精品解析：四川省绵阳外国语学校2025-2026学年高二上学期10月月考 化学试题

【温馨提示：平常心对待考试！让智慧在笔尖流淌，用细心为成功奠基！】 绵阳外国语学校2025～2026学年上期第一学月教学质量检测 高二年级 化学试卷 本试卷分为第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共6页。完卷时间：75分钟。满分：100分 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 N 14 O 16 Na 23 S 32 第Ⅰ卷(选择题，共45分) 一、选择题(本题包括15个小题，每小题3分，共45分。每小题只有一个选项符合题意) 1. 化学与生活、工业密切相关，下列措施的目的是加快反应速率的是 A. 在食品中添加苯甲酸钠作防腐剂 B. 工业合成氨时，使用铁触媒作催化剂 C. 在钢铁中加入铬、镍等金属元素制成不锈钢 D. 在水果罐头中加入抗坏血酸做抗氧化剂 2. 下列不能用勒夏特列原理解释的事实是 A. 向FeCl3溶液中加入适量KSCN溶液后溶液呈红色，再加入少量Fe粉后红色变浅 B. 合成氨工业使用高压以提高氨的产量 C. 黄绿色的氯水光照后颜色变浅 D. 对平衡体系加压，颜色变深 3. 下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A. B. C. D. H2SO32H＋＋ 4. 关于有效碰撞理论，下列说法正确的是 A. 分子间所发生的碰撞均为有效碰撞 B. 活化分子具有的能量就是活化能 C. 增大压强，活化分子数一定增加，化学反应速率一定加快 D. 升高温度可以加快化学反应速率，原因之一是提高了活化分子百分数 5. 下列热化学方程式，正确的是 A. 4g固体硫完全燃烧生成SO2，放出37kJ热量：S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296kJ B. 已知C(石墨，s)=C(金刚石，s)，ΔH=+1.9kJ·mol-1，则石墨比金刚石稳定 C. 1mol N2与3mol H2在某密闭容器中反应放出73kJ热量，则反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-73kJ/mol D. 甲烷的燃烧热为890.3kJ/mol，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-890.3kJ·mol-1 6. 足量块状铁与100mL 0.01mol/L的稀硫酸反应，反应速率太慢。为了加快此反应速率而不改变生成的量，可以使用如下方法中的 ①滴入几滴硫酸铜溶液②加NaOH固体③将稀硫酸改用98%的浓硫酸④将块状铁改为铁粉⑤加入固体⑥升高温度 A. ③④⑥ B. ①④⑥ C. ②③⑤ D. ①⑤⑥ 7. 在一个绝热固定容积的密闭容器中，可逆反应，当m、n、p、q为任意整数时，下列说法一定能说明反应已达到平衡的是 ①体系的密度不再改变          ②体系的温度不再改变 ③各组分的浓度相等        ④各组分的质量分数不再改变 ⑤反应速率    ⑥ ⑦体系气体平均相对分子质量不再改变 A. ①⑦ B. ②③⑤ C. ②④⑥ D. ②④⑥⑦ 8. 下列有关能量转化的说法不正确的是 A. 在反应中，反应物的总键能大于生成物的总键能 B. 转化Ⅱ的热化学方程式为 C. 时，碳的燃烧热为 D. 由碳转化为一氧化碳的热化学方程式为 9. 醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO—+ H+，下列叙述不正确的是 A. 升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B. 溶液加少量的固体，平衡逆向移动 C. 的溶液加水稀释，溶液中减小 D. 室温下，欲使醋酸溶液的电离度增大，可加入少量冰醋酸 10. 下列关于可逆反应各图像的解释或得出的结论不正确的是 A. 由甲图可知，t₁时刻一定是使用了催化剂 B. 由乙图可知，可逆反应的正反应放热 C. 由丙图可知，A点：v正<v逆 D. 由丁图可知，交点A表示反应物和生成物浓度相等，但不一定是平衡状态 11. 部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A. 25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B. 中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C. 结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D. 2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 12. 下列实验操作、现象、结论均正确的是 选项 实验操作 现象 结论 A 向一密闭容器充入，保持温度不变，扩大容器体积 容器中气体颜色先变浅后变深 平衡先正向移动再逆向移动 B 向2mL 5% 溶液中分别滴加5滴等浓度的和溶液 加入溶液的反应更剧烈 比催化效果好 C 取2mL 0.5 溶液于试管中，加热 加热后溶液变为黄绿色 反应的 D 溶液中滴加NaOH溶液 溶液由黄色变为橙色 减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动 A. A B. B C. C D. D 13. 