精品解析：北京市丰台区2026-2027学年高二上学期11月期中考试 化学试题

2026-2027学年度第一学期期中练习 高二化学 考试时间：90分钟 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 N 14 第I卷(选择题 共42分) 本部分共14小题，每小题3分，共42分。在每小题给出的四个选项中，选出最符合题意的一项。 1. 下列装置或过程能实现电能向化学能转化的是 A．电动车充电 B．风力发电 C．航天器太阳能电池阵 D．水果电池 A. A B. B C. C D. D 2. 对于可逆反应A(g)+3B(s)2C(g)+2D(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示的反应速率最快的是 A. v(A)=0.5mol·L-1·min-1 B. v(B)=1.2mol·L-1·s-1 C. v(C)=0.1mol·L-1·s-1 D. v(D)=0.4mol·L-1·min-1 3. 下列关于金属腐蚀和防护说法正确的是 A. 钢铁表面水膜酸性较强时，正极电极反应式为O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- B. 纯银器的表面在空气中因电化学腐蚀变暗 C. 铁腐蚀的过程放热，利用这一特点可以制一次性保暖贴 D. 当镀锌铁制品的镀层破损时，镀层不能保护铁制品 4. 下列能明显增大原反应化学反应速率的措施是 A. 铁和稀硝酸反应时将稀硝酸改为浓硝酸 B. 用稀硫酸与锌反应制备氢气时加入少量硫酸铜固体 C. 钠与氧气反应制备氧化钠时进行加热 D. 铁与水蒸气反应时加大铁粉用量 5. 下列依据相关数据作出的推断中，不正确的是 A. 依据相同温度不同化学反应的K值，可推断两个化学反应进行程度的大小 B. 依据相同温度下可逆反应的Q与K大小的比较，可推断反应进行的方向 C. 依据某可逆反应不同温度时的K值，可推测该反应是否为放热反应 D. 依据Cl-Cl、Br-Br的键能，可推断Cl2、Br2与氢气反应的化学反应速率 6. 图1、图2分别为碱性锌锰电池和普通锌锰电池的构造图。其总反应分别为：Zn + 2MnO2 + 2H2O =2MnO(OH) +Zn(OH)2、Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl =Zn(NH3)2Cl2 + 2MnO(OH)。 下列关于两种电池的说法中，正确的是 A. 工作时电流由负极流出，经外电路流向正极 B. 工作时Zn发生还原反应，MnO2发生氧化反应 C. 图1电池工作时，KOH提供碱性环境，作离子导体 D. 图1电池与图2相比，仅在电极材料方面进行了优化 7. 下列事实不能用平衡移动原理解释的是 A. 在NO2 和 N2O4组成的体系中：2NO2(g) N2O4(g)，恒温缩小容积，平衡后气体颜色变深 B. 重铬酸钾溶液中存在： (橙色)+ H2O2(黄色)+ 2H+，若滴加少量NaOH溶液，溶液由橙色变黄色 C. Na(l) + KCl(l)NaCl (l) + K(g)，工业上将钾蒸气从反应混合体系中分离出来以制备金属钾 D. 工业生产硫酸过程中，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，通入过量空气以提高SO2的转化率 8. 下列实验装置不能达到对应实验目的的是 实验目的 A．探究温度对化学平衡移动的影响 B．测定中和反应的反应热 实验装置 实验目的 C．牺牲阳极法保护铁 D．结合秒表测定锌与稀硫酸反应速率 实验装置 A. A B. B C. C D. D 9. 依据图示关系，下列说法不正确的是 A. CO燃烧可提供热能，在燃料电池中可提供电能 B. 1molC(石墨)和1molCO分别在足量O2中燃烧，全部转化为CO2，前者放热多 C. C(石墨，s) + CO2(g) = 2CO(g) ΔH3 =ΔH1 - ΔH2 D. 化学反应的ΔH，只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关 10. 高炉炼铁以铁矿石(主要成分为Fe2O3)、焦炭、空气为原料，主要发生反应：Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)。下列说法不正确的是 A. 焦炭也有还原性，在一定条件下可以将Fe2O3还原为Fe B. 利用空气将焦炭转化为CO，有利于增大铁的生成速率 C. 其他条件一定时，将铁矿石粉碎有利于增大铁的生成速率 D. 其他条件一定时，增加高炉的高度能改变平衡气体中CO的含量 11. 我国科研人员提出了由CO2和CH4转化为CH3COOH的催化反应历程，示意图如下。 下列说法不正确的是 A. CH4→CH3COOH过程中，有碳氢键发生断裂 B. ①→②放出能量并形成了C-C非极性键 C. 生成CH3COOH总反应的原子利用率为100% D. 该催化剂通过改变反应历程提高了反应物的平衡转化率 12. 在不同条件下进行化学反应2A(g)B(g) + D(g) ΔH，B、D的起始浓度均为0，反应物A的浓度(mol·L−1)随反应时间的变化如下表。 序号 T / ℃ t / min 0 20 40 60 ① 500 2.0 1.3 1.0 1.0 ② 500 x 1.0 1.0 1.0 ③ 500 y 1.5 1.2 1.2 ④ 600 2.0 0.5 0.4 0.4 下列说法不正确的是 A. ①中A在0～20 min平均反应速率为3.5×10−2 mol·L−1·min−1 B. ②比①反应速率快的原因可能是增大了体系的压强 C. ③中化学平衡常数K=0.25，y=2.4 D. ΔH>0 13. 某小组为了探究影响NaHSO3溶液与KMnO4溶液在酸性条件下反应速率的因素，设计如表所示的实验方案。 实验 1 2 3 4 V(NaHSO3)/mL (c=0.2 mol·L−1) 3.0 3.0 4.0 3.0 V(KMnO4)/mL (c=0.1 mol·L−1) 2.0 2.0 2.0 2.0 V(H2SO4)/mL (c=0.6 mol·L−1) 1.0 2.0 2.0 1.0 V(MnSO4)/mL (c=0.1 mol·L−1) 0.0 0.0 0.0 0.5 V(H2O)/mL 2.0 a 0.0 b 褪色时间t/min 8 6 4 3 下列说法不正确的是 A. 