备战高考化学氧化还原反应综合题汇编.docx
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备战高考化学氧化还原反应综合题汇编
一、高中化学氧化还原反应练习题（含详细答案解析）
1．亚氯酸钠（NaClO2）是二氧化氯（ClO2）泡腾片的主要成分。
实验室以氯酸钠（NaClO3）为原料先制得ClO2，再制备NaClO2粗产品，其流程如图：
已知：
①ClO2可被NaOH溶液吸收，反应为2ClO2+2NaOH=NaClO3+NaClO2+H2O。
②无水NaClO2性质稳定，有水存在时受热易分解。
（1）反应Ⅰ中若物质X为SO2，则该制备ClO2反应的离子方程式为___。
（2）实验在如图-1所示的装置中进行。
①若X为硫磺与浓硫酸，也可反应生成ClO2。
该反应较剧烈。
若该反应在装置A的三颈烧瓶中进行，则三种试剂（a.浓硫酸；b.硫黄；c.NaClO3溶液）添加入三颈烧瓶的顺序依次为___（填字母）。
②反应Ⅱ中双氧水的作用是___。
保持反应时间、反应物和溶剂的用量不变，实验中提高ClO2吸收率的操作有：
装置A中分批加入硫黄、___（写出一种即可）。
（3）将装置B中溶液蒸发可析出NaClO2，蒸发过程中宜控制的条件为___（填“减压”、“常压”或“加压”）。
（4）反应Ⅰ所得废液中主要溶质为Na2SO4和NaHSO4，直接排放会污染环境且浪费资源。
为从中获得芒硝（Na2SO4·10H2O）和石膏（水合硫酸钙），请补充完整实验方案：
___，将滤液进一步处理后排放（实验中须使用的试剂和设备有：
CaO固体、酚酞、冰水和冰水浴）。
已知：
CaSO4不溶于Na2SO4水溶液；Na2SO4的溶解度曲线如图−2所示。
【答案】2ClO3-+SO2═2ClO2+SO42-cab作还原剂水浴加热时控制温度不能过高（或加一个多孔球泡等）减压向废液中分批加入适量CaO固体并搅拌，用冰水浴控制反应温度，对浊液取样并滴加酚酞，至溶液呈浅红色时停止加入CaO。
静置后过滤，用水洗涤沉淀2-3次得到石膏；滤液蒸发浓缩，冷却结晶至32.4℃以下，接近0℃，过滤，所得晶体用冰水洗涤2-3次，低温干燥得到芒硝
【解析】
【分析】
用二氧化硫将NaClO3还原制得ClO2，ClO2和NaOH反应制得NaClO3和NaClO2，再用过氧化氢将NaClO3还原成NaClO2制得NaClO2粗品。
【详解】
（1）SO2作还原剂，S化合价升高2，被氧化成SO42-，ClO3-作氧化剂，被还原成ClO2，Cl化合价降低1，结合电子得失守恒、电荷守恒、原子守恒可书写离子方程式：
2ClO3-+SO2═2ClO2+SO42-，故答案为：
2ClO3-+SO2═2ClO2+SO42-；
（2）①反应剧烈，浓硫酸只能在最后添加，结合流程图可知先加NaClO3，所以顺序为：
先加NaClO3，再加S，最后加浓硫酸，故答案为：
cab；
②反应Ⅱ中NaOH和ClO2反应生成NaClO3和NaClO2，过氧化氢的作用是将NaClO3还原成NaClO2，过氧化氢会分解，温度不宜太高，所以控制A中水浴加热时温度不过高，或者在B中搅拌、或者加一个多孔球泡，故答案为：
作还原剂；水浴加热时控制温度不能过高（或加一个多孔球泡等）；
（3）无水NaClO2性质稳定，有水存在时受热易分解，应该减压，让水分尽快蒸发，故答案为：
减压；
（4）加入一定量CaO使NaHSO4反应成CaSO4，为了保证NaHSO4反应完，所加CaO需稍过量，CaO过量溶液就显碱性了，可以用酚酞作指示剂，当溶液变为浅红色时停止加CaO，CaSO4不溶于Na2SO4水溶液，此时可用过滤、洗涤的方法得到石膏，此时滤液为Na2SO4溶液，还不是芒硝，从图上看，可将温度调整32.4℃以下，形成芒硝，析出芒硝晶体，过滤、洗涤、干燥就可得芒硝了，为了使芒硝产率较高，可用冰水洗涤，降低因溶解损失的量，故答案为：
向废液中分批加入适量CaO固体并搅拌，用冰水浴控制反应温度，对浊液取样并滴加酚酞，至溶液呈浅红色时停止加入CaO。