以物质的量之比为1：2向恒压密闭容器中充入X，Y，发生反应 ，相同时间内测得Z的产率和Z在不同温度下的平衡产率随温度的变化关系如图所示。下列说法错误的是 A. Q点，N点均已达到平衡状态 B. M，N点反应物分子的有效碰撞几率不同 C. 升温平衡逆向移动，说明 D. 由于温度低导致反应速率慢M点未达平衡 14. 某种制备H2O2的反应机理如图。下列说法不正确的是 A. 总反应可表示为H2+O2=H2O2 B. 该反应历程中起到催化作用 C. HCl和Cl-可循环利用 D. ①、②、③均为氧化还原反应 15. 二氧化碳加氢制甲醇涉及的反应可表示为： 反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 一体积固定的密闭容器中，在下，按照投料，平衡时，和在含碳产物中物质的量分数及的转化率随温度的变化如题图所示。下列说法正确的是 A. 的平衡转化率始终不高于 B. 曲线代表的物质为，温度越高，越有利于的生成 C. 时，平衡移动的程度：反应Ⅰ>反应Ⅱ D. 加入选择性高的催化剂，可提高的平衡转化率 第Ⅱ卷(非选择题，共55分) 16. 某化学小组为了研究外界条件对化学反应速率的影响，进行了如下实验。实验原理：KMnO4氧化H2C2O4，生成CO2和Mn2+(无色)。 【实验内容及记录】 实验序号 温度/ °C 试管中所加试剂及其用量/mL 溶液紫色褪至无色时所需时间/min 0.04 mol·L-1KMnO4溶液 0.36 mol·L-1稀硫酸 0.2mol·L-1H2C2O4溶液 H2O ① 20 1.0 1.0 2.0 2.0 4.0 ② 20 1.0 1.0 3.0 Vx 3.6 ③ 60 1.0 1.0 2.0 2.0 0.92 请回答以下问题： （1）根据实验原理，写出KMnO4与H2C2O4反应的离子方程式 ___________。 （2）实验①、②探究的是___________对反应速率的影响，表中Vx=___________。 （3）由实验①、③可得出的结论是___________。 （4）实验①中，4.0 min内，v(MnO)= ___________mol·L-1·min-1。 （5）反应过程中，反应速率随时间的变化趋势如图所示。其中，因反应放热导致温度升高对速率影响不大，试推测t1-t2速率迅速增大的主要原因是___________。若用实验证明你的推测，除了表中试剂外，还需向试管中加入少量固体，该固体应为___________(填标号)。 A．K2SO4            B．MnSO4            C．MnO2 17. 化学反应的能量变化通常表现为热量的变化，因此反应热的研究对于化学学科发展具有重要意义。 Ⅰ．“嫦娥二号”卫星使用液态四氧化二氮和液态偏二甲肼（）作推进剂。与偏二甲肼燃烧产物只有、、，并放出大量热，已知10.0 g液态偏二甲肼与足量液态四氧化二氮完全燃烧可放出425 kJ热量。 （1）该反应的热化学方程式为_____________。 Ⅱ．利用图中所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下： ①用量筒量取100 mL 0.50 mol·L-1盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度； ②用另一量筒量取100 mL 0.55 mol·L-1溶液，并用同一温度计测出其温度； ③将和盐酸溶液一并倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液最高温度。 回答下列问题： （2）仪器a的作用是___________ 。烧杯间填满碎泡沫塑料的作用是___________ 。 （3）实验中改用80 mL0.50 mol·L-1盐酸跟80 mL0.55 mol·L-1溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量___________ (填“相等”或“不相等”)。反应过程中溶液的浓度为0.55 mol·L-1，不是0.50 mol·L-1的原因是___________ 。 （4）现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1 L 1 mol·L-1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为，则的大小关系为___________ 。 （5）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3，又知中和反应后生成溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1。为了计算中和反应反应热，某学生实验记录数据如图： 实验序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液 1 20.0 20.2 23.2 2 20.2 20.4 23.4 3 20.3 20.5 25.6 依据实验数据计算，该实验测得的中和反应反应热=___________ kJ·mol-1（结果保留一位小数）。 （6）该同学做实验时有些操作不规范，造成测得的中和反应的偏大，请你分析可能的原因是___________(填字母)。 A. 