【化学】浙江省宁波市北仑中学2019-2020学年高一上学期期中考试（1班）试题（解析版） 19页

浙江省宁波市北仑中学2019-2020学年高一上学期期中考试（1班）试题 相对原子质量： C-12 O-16 Ca-40‎ 第Ι卷 一、选择题（本题共 20小题，共40 分。每小题只有一个正确答案）‎ ‎1.下列有关化学用语表示正确的是（ ）‎ A. Ne和Na＋的结构示意图均为 B. 质量数为37的氯原子 C. 二氧化碳分子的比例模型：‎ D. NH4Br的电子式：‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A. Ne原子结构示意图为，Na+的结构示意图为，A项错误；‎ B. 质量数书写在元素符号的左上角，左下角为质子数，故质量数为37的氯原子，B项错误；‎ C. 二氧化碳中碳原子半径大于氧原子半径，比例模型应为左右小中间大，C项错误；‎ D. NH4Br的电子式：，D项正确；‎ 答案选D。‎ ‎2.能用键能大小解释的事实是（ ）‎ A. 稀有气体化学性质很稳定 B. 硝酸易挥发，而硫酸难挥发 C. 氮气的化学性质比氧气稳定 D. 常温常压下，溴呈液态，碘呈固态 ‎【答案】C ‎【解析】A. 稀有气体分子中不存在共价键，故A错误；B. 硝酸易挥发，而硫酸难挥发与分子间作用力有关，与键能无关，故B错误；C. 氮气分子中存在三键，键能较大，导致化学性质比氧气稳定，故C正确；D. 常温常压下，溴呈液态，碘呈固态与分子间作用力有关，与键能无关，故D错误；故选C。‎ ‎3.钢铁在海水中的锈蚀过程示意见图，有关说法正确的是（ ）‎ A. 电子从碳转移给铁 B. 在钢铁上连接铅块，可起到防护作用 C. 正极反应为：O2 + 2H2O + 4e- =4OH-‎ D. 钢管发生析氢腐蚀，负极反应是Fe—3e- =Fe3+‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【分析】钢铁在海水中生锈时发生电化学腐蚀，且主要以吸氧腐蚀为主，负极铁失电子变成二价铁离子Fe-2e- =Fe2+，正极上氧气得电子生成氢氧根离子，电极反应为：O2 + 2H2O + 4e- =4OH-；‎ ‎【详解】A.由分析可知，铁为负极，碳为正极，电子由负极移动到正极，即由铁转移给碳，A项错误；‎ B.铁比铅活泼，在钢铁上连接铅块，形成的原电池中铁作负极，铅作正极，可使铁加速腐蚀，B项错误；‎ C.由分析可知，正极的电极反应为：O2 + 2H2O + 4e- =4OH-，C项正确；‎ D.由图可知空气中氧气逐渐减少，发生的不是析氢腐蚀而是吸氧腐蚀，负极的电极反应为：Fe-2e- =Fe2+，D项错误；‎ 答案选C ‎4.取3mL 5mol·L-1 H2O2溶液，加入少量MnO2粉末，2min时c(H2O2)降为1mol·L-1。下列说法不正确的是（ ）‎ A. 2min内，v(H2O2) =2mol・L-l・min-1‎ B. MnO2是催化剂，能加快H2O2的分解速率 C. 升高温度或增大H2O2的浓度，均能加快H2O2的分解速率 D. 若将5 mol・L-l H2O2溶液的体积增至6mL，则H2O2的分解速率增至原来的2倍 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 化学反应速率v===2mol・L-l・min-1，A项正确；‎ B. 催化剂改变反应速率不改变化学平衡，加入少量MnO2粉末是反应的催化剂，能加快H2O2的分解速率，B项正确；‎ C. 升高温度或增大H2O2的浓度均可以加快反应速率，C项正确；‎ D. 若将5 mol・L-l H2O2溶液体积增至6mL，溶液浓度减少，H2O2的分解速率会减慢，D项错误；‎ 答案选D。‎ ‎5. 电子层数相同的短周期主族元素X、Y、Z、W，其中X的最外层电子数比K层少1，Y的最外层电子数比K层多l，Z的单质常用于制造太阳能电池，w的原子半径是同周期中最小的。