考点：
本题考查原子半径变化规律。
16.有关下图装置的说法中正确的是
A.若两电极直接连接，a是食盐水，则发生析氢腐蚀
B.若两电极直接连接，a是食盐水，则负极反应是：
Fe-2e-=Fe2＋
C.若铁接电源负极，石墨接电源正极，a是食盐水，左侧电极上析出的气泡比右侧电极上的多
D.若铁接电源负极，石墨接电源正极，a是氯化铜，铁上有气泡
【答案】B
【解析】
【详解】A、中性或弱碱性条件下，发生吸氧腐蚀，因此若两电极直接连接，a是食盐水，则发生吸氧腐蚀，A错误；
B、活泼金属铁做负极，铁失去电子，则负极反应是：
Fe-2e-＝Fe2＋，B正确；
C、若铁接电源负极，石墨接电源正极，a是食盐水，因此石墨阳极，氯离子放电生成氯气，铁电极是阴极，氢离子放电生成氢气，气体的体积为1:
1，C错误；
D、若铁接电源负极，石墨接电源正极，a是氯化铜，相当于惰性电极电解氯化铜，铁为阴极，生成铜，石墨电极产生氯气，D错误。
答案选B。
17.将二氧化硫气体通入KIO3淀粉溶液，溶液先变蓝后褪色。
此过程中二氧化硫表现出
A.酸性B.漂白性C.氧化性D.还原性
【答案】D
【解析】
【详解】将二氧化硫气体通入KIO3淀粉溶液，溶液先变蓝后褪色，说明首先生成单质碘，然后单质碘继续与二氧化硫反应生成碘化氢和硫酸，因此反应程中二氧化硫表现出还原性。
答案选D。
18.有关实验室制备乙酸乙酯和乙酸丁酯的描述正确的是
A.两反应均需使用浓硫酸、乙酸B.都使用过量的乙酸
C.反应都采用水浴加热D.用氢氧化钠溶液洗涤提纯
【答案】A
【解析】
【详解】A.实验室制备乙酸乙酯和乙酸丁酯的原料分别是乙酸和乙醇、乙酸和丁醇，酯化反应条件是浓硫酸加热，A正确；
B.由于乙醇价格比较低廉，实验室制备乙酸乙酯时，为了提高乙酸的转化率，会使乙醇过量，B错误；
C.实验室制备乙酸乙酯时采用酒精灯直接加热，不用水浴加热，C错误；
D.酯在氢氧化钠溶液中完全水解，则应该用饱和碳酸钠溶液洗涤提纯，D错误；
答案选A。
19.常温下0.1mol/L氨水溶液的pH=a，下列能使溶液pH=（a-1）的措施是
A.将溶液稀释到原体积的10倍B.加入适量的氯化铵固体
C.加入等体积0.1mol/L烧碱溶液D.加入等体积0.1mol/L盐酸
【答案】B
【解析】
【详解】A、一水合氨是弱碱，将溶液稀释到原体积的10倍，pH＞（a－1），A错误；
B、加入适量的氯化铵固体，抑制一水合氨电离，可能使溶液pH＝（a－1），B正确；
C、加入等体积0.1mol/L烧碱溶液，氢氧根离子浓度增大，pH不会减小，C错误；
D、加入等体积0.1mol/L盐酸，二者恰好反应生成氯化铵，铵根水解溶液显酸性，不可能使溶液pH＝（a－1），D错误；
答案选B。
20.某溶液中可能含有Na+、Al3+、Fe3+、NO3－、SO42－、Cl－（水电离产生H+和OH-除外），滴入过量氨水，仅产生白色沉淀，若溶液中各离子的物质的量浓度相等，则一定存在的离子是
A.SO42－B.NO3－C.Na+D.Fe3+
【答案】A
【解析】
【详解】溶液中可能含有Na+、Al3+、Fe3+、NO3-、SO42-、Cl-，滴入过量氨水产生白色沉淀，该白色沉淀为Al（OH）3，则一定存在Al3+；由于Fe（OH）3为红褐色沉淀，则一定不存在Fe3+；溶液呈电中性，若溶液中各离子的物质的量浓度相等，则一定含有SO42-，至少含有NO3-、Cl-中的1种，故合理选项是A。
21.人体含氧65%、碳18%、氢10%、氮3%、钙1.5%、磷1%、钾0.35%、硫0.25%、钠0.15%、氯0.15%、镁0.05%，它们被称为人体常量元素。
（1）人体的构成元素，从周期表来看，元素数目最多族为___________族。
属于第三周期的非金属元素的原子半径由大到小的顺序______________。
人体还有许多微量元素,请列举其中的一种____________。
（2）含量最高的元素原子核外运动状态有___________种，最外层电子轨道表示式_____________；与它同族的另一种元素的活动性相比_______>_______。
（用元素符号表示），请用一个事实说明该结论______。
（3）含量前3位的元素按原子个数比1：
1：
2形成的物质的名称是_____________（写出一种即可）。
【答案】
（1）.IA
（2）.p＞S＞Cl（3）.碘（人体必需微量元素，也有多种包括碘、锌、硒、铜、钼、铬、钴及铁，写出其中的一种即可）（4）.8（5）.
