精品解析：江西省宜春市丰城市第九中学2024-2025学年高一上学期期中考试（日新班） 化学试题

丰城九中2024-2025学年上学期高一日新期中考试化学试卷 考试时间：75分钟 试卷总分：100分 一、单项选择题(14小题，每小题3分，共42分) 1. 下列有关说法正确的是 A. 在高温下，CO分解生成C(s)和O2能自发进行 B. 在浓硫酸中滴加浓盐酸，产生HCl的原因是升温促进平衡向右移动 C. 我国西周时期发明的“酒曲”酿酒工艺，是利用了催化剂使平衡正向移动的原理 D. 水是一次能源，水煤气是二次能源，天然气是可再生能源 【答案】B 【解析】 【详解】A．CO分解吸热，，该反应是熵减反应，，则在任何温度下，即在任何温度下都不能自发进行，A错误； B．盐酸挥发出氯化氢的过程是吸热过程，浓硫酸吸收水放出热量，促进平衡正向移动，B正确； C．催化剂不影响化学平衡的移动，C错误； D．天然气是不可再生能源，D错误； 故选B。 2. 把少量NaOH固体分别加入到下列100mL等浓度液体中，导电能力变化较大的是 A. MgSO4溶液 B. 盐酸 C. CH3COOH溶液 D. NH4Cl溶液 【答案】C 【解析】 【分析】氢氧化钠为强电解质，全部电离，电解质的导电能力，主要取决于离子浓度的大小和离子所带电荷的多少，浓度越大，导电能力越强，导电能力变化较大，溶液的离子浓度应变化较大，由此分析。 【详解】A．MgSO4溶液加入氢氧化钠固体生成氢氧化镁沉淀，但同时生成硫酸钠，硫酸钠是强电解质，溶液离子浓度基本不变，导电能力变化基本不变，故A不符合题意； B．氢氧化钠固体加入到盐酸中，与酸反应生成氯化钠，将溶液中氢离子换成钠离子，离子浓度几乎没变，导电能力变化基本不变，故B不符合题意； C．氢氧化钠固体加入到醋酸中，生成醋酸钠，它是强电解质，而原醋酸是弱酸，是弱电解质，离于浓度小，故加入后其离子浓度增大，导电能力变化较大，故C符合题意； D．氢氧化钠固体加入到NH4Cl溶液中生成氯化钠和一水合氨，氯化铵和氯化钠都是强电解质，而一水合氨为弱电解质，溶液离子浓度变化不大，导电能力变化不大，故D不符合题意； 答案选C。 3. 羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH+ H2ONH3OH++OH-。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是 A. 平衡常数K不变 B. c(OH-)增大 C. 平衡向左移动 D. 减小 【答案】D 【解析】 【详解】A．平衡常数只与温度有关，温度不变平衡常数不变，A正确； B．NaOH可以在水溶液中电离出大量氢氧根离子，向该溶液中加入NaOH固体，使溶液中n(OH-)增大，c(OH-)增大，B正确； C．根据平衡移动原理可知，溶液中c(OH-)增大，所以平衡向左移动，C正确； D．电离平衡常数K= ，所以，加入NaOH后平衡逆向移动，c(NH3OH+)减小，则增大，D错误； 答案选D。 4. 常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A. 澄清透明溶液中：、、、 B. 的溶液中：、、、 C. 加入Al粉产生的溶液中：、、、 D. 由水电离的的溶液中：、、、 【答案】A 【解析】 【详解】A．、、、之间不发生反应，能够大量共存，故A符合题意； B．的溶液呈碱性，、OH−之间反应生成一水合氨，不能大量共存，故B不符合题意； C．加入Al粉产生H2的溶液呈酸性或强碱性，Mg2＋与OH−反应生成氢氧化镁沉淀，ClO−与H＋反应生成次氯酸，、OH−与Ca2＋反应分别生成微溶物硫酸钙、氢氧化钙，不能大量共存，故C不符合题意； D．由水电离的的溶液呈酸性或碱性，H＋、、之间发生氧化还原反应，在酸性溶液中不能大量共存，故D不符合题意； 故答案选A。 5. 工业上生产氮化硅陶瓷的反应为：，下列是在不同条件下测得的化学反应速率，其中最大的是 A. B. C. D. 【答案】C 【解析】 【详解】以N2为标准，并将单位统一： A．； B．是固体，没有浓度； C．=； D．=； 因此表示该反应进行最快的是，故选C。 6. 具有难挥发性的二硫化钽(TaS2)可采用如图装置提纯。将不纯的TaS2粉末装入石英管一端，抽真空后引入适量碘并封管，置于加热炉中，发生反应的化学方程式如下：TaS2(s)+2I2(g)TaI4(g)+S2(g) ∆H>0.下列说法错误的是 A. 该反应一定条件下可以自发 B. 高温区和低温区都存在非极性键的断裂和形成 C. 高温区和低温区的相等 D. 不纯的TaS2粉末应放在高温区，提纯后的TaS2在低温区生成 【答案】C 【解析】 【详解】A．由题目可知，△H＞0，△S＞0，高温时可自发，A正确； B．