【化学】北京市西城区2019-2020学年高二上学期期末考试试题（解析版）

北京市西城区2019-2020学年高二上学期期末考试试题
1.下列装置或过程能实现电能转化为化学能的是（ ）
A. 风力发电 B. 火力发电 C. 燃料电池 D. 电解炼铝
【答案】D
【解析】A、该过程将风能转化为电能，A不符合题意；
B、该过程将化学能转化为电能，B不符合题意；
C、该过程将化学能转化为电能，C不符合题意；
D、该过程将电能转化为化学能，D符合题意；
故选D。
2.下列物质属于弱电解质的是（ ）
A. NaCl B. NaOH C. NH3·H2O D. H2SO4
【答案】C
【解析】A、NaCl在水中或熔融状态下完全电离，是强电解质，A不符合题意；
B、NaOH在水中或熔融状态下完全电离，是强电解质，B不符合题意；
C、NH3·H2O在水中部分电离，是弱电解质，C符合题意；
D、H2SO4在水中完全电离(在熔融状态下不导电)，是强电解质，D不符合题意；
故选C。
3.下列物质水溶液呈碱性的是（ ）
A. NH4Cl B. NaCl C. CuSO4 D. Na2CO3
【答案】D
【解析】A、NH4Cl是强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，A不符合题意；
B、NaCl是强酸强检验，其水溶液呈中性，B不符合题意；
C、CuSO4是强酸弱碱盐，其水溶液呈酸性，C不符合题意；
D、Na2CO3是强碱弱酸盐，其水溶液呈碱性，D符合题意；
故选D。
4.已知：2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) ΔH ，不同条件下反应过程能量变化如图所示。下列说法中不正确的是（ ）

A. 反应的ΔH＜0
B 过程b使用了催化剂
C. 使用催化剂可以提高SO2的平衡转化率
D. 过程b发生两步反应，第一步为吸热反应
【答案】C
【解析】A、根据图像可知，反应物的能量比生成物的能量高，则该反应是放热反应，即ΔH＜0，A正确；
B、根据图像可知，过程b的活化能较低，则过程b使用了催化剂，B正确；
C、使用催化剂不能提高SO2的平衡转化率，只能加快反应速率，C错误；
D、过程b分为两步反应，第一步中，中间产物的能量比反应物的能量高，说明第一步为吸热反应，D正确；
故选C。
5.锌铜原电池装置如图所示，下列说法正确的是（ ）

A. 铜电极上发生氧化反应
B. 电流从锌片流向铜片
C. 盐桥中K+向负极移动
D. 锌电极上发生的反应：Zn − 2e- == Zn2＋
【答案】D
【解析】A、Cu电极作正极，发生还原反应，A错误；
B、Cu电极作正极，Zn电极作负极，则电流由铜片流向锌片，B错误；
C、电流在外电路中由正极流向负极，则盐桥中K+向正极移动，C错误；
D、Zn电极作负极，电极反应为Zn-2e-=Zn2+，D正确；
故选D。
6.硫代硫酸钠溶液与稀硫酸反应的化学方程式为：Na2S2O3+H2SO4=Na2SO4+SO2↑+S↓+H2O，可以通过出现浑浊的快慢来判断反应的快慢程度，下列各组实验中最先出现浑浊的是（ ）
实验

