广东省广州市2019-2020学年高二上学期期中考试模拟测试化学试题（一） 24页

高二年级期中模拟测试L1（一）‎ 高中化学（问卷）‎ 可能用到的相对原子质量：C-12 O-16 H-1 N-14 Na-23‎ 第一部分选择题（共50分）‎ 一、选择题（每小题2分，共50分）‎ ‎1.现在探索、开发的新能源有：( )‎ ‎①核能 ②柴草 ③煤炭 ④太阳能 ⑤氢能 ⑥液化石油气 ⑦水煤气 ⑧天然气 A. ①④⑤ B. ②③⑥⑦ C. ③⑥⑦⑧ D. ①②④‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【详解】新能源的特点是资源丰富、可以再生、没有污染或很少污染，因此属于新能源的是①核能、④太阳能、⑤氢能。‎ 答案选A。‎ ‎2.在下列各说法中，正确的是 A. ΔH>0表示放热反应，ΔH<0表示吸热反应 B. 热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，可以是分数 C. 1 mol H2SO4与1 mol Ba(OH)2反应生成BaSO4沉淀时放出的热叫做中和热 D. 1 mol H2与0.5 mol O2反应放出的热就是H2的燃烧热 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A．放热反应的焓变小于0，吸热反应的焓变大于0，故△H＞0表示吸热反应，△H＜0表示放热反应，故A错误；‎ B．热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量，不表示分子数，所以可用分数或小数表示，故B正确；‎ C．中和热是指稀的强酸和强碱生成1mol水时所放出的热量，而1mol硫酸和1mol氢氧化钡反应时生成了2mol水，同时还有硫酸钡沉淀生成，故此时放出的热量不是中和热，故C错误；‎ D．燃烧热是指1mol可燃物完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，此时生成的水必须为液态，而1mol氢气和0.5mol氧气反应生成的水的状态未知，故此时放出的热量不一定是燃烧热，故D错误；‎ 故选B。‎ ‎3.参照反应Br + H2HBr +H的能量对反应历程的示意图，下列叙述中正确的 A. 正反应为放热反应 B. 加入催化剂，该化学反应的反应热改变 C. 正反应为吸热反应 D. 加入催化剂可增大正反应速率，降低逆反应速率 ‎【答案】A ‎【解析】‎ 试题分析：根据反应物的总能量小于生成物的总能量，可知反应吸热，A．因正反应为吸热反应，故A正确；B．催化剂与反应热无关，故B错误；C．正反应为吸热反应，故C错误；D．催化剂可增大正反应速率，也增大逆反应速率，故D错误；故选A。‎ 考点：考查反应热 ‎4.下列反应属于吸热反应的是（ ）‎ A. 炭燃烧生成一氧化碳 B. 中和反应 C. Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl反应 D. 锌粒与稀H2SO4反应制取H2‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ A、燃烧是放热反应，A错误；B、中和反应是放热反应，B错误；C、Ba（OH）2·8H2O与NH4Cl反应为吸热反应，C正确；D、金属与酸的反应为放热反应，D错误。正确答案为C。‎ ‎5.下列说法正确的是（ ）‎ A. 增大压强，活化分子百分数增大，化学反应速率一定增大 B. 升高温度，活化分子百分数增大，化学反应速率一定增大 C. 加入反应物，使活化分子百分数增大，化学反应速率一定增大 D. 所有的催化剂都可以降低反应的活化能，增大活化分子百分数，增大化学反应速率 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.增大参与反应的气体产生的压强,单位体积活化分子数目增大，反应速率增大，但活化分子百分数不变，故A错误；‎ B.升高体系的温度，可增大活化分子百分数，反应速率增大，故B正确；‎ C.加入反应物（固体除外），可增大反应物的浓度，单位体积活化分子数目增多，但活化百分数不变，化学反应速率一定增大，故C错误；‎ D.使用催化剂，可以降低反应所需活化能，使更多的普通分子转化为活化分子，活化分子的百分数增加，反应速率增大；但是催化剂具有选择性和专一性，所以催化剂并不适合于所有反应，故D错误；‎ 答案：B。‎ ‎6.