2025年浙教新版選修四化學下冊階段測試試卷

…………○…………內…………○…………裝…………○…………內…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………※※請※※不※※要※※在※※裝※※訂※※線※※內※※答※※題※※…………○…………外…………○…………裝…………○…………訂…………○…………線…………○…………第=page22頁，總=sectionpages22頁第=page11頁，總=sectionpages11頁2025年浙教新版選修四化學下冊階段測試試卷803考試試卷考試范圍：全部知識點；考試時間：120分鐘學校：______姓名：______班級：______考號：______總分欄題號一二三四總分得分評卷人得分一、選擇題(共8題，共16分)1、用下列實驗裝置進行相應實驗；能達到實驗目的的是（夾持裝置未畫出）

A.用裝置甲檢驗溶液中是否有K+B.用裝置乙驗證犧牲陽極的陰極保護法C.用裝置丙進行中和熱的測定D.用裝置丁加熱熔融NaOH固體2、在25℃、101kPa時，已知：2H2O(g)===O2(g)＋2H2(g)ΔH1,Cl2(g)＋H2(g)===2HCl(g)ΔH22Cl2(g)＋2H2O(g)===4HCl(g)＋O2(g)ΔH3.則ΔH3與ΔH1和ΔH2間的關系正確的是()

A.ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2B.ΔH3＝ΔH1＋ΔH2

B.ΔH3＝ΔH1－2ΔH2D.ΔH3＝ΔH1－ΔH23、某溫度下，向容積可變的密閉容器中充入醋酸的二聚物發(fā)生反應：測得平衡時混合氣體的平均摩爾質量與溫度壓強的關系如圖所示。下列有關說法錯誤的是（）

A.B.當時，平衡常數(shù)C.保持溫度不變，增大壓強，平衡左移，增大D.條件下，保持溫度不變，向容器中加入少量平衡轉化率增大4、已知室溫時，某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，下列敘述不正確的是

①該溶液的

②升高溫度；溶液的pH增大；

③此酸的電離平衡常數(shù)約為

④加水稀釋后；各離子的濃度均減??；

⑤由HA電離出的約為水電離出的的倍；

⑥適當增大HA的濃度，HA的電離平衡正向移動，電離平衡常數(shù)增大。A.②④⑥B.①④⑤C.②⑤⑥D.②④⑤5、下列物質的水溶液中，呈酸性的是（）A.Na2CO3B.MgCl2C.NaClD.CH3COONa6、25℃時，下列各溶液中微粒物質的量濃度關系不正確的是A.pH＝10的Na2CO3溶液：c(OH－)＝c()＋c(H+)＋2c(H2CO3)B.pH＝13的氨水與pH＝1的鹽酸等體積混合：c(Cl－)＞c()＞c(H+)＞c(OH-)C.pH＝7的Na2C2O4和NaHC2O4混合溶液：c(Na＋)＝2c()＋c()D.濃度均為0.2mol/L的NH4Cl溶液與NaOH溶液等體積混合：c(Na＋)＝c(Cl－)>c(OH－)＞c()7、下列設計的實驗方案能達到相應實驗目的的是。

。選項。

實驗目的。

實驗方案。

A

探究化學反應的限度。

取5mL0.1mol/LKI溶液,滴加0.1molLFeCl3溶液5～6滴，充分反應，可根據溶液中既含I2又含I-的實驗事實判斷該反應是可逆反應。

B

探究濃度對化學反應速率的影響。

用兩支試管各取5ml.0.1mo/L的KMnO4溶液，分別加入2mL0.1mol/L和10.2mol/L的H2C2O4(草酸)溶液；記錄溶液褪色所需的時間。

C

證明海帶中含有碘元素。

將海帶剪碎、加蒸餾水浸泡，取濾液加幾滴稀硫酸和1mLH2O2；再加入幾滴淀粉溶液，溶液變藍。

D

驗證CH3COONa溶液中存在水解平衡。

取CH3COONa溶液于試管中并加入幾滴酚酞試劑；再加入醋酸銨固體(其水溶液呈中性)，觀察溶液顏色變化。

A.AB.BC.CD.D8、把鋅片和鐵片放在盛有稀食鹽水和K3[Fe（CN）6]試液混合溶液的培養(yǎng)皿中（如圖所示平面圖）；經過一段時間后，下列說法中正確的是。