反应温度/℃[

Na2S2O3溶液

稀H2SO4

V/mL
c/（mol·L-1）
V/mL
c/（mol·L-1）
A
25
5
0．1
10
0．1
B
25
5
0．2
5
0．2
C
35
5
0．1
10
0．1
D
35
5
0．2
5
0．2
A. A B. B C. C D. D
【答案】D
【解析】温度越高，反应物的浓度越大，则反应速率就越快，所以根据表中数据可知选项D中反应速率最快，最先出现浑浊，答案选D。
7.痛风病与关节滑液中形成的尿酸钠（NaUr）有关（NaUr增多，病情加重），其化学原理为：HUr(aq) + Na+ (aq) NaUr(s) + H+(aq) ∆H＜0下列说法不正确的是（ ）
A. 寒冷季节更易诱发关节疼痛
B. 大量饮水会增大痛风病发作的可能性
C. 饮食中摄入过多食盐，会加重痛风病病情
D. 患痛风病的人应少吃能代谢产生更多尿酸的食物
【答案】B
【解析】A、寒冷季节温度较低，有利于平衡正向移动，使得人体中NaUr含量增多，病情加重，A正确；
B、假设该反应中，c(H+)=c(NaUr)=c(Na+)=1mol/L，即K==1，饮水将各物质浓度稀释为0.01mol/L，则Qc=100>K，则平衡逆向移动，人体中NaUr含量会减少，降低痛风病发作的可能性，B错误；
C、饮食中摄入过多食盐，会增大Na+的浓度，使得平衡正向移动，人体中NaUr含量增多，病情加重，C正确；
D、若患痛风病的人应多吃能代谢产生更多尿酸的食物，会增大尿酸的浓度，使得平衡正向移动，人体中NaUr含量增多，病情加重，故患痛风病的人应少吃能代谢产生更多尿酸的食物，D正确；
故选B。
8.下列有关水处理的离子方程式不正确的是（ ）
A. 沉淀法：加入Na2S处理含Hg2+废水，Hg2++ S2- =HgS
B. 中和法：加入生石灰处理酸性废水，H++ OH- =H2O
C. 氧化法：加入次氯酸处理氨氮废水，2NH4++3HC1O =N2↑+3H2O+5 H++ 3C1-
D. 混凝法：加入明矾[K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O]使水中的悬浮颗粒发生凝聚，Al3++3H2O =Al(OH)3+3H+
【答案】B
【解析】A.用Na2S处理含Hg2+的废水是利用Hg2+与S2-生成沉淀HgS的原理，其离子方程式为Hg2++ S2- =HgS，故A项正确；
B.生石灰为CaO，不能拆成离子形式，加入到酸性的废水中发生反应的离子方程式应该是CaO+2H+=Ca2++H2O，故B项错误；
C.次氯酸具有强氧化性，氨气具有还原性可以被次氯酸氧化 2NH4++3HC1O =N2↑+3H2O+5H++ 3C1-，离子、电荷、原子均守恒，故C项正确；
D. 明矾做混凝剂是利用Al3+水解生成的Al(OH)3胶体的吸附性使悬浮颗粒发生聚沉，其离子方程式为Al3++3H2O =Al(OH)3(胶体)+3H+，故D项正确;
答案选B。
9.NA代表阿伏加德罗常数的值。下列说法正确的是（ ）
A. 1 mol H2O完全分解有2 NA个共价键断裂
B. 100 mL 1 mol·L−1 FeCl3溶液中所含Fe3+的数目为 0.1 NA
C. 100 mL 1 mol·L−1 盐酸中含有的离子总数为 0.1 NA
D. 密闭容器中2 mol SO2和 1 mol O2催化反应后分子总数为 2 NA
【答案】A
【解析】A、1mol H2O中含有2mol O-H键，其完全分解时断裂2mol O-H键，即断裂2 NA个共价键，A正确；
B、不考虑水解时，100mL 1mol·L-1 FeCl3溶液中所含Fe3+的数目为 0.1NA，但实际上Fe3+会水解，使得溶液中Fe3+的数目小于 0.1NA，B错误；
C、盐酸中存在H+、Cl-，100mL 1mol·L-1 盐酸中含有的离子总数为 0.2NA，C错误；
D、若2mol SO2和 1mol O2完全反应，可生成2mol SO3，即反应后分子总数为2NA，但实际上该反应是可逆反应，不能完全进行，故反应后分子总数大于2NA，D错误；
故选A。
10.为减少二氧化碳排放，我国科学家设计熔盐电解池捕获二氧化碳的装置，如图所示。下列说法不正确的是（ ）

