13．室温下，下列溶液中粒子浓度关系正确的是（ ）
选项
溶液
粒子浓度关系
A
CH3COOK溶液中加入少量NaNO3固体后
c（K＋）＋c（H＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）
B
新制氯水
c（Cl－）＞c（H＋）＞c（OH－）＞c（ClO－）
C
NH4HSO4溶液
c（H＋）＝c（NH
）＋c（NH3·H2O）＋c（OH－）
D
0.1mol·L－1，pH为4的NaHB溶液
c（HB－）＞c（H2B）＞c（B2－）
答案 A
解析 根据电荷守恒有：
c（K＋）＋c（H＋）＋c（Na
＋）＝c（CH3COO－）＋c（OH－）＋c（NO
），而c（Na＋）＝c（NO
），故A项正确；新制氯水呈酸性，所以氢离子浓度
大于氢氧根离子浓度，次氯酸电离出氢离子、氯化氢电离出氢离子以及水电离出氢离子，导致氢离子浓度大于氯离子浓度，故B项错误；NH4HSO4===NH
＋H＋＋SO
，NH
＋H2ONH3·H2O＋H＋，H2OH＋＋OH－，所以c（H＋）＝c（NH
）＋2c（NH3·H2O）＋c（OH－），故C项错误；0.1mol·L－1pH为4的NaHB溶液中，存在HB－的电离平衡和水解平衡，二者程度都很小，但电离程度大于水解程度，电离生成B2－，而水解生成H2B，故存在关系c（HB－）＞c（B2－）＞c（H2B），故D项错误。
第Ⅱ卷（非选择题 共58分）
（一）必考题（3题，共43分）
26．（13分）铈、铬、锡虽不是中学阶段常见的金属元素，但在工业生产中有着重要作用。
（1）二氧化铈（CeO2）是一种重要的稀土氧化物，在平板电视显示屏中有着重要应用。
CeO2在稀硫酸和H2O2的作用下可生成Ce3＋，CeO2在该反应中作________剂。
（2）自然界铬（Cr）主
要以＋3价和＋6价存在。
＋6价的Cr能引起细胞的突变，可以用亚硫酸钠将其还原为＋3价的铬。
完成并配平下列离子方程式：
________Cr2O
＋________SO
＋________
===________
Cr3＋＋________SO
＋________H2O
（3）实验室配制SnCl2溶液时往往因为生成Sn（OH）Cl而变浑浊，该过程的化学反应方程式为________________________________。
氯气与金属锡在加热时可制得SnCl4，SnCl4的熔点为－33℃，沸点为114℃，SnCl4极易水解，在潮湿的空气中有发烟现象。
实验室可以通过如图所示装置制备SnCl4（夹持装置略）。
①装置Ⅰ中发生反应的离子方程式为_____________。
②装置Ⅱ中的最佳试剂为_____，装置Ⅶ的作用为__________。
③Ⅳ中加热的作用之一是促进氯气与锡粉反应，加热的另一作用为________。
④为测定实验中所用锡粉的纯度（杂质不参与下列反应）：
取质量为mg的锡粉溶于足量稀硫酸中，向生成的SnSO4溶液中加入过量的Fe2（SO4）3溶液，用物质的量浓度为cmol·L－1的K2Cr2O7溶液滴定生成的Fe2＋，共用去K2Cr2O7溶液的体积为VL，则锡粉中Sn的质量分数为________（已知Fe3＋可将Sn2＋氧化为Sn4＋，酸性环境下Cr2O
可被还原为Cr3＋）。
答案
（1）氧化（1分）
（2）1 3 8 H＋ 2 3 4（2分）
（3）SnCl2＋H2OSn（OH）Cl↓＋HCl（2分）
①MnO2＋4H＋＋2Cl－
Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O（2分）
②饱和食盐水（1分） 防止空气中的H2O进入Ⅵ中（使SnCl4水解），吸收多余的Cl2防止污染空气
（2分）
③使SnCl4气化（或
蒸馏）（1分）
④
×100%（或
）（2分）
解析
（1）二氧化铈（CeO2）中的铈元素从＋4价被还原到＋3价，H2O2作还原剂，CeO2作氧化剂。
（2）在酸性条件下，根据电子得失守恒、原子守恒进行配平：
Cr2O
＋3SO
＋8H＋===2Cr3＋＋3SO
＋4H2O。
（3）Sn2＋是弱碱阳离子，在溶液中水解生成难溶于水的Sn（OH）Cl，水解方程式为SnCl2＋H2OSn（OH）Cl↓＋HCl。
整个实验装置是首先制备纯净的氯气，在无水的条件下氯气和锡发生反应，然后将四氯化锡蒸馏出来。
装置Ⅰ中是制取氯气的反应，Ⅱ中的最佳试剂为饱和食盐水，除去氯气中的氯化氢，装置Ⅶ是防止空气中的水蒸气进入锥形瓶中，同时吸收多余的氯气防止污染空气。