静置后过滤，用水洗涤沉淀2-3次得到石膏；滤液蒸发浓缩，冷却结晶至32.4℃以下，接近0℃，过滤，所得晶体用冰水洗涤2-3次，低温干燥得到芒硝。
【点睛】
结合图像，温度低于32.4℃以下，硫酸钠结晶得到芒硝，温度降低，芒硝的溶解度减小，可用冰水洗涤减小损失率。
2．二氧化氯（ClO2）具有强氧化性，在工业上常用作水处理剂、漂白剂。
ClO2是一种易溶于水的黄绿色气体，其体积分数超过10%时易引起爆炸。
某研究小组欲用以下三种方案制备ClO2，回答下列问题：
（1）以黄铁矿（FeS2）、氯酸钠和硫酸溶液混合反应制备ClO2，黄铁矿中的硫元素在酸性条件下被ClO3-氧化成SO42-，写出制备ClO2的离子方程式__。
（2）用过氧化氢作还原剂，在硫酸介质中还原NaClO3制备ClO2，并将制得的ClO2用于处理含CN-废水。
实验室模拟该过程的实验装置（夹持装置略）如图所示。
①装置A的名称是__，装置C的作用是__。
②反应容器B应置于30℃左右的水浴中，目的是__。
③通入氮气的主要作用有3个，一是可以起到搅拌作用，二是有利于将ClO2排出，三是__。
④ClO2处理含CN-废水的离子方程式为__，装置E的作用是__。
（3）氯化钠电解法是一种可靠的工业生产ClO2的方法。
①用于电解的食盐水需先除去其中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质。
某次除杂操作时，往粗盐水中先加入过量的__（填化学式），至沉淀不再产生后，再加入过量的Na2CO3和NaOH，充分反应后将沉淀一并滤去。
②用石墨做电极，在一定条件下电解饱和食盐水制取ClO2，工作原理如图所示，写出阳极产生ClO2的电极反应式__。
【答案】FeS2+15ClO3-+14H+=15ClO2+Fe3++2SO42-+7H2O恒压漏斗安全瓶提高化学反应速率，同时防止过氧化氢受热分解稀释ClO2，防止其爆炸2CN-+2ClO2=2CO2+N2+2Cl-吸收ClO2等气体，防止污染大气BaCl2Cl--5e-+2H2O=ClO2↑+4H+
【解析】
【分析】
二氧化氯（ClO2）具有强氧化性，在工业上常用作水处理剂、漂白剂。
分别利用无机反应和电解原理制备二氧化氯，三种方法均利用了氧化还原反应。
【详解】
（1）以黄铁矿（FeS2）、氯酸钠和硫酸溶液混合反应制备ClO2，黄铁矿中的硫元素在酸性条件下被ClO3-氧化成SO42-，根据氧化还原反应中电子守恒和元素守恒，可以写出制备ClO2的离子方程式为FeS2+15ClO3-+14H+=15ClO2+Fe3++2SO42-+7H2O。
（2）①装置A的名称为恒压漏洞，装置C为安全瓶，起到防止液体倒吸的作用。
②升高温度可以提高化学反应速率，但是原料中含有过氧化氢，过氧化氢在过高的温度下可以发生分解反应，因此反应容器B应置于30℃左右的水浴中。
③根据题文可知，ClO2是一种易溶于水的黄绿色气体，其体积分数超过10%时易引起爆炸，故通入氮气的主要作用有3个，一是可以起到搅拌作用，二是有利于将ClO2排出，三是稀释ClO2，防止其爆炸。
④ClO2处理含CN-废水发生氧化还原反应，将CN-转化为无污染的CO2和N2，故离子方程式为2CN-+2ClO2=2CO2+N2+2Cl-；装置E在整套装置之后，起到吸收尾气，防止环境污染的作用。
（3）①用于电解的食盐水需先除去其中的Ca2+、Mg2+、SO42-等杂质，需要过量的碳酸根离子、氢氧根离子和钡离子，过量的钡离子可以用碳酸根离子除去，因此在加入Na2CO3之前应先加入过量BaCl2。
②用石墨做电极，电解池的阳极发生氧化反应，元素化合价升高，因此氯离子在阳极失电子和水反应得到ClO2，电极反应式为Cl--5e-+2H2O=ClO2↑+4H+。
3．根据当地资源等情况，硫酸工业常用黄铁矿（主要成分为FeS2）作为原料。
完成下列填空：
