2025年上外版选择性必修1化学上册月考试卷

…………○…………内…………○…………装…………○…………内…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………※※请※※不※※要※※在※※装※※订※※线※※内※※答※※题※※…………○…………外…………○…………装…………○…………订…………○…………线…………○…………第=page22页，总=sectionpages22页第=page11页，总=sectionpages11页2025年上外版选择性必修1化学上册月考试卷282考试试卷考试范围：全部知识点；考试时间：120分钟学校：______姓名：______班级：______考号：______总分栏题号一二三四五总分得分评卷人得分一、选择题(共5题，共10分)1、影响化学反应速率的因素有多方面，如浓度、压强、温度、催化剂等。下列有关说法不正确的是A.增大体系压强不一定能加快反应速率B.增大浓度能增加反应体系中活化分子的百分数C.催化剂能改变反应的活化能D.升高温度能增加反应物分子之间的有效碰撞次数2、合成氨工艺是人工固氮最重要的途径，已知N2(g)＋3H2(g)⇌2NH3(g)ΔH=-92.4kJ·mol-1，实际工业生产中，合成氨的原料气N2可通过分离空气得到，H2可通过天然气和水蒸气转化制得，原料气中N2和H2物质的量之比为1∶2.8，常用工艺条件：铁触媒作催化剂，控制温度773K、压强3.0×107Pa。假设起始反应物N2和H2物质的量之比为1∶3，且总物质的量不变，在不同压强和温度下，反应达到平衡时，体系中NH3的物质的量分数如下表所示。

。400℃450℃500℃600℃20MPa0.3870.2740.1890.08830MPa0.4780.3580.2600.129则下列说法正确的是A.上述任何条件下，反应达到平衡时N2和H2的转化率之比均为1B.体系中NH3的物质的量分数越小，反应一定越先达到平衡C.反应达到平衡时，放出的热量均为92.4kJD.600℃、30MPa条件下加入更高效的催化剂，平衡时NH3的物质的量分数大于0.1293、测定0.1mol·L-1Na2SO3溶液先升温再降温过程中的pH，数据如下表。实验过程中，取①、④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验；④产生白色沉淀多。下列说法不正确的是（）

A.Na2SO3溶液中存在水解平衡：SO32-+H2OHSO3-+OH-B.④产生的白色沉淀是BaSO4C.①→③的过程中，c(SO32-)在降低D.①→③的过程中，温度与c(SO32-)相比，前者对水解平衡的影响更大4、氨是非常重要的工业原料，中国合成氨产量位居世界第一位。有人提出常压下以电解法合成氨，装置如图所示，以熔融的NaOH—KOH为电解液，纳米Fe2O3起催化作用；在发生反应时生成中间体Fe。下列说法正确的是。

A.电源b端为负极，惰性电极Ⅱ上发生还原反应B.生成3.4克NH3理论上放出O2为3.36LC.惰性电极I上发生反应：Fe2O3+3H2O-6e-=2Fe+6OH-D.生成氨气的反应：2Fe+N2+3H2O=Fe2O3+2NH35、下列说法正确的是A.自发进行的反应都是放热反应B.反应4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)常温能自发进行，是因为该反应焓效应大于熵效应C.CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)室温下不能自发进行，说明该反应的∆H＜0D.在其他外界条件不变的情况下，汽车排气管中使用催化剂，可以改变产生尾气反应的方向评卷人得分二、填空题(共7题，共14分)6、任何物质的水溶液都存在水的电离平衡，其电离方程式可表示为H2OH+＋OH-。请回答下列有关问题：

(1)现欲使水的电离平衡向右移动，且所得溶液呈酸性，可以选择的方法有_______。

A．加热至100℃B．加入NaHSO4(s)C．加入CH3COONa(s)D．加入NH4Cl(s)

(2)在t℃时，测得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=11，则该温度下水的离子积为_______，此温度_______25℃(选填“大于”“小于”或“等于”)。

(3)在25℃时，将pH=a的NaOH溶液VaL与pH=b的HCl溶液VbL混合；请填写下列空白：

①若所得溶液呈中性，且a=11，b=3，则Va∶Vb=_______。

②若所得混合溶液的pH=10，且a=12，b=2，则Va∶Vb=_______。7、工业合成NH3的反应；解决了世界约三分之一的人粮食问题。

(1)已知：N2+3H2⇌2NH3，且该反应的v正=k正·c(N2)·c3(H2)，v逆=k逆·c2(NH3)，则反应N2+H2⇌NH3的平衡常数K=_______(用k正和k逆表示)。

