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氧气是化工生产的重要原料，很多金属和非金属都能和氧气直接作用．
（1）第二周期某种元素形成的氧化物分子中，既含有σ键又含有π键且二者数目相同的物质的结构式为______，其中心原子杂化方式为______．氧元素与氟元素能形成OF2分子，该分子的空间构型为______．氮元素的电负性______（填“＞”、“=”或“＜”）氧，主要原因是______．
（2）氧元素和过渡元素可形成多种价态的金属氧化物，如Cr2O3、Fe2O3、V2O5．基态铬原子外围电子排布式为______．核电荷数比Fe大1的元素在元素周期表中的位置为第______周期______族．
（3）四种同主族元素的氧化物晶体的晶格能数据如下表：
| 氧化物 | MgO | CaO | SrO | BaO |
| 晶格能/kJ•mol-1 | 3791 | 3410 | 3223 | 3054 |
四种氧化物的共熔物冷却时，首先析出的是______．根据表中数据，说明影响上表中晶格能大小的主要因素______．
（4）某种由氧和钾元素形成的化合物，其晶胞结构如右图所示，该晶体的化学式为______．
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已知：A为一种矿石的主要成分，呈淡黄色，是工业生产j的原料，是化学工业生产中一种重要的酸．B、C、H、I均为短周期元素组成的非金属单质，K为常见的金属单质．X分子是含有非极性键的极性分子，其水溶液为一种常见的无色医用消毒液．F为常见的红棕色防锈油漆颜料的主要成分．O是有机物，而且是一种常见的含氮量很高的氮肥，且反应⑦中L与M的物质的量之比为1：2，A、E、J、N中含有同一种元素．下图转化关系中，有多个反应为工业生产中的反应，根据下图回答下列问题．
（1）工业生产中反应①发生的设备名称是________，X的化学式为________，L的结构式为________．
（2）A与B反应的化学反应方程式为________．
（3）C有多种同素异形体，其中一种可以导电．反应②的化学方程式为________．
（4）考虑到综合经济效益，工业生产M时，可采取的措施很多，下述措施中不宜采用的有________ （填字母序号）
a．使用催化剂 b．适当降低温度 C．选择合适的温度 d．适度增大压强 e．及时分离出产物 f提高原料的利用率
g．充分利用反应本身放出的热量 h．工厂地址尽可能选择在交通发达的城市 i．工厂地址可选择在盛产天然气的地区
（5）L与D反应可以生成一种常见的不稳定的二元弱酸，有机物O可以看作是此二元弱酸的衍生物，写出反应⑦的化学方程式________．
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多种短周期非金属元素的气态氧化物常会造成一些环境污染问题，化学工作者设计出将工业废气中污染物再利用的方案，以消除这些不利影响。
(1)以NH3、CO2为原料生产重要的高效氮肥——尿素[CO(NH2)2]，两步反应的能量变化示意图如下：
写出以氨气和二氧化碳气体为原料合成尿素的热化学方程式_________，已知两步反应中第二步反应是生产尿素的决速步骤，可判断Ea1_____Ea3(填“＞”、“＜”或“＝”)。
(2)向体积为2 L的恒温恒容容器中通入2 mol CO和2 mol SO2，发生反应2CO(g)＋SO2(g)
2CO2(g)＋S(s)。若反应进行到10 min时达平衡，测得CO2的体积分数为0.5，则前16 min的平均反应速率v(CO)＝____，该温度下反应化学平衡常数K＝____。
(3)利用“亚硫酸盐法”吸收工业废气中的SO2。
①室温条件下，将工业废气通入(NH4)2SO3溶液中，测得溶液pH与含硫组分物质的量分数的变化关系如图所示，b点溶液中n(
)∶n(
)＝________。
②已知室温条件下，Ka1(H2SO3) =1.5×10-2；Ka2(H2SO3) =1.0×10-7；Kb(NH3•H2O) =1.8×10-5。室温下，0.1mol•L-1的(NH4)2SO3溶液中离子浓度(不考虑OH-)由大到小顺序为________。
(4)利用电解烧碱和食盐的混合液，使工业废气脱氮，原理如图。
①NO被阳极产生的氧化性物质氧化为
反应的离子方程式：_________________。
②为使该电解装置能较长时间正常工作，保持两极电解质溶液导电能力相对稳定，该装置中应使用_______ 离子交换膜(填“阴”或“阳”)。
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叶蜡石是一种重要的化工原料，化学式为X2[Y4Z10](ZW)2，短周期元素W、Z、X、Y的原子序数依次增大，Y的最外层电子数为次外层的一半，X为地壳中含量最多的金属元素，X的离子与ZW－含有相同的电子数。下列说法不正确的是
A.原子半径：X>Y>Z>W B.最简单氢化物的沸点：Y>Z
C.Y的氧化物可作光导纤维的材料 D.常温常压下，Z和W形成的常见化合物均为液体
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下列说法正确的是
A．原子最外层电子数为2的元素一定处于周期表的第IIA族
B．构成单质的分子中一定含有共价键
C．同主族元素形成的氧化物的晶体类型均相同
D．金属与非金属元素形成的化合物可能是离子化合物
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物质A、D及F的水溶液均呈黄色，D是单质，F的溶液遇苯酚显紫色，A是一种重要工业生产中的主要原料．且A、C、D均含有某一非金属元素，C的相对分子质量与过氧化氢的相对分子质量相等．反应过程中生成的水等与转化无关的物质已经略去．这些物质有以下转化关系．试回答以下问题：
（1）A是________，C是________，F是________（均填化学式）．
（2）A与热盐酸反应的离子方程式为________
（3）写出该框图中由B→E的化学方程式________．
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下图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系图。说法正确的是
A.元素非金属性：X＞R＞W
B.X与R形成的分子内含两种作用力
C.X、Z形成的化合物中可能含有共价键
D.元素对应的离子半径：W＞R＞X
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CoO是电子陶瓷所需的重要原料，工业上可用含有Co2O3、Fe2O3、Li和Al等物质的废料制备CoO。生产流程如下：
已知：① Li2CO3微溶于水；
②部分金属离子形成氢氧化物沉淀的pH见下表：
| Fe3+ | Co2+ | Co3+ | Al3+ |
| pH（开始沉淀） | 1.9 | 7.15 | -0.23 | 3.4 |
| pH（完全沉淀） | 3.2 | 9.15 | 1.09 | 4.7 |
（1）步骤Ⅱ中酸溶时发生了反应：Co2O3+6H++2Cl-=2 + ↑+ 3H2O，_______此反应的目的是_____________。
（2）步骤Ⅲ中加入Na2CO3溶液的作用是___________，物质X的化学式为___________。
（3）步骤Ⅲ中加入NaF对步骤Ⅳ所起的作用是___________。
（4）将所得的草酸钴14.7g高温灼烧，其热重分析图如右图：
写出B点物质的化学式：___________，CD段发生反应的化学方程式为：_________________________。
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氨气常用作致冷剂及制取铵盐和氮肥，是一种用途广泛的化工原料。金属镓是一种广泛用于电子工业 和通讯领域的重要金属，镓元素(31Ga)在元素周期表中位于第四周期 IIIA 族，化学性质与铝元素相似。
(1)如图是当反应器中按 n(N2):n(H2)=1:3 投料后，在 200℃、400℃、600℃下，反应达到平衡时，混合物中 NH3的物质的量分数随压强的变化曲线。
①曲线 a 对应的温度是_____________。
②关于工业合成氨的反应，下列叙述正确的是____________（填字母）。
A．及时分离出 NH3 可以提高 H2 的平衡转化率
B．根据勒夏特列原理，一般采用高温下发生反应
C．上图中 M、N、Q 点平衡常数 K 的大小关系是 K(M) ＝ K(Q) >K(N)
③M 点对应的 H2 转化率是____________。
(2)工业上利用 Ga 与 NH3 合成固体半导体材料氮化镓(GaN)同时有氢气生成。反应中，生成 3 mol H2 时就会放出30.8 kJ 的热。
①该反应的热化学方程式是____________________。
②反应的化学平衡常数表达式是____________。
③在恒温恒容的密闭体系内进行上述可逆反应，下列有关表达正确的是____________。
A．I 图像中如果纵坐标为正反应速率，则 t 时刻改变的条件可以为升温
B．II 图像中纵坐标可以为镓的转化率
C．III 图像中纵坐标可以为化学反应速率
D．Ⅳ图像中纵坐标可以为体系内混合气体平均相对分子质量
④氮化镓(GaN)性质稳定，但能缓慢的溶解在热的 NaOH 溶液中，该反应的离子方程式是：___________________。
(3)将一块镓铝合金完全溶于烧碱溶液中得到溶液 X。己知：
| Al(OH)3 | Ga(OH)3 |
| 酸式电离常数 Ka | 2×10－ 11 | 1×10－ 7 |
| 碱式电离常数 Kb | 1.3×10－ 33 | 1.4×10－ 34 |
往 X 溶液中缓缓通入 CO2，最先析出的氢氧化物是____________。
(4)工业上以电解精炼法提炼镓的原理如下：以待提纯的粗镓（内含 Zn、Fe、Cu 杂质）为阳极，以高纯镓为阴极，以 NaOH 水溶液为电解质溶液。在电流作用下使粗镓在阳极溶解进入电解质溶液，并通过某种离子迁移技 术到达阴极并在阴极放电析出高纯镓。
①己知离子氧化性顺序为：Zn2+<Ga3+< Fe2+<Cu2+，电解精炼镓时阳极泥的成分是____________。
②GaO2－ 在阴极放电的电极方程式是___________。
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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(SO42-)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 Cr2O72－（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 Cr2O72－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 Cr2O72－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(SO42-)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 Cr2O72－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 Cr2O72－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 | 4×106 | 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。_____________。
2CO2(g)＋S(s)。若反应进行到10 min时达平衡，测得CO2的体积分数为0.5，则前16 min的平均反应速率v(CO)＝____，该温度下反应化学平衡常数K＝____。
)∶n(
)＝________。
反应的离子方程式：_________________。
2NH3(g)+ Q（Q>0）， NH3物质的量随时间的变化如右图所示。