A.Ⅰ附近溶液pH降低B.Ⅳ附近很快生成鐵銹C.Ⅲ附近產生黃綠色氣體D.Ⅱ附近很快出現(xiàn)藍色沉淀評卷人得分二、填空題(共5題，共10分)9、CO2與CH4經催化重整，制得合成氣：CH4(g)＋CO2(g)2CO(g)＋2H2(g)

已知上述反應中相關的化學鍵鍵能數(shù)據如下：?；瘜W鍵C—HC=OH—HCO(CO)鍵能/kJ·mol－14137454361075

則該反應的ΔH＝__________________。10、（6分）肼（N2H4）可作為火箭發(fā)動機的燃料，與氧化劑N2O4反應生成N2和水蒸氣。

已知：①N2（g）＋2O2（g）===N2O4（l）ΔH1＝－19.5kJ·mol－1

②N2H4（l）＋O2（g）===N2（g）＋2H2O（g）ΔH2＝－534.2kJ·mol－1

（1）寫出肼和N2O4反應的熱化學方程式__________。

（2）已知H2O（l）===H2O（g）ΔH3＝＋44kJ·mol－1；則表示肼燃燒熱的熱化學方程式為__________。

（3）肼—空氣燃料電池是一種堿性電池，該電池放電時，負極的反應式為__________。11、二氧化碳催化加氫合成乙烯是綜合利用CO2的熱點研究領域，反應如下：2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)；理論計算表明，原料初始組成n(CO2)∶n(H2)=1∶3；在體系壓強為0.1MPa，反應達到平衡時，四種組分的物質的量分數(shù)x隨溫度T的變化如圖所示。

（1）圖中，表示C2H4、CO2變化的曲線分別是__、__。

（2）根據圖中點A(600K，b、c相交)，計算該溫度時反應的平衡轉化率為__(保留小數(shù)點后一位)。

（3）二氧化碳催化加氫合成乙烯反應往往伴隨副反應，生成C3H6、C3H8、C4H8等低碳烴。一定溫度和壓強條件下，為了提高反應速率和乙烯選擇性，應當__。12、按要求填空。

（1）水存在如下平衡：H2OH++OH-，保持溫度不變向水中加入NaHSO4固體，水的電離平衡向___(填“左”或“右”)移動，所得溶液顯__性，Kw__(填“增大”“減小”或“不變”)。

（2）常溫下，0.1mol·L-1CH3COONa溶液的pH為9，則由水電離出的c(H+)=___。

（3）若取pH、體積均相等的NaOH溶液和氨水分別加水稀釋m倍、n倍后pH仍相等，則m___n(填“>”“<”或“=”)。

（4）已知HA和HB均為弱酸，且酸性HA>HB，則等濃度的NaA和NaB溶液中，PH大小關系為NaA___NaB(填“>”“<”或“=”)。13、已知某溶液中只存在四種離子；某同學推測其離子濃度大小順序有如下三種關系：

①

②

③

(1)若溶液中只存在一種溶質，則該溶質是__________(填化學式)，上述四種離子濃度的大小順序為__________(填序號)。

(2)若上述關系中③是正確的，則溶液中的溶質為__________(填化學式)。

(3)若該溶液是由體積相等的NaOH溶液和溶液混合而成，且恰好呈中性，則溶液中四種離子濃度的大小順序為__________(填序號)，則混合前兩溶液的物質的量濃度大小關系為__________(填“大于”“小于”或“等于”，下同)混合前酸中與堿中的關系是__________

