【化学】福建省平和一中、南靖一中等五校2018-2019学年高二上学期第二次联考（解析版） 试卷

福建省平和一中、南靖一中等五校2018-2019学年高二上学期第二次联考
可能用到的相对原子量：Mg:24 Na:23 Cl:35.5 H:1 C:12 O:16 S:32 Cu:64 Al:27 Li:7 I:127
一、选择题（每小题只有一个正确选项，每题3分，共54分）
1.下列方程式书写正确的是( 　 )
A. NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4===Na＋＋HSO
B. H2SO3的电离方程式：H2SO32H＋＋SO
C. CO的水解方程式：CO＋H2OHCO＋OH－
D. CaCO3的电离方程式：CaCO3Ca2＋＋CO
【答案】C
【解析】
【详解】A.NaHSO4在水溶液中的电离方程式：NaHSO4=Na＋＋H+＋SO42-，故A错误；
B.由于亚硫酸是弱酸，电离方程式要分步写：H2SO3H++HSO3-，HSO3-H++SO32-，故B错误；
C.碳酸根离子水解方程式是：CO32-+H2OHCO3-+OH-，故C正确；
D.碳酸钙属于强电解质，电离方程式是：CaCO3=Ca2++CO32-，故D错误。
故选C。
【点睛】强电解质完全电离，溶质微粒在溶液中以离子形式存在，书写电离方程式用“=”表示，弱电解质只有少部分电离，溶质微粒在溶液中多数以分子形式存在，少数以离子形式存在，书写电离方程式用“”，多元弱酸分步电离。
2.下列事实能说明亚硝酸是弱电解质的是
①25 ℃时亚硝酸钠溶液的pH大于7
②用HNO2溶液做导电试验，灯泡很暗
③HNO2溶液不与Na2SO4溶液反应
④0.1 mol·L－1 HNO2溶液的pH＝2.1
A. ①②③ B. ②③④ C. ①④ D. ①②④
【答案】C
【解析】
试题分析：弱电解质的证明，是基于与强电解质对比进行的。弱电解质与强电解质最大的区别就是弱电解质存在电离平衡，而强电解质不存在电离平衡。因此只要证明有电离平衡存在，就证明了弱电解质。①中溶液显碱性，说明亚硝酸钠水解，可以证明亚硝酸是弱酸；②只能说明亚硝酸的溶液导电性若，但不能说明是否存在电离平衡；③中只能说明亚硝酸的酸性弱于硫酸的，但不能说明是否存在电离平衡；④根据pH可知，亚硝酸没有完全电离，存在电离平衡，可以证明，答案选C。
考点：考查弱酸的判断
点评：该题是高考中的常见题型和考点，属于中等难度的试题。该题贴近高考，基础性强，主要是考查学生灵活运用基础知识解决实际问题的能力，有利于培养学生的逻辑推理能力和逆向思维能力。该题的关键是明确弱电解质的含义以及判断依据，然后结合题意具体问题、具体分析即可。
3.室温下，某无色透明溶液中水电离出的H＋和OH－的物质的量浓度乘积为1×10－26，一定能大量共存的离子组是(　 )
A. Cl—、HCO3—、Na＋、K＋ B. Fe3＋、NO3—、K＋、H＋
C. NO3—、Ba2＋、K＋、Cl— D. Al3＋、SO42—、NH4＋、Cl—
【答案】C
【解析】
【分析】
室温下某无色透明溶液中由水电离出的H+和OH-浓度的乘积为1×10-26，则c（H+）=1×10-13，溶液为酸或碱溶液，据此答题。
【详解】A.HCO3-既能与酸反应又能与碱反应，则离子一定不能共存，故A错误；
B.酸溶液中该组离子之间不反应，则能共存；碱溶液中OH-与Fe3＋结合生成氢氧化铁沉淀，则一定不能共存，故B错误；
C.该组离子之间不反应，能共存，故C正确；
D.酸溶液中该组离子之间不反应，则能共存；但碱溶液中氢氧离子分别与Al3＋、NH4＋反应，则不能共存，故D错误。
故选C。
【点睛】离子不能大量共存的一般情况是：(1)能发生复分解反应的离子之间；(2)能生成微溶物的离子之间；(3)能发生氧化还原反应的离子之间；(4)能发生络合反应的离子之间。
4.一定量的混合气体在密闭容器中发生反应 mA（g）+nB（g）pC（g）达到平衡后，温度不变，将气体体积缩小到原来的1/3，达到平衡时，C的浓度为原来的2.5倍，则下列说法正确的是
