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广东省五校（广实、执信中学、广雅中学、广州二中、广州六中）2024-2025学年高二上学期期末联考化学试题
一、选择题(本题包括16小题，1-10题每题2分。11-16每题4分，共44分)
1．（2025高二上·广东期末）能量与科学、技术、社会、环境关系密切。下列应用中能量转化关系不正确的是
A B C D
天然气燃气炉 太阳能电池 水电站 电解精炼铜
化学能→热能 太阳能→电能 化学能→电能 电能→化学能
A．A B．B C．C D．D
2．（2025高二上·广东期末）化学已渗透到人类生活、生产的各个方面。下列说法或做法不正确的是
A．使用含氟牙膏能预防龋齿
B．BaCO3不溶于水，可用作医疗上检查肠胃的钡餐
C．电解熔融的MgCl2可制备金属Mg
D．TiCl4经水解、焙烧可得到TiO2
3．（2025高二上·广东期末）下列说法错误的是（　　）
A．水能、风能、生物质能是可再生能源，煤、石油、天然气是不可再生能源
B．“冰，水为之，而寒于水”，说明相同质量的水和冰相比较，冰的能量低
C．同温同压下，在常温和点燃条件下的不同
D．反应物和生成物具有的总能量的高低，决定了该反应是放热还是吸热反应
4．（2025高二上·广东期末）某化学研究性学习小组对电解质溶液作如下的归纳总结(在常温下)，其中正确的是
A．等浓度三种盐溶液NaX、NaY和NaZ 的pH依次为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
B．pH=1的强酸溶液，加水稀释后，溶液中各离子浓度都会降低
C．pH=8.3的NaHCO3溶液：
D．pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合：c(H＋)>c(OH-)
5．（2025高二上·广东期末）在化学学习过程中要树立“变化观念与平衡思想”。已知 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196 kJ/mol，下列相关说法正确的是
A．恒温恒容密闭容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，充分反应后，放出196 kJ的热量
B．密闭容器中该反应达到平衡后，缩小容器体积，V逆 减小，V正 增大，平衡正向移动
C．加入催化剂，可加快反应速率，同时提高SO2的平衡转化率
D．升高温度，V逆 增大的程度比V正 增大的程度更显著
6．（2025高二上·广东期末）下列关于电化学装置的叙述中正确的是
A．图1所示装置可实现将设计成原电池
B．图2所示电池放电过程中，负极的质量逐渐减少
C．图3所示装置可实现在铁表面镀铜
D．图4所示装置工作过程中，电解质溶液中浓度始终不变
7．（2025高二上·广东期末）下列装置或操作不能达到目的的是
A．①：制取无水MgCl2
B．②：测定锌与稀硫酸反应的速率
C．③：测定中和热
D．④：验证AgCl和AgI的Ksp大小
8．（2025高二上·广东期末）叔丁基氯 与碱溶 液经两步反应 得到叔丁基醇，反应 (CH3)3CCl+OH-→(CH3)3COH+Cl-的能量与反应进程如图所示：
下列说法正确的是
A．该反应为吸热反应
B．(CH3)3C+比(CH3)3 CCl 稳定
C．第一步反应一定比第二步反应快
D．增大碱的浓度和升高温度均可加快反应速率
9．（2025高二上·广东期末）NO2在有机化学中可用作氧化剂、硝化剂和丙烯酸酯聚合的抑制剂。已知反应：2NO2(g)N2O4(g) △H＜0。在恒温条件下，将一定量的NO2充入注射器中后封口，如图表示在拉伸和压缩注射器的过程中气体透光率随时间的变化的关系图(气体颜色越深，透光率越小)。下列说法正确的是
A．反应速率：c＜a
B．平衡常数：K(a)＞K(c)
C．e点到f点的过程中从环境吸收热量
D．d点到e点的变化可以用勒夏特列原理解释
10．（2025高二上·广东期末）下列实验设计可以达到实验目的的是
选项 实验目的 实验设计和结论
A 证明HClO是弱电解质 用pH试纸测量NaClO溶液的pH， pH>7
B 验证Na2CO3溶液中存在的水解平衡 向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅
C 比较酸性：HF > H2SO3 分别测定等物质的量浓度的NaF与Na2SO3溶液的pH值，前者pH小
D 比较电离平衡常数：Ka(HCOOH) > Kb(NH3 H2O) 常温下，用pH计测量0.1mol/L HCOONH4溶液，pH>7
A．A B．B C．C D．D
11．（2025高二上·广东期末）合成氨反应为 。下列图示正确且与对应的叙述相符的是
A．图1表示分别在有、无催化剂的情况下反应进程中的能量变化
B．图2表示时刻改变的条件是升高温度
C．图3表示一定条件下的合成氨反应中，平衡时的体积分数随起始体积分数(的起始量恒定)的变化关系，图中转化率a点大于b点
D．图4表示的平衡转化率与温度和压强的关系
12．（2025高二上·广东期末）下列离子方程式书写正确的是
H2CO3 HClO H2SO3
Ka1= 4.5×10-7Ka2= 4.7×10-11 Ka = 4.0×10-8 Ka1= 1.4×10-2Ka2= 6.0×10-8
A．向NaClO溶液中通入过量SO2：ClO-+SO2+H2O=HClO+
B．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2：+SO2=+CO2
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3：+=+
13．（2025高二上·广东期末）利用生物燃料电池原理研究室温下氨的合成，电池工作时MV2+/MV+在电极与酶之间传递电子，示意图如下所示。下列说法错误的是
A．相比现有工业合成氨，该方法条件温和，同时还可提供电能
B．负极区，在氢化酶作用下发生反应H2+2MV2+=2H++2MV+
C．正极区，固氮酶为催化剂，N2发生还原反应生成NH3
D．电池工作时质子通过交换膜由正极区向负极区移动
14．（2025高二上·广东期末）氢还原辉钼矿并用碳酸钠作固硫剂的原理为MoS2(s)+4H2(g)+2Na2CO3(s)Mo(s)+2CO(g)+4H2O(g)+2Na2S(s) △H。平衡时的有关变化曲线如图。下列说法正确的是
A．该反应在低温下可以自发进行
B．粉碎矿物和增大压强都有利于辉钼矿的还原
C．图2中T1对应图1中的温度为1300℃
D．若图1中A点对应温度下体系压强为10MPa，则H2O(g)的分压为5MPa
15．（2025高二上·广东期末）常温下，用0.100 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的一元酸次磷酸H3PO2溶液。溶液pH、所有含磷微粒的分布系数δ [比如的分布系数：[]随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。下列说法正确的是
A．曲线③代表的微粒是
B．常温下，H3PO2的电离常数
C．V(NaOH)=10 mL时，
D．pH=7时，溶液中c(Na+)=0.05 mol/L
16．（2025高二上·广东期末）一元弱碱甲胺(CH3NH2)与盐酸反应生成甲胺盐酸盐(CH3NH3Cl)。25℃时，向一定体积0.01mol·L-1CH3NH2水溶液(对应图中M点)中缓慢通入HCl气体，溶液的pH与pOH[pOH=]的关系如图所示。下列叙述不正确的是
A．图中a = 2.7，b = 7
B．该过程中，增大
C．Q点溶液中溶质为CH3NH3Cl和CH3NH2
D．N点溶液中：c() = c(Cl-)
二、非选择题(本题包括4小题，共56分)
17．（2025高二上·广东期末）某课外研究小组实验验证“ Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+ ” 为可逆反应并测定其平衡常数。
（1）实验验证
该小组同学采用如图所示电化学装置验证该反应为可逆反应。
①试剂a为　 　。
②起始时右池中c(FeSO4)=0.05 mol·L 1、c[Fe2(SO4)3]=0.10 mol·L 1，闭合K反应一段时间后，测得右池溶液中Fe2+浓度为0.07 mol·L 1，则此时Fe3+浓度为　 　mol·L 1。
③反应足够长时间后，灵敏电流计G指针归零。此时向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂a，若观察到　 　，则证明该反应为可逆反应。
④上述操作中向左池加入较浓的试剂a后，Ag电极上的电极反应为　 　。
（2）测定平衡常数
室温下，该小组同学配制0.0400 mol·L 1 FeSO4溶液、0.0100 mol·L 1Ag2SO4溶液，将两溶液等体积混合，充分振荡，静置，产生灰黑色单质银沉淀，溶液呈黄色。取V mL上层清液，用c mol·L 1 KSCN标准溶液滴定Ag+，消耗KSCN标准溶液V1 mL。
已知： Ag+ + SCN- AgSCN↓(白色)，
Fe3+ + SCN- FeSCN2+ (红色)， K=102.3
⑤滴定终点的现象是　 　；根据以上实验数据，上层清液中Ag+的物质的量浓度为　 　(用“c、V、V1”表示)。
⑥根据上层清液中Ag+的浓度，可计算出上层清液中其它离子的浓度。则室温下反应“Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为　 　(用“c、V、V1”表示)。
18．（2025高二上·广东期末）高磷镍铁是生产钙镁磷肥的副产品。以高磷镍铁(主要含Ni、Fe、P，还含有少量Fe、Cu、Zn的磷化物)为原料生产碳酸镍晶体(NiCO3)的工艺流程如图：
已知：① 电解时，选用2mol·L-1硫酸溶液为电解液。
② H2S的电离常数K1=1.0×10 7，K2=1.0×10 16；Ksp(NiS)=1.0×10 19；
回答下列问题：
（1）先将高磷镍铁制成电极板，“电解”时，该电极板作　 　极；阴极的电极方程式为　 　。
（2）“除铁磷”时，溶液中Fe2+先被氧化为Fe3+，该过程发生反应的离子方程式为　 　；再加入Na2CO3调pH=2，并将溶液加热至50℃，形成铁、磷共沉淀。
（3）“滤渣2”的主要成分为CuS和　 　 (填化学式)。
（4）“除铜”后，溶液中c(H2S)=0.1 mol·L 1，c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，溶液中c(H+) ≥　 　mol·L 1才不会使Ni2+形成NiS沉淀。
（5）“沉镍”后，滤液中的阳离子主要是　 　。
（6）“沉镍”时，若用Na2CO3溶液做沉淀剂，产物容易不纯，该杂质的化学式为　 　。
19．（2025高二上·广东期末）反应 Ⅰ 可用于在国际空间站中处理二氧化碳，同时伴有副反应 Ⅱ发生。
主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1
副反应 Ⅱ． CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) △H2
回答下列问题：
（1）几种化学键的键能如表所示：