(4)將等物質的量濃度的溶液和溶液等體積混合后，溶液呈酸性，混合后的溶液中各種微粒濃度由大到小的順序(除外)為____________________________。評卷人得分三、判斷題(共1題，共2分)14、向溶液中加入少量水，溶液中減小。(____)評卷人得分四、結構與性質(共3題，共18分)15、隨著我國碳達峰、碳中和目標的確定，含碳化合物的綜合利用備受關注。CO2和H2合成甲醇是CO2資源化利用的重要方法。以CO2、H2為原料合成CH3OH涉及的反應如下：

反應Ⅰ：

反應Ⅱ：

反應Ⅲ：

回答下列問題：

(1)反應Ⅰ的=_______已知由實驗測得反應Ⅰ的(為速率常數(shù)，與溫度、催化劑有關)。若平衡后升高溫度，則_______(填“增大”“不變”或“減小”)。

(2)①下列措施一定能使CO2的平衡轉化率提高的是_______(填字母)。

A.增大壓強B.升高溫度C.增大H2與CO2的投料比D.改用更高效的催化劑。

②恒溫(200℃)恒壓條件下，將1molCO2和1molH2充入某密閉容器中，反應達到平衡時，CO2的轉化率為a，CH3OH的物質的量為bmol，則此溫度下反應Ⅲ的平衡常數(shù)Kx=_______[寫出含有a、b的計算式；對于反應為物質的量分數(shù)。已知CH3OH的沸點為64.7℃]。其他條件不變，H2起始量增加到3mol，達平衡時平衡體系中H2的物質的量分數(shù)為_______(結果保留兩位有效數(shù)字)。

(3)反應Ⅲ可能的反應歷程如圖所示。

注：方框內包含微粒種類及數(shù)目；微粒的相對總能量(括號里的數(shù)字或字母；單位：eV)。其中，TS表示過渡態(tài)、*表示吸附在催化劑上的微粒。

①反應歷程中，生成甲醇的決速步驟的反應方程式為_______。

②相對總能量_______eV(計算結果保留2位小數(shù))。(已知：)16、常溫下，有下列四種溶液：①HCl②NaOH③NaHSO4④CH3COOH

（1）NaHSO4溶液呈酸性，用化學用語解釋其呈酸性的原因：________________。

（2）0.1mol·L－1的溶液②，其pH＝____________。

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④中加入大小相同的鎂條，開始時反應速率的大小關系為①_________④（填“>”、“<”或“＝”）。

（4）等體積、等pH的溶液①和④分別與足量的②反應，消耗②的物質的量大小關系為①_______④（填“>”、“<”或“＝”）。17、常溫下，用酚酞作指示劑，用0.10mol·L－1NaOH溶液分別滴定20.00mL濃度均為0.10mol·L－1的CH3COOH溶液和HCN溶液所得滴定曲線如圖。

（已知：CH3COOH、HCN的電離平衡常數(shù)分別為1.75×10-5、6.4×10-10）

（1）圖__（a或b）是NaOH溶液滴定HCN溶液的pH變化的曲線；判斷的理由是__。

（2）點③所示溶液中所含離子濃度的從大到小的順序：__。

（3）點①和點②所示溶液中：c(CH3COO－)－c(CN－)__c(HCN)－c(CH3COOH)（填“>、<或=”）

（4）點②③④所示的溶液中水的電離程度由大到小的順序是：__。參考答案一、選擇題(共8題，共16分)1、B【分析】【分析】

【詳解】

A．觀察K的焰色反應需要透過藍色的鈷玻璃；由圖可知，缺少藍色的鈷玻璃，故A錯誤；

B．Fe為正極；鋅為負極，鐵被保護，屬于犧牲陽極的陰極保護法，故B正確；

C．為了使反應物充分反應；需要環(huán)形玻璃攪拌棒，由圖可知，缺少環(huán)形玻璃攪拌棒，故C錯誤；

D．瓷坩堝中的二氧化硅與NaOH反應；儀器選擇不合理，應使用鐵坩堝，故D錯誤；

故選B。2、A【分析】【詳解】

①2H2O(g)===O2(g)+2H2(g)△H1；

②Cl2(g)+H2(g)===2HCl(g)△H2；

③2Cl2(g)+2H2O(g)===4HCl(g)+O2(g)△H3；

根據蓋斯定律，熱化學方程式①+2×②可得③：2Cl2(g)+2H2O(g)===4HCl(g)+O2(g)，所以△H3=△H1+2△H2，故答案為A。3、B【分析】【詳解】

