还剩9页未读，
继续阅读
【化学】湖南省娄底市2018-2019学年高二上学期期中考试（解析版）
展开
湖南省娄底市2018-2019学年高二上学期期中考试
1.判断一个化学反应的自发性常用焓判据和熵判据，则在下列情况下，可以判定反应一定能自发进行的是
A. ΔH<0,ΔS>0 B. ΔH>0,ΔS>0 C. ΔH<0,ΔS<0 D. ΔH>0,ΔS<0
【答案】A
【解析】
【详解】化学反应能否自发进行,取决于焓变和熵变的综合判据,当ΔG=ΔH-TΔS<0 时，反应能自发进行，当ΔH<0,ΔS>0 时, ΔG=ΔH-TΔS<0，一定能自发进行，而ΔH>0,ΔS<0时不能自发进行；ΔH>0,ΔS>0或ΔH<0,ΔS<0 能否自发进行，取决于反应的温度，所以ΔH<0,ΔS>0一定能自发进行；A正确；
综上所述，本题选A。
2.下列变化过程，属于放热反应的是
①液态水变成水蒸气 ②酸碱中和反应 ③两份相同浓度的稀H2SO4混合
④研磨固体氢氧化钠 ⑤弱酸电离 ⑥H2在Cl2中燃烧
A. ①⑤ B. ②③④⑤ C. ②③④⑥ D. ②⑥
【答案】D
【解析】
【详解】①液态水变成水蒸气是物理变化，故①错误；
②酸碱中和反应是放热反应，故②正确；
③两份相同浓度的稀H2SO4混合是物理变化，故③错误；
④研磨固体氢氧化钠是物理变化，故④错误；
⑤弱酸电离的过程吸热，故⑤错误；
⑥H2在Cl2中燃烧是放热反应，故⑥正确。
综上所述，本题选D。
【点睛】常见的放热反应有:所有的燃烧反应、所有的中和反应、金属和酸的反应、金属与水的反应、大多数化合反应、铝热反应等；常见的吸热反应为:大多数的分解反应,氢氧化钡和氯化铵的反应、焦炭和二氧化碳、焦炭和水的反应，盐类的水解等。
3.燃料电池能有效提高能源利用率，具有广泛的应用前景．下列物质均可用作燃料电池的燃料，其中最环保的是
A. 甲醇 B. 天然气 C. 氢气 D. 液化石油气
【答案】C
【解析】
【详解】A项的甲醇、B项的天然气、D项的液化石油气在燃烧过程中都会产生CO2温室气体，不如水环保，故A项、B项、D项错误；C项，氢气作为燃料电池的燃料，其产物是水，对环境无危害性，从能效比及环境保护的角度看，氢气是最理想的能源，故C项正确；
综上所述，本题选C。
4.下列热化学方程式书写正确的是(ΔH的绝对值均正确)
A. C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝－1367.0 kJ·mol－1(燃烧热)
B. NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝＋57.3 kJ·mol－1(中和热)
C. 2NO2===O2＋2NO ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1(反应热)
D. S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－296.8 kJ·mol－1(反应热)
【答案】D
【解析】
【详解】A项，燃烧热要求可燃物的物质的量必须为1mol，得到稳定的产物，H2O的状态必须为液态， 故A错误；
B项，中和反应是放热反应，ΔH 应小于0，正确的热化学方程式为：NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝-57.3 kJ·mol－1, 故B错误；
C项，热化学反应方程式要注明物质的状态，正确的热化学方程式为：2NO2(g)===O2(g)＋2NO（g） ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1, 故C错误；
D项，热化学方程式的书写，注明了物质的聚集状态，ΔH的正负号、数值、单位均正确， 故D正确；
综上所述，本题选D。
5.在298 K、100 kPa时，已知:
①2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1
②Cl2(g)+H2(g)=2HCl(g) ΔH2
③2Cl2(g)+2H2O(g)=4HCl(g)+O2(g) ΔH3
则ΔH3与ΔH1、ΔH2间的关系正确的是
A. ΔH3=ΔH1+2ΔH2
B. ΔH3=ΔH1+ΔH2
C. ΔH3=ΔH1-2ΔH2
D. ΔH3=ΔH1-ΔH2
【答案】A
【解析】
令2H2O(g)===O2(g)＋2H2(g) ΔH1①
Cl2(g)＋H2(g)===2HCl(g) ΔH2②
2Cl2(g)＋2H2O(g)===4HCl(g)＋O2(g) ΔH3③
根据盖斯定律，将反应①＋反应②×2即可求得反应③，因此有ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2，故A项正确。
6.已知以下的热化学反应方程式：
①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ·mol－1
②Fe2O3(s)＋1/3CO(g)===2/3Fe3O4(s)＋1/3CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ·mol－1
③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ·mol－1
则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为
A. －218 kJ·mol－1 B. －109 kJ·mol－1 C. ＋218 kJ·mol－1 D. ＋109 kJ·mol－1
【答案】B
【解析】
【详解】由盖斯定律可知：1/2[①-②-③×2/3]=1/2[-24.8+15.73-640.4×2/3]=-218 kJ·mol－1；所以CO（g）+FeO(s)=Fe(s)+CO2(g) ΔH＝-218kJ·mol－1；14 g CO物质的量为0.5mol，所以14gCO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为-109 kJ·mol－1；B正确；
综上所述，本题选B。
【点睛】像这种根据盖斯定律进行反应热进行的计算题，关键找出目标热化学方程式与几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除，得到目标反应的热化学方程式。
7.已知4NH3＋5O2===4NO＋6H2O，若反应速率分别用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)表示，则正确的关系是
A. 4/5v(NH3)＝v(O2) B. 5/6v(O2)＝v(H2O)
C. 4/5v(O2)＝v(NO) D. 2/3v(NH3)＝v(H2O)
