精品解析：陕西省宝鸡市扶风县法法门高中2023-2024学年高二上学期11月期中考试化学试题

2023-2024学年度第一学期高二化学期中试题 本试卷满分100分，时间：75分钟 可能用到的原子量：H：1 O：16 S：32 C：12 Na：23 Al：23 Si：28 P：31 Cl：35.5 考试范围：选择性必修一第一章至第三章第三节内容 第Ⅰ卷(选择题，共51分) 一、选择题(每小题只有一个选项符合题意，每小题3分，共51分) 1. 下列变化过程，属于放热反应的是 ①金属钠与水 ②晶体与混合搅拌 ③在中燃烧 ④液态水变成水蒸气 ⑤酸碱中和 ⑥碳酸钙热分解 A. ①③④⑤ B. ③④⑤ C. ①③⑤ D. ②④⑥ 2. 下列事实不能用勒夏特列原理(平衡移动原理)解释的是 A. 向溴水中加入AgNO3溶液后，溶液颜色变浅 B. 铁在潮湿的空气中易生锈 C. 合成氨反应，为提高氨的产率，理论上应采取降低温度的措施 D. 热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液洗涤油污效果更好 3. 常温下，将氢氧化钠溶液与硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的等于 A. 2.0 B. 1.7 C. 12.0 D. 12.4 4. CH3COOH溶液是实验室常用的试剂，下列说法不能说明CH3COOH是弱电解质的是 A. 常温下，用CH3COOH溶液进行导电性实验，灯泡很暗 B. 常温下，测得0.1 mol·L-1CH3COOH溶液的pH=4 C. 常温下，将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍，测得pH<4 D. 常温下，等体积的盐酸和醋酸的pH相同，消耗等浓度的氢氧化钠的体积前者少 5. 在100℃时，NaCl溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，下列说法中不正确的是（ ） A. 该NaCl溶液显酸性 B. 该NaCl溶液显中性 C. 随着温度的升高，水的离子积增大 D. 该NaCl溶液中KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12 6. 煤焦与水蒸气的反应是煤气化过程中的主要反应之一，C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。已知：该反应为吸热反应，K(700℃)=0.2，若该反应在恒温(700℃)、恒容的密闭容器中进行，700℃测得的下列数据中，可以作为判断t时刻反应是否达到平衡状态的依据是 A. t时刻，容器的压强 B. t时刻，H2O(g)、CO(g)、H2(g)的浓度 C. t时刻，消耗 H2O(g)的速率与生成CO(g)的速率 D. t时刻，气体的平均摩尔质量 7. 下列说法中错误的是 A. 凡是放热反应而且熵增加的反应，就更易自发进行 B. 对于同一物质在不同状态时的熵值是：气态>液态>固态 C. 平衡常数K值越大，则可逆反应进行越完全，反应物的转化率越大 D. 凡是能量达到活化能的分子发生的碰撞均为有效碰撞 8. 常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A. 无色透明的溶液：Na＋、Cu2＋、、 B. 的溶液：、Ca2＋、Cl－、 C. c(Fe2＋)＝1mol·L－1的溶液：K＋、、、 D. 水电离的c(H＋)＝1×10-13mol·L-1的溶液：K＋、Na＋、、 9. 已知断开1 mol Cl2(g)中Cl－Cl键需要吸收243 kJ能量。根据能量变化示意图，下列说法或热化学方程式正确的是 A. H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=－185 kJ·mol－1 B. 生成1 mol H2(g)中的H－H键放出121.5 kJ能量 C. 断开1 mol HCl(g)中的H－Cl键要吸收864 kJ能量 D. HCl(g)=H2(g)+Cl2(g) △H=－92.5 kJ·mol－1 10. 某化学科研小组研究在其他条件不变时，改变某一条件对化学平衡的影响，得到如下变化规律(图中p表示压强，T表示温度，n表示物质的量)。 根据以上规律判断，下列结论正确的是(　　) A. 反应Ⅰ：ΔH＞0，p2＞p1 B. 反应Ⅱ：ΔH＜0，T1＜T2 C. 反应Ⅲ：ΔH＞0，T2＞T1或ΔH＜0，T2＜T1 D. 反应Ⅳ：ΔH＜0，T2＞T1 11. 下列说法正确的是 A. 在相同温度下，反应CH4(g) + 2O2(g) =CO2(g) + 2H2O(l) 比反应CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g) 的反应热大 B. 在相同条件下，反应C2H4(g)+H2(g) = C2H6(g)和反应C3H6(g)+H2(g) = C3H8(g)释放的能量几乎相等 C. 常温下，稀H2SO4和稀Ba(OH)2溶液反应生成1mol H2O，放出57.3kJ 的热量 D. “可燃冰”(化学组成为CH4·nH2O)是将水变为油的新型燃料 12. 在557℃密闭容器中进行反应：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)。