选修4第一章测试题

选修4第一章训练题

第I 卷（选择题）

一、选择题（每题只有一个选项符合题意）

1．下列关于各图象的解释或得出的结论正确的是

A ．图1表示用0.10 mol·L －

1 NaOH 溶液滴定20.00 mL 0.10 mol·L －1

醋酸溶液的滴定曲线 B ．图2表示乙酸溶液中通入氨气至过量过程中溶液导电性I 的变化 C ．根据图3所示可知：石墨比金刚石稳定 D ．图4表示反应2SO 2＋O 22SO 3，t 1时刻只减小了SO 3的浓度 2．下列热化学方程式或离子方程式正确的是

A ．已知H 2的标准燃烧热ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1

，则用热化学方程式可表示为：

H 2（g ）＋1/2O 2（g ）===H 2O （g ）ΔH ＝－285.8 kJ·mol －1

B ．NaClO 溶液与FeCl 2溶液混合：Fe 2＋＋2ClO －

＋2H 2O===Fe （OH ）2↓＋2HClO C ．NH 4HSO 3溶液与足量NaOH 溶液共热：NH 4+

＋H ＋

＋2OH

－

NH 3↑＋2H 2O

D ．用足量KMnO 4溶液吸收SO 2气体：2MnO 4－＋5SO 2＋2H 2O===2Mn 2＋

＋5SO 42－

＋4H ＋

3．黑火药是中国古代的四大发明之一，其爆炸的热化学方程式为：

S （s ）+2KNO 3（s ）+3C （s ）＝K 2S （s ）+N 2（g ）+3CO 2（g ） ΔH ＝x kJ·mol －1

已知碳的燃烧热ΔH 1＝a kJ·mol －1

S （s ）+2K （s ）==K 2S （s ）ΔH 2＝b kJ·mol

－1

2K （s ）+N 2（g ）+3O 2（g ）＝2KNO 3（s ）ΔH 3＝c kJ·mol －1

则x 为

A ．3a+b －c

B ．c +3a －b

C ．a+b －c

D ．c －a －b

4．已知：CH 4(g)＋2O 2(g)→CO 2(g)＋2H 2O(g) ΔH ＝－Q 1 kJ/mol ； 2H 2(g)＋O 2(g)＝2H 2O(g) ΔH ＝－Q 2 kJ/mol ；H 2O(g)＝H 2O(l) ΔH ＝－Q 3 kJ/mol 常温下，取体积比为4：1的甲烷和H 2的混合气体112L(标准状况下)，经完全燃烧后恢复到常温，则放出的热量为 A ．4Q 1＋0.5Q 2+ Q 3 B ．4Q 1＋Q 2＋Q 3 C ．4Q 1＋2Q 2D ．4Q 1＋0.5Q 2＋9Q 3 5．下列说法正确的是

A ．1L 1 mol/L 的盐酸中所含微粒总数约为2×6.02×1023

个

B ．NaHS 溶液中HS －的水解方程式为：HS －＋H 2O S 2－＋H 3O ＋

C ．A(s)＝B(s)＋C(g) ΔH ＝＋86 kJ/mol 能自发进行,原因是体系有自发地向混乱度增加的方向转变的倾向

D ．由水电离出的c(H ＋)＝10－13mol/L 的溶液中可能含有：Fe 2＋、K ＋、CO 32－、NO 3－

6．某反应2AB(g ） C(g ）＋3D(g ）在高温时能自发进行，其逆反应在低温下能自发进行，则该反应的正反应的△H 、△S 应为( ） A ．△H ＜0， △S ＞0B ．ΔH ＜0，△S ＜0 C ．△H ＞0，△S ＞0D ．△H ＞0，△S ＜0

7．已知3.6g 碳在6.4g 氧气中燃烧，至反应物耗尽，共放出X kJ 的热量。已知单质碳的燃烧热为Y kJ/mol ，则1molC 与O2反应生成CO 的反应热△H 为

A ．—Y kJ/mol

B ．—（5X —0.5 Y ） kJ/mol

C ．—（10X —Y ） kJ/mol

D ．+（10X —Y ） kJ/mol 8．反应 A ＋B→C（ΔH ＜0）分两步进行：①A＋B→X （ΔH ＞0），②X→C（ΔH ＜0）。下列示意图中，能正确表示总反应过程中能量变化的是

9．已知氢气和碳燃烧的热化学方程式为：

①2H 2(g)+O 2(g)=2H 2O(l) △H 1＝－akJ·mol －1

②H 2(g)+1/2O 2(g)=H 2O(g) △H 2＝－bkJ·mol －1

③C(s)+1/2O 2(g)=CO(g) △H 3＝－ckJ·mol －1

④C(s)+O 2(g)=CO 2(g) △H 4＝－dkJ·mol －1

下列说法错误．．

的是 A ．氢气的燃烧热为△H=－akJ·mol －1

B ．c ＜d

C ．一氧化碳的燃烧热为△H=－（d －c ）kJ·mol －1

D ．0.5a ＞b

10．已知常温下，N 2（气)和H 2（气)生成2mol NH 3（气)放出92．4 kJ 热量。现有甲、乙两个容积相同的密闭容器，在常温下：①向密闭容器甲中通入1 molN 2和3 mol H 2，达到平衡时放出热量Q 1kJ 。②向密闭容器乙中通入0．5 mol N 2和1．5 mol H 2，达到平衡时放出热量Q 2kJ 。则下列关系式正确的是