已知H﹣H键能为436kJ/mol，H﹣N键能为391kJ/mol，根据化学方程式：3H2（g）+N2（g）⇌2NH3（g）△H=﹣92.0kJ/mol，计算氮氮三键的键能为（ ）‎ A. 431kJ/mol B. 946kJ/mol C. 649kJ/mol D. 869kJ/mol ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】根据△H =反应物的总键能之和﹣生成物总键能之和，设N≡N键的键能为x，则：x+436kJ/mol×3﹣6×391kJ/mol=﹣92.0kJ/mol，解得：x=946kJ/mol；‎ 答案：B。‎ ‎【点睛】△H=生成物的总能量-生成物的总能量=反应物的总键能之和﹣生成物总键能之和。‎ ‎7.在2A+B⇌3C+4D反应中，表示该反应速率最快的是（ ）‎ A. v（A）=0.5 mol•L﹣1•s﹣1 B. v（B）=0.3mol•L﹣1•s﹣1‎ C. v（C）=0.8 mol•L﹣1•s﹣1 D. v（D）=1 mol•L﹣1•s﹣1‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 利用速率之比等于化学计量数之比转化为用同一物质表示的速率，然后再进行比较，‎ ‎【详解】A.v（A）=0.5 mol•L﹣1•s﹣1，速率之比等于化学计量数之比，故v（D）=2v（A）=1mol/（L•s）；‎ B. v（B）=0.3mol•L﹣1•s﹣1，速率之比等于化学计量数之比，故v（D）=4v（B）=1.2mol/（L•s）；‎ C. v（C）=0.8 mol•L﹣1•s﹣1，速率之比等于化学计量数之比，故v（D）= v（C） =×0.8mol/（L•s）=1.1mol/（L•s）；‎ D. v（D）=1 mol•L﹣1•s﹣1故速率B＞C＞A=D，‎ 答案：B。‎ ‎【点睛】本题考查反应速率快慢的比较，难度不大，注意比较常用方法有：1、归一法，即按速率之比等于化学计量数之比转化为用同一物质表示的速率，2、比值法，即由某物质表示的速率与该物质的化学计量数之比，比值越大，速率越快。‎ ‎8.反应A(g)+3B(g)2C(g) △H<0，达到平衡后，将气体混合物的温度降低，下列叙述中正确的是（ ）‎ A. 正反应速率加大，逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动 B. 正反应速率变小，逆反应速率增大，平衡向逆反应方向移动 C. 正反应速率和逆反应速率减小，平衡向正反应方向移动 D. 正反应速率和逆反应速率减小，平衡向逆反应方向移动 ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】对速率：降温，速率减小，即：正、逆反应速率均减小；‎ 对平衡：降温，平衡向放热反应方向移动，该反应△H<0，说明正向是放热的，则正向移动。‎ 综上所述，答案为C。‎ ‎9.在2升的密闭容器中，发生以下反应：2A（g）+B（g）⇌2C（g）+D（g）．若最初加入的A和B都是4mol，在前10秒钟A的平均反应速度为0.12mol/（L•s），则10秒钟时，容器中B的物质的量是（ ）‎ A. 1.6 mol B. 2.8 mol C. 2.4mol D. 1.2 mol ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】根据速率之比等于化学计量数之比，所以v（B）=0.5v（A）=0.5×0.12mol/（L•s）=0.06mol/（L•s），所以△c（B）=0.06mol/（L•s）×10s=0.6mol/L，所以△n（B）=0.6mol/L×2L=1.2mol，故10秒钟时容器中B的物质的量为4mol﹣1.2mol=2.8mol；‎ 答案：B。‎ ‎10. 压强变化不会使下列化学反应的平衡发生移动的是 A. H2(g)+I2(g)2HI (g) B. 3H2(g)+N2(g)2NH3(g)‎ C. 2SO2(g)+O2(g)2SO3 (g) D. C(s)+CO2(g)2CO(g)‎ ‎【答案】A ‎【解析】‎ A、该反应中气体的计量数之和反应前后相等，压强改变，正逆反应速率改变的倍数相等，平衡不移动，选项A正确；B、该反应中气体的计量数之和反应前后不相等，增大压强，V正＞V逆，平衡右移，反之左移，选项B错误；C、该反应中气体的计量数之和反应前后不相等，增大压强，V正＞V逆，平衡右移，反之左移，选项C错误；D、该反应中气体的计量数之和反应前后不相等，增大压强，V正＜V逆，平衡左移，反之右移，选项D错误。‎ 答案选A。‎ 点睛：本题考查外界条件下对化学平衡的影响，当压强改变时，判断平衡移动的问题。首先是看是否有气体参加反应，再判断反应前后的计量数之和是否相等，以此判断平衡移动方向。‎ ‎11.100mL6mol/LH2SO4与过量锌粉反应，一定温度下，为了减缓反应进行的速率，但又不影响生成氢气的总量，可向反应物中加入适量的（ ）‎ A. Na2SO4（s） B. NaOH（s） C. K2SO4溶液 D. （NH4）2SO4（s）‎ ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A.