将装置Ⅳ加热，还有一个目的是将产物四氯化锡蒸馏出来。
根据化学反应方程式或电子得失守恒得出关系式3Sn～Cr2O
，求得锡的质量分数为357cV/m×100%（或
）。
27．（15分）A、B、C、D、E是五种短周期的主族元素，它们的原子序数依次增大，A、D都能与C按原子个数比为1∶1或2∶1形成化合物，A、B组成的气态化合物可以与B的最高价氧化物的水化物反应生成一种盐M，E与C的最外层电子数相同。
（1）已知：
E（s）＋O2（g）===EO2（g） ΔH1，E（g）＋O2（g）===EO2（g） ΔH2，则ΔH1________（填“>”“<”或“＝”）ΔH2。
（2）M中含有的化学键有________，E元素在周期表中的位置是________。
（3）向100mL0.1mol·L－1D的氢氧化物溶液中通入224mLA2E（标准状况下）气体，所得溶液呈碱性，原因是__________________，溶液中离子浓度由大到小的顺序为________________________。
（4）B、C所形成氢化物的稳定性由强到弱的顺序是_________（填具体的化学式）。
（5）有人设想寻求合适的催化剂和电极材料，以A2、B2为电极反应物，以HCl－NH4Cl溶液为电解质溶液制造新型燃料电池，写出该电池的正极电极反应式：
________，放电时溶液中的H＋移向_____（填“正”或“负”）极。
答案
（1）>（2分）
（2）离子键、共价键、配位键（2分） 第三周期ⅥA族（2分）
（3）HS－水解程度大于HS－电离程度（2分） c（Na＋）>c（HS－）>c（OH－）>c（H＋）>c（S2－）（2分）
（4）H2O>NH3（2分）
（5）N2＋6e－＋8H＋===2NH
（2分） 正（1分）
解析 在短周期元素中
，A、D都能与C按原子个数比为1∶1或2∶1形成化合物，原子序数依次增大，则A为氢元素，C为氧元素，D为钠元素。
A、B组成的气态化合物可以与B的最高价氧化物的水化物反应生成一种盐M，可知B为氮元素，M为硝酸铵，其中含有离子键、共价键和配位键。
E与C的最外层电子数相同，处于同一主族，E为硫元素，在周期表中位于第三周期ⅥA族。
气态硫比固态硫燃烧放出的热量多。
氢氧化钠与硫化氢等物质的量反应生成NaHS，该物质的溶液中HS－水解程度大于HS－电离程度，溶液呈碱性，c（Na＋）>c（HS－）>c（OH－）>c（H＋）>c（S2－）。
B、C对应的氢化物分别是NH3和H2O，氧元素的非金属性比氮元素强，对应气态氢化物的稳定性H2O比NH3强。
由氢气和氮气构成燃料电池，正极上N2得电子，电极反应为N2＋6e－＋8H＋===2NH
，放电时溶液中的H＋向正极移动。
28．（15分）研究氮及其化合物对化工生产有重要意义。
（1）工业合成氨的原理为N2（g）＋3H2（g）2NH3（g） ΔH＝－92.4kJ·mol－1。
下图甲表示在一定体积的密闭容器中反应时N2的物质的量浓度随时间的变化，图乙表示在其他条件不变的情况下，改变起始投料中H2与N2的物质的量之比（设为n）对该平衡的影响。
①已知图甲中0～t1min内，v（H2）＝0.03mol·L－1·min－1，则t1＝________；若从t2min起仅改变一个反应条件，则所改变的条件可能是________（填一种即可）；图乙中，b点时n＝________。
②已知某温度下该反应的K＝10，该温度下向容器中同时加入下列浓度的混合气体：
c（H2）＝0.1mol·L－1，c（N2）＝0.5mol·L－1，c（NH3）＝0.1mol·L－1，则在平衡建立过程中NH3的浓度变化趋势是________（填“逐渐增大”“逐渐减小”或“恒定不变”）。
（2）已知肼（N2H4）是二元弱碱，其电离是分步的，电离方程式为
________________________、________________________。
（3）中国航天科技集团公司计划在2015年完成20次宇航发射任务。
肼（N2H4）可作为火箭发动机的燃料，与氧化剂N2O4反应生成N2和水蒸气。
已知：
①N2（g）＋2O2（g）===N2O4（l）
ΔH1＝－195kJ·mol－1
②N2H4（l）＋O2（g）===N2（g）＋2H2O（g）
ΔH2＝－534.2kJ·mol－1
写出肼和N2O4反应的热化学方程式：
__________________。
（4）以NO2为原料可以制得新型绿色硝化剂N2O5，原理是先将NO2转化为N2O4，然后采用电解法制备N2O5，其装置如图所示，两端是石墨电极，中间隔板只允许离子通过，不允许水分子通过。
