2022-2023学年山东省泰安一中新校高二上学期10月质量检测化学试题含解析
展开这是一份2022-2023学年山东省泰安一中新校高二上学期10月质量检测化学试题含解析,共25页。试卷主要包含了单选题,多选题,实验题,填空题,原理综合题等内容,欢迎下载使用。
山东省泰安一中新校2022-2023学年高二上学期10月质量检测化学试题
学校:___________姓名:___________班级:___________考号:___________
一、单选题
1.化学与人类生产、生活密切相关,下列说法错误的是
A.“暖宝宝”工作时将化学能转化为热能
B.晒自来水养小金鱼利用的是勒夏特列原理
C.海轮船壳上镶入锌块,利用的是阴极电保护法
D.若化学反应中体系未做任何形式的功,则
【答案】C
【详解】A. “暖宝宝”的工作原理是利用原电池加快氧化反应速度,将化学能转变为热能,A正确;
B. 用少量氯气消毒的自来水中,发生可逆反应:,次氯酸见光分解反应为:,则可促进可逆反应的化学平衡正向进行,减少氯气的含量,所以可以用勒夏特列原理解释,B正确;
C. 在海轮船壳上镶入锌块,此时锌作负极,铁作为原电池的正极而被保护,不易腐蚀,是利用了牺牲阳极的阴极保护法,C错误;
D. 若化学反应中体系未做任何形式的功,则内能的变化量等于该体系从外界吸收的热量,即,D正确;
故选C。
2.下列说法正确的是
A.使用铁做催化剂,可提高合成氨反应的速率和平衡转化率
B.合成氨采用2×107~5×107Pa,因为该压强下铁触媒的活性最高
C.用Cu作阴极,Fe作阳极,实现在Fe上镀Cu
D.镀锡铁镀层破损后,在潮湿的空气中会加快破损处铁的腐蚀
【答案】D
【详解】A.使用铁做催化剂,可提高合成氨反应的反应速率,但是不能提高平衡转化率,A错误;
B.合成氨的反应是分子数减小的反应,高压有利于向正反应方向移动,其能提高正反应速率,跟催化剂无关,B错误;
C.用Fe作阴极,Cu作阳极,电解质溶液是含有铜离子的溶液,可以实现在Fe上镀Cu,C错误;
D.铁比锡活泼,所以镀锡铁形成原电池的时候,铁是负极,故镀锡铁镀层破损后,在潮湿的空气中会加快破损处铁的腐蚀,D正确;
故选D。
3.下列说法正确的是
A.氢氧燃料电池放电时化学能全部转化为电能
B.反应4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)常温下可自发进行,该反应为吸热反应
C.3 mol H2与1 mol N2混合反应生成NH3,转移电子的数目小于6×6.02×1023
D.在酶催化淀粉水解反应中,温度越高淀粉水解速率越快
【答案】C
【详解】A项,氢氧燃料电池放电时化学能不能全部转化为电能,理论上能量转化率高达85%~90%,A项错误;
B项,反应4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)的ΔS0,该反应常温下可自发进行,该反应为放热反应,B项错误;
C项,N2与H2的反应为可逆反应,3molH2与1molN2混合反应生成NH3,转移电子数小于6mol,转移电子数小于66.021023,C项正确;
D项,酶是一类具有催化作用的蛋白质,酶的催化作用具有的特点是:条件温和、不需加热,具有高度的专一性、高效催化作用,温度越高酶会发生变性,催化活性降低,淀粉水解速率减慢,D项错误;
答案选C。
【点睛】本题考查燃料电池中能量的转化、化学反应自发性的判断、可逆的氧化还原反应中转移电子数的计算、蛋白质的变性和酶的催化特点。弄清化学反应中能量的转化、化学反应自发性的判据、可逆反应的特点、蛋白质的性质和酶催化的特点是解题的关键。
4.对于可逆反应N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g) ΔH<0,下列研究目的和示意图相符的是
