【化学】四川省武胜烈面中学2019-2020学年高二10月月考试题（解析版）
四川省武胜烈面中学2019-2020学年高二10月月考试题
注意：本试卷包含Ⅰ、Ⅱ两卷。第Ⅰ卷为选择题，所有答案必须用2B铅笔涂在答题卡中相应的位置。第Ⅱ卷为非选择题，所有答案必须填在答题卷的相应位置。答案写在试卷上均无效，不予记分。
第I卷（选择题）
一、单选题（本大题共22小题，共44.0分）
1. 下列说法中正确的是( )
A. 需要加热才能发生的反应一定是吸热反应
B. 放热反应在常温下一定很容易发生
C. 吸热反应不加热不可能进行反应
D. 反应是吸热还是放热是由反应物和生成物所具有总能量的相对大小而决定的
【答案】D
【解析】试题分析：A、放热反应有时需要加热，达到反应的温度，故错误；B、放热反应有时也需要加热，达到反应温度，如煤的燃烧，故错误；C、如Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl晶体的反应，不需要加热，故错误；D、反应物的能量高，说明反应式放热反应，反应物总能量小，说明反应是吸热反应，故正确。
2.最近意大利罗马大学的Fulvio Cacace等人获得了极具理论研究意义的N4分子。 N4分子结构如图，已知断裂1 mol N—N吸收167 kJ热量，生成1molN≡N键放出942 kJ热量。根据以上信息和数据，则由N2气体生成1 mol气态N4的ΔH为( )
A. ＋882 kJ/mol B. ＋441 kJ/mol
C. －882 kJ/mol D. －441 kJ/mol
【答案】A
【解析】
【详解】N2生成1 mol气态N4的方程式为：2N2(g)=N4(g)，根据键能和∆H的关系可得∆H=2×942kJ•mol‾1－6×167kJ•mol‾1=＋882 kJ•mol‾1，故A项正确。
3. 下列有关热化学方程式的叙述正确的是( )
A. 2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g) ΔH＝＋483.6 kJ/mol
B. 已知C(石墨，s)＝C(金刚石，s) ΔH>0，则金刚石比石墨稳定
C. 含20.0 g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7kJ的热量，则表示该反应的热化学方程式为： NaOH(aq)＋HCl(aq)==NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.4 kJ/mol
D. 己知2C(s)＋2O2(g)==2CO2(g) ΔH12C(s)＋O2(g)==2CO(g) ΔH2，则ΔH1>ΔH2
【答案】C
【解析】试题分析：A、燃烧是放热反应，A项错误；B、能量越低越稳定，石墨能量低，故石墨更稳定，B项错误；C、含20.0 g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7kJ的热量，则表示该反应的热化学方程式为： NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝－57.4 kJ/mol ，C项正确；D、己知2C(s)＋2O2(g)===2CO2(g) ΔH12C(s)＋O2(g)===2CO(g) ΔH2，完全燃烧放热更多，焓变小，则ΔH1>ΔH2，D项错误；答案选C。
4.依据如图判断，下列说法正确的是( )
A. 氢气的燃烧热ΔH＝－241.8 kJ·mol－1
B. 2 mol H2(g)与1mol O2(g)所具有的总能量比2 mol H2O(g)所具有的总能量低
C. 液态水分解的热化学方程式为2H2O(l)=2H2(g)＋O2(g) ΔH＝＋571.6 kJ·mol－1
D. H2O(g)生成H2O(l)时，断键吸收的能量小于成键放出的能量
【答案】C
【解析】
【详解】A.氢气的燃烧热是指1mol氢气完全燃烧生成液态水放出的热量,故氢气的燃烧热为（483.6+88）/2=285.8 kJ·mol－1, A错误；
B. 2 mol H2(g)与1 mol O2(g)反应生成2 mol H2O(g)，放出热量483.6 kJ，所以2 mol H2(g)与1 mol O2(g)所具有的总能量比2 mol H2O(g)所具有的总能量高，B错误；
C.液态水分解的热化学方程式为:2H2O(l)===2H2(g)＋O2(g)，ΔH＝+（483.6+88）=+571.6 kJ·mol－1,C正确；
D.H2O(g)生成H2O(l)时，为物理变化,不存在化学键的断裂和生成，D错误；
正确选项C。
5.在25℃、101kPa条件下，C（s）、H2（g）、CH3COOH（l）的燃烧热分别为393.5kJ/mol、285.8kJ/mol、870.3kJ/mol，则2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)的反应热为( )
