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【題目】可逆反應2A(g)+3B(g)4C(g)+D(g)， 已知起始濃度c(A)=4 mol·L-1，c(B)=3 mol·L-1，C、D濃度均等于0，反應開始2 秒后達到平衡狀態，此時D 的平衡濃度為0.5 mol·L-1,則下列說法不正確的是( )

A. 反應速率v(C)= 1mol/（L·s） B. C的平衡濃度為4mol /L

C. A的轉化率為25% D. B的平衡濃度為1.5mol /L

【題目】已知某可逆反應mA(g)+nB(g) pC(g)在密閉容器中進行，如圖表示在不同反應時間t時，溫度T和壓強p與反應物B在混合氣體中的體積分數B％的關系曲線，由曲線分析，下列判斷正確的是

A.T1<T2 p1<p2 m+n>p放熱反應

B.T1>T2 p1<p2 m+n<p吸熱反應

C.T1<T2 p1>p2 m+n>p放熱反應

D.T1>T2 p1<p2 m+n>p吸熱反應

【題目】在一定溫度下，可逆反應A(g)＋2B(g)2C(g)達到平衡的標志是(　　)

A.C的生成速率與C分解的速率相等

B.單位時間內生成nmol A，同時生成2nmol B

C.單位時間內消耗nmol A，同時生成2nmol C

D.B的生成速率與C分解的速率相等

【題目】汽車的啟動電源常用鉛蓄電池，電池反應如下： PbO2 + Pb + 2H2SO4 2PbSO4+ 2H2O，根據此反應判斷下列敘述中正確的是(　　)

A. PbO2放電時是電池的負極，充電時是電池的陽極

B. 負極的電極反應式為：Pb + SO42—– 2e–=PbSO4

C. 放電時，PbO2得電子，被氧化

D. 電池放電時，溶液酸性增強

A.AB.BC.CD.D

【題目】苯乙烯（）是生產各種塑料的重要單體，可通過乙苯催化脫氫制得：

（g）（g）+H2（g） △H

(1)已知：

計算上述反應的△H＝________ kJ·mol－1。

(2)500℃時，在恒容密閉容器中，充入a mol乙苯，反應達到平衡后容器內氣體的壓強為P；若再充入bmol的乙苯，重新達到平衡后容器內氣體的壓強為2P，則a_______b（填“＞” “＜”或“=”），乙苯的轉化率將________（填“增大” “減小”或“不變”）。

(3)工業上，通常在乙苯（EB）蒸氣中摻混N2（原料氣中乙苯和N2的物質的量之比為1︰10，N2不參與反應），控制反應溫度600℃，并保持體系總壓為0.1Mpa不變的條件下進行反應。在不同反應溫度下，乙苯的平衡轉化率和某催化劑作用下苯乙烯的選擇性（指除了H2以外的產物中苯乙烯的物質的量分數）示意圖如下：

①A，B兩點對應的正反應速率較大的是________。

②摻入N2能提高乙苯的平衡轉化率，解釋說明該事實___________________________。

③用平衡分壓代替平衡濃度計算600℃時的平衡常數Kp=________。（保留兩位有效數字，分壓=總壓×物質的量分數）

④控制反應溫度為600℃的理由是___________________________。

其中W、X、Y、Z為同周期元素，W是所在周期中第一電離能最小的元素，Y元素基態原子的未成對電子數等于其電子層數，Z元素的原子核外最外層電子數是X核外電子數的一半。

回答下列問題：

（1）W、X、Y、Z原子半徑由大到小的順序為__（用對應的元素符號表示）。

（2）Z的核外電子排布式為__。

（3）基態X原子價電子軌道表示式為__。

（4）W元素基態原子核外電子有__種運動狀態，其中電子占據能量最高的原子軌道符號表示為__。

（5）X的電負性__（填“大于”或“小于”）Y，原因是__。

(1)25℃時，用圖1所示裝置進行電解，有一定量的鈷以Co2+的形式從正極粉中浸出，且兩極均有氣泡產生，一段時間后正極粉與鋁箔剝離。

①陰極的電極反應式為：LiCoO2+4H++e-=Li++Co2++2H2O，陽極的電極反應式為______。

②該研究小組發現硫酸濃度對鈷的浸出率有較大影響，一定條件下，測得其變化曲線如圖2所示。當c（H2SO4）＞0.4molL-1時，鈷的浸出率下降，其原因可能為______。