A. C的体积分数增加 B. A的转化率降低
C. 平衡向正反应方向移动 D. m+n＞p
【答案】B
【解析】
【分析】
平衡后将气体体积缩小到原来的1/3，压强增大，如果平衡不移动，则达到平衡时C的浓度为原来的3倍，但此时C的浓度为原来的2.5倍，说明增大压强平衡向逆反应方向移动，逆向是气体体积减小的反应，根据平衡移动原理分析，即可得到答案案。
【详解】平衡后将气体体积缩小到原来的1/3，压强增大，如果平衡不移动，则达到平衡时C的浓度为原来的3倍，但此时C的浓度为原来的2.5倍，说明增大压强平衡向逆反应方向移动，逆向是气体体积减小的方向。A.由上述分析可以知道,增大压强平衡向逆反应方向移动，C的体积分数减小，故A项错误；B.增大压强，平衡向逆反应方向移动，所以A的转化降低，故B项正确；C.增大压强平衡向逆反应方向移动，故C项错误；D.增大压强平衡向逆反应方向移动，增大压强平衡向体积减小的方向移动，则有m+n c(CN-)，则a一定大于b
D. 足量HCN溶液与Na2S溶液混合后，有H2S生成
【答案】A
【解析】
【详解】A.NaHS和Na2S混合溶液中，存在的离子种类为Na+，HS-，S2-，H+，OH-，根据电荷守恒可得：c(Na+)+ c(H+)= c(OH-)+ c(HS-)+2c(S2-)，故A正确；
B.弱酸的电离常数越大，酸性越强。则根据电离平衡常数可知酸性是H2S＞CH3COOH＞HCN，酸性越弱相应的酸根越容易水解，则等物质的量浓度的各溶液pH关系为：pH(Na2S)＞pH(NaCN)＞pH(CH3COONa)，故B错误；
C.amol/LHCN溶液与bmol/LNaOH溶液等体积混合，所得溶液中c(Na+)＞c(CN-)，则根据电荷守恒可知溶液中氢离子浓度小于氢氧根浓度，所以溶液显碱性。由于二者恰好反应时生成的盐水解也显碱性，或者HCN过量很少时也可能显碱性，因此a不一定小于或等于b，也可能大于b，故C错误；
D.据电离平衡常数可知酸性是H2S＞HCN，弱酸不可能制取强酸，所以HCN溶液与Na2S溶液混合后，不可能有H2S生成，故D错误。
故选A。
13.反应A2+B22AB，在温度或压强改变时，AB%的变化如图所示。a为500℃、b为300℃时的情况；c为300℃时，从t3时刻开始向容器中加压的情况。则下列叙述正确的是( )

A. A2、B2、AB均为气体，正反应放热
B. AB为气体，A2、B2中最少有一种为非气体，正反应放热
C. AB为气体，A2、B2中最少有一种为非气体，正反应吸热
D. AB为液体，A2、B2中最少有一种为非气体，正反应吸热
【答案】B
【解析】
【分析】
由图象可知，升高温度AB的含量减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应为放热反应，从时间t3开始向容器中加压，AB的含量减小，说明平衡向逆反应方向进行，说明反应物气体的化学计量数之和小于生成物化学计量数，则AB为气体，A2、B2中至少有一种为非气体，据此答题。
【详解】A.若A2、B2、AB均为气体，则增大压强时平衡不移动，AB的体积分数不变，故A错误；
B.升高温度AB的含量减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应为放热反应，则△H＜0，从时间t3开始向容器中加压，AB的含量减小，说明平衡向逆反应方向进行，说明反应物气体的化学计量数之和小于生成物化学计量数，则AB为气体，A2、B2中至少有一种为非气体，故B正确；
C.AB为气体，A2、B2中至少有一种为非气体，.升高温度AB的含量减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应为放热反应，则△H＜0，故C错误；