A
B
C
D
研究压强对反应的影响(p2>p1)
研究温度对反应的影响
研究平衡体系增加N2对反应的影响
研究催化剂对反应的影响
A.A B.B C.C D.D
【答案】C
【详解】A.该反应为气体分子数减小的反应,增大压强平衡向正反应方向移动,则氨气的体积分数增大,并且压强越大,化学反应速率越大,达到化学平衡的时间越少,与图象不符,A错误;
B.因该反应是放热反应,升高温度化学平衡向逆反应反应移动,则氮气的转化率降低,与图象中转化率增大不符,B错误;
C.反应平衡后,增大氮气的量,平衡正向进行,这一瞬间正反应速率增大,逆反应速率不变,然后正反应速率在不断减小,逆反应速率不断增大,直到新的平衡,与图象符合,C正确;
D.催化剂改变反应速率,合成氨反应中使用催化剂可加快反应速率,达到平衡所需时间减小,与图象不符,D错误;
故选C。
5.某温度下,在恒容密闭容器中进行反应: 。下列叙述正确的是
A.加入少量W,逆反应速率增大
B.当容器中气体压强不变时,反应达到平衡
C.升高温度,正反应速率增大,逆反应速率减小
D.平衡后,加入X,该反应的增大
【答案】B
【详解】A.W是固体,其浓度不变,因此对化学反应速率无影响,故加入少量W,化学反应速率不变,A错误;
B.该反应是反应前后气体物质的量改变的反应,当温度、容器的容积不变时,若容器中气体压强不变时,说明反应达到平衡状态,B正确;
C.升高温度,正、逆反应速率均增大,C错误;
D.反应热∆H与反应的物质多少无关,故平衡后加入X,上述反应的∆H不变,D错误;
故选B。
6.已知的速率方程,该反应可认为经过以下反应历程:
第一步: 快速平衡;
第二步: 快速平衡;
第三步: 慢反应
下列说法正确的是
A.速率方程中k只受温度影响
B.、分别增大相同的倍数,对总反应速率的影响程度相同
C.该总反应的速率主要取决于第三步反应
D.第三步反应的有效碰撞频率较大
【答案】C
【详解】A.速率方程中k为速率常数,受温度、催化剂、固体表面性质等因素的影响,A错误;
B.c(CO)、c(Cl2)分别增大相同的倍数,根据速率方程,得出它们对总反应速率的影响程度不相同,c(Cl2)影响程度大,B错误;
C.第三步是慢反应,因此该总反应的速率主要取决于第三步反应,C正确;
D.第三步是慢反应,说明第三步反应的有效碰撞频率较小,D错误;
故选C。
7.将转化为甲醇的原理为 。500℃时,在体积为1L的固定容积的密闭容器中充入1 mol 、3 mol ,测得浓度与浓度随时间的变化如图所示,下列结论错误的是
A.500℃时该反应的平衡常数
B.平衡时的转化率为75%
C.曲线可以表示或的浓度变化
D.从反应开始到10min时,的反应速率
【答案】A
【分析】从图中可以看出,随着反应的进行,Y的浓度逐渐减少,X的浓度逐渐增加,且相同时间两者的浓度变化量相同,故两者的化学计量数相同,根据化学方程式可知,Y为CO2(g),X为CH3OH(g)。
【详解】A.从图中可以看出,10min达到平衡状态,达到平衡状态时,,,,平衡常数为:,A错误;
B.根据A可知,平衡时,起始浓度为,氢气的转化率为,B正确;
C.根据分析,X为CH3OH(g)浓度的变化,方程式中CH3OH和H2O的化学计量数相同,故曲线可以表示或的浓度变化,C正确;
D.由B可知,到10min时氢气的浓度变化量为:,反应速率为:,D正确;
故选A。
8.将反应 Cu(s)+2Ag+(aq) == Cu2+(aq)+2Ag(s)设计成如图所示原电池。下列说法中正确的是
A.电极X是正极,其电极反应为Cu-2e-== Cu2+
B.银电极板质量逐渐减小,Y溶液中c(Ag+)增大
C.当X电极质量变化0.64 g时,Y溶液质量变化2.16 g
D.外电路中电流由银极流向铜极
【答案】D