若CO起始浓度为2.0 mol·L-1，水蒸气起始浓度为3.0 mol·L-1，达到平衡后，测得CO2浓度为1.2 mol·L-1，下列说法错误的是 A. 该反应达到平衡状态时，CO的转化率为60％ B. 557℃时，该反应的平衡常数K=1 C. 反应达到平衡时，再充入1.0molCO和1.5 molH2O(g)，达到新的平衡时，CO2体积分数与原平衡相同 D. 若以1.0mol/LCO(g)，1.5mol/LH2O(g)，0.5mol/LCO2(g)，0.5mol/LH2(g)为起始浓度，平衡逆向进行 13. 某学生用0.1023mol·L－1标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的盐酸，测定中使用耐酸、碱和强氧化剂腐蚀的“特氟龙”旋钮的滴定管。其操作可分解为如下几步： ①移取20.00mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶中，并加入3滴酚酞溶液 ②用标准氢氧化钠溶液润洗滴定管3次 ③把盛有标准氢氧化钠溶液的滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液 ④取标准氢氧化钠溶液注入滴定管至“0”刻度以上约2mL ⑤调节液面至“0”或“0”刻度以下，记下读数 ⑥把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准氢氧化钠溶液滴定至终点并记下滴定管的读数 下列有关上述中和滴定操作步骤的正确顺序是 A. ①②③④⑤⑥ B. ②④③⑤①⑥ C. ③①②⑥④⑤ D. ⑤①②③④⑥ 14. 高铁酸钾 （K2FeO4）是一种优良的水处理剂，将其溶于水中缓慢发生发应 4FeO42-+10H2O4Fe (OH)3+8OH -+3O2↑。在 pH=4.7 的溶液中，配成 c （K2FeO4）=1.0×10-3mol·L-1试样，分别置于 20-60℃的恒 温水浴中，测定 K2FeO4总量的变化如图，纵坐标为试样的浓度， 则下列说法不正确的是 A. 试样溶液的酸性越强，K2FeO4越不稳定 B. 40℃时，在 0～120 min 内，K2FeO4的分解速率为3.75×10-3 mol·Lˉ1·minˉ1 C. 由图可知，反应体系温度越高，分解速率越快 D. 当分解足够长时间后，四份试样的分解率相等 15. 一定条件下，可逆反应C(s)＋CO2(g)2CO(g)　ΔH>0，达到平衡状态，现进行如下操作：①升高反应体系的温度；②增加反应物C的用量；③缩小反应体系的体积：④减少体系中CO的量。上述措施中一定能使反应的正反应速率显著加快的是 A. ①②③④ B. ①③ C. ②④ D. ①③④ 16. 下列叙述正确的是 A. 无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H+)·c(OH-)=1×10-14 B. c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液一定是中性溶液 C. 0.2 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍 D. 任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸碱性的强弱 17. 准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是 A. 滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B. 随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C. 用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D. 滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 第Ⅱ卷(非选择题，共49分) 18. 滴定法是解决化学分析问题的常用方法。滴定的方法有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定、络合滴定等。 I.如图为某浓度的NaOH溶液滴定10.00mL一定浓度的盐酸的示意图。根据图象分析： (1)HCl溶液的浓度是__________；NaOH溶液的浓度是_______； (2) x =________。 ΙΙ.氧化还原滴定实验与中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。 (3)人体血液里Ca2+的浓度一般采用mg/cm3来表示。抽取一定体积的血样，加适量的草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液，可析出草酸钙(CaC2O4)沉淀，将此草酸钙沉淀洗涤后溶于强酸可得草酸(H2C2O4)，再用KMnO4溶液滴定即可测定血液样品中Ca2+的浓度。某研究性学习小组设计如下实验步骤测定血液样品中Ca2+的浓度，抽取血样20.00 mL，经过上述处理后得到草酸，再用0.020 mol/L KMnO4溶液滴定，使草酸转化成CO2逸出，滴定的实验数据如下所示： 实验编号 待测血液的体积/mL 滴入KMnO4溶液的体积/mL 1 20.00 11.95 2 20.00 13.00 3 20.00 12.05 ①滴定时，盛放高锰酸钾溶液的仪器名称为_________确定反应达到终点的现象_____________。 ②草酸跟酸性KMnO4溶液反应的离子方程式为：2+ 5H2C2O4+ 6H+═ 2Mn2++ 10CO2↑ + 8H2O，根据所给数据计算血液样品中Ca2+离子的浓度为__________mg/cm3 19. 一定温度下，在10L密闭容器中加入5molSO2和3molO2，发生反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，10min时，反应达到平衡状态，此时有3molSO2发生了反应。 （1）反应生成了_____molSO3，v(SO2)=_____。 （2）平衡时SO3的浓度是____，SO2的转化率是____。 （3）平衡时容器内气体的总物质的量为____mol。 （4）物质的浓度不再改变标志着该反应已达平衡，下列还可以说明该反应已达平衡的是____(填序号)。 ①体系内压强不再改变 ②容器内气体的密度不再改变 ③混合气体的平均相对分子质量不再改变 ④v正(SO3)=2v逆(O2) ⑤n(SO3)∶n(O2)∶n(SO2)=2∶1∶2 20. 在一密闭容器中发生反应N2＋3H2=2NH3　ΔH＜0，达到平衡后，只改变某一个条件时，反应速率与反应时间的关系如图所示。 回答下列问题： (1)处于平衡状态的时间段是___________(填字母，下同)。 A．t0～t1　　B．t1～t2　　C．t2～t3 D．t3～t4 　E．t4～t5 　F．t5～t6 (2)判断t1、t3、t4时刻分别改变的一个条件。 A．增大压强 　B．减小压强 　　C．升高温度 D．降低温度 　E．加催化剂 　　F．充入氮气 t1时刻___________；t3时刻___________；t4时刻___________。 (3)依据(2)中的结论，下列时间段中，氨的百分含量最高的是___________。 A．t0～t1 B．t2～t3 C．t3～t4 D．t5～t6 (4)如果在t6时刻，从反应体系中分离出部分氨，t7时刻反应达到平衡状态，请在图中画出反应速率的变化曲线______。 21. 完成下列问题。 （1）常温下，将1 mL pH=1的H2SO4溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液中=________。 （2）某温度时，测得0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数Kw=________。该温度________(填“高于”或“低于”)25 ℃。 （3）常温下，设pH=5的H2SO4溶液中由水电离出的H+浓度为c1；pH=5的Al2(SO4)3溶液中由水电离出的H+浓度为c2，则=________。 （4）常温下，pH=13的Ba(OH)2溶液a L与pH=3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。若所得混合溶液呈中性，则a∶b=________。若所得混合溶液pH=12，则a∶b=________。 （5）在(2)所述温度下，将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸Vb L混合。若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则Va∶Vb=________。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $ 2023-2024学年度第一学期高二化学期中试题 本试卷满分100分，时间：75分钟 可能用到的原子量：H：1 O：16 S：32 C：12 Na：23 Al：23 Si：28 P：31 Cl：35.5 考试范围：选择性必修一第一章至第三章第三节内容 第Ⅰ卷(选择题，共51分) 一、选择题(每小题只有一个选项符合题意，每小题3分，共51分) 1. 下列变化过程，属于放热反应的是 ①金属钠与水 ②晶体与混合搅拌 ③在中燃烧 ④液态水变成水蒸气 ⑤酸碱中和 ⑥碳酸钙热分解 A. ①③④⑤ B. ③④⑤ C. ①③⑤ D. ②④⑥ 【答案】C 【解析】 【详解】①活泼金属与酸或水反应是放热反应； ②晶体与反应是吸热反应；　 ③所有燃烧是放热反应 ；　 ④水蒸气变为液态水不是放热反应，是放热过程；　 ⑤酸碱中和是放热反应；　 ⑥碳酸钙热分解是吸热反应； 故选C。 2. 下列事实不能用勒夏特列原理(平衡移动原理)解释的是 A. 向溴水中加入AgNO3溶液后，溶液颜色变浅 B. 铁在潮湿的空气中易生锈 C. 合成氨反应，为提高氨的产率，理论上应采取降低温度的措施 D. 热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液洗涤油污效果更好 【答案】B 【解析】 【详解】A.溴水中存在化学平衡：向溴水中加入AgNO3溶液后，Ag+和Br−反应生成AgBr沉淀，导致平衡正向移动，溶液颜色变浅，A不符合； B.铁在潮湿的空气中易生锈不是可逆反应，不能用勒夏特列原理(平衡移动原理)解释，B符合； C.工业上合成氨的反应是放热的可逆反应，降低温度平衡正向移动，能用勒夏特列原理解释，C不符合； D.升高温度促进纯碱水解而导致溶液碱性增强，促进油污水解，所以热的纯碱溶液比冷的纯碱溶液洗涤油污效果更好，可以用勒夏特列原理解释，D不符合； 答案选B。 