下列推断中正确的是 ( )‎ A. Z的氢化物的热稳定性强于w的氢化物 B. Z的氧化物与水反应可制得相应的含氧酸 C. X、Y、W的原子半径依次减小，对应的离子半径依次增大 D. X、Y、W的最高价氧化物对应水化物之间互相都能发生反应 ‎【答案】D ‎【解析】Z元素是硅．故这些元素都在第三周期。从而推断出X元素是钠，Y元素是铝，W元素是氯。热稳定性是SiH4H2SO4>H3PO4‎ B. 半径：Cl-> Na+>F-‎ C. 热稳定性：HF> H2O> PH3‎ D. 还原性：Cl- < Br-< I-‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，酸性HClO4>H2SO4>H3PO4，A正确；‎ B. 根据“层多径大、序大径小”，半径：Cl->F->Na+，B错误；‎ C. 同周期从左到右元素的非金属性逐渐增强，气态氢化物的稳定性增强，同主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性减弱，热稳定性：HF> H2O> NH3>PH3，C正确；‎ D. 同主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，非金属性：Cl>Br> I ，还原性：Cl- < Br-< I-，D正确；‎ 答案选B。‎ ‎10.已知：X(g)+2Y(g)3Z(g) △H=-akJ·mol-1(a＞0)，下列说法不正确的是（ ）‎ A. 0.1molX和0.2molY充分反应生成Z的物质的量一定小于0.3mol B. 达到化学平衡状态时，X、Y、Z的浓度不再发生变化 C. 达到化学平衡状态时，反应放出的总热量可达a kJ D. 升高反应温度，逆反应速率增大，正反应速率减小 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 属于可逆反应，0.1molX和0.2molY充分反应生成Z的物质的量一定小于0.3mol，A正确；‎ B. 达到化学平衡状态时正逆反应速率相等，X、Y、Z的浓度不再发生变化，B正确；‎ C. 虽然属于可逆反应，达到化学平衡状态时，如果消耗1molX，则反应放出的总热量等于a kJ，C正确；‎ D. 升高反应温度，正、逆反应速率均增大，D错误；‎ 答案选D。‎ ‎11.最新“人工固氮”的研究报道，常温常压、光照条件下，N2在催化剂表面与水发生反应：2N2 (g)+6H2O (l) =4NH3 (g)+3O2 (g) ΔH＞0，如果反应的平衡常数K值变大，该反应（ ）‎ A. 一定向正反应方向移动 B. 一定向逆反应方向移动 C. 在平衡移动时正反应速率先减小后增大 D. 在平衡移动时逆反应速率先增大后减小 ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【分析】反应的平衡常数K值增大，平衡正向移动，正反应为吸热反应，因而升高温度，改变条件瞬间，正逆反应速率增大，但正反应速率增大的更多。‎ ‎【详解】反应的平衡常数K值增大，平衡正向移动，正反应为吸热反应，因而升高温度，改变条件瞬间，正逆反应速率增大，但正反应速率增大的更多，由于平衡正向移动，正反应速率又逐渐降低；‎ 答案选A。‎ ‎12.1mol碳在氧气中完全燃烧生成气体，放出393kJ的热量，下列热化学方程式表示正确的是（ ）‎ A. C (s) +1/2O2 (g) = CO(g) ΔH＝－393kJ·molˉ1‎ B. C + O2 = CO2 ΔH＝－393kJ·molˉ1‎ C. C (s) + O2 (g)=CO2 (g) ΔH＝+393kJ·molˉ1‎ D. C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH＝－393kJ·molˉ1‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】1mol碳固体在氧气中完全燃烧生成二氧化碳气体，放出393kJ的热量，放出热量时ΔH<0，则热化学方程式为：C(s)+O2(g)=CO2(g) ΔH＝－393kJ·molˉ1；‎ 答案选D。