热门试卷

(1)放热  (2)A

(1)氢气燃烧是放热反应，所以该反应为放热反应。

(2) 1当生成8g H2O时，H2O的物质的量为1mol,故选A

100 ：11

此题是关于两种不反应的溶液混合后溶液pH值的计算，根据混合前后溶质(NaOH)量守恒，列式求解

解答：pH="10 " C(H+)=10-10mol/L  C(OH—) =10-4mol/L

pH="13 " C(H+)=10-13mol/L  C(OH—) =10-1mol/L

pH="12 " C(H+)=10-12mol/L  C(OH—) =10-2mol/L

10-4·n + 10-1·m =" (n+m)" ×10-2

n ：m =" 100" ：11

有关混合溶液的pH计算，题设条件可千变万化，正向、逆向思维，数字与字母交替出现，但基本题型只有两种：（1）混合后不反应，（2）混合后反应。对于溶液的稀释，可将水作为浓度为0的溶液，仍属混合后不反应一类，这一类混合溶液的pH应介于两种溶液的pH之间，因而酸、碱溶液无论加多少水稀释，其最终pH均不可能等于纯水的pH（即常温不可能为7）。混合溶液pH的计算方法也很简单，即设法求出混合溶液的C(H+)，若是溶液显碱性，则必须先求出溶液的C(OH—)，然后再换算为C(H+)或按OH—量守恒列式求解。

略

（1）ΔH1  + ΔH2   2分

（2）0.1 mol·L－1·min－1   2分

（3）AD   2分 漏选扣1分，多选错选没分

（4）吸热 2分 加入催化剂2分 （5）向正反应方向进行  2分    20%

试题分析：（1）根据盖斯定律，可得∆H = ΔH1  + ΔH2   

（2）v(NO)=2v(O2)="2×0.5mol÷2L÷5min=0.1" mol·L－1·min－1 

（3）A、消耗1 mol N2同时生成1 mol O2，说明正反应速率和逆反应速率相等，该反应已达到平衡，正确；B、该反应是在恒容条件下进行，不论反应是否平衡，气体密度不变，所以密度不变不能说明反应已达到平衡，错误；C、因为左右气体的系数相等，不论反应是否平衡，混合气体平均相对分子质量不变，所以混合气体平均相对分子质量不变不能说明反应已达到平衡，错误；D、2v正(N2)＝v逆(NO)，等于系数之比，说明正反应速率等于逆反应速率，反应已达到平衡，正确。

（4）温度升高，平衡常数K增大，说明该反应为吸热反应；b反应速率加快，但平衡不移动，则b改变的条件可以是：加入了催化剂。

（5）设出N2的转化浓度，根据化学方程式，可表示出平衡时N2、O2、NO的浓度，然后根据平衡常数K的表达式，列出计算式，可求出N2的转化浓度，进而求出N2的体积分数。

(1)=

(2)中性   

(3)高于           9:11   

(4)②>③>①

(5)①>③>④>②

本题综合考查了水的电离、盐类的水解、离子浓度大小的比较、离子方程式的书写，同时考查了溶液pH的计算，要求考生具有较强的综合分析能力。(1)溶液中电荷守恒：，因，因此有。(2)图像中c点为拐点，说明恰好完全沉淀，同时也说明溶液的体积为20 mL。离子方程式为。即与恰好中和，溶液呈中性。当加入10 mL Ba(OH)2溶液时，反应为。(3)纯水的pH=6，说明，，说明温度高于25℃。。pH=11的NaOH溶液

，由题意得：

，解得：:=9:11，因此溶液中各离子浓度大小关系为。(4)因0.1的NaHB溶液的pH为4，表明的电离程度大于其水解程度，因此离子浓度大小关系为②>③>①。(5)不同种溶液中离子浓度大小比较的一般方法：先看电离，电离的多，浓度大，电离的量相同时，再看水解程度的大小。

