B．ΔH4的值数值上和Cl—Cl共价键的键能相等
C．ΔH5<0，在相同条件下，2Br（g）的ΔH5′>ΔH5
D．ΔH7<0，且该过程形成了分子间作用力
答案 D
解析 钠的熔、沸点比钾高，相同条件下，钠气化需要的热量比钾多，即K（s）的ΔH2′ΔH5，故C正确；氯化钠固体为离子晶体，不存在分子间作用力，故D错误。
13.25℃时，把0.2mol·L－1的醋酸加水稀释，则图中的纵轴y表示的是（ ）
A．溶液中OH－的物质的量浓度
B．溶液的导电能力
C．溶液中的
D．CH3COOH的电离程度
答案 B
解析 25℃时，0.2mol·L－1的醋酸稀释过程中，随着水的加入，溶液中OH－的浓度增大（但不会超过10－7mol·L－1），CH3COOH的电离程度增大，CH3COO－数目增多，CH3COOH数目减少，但溶液中CH3COO－的浓度减小，溶液的导电能力减弱。
14．混合动力汽车（HEV）中使用了镍氢电池，其工作原理如图所示，其中M为储氢合金，MH为吸附了氢原子的储氢合金，KOH溶液作电解液。
关于镍氢电池，下列说法不正确的是（ ）
A．发电机充电时，阴极附近pH降低
B．电动机工作时溶液中OH－向甲移动
C．放电时正极反应式为：
NiOOH＋H2O＋e－===Ni（OH）2＋OH－
D．电极总反应式为：
MH＋NiOOH
M＋Ni（OH）2
答案 A
解析 MH为吸附氢原子的储氢合金，M为储氢合金，根据装置图，甲为负极，电极反应式为MH－e－＋OH－===M＋H2O，乙为正极，电极反应式为NiOOH＋H2O＋e－===Ni（OH）2＋OH－。
充电时，电池的正极接电源的正极，电池的负极接电源的负极，即阴极反应式为M＋H2O＋e－===MH＋OH－，阴极附近pH增大，故A错误；电动机工作，该装置为原电池，根据原电池工作原理，OH－向负极移动，即向甲移动，故B正确；根据上述分析，正极反应式为NiOOH＋H2O＋e－===Ni（OH）2＋OH－，故C正确；电极总反应式为MH＋NiOOH
M＋Ni（OH）2，故D正确。
15．常温下，下列有关叙述正确的是（ ）
A．向0.1mol·L－1Na2CO3溶液中通入适量CO2气体后：
c（Na＋）＝2[c（HCO
）＋c（CO
）＋c（H2CO3）]
B．常温下，pH＝6的NaHSO3溶液中：
c（SO
）－c（H2SO3）＝9.9×10－7mol·L－1
C．等物质的量浓度、等体积的Na2CO3和NaHCO3混合：
<
D．0.1mol·L－1Na2C2O4溶液与0.1mol·L－1HCl溶液等体积混合（H2C2O4为二元弱酸）：
2c（C2O
）＋c（HC2O
）＋c（OH－）＝c（Na＋）＋c（H＋）
答案 B
解析 向0.1mol·L－1Na2CO3溶液中通入适量CO2气体后，溶质为碳酸钠和碳酸氢钠混合液或碳酸氢钠，根据物料守恒可知：
c（Na＋）<2[c（HCO
）＋c（CO
）＋c（H2CO3）]，A错误；常温下，pH＝6的NaHSO3溶液中，电荷守恒为c（H＋）＋c（Na＋）＝c（OH－）＋2c（SO
）＋c（HSO
），物料守恒为c（Na＋）＝c（HSO
）＋c（SO
）＋c（H2SO3），由两个守恒关系式消去钠离子的浓度可得，c（SO
）－c（H2SO3）＝c（H＋）－c（OH－）＝1×10－6mol·L－1－1×10－8mol·L－1＝9.9×10－7mol·L－1，B正确；根据碳酸氢根离子、碳酸的电离平衡常数可得：
＝
、
＝
，由于同一溶液中，则氢离子浓度相同，根据碳酸的电离平衡常数大于碳酸氢根离子的电离平衡常数可知，
＝
>
＝
，C错误；0.1mol·L－1Na2C2O4溶液与0.1mol·L－1HCl溶液等体积混合（H2C2O4为二元弱酸），由电荷守恒可知2c（C2O
）＋c（HC2O
）＋c（OH－）＋c（Cl－）＝c（Na＋）＋c（H＋），D错误。
16．CO和H2在一定条件下合成甲醇的反应为：
CO（g）＋2H2（g）CH3OH（g） ΔH。
现在容积均为1L的a、b、c、d、e五个密闭容器中分别充入1molCO和2molH2的混合气体，控温，进行实验，测得相关数据如下图1和图2。
下列叙述不正确的是（ ）
A．该反应的ΔH<0
B．在500℃条件下达平衡时CO的转化率为60%
C．平衡常数K1（300℃）＜K2（500℃）
D．图2中达化学平衡的点为c、d、e
答案 C
解析 根据图1,300℃时，甲醇物质的量为0.8mol,500℃时甲醇物质的量为0.6mol，升高温度，反应向逆反应方向进行，根据勒夏特列原理，该反应为放热反应，即ΔH<0，故A说法正确；500℃时甲醇的物质的量为0.6mol，则消耗CO的物质的量为0.6mol，即CO的转化率为
×100%＝60%，故B说法正确；化学平衡常数只受温度的影响，该反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，即化学平衡常数减小，即K1（300℃）>K2（500℃），故C说法错误；a到c反应向正反应方向进行，还没有达到平衡，当达到平衡时，甲醇的物质的量最多，即c、d、e为化学平衡点，故D说法正确。
二、非选择题（本题包含5个大题，共52分）
17．（6分）为探究矿石样品A（仅含两种元素）的组成和性质，设计并完成如下实验：
已知溶液D中只含一种金属阳离子，与铁粉充分反应后固体质量减少14g。
请回答：
（1）样品A的化学式为___________________________________________。
（2）写出气体C与溴水反应的离子方程式：
__________________________________。
（3）写出样品A与盐酸发生氧化还原反应的化学方程式：
________________________________________________________________________。
答案
（1）Fe3S4
（2）SO2＋Br2＋2H2O===4H＋＋2Br－＋SO
（3）Fe3S4＋6HCl===3FeCl2＋S↓＋3H2S↑
解析 矿石样品A（仅含两种元素）在足量O2中灼烧，可生成固体B和气体C，气体C与溴水反应生成无色溶液E，说明气体C为SO2；固体B与过量盐酸反应，可生成棕黄色溶液D，D与过量铁粉反应生成H2，并且溶液D中只含一种金属阳离子，说明棕黄色溶液D为FeCl3。
（1）根据以上分析可知样品A中含有Fe和S元素，设样品A中含有Fe元素物质的量为Xmol，根据溶液D与铁粉充分反应后固体质量减少14g，发生的离子反应为：
Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋、Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑，可知减少固体的质量为：
mol×56g·mol－1＋0.1mol×56g·mol－1＝14g，解得X＝0.3，则S元素的物质的量为：
＝0.4mol，所以样品A的化学式为Fe3S4。
（2）SO2与溴水反应生成硫酸和溴化氢，反应的离子方程式为：
SO2＋Br2＋2H2O===4H＋＋2Br－＋SO
。
（3）Fe3S4与盐酸可以发生氧化还原反应，化学方程式为：
Fe3S4＋6HCl===3FeCl2＋S↓＋3H2S↑。
18．（10分）“绿水青山就是金山银山”。
研究含氮和含硫化合物的性质在工业生产和环境保护中有重要意义。
（1）制备硫酸可以有如下两种途径：
2SO2（g）＋O2（g）===2SO3（g） ΔH＝－198kJ·mol－1
SO2（g）＋NO2（g）===SO3（g）＋NO（g） ΔH＝－41.8kJ·mol－1
若CO的标准燃烧热为283kJ·mol－1，则1molNO2和1molCO反应生成CO2和NO的能量变化示意图中E2＝________kJ·mol－1。
（2）已知某温度下，H2SO3的电离常数为K1≈1.5×10－2，K2≈1.0×10－7，用NaOH溶液吸收SO2。
当溶液中HSO
、SO
浓度相等时，溶液的pH约为________。
（3）连二亚硫酸钠（Na2S2O4）具有强还原性，废水处理时可在弱酸性条件下加入亚硫酸氢钠电解产生连二亚硫酸根，进而将废水中的HNO2还原成无害气体排放，连二亚硫酸根被氧化为原料循环电解。
产生连二亚硫酸根的电极反应式为______________________________，
连二亚硫酸根与HNO2（HNO2的电离常数为Ka＝5.1×10－4）反应的离子方程式为_________。
（4）锅炉烟道气含CO、SO2，可通过如下反应回收硫：
2CO（g）＋SO2（g）S（l）＋2CO2（g）。
某温度下在2L恒容密闭容器中通入2molSO2和一定量的CO发生反应，5min后达到平衡，生成1molCO2。
①其他条件不变时，随着温度的升高，SO2的平衡转化率变化如图A所示，请解释其原因____________________________________________（已知硫的沸点约是445℃）。
②保持其他条件不变，第8分钟时，将容器体积迅速压缩至1L，在10分钟时达到平衡，CO的物质的量变化了1mol。
请在图B中画出SO2浓度6～11分钟的变化曲线。
答案
（1）359.8
（2）7 （3）2HSO
＋2e－＋2H＋===S2O
＋2H2O 3S2O
＋2HNO2＋2H2O===6HSO
＋N2↑
（4）①正反应放热，温度升高平衡逆向移动，SO2平衡转化率降低；温度高于445℃后硫变成气态，正反应吸热，温度升高平衡正向移动，SO2平衡转化率升高
②如图所示
解析
（1）①2SO2（g）＋O2（g）===2SO3（g），②SO2（g）＋NO2（g）===SO3（g）＋NO（g），③CO（g）＋
O2（g）===CO2（g） ΔH＝－283kJ·mol－1，NO2与CO反应的方程式为NO2（g）＋CO（g）===CO2（g）＋NO（g），因此有②－
＋③得出：
NO2（g）＋CO（g）===CO2（g）＋NO（g） ΔH＝（－41.8kJ·mol－1＋
kJ·mol－1－283kJ·mol－1）＝－225.8kJ·mol－1，ΔH＝E1－E2＝134kJ·mol－1－E2＝－225.8kJ·mol－1，即E2＝359.8kJ·mol－1。
（2）用NaOH溶液吸收SO2，当溶液中HSO
、SO
浓度相等时，K2＝
＝c（H＋）＝1.0×10－7，即该溶液的pH＝7。
（3）在弱酸性条件下加入亚硫酸氢钠电解产生连二亚硫酸根，S的化合价由＋4价→＋3价，即在阴极上产生连二亚硫酸根，电极反应式为2HSO
＋2e－＋2H＋===S2O
＋2H2O；废水中HNO2被还原成无害气体，即HNO2为氧化剂，被还原成N2，根据HNO2的电离常数，以及H2SO3的电离平衡常数，推出HNO2电离出H＋能力大于HSO
，因此离子方程式为3S2O
＋2HNO2＋2H2O===6HSO
＋N2↑。
（4）①已知硫的沸点为445℃，445℃之前S为液态，随着温度升高，SO2的平衡转化率降低，根据勒夏特列原理，说明低于445℃时，该反应为放热反应，高于445℃时，硫为气体，随着温度升高，SO2的平衡转化率增大，根据勒夏特列原理，说明高于445℃，该反应为吸热反应。
SO2的平衡转化率变化如图A，其原因是正反应放热，温度升高平衡逆向移动，SO2平衡转化率降低；温度高于445℃后硫变成气态，正反应吸热，温度升高平衡正向移动，SO2平衡转化率升高。
②5min达到平衡，此时c（SO2）＝
＝0.75mol·L－1，将容器体积迅速压缩至1L，此时c（SO2）＝1.50mol·L－1，压缩气体，压强增大，平衡向正反应方向移动，c（SO2）减少，10min达到平衡时CO物质的量变化了1mol，消耗SO2物质的量为0.5mol，即达到平衡时c（SO2）＝1mol·L－1，图像如图所示。
19．（12分）亚硝酰氯（ClNO）常用于合成洗涤剂、触媒及用作中间体，某学习小组在实验室用Cl2与NO制备ClNO并测定其纯度，进行如下实验（夹持装置略去）。
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