创新设计届高考化学二轮专题复习 专题2 化学基本原理专题检测Word下载.docx

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解析　粉状CaCO3比块状CaCO3表面积大，与同浓度盐酸反应，粉状时反应速率快，单位时间内损失CaCO3的质量大。

据观察图像可知，开始时，实线高于虚线的A、B选项不符合题意，被排除，而块状CaCO3Ag质量比粉状的Bg质量大，当粉状完全消耗时块状的仍有剩余，最终均完全反应被消耗，则损失质量与原来的质量有关，由于A>

B，则损失质量亦为A>

B。

4．（2010·

安徽卷）低温脱硝技术可用于处理废气中的氮氧化物，发生的化学反应为：

2NH3（g）＋NO（g）＋NO2（g）

2N2（g）＋3H2O（g）ΔH＜0。

在恒容的密闭容器中，下列有关说法正确的是（　　）。

A．平衡时，其他条件不变，升高温度可使该反应的反应程度增大

B．平衡时，其他条件不变，增加NH3的浓度，废气中氮氧化物的转化率减小

C．单位时间内消耗NO和N2的物质的量比为1∶2时，反应达到平衡

D．其他条件不变，使用高效催化剂，废气中氮氧化物的转化率增大

解析　A选项，对于放热，反应升温时反应程度减小，错误；

增大一种反应物浓度，另一反应物转化率增大，B错；

使用催化剂平衡不移动，D错。

5．下列叙述中正确的是（　　）。

A．除0族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数

B．除短周期外，其他周期均有18种元素

C．副族元素中没有非金属元素

D．碱金属元素是指ⅠA族的所有元素

解析　A项中F的最高化合价为0价，O的最高化合价不是＋6，与族序数不等；

B项中六、七周期所含元素数均不是18种；

D项中H不属于碱金属。

6．已建立化学平衡的某可逆反应，当条件改变使化学平衡向正反应方向移动时，下列叙述正确的是（　　）。

①生成物的质量分数一定增加　②生成物的物质的量一定增加　③反应物的转化率一定增大　④平衡时反应物的浓度一定降低　⑤正反应速率一定大于逆反应速率　⑥一定使用了催化剂