该反应的离子方程式为 5+2+H+=2Mn2++5+3H2O B. a=1.0，实验1和实验2的结果说明溶液酸性越强，反应速率越快 C. 实验1中用NaHSO3表示的化学反应速率为0.009375 mol·L−1·min−1 D. b=1.5，实验3和实验4对比说明MnSO4可以作为此反应的催化剂 14. 某小组同学设计如下实验能证实2Fe3++2I-2Fe2++I2为可逆反应。 实验装置 实验序号 实验操作和现象 注：a、b均为石墨电极 ① ⅰ.闭合K，指针向右偏转 ⅱ.待指针归零，向U形管左管中加入1 mol·L−1KI溶液，…… ② ⅰ.闭合K，指针向右偏转 ⅱ待指针归零，向U形管左管中滴加0.01 mol·L−1 AgNO3溶液，指针向左偏转 下列说法正确的是 A. 可用pH约为1的0.01 mol·L−1Fe(NO3)3溶液代替Fe2(SO4)3溶液 B. 电流表指针归零，说明上述反应进行完全 C. ①中加入KI溶液后，上述平衡向正反应方向移动，电流表指针向左偏转 D. ②中加入AgNO3溶液后，导致I- 还原性减弱，上述平衡向逆反应方向移动 第Ⅱ卷(非选择题共58分) 本部分共5小题，共58分。 15. 电化学原理在生产生活中应用广泛，回答下列问题。 （1）氢氧燃料电池是具有发展前途的动力电源，简易装置如图所示。 ①电子的移动方向是_________。(填“a→b”或“b→a”) ②负极的电极反应式为_________。 ③工作一段时间后溶液的pH________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 （2）氯碱工业的原理如图所示。 ①电极a接电源的______(填“正”或“负”)极。 ②电解饱和食盐水的离子方程式是______。 ③结合电极反应式解释阴极区得到较浓NaOH溶液的原因_________。 （3）用下图装置在铁制钥匙上镀铜，观察到钥匙表面迅速变红。 ①与电源正极相连的是______(填“铜片”或者“钥匙”)。 ②钥匙上发生的电极反应式是___________。 ③该装置中，铜片的作用是(选填序号)________。 a．阳极反应物 b．阳极材料 c．阴极反应物 d．阴极材料 e．离子导体 （4）利用Fe3+与Cu发生的反应，设计一个可正常工作的电池，补全该电化学装置示意图________。 实验用品：KCl溶液，FeCl2溶液，FeCl3溶液，CuSO4溶液，铜棒，锌棒，铁棒，石墨棒，氯化钾盐桥。 16. 氨气是一种重要的工业原料，工业上主要以N2(g)、H2(g)为原料气合成NH3(g)。 （1）已知298K，101.3kPa条件下，有如下数据： 写出此条件下工业合成氨的热化学方程式___________。 （2）工业合成氨生产流程示意图如下。 ①流程中，有利于提高原料利用率的措施有___________。 ②模拟工业合成氨：若将物质的量之比为1：3的N2和H2充入2L的密闭容器中，在一定条件下达到平衡，测得平衡时数据如下： 物质 N2 H2 NH3 平衡时物质的量(mol) 0.2 mol 0.6 mol 0.2 mol i．H2的转化率为___________，平衡常数为___________(均可用分数表示)。 ⅱ．某时刻各物质浓度为： 物质 N2 H2 NH3 浓度(mol·L−1) 0.3 0.5 0.3 此时反应进行的方向为___________(填“正向”、“逆向”或“平衡态”)。 ③L(L1、L2)、X可分别代表压强或温度。图1表示L一定时，合成氨反应中H2的平衡转化率随X的变化关系。 i．X代表的物理量是__________。 ⅱ．判断L1、L2的大小关系，并简述理由________。 17. CO2为原料生产甲醇是目前的研究热点，在此过程中会发生如下反应： 反应Ⅰ(主反应) CO2(g) + 3H2(g)CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1<0 反应Ⅱ(副反应) CO2(g) + H2(g)CO(g) + H2O(g) ΔH2 >0 （1）根据盖斯定律计算ΔH2，需要知道ΔH1和_____________的ΔH。 （2）在恒温恒容的密闭容器中，放入一定量的CO2(g)和H2(g)，发生反应Ⅰ，以下不能说明反应达到化学平衡状态的是________。 a．容器内气体的压强保持不变 b．容器内气体密度保持不变 c．CH3OH的体积分数保持不变 d．单位时间内生成1molCH3OH的同时，消耗3molH2 e．气体的平均相对分子质量保持不变 f．单位时间内断3molH-H键的同时，断2molO-H键 （3）研究温度对甲醇产率的影响。在210℃~290℃，保持原料气中CO2和H2的投料比不变，按一定流速通过催化剂甲，主要发生反应Ⅰ，得到甲醇的实际产率、平衡产率与温度的关系如图。 (注： ) ①温度升高，甲醇的平衡产率逐渐降低，可能的原因是___________(考虑主副反应)。 ②其他条件相同时，温度不高于270℃时，随温度升高实际产率逐渐增大的可能原因是___________(写1条)。 （4）某实验控制压强一定，CO2和H2初始投料比一定，按一定流速通过催化剂乙，经过相同时间测得如下实验数据(反应未达到平衡状态) T(K) CO2实际转化率(%) 甲醇选择性(%) 543 12.3 42.3 553 15.3 39.1 (注： ) 表中实验数据表明，升高温度，CO2的实际转化率提高而甲醇的选择性降低，其可能的原因是___________。 18. 三氧化二铬()是重要的有机反应催化剂，一种利用铬酸钾粗品制备的流程示意图如下。 已知：I．粗品中含有等杂质 Ⅱ． 净化除杂 （1）向粗品中加入溶液，生成沉淀以除去。反应的离子方程式是_____。 制备 （2）向净化液中通入过量的可制得。反应的化学方程式是_____。 电解净化液也可制得，装置示意图如图。 （3）阴极室中获得的产品有和_____，结合化学用语说明制备的原理：_____。 制备 在热压反应釜中，将蔗糖与的混合溶液加热至，可获得，同时生成。 应用 催化丙烷脱氢生成丙炔，过程中会发生副反应形成积炭。 该脱氢反应的两种可能的反应过程a、b如图2所示。 （4）相同条件下，反应速率更快的是_____(填“a”或“b”)，该脱氢反应的焓变的计算式为_____。 （5）温度升高到一定程度时，相同时间内，丙炔的产量降低，原因是_____(答1个)。 19. 化学反应平衡常数对认识化学反应的方向和限度具有指导意义。实验小组研究测定4H+ + 2Br- + MnO2Mn2+ + 2H2O + Br2 平衡常数的方法，对照理论数据判断方法的可行性。 （1）理论分析： ①Br2易挥发，需控制生成的Br2浓度较小。 ②此反应的平衡常数表达式为K=________。25℃时，K=6.3×104，控制合适pH，可使生成的c(Br2)较小；用浓度较大的KBr溶液与过量MnO2反应，反应前后c(Br -)几乎不变；c(Mn2+) = c(Br2)，所以仅需测定平衡时溶液pH和c(Br2)。 ③Br2与水反应的程度很小，可忽略对测定干扰；低浓度HBr挥发性很小，可忽略。 （2）实验探究 序号 实验内容及现象 I 25℃，将0.200 mol·L-1KBr溶液(pH≈1)与过量MnO2混合，密闭并搅拌，充分反应后，溶液变为黄色，容器液面上方有淡黄色气体。 Ⅱ 25℃，将0.200 mol·L-1KBr溶液(pH≈1)与过量MnO2混合，密闭并搅拌，反应时间比I短，溶液变为淡黄色，容器液面上方未观察到黄色气体。 Ⅲ 测定I、Ⅱ反应后溶液的pH；过滤（或取上层清液）后，取一定量反应后溶液，加入过量KI固体，用Na2S2O3标准溶液滴定，淀粉溶液作指示终点的试剂，来测定c(Br2)。 已知：2Na2S2O3 + I2 =Na2S4O6 + 2NaI ；Na2S2O3和Na2S4O6溶液颜色均为无色。 ①Ⅲ中，用离子方程式表示KI的作用：_____________________。 ②I中，与反应前的溶液相比，反应后溶液的pH_______(填“增大”、“减小”或“不变”)。平衡后，按平衡常数表达式计算所得值小于25℃的K值，是因为Br2挥发导致计算时所用_______的浓度小于其在溶液中实际浓度。 ③Ⅱ中，按平衡常数表达式计算所得值也小于25℃的K值，可能原因是______________。 （3）实验改进 分析实验I、Ⅱ中测定结果均偏小的原因，改变实验条件，再次实验。控制反应温度为40℃，其他条件与Ⅱ相同，经实验准确测得该条件下的平衡常数。 ①判断该实验测得的平衡常数是否准确，应与_______值比较。 ②综合调控pH和温度的目的是____________________________。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $ 2026-2027学年度第一学期期中练习 高二化学 考试时间：90分钟 可能用到的相对原子质量：H 1 C 12 O 16 N 14 第I卷(选择题 共42分) 本部分共14小题，每小题3分，共42分。在每小题给出的四个选项中，选出最符合题意的一项。 1. 下列装置或过程能实现电能向化学能转化的是 A．电动车充电 B．风力发电 C．航天器太阳能电池阵 D．水果电池 A. A B. B C. C D. D 【答案】A 【解析】 【详解】A．电动车充电时，外加电源使蓄电池内部发生化学反应，将电能转化为化学能储存起来，A正确； B．风力发电时，风力带动叶片转动并驱动发电机，将风能（机械能）转化为电能，B错误； C．航天器太阳能电池阵利用太阳光发电，将太阳能转化为电能，C错误； D．铁片、铜片与水果中的电解质溶液构成原电池，通过自发的氧化还原反应将化学能转化为电能，D错误； 故选A。 2. 对于可逆反应A(g)+3B(s)2C(g)+2D(g)，在不同条件下的化学反应速率如下，其中表示的反应速率最快的是 A. v(A)=0.5mol·L-1·min-1 B. v(B)=1.2mol·L-1·s-1 C. v(C)=0.1mol·L-1·s-1 D. v(D)=0.4mol·L-1·min-1 【答案】C 【解析】 【分析】比较同一可逆反应的反应速率快慢时，固体的浓度视为常数；统一单位；化学反应速率之比等于化学计量数之比，以物质A为基准换算，据此分析； 【详解】A．； B．反应物B是固体，固体浓度视为常数，不能用固体的浓度变化表示反应速率； C．先统一单位，，； D．，； 故选C。 3. 下列关于金属腐蚀和防护说法正确的是 A. 钢铁表面水膜酸性较强时，正极电极反应式为O2 + 2H2O + 4e- = 4OH- B. 纯银器的表面在空气中因电化学腐蚀变暗 C. 铁腐蚀的过程放热，利用这一特点可以制一次性保暖贴 D. 当镀锌铁制品的镀层破损时，镀层不能保护铁制品 【答案】C 【解析】 【详解】A．钢铁表面水膜酸性较强时发生析氢腐蚀，正极反应为，A错误； B．纯银器成分单一，无法形成原电池结构，其表面在空气中变暗是银与空气中的含硫物质等直接发生化学反应导致的，属于化学腐蚀，并非电化学腐蚀，B错误； C．铁的腐蚀过程是铁与氧气、水发生的氧化反应，属于放热过程，一次性保暖贴正是利用铁腐蚀放热的特点，通过搭配碳粉、电解质等组分加速铁的腐蚀以持续释放热量，C正确； D．镀锌铁制品的镀层破损时，由于金属活动性，形成原电池时Zn作负极被损耗，Fe作正极被保护，属于牺牲阳极法的防护，镀层仍能对铁制品起到保护作用，D错误； 故答案选C。 4. 下列能明显增大原反应化学反应速率的措施是 A. 铁和稀硝酸反应时将稀硝酸改为浓硝酸 B. 用稀硫酸与锌反应制备氢气时加入少量硫酸铜固体 C. 钠与氧气反应制备氧化钠时进行加热 D. 铁与水蒸气反应时加大铁粉用量 【答案】B 【解析】 【详解】A．铁与稀硝酸的原反应为生成的氧化还原反应，将稀硝酸改为浓硝酸时，常温下铁会在浓硝酸中发生钝化，反应几乎停止，且即使反应发生，产物也变为，并非原反应，不能增大原反应的化学反应速率，A不符合题意； B．用稀硫酸与锌反应制备氢气的原反应为与反应生成和，加入少量硫酸铜固体时，锌会置换出少量铜，附着在锌表面形成原电池，可明显加快生成氢气的反应速率，且未改变原反应的本质，B符合题意； C．钠与氧气常温下反应生成，加热条件下钠与氧气会反应生成，反应本质发生改变，无法继续制备氧化钠，不能增大原生成氧化钠反应的速率，C不符合题意； D．铁与水蒸气反应时增加铁粉用量，因铁粉是固体，增大固体用量，固体浓度视为常数，反应速率基本不变，不能明显增大反应速率，D不符合题意； 故选B。 