7．(1)三种弱酸HA.H2B.HC.电离平衡常数的数值为:①1.8×10-5.②5.6×10-11.③4.9×10-10.④4.3×10-7.已知三种酸和它们的盐之间能发生以下反应:①HA+HB-=——青夏教育精英家教网—

7．（1）三种弱酸HA、H₂B、HC，电离平衡常数的数值为：①1.8×10^-5、②5.6×10^-11、③4.9×10^-10、④4.3×10^-7（数据顺序已打乱），已知三种酸和它们的盐之间能发生以下反应：
①HA+HB^-（少量）=A^-+H₂B，②H₂B（少量）+C^-=HB^-+HC，③HA（少量）+C^-=A^-+HC．．则三种酸对应的电离平衡常数分别为（请填空）

	HA	H₂B		HC
K_a	K${\;}_{{a}_{1}}$	K${\;}_{{a}_{2}}$	K${\;}_{{a}_{3}}$	K${\;}_{{a}_{4}}$
数值

（2）常温下0.1mol/LCH₃COOH溶液加水稀释过程，下列表达式数据一定变小的是A．
A．c（H⁺） B．c（H⁺）•c（OH^-） C.$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$ D.$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（{H}^{+}）}$
（3）体积为10mLpH=2醋酸溶液与一元酸HX分别加水稀释至1000mL，稀释过程pH变化分别为HX3.6、CH₃COOH3.2，则HX电离平衡常数大于（填大于、等于或小于）醋酸平衡常数；理由是因为稀释相同倍数，HX的pH变化比CH₃COOH大，即HX更易电离，所以HX电离平衡常数也大．

6．在0.1mol•L^-1HAc溶液中，加入适量NaAc晶体，并使NaAc的浓度为0.1mol•L^-1．这时，溶液中的[H⁺]及HAc的电离度是多少？（Ka=1.76×10^-3）

5．为测定空气中CO₂含量，做下述实验：

配0.1mol/L的标准盐酸和0.01mol•L^-1的标准盐酸

→

用0.1mol•L^-1的标准盐酸滴定未知Ba（OH）₂溶液10mL用去盐酸19.60mL

→

用Ba（OH）₂溶液吸收10L空气中的CO₂（标准状况）

→

过
滤

→

取滤液20mL，用0.01mol•L^-1的盐酸滴定用去盐酸34.8mL

（1）为配置标准溶液，请选取必需的一组仪器B；
①托盘天平　　②容量瓶　　③滴定管　　④量筒　　⑤烧杯　　⑥胶头滴管　⑦玻璃棒
A、①②⑤⑥B、②④⑤⑥⑦C、①②⑥⑦D、②④⑤⑥
（2）滴定操作时，左手控制酸式滴定管活塞，眼睛注视液滴下滴速度和锥形瓶中溶液颜色的变化；
（3）取上述Ba（OH）₂溶液10mL放入100mL容量瓶中，加水稀释至刻度，把稀释后的溶液放入密闭容器，并引入10L空气，振荡，过滤．需过滤的原因是除去BaCO₃沉淀，使滤液只含Ba（OH）₂，以保证实验成功；
（4）①本实验中，用0.1mol•L^-1的标准盐酸滴定未知Ba（OH）₂溶液时，由于操作不当，滴定结束后滴定管尖嘴处有一气泡，则实际用去盐酸大于19.60mL（填大于、小于、等于）
②若滴定Ba（OH）₂溶液时使用的酸式滴定管未经处理，即换0.01mol•L^-1盐酸溶液进行第二次滴定，导致算出空气中CO₂值（填偏高、偏低或无影响）偏低．
（5）由实验数据算出空气中CO₂的体积分数为0.025%．

4．在三个体积为1L、温度保持不变的容器中，分别发生反应3A（g）+B（g）?3C（g），5min后各容器反应达平衡状态，其中甲容器中A的物质的量为2.4mol，下列说法正确的是（　　）

	反应前各物质的物质的量/mol
	A	B	C
甲	6	2	0
乙	0	0	6
丙	6	2	6

	A．	带大平衡时，丙中A的溶度是甲中的2倍
	B．	若反应开始时向容器中加入A为2mol，B为0.5mol，C为3mol，则反应v（正）＞v（逆）
	C．	到达平衡时，甲中A的转化率等于乙中C的转化率
	D．	若保持恒温恒压，达到平衡后再向乙容器中再充入2molC，C的百分含量不变

3．下列混合物无论总质量或总物质的量一定，完全燃烧生成二氧化碳、水的量都一定的是（　　）

2．短周期主族元素X，Y，Z，W的原子序数依次增大，X原子核外最外层电子数是其电子层数的2倍，X，Y的核电荷数之比为3：4，W^-的最外层为8电子结构，金属单质Z在空气中燃烧生成的化合物可与水发生氧化还原反应，下列说法正确的是（　　）

	A．	X与Y能形成多种化合物，一般条件下都能与Z的最高价氧化物的水化物发生反应
	B．	原子半径大小：X＜Y，Z＞W
	C．	化合物Z₂Y和ZWY₃都只存在离子键
	D．	Y，W的某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂

1．某元素的最高价含氧酸的化学式为H_nXO_2n，则X元素的气态氢化物的化学式为（　　）

H_nX

20．氢能是发展中的新能源，它的利用包括氢的制备、储存和应用三个环节．回答下列问题：

（1）与汽油相比，氢气作为燃料的优点是污染小、可再生、来源广、资源丰富、燃烧热值高（至少答出两点）．
但是氢气直接燃烧的能量转换率远低于燃料电池，写出碱性氢氧燃料电池的负极反应式：H₂+2OH^--2e^-=2H₂O．
（2）氢气可用于制备H₂O₂．已知：
H₂（g）+A（l）═B（l）△H₁
O₂（g）+B（l）═A（l）+H₂O₂（l）△H₂
其中A、B为有机物，两反应均为自发反应，则H₂（g）+O₂（g）═H₂O₂（l）的△H=＜0（填“＞”或“=”）
（3）在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MH_x（s）+yH₂（g）?MH_x+2y（s）△H＜0达到化学平衡．下列有关叙述正确的是ac
a．容器内气体压强保持不变
b．吸收ymol H₂只需1mol MH_x
c．若降温，该反应的平衡常数增大
d．若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）＞v（吸氢）
（4）利用太阳能直接分解水制氢，是最具吸引力的制氢途径，其能量转化形式为将光能转化为化学能．
（5）化工生产的副产氢也是氢气的来源，电解法制取有广泛用途的Na₂FeO₄．同时获得氢气：Fe+2H₂O+2OH^-→FeO₄^2-+3H₂↑，装置如图所示，装置通电后，铁电极附近生成紫红色FeO₄^2-，镍电极有气泡产生．若氢氧化钠溶液浓度过高，铁电极区会产生红褐色物质．已知：Na₂FeO₄只在强碱性条件下稳定，易被H₂还原．
①电解一段时间后，c（OH^-）降低的区域在阳极室（填“阴极室”或“阳极室”）．
②电解过程中，须将阴极产生的气体及时排出，其原因为防止Na₂FeO₄与H₂反应使产率降低．
③c（Na₂FeO₄）随初始c（NaOH）的变化如图2，任选M、N两点中的一点，分析c（Na₂FeO₄）低于最高值的原因M点：c（OH^-）低，Na₂FeO₄稳定性差，且反应慢（或N点：c（OH^-）过高，铁电极上有氢氧化铁生成，使Na₂FeO₄产率降低）．

19．如表为元素周期表的一部分．

碳	氮	Y
X		硫	Z

回答下列问题：
（1）Z元素在周期表中的位置为第三周期VⅡA族．
（2）表中元素原子半径最大的是（写元素符号）Si．
（3）下列事实能说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强的是ac．
a．Y单质与H₂S溶液反应，溶液变浑浊
b．在氧化还原反应中，1molY单质比1molS得电子多
c．Y和S两元素的简单氢化物受热分解，前者的分解温度高
（4）X与Z两元素的单质反应生成1mol X的最高价化合物，恢复至室温，放热687kJ．已知该化合物的熔、沸点分别为-69℃和58℃．写出该反应的热化学方程式：Si（s）+2Cl₂（g）=SiCl₄（l）△H=-687kJ/mol．
（5）碳与镁生成的1mol化合物Q与水反应生成2mol Mg（OH）₂和1mol烃，该烃分子中碳氢质量比为9：1，烃的电子式为

．Q与水反应的化学方程式为Mg₂C₃+4H₂O=2Mg（OH）₂+C₃H₄↑．
（6）铜与一定浓度的硝酸和硫酸的混合酸反应，生成的盐只有硫酸铜，同时生成的两种气体均由上表中两种元素组成，气体的相对分子质量都小于50，为防止污染，将产生的气体完全转化为最高价含氧酸盐，消耗1L 2.2mol•L^-1 NaOH溶液和1mol O₂，则两种气体的分子式及物质的量分别为NO 0.9mol，NO₂ 1.3mol，生成硫酸铜物质的量为2mol．

18．将两个铂电极用导线连接，放置在NaOH溶液中，然后向两极分别通入甲烷和氧气，下列叙述正确的是（　　）

	A．	正极反应式为O₂+4e^-═2O^2-
	B．	放电时溶液中的阳离子向正极方向移动
	C．	该电池反应为CH₄+2O₂═CO₂+2H₂O
	D．	通入CH₄一极的电极反应式为CH₄+2O₂+8e^-═CO₂+2H₂O

0 156272 156280 156286 156290 156296 156298 156302 156308 156310 156316 156322 156326 156328 156332 156338 156340 156346 156350 156352 156356 156358 156362 156364 156366 156367 156368 156370 156371 156372 156374 156376 156380 156382 156386 156388 156392 156398 156400 156406 156410 156412 156416 156422 156428 156430 156436 156440 156442 156448 156452 156458 156466 203614

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