D.AB为气体，A2、B2中至少有一种为非气体，.升高温度AB的含量减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，则该反应的正反应为放热反应，则△H＜0，故D错误。
故选B。
【点睛】解答本题的关键是根据图像的变化曲线判断温度、压强对平衡移动的影响。
14.一定条件下合成乙烯：6H2(g)＋2CO2(g)CH2＝CH2(g)＋4H2O(g)；已知温度对CO2的平衡转化率和催化剂催化效率的影响如图，下列说法不正确的是（ ）

A. 生成乙烯的速率：v(N)一定大于v(M) B. 该反应的逆反应为吸热反应
C. 平衡常数：KM＞KN D. 当温度高于250 ℃，升高温度，催化剂的催化效率降低
【答案】A
【解析】
【详解】A.化学反应速率随温度的升高而加快，催化剂的催化效率降低，所以v（M）有可能小于v（N），故A正确；
B.升高温度二氧化碳的平衡转化率降低，则升温平衡逆向移动，则逆反应是吸热反应，故B错误；
C.升高温度二氧化碳的平衡转化率减低，则升温平衡逆向移动，所以M化学平衡常数大于N，故C错误；
D.根据图象，当温度高于250℃，升高温度二氧化碳的平衡转化率减低，则平衡逆向移动，但催化剂只影响反应速率，不影响平衡移动和转化率，故D错误。
故选A。
15.清华大学王晓琳教授首创三室膜电解法制备LiOH，其工作原理如图所示，下列有关说法正确的是

A. X电极连接电源负极
B. N为阳离子交换膜
C. Y电极反应式为 O2+2H2O+4e-=4OH-
D. 制备2.4g LiOH产生的H2在标准状况下为2.24 L
【答案】B
【解析】
A．根据以上分析，X极导出的是硫酸，则X极应为水电离出的氢氧根放电，则X极为阳极，应与电源正极相连，故A错误；B．由图可知LiOH从最右侧导出，则Li+需通过N进入最右侧，故N为阳离子交换膜，故B正确；C．Y极导出的LiOH，则Y极是水电离出的氢离子放电生成氢气，阴极电极反应式为2H2O+2e-=2OH-+H2↑，故C错误；D．制备2.4 g LiOH，n（OH-）=0.1mol，阴极电极反应式为2H2O+2e-=2OH-+H2↑，则n（H2）=0.05mol，为0.05mol×22.4L/mol=1.12L，故D错误；故选B。
点睛：明确各个电极上发生的反应、各个区域电解质溶液成分是解本题的关键，该电解池实质是电解水，根据图知，Y极导出的LiOH，则Y极是水电离出的氢离子放电生成氢气，阴极电极反应式为2H2O+2e-=2OH-+H2↑，氢氧根浓度增大，故Y为电解池的阴极；X极导出的是硫酸，则X极应为水电离出的氢氧根放电，则X极为阳极，阳极反应式为2H2O-4e-=4H++O2↑。
16.下列装置或操作能达到目的是

A. 装置①探究H2SO4浓度对反应速率的影响 B. 装置②可用于测定中和热
C. 装置③测定O2的生成速率 D. 装置④保护铁闸门不被腐蚀
【答案】D
【解析】
【详解】A．溶液总体积不同，硫酸浓度和硫代硫酸钠的浓度都不同，则装置①不能探究H2SO4浓度对反应速率的影响，故A错误；B．泡沫隔热，温度计测定反应温度，但缺少环形玻璃搅拌棒，装置②不能用于测定中和热，故B错误；C．可由刻度读出生成的气体的体积，但缺少秒表，无法记录需要的时间，不能测定O2的反应速率，故C错误；D．铁闸门与电源负极相连，为阴极，则能保护铁闸门不被腐蚀，故D正确；故选D。
17.下列关于电解质溶液中离子关系的说法正确的是(　　 )
A. 0.1 mol·L－1NaHCO3溶液中离子浓度关系：c(Na＋)＝2c(CO)＋c(HCO)＋c(H2CO3)
B. 把0.2 mol/L NH4Cl溶液与0.1 mol/L NaOH溶液等体积混合后离子浓度关系：c(Cl－)＞c(NH)＞c(H＋)＞c(OH－)
C. 常温，向醋酸钠溶液中滴加少量醋酸使其pH=7，则混合液中：c(Na＋)＝c(CH3COO－)
D. 在Na2CO3溶液中，c(H＋)＋c(HCO)＋c(H2CO3)= c(OH－)
【答案】C
【解析】
