安徽省亳州市涡阳县蔚华中学2025-2026学年高二上学期10月月考 化学试题

2025-2026学年高二第一学期第一次月考检测（化学） 命题人：张强 审题人：张雪莲 本试卷共8页，18小题，满分100分。考试用时75分钟。 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 N 14 O 16 Na 23 P 31 S 32 一、选择题（在下列各题的四个选项中，只有一个选项符合题意。每小题3分，共48分） 1. 对于某可逆反应，改变下列条件一定能加快正反应速率的是( ) A．增加反应物的用量 B．使用催化剂 C．升高反应体系的温度 D．缩小体积增大反应体系的压强 2.下列说法正确的是( ) A.活化分子之间的碰撞即为有效碰撞 B.使用催化剂能降低活化能，增加活化分子百分数 C.增大压强不能降低活化能，但能增加活化分子百分数 D.活化能的大小决定了反应能否自发进行 3.已知反应： ①101ｋPa时，2C（s）＋O2（g）＝2CO（g）；ΔH＝－221kJ／mol ②稀溶液中，H＋（aq）＋OH－（aq）＝H2O（l）；ΔH＝－57.3kJ／mol 下列结论正确的是( ) A．碳的燃烧热大于110.5 kJ／mol B．①的反应热为221 KJ／mol C．稀硫酸与稀NaOH溶液反应的中和热为－57.3 kJ／mol D．稀醋酸与稀NaOH溶液反应生成1 mol水，放出57.3 kJ热量 4.对于一定条件下的化学反应，下列说法正确的是( ) A．△H＜0的反应能自发进行，△H＞0的反应不能自发进行 B．△H＜0，△S＜0的反应在高温时一定能自发进行 C．△H＜0，△S＞0的反应一定能自发进行 D．△H＞0，△S＞0的反应在低温时一定能自发进行 5. 如右图所示，左侧注射器吸入10mLNO2 、N2O4的混合气体,右侧注射器吸入10mL空气，且U型管内两侧液面保持水平位置（液体不与气体反应），现将两侧注射器活塞同时快速向内推到5mL，下列法不正确的是( ) A．左侧气体颜色先变深后逐渐变浅 B．对于2NO2 N2O4平衡体系 ，向生成N2O4的方向移动 C．压缩后U型管内两侧液面仍然保持水平 D.若将两侧注射器活塞重新拉到10mL的位置，平衡后U型管两侧液面仍然保持水平 6．高温下，某反应达平衡，平衡常数K=。恒容时，温度升高，H2浓度减小。下列说法正确的是（ ） A．该反应的焓变为正值 B．恒温恒容下，增大压强，H2浓度一定减小 C．升高温度，逆反应速率减小 D．该反应化学方程式为CO+H2O=CO2+H2 7.某温度下，浓度都是1mol·L-1的两种气体X2和Y2，在密闭容器中反应生成气体Z。反应2min后，测得剩余的X2为0.4mol·L－1，用Y2表示的反应速率v（Y2）＝0.1mol·L－1·min－1，生成的c（Z）为0.4mol·L－1，则该反应的化学方程式是（ ） A.X2＋Y22XY B.2X2＋Y22X2Y C.3X2＋Y22X3Y D.X2＋3Y22XY3 8.下列各实验装置、目的或结论全都正确的是（ ） 实验装置 甲 乙 丙 丁 A.甲可验证镁片与稀盐酸反应放热 B.乙可验证FeCl3对H2O2的分解反应有催化作用 C.将丙中的铝片更换为等质量的铝粉后释放出的热量变多 D.由丁可推断出：反应2NO2（g）N2O4（g）为吸热反应 9.已知下列热化学方程式： Zn(s)＋ O2(g) ＝ ZnO(s) ΔH1 =－351.1 kJ·mol-1 Hg(l)＋ O2(g) ＝ HgO(s) ΔH2 =－90.7 kJ·mol-1 由此可知Zn(s)＋HgO(s) ＝ ZnO(s)＋Hg(l)的反应热ΔH为 A．－260.4 kJ·mol-1 B．＋260.4 kJ·mol-1 C．－441.8 kJ·mol-1 D．＋441.8 kJ·mol-1 10．