重庆市第一中学学年高二上学期期中考试化学Word文档格式.docx
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D.100mL0.1mol/LNa2CO3溶液中含有的阴离子数目大于0.01NA
【详解】A.电解精炼铜时每转移NA个电子，转移了1mol电子；
由于粗铜中含有较活泼的杂质Fe、Zn等，电解时杂质优先放电，所以阳极溶解的铜小于0.5mol，溶解的铜的质量小于32g，故A错误；
B.氢氧化铁胶体是很多氢氧化铁胶粒的聚合体，所以1molFeCl3完全水解生成氢氧化铁胶粒个数小于NA，故B错误；
C.常温下，氯气和水反应为可逆反应，因此1mol氯气通入足量水中发生反应转移的电子数小于NA，故C错误；
D.100mL0.1mol/LNa2CO3溶液中，碳酸根离子少量水解：
CO32-+H2O
HCO3-+OH-，阴离子增多，溶液中的阴离子数目大于0.01NA；
故D正确；
4.下列说法正确的是
A.氯化钠溶液导电的过程只涉及到物理变化
B.氯化铁溶液蒸干得到氯化铁固体
C.2CaCO3（s）+2SO2（g）+O2（g）=2CaSO4（s）+2CO2（g）在低温下能自发进行，则该反应的△H<
D.加入催化剂，能够改变可逆反应的平衡转化率，从而提高目标产物在总产物中的比例
【详解】A.氯化钠溶液中含有大量的可以自由移动的Na+和Cl-，通电后可以使得离子进行定向移动,NaCl溶液发生了电解反应，属于化学变化，故A错误；
B.氯化铁溶液中铁离子发生水解,生成氢氧化铁和氯化氢,加热后HCl挥发,得氢氧化铁,氢氧化铁分解为氧化铁,所以氯化铁溶液蒸干得不到氯化铁固体，故B错误；
C.因为反应△S<
0，若该反应在低温下能自发进行，根据△G=△H－T△S<
0可得该反应的△H<
0，故C正确；
D.加入催化剂，能够改变化学反应速率，但不影响平衡的转化率，故D错误；
综上所述。
本题选C。
5.图中所示的装置图能够达到实验目的是
A.
B.
C.
D.
【答案】B
【详解】A.氢氧化钠固体应该在烧杯中溶解，冷却到室温后用玻璃棒转移到容量瓶内，A错误；
B.高锰酸钾溶液具有氧化性，草酸具有还原性，二者发生氧化还原反应，当溶液的颜色由无色变为紫色，且30内颜色保持不变，达到滴定终点，可以实现目的，B正确；
C.瓷坩埚成分中有二氧化硅，氢氧化钠能够与二氧化硅反应，应用铁坩埚加热溶解氢氧化钠固体，C错误；
D.为了使溶液反应进行的更充分，测量的更准确，应该用环形玻璃搅拌棒进行搅拌，D错误；
综上所述，本题选B。
6.常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能够大量共存的是
A.使甲基橙变黄色的溶液：
Na+、K+、SO32－、Cl－
B.含有大量Al3+的溶液：
K+、Mg2+、SO42-、AlO2-
C.Kw/c（OH－）=10-3的溶液中：
Cl-、NO3-、Na+、Ba2+
D.由水电离出的c（H+）=1×
10－12mol·
L－1的溶液中：
NH4+、K+、CrO42-、ClO-
【详解】A.使甲基橙变黄色的溶液，pH>
4.4，酸性溶液中不存在SO32－，A错误；
B.含有大量Al3+的溶液显酸性，含有AlO2-的溶液显碱性，二者相遇发生双水解，不能大量共存，B错误；
C.Kw/c（OH－）=10-3的溶液显酸性，Cl-、NO3-、Na+、Ba2+四种离子间不反应，与氢离子也不反应，能够大量共存，C正确；
D.由水电离出的c（H+）=1×
L－1的溶液显酸性或碱性，NH4+在碱性环境下不能共存，ClO-在酸性条件下不能共存，D错误；
7.下列实验能达到预期目的是
编号
实验内容
实验目的
A
室温下，用pH试纸测定浓度为0.1mol/LNaClO溶液和0.1mol/LCH3COONa溶液的pH
比较HClO和CH3COOH的酸性强弱
B
向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaC12固体，溶液红色变浅
