（1）N2、O2和H2相互之间可以发生化合反应，已知反应的热化学方程式如下：

N2(g)+O2(g)＝2NO(g) ΔH ＝ +180 kJ·mol－1

2H2(g)+O2(g)＝2H2O(g) ΔH ＝－483 kJ·mol－1

N2(g)+3H2(g)＝2NH3(g) ΔH＝－93 kJ·mol－1

则氨的催化氧化反应的热化学方程式为___________________________________。

（2）汽车尾气净化的一个反应原理为：2NO(g)+2CO(g)N2(g)+2CO2(g) ΔH＜0。一定温度下，将2.8mol NO、2.4mol CO通入固定容积为2L的密闭容器中，反应过程中部分物质的物质的量变化如下图所示。

①NO的平衡转化率为_________，0~20min平均反应速率v(NO) ＝__________，25min时，若保持反应温度不变，再向容器中充入CO、N2各0.8 mol，则化学平衡将_________移动（填“向左”、“向右”或“不”)。

②下列可说明该反应已经达到平衡的是_______。

a． v生成(CO2)＝ v消耗(CO)

b．单位时间内消耗2n mol CO2的同时生成n mol N≡N

c．混合气体的平均相对分子质量不再改变

d．混合气体的密度不再改变

e．NO、CO、N2、CO2的浓度相等

（3）肼(N2H4)又称联氨，是一种可燃性液体，可用作火箭燃料。已知肼空气燃料电池是一种碱性燃料电池，电解质溶液是20%～30%的KOH溶液。肼空气燃料电池放电时，负极的反应式是__________________________。

（4）假设使用肼空气燃料电池作为本过程中的电源，铜片的质量变化128 g，则肼空气燃料电池理论上消耗标准状况下的空气______L(假设空气中氧气体积分数为20%)。

A. 常温常压下，4gD2O中含有的电子数为2NA

B. 42gC2H4和C4H8的混合气中含有氢原子数为6NA

C. 25℃时，pH=1的H3PO4溶液中含有H+数为0.1NA

D. H2O(g)通过Na2O2(s)使其增重bg时，反应中转移的电子数为bNA/2

A.化合反应B.分解反应

C.复分解反应D.置换反应

【题目】某小组同学欲研究SO2的性质。

(1)将相关的含硫物质分为如下表所示3组，第2组中物质X的化学式是 。

(2)利用下图所示的装置研究SO2的性质：

(熔点：SO2 －76.1℃，SO3 16.8℃；沸点：SO2 －10℃，SO3 45℃)

①装置Ⅰ模拟工业生产中SO2催化氧化的反应，其化学方程式是 。

②甲同学按Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ的顺序连接装置，装置Ⅱ的作用是 ；装置Ⅲ中溶液逐渐褪色，生成Mn2+，同时pH降低，则该反应的离子方程式是 。

③乙同学按Ⅰ、Ⅱ、Ⅳ的顺序连接装置，若装置Ⅳ中有40 mL 2.5mol/L NaOH溶液，反应后增重4.8 g，则装置Ⅳ中发生反应的化学方程式是 。

【答案】(1)H2SO3 (2)①2SO2＋O22SO3

②使SO3凝结成固体与SO2分离 5SO2＋2H2O＋2MnO4—＝5SO42—＋2Mn2＋＋4H＋

③3SO2＋4NaOH＝Na2SO3＋2NaHSO3＋H2O

【解析】

（1）观察第三组可知，第二组中X物质应该属于硫呈+4价的含氧酸，即亚硫酸

（2）①SO2在V2O5的催化作用下可被氧化为SO3

②由所给数据可知SO3在冰水中呈固态，所以II装置是通过冷凝将混合气体分离

SO2可将酸性KMnO4中的锰元素还原，且有酸生成（溶液pH降低），故反应方程式为：5SO2+ 2H2O + 2MnO4－="=" 5SO42－+ 2Mn2++ 4H+

③SO2与NaOH溶液反应与两者的物质的量比有关：

SO2+ 2NaOH = Na2SO3+ H2O SO2+ NaOH =NaHSO3

现两者的物质的量比为4:7，直接由总方程式根据元素守恒来配平即可

【题型】实验题
【结束】
29

试回答下列问题：

(1)实验1中，沉淀最终变为_____色，写出沉淀变色的化学方程式_________________________。

(2)实验2甲针筒内的现象是：有_____________生成，活塞______移动（填向外、向内、不）。

反应后甲针筒内有少量的残留气体，正确的处理方法是将其通入___________溶液中。

(3)实验3中，甲中最后剩余的无色气体是_______，写出NO2与H2O反应的化学方程式_______。

(4)实验4中，已知：Cl2 + NH3 → N2+ HCl。甲针筒除活塞有移动，针筒内有白烟产生外，气体的颜色变化为____________，最后针筒中剩余气体的体积约为_________mL。