A. 过程①中有碳氧键断裂
B. 过程②中C2O52-在a极上发生了还原反应
C. 过程③中的反应可表示为：CO2+O2- == CO32-
D. 过程总反应：CO2C+O2
【答案】B
【解析】A、过程①的离子反应为：2CO2+O2-=C2O52-，其中CO2的结构式为O=C=O，对比CO2和C2O52-的结构式可知，该过程有碳氧键断裂，A正确；
B、过程②中，a极的电极反应为：2C2O52--4e-=4CO2↑+O2↑，该电极反应为氧化反应，B错误；
C、根据题中信息，可以推出过程③中的反应可表示为：CO2+O2-=CO32-，C正确；
D、经分析，熔盐电池的总的化学方程式为CO2C+O2，D正确；
故选B
11.利用如下实验探究铁钉在不同溶液中的吸氧腐蚀。
实验装置
实验编号
浸泡液
pH
氧气浓度随时间的变化

①
H2O
7

②
1.0 mol·L－1 NH4Cl
5
③
0.5 mol·L－1 (NH4)2SO4
5
④
1.0 mol·L－1 NaCl
7
⑤
0.5 mol·L－1 Na2SO4
7
下列说法不正确的是（ ）
A. ①与④⑤比较说明盐溶液可以加快吸氧腐蚀速率
B. ②与③、④与⑤比较说明吸氧腐蚀速率可能与阴离子种类有关
C. 向实验⑤溶液中加入少量(NH4)2SO4固体，吸氧腐蚀速率加快
D. 向实验②溶液中加等体积的0.5 mol·L－1 (NH4)2SO4，吸氧腐蚀速率一定加快
【答案】D
【解析】A、①的浸泡液为水，④⑤的浸泡液为盐溶液，相同时间内，④⑤的氧气浓度减小的幅度比①要明显很多，说明盐溶液可以加快吸氧腐蚀速率，A正确；
B、②与③、④与⑤这两组实验中，仅阴离子的种类不同，但是腐蚀速率有明显的差异，故这两组实验的比较可以说明吸氧腐蚀速率可能与阴离子种类有关，B正确；
C、同浓度的情况下，(NH4)2SO4溶液的腐蚀速率大于Na2SO4的，故向实验⑤溶液中加入少量(NH4)2SO4固体，吸氧腐蚀速率加快，C正确；
D、向实验②溶液中加等体积的0.5 mol·L-1 (NH4)2SO4，NH4Cl、(NH4)2SO4的浓度减小至原先的一半，且NH4+浓度相同时，(NH4)2SO4溶液的腐蚀速率较小，故该操作引起的结果是吸氧腐蚀速率减慢，D错误；
故选D。
12.利用电解技术，以氯化氢为原料回收氯气的过程如图所示，下列说法不正确的是（ ）

A. H+由阳极区向阴极区迁移
B. 阳极电极反应：2HCl + 2e- == Cl2 + 2H+
C. 阴极电极反应：Fe3+ + e- == Fe2+
D. 阴极区发生的反应有：4Fe2+ + O2 + 4H+ == 4Fe3+ + 2H2O
【答案】B
【解析】A、H+在电源的右侧产生，在电源的左侧被消耗，右侧为阳极，左侧为阴极，即H+由阳极区向阴极区迁移，A正确；
B、阳极发生氧化反应，是失去电子的过程，电极反应为：2HCl-2e-=2H++Cl2，B错误；
C、阴极发生还原反应，是得到电子的过程，电极反应为：Fe3++e-=Fe2+，C正确；
D、根据图中的循环，可以推出阴极区域会进行反应：4Fe2++O2+4H+=4Fe3+ +2H2O，D正确；
故选B。
13.已知HClO 和H2CO3电离平衡常数，根据提供的数据判断，下列离子方程式或化学方程式不正确的是（ ）
HClO
K＝3×10－8

