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2021-2022学年上海市上海中学高一（下）期末化学试卷（含答案解析）
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2021-2022学年上海市上海中学高一（下）期末化学试卷
1. 在下列过程中，需要增大化学反应速率的是( )
A. 钢铁腐蚀 B. 食物腐败 C. 牛奶变质 D. 工业合成氨
2. 下列条件的变化，是因为降低反应所需的能量而增加单位体积内的反应物活化分子百分数致使反应速率加快的是( )
A. 增大浓度 B. 增大压强 C. 升高温度 D. 使用催化剂
3. 下列有关金属腐蚀与防护的说法不正确的是( )
A. 纯银器表面在空气中因化学腐蚀渐渐变暗
B. 当镀锡铁制品的镀层破损时，镀层仍能对铁制品起保护作用
C. 在海轮外壳连接锌块保护外壳不受腐蚀是采用了牺牲阳极的阴极保护法
D. 可将地下输油钢管与外加直流电源的负极相连以保护它不受腐蚀
4. 下列叙述错误的是( )
A. 碳酸氢钠加热可以分解，因为升高温度利于熵增的方向自发进行
B. 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH−TΔS<0的方向进行
C. 水结冰的过程不能自发进行的原因是熵减的过程，改变条件也不可能自发进行
D. 混乱度减小的吸热反应一定不能自发进行
5. 关于如图所示装置的叙述，正确的是( )
A. 铜是阳极，铜片上有气泡产生 B. 铜片质量逐渐减少
C. 电流方向从锌片经导线流向铜片 D. 铜离子在铜片表面被还原
6. 关于工业合成氨的叙述中错误的是( )
A. 在动力、设备、材料允许的条件下尽可能在高压下进行
B. 温度越高越有利于工业合成氨
C. 在工业合成氨中N2、H2的循环利用可提高其利用率，降低成本
D. 及时从反应体系中分离出氨气有利于平衡向正反应方向移动
7. 下列关于热化学反应的描述中，正确的是( )
A. 已知：H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l)ΔH=−57.3kJ/mol，则H2SO4和Ba(OH)2反应H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l)ΔH=−114.6kJ/mol
B. CO的燃烧热是−283.0kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)+O2(g)ΔH=−566kJ/mol
C. 两个体积相同的容器中充入等量的NO2发生反应：2NO2(g)⇌N2O4(g)ΔH<0，绝热容器中气体的颜色比非绝热容器中颜色深
D. ΔH>0的化学反应一定不能自发进行
8. 某研究性学习小组进行电化学实验，研究装置如图所示。有关说法错误的是( )
A. Fe为负极
B. 原电池中发生了吸氧腐蚀的变化
C. 电解池中阳极材料质量增大
D. 电解池中阴极的电极反应式为Cu2++2e−=Cu
9. 反应A→C分两步进行：①A→B，②B→C.反应过程能量变化曲线如图所示(E1、E2、E3、E4表示活化能).下列说法错误的是( )
A. 三种物质中B最不稳定 B. A→B反应的活化能为E1
C. B→C反应的△H=E4−E3 D. 加入催化剂不能改变反应的焓变
10. 依据图示关系，下列说法不正确的是( )
A. ΔH2>0
B. 1molS(g)完全燃烧释放的能量小于2968kJ
C. ΔH2=ΔH1−ΔH3
D. 16gS(s)完全燃烧释放的能量为1484kJ
11. 下列说法正确的是( )
①参加反应的物质的性质是影响化学反应速率的主要因素 ②光是影响某些化学反应速率的外界条件之一 ③决定化学反应速率的主要因素是浓度 ④不管什么反应，增大浓度、加热、加压、使用催化剂都可以加快反应速率
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
12. 少量铁片与l00mL0.01mol/L的稀盐酸反应，反应速率太慢．为了加快此反应速率而不改变H2的产量，可以使用如下方法中的 ( )
①加H2O
②加KNO3固体
③滴入几滴浓盐酸
④加入少量铁粉
⑤加NaCl溶液
⑥滴入几滴硫酸铜溶液
⑦升高温度(不考虑盐酸挥发)
⑧改用10mL0.1mol/L盐酸．
A. ②⑥⑦ B. ③⑤⑧ C. ③⑦⑧ D. ③④⑥⑦⑧
13. 已知反应A2(g)+2B2(g)⇌2AB2(g)△H<0，下列说法正确的是( )
A. 升高温度，正反应速率增加，逆反应速率减小
B. 增大压强能使正、逆反应速率都增大，且有利于平衡正向移动
C. 达到平衡后，升高温度有利于该反应平衡正向移动
D. 达到平衡后，降低温度或加催化剂都有利于该反应平衡正向移动
14. 利用CH4可消除NO2的污染，反应原理为：CH4(g)+2NO2(g)⇌N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，在10L密闭容器中分别加入0.50molCH4和1.2molNO2，测得不同温度下n(CH4)随时间变化的有关实验数据如表所示：下列说法正确的是( )
组别
温度/K
时间/min
物质的量/mol
0
10
20
40
1
T1
n(CH4)
0.50
0.35
0.25
0.10
2
T2
n(CH4)
0.50
0.30
0.18
M
A. 组别1中0∼20min内，NO2降解速率为0.0125mol⋅L−1⋅min−1
B. 由实验数据可知温度T1
D. 该反应只有在高温下才能自发进行
15. 利用CO和H2在催化剂的作用下合成甲醇，发生的反应如下：CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)。在2L的恒容密闭容器中，按物质的量之比1：2充入CO和H2，测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A. 该反应的ΔH<0，且P1
C. 在C点时，CO转化率为75%
D. B点时，测得混合气体总浓度为0.625mol/L，保持温度不变，向该恒容容器中再充入CO、H2和CH3OH各0.1mol，平衡逆向移动
16. 电化学装置在日常生活、工业生产中有着广泛的应用，请回答以下问题。
Ⅰ.(1)下列反应在理论上可设计成原电池的化学反应是 ______(填序号)。此类反应具备的条件是①______反应，②______反应。
A.C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)△H>0
B.Ba(OH)2⋅8H2O(s)+2NH4Cl(s)=BaCl2(aq)+2NH3⋅H2O(l)+8H2O(l)△H>0
C.Mg3N2(s)+6H2O(1)=3Mg(OH)2(s)+2NH3(g)△H<0
D.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H<0
(2)以稀硫酸溶液为电解质溶液，依据(1)中所选反应设计一个电池。其正极反应为：______。
Ⅱ.实验室组装甲、乙两个电化学装置如图1所示，请按要求回答下列问题：
若两池中均为CuSO4溶液，反应一段时间后：
(3)有红色物质析出的是甲池中的 ______棒(填“铁”或“碳”)；乙池中的 ______极(填“阴”或“阳”)。
(4)乙池中阳极上发生的电极反应方程式是 ______。
Ⅲ.若两池中均为饱和NaCl溶液：
(5)写出乙池中总反应的化学方程式 ______。
(6)乙池碳棒上的电极反应属 ______反应(填“氧化”或“还原”)。
Ⅳ.依据工业上离子交换膜法制烧碱的原理，用如图2所示装置电解K2SO4溶液。
(7)该电解槽中，通过阴离子交换膜的离子数 ______(填“>”、“<”或“=”)通过阳离子交换膜的离子数；图中a、b、c、d分别表示有关溶液的pH(已知：酸性越强，pH越小；碱性越强，pH越大)，则a、b、c、d由小到大的顺序为 ______。
17. 可逆反应在平衡移动过程中涉及到很多物理量的变化，回答以下问题。
现有反应：mA(g)+nB(g)⇌pC(g)，达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，则：
(1)该反应的逆反应为 ______反应(填“吸热”或“放热”)，且m+n______p(填“>”或“=”或“<”)。
(2)上述可逆反应达到平衡后，改变下列条件，讨论各物理量的变化(填“增大”或“减小”或“不变”)
①减压使容器体积增大时，A的质量分数 ______。
②若加入B(恒容)，则A的转化率 ______。
③若升高温度，则重新达到平衡时B、C的浓度之比[B][C]将 ______。
④若加入催化剂，气体混合物的总物质的量 ______。
(3)若B是有色物质，A、C均无色，若恒容加入C时混合物颜色 ______(填“变深”或“变浅”或“不变”，下同)；若恒压充入氖气后，再次建立平衡时与原平衡相比，气体混合物颜色 ______。
某可逆反应：2A(g)←B(g)+D(g)在3种不同条件下进行，B和D的起始浓度均为0，反应物A的浓度随反应时间的变化情况如表：
实验
序号
时间/min
浓度/mol⋅L−1
温度/℃
0
10
20
30
40
50
60
1
800
1.0
0.80
0.67
0.57
0.50
0.50
0.50
2
800
1.0
0.60
0.50
0.50
0.50
0.50
0.50
3
950
1.0
0.40
0.25
0.20
0.20
0.20
0.20
(4)实验1中，在10∼20min内，以物质A表示的平均反应速率为 ______，50min时，v正______v逆(填“>”或“<”或“=”)。
(5)0∼20min内，实验2比实验1的反应速率 ______(填“快”或“慢”)，其原因可能是 ______。
(6)实验3比实验1的反应速率 ______(填“快”或“慢”)，其原因可能是 ______。
18. 某化学课外小组的同学准备通过实验探究，加深对化学反应速率和化学反应限度的认识。
实验一：探究温度和浓度对反应速率的影响
实验原理及方案：在酸性溶液中，碘酸钾(KIO3)和亚硫酸钠可发生反应生成碘，生成的碘可用淀粉溶液检验，根据出现蓝色所需的时间来衡量该反应的速率。
实验序号
0.01mol/LKIO3酸性溶液(含淀粉)的体积/mL
0.01mol/LNa2SO3溶液的体积/mL
水的体积/mL
实验温度/℃
出现蓝色的时间/s
①
5
5
V1
0
②
5
5
40
25
③
5
V2
35
25
(1)上述表格中：V1=______mL，V2=______mL。