A.由圖可知，隨著溫度的升高，平均摩爾質量減小，反應正向移動，正反應為吸熱反應，A正確；

B.根據圖像分析可知，當時，

平衡常數(shù)B錯誤；

C.該反應為反應前后氣體分子數(shù)增大的反應；增大壓強，平衡逆向移動，平均摩爾質量增大，C正確；

D.容積可變的密閉容器中加入少量體積變大，壓強減小，平衡正向移動，平衡轉化率增大，D正確；故答案為：B。4、A【分析】【分析】

室溫時，某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，該溶液中

該溶液的

升高溫度；促進HA電離；

此酸的電離平衡常數(shù)

加水稀釋后，溶液中增大；

該溶液中水電離出的

電離平衡常數(shù)只與溫度有關；溫度不變，電離平衡常數(shù)不變。

【詳解】

室溫時，某一元酸HA在水中有發(fā)生電離，該溶液中

該溶液的故正確；

升高溫度，促進HA電離，則溶液中增大；溶液在pH減小，故錯誤；

此酸的電離平衡常數(shù)故正確；

加水稀釋后，促進HA電離，HA電離增大程度小于溶液體積增大程度，則溶液中減小，溫度不變水的離子積常數(shù)不變，則溶液中增大；故錯誤；

該溶液中水電離出的溶液中所以由HA電離出的約為水電離出的的倍；故正確；

電離平衡常數(shù)只與溫度有關；溫度不變，電離平衡常數(shù)不變，故錯誤；

故選A。

【點睛】

本題考查了弱電解質的電離，根據pH、電離平衡常數(shù)的計算方法即可解答，注意：電離平衡常數(shù)只與溫度有關，與電解質的電離程度無關、溶液酸堿性無關、溶液濃度無關，難點是該溶液中水電離出氫離子濃度的計算。5、B【分析】【詳解】

A．Na2CO3為強堿弱酸鹽，CO32-的水解；溶液顯堿性，故A錯誤；

B．MgCl2為強酸弱堿鹽，Mg2+水解；使溶液顯酸性，故B正確；

C．NaCl不強酸強堿鹽；溶液呈中性，故C錯誤；

D．CH3COONa為強堿弱酸鹽，CH3COO-的水解；溶液顯堿性，故D錯誤；

故答案為B。6、B【分析】【詳解】

A.根據質子守恒可知，Na2CO3溶液：c(OH－)＝c()＋c(H+)＋2c(H2CO3)；故A正確；

B.pH＝13的氨水與pH＝1的鹽酸等體積混合后氨水過量，溶液呈堿性，c()＞c(Cl－)＞c(OH-)＞c(H+)；故B錯誤；

C.pH＝7的Na2C2O4和NaHC2O4混合溶液，根據電荷守恒得c(Na＋)+c(H+)＝2c()＋c()+c(OH-)，因中性溶液中c(H+)＝c(OH-)，則c(Na＋)＝2c()＋c()；故C正確；

D.濃度均為0.2mol/L的NH4Cl溶液與NaOH溶液等體積混合恰好完全反應產生等濃度的一水合氨和氯化鈉，因此c(Na＋)＝c(Cl－)，而一水合氨弱堿不完全電離，結合水的電離可知，c(OH－)＞c()，故c(Na＋)＝c(Cl－)＞c(OH－)＞c()；故D正確；