A. B.
C. D.
【答案】A
【解析】
【详解】依据题意可知，
H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ•mol-1 ①，
C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-393.5kJ•mol-1 ②，
CH3COOH(l)+2O2(g)=2CO2(g)+2H2O(l) △H=-870.3kJ•mol-1 ③，
由盖斯定律可知，①×2+②×2-③可得反应2C(s)+2H2(g)+O2(g)=CH3COOH(l)，
其反应热为2×（-285.8kJ•mol-1）+2×（-393.5kJ•mol-1）+870.3kJ•mol-1=-488.3kJ•mol-1，A项正确；
答案选A。
6. 已知反应：X+Y=M+N为放热反应，则下列说法正确的是( )
A. 断裂X和Y的化学键所吸收的能量一定高于形成M和N的化学键所放出的能量
B. X和Y的总能量一定高于M和N的总能量
C. Y的能量一定高于N
D. 因为该反应为放热反应，故不必加热就可发生
【答案】B
【解析】试题分析：放热反应是生成物的键能大于反应物的键能，故A错误；放热反应是生成物的总能量小于反应物的总能量，故B正确；放热反应是生成物的总能量小于反应物的总能量，故C错误；反应热与反应条件无关，故D错误。
7.已知：2H2(g)＋O2(g)=2H2O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1，2CH3OH(l)＋3O2(g)=2CO2(g)＋4H2O(l) ΔH＝－1452 kJ·mol－1，H＋(aq)＋OH－(aq)=H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，下列说法正确的是( )
A. H2(g)的燃烧热为571.6 kJ·mol－1
B. 同质量的H2(g)和CH3OH(l)完全燃烧，H2(g)放出的热量多
C. H2SO4(aq)＋Ba(OH)2(aq)=BaSO4(s)＋H2O(l) ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
D. 3H2(g)＋CO2(g)=CH3OH(l)＋H2O(l) ΔH＝＋135.9 kJ·mol－1
【答案】B
【解析】
【详解】A. 燃烧热是指1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量，所以H2的燃烧热为1/2×571.6kJ/mol，故A错误；
B. 令H2(g)和CH3OH(l)的质量都为1g，则1g氢气燃烧放热为1/2×1/2×571.6=142.45kJ，1gCH3OH燃烧放热为1/32×1/2×1452=22.68kJ，所以H2(g)放出的热量多，故B正确；
C. 中和热是强酸强碱的稀溶液完全反应生成1mol水时放出的热量，故C错误；
D.2H2(g)+O2(g)═2H2O(l)△H=−571.6kJ⋅mol-1改写为3H2(g)+3/2O2(g) ═ 3H2O(l) △H=−(3/2×571.6)kJ⋅mol−1，2CH3OH(l)+3O2(g) ═ 2CO2(g)+4H2O(l) △H=−1452kJ⋅mol−1改写为CO2(g)+2H2O(l) = CH3OH(l)+3/2O2(g)) △H=+(1/2×1452)kJ⋅mol−1改写后的方程相加即得3H2(g)+CO2(g) = CH3OH(l)+H2O(l)，所以其△H═−(3/2×571.6)+(1/2×1452)=−131.4kJ⋅mol−1，故D错误；
故选B。
8.室温下，将1 mol的CuSO4·5H2O(s)溶于水会使溶液温度降低，热效应为ΔH1；将1 mol的CuSO4(s)溶于水会使溶液温度升高，热效应为ΔH2；CuSO4·5H2O受热分解的化学方程式为CuSO4·5H2O(s)CuSO4(s)+5H2O(l)，热效应为ΔH3。则下列判断正确的是( )
A. ΔH2>ΔH3 B. ΔH1<ΔH3
C. ΔH1+ΔH3=ΔH2 D. ΔH1+ΔH2>ΔH3
【答案】B
【解析】
【详解】①CuSO4·5H2O（s）溶于水会使溶液温度降低，则CuSO4·5H2O（s）=Cu2+（aq）+SO42-（aq）+5H2O（l），△H1＞0；②CuSO4（s）溶于水会使溶液温度升高，则CuSO4（s）=Cu2+（aq）+SO42-（aq），△H2＜0；根据盖斯定律，①－②可得CuSO4•5H2O（s）CuSO4（s）+5H2O（l），△H3=△H1－△H2，因△H1＞0，△H2＜0，则△H3=△H1－△H2＞0，△H3＞△H1故选D。
