题目内容

1．煤炭燃烧会产生二氧化碳、氮氧化物等有害气体，污染环境．
（1）臭氧是理想的烟气脱硝试剂，已知：
4NO2（g）+O2（g）?2N2O5（g）△H=-56.70kJ•mol-1
3O2（g）?2O3（g）△H=+28.80kJ•mol-1
则脱硝反应2NO2（g）+O3（g）?N2O5（g）+O2（g）的△H=-42.75kJ•mol-1kJ•mol-1．
（2）若脱硝反应在恒容密闭容器中进行，下列说法正确的是abd．
a．升高温度，平衡常数减小
b．增大O3量可以提高NO2转化率
c．降低温度，既能提高NO2的转化率，又能加快反应速率
d．如图所示，t1时使用了催化剂
（3）某实验小组模拟合成甲醇的过程，将6molCO2和8molH2充入一容积为2L的密闭容器中，发生反应CO2（g）+3H2（g）?CH3OH（g）+H20（g）△H=-49.0kJ•mol-1．测得H2的物质的量随时间变化如下表所示，回答下列问题：
 时间/min 0 1 3 8 11
 n（H2）mol 8 6 3 2 2
该反应在0～8min内生成CH3OH的平均反应速率是0.125mol•L-1•min-1；该反应的平衡常数为K=0.5；其他条件不变，将12molCO2和16molH2充入密闭容器中反应，则H2是转化率会增大（填“增大”、“减小”或“不变”）．
（4）根据阿伦尼乌斯公式可知．化学反应速率常数随温度变化的关系为k=Ae（-Ea/Rr）（其中Ea为活化能，R为常量，A为大于零的常数），在相同温度下，活化能Ea越大，化学反应速率常数k越小（填“越大”或“越小”）
（5）某研究小组用熔断Li2CO3作电解质，电解还原CO2制石墨，电解过程中阴极的电极反应式3CO2+4e-=C+CO32-．

分析 （1）臭氧是理想的烟气脱硝试剂，已知：
①4NO2（g）+O2（g）?2N2O5（g）△H=-56.70kJ•mol-1
②3O2（g）?2O3（g）△H=+28.80kJ•mol-1
目标反应的反应热△H，2NO2（g）+O3（g）?N2O5（g）+O2（g）的△H=$\frac{①-②}{2}$，由此分析解答；
（2）a．正反应是放热反应，所以升高温度，平衡常数减小；
b．增大O3量，平衡正向移动，可以提高NO2转化率；
c．降低温度，化学反应速率减慢；
d．t1时反应速率加快，所以使用了催化剂；
（3）根据v=$\frac{△c}{△t}$，平衡常数K等于平衡时生成物的浓度的幂之积比上反应物浓度幂之积；其他条件不变，将12molCO2和16molH2充入密闭容器中反应，相当于增大压强；
（4）在相同温度下，根据k=Ae（-Ea/Rr），活化能Ea越大，K越小；
（5）电解过程中阴极发生还原反应，电极反应式为：3CO2+4e-=C+CO32-．

解答 解：（1）臭氧是理想的烟气脱硝试剂，已知：
①4NO2（g）+O2（g）?2N2O5（g）△H=-56.70kJ•mol-1
②3O2（g）?2O3（g）△H=+28.80kJ•mol-1
目标反应的反应热△H，2NO2（g）+O3（g）?N2O5（g）+O2（g）的△H=$\frac{①-②}{2}$=$\frac{-56.70-28.80}{2}$=-42.75kJ•mol-1，故答案为：-42.75kJ•mol-1；
（2）a．正反应是放热反应，所以升高温度，平衡常数减小，故正确；
b．增大O3量，平衡正向移动，可以提高NO2转化率，故正确；
c．降低温度，化学反应速率减慢，故错误；
d．t1时反应速率加快，所以使用了催化剂，故正确；
故选abd；
（3）v（H2）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{8-2}{2}}{8}$=0.375mol•L-1•min-1；所以v（CH3OH）=$\frac{0.375mol•{L}^{-1}•mi{n}^{-1}}{3}$=0.125mol•L-1•min-1；
        CO2（g）+3H2（g）?CH3OH（g）+H20
初起浓度：3       4         0        0
变化浓度：1        3        1        1
平衡浓度：2        1        1        1
K=$\frac{1×1}{{1}^{3}×2}$=0.5，其他条件不变，将12molCO2和16molH2充入密闭容器中反应，相当于增大压强，平衡正向移动，H2是转化率会增大，故答案为：0.125；0.5；增大；
（4）在相同温度下，根据k=Ae（-Ea/Rr），活化能Ea越大，K越小，所以活化能Ea越大，化学反应速率常数k越小，故答案为：越小；
（5）电解过程中阴极发生还原反应，电极反应式为：3CO2+4e-=C+CO32-，故答案为：3CO2+4e-=C+CO32-．