3. 常温下，将氢氧化钠溶液与硫酸溶液等体积混合，该混合溶液的等于 A. 2.0 B. 1.7 C. 12.0 D. 12.4 【答案】A 【解析】 【分析】 【详解】常温下，将氢氧化钠溶液与硫酸溶液等体积混合，混合溶液中氢离子浓度为，根据计算公式可求得：。 故选A。 4. CH3COOH溶液是实验室常用的试剂，下列说法不能说明CH3COOH是弱电解质的是 A. 常温下，用CH3COOH溶液进行导电性实验，灯泡很暗 B. 常温下，测得0.1 mol·L-1CH3COOH溶液的pH=4 C. 常温下，将pH=1的CH3COOH溶液稀释1000倍，测得pH<4 D. 常温下，等体积的盐酸和醋酸的pH相同，消耗等浓度的氢氧化钠的体积前者少 【答案】A 【解析】 【详解】A．溶液导电性强弱由离子浓度、离子所带电荷数共同决定，若溶液浓度极低，即使其为强电解质，溶液中离子浓度也很小，灯泡同样会很暗，不能说明是弱电解质，A符合题意； B．常温下的一元强酸应为1，而测得溶液的，说明仅部分电离，可证明其为弱电解质，B不符合题意； C．若为强电解质，的溶液稀释1000倍后应为4，现测得，说明稀释过程中的电离平衡正向移动，补充了，可证明其为弱电解质，C不符合题意； D．盐酸是强电解质，完全电离，若为弱电解质，则等的两种酸中的浓度远大于盐酸，等体积时的物质的量更大，消耗等浓度的体积更多，与题给现象一致，可证明其为弱电解质，D不符合题意； 故选A。 5. 在100℃时，NaCl溶液中c(H＋)＝1×10－6mol·L－1，下列说法中不正确的是（ ） A. 该NaCl溶液显酸性 B. 该NaCl溶液显中性 C. 随着温度的升高，水的离子积增大 D. 该NaCl溶液中KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12 【答案】A 【解析】 【分析】氯化钠是强酸强碱盐，其溶液呈中性，则氯化钠溶液中存在c(H+)•c(OH-)=1×10-6mol•L-1，再结合Kw=c(H+)•c(OH-)解答。 【详解】A. 氯化钠是强酸强碱盐，钠离子和氯离子都不水解，所以其溶液呈中性，A项错误； B. 根据A知，该溶液呈中性，B项正确； C. 水的电离是吸热过程，升温促进电离，水的离子积增大，C项正确； D. 该溶液呈中性，则c(H＋)＝c(OH－)＝1×10－6mol·L－1， KW＝c(H＋)·c(OH－)＝1×10－12，D项正确； 答案选A。 6. 煤焦与水蒸气的反应是煤气化过程中的主要反应之一，C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)。已知：该反应为吸热反应，K(700℃)=0.2，若该反应在恒温(700℃)、恒容的密闭容器中进行，700℃测得的下列数据中，可以作为判断t时刻反应是否达到平衡状态的依据是 A. t时刻，容器的压强 B. t时刻，H2O(g)、CO(g)、H2(g)的浓度 C. t时刻，消耗 H2O(g)的速率与生成CO(g)的速率 D. t时刻，气体的平均摩尔质量 【答案】B 【解析】 【详解】A. t时刻及其前后，容器的压强不变时，该反应正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，t时刻，压强只是一个数值，无法判断判断平衡状态，A错误； B. t时刻，通过H2O(g)、CO(g)、H2(g)的浓度，可计算C(s)＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)的QC，当QC= K(700℃)=0.2，处于平衡状态，B正确； C. t时刻，消耗 H2O(g)的速率与生成CO(g)的速率，均只是正反应速率，没有逆反应速率的情况，无法判断是否平衡，C错误； D. t时刻，气体的平均摩尔质量只是一个数值，无法判断判断平衡状态，t时刻及其前后，气体的平均摩尔质量不变时，该反应正逆反应速率相等，反应达到平衡状态， D错误； 答案选B。 7. 下列说法中错误的是 A. 凡是放热反应而且熵增加的反应，就更易自发进行 B. 对于同一物质在不同状态时的熵值是：气态>液态>固态 C. 平衡常数K值越大，则可逆反应进行越完全，反应物的转化率越大 D. 凡是能量达到活化能的分子发生的碰撞均为有效碰撞 【答案】D 【解析】 【详解】A．属于放热和熵增加的反应，即△H＜0，△S＞0，根据△H-T△S＜0可知，反应易自发进行，故A正确； B、同一物质的固态、液态、气态的混乱度依次增大，熵值增大，故B正确； C．平衡常数是利用生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积，所以K值越大，说明这个反应正向进行的程度越大，反应物的转化率越大，故C正确； D．活化分子发生有效碰撞需要满足合适的取向，因此能量达到活化能的分子发生的碰撞不一定为有效碰撞，故D错误； 故选D。 8. 常温下，下列各组离子一定能在指定溶液中大量共存的是 A. 无色透明的溶液：Na＋、Cu2＋、、 B. 的溶液：、Ca2＋、Cl－、 C. c(Fe2＋)＝1mol·L－1的溶液：K＋、、、 D. 水电离的c(H＋)＝1×10-13mol·L-1的溶液：K＋、Na＋、、 【答案】B 【解析】 【详解】A. 含Cu2＋的溶液呈蓝色，因此在无色透明的溶液中不能大量存在Cu2＋，故A错误； B. 