9.强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应为：H+(aq)+OH－(aq)==H2O ( l)
ΔH=－57.3 kJ / mol，分别向1 L 0.5 mol / L的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓硫酸；③
稀硝酸，恰好完全反应时热效应分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，它们的关系正确的是( )
A. ΔH1＞ΔH2＞ΔH3 B. ΔH1＜ΔH3＜ΔH2
C. ΔH1＝ΔH2＝ΔH3 D. ΔH2＜ΔH3＜ΔH1
【答案】B
【解析】强酸与强碱的稀溶液发生中和反应的热效应：H+(aq)+OH-(aq)=H2O△H=一57.3kJ/mol，分别向1L 0.5mol/L的NaOH溶液中加入：①稀醋酸；②浓H2SO4；③稀硝酸，醋酸的电离吸热，浓硫酸溶于水放热，则恰好完全反应时的放出的热量为②＞③＞①，所以△H2＜△H3＜△H1，故选D。
10.下列有关热化学方程式的叙述正确的是（ ）
A. 已知2H2(g)+O2(g) =2 H2O(g) △H=－483.6kJ·mol-1，则氢气的燃烧热△H=－241.8 kJ/mol
B. 已知2C(s)+2O2(g)=2CO2(g)△H1；2C(s)+O2(g)=2CO(g)△H2，则△H1>△H2
C. 含20.0g NaOH的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7kJ的热量，则稀醋酸和稀NaOH溶液反应的热化学方程式为： NaOH(aq)+CH3COOH(aq) = CH3COONa(aq) + H2O(l) △H =－57.4kJ·mol-1
D. CO(g)的燃烧热是283.0 kJ/mol，则2CO2(g)=2CO(g)+O2(g) △H=+566.0 kJ/mol
【答案】D
【解析】分析：A.燃烧热是指，纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，此时水为液态；B.碳完全燃烧放出的热量大于碳不完全燃烧放出的热量，焓变为负值，因此△H1<△H2；C.酸碱中和过程放热，而弱酸、弱碱电离过程为吸热过程；D.CO燃烧放热，而二氧化碳分解为吸热反应。
详解：燃烧热是指，纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，此时水为液态，而2H2(g)+O2(g) =2H2O(g) △H=－483.6kJ·mol-1，反应中水为气态，因此氢气的燃烧热不是241.8 kJ/mol，A错误；一氧化碳燃烧放热，碳和氧气反应生成一氧化碳放出热量小于燃烧生成二氧化碳放出的热量，焓变为负值，则△H1<△H2，B错误；含20.0g NaOH物质的量为0.5mol的稀溶液与稀盐酸完全中和，放出28.7kJ 的热量，1mol氢氧化钠完全中和放热57.4 kJ，醋酸是弱酸存在电离平衡，电离过程是吸热过程，因此稀醋酸和稀NaOH溶液反应放热小于57.4 kJ，C错误；1mol一氧化碳燃烧放热283.0 kJ，则2mol一氧化碳燃烧放热566.0 kJ，则二氧化碳分解为吸热，反应为2CO2(g)=2CO(g)+O2(g) △H=+566.0 kJ/mol，D正确；正确答案：D。
11.在温度不变的条件下，在恒容的容器中进行下列反应：N2O4（g）=2NO2（g），若N2O4
的浓度由0.1mol•L-1降到0.07mol•L-1需要15s，那么N2O4的浓度由0.07mol•L-1降到0.05mol•L-1所需的反应时间（ ）
A. 等于5s B. 等于10s C. 小于10s D. 大于10s
【答案】D
【解析】
【详解】N2O4的浓度由0.1mol·L-1降到0.07mol·L-1需要15s，即N2O4的浓度变化为0.1-0.07=0.03mol·L-1，N2O4的浓度由0.07mol·L-1降到0.05mol·L-1，即N2O4的浓度变化为0.07-0.05=0.02mol·L-1，若反应速率不变，则所需时间为×15s=10s，但随着浓度的减小，反应速率逐渐减小，故所需时间大于10s。
故选D。
12.将等物质的量的A、B混合于2L的密闭容器中，发生下列反应：3A（g）+B（g）⇌xC（g）+2D（g），经2min后测得D的浓度为0.5mol/L，c（A）：c（B）=3：5，以C表示的平均速率v（C）=0.25mol•L-1•min-1，下列说法正确的是（ ）
A. 反应速率
B. 该反应方程式中，
C. 2min时，A的物质的量为
D. 2min时，A的转化率为
【答案】C
【解析】