‎ ‎13.下列曲线表示F、Cl、Br元素及所形成物质的某种性质随核电荷数的变化趋势，正确的是 （ ）‎ A. B. ‎ C. D. ‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】A．同一主族元素的得电子能力随着原子序数的增大而减小，所以从氟到溴，其得电子能力逐渐减小，故A正确；‎ B．同一主族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减小，分解温度逐渐降低，故B错误；‎ C．同一主族从上到下，离子半径逐渐增大，离子半径越大，离子键越弱，离子晶体的熔点越低，故C错误；‎ D．由于卤族元素的单质均属于分子晶体，随相对分子质量增大范德华力增大，因而熔点逐渐升高，故D错误；‎ 故选A。‎ ‎14.反应2A(g) 2B(g)E(g) ΔH＞0，达到平衡时，要使正反应速率降低，A的浓度增大，应采取的措施是（ ）‎ A. 缩小体积加压 B. 扩大体积减压 C. 增加E的浓度 D. 降温 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【分析】要使正反应速率降低，A的浓度增大，平衡要逆向进行；‎ ‎【详解】A.增大压强，平衡向着体积缩小的方向移动，即逆向移动，但反应速率加快，A项错误；‎ B.降低压强，反应速率减慢，平衡正向移动，B项错误；‎ C.增加E的浓度，反应速率加快，平衡逆向移动，C项错误；‎ D.降低温度，平衡逆向移动，反应速率减慢，D项正确；‎ 答案选D。‎ ‎15.短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是其内层电子数的2倍，Y是地壳中含量最高的元素，Z2＋与Y2－具有相同的电子层结构，W原子的最外层电子数是次外层电子数的一半。下列说法正确的是（ ）‎ A. 离子半径大小顺序：r(Z2＋)＞r(Y2－)‎ B. Y分别与Z、W形成的化合物中化学键类型相同 C. X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比W的强 D. 单质的熔点Z＞W ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】X的最外层电子数是其内层电子数的2倍，即X属于第二周期，X为C，Y是地壳中含量最高的元素，即Y为O，Z2＋与Y2－具有相同的电子层结构，即Z为Mg，W原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，即W为Si，A、电子层数相同，半径随着原子序数的递增而减小，因此r(Mg2＋)Si，CH4比SiH4稳定，故C正确；‎ D、Si是原子晶体，晶体硅的沸点高于Mg，故D错误。‎ ‎16.反应A2(g)+B2(g) →2AB(g)的能量变化如图所示，叙述正确的是（ ） ‎ A. 该反应是放热反应 ‎ B. 加入催化剂，(b－a)的差值减小 C. 每生成2molAB分子吸收bkJ热量 D. 若反应生成AB为液态，吸收的热量小于(a－b)kJ ‎【答案】D ‎【解析】A、依据图象反应物总能量小于生成物总能量，所以为吸热反应，A错误；B、催化剂不影响焓变大小，B错误；C、依据图象分析判断1molA2和1molB2反应生成2molAB，每生成2molAB吸收（a-b）kJ热量，C错误；D、依据图象分析判断1molA2和1molB2反应生成2mol气态AB2，吸收（a-b）kJ热量，生成AB为液态，吸收的热量小于（a-b）kJ，D正确；答案选D。‎ ‎17.一定温度下，在3个体积均为1.0 L的恒容密闭容器中反应2H2(g)+CO(g)CH3OH(g) 达到平衡。下列说法正确的是（ ）‎ A. 该反应的正反应吸热 B. 达到平衡时，容器Ⅰ中反应物转化率比容器Ⅱ中的大 C. 达到平衡时，容器Ⅱ中c(H2)大于容器Ⅲ中c(H2)的两倍 D. 