高温区生成TaS2(s)和I2(g)，低温区生成TaI4(g)和S2(g)，I2和S2都存在非极性键的断裂和形成，B正确； C．高温区进行正向反应，生成S2(g)和消耗I2(g)，低温区进行逆向反应生成I2(g)消耗S2(g)，故高温区大于低温区的，C错误； D．TaS2的转化反应是吸热反应，高温区进行TaS2的转化，低温区进行逆反应生成TaS2，D正确； 故选C。 7. 某温度下，X2(g)和H2反应生成HX的平衡常数如下表： 化学方程式 K F2+H22HF 1.8×1036 Cl2+H22HCl 9.7×1012 Br2+H22HBr 5.6×107 I2+H22HI 43 仅依据K，下列说法正确的是 A. 随着卤素原子核电荷数的增加，在相同条件下，平衡时X的转化率逐渐降低 B. 随着卤素原子核电荷数的增加，X与H2反应的剧烈程度逐渐增强 C. 随着卤素原子核电荷数的增加，HX的还原性逐渐减弱 D. 随着卤素原子核电荷数的增加，HX的稳定性逐渐增强 【答案】A 【解析】 【详解】A．随着卤素原子核电荷数的增加，正向进行的程度越来越小，X2的转化率逐渐降低，A正确； B．反应的剧烈程度与反应速率有关，仅依据K值无法判断剧烈程度，B错误； C．随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明X2的氧化性减弱，HX的还原性逐渐增强，C错误； D．平衡常数越大，说明反应正向进行程度越大，越容易进行；根据所给数据可知，随着卤素原子核电荷数的增加，生成HX越不容易，说明HX的稳定性逐渐减弱，D错误； 故选A。 8. 下列说法正确的是 A. 的溶液的pH一定等于7 B. 强酸溶液中一定比弱酸溶液中大 C. 若醋酸溶液的，将此溶液稀释10倍后，溶液的，则 D. 将的盐酸和的硫酸溶液等体积混合(混合后体积变化不计)，所得溶液 【答案】D 【解析】 【详解】A．KW的值与温度有关，当温度为25℃时，KW=10-14，此时c（H+）=10-7，pH=7，选项未说明温度，A错误； B．未说明溶液的浓度，无法比较c（H+）的浓度，B错误；’ C．由于醋酸是弱酸，溶液稀释10倍后，醋酸的电离平衡正向移动，电离度增加，使得稀释后溶液的pH不到a+1，C错误； D．的盐酸和的硫酸溶液c（H+）均为10-4，等体积混合(混合后体积变化不计)，c（H+）不变，pH=4，D正确； 故选D。 9. 热化学方程式不仅可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，还可以用于计算和预测反应能量的变化。下列说法正确的是 A. 已知与反应生成时，放出的热量，则有 B. C. ， ； D. 已知稀溶液中， ，则有 【答案】A 【解析】 【详解】A．转化为过程中放出热量，则与反应生成时，放出的热量大于，则有 ，故A正确； B．H2的燃烧是放热反应，<0，故B错误； C．CO(g)转化为CO2(g)的过程中放热，则 ， ；，故C错误； D．钡离子与硫酸根离子在溶液中反应会放出沉淀热，则1mol硫酸与1mol氢氧化钡完全反应放出的热量大于114.6kJ，则有 ，故D错误； 故选A。 10. 在一定温度下，将气体X和气体Y各0.15mol充入10L的恒容密闭容器中，发生反应：X(g)+Y(g)4Z(g) △H＜0，反应过程中测得的数据如表： t/min 2 4 7 9 n(Z)/mol 0.12 0.16 0.20 0.20 下列说法正确的是 A. 反应前2min的反应速率：v(Y)=0.015mol·L-1·min-1 B. 其他条件不变，升高温度的瞬间，正反应速率的增大程度大于逆反应速率的增大程度 C. 其他条件不变，若在9min时再充入0.6molZ，平衡时n(X)＜0.2mol D. 若在9min时再充入0.2molX、0.2molY和0.3molZ，则v正＜v逆 【答案】D 【解析】 【分析】 在一定温度下，将气体X和气体Y各0.15mol充入10L的恒容密闭容器中，依据表中数据，可建立如下三段式： K==4×10-4。 【详解】A．反应前2min的反应速率：v(Y)==0.0015mol·L-1·min-1，A不正确； B．因为正反应为放热反应，所以升高温度，平衡逆向移动，则升高温度的瞬间，正反应速率的增大程度小于逆反应速率的增大程度，B不正确； C．X和Y各0.15mol，采用一边倒，n(Z)=0.6mol；其他条件不变，若在9min时达平衡时，n(X)=0.1mol，n(Z)=0.2mol；再充入0.6molZ，相当于原平衡体系加压，平衡逆向移动，X的物质的量增大，平衡时n(X)＞0.2mol，C不正确； D．若在9min时再充入0.2molX、0.2molY和0.3molZ，则Qc=＞4×10-4，则平衡逆向移动，v正＜v逆，D正确； 故选D。 11. Ni活化的反应历程如下图所示： 下列说法错误的是 A. 