A ．Q 1=2Q 2=92．4

B ．Q l >2Q 2

C ．Q 1<2Q 2

D ．Q 1=2Q 2≠92．4 11．已知4NH 3(g)+5O 2(g)=4NO(g)+6H 2O(l )△H=﹣xkJ/mol 。蒸发1mol H 2O(l)需要吸收的能量为44kJ ，

A．(x+4a+5b﹣44)/4 B．(x+12a+5b﹣12d﹣264)/4

C．(x+4a+5b﹣6d﹣264)/4 D．(x+12a+5b﹣12d﹣44)/4

12．25℃、101kPa下：①2Na(s)+1/2O2(g)=Na2O(s)△H=﹣414kJ·mol﹣1

②2Na(s)+O2(g)=Na2O2(s) △H=﹣511kJ·mol﹣1

下列说法正确的是

A．①和②产物含有阴阳离子个数比不相等

B．①和②生成等物质的量的产物，转移电子数不同

C．常温下Na与足量O2反应生成Na2O，随温度升高生成Na2O的速率越来越快

D．25℃、101kPa下：Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(S)△H=﹣317kJ·mol﹣1

13．下列说法或表示法正确的是

A．在稀溶液中：H++OH﹣=H2O；△H=﹣57.3kJ/mol，若将含0.5mol H2SO4的浓硫酸与含1molNaOH的溶液混合，放出的热量等于57.3kJ

B．由4P(s，红磷)===P4(s，白磷)：△H>0可知，白磷的热稳定性比红磷大

C．已知2H2(g)+O2(g)==2H2O(g)；△H=﹣483.6kJ·mol﹣1，则H2的燃烧热等于241.8 kJ·mol﹣1 D．己知：S(g)+O2(g)===SO2(g)；△H1及S(s)+O2(g)===SO2(g)：△H2，则△H1＜△H2

14．下列叙述不正确

．．．的是

A．将废弃的含铅、汞电子产品掩埋地下，防止污染环境

B．大力发展氢能源汽车减少碳排放

C．控制卤代烃的使用，减少对臭氧层的破坏

D．大力发展核能，减少化石能源的使用，有利于保护环境

15．NO和CO气体均为汽车尾气的成分，这两种气体在催化转换器中发生反应：2CO(g)＋

2NO(g)

2(g)＋2CO2(g) △H1；已知2NO(g)＋O2(g)=2NO2(g) △H2；CO的燃烧热△H3；2NO2(g)+4CO(g)= N2(g)＋4CO2(g) △H4；则下列关系式正确的是

A．△H4=△H1+△H3－△H2B．△H4=△H1+2△H3－△H2

C．△H4=△H2+△H1+2△H3D．△H4=2(△H2－△H1+2△H3)

16．已知分解1 mol H2O2 放出热量98kJ，在含少量I－的溶液中，H2O2的分解机理为：第一步：

H2O2＋I－→ H2O ＋IO－(慢)；第二步：H2O2＋IO－→ H2O ＋O2＋ I－(快)

下列有关反应的说法正确的是

A．I－和IO－都是该反应的催化剂

B．H2O2分解的速率取决于第二步反应的快慢

C．反应物的总能量比生成物总能量低98kJ

D．第一步H2O2被还原，第二步H2O2被氧化

第II卷（非选择题）

二、非选择题（本题包括6小题）

17．工业合成氨与制备硝酸一般可连续生产，流程如图所示：（1）工业生产时，制取氢气的一个反应为：CO+H

2

O（g）CO

2

+H

2

T℃时，往1L密闭容器中充入

0.2mol CO和0.3mol水蒸气。反应建立平衡后，体系中c(H

2

)=0.12mol·L－1。该温度下此反应的平衡常数K=_____（填计算结果）。

（2）合成塔中发生反应N

2

（g）+3H

2

（g）2NH

3

（g）；△H<0。下表为不同温度下该反应的平衡

常数。由此可推知，表中T

1

____300℃（填“>”、“<”或“=”）。

（3）N

2

和H

2

以铁作催化剂从145℃就开始反应，不同温度下NH

3

的产率如右图所示。温度高于900℃

时，NH

3

产率下降的原因是。

（4）硝酸厂的尾气直接排放将污染空气，目前科学家探索利用燃料气体中的甲烷等将氮氧化物还原为氮气和水，其反应机理为：

CH

4

（g）+4NO

2

（g）＝4NO（g）+CO

2

（g）+2H

2

O（g）；△H=－574kJ·mol－1；

CH

4

（g）+4NO（g）＝2N

2

（g）+CO

2

（g）+2H

2

O（g）；△H=－1160kJ·mol－1

则甲烷直接将NO

2

还原为N

2

的热化学方程式为：。

（5）氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水。科学家利用此原理，设计成氨气-氧气燃料电池，则通入氨气的电极碱性条件下发生反应的电极反应式为。

18．开发、使用清洁能源发展“低碳经济”正成为科学家研究的主要课题。氢气、甲醇是优质的清洁燃料,可制作燃料电池。

（1）已知:

①2CH3OH(l)+3O2(g）= 2CO2(g)+4H2O(g）ΔH1=-1275．6 kJ·mol-1

②2CO(g)+O2(g)=2CO2(g）ΔH2=-566．0 kJ·mol-1

③H2O(g)=H2O(l）ΔH3=-44．0 kJ·mol-1

写出甲醇不完全燃烧生成一氧化碳和液态水的热化学方程式:。

（2）生产甲醇的原料CO和H2来源于: CH4(g)+H2

O(g)CO(g)+3H2(g）ΔH>0

①该反应的平衡常数表达式K=，一定条件下CH4的平衡转化率与温度、压强的关系如图a。则T1T2(填“<”“>”或“=”下同)，A、B、C三点处对应平衡常数(K A、K B、K C)的大小关系为___________。

