1、20202021学年上学期宣化一中高二年级月考化学试卷(12月份)一、单选题(本大题共14小题，共42.0分)1. 化学能与热能可相互转化，下列变化过程中一定不存在化学能转化为热能的是A. 木材燃烧B. 导弹爆炸C. 干冰升华D. 谷物酿酒【答案】C【解析】【分析】【详解】A木材燃烧是化学变化，发生反应放出热量，存在化学能转化为热能，A不符合题意； B导弹爆炸放出热量，存在化学能转化成热能，B不符合题意； C干冰升华是物理变化，不存在化学能与热能的转化，C符合题意； D粮食酿酒是放热反应，存在化学能转化成热能，D不符合题意， 故合理选项是C。2. 下列事实不能用勒夏特列原理解释的是 （ ）A.
2、 工业生产硫酸的过程中使用过量的氧气，以提高二氧化硫的转化率B. 合成氨工厂通常采用20MPa50MPa压强，以提高原料的利用率；C. 对2HI(g) H2(g)+I2(g)，平衡体系增大压强可使颜色变深D. 反应CO+NO2CO2+NO H 0，升高温度可使平衡向逆反应方向移动【答案】C【解析】【分析】【详解】A工业生产硫酸的过程中使用过量的氧气，平衡右移，可以提高二氧化硫的转化率，故A能用勒夏特列原理解释；B合成氨工厂通常采用20MPa50MPa压强，加压平衡右移，以提高原料的利用率，故B能用勒夏特列原理解释；C对2HI(g) H2(g)+I2(g)，平衡体系增大压强，平衡不移动，各物质浓
3、度增大，可使颜色变深，故C不能用勒夏特列原理解释；D反应CO+NO2CO2+NO H0B. 若该反应在 T1、T2 时的平衡常数分别为 K1、K2，则 K1K2C. 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 CD. 在 T2 时，若反应体系处于状态D，则此时一定有 v 正c(H2X)C. 当混合溶液呈中性时，c(Na+)=c(HX-)+2c(X2-)D. 常温下，Na2X的第一步水解常数Kh1=1.010-4【答案】D【解析】【分析】Na2X溶液中，X2-分步水解，以第一步水解为主，则Kh1(X2-)Kh2(X2-)，碱性条件下，则pOH相同时，由图象可知N为pOH与
4、lg的变化曲线，M为pOH与lg变化曲线，当lg或lg=0时，说明或=1，浓度相等，结合图像可计算水解常数并判断溶液的酸碱性。【详解】A由以上分析可知，曲线N表示pOH与lg的变化曲线，故A错误；B由曲线M可知，当lg=0时，=1，pOH=9，c(OH-)=10-9mol/L，则Kh2(X2-)=c(OH-)=110-9；由曲线N可知，当lg =0时， =1，pOH=4，c(OH-)=10-4mol/L，Kh1(X2-)=c(OH-)=110-4，则HX-的电离平衡常数Ka2=110-10，则NaHX溶液中HX-的水解程度大于电离程度，溶液中c(H2X)c( X2-)，故B错误；C混合液中存在
5、电荷守恒式为c(Na+)+ c(H+)=c(Cl-)+c(HX-)+2c(X2-)+c(OH-)，则当混合溶液呈中性时，c(Na+)=c(Cl-)+c(HX-)+2c(X2-)，故C错误；D由曲线N可知，当lg =0时， =1，pOH=4，c(OH-)=10-4mol/L，则Kh1(X2-)=c(OH-)=110-4，故D正确；故答案为D。二、简答题(本大题共6小题，共58.0分)15. 根据下列叙述写出相应的热化学方程式：(1)已知8 g固体硫完全燃烧时放出74.2 kJ的热量，该反应的热化学方程式是_。(2)在25、101 kPa下，已知SiH4气体在氧气中完全燃烧后恢复至原状态，平均每转