实验二：探究KI和FeCl3混合时生成KCl、I2和FeCl2的反应存在一定的限度。
实验步骤：
i.向5mL，0.01mol/LKI溶液中滴加5∼6滴0.01mol/LFeCl3溶液，充分反应后，将所得溶液分成甲、乙两等份；
ii.向甲中滴加CCl4，充分振荡；
iii.向乙中滴加KSCN。
请回答下列问题：
(2)KI和FeCl3在溶液中反应的离子方程式为：2I−+2Fe3+⇌I2(溶液)+2Fe2+，写出该反应的平衡常数K的表达式 ______。
(3)步骤和iii中的实验现象说明KI和FeCl3混合时生成KCl、I2和FeCl2的反应存在一定的限度，则步骤ii中的实验现象是 ______，且步骤iii中的实验现象是 ______。
实验三：对铝片与相同H+浓度的盐酸和硫酸在同温同压下反应时，铝和盐酸反应速率更快的原因探究。填写下列空白：
①该同学认为：由于预先控制了反应的其他条件，那么，两次实验时反应的速率不一样的原因，只有以下五种可能：
原因Ⅰ：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应没有影响；
原因Ⅱ：Cl−对反应没有影响，而SO42−对反应具有阻碍作用；
(4)原因Ⅲ：______；
原因Ⅳ：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但Cl−影响更大；
(5)原因Ⅴ：______。
②该同学设计并进行了两组实验，即得出了正确结论。他取了两片等质量、外形和组成相同、表面经过砂纸充分打磨的铝片，分别放入到盛有同体积、c(H+)相同的稀硫酸和盐酸的试管(两试管的规格相同)中：
a.在盛有硫酸的试管中加入少量NaCl或KCl固体，观察反应速率是否变化；
b.在盛有盐酸的试管中加入少量Na2SO4或K2SO4固体，观察反应速率是否变化。
(6)若原因I是正确的，则应观察到的现象是：实验a中 ______，实验b中 ______。
19. 合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如表：
温度(℃)
360
440
520
K值
0.036
0.010
0.0038
①由上表数据可知该反应为 ______反应(填“放热”或“吸热”或“无法确定”)。
②下列措施能用勒夏特列原理解释是 ______(填序号)。
a.增大压强有利于合成氨
b.使用合适的催化剂有利于快速生成氨
c.生产中需要升高温度至500℃左右
d.需要使用过量的N2，提高H2转化率
(1)0.2mol氨气溶于水后再与含有0.2mol硫酸的溶液恰好完全反应放热QkJ，写出该反应的热化学方程式(溶液用aq表示)：______。
(2)已知N2(g)和H2(g)反应生成1molNH3(g)过程中能量变化如图所示(E1=1127kJ,E2=1173kJ)
化学键
H−H
N≡N
键能(kJ/mol)
436
946
根据以上键能数据计算N−H键的键能为 ______kJ/mol。
(3)原料气H2可通过反应CH4(g)+H2O(g)⇌CO(g)+3H2(g)获取，已知该反应中，当初始混合气中的甲烷与水蒸气的物质的量之比恒定时，温度、压强对平衡混合气CH4含量的影响如图所示：
①图中，两条曲线表示压强的关系是：P1______P2(填“>”或“=”或“<”)。
②其它条件一定，升高温度，CH4的转化率会 ______(填“增大”或“减小”或“不变”)。
(4)原料气H2还可通过反应CO(g)+H2O(g)⇌CO2(g)+H2(g)获取。
①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1molCO，反应达平衡后，测得CO的浓度为0.08mol/L，该温度下反应的平衡常数K值为 ______。
②保持温度仍为T℃，容积体积为5L，改变水蒸气和CO的初始物质的量之比，充入容器进行反应，下列描述能够说明体系处于平衡状态的是 ______(填序号)。
a.容器内压强不随时间改变
b.混合气体的密度不随时间改变
c.单位时间内生成amolCO2的同时消耗amolH2
d.混合气中n(CO)：n(H2O)：n(CO2)：n(H2)=1：16：6：6
答案和解析
1.【答案】D
【解析】解：A.钢铁腐蚀对生产生活不利，应该减小化学反应速率，故A错误；
B.生物腐败对生活不利，应该减小化学反应速率，故B错误；
C.牛奶变质对生活不变，应该减小化学反应速率，故C错误；
D.工业合成氨对生产有利，应该增大化学反应速率，故D正确；
故选：D。
一般来说，在工业生产中，为提高产量，应增大反应速率，而对于食品和材料等资源，为减少损耗，应减少反应速率，以此解答。
本题考查化学反应速率的调控，侧重于化学与生活的考查，有利于培养学生良好的科学素养，提高学习的积极性，难度不大。
2.【答案】D
【解析】
【分析】
本题考查影响反应速率的因素，注意活化分子数目与百分数的差别，明确温度、浓度、压强对反应速率的影响即可解答，题目难度不大。
【解答】
增大浓度、增大压强，只能增大单位体积的活化分子数目，但活化分子的百分数不变，
而升高温度、使用催化剂可增大活化分子百分数，其中催化剂可降低反应的活化能，使活化分子百分数增加而导致反应速率增大。
故选D。
3.【答案】B
【解析】解：A.纯银中无杂质，在空气中不形成原电池，银和空气中的硫化氢反应生成黑色的硫化银，故纯银器的表面在空气中因化学腐蚀渐渐变暗，故A正确；
B.当镀锡铁制品的镀层破损后会形成原电池，铁作负极被腐蚀，可加快铁制品腐蚀，故B错误；
C.海轮外壳连接锌块会形成原电池，由于锌活泼，锌作负极，铁作正极，正极被保护，该方法是牺牲阳极的阴极保护法，故C正确；
D.采用外加电流的阴极保护法时，被保护金属与直流电源的负极相连，则将地下输油钢管与外加直流电源的负极相连以保护它不受腐蚀，故D正确；
故选：B。
A.纯银器表面变暗是由于单质Ag和H2S反应生成Ag2S；
B.当镀锡铁制品的镀层破损后会形成原电池，铁作负极；
C.海轮外壳连接锌块会形成原电池，锌块作负极；
D.采用外加电流的阴极保护法时，被保护金属与直流电源的负极相连。
本题考查了金属的腐蚀与防护，明确原电池原理和电解原理、金属的防护措施即可解答，注意理解原电池原理或电解池原理在金属防护中的应用，题目难度不大。
4.【答案】C
【解析】解：A.碳酸氢钠加热可以分解，生成气体增多，△S>0，即升高温度利于熵增的方向自发进行，故A正确；
B.△G=△H−T△S<0，可自发反应，故B正确；
C.水结冰的过程不能自发进行的原因是熵减的过程，改变条件能自发进行，如降温可发生，故C错误；
D.混乱度减小的吸热反应，△S<0、△H>0，则△H−T△S>0，该反应不能自发进行，故D正确；
故选：C。
△H−T△S<0的反应可自发进行，反之不能自发进行，以此来解答。
本题考查反应热与焓变，为高频考点，把握焓变、熵变与反应进行方向的关系为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意综合判据的应用，题目难度不大。
5.【答案】D
【解析】解：A.该反应能自发进行，所以该装置是原电池，根据电子流向知，锌作负极，铜作正极，铜电极上铜离子得电子生成铜，故A错误；
B.该原电池中，铜电极上铜离子得电子生成铜，所以铜电极质量逐渐增加，故B错误；
C.该原电池中，锌作负极，铜作正极，所以电流从铜片沿导线流向锌片，故C错误；
D.该原电池中，铜电极上铜离子得电子发生还原反应而生成铜，被还原，故D正确；
故选：D。
该反应能自发进行，所以该装置是原电池，根据电子流向知，锌作负极，铜作，负极上锌失电子发生氧化反应，正极上铜离子得电子发生还原反应，由此分析解答．
本题考查了原电池原理，正确推断原电池及正负极是解本题关键，结合正负极上发生的电极反应、电流流向来分析解答即可，难度不大．
6.【答案】B
【解析】解：A.合成氨的正反应为气体体积缩小的反应，压强越大，反应物的转化率越高，则在动力、设备、材料允许的条件下尽可能在高压下进行，故 A正确；
B.合成氨的正反应为放热反应，升高温度后不利于氨气的生成，故B错误；
C.合成氨中N2和H2的循环使用，可以提高原料气的利用率，降低成本，故C正确；
D.及时从反应体系中分离出氨气，反应物浓度减小，有利于平衡向正反应方向移动，故D正确；
故选：B。
A.合成氨的为反应为体积缩小的反应，增大压强有利于氨气的生成；
B.合成氨的反应为放热反应，温度越高，反应物转化率越低；
C.反应物的循环使用可以节约原料，提高利用率；
D.分离出生成物，平衡向着正向移动，有利于氨气的合成．
本题考查了工业合成氨的反应原理及反应条件的选择，题目难度中等，明确合成原理为解答关键，注意掌握影响化学平衡的因素，试题侧重考查学生的分析、理解能力及灵活应用基础知识的能力．
7.【答案】C
【解析】解：A.由于钡离子与硫酸根离子生成硫酸钡沉淀时放出热量，放热反应的焓变为负值，则H2SO4和Ba(OH)2反应H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l)ΔH<−114.6kJ/mol，故A错误；
B.CO的燃烧热是−283.0kJ/mol，CO与氧气反应的人化学方程式为：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)ΔH=−566kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)+O2(g)ΔH=+566kJ/mol，故B错误；
C.两个体积相同的容器中充入等量的NO2发生反应：2NO2(g)⇌N2O4(gΔH<0,该反应为放热反应，与非绝热容器相比，绝热容器中温度更高，升高温度平衡逆向移动，NO2的浓度增大，混合气体的颜色加深，故C正确；
D.化学反应能否自发进行的判断依据是△H−T△S<0，ΔH>0的化学反应，若△S>0，在高温下该反应能够自发进行，故D错误；
故选：C。
A.钡离子与硫酸根离子生成硫酸钡沉淀时放出热量，导致放出热量增大，结合放热反应的焓变为负值分析；
B.二氧化碳的分解过程吸收热量，其焓变为正值；
C.绝热容器中温度较高，该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动；
D.△H−T⋅△S<0时反应能够自发进行。
本题考查热化学方程式，为高频考点，明确反应自发进行的条件、燃烧热和中和热概念为解答关键，注意掌握热化学方程式的书写原则及表示的意义，题目难度不大。
8.【答案】C
【解析】解：A.原电池中Fe为负极，故A正确；
B.原电池中Fe为负极，电极方程式为Fe−2e−=Fe2+，正极电极反应方程式是：O2+2H2O+4e−=4OH−，发生了吸氧腐蚀的变化，故B正确；