【详解】A、电极X的材料是铜,为原电池的负极,其电极反应为Cu-2e-== Cu2+,错误;
B、银电极为电池的正极,被还原,发生的电极反应为:Ag++ e--==Ag,银电极质量逐渐增大,Y溶液中c(Ag+)减小,错误;
C、当X电极质量减少0.64 g时,即0.64g ÷64g/mol=0.01 mol,则正极有0.02 mol的银单质析出,即0.02mol×108 g/mol=2.16 g,则溶液质量变化应为2.16 g-0.64 g=1.52 g。错误;
D、电极X的材料是铜,为原电池的负极;银电极为电池的正极,外电路中电流由正极(银电极)流向负极(铜电极)。正确;
答案选D。
9.对于平衡体系mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g) ΔH<0。下列结论中错误的是
A.若平衡时,A、B的转化率相等,说明反应开始时,A、B的物质的量之比为m∶n
B.若温度不变,将容器的体积缩小到原来的一半,达到新平衡时A的浓度为原来的1.8倍,则m+n>p+q
C.若m+n = p+q,则往含有a mol气体的平衡体系中再加入a mol的B,达到新平衡时,气体的总物质的量等于2a
D.若温度不变缩小容器体积,达到新平衡时压强增大到原来的2倍,则体积一定小于原来的
【答案】D
【详解】A.A、B的变化量之比等于化学计量数之比,平衡时A、B的转化率相等,则A、B的起始量之比一定等于化学计量数之比,A正确;
B.将容器的体积缩小到原来的一半,不考虑平衡移动,此时A的浓度变为原来的2倍,现在A的浓度为原来的1.8倍,说明平衡向着消耗A的方向移动,依据平衡移动原理,平衡向着气体分子数减小的方向进行,所以m+n>p+q,B正确;
C.往含有a mol气体的平衡体系中再加入a mol的B,平衡向正反应方向移动,因为m+n = p+q,达到新平衡时混合气体总的物质的量不变,所以新平衡时气体的总物质的量等于2a mol,C正确;
D.温度不变时,若压强增大到原来的2倍,如果m+n=p+q,则平衡不发生移动,总体积等于原来的,D错误;
故选D。
10.反应 ,在温度为T1、T2(T2>T1)时,平衡体系中的体积分数随压强变化如图所示。下列说法正确的是
A.A、C两点气体的颜色:A深,C浅
B.A、C两点气体的平均相对分子质量:A
D.保持容器体积不变,再充入气体,平衡正向移动,转化率增大
【答案】B
【详解】A.A、C两点温度相同,若压缩体积使C点压强增大,则NO2的浓度增大,二氧化氮为红棕色气体,则A浅、C深,故A错误;
B.质量不变,C点对应压强大,压强增大平衡逆向移动,气体的物质的量减小,由可知,则A、C两点气体的平均相对分子质量:A
D.保持容器体积不变,再充入气体,等于增大压强,平衡逆向移动,的转化率减小,故D错误;
故答案为B
11.用铂电极进行电解,下列说法中正确的是
A.电解NaCl溶液时,溶液的pH减小
B.电解溶液时,在阳极和阴极析出产物的物质的量之比为
C.电解饱和溶液时,溶液浓度将增大,pH不变
D.电解溶液时,溶液浓度将减小
【答案】D
【详解】A.电解氯化钠溶液的化学方程式为:2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑,生成了氢氧化钠,溶液碱性增强,pH增大,A错误;
B.电解H2SO4溶液,实质电解水,阳极生成氧气,阴极生成氢气,根据得失电子守恒,阳极和阴极析出产物的物质的量之比为1:2,B错误;
C.电解饱和硫酸钠溶液时,阴极氢离子放电、阳极氢氧根离子放电,相当于电解水,溶液过饱和析出晶体,浓度不变,而硫酸钠是强酸强碱盐,其溶液呈中性,pH不变,C错误;
D.电解CuCl2 溶液,阴极铜离子放电、阳极氯离子放电,实质是电解电解质本身,CuCl2 溶液浓度将减小,D正确;
答案选D。
