20．下列各組熱化學方程式中，△H₁＞△H₂的是（　�。�
①C （s）+O₂（g）═CO₂（g）△H₁        C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H₂
②S（s）+O₂（g）═SO₂（g）△H₁        S（g）+O₂（g）═SO₂（g）△H₂
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═H₂O（l）△H₁       2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H₂
④CaO（s）+H₂O（l）═Ca（OH）₂（s）△H₁CaCO₃（s）═CaO（s）+CO₂（g）△H₂．

A．

①④

B．

②③

C．

②④

D．

①③

19．實驗室常用的濃鹽酸密度為1.17g/mL、質量分數(shù)為36.5%．此濃鹽酸的物質的量濃度為11.7mol/L．取此濃鹽酸43mL，用蒸餾水稀釋至200mL，稀鹽酸的物質的量濃度為2.52mol/L．
4.8g鎂投入此200mL稀鹽酸中，反應后，求：
①放出的H₂在標準狀況下的體積．
②將生成的H₂通過過量的灼熱CuO，求被還原出的銅的質量．
③反應后（設溶液體積不變）溶液中兩種陽離子的物質的量濃度之比．

18．中和熱的測定是高中重要的定量實驗．取0.55mol/L的NaOH溶液50mL與0.25mol/L的硫酸50mL置于圖所示的裝置中進行中和熱的測定實驗，回答下列問題：
（1）從如圖實驗裝置看，其中尚缺少的一種玻璃用品是環(huán)形玻璃攪拌棒_，
（2）若改用60mL 0.25mol•L^-1H₂SO₄和50mL 0.55mol•L^-1NaOH溶液進行反應與上述實驗相比，所放出的熱量不相等（填“相等”、“不相等”），若實驗操作均正確，則所求中和熱相等填“相等”“不相等”）
（3）倒入NaOH溶液的正確操作是：C． （從下列選出）．
A．沿玻璃棒緩慢倒入　   B．分三次少量倒入     C．一次迅速倒入
（4）實驗數(shù)據(jù)如表：
①請?zhí)顚懴卤碇械目瞻祝?br />

溫度 實驗次數(shù)	起始溫度t1℃			終止溫度t2/℃	溫度差平均值 （t2-t1）/℃
	H2SO4	NaOH	平均值
1	26.2	26.0	26.1	29.5
2	27.0	27.4	27.2	32.3
3	25.9	25.9	25.9	29.2
4	26.4	26.2	26.3	29.8

②近似認為0.55mol/L NaOH溶液和0.25mol/L硫酸溶液的密度都是1g/cm³，中和后生成溶液的比熱容c=4.18J/（g•℃）．則中和熱△H=-56.8 kJ/mol （ 取小數(shù)點后一位）．為什么要用過量的NaOH溶液確保硫酸被完全中和
③上述實驗數(shù)值結果與57.3kJ/mol有偏差，產生偏差的原因可能是（填字母）abc．
a．實驗裝置保溫、隔熱效果差
b．用溫度計測定NaOH溶液起始溫度后直接測定H₂SO₄溶液的溫度
c．分多次把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小燒杯中．

17．氯及其化合物在生活和生產中應用廣泛．
（1）已知：900 Κ時，4HCl（g）+O₂?2Cl₂（g）+2H₂O（g），反應自發(fā)．
①該反應是放熱還是吸熱，判斷并說明理由放熱，△S＜0，反應自發(fā)滿足△H-T△S＜0．
②900K時，體積比為4：1的HCl和O₂在恒溫恒容的密閉容器中發(fā)生反應，HCl的平衡轉化率α（HCl）隨壓強（P）變化曲線如圖．保持其他條件不變，升溫到T K（假定反應歷程不變），請畫出壓強在1.5×10⁵～4.5×10⁵Pa范圍內，HCl的平衡轉化率α（HCl）隨壓強（P）變化曲線示意圖．
（2）已知：
Cl₂（g）+2NaOH（aq）=NaCl（aq）+NaClO（aq）+H₂O（l）△H_l=-102kJ•mol^-1
3Cl₂（g）+6NaOH（aq）=5NaCl（aq）+NaClO₃（aq）+3H₂O（1）△H₂=-422kJ•mol^-1
①寫出在溶液中NaClO分解生成NaClO₃的熱化學方程式：3NaClO（aq）=2NaCl（aq）+NaClO₃（aq）△H=-116KJ/mol．
②用過量的冷NaOH溶液吸收氯氣，制得NaClO溶液（不含NaClO₃），此時ClO^-的濃度為c₀ mol•L^-1；加熱時NaClO轉化為NaClO₃，測得t時刻溶液中ClO^-濃度為c₁ mol•L^-1，寫出該時刻溶液中Cl^-濃度的表達式：
c（Cl^-）=$\frac{5{c}_{0}-2{c}_{1}}{3}$mol•L^-1（用c₀、c₁表示）
③有研究表明，生成NaClO₃的反應分兩步進行：
I     2ClO^-=ClO₂^-+Cl^-
II    ClO₂^-+ClO^-=ClO₃^-+Cl^-
常溫下，反應II能快速進行，但氯氣與NaOH溶液反應很難得到NaClO₃，試用碰撞理論解釋其原因：反應Ⅰ的活化能高，活化分子百分數(shù)低，不利于ClO^-向ClO₃^-轉化．
（3）電解NaClO₃水溶液可制備NaClO₄．在電解過程中由于陰極上吸附氫氣，會使電解電壓升高，電解效率下降．為抑制氫氣的產生，可選擇合適的物質（不引入雜質），寫出該電解的總化學方程式2NaClO₃+O₂ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2NaClO₄．

16．寫出下列物質的電離方程式：硫酸銨（NH₄）₂SO₄=2NH₄⁺+SO₄^2-；氫氧化鋇Ba（OH）₂=Ba²⁺+2OH^-．

15．H、D、T、H⁺可以表示（　　）

	A．	四種不同元素		B．	化學性質不同的氫原子
	C．	氫元素的四種同位素		D．	氫元素的四種不同微粒

14．在含有FeCl₃和BaCl₂的酸性溶液中，通入足量的SO₂后有白色沉淀生成，過濾后，向溶液中滴加KSCN溶液，無明顯現(xiàn)象，下列敘述正確的是（　�。�

	A．	白色沉淀是BaSO4和BaSO3		B．	FeCl3全部被還原為FeCl2
	C．	白色沉淀是BaSO3		D．	溶液的酸性減弱

13．對于弱電解質溶液，下列說法正確的是（　�。�

	A．	溶液中只有離子，沒有溶質分子
	B．	溶液中只有溶質分子，沒有離子
	C．	在弱電解質的電離方程式中，可用“═”表示
	D．	溶液中分子和離子同時存在

12．25℃時，在CH₃COOH與CH₃COONa的混合溶液中，若測得pH=6，則溶液中c（CH₃COO^-）-c（Na⁺）=9.9×10^-7mol•L^-1（填精確值），$\frac{c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=18．

11．電離平衡常數(shù)是衡量弱電解質電離程度的物理量．已知：

化學式	電離常數(shù)（25℃）
HCN	K=4.9×10-10
CH3COOH	K=1.8×10-5
H2CO3	K1=4.3×10-7、K2=5.6×10-11

①25℃時，有等濃度的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液和CH₃COONa溶液，三溶液的pH由大到小的順序為Na₂CO₃＞NaCN＞CH₃COONa（用化學式表示）．
②向NaCN溶液中通入少量的CO₂，發(fā)生反應的化學方程式為NaCN+H₂O+CO₂=HCN+NaHCO₃．