故選：B。7、D【分析】A、KI與FeCl3發(fā)生氧化還原反應，其離子反應為2Fe3＋＋2I－=2Fe2＋＋I2，因為KI是過量，因此溶液中存在I－和I2，不能說明反應是可逆反應，故A錯誤；B、酸性高錳酸鉀溶液與草酸反應的離子方程式為：2MnO4－＋5H2C2O4＋6H＋=8H2O＋10CO2↑＋2Mn2＋，高錳酸鉀過量，溶液不褪色，故B錯誤；C、海帶剪碎，加蒸餾水，海帶中I元素不能進入溶液中，應剪碎后點燃，然后加蒸餾水，過濾，故C錯誤；D、CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，加入酚酞，溶液變紅，加入醋酸銨固體，醋酸銨溶液呈中性，CH3COO－的濃度增大；平衡向正反應方向移動，顏色加深，故D正確。

點睛：本題的易錯點是選項B，學生只注意到高錳酸鉀和草酸反應，以及濃度越大反應速率越快，會錯選B，忽略了題目中所給量，高錳酸鉀是過量，溶液的顏色不褪色。8、D【分析】【分析】

第一個裝置是電解池，鐵為陽極，鐵失電子生成亞鐵離子，亞鐵離子遇K3[Fe(CN)6]生成藍色沉淀，溶液中的H+在Ⅰ處得電子，破壞了鋅片附近水的電離平衡，使得OH-濃度增大，pH增大。第二個裝置是原電池，Zn為負極，溶液中的氧氣在Ⅳ處得電子生成OH-；發(fā)生了鋅的吸氧腐蝕。

【詳解】

A；Ⅰ附近溶液pH升高；故A錯誤；

B、氧氣在Ⅳ處得電子生成OH-；發(fā)生了鋅的吸氧腐蝕，不會生成鐵銹，故B錯誤；

C；第二個裝置是原電池；Zn為負極，失電子生成鋅離子，故C錯誤；

D、第一個裝置是電解池，鐵為陽極，鐵失電子生成亞鐵離子，亞鐵離子遇K3[Fe(CN)6]生成藍色沉淀；故D正確；

故選D。

【點睛】

本題考查了原電池和電解池的工作原理的應用。本題的關鍵是正確判斷兩個池的實質和發(fā)生的電極反應，易錯點為D，要熟悉K3[Fe(CN)6]可以用來檢驗亞鐵離子，現(xiàn)象為生成藍色沉淀。二、填空題(共5題，共10分)9、略

【分析】【分析】

由反應的焓變ΔH＝反應物的鍵能之和—生成物的鍵能之和計算可得。

【詳解】

該反應的焓變ΔH＝反應物的鍵能之和—生成物的鍵能之和=[4×E(C—H)＋2×E(C=O)]－[2×E(CO)＋2×E(H—H)]＝(4×413＋2×745)kJ·mol－1－(2×1075＋2×436)kJ·mol－1＝＋120kJ·mol－1，故答案為：＋120kJ·mol－1?！窘馕觥浚?20kJ·mol－110、略

【分析】試題分析：（1）①N2（g）+2O2（g）=N2O4（l）△H1=-19.5kJ?mol-1

②N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）△H2=-534.2kJ?mol-1

根據蓋斯定律寫出肼和N2O4反應的熱化學方程：②×2-①得到：2N2H4（l）++N2O4（l）=3N2（g）+4H2O（g）△H=—1048.9kJ/mol；

（2）燃燒熱是指1mol可燃物完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量；此時生成的水必須為液態(tài)，可燃物必須為1mol．

由反應。

①N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（g）△H2=-534.2kJ?mol-1

②H2O（l）═H2O（g）△H3=+44kJ?mol-1

將①-2×②可得：N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H2=—622.2kJ?mol-1；