【详解】A.根据元素守恒n（Na）=n（C），C在溶液中以HCO3-、CO32-、H2CO3形式存在，则c（Na+）=c（HCO3-）+c（CO32-）+c（H2CO3），故A错误；
B.0.2mol/LNH4Cl溶液和0.1mol/LNaOH溶液等体积混合后，离子浓度为c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（Na+）＞c（OH-）＞c（H+），故B错误；
C.溶液呈中性，则c（H+）=c（OH-），溶液呈电中性，所以c（H+）+ c（Na+）=c（OH-）+c（CH3COO-），所以c(Na＋)=c(CH3COO－)，故C正确；
D.根据质子守恒，H2O电离出的H+总量和OH‾总量相等，所以c(OH－)=2c(H2CO3)+c(HCO3－)+c(H＋)，故D错误。
故选C。
【点睛】在比较溶液中离子浓度时，应该利用好3个守恒关系式，即电荷守恒、物料守恒和质子守恒。
18.常温下，用0.10mol·L-1NaOH溶液分别滴定20.00mL浓度均为0.10mol·L-1CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲线如下图。下列说法正确的是

A. 点①和点②所示溶液中：c(CH3COO-)＜c(CN-)
B. 点①和点②所示溶液中：c(CH3COO-)-c(CN-)=c(HCN)-c(CH3COOH)
C. 点④所示溶液液中：c(Na+)>c(OH-)>c(CH3COO-)>c(H+)
D. 点②和点③所示溶液中都有：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)
【答案】B
【解析】
点①溶液有电荷守恒：c(CN-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，所以点①溶液的c(CN-)=c(Na+)+c(H+)－c(OH-)；点②溶液有电荷守恒：c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，所以点②溶液的c(CH3COO-)=c(Na+)+c(H+)－c(OH-)；因为两点所处的溶液中加入的氢氧化钠溶液体积相等，所以c(Na+)一定相等，而点①溶液的pH高于点②溶液，即点①溶液的c(H+)小于点②溶液而且点①溶液的c(OH-)大于点②溶液，所以得到点①溶液的c(Na+)+c(H+)－c(OH-)一定小于点②溶液的c(Na+)+c(H+)－c(OH-)，即点①溶液的c(CN-)小于点②溶液的c(CH3COO-)，选项A错误。开始时为20.00mL浓度均为0.10 mol·L-1 的CH3COOH溶液和HCN溶液，所以两溶液中CH3COOH和HCN的物质的量相等，由物料守恒得到：n(CH3COO-)+ n(CH3COOH) =n(HCN)+n(CN-)，加入氢氧化钠不会影响上述的物料守恒，所以等式依然成立，点①和点②所示溶液的体积相等，所以在等式：n(CH3COO-)+ n(CH3COOH) =n(HCN)+n(CN-)的两侧都除以相同的溶液体积得到：c(CH3COO-)+ c(CH3COOH) =c(HCN)+c(CN-)，即c(CH3COO-)-c(CN-)=c(HCN)-c(CH3COOH)，选项B正确。点④所示溶液加入了20mL的氢氧化钠溶液，此时酸碱恰好中和，形成CH3COONa溶液，该溶液的离子溶度顺序为c(Na+)＞c(CH3COO-)＞c(OH-)＞c(H+)，选项C错误。根据电荷守恒，点②和点③所示溶液中都有: c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，如果题目所说两点所示溶液都有: c(CH3COO-)+c(OH-)=c(CH3COOH)+c(H+)成立，则两点溶液都应该有c(Na+)=c(CH3COOH)，实际两点溶液均不存在以上结果。点②所示溶液加入了10mL氢氧化钠溶液，中和一半的醋酸，应该得到CH3COOH和CH3COONa浓度相等的混合溶液，此时溶液显酸性，可以认为CH3COOH的电离大于CH3COO-的水解，所以有c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(CH3COOH)，即c(Na+)≠c(CH3COOH)；点②所示溶液中已经是c(Na+)＞c(CH3COOH)，随着氢氧化钠的加入c(Na+)增大，c(CH3COOH)减小，点③所示溶液中两者更不可能相等，选项D错误。