加适量的Na2SO4（s），对反应速率无影响，故A错误；‎ B.加适量的NaOH（s），与酸反应，速率减慢，生成氢气的量减少，故B错误；‎ C.加适量的K2SO4溶液，相当于稀释，氢离子的物质的量不变，浓度变小，则减缓反应进行的速率，但又不影响生成氢气的总量，故C正确；‎ D.加适量的（NH4）2SO4（s），Zn与铵根离子水解生成的氢离子反应生成氢气，反应速率加快，氢气的量增大，故D错误；‎ 答案：C。‎ ‎12.可逆反应aA（g）+bB（g）⇌cC（g）+dD（g）△H，根据图象判断，下列叙述正确的是（ ）‎ A. p1＜p2，a+b＜c+d，T1＜T2，△H＞0‎ B. p1＜p2，a+b＞c+d，T1＞T2，△H＞0‎ C. p1＜p2，a+b＜c+d，T1＞T2，△H＞0‎ D. 以上答案均不对 ‎【答案】A ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ 分析图像可知：（1）压强越大，反应速率越大，则反应达到平衡时间越短，所以P1＜P2；增大压强，A的转化率减小，平衡向逆反应方向移动，则该反应是一个反应前后气体体积增大的反应，即a+b＜c+d。（2）温度越高，反应速率越大，则反应达到平衡时间越短，所以T2＞T1；升高温度，A的含量减小，平衡向正反应方向移动，则正反应是吸热反应，△H＞0。‎ ‎【详解】A.根据分析可知 p1＜p2，a+b＜c+d，T1＜T2，△H＞0，故A正确；‎ B.应该a+b＜c+d，T1＜T2，故B错误；‎ C.应该T1＜T2，故C错误；‎ D.经分析A正确，故D错误；‎ 答案：A。‎ ‎13.某浓度氨水中存在下列平衡：NH3·H2ONH4+＋OH－，如想增大NH4+的浓度，而不增大OH－的浓度，应采取的措施是 A. 适当升高温度 B. 加入NH4Cl固体 C. 通入NH3 D. 加入少量NaOH ‎【答案】B ‎【解析】‎ 略 ‎14.下列事实中不能应用勒夏特列原理来解释的是（ ）‎ A. 新制的氯水在光照条件下颜色变浅 B. 加入催化剂能使合成氨的速率加快 C. 高压对合成氨有利 D. 室温比500℃左右更有利于合成氨的反应 ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A.新制的氯水在光照条件下颜色变浅，是次氯酸分解，促进氯气和水反应正向进行，可用勒沙特列原理解释，故不选A；‎ B.使用催化剂能同时增大反应速率，平衡不移动，不能用勒沙特列原理解释，故选B；‎ C.N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H＜0，正反应为气体总物质的量减小的反应，为使氨的产率提高，加压使化学平衡向正反应方向移动，可用勒夏特列原理解释，故不选C；‎ D.合成氨是放热反应，室温比500℃左右更有利于合成氨的反应，可用勒沙特列原理解释，故不选D；‎ 答案：B。‎ ‎【点睛】勒夏特列原理也叫平衡移动原理，只适合于可逆过程。此类题实质考察的是外界条件对平衡的影响。‎ ‎15.在容积相同的A、B两个密闭容器中，分别充入2molSO2和1molO2，使它们在相同温度下发生反应：2SO2+O22SO3并达到平衡．在反应过程中，若A容器保持体积不变，B容器保持压强不变，当 A 中的 SO2 的转化率为 25% 时，则 B 容器中 SO2 的转化率应是 A. 25% B. >25% C. <25% D. 12．5%‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ 应为反应是体积减小的，所以在反应过程中，压强是减小的。因此乙中压强大于甲中的压强。压强大，平衡向正反应方向移动，转化率增大，所以答案选B。‎ ‎16.下列说法正确的是 ( )‎ A. 破坏生成物全部化学键所需要的能量大于破坏反应物全部化学键所需要的能量，该反应为吸热反应 B. 任何酸与碱发生中和反应生成1 mol H2O的过程中，能量变化均相同 C. 已知：①2H2(g) +O2(g) =2H2O(g) △H1，②2H2(g)+O2 (g)= 2H2O(1) △H2，则△H1＜△H2‎ D. 已知：①C(s，石墨)+O2 (g)=CO2(g) △H=－393.5kJ·mol-1，②C(s，金刚石)+O2(g)=CO2 (g) △H=－395.0 kJ·mol-1， 则C(s，石墨)=C(s，金刚石) △H= ＋1.5 kJ·mol-1‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ A．化学反应中断裂化学键吸收能量，形成化学键释放能量，则破坏生成物全部化学键所需要 能量大于破坏反应物全部化学键所需要的能量，该反应为放热反应，选项A错误；B．