反应历程的决速步骤：中间体2→中间体3 B. 反应历程涉及非极性键的断裂和极性键的形成 C. 三种中间体比较，中间体2最稳定 D. 升高温度，的化学平衡常数K增大 【答案】D 【解析】 【详解】A．活化能越大，速率越慢，慢反应为决速步骤，故反应历程的决速步骤：中间体2→中间体3，A正确； B．中间体2→过渡态2涉及C-C非极性键断裂，Ni(s)→中间体1，中间体2→过渡态2，过渡态2→中间体3，均涉及极性键的形成，B正确； C．三种中间体比较，中间体2能量最低，最稳定，C正确； D．的总能量比高6.57kJ，该反应为放热反应，升高温度，的化学平衡常数K减小，D错误； 答案选D。 12. 常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A. 常温下，0.1mol/L的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B. 常温下，K(HNO2)6.310-4 C. 根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D. 常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 【答案】B 【解析】 【分析】相同温度下，酸的电离常数越大，该酸的酸性越强，较强酸能和较弱酸的盐反应生成弱酸，根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaCN+HF=HCN+NaF、NaNO2+HF=HNO2+NaF知，酸的强弱顺序是HCN＜HNO2＜HF，则酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，K(HF)=6.3×10-4，K(HNO2)= 5.6×10-4，K(HCN)= 6.210-10.。 【详解】A．通过以上分析知，，溶液中，.，c(H+)10-6 mol/L，A项正确； B．根据以上分析知，K(HNO2)= 5.6×10-4，B项错误； C．根据NaCN+HNO2=HCN+NaNO2、NaNO2+HF=HNO2+NaF，即可得出结论酸性：HF＞HNO2＞HCN，C项正确； D．通过以上分析知，酸的电离平衡常数大小顺序为K(HCN)＜K(HNO2)＜K(HF)，D项正确； 答案选B。 13. 一定条件下，合成氨反应为：。图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时的物质的量随时间的变化曲线，图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响，下列说法正确的是 A. 升高温度，该反应的平衡常数增大 B. 由图2信息，内该反应的平均速率 C. 由图2信息，从起其它条件不变，压缩容器的体积，则的变化曲线为d D. 图3中温度，a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是b点 【答案】C 【解析】 【详解】A．由图1知，氮气和氢气的能量大于氨气的能量，所以由氮气和氢气生成氨气是放热反应，升高温度平衡向逆反应方向进行，该反应的平衡常数减小，A错误； B．，，B错误； C．当缩小容器的体积，气体的压强增大，导致平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向移动，氮气的物质的量减少，所以曲线d符合，C正确； D．相同温度下，一定量氮气时，氢气的浓度越大，平衡向正反应方向移动导致氮气的转化率越大，所以图3中a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是c点，D错误； 故选C。 14. 在容积一定的密闭容器中，置入一定量的NO(g)和足量C(s)，发生反应C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)，平衡状态时NO(g)的物质的量浓度与温度T的关系如图所示。则下列说法正确的是 A. 该反应的ΔH>0 B. 若该反应在T1、T2时的平衡常数分别为K1、K2，则K1<K2 C. 在T2时，若反应体系处于状态D，则此时一定有v(正)<v(逆) D. 在T3时，若混合气体的密度不再变化，则可以判断反应达到平衡状态 【答案】D 【解析】 【详解】A．由图像可知，T1<T2，升高温度c平(NO)增大，平衡左移(吸热方向)，所以ΔH<0，且K1>K2，A错误； B．由图像可知，T1<T2，升高温度c平(NO)增大，平衡左移(吸热方向)，所以ΔH<0，且K1>K2，B错误； C．T2时由D→B点需降低c平(NO)，即平衡向右移动，所以D点对应体系中，v(正)>v(逆)，C错误； D．