Question

I.SO₂是一种重要的化工原料，其合理利用以及废气处理一直是化工研究的热点。

（1）氧元素在元素周期表中位于第______周期______族，硫原子核外有_____种能量不同的电子。

（2）元素的非金属性S比O______（填“强”或“弱”），从原子结构的角度解释原因：__________。

II.工业上利用反应SO₂ + MnO₂ → MnSO₄ 可以制备高纯 MnSO₄，实验装置如下图：

（3）请标出反应SO₂ + MnO₂ → MnSO₄的电子转移方向和数目____________

（4）在通入干燥空气的条件下，一段时间后，测得反应后溶液中的 n(SO₄^2-)明显大于 n(Mn²⁺⁾，请说明原因： ___________________。用化学方程式表示石灰乳的作用： ___________________。

III.SO₂可用于处理含 Cr₂O₇^2－（铬元素化合价为+6）的废水，最后转化为铬沉淀（铬元素化合价为+3）除去。一种处理流程如下：

（5）NaHSO₃与 Cr₂O₇^2－反应时，物质的量之比为__________。

【答案】  二  ⅥA  5  弱  硫原子半径大于氧原子半径，硫原子和氧原子的最外层电子数相等，硫原子的得电子能力比氧原子弱    在溶液中，空气中的氧气将二氧化硫氧化为 H₂SO₄  SO₂+ Ca(OH)₂→CaSO₃+ H₂O（或2SO₂+2Ca(OH)₂+O₂→ 2CaSO₄ + 2H₂O）  3∶1

【解析】试题分析：（1）氧原子核外有2个电子层，最外层有6个电子，硫原子核外电子排布式是1S²2S²2P⁶3S²3P⁴；(2)同主族元素最外层电子数相同，原子半径自上而下逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强;（3）反应SO₂ + MnO₂ → MnSO₄中，硫元素化合价由+4升高为+6，锰元素化合价由+4降低为+2；(4)氧气能把二氧化硫氧化为 H₂SO₄；二氧化硫污染空气，用氢氧化钙能吸收二氧化硫；（5）NaHSO₃与 Cr₂O₇^2－反应时，硫元素化合价由+4升高为+6，铬元素化合价由+6降低为+3，根据化合价升降相同计算物质的量之比。

解析：（1）氧原子核外有2个电子层，最外层有6个电子，所以氧元素在元素周期表中位于第二周期ⅥA族，硫原子核外电子排布式是1S²2S²2P⁶3S²3P⁴，有5个能级，所以有5种能量不同的电子；(2) 同主族元素最外层电子数相同，原子半径自上而下逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，所以S非金属性比O弱;（3）反应SO₂ + MnO₂ → MnSO₄中，硫元素化合价由+4升高为+6，硫失去2个电子，锰元素化合价由+4降低为+2，锰元素得到2个电子，所以电子转移方向和数目是；(4)氧气能把二氧化硫氧化为 H₂SO₄，所以反应后溶液中的 n(SO₄^2-)明显大于 n(Mn²⁺⁾；二氧化硫污染空气，氢氧化钙能吸收二氧化硫，反应方程式为SO₂+ Ca(OH)₂→CaSO₃+ H₂O；（5）NaHSO₃与 Cr₂O₇^2－反应时，硫元素化合价由+4升高为+6，铬元素化合价由+6降低为+3，设NaHSO₃与 Cr₂O₇^2－反应时的物质的量比为x∶y，根据化合价升降相同，2x=y×2×3，所以x∶y= 3∶1。

点睛：氧化还原反应中，氧化剂得电子化合价降低，还原剂失电子化合价升高，根据氧化还原反应的升降规律，氧化剂得电子数一定等于还原剂失电子数。

【题型】综合题
【结束】
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I.工业上可由氢气、氮气合成氨气，溶于水形成氨水。盐酸和氨水是实验室常见的电解质溶液。一定温度下，向2L 密闭容器中加入N₂(g)和H₂(g)，发生反应：N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)+ Q（Q>0）， NH₃物质的量随时间的变化如右图所示。

（1）0~2 min 内的平均反应速率 v(H₂)=___________。

（2）该温度下，反应 N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)+ Q（Q>0）的平衡常数表达式K=______。其平衡常数K与温度T的关系如下表：

T/ ℃	25	125	225
平衡常数 K	4×10^6	K1	K2

试判断K₁________K₂（填写“>”“=”或“<”）。

（3）下列能说明合成氨反应已达到平衡状态的是______（填字母）（反应是在固定体积的密闭容器中进行的）

a．3v(N₂) = v(H₂)

b．容器内压强保持不变

c．混合气体的密度保持不变

d．25℃时，测得容器中c(NH₃)=0.2 mol·L^-1， c(H₂) =c(N₂) =0.01 mol·L^-1

II.常温下，某同学将盐酸与氨水等体积混合，两种溶液的浓度和混合后所得溶液的pH 如下表。

实验编号	氨水浓度/mol·L^-1	盐酸浓度/mol·L^-1	混合溶液 pH
①	0. 2	0.2	pH＝x
②	c	0.2	pH＝7

请回答：

（4）①中所得混合溶液， pH_______7（填“>”“<”或“＝”）。

②中 c___0.2（填“>”“<”或“＝”），所得混合溶液中各离子浓度大小关系为_____________。

（5）请你再设计一个能证明一水合氨是弱电解质的方案。_____________。

Answer

0.375 mol/(L·min) [NH3]2/[N2][H2]3 > bd < > [Cl-]= [NH4+]> [H+]= [OH-] 测量 0.1mol/L 氨水的 pH，pH小于13 等

【解析】试题分析：I.（1）根据 计算反应速率；（2）根据平衡常数的定义书写平衡常数表达式；反应 N2(g)+3H2(g)2NH3(g)+ Q（Q>0）正反应放热，升高温度平衡逆向移动；（3）根据平衡状态的特征分析；II. （4）①等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，恰好反应生成氯化铵，氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解；②若等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，溶液呈酸性，要使pH＝7，则氨水的物质的量大于盐酸；根据电荷守恒分析离子浓度关系；（5）根据弱电解质部分电离或弱碱阳离子能水解设计方案；

解析：I.（1）2min内生成1mol氨气，则消耗氢气1.5mol， = 0.375 mol/(L·min)；（2）根据平衡常数的定义，平衡常数K= ；反应 N2(g)+3H2(g)2NH3(g)+ Q（Q>0）正反应放热，升高温度平衡逆向移动,平衡常数减小，所以K1>K2；（3）a．任意时刻速率比都等于系数比，所以3v(N2) = v(H2)不一定平衡，故a错误； b．N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，气体物质的量是变量，所以压强是变量，容器内压强保持不变一定达到平衡状态，故b正确；c．根据，气体密度是恒量， 混合气体的密度保持不变不一定平衡，故c错误；d．25℃时K=4×106，容器中c(NH3)=0.2 mol·L-1， c(H2) =c(N2) =0.01 mol·L-1， ，Q=K，反应一定达到平衡状态，故d正确。

II. （4）①等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，恰好反应生成氯化铵，氯化铵是强酸弱碱盐，铵根离子水解 ，所以溶液呈酸性pH<7；②若等浓度、等体积的盐酸和氨水混合，溶液呈酸性，要使pH＝7，则氨水的物质的量大于盐酸，所以c>0.2；根据电荷守恒，[Cl-]+[OH-]= [NH4+]+ [H+]，溶液呈中性，[OH-]= [H+]，所以离子浓度关系为[Cl-]= [NH4+]> [H+]= [OH-]；（5）测量 0.1mol/L 氨水的 pH，pH小于13 ，能证明一水合氨部分电离是弱电解质；