点评：计算碱溶液的pH时，一定要考虑水的离子积，当温度不是25℃时，，计算时务必注意，否则极易出错。

略

（1）CH3OH(l)＋ O2(g)  CO (g) ＋2H2O(g) ∆H＝ －354．8 kJ/mol（2分）

（2）① 0．04 mol/L·S （2分）

② 1．92          （2分）

③ 29．4 kJ       （1分）

④ b d            （1分）

（3）① CH3OH       （1分）

② O2＋4e-＋4H+  2H2O（1分）

试题分析：（1）CH3OH不完全燃烧生成CO和气态水的热化学方程式用（①-②）÷2即得，所以答案是CH3OH(l)＋ O2(g)  CO (g) ＋2H2O(g) ∆H＝ －354．8 kJ/mol；

（2）①达平衡时，B容器的热效应是吸收 19．6 kJ热量，即甲醇的物质的量减少19．6/49=0．4mol，浓度减少0．4mol/L，所以容器B中CH3OH的平均反应速率为0．4mol/L/10s=0．04 mol/L·S

②B容器中平衡时c(CH3OH)=1-0．4=0．6mol/L=c(H2O)，c(CO2)=0．4 mol/L ,c(H2)=1．2 mol/L,所以B容器的化学平衡常数K= c(CO2) c(H2)3/ c(CH3OH) c(H2O)=1．92

③a容器的化学平衡常数是1/1．92,设平衡时甲醇的浓度为x，则1/1．92=x2/(1-x)(3-3x)3，解得x=0．6mol/L，所以α＝0．6mol/L×1L×49 kJ/mol =29．4 kJ

④a、升高温度，平衡逆向移动，甲醇产率减少，错误；b、将水蒸气从体系分离，生成物浓度减小，平衡正向移动，甲醇产率增大，正确；c、使用催化剂对平衡无影响，错误；d、将容器的容积缩小一半，压强增大，平衡正向移动，甲醇产率增大，正确，答案选bd。

（3）原电池中阳离子移向正极，所以电池右侧为正极，氧气发生还原反应，电极反应式为O2＋4e-＋4H+  2H2O，所以电池左侧为负极，b口应通CH3OH。

(12分)

（1）4CO(g)+2NO2(g)=4CO2(g)+N2(g)△H=-(2b+c-2a)kJ·mol(2分)

或4CO(g)+2NO2(g)=4CO2(g)+N2(g)△H=(2a-2b-c)kJ·mol等

（2）①40%(2分)

②升高温度(1分)；因为加入催化剂能缩短达到平衡的时间，但化学平衡不移动，所以b、a两条件下达到平衡是N2的浓度相同（或其他合理答案）(2分)。

（3）<(1分)；AC(2分)；

（4）①NH+4+H2O=NH3·H2O+H+(2分)

②BC(2分)

试题分析：。

（1）根据题干信息可以得到：①式NO2(g)+CO(g)=CO2(g)+NO(g)△H=-（b-a）kJ·mol，结合②式：2CO(g)+2NO(g)=N2(g)+2CO2(g)△H=-ckJ·mol-1（c>0），由①×2+②得CO将NO2还原至N2时的热化学方程式：4CO(g)+2NO2(g)=4CO2(g)+N2(g)△H=-(2b+c-2a)kJ·mol

（2）①平衡时氮气的浓度为0.06mol/L，转化的量为0.04mol/L，根据计量数之比H2转化的量为0.12mol/L，H2的转化率为0.12mol/L÷0.30mol/L×100%=40%；②升高温度合成氨的反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H<0为放热反应，氮气的转化率下降，缩短了到达平衡的时间，有可能。因为加入催化剂能缩短达到平衡的时间，但化学平衡不移动，所以b、a两条件下达到平衡使N2的浓度相同。

（3）①合成氨的反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)△H<0为放热反应，升高温度，平衡逆向移动，K会减小；②平衡时，各物质的量不变，所以A.容器内NH3的浓度保持不变，正确。C.容器内压强保持不变，正确。B.3v(N2)(正）=v(H2)(逆），错误。D.由于是恒容容器，总质量、总体积均不变，混合气体的密度保持不变，错误。

（4）①NH4Cl的水解：NH4++H2O=NH3·H2O+H+；②，由x+y=14，氨水少量电离的OH-能与硫酸完全电离出的H+，说明氨水要远多于硫酸，等体积混合后溶液一定呈碱性[H+]<[OH-]，结合电荷守恒式：