②120℃时,将1 mol CH4和2 mol H 2O（g）通入容积为1 L 的密闭容器中发生反应,不能

．．说明该反应

已经达到平衡状态的是。

a．容器内气体密度恒定

b．混合气体的相对分子质量恒定

c．容器内的压强恒定

d．3v正(CH4)=v逆(H2）

e．单位时间内消耗0．3 mol CH4同时生成0．9mol H2

（3）某实验小组利用CO(g)、O2(g)、KOH(aq)设计成如图b所示的电池装置,则该电池负极的电极

反应式为。当有4mol电子通过导线时，消耗标准状况下的O2体积为

L ,此时电解质溶液的PH值（填“变大”、“变小”或“不变”）

19．氮及氮的化合物在生产生活中有着重要的用途，NH3、HNO3等是重要化工产品。

（1）合成氨的原料气N2和H2通常是以焦炭、水和空气为原料来制取的。其主要反应是：

① 2C + O2→ 2CO

② C + H2O(g) → CO + H2

③ CO + H2O(g) → CO2 + H2

某次生产中将焦炭、H2O(g)和空气（设空气中N2和O2的体积比为4:1，下同）混合反应，所得气体

产物经分析，组成如下表：则表中x=m3。

（2

N2(g)+O2(g) 2NO(g) H＞0

若1mol空气含有0.8molN2和0.2molO2,1300℃时在密闭容器内反应达到平衡。测得NO为8×10-4mol.

计算该温度下的平衡常数K= ；汽车启动后，气缸温度越高，单位时间内NO排放量越大，原因是。

（3）SO2和氮的氧化物都是空气中的有害气体，已知：

2SO2(g)＋O2(g) 2SO3(g) ΔH＝－196.6 kJ·mol－1

2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g) ΔH＝－113.0 kJ·mol－1

则反应NO2(g)＋SO2(g) SO3(g)＋NO(g)的ΔH＝________kJ·mol－1。

（4

回答下列问题：

a.常温下，将0.1mol/L的次氯酸溶液与0.1mol/L的碳酸钠溶液等体积混合，所得溶液中各种离子

浓度关系不正确的是

A．c(Na+) ＞ c(ClO－) ＞c(HCO3－) ＞c(OH－)

B．c(Na+) ＞ c(HCO3－) ＞c(ClO－) ＞ c(H+)

C．c(Na+) == c(HClO) +c(ClO－)+ c(HCO3－) + c(H2CO3)+ c(CO32－)

D．c(Na+) + c(H+)== c(ClO－)+ c(HCO3－) + 2c(CO32－)

E．c(HClO) + c(H+)+ c(H2CO3)== c(OH－) + c(CO32－)

b.常温下，0.1mol/L的酒石酸溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH为6，则

c（HC4H4O6－）+2 c（C4H4O62－）=（列出计算式）。

20．（14分）甲醇是重要的化工原料，又可称为燃料。利用合成气（主要成分为CO、CO2和H2）在

催化剂的作用下合成甲醇，发生的主反应如下：

①CO(g)+2H2(g)CH3OH(g）△H1

②CO2(g)+3H2(g)CH3OH(g)+H2O(g）△H2

③CO2(g)+H2(g)CO(g)+H2O(g）△H3

回答下列问题：

（1）已知△H1＝-99kJ·mol-1 ，△H3＝+41kJ·mol-1，则△H2＝kJ·mol-1。

（2）反应①的化学平衡常数K的表达式为；图1中能正确反映平衡常数K随温度变化关系的曲线

为（填曲线标记字母），其判断理由是。

（3）若开始各气体的物质的量一定时，体系中的CO平衡转化率（α）与温度和压强的关系如图2

所示。则α（CO）值随温度升高而（填“增大”或“减小”）；图2中的压强由大到小为，其判断理由是。

21．节能减排已经成为全社会的共识，浙江省在原先推行乙醇汽油的基础上，开始试点甲醇汽油（即

在汽油中添加一定量的甲醇），根据检测的数据分析认为，若宁波全市的140余万辆机动车全部使

用甲醇汽油，一年内能减少有害气体（一氧化碳）排放将近100万吨。甲醇常利用煤气化过程中生

成的CO和H2来制备：CO+2H2CH3OH。请根据图示回答下列：

（1）关于该反应的下列说法中，正确的是（填字母）： A

．△H>0，△S>0 B．△H>0，△S<0 C

．△H<0，△S<0 D．△H<0，△S>0

（2）现进行如下实验，在体积为1L 的密闭容器中，充入1molCO 和3molH 2，净测得CO 和CH 3OH(g)的浓度随时间变化如（图1）所示。从反应开始到平衡，CO 的平均反应速率v(CO)＝，该反应的平衡常数K ＝。

（3）恒容条件下，达到平衡后，下列措施中能使n(CH 3OH)/n(CO)增大的有。 A ．升高温度 B ．充入He 气

C ．再充入1molCO 和3molH 2

D ．使用催化剂

（4）若在一体积可变的密闭容器中充入1molCO 、2molH 2和1molCH 3OH ，达到平衡时测的混合气体的密度是同温同压下起始的1.6倍（此过程三种物质均处于气态），则平衡时混合气体的平均摩尔质量＝_____g/mol 。

