【題目】工業上用鐵礦石、焦炭、空氣、石灰石為原料來冶煉鐵。
（1）請寫出用磁鐵礦在高溫下冶煉鐵的化學方程式___________。請你用化學方法設計實驗方案檢驗上述反應得到的固體產物中含有鐵粉___________。
（2）小明同學將用冶煉所得的鐵粉按下圖裝置來制備 Fe(OH)2，實驗開始時應先_______活塞a，___________活塞 b(填“打開”或“關閉”)
【答案】 Fe3O4 +4CO
3Fe+4CO2 方法 1：在黑色粉末中加入稀硫酸(稀鹽酸)，如果有氣泡生成，則是鐵粉；方法 2：在黑色粉末中加入硫酸銅溶液，如果黑色粉末表面有紅色固體析出，則是鐵粉 打開 打開
【解析】(1)磁鐵礦主要成分為Fe3O4，過量的碳與氧氣高溫下反應生成CO，Fe3O4被CO還原為Fe，化學方程式Fe3O4 +4CO
3Fe+4CO2；正確答案：Fe3O4 +4CO3Fe+4CO2 。反應后的生成物中一定含有鐵粉，利用金屬鐵和稀硫酸反應放氫氣或鐵從硫酸銅溶液中置換出銅的性質就可以檢驗出生成物中是否含有金屬鐵；正確答案：方法 1：在黑色粉末中加入稀硫酸(稀鹽酸)，如果有氣泡生成，則是鐵粉；方法 2：在黑色粉末中加入硫酸銅溶液，如果黑色粉末表面有紅色固體析出，則是鐵粉 。
（2）Fe(OH)2還原性很強，易被空氣中氧氣氧化變為Fe(OH)3，因此在制備Fe(OH)2沉淀時，一定要避免空氣的干擾；實驗開始時應先排凈裝置內的空氣，因此先打開活塞a和活塞b，利用鐵和硫酸反應產生的氫氣來實現此目的；然后關閉活塞a，就可以在錐形瓶中看到白色沉淀；正確答案: 打開； 打開。
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【題目】25℃時，幾種弱酸的電離平衡常數如下：
弱酸 | CH3COOH | H2CO3 | H2SO3 |
電離平衡常數 | K=1.8×10-5 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 | K1=1.5×10-2 K2=1.02×10-7 |
（1）CH3COOH、H2CO3、H2SO3三種酸中酸性最弱的是__________(填化學式)。
（2）CH3COOH的電離平衡常數表達式為K=__________。
（3）寫出H2CO3的第二步電離方程式：_____________。
（4）寫出H2SO3溶液和CH3COONa溶液反應的離子方程式：____________________。
（5）將體積均為10mL、pH均為2的醋酸溶液與一元酸HX分別加水稀釋至1000mL，稀釋過程中pH的變化如圖所示，則HX的電離平衡常數____________(填“大于”“小于”或“等于”)醋酸的電離平衡常數，理由是__________________。
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【題目】一定條件下，用 Fe2O3、 NiO 或 Cr2O3作催化劑對燃煤煙氣進行回收，使 SO2轉化生成為 S。催化劑不同，相同其他條件(濃度、溫度、壓強)情況下， 相同時間內 SO2 的轉化率隨反應溫度的變化如下圖:下列說法不正確的是( )
A. 不考慮催化劑價格因素，選擇 Fe2O3 作催化劑可以節約能源
B. 相同其他條件下，選擇 Cr2O3 作催化劑， SO2 的平衡轉化率最小
C. a 點后 SO2 的轉化率減小的原因可能是溫度升高催化劑活性降低了
D. 選擇 Fe2O3 作催化劑，最適宜溫度為 340～380℃溫度范圍
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【題目】(一)乙炔是一種重要的化工原料，最新研制出的由裂解氣(H2、CH4、C2H4)與煤粉在催化劑條件下制乙炔，該生產過程是目前清潔高效的煤化工過程。已知：發生的部分反應如下（在25℃、 101 kPa時）,CH4、C2H4 在高溫條件還會分解生成炭與氫氣：
①C (s) +2H2(g)
CH4(g) △H1=－74.85kJmol-1
②2CH4(g)C2H4(g) +2H2(g) △H2=340.93kJmol-1
③C2H4(g)C2H2(g) +H2(g) △H3=35.50kJmol-1
請回答：
（1）依據上述反應， 請寫出 C 與 H2化合生成 C2H2 的熱化學方程式：______________。