由于反应物C为固体，故容积不变时，反应后气体质量增大，混合气体的密度增大，当密度不再变化时，可以判断反应达到平衡状态，D正确。 故选D。 二、填空题(共4大题，每空2分，共58分) 15. 25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 HClO 电离平衡常数 回答下列问题： （1）25℃时，等浓度的三种溶液，酸性最强的是______，一般情况下，当温度升高时，______（填“增大”、“减小”或“不变”）； （2）室温下，某溶液中存在着，该反应的平衡常数______．（用、或表示） （3）25℃时，与的混合溶液，若测得混合液，则溶液中______（填准确数值） （4）向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式______． （5）现有相等的盐酸、醋酸、硫酸三种稀溶液： ①分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积的大小关系为______； ②分别与等质量Zn反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为______． 【答案】（1） ①. （或醋酸） ②. 增大 （2） （3） （4） （5） ①. 醋酸＞盐酸＝硫酸 ②. 盐酸＝硫酸＞醋酸 【解析】 【小问1详解】 浓度相同时，K值越大说明其电离程度越大，酸性越强，则酸性最强的是CH3COOH。一般情况下温度升高，弱电解质的电离程度增大，Ka增大。 【小问2详解】 该反应的平衡常数K===。 【小问3详解】 醋酸钠和醋酸的混合溶液的pH=6，该混合溶液中存在电荷守恒即c(CH3COO-)+c(OH-)=c(Na+)+c(H+)，则有c(CH3COO-)- c(Na+)=c(H+)-c(OH-)=10-6mol/L-10-8mol/L=9.9×10-7mol/L。 【小问4详解】 HClO的电离平衡常数大于H2CO3的K2小于其K1，故次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳反应生成次氯酸和碳酸氢根离子，离子方程式为。 【小问5详解】 ①氢离子浓度相同的盐酸、醋酸和硫酸，盐酸和硫酸都是强酸，氢离子浓度相同时，消耗的NaOH溶液体积相同，醋酸为弱酸，氢离子浓度与盐酸和硫酸相同时，醋酸浓度要大于盐酸和硫酸，则完全中和时消耗的NaOH溶液的体积更大，因此所需NaOH溶液体积的大小关系为醋酸>盐酸=硫酸。 ②分别与等质量的Zn反应，使Zn恰好完全反应，盐酸和硫酸均为强酸，氢离子浓度相同则消耗的体积也相同，醋酸浓度大于盐酸和硫酸，与等质量的Zn反应，消耗的醋酸体积最小，因此消耗三种酸的体积大小关系为盐酸=硫酸>醋酸。 16. 以高硫铝土矿(主要成分为，少量和金属硫酸盐)为原料，生产氧化铝并获得的部分工艺流程如下： （1）焙烧过程均会产生，用溶液吸收过量的离子方程式为_______。 （2）添加和不添加的矿粉焙烧，其硫去除率随温度变化曲线如下图所示。 已知：多数金属硫酸盐的分解温度都高于；硫去除率=。 ①不添加的矿粉在低于焙烧时，去除的硫元素主要来源于_______。 ②焙烧时，添加的矿粉硫去除率比不添加的矿粉硫去除率低，其主要原因是_____。 （3）向“过滤”得到的滤液中通入过量，铝元素存在的形式由_______(填化学式)转化为_______(填化学式)。 （4）“过滤”得到的滤渣中含大量的。与混合后在缺氧条件下焙烧生成和，化学方程式为_______。 【答案】（1） （2） ①. ②. 硫元素转化为CaSO4而留在矿粉中 （3） ①. ②. （4） 【解析】 【分析】高硫铝土矿（主要成分为，少量和金属硫酸盐）粉碎后通入空气、加入氧化钙焙烧，其中氧化钙和二氧化硫以及空气反应生成硫酸钙，和二氧化硅反应生成硅酸钙，得到产物加入氢氧化钠溶液碱浸其中氧化铝溶解生成偏铝酸钠溶液，经过滤得到的固体中含Fe2O3，Fe2O3与FeS2混合后在缺氧条件下焙烧生成Fe3O4和SO2，以此解答该题。 【小问1详解】 用NaOH溶液吸收过量SO2生成，则发生反应的离子方程式为； 【小问2详解】 ①不添加CaO的矿粉中S元素来源是FeS2和金属硫酸盐，金属硫酸盐的分解温度较高，所以可判断焙烧过程中S元素主要来源是FeS2，故答案为：FeS2； ②700℃焙烧时，添加1%CaO的矿粉硫去除率比不添加CaO的矿粉硫去除率低，考虑加入CaO可能使S转化为CaSO4，形成的硫酸盐分解温度较高，所以会导致S的脱除率降低，故答案为：硫元素转化为CaSO4而留在矿粉中； 【小问3详解】 过滤前使用NaOH溶液进行碱浸，Al2O3转化为NaAlO2，“过滤”得到的滤液中主要含有NaAlO2，向“过滤”得到的滤液中通入过量CO2，可以将NaAlO2转化为，故答案为：NaAlO2；； 【小问4详解】 “过滤”得到的滤渣中含大量的Fe2O3，Fe2O3与FeS2混合后在缺氧条件下焙烧生成Fe3O4和SO2，设有xmolFe2O3和ymolFeS2完全参加反应，根据电子得失守恒：2x×（3－）=2y×5+y×（－2），解得x:y=16:1，所以反应的方程式为。 