【化学】山东省烟台市福山第一中学2018-2019高二下学期期末考前 试卷

山东省烟台市福山第一中学2018-2019高二下学期期末考前检测
(时间：90分钟，分数：100分)
模块综合检测
一、选择题(本题包括16小题，每小题3分，共48分。每小题只有一个选项符合题意)
1．下列反应中属于吸热反应的是(　　)
A．CaO＋H2O===Ca(OH)2
B．C＋H2O(g)CO＋H2
C．HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
D．2Al＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2↑
解析：选B。分解反应、铵盐与碱反应生成氨气、以及C＋H2O(g)CO＋H2等都是吸热反应。
2．下列对化学反应的认识正确的是(　　)
A．化学反应过程中，分子的种类和数目一定发生改变
B．如果某化学反应的ΔH和ΔS均小于0，则反应一定能自发进行
C．化学反应过程中，一定有化学键的断裂和形成
D．反应物的总焓大于反应产物的总焓时，ΔH＞0
解析：选C。A项，化学反应过程中，分子的种类一定发生改变，但数目不一定改变；B项，由化学反应方向的判据ΔH－TΔS＜0反应能自发进行的条件可知ΔH＜0，ΔS＞0时，反应一定能自发进行；C项，化学反应的实质就是旧化学键断裂，新化学键形成；D项，由ΔH＝H反应产物－H反应物可知，当反应产物的总焓大于反应物的总焓时，ΔH＞0。
3．下列实验装置设计正确的是(　　)

解析：选A。浓硫酸溶于水放出大量的热，为防止暴沸引发安全事故，应将浓硫酸沿烧杯内壁慢慢倒入水中稀释并不停搅拌，故B项错；锌比铜活泼，则锌应做负(－)极，铜做正(＋)极，故C项错；带磨口玻璃活塞的酸式滴定管不能盛NaOH标准溶液，故D项错。
4．下列有关说法正确的是(　　)
A．CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH<0
B．镀铜铁制品镀层受损后，铁制品比受损前更容易生锈
C．N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH<0，其他条件不变时升高温度，反应速率v(H2)和H2的平衡转化率均增大
D．水的离子积常数KW随着温度的升高而增大，说明水的电离是放热反应
解析：选B。A项，CaCO3的分解是吸热反应，ΔH＞0，反应是否能够自发进行取决于ΔH－TΔS的正负，故A错。B项中易形成FeCu原电池，在潮湿的空气中，Fe为负极，腐蚀更快，故B正确。C项中，升高温度，反应速率增大，但因正反应放热，故升高温度会使平衡向逆反应方向移动，H2的转化率反而减小，故C错。D项中，随温度升高，KW增大，说明水的电离H2OH＋＋OH－是吸热的，温度升高，电离平衡右移，故D错。
5．已知：2Zn(s)＋O2(g)===2ZnO(s)　ΔH＝－701.0 kJ·mol－1　2Hg(l)＋O2(g)===2HgO(s)
ΔH＝－181.6 kJ·mol－1。则反应Zn(s)＋HgO(s)===ZnO(s)＋Hg(l)的ΔH为(　　)
A．519.4 kJ·mol－1　　　　　　 B．259.7 kJ·mol－1
C．－259.7 kJ·mol－1 D．－519.4 kJ·mol－1
解析：选C。反应Zn(s)＋HgO(s)===ZnO(s)＋Hg(l)　③可由反应2Zn(s)＋O2(g)===2ZnO(s)　①与反应2Hg(l)＋O2(g)===2HgO(s)　②进行简单计算而得到，即2×反应③＝反应①－反应②，则由盖斯定律得ΔH3＝(ΔH1－ΔH2)/2＝－259.7 kJ·mol－1。
6．下列有关物质的性质与应用不相对应的是(　　)
A．明矾能水解生成Al(OH)3胶体，可用做净水剂
B．FeCl3溶液能与Cu反应，可用于蚀刻印刷电路
C．SO2具有氧化性，可用于漂白纸浆
D．Zn具有还原性和导电性，可用做锌锰干电池的负极材料