6、移1 mol电子放出热量190.0 kJ，该反应的热化学方程式是_。(3)下图a曲线是SO2生成SO3反应过程中能量变化的曲线图。该反应的热化学方程式为_。 (4)拆开1 mol HH键、1 mol NH键、1 mol NN键需要能量分别是436 kJ、391 kJ、946 kJ，则1 mol N2完全反应生成NH3的反应热为_，1 mol H2完全反应生成NH3所放出的热量为_。(5)已知：N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) H=67.7 kJmol1N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) H=534 kJmol1则肼(N2H4)与NO2完全反应的热化学方程式为_。【答
7、案】 (1). S(s)O2=SO2(g) H=296.8 kJ/mol (2). SiH4(g)+2O2(g)=SiO2(g)+2H2O(l) H=1520.0 kJ/mol (3). 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) H=198 k kJ/mol (4). 92 kJ/mol (5). 30.7 kJ (6). 2N2H4(g)+2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(g) H=1135.7 kJ/mol【解析】【分析】【详解】(1)8 g固体硫的物质的量是n(S)=0.25 mol，0.25 mol固体S完全燃烧时放出74.2 kJ的热量，则1 mol S完全燃烧产生SO2反应放
8、出热量Q=74.2 kJ=296.8 kJ，则该反应的热化学方程式是S(s)O2=SO2(g) H=296.8 kJ/mol；(2)在25、101 kPa下，已知SiH4气体在O2中完全燃烧后恢复至原状态，产生SiO2、液体H2O，平均每转移1 mol电子放出热量190.0 kJ，则转移8 mol电子时放出热量Q=8 mol 190.0 kJ/mol=1520 kJ，则该反应的热化学方程式是SiH4(g)+2O2(g)=SiO2(g)+2H2O(l) H=1520.0 kJ/mol；(3)由图象分析可知，图象中表示的是1 mol SO2和0.5 mol O2完全反应生成1 mol SO3，反应
9、是放热反应，反应的焓变H=501 kJ/mol-600 kJ/mol=-99 kJ/mol，2 mol二氧化硫全部反应放热198 kJ；写出反应的热化学方程式为：2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) H=198 k kJ/mol；(4)已知：拆开1 mol H-H键、1 mol N-H键、1 mol NN键需要的能量分别是436 kJ、391 kJ、946 kJ，化学反应为N2(g)+3H2(g)=2NH3(g)，反应的焓变H = 946 kJ+3436 kJ-23391 kJ=-92 kJ/mol，则1 mol N2完全反应生成NH3的反应热为：-92 kJ/mol，；依据反应的化学方程
10、式，可计算出1 mol H2完全燃烧放热Q=92 kJ3=30.7 kJ；(5)N2(g)+2O2(g)=2NO2(g) H=+67.7 kJ/mol；N2H4(g)+O2(g)=N2(g)+2H2O(g) H=534 kJ/mol将方程式2-，整理可得：2N2H4(g)+2NO2(g)=3N2(g)+4H2O(g) H=1135.7 kJ/mol。16. 在催化剂的作用下会发生反应：CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)。回答下列问题： (1)某温度下，将2molCO与5molH2的混合气体充入容积为2L 的恒容密闭容器中，经过5 min 后，反应达到平衡，此时转移 6 mol电子。从起始