17. 如图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。 （1）通过计算，可知系统（I）和系统（II）制氢的热化学方程式分别为__________________ 、______________________，制得等量H2所需能量较少的是___________。 （2）H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)。在610K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。 ①H2S的平衡转化率a1=_____ %，反应平衡常数K =___________。 ②在620K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率a2 _____________a1，该反应的∆H __________0。（填“>” “<” 或“=”） ③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是 _____ （填标号）。 A.H2S B.CO2 C.COS D.N2 【答案】 ①. H2O(l)=H2(g)+ 1/2O2(g) △H=+286 kJ/mol ②. H2S(g)= H2(g)+S(s)△H=+20 kJ/mol ③. 系统( II ) ④. 2.5 ⑤. 2.8×10-3 ⑥. > ⑦. > ⑧. B 【解析】 【详解】（1）系统中（I）最终是水分解制取氢气，系统(I)最终是H2S分解为硫和氢气。利用盖斯定律，依据反应①H2SO4(aq)=SO2(g)+ H2O(l)+O2(g) △H1 =+327 kJ/mol、 ②SO2 (g)+I2(s)+2H2O(l) =2HI(aq)+ H2SO4(aq) △H2=-151kJ/mol、③2HI(aq)=H2(g)+I2(s)△H3=+110 kJ/mol、④H2S(g) + H2SO4(aq)= S(s)+ SO2(g) +2H2O(l) △H4=+61 kJ/mol，将上述反应进行如下变形:①十②+③，整理可得系统( I )的热化学方程式为H2O(l)=H2(g)+-O2(g) △H=+286 kJ/mol；②+③+④，整理可得系统( II )的热化学方程式为H2S(g)= H2(g)+S(s)△H=+20 kJ/mol； 答案为：H2O(l)=H2(g)+1/2O2(g)△H=+286 kJ/mol；H2S(g)= H2(g)+S(s)△H=+20 kJ/mol；系统( II )； （2）①由题意设H2S转化的物质的量为x， H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g) 起始（mol）0.40 0.10 0 0 转化（mol） x x x x 平衡（mol）0.40-x 0.10-x x x 已知反应平衡后水的物质的量分数为0.02，则 =0.02，解得x=0.01，故H2S的平衡转化率a1=×100%=2.5%；反应平衡常数K=≈2.8×10-3； 答案为：2.5；2.8×10-3； ②水的物质的量分数增大，说明升高温度平衡正向移动，则H2S的转化率a2＞a1，且正反应吸热，即△H＞0； 答案为：> ；>； ③A.充入H2S，浓度增大，平衡正向移动，H2S的转化率减小，故A错误； B.充入CO2，平衡正向移动，H2S的转化率增大，故B正确； C.充入COS ，平衡逆向移动，H2S的转化率减小，故C错误； D.充入N2，平衡不移动，H2S的转化率不变，故D错误； 答案选B。 18. 某学习小组欲利用平衡体系探究影响化学平衡的因素，将20mL0.005mol·L-1FeCl3溶液和20mL0.015mol·L-1KSCN溶液混合，得到红色溶液X，进行进一步实验。回答下列问题： 实验Ⅰ．探究Fe3+、SCN-、Cl-、K+等离子的浓度对化学平衡的影响 （1）取2mL溶液X，加入5滴0.01mol·L-1KSCN溶液，溶液红色___________(填“变深”、“变浅”或“不变”，下同)；取2mL溶液X，插入经砂纸打磨过的铁丝，溶液红色___________，基于上述两个实验现象可以得到的结论是___________。 （2）取2mL溶液X，加入5滴0.03mol·L-1KCl溶液，观察到溶液红色变浅，产生该现象的原因可能是___________或者不参与离子反应的K+或Cl-对化学平衡产生了影响。 实验Ⅱ．探究KCl对平衡体系的影响 为了确定KCl是否对化学平衡产生影响，学习小组同学进行如下探究：各取2mL溶液X放入3支比色皿中，分别滴加5滴不同浓度的KCl溶液，测得各溶液的透射率(溶液颜色越深，透射率越小)随时间变化的曲线如图所示： （3）由上述实验可以得到结论：KCl对的化学平衡有影响，且KCl浓度越大，影响___________(填“越大”、“越小”或“不变”)。 （4）针对产生上述实验现象的可能原因，学习小组同学提出以下猜想： 猜想①：K+产生的影响； 猜想②：Cl-产生的影响； 猜想③：___________。 实验Ⅲ．探究盐对Fe3+和SCN-平衡体系产生的影响 资料信息： a．溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽，使该离子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应； b．在FeCl3溶液中存在反应。 （5）根据上述信息，学习小组同学各取2mL溶液X，分别加入5滴①去离子水 ②0.3mol·L-1KCl溶液 ③0.3mol·L-1NaCl溶液 ④0.3mol·L-1KNO3溶液 ⑤3mol·L-1HCl溶液进行实验，测得各溶液的透射率随时间变化的曲线如图所示： 上述实验能证明阳离子盐效应影响平衡体系的实验组是___________(填选项字母)，其中盐效应影响较大的阳离子是___________。 A．实验①②③      B．实验①②④     C．实验①③④ 【答案】（1） ①. 变深 ②. 变浅 ③. 改变平衡体系中离子的浓度，平衡会发生移动或增大反应物离子浓度，平衡正向移动，减小反应物离子浓度，平衡逆向移动 （2）溶液被稀释，颜色变浅 （3）越大 （4）和共同产生的影响 （5） ①. A ②. 【解析】 【分析】实验I：将溶液和溶液混合，得到红色溶液X，则溶液X为0.0025mol/LFe(SCN)3溶液，分别取2mL0.0025mol/LFe(SCN)3溶液，加入5滴溶液或铁粉，探究、、、等离子的浓度对化学平衡； 实验Ⅱ．探究KCl对Fe3+和平衡体系的影响，随着KCl溶液浓度增大，溶液的透光率增加，按照题中信息，可能原因有：原因1，溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽，使该离子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应； 【小问1详解】 根据，可得离子反应为，取2mL溶液X，加入5滴溶液，增大，平衡正向移动，溶液红色变深；取2mL溶液X，插入经砂纸打磨过的铁丝，发生反应，减小，生成的反应平衡逆向移动，溶液红色变浅；基于上述两个实验现象可以得到的结论是改变平衡体系中离子的浓度，平衡会发生移动； 【小问2详解】 取2mL溶液X，加入5滴0.03mol·L-1KCl溶液，观察到溶液红色变浅，产生该现象的原因可能是溶液被稀释，颜色变浅或者不直接参与离子反应的K+或Cl-对平衡产生了影响； 【小问3详解】 由图可知，KCl对的化学平衡有影响，且KCl浓度越大，影响越大； 【小问4详解】 结合猜想①、②可知，猜想③：和共同产生的影响； 【小问5详解】 结合溶液中存在的物质以及和反应相关粒子，能证明阳离子盐效应影响平衡体系的实验组是A。透射率越高影响越大，则盐效应影响较大的阳离子是； 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $ 丰城九中2024-2025学年上学期高一日新期中考试化学试卷 考试时间：75分钟 试卷总分：100分 一、单项选择题(14小题，每小题3分，共42分) 1. 下列有关说法正确的是 A. 在高温下，CO分解生成C(s)和O2能自发进行 B. 在浓硫酸中滴加浓盐酸，产生HCl的原因是升温促进平衡向右移动 C. 我国西周时期发明的“酒曲”酿酒工艺，是利用了催化剂使平衡正向移动的原理 D. 水是一次能源，水煤气是二次能源，天然气是可再生能源 2. 把少量NaOH固体分别加入到下列100mL等浓度液体中，导电能力变化较大的是 A. MgSO4溶液 B. 盐酸 C. CH3COOH溶液 D. NH4Cl溶液 3. 羟胺(NH2OH)在水溶液中的电离方程式为NH2OH+ H2ONH3OH++OH-。常温下，向该溶液中加入NaOH固体，下列说法不正确的是 A. 平衡常数K不变 B. c(OH-)增大 C. 平衡向左移动 D. 减小 4. 常温下，下列各组离子在指定溶液中一定能大量共存的是 A. 澄清透明溶液中：、、、 B. 的溶液中：、、、 C. 