2021-2022学年湖南省郴州市某校高二（上）期中考试化学试卷

这是一份2021-2022学年湖南省郴州市某校高二（上）期中考试化学试卷，共9页。试卷主要包含了选择题，多选题，解答题等内容，欢迎下载使用。


1. 下列说法正确的是（ ）
A.等物质的量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出热量多
B.已知C（石墨，s)=C（金刚石，s），ΔH>0，则金刚石比石墨稳定
C.相同条件下，氢气和氧气反应生成液态水比生成等量的气态水放出的热量多
D.同温同压下，反应H2g+Cl2g=2HClg在光照和点燃条件下的ΔH不同

2. 下列热化学方程式正确的是（ ）
A.已知H2g的燃烧热是285.8kJ⋅ml−1，则2H2Og=2H2g+O2gΔH=+571.6kJ⋅ml−1
B.已知中和热为57.3kJ⋅ml−1，则HNO3aq+NaOHaq=NaNO3aq+H2OlΔH=+57.3kJ⋅ml−1
C.已知ag乙烯气体充分燃烧时生成1mlCO2和液态水，放出bkJ的热量，则表示乙烯燃烧热的热化学方程式为： 2C2H4g+6O2g=4CO2g+4H2OlΔH=−4bkJ⋅ml−1
D.已知4g硫粉在氧气中完全燃烧生成SO2气体，放出37kJ的热量，则硫燃烧的热化学方程式为： Ss+O2g=SO2gΔH=−296kJ⋅ml−1

3. 在一定温度下，向容积为5L的密闭容器中充入6mlA和8mlB，发生如下反应：2Ag+3Bg=Cs+4Dg，反应2min 后，测得B的物质的量为2ml。则下列说法正确的是（ ）
A.2min内， vA:vB:vC:vD=2:3:1:4
B.2min内，A的平均反应速率是0.4ml⋅L−1⋅min−1
C.第2min 时，容器内的压强等于初始时的压强
D.第2min时，容器内反应物的转化率之比aA:aB=9:8

4. 下列有关化学反应方向及其判据的说法中错误的是（ ）
A.反应Cs+CO2g=2COg在常温下不能自发进行，则该反应的ΔH>0
B.反应NH3g+HClg=NH4Cls在室温下可自发进行，则该反应的ΔH<0
C.反应2NOg+2COg=N2g+2CO2g在常温下能自发进行，则该反应的ΔH>0
D.反应2CaCO3s+2SO2g+O2g=2CaSO4s+2CO2g在低温下能自发进行，则该反应的ΔH<0

5. 工业合成氨的反应为N2g+3H2g⇌2NH3gΔH<0，则下列说法错误的是（ ）
A.采用循环操作可以节约生产成本、提高原料的利用率
B.原料气必须经过净化，是为了防止合成氨的催化剂“中毒”
C.采用400∘C∼500∘C，不仅能提高化学反应速率，还能增大反应物的平衡转化率
D.合成氨工业采用高压，不仅能提高反应物的平衡转化率，还能缩短达到平衡所需的时间

6. 下列关于强、弱电解质的叙述，正确的是（ ）
A.强电解质的溶解度可能小于弱电解质的溶解度
B.强电解质可能是离子化合物，也可能是共价化合物
C.强酸一定是强电解质，不论其水溶液浓度的大小，都能完全电离
D.其他条件相同，只有温度不同的同一弱电解质溶液，其导电能力一定不同

7. 下列关于化学反应速率的说法错误的是（ ）
A.决定反应速率的主要因素是反应物本身的性质
B.增大反应物的浓度、提高反应温度都能增大反应速率
C.缩小容器体积以增大压强，对有气体参加的反应会加快反应速率
D.使用催化剂可改变反应速率，从而改变该反应过程中吸收或放出的热量

8. 在一定温度下，向体积恒定的密闭容器中充入等物质的量Cs和H2Og，发生反应：Cs+H2Og=COg+H2g，下列说法不能说明反应已经达到化学平衡状态的是（ ）
A.vH2O正=vCO逆
B.混合气体的密度不变
C.混合气体的平均相对分子质量不变
D.混合气体中H2O、CO、H2的物质的量之比为1:1:1

9. 一定温度下，在2L恒容密闭容器中充入8mlN2O5，发生反应：2N2O5g⇌4NO2g+O2gΔH>0，测得部分实验数据如下表所示：
则下列说法错误的是（ ）
A.该温度下反应的平衡常数K=64
B.反应达到平衡后，保持其他条件不变，升高体系温度，N2O5的转化率增大
C.反应达到平衡后，保持其他条件不变，增大体系压强，平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数不变
D.反应达到平衡后，保持其他条件不变，向平衡体系中再充入适量N2O5气体，平衡向正反应方向移动，化学平衡常数增大

