秋高中化学 模块综合检测题二鲁科版选修4Word文件下载.docx
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4.某同学设计下列方法对A盐的水解液进行鉴定:
由此得出的结论中,不正确的是( )
A.D溶液中存在Fe(SCN)3
B.滤液中有Fe3+
C.B为AgBr
D.A一定为无氧酸盐FeBr2
浅黄色沉淀是溴化银,但A不一定是FeBr2,也可能是FeBr3,所以选项D不正确,其余都是正确的。
5.钢铁在潮湿的空气中会被腐蚀,发生的原电池反应为:
2Fe+2H2O+O2===2Fe(OH)2。
以下说法正确的是( )
A.负极发生的反应为:
Fe-2e-===Fe2+
B.正极发生的反应为:
2H2O+O2+2e-===4OH-
C.原电池是将电能转变为化学能的装置
D.钢柱在水下部分比在空气与水交界处更容易腐蚀
吸氧腐蚀过程中,1molO2应得到4mol电子,B错。
原电池是将化学能转化为电能的装置,C错。
水下氧气含量少,不易发生吸氧腐蚀,D错。
A
6.合成氨所需的氢气可用煤和水做原料经多步反应制得,其中的一步反应为CO(g)+H2O(g)
CO2(g)+H2(g)
ΔH<0,反应达到平衡后,为提高CO的转化率,下列措施中正确的是( )
A.增加压强B.降低温度
C.增大CO的浓度D.使用催化剂
因该反应为反应前后气体体积不变的反应,增大压强只能增大反应速率但平衡不移动,由此判断A项与题意不符;
因为该正反应为放热反应,降温使平衡向正反应方向移动,从而增大CO的转化率,B项正确;
增大CO的浓度,平衡虽然向正反应方向移动但CO的转化率会降低,因此C项与题意不符;
D项催化剂对化学平衡无影响,因此D项也不符合要求。
7.已知:
H+(aq)+OH-(aq)===H2O(l) ΔH=-57.3kJ·
mol-1。
对于下列稀溶液或固体之间的反应:
①HCl(aq)+NH3·
H2O(aq)===NH4Cl(aq)+H2O(l) ΔH=-akJ·
mol-1
②HCl(aq)+NaOH(s)===NaCl(aq)+H2O(l) ΔH=-bkJ·
③HNO3(aq)+NaOH(aq)===NaNO3(aq)+H2O(l) ΔH=-ckJ·
下列有关a、b、c三者的大小关系中正确的是( )
A.a>b>c>57.3B.a>b=c=57.3
C.b>c=57.4>aD.无法比较
强酸的稀溶液和强碱的稀溶液反应才能保证H+(aq)+
OH-(aq)===H2O(l)的中和热为57.3kJ·
mol-1,而弱酸或弱碱在中和反应中由于电离和水解吸收热量,其中和热小于57.3kJ·
mol-1;
以生成1mol水为标准,③反应中c=57.3,反应①中a<57.3,②中由于NaOH(s)溶解会放出热量,故b>57.3,C项正确。
C
8.在一密闭容器中进行反应:
2SO2(g)+O2(g)
2SO3(g)。
已知反应过程中某一时刻SO2、O2、SO3的浓度分别为0.2mol·
L-1、0.1mol·
L-1、0.2mol·
L-1。
当反应达到平衡时,可能存在的数据是( )
A.SO2的浓度为0.4mol·
L-1,O2的浓度为0.2mol·
L-1
B.SO2的浓度为0.25mol·
C.SO3的浓度为0.4mol·
D.SO2、SO3的浓度均为0.15mol·
可逆反应不能向一个方向进行到底,即平衡时任何物质浓度不可能为0,满足A则SO3浓度为0,满足C则SO2和O2浓度为0,均不可能;
若满足D,硫元素不守恒。
9.下列有关说法正确的是( )
A.0.1mol·
L-1NH4C1溶液加蒸馏水稀释,溶液的pH不断减小
B.常温下,pH=2的醋酸溶液与pH=12的NaOH溶液等体积混合后,溶液的pH<
7
C.NH4HSO4溶液中滴加NaOH溶液至溶液pH=7,则[Na+]=2[SO
]
D.0.1mol·
L-1的NaHA溶液,其pH=4时:
[HA-]>
[H+]>
[H2A]>
[A2-]
10.下列叙述与图象对应符合的是( )
A.对于达到平衡状态的N2(g)+3H2(g)
2NH3(g)在t0时刻充入了一定的NH3,平衡逆向移动
B.P2>
P1,T1>
T2
