2022年高三化学寒假练习题：32化学反应原理综合检测题（二） Word版含答案

这是一份2022年高三化学寒假练习题：32化学反应原理综合检测题（二） Word版含答案，共14页。试卷主要包含了选择题，非选择题等内容，欢迎下载使用。
一、选择题(本题包括15个小题，每小题3分，共45分。每小题仅有一个选项符合题意)
1．下列关于能源和作为能源的物质的叙述中错误的是( )
A．化石能源物质内部蕴储着大量的能量
B．绿色植物进行光合作用时，将太阳能转化为化学能“贮存”起来
C．物质的化学能可以在不同条件下转为热能、电能为人类所利用
D．吸热反应没有利用价值
答案：D
2．下列措施对增大反应速率明显有效的是( )
A．Na与无水乙醇反应时增大无水乙醇的用量
B．Zn与25%的稀硫酸反应制取H2时，改用98%的浓硫酸
C．在K2SO4与BaCl2两溶液反应时，增大压强
D．将炭块磨成炭粉用于燃烧
答案：D
3．下图表示的是某离子X的水解过程示意图，则离子X可能是( )
A．COeq \\al(2－,3) B．HCOeq \\al(－,3) C．Na＋ D．NHeq \\al(＋,4)
答案：D
4．下列反应的离子方程式正确的是( )
A．Cu(OH)2与盐酸反应：OH－＋H＋===H2O
B．氯气通入HI溶液中：Cl2＋I－===Cl－＋I2
C．在硫酸亚铁溶液中通入氧气：4Fe2＋＋O2＋4H＋===4Fe3＋＋2H2O
D．稀H2SO4与Ba(OH)2溶液反应：Ba2＋＋SOeq \\al(2－,4)===BaSO4↓
答案：C
5．钢铁在潮湿的空气中会被腐蚀，发生的原电池反应为：2Fe＋2H2O＋O2===2Fe(OH)2。以下说法正确的是( )
A．负极发生的反应为：Fe－2e－===Fe2＋
B．正极发生的反应为：2H2O＋O2＋2e－===4OH－
C．原电池是将电能转变为化学能的装置
D．钢柱在水下部分比在空气与水交界处更容易腐蚀
答案：A
6．合成氨所需的氢气可用煤和水作原料经多步反应制得，其中的一步反应为CO(g)＋ H2O(g) CO2(g) ＋ H2(g) ΔH ＜0，反应达到平衡后，为提高CO的转化率，下列措施中正确的是( )
A．增加压强 B．降低温度
C．增大CO的浓度 D．使用催化剂
答案：B
7．已知：H＋(aq)＋OH－(aq)===H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·ml－1。对于下列稀溶液或固体之间的反应：
①HCl(aq)＋NH3·H2O (aq)===NH4Cl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－a kJ·ml－1
②HCl(aq)＋NaOH(s)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－b kJ·ml－1
③HNO3 (aq)＋NaOH (aq)===NaNO3 (aq)＋H2O(l) ΔH＝－c kJ·ml－1
下列有关a、b、c三者的大小关系中正确的是( )
A． a＞b＞c＞57.3 B．a＞b＝c＝57.3
C．b＞c＝57.4＞a D．无法比较
答案：C
8．锌铜原电池装置如图所示，其中阳离子交换膜只允许阳离子和水分子通过，下列有关叙述正确的是( )
A．铜电极上发生氧化反应
B．电池工作一段时间后，甲池的c(SOeq \\al(2－,4))减小
C．电池工作一段时间后，乙池溶液的总质量增加
D．阴、阳离子分别通过交换膜向负极和正极移动，保持溶液中电荷平衡
答案：C
9．下列有关说法正确的是( )
A．0.1 ml·L－1 NH4C1溶液加蒸馏水稀释，溶液的pH不断减小
B．常温下，pH＝2的醋酸溶液与pH＝12的NaOH溶液等体积混合后，溶液的pHc(H＋)>c(H2A)>c(A2－)
答案：B
10．下列叙述与图象对应符合的是( )
A．对于达到平衡状态的N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)在t0时刻充入了一定的NH3，平衡逆向移动
B．P2>P1，T1>T2
C．该图象表示的方程式为：2A===B＋3C
D．对于反应2X(g)＋3Y(g)2Z(g) ΔH0
B．利用该反应可以除去硫粉中少量的碘单质
C．在上述平衡体系中加入苯，平衡不移动
D．25 ℃时，向溶液中加入少量KI固体，平衡常数K小于680
答案：B
15．某温度下，Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后，改变溶液pH，金属阳离子浓度的变化如图所示。据图分析，下列判断错误的是( )
A．Ksp[Fe(OH)3]＜Ksp[Cu(OH)2]