化学键 C—H H—H H—O C=O
键能/kJ·mol-1 413 436 463 a
则a =　 　。
（2）为了进一步研究上述两个反应，某小组在三个容积相同的刚性容器中，分别充入1molCO2和4molH2，在三种不同实验条件(见表)下进行两个反应，反应体系的总压强(p)随时间变化情况如图所示：
实验编号 a b c
温度/K T1 T1 T2
催化剂的比表面积/(m2 g-1) 80 120 120
①T1　 　T2(填“>”、“＜”或“=”)，曲线Ⅲ对应的实验编号是　 　。
②若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O) =　 　 kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp=　 　。(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)
（3）将原料气按nCO2 ∶ nH2 = 1 ∶ 4置于密闭容器中只发生主反应 Ⅰ，测得H2O(g)的物质的量分数与温度的关系如图所示(虚线表示平衡曲线)。温度高于380℃，H2O的物质的量分数随温度降低的原因是　 　。
（4）主反应 Ⅰ在空间站运行时，下列措施能提高CO2转化效率的是　 　(填标号)。
A．适当减压
B．增大催化剂的比表面积
C．反应器前段加热，后段冷却
D．提高原料气中CO2所占比例
E．合理控制反应器中气体的流速
20．（2025高二上·广东期末）氮的化合物在国防建设、工农业生产和生活中有广泛的用途。请回答下列问题：
（1）已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10 5，H2SO3的Ka1=1.3×10 2，Ka2=6.2×10 8。
①若氨水的浓度为2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH )=　 　mol·L 1。
②将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中(溶液体积保持不变)，当溶液呈中性时， =　 　。
③向10 mL 0.10 mol·L-1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L-1的CaCl2溶液，通过计算说明是否会生成沉淀　 　。[已知Ca(OH)2的Ksp=5.5×10-6，氨水中]
（2）室温时，向100 mL 0.1 mol·L-1HCl溶液中滴加0.1 mol·L-1氨水，得到溶液pH与氨水体积的关系曲线如图所示：
①在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是　 　；
②写出a点混合溶液中下列算式的精确结果(不能近似计算)： 　 　mol·L 1。
（3）联氨为二元弱碱，第一步电离：该步平衡常数的值为　 　。(已知：的K=8.7×107，Kw=1.0×10 14)
（4）利用催化剂通过电化学反应合成氨的原理如图所示，该装置中阴极的电极反应为　 　。
答案解析部分
1．【答案】C
【知识点】常见能量的转化及运用
【解析】【解答】A．天然气燃气炉是天然气燃烧，将化学能转变为热能，故A正确；
B．太阳能电池是将太阳能转变为电能，故B正确；
C．水电站是将水的重力势能(动能)转变为电能，故C错误；
D．电解精炼铜时，铜单质在阴极析出，电能转变为化学能，故D正确。
综上所述，答案为C。
【分析】题目考查不同能量装置中的能量转化关系，利用工作原理进行分析，水电站是利用水的势能转化为电能。
2．【答案】B
【知识点】盐类水解的应用；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；金属冶炼的一般原理
【解析】【解答】A．使用含氟牙膏，可以将羟基磷灰石转化成更坚固的氟磷灰石，故使用含氟牙膏能预防龋齿，A正确；
B．胃酸能溶解BaCO3，会引起重金属离子中毒，B错误；
C．电解熔融的MgCl2生成镁单质和氯气，能制备金属Mg，C正确；
D．TiCl4经水解生成沉淀，焙烧可得到TiO2，D正确；
故选B。
【分析】A．含氟牙膏中的F-能够与牙齿表面的牙釉质反应生成更坚硬的氟磷酸钙；
B．胃酸能溶解BaCO3，BaSO4 用作医疗上的钡餐；
C．电解熔融的MgCl2制备金属Mg；
D．利用TiCl4水解方程式分析。
3．【答案】C
【知识点】吸热反应和放热反应；反应热和焓变
【解析】【解答】A．可再生能源包括太阳能、风能、水能、生物质能、潮汐能、地热能等，这些能源在自然界可以循环再生，不可再生能源在短期内无法恢复且随着开发利用储量越来越少，包括煤、石油、天然气、核能等，A不符合题意；
B．相同质量的冰转化为水需要吸热，所以相同质量的水和冰相比较，冰的能量低，B不符合题意；
C．对一个确定的化学反应而言，反应条件与反应热无关，同温同压下，在常温和点燃条件下的相同，C符合题意；
D．反应物大于生成物具有的总能量，为放热反应，反之为吸热反应，所以反应物和生成物具有的总能量的高低，决定了该反应是放热还是吸热反应，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.能够源源不断的从自然界得到补充的能源叫可再生能源，一次使用后短时间能不能再形成的为不可再生能源；
B.冰转化为水吸热；
D.反应吸热还是放热取决于反应物和生成物总能量的大小。
4．【答案】A
【知识点】离子浓度大小的比较；溶液酸碱性的判断及相关计算
【解析】【解答】A．等浓度三种盐溶液NaX、NaY和NaZ 的pH依次为8、9、10，说明X-、Y-、Z-水解能力依次减弱，故三种离子对应酸的酸性为HX>HY>HZ，A项正确；
B．pH=1的强酸溶液，加水稀释后，减小，溶液酸性减弱，则溶液碱性增强，即增大，B项错误；
C．pH=8.3的NaHCO3溶液显碱性，说明的水解程度大于电离程度，则，C项错误；
D．一水合氨为弱碱，pH=12的氨水的浓度大于pH=2的盐酸的浓度，故将pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合，所得溶液呈碱性，即c(OH-)>c(H＋)，D项错误；
答案选A。
【分析】A．酸越弱，形成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强；
B．根据Kw=c(H+)c(OH-)分析；
C．根据NaHCO3溶液显碱性分析；
D．一水合氨为弱碱，在溶液中部分电离，电离出的氢氧根等于盐酸电离出的氢离子时，氨水浓度更大。
5．【答案】D
【知识点】反应热和焓变；化学反应速率的影响因素；化学平衡的影响因素
【解析】【解答】A．根据热化学方程式2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196 kJ/mol，可知2 mol SO2与 1 mol O2完全反应产生2 molSO3气体，放出196 kJ的热量。由于该反应是可逆反应，反应物不能完全转化为生成物，故充分反应后，放出的热量小于196 kJ，A错误；
B．缩小容器体积，体系的压强增大，反应速率都加快，因此V逆 增大，V正 也增大，增大压强后，化学平衡向正向移动，B错误；
C．加入催化剂，可加快反应速率。化学平衡不移动，因此不能提高SO2的平衡转化率，C错误；
D．升高温度，化学反应速率加快，V正 、V逆 都增大。由于该反应的正反应是放热反应，温度改变对吸热反应影响更大，因此升高温度后，逆反应速率增大的倍数大于正反应速率增大的倍数，即V逆的程度比V正 增大的程度更显著，所以化学平衡向吸热的逆反应方向移动，D正确；
故合理选项是D。
【分析】A．ΔH表示按化学计量数反应完全的焓变值，可逆反应存在反应限度；
B．增大压强，可增大反应速率，和正反应速率、逆反应速率没关系；
C．根据催化剂不改变平衡状态分析；
D．放热反应，升高温度，平衡逆向移动，则V逆 >V正，可比较增大程度。
6．【答案】C
【知识点】铜的电解精炼；电极反应和电池反应方程式；常见化学电源的种类及其工作原理；电镀
【解析】【解答】A．图1所示装置中Zn会和电解质溶液CuSO4溶液反应，不能实现将设计成原电池，故A错误；
B．图2所示电池放电过程中，负极电极方程式为：Pb-2e-+SO=PbSO4，质量不断增加，故B错误；
C．在铁表面镀铜时，应该让铜为阳极，铁为阴极，图3所示装置可实现在铁表面镀铜，故C正确；
D．图4所示装置为电解精炼池，阳极为粗铜，比铜活泼的金属失去电子，生成金属阳离子进入溶液，阴极是铜离子被消耗，所以电解质溶液中浓度会减小，故D错误；
故选C。
【分析】A．装置错误，两烧杯中溶液应互换；
B．根据工作原理，Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O，分析作答；
C．电镀原理中，铁作阴极，铜作阳极；
D．根据精炼铜原理，整个过程中铜离子减小。
7．【答案】D
【知识点】化学反应速率；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；中和热的测定
【解析】【解答】A．为了防止的水解，制取无水MgCl2，需在气流下对氯化镁晶体加热，A项不符合题意；
B．根据反应原理，可通过测量生成的氢气所用的时间计算反应速率，B项不符合题意；
C．利用装置③可粗略测定中和热，C项不符合题意；
D．由装置④可知试管中过量，均能与和反应生成沉淀，故不能根据装置④判断AgCl和AgI的Ksp大小，D项符合题意；
答案选D。
【分析】A．氯化镁会水解，应在酸性条件下进行干燥；
B．在密闭体系中，根据反应反应速率测量原理分析；
C．装置③可测定中和热；
D．通过沉淀转化，比较两种难溶物的Ksp，而选项中银离子过量。
8．【答案】D
【知识点】吸热反应和放热反应；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡常数
【解析】【解答】A、由图象知，反应物的总能量大于生成物的总能量，该反应为放热反应，选项A错误；
B、由图知，(CH3)3C+、Cl-的能量总和比(CH3)3CCl高，能量越低越稳定，选项B错误；
C、由图可知，第一步反应的活化能大，反应速率慢，选项C错误；
D、增大反应物的浓度，单位体积内的有效碰撞机率增大，反应速率加快；升高温度，活化分子的百分数增大，反应速率加快，选项D正确。
答案选D。
【分析】根据题中图分析，反应放热，活化能越大，反应速率越慢，由影响反应速率的影响因素，增大浓度和升高温度，能增大反应速率。
9．【答案】C
【知识点】化学平衡常数；化学平衡的影响因素；化学平衡移动原理
【解析】【解答】A．c点透光率低，说明c点NO2浓度大，所以反应速率：c>a，故A错误；
B．a、c温度相同，平衡常数：K(a)=K(c)，故B错误；
C．e点到f点透光率增大，说明NO2浓度降低，改变条件是拉伸注射器，体积增大，平衡逆向移动，从环境吸收热量，故C正确；
D．d点时瞬间拉伸注射器，体积增大，NO2浓度降低，不能用勒夏特列原理解释，故D错误；
选C。
【分析】方程式为 2NO2(g)N2O4(g) ，拉伸注射器，增大体积，二氧化氮浓度减小，透光率增大；压缩注射器，减小体积，二氧化氮浓度增大，透光率减小；平衡常数只受温度影响，据此分析。