证明Na2CO3溶液中存在水解平衡
C
向10mL0.2mol/LNaOH溶液中滴入2滴0.1mol/LMgCl2溶液，产生白色沉淀后，再滴加2滴0.1mol/LFeCl3溶液，又生成红褐色沉淀
证明在相同温度下Ksp：
Mg（OH）2＞Fe（OH）3
D
等体积pH=2的HX和HY两种酸分别与足量的铁反应，排水法收集气体，HX放出的氢气多且反应速率快
证明HX酸性比HY强
A.AB.BC.CD.D
【详解】A．NaClO溶液具有强氧化性，不能利用pH试纸测定pH，应利用pH计测定pH比较酸性强弱，A错误；
B．含有酚酞的Na2CO3溶液，因碳酸根离子水解显碱性溶液变红，加入少量BaC12固体，水解平衡逆向移动，则溶液颜色变浅，证明Na2CO3溶液中存在水解平衡，B正确；
C．NaOH过量，后滴加2滴0.1mol/LFeCl3溶液，又生成红褐色沉淀，不能说明沉淀转化，则不能比较溶度积大小，C错误；
D．HX放出的氢气多且反应速率快，说明HX浓度比HY大，HX酸性比HY弱，故D错误；
【点睛】该题为高频考点，涉及盐类水解与酸性比较、沉淀生成与沉淀转化、pH的测定等，注重实验原理及物质性质的考查，注意实验的操作性、评价性分析，选项A和D是易错点，注意次氯酸的强氧化性和pH相等的弱酸浓度大小关系。
8.下列实验中，由于错误操作导致实验结果一定偏低的是
A.用容量瓶配制一定物质的量浓度的溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液的浓度
B.滴定时盛放待测液的锥形瓶没有干燥，所测得待测液的浓度
C.用标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，选甲基橙做指示剂，所测得醋酸溶液的浓度
D.滴定管（装标准溶液）滴定前尖嘴处有气泡，滴定后无气泡，所测得待测液的浓度
【详解】A.用容量瓶配制一定物质的量浓度的溶液，定容时俯视刻度线，所配溶液的体积偏小，所配溶液的浓度偏大，A错误；
B.滴定时盛放待测液的锥形瓶没有干燥，不影响溶质的量，所测得待测液的浓度无影响，B错误；
C.甲基橙的变色pH范围为3.1-4.4，用标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的醋酸溶液，反应后生成的醋酸钠显碱性，而选甲基橙做指示剂，溶液显酸性，所消耗的氢氧化钠的体积偏小，所测得醋酸溶液的浓度偏低，C正确；
D.滴定管（装标准溶液）在滴定前尖嘴处有气泡,滴定终了无气泡,读出的标准液体积增大,测定结果偏高,D错误；
【点睛】用NaOH标准溶液滴定未知浓度的CH3COOH溶液时，由于醋酸钠溶液水解显碱性，所以使用酚酞作指示剂；
用盐酸标准溶液滴定未知浓度的氨水溶液时，由于氯化铵溶液水解显酸性，所以使用甲基橙作指示剂；
对于用NaOH标准溶液滴定未知浓度的盐酸溶液时，由于氯化钠溶液显中性，用酚酞或甲基橙做指示剂均可。
9.如图示与对应的叙述符合的是
A.如图可知实线、虚线分别表示某可逆反应未使用催化剂和使用催化剂的正、逆反应速率随时间的变化
B.如图可知，反应C（金刚石，s）
══
C（石墨，s）的焓变ΔH══ΔH1－ΔH2
C.如图可知表示除去氧化膜的镁条放入盐酸中生成氢气速率随时间的变化，起初反应速率加快的原因可能是该反应为放热反应
D.如图可知表示25℃时用0.1000mol·
L－1醋酸滴定40.00mL0.1000mol·
L－1NaOH溶液得到的滴定曲线
A、使用催化剂化学反应速率加快；
B.根据盖斯定律进行计算C（金刚石，s）═C（石墨，s）的焓变ΔH；
C.镁与盐酸反应为放热反应；
D.醋酸与NaOH恰好完全反应生成醋酸钠溶液，显碱性。
【详解】A、使用催化剂化学反应速率加快,所以正反应速率的虚线在实线的上方,故A错误；
B.如图可知，反应①C（金刚石，s）+O2（g）═CO2（g），ΔH2，②C（石墨，s）+O2（g）═CO2（g），ΔH1；
