题目内容
【化学——选修2：化学与技术】（15分）
自来水生产的流程示意图见下：
（1）混凝剂除去悬浮物质的过程 （填写序号）
①只是物理变化 ②只是化学变化 ③是物理和化学变化
FeSO4·7H2O是常用的混凝剂，它在水中最终生成 沉淀。
（2）若要除去Ca2+、Mg2+可以往水中加入石灰和纯碱，试剂填加时先加 后加 ，原因是 。
（3）氯气消毒，是因为它与水反应生成了HClO，次氯酸的强氧化性能杀死水中的病菌（不能直接用次氯酸为自来水消毒是因为次氯酸易分解，且毒性较大）。
Cl2+H2O HCl+HClO K=4.5×10-4
使用氯气为自来水消毒可以有效地控制次氯酸的浓度，请结合平衡常数解释原因：
。
下列物质中， 可以作为氯气的代用品（填写序号）。
① 臭氧 ②NH3（液） ③K2FeO4 ④SO2
（4）有些地区的天然水中含有较多的钙、镁离子。用离子交换树脂软化硬水时，先后把水通过分别装有 离子交换树脂和 离子交换树脂的离子交换柱（填“阴”或“阳”，阳离子交换树脂为HR型，阴离子交换树脂为R'OH型）。
（5）测定水中的溶解氧：量取40mL水样，迅速加入MnSO4和KOH混合溶液，再加入KI溶液，立即塞好塞子，振荡使完全反应。打开塞子，迅速加入适量硫酸溶液，此时有碘单质生成。用0.010mol/LNa2S2O3溶液滴定生成的碘，消耗了6.00mL Na2S2O3溶液。已知在碱性溶液中，氧气能迅速氧化Mn2+，生成物在酸性条件下可以将碘离子氧化为碘单质，本身重新还原为Mn2+。
上述过程发生的反应可表示为：2Mn2++4OH－+O2=2MnO(OH)2
MnO(OH)2+2I－+4H+=I2+Mn2++3H2O I2+2S2O32－ =2I－+S4O62－
则水中的溶解氧量为 ｍg·Ｌ－１。
（1） ③ Fe(OH)3（各1分）
（2）石灰 纯碱（各1分） 过量的钙离子可通过纯碱使之沉淀下来（2分）
（3）由氯气与水反应的平衡常数可知，该反应的限度很小，生成的HclO浓度很小，且随着HClO的消耗，平衡会不断向正反应移动，补充HClO（2分） ①③（2分）
（4）阳 阴（各1分） （5）12.0mｇ·Ｌ－１（3分）
解析:略
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（R、R′可表示烃基或官能团）
（1）写出制备 NF3的化学反应方程式：
（2）NF3的沸点比NH3的沸点（-33℃）低得多的主要原因是
（3）与铜属于同一周期，且未成对价电子数最多的元素基态原子核外电子排布式为
（4）理论上HF、NaAlO2和NaCl按6：1：2的物质的量之比恰好反应生成HCl、H2O和一种微溶于水的重要原料，该物质含有三种元素，则该物质的化学式为
（5）根据下列四种元素的第一至第四电离能数据（单位：kJ?mol-1 ），回答下面各题：
| 元素代号 | I1 | I2 | I3 | I4 |
| R | 500 | 4600 | 6900 | 9500 |
| S | 740 | 1500 | 7700 | 10500 |
| T | 580 | 1800 | 2700 | 11600 |
| U | 420 | 3100 | 4400 | 5900 |
②T元素最可能是
