西宁2025-2026学年第一学期期末教学质量检测试题(卷)高二化学

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、己二酸是合成尼龙－66的主要原料之一。实验室合成己二酸的原理、有关数据及装置示意图如下：3＋8HNO3 —→ 3＋8NO↑＋7H2O

实验步骤如下：

Ⅰ．在三口烧瓶中加入16 mL 50%的硝酸（密度为1.31 g/cm3），再加入1～2粒沸石，滴液漏斗中盛放有5.4 mL环己醇。

Ⅱ．水浴加热三口烧瓶至50℃左右，移去水浴，缓慢滴加5～6滴环己醇，摇动三口烧瓶，观察到有红棕色气体放出时再慢慢滴加剩下的环己醇，维持反应温度在60 ℃～65 ℃之间。

Ⅲ．当环己醇全部加入后，将混合物用80 ℃～90 ℃水浴加热约10 min（注意控制温度），直至无红棕色气体生成为止。

Ⅳ．趁热将反应液倒入烧杯中，放入冰水浴中冷却，析出晶体后过滤、洗涤、干燥、称重。

请回答下列问题：

（1）装置b的名称为 ，使用时要从   （填“上口”或“下口”）通入冷水；滴液漏斗的细支管a的作用是  

（2）本实验所用50％的硝酸的物质的量浓度为   ；实验中，氮氧化物废

气（主要成分为N02和NO)可以用NaOH溶液来吸收，其主要反应为：

2N02+2NaOH=NaN02+NaN03+H20和NO+N02+2NaOH=2NaN02+H20

其中NaOH溶液可以用Na2C03溶液来替代，请模仿上述反应，写出Na2C03溶液吸收的两个方程式：

  ；  

（3）向三口烧瓶中滴加环己醇时，反应温度迅速上升，为使反应温度不致过高，必要时可采取的措施是   。

（4）为了除去可能的杂质和减少产品损失，可分别用 和   洗涤晶体。

3、将亚硒酸与高锰酸钾共热可制得硒酸（H2SeO4），配平该反应方程式，并标出电子转移的方向和数目__________。

____H2SeO3 +____KMnO4  →____K2SeO4+____MnSeO4+____H2SeO4+____

4、(1)比较得电子能力的相对强弱：_______(填“>”“<”或“=”)；用一个化学方程式说明和得电子能力的相对强弱：_______。

(2)液态中存在分子缔合现象，原因是_______。

5、化学上把外加少量酸、碱，而pH基本不变的溶液，称为缓冲溶液。

I.现有25℃时，浓度均为的和的缓冲溶液，pH=4.76，回答下列问题：[25℃时，为盐的水解常数]

(1)25℃时_______(写表达式)，计算_______(保留三位有效数字)。

(2)该缓冲溶液中离子浓度由大到小的顺序是_______。

(3)用1.0L上述缓冲溶液中滴加几滴NaOH稀溶液(忽略溶液体积的变化)，反应后溶液中c(H+)_______mol/L。

(4)改变下列条件，能使稀溶液中保持增大的是_______。

a.升温   b.加入NaOH固体   c.稀释   d.加入CH3COONa固体

II.人体血液里主要通过碳酸氢盐缓冲体系()维持pH稳定。已知正常人体血液在正常体温时，的一级电离常数，，。由题给数据可算得正常人体血液的pH约为_____，当过量的酸进入血液中时，血液缓冲体系中的值将___(填“变大”“变小”或“不变”)。

6、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）。

7、以黄铜矿（主要成分为铁、铜、硫三种元素组成的化合物）为基本原料，通过一系列的冶炼可得到铜、铁、SO2、SO3、H2SO4等物质，回答下列问题：

（1）基态铁原子价层电子排布式为____________，基态硫原子的核外电子共有_______种不同的能量。硫元素所在周期的非金属元素第一电离能由大到小的顺序为__________。

（2）SO2、SO3、H2SO4中，硫原子的杂化轨道类型为sp3的物质是________，SO2的分子构型是____________，属于非极性分子的氧化物是___________。