C.电解池中阳极氢氧根离子失去电子被氧化生成氧气，则发生氧化反应的电极反应式为：4OH−−4e−=2H2O+O2↑，阳极材料质量不变，故C错误；
D.电解池中阴极发生还原反应，电极方程式为Cu2++2e−=Cu，故D正确；
故选：C。
原电池中Fe为负极，发生氧化反应，电极方程式为Fe−2e−=Fe2+，正极发生还原反应，电极反应方程式是：O2+2H2O+4e−=4OH−，电解硫酸铜溶液时，阳极氢氧根离子失去电子被氧化生成氧气，则发生氧化反应的电极反应式为：4OH−−4e−=2H2O+O2↑，阴极发生还原反应，电极方程式为Cu2++2e−=Cu，以此解答该题。
本题综合考查电解池和原电池知识，为高频考点，侧重于学生的分析能力的考查，注意把握原电池和电解池的工作原理，难度不大。
9.【答案】C
【解析】解：A.由图可知，C的能量最低，B的能量最高，则B最不稳定，故A正确；
B.由图可知，E1为①中正反应的活化能，即A→B反应的活化能为E1，故B正确；
C.焓变等于正逆反应的活化能之差，则B→C反应的△H=E3−E4，故C错误；
D.催化剂不改变反应的始终态，则不能改变焓变，故D正确；
故选：C。
本题考查反应热与焓变，为高频考点，把握反应中能量变化、焓变的计算为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意焓变与活化能的关系，题目难度不大。
10.【答案】B
【解析】A.S(s)→S(g)为吸热过程，则ΔH2>0，故A正确；
B.等量S(s)能量低于S(g)，则等量S(g)完全燃烧放出的热量大于S(s)完全燃烧放出的热量，则1molS(g)完全燃烧释放的能量大于2968kJ，故B错误；
C.根据盖斯定律：ΔH1=ΔH2+ΔH3，则ΔH2=ΔH1−ΔH3，故C正确；
D.S(s)+O2(g)=SO2(g)ΔH=−2968kJ/mol，说明1molS(s)完全燃烧放出2968kJ热量，16gS(s)物质的量16g32g/mol=0.5mol，则0.5molS(s)完全燃烧释放的能量为0.5mol×2968kJ/mol=1484kJ，故D正确。
故选：B。
11.【答案】A
【解析】
【分析】
决定化学反应速率快慢的因素有内因和外因，反应物本身的性质(内因)，温度、浓度、压强、催化剂等为影响化学反应速率的外界因素。
本题考查影响化学反应速率的因素，要注意与外因(浓度、温度、压强、催化剂)的区别，压强影响速率实质为影响浓度。
【解答】
决定化学反应速率快慢的主要因素是反应物本身的性质，而浓度、温度、压强、催化剂是影响因素．此外，还有固体物质的表面积，光，射线，溶剂性质等属于外因，也会影响化学反应速率，压强只对有气体参与的反应有影响。
故选A。
12.【答案】C
【解析】解：①加H2O，稀释了盐酸的浓度，故反应速率变慢，故错误；
②加KNO3溶液，氢离子与硝酸根形成硝酸，不会生成氢气，故错误；
③滴入几滴浓盐酸，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
④加入少量铁粉，铁与盐酸反应生成生成氢气的量增多，故错误；
⑤加氯化钠溶液，相当于稀释盐酸浓度，故反应速率变慢，故错误；
⑥滴入几滴硫酸铜溶液，铁把铜置换出来，形成原电池，故反应速率加快，但与盐酸反应的铁减少，故减少了产生氢气的量，故错误；
⑦升高温度(不考虑盐酸挥发)，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
⑧改用10mL0.1mol/L盐酸，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
故选：C。
为加快铁与盐酸的反应速率，可增大浓度，升高温度，形成原电池反应或增大固体的表面积，不改变生成氢气的总量，则铁的物质的量应不变，以此解答。
本题考查反应速率的影响因素，为高频考点，侧重于学生的分析能力和基本理论知识的综合理解和运用的考查，注意把握相关基础知识的积累，难度不大。
13.【答案】B
【解析】解：A.升高温度，正逆反应速率都增大，故A错误；
B.增大压强，正逆反应速率均增大，且反应向气体体积减小的方向进行，则有利于平衡正向移动，故B正确；
C.反应为气体体积减小、放热的反应，升高温度平衡逆向移动，故C错误
D.降低温度平衡正向移动，加入催化剂平衡不变，故D错误；
故选：B。
升高温度、增大压强，反应速率均增大，且升高温度向吸热的方向移动，增大压强向气体体积减小的方向移动，以此解答该题。
本题考查化学平衡，为高频考点，把握温度、压强对反应速率及平衡移动的影响为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意化学反应的特点，题目难度不大。
14.【答案】B
【解析】
【分析】
本题考查化学平衡移动，根据表中所给数据判断是解题的关键，注意T1温度下可以判断达到平衡，T2尚不可判断。
【解答】
A.0∼20min内，Δn(CH4)=0.50mol−0.25mol=0.25mol，则CH4的消耗速率为v(CH4)=0.25mol10L×20min=1.25×10−3mol/(L⋅min)，由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则NO2降解速率为2v(CH4)=2.5×10−3mol/(L⋅min)，故A错误；
B.温度升高，化学反应速率增大，相同时间段内消耗的CH4量增大，根据表中数据，0∼10min内，T2温度下消耗CH4的量大于T1温度下CH4消耗的量，所以温度T1
D.由于反应的自发性需根据ΔG=ΔH−TΔS确定，反应的熵变ΔS>0，需确定△H才能判断反应的自发条件，故D错误，
故选：B。
15.【答案】C
【解析】解：A.由图可知，升高温度，平衡逆向移动，说明该反应的△H<0，由方程式可知增大压强，平衡正向移动CH3OH的体积分数增大，所以p1>p2，故A错误；
B.温度升高，反应速率增大，B温度较高、压强较大，则反应速率：ν逆(状态A)<ν逆(状态B)，故B错误；
C.设向密闭容器充入了1molCO和2molH2，CO的转化率为x，则
CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)
起始 1 2 0
变化 x 2x x
结束 1−x2−2xx
在C点时，CH3OH的体积分数=x1−x+2−2x+x=0.5，解得x=0.75，故C正确；
D.设起始CO和H2的物质的量分别为amol和2amol，达到B点时CO转化的物质的量为xmol，可列出三段式：
CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)
起始(mol)a2a0
转化(mol)x2xx
平衡(mol)a−2x2a−2xx
B点时，测得混合气体总浓度为0.625mol/L，故气体的总物质的量为：1.25mol，a−x+2a−2x+x=1.25，x1.25=0.7，故x=0.875，a=1，故
CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)
起始(mol)120
转化(mol)0.8751.750.875
平衡(mol)0.1250.250.875
K=0.87520.1252×(0.252)2=448，向该恒容容器中再充入CO、H2和CH3OH各0.1mol，Qc=(0.875+0.12)(0.125+0.12)×(0.25+0.12)2≈141.5
A.由方程式可知增大压强，平衡正向移动CH3OH的体积分数增大；
B.温度升高，压强增大，反应速率增大；
C.设向密闭容器充入了1molCO和2molH2，利用三段法进行数据分析计算；
D.结合三段式，求得K值，然后根据K、Qc判断。
本题以图象分析为载体考查化学平衡计算，为高考常见题型，侧重考查分析能力和计算能力，明确化学反应速率、转化率计算方法、外界条件对化学平衡移动影响原理是解本题关键，题目难度不大。
16.【答案】D 自发 氧化还原 O2+4H++4e−=2H2O碳 阴 2H2O−4e−=O2↑+4H+ 2NaCl+2H2O−通电Cl2↑+H2↑+2NaOH氧化
A.C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)△H>0，该反应是吸热反应，所以不能设计成原电池，故A错误；
B.Ba(OH)2⋅8H2O(s)+2NH4Cl(s)=BaCl2(aq)+2NH3⋅H2O(1)+8H2O(1)△H>0，该反应不是氧化还原反应且是吸热反应，所以不能设计成原电池，故B错误；
C.Mg3N2(s)+6H2O(1)=3Mg(OH)2(s)+2NH3(g)△H<0，该反应不是氧化还原反应，所以不能设计成原电池，故C错误；
D.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H<0，该反应是自发进行的放热的氧化还原反应，所以能设计成原电池，故D正确，
故答案为：D；自发；氧化还原；
(2)正极氧气放电与氢离子形成水，正极反应式为：O2+4H++4e−=2H2O，
故答案为：O2+4H++4e−=2H2O；
(3)若两池中均为CuSO4溶液，甲是原电池，铁做负极失电子生成亚铁离子，溶液中铜离子在C电极上析出金属铜，乙池是电解池，依据电子流向可知电子流出的电极C为阳极，铁做阴极，溶液中铜在铁电极析出金属铜，
故答案为：碳，阴；
(4)乙池中阳极上发生的电极反应是溶液中氢氧根离子失电子生成氧气，电极方程式是2H2O−4e−=O2↑+4H+，
故答案为：2H2O−4e−=O2↑+4H+；
(5)乙为电解池，由电子流向正极可知，C为阳极，Fe为阴极，电解反应为：2NaCl+2H2O−通电 Cl2↑+H2↑+2NaOH，
故答案为：2NaCl+2H2O−通电 Cl2↑+H2↑+2NaOH；
(6)乙池碳做阳极，溶液中氯离子失电子发生氧化反应，
故答案为：氧化；
(7)电解硫酸钾溶液，阳极发生氧化反应，OH−被氧化生成O2，SO42−通过阴离子交换膜向阳极移动，钾离子通过阳离子交换膜向阴极移动，由电荷守恒知钾离子数目大于硫酸根离子数目，OH−被氧化，阳极生成H+和O2，pH减小，阴极发生还原反应生成H2和OH−，pH增大，则pH：b
(2)根据正极氧气放电与氢离子反应生成水；
(3)若两池中均为CuSO4溶液，甲是原电池，铁做负极失电子生成亚铁离子，溶液中铜离子在C电极上析出金属铜，乙池是电解池，依据电子流向可知电子流出的电极C为阳极，铁做阴极，溶液中铜在铁电极析出金属铜；
(4)乙池中阳极上发生的电极反应是溶液中氢氧根离子失电子生成氧气；
(5)若两池中均为饱和NaCl溶液，甲池是吸氧腐蚀的原电池反应，乙池是电解氯化钠溶液，乙池中阳极为C，阴极为铁，是电解氯化钠溶液生成氢氧化钠、氢气和氯气；