（1）将0.050molSO2（g）和0.030molO2（g）充入一个2L的密闭容器中，在一定条件下发生反应：
2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g）+Q。
经2分钟反应达到平衡，测得n（SO3）=0.040mol，则O2的平均反应速率为______
（2）在容积不变时，下列措施中有利于提高SO2平衡转化率的有______（选填编号）
a.移出氧气b.降低温度
c.减小压强d.再充入0.050molSO2（g）和0.030molO2（g）
（3）在起始温度T1（673K）时SO2的转化率随反应时间（t）的变化如图，请在图中画出其他条件不变情况下，起始温度为T2（723K）时SO2的转化率随反应时间变化的示意图___
（4）黄铁矿在一定条件下煅烧的产物为SO2和Fe3O4
①将黄铁矿的煅烧产物Fe3O4溶于H2SO4后，加入铁粉，可制备FeSO4。
酸溶过程中需维持溶液有足够的酸性，其原因是______
②FeS2能将溶液中的Fe3+还原为Fe2+，本身被氧化为SO42﹣。
写出有关的离子方程式______。
有2mol氧化产物生成时转移的电子数为______
【答案】0.005mol/（L•min）bd
抑制Fe3+与Fe2+的水解，并防止Fe2+被氧化成Fe3+FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+14NA
【解析】
【分析】
（1）根据v＝
求出氧气的速率，然后根据速率之比等于对应物质的化学计量数之比计算；
（2）反应放热，为提高SO2平衡转化率，应使平衡向正反应方向移动，可降低温度，体积不变，不能从压强的角度考虑，催化剂不影响平衡移动，移出氧气，平衡向逆反应方向移动，不利于提高SO2平衡转化率，由此分析解答；
（3）反应是放热反应，温度升高，平衡逆向进行，二氧化硫的转化率减小，但达到平衡所需要的时间缩短，据此画出曲线；
（4）①Fe3＋与Fe2＋易水解，Fe2＋易被氧化成Fe3＋；
②根据氧化还原反应中的反应物和生成物几何电子守恒来配平化学方程式，结合方程计算转移电子数。
【详解】
（1）v（SO3）＝
＝
＝0.01mol/（L•min），所以v（O2）＝
v（SO3）＝0.005mol/（L•min），故答案为：
0.005mol/（L•min）；
（2）a．移出氧气，平衡逆向移动，二氧化硫的转化率减少，故不选；
b．降低温度，平衡正向移动，二氧化硫的转化率增大，故选；
c．减小压强，平衡逆向移动，二氧化硫的转化率减少，故不选；
d．再充入0.050molSO2（g）和0.030molO2（g），相当于增大压强，平衡正向移动，二氧化硫的转化率增大，故选；
故答案为：
bd；
（3）反应：
2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g）△H＜0，SO2的转化率在起始温度T1＝673K下随反应时间（t）的变化如图，其他条件不变，仅改变起始温度为T2＝723K，温度升高，平衡逆向进行，二氧化硫的转化率减小，但反应速率增大，达到平衡需要的时间短，在图中画出温度T2下SO2的转化率随反应时间变化的预期结果示意图如图所示
；故答案为：
；
（4）①Fe2O3（或Fe3O4等）溶于H2SO4后，生成的Fe3＋与Fe2＋易水解，Fe2＋易被氧化成Fe3＋，所以要加入Fe粉和酸，抑制Fe3＋与Fe2＋的水解，并防止Fe2＋被氧化成Fe3＋，故答案为：
抑制Fe3＋与Fe2＋的水解，并防止Fe2＋被氧化成Fe3＋；
②−2价的硫离子具有还原性，FeS2可以将溶液中的Fe3＋还原为Fe2＋，而本身被氧化为硫酸根离子，有关的离子方程式为：
FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+，氧化产物是硫酸根离子，有2mol硫酸根生成时转移的电子数为14NA，故答案为：
FeS2+14Fe3++8H2O=15Fe2++2SO42﹣+16H+；14NA。