测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净，然后去测溶液的温度 B. 把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓 C. 做本实验的当天室温较高 D. 将50 mL 0.55 mol·L-1氢氧化钠溶液错取成了50 mL 0.55 mol·L-1的氨水 18. 碳酸亚铁可作染料和颜料的原料，利用某硫酸厂产生的烧渣(主要含、，还有少量的)制备碳酸亚铁的流程如图所示： 已知：①不溶于稀硫酸；②、都难溶于水。 （1）酸溶前，一般会将烧渣粉碎，其目的是______。 （2）酸溶后过滤所得滤渣的主要成分是______。 （3）S在元素周期表的位置为______，“还原”时，加入的与发生反应生成S和，请写出其离子反应方程式______。 （4）沉淀时，温度不能过低或过高，常控制在60~70℃，原因为______。加入的氨水不宜过量，是为了防止生成______。仅用与制备碳酸亚铁的离子方程式为______。 19. 开发CO2利用技术有利于实现碳减排，改善生态环境。利用氢气和碳氧化物反应生成甲烷，可实现碳循环利用。主要反应如下： I．     Ⅱ．     Ⅲ．     请回答下列问题： （1）反应I在___________（填“高温”或“低温”）能自发进行 （2）a=___________；反应Ⅱ的活化能E正___________E逆（填“>”“<”或“=”）；K3=___________（用、表示）。 （3）下列措施中，既能提高CH4的平衡产率，又能提高反应速率的是___________（填标号）。 A. 升高温度 B. 加入催化剂 C. 增大压强 D. 增大氢气浓度 （4）一定条件下，向密闭容器中充入1 mol CO2和4 mol H2只发生反应I，下图表示某一条件（L）一定时，CO2的平衡转化率随另一条件（X）的变化关系，其中L（L1、L2）和X可分别代表压强或温度， ①___________（填“>”或“<”）。 ②a、b、c三点对应的平衡常数、、的大小关系为___________。 （5）在恒温恒容密闭容器中，分别充入4 mol CO2和4 mol H2，只发生上述反应I，下列选项不能作为反应I达到平衡状态的判断依据的是___________（填标号）。 A. CO2的体积分数不变 B. 容器内气体压强不变 C. D. 混合气体的平均摩尔质量不变 （6）一定温度下，向压强恒为p kPa的密闭容器中充入1 mol CO2和4 mol H2，发生上述反应。达到平衡后，测得容器中CO2的转化率为70%，CH4的物质的量为0.6 mol。则平衡时H2的物质的量为___________mol，反应I的压强平衡常数Kp=___________（用p表示，不必化简）。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $ 【温馨提示：平常心对待考试！让智慧在笔尖流淌，用细心为成功奠基！】 绵阳外国语学校2025～2026学年上期第一学月教学质量检测 高二年级 化学试卷 本试卷分为第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共6页。完卷时间：75分钟。满分：100分 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 N 14 O 16 Na 23 S 32 第Ⅰ卷(选择题，共45分) 一、选择题(本题包括15个小题，每小题3分，共45分。每小题只有一个选项符合题意) 1. 化学与生活、工业密切相关，下列措施的目的是加快反应速率的是 A. 在食品中添加苯甲酸钠作防腐剂 B. 工业合成氨时，使用铁触媒作催化剂 C. 在钢铁中加入铬、镍等金属元素制成不锈钢 D. 在水果罐头中加入抗坏血酸做抗氧化剂 【答案】B 【解析】 【详解】A．苯甲酸钠是防腐剂，作用是减慢食品腐败变质的反应速率，A不符合题意； B．铁触媒是合成氨反应的催化剂，催化剂可降低反应活化能，加快反应速率，B符合题意； C．在钢铁中加入铬、镍制成不锈钢，目的是减慢钢铁锈蚀的反应速率，C不符合题意； D．抗坏血酸是抗氧化剂，作用是减慢水果罐头氧化变质的反应速率，D不符合题意； 故选B。 2. 下列不能用勒夏特列原理解释的事实是 A. 向FeCl3溶液中加入适量KSCN溶液后溶液呈红色，再加入少量Fe粉后红色变浅 B. 合成氨工业使用高压以提高氨的产量 C. 黄绿色的氯水光照后颜色变浅 D. 对平衡体系加压，颜色变深 【答案】D 【解析】 【详解】A．Fe3+与SCN-存在平衡，加入Fe粉后Fe与Fe3+反应使Fe3+浓度降低，平衡逆向移动，Fe(SCN)3浓度减小，红色变浅，可以用勒夏特列原理解释，A不符合题意； B．合成氨反应为，正反应气体分子数减少，高压使平衡向正反应方向移动，提高氨产量，可以用勒夏特列原理解释，B不符合题意； C．氯水中存在平衡，光照使HClO分解，HClO浓度降低，平衡正向移动，Cl2浓度减小，颜色变浅，可以用勒夏特列原理解释，C不符合题意； D．反应反应前后气体分子总数相等，加压平衡不移动，颜色变深是因为体积缩小使I2浓度增大，并非平衡移动导致，不能用勒夏特列原理解释，D符合题意； 故选D。 3. 下列物质在水中的电离方程式书写正确的是 A. B. C. D. H2SO32H＋＋ 【答案】A 【解析】 【详解】A．是强电解质（强碱），在水中完全电离生成1个和2个，电离方程式书写正确，A正确； B．