11、至平衡时v(CH3OH)=_molL-1min-1，该反应的平衡常数为_L2mol-2。 (2)在一定压强下，向容积为V L的容器中充入a molCO与2a molH2，在催化剂作用下反应生成甲醇，CO 平衡转化率与温度、压强的关系如图所示。p1_(填“” “”或“=”，下同)p2，H_0。下列能使该反应的化学反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是 _(填字母)。A及时分离出CH3OH气体 B适当升高温度C增大H2的浓度 D选择高效催化剂【答案】 (1). 0.15 (2). 3 (3). (4). (5). C【解析】【分析】根据电子转移的物质的量计算反应的CO的物质的量，进而计算化学反应
12、速率，结合三段式计算化学平衡常数，由“定一议二”比较压强大小，通过温度对平衡的影响判断反应吸放热情况，根绝化学反应速率和平衡移动的影响因素进行判断。【详解】(1)根据题干信息可知，反应CO(g)+2H2(g)CH3OH(g)中，每消耗1molCO，转移4mol电子，因此在反应达到平衡时转移6mol电子，说明从起始至平衡CO消耗了1.5mol，列三段式有：所以，平衡常数；(2)根据图像分析，温度相同时，p1到p2的过程CO的转化率增大，说明平衡正向移动，由于该反应是气体体积减小的反应，所以p1到p2为增大压强的过程，即p1p2；升高温度，CO的转化率减小，说明平衡逆向移动，该反应正反应为放热反应
13、，即H0；A及时分离除CH3OH气体平衡向正反应方向进行，但不能使化学反应速率增大，A不符合题意；B适当升高温度反应速率增大，但平衡向逆反应方向进行，B不符合题意；C增大H2的浓度能使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动，C符合题意；D选择高效催化剂加快反应速率，但平衡不移动，D不符合题意；答案选C。17. 某实验小组用100 mL 0.50 molL1 NaOH溶液与100 mL 0.55 molL1盐酸进行中和热的测定。装置如图所示。回答下列问题：（1）若实验共需要400 mL NaOH溶液，实验室在配制该溶液时，则需要称量NaOH固体_g。（2）图中装置缺少的仪器是_。（3）盐酸
14、稍过量的原因是_。（4）碎泡沫塑料及泡沫塑料板的作用是_。（5）若用等浓度醋酸与NaOH溶液反应，则测得的中和热(H)_(填“偏大”“偏小”或“不变”)，其原因是_。（6）请填写下表中的平均温度差：实验次数起始温度T1/终止温度T2/平均温度差(T2T1)/HClNaOH平均值126.226.026.130.1_227.027.427.233.3325.925.925.929.8426.426.226.330.4（7）若测得该反应放出的热量为2.865 kJ，请写出盐酸与NaOH溶液反应的中和热的方程式：_。【答案】 (1). 10.0 (2). 环形玻璃搅拌棒 (3). 让NaOH溶液完全反
15、应 (4). 保温、隔热，减少热量损失 (5). 偏大 (6). 醋酸在溶液中电离吸收热量，使测得的中和热(H)偏大 (7). 4.0 (8). HCl(aq)NaOH(aq)=NaCl(aq)H2O(l)H57.3 kJmol1【解析】【分析】【详解】(1)因为没有400 mL容量瓶，实际配制的是500 mL(0.5 L)溶液，即m(NaOH)0.50 molL10.5 L40 g/mol10.0 g；(2)为减少热量损失，需缩短反应时间，要搅拌，应用环形玻璃搅拌棒；(3)为确保NaOH完全反应，减少误差，盐酸需要过量，故答案为让NaOH完全反应；(4)它们的作用都是保温，隔热、减少热量损失
16、；(5)因为醋酸电离会吸热，所以用醋酸测中和热，放出的热量比盐酸要少，H偏大，故答案为偏大、醋酸在溶液中电离吸收热量，使测得的中和热(H)偏大；(6)四组数据计算的温差分别为4.0 、6.1 、3.9 、4.1 ，明显第2组数据应舍去，所以平均温度差为4.0 ；(7)在该中和实验中，生成水的物质的量为0.05mol，放出的热量为2.865 kJ，则生成1mol水放出的热量为2.865kJ0.05mol=57.3 Jmol1，则H57.3 kJmol1，故反应的中和热化学方程式为HCl(aq)NaOH(aq)=NaCl(aq)H2O(l)H57.3 kJmol1。18. 下表是几种弱酸常温下的电