第Ⅱ卷(非选择题　共46分)
二、非选择题（19-22题，共四大题）
19.（1）物质的量浓度相同的 ① 氨水 ② 氯化铵 ③ 碳酸氢铵 ④ 硫酸氢铵 ⑤ 硫酸铵五种溶液中c(NH4+)大小的顺序是____________________________________。（用序号回答）
（2）常温下，pH＝13的Ba(OH)2溶液a L与pH＝3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。若所得混合溶液呈中性，则a∶b＝________。
（3）0.1mol/L的NaHSO3溶液中，c（Na+）+c（H+）==_______________，c（HSO3-）+c（SO32-）+c（H2SO3）==_______________（填具体数值大小）。
（4）甲醇（CH3OH）可以用作燃料电池，该电池是采用铂或碳化钨作为电极催化剂，在稀硫酸电解液中直接加入纯化后的甲醇，同时向一个电极通入空气。负极发生的电极反应式是______________。
【答案】 (1). ⑤ > ④ > ② > ③ > ① (2). 1:100 (3). c(HSO3-)+ 2c(SO32-)+ c(OH-) (4). 0.1mol/L (5). 2CH3OH -12e-+2H2O=2CO2+12H+
【解析】
【详解】（1）一水合氨是弱电解质，在水溶液里部分电离，所以相同浓度的这几种溶液中铵根离子浓度最小，硫酸铵中铵根离子个数是2，所以硫酸铵中铵根离子浓度最大，碳酸氢根离子促进铵根离子水解、氢离子抑制铵根离子水解，所以氯化铵、碳酸氢铵、硫酸氢铵中铵根离子浓度大小顺序是④＞②＞③，则相同浓度的这几种溶液中c（NH4+）的由大到小顺序是⑤＞④＞②＞③＞①，故答案为：⑤＞④＞②＞③＞①。
（2）pH=13的Ba(OH)2溶液，c(OH-)=0.1mol/L，pH=3的H2SO4溶液，c(H+)=0.001mol/L，所得混合溶液呈中性，所以n(OH-)=n(H+)，则c(OH-)V(OH-)=c(H+)V(H+)，即0.1a=0.001b，解得a:b=1:100，故答案为：1:100。
（3）根据电荷守恒可知c（Na+）+c（H+）=2c(SO32-)+c(HSO3-)+c(OH-)；根据物料守恒可知c（HSO3-）+c（SO32-）+c（H2SO3）=c(Na+)=0.1mol/L，故答案为：c(HSO3-)+2c(SO32-)+c(OH-)，0.1mol/L。
（4）甲醇燃料电池实质就是利用CH3OH燃料在氧气中反应来提供电能，CH3OH作负极，发生氧化反应，电极反应为2CH3OH+2H2O-12e-=2CO2↑+12H+，故答案为：2CH3OH-12e-+2H2O=2CO2+12H+。
20. 滴定实验是化学学科中重要的定量实验。
请回答下列问题：
（1）酸碱中和滴定——用标准盐酸滴定未知浓度的NaOH溶液，下列操作造成测定结果偏高的是 (填选项字母)
A．滴定终点读数时，俯视滴定管刻度，其他操作正确。
B．盛装未知液的锥形瓶用蒸馏水洗过，未用未知液润洗
C．酸式滴定管用蒸馏水洗净后，未用标准盐酸润洗
D．滴定前，滴定管尖嘴有气泡，滴定后气泡消失
（2）氧化还原滴定——取草酸溶液置于锥形瓶中，加入适量稀硫酸，用浓度为0.1mol·L－1的高锰酸钾溶液滴定，发生的反应为：2KMnO4+5H2C2O4+3H2SO4=K2SO4+10CO2↑+2MnSO4+8H2O。表格中记录了实验数据：