5. 下列依据相关数据作出的推断中，不正确的是 A. 依据相同温度不同化学反应的K值，可推断两个化学反应进行程度的大小 B. 依据相同温度下可逆反应的Q与K大小的比较，可推断反应进行的方向 C. 依据某可逆反应不同温度时的K值，可推测该反应是否为放热反应 D. 依据Cl-Cl、Br-Br的键能，可推断Cl2、Br2与氢气反应的化学反应速率 【答案】D 【解析】 【详解】A．相同温度下，平衡常数是衡量化学反应进行程度的物理量，值越大，对应反应的进行程度越大，因此可通过相同温度下不同反应的值比较两个反应的进行程度大小，A正确； B．相同温度下，可逆反应的浓度商与平衡常数的相对大小可判断反应进行的方向：当时反应正向进行，时反应达到平衡状态，时反应逆向进行，因此可通过与的大小比较推断反应进行的方向，B正确； C．对于可逆反应，若升高温度后值增大，说明平衡正向移动，正反应为吸热反应；若升高温度后值减小，说明平衡逆向移动，正反应为放热反应，因此可通过不同温度下的值推测反应是否为放热反应，C正确； D．键能是与反应焓变相关的热力学参数，可用于计算反应的反应热，但化学反应速率属于动力学范畴，由反应的活化能、反应物浓度、温度、催化剂等因素决定，仅通过、的键能无法推断、与氢气反应的速率大小，D错误； 故选D。 6. 图1、图2分别为碱性锌锰电池和普通锌锰电池的构造图。其总反应分别为：Zn + 2MnO2 + 2H2O =2MnO(OH) +Zn(OH)2、Zn + 2MnO2 + 2NH4Cl =Zn(NH3)2Cl2 + 2MnO(OH)。 下列关于两种电池的说法中，正确的是 A. 工作时电流由负极流出，经外电路流向正极 B. 工作时Zn发生还原反应，MnO2发生氧化反应 C. 图1电池工作时，KOH提供碱性环境，作离子导体 D. 图1电池与图2相比，仅在电极材料方面进行了优化 【答案】C 【解析】 【详解】A．原电池工作时，电子由负极流出经外电路流向正极，电流方向与电子流动方向相反，由正极流出经外电路流向负极，A错误； B．根据两个电池的总反应，中元素化合价从0价升高为+2价，失电子发生氧化反应；中元素化合价从+4价降低为+3价，得电子发生还原反应，B错误； C．图1为碱性锌锰电池，体系中的可电离出自由移动的离子，既为电池反应提供碱性环境，又可通过离子的定向移动传导电荷，起到离子导体的作用，C正确； D．对比两种电池的构造，图1的碱性锌锰电池不仅将图2中作为负极的锌筒改为锌粉、优化了电极结构，还将图2的糊电解质替换为碱性电解质，并非仅在电极材料方面进行优化，D错误； 答案选C。 7. 下列事实不能用平衡移动原理解释的是 A. 在NO2 和 N2O4组成的体系中：2NO2(g) N2O4(g)，恒温缩小容积，平衡后气体颜色变深 B. 重铬酸钾溶液中存在： (橙色)+ H2O2(黄色)+ 2H+，若滴加少量NaOH溶液，溶液由橙色变黄色 C. Na(l) + KCl(l)NaCl (l) + K(g)，工业上将钾蒸气从反应混合体系中分离出来以制备金属钾 D. 工业生产硫酸过程中，2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)，通入过量空气以提高SO2的转化率 【答案】A 【解析】 【详解】A．恒温缩小容积时，体系压强增大，平衡向正反应方向移动，该移动会消耗，使气体颜色比压缩瞬间更浅；平衡后气体颜色比初始状态更深，本质是容积缩小直接导致浓度升高，平衡移动仅减弱了浓度升高的幅度，并未造成颜色变深的结果，该事实不能用平衡移动原理解释，A符合题意； B．重铬酸钾溶液中存在平衡，滴加少量溶液时，与反应使浓度降低，平衡向正反应方向移动，浓度增大，溶液由橙色变为黄色，该现象是平衡移动的直接结果，可以用平衡移动原理解释，B不符合题意； C．反应中，将钾蒸气从反应混合体系中分离出来，会使生成物的浓度降低，平衡向正反应方向移动，从而持续制备金属钾，该过程利用了平衡移动原理，C不符合题意； D．硫酸工业中存在平衡，通入过量空气即增大反应物的浓度，平衡向正反应方向移动，从而提高的转化率，该事实可以用平衡移动原理解释，D不符合题意。 8. 下列实验装置不能达到对应实验目的的是 实验目的 A．探究温度对化学平衡移动的影响 B．测定中和反应的反应热 实验装置 实验目的 C．牺牲阳极法保护铁 D．结合秒表测定锌与稀硫酸反应速率 实验装置 A. A B. B C. C D. D 【答案】B 【解析】 【详解】A．装置中两个盛有和混合气体的烧瓶可通过止水夹封闭，分别置于热水和冰水的不同温度环境中，体系存在平衡，正反应为放热反应，温度改变时平衡发生移动，可通过观察烧瓶内气体颜色变化判断平衡移动方向，能够探究温度对化学平衡移动的影响，A正确； B．测定中和反应的反应热需要装置具备良好的隔热保温性能，尽可能减少反应过程中的热量散失，该装置为敞口普通烧杯，无隔热层、无杯盖，反应放出的热量会大量散失到环境中，无法准确测量反应前后的温度差，不能达到测定中和反应的反应热的实验目的，B错误； C．装置中的金属活动性强于，在经过酸化的溶液中形成原电池，作为负极（阳极）发生氧化反应被腐蚀，作为正极（阴极）被保护，属于牺牲阳极法保护铁，能够达到实验目的，C正确； D．装置中锌粒与稀硫酸反应生成，注射器可收集并测量生成的体积，配合秒表记录反应时间，可通过单位时间内生成的体积计算反应速率，能够达到实验目的，D正确； 故选B。 9. 依据图示关系，下列说法不正确的是 A. CO燃烧可提供热能，在燃料电池中可提供电能 B. 1molC(石墨)和1molCO分别在足量O2中燃烧，全部转化为CO2，前者放热多 C. C(石墨，s) + CO2(g) = 2CO(g) ΔH3 =ΔH1 - ΔH2 D. 化学反应的ΔH，只与反应体系的始态和终态有关，与反应的途径无关 【答案】C 【解析】 【详解】A．CO燃烧为放热反应，燃烧过程可释放热能，在CO燃料电池中，可通过自发的氧化还原反应将化学能转化为电能，A正确； B．根据图示，1mol 完全燃烧生成的焓变为，1mol 完全燃烧生成的焓变为，焓变为负值时，绝对值越大放热越多，因此前者放热更多，B正确； C．根据盖斯定律，将反应①减去2倍的反应②，即可得到目标反应，其焓变，并非，C错误； D．