17、离平衡常数：化学式HCOOHHCNH2CO3H2S电离平衡常数K1.7710-44.910-10K1=4.310-7 K2=9.110-11K1=5.610-8 K2=1.110-12(1)HCOOH、HCN、H2CO3、H2S的酸性由强到弱的顺序为_。(2)请写出H2S的电离方程式：_。(3)下列四种离子结合H+能力最强的是_(填字母)。A HS- B CO C CN- D HCOO-(4)相同温度下pH相同的NaCN和HCOOK的两溶液中c(NaCN)_(填“”“H2CO3H2SHCN (2). H2SHS-+H+、HS-S2-+H+ (3). B (4). c(Na+)c(H+)c(OH
18、-)【解析】【分析】【详解】(1)弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强，根据表格数据可知Ka(HCN) Ka(H2S-) Ka(H2CO3)H2CO3H2SHCN；(2)H2S为二元弱酸，分步电离，电离方程式为H2SHS-+H+、HS-S2-+H+；(3)电离平衡常数越大，酸性越强，酸根阴离子结合氢离子的能力越强，根据表格数据可知Ka(HCO) Ka(HCN) Ka(H2S) Ka(HCOOH)，所以结合氢离子能力最强的是CO，故选B；(4)酸性越弱，其相应的弱酸盐的水解程度越大，碱性越强，则相同浓度的NaCN和HCOOK溶液中NaCN的pH更大，所以相同温度下pH相同的NaCN和HCOOK的两溶
19、液中c(NaCN)c(OH-)，则c(HCOO-)c(Na+)，弱酸的电离和弱酸根的水解都是微弱的，所以溶液中c(HCOO-)c(Na+)c(H+)c(OH-)。19. 近年来，磁性材料的研究备受国际磁学界的关注。Fe3O4具有许多优异的性能，在磁性材料等领域应用广泛。回答下列问题：(1)以太阳能为热源分解Fe3O4，经由热化学铁氧化合物循环分解水制H2的过程如图所示。已知：H2O(l)= H2(g)+O2(g)H1+285.5kJmol-1过程I：2 Fe3O4(s)6 FeO (s)+O2(g)H2=+313.2kJmol-1则过程II的热化学方程式为 _。(2)磁铁矿(Fe3O4)是工业
20、上冶炼铁的原料之一，发生的主要反应为Fe3O4(s)+4CO(g)3Fe(s)+4CO2(g)H T2T3 (6). 其他条件相同时，曲线斜率T1T2T3，即反应速率v1v2v3，而温度越高，反应速率越快，所以T1T2T3或该反应是放热反应，温度越高，达到平衡时(CO2）越小或温度越高，达到平衡时所需时间越短【解析】【分析】根据图中信息和盖斯定律书写热化学方程式并计算H，根据固体减少的质量计算固体减少的物质的量，结合方程式计算CO2生成的物质的量，利用三段式计算反应的平衡常数，根据平衡移动原理判断提高平衡转化率的措施，根据“先拐先平”比较温度大小。【详解】(1)根据图中信息可知，过程II的方程
21、式为3FeO(s)+H2O(l)=H2(g)+Fe3O4(s)，已知H2O(1)=H2(g)+O2(g)H1=+285.5kJmol-1，2Fe3O4(s)6FeO(s)+O2(g)H2=+313.2kJmol-1，根据盖斯定律，由-得反应3FeO(s)+H2O(l)=H2(g)+Fe3O4(s)H=+285.5kJmol-1-313.2kJmol-1=+128.9kJ/mol；(2)1L恒容密闭容器中加入Fe3O4、CO各0.5mol，5min反应达到平衡时，固体质量减小了6.4g，根据方程式可知，固体减少的质量即为4个O原子的质量，则有：所以生成CO2的质量x=17.6g，即物质的量为0.