（5）根据(图2)，写出此反应的热化学方程式。

22．目前工业上有一种方法是用CO 2生产燃料甲醇。一定条件下发生反应：CO 2+3H 2 CH 3OH+H 2O ，

该反应的能量变化如图所示：

（1）甲同学认为该反应为放热反应，他的理由为：。

（2）在体积为2 L 的密闭容器中，充入1 mol CO 2和3 mol H 2，测得CO 2的物质的量随时间变化如下表所示。从反应开始到5min 末，用CO 2浓度变化表示的平均反应速率v(CO 2)=；反应达到平衡状态，此时H 2（3）在相同温度、容积不变的条件下，能说明该反应已达平衡状态的是(填序号)。 a ．v 生成(CH 3OH)＝v 消耗(CO 2)

b ．CO 2、H 2、CH 3OH 、H 2O 的浓度均不再变化

c ．n(CO 2)∶n(H 2)∶n(CH 3OH)∶n(H 2O)＝1∶1∶1∶1

d ．H 2的消耗速率与CH 3OH 的消耗速率之比为3∶1 23．（12分）（1）联氨（N 2H 4）是一种高能燃料。工业上可以利用氮气和氢气制备联氨。

已知：N 2（g ）+2H 2（g ）=N 2H 4（l ）△H= + 50.6kJ·mol -1

； 2H 2（g ）+O 2（g ）=2H 2O （l ）△H=-571.6

kJ·mol -1

则①N 2H 4（l ）+O 2（g ）=N 2（g ）+2H 2O （l ）△H=kJ·mol -1

②N 2（g ）+2H 2（g ）=N 2H 4（l ） 不能自发进行的原因是。

③用次氯酸钠氧化氨，可以得到N 2H 4的稀溶液，该反应的化学方程式是。

（2）在纳米钴的催化作用下，N 2H 4可分解生成两种气体，其中一种能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。若反应在不同温度下达到平衡时，混合气体中各组分的体积分数如图所示，则N 2H 4发生分解反应的化学方程式为。

（3）N 2H 4与亚硝酸反应可生成氮的另一种氢化物，在标准状况下，该氢化物气体的相对分子质量为43.0，其中氮原子的质量分数为0.977。该氢化物受撞击后可完全分解为两种单质气体。该氢化物分解的化学方程式为。

（4）氨氧化法制硝酸工业尾气中的NO 、NO 2气体可用氨水吸收，反应方程式为6NO ＋4NH 3===5N 2十6H 2O ，6NO 2＋8NH 3===7N 2＋12H 2O 。若尾气中NO 和NO 2共18 mol 被氨水完全吸收后，产生了15.6 mol N 2，则此尾气中NO 与NO 2的体积比为。

参考答案

1．C

【解析】

试题分析：A、0.10 mol·L－1醋酸溶液的pH应该大于1，错误，不选A；B、乙酸溶液为弱电解质的溶液，导电性弱，加入氨气后生成醋酸铵，是强电解质，溶液的导电性增强，错误，不选B；C、石墨比金刚石的能量，所以稳定，正确，选C；D、减少三氧化硫的浓度的时刻，正反应速率不改变，平衡正向移动，正反应速率逐渐减小，错误，不选D。

考点：弱电解质的电离和溶液的导电性的判断，物质的稳定性和能量的关系，条件对速率和平衡的影响

2．D

【解析】

试题分析：A、气态水不是稳定氧化物，则表示燃烧热的热化学方程式可表示为：H2（g）+1/2O2（g）=H2O（l）△H=-285.8kJ/mol，A错误；B、NaClO溶液与FeCl2溶液混合的离子反应为2Fe2++ClO-+5H2O=2Fe（OH）3↓+Cl-+4H+，B错误；C、NH4HSO3溶液与足量NaOH溶液共热的离子反应为HSO3-+NH4++2OH-NH3↑+2H2O+SO32-，C错误；D、用足量酸性KMnO4（aq）吸收SO2气体的离子反应为2MnO4-+5SO2+2H2O=2Mn2++5SO42-+4H+，D正确。

考点：考查了热化学方程式或离子方程式的相关知识。

3．A

【解析】

试题分析：已知碳的燃烧热为ΔH1＝a kJ·mol－1，则碳的燃烧热化学方程式为，①C（s）+O2（g）＝CO2（g）ΔH1＝a kJ·mol－1，②S（s）+2K（s）＝K2S（s）ΔH2＝b kJ·mol－1，③2K （s）+N2（g）+3O2（g）＝2KNO3（s）ΔH3＝c kJ·mol－1，根据盖斯定律可知①×3+②－③即可得ΔH＝3ΔH1+ΔH2—ΔH3，即x＝3a+b－c，答案选A。

考点：考查盖斯定律的应用。

4．D

【解析】

试题分析：体积比为4：1的甲烷和H2的混合气体112L(标准状况下)中CH4的物质的量为4mol，H2为1mol，常温下燃烧产物H2O为液态，混合气体中共生成9mol液态水，故整个过程中共放出4Q1＋0.5Q2＋9Q3KJ的热量，选项D符合题意。

考点：有关反应热计算

5．C

【解析】

试题分析：A.微粒包括分子、原子和离子等，在盐酸中有大量的水分子，所以无法计算微粒数，错误；B. HS－的水解方程式为HS－+H2O H2S+OH－，HS－＋H2O S2－＋H3O＋是电离方程式，错误；