是强酸的酸式盐，在水中会完全解离为和，正确电离方程式为，B错误； C．是弱电解质（弱碱），电离过程可逆，应使用可逆符号，正确电离方程式为，C错误； D．是二元弱酸，需分步电离，第一步电离生成和，第二步才会电离出，不能一步直接电离出2个和，第一步电离方程式为：⇋H++，D错误； 故选A。 4. 关于有效碰撞理论，下列说法正确的是 A. 分子间所发生的碰撞均为有效碰撞 B. 活化分子具有的能量就是活化能 C. 增大压强，活化分子数一定增加，化学反应速率一定加快 D. 升高温度可以加快化学反应速率，原因之一是提高了活化分子百分数 【答案】D 【解析】 【详解】A．不是所有分子之间的碰撞都能够分数化学反应，只有能发生反应的碰撞才是有效碰撞，A错误； B．活化分子具有的能量与反应物分子具有的平均能量差就是活化能，B错误； C．若是通过改变反应容器的容积而增大压强，单位体积内分子总数增加，单位体积内活化分子数增加，化学反应速率加快；若增大压强时反应容器的容积不变，则单位体积内反应物分子总数即活化分子数不变，C错误； D．升高温度时，物质分子的内能增加，活化分子数增加，分子之间有效碰撞次数增加，分子之间的有效碰撞次数增加，活化分子百分数增大，化学反应速率加快，D正确； 故合理选项是D。 5. 下列热化学方程式，正确的是 A. 4g固体硫完全燃烧生成SO2，放出37kJ热量：S(s)+O2(g)=SO2(g) ΔH=-296kJ B. 已知C(石墨，s)=C(金刚石，s)，ΔH=+1.9kJ·mol-1，则石墨比金刚石稳定 C. 1mol N2与3mol H2在某密闭容器中反应放出73kJ热量，则反应的热化学方程式为：N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-73kJ/mol D. 甲烷的燃烧热为890.3kJ/mol，则甲烷燃烧的热化学方程式可表示为：CH4(g)+2O2(g)=CO2(g)+2H2O(g) ΔH=-890.3kJ·mol-1 【答案】B 【解析】 【详解】A．4g固体硫的物质的量为，计算得1mol硫完全燃烧放热296kJ，但热化学方程式中焓变单位应为，该选项单位错误，A错误； B．石墨转化为金刚石的，说明石墨的能量低于金刚石，物质能量越低越稳定，因此石墨比金刚石稳定，B正确； C．与合成氨的反应为可逆反应，1mol和3mol不能完全反应，若完全反应放出的热量大于73kJ，故反应的，C错误； D．燃烧热要求1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物，H元素对应的稳定氧化物为液态水，该选项生成气态水，D错误； 故选B。 6. 足量块状铁与100mL 0.01mol/L的稀硫酸反应，反应速率太慢。为了加快此反应速率而不改变生成的量，可以使用如下方法中的 ①滴入几滴硫酸铜溶液②加NaOH固体③将稀硫酸改用98%的浓硫酸④将块状铁改为铁粉⑤加入固体⑥升高温度 A. ③④⑥ B. ①④⑥ C. ②③⑤ D. ①⑤⑥ 【答案】B 【解析】 【分析】①铁与硫酸铜反应置换出铜单质，形成铁铜原电池，加快反应速率，故正确；②加NaOH固体，硫酸浓度降低，反应速率减小，故错误；③将稀硫酸改用98%的浓硫酸，与铁反应不发生氢气，且常温下钝化，故错误；④将块状铁改为铁粉，固体表面积增大，反应速率增大，故正确；⑤加NaNO3固体，不影响反应速率，故错误；⑥升高温度，反应速率增大，故正确； 【详解】A．③将稀硫酸改用98%的浓硫酸，与铁反应不发生氢气，且常温下钝化，不能加快反应速率，A错误； B．①④⑥均符合要求，B正确； C．②加NaOH固体，硫酸浓度降低，反应速率减小，C错误； D．⑤加NaNO3固体，不影响反应速率，D错误； 故选B。 7. 在一个绝热固定容积的密闭容器中，可逆反应，当m、n、p、q为任意整数时，下列说法一定能说明反应已达到平衡的是 ①体系的密度不再改变          ②体系的温度不再改变 ③各组分的浓度相等        ④各组分的质量分数不再改变 ⑤反应速率    ⑥ ⑦体系气体平均相对分子质量不再改变 A. ①⑦ B. ②③⑤ C. ②④⑥ D. ②④⑥⑦ 【答案】C 【解析】 【详解】①中密度，容器恒容且反应物生成物均为气体，总质量、体积均恒定，密度始终不变，无法判断平衡； ②绝热容器中温度不再改变，说明反应的吸放热达到动态平衡，反应达到平衡状态； ③各组分浓度相等不代表浓度不再变化，不是平衡标志，无法判断平衡； ④各组分质量分数不再改变是平衡的特征标志，反应达到平衡状态； ⑤速率比未说明正逆方向，任意时刻同方向反应速率比均等于计量数比，无法判断平衡； ⑥表示的是正逆反应速率，且满足化学计量数关系，反应达到平衡状态； ⑦中平均相对分子质量，若，气体总物质的量始终不变，也为定值，无法判断平衡； 因此一定能说明反应已达到平衡的是②④⑥，故答案为C。 8. 下列有关能量转化的说法不正确的是 A. 在反应中，反应物的总键能大于生成物的总键能 B. 转化Ⅱ的热化学方程式为 C. 时，碳的燃烧热为 D. 由碳转化为一氧化碳的热化学方程式为 【答案】A 【解析】 【详解】A．对于反应C(s)+O2(g)=CO2(g)，由能量图可知该反应为放热反应，ΔH=反应物总键能-生成物总键能<0，故反应物总键能<生成物总键能，A错误； B．转化Ⅱ为1mol CO(g)与0.5mol O2(g)生成1mol CO2(g)，ΔH=-283kJ/mol，扩大2倍则为2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)，ΔH=2×(-283kJ/mol)=-566kJ/mol，B正确； C．