A．①②⑤B．②⑤C．④⑥D．③④⑤

解析　对于已建立化学平衡的可逆反应，增大反应物的量，化学平衡向正反应方向移动，使生成物的物质的量增大，但生成物的质量分数不一定增大；

若增加反应物的浓度，该反应物的转化率降低，在新平衡时该物质的浓度变大；

平衡右移一定是正反应速率大于逆反应速率，使用催化剂平衡不移动。

答案　B

7．t℃下的某一气态平衡体系中含有X（g）、Y（g）、Z（g）、W（g）四种物质，此温度下发生反应的平衡常数表达式为：

K＝

，有关该平衡的说法正确的是（　　）。

A．若正反应为吸热反应，则升高温度，正反应速率变大，逆反应速率变小

B．增大压强，Y（g）物质的量分数减小

C．升温，若混合气体的平均相对分子质量变小，则正反应为放热反应

D．增大X浓度，平衡向逆反应方向移动，平衡常数K减小

解析　无论反应是吸热反应还是放热反应，升高温度，正、逆反应速率都增大；

由平衡常数表达式可知化学方程式为：

2Z（g）＋2W（g）X（g）＋2Y（g），可见增压平衡右移，Y的物质的量分数增大；

增大X的浓度，平衡左移，但平衡常数不变；

升温，若混合气体的平均相对分子质量变小，说明升温平衡左移，则正反应为放热反应。

8．常温下在20mL0.1mol·

L－1Na2CO3溶液中逐滴加入0.1mol·

L－1HCl溶液40mL，溶液的pH逐渐降低，此时溶液中含碳元素的微粒物质的量浓度的百分含量（纵轴）也发生变化（CO2因逸出未画出），如图所示。

下列说法不正确的是（　　）。

A．0.1mol·

L－1Na2CO3溶液中c（Na＋）＋c（H＋）＝2c（CO

）＋c（HCO

）＋c（OH－）

B．在A点c（Na＋）>

c（CO

）>

c（HCO

c（OH－）>

c（H＋）　

C．常温下CO2饱和溶液的pH约为5.6

D．0.05mol·

L－1NaHCO3溶液的pH＝8

解析　在Na2CO3溶液中逐滴加入HCl，发生的反应是：

CO

＋H＋===HCO

；

HCO

＋H＋===H2CO3（H2O＋CO2）。

因此，CO

的浓度减小。

的浓度先增大后减小，B点时，CO

完全反应，HCO

浓度达到最大，此时NaHCO3浓度为0.05mol·

L－1，D正确；

在C点时，HCO

完全反应生成H2CO3（H2O＋CO2），此时pH为5.6，说明常温下CO2饱和溶液的pH约为5.6，C正确；

A项是电荷守恒，正确；

在A点时CO

的浓度等于HCO

的浓度，B不正确。

9．可用于电动汽车的铝空气燃料电池通常以NaCl溶液或NaOH溶液为电解液，铝合金为负极，空气电极为正极。

下列说法正确的是（　　）。

A．以NaCl溶液或NaOH溶液为电解液时，正极反应都为O2＋2H2O＋4e－===4OH－

B．以NaOH溶液为电解液时，负极反应为Al＋3OH－－3e－===Al（OH）3↓

C．以NaOH溶液为电解液时，电池在工作过程中电解液的pH保持不变

D．电池工作时，电子通过外电路从正极流向负极

解析　电池工作时，正极上O2得到电子被还原，电极反应为O2＋2H2O＋4e－===4OH－，A正确；

电解液为NaOH溶液时，在负极上产生的是NaAlO2而不是Al（OH）3，B错误；

电池的总反应为4Al＋3O2＋4NaOH===4NaAlO2＋2H2O，消耗NaOH，pH减小，C错误；

电池工作时，电子通过外电路由负极流向正极。

答案　A

10．（2010·

四川理综，10）有关①100mL0.1mol·

L－1NaHCO3、②100mL0.1mol·

L－1Na2CO3两种溶液的叙述不正确的是（　　）。

A．溶液中水电离出的H＋个数：

②>

①

B．溶液中阴离子的物质的量浓度之和：

C．①溶液中：

c（H2CO3）

D．②溶液中：

解析　本题考查盐类水解知识。

盐类水解促进水的电离，且Na2CO3的水解程度更大，碱性更强，故水中电离出的H＋个数更多，A项正确；

B②中钠离子的物质的量浓度为0.2mol·

L－1，而①中钠离子的物质的量浓度为0.1mol·

L－1，根据物料守恒及电荷守恒可知溶液中阴离子的物质的量浓度之和：

①，B项正确；

C项NaHCO3水解程度大于电离程度所以c（H2CO3）>

）；

D项CO

分步水解，第一步水解占主要地位且水解大于电离。

判断D正确。

C、D两项只要写出它们的水解及电离方程式即可判断。

11．（2010·

重庆，13）pH＝2的两种一元酸X和Y，体积均为100mL，稀释过程中pH与溶液体积的关系如图所示。

分别滴加NaOH溶液（c＝0.1mol·

L－1）至pH＝7，消耗NaOH溶液的体积为VX、VY，则（　　）。

A．x为弱酸，VX<

VYB．x为强酸，VX>

VY

C．y为弱酸，VX<

VYD．y为强酸，VX>

解析　由题图知，将一元酸X和Y分别稀释10倍，pH的变化量ΔpHX＝1，ΔpHY<

1，所以X为强酸，而Y为弱酸。

pH＝2时弱酸Y的浓度大，滴加NaOH至pH＝7时需NaOH溶液的体积则Y要比X大。

12．被称为“软电池”的纸质电池，采用一个薄层纸片作为传导体，在其一边镀锌，在其另一边镀二氧化锰。