滴定次数
待测液体积
(mL)
标准KMnO4溶液体积(mL)
滴定前读数
滴定后读数
第一次
25.00
0.50
20.40
第二次
25.00
3.00
23.00
第三次
25.00
4.00
24.10
①滴定时，KMnO4溶液应装在 (填“酸”或“碱”)式滴定管中，滴定终点时滴定现象是
②该草酸溶液的物质的量浓度为_____________。
（3）沉淀滴定――滴定剂和被滴定物的生成物比滴定剂与指示剂的生成物更难溶。
参考下表中的数据，若用AgNO3滴定NaSCN溶液，可选用的指示剂是 (填选项字母)。
难溶物
AgCl
AgBr
AgCN
Ag2CrO4
AgSCN
颜色
白
浅黄
白
砖红
白
Ksp
1.77×10－10
5.35×10－13
1.21×10－16
1.12×10－12
1.0×10－12
A．NaCl B．NaBr C．NaCN D．Na2CrO4
【答案】21．（10分，每空2分）
（1）CD （见错不得分）
（2）①酸；锥形瓶中溶液由无色变为紫红色，且半分钟内不褪色；②0.2 mol·L－1
（3）D
【解析】
试题分析：（1）A．滴定终点读数时俯视读，造成V（标准）偏小，根据c（待测）=
分析，可知c（标准）偏小，故A错误；B．锥形瓶水洗后不能用未知液洗涤，对结果无影响，错误；C．酸式滴定管使用前，水洗后未用标准盐酸润洗，标准盐酸物质的量浓度偏小，造成V（标准）偏大，根据c（待测）=分析，可知c（待测）偏大，故C正确；D．碱式滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失，造成V（标准）偏大，根据c（待测）=分析，可知c（标准）偏大，故D正确。（2）①因为KMnO4具有强氧化性，会腐蚀橡胶管，故应用酸式滴定管盛装；因KMnO4溶液自身的颜色作为指示剂判断滴定终点时，再滴加KMnO4溶液时，溶液将由无色变为紫色；②设草酸的浓度为c，
2KMnO4+ 5H2C2O4
2 5
20×10-3L×0.1mol·L－1 25×10-3L×c
解得c="0.2" mol·L－1
（3）若用AgNO3去滴定NaSCN溶液，可选用的滴定指示剂的物质的溶解度应比AgSCN大，且现象明显，应为Na2CrO4。
考点：滴定实验、误差分析 、难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质、化学方程式的有关计算
21.氨是化学实验室及化工生产中的重要物质，应用广泛。 N2(g) ＋ 3H2(g) 2NH3(g) ΔH = -92.2 kJ/mol
（1）在恒温恒容密闭容器中进行合成氨反应，起始投料时各物质浓度如下表：

N2
H2
NH3
投料Ⅰ
1.0 mol/L
3.0 mol /L
0
投料Ⅱ
0.5 mol/L
1.5 mol/L
1.0 mol/L
① 按投料Ⅰ进行反应，测得达到化学平衡状态时H2的转化率为40%，则该温度下合成氨反应的平衡常数表达式为_____________。
② 按投料Ⅱ进行反应，起始时反应进行的方向为________（填“正向”或“逆向”）。
③ 若升高温度，则合成氨反应的化学平衡常数________（填“变大”、“变小”或“不变”）。
（2） L（L1、L2）、X可分别代表压强或温度。下图表示L一定时，合成氨反应中H2(g)的平衡转化率随X的变化关系。

ⅰ X代表的物理量是______。
ⅱ 判断L1、L2的大小关系，并简述理由：______。
（3）电化学气敏传感器可用于监测环境中NH3的含量，其工作原理示意图如下：

① 电极b上发生的是______反应（填“氧化”或“还原”）
② 写出电极a的电极反应式：_________。
【答案】 (1). K= kh (2). 逆向 (3). 减小 (4). 温度 (5). L2﹥L1，其他条件相同时，增大压强有利于平衡向气体体积缩小的方向移动，从而提高H2(g)的平衡转化率 。 (6). 还原 (7). 2NH3－6e－＋6OH－ = N2＋6H2O