【题目】为探究外界条件对反应：mA(g)+nB(g)cZ(g) △H的影响，以A和B物质的量之比为m∶n开始反应，通过实验得到不同条件下达到平衡时Z的物质的量分数，实验结果如下图所示。下列判断正确的是

A. 在恒温恒压条件下，向已达到平衡的体系中加入少量Z，达新平衡时，Z的物质的量分数增大

B. 升高温度，正、逆反应速率都增大，平衡常数增大

C. 温度不变，减小压强，平衡逆向移动，达新平衡时，A的浓度比原平衡减小

D. △H＞0，m+n＞c

A. CH3CH=CHCH3分子中的四个碳原子可能在同一直线上

B. 淀粉和纤维素属于多糖， 均可在在人体内水解转化为葡萄糖，为人类提供能量

C. 分子式为 C4H8O且能和金属钠反应的有机物共有三种（不考虑立体异构）

D. 分枝酸结构简式如图，可与乙醇、乙酸反应，也可使溴的四氯化碳溶液、酸性高锰酸钾溶液褪色

己知：琼斯试剂能选择性氧化含不饱和碳的醇，而醇中的碳碳双键或三键不受影响：RCH=CHCH2OHRCH=CHCOOH

回答下列问题：

（1）A的结构简式是_______________， D生成E的反应类型是______________。

（2）D中官能团的名称是______________________。在浓硫酸和加热条件下，1mol苹果酸最多能与_______mol碳酸氢钠反应。

（3）写出B → C的化学方程式：________________________________________。

（4）化合物F是B与氢气的加成产物，F的同分异构体共有_________种（不含立体异构，不包括F）。

（5）參照上述合成路线，以异戊二烯[CH2=C(CH3)CH=CH2]为原料（无机试剂任选）设计制备的合成路线：______________________。

【题目】(1)海水淡化的方法主要有：__________、______________、_____________。

(2)金属冶炼的实质是金属化合物中的金属离子得电子被________（填“氧化”或“还原”）为金属单质的过程，写出冶炼金属钠的化学方程式：_________________________。

(3)实验室里，常用加热铵盐和碱的混合物的方法制氨，写出实验室制氨的化学方程式：________；氨溶于水得氨水，氨水呈___________性（填“酸”或“碱”）； 密度比水_______；（填“大”或“小”）写出向AlCl3溶液中滴加过量氨水的离子方程式：_________________________。

(4)溴主要以Br－形式存在于海水中，工业上制备的Br2的操作步骤为：

①一定条件下，将Cl2通入浓缩的海水中，生成Br2

②利用热空气将Br2吹出，并用浓Na2CO3溶液吸收，生成NaBr、NaBrO3等

③用硫酸酸化步骤②得到的混合物。

Br2可用热空气吹出，其原因是：_________；步骤③所发生的化学反应方程式为：_______________。

【答案】蒸馏法电渗析法离子交换法还原 2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O碱小Al3++3NH3·H2O = Al(OH)3↓+3NH4+溴的沸点较低，易挥发5NaBr+NaBrO3+3H2SO4＝3Na2SO4+3Br2+3H2O

【解析】

海水淡化的常用方法有海水冻结法、电渗析法、蒸馏法、离子交换法；金属冶炼的实质其实就是把金属从化合态变为游离态，用还原的方法使金属化合物中的金属阳离子得电子变成金属原子，原理就是利用氧化还原反应原理在一定条件下用还原剂把金属矿石中的金属离子还原成金属单质；实验室用消石灰与氯化铵共热的方法制备氨气，氨气溶于水溶液呈碱性，密度比水小；溴易挥发，可用热空气吹出；NaBr、NaBrO3在酸性条件下可发生氧化还原反应生成溴单质。

（1）淡化海水，应将水与海水中的盐进行分离，常用方法有蒸馏、电渗析以及离子交换法等。（2）金属冶炼的实质其实就是把金属从化合态变为游离态，用还原的方法使金属化合物中的金属阳离子得电子变成金属原子，工业上用电解熔融的氯化钠冶炼金属钠，反应的化学方程式为：2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑。（3）实验室用消石灰与氯化铵共热的方法制备氨气，消石灰与氯化铵共热生成氯化钙、氨气和水，反应的化学方程式为：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O；氨气溶于水溶液呈碱性，氨水密度比水小；氨水与氯化铝溶液反应生成氢氧化铝沉淀和氯化铵溶液，反应的离子方程式为：Al3++3NH3·H2O = Al(OH)3↓+3NH4+。（4）海水提溴时，溴的沸点较低，易挥发，可用热空气吹出；NaBr、NaBrO3在酸性条件下可发生氧化还原反应生成溴单质，反应的化学方程式为5NaBr+NaBrO3+3H2SO4＝3Na2SO4