H2CO3
K1＝4×10－7
K2＝6×10－11
A. 向NaClO溶液中通入过量CO2：CO2＋NaClO＋H2O== NaHCO3＋HClO
B. 向NaClO溶液中通入少量CO2：CO2＋2NaClO＋H2O== Na2CO3＋2HClO
C. 向Na2CO3溶液中滴加过量氯水：CO32-＋2Cl2＋H2O== 2Cl-＋2HClO＋CO2↑
D. 向NaHCO3溶液中滴加过量氯水：HCO3-＋Cl2== Cl-＋HClO＋CO2↑
【答案】B
【解析】A、由表中数据可知，酸性：H2CO3>HClO>HCO3-，故向NaClO溶液中通入CO2，应得到的是NaHCO3，A正确；
B、根据表格数据可知，次氯酸的酸性比碳酸的酸性弱，比碳酸氢根离子的酸性强，则向NaClO溶液中通入CO2，应得到的是NaHCO3，而不是Na2CO3，B错误；
C、氯水中有Cl2+H2OHCl+HClO，HCl可以和CO32-反应，使得平衡不断向右移动，最终生成HClO、CO2、Cl-，C正确；
D、氯水中有Cl2+H2OHCl+HClO，HCl可以和HCO3-反应，使得平衡不断向右移动，最终生成HClO、CO2、Cl-，D正确；
故选B。
14.工业上可通过甲醇羰基化法制取甲酸甲酯（HCOOCH3）：CH3OH（g）+ CO（g）=HCOOCH3（g），在容积固定的密闭容器中，投入等物质的量CH3OH和CO，测得相同时间内CO的转化率随温度变化如右图所示。下列说法不正确的是（ ）

A. 增大压强甲醇转化率增大
B. b点反应速率υ正 = υ逆
C. 平衡常数K(75℃)＞K(85℃)，反应速率υb＜υd
D. 生产时反应温度控制在80~85℃为宜
【答案】B
【解析】A、温度超过约83℃时，随着温度的升高，CO的转化率降低，说明该反应是可逆反应；由于该反应是气体体积减小的反应，增大压强可以使平衡正向移动，即增大甲醇的转化率，A正确；
B、题中说明该曲线是测得相同时间内CO的转化率随温度变化曲线，并非是在不同温度下的平衡转化率；b点之后，仍有一段曲线表示CO的转化率随温度升高而升高，说明b点不是平衡状态，则此时正反应速率不等于逆反应速率，B错误；
C、温度超过约83℃时，随着温度的升高，CO的转化率降低，则说明该反应是放热反应；对于放热反应而言，温度越高，平衡常数K越小，故K(75℃)＞K(85℃)；b点的温度比d点的低，故υb＜υd，C正确；
D、根据图可知，温度在80~85℃的范围内，CO的转化率最高，超过该温度范围，随着温度的升高，CO的转化率降低，说明反应的最适温度在80~85℃之间，故生产时反应温度控制在80~85℃为宜，D正确；
故选B。
15.室温下，用0.100 mol·L－1 NaOH溶液分别滴定20.00 mL 0.100 mol·L－1 的盐酸和醋酸，如图所示。

（1）表示滴定盐酸的曲线是________。（填I或II）
（2）当醋酸中滴入10 mL NaOH溶液时，溶液中含有的溶质有：________；溶液中离子浓度由大到小顺序为：________。
（3）当醋酸中滴入20 mL NaOH溶液时，将所得溶液加热，溶液pH随温度变化如图所示。下列说法正确的是________。（填序号）
a. 加热促进水的电离和醋酸钠水解
b. 加热使溶液碱性减弱
c. 加热使溶液中c(H+)/c(OH-)比值减小

