K2 (3). < (4). 较低 (5). B、C (6). > (7). 如【答案】(1). 吸热 (2). K1·
图所示)
【解析】
【详解】(1)反应②CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(g)的平衡常数随温度升高增大，说明平衡正向进行，正反应是吸热反应；故答案为：吸热；
(2)反应③3H2(g)+CO2(g)═CH3OH(g)+H2O(g)是气体体积减小的反应△S＜0，分析反应特征可C时，知平衡常数K3=K1×K2，计算不同温度下反应③的平衡常数，500°
K3=K1×K2=2.5×1.0=2.5，800°C时，K3=K1×K2=2.52×0.15=0.378，随温度升高，平衡常数减小，平衡逆向进行，所以判断反应是放热反应，焓变△H＜0，要满足△G=△H-T△S＜0，反K2，＜，较低； 应才能自发进行，则须在低温条件下能自发进行；故答案为：K1·
(3)反应③3H2(g)+CO2(g) ?CH3OH(g)+H2O(g)是气体体积减小的放热反应，依据化学平衡移动原理分析。A．缩小反应容器的容积，压强增大，平衡正向进行，故A不符合；B．扩大反应容器的容积，压强减小，平衡逆向进行，故B符合；C．反应是放热反应，升高温度，平衡逆向进行，故C符合；D．使用合适的催化剂，改变反应速率不改变化学平衡，故D不符合；E．从平衡体系中及时分离出CH3OH，平衡正向进行，故E不符合；故答案为：BC；
(4)500℃时，CO2(g)、H2(g)、CH3OH(g)、H2O(g)的浓度分别为0.1mol·L-1、测得反应③在某时刻，
0.3?0.150.8mol·L、0.3mol·L、0.15mol·L，Qc==0.88＜K=2.5，则此时υ(正)＞υ(逆)；
0．83?0.1-1
-1
-1
故答案为：＞；
(5)反应②CO2(g)+H2(g)?CO(g)+H2O(g)是气体体积不变的吸热反应，反应的逆反应速率在下列不同条件随时间的变化曲线，开始时升温，逆反应速率增大，t1时平衡，t2时降压，逆反应速率减小，平衡不移动，t3时增加CO浓度，此时刻逆反应速率增大，随反应进行减小，大平衡状态大于t2-t3平衡状态的逆反应速率，t4时又达到平衡，则t2至t4的曲线为如图
；故答案为：。
23.滴定法是化学上常用的定量分析的方法，滴定的方法有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定、络合滴定等。
Ⅰ.甲化学兴趣小组取20.00 mL待测稀盐酸放入锥形瓶中，并滴加2～3滴酚酞溶液作指示L－1的标准NaOH溶液进行滴定，重复上述滴定操作3次，并记录数据。 剂，用0.200 0 mol·
(1)滴定时边滴边摇动锥形瓶，眼睛应观察________。(填标号) A．滴定管内液面的变化 B．锥形瓶内溶液颜色的变化 (2)判断滴定终点的现象是_________________。
(3)根据表中数据，计算待测盐酸溶液的浓度为________ mol·L－1。
标准NaOH溶液读数记录(mL) 滴定次数 待测液体积(mL) 滴定前读数 第一次 第二次 第三次 20.00 20.00 20.00 0.40 4.00 2.00 滴定后读数 20.40 24.00 24.10 Ⅱ.乙化学兴趣小组利用氧化还原反应滴定，测定了某工厂废水中游离态氯的含量。实验如下：
①取水样10.0 mL于锥形瓶中，加入10.0 mL的KI溶液(足量)，滴入指示剂2～3滴。 L②将自己配制的0.01 mol·
－1
标准Na2S2O3溶液装入滴定管中，调整液面，记下读数。
③将锥形瓶置于滴定管下进行滴定，发生的反应为I2＋2Na2S2O3=2NaI＋Na2S4O6，试回答下列问题：
(4)步骤①发生的化学反应方程式为__________；加入的指示剂是____________。
(5)步骤②应使用________式滴定管。
(6)氯的所测浓度比实际浓度会偏大，造成误差的原因可能是________。(填标号) A．配制标准Na2S2O3溶液定容时，加水超过刻度线 B．锥形瓶水洗后直接装待测水样
C．装标准Na2S2O3溶液的滴定管水洗后没有润洗 D．滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数 E．滴定前尖嘴部分有气泡，滴定后消失
【答案】(1). B (2). 溶液从无色变为浅红色，且半分钟内不变色 (3). 0.2000 (4). Cl2＋2KI=I2＋2KCl (5). 淀粉溶液 (6). 碱 (7). ACE 【解析】
【详解】I.(1)根据溶液中颜色变化判断终点，所以眼睛应观察锥形瓶内溶液颜色的变化； 故答案为：B；
(2)达到滴定终点时，溶液由酸性变中性，再加一滴NaOH溶液显碱性，溶液由无色变为浅红色，则达到终点的现象为：溶液从无色变为浅红色，且半分钟内不变色； 故答案为：溶液从无色变为浅红色，且半分钟内不变色；
(3)舍去误差较大的数即第三次数据，得出V(标准)=20.00mL， c(待测)=
c(标准)?V(标准)0.2000mol/L?0.02L==02000mol/L，
V(待测)0.02L故答案为：0.2000；
II.(1)氯气与碘化钾反应生成氯化钾和单质碘，其反应的方程式为：Cl2+2KI=I2+2KCl；碘遇淀粉会变蓝色，可以用淀粉作指示剂； 故答案为：Cl2+2KI=I2+2KCl；淀粉；
(2)Na2S2O3溶液显碱性，所以要用碱式滴定管盛放； 故答案为：碱；
(3)A.配制标准Na2S2O3溶液定容时，加水超过刻度线，则标准溶液的浓度减小，滴定时，消耗的标准溶液的体积偏大，所以测定结果偏大，故A符合题意；
.B. 锥形瓶水洗后直接装待测水样，对测定结果无影响，故B不符合题意；
C装标准Na2S2O3溶液的滴定管水洗后没有润洗，则标准溶液的浓度减小，滴定时，消耗的标准溶液的体积偏大，所以测定结果偏大，故C符合题意；
D滴定到达终点时，俯视读出滴定管读数，读数偏小，则消耗的标准溶液的体积偏小，所以
测定结果偏小，故D不符合题意；
E滴定前尖嘴部分有气泡，滴定后消失，消耗的标准溶液的体积偏大，所以测定结果偏大，故E符合题意； 故答案为：ACE。
24.Ⅰ.含有弱酸 HA 和其钠盐 NaA 的混合溶液，在化学上用作缓冲溶液。向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大。
（1）向该溶液中加入少量盐酸时，发生反应的离子方程式是_____；向其中加入少量 KOH 溶液时，发生反应的离子方程式是_________。
（2）现将0.04mol?L﹣1HA 溶液和0.02mol?L﹣1NaOH 溶液等体积混合，得到缓冲溶液。 ①若 HA 为 HCN，该溶液显碱性，则溶液中 c(Na+)____c(CN﹣)(填“＜”“=”或“＞”)，你得出该结论的依据是_________。
②若 HA 为 CH3COOH，该溶液显酸性．溶液中所有的离子按浓度由大到小排列的顺序是____。
II （3）常温下，将NH3·H2O与盐酸等体积混合，实验数据如下： 组别 甲 乙 丙 NH3·H2O c（NH3·H2O）=0.1mol·L-1 NH3·H2O的pH=12 c（NH3·H2O）=A mol·L-1 HCl c（HCl）=0.1mol·L-1 HCl的pH=2 c（HCl）=0.1mol·L-1 混合溶液的pH值 pH=a pH=b pH=c 针对甲、乙、丙三组实验，回答下列问题：
①甲组反应后，溶液中离子浓度的大小顺序为__________________； ②乙组b_____7(填“＞”、“＜”或“＝”)
L-1(填“＞”、“＜”或“＝”) ③丙组溶液混合后c＝7，A___0.1mol·
－＋
L-1 (列式表示结果，不能做近④甲中a＝6，混合溶液中c(Cl)－c(NH4)= ____________mol·
似计算)。
【答案】(1). A-+H+?HA (2). HA+OH-?H2O+A- (3). ＞ (4). 因为c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，溶液显碱性，则c(H+)＜c(OH-)，所以c（c(Na+)＞c(CN-) (5). c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-) (6). c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－) (7). ＞ (8). ＞ (9). 1×10－6－1×10－8
【解析】
【详解】Ⅰ含有弱酸HA和其钠盐NaA的混合溶液，向其中加入少量酸或碱时，溶液的酸碱性变化不大，是由于加入酸时发生：A-+H+?HA，加入碱时发生：HA+OH-?H2O+A-，溶液中氢离子或氢氧根离子浓度变化不大而起到缓冲作用，故答案为：A-+H+?HA；HA+OH-?H2O+A-；
