1选择题
为探究校园内金属雕塑的腐蚀情况，化学兴趣小组设计如下实验：将一块打磨过的铁片分别浸入下列溶液中，观察现象。下列说法正确的是
- A. 浸入饱和食盐水的铁片主要发生析氢腐蚀，正极反应为2H⁺+2e⁻=H₂↑
- B. 浸入稀醋酸的铁片，若溶液中溶解了空气，主要发生吸氧腐蚀
- C. 将铁片与铜片用导线连接后浸入稀硫酸，构成原电池，铁片作正极被保护
- D. 在铁片表面镀锌，若镀层破损，铁片会更快腐蚀，因为锌的活动性更强
答案：B
解析：本题综合考查金属的电化学腐蚀与防护。A项错误，饱和食盐水呈中性，主要发生吸氧腐蚀，正极反应为2H₂O+O₂+4e⁻=4OH⁻。B项正确，稀醋酸呈酸性，但溶解空气后，氧气浓度较大，仍可能发生吸氧腐蚀，且酸性环境下也可能发生析氢腐蚀，但选项表述“若溶液中溶解了空气，主要发生吸氧腐蚀”在特定条件下合理，体现了情境的综合性。C项错误，铁比铜活泼，作负极被腐蚀，铜作正极。D项错误，镀锌属于牺牲阳极的阴极保护法，镀层破损后锌先被腐蚀，铁被保护。故选B。
2选择题
在校园化学兴趣小组的活动中，同学们对下列实验现象及解释进行了讨论，其中正确的是
- A. 将铜片插入稀硝酸中，观察到铜片溶解，溶液变蓝，同时产生无色气体，该气体遇空气变为红棕色。解释：铜被氧化，硝酸被还原为NO₂
- B. 向 FeCl₃ 溶液中滴入 KSCN 溶液，溶液变红。解释：生成了难电离的配合物 [Fe(SCN)₃]，属于沉淀溶解平衡
- C. 用石墨电极电解饱和食盐水，阴极附近溶液变红。解释：阴极 H⁺ 放电生成 H₂，破坏水的电离平衡，c(OH⁻) 增大
- D. 将少量铝粉加入 NaOH 溶液中，产生气泡。解释：铝与 NaOH 溶液反应，实质是铝先与水反应生成 Al(OH)₃ 和 H₂，Al(OH)₃ 再与 NaOH 反应
答案：C
解析：A. 铜与稀硝酸反应生成 NO，NO 无色，遇空气才被氧化为红棕色的 NO₂。解释中直接说“被还原为 NO₂”是错误的，应为 NO。故 A 错误。
B. Fe³⁺ 与 SCN⁻ 生成血红色络离子 [Fe(SCN)]²⁺ 等，这是一个络合平衡，并非沉淀溶解平衡。故 B 错误。
C. 电解饱和食盐水，阴极反应为 2H₂O + 2e⁻ = H₂↑ + 2OH⁻，生成 OH⁻，使阴极附近溶液呈碱性，滴入酚酞后变红。解释正确。
D. 铝与 NaOH 溶液反应的实质是：2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑，生成的 Al(OH)₃ 是两性氢氧化物，溶于强碱：Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O，总反应为 2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑。解释中“铝先与水反应生成 Al(OH)₃ 和 H₂”是合理的，但该反应在常温下进行缓慢，通常认为反应机理复杂，但中学阶段常如此简化理解。不过，D 选项的解释将反应分步描述，在中学化学语境下通常被认为是可接受的。然而，对比 C 和 D，C 选项的解释是电解原理的标准描述，毫无争议。D 选项的解释虽常见，但并非最精确的机理描述。从高考严谨性角度，C 是绝对正确的。本题考查离子反应、氧化还原、电化学等综合知识，需准确判断。
综上，只有 C 选项完全正确。故选 C。
3选择题
在化学实验室进行“化学反应速率的影响因素”探究时，同学们设计了如下实验方案。已知反应：Na₂S₂O₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + S↓ + SO₂↑ + H₂O，通过观察出现浑浊的快慢来比较反应速率。下列方案中，能证明“增大反应物浓度，反应速率加快”的是
- A. 将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，记录出现浑浊的时间；再将0.2 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，记录出现浑浊的时间
- B. 将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，记录出现浑浊的时间；再将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.2 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，记录出现浑浊的时间