【答案】 (1). Ⅱ (2). CH3COONa、CH3COOH (3). c(CH3COO-)＞ c (Na+)＞ c (H+)＞ c (OH-) (4). a、c
【解析】（1）0.100mol·L-1盐酸的pH为1，故曲线I表示滴定盐酸，曲线II表示滴定醋酸；
（2）向20mL 0.100mol·L-1醋酸中加入10mL 0.100mol·L-1 NaOH溶液，溶液中含有0.001mol CH3COOH和0.001mol CH3COONa，溶液中离子浓度大小为：c(CH3COO-)＞c(Na+)＞c(H+)＞c(OH-)；
（3）当醋酸中滴入20mL NaOH溶液时，溶液中只有CH3COONa，溶液中有：H2OH++OH-，CH3COO-+H+CH3COOH，将所得溶液加热，
a、从图中可知，加热使得水中H+的浓度增大，则加热能促进H2O水的电离；在CH3COONa溶液中，加热促进H2O水的电离，使得溶液中H+浓度增大，从而促进反应CH3COO-+H+CH3COOH正向移动，即加热促进水的电离和醋酸钠水解，a正确；
b、加热后，溶液中c(OH)-增大，溶液的碱性增强，故b错误；
c、加热后，溶液中减小，故也减小，c正确；
故选ac。
16.工业合成氨技术反应原理为：N2 (g)+3H2(g) 2NH3(g) ΔH= －92.4 kJ·mol-1
（1）T ℃ 时，在有催化剂、体积为1.0 L的恒容密闭容器中充入3 mol H2、1 mol N2，10 min时反应达到平衡，测得c(NH3)＝1.2 mol·L-1
①前10 min的平均反应速率υ(H2)＝________ mol·L-1·min -1。
②化学平衡常数K＝________。
（2）T ℃时，在有催化剂的恒容密闭容器中充入N2和H2。如图为不同投料比[n(H2)/n(N2)]时某反应物X的平衡转化率变化曲线。

①反应物X是________（填“N2”或“H2”）。
②判断依据是________。
（3）在其他条件相同时，图为分别测定不同压强、不同温度下，N2的平衡转化率。

L表示______，其中X1______ X2（填“>”或“<”）。
【答案】(1). 0.18 (2). (3). N2 (4). 增大H2浓度可以提高N2的转化率，但不能提高自身转化率 (5). 压强（P） (6). ＜
【解析】（1）①v(H2)=v(NH3)=×=0.18mol·L-1·min -1；
②平衡时，c(NH3)=1.2mol·L-1，c(N2)=0.4mol·L-1，c(H2)=1.2mol·L-1，则K===；
（2）①假设n(N2)=1mol，投料比[n(H2)/n(N2)]增大时，即n(H2)增大时，X的转化率增大，则X为N2；
②判断依据是增大H2的浓度可以提高N2的转化率，但不能提高自身转化率；
（3）该反应是放热反应，也是气体体积减小的反应，若L为温度，则随着温度升高，平衡逆向移动，N2的转化率降低而不是升高，所以L不是温度，而是压强；X代表温度，X2→X1，N2的转化率升高，说明平衡正向移动，则X2 17.我国芒硝（Na2SO4·10H2O）的储量丰富，它是重要的化工原料。
（1）制备碳酸钠。将饱和硫酸钠溶液和饱和碳酸氢铵溶液混合，结晶得NaHCO3晶体，再经加热分解制得碳酸钠。生成NaHCO3晶体的化学方程式是________。
已知：I．2NaOH(s) + CO2(g) == Na2CO3(s) + H2O(g) ΔH1＝−127.4 kJ·mol−1
II．NaOH(s) + CO2(g) == NaHCO3(s) ΔH2＝−131.5 kJ·mol−1
则：2NaHCO3(s) == Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) ΔH＝ ________ kJ·mol−1。
（2）制备烧碱和硫酸。用如图所示装置，以惰性电极进行电解，a、b均为离子交换膜。