（3）在溶液中Cu2+易与水形成［Cu(H2O)6］2+而显蓝色，向相应的溶液中加入足量的氨水可得到［Cu(NH3)4(H2O)2］2+，则［Cu(NH3)4(H2O)2］2+中Cu2+的配位数是________________，氧铜配位键与氮铜配位键相比，较稳定的是___________________。

（4）氧化铜的熔点为1326℃、沸点为1800℃；氧化亚铜的熔点为1235℃、沸点为1100℃，试解释导致这种差异最可能的原因是___________。

（5）由铁、铜、硫形成的某种化合物的晶胞是一个长方体，结构如图所示，则该化合物的化学式为____________。若晶体密度为dg·cm﹣3，则晶胞的高h=_______pm（写出简化后的计算式即可）。

8、简要回答下列问题。

（1）金属钠通常保存在煤油中的原因是__________。

（2）氢气被称为理想“绿色能源”的原因是________。

（3）垃圾分类处理已成为新时尚。废电池必须集中回收处理的原因是___。

9、氯化钡是白色的晶体，易溶于水，微溶于盐酸和硝酸，难溶于乙醇和乙醚，易吸湿，需密封保存。工业上制备BaCl2·2H2O有如下两种途径：

途径1：以重晶石（主要成分BaSO4)为原料，流程如下：

(1)写出“溶解”时反应的化学方程式方程式：________________________。

(2)“高温焙烧”时必须加入过量的炭，同时还要通入空气，其目的是_____________。

(3)结晶得到的晶体，需用乙醇洗涤的理由是_______________________。

途径2：以毒重石（主要成分BaCO3，含CaCO3、MgCO3、Fe2O3、SiO2等杂质）为原料，流程如下：

已知：Ksp(BaC2O4)=1.6×10-7，Ksp(CaC2O4)=2.3×10-9，Ksp[Mg(OH)2]=1.8×10-11。

(4)滤渣I的成分为________(填化学式)。

(5)滤渣II中含_________(填化学式)。过滤析出后，滤液中含有的Mg2+浓度为_______。

(6)加入H2C2O4时应避免过量，其原因是为了防止生成______(填化学式)。

10、光卤石是制取钾肥的重要原料，也是提炼金属镁的重要原料。纯净的光卤石的组成可表示为KCl·MgCl2·nH2O。某化学小组为了测定纯净的光卤石的组成，进行如下实验：

实验l：用下图所示装置测定纯净的光卤石中结晶水的含量。

（1）装置A的作用是______________________。装置B中的试剂是___________。装置D的作用是______________________。

（2）实验步骤包括：

①点燃装置C处的酒精灯

②打开装置A处的分液漏斗的活塞

③组装仪器，并检查装置的气密性

④装入药品

⑤关闭装置A处的分液漏斗的活塞

⑥熄灭装置C处的酒精灯

上述实验步骤的先后顺序为______________________（填序号）。

（3）写出装置C中硬质玻璃管内发生反应的化学方程式：___________________________(光卤石用“KCl·MgCl2·nH2O”表示)。

（4）若装置C中硬质玻璃管的质量为a g，实验前称量得硬质玻璃管和样品的总质量为b g，充分反应并冷却后，称量得硬质玻璃管和剩余固体的总质量为c g。则KCl·MgCl2·nH2O 中n=___________ （用含a、b、c的代数式表示）。

实验Ⅱ：测定纯净的光卤石中Mg2+的质量分数。

取wg纯净的光卤石溶于适当过量的稀硝酸中，再用水稀释，配制成250 mL溶液。取25.00 mL所配制的溶液于锥形瓶中，滴几滴K2CrO4溶液(作指示剂)，用c mol·L−1AgNO3标准溶液滴定至终点，消耗AgNO3标准溶液V mL。