10．【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的应用；化学实验方案的评价；电离平衡常数
【解析】【解答】A．不能用pH试纸测定NaClO溶液的pH，试纸会被漂白，A错误；
B．碳酸根离子存在水解平衡，加入固体，碳酸根浓度减小，平衡逆向移动，溶液碱性减弱，红色变浅，B正确；
C．比较等物质的量浓度的NaF与Na2SO3溶液的pH值，前者pH小，说明水解程度：，根据越弱越水解的规律可知，酸性：，C错误；
D．常温下，用pH计测量0.1mol/L HCOONH4溶液，pH>7，说明的水解程度大于的水解程度，则Ka(HCOOH) ＜ Kb(NH3 H2O)，D错误；
故选B。
【分析】A．次氯酸钠溶液具有漂白性；
B．根据平衡分析；
C．酸越弱，形成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强；
D． HCOONH4溶液呈酸性，可知一水合氨的电离程度大于甲酸的电离程度。
11．【答案】C
【知识点】化学反应速率的影响因素；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】A、催化剂的作用是降低反应的活化能，但不会改变反应物与生成物的总能量差（即焓变）。图 1 中两条曲线（有催化剂和无催化剂）显示的能量差值不同，这与催化剂的特性不符，故A不符合题意 ；
B、升高温度时，正反应速率和逆反应速率会同时瞬间增大。但图2中t1时刻只有逆反应速率突然增大，正反应速率没有立即变化，不符合升温对反应速率的影响规律，故B不符合题意 ；
C、当N2起始量固定时，增大H2的起始体积分数，虽然会使平衡正向移动，但根据化学平衡规律，增加一种反应物的浓度，其自身的转化率会降低。图3 中b点H2起始体积分数大于a点，因此a点H2的转化率大于b点，故C符合题意 ；
D、合成氨反应是放热反应，升高温度会使平衡逆向移动，N2的平衡转化率降低；该反应是气体分子数减少的反应，增大压强会使平衡正向移动，N2的平衡转化率应升高。但图4中压强增大时，N2的平衡转化率变化不符合这一规律，故D不符合题意 ；
故答案为：C。
【分析】以合成氨反应（N2+3H2 2NH3，放热且气体分子数减少）为核心，结合反应能量特征、速率影响因素及平衡移动规律，分析各选项与图像的合理性。A．催化剂对反应能量变化的影响（只改活化能，不改焓变）。
B．温度对正逆反应速率的即时影响（升温时速率同时增大）。
C．反应物浓度对自身转化率的影响（增加某反应物浓度，其自身转化率降低）。
D．温度和压强对平衡移动的影响（放热反应升温平衡逆移，气体分子数减少的反应加压平衡正移）。
12．【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A．NaClO溶液和SO2发生氧化还原反应，离子方程式为ClO-+SO2+H2O=2H++Cl-+，故A错误；
B．向NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为ClO-+CO2+H2O=HClO+，故B错误；
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2，离子方程式为：+SO2+H2O =+，故C错误；
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3，离子方程式为：+=+，故D正确；
答案选D。
【分析】题目考查强酸制弱酸原理，书写相关离子方程式：比较Ka值，可知酸性强弱为H2SO3＞H2CO3＞＞HClO＞。酸越弱，酸根离子结合氢离子能力越强， NaClO溶液具有氧化性，SO2具有还原性，二者能发生氧化还原反应，分析作答。
13．【答案】D
【知识点】电极反应和电池反应方程式；化学电源新型电池；原电池工作原理及应用
【解析】【解答】A．利用生物燃料电池在室温下就能合成氨，不需要高温、高压和催化剂，同时还能将化学能转化为电能，A正确；
B．根据图示微粒转化可得，原电池左侧为负极区，反应式为H2+2MV2+═2H++2MV+，B正确；
C．N2在正极区得电子，和氢离子反应发生还原反应生成NH3，C正确；
D．根据原电池工作原理，阳离子从负极区向正极区移动，D错误；
故答案为：D。
【分析】图示为原电池，左侧电极失电子，发生氧化反应是负极区，电极反应为：H2+2MV2+═2H++2MV+，右侧电极微粒得电子，发生还原反应是正极区，电极反应为：N2+6e-+6H+=2NH3，据此分析解题。
14．【答案】C
【知识点】化学平衡常数；化学反应速率的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】A．根据图1平衡时各组分变化趋势，可知正反应是吸热反应ΔH＞0，则根据ΔG=ΔH-TΔS＜0知，该反应为高温下的自发反应，故A错误；
B．由方程式可得，该反应是气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向进行，不利于反应向右进行，故B错误；
C．根据图像1各组分平衡浓度，可计算1300℃时该反应的平衡常数K==1，根据图2可知，T1℃是正逆化学平衡常数相等，即此时平衡常数为1，故C正确；
D．在同一容器中，压强之比等于物质的量之比，也等于浓度之比，A点各组分的浓度之和为5mol/L，所以A点对应温度下体系压强为10MPa时，H2O(g)的分压为4MPa，故D错误；
答案为C。
【分析】A．根据ΔG=ΔH-TΔS＜0， 反应自发分析；
B．增大压强，反应向气体分子数减小的方向进行；
C．根据化学平衡常数计算；
D．根据相同条件下，压强之比等于物质的量计算作答。
15．【答案】C
【知识点】盐类水解的应用；离子浓度大小的比较；中和滴定
【解析】【解答】A．根据微粒形式转化，曲线①代表的微粒是随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系，A错误；
B．曲线③表示H3PO2，δ()=δ(H3PO2)时，对应曲线②pH<4，即c(H+)＞1.0×10-4，根据H3PO2的电离常数Ka==c(H+)＞1.0×10-4，B错误；
C．由图可知，当V(NaOH)=10 mL时混合溶液呈酸性，c(H+)＞c(OH-)，根据溶液中电荷守恒关系c(Na+)+c(H+) =c(OH-)+c()，则c(Na+)＜c()，C正确；
D．当溶液pH=7时，溶液呈中性，说明溶液溶质为NaH2PO2和H3PO2，则加入NaOH溶液的体积V(NaOH)＜20mL，则c(Na+)＜=0.05 mol/L，D错误；
故合理选项是C。
【分析】把0.100 mol/LNaOH标准溶液滴加到次磷酸H3PO2溶液中，H3PO2逐渐减少，同时生成，故曲线①表示，③表示H3PO2，则②表示溶液的pH，根据曲线①和③交点，可求得一元酸次磷酸的Ka值；当 pH=7时 ，可得溶液中c(H+)=c(OH-)，根据溶液中电荷守恒式进行解答。
16．【答案】B
【知识点】溶液pH的定义；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A．由图可知，M点pH=11.3，此时，，a点pOH=；N点pH=7，，则b=7，故A项正确；
B．甲胺的电离方程式为：，电离平衡常数Kb=，则，根据题意，向甲胺水溶液中缓慢通入HCl气体，c()逐渐增大，Kb不变，所以逐渐减小，故B项错误；
C．甲胺和盐酸反应生成CH3NH3Cl，是强酸弱碱盐，水溶液显酸性，而Q点时溶液显碱性，所以Q点溶液中溶质为CH3NH3Cl和CH3NH2，故C项正确；
D．N点pH=7，则c(H+)=c(OH-)，根据溶液中的电荷守恒：，结合两个关系是得，故D项正确；
故选B。
【分析】A．根据Kw=c(H+)c(OH-)计算；
B．利用弱电解质电离常数表达式分析，且温度不变，电离常数不变；
C．由图得Q点溶液酸碱性，判断溶液溶质，分析作答；
D．根据溶液中电荷守恒式分析。
17．【答案】（1）AgNO3；0.18；灵敏电流计指针向左偏转；Ag++ e-=Ag
（2）当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；mol·L 1；
【知识点】电极反应和电池反应方程式；化学平衡常数；二价铁离子和三价铁离子的检验；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）①“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，试剂a为AgNO3。
②根据亚铁离子浓度变化，石墨电极反应式为 Fe3+ +e-= Fe2+ ，当 Fe2+浓度由 0.05 mol·L 1 变为0.07 mol·L 1时，有0.02 mol·L 1Fe3+被消耗，则此时Fe3+浓度为0.102mol·L 1-0.02 mol·L 1= 0.18mol·L 1。
③根据反应原理“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”，向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，平衡逆向移动，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂AgNO3，平衡向银离子浓度减小的方向移动，平衡正向移动，即若观察到灵敏电流计指针向左偏转，则证明该反应为可逆反应。
④向左池加入较浓的试剂AgNO3后，Ag电极上的电极反应为Ag++ e-=Ag。
故答案为：AgNO3；0.18；灵敏电流计指针向左偏转；Ag++ e-=Ag；
（2）⑤先发生 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，当 KSCN标准溶液过量时，溶液呈红色，故滴定终点的现象是当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；滴定V1mL c mol/L硫氰化钾标准溶液，由方程式可知，上层清液中Ag+的物质的量浓度为mol·L 1。
⑥由⑤知，上层清液中c(Ag+)=mol·L 1，根据反应列三段式如下：
，则室温下反应“Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为。故答案为：当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；mol·L 1；。
【分析】根据原理 Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+，增大银离子浓度，平衡正向移动，增大三价铁离子浓度，平衡逆向移动，电流计会随着反应向不同方向移动发生偏转；测定平衡常数的实验中，根据 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色) ， Fe3++ SCN- FeSCN2+ (红色) 颜色变化，判断反应终点，根据离子方程式可求得银离子浓度，列三段式，求化学平衡常数。
（1）①“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，试剂a为AgNO3。
②起始时右池中c(FeSO4)=0.05 mol·L 1、c[Fe2(SO4)3]=0.10 mol·L 1，闭合K反应一段时间后，测得右池溶液中Fe2+浓度为0.07 mol·L 1，由Fe元素守恒可知，此时Fe3+浓度为= 0.18mol·L 1。
③“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，此时向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，平衡逆向移动，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂AgNO3，平衡向银离子浓度减小的方向移动，平衡正向移动，即若观察到灵敏电流计指针向左偏转，则证明该反应为可逆反应。
④上述操作中向左池加入较浓的试剂AgNO3后，银离子得电子生成银单质，Ag电极上的电极反应为Ag++ e-=Ag。
（2）⑤由平衡常数可知，先发生 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，当c mol·L 1 KSCN标准溶液过量时，溶液呈红色，滴定终点的现象是当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；滴定V1mL c mol/L硫氰化钾标准溶液，由方程式可知，上层清液中Ag+的物质的量浓度为mol·L 1。
⑥根据上层清液中Ag+的浓度，可计算出上层清液中其它离子的浓度。实验中反应达到平衡时，取V mL上层清液，c mol·L 1 KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗标准溶液V mL，已知Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，，说明反应几乎反应完全，故上层清液中c(Ag+)=mol·L 1，根据反应列三段式如下：
，则室温下反应“Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为。
18．【答案】（1）阳；2H++ 2e－= H2
（2）2Fe2++ ClO + 2H+= 2Fe3++ Cl + H2O
（3）ZnS
（4）1.0×10 3
（5）、Na+
（6）Ni(OH)2
【知识点】难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；常见金属元素的单质及其化合物的综合应用；制备实验方案的设计
【解析】【解答】（1）高磷镍铁作为阳极，形成金属离子进入溶液中；电解时，选用2mol·L-1硫酸溶液为电解液，阴极是溶液中氢离子得电子生成氢气，发生还原反应：2H++ 2e-= H2↑；故答案为：阳；2H++ 2e－= H2；
（2）NaClO作氧化剂，将Fe2+氧化为 Fe3+ ，离子方程式为2Fe2+ + ClO + 2H+ = 2Fe3+ + Cl + H2O；故答案为： 2Fe2++ ClO + 2H+= 2Fe3++ Cl + H2O ；
（3）加入H2S目的是除去Cu2+和Zn2+，则沉淀为ZnS和CuS；故答案为： ZnS ；
（4）c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，，溶液中c(H2S)=0.1mol/L，，当，；故答案为： 1.0×10 3 ；
（5）NaClO和Na2CO3中阳离子Na+在溶液中，沉镍用的NH4HCO3中铵根离子在溶液中，则滤液中的阳离子主要是、Na+；故答案为：、Na+ ；
(6)“沉镍”时，若用碳酸钠溶液做沉淀剂，由于碱性过大，可能会导致生成Ni(OH)2沉淀。产物不纯，故答案为： Ni(OH)2 ；
【分析】根据工艺流程图分析，电解时金属在阳极反应，失电子生成金属阳离子进入溶液，二价铁被氧化剂次氯酸钠氧化为三价铁，用碳酸钠调节pH值，除去铁和磷，用沉淀剂硫化氢除去锌离子和铜离子，接着选择碳酸氢铵沉镍，得到目标物，据此分析。
（1）高磷镍铁作为阳极，发生氧化反应形成金属离子最终进入溶液中，而阴极主要是氢离子得电子生成氢气，发生还原反应：2H++ 2e-= H2↑；
（2）ClO-将Fe2+氧化而自身变为Cl-，反应为2Fe2+ + ClO + 2H+ = 2Fe3+ + Cl + H2O；
（3）由上分析，加入H2S除去Cu2+和Zn2+，则沉淀为ZnS和CuS；
（4）c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，，溶液中c(H2S)=0.1mol/L，，当，；
（5）根据分析，加入碳酸钠及次氯酸钠后，溶液中生成钠盐，加入NH4HCO3溶液沉淀镍离子生成碳酸镍固体和含的溶液，故“沉镍”后，滤液中的阳离子主要是、Na+；
（6）“沉镍”时，若用碳酸钠溶液做沉淀剂，由碱性过大，可能会导致产品有Ni(OH)2沉淀。
19．【答案】（1）745
（2）＜；b；4.8；
（3）此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动
（4）BCE
【知识点】键能、键长、键角及其应用；反应热和焓变；化学反应速率；化学平衡常数；化学平衡的影响因素
【解析】【解答】（1）根据 △H1 =反应物的总键能-生成物的总键能，代入键能数据△H1=-270kJ·mol-1=2a+436kJ/mol×4-413kJ/mol×4-463kJ/mol×4 ，则a=745。故答案为：745；
（2）①根据实验标号，a和b在相同温度T1下，对应曲线Ⅱ、Ⅲ，c对应温度为T2，对应曲线Ⅰ，起始时压强最大，可知温度较高，T1＜T2，因为b中催化剂比表面积大，反应速率快，先达到平衡，故曲线Ⅲ对应的实验编号是b；故答案为：＜；b；
② 反应Ⅰ、Ⅱ同时进行，曲线Ⅱ压强由200Kpa降到160Kpa， ，n平=4mol，设反应Ⅰ生成2xmol水。
可得等式：5-(x+4x+1.2-2x+1.2-2x)+x+1.2+1.2-2x=4，x=0.5，平衡时n(H2O)=1.2mol，n(CH4)=0.5mol，n(CO)=0.2mol，n(H2)=1.8mol，n(CO2)0.3mol，若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O)= ==4.8kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp==，故答案为：4.8；；
（3）比较反应曲线和平衡曲线可知，380℃附近反应达到平衡状态，此反应正向放热，温度升高，平衡向逆向移动， H2O的物质的量分数随温度降低 ；故答案为： 此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动 ；
（4）主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1，提高CO2的转化效率的措施。
A．正向是气体分子数减小的反应，适当减压，平衡逆向移动，CO2转化率降低，A不符合；
B．增大催化剂的比表面积，加快了反应速率，可以提高CO2的转化效率，B符合；
C．反应器前段加热，可以加快反应速率，后段冷却使水蒸气生成液态水，减小生成物浓度，平衡正向移动，可以提高CO2的转化效率，C符合；
D．提高原料气中CO2所占比例，使CO2的转化率降低，D不符合；
E．合理控制反应器中气体的流速，可以增大反应物接触的时间，提高转化率，E符合；
答案选BCE。
【分析】 (1) 根据反应焓变等于反应物总键能减去生成物总键能计算；
(2) 结合表格中实验编号和曲线变化，判断不同条件下对应的曲线，分析作答；题目中给出投料量，根据平衡时，水的物质的量，列出对应三段式，求出平衡体系中成分的物质的量，计算压强平衡常数时，用平衡分压代替平衡浓度；
(4) 提高反应物的转化效率，可以提高反应速率，也可改变条件使平衡正向移动。
（1）根据反应热=反应物的总键能-生成物的总键能，△H1=-270kJ·mol-1=2a+436kJ/mol×4-413kJ/mol×4-463kJ/mol×4 ，则a=745。故答案为：745；
（2）①由图可知，曲线Ⅱ、Ⅲ为同一温度，不同的催化剂，温度为T1，曲线Ⅰ为T2，曲线Ⅰ先达到平衡，速率大，对应温度高，T1＜T2，曲线Ⅲ对应的实验编号是b，催化剂比表面积大，反应速率大。故答案为：＜；b；
反应Ⅰ、Ⅱ同时进行，曲线Ⅱ压强由200Kpa降到160Kpa， ，n平=4mol，设反应Ⅰ生成2xmol水。
可得等式：5-消耗的二氧化碳和氢气+生成的甲烷+生成的水+生成的一氧化碳=5-(x+4x+1.2-2x+1.2-2x)+x+1.2+1.2-2x=4，x=0.5，平衡时n(H2O)=1.2mol，n(CH4)=0.5mol，n(CO)=0.2mol，n(H2)=1.8mol，n(CO2)0.3mol，若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O)= ==4.8kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp==，故答案为：4.8；；
（3）温度高于380℃，H2O的物质的量分数随温度降低的原因是： 380℃之间反应为达到平衡状态，380℃之后反应达到平衡状态，此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动；
（4）主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1，提高CO2的转化效率的措施。
A．适当减压，平衡逆向移动，CO2转化率降低，A不符合；
B．增大催化剂的比表面积，加快了反应速率，可以提高CO2的转化效率，B符合；
C．反应器前段加热，可以加快反应速率，后段冷却可以使平衡正向移动，可以提高CO2的转化效率，C符合；
D．提高原料气中CO2所占比例，使CO2的转化率降低，D不符合；
E．合理控制反应器中气体的流速，可以增大反应物接触的时间，提高转化率，E符合；
答案选BCE。
20．【答案】（1）6×10 3；0.62；无沉淀生成
（2）；10-6-10-8
（3）
（4）
【知识点】电极反应和电池反应方程式；弱电解质在水溶液中的电离平衡；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】（1）①NH3·H2O电离方程式为，铵根离子和氢氧根离子浓度相等，根据，计算；
②溶液呈中性时，，根据亚硫酸第二部电离得，故；
③已知，故溶液混合后，，混合溶液中，此时，即，故不会生成沉淀；
故答案为：①6×10 3；②0.62；③无沉淀生成；
（2）①当氨水加入100mL时，盐酸恰好反应完，溶液中溶质为，c点时，氨水加入150mL，溶液中溶质为和，溶液呈碱性，，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是；
②a点溶质为，根据电荷守恒，那么，根据曲线图a点溶液，即，则，故；
故答案为：① ；② 10-6-10-8；
（3）第一步电离方程式为，平衡常数，反应的，则；故答案为： ；
（4）由原理图可知，阴极由氮气转化成氨气，氮元素得电子，酸性介质，则电极反应为。故答案为： ；
【分析】 (1) 根据弱电解质的电离常数表达式分析作答；
（2）氨水和盐酸反应方程式为：NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O，按物质的量1：1反应，所以a点表示刚好反应完全，溶质是，继续加氨水，b点时溶液呈中性，c点溶液显碱性，溶质为和，d点溶液碱性更强，溶质为等物质的量的和，据此分析。
（1）①NH3·H2O发生可逆的电离，电离方程式为，则，故；
②将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中，当溶液呈中性时，，，故；
③因，故溶液混合后，，混合溶液中，此时，即，故不会生成沉淀；
（2）①c点过量，溶液呈碱性，，溶液中溶质为和，根据电荷守恒有，则，故在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是；
②a点，与等物质的量反应，恰好完全反应，溶质为，存在电荷守恒，那么，由于此时溶液，即，则，故；
（3）第一步电离方程式为，平衡常数，反应的，则；
（4）由原理图可知，阴极上N2得电子，由0价降低到-3价，发生还原反应，电极反应为。
1 / 1广东省五校（广实、执信中学、广雅中学、广州二中、广州六中）2024-2025学年高二上学期期末联考化学试题
一、选择题(本题包括16小题，1-10题每题2分。11-16每题4分，共44分)
1．（2025高二上·广东期末）能量与科学、技术、社会、环境关系密切。下列应用中能量转化关系不正确的是
A B C D
天然气燃气炉 太阳能电池 水电站 电解精炼铜
化学能→热能 太阳能→电能 化学能→电能 电能→化学能
A．A B．B C．C D．D
【答案】C
【知识点】常见能量的转化及运用
【解析】【解答】A．天然气燃气炉是天然气燃烧，将化学能转变为热能，故A正确；
B．太阳能电池是将太阳能转变为电能，故B正确；
C．水电站是将水的重力势能(动能)转变为电能，故C错误；
D．电解精炼铜时，铜单质在阴极析出，电能转变为化学能，故D正确。
综上所述，答案为C。
【分析】题目考查不同能量装置中的能量转化关系，利用工作原理进行分析，水电站是利用水的势能转化为电能。
2．（2025高二上·广东期末）化学已渗透到人类生活、生产的各个方面。下列说法或做法不正确的是
A．使用含氟牙膏能预防龋齿
B．BaCO3不溶于水，可用作医疗上检查肠胃的钡餐
C．电解熔融的MgCl2可制备金属Mg
D．TiCl4经水解、焙烧可得到TiO2
【答案】B
【知识点】盐类水解的应用；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；金属冶炼的一般原理
【解析】【解答】A．使用含氟牙膏，可以将羟基磷灰石转化成更坚固的氟磷灰石，故使用含氟牙膏能预防龋齿，A正确；
B．胃酸能溶解BaCO3，会引起重金属离子中毒，B错误；
C．电解熔融的MgCl2生成镁单质和氯气，能制备金属Mg，C正确；
D．TiCl4经水解生成沉淀，焙烧可得到TiO2，D正确；
故选B。
【分析】A．含氟牙膏中的F-能够与牙齿表面的牙釉质反应生成更坚硬的氟磷酸钙；
B．胃酸能溶解BaCO3，BaSO4 用作医疗上的钡餐；
C．电解熔融的MgCl2制备金属Mg；
D．利用TiCl4水解方程式分析。
3．（2025高二上·广东期末）下列说法错误的是（　　）
A．水能、风能、生物质能是可再生能源，煤、石油、天然气是不可再生能源
B．“冰，水为之，而寒于水”，说明相同质量的水和冰相比较，冰的能量低
C．同温同压下，在常温和点燃条件下的不同
D．反应物和生成物具有的总能量的高低，决定了该反应是放热还是吸热反应
【答案】C
【知识点】吸热反应和放热反应；反应热和焓变
【解析】【解答】A．可再生能源包括太阳能、风能、水能、生物质能、潮汐能、地热能等，这些能源在自然界可以循环再生，不可再生能源在短期内无法恢复且随着开发利用储量越来越少，包括煤、石油、天然气、核能等，A不符合题意；
B．相同质量的冰转化为水需要吸热，所以相同质量的水和冰相比较，冰的能量低，B不符合题意；
C．对一个确定的化学反应而言，反应条件与反应热无关，同温同压下，在常温和点燃条件下的相同，C符合题意；
D．反应物大于生成物具有的总能量，为放热反应，反之为吸热反应，所以反应物和生成物具有的总能量的高低，决定了该反应是放热还是吸热反应，D不符合题意；
故答案为：C。
【分析】A.能够源源不断的从自然界得到补充的能源叫可再生能源，一次使用后短时间能不能再形成的为不可再生能源；
B.冰转化为水吸热；
D.反应吸热还是放热取决于反应物和生成物总能量的大小。
4．（2025高二上·广东期末）某化学研究性学习小组对电解质溶液作如下的归纳总结(在常温下)，其中正确的是
A．等浓度三种盐溶液NaX、NaY和NaZ 的pH依次为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
B．pH=1的强酸溶液，加水稀释后，溶液中各离子浓度都会降低
C．pH=8.3的NaHCO3溶液：
D．pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合：c(H＋)>c(OH-)
【答案】A
【知识点】离子浓度大小的比较；溶液酸碱性的判断及相关计算
【解析】【解答】A．等浓度三种盐溶液NaX、NaY和NaZ 的pH依次为8、9、10，说明X-、Y-、Z-水解能力依次减弱，故三种离子对应酸的酸性为HX>HY>HZ，A项正确；
B．pH=1的强酸溶液，加水稀释后，减小，溶液酸性减弱，则溶液碱性增强，即增大，B项错误；
C．pH=8.3的NaHCO3溶液显碱性，说明的水解程度大于电离程度，则，C项错误；
D．一水合氨为弱碱，pH=12的氨水的浓度大于pH=2的盐酸的浓度，故将pH=2的盐酸和pH=12的氨水等体积混合，所得溶液呈碱性，即c(OH-)>c(H＋)，D项错误；
答案选A。
【分析】A．酸越弱，形成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强；
B．根据Kw=c(H+)c(OH-)分析；
C．根据NaHCO3溶液显碱性分析；
D．一水合氨为弱碱，在溶液中部分电离，电离出的氢氧根等于盐酸电离出的氢离子时，氨水浓度更大。
5．（2025高二上·广东期末）在化学学习过程中要树立“变化观念与平衡思想”。已知 2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196 kJ/mol，下列相关说法正确的是
A．恒温恒容密闭容器中充入2 mol SO2和1 mol O2，充分反应后，放出196 kJ的热量
B．密闭容器中该反应达到平衡后，缩小容器体积，V逆 减小，V正 增大，平衡正向移动
C．加入催化剂，可加快反应速率，同时提高SO2的平衡转化率
D．升高温度，V逆 增大的程度比V正 增大的程度更显著
【答案】D
【知识点】反应热和焓变；化学反应速率的影响因素；化学平衡的影响因素
【解析】【解答】A．根据热化学方程式2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) ΔH=-196 kJ/mol，可知2 mol SO2与 1 mol O2完全反应产生2 molSO3气体，放出196 kJ的热量。由于该反应是可逆反应，反应物不能完全转化为生成物，故充分反应后，放出的热量小于196 kJ，A错误；
B．缩小容器体积，体系的压强增大，反应速率都加快，因此V逆 增大，V正 也增大，增大压强后，化学平衡向正向移动，B错误；
C．加入催化剂，可加快反应速率。化学平衡不移动，因此不能提高SO2的平衡转化率，C错误；
D．升高温度，化学反应速率加快，V正 、V逆 都增大。由于该反应的正反应是放热反应，温度改变对吸热反应影响更大，因此升高温度后，逆反应速率增大的倍数大于正反应速率增大的倍数，即V逆的程度比V正 增大的程度更显著，所以化学平衡向吸热的逆反应方向移动，D正确；
故合理选项是D。
【分析】A．ΔH表示按化学计量数反应完全的焓变值，可逆反应存在反应限度；
B．增大压强，可增大反应速率，和正反应速率、逆反应速率没关系；
C．根据催化剂不改变平衡状态分析；
D．放热反应，升高温度，平衡逆向移动，则V逆 >V正，可比较增大程度。
6．（2025高二上·广东期末）下列关于电化学装置的叙述中正确的是
A．图1所示装置可实现将设计成原电池
B．图2所示电池放电过程中，负极的质量逐渐减少
C．图3所示装置可实现在铁表面镀铜
D．图4所示装置工作过程中，电解质溶液中浓度始终不变
【答案】C
【知识点】铜的电解精炼；电极反应和电池反应方程式；常见化学电源的种类及其工作原理；电镀
【解析】【解答】A．图1所示装置中Zn会和电解质溶液CuSO4溶液反应，不能实现将设计成原电池，故A错误；
B．图2所示电池放电过程中，负极电极方程式为：Pb-2e-+SO=PbSO4，质量不断增加，故B错误；
C．在铁表面镀铜时，应该让铜为阳极，铁为阴极，图3所示装置可实现在铁表面镀铜，故C正确；
D．图4所示装置为电解精炼池，阳极为粗铜，比铜活泼的金属失去电子，生成金属阳离子进入溶液，阴极是铜离子被消耗，所以电解质溶液中浓度会减小，故D错误；
故选C。
【分析】A．装置错误，两烧杯中溶液应互换；
B．根据工作原理，Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O，分析作答；
C．电镀原理中，铁作阴极，铜作阳极；
D．根据精炼铜原理，整个过程中铜离子减小。
7．（2025高二上·广东期末）下列装置或操作不能达到目的的是
A．①：制取无水MgCl2
B．②：测定锌与稀硫酸反应的速率
C．③：测定中和热
D．④：验证AgCl和AgI的Ksp大小
【答案】D
【知识点】化学反应速率；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；中和热的测定
【解析】【解答】A．为了防止的水解，制取无水MgCl2，需在气流下对氯化镁晶体加热，A项不符合题意；
B．根据反应原理，可通过测量生成的氢气所用的时间计算反应速率，B项不符合题意；
C．利用装置③可粗略测定中和热，C项不符合题意；
D．由装置④可知试管中过量，均能与和反应生成沉淀，故不能根据装置④判断AgCl和AgI的Ksp大小，D项符合题意；
答案选D。
【分析】A．氯化镁会水解，应在酸性条件下进行干燥；
B．在密闭体系中，根据反应反应速率测量原理分析；
C．装置③可测定中和热；
D．通过沉淀转化，比较两种难溶物的Ksp，而选项中银离子过量。
8．（2025高二上·广东期末）叔丁基氯 与碱溶 液经两步反应 得到叔丁基醇，反应 (CH3)3CCl+OH-→(CH3)3COH+Cl-的能量与反应进程如图所示：
下列说法正确的是
A．该反应为吸热反应
B．(CH3)3C+比(CH3)3 CCl 稳定
C．第一步反应一定比第二步反应快
D．增大碱的浓度和升高温度均可加快反应速率
【答案】D
【知识点】吸热反应和放热反应；活化能及其对化学反应速率的影响；化学平衡常数
【解析】【解答】A、由图象知，反应物的总能量大于生成物的总能量，该反应为放热反应，选项A错误；
B、由图知，(CH3)3C+、Cl-的能量总和比(CH3)3CCl高，能量越低越稳定，选项B错误；
C、由图可知，第一步反应的活化能大，反应速率慢，选项C错误；
D、增大反应物的浓度，单位体积内的有效碰撞机率增大，反应速率加快；升高温度，活化分子的百分数增大，反应速率加快，选项D正确。
答案选D。
【分析】根据题中图分析，反应放热，活化能越大，反应速率越慢，由影响反应速率的影响因素，增大浓度和升高温度，能增大反应速率。
9．（2025高二上·广东期末）NO2在有机化学中可用作氧化剂、硝化剂和丙烯酸酯聚合的抑制剂。已知反应：2NO2(g)N2O4(g) △H＜0。在恒温条件下，将一定量的NO2充入注射器中后封口，如图表示在拉伸和压缩注射器的过程中气体透光率随时间的变化的关系图(气体颜色越深，透光率越小)。下列说法正确的是
A．反应速率：c＜a
B．平衡常数：K(a)＞K(c)
C．e点到f点的过程中从环境吸收热量
D．d点到e点的变化可以用勒夏特列原理解释
【答案】C
【知识点】化学平衡常数；化学平衡的影响因素；化学平衡移动原理
【解析】【解答】A．c点透光率低，说明c点NO2浓度大，所以反应速率：c>a，故A错误；
B．a、c温度相同，平衡常数：K(a)=K(c)，故B错误；
C．e点到f点透光率增大，说明NO2浓度降低，改变条件是拉伸注射器，体积增大，平衡逆向移动，从环境吸收热量，故C正确；
D．d点时瞬间拉伸注射器，体积增大，NO2浓度降低，不能用勒夏特列原理解释，故D错误；
选C。
【分析】方程式为 2NO2(g)N2O4(g) ，拉伸注射器，增大体积，二氧化氮浓度减小，透光率增大；压缩注射器，减小体积，二氧化氮浓度增大，透光率减小；平衡常数只受温度影响，据此分析。
10．（2025高二上·广东期末）下列实验设计可以达到实验目的的是
选项 实验目的 实验设计和结论
A 证明HClO是弱电解质 用pH试纸测量NaClO溶液的pH， pH>7
B 验证Na2CO3溶液中存在的水解平衡 向含有酚酞的Na2CO3溶液中加入少量BaCl2固体，溶液红色变浅
C 比较酸性：HF > H2SO3 分别测定等物质的量浓度的NaF与Na2SO3溶液的pH值，前者pH小
D 比较电离平衡常数：Ka(HCOOH) > Kb(NH3 H2O) 常温下，用pH计测量0.1mol/L HCOONH4溶液，pH>7
A．A B．B C．C D．D
【答案】B
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；盐类水解的应用；化学实验方案的评价；电离平衡常数
【解析】【解答】A．不能用pH试纸测定NaClO溶液的pH，试纸会被漂白，A错误；
B．碳酸根离子存在水解平衡，加入固体，碳酸根浓度减小，平衡逆向移动，溶液碱性减弱，红色变浅，B正确；
C．比较等物质的量浓度的NaF与Na2SO3溶液的pH值，前者pH小，说明水解程度：，根据越弱越水解的规律可知，酸性：，C错误；
D．常温下，用pH计测量0.1mol/L HCOONH4溶液，pH>7，说明的水解程度大于的水解程度，则Ka(HCOOH) ＜ Kb(NH3 H2O)，D错误；
故选B。
【分析】A．次氯酸钠溶液具有漂白性；
B．根据平衡分析；
C．酸越弱，形成的强碱弱酸盐的水解程度越大，溶液碱性越强；
D． HCOONH4溶液呈酸性，可知一水合氨的电离程度大于甲酸的电离程度。
11．（2025高二上·广东期末）合成氨反应为 。下列图示正确且与对应的叙述相符的是
A．图1表示分别在有、无催化剂的情况下反应进程中的能量变化
B．图2表示时刻改变的条件是升高温度
C．图3表示一定条件下的合成氨反应中，平衡时的体积分数随起始体积分数(的起始量恒定)的变化关系，图中转化率a点大于b点
D．图4表示的平衡转化率与温度和压强的关系
【答案】C
【知识点】化学反应速率的影响因素；化学平衡的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】A、催化剂的作用是降低反应的活化能，但不会改变反应物与生成物的总能量差（即焓变）。图 1 中两条曲线（有催化剂和无催化剂）显示的能量差值不同，这与催化剂的特性不符，故A不符合题意 ；
B、升高温度时，正反应速率和逆反应速率会同时瞬间增大。但图2中t1时刻只有逆反应速率突然增大，正反应速率没有立即变化，不符合升温对反应速率的影响规律，故B不符合题意 ；
C、当N2起始量固定时，增大H2的起始体积分数，虽然会使平衡正向移动，但根据化学平衡规律，增加一种反应物的浓度，其自身的转化率会降低。图3 中b点H2起始体积分数大于a点，因此a点H2的转化率大于b点，故C符合题意 ；
D、合成氨反应是放热反应，升高温度会使平衡逆向移动，N2的平衡转化率降低；该反应是气体分子数减少的反应，增大压强会使平衡正向移动，N2的平衡转化率应升高。但图4中压强增大时，N2的平衡转化率变化不符合这一规律，故D不符合题意 ；
故答案为：C。
【分析】以合成氨反应（N2+3H2 2NH3，放热且气体分子数减少）为核心，结合反应能量特征、速率影响因素及平衡移动规律，分析各选项与图像的合理性。A．催化剂对反应能量变化的影响（只改活化能，不改焓变）。
B．温度对正逆反应速率的即时影响（升温时速率同时增大）。
C．反应物浓度对自身转化率的影响（增加某反应物浓度，其自身转化率降低）。
D．温度和压强对平衡移动的影响（放热反应升温平衡逆移，气体分子数减少的反应加压平衡正移）。
12．（2025高二上·广东期末）下列离子方程式书写正确的是
H2CO3 HClO H2SO3
Ka1= 4.5×10-7Ka2= 4.7×10-11 Ka = 4.0×10-8 Ka1= 1.4×10-2Ka2= 6.0×10-8
A．向NaClO溶液中通入过量SO2：ClO-+SO2+H2O=HClO+
B．向NaClO溶液中通入少量CO2：2ClO-+CO2+H2O=2HClO+
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2：+SO2=+CO2
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3：+=+
【答案】D
【知识点】弱电解质在水溶液中的电离平衡；电离平衡常数
【解析】【解答】A．NaClO溶液和SO2发生氧化还原反应，离子方程式为ClO-+SO2+H2O=2H++Cl-+，故A错误；
B．向NaClO溶液中通入少量CO2，离子方程式为ClO-+CO2+H2O=HClO+，故B错误；
C．向Na2CO3溶液中通入少量SO2，离子方程式为：+SO2+H2O =+，故C错误；
D．向NaHSO3溶液中加入少量Na2CO3，离子方程式为：+=+，故D正确；
答案选D。
【分析】题目考查强酸制弱酸原理，书写相关离子方程式：比较Ka值，可知酸性强弱为H2SO3＞H2CO3＞＞HClO＞。酸越弱，酸根离子结合氢离子能力越强， NaClO溶液具有氧化性，SO2具有还原性，二者能发生氧化还原反应，分析作答。
13．（2025高二上·广东期末）利用生物燃料电池原理研究室温下氨的合成，电池工作时MV2+/MV+在电极与酶之间传递电子，示意图如下所示。下列说法错误的是
A．相比现有工业合成氨，该方法条件温和，同时还可提供电能
B．负极区，在氢化酶作用下发生反应H2+2MV2+=2H++2MV+
C．正极区，固氮酶为催化剂，N2发生还原反应生成NH3
D．电池工作时质子通过交换膜由正极区向负极区移动
【答案】D
【知识点】电极反应和电池反应方程式；化学电源新型电池；原电池工作原理及应用
【解析】【解答】A．利用生物燃料电池在室温下就能合成氨，不需要高温、高压和催化剂，同时还能将化学能转化为电能，A正确；
B．根据图示微粒转化可得，原电池左侧为负极区，反应式为H2+2MV2+═2H++2MV+，B正确；
C．N2在正极区得电子，和氢离子反应发生还原反应生成NH3，C正确；
D．根据原电池工作原理，阳离子从负极区向正极区移动，D错误；
故答案为：D。
【分析】图示为原电池，左侧电极失电子，发生氧化反应是负极区，电极反应为：H2+2MV2+═2H++2MV+，右侧电极微粒得电子，发生还原反应是正极区，电极反应为：N2+6e-+6H+=2NH3，据此分析解题。
14．（2025高二上·广东期末）氢还原辉钼矿并用碳酸钠作固硫剂的原理为MoS2(s)+4H2(g)+2Na2CO3(s)Mo(s)+2CO(g)+4H2O(g)+2Na2S(s) △H。平衡时的有关变化曲线如图。下列说法正确的是
A．该反应在低温下可以自发进行
B．粉碎矿物和增大压强都有利于辉钼矿的还原
C．图2中T1对应图1中的温度为1300℃
D．若图1中A点对应温度下体系压强为10MPa，则H2O(g)的分压为5MPa
【答案】C
【知识点】化学平衡常数；化学反应速率的影响因素；化学平衡转化过程中的变化曲线
【解析】【解答】A．根据图1平衡时各组分变化趋势，可知正反应是吸热反应ΔH＞0，则根据ΔG=ΔH-TΔS＜0知，该反应为高温下的自发反应，故A错误；
B．由方程式可得，该反应是气体分子数增大的反应，增大压强平衡向逆反应方向进行，不利于反应向右进行，故B错误；
C．根据图像1各组分平衡浓度，可计算1300℃时该反应的平衡常数K==1，根据图2可知，T1℃是正逆化学平衡常数相等，即此时平衡常数为1，故C正确；
D．在同一容器中，压强之比等于物质的量之比，也等于浓度之比，A点各组分的浓度之和为5mol/L，所以A点对应温度下体系压强为10MPa时，H2O(g)的分压为4MPa，故D错误；
答案为C。
【分析】A．根据ΔG=ΔH-TΔS＜0， 反应自发分析；
B．增大压强，反应向气体分子数减小的方向进行；
C．根据化学平衡常数计算；
D．根据相同条件下，压强之比等于物质的量计算作答。
15．（2025高二上·广东期末）常温下，用0.100 mol·L-1的NaOH溶液滴定20.00 mL未知浓度的一元酸次磷酸H3PO2溶液。溶液pH、所有含磷微粒的分布系数δ [比如的分布系数：[]随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系如图所示。下列说法正确的是
A．曲线③代表的微粒是
B．常温下，H3PO2的电离常数
C．V(NaOH)=10 mL时，
D．pH=7时，溶液中c(Na+)=0.05 mol/L
【答案】C
【知识点】盐类水解的应用；离子浓度大小的比较；中和滴定
【解析】【解答】A．根据微粒形式转化，曲线①代表的微粒是随滴加NaOH溶液体积V(NaOH)的变化关系，A错误；
B．曲线③表示H3PO2，δ()=δ(H3PO2)时，对应曲线②pH<4，即c(H+)＞1.0×10-4，根据H3PO2的电离常数Ka==c(H+)＞1.0×10-4，B错误；
C．由图可知，当V(NaOH)=10 mL时混合溶液呈酸性，c(H+)＞c(OH-)，根据溶液中电荷守恒关系c(Na+)+c(H+) =c(OH-)+c()，则c(Na+)＜c()，C正确；
D．当溶液pH=7时，溶液呈中性，说明溶液溶质为NaH2PO2和H3PO2，则加入NaOH溶液的体积V(NaOH)＜20mL，则c(Na+)＜=0.05 mol/L，D错误；
故合理选项是C。
【分析】把0.100 mol/LNaOH标准溶液滴加到次磷酸H3PO2溶液中，H3PO2逐渐减少，同时生成，故曲线①表示，③表示H3PO2，则②表示溶液的pH，根据曲线①和③交点，可求得一元酸次磷酸的Ka值；当 pH=7时 ，可得溶液中c(H+)=c(OH-)，根据溶液中电荷守恒式进行解答。
16．（2025高二上·广东期末）一元弱碱甲胺(CH3NH2)与盐酸反应生成甲胺盐酸盐(CH3NH3Cl)。25℃时，向一定体积0.01mol·L-1CH3NH2水溶液(对应图中M点)中缓慢通入HCl气体，溶液的pH与pOH[pOH=]的关系如图所示。下列叙述不正确的是
A．图中a = 2.7，b = 7
B．该过程中，增大
C．Q点溶液中溶质为CH3NH3Cl和CH3NH2
D．N点溶液中：c() = c(Cl-)
【答案】B
【知识点】溶液pH的定义；离子浓度大小的比较；电离平衡常数
【解析】【解答】A．由图可知，M点pH=11.3，此时，，a点pOH=；N点pH=7，，则b=7，故A项正确；
B．甲胺的电离方程式为：，电离平衡常数Kb=，则，根据题意，向甲胺水溶液中缓慢通入HCl气体，c()逐渐增大，Kb不变，所以逐渐减小，故B项错误；
C．甲胺和盐酸反应生成CH3NH3Cl，是强酸弱碱盐，水溶液显酸性，而Q点时溶液显碱性，所以Q点溶液中溶质为CH3NH3Cl和CH3NH2，故C项正确；
D．N点pH=7，则c(H+)=c(OH-)，根据溶液中的电荷守恒：，结合两个关系是得，故D项正确；
故选B。
【分析】A．根据Kw=c(H+)c(OH-)计算；
B．利用弱电解质电离常数表达式分析，且温度不变，电离常数不变；
C．由图得Q点溶液酸碱性，判断溶液溶质，分析作答；
D．根据溶液中电荷守恒式分析。
二、非选择题(本题包括4小题，共56分)
17．（2025高二上·广东期末）某课外研究小组实验验证“ Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+ ” 为可逆反应并测定其平衡常数。
（1）实验验证
该小组同学采用如图所示电化学装置验证该反应为可逆反应。
①试剂a为　 　。
②起始时右池中c(FeSO4)=0.05 mol·L 1、c[Fe2(SO4)3]=0.10 mol·L 1，闭合K反应一段时间后，测得右池溶液中Fe2+浓度为0.07 mol·L 1，则此时Fe3+浓度为　 　mol·L 1。
③反应足够长时间后，灵敏电流计G指针归零。此时向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂a，若观察到　 　，则证明该反应为可逆反应。
④上述操作中向左池加入较浓的试剂a后，Ag电极上的电极反应为　 　。
（2）测定平衡常数
室温下，该小组同学配制0.0400 mol·L 1 FeSO4溶液、0.0100 mol·L 1Ag2SO4溶液，将两溶液等体积混合，充分振荡，静置，产生灰黑色单质银沉淀，溶液呈黄色。取V mL上层清液，用c mol·L 1 KSCN标准溶液滴定Ag+，消耗KSCN标准溶液V1 mL。
已知： Ag+ + SCN- AgSCN↓(白色)，
Fe3+ + SCN- FeSCN2+ (红色)， K=102.3
⑤滴定终点的现象是　 　；根据以上实验数据，上层清液中Ag+的物质的量浓度为　 　(用“c、V、V1”表示)。
⑥根据上层清液中Ag+的浓度，可计算出上层清液中其它离子的浓度。则室温下反应“Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为　 　(用“c、V、V1”表示)。
【答案】（1）AgNO3；0.18；灵敏电流计指针向左偏转；Ag++ e-=Ag
（2）当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；mol·L 1；
【知识点】电极反应和电池反应方程式；化学平衡常数；二价铁离子和三价铁离子的检验；电解池工作原理及应用
【解析】【解答】（1）①“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，试剂a为AgNO3。
②根据亚铁离子浓度变化，石墨电极反应式为 Fe3+ +e-= Fe2+ ，当 Fe2+浓度由 0.05 mol·L 1 变为0.07 mol·L 1时，有0.02 mol·L 1Fe3+被消耗，则此时Fe3+浓度为0.102mol·L 1-0.02 mol·L 1= 0.18mol·L 1。
③根据反应原理“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”，向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，平衡逆向移动，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂AgNO3，平衡向银离子浓度减小的方向移动，平衡正向移动，即若观察到灵敏电流计指针向左偏转，则证明该反应为可逆反应。
④向左池加入较浓的试剂AgNO3后，Ag电极上的电极反应为Ag++ e-=Ag。
故答案为：AgNO3；0.18；灵敏电流计指针向左偏转；Ag++ e-=Ag；
（2）⑤先发生 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，当 KSCN标准溶液过量时，溶液呈红色，故滴定终点的现象是当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；滴定V1mL c mol/L硫氰化钾标准溶液，由方程式可知，上层清液中Ag+的物质的量浓度为mol·L 1。
⑥由⑤知，上层清液中c(Ag+)=mol·L 1，根据反应列三段式如下：
，则室温下反应“Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为。故答案为：当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；mol·L 1；。
【分析】根据原理 Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+，增大银离子浓度，平衡正向移动，增大三价铁离子浓度，平衡逆向移动，电流计会随着反应向不同方向移动发生偏转；测定平衡常数的实验中，根据 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色) ， Fe3++ SCN- FeSCN2+ (红色) 颜色变化，判断反应终点，根据离子方程式可求得银离子浓度，列三段式，求化学平衡常数。
（1）①“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，试剂a为AgNO3。
②起始时右池中c(FeSO4)=0.05 mol·L 1、c[Fe2(SO4)3]=0.10 mol·L 1，闭合K反应一段时间后，测得右池溶液中Fe2+浓度为0.07 mol·L 1，由Fe元素守恒可知，此时Fe3+浓度为= 0.18mol·L 1。
③“ Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+”可知，此时向右池加入较浓的Fe2(SO4)3溶液，平衡逆向移动，观察到灵敏电流计指针向右偏转；再向左池加入较浓的试剂AgNO3，平衡向银离子浓度减小的方向移动，平衡正向移动，即若观察到灵敏电流计指针向左偏转，则证明该反应为可逆反应。
④上述操作中向左池加入较浓的试剂AgNO3后，银离子得电子生成银单质，Ag电极上的电极反应为Ag++ e-=Ag。
（2）⑤由平衡常数可知，先发生 Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，当c mol·L 1 KSCN标准溶液过量时，溶液呈红色，滴定终点的现象是当最后一滴KSCN溶液滴入溶液中，溶液呈现浅红色且半分钟内不褪色；滴定V1mL c mol/L硫氰化钾标准溶液，由方程式可知，上层清液中Ag+的物质的量浓度为mol·L 1。
⑥根据上层清液中Ag+的浓度，可计算出上层清液中其它离子的浓度。实验中反应达到平衡时，取V mL上层清液，c mol·L 1 KSCN标准溶液滴定Ag+，至出现稳定的浅红色时消耗标准溶液V mL，已知Ag++ SCN- AgSCN↓(白色)，，说明反应几乎反应完全，故上层清液中c(Ag+)=mol·L 1，根据反应列三段式如下：
，则室温下反应“Ag++ Fe2+ Ag + Fe3+” 的平衡常数计算式为。
18．（2025高二上·广东期末）高磷镍铁是生产钙镁磷肥的副产品。以高磷镍铁(主要含Ni、Fe、P，还含有少量Fe、Cu、Zn的磷化物)为原料生产碳酸镍晶体(NiCO3)的工艺流程如图：
已知：① 电解时，选用2mol·L-1硫酸溶液为电解液。
② H2S的电离常数K1=1.0×10 7，K2=1.0×10 16；Ksp(NiS)=1.0×10 19；
回答下列问题：
（1）先将高磷镍铁制成电极板，“电解”时，该电极板作　 　极；阴极的电极方程式为　 　。
（2）“除铁磷”时，溶液中Fe2+先被氧化为Fe3+，该过程发生反应的离子方程式为　 　；再加入Na2CO3调pH=2，并将溶液加热至50℃，形成铁、磷共沉淀。
（3）“滤渣2”的主要成分为CuS和　 　 (填化学式)。
（4）“除铜”后，溶液中c(H2S)=0.1 mol·L 1，c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，溶液中c(H+) ≥　 　mol·L 1才不会使Ni2+形成NiS沉淀。
（5）“沉镍”后，滤液中的阳离子主要是　 　。
（6）“沉镍”时，若用Na2CO3溶液做沉淀剂，产物容易不纯，该杂质的化学式为　 　。
【答案】（1）阳；2H++ 2e－= H2
（2）2Fe2++ ClO + 2H+= 2Fe3++ Cl + H2O
（3）ZnS
（4）1.0×10 3
（5）、Na+
（6）Ni(OH)2
【知识点】难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；常见金属元素的单质及其化合物的综合应用；制备实验方案的设计
【解析】【解答】（1）高磷镍铁作为阳极，形成金属离子进入溶液中；电解时，选用2mol·L-1硫酸溶液为电解液，阴极是溶液中氢离子得电子生成氢气，发生还原反应：2H++ 2e-= H2↑；故答案为：阳；2H++ 2e－= H2；
（2）NaClO作氧化剂，将Fe2+氧化为 Fe3+ ，离子方程式为2Fe2+ + ClO + 2H+ = 2Fe3+ + Cl + H2O；故答案为： 2Fe2++ ClO + 2H+= 2Fe3++ Cl + H2O ；
（3）加入H2S目的是除去Cu2+和Zn2+，则沉淀为ZnS和CuS；故答案为： ZnS ；
（4）c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，，溶液中c(H2S)=0.1mol/L，，当，；故答案为： 1.0×10 3 ；
（5）NaClO和Na2CO3中阳离子Na+在溶液中，沉镍用的NH4HCO3中铵根离子在溶液中，则滤液中的阳离子主要是、Na+；故答案为：、Na+ ；
(6)“沉镍”时，若用碳酸钠溶液做沉淀剂，由于碱性过大，可能会导致生成Ni(OH)2沉淀。产物不纯，故答案为： Ni(OH)2 ；
【分析】根据工艺流程图分析，电解时金属在阳极反应，失电子生成金属阳离子进入溶液，二价铁被氧化剂次氯酸钠氧化为三价铁，用碳酸钠调节pH值，除去铁和磷，用沉淀剂硫化氢除去锌离子和铜离子，接着选择碳酸氢铵沉镍，得到目标物，据此分析。
（1）高磷镍铁作为阳极，发生氧化反应形成金属离子最终进入溶液中，而阴极主要是氢离子得电子生成氢气，发生还原反应：2H++ 2e-= H2↑；
（2）ClO-将Fe2+氧化而自身变为Cl-，反应为2Fe2+ + ClO + 2H+ = 2Fe3+ + Cl + H2O；
（3）由上分析，加入H2S除去Cu2+和Zn2+，则沉淀为ZnS和CuS；
（4）c(Ni2+) = 0.1 mol·L 1，，溶液中c(H2S)=0.1mol/L，，当，；
（5）根据分析，加入碳酸钠及次氯酸钠后，溶液中生成钠盐，加入NH4HCO3溶液沉淀镍离子生成碳酸镍固体和含的溶液，故“沉镍”后，滤液中的阳离子主要是、Na+；
（6）“沉镍”时，若用碳酸钠溶液做沉淀剂，由碱性过大，可能会导致产品有Ni(OH)2沉淀。
19．（2025高二上·广东期末）反应 Ⅰ 可用于在国际空间站中处理二氧化碳，同时伴有副反应 Ⅱ发生。
主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1
副反应 Ⅱ． CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) △H2
回答下列问题：
（1）几种化学键的键能如表所示：
化学键 C—H H—H H—O C=O
键能/kJ·mol-1 413 436 463 a
则a =　 　。
（2）为了进一步研究上述两个反应，某小组在三个容积相同的刚性容器中，分别充入1molCO2和4molH2，在三种不同实验条件(见表)下进行两个反应，反应体系的总压强(p)随时间变化情况如图所示：
实验编号 a b c
温度/K T1 T1 T2
催化剂的比表面积/(m2 g-1) 80 120 120
①T1　 　T2(填“>”、“＜”或“=”)，曲线Ⅲ对应的实验编号是　 　。
②若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O) =　 　 kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp=　 　。(用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×物质的量分数)
（3）将原料气按nCO2 ∶ nH2 = 1 ∶ 4置于密闭容器中只发生主反应 Ⅰ，测得H2O(g)的物质的量分数与温度的关系如图所示(虚线表示平衡曲线)。温度高于380℃，H2O的物质的量分数随温度降低的原因是　 　。
（4）主反应 Ⅰ在空间站运行时，下列措施能提高CO2转化效率的是　 　(填标号)。
A．适当减压
B．增大催化剂的比表面积
C．反应器前段加热，后段冷却
D．提高原料气中CO2所占比例
E．合理控制反应器中气体的流速
【答案】（1）745
（2）＜；b；4.8；
（3）此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动
（4）BCE
【知识点】键能、键长、键角及其应用；反应热和焓变；化学反应速率；化学平衡常数；化学平衡的影响因素
【解析】【解答】（1）根据 △H1 =反应物的总键能-生成物的总键能，代入键能数据△H1=-270kJ·mol-1=2a+436kJ/mol×4-413kJ/mol×4-463kJ/mol×4 ，则a=745。故答案为：745；
（2）①根据实验标号，a和b在相同温度T1下，对应曲线Ⅱ、Ⅲ，c对应温度为T2，对应曲线Ⅰ，起始时压强最大，可知温度较高，T1＜T2，因为b中催化剂比表面积大，反应速率快，先达到平衡，故曲线Ⅲ对应的实验编号是b；故答案为：＜；b；
② 反应Ⅰ、Ⅱ同时进行，曲线Ⅱ压强由200Kpa降到160Kpa， ，n平=4mol，设反应Ⅰ生成2xmol水。
可得等式：5-(x+4x+1.2-2x+1.2-2x)+x+1.2+1.2-2x=4，x=0.5，平衡时n(H2O)=1.2mol，n(CH4)=0.5mol，n(CO)=0.2mol，n(H2)=1.8mol，n(CO2)0.3mol，若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O)= ==4.8kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp==，故答案为：4.8；；
（3）比较反应曲线和平衡曲线可知，380℃附近反应达到平衡状态，此反应正向放热，温度升高，平衡向逆向移动， H2O的物质的量分数随温度降低 ；故答案为： 此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动 ；
（4）主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1，提高CO2的转化效率的措施。
A．正向是气体分子数减小的反应，适当减压，平衡逆向移动，CO2转化率降低，A不符合；
B．增大催化剂的比表面积，加快了反应速率，可以提高CO2的转化效率，B符合；
C．反应器前段加热，可以加快反应速率，后段冷却使水蒸气生成液态水，减小生成物浓度，平衡正向移动，可以提高CO2的转化效率，C符合；
D．提高原料气中CO2所占比例，使CO2的转化率降低，D不符合；
E．合理控制反应器中气体的流速，可以增大反应物接触的时间，提高转化率，E符合；
答案选BCE。
【分析】 (1) 根据反应焓变等于反应物总键能减去生成物总键能计算；
(2) 结合表格中实验编号和曲线变化，判断不同条件下对应的曲线，分析作答；题目中给出投料量，根据平衡时，水的物质的量，列出对应三段式，求出平衡体系中成分的物质的量，计算压强平衡常数时，用平衡分压代替平衡浓度；
(4) 提高反应物的转化效率，可以提高反应速率，也可改变条件使平衡正向移动。
（1）根据反应热=反应物的总键能-生成物的总键能，△H1=-270kJ·mol-1=2a+436kJ/mol×4-413kJ/mol×4-463kJ/mol×4 ，则a=745。故答案为：745；
（2）①由图可知，曲线Ⅱ、Ⅲ为同一温度，不同的催化剂，温度为T1，曲线Ⅰ为T2，曲线Ⅰ先达到平衡，速率大，对应温度高，T1＜T2，曲线Ⅲ对应的实验编号是b，催化剂比表面积大，反应速率大。故答案为：＜；b；
反应Ⅰ、Ⅱ同时进行，曲线Ⅱ压强由200Kpa降到160Kpa， ，n平=4mol，设反应Ⅰ生成2xmol水。
可得等式：5-消耗的二氧化碳和氢气+生成的甲烷+生成的水+生成的一氧化碳=5-(x+4x+1.2-2x+1.2-2x)+x+1.2+1.2-2x=4，x=0.5，平衡时n(H2O)=1.2mol，n(CH4)=0.5mol，n(CO)=0.2mol，n(H2)=1.8mol，n(CO2)0.3mol，若在曲线Ⅱ的条件下，10min达到平衡时生成1.2molH2O，则10min内反应的平均速率v(H2O)= ==4.8kPa min-1，反应Ⅱ的平衡常数Kp==，故答案为：4.8；；
（3）温度高于380℃，H2O的物质的量分数随温度降低的原因是： 380℃之间反应为达到平衡状态，380℃之后反应达到平衡状态，此反应正向放热，温度升高，高于380℃后，平衡向逆向移动；
（4）主反应 Ⅰ． CO2(g) + 4H2(g) CH4(g) + 2H2O(g) △H1=-270kJ·mol-1，提高CO2的转化效率的措施。
A．适当减压，平衡逆向移动，CO2转化率降低，A不符合；
B．增大催化剂的比表面积，加快了反应速率，可以提高CO2的转化效率，B符合；
C．反应器前段加热，可以加快反应速率，后段冷却可以使平衡正向移动，可以提高CO2的转化效率，C符合；
D．提高原料气中CO2所占比例，使CO2的转化率降低，D不符合；
E．合理控制反应器中气体的流速，可以增大反应物接触的时间，提高转化率，E符合；
答案选BCE。
20．（2025高二上·广东期末）氮的化合物在国防建设、工农业生产和生活中有广泛的用途。请回答下列问题：
（1）已知25℃，NH3·H2O的Kb=1.8×10 5，H2SO3的Ka1=1.3×10 2，Ka2=6.2×10 8。
①若氨水的浓度为2.0 mol·L-1，溶液中的c(OH )=　 　mol·L 1。
②将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中(溶液体积保持不变)，当溶液呈中性时， =　 　。
③向10 mL 0.10 mol·L-1的氨水中加入10 mL 0.02 mol·L-1的CaCl2溶液，通过计算说明是否会生成沉淀　 　。[已知Ca(OH)2的Ksp=5.5×10-6，氨水中]
（2）室温时，向100 mL 0.1 mol·L-1HCl溶液中滴加0.1 mol·L-1氨水，得到溶液pH与氨水体积的关系曲线如图所示：
①在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是　 　；
②写出a点混合溶液中下列算式的精确结果(不能近似计算)： 　 　mol·L 1。
（3）联氨为二元弱碱，第一步电离：该步平衡常数的值为　 　。(已知：的K=8.7×107，Kw=1.0×10 14)
（4）利用催化剂通过电化学反应合成氨的原理如图所示，该装置中阴极的电极反应为　 　。
【答案】（1）6×10 3；0.62；无沉淀生成
（2）；10-6-10-8
（3）
（4）
【知识点】电极反应和电池反应方程式；弱电解质在水溶液中的电离平衡；难溶电解质的溶解平衡及沉淀转化的本质；离子浓度大小的比较
【解析】【解答】（1）①NH3·H2O电离方程式为，铵根离子和氢氧根离子浓度相等，根据，计算；
②溶液呈中性时，，根据亚硫酸第二部电离得，故；
③已知，故溶液混合后，，混合溶液中，此时，即，故不会生成沉淀；
故答案为：①6×10 3；②0.62；③无沉淀生成；
（2）①当氨水加入100mL时，盐酸恰好反应完，溶液中溶质为，c点时，氨水加入150mL，溶液中溶质为和，溶液呈碱性，，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是；
②a点溶质为，根据电荷守恒，那么，根据曲线图a点溶液，即，则，故；
故答案为：① ；② 10-6-10-8；
（3）第一步电离方程式为，平衡常数，反应的，则；故答案为： ；
（4）由原理图可知，阴极由氮气转化成氨气，氮元素得电子，酸性介质，则电极反应为。故答案为： ；
【分析】 (1) 根据弱电解质的电离常数表达式分析作答；
（2）氨水和盐酸反应方程式为：NH3·H2O+HCl=NH4Cl+H2O，按物质的量1：1反应，所以a点表示刚好反应完全，溶质是，继续加氨水，b点时溶液呈中性，c点溶液显碱性，溶质为和，d点溶液碱性更强，溶质为等物质的量的和，据此分析。
（1）①NH3·H2O发生可逆的电离，电离方程式为，则，故；
②将SO2通入2.0 mol·L-1氨水中，当溶液呈中性时，，，故；
③因，故溶液混合后，，混合溶液中，此时，即，故不会生成沉淀；
（2）①c点过量，溶液呈碱性，，溶液中溶质为和，根据电荷守恒有，则，故在c点，溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是；
②a点，与等物质的量反应，恰好完全反应，溶质为，存在电荷守恒，那么，由于此时溶液，即，则，故；
（3）第一步电离方程式为，平衡常数，反应的，则；
（4）由原理图可知，阴极上N2得电子，由0价降低到-3价，发生还原反应，电极反应为。
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