12.在三个容积均为1L的密闭容器中以不同的氢碳比[n(H2)/n(CO2)]充入H2和CO2,在一定条件下发生反应:2CO2(g)+6H2(g)C2H4(g) + 4H2O(g) ΔH。CO2的平衡转化率与温度的关系如下图所示。
下列说法正确的是( )
A.该反应的ΔH>0
B.氢碳比:①<②
C.在氢碳比为2.0时,Q点v(正)<v(逆)
D.若起始时,CO2、H2浓度分别为0.5mol/L和1.0mol/L,则可得P点对应温度的平衡常数的值为512
【答案】D
【详解】A.由图所示,随温度升高CO2的平衡转化率减小,说明升高温度平衡逆向移动,所以该反应的ΔH<0,故A错误;
B.CO2一定时,增大氢气的投入量,平衡正向移动,CO2的平衡转化率增大,氢碳比①>②,故B错误;
C.P为平衡点,Q→P,CO2的转化率增大,反应正向进行,Q点v(正)>v(逆),故C错误;
D.若起始时,CO2、H2浓度分别为0.5mol/L和1.0mol/L,P点CO2平衡转化率为50%,
则可得P点对应温度的平衡常数的值为512,故D正确;
选D。
二、多选题
13.下列有关说法中错误的是
A.实现在铜的表面镀上一层银,与电源负极相连的应为银电极
B.原电池中电子从负极出发,经外电路流向正极,再从正极经电解液回到负极
C.常温下用镁和铝作电极,溶液作电解质溶液的原电池中铝为负极
D.甲烷燃料电池用作电解质,负极的电极反应式为
【答案】AB
【详解】A.在铜的表面镀上一层银,与电源负极相连的应为Cu电极,与电源正极相连的应为银电极,银电极的电极反应为Ag-e-=Ag+,A项错误;
B.原电池中电子从负极出发,经外电路流向正极,电子不经过电解液,B项错误;
C.常温下用镁和铝作电极,NaOH溶液作电解质溶液的原电池中发生的电池总反应为2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑,其中Al为负极,负极电极反应式为Al-3e-+4OH-=2+2H2O,Mg为正极,正极电极反应式为2H2O+2e-=H2↑+2OH-,C项正确;
D.用KOH作电解质的甲烷燃料电池中,负极CH4发生失电子的氧化反应生成,负极电极反应式为CH4-8e-+10OH-=+7H2O,D项正确;
答案选AB。
14.将一定量纯净的氨基甲酸铵置于密闭真空恒容容器中(固体试样体积忽略不计),在恒定温度下使其达到分解平衡:,然后在恒定温度下缩小容器体积,重新达到平衡。下列分析正确的是
A.气体的平均摩尔质量不变时,说明该反应达到平衡状态
B.两次平衡中,第二次平衡时CO2的浓度大
C.重新达到平衡,密闭容器中氨气的体积分数不变
D.该反应达到平衡状态时,v正(NH3)=2v正(CO2)
【答案】CD
【详解】A.甲酸铵固体分解产生的氨气和二氧化碳的物质的量之比恒定为2:1,气体的平均摩尔质量恒定不变,不能判断达到平衡,A错误;
B.该反应的平衡常数,甲酸铵固体分解产生的氨气和二氧化碳的物质的量之比恒定为2:1,故,温度不变,K不变,故再次平衡时二氧化碳的浓度不变,B错误;
C.甲酸铵固体分解产生的氨气和二氧化碳的物质的量之比恒定为2:1,产物只有这两种,氨气的体积分数不变,C正确;
D.氨气和二氧化碳的反应速率之比始终等于化学计量数之比,即该反应达到平衡状态时,v正(NH3)=2v正(CO2),D正确;
故选CD。
15.反应物(S)转化为产物(P或P·Z)的能量与反应进程的关系如下图所示:
下列有关四种不同反应进程的说法正确的是
A.进程Ⅰ是放热反应 B.平衡时P的产率:Ⅱ>Ⅰ
C.生成P的速率:Ⅲ>Ⅱ D.进程Ⅳ中,Z没有催化作用
【答案】AD
【详解】A.由图中信息可知,进程Ⅰ中S的总能量大于产物P的总能量,因此进程I是放热反应,A说法正确;
B.进程Ⅱ中使用了催化剂X,但是催化剂不能改变平衡产率,因此在两个进程中平衡时P的产率相同,B说法不正确;