[NH4+]+[H+]=[OH-]+2[SO42-]，可知BC正确。

（1）（共2分）    

（2）(共2分) △H3 =△H1+△H2 或△H1=△H3﹣△H2 或△H2 =△H3﹣△H1

（3）(共5分) 放热 (2分)   75% （3分）

（4）(共2分) E  （不能选B，因为压强大过一倍以上时，压缩引起的颜色变化大过移动引起的颜色变化，所以C点比A点颜色深；温度相同,则平衡常数相同）

（5）(共4分)  4OH - - 4e-=2H2O+O2↑   (2分)       O2、SO2 (2分)

（说明：阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根（SO32->SO42->NO3-）>F- ；阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸性溶液）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+（>水解产生的H+）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+；溶液中电极电位：4OH—4e-=O2+2H2O  E=﹣0.401 V；SO32-+2OH-=SO42-+H2O  E=+0.90V。所以：在阴极是H+放电，在阳极是OH-放电不是SO32-；由于放电速度很快，离子移动速度较慢，阴极区OH-放电后多出的H+立即与SO32-反应放出SO2气体，阴极区多出的SO32-通过阴离子交换膜移动过阳极区补充）

试题分析：（1）由反应方程式可知C为固体，所以平衡常数的表达式为

（2）根据热化学方程式和盖斯定律得，方程式③=①+②，所以△H3=△H1 +△H2 。

（3）根据表格中数据可知，随着温度的升高，平衡常数逐渐减小，说明正反应进行的程度逐渐减小，所以平衡逆向移动，正反应为放热反应；500℃时，平衡常数K=9，所以有：

CO(g)+H2O(g)  H2(g) + CO2(g)，

初始浓度(mol/L) 0.020  0.020      0      0

转化浓度(mol/L) 0.02α    0.02α   0.02α    0.02α

平衡浓度(mol/L) 0.02(1-α) 0.02(1-α) 0.02α    0.02α

所以代入表达式中K=(0.02α)2/ [0.02(1-α)]2 =9，解得α=75%，所以CO转化率为75%。

（4）图为不同温度下平衡体系中的NO2体积分数随压强变化曲线图，所以分析：

A：反应速率受温度、浓度、压强等因素影响，C点的压强远大于A，压强越大反应速率越大，C>A，A错误。

B：NO2为红棕色，颜色深浅与浓度大小有关， C点对于A点，增大了压强，平衡逆向移动，NO2减少，但是因为C点压强远大于A点，所以被压缩后浓度增大要大于平衡移动造成的浓度减小，所以C的颜色深，A浅，B错误。

C：B、C两点在不同条件控制下平衡时NO2的体积分数相等，所以气体的总质量和总物质的量相等，平均相对分子质量相等B=C，C项错误。

D：正反应为吸热反应，升高温度平衡正向移动，NO2的体积分数增大，所以加热不能实现状态A到状态B的转化，D项错误。

E：A、C两点在同一温度线上，所以温度相同平衡常数相同，A=C，所以E正确。

故选E。

（5）根据如图电解装置可知，阴极HSO3-电离出的H+在阴极区得到电子被还原生成了H2阴极反应式：2H++2e-=H2↑，而阳极区水电离的OH-先放电，失去电子生成O2，阳极反应式：4OH - - 4e-=2H2O+O2↑，由于阳极区不断消耗OH-，所以使得阴极区产生的SO32- 不断通过阴离子交换膜，并与阳极溶液中的H+反应2H++ SO32- =SO2↑+H2O，所以阳极区有氧气产生，也有SO2产生。而通过离子交换膜的部分SO32- 也会被生成的氧气氧化生成SO42- ，所以也会不断生成硫酸产品。（说明：阴离子放电顺序S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根（SO32->SO42->NO3-）>F- ；阳离子放电顺序：Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+（酸性溶液）>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+（>水解产生的H+）>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+；溶液中电极电位：4OH—4e-=O2+2H2O  E=﹣0.401 V；SO32-+2OH-=SO42-+H2O  E=+0.90V。所以：在阴极是H+放电，在阳极是OH-放电不是SO32-；由于放电速度很快，离子移动速度较慢，阴极区OH-放电后多出的H+立即与SO32-反应放出SO2气体，阴极区多出的SO32-通过阴离子交换膜移动过阳极区补充）