B．加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点
C．c、d两点代表的溶液中c(H＋)与c(OH－)乘积相等
D．Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
答案：B
二、非选择题(本题包括5个小题，共55分)
16．(9分)(1)实验测得5 g甲醇在氧气中充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5 kJ的热量，试写出甲醇燃烧的热化学方程式：_____________________________________________________。
(2) 已知反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＝a kJ·ml－1.试根据表中所列键能数据估算a的数值：________。
(3)依据盖斯定律可以对某些难以通过实验直接测定的化学反应的焓变进行推算．已知：
C(s，石墨)＋O2(g)===CO2(g) ΔH1＝－393.5 kJ·ml－1
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l) ΔH2＝－571.6 kJ·ml－1
2C2H2(g)＋5O2(g)===4CO2(g)＋2H2O(l) ΔH3＝－2 599 kJ·ml－1
根据盖斯定律，计算298 K时由C(s，石墨)和H2(g)生成1 ml C2H2(g)反应的焓变：____________________________________。
解析：(1)设2 ml CH3OH(l)完全燃烧生成CO2气体和液态水放出热量为Q.则有eq \f(\f(5 g,32 g·ml－1),113.5 kJ)＝eq \f(2 ml,Q)，解得Q＝1 452.8 kJ，所以甲醇燃烧的热化学方程式为2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－1 452.8 kJ·ml－1。(2)反应热ΔH ＝E(反应物键能)－E(生成物键能)＝3×436 kJ·ml－1＋945 kJ·ml－1－6×391 kJ·ml－1＝－93 kJ·ml－1。(3)ΔH＝eq \f(4ΔH1＋ΔH2－ΔH3,2)＝
＋226.7 kJ·ml－1。
答案：(1)2CH3OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－1 452.8 kJ·ml－1 (2)－93 (3)＋226.7 kJ·ml－1
17．(12分)硫—碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：
Ⅰ.SO2＋2H2O＋I2===H2SO4＋2HI；Ⅱ.2HIH2＋I2 ；Ⅲ.2H2SO4===2SO2＋O2＋2H2O。
(1)分析上述反应，下列判断正确的是________。
a．反应Ⅲ易在常温下进行
b．反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强
c．循环过程中需补充H2O
d．循环过程产生1 ml O2的同时产生1 ml H2
(2)一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 ml HI(g)，发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化如图所示。0～2 min内的平均反应速率v(HI)＝________。该温度下，H2(g)＋I2(g)2HI(g)的平衡常数K＝________。相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则________是原来的2倍。
a．平衡常数
b．HI的平衡浓度
c．达到平衡的时间
d．平衡时H2的体积分数
(3)实验室用Zn和稀硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离平衡________移动(填“向左”“向右”或“不”)；若加入少量下列试剂中的________，产生H2的速率将增大。
a．NaNO3 b．CuSO4 c．Na2SO4 d．NaHSO3
解析：本题主要考查了化学反应速率与化学平衡、水的电离平衡和化学计算。
(1)a项错误，反应Ⅲ在常温下向左进行；b项，SO2的还原性比HI强；c项，根据盖斯定律Ⅰ×2＋Ⅱ×2＋Ⅲ得总反应：2H2O===2H2＋O2，循环过程中消耗了H2O；d项，根据总反应知产生1 ml O2的同时产生2 ml H2。
(2)由题干数据分析该反应：
0～2 min内平均反应速率v(HI)＝eq \f(0.2 ml,1 L×2 min)＝
0．1 ml·L－1·min－1，
平衡常数K＝eq \f(（0.8 ml·L－1）2,0.1 ml·L－1×0.1 ml·L－1)＝64。
若开始加入HI的物质的量是原来的2倍，相当于先将HI加入到2 L的容器(达到的平衡状态与原平衡一致，即HI的浓度、H2的体积分数与原平衡相同)，再将体积压缩至1 L，因为该反应为等体积反应，加压平衡不移动，所以HI的浓度为原来的2倍，H2的体积分数不变；温度不变，平衡常数不变；加入HI的物质的量增大，反应物浓度增大，反应速率加快，达到平衡的时间缩短。
(3)Zn与稀H2SO4反应，c(H＋)减小，水的电离平衡向右移动；若向原溶液中加入NaNO3，Zn与H＋、NOeq \\al(－,3)反应不生成H2；若加CuSO4，Zn＋CuSO4===ZnSO4＋Cu，Zn与Cu构成原电池，加快反应速率；若加Na2SO4，对反应速率没有影响；若加NaHSO3，HSOeq \\al(－,3)消耗H＋生成H2O和SO2，反应速率减小。
答案：(1)c (2)0.1 ml·L－1·min－1 64 b (3)向右 b
18．(10分)图中X为电源，Y为浸透饱和食盐水和酚酞试液的滤纸，滤纸中央滴有一滴KMnO4溶液，通电后Y中央的紫红色斑向d端扩散。
(1)Y中总反应的化学方程式为__________________，滤纸上c点附近会变________色。
(2)电解一段时间后，产生280 mL的气体(标准状况下)，此时溶液的体积为500 mL，假设溶液中还有AgNO3存在，则Z中溶液的pH是________，需加入________g的________可使溶液复原。
解析：紫红色斑即MnOeq \\al(－,4)向d端扩散，根据阴离子向阳极移动的原理，可知d端为阳极，即b为正极，a为负极，c为阴极。
(1)NaCl溶液中H＋放电，产生OH－，c点附近会变红色。(2)电解AgNO3溶液时，Pt为阳极，溶液中的OH－放电：4OH－－4e－===O2↑＋2H2O，当有280 mL即0.012 5 ml的气体生成时，转移0.05 ml的电子，溶液中产生n(H＋)＝0.05 ml，即pH＝1。Ag为阴极，溶液中的Ag＋得电子，生成银0.05 ml。脱离体系的是银元素和氧元素，且n(Ag)∶n(O)＝2∶1，所以可以加入0.025 ml 的Ag2O或Ag2CO3。
答案：(1) 2NaCl＋2H2Oeq \(=====,\s\up10(电解))2NaOH＋H2↑＋Cl2↑ 红 (2)1 5.8 Ag2O(或6.9 Ag2CO3)
19．(12分)现有常温条件下甲、乙、丙三种溶液，甲为0.1 ml·L－1的NaOH溶液，乙为0.1 ml·L－1的盐酸，丙为未知浓度的FeCl2溶液，试回答下列问题：
(1)甲溶液的pH＝________。
(2)甲、乙、丙三种溶液中由水电离出的c(OH－)的大小关系为________。
(3)某化学兴趣小组认为在隔绝空气的环境中，用酸性KMnO4溶液能测定丙溶液的浓度(已知：5Fe2＋＋MnOeq \\al(－,4)＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O)。
①实验前，首先要精确配制一定物质的量浓度的KMnO4溶液250 mL，配制时需要的仪器除天平、钥匙、玻璃棒、烧杯、量筒外，还需________(填写仪器名称)。
②滴定实验要用到酸式滴定管或碱式滴定管，使用该仪器的第一步操作是_________________________________________________。
③某同学设计的下列滴定方式中，最合理的是________(夹持部分略去，填字母序号)，达到滴定终点的现象是
____________________________________________________。
解析：(1)根据Kw与pH的定义式计算得：pH＝－lg eq \f(Kw,c（OH－）)＝13。(2)甲溶液中氢氧根离子浓度等于乙溶液中氢离子浓度，对水的抑制程度相同，丙溶液中亚铁离子促进水的电离，故三种溶液中水电离程度：丙＞甲＝乙。(3)①配制250 mL KMnO4溶液除题给仪器外还需要250 mL容量瓶和胶头滴管。②滴定管使用前必须验漏。③KMnO4溶液具有强氧化性、氯化亚铁溶液呈酸性，都应该用酸式滴定管盛装，a、c均错误，b正确。达到滴定终点时，溶液的颜色出现突变，且变色后半分钟不变色。
答案：(1)13 (2)丙＞甲＝乙 (3)①250 mL容量瓶、胶头滴管。 ②检验滴定管是否漏水 ③b 滴入最后一滴KMnO4溶液时，溶液由浅绿色变浅紫色，且半分钟不褪色
