2019-2020学年安徽省阜阳市第一中学高二上学期第3次周练试题 化学（实验班） word版

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2019-2020 学年安徽省阜阳市第一中学高二上学期第 3 次周练试题 化学（实验班） 命题人：刘晓倩 审题人：程成 一、选择题（4×15=60 分） 1．已知反应：2NO(g)＋Br2(g) ⇌2NOBr(g)　ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)，其反应机理如下: ①NO(g)＋Br2(g) ⇌NOBr2(g)　快 ②NO(g)＋NOBr2(g) ⇌2NOBr(g)　慢 下列有关该反应的说法正确的是(　　) A．该反应的速率主要取决于①的快慢 B．NOBr2 是该反应的催化剂 C．正反应的活化能比逆反应的活化能小 a kJ·mol －1 D．增大 Br2(g)浓度能增大活化分子百分数，加快反应速 率 2、在 2 L 恒容密闭容器中充入 2 mol X 和 1 mol Y 发生反应：2X(g)＋Y(g) ⇌3Z(g)，反应过程持续升高温度，测得 混合体系中 X 的体积分数与温度的关系如图所示。下列推断正确的是(　　) A．升高温度，平衡常数增大 B．W 点 X 的正反应速率等于 M 点 X 的正反应速率 C．Q 点时，Y 的转化率最大 D．平衡时充入 Z，达到新平衡时 Z 的体积分数比原平衡时大 3．下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备氢气的反应系统原理，下列说法不正确的是（ ） 热化学硫碘循环水分解制氢系统(I) ①H2SO4(aq) SO2(g) + H2O(l) + 1/2O2(g) ΔH1 = +327 kJ/mol ②SO2(g) + I2(s) + 2H2O(l) 2HI(aq) + H2SO4(aq) ΔH2 = −151kJ/mol ③ 2HI(aq) I2(s) + H2(g) ΔH3 = +110 kJ/mol ④ H2S(g) + H2SO4(aq) S(s) +SO2(g) + 2H2O(l) ΔH4 = +61 kJ/mol 热化学硫碘循环硫化氢分解制氢气、硫磺系统(II) A．反应②为反应③提供了原料 B．反应②也是 SO2 资源利用的方法之一 C．制得等量 H2 所需能量较少的是系统(I) D．系统(I)制氢的热化学方程式为 H2O(l) H2(g) + 1/2O2(g) ΔH = +286 kJ/mol 4．对于气相反应，用某组分(B)的平衡压强[p(B)]代替物质的量浓度(cB)也可表示平衡常数(记作 Kp)。已知反应 CH4(g) ＋2H2O(g) ⇌CO2(g)＋4H2(g)，在 t ℃时的平衡常数 Kp＝a，则下列说法正确的是(　　) A． B．升高温度，若 Kp 增大，则该反应为吸热反应 C．该反应达到平衡状态后，增大压强，平衡向左移动，Kp 减小 D．t ℃时，反应 1 2CH4(g)＋H2O(g) ⇌ 1 2CO2(g)＋2H2(g)的平衡常数 Kp＝1 2a 5．在室温下，下列叙述正确的是(　　) A．将 1 mL pH＝3 的一元酸溶液稀释到 10 mL，若溶液的 pH＜4，则此酸为弱酸 B．将 1 mL 1.0×10－5 mol·L－1 盐酸稀释到 1 000 mL，得到 pH＝8 的盐酸 C．用 pH＝1 的盐酸分别中和 1 mL pH＝13 的 NaOH 溶液和氨水，NaOH 消耗盐酸的体积大 D．pH＝2 的盐酸与 pH＝1 的硫酸比较，c(Cl－)＝c(SO2－4 ) 6．已知 100 ℃时，0.01 mol·L－1 NaHSO4 溶液中水电离的 c(H＋)＝10－10 mol·L－1，该温度下将 pH＝8 的 Ba(OH)2 溶 液 V1 L 与 pH＝5 的 NaHSO4 溶液 V2 L 混合，所得溶液 pH＝7，则 V1∶V2 为(　　) A．2∶9 B．1∶9 C．1∶1 D．1∶2 7．常温下，体积相同、浓度均为 1.0 mol·L－1 的 HX 溶液、HY 溶液，分别加水稀释，稀释后溶液的 pH 随稀释倍数 的对数的变化如图所示，下列叙述正确的是(　　) A．HX 是强酸，溶液每稀释 10 倍，pH 始终增大 1 B．