C.当ΔH-TΔS<0时，反应能自发进行，因为A(s)＝B(s)＋C(g) ΔH＝＋86 kJ/mol能自发进行，所以体系自发地向混乱度增加的方向进行，正确；

D. 由水电离出的c(H＋)＝10－

13mol/L<10-7mol/L，该溶液是酸性或碱性溶液，在酸性溶液中，CO

32-与H＋反应生成CO

2气体，在

碱性溶液中Fe2＋与OH－反应生成沉淀，不能大量共存，错误；答案选C。

考点：考查离子共存，化学反应自发进行的判据等知识。

【答案】C

【解析】

试题分析：△G=△H－T△S<0，A、任何温度下都可行，即室温下也能自发进行，不符合题意，

故错误；B、正反应反应应是△S>0，故错误；C、正反应方向高温下，能自发进行，逆反应方向

低温下，能自发进行，故正确；D、此条件正反应方向任何温度不能进行，逆反应任何温度都可

以进行，故错误。

考点：考查反应进行的方向等知识。

7．B

【解析】

试题分析：碳在氧气中燃烧，氧气不足发生反应

2C+O22CO，氧气足量发生反应C+O2

CO2。3.6g碳的物质的量为3.6g÷12g/mol=0.3mol，6.4g的氧气的物质的量为6.4g÷

32g/mol=0.2mol，n（C）：n（O2）=3：2，介于2：1与1：1之间，所以上述反应都发生。令生

成的CO为xmol，CO2为ymol，根据碳元素守恒有x+y=0.3，根据氧元素守恒有x+2y=0.2×2，

联立方程，解得x=0.2，y=0.1。单质碳的燃烧热为Y kJ/mol，所以生成0.1mol二氧化碳放出的热

量为0.1mol×Y kJ/mol=0.1YkJ，生成0.2molCO放出的热量为XkJ—0.1YkJ。由于碳燃烧为放热反

应，所以反应热△H的符号为“—”，故1mol C与O2反应生成CO的反应热△H=—（XkJ—0.1YkJ）

÷0.2mol=—（5X—0.5Y）kJ/mol，答案选B

考点：考查反应热计算

8．D

【解析】

试题分析：①A＋B→X （ΔH ＞0），则X的能量高于A、B的能量和；A、C错误；②X→C（ΔH

＜0），则X的能量高于C，排除B选项，因此答案的D。

考点：考查反应热与物质含有的能量高低关系的知识。

9．A

【解析】

试题分析：A、燃烧热是指1mol可燃物燃烧放出的能量，kJ·mol－1，

A不正确；B、③碳不完全燃烧，放热少，c＜d，B正确；C、④—③得：CO(g) +1/2O2(g)= CO2(g)，

△H=△H4－△H3＝－（d－c）kJ·mol－1 ，C正确；D、水由液体变成气体要吸热，所以0.5 a＞b，

D正确。

考点：考查了化学反应中的能量变化和盖斯定律的相关知识。

10．B

【解析】

点燃

点燃

试卷第5页，总5页

试题分析：①合成氨是可逆反应，向密闭容器甲中通入1mol N2和3mol H2，达到平衡时，氢气和氮气不能完全转化，达到平衡时放出热量Q1小于92．4KJ；②假定0．5mol N2和1．5mol H2完全反应，达到平衡时放出热量Q2 kJ，根据N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H=-92．4kJ?mol-1可知，放出的热量为：92．4kJ×0．5÷1=46．2kJ，由于合成氨是可逆反应，反应物不能完全反应，所以放出的热量Q2小于46．2kJ；得到Q1＞2Q2；综上所述可知：92．4＞Q l＞2Q2 ；答案选B。

考点：考查反应热，可逆反应的特征等知识

11．B

【解析】

试题分析：反应热就是断裂反应物中化学键吸收的热量与形成生成物的化学键所释放的能量的差。则根据表格提供的数据可知4z+12d+44×6-12a-5b=x，解得z=(x+12a+5b﹣12d﹣264)/4，故答案是选项B。

考点：考查反应热与键能、物质的存在状态的关系的知识。

12．D

【解析】

试题分析：A．①中Na2O阴阳离子个数比是1:2；②中Na2O2阴阳离子个数比是1:2；相同，错误；B．①和②生成等物质的量的产物，转移电子数相同，错误；C．常温下Na与足量O2反应生成Na2O，随温度反应原理发生改变，在较高温度时发生反应生成Na2O2，错误；D．①×2-②，整理可得： Na2O2(s)+2Na(s)=2Na2O(S) △H=﹣317kJ·mol﹣1，正确。

考点：考查物质的组成、结构、性质、盖斯定律的应用的知识。

13．D

【解析】

试题分析：A．在稀溶液中：H++OH﹣=H2O；△H=﹣57.3kJ/mol，若将含0.5mol H2SO4的浓硫酸与含1mol NaOH的溶液混合，由于浓硫酸溶于水放出热量，所以放出的热量大于57.3kJ，错误；B．由4P(s，红磷)=P4(s，白磷)：△H>0可知，白磷的能量高，能量越高，物质热稳定性越差，因此白磷不如红磷稳定，错误；C．已知2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)；△H=﹣483.6kJ·mol﹣1，由于燃烧热是1mol可燃物完全燃烧产生稳定的氧化物时放出的热量，氢气的稳定氧化物是液态水，因此H2的燃烧热大于241.8 kJ·mol﹣1，错误；D．己知：S(g)+O2(g)=SO2(g)；△H1及S(s)+O2(g)=SO2(g)：△H2，由于生成物的能量相同，反应物的能量S(g)> S(s)，所以前者放出的热量多，故△H1＜△H2，正确。

