1 . 研究含氮和含硫化合物的性质在工业生产和环境保护中有重要意义。
（1）制备硫酸可以有如下两种途径：
2SO₂(g)+O₂(g)=2SO₃(g) △H=-198kJ·mol^-1
SO₂(g)+NO₂(g)=SO₃(g)+NO(g) △H=-41.8kJ·mol^-1
若CO的燃烧热为283 kJ·mol^-1，则1molNO₂和1mol CO 反应生成CO₂和NO的能量变化示意图中E₂=_________kJ·mol^-1

（2）锅炉烟道气含CO、SO₂，可通过如下反应回收硫：2CO(g)+SO₂(g)S(l)+2CO₂(g)。某温度下在2L恒容密闭容器中通入2 molSO₂和一定量的CO发生反应，5min后达到平衡，生成1molCO₂。其他条件不变时SO₂的平衡转化率反应温度的变化如图A，请解释其原因：_________
②第8分钟时，保持其他条件不变，将容器体积迅速压缩至1L，在10分钟时达到平衡，CO的物质的量变化了1mol。请在图B中画出SO₂浓度从6~11分钟的变化曲线。

（3）已知某温度下，H₂SO₃的电离常数为K₁≈l.5×10^-2， K₂≈1.0×10^-7，用NaOH溶液吸收SO₂，当溶液中HSO₃^-, SO₃^2-离子相等时，溶液的pH值约为_________
（4）连二亚硫酸钠（Na₂S₂O₄）具有强还原性，废水处理时可在弱酸性条件下加入亚硫酸氢钠电解产生连二亚硫酸根，进而将废水中的HNO₂还原成无害气体排放，连二亚硫酸根氧化为原料循环电解。产生连二亚硫酸根的电极反应式为_________，连二亚硫酸根与HNO₂反应的离子方程式_________。

2 . 碲（Te)的单质和化合物在化工生产等方面具有重要应用。
(1)下列关于碲及其化合物的叙述不正确的是_______。

A．Te位于元素周期表的第五周期ⅣA族

B．Te的氧化物通常有TeO2和TeO3

C．H2TeO4的酸性比H2SO4酸性强

D．热稳定性H2Te比H2S弱，H2Te比HI强

(2)25℃时，亚碲酸（H₂TeO₃)的 = 1×10^-3, =2×10^-8。0. 1 mol . L^-1H₂TeO₃ 的电离度 a 约为___________ (); NaHTeO₃的溶液的pH_______7(填“＞”、“=”或“＜”）。
(3)TeO₂微溶于水，易溶于较浓的强酸和强碱。工业上常用铜阳极泥（主要含有TeO₂、少量Ag、Au)为原料制备单质碲，其工艺流程如下：

①“碱浸”时TeO₂发生反应的化学方程式为 _________。
②“沉碲”时控制溶液的pH为4. 5～5. 0,生成Tea沉淀。酸性不能过强的原因是_________；防止局部酸度过大的操作方法是____________。
③“酸溶”后，将SO₂通入TeCl₄酸性溶液中进行“还原”得到碲，该反应的化学方程式是____________。
④工业上还可以通过电解铜阳极泥碱浸、过滤后的滤液得到单质碲。已知电解时的电极均为石墨，则阴极的电极反应式为__________。

3 . 海水中含有80多种元素，是重要的物质资源宝库，同时海水具有强大的自然调节能力，为解决环境污染问题提供了广阔的空间。
（1）①已知不同pH条件下，水溶液中碳元素的存在形态如下图所示。下列说法不正确的是______________（填字母序号）。

   

a．pH=8时，溶液中含碳元素的微粒主要是HCO₃^-
b．A点，溶液中H₂CO₃和HCO₃^-浓度相同
c．当c(HCO₃^-)=c(CO₃^2-)时，c(H⁺)>c(OH ^-)
②向上述pH=8.4的水溶液中加入NaOH溶液时发生反应的离子方程式是______________。
(2)海水pH稳定在7.9—8.4之间，可用于烟道气中CO₂和SO₂的吸收剂。
①海水中含有的OH ^-可以吸收烟道气中的CO₂同时为海水脱钙，生产CaCO₃。写出此反应的离子方程式：__________。
②已知：25℃时，H₂CO₃电离平衡常数K₁=4.3×10^-7 K₂=5.6×10 ^-11
H₂SO₃电离平衡常数K₁=1.5×10^-2 K₂ =6.0×10^-8
海水中含有的HCO₃^-可用于吸收SO₂，该过程的离子方程式是_______________。
(3)洗涤烟气后的海水呈酸性，需处理后再行排放。与新鲜海水混合同时鼓入大量空气排出部分CO₂，是一种处理的有效方式。
①通入O₂可将酸性海水中的硫(IV)氧化，该反应的离子方程式是_______________。
②上述方式使处理后海水pH升高的原因是_________________。

