2022年高二上學期期中化學試卷 含解析(I)

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1、2022年高二上學期期中化學試卷 含解析(I) 　 一、選擇題（本題包括25小題，每題只有一個正確答案，每題2分，共50分） 1．下列說法正確的是（　?。? A．化學反應除了生成新的物質外，還伴隨著能量的變化 B．據(jù)能量守恒定律，反應物的總能量一定等于生成物的總能量 C．放熱的化學反應不需要加熱就能發(fā)生 D．吸熱反應不加熱就不會發(fā)生 2．下列數(shù)據(jù)不一定隨著溫度升高而增大的是（　?。? A．化學反應速率v B．化學平衡常數(shù)K C．弱電解質的電離平衡常數(shù)K D．水的離子積常數(shù)Kw 3．在一定溫度下、一定體積條件下，能說明下列反應達到平衡狀態(tài)的是（　?。? A．反應2SO2（g）+

2、O2（g）?2SO3（g） 容器內的密度不隨時間變化 B．反應A2（g）+B2（g）?2AB（g）容器內A2的消耗速率與AB消耗速率相等 C．反應N2+3H2?2NH3容器內氣體平均相對分子質量不隨時間變化 D．反應4A（s）+3B（g）?2C（g）+D（g）容器內氣體總壓強不隨時間變化 4．下列反應過程能量變化如下所示： H2（g）+Cl2（g）═2HCl（g）△H 下列說法錯誤的是（　?。? A．H﹣H鍵比Cl﹣Cl鍵穩(wěn)定 B．△H=﹣184.5 kJ?mol﹣1 C．正反應活化能比逆反應活化能高 D．在相同條件下，1mol H2（g）和1mol Cl2（g）分別在點

3、燃和光照條件下反應生成2mol HCl（g），重新恢復到原來的狀態(tài)時△H相同 5．已知反應 2NH3?N2+3H2，在某溫度下的平衡常數(shù)為0.25，那么，在此條件下，氨的合成反應N2+H2?NH3 的平衡常數(shù)為（　?。? A．4 B．2 C．1 D．0.5 6．化學反應4A（s）+3B（g）?2C（g）+D（g），經(jīng)2min，B的濃度減少0.6mol/L．對此反應速率的表示正確的是（　?。? A．用A表示的反應速率是0.4 mol?（L?min）﹣1 B．2 min內，v正（B）和v逆（C）表示的反應速率的值都是逐漸減小的 C．2 min末的反應速率用B表示是0.3 mol?（L?mi

4、n）﹣1 D．分別用B、C、D表示的反應速率其比值是3：2：1 7．下列說法正確的是（　?。? A．增大反應物濃度可以增大活化分子百分數(shù)，從而使反應速率增大 B．汽車尾氣的催化轉化裝置可將尾氣中的NO和CO等有害氣體快速地轉化為N2和CO2，其原因是催化劑可增大NO和CO反應的活化能 C．常溫下，反應C（s）+CO2（g）═2CO（g）不能自發(fā)進行，則該反應的△H＞0 D．在“中和熱的測量實驗”中測定反應后溫度的操作方法：將量筒中的NaOH溶液經(jīng)玻璃棒引流緩緩倒入盛有鹽酸的簡易量熱計中，立即蓋上蓋板，并用環(huán)形玻璃攪拌棒不斷攪拌，準確讀出并記錄反應體系的最高溫度 8．下列敘述正確的是

5、（　　） A．常溫下，pH=3和pH=5的鹽酸各10mL混合，所得溶液的pH=4 B．當溫度不變時，在純水中加入強堿溶液不會影響水的離子積常數(shù) C．液氯雖然不導電，但溶解于水后導電情況良好，因此，液氯也是強電解質 D．溶液中c（H+）越大，pH也越大，溶液的酸性就越強 9．下列溶液一定呈酸性的是（　?。? A．pH=6.8的溶液 B．常溫下，由水電離的OH﹣離子濃度為1×10﹣13 mol/L C．加入酚酞，不顯紅色的溶液 D．常溫下，溶液中的H+離子濃度為5×10﹣7 mol/L 10．在相同溫度時，100mL 0.01mol/L的醋酸溶液與10mL 0.1mol/L的醋酸

6、溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是（　　） A．中和時所需NaOH的量 B．與Mg反應的起始速率 C．OH﹣的物質的量濃度 D．溶液中 11．下列說法正確的是（　?。? A．室溫下用廣范pH試紙測得某氯水的pH=4 B．將稀氯化鐵溶液和稀硫氰化鉀溶液混合，溶液呈淺紅色，無論向其中加入濃氯化鐵溶液還是濃硫氰化鉀溶液，紅色都會加深 C．用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液時，滴定前仰視讀數(shù)，滴定后俯視讀數(shù)會導致待測堿液濃度結果偏高 D．實驗測定酸堿滴定曲線時，要保證整個過程測試和記錄pH的間隔相同 12．一定條件下，某容積不變的密閉容器內存在下列平衡：2HI（g）?H2（

7、g）+I2（g）；則下列有關說法正確的是（　?。? A．如改變體系溫度，體系顏色一定發(fā)生變化 B．如僅僅改變濃度這一條件，使得體系顏色加深，則上述平衡一定正移 C．繼續(xù)充入HI氣體，則HI的轉化率將減小 D．溫度不變時，當體系顏色變淺，則正反應速率和逆反應速率都將減小 13．重鉻酸鉀溶液中存在如下平衡：Cr2O72﹣（橙色）+H2O?2H++2CrO42﹣（黃色） ①向2mL0.1mol?L﹣1 K2Cr2O7溶液中滴入3滴6mol?L﹣1NaOH溶液，溶液由橙色變?yōu)辄S色；向所得溶液中再滴入5滴濃H2SO4，溶液由黃色變?yōu)槌壬? ②向2mL 0.1mol?L﹣1酸化的K2Cr2O7

8、溶液中滴入適量（NH4）2Fe（SO4）2溶液，溶液由橙色變?yōu)榫G色，發(fā)生反應：Cr2O72﹣+14H++6Fe2+=2Cr3+（綠色）+6Fe3++7H2O． 下列分析正確的是（　?。? A．實驗①能證明K2Cr2O7溶液中存在上述平衡 B．實驗②能說明氧化性：Cr2O72﹣＞Fe3+ C．CrO42﹣和Fe2+在酸性溶液中可以大量共存 D．稀釋K2Cr2O7溶液時，溶液中各離子濃度均減小 14．高溫下，某反應達平衡，平衡常數(shù)．恒容時，溫度升高，H2濃度減?。铝姓f法正確的是（　?。? A．該反應的焓變?yōu)檎? B．恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小 C．升高溫度，逆反應速率減

9、小 D．該反應的化學方程式為CO+H2O?CO2+H2 15．對于可逆反應 2AB3（g）?A2（g）+3B2（g）△H＞0下列圖象正確的是（　?。? A． B． C． D． 16．假設體積可以相加，下列敘述正確的是（　?。? A．0.2mol?L﹣1的鹽酸，與等體積水混合后pH=1 B．pH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4 C．95℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性 D．pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7 17．某溫度下，在密閉容器中進行SO2的催化氧化反應．若起始時c（SO2）=c（O2）=6mol/L，平衡時測得c（O2）=4.