【详解】A、根据题意得v（D）=0.5mol/L÷2min=0.25 mol·L-1·min-1，则根据化学反应速率之比等于方程式中化学计量数之比可知v（B）=1/2v（D）=0.125 mol·L-1·min-1，A错误；
B、根据题意得v（D）=0.5mol/L÷2min=0.25 mol·L-1·min-1，以C表示的平均速率v（C）=0.25mol·L-1·min-1，根据化学反应速率之比等于方程式中化学计量数之比可知x＝2，B错误；
C、2min时，D的物质的量是0.5mol/L×2 L=1mol，所以消耗A、B的物质的量分别是1.5mol、0.5mol，设A、B起始物质的量均为y，则剩余A、B的物质的量分别是y-1.5mol、y-0.5mol，根据c(A)：c(B)=3：5，解得（y-1.5mol）/(y-0.5mol)=3:5，解得y=3mol。所以2min时，A的物质的量为3mol-1.5mol=1.5mol，C正确；
D、A的转化率为1.5mol/3mol×100%=50％，D错误；
答案选C。
13.下列说法或表示方法中正确的是（ ）
A. 等质量的硫蒸气和硫黄分别完全燃烧，后者放出的热量多
B. 氢气的燃烧热为285.8kJ/mol，则氢气燃烧的热化学方程式为：2H2(g)+O2(g)=2H2O(l) ΔH= -285.8kJ/mol
C. Ba(OH)2•8H2O(s)+2NH4Cl(s)=BaCl2(s)+2NH3(g)+10H2O(l) ΔH<0
D. 已知中和热为57.3kJ/mol，若将含0.5molH2SO4的浓溶液与含1molNaOH的溶液混合，放出的热量要大于57.3kJ
【答案】D
【解析】
【详解】A．硫蒸气比硫固体所含能量高，等质量的硫蒸气和硫黄分别完全燃烧，前者放出的热量多，故A错误；
B．燃烧热是指1mol可燃物燃烧放出的热量，热化学方程式中氢气是2mol，故B错误；
C．氯化铵和八水合氢氧化钡反应吸热，△H＞0，故C错误；
D．浓硫酸溶于水放热，故将含0.5 mol H2SO4的浓溶液与含1 mol NaOH的溶液混合，放出的热量要大于57.3 kJ，故D正确；
故答案为D。
14.已知4NH3+5O2═4NO+6H2O，反应速率分别用υ(NH3)、υ(O2) 、υ(NO) 、υ(H2O)表示，下列关系正确的是( )
A. 4/5v(O2)=v(NO) B. 5/6v(O2)=v(H2O)
C. 2/3v(NH3)=v(H2O) D. 4/5v(NH3)=v(O2)
【答案】A
【解析】
【分析】同一化学反应中，不同物质表示的化学反应速率之比等于其化学计量数之比。
【详解】在相同的条件下，同一个化学反应中，用不同的物质表示数值不同。要比较反应速率，转化为同一种物质表示。用不同的物质表示的化学反应速率其数值之比等于化学计量数之比；有。
A.速率之比等于化学计量数之比，故υ（O2）：υ（NO）=5：4，即υ（NO）=4/5υ（O2），故A正确；
B.速率之比等于化学计量数之比，故υ（O2）：υ（H2O）=5：6，即υ（H2O）=6/5υ（O2
），故B错误；
C.速率之比等于化学计量数之比，故υ（NH3）：υ（H2O）=4：6，即υ（H2O）=3/2υ（NH3），故C错误；
D.速率之比等于化学计量数之比，故υ（NH3）：υ（O2）=4：5，即υ（O2）=5/4υ（NH3），故D错误；
本题答案选A。
15.某密闭容器中发生如下反应：X（g）+3Y（g）⇌2Z（g）；△H＜0．上图表示该反应速率（v）随时间（t）变化的关系，t2、t3、t5时刻外界条件有所改变，但都没有改变各物质的初始加入量。下列说法中不正确的是（ ）
A. 时加入了催化剂 B. 时降低了温度
C. 时增大了压强 D. 时间内转化率最高
【答案】C
【解析】
【详解】A.由图可知，t2时刻，改变条件，正、逆反应速率同等程度增大，平衡不移动，该反应正反应是气体体积减小的反应，增大压强平衡向正反应移动，不可能是改变压强，故改变条件为使用催化剂，故A正确，不符合题意；
B.t3时刻，改变条件，正、逆反应速率降低，且逆反应速率降低更多，平衡向正反应移动，该反应正反应是放热反应，温度降低，平衡向正反应移动，故可能为降低温度，故B正确，不符合题意；
C.t5时刻，改变条件，正、逆反应速率都增大，且逆反应速率增大更多，平衡向逆反应移动，该反应正反应是气体体积减小的反应，增大压强平衡向正反应移动，不可能是改变压强，该反应正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应移动，故改变条件为升高温度，故C错误，符合题意；
D.t2时刻，使用催化剂，平衡不移动，X的转化率不变，t3时刻，降低温度，平衡向正反应移动，X的转化率增大，t5时刻，升高温度，平衡向逆反应移动，X的转化率降低，则t4～t5内转化率最高，故D正确，不符合题意；