4 . 亚氯酸钠(NaClO₂)是一种强氧化性漂白剂，广泛用于纺织、印染和食品工业，工业上生产亚氯酸钠和高氯酸的工艺流程如下：

已知：NaHSO₄的溶解度随温度的升高而增大，适当条件下可结晶析出。请回答下列问题：
(1)NaClO₂中氯元素的化合价为_______；某饱和NaCl溶液中含有CaCl₂、MgCl₂、Na₂SO₄等杂质，通过如下几个实验步骤，可制得纯净的食盐水：①加入稍过量的Na₂CO₃溶液；②加入稍过量的NaOH溶液；③加入稍过量的BaCl₂溶液；④滴入稀盐酸至无气泡产生；⑤过滤。正确的操作顺序是_______。
(2)气体b是_______(填化学式)；无隔膜电解槽中阳极的电极反应式为_______。
(3)反应器I中发生反应的化学方程式为_______，冷却的目的是_______。
(4)反应器II中发生反应的离子方程式为_______。
(5)常温下，HClO₂的电离平衡常数Ka=1.07×10^-2，反应器II中反应所得NaClO₂溶液(含少量NaOH)的pH=13，则溶液中=_______。

5 . NH₃作为一种重要化工原料，被大量应用于工业生产，与其有关性质反应的催化剂研究曾被列入国家863计划。
(1)催化剂常具有较强的选择性，即专一性。已知：
反应I：4NH₃(g) +5O₂(g)4NO(g) +6H₂O(g)       △H= -905.0 kJ·mol^-1
反应II:4NH₃(g)+3O₂(g)2N₂(g) +6H₂O(g)        △H= -1266.6 kJ·mol^-1
写出NO分解生成N₂与O₂的热化学方程式_____。
(2)在恒温恒容装置中充入一定量的NH₃和O₂,在某催化剂的作用下进行反应I ,测得不同时间的NH₃和O₂,的浓度如下表：

时间(min)	0	5	10	15	20	25
c(NH3)/mol·L-1	1.00	0.36	0.12	0.08	0.072	0.072
c(O2)/mol• L-1	2.00	1.20	0.90	0.85	0.84	0.84

则下列有关叙述中正确的是_____________。
A.使用催化剂时，可降低该反应的活化能，加快其反应速率
B.若测得容器内4v_正(NH₃) =6v_逆(H₂O)时，说明反应已达平衡
C.当容器内=1时，说明反应已达平衡
D.前10分钟内的平均速率v( NO)=0.088 mol·L^-1·min^-1
(3)氨催化氧化时会发生上述两个竞争反应I、II。为分析某催化剂对该反应的选择性，在1L密闭容器中充入1 mol NH₃和2mol O₂，测得有关物质的量关系如下图：

①该催化剂在低温时选择反应_______(填“ I ”或“ II”）。
②52℃时，4NH₃+3O₂2N₂+6H₂O的平衡常数K=_______(不要求得出计算结果，只需列出数字计算式）。
③C点比B点所产生的NO的物质的量少的主要原因________。
(4)制备催化剂时常产生一定的废液，工业上常利用氢硫酸检测和除去废液中的Cu²⁺。
已知：25℃时，K₁(H₂S) =1.3×10^-7，K₁(H₂S) =7.1×10^-15，K_sp(CuS) =8.5×10^-45
①在计算溶液中的离子浓度时，涉及弱酸的电离通常要进行近似处理。则0.lmol •L^-1氢硫酸的pH≈______(取近似整数）。
②某同学通过近似计算发现0.lmol •L^-1氢硫酸与0.0lmol •L^-1氢硫酸中的c(S^2-)相等，而且等于_____mol·L^-1
③已知，某废液接近于中性，若加入适量的氢硫酸，当废液中c(Cu²⁺) >_____ mol·L^-1(计算结果保留两位有效数字），就会产生CuS沉淀。

