Ka（CH3COOH）=2×10-5，设电离出的c（（H+）=xmol/L，根据平衡常数公式进行计算：
2×10-5=x2/0.05，X=10-3,所以pH=3；D正确；正确答案选C。
点睛：
对于水的电离平衡来说，加酸、加碱抑制水的电离，平衡左移；加能够水解的盐，促进水的电离，平衡右移。
15.某模拟“人工树叶”电化学实验装置如下图所示，该装置能将H2O和CO2转化为O2和燃料（C3H8O）.下列说法确的是
A.该装置将化学能转化为光能和电能
B.每44gCO2被还原，有1.5molO2生成
C.该装置工作时,H+从a极区向b极区迁移
D.a电极的反应为:
3CO2+18H+-18e-=C3H8O+5H2O
【答案】B
【解析】该装置为电能转变为化学能，A错误；44gCO2的量为1mol，碳元素：
+4降低到-2，氧元素：
-2升高到0；根据电子得失守恒规律：
1×（4+2）=1.5×2×2，B正确；H+向阴极移动，从b极区向a极区移动，C错误；a电极为阴极，发生还原反应，得电子，D错误；正确答案选B。
16.短周期主族元素W、X、Y、Z、的原子序数依次增大，W的简单氢化物可用作制冷剂，Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的。
由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生。
下列说法正确的是
A.W的最高价氧化物的水化物为弱酸
B.Y,Z的简单离子具有相同的电子层结构
C.Z与X属于同一主族，与Y属于同一周期
D.Y与Z形成化合物的水溶液可使甲基橙变红
【答案】C
【解析】根据题意：
W的简单氢化物可用作制冷剂，W为氮元素；Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，Y为钠元素；由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生，可知X为氧元素，Z为硫元素，三种元素形成的硫代硫酸钠与盐酸反应生成单质硫和二氧化硫气体等，符合题意；氮元素最高价氧化物的水化物硝酸为强酸，A错误；Na+、S2-两种离子电子层数不同，B错误；硫与氧属于同一主族，与钠属于同一周期，C正确；硫化钠的水溶液水解显碱性，使甲基橙变黄，D错误；正确答案选C。
17.常压下羰基化法精炼镍的原理为:
Ni（s）+4CO（g）
Ni（CO）4（g）。
230℃时，该反应的平衡常数K=2×10−5。
已知：
Ni（CO）4的沸点为42.2℃，固体杂质不参与反应。
第一阶段：
将粗镍与CO反应转化成气态Ni（CO）4；
第二阶段：
将第一阶段反应后的气体分离出来，加热至230℃制得高纯镍。
下列判断不正确的是
A.该反应达到平衡时，v分解[Ni（CO）4]=4v消耗（CO）
B.第一阶段应选择稍高于42.2℃的反应温度
C.第二阶段,230℃时Ni（CO）4分解率较高
D.其他条件不变，增加c（CO）,平衡向正向移动,反应的平衡常数不变
【答案】A
【解析】A.反应的速率之比和系数成正比，该反应达到平衡时，应满足4v分解[Ni（CO）4]=v消耗（CO）；A错误；第一阶段应选择稍高于42.2℃的反应温度，有利于Ni（CO）4的生成，B正确；230℃时反应达到平衡状态，Ni（CO）4分解率较高，C正确；平衡常数是温度的函数，温度不变，衡常数不变，D正确；正确答案选A。
18.下述系列实验均有红棕色气体产生，由此得出如下的几个结论:
实验ⅰ
实验ⅱ
实验ⅲ
①实验ⅰ可知产生气体中只有NO2②实验让说明木炭被浓硝酸氧化了③实验ⅲ说明浓硝酿有挥发性④实验市产生的气体中检测出CO2,说明木炭被浓硝酸氧化了。
对比分析所得结论正确的是
A.结论①B.结论②C.结论③D.结论②④
【答案】C
【解析】浓硝酸受热分解为二氧化氮和氧气，①错误；也有可能灼热的木炭给浓硝酸的分解提供了热量，不一定木炭被氧化，②错误；浓硝酸具有挥发性，与灼热的木炭相遇，发生了氧化还原反应，产生了红棕色气体二氧化氮，③正确；氧气也可以与灼热的木炭反应产生CO2，④错误；综上所述，结论③正确；正确答案选C。
19.碘及其化合物在生产、生活中具有重要作用。
请按要求回答下列问题:
（1）海带灰浸取液中的碘元素以I-形式存在。
现利用如下试剂：
MnO2、稀硫酸、淀粉溶液，从中获取单质碘。
请按要求完善下表:
序号
所选试剂
反应原理或现象或解释
方法1
MnO2、稀硫酸
离子方程式：
________
方法2
稀硫酸、淀粉溶液
溶液变蓝的原因。
用离子方程式解释:
____________
（2）反应2HI（g）
H2（g）+I2（g）的能量变化如图1所示:
其他条件相同，1molHI在不同温度分解达平衡时，测得体系中n（I2）随温度变化的曲线如图2所示。
①比较2z______（x+y） （填“<"、“>”或“=”）.
②某温度下该反应的平衡常数K=1/9,达平衡时，HI的转化率=___________。
③只改变该反应的一个条件，试写出能提高HI转化率的两项措施：
__________、_________。
（3）已知:
i.分解1molH2O2放出热量98kJ；ⅱ.含少量I-的溶液中，H2O2的分解机为:
H2O2+I-
H2O+IO-慢；H2O2+IO-
H2O+O2+I-快。
ⅲ.H2O2分解速率受多种因素影响，实验测得某温度时不同条件下H2O浓度随时间的变化如图3、4所示:
请完善由以上信息可得到的如下结论:
①H2O2分解反应的热化学方程式为___________。
②H2O2的分解速率与_________有关。
③“少量Mn2+存在时，溶液碱性越强H2O2分解速率越大”的结论是否正确_______（填“是"或“否”）；c（Mn2+）对H2O分解速率的影响是__________。
【答案】
（1）.MnO2+4H++2I-=Mn2++I2+2H2O
（2）.O2+4H++4I-=2I2+2H2O（3）.>（4）.40%（5）.移走I2（6）.升温（7）.2H2O2
（1）=2H2O
（1）+O2（g）ΔH=-196kJ/mol（8）.c（I-）、c（Mn2+）、溶液pH（9）.否（10）.c（Mn2+）越大H2O2分解速率越大
【解析】
（1）.在酸性条件下，二氧化锰把碘离子氧化为碘单质，本身还原为Mn2+；正确答案为：
MnO2+4H++2I-=Mn2++I2+2H2O；酸性条件，碘离子被空气中的氧气氧化为碘单质，正确答案为：
O2+4H++4I-=2I2+2H2O；
（2）①根据图示可知，温度升高，碘的量增大，该反应为吸热反应；所以反应物总能量小于生成物总能量，2z>（x+y）；正确答案：
>
②2HI（g）
H2（g）+I2（g）假设容器的体积为1L
起始浓度100
变化浓度2xxx
平衡浓度1-2xxx
根据平衡常数计算：
x2/（1-2x）2=K=1/9，解得x=0.2mol/L
HI的转化率=2×0.2÷1×100%=40%；正确答案：
40%；
③其他条件不变，减少氢气或碘蒸气的浓度，升高温度都可以提高HI转化率；正确答案：
移走I2；升温；
（3）①H2O2的分解机理为：
H2O2+I-
H2O+IO-慢；H2O2+IO-
H2O+O2+I-快。
两个式子相加处理，结果为H2O2分解反应的化学方程式；然后根据分解1molH2O2放出热量98kJ，就可以写出热化学方程式；正确答案2H2O2
（1）=2H2O
（1）+O2（g）ΔH=-196kJ/mol；
②根据2个图表看出，H2O2的分解速率与c（Mn2+）、c（I-）及溶液pH的有关；正确答案：
c（Mn2+）、c（I-）及溶液pH；
③少量Mn2+存在时，根据图表3可以看出，溶液的碱性越小，H2O2分解速率越大；正确答案：
否；根据图表4看出，碱性不变的情况下，c（Mn2+）越大，H2O2分解速率越大；正确答案：
c（Mn2+）越大，H2O2分解速率越大；
20.硫及其化合物在生产、生活中有着重要的应用价值。
请按要求回答下列问题。
（1）下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理.
通过计算，可知系统（Ⅰ）和系统（Ⅱ）制氢的热化学方程式分别为_________；_________；制得等量H2所需能量较少的是系統_________。
（2）H2S与CO2在高温下发生反应:
H2S（g）+CO2（g）
COS（g）+H2O（g）。
在340℃时，将0.10molCO2与0.10molH2S充入2.5L的空钢瓶中。
①该反应平衡后H2O（g）的物质的量分数为0.3，H2S的平衡转化率α1=____，反应平衡常数K=____。
②在350℃重复试验，平衡后H2O（g）的物质的量分数为0.4，H2S的转化率α2_____α1，（填“>”“<”或“=”）该反应的△H____0。
③测定钢铁中硫含量:
将钢铁中的硫转化为H2SO3,然后用一定浓度的I2溶液进行滴定，所用指示剂为____，滴定反应的离子方程式为__________。
已知25℃时，H2SO3的电离常数K.a1=1×10-2,Ka2=5×10-8,则该温度下NaHSO3的水解平衡常数Kb=_____。
若向NaHSO3溶液中加入少量的I2,则溶液中c（H2SO3）/c（HSO3-）将_______（填“增大”、“减小”或“不变"）.
【答案】
（1）.H2O
（1）=H2（g）+1/2O2（g）ΔH=+286kJ/mol
（2）.H2S（g）=H2（g）+S（s）ΔH=+20kJ/mol（3）.（II）（4）.60%（5）.2.25（6）.>（7）.>（8）.淀粉溶液（9）.H2SO3+I2+H2O=4H++SO42-+2I-（10）.1.0×10-12（11）.增大
【解析】
（1）把系统（Ⅰ）中两个方程式相加，整理得出水分解制备氢气的热化学方程式，并计算相应的ΔH；正确答案：
H2O
（1）=H2（g）+1/2O2（g）ΔH=+286kJ/mol；把系统（Ⅱ）中三个热化学方程式相加，整理得出硫化氢分解制备氢气的热化学方程式，并计算相应的ΔH；正确答案：
H2S（g）=H2（g）+S（s）ΔH=+20kJ/mol；
（2）由题意可知：
c（CO2）=0.04mol/L，c（H2S）=0.04mol/L，
H2S（g）+CO2（g）
COS（g）+H2O（g）
起始浓度0.040.0400
变化浓度xxxx
平衡浓度0.04-x0.04-xxx
反应平衡后H2O（g）的物质的量分数为0.3，则x÷（x+x+0.04-x+0.04-x）=0.3；x=0.024mol/L，H2S的平衡转化率α1=0.024÷0.04×100%=60%；
平衡常数K=x2/（0.04-x）2=0.0242/0.0162=2.25；
③淀粉遇碘水溶液变蓝，可用淀粉做指示剂；碘单质把亚硫酸氧化为硫酸，本身还原为碘离子；正确答案：
淀粉溶液；H2SO3+I2+H2O=4H++SO42-+2I-；
亚硫酸为二元弱酸，分两步电离:
H2SO3
H++HSO3-K.a1；HSO3-
H++SO32-Ka2；
NaHSO3的水解平衡：
HSO3-+H2O⇌H2SO3+OH-，平衡常数=c（H2SO3）c（OH-）/c（HSO3-）;电离平衡：
点睛：
对于强碱弱酸盐的水解反应来说，水解平衡常数计算公式为Kh=KW/K，KW为离子积，K为形成盐的弱酸电离平衡常数，记住该公式，使用很方便。
21.某实验小组同学在探究Fe、Fe3+、Ag+相互间的反应时，设计了如下系列实验。
已知:
Ag+与SCN-生成白色沉淀AgSCN。
请按要求回答下列问题。
他们先向硝酸酸化的0.05mol/LAgNO3溶液（pH≈2）中加入稍过量铁粉，搅拌后静置，烧杯底部有黑色固体，溶液呈黄色;经检验未生成其他含氮物质.
（1）由“黑色固体”，甲猜测固体中含有Ag;他取出少量黑色固体，洗涤后放入试管中,后续操作是_______，发现有白色沉淀产生。
（2）乙取上层清液于试管中，滴加K3[Fe（CN）6]溶液，产生蓝色沉淀。
由此得出Fe与Ag+间发生的离子反应之一为___________。
（3）由“溶液呈黄色”，丙猜测溶液中有Fe3+;而丁认为在铁粉稍过量充分反应后的溶液中不可能合有Fe3+，其理由是（
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