(6)乙池碳做阳极，溶液中氯离子失电子发生氧化反应；
(7)电解硫酸钾溶液，阳极发生氧化反应，OH−被氧化生成O2；SO42−通过阴离子交换膜向阳极移动，钾离子通过阳离子交换膜向阴极移动；OH−被氧化，阳极生成H+和O2，pH减小，阴极发生还原反应生成H2和OH−，pH增大。
本题考查了电解原理、原电池的设计、原电池原理等知识点，明确原电池的构成条件，再结合原电池正负极及电解池阴阳极上得失电子来分析解答，并会写其电极反应式，难度中等。
17.【答案】放热 >增大 增大 减小 不变 变深 变浅 0.013mol⋅L−1⋅min−1 =快 实验2使用了催化剂 快 反应3的温度高
【解析】解：(1)反应达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大，平衡正向移动，故反应正向为吸热反应，逆向为放热反应，当减小压强时，混合体系中C的质量分数减小，平衡逆向移动，逆向气体分子数增大，故m+n>p，
故答案为：放热；>；
(2)①反应逆向气体分子数增大，减小压强，平衡逆向移动，A的质量分数增大，
故答案为：增大；
②若加入B(恒容)，平衡正向移动，则A的转化率增大，
故答案为：增大；
③反应正向吸热，若升高温度，平衡正向移动，B的浓度减小，C的浓度增大，则重新达到平衡时B、C的浓度之比[B][C]将减小，
故答案为：减小；
④若加入催化剂，平衡不移动，气体混合物的总物质的量不变，
故答案为：不变；
(3)若B是有色物质，A、C均无色，若恒容加入C时，平衡逆向移动，B的浓度增大，混合物颜色变深，若恒压充入氖气后，容器体积增大，相当于对原平衡减压，平衡逆向移动，B的物质的量增大，但容器体积增大程度更大，故再次建立平衡时与原平衡相比，B的浓度减小，气体混合物颜色变浅，
故答案为：变深；变浅；
(4)实验1中，在10∼20min内，以物质A表示的平均反应速率为0.8mol/L−0.67mol/L10min=0.013mol⋅L−1⋅min−1；50min时，浓度不再发生变化，反应达到平衡状态，v正=v逆，
故答案为：0.013mol⋅L−1⋅min−1；=；
(5)0∼20min内，实验2中A的浓度变化我(1−0.5)mol/L=0.5mol/L，实验10∼20min内中A的浓度变化我(1−0.67)mol/L=0.33mol/L，实验2比实验1的反应速率快，其原因可能是实验2使用了催化剂，
故答案为：快；实验2使用了催化剂；
(6)由表格可知，反应3温度高，反应速率快，
故答案为：快；反应3的温度高。
(1)由温度对平衡的影响判断反应为吸热反应还是放热反应，由压强对平衡的影响判断反应前后系数变化；
(2)①减压，平衡向气体分子数增大方向移动；
②增大反应物浓度，平衡正向移动；
③升温，平衡向吸热反应方向移动；
④加入催化剂，同等程度加快正逆反应速率，平衡不移动；
(3)增大生成物浓度，平衡逆向移动，气体颜色由有色物质的浓度决定；
(4)由公式v=△c△t计算反应速率，反应达到平衡状态，正逆反应速率相等；
(5)由相同时间内浓度变化判断速率变化，加入催化剂，反应速率加快；
(6)温度高反应速率快。
本题考查化学平衡，题目难度中等，掌握外界条件改变对化学平衡的影响是解题的关键。
18.【答案】4010c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−) 溶液分层，下层呈现紫红色 溶液变红 Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用 Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大 反应速率加快 反应速率减慢
【解析】解：(1)从②可以看出混合溶液的总体积为50mL，故表格中：V1=40mL，V2=10mL，
故答案为：40；10；
(2)反应2I−+2Fe3+⇌I2(溶液)+2Fe2+的平衡常数K的表达式：c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−)，
故答案为：c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−)；
(3)计算可知碘离子过量，若反应有限度，则Fe3+不会完全转化为Fe2+，有I2生成，加入CCl4后碘单质被萃取到有机层，下层溶液为紫红色，故实验ii中观察到的现象是：溶液分层，下层呈现紫红色；反应有限度，则Fe3+有剩余，实验iii中加KSCN溶液会观察到溶液变红，
故答案为：溶液分层，下层呈现紫红色；溶液变红；
(4)铝片与相同氢离子浓度的盐酸和硫酸反应，溶液中阴离子为：Cl−、SO42−，猜想速率不同的原因为单一离子或两种离子均影响，综合提出的原因I和原因II，可提出猜想原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用，
故答案为：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用；
(5)根据原因IV提出相反猜想可得原因V：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大，
故答案为：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大；
(6)根据原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用，可推测实验a中反应速率加快，实验b中反应速率减慢，
故答案为：反应速率加快；反应速率减慢。
(1)混合溶液的总体积为50mL，据此计算；
(2)平衡常数等于生成物浓度次幂乘积和反应物浓度次幂乘积的比值；
(3)计算可知碘离子过量，若反应有限度，则Fe3+不会完全转化为Fe2+，有I2生成，加入CCl4后碘单质被萃取到有机层，下层溶液为紫红色；Fe3+遇到KSCN溶液会变红；
(4)铝片与相同氢离子浓度的盐酸和硫酸反应，溶液中阴离子为：Cl−、SO42−，猜想速率不同的原因为单一离子或两种离子均影响；
(5)根据原因IV提出相反猜想可得原因V：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大；
(6)根据原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用。
本题考查化学反应速率，为高频考点，把握反应速率的影响因素、控制变量法为解答的关键，侧重分析与实验能力的考查，注意反应限度及催化剂对反应的影响，题目难度不大。
19.【答案】放热 adNH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)=NH4HSO4(aq)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol391<增大 2.25cd
【解析】解：①由题目表格数据可知，温度升高，K值减小，平衡逆向移动，故反应为放热反应，
故答案为：放热；
②a.反应正向气体分子数减小，增大压强，平衡正向移动，有利于合成氨，能用勒夏特列原理解释，故a正确；
b.使用合适的催化剂，反应速率加快，有利于快速生成氨，但平衡不移动，不能用勒夏特列原理解释，故b错误；
c.反应正向放热，升高温度，平衡逆向移动，但生产中需要升高温度至500℃左右，催化剂活性最好，反应速率最快，不能用勒夏特列原理解释，故c错误；
d.需要使用过量的N2，平衡正向移动，提高H2转化率，能用勒夏特列原理解释，故d正确；
故答案为：ad；
(1)0.2mol氨气溶于水后再与含有0.2mol硫酸的溶液恰好完全反应放热QkJ，则1mol氨气反应放出热量为5QkJ，该反应的热化学方程式为NH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)⇌NH4HSO4(g)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol，
故答案为：NH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)=NH4HSO4(ag)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol；
(2)由图可知，N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)△H=2×(E1−E2)=2×(1127−1173)kJ/mol=−92kJ/mol，由键能可知，946kJ/mol+3×436kJ/mol−6N−H=−92kJ/mol，N−H键的键能为391kJ/mol，
故答案为：391；
(3)①反应正向气体分子数增加，温度一定时，增大压强，平衡逆向移动，CH4含量增大，由图可知，温度一定时，P2时CH4含量大，故P1
②由图可知，其它条件一定，升高温度，CH4含量减小，平衡正向移动，CH4的转化率增大，
故答案为：增大；
(4)①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1molCO，浓度均为0.2mol/L，反应达平衡后，测得CO的浓度为0.08mol/L，则CO的反应量为(0.2−0.08)mol/L=0.12mol/L，水蒸气的为(0.2−0.12)mol/L=0.08mol/L，CO2(g)和H2(g)浓度为0.12mol/L，该温度下反应的平衡常数K=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)=0.12×0.120.08×0.08=2.25，
故答案为：2.25；
②a.容器内压强不随时间改变，则容器内气体的总物质的量不变，但反应前后气体分子数不变，故容器内气体的总物质的始终不变，无法判断反应是否达到平衡状态，故a错误；
b.反应前后气体总质量不变，容器容积不变，故混合气体的密度始终不随时间改变，无法判断反应是否达到平衡状态，故b错误；
c.单位时间内生成amolCO2的同时消耗amolH2，正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故c正确；
d.混合气中n(CO)：n(H2O)：n(CO2)：n(H2)=1：16：6：6，熵值Q=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)=6×61×16=2.25=K，说明反应达到平衡状态，故d正确；
故答案为：cd。
①由温度变化对K的影响判断反应为吸热反应还是放热反应；