【点睛】
注意（3）温度升高，平衡逆向进行，二氧化硫的转化率减小，但反应速率增大，达到平衡需要的时间短，此为解题的关键。
4．MnO2是制造干电池的主要原料之一，也是中学化学中常见的一种试剂。
工业上Mn（NO3）2和KMnO4为原料制备MnO2，其生产原理如下：
用软锰矿（含MnO2和少量的Fe2O3、SiO2）和碳反应制得MnO；再将MnO与稀硝酸反应，反应后经过滤、提纯、浓缩，可制得50%的Mn（NO3）2溶液；在一定条件下，把50%的Mn（NO3）2溶液滴加到KMnO4溶液中，发生如下反应：
3Mn（NO3）2+2KMnO4+2H2O═5MnO2↓+2KNO3+4HNO3，反应生成的沉淀经过滤、洗涤、干燥后得到MnO2。
请回答下列问题：
Ⅰ、若将软锰矿和碳反应后的固体产物置于如图1所示的装置甲中，与稀硝酸反应，观察到装置乙中有红棕色气体产生。
（1）写出甲中产生气体反应的化学方程式___。
（2）在制备MnO2的实验中要向反应混合液中不断滴加氨水，则氨水的作用是___。
Ⅱ、有人提出用日光分解KMnO4溶液的方法可制取MnO2，反应方程式为：
4KMnO4+2H2O
4MnO2↓+4KOH+3O2↑该反应中c（OH-）随时间的变化曲线如图2所示，分析曲线的变化趋势，你认为形成该变化的原因是___。
Ⅲ、某兴趣小组通过实验研究MnO2的氧化性进行了一系列的研究。
（1）该小组设计了如下4个方案以验证MnO2的氧化性，可行的是___。
A．把MnO2固体加入到FeSO4溶液中，再加入KSCN溶液，观察溶液是否变红
B．把MnO2固体加入到FeCl3溶液中，再加入KSCN溶液，观察溶液是否变红
C．把MnO2固体加入到Na2SO3溶液中，再加入BaCl2观察是否有白色沉淀生成
D．把MnO2固体加入到稀盐酸中，观察是否有黄绿色气体生成
（2）该小组为研究在不同酸碱性的溶液中MnO2的氧化能力，他们控制KI溶液的浓度和MnO2固体的质量相同，恒定实验温度在298K，设计如下对比试验。
实验
酸或碱
现象
A
1滴0.2mol/LNaOH溶液
不变色
B
1滴水
缓慢变浅棕褐色
C
1滴0.1mol/L硫酸溶液
迅速变棕褐色
该小组从上述对比实验中，可以得出的结论是___。
写出在MnO2迅速氧化I−的离子方程式___。
【答案】Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2反应生成的MnO2对该反应起催化作用A酸性越强，MnO2氧化能力越强MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O
【解析】
【分析】
Ⅰ、
（1）软锰矿中含有少量Fe2O3，在加热条件下与C反应生成铁，铁与稀硝酸反应生成NO气体，为便于吸收氮氧化物，向乙中通入空气，空气中的氧气将NO氧化成NO2，使气体呈红棕色，丙中应盛NaOH溶液等碱性物质，吸收有毒气体NO2；
（2）制备MnO2的实验中生成HNO3，加入氨水，可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2；
Ⅱ、反应中c（OH-）在t1时突然增大，说明反应速率增大，在其它条件不变的情况下，可考虑生成物起催化作用；
Ⅲ、
（1）A中，通过溶液变红，可说明MnO2固体将Fe2+氧化为Fe3+；B中，Fe3+没有还原性，MnO2不能表现氧化性；C中，不管是否将SO32-氧化，都产生白色沉淀；D中，MnO2固体加入到稀盐酸中，不发生反应。
（2）从溶液的酸碱性及产生的现象，可得出酸性越强，I-转化为I2的反应速率越快，现象越明显，MnO2氧化能力越强的结论；MnO2在酸性溶液中氧化I−，生成Mn2+、I2和H2O。
【详解】
Ⅰ、
（1）软锰矿中含有少量Fe2O3，在加热条件下与C反应生成铁，铁与稀硝酸反应生成NO气体。
反应的方程式为Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O；答案为：