①已知两室加入的试剂分别是：
a.硝酸溶液；b.N2O4和无水硝酸，则左室加入的试剂应为______（填代号），其电极反应式为__________。
②若以甲醇燃料电池为电源进行上述电解，已知：
CH3OH（g）＋
O2（g）===CO2（g）＋2H2O（g） ΔH＝－651kJ·mol－1，又知甲醇和水的汽化热分别为1
1kJ·mol－1、44kJ·mol－1，标准状况下，该燃料电池消耗0.5molCH3OH产生的最大电能为345.8kJ，则该电池的能量效率为________（电池的能量效率＝电池所产生的最大电能与电池所释放的全部能量之比）。
答案
（1）①30min（2分） 降低温度（或增大H2浓度，其他合理答案也给分）（2分） 3∶1（1分） ②逐渐减小（1分）
（2）N2H4＋H2ON2H
＋OH－ N2H
＋H2ON2H
＋OH－（2分）
（3）2N2H4（l）＋N2O4（l）===3N2（g）＋4H2O（g） ΔH＝－873.4kJ·mol－1（2分）
（4）①b（1分） N2O4＋2HNO3－2e－===2N2O5＋2H＋（2分） ②95%（2分）
解析
（1）①v（H2）＝0.03mol·L－1·min－1，则v（N2）＝0.01mol·L－1·min－1，则（0.6－0.3）mol·L－1÷t1min＝0.01mol·L－1·min－1，解得t1＝30min；从t2min起N2的浓度逐渐减小，可能是降低温度或增大H2浓度使平衡正向移动引起的。
当N2与H2的起始体积比符合方程式中化学计量数之比时，达到平衡时氨的体积分数最大。
②浓度商Q＝
＝20＞10，所以反应逆向进行，NH3的浓度逐渐减小。
（2）肼（N2H4）是二元弱碱，其电离方程式是分步的，N2H4＋H2ON2H
＋OH－，N2H
＋H2ON2H
＋OH－。
（3）根据盖斯定律可知反应②×2－反应①即得到反应2N2H4（l）＋N2O4（l）===3N2（g）＋4H2O（g），所以该反应的反应热ΔH＝－534.2kJ·mol－1×2＋195kJ·mol－1＝－873.4kJ·mol－1。
（4）①电解池的左侧是阳极室，发生氧化反应，应为N2O4生成N2O5的反应。
根据原子守恒可知反应物中应有HNO3参与。
②（ⅰ）CH3OH（g）＋
O2（g）===CO2（g）＋2H2O（g） ΔH＝－651kJ·mol－1
（ⅱ）CH3OH（l）===CH3OH（g）
ΔH＝＋11kJ·mol－1
（ⅲ）H2O（g）===H2O（l） ΔH＝－44kJ·mol－1
由盖斯定律（ⅰ）＋（ⅱ）＋（ⅲ）×2得：
CH3OH（l）＋
O2（g）===CO2（g）＋2H2O（l） ΔH＝－728kJ·mol－1
故该电池的能量效率为
×100%＝95%。
（二）选考题（共15分，任选一题做答）
36．[化学——选修2：
化学与技术]（15分）
纯碱一直以来都是工业生产的重要原料，很长一段时间来纯碱的制法都被欧美国家所垄断。
上世纪初我国著名的工业化学家侯德榜先生，经过数年的反复研究终于发明了优于欧美制碱技术的联合制碱法（又称侯氏制碱法），并在天津建造了我国独立研发的第一家制碱厂。
其制碱原理的流程如图所示：
（1）侯德榜选择天津作为制碱厂的厂址有何便利条件：
________、________（填两点）。
（2）合成氨工厂需要向制碱厂提供两种原料气体，它们分别是________、________。
这两种气体在使用过程中是否需要考虑添加的顺序？
________（填“是”或“否”），原因是_____________。
（3）在沉淀池中发生的反应的化学方程式是_______________。
（4）使原料水中溶质的利用率从70%提高到90%以上，主要是设计了循环________（填上述流程中的编号）。
从母液中可以提取的副产品的应用是______________________（举一例）。
答案
（1）原料丰富 运输便利（2分）（其他合理答案均可）
（2）CO2 NH3（或NH3 CO2）（2分） 是（2分）
氨气在水中溶解度大，先通氨气，后通CO2，产生的碳酸氢铵多，有利于碳酸氢钠析出（2分）
（3）NaCl＋CO2＋NH3＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl（3分）
（4）Ⅰ（2分） 作化肥（2分）（其他合理答案均可）
解析 工业生产中厂址的选择很重要，侯氏制碱法厂址选在天津主要是考虑到天津距离海洋较近，原料充足，并结合一定的历史条件。