本题答案选C。
16.反应：2X(g)+Y(g)2Z(g)在不同温度和压强下的产物Z的物质的量和反应时间t的关系如图所示，下列判断正确的是（ ）
A. P1>P2 T1>T2 ΔH<0
B. P1>P2 T1
T2 ΔH>0
D. P10
【答案】A
【解析】
【详解】根据温度对反应速率的影响可知，压强均为P2时，温度越高，反应速率越大，则达到平衡用的时间越少，曲线的斜率越大，故有：T1＞T2；
根据压强对反应速率的影响可知，温度均为T2时，压强越大，反应速率越大，则达到平衡用的时间越少，曲线的斜率越大，先拐先平压强大，故有：P1＞P2，
比较T1P2与T2P2两曲线，温度越高Z物质的量越少说明升温平衡逆向进行，正反应为放热反应，△H＜0；
故答案为A。
17.反应C（s）+CO2（g）=2CO（g）在一个密闭容器中进行，下列措施可以使反应速率增大的是（ ）
①增加少量C（s） ②升高温度 ③体积不变，再通入CO2
④缩小体积增大压强 ⑤体积不变，再通入He ⑥压强不变，再通入He．
A. B.
C. D.
【答案】D
【解析】
【分析】从影响化学反应速率的因素进行分析；
【详解】①C为固体，浓度视为常数，因此该反应中加入C，反应速率无变化，故①
不符合题意；
②升高温度，化学反应速率增大，故②符合题意；
③体积不变，再通入CO2，反应物浓度增大，化学反应速率增大，故③符合题意；
④缩小容器的体积，压强增大，化学反应速率增大，故④符合题意；
⑤体积不变，说明容器为恒容状态，再通入He，组分浓度不变，化学反应速率不变，故⑤不符合题意；
⑥压强不变，再通入He，体积增大，组分浓度降低，化学反应速率降低，故⑥不符合题意；
综上所示，选项D符合题意。
18.可逆反应：2NO22NO+O2在密闭容器反应，达到平衡状态的标志是（）
（1）单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO2
（2）单位时间内生成n mol O2的同时生成2n mol NO
（3）用NO2、NO、O2的物质的量浓度变化表示反应速率的比为2:2:1的状态
（4）混合气体的颜色不再改变的状态
（5）混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态．
A. B.
C. D.
【答案】C
【解析】
【分析】（1）单位时间内生成n mol O2，同时生成2n mol NO2，说明反应v正=v逆；
（2）未体现正与逆的关系，不能说明达到平衡状态；
（3）从反应开始就符合速率的比为2：2：1的状态；
（4）混合气体的颜色不再改变，说明NO2气体的浓度不变；
（5）当达到平衡时，气体的物质的量不变，则混合气体的平均相对分子质量不再改变。
【详解】（1）单位时间内生成n mol O2，同时生成2n molNO2，说明反应v正=v逆，达到平衡状态，故（1）正确；
（2）生成n mol O2，生成2n mol NO，表示的均为正反应过程，未体现正与逆的关系，不能说明达到平衡状态，故（2）错误；
（3）任意时刻，同一个化学反应中用不同的物质表示的化学反应速率等于计量数之比，所以不能说明达平衡状态，故（3）错误；
（4）混合气体的颜色不再改变，说明NO2气体的浓度不变，达到平衡状态，故（4）正确；
（5）混合气体的平均相对分子质量=，各物质均为气体，总质量不变；反应前后物质的量变化。当平均相对分子质量不变的时候，说明总物质的量不变，各物质的物质的量不变，达到平衡状态，故（5）正确；
答案选C。
19.对于可逆反应4 NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6 H2O(g),下列叙述正确的是( )
A. NH3和H2O化学反应速率关系是2v正（NH3）= 3v正（H2O）
B. 达到化学平衡时，4v正（O2）= 5v逆（NO ）
C. 达到化学平衡时，若增加容器体积，则正反应速率减少，逆反应速率增大
D. 若单位时间内生成x mol NO的同时，消耗x mol NH3 ，则反应达到平衡状态
【答案】B
【解析】
【详解】A项，速率之比和系数成正比，因此3v正(NH3)＝2v逆(H2O)，A错误；
B项，达到化学平衡时正逆反应速率相等，各物质反应速率之比等于其化学计量数之比，因此4v正(O2)＝5v逆(NO)，B正确；
C项，达到化学平衡时增加容器体积，各组分浓度都减小，因此正逆反应速率都减小，但逆反应速率减小程度更大，平衡正向移动，C错误；
D项，单位时间内消耗xmolNH3与生成xmolNO都表示正反应速率，整个反应过程中二者都相等，不能说明反应达到平衡状态，D错误；
正确选项B。
20.在体积固定的密闭容器中，加入2molA和1molB发生下列反应并且达到化学平衡状态，2A(g)+B(g)3C(g)+D(g)，平衡时C的浓度为amol·L－1。若维持容器体积和温度不变，按下列4种方法配比作为起始物质充入该容器中，达到平衡后，C的浓度仍为amol·L－1的是( )
A. 4molA+2molB B. 3molC+1molB+1molD+1molA
C. 2molA+1molB+1molD D. 1molA+0.5molB + 1.5molC+0.5molD
【答案】D
【解析】
【分析】维持容器的温度和体积不变，按下列四种配比作为起始物质，达到平衡后，C的浓度仍是a mol•L-1，说明达到相同的平衡，根据等效平衡，把物质都换算成方程式一边的物质，且和初始加入的2mol A、1mol B相等即可。