达到平衡时，容器Ⅲ中的正反应速率比容器Ⅰ中的大 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 分析Ⅰ、Ⅲ中数据知反应开始时Ⅰ中加入的H2、CO与Ⅲ中加入甲醇的物质的量相当，平衡时甲醇的浓度：Ⅰ＞Ⅲ，温度：Ⅰ＜Ⅲ，即升高温度平衡逆向移动，该反应正向为放热反应，A项错误；‎ B. Ⅱ相当于将容器Ⅰ的体积缩小二分之一，该反应正向为气体物质的量减小的反应，增大压强平衡正向移动，达到平衡时，容器Ⅰ中反应物转化率比容器Ⅱ中的小，B项错误；‎ C. Ⅰ和Ⅱ对比，Ⅱ相当于将容器Ⅰ的体积缩小二分之一，该反应正向为气体物质的量减小的反应，增大压强平衡正向移动，则Ⅱ中氢气的浓度小于Ⅰ中氢气浓度的2倍，Ⅲ和Ⅰ对比，平衡逆向移动，氢气浓度增大，故达到平衡时，容器Ⅱ中c(H2)小于容器Ⅲ中c(H2)的两倍，C项错误；‎ D. 温度：Ⅲ＞Ⅰ，当其他条件不变时，升高温度反应速率加快，故达到平衡时，容器Ⅲ中的正反应速率比容器Ⅰ中的大，D项正确；‎ 答案选D。‎ ‎18.厨房垃圾发酵液可通过电渗析法处理，同时得到乳酸。原理如图所示（图中HA表示乳酸分子，A-表示乳酸根离子，乳酸的摩尔质量为90g/mol，下列有关说法中正确的是( )‎ A. 电极a为阴极，放出H2‎ B. 通电一段时间后，硫酸溶液的pH升高 C. A-通过阴离子交换膜从阴极进入浓缩室 D. 对400mLl0g/L乳酸溶液通电后，当外电路通过0.5mole-时浓度，上升为145g.L-1（溶液体积变化忽略不计）‎ ‎【答案】C ‎【解析】A、A－通过阴离子交换膜到左侧生成HA，说明在b电极上阳离子放电，剩余A－，阳离子在阴极放电，所以b为阴极，a为阳极，故A错误；B、阳极上是阴离子氢氧根离子发生失电子的氧化反应，电极反应式为：4OH－-4e－═2H2O+O2↑，硫酸中H＋ 浓度增大，硫酸溶液的pH降低，故B错误；C、A-通过阴离子交换膜从阴极进入浓缩室，故C正确；D、在阳极上发生电极反应：4OH－-4e－═2H2O+O2↑，阴极上发生电极反应：2H＋+2e－=H2↑，根据电极反应方程式，则有：HA～H＋～1/2H2，根据差值法，乳酸的浓度变化量是（145g·L－1-10g·L－1）/90g·mol－1=1.5mol·L－1，即生成HA的物质的量是1.5mol·L－1×0.4L=0.6mol，所以产生氢气是0.3mol即转移电子数为0.6mol，故D错误；故选C。‎ ‎19.科学家近期研发出如图所示的水溶液锂离子电池体系，下列有关叙述错误的是（ ）‎ A. b电极不可用石墨替代Li B. 正极反应为：Li1-xMn2O4+xLi++xe－ = LiMn2O4‎ C. 电池总反应为：Li1-xMn2O4+xLi = LiMn2O4‎ D. 放电时，溶液中Li+从a向b迁移 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【分析】锂离子电池中，bLi，失去电子，作负极，LiMn2O4为正极；充电时Li+在阴极得电子，LiMn2O4在阳极失电子，据此分析。‎ ‎【详解】A. C不能失电子，故b电极不可用石墨替代Li，A项正确；‎ B. 正极发生还原反应，Li1-xMn2O4得电子被还原，电极反应为：Li1-xMn2O4+xLi++xe－ = LiMn2O4，B项正确；‎ C. Li失电子，Li1-xMn2O4得电子，生成的产物为LiMn2O4，电池的总反应为：Li1-xMn2O4+xLi = LiMn2O4，C项正确；‎ D.放电时，阳离子移动到正极，即从b向a迁移，D项错误；‎ 答案选D。‎ ‎20.为研究某溶液中溶质R的分解涑率的影响因素，分别用三份不同初始浓度的R溶液在不同温度下进行实验，c(R)随时间变化如图。下列说法不正确的是（ ）‎ A. 25℃时，在10～30min内，R的分解平均速率为0.030 mol·L—1·min—1‎ B. 对比30℃和10℃曲线，在50min时，R的分解百分率相等 C. 对比30℃和25℃曲线，在0～50min内，能说明R的分解平均速率随温度升高而增大 D. 