（3）負極發(fā)生還原反應，是肼在反應，肼中的N從-2價升高到0價，堿性電池中，其電極反應式應為：N2H4+4OH--4e-=N2+4H2O；

考點：考查蓋斯定律的計算、燃燒熱的計算及燃料電池電極反應式的書寫等。【解析】（各2分；共6分）

（1）2N2H4（l）＋N2O4（l）===3N2（g）＋4H2O（g）ΔH＝－1048.9kJ·mol－1；

（2）N2H4（l）＋O2（g）===N2（g）＋2H2O（l）ΔH＝－622.2kJ·mol－1

（3）N2H4＋4OH－－4e－=4H2O＋N2↑11、略

【分析】【分析】

(1)原料初始組成n(CO2)∶n(H2)=1∶3，根據反應方程式2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)，CO2、H2的物質的量分數(shù)變化趨勢相同，比值為1:3；C2H4、H2O的物質的量分數(shù)變化趨勢相同，比值為1:4；(2)利用“三段式”計算A點對應溫度的平衡轉化率；(3)催化劑具有選擇性；

【詳解】

(1)原料初始組成n(CO2)∶n(H2)=1∶3，根據反應方程式2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g)+4H2O(g)，CO2、H2的物質的量分數(shù)變化趨勢相同，比值為1:3；C2H4、H2O的物質的量分數(shù)變化趨勢相同，比值為1:4，所以a表示H2、c表示CO2、b表示H2O、d表示C2H4；a表示H2、c表示CO2、b表示H2O、d表示C2H4，圖中點A，b、c相交，即x=平衡轉化率33.3%；(3)催化劑具有選擇性，為了提高反應速率和乙烯選擇性，應當選擇合適的催化劑。

【點睛】

本題考查化學平衡轉化率，正確分析圖象各曲線代表的物質是解題關鍵，明確反應過程中C2H4、H2O的物質的量分數(shù)變化趨勢相同，比值為1:4?！窘馕觥竣?d②.c③.33.3%④.選擇合適的催化劑12、略

【分析】【分析】

（1）硫酸氫鈉溶液中完全電離，電離方程式NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－分析；

（2）能水解的鹽溶液促進了水的電離，堿溶液中的氫離子是水電離的，CH3COONa溶液中的氫氧根離子是水電離的；

（3）稀釋會促進若電解質的電離；

（4）酸性越弱；酸根離子對應的鈉鹽水解能力越強，pH越大。

【詳解】

（1）硫酸氫鈉存電離方程式為：NaHSO4=Na＋+H＋+SO42－，電離出H＋；使溶液顯酸性，抑制水的電離，水的電離平衡向左移動，但溫度不變，水的離子積常數(shù)不變；

故答案為：左；酸；不變；

（2）能水解的鹽溶液促進了水的電離，堿溶液中的氫離子是水電離的，CH3COONa溶液中的氫氧根離子是水電離的，所以c（OH－）==1×10-5mol·L－1；水電離出氫離子與氫氧根離子的濃度相等；

故答案為：1×10-5mol·L－1；

（3）稀釋會促進弱電解質的電離；故若取pH；體積均相等的NaOH和氨水分別加水稀釋m倍、n稀釋后pH仍相等，則氨水稀釋倍數(shù)大；

故答案為：＜；

（4）已知HA和HB均為弱酸，且酸性HA>HB，酸性越弱，酸根離子對應的鈉鹽水解能力越強，pH越大，則等濃度的NaA和NaB溶液中，PH大小關系為NaA

故答案為：＜?！窘馕觥竣?左②.酸③.不變④.1×10-5⑤.<⑥.<13、略

【分析】【詳解】

(1)若溶液中只存在一種溶質，則該溶質為由于能水解使溶液呈堿性，故①符合題意。故答案為：①；

(2)若上述關系中③是正確的，即溶液呈酸性，說明溶液中除含有外，還含有一定量的故溶液中的溶質為和故答案為：和

(3)溶液呈中性，說明根據電荷守恒：則故溶液中四種離子濃度的大小順序為②符合題意。

若混合前，則混合后溶液中的溶質只有為強堿弱酸鹽，溶液顯堿性，現(xiàn)在溶液顯中性，說明過量，即

由于中和過程中會繼續(xù)電離出說明混合前酸中小于堿中

故答案為：②；小于；小于；

(4)混合溶液呈酸性，即根據電荷守恒：故即溶液中

根據物料守恒：又知故則混合后溶液中各種微粒濃度由大到小的順序(除外)