+3Br2+3H2O。

【题型】填空题
【结束】
27

(1)用pH试纸检验，表明溶液呈强酸性；

(2)取部分溶液，加入数滴氯水及2 mL CCl4，经振荡后CCl4层呈紫红色；

(3)另取部分溶液，加入NaOH 溶液使其变为碱性，无沉淀生成；

(4)取部分上述碱性溶液，加Na2CO3溶液，有白色沉淀生成；

(5)将(3)得到的碱性溶液加热，有气体放出，该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝；

根据上述实验事实，可知原溶液中肯定含有的离子是_________；肯定没有的离子是_______________。

【题目】铜与一定量浓硝酸恰好完全反应，得到硝酸铜溶液和NO2、N2O4、NO的混合气体，将这些气体与0.84LO2（标准状况）混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸，若向所得硝酸铜溶液中加入5mol/L NaOH溶液至Cu2+恰好完全沉淀，消耗NaOH溶液的体积是

A. 60mL B. 45mL

C. 30mL D. 15mL

【答案】C

【解析】

向所得硝酸铜溶液中加入NaOH溶液至Cu2+恰好完全沉淀，沉淀为Cu（OH）2，由电荷守恒可知，Cu提供电子物质的量等于氢氧化铜中氢氧根的物质的量，生成NO2、NO的混合气体与0.84L O2（标准状况）混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸，纵观整个过程，由电子转移守恒，可知Cu提供电子等于氧气获得的电子，据此计算n（NaOH），进而计算消耗氢氧化钠溶液体积。

NO2、N2O4、NO混合气体与0.84LO2（标准状况）混合后通入水中，所有气体完全被水吸收生成硝酸，说明整个过程中被还原的HNO3反应前后没有变化，即Cu失去的电子都被O2得到了，根据得失电子守恒建立关系式：n（Cu）×2=n（O2）×4，解得n（Cu）0.0325mol×2=0.075mol，根据Cu原子个数守恒可知Cu（NO3）2为0.075mol；根据 Cu2+—2OH—得NaOH 为 0.075mol×2=0.15 mol，则NaOH,溶液的体积V为0.15 mol/5mol/L=30mL，故选C。

【点睛】

本题主要考查了金属与硝酸反应的计算，根据氧化还原反应中电子得失守恒和原子个数守恒计算是解答的关键。

【题型】单选题
【结束】
26

(2)金属冶炼的实质是金属化合物中的金属离子得电子被________（填“氧化”或“还原”）为金属单质的过程，写出冶炼金属钠的化学方程式：_________________________。

(3)实验室里，常用加热铵盐和碱的混合物的方法制氨，写出实验室制氨的化学方程式：________；氨溶于水得氨水，氨水呈___________性（填“酸”或“碱”）； 密度比水_______；（填“大”或“小”）写出向AlCl3溶液中滴加过量氨水的离子方程式：_________________________。

(4)溴主要以Br－形式存在于海水中，工业上制备的Br2的操作步骤为：

①一定条件下，将Cl2通入浓缩的海水中，生成Br2

②利用热空气将Br2吹出，并用浓Na2CO3溶液吸收，生成NaBr、NaBrO3等

③用硫酸酸化步骤②得到的混合物。

Br2可用热空气吹出，其原因是：_________；步骤③所发生的化学反应方程式为：_______________。

（1）写出C基态原子的价层电子排布____________，F基态原子的外围电子排布式_____________。

（2）下列说法不正确的是____________ (填序号）。

A．二氧化硅的相对分子质量比二氧化碳大，所以沸点：SiO2 > CO2

B．笫一电离能由小到大的顺序：B <C < D

C．N2与CO为等电子体，结构相似

D．稳定性：H2O> H2S，水分子更稳定的原因是水分子间存在氢键

（3）F元素位于周期表中_________区，其离子是人体内多种酶的辅因子，人工模拟酶是当前研究的热点。向F的硫酸盐溶液中通人过量的C与A形成的气体X可生成[F(X)4]2+，该离子的结构式为__________(用元素符号表示）。

（4）某化合物与F(I)（I表示化合价为+ 1)结合形成下图1所示的离子，该离子中碳原子的杂化方式为________________________________。

（5）B单质的一种同素异形体的晶胞如下图2所示，则一个晶胞中所含B原子的个数为____________。

（6）D与F形成离子个数比为1：1的化合物,晶胞与NaCl类似，设D离子的半径为apm， F离子的半径bpm，则该晶胞的空间利用率为_______________。