对比30℃和10℃曲线，在同一时刻，能说明R的分解速率随温度升高而增大 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 25 ℃时，在0～30 min内，R的分解平均速度为[(1.8-0.8)/30]mol·L－1·min ‎－1=0.033 mol·L－1·min－1，故A正确；‎ B. 对比30 ℃和10 ℃曲线，在50 min时，R的分解百分率相等，故B正确；‎ C. 对比30 ℃和25 ℃曲线，在0～50 min内，能说明R的分解平均速度随温度升高而增大，故C正确；‎ D. 对比30 ℃和10 ℃曲线，在同一时刻，两曲线R的浓度不同，不能说明R的分解速率随温度升高而增大，故D不正确。‎ 故选D。‎ 第 II 卷 二、填空题（本题共5小题，共60 分）‎ ‎21.综合利用CO2、CO对构建低碳社会有重要意义。‎ ‎（1）H2 和CO合成甲醇反应为：CO（g）+2H2（g）CH3OH（g） ΔH＜0。在恒温，体积为2L的密闭容器中分别充入1.2mol CO和1mol H2，10min后达到平衡，测得含有0.4mol CH3OH（g）。则达到平衡时CO的浓度为_______；10min内用H2表示的化学反应速率为_______；若要加快CH3OH的生成速率并提高CO的转化率，可采取的措施有_______（填一种合理的措施）。‎ ‎（2）二氧化碳合成甲醇是碳减排的新方向，将CO2转化为甲醇的热化学方程式为：CO2(g) +3H2(g) CH3OH(g) +H2O(g) ΔH ‎ ‎①该反应的平衡常数表达式为K=________。‎ ‎②在恒容密闭容器中使CO2和H2（物质的量之比为1∶3）,发生上述反应，反应过程中测得甲醇的体积分数φ(CH3OH)与反应温度T的关系如下图所示，则 ΔH _________0（填“大于”或“小于”）‎ ‎（3） 如下图所示，利用缺铁氧化物[如Fe0.9O]可实现CO2的综合利用。请说明该转化的2个优点_____________。若用1 mol缺铁氧化物[Fe0.9O]与足量CO2完全反应可生成________mol C(碳)。‎ ‎【答案】(1). 0.4mol/L (2). 0.04mol/（L.min） (3). 增大压强（增加H2的量） (4). (5). 大于 (6). 将CO2转化为C和O2；利用了太阳能；Fe3O4可循环使用 (7). 0.1‎ ‎【解析】‎ ‎【分析】（1）根据三段法进行计算；‎ ‎（2）①平衡常数等于生成物幂之积除以反应物幂之积，根据方程式写出表达式；‎ ‎②根据图像可知最高点反应达到平衡状态，达到平衡后，升高温度，φ(CH3OH)逐渐减小，可得平衡逆向移动；‎ ‎（3）由图可知，Fe0.9O可以将CO2转化为Fe3O4和C，而Fe3O4又在太阳能高温作用下分解为Fe0.9O和O2，据此分析并计算。‎ ‎【详解】（1）根据题干中数据可知：‎ CO（g）+2H2（g）CH3OH（g）‎ 始（mol） 1.2 1 0‎ 转（mol） 0.4 0.8 0.4‎ 平（mol） 0.8 0.2 0.4‎ 达到平衡时，c(CO)==0.4mol/L；‎ v(H2)===0.04 mol/（L.min）;‎ 若要提高CO的转化率，需使平衡正向移动；增大压强，反应速率加快，平衡正向移动，；‎ ‎（2）①平衡常数等于生成物幂之积除以反应物幂之积，K=；‎ ‎②根据图像可知最高点反应达到平衡状态，达到平衡后，升高温度，φ(CH3OH)逐渐减小，可得平衡逆向移动，正向反应为放热反应，ΔH<0；‎ ‎（3）由图可知，Fe0.9O可以将CO2转化为Fe3O4和C，而Fe3O4‎ 又在太阳能高温作用下分解为Fe0.9O和O2，过程中利用了太阳能，Fe3O4可循环使用，且能将CO2转化为C和O2，减少了环境污染，方程式可写为：Fe0.9O+0.1CO2=xC+ Fe3O4，根据碳原子守恒可得x=0.1mol。‎ ‎22.现有短周期元素A、B、C、D。A元素M层上电子数是K层的3倍，D与A在周期表中同一主族。