根据盖斯定律可知，①-②可得C（金刚石，s）═C（石墨，s）的焓变ΔH══ΔH2-ΔH1，故B错误；
C.该反应为放热反应，随着反应的进行，温度升高，反应速率逐渐加快；
随后c（HCl）逐渐减小，反应速率又逐渐减慢，故C正确；
D.如图可知，当滴加醋酸的体积为40.00mL时，醋酸与NaOH恰好完全反应生成醋酸钠溶液，水解显碱性，不显中性，pH>
7，故D错误；
10.下列说法正确的是
A.常温下同浓度的强酸、强碱等体积混合后由水电离出的c（H+）一定为10-7mol·
L-l
B.常温下pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合后生成NH4Cl，溶液显酸性
C.常温下0.1mol·
L-1的Na2A溶液的pH=10，则该溶液中由水电离的c（OH-）=10-10mol·
D.常温下向CH3COONa稀溶液中加入CH3COONa固体，c（CH3COO-）/c（Na+）比值变大
【详解】A.常温下，同浓度的强酸、强碱等体积混合后，由于没有告诉酸中含有氢离子、碱中含有氢氧根离子数目，则混合液不一定呈中性，由水电离出的c（H+）不一定为10-7mol.L-1，故A错误；
B.常温下pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合后，混合液中氨水过量，溶液呈碱性，则c（H+）<
c（OH-）,故B错误；
C.常湿下，0.1mol·
L-1的Na2A溶液的pH=10，A2-离子水解促进了水的电离，该溶液中氢氧根离子是水的电离的，则该溶液中由水电离的c（OH-）=10-4mol∙L-1，故C错误；
D．CH3COONa溶液中醋酸根离子发生水解：
CH3COO-+H2O
CH3COOH+OH-,加入CH3COONa固体后，增大了CH3COONa浓度，溶液水解程度减小，c（CH3COO-）/c（Na+）比值变大，故D正确；
11.已知部分弱酸的电离平衡常数如下表：
弱酸
H2CO3
HClO
HF
电离平衡常数
（25℃）
Ka1=4.30×
10-7
Ka2=5.61×
10-11
Ka=2.98×
10-8
Ka=3.6×
10-4
下列叙述正确的是
A.Na2CO3溶液不能与次氯酸发生反应
B.物质的量浓度相同的①NaF②Na2CO3③NaClO三种溶液的pH：
③>
②>
①
C.氢氟酸与NaClO溶液混合能够发生反应：
HF+NaClO=HClO+NaF
D.少量CO2通入NaClO溶液中的离子反应：
CO2＋H2O＋2ClO－＝CO32－＋2HClO
根据电离平衡常数大小判断酸性强弱，HF>
H2CO3>
HClO>
HCO3-；
形成该盐的酸越弱，盐水解程度越大，溶液的碱性越强，pH越大，据此规律进行分析。
【详解】根据电离平衡常数大小判断酸性强弱，HF>
HCO3-，
A.酸性：
HCO3-，所以Na2CO3溶液能与次氯酸发生反应：
Na2CO3+HClO=NaHCO3+NaClO，A错误；
B.形成该盐的酸越弱，盐水解程度越大，溶液的碱性越强，pH越大，酸性：
HF>
HCO3-，所以物质的量浓度相同的①NaF②Na2CO3③NaClO三种溶液的pH：
③>
①，B错误；
C.酸性：
HClO，所以氢氟酸与NaClO溶液混合能够发生反应：
HF+NaClO=HClO+NaF，符合规律，C正确；
D.酸性：
HCO3-，所以少量CO2通入NaClO溶液中的离子反应：
CO2＋H2O＋ClO－＝HCO3－＋HClO，D错误；
12.锂-空气电池是一种新型的二次电池，其放电时的工作原理如图所示，下列说法正确的是（）
A.该电池放电时，正极的反应式为O2＋4e－＋4H＋=2H2O
B.该电池充电时，阴极发生了氧化反应：
Li＋＋e－=Li
C.电池中的有机电解液可以用稀盐酸代替
D.充电时，空气极与直流电源正极相连
A、正极上是氧气得电子生成氢氧根离子；
B、阴极上阳离子得电子发生还原反应；
C、金属锂能与盐酸反应生成氢气，据此分析；