6 . 联氨（又称联肼，N₂H₄，无色液体）是一种应用广泛的化工原料，可用作火箭燃料，回答下列问题：
（1）联氨分子的电子式为_____________，其中氮的化合价为____________。
（2）实验室可用次氯酸钠溶液与氨反应制备联氨，反应的化学方程式为___________。
（3）①2O₂（g）+N₂（g）=N₂O₄（l） △H₁
②N₂（g）+2H₂（g）=N₂H₄（l） △H₂
③O₂（g）+2H₂（g）=2H₂O（g） △H₃
④2N₂H₄（l） + N₂O₄（l）= 3N₂（g）+ 4H₂O（g） △H₄=-1048.9kJ/mol
上述反应热效应之间的关系式为△H₄=________________，联氨和N₂O₄可作为火箭推进剂的主要原因为_________________________________________________。
（4）联氨为二元弱碱，在水中的电离方程式与氨相似，联氨第一步电离反应的平衡常数值为___________________（已知：N₂H₄+H^+⇌N₂H的K=8.7×10⁷；K_W=1.0×10^-14）。联氨与硫酸形成的酸式盐的化学式为_______。
（5）联氨是一种常用的还原剂。向装有少量AgBr的试管中加入联氨溶液，观察到的现象是_______。联氨可用于处理高压锅炉水中的氧，防止锅炉被腐蚀。理论上1kg的联氨可除去水中溶解的O₂_______kg；与使用Na₂SO₃处理水中溶解的O₂相比，联氨的优点是_______。

7 . 水是重要的自然资源，与人类的发展密切相关。
（1）25℃时，水能按下列方式电离：
H₂O＋H₂OH₃O^＋＋OH^－ K₁＝1.0×10^－14
OH^－＋H₂OH₃O^＋＋O^2－ K₂＝1.0×10^－36
水中c(O^2－) ＝______________mol·L^－1（填数值）。
（2）水广泛应用于化学反应。将干燥的碘粉与铝粉混合未见反应，滴加一滴水后升起紫色的碘蒸气，最后得到白色固体。有关该实验的解释合理的是________。

A．加水使碘和铝粉形成溶液	B．水作氧化剂
C．碘粉与铝粉反应是放热反应	D．水作催化剂

（3）铁酸铜（CuFe₂O₄）是很有前景的热化学循环分解水制氢的材料。
ⅰ.某课外小组制备铁酸铜（CuFe₂O₄）的流程如下：

搅拌Ⅰ所得溶液中Fe(NO₃)₃、Cu(NO₃)₂的物质的量浓度分别为2.6 mol·L^－1、 1.3 mol·L^－1。
①搅拌Ⅰ所得溶液中Fe元素的存在形式有Fe^3＋和____________（填化学式）。
②搅拌Ⅱ要跟踪操作过程的pH变化。在滴加KOH溶液至pH＝4的过程中（假设溶液体积不变），小组同学绘制溶液中c(Fe^3＋)、c(Cu^2＋)随pH变化的曲线如下图，其中正确的是_____（用“A”、“B”填空）。
（已知：K_sp[Fe(OH)₃]＝2.6×10^－39、K_sp[Cu(OH)₂]＝2.2×10^－20）

③操作Ⅲ为_________、__________。
ⅱ.在热化学循环分解水制氢的过程中，铁酸铜（CuFe₂O₄）先要煅烧成氧缺位体（CuFe₂O_4－a），氧缺位值（a）越大，活性越高，制氢越容易。
④氧缺位体与水反应制氢的化学方程式为______________________。
⑤课外小组将铁酸铜样品在N₂的气氛中充分煅烧，得氧缺位体的质量为原质量的96.6%，则氧缺位值（a）＝_____。

8 . 食盐中的抗结剂是亚铁氰化钾，其化学式为K₄[Fe(CN)₆] •3H₂O。
42.2gK₄[Fe(CN)₆] •3H₂O(M=422g/mol)样品受热脱水过程的热重曲线(样品质量随温度的变化曲线)如下图所示。

(1)试确定150℃时固体物质的化学式为_______。
(2)在25℃下，将a mol•L^-1的KCN(pH>7)溶液与0.01mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应平衡时，测得溶液pH=7，则KCN溶液的物质的量浓度a_______0.01mol•L^-1(填“>”、“＜”或“=”)；用含a的代数式表示HCN的电离常数K_a=_______。
(3)在Fe²⁺、Fe³⁺的催化作用下，可实现2SO₂+O₂+2H₂O=2H₂SO₄的转化。已知，含SO₂的废气通入Fe²⁺、Fe³⁺的溶液时，其中一个反应的离子方程式为4Fe²⁺+ O₂+ 4H⁺= 4Fe³⁺+ 2H₂O，则另一反应的离子方程式为_______。
(4)不同浓度的硫酸与锌反应时，硫酸可以被还原为SO₂，也可被还原为氢气。为了验证这一事实，某同学拟用下图装置进行实验(实验时压强为10lkPa，温度为0℃)。