故答案為：【解析】①.②.①③.和④.②⑤.小于⑥.小于⑦.三、判斷題(共1題，共2分)14、×【分析】【詳解】

向溶液中加入少量水，減小，堿性減弱即減小，則增大，則溶液中增大，故錯；【解析】錯四、結構與性質(共3題，共18分)15、略

【分析】【詳解】

（1）根據蓋斯定律，由Ⅲ-Ⅱ可得

反應Ⅰ屬于吸熱反應，反應Ⅰ達平衡時升溫，平衡正向移動，K增大，則減??；

（2）①A．Ⅲ為氣體分子總數(shù)減小的反應，加壓能使平衡正向移動，從而提高的平衡轉化率；A正確；

B．反應Ⅰ為吸熱反應，升高溫度平衡正向移動，反應Ⅲ為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，的平衡轉化率不一定升高；B錯誤；

C．增大與的投料比有利于提高的平衡轉化率；C正確；

D．催劑不能改變平衡轉化率；D錯誤；

故選AC；

②200℃時是氣態(tài)，1mol和1molH2充入密閉容器中，平衡時的轉化率為a，則消耗剩余的物質的量為根據碳原子守恒，生成CO的物質的量為消耗剩余生成此時平衡體系中含有和則反應Ⅲ的其他條件不變，H2起始量增加到3mol，達平衡時則平衡時

的物質的量分別為0.5mol、1.9mol、0.5mol、0.2mol、0.3mol，平衡體系中H2的物質的量分數(shù)為1.9/3.4=0.56；

（3）①決速步驟指反應歷程中反應速率最慢的反應。反應速率快慢由反應的活化能決定，活化能越大，反應速率越慢。仔細觀察并估算表中數(shù)據，找到活化能(過渡態(tài)與起始態(tài)能量差)最大的反應步驟為

②反應Ⅲ的指的是和的總能量與和的總能量之差為49kJ，而反應歷程圖中的E表示的是1個分子和1個分子的相對總能量與1個分子和3個分子的相對總能量之差(單位為eV)，且將起點的相對總能量設定為0，所以作如下?lián)Q算即可方便求得相對總能量【解析】(1)+41.0減小。

(2)AC0.56

(3)或-0.5116、略

【分析】【分析】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全電離生成H+。

（2）0.1mol·L－1的溶液②，c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H+)=10-13mol·L－1，pH＝-lgc(H+)。

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④中加入大小相同的鎂條，HCl完全電離，而CH3COOH部分電離，溶液中的c(H+)為鹽酸大于醋酸；由此可得出開始時反應速率的大小關系。

（4）等體積；等pH的溶液①和④中；醋酸的濃度遠大于鹽酸，分別與足量的②反應時，鹽酸和醋酸都發(fā)生完全電離，由此可得出二者消耗②的物質的量大小關系。

【詳解】

（1）NaHSO4溶液呈酸性，其原因是NaHSO4完全電離生成H+，其電離方程式為NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－。答案為：NaHSO4＝Na＋＋H＋＋SO42－；

（2）0.1mol·L－1的溶液②，c(OH－)=0.1mol·L－1，c(H+)=10-13mol·L－1，pH＝-lgc(H+)=13。答案為：13；

（3）向等體積、等濃度的溶液①、④中加入大小相同的鎂條，HCl完全電離，而CH3COOH部分電離，溶液中的c(H+)為鹽酸大于醋酸，由此可得出開始時反應速率的大小關系為①>④。答案為：>；

（4）等體積、等pH的溶液①和④中，醋酸的濃度遠大于鹽酸，醋酸的物質的量遠大于鹽酸，與足量的②反應時，鹽酸和醋酸都發(fā)生完全電離，由此可得出消耗②的物質的量大小關系為①<④。答案為：<。

【點