（2）若以乙烯和氫氣的混合氣體以一定流速通過填充有催化劑的反應器（氫氣的作用是活化催化劑），出口氣中含有乙烯、乙炔、氫氣等。圖1 為乙炔產率與進料氣中 n（氫氣）/n（乙烯）的關系。圖中曲線呈現先升高后降低的變化趨勢，其降低的原因是______________。
（3）圖 2 為上述諸反應達到平衡時各氣體體積分數和反應溫度的關系曲線。
①乙炔體積分數在1530℃之前隨溫度升高而增大的原因可能是_______________；1530℃之后，乙炔體積分數增加不明顯的主要原因可能是_______________。
②在體積為1L的密閉容器中反應，1530℃時測得氣體的總物質的量為1.000 mol，則反應C2H4(g)C2H2(g) +H2(g) 的平衡常數 K=_______________。
③請在圖3中繪制乙烯的體積分數和反應溫度的關系曲線__________。
(二)當今，人們正在研究有機鋰電解質體系的鋰-空氣電池，它是一種環境友好的蓄電池。放電時電池的總反應為:4Li+O2===2Li2O。在充電時，陽極區發生的過程比較復雜，目前普遍認可的是按兩步進行，請補充完整。電極反應式： ________________________和 Li2O2－2e-＝2Li＋＋O2。
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【題目】已知NO2與N2O4可相互轉化：2NO2(g)
N2O4(g) ΔH＝－24.2 kJ·mol－1，在恒溫下，將一定量NO2和N2O4(g)的混合氣體充入體積為2 L的密閉容器中，其中物質的量濃度隨時間變化的關系如下圖所示。下列推理分析不合理的是( )
A. 前10 min內，用v(NO2)表示的反應速率為0.04 mol·L-1·min-1
B. 反應進行到10 min時，體系放出的熱量為9.68 kJ
C. a點正反應速率小于逆反應速率
D. 25 min時，正反應速率增大
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【題目】亞硝酸（HNO2）為一元弱酸，其性質與硝酸相似。已知：298K時，四種物質的電離平衡常數（K）如下表。
HNO2 | NH3·H2O | H2CO3 | H2SO3 | |
K（mol·L-1）-2 | 5.1×10-4 | 1.8×10-5 | Ka1=4.2×10-7 Ka2=5.61×10-11 | Ka1=1.3×10﹣2 Ka2=6.3×10﹣8 |
（1）下列不能說明HNO2是弱電解質的是_____。
A.常溫下0.1 mol·L-1 NaNO2溶液的pH＞7
B.用一定濃度HNO2溶液做導電實驗，燈泡很暗
C.等pH、等體積的鹽酸和HNO2溶液分別與足量鋅反應，HNO2放出的氫氣較多
D.常溫下，0.1mol·L-1 HNO2溶液的pH=2.3
（2）298K時，將10mL 0.1mol·L-1的亞硝酸溶液與10mL 0.1mol·L-1氨水混合，所得溶液為_____（填“酸性”、“堿性”或“中性”），原因是___________________________。
（3）若將pH=2的HNO2、HCl兩溶液分別加水稀釋，pH變化如右圖所示，判斷曲線I對應的溶液為_______（填化學式）。圖中a、b、c三點對應溶液的導電能力由強到弱的順序是
________（用a、b、c表示，下同）；溶液中水的電離程度由強到弱的順序是________。
（4）依據提供數據回答下列問題。
①求298K時，NaHSO3溶液中HSO3-水解平衡常數Kh =____；由此可判斷HSO3-水解程度______電離程度（填“＞”、“＜”或“＝”）。
②H 2SO3溶液和NaHCO3溶液反應的主要離子方程式為______。
（5）298K時，向含有2mol Na2CO3的溶液中加入1mol的HNO2后，則溶液中CO32-、HCO3-和NO2-的離子濃度由大到小是_______。
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科目：高中化學 來源： 題型：
【題目】X、Y、Z均為短周期主族元素，已知它們的原子序數的關系為X+Z=2Y，且Z的最高價氧化物對應的水化物是強酸。則下列有關說法正確的是
A. 若X是Na，則Z的最高價一定為偶數
B. 若X是O，則YX一定是離子化合物
C. 若Y是O，則非金屬性Z＞Y＞X
D. 若Y是Na，則X、Z不可能是同一主族元素
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