在纸内的离子“流过”水和氧化锌组成的电解液。

总反应的化学方程式为：

Zn＋2MnO2＋H2O===Zn（OH）2＋Mn2O3。

下列说法错误的是（　　）。

A．电池工作时，锌失去电子

B．外电路中每通过0.2mol电子，锌的质量理论上减小6.5g

C．电池工作时，电子由正极通过外电路流向负极

D．电池正极的电极反应式为：

2MnO2＋H2O＋2e－===Mn2O3＋2OH－

解析　根据总反应：

Zn＋2MnO2＋H2O===Zn（OH）2＋Mn2O3，Zn在反应中失去电子为原电池负极：

Zn－2e－＋2OH－===Zn（OH）2，MnO2获得电子为原电池正极：

2MnO2＋H2O＋2e－===Mn2O3＋2OH－。

电池工作时，电子由负极通过外电路流向正极。

根据Zn～2e－可得外电路中通过0.2mol电子时，反应的Zn为0.1mol，即6.5g，综合上述，选项C错误。

13．下图装置是一种可充电电池示意图，装置的离子交换膜只允许Na＋通过。

已知充、放电的化学方程式为2Na2S2＋NaBr3

Na2S4＋3NaBr。

A．放电时，Na＋从右到左通过离子交换膜

B．放电时，负极反应为3NaBr－2e－===NaBr3＋2Na＋

C．充电时，A极应与直流电源正极相连接

D．放电时，当有0.1molNa＋通过离子交换膜时，B极上有0.15molNaBr产生

解析　根据电子流向可知，电极A为电池的负极，电极B为电池的正极，放电时Na2S2中S

失去电子变为S

，2Na2S2－2e－===Na2S4＋2Na＋，NaBr3可看成NaBr·

Br2，放电时Br2获得电子变为Br－：

NaBr3＋2e－＋2Na＋===3NaBr，故Na＋应从左到右通过离子交换膜；

根据电极反应可知，2Na＋～3NaBr，当有0.1molNa＋通过交换膜时，产生0.15molNaBr；

直流电源负极提供电子，所以充电时，原电池的负极（A极）应该与直流电源负极相连接。

14．下列说法中正确的是（　　）。

A．用湿润的pH试纸测定某待测液的pH，数值一定偏大

B．25℃时，pH＝2的一元酸溶液与pH＝12的一元碱溶液等体积混合，所得溶液pH＝7

C．在（NH4）2Fe（SO4）2溶液中，c（SO

c（NH

c（Fe2＋）>

c（H＋）>

c（OH－）

D．pH相同的NaOH和CH3COONa两种稀溶液，若稀释后，pH仍相同，则稀释的倍数相同

解析　A不正确，若原待测液是中性溶液，则pH不变，若原溶液是酸性稀溶液则pH偏大，若原溶液是浓的弱酸溶液（如冰醋酸）则pH可能偏小，若原溶液为碱性溶液，则pH偏小；

B不正确，一元酸、一元碱溶液等体积混合，且pH之和为14时，强酸与强碱混合，则pH＝7，强酸与弱碱混合，则pH>

7，弱酸与强碱混合，则pH<

7；

D不正确，由于在稀释过程中，CH3COONa水解程度不断增大，欲使两者pH仍相同，醋酸钠溶液稀释的倍数要大些。

第Ⅱ卷　非选择题（共58分）

二、非选择题（本题包括6小题，共58分）

15．（10分）现使用酸碱中和滴定法测定市售白醋的总酸量（g/100mL）。

Ⅰ.实验步骤：

（1）用________（填仪器名称）量取10.00mL食用白醋，在________（填仪器名称）中用水稀释后转移到100mL________（填仪器名称）中定容，摇匀即得待测白醋溶液。

（2）用酸式滴定管取待测白醋溶液20.00mL于锥形瓶中，向其中滴加2滴________作指示剂。

（3）读取盛装0.1000mol·

L－1NaOH溶液的碱式滴定管的初始读数。

如果液面位置如右图所示，则此时的读数为________mL。

（4）滴定。

当______________________________________________时，停止滴定，并记录NaOH溶液的终读数。

重复滴定3次。

Ⅱ.实验记录

　　　　滴定次数

实验数据（mL）　　　　

1

2

3

4

V

20.00

V（NaOH）（消耗）

15.95

15.00

15.05

14.95

Ⅲ.数据处理与讨论：

（1）甲同学在处理数据时计算得：

平均消耗的NaOH溶液的体积V＝（15.95＋15.00＋15.05＋14.95）/4mL＝15.24mL。

指出他的计算的不合理之处：

_____________________。

按正确数据处理，可得c（市售白醋）＝________mol·

L－1；

市售白醋总酸量＝________g/100mL。

（2）乙同学仔细研究了该品牌白醋的标签，发现其中还含有苯甲酸钠作为食品添加剂，他想用资料法验证醋酸与苯甲酸钠不会发生离子互换反应，需查找在一定温度下的醋酸与苯甲酸的________（填写序号）。

a．pHb．电离度

c．电离常数d．溶解度

（3）在本实验的滴定过程中，下列操作会使实验结果偏大的是________（填写序号）。

a．碱式滴定管在滴定时未用标准NOH溶液润洗

b．碱式滴定管的尖嘴在滴定前有气泡，滴定后气泡消失

c．锥形瓶中加入待测白醋溶液后，再加少量水

d．锥形瓶在滴定时剧烈摇动，有少量液体溅出

解析　依据中和滴定原理，确定所需仪器、药品、实验步骤，关注每步操作要领及意义。

Ⅰ.