的溶液呈酸性，离子之间均不发生反应，故可大量共存，故B正确； C. Fe2＋能与发生氧化还原反应，故不可大量共存，故C错误； D. 水电离的c(H＋)＝1×10-13mol·L-1的溶液可能呈酸性，也可能呈碱性，呈酸性时，、均可以与H＋发生反应，呈碱性时，离子之间均不发生反应，故该组离子不一定能大量共存，故D错误 故选B。 9. 已知断开1 mol Cl2(g)中Cl－Cl键需要吸收243 kJ能量。根据能量变化示意图，下列说法或热化学方程式正确的是 A. H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=－185 kJ·mol－1 B. 生成1 mol H2(g)中的H－H键放出121.5 kJ能量 C. 断开1 mol HCl(g)中的H－Cl键要吸收864 kJ能量 D. HCl(g)=H2(g)+Cl2(g) △H=－92.5 kJ·mol－1 【答案】A 【解析】 【详解】A. 由图可知H2(g)+Cl2(g)=2HCl(g) △H=-(864-679) kJ/mol=-185 kJ/mol，A正确； B. 由图可知断开1 mol H2(g)中的H－H键和1 mol Cl2(g)中的Cl－Cl键需吸收679 kJ/mol的能量，而已知断开1 mol Cl2(g)中Cl－Cl键需要吸收243 kJ能量，所以断开断开1 mol H2(g)中的H－H键需要吸收的能量为679 kJ-243 kJ=436 kJ，因此生成1 mol H2(g)中的H－H键放出436 kJ能量，B错误； C. 生成2 mol HCl (g)中的H-Cl键放出864 kJ的能量，所以生成2 mol HCl (g)中的H-Cl键放出432 kJ的能量，则断开1 mol HCl(g)中的H－Cl键要吸收432 kJ能量，C错误； D. 根据选项A分析可知2 mol HCl(g)反应产生1 mol H2(g)和1 mol Cl2(g)吸收185 kJ的能量，因此1 mol HCl反应产生H2(g)、Cl2(g)吸收92.5 kJ的热量，热化学方程式为HCl(g)=H2(g)+Cl2(g) △H=+92.5 kJ·mol－1，D错误； 故合理选项是A。 10. 某化学科研小组研究在其他条件不变时，改变某一条件对化学平衡的影响，得到如下变化规律(图中p表示压强，T表示温度，n表示物质的量)。 根据以上规律判断，下列结论正确的是(　　) A. 反应Ⅰ：ΔH＞0，p2＞p1 B. 反应Ⅱ：ΔH＜0，T1＜T2 C. 反应Ⅲ：ΔH＞0，T2＞T1或ΔH＜0，T2＜T1 D. 反应Ⅳ：ΔH＜0，T2＞T1 【答案】C 【解析】 【详解】A. 反应Ⅰ中，由图分析，升温，A的平衡转化率降低，平衡逆移，而升温，平衡向吸热方向移动，所以反应是放热反应ΔH<0。因为反应I是体积减小的可逆反应，即压强越大，反应物的转化率越高，P2＞P1， A错误； B. 反应Ⅱ中，根据先拐先平衡，数值大，故T1＞T2，B错误； C. 反应Ⅲ中，如ΔH＞0，T2＞T1，则升高温度平衡向正反应方向移动，C的体积分数增大，如ΔH＜0，T2＜T1，则升高温度，平衡向逆反应方向移动，C的体积分数减小，与图象吻合，C正确； D. 反应Ⅳ中如ΔH＜0，则升高温度平衡向逆反应方向移动，A的转化率减小，则T2＜T1，D错误。 答案选C。 11. 下列说法正确的是 A. 在相同温度下，反应CH4(g) + 2O2(g) =CO2(g) + 2H2O(l) 比反应CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g) 的反应热大 B. 在相同条件下，反应C2H4(g)+H2(g) = C2H6(g)和反应C3H6(g)+H2(g) = C3H8(g)释放的能量几乎相等 C. 常温下，稀H2SO4和稀Ba(OH)2溶液反应生成1mol H2O，放出57.3kJ 的热量 D. “可燃冰”(化学组成为CH4·nH2O)是将水变为油的新型燃料 【答案】B 【解析】 【详解】A．液态水变为气态水为吸热过程，因此在相同温度下，反应CH4(g) + 2O2(g) =CO2(g) + 2H2O(l) 比反应CH4(g) + 2O2(g) = CO2(g) + 2H2O(g)放出的热量更多，反应热更小，A错误； B．反应C2H4(g)+H2(g) = C2H6(g)和反应C3H6(g)+H2(g) = C3H8(g)均为一个碳碳双键的加成反应，在相同条件下，释放的能量几乎相等，B正确； C．常温下，稀H2SO4和稀Ba(OH)2溶液反应生成1mol H2O的同时还会生成BaSO4的沉淀，沉淀溶解放热，因此放出的热量大于57.3kJ，C错误； D．“可燃冰”(化学组成为CH4·nH2O)的实质是甲烷水合物，而不是水变成的油，D错误； 答案选B。 12. 在557℃密闭容器中进行反应：CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)。若CO起始浓度为2.0 mol·L-1，水蒸气起始浓度为3.0 mol·L-1，达到平衡后，测得CO2浓度为1.2 mol·L-1，下列说法错误的是 A. 该反应达到平衡状态时，CO的转化率为60％ B. 557℃时，该反应的平衡常数K=1 C. 反应达到平衡时，再充入1.0molCO和1.5 molH2O(g)，达到新的平衡时，CO2体积分数与原平衡相同 D. 