10、5mol/L，則下列敘述中正確的是（　?。? A．SO2的轉化率為60% B．SO3的產率為60% C．平衡時總壓強與起始壓強之比為7：8 D．平衡時V（SO2）：V（O2）：V（SO3）=3：3：1 18．在如圖所示的三個容積相同的容器①②③中進行如下反應：3A（g）+B（g）?2C（g）△H＜0，若起始溫度相同，分別向三個容器中通入3mol A和1mol B，則達到平衡時各容器中C物質的體積分數(shù)由大到小的順序為（　?。? A．③②① B．③①② C．①②③ D．②①③ 19．已知反應mX（g）+nY（g）?qZ（g）的△H＜0，m+n＞q，在恒容密閉容器中反應達到平衡時，下列

11、說法正確的是（　?。? A．通入稀有氣體使壓強增大，平衡將正向移動 B．X的正反應速率是Y的逆反應速率的倍 C．降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小 D．增加X的物質的量，Y的轉化率降低 20．下列各離子組在指定的溶液中一定能大量共存的是（　　） ①常溫在C（H+）/C（OH﹣）=10﹣10溶液中：K+、Na+、CH3COO﹣、SO42﹣ ②常溫pH=11的溶液中：CO32﹣、Na+、AlO2﹣、NO3﹣ ③水電離出的H+濃度c（H+）=10﹣12mol?L￣1的溶液中：Cl﹣、NO3﹣、Na+、S2O32﹣ ④使甲基橙變紅色的溶液中：Fe3+、NO3﹣、Na+、SO42﹣

12、． A．①②③ B．①②④ C．②③④ D．①③④ 21．液氨和水類似，也能電離：NH3+NH3?NH4++NH2﹣，25℃時，其離子積K=1.0×10﹣30 mol2?L﹣2．現(xiàn)將2.3g金屬鈉投入1.0L液氨中，鈉完全反應，有NaNH2和H2產生，則所得溶液中不存在的關系式是（設溫度保持不變，溶液體積為1L）（　?。? A．c（Na+）=c（NH2﹣） B．c（NH4+）=1×10﹣29 mol?L﹣1 C．c（NH2﹣）＞c（NH4+） D．c（NH4+）．c（NH2﹣）=1.0×10﹣30 mol2?L﹣2 22．在體積為V L的恒容密閉容器中盛有一定量H2，通入Br2（g

13、）發(fā)生反應H2（g）+Br2（g）?2HBr（g）△H＜0．當溫度分別為T1、T2，平衡時，H2的體積分數(shù)與Br2（g）的物質的量變化關系如圖所示．下列說法正確的是（　?。? A．若b、c兩點的平衡常數(shù)分別為K1、K2，則K1＞K2 B．a、b兩點的反應速率：b＞a C．為了提高Br2（g）的轉化率可采取增加Br2（g）通入量的方法 D．b、c兩點的HBr的體積分數(shù)b＞c 23．一定溫度下，1molX和n mol Y在容積為2L的密閉容器中發(fā)生如下反應：X（g）+Y（g）?2Z（g）+M（s），5min后達到平衡，此時生成0.2mol Z．下列說法正確的是（　?。? A．若將容器壓

14、縮時，正逆反應速率均不變 B．5 min內平均反應速率v（X）=0.02 mol/（L?min） C．向平衡后的體系中加入l molM（s），平衡向逆反應方向移動 D．當混合氣體的質量不再發(fā)生變化時，說明反應達到平衡狀態(tài) 24．α1和α2，c1和c2分別為兩個恒容容器中平衡體系N2O4（g）?2NO2（g）和3O2（g）?2O3（g）的反應物轉化率及反應物的平衡濃度，在溫度不變的情況下，均增加反應物的物質的量，下列判斷正確的是（　?。? A．α1、α2均減小，c1、c2均增大 B．α1、α2均增大，c1、c2均減小 C．α1減小，α2增大，c1、c2均增大 D．α1減小，α2增大

15、，c1增大，c2減小 25．有關下列圖象的分析錯誤的是（　?。? A． 圖可表示對平衡N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）加壓、同時移除部分NH3時的速率變化 B． 圖中a、b曲線只可表示反應H2（g）十I2（g）?2HI（g）在有催化劑和無催化劑存在下建立平衡的過程 C． 圖表示向CH3COOH溶液中逐漸加入CH3COONa固體后，溶液pH的變化 D． 圖表示向醋酸溶液中加水時其導電性變化，則CH3COOH溶液的pH：a＜b 　 二、解答題（共5小題，滿分50分） 26．硫在空氣中燃燒可以生成SO2，SO2在催化劑作用下可以被氧化為SO3，其熱化學方程式可表示為：S

16、（g）+O2（g）═SO2（g）△H=﹣297kJ/mol，SO2（g）+O2（g）?SO3（g）；△H=﹣98.3kJ/mol．如圖是上述兩個反應過程與能量變化的關系圖，其中Ⅰ表示0.4mol SO2（g）、1.6mol SO3（g）、0.2mol O2（g）具有的能量，Ⅲ表示64gS（g）與96g O2（g）所具有的能量． （1）Ⅰ→Ⅱ的反應是　?。ㄌ睢拔鼰帷?，“放熱”）反應． （2）c為　　KJ． （3）圖示中b的大小對Ⅲ→Ⅱ反應的△H的影響是　　． A．△H隨著b的增大而增大 B．△H隨著b的增大而減小 C．△H隨著b的減小而增大 D．△H不隨b的變化而變化

17、（4）圖中的d+e﹣b=　　KJ． 27．請回答下列問題： （1）純水在T℃時，pH=6，該溫度下1mol?L﹣1的NaOH溶液中，由水電離出的c（OH﹣）=　　 mol?L﹣1． （2）某一元弱酸溶液（A）與二元強酸（B）的pH相等．若將兩溶液稀釋相同的倍數(shù)后，pH（A）　　pH（B） （填“＞”、“=”或“＜”）．現(xiàn)用上述稀釋溶液中和等濃度等體積的NaOH溶液，則需稀釋溶液的體積V（A）　　V（B）（填“＞”、“=”或“＜”）． （3）已知：二元酸H2R 的電離方程式是：H2R=H++HR﹣，HR﹣?R2﹣+H+，若0.1mol?L﹣1NaHR溶液的c（H+）=a mol?L﹣