考点：考查反应热与燃烧热、物质的稳定性的关系的知识。

14．A

【解析】

试题分析：A.含铅、汞的电子产品若掩埋地下，会造成地下水污染，A项错误；B.开发氢能源是社会持续发展的需要，能减少化石燃料的使用和碳的排放，B项正确；C. 氟氯烃化合物是导致臭氧层破坏的主要原因，所以控制卤代烃的使用，减少对臭氧层的破坏，C项正确；D. 清洁能源是不排放污染物的能源，它包括核能和“可再生能源”，所以大力发展核能，减少化石能源的使用，有利于保护环境，D项正确；答案选A。

考点：考查环境的污染及治理

15．B

【解析】

试题分析：2CO(g)＋

2(g)＋2CO2(g) △H1①，2NO(g)＋O2(g)=2NO2(g) △H2②，CO(g)＋1/2O2(g)=CO2(g) △H3③，①－②＋2×③得出：2NO2(g)+4CO(g)= N2(g)＋4CO2(g) △H4=△H1－△H2+2△H3，故B正确。

考点：考查热化学反应方程式的计算。

16．D

【解析】

试题分析：A、根据反应机理，I－是催化剂，故错误；B、根据反应机理，推出过氧化氢分解的速率取决于第一步反应，故错误；C、放热反应是反应物总能量高于生成物的总能量，故错误；

D、根据化合价的变化，第一步：I由-1价→+1价，化合价升高，被氧化，过氧化氢作氧化剂，第二步：I由+1→-1，化合价降低，被还原，过氧化氢被氧化，故正确。

考点：考查反应机理、影响反应速率因素、放热反应、氧化还原反应等知识。

17．（10分，每空2分）（1）1 ；（2）<；

（3）温度高于>900℃时，平衡向左移动；

（4）CH4(g)+2NO2(g)==CO2(g)+2H2O(g)+N2(g) ⊿H=-867kJ/mol

（5）2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O。

【解析】

试题分析：在反应开始时，c(CO)=0.2mol/L，c(H2O)=0.3mol/L，当反应达到平衡时，

c(H

2

)=0.12mol/L,反应改变浓度是⊿c(H2)=0.18mol/L，则根据物质反应时的转化关系可知产生

c(CO

2

)=c(H

2)=

=0.12mol/L,平衡时c(CO)=0.08mol/L，c(H2O)= 0.3mol/L-0.12mol/L=0.18mol/L

所以根据平衡常数定义式可知该反应的好像平衡常数是K= [c(CO

2

)×c(H

2)]/[c(CO)

×c(H

2)]=[0.12

×0.12]/[0.08×0.18]=1；（2）由于该反应的正反应是放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，化学平衡常数减小。由于在温度是T1时的化学平衡常数大

于300℃的化学平衡常数，所以温度T1<300℃；（3）N

2

和H

2

以铁作催化剂从145℃就开始反应，

根据在不同温度下NH

3

的产率可知在温度高于900℃时，NH

3

产率下降的原因是该反应的正反应

是放热反应，升高温度，化学平衡向吸热的逆反应方向移动，因此NH

3

产率下降；（4）将已知的两个热化学方程式叠加，就可以得到相应的热化学方程式：CH4(g)+2NO2(g)==CO2(g)+2H2O(g)+N2(g) ⊿H=-867kJ/mol；（5）氨气在纯氧中燃烧，生成一种单质和水。科学家利用此原理，设计成氨气-氧气燃料电池，则通入氨气的电极为负极，碱性条件下发生反应的电极反应式为2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O。

考点：考查化学平衡常数的计算、温度对化学平衡移动的影响、热化学方程式和电极反应式的

试卷第6页，总5页

书写的知识。

18．（15分）（除注明外，其余每空2分）

（1）CH3OH（1）+O2（g）=CO（g）+2H2O（1）△H=-442．8 kJ?mol-1；

（2）①[CO]?[H2]3)÷[CH4]?[H2O] < K C=K B＞K A②ae

（3）CO-2e-+4OH-=CO32-+2H2O 22．4L 变小

【解析】

试题分析：（1）已知：①2CH3OH（1）+3O2（g）=2CO2（g）+4H2O（g）△H1=-1275．6kJ/mol，②2CO （g）+O2（g）=2CO2（g）△H2=-566．0kJ/mol，③H2O（g）=H2O（1）△H3=-44．0kJ/mol，根据盖斯定律，①×1/2-②×1/2+③×2得：CH3OH（1）+O2（g）=CO（g）+2H2O（1）△H=-442．8 kJ?mol-1。（2）①根据化学反应和平衡常数的表达方法，该反应的平衡常数表达式K=([CO]?[H2]3)÷[CH4]?[H2O]；由图开始，压强一定时，温度T2的转化率较大，正反应为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，甲烷的转化率增大，所以温度T l＜T2；平衡常数只受温度影响，B、C处于等温线上，平衡常数相等，由图可知，压强一定时，温度T2条件下，甲烷的转化率更大，则反应进行的程度更大，比温度T1时的平衡常数大，平衡常数K C=K B＞K A．