燃烧热指1mol碳完全燃烧生成CO2(g)放出的热量，由图中转化Ⅰ可知1mol C(s)完全燃烧放热393.5kJ，故燃烧热为393.5kJ/mol，C正确； D．由盖斯定律，转化Ⅰ（C→CO2，ΔH=-393.5kJ/mol）减去转化Ⅱ（CO→CO2，ΔH=-283kJ/mol）得C(s)+O2(g)=CO(g) ΔH=-110.5kJ/mol，扩大2倍即为2C(s)+O2(g)=2CO(g) ΔH=-221kJ/mol，D正确； 答案选A。 9. 醋酸溶液中存在电离平衡CH3COOHCH3COO—+ H+，下列叙述不正确的是 A. 升高温度，平衡正向移动，醋酸的电离常数增大 B. 溶液加少量的固体，平衡逆向移动 C. 的溶液加水稀释，溶液中减小 D. 室温下，欲使醋酸溶液的电离度增大，可加入少量冰醋酸 【答案】D 【解析】 【详解】A．醋酸在溶液中的电离是吸热过程，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大，故A正确； B．向醋酸溶液中加入少量醋酸钠固体，溶液中的醋酸根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，故B正确； C．由电离常数公式可知，溶液中=，醋酸溶液稀释时，溶液中的氢离子浓度减小，电离常数不变， 则溶液中和的值减小，故C正确； D．向醋酸溶液中加入加入少量冰醋酸，醋酸溶液的浓度增大，电离平衡正向移动，但醋酸溶液的电离度减小，故D错误； 故选D。 10. 下列关于可逆反应各图像的解释或得出的结论不正确的是 A. 由甲图可知，t₁时刻一定是使用了催化剂 B. 由乙图可知，可逆反应的正反应放热 C. 由丙图可知，A点：v正<v逆 D. 由丁图可知，交点A表示反应物和生成物浓度相等，但不一定是平衡状态 【答案】A 【解析】 【详解】A．改变条件后，正逆反应速率增大且相等，若对前后气体分子数相等的化学反应，可能是加压，也可能是加了催化剂，故A错误； B．生成物的百分含量随温度的升高而增大，m为曲线的最高点，生成物的百分含量达到最大值，达到相应温度下的限度，即建立了相应温度下的平衡状态；继续升温生成物的百分含量减小，说明升温反应向逆反应方向移动，则该反应是放热反应，故B正确； C．A点的转化率高于平衡转化率，说明反应要逆向移动，则v正＜v逆，故C正确； D．交点A表示反应物和生成物浓度相等，未必保持不变，故不一定是平衡状态，故D正确； 故选A。 11. 部分弱电解质的电离常数如表所示，下列说法中正确的是 弱电解质 HCOOH HCN H2CO3 电离常数(25 ℃) Ka=1.8×10-4 Ka=6.2×10-10 Ka1=4.5×10-7 Ka2=4.7×10-11 A. 25 ℃时，反应HCOOH＋CN-⇌HCN＋HCOO-的化学平衡常数K=2.9×105 B. 中和等体积、等浓度的HCOOH和HCN，消耗NaOH的量前者小于后者 C. 结合H＋的能力：＜CN-＜＜HCOO- D. 2CN-＋H2O＋CO2=2HCN＋ 【答案】A 【解析】 【详解】A．根据表格中电离常数的数据，反应HCOOH+CN⁻⇌HCN+HCOO⁻的平衡常数，A正确； B．等体积、等浓度的HCOOH和HCN溶液，溶质物质的量相同，则中和所需NaOH的量相等，B错误； C．酸的电离常数Ka越小，酸性越弱，其对应酸根离子结合H⁺能力越强，故结合H＋的能力：>CN->>HCOO-，C错误； D．根据表格中电离常数的数据，酸性：H2CO3>HCN>，则反应生成，离子方程式为CN-＋H2O＋CO2=HCN＋，D错误； 答案选A。 12. 下列实验操作、现象、结论均正确的是 选项 实验操作 现象 结论 A 向一密闭容器充入，保持温度不变，扩大容器体积 容器中气体颜色先变浅后变深 平衡先正向移动再逆向移动 B 向2mL 5% 溶液中分别滴加5滴等浓度的和溶液 加入溶液的反应更剧烈 比催化效果好 C 取2mL 0.5 溶液于试管中，加热 加热后溶液变为黄绿色 反应的 D 溶液中滴加NaOH溶液 溶液由黄色变为橙色 减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动 A. A B. B C. C D. D 【答案】C 【解析】 【详解】A．向一密闭容器充入NO2，保持温度不变，扩大容器体积，NO2浓度减小，容器中气体颜色先变浅，平衡逆向移动，NO2浓度增大，颜色又变深，故A错误； B．H2O2溶液和KMnO4溶液会发生反应生成氧气，KMnO4不是催化剂，故B错误； C．取2mL 0.5溶液于试管中，加热，溶液变为黄绿色，说明平衡正向移动，正向为吸热反应方向，故C正确； D．溶液中存在平衡，滴加NaOH溶液，H+浓度减小，平衡正向移动，溶液由橙色变为黄色，则减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动，故D错误； 故选C。 13. 以物质的量之比为1：2向恒压密闭容器中充入X，Y，发生反应 ，相同时间内测得Z的产率和Z在不同温度下的平衡产率随温度的变化关系如图所示。下列说法错误的是 A. Q点，N点均已达到平衡状态 B. M，N点反应物分子的有效碰撞几率不同 C. 升温平衡逆向移动，说明 D. 由于温度低导致反应速率慢M点未达平衡 【答案】A 【解析】 【详解】A．观察图可知，点的产率小于平衡产率，Q点未达到平衡，A错误； B．