C.进程Ⅲ中由S•Y转化为P•Y的活化能高于进程Ⅱ中由S•X转化为P•X的活化能,由于这两步反应分别是两个进程的决速步骤,因此生成P的速率为Ⅲ<Ⅱ,C说法不正确;
D.由图中信息可知,进程Ⅳ中S吸附到Z表面生成S•Z,然后S•Z转化为产物P•Z,由于P•Z没有转化为P+Z,因此,Z没有表现出催化作用,D说法正确;
综上所述,本题选AD。
三、实验题
16.某化学小组为了研究外界条件对化学反应速率的影响,进行了如下实验:
【实验原理】
【实验内容及记录】
实验编号
室温下,试管中所加试剂及其用量/mL
室温下溶液颜色褪至无色所需时间/min
0.6 mol/L溶液
3 mol/L稀硫酸
0.05 mol/L溶液
1
3.0
2.0
2.0
3.0
1.5
2
2.0
3.0
2.0
3.0
2.7
3
1.0
4.0
2.0
3.0
3.9
请回答:
(1)实验目的是_______。
(2)利用实验1中数据计算,若用的浓度变化表示的反应速率为:_______。
(3)该小组同学根据经验绘制了随时间变化趋势的示意图,如图1所示。但有同学查阅已有的实验资料发现,该实验过程中随时间变化的趋势应如图2所示。该小组同学根据图2所示信息提出了新的假设,并继续进行实验探究。
①该小组同学提出的假设是_______。
②请你帮助该小组同学完成实验方案,并填写表中空白。
实验编号
室温下,试管中所加试剂及其用量/mL
再向试管中加入少量固体
室温下溶液颜色褪至无色所需时间/min
0.6 mol/L溶液
3 mol/L稀硫酸
0.05 mol/L溶液
4
3.0
2.0
2.0
3.0
_______
t
③若该小组同学提出的假设成立,应观察到的现象是_______。
【答案】(1)探究其他条件相同时,反应物浓度(或H2C2O4浓度)对反应速率的影响
(2)1.0×10-2mol/(L·min)
(3) 生成物中的MnSO4为该反应的催化剂(或Mn2+对该反应有催化作用) MnSO4 与实验1比较,溶液褪色所需时间短或所用时间(t)小于1.5min(或其他合理答案)
【分析】采用控制变量法探究外界条件对化学反应速率的影响。
(1)
对比各实验可知,实验温度都为室温,实验1、2、3所用0.05mol/LKMnO4溶液的体积、3mol/L稀硫酸的体积相同,所用H2C2O4溶液的浓度不同,故实验的目的是:探究其他条件相同时,反应物浓度(或H2C2O4浓度)对反应速率的影响;答案为:探究其他条件相同时,反应物浓度(或H2C2O4浓度)对反应速率的影响。
(2)
实验1中所耗KMnO4物质的量为0.05mol/L×3×10-3L=1.5×10-4mol,则v(KMnO4)===1.0×10-2mol/(L∙min);答案为:1.0×10-2mol/(L∙min)。
(3)
①由图2可知,n(Mn2+)随着时间的推移先缓慢增大、后突然增大,说明随着时间的推移,化学反应速率突然加快,提出的假设是:生成物中的MnSO4为该反应的催化剂(或Mn2+对该反应有催化作用);答案为:生成物中的MnSO4为该反应的催化剂(或Mn2+对该反应有催化作用)。
②根据表中数据,实验4和实验1的温度和各物质的浓度分别对应相等,采用控制变量法,要探究MnSO4对反应有催化作用,在实验4中需再向试管中加入少量的MnSO4固体;答案为:MnSO4。
③若该小组同学提出的假设成立,即MnSO4为该反应的催化剂,则实验4应观察到的现象是:与实验1比较,溶液褪色所需时间短或所用时间(t)小于1.5min;答案为:与实验1比较,溶液褪色所需时间短或所用时间(t)小于1.5min(或其他合理答案)。
四、填空题
17.碘酸钾在容量法分析中用作氧化剂。氢碘酸在化学分析中常用作还原剂,可用于测定硒、甲氧基、乙氧基。碘酸钾和氢碘酸均可用电解法制备。