②勒夏特列原理为平衡移动原理，外界条件改变使平衡发生移动，可用勒夏特列原理解释；
(1)依据实际放出热量计算反应热；
(2)反应热等于反应物的总键能减去生成物的总键能；
(3)①由压强对平衡的影响判断压强大小关系；
②由温度变化对平衡的影响判断转化率变化；
(4)①由反应物的充入量和CO的平衡量，计算各组分平衡浓度，进而计算平衡常数；
②化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各组分浓度和百分含量保持不变。
本题考查化学反应中的能量变化和化学平衡，题目难度中等，掌握平衡状态的判断方法和外界条件改变对平衡的影响是解题的关键。
2021-2022学年上海市上海中学高一（下）期末化学试卷
1. 在下列过程中，需要增大化学反应速率的是( )
A. 钢铁腐蚀 B. 食物腐败 C. 牛奶变质 D. 工业合成氨
2. 下列条件的变化，是因为降低反应所需的能量而增加单位体积内的反应物活化分子百分数致使反应速率加快的是( )
A. 增大浓度 B. 增大压强 C. 升高温度 D. 使用催化剂
3. 下列有关金属腐蚀与防护的说法不正确的是( )
A. 纯银器表面在空气中因化学腐蚀渐渐变暗
B. 当镀锡铁制品的镀层破损时，镀层仍能对铁制品起保护作用
C. 在海轮外壳连接锌块保护外壳不受腐蚀是采用了牺牲阳极的阴极保护法
D. 可将地下输油钢管与外加直流电源的负极相连以保护它不受腐蚀
4. 下列叙述错误的是( )
A. 碳酸氢钠加热可以分解，因为升高温度利于熵增的方向自发进行
B. 在温度、压强一定的条件下，自发反应总是向ΔH−TΔS<0的方向进行
C. 水结冰的过程不能自发进行的原因是熵减的过程，改变条件也不可能自发进行
D. 混乱度减小的吸热反应一定不能自发进行
5. 关于如图所示装置的叙述，正确的是( )
A. 铜是阳极，铜片上有气泡产生 B. 铜片质量逐渐减少
C. 电流方向从锌片经导线流向铜片 D. 铜离子在铜片表面被还原
6. 关于工业合成氨的叙述中错误的是( )
A. 在动力、设备、材料允许的条件下尽可能在高压下进行
B. 温度越高越有利于工业合成氨
C. 在工业合成氨中N2、H2的循环利用可提高其利用率，降低成本
D. 及时从反应体系中分离出氨气有利于平衡向正反应方向移动
7. 下列关于热化学反应的描述中，正确的是( )
A. 已知：H+(aq)+OH−(aq)=H2O(l)ΔH=−57.3kJ/mol，则H2SO4和Ba(OH)2反应H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l)ΔH=−114.6kJ/mol
B. CO的燃烧热是−283.0kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)+O2(g)ΔH=−566kJ/mol
C. 两个体积相同的容器中充入等量的NO2发生反应：2NO2(g)⇌N2O4(g)ΔH<0，绝热容器中气体的颜色比非绝热容器中颜色深
D. ΔH>0的化学反应一定不能自发进行
8. 某研究性学习小组进行电化学实验，研究装置如图所示。有关说法错误的是( )
A. Fe为负极
B. 原电池中发生了吸氧腐蚀的变化
C. 电解池中阳极材料质量增大
D. 电解池中阴极的电极反应式为Cu2++2e−=Cu
9. 反应A→C分两步进行：①A→B，②B→C.反应过程能量变化曲线如图所示(E1、E2、E3、E4表示活化能).下列说法错误的是( )
A. 三种物质中B最不稳定 B. A→B反应的活化能为E1
C. B→C反应的△H=E4−E3 D. 加入催化剂不能改变反应的焓变
10. 依据图示关系，下列说法不正确的是( )
A. ΔH2>0
B. 1molS(g)完全燃烧释放的能量小于2968kJ
C. ΔH2=ΔH1−ΔH3
D. 16gS(s)完全燃烧释放的能量为1484kJ
11. 下列说法正确的是( )
①参加反应的物质的性质是影响化学反应速率的主要因素 ②光是影响某些化学反应速率的外界条件之一 ③决定化学反应速率的主要因素是浓度 ④不管什么反应，增大浓度、加热、加压、使用催化剂都可以加快反应速率
A. ①② B. ②③ C. ③④ D. ①④
12. 少量铁片与l00mL0.01mol/L的稀盐酸反应，反应速率太慢．为了加快此反应速率而不改变H2的产量，可以使用如下方法中的 ( )
①加H2O
②加KNO3固体
③滴入几滴浓盐酸
④加入少量铁粉
⑤加NaCl溶液
⑥滴入几滴硫酸铜溶液
⑦升高温度(不考虑盐酸挥发)
⑧改用10mL0.1mol/L盐酸．
A. ②⑥⑦ B. ③⑤⑧ C. ③⑦⑧ D. ③④⑥⑦⑧
13. 已知反应A2(g)+2B2(g)⇌2AB2(g)△H<0，下列说法正确的是( )
A. 升高温度，正反应速率增加，逆反应速率减小
B. 增大压强能使正、逆反应速率都增大，且有利于平衡正向移动
C. 达到平衡后，升高温度有利于该反应平衡正向移动
D. 达到平衡后，降低温度或加催化剂都有利于该反应平衡正向移动
14. 利用CH4可消除NO2的污染，反应原理为：CH4(g)+2NO2(g)⇌N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，在10L密闭容器中分别加入0.50molCH4和1.2molNO2，测得不同温度下n(CH4)随时间变化的有关实验数据如表所示：下列说法正确的是( )
组别
温度/K
时间/min
物质的量/mol
0
10
20
40
1
T1
n(CH4)
0.50
0.35
0.25
0.10
2
T2
n(CH4)
0.50
0.30
0.18
M
A. 组别1中0∼20min内，NO2降解速率为0.0125mol⋅L−1⋅min−1
B. 由实验数据可知温度T1
D. 该反应只有在高温下才能自发进行
15. 利用CO和H2在催化剂的作用下合成甲醇，发生的反应如下：CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)。在2L的恒容密闭容器中，按物质的量之比1：2充入CO和H2，测得平衡混合物中CH3OH的体积分数在不同压强下随温度的变化如图所示。下列说法正确的是( )
A. 该反应的ΔH<0，且P1
C. 在C点时，CO转化率为75%
D. B点时，测得混合气体总浓度为0.625mol/L，保持温度不变，向该恒容容器中再充入CO、H2和CH3OH各0.1mol，平衡逆向移动
16. 电化学装置在日常生活、工业生产中有着广泛的应用，请回答以下问题。
Ⅰ.(1)下列反应在理论上可设计成原电池的化学反应是 ______(填序号)。此类反应具备的条件是①______反应，②______反应。
A.C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)△H>0
B.Ba(OH)2⋅8H2O(s)+2NH4Cl(s)=BaCl2(aq)+2NH3⋅H2O(l)+8H2O(l)△H>0
C.Mg3N2(s)+6H2O(1)=3Mg(OH)2(s)+2NH3(g)△H<0
D.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H<0
(2)以稀硫酸溶液为电解质溶液，依据(1)中所选反应设计一个电池。其正极反应为：______。
Ⅱ.实验室组装甲、乙两个电化学装置如图1所示，请按要求回答下列问题：
若两池中均为CuSO4溶液，反应一段时间后：
(3)有红色物质析出的是甲池中的 ______棒(填“铁”或“碳”)；乙池中的 ______极(填“阴”或“阳”)。
(4)乙池中阳极上发生的电极反应方程式是 ______。
Ⅲ.若两池中均为饱和NaCl溶液：
(5)写出乙池中总反应的化学方程式 ______。
(6)乙池碳棒上的电极反应属 ______反应(填“氧化”或“还原”)。
Ⅳ.依据工业上离子交换膜法制烧碱的原理，用如图2所示装置电解K2SO4溶液。
(7)该电解槽中，通过阴离子交换膜的离子数 ______(填“>”、“<”或“=”)通过阳离子交换膜的离子数；图中a、b、c、d分别表示有关溶液的pH(已知：酸性越强，pH越小；碱性越强，pH越大)，则a、b、c、d由小到大的顺序为 ______。
17. 可逆反应在平衡移动过程中涉及到很多物理量的变化，回答以下问题。
现有反应：mA(g)+nB(g)⇌pC(g)，达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大；当减小压强时，混合体系中C的质量分数也减小，则：
(1)该反应的逆反应为 ______反应(填“吸热”或“放热”)，且m+n______p(填“>”或“=”或“<”)。
(2)上述可逆反应达到平衡后，改变下列条件，讨论各物理量的变化(填“增大”或“减小”或“不变”)
①减压使容器体积增大时，A的质量分数 ______。
②若加入B(恒容)，则A的转化率 ______。
③若升高温度，则重新达到平衡时B、C的浓度之比[B][C]将 ______。
④若加入催化剂，气体混合物的总物质的量 ______。
(3)若B是有色物质，A、C均无色，若恒容加入C时混合物颜色 ______(填“变深”或“变浅”或“不变”，下同)；若恒压充入氖气后，再次建立平衡时与原平衡相比，气体混合物颜色 ______。
某可逆反应：2A(g)←B(g)+D(g)在3种不同条件下进行，B和D的起始浓度均为0，反应物A的浓度随反应时间的变化情况如表：
实验
序号
时间/min
浓度/mol⋅L−1
温度/℃
0
10
20
30
40
50
60
1
800
1.0
0.80
0.67
0.57
0.50
0.50
0.50
2
800
1.0
0.60
0.50
0.50
0.50
0.50
0.50
3
950
1.0
0.40
0.25
0.20
0.20
0.20
0.20
(4)实验1中，在10∼20min内，以物质A表示的平均反应速率为 ______，50min时，v正______v逆(填“>”或“<”或“=”)。
(5)0∼20min内，实验2比实验1的反应速率 ______(填“快”或“慢”)，其原因可能是 ______。
(6)实验3比实验1的反应速率 ______(填“快”或“慢”)，其原因可能是 ______。
18. 某化学课外小组的同学准备通过实验探究，加深对化学反应速率和化学反应限度的认识。
实验一：探究温度和浓度对反应速率的影响
实验原理及方案：在酸性溶液中，碘酸钾(KIO3)和亚硫酸钠可发生反应生成碘，生成的碘可用淀粉溶液检验，根据出现蓝色所需的时间来衡量该反应的速率。
实验序号
0.01mol/LKIO3酸性溶液(含淀粉)的体积/mL
0.01mol/LNa2SO3溶液的体积/mL