【答案】C
【解析】
【详解】A、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则v(O2)= 5/4v(NH3),故A错误；
B、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则v(H2O)= 6/5v(O2), 故B错误；
C、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，v(NO)= 4/5v(O2) ，故C正确；
D. 2由化学反应速率之比等于化学计量数之比，3/2v(NH3)＝v(H2O)，故D错误；
综上所述，本题选C。
8.在气体反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大的方法是
①增大反应物的浓度 ②升高温度 ③增大压强 ④加入催化剂
A. ①② B. ①③ C. ②③ D. ②④
【答案】D
【解析】
【分析】
增大反应物的浓度和增大压强,只能增大活化分子数,不能增大活化分子百分数。要使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大,可采取升高温度、加入催化剂等措施。
【详解】增大反应物的浓度和增大压强,只能增大活化分子数,不能增大活化分子百分数,而升高温度和加入催化剂既能增大活化分子数,又能增大活化分子百分数,②④正确；D正确；
综上所述，本题选D。
9.甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 kg CH4在25 ℃、101 kPa时充分燃烧生成液态水放出的热量约为
A. 5.56×104 kJ B. 5.56×104 kJ·mol－1
C. －5.56×104 kJ·mol－1 D. －5.56×104 kJ
【答案】A
【解析】
【详解】16gCH4燃烧放出890.3kJ的热量，1kgCH4燃烧放出的热量为1000×890.3/16 kJ=55 643.75 kJ≈5.56×104kJ，A正确；
综上所述，本题选A。
10.SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。已知：1molS(s)转化为气态硫原子吸收能量280kJ,断裂1molF-F 、S-F键需吸收的能量分别为160kJ、330kJ。则S(s)＋3F2(g)=SF6(g)的反应热△H为
A. -1780kJ/mol B. -1220 kJ/mol C. -450 kJ/mol D. +430 kJ/mol
【答案】B
【解析】
根据反应热=反应物的键能总和﹣生成物的键能总和分析，反应热=280+3×160﹣6×330=﹣1220 kJ/mol，选B。
11.某实验小组以H2O2分解为例，研究浓度、催化剂对反应速率的影响。在常温下按照如下方案完成实验。实验②的反应物应为
实验编号
反应物
催化剂
①
10 mL 2% H2O2溶液
无
②
无
③
10 mL 5% H2O2溶液
MnO2固体
A. 5 mL 2% H2O2溶液 B. 10 mL 2% H2O2溶液
C. 10 mL 5% H2O2溶液 D. 5 mL 10% H2O2溶液
【答案】C
【解析】
【分析】
实验目的是研究浓度、催化剂对反应速率的影响,根据表中数据, ①和③中因为有两个不同条件：双氧水浓度和催化剂，根据控制变量法的原理，①和③两组实验无法探究浓度、催化剂对反应速率的影响，所以只能是②和③探究催化剂对反应速率的影响,①和②探究双氧水浓度对反应速率的影响,据此进行判断双氧水的浓度和体积。
【详解】本实验的目的是运用控制变量法，探究温度、催化剂对反应速率的影响。表中已有数据中，①和③两组实验有两个反应条件不同，二者无法达到实验目的；实验②和③中，探究催化剂对反应速率的影响，所以实验②中双氧水浓度和体积必须与③相同，即10 mL 5% H2O2溶液；实验①和②中都没有使用催化剂,可以探究双氧水浓度对反应速率的影响，因此实验②的反应物应为10 mL 5% H2O2溶液；C正确；
综上所述，本题选C。
12.为探究锌与0.1 mol/L稀硫酸的反应速率[以v(H2)表示]，对反应物作出如下改变。下列判断正确的是
A. 加入NH4HSO4固体，v(H2)不变
B. 把稀硫酸改为98%的浓硫酸，v(H2)减小
C. 加入少量水，v(H2)增大
D. 把0.1 mol/L 稀硫酸改为0.2 mol/L盐酸，v(H2)不变
【答案】D
【解析】
【详解】A项，加入硫酸氢铵固体后，溶液中c(H+)增大，v(H2)增大，故A项错误；
B项，锌与浓硫酸反应生成二氧化硫，不产生氢气，故B项错误；
C项，加水稀释，溶液中c(H+)减小，v(H2)减小，故C项错误；
D项，0.1 mol/L 稀硫酸改为0.2 mol/L盐酸，溶液中c(H+)不变，v(H2)不变，故D项正确；
综上所述，本题选D。
13.两个恒容容器中分别发生反应A(g)2B(g)和2A(g)C(g),平衡时A的转化率分别为α1和α2。在温度不变的情况下,均增加A的物质的量,下列判断正确的是
A. α1减小,α2增大 B. α1、α2均增大
C. α1、α2均减小 D. α1增大,α2减小
【答案】A
【解析】
【分析】
对于反应: A(g)2B(g)和2A(g)C(g),在恒温、恒容条件下达到平衡时,保持条件不变,增加A的物质的量,平衡都向右移动,到达的平衡状态,可以等效认为在原平衡的基础增大压强,增大压强平衡向气体体积减小的方向移动,据此判断。
【详解】对于反应: A(g)2B(g),增加A的物质的量,所到达的平衡状态可以等效为增大压强,增大压强平衡向逆反应移动,A的转化率减小,即α1减小；
对于反应: 2A(g)C(g),增加A的物质的量,所到达的平衡状态可以等效为增大压强,增大压强平衡向正反应移动,A的转化率增大,即α2增大；
综上所述，本题选A。
【点睛】本题考查平衡移动转化率的判断,难度中等,本题采取等效平衡理解,可以借助平衡常数理解,注意形成规律进行总结：若反应物只有一种时:aA(g) ⇌ bB(g)+cC(g),增加A的量,平衡向右移动,但该反应物A的转化率αA不一定增大,当a=b+c时, αA不变；a>b+c时,αA增大；当a
A. 某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应
B. 2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在常温下能自发进行，则该反应的ΔH＞0
C. CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH<0
D. 对于乙酸与乙醇的酯化反应(ΔH＜0)，加入少量浓硫酸并加热，该反应的反应速率和平衡常数均增大。
【答案】A
【解析】