(1)用电解法制备碘酸钾()的装置如图1所示。
①a极的电极反应式为_______。
②b极产生的气体的化学式为_______。
③电解一段时间后,若外电路转移10 mol电子,则阴极区生成的气体质量为_______,右室溶液的pH_______(填“增大”、“减小”或“不变”)。
(2)用电解法制备氢碘酸(HI)的装置如图2所示。其中双极膜(BPM)是阴、阳复合膜,在直流电的作用下,阴、阳膜复合层间的解离成和,A、B膜为离子交换膜。
①B膜最佳应选择_______。
a.阴离子交换膜 b.交换膜 c.交换膜
②阳极的电极反应式是_______。
【答案】(1) I--6e-+6OH-=+3H2O H2 10g 增大
(2) b 2H2O-4e-=O2↑+4H+
【解析】(1)
①a极是阳极,发生失电子的氧化反应,根据图示,还原剂是I-,氧化产物是,结合电荷守恒和原子守恒,可写出电极反应式I--6e-+6OH-=+3H2O,故答案为:I--6e-+6OH-=+3H2O;
②b极为阴极,H2O在阴极表面得电子,产生H2,故答案为:H2;
③根据阴极区发生的电极反应2H2O+2e-=H2↑+2OH-可知,,m(H2)=2g/mol×5mol=10g;右室产生的OH¯会通过阴离子交换膜进入左室,右室中OH¯的物质的量不变,但反应消耗了H2O,OH¯的浓度增大,溶液的pH增大,故答案为:10g;增大;
(2)
①根据题意和图示,中间区域要得到目标产物HI,则Na+需通过B膜离去,因此B膜最佳应选择Na+交换膜,故答案为:b;
②根据图示,H2O在阳极区域发生失电子的氧化反应,氧化产物为O2,结合电荷守恒和原子守恒,可写出电极反应式2H2O-4e-=O2↑+4H+,故答案为:2H2O-4e-=O2↑+4H+。
【点睛】外电路转移的电子数=阳极区的失电子数=阴极区的得电子数
五、原理综合题
18.二氧化硫的催化氧化是工业上生产硫酸的主要反应,反应如下:
Ⅰ. (浓度平衡常数)
(1)为研究该反应,某同学设计了以下三种已装固体催化剂的密闭容器装置
在初始体积与温度相同的条件下,甲、乙、丙中均按2 mol、1 mol投料,达平衡时,三个容器中的转化率从大到小的顺序为_______(用“甲、乙、丙”表示)。
(2)在容器丙中,0.1MPa条件下,在不同温度或不同投料方式下研究上述反应得到数据如下表:
实验序号
A组
B组
C组
反应温度
451℃
451℃
551℃
投料方式(按照、、的顺序)
2 mol、1 mol、0 mol
0 mol、0 mol、2 mol
2 mol、1 mol、0 mol
含硫化合物的转化率
60%
b
c
反应的热量变化
放热a
吸热79.08kJ
放热d
压强平衡常数()
①表中:a=_______kJ;b=_______。
②已知用平衡分压(分压=总压×物质的量分数)代替平衡浓度计算,得到的平衡常数即为压强平衡常数,则_______;_______(填“>”、“<”、“=”)
③451℃时,若按 0.4 mol 、0.4 mol 、0.4 mol 进行投料,则反应开始时_______(填“>”、“<”、“=”)。
(3)将上述固体催化剂换成气体同样可以对该反应起到催化作用,此催化过程如下
Ⅱ. (浓度平衡常数)
Ⅲ. (浓度平衡常数)
_______;_______(用含有、的表达式表示)。
【答案】(1)丙>甲>乙
(2) 118.62 40% 135MPa-1 > >
(3) -41.8kJ·mol-1
【解析】(1)
对于2SO2(g)+O2(g) ⇌2SO3(g) ΔH1=-197.7kJ/mol,正反应为气体体积减小的放热反应,因此升高温度会使平衡逆向移动,增大压强将使平衡正向移动,乙装置为绝热恒容装置,反应过程中温度会升高,相较于甲而言,平衡时SO2的转化率小于甲,而丙装置为恒温恒压装置,反应过程中气体的物质的量将减小,活塞将左移,相较于甲装置压强将增大,平衡时SO2的转化率大于甲,故三个容器中SO2的转化率从大到小的顺序为丙>甲>乙。