常温下 HY 的电离常数约为 1.0×10－4 C．溶液中水的电离程度：a 点大于 b 点 D．消耗同浓度的 NaOH 溶液体积：a 点大于 b 点 8、改变 0.1 mol·L －1 二元弱酸 H2A 溶液的 pH，溶液中的 H2A、HA－、A2－的物质的量分数 δ(X)随 pH 的变化如图 所示[已知 ]。 下列叙述错误的是(　　) A．pH＝1.2 时，c(H2A)＝c(HA－) B．lg[K2(H2A)]＝－4.2 C．pH＝2.7 时，c(HA－)>c(H2A)＝c(A2－) D．pH＝4.2 时，c(HA－)＝c(A2－)＝c(H＋) 9．已知部分弱酸的电离平衡常数如表所示： 弱酸 CH3COOH HClO H2CO3 H2SO3 电离平衡常 数(25 ℃) Ka＝1.75× 10－5 Ka＝2.95× 10－8 Ka1＝4.40×10－7 Ka2＝4.70×10－11 Ka1＝1.54×10－2 Ka2＝1.02×10－7 下列离子方程式正确的是(　　) A．少量 CO2 通入 NaClO 溶液中：CO2＋H2O＋2ClO－===CO2－3 ＋2HClO B．少量 SO2 通入 Ca(ClO)2 溶液中：SO2＋H2O＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO C．少量 SO2 通入 Na2CO3 溶液中：SO2＋H2O＋2CO2－3 ===SO2－3 ＋2HCO－3 D．相同浓度 NaHCO3 溶液与 NaHSO3 溶液等体积混合：H＋＋HCO－3 ===CO2↑＋H2O 10、钠离子电池开始成为下一轮电池研究的重点，下图是一种可充电钠离子电池(电解质溶液为 Na2SO3 溶液)工作时 的示意图。下列说法正确的是(　　) A．电池放电时，Na＋从 a 极区移到 b 极区 B．电池充电时，b 极区发生的反应是 NaNiFeⅢ(CN)6＋e－＋Na＋===Na2NiFeⅡ(CN)6 C．金属钠可以作为该电池的负极材料 D.若用该电池电解饱和食盐水，理论上每生成 1 mol Cl2，电池内有 1 mol Na＋通过离子交换膜 11．N2O5 是一种新型硝化剂，在一定温度下可以发生以下反应：2N2O5(g) ⇌4NO2(g)＋O2(g)　ΔH>0。T1 温度时，向 密闭容器中通入 N2O5，部分实验数据见下表： 时间/s 0 500 1 000 1 500 c(N2O5)/mol·L－1 5.00 3.52 2.50 2.50 下列说法中不正确的是(　　) A．500 s 内，N2O5 的分解速率为 2.96×10－3 mol·L－1·s－1 0.782 0.11×0.11 B．T1 温度下的平衡常数 K1＝125，平衡时 N2O5 的转化率为 50% C．T1 温度下的平衡常数为 K1，T2 温度下的平衡常数为 K2，若 T1>T2，则 K15.00 mol·L－1 12. HI 常用作有机反应中的还原剂，受热会发生分解反应。已知 443℃时： 2HI(g) H2(g) +I2(g) ΔH = +12.5 kJ·mol-1 向 1L 密闭容器中充入 1 mol HI，443℃时， 体系中 c(HI)与反应时间 t 的关系如下图所示。下列说法中正确的是 A.0~20 min 内的平均反应速率可表示为 v (H2) = 0.0045 mol·L-1·min-1 B. 升高温度，再次平衡时，c(HI) > 0.78 mol·L-1 C. 该反应的化学平衡常数计算式为 D. 反应进行 40 min 时，体系吸收的热量约为 0.94 kJ 13．为探究外界条件对反应：mA(g)＋nB(g) ⇌cZ(g)　ΔH 的影响，以 A 和 B 的物质的量之比为 m∶n 开始反应，通 过实验得到不同条件下反应达到平衡时 Z 的物质的量分数，实验结果如图所示。下列判断正确的是(　　) A．ΔH>0 B．升高温度，正、逆反应速率都增大，平衡常数减小 C．m＋nv(A) B．A 容器中 X 的转化率为 80% C．若打开 K，则 A 的体积变为 2.6aL D．平衡时 Y 的体积分数：Av(Y)>v(Z) C．X、Y、Z 对应的平衡常数数值：KX

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