18、1，則0.1mol?L﹣1H2R溶液中c（H+）　　 （0.1+a） mol?L﹣1（填“＜”、“＞”或“=”），理由是　?。? （4）電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度的物理量．已知： 化學式 電離常數(shù)（25℃） HCN K=4.9×10﹣10 CH3COOH K=1.8×10﹣5 H2CO3 K1=4.3×10﹣7、K2=5.6×10﹣11 ②向NaCN溶液中通入少量的CO2，發(fā)生反應的化學方程式為　　． 28．在容積為1L的密閉容器中，加入1.0mol A和2.2mol B進行如下反應：A（g）+2B（g）?C（g）+D（g），在800℃時，D的物質的量n（D）和時間

19、t的關系如圖． （1）800℃時，0～5min內，以B表示的平均反應速率為　　． （2）利用圖中數(shù)據(jù)計算在800℃時的平衡常數(shù)的數(shù)值為　?。? （3）若700℃，反應達平衡時，A的濃度為0.55mol/L，則該反應為　　反應（填“吸熱”或“放熱”）． （4）800℃時，某時刻測得體系中物質的量濃度如下：c（A）=0.06mol?L﹣1，c（B）=0.50mol?L﹣1，c（C）=0.20mol?L﹣1，c（D）=0.018mol?L﹣1，則此時該反應　?。ㄌ睢跋蛘较蜻M行”、“向逆方向進行”或“處于平衡狀態(tài)”）． 29．定量分析是化學實驗中重要的組成部分． Ⅰ．中和熱的測定：

20、（1）在實驗室中，用50mL 0.40mol/L的鹽酸與50mL 0.50mol/L的NaOH溶液反應測定和熱．假設此時溶液密度均為1g/cm3，生成溶液的比容熱c=4.18J/（g?℃），實驗起始溫度為T1℃，終止溫度為T2℃，請寫出中和熱的計算式 （寫出最后結果）△H=　　KJ/mol． （2）1L1mol/LH2SO4溶液與2L1mol/LNaOH溶液完全反應，放出114.6kJ的熱量．請寫出表示該反應中和熱的熱化學方程式　　． Ⅱ．氧化還原滴定實驗與中和滴定類似．為測定某H2C2O4溶液的濃度，取該溶液于錐形瓶中，加入適量稀H2SO4后，用濃度為c mol/L KMnO4標準溶液

21、滴定． （1）滴定原理為：　?。ㄓ秒x子方程式表示）． （2）滴定時，KMnO4溶液應裝在　?。ㄌ睢八崾健被颉皦A式”）滴定管中，達到滴定終點時的顏色變化為　?。? （3）如圖表示50mL滴定管中液面的位置，此時滴定管中液面的讀數(shù)為　　mL． （4）為了減小實驗誤差，該同學一共進行了三次實驗，假設每次所取H2C2O4溶液體積均為VmL，三次實驗結果記錄如表： 實驗次數(shù) 第一次 第二次 第三次 消耗KMnO4溶液體積/mL 26.32 24.02 23.98 從上表可以看出，第一次實驗中記錄消耗KMnO4溶液的體積明顯多于后兩次，其原因可能是　　 A．實驗結束時俯視刻度線讀

22、取滴定終點時KMnO4溶液的體積 B．滴加KMnO4溶液過快，未充分振蕩，剛看到溶液變色，立刻停止滴定 C．第一次滴定盛裝標準液的滴定管裝液前用蒸餾水清洗過，未用標準液潤洗，后兩次均用標準液潤洗 D．第一次滴定用的錐形瓶用待裝液潤洗過，后兩次未潤洗 （5）寫出計算H2C2O4的物質的量濃度的最簡表達式：C=　　mol/L． 30．已知2A2（g）+B2（g）?2C3（g）；△H=﹣Q1 kJ/mol（Q1＞0），在一個有催化劑的容積不變的密閉容器中加入2molA2和1molB2，在500℃時充分反應，達平衡后C3的濃度為w mol?L﹣1，放出熱量為Q2 kJ． （1）達到平衡

23、時，A2的轉化率為　?。? （2）達到平衡后，若向原容器中通入少量的氬氣，A2的轉化率將　?。ㄌ睢霸龃蟆啊ⅰ皽p小”或“不變”） （3）若在原來的容器中，只加入2mol C3，500℃時充分反應達平衡后，吸收熱量Q3 kJ，C3濃度　?。ㄌ睿尽?、＜）w mol?L﹣1，Q1、Q2、Q3 之間滿足何種關系：Q3=　　 （4）改變某一條件，得到如圖的變化規(guī)律（圖中T表示溫度，n表示物質的量），可得出的結論正確的是　??； a．反應速率c＞b＞a b．達到平衡時A2的轉化率大小為：b＞a＞c c．T2＞T1 d．b點A2和B2的物質的量之比為2：1 （5）若將上述容器改為恒壓容容器，起始

24、時加入4molA2和2molB2，500℃時充分反應達平衡后，放出熱量Q4kJ，則Q2　　Q4 （填“＞”、“＜”或“=”）． （6）下列措施可以同時提高反應速率和B2的轉化率是　?。ㄌ钸x項序號）． a．選擇適當?shù)拇呋瘎? b．增大壓強 c．及時分離生成的C3 d．升高溫度． 　 xx天津市蘆臺一中等六校聯(lián)考高二（上）期中化學試卷 參考答案與試題解析 　 一、選擇題（本題包括25小題，每題只有一個正確答案，每題2分，共50分） 1．下列說法正確的是（　?。? A．化學反應除了生成新的物質外，還伴隨著能量的變化 B．據(jù)能量守恒定律，反應物的總能量一定等于生

25、成物的總能量 C．放熱的化學反應不需要加熱就能發(fā)生 D．吸熱反應不加熱就不會發(fā)生 【考點】吸熱反應和放熱反應；化學反應中能量轉化的原因． 【分析】A．化學變化是生成新物質的變化，除有新物質生成外，能量的變化也必然發(fā)生，從外觀檢測往往為溫度的變化，即常以熱量的變化體現(xiàn)； B．反應物所具有的總能量與生成物所具有的總能量不等，在反應中有一部分能量轉變成以熱量的形式釋放，或從外界吸收； C．放熱的化學反應，有時需加熱，達到著火點； D．有的吸熱反應，不需要加熱也能發(fā)生． 【解答】解：A．化學反應的本質是有新物質的生成，生成新化學鍵所釋放的能量與斷裂舊化學鍵所吸收的能量不等，所以化學反應