10. 已知N2g+3H2g、⇌2NH3gΔH<0。在温度、容积相同的甲、乙、丙三个密闭容器中，分别同时充入1mlN2、3mlH2，甲保持恒温、恒容；乙保持绝热、恒容；丙保持恒温、恒压，测得反应达到平衡时的有关数据如下表所示，则下列说法错误的是（ ）

A.c2
11. 下列有关化学与生活、工业的叙述中错误的是（ ）
A.实验室制取H2时，用浓硫酸代替稀硫酸可加快反应速率
B.制取乙酸乙酯时，加入浓硫酸，可加快酯化反应的速率，增大乙酸乙酯的产率
C.硫酸工业中，使用催化剂可加快SO2转化为SO3的速率，有利于提高SO2的平衡转化率
D.CO会与血红蛋白结合使人中毒，中毒反应为CO+HbO2⇌O2+HbCO，可将中毒病人放入高压氧舱中解毒

12. 常温下，CH3COOH溶液中存在如下电离平衡：CH3COOH=CH3COO−+H+，对于该平衡，下列叙述正确的是（ ）
A.加入少量冰醋酸，电离平衡正向移动，CH3COOH的电离程度增大
B.加水稀释，电离平衡正向移动，溶液中cCH3COO−cCH3COOH增大
C.升高温度，CH3COOH的电离程度增大，电离平衡常数不变
D.加入少量CH3COONa固体，CH3COOH的电离程度减小，电离平衡常数减小

13. 常温下，下列各溶液的叙述中正确的是（ ）
A.pH=3的醋酸溶液，稀释至10倍后pH=4
B.某稀溶液中由水电离产生的cH+=1×10−10ml⋅L−1，该溶液的pH可能为4也可能为10
C.pH=12的NaOH溶液和pH=2的CH3COOH溶液等体积混合，混合后溶液pH=7
D.用pH=3的盐酸分别中和10mLpH=11的NaOH溶液和氨水，NaOH消耗盐酸的体积大
二、多选题

常温下，下列各溶液的叙述中正确的是（ ）
A.pH=9的CH3COONa溶液和pH=5的NH4Cl溶液，两者中水的电离程度相同
B.pH<7的NaHSO3溶液中：cNa+>cHSO3−>cH2SO3>cSO32−>cH+
C.向NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至中性：cNa+>cSO42−>cNH4+>cOH−=cH+
D.浓度相同的Na2CO3溶液与NaHCO3溶液等体积混合，混合后溶液中：cOH−−cH+=cHCO3−+3cH2CO3−cCO32−
三、解答题

碳是形成化合物种类最多的元素，其单质及化合物在工农业生产及日常生活中有广泛的用途，对其研究具有重要意义。请回答下列问题：
（1）有机物M经过太阳光光照可转化为N，转化过程为： ΔH=+88.6kJ/ml，则M、N相比，较稳定的是________（填“M”或“N”）。

（2）甲烷与CO2可用于合成合成气（主要成分是一氧化碳和氢气），发生的反应为：CH4g+CO2g=2COg+2H2g，反应过程的能量变化如图所示，则该反应的ΔH=__________kJ⋅ml−1（用含E1、E2的代数式表示）。

（3）乙烯是世界上产量最大的化学产品之一，可通过乙烷的热裂解和氧化裂解制取。若C−C键、C=C键、C−H键和H−H键的键能分别为akJ⋅ml−1、bkJ⋅ml−1、ckJ⋅ml−1和dkJ⋅ml−1，反应C2H6g=C2H4g+H2gΔH，则ΔH=______ kJ⋅ml−1（用含a、b、c、d的代数式表示）。

（4）利用煤制合成气，再由合成气间接制乙烯包含的反应有：
①COg+2H2g⇌CH3OHgΔH=akJ⋅ml−1
②2CH3OHg=C2H4g+2H2OgΔH=bkJ⋅ml−1
则反应2COg+4H2g⇌C2H4g+2H2OgΔH=__________kJ⋅ml−1（用含a、b的代数式表示）。

（5）甲醇CH3OH属于可再生资源，能够代替汽油作为汽车的燃料。常温下，实验测得1g甲醇完全燃烧生成二氧化碳气体和液态水时放出22.7kJ的热量，试写出表示甲醇燃烧热的热化学方程式___________________________________。

（6）已知CO和丙烷的燃烧热分别为283kJ⋅ml−1和220kJ⋅ml−1。现有CO和C3H8的混合气体共3ml，完全燃烧时放出2786kJ的热量，则在混合气体中CO和C3H8的体积比是________。