(2)電解完成后得到含Co2+的浸出液，且有少量正極粉沉積在電解槽底部。用以下步驟繼續回收鈷。

①寫出“酸浸”過程中正極粉發生反應的化學方程式______。該步驟一般在80℃以下進行，溫度不能太高的原因是______。

②已知（NH4）2C2O4溶液呈弱酸性，下列關系中正確的是______（填字母序號）。

a．c(NH4+)＞c(C2O42-)＞c(H+)＞c(OH-)

b．c(H+)+c(NH4+)=c(OH-)+c(HC2O4-)+c(HC2O42-)

c．c(NH4+)+c(NH3H2O)=2[c(HC2O42-)+c(HC2O4-)+c(H2C2O4)]

打開彈簧夾，通入一段時間N2后關閉彈簧夾，加入一定量濃硫酸；不斷攪拌，控制反應溫度在40℃左右，當溶液pH約為4.1時，停止反應，降溫至20℃左右靜置結晶。

已知：

①溫度在40℃左右時，發生反應2NaHSO3=Na2S2O5+H2O。

②溫度過高時焦亞硫酸鈉分解：Na2S2O5=Na2SO3+SO2↑。

③焦亞硫酸鈉與水易發生反應：Na2S2O5+H2O=2NaHSO3。

回答下列問題：

（1）A裝置中所加硫酸通常為1：1（體積比）的濃硫酸，一般不采用90%以上的濃硫酸，原因是__。

（2）B裝置中控制反應溫度40℃在左右的方法是__；錐形瓶中生成NaHSO3的離子方程式為__。

（3）裝置C的作用是__。

（4）錐形瓶中析出固體經減壓抽濾、洗滌、晾干，可獲產品。洗滌操作中依次用飽和SO2水溶液、無水乙醇洗滌，其作用是__。

（5）反應結束后，需要再次打開彈簧夾，通入一段時間N2，目的是__。

（6）某同學認為Na2S2O5屬于強堿弱酸鹽，在溶液中水解顯堿性。實際他測得Na2S2O5溶液顯酸性，請用數據幫他分析溶液顯酸性的原因__。

（已知：常溫下H2SO3電離常數Ka1=1.54×10-2，Ka2=1.02×10-7）

（1）“堿浸”的目的是將廢水中的H3AsO3和H3AsO4轉化為鹽。H3AsO4轉化為Na3AsO4反應的化學方程式是_______________________________。

（2）“氧化”時，1molAsO33-轉化為AsO43-至少需要O2______ mol。

（3）“沉砷”是將砷元素轉化為Ca5(AsO4)3OH沉淀，發生的主要反應有：

a．Ca(OH)2（s）Ca2+（aq）+2OH-（aq） △H＜0

b．5Ca2++OH-+3AsO43-Ca5(AsO4)3OH △H＞0

研究表明：“沉砷”的最佳溫度是85℃。 用化學平衡原理解釋溫度高于85℃后,隨溫度升高沉淀率下降的原因是_____________________。

（4）“還原”過程中H3AsO4轉化為H3AsO3，反應的化學方程式是_______________________。

（5）“還原”后加熱溶液，H3AsO3分解為As2O3，同時結晶得到粗As2O3。As2O3在不同溫度和不同濃度硫酸中的溶解度（S）曲線如圖2所示。為了提高粗As2O3的沉淀率，“結晶”過程進行的操作是_______。

（6）下列說法中，正確的是 ______ （填字母）。

a．粗As2O3中含有CaSO4

b．工業生產中，濾液2可循環使用，提高砷的回收率

c．通過先“沉砷”后“酸化”的順序，可以達到富集砷元素的目的