（6）.O（7）.S（8）.2H2S+O2=2H2O+2S（9）.乙酸（其它合理均给分）
【解析】
【分析】
（1）元素数目最多的是H元素；根据元素周期表的结构和元素周期律分析；
（2）含量最高的元素是氧元素；
（3）含量前3位的元素为O、C、H。
【详解】
（1）根据人体中元素的含量可知O：
0.65/10、C：
0.18/12、H：
0.1/1，所以人体的构成元素中元素数目最多的为氢元素，氢元素位于第ⅠA族。
属于第三周期的非金属元素有P、S、Cl，同周期自左向右原子半径逐渐减小，则原子半径由大到小的顺序为p＞S＞Cl。
人体还有许多微量元素，例如碘、锌、硒、铜、钼、铬、钴及铁等。
（2）含量最高的元素是氧元素，氧元素的核外电子数是8个，则原子核外运动状态有8种，最外层电子轨道表示式为
；同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，则非金属性O＞S，元素的非金属性越强，对应单质的氧化性越强，根据反应2H2S+O2＝2H2O+2S可以说明氧元素非金属性强于硫元素。
（3）含量前3位的元素为O、C、H，它们按原子个数比1：
1：
2形成的物质有乙酸等。
【点睛】本题考查元素周期表的结构与应用，侧重考查学生的分析能力，把握元素周期律的递变规律以及物质的性质为解答的关键。
22.在2L密闭容器中，800℃时反应2NO（g）＋O2（g）
2NO2（g）体系中，n（NO）随时间的变化如表：
时间（s）
0
1
2
3
4
5
n（NO）（mol）
0.01
0.005
0.004
0.0035
0.0035
0.0035
（1）化学平衡常数K=________________________，K值越大，表示____________，已知：
该反应K（300℃）＞K（350℃），判断该反应是_____________________，（答“放热反应”或“吸热反应”）。
（2）利用表中数据，用NO表示从0～2s内该反应的平均速率v＝___________________。
（3）当反应达到平衡后的t2时刻，将混合气体通过“分子筛”，可以及时将产物NO2分离出平衡体系，该操作对__________（填“正反应”或者“逆反应”）的反应速率影响大，请根据平衡移动原理，在下图中画出t2时刻后平衡移动的示意图：
______。
【答案】
（1）.c2（NO2）/c2（NO2）·c（O2）
（2）.反应进行得越完全（其它合理答案也可）（3）.放热反应（4）.0.0015mol·L-1·s-1（5）.逆反应（6）.
【解析】
【分析】
（1）根据平衡常数的含义判断；根据温度对平衡常数的影响判断；
（2）根据反应速率的含义结合表中数据计算；
（3）根据浓度对反应速率和平衡状态的影响分析解答。
【详解】
（1）化学平衡常数是在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态时，生成物浓度的幂之积和反应物浓度的幂之积的比值，则反应2NO（g）＋O2（g）
2NO2（g）的平衡常数表达式为K=c2（NO2）/c2（NO2）·c（O2）。
K值越大，表示反应进行得越完全；已知：
该反应K（300℃）＞K（350℃），这说明升高温度平衡常数减小，即反应向逆反应方向进行，所以判断该反应为放热反应。
（2）利用表中数据可知从0～2s内NO的物质的量减少了0.01mol－0.004mol＝0.006mol，浓度是0.006mol÷2L＝0.003mol/L，则根据v＝△c÷△t可知用NO表示从0～2s内该反应的平均速率v＝0.003mol/L÷2s＝0.0015mol·L-1·s-1。
（3）当反应达到平衡后的t2时刻，将混合气体通过“分子筛”，可以及时将产物NO2分离出平衡体系，生成物浓度降低，则该操作对逆反应的反应速率影响大，生成物浓度降低，逆反应速率减小，正反应速率不变，则平衡向正反应方向进行，因此t2时刻后平衡移动的示意图为
。
23.某科研小组用MnO2和浓盐酸制备Cl2时，利用刚吸收过少量SO2的NaOH溶液对其尾气进行吸收处理。
（1）请完成SO2与过量NaOH溶液反应的化学方程式：
____________________________。
（2）反应Cl2+Na2SO3+2NaOH=2NaCl+Na2SO4+H2O中的氧化产物为_______，被还原的元素为________。
【答案】
（1）.SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O
（2）.Na2SO4（3）.零价的氯元素或Cl
【解析】
【分析】
（1）氢氧化钠过量生成亚硫酸钠和水，据此书写；