氨气极易溶于水，先通氨气有利于吸收更多的CO2，形成饱和溶液，最后析出碳酸氢钠。
37．[化学——选修3：
物质结构与性质]（15分）
已知铜的原子序数为29，请回答下列问题：
（1）基态铜原子有________个未成对电子，常见化合价有________价、＋2价。
（2）Cu2＋的核外电
子排布式为____________。
（3）向盛有硫酸铜水溶液的试管里滴加氨水，首先形成难溶物，继续滴加氨水，难溶物溶解，得到深蓝色的透明溶液。
①写出难溶物溶解得到深蓝色透明溶液的离子方程式：
________________________________。
②实验时形成的深蓝色溶液中的阳离子内存在的全部化学键类型有_____________。
③根据价层电子对互斥模型，预测SO
的空间构型为
______________________________________________________。
（4）食盐晶体是由钠离子（如图中的“
”）和氯离子（如图中的“
”）组成的，且均为等距离交错排列。
已知该晶体的密度是ρg·cm－
3，阿伏加德罗常数的值为NA。
则该晶体中两个距离最近的钠离子的中心间距为________（列出算式即可）。
（5）CuCl2的熔点比CuBr2的________（填“高”或“低”），请解释其原因_______________________________________________。
答案
（1）1（1分） ＋1（1分）
（2）1s22s22p63s23p63d9（或[Ar]3d9）（2分）
（3）①Cu（OH）2＋4NH3·H2O===[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－＋4H2O（或Cu（OH）2＋4NH3===[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－）（2分） ②配位键、共价键（2分） ③正四面体（1分）
（4）
×
cm（3分）
（5）高（1分） CuCl2与CuBr2相比，阳离子相同，阴离子所带电荷也相同，但Cl－的半径比Br－小，所以CuCl2的晶格能更大，熔点更高（2分）
解析
（1）根据洪特规则，原子轨道处于半充满或全充满时原子处于稳定状态，结合能量最低原理可知基态铜原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，有1个未成对电子，常见化合价有＋1价、＋2价。
（2）Cu2＋核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d9或[Ar]3d9。
（3）①难溶物为Cu（OH）2，Cu（OH）2继续与氨水反应生成配合离子（四氨合铜离子），故难溶物溶解的离子方程式为Cu（OH）2＋4NH3·H2O===[Cu（NH3）4]2＋＋2OH－＋4H2O。
②在阳离子[Cu（NH3）4]2＋中，Cu2＋与NH3中的N原子间形成配位键，NH3中N、H间形成共价键。
③根据价层电子对互斥模型，预测SO
的空间构型与NH
相同，为正四面体结构。
（4）由NaCl晶体的晶胞结构可知：
1mol晶胞中含有4molNaCl，由此可求出该晶胞的边长为
cm，而该晶体中两个距离最近的Na＋的中心间距为该立方体（晶胞）面对角线的一半，故最近距离的Na＋中心间距为
×
cm。
（5）离子晶体中，离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，离子化合物熔点越高。
38．[化学——选修5：
有机化学基础]（15分）
霍奇金淋巴瘤是青年人中最常见的恶性肿瘤之一。
丙卡巴肼是治疗该病的有效药物，其主要合成工艺路线如下：
（1）A的名称为________，丙卡巴肼的分子式为________。
（2）有机物B生成C的化学方程式为（注明条件）_______。
（3）下列分析合理的是________（填字母）。
a．有机物D可发生水解反应
b．有机物E中含有酯基
c．有机物F具有酸性
d．有机物G中所有碳原子一定在同一平面上
（4）F生成G过程中用到的HCOOH具有独特的性质，写出HCOOH与足量新制的氢氧化铜反应的化学方程式：
_________。
（5）有机物B有多种同分异构体，写出符合下列条件的有机物B的结构简式：
________、________。
a．能发生银镜反应
b．苯环上
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