水的体积/mL
实验温度/℃
出现蓝色的时间/s
①
5
5
V1
0
②
5
5
40
25
③
5
V2
35
25
(1)上述表格中：V1=______mL，V2=______mL。
实验二：探究KI和FeCl3混合时生成KCl、I2和FeCl2的反应存在一定的限度。
实验步骤：
i.向5mL，0.01mol/LKI溶液中滴加5∼6滴0.01mol/LFeCl3溶液，充分反应后，将所得溶液分成甲、乙两等份；
ii.向甲中滴加CCl4，充分振荡；
iii.向乙中滴加KSCN。
请回答下列问题：
(2)KI和FeCl3在溶液中反应的离子方程式为：2I−+2Fe3+⇌I2(溶液)+2Fe2+，写出该反应的平衡常数K的表达式 ______。
(3)步骤和iii中的实验现象说明KI和FeCl3混合时生成KCl、I2和FeCl2的反应存在一定的限度，则步骤ii中的实验现象是 ______，且步骤iii中的实验现象是 ______。
实验三：对铝片与相同H+浓度的盐酸和硫酸在同温同压下反应时，铝和盐酸反应速率更快的原因探究。填写下列空白：
①该同学认为：由于预先控制了反应的其他条件，那么，两次实验时反应的速率不一样的原因，只有以下五种可能：
原因Ⅰ：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应没有影响；
原因Ⅱ：Cl−对反应没有影响，而SO42−对反应具有阻碍作用；
(4)原因Ⅲ：______；
原因Ⅳ：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但Cl−影响更大；
(5)原因Ⅴ：______。
②该同学设计并进行了两组实验，即得出了正确结论。他取了两片等质量、外形和组成相同、表面经过砂纸充分打磨的铝片，分别放入到盛有同体积、c(H+)相同的稀硫酸和盐酸的试管(两试管的规格相同)中：
a.在盛有硫酸的试管中加入少量NaCl或KCl固体，观察反应速率是否变化；
b.在盛有盐酸的试管中加入少量Na2SO4或K2SO4固体，观察反应速率是否变化。
(6)若原因I是正确的，则应观察到的现象是：实验a中 ______，实验b中 ______。
19. 合成氨技术的创立开辟了人工固氮的重要途径，其研究来自正确的理论指导，合成氨反应的平衡常数K值和温度的关系如表：
温度(℃)
360
440
520
K值
0.036
0.010
0.0038
①由上表数据可知该反应为 ______反应(填“放热”或“吸热”或“无法确定”)。
②下列措施能用勒夏特列原理解释是 ______(填序号)。
a.增大压强有利于合成氨
b.使用合适的催化剂有利于快速生成氨
c.生产中需要升高温度至500℃左右
d.需要使用过量的N2，提高H2转化率
(1)0.2mol氨气溶于水后再与含有0.2mol硫酸的溶液恰好完全反应放热QkJ，写出该反应的热化学方程式(溶液用aq表示)：______。
(2)已知N2(g)和H2(g)反应生成1molNH3(g)过程中能量变化如图所示(E1=1127kJ,E2=1173kJ)
化学键
H−H
N≡N
键能(kJ/mol)
436
946
根据以上键能数据计算N−H键的键能为 ______kJ/mol。
(3)原料气H2可通过反应CH4(g)+H2O(g)⇌CO(g)+3H2(g)获取，已知该反应中，当初始混合气中的甲烷与水蒸气的物质的量之比恒定时，温度、压强对平衡混合气CH4含量的影响如图所示：
①图中，两条曲线表示压强的关系是：P1______P2(填“>”或“=”或“<”)。
②其它条件一定，升高温度，CH4的转化率会 ______(填“增大”或“减小”或“不变”)。
(4)原料气H2还可通过反应CO(g)+H2O(g)⇌CO2(g)+H2(g)获取。
①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1molCO，反应达平衡后，测得CO的浓度为0.08mol/L，该温度下反应的平衡常数K值为 ______。
②保持温度仍为T℃，容积体积为5L，改变水蒸气和CO的初始物质的量之比，充入容器进行反应，下列描述能够说明体系处于平衡状态的是 ______(填序号)。
a.容器内压强不随时间改变
b.混合气体的密度不随时间改变
c.单位时间内生成amolCO2的同时消耗amolH2
d.混合气中n(CO)：n(H2O)：n(CO2)：n(H2)=1：16：6：6
答案和解析
1.【答案】D
【解析】解：A.钢铁腐蚀对生产生活不利，应该减小化学反应速率，故A错误；
B.生物腐败对生活不利，应该减小化学反应速率，故B错误；
C.牛奶变质对生活不变，应该减小化学反应速率，故C错误；
D.工业合成氨对生产有利，应该增大化学反应速率，故D正确；
故选：D。
一般来说，在工业生产中，为提高产量，应增大反应速率，而对于食品和材料等资源，为减少损耗，应减少反应速率，以此解答。
本题考查化学反应速率的调控，侧重于化学与生活的考查，有利于培养学生良好的科学素养，提高学习的积极性，难度不大。
2.【答案】D
【解析】
【分析】
本题考查影响反应速率的因素，注意活化分子数目与百分数的差别，明确温度、浓度、压强对反应速率的影响即可解答，题目难度不大。
【解答】
增大浓度、增大压强，只能增大单位体积的活化分子数目，但活化分子的百分数不变，
而升高温度、使用催化剂可增大活化分子百分数，其中催化剂可降低反应的活化能，使活化分子百分数增加而导致反应速率增大。
故选D。
3.【答案】B
【解析】解：A.纯银中无杂质，在空气中不形成原电池，银和空气中的硫化氢反应生成黑色的硫化银，故纯银器的表面在空气中因化学腐蚀渐渐变暗，故A正确；
B.当镀锡铁制品的镀层破损后会形成原电池，铁作负极被腐蚀，可加快铁制品腐蚀，故B错误；
C.海轮外壳连接锌块会形成原电池，由于锌活泼，锌作负极，铁作正极，正极被保护，该方法是牺牲阳极的阴极保护法，故C正确；
D.采用外加电流的阴极保护法时，被保护金属与直流电源的负极相连，则将地下输油钢管与外加直流电源的负极相连以保护它不受腐蚀，故D正确；
故选：B。
A.纯银器表面变暗是由于单质Ag和H2S反应生成Ag2S；
B.当镀锡铁制品的镀层破损后会形成原电池，铁作负极；
C.海轮外壳连接锌块会形成原电池，锌块作负极；
D.采用外加电流的阴极保护法时，被保护金属与直流电源的负极相连。
本题考查了金属的腐蚀与防护，明确原电池原理和电解原理、金属的防护措施即可解答，注意理解原电池原理或电解池原理在金属防护中的应用，题目难度不大。
4.【答案】C
【解析】解：A.碳酸氢钠加热可以分解，生成气体增多，△S>0，即升高温度利于熵增的方向自发进行，故A正确；
B.△G=△H−T△S<0，可自发反应，故B正确；
C.水结冰的过程不能自发进行的原因是熵减的过程，改变条件能自发进行，如降温可发生，故C错误；
D.混乱度减小的吸热反应，△S<0、△H>0，则△H−T△S>0，该反应不能自发进行，故D正确；
故选：C。
△H−T△S<0的反应可自发进行，反之不能自发进行，以此来解答。
本题考查反应热与焓变，为高频考点，把握焓变、熵变与反应进行方向的关系为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意综合判据的应用，题目难度不大。
5.【答案】D
【解析】解：A.该反应能自发进行，所以该装置是原电池，根据电子流向知，锌作负极，铜作正极，铜电极上铜离子得电子生成铜，故A错误；
B.该原电池中，铜电极上铜离子得电子生成铜，所以铜电极质量逐渐增加，故B错误；
C.该原电池中，锌作负极，铜作正极，所以电流从铜片沿导线流向锌片，故C错误；
D.该原电池中，铜电极上铜离子得电子发生还原反应而生成铜，被还原，故D正确；
故选：D。
该反应能自发进行，所以该装置是原电池，根据电子流向知，锌作负极，铜作，负极上锌失电子发生氧化反应，正极上铜离子得电子发生还原反应，由此分析解答．
本题考查了原电池原理，正确推断原电池及正负极是解本题关键，结合正负极上发生的电极反应、电流流向来分析解答即可，难度不大．
6.【答案】B
【解析】解：A.合成氨的正反应为气体体积缩小的反应，压强越大，反应物的转化率越高，则在动力、设备、材料允许的条件下尽可能在高压下进行，故 A正确；
B.合成氨的正反应为放热反应，升高温度后不利于氨气的生成，故B错误；
C.合成氨中N2和H2的循环使用，可以提高原料气的利用率，降低成本，故C正确；
D.及时从反应体系中分离出氨气，反应物浓度减小，有利于平衡向正反应方向移动，故D正确；
故选：B。
A.合成氨的为反应为体积缩小的反应，增大压强有利于氨气的生成；
B.合成氨的反应为放热反应，温度越高，反应物转化率越低；
C.反应物的循环使用可以节约原料，提高利用率；
D.分离出生成物，平衡向着正向移动，有利于氨气的合成．
本题考查了工业合成氨的反应原理及反应条件的选择，题目难度中等，明确合成原理为解答关键，注意掌握影响化学平衡的因素，试题侧重考查学生的分析、理解能力及灵活应用基础知识的能力．
7.【答案】C
【解析】解：A.由于钡离子与硫酸根离子生成硫酸钡沉淀时放出热量，放热反应的焓变为负值，则H2SO4和Ba(OH)2反应H2SO4(aq)+Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)+2H2O(l)ΔH<−114.6kJ/mol，故A错误；
B.CO的燃烧热是−283.0kJ/mol，CO与氧气反应的人化学方程式为：2CO(g)+O2(g)=2CO2(g)ΔH=−566kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)+O2(g)ΔH=+566kJ/mol，故B错误；
C.两个体积相同的容器中充入等量的NO2发生反应：2NO2(g)⇌N2O4(gΔH<0,该反应为放热反应，与非绝热容器相比，绝热容器中温度更高，升高温度平衡逆向移动，NO2的浓度增大，混合气体的颜色加深，故C正确；
D.化学反应能否自发进行的判断依据是△H−T△S<0，ΔH>0的化学反应，若△S>0，在高温下该反应能够自发进行，故D错误；
故选：C。
A.钡离子与硫酸根离子生成硫酸钡沉淀时放出热量，导致放出热量增大，结合放热反应的焓变为负值分析；
B.二氧化碳的分解过程吸收热量，其焓变为正值；
C.绝热容器中温度较高，该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动；
D.△H−T⋅△S<0时反应能够自发进行。
本题考查热化学方程式，为高频考点，明确反应自发进行的条件、燃烧热和中和热概念为解答关键，注意掌握热化学方程式的书写原则及表示的意义，题目难度不大。
8.【答案】C
【解析】解：A.原电池中Fe为负极，故A正确；