解析：选C。SO2的漂白性是因为SO2与有机质化合，生成无色的不稳定化合物，并不是SO2具有氧化性，故C错误。
7.在其他条件不变时，改变某一条件对A2(g)＋3B2(g) 2AB3(g)化学平衡状态的影响，得到如图所示的变化规律(图中T表示温度)。下列结论正确的是(　　)

A．a、c两点A2的转化率相等
B．正反应一定是吸热反应，且T2＞T1
C．b点时，平衡体系中A、B原子数之比为1∶3
D．向a点的平衡体系中加入A2，可达到b点的平衡状态
解析：选C。在化学平衡A2(g)＋3B2(g) 2AB3(g)中，增加B2的起始量，平衡向正反应方向移动，A2的转化率增大，即c点A2的转化率大于a点，选项A错；AB3的平衡体积分数不能反映出反应速率的大小，因此AB3的平衡体积分数大不能说明其反应速率就大，即无法确定T2与T1的相对大小，因此也无法确定正反应是否为吸热反应，选项B错；b点时AB3的平衡体积分数最大，说明起始时A2和B2的物质的量之比为1∶3，C正确；a点时A2和B2的物质的量之比大于1∶3，应加入B2才可达到b点的平衡状态，选项D错。
8．要证明某酸是弱酸，下列方法正确的是(　　)
A．将串联一小灯泡的该酸溶液与串联一相同小灯泡的硫酸并联，接通电源后，若该溶液上的灯泡较暗，则说明该酸是弱酸
B．测定该酸的钠盐溶液常温下的pH，若pH＞7，则说明该酸是弱酸
C．用该酸的溶液与金属锌反应，产生气泡较慢，则说明该酸是弱酸
D．中和等体积等浓度的NaOH溶液消耗该酸的量大于硫酸，则说明该酸是弱酸
解析：选B。A、C、D中均未说明该酸的浓度，无法判断酸的强弱。B中酸形成的钠盐常温下pH＞7是碱性，说明该酸的钠盐是强碱弱酸盐，水解显碱性。
9．对可逆反应4A(g)＋5B(g) 4C(g)＋6D(g)　ΔH＜0，下列叙述中，正确的是(　　)
A．化学反应速率关系是2v正(A)＝3v正(D)
B．若单位时间内生成x mol C的同时，消耗x mol A，则反应一定处于平衡状态
C．达到化学平衡后，增大容器的容积，则正反应速率减小，逆反应速率增大
D．达到化学平衡后，升高温度，则C的质量分数减小
解析：选D。此可逆反应为体积增大的放热反应，反应速率之比等于化学方程式中化学计量数之比，故3v正(A)＝2v正(D)，A项错误；生成C的同时，消耗A是向同一个方向进行，不能做为判断反应达到平衡的标志，B项错误；平衡后，增大容器的容积，压强减小，正反应速率减小，逆反应速率也减小，C项错误；升高温度，平衡向吸热反应方向移动，即逆向移动，C的质量分数减小，D项正确。
10．下列有关说法不正确的是(　　)
A．pH＝3的盐酸和醋酸加水使溶液体积分别扩大100倍，pH就不再相同
B．手机上用的锂离子电池属于二次电池
C．使用催化剂可改变工业合成NH3的反应限度
D．生物质能本质上是太阳能
解析：选C。催化剂能影响化学反应速率，但不能影响合成NH3的反应限度。
11．酸雨是煤和石油燃烧时生成的硫及氮的氧化物溶于水生成硫酸和硝酸之缘故。现取某酸雨试样分析得如下数据：
组分
浓度(mol·L－1)
组分
浓度(mol·L－1)
NH
1.9×10－5
Na＋
2.0×10－5
NO
2.4×10－5
Cl－
6.0×10－5
SO
2.8×10－5


则此酸雨中H＋的物质的量浓度(mol·L－1)最接近的数值是(　　)
A．1.01×10－6 B．1.01×10－5
C．1.01×10－4 D．1.01×10－3
解析：选C。由电荷守恒：[NH]＋[Na＋]＋[H＋]＝[NO]＋2[SO]＋[Cl－]＋[OH－]，忽略[OH－]，因为溶液显酸性。
12．常温下，用0.100 0 mol/L NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 0 mol/L盐酸和20.00 mL 0.100 0 mol/L醋酸溶液，得到两条滴定曲线，如下图所示：

以HA表示酸，下列说法正确的是(　　)
A．滴定盐酸的曲线是图2