“低碳经济”已成为全世界科学家研究的重要课题。为减小和消除CO2对环境的影响，一方面世界各国都在限制其排放量，另一方面科学家加强了对CO2创新利用的研究。
（1）目前工业上有一种方法是用CO2来生产燃料甲醇。为探究该反应原理，在容积为2L密闭容器中，充入1mlCO2和3mlH2在一
定条件下发生反应CO2g+3H2g=CH3OHg+H2OgΔH<0，测得CO2g、CH3OHg和H2Og的物质的量（n）随时间的变化如图所示：
①达到平衡时，氢气的转化率aH2=________。
②下列叙述能作为反应达到化学平衡状态的标志的是________（填选项字母）。
A．反应速率vCO2:vH2:vCH3OH:vH2O=1:3:1:1
B．混合气体的平均相对分子质量不再改变
C．CH3OHg,H2Og的物质的量浓度相等
D．混合气体的密度不变
③下列措施中能够同时满足加快反应速率并且提高H2平衡转化率的是________（填选项字母）。
A．升高反应温度
B．使用高效催化剂
C．保持容器体积不变，充入CO2气体
D．不断将CH3OH从体系混合物中分离出来
④一定条件下，往2L恒容密闭容器中充入1mlCO2和3mlH2，在不同催化剂作用下发生反应Ⅰ、反应Ⅱ与反应Ⅲ，相同时间内CO2的转化率随温度变化如图所示，则b点v正________v逆（填“大于”“小于”或“等于”）。

（2）在T1K时，向体积为2L的恒容容器中充入物质的量之和为3ml的CO和H2，发生反应COg+2H2g=CH3OHg，反应达到平衡时CH3OHg的体积分数φ与nH2nCO的关系如下图所示：
①当nH2nCO=2时，经过5min 反应达到平衡，CO的转化率为0.5，则该反应的化学平衡常数K=________。若此刻再向容器中加入0.5mlCO和1mlH2，达到新平衡时体系中H2的百分含量将________（填“增大”“减小”或“不变”）。
②当nH2nCO=3.5时，达到平衡后，CH3OH的体积分数可能是图像中的点________（填“D”“E”或“F”）。

25∘C时，部分物质的电离平衡常数如下表所示：

（1）下列事实中能说明氢氰酸（HCN）是弱电解质的是________（填选项字母）。
A．0.1ml⋅L−1的HCN溶液pH=2
B．用HCN溶液做导电试验，灯泡很暗
C．升高温度，HCN溶液的酸性明显增强
D．10mL0.1ml⋅L−1的HCN溶液恰好与10mL0.1ml⋅L−1的NaOH溶液完全反应

（2）在浓度均为0.1ml⋅L−1的H2C2O4和H2SO3混合溶液中，逐渐滴入0.1ml⋅L−1的NaOH溶液，被先后消耗的酸式酸根依次是________。

（3）现有pH相同的盐酸、氢氰酸和次氯酸溶液，分别中和等量的NaOH溶液时，需上述三种酸的体积依次是V1L、V2L、V3L，则V1、V2、V3由大到小的顺序为________。

（4）将少量SO2通入NaClO溶液中，写出离子方程式________。

（5）常温下，向浓度为0.1ml⋅L−1、体积为V的氨水中逐滴加入一定浓度的盐酸，用pH计测溶液的pH随盐酸的加入量而降低的滴定曲线，d点两种溶液恰好完全反应。根据如图信息回答下列问题：
①用甲基橙作为该滴定反应的指示剂，达到滴定终点时的现象为_________________。
②该温度时，a、c、d三点的溶液中，水的电离程度由大到小顺序为______________________。
③滴定时，由b点到c点的过程中，下列各选项中数值保持不变的是________（填选项字母）。
A．cH+⋅cOH− B．cH+cOH− C．cNH4+cNH3⋅H2O D．cNH3⋅H2O⋅cH+cNH4+

工业废气、汽车尾气中含有的NOx、SO2等，是形成雾霾的主要物质，研究它们的反应机理，对于消除环境污染有重要意义。
（一）SO2的综合利用
（1）提高2SO2g+O2g⇌2SO3g反应中SO2的转化率，是减少SO2排放的有效措施。T∘C时，在2L容积固定不变的密闭容器中加入2.0mlSO2和1.0mlO2，5min后反应达到平衡，二氧化硫的转化率为50%，则vO2=______________。

（2）处理烟气中SO2也可采用碱液吸收法。已知25∘C时，NH3⋅H2O的Kb=1.8×10−5，H2SO3的Ka1=1.4×10−2、Ka2=6.0×10−8
①写出等物质的量的氨水与二氧化硫反应的离子方程式_______________________________。
②NH42SO3溶液呈________（填“酸性”“碱性”或“中性”）。

（二）NOx的消除
（3）工业烟气中的氮氧化物可用NH3催化还原，发生反应：4NH3g+6NOg=5N2g+6H2Og。
①该反应的化学平衡常数K与温度T的关系如下表所示：
已知表中K值的大小关系为：K1>K2>K3>K4>K5，则该反应ΔH________0（填“>”或“<”）。
②研究表明不同氨氮比m=nNH3nNO条件下测得NO的残留率与温度关系如图所示：则氨氮比m1、m2、m3由大到小的关系是________。