① Na+迁移方向是________。
② 气体1________；溶液2是________。
【答案】 (1). Na2SO4+2NH4HCO3= 2NaHCO3↓+(NH4)2SO4 (2). +135.6 (3). 透过a膜进入阴极室 （其他合理答案给分） (4). 氢气（H2） (5). H2SO4
【解析】（1）根据题意，可以得该反应的化学方程式为：Na2SO4+2NH4HCO3=2NaHCO3↓+(NH4)2SO4；根据盖斯定律可得，ΔH=-2ΔH2+ΔH1=-2×(-131.5kJ·mol−1)+(-127.4kJ·mol−1)=+135.6 kJ·mol−1；
（2）电解Na2SO4溶液，左侧为阴极，电极反应为：2H++2e-=H2↑，右侧为阳极，电极反应为4OH--4e-=O2↑+2H2O；则溶液1为NaOH溶液，气体1为H2，溶液2为H2SO4溶液，气体2为O2；故Na+透过a膜进入阴极室。
18.探究Fe3+具有较强的氧化性，用1 mol·L−1 FeCl3溶液与SO2进行实验。
（1）用如图所示装置进行实验（夹持装置略去）。


实验操作
实验现象
I
将装置A加热
A中铜片上有气泡；
B中有气泡，溶液很快变为红色
II
B中继续通入足量气体，溶液仍呈红色。停止通气，静置
15 min后，溶液由红色变为黄色；
60 min后，变为浅绿色
装置A中反应的化学方程式是________。
（2）取B中红色溶液，加入铁氰化钾，观察到________生成，B中有Fe2+生成。B中发生了2个反应，写出反应2的离子方程式：
反应1：Fe3+ + 6SO2Fe(SO2)63+（红色）； 反应2：________。
（3）B中溶液颜色由红色变为浅绿色的原因是________。
【答案】 (1). Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+2H2O (2). 蓝色沉淀 (3). 2Fe3+ + SO2 + 2H2O = 2Fe2++SO42- +4H+ (4). 反应1达到平衡时，反应2仍未达到平衡，在建立平衡过程中，不断消耗反应1的反应物，使反应1逆向移动，从而使溶液最终由红色变浅绿色
【解析】（1）A装置为SO2的发生装置，发生的化学反应为：Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2↑+2H2O；
（2）B中有Fe2+生成，则加入K3Fe(CN)6之后会生成Fe3[Fe(CN)6]2蓝色沉淀；Fe3+具有氧化性，SO2具有还原性，二者相遇还会发生氧化还原反应：2Fe3++SO2+2H2O=2Fe2++SO42-+4H+；
（3）B中溶液颜色由红色变为浅绿色是因为反应1达到平衡时，反应2仍未达到平衡，在建立平衡过程中，不断消耗反应1的反应物，使反应1逆向移动，从而使溶液最终由红色变浅绿色。
19.工业烟道气中含有的二氧化硫和氮氧化物是大气主要污染物，脱硫脱氮是环境治理的热点问题。回答下列问题：
（1）利用KMnO4脱除二氧化硫的离子方程式为：
□MnO4－ + □SO2 + □H2O=□MnO42－ + □ + □ ，__________（在“□”里填入系数，在“__”上填入微粒符号），加入CaCO3可以提高SO2去除率，原因是________。
（2）CaSO3与Na2SO4混合浆液可用于脱除NO2，反应过程为：
I CaSO3 (s) + SO42－ (aq)=CaSO4(s) + SO32－（aq）
II SO32－ (aq) + 2NO2 (g) + H2O(l)=SO42－(aq) + 2NO2－(aq) + 2H+ (aq)
浆液中CaSO3质量一定时，Na2SO4的质量与 NO2的去除率变化趋势如图所示。a点后NO2去除率降低的原因是________。