盖斯定律的核心内容即为化学反应的只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关，D正确； 故选C。 10. 高炉炼铁以铁矿石(主要成分为Fe2O3)、焦炭、空气为原料，主要发生反应：Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe(s) + 3CO2(g)。下列说法不正确的是 A. 焦炭也有还原性，在一定条件下可以将Fe2O3还原为Fe B. 利用空气将焦炭转化为CO，有利于增大铁的生成速率 C. 其他条件一定时，将铁矿石粉碎有利于增大铁的生成速率 D. 其他条件一定时，增加高炉的高度能改变平衡气体中CO的含量 【答案】D 【解析】 【详解】A．焦炭主要成分为C单质，具有还原性，高温条件下可与发生氧化还原反应，将还原为Fe，A正确； B．空气与焦炭反应生成CO，CO为气态，可与固态铁矿石充分接触，相比固态焦炭与铁矿石的直接反应，有效增大反应物接触面积，加快铁的生成速率，B正确； C．将铁矿石粉碎可增大固态与气态CO的接触面积，有效加快反应速率，增大铁的生成速率，C正确； D．该反应为可逆反应，增加高炉高度仅能延长反应物的接触时间，不改变反应的温度、压强等影响化学平衡的条件，无法使平衡发生移动，不能改变平衡气体中CO的含量，D错误； 故答案选D。 11. 我国科研人员提出了由CO2和CH4转化为CH3COOH的催化反应历程，示意图如下。 下列说法不正确的是 A. CH4→CH3COOH过程中，有碳氢键发生断裂 B. ①→②放出能量并形成了C-C非极性键 C. 生成CH3COOH总反应的原子利用率为100% D. 该催化剂通过改变反应历程提高了反应物的平衡转化率 【答案】D 【解析】 【详解】A．的结构为正四面体，反应后生成的中存在结构，过程中断裂了一个C-H键，，A正确； B．由反应历程的能量变化可知，①的总能量高于②的总能量，因此①→②过程放出能量；对比①和②的结构，该过程中形成了非极性键，B正确； C．生成的总反应为，反应物的所有原子全部进入目标产物，无其他副产物生成，因此总反应的原子利用率为100%，C正确； D．催化剂可通过改变反应历程降低反应活化能、加快反应速率，但催化剂不影响化学平衡的移动，无法提高反应物的平衡转化率，D错误。 答案选D。 12. 在不同条件下进行化学反应2A(g)B(g) + D(g) ΔH，B、D的起始浓度均为0，反应物A的浓度(mol·L−1)随反应时间的变化如下表。 序号 T / ℃ t / min 0 20 40 60 ① 500 2.0 1.3 1.0 1.0 ② 500 x 1.0 1.0 1.0 ③ 500 y 1.5 1.2 1.2 ④ 600 2.0 0.5 0.4 0.4 下列说法不正确的是 A. ①中A在0～20 min平均反应速率为3.5×10−2 mol·L−1·min−1 B. ②比①反应速率快的原因可能是增大了体系的压强 C. ③中化学平衡常数K=0.25，y=2.4 D. ΔH>0 【答案】B 【解析】 【详解】A．①中0~20 min内A的浓度变化量为，根据反应速率公式，与选项描述一致，A正确； B．①和②反应温度相同，平衡时A的浓度均为，结合反应前后气体分子数相等的特点，两实验平衡时总气体浓度相同，根据理想气体状态方程，两体系压强相等；若增大体系压强，平衡不移动但平衡时各物质浓度会随压强增大而同倍数升高，与②平衡时A的浓度为的事实矛盾，因此②反应速率更快的原因不可能是增大体系压强，B错误； C．③的反应温度为500℃，与①温度相同，故平衡常数与①一致，由①的平衡数据计算得；③平衡时，代入平衡常数表达式可得平衡时，根据反应计量关系，起始浓度，与选项描述一致，C正确； D．对比①和④，起始A的浓度均为，温度从500℃升高到600℃时，平衡时A的浓度从降低到，说明升高温度平衡正向移动，正反应为吸热反应，即，D正确； 故选B。 13. 某小组为了探究影响NaHSO3溶液与KMnO4溶液在酸性条件下反应速率的因素，设计如表所示的实验方案。 实验 1 2 3 4 V(NaHSO3)/mL (c=0.2 mol·L−1) 3.0 3.0 4.0 3.0 V(KMnO4)/mL (c=0.1 mol·L−1) 2.0 2.0 2.0 2.0 V(H2SO4)/mL (c=0.6 mol·L−1) 1.0 2.0 2.0 1.0 V(MnSO4)/mL (c=0.1 mol·L−1) 0.0 0.0 0.0 0.5 V(H2O)/mL 2.0 a 0.0 b 褪色时间t/min 8 6 4 3 下列说法不正确的是 A. 该反应的离子方程式为 5+2+H+=2Mn2++5+3H2O B. a=1.0，实验1和实验2的结果说明溶液酸性越强，反应速率越快 C. 实验1中用NaHSO3表示的化学反应速率为0.009375 mol·L−1·min−1 D. b=1.5，实验3和实验4对比说明MnSO4可以作为此反应的催化剂 【答案】C 【解析】 【详解】A．该反应中被高锰酸根离子氧化为硫酸根离子，反应的离子方程式为 5+2+H+=2Mn2++5+3H2O，故A正确； B．实验1的溶液总体积为，若，则实验2的总体积为，两实验中、的浓度均相同，仅浓度不同（即酸性不同），实验2褪色时间更短，说明溶液酸性越强反应速率越快，故B正确； C．实验1中，的起始浓度为，高锰酸钾完全反应，有剩余，用表示的反应速率为，根据反应计量数关系，用表示的反应速率为，故C错误； D．实验3的总体积为，若，则实验4的总体积为。对比两实验，实验3中、的浓度均高于实验4，若无催化剂，实验3的反应速率应更快、褪色时间更短，但实际实验3褪色时间为4min，长于实验4的3min，说明加入的加快了反应速率，可作为该反应的催化剂，故D正确； 选C。 14. 某小组同学设计如下实验能证实2Fe3++2I-2Fe2++I2为可逆反应。 实验装置 实验序号 实验操作和现象 注：a、b均为石墨电极 ① ⅰ.闭合K，指针向右偏转 ⅱ.待指针归零，向U形管左管中加入1 mol·L−1KI溶液，…… ② ⅰ.闭合K，指针向右偏转 ⅱ待指针归零，向U形管左管中滴加0.01 mol·L−1 AgNO3溶液，指针向左偏转 下列说法正确的是 A. 可用pH约为1的0.01 mol·L−1Fe(NO3)3溶液代替Fe2(SO4)3溶液 B. 