C.该图象表示的方程式为:
2A===B+3C
D.对于反应2X(g)+3Y(g)
2Z(g) ΔH<
0,y可以表示Y的百分含量
由A图可以看出平衡逆向移动,如果在t0时刻充入了一定的NH3,v(正)应与平衡点相连,A项错误;
由先拐先平知P2>
T2,B项正确;
C表示的是可逆反应,C项错误;
温度升高,平衡将逆向移动,Y的百分含量将增大,D项错误。
11.归纳法是高中化学学习常用的方法之一,某化学研究性学习小组在学习了“化学反应原理”后做出了如下的归纳总结,其中正确的是( )
①常温下,pH=3的醋酸溶液与pH=11的NaOH溶液等体积混合,则有[Na+]+[H+]=[OH-]+[CH3COO-];
②对已建立化学平衡的某可逆反应,当改变条件使化学平衡向正反应方向移动时,生成物的百分含量一定增加;
③常温下,AgCl在同物质的量浓度的CaCl2和NaCl溶液中的溶解度相同;
④常温下,已知醋酸电离平衡常数为Ka,醋酸根水解平衡常数为Kh,水的离子积为Kw,则有:
Ka·
Kh=Kw;
⑤电解精炼铜时,电解质溶液中铜离子浓度不变。
A.①④B.①②④
C.①②④⑤D.①②③④
本题考查离子浓度比较、平衡常数、铜的精炼、平衡移动原理。
根据电荷守恒可知①正确,②比如减小该生成物的浓度,则平衡正向移动,但该生成物的百分含量减小,错误,同物质的量浓度的CaCl2和NaCl溶液中的[Cl-]前者大,因此AgCl在前者溶液中的溶解度小些,③错误,Ka=[CH3COO-][H+]/[CH3COOH],Kh=[CH3COOH][OH-]/[CH3COO-],因此④正确,电解精炼铜时,阳极是铜、铁、锌等金属溶解,阴极是铜析出,因此电解质溶液中铜离子浓度减小,⑤错误,故选A。
12.在一定条件下,Na2S溶液中存在水解平衡:
S2-+H2O
HS-+OH,在溶液中加入少量CuSO4固体,HS-浓度减小。
下列说法正确的是( )
A.稀释溶液,水解平衡常数增大
B.Ksp(CuS)<
Ksp[Cu(OH)2]
C.升高温度
增大
D.加入MgCl2固体,HS-浓度减小
加入CuSO4固体,c(HS-)变小,说明Cu2+与S2-生成了CuS沉淀,平衡左移。
温度不变,所以水解平衡常数不变,A错误;
水解仅仅占总S2-的少部分,即c(S2-)>
c(OH-),而且Cu(OH)2和CuS不同类,无法得出该结论,B错误;
越热越水解,C正确;
Mg(OH)2溶解度较小,可能平衡右移导致HS-浓度增大,D错误。
13.如图甲为锌铜原电池装置,乙为电解熔融氯化钠装置。
则下列说法正确的是( )
A.甲装置中锌为负极,发生还原反应,铜为正极,发生氧化反应
B.甲装置盐桥的作用是使反应过程中ZnSO4溶液和CuSO4溶液保持电中性
C.乙装置中铁极的电极反应式为:
2Na-2e-===2Na+
D.乙装置中B是氯气出口,A是钠出口
甲装置为原电池,Zn为负极,发生氧化反应,Cu为正极,发生还原反应,A错;
乙装置中铁为阴极,2Na++2e-===2Na,C错;
石墨为阳极,2Cl--2e-===Cl2↑,A为Cl2出口,B是Na出口,D错。
14.I2在KI溶液中存在下列平衡:
I2(aq)+I-(aq)
I
(aq)。
测得不同温度下该反应的平衡常数如下表:
t/℃
5
15
25
35
50
K
1100
841
680
533
409
A.反应I2(aq)+I-(aq)
(aq)的ΔH>
B.利用该反应可以除去硫粉中少量的碘单质
C.在上述平衡体系中加入苯,平衡不移动
D.25℃时,向溶液中加入少量KI固体,平衡常数K小于680
根据表中数据,温度升高时,平衡常数减小,说明升温平衡向逆反应方向移动,则逆反应为吸热反应,正反应为放热反应,ΔH<
0,A错;
向混有碘单质的硫粉中加入含有I-的溶液,碘单质能溶解,B对;
向平衡体系中加入苯,I2能溶于苯,c(I2)减小,平衡向逆反应方向移动,C错;
25℃时,向溶液中加入少量KI固体,平衡向正反应方向移动,但由于温度不变,平衡常数不变,D错。
15.某温度下,Fe(OH)3(s)、Cu(OH)2(s)分别在溶液中达到沉淀溶解平衡后,改变溶液pH,金属阳离子浓度的变化如图所示。
据图分析,下列判断错误的是( )
A.Ksp[Fe(OH)3]<Ksp[Cu(OH)2]
B.加适量NH4Cl固体可使溶液由a点变到b点
C.c、d两点代表的溶液中[H+]与[OH-]乘积相等
D.Fe(OH)3、Cu(OH)2分别在b、c两点代表的溶液中达到饱和
二、非选择题(本题包括5个小题,共55分)
16.(9分)已知2A(g)+B(g)
2C(g) ΔH=-akJ·
mol-1(a>
0),在一个有催化剂的固定容积的容器中加入2molA和1molB,在500℃时充分反应达平衡后,C的浓度为ωmol·
L-1,放出的热量为bkJ。
(1)已知:
A(g)+X(g)
2B(g)
ΔH=-133.2kJ·
5A(g)+X(g)
4C(g)
ΔH=-650.4kJ·
则a=________。
(2)不同温度下该反应的平衡常数如表所示。
由此可推知,表中T1________T2(填“>
”“=”或“<
”)。
T/K
T1
T3
1.00×
107
2.45×
105
1.88×
103
若在原来的容器中,只加入2molC,500℃时充分反应达平衡后,吸收热量为ckJ,C的浓度________________ωmol·
L-1(填“>
”),a、b、c之间的关系为________________。
(3)在相同条件下要想得到2akJ热量,加入各物质的物质的量可能是________(填序号)。
A.4molA和2molB
B.4molA、2molB和2molC
C.4molA和4molB
D.6molA和4molB
(4)若将上述容器改为恒压容器(反应前体积相同),起始时加入2molA和1molB,500℃时充分反应达平衡后,放出的热量为dkJ,则d________b(填“>
”),理由是_____________________
______________________________________________________。
(5)在一定温度下,向一个容积可变的容器中,通入3molA和2molB及固体催化剂,充分反应,平衡时容器内气体物质的量为起始时的90%。
保持同一反应温度,在相同容器中,将起始物质的量改为4molA、3molB和2molC,则平衡时A的百分含量________(填“不变”“变大”“变小”或“无法确定”)。
(1)根据盖斯定律很容易求出a值。
(2)根据该反应为放热反应,温度升高,平衡逆向移动,平衡常数K减小,结合表中数据容易得出T1<
T2;
由于平衡状态与转化过程无关,加入2molA、1molB与加入2molC的平衡状态相同,所以平衡时C的浓度相同,结合能量守恒定律,前者放出的热量和后者吸收的热量之和等于a。
(3)因为可逆反应转化率一定达不到100%,A、B、C三个选项若要得到2akJ的热量,转化率需达到100%,不可能。
(4)因为正反应会导致气体物质的量减少,所以恒压下体积会缩小,相对于恒容压强更大,所以转化率更大,放热更多。
(5)因为是恒压容器,这两种情况属于等效平衡,所以A的含量相同。
(1)258.6
(2)<
= a=b+c (3)D (4)>
由于反应过程中压强恒压容器大于恒容容器,所以转化率更大,放热更多 (5)不变
17.(12分)硫—碘循环分解水制氢主要涉及下列反应:
Ⅰ.SO2+2H2O+I2===H2SO4+2HI;
Ⅱ.2HI
H2+I2;
Ⅲ.2H2SO4===2SO2+O2+2H2O。
(1)分析上述反应,下列判断正确的是________。
a.反应Ⅲ易在常温下进行
b.反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强
c.循环过程中需补充H2O
d.循环过程产生1molO2的同时产生1molH2
(2)一定温度下,向1L密闭容器中加入1molHI(g),发生反应Ⅱ,H2物质的量随时间的变化如图所示。
0~2min内的平均反应速率v(HI)=________。
该温度下,H2(g)+I2(g)
2HI(g)的平衡常数K=________。
相同温度下,若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍,则________是原来的2倍。
a.平衡常数
b.HI的平衡浓度
c.达到平衡的时间
d.平衡时H2的体积分数
(3)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”);
若加入少量下列试剂中的________,产生H2的速率将增大。
a.NaNO3b.CuSO4
c.Na2SO4d.NaHSO3
本题主要考查了化学反应速率与化学平衡、水的电离平衡和化学计算。
(1)a项错误,反应Ⅲ在常温下向左进行;
b项,SO2的还原性比HI强;
c项,根据盖斯定律Ⅰ×
2+Ⅱ×
2+Ⅲ得总反应:
2H2O===2H2+O2,循环过程中消耗了H2O;
d项,根据总反应知产生1molO2的同时产生2molH2。
(2)由题干数据分析该反应:
0~2min内平均反应速率v(HI)=
=
0.1mol·
L-1·
min-1,
平衡常数K=
=64。
若开始加入HI的物质的量是原来的2倍,相当于先将HI加入到2L的容器(达到的平衡状态与原平衡一致,即HI的浓度、H2的体积分数与原平衡相同),再将体积压缩至1L,因为该反应为等体积反应,加压平衡不移动,所以HI的浓度为原来的2倍,H2的体积分数不变;
温度不变,平衡常数不变;
加入HI的物质的量增大,反应物浓度增大,反应速率加快,达到平衡的时间缩短。
(3)Zn与稀H2SO4反应,c(H+)减小,水的电离平衡向右移动;
若向原溶液中加入NaNO3,Zn与H+、NO
反应不生成H2;
若加CuSO4,Zn+CuSO4===ZnSO4+Cu,Zn与Cu构成原电池,加快反应速率;
若加Na2SO4,对反应速率没有影响;
若加NaHSO3,HSO
消耗H+生成H2O和SO2,反应速率减小。
(1)c
(2)0.1mol·
min-1 64 b (3)向右 b
18.(10分)图中X为电源,Y为浸透饱和食盐水和酚酞试液的滤纸,滤纸中央滴有一滴KMnO4溶液,通电后Y中央的紫红色斑向d端扩散。
(1)Y中总反应的化学方程式为__________________,滤纸上c点附近会变________色。
(2)电解一段时间后,产生280mL的气体(标准状况下),此时溶液的体积为500mL,假设溶液中还有AgNO3存在,则Z中溶液的pH是________,需加入________g的________可使溶液复原。
紫红色斑即MnO
向d端扩散,根据阴离子向阳极移动的原理,可知d端为阳极,即b为正极,a为负极,c为阴极。
(1)NaCl溶液中H+放电,产生OH-,c点附近会变红色。
(2)电解AgNO3溶液时,Pt为阳极,溶液中的OH-放电:
4OH--4e-===O2↑+2H2O,当有280mL即0.0125mol的气体生成时,转移0.05mol的电子,溶液中产生n(H+)=0.05mol,即pH=1。
Ag为阴极,溶液中的
Ag+得电子,生成银0.05mol。
脱离体系的是银元素和氧元素,且n(Ag)∶n(O)=2∶1,所以可以加入0.025mol的Ag2O或Ag2CO3。
(1)2NaCl+2H2O
2NaOH+H2↑+Cl2↑ 红
(2)1 5.8 Ag2O(或6.9 Ag2CO3)
19.某校学生用中和滴定法测定某NaOH溶液的物质的量浓度,选甲基橙做指示剂。
(1)盛装0.2000mol·
L-1盐酸标准液应该用________式滴定管。
(2)滴定时,左手控制滴定管,右手摇动锥形瓶,眼睛注视____________________。
直到因加入一滴盐酸后,溶液由黄色变为橙色,并____________________为止。
(3)滴定操作可分解为如下几步:
①检查滴定管是否漏水;
②取一定体积的待测液于锥形瓶中;
③用标准溶液润洗盛标准溶液的滴定管,用待测液润洗盛待测液的滴定管;
④装标准溶液和待测液并调整液面(记录初读数);
⑤用蒸馏水洗涤玻璃仪器;
⑥滴定操作。
正确的操作顺序为:
____________________。
(4)有关数据记录如下:
实验序号
待测液体积
/mL
所消耗盐酸标准液的体积/mL
滴定前
滴定后
1
20.00
0.50
20.70
2
6.00
26.00
3
1.40
21.20
则NaOH溶液的物质的量浓度为________mol·
(5)若只用蒸馏水冲洗锥形瓶,则测定结果________;
若滴定前平视读数,滴定终点时俯视读数,则会使所测酸的浓度值________(填“无影响”“偏高”或“偏低”)。
(1)盛酸用酸式滴定管;
(2)滴定过程中,眼睛注视着锥形瓶内溶液颜色的变化,滴定终点判断,溶液由黄色变为橙色,半分钟内无颜色变化;
(3)先检查容量瓶是否漏水,再分别用蒸馏水洗酸式滴定管、碱式滴定管;
(4)算出三次消耗盐酸的体积,求出平均值,再计算出待测液的浓度;
(5)锥形瓶只用蒸馏水冲洗锥形瓶,不能用待测液润洗;
俯视读数偏小,仰视读数偏大。
(1)酸
(2)锥形瓶内溶液颜色的变化 半分钟内无颜色变化 (3)①⑤③④②⑥ (4)0.2000 (5)无影响 偏低
20.(12分)已知化学平衡、电离平衡、水解平衡和溶解平衡均符合勒夏特列原理。
请回答下列问题:
(1)可逆反应FeO(s)+CO(g)
Fe(s)+CO2(g)是炼铁工业中一个重要反应,其温度与平衡常数K的关系如下表:
938
0.68
0.40
①写出该反应平衡常数的表达式________。
②若该反应在体积固定的密闭容器中进行,在一定条件下达到平衡状态,若升高温度,混合气体的平均相对分子质量________;
充入氦气,混合气体的密度________(填“增大”“减小”或“不变”)。
(2)常温下,浓度均为0.1mol·
L-1的下列六种溶液的pH如下表:
溶质
CH3COONa
NaHCO3
Na2CO3
NaClO
NaCN
pH
8.8
9.7
11.6
10.3
11.1
①上述盐溶液中的阴离子,结合质子能力最强的是________。
②根据表中数据判断,浓度均为0.01mol·
L-1的下列四种物质的溶液中,酸性最强的是________;
将各溶液分别稀释100倍,pH变化最小的是________(填编号)。
A.HCNB.HClO
C.H2CO3D.CH3COOH
③据上表数据,请你判断下列反应不能成立的是________(填编号)。
A.CH3COOH+Na2CO3===NaHCO3+CH3COONa
B.CH3COOH+NaCN===CH3COONa+HCN
C.CO2+H2O+2NaClO===Na2CO3+2HClO
④要增大氯水中HClO的浓度,可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液,反应的离子方程式为__________________________________。
(3)已知常温下Cu(OH)2的Ksp=2×
10-20。
又知常温下某CuSO4溶液里[Cu2+]=0.02mol·
L-1,如果要生成Cu(OH)2沉淀,则应调整溶液pH大于________;
要使0.2mol·
L-1的CuSO4溶液中Cu2+沉淀较为完全(使Cu2+浓度降至原来的千分之一)则应向溶液里加NaOH溶液,使溶液pH为________。
(1)①该反应平衡常数的表达式K=
;
②由于温度升高,化学平衡常数减小。
说明升高温度,平衡逆向移动,逆反应方向是吸热反应,所以该反应的正反应是放热反应。
若升高温度,平衡逆向移动,气体的质量减小,而气体的物质的量不变,所以混合气体的平均相对分子质量减小;
充入氦气,化学平衡不发生移动,但在整个容器内气体的质量增大,所以混合气体的密度增大。
(2)①同种浓度的离子结合质子能力越强,则盐水解程度就越大,盐溶液的碱性就越强,即pH越大。
由于Na2CO3溶液的pH最大,说明CO
与H+结合力最强。
因此上述盐溶液中的阴离子,结合质子能力最强的是CO
③发生反应时应该是强酸制取弱酸。
A.酸性CH3COOH>
H2CO3,正确。
B.酸性CH3COOH>HCN正确。
C.H2CO3<HClO,错误。
④要增大氯水中HClO的浓度,可向氯水中加入少量的碳酸钠溶液,反应的离子方程式为:
2Cl2+CO
+H2O===CO2↑+2Cl-+2HClO。
(3)[Cu2+]·
[OH-]2>Ksp=2×
10-20,[OH-]2>2×
10-20÷
0.02mol2·
L-2=1×
10-18m
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