（3）检测烟道气中NOx含量的步骤如下：
I. 将V L气样通入适量酸化的H2O2溶液中， 使NOx完全被氧化为NO3−；
II. 加水稀释至100.00 mL，量取20.00 mL该溶液，与V1 mL c1 mol·L−1 FeSO4标准溶液（过量）充分混合；
III. 用c2 mol·L−1 KMnO4标准溶液滴定剩余的Fe2+，终点时消耗V2 mL。
①NO被H2O2氧化为NO3−的离子方程式为________。
②滴定过程中主要使用的玻璃仪器有________和锥形瓶等。
③滴定过程中发生下列反应：
3 Fe2+ + NO3− + 4 H+ == NO↑ + 3 Fe3+ + 2 H2O
MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+ == Mn2+ + 5Fe3+ + 4 H2O
烟气气样中NOx折合成NO2的含量为________ mg·m−3。
【答案】 (1). 2 1 2 2 SO42- 4H+ (2). CaCO3与反应体系中的H+反应，降低c (H+)，同时生成的Ca2+与SO42-反应生成CaSO4，降低c (SO42-)，有利于上述反应向右进行，从而提高SO2脱除率 (3). c(SO42-)过高时，以反应II平衡向逆反应方向移动为主，降低NO2去除率 (4). 2 NO + 3 H2O2 == 2 NO3- + 2H+ + 2 H2O (5). 滴定管 (6).
【解析】（1）配平该化学方程式为：2MnO4-+SO2+2H2O=2MnO42-+SO42-+4H+；CaCO3与反应体系中的H+反应，降低c(H+)，同时生成的Ca2+与SO42-反应生成CaSO4，降低c(SO42-)，有利于上述反应向右进行，从而提高SO2脱除率；
（2）Na2SO4的质量较多，使得c(SO42-)过高，以反应II平衡向逆反应方向移动为主，降低NO2去除率；
（3）①该离子方程式为：2NO+3H2O2=2NO3-+2H+ +2H2O；
②滴定过程中主要使用的玻璃仪器有滴定管和锥形瓶等；
③ ，n(Fe2+)2=5c2V2×10-3mol，
则n(Fe2+)1= n(Fe2+)- n(Fe2+)2=c1V1×10-3mol-5c2V2×10-3mol=(c1V1-5c2V2)×10-3mol，
，n(NO3-)1=，
根据N元素守恒，可得V L气体中NO2的物质的量为，即NO2的含量为：=mg·m-3。
20.某学习小组用硫酸酸化的FeSO4溶液探究Fe2+的稳定性，进行如下实验。

酸性
pH=1
pH=2
pH=3
pH=4
5小时后
淡绿色
略显橙色
浅红色
红色稍浑浊
（1）根据实验，Fe2+的稳定性与溶液酸性的关系是________。
（2）已知：i

开始沉淀pH
沉淀完全pH
Fe2+
7.0
9.0
Fe3+
1.9
3.2
ii pH=4的溶液中发生反应：4Fe2+＋O2＋10H2O=4Fe(OH)3＋8H+
依据以上信息分析5小时后pH=1的0.1 mol·L-1 FeSO4溶液仍显淡绿色的原因是________。
（3）测定0.1 mol·L-1 FeSO4溶液在pH=5.5条件下， Fe2+的氧化速率与时间的关系如图（实验过程中溶液温度几乎无变化）。反应0~10 min Fe2+氧化速率逐渐增大的原因可能是________。

（4）配制硫酸亚铁溶液时为防止变质，将称取的硫酸亚铁晶体于烧杯中，加入______，搅拌至完全溶解。
【答案】 (1). 溶液酸性越强，Fe2+越稳定 (2). c(H+)越大，不利于反应正向进行，抑制Fe2+被氧化 (3). pH=5.5时，反应生成的Fe(OH)3有加快反应的作用 (4). pH＜1的稀硫酸
【解析】（1）从表中数据可知，酸性越弱，5小时候溶液变色越明显，说明溶液酸性越强，Fe2+越稳定；
（2）pH=1的溶液总，c(H+)最大，说明c(H+)越大，不利于反应正向进行，抑制Fe2+被氧化；
（3）对于该反应而言，影响反应速率的因素有反应物的浓度、催化剂；随着反应的进行，反应物的浓度减小，反应速率减小，不符合图中曲线的走势，故影响氧化速率的是催化剂，且经排除后体系中5种物质，仅Fe(OH)3可以作催化剂，故0~10min Fe2+氧化速率逐渐增大的原因可能是pH=5.5时，反应生成的Fe(OH)3有加快反应的作用；
（4）根据题中的信息可知，pH=1的溶液中，Fe2+越稳定，故配制硫酸亚铁溶液时，须加入pH＜1的稀硫酸。