【详解】A.△G=△H-T△S＜0反应自发，吸热反应△H＞0，只有△S＞0才能使△G＜0，故A正确；
B.反应能自发进行，△G=△H-T△S＜0，因△S＜0，则△H＜0，故B错误；
C.该反应△S＞0，常温不能自发，△G>0，则△H＞0，故C错误；
D.平衡常数只随温度的变化而变化，该反应为放热反应，升高温度后平衡常数减小，故D错误。
综上所述，本题选A。
【点睛】判断反应自发进行的条件，一般规律：①△H<0 、∆S<0，低温下自发进行；②△H<0 、∆S>0，任何条件下都能自发进行；③△H>0 、∆S<0，任何条件下不能自发进行；④ △H>0、∆S>0，高温下自发进行。
15. 现有下列三个图象：下列反应中符合下述全部图象的反应是
A. N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0
B. 2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g) ΔH＞0
C. 4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＜0
D. H2(g)＋CO(g)C(s)＋H2O(g) ΔH＞0
【答案】B
【解析】
试题分析：由图像一知升高温度，生成物的平衡浓度增大，说明升高温度平衡正向移动，该反应为吸热反应；由图像二、三知增大压强，平衡逆向移动，逆向为气体物质的量减小的方向，由题给选项各物质均为气体，故相对分子质量增大。综上所述选B。
考点：考查化学平衡图像分析。
16.一定温度下，向一个容积为2 L的真空密闭容器中(事先装入催化剂)通入1 mol N2和3 mol H2,3 min后测得密闭容器内的压强是起始时的0.7倍，在此时间内v(H2)是
A. 0.1mol/(L·min) B. 0.2mol/(L·min)
C. 0.3mol/(L·min) D. 0.6mol/(L·min)
【答案】C
【解析】
【详解】3min后测得密闭容器内的压强是起始时的0.7倍，因为同温同体积条件下气体的压强之比等于其物质的量之比，所以3min后时容器内混合气体的物质的量为（1+3）×0.7=2.8mol，根据反应：N2+3H22NH3可知，设氢气的变化量为xmol，则：3：（1+3-2）=x：（1+3-2.8），x=1.8mol，所以3 min内v(H2)=1.8/(2×3) mol/(L·min)= 0.3mol/(L·min)， C正确；
综上所述，本题选C。
17.已知C、H2、CO发生燃烧反应时的反应热数据如下表所示：
物质
C
H2
CO
ΔH/(kJ·mol－1)
－393.5
－285.8
－283.0
（1）写出C完全燃烧的热化学方程式：____________________________________。
（2）现以H2或CO为燃料来提供热能，从热能的角度考虑，你认为应该选择________(填写序号)。A．H2 B．CO C．均可以
理由是________________________________________。
【答案】 (1). C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1 (2). A (3). 相同质量的H2和CO燃烧，H2放出的热量多
【解析】
【详解】（1）燃烧热是指1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，所以C的燃烧的热化学方程式为：C（s）+O2(g）=CO2（g）△H=﹣393.5 kJ·mol－1；综上所述，本题答案是：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1。
（2）表示H2燃烧热的热化学反应方程式为：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ•mol-1；表示碳的燃烧热的热化学反应方程式为：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-283.0kJ•mol-1；1gH2完全燃烧放出的热量为285.8/2=142.9 kJ，而1gCO完全燃烧放出的热量为283/28=10.1 kJ，所以等质量条件下，H2放出热量更多，故选A；综上所述，本题答案是：A，相同质量的H2和CO燃烧，H2放出的热量多。
18.在2 L密闭容器中进行反应：mX(g)＋nY(g)pZ(g)＋qQ(g)，式中m、n、p、q为化学计量数。在0～3 min内，各物质物质的量的变化如下表所示：
已知2 min内v(Q)＝0.075 mol·L－1·min－1，v(Z)∶v(Y)＝1∶2。
（1）试确定：起始时n(Y)＝________，n(Q)＝________。
（2）方程式中m＝________，n＝________，p＝________，q＝________。
（3）用Z表示2 min内的反应速率________。
【答案】 (1). 2.3 mol (2). 3 mol (3). 1 (4). 4 (5). 2 (6). 3 (7). 0.05 mol·L－1·min－1
【解析】
2min钟内v(Q)＝0.075 mol·L－1·min－1，则△n（Q）=0.075mol·L－1·min－1×2min×2L=0.3mol，根据表中数据可知，2min内X的物质的量变化为：△n（X）=0.8mol－0.7mol=0.1mol，Z的物质的量变化为△n（Z）=1mol-0.8mol=0.2mol，根据反应速率v(Z)∶v(Y)＝1∶2可知，Y的物质的量的变化为△n（Y）=2△n（Z）=0.4mol，反应方程式中物质的量的变化与其化学计量数成正比，则：m：n：p：q=0.1mol：0.4mol：0.2mol：0.3mol=1:4:2:3，所以m=1、n=4、p=2、q=3，反应方程式是：X(g)＋4Y(g)2Z(g)＋3Q(g)。
（1）2min内生成0.1molX，根据X(g)＋4Y(g)2Z(g)＋3Q(g)可知，2min内生成Y的物质的量是0.4mol，则起始时Y的物质的量为：2.7mol-0.4mol=2.3mol；Q在2min内减少了△n（Q）=0.075mol·L－1·min－1×2min×2L=0.3mol，所以Q的起始物质的量是2.7mol+0.3mol=3mol，故答案是2.3 mol；3 mol。
（2）根据以上分析可知，m=1、n=4、p=2、q=3，故答案是：1；4；2；3。
（3）2min内消耗的Z的物质的量是n（Z）=1mol-0.8mol=0.2mol，则用Z表示2min内的反应速率是：v(Z)==0.05mol·L－1·min－1，故答案是：0.05mol·L－1·min－1。
