在-50℃时.液氨存在如下电离:2NH3?NH4++NH-2.k=2×10-12.液氨的电离达到平衡时.各微粒的浓度大小关系为c(NH3)＞c(NH4+)=c(NH2-)c(NH3)＞c(NH4+)=c(NH2-).加入NH4Cl固体.K==2×10-12=1.8×10--10.在10mL 0.10mol/L AgNO3溶液中加入10mL0.20mol/LNaCl溶液.充分反应后溶� 题目和参考答案——青夏教育精英家教网—

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（2011?顺德区模拟）（1）在-50℃时，液氨存在如下电离：2NH₃?NH₄⁺+NH^-₂，k=2×10^-12，液氨的电离达到平衡时，各微粒的浓度大小关系为

c（NH₃）＞c（NH₄⁺）=c（NH₂^-）

，加入NH₄Cl固体，K

2×10^-12（填“＜”、“＞”或“=”）
（2）已知25℃时Ksp（AgCl）=1.8×10^--10，在10mL 0.10mol/L AgNO₃溶液中加入10mL0.20mol/LNaCl溶液，充分反应后溶液中的c（Ag⁺）=

3.6×10^-9mol/L

．
（3）配平硫酸亚铁加强热制备铁红和生成硫的两种常见氧化物的化学方程式：

FeSO₄

高温

Fe₂O₃+

SO₂↑

SO₃↑

（4）已知氯气能溶于水，溶液呈酸性．如图所示的两个实验装置中，溶液的体积均为200mL，开始时电解质溶液的浓度均为0.1mol/L，工作一段时间后，测得导线中均通过0.02mol电子，若不考虑盐的水解和溶液体积的变化，则下列叙述中正确的是

A．产生气体的体积：①＞②
B．溶液的pH变化：①减小，②增大
C．电极上析出物质的质量：①＞②
D．电极反应式：①中阳极 2Cl^--2e^-?Cl₂↑ ②中负极 2H⁺+2e^-?H₂↑

分析：（1）根据水的电离以及水中的微粒浓度之间的关系来确定液氨中离子的浓度大小关系；
（2）根据氯化银的Ksp=[Ag⁺][Cl^-]来计算回答；
（3）根据电子转移和原子守恒来配平化学方程式；
（4）格局原电池和电解池的工作原理来回答．

解答：解；（1）在液氨中，存在最多的微粒是液氨分子，由液氨电离出的铵根和亚铵根离子浓度一定是相等的，即c（NH₃）＞c（NH₄⁺）=c（NH₂^-），
加入氯化铵固体以后，由于温度不变，所以K不变，故答案为：c（NH₃）＞c（NH₄⁺）=c（NH₂）；=；
（2）10mL 0.10mol/L AgNO₃溶液中加入10mL0.20mol/LNaCl溶液，反应后剩余氯离子的物质的量浓度为

(0.2×0.01)mol-(0.1×0.01)mol

0.02L

=0.05mol/L，
根据氯化银的Ksp=[Ag⁺][Cl^-]，则[Cl^-]=

Ksp

[Ag+]

1.8×10-10mol2/L2

0.05mol/L

=3.6×10^-9mol/L，故答案为：3.6×10^-9mol/L；
（3）硫的两种常见氧化物是二氧化硫和三氧化硫，根据原子守恒，则2FeSO₄=Fe₂O₃+SO₂↑+SO₃↑，故答案为：2；1；1；1；
（4）A．①的原理方程式为：CuCl₂

通电

Cu+Cl₂↑，②的原理方程式为：Zn+2H⁺=Zn²⁺+H₂↑，当转移电子为0.02mol时，则①中产生氯气味0.01mol，
②中产生的氢气为0.01mol，产生气体的体积：①=②，故A错误；
B．①氯化铜电解实质是电解物质本身，②消耗氢离子，所以酸性溶液的pH变化：①不变，②增大，故B错误；
C．当转移电子为0.02mol时，①中阴极上析出金属铜为0.01 mol，即0.64g，②电极上析出氢气0.01mol，即0.02g，所以析出物质的质量：①＞②，故C正确；
D．电极反应式：①中阳极发生失电子的氧化反应，即2Cl^--2e^-?Cl₂↑，②中负极为金属锌，发生失电子的氧化反应，即Zn-2e^-=Zn²⁺，故D错误．
故选C．

点评：本题考查角度广，要求学生熟记教材知识，并灵活运用，难度不大．

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A．降低温度和增大压强

B．降低温度和减小压强

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C．l0lkPa 时，2H₂ （g）+O₂（g）=2H₂O（1）；△H=-571.6 kJ?mol^-1，H₂的燃烧热为571.6 kJ/mol

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（2011?顺德区模拟）某实验小组以H₂O₂分解为例，研究浓度、催化剂、溶液酸碱性对反应速率的影响．在常温下按照如下方案完成实验．

实验编号	反应物	催化剂
①	10mL2% H₂O₂溶液	无
②	10mL5% H₂O₂溶液	无
③	10mL5% H₂O₂溶液	1mL0.1mol?L^-1FeCl₃溶液
④	10mL5% H₂O₂溶液+少量HCl溶液	1mL0.1mol?L^-1FeCl₃溶液
⑤	10mL5% H₂O₂溶液+少量NaOH溶液	1mL0.1mol?L^-1FeCl₃溶液

（1）催化剂能加快化学反应速率的原因是

降低了活化能

．
（2）常温下5% H₂O₂溶液的pH约为6，H₂O₂的电离方程式为

H₂O₂?H⁺+HO₂^-

．
（3）实验①和②的目的是

探究浓度对反应速率的影响

．实验时由于没有观察到明显现象而无法得出结论．资料显示，通常条件下H₂O₂稳定，不易分解．为了达到实验目的，你对原实验方案的改进是

向反应物中加入等量同种催化剂（或将盛有反应物的试管放在同一热水浴中）

．
（4）实验③、④、⑤中，测得生成氧气的体积随时间变化的关系如图．
分析上图能够得出的实验结论是

碱性环境能增大H₂O₂分解的速率，酸性环境能减小H₂O₂分解的速率

．

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