B．达到B、D状态时，两溶液中离子浓度均为[Na＋]＝[A－]
C．达到B、E状态时，反应消耗的n(CH3COOH)＞n(HCl)
D．当0 mL＜V(NaOH)＜20.00 mL时，对应混合溶液中各离子浓度由大到小的顺序均为[A－]＞[Na＋]＞[H＋]＞[OH－]
解析：选B。A项，0.1 mol/L盐酸pH＝1，所以图1是滴定盐酸的滴定曲线；C项，B、E点对应消耗NaOH的体积都是a mL，所以消耗掉的CH3COOH、HCl的物质的量是相等的；D项，当所加的NaOH溶液的量比较少时，混合液中H＋、Na＋浓度可能是[H＋]＞[Na＋]。
13．下列在指定溶液中的各组离子，能够大量共存的是(　　)
A．无色溶液中：HCO、Na＋、Cl－、OH－
B．pH＝11的溶液中：S2－、K＋、CO、Cl－
C．pH＝1的溶液中：Fe2＋、NH、Mg2＋、NO
D．水电离的c(H＋)＝10－12 mol·L－1的溶液中：Fe3＋、SO、K＋、SCN－
解析：选B。A中HCO与OH－不能共存，C中Fe2＋与H＋、NO不能共存，D中Fe3＋与SCN－不能共存。
14．下列实验操作或对实验事实的叙述中存在错误的是(　　)
A．用50 mL酸式滴定管准确量取25.00 mL酸性KMnO4溶液，放入锥形瓶中待用
B．室温下，测定浓度为0.1 mol·L－1 NaClO溶液和0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液的pH，比较HClO和CH3COOH的酸性强弱
C．实验室配制氯化亚铁溶液时，将氯化亚铁先溶解在盐酸中，然后用蒸馏水稀释并加入少量铁粉
D．配制1 mol·L－1的NaOH溶液时，下列操作会造成所配浓度偏低：定容时仰视刻度线；容量瓶中原有少许蒸馏水
解析：选D。滴定管能准确量取到0.01 mL，酸性高锰酸钾具有强氧化性，用酸式滴定管量取，A正确；NaClO和CH3COONa都是强碱弱酸盐，溶液碱性越强，对应酸的酸性越弱，B正确；氯化亚铁为强酸弱碱盐，易发生水解，在配制时加盐酸可抑制水解，Fe2＋易被氧化，加少量铁粉，起到防氧化作用，C正确；配制1 mol·L－1的NaOH溶液时，容量瓶中原有少许蒸馏水，对溶液浓度无影响，D错误。
15．根据下列实验现象，所得结论不正确的是(　　)


实验
实验现象
结论
A
左烧杯中铁表面有气泡，右边烧杯中铜表面有气泡
活动性：Al＞Fe＞Cu
B
左侧棉花变橙色，右侧棉花变蓝色
氧化性：Cl2＞Br2，Cl2＞I2
C
白色固体先变为淡黄色，后变为黑色
溶解性：AgCl＞AgBr＞Ag2S
D
锥形瓶中有气体产生，烧杯中液体有浑浊现象
非金属性：Cl＞C＞Si
解析：选D。形成原电池时，活泼的金属做负极，氢气在正极生成，A正确。活泼的非金属单质置换出不活泼的非金属单质，B正确。在沉淀的转化中，溶解平衡向着溶解度更小的难溶物转化，C正确。最高价的含氧酸的酸性强弱才能反应出非金属元素的非金属性强弱，而盐酸不是最高价含氧酸，故D错。
16．1 L 1 mol·L－1 AgNO3溶液在以Ag做阳极，Fe做阴极的电解槽中电解，当阴极质量增加2.16 g时，下列判断中不正确的是(　　)
A．溶液的浓度仍为1 mol·L－1
B．阳极上产生112 mL(标准状况下)O2
C．转移的电子数为1.204×1022
D．反应中有0.02 mol金属被氧化
解析：选B。此装置可看做电镀池，A项正确；阳极反应式为Ag－e－===Ag＋，B项错误；阴极增加的质量2.16 g为生成的Ag的质量，其物质的量为＝0.02 mol，故C、D两项均正确。
二、非选择题(本题包括5小题，共52分)
17．(12分)燃烧热是指1 mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物时放出的热量。
已知25 ℃、101 kPa时，一些物质的燃烧热为
化学式
CO(g)
H2(g)
CH3OH(l)
ΔH(kJ·mol－1)