（5）纯净的光卤石中所含Mg2+的质量分数为___________%(用含w、c、V的代数式表示)。

（6）若滴定开始时仰视读数，滴定终点时俯视读数，则测得的结果会___________(填“偏高”“偏低”或“无影响”)。

11、某课外兴趣小组成员为研究金属铜与强酸的反应 ，将6.4g铜粉分为两等份，进行了如下实验，请完成有关计算。

(1)取其中一份铜粉投入200mL氢离子浓度为 1mol•L-1 硫酸和硝酸混合液中，微热使反应充分完成后，生成一氧化氮气体448mL(标准状况)。则反应前混合溶液中硫酸的物质的量浓度为_________(写出计算过程)。

(2)用NaOH溶液吸收氮氧化物是防止NO2污染的一种方法。原理为2NO2 + 2NaOH=NaNO3 + NaNO2 + H2O，NO + NO2 + 2NaOH=2NaNO2 + H2O。取另一份铜粉溶于过量的硝酸溶液，假设硝酸的还原产物只有一氧化氮和二氧化氮，生成的混合气体能被amol NaOH溶液完全吸收，试讨论a的取值范围：_____。

12、由含碘废水制取碘酸钾的一种工艺如下：

（1）H2O2的结构式为___。“制I2”过程中加入的硫酸不能过多的原因是_____。

（2）制CuI（s）步骤反应的离子方程式为_________。

（3）工艺中五种物质的制备反应中，不涉及氧化还原反应的步骤是“制___”。

（4）“制KI（aq）”时，该温度下水的离子积为Kw＝1.0×10－13，Ksp[Fe（OH）2]＝9.0×10－15。为避免0.9 mol·L－1 FeI2溶液中Fe2+水解生成胶状物吸附I-，起始加入K2CO3必须保持溶液的pH不大于________。

（5）“制KIO3溶液”反应的离子方程式为______。

（6）KCl、KIO3的溶解度曲线如图所示。流程中由“KIO3（aq）”得到KIO3晶体的操作步骤为____。

13、乙烯是合成多种高分子材料的原料，将液化石油气中的乙烷转化为乙烯是科学家探索石油产品综合利用的一个热点。

(1)C2H6与CO2反应可以制取乙烯：C2H6(g)+CO2(g)⇌C2H4(g)+CO(g)+H2O(g) ΔH=+117kJ·mol-1，该反应历程可以分为两步：

i．C2H6(g)⇌C2H4(g)+H2(g) ΔH1(反应速率较快)

ii．CO2(g)+H2(g)⇌CO(g)+H2O(g) ΔH2=+41kJ·mol-1(反应速率较慢)

①ΔH1=___________kJ·mol-1。

②结合反应历程，改变反应物___________(填“C2H6”或“CO2”)的浓度对总反应速率影响更大，原因为___________。

(2)乙烷的催化氧化是一种新型的制备乙烯的方法：   ΔH＞0。在一定温度下，向恒容密闭容器中通物入质的量之比为2：1的C2H6和O2，初始压强为150kPa，发生催化氧化反应，若10min达到平衡状态时C2H6的转化率为20%。

①平衡时体系的压强为___________kPa。

②0~10minC2H6的分压平均变化速率为___________kPa·min-1。

③上述反应达到平衡后，欲同时增大反应速率和C2H6的转化率，可以采取的措施有___________(填序号)。

A．升高温度　　　B．通入惰性气体　　　C．增加的用量　　　D．加入催化剂

(3)乙烷的催化裂解也可制备乙烯：C2H6(g)⇌C2H4(g)+H2(g)催化裂解过程中利用膜反应新技术可以实现边反应边分离出生成的氢气。不同温度下，1.0mol乙烷在容积为1.0L的恒容密闭容器中发生催化裂解反应。氢气移出率α[α=]不同时，C2H6的平衡转化率与反应温度的关系如图所示：

①相同温度时，α3、α2、α1依次增大，则对应的C2H6的平衡转化率也依次___________，判断的理由为___________。

②A点时平衡常数K=0.81，则α1=___________。