19.在容积为1.00L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△H_______0（填“大于”或“小于”) ；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0-60s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℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4）以0.0020mol·L-1·s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。
a:T______100℃ （填“大于”或“小于”)，判断理是_______________________________
b：温度T时反应的平衡常数K2为__________。
（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】 (1). 大于 (2). 0.001 (3). 0.36mol/L (4). 大于 (5). 反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高 (6). 1.28mol/L (7). 逆反应 (8). 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】
【详解】（1）随温度的升高，混合气体的颜色变深，化学平衡向正反应方向移动，即△H>0；0-60s秒时段，N2O4浓度变化为0.1-0.04=0.06 mol/L，反应速率v(N2O4）=0.06/60=0.0010 mol·L-1·s-1；反应的平衡常数K1为c2(NO2)/c(N2O4)=(0.12)2/0.04=0.36 mol/L；综上所述，本题答案是：大于 ；0.001 ；0.36mol/L。
（2）a． N2O4浓度降低，说明平衡向正反应方向移动，因为正反应方向吸热，所以T>100℃；综上所述，本题答案是：大于；反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高。
b.平衡时，c(NO2)=0.12+0.0020×10×2=0.16 mol/L，c(N2O4)=0.04-0.0020×10=0.02 mol/L，反应的平衡常数K2为c2(NO2)/c(N2O4)= （0.16）2/0.02=1.28 mol/L；综上所述，本题答案是：1.28mol/L。
（3）反应容器的容积减少一半，压强增大，正反应方向气体体积增大，增大压强向着气体体积减小的方向移动，即平衡向逆反应方向移动；综上所述，本题答案是：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。
20.用图所示装置进行中和热测定实验，请回答下列问题：
（1）仪器A的名称为_______。
（2）大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是__________。
（3）实验中若用0．50mol·L－1H2SO4溶液跟0．50mol·L－1NaOH溶液进行中和热测定，写出表示该反应中和热的热化学方程试（中和热为57.3kJ·mol-1）：__________________。
（4）取30mL0．50mol·L－1 H2SO4溶液与50mL0．50mol·L－1 NaOH溶液在小烧杯中进行中和反应，三次实验温度平均升高4.1℃。已知中和后生成的溶液的 比热容为4．18J／（g·℃），溶液的密度均为1g／cm3。通过计算可得中和热△H=_____，
（5）上述实验数值结果与57.3 kJ/mol有偏差，产生此偏差的原因可能是(填字母)______。
a．实验装置保温、隔热效果差
b．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
c．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
（6）实验中若用60mL0．25mol·L－1H2SO4溶液跟50mL0．55mol·L－1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量____（填“相等”．“不相等”），所求中和热___（填“相等”．“不相等”），若用50mL0．50mol·L－1醋酸代替H2SO4溶液进行上述实验，测得反应前后温度的变化值会____（填“偏大”、“偏小”、“不受影响”）。
【答案】 (1). 环形玻璃搅拌棒 (2). 保温、隔热、减少实验过程中的热量损失 (3). 1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);ΔH=-57.3kJ·mol-1 (4). -54.8kJ·mol-1 (5). ab (6). 不相等 (7). 相等 (8). 偏小
【解析】
【详解】（1）根据量热器构成可知，为使反应充分、快速进行，可以用环形玻璃搅拌棒上下搅拌，因此仪器A为环形玻璃搅拌棒；综上所述，本题答案是：环形玻璃搅拌棒。
（2）大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是起到保温、隔热的作用，降低热量损失，减少实验误差；综上所述，本题答案是：保温、隔热、减少实验过程中的热量损失。
（3）中和热是指在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol液态水时的反应热。所以0．50mol·L－1H2SO4溶液跟0．50mol·L－1NaOH溶液进行反应生成1mol液态水，放出热量为57.3kJ·mol-1，该反应的中和热的热化学方程式为1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-1 ；综上所述，本题答案是：1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3kJ·mol-1 。
（4）取30mL0．50mol·L－1 H2SO4溶液与50mL 0．50mol·L－1NaOH溶液在小烧杯中进行中和反应，混合液质量为（30+50）×1=80g，温度变化4.1℃，则反应生成0.025mol液态水放出的热量Q=cm∆t=4.18×80×4.1=1371.04J，则生成1mol液态水时放出的热量约1371.04/0.025=54841.6J=54.8 kJ，则中和热△H=-54.8kJ·mol-1；综上所述，本题答案是：-54.8kJ·mol-1。
(5) a．实验装置保温、隔热效果差，有部分热量散失，所以中和热偏小，a可能；
b．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H2SO4测温度，因为温度计上会有氢氧化钠,氢氧化钠与硫酸反应放热,导致硫酸的起始温度偏高,那么实验后温度增加量就比实际要小，所测中和热偏小，b可能；
c．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，操作合理，减小了热量损失，数值准确，c不可能；
综上所述，本题选ab。
（6）实验中若用60mL0．25mol·L－1H2SO4溶液跟50mL0．55mol·L－1NaOH溶液进行反应，反应生成0.05×0.55=0.0275molH2O，因此放出的热量不相等；由于中和热对应的是生成1mol液态水时的反应热，与实验过程中实际生成水的多少无关，故所求中和热相等；由于醋酸是弱酸，电离过程吸热，部分热量被消耗，因此测得反应前后温度的变化值会偏小；
综上所述，本题答案是：不相等， 相等， 偏小。
【点睛】本题考查中和热的测定与计算,题目难度中等,注意理解中和热的概念,注意掌握测定中和热的正确方法,明确实验操作过程中关键在于尽可能减少热量散失。
1.判断一个化学反应的自发性常用焓判据和熵判据，则在下列情况下，可以判定反应一定能自发进行的是
A. ΔH<0,ΔS>0 B. ΔH>0,ΔS>0 C. ΔH<0,ΔS<0 D. ΔH>0,ΔS<0
【答案】A
【解析】
【详解】化学反应能否自发进行,取决于焓变和熵变的综合判据,当ΔG=ΔH-TΔS<0 时，反应能自发进行，当ΔH<0,ΔS>0 时, ΔG=ΔH-TΔS<0，一定能自发进行，而ΔH>0,ΔS<0时不能自发进行；ΔH>0,ΔS>0或ΔH<0,ΔS<0 能否自发进行，取决于反应的温度，所以ΔH<0,ΔS>0一定能自发进行；A正确；
综上所述，本题选A。
2.下列变化过程，属于放热反应的是
①液态水变成水蒸气 ②酸碱中和反应 ③两份相同浓度的稀H2SO4混合
④研磨固体氢氧化钠 ⑤弱酸电离 ⑥H2在Cl2中燃烧
A. ①⑤ B. ②③④⑤ C. ②③④⑥ D. ②⑥
【答案】D
【解析】
【详解】①液态水变成水蒸气是物理变化，故①错误；
②酸碱中和反应是放热反应，故②正确；
③两份相同浓度的稀H2SO4混合是物理变化，故③错误；
④研磨固体氢氧化钠是物理变化，故④错误；
⑤弱酸电离的过程吸热，故⑤错误；
⑥H2在Cl2中燃烧是放热反应，故⑥正确。
综上所述，本题选D。
【点睛】常见的放热反应有:所有的燃烧反应、所有的中和反应、金属和酸的反应、金属与水的反应、大多数化合反应、铝热反应等；常见的吸热反应为:大多数的分解反应,氢氧化钡和氯化铵的反应、焦炭和二氧化碳、焦炭和水的反应，盐类的水解等。
3.燃料电池能有效提高能源利用率，具有广泛的应用前景．下列物质均可用作燃料电池的燃料，其中最环保的是
A. 甲醇 B. 天然气 C. 氢气 D. 液化石油气
【答案】C
【解析】
【详解】A项的甲醇、B项的天然气、D项的液化石油气在燃烧过程中都会产生CO2温室气体，不如水环保，故A项、B项、D项错误；C项，氢气作为燃料电池的燃料，其产物是水，对环境无危害性，从能效比及环境保护的角度看，氢气是最理想的能源，故C项正确；
综上所述，本题选C。
4.下列热化学方程式书写正确的是(ΔH的绝对值均正确)
A. C2H5OH(l)＋3O2(g)===2CO2(g)＋3H2O(g) ΔH＝－1367.0 kJ·mol－1(燃烧热)
B. NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝＋57.3 kJ·mol－1(中和热)
C. 2NO2===O2＋2NO ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1(反应热)
D. S(s)＋O2(g)===SO2(g) ΔH＝－296.8 kJ·mol－1(反应热)
【答案】D
【解析】
【详解】A项，燃烧热要求可燃物的物质的量必须为1mol，得到稳定的产物，H2O的状态必须为液态， 故A错误；
B项，中和反应是放热反应，ΔH 应小于0，正确的热化学方程式为：NaOH(aq)＋HCl(aq)===NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝-57.3 kJ·mol－1, 故B错误；
C项，热化学反应方程式要注明物质的状态，正确的热化学方程式为：2NO2(g)===O2(g)＋2NO（g） ΔH＝＋116.2 kJ·mol－1, 故C错误；
D项，热化学方程式的书写，注明了物质的聚集状态，ΔH的正负号、数值、单位均正确， 故D正确；
综上所述，本题选D。
5.在298 K、100 kPa时，已知:
①2H2O(g)=O2(g)+2H2(g) ΔH1
②Cl2(g)+H2(g)=2HCl(g) ΔH2
③2Cl2(g)+2H2O(g)=4HCl(g)+O2(g) ΔH3
则ΔH3与ΔH1、ΔH2间的关系正确的是
A. ΔH3=ΔH1+2ΔH2
B. ΔH3=ΔH1+ΔH2
C. ΔH3=ΔH1-2ΔH2
D. ΔH3=ΔH1-ΔH2
【答案】A
【解析】
令2H2O(g)===O2(g)＋2H2(g) ΔH1①
Cl2(g)＋H2(g)===2HCl(g) ΔH2②
2Cl2(g)＋2H2O(g)===4HCl(g)＋O2(g) ΔH3③
根据盖斯定律，将反应①＋反应②×2即可求得反应③，因此有ΔH3＝ΔH1＋2ΔH2，故A项正确。
6.已知以下的热化学反应方程式：
①Fe2O3(s)＋3CO(g)===2Fe(s)＋3CO2(g) ΔH＝－24.8 kJ·mol－1
②Fe2O3(s)＋1/3CO(g)===2/3Fe3O4(s)＋1/3CO2(g) ΔH＝－15.73 kJ·mol－1
③Fe3O4(s)＋CO(g)===3FeO(s)＋CO2(g) ΔH＝＋640.4 kJ·mol－1
则14 g CO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为
A. －218 kJ·mol－1 B. －109 kJ·mol－1 C. ＋218 kJ·mol－1 D. ＋109 kJ·mol－1
【答案】B
【解析】
【详解】由盖斯定律可知：1/2[①-②-③×2/3]=1/2[-24.8+15.73-640.4×2/3]=-218 kJ·mol－1；所以CO（g）+FeO(s)=Fe(s)+CO2(g) ΔH＝-218kJ·mol－1；14 g CO物质的量为0.5mol，所以14gCO气体还原足量FeO固体得到Fe固体和CO2气体时对应的ΔH约为-109 kJ·mol－1；B正确；
综上所述，本题选B。
【点睛】像这种根据盖斯定律进行反应热进行的计算题，关键找出目标热化学方程式与几个热化学方程式的关系，通过必要的加减乘除，得到目标反应的热化学方程式。
7.已知4NH3＋5O2===4NO＋6H2O，若反应速率分别用v(NH3)、v(O2)、v(NO)、v(H2O)表示，则正确的关系是
A. 4/5v(NH3)＝v(O2) B. 5/6v(O2)＝v(H2O)
C. 4/5v(O2)＝v(NO) D. 2/3v(NH3)＝v(H2O)
【答案】C
【解析】
【详解】A、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则v(O2)= 5/4v(NH3),故A错误；
B、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，则v(H2O)= 6/5v(O2), 故B错误；
C、由化学反应速率之比等于化学计量数之比，v(NO)= 4/5v(O2) ，故C正确；
D. 2由化学反应速率之比等于化学计量数之比，3/2v(NH3)＝v(H2O)，故D错误；
综上所述，本题选C。
8.在气体反应中，能使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大的方法是
①增大反应物的浓度 ②升高温度 ③增大压强 ④加入催化剂
A. ①② B. ①③ C. ②③ D. ②④
【答案】D
【解析】
【分析】
增大反应物的浓度和增大压强,只能增大活化分子数,不能增大活化分子百分数。要使反应物中活化分子数和活化分子百分数同时增大,可采取升高温度、加入催化剂等措施。
【详解】增大反应物的浓度和增大压强,只能增大活化分子数,不能增大活化分子百分数,而升高温度和加入催化剂既能增大活化分子数,又能增大活化分子百分数,②④正确；D正确；
综上所述，本题选D。
9.甲烷的燃烧热ΔH＝－890.3 kJ·mol－1。1 kg CH4在25 ℃、101 kPa时充分燃烧生成液态水放出的热量约为
A. 5.56×104 kJ B. 5.56×104 kJ·mol－1
C. －5.56×104 kJ·mol－1 D. －5.56×104 kJ
【答案】A
【解析】
【详解】16gCH4燃烧放出890.3kJ的热量，1kgCH4燃烧放出的热量为1000×890.3/16 kJ=55 643.75 kJ≈5.56×104kJ，A正确；
综上所述，本题选A。
10.SF6是一种优良的绝缘气体，分子结构中只存在S-F键。已知：1molS(s)转化为气态硫原子吸收能量280kJ,断裂1molF-F 、S-F键需吸收的能量分别为160kJ、330kJ。则S(s)＋3F2(g)=SF6(g)的反应热△H为
A. -1780kJ/mol B. -1220 kJ/mol C. -450 kJ/mol D. +430 kJ/mol
【答案】B
【解析】
根据反应热=反应物的键能总和﹣生成物的键能总和分析，反应热=280+3×160﹣6×330=﹣1220 kJ/mol，选B。
11.某实验小组以H2O2分解为例，研究浓度、催化剂对反应速率的影响。在常温下按照如下方案完成实验。实验②的反应物应为
实验编号
反应物
催化剂
①
10 mL 2% H2O2溶液
无
②
无
③
10 mL 5% H2O2溶液
MnO2固体
A. 5 mL 2% H2O2溶液 B. 10 mL 2% H2O2溶液
C. 10 mL 5% H2O2溶液 D. 5 mL 10% H2O2溶液
【答案】C
【解析】
【分析】
实验目的是研究浓度、催化剂对反应速率的影响,根据表中数据, ①和③中因为有两个不同条件：双氧水浓度和催化剂，根据控制变量法的原理，①和③两组实验无法探究浓度、催化剂对反应速率的影响，所以只能是②和③探究催化剂对反应速率的影响,①和②探究双氧水浓度对反应速率的影响,据此进行判断双氧水的浓度和体积。
【详解】本实验的目的是运用控制变量法，探究温度、催化剂对反应速率的影响。表中已有数据中，①和③两组实验有两个反应条件不同，二者无法达到实验目的；实验②和③中，探究催化剂对反应速率的影响，所以实验②中双氧水浓度和体积必须与③相同，即10 mL 5% H2O2溶液；实验①和②中都没有使用催化剂,可以探究双氧水浓度对反应速率的影响，因此实验②的反应物应为10 mL 5% H2O2溶液；C正确；
综上所述，本题选C。
12.为探究锌与0.1 mol/L稀硫酸的反应速率[以v(H2)表示]，对反应物作出如下改变。下列判断正确的是
A. 加入NH4HSO4固体，v(H2)不变
B. 把稀硫酸改为98%的浓硫酸，v(H2)减小
C. 加入少量水，v(H2)增大
D. 把0.1 mol/L 稀硫酸改为0.2 mol/L盐酸，v(H2)不变
【答案】D
【解析】
【详解】A项，加入硫酸氢铵固体后，溶液中c(H+)增大，v(H2)增大，故A项错误；
B项，锌与浓硫酸反应生成二氧化硫，不产生氢气，故B项错误；
C项，加水稀释，溶液中c(H+)减小，v(H2)减小，故C项错误；
D项，0.1 mol/L 稀硫酸改为0.2 mol/L盐酸，溶液中c(H+)不变，v(H2)不变，故D项正确；
综上所述，本题选D。
13.两个恒容容器中分别发生反应A(g)2B(g)和2A(g)C(g),平衡时A的转化率分别为α1和α2。在温度不变的情况下,均增加A的物质的量,下列判断正确的是
A. α1减小,α2增大 B. α1、α2均增大
C. α1、α2均减小 D. α1增大,α2减小
【答案】A
【解析】
【分析】
对于反应: A(g)2B(g)和2A(g)C(g),在恒温、恒容条件下达到平衡时,保持条件不变,增加A的物质的量,平衡都向右移动,到达的平衡状态,可以等效认为在原平衡的基础增大压强,增大压强平衡向气体体积减小的方向移动,据此判断。
【详解】对于反应: A(g)2B(g),增加A的物质的量,所到达的平衡状态可以等效为增大压强,增大压强平衡向逆反应移动,A的转化率减小,即α1减小；
对于反应: 2A(g)C(g),增加A的物质的量,所到达的平衡状态可以等效为增大压强,增大压强平衡向正反应移动,A的转化率增大,即α2增大；
综上所述，本题选A。
【点睛】本题考查平衡移动转化率的判断,难度中等,本题采取等效平衡理解,可以借助平衡常数理解,注意形成规律进行总结：若反应物只有一种时:aA(g) ⇌ bB(g)+cC(g),增加A的量,平衡向右移动,但该反应物A的转化率αA不一定增大,当a=b+c时, αA不变；a>b+c时,αA增大；当a
A. 某吸热反应能自发进行，因此该反应是熵增反应
B. 2NO(g)＋2CO(g)===N2(g)＋2CO2(g)在常温下能自发进行，则该反应的ΔH＞0
C. CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的ΔH<0
D. 对于乙酸与乙醇的酯化反应(ΔH＜0)，加入少量浓硫酸并加热，该反应的反应速率和平衡常数均增大。
【答案】A
【解析】
【详解】A.△G=△H-T△S＜0反应自发，吸热反应△H＞0，只有△S＞0才能使△G＜0，故A正确；
B.反应能自发进行，△G=△H-T△S＜0，因△S＜0，则△H＜0，故B错误；
C.该反应△S＞0，常温不能自发，△G>0，则△H＞0，故C错误；
D.平衡常数只随温度的变化而变化，该反应为放热反应，升高温度后平衡常数减小，故D错误。
综上所述，本题选A。
【点睛】判断反应自发进行的条件，一般规律：①△H<0 、∆S<0，低温下自发进行；②△H<0 、∆S>0，任何条件下都能自发进行；③△H>0 、∆S<0，任何条件下不能自发进行；④ △H>0、∆S>0，高温下自发进行。
15. 现有下列三个图象：下列反应中符合下述全部图象的反应是
A. N2(g)＋3H2(g)2NH3(g) ΔH＜0
B. 2SO3(g)2SO2(g)＋O2(g) ΔH＞0
C. 4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g) ΔH＜0
D. H2(g)＋CO(g)C(s)＋H2O(g) ΔH＞0
【答案】B
【解析】
试题分析：由图像一知升高温度，生成物的平衡浓度增大，说明升高温度平衡正向移动，该反应为吸热反应；由图像二、三知增大压强，平衡逆向移动，逆向为气体物质的量减小的方向，由题给选项各物质均为气体，故相对分子质量增大。综上所述选B。
考点：考查化学平衡图像分析。
16.一定温度下，向一个容积为2 L的真空密闭容器中(事先装入催化剂)通入1 mol N2和3 mol H2,3 min后测得密闭容器内的压强是起始时的0.7倍，在此时间内v(H2)是
A. 0.1mol/(L·min) B. 0.2mol/(L·min)
C. 0.3mol/(L·min) D. 0.6mol/(L·min)
【答案】C
【解析】
【详解】3min后测得密闭容器内的压强是起始时的0.7倍，因为同温同体积条件下气体的压强之比等于其物质的量之比，所以3min后时容器内混合气体的物质的量为（1+3）×0.7=2.8mol，根据反应：N2+3H22NH3可知，设氢气的变化量为xmol，则：3：（1+3-2）=x：（1+3-2.8），x=1.8mol，所以3 min内v(H2)=1.8/(2×3) mol/(L·min)= 0.3mol/(L·min)， C正确；
综上所述，本题选C。
17.已知C、H2、CO发生燃烧反应时的反应热数据如下表所示：
物质
C
H2
CO
ΔH/(kJ·mol－1)
－393.5
－285.8
－283.0
（1）写出C完全燃烧的热化学方程式：____________________________________。
（2）现以H2或CO为燃料来提供热能，从热能的角度考虑，你认为应该选择________(填写序号)。A．H2 B．CO C．均可以
理由是________________________________________。
【答案】 (1). C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1 (2). A (3). 相同质量的H2和CO燃烧，H2放出的热量多
【解析】
【详解】（1）燃烧热是指1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，所以C的燃烧的热化学方程式为：C（s）+O2(g）=CO2（g）△H=﹣393.5 kJ·mol－1；综上所述，本题答案是：C(s)＋O2(g)===CO2(g) ΔH＝－393.5 kJ·mol－1。
（2）表示H2燃烧热的热化学反应方程式为：H2(g)+1/2O2(g)=H2O(l) △H=-285.8kJ•mol-1；表示碳的燃烧热的热化学反应方程式为：C(s)+O2(g)=CO2(g) △H=-283.0kJ•mol-1；1gH2完全燃烧放出的热量为285.8/2=142.9 kJ，而1gCO完全燃烧放出的热量为283/28=10.1 kJ，所以等质量条件下，H2放出热量更多，故选A；综上所述，本题答案是：A，相同质量的H2和CO燃烧，H2放出的热量多。
18.在2 L密闭容器中进行反应：mX(g)＋nY(g)pZ(g)＋qQ(g)，式中m、n、p、q为化学计量数。在0～3 min内，各物质物质的量的变化如下表所示：
已知2 min内v(Q)＝0.075 mol·L－1·min－1，v(Z)∶v(Y)＝1∶2。
（1）试确定：起始时n(Y)＝________，n(Q)＝________。
（2）方程式中m＝________，n＝________，p＝________，q＝________。
（3）用Z表示2 min内的反应速率________。
【答案】 (1). 2.3 mol (2). 3 mol (3). 1 (4). 4 (5). 2 (6). 3 (7). 0.05 mol·L－1·min－1
【解析】
2min钟内v(Q)＝0.075 mol·L－1·min－1，则△n（Q）=0.075mol·L－1·min－1×2min×2L=0.3mol，根据表中数据可知，2min内X的物质的量变化为：△n（X）=0.8mol－0.7mol=0.1mol，Z的物质的量变化为△n（Z）=1mol-0.8mol=0.2mol，根据反应速率v(Z)∶v(Y)＝1∶2可知，Y的物质的量的变化为△n（Y）=2△n（Z）=0.4mol，反应方程式中物质的量的变化与其化学计量数成正比，则：m：n：p：q=0.1mol：0.4mol：0.2mol：0.3mol=1:4:2:3，所以m=1、n=4、p=2、q=3，反应方程式是：X(g)＋4Y(g)2Z(g)＋3Q(g)。
（1）2min内生成0.1molX，根据X(g)＋4Y(g)2Z(g)＋3Q(g)可知，2min内生成Y的物质的量是0.4mol，则起始时Y的物质的量为：2.7mol-0.4mol=2.3mol；Q在2min内减少了△n（Q）=0.075mol·L－1·min－1×2min×2L=0.3mol，所以Q的起始物质的量是2.7mol+0.3mol=3mol，故答案是2.3 mol；3 mol。
（2）根据以上分析可知，m=1、n=4、p=2、q=3，故答案是：1；4；2；3。
（3）2min内消耗的Z的物质的量是n（Z）=1mol-0.8mol=0.2mol，则用Z表示2min内的反应速率是：v(Z)==0.05mol·L－1·min－1，故答案是：0.05mol·L－1·min－1。
19.在容积为1.00L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△H_______0（填“大于”或“小于”) ；100℃时，体系中各物质浓度随时间变化如上图所示。在0-60s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℃时达到平衡后，改变反应温度为T，c(N2O4）以0.0020mol·L-1·s-1的平均速率降低，经10s又达到平衡。
a:T______100℃ （填“大于”或“小于”)，判断理是_______________________________
b：温度T时反应的平衡常数K2为__________。
（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】 (1). 大于 (2). 0.001 (3). 0.36mol/L (4). 大于 (5). 反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高 (6). 1.28mol/L (7). 逆反应 (8). 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】
【详解】（1）随温度的升高，混合气体的颜色变深，化学平衡向正反应方向移动，即△H>0；0-60s秒时段，N2O4浓度变化为0.1-0.04=0.06 mol/L，反应速率v(N2O4）=0.06/60=0.0010 mol·L-1·s-1；反应的平衡常数K1为c2(NO2)/c(N2O4)=(0.12)2/0.04=0.36 mol/L；综上所述，本题答案是：大于 ；0.001 ；0.36mol/L。
（2）a． N2O4浓度降低，说明平衡向正反应方向移动，因为正反应方向吸热，所以T>100℃；综上所述，本题答案是：大于；反应正方向吸热，反应向吸热方向进行，故温度升高。
b.平衡时，c(NO2)=0.12+0.0020×10×2=0.16 mol/L，c(N2O4)=0.04-0.0020×10=0.02 mol/L，反应的平衡常数K2为c2(NO2)/c(N2O4)= （0.16）2/0.02=1.28 mol/L；综上所述，本题答案是：1.28mol/L。
（3）反应容器的容积减少一半，压强增大，正反应方向气体体积增大，增大压强向着气体体积减小的方向移动，即平衡向逆反应方向移动；综上所述，本题答案是：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。
20.用图所示装置进行中和热测定实验，请回答下列问题：
（1）仪器A的名称为_______。
（2）大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是__________。
（3）实验中若用0．50mol·L－1H2SO4溶液跟0．50mol·L－1NaOH溶液进行中和热测定，写出表示该反应中和热的热化学方程试（中和热为57.3kJ·mol-1）：__________________。
（4）取30mL0．50mol·L－1 H2SO4溶液与50mL0．50mol·L－1 NaOH溶液在小烧杯中进行中和反应，三次实验温度平均升高4.1℃。已知中和后生成的溶液的 比热容为4．18J／（g·℃），溶液的密度均为1g／cm3。通过计算可得中和热△H=_____，
（5）上述实验数值结果与57.3 kJ/mol有偏差，产生此偏差的原因可能是(填字母)______。
a．实验装置保温、隔热效果差
b．用温度计测定NaOH溶液起始温度后直接测定H2SO4溶液的温度
c．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中
（6）实验中若用60mL0．25mol·L－1H2SO4溶液跟50mL0．55mol·L－1NaOH溶液进行反应，与上述实验相比，所放出的热量____（填“相等”．“不相等”），所求中和热___（填“相等”．“不相等”），若用50mL0．50mol·L－1醋酸代替H2SO4溶液进行上述实验，测得反应前后温度的变化值会____（填“偏大”、“偏小”、“不受影响”）。
【答案】 (1). 环形玻璃搅拌棒 (2). 保温、隔热、减少实验过程中的热量损失 (3). 1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l);ΔH=-57.3kJ·mol-1 (4). -54.8kJ·mol-1 (5). ab (6). 不相等 (7). 相等 (8). 偏小
【解析】
【详解】（1）根据量热器构成可知，为使反应充分、快速进行，可以用环形玻璃搅拌棒上下搅拌，因此仪器A为环形玻璃搅拌棒；综上所述，本题答案是：环形玻璃搅拌棒。
（2）大小烧杯之间填满碎泡沫塑料的作用是起到保温、隔热的作用，降低热量损失，减少实验误差；综上所述，本题答案是：保温、隔热、减少实验过程中的热量损失。
（3）中和热是指在稀溶液中，酸与碱发生中和反应生成1mol液态水时的反应热。所以0．50mol·L－1H2SO4溶液跟0．50mol·L－1NaOH溶液进行反应生成1mol液态水，放出热量为57.3kJ·mol-1，该反应的中和热的热化学方程式为1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l)ΔH=-57.3kJ·mol-1 ；综上所述，本题答案是：1/2H2SO4(aq)+NaOH(aq)=1/2Na2SO4(aq)+H2O(l) ΔH=-57.3kJ·mol-1 。
（4）取30mL0．50mol·L－1 H2SO4溶液与50mL 0．50mol·L－1NaOH溶液在小烧杯中进行中和反应，混合液质量为（30+50）×1=80g，温度变化4.1℃，则反应生成0.025mol液态水放出的热量Q=cm∆t=4.18×80×4.1=1371.04J，则生成1mol液态水时放出的热量约1371.04/0.025=54841.6J=54.8 kJ，则中和热△H=-54.8kJ·mol-1；综上所述，本题答案是：-54.8kJ·mol-1。
(5) a．实验装置保温、隔热效果差，有部分热量散失，所以中和热偏小，a可能；
b．温度计测定NaOH溶液起始温度后直接插入稀H2SO4测温度，因为温度计上会有氢氧化钠,氢氧化钠与硫酸反应放热,导致硫酸的起始温度偏高,那么实验后温度增加量就比实际要小，所测中和热偏小，b可能；
c．一次性把NaOH溶液倒入盛有硫酸的小烧杯中，操作合理，减小了热量损失，数值准确，c不可能；
综上所述，本题选ab。
（6）实验中若用60mL0．25mol·L－1H2SO4溶液跟50mL0．55mol·L－1NaOH溶液进行反应，反应生成0.05×0.55=0.0275molH2O，因此放出的热量不相等；由于中和热对应的是生成1mol液态水时的反应热，与实验过程中实际生成水的多少无关，故所求中和热相等；由于醋酸是弱酸，电离过程吸热，部分热量被消耗，因此测得反应前后温度的变化值会偏小；
综上所述，本题答案是：不相等， 相等， 偏小。
【点睛】本题考查中和热的测定与计算,题目难度中等,注意理解中和热的概念,注意掌握测定中和热的正确方法,明确实验操作过程中关键在于尽可能减少热量散失。
相关资料
更多