点Z的产率相同，但温度不同，所以反应物分子的有效碰撞几率不同，B正确； C．根据图中在不同温度下的平衡产率随温度的变化关系可知，随着温度升高，Z的平衡产率逐渐降低，说明升温平衡逆向移动，说明，该反应是放热反应，C正确； D．根据图可知，点Z的产率小于Z的平衡产率，说明M点还没有达到平衡，说明温度较低，反应速率较慢，D正确； 故选A。 14. 某种制备H2O2的反应机理如图。下列说法不正确的是 A. 总反应可表示为H2+O2=H2O2 B. 该反应历程中起到催化作用 C. HCl和Cl-可循环利用 D. ①、②、③均为氧化还原反应 【答案】D 【解析】 【详解】A．根据图示可知：该反应总反应是H2+O2=H2O2，A正确； B．在该反应历程中，开始加入，后来又生成，因此在H2与O2生成H2O2的过程中起到催化作用，B正确； C．由反应途径可知：HCl和Cl-先生成，后又加入使用，可见二者可循环利用，C正确； D．反应③中元素化合价不变，不属于氧化还原反应，D错误； 故合理选项是D。 15. 二氧化碳加氢制甲醇涉及的反应可表示为： 反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 一体积固定的密闭容器中，在下，按照投料，平衡时，和在含碳产物中物质的量分数及的转化率随温度的变化如题图所示。下列说法正确的是 A. 的平衡转化率始终不高于 B. 曲线代表的物质为，温度越高，越有利于的生成 C. 时，平衡移动的程度：反应Ⅰ>反应Ⅱ D. 加入选择性高的催化剂，可提高的平衡转化率 【答案】A 【解析】 【详解】A．起始n(CO2): n(H2)= 1 : 3投料，只发生反应I时，CO2、H2转化率相同，发生反应Ⅱ时，H2的平衡转化率小于CO2的转化率，当I、Ⅱ都发生时，则H2的平衡转化率不高于CO2的转化率，故A正确； B．m曲线代表的物质为CH3OH，温度越高，CH3OH的含量越低，越不利于CH3OH的生成，故B错误； C．270~400℃时，根据CO2的转化率变化曲线可知，CO2的转化率逐渐增大，说明平衡移动的程度：反应Ⅱ＞反应I，故C错误； D．催化剂只能改变反应速率，不能改变平衡转化率，故D错误； 故本题选A。 第Ⅱ卷(非选择题，共55分) 16. 某化学小组为了研究外界条件对化学反应速率的影响，进行了如下实验。实验原理：KMnO4氧化H2C2O4，生成CO2和Mn2+(无色)。 【实验内容及记录】 实验序号 温度/ °C 试管中所加试剂及其用量/mL 溶液紫色褪至无色时所需时间/min 0.04 mol·L-1KMnO4溶液 0.36 mol·L-1稀硫酸 0.2mol·L-1H2C2O4溶液 H2O ① 20 1.0 1.0 2.0 2.0 4.0 ② 20 1.0 1.0 3.0 Vx 3.6 ③ 60 1.0 1.0 2.0 2.0 0.92 请回答以下问题： （1）根据实验原理，写出KMnO4与H2C2O4反应的离子方程式 ___________。 （2）实验①、②探究的是___________对反应速率的影响，表中Vx=___________。 （3）由实验①、③可得出的结论是___________。 （4）实验①中，4.0 min内，v(MnO)= ___________mol·L-1·min-1。 （5）反应过程中，反应速率随时间的变化趋势如图所示。其中，因反应放热导致温度升高对速率影响不大，试推测t1-t2速率迅速增大的主要原因是___________。若用实验证明你的推测，除了表中试剂外，还需向试管中加入少量固体，该固体应为___________(填标号)。 A．K2SO4            B．MnSO4            C．MnO2 【答案】（1） （2） ①. 浓度 ②. 1.0 （3） 其他条件相同时，升高温度，化学反应速率加快 （4） （5） ①. 反应生成的对该反应起到了催化作用 ②. B 【解析】 【分析】本实验利用 与 的氧化还原反应来探究外界条件对化学反应速率的影响。实验中采用控制变量法，通过保持溶液总体积相同，改变单一变量（如浓度、温度），并记录高锰酸钾溶液褪色所需的时间来衡量反应速率的大小。褪色时间越短，说明化学反应速率越快。 【小问1详解】 在酸性条件下， 具有强氧化性，将氧化为 ，自身被还原为 。根据电子得失守恒、电荷守恒及原子守恒，可写出该反应的离子方程式为：。 【小问2详解】 对比实验①和②的数据可知，两组实验的温度相同， 和稀硫酸的用量也相同，只有 溶液的体积不同，因此这两组实验探究的是浓度对化学反应速率的影响。为了保证除了 浓度外其他物质的初始浓度完全相同，必须控制混合溶液的总体积相等。实验①的总体积为 ，则实验②的总体积也应为 ，故 。 【小问3详解】 对比实验①和③的数据可知，两组实验中各试剂的用量及总体积均相同，唯一的不同点是反应温度（①为 ，③为 ）。实验③的褪色时间（）明显短于实验①（），由此可得出结论：其他条件相同时，升高温度，化学反应速率加快。 【小问4详解】 在实验①中， 的初始物质的量为 。混合溶液的总体积 。反应消耗的 浓度变化量为 。因此，在 内，用 表示的平均反应速率为 。 【小问5详解】 ①随着反应的进行，反应物浓度逐渐减小，正常情况下反应速率应逐渐降低。但在 阶段反应速率却迅速增大，题目已排除温度升高的影响，则主要原因只能是反应生成的产物起到了催化剂的作用。该反应生成了 ，推测是 对反应起到了催化作用。 ②为了用实验证明这一推测，可以在反应初始阶段向试管中加入含有 的固体，观察反应速率是否加快。