【解析】
【分析】
（1）根据平衡常数表达式
【详解】（1）① N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)
起始浓度（mol/L） 1 3 0
转化浓度（mol/L） 0.4 1.2 0.8
平衡浓度（mol/L） 0.6 1.8 0.8
因为合成氨反应的平衡常数=生成物浓度的幂次方之积比上反应物浓度的幂次方之积，所以N2（g）+3H2（g）2NH3（g）的平衡常数表达式为K=c2（NH3）/c（N2）c3（H2）=0.82/（1.82×0.6），故答案为：K=0.82/（1.82×0.6）。
②按投料Ⅱ将氨气完全转化到右边，则与投料Ⅰ完全相同，为完全等效平衡，所以按投料Ⅱ进行反应，起始时反应进行的方向为逆向，故答案为：逆向。
③由题可知，合成氨为放热反应，所以升高温度平衡向逆反应方向移动，所以反应的化学平衡常数变小，故答案为：减小。
（2）i.由图可知，X越大，氢气转化率越低，升高温度平衡向逆反应方向移动，则氢气转化率减小，则X表示温度，故答案为：温度。
ii.由N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H＜0，温度高，氢气转化率小，压强大，平衡正向移动，氢气转化率大，图中等温度时L2对应的氢气转化率大，则压强L1＜L2，故答案为：L1＜L2；其他条件相同时，增大压强有利于平衡向气体体积缩小的方向移动，从而提高H2(g)的平衡转化率。
（3）①Pt电子通入氨气生成氮气，说明氨气被氧化，为原电池负极，则b为正极，氧气得电子被还原发生还原反应，故答案为：还原。
②因为a极为负极，负极是氨气发生氧化反应变成氮气，且OH﹣向a极移动参与反应，故电极反应式为2NH3﹣6e﹣+6OH﹣=N2+6H2O，故答案为：2NH3﹣6e﹣+6OH﹣=N2+6H2O。
22. 氮和硫的化合物在工农业生产、生活中具有重要应用。请回答下列问题：
(1)航天领域中常用N2H4作为火箭发射的助燃剂。N2H4与氨气相似，是一种碱性气体，易溶于水，生成弱碱N2H4·H2O。用电离方程式表示N2H4·H2O显碱性的原因 。
（2）在恒温条件下，1 mol NO2和足量C发生反应:2NO2(g)+2C(s)N2(g)+2CO2(g)，测得平衡时NO2和CO2的物质的量浓度与平衡总压的关系如图所示：

①A、B两点的浓度平衡常数关系：Kc(A) Kc(B)（填“＜”或“＞”或“=”）。
②A、B、C三点中NO2的转化率最高的是 （填“A”或“B”或“C”）点。
③计算C点时该反应的压强平衡常数Kp= （列出表达式并计算结果。Kp是用平衡分压代替平衡浓度计算，分压＝总压×物质的量分数）。
（3）亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4（298K）。它的性质和硝酸很类似。
①已知298K 时，H2CO₃的Ka1=4.2×10-7；Ka2=5.61×10-11。向含有2mol碳酸钠的溶液中加入1mol的HNO2后，则溶液中CO32-、HCO3-和NO2-的离子浓度由大到小是 。
②将10mL0.1mol/L的亚硝酸溶液加入到10mL0.1mol/L氨水（已知在25℃时，一水合氨的Ki= 1.8×10-5）中,最后所得溶液为________（填“酸性”、“碱性”或者“中性”）。
（4）一种煤炭脱硫技术可以把硫元素以CaSO4的形成固定下来，但产生的CO又会与CaSO4发生化学反应，相关的热化学方程式如下：
①CaSO4（s）+CO（g）CaO（s）+SO2（g）+CO2（g）△H = +210.5kJ•mol-1
②CaSO4（s）+ 4CO（g）CaS（s）+ 4CO2（g） △H= -189.2kJ•mol-1
反应CaO(s)+3CO(g)+SO2(g)CaS(s)+3CO2(g) △H= kJ•mol-1；