D、放电时，空气极为原电池正极；
充电时，空气极为电解池的阳极。
【详解】A、正极上是氧气得电子生成氢氧根离子，则电极方程式为O2+4e-+2H2O=4OH-，故A错误；
B、阴极上阳离子得电子，则该电池充电时，阴极锂离子得电子发生还原反应：
Li++e-=Li，故B错误；
C、金属锂能与盐酸反应生成氢气，所以电池中的有机电解液不可以用稀盐酸代替，故C错误；
充电时，空气极为电解池的阳极，因此充电时，空气极与直流电源正极相连，故D正确；
13.某二元酸（H2A）在水中的电离方程式为：
H2A=H++HA-，HA-
H++A2-（Ka=1.0×
10-2），下列说法正确的是（
）
A.在0.1mol/L的Na2A溶液中，c（A2-）+c（HA-）+c（H2A）=0.1mol/L
B.在0.1mol/L的H2A溶液中，c（H+）=0.2mol/L
C.分别将浓度均为0.1mol/L的NaHA和Na2A溶液等体积混合，其pH一定大于7
D.0.1mol/L的NaHA溶液中离子浓度为：
c（Na+）＞c（HA-）＞c（H+）＞c（A2-）＞c（OH-）
A、根据H2A第一步完全电离和物料守恒解答；
B、二元酸H2A在水中的电离方程式为:
H2A=H++HA-，HA-
10-2），第一步完全电离,第二步部分电离,根据平衡常数计算溶液的c（H+）；
C、HA-
10-2）,电离平衡常数较大,同浓度0.1mol/L的NaHA和Na2A溶液等体积混合,其pH应小于7；
D、0.1mol/L的NaHA溶液显酸性,c（HA-）＞c（H+）。
【详解】A．二元酸H2A在水中的电离方程式为:
10-2），可以知道第一步完全电离,第二步部分电离,则在0.1mol/L的Na2A溶液中，存在HA-和A2-离子,且c（A2-）+c（HA-）=0.1mol/L，A错误；
B.在0.1mol/L的H2A溶液中，在水中的电离方程式为H2A=H++HA-，HA-
10-2），第一步完全电离,第二步部分电离，设电离的HA-为x,则有:
（0.1+x）×
x/（0.1-x）=1/100，解之得x=0.0084；
所以在0.1mol/L的H2A溶液中,c（H+）=0.1+0.0084=0.1084mol/L,故B错误；
C.由Ka=1.0×
10-2知,HA-的电离度为10%，在温度不变时，同浓度0.1mol/L的NaHA和Na2A溶液等体积混合,溶液中的c（H+）近似为0.01mol/L，变化不大，溶液仍呈酸性，故C错误；
D.0.1mol/L的NaHA溶液中，HA-的电离程度约为10%，溶液显酸性，各离子浓度大小关系为：
c（Na+）＞c（HA-）＞c（H+）＞c（A2-）＞c（OH-），故D正确；
【点睛】如果H2A为二元弱酸，则Na2A溶液中存在的物料守恒为：
c（Na+）=2（c（HA-）+c（A2-）+c（H2A））；
如果二元酸（H2A）在水中的电离方程式为：
10-2），则Na2A溶液中存在的物料守恒为c（Na+）=2（c（HA-）+c（A2-））；
本题要注意H2A=H++HA-第一步电离是完全的，所以Na2A只能发生一步水解，这是一个易忽视的点。
14.向2L的密闭容器中充入7.6molNO和3.8molO2，发生如下反应：
①2NO（g）＋O2（g）
2NO2（g）
②2NO2（g）
N2O4（g）
测得NO2和N2O4的浓度变化如图所示，0～10min维持容器温度为T1℃，10min后升高并维持容器的温度为T2℃。
下列说法正确的是
A.前5min的平均反应速率v（N2O4）＝0.18mol·
L－1·
s－1
B.T1℃时反应②的化学平衡常数K＝0.6
C.反应①、②均为吸热反应
D.若起始时向该容器中充入3.6molNO2和2.0molN2O4，T1℃达到平衡时，N2O4的转化率为10%
试题分析：
A、根据图像可知前5min内生成N2O4的浓度是0.9mol/L，则反应的平均速率v（N2O4）＝0.9mol/L÷
5min＝0.18mol·