26、除了生成新的物質外，還伴隨著能量的變化，故A正確； B．化學反應中生成物總能量不等于反應物的總能量，反應前后的能量差值為化學反應中的能量變化，反應物的總能量大于生成物的總能量則為放熱反應，否則吸熱反應，故B錯誤； C．放熱反應有的需加熱，如木炭的燃燒是一個放熱反應，但需要點燃，點燃的目的是使其達到著火點，故C錯誤； D．Ba（OH）2?8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但不需要加熱，故D錯誤； 故選A． 　 2．下列數(shù)據(jù)不一定隨著溫度升高而增大的是（　?。? A．化學反應速率v B．化學平衡常數(shù)K C．弱電解質的電離平衡常數(shù)K D．水的離子積常數(shù)Kw 【考點】化學平衡的計算

27、；化學反應速率的影響因素． 【分析】A．升高溫度，化學反應速率一定增大； B．化學平衡常數(shù)隨溫度變化而變化，對于放熱的化學反應，升高溫度K減??； C．弱電解質的電離為吸熱的，升高溫度，促進電離； D．水的電離為吸熱的，升高溫度促進水的電離； 【解答】解：A．升高溫度，活化分子碰撞的幾率增大，則化學反應速率一定增大，故A不選； B．對于放熱的化學反應，升高溫度K減小，即升高溫度，化學反應的平衡常數(shù)K不一定增大，故B選； C．弱電解質的電離為吸熱的，升高溫度，促進電離，則升高溫度，弱電解質的電離平衡常數(shù)K增大，故C不選； D．水的電離為吸熱的，升高溫度，促進電離，則升高溫度，水的離

28、子積常數(shù)KW增大，故D不選； 故選B． 　 3．在一定溫度下、一定體積條件下，能說明下列反應達到平衡狀態(tài)的是（　?。? A．反應2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g） 容器內的密度不隨時間變化 B．反應A2（g）+B2（g）?2AB（g）容器內A2的消耗速率與AB消耗速率相等 C．反應N2+3H2?2NH3容器內氣體平均相對分子質量不隨時間變化 D．反應4A（s）+3B（g）?2C（g）+D（g）容器內氣體總壓強不隨時間變化 【考點】化學平衡狀態(tài)的判斷． 【分析】根據(jù)化學平衡狀態(tài)的特征解答，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一

29、些量也不發(fā)生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發(fā)生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態(tài)． 【解答】解：A、反應2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g） 容器內的密度始終不隨時間而變化，故A錯誤； B、反應A2（g）+B2（g）?2AB（g）容器內A2的消耗速率與AB消耗速率相等，速率之比不等化學計量數(shù)之比，所以未達平衡狀態(tài)，故B錯誤； C、反應N2+3H2?2NH3容器內氣體平均相對分子質量不隨時間變化，說明氣體的物質的量不變，反應達平衡狀態(tài)，故C正確； D、反應4A（s）+3B（g）?2C（g）+D（g）兩邊氣體計量數(shù)相等，所以容器內氣體總壓強

30、始終不隨時間變化而變化，故D錯誤； 故選C． 　 4．下列反應過程能量變化如下所示： H2（g）+Cl2（g）═2HCl（g）△H 下列說法錯誤的是（　　） A．H﹣H鍵比Cl﹣Cl鍵穩(wěn)定 B．△H=﹣184.5 kJ?mol﹣1 C．正反應活化能比逆反應活化能高 D．在相同條件下，1mol H2（g）和1mol Cl2（g）分別在點燃和光照條件下反應生成2mol HCl（g），重新恢復到原來的狀態(tài)時△H相同 【考點】有關反應熱的計算． 【分析】A．鍵能越大，化學鍵越穩(wěn)定； B．△H=反應物鍵能總和﹣生成物鍵能總和； C．H2（g）+Cl2（g）═2HCl（g）△

31、H＜0，說明正反應活化能比逆反應活化能低； D．反應熱與反應的條件無關． 【解答】解：A．因為H2的鍵能大于Cl2的鍵能，所以H﹣H鍵比Cl﹣Cl鍵穩(wěn)定，故A正確； B．△H=﹣×2=﹣184.5 kJ?mol﹣1，故B正確； C．H2（g）+Cl2（g）═2HCl（g）△H＜0，說明正反應活化能比逆反應活化能低，故C錯誤； D．△H與起點和終點有關，與反應的條件無關，故D正確； 故選C． 　 5．已知反應 2NH3?N2+3H2，在某溫度下的平衡常數(shù)為0.25，那么，在此條件下，氨的合成反應N2+H2?NH3 的平衡常數(shù)為（　?。? A．4 B．2 C．1 D．0.5 【考

32、點】化學平衡常數(shù)的含義． 【分析】化學平衡狀態(tài)是可逆反應在該條件下進行的最大限度，平衡常數(shù)就是平衡狀態(tài)的一種數(shù)量標志，是表明化學反應限度的一種特征值． 化學平衡常數(shù)通常用各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值來表示，所以2NH3?N2+3H2，平衡常數(shù)k=；氨的合成反應N2+H2?NH3 的平衡常數(shù)根據(jù)平衡常數(shù)K=計算解答． 【解答】解：化學平衡常數(shù)通常用各生成物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積除以各反應物濃度的化學計量數(shù)次冪的乘積所得的比值來表示，所以2NH3?N2+3H2，平衡常數(shù)k==0.25；相同溫度下，同一可逆反應的正逆平衡常數(shù)互為倒數(shù)關系，

33、所以所以該條件下反應N2（g）+3H2（g）?2NH3（g） 的平衡常數(shù)k==4，所以氨的合成反應N2+H2?NH3 的平衡常數(shù)根據(jù)平衡常數(shù)K==2， 故答案為2； 　 6．化學反應4A（s）+3B（g）?2C（g）+D（g），經(jīng)2min，B的濃度減少0.6mol/L．對此反應速率的表示正確的是（　　） A．用A表示的反應速率是0.4 mol?（L?min）﹣1 B．2 min內，v正（B）和v逆（C）表示的反應速率的值都是逐漸減小的 C．2 min末的反應速率用B表示是0.3 mol?（L?min）﹣1 D．分別用B、C、D表示的反應速率其比值是3：2：1 【考點】化學平衡

34、的計算． 【分析】A．化學反應速率表示單位時間內濃度的變化量，一般不用固體或純液體來表示反應速率； B．反應物濃度降低，生成物濃度增大； C．化學反應速率為一段時間內平均速率，不是即時速率； D．速率之比等于化學計量數(shù)之比． 【解答】解：A．物質A是固體，濃度不變，不能用A表示該反應的反應速率，故A錯誤； B．B是反應物，濃度降低，C是生成物，濃度增大，故B錯誤； C.2min末的反應速率為即時速率，用B表示速率0.3mol/（L?min）是2min內的平均速率，故C錯誤； D．速率之比等于化學計量數(shù)之比，v（B）：v（C）：v（D）=3：2：1，故D正確； 故選D． 　