②a．100℃时，反应混合物都是气体，混合气体总质量不变，容器的容积不变，容器内气体密度始终不变，不能说明反应达到平衡，a项选；b．该反应是气体体积增大的反应，根据M=m/n，质量不变，随着反应的进行，n增大，当混合气体的相对分子质量恒定时，反应达到平衡状态，b项不选；c．随反应进行混合气体总物质的量增大，容器容积不变，压强增大，当容器的压强恒定时，说明到达平衡，，c项不选；d．3v正(CH4)=v逆(H2)，不同物质的正逆速率之比等于化学计量数之比，反应到达平衡，d项不选，e．单位时间内消耗0．3 mol CH4同时生成0．9mol H2，反应始终按此比例进行，不能说明到达平衡，e项选；答案选ae。

（3）CO发生氧化反应，在负极失去电子，碱性条件下生成碳酸根与水，负极电极反应式为：CO-2e-+4OH-=CO32-+2H2O；正极反应O2+4e－+2H2O =4OH－，则当有4mol电子通过导线时，消耗标准状况下的O2体积为22．4L；该燃料电池的总反应为2CO+O2+4OH－=2CO32-+2H2O，反应消耗了OH －,碱性变小。

考点：考查盖斯定律的应用，平衡常数表达式及大小比较，反应处于平衡状态的标志，燃料电池。

19．（9分）

（1）44 （2分）

（2）4×10-6（1分）温度越高，反应速率加快，平衡右移（1分）

（3）-41.8 （2分）

（4）a. AD （2分） b.0.05+10-6-10-8（1分）

【解析】

试题分析：（1）空气中N2和O2的体积比为4:1，N2的体积为20 m3，则O2共5mL，反应后还有1.0 m3，则与C反应的O2为4 m3，根据2C + O2→ 2CO，该反应生成的CO为8 m3，因为所得气体中CO2的体积为12m3，根据反应③CO + H2O(g) → CO2 + H2可得，生成H2的体积为12 m3，消耗CO 的体积为12 m3，反应后H2的体积为60 m3，则反应C + H2O(g) → CO + H2生成的H2为60m3—12m3=48 m3，同时生成CO的体积为8 m3

+48 m3—12 m3=44 m3。

（2）根据N2(g)+O2(g) 2NO(g)，可得平衡常数K=c2

（NO）/[c(N2)?c(O2)]≈（8×10-4）

2/ (0.8×0.2)= 4×10-6；因为该反应为放热反应，所以温度越高，反应速率加快，平衡向正反应方向移动。

（3）根据盖斯定律，所求反应的?H=1/2?H1—1/2?H2，带入已知两反应的数据可得?H=-41.8 kJ·mol－1。

（4）将0.1mol/L的次氯酸溶液与0.1mol/L的碳酸钠溶液等体积混合，生成NaHCO3和NaClO，ClO￣的水解程度大于HCO3￣的水解程度，所以离子浓度大小关系为：c(Na+) ＞ c(HCO3－) ＞c(ClO －) ＞ c(H+)，故A项错误、B项正确；根据物料守恒可得：c(Na+) == c(HClO) +c(ClO－)+ c(HCO

3－) + c(H

2CO3)+ c(CO3

2－)，故C项正确；根据电荷守恒可得c(Na+) + c(H+)== c(ClO－)+ c(HCO

3－) + 2c(CO

3

2－)+ c(OH－)，故D项错误；电荷守恒表达式减去物料守恒表达式可得：c(HClO) + c(H+)+ c(H2CO3)== c(OH－) + c(CO32－)，故E项正确；0.1mol/L的酒石酸溶液与pH=13的NaOH 溶液等体积混合，生成NaHC4H4O6，根据电荷守恒可得：c(Na+) + c(H+)== c(HC4H4O6－)+2 c(C4H4O62

－) + c(OH－)，则（HC

4H4O6

－）+2 c（C

4H4O6

2－）= c(Na+) + c(H+)—c(OH－)= 0.05+10-6-10-8。

考点：本题考查盖斯定律、化学平衡移动、离子平衡及浓度比较、化学计算。

20．（每空2分，共14分）

（1）-58

（2a；反应①为放热反应，温度升高，平衡左移，平衡常数变小；（3）减小；P3＞P2＞P1；

反应①为气体分子数减小的反应，加压，平衡右移，CO的转化率增大；而反应③为气体分子数不变的反应，加压，平衡不移动，CO的转化率不变，故增大压强，CO的转化率增大。

【解析】

试题分析：

（1）根据盖斯定律：反应②-反应①=反应③，故△H2=△H3+△H1=（+41kJ．mol-1）+（-99kJ．mol-1）=-58kJ．mol-1，

（2）反应①CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）的平衡常数表达式

反应①正反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，曲线a正确反映平衡常数K随温度变化关系，

（3）由图可知，压强一定时，随温度的升高，CO的转化率减小，反应①正反应为放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，平衡体系中CO的量增大，反应③为吸热反应，升高温度，平衡向正反应方向移动，又使平衡体系中CO的增大，总结果，随温度升高，CO的转化率减小；相同温度下，反应③前后气体分子数不变，压强改变不影响其平衡移动，反应①正反应为气体分子数减小的反应，增大压强，有利于平衡向正反应方向移动，CO的转化率增大，故增大压强有利于CO的转化率升高，故压强：P1＞P2＞P3，