由A、B与D组成的化合物的浓溶液是常见的干燥剂，常温下C单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性，是一种重要的肥料。‎ ‎（1）A的离子结构示意图是__________________。描述集气瓶中足量的A的氢化物与其低价态氧化物混合后，充分反应的实验现象：____________。‎ ‎（2）元素A、B与D组成的化合物的浓溶液是常见干燥剂，但不能用它干燥H2S气体，其原因是___________（用化学反应的化学方程式表示）‎ ‎（3）B与C元素形成带一个单位正电荷的离子，写成该微粒的电子式_________。写出实验室检验溶液中该离子的简单实验方案：___________________________。‎ ‎（4）元素A与元素D相比，非金属性较强的是_________（用元素符号表示），下列表述中能表明这一事实的是_________。‎ ‎①比较最高价氧化物对应水化物的酸性 ‎②比较对应气态氢化物的稳定性 ‎③一定条件下D能从A的氢化物水溶液中置换出A单质 ‎④A单质的熔沸点明显高于D单质 ‎（5）元素B、C与D组成的化合物固态时属于_______________晶体。‎ ‎①原子晶体 ②离子晶体 ③分子晶体 ④分子晶体或离子晶体 ‎【答案】(1). (2). 有淡黄色粉末和无色液体生成 (3). H2S + H2SO4 === S↓+ SO2↑+2H2O (4). (5). 取适量待测液于试管中，加入适量NaOH溶液后加热，若产生无色有刺激性气味的气体，且能使试管口湿润的红色石蕊试纸变蓝，则证明溶液中含有铵根离子。 (6). O (7). ②③ (8). ④‎ ‎【解析】‎ ‎【分析】A元素M层上电子数是K层的3倍，说明A为S，D与A在周期表中同一主族，则D为O，A、B与D组成的化合物的浓溶液是常见的干燥剂，该干燥剂为H2SO4，即B为H，C单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性，则C为N，据此回答问题。‎ ‎【详解】（1）由分析可知A为S，B为H，C为N，D为O，那么A的离子结构示意图是； A的氢化物为H2S，其低价态氧化物为SO2，充分反应方程式为：SO2+2H2S=3S↓+2H2O，实验现象为：有淡黄色粉末和无色液体生成；‎ ‎（2）A、B与D组成的化合物的浓溶液是常见的干燥剂，该干燥剂为H2SO4，可与H2S发生氧化还原反应，反应方程式为：H2S + H2SO4 === S↓+ SO2↑+2H2O；‎ ‎（3）H与N两种元素成成带一个单位正电荷的离子，为NH4+，电子式为，实验室检验NH4+的方法为：取适量待测液于试管中，加入适量NaOH溶液后加热，若产生无色有刺激性气味的气体，且能使试管口湿润的红色石蕊试纸变蓝，则证明溶液中含有NH4+；‎ ‎（4）D与A在周期表中同一主族，同主族从上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性较强的是O； ‎ ‎①由于O没有最高价氧化物对应的水化物，无法比较酸性强弱，错误；‎ ‎②气态氢化物的稳定性越强，非金属性越强，正确；‎ ‎③一定条件下D能从A的氢化物水溶液中置换出A单质，可知非金属性D单质强于A单质，正确；‎ ‎④熔沸点的高低不能确定非金属性强弱，错误；‎ 能表明非金属性较强的是O的事实的是②③；‎ ‎（5）B、C与D组成的化合物为NH4NO3或NH3•H2O，有可能是分子晶体，也有可能是离子晶体。‎ ‎23.电浮选凝聚法是工业上采用的一种污水处理方法：保持污水的pH在5.0~6.0之间，通过电解生成Fe(OH)3沉淀。Fe(OH)3有吸附性，可吸附污物而沉积下来，具有净化水的作用。阴极产生的气泡把污水中悬浮物带到水面形成浮渣层，刮去(或撇掉)浮渣层，即起到了浮选净化的作用。某科研小组用电浮选凝聚法处理污水，设计装置示意图，如图所示。‎ ‎（1）实验时若污水中离子浓度较小，导电能力较差，产生气泡速率缓慢，无法使悬浮物形成浮渣。此时，应向污水中加入适量的__________。‎ a．H2SO4 b．BaSO4 c．Na2SO4 d．NaOH ‎（2）电解池阳极发生了两个电极反应，电极反应式分别是 Ⅰ.___________________； Ⅱ._________________；‎ ‎（3）电极反应Ⅰ和Ⅱ的生成物反应得到Fe(OH)3沉淀的离子方程式是__________________；‎ ‎（4）该燃料电池是以熔融碳酸盐为电解质，CH4为燃料，空气为氧化剂，稀土金属材料做电极。‎ ‎①负极的电极反应是____________________；‎ ‎②为了使该燃料电池长时间稳定运行，电池的电解质组成应保持稳定，电池工作时必须有部分A物质参加循环（见上图）。A物质的化学式是_________________；‎ ‎（5）实验过程中，若在阴极产生了44.8 L（标准状况）气体，则熔融盐燃料电池消耗CH4（标准状况）____L。‎ ‎【答案】 (1). C (2). Fe－2e－=Fe2＋ (3). 4OH--4e-=2H2O+O2 ↑ (4). 4Fe2＋＋10H2O＋O2=4Fe(OH)3↓＋8H＋ (5). CH4-8e-+4CO32 -=5CO2 +2H2O (6). CO2 (7). 11.2 L ‎【解析】‎ ‎【分析】（1）从所加入物质能增大溶液离子的浓度，并能保持污水的pH在5.0~6.0之间进行分析；‎ ‎（2）根据阳极电极材料和离子的放电顺序分析放电的离子，书写电极反应；‎ ‎（3）二价铁离子具有还原性，能被氧气氧化为三价；‎ ‎（4）①燃料电池中，负极上燃料失电子发生氧化反应；‎ ‎②根据两极上发生的反应确定循环使用的物质；‎ ‎（5）在燃料电池和电解池的串联电路中，转移的电子数目是相同的。‎ ‎【详解】（1）为了增强溶液的导电性，可选用易溶的强电解质溶液，排除B项，考虑到污水的pH在5.0~6.0之间，因此不能使用氢氧化钠，硫酸能将Fe(OH)3‎ 溶解，因此应向污水中加入适量的硫酸钠；‎ ‎（2）电解时，铁作阳极，失电子，发生反应Fe-2e-=Fe2+，同时溶液中的OH-失电子被氧化为O2，因此，电极反应为：Ⅰ.Fe-2e-=Fe2+，Ⅱ. 4OH--4e-=2H2O+O2 ↑；‎ ‎（3）Fe2+具有还原性，能被氧气氧化为三价，那么得到Fe(OH)3沉淀的离子方程式为：4Fe2＋＋10H2O＋O2=4Fe(OH)3↓＋8H＋；‎ ‎（4）①燃料电池中，负极上燃料失电子发生氧化反应，电极反应为：CH4-8e-+4CO32 -=5CO2 +2H2O；‎ ‎②由电极反应可知电池工作时参加循环的物质为CO2； ‎ ‎（5）阴极的电极反应为2H++2e-=H2↑，阴极产生了44.8 L（即2mol）气体，转移的电子的物质的量为4mol，由CH4-8e-+4CO32-=5CO2 +2H2O可知，当转移的电子的物质的量为4mol时，消耗CH4的体积为V=nVm=×4mol×22.4L/mol=11.2L。‎ ‎24.为有效控制雾霾，各地积极采取措施改善大气质量，研究并有效控制空气中的氮氧化物、碳氧化物含量显得尤为重要。‎ Ⅰ．氮氧化物研究 ‎（1）一定条件下，将2molNO与2molO2置于恒容密闭容器中发生反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)，下列各项能说明反应达到平衡状态的是____________。‎ a．体系压强保持不变                  b．混合气体密度保持不变 c．NO和O2的物质的量之比保持不变     d．每消耗2molNO同时生成2 molNO2‎ ‎（2）汽车内燃机工作时会引起N2和O2的反应：N2 + O22NO，是导致汽车尾气中含有NO的原因之一。在T1、T2温度下，一定量的NO发生分解反应时N2的体积分数随时间变化如右图所示，根据图像判断反应N2（g）+ O2（g）2NO（g）的△H____0(填“＞”或“＜”)。‎ ‎（3）NOx是汽车尾气中的主要污染物之一。汽车发动机工作时会引发N2和O2反应，‎ 其能量变化如图所示：‎ 写出该反应的热化学方程式：________________________________。