35、 7．下列說法正確的是（　　） A．增大反應物濃度可以增大活化分子百分數(shù)，從而使反應速率增大 B．汽車尾氣的催化轉化裝置可將尾氣中的NO和CO等有害氣體快速地轉化為N2和CO2，其原因是催化劑可增大NO和CO反應的活化能 C．常溫下，反應C（s）+CO2（g）═2CO（g）不能自發(fā)進行，則該反應的△H＞0 D．在“中和熱的測量實驗”中測定反應后溫度的操作方法：將量筒中的NaOH溶液經(jīng)玻璃棒引流緩緩倒入盛有鹽酸的簡易量熱計中，立即蓋上蓋板，并用環(huán)形玻璃攪拌棒不斷攪拌，準確讀出并記錄反應體系的最高溫度 【考點】反應熱和焓變；化學反應速率的影響因素；中和滴定． 【分析】A．增大濃度，活化

36、分子百分數(shù)不變； B．加入催化劑，降低反應的活化能； C．如能自發(fā)進行，應滿足△H﹣T?△S＜0； D．應迅速將氫氧化鈉溶液倒入． 【解答】解：A．增大濃度，單位體積的活化分子數(shù)目增多，但活化分子百分數(shù)不變，故A錯誤； B．加入催化劑，降低反應的活化能，故B錯誤； C．△S＞0，該反應不能自發(fā)進行，說明△H﹣T?△S＞0，則△H＞0，故C正確； D．實驗時為避免熱量損失，應迅速將氫氧化鈉溶液倒入，故D錯誤． 故選C． 　 8．下列敘述正確的是（　?。? A．常溫下，pH=3和pH=5的鹽酸各10mL混合，所得溶液的pH=4 B．當溫度不變時，在純水中加入強堿溶液不會影響水

37、的離子積常數(shù) C．液氯雖然不導電，但溶解于水后導電情況良好，因此，液氯也是強電解質 D．溶液中c（H+）越大，pH也越大，溶液的酸性就越強 【考點】pH的簡單計算． 【分析】A．常溫下，pH=3和pH=5的鹽酸各10mL混合，混合溶液中c（H+）=mol/L，pH=﹣lgc（H+）； B．離子積常數(shù)只與溫度有關； C．完全電離的電解質是強電解質，在水溶液中或或熔融狀態(tài)下能導電的化合物是電解質； D．溶液中c（H+）越大，溶液的pH越?。? 【解答】解：A．常溫下，pH=3和pH=5的鹽酸各10mL混合，混合溶液中c（H+）=mol/L，pH=﹣lgc（H+）=﹣lg =﹣lg5

38、.5×10﹣4＜4，故A錯誤； B．離子積常數(shù)只與溫度有關，溫度不變離子積常數(shù)不變，故B正確； C．完全電離的電解質是強電解質，在水溶液中或或熔融狀態(tài)下能導電的化合物是電解質，液氯是單質，既不是電解質也不是非電解質，故C錯誤； D．溶液中c（H+）越大，溶液的pH越小，溶液的酸性越強，故D錯誤； 故選B． 　 9．下列溶液一定呈酸性的是（　　） A．pH=6.8的溶液 B．常溫下，由水電離的OH﹣離子濃度為1×10﹣13 mol/L C．加入酚酞，不顯紅色的溶液 D．常溫下，溶液中的H+離子濃度為5×10﹣7 mol/L 【考點】探究溶液的酸堿性． 【分析】溶液呈酸性，

39、說明溶液中c（H+）＞c（OH﹣）， A．pH=6.8的溶液不一定呈酸性，可能呈中性或堿性； B．酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離； C．酚酞變色范圍為8﹣10； D．常溫下，溶液中的H+離子濃度為5×10﹣7 mol/L，則溶液的pH＜7． 【解答】解：溶液呈酸性，說明溶液中c（H+）＞c（OH﹣）， A．水的電離是吸熱反應，升高溫度促進水電離，導致溶液中氫離子濃度增大，溶液的pH減小，則pH=6.8的溶液不一定呈酸性，可能呈中性或堿性，故A錯誤； B．酸或堿抑制水電離，含有弱離子的鹽促進水電離，常溫下，由水電離的OH﹣離子濃度為1×10﹣13 mol/L＜1×10﹣

40、7 mol/L，說明水的電離受到抑制，溶液中的溶質可能是酸或堿，所以溶液不一定呈酸性，故B錯誤； C．酚酞變色范圍為8﹣10，則加入酚酞，不顯紅色的溶液可能呈中性或酸性、弱堿性，故C錯誤； D．常溫下，溶液中的H+離子濃度為5×10﹣7 mol/L，則溶液的pH＜7，溶液呈酸性，故D正確； 故選D． 　 10．在相同溫度時，100mL 0.01mol/L的醋酸溶液與10mL 0.1mol/L的醋酸溶液相比較，下列數(shù)值前者大于后者的是（　　） A．中和時所需NaOH的量 B．與Mg反應的起始速率 C．OH﹣的物質的量濃度 D．溶液中 【考點】pH的簡單計算． 【分析】相同溫

41、度時，醋酸的電離程度與酸濃度成反比， A．中和時所需NaOH的量與醋酸的物質的量成正比； B．反應速率與氫離子濃度成正比； C．醋酸溶液中c（OH﹣）與溶液中c（H+）成反比； D．溶液中=Ka，電離平衡常數(shù)只與溫度有關． 【解答】解：相同溫度時，醋酸的電離程度與酸濃度成反比， A．中和時所需NaOH的量與醋酸的物質的量成正比，n（CH3COOH）=0.01mol/L×0.1L=0.1mol/L×0.01L=0.001mol，兩種酸的物質的量相等，則消耗的NaOH相等，故A錯誤； B．反應速率與氫離子濃度成正比，前者醋酸電離程度大、后者醋酸電離程度小，則溶液中c（H+）前者大于后

42、者，所以開始與鎂反應速率：前者大于后者，故B錯誤； C．醋酸溶液中c（OH﹣）與溶液中c（H+）成反比，溶液中c（H+）前者大于后者，所以c（OH﹣）前者小于后者，故C正確； D．溶液中=Ka，電離平衡常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，離子積常數(shù)不變，故D錯誤； 故選C． 　 11．下列說法正確的是（　?。? A．室溫下用廣范pH試紙測得某氯水的pH=4 B．將稀氯化鐵溶液和稀硫氰化鉀溶液混合，溶液呈淺紅色，無論向其中加入濃氯化鐵溶液還是濃硫氰化鉀溶液，紅色都會加深 C．用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液時，滴定前仰視讀數(shù)，滴定后俯視讀數(shù)會導致待測堿液濃度結果偏高 D．實驗測