(2)
①A、B为等效平衡,且反应互为可逆反应,由热化学方程式知,2molSO2完全反应时放出197.7kJ热量,则a=197.7kJ×60%=118.62kJ,正逆反应转化率之和为1,则b=1-60%=40%。
②根据三段式可知:
压强平衡常数Kp1==135MPa-1,升高温度,平衡将逆向移动,平衡常数将减小,因此Kp1> Kp2。
③若按 0.4 mol 、0.4 mol 、0.4 mol 进行投料,此时=2.5<,则平衡正向移动,v正(SO2)>v逆(SO2)。
(3)
已知:I. 2SO2(g)+O2(g) ⇌2SO3(g) ΔH1=-197.7kJ/mol K1
II. SO2(g)+NO2(g)⇌SO3(g)+NO(g) ΔH2 K2
III. 2NO(g)+O2(g)⇌2NO2(g) ΔH3=-114.1 kJ/mol K3
依据盖斯定律,将Ⅱ×2+III可得I,ΔH2×2+(-114.1kJ/mol)=-197.7 kJ/mol,则ΔH2=-41.8 kJ/mol,方程式系数乘以相关数值后,平衡常数相关幂也会乘以相同数值,方程式相减所得新方程的平衡常数为原方程的平衡常数相除而得,方程III=方程I-方程II×2,因此K3=。
19.碘及其化合物在合成杀菌剂、药物等方面具有广泛用途。回答下列问题:
(1)已知反应的,1 mol 、1 mol 分子中化学键断裂时分别需要吸收436kJ、151kJ的能量,则1 molHI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为_______kJ。
(2)Bodensteins研究了下列反应:,在716K时,气体混合物中碘化氢的物质的量分数与反应时间t的关系如下表:
t/min
0
20
40
60
80
120
x(HI)
1
0.91
0.85
0.815
0.795
0.784
x(HI)
0
0.60
0.73
0.773
0.780
0.784
①根据上述实验结果,该反应的平衡常数K的计算式为:_______。
②上述反应中,正反应速率为,逆反应速率为,其中、为速率常数,若,在t=40min时,_______(保留三位有效数字)。如图(,T表示温度)所示a、b、c、d四条斜线中,能表示随T变化的是斜线_______,能表示随T变化的是斜线,图中A、B、C、D点的坐标分别为m+4、m+2、m-2、m-4,则温度T1时化学平衡常数_______。
③由上述实验数据计算得到和的关系可用如图表示。当升高到某一温度时,反应重新达到平衡,相应的点分别为_______、_______(填字母)
【答案】(1)299
(2) 1.95×10-3 d c A E
【解析】(1)
设1molHI(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为x kJ,则:2x kJ-436kJ-151kJ=11kJ,解得x=299,故答案为:299;
(2)
① 表中第一列,由HI分解建立平衡,表中第二列向逆反应进行建立平衡,由第一列数据可知,平衡时HI物质的量分数为0.784,则氢气、碘蒸汽总物质的量分数为1-0.784=0.216,而氢气、与碘蒸汽物质的量分数相等均为0.108,反应前后气体体积不变,用物质的量分数代替浓度计算平衡常数,则平衡常数K= ;故答案为:;
②在t=40min时,正反应建立平衡的x(HI)=0.85,则v正=k正x2(HI)=0.0027min-1×0.852=1.95×10-3min-1;温度升高正逆反应速率都增大,由于该反应的,升温反应正向移动,即正反应速率正大的多,正反应的速率常数变化的大,逆反应的速率常数变化的小,故减小的斜率大,能表示随T变化的是斜线b,能表示随T变化的是斜线c,故答案为:1.95×10-3;b;c;