电流表指针归零，说明上述反应进行完全 C. ①中加入KI溶液后，上述平衡向正反应方向移动，电流表指针向左偏转 D. ②中加入AgNO3溶液后，导致I- 还原性减弱，上述平衡向逆反应方向移动 【答案】D 【解析】 【详解】A．pH约为1的溶液中，酸性条件下具有强氧化性，可直接氧化，会干扰与反应的验证，不能代替原溶液，A错误； B．电流表指针归零，说明正、逆反应速率相等，反应达到化学平衡状态，该反应为可逆反应，不能进行完全，并非反应进行完全，B错误； C．①中加入溶液后，增大，平衡向正反应方向移动，此时a电极仍为负极（发生的氧化反应），b电极为正极，电流方向与初始状态一致，电流表指针应向右偏转，而非向左偏转，C错误； D．②中加入溶液后，与生成沉淀，降低，的还原性随浓度降低而减弱，使得逆反应速率大于正反应速率，上述平衡向逆反应方向移动，D正确； 故选D。 第Ⅱ卷(非选择题共58分) 本部分共5小题，共58分。 15. 电化学原理在生产生活中应用广泛，回答下列问题。 （1）氢氧燃料电池是具有发展前途的动力电源，简易装置如图所示。 ①电子的移动方向是_________。(填“a→b”或“b→a”) ②负极的电极反应式为_________。 ③工作一段时间后溶液的pH________(填“增大”、“减小”或“不变”)。 （2）氯碱工业的原理如图所示。 ①电极a接电源的______(填“正”或“负”)极。 ②电解饱和食盐水的离子方程式是______。 ③结合电极反应式解释阴极区得到较浓NaOH溶液的原因_________。 （3）用下图装置在铁制钥匙上镀铜，观察到钥匙表面迅速变红。 ①与电源正极相连的是______(填“铜片”或者“钥匙”)。 ②钥匙上发生的电极反应式是___________。 ③该装置中，铜片的作用是(选填序号)________。 a．阳极反应物 b．阳极材料 c．阴极反应物 d．阴极材料 e．离子导体 （4）利用Fe3+与Cu发生的反应，设计一个可正常工作的电池，补全该电化学装置示意图________。 实验用品：KCl溶液，FeCl2溶液，FeCl3溶液，CuSO4溶液，铜棒，锌棒，铁棒，石墨棒，氯化钾盐桥。 【答案】（1） ①. a→b ②. H2 -2e− + 2OH- =2H2O ③. 减小 （2） ①. 正 ②. 2Cl- +2H2O2OH- + H2↑+ Cl2↑ ③. 阴极区发生反应：2H2O + 2e− =H2↑+ 2OH−生成OH−，且Na+从阳极区透过阳离子交换膜进入阴极区，生成NaOH （3） ①. 铜片 ②. Cu2+ +2e− =Cu ③. ab （4） 【解析】 【小问1详解】 ① 氢氧燃料电池中，通入氢气的一极（a极）发生氧化反应，为负极；通入氧气的一极（b极）发生还原反应，为正极。电子由负极经外电路流向正极，即移动方向为 a→b。 ② 负极氢气失去电子，在碱性条件下生成水，电极反应式为 。 ③ 该电池的总反应为 ，反应不断生成水，导致 KOH 溶液体积增大，浓度降低，碱性减弱，因此溶液的 pH 减小。 【小问2详解】 ① 由图可知，电极a处产生氯气，说明氯离子在此处失去电子发生氧化反应，故电极a为阳极，与电源的正极相连。 ② 电解饱和食盐水生成氢氧化钠、氢气和氯气，离子方程式为 。 ③ 阴极发生还原反应，水分子得电子生成氢气和氢氧根离子，电极反应式为 ，导致阴极区 浓度增大；同时，阳极区的 在电场作用下通过阳离子交换膜向阴极区移动，与 结合，因此在阴极区得到较浓的 NaOH 溶液。 【小问3详解】 ① 在铁制钥匙上镀铜，属于电镀池，待镀件（钥匙）作阴极，接电源负极；镀层金属（铜片）作阳极，接电源正极。 ② 钥匙作阴极，溶液中的得电子发生还原反应析出单质铜，电极反应式为 。 ③ 电镀过程中，阳极铜片失去电子生成进入溶液，即铜片既作阳极材料导电，又作为阳极反应物参与反应，故选 a、b。 【小问4详解】 利用 设计原电池，铜失电子作负极，发生氧化反应； 得电子在正极发生还原反应。根据图示外电路中的电子流向（从右向左），可知右侧电极为负极，左侧电极为正极。因此，右侧电极材料为铜棒，对应的电解质溶液为 溶液；左侧电极材料为惰性电极石墨棒，对应的电解质溶液为 溶液，示意图为：。 16. 氨气是一种重要的工业原料，工业上主要以N2(g)、H2(g)为原料气合成NH3(g)。 （1）已知298K，101.3kPa条件下，有如下数据： 写出此条件下工业合成氨的热化学方程式___________。 （2）工业合成氨生产流程示意图如下。 ①流程中，有利于提高原料利用率的措施有___________。 ②模拟工业合成氨：若将物质的量之比为1：3的N2和H2充入2L的密闭容器中，在一定条件下达到平衡，测得平衡时数据如下： 物质 N2 H2 NH3 平衡时物质的量(mol) 0.2 mol 0.6 mol 0.2 mol i．H2的转化率为___________，平衡常数为___________(均可用分数表示)。 ⅱ．某时刻各物质浓度为： 物质 N2 H2 NH3 浓度(mol·L−1) 0.3 0.5 0.3 此时反应进行的方向为___________(填“正向”、“逆向”或“平衡态”)。 ③L(L1、L2)、X可分别代表压强或温度。图1表示L一定时，合成氨反应中H2的平衡转化率随X的变化关系。 i．X代表的物理量是__________。 ⅱ．判断L1、L2的大小关系，并简述理由________。 【答案】（1）N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH = -92 kJ·mol⁻¹ （2） ①. 加压10MPa~30MPa、冷却液化氨、原料气循环利用 ②. 1/3或33.3% ③. 100/27或3.7 ④. 正向 ⑤. 温度 ⑥. L1<L2 ，N2(g)+3H2(g)2NH3(g)是气体分子数减小的反应，其他条件相同时，增大压强有利于平衡正向移动，从而提高H2(g)的平衡转化率 【解析】 【小问1详解】 反应热 。根据图示数据，，由此可写出对应的热化学方程式。 【小问2详解】 ①结合反应方程式和工业合成氨流程图可以看出，加压10MPa~30MPa，有利于平衡正向移动；冷却液化氨，减小气体反应体系中的生成物浓度，促使平衡正向移动，都能提高原料的利用率。从工业合成氨流程图可以看出，分离出液态 后的混合气体（主要为未反应的 和 ）被重新导回热交换器中循环利用，这大大提高了原料的利用率。 ②i．平衡时生成了 ，根据反应方程式可知消耗了 。平衡时剩余 ，故初始充入的 为 ，其转化率为 。容器体积为 ，平衡时各物质的浓度分别为：，，。平衡常数 。 ii．此时的浓度商 。因为 ，所以此时反应正向进行。 ③i．合成氨反应是放热反应，升高温度，平衡逆向移动， 的平衡转化率减小。图象中 的平衡转化率随的增大而减小，故代表的物理量是温度。 ii．合成氨反应是气体分子数减小的反应，在相同温度下，增大压强，平衡正向移动，的平衡转化率增大。图中在相同（温度）时，对应的转化率大于，故压强。 17. CO2为原料生产甲醇是目前的研究热点，在此过程中会发生如下反应： 反应Ⅰ(主反应) CO2(g) + 3H2(g)CH3OH(g) + H2O(g) ΔH1<0 反应Ⅱ(副反应) CO2(g) + H2(g)CO(g) + H2O(g) ΔH2 >0 （1）根据盖斯定律计算ΔH2，需要知道ΔH1和_____________的ΔH。 （2）在恒温恒容的密闭容器中，放入一定量的CO2(g)和H2(g)，发生反应Ⅰ，以下不能说明反应达到化学平衡状态的是________。 a．容器内气体的压强保持不变 b．容器内气体密度保持不变 c．CH3OH的体积分数保持不变 d．单位时间内生成1molCH3OH的同时，消耗3molH2 e．气体的平均相对分子质量保持不变 f．单位时间内断3molH-H键的同时，断2molO-H键 （3）研究温度对甲醇产率的影响。在210℃~290℃，保持原料气中CO2和H2的投料比不变，按一定流速通过催化剂甲，主要发生反应Ⅰ，得到甲醇的实际产率、平衡产率与温度的关系如图。 (注： ) ①温度升高，甲醇的平衡产率逐渐降低，可能的原因是___________(考虑主副反应)。 ②其他条件相同时，温度不高于270℃时，随温度升高实际产率逐渐增大的可能原因是___________(写1条)。 （4）某实验控制压强一定，CO2和H2初始投料比一定，按一定流速通过催化剂乙，经过相同时间测得如下实验数据(反应未达到平衡状态) T(K) CO2实际转化率(%) 甲醇选择性(%) 543 12.3 42.3 553 15.3 39.1 (注： ) 表中实验数据表明，升高温度，CO2的实际转化率提高而甲醇的选择性降低，其可能的原因是___________。 【答案】（1）CH3OH(g)CO(g)+2H2(g)（或3CO(g)+2H2O(g) CH3OH(g)+ 2CO2(g)，合理即可) （2）bdf （3） ①. 反应I是放热反应，温度升高，平衡逆移；反应Ⅱ是吸热反应，温度升高，平衡正移，CO2和H2浓度降低，使反应I逆移，导致甲醇的平衡产率降低 ②. 温度升高，化学反应速率增大，甲醇的实际产率增大(温度升高，催化剂活性增大，化学反应速率增大，甲醇的实际产率增大) （4）升高温度，反应Ⅰ、Ⅱ的反应速率均加快，相同时间内CO2实际转化率提高；升高温度对副反应Ⅱ的速率提升幅度更大，更多CO2发生副反应生成CO甲醇的选择性更低 【解析】 【小问1详解】 已知：反应Ⅰ： 反应Ⅱ： 根据盖斯定律，将反应Ⅰ减去反应Ⅱ可得：。因此，要计算，除了需要知道外，还需要知道反应 的焓变或的焓变； 【小问2详解】 a．反应Ⅰ正向是气体分子数减小的反应，恒温恒容下压强不变，说明各物质的物质的量不再变化，能说明达到平衡； b．恒容容器中气体总质量和体积均不变，密度始终保持不变，不能说明达到平衡； c．的体积分数保持不变，是化学平衡的宏观标志，能说明达到平衡； d．生成和消耗均代表正反应方向，不能体现正逆反应速率相等，不能说明达到平衡； e．气体总质量不变，但反应前后气体总物质的量改变，平均相对分子质量不变说明气体总物质的量不再变化，能说明达到平衡； f．断裂3 mol H-H键代表正反应消耗3 mol ，此时正反应会生成1 mol 和1 mol ，共形成3 mol O-H键，若达到平衡，逆反应也应断裂3 mol O-H键，而选项中仅断裂2 mol O-H键，说明正逆反应速率不相等，不能说明达到平衡； 故选bdf； 【小问3详解】 ① 反应Ⅰ（主反应）为放热反应（），升高温度，平衡向逆反应方向移动，导致甲醇的平衡产率降低；同时反应Ⅱ（副反应）为吸热反应，升温使副反应平衡正向移动，竞争消耗了更多的； ② 图像显示在270℃之前，实际产率低于平衡产率，说明反应尚未达到平衡状态，此时升高温度，反应速率加快（或催化剂活性增强），在相同时间内生成的甲醇增多，因此实际产率逐渐增大； 【小问4详解】 已知反应未达到平衡状态，升高温度，反应Ⅰ、Ⅱ的反应速率均加快，相同时间内CO2实际转化率提高；升高温度对副反应Ⅱ的速率提升幅度更大，更多CO2发生副反应生成CO，因此甲醇选择性降低。 18. 三氧化二铬()是重要的有机反应催化剂，一种利用铬酸钾粗品制备的流程示意图如下。 已知：I．粗品中含有等杂质 Ⅱ． 净化除杂 （1）向粗品中加入溶液，生成沉淀以除去。反应的离子方程式是_____。 制备 （2）向净化液中通入过量的可制得。反应的化学方程式是_____。 电解净化液也可制得，装置示意图如图。 （3）阴极室中获得的产品有和_____，结合化学用语说明制备的原理：_____。 制备 在热压反应釜中，将蔗糖与的混合溶液加热至，可获得，同时生成。 应用 催化丙烷脱氢生成丙炔，过程中会发生副反应形成积炭。 该脱氢反应的两种可能的反应过程a、b如图2所示。 （4）相同条件下，反应速率更快的是_____(填“a”或“b”)，该脱氢反应的焓变的计算式为_____。 （5）温度升高到一定程度时，相同时间内，丙炔的产量降低，原因是_____(答1个)。 【答案】（1） (2) （2） （3） ①. 浓KOH溶液 ②. 阳极水失去电子发生氧化反应生成氧气和氢离子：，溶液酸性增强，发生反应：，钾离子通过阳离子交换膜进入阴极室，阳极室得到 （4） ①. a ②. （5）催化剂反应需要一定的活化温度，温度升高到一定程度时，会导致催化剂 降低，相同时间内，丙炔的产量降低；温度升高到一定程度时，反应过程中副反应形成积炭附着在催化剂表面，降低了催化剂的活性，也会导致相同时间内，丙炔的产量降低 【解析】 【分析】铬酸钾粗品加入溶液生成沉淀以除去、，净化除杂后通入过量的可制得，蔗糖与的混合溶液加热至120℃，可获得。 