43、定酸堿滴定曲線時，要保證整個過程測試和記錄pH的間隔相同 【考點】化學實驗方案的評價． 【分析】A．氯水中含HClO，具有漂白性； B．存在鐵離子與SCN﹣結合生成絡離子的平衡； C．用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的氫氧化鈉溶液時，滴定前仰視讀數(shù)，滴定后俯視讀數(shù)，消耗的標準酸偏??； D．實驗測定酸堿滴定曲線時，時間間隔不是關鍵． 【解答】解：A．氯水中含HClO，具有漂白性，pH試紙不能測定其pH，應選pH計，故A錯誤； B．存在鐵離子與SCN﹣結合生成絡離子的平衡，則加入濃氯化鐵溶液還是濃硫氰化鉀溶液，平衡均正向移動，紅色都會加深，故B正確； C．用已知濃度的鹽酸滴定未知濃度的

44、氫氧化鈉溶液時，滴定前仰視讀數(shù)，滴定后俯視讀數(shù)，消耗的標準酸偏小，則會導致待測堿液濃度結果偏低，故C錯誤； D．實驗測定酸堿滴定曲線時，要保證整個過程測試和記錄pH的間隔不一定相同，注意記錄顏色突變過程所消耗的堿的量是關鍵，故D錯誤； 故選B． 　 12．一定條件下，某容積不變的密閉容器內存在下列平衡：2HI（g）?H2（g）+I2（g）；則下列有關說法正確的是（　　） A．如改變體系溫度，體系顏色一定發(fā)生變化 B．如僅僅改變濃度這一條件，使得體系顏色加深，則上述平衡一定正移 C．繼續(xù)充入HI氣體，則HI的轉化率將減小 D．溫度不變時，當體系顏色變淺，則正反應速率和逆反應速率都

45、將減小 【考點】化學平衡的影響因素． 【分析】A．任何化學反應都存在反應熱，改變溫度平衡一定發(fā)生改變； B．壓強不影響該反應的平衡移動； C．繼續(xù)充入HI氣體，等效為增大壓強； D．溫度不變時，當體系顏色變淺，說明平衡逆向移動． 【解答】解：A．任何化學反應都存在反應熱，改變溫度平衡一定發(fā)生改變，所以如改變體系溫度，該反應一定發(fā)生平衡移動，則體系顏色一定發(fā)生變化，故A正確； B．壓強不影響該反應的平衡移動，如果是增大壓強而使體系顏色加深，則平衡不移動，故B錯誤； C．繼續(xù)充入HI氣體，等效為增大壓強，平衡不移動，則HI的轉化率不變，故C錯誤； D．溫度不變時，當體系顏色變淺，

46、說明平衡逆向移動，可以通過增大氫氣濃度實現(xiàn)，改變條件瞬間正反應速率不變、逆反應速率增大，隨著反應進行，正反應速率增大、逆反應速率減小，故D錯誤； 故選A． 　 13．重鉻酸鉀溶液中存在如下平衡：Cr2O72﹣（橙色）+H2O?2H++2CrO42﹣（黃色） ①向2mL0.1mol?L﹣1 K2Cr2O7溶液中滴入3滴6mol?L﹣1NaOH溶液，溶液由橙色變?yōu)辄S色；向所得溶液中再滴入5滴濃H2SO4，溶液由黃色變?yōu)槌壬? ②向2mL 0.1mol?L﹣1酸化的K2Cr2O7溶液中滴入適量（NH4）2Fe（SO4）2溶液，溶液由橙色變?yōu)榫G色，發(fā)生反應：Cr2O72﹣+14H++6Fe2

47、+=2Cr3+（綠色）+6Fe3++7H2O． 下列分析正確的是（　?。? A．實驗①能證明K2Cr2O7溶液中存在上述平衡 B．實驗②能說明氧化性：Cr2O72﹣＞Fe3+ C．CrO42﹣和Fe2+在酸性溶液中可以大量共存 D．稀釋K2Cr2O7溶液時，溶液中各離子濃度均減小 【考點】化學平衡的影響因素；氧化還原反應． 【分析】A、溶液由橙色變?yōu)辄S色，溶液由黃色變?yōu)槌壬?，說明加入酸堿發(fā)生平衡移動； B、氧化劑的氧化性大于氧化產物分析判斷； C、CrO42﹣具有氧化劑酸性溶液中氧化亞鐵離子； D、稀釋溶液，平衡狀態(tài)下離子濃度減小，氫離子濃度減小，溶液中存在離子積，氫氧根離子

48、濃度增大． 【解答】解：A、加入氫氧化鈉溶液，溶液由橙色變?yōu)辄S色，說明平衡正向進行，加入硫酸溶液由黃色變?yōu)槌壬?，說明平衡逆向進行，說明加入酸堿發(fā)生平衡移動，實驗①能證明K2Cr2O7溶液中存在上述平衡，實驗②不能證明K2Cr2O7溶液中存在上述平衡，故A錯誤； B、反應中Cr2O72﹣+14H++6Fe2+═2Cr3+（綠色）+6Fe3++7H2O，氧化劑的氧化性大于氧化產物，所以實驗②能說明氧化性：Cr2O72﹣＞Fe3+，故B正確； C、CrO42﹣具有氧化劑酸性溶液中氧化亞鐵離子，CrO42﹣和Fe2+在酸性溶液中不可以大量共存，故C錯誤； D、稀釋K2Cr2O7溶液時，平衡狀態(tài)

49、下離子濃度減小，氫離子濃度減小，由離子積不變可知，氫氧根離子濃度增大，故D錯誤； 故選B． 　 14．高溫下，某反應達平衡，平衡常數(shù)．恒容時，溫度升高，H2濃度減小．下列說法正確的是（　?。? A．該反應的焓變?yōu)檎? B．恒溫恒容下，增大壓強，H2濃度一定減小 C．升高溫度，逆反應速率減小 D．該反應的化學方程式為CO+H2O?CO2+H2 【考點】化學平衡的影響因素；化學平衡常數(shù)的含義． 【分析】高溫下，某反應達平衡，平衡常數(shù)，該反應為CO2+H2?CO+H2O，恒容時，溫度升高，H2濃度減小，則該反應為吸熱反應，以此來解答． 【解答】解：A．恒容時，溫度升高，H2濃度減小

50、，則該反應為吸熱反應，所以△H＞0，故A正確； B．恒溫恒容下，增大壓強，若通入氫氣，則H2濃度增大，故B錯誤； C．升高溫度，正逆反應速率都增大，故C錯誤； D．由平衡常數(shù)可知，該反應為CO2+H2?CO+H2O，故D錯誤； 故選A． 　 15．對于可逆反應 2AB3（g）?A2（g）+3B2（g）△H＞0下列圖象正確的是（　?。? A． B． C． D． 【考點】化學平衡的影響因素． 【分析】該反應是一個反應前后氣體體積增大的吸熱反應， A．反應達到平衡狀態(tài)時，增大濃度，正逆反應速率都增大； B．該反應的正反應是吸熱反應，升高溫度平衡正向移動； C．相同濃度條件下，