若以1.0mol/LCO(g)，1.5mol/LH2O(g)，0.5mol/LCO2(g)，0.5mol/LH2(g)为起始浓度，平衡逆向进行 【答案】D 【解析】 【详解】CO的起始浓度为2.0mol/L，水蒸气的起始浓度为3.0mol/L，达到平衡后，测得CO2浓度为1.2 mol·L-1，则 A．该反应达到平衡状态时，CO的转化率=，故A正确； B．557℃时，该反应的平衡常数K=，故B正确； C．反应达到平衡时，再充入1.0molCO和1.5 molH2O(g)，相当于增大压强，因反应前后气体体积不变，增大压强平衡不移动，所以CO2体积分数与原平衡相同，故C正确； D．若起始投入量1.0mol/LCO(g)，1.5mol/LH2O(g)，0.5mol/LCO2(g)，0.5mol/LH2(g)，则浓度商Qc=＜K，则平衡正向进行，故D错误； 故选D。 13. 某学生用0.1023mol·L－1标准氢氧化钠溶液滴定未知浓度的盐酸，测定中使用耐酸、碱和强氧化剂腐蚀的“特氟龙”旋钮的滴定管。其操作可分解为如下几步： ①移取20.00mL待测盐酸溶液注入洁净的锥形瓶中，并加入3滴酚酞溶液 ②用标准氢氧化钠溶液润洗滴定管3次 ③把盛有标准氢氧化钠溶液的滴定管固定好，调节滴定管尖嘴使之充满溶液 ④取标准氢氧化钠溶液注入滴定管至“0”刻度以上约2mL ⑤调节液面至“0”或“0”刻度以下，记下读数 ⑥把锥形瓶放在滴定管的下面，用标准氢氧化钠溶液滴定至终点并记下滴定管的读数 下列有关上述中和滴定操作步骤的正确顺序是 A. ①②③④⑤⑥ B. ②④③⑤①⑥ C. ③①②⑥④⑤ D. ⑤①②③④⑥ 【答案】B 【解析】 【详解】中和滴定按照检漏、洗涤、润洗、装液、取待测液并加指示剂、滴定等顺序操作，则正确的顺序为：②④③⑤①⑥，故选B。 14. 高铁酸钾 （K2FeO4）是一种优良的水处理剂，将其溶于水中缓慢发生发应 4FeO42-+10H2O4Fe (OH)3+8OH -+3O2↑。在 pH=4.7 的溶液中，配成 c （K2FeO4）=1.0×10-3mol·L-1试样，分别置于 20-60℃的恒 温水浴中，测定 K2FeO4总量的变化如图，纵坐标为试样的浓度， 则下列说法不正确的是 A. 试样溶液的酸性越强，K2FeO4越不稳定 B. 40℃时，在 0～120 min 内，K2FeO4的分解速率为3.75×10-3 mol·Lˉ1·minˉ1 C. 由图可知，反应体系温度越高，分解速率越快 D. 当分解足够长时间后，四份试样的分解率相等 【答案】BD 【解析】 【详解】A．根据反应4FeO+10H2O⇌4Fe(OH)3+8OH-+3O2↑，溶液的酸性越强，反应进行的程度越大，K2FeO4越不稳定，故A正确； B．40℃时，在0～120min内，K2FeO4的分解速率为mol•L-1•min-1 = 3.75×10-6mol•L-1•min-1，故B错误； C．由图中数据可知，温度越高，相同时间内FeO浓度变化越快，分解速率越快，故C正确； D．当分解足够长时间后，开始浓度相等，但是最后浓度不等，所以四份试样的分解率不会相等，故D错误； 故选：BD。 15. 一定条件下，可逆反应C(s)＋CO2(g)2CO(g)　ΔH>0，达到平衡状态，现进行如下操作：①升高反应体系的温度；②增加反应物C的用量；③缩小反应体系的体积：④减少体系中CO的量。上述措施中一定能使反应的正反应速率显著加快的是 A. ①②③④ B. ①③ C. ②④ D. ①③④ 【答案】B 【解析】 【详解】①升高反应体系的温度，反应速率加快，正确； ②C为固体，增加反应物C的用量，对反应速率无影响，错误； ③缩小反应体系的体积，反应速率加快，正确； ④减少体系中CO的量，再次达平衡后，反应速率减慢，错误； 综上所述，选B。 16. 下列叙述正确的是 A. 无论是纯水，还是酸性、碱性或中性稀溶液，在常温下，其c(H+)·c(OH-)=1×10-14 B. c(H+)=1×10-7 mol·L-1的溶液一定是中性溶液 C. 0.2 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)是0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中的c(H+)的2倍 D. 任何浓度的溶液都可以用pH来表示其酸碱性的强弱 【答案】A 【解析】 【详解】A．水的离子积常数Kw=c(H+)c(OH-)，常温下Kw=10-14，A项正确； B．溶液的酸碱性：酸性c(H+)>c(OH-)，碱性c(H+)<c(OH-)，中性c(H+)=c(OH-)；常温条件下，c(H+)>10-7mol/L酸性，c(H+)<10-7mol/L为碱性，c(H+)=10-7mol/L为中性。但该项中没有说明条件，无法确定溶液酸碱性，B项错误； C．CH3COOH为弱电解质不完全电离，且溶液越稀电离程度越大，所以0.2mol/L与0.1mol/LCH3COOH电离出的c(H+)不存在2倍关系，C项错误； D．pH往往0-14，表达的是c(H+)≤1mol/L浓度，而c(H+)较大时可直接用浓度表示，D项错误； 故选A。 17. 准确移取20.00 mL某待测HCl溶液于锥形瓶中，用0.1000 mol·L－1 NaOH溶液滴定。下列说法正确的是 A. 滴定管用蒸馏水洗涤后，装入NaOH溶液进行滴定 B. 随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大 C. 用酚酞作指示剂，当锥形瓶中溶液由红色变无色时停止滴定 D. 