－283.0
－285.8
－726.5
请回答下列问题：
(1)①该条件下CH3OH(l)完全燃烧的热化学方程式为
________________________________________________________________________。
②根据盖斯定律完成下列反应的热化学方程式：
CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(1)　ΔH＝__________________________________________。
(2)①常温下，0.10 mol/L NH4Cl溶液pH________7(填“＞”、“＝”或“＜”)，溶液中各离子浓度由大到小的顺序是___________________________________________________。
②相同物质的量浓度的Na2S溶液与NaHS溶液，pH大小关系是Na2S________NaHS(填“＞”、“＝”或“＜”)，两种溶液中微粒种类：Na2S________NaHS(填“＞”、“＝”或“＜”)。
解析：(1)①甲醇燃烧的热化学方程式为CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)　ΔH＝－726.5 kJ·mol－1。
②CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1＝－283.0 kJ·mol－1,2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH2＝－571.6 kJ·mol－1，CO2(g)＋2H2O(l)===CH3OH(l)＋O2(g)　ΔH3＝726.5 kJ·mol－1，
三式相加可得：CO(g)＋2H2(g)===CH3OH(l)
ΔH＝－128.1 kJ·mol－1。
(2)①NH水解呈酸性，因此NH4Cl溶液的pH＜7，各离子浓度由大到小的顺序是[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－]。
②S2－的水解能力强于HS－，因此Na2S的pH大于NaHS的pH。两种溶液中均存在下列微粒：Na＋、S2－、HS－、H＋、OH－、H2S。
答案：(1)①CH3OH(l)＋O2(g)===CO2(g)＋2H2O(l)
ΔH＝－726.5 kJ·mol－1
②－128.1 kJ·mol－1
(2)①＜　[Cl－]＞[NH]＞[H＋]＞[OH－]
②＞　＝
18．(7分)在2 L密闭容器中，800 ℃时反应2NO(g)＋O2(g) 2NO2(g)体系中，n(NO)随时间的变化如表：
时间/s
0
1
2
3
4
5
n(NO)/mol
0.020
0.010
0.008
0.007
0.007
0.007
(1)写出该反应的平衡常数表达式：K＝________，已知：K(300 ℃)＞K(350 ℃)，该反应是________反应(填“放热”或“吸热”)。
(2)如图中表示NO2的变化的曲线是________。

(3)能说明该反应已经达到平衡状态的是________。
a．v(NO2)＝2v(O2)
B．容器内压强保持不变
c．v逆(NO)＝2v正(O2)
D．容器内物质的密度保持不变
(4)可使平衡向正反应方向移动的是________。
a．及时分离出NO2气体
B．适当升高温度
c．增大O2的浓度
D．选择高效的催化剂
解析：(1)K＝，K(300 ℃)＞K(350 ℃)，说明降温有利于生成物浓度增大，正反应方向应是放热反应。
(2)根据表中给出的数据可知，开始时c(NO2)＝0,3 min时消耗的NO的物质的量为0.020－0.007＝0.013 mol，此时生成NO2 0.013 mol，c(NO2)＝0.006 5 mol/L，据此可知b线为NO2的变化曲线。