（1）显然用酸式滴定管才可量取10.00mL食用醋；

（2）选用酚酞作指示剂，因为滴定终点颜色变化是从无色到浅红色，便于观察；

（3）注意读数从上到下依次递增；

（4）注意叙述科学、简洁。

Ⅲ.主要是依据原理和操作回答问题。

答案　Ⅰ.

（1）酸式滴定管（或10mL移液管）　烧杯　容量瓶　

（2）酚酞　（3）0.60　（4）溶液由无色恰好变为红色，并在半分钟内不褪色

Ⅲ.

（1）第1次滴定误差明显大，属异常值，应舍去　0.75　4.5　

（2）c　（3）ab

16．（9分）（2011·

天津）工业废水中常含有一定量的Cr2O

和CrO

，它们会对人类及生态系统产生很大危害，必须进行处理。

常用的处理方法有两种。

方法1：

还原沉淀法

该法的工艺流程为：

CrO

Cr2O

Cr3＋

Cr（OH）3↓

其中第①步存在平衡：

2CrO

（黄色）＋2H＋Cr2O

（橙色）＋H2O

（1）若平衡体系的pH＝2，该溶液显________色。

（2）能说明第①步反应达平衡状态的是________。

a．Cr2O

的浓度相同

b．2v（Cr2O

）＝v（CrO

）

c．溶液的颜色不变

（3）第②步中，还原1molCr2O

离子，需要________mol的FeSO4·

7H2O。

（4）第③步生成的Cr（OH）3在溶液中存在以下沉淀溶解平衡：

Cr（OH）3（s）Cr3＋（aq）＋3OH－（aq）。

常温下，Cr（OH）3的溶度积Ksp＝c（Cr3＋）·

c3（OH－）＝10－32，要使c（Cr3＋）降至10－5mol·

L－1，溶液的pH应调至________。

方法2：

电解法

该法用Fe做电极电解含Cr2O

的酸性废水，随着电解进行，在阴极附近溶液pH升高，产生Cr（OH）3沉淀。

（5）用Fe做电极的原因为_________________________。

（6）在阴极附近溶液pH升高的原因是（用电极反应解释）________________________，溶液中同时生成的沉淀还有________。

解析　

（1）平衡体系的pH＝2时，溶液c（H＋）较大，平衡2CrO

＋2H＋Cr2O

＋H2O向正反应方向移动，溶液显橙色。

（2）反应①达到平衡状态时，c（Cr2O

）与c（CrO

）均不变但不一定相等；

达到平衡状态时，有2v正（Cr2O

）＝v逆（CrO

平衡时，Cr2O

的浓度不变，溶液的颜色不变。

（3）Cr2O

与Fe2＋发生氧化还原反应，生成Cr3＋和Fe3＋，1molCr2O

被还原时，转移6mol电子，要消耗6molFeSO4·

（4）由Cr（OH）3的溶度积Ksp＝c（Cr3＋）·

c3（OH－）＝10－32，则有c（OH－）＝

。

欲使c（Cr3＋）降至10－5mol·

L－1，则应有c（OH－）＝

mol·

L－1＝10－9mol·

L－1。

溶液的pH＝－lgc（H＋）＝－lg

＝－lg

＝5。

（5）铁做阳极发生反应：

Fe－2e－===Fe2＋，产生还原剂Fe2＋，可使Cr2O

还原成Cr3＋，最终生成Cr（OH）3沉淀。

（6）阴极发生反应：

2H＋＋2e－===H2↑，溶液中c（H＋）降低，溶液的pH升高。

由于Fe（OH）2极易被氧化生成Fe（OH）3，故溶液中还生成Fe（OH）3沉淀。

答案　

（1）橙　

（2）c　（3）6　（4）5

（5）阳极反应为Fe－2e－===Fe2＋，提供还原剂Fe2＋

（6）2H＋＋2e－===H2↑　Fe（OH）3

17．（10分）（2010·

天津理综，7）X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大，X、Y、Z、L是组成蛋白质的基础元素，M是地壳中含量最高的金属元素。

回答下列问题：

（1）L的元素符号为________；

M在元素周期表中的位置为____________；

五种元素的原子半径从大到小的顺序是____________（用元素符号表示）。

（2）Z、X两元素按原子数目比1∶3和2∶4构成分子A和B，A的电子式为________，B的结构式为________。

（3）硒（Se）是人体必需的微量元素，与L同一主族，Se原子比L原子多两个电子层，则Se的原子序数为________，其最高价氧化物对应的水化物化学式为________。

该族二～五周期元素单质分别与H2反应生成1mol气态氢化物的反应热如下，表示生成1mol硒化氢反应热的是________（填字母代号）。

a．＋99.7kJ·

mol－1b．＋29.7kJ·

mol－1

c．－20.6kJ·

mol－1d．－241.8kJ·

（4）用M单质作阳极，石墨作阴极，NaHCO3溶液作电解液进行电解，生成难溶物R，R受热分解生成化合物Q。

写出阳极生成R的电极反应式：

________________________；

由R生成Q的化学方程式：

________________________。

解析　组成蛋白质的元素有H、C、N、O等元素，又因为X、Y、Z、L元素的原子序数依次增大，因此X、Y、Z、L分别为H、C、N、O元素；

因为M是地壳中含量最高的金属元素，M为Al元素。

Al作阳极材料，则阳极上Al失电子；

Al－3e－===Al3＋，因为溶液中有HCO

，形成的Al3＋和HCO

发生双水解生成Al（OH）3沉淀和CO2，Al（OH）3受热分解生成Al2O3和H2O。

答案　

（1）O　第三周期第ⅢA族　Al>

C>

N>

O>

H

（2）

（3）34　H2SeO4　b

（4）Al＋3HCO

－3e－===Al（OH）3↓＋3CO2↑[或Al－3e－===Al3＋，Al3＋＋

3HCO

===Al（OH）3↓＋3CO2↑]　2Al（OH）3

Al2O3＋3H2O

18．（10分）（2010·

山东理综，28）硫－碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：

Ⅰ.SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI

Ⅱ.2HIH2＋I2

Ⅲ.2H2SO4===2SO2＋O2＋2H2O

（1）分析上述反应，下列判断正确的是________。

a．反应Ⅲ易在常温下进行

b．反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强

c．循环过程中需补充H2O

d．循环过程产生1molO2的同时产生1molH2

（2）一定温度下，向1L密闭容器中加入1molHI（g），发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化如右图所示。

0～2min内的平均反应速率v（HI）＝________。

该温度下，H2（g）＋I2（g）2HI（g）的平衡常数K＝________。

相同温度下，若开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。

a．平衡常数

b．HI的平衡浓度

c．达到平衡的时间

d．平衡时H2的体积分数

（3）实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________移动（填“向左”“向右”或“不”）；

若加入少量下列试剂中的________，产生H2的速率将增大。

a．NaNO3b．CuSO4

c．Na2SO4d．NaHSO3

（4）以H2为燃料可制作氢氧燃料电池。

已知2H2（g）＋O2（g）===2H2O（l）

ΔH＝－572kJ·

某氢氧燃料电池释放228.8kJ电能时，生成1mol液态水，该电池的能量转化率为________。

解析　

（1）H2SO4沸点较高，在常温下不发生分解；

反应Ⅰ中SO2的还原性比HI强；

循环过程中H2O分解生成了H2与O2，需补充；

循环过程中产生1molO2同时产生2molH2，c正确。

（2）,2HI（g）,H2（g）　＋,I2（g）,初始：

1mol·

L－1,0,0,平衡：

0.8mol·

L－1,0.1mol·

L－1）

v（HI）＝

＝0.1mol·

L－1·

min－1

该反应的平衡常数

K1＝

＝

相同温度下，H2（g）＋I2（g）2HI（g）的平衡常数K＝

＝64。

该温度下，开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，平衡常数不变，HI、H2、I2平衡浓度均为原来的2倍，初始浓度变大、反应速率加快，HI、H2、I2的体积分数均不变，故选b。

（3）反应过程中消耗H＋，c（H＋）减小，水的电离平衡向右移动。

a、c对反应无影响，b项Zn置换出Cu，形成Cu－Zn原电池，反应速率增大，d使反应速率变慢。

（4）理论上生成1mol液态水放出的热量为286kJ，该电池的能量转化率为

×

100%＝80%。

答案　

（1）c　

（2）0.1mol·

min－1　64　b

（3）向右　b　（4）80%

19．（10分）（2010·

山东）对金属制品进行抗腐蚀处理，可延长其使用寿命。

（1）以下为铝材表面处理的一种方