(I)若在烧瓶中投入d g锌，加入一定量的c mol/L浓硫酸V L，充分反应后锌有剩余，测得氢氧化钠洗气瓶增重mg，则整个实验过程产生的气体中n(H₂)=_______(用含字母的代数式表示)。若撤走盛有无水氯化钙的U形管，n(SO₂)/n(H₂)的数值将_______(填偏大、偏小或无影响)。
(II)在硫酸中加入硫酸铜可以加快氢气的生成速率的原因：_______。
(III)为进一步探究硫酸铜的量对氢气生成速率的影响，某同学设计如下一系列实验，将表中所给的混合溶液分别加入到6个盛有过量Zn粒的反应瓶中。

实验 溶液	A	B	C	D	E
5mol/LH2SO4/mL	40	V1	V2	V3	V4
饱和CuSO4/mL	0	1	2	V5	10
H2O/mL	V6	V7	V8	5	0

①完成此实验设计，其中V₅=_______V₇=_______。
②为探究氢气生成速率要收集产生的气体，还需记录：_______。

9 . I、今有a．醋酸，b．盐酸，c．硫酸三种酸，请用三种酸的序号和“＞”“＜”或“＝”填空。
（1）在同体积，同pH的三种酸中，分别加入足量的NaHCO₃粉末，在相同条件下产生CO₂的体积由大到小的顺序是_______________。
（2）物质的量浓度均为0.1 mol/L的三种酸溶液的pH由大到小的顺序是_______；如果取等体积的0.1 mol/L的三种酸溶液，用0.1 mol/L的NaOH中和，当恰好完全反应时，消耗NaOH溶液的体积由大到小的顺序是______________。
II、用实验确定某酸HB的弱电解质。两同学的方案是：
甲：①称取一定质量的HB配制0.1mol/L的溶液100mL；
②用pH试纸测出该溶液的pH值，即可证明HB是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HB溶液、盐酸，分别配制pH = 1的两种酸溶液各100mL；
②分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HB是弱电解质。
（1）甲方案中，说明HB是弱电解质的理由是测得溶液的pH_____1（选填＞、＜、＝）
（2）请你评价乙方案中难以实现之处和不妥之处：______________。
III、硼酸（H₃BO₃）是生产其它硼化物的基本原料。已知H₃BO₃的电离常数为5.8×10^－10，H₂CO₃的电离常数为K₁=4.4×10^－7、K₂=4.7×10^－11。向盛有饱和硼酸溶液的试管中,滴加0.1 mol/LNa₂CO₃溶液，____________(填“能”或“不能”）观察到气泡逸出。
已知H₃BO₃与足量NaOH溶液反应的离子方程式为H₃BO₃+OH^－=B(OH)₄^－，写出硼酸在水溶液中的电离方程式_________________________________。

10 . 为确定某酸HA是弱电解质，两同学的实验方案如下：
甲：①称取一定质量的HA，配制0.1 mol·L^－1的溶液100 mL；
②用pH计测出该溶液的pH，根据pH=-lg c(H⁺),推算出溶液中H⁺的浓度，即可证明HA是弱电解质。
乙：①用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制0.1mol·L^－1的两种酸溶液各100 mL；
②分别取配制的这两种溶液各10 mL，加水稀释为100 mL；
③各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。
(1)在两个方案的第①步中，都要用到的定量仪器是_______。
(2)甲方案中说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的H⁺的浓度_______0.1 mol·L^－1(选填“>”、“<”或“＝”)。
(3)乙方案中说明HA是弱电解质的现象是____。

A．装盐酸的试管中放出气体的速率快；

B．装HA溶液的试管中放出气体的速率快；

C．两个试管中产生气体的速率一样快。

(4)请你评价：乙方案中的不妥之处：__________________________________。
(5)已知在T°C时,0.1 mol·L^－1HA溶液中HA的电离度为5%,求该温度下HA的电离常数（写出计算过程）_____________________________