加入Al粉产生的溶液中：、、、 D. 由水电离的的溶液中：、、、 5. 工业上生产氮化硅陶瓷的反应为：，下列是在不同条件下测得的化学反应速率，其中最大的是 A. B. C. D. 6. 具有难挥发性的二硫化钽(TaS2)可采用如图装置提纯。将不纯的TaS2粉末装入石英管一端，抽真空后引入适量碘并封管，置于加热炉中，发生反应的化学方程式如下：TaS2(s)+2I2(g)TaI4(g)+S2(g) ∆H>0.下列说法错误的是 A. 该反应一定条件下可以自发 B. 高温区和低温区都存在非极性键的断裂和形成 C. 高温区和低温区的相等 D. 不纯的TaS2粉末应放在高温区，提纯后的TaS2在低温区生成 7. 某温度下，X2(g)和H2反应生成HX的平衡常数如下表： 化学方程式 K F2+H22HF 1.8×1036 Cl2+H22HCl 9.7×1012 Br2+H22HBr 5.6×107 I2+H22HI 43 仅依据K，下列说法正确的是 A. 随着卤素原子核电荷数的增加，在相同条件下，平衡时X的转化率逐渐降低 B. 随着卤素原子核电荷数的增加，X与H2反应的剧烈程度逐渐增强 C. 随着卤素原子核电荷数的增加，HX的还原性逐渐减弱 D. 随着卤素原子核电荷数的增加，HX的稳定性逐渐增强 8. 下列说法正确的是 A. 的溶液的pH一定等于7 B. 强酸溶液中一定比弱酸溶液中大 C. 若醋酸溶液的，将此溶液稀释10倍后，溶液的，则 D. 将的盐酸和的硫酸溶液等体积混合(混合后体积变化不计)，所得溶液 9. 热化学方程式不仅可以帮助我们了解化学反应的热力学性质，还可以用于计算和预测反应能量的变化。下列说法正确的是 A. 已知与反应生成时，放出的热量，则有 B. C. ， ； D. 已知稀溶液中， ，则有 10. 在一定温度下，将气体X和气体Y各0.15mol充入10L的恒容密闭容器中，发生反应：X(g)+Y(g)4Z(g) △H＜0，反应过程中测得的数据如表： t/min 2 4 7 9 n(Z)/mol 0.12 0.16 0.20 0.20 下列说法正确的是 A. 反应前2min的反应速率：v(Y)=0.015mol·L-1·min-1 B. 其他条件不变，升高温度的瞬间，正反应速率的增大程度大于逆反应速率的增大程度 C. 其他条件不变，若在9min时再充入0.6molZ，平衡时n(X)＜0.2mol D. 若在9min时再充入0.2molX、0.2molY和0.3molZ，则v正＜v逆 11. Ni活化的反应历程如下图所示： 下列说法错误的是 A. 反应历程的决速步骤：中间体2→中间体3 B. 反应历程涉及非极性键的断裂和极性键的形成 C. 三种中间体比较，中间体2最稳定 D. 升高温度，的化学平衡常数K增大 12. 常温下，下列反应可以发生：①NaCN + HNO2 HCN + NaNO2， ② NaCN + HF HCN + NaF ③NaNO2+HF HNO2 +NaF ，其中有关的三种酸的电离常数分别是6.310-4 、5.610-4、6.210-10.由此判断下列叙述中不正确的是 A. 常温下，0.1mol/L的HCN溶液中c(H+)10-6 mol/L B. 常温下，K(HNO2)6.310-4 C. 根据两个反应可得出一元弱酸的强弱顺序为HF> HNO2> HCN D. 常温下，K(HCN)<K(HNO2)<K(HF) 13. 一定条件下，合成氨反应为：。图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时的物质的量随时间的变化曲线，图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响，下列说法正确的是 A. 升高温度，该反应的平衡常数增大 B. 由图2信息，内该反应的平均速率 C. 由图2信息，从起其它条件不变，压缩容器的体积，则的变化曲线为d D. 图3中温度，a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是b点 14. 在容积一定的密闭容器中，置入一定量的NO(g)和足量C(s)，发生反应C(s)＋2NO(g)CO2(g)＋N2(g)，平衡状态时NO(g)的物质的量浓度与温度T的关系如图所示。则下列说法正确的是 A. 该反应的ΔH>0 B. 若该反应在T1、T2时的平衡常数分别为K1、K2，则K1<K2 C. 在T2时，若反应体系处于状态D，则此时一定有v(正)<v(逆) D. 在T3时，若混合气体的密度不再变化，则可以判断反应达到平衡状态 二、填空题(共4大题，每空2分，共58分) 15. 25℃时，三种酸的电离平衡常数如下： 化学式 HClO 电离平衡常数 回答下列问题： （1）25℃时，等浓度的三种溶液，酸性最强的是______，一般情况下，当温度升高时，______（填“增大”、“减小”或“不变”）； （2）室温下，某溶液中存在着，该反应的平衡常数______．