(3)a未指明正、逆反应方向，由于该容器为恒容密闭容器，因此混合气体的密度始终保持不变，a、d均不能说明反应已经达到平衡。
(4)该反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，催化剂对平衡移动无影响，降低生成物NO2的浓度或增大反应物O2的浓度，均可使平衡正向移动。
答案：(1)　放热　(2)b　(3)bc　(4)ac
19．(6分)在一条件下，醋酸溶液中存在电离平衡 ：
CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0
(1)下列方法中，可以使0.10 mol·L－1醋酸溶液中CH3COOH电离平衡向左移动的是________。
a．加入少量0.10 mol·L－1的稀盐酸
B．加热
c．加水稀释至0.010 mol·L－1
D．加入少量冰醋酸
(2)已知在25 ℃时，醋酸和亚硫酸的电离平衡常数分别为
醋酸　K＝1.75×10－5
亚硫酸　K1＝1.54×10－2　K2＝1.02×10－7
则25 ℃时，相同浓度醋酸和亚硫酸溶液的酸性强弱：
CH3COOH________H2SO3(填“＞”、“＜”或“＝”)。
(3)25 ℃时，向0.10 mol·L－1 CH3COOH溶液中加入少量盐酸，若溶液中[OH－]为1.0×10－12 mol·L－1，则该溶液的pH＝________。
(4)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”)；若加入少量下列固体试剂中，使产生H2的总量不变而速率减小的是________。
a．NaNO3 B．CuSO4
c．CH3COONa D．Na2SO4
解析：(1)加入稀盐酸，[H＋]增大，平衡向左移动，加热、加水稀释、加入冰醋酸都会使平衡向右移动。
(2)亚硫酸的电离平衡常数大，同浓度时酸性强。
(3)25 ℃时，KW＝1×10－14 mol2·L－2，[OH－]＝1.0×10－12 mol·L－1，则[H＋]＝1.0×10－2 mol·L－1，pH＝2。
(4)Zn与稀H2SO4反应，[H＋]减小，水的电离平衡向右移动；加入NaNO3，会产生氮的氧化物，使H2的量减小；加入CuSO4会与Zn反应生成Cu，形成原电池使反应速率加快；加入CH3COONa，生成CH3COOH，[H＋]减小，反应速率减小，但生成H2的总量不变；加入Na2SO4，对反应无影响。
答案：(1)a　(2)＜　(3)2　(4)向右　c
20．(15分)用下图装置进行电解实验(a、b、c、d均为铂电极)，供选择的有4组电解液，要满足下列要求：
组别
A槽
B槽
1
NaOH
CuSO4
2
AgNO3
CuCl2
3
Na2SO4
AgNO3
4
NaCl
AgNO3


①工作一段时间后，A槽pH上升，B槽的pH下降；
②b、c两极上反应的离子的物质的量相等 。
(1)应选择的电解质是上述四组中的第________组。
(2)该组电解过程中各电极上的电极反应为
a极___________________________________________________________________；
b极___________________________________________________________________；
c极___________________________________________________________________；
d极__________________________________________________________________。
(3)当b极上析出7.1 g电解产物时，a极上析出产物的质量为________g；若B槽电解质溶液为500 mL，且忽略电解前后电解液的体积变化，则此时B槽中的[H＋]比电解前增加了________mol·L－1。
解析：(1)先分析A、B两槽电解时溶液的pH变化：
组别
A槽