弱酸、弱碱电离吸收能量，与强酸、强碱的反应相比较，放出的能量少，选项B错误；C．氢气的燃烧为放热反应，△H＜0，液态水变为气态水吸收能量，则生成液态水放出的能量多，则△H1＞△H2，选项C错误；D．根据盖斯定律将①﹣②可得C（s，石墨）=C（s，金刚石）△H=+1.5 kJ•mol﹣1，选项D正确。答案选D。‎ ‎17.一定温度下，在2.5L的恒容密闭容器中发生如下反应：CO2(g)+H2S(g)COS(g)＋H2O(g)‎ 实验 温度/K 起始物质的量/mol 平衡物质的量/mol 平衡常数 CO2‎ H2S H2O I ‎607‎ ‎0.11‎ ‎0.41‎ ‎0.01‎ II ‎607‎ ‎0.22‎ ‎0.82‎ III ‎620‎ ‎0.1‎ ‎0.4‎ ‎6.74×10-3‎ 下列说法不正确的是（ ）‎ A. 该反应正反应为吸热反应 B. 607K时，把物质的量均为0.1mol四种反应物加入该反应器中，反应将向正反应方向进行 C. 实验Ⅱ达到平衡时容器中COS物质的量为0.02mol D. 实验Ⅲ中，无论是开始还是至化学平衡状态，混合气体的密度始终不变 ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析：A、CO2(g)+H2S(g)COS(g)+H2O(g)，在反应开始中n(CO2)= 0.11mol；n(H2S)=0.41mol； n(H2O)=0；在反应过程中水改变的物质的量是∆n(H2O)=0.01mol，则根据方程式的系数关系可知，∆n(CO2)= ∆n(COS)= ∆n(H2S)= ∆n(H2O)=0.01mol。所以平衡时各种物质的物质的量分别是n(CO2)=0.1mol，n(H2S)= 0.4mol；n(COS)= n(H2O)=0.01mol，由于反应前后系数和相等，所以此时K= [c(COS)·c(H2O)] ÷[c(CO2)· c(H2S)] ="(0.01×0.01)÷(0.1×0.4)" =0.0025＜6.74×10-3 ，温度升高，K增大，说明升高温度，化学平衡向正反应方向移动。根据平衡移动原理，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动，所以该反应的正反应是吸热反应，A正确； B、根据选项A分析可知607K时该反应的平衡常数为K=2.50×10-3 ，若把物质的量均为0.1mol四种反应物加入该反应器中，则Qc＝(0.1×0.1)÷(0.1×0.1)＝1>0.0025，所以反应逆向进行，V逆>V正 ‎，B错误；C、该反应是反应前后气体体积相等的反应，增大压强，化学平衡不发生移动，所以达到平衡时容器中COS的物质的量为0.02mol，C正确；D、实验Ⅲ中，无论是开始还是至化学平衡状态，由于反应前后气体的物质的量不变，气体的质量不变，所以混合气体的密度始终不变，D正确。答案选B。‎ 考点：考查可逆反应的平衡状态的判断及移动的有关知识。‎ ‎18.如图所示，隔板I固定不动，活塞II可自由移动，M、N两个容器中均发生反应：A(g)＋2B(g)xC(g)，向M、N中通入1mol和2molB的混合气体，初始M、N容积相同，保持温度不变。下列说法正确的是( )‎ A. 若x=3，达到平衡后A的体积分数关系为：‎ B. 若x<3，C的平衡浓度关系为：c(M)3，达到平衡后B的转化率关系为：‎ D. x不论为何值，平衡时M、N中的平均相对分子质量都相等 ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析：M容器是恒温恒容下建立的平衡，N容器是恒温恒压下建立的平衡。A．若x=3，由于反应前后气体体积不变，N容器建立的平衡与恒温恒容下建立的平衡等效，所以达到平衡后A的体积分数关系为：φ(M)=φ(N)，故A错误；B．若x＜3，由于反应后气体体积减小，N容器建立的平衡相当于恒温恒容下建立的平衡缩小容器体积，压强增大，平衡正向移动，C的平衡浓度增大，所以C的平衡浓度关系为：c(M)＜c(N)，故B正确；C．若x＞3，由于反应后气体体积增大，N容器建立的平衡相当于恒温恒容下建立的平衡扩大容器体积，压强减小，平衡正向移动，B的转化率增大，所以达到平衡后B的转化率关系为：α(M)＜α(N)，故C错误；D．若x=3，M、N中平衡状态相同，平衡时M、N中的平均相对分子质量都相等，若x＞3或＜3，两者的平衡状态不同，平衡时M、N中的平均相对分子质量不等，故D错误；故选B。‎ 考点：考查了影响化学平衡移动的因素的相关知识。‎ ‎19.N2O5是一种新型硝化剂，在一定温度下可发生如下反应：2N2O5（g）⇌4NO2（g）+O2（g）△H＞0．