(5)H2S气体溶于水形成的氢硫酸是一种二元弱酸，25℃时，在0.10 mol·L-1H2S溶液中，通人HCl气体或加入NaOH固体以调节溶液pH，溶液pH与c(S2-)关系如图所示(忽略溶液体积的变化、H2S的挥发)。

①pH=13时，溶液中的c(H2S)+c(HS-)=__________mol·L-1；
②某溶液含0.010 mol·L-1Fe2+和0.10 mol·L-1H2S，当溶液pH=______时，Fe2+开始沉淀。【已知：KSP(FeS)=1.4×10-19】
【答案】（1）N2H4·H2ON2H5++OH-（或N2H4+H2ON2H5++OH-）（2）①=②A
③2 MPa（3）[HCO3-]＞[NO2-]＞[CO32-] （2）酸性（4）-399.7 （5）①0.043 ②2
【解析】
试题分析：（1）该化合物的性质与氨气类似，说明能电离出氢氧根离子而显碱性，因此溶液显碱性的离子方程式为N2H4·H2ON2H5++OH-。
（2）①A、B两点的温度相同，则平衡常数关系是Kc(A＝Kc(B)。
②正反应是体积增大的可逆反应，压强越大，越不利于NO2的转化，所以A、B、C三点中NO2的转化率最高的是A点。
③ 2NO2(g)+2C(s)N2(g)+2CO2(g)
起始量（mol） 1 0 0
转化量（mol） 2x x 2x
平衡量（mol） 1-2x x 2x
C点CO2和NO2的浓度相等，则1－2x＝2x，解得x＝0.25，则此时混合气体的总物质的量是1＋x＝1.25，所以C点时该反应的压强平衡常数Kp＝2MPa。
（3）①由亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4，H2CO₃的Ka1=4.2×10-7、Ka2=5.61×10-11可判断亚硝酸的酸性强于碳酸，因此向含有2mol碳酸钠的溶液中加入1mol的HNO2后生成1mol碳酸氢钠、1mol亚硝酸钠，另外还剩余1mol碳酸钠，水解程度大小顺序为CO32-＞NO2-，水解生成HCO3-，所以溶液中CO32-、HCO3-和NO2-离子的浓度大小关系为[HCO3-]＞[NO2-]＞[CO32-]；
②已知在25℃时，一水合氨的Ki=1.8×10-5，亚硝酸的电离平衡常数Ka=5.1×10-4，所以亚硝酸的电离程度大于一水合氨的电离程度，则铵根离子的水解程度大于亚硝酸根离子的程度，根据越弱越水解，铵根离子的水解程度大，所以最后所得溶液为酸性；
（4）已知①CaSO4（s）+CO（g）CaO（s）+SO2（g）+CO2（g）△H = +210.5kJ•mol-1
②CaSO4（s）+ 4CO（g）CaS（s）+ 4CO2（g） △H= -189.2kJ•mol-1
则根据盖斯定律可知②－①即得到反应CaO(s)+3CO(g)+SO2(g)CaS(s)+3CO2(g)的反应热△H＝-399.7kJ•mol-1；
（5）①根据溶液pH与c（S2-）关系图pH=13时，c（S2-）＝5.7×10-2mol/L，在0.10mol•L-1H2S溶液中根据硫守恒c（H2S）+c（HS-）+c（S2-）＝0.10mol•L-1，所以c（H2S）+c（HS-）＝0.1-5.7×10-2＝0.043mol/L；
②当Qc=Ksp（FeS）时开始沉淀，所以c（S2-）＝Ksp(FeS)÷c(Fe2+)＝1.4×10−19mol/L，结合图象得出此时的pH=2，所以pH=2时亚铁离子开始沉淀。
【考点定位】本题主要是考查了氧化还原反应、弱电解质的电离、弱电解质的水解以及反应热计算等
【名师点晴】该题考查的知识点较多，侧重考查学生对知识的迁移应用，注意信息的理解和综合应用。难点是电离平衡常数以及盐类水解的应用。解答时要明确电离平衡常数与化学平衡常数一样，平衡常数越大弱电解质的电离程度越大，从而可以判断相应酸碱的相对强弱，进而可以判断相应的盐的水解程度大小。（5）中的计算要注意灵活应用电荷守恒，同时要注意结合图像进行分析与计算。