考点：考查反应热计算、盖斯定律应用、平衡常数以及外界条件对平衡状态的影响等

试卷第7页，总5页

21．（13分）

（1）C

（2

（3）C

（4）25.6

（5）CO(g)+ 2H2(g) = CH3OH(g) ，△H= -91kJ/mol

【解析】

试题分析：（1）根据图2，反应物的总能量大于生成物的总能量，反应放热，△H<0，气体的物质的量减少，熵减小，△S<0，故选C。

（2）CO的平均反应速率v(CO)

10min

0.075mol/(L?min)。

根据反应方程式：CO + 2H2CH 3OH

起始（mol/L） 1 3 0

反应 0.75 1.5 0.75

平衡 0.25 1.5 0.75

反应的平衡常数K

9

（3）因该反应为放热反应，升高温度平衡将向逆反应方向移动，将减小，A错误；

恒容条件下，充入He气，平衡不移动，将保持不变，B错误；再充入1molCO和3mol H 2相当于增大了压强，平衡将向正反应方向移动，将增大，C正确；使用

催化剂，平衡不移动，仍将保持不变，D错误，故选C；

（4）根据达到平衡时测的混合气体的密度是同温同压下起始的1.6倍，可知平衡时混合气体的体积减小，平衡向右移动，且平衡前与平衡后气体的体积比为1.6:1，即物质的量为1.6:1。CO + 2H2CH3OH

起始（mol） 1 2 1

反应 x 2x x

平衡 1—x 2—2x 1+x

x=0.75mol，平衡时混合气体的平均摩尔质量＝

。故填：25.6

（5）由图2可得：1 mol CO与2 mol H 2反应生成1 mol CH 3 OH气体的反应为放热反应，且反应热为：419—510=-91KJ/mol；即该反应的热化学方程式为：CO(g)+2H 2 (g)=CH 3 OH(g)，△H=-91KJ/mol，故填：CO(g)+2H 2 (g)=CH 3 OH(g)，△H=-91KJ/mol。

考点：考查了化学反应速率和化学平衡的相关知识。

22．（1）反应物的总能量大于生成物的总能量；（2）0.05mol/(L·min)，75%；（3）b、d。

【解析】

试题分析：（1）依据能量守恒，反应物的总能量大于生成物的总能量，说明此反应是放热反应，反应物的总能量小于生成物的总能量，说明此反应是吸热反应，根据能量变化图，反应物的总能量大于生成物的总能量，故此反应是放热反应；（2）依据化学反应速率的表达式：v(CO2)=(1－0.5)/(2×5)mol/(L·min)=0.05mol/(L·min)，10min达到平衡，消耗的CO2的物质的量为(1－0.25)mol=0.75mol，依据反应方程式，此时消耗的H2的物质的量为3×0.75mol=2.25mol，氢气的转化率=消耗量/总量×100%=2.25/3×100%=75%；（3）a、不同种物质的反应速率判断到达平衡的标志要求：反应方向一正一逆，然后速率之比等于系数之比，生成甲醇的方向是向正反应方向进行，消耗CO2也是向正反应方向进行，不符合上述要求，故错误；b、化学平衡状态：一定条件下，可逆反应，当正反应速率和逆反应速率相等，且各组分的浓度不再改变，此时的状态称为平衡状态，各组分的浓度不再改变们能够说明达到平衡，故说法正确；c、物质的量之比不能作为达到平衡的标志，故说法错误；d、依据a选项的分析，消耗氢气反应向正反应方向进行，消耗甲醇反应向逆反应方向进行，且速率之比等于系数之比，能作为达到平衡的标志，故说法正确。

考点：考查能量和反应热的关系、化学反应速率的计算、化学平衡的计算、达到化学平衡的判断等知识。

23．（12分，每空2分）（1）①-622.2 ②△H＞0 △S＜0 ③NaClO+2NH3=N2H4+NaCl+H2O

（2）3N2H4N2＋4NH3（3）2HN3===3N2＋H2（4）9∶1

【解析】

试题分析：（1）①第二个式子减去第一个式子可得N2H4（l）+O2（g）=N2（g）+2H2O（l）△H=--622.2 kJ·mol-1；②N2（g）+2H2（g）=N2H4（l）不能自发进行的原因是△H＞0 △S＜0，体系的自由能△G>0，所以反应不能自发进行；③ 用次氯酸钠氧化氨，可以得到N2H4的稀溶液，该反应的化学方程式是NaClO+2NH3=N2H4+NaCl+H2O。（2）在纳米钴的催化作用下，N2H4可分解生成两种气体，其中一种能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，该气体是NH3，根据电子守恒及元素守恒，可得反

应的方程式是3N2H4N2＋4NH3。（3）N2H4与亚硝酸反应可生成氮的另一种氢化物，在标准

状况下，该氢化物气体的相对分子质量为43.0，其中氮原子的质量分数为0.977，则含有的N 原子的个数是N：（43.0×0.977）÷14=3，则含有的H原子个数是：H=（43.0-14×3）÷1=1，因此该化合物的化学式是HN3，该氢化物受撞击后可完全分解为两种单质气体。该氢化物分解的化学方程式为2HN3===3N2＋H2；（4）假设18 mol尾气中含有NO和NO2物质的量分别是x、y，则

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x+y=18；5x/6+7y/6=15.6 ，解得x=16.2mol，y=1.6mol，所以此尾气中NO与NO2的体积比为

16.2mol：1.6mol=9:1。

考点：考查反应自发性的判断、热化学方程式的书写及氧化还原反应的计算的有关知识。

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