‎ Ⅱ．二氧化硫和氮的氧化物是常用的化工原料，但也是大气的主要污染物。综合治理其污染是坏境化学当前的重要研究内容之一。 ‎ ‎（1）硫酸生产中，SO2催化氧化生成SO3：2SO2(s)+O2（g）2SO3（g），某温度下，SO2的平衡转化率(α)与体系总压强(P)的关系如下图所示。根据图示回答下列问题：‎ ‎①将2.0 molSO2和1.0molO2置于10 L密闭容器中，反应达平衡后，体系总压强为0.10MPa。该反应的平衡常数等于__________。‎ ‎②平衡状态由A变到B时，平衡常数K（A）_______K(B)(填“＞”、“＜”或“=”)。‎ ‎（2）用CH4催化还原NOx可以消除氮氧化物的污染。例如：‎ CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g)          △H=-574kJ·mol-1‎ CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)           △H=-1160kJ·mol-1‎ 若用标准状况下4.48 L CH4还原NO2至N2，整个过程中转移的电子总数为__________(阿伏加德罗常数的值用NA表示)，放出的热量为___________kJ。‎ ‎【答案】(1). ac (2). △H>0 (3). N2(g)＋O2(g)=2NO(g) △H=＋183.kJ·mol－1 (4). 800L·mol-1 (5). = (6). 1.60NA(或1.6NA) (7). 173.4‎ ‎【解析】‎ Ⅰ．（1）一定条件下，将2molNO与2molO2置于恒容密闭容器中发生反应2NO(g)+O2(g)2NO2(g)。a．正反应是气体分子数减少的方向，所以体系压强保持不变时，达到平衡； b．混合气体密度始终不变，所以密度不变不能说明达到平衡；c．NO和O2的物质的量之比保持不变，达到平衡； d．每消耗2molNO同时生成2 molNO2，不能说明正反应速率等于逆反应速率，不一定达到平衡。能说明反应达到平衡状态的是ac。‎ ‎（2）由图可知，T2先达到平衡，所以T1＜T2。由T1升高到T2‎ ‎，氮气的体积分数减小了，说明升高温度后，该化学平衡向正反应方向移动，则可判断反应N2（g）+ O2（g）2NO（g）为吸热反应，△H＞0。 ‎ ‎（3） 由图可知，该反应的△H=945kJ/mol+498kJ/mol-2630kJ/mol=183kJ/mol，所以该反应的热化学方程式为N2(g)＋O2(g)=2NO(g) △H=＋183.kJ·mol－1。‎ Ⅱ．（1）①将2.0 molSO2和1.0molO2置于10 L密闭容器中，反应达平衡后，体系总压强为0.10MPa。由图可知，SO2的平衡转化率为0.80，则SO2、O2、SO3的变化量为1.6mol、0.80mol、1.6mol，SO2、O2、SO3的平衡量为0.40mol、0.20mol、1.6mol，SO2、O2、SO3的平衡浓度为0.040mol/L、0.020mol/L、0.16mol/L，该反应的平衡常数等于800L·mol-1。‎ ‎②平衡状态由A变到B时，平衡常数K(A)=K(B)。‎ ‎（2）由CH4(g)+4NO2(g)=4NO(g)+CO2(g)+2H2O(g)     △H=-574kJ·mol-1和CH4(g)+4NO(g)=2N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)      △H=-1160kJ·mol-1可得，2CH4(g)+4NO2(g)= 2N2(g)+2CO2(g)+4H2O(g)     △H=-1734kJ·mol-1，所以2mol CH4完全反应后，转移电子16mol、放出热量1734kJ。因此，若用标准状况下4.48 L CH4(即0.2mol)还原NO2至N2，整个过程中转移的电子总数为1.60NA(或1.6NA)，放出的热量为173.4kJ。‎