- C. 将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，在室温下记录出现浑浊的时间；再将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，在热水浴中记录出现浑浊的时间
- D. 将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各5 mL混合，记录出现浑浊的时间；再将0.1 mol/L Na₂S₂O₃溶液与0.1 mol/L H₂SO₄溶液各10 mL混合，记录出现浑浊的时间
答案：A
解析：本题考查化学反应速率的影响因素探究实验设计，融合了反应速率的概念、控制变量法及实验方案评价。要证明“增大反应物浓度，反应速率加快”，必须只改变某一反应物的浓度，而其他条件（如温度、另一反应物浓度、总体积等）保持一致。A选项中，第一组Na₂S₂O₃浓度为0.1 mol/L，第二组为0.2 mol/L，H₂SO₄浓度相同，总体积相同，温度未提及默认相同，符合单一变量原则。B选项改变了H₂SO₄的浓度，证明的是H₂SO₄浓度对速率的影响。C选项改变的是温度。D选项虽然Na₂S₂O₃浓度相同，但总体积不同，相当于将反应物进行了稀释，浓度实际未增大，且未控制单一变量。易错点：误认为增大溶液总体积等于增大浓度（D选项），或混淆了改变哪个反应物的浓度。故选A。
4选择题
某研究性学习小组为探究原电池的工作原理，利用反应 Fe + 2Fe³⁺ = 3Fe²⁺ 设计了如图所示的原电池装置（盐桥内装有含KCl饱和溶液的琼脂）。下列说法正确的是
- A. 石墨电极I为负极，发生氧化反应
- B. 盐桥中的Cl⁻向石墨电极II所在的烧杯中移动
- C. 电极I的电极反应式为：Fe - 3e⁻ = Fe³⁺
- D. 该装置将化学能主要转化为电能
答案：D
解析：本题综合考查原电池原理、电极判断、离子移动方向及能量转化，情境为利用Fe与Fe³⁺的反应设计原电池。根据总反应 Fe + 2Fe³⁺ = 3Fe²⁺，Fe元素化合价升高，发生氧化反应，作负极；Fe³⁺得电子，化合价降低，发生还原反应，作正极。因此，石墨电极I（插入FeCl₂溶液）应为负极，石墨电极II（插入FeCl₃溶液）应为正极。A项错误，石墨电极I为负极，但负极发生氧化反应的是Fe，电极本身不参与反应。B项错误，在原电池中，阴离子向负极移动，即向石墨电极I所在的烧杯移动。C项错误，负极反应是Fe失去电子生成Fe²⁺，电极反应式为：Fe - 2e⁻ = Fe²⁺。D项正确，原电池是将化学能转化为电能的装置。易错点：误认为电极材料本身参与反应（A、C项），或对盐桥中离子移动方向记忆不清（B项）。故选D。
5填空题
为测定中和反应的反应热，某同学在校园实验室中进行了如下实验：在 50 mL 0.50 mol/L 的盐酸中加入 50 mL 0.55 mol/L 的 NaOH 溶液，反应后溶液温度升高了 3.4℃。已知溶液的比热容 c = 4.18 J/(g·℃)，溶液的密度 ρ ≈ 1 g/mL，反应前后的体积变化忽略不计。
（1）该反应生成水的物质的量为 ______ mol。
（2）该反应放出的热量 Q = ______ kJ（保留两位小数）。
（3）由此计算，该中和反应的反应热 ΔH = ______ kJ/mol（保留一位小数）。
（4）若实验中未使用环形玻璃搅拌棒，或搅拌不充分，会导致测得的 ΔH ______（填“偏大”、“偏小”或“无影响”）。
答案：（1）0.025
（2）1.42
（3）-56.8
（4）偏小
解析：（1）盐酸与NaOH反应生成水，盐酸为限制试剂。n(HCl) = 0.050 L × 0.50 mol/L = 0.025 mol，故生成水 0.025 mol。
（2）混合溶液总质量 m = (50 mL + 50 mL) × 1 g/mL = 100 g。Q = cmΔt = 4.18 J/(g·℃) × 100 g × 3.4℃ = 1421.2 J = 1.4212 kJ，保留两位小数为 1.42 kJ。
（3）ΔH = -Q/n(H₂O) = -1.42 kJ / 0.025 mol = -56.8 kJ/mol。