51、該反應前后氣體體積減小，增大壓強平衡逆向移動； D．壓強相同的條件下，升高溫度平衡正向移動． 【解答】解：A．正逆反應速率相等時該反應達到平衡狀態(tài)，增大物質濃度，正逆反應速率都增大，圖象不符合，故A錯誤； B．該反應的正反應是吸熱反應，升高溫度平衡正向濃度，則AB3的含量減小，符合圖象，故B正確； C．相同濃度條件下，該反應前后氣體體積減小，增大壓強平衡逆向移動，則AB3的含量增大，不符合圖象，故C錯誤； D．壓強相同的條件下，升高溫度平衡正向移動，則AB3的含量減小，不符合圖象，故D錯誤； 故選B． 　 16．假設體積可以相加，下列敘述正確的是（　?。? A．0.2mol?L

52、﹣1的鹽酸，與等體積水混合后pH=1 B．pH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH=4 C．95℃純水的pH＜7，說明加熱可導致水呈酸性 D．pH=3的醋酸溶液，與pH=11的氫氧化鈉溶液等體積混合后pH=7 【考點】pH的簡單計算；弱電解質在水溶液中的電離平衡． 【分析】A、溶液體積擴大一倍，濃度減為原來二分之一； B、弱酸的稀釋規(guī)律：將pH=a的弱酸加水稀釋10b倍后，溶液的pH＜a+b； C、純水永遠顯中性； D、考慮醋酸是弱酸，不完全電離，故與氫氧化鈉混合后會過量． 【解答】解：A、0.2mol/L的鹽酸，與等體積水混合后濃度變?yōu)?.1mol/L，故pH=1，故A正確；

53、 B、根據(jù)弱酸的稀釋規(guī)律：將pH=a的弱酸加水稀釋10b倍后，溶液的pH＜a+b，可知，pH=3的醋酸溶液，稀釋至10倍后pH＜4，故B錯誤； C、溫度升高，水的電離程度增大，溶液中氫離子濃度升高，但一直有C（H+）=C（OH﹣），故無論溫度有多高，pH有多小，純水永遠呈中性，故C錯誤； D、醋酸是弱酸，不完全電離，故與氫氧化鈉混合后會有大量醋酸過量，即得到CH3COONa和大量CH3COOH的混合物，由于CH3COOH的電離大于CH3COONa的水解，故溶液呈酸性，pH＜7，故D錯誤． 故選A． 　 17．某溫度下，在密閉容器中進行SO2的催化氧化反應．若起始時c（SO2）=c（

54、O2）=6mol/L，平衡時測得c（O2）=4.5mol/L，則下列敘述中正確的是（　?。? A．SO2的轉化率為60% B．SO3的產率為60% C．平衡時總壓強與起始壓強之比為7：8 D．平衡時V（SO2）：V（O2）：V（SO3）=3：3：1 【考點】化學平衡的計算． 【分析】若起始時c（SO2）=c（O2）=6mol/L，平衡時測得c（O2）=4.5mol/L，則 2SO2+O2?2SO3， 開始 6 6 0 轉化 3 1.5 3 平衡 3 4.5 3

55、 結合轉化率=×100%及物質的量比等于壓強比計算． 【解答】解：若起始時c（SO2）=c（O2）=6mol/L，平衡時測得c（O2）=4.5mol/L，則 2SO2+O2?2SO3， 開始 6 6 0 轉化 3 1.5 3 平衡 3 4.5 3 A．SO2的轉化率為=50%，故A錯誤； B．理論上完全轉化生成SO3的濃度為6mol/L，則產率為=50%，故B錯誤； C．平衡時總壓強與起始壓強之比為=7：8，故C正確； D．平衡時V（SO2）：V（O2）：V（S

56、O3）=3：4.5：3=2：3：2，故D錯誤； 故選C． 　 18．在如圖所示的三個容積相同的容器①②③中進行如下反應：3A（g）+B（g）?2C（g）△H＜0，若起始溫度相同，分別向三個容器中通入3mol A和1mol B，則達到平衡時各容器中C物質的體積分數(shù)由大到小的順序為（　?。? A．③②① B．③①② C．①②③ D．②①③ 【考點】化學平衡建立的過程． 【分析】①容器是絕熱恒容容器，反應進行過程中是放熱反應，溫度升高； ②是恒溫恒容容器，反應進行過程中反應放熱，熱量散發(fā)，壓強減??； ③是恒溫恒壓容器，反應進行過程中為保持恒壓，壓強增大． 【解答】解：①容器是絕熱

57、恒容容器，反應進行過程中是放熱反應，溫度升高； ②是恒溫恒容容器，反應進行過程中反應放熱，熱量散發(fā)，壓強減?。? ③是恒溫恒壓容器，反應進行過程中為保持恒壓，壓強增大； ①與②相比，由于②能把反應產生的熱量散到空中，相比①來說相當于降低溫度，故平衡右移，故平衡時C的體積分數(shù)②大于①；②與③相比，由于反應向右移進行時分子數(shù)減少，故③中活塞下移，相對②來說，相當于給體系加壓，平衡右移，故B、C的體積分數(shù)③大于②，達到平衡時各容器中C物質的體積分數(shù)由大到小的順序為③②①； 故選A． 　 19．已知反應mX（g）+nY（g）?qZ（g）的△H＜0，m+n＞q，在恒容密閉容器中反應達到平衡時，

58、下列說法正確的是（　?。? A．通入稀有氣體使壓強增大，平衡將正向移動 B．X的正反應速率是Y的逆反應速率的倍 C．降低溫度，混合氣體的平均相對分子質量變小 D．增加X的物質的量，Y的轉化率降低 【考點】化學平衡的影響因素． 【分析】A、通入稀有氣體總壓增大，分壓不變，平衡不動； B、速率之比等于化學方程式的系數(shù)之比，平衡狀態(tài)整你分壓速率相同； C、反應是放熱反應，降溫平衡正向進行，反應前后氣體體積減小，過程中氣體質量不變，相對分子質量增大； D、增加X的量會提高Y的轉化率，本身轉化率減小； 【解答】解：A、通入稀有氣體總壓增大，分壓不變，平衡不動，故A錯誤； B、速率之比