20．(12分)已知化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理。请回答下列问题：
(1)可逆反应FeO(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)是炼铁工业中一个重要反应，其温度与平衡常数K的关系如下表：
①写出该反应平衡常数的表达式_________________________。
②若该反应在体积固定的密闭容器中进行，在一定条件下达到平衡状态，若升高温度，混合气体的平均相对分子质量________；充入氦气，混合气体的密度________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)常温下，浓度均为0.1 ml·L－1的下列六种溶液的pH如下表：
①上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是________。
②根据表中数据判断，浓度均为0.01 ml·L－1的下列四种物质的溶液中，酸性最强的是________；将各溶液分别稀释100倍，pH变化最小的是________(填编号)。
A．HCN B．HClO C．H2CO3 D．CH3COOH
③据上表数据，请你判断下列反应不能成立的是________(填编号)。
A．CH3COOH＋Na2CO3===NaHCO3＋CH3COONa
B．CH3COOH＋NaCN===CH3COONa＋HCN
C．CO2＋H2O＋2NaClO===Na2CO3＋2HClO
④要增大氯水中HClO的浓度，可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液，反应的离子方程式为_______________________________。
(3)已知常温下Cu(OH)2的Ksp＝2×10－20。又知常温下某CuSO4溶液里c(Cu2＋)＝0.02 ml·L－1，如果要生成Cu(OH)2沉淀，则应调整溶液pH大于________；要使0.2 ml·L－1的CuSO4溶液中Cu2＋沉淀较为完全(使Cu2＋浓度降 至原来的千分之一)则应向溶液里加NaOH溶液，使溶液pH为________。
解析：(1)①该反应平衡常数的表达式K＝eq \f(c（CO2）,c（CO）)；②由于温度升高，化学平衡常数减小。说明升高温度，平衡逆向移动，逆反应方向是吸热反应，所以该反应的正反应是放热反应。若升高温度，平衡逆向移动，气体的质量减小，而气体的物质的量不变，所以混合气体的平均相对分子质量减小；充入氦气，化学平衡不发生移动，但在整个容器内气体的质量增大，所以混合气体的密度增大。(2)①同种浓度的离子结合质子能力越强，则盐水解程度就越大，盐溶液的碱性就越强，即pH越大。由于Na2CO3溶液的pH最大，说明COeq \\al(2－,3)与H＋结合力最强。因此上述盐溶液中的阴离子，结合质子能力最强的是COeq \\al(2－,3)。③发生反应时应该是强酸制取弱酸。A.酸性CH3COOH>H2CO3，正确。B.酸性CH3COOH＞HCN正确。C. H2CO3＜HClO，错误。④要增大氯水中HClO的浓度，可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液，反应的离子方程式为：2Cl2＋COeq \\al(2－,3)＋H2O===CO2↑＋2Cl－＋2HClO。
(3)c (Cu2＋)·c2(OH－)＞Ksp＝2×10－20，c2(OH－)＞2×10－20÷0.02 ml2·L－2＝1×10－18ml2·L－2，c(OH－)＞1×10－9 ml·L－1；所以pH＞5；c(Cu2＋)＝ 0.2 ml·L－1÷1 000＝2×10－4ml·L－1，则c2(OH－)＝2×10－20÷2×10－4ml2·L－2＝1×10－16 ml2·L－2，所以c(OH－)＝1×10－8 ml·L－1，pH＝6。
答案：(1)①K＝eq \f(c（CO2）,c（CO）) ②减小 增大 (2)①COeq \\al(2－,3)
②D A ③C ④2Cl2＋COeq \\al(2－,3)＋H2O===CO2↑＋2Cl－＋2HClO (3)5 6
t/℃
5
15
25
35
50
K
1 100
841
680
533
409
化学键
H—H
N—H
N≡N
键能/(kJ·ml－1)
436
391
945
T/K
938
1 100
K
0.68
0.40
溶质
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
NaCN
pH
8.8
9.7
11.6
10.3
11.1