T1温度时，向密闭容器中通入N2O5气体，部分实验数据见下表：‎ 下列说法正确的是（ ）‎ A. 500_s内NO2的生成速率为2.96×10﹣3_mol•L﹣1•s﹣1‎ B. T1温度下该反应平衡时N2O5的转化率为29.6%‎ C. 达到平衡其他条件不变，将容器的体积压缩到原来1/2，则c（N2O5）＜5.00mol•L﹣‎ D. T1温度下的平衡常数为K1，T2温度下的平衡常数为K2，若T1＞T2，则K1＞K2‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A.500s内N2O5内用N2O5表示的平均速率为：v（N2O5）==2.96×10-3mol•L-1•s-1，则v（NO2）=2v（N2O5）=5.92×10-3mol•L-1•s-1，故A错误；‎ B.根据表中数据可知，1000s时达到平衡状态，此时N2O5的平衡浓度为2.5mol/L，则T1温度下该反应平衡时N2O5的转化率为×100%=50%，故B错误；‎ C.达到平衡后，其他条件不变，将容器的体积压缩到原来的1/2，若平衡不移动，则c（N2O5）=5.00mol/L，缩小容器体积后压强增大，平衡向着逆向移动，则N2O5的浓度增大，即c（N2O5）>5.00mol/L，故C错误；‎ D.反应2N2O5（g）⇌4NO2（g）+O2（g）的△H>0，为吸热反应，升高温度后正逆反应速率都增大，且平衡向着正向移动，故D正确；‎ 答案：D。‎ ‎20.在300mL的密闭容器中，放入镍粉并充入一定量的CO气体，一定条件下发生反应：Ni（s）+4CO（g）⇌Ni（CO）4（g），已知该反应平衡常数与温度的关系如表：‎ 下列说法不正确的是（ ）‎ A. 上述生成Ni（CO）4（g）的反应为放热反应 B. 25℃时反应Ni（CO）4（g）⇌Ni（s）+4CO（g）的平衡常数为2×10﹣5‎ C. 80℃达到平衡时，测得n（CO）=0.3mol，则Ni（CO）4的平衡浓度为2mol/L D. 在80℃时，测得某时刻，Ni（CO）4、CO浓度均为0.5mol/L，则此时v（正）＞v（逆）‎ ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A.由表中数据可知，温度越高平衡常数越小，说明升高温度平衡向逆反应移动，升高温度，平衡向吸热反应移动，故正反应为放热反应，故不选A；‎ B.25℃时反应Ni（s）+4CO（g）⇌Ni（CO）4（g）的平衡常数为5×104，相同温度下，对于同一可逆反应的正、逆反应平衡常数互为倒数，故25℃时反应Ni（CO）4（g）⇌Ni（s）+4CO（g）的平衡常数为=2×10-5，故不选B；‎ C.80℃达到平衡时，测得n（CO）=0.3mol，c（CO）==1mol/L，故c[Ni（CO）4]= ==2mol/L，故不选C；‎ D.浓度商Qc===8，大于80℃平衡常数2，故反应进行方向逆反应进行，故v（正）＜v（逆），故选D；‎ 答案：D。‎ ‎21.已知2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)，起始时SO2和O2分别为20mol和10mol，达到平衡时SO2的转化率为80%。若从SO3开始进行反应，在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，则起始时SO3的物质的量及SO3的转化率分别为 A. 10mol 10% B. 20mol 20% C. 20mol 40% D. 30mol 80%‎ ‎【答案】B ‎【解析】‎ 试题分析：在相同的条件下，欲使平衡时各成分的体积分数与前者相同，两个平衡相同，故将SO2和O2分别为20mol和10mol全部转化成SO3为20mol，这时的转化率是100%，而达到平衡为80%，故余下的部分是20%。故B正确。‎ 考点：等效平衡的建立与转化率的计算。‎ ‎22.在甲、乙、丙三个不同密闭容器中按不同方式投料，一定条件下发生反应（起始温度和起始体积相同）：A2(g)+2B2(g)2AB3(g) ΔH＜0，相关数据如下表所示：‎ 容器 甲 乙 丙 相关条件 恒温恒容 绝热恒容 恒温恒压 反应物投料 ‎1mol A2、2molB2‎ ‎2molAB3‎ ‎2mol AB3‎ 反应物的转化率 a甲 a乙 a丙 反应的平衡常数K= ‎ K甲 K乙 K丙 平衡时AB3的浓度/mol·L-1‎ c甲 c乙 c丙 平衡时AB3的反应速率/mol·L-1·min-1‎ v甲 v乙 v丙 下列说法正确的是( )‎ A. v甲=v丙 B. c乙＜c丙 C. a甲 +a乙＜1 D. K乙＜K丙 ‎【答案】C ‎【解析】‎ ‎【详解】A. 容器甲为恒温恒容，容器丙为恒温恒压，反应中气体计量数的和左边大于右边，随反应的进行，气体物质的量减小，则甲中压强小于丙中压强，因此反应速率v甲＜v丙，与题意不符，A错误；‎ B.容器乙为绝热恒容，正反应为放热反应，则逆反应为吸热反应，乙的温度小于丙，而压强大于丙，高温低压有利于AB3的分解，则平衡时c乙＞c丙，与题意不符，B错误；‎ C. 若容器乙为恒温恒容时，甲与乙为等效反应，则a甲 +a乙=1，由于乙为绝热容器，且逆反应为吸热反应，则乙分解程度小于恒温时，则a甲 +a乙＜1，符合题意，C正确；‎ D. 容器乙为绝热恒容，正反应为放热反应，则逆反应为吸热反应，乙的温度小于丙，有利于AB3的生成，则K乙＞K丙，与题意不符，D错误；‎ 答案为C。‎ ‎23.一定条件下反应2AB（g）⇌A2（g）+B2（g）达到平衡状态的标志是（ ）‎ A. 单位时间内生成nmolA2的同时消耗nmolAB B. 容器内，3种气体AB、A2、B2共存 C. AB的消耗速率等于A2的消耗速率 D. 容器中各组分的体积分数不随时间变化 ‎【答案】D ‎【解析】‎ ‎【详解】A.单位时间内生成nmolA2的同时消耗nmolAB，都体现正向反应，故A错误；‎ B.可逆反应不可进行到底，因此反应开始后，任何时候反应物和生成物共存，故B错误；‎ C速率之比不等于计量数之比，故C错误；‎ D.达到平衡后，容器中各组分的体积分数不随时间变化，故D正确；‎ 答案：D。‎ ‎【点睛】判断是否达到平衡的标志：（1）正逆反应速率比等于化学计量数之比（2）反应进行中，变量不在发生改变。‎ ‎24.在一密闭容器中进行下列反应：2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g），已知反应过程中某一时刻SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2mol/L、0.1mol/L、0.2mol/L，当反应达到平衡时，可能存在的数据是（ ）‎ A. SO2为0.4mol/L，O2为0.2mol/L B. SO2为0.15mol/L C. SO2，SO3均为0.25mol/L D. SO3为0.4mol/L ‎【答案】B ‎【解析】‎ ‎【详解】A．SO2和O2的浓度增大，说明反应向逆反应方向进行建立平衡，若SO3完全反应，则SO2和O2的浓度浓度变化分别为0.2mol/L、0.1mol/L，因可逆反应，实际变化应小于该值，所以SO2小于 0.4mol/L，O2小于0.2mol/L，故A错误；B．SO2的浓度减小，说明反应向正反应方向进行建立平衡，SO2的浓度浓度小于0.2mol/L，大于0即可，该题中为0.15mol/L，小于0.2mol/L，故B正确；C．反应物、生产物的浓度不可能同时减小，一个减小，另一个一定增大，故C错误；D．SO3的浓度增大，说明该反应向正反应方向进行建立平衡，若二氧化硫和氧气完全反应，SO3的浓度的浓度变化为0.2mol/L，实际变化应小于该值，故D错误；故答案为B。‎ ‎【点睛】考查等效平衡的建立，需要注意以下几点：①正反应和逆反应的含义；②可逆反应的正反应和逆反应需要在同一条件下进行；可逆反应是不能进行到底的，反应物和生成物同时存在；可逆反应中的反应热表示的转化率为100%时放出的热量。‎ 第二部分非选择题（共52分）‎ 二、本题包括5小题，共52分。‎ ‎25.恒温下，将a mol N2与b mol H2的混合气体通入一定容积的密闭容器中，发生如下反应：‎ N2（g）+3H2（g）2NH3（g）‎ ‎（1）若反应进行到某时刻t时，n（N2）=13mol，n（NH3）=6mol，‎ 计算a=_______。‎ ‎（2）反应达到平衡时，混合气体的体积为716.8L（标准状况下），其中NH3的百分含量（体积分数）为25%。计算：平衡时NH3的物质的量为_____________。‎ ‎（3）原混合气体与平衡混合气体的总物质的量之比 n（始）: n（平）=____________。‎ ‎（4）原混合气体中a : b=_______________。‎ ‎（5）达到平衡时，N2和H2的转化率（N2）:（H2）=______________。‎ ‎（6）平衡混合气体中n（N2）: n（H2）: n（NH3）=______________。‎ ‎【答案】 (1). 16mol (2). 8mol (3). 5：4 (4). 2：3 (5). 1：2 (6). 3：3：2‎ ‎【解析】‎ 略 ‎26.已知用硫酸酸化的草酸（H2C2O4）溶液能与KMnO4溶液反应．某化学小组研究发现，少量MnSO4可对该反应起催化作用．为进一步研究有关因素对该反应速率的影响，探究如下：‎ ‎（1）常温下，探究不同的初始pH和草酸溶液浓度对反应速率的影响，设计如下实验，则A=____，C=____，E=_____．‎ ‎（2）该反应的离子方程式______________________________________． ‎ ‎（3）若t1＜t2，则根据实验①和②得到的结论是_____________________________． ‎ ‎（4）小组同学发现每组实验反应速率随时间的变化总是如图，其中t1～t2时间内速率变快的主要原因可能是：①__________________；②__________________________．‎ ‎（5）化学小组用滴定法测定KMnO4溶液物质的量浓度：取ag草酸晶体（H2C2O4•2H2O，摩尔质量126g/mol）溶于水配成250mL溶液，取25.00mL溶液置于锥形瓶中，加入适量稀H2SO4酸化，再用KMnO4溶液滴定至终点，重复滴定三次，平均消耗KMnO4溶液VmL．滴定到达终点的现象是：______________________________；实验中所需的定量仪器有__________________（填仪器名称）．该KMnO4溶液的物质的量浓度为____mol/L．‎ ‎【答案】 (1). 2 (2). 50 (3). 10 (4). 5H2C2O4+2MnO4﹣+6H+=10CO2↑+2Mn2++8H2O (5). 其他条件相同时，溶液的初始pH越小，该反应的反应速率越快 (6). 该反应放热 (7). 产物Mn2+是反应的催化剂 (8). 加入最后一滴KMnO4溶液，溶液变为红色，且30s内红色不褪去 (9). 托盘天平、250mL容量瓶、（酸式）滴定管 (10). ‎ ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ ‎（1）根据比较外界条件对反应速率的影响，只允许有一个条件不同，其他条件必须相同确定；‎ ‎（2）草酸与高锰酸钾反应生成锰离子和二氧化碳、水；‎ ‎（3）根据pH不同，对反应速率的影响确定；‎ ‎（4）依据温度和催化剂对反应速率的影响分析；‎ ‎（5）高锰酸钾本身有颜色，故不需要另加指示剂；称量固体用托盘天平、配制250mL溶液用250mL容量瓶、量取KMnO4溶液和草酸溶液用到酸式滴定管；利用关系式法进行计算；‎ ‎【详解】（1）根据该实验探究不同的初始pH和草酸溶液浓度对反应速率的影响，实验要求控制KMnO4溶液初始浓度相同，则KMnO4溶液的体积为50mL，总体积为100mL，则C=50，D=50，B=20，E=10，探究外界条件对反应速率的影响，需保证其他条件相同，通过分析表格可知①与②的pH不同，②与③的草酸浓度不同，则A=2；‎ 答案：2；50；10；‎ ‎（2）草酸与高锰酸钾反应是锰离子和二氧化碳、水，其反应的离子方程式为：5H2C2O4+2MnO4-+6H+=10CO2↑+2Mn2++8H2O；‎ 答案：5H2C2O4+2MnO4-+6H+=10CO2↑+2Mn2++8H2O；‎ ‎（3）实验①和②只有pH不同，其它条件都相同，而且t1Kd，故D错误；‎ 答案：AB。‎ ‎29.部分弱酸的电离平衡常数如表：‎ ‎(1)上表的6种酸进行比较，酸性最弱的是：_____；HCOO-、S2-、HSO3-三种离子中，最难结合H+的是__________。‎ ‎(2)在浓度均为0.1mol/L的HCOOH和H2C2O4混合溶液中，逐渐滴入0.1mol/L的NaOH溶液，被OH-先后消耗的酸及酸式酸根依次是：_________。‎ ‎(3)已知HNO2具有强氧化性，弱还原性。将HNO2溶液滴加到H2S溶液中，同时有沉淀和无色气体生成，该气体遇空气立即变为红棕色，试写出两酸之间的化学反应方程式：___。‎ ‎(4)下列离子方程式书写正确的是________。‎ A.HNO2+HS-=NO2-+H2S↑‎ B.2HCOOH+SO32-=2HCOO-+H2O+SO2↑‎ C.H2SO3+2HCOO-=2HCOOH+SO32-‎ D.H2SO3+SO32-=2HSO3-‎ E.H2C2O4+NO2-=HC2O4-+HNO2‎ ‎(5)将少量的SO2通入Na2C2O4溶液，写出离子方程式___。‎ ‎(6)已知HX为一元弱酸。HX的电离常数为5.5×10﹣8。某混合溶液中含有4molNaX、2molNa2CO3和1molNaHCO3。往溶液中通入3molCO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，计算某些物质的量：Na2CO3______、NaHCO3______。‎ ‎【答案】 (1). H2S (2). HSO3﹣ (3). H2C2O4、HCOOH、HC2O4﹣ (4). 2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓ (5). DE (6). SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3﹣ (7). 0mol (8). 6mol ‎【解析】‎ ‎【分析】‎ ‎(1)相同温度下，酸的电离平衡常数越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越强，其酸根离子水解程度越小，则结合氢离子能力越弱；‎ ‎(2)酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性越强，与碱反应越容易，根据酸的电离平衡常数大小判断；‎ ‎(3)HNO2和H2S发生氧化还原反应，生成沉淀和无色气体，无色气体遇空气立即变为红棕色，则该无色气体是NO，亚硝酸具有强氧化性，硫化氢具有还原性，所以硫化氢被亚硝酸氧化生成S单质，根据元素守恒知还生成水，据此书写方程式；‎ ‎(4)强酸能和弱酸的盐反应生成弱酸和强酸盐；‎ ‎(5)将少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4>H2SO3>HC2O4->HSO3-，据此写出离子方程式；‎ ‎(6)已知HX为一元弱酸，某混合溶液中含有4mol NaX、2mol Na2CO3和1molNaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，说明HX的酸性强于碳酸氢根离子，往溶液中通入3mol ‎ CO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，说明HX的酸性弱于碳酸，即溶液中除了发生Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，还发生反应NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，根据反应方程式进行计算。‎ ‎【详解】(1)相同温度下，酸的电离平衡常数越小，其酸性越弱，弱酸的酸性越强，其酸根离子水解程度越小，则结合氢离子能力越弱，根据电离平衡常数知，酸性最弱的是H2S，酸性最强的是H2SO3，所以结合氢离子能力最弱的是HSO3-；‎ ‎(2)酸的电离平衡常数越大，该酸的酸性越强，与碱反应越容易，根据酸的电离平衡常数知，被OH﹣先后消耗的酸及酸式酸根依次是H2C2O4、HCOOH、HC2O4-；‎ ‎(3)HNO2和H2S生成沉淀和无色气体，无色气体遇空气立即变为红棕色，则该无色气体是NO，亚硝酸具有强氧化性，硫化氢具有还原性，所以硫化氢被亚硝酸氧化生成S单质，根据元素守恒知还生成水，该反应方程式为2HNO2+H2S=2H2O+2NO↑+S↓；‎ ‎(4)A.HNO2具有强氧化性，HS-具有还原性，二者能发生氧化还原反应，根据电子守恒、电荷守恒、离子守恒，可得反应的离子方程式为H++2HNO2+HS-=2NO↑+S↓+2H2O，A错误；‎ B.酸性：H2SO3>HCOOH>HSO3-，所以HCOOH和SO32-反应生成HCOO-和HSO3-，反应的离子方程式为HCOOH+SO32-=HCOO-+HSO3-，B错误；‎ C.酸性：H2SO3>HCOOH>HSO3-，所以H2SO3和HCOO-反应生成HCOOH、HSO3-，反应的离子方程式为H2SO3+HCOO-=HCOOH+HSO3-，C错误；‎ D.亚硫酸和亚硫酸根离子反应生成亚硫酸氢根离子，离子方程式为H2SO3+SO32-=2HSO3-，D正确；‎ E.根据电离平衡常数可知，H2C2O4的一级电离平衡常数大于HNO2，二级电离平衡常数小于HNO2，所以H2C2O4+NO2-=HC2O4-+HNO2，E正确；‎ 故合理选项是DE；‎ ‎(5)将少量的SO2通入Na2C2O4溶液，酸性H2C2O4>H2SO3>HC2O4->HSO3-，据此离子方程式为：SO2+H2O+C2O42-=HC2O4-+HSO3-；‎ ‎(6)已知HX为一元弱酸，某混合溶液中含有4molNaX、2molNa2CO3和1molNaHCO3，NaX、NaHCO3能共存，说明HX的酸性强于HCO3-，往溶液中通入3molCO2气体，充分反应后，气体全部被吸收，说明HX的酸性弱于H2CO3，溶液中发生的反应有：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3，根据该反应可知2molNa2CO3能生成4molNaHCO3同时消耗二氧碳2molCO2，还有1molCO2发生反应NaX+CO2+H2O=HX+NaHCO3，生成1molNaHCO3，所以溶液中没有Na2CO3，Na2CO3的物质的量是0，NaHCO3的物质的量为1mol+4mol+1mol=6mol。‎ ‎【点睛】本题考查了电离平衡常数在电解质的电离和盐的水解的应用。明确弱酸电离平衡常数与酸的酸性强弱、酸根离子水解程度的关系即可解答，注意(4)中选项A，要既考虑强酸制取弱酸，同时也要注意亚硝酸的强氧化性，否则就会得出错误结论，为本题的易错点。‎ ‎ ‎ ‎ ‎