（4）利用活性炭吸附汽车尾气中的NO时发生反应：Cs+2NOg⇌N2g+CO2g。实验测得，v正=k正c2NO，v逆=k逆c(N2)⋅c(CO2)（k正、k逆为速率常数，只与温度有关）。在密闭容器中加入足量 Cs和一定量的NO气体，保持恒压测得NO的转化率随温度的变化如图所示，达到平衡后，仅升高温度，k正增大的倍数________（填“大于”“小于”或“等于”）k逆增大的倍数；1100K时，计算k正k逆________（用分数形式表示）。
参考答案与试题解析
2021-2022学年湖南省郴州市某校高二（上）期中考试化学试卷
一、选择题
1.
【答案】
C
【考点】
反应热和焓变
热化学方程式
有关反应热的计算
氧化还原反应
化学方程式的有关计算
【解析】
此题暂无解析
【解答】
等物质的量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，硫蒸气变化为固体放热，前者放出热量多，故A错误；由C（石墨，s)=C（金刚石，s）ΔH>0可知反应是吸热反应，金刚石能量高于石墨，所以石墨比金刚石更稳定，故B错误；因液态水转化为气态水吸收热量，所以生成液态水比生成气态水放出的热量多，故C正确；反应热与反应物的总能量和生成物的总能量有关，与反应条件无关，则光照和点燃条件下的ΔH相同，故D错误。
2.
【答案】
D
【考点】
热化学方程式
【解析】
此题暂无解析
【解答】
燃烧热是1ml可燃物完全燃烧生成指定产物时放出的热量，2H2g+O2g=2H2OlΔH=−571.6kJ⋅ml−1，则2H2Ol=2H2g+O2g ΔH=+571.6kJ⋅ml−1，故A错误；中和热是强酸强碱稀溶液完全反应生成1ml水放出的热量，则HNO3aq+NaOHaq=NaNO3aq+H2Ol ΔH=−57.3kJ⋅ml−1 ，故B错误；燃烧热是1ml可燃物完全燃烧生成指定产物时放出的热量，则表示乙烯燃烧热的热化学方程式为：C2H4g+3O2g=2CO2g+2H2Ol ΔH=−2bkJ⋅ml−1，故C错误；4g硫粉完全燃烧生成二氧化硫气体，放出37kJ的热量，所以32g硫粉完全燃烧生成二氧化硫气体，放出296kJ的热量，则热化学方程式为： Ss+O2g=SO2g ΔH=−296kJ⋅ml−1，故D正确。
3.
【答案】
B
【考点】
化学平衡的计算
【解析】
此题暂无解析
【解答】
C物质是固体，浓度不变，不能用C物质的浓度变化来表示反应速率，故A错误；
列三段式有：2A(g)+3B(g)⇌C(s)+4D(g)
起始/ml 6 8 0 0
变化/ml 4 6 2 8
2min后/ml 2 2 2 8
经2min后，A的物质的量变化了4ml，则用A物质表示的反应速率是4ml÷5L÷2min=0.4ml⋅L−1⋅min−1，故B正确；初始时，容器内气体的物质的量为6ml+8ml=14ml，第2min时，容器内气体的物质的量为2ml+2ml+8ml=12ml，由理想气体状态方程pV=nRT可知第2min 时容器内的压强小于初始时的压强，故C错误；aA=4÷6×100%，aB=6÷8×100%，所以aA：a(B)=8:9，故D错误。
4.
【答案】
C
【考点】
反应热和焓变
【解析】
此题暂无解析
【解答】
反应Cs+CO2g=2CO(g)为熵增加的反应，即ΔS>0，在常温下不能自发进行，说明ΔG=ΔH−T⋅ΔS，则该反应的ΔH>0，故A正确；反应 NH3g+HClg=NH4Cls为熵减小的反应，即ΔS<0 在室温下可自发进行，说明ΔG=ΔH−T⋅ΔS<0，则该反应的ΔH<0，故B正确；反应2NOg+2COg=N2g+2CO2g为熵减小的反应，即ΔS<0，在常温下能自发进行，说明ΔG=ΔH−T⋅ΔS<0，则该反应的ΔH<0，故C错误；反应2CaCO3s+2SO2g+O2g=2CaSO4s+2CO2g为熵减小的反应，即ΔS，在低温下能自发进行，说明ΔG=ΔH−T⋅ΔS<0，则该反应的ΔH<0，故D正确。
5.
【答案】
C
【考点】
化学平衡的影响因素
化学反应速率的影响因素
化学平衡移动原理
【解析】
此题暂无解析
【解答】