【详解】A．4molA+2molB 是原来初始量的2倍，相当于增大压强，平衡正向进行，C的浓度增大，A不符合；
B．3molC+1molB+1molD+1molA换算成AB为3molA、2molB，相当于在2molA、1molB的基础上增加A，平衡正向移动，C的浓度增大，B不符合；
C．2molA+1molB+1molD相当于在2molA、1molB基础上增加D，平衡逆向移动，C的浓度减小，C不符合；
D．1molA+0.5molB+1molC+0.2molD转化成AB为，2molA，1molB，平衡时C为amol•L-1，D符合。
答案选D。
21.已知: H2(g)+I2(g)2HI(g)△H=-14.9kJ·mol-1。某温度下，在体积均为2.0L甲、乙两个恒容密闭容器中充入反应物，其起始物质的量如下表所示。甲中反应达到平衡时，测得c(H2)=0.008mol·L-1。下列判断正确的是（ ）
起始物质的量
n(H2)/mol
n(I2)/mol
n(HI)/mol
甲
0.02
0.02
0
乙
0.04
0.04
0
A. 平衡时，乙中H2的转化率是甲中的2倍
B. 平衡时，甲中混合物的颜色比乙中深
C. 平衡时，甲、乙中热量的变化值相等
D. 该温度下，反应的平衡常数K=0.25
【答案】D
【解析】该反应的特点：反应前后气体分子数不变的反应；容器的特点：恒温恒容；乙中起始H2、I2（g）物质的量为甲中的两倍，则甲、乙达到平衡时为等效平衡。根据等效平衡的规律，A项，甲、乙中H2的转化率相等，错误；B项，平衡时乙中I2
（g）物质的量浓度为甲中的两倍，乙中混合物的颜色比甲中深，错误；C项，乙中转化物质的量为甲中两倍，乙中放出的热量是甲中两倍，错误；D项，对甲容器，用三段式，
H2（g）+I2（g）2HI（g）
c（起始）（mol/L）0.01 0.01 0
c（转化）（mol/L）0.002 0.002 0.004
c（平衡）（mol/L）0.008 0.008 0.004
该反应的平衡常数为K==0.25，正确；答案选D。
22.在1L的密闭容器中通入2mol NH3，在一定温度下发生下列反应：2NH3N2+3H2，达到平衡时，容器内N2的百分含量为a%。若维持容器的体积和温度都不变，分别通入下列初始物质，达到平衡时，容器内的百分含量也为a%的是（ ）
A. 3mol H2+2mol N2 B. 2mol NH3+1mol N2
C. 3mol N2+1mol H2 D. 0.lmol NH3+0.95mol N2+2.85mol H2
【答案】D
【解析】
【详解】据等效平衡，按化学计量数转化到方程式的左边，满足n(NH3)=2mol，则达到平衡时，容器内N2的百分含量为a%；
A.3mol H2+2mol N2按化学计量数转化到方程式左边可得：n(NH3)=2mol、n(N2)=1mol，不属于等效平衡，故A错误；
B.2mol NH3+1mol N2与初始量2mol NH3不相同，则不属于等效平衡，达到平衡时，容器内N2的百分含量不是a%，故B错误；
C.3mol N2+1mol H2按化学计量数转化到方程式的左边，不满足n(NH3)=2mol，与初始初始加入物质不同，不是等效平衡，故C错误；
D.0.1mol NH3+0.95mol N2+2.85mol H2，按化学计量数转化到方程式的左边，满足n(NH3)=2mol，属于等效平衡，故D正确；
故答案为D。
第II卷（非选择题）
二、填空题（本大题共2小题，共28.0分）
23.将HI(g)置于密闭容器中，某温度下发生下列变化：2HI(g)H2(g)+I2(g) ΔH<0
（1）该反应平衡常数的表达式为K=___，则H2(g)+I2(g)
2HI(g)平衡常数的表达式为K1___用K表示。
（2）当反应达到平衡时，c(I2)=0.5mol/L，c(HI)=4mol/L，则c(H2)为___，HI的分解率为___。
（3）若该反应800℃时达到平衡状态，且平衡常数为1.0，某时刻，测得容器内各物质的溶度分别为c(HI)=2.0mol/L，c(I2)=1.0mol/L，c(H2)=1.0，则该时刻，反应向___填“正向”或“逆向”，下同进行，若升高温度，反应向___进行。
【答案】(1). (2). (3). 0.5mol/L (4). 20% (5). 正向 (6). 逆向
【解析】
【分析】(1)化学平衡常数=，据此进行解答；
(2)据化学方程式可知，生成0.5mol碘单质分解了1mol HI，反应开始前HI浓度为5mol/L，分解率=×100%；
(3)据Qc与K大小判断反应方向；该反应为放热反应，根据平衡向右的原理判断。
【详解】(1)反应2HI(g)H2(g)+I2(g)的平衡常数表达式为：K=，H2(g)+I2(g)2HI(g)平衡常数的表达式为K1==；
(2)当反应达到平衡时c(I2)=0.5mol/L，c(HI)=4mol/L，根据反应2HI(g)H2(g)+I2(g)可知，平衡时c(H2)=c(I2)=0.5mol/L，反应消耗HI的浓度为：c(HI)消耗=2c(H2)═1mol/L，则反应前HI的总浓度为：4mol/L+1mol/L=5mol/L，所以HI的分解率为：×100%=20%；
(3)容器内各物质的溶度分别为c(HI)=2.0mol/L，c(I2)=1.0mol/L，c(H2)=1.0mol/L，则此时浓度商Qc===0.25＜K=1，表明反应物浓度较大，平衡正向着正向移动；该反应的△H＜0，为放热反应，则升高温度后平衡向着吸热的逆向移动。
24.
为了合理利用化学能，确保安全生产，化工设计需要充分考虑化学反应的反应热，并采取相应措施。化学反应的反应热通常用实验进行测定，也可进行理论推算。
（1）实验测得，5g甲醇（CH3OH）液体在氧气中充分燃烧生成二氧化碳气体和液态水时释放出113.5kJ的热量，则表示甲醇标准燃烧热的热化学方程式为： 。
（2）今有如下两个热化学方程式：则a b（填“＞”、“＝”或“＜”）
H2(g)+ 1/2O2(g)＝H2O(g) ΔH1＝a kJ·mol-1
H2(g)+ 1/2O2(g)＝H2O(l) ΔH2＝b kJ·mol-1
（3）拆开1mol气态物质中某种共价键需要吸收的能量叫键能。从化学键的角度分析，化学反应的过程就是反应物的化学键的破坏和生成物的化学键的形成过程。在化学反应过程中，拆开化学键需要消耗能量，形成化学键又会释放能量。
化学键
H－H
N－H
N≡N
键能/kJ·mol－1
436
391
945
已知反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) △H＝a kJ·mol－1。试根据表中所列键能数据估算a的值：_______________(注明“+”或“－”)。
（4）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反应热进行推算。利用水煤气合成二甲醚的三步反应如下：
① 2H2(g) + CO(g)CH3OH(g)；ΔH ＝－90.8 kJ·mol－1
② 2CH3OH(g)CH3OCH3(g) + H2O(g)；ΔH＝－23.5 kJ·mol－1
③ CO(g) + H2O(g)CO2(g) + H2(g)；ΔH＝－41.3 kJ·mol－1
总反应：3H2(g) + 3CO(g)CH3OCH3(g) + CO2(g)的ΔH＝ ；
【答案】（1）；（2）＞；（3）-93；（4）-246.4 kJ·mol－1
【解析】试题分析：燃烧热是指1mol燃料完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，1mol甲醇燃烧放出的能量为726.4Kj；表示甲醇标准燃烧热的热化学方程式为；（2）已知：H2O(l) ＝H2O(g)ΔH＞0；根据盖斯定律，H2O(l) ＝H2O(g)ΔH＝(a－b) kJ·mol－1,所以a－b＞0，a＞b；（3）N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) △H＝a kJ·mol－1，945+3×436-6×391=a；所以a="-93"
kJ·mol－1；（4）根据盖斯定律①×2+②+③得3H2(g) + 3CO(g)CH3OCH3(g) + CO2(g)的ΔH＝-246.4 kJ·mol－1。
三、简答题（本大题共1小题，共16.0分）
25.在容积为1.00 L的容器中，通入一定量的N2O4，发生反应N2O4(g)2NO2(g)，随温度升高，混合气体的颜色变深。回答下列问题：
（1）反应的ΔH________0(填“大于”或“小于”)；100 ℃时，体系中各物 质浓度随时间变化如图所示。在0～60 s时段，反应速率v(N2O4)为________mol·L－1·s－1；反应的平衡常数K1为________。
（2）100 ℃时达平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4)以0.002 0 mol·L－1·s－1的平均速率降低，经10 s又达到平衡。
①T________100 ℃(填“大于”或“小于”)，判断理由是____________________________。
②列式计算温度T时反应的平衡常数K2：_________________________________________。
（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，平衡向________(填“正反应”或“逆反应”)方向移动，判断理由是_________________________________________________________。
【答案】（16分）（1）大于 0.001 0 0.36 mol·L－1
（2）①大于 反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高
②平衡时，c(NO2)＝0.120 mol·L－1＋0.002 0 mol·L－1·s－1×10 s×2＝0.16 mol·L－1
c(N2O4)＝0.040 mol·L－1－0.002 0 mol·L－1·s－1×10 s＝0.020 mol·L－1
K2＝＝1.3 mol·L－1
（3）逆反应 对气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向移动
【解析】试题分析：（1）温度升高，混合气体的颜色变深，说明升高温度，平衡向生成二氧化氮的方向移动，所以平衡正向移动，则正向是吸热反应，ΔH>0；在0～60 s时段，N2O4
的物质的量浓度从0.100mol/L减少到0.040mol/L，所以反应速率v(N2O4)=（0.100-0.040）mol/L/60s="0.001" mol·L－1·s－1；平衡时c（N2O4）=0.040mol/L，c（NO2）=0.120mol/L，所以100℃的平衡常数K= c（NO2）2/ c（N2O4）="0.36" mol·L－1
（2）①c(N2O4)以0.002 0 mol·L－1·s－1的平均速率降低，说明平衡正向移动，则温度升高，T>100℃；因为正反应是吸热反应，温度升高，平衡才向正向移动；
②c(N2O4)以0.002 0 mol·L－1·s－1的平均速率降低，经10 s又达到平衡，则10s后达到平衡时的c(N2O4)="0.040mol/L-0.002" 0 mol·L－1·s－1×10s=0.02mol/L，则此时c（NO2）=0.120mol/L+2×0.02mol/L=0.16mol/L，所以T温度的平衡常数K=＝1.3 mol·L－1
（3）温度T时反应达平衡后，将反应容器的容积减少一半，则压强增大，平衡逆向移动，因为增大压强，平衡向气体物质的量减少的方向移动，而逆向是气体的物质的量减少的方向，所以平衡逆向移动。
四、实验题（本大题共1小题，共12.0分）
26.利用如图所示装置测定中和热的实验步骤如下：
①用量筒量取50 mL 0.50 mol·L－1盐酸倒入小烧杯中，测出盐酸温度；②用另一量筒量取50 mL 0.55 mol·L－1NaOH溶液，并用另一温度计测出其温度；③将NaOH溶液倒入小烧杯中，设法使之混合均匀，测得混合液温度。
回答下列问题：
（1）倒入NaOH溶液的正确操作是________(填序号)。
A．沿玻璃棒缓慢倒入 B．分三次少量倒入 C．一次迅速倒入
（2）使盐酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作是________(填序号)。
A．用温度计小心搅拌
B．揭开泡沫塑料板用玻璃棒搅拌
C．轻轻地振荡烧杯
D．用套在温度计上的环形玻璃搅拌棒轻轻地上下搅动
（3）现将一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液、稀氨水分别和1 L 1 mol·L－1的稀盐酸恰好完全反应，其反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3，则ΔH1、ΔH2、ΔH3的大小关系为__________________。
（4）假设盐酸和氢氧化钠溶液的密度都是1 g·cm－3，又知中和反应后生成溶液的比热容c＝4.18 J·g－1·℃－1。为了计算中和热，某学生记录数据如下：
实验序号
起始温度t1/ ℃
终止温度t2/ ℃
盐酸
氢氧化钠溶液
混合溶液
1
20.0
20.1
23.2
2
20.2
20.4
234
3
20.5
20.6
23.6
依据该学生的实验数据计算，该实验测得的中和热ΔH＝________(结果保留一位小数)。
（5）________(填“能”或“不能”)用Ba(OH)2溶液和硫酸代替氢氧化钠溶液和盐酸，理由是____________________________________________________。
【答案】(1). C (2). D (3). ΔH1＝ΔH2<ΔH3 (4). －51.8 kJ·mol－1 (5). 不能 (6). H2SO4与Ba(OH)2反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响反应的反应热
【解析】分析： (1)将NaOH溶液倒入小烧杯中，分几次倒入，会导致热量散失，影响测定结果；
(2)盐酸和氢氧化钠混合时，用套在温度计上的环形玻璃搅拌棒轻轻地搅动，使盐酸与NaOH溶液混合均匀；
(3)H+(aq)+OH-(aq)═H2O(l)；△H=-57.3kJ•mol-1；中和热是强酸强碱稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，弱电解质存在电离平衡，电离过程是吸热过程；
(4)根据中和热计算公式Q=cm△T中涉及的未知数据进行判断；
(5)氢氧化钡与硫酸反应生成了硫酸钡沉淀，生成沉淀的过程中会有热量变化，影响测定结果。
详解：(1)倒入氢氧化钠溶液时，必须一次迅速的倒入，目的是减少热量的散失，不能分几次倒入氢氧化钠溶液，否则会导致热量散失，影响测定结果，故选C；
(2)使盐酸与NaOH溶液混合均匀的正确操作方法是：用套在温度计上的环形玻璃搅拌棒轻轻地搅动；温度计是测量温度的，不能使用温度计搅拌；也不能轻轻地振荡烧杯，否则可能导致液体溅出或热量散失，影响测定结果；更不能打开硬纸片用玻璃棒搅拌，否则会有热量散失，故选D；
(3)中和热是强酸强碱稀溶液完全反应生成1mol水放出的热量，一定量的稀氢氧化钠溶液、稀氢氧化钙溶液和1L 1mol•L-1的稀盐酸恰好完全反应放热57.3kJ；一水合氨是弱电解质，存在电离平衡，电离过程是吸热程，稀氨水和1L 1mol•L-1的稀盐酸恰好完全反应放热小于57.3kJ，反应焓变是负值，所以△H1=△H2＜△H3，故答案为：△H1=△H2＜△H3；
(4)第1次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.05℃，反应后温度为：23.2℃，反应前后温度差为：3.15℃；第2次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.3℃，反应后温度为：23.4℃，反应前后温度差为：3.1℃；第3次实验盐酸和NaOH溶液起始平均温度为20.55℃，反应后温度为：23.6℃，反应前后温度差为：3.05℃；50mL的0.50mol/L盐酸与50mL的0.55mol/L氢氧化钠溶液的质量和为m=100mL×1g/cm3=100g，c=4.18J/(g•℃)，代入公式Q=cm△T得生成0.025mol的水放出热量Q=4.18J/(g•℃)×100g×=1.2959kJ，即生成0.025mol的水放出热量为：1.2959kJ，所以生成1mol的水放出热量为1.2959kJ×=51.8kJ，即该实验测得的中和热△H=-51.8kJ/mol，故答案为：-51.8kJ/mol；
(5)硫酸与Ba(OH)2溶液反应除了生成水外，还生成了BaSO4沉淀，该反应中的生成热会影响反应的反应热，所以不能用Ba(OH)2溶液和硫酸代替NaOH溶液和盐酸测中和热，故答案为：不能；因为硫酸与Ba(OH)2溶液反应生成BaSO4沉淀的生成热会影响反应的反应热。