(2)已知合成氨的反应升高温度平衡常数会减小，则该反应的正反应活化能E1和逆反应活化能E2的相对大小关系为：E1_______E2。(填“>”、“<”或“=”)。

(3)从化学反应的角度分析工业合成氨气采取30MPa～50MPa高压的原因是_______。

(4)500℃时，向容积为2L的密闭容器中通入1molN2和3molH2，模拟合成氨的反应，容器内的压强随时间的变化如下表所示：。时间/min010203040+∞压强/MPa20171513.21111

①达到平衡时N2的转化率为_______。

②用压强表示该反应的平衡常数Kp=_______(Kp等于平衡时生成物分压幂的乘积与反应物分压幂的乘积的比值；某物质的分压=总压×该物质的物质的量分数)。

③随着反应的进行合成氨的正反应速率与NH3的体积分数的关系如下图所示，若升高温度再次达到平衡时，可能的点为_______(从点“A；B、C、D”中选择)

8、在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g)，其化学平衡常数K和温度t的关系如下表：。t℃70080083010001200K1.71.11.00.60.4

回答下列问题：

(1)该反应的化学平衡常数表达式为K=_____________________________,该反应为_______________反应（选吸热或放热）。

若改变条件使平衡向正反应方向移动，则平衡常数_________（填序号）

①一定不变②一定减小③可能增大④增大；减小、不变皆有可能。

(2)能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据是___________

（a）容器中压强不变（b）混合气体中c（CO）不变。

（c）v逆(H2)=v正(H2O)（d）c（CO）=c（CO2）

(3)将不同量的CO(g)和H2O(g)分别通入到体积为2L的恒容密闭容器中，进行反应CO(g)＋H2O(g)CO2(g)＋H2(g)，得到如下三组数据：。实验组温度/℃起始量/mol达到平衡。

所需时间/min达到平衡。

所需时间/minH2OCOH2COH2CO1650241.62.452900120.41.633900abcdt

实验1中以v(CO2)表示的反应速率为____________。实验2达到平衡所需时间比实验1所需时间短的原因是_________________________________________________________。9、氯气用途广泛，但在使用时，一般会产生氯化氢。工业上可用O2将HCl转化为Cl2，以提高效益，减少污染。反应为：O2+4HCl2Cl2+2H2O。

完成下列填空：

（1）该反应化学平衡常数K的表达式为___；实验测得P0压强下，HCl平衡转化率α(HCl)随反应温度T的变化如图所示，则正反应是___反应（填“吸热”或者“放热”）。

（2）上述实验中若压缩体积使压强由P0增大至P1，在图中画出P1压强下HCl平衡转化率α(HCl)随反应温度T变化的曲线___，并简要说明理由：___。

（3）该反应在P0、320℃条件下进行，达平衡状态A时，测得容器内n(Cl2)=7.2×10–3mol，则此时容器中的n(HCl)=___mol。

（4）对该反应达到平衡后，以下分析正确的是___（选填编号）。

a．增加n(HCl)；对正反应的反应速率影响更大。

b．体积不变加入稀有气体；对正反应的反应速率影响更大。

c．压强不变加入稀有气体；对逆反应的反应速率影响更大。

d．如果平衡常数K值增大；对逆反应的速率影响更大。

（5）氯元素能形成多种离子。在水溶液中1molCl-、1molClOx–(x=1，2，3，4)能量的相对大小如图所示，写出B→A+C反应的化学方程式（用离子符号表示）___；若有1.5molB发生反应，转移电子___mol。

10、高铁电池的总反应为如图是高铁电池的模拟实验装置：

(1)该电池放电时正极的电极反应式为________。放电过程中负极附近溶液的_______(填“增大”“减小”或“不变”)。盐桥中盛有饱和溶液，此盐桥中氯离子向______(填“左”或“右”)移动；电子移动方向_______(填“由C到Zn”或“由Zn到C”)。放电过程中转移电子时，消耗______g