合成氨工业中采用循环操作，把N2、H2循环使用，可以促进反应正向进行，提高原料的利用率，节约生产成本，故A正确；原料气的净化就是除去原料气中的杂质，在制取原料气的过程中，常混有一些杂质，其中的某些杂质会使合成氨所用的催化剂“中毒”（所谓“中毒”是指使催化剂催化活性降低或丧失），所以必须除去，故B正确；工业上采用400∘C∼500∘C的温度，一方面是为了提高化学反应速率，更主要的是因为催化剂在500∘C左右时的活性最大，但该反应是放热反应，升高温度会使平衡向逆反应方向移动，反应物的转化率降低，故C错误；增大压强，能使反应速率加快，进而缩短达到平衡所需的时间，该反应是气体体积缩小的反应，增大压强会使平衡向正反应方向移动，反应物的转化率增大，故D正确。
6.
【答案】
C
【考点】
强电解质和弱电解质的概念
【解析】
此题暂无解析
【解答】
强、弱电解质与溶解度没有必然关系，如硫酸钡为强电解质，难溶于水，而醋酸为弱电解质，可以任意比例与水互溶，故A正确；强、弱电解质与化合物类型没有必然关系，如氯化钠、硝酸钾等为离子化合物，属于强电解质，硫酸、氯化氢等为共价化合物，属于强电解质，故B正确；强酸一定是强电解质，强酸如浓硫酸，由于水很少，其中硫酸大部分以硫酸分子的形式存在，并不完全电离，故C错误；电解质溶液的导电能力与溶液中的离子浓度和离子所带电荷有关，温度越高，弱电解质的电离程度越大，离子浓度越大，而离子所带电荷相同，所以温度越高弱电解质的导电能力也越大，故D正确。
7.
【答案】
D
【考点】
化学反应速率的影响因素
【解析】
此题暂无解析
【解答】
影响化学反应速率的因素有内因和外因，内因为反应物的性质，是决定化学反应速率的主要因素，外因有温度、浓度、压强以及催化剂等，为次要因素，故A正确；增大反应物浓度，使得单位体积内活化分子数增大，从而使单位时间内的有效碰撞次数增多，所以，化学反应速率增大；升高温度，增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，化学反应速率增大，故B正确；缩小容器体积，气体物质的浓度增大，使得单位体积内活化分子数增大，有效碰撞的机会增加，反应速率加快，故C正确；催化剂能降低活化能，增加了反应物分子中活化分子的百分数，使有效碰撞次数增多，从而增大反应速率，但使用催化剂不能改变反应热，故D错误。
8.
【答案】
D
【考点】
化学平衡状态的判断
【解析】
此题暂无解析
【解答】
vH2O正=vCO逆反应速率之比与化学计量数之比相等，且速率方向相反，反应达平衡状态，故A正确；混合气体的密度ρ=m混合气体V混合气体，体积恒定，反应从正反应方向开始，混合气体的总质量在增大，混合气体的密度是一个变值，若混合气体的密度不变，代表化学反应已达到平衡状态，故B正确；假设起始时Cs和H2Og为aml，反应t时间后Cs和H2Og变化了xml，列三段式有：
C(s)+H2O(g)⇌CO(g)+H2(g)
起始/ml a x 0 0
变化/ml x x x x
t后/ml a−x a−x x x
则t后混合气体的平均相对分子质量为：
M=m混合气体n混合气体=18a−x+28x+2xa−x+x+x=18a+12xa+x=18a+x−6xa+x=18−6xa+x=18−6ax+1，若反应没有达到平衡，混合气体的平均相对分子质量是一个变值，若混合气体的平均相对分子质量不变，代表化学反应已达到平衡状态，故C正确；平衡时，各种物质的物质的量不再发生变化，但H2O、CO、H2的物质的量之比为不一定为1:1:1，故D错误。
9.
【答案】
D
【考点】
化学平衡的影响因素
化学平衡移动原理
化学平衡的计算
【解析】
此题暂无解析
【解答】
列三段式有：2N2O5(g)⇌4NO2(g)+O2(g)
起始/ml 8 0 0
变化/ml 4 8 2
平衡/ml 4 8 2
平衡时cN2O5=4ml÷2L=2ml⋅L−1，c(NO2)=8ml÷2L=4ml⋅L−1，c(O2)=2ml÷2L=1ml⋅L−1，平衡常数c4NO2⋅cO2c2N2O5=44×122=64，故A正确；该反应为吸热反应，反应达到平衡后，保持其他条件不变，升高体系温度，平衡向正反应方向移动，N2O5的转化率增大，故B正确；该反应是气体分子数增大的反应，增大体系压强，平衡向逆反应方向移动，化学平衡常数只受温度影响，与压强的改变无关，故C正确；增加N2O5气体，平衡向正反应方向移动，但化学平衡常数只受温度影响，与任何一种反应物或生成物的浓度变化无关，故D错误。
10.
【答案】
B
【考点】
化学平衡的影响因素
化学平衡建立的过程
【解析】
此题暂无解析
【解答】