【小问1详解】 向粗品中加入溶液，生成沉淀以除去、，则反应为镁、钙离子和碳酸根离子生成沉淀，反应的离子方程式是； 【小问2详解】 向净化液中通入过量的可制得，根据质量守恒可知，水也参与反应，生成物还有碳酸氢钾，反应的化学方程式是； 【小问3详解】 阴极室中水得到电子发生还原反应生成氢气和氢氧根离子，阳极区钾离子通过阳离子交换膜向阴极迁移得到氢氧化钾，故获得的产品有和浓KOH溶液；阳极水失去电子发生氧化反应生成氧气和氢离子：，溶液酸性增强，发生反应：，钾离子通过阳离子交换膜进入阴极室，阳极室得到； 【小问4详解】 过渡态物质的总能量与反应物总能量的差值为活化能，活化能越小反应越快，活化能越大反应越慢，决定总反应速率的是慢反应；据图可知，相同条件下，反应速率更快的是a；根据盖斯定律，该脱氢反应的焓变的计算式为； 【小问5详解】 催化剂反应需要一定的活化温度，温度升高到一定程度时，会导致催化剂 降低，相同时间内，丙炔的产量降低；温度升高到一定程度时，反应过程中副反应形成积炭附着在催化剂表面，降低了催化剂的活性，也会导致相同时间内，丙炔的产量降低。 19. 化学反应平衡常数对认识化学反应的方向和限度具有指导意义。实验小组研究测定4H+ + 2Br- + MnO2Mn2+ + 2H2O + Br2 平衡常数的方法，对照理论数据判断方法的可行性。 （1）理论分析： ①Br2易挥发，需控制生成的Br2浓度较小。 ②此反应的平衡常数表达式为K=________。25℃时，K=6.3×104，控制合适pH，可使生成的c(Br2)较小；用浓度较大的KBr溶液与过量MnO2反应，反应前后c(Br -)几乎不变；c(Mn2+) = c(Br2)，所以仅需测定平衡时溶液pH和c(Br2)。 ③Br2与水反应的程度很小，可忽略对测定干扰；低浓度HBr挥发性很小，可忽略。 （2）实验探究 序号 实验内容及现象 I 25℃，将0.200 mol·L-1KBr溶液(pH≈1)与过量MnO2混合，密闭并搅拌，充分反应后，溶液变为黄色，容器液面上方有淡黄色气体。 Ⅱ 25℃，将0.200 mol·L-1KBr溶液(pH≈1)与过量MnO2混合，密闭并搅拌，反应时间比I短，溶液变为淡黄色，容器液面上方未观察到黄色气体。 Ⅲ 测定I、Ⅱ反应后溶液的pH；过滤（或取上层清液）后，取一定量反应后溶液，加入过量KI固体，用Na2S2O3标准溶液滴定，淀粉溶液作指示终点的试剂，来测定c(Br2)。 已知：2Na2S2O3 + I2 =Na2S4O6 + 2NaI ；Na2S2O3和Na2S4O6溶液颜色均为无色。 ①Ⅲ中，用离子方程式表示KI的作用：_____________________。 ②I中，与反应前的溶液相比，反应后溶液的pH_______(填“增大”、“减小”或“不变”)。平衡后，按平衡常数表达式计算所得值小于25℃的K值，是因为Br2挥发导致计算时所用_______的浓度小于其在溶液中实际浓度。 ③Ⅱ中，按平衡常数表达式计算所得值也小于25℃的K值，可能原因是______________。 （3）实验改进 分析实验I、Ⅱ中测定结果均偏小的原因，改变实验条件，再次实验。控制反应温度为40℃，其他条件与Ⅱ相同，经实验准确测得该条件下的平衡常数。 ①判断该实验测得的平衡常数是否准确，应与_______值比较。 ②综合调控pH和温度的目的是____________________________。 【答案】（1） （2） ①. ②. 增大 ③. Mn2+ ④. 实验Ⅱ中反应未达到平衡状态 （3） ①. 40℃的K ②. 防止Br2挥发并调控反应快速达到平衡 【解析】 【分析】测定酸性条件下MnO2氧化Br-生成Br2反应的平衡常数，需确定平衡时的c(H+)、c(Br-)、c(Br2)和c(Mn2+)。用浓度较大的KBr溶液与过量MnO2反应，反应前后c(Br-)近似不变；由化学计量关系可知平衡时生成的c(Mn2+)与c(Br2)相等；平衡时溶液pH直接测得，生成的Br2用过量KI还原为Br-并置换出等物质的量的I2，再用Na2S2O3标准溶液滴定I2即可测得c(Br2)。Br2挥发损失或反应未达到平衡都会使测得的c(Br2)偏小，导致计算所得值小于理论K值；实验改进通过调控合适pH减小平衡时c(Br2)以防止Br2挥发，并升温至40℃加快反应速率使体系快速达到平衡。 【小问1详解】 平衡常数等于平衡时生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，固体MnO2不写入表达式，故该反应的平衡常数表达式为。25℃时该反应的平衡常数较大，控制合适pH可使平衡时c(Br2)较小；所用KBr溶液浓度较大且MnO2过量，反应消耗的Br-占比很小，反应前后c(Br-)几乎不变；又由化学计量关系可知平衡时生成的Mn2+与Br2物质的量相等，二者浓度相等，故仅需测定平衡时溶液pH和c(Br2)即可确定该反应的平衡常数。 【小问2详解】 ①Ⅲ中加入过量KI固体，Br2中Br元素由0价降低到−1价生成Br-，I-中I元素由−1价升高到0价生成I2，按得失电子守恒和电荷守恒配平离子方程式为；生成的I2用Na2S2O3标准溶液滴定（淀粉溶液作指示剂，滴定终点时溶液蓝色恰好褪去），由消耗Na2S2O3的物质的量即可测算c(Br2)。 ②实验I中，每生成1 mol Br2消耗4 mol H+，随反应进行溶液中c(H+)减小，故反应后溶液的pH增大。平衡后由于部分Br2挥发逸出溶液，实测c(Br2)小于溶液中Mn2+的实际浓度；按平衡常数表达式计算时以c(Mn2+)与实测c(Br2)相等代入，导致计算时所用Mn2+的浓度小于其在溶液中的实际浓度，故计算所得值小于25℃的K值。 ③实验Ⅱ中容器液面上方未观察到黄色气体，溶液仅呈淡黄色，说明无明显Br2挥发且生成的Br2较少；按平衡常数表达式计算所得值仍小于25℃的K值，可能原因是实验Ⅱ中反应时间较短，尚未达到平衡状态，此时溶液中c(Br2)和c(Mn2+)均小于平衡浓度。 【小问3详解】 ①平衡常数只与温度有关，改进实验控制反应温度为40℃，温度改变时平衡常数随之改变，故判断该实验测得的平衡常数是否准确，应与40℃的K值比较。 ②调控合适pH可使平衡时c(Br2)较小，防止Br2挥发造成损失；将温度升高至40℃可加快反应速率，使反应在较短时间内快速达到平衡状态，二者结合可准确测得该温度下的平衡常数。 第1页/共1页 学科网（北京）股份有限公司 $