(2)下图为高铁电池和常用的高能碱性电池的放电曲线，由此可得出高铁电池的优点有________。

11、超音速飞机在平流层飞行时，尾气中的NO会破坏臭氧层。科学家正在研究利用催化技术将尾气中的NO和CO转变成CO2和N2，化学方程式如下：2NO(g)+2CO(g)2CO2(g)+N2(g)<0。请回答下列问题：(1)该反应的平衡常数表达式为___________。(2)假设在密闭容器中发生上述反应，达到平衡后采取下列某一措施，既能加快反应速率，又能提高NO转化率的是___________。a．选用更有效的催化剂b．升高反应体系的温度c．降低反应体系的温度d．缩小容器的体积(3)研究表明：在使用等质量催化剂时，增大催化剂比表面积可提高化学反应速率。为了分别验证温度、催化剂比表面积对化学反应速率的影响规律，某同学设计了三组实验，部分实验条件已经填在下面实验设计表中。。实验编号T/℃NO初始浓度/mol·L-1CO初始浓度/mol·L-1催化剂的比表面积/m2·g-1I2801.2×10-35.8×10-382IIT1c1c2124III350c3c4124①在上表格的实验条件数据中，T1=___________，c3=___________；②在给出的坐标图中，画出了上表中的I、II、III实验条件下建立平衡过程中，混合气体里NO浓度随时间变化的趋势曲线图，请说出B曲线对应的实验编号___________(填II、III)。12、氮是地球上含量丰富的一种元素；氮及其化合物在工农业生产；生活中有着重要作用，合成氨工业在国民生产中有重要意义。以下是关于合成氨的有关问题，请回答：

(1)若在一容积为2L的密闭容器中加入0.2mol的N2和0.6mol的H2在一定条件下发生反应:N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)ΔH<0，若在5分钟时反应达到平衡，此时测得NH3的物质的量为0.2mol。则前5分钟的平均反应速率v(N2)=______。平衡时H2的转化率为______%。

(2)平衡后，若提高H2的转化率；可以采取的措施有_______(任写一项)。

(3)若在0.5L的密闭容器中，一定量的氮气和氢气进行如下反应：N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)ΔH<0；其化学平衡常数K与温度T的关系如表所示；请完成下列问题：

。T/℃

200

300

400

K

K1

K2

0.5

①试比较K1、K2的大小，K1____K2(填“<、>；=”)

②400℃时，反应2NH3(g)⇌N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数为_____。

当测得NH3、N2和H2物质的量分别为3mol、2mol和1mol时，则该反应的v(N2)正____v(N2)逆(填“<、>、=”)。评卷人得分三、判断题(共8题，共16分)13、泡沫灭火器中的试剂是Al2(SO4)3溶液与Na2CO3溶液。(_______)A.正确B.错误14、Na2CO3溶液加水稀释，促进水的电离，溶液的碱性增强。(_______)A.正确B.错误15、镍镉电池不能随意丢弃的主要原因是镍、镉的资源有限，价格昂贵。_______A.正确B.错误16、某溶液的c(H＋)＞10-7mol·L-1，则该溶液呈酸性。（____________）A.正确B.错误17、稀溶液中，盐的浓度越小，水解程度越大，其溶液酸性(或碱性)也越强。(_______)A.正确B.错误18、任何水溶液中均存在H＋和OH-，且水电离出的c(H＋)和c(OH-)相等。（______________）A.正确B.错误19、一定温度下，反应MgCl2(l)Mg(l)＋Cl2(g)的ΔH＞0、ΔS＞0。__________________A.正确B.错误20、除去NaCl溶液中少量的Na2S：加入AgCl后再过滤。(_______)A.正确B.错误评卷人得分四、结构与性质(共2题，共10分)21、钴的氧化物常用于制取催化剂和颜科等。以钴矿[主要成分是CoO、Co2O3、Co(OH)3，还含SiO2及少量A12O3、Fe2O3、CuO及MnO2等]为原料可制取钴的氧化物。

(1)一种钴氧化物晶胞如图1所示，该氧化物中钴离子基态核外电子排布式为_______。

(2)利用钴矿制取钴的氧化物的主要步骤如下：

①浸取：用盐酸和Na2SO3溶液浸取钴矿，浸取液中含有Al3+、Fe2+、Co2+、Cu2+、Mn2+、Cl-、等离子。写出Co2O3发生反应的离子方程式_______。

②除杂：向浸取液中先加入足量NaClO，氧化Fe2+，再加入NaOH调节pH除去A13+、Fe3+、Cu2+。有关沉淀数据如表(“完全沉淀时金属离子浓度≤10×10-5mol/L)。沉淀Al(OH)3Fe(OH)3Co(OH)2Cu(OH)2Mn(OH)2恰好完全沉淀时pH5.22.89.46.710.1

若浸取液中c(Co2+)=0.1mol/L，则须调节溶液pH的范围是_______(加入NaClO3和NaOH时；溶液的体积变化忽略)。

③萃取、反萃取：向除杂后的溶液中，加入某有机酸萃取剂(HA)2，发生反应：Co2++n(HA)2CoA2·(n-1)(HA)2+2H+。实验测得：当溶液pH处于4.5~6.5范围内，Co2+萃取率随溶液pH的增大而增大(如图2所示)，其原因是_______。向萃取所得有机相中加入H2SO4，反萃取得到水相。该工艺中设计萃取、反萃取的目的是_______。

④沉钴、热分解：向反萃取后得到的水相中加入(NH4)2C2O4溶液，过滤、洗涤、干燥，得到CoC2O4·2H2O晶体。图为二水合草酸钴(CoC2O4·2H2O)在空气中受热的质量变化曲线；曲线中300℃及以上所得固体均为钴氧化物。

通过计算确定C点剩余固体的化学成分为_______(填化学式)。试写出B点对应的物质与O2在225~300℃发生反应的化学方程式：_______。22、VA族元素及其化合物在生产；生活中用途广泛。

(1)P4S3常用于制造火柴。试比较下列关系：原子半径P_______S(填选项序号，下同)，气态氢化物的稳定性P_______S，含氧酸的酸性P_______S。

a.大于b.小于c.等于d.无法确定。

(2)As4S4俗称雄黄。As原子的核外电子排布式为：1s22s22p63s23p6_______(补充完整)，该原子核外有_______个未成对电子。

(3)NH4NO3受撞击分解：2NH4NO3=2N2+O2+4H2O，其中发生还原过程元素的变化为_______；若在反应中转移5mol电子，则反应产生的气体在标准状况下体积为_______。

(4)制取氮化硼(新型陶瓷材料)的反应必须在密闭的耐高温容器中进行：B2O3(S)+2NH3(g)2BN(s)+3H2O(g)+Q(Q＜0)。若反应在2L的密闭容器中进行，经5分钟反应炉内固体的质量减少60.0g，则用氨气来表示该反应在5分钟内的平均速率为_______。达到平衡后，增大反应容器体积，在平衡移动过程中，直至达新平衡，逆反应速率的变化状况为_______。

(5)白磷在氯气中燃烧可以得到PCl3和PCl5，其中气态PCl3分子属于极性分子，其空间构型为_______。PCl5水解生成两种酸，请写出发生反应的方程式_______。评卷人得分五、元素或物质推断题(共1题，共8分)23、下图是无机物A～H在一定条件下的转化关系(反应条件及部分产物未列出)。其中；其中①；②是化工生产中重要的反应。B是非金属单质，G是金属单质，H是黄绿色气体。

(1)反应②的化学方程式为____，该反应在化工生产中的目的是____。

(2)检验I中阳离子的实验操作为____。

(3)在化工生产中每燃烧0.12kgA就会放出853kJ热量，则A燃烧的热化学方程式为___。参考答案一、选择题(共5题，共10分)1、B【分析】【分析】

【详解】

A．恒温恒容下；通入不反应的气体，增大压强，反应气体物质的浓度不变，气体的反应速率不变，因此增大体系压强不一定能加快反应速率，故A正确；

B．浓度增大；活化分子百分数不变，增大单位体积内分子总数，增大了单位体积内活化分子的数目，有效碰撞增大，反应速率加快，故B错误；

C．催化剂改变反应历程；从而反应的活化能，故C正确；

D．升高温度；增大活化分子百分数，增大单位体积内的活化分子数目，有效碰撞增大，反应速率加快，故D正确；

故答案选B。2、A【分析】【分析】

【详解】

A．转化之比等于物质的系数之比；充入时氨气和氮气的物质的量之比为3:1，转化之比也为3:1，故转化率相同，故A正确；

B．反应是否达到平衡与氨气质量分数大小无关；是否先达到平衡与温度；压强、浓度、催化剂有关，故B错误；

C．反应中的ΔH=-92.4kJ·mol-1，表示有1molN2完全反应时放出的热量为92.4kJ。该反应为可逆反应，反应体系中始终存在反应物和生成物，若充入1molN2和3molH2，则达平衡时转化的N2小于1mol；则放出的热量小于92.4kJ，故C错误；

D．温度太高；催化剂活性低，而催化剂也不能改变平衡状态，故D错误；

故选A。3、D【分析】【分析】

【详解】

A.Na2SO3属于强碱弱酸盐，SO32-存在水解平衡：SO32-+H2OHSO3-+OH-、HSO3-+H2OH2SO3+OH-；故A正确；

B.在实验过程中，取①④时刻的溶液，加入盐酸酸化的BaCl2溶液做对比实验，①无白色沉淀，说明该溶液中亚硫酸钠和盐酸反应后再不和氯化钡溶液反应，④产生白色沉淀，说明加热过程中有部分亚硫酸钠被氧化生成硫酸钠，硫酸钠和氯化钡反应生成BaSO4白色沉淀；故B正确；

C.①→③的过程，升高温度SO32-水解平衡正向移动，c(SO32-)减小；故C正确；

D.①到③过程温度升高，溶液pH降低，说明温度升高并没有起到促进水解平衡右移的作用，增大浓度则有利于水解正向移动，但在这个过程中亚硫酸根氧化为硫酸根，导致其浓度减小，平衡逆向移动，因此对水解平衡移动方向的影响程度更大的是后者c(SO32-)；故D错误；

答案选D。

【点睛】

本题考查盐类水解离子方程式的书写、外界条件对盐类水解平衡的影响、影响水的离子积的因素、SO32-的还原性。解题时注意从温度和浓度两个角度进行分析。4、D【分析】【分析】

【详解】

A．由图可知，惰性电极Ⅱ上生成氧气，应该是阳极，发生氧化反应，电源b端为正极；故A错误；

B．根据生成氨气的反应：2Fe+N2+3H2O=Fe2O3+2NH3可知生成3.4克NH3转移0.6mol电子，再由可得n(O2)=0.15mol；由于氧气所处温度未知，不能计算氧气的体积，故B错误；

C．纳米Fe2O3起催化作用，惰性电极I首先氧化铁得电子生成铁单质Fe2O3+3H2O+6e-=2Fe+6OH-，再发生反应2Fe+N2+3H2O=Fe2O3+2NH3；铁单质再生成氧化铁，故惰性电极I上应该发生两个反应，故C错误；

D．由C分析可得生成氨气的反应：2Fe+N2+3H2O=Fe2O3+2NH3；故D正确；

故答案为：D。5、B【分析】【分析】

【详解】

A．∆H-T∆S＜0；可自发进行，要综合考虑反应的焓变与熵变，所以∆H＜0时反应不一定能自发进行，A错误；

B．4Fe(s)+3O2(g)=2Fe2O3(s)中∆S＜0；常温能自发进行，则∆H-T∆S＜0，说明该反应的焓效应占主体，焓效应大于熵效应，B正确；

C．CaCO3(s)=CaO(s)+CO2(g)中∆S＞0；室温下不能自发进行，则∆H-T∆S＞0，说明该反应的∆H＞0，C错误；

D．在其他外界条件不变的情况下；汽车排气管中使用催化剂，可改变反应速率，但不能改变产生尾气反应的方向，D错误；

故答案选B。二、填空题(共7题，共14分)6、略

【分析】【详解】

(1)A．水的电离是一个吸热过程；加热至100℃，水的电离平衡向右移动，但溶液仍呈中性，A不符合题意；

B．加入的NaHSO4(s)溶于水后发生完全电离；溶液呈酸性，将抑制水电离，使水的电离平衡向左移动，B不符合题意；

C．加入CH3COONa(s)溶于水后，电离产生的CH3COO-水解；促进水电离，但溶液呈碱性，C不符合题意；

D．加入NH4Cl(s)溶于水后，电离产生的水解；促进水电离，溶液呈酸性，D符合题意；

答案为：D；

(2)在t℃时，测得0.01mol/L的NaOH溶液的pH=11，则c(H+)=10-11mol/L，c(OH-)=0.01mol/L，则该温度下水的离子积为KW=10-11×10-2=1×10-13，因为水的电离是一个吸热过程，水的离子积常数增大，则表明平衡正向移动，溶液的温度升高，此温度大于25℃。答案为：1×10-13；大于；

(3)在25℃时，KW=1×10-14；

①若所得溶液呈中性，且a=11，b=3，则10-3mol/L×VaL=10-3mol/L×VbL，则Va∶Vb=1:1。

②若所得混合溶液的pH=10，且a=12，b=2，则Va∶Vb=101:99。答案为：1:1；101:99。【解析】①.D②.1×10-13③.大于④.1:1⑤.101:997、略

【分析】【分析】

【详解】

(1)当正、逆反应速率相等时，反应达到平衡，即v正=v逆，即k正·c(N2)·c3(H2)=k逆·c2(NH3)，则反应N2+H2⇌NH3的平衡常数K=

(2)已知合成氨的反应升高温度平衡常数会减小，则说明升温平衡逆向移动，正反应为放热反应，则该反应的正反应活化能E1和逆反应活化能E2的相对大小关系为：E12；

(3)工业合成氨的反应为气体分子数减小的反应；所以增大压强可以加快反应速率，同时使平衡正向移动，提高原料气的利用率和产品的产率；

(4)假设到平衡时氮气转化浓度为xmol/L；则有。

根据压强比等于物质的量比分析，有关系式：=解x=0.45；

①达到平衡时N2的转化率为×100%=90%；

②用压强表示该反应的平衡常数Kp==48MPa-2；

③合成氨的反应为放热反应，若升温，则反应速率增大，平衡逆向移动，氨气的体积分数减小，可能的点为A。【解析】①.②.<③.加快反应速率，同时使平衡正向移动，提高原料气的利用率和产品的产率④.90%⑤.48MPa-2⑥.A8、略

【分析】【分析】

⑴依据化学方程式和平衡常数概念书写得到表达式；由表中数据可知升高温度平衡常数减小，说明正反应放热，平衡正向移动，如温度不变，则平衡常数不变；

⑵达到化学平衡状态；各组分浓度不变，正逆反应相等，以此判断；

⑶实验1中平衡时H2的物质的量，可知生成的CO2的物质的量，可计算CO2的反应速率；分析实验1和实验2；实验1加入的起始物质比实验2多，但温度比实验2温度低，达到平衡所需时间长，则说明温度较高，反应速率较大。

【详解】

(1)反应的化学方程式为CO(g)+H2O(g)⇌CO2(g)+H2(g)，则由表中数据可知升高温度平衡常数减小，说明正反应放热，平衡正向移动，如温度不变，则平衡常数不变，如降温，则平衡常数增大，正向移动，平衡常数不可能减小，只有③正确；故答案为：放热；③。

(2)(a)反应前后气体的体积不变；无论是否达到平衡状态，容器中压强都不变，不能判断是否达到平衡状态，故a不符合题意；

(b)混合气体中c(CO)不变，可说明达到平衡状态，故b符合题意；

(c)v逆(H2)=v正(H2O)；说明正逆反应速率相等，达到平衡状态，故c符合题意；

(d)c(CO)=c(CO2)；没有指出速率的方向，不能说明是否达到平衡状态，故d不符合题意；

综上所述，答案为：bc。

(3)实验1中平衡时H2的物质的量为1.6mol，可知生成1.6molCO2，可计算CO2表示的反应速率为实验2起始加入的量是实验1的一半；反应温度比实验1温度高，达到平衡所需时间比实验1少，则反应速率快，因此实验2达到平衡所需时间比实验1所需时间短的原因是实验2的温度比实验1的高；

故答案为：0.16mol∙L−1∙min−1；实验2的温度比实验1的高。【解析】K=放热③bc0.16mol•(L•min)-1实验2的温度比实验1的高9、略

【分析】【分析】

（1）化学平衡常数；是指在一定温度下，可逆反应达到平衡时各生成物浓度的化学计量数次幂的乘积除以各反应物浓度的化学计量数次幂的乘积所得的比值；升高温度平衡向吸热的方向移动，据此判断；

（2）正反应为气体体积减小的反应；增大压强，平衡向正反应方向移动，相同温度下HCl的平衡转化率比之前实验的大；

（3）设反应中氯化氢的起始的物质的量为amol，反应在P0、320°C条件下进行，达平衡状态A时，氯化氢的转化率为85%，即有85%amol的氯化氢反应生成氯气的物质的量为所以a=1.69×10-2mol；据此计算；

（4）a．增加n（HCl）；平衡正向移动；

b．体积不变加入稀有气体；各物质的浓度不变，所以平衡不移动；

c．压强不变加入稀有气体；则体积变大，相当于对原平衡体系减压，则平衡向逆反应方向移动，据此判断；

d．如果平衡常数K值增大；即平衡向正反应方向移动，即正反应速率大于逆反应的速率，由于该反应为放热反应，所以要降低温度，据此判断；

（5）B自身发生氧化还原反应生成A和D，根据转移电子守恒得该反应方程式为3ClO-=ClO3-+2Cl-；根据反应中氯元素的化合价的变化判断转移电子数。

【详解】

（1）平衡常数K=升高温度平衡向吸热的方向移动，根据图知，温度升高，氯化氢的转化下降，即平衡逆向移动，所以该反应的正反应为放热反应，故答案为：K=放热；

（2）正反应为气体体积减小的反应；增大压强，平衡向正反应方向移动，相同温度下HCl的平衡转化率比之前实验的大，故答案为：

增大压强；平衡右移，温度相同情况下，转化率增大；

3）设反应中氯化氢的起始的物质的量为amol，反应在P0、320°C条件下进行，达平衡状态A时，氯化氢的转化率为85%，即有85%amol的氯化氢反应生成氯气的物质的量为所以a=1.69×10-2，所以平衡时容器中的n（HCl）=15%amol=2.54×10-3mol；

故答案为：2.54×10-3；

（4）a．增加n（HCl）；平衡正向移动，即对正反应的反应速率影响更大，故a正确；

b．体积不变加入稀有气体，各物质的浓度不变，所以平衡不移动，正逆反应速率不变，故b错误；

c．压强不变加入稀有气体；则体积变大，相当于对原平衡体系减压，则平衡向逆反应方向移动，所以正反应的反应速率下降得更多，故c错误；

d．如果平衡常数K值增大；即平衡向正反应方向移动，即正反应速率大于逆反应的速率，由于该反应为放热反应，所以要降低温度，所以逆反应速率下降得要比正反应速率多，故d正确；

故答案为：ad；

（5）B→A+C，根据转移电子守恒得该反应方程式为3ClO-=ClO3-+2Cl-，根据方程式可知，每当有3mol的ClO-反应，可转移电子4mol，所以若有1.5molClO-发生反应，转移电子为2mol，

故答案为：3ClO-=ClO3-+2Cl-；2。【解析】K=放热增大压强，平衡右移，温度相同情况下，转化率增大2.54×10–3a、d3ClO–=2Cl–+ClO3–210、略

【分析】【分析】

由电池总反应可知，Zn失去电子，为负极，得到电子；发生还原反应，C为原电池正极。

【详解】

(1)由电池总反应可知，发生还原反应，C为原电池正极，Zn为负极，正极的电极反应式为负极的电极反应式为负极消耗故放电时负极附近溶液的减小；原电池中，阴离子移向负极，则盐桥中的移向右侧烧杯；电子经外电路由负极流向正极，即由Zn到C；放电时，铁元素的化合价由+6降为+3，故消耗的

(2)由图象中两条曲线比较可知，高铁电池的放电时间长，且放电时的电压稳定。【解析】减小右由Zn到C99使用时间长、工作电压稳定11、略

【分析】【详解】

(1)化学平衡常数等于生成物浓度的幂之积与反应物浓度的幂之积的比值，则该反应的平衡常数表达式为：K=(2)a．选用更有效的催化剂可以加快反应速率，但不能使平衡发生移动，不能提高NO的转化率，故a不选；b．升高反应体系的温度，反应速率加快，因该反应为放热反应，则升高温度时平衡逆向移动，NO的转化率降低，故b不选；c．降低反应体系的温度，反应速率减慢，因该反应为放热反应，则降低温度时平衡正向移动，NO的转化率升高，故c不选；d．缩小容器的体积，压强增大，反应速率加快，平衡向气体减少的方向移动，即向该反应的正反应方向移动，NO的转化率升高，故d选；答案选：d；(3)①本实验是为了分别验证温度、催化剂比表面积对化学反应速率的影响规律，对比实验I、II可知，两组实验中催化剂的比表面积不同，说明实验I、II是探究催化剂的比表面积对化学反应速率的影响，则其他条件应该相同，即T1=280℃，且c1=1.2×10-3mol/L；对比实验II、III可知，两组实验中的温度不同，说明实验II、III是探究温度对化学反应速率的影响，则其他条件应该相同，即c3=1.2×10-3mol/L；②实验Ⅱ增大了催化剂的比表面积，反应速率加快，可缩短达到平衡的时间，但平衡不移动，NO的平衡浓度和实验I相同，说明曲线A为实验II；实验II、III对比，实验III升高了温度，反应速率加快，可缩短达平衡的时间，该反应为放热反应，升温平衡逆向移动，NO的平衡浓度增大，说明曲线B为实验III。【解析】K=d2801.2×10-3Ⅲ12、略

【分析】【详解】

(1)若在5分钟时反应达到平衡，此时NH3的物质的量为0.2mol，由方程式可知，消耗氮气为0.1mol，容器体积为2L，则浓度是0.1mol÷2L＝0.05mol/L，则v(N2)=0.05mol/L÷5min=0.01mol·L-1·min-1；根据方程式可知平衡时消耗的H2为0.3mol，所以转化率为=50%；

(2)该反应焓变小于0为放热反应；所以降低温度可以使平衡正向移动，氢气的转化率提高；及时移走氨气也可以使平衡正向移动，增大氢气的转化率；该反应为气体系数之和减小的反应，所以缩小体积增大压强可以使平衡正向移动，氢气的转化率增大；加入一定量的氮气也可以使平衡正向移动，氢气的转化率增大；

(3)①正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，故K1>K2；

②400℃时，反应2NH3(g)⇌N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数与N2(g)+3H2(g)⇌2NH3(g)的平衡常数互为倒数，则400℃时，反应2NH3(g)⇌N2(g)+3H2(g)的化学平衡常数K=1÷0.5=2；

当测得NH3、N2和H2物质的量分别为3mol、2mol和1mol时，各物质的浓度分别为6mol/L、4mol/L、2mol/L，所以此时浓度商Qc=<K，所以反应向正反应进行，则该反应的v(N2)正>v(N2)逆。【解析】0.01mol·L-1·min-150缩小容器体积增大压强、降低温度、加入一定量的N2、增大压强>2>三、判断题(共8题，共16分)13、B【分析】【详解】

泡沫灭火器中的试剂是Al2(SO4)3溶液与NaHCO3溶液。故错误。14、B【分析】【详解】

稀释使盐水解程度增大，但溶液总体积增加得更多。盐的浓度降低、水解产生的氢氧根浓度也降低，碱性减弱。所以答案是：错误。15、B【分析】【详解】

镍镉电池不能随意丢弃的主要原因是镍、镉属于重金属，会对环境造成严重的污染，故错误。16、B【分析】【分析】

【详解】

室温下，某溶液的c(H＋)＞10-7mol·L-1，则该溶液呈碱性，故答案为：错误。17、B【分析】【详解】

稀释能促进盐类水解，但是体积增加幅度更大。因此盐的浓度越低，越促进水解、盐水解产生的氢离子或氢氧根离子浓度也越低、则溶液的酸性或碱性则越弱。则答案是：错误。18、A【分析】【分析】

【详解】

在任何水溶液中都存在水的电离平衡，水电离产生H＋和OH-，根据水电离方程式：H2OH＋+OH-可知：水电离出的H＋和OH-数目相等，由于离子处于同一溶液，溶液的体积相等，因此溶液中c(H＋)和c(OH-)相等，所以任何水溶液中水电离出的c(H＋)和c(OH-)相等这句话是正确的。19、A【分析】【详解】

一定温度下，反应MgCl2(l)⇌Mg(l)＋Cl2(g)的ΔH＞0、ΔS＞0，正确。20、A【分析】【详解】

除去NaCl溶液中少量的Na2S：加入AgCl后再过滤，正确。四、结构与性质(共2题，共10分)21、略

【分析】【详解】

(1)一种钴氧化物晶胞如图1所示，根据晶胞结构，可得：钴离子=12×+1=4，O2-=8×+6×=4：故晶胞为：CoO，即钴为+2价，Co的原子序数为27，失去2个电子后，Co2+的基态核外电子排布式为：1s22s22p63s23p63d7或[Ar]3d7，该氧化物中钴离子基态核外电子排布式为[Ar]3d7。故答案为：[Ar]3d7；

(2)①Co2O3在酸性条件下，把Na2SO3氧化为Na2SO4，自身被还原为Co2+，Co2O3发生反应的离子方程式Co2O3++4H+=2Co2+++2H2O。故答案为：Co2O3++4H+=2Co2+++2H2O；

②首先满足：pH＞6.7，使Al3+、Fe3+、Cu2+完全沉淀，根据Co2+完全沉淀时(c(Co2+)≤1.0×10-5mol•L-1)的为9.4，可得c(H+)=1×10-9.4，Kw=c(H+)×c(OH-)=1×10-14，解得：c(OH-)=1×10-4.6，Ksp[Co(OH)2]=c(Co2+)×c2(OH-)=1.0×10-5×(1×10-4.6)2=1.0×10-14.2，现浸取液中c(Co2+)=0.1mol/L，Ksp[Co(OH)2]=c(Co2+)×c2(OH-)=1.0×10-14.2，解得：c(OH-)=1×10-6.6，进一步解得：c(H+)=1×10-7.4，pH=7.4，若浸取液中c(Co2+)=0.1mol/L，则须调节溶液pH的范围是6.7≤pH<7.4(加入NaClO3和NaOH时，溶液的体积变化忽略)。故答案为：6.7≤pH<7.4；

③Co2++n(HA)2CoA2·(n-1)(HA)2+2H+，当溶液pH处于4.5~6.5范围内，Co2+萃取率随溶液pH的增大而增大(如图2所示)，其原因是pH增大，c(H+)减小，平衡正向进行，Co2+萃取率增大。向萃取所得有机相中加入H2SO4，反萃取得到水相。该工艺中设计萃取、反萃取的目的是富集、提纯Co2+(或分离Co2+和Mn2+)。故答案为：pH增大，c(H+)减小，平衡正向进行，Co2+萃取率增大；富集、提纯Co2+(或分离Co2+和Mn2+)；

④由图可知，CoC2O4•2H2O的质量为18.3g，其我知道可为0.1mol，Co元素质量为5.9g，C点钴氧化物质量为8.03g，氧化物中氧元素质量为8.03g-5.9g=2.13g，则氧化物中Co原子与O原子物质的量之比为0.1mol：≈3：4，C的Co氧化物为Co3O4；B点对应物质的质量为14.7g，与其起始物质的质量相比减少18.3g-14.7g=3.6g，为结晶水的质量，故B点物质为CoC2O4，与氧气反应生成Co3