反应N2g+3H2g⇌2NH3gΔH<0的特点：正反应放热，气体分子数减小。以容器甲作为参照，容器乙和容器甲相比，合成氨的反应为放热反应，容器乙保持绝热，反应时温度升高，相当于容器甲达到平衡后升高温度，反应向逆反应方向移动；容器丙和容器甲相比，容器丙保持恒压，反应时气体的物质的量减小，体积减小，相当于容器甲达到平衡后压缩容器体积压强增大，反应向正反应方向移动。对于平衡时NH3的浓度，容器乙和容器甲相比：容器乙中NH3物质的量小于容器甲中NH3物质的量，容器的体积相等，所以C2C1，故A正确；对于平衡时反应物的转化率，容器乙和容器甲相比：容器乙中反应物的变化量小于容器甲中反应物的变化量，反应物的起始量相同，所以a2a1，故B错误；对于化学平衡常数：化学平衡常数仅与温度有关，温度不变平衡常数不变，容器乙和容器甲相比：容器乙的温度高于容器甲的温度，反应为放热反应，所以K2M1，故D正确。
11.
【答案】
A,C
【考点】
化学平衡移动原理
化学平衡的影响因素
【解析】
此题暂无解析
【解答】
改用浓硫酸时不生成氢气，则生成氢气的反应速率减小，故A错误；制取乙酸乙酯的反应为可逆反应，需要加入浓硫酸做催化剂和吸水剂，浓硫酸做催化剂能加快酯化反应速率，浓硫酸吸水有利于平衡向生成乙酸乙酯的方向移动，增大乙酸乙酯的产率，故B正确；硫酸工业中，使用催化剂会加快反应速率，但平衡不移动，不会提高反应物的平衡转化率，故C错误；CO中毒反应： CO+HbO2⇌O2+HbCO，将中毒的病人放入高压氧舱中，使氧气浓度增大，化学平衡逆向移动，使CO从血红蛋白中脱离出来，故D正确。
12.
【答案】
B
【考点】
弱电解质在水溶液中的电离平衡
【解析】
此题暂无解析
【解答】
加冰醋酸，醋酸的浓度增大，电离平衡正向移动，但醋酸的电离程度减小，故A错误；加水，溶液被稀释，醋酸浓度、醋酸根离子浓度、氢离子浓度均减小，电离平衡正向移动，溶液中cCH3COO−cCH3COOH=cCH3COO−⋅cH+cCH3COOH⋅cH+=KCH3CH3COOHcH+，电离平衡常数只受温度影响，温度不变电离平衡常数不变，故B正确；弱电解质的电离是吸热过程，电离平衡常数只受温度影响，升高温度，电离平衡正向移动，电离平衡常数增大，故C错误；加醋酸钠固体，醋酸钠中含有醋酸根离子，所以溶液中醋酸根离子浓度增大，电离平衡逆向移动，电离程度减小，电离平衡常数只受温度影响，温度不变电离平衡常数不变，故D错误。
13.
【答案】
B
【考点】
弱电解质在水溶液中的电离平衡
酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算
【解析】
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【解答】
醋酸存在电离平衡，加水稀释，电离平衡正向移动，醋酸继续电离补充H+，所以pH=3的醋酸稀释10后溶液pH<4，故
A错误；常温下，某稀溶液中由水电离产生的cH+=1×10−10ml⋅L−1<1×10−7ml⋅L−1，说明水的电离受到抑制，酸或碱抑制水的电离，所以该溶液中的溶质为酸或碱，若溶质为酸，则pH=4，若溶质为碱，则pH=10，故B正确；NaOH是强碱，全部电离， CH3COOH是弱酸，部分电离， pH=12的NaOH溶液和pH=2的CH3COOH溶液，两溶液中cOH−和cH+相等，等体积混合时混合液中CH3COOH过量，溶液呈酸性，溶液的pH<7，故C错误；同体积、同pH的NaOH溶液和氨水，氨水的物质的量大于NaOH的物质的量，且氨水和NaOH都是一元碱，所以用pH=3的盐酸分别中和10mLpH=11的NaOH溶液和氨水，氨水消耗盐酸的体积大，故D错误。
二、多选题
【答案】
A,C
【考点】
离子浓度大小的比较
【解析】
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【解答】
常温下， pH=9的CH3COONa溶液，溶液中cH+=1×10−9ml⋅L−1，醋酸根离子水解促进了水的电离，溶液中的氢氧根离子是水电离的，水电离的cOH−=1×10−5ml⋅L−1，pH=5的NH4Cl溶液，溶液中cH+=1×10−5ml⋅L−1，铵离子水解促进了水的电离，溶液中的氢离子是水电离的，水电离的cH+=1×10−5ml⋅L−1，可见两者中水的电离程度是相同的，故A正确；常温下， NaHSO3溶液的pH<7，说明HSO3−电离程度大于水解程度，导致其溶液呈酸性，所以cSO32−>cH2SO3，故B错误； NH4HSO4中滴加NaOH溶液，若二者物质的量相同时，溶质为等物质的量的NH42SO4和Na2SO4，NH42SO4水解导致溶液呈酸性，所以需要再滴加少许NaOH才能使溶液呈中性，所以溶液中离子浓度大小关系为cNa+>cSO42−>cNH4+>cOH−=cH+，故C正确；将等物质的量浓度的Na2CO3与NaHCO3溶液等体积混合，根据电荷守恒可得：2cCO32−+cHCO3−+cOH−=cH++cNa+，根据物料守恒可得：2cNa+=3cCO32−+3cHCO3−+3cH2CO3，二者结合则有：2c(OH−)−2c(H+)=c(HCO3−)+3c(H2CO3)−c(CO23−)，故D错误。
三、解答题
【答案】
（1）M
（2） E1−E2
（3） a+2c−b−d
（4） 2a+b
（5） CH3OHl+32O2g=CO2g+2H2OlΔH=−726.4kJ⋅ml−1
（6） 2:1
【考点】
反应热和焓变
有关反应热的计算
用盖斯定律进行有关反应热的计算
热化学方程式
【解析】
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【解答】
（1）转化过程是吸热反应，说明M的能量低于N，能量越低越稳定，所以M更稳定。
（2）由图可知，反应物的总能量高于生成物的总能量，则该反应是放热反应， ΔH<0，所以该反应的ΔH=E1−E2kJ⋅ml−1
（3）在反应C2H6g=C2H4g+H2g中，消耗1mlC2H6g时，断裂1mlC−C键和6mlC−H键，生成1mlC2H4g和1mlH2g时，形成1mlC=C键、4mlC−H键和1mlH−H 键。用键能来计算该反应的反应热时，该反应的ΔH=反应物的键能之和-生成物的键能之和=a+6c−b+4c+d=a+2c−b−dkJ⋅ml−1
（4）由盖斯定律可知，①×2+②×1可得反应2COg+4H2g⇌C2H4g+2H2Og，所以该反应的ΔH=2a+bkJ⋅ml−1。
（5）燃烧热是1ml可燃物完全燃烧生成指定产物时放出的热量，1g甲醇完全燃烧生成二氧化碳气体和液态水时放出22.7kJ的热量，所以32g甲醇燃烧生成二氧化碳气体和液态水时放热726.4kJ，依据热化学方程式的书写方法写出表示甲醇燃烧热的热化学方程式为CH3OHl+32O2g=CO2g+2H2OlΔH=−726.4kJ⋅ml−1
（6）设混合气中CO的物质的量为nml，则C3H8的物质的量为3−nml，根据题意，列方程有：283n+2220×3−n=2786
解得：n=2
则C3H8的物质的量为3−2ml=1ml
所以混合气体中CO与C3H8的体积比即物质的量之比为2ml:1ml=2:1。
【答案】
（1）①75%,②B,③C,④大于
（2）①4,减小,②F
【考点】
化学平衡状态的判断
化学平衡的影响因素
化学平衡移动原理
化学平衡的计算
用盖斯定律进行有关反应热的计算
【解析】
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【解答】
（1）
②化学反应速率始终等于化学计量数之比，故A错误；混合气体的平均相对分子质量M=m混合气体n混合气体，混合气体的总质量不变，反应从正反应方向开始，未达到平衡时，混合气体的总物质的量在减小，混合气体的平均相对分子质量是一个变值，若混合气体的平均相对分子质量不变，代表化学反应已达到平衡状态，故B正确；该反应中CH3OHg、H2Og的物质的量浓度始终相等，故C错误；混合气体的密度ρ=m混合气体V混合气体，混合气体的总质量和混合气体的总体积不变，所以混合气体的密度始终不变，故D错误。
③升高温度，化学反应速率加快，但反应是放热反应，平衡向逆反应方向移动，故A错误；催化剂能改变反应速率，但不能改变平衡状态，故B错误；保持容器体积不变，充入CO2气体，反应物的浓度增大，化学反应速率加快，平衡正向移动，H2的平衡转化率提高，故C正确；不断将CH3OH从体系混合物中分离出来，化学反应速率减慢，H2的平衡转化率提高，故D错误。
④根据图像信息可知b点没有达到化学平衡状态，此时反应在向正反应方向进行，故V正大于V逆
（2）
化学平衡常数 K=cCH3OHcCO⋅c2H2=×122=4
平衡时，再向容器中加入0.5mlCO和1mlH2，相当于增大压强，平衡向正反应方向移动，达到新平衡时体系中H2的百分含量将减小。
②在恒容容器中，反应物按方程式中各物质的化学计量数之比投料，达到化学平衡状态时，产物的百分含量最大，所以当nH2nCO=3.5时，达到平衡后， CH3OH的体积分数小于C点对应的体积分数，故填F。
【答案】
（1）AC
（2） HC2O4−、HSO3−
（3）V1>V3>V2
（4）3ClO−+SO2+H2O=Cl−+SO42−+2HClO
（5）①当滴入最后一滴盐酸标准溶液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色,②d>c>a ,③AD
【考点】
弱电解质的判断
弱电解质在水溶液中的电离平衡
离子方程式的书写
酸碱混合时的定性判断及有关pH的计算
酸碱混合综合应用
【解析】
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【解答】
（1）氢氰酸为一元酸，常温下0.1ml⋅L−1的HCN溶液pH=2，cH+=0.01ml⋅L−1<0.1ml⋅L−1，说明氢氰酸部分电离，是弱电解质，故A正确；溶液的导电能力与离子浓度和离子所带电荷有关，用HCN溶液做导电试验，灯泡很暗，只能说明HCN溶液中离子浓度较小，不能说明HCN是否完全电离，故B错误；升高温度，HCN溶液的酸性明显增强，说明c(H+)随温度升高而显著增大，即HCN部分电离，是弱电解质，故C正确；氢氰酸为一元酸，NaOH为一元碱，10mL0.1ml⋅L−1的HCN溶液与10mL0.1ml⋅L−1的NaOH溶液两者物质的量相等，恰好完全反应，不能说明其电离的程度，故D错误。
（2）由H2C2O4和H2SO3的电离平衡常数可知酸性强弱的顺序为：H2C2O4>H2SO3>HC2O4−>HSO3−，则在浓度均为0.1ml⋅L−1的H2C2O4和H2SO3混合溶液中，逐渐滴入0.1ml⋅L−1的NaOH溶液，反应的先后顺序为： H2C2O4>H2SO3>HC2O4>HSO3−，所以被先后消耗的酸式酸根依次是：HC2O4−、HSO3−。
（3）pH相同的盐酸、氢氰酸和次氯酸溶液， cHCN>cHClO>cHCl，三者都是一元酸，分别中和等量的NaOH溶液时，所需酸的物质的量相等，故消耗盐酸的体积大于次氯酸的体积大于HCN的体积，即V1>V3>V2。
（4）SO2通入NaClO溶液中发生氧化还原反应，SO2量少时的离子方程式为：3ClO−+SO2+H2O=Cl−+SO42−+2HClO
（5）①盐酸和氨水恰好反应后溶液呈酸性，可用甲基橙作为指示剂，甲基橙溶液的变色范围是3.1∼4.4，当溶液由黄色变为橙色时，可说明达到滴定终点，故滴定终点的现象为：当滴入最后一滴盐酸标准溶液，溶液由黄色变为橙色，且半分钟内不恢复黄色。
②a、c、d三点时的溶液中，a点为氨水，氨水电离产生氢氧根离子抑制了水的电离，c点溶液为中性，水正常电离，而d点恰好反应生成氯化铵溶液，铵根离子水解促进了水的电离，则水的电离程度由大到小顺序为： d>c>a。
【答案】
（1）0.05ml⋅L−1⋅min−1
（2）①NH3⋅H2O+SO2=NH4++HSO3− ,②碱性
（3）①<,②m3>m2>m1
（4）小于,19
【考点】
化学平衡的计算
弱电解质在水溶液中的电离平衡
离子方程式的书写
化学平衡的影响因素
反应热的大小比较
【解析】
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【解答】
所以vO2=0.5ml÷2L÷5min=0.05ml⋅L−1⋅min−1
（2）①等物质的量的氨水与二氧化硫反应生产亚硫酸氢盐，故反应的离子方程式为：NH3⋅H2O+SO2=NH4++HSO3−；
②由于KbNH3⋅H2O=1.8×10−5>Ka2H2SO3=6.0×10−8，根据盐的水解规律：“谁弱谁水解，谁强显谁性”可知， NH42SO3溶液呈碱性。
（3）①升高温度，K减小，说明升高温度平衡向逆反应方向移动，逆反应为吸热反应，所以正反应为放热反应， ΔH<0；
②氨氮比越大，相当于增大了NH3的物质的量，反应向正反应方向移动，NO的残留率越低，根据图像信息可知： m3>m2>m1。
（4）由图像可知，当温度高于1050K时，随着温度升高，NO的转化率降低，说明平衡逆向移动，因此该反应的正反应为放热反应。当达到平衡后，仅升高温度，速率加快，但平衡向逆反应方向移动，所以正反应速率增大的倍数小于逆反应速率增大的倍数，而升高温度的瞬间，反应物和生成物的浓度不变，k正增大的倍数小于k逆增大的倍数。
设密闭容器的体积为VL Cs起始量为aml，NO气体的起始量为xml，由图像可知1100K时，NO的平衡转化率为40%，
平衡时，v正=v逆
即k正c2NO=cN2⋅cCO2
所以 k正k逆=cN2⋅cCO2c2NO=0.2xV×