届高考化学第二轮知识点题型测试19Word文档格式.docx
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结合概念和原理答题，把表格转变成文字，要表达准确，尽量用课本上的术语表述；
书写要工整、条理要清楚。
1．氨有着广泛的用途，如可用于化肥、合成纤维等工业生产。
氨的水溶液中存在电离平衡，常用电离常数Kb和电离度α来定量表示其电离程度。
Kb和α常用的测定方法：
在一定温度时用酸度计测定一系列已知浓度氨水的pH，可得各浓度氨水对应的c（OH－），然后通过换算求得各对应的α值和Kb值。
下面是某中学化学兴趣小组在25℃时测定一系列浓度氨水的pH所对应的c（OH－）：
[仪器与试剂]酸度计、50mL碱式滴定管、100mL烧杯、0.10mol·
L－1氨水
[实验数据]（不必填表格）
烧杯号
V氨水（mL）
V水（mL）
c（NH3·
H2O）
（mol·
L－1）
c（OH－）
Kb
α
1
50.00
0.00
1.34×
10－3
1.34%
2
25.00
9.48×
10－4
1.90%
3
5.00
45.00
4.24×
4.24%
请根据以上信息回答下述问题：
（1）25℃时，氨水的电离常数：
Kb≈________（保留三位有效数字）。
通过计算所得的数据和简洁的文字说明电离常数、电离度与弱电解质的初始浓度的关系________。
（2）用0.10mol·
L－1盐酸分别滴定20.00mL0.10mol·
L－1的NaOH溶液和20.00mL
0.10mol·
L－1氨水所得的滴定曲线如下：
请指出盐酸滴定氨水的曲线为________（填“A”或“B”），请写出曲线a点所对应的溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序________。
（3）液氨作为一种潜在的清洁汽车燃料已越来越被研究人员重视。
它在安全性、价格等方面较化石燃料和氢燃料有着较大的优势。
氨在燃烧试验中相关的反应有：
4NH3（g）＋3O2（g）===2N2（g）＋6H2O（l） ΔH1①
4NH3（g）＋5O2（g）===4NO（g）＋6H2O（l） ΔH2②
4NH3（g）＋6NO（g）===5N2（g）＋6H2O（l） ΔH3③
请写出上述三个反应中ΔH1、ΔH2、ΔH3三者之间关系的表达式，ΔH1＝________。
（4）Allis Chalmers制造公司发现可以用氨作为燃料电池的燃料。
其总反应式为4NH3＋3O2===2N2＋6H2O，正极上的电极反应式为O2＋2H2O＋4e－===4OH－，则负极上的电极反应式为________________。
答案
（1）1.80×
10－5 在三组实验中Kb始终约等于1.80×
10－5，说明电离平衡常数与初始浓度无关，而电离度分别为1.34%、1.90%、4.24%，说明电离度与初始浓度有关，且随着初始浓度减少而增大
（2）B c（NH
）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）
（3）
（4）2NH3＋6OH－－6e－===N2＋6H2O
解析
（1）NH3·
H2ONH
＋OH－
Kb＝
＝α·
＝1.34%×
≈1.80×
10－5
电离平衡常数只与温度有关，与初始浓度无关，而α与初始浓度有关。
（2）根据初始pH的大小关系可判断B为盐酸滴定氨水的曲线。
a点为NH4Cl和NH3·
H2O的混合液（NH4Cl多，NH3·
H2O少），呈碱性，其离子浓度大小关系为c（NH
）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H＋）。
（3）4NH3（g）＋3O2（g）===2N2（g）＋6H2O（l） ΔH1①
4NO（g）＋6H2O（l）===4NH3（g）＋5O2（g） －ΔH2②
①×
5＋②×
3得：
4NH3（g）＋6NO（g）===5N2（g）＋6H2O（l）
ΔH3＝
即：
ΔH1＝
（4）4NH3＋3O2===2N2＋6H2O
正极反应式：
3O2＋6H2O＋12e－===12OH－
负极反应式：
4NH3＋12OH－－12e－===2N2＋12H2O
2．高铁酸盐在能源、环保等方面有着广泛的用途。
高铁酸钾（K2FeO4）易溶于水，具有强氧化性，是一种新型水处理剂。
替代传统的净水剂及Cl2对淡水进行净化消毒是城市饮用水处理新技术。
工业上常用如下方法制备高铁酸钾：
以铁丝网为阳极电解NaOH溶液，然后在阳极液中加入50%的KOH溶液，充分反应后，过滤、用异丙醇洗涤、干燥，即可制得。
（1）高铁酸钾具有强氧化性的原因是________________。
（2）用异丙醇代替水洗涤产品的好处是________________。
（3）高铁酸钾是一种理想的水处理剂，其处理水的原理为________，________。
（4）高铁电池是正在研制中的可充电干电池，下图为该电池和常用的高能碱性电池的放电曲线，由此可得出的高铁电池的优点有________、________。
（5）探究高铁酸钾的某种性质。
[实验1]将适量K2FeO4固体分别溶解于pH为4.74、7.00、11.50的水溶液中，配得FeO
浓度为1.0mmol·
L－1（1mmol·
L－1＝10－3mol·
L－1）的试样，静置，考察不同初始pH的水溶液对K2FeO4某种性质的影响，结果见图1（注：
800min后，三种溶液中高铁酸钾的浓度不再改变）。
[实验2]将适量K2FeO4溶解于pH＝4.74的水溶液中，配制成FeO
L－1的试样，将试样分别置于20℃、30℃、40℃和60℃的恒温水浴中，考察不同温度对K2FeO4某种性质的影响，结果见图2。
则
①实验1的目的是____________________；
②实验2可得出的结论是____________________；
③高铁酸钾在水中的反应为4FeO
＋10H2O4Fe（OH）3＋8OH－＋3O2↑。
由图1可知，800min时，pH＝11.50的溶液中高铁酸钾最终浓度比pH＝4.74的溶液中高，主要原因是__________________。
答案
（1）铁元素为＋6价，易得电子
（2）减少洗涤时产品的损失且产品易干燥
（3）高铁酸钾有强氧化性，能杀菌消毒 产生的Fe（OH）3有吸附性，有净化作用
（4）放电时间长 工作电压稳定
（5）①研究FeO
在不同pH溶液中的稳定性（或反应的速率）
②温度越高，FeO
越不稳定（或与水反应的速率越快）
③pH＝11.50的溶液中OH－浓度大，使平衡向左移动
解析
（1）在K2FeO4中Fe的价态为＋6价，易得电子。
（2）K2FeO4在有机溶剂中的溶解度很小，可减少洗涤时的损失。
（3）K2FeO4具有强氧化性，可杀菌消毒，其还原产物Fe3＋水解生成Fe（OH）3胶体，具有吸附性能。
（4）根据曲线判断，电压稳定，放电时间长。
（5）图1研究的是FeO
在不同pH时的稳定性，图2研究的是FeO
在不同温度时的稳定性，根据曲线变化，pH越大，FeO
越稳定；
温度越高，FeO
越不稳定。
3．草酸是一种重要的试剂。
下面是利用草酸探究浓度对反应速率影响的实验。
（1）为证明浓度对反应速率的影响，教科书《化学反应原理》中设计了如下实验：
取两支试管，各加入4mL0.01mol·
L－1的KMnO4酸性溶液，分别向其中加入0.1mol·
L－1、
0.2mol·
L－1H2C2O4溶液2mL，记录溶液褪色所需时间。
实验中发生反应的离子方程式为______________。
预期现象是：
①溶液的颜色由________色变为________色。
②其中加入____________mol·
L－1H2C2O4的那支试管中的溶液先变色。
然而实验结果并不尽如人意。
实验过程颜色复杂，且褪色先缓慢后逐渐加快；
最大的问题是草酸浓度大，反应速率却更慢。
本实验能否作为课堂实验研究浓度对化学反应速率的影响？
适宜的条件是怎样的？
某校一研究小组对此进行了探究。
下面是他们的实验报告的一部分：
表1 试验安排及结果
实验
编号
A（KMnO4溶液
浓度/mol·
B（草酸溶液
C（硫酸溶液
褪色时间/s
336
82
76
4
133
5
102
6
156
7
300
8
115
9
200
应用SPSS16.0对正交试验结果进行方差分析，结果如下表：
表2 各因素水平的数据处理结果
A（KMnO4溶液）
B（草酸溶液）
C（硫酸溶液）
L－1
0.005
0.010
0.015
0.1
0.5
0.9
12
18
平均褪色时间/s
138.3
172.3
189.3
130.3
179.3
190.3
278.7
134.7
86.7
（2）由表2可知，三因素中，________的浓度（选填“A”、“B”或“C”，下同）对反应速率影响显著，而________的浓度对反应速率的影响不显著。
（3）由表2可知，当高锰酸钾浓度为________mol·
L－1、草酸浓度为________mol·
L－1时，反应最快。
即因素A、B的较适宜实验条件得以确定。
根据以上实验结果，该小组同学继续探究硫酸的浓度是怎样影响本反应速率的，测得实验结果如下：
表3 不同硫酸浓度下的褪色时间
c（H2SO4）/mol·
16
14
10
67
83
90
103
129
146
（4）根据课堂实验的合适时间，可选溶液的褪色时间约为1分钟和2分钟的两份溶液，即此时硫酸的浓度为________mol·
L－1和________mol·
L－1，这也有利于观察这两个反应速率的差异。
结论：
草酸与酸性高锰酸钾溶液的反应，可作为课堂实验探究浓度对反应速率的影响。
答案
（1）2MnO
＋5H2C2O4＋6H＋===2Mn2＋＋10CO2↑＋8H2O 紫（或紫红） 无 0.2
（2）C A、B
（3）0.005 0.1
（4）18 10
解析
（1）由于MnO
被还原成Mn2＋，所以溶液由紫红色变为无色。
浓度越大，反应速率越快，所以加入0.2mol·
L－1的H2C2O4溶液先变色。
（2）根据表2中的数据可判断，H2SO4溶液的浓度对反应速率影响显著，而KMnO4、H2C2O4的浓度对反应速率影响不显著。
（3）由表2中数据判断，当KMnO4溶液浓度为0.005mol·
L－1，H2C2O4溶液浓度为0.1mol·
L－1时，反应速率最快。
（4）褪色时间大约为1分钟时，硫酸浓度为18mol·
L－1，褪色时间大约为2min时，H2SO4浓度为10mol·
L－1。
4．800℃时，向容积为2L的密闭容器中充入一定量的CO和H2O维持恒温，发生反应CO（g）＋H2O（g）H2（g）＋CO2（g），反应过程中测定的部分数据见下表：
反应时间/min
n（CO）/mol
1.20
0.90
0.80
n（H2O）/mol
0.60
0.20
（1）反应在2min内的平均速率为v（H2O）＝________。
（2）800℃时，化学平衡常数K的值为________。
（3）保持其他条件不变，向平衡体系中再通入0.20molH2O，与原平衡相比，达到新平衡时CO转化率________（填“增大”、“减小”或“不变”）。
（4）在恒温恒压密闭容器中通入CO和H2O各1mol发生该反应，当反应达到平衡后，维持温度与压强不变，t1时再通入各1mol的CO和H2O的混合气体，请在下图中画出正（v正）、逆（v逆）反应速率在t1后随时间t变化的曲线图。
答案
（1）0.075mol·
L－1·
min－1
（2）1
（3）增大
（4）
解析
（1）v（H2O）＝
＝0.075mol·
（2）4min已达平衡状态
CO（g）＋H2O（g）H2（g）＋CO2（g）
起始（mol）1.200.6000
转化（mol）0.400.400.400.40
平衡（mol）0.800.200.400.40
K＝
＝1
（3）再加入H2O（g），CO的转化率将增大。
（4）恒温、恒压，再通入1molCO、1molH2O（g），和原平衡等效，达到平衡时，速率和原平衡相等。
5．由菱镁矿（主要成分为MgCO3）制阻燃型氢氧化镁的工艺流程如下：
（1）从图1和图2可以得出的结论为__________________、____________________。
（2）水化反应MgO＋H2O===Mg（OH）2能自发进行的原因是____________________。
（3）结合元素周期律和下表可知，金属氢氧化物受热分解的规律有__________________。
（写一条即可）
部分主族元素的金属氢氧化物热分解温度/℃
LiOH
NaOH
KOH
Al（OH）3
Mg（OH）2
Ca（OH）2
Ba（OH）2
924
不分解
140
258
390
700
（4）已知热化学方程式：
Mg（OH）2（s）===MgO（s）＋H2O（g） ΔH＝＋81.5kJ·
mol－1
①Mg（OH）2起阻燃作用的主要原因是________________。
②与常用卤系（如四溴乙烷）和有机磷系（磷酸三苯酯）阻燃剂相比，Mg（OH）2阻燃剂的优点是____________。
答案
（1）随着水化时间延长，MgO的量不断减少，Mg（OH）2的量不断增加 温度升高，水化反应速率加快
（2）ΔH＜0
（3）金属离子半径越大，氢氧化物越难分解（或金属性越强，氢氧化物越难分解等）
（4）①Mg（OH）2分解时吸热，使环境温度下降；
同时生成耐高温、稳定性好的MgO覆盖在可燃物表面，阻燃效果更佳
②无烟、无毒、腐蚀性小
解析
（1）水化时间越长，MgO越少，Mg（OH）2越多，并且温度越高，水化速率越快。
（2）MgO＋H2O===Mg（OH）2属于放热反应。
（3）金属性越强，氢氧化物热稳定性越强。
（4）①Mg（OH）2分解时要吸热，且生成的MgO耐高温，覆盖在可燃物表面，阻止燃烧进一步进行。
②有机阻燃剂有一定的毒性和腐蚀性，且有烟产生。
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