B槽
1
增大
减小
2
减小
不显著
3
不变
减小
4
增大
减小
由此可知，符合条件①的有1、4组。
再分析a、b、c、d四极上的放电离子，特别注意b、c两极的反应：
组别
b极(阳)
c极(阴)
1
4OH－～O2
2Cu2＋～2Cu
4
2Cl－～Cl2
2Ag＋～2Ag
故符合要求②的只有第4组。
(2)第4组溶液电解时的电解反应：
a：4H＋＋4e－===2H2↑，
b：4Cl－－4e－===2Cl2↑，
c：4Ag＋＋4e－===4Ag，
d：4OH－－4e－===2H2O＋O2↑。
(3)a、b、c、d四电极上得到的产物物质的量间的关系，可由电子守恒快速列出：2H2～2Cl2～4Ag～O2～4e－。
B槽中有1 mol OH－放电，即有1 mol H＋生成，或从溶液电荷守恒考虑，因NO不消耗，有1 mol Ag＋反应必有1 mol H＋生成。
设a极上析出x g H2，B槽[H＋]增加了y mol·L－1，
Cl2　～　H2～2OH－～2Ag＋～2H＋
71 g 2 g 2 mol
7.1 g x g 0.5y
解得x＝0.2 g，y＝0.4 mol·L－1。
答案：(1)4
(2)4H＋＋4e－===2H2↑
4Cl－－4e－===2Cl2↑
4Ag＋＋4e－===4Ag
4OH－－4e－===2H2O＋O2↑
(3)0.2　0.4
21．(12分))用Cl2生产某些含氯有机物时会产生副产物HCl。利用反应A，可实现氯的循环利用。反应A：4HCl＋O22Cl2＋2H2O
(1)已知：i.反应A中， 4 mol HCl被氧化，放出115.6 kJ的热量。

①H2O的电子式是______________。
②反应A的热化学方程式是_____________________________________________
________________________________________________________________________。
③断开1 mol H—O 键与断开 1 mol H—Cl 键所需能量相差约为__________kJ，H2O中H—O 键比HCl中H—Cl键(填“强”或“弱”)______________。
(2)对于反应A，下图是在4种投料比[n(HCl)∶n(O2)，分别为1∶1、2∶1、4∶1、6∶1]下，反应温度对HCl平衡转化率影响的曲线。

①曲线b对应的投料比是______________。
②当曲线b、c、d对应的投料比达到相同的HCl平衡转化率时，对应的反应温度与投料比的关系是_______________________________________________________________。
③投料比为2∶1、温度为400 ℃时，平衡混合气中Cl2的物质的量分数是______________。
解析：(1)热化学反应方程式的书写应注意标明聚集状态。
③利用键能计算化学反应热，即可求算出。设H—O键键能为x，H—Cl键键能为y，则有4y＋498－2×243－4x＝－115.6，则x－y＝31.9 (kJ/mol)。
由于O的电负性大于Cl，故H—O键比H—Cl键强。
(2)①当温度一定时，增加反应物HCl的量，HCl的转化率就会减小，题中图上转化率占第三位次的为b曲线。
②由图可知当纵坐标相同时，即为相同的HCl转化率，很明显，投料比越高对应的温度越低。
③由图可知2∶1的投料比、400 ℃时HCl的转化率为80%，故有
　　　　4HCl　＋　O2===2Cl2＋2H2O
起始(mol) 2 1 0 0
转化(mol) 2×80% 0.4 0.8 0.8
平衡(mol) 0.4 0.6 0.8 0.8
故平衡时Cl2的物质的量分数为
×100%
＝30.8%。
答案：(1)①H H
②4HCl(g)＋O2(g)2Cl2(g)＋2H2O(g)　ΔH＝－115.6 kJ/mol
③32　强　(2)①4∶1　②投料比越高，对应的反应温度越低　③30.8%