59、等于化學方程式的系數(shù)之比，v（X）正：v（Y）正=m：n，平衡時，X的正反應速率是Y的逆反應速率的倍，故B正確； C、反應是放熱反應，降溫平衡正向進行，反應前后氣體體積減小，過程中氣體質量不變，混合氣體的相對分子質量增大，故C錯誤； D、增加X的量會提高Y的轉化率，Y的轉化率降低，本身轉化率減??；故D錯誤； 故選B． 　 20．下列各離子組在指定的溶液中一定能大量共存的是（　?。? ①常溫在C（H+）/C（OH﹣）=10﹣10溶液中：K+、Na+、CH3COO﹣、SO42﹣ ②常溫pH=11的溶液中：CO32﹣、Na+、AlO2﹣、NO3﹣ ③水電離出的H+濃度c（H+）=10﹣

60、12mol?L￣1的溶液中：Cl﹣、NO3﹣、Na+、S2O32﹣ ④使甲基橙變紅色的溶液中：Fe3+、NO3﹣、Na+、SO42﹣． A．①②③ B．①②④ C．②③④ D．①③④ 【考點】離子共存問題． 【分析】①常溫在c（H+）/c（OH﹣）=10﹣10溶液中存在大量氫氧根離子，四種離子之間不反應，都不與氫氧根離子反應； ②常溫pH=11的溶液中存在大量氫氧根離子，四種離子之間不反應，都不與氫氧根離子反應； ③水電離出的H+濃度c（H+）=10﹣12mol?L￣1的溶液中存在大量氫離子或氫氧根離子，S2O32﹣與與氫離子反應，酸性條件下硝酸根離子能夠氧化S2O32﹣； ④使

61、甲基橙變紅色的溶液中存在大量氫離子，四種離子之間不反應，都不與氫離子反應． 【解答】解：①常溫在c（H+）/c（OH﹣）=10﹣10溶液呈堿性，K+、Na+、CH3COO﹣、SO42﹣之間不反應，都不與氫氧根離子反應，在溶液中能夠大量共存，故①正確； ②常溫pH=11的溶液呈堿性，溶液中存在大量氫氧根離子，CO32﹣、Na+、AlO2﹣、NO3﹣之間不發(fā)生反應，都不與氫氧根離子反應，在溶液中能夠大量共存，故②正確； ③水電離出的H+濃度c（H+）=10﹣12mol?L￣1的溶液呈酸性或堿性，NO3﹣、S2O32﹣在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應，在酸性溶液中不能大量共存，故③錯誤； ④使甲

62、基橙變紅色的溶液呈酸性，溶液中存在大量氫離子，F(xiàn)e3+、NO3﹣、Na+、SO42﹣之間不反應，都不與氫離子反應，在溶液中能夠大量共存，故④正確； 故選B． 　 21．液氨和水類似，也能電離：NH3+NH3?NH4++NH2﹣，25℃時，其離子積K=1.0×10﹣30 mol2?L﹣2．現(xiàn)將2.3g金屬鈉投入1.0L液氨中，鈉完全反應，有NaNH2和H2產生，則所得溶液中不存在的關系式是（設溫度保持不變，溶液體積為1L）（　　） A．c（Na+）=c（NH2﹣） B．c（NH4+）=1×10﹣29 mol?L﹣1 C．c（NH2﹣）＞c（NH4+） D．c（NH4+）．c（NH2

63、﹣）=1.0×10﹣30 mol2?L﹣2 【考點】弱電解質在水溶液中的電離平衡． 【分析】A．溶液中只有Na+、NH4+、NH2﹣，根據(jù)電荷守恒判斷； B．根據(jù)離子積常數(shù)和c（NH2﹣）計算c（NH4+）； C．根據(jù)c（NH2﹣）、c（NH4+）的相對大小判斷； D．溫度不變，離子積常數(shù)不變． 【解答】解：A．溶液中電荷守恒，所以c（Na+）+c（NH4+）=c（NH2﹣），故A錯誤； B.2.3g金屬鈉投入1.0L液氨中發(fā)生反應為：2Na+2NH3=2NaNH2+H2↑，促進液氨的電離，[NH4+][NH2﹣]=l.0×l0﹣30；反應生成NH2﹣物質的量為0.1mol，濃度

64、為0.1mol/L，所以所得溶液中NH4+的濃度l.0×l0﹣29mol/L，故B正確； C．c（NH2﹣）=0.1mol/L，c（NH4+）=l.0×l0﹣29mol/L，所以c（NH2﹣）＞c（NH4+），故C正確； D．離子積常數(shù)只與溫度有關，溫度不變，離子積常數(shù)不變，故D正確； 故選A． 　 22．在體積為V L的恒容密閉容器中盛有一定量H2，通入Br2（g）發(fā)生反應H2（g）+Br2（g）?2HBr（g）△H＜0．當溫度分別為T1、T2，平衡時，H2的體積分數(shù)與Br2（g）的物質的量變化關系如圖所示．下列說法正確的是（　　） A．若b、c兩點的平衡常數(shù)分別為K1、K2

65、，則K1＞K2 B．a、b兩點的反應速率：b＞a C．為了提高Br2（g）的轉化率可采取增加Br2（g）通入量的方法 D．b、c兩點的HBr的體積分數(shù)b＞c 【考點】化學平衡的影響因素． 【分析】A．△H＜0，為放熱反應，降低溫度平衡正向移動，氫氣的體積分數(shù)減小，則T1＞T2； B．濃度越大，反應速率越快； C．增加Br2（g），其轉化率減小； D．HBr的體積分數(shù)越大，氫氣的體積分數(shù)越?。? 【解答】解：A．△H＜0，為放熱反應，降低溫度平衡正向移動，氫氣的體積分數(shù)減小，則T1＞T2，則K1＜K2，故A錯誤； B．a、b兩點溫度相同，b點溴的濃度越大，反應速率為b＞a，故B

66、正確； C．增加Br2（g），其轉化率減小，而氫氣的轉化率增大，故C錯誤； D．HBr的體積分數(shù)越大，氫氣的體積分數(shù)越小，則b、c兩點的HBr的體積分數(shù)b＜c，故D錯誤； 故選B． 　 23．一定溫度下，1molX和n mol Y在容積為2L的密閉容器中發(fā)生如下反應：X（g）+Y（g）?2Z（g）+M（s），5min后達到平衡，此時生成0.2mol Z．下列說法正確的是（　?。? A．若將容器壓縮時，正逆反應速率均不變 B．5 min內平均反應速率v（X）=0.02 mol/（L?min） C．向平衡后的體系中加入l molM（s），平衡向逆反應方向移動 D．當混合氣體的質量不再發(fā)生變化時，說明反應達到平衡狀態(tài) 【考點】化學平衡的影響因素． 【分析】5min后達到平衡，此時生成0.2mol Z，則 X（g）+Y（g）?2Z（g）+M（s） 開始 1 n 0 轉化 0.1 0.1 0.2 平衡 0.9 n﹣0.1 0.