22、4mol，所以，根据转化关系列三段式有：所以平衡常数；该反应为放热反应，欲提高该反应中CO的平衡转化率，则使平衡正向移动，可采取的措施是移出CO2或降低温变；由图像可知，其他条件相同时，曲线斜率T1T2T3，即反应速率v1v2v3，而温度越高，反应速率越快，所以T1T2T3或该反应是放热反应，温度越高，达到平衡时(CO2）越小或温度越高，达到平衡时所需时间越短。20. 甲烷催化裂解、氧气部分氧化和水煤气重整是目前制氢的常用方法。回答下列问题：(1)甲烷隔绝空气分解，部分反应如下：.CH4(g)=C(s)+2H2(g) H1=+74.9kJ/mol.6CH4(g)=C6H6(g)+9H2(g)
23、H2=+531kJ/mol.2CH4(g)=C2H4(g)+2H2(g) H3=+202kJ/mol反应I的S_(填“”或“”)0。的 H=_kJ/mol。(2)CH4用水蒸气重整制氢包含的反应为：.水蒸气重整：.水煤气变换：平衡时各物质的物质的量分数如图所示：为提高CH4的平衡转化率，除压强、温度外，还可采取的措施是_(写一条)。温度高于T1时，CO2的物质的量分数开始减小，其原因是_。T2时，容器中_。(3)甲烷部分氧化反应为。已知甲烷部分氧化、甲烷水蒸气重整、水煤气变换反应的平衡常数的自然对数lnKp与温度的关系如图所示：图中Q点时，反应的InKp=_。在某恒压密闭容器中充入lmol C
24、H4和1mol H2O(g)在某温度下发生水蒸气重整反应达到平衡时，CH4的转化率为50%，容器总压强为1 atm。H2的平衡分压p(H2)=_atm；此温度下反应的lnKp=_(已知；ln3l.1，ln4l.4)。【答案】 (1). (2). +75 (3). 增大起始时(或及时从产物中分离出氢气) (4). 反应为放热反应，从T1升高温度，平衡向逆反应方向移动的因素大于CO浓度增大向正反应方向移动的因素，净结果是平衡逆向移动 (5). 7(或7:1) (6). 0 (7). 0.5 (8). -0.3【解析】【分析】【详解】(1)气体体积增大的过程为熵增的过程，熵增过程S大于0，反之小于0
25、，反应I为CH4(g)=C(s)+2H2(g)，气体物质的量增大，混乱度增大，属于熵增的过程，S0；已知：.6CH4(g)=C6H6(g)+9H2(g) H2=+531kJ/mol.2CH4(g)=C2H4(g)+2H2(g) H3=+202kJ/mol根据盖斯定律，3-可得：C6H6(g)+3H2(g)=3C2H4(g) H=(+202kJ/mol)3-(+531kJ/mol)=+75 kJ/mol；(2)为提高CH4的平衡转化率，即要让反应向正向进行，除压强、温度外，还可将生成的氢气从产物中分离出去，或增大起始时的；反应是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，CO的浓度增大，反应为放热反应，升
26、高温度，反应逆向进行，CO2的量减少，出现如图所示CO2的物质的量分数开始减小，说明T1升高温度，平衡向逆向移动的因素大于CO浓度增大向正向移动的因素，结果是平衡逆向移动；根据图像，T2时，容器中一氧化碳和二氧化碳的物质的量分数相等，设T2时，二氧化碳的物质的量为x，列三段式：根据上述分析，T2时，n(H2)=6x+x=7x，n(CO2)=x，则=7；(3)图中Q点时，甲烷水蒸气重整、水煤气变换反应的平衡常数的自然对数lnKp相等，即压强平衡常数相等，则，可得=1；则反应的压强平衡常数Kp=1，则lnKp=ln1=0；在某恒压密闭容器中充入lmol CH4和1mol H2O(g)在某温度下发生水蒸气重整反应达到平衡时，CH4的转化率为50%，容器总压强为1atm。根据反应，则平衡时n(CH4)=lmol-lmol50%=0.5mol，n(H2O)= lmol -lmol50%=0.5mol，n(CO)=0.5mol，n(H2)=30.5mol=1.5mol，根据分压=总压物质的量分数，则H2的平衡分压p(H2)=1atm=0.5 atm，用压强表示该反应的平衡常数Kp=，则lnKp=ln= ln3- ln4=1.1-1.4=-0.3。