（2）根据元素的化合价变化判断。
【详解】
（1）SO2与过量NaOH溶液反应生成亚硫酸钠和水，反应的化学方程式为SO2+2NaOH＝Na2SO3+H2O。
（2）反应Cl2+Na2SO3+2NaOH＝2NaCl+Na2SO4+H2O中氯元素化合价降低，被还原，则被还原的元素是Cl，亚硫酸钠中硫元素化合价升高，失去电子被氧化，则其氧化产物为Na2SO4。
【点睛】注意理清知识线索，即化合价升高→失电子→还原剂→氧化反应→氧化产物，化合价降低→得电子→氧化剂→还原反应→还原产物。
24.向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成紫色。
如果继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色。
完成下列填空：
（1）已知碘元素最终变为无色HIO3。
上述整个过程中的还原剂是_______________________。
写出CCl4层变成紫色的离子反应方程式________________________________________。
（2）若把KI换成KBr，则CCl4层变为_________色,继续滴加氯水，CCl4层的颜色没有变化。
Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是______________________________________。
（3）智利硝石矿层中含有碘酸钠，可用亚硫酸氢钠与其反应来制备单质碘。
试配平该反应的化学方程式，并用短线标出电子转移方向及总数__NaIO3+NaHSO3→NaHSO4+Na2SO4+I2+_H2O,已知含氧酸盐的氧化作用随溶液酸性的加强而增强，在制备试验时，定时取样，并用酸化的氯化钡来检测SO42-离子生成的量，发现开始阶段反应速度呈递增的趋势，试简述这变化趋势发生的原因：
________________。
【答案】
（1）.KI、I2
（2）.Cl2+2I-＝I2+2Cl-（3）.红棕色或橙红色等（4）.HBrO3＞Cl2＞HIO3（5）.25-3211
（6）.开始阶段，由于HSO3-被氧化生成H+和SO42-，酸性增强，反应速度增大
【解析】
【分析】
（1）根据元素的化合价变化判断氧化剂和还原剂；
（2）根据氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性分析；
（3）根据反应中元素的化合价变化情况结合电子得失守恒和原子守恒分析；根据题干信息分析。
【详解】
（1）向盛有KI溶液的试管中加入少许CCl4后滴加氯水，CCl4层变成紫色，说明有单质碘生成，碘化钾是还原剂。
如果继续向试管中滴加氯水，振荡，CCl4层会逐渐变浅，最后变成无色，已知碘元素最终变为无色HIO3，说明单质碘又被氧化为碘酸，因此上述整个过程中的还原剂是KI、I2。
其中CCl4层变成紫色的离子反应方程式为Cl2+2I-＝I2+2Cl-。
（2）若把KI换成KBr，溴化钾被氧化为单质溴，单质溴易溶在有机溶剂中，则CCl4层变为红棕色。
继续滴加氯水，CCl4层的颜色没有变化，这说明氯气不能氧化单质溴，根据氧化剂和还原剂反应生成还原产物和氧化产物以及氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性可知Cl2、HIO3、HBrO3氧化性由强到弱的顺序是HBrO3＞Cl2＞HIO3。
（3）根据方程式可知I元素化合价从+5价降低到0价，失去5个电子，S元素化合价从+4价价升高到+6价，根据电子得失守恒可知转移电子是10个，则其反应的方程式为2NaIO3+5NaHSO3＝3NaHSO4+2Na2SO4+I2+H2O，用单线桥表示其电子转移方向及总数为
。
开始阶段，由于HSO3-被氧化生成H+和SO42-，酸性增强，又因为含氧酸盐的氧化作用随溶液酸性的增强而增强，因此反应速度增大。
【点睛】本题考查氧化还原反应的有关判断、配平等，此题解答中用到了守恒法，守恒定律是自然界最重要的基本定律，是化学学科的基础，在化学反应中，守恒法包括原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒等，答题时注意灵活应用。
25.实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气，利用氢气还原氧化铜来测定铜的相对原子质量。
实验装置如下：
（1）在启普发生器中纯锌与稀硫酸反应过于缓慢，
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