B.原电池中Fe为负极，电极方程式为Fe−2e−=Fe2+，正极电极反应方程式是：O2+2H2O+4e−=4OH−，发生了吸氧腐蚀的变化，故B正确；
C.电解池中阳极氢氧根离子失去电子被氧化生成氧气，则发生氧化反应的电极反应式为：4OH−−4e−=2H2O+O2↑，阳极材料质量不变，故C错误；
D.电解池中阴极发生还原反应，电极方程式为Cu2++2e−=Cu，故D正确；
故选：C。
原电池中Fe为负极，发生氧化反应，电极方程式为Fe−2e−=Fe2+，正极发生还原反应，电极反应方程式是：O2+2H2O+4e−=4OH−，电解硫酸铜溶液时，阳极氢氧根离子失去电子被氧化生成氧气，则发生氧化反应的电极反应式为：4OH−−4e−=2H2O+O2↑，阴极发生还原反应，电极方程式为Cu2++2e−=Cu，以此解答该题。
本题综合考查电解池和原电池知识，为高频考点，侧重于学生的分析能力的考查，注意把握原电池和电解池的工作原理，难度不大。
9.【答案】C
【解析】解：A.由图可知，C的能量最低，B的能量最高，则B最不稳定，故A正确；
B.由图可知，E1为①中正反应的活化能，即A→B反应的活化能为E1，故B正确；
C.焓变等于正逆反应的活化能之差，则B→C反应的△H=E3−E4，故C错误；
D.催化剂不改变反应的始终态，则不能改变焓变，故D正确；
故选：C。
本题考查反应热与焓变，为高频考点，把握反应中能量变化、焓变的计算为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意焓变与活化能的关系，题目难度不大。
10.【答案】B
【解析】A.S(s)→S(g)为吸热过程，则ΔH2>0，故A正确；
B.等量S(s)能量低于S(g)，则等量S(g)完全燃烧放出的热量大于S(s)完全燃烧放出的热量，则1molS(g)完全燃烧释放的能量大于2968kJ，故B错误；
C.根据盖斯定律：ΔH1=ΔH2+ΔH3，则ΔH2=ΔH1−ΔH3，故C正确；
D.S(s)+O2(g)=SO2(g)ΔH=−2968kJ/mol，说明1molS(s)完全燃烧放出2968kJ热量，16gS(s)物质的量16g32g/mol=0.5mol，则0.5molS(s)完全燃烧释放的能量为0.5mol×2968kJ/mol=1484kJ，故D正确。
故选：B。
11.【答案】A
【解析】
【分析】
决定化学反应速率快慢的因素有内因和外因，反应物本身的性质(内因)，温度、浓度、压强、催化剂等为影响化学反应速率的外界因素。
本题考查影响化学反应速率的因素，要注意与外因(浓度、温度、压强、催化剂)的区别，压强影响速率实质为影响浓度。
【解答】
决定化学反应速率快慢的主要因素是反应物本身的性质，而浓度、温度、压强、催化剂是影响因素．此外，还有固体物质的表面积，光，射线，溶剂性质等属于外因，也会影响化学反应速率，压强只对有气体参与的反应有影响。
故选A。
12.【答案】C
【解析】解：①加H2O，稀释了盐酸的浓度，故反应速率变慢，故错误；
②加KNO3溶液，氢离子与硝酸根形成硝酸，不会生成氢气，故错误；
③滴入几滴浓盐酸，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
④加入少量铁粉，铁与盐酸反应生成生成氢气的量增多，故错误；
⑤加氯化钠溶液，相当于稀释盐酸浓度，故反应速率变慢，故错误；
⑥滴入几滴硫酸铜溶液，铁把铜置换出来，形成原电池，故反应速率加快，但与盐酸反应的铁减少，故减少了产生氢气的量，故错误；
⑦升高温度(不考虑盐酸挥发)，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
⑧改用10mL0.1mol/L盐酸，反应速率加快，铁的物质的量不变，故正确；
故选：C。
为加快铁与盐酸的反应速率，可增大浓度，升高温度，形成原电池反应或增大固体的表面积，不改变生成氢气的总量，则铁的物质的量应不变，以此解答。
本题考查反应速率的影响因素，为高频考点，侧重于学生的分析能力和基本理论知识的综合理解和运用的考查，注意把握相关基础知识的积累，难度不大。
13.【答案】B
【解析】解：A.升高温度，正逆反应速率都增大，故A错误；
B.增大压强，正逆反应速率均增大，且反应向气体体积减小的方向进行，则有利于平衡正向移动，故B正确；
C.反应为气体体积减小、放热的反应，升高温度平衡逆向移动，故C错误
D.降低温度平衡正向移动，加入催化剂平衡不变，故D错误；
故选：B。
升高温度、增大压强，反应速率均增大，且升高温度向吸热的方向移动，增大压强向气体体积减小的方向移动，以此解答该题。
本题考查化学平衡，为高频考点，把握温度、压强对反应速率及平衡移动的影响为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意化学反应的特点，题目难度不大。
14.【答案】B
【解析】
【分析】
本题考查化学平衡移动，根据表中所给数据判断是解题的关键，注意T1温度下可以判断达到平衡，T2尚不可判断。
【解答】
A.0∼20min内，Δn(CH4)=0.50mol−0.25mol=0.25mol，则CH4的消耗速率为v(CH4)=0.25mol10L×20min=1.25×10−3mol/(L⋅min)，由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则NO2降解速率为2v(CH4)=2.5×10−3mol/(L⋅min)，故A错误；
B.温度升高，化学反应速率增大，相同时间段内消耗的CH4量增大，根据表中数据，0∼10min内，T2温度下消耗CH4的量大于T1温度下CH4消耗的量，所以温度T1
D.由于反应的自发性需根据ΔG=ΔH−TΔS确定，反应的熵变ΔS>0，需确定△H才能判断反应的自发条件，故D错误，
故选：B。
15.【答案】C
【解析】解：A.由图可知，升高温度，平衡逆向移动，说明该反应的△H<0，由方程式可知增大压强，平衡正向移动CH3OH的体积分数增大，所以p1>p2，故A错误；
B.温度升高，反应速率增大，B温度较高、压强较大，则反应速率：ν逆(状态A)<ν逆(状态B)，故B错误；
C.设向密闭容器充入了1molCO和2molH2，CO的转化率为x，则
CO(g)+2H2(g)=CH3OH(g)
起始 1 2 0
变化 x 2x x
结束 1−x2−2xx
在C点时，CH3OH的体积分数=x1−x+2−2x+x=0.5，解得x=0.75，故C正确；
D.设起始CO和H2的物质的量分别为amol和2amol，达到B点时CO转化的物质的量为xmol，可列出三段式：
CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)
起始(mol)a2a0
转化(mol)x2xx
平衡(mol)a−2x2a−2xx
B点时，测得混合气体总浓度为0.625mol/L，故气体的总物质的量为：1.25mol，a−x+2a−2x+x=1.25，x1.25=0.7，故x=0.875，a=1，故
CO(g)+2H2(g)⇌CH2OH(g)
起始(mol)120
转化(mol)0.8751.750.875
平衡(mol)0.1250.250.875
K=0.87520.1252×(0.252)2=448，向该恒容容器中再充入CO、H2和CH3OH各0.1mol，Qc=(0.875+0.12)(0.125+0.12)×(0.25+0.12)2≈141.5
A.由方程式可知增大压强，平衡正向移动CH3OH的体积分数增大；
B.温度升高，压强增大，反应速率增大；
C.设向密闭容器充入了1molCO和2molH2，利用三段法进行数据分析计算；
D.结合三段式，求得K值，然后根据K、Qc判断。
本题以图象分析为载体考查化学平衡计算，为高考常见题型，侧重考查分析能力和计算能力，明确化学反应速率、转化率计算方法、外界条件对化学平衡移动影响原理是解本题关键，题目难度不大。
16.【答案】D 自发 氧化还原 O2+4H++4e−=2H2O碳 阴 2H2O−4e−=O2↑+4H+ 2NaCl+2H2O−通电Cl2↑+H2↑+2NaOH氧化
A.C(s)+H2O(g)=CO(g)+H2(g)△H>0，该反应是吸热反应，所以不能设计成原电池，故A错误；
B.Ba(OH)2⋅8H2O(s)+2NH4Cl(s)=BaCl2(aq)+2NH3⋅H2O(1)+8H2O(1)△H>0，该反应不是氧化还原反应且是吸热反应，所以不能设计成原电池，故B错误；
C.Mg3N2(s)+6H2O(1)=3Mg(OH)2(s)+2NH3(g)△H<0，该反应不是氧化还原反应，所以不能设计成原电池，故C错误；
D.2H2(g)+O2(g)=2H2O(l)△H<0，该反应是自发进行的放热的氧化还原反应，所以能设计成原电池，故D正确，
故答案为：D；自发；氧化还原；
(2)正极氧气放电与氢离子形成水，正极反应式为：O2+4H++4e−=2H2O，
故答案为：O2+4H++4e−=2H2O；
(3)若两池中均为CuSO4溶液，甲是原电池，铁做负极失电子生成亚铁离子，溶液中铜离子在C电极上析出金属铜，乙池是电解池，依据电子流向可知电子流出的电极C为阳极，铁做阴极，溶液中铜在铁电极析出金属铜，
故答案为：碳，阴；
(4)乙池中阳极上发生的电极反应是溶液中氢氧根离子失电子生成氧气，电极方程式是2H2O−4e−=O2↑+4H+，
故答案为：2H2O−4e−=O2↑+4H+；
(5)乙为电解池，由电子流向正极可知，C为阳极，Fe为阴极，电解反应为：2NaCl+2H2O−通电 Cl2↑+H2↑+2NaOH，
故答案为：2NaCl+2H2O−通电 Cl2↑+H2↑+2NaOH；
(6)乙池碳做阳极，溶液中氯离子失电子发生氧化反应，
故答案为：氧化；
(7)电解硫酸钾溶液，阳极发生氧化反应，OH−被氧化生成O2，SO42−通过阴离子交换膜向阳极移动，钾离子通过阳离子交换膜向阴极移动，由电荷守恒知钾离子数目大于硫酸根离子数目，OH−被氧化，阳极生成H+和O2，pH减小，阴极发生还原反应生成H2和OH−，pH增大，则pH：b
(2)根据正极氧气放电与氢离子反应生成水；
(3)若两池中均为CuSO4溶液，甲是原电池，铁做负极失电子生成亚铁离子，溶液中铜离子在C电极上析出金属铜，乙池是电解池，依据电子流向可知电子流出的电极C为阳极，铁做阴极，溶液中铜在铁电极析出金属铜；
(4)乙池中阳极上发生的电极反应是溶液中氢氧根离子失电子生成氧气；
(5)若两池中均为饱和NaCl溶液，甲池是吸氧腐蚀的原电池反应，乙池是电解氯化钠溶液，乙池中阳极为C，阴极为铁，是电解氯化钠溶液生成氢氧化钠、氢气和氯气；
(6)乙池碳做阳极，溶液中氯离子失电子发生氧化反应；