Fe+4HNO3=Fe（NO3）3+NO↑+2H2O；
（2）制备MnO2的实验中生成HNO3，加入氨水，可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2；答案为：
可以中和硝酸，增大反应物的转化率，使原料尽可能多地转化为MnO2；
Ⅱ、反应中c（OH-）在t1时突然增大，说明反应速率增大，在其它条件不变的情况下，可考虑生成物MnO2起催化作用；答案为：
反应生成的MnO2对该反应起催化作用；
Ⅲ、
（1）A中，通过溶液变红，可说明MnO2固体将Fe2+氧化为Fe3+，A符合题意；
B中，Fe3+没有还原性，MnO2不能表现氧化性，B不合题意；
C中，不管是否将SO32-氧化，都产生白色沉淀，C不合题意；
D中，MnO2固体加入到稀盐酸中，不发生反应，D不合题意。
故选A；
（2）从溶液的酸碱性及产生的现象，可得出酸性越强，I-转化为I2的反应速率越快，现象越明显，MnO2氧化能力越强的结论；答案为：
酸性越强，MnO2氧化能力越强；
MnO2在酸性溶液中氧化I−，生成Mn2+、I2和H2O，反应的离子方程式为MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O；答案为：
MnO2+2I−+4H+=Mn2++I2+2H2O。
5．小明很喜欢化学实验课，今天要学习“探究铁及其化合物的氧化性或还原性”。
（1）实验前小明预测说：
Fe2+肯定既有还原性又有氧化性。
你认为他预测的依据是：
。
（2）小明欲用实验证明他的预测。
实验室提供了下列试剂：
3%的H2O2溶液、锌粒、铜片、0.1mol·L-1FeCl2溶液、KSCN溶液、新制氯水。
①若小明计划在0.1mol·L-1FeCl2溶液滴入新制氯水，探究Fe2+的还原性，你预计可能发生的反应和现象是：
________（写离子方程式）、溶液由浅绿色变色。
②实验中，小明发现现象不太明显，老师分析可能是产物的含量太低，建议可以通过检验Fe2+被氧化的产物Fe3+的存在以获取证据。
你认为可选滴入小明所得的混合液中，并通过溶液出现色的现象，证明小明的观点和实验方案都是正确的。
③对于证明Fe2+具有氧化性，小明认为金属单质都具有还原性，并分别将铜片、锌粒投入FeCl2溶液中，结果铜片没变化，锌粒逐渐变小。
由此说明三种金属的还原性由强至弱的顺序为：
。
（3）小明分析H2O2中氧元素显-1价（中间价），并提出疑问：
H2O2与FeCl2的反应时，Fe2+还作氧化剂吗？
①请你为小明梳理相关问题：
若Fe2+在反应中表现出氧化性应转化成（填微粒符号，下同），若Fe2+在反应中表现出还原性应转化成。
②实际上Fe2+的还原性较强，实验室的FeCl2溶液常因氧化而变质。
除杂的方法是：
，相关反应的离子方程式：
。
【答案】
（1）因为Fe2+中铁元素化合价处于中间价态，可以升高也可以降低；
（2）①Cl2＋2Fe2+＝2Cl－＋2Fe3+，棕黄（黄）；②KSCN溶液，溶液呈血红（红）色；③Zn、Fe、Cu（或Zn>Fe>Cu）；（3）①Fe，Fe3+；②加入过量铁粉，过滤，2Fe3++Fe=3Fe2+。
【解析】
试题分析：
（1）最低价态只具有还原性，最高价态只具有氧化性，中间价态既具有氧化性又有还原性，铁的价态一般是0、+2、+3，+2价位于中间，因此Fe2＋有还原性和氧化性；
（2）①氯水具有强氧化性，发生2Fe2＋＋Cl2=2Fe3＋＋2Cl－，Fe3＋显黄色或棕黄色；②检验Fe3＋用KSCN溶液，溶液变红说明Fe3＋的存在；③根据利用金属性强的置换出金属性弱的，铜片无变化，说明Fe的金属性强于铜，锌粒逐渐变小，发生Zn＋Fe2＋=Zn2＋＋Fe，说明Zn的金属性强于Fe，即金属性强弱：
Zn>Fe>Cu；（3）①氧化性：
得到电子、化合价降低，Fe2＋转变成Fe，还原性：