min－1，A错误；
B、T1℃时反应②平衡时N2O4的浓度是0.9mol/L，NO2的浓度是1.5mol/L，则反应②的化学平衡常数K＝
，B错误；
C、10min后升高并维持容器的温度为T2℃，此时N2O4的浓度降低，NO2的浓度升高，这说明反应②是放热反应。
N2O4浓度减少0.2mol/L，但NO2浓度只增加0.1mol/L，这说明反应①升高温度后平衡向逆反应方向进行，即正方应也是放热反应，C错误；
D、若起始时向该容器中充入3.6molNO2和2.0molN2O4，则根据方程式可知相当于起始时加入了7.6molNO和3.8molO2，，所以平衡是等效的，则T1℃达到平衡时，N2O4的物质的量是0.9mol/L×
2＝1.8mol，即消耗0.2molN2O4，所以N2O4的转化率为10%，D正确，答案选D。
考点：
考查平衡状态的有关计算
15.25℃时，用0.10mol/L的氨水滴定10.00mL0.05mol/L的二元酸H2A的溶液，滴定过程中加入氨水的体积（V）与溶液中
的关系如图所示。
A.H2A的电离方程式为H2A
H++HA-
B.B点溶液中，水电离出的氢离子浓度为1.0×
10-6mol/L
C.C点溶液中，c（NH4+）+c（NH3·
H2O）=2c（A2-）
D.25℃时，该氨水的电离平衡常数为
根据图像，A点时，0.05mol/L的二元酸H2A的溶液
=-12，此时c（OH-）=10-12c（H+），c（OH-）=1.0×
10-13mol/L，c（H+）=0.1mol/L，说明H2A为二元强酸。
A、H2A的电离方程式为H2A=2H++A2-，故A错误；
B、B点溶液中，加入了10mL0.10mol/L的氨水，恰好完全反应，此时溶液应为（NH4）2A溶液，
=-2，c（OH-）=10-2c（H+），c（OH-）=1.0×
10-8mol/L，c（H+）=1.0×
10-6mol/L，此时溶液因NH4+水解呈酸性，溶液中的氢离子均是水电离产生的，故水电离出的氢离子浓度为1.0×
10-6mol/L，故B正确；
C、C点溶液中，加入了12.5mL0.10mol/L的氨水，此时溶液应为（NH4）2A和NH3·
H2O混合溶液，
=0，c（OH-）=c（H+），根据电荷守恒：
c（NH4+）+c（H+）=2c（A2-）+c（OH-），即c（NH4+）=2c（A2-），故C错误；
D、B点时，溶液应为0.025mol/L（NH4）2A溶液，
10-6mol/L，溶液因NH4+水解呈酸性，NH4++H2O
H++NH3·
H2O，该反应的水解常数为Kh=
=
=
=2×
10-5，故氨水的电离平衡常数为
=5×
10-10，故D错误；
故选B。
16.醋酸和一水合氨是中学化学中常见的弱电解质。
（1）常温下，某研究性学习小组设计了如下方案证明醋酸为弱电解质，你认为方案可行的是_______（填序号）
①配制一定量的0.10mol/LCH3COOH溶液，然后测溶液的pH，若pH大于1，则证明醋酸为弱电解质。
②用醋酸溶液和盐酸做导电性实验，若醋酸溶液导电性弱，则证明醋酸为弱电解质。
③将pH=2的CH3COOH溶液加水稀释100倍后，若pH>
4，则证明醋酸为弱电解质。
④配制一定量的CH3COONa溶液，测其pH，若pH大于7，则证明醋酸为弱电解质。
（2）若25℃时，0.10mol/L的CH3COOH的电离度为1%，则该溶液的pH=________，由醋酸电离出的c（H+）约为水电离出的c（H+）的_________倍。
（3）已知在25℃时，醋酸的电离平衡常数为Ka=1.8×
10-5。
常温下，0.1mol/L
NaOH溶液V1mL和0.2mol/L
CH3COOH溶液V2mL混合后（忽略混合前后溶液体积的变化）溶液的pH=7。
①反应后溶液中离子浓度的大小关系为____________________________
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