点评 本题考查反应速率计算、化学平衡的计算与影响因素、平衡常数等，难度中等，注意基础知识的掌握，注意（3）中三行式的应用．

练习册系列答案
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20．立方烷（具有高度的对称性、高致密性、高张力能及高稳定性等特点，因此合成立方烷及其衍生物成为化学界关注的热点．下面是立方烷衍生物I的一种合成路线：回答下列问题：
（1）C的结构简式为，E的结构简式为．
（2）化合物A可由环戊烷经三步反应合成

反应1的试剂与条件为Cl2/光照：反应2的化学方程式为：反应3可用的试剂为O2/Cu．
（3）在I的合成路线中，互为同分异构体的化合物是G、H（填化合物代号）．
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（5）立方烷经硝化可得到六硝基立方烷，其可能的结构有3种．
12．某溶液可能含有Clˉ、SO42ˉ、CO32ˉ、NH4+、Fe3+、Fe2+、Al3+ 和Na+．某同学为了确认其成分，取部分试液，设计并完成了如图实验：

由此可知原溶液中（　　）
A．原溶液中c（Fe3+）=0.2 mol•L-1
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9．现有FeSO4粗产品，已知其中仅含Fe2（SO4）3杂质，某兴趣小组进行如下探究实验：
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Ⅱ．定量测定FeSO4的含量
实验流程如下：

（1）滴入BaCl2溶液发生的离子方程式为Ba2++SO42-═BaSO4↓．
（2）实验室需用460mL 1mol•L-1BaCl2溶液，配制该溶液时，应选择规格为500mL的容量瓶．
（3）操作Ⅰ的名称为过滤，需用到的玻璃仪器有①③⑤（填序号）．

（4）通过计算，粗产品中FeSO4的百分含量为79.17%．
16．硫化氢在科研、生活及化学工业中均有重要应用．
（1）已知：H2S电离常数：K1=1.3×10-7，K2=7.0×10 -15，在废水处理领域中，H2S能使某些金属离子生成难溶硫化物而除去．250C时，0.1mol．L-1H2S溶液pH为（取近似整数）4；向含有0.020mol．L-lMn2+的废水中通入一定量H2S气体，调节溶液的pH=5，当HS-浓度为1.0×10-4mol•L一1时，Mn2+开始沉淀，则MnS的溶度积为2.8×10-13．
（2）工业上采用高温分解H2S制取氢气，在膜反应器中分离出H2．其反应为
2H2S（g）?2H2 （g）+S2 （g）△H1
已知：H2S（g）?H2（g）+S（g）△H2    2S（g）?S2 （g）△H3
则△H1=（用含△H2、△H3式子表示）
（3）在恒容密闭容器中，控制不同温度进行H2S分解实验．以H2s起始浓度均为c mol•L-1测定H2S的转化率，结果如图1所示．图中a曲线表示H2S的平衡转化率与温度的关系，b曲线表示不同温度下反应经过相同时间且未达到化学平衡时H2S的转化率．由图可知：2H2 S（g）?2H2 （g）+S2 （g）△H1＞0（填“＞”、“＜”或
“=”）；在985℃时，该反应经过时间t s达到平衡状态，反应速率v（H2）为$\frac{0.4c}{t}$，反应的平衡常数K为$\frac{0.8c}{9}$；H2S分解随温度升高，曲线b向曲线a逼近的原因是反应速率加快，达到平衡所需时间缩短．

（4）H2S废气可用足量烧碱溶液吸收，将吸收后的溶液加入如图2所示电解池中进行电解，在阳极区可生成Sn2-．试写出生成Sn2-的反应方程式（n-1）S+S2-═Sn2-．
6．表为长式周期表的一部分，其中的编号代表对应的元素．