(7)电解硫酸钾溶液，阳极发生氧化反应，OH−被氧化生成O2；SO42−通过阴离子交换膜向阳极移动，钾离子通过阳离子交换膜向阴极移动；OH−被氧化，阳极生成H+和O2，pH减小，阴极发生还原反应生成H2和OH−，pH增大。
本题考查了电解原理、原电池的设计、原电池原理等知识点，明确原电池的构成条件，再结合原电池正负极及电解池阴阳极上得失电子来分析解答，并会写其电极反应式，难度中等。
17.【答案】放热 >增大 增大 减小 不变 变深 变浅 0.013mol⋅L−1⋅min−1 =快 实验2使用了催化剂 快 反应3的温度高
【解析】解：(1)反应达到平衡后，当升高温度时，B的转化率变大，平衡正向移动，故反应正向为吸热反应，逆向为放热反应，当减小压强时，混合体系中C的质量分数减小，平衡逆向移动，逆向气体分子数增大，故m+n>p，
故答案为：放热；>；
(2)①反应逆向气体分子数增大，减小压强，平衡逆向移动，A的质量分数增大，
故答案为：增大；
②若加入B(恒容)，平衡正向移动，则A的转化率增大，
故答案为：增大；
③反应正向吸热，若升高温度，平衡正向移动，B的浓度减小，C的浓度增大，则重新达到平衡时B、C的浓度之比[B][C]将减小，
故答案为：减小；
④若加入催化剂，平衡不移动，气体混合物的总物质的量不变，
故答案为：不变；
(3)若B是有色物质，A、C均无色，若恒容加入C时，平衡逆向移动，B的浓度增大，混合物颜色变深，若恒压充入氖气后，容器体积增大，相当于对原平衡减压，平衡逆向移动，B的物质的量增大，但容器体积增大程度更大，故再次建立平衡时与原平衡相比，B的浓度减小，气体混合物颜色变浅，
故答案为：变深；变浅；
(4)实验1中，在10∼20min内，以物质A表示的平均反应速率为0.8mol/L−0.67mol/L10min=0.013mol⋅L−1⋅min−1；50min时，浓度不再发生变化，反应达到平衡状态，v正=v逆，
故答案为：0.013mol⋅L−1⋅min−1；=；
(5)0∼20min内，实验2中A的浓度变化我(1−0.5)mol/L=0.5mol/L，实验10∼20min内中A的浓度变化我(1−0.67)mol/L=0.33mol/L，实验2比实验1的反应速率快，其原因可能是实验2使用了催化剂，
故答案为：快；实验2使用了催化剂；
(6)由表格可知，反应3温度高，反应速率快，
故答案为：快；反应3的温度高。
(1)由温度对平衡的影响判断反应为吸热反应还是放热反应，由压强对平衡的影响判断反应前后系数变化；
(2)①减压，平衡向气体分子数增大方向移动；
②增大反应物浓度，平衡正向移动；
③升温，平衡向吸热反应方向移动；
④加入催化剂，同等程度加快正逆反应速率，平衡不移动；
(3)增大生成物浓度，平衡逆向移动，气体颜色由有色物质的浓度决定；
(4)由公式v=△c△t计算反应速率，反应达到平衡状态，正逆反应速率相等；
(5)由相同时间内浓度变化判断速率变化，加入催化剂，反应速率加快；
(6)温度高反应速率快。
本题考查化学平衡，题目难度中等，掌握外界条件改变对化学平衡的影响是解题的关键。
18.【答案】4010c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−) 溶液分层，下层呈现紫红色 溶液变红 Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用 Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大 反应速率加快 反应速率减慢
【解析】解：(1)从②可以看出混合溶液的总体积为50mL，故表格中：V1=40mL，V2=10mL，
故答案为：40；10；
(2)反应2I−+2Fe3+⇌I2(溶液)+2Fe2+的平衡常数K的表达式：c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−)，
故答案为：c2(Fe2+)c(I2)c2(Fe3+)c2(I−)；
(3)计算可知碘离子过量，若反应有限度，则Fe3+不会完全转化为Fe2+，有I2生成，加入CCl4后碘单质被萃取到有机层，下层溶液为紫红色，故实验ii中观察到的现象是：溶液分层，下层呈现紫红色；反应有限度，则Fe3+有剩余，实验iii中加KSCN溶液会观察到溶液变红，
故答案为：溶液分层，下层呈现紫红色；溶液变红；
(4)铝片与相同氢离子浓度的盐酸和硫酸反应，溶液中阴离子为：Cl−、SO42−，猜想速率不同的原因为单一离子或两种离子均影响，综合提出的原因I和原因II，可提出猜想原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用，
故答案为：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用；
(5)根据原因IV提出相反猜想可得原因V：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大，
故答案为：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大；
(6)根据原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用，可推测实验a中反应速率加快，实验b中反应速率减慢，
故答案为：反应速率加快；反应速率减慢。
(1)混合溶液的总体积为50mL，据此计算；
(2)平衡常数等于生成物浓度次幂乘积和反应物浓度次幂乘积的比值；
(3)计算可知碘离子过量，若反应有限度，则Fe3+不会完全转化为Fe2+，有I2生成，加入CCl4后碘单质被萃取到有机层，下层溶液为紫红色；Fe3+遇到KSCN溶液会变红；
(4)铝片与相同氢离子浓度的盐酸和硫酸反应，溶液中阴离子为：Cl−、SO42−，猜想速率不同的原因为单一离子或两种离子均影响；
(5)根据原因IV提出相反猜想可得原因V：Cl−、SO42−均对反应具有促进作用，但SO42−影响更大；
(6)根据原因III：Cl−对反应具有促进作用，而SO42−对反应具有阻碍作用。
本题考查化学反应速率，为高频考点，把握反应速率的影响因素、控制变量法为解答的关键，侧重分析与实验能力的考查，注意反应限度及催化剂对反应的影响，题目难度不大。
19.【答案】放热 adNH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)=NH4HSO4(aq)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol391<增大 2.25cd
【解析】解：①由题目表格数据可知，温度升高，K值减小，平衡逆向移动，故反应为放热反应，
故答案为：放热；
②a.反应正向气体分子数减小，增大压强，平衡正向移动，有利于合成氨，能用勒夏特列原理解释，故a正确；
b.使用合适的催化剂，反应速率加快，有利于快速生成氨，但平衡不移动，不能用勒夏特列原理解释，故b错误；
c.反应正向放热，升高温度，平衡逆向移动，但生产中需要升高温度至500℃左右，催化剂活性最好，反应速率最快，不能用勒夏特列原理解释，故c错误；
d.需要使用过量的N2，平衡正向移动，提高H2转化率，能用勒夏特列原理解释，故d正确；
故答案为：ad；
(1)0.2mol氨气溶于水后再与含有0.2mol硫酸的溶液恰好完全反应放热QkJ，则1mol氨气反应放出热量为5QkJ，该反应的热化学方程式为NH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)⇌NH4HSO4(g)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol，
故答案为：NH3⋅H2O(aq)+H2SO4(aq)=NH4HSO4(ag)+H2O(l)△H=−5QkJ/mol；
(2)由图可知，N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)△H=2×(E1−E2)=2×(1127−1173)kJ/mol=−92kJ/mol，由键能可知，946kJ/mol+3×436kJ/mol−6N−H=−92kJ/mol，N−H键的键能为391kJ/mol，
故答案为：391；
(3)①反应正向气体分子数增加，温度一定时，增大压强，平衡逆向移动，CH4含量增大，由图可知，温度一定时，P2时CH4含量大，故P1
②由图可知，其它条件一定，升高温度，CH4含量减小，平衡正向移动，CH4的转化率增大，
故答案为：增大；
(4)①T℃时，向容积固定为5L的容器中充入1mol水蒸气和1molCO，浓度均为0.2mol/L，反应达平衡后，测得CO的浓度为0.08mol/L，则CO的反应量为(0.2−0.08)mol/L=0.12mol/L，水蒸气的为(0.2−0.12)mol/L=0.08mol/L，CO2(g)和H2(g)浓度为0.12mol/L，该温度下反应的平衡常数K=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)=0.12×0.120.08×0.08=2.25，
故答案为：2.25；
②a.容器内压强不随时间改变，则容器内气体的总物质的量不变，但反应前后气体分子数不变，故容器内气体的总物质的始终不变，无法判断反应是否达到平衡状态，故a错误；
b.反应前后气体总质量不变，容器容积不变，故混合气体的密度始终不随时间改变，无法判断反应是否达到平衡状态，故b错误；
c.单位时间内生成amolCO2的同时消耗amolH2，正逆反应速率相等，反应达到平衡状态，故c正确；
d.混合气中n(CO)：n(H2O)：n(CO2)：n(H2)=1：16：6：6，熵值Q=c(CO2)⋅c(H2)c(CO)⋅c(H2O)=6×61×16=2.25=K，说明反应达到平衡状态，故d正确；
故答案为：cd。
①由温度变化对K的影响判断反应为吸热反应还是放热反应；
②勒夏特列原理为平衡移动原理，外界条件改变使平衡发生移动，可用勒夏特列原理解释；
(1)依据实际放出热量计算反应热；
(2)反应热等于反应物的总键能减去生成物的总键能；
(3)①由压强对平衡的影响判断压强大小关系；
②由温度变化对平衡的影响判断转化率变化；
(4)①由反应物的充入量和CO的平衡量，计算各组分平衡浓度，进而计算平衡常数；
②化学反应达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各组分浓度和百分含量保持不变。
本题考查化学反应中的能量变化和化学平衡，题目难度中等，掌握平衡状态的判断方法和外界条件改变对平衡的影响是解题的关键。
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