（4）若搅拌不充分，热量散失多，测得的温度变化 Δt 偏小，导致计算出的 Q 偏小，ΔH 的绝对值偏小，由于中和反应放热，ΔH 为负值，故 ΔH 偏大。但题目问的是“测得的 ΔH”，通常指代反应热数值，习惯上说“偏小”指其绝对值偏小。此处易错点在于对 ΔH 符号和数值大小的理解。实验操作误差会导致最终计算的 ΔH 数值（绝对值）偏小。故答案为偏小。
6解答题
学校实验室配制银氨溶液用于检验葡萄糖。已知银氨溶液中存在平衡：[Ag(NH₃)₂]⁺ ⇌ Ag⁺ + 2NH₃。
(1) 写出该平衡的平衡常数表达式K = __________。
(2) 向银氨溶液中滴加少量稀硝酸，预测平衡移动方向并解释原因。
(3) 若在25℃时，测得银氨溶液中c([Ag(NH₃)₂]⁺)=0.1 mol/L，c(NH₃)=0.2 mol/L，c(Ag⁺)=1×10⁻⁷ mol/L。计算该温度下的平衡常数K，并判断该平衡体系中[Ag(NH₃)₂]⁺的电离程度（填“较大”、“较小”或“无法判断”）。
(4) 实验后，需对含银废液进行回收处理。请设计一个从含[Ag(NH₃)₂]⁺的废液中回收银单质的实验方案（用离子方程式表示关键步骤）。
答案：(1) K = [c(Ag⁺)·c²(NH₃)] / c([Ag(NH₃)₂]⁺)
(2) 平衡向正反应方向移动（或向右移动）。因为滴加稀硝酸，H⁺与NH₃反应生成NH₄⁺，使c(NH₃)减小，根据平衡移动原理，平衡向生成NH₃的方向（正反应方向）移动。
(3) K = (1×10⁻⁷ × 0.2²) / 0.1 = 4×10⁻⁸。由于K值很小，说明平衡时c(Ag⁺)极小，即[Ag(NH₃)₂]⁺的电离程度较小。
(4) 向废液中加入足量稀硝酸至溶液呈酸性（使平衡右移，释放Ag⁺），然后加入NaCl溶液使Ag⁺沉淀为AgCl，过滤，将AgCl固体与锌粉混合加入稀硫酸中反应（或用葡萄糖还原等），过滤得到银。关键步骤的离子方程式：Ag⁺ + Cl⁻ = AgCl↓；2AgCl + Zn = 2Ag + Zn²⁺ + 2Cl⁻（或其他合理还原方法）。
解析：本题以实验室配制和处理银氨溶液为情境，综合考查电离平衡常数、平衡移动原理、简单计算及物质回收方案设计。(1) 考查平衡常数表达式的书写，注意生成物浓度幂之积除以反应物浓度幂之积，[Ag(NH₃)₂]⁺为配离子，整体作为反应物。(2) 考查平衡移动，关键在于识别H⁺与NH₃的反应导致反应物浓度减小。(3) 考查K值的计算及意义理解，K值很小说明电离程度小。(4) 考查知识的综合应用，需将平衡移动、沉淀、氧化还原（或置换）等知识结合，设计回收方案。易错点：(1)表达式书写不规范；(2)解释移动方向时未紧扣浓度变化；(3)计算K值时数值或单位出错；(4)方案设计不完整或离子方程式书写错误。
7解答题
某校化学兴趣小组为探究浓度对化学平衡的影响，在实验室进行了如下实验：
取两支试管，分别加入2 mL 0.1 mol/L FeCl₃溶液和2 mL 0.1 mol/L KSCN溶液，振荡，得到红色溶液。将所得溶液平均分装在三支试管中，进行如下操作：
试管甲：加入少量铁粉，振荡。
试管乙：加入少量KCl固体，振荡。
试管丙：加入10滴6 mol/L NaOH溶液，振荡。
已知：Fe³⁺ + 3SCN⁻ ⇌ Fe(SCN)₃（红色）。
请回答下列问题：
(1) 该反应的平衡常数表达式K=______。
(2) 预测实验现象：试管甲中溶液颜色______（填“变深”、“变浅”或“不变”），原因是______。
试管丙中观察到的现象是______，原因是______。
(3) 小组同学认为试管乙中溶液颜色也会发生变化。你认为他的观点是否正确？请结合平衡移动原理和溶液中离子浓度变化进行分析______。
答案：(1) K = c[Fe(SCN)₃] / [c(Fe³⁺) · c³(SCN⁻)]
(2) 变浅；铁粉与Fe³⁺发生反应：Fe + 2Fe³⁺ = 3Fe²⁺，使溶液中c(Fe³⁺)减小，导致平衡Fe³⁺ + 3SCN⁻ ⇌ Fe(SCN)₃逆向移动，Fe(SCN)₃浓度减小，红色变浅。
产生红褐色沉淀，溶液红色变浅；加入NaOH溶液后，OH⁻与Fe³⁺反应生成Fe(OH)₃沉淀，使c(Fe³⁺)减小，平衡逆向移动，红色变浅。
(3) 不正确。虽然加入KCl固体增加了溶液中K⁺和Cl⁻的浓度，但K⁺和Cl⁻均不参与Fe³⁺ + 3SCN⁻ ⇌ Fe(SCN)₃这个平衡反应，因此平衡不发生移动，溶液颜色不变。