若反应：2NO(g)＋2CO(g) N2 (g)＋2CO 2 (g) ΔH＝－373.4 kJ·mol-1（汽车尾气净化反应之一）在恒容密闭容器中达到平衡状态，下列措施可使平衡正向移动的是 A．除去二氧化碳 B．减小压强 C．升高温度 D．加入催化剂 11.已知：A（g）＋2B（g）3C（g） ΔH＜0。向一恒温恒容的密闭容器中充入1molA和3molB发生反应，t1时达到平衡状态Ⅰ，在t2时改变某一条件，t3时重新达到平衡状态Ⅱ，正反应速率随时间的变化如图所示。下列说法正确的是（ ） A.容器内压强不变，表明反应达到平衡 B.t2时改变的条件：从容器中移出C C.平衡常数K：K（II）＜K（I） D.平衡时A的体积分数φ：φ（II）＞φ（I） 12. 化学反应A2(g)＋B2(g) == 2AB(g)的能量变化如图所示。下列有关叙述正确的是 A．每生成2 mol AB(g)吸收b kJ热量1mol A2(g)+1mol B2(g) 2mol A B(g) a b 反应过程 能量/kJ B．反应热ΔH＝＋(a－b) kJ·mol－1 C．该反应中反应物的总能量高于生成物的总能量 D．断裂1 mol A—A键和1 mol B—B键，放出a kJ能量 13.工业上制备纯硅反应的热化学方程式如下： SiCl4(g)＋2H2(g)Si(s)＋4HCl(g)；△H＝＋Q kJ·mol－1(Q＞0)，某温度、压强下，将一定量的反应物通入密闭容器进行以上的反应，下列说法正确的是（ ） A．反应过程中，若增大压强能提高SiCl4的转化率 B．若反应开始时SiCl4为1mol，则达到平衡时，吸收热量为QkJ C．反应至4min时，若HCl的浓度为0.12mol·L－1，则H2的反应速率为0.03mol/(L·min) D．当反应吸收热量为0.025QkJ时，生成的HCl通入100mL1mol·L－1的NaOH恰好反应 14.某化学研究小组探究外界条件对化学反应mA（g）＋nB（g）pC（g）速率和平衡的影响图像如图所示。下列判断错误的是（ ） A.由图1可知：T1＜T2，该反应ΔH＜0 B.由图2可知：该反应m＋n＞p C.图3中，表示反应速率v正＞v逆的是点1 D.图4中，a曲线一定使用了催化剂 二、非选择题：本大题4小题，共52分。 15.某实验小组用0.50mol·L-1 NaOH溶液和0.50mol·L-1 H2SO4溶液进行中和反应反应热的测定，实验装置如图所示。 （1）实验中不能用铜丝搅拌器代替玻璃搅拌器，原因是 。 （2）写出该反应的热化学方程式[已知H＋（aq）＋OH－（aq）＝H2O（l） ΔH＝－57.3kJ·mol－1]： 。 （3）取50mL NaOH溶液和30mL H2SO4溶液进行实验，数据如下： 温度实验 次数 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 温度差（t2－t1）/℃ 溶液 溶液 平均值 1 26.2 26.0 26.1 30.1 2 27.0 27.4 27.2 32.0 3 25.9 25.9 25.9 29.8 4 26.4 26.2 26.3 30.4 ①表中所得温度差的平均值为 ℃。 ②上述实验结果与－57.3kJ·mol－1有偏差，原因可能是 （填序号）。 a.实验装置保温，隔热效果差 b.量取NaOH溶液的体积时仰视读数 c.分多次把NaOH溶液倒入盛有H2SO4溶液的内筒中 （4）该实验小组希望进一步探索不同的中和反应 ①若改用60mL 0.25mol·L－1 H2SO4和50mL 0.55mol·L－1 NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量 （填“相等”“不相等”）； ②其他条件不变，若用KOH代替NaOH做实验，对测定结果 （填“有”或“无”）影响； ③若用1.0mol·L－1醋酸溶液代替0.50mol·L-1 H2SO4溶液做实验，测定放出热量的数值 （填“偏大”“偏小”或“不变”）。 