫在负极失去电子发生氧化反应，电极反应式为：SO2-2e－+2H2O═SO42－+4H＋；
(2)①碳酸钠溶液中通入过量的二氧化硫反应生成亚硫酸氢钠和二氧化碳，离子方程式：H2O+2SO2+CO32－═2HSO3－+CO2；
②过量的氢氧化钙与亚硫酸氢钠反应，产生亚硫酸钙和氢氧化钠，二氧化硫为酸性氧化物，能够与氢氧化钠溶液反应，同时有氢氧化钙吸收二氧化硫，其中可用于吸收SO2的物质的化学式是：NaOH［多写Ca（OH）2不扣分］。
三、填空题
25．在容积为1.00L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。
回答下列问题：
（1）反应的△H______0（填“大于”“小于”）；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0~60s时段，反应速率v(N2O4)为___________mol?L-1?s-1反应的平衡常数K1为___________。
（2）100℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以0.0020
mol?L-1?s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。
①T_______100℃（填“大于”“小于”），判断理由是_____。
②列式计算温度T是反应的平衡常数K2___________
（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向___________（填“正反应”或“逆反应”）方向移动，判断理由是___________。
【答案】大于
0.001
0.36
mol·L—1
大于
反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高
平衡时，c（NO2）=0.120
mol·L—1+0.002
mol·L—1·s—1×10s×2=0.160mol·L—1
c（N2O4）=0.040
mol·L—1—0.002
mol·L—1·s—1×10s=0.02
mol·L—1
K2=0.160mol·L—1）2/0.020mol·L—1=1.3mol·L—1
逆反应
对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动
【解析】
（1）根据题意知，随温度升高，混合气体的颜色变深，二氧化氮的浓度增大，说明平衡向正反应方向移动；当其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，说明正反应为吸热反应，故△H大于0。根据题给图像知，0-60s时段，N2O4的物质的量浓度变化为0.060
mol·L-1，根据公式v=△c/△t计算，v
(N2O4)=
0.060
mol·L-1/60s=0.001
mol·L-1·s-1；分析题给图像知，二氧化氮的平衡浓度为0.120
mol·L-1，四氧化二氮的平衡浓度为0.040
mol·L-1，K1=
[NO2]2/[N2O4]=0.36
mol·L-1；
（2）①根据题意知，改变反应温度为T后，c(N2O4)以0.0020
mol?L-1?s-1的平均速率降低，即平衡向正反应方向移动，又反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故为温度升高，T大于1000C，答案为：大于；反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高；
②根据题意知，平衡时，c（NO2）=0.120
mol·L-1+0.002
mol·L-1·s-1×10s×2=0.160mol·L-1，c（N2O4）=0.040
mol·L-1-0.002
mol·L-1·s-1×10s=0.02
mol·L-1，K2=（0.160mol·L-1）2/0.020mol·L-1=1.3mol·L-1；
（3）温度为T时，反应达平衡，将反应容器的体积减小一半，即增大压强，当其他条件不变时，增大压强，平衡向气体物质平衡向气体物质系数减小的方向移动，即向逆反应方向移动，答案为：逆反应
对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动。
21世纪教育网
www.21cnjy.com
精品试卷·第
2
页
（共
2
页）
HYPERLINK
"http://21世纪教育网(www.21cnjy.com)
"
21世纪教育网(www.21cnjy.com)