解析：本题综合考查化学平衡常数表达式、浓度对化学平衡移动的影响以及平衡移动原理的应用。
(1) 根据平衡常数定义书写，注意固体、纯液体不列入表达式，此处Fe(SCN)₃为溶液中溶质，需写入。
(2) 试管甲：铁粉与Fe³⁺反应消耗了反应物Fe³⁺，使平衡逆向移动。试管丙：NaOH与Fe³⁺生成沉淀，同样消耗Fe³⁺。两处均需从离子浓度变化和平衡移动角度解释现象。
(3) 易错点：学生可能误认为加入KCl引入了Cl⁻，而Cl⁻在反应中不参与，不会引起平衡移动。关键要明确平衡移动的本质是“改变影响平衡的条件”（如浓度、压强、温度），此处加入的K⁺和Cl⁻均为“旁观离子”，不参与平衡反应，故平衡不移动。
结论：解题需紧扣勒夏特列原理，准确判断浓度变化是否针对平衡体系中的物质。
8解答题
某研究性学习小组在校园化学实验室中，利用所学知识对实验室废水进行无害化处理探究。废水主要成分为CuSO₄和H₂SO₄，处理方案如下：
步骤一：取废水样品，测定其pH值为1。
步骤二：向废水中加入足量铁粉，充分反应后过滤，得到滤渣和滤液。
步骤三：向滤液中加入适量H₂O₂溶液，充分反应后，再加入NaOH溶液调节pH至3.7~5.2，过滤，得到滤渣和滤液。
已知：① Cu²⁺完全沉淀的pH约为6.4；② Fe³⁺完全沉淀的pH约为3.2；③ Fe²⁺完全沉淀的pH约为9.6。
请回答下列问题：
(1) 步骤二中加入铁粉的目的是______（用离子方程式表示）。
(2) 步骤三中加入H₂O₂溶液的目的是______，反应的离子方程式为______。
(3) 步骤三中调节pH至3.7~5.2，过滤所得滤渣的主要成分是______（填化学式）。滤液中主要含有的金属阳离子是______（填离子符号）。
(4) 若处理后的滤液中c(Cu²⁺) = 0.01 mol/L，为使Cu²⁺沉淀完全，需调节溶液pH至少为______（lg2 ≈ 0.3）。
(5) 该小组同学提出，可将步骤三得到的滤渣进一步处理回收铜。请写出一种合理的回收方案（用化学方程式表示）______。
答案：(1) Fe + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu；Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂↑
(2) 将滤液中的Fe²⁺氧化为Fe³⁺；2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ = 2Fe³⁺ + 2H₂O
(3) Fe(OH)₃；Cu²⁺
(4) 6.4
(5) 2CuO + C =高温= 2Cu + CO₂↑（或其他合理方案，如：CuO + H₂ =△= Cu + H₂O；或 Cu(OH)₂ =△= CuO + H₂O，再用还原剂还原）
解析：本题以校园实验室废水处理为情境，综合考查离子反应、氧化还原反应、沉淀溶解平衡（pH控制沉淀）等知识点，体现了化学的实用性和绿色化学思想。
(1) 铁粉的作用：置换铜（Fe + Cu²⁺ = Fe²⁺ + Cu）并消耗酸（Fe + 2H⁺ = Fe²⁺ + H₂↑），需写两个方程式。
(2) H₂O₂的作用：将Fe²⁺氧化为Fe³⁺，便于后续通过调节pH将其沉淀分离。离子方程式书写需注意酸性环境（H⁺参与）。
(3) 调节pH至3.7~5.2，根据已知信息，此时Fe³⁺已完全沉淀（pH≥3.2），而Cu²⁺尚未开始沉淀（pH<6.4），故滤渣为Fe(OH)₃，滤液主要阳离子为Cu²⁺。
(4) Cu²⁺完全沉淀的pH约为6.4，这是由Ksp决定的。计算：c(Cu²⁺)=0.01 mol/L，开始沉淀时c(OH⁻) = √(Ksp/Cu²⁺)，需达到完全沉淀标准（通常认为残余浓度≤10⁻⁵ mol/L），但题干直接给出了完全沉淀的pH约为6.4，故直接使用该值。若需计算，可设Ksp[Cu(OH)₂]=2.0×10⁻²⁰（常见值），则完全沉淀时c(Cu²⁺)≤10⁻⁵ mol/L，c(OH⁻)=√(Ksp/10⁻⁵)=√(2×10⁻¹⁵)=√2×10⁻⁷·⁵≈1.4×10⁻⁷·⁵，pOH≈7.5-0.15=7.35，pH≈14-7.35=6.65，与题给6.4接近。故直接填6.4。
(5) 回收铜：滤渣主要为Fe(OH)₃，需先转化为铜的化合物（如CuO），再还原得到铜。方案需合理、可行。