16．(10分）CO和H2一定条件下发生反应：CO(g)+2H2(g) CH3OH(g)，从而制备燃料甲醇。某研究小组现将三组CO(g)与H2(g)的混合气体分别通入体积为1L的恒容密闭容器中， 得到如下数据： 实验组 温度/℃ 起始量（mol） 平衡量（mol） CO（g） H2(g) CH3OH(g) I T1=250 1.5 3 1 II T1=250 2 5 x III T2(>T1) 1.5 3 0.8 （1） 实验I达到平衡时，CO(g)与H2(g)的物质的量浓度分别是 mol/L、 mol/L。 （2） 该反应平衡常数的表达式K= 。计算250℃时化学平衡常数的值K= 。 （3）根据实验I、 III对比，可推断出该反应是 （填“吸热”或者“放热”）反应，说明判断依据： （4）请写出提高该反应中甲醇产率的三条措施 。 17.研究化学反应中的能量变化可以为提高工业生产效率提供指导性的理论依据。请结合所学化学反应原理相关知识回答下列问题： （1）计算化学反应中的能量变化有多种途径。 ①通过化学键的键能计算。已知： 化学键 H－H Cl－Cl H－Cl 键能（kJ·mol－1） 436 247 434 计算可得：H2（g）＋Cl2（g）＝2HCl（g） ΔH＝ kJ·mol－1。 ②通过盖斯定律计算。已知： 2Na（s）＋1/2O2（g）＝Na2O（s） ΔH＝－414kJ·mol－1 2Na（s）＋O2（g）＝Na2O2（s） ΔH＝－511kJ·mol－1 写出Na2O2与Na反应生成Na2O的热化学方程式： 。 （2）某温度下，在一个2L的恒容容器中，通入X（g）和Y（g），发生反应生成Z（g），三者的物质的量随时间的变化曲线如图所示。根据图中数据填空： ①该反应的化学方程式为 。 ②反应1min时，该容器中Z的物质的量n（Z） （填“＞”“＜”或“＝”）0.1mol。 ③反应开始至2min，以气体Z表示的平均反应速率为 ；1min时，正反应速率 （填“＞”“＜”或“＝”）逆反应速率，X（g）的平衡转化率为 。 ④容器内2min之前在变化而2min之后不再变化的量是 （填字母）。 A.气体密度 B.压强 C.化学反应速率 D.气体平均相对分子质量 ⑤反应达到平衡状态后，改变反应条件 （填“能”或“不能”）在一定程度上改变该反应的限度。 18.目前Haber-Bosch法是工业合成氨的主要方式，其生产条件需要高温高压，为了有效降低能耗，过渡金属催化还原氮气合成氨被认为是具有巨大前景的替代方法。催化过程一般有吸附－解离－反应－脱附等过程，下图为N2和H2在固体催化剂表面合成氨反应路径的能量变化图（部分数据略），其中“*”表示被催化剂吸附。 （1）氨气的脱附是 （填“吸热”“放热”）过程，合成氨反应的热化学方程式： ； （2）在 下有利于提高合成氨的平衡转化率。 A.高温低压 B.高温高压 C.低温低压 D.低温高压 （3）用化学方程式表示出对总反应速率影响较大的步骤 。 （4）合成氨反应在恒温恒容体系中进行，则其达到平衡的标志为 （填字母）。 A.c（N2）∶c（H2）＝1∶3 B.单位时间内，消耗a mol N2的同时生成2a mol NH3 C.NH3的体积分数不再改变 D.混合气体的平均相对分子质量不再改变 E.2v正（NH3）＝v逆（N2） F.混合气体的总压强不再改变 （5）合成氨的捷姆金和佩热夫速率方程式为，v为反应的瞬时总速率，即正反应速率和逆反应速率之差，k1、k2分别是正、逆反应速率常数。已知：Kp是用平衡分压代替平衡浓度而得到的平衡常数（平衡分压＝总压×物质的量分数），则合成氨反应N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）的平衡常数Kp＝ （用含k1、k2的代数式表示）。 学科网（北京）股份有限公司 $