（1）表中位于ds区的元素是⑩（填编号），写出该元素基态原子的电子排布式[Ar]3d104s1．
（2）①和⑧形成的化合物分子中，中心原子的杂化轨道类型为sp，⑥和⑧形成的化合物的晶体类型是分子晶体．
（3）②、③、④三种元素中，第一电离能最大的是②（填编号）．
（4）元素③的简单气态氢化物在水中的溶解度比同族其它元素的氢化物大得多的原因是分子之间形成氢键．
（5）⑤与④形成的晶体的熔点高于⑤与⑦形成的晶体熔点，原因是氧离子半径小于硫离子半径，则MgO中离子键短，键能大．
（6）1183K以下，元素⑨的单质为体心立方晶体（晶胞结构如图1），1183K以上转变为面心立方晶体（晶胞结构如图2）．在图2中，与一个原子距离最近且相等的原子个数为12，图1与图2所示晶胞中含有的原子个数之比为1：2．
13．某一卤代烃不能使卤素的水溶液褪色，将其6.15g与适量的苛性钠溶液共煮沸，加稀NHO3酸化后稀释10倍．取$\frac{1}{10}$体积的该溶液向其中滴0.2mol/L的AgNO3溶液出现浅黄色沉淀，直至用去 25mL AgNO3溶液恰好沉淀完全．通过计算写出该卤代烃的分子式，并写出它可能的结构简式CH3CH2CH2Br；CH3CHBrCH3．
10．海带中含有丰富的碘．为了从海带中提取碘，某研究性学习小组设计并进行了以下实验．

请回答以下有关问题：
（1）灼烧海带时，是将处理好的海带用酒精湿润后在干锅中进行，请问有酒精进行湿润的目的是促进海带快速燃烧．
（2）步骤③的实验操作名称是过滤；在实验室进行该项操作时，用到的玻璃仪器除了漏斗、玻璃棒外还有烧杯．
（3）步骤④反应的离子方程式为2I-+MnO2+4H+=I2+Mn2++2H2O；该步骤所用氧化剂还可以用氯水、H2O2等替代．
（4）用CCl4从碘水中萃取碘并用分液漏斗分离两种溶液，其实验操作可分解为如下几步：
（A）把盛有溶液的分液漏斗放在铁架台的铁圈上；
（B）把50mL碘水和15mLCCl4加入分液漏斗中，并盖好玻璃塞；
（C）检验分液漏斗的活塞与上口的玻璃塞是否漏水；
（D）倒转漏斗用力振荡，并不时旋开活塞放气，最后关闭活塞，把分液漏斗放正；
（E）旋开活塞，用烧杯接受溶液；
（F）从分液漏斗上口倒出上层水溶液；
（G）将漏斗上口的玻璃塞打开或使塞上边凹槽或小孔对准漏斗口上的小孔；
（H）静置、分层．
①正确操作步骤的顺序是（用上述各操作的编号字母填空）：
C→B→D→A→G→H→E→F．
②（G）步骤操作的目的是保证漏斗中液体顺利流出．
（5）已知3I2+6OH-=5I-+IO3-+3H2O，5I-+IO3-+6H+=3I2↓+3H2O．在进行第⑥步操作时，先在碘的CCl4中加入适量40%NaOH溶液，至CCl4层变为无色，分液．接下来的操作方法是在所得水溶液中加入过量的稀硫酸，过滤得碘单质．
11．氯化亚铜（CuCl）常用作有机合成工业中的催化剂，在空气中迅速被氧化成绿色；见光则分解，变成褐色．下图是工业上用制作印刷电路的废液（含Fe3+、Cu2+、Fe2+、Cl-）生产CuCl的流程：

根据以上信息回答下列问题：
（1）写出生产过程中XFe，YHCl．
（2）写出产生CuCl的化学方程式：CuCl2+CuSO4+SO2+2H2O=2CuCl↓+2H2SO4．
（3）在CuCl的生成过程中理论上不需要补充SO2气体，结合化学方程式和必要的文字说明理由：Cu+2 H2SO4（浓）$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CuSO4+SO2↑+2H2O反应中生成的CuSO4和 SO2为1：1，所以理论上不需要补充SO2气体．
（4）在CuCl的生成过程中除环境问题、安全问题外，你认为还应该注意的关键问题是防止CuCl的氧化和见光分解，减少产品CuCl的损失．
（5）实验探究pH对CuCl产率的影响如下表所示：
pH1234567
CuCl产率70908278757270
析出CuCl晶体最佳pH为2，当pH较大时CuCl产率变低的原因是pH较大时，Cu2+水解程度增大，反应生成CuCl减少，产率减小．
（6）氯化亚铜的定量分析：
①称取样品0.25g和10mL过量的FeCl3溶液于250mL锥形瓶中，充分溶解．
②用0.10mol•L-1硫酸铈[Ce（SO4）2]标准溶液滴定．
已知：CuCl+FeCl3═CuCl2+FeCl2、Fe2++Ce4+═Fe3++Ce3+．
三次平行实验结果如下（平行实验结果相差不能超过1%）：
平行实验次数123
0.25g样品消耗硫酸铈标准溶液的体积（mL）24.3524.0523.95
则样品中CuCl的纯度为95.5%（结果保留三位有效数字）．

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