题目内容
3．同温同压下，甲容器内充满了H2气体，乙容器内充满了NH3气体，如果两者氢原子个数相等，则这两个容器的体积比为（ ）| A． | 3：2 | B． | 2：3 | C． | 1：1 | D． | 3：1 |
分析 在相同条件下，气体的Vm相等，根据n=$\frac{V}{Vm}$=$\frac{N}{{N}_{A}}$计算．
解答 解：在相同条件下，气体的Vm相等，根据分子中含有的H原子个数可知分子数之比为3：2，
由n=$\frac{V}{Vm}$=$\frac{N}{{N}_{A}}$可知，同温同压下，气体的分子数之比等于体积之比，则体积比为3：2，
故选：A．
点评 本题考查阿伏加德罗定律及其推论，题目难度不大，注意分子的构成特点以及物质的量的相关计算公式的运用．
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2．120℃时，将4.0L CH4、C2H4和CH3CH2OH混合气体与10.0L O2混合，引燃，三种有机物恰好完全燃烧，产物恢复原来温度并通过足量碱石灰，没有气体剩余．则原混合气体中CH4、C2H4和CH3CH2OH的体积比可能是（ ）
| A． | 1：1：1 | B． | 4：1：3 | C． | 2：5：2 | D． | 2：1：2 |
11．
利用如图装置测定中和热的实验步骤如下：
①量取50mL 0.25mol/L H2SO4溶液倒入小烧杯中，测量温度；
②量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，测量温度；
③将NaOH溶液倒入小烧杯中，混合均匀后测量混合液温度．请回答：
（1）如图所示，仪器A的名称是环形玻璃搅拌棒；
（2）设溶液的密度均为1g•cm-3，中和后溶液的比热容c=4.18J•（g•℃）-1，请根据实验数据写出该中和热的热化学方程式H2SO4（aq）+2NaOH（aq）=Na2SO4（aq）+2H2O△H=-113.7kJ/mol
（3）上述实验数值结果与57.3kJ/mol有偏差，产生偏差的原因可能是（填字母）ac
a．实验装置保温、隔热效果差
b．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
c．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度．
利用如图装置测定中和热的实验步骤如下：①量取50mL 0.25mol/L H2SO4溶液倒入小烧杯中，测量温度；
②量取50mL 0.55mol/L NaOH溶液，测量温度；
③将NaOH溶液倒入小烧杯中，混合均匀后测量混合液温度．请回答：
（1）如图所示，仪器A的名称是环形玻璃搅拌棒；
（2）设溶液的密度均为1g•cm-3，中和后溶液的比热容c=4.18J•（g•℃）-1，请根据实验数据写出该中和热的热化学方程式H2SO4（aq）+2NaOH（aq）=Na2SO4（aq）+2H2O△H=-113.7kJ/mol
| 温度 实验次数 | 起始温度t1/℃ | 终止温度 t2/℃ | ||
| H2SO4 | NaOH | 平均值 | ||
| 1 | 25.0 | 25.2 | 28.5 | |
| 2 | 24.9 | 25.1 | 28.4 | |
| 3 | 25.5 | 26.5 | 31.8 | |
a．实验装置保温、隔热效果差
b．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
c．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度．
18．下列微粒中，属于阳离子的是（ ）
| A． | 11个质子，12个中子，10个电子 | B． | 18个质子，22个中子，18个电子 | ||
| C． | 16个质子，16个中子，18个电子 | D． | 17个质子，18个中子，17个电子 |
8．下列叙述中正确的是（ ）
| A． | 常温常压下，18 g H2O含有的原子数为NA | |
| B． | 1.8 g的NH4+离子中含有的电子数为0.1 NA | |
| C． | 常温常压下，11.2 L氧气所含的原子数为NA | |
| D． | 2.4 g金属镁变为镁离子时失去的电子数为0.2NA |
15．有关下如图所示原电池的叙述不正确的是（ ）
| A． | 电子沿导线由Cu片流向Ag片 | |
| B． | 正极的电极反应是Ag++e-=Ag | |
| C． | Cu片上发生氧化反应，Ag片上发生还原反应 | |
| D． | 反应时盐桥中的阳离子移向Cu（NO3）2溶液 |
12．
测定中和反应反应热的实验装置如图所示，实验结果产生偏差的原因不可能是（ ）
测定中和反应反应热的实验装置如图所示，实验结果产生偏差的原因不可能是（ ）| A． | 实验中使用的搅拌棒材料为铁 | |
| B． | 读取温度计读数时，读取的是混合溶液的最高温度 | |
| C． | 分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中 | |
| D． | 用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度 |
13．、对于弱酸，在一定温度下达到电离平衡时，各微粒的浓度存在一种定量的关系．若25℃时有HA?H++A-，则K=$\frac{c（{H}^{+}）•c（{A}^{-}）}{c（HA）}$．式中：K为电离平衡常数，只与温度有关，c为各微粒的平衡浓度．下表是几种常见弱酸的电离平衡常数（25℃）．
回答下列问题：
（1）当升高温度时，K值变大（填“变大”“变小”或“不变”）．
（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？K值越大电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强．
（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看做是酸，其中酸性最强的是H3PO4，最弱的是HPO42-．
（4）同一多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是K1：K2：K3≈1：10-5：10-10，产生此规律的原因是上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用．
（5）Na2CO3溶液呈碱性（填“酸性”“碱性”或“中性”），其原因（用离子方程式表示）是CO32-+H2O?HCO3-+OH-．
（6）已知NaH2PO4溶液呈酸性，则该溶液中c（H3PO4）小于c（HPO42-）（填“大于”或“小于”）．
| 酸 | 电离方程式 | 电离平衡常数K |
| CH3COOH | CH3COOH?CH3COOH-+H+ | 1.76×10-5 |
| H2CO3 | H2CO3?H++HCO3-HCO3-?H++HCO32- | K1=4.31×10-7 K2=5.61×10-11 |
| H2S | H2S?H++HS-HS-?H++S2- | K1=9.1×10-8 K2=1.1×10-12 |
| H3PO4 | H3PO4?H++H2PO4-H2PO4-H++HPO42- HPO42-?H++PO43- | K1=7.52×10-3K2=6.23×10-8 K3=2.20×10-13 |
（1）当升高温度时，K值变大（填“变大”“变小”或“不变”）．
（2）在温度相同时，各弱酸的K值不同，那么K值的大小与酸性的相对强弱有何关系？K值越大电离出的氢离子浓度越大，所以酸性越强．
（3）若把CH3COOH、H2CO3、HCO3-、H2S、HS-、H3PO4、H2PO4-、HPO42-都看做是酸，其中酸性最强的是H3PO4，最弱的是HPO42-．
（4）同一多元弱酸的K1、K2、K3之间存在着数量上的规律，此规律是K1：K2：K3≈1：10-5：10-10，产生此规律的原因是上一级电离产生的H+对下一级电离有抑制作用．
（5）Na2CO3溶液呈碱性（填“酸性”“碱性”或“中性”），其原因（用离子方程式表示）是CO32-+H2O?HCO3-+OH-．
（6）已知NaH2PO4溶液呈酸性，则该溶液中c（H3PO4）小于c（HPO42-）（填“大于”或“小于”）．