滴定达终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则测定结果偏小 【答案】B 【解析】 【分析】根据题意可知，本题考查碱滴定酸，运用酸碱中和滴定步骤分析。 【详解】A.滴定管使用必须用NaOH标准液润洗，否则消耗的标准液偏大，测定酸的浓度偏大，故A错误； B.碱滴定酸，氢离子浓度逐渐减小，则随着NaOH溶液滴入，锥形瓶中溶液pH由小变大，故B正确； C.用酚酞作指示剂，滴定前锥形瓶中为无色溶液，则当锥形瓶中溶液由无色变红色时停止滴定，故C错误； D.滴定终点时，发现滴定管尖嘴部分有悬滴，则消耗的标准液偏大，则测定酸的浓度偏大，故D错误； 答案选B。 第Ⅱ卷(非选择题，共49分) 18. 滴定法是解决化学分析问题的常用方法。滴定的方法有酸碱中和滴定、氧化还原滴定、沉淀滴定、络合滴定等。 I.如图为某浓度的NaOH溶液滴定10.00mL一定浓度的盐酸的示意图。根据图象分析： (1)HCl溶液的浓度是__________；NaOH溶液的浓度是_______； (2) x =________。 ΙΙ.氧化还原滴定实验与中和滴定类似(用已知浓度的氧化剂溶液滴定未知浓度的还原剂溶液或反之)。 (3)人体血液里Ca2+的浓度一般采用mg/cm3来表示。抽取一定体积的血样，加适量的草酸铵[(NH4)2C2O4]溶液，可析出草酸钙(CaC2O4)沉淀，将此草酸钙沉淀洗涤后溶于强酸可得草酸(H2C2O4)，再用KMnO4溶液滴定即可测定血液样品中Ca2+的浓度。某研究性学习小组设计如下实验步骤测定血液样品中Ca2+的浓度，抽取血样20.00 mL，经过上述处理后得到草酸，再用0.020 mol/L KMnO4溶液滴定，使草酸转化成CO2逸出，滴定的实验数据如下所示： 实验编号 待测血液的体积/mL 滴入KMnO4溶液的体积/mL 1 20.00 11.95 2 20.00 13.00 3 20.00 12.05 ①滴定时，盛放高锰酸钾溶液的仪器名称为_________确定反应达到终点的现象_____________。 ②草酸跟酸性KMnO4溶液反应的离子方程式为：2+ 5H2C2O4+ 6H+═ 2Mn2++ 10CO2↑ + 8H2O，根据所给数据计算血液样品中Ca2+离子的浓度为__________mg/cm3 【答案】 ①. 0.1mol/L ②. 0.05mol/L ③. 0.001或1×10-3 ④. 酸式滴定管 ⑤. 滴入最后一滴高锰酸钾溶液，溶液由无色变为浅紫色，且半分钟内无变化 ⑥. 1.2mg/cm3 【解析】 【分析】从滴定曲线知，反应开始时，盐酸溶液pH=1，则c(HCl) 0.100mol/L，本实验用待测浓度的氢氧化钠溶液滴定标准溶液——10.00mL盐酸，滴加NaOH溶液至20mL时，恰好中和，故可计算出c(NaOH)=0.050mol/L；血样20.00mL经过处理后得到草酸，用酸性高锰酸钾溶液滴定，做3次平行试验，进行数据处理，得到消耗高锰酸钾溶液的平均体积，根据反应方程式2+ 5H2C2O4 + 6H+ ═ 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O、草酸钙的化学式CaC2O4，可计算血样中钙元素的含量； 【详解】(1)反应开始时，溶液pH=1，则c(H+)=0.1mol/L，由于盐酸是一元强酸，完全电离，所以c(HCl)= c(H+)=0.100mol/L；当滴加NaOH溶液至20mL时，溶液的pH=7，二者恰好完全反应，根据n(HCl)=n(NaOH)，0.100mol/L×10.00mL=c(NaOH) ×20.00mL，所以c(NaOH)=0.050mol/L； (2)当溶液的pH=7时，加入溶液中NaOH的物质的量等于溶液中HCl的物质的量，n(NaOH)= n(HCl)= 0.100mol/L×10.00mL×10-3L/mL=0.001mol=x； (3)①高锰酸钾溶液具有强氧化性，会腐蚀碱式滴定管的橡胶管，因此应该盛放在酸式滴定管在；高锰酸钾溶液本身显紫色，当用该溶液滴定草酸时，高锰酸钾被还原产生Mn2+，故滴定过程中出现褪色现象，滴入最后一滴高锰酸钾溶液，溶液紫色不再褪去(溶液由无色变为浅紫色)，且半分钟内无变化，说明反应达到滴定终点； ②血样20.00mL经过上述处理后得到草酸，用酸性高锰酸钾溶液滴定，做3次平行试验，第2次数据偏差大，应舍弃，故二次数据平均值为消耗高锰酸钾0.012L，高锰酸钾物质的量为：n(KMnO4)=0.020mol/L×0.012L=2.4×10-4mol，根据反应方程式2+ 5H2C2O4 + 6H+ ═ 2Mn2+ + 10CO2↑ + 8H2O、草酸钙的化学式CaC2O4，可知：n(Ca2+)=n(H2C2O4)=×2.4×10-4mol=6×10-4mol，则c(Ca2+)==3×10-5mol/cm3，用质量表示Ca2+的浓度为3×10-5mol /cm3×40g×103mn/g=1.2mg/cm3。 19. 一定温度下，在10L密闭容器中加入5molSO2和3molO2，发生反应：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，10min时，反应达到平衡状态，此时有3molSO2发生了反应。 （1）反应生成了_____molSO3，v(SO2)=_____。 （2）平衡时SO3的浓度是____，SO2的转化率是____。 （3）平衡时容器内气体的总物质的量为____mol。 （4）物质的浓度不再改变标志着该反应已达平衡，下列还可以说明该反应已达平衡的是____(填序号)。 ①体系内压强不再改变 ②容器内气体的密度不再改变 ③混合气体的平均相对分子质量不再改变 ④v正(SO3)=2v逆(O2) ⑤n(SO3)∶n(O2)∶n(SO2)=2∶1∶2 【答案】（1） ①. 3 ②. 0.03mol•L-1•min-1 （2） ①. 0.3mol•L-1 ②. 60% （3）6.5 （4）①③④ 【解析】 【小问1详解】 根据S原子守恒知，消耗的n(SO2)等于生成的n(SO3)，为3mol，； 【小问2详解】 平衡时SO3的浓度是，SO2的转化率是； 【小问3详解】 列三段式：，则平衡时混合气体总物质的量=(2+1.5+3)mol=6.5mol； 【小问4详解】 ①反应前后气体的物质的量减小，压强减小，当体系内压强不再改变，反应达到平衡状态，故正确； ②反应前后气体总质量不变、容器体积不变，则容器内气体的密度始终改变，不能据此判断平衡状态，故错误； ③反应前后气体总质量不变、气体物质的量减小，则混合气体平均相对分子质量增大，当混合气体的平均相对分子质量不再改变，反应达到平衡状态，故正确； ④v正(SO3)=2v逆(O2)，正逆反应速率相等，说明达到平衡状态，故正确； ⑤中三者的物质的量之比等于化学计量数之比，不能说明反应已达平衡状态，故错误； 故选：①③④。 20. 在一密闭容器中发生反应N2＋3H2=2NH3　ΔH＜0，达到平衡后，只改变某一个条件时，反应速率与反应时间的关系如图所示。 回答下列问题： (1)处于平衡状态的时间段是___________(填字母，下同)。 A．t0～t1　　B．t1～t2　　C．t2～t3 D．t3～t4 　E．t4～t5 　F．t5～t6 (2)判断t1、t3、t4时刻分别改变的一个条件。 A．增大压强 　B．减小压强 　　C．升高温度 D．降低温度 　E．加催化剂 　　F．充入氮气 t1时刻___________；t3时刻___________；t4时刻___________。 (3)依据(2)中的结论，下列时间段中，氨的百分含量最高的是___________。 A．t0～t1 B．t2～t3 C．t3～t4 D．t5～t6 (4)如果在t6时刻，从反应体系中分离出部分氨，t7时刻反应达到平衡状态，请在图中画出反应速率的变化曲线______。 【答案】 ①. ACDF ②. C ③. E ④. B ⑤. A ⑥. 【解析】 【分析】 【详解】(1)根据图示可知，t0～t1、t2～t3、t3～t4、t5～t6时间段内，v正、v逆相等，反应处于平衡状态。 (2)t1时，v正、v逆同时增大，且v逆增大得更快，平衡向逆反应方向移动，所以t1时改变的条件是升温。t3时，v正、v逆同时增大且增大量相同，平衡不移动，所以t3时改变的条件是加催化剂。t4时，v正、v逆同时减小，但平衡向逆反应方向移动，所以t4时改变的条件是减小压强。 (3)根据图示知，t1～t2、t4～t5时间段内平衡均向逆反应方向移动，NH3的含量均比t0～t1时间段的低，所以t0～t1时间段内NH3的百分含量最高。 (4)t6时刻分离出部分NH3，v逆立刻减小，而v正逐渐减小，在t7时刻二者相等，反应重新达到平衡，据此可画出反应速率的变化曲线为。 21. 完成下列问题。 （1）常温下，将1 mL pH=1的H2SO4溶液加水稀释到100 mL，稀释后的溶液中=________。 （2）某温度时，测得0.01 mol·L-1的NaOH溶液的pH为11，则该温度下水的离子积常数Kw=________。该温度________(填“高于”或“低于”)25 ℃。 （3）常温下，设pH=5的H2SO4溶液中由水电离出的H+浓度为c1；pH=5的Al2(SO4)3溶液中由水电离出的H+浓度为c2，则=________。 （4）常温下，pH=13的Ba(OH)2溶液a L与pH=3的H2SO4溶液b L混合(混合后溶液体积变化忽略不计)。若所得混合溶液呈中性，则a∶b=________。若所得混合溶液pH=12，则a∶b=________。 （5）在(2)所述温度下，将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的硫酸Vb L混合。若所得混合液为中性，且a=12，b=2，则Va∶Vb=________。 【答案】（1）108 （2） ①. 10-13 ②. 高于 （3）10-4 （4） ①. 1∶100 ②. 11∶90 （5）1∶10 【解析】 【小问1详解】 常温下，的溶液中，加水稀释到（即稀释倍）后，。常温下水的离子积常数，则溶液中。因此，。 【小问2详解】 0.01 mol·L⁻¹的NaOH溶液中，测得溶液pH为11，即，则该温度下水的离子积常数；由于水的电离是吸热过程，温度升高促进水的电离，增大，，因此该温度高于25℃。 【小问3详解】 常温下，pH=5的溶液中，酸抑制水的电离，水电离出的等于溶液中的，即；pH=5的溶液中，水解促进水的电离，溶液中的全部由水电离产生，即，因此。 【小问4详解】 常温下，pH=13的溶液中，pH=3的溶液中。若混合溶液呈中性，则，即，解得；若所得混合溶液pH=12，说明碱过量，混合后，则有，解得。 【小问5详解】 在(2)所述温度下，，pH=12的NaOH溶液中，pH=2的硫酸中。若所得混合液为中性，则，即，解得。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $