天津市耀华中学2019-2020高二化学上学期期中试题（附解析Word版）

天津市耀华中学 2019-2020 学年度第一学期期中形成性检测 高二年级化学学科试卷 可能用到的相对原子质量：C-12 O-16 Na-23 Mn-55 Ⅰ卷选择题 一、选择题（每小题 3 分，共 36 分，每小题只有一个选项最符合题意） 1.下列解释实验事实的方程式不正确的是 A. “NO2 球”浸泡在冷水中，颜色变浅：2NO2(g) N2O4(g) ΔH③ 【答案】D 【解析】 【详解】A.在蒸馏水中滴加浓 H2SO4，浓硫酸溶于水会放出大量热，促进了水的电离平衡正向 移动，所以 Kw 增大，A 错误； B.只知道溶液的浓度，缺少溶液的体积，不能计算微粒的数目，B 错误； C.NaCl 是强酸强碱盐，对水的电离平衡无影响，而 CH3COONH4 是弱酸弱碱盐，对水的电离 平衡起促进作用，所以两个溶液均显中性，两溶液中水的电离程度前者大，C 错误； D.①CH3COONa、②NaHCO3、③NaClO 都是强碱弱酸盐，弱酸根离子发生水解作用，使溶液 显碱性，由于酸性：CH3COOH>H2CO3>HClO，弱酸的酸性越强，等浓度时其酸根离子水解越 小，溶液的碱性就越弱。所以当三种溶液的 pH 相同时，盐的浓度 CH3COONa＞NaHCO3＞ NaClO，盐的浓度越大，该盐电离产生的 Na+就越大，所以三种溶液的 c(Na+)：①>②>③，D 正确； 故合理选项是 D。 ( ) ( )sp - K AgCl c Cl9.下列有关溶液中粒子浓度的说法不正确的是 A. 0.1mol·L-1NaHCO3 溶液：c(Na+)>c(CO32-)>c(H2CO3)>c(OH-)>c(H+) B. Na2S 稀溶液：c(H+)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-) C. pH=1 的 NaHSO4 溶液：c(H+)=c(SO42-)+c(OH-) D. 含等物质的量的 NaHC2O4 和 Na2C2O4 的溶液：2c(Na+)=3[c(HC2O4-)+c(C2O42-)+c(H2C2O4)] 【答案】A 【解析】 【详解】A. NaHCO3 电离产生 Na+、HCO3-，HCO3-会发生电离作用产生 H+、CO32-，也会发生水解 作用产生 H2CO3、OH-，所以 c(Na+)>c(CO32-)，由于 HCO3-的电离作用小于其水解作用，所以 c(H2CO3)>c(CO32-)，溶液中除 HCO3-水解产生 OH-，还有水电离产生的 OH-，所以 c(OH-)>c(H2CO3)， 水 电 离 作 用 及 其 微 弱 ， 则 c(H2CO3)>c(H+) ， 该 该 溶 液 中 微 粒 浓 度 关 系 为 ： c(Na+)>c(HCO3-)>c(OH-)>c(H2CO3) >c(CO32-)>c(H+)，A 错误； B.在 Na2S 稀溶液：根据质子守恒可得 c(OH-)=c(H+)+c(HS-)+2c(H2S)，所以 c(H+)=c(OH-)-2c(H2S)-c(HS-)，B 正确； C.NaHSO4 会发生电离：NaHSO4=Na++H++SO42-，还存在水的电离平衡：H2O H++OH-， 所以根据物料守恒和电荷守恒可知 pH=1 的 NaHSO4 溶液中离子浓度为 c(H+)=c(SO42-)+c(OH-)， C 正确； D.含等物质的量的 NaHC2O4 和 Na2C2O4 的溶液中，根据物料守恒可得： 2c(Na+)=3[c(HC2O4-)+c(C2O42-)+c(H2C2O4)]，D 正确； 故合理选项是 A。 10.已知 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)；ΔH＝－197 kJ·mol-1。向同温、同体积的三个密闭容器 中分别充入气体：(甲) 2 mol SO2 和 1 mol O2；(乙) 1 mol SO2 和 0.5 mol O2；(丙) 2 mol SO3。 恒温、恒容下反应达平衡时，下列关系一定正确的是 A. 容器内压强 P：P 甲＝P 丙> 2P 乙 B. SO3 的质量 m：m 甲＝m 丙> 2m 乙 C. c(SO2)与 c(O2)之比 k：k 甲＝k 丙> k 乙 D. 反应放出或吸收热量的数值 Q：Q 甲＝Q 丙> 2Q 乙 【答案】B 【解析】 【详解】由给的数据利用归一法可知甲和丙是等效平衡。A 项，如果平衡不移动，p 甲=p 丙=2p 乙，但乙加入的物质的量是甲、丙的一半，恒容下相当于 减压，平衡左移，压强变大，所以应该是 p 甲=p 丙2m 乙，故 B 正确； C 项，加入的量均为 2∶1，反应的量为 2∶1，三者剩余的量也一定相等，为 2∶1，c(SO2)与 c(O2)之比 k 不变，所以 k 甲=k 丙=k 乙，故 C 错误； D 项，因为甲和丙是在不同的方向建立起的等效平衡，若转化率均为 50%时，反应热的数值 应相等，但该反应的转化率不一定是 50%，所以 Q 甲和 Q 丙不一定相等，故 D 项错。 答案选 B。 【点睛】本题的关键是甲乙容器的比较，乙容器相当于甲容器扩大体积为原来的一半，然后 再进行比较。 11.25℃时，在 25 mL 0.1 mol·L－1 的 NaOH 溶液中，逐滴加入 0.2 mol·L－1 的 CH3COOH 溶液， 溶液的 pH 与醋酸体积关系如图所示，下列分析正确的是(　　) A. 该滴定过程应该选择甲基橙作为指示剂 B. B 点的横坐标 a＝12.5 C. 水的电离程度：D > C > B D. D 点时溶液中有：c(CH3COO－)＋c(CH3COOH)＝2c(Na＋) 【答案】D 【解析】 分析：A. 该滴定过程为弱酸滴定强碱，滴定终点是溶液显碱性；B、a=12.5 时，氢氧化钠和醋 酸的物质的量之比 1：1，恰好反应生成 CH3COONa，CH3COONa 为强碱弱酸盐，溶液显碱性； C. 根据滴定原理可知，B、C、D 均为醋酸过量，水解的电离均受到抑制；D、在 D 点时，氢 氧化钠溶液和醋酸溶液反应后剩余醋酸，溶液的组成为等浓度的醋酸和醋酸钠的混合物；据 此分析判断。 详解：A. 用强碱滴定弱酸，滴定终点是溶液显碱性，应该选用酚酞作为指示剂，故 A 错误； B、当a=12.5 时，氢氧化钠和醋酸的物质的量之比 1：1，恰好反应生成 CH3COONa，CH3COONa 为强碱弱酸盐，溶液显碱性，与 pH=7 不符，故 B 错误；C. B 点时溶液显中性，则醋酸过量，C、D 溶液显酸性，醋酸过量更多，水的电离受到抑制水的电离程度：D＜C＜B，故 C 错误； D、在 D 点时，反应后醋酸剩余，溶液的组成为等浓度的醋酸和醋酸钠的混合物，根据物料守 恒，此时 c(CH3COO-)+c(CH3COOH)=2c(Na+)，故 D 正确；故选 D。 12.常温下将 NaOH 溶液滴加到己二酸（H2X）溶液中，混合溶液的 pH 与离子浓度变化的关系 如图所示。下列叙述错误的是 A. Ka2（H2X）的数量级为 10–6 B. 曲线 N 表示 pH 与 的变化关系 C. NaHX 溶液中 c(H＋)>c(OH－) D. 当混合溶液呈中性时，c(Na＋)>c(HX－)>c(X2－)>c(OH－)=c(H＋) 【答案】D 【解析】 A、己二酸是二元弱酸，第二步电离小于第一步，即 Ka1= ＞Ka2= ， 所 以 当 pH 相 等 即 氢 离 子 浓 度 相 等 时 ＞ ， 因 此 曲 线 N 表 示 pH 与 的变化关系，则曲线 M 是己二酸的第二步电离，根据图像取－0.6 和 4.8 点， =10－0.6mol·L－1，c(H＋)=10－4.8mol·L－1，代入 Ka2 得到 Ka2=10－5.4，因此 Ka2（H2X） 的数量级为 10-6，A 正确；B.根据以上分析可知曲线 N 表示 pH 与 的关系，B 正确； C. 曲线 N 是己二酸的第一步电离，根据图像取 0.6 和 5.0 点， =100.6mol·L－1，c(H ( ) ( )2 lg c HX c H X − 2 ( ) ( ) ( ) c HX c H c H X − + 2( ) ( ) ( ) c X c H c HX − + − 2 (HX )lg (H X) c c − 2(X )lg (HX ) c c − − 2 (HX )lg (H X) c c − 2( ) ( ) c X c HX − − 2 (HX )lg (H X) c c − 2 ( ) ( ) c HX c H X −＋)=10－5.0mol·L－1，代入 Ka1 得到 Ka2=10－4.4，因此 HX－的水解常数是 10－14/10－4.4＜Ka2，所 以 NaHX 溶液显酸性，即 c(H＋)＞c(OH－)，C 正确；D.根据图像可知当 ＝0 时溶液 显酸性，因此当混合溶液呈中性时， ＞0，即 c(X2-)＞c(HX-)，D 错误；答案选 D。 Ⅱ卷非选择题 二、填空题 13.(1)联氨(N2H4)是二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常 数值为____（已知：N2H4+H+ N2H5+，K=8.7×107，Kw=1×10-14），联氨与硫酸形成的酸 式盐的化学式为____。 (2)次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，写出其电离方程式：_______。NaH2PO2 溶液显_______（填 “弱酸性”、“中性”或“弱碱性”）。 (3)已知 Ksp(AgCl)=1.8×10-10，若向 50mL0.018mol·L-1 的 AgNO3 溶液中加入 50mL0.020mol·L-1 的盐酸，混合后溶液中的 Ag+的浓度为_______mol·L-1。 (4)如图所示为二元酸 H2A 溶液中各微粒的物质的量分数(δ)随溶液 pH 的变化曲线(25ºC)。 H2A 的电离平衡常数 Ka1=_______，溶液 pH=7 时， =______。 (5)25℃时，amol∙L-1 氨水与 0.01mol∙L-1 的盐酸等体积混合，若混合后所得溶液中 c(NH4+)=c(Cl-)。用含 a 的代数式表示 NH3·H2O 的电离平衡常数 Kb=_____。 【答案】 (1). 8.7×10-7 (2). N2H6(HSO4)2 (3). H3PO2 H++H2PO2- (4). 弱碱 性 (5). 1.8×10-7 (6). 1×10-4.2 (7). 1×100.8 (8). 【解析】 【详解】(1)联氨(N2H4)是二元弱碱，在水中 电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应方 程 式 为 ： N2H4+H2O N2H5++OH- ， 其 电 离 平 衡 常 数 Kb= =8.7×10-7 ； 联 氨 的 2(X )lg (HX ) c c − − 2(X )lg (HX ) c c − − ( ) ( ) 2- - c A c HA 910 0.01a − − ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) + - + - + 2 5 2 5 -14 7 w+ 2 4 2 4 c N H c OH c N H c OH c H = =K K=10 8.7 10c N H c N H c H × ×    是二元弱碱，其与硫酸形成的酸式盐的化学式为 N2H6(HSO4)2； (2)次磷酸(H3PO2)是一元中强酸，说明分子中只含有 1 个-OH 与 P 原子连接，其电离方程式 为：H3PO2 H++H2PO2-；由于次磷酸是一元中强酸，所以 NaH2PO2 是强碱弱酸盐，在溶液 中 H2PO2-会发生水解反应，消耗水电离产生的 H+，最终达到平衡时，溶液中 c(OH-)＞c(H+)， 但盐水解程度是微弱的，因此其水溶液显弱碱性； (3)n(AgNO3)=0.05L×0.018mol/L=0.0009mol，n(HCl)=0.05L×0.020mol/L=0.001mol，硝 酸银和 HCl 发生反应 AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3，根据方程式知，HCl 剩余，混合溶液中 c(Cl-)= =10-3mol/L，则根据 AgCl 的溶度积常数可知该溶液中 c(Ag+)= mol/L=1.8×10-7mol/L； (4)H2A 是二元弱酸，第一步电离方程式为 H2A H++HA-，Ka1= ，当 c(HA-)=c(H2A)时，Ka1=c(H+)=1×10-4.2；H2A 是二元弱酸，第二步电离方程式为 HA- H++A2-，Ka2= ，当溶液中 c(HA-)=c(A2-)时，Ka2=c(H+)=1×10-6.2。 Ka2=c(H+)× =1×10-6.2，当溶液 pH=7 时，c(H+)=10-7mol/L，则 =(1×10-6.2)÷(1×10-7)=1×100.8； (5)所得混合溶液中 c(NH4+)=c(Cl-)，根据电荷守恒得 c(OH-)=c(H+)，根据物料守恒得 c(NH3·H2O)=(0.5a-0.005)mol/L，根据水的离子积常数 Kw=c(OH-)·c(H+)=10-14，溶液呈 中性，c(OH-)=c(H+)=10-7mol/L，NH3•H2O 的电离常数 Kb= 。 【点睛】本题考查弱电解质的电离、盐的水解、溶液定性判断溶度积常数计算等知识点，把 握化学反应原理及难溶物溶解平衡是解本题关键，注意弱电解质电离平衡常数与其对应弱离 子水解程度关系，侧重考查学生分析计算能力。 14.T℃时，测得 0.1mol·L-1 NaOH 溶液的 pH=11。 (1)T___25（填“>”、“ (2). 1：100 (3). 4 (4). 1×10-7 【解析】 【分析】 (1)根据溶液的 pH 计算该温度下溶液的 Kw，利用此时的 Kw 与室温下的 Kw 比较，判断温度高 低； (2)根据混合时溶液显中性，则 n(OH-)=n(H+)计算； (3)根据①计算出氢氧根离子浓度，根据③溶液显示中性及酸碱中和反应实质计算出盐酸的浓 度；②中显示碱性，溶液中氢离子为水电离的； 【详解】(1) T℃时，0.1mol·L-1 NaOH 溶液 pH=11，c(OH-)=0.1mol/L，c(H+)=10-11mol/L，则 Kw=c(H+)·c(OH-)=10-11×0.1=10-12>10-14，由于水的电离过程吸收热量，升高温度，促进水的电 离，所以温度 T 大于 25℃； (2)该温度下，V1LpH=a 的 NaOH 溶液，c(H+)=10-amol/L，则 c(OH-)=10a-12mol/L， n(OH-)=10a-12mol/L×V1L=V110a-12mol；V2LpH=b 的 H2SO4 溶液，c(H+)=10-bmol/L， n(H+)=10-bmol/L×V2L=V210-bmol；两溶液混合后所得溶液呈中性，则 n(OH-)=n(H+)， V110a-12mol= V210-bmol，则 V1：V2=10-b：10a-12=1012-(a+b)，由于 a+b=14，所以 V1：V2=10-2=1： 100； (3)此条件下，pH=6 时，溶液呈中性，根据表中实验①的数据可得 c(OH-)=10-4mol/L，根据表 中实验③的数据有 22.00×10-3L×10-4mol/L=22.00×10-3L×10-amol/L，可得 a=4，即 pH=4；实 的验②中，所得溶液 pH=7，Ba(OH)2 过量，溶液呈碱性，由 H2O 电离产生的 c(OH-)等于由水电 离产生的 c(H+)，即由水电离产生的 c(OH-)=1×10-7mol/L。 【点睛】本题考查了温度对水的离子积常数的影响及酸碱混合的定性判断及溶液 pH 的简单计 算，注意结合水的离子积判断溶液酸碱性，并与溶液 pH 进行换算，能够根据酸碱溶液体积计 算出反应后溶液的 pH 大小。 15.某市对大气进行监测，发现该市首要污染物为可吸入颗粒物 PM2.5（直径小于等于 2.5μm 的悬浮颗粒物）其主要来源为燃煤、机动车尾气等。因此，对 PM2.5、SO2、NOx 等进行研究 具有重要意义。 (1)对 PM2.5 样本用蒸馏水处理制成待测试样。若测得该试样所含水溶性无机离子的化学组分 及其平均浓度如表： 离子 K+ Na+ NH4+ SO42- NO3- Cl- 浓度/mol•L-1 4×10-6 6×10-6 2×10-5 4×10-5 3×10-5 2×10-5 根据表中数据判断 PM2.5 的酸碱性为_______，试样的 pH=_______。 (2)为减少 SO2 的排放，常采取的措施是将煤转化为清洁气体燃料。已知： H2(g)+ O2(g)=H2O(g) ΔH=-241.8kJ·mol-1 C(s)+ O2(g)=CO(g)ΔH=-1105kJ·mol-1 则 C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)的 ΔH=________kJ·mol-1。 (3)汽车尾气中 NOx 和 CO 的生成及转化为： ①已知气缸中生成 NO 的反应为：N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH＞0，若 1mol 空气含有 0.8molN2 和 0.2molO2，1300℃时在密闭容器内反应达到平衡。测得 NO 为 8×10-4mol，计算 该温度下的平衡常数 K=_______。汽车启动后，气缸温度越高，单位时间内 NO 排放量越大， 原因是________。 ②汽车燃油不完全燃烧时产生 CO，有人设想按下列反应除去 CO：2CO(g)=2C(s)+O2(g)。已 知该反应的 ΔH＞0，简述该设想能否实现的依据：_________。 【答案】 (1). 酸性 (2). 4 (3). +131.3 (4). 4×10-6 (5). 温度升高，反应速率 加快，平衡正向移动 (6). 熵减焓增的反应，任何温度下不能自发进行 【解析】 1 2 1 2【分析】 (1)观察表格中发现 NH4+水解显酸性，PM2.5 的酸碱性为酸性； (2)利用盖斯定律计算反应热； (3)①计算出平衡时各种物质的物质的量浓度，结合平衡常数的表达式计算；依据化学反应速 率和平衡移动原理分析判断； ②根据反应的自由能公式进行判断。 【详解】(1)观察表格中发现 NH4+水解显酸性，则 PM2.5 的酸碱性为酸性溶液。试样的 pH 值根据溶液中电荷守恒可得 c(K+)+c(Na+)+c(NH4+)+c(H+)=2c(SO42-)+c(NO3-)+c(Cl-)，将表 格数据代入该式子，可得 4×10-6+6×10-6+2×10-5+c(H+)=2×4×10-5+3×10-5+2×10-5，解得 c(H+)=10-4mol/L，所以该溶液的 pH=4； (2)①已知：①H2(g)+ O2(g)=H2O(g) △H=-241.81kJ•mol-1 ②C(s)+ O2(g)=CO(g)ΔH=-110.5kJ·mol-1 利用盖斯定律，将②-①可得 C(s)+H2O(g)=CO(g)+ H2(g)△H=(-110.51kJ•mol-1)-(-241.81kJ•mol-1)=+13l.3kJ•mol-1； (3)①已知气缸中生成 NO 的反应为：N2(g)+O2(g) 2NO(g) ΔH＞0，若气缸中进入 1mol 空气(1mol 空气含有 0.8mol N2 和 0.2molO2)，1300℃时在密闭容器内反应达到平衡，测得 NO 为 8×10-4mol，反应前后气体物质的量相同，计算平衡常数时可以用物质的量代替平衡浓度计 算，先计算物质的平衡量，n(N)2=0.8mol-4×10-4mol，n(O2)=0.2mol-4×10-4 mol，带入平衡 常数表达式即可，得 K= =4×10-6；气缸温度越高，单位时间 内 NO 排放量越大，原因是温度升高，反应速率加快，化学平衡向吸热的正反应方向移动，产 生更多的 NO 气体； ②2CO(g)=2C(s)+O2(g)，已知该反应的 ΔH＞0，根据方程式可知：该反应的正反应是气体体 积减小的反应，ΔS＜0，则体系的自由能 ΔG=ΔH-TΔS＞0。所以该反应是熵减、焓增的反应， 在任何温度下不能自发进行。 【点睛】本题综合考查了 pH 值的计算、盖斯定律的应用、化学平衡常数的计算等，注意掌握 化学反应原理的有关知识，注重相关知识的积累，并灵活运用。 三、实验题 1 2 1 2 ( ) ( ) ( ) 24 4 4 8 10 0.8 4 10 0.2 4 10 − − − × − × × − ×16.工业上用粗 CuO 粉末（含有 Fe2O3 和 FeO 杂质）制备纯净的 CuCl2·xH2O 晶体。 有关金属离子开始沉淀和沉淀完全时溶液的 pH 离子 Cu2+ Fe2+ Fe3+ 开始沉淀 pH 5.4 8.1 2.7 沉淀完全 pH 6.9 9.6 3.7 制备方法如下： (1)加入试剂 X 的目的是将 Fe2+氧化为 Fe3+，试剂 X 是_______。 (2)加入试剂 Y 的目的是调节溶液的 pH，试剂 Y 是______，调节 pH 的范围是_____，生成的 固体 Z 是________。 【答案】 (1). Cl2 (2). CuO 或 Cu(OH)2 (3). 3.7≤pH