（用、或表示） （3）25℃时，与的混合溶液，若测得混合液，则溶液中______（填准确数值） （4）向次氯酸钠溶液中通入少量二氧化碳的离子方程式______． （5）现有相等的盐酸、醋酸、硫酸三种稀溶液： ①分别用同浓度的NaOH溶液完全中和，所需NaOH溶液体积的大小关系为______； ②分别与等质量Zn反应，使Zn恰好完全反应时，消耗三种酸的体积大小关系为______． 16. 以高硫铝土矿(主要成分为，少量和金属硫酸盐)为原料，生产氧化铝并获得的部分工艺流程如下： （1）焙烧过程均会产生，用溶液吸收过量的离子方程式为_______。 （2）添加和不添加的矿粉焙烧，其硫去除率随温度变化曲线如下图所示。 已知：多数金属硫酸盐的分解温度都高于；硫去除率=。 ①不添加的矿粉在低于焙烧时，去除的硫元素主要来源于_______。 ②焙烧时，添加的矿粉硫去除率比不添加的矿粉硫去除率低，其主要原因是_____。 （3）向“过滤”得到的滤液中通入过量，铝元素存在的形式由_______(填化学式)转化为_______(填化学式)。 （4）“过滤”得到的滤渣中含大量的。与混合后在缺氧条件下焙烧生成和，化学方程式为_______。 17. 如图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理。 （1）通过计算，可知系统（I）和系统（II）制氢的热化学方程式分别为__________________ 、______________________，制得等量H2所需能量较少的是___________。 （2）H2S与CO2在高温下发生反应：H2S(g)+CO2(g)COS(g)+H2O(g)。在610K时，将0.10 mol CO2与0.40 mol H2S充入2.5 L的空钢瓶中，反应平衡后水的物质的量分数为0.02。 ①H2S的平衡转化率a1=_____ %，反应平衡常数K =___________。 ②在620K重复实验，平衡后水的物质的量分数为0.03，H2S的转化率a2 _____________a1，该反应的∆H __________0。（填“>” “<” 或“=”） ③向反应器中再分别充入下列气体，能使H2S转化率增大的是 _____ （填标号）。 A.H2S B.CO2 C.COS D.N2 18. 某学习小组欲利用平衡体系探究影响化学平衡的因素，将20mL0.005mol·L-1FeCl3溶液和20mL0.015mol·L-1KSCN溶液混合，得到红色溶液X，进行进一步实验。回答下列问题： 实验Ⅰ．探究Fe3+、SCN-、Cl-、K+等离子的浓度对化学平衡的影响 （1）取2mL溶液X，加入5滴0.01mol·L-1KSCN溶液，溶液红色___________(填“变深”、“变浅”或“不变”，下同)；取2mL溶液X，插入经砂纸打磨过的铁丝，溶液红色___________，基于上述两个实验现象可以得到的结论是___________。 （2）取2mL溶液X，加入5滴0.03mol·L-1KCl溶液，观察到溶液红色变浅，产生该现象的原因可能是___________或者不参与离子反应的K+或Cl-对化学平衡产生了影响。 实验Ⅱ．探究KCl对平衡体系的影响 为了确定KCl是否对化学平衡产生影响，学习小组同学进行如下探究：各取2mL溶液X放入3支比色皿中，分别滴加5滴不同浓度的KCl溶液，测得各溶液的透射率(溶液颜色越深，透射率越小)随时间变化的曲线如图所示： （3）由上述实验可以得到结论：KCl对的化学平衡有影响，且KCl浓度越大，影响___________(填“越大”、“越小”或“不变”)。 （4）针对产生上述实验现象的可能原因，学习小组同学提出以下猜想： 猜想①：K+产生的影响； 猜想②：Cl-产生的影响； 猜想③：___________。 实验Ⅲ．探究盐对Fe3+和SCN-平衡体系产生的影响 资料信息： a．溶液中的离子会受到周围带有异性电荷离子的屏蔽，使该离子的有效浓度降低，这种影响称为盐效应； b．在FeCl3溶液中存在反应。 （5）根据上述信息，学习小组同学各取2mL溶液X，分别加入5滴①去离子水 ②0.3mol·L-1KCl溶液 ③0.3mol·L-1NaCl溶液 ④0.3mol·L-1KNO3溶液 ⑤3mol·L-1HCl溶液进行实验，测得各溶液的透射率随时间变化的曲线如图所示： 上述实验能证明阳离子盐效应影响平衡体系的实验组是___________(填选项字母)，其中盐效应影响较大的阳离子是___________。 A．实验①②③      B．实验①②④     C．实验①③④ 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $