人教版高中化学选修4《化学反应与能量》全册综合测试题含答案解析
文档属性
| 名称 | 人教版高中化学选修4《化学反应与能量》全册综合测试题含答案解析 |  | |
| 格式 | zip | ||
| 文件大小 | 99.2KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（新课程标准） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2019-03-31 20:15:56 | ||
图片预览
文档简介
绝密★启用前
人教版高中化学选修4《化学反应与能量》全册综合测试题
本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间150分钟。
第Ⅰ卷
一、单选题(共20小题，每小题3.0分,共60分)
1.在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡状态的标志是( )
A．c(H＋)＝c(CH3COO－)
B． 溶液中：c(H＋)＞c(OH－)
C． CH3COOH分子的浓度不再变化
D． 溶液中同时存在H＋、CH3COO－、OH－、CH3COOH、H2O
【答案】C
【解析】在水中，离子化速率与分子化速率相等，溶液中各粒子浓度不再改变，弱电解质建立电离平衡。溶液中阴、阳离子所带正、负电荷总数相同而呈电中性，在醋酸溶液中：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，不可能出现c(H＋)＝c(CH3COO－)，A错误；由A分析可知无论醋酸电离是否达到平衡状态，都存在c(H＋)＞c(OH－)，不能据此判断平衡状态，B错误；CH3COOH分子的浓度不再变化，反应达到平衡状态，C正确；无论反应是否达到平衡状态，都同时存在H＋、CH3COO－、OH－、CH3COOH、H2O，不能据此判断平衡状态，D错误。
2.已知：25 ℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝7.42×10－11。下列说法正确的是( )
A． 25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2＋)大
B． 25 ℃时，Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2＋)增大
C． 25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L－1NH4Cl溶液中的Ksp小
D． 25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2
【答案】B
【解析】A中难溶物组成比例相同，溶度积大的，阳离子浓度也大，Mg(OH)2的溶度积小，溶解的Mg2＋浓度要小一些，A项错误；可以结合Mg(OH)2电离出的OH－离子，从而促使Mg(OH)2的电离平衡正向移动，c(Mg2＋)增大，B项正确；Ksp仅与温度有关，C项错误；二者Ksp虽然接近，但使用浓NaF溶液可以使Mg(OH)2转化成为MgF2，沉淀转化与Ksp大小无直接联系，D项错误。
3.体积恒定的密闭容器中发生反应N2O4(g)2NO2(g) ΔH>0，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A． A、C两点的反应速率：A>C
B． A、C两点气体的颜色：A浅，C深
C． 由状态B到状态A，可以用加热的方法
D． A、C两点气体的平均相对分子质量：A>C
【答案】C
【解析】图中自变量有温度和压强，等温线可研究压强影响规律，作x轴等压线可研究温度的影响。此反应具备气体分子数增多、吸收热量的特征。A、C二点温度相同，压强不同，p2>p1，C点的反应速率大于A点，A项错误；体积恒定时，由A到C，增大压强，平衡逆移，NO2物质的量变小，浓度变小，颜色变浅，C点颜色浅，B项错误；由A到C，增大压强，平衡逆移，气体总物质的量减小，而气体总质量不变，则气体平均相对分子质量变大，C>A，D项错误；B与A相比，压强相同，温度不同，由B到A，NO2的体积分数增大，平衡正移，生成NO2的反应为吸热反应，需要用加热变化才能实现，C项正确。
4.一定温度下，向某容积恒定的密闭容器中充入1 mol N2、3 mol H2，经充分反应后达到如下平衡：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，下列有关说法中正确的是( )
A． 达平衡后再加入一定量的N2，体系内各物质含量不变
B． N2、H2、NH3的浓度一定相等
C． 反应没有达到平衡时，NH3会不断地分解，达到平衡时则不会再分解
D． 平衡时，N2、H2物质的量之比为1∶3
【答案】D
【解析】充入N2，v(正)≠v(逆)，平衡发生移动， A错误；平衡时体系内各物质浓度或百分含量保持不变，与各物质浓度是否相等无关，B错误；化学平衡是一种动态平衡，平衡时正、逆反应仍在进行，C错误； N2、H2起始时物质的量之比是1∶3，反应中消耗N2、H2物质的量之比为1∶3，平衡时仍是1∶3，D正确。
5.某温度时，AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A． 加入AgNO3，可以使溶液由c点变到d点
B． 加入少量水，平衡右移，Cl－浓度减小
C． d点没有AgCl沉淀生成
D． c点对应的Ksp等于a点对应的Ksp
【答案】D
【解析】加入硝酸银，溶解平衡逆向移动，沿曲线移动，c(Cl－)减小，A项错误；加入水各离子浓度减小，为削弱这种减小，平衡向右移动生成更多离子，但溶液仍为饱和溶液，温度不变，氯离子浓度不变，B项错误；d点c(Ag＋)大于c点的c(Ag＋)，Qc>Ksp，有沉淀析出，C项错误；溶度积常数只受温度影响，曲线上各点的溶度积都相等，D项正确。
6.在同温同压下，下列各组热化学方程式中ΔH1>ΔH2的是( )
A． 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH1 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2
B． S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1 S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2
C． C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH1 C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
D． H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH1 H2(g)＋Cl2(g)===HCl(g) ΔH2
【答案】C
【解析】本题中所有的反应均为放热反应，放出热量越多，ΔH越小。生成等量液态水比气态水放热多，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，A不符合题意；等量气态硫燃烧放热比固态硫燃烧放热多，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，B不符合题意；C不完全燃烧生成CO，放热少，因ΔH为负，ΔH1>ΔH2，C符合题意；D中Q1＝2Q2，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，不符合题意。
7.决定化学反应速率的内因是( )
①温度 ②压强 ③催化剂 ④浓度 ⑤反应物本身的性质
A． ①②③④⑤
B． ⑤
C． ①④
D． ①②③④
【答案】B
【解析】决定化学反应速率大小的内因是反应物本身的性质，温度、压强、催化剂和浓度均为影响化学反应速率的外因，B正确。
8.测定中和反应反应热的实验中，下列做法会导致反应热偏小的是( )
A． 用KOH溶液代替NaOH溶液
B． 用NaOH固体代替NaOH溶液
C． 反应物盐酸过量
D． 使用铜制搅拌棒搅拌
【答案】D
【解析】KOH溶液和NaOH溶液都是稀的强碱溶液，对实验无影响，测得的ΔH数值不变， A不符合题意；NaOH固体溶于水放热，温度升高，测得的ΔH数值偏大，B不符合题意；为保证NaOH完全反应，所加盐酸应过量，对实验无影响，测得的ΔH数值不变，C不符合题意；金属的导热性很好，用铜制搅拌棒代替玻璃搅拌棒会导致热量的散失，使测得的ΔH数值偏小，D符合题意。
9.已知：H2(g)＋F2(g)===2HF(g) ΔH＝－270 kJ·mol－1，下列说法正确的是( )
A． 氟化氢气体分解生成氢气和氟气的反应是放热反应
B． 1 mol H2与1 mol F2反应生成2 mol液态HF放出的热量小于270 kJ
C． 在相同条件下，1 mol H2与1 mol F2的能量总和小于2 mol HF气体的能量
D． 该反应中的能量变化可用下图来表示
【答案】D
【解析】H2和F2反应生成HF反应中ΔH<0，是放热反应，反应物总能量大于生成物总能量，则HF分解生成H2和F2为吸热反应，A、C错误，D正确；HF(g)转变为HF(l)放热，则1 mol H2与1 mol F2反应生成2 mol液态HF，放出的热量大于270 kJ，B错误。
10.下列有关离子反应的叙述不正确的是( )
A． 溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应的发生条件之一
B． 离子反应发生的方向总是向着溶液中离子浓度降低的方向进行
C． 离子反应生成的沉淀的溶解度为零
D． 生成沉淀的离子反应之所以能发生，在于生成物的溶解度小
【答案】C
【解析】绝对不溶的物质，即溶解度为零的物质是没有的，C项错误。
11.下列说法正确的是( )
A． 原电池中，负极上发生的反应是还原反应
B． 原电池中，电流的方向是负极—导线—正极
C． 双液原电池中的盐桥是为了联通电路，所以也可以用金属导线代替
D． 在原电池中，阳离子移向正极，阴离子移向负极
【答案】D
【解析】A项，负极上发生氧化反应；B项，电流的方向应是正极—导线—负极；C项，盐桥不能用导线代替。
12.在恒容密闭容器中，将CO和H2S混合加热并达到下列平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g) K＝0.1，反应前CO物质的量为10 mol，平衡后CO物质的量为8 mol。下列说法正确的是( )
A． 升高温度，H2S浓度增加，表明该反应为吸热反应
B． 通入CO后，正反应速率逐渐增大
C． 反应前H2S物质的量为7 mol
D． CO的平衡转化率为80%
【答案】C
【解析】
设容器体积为VL，由K＝0.1可得
K＝＝＝0.1，解得x＝7，C项正确；
CO的转化率为×100%＝20%；通入CO后c(CO)增大，v(CO)增大之后逐渐减小，故B项不正确；升高温度，c(H2S)增大，说明平衡向左移动，正反应为放热反应，A项不正确。
13.将pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是( )
A．c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
C．c(Cl－)＝c(NH＞c(H＋)＝c(OH－)
D．c(NH)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
【答案】B
【解析】HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O，NH3·H2O过量，所以
c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
14.工业上为了处理含有Cr2的酸性工业废水，采用下面的处理方法：往工业废水中加入适量NaCl，以铁为电极进行电解，经过一段时间，有Cr(OH)3和Fe(OH)3沉淀生成，工业废水中铬元素的含量可低于排放标准。关于上述方法，下列说法错误的是( )
A． 阳极反应：Fe－2e－===Fe2＋
B． 阴极反应：2H＋＋2e－===H2↑
C． 在电解过程中工业废水由酸性变为碱性
D． 可以将铁电极改为石墨电极
【答案】D
【解析】用石墨作电极，阳极产生Cl2，铁不再参与反应，得不到Fe2＋，缺少还原剂，不能使Cr2→Cr3＋，也就无法形成Cr(OH)3沉淀，只有D错误。
15.pH＝2和pH＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是(设混合后溶液体积的变化忽略不计) ( )
A．c(H＋)＝1×10－3mol·L－1
B．c(OH－)＝2×10－12mol·L－1
C． pH＝2.3
D． pH＝3
【答案】C
【解析】两种酸混合后，可直接求出混合后c(H＋)，再求pH。强酸等体积混合，c(H＋)混＝
(1 L×10－2mol·L－1＋1 L×10－4mol·L－1)/2，二种酸提供H＋相差100倍，小的可近似忽略，
c(H＋)＝5×10－3mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝3－lg5≈2.3，C正确。
16.下列图示与对应的叙述相符的是( )
A． 图Ⅰ表示H2与O2发生反应过程中的能量变化，则H2的燃烧热ΔH=－241.8 kJ·mol－1
B． 图Ⅱ表示反应A2(g)+ 3B2(g)2AB3(g)，达到平衡时A2的转化率大小为b＞a＞c
C． 图Ⅲ表示0.1 mol MgCl2·6H2O在空气中充分加热时固体质量随时间的变化
D． 图Ⅳ表示常温下，稀释HA、HB两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化，则NaA溶液的pH大于同浓度NaB溶液的pH
【答案】C
【解析】A项，图像中1 mol氢气完全燃烧生成的是水蒸气时放热241.8 kJ，不是氢气的燃烧热，故A错误；B项，根据图像可知，a、b、c各点中B的起始物质的量依次增大，对于可逆反应来说，增大一种反应物的物质的量或浓度，有利于平衡向正反应方向移动，则另一种反应物的转化率增大，则达到平衡时A2的转化率大小为aHB，则同浓度的钠盐，水解程度：NaA17.据报道，锌电池可能取代目前广泛使用的铅蓄电池，因为锌电池容量更大，而且没有铅污染，其电池反应为2Zn＋O2===2ZnO，原料为锌粒、电解液和空气。则下列叙述正确的是( )
A． 锌为正极，空气进入负极反应
B． 负极反应为Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O
C． 正极发生氧化反应
D． 电解液可以是强酸也可以是强碱
【答案】B
【解析】2Zn＋O2===2ZnO，Zn失电子，Zn为原电池负极，O2得电子， O2(空气)在正极上发生还原反应，A、C错误；若电解液为强酸，Zn和ZnO均不能长期存在，说明电池为碱性环境，负极反应为Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O，D错误，B正确。
18.甲醛(CH2O)是一种重要的化工产品，可以利用甲醇(CH3OH)脱氢制备，反应式如下：
①CH3OH(g)===CH2O(g)＋H2(g) ΔH1＝84.2 kJ·mol－1
向反应体系中通入氧气，通过反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝－483.6 kJ·mol－1提供反应①所需热量，要使反应温度维持在700 ℃，则进料中甲醇与氧气的物质的量之比为( )
A． 5.74∶1
B． 11.48∶1
C． 1∶1
D． 2∶1
【答案】A
【解析】物质在参加反应过程中放出或吸收的热量与此物质的物质的量成正比，依据已知的热化学方程式分别计算出各自反应放出的热量进行解答。要使反应维持在一定温度持续进行，应保证反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝－483.6 kJ·mol－1放出的热量恰好被反应CH3OH(g)===CH2O(g)＋H2(g) ΔH1＝84.2 kJ·mol－1全部利用，即CH3OH反应吸收的热量等于氢气燃烧放出的热量。
设需甲醇的物质的量为n(CH3OH)，需氧气的物质的量为n(O2)，则n(CH3OH)×84.2 kJ·mol－1＝n(O2)×483.6 kJ·mol－1，＝≈5.74。
19.已知298 K时下述反应的有关数据：
①C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH1＝－110.5 kJ·mol－1
②C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1 则C(s)＋CO2(g)===2CO(g) 的ΔH为( )
A． 283.5 kJ·mol－1
B． 172.5 kJ·mol－1
C． －172.5 kJ·mol－1
D． －504 kJ·mol－1
【答案】B
【解析】从物质角度看，①×2－②可得到C(s)＋CO2(g)===2CO(g)。根据盖斯定律，它们之间的函数关系同样适用焓变，则ΔH＝2ΔH1－ΔH2＝172.5 kJ·mol－1。
20.只改变一个影响因素，平衡常数K与化学平衡移动的关系叙述错误的是（ ）
A．K值不变，平衡可能移动
B．K值变化，平衡一定移动
C． 平衡移动，K值可能不变
D． 平衡移动，K值一定变化
【答案】D
【解析】K值只与温度有关，若在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，K值不变，平衡向右移动，故A、C均正确，D错误；K值是温度的函数，K值变化，说明温度发生了改变，则平衡一定发生移动，故B正确；故选D。
第Ⅱ卷
二、综合题(共4小题，每小题10.0分,共40分)
21.25℃时，有关物质的电离平衡常数如下：
（1）电解质由强至弱顺序为__________________________________(用化学式表示，下同)。
（2）常温下，0.02 mol·L-1的CH3COOH溶液的电离度约为，体积为10 mL pH=2的醋酸溶液与亚硫酸溶液分别加蒸馏水稀释至1 000 mL，稀释后溶液的pH，前者后者(填“＞”、“＜”或“=”)。
（3） 下列离子CH3COO-、CO、HSO、SO在溶液中结合H+的能力由大到小的顺序为________。
（4）NaHSO3溶液显酸性的原因__________________________________________(离子方程式配适当文字叙述)，其溶液中离子浓度由大到小的关系是_____________________________。
【答案】（1）H2SO3＞ CH3COOH ＞H2CO3
（2）3％ <
（3） CO＞ SO＞CH3COO-＞HSO
（4） HSOH++ SO, HSO+H2OH2SO3+OH-, HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液显酸性。
c(Na+)＞c(HSO)＞c(H+)＞c(SO)＞c(OH-)
【解析】（1）电离平衡常数越大，酸性越强，所以电解质由强到弱的顺序为H2SO3>CH3COOH>H2CO3。（2）0.02 mol·L-1的醋酸在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，设该溶液中醋酸的电离度为x，则醋酸电离出的酸酸根离子、氢离子浓度为0.02xmol·L-1,醋酸的浓度为0.02（1-x）mol·L-1，根据醋酸的电离平衡常数K=1.8×10-5可知：K=1.8×10-5=，解得：x=3%。（3）已知酸性：H2SO3>CH3COOH>H2CO3>HSO>HCO，酸根离子对应酸的酸性越强，该酸根离子结合氢离子能力越弱，则CH3?COO-、CO、HSO、SO在溶液中结合H+的能力由大到小的关系为CO>CH3?COO-> HSO。（4）NaHSO3溶液显酸性的原因是HSO在溶液中存在电离和水解，即HSOH++SO，HSO+H2OH2SO3+OH-，HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液显酸性。
22.某课外小组分别用如图所示装置对原电池和电解原理进行实验探究。
请回答：
Ⅰ．用图 1 所示装置进行第一组实验。
（1）在保证电极反应不变的情况下，不能替代 Cu 作电极的是 （填字母序号）。
A.铝 B.石墨 C.银 D.铂
（2）N 极发生反应的电极反应式为 。
Ⅱ．用图 2 所示装置进行第二组实验。实验过程中，观察到与第一组实验不同的现象：两极均有气体产生，Y极区溶液逐渐变成紫红色；停止实验，铁电极明显变细，电解液仍然澄清。 查阅资料得知，高铁酸根离子（FeO）在溶液中呈紫红色。
（3）电解过程中，X 极区溶液的 pH （填“增大”“减小”或“不变”）。
（4）电解过程中，Y 极发生的电极反应之一为 Fe﹣6e﹣+8OH﹣===FeO+4H2O 若在 X 极收集到672 mL 气体，在 Y 极收集到 168 mL 气体（均已折算为标准状况时气体体积），则 Y 电极（铁电极）质量减少 g。
（5）在碱性锌电池中，用高铁酸钾作为正极材料，电池反应为 2K2FeO4+3Zn====Fe2O3+ZnO+2K2ZnO2，该电池正极发生的反应的电极反应式为 。
【答案】（1）A
（2）2H++2e-===H2↑(或2H2O+2e﹣===H2↑+2OH﹣)
（3）增大
（4）0.28
（5）2FeO+6e﹣+5H2O===Fe2O3+10OH﹣
【解析】（1）在保证电极反应不变的情况下，仍然是锌作负极，则正极材料必须是不如锌活泼的金属或导电的非金属，铝是比锌活泼的金属，所以不能代替铜。
（2）N电极连接原电池负极，所以是电解池阴极，阴极上氢离子得电子发生还原反应，电极反应式为2H++2e﹣===H2↑（或2H2O+2e﹣═H2↑+2OH﹣）。
（3）电解过程中，阴极上氢离子放电生成氢气，则阴极附近氢氧根离子浓度大于氢离子溶液，溶液呈碱性，溶液的pH增大。
（4）X电极上析出的是氢气，Y电极上析出的是氧气，且Y电极失电子进入溶液，设铁质量减少为xg，根据转移电子数相等得×2=×4+，x=0.28。
（5）正极上高铁酸根离子得电子发生还原反应，反应方程式为2FeO+6e﹣+5H2O═Fe2O3+
10OH﹣。
23.某学习小组探究浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。
[探究过程](1)用胶头滴管吸取20%的H2O2溶液，加入具支试管中，塞上橡皮塞，观察常温变化情况。
(2)取下橡皮塞，迅速加入少量MnO2粉末，立即塞紧塞子，可观察到________，右侧量气装置的两玻璃管中液面迅速________。
(3)待上述反应停止后，取下橡皮塞，用胶头滴管吸取10%的H2O2溶液，塞好塞子，将H2O2溶液迅速挤入具支试管中，可观察到__________________________________________
______________________________，
右侧量气装置的两玻璃管中液面__________________________________________________
______________________。
(4)加热具支试管，可观察到________，右侧量气装置的两玻璃管中液面________。
[注意事项](1)实验前必须检验装置的________，以保证实验成功。
(2)H2O2溶液、MnO2粉末应迅速加入，迅速塞紧橡皮塞，以保证实验效果。
(3)量气装置的玻璃管中加入一定量的水，为了便于观察两玻璃管中液面升降变化的快慢，可在水中_______________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[探究结论]用同一个实验装置演示说明了浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响等多个实验问题。
(1)对比加入MnO2粉末前后的反应情况，说明MnO2是该反应的________________________________________________________________________，
催化剂可_____________________________________________________________________。
(2)对比20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液在MnO2催化下的反应可知：________________________________________________________________________。
(3)升高温度可________，降低温度可________。
【答案】[探究过程](2)有大量气体逸出 升降
(3)气体逸出速度明显变慢 升降变缓
(4)气体逸出的速率加快 升降变快
[注意事项](1)气密性 (3)加入颜料
[探究结论](1)催化剂 加快反应
(2)其它条件相同时，浓度越大，反应越快
(3)加快反应 减缓反应
【解析】其他条件相同时浓度越大、速率越快；温度越高、速率越快；催化剂可加快反应。从实验装置可以看出，反应越快，产生气体越多，右侧量气管中液面升降越快，通过液面升降快慢可以对比反应速率的大小。
24.工业合成氨的反应为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)。设在容积为2.0 L的密闭容器中充入0.60 mol N2(g)和1.60 mol H2(g)，2 min在某温度下达到平衡，此时NH3的物质的量分数(NH3的物质的量与反应体系中总的物质的量之比)为4/7。请计算(写出计算过程)：
(1)2 min内N2的平均速率；
(2)该条件下此反应的平衡常数K。
【答案】(1)0.1 mol·L-1·min-1(2)200
【解析】设达到平衡时，N2反应了xmol。
则2 L密闭容器在2 min内各物质物质的量发生的变化如下：
则：平衡时NH3的物质的量分数为解得x=0.40 mol。
（1）2 min内N2?的平均速率为0.40 mol/2.0 L/2 min=0.1 mol·L-1·min-1。
（2）
此温度下该反应的平衡常数为200。
人教版高中化学选修4《化学反应与能量》全册综合测试题
本试卷分第Ⅰ卷和第Ⅱ卷两部分，共100分，考试时间150分钟。
第Ⅰ卷
一、单选题(共20小题，每小题3.0分,共60分)
1.在醋酸溶液中，CH3COOH的电离达到平衡状态的标志是( )
A．c(H＋)＝c(CH3COO－)
B． 溶液中：c(H＋)＞c(OH－)
C． CH3COOH分子的浓度不再变化
D． 溶液中同时存在H＋、CH3COO－、OH－、CH3COOH、H2O
【答案】C
【解析】在水中，离子化速率与分子化速率相等，溶液中各粒子浓度不再改变，弱电解质建立电离平衡。溶液中阴、阳离子所带正、负电荷总数相同而呈电中性，在醋酸溶液中：c(H＋)＝c(CH3COO－)＋c(OH－)，不可能出现c(H＋)＝c(CH3COO－)，A错误；由A分析可知无论醋酸电离是否达到平衡状态，都存在c(H＋)＞c(OH－)，不能据此判断平衡状态，B错误；CH3COOH分子的浓度不再变化，反应达到平衡状态，C正确；无论反应是否达到平衡状态，都同时存在H＋、CH3COO－、OH－、CH3COOH、H2O，不能据此判断平衡状态，D错误。
2.已知：25 ℃时，Ksp[Mg(OH)2]＝5.61×10－12，Ksp[MgF2]＝7.42×10－11。下列说法正确的是( )
A． 25 ℃时，饱和Mg(OH)2溶液与饱和MgF2溶液相比，前者的c(Mg2＋)大
B． 25 ℃时，Mg(OH)2的悬浊液加入少量的NH4Cl固体，c(Mg2＋)增大
C． 25 ℃时，Mg(OH)2固体在20 mL 0.01 mol·L－1氨水中的Ksp比在20 mL 0.01 mol·L－1NH4Cl溶液中的Ksp小
D． 25 ℃时，在Mg(OH)2的悬浊液中加入NaF溶液后，Mg(OH)2不可能转化成为MgF2
【答案】B
【解析】A中难溶物组成比例相同，溶度积大的，阳离子浓度也大，Mg(OH)2的溶度积小，溶解的Mg2＋浓度要小一些，A项错误；可以结合Mg(OH)2电离出的OH－离子，从而促使Mg(OH)2的电离平衡正向移动，c(Mg2＋)增大，B项正确；Ksp仅与温度有关，C项错误；二者Ksp虽然接近，但使用浓NaF溶液可以使Mg(OH)2转化成为MgF2，沉淀转化与Ksp大小无直接联系，D项错误。
3.体积恒定的密闭容器中发生反应N2O4(g)2NO2(g) ΔH>0，在温度为T1、T2时，平衡体系中NO2的体积分数随压强变化的曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A． A、C两点的反应速率：A>C
B． A、C两点气体的颜色：A浅，C深
C． 由状态B到状态A，可以用加热的方法
D． A、C两点气体的平均相对分子质量：A>C
【答案】C
【解析】图中自变量有温度和压强，等温线可研究压强影响规律，作x轴等压线可研究温度的影响。此反应具备气体分子数增多、吸收热量的特征。A、C二点温度相同，压强不同，p2>p1，C点的反应速率大于A点，A项错误；体积恒定时，由A到C，增大压强，平衡逆移，NO2物质的量变小，浓度变小，颜色变浅，C点颜色浅，B项错误；由A到C，增大压强，平衡逆移，气体总物质的量减小，而气体总质量不变，则气体平均相对分子质量变大，C>A，D项错误；B与A相比，压强相同，温度不同，由B到A，NO2的体积分数增大，平衡正移，生成NO2的反应为吸热反应，需要用加热变化才能实现，C项正确。
4.一定温度下，向某容积恒定的密闭容器中充入1 mol N2、3 mol H2，经充分反应后达到如下平衡：N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，下列有关说法中正确的是( )
A． 达平衡后再加入一定量的N2，体系内各物质含量不变
B． N2、H2、NH3的浓度一定相等
C． 反应没有达到平衡时，NH3会不断地分解，达到平衡时则不会再分解
D． 平衡时，N2、H2物质的量之比为1∶3
【答案】D
【解析】充入N2，v(正)≠v(逆)，平衡发生移动， A错误；平衡时体系内各物质浓度或百分含量保持不变，与各物质浓度是否相等无关，B错误；化学平衡是一种动态平衡，平衡时正、逆反应仍在进行，C错误； N2、H2起始时物质的量之比是1∶3，反应中消耗N2、H2物质的量之比为1∶3，平衡时仍是1∶3，D正确。
5.某温度时，AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法正确的是( )
A． 加入AgNO3，可以使溶液由c点变到d点
B． 加入少量水，平衡右移，Cl－浓度减小
C． d点没有AgCl沉淀生成
D． c点对应的Ksp等于a点对应的Ksp
【答案】D
【解析】加入硝酸银，溶解平衡逆向移动，沿曲线移动，c(Cl－)减小，A项错误；加入水各离子浓度减小，为削弱这种减小，平衡向右移动生成更多离子，但溶液仍为饱和溶液，温度不变，氯离子浓度不变，B项错误；d点c(Ag＋)大于c点的c(Ag＋)，Qc>Ksp，有沉淀析出，C项错误；溶度积常数只受温度影响，曲线上各点的溶度积都相等，D项正确。
6.在同温同压下，下列各组热化学方程式中ΔH1>ΔH2的是( )
A． 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH1 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2
B． S(g)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1 S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2
C． C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH1 C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2
D． H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g) ΔH1 H2(g)＋Cl2(g)===HCl(g) ΔH2
【答案】C
【解析】本题中所有的反应均为放热反应，放出热量越多，ΔH越小。生成等量液态水比气态水放热多，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，A不符合题意；等量气态硫燃烧放热比固态硫燃烧放热多，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，B不符合题意；C不完全燃烧生成CO，放热少，因ΔH为负，ΔH1>ΔH2，C符合题意；D中Q1＝2Q2，因ΔH为负，ΔH1<ΔH2，不符合题意。
7.决定化学反应速率的内因是( )
①温度 ②压强 ③催化剂 ④浓度 ⑤反应物本身的性质
A． ①②③④⑤
B． ⑤
C． ①④
D． ①②③④
【答案】B
【解析】决定化学反应速率大小的内因是反应物本身的性质，温度、压强、催化剂和浓度均为影响化学反应速率的外因，B正确。
8.测定中和反应反应热的实验中，下列做法会导致反应热偏小的是( )
A． 用KOH溶液代替NaOH溶液
B． 用NaOH固体代替NaOH溶液
C． 反应物盐酸过量
D． 使用铜制搅拌棒搅拌
【答案】D
【解析】KOH溶液和NaOH溶液都是稀的强碱溶液，对实验无影响，测得的ΔH数值不变， A不符合题意；NaOH固体溶于水放热，温度升高，测得的ΔH数值偏大，B不符合题意；为保证NaOH完全反应，所加盐酸应过量，对实验无影响，测得的ΔH数值不变，C不符合题意；金属的导热性很好，用铜制搅拌棒代替玻璃搅拌棒会导致热量的散失，使测得的ΔH数值偏小，D符合题意。
9.已知：H2(g)＋F2(g)===2HF(g) ΔH＝－270 kJ·mol－1，下列说法正确的是( )
A． 氟化氢气体分解生成氢气和氟气的反应是放热反应
B． 1 mol H2与1 mol F2反应生成2 mol液态HF放出的热量小于270 kJ
C． 在相同条件下，1 mol H2与1 mol F2的能量总和小于2 mol HF气体的能量
D． 该反应中的能量变化可用下图来表示
【答案】D
【解析】H2和F2反应生成HF反应中ΔH<0，是放热反应，反应物总能量大于生成物总能量，则HF分解生成H2和F2为吸热反应，A、C错误，D正确；HF(g)转变为HF(l)放热，则1 mol H2与1 mol F2反应生成2 mol液态HF，放出的热量大于270 kJ，B错误。
10.下列有关离子反应的叙述不正确的是( )
A． 溶液中有难溶于水的沉淀生成是离子反应的发生条件之一
B． 离子反应发生的方向总是向着溶液中离子浓度降低的方向进行
C． 离子反应生成的沉淀的溶解度为零
D． 生成沉淀的离子反应之所以能发生，在于生成物的溶解度小
【答案】C
【解析】绝对不溶的物质，即溶解度为零的物质是没有的，C项错误。
11.下列说法正确的是( )
A． 原电池中，负极上发生的反应是还原反应
B． 原电池中，电流的方向是负极—导线—正极
C． 双液原电池中的盐桥是为了联通电路，所以也可以用金属导线代替
D． 在原电池中，阳离子移向正极，阴离子移向负极
【答案】D
【解析】A项，负极上发生氧化反应；B项，电流的方向应是正极—导线—负极；C项，盐桥不能用导线代替。
12.在恒容密闭容器中，将CO和H2S混合加热并达到下列平衡：CO(g)＋H2S(g)COS(g)＋H2(g) K＝0.1，反应前CO物质的量为10 mol，平衡后CO物质的量为8 mol。下列说法正确的是( )
A． 升高温度，H2S浓度增加，表明该反应为吸热反应
B． 通入CO后，正反应速率逐渐增大
C． 反应前H2S物质的量为7 mol
D． CO的平衡转化率为80%
【答案】C
【解析】
设容器体积为VL，由K＝0.1可得
K＝＝＝0.1，解得x＝7，C项正确；
CO的转化率为×100%＝20%；通入CO后c(CO)增大，v(CO)增大之后逐渐减小，故B项不正确；升高温度，c(H2S)增大，说明平衡向左移动，正反应为放热反应，A项不正确。
13.将pH＝2的盐酸与pH＝12的氨水等体积混合，在所得的混合溶液中，下列关系式正确的是( )
A．c(Cl－)＞c(NH)＞c(OH－)＞c(H＋)
B．c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)
C．c(Cl－)＝c(NH＞c(H＋)＝c(OH－)
D．c(NH)＞c(Cl－)＞c(H＋)＞c(OH－)
【答案】B
【解析】HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O，NH3·H2O过量，所以
c(NH)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H＋)。
14.工业上为了处理含有Cr2的酸性工业废水，采用下面的处理方法：往工业废水中加入适量NaCl，以铁为电极进行电解，经过一段时间，有Cr(OH)3和Fe(OH)3沉淀生成，工业废水中铬元素的含量可低于排放标准。关于上述方法，下列说法错误的是( )
A． 阳极反应：Fe－2e－===Fe2＋
B． 阴极反应：2H＋＋2e－===H2↑
C． 在电解过程中工业废水由酸性变为碱性
D． 可以将铁电极改为石墨电极
【答案】D
【解析】用石墨作电极，阳极产生Cl2，铁不再参与反应，得不到Fe2＋，缺少还原剂，不能使Cr2→Cr3＋，也就无法形成Cr(OH)3沉淀，只有D错误。
15.pH＝2和pH＝4的两种稀硫酸，等体积混合后，下列结论正确的是(设混合后溶液体积的变化忽略不计) ( )
A．c(H＋)＝1×10－3mol·L－1
B．c(OH－)＝2×10－12mol·L－1
C． pH＝2.3
D． pH＝3
【答案】C
【解析】两种酸混合后，可直接求出混合后c(H＋)，再求pH。强酸等体积混合，c(H＋)混＝
(1 L×10－2mol·L－1＋1 L×10－4mol·L－1)/2，二种酸提供H＋相差100倍，小的可近似忽略，
c(H＋)＝5×10－3mol·L－1，pH＝－lgc(H＋)＝3－lg5≈2.3，C正确。
16.下列图示与对应的叙述相符的是( )
A． 图Ⅰ表示H2与O2发生反应过程中的能量变化，则H2的燃烧热ΔH=－241.8 kJ·mol－1
B． 图Ⅱ表示反应A2(g)+ 3B2(g)2AB3(g)，达到平衡时A2的转化率大小为b＞a＞c
C． 图Ⅲ表示0.1 mol MgCl2·6H2O在空气中充分加热时固体质量随时间的变化
D． 图Ⅳ表示常温下，稀释HA、HB两种酸的稀溶液时，溶液pH随加水量的变化，则NaA溶液的pH大于同浓度NaB溶液的pH
【答案】C
【解析】A项，图像中1 mol氢气完全燃烧生成的是水蒸气时放热241.8 kJ，不是氢气的燃烧热，故A错误；B项，根据图像可知，a、b、c各点中B的起始物质的量依次增大，对于可逆反应来说，增大一种反应物的物质的量或浓度，有利于平衡向正反应方向移动，则另一种反应物的转化率增大，则达到平衡时A2的转化率大小为a
A． 锌为正极，空气进入负极反应
B． 负极反应为Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O
C． 正极发生氧化反应
D． 电解液可以是强酸也可以是强碱
【答案】B
【解析】2Zn＋O2===2ZnO，Zn失电子，Zn为原电池负极，O2得电子， O2(空气)在正极上发生还原反应，A、C错误；若电解液为强酸，Zn和ZnO均不能长期存在，说明电池为碱性环境，负极反应为Zn＋2OH－－2e－===ZnO＋H2O，D错误，B正确。
18.甲醛(CH2O)是一种重要的化工产品，可以利用甲醇(CH3OH)脱氢制备，反应式如下：
①CH3OH(g)===CH2O(g)＋H2(g) ΔH1＝84.2 kJ·mol－1
向反应体系中通入氧气，通过反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝－483.6 kJ·mol－1提供反应①所需热量，要使反应温度维持在700 ℃，则进料中甲醇与氧气的物质的量之比为( )
A． 5.74∶1
B． 11.48∶1
C． 1∶1
D． 2∶1
【答案】A
【解析】物质在参加反应过程中放出或吸收的热量与此物质的物质的量成正比，依据已知的热化学方程式分别计算出各自反应放出的热量进行解答。要使反应维持在一定温度持续进行，应保证反应2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH2＝－483.6 kJ·mol－1放出的热量恰好被反应CH3OH(g)===CH2O(g)＋H2(g) ΔH1＝84.2 kJ·mol－1全部利用，即CH3OH反应吸收的热量等于氢气燃烧放出的热量。
设需甲醇的物质的量为n(CH3OH)，需氧气的物质的量为n(O2)，则n(CH3OH)×84.2 kJ·mol－1＝n(O2)×483.6 kJ·mol－1，＝≈5.74。
19.已知298 K时下述反应的有关数据：
①C(s)＋O2(g)===CO(g) ΔH1＝－110.5 kJ·mol－1
②C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH2＝－393.5 kJ·mol－1 则C(s)＋CO2(g)===2CO(g) 的ΔH为( )
A． 283.5 kJ·mol－1
B． 172.5 kJ·mol－1
C． －172.5 kJ·mol－1
D． －504 kJ·mol－1
【答案】B
【解析】从物质角度看，①×2－②可得到C(s)＋CO2(g)===2CO(g)。根据盖斯定律，它们之间的函数关系同样适用焓变，则ΔH＝2ΔH1－ΔH2＝172.5 kJ·mol－1。
20.只改变一个影响因素，平衡常数K与化学平衡移动的关系叙述错误的是（ ）
A．K值不变，平衡可能移动
B．K值变化，平衡一定移动
C． 平衡移动，K值可能不变
D． 平衡移动，K值一定变化
【答案】D
【解析】K值只与温度有关，若在其他条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，有利于正反应的进行，K值不变，平衡向右移动，故A、C均正确，D错误；K值是温度的函数，K值变化，说明温度发生了改变，则平衡一定发生移动，故B正确；故选D。
第Ⅱ卷
二、综合题(共4小题，每小题10.0分,共40分)
21.25℃时，有关物质的电离平衡常数如下：
（1）电解质由强至弱顺序为__________________________________(用化学式表示，下同)。
（2）常温下，0.02 mol·L-1的CH3COOH溶液的电离度约为，体积为10 mL pH=2的醋酸溶液与亚硫酸溶液分别加蒸馏水稀释至1 000 mL，稀释后溶液的pH，前者后者(填“＞”、“＜”或“=”)。
（3） 下列离子CH3COO-、CO、HSO、SO在溶液中结合H+的能力由大到小的顺序为________。
（4）NaHSO3溶液显酸性的原因__________________________________________(离子方程式配适当文字叙述)，其溶液中离子浓度由大到小的关系是_____________________________。
【答案】（1）H2SO3＞ CH3COOH ＞H2CO3
（2）3％ <
（3） CO＞ SO＞CH3COO-＞HSO
（4） HSOH++ SO, HSO+H2OH2SO3+OH-, HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液显酸性。
c(Na+)＞c(HSO)＞c(H+)＞c(SO)＞c(OH-)
【解析】（1）电离平衡常数越大，酸性越强，所以电解质由强到弱的顺序为H2SO3>CH3COOH>H2CO3。（2）0.02 mol·L-1的醋酸在溶液中存在电离平衡：CH3COOHCH3COO-+H+，设该溶液中醋酸的电离度为x，则醋酸电离出的酸酸根离子、氢离子浓度为0.02xmol·L-1,醋酸的浓度为0.02（1-x）mol·L-1，根据醋酸的电离平衡常数K=1.8×10-5可知：K=1.8×10-5=，解得：x=3%。（3）已知酸性：H2SO3>CH3COOH>H2CO3>HSO>HCO，酸根离子对应酸的酸性越强，该酸根离子结合氢离子能力越弱，则CH3?COO-、CO、HSO、SO在溶液中结合H+的能力由大到小的关系为CO>CH3?COO-> HSO。（4）NaHSO3溶液显酸性的原因是HSO在溶液中存在电离和水解，即HSOH++SO，HSO+H2OH2SO3+OH-，HSO的电离程度大于其水解程度，所以NaHSO3溶液显酸性。
22.某课外小组分别用如图所示装置对原电池和电解原理进行实验探究。
请回答：
Ⅰ．用图 1 所示装置进行第一组实验。
（1）在保证电极反应不变的情况下，不能替代 Cu 作电极的是 （填字母序号）。
A.铝 B.石墨 C.银 D.铂
（2）N 极发生反应的电极反应式为 。
Ⅱ．用图 2 所示装置进行第二组实验。实验过程中，观察到与第一组实验不同的现象：两极均有气体产生，Y极区溶液逐渐变成紫红色；停止实验，铁电极明显变细，电解液仍然澄清。 查阅资料得知，高铁酸根离子（FeO）在溶液中呈紫红色。
（3）电解过程中，X 极区溶液的 pH （填“增大”“减小”或“不变”）。
（4）电解过程中，Y 极发生的电极反应之一为 Fe﹣6e﹣+8OH﹣===FeO+4H2O 若在 X 极收集到672 mL 气体，在 Y 极收集到 168 mL 气体（均已折算为标准状况时气体体积），则 Y 电极（铁电极）质量减少 g。
（5）在碱性锌电池中，用高铁酸钾作为正极材料，电池反应为 2K2FeO4+3Zn====Fe2O3+ZnO+2K2ZnO2，该电池正极发生的反应的电极反应式为 。
【答案】（1）A
（2）2H++2e-===H2↑(或2H2O+2e﹣===H2↑+2OH﹣)
（3）增大
（4）0.28
（5）2FeO+6e﹣+5H2O===Fe2O3+10OH﹣
【解析】（1）在保证电极反应不变的情况下，仍然是锌作负极，则正极材料必须是不如锌活泼的金属或导电的非金属，铝是比锌活泼的金属，所以不能代替铜。
（2）N电极连接原电池负极，所以是电解池阴极，阴极上氢离子得电子发生还原反应，电极反应式为2H++2e﹣===H2↑（或2H2O+2e﹣═H2↑+2OH﹣）。
（3）电解过程中，阴极上氢离子放电生成氢气，则阴极附近氢氧根离子浓度大于氢离子溶液，溶液呈碱性，溶液的pH增大。
（4）X电极上析出的是氢气，Y电极上析出的是氧气，且Y电极失电子进入溶液，设铁质量减少为xg，根据转移电子数相等得×2=×4+，x=0.28。
（5）正极上高铁酸根离子得电子发生还原反应，反应方程式为2FeO+6e﹣+5H2O═Fe2O3+
10OH﹣。
23.某学习小组探究浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响。
[探究过程](1)用胶头滴管吸取20%的H2O2溶液，加入具支试管中，塞上橡皮塞，观察常温变化情况。
(2)取下橡皮塞，迅速加入少量MnO2粉末，立即塞紧塞子，可观察到________，右侧量气装置的两玻璃管中液面迅速________。
(3)待上述反应停止后，取下橡皮塞，用胶头滴管吸取10%的H2O2溶液，塞好塞子，将H2O2溶液迅速挤入具支试管中，可观察到__________________________________________
______________________________，
右侧量气装置的两玻璃管中液面__________________________________________________
______________________。
(4)加热具支试管，可观察到________，右侧量气装置的两玻璃管中液面________。
[注意事项](1)实验前必须检验装置的________，以保证实验成功。
(2)H2O2溶液、MnO2粉末应迅速加入，迅速塞紧橡皮塞，以保证实验效果。
(3)量气装置的玻璃管中加入一定量的水，为了便于观察两玻璃管中液面升降变化的快慢，可在水中_______________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
[探究结论]用同一个实验装置演示说明了浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响等多个实验问题。
(1)对比加入MnO2粉末前后的反应情况，说明MnO2是该反应的________________________________________________________________________，
催化剂可_____________________________________________________________________。
(2)对比20%的H2O2溶液和10%的H2O2溶液在MnO2催化下的反应可知：________________________________________________________________________。
(3)升高温度可________，降低温度可________。
【答案】[探究过程](2)有大量气体逸出 升降
(3)气体逸出速度明显变慢 升降变缓
(4)气体逸出的速率加快 升降变快
[注意事项](1)气密性 (3)加入颜料
[探究结论](1)催化剂 加快反应
(2)其它条件相同时，浓度越大，反应越快
(3)加快反应 减缓反应
【解析】其他条件相同时浓度越大、速率越快；温度越高、速率越快；催化剂可加快反应。从实验装置可以看出，反应越快，产生气体越多，右侧量气管中液面升降越快，通过液面升降快慢可以对比反应速率的大小。
24.工业合成氨的反应为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)。设在容积为2.0 L的密闭容器中充入0.60 mol N2(g)和1.60 mol H2(g)，2 min在某温度下达到平衡，此时NH3的物质的量分数(NH3的物质的量与反应体系中总的物质的量之比)为4/7。请计算(写出计算过程)：
(1)2 min内N2的平均速率；
(2)该条件下此反应的平衡常数K。
【答案】(1)0.1 mol·L-1·min-1(2)200
【解析】设达到平衡时，N2反应了xmol。
则2 L密闭容器在2 min内各物质物质的量发生的变化如下：
则：平衡时NH3的物质的量分数为解得x=0.40 mol。
（1）2 min内N2?的平均速率为0.40 mol/2.0 L/2 min=0.1 mol·L-1·min-1。
（2）
此温度下该反应的平衡常数为200。