（14分）（1）77.3（2分）

（2）①<（2分）  ② =（2分）  ③ a b（2分） 0.08mol·L-1·min-1（2分）

（3）向左 （2分）；或0.17（2分）

试题分析：（1）根据热化学方程式2Cu2S(s)+3O2(g)=2Cu2O(s)+2SO2(g)   ⊿H=－773kJ/mol可知，每放出773kJ能量，反应中就转移12mol电子（氧气是氧化剂，1分子氧气得到4个电子），所以当该反应有1.2mol电子转移时，反应释放出的热量为×773kJ/mol＝77.3kJ。

（2）①根据图像可知，在温度相同时，P2曲线表示的SO2转化率大于P1曲线表示的SO2转化率。由于正反应是体积减小的可逆反应，增大压强平衡向正反应方向移动，SO2转化率增大，所以压强是P1＜P2。

②对于特定的可逆反应，平衡常数只与温度有关系，A、B两点的温度相同，所以两点对应的平衡常数相等。

③在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。根据表中数据可知，反应前SO2和氧气的（0.4+1.6）mol/L＝2.0mol/L和（1.2+1.6÷2）mol/L＝2.0mol/L，即反应物的起始浓度不是按照化学计量数之比冲入的，所以当SO2和O2的体积比保持不变时，可以说明反应调动平衡状态，a正确；该反应是体积减小的可逆反应，所以容器内气体的压强是减小的，因此当压强不再发生变化时，可以说明达到平衡状态，b正确；密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中气体的质量和容积始终是不变的，因此密度始终是不变的，因此选项c不能说明；根据S原子守恒可知，SO2和SO3物质的量之和始终保持不变，d不能说明，答案选ab。在0～10min内，氧气的浓度减少0.8mol/L，则υ(O2)＝0.8mol/L÷10min＝0.08mol·L-1·min-1。

（3）SO2溶于水生成亚硫酸，亚硫酸是酸，电离出氢离子，抑制水的电离，则溶液中水的电离平衡向左移动。根据亚硫酸的第二步电离方程式HSO3－＋H2OSO32－＋H＋可知，Ka2＝，则＝＝＝或0.17。

（1）（2分）1       （2）（2分）＜     

（3）（4分）负极 （2分）     2NH3 — 6e- + 6OH- =N2 +6H2O （2分。化学式1分、配平1分）

（4）（3分）CH4(g)+2NO2(g)＝CO2(g)＋2H2O(g)+N2(g)  △H＝－867kJ/mol （方程式2分，

△H数值1分）

（5）（5分）该反应是放热反应（1分），当在775K反应达到平衡后继续升高温度（1分），平衡向逆（左）方向移动，NO转化率降低（1分）    870K（2分。写860-875K之间任意数值均给分）

试题分析：（1）根据“三段式”进行计算：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)

初始浓度（mol•L‾1）  0.2    0.3        0     0

转化浓度（mol•L‾1）  0.12   0.12      0.12   0.12

平衡浓度（mol•L‾1）  0.08   0.18      0.12   0.12

平衡常数K=0.12×0.12÷（0.08×0.18）=1。

（2）因为该反应△H<0，为放热反应，所以温度升高，平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，T1的平衡常数大于300℃时平衡常数，所以T1 < 300℃。

（3）燃料电池中，O2为正极，燃料为负极，所以通入氨气的电极是负极；NH3失去电子生成的单质为N2，所以电极方程式为：2NH3 — 6e- + 6OH- =N2 +6H2O

（4）NO2被还原为N2，则CH4被氧化为CO2，写出化学方程式并配平，CH4(g)+2NO2(g)＝CO2(g)＋2H2O(g)+N2(g)，根据盖斯定律求出焓变，△H=1/2△H1+1/2△H2=－867kJ•mol‾1，可得热化学方程式。

（5）0~775K，为反应建立化学平衡的过程，775K时达到平衡，温度继续升高，NO的转化率减小，说明正反应为放热反应，温度升高，平衡向逆反应方向移动。