选项中只有 含有 ，故选B。 17. 化学反应的能量变化通常表现为热量的变化，因此反应热的研究对于化学学科发展具有重要意义。 Ⅰ．“嫦娥二号”卫星使用液态四氧化二氮和液态偏二甲肼（）作推进剂。与偏二甲肼燃烧产物只有、、，并放出大量热，已知10.0 g液态偏二甲肼与足量液态四氧化二氮完全燃烧可放出425 kJ热量。 （1）该反应的热化学方程式为_____________。 Ⅱ．利用图中所示装置测定中和反应反应热的实验步骤如下： ①用量筒量取100 mL 0.50 mol·L-1盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度； ②用另一量筒量取100 mL 0.55 mol·L-1溶液，并用同一温度计测出其温度； ③将和盐酸溶液一并倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液最高温度。 回答下列问题： （2）仪器a的作用是___________ 。烧杯间填满碎泡沫塑料的作用是___________ 。 （3）实验中改用80 mL0.50 mol·L-1盐酸跟80 mL0.55 mol·L-1溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量___________ (填“相等”或“不相等”)。反应过程中溶液的浓度为0.55 mol·L-1，不是0.50 mol·L-1的原因是___________ 。 （4）现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1 L 1 mol·L-1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为，则的大小关系为___________ 。 （5）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm-3，又知中和反应后生成溶液的比热容c=4.18 J·g-1·℃-1。为了计算中和反应反应热，某学生实验记录数据如图： 实验序号 起始温度t1/℃ 终止温度t2/℃ 盐酸 氢氧化钠溶液 混合溶液 1 20.0 20.2 23.2 2 20.2 20.4 23.4 3 20.3 20.5 25.6 依据实验数据计算，该实验测得的中和反应反应热=___________ kJ·mol-1（结果保留一位小数）。 （6）该同学做实验时有些操作不规范，造成测得的中和反应的偏大，请你分析可能的原因是___________(填字母)。 A. 测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净，然后去测溶液的温度 B. 把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓 C. 做本实验的当天室温较高 D. 将50 mL 0.55 mol·L-1氢氧化钠溶液错取成了50 mL 0.55 mol·L-1的氨水 【答案】（1） （2） ①. 搅拌，使酸和碱充分混合 ②. 保温、隔热，减少实验过程中的热量损失 （3） ①. 不相等 ②. 确保盐酸被完全中和 （4） （5）-51.8 （6）ABD 【解析】 【小问1详解】 依据反应物和生成物，写出反应方程式并配平得到，随后计算1 mol燃烧放出的热量，，10.0 g的物质的量为：，则； 【小问2详解】 仪器a的名称是环形玻璃搅拌器，它的作用是搅拌，使酸和碱充分混合，加快反应速率，使小烧杯内液体温度上下一致；中和热测定实验成败的关键是保温工作，大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是减少实验过程中的热量损失； 【小问3详解】 实验中改用80 mL 0.50 mol·L-1盐酸跟80 mL 0.55 mol·L-1溶液进行反应，与上述实验相比，反应物的物质的量减少，所放出的热量不相等（减少）；反应过程中溶液的浓度为0.55 mol·L-1不是0.50 mol·L-1的原因是确保盐酸被完全中和，使生成水的量与计算值一致； 【小问4详解】 与稀盐酸恰好完全反应，用稀氢氧化钠溶液则正好是中和热，，稀氢氧化钙为可溶性强碱溶液，其反应热也正好是中和热，用稀氨水，反应过程弱碱电离需要吸热，导致放出热量较少，是负值增大，，故的大小关系为； 【小问5详解】 从表中数据分析，反应前后体系温度差值，1号实验溶液起始均温为，温差为3.1℃，2号实验溶液起始均温为，温差为3.1℃，3号实验溶液起始均温为，温差为5.2℃，3号值与其它值偏差较大而舍弃，故平均温差为3.1℃，溶液总质量，放出热量，生成水的物质的量，； 【小问6详解】 A．测量盐酸的温度后，温度计没有用水冲洗干净，然后去测溶液的温度，提前中和放热，测得溶液起始温度偏高，偏小，放热变少，偏大，A正确； B．把量筒中的氢氧化钠溶液倒入小烧杯时动作迟缓，反应放出的热量会提前散失到环境中，测得的最高温度偏低，偏小，放热变少，偏大，B正确； C．做本实验的当天室温较高，只要装置保温效果正常，酸碱反应的温差变化只由反应放热量决定，室温高低不会显著改变测得的，对几乎无影响，C错误； D．错取成氨水，反应过程弱碱电离需要吸热，导致放出热量较少，偏大，D正确； 故答案选ABD。 18. 碳酸亚铁可作染料和颜料的原料，利用某硫酸厂产生的烧渣(主要含、，还有少量的)制备碳酸亚铁的流程如图所示： 已知：①不溶于稀硫酸；②、都难溶于水。 （1）酸溶前，一般会将烧渣粉碎，其目的是______。 （2）酸溶后过滤所得滤渣的主要成分是______。 （3）S在元素周期表的位置为______，“还原”时，加入的与发生反应生成S和，请写出其离子反应方程式______。 （4）沉淀时，温度不能过低或过高，常控制在60~70℃，原因为______。加入的氨水不宜过量，是为了防止生成______。仅用与制备碳酸亚铁的离子方程式为______。 【答案】（1）增大反应物的接触面积，提高反应速率，使反应更充分 （2） （3） ①. 第三周期第ⅥA族 ②. （4） ①. 低于60℃，反应速率过慢，高于70℃，碳酸氢氨易分解(或氨水挥发合理即可) ②. ③. 【解析】 【分析】烧渣主要成分中的和是碱性氧化物与酸反应，是酸性氧化物不与酸反应，得到滤液中含有和 ，用还原为，再与反应得到碳酸亚铁沉淀。 【小问1详解】 烧渣粉碎的目的是增大反应物的接触面积，提高反应速率，使反应更充分； 【小问2详解】 和是碱性氧化物与酸反应，是酸性氧化物不与酸反应，故滤渣成分是； 【小问3详解】 S在元素周期表的位置为第三周期第ⅥA族；氧化还原反应中转移2个电子，离子反应方程式为； 【小问4详解】 反应温度控制在60~70℃，低于60℃，反应速率过慢，高于70℃，碳酸氢铵易分解或氨水分解；氨水过量，与溶液中OH-反应生成，使产物碳酸亚铁减少；与制备碳酸亚铁沉淀的离子方程式为。 19. 开发CO2利用技术有利于实现碳减排，改善生态环境。利用氢气和碳氧化物反应生成甲烷，可实现碳循环利用。主要反应如下： I．     Ⅱ．     Ⅲ．     请回答下列问题： （1）反应I在___________（填“高温”或“低温”）能自发进行 （2）a=___________；反应Ⅱ的活化能E正___________E逆（填“>”“<”或“=”）；K3=___________（用、表示）。 （3）下列措施中，既能提高CH4的平衡产率，又能提高反应速率的是___________（填标号）。 A. 升高温度 B. 加入催化剂 C. 增大压强 D. 增大氢气浓度 （4）一定条件下，向密闭容器中充入1 mol CO2和4 mol H2只发生反应I，下图表示某一条件（L）一定时，CO2的平衡转化率随另一条件（X）的变化关系，其中L（L1、L2）和X可分别代表压强或温度， ①___________（填“>”或“<”）。 ②a、b、c三点对应的平衡常数、、的大小关系为___________。 （5）在恒温恒容密闭容器中，分别充入4 mol CO2和4 mol H2，只发生上述反应I，下列选项不能作为反应I达到平衡状态的判断依据的是___________（填标号）。 A. CO2的体积分数不变 B. 容器内气体压强不变 C. D. 混合气体的平均摩尔质量不变 （6）一定温度下，向压强恒为p kPa的密闭容器中充入1 mol CO2和4 mol H2，发生上述反应。达到平衡后，测得容器中CO2的转化率为70%，CH4的物质的量为0.6 mol。则平衡时H2的物质的量为___________mol，反应I的压强平衡常数Kp=___________（用p表示，不必化简）。 【答案】（1）低温 （2） ①. -206.2 ②. < ③. （3）CD （4） ①. > ②. =＞ （5）A （6） ①. 1.5 ②. 【解析】 【小问1详解】 反应I： ，反应后气体分子数减少，，根据自发判据，低温时项小，满足，能自发进行； 【小问2详解】 根据盖斯定律：反应Ⅱ=反应Ⅰ+反应Ⅲ，，因此反应Ⅱ为放热反应，放热反应正反应活化能小于逆反应活化能；平衡常数关系为：，因此； 【小问3详解】 A．升高温度可增大速率，但反应I、Ⅱ均为放热反应，升温会降低CH4平衡产率，A错误； B．催化剂能加快速率但不改变平衡产率，B错误； C．增大压强有利于气体分子数减少的方向，使该平衡正向移动，同时提高反应速率，C正确； D．增大H2浓度既能使平衡正向移动，也能提高反应速率，D正确； 答案选CD； 【小问4详解】 反应I放热，温度升高时CO2平衡转化率降低，图中曲线随X增大而降低，因此X表示温度。压强越大，平衡越向气体分子数减少的正反应方向移动，同一温度下L1曲线转化率高于L2，所以L1>L2。平衡常数只与温度有关，a、b温度相同，c温度更高，放热反应升温使K减小，故=＞； 【小问5详解】 A．起始n(CO2):n(H2)= 4 mol:4 mol，设反应进行一段时间后消耗CO2的物质的量为x，则CO2体积分数可表示为：，经计算该式始终为，因此CO2体积分数不变不能说明达到平衡，A错误； B．压强会随气体总物质的量变化而变化，可作为平衡状态的判断依据，B正确； C．表示正逆反应速率相等，反应达到平衡，C正确； D．随着反应的进行，气体总质量不变，但总物质的量变小，混合气体的平均摩尔质量是变量，当其不变时，反应达到平衡状态，D正确； 答案选A； 【小问6详解】 设三个反应的变化量分别为x、y、z，三个反应三段式可表示为： 根据已知条件和三段式可得：n(CH4)=x+y=0.6，CO2转化率为70%，得xz=0.7，将上述两式代入得平衡时n(H₂)==1.5 mol；同时n(CO2)=0.3 mol，n(CH4)=0.6 mol，n(H2O)= ，将x+y=0.6、xz=0.7代入可得，n(H2O)=1.3 mol，另外，根据碳元素守恒可得，n(CO) =0.1 mol，则总物质的量为3.8 mol；则。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $