儋州2025-2026学年第一学期期末教学质量检测试题(卷)高三化学

1、用图示装置及药品制备有关气体，其中能达到实验目的的是(       )

A．A

B．B

C．C

D．D

2、二氧化硫、氯气、氧化亚砜均为重要的工业原料。工业上用SO2、SCl2与Cl2反应合成氯化亚砜：SO2(g)+Cl2(g)+SCl2(g)2SOCl2(g)

(1)在373K时，向10L的密闭容器中通入SO2、SCl2与Cl2均为0.20mol，发生上述反应。测得其压强(p)随时间(t)的变化为表中数据Ⅰ(反应达到平衡时的溫度与起始温度相同，P0为初始压强)。

谪回答下列问题：

①该反应的△H_________(填“>”“ <”或“=”)0。

②若只改变某一条件，其他条件相同时.测得其压强随时间的变化为表中数据Ⅱ，则改变的条件是_________ 。

(2)如图是某同学测定上述反应的平衡常数的对数值(lgK)与温度的变化关系点。

①A点的数值为______________。(己知：lg4=0.6)

②当升高到某一温度吋.反应重新达到平衡，A点可能变化为___________点。

(3)己知反应 S4(g)+4Cl2(g) = 4SCl2(g)的△H=-4kJ·mol-1，1molS4(g)、lmolSCl2(g)分子中化学键断裂时分别需要吸收1064kJ、510kJ的能量，则1molCl2(g)分子中化学键断裂时需吸收的能量为__________kJ。

(4)常温下饱和亚硫酸溶液的物质的量浓度为1.25mol/L，电离常数为Ka1=1.54×10-2  Ka2=1.02×10-7。

①SOCl2溶于水中可形成两种酸，其中HCl的物质的量浓度为10mol/L时，H2SO3的物质的量浓

度_______(大于、小于、等于)1.25mo1/L。

②向10mL饱和H2SO3溶液中滴加相同物质的量浓度的NaOH溶液VmL，当V=amL时，溶液中离子浓度有如下关系：c (Na+) =2c (SO32-) +c (HSO3-) ；当V=bmL时，溶液中离子浓度有如下关系：c (Na+) =c(SO32-) +c (HSO3-) +c(H2SO3)；则 a________b(大于、小于、等于)。

3、为有效控制雾霾，各地积极采取措施改善大气质量。有效控制空气中氮氧化物、碳氧化物和硫氧化物显得尤为重要。

（1）在汽车排气管内安装催化转化器，可将汽车尾气中主要污染物转化为无毒的大气循环物质。

已知：① ∆H=180.5kJ·

②C和CO的燃烧热（∆H）分别为-393.5kJ·和-283kJ·

则2NO（g）+2CO（g）=N2（g）+2CO2（g） ∆H=_________kJ·

（2）将0.20molNO和0.10molCO充入一个容积为1L的密闭容器中，反应过程中物质浓度变化如图所示。

①CO在0—9min内的平均反应速率=__________ mol·L-1·（保留两位有效数字）；第12min时改变的反应条件可能为_________。

A.升高温度 B.加入NO

C.加催化剂   D.降低温度

②该反应在第18min时又达到平衡状态，此时的体积分数为________（保留三位有效数字），化学平衡常数K=____________（保留两位有效数字）。

（3）通过人工光合作用能将水与燃煤产生的转化为HCOOH和。已知常温下0.1mol·的HCOONa溶液pH=10，则HCOOH的电离常数Ka=__________。

4、(1)比较元素非金属性的相对强弱：________(填“>”、“<”或“=”)；用一个化学方程式说明与氧化性的相对强弱________。

(2)离子化合物可被用于治疗消化道疾病，各原子均满足8电子稳定结构。写出的电子式________。

(3)半导体材料单晶硅的熔点高、硬度大，主要原因是________。

5、工业上常利用FeSO4还原酸浸软锰矿(主要成分MnO2，杂质为Si、Fe和Al等元素的化合物)制备MnSO4·H2O。

(1)①FeSO4还原MnO2生成MnSO4反应的离子方程式为___。

②Fe2+基态核外电子排布式为___。

(2)在一定温度下，软锰矿与FeSO4、硫酸、蒸馏水按照一定比例混合搅拌反应。混合体系液固比(g·mL-1)对锰浸取率(%)的影响如图所示。反应需要控制液固比=4：1：当液固比＜4：1时，锰浸取率随液固比增大而迅速上升的原因是___。

(3)浸取液经氧化、中和等系列操作后，可得到MnSO4·H2O粗产品。通过下列方法测定产品纯度：准确称取3.000g样品，加适量ZnO及H2O煮沸、冷却，转移至锥形瓶中，用0.5000mol·L-1KMnO4，标准溶液滴定至溶液呈红色且半分钟不褪色，消耗标准溶液20.00mL计算MnSO4·H2O样品的纯度(写出计算过程)：___。

已知：2KMnO4+3MnSO4+2H2O=5MnO2↓+K2SO4+2H2SO4

6、硫酸铵是化工、染织、医药、皮革等工业原料。某硫酸工厂利用副产品Y处理尾气SO2得到CaSO4，再与相邻的合成氨工厂联合制备(NH4)2SO4，工艺流程如下：

请回答以下问题：

（1）下列有关(NH4)2SO4溶液的说法正确的是_____

A．电离方程式:(NH4)2SO42NH4++SO42-

B．水解离子方程式：NH4++H2ONH3•H2O+H+

C．离子浓度关系：c(NH4+)+c(H+)=c(SO42-)+c(OH–) 

D．微粒浓度大小：c(NH4+)>c(SO42-)>c(H+)>c(NH3•H2O)>c(OH–) 

（2）硫酸工业中，V2O5作催化剂时发生反应2SO2+ O2 2SO3，SO2的转化率与温度、压强有关，请根据下表信息，结合工业生产实际，选择下表中最合适的温度和压强分别是__________。该反应420℃时的平衡常数_____520℃时的平衡常数（填“>”、“<”或“=”）。

（3）在2L密闭容器中模拟接触法制备三氧化硫时，若第12分钟恰好达到平衡，测得生成SO3的物质的量为1.2mol，计算前12分钟用氧气表示反应速率v(O2)为___________。

（4）副产品Y是__。沉淀池中发生的主要反应方程式是___________________。

（5）从绿色化学和资源综合利用的角度说明上述流程的主要优点是________________。

7、铝、锌、铁在人类生产和生活中有重要作用，也是人体必需的微量元素。回答下列问题：

（1）Fe2+电子排布式为___，Zn的基态原子能级最高的电子的电子云轮廓图形状为___。

（2）已知Al的第一电离能为578kJ·mol-1、Mg的第一电离能为740kJ·mol-1，请解释Mg的第一电离能比Al大的原因___。

（3）Zn2+可形成[Zn(NH3)6]SO4络合物，1mol[Zn(NH3)6]2+配离子中含σ键___mol，其阴离子中心原子的杂化方式是___，NH3的沸点高于PH3的原因是___。

（4）已知Zn2+等过渡元素离子形成的水合离子的颜色如下表所示：

请根据原子结构推测Sc3+、Zn2+的水合离子为无色的原因：___。

（5）FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚分子存在的FeCl3的结构式为___，其中Fe的配位数为___。

（6）Fe和N可组成一种过渡金属氮化物，其晶胞如图所示。六棱柱底边边长为xcm，高为ycm，NA为阿伏加德罗常数的值，则晶胞的密度为___g·cm-3（列出计算式即可）。

8、氨气在工业上有广泛用途。请回答以下问题：

（1）工业上利用N2(g)+3H2(g) 2NH3(g) ∆H<0合成氨，某小组为了探究外界条件对该反应的影响，以c0 mol/L H2参加合成氨反应，在a、b两种条件下分别达到平衡，如图A。  

①相对a而言，b可能改变的条件是   ，判断的理由是__________________。

②a条件下，0～t0的平均反应速率v(N2)= mol·L-1·min-1。 

（2）有人利用NH3和NO2构成电池的方法，既能实现有效消除氮氧化物的排放减少环境污染，又能充分利用化学能进行粗铝的精炼，如图B所示，e极为精铝。  

a极通入   气体(填化学式)，判断的理由是___________________________________

（3）某小组往一恒温恒压容器充入9mol N2和23mol H2模拟合成氨反应，图C为不同温度下平衡混合物中氨气的体积分数与总压强（p）的关系图。若体系在T2、60MPa下达到平衡。

图C

①能判断N2(g)+3H2(g) 2NH3(g)达到平衡的是______(填序号)。

a．容器内压强不再发生变化       b．混合气体的密度不再发生变化

c．v正(N2)=3v逆(H2)     d．混合气体的平均相对分子质量不再发生变化

②若T1、T2、T3温度下的平衡常数分别为K1、K2、K3，则K1、K2、K3由大到小的排序为 ．

③此时N2的平衡分压为   MPa。（分压＝总压×物质的量分数）

计算出此时的平衡常数Kp=   。（用平衡分压代替平衡浓度计算，结果保留2位有效数字并带上单位）

9、镀镍废水中的Ni2+可用还原铁粉除去。25℃时，部分氢氧化物在废水中开始沉淀和沉淀完全的pH如下表所示：

(1)还原铁粉的制备：向FeSO4溶液中加入NaBH4 (其中H为-1价)可得还原铁粉，同时生成H3BO3和H2。理论上制备1molFe，需NaBH4的物质的量为______mol。

(2)还原铁粉除镍：向废水中加入还原铁粉，可置换出镍。某小组通过实验研究废水中镍的去除效果。

①取五份废水样品各100mL，加酸或碱调节其初始pH不等，再加入等量且过量的铁粉，充分反应后测得废水中镍含量随溶液初始pH的变化如图所示。pH太小，残留的镍含量较高，原因是______；pH>6.6时，残留的镍含量随溶液初始pH增大而增多的原因是______。

②取100mL废水样品，向其中加入适量铁粉，测得溶液的pH、Fe(Ⅱ)的含量和总铁含量变化如图所示，Fe(Ⅱ)表示溶液及沉淀中+2价的铁元素，总铁表示溶液及沉淀中化合态的铁元素。40~60min内，溶液pH约为6.4，该时间段内引起Fe(Ⅱ)含量降低的反应的离子方程式为______。

③另取100mL pH约为5.8的废水样品，加入FeCl3溶液，废水中镍含量也有明显降低，原因是______。

10、草酸是一种常用的还原剂，某校高三化学小组探究草酸被氧化的速率问题。

(1)H2C2O4是二元弱酸，写出H2C2O4溶于水的电离方程式：___________。

(2)实验Ⅰ试管a中KMnO4最终被还原为Mn2+，该反应的离子方程式为__________。

(3)瑛瑛和超超查阅资料，实验Ⅰ试管c中H2C2O4与K2Cr2O7溶液反应需数月时间才能完成，但加入MnO2可促进H2C2O4与K2Cr2O7的反应。依据此资料，吉吉和昊昊设计如下实验证实了这一点。

实验Ⅳ的目的是：_______________。

(4)睿睿和萌萌对实验II继续进行探究，发现溶液中Cr2O72-浓度变化如图：

臧臧和蔡蔡认为此变化是通过两个过程实现的。

过程i：MnO2与H2C2O4反应生成了Mn2+。

过程ii：___________。

①查阅资料：溶液中Mn2+能被PbO2氧化为MnO4-。针对过程i，可采用如下方法证实：将0.0001mol MnO2加入到6mL______中，固体完全溶解；从中取出少量溶液，加入过量PbO2固体，充分反应后静置，观察到________________。

②波波和姝姝设计实验方案证实了过程ii成立，她们的实验方案如下：将2mL、0.3mol/LH2C2O4溶液与4mL0.01mol/LK2Cr2O7溶液混合，调至pH=2，加入0.0001molMnSO4固体，6分钟后现象为：______________

(5)综合以上实验可知，草酸发生氧化反应的速率与____________有关。

11、有50mL NaOH溶液，向其中逐渐通入一定量的CO2，随后取此溶液10mL将其稀释到100mL，并向此稀释后的溶液中逐滴加入0.1mol/L的HCl溶液，产生的CO2气体体积(标准状况下)与所加入的HCl的体积之间的关系如图所示：

试

(1)NaOH在吸收CO2气体后，在甲、乙两种情况下，所得溶液中存在的溶质是甲：________，其物质的量之比是：________；乙：__________，其物质的量之比是：__________。

(2)且在两种情况下产生的CO2气体(标准状况)各是甲：________mL；乙：_________mL。

(3)原NaOH溶液的物质的量浓度是_________；若以Na2O2固体溶于水配得100mL溶液需称量Na2O2_______g。

12、乙醇是重要的工业原料，合成乙醇是近年来研究的热点，其中乙酸甲酯催化加氢是制取乙醇的方法之一，包括以下主要反应：

①CH3COOCH3(g)+2H2(g)⇌C2H5OH(g)+CH3OH(g) ΔH1=-71kJ·mol-1

②CH3COOCH3(g)+H2(g)⇌CH3CHO(g)+CH3OH(g) ΔH2=+13.6kJ·mol-1

回答下列问题：

(1)反应CH3CHO(g)+H2(g)⇌C2H5OH(g)的ΔH=___________。

(2)工业生产中，控制CH3COOCH3流速为22.4m3·h-1(已换算为标准状况)，CH3COOCH3的转化率为80.0%，则CH3COOCH3的反应速率为___________mol·min-1(保留三位有效数字)。CH3COOCH3，流速过大时转化率下降，原因是___________。

(3)乙酸甲酯加氢反应通常使用铜基催化剂，催化剂1的主要成分为Cu-Al，催化剂Ⅱ的主要甲成分为Cu-Zn-Al，实验中采用催化剂I和催化剂Ⅱ测得不同温度下相同时间内乙酸甲酯的转化率如图(以反应①为主)。工业生产中应使用的催化剂是___________。(填“催化剂I”或“催化剂Ⅱ”)。

(4)在乙酸甲酯催化加氢反应体系中，下列说法正确的是___________。

A．增大H2与CH3COOCH3的初始投料比，有利于提高CH3COOCH3的转化率

B．当气体的平均摩尔质量保持不变时，说明反应体系已达平衡

C．平衡后，压缩容器体积，反应①正向移动，反应②不移动

D．选用合适的催化剂可提高CH3COOCH3的平衡转化率

(5)实验室中，一定条件下在1L密闭容器内通入2.00molCH3COOCH3和3.96molH2发生反应①和②，测得不同温度下达平衡时CH3COOCH3转化率和乙醇的选择性如下图所示。260°C时反应①的平衡常数K=___________。温度高于240℃时，随温度升高乙醇的选择性降低的原因是___________。

(乙醇的选择性=

13、“化学链燃烧技术”可以提高燃料的燃烧效率，其基本原理是借助载氧剂(如金属氧化物等)将燃料与空气直接接触的传统燃烧反应分解为几个气固反应，燃料与空气不用接触，由载氧剂将空气中的氧气传递给燃料。回答下列问题：

(1)CH4用NiO作载氧体的化学链燃烧示意图如下：

主要热化学反应如下：

I.2Ni(s)+O2(g)=2NiO(s) ∆H=-479.8kJ∙mol-1

II.CH4(g)+4NiO(s)=CO2(g)+2H2O(l)+4Ni(s) ∆H=+68.9kJ∙mol-1

①CH4的燃烧热是_______。

②与直接燃烧CH4相比“化学链燃烧”的优点为_______。

a.燃烧等质量的CH4，放出的热量多

b.有利用于二氧化碳的分离与回收

c.燃烧等质量的CH4，消耗的O2少

(2)用FeO作载氧剂部分反应的lgKp与温度的关系如图所示。［已知：平衡常数Kp是用平衡分压(平衡分压=总压x物质的量分数)代替平衡浓度］

①R点对应温度下向某恒容密闭容器中通入1.0molCO和0.2molCO2，并加入足量的FeO，只发生反应a：CO(g)+FeO(s)=CO2(g)+Fe(s)，则CO的平衡转化率为_______。

②若某恒容密闭容器中只发生反应b和c，平衡时对应上图中Q处时，容器中气体分压p(X)间应满足的关系是_______。

(3)在T℃下，向某恒容密闭容器中加入1molCH4(g)和足量的FeO(s)进行反应：CH4(g)+4FeO(s)⇌4Fe(s)+2H2O(g)+CO2(g)。反应起始时压强为Po，达到平衡状态时容器的气体压强是起始压强的2倍。

①T℃下该反应的Kp=_______。

②其他条件不变，若将该容器改为恒压密闭容器，则此时CH4的平衡转化率_______(填“增大”“减小”或“不变”)。

(4)利用电解装置可实现CH4和CO2两种分子的耦合转化其原理如图所示。

①写出生成乙烯的电极反应式为：_______。

②若生成的乙烯和乙烷的体积比为1：2，则消耗的CH4和CO2体积比为_______。