失去电子、化合价升高，Fe2＋转变成Fe3＋；②利用Fe3＋具有强氧化性，能和金属单质反应，不能引入新的杂质，因此加入单质铁，发生Fe＋2Fe3＋=3Fe2＋。
考点：
考查铁及其化合物的性质等知识。
6．以海绵铜（CuO、Cu）为原料制备氯化亚铜（CuCl）的一种工艺流程如下：
（1）Cu基态原子核外电子排布式为________，SO42−的空间构型为__________（用文字描述）；Cu2+与OH－反应能生成[Cu（OH）4]2−，[Cu（OH）4]2−中提供孤电子对的原子是_______（填元素符号）。
（2）“吸收”过程：
①2NO（g）+O2（g）
2NO2（g）ΔH=－112.6kJ·mol−1提高NO平衡转化率的方法有______________（写出两种）。
②吸收NO2的有关反应如下：
反应Ⅰ：
2NO2（g）+H2O（l）＝HNO3（aq）+HNO2（aq）ΔH=－116.1kJ·mol−1
反应Ⅱ：
3HNO2（aq）＝HNO3（aq）+2NO（g）+H2O（l）ΔH=－75.9kJ·mol−1
用水吸收NO2生成HNO3和NO的热化学方程式是___________________。
（3）“电解”过程：
HNO2为弱酸，通过电解使HNO3得以再生，阳极的电极反应式是____________。
（4）“沉淀”过程：
产生CuCl的离子方程式是________________。
【答案】1s22s22p63s23p63d104s1正四面体形O增大压强、提高氧气的浓度3NO2（g）+H2O（l）=2HNO3（aq）+NO（g）ΔH=－212.1kJ·mol−1HNO2-2e-+H2O=3H++NO3-2Cu2++SO2+2Cl-+2H2O=2CuCl↓+SO42-+4H+
【解析】
【分析】
海绵铜（CuO、Cu）中CuO与稀H2SO4反应转化为硫酸铜，因硝酸在酸性条件下具有氧化性，会将铜氧化为铜离子，最终生成硫酸铜，SO2具有还原性，再将铜离子还原为氯化亚铜，NO合理利用，经过氧化与电解过程得到硝酸，据此分析解答。
【详解】
（1）Cu的原子序数为29，Cu基态原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1；SO42−中S原子价层电子对个数=4+
=4，且不含孤电子对，由价层电子对互斥理论判断该微粒为正四面体形；[Cu（OH）4]2−中Cu2+提供空轨道，O原子提供孤电子对形成配位键，答案为：
1s22s22p63s23p63d104s1；正四面体形；O；
（2）①2NO（g）+O2（g）
2NO2（g）ΔH=－112.6kJ·mol−1是气体体积减小的放热反应，提高NO平衡转化率，平衡应向正反应方向移动，可以采取的措施有：
降低温度、增大压强、提高氧气的浓度等；
②由盖斯定律可知：
（反应I⨯3+反应II）⨯
可以得到用水吸收NO2生成HNO3和NO的热化学方程式：
3NO2（g）+H2O（l）=2HNO3（aq）+NO（g）ΔH=－212.1kJ·mol−1；
（3）电解过程中，阳极上HNO2失去电子发生氧化反应生成HNO3，阳极的电极反应式是：
HNO2-2e-+H2O=3H++NO3-；
（4）Cu2+与SO2发生氧化还原反应生成CuCl，离子方程式为：
2Cu2++SO2+2Cl-+2H2O=2CuCl↓+SO42-+4H+。
7．NOx、SO2的处理转化对环境保护有着重要意义。
（1）利用反应2NO（g）＋2CO（g）=N2（g）＋2CO2（g），可实现汽车尾气的无害化处理。
一定条件下进行该反应，测得CO的平衡转化率与温度、起始投料比m[m=
]的关系如图1所示。
①该反应的ΔH____0（填“>”“<”或“＝”）。
②下列说法正确的是________（填字母）。
A．当体系中CO2和CO物质的量浓度之比保持不变时，反应达到平衡状态
B．投料比：
m1＞m2＞m3
C．当
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