（2）①该溶液显碱性，则c(H+)＜c(OH-)，根据溶液电中性原则可知c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，则c(Na+)＞c(CN-)，故答案为：＞，因为
c(Na+)+c(H+)=c(CN-)+c(OH-)，溶液显碱性，则c(H+)＜c(OH-)，所以c(Na+)＞c(CN-)； ②若HA为CH3COOH，该溶液显酸性，说明c(H+)＞c(OH-)，根据溶液电荷守恒可知c(CH3COO-)＞c(Na+)，故答案为：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；
II (1)①甲组实验中氨水和盐酸的浓度、体积相同，二者恰好反应生成氯化铵，由于NH4+水解溶液显酸性，则c(H+)>c(OH?)，结合电荷守恒可知：c(Cl?)>c(NH4+)，溶液中离子浓度大c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)；c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)； 小关系是：故答案为：②盐酸是强酸，氨水是弱碱，pH=12的氨水浓度大于0.01mol/L，所以在体积相等的条件下二者反应后氨水过量，溶液显碱性，则溶液的pH>7，故答案为：>；
③丙组溶液混合后pH=7，这说明氨水和盐酸反应后溶液显中性，由于二者恰好反应时，溶液显酸性，因此要使反应后的溶液显中性，则氨水要过量，所以氨水的浓度A>0.1mol/L， 故答案为：>；
④甲中a=6，所以在常温下溶液中c(H+)=10?6mol/L，c(OH?)=10?8mol/L，根据电荷守恒可知：c(Cl?)+c(OH?)=c(NH4+)+c(H+)，则混合溶液中c(Cl?)-c(NH4+)=c(H+)-c(OH-)=( 1×10－6－1×10－
8
)mol/L，故答案为：1×10－6－1×10－8。
25.10 ℃加热NaHCO3饱和溶液，测得该溶液的pH发生如下的变化： 温度(℃) pH 10 8.3 20 8.4 30 8.5 加热煮沸后冷却到50 ℃ 8.8 (1)甲同学认为，该溶液的pH升高的原因是HCO3-的水解程度增大，故碱性增强，该水解反应的离子方程式为______________。
(2)乙同学认为，溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解，生成了Na2CO3，并推断Na2CO3的水解程度________(填“大于”或“小于”)NaHCO3，该分解反应的化学方程式为____。 (3)丙同学认为甲、乙的判断都不充分。丙认为：
①只要在加热煮沸的溶液中加入足量的试剂BaCl2溶液，若产生沉淀，则乙判断正确。原因是____________（写出反应的离子方程式）。能不能选用Ba(OH)2溶液？______(答“能”或“不能”)。
②将加热后的溶液冷却到10 ℃，若溶液的pH________(填“大于”“小于”或“等于”)8.3，则________(填“甲”或“乙”)判断正确。
－
【答案】(1). HCO3-＋H2O?H2CO3＋OH (2). 大于 (3). 2NaHCO3
ΔNa2CO3＋CO2↑
＋H2O (4). Ba2＋＋CO32-=BaCO3↓ (5). 不能 (6). 等于 (7). 甲 【解析】
【详解】（1）NaHCO3为强碱弱酸盐，在溶液中发生：HCO3-+H2O?H2CO3+OH-，水解呈碱性，故答案为：HCO3-+H2O?H2CO3+OH-；
NaHCO3可分解生成Na2CO3，（2）加热时，反应的化学方程式为2NaHCO3
ΔNa2CO3＋CO2↑
＋H2O，碳酸的一级电离大于二级电离，Na2CO3水解程度大于NaHCO3的水解程度，溶液碱性较强，故答案为：大于；2NaHCO3
ΔNa2CO3＋CO2↑＋H2O
（3）①加入氯化钡溶液后，如生成沉淀，说明溶液中存在CO32-，反应的离子方程式为Ba2++CO32-=BaCO3↓，乙同学结论正确，选用Ba（OH）2溶液和碳酸氢钠、碳酸钠都会反应，都生成白色沉淀，所以不能选氢氧化钡溶液，故答案为： Ba2++CO32-=BaCO3↓；不能； ②由表中溶液pH分析可知，将加热后的溶液冷却到10℃，若溶液的pH等于8.3，说明碳酸氢钠没有分解，则甲正确，故答案为：等于；甲。
山西省朔州市怀仁一中2019-2020学年高二上学期期中考试试题化学（解析版）