③对于反应建立平衡时:升高温度,正、逆反应速率均加快,因此排除C点,正反应为吸热反应,升高温度,平衡向吸热反应方向移动,因此平衡正向移动,再次平衡时HI的物质的量分数减小,因此排除B点,故选A点;对于反应建立平衡时:升高温度,正、逆反应速率均加快,升高温度,平衡向吸热反应方向移动,因此平衡逆向移动,再次平衡时H2的物质的量分数增大,故选E点;因此反应重新达到平衡,对应的点为A, 对应的点为E。
20.环氧乙烷是高效消毒剂,可用于口罩等医用品消毒,工业常用乙烯氧化法生产。
主反应:2 (g)
副反应:
回答下列问题:
(1)的摩尔燃烧焓,则环氧乙烷(g)的摩尔燃烧焓_______。
(2)以下既能加快反应速率又能提高环氧乙烷产率的方法有_______(填标号)。
A.降低温度 B.向容器中充入使压强增大
C.采用改性的催化剂 D.用空气替代氧气
(3)已知:(g)+HCl(g) (l),合成过程中的温度与氯乙醇的平衡产率关系如图a,30℃下原料投料比与氯乙醇的平衡产率关系如图b。
反应随温度升高平衡产率降低的可能原因为_______;其它条件不变时,降低环氧乙烷与HCl的投料比,环氧乙烷的平衡转化率将_______(填“增大”“减小”或“不变”)。
(4)环氧乙烷经水解可得到乙二醇,写出乙二醇—氧气碱性燃料电池的负极电极反应式:_______。
【答案】(1)-1306.1kJ·mol-1
(2)C
(3) 反应的△H<0(或正反应放热),升高温度,平衡逆向移动,导致平衡产率降低 增大
(4)HOCH2CH2OH-10e¯+14OH¯=2CO+10H2O
【解析】(1)
根据题意,可写出热化学方程式①2C2H4(g)+O2(g)=2 (g) ΔH1=-209.8kJ/mol,②C2H4(g)+3O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) ΔH2=-1411.0kJ/mol,③(g)+O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) ΔH3,由盖斯定律得ΔH3=ΔH2-ΔH1=-1411.0kJ/mol-×(-209.8kJ/mol)=-1306.1kJ/mol,故答案为:-1306.1kJ·mol-1;
(2)
降低温度、向容器中充入、用空气替代氧气都不能加快反应速率,采用改性的催化剂可以提高反应的选择性,使主反应的速率更快,提高单位时间内环氧乙烷的产量,从而提高产率,故答案为:C;
(3)
根据平衡移动原理,正反应ΔH<0时,温度升高,平衡逆向移动,平衡产率降低;其它条件不变时,降低环氧乙烷与HCl的投料比,即投入更多的HCl,有利于平衡正向移动,消耗更多的环氧乙烷,环氧乙烷的平衡转化率会增大,故答案为:反应的△H<0(或正反应放热),升高温度,平衡逆向移动,导致平衡产率降低;增大;
(4)
负极发生的是失电子的氧化反应,根据乙二醇(HOCH2CH2OH)和氧气的性质可知,乙二醇作还原剂,在负极发生氧化反应,因为是碱性环境,所以生成CO和H2O,结合电荷守恒和原子守恒,写出电极反应式HOCH2CH2OH-10e¯+14OH¯=2CO+10H2O,故答案为:HOCH2CH2OH-10e¯+14OH¯=2CO+10H2O。
【点睛】在书写电极反应式时,要根据电解质的酸碱性分析电极反应的产物是否能稳定存在,如果产物能与电解质的离子继续反应,就要合在一起写出总式,才是正确的电极反应式。如:本题中乙二醇在负极反应的产物本是CO2,但考虑到碱性环境,将产物改为CO。
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