硫化钠是重要的化工原料，大多采用无水芒硝（Na2SO4）—炭粉还原法制备，原理为Na2SO4＋2C
Na2S＋2CO2↑。其主要流程如下：
（1） Na2S溶液显碱性，写出相关反应的方程式（主要）______，上述流程中采用稀碱液比用热水更好，理由是___________。
（2）常温下，等体积、等物质的量浓度的NaHS溶液与Na2S溶液混合，混合溶液中c(S2－)_____c(HS－) （填“大于”、“小于”或“等于”）。若混合溶液的pH=10，则c(HS－)＋3c(H2S)－c(S2－)= ___________________
（3）已知：I2＋2S2O32-=2I－＋S4O62-。上述所制得的Na2S·9H2O晶体中含有Na2S2O3·5H2O等杂质。为测定产品的成分，进行下列实验，步骤如下：
a. 取试样10.00 g配成500.00 mL溶液。
b. 取所配溶液25.00 mL于碘量瓶中，加入过量ZnCO3悬浊液除去Na2S后，过滤，向滤液中滴入2～3滴淀粉溶液，用0.050 00 mol·L－1I2溶液滴定至终点，用去5.00mL I2溶液。
c. 再取所配溶液25.00 mL于碘量瓶中，加入50.00 mL 0.050 00 mol·L－1的I2溶液，并滴入2～3滴淀粉溶液，振荡。用标准Na2S2O3溶液滴定多余的I2，用去15.00 mL 0.100 0 mol·L－1 Na2S2O3溶液。
①步骤b中用ZnCO3除去Na2S的离子方程式为________。
②判断步骤c中滴定终点的方法为______________。
③计算试样中Na2S·9H2O和Na2S2O3·5H2O的质量分数_________（写出计算过程）。
联氨（N2H4）是一种绿色环保的还原剂，其氧化产物为氮气。
(1) 合成联氨的有关反应如下：
NH3(g)＋NaClO(aq)=NH2Cl(l)＋NaOH(aq) ΔH1＝－67.45 kJ·mol－1
NH2Cl(l)＋NaOH(aq)＋NH3(g)=N2H4(l)＋NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH2＝－195.32 kJ·mol－1
反应2NH3(g)＋NaClO(aq)=N2H4(l)＋NaCl(aq)＋H2O(l) ΔH＝________kJ·mol－1。
（2） 联氨为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似，写出联氨与过量盐酸反应的离子方程式：________。
（3） 联氨—空气燃料电池是一种碱性燃料电池，电解质溶液是20%～30%的KOH溶液。该电池放电时，负极的电极反应式是__________。
（4） 若用此碱性燃料电池作电源，电解AgNO3溶液，电解方程式为_________；若阴极析出5.40g金属银，则联氨—空气燃料电池中至少通入标准状况下空气体积________mL（假设空气中氧气体积分数为20%）
将2molSO2和1molO2混合置于体积可变，压强恒定的密闭容器中，在一定温度下发生如下反应：2SO2(g)+O2(g)
2SO3(g) △H＜0，当反应进行到时间t1点时达到平衡状态，测得混合气体总物质的量为2.1mol．试回答下列问题：
（1）若平衡时，容器体积为aL，写出该反应的平衡常数为：K=__________（用含a的代数式表示）
（2）反应进行到t1时，SO2的体积分数为_______________；
（3）若在t1时充入一定量的氩气（Ar），SO2的物质的量将________（填“增大”、“减小”或“不变”）；
（4）若在t1时升温，重新达到平衡状态，新平衡混合物中气体的总物质的量____2.1mol（填“＜”、“＞”或“=”），简单说明原因：____________。
（5）若t1达到平衡后，保持容器的体积不再变化。再加入0.2molSO2、0.1molO2和1.8molSO3，此时v逆________v正 （填“＜”、“＞”或“=”）。
（6）一定温度下，在三个容积相同的恒容密闭容器中按不同方式投入反应物，发生反应2SO2(g)+O2(g)2SO3(g)（正反应放热），测得反应的相关数据如下：
| 容器1 | 容器2 | 容器3 |
反应温度T/K | 700 | 700 | 800 |
反应物投入量 | 2 mol SO2、1 mol O2 | 4 mol SO3 | 2 mol SO2、1 mol O2 |
平衡v正(SO2)/ mol·L－1·s－1 | v1 | v2 | v3 |
平衡c(SO3)/mol·L－1 | c1 | c2 | c3 |
平衡体系总压强p/Pa | p1 | p2 | p3 |
物质的平衡转化率α | α1(SO2) | α2(SO3) | α3(SO2) |
平衡常数K | K1 | K2 | K3 |
用“＜”、“＞”或“=”填入下列横线上：
c2______2c1，v1______v2；K1_____K3，p2____2p3；α1(SO2)_____α3(SO2)；α2(SO3)＋α3(SO2)_______1
乙炔（C2H2）和丙烯腈（
）是有机合成工业的重要原料。工业上曾用CaC2和H2O反应制取乙炔，用乙炔和氢氰酸（HCN）在氯化亚铜等催化作用下生产丙烯腈。
（1） Cu＋的基态核外电子排布式为________。Cu元素在周期表中位置____________。无水CuSO4晶体是白色晶体，溶于水得蓝色溶液，显蓝色的离子的化学式为___________；向蓝色的硫酸铜溶液中滴加氨水直至过量，再加入无水乙醇，最终现象是___________。
（2）
的电子式为________。
（3） 与CN－互为等电子体的分子是________（填常见、稳定物质的化学式）。
（4） 丙烯腈分子中碳原子轨道的杂化类型是________。
（5） 1 mol丙烯腈分子中含π键的数目为________mol。
（6）丙烯腈（）分子中共面的原子数目最多为________。
（7）H2O分子的VSEPR模型是________，分子的立方体构型是____________。水凝结成冰，冰中水分子的配位数是__________冰的密度比水小，原因是_________。
氧化铁是一种重要的无机材料，化学性质稳定，催化活性高，具有良好的耐光性、耐热性和对紫外线的屏蔽性，从某种工业酸性废液（主要含Na＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋、Cl－、
）中回收氧化铁流程如图所示：
已知：常温下Ksp[Mg(OH)2]＝1.2×10－11；Ksp[Fe(OH)2]＝2.2×10－16；Ksp[Fe(OH)3]＝3.5×10－38；Ksp[Al(OH)3]＝1.0×10－33
（1）写出在该酸性废液中通入空气时发生反应的离子方程式： _________，指出使用空气比使用氯气好的原因是__________。
（2）已知Fe3＋(aq)＋3OH－(aq)=Fe(OH)3(s) ΔH＝－Q1 kJ·mol－1，题（1）中每生成1 mol含铁微粒时，放热Q2，请你计算1 mol Fe2＋全部转化为Fe(OH)3(s)的热效应ΔH＝________。
（3）常温下，根据已知条件计算在pH＝5的溶液中，理论上Fe3＋在该溶液中可存在的最大浓度c(Fe3＋)＝____________。
（4）有人用氨水调节溶液pH，在pH＝5时将Fe(OH)3沉淀出来，此时可能混有的杂质是________（填化学式，下同），用________试剂可将其除去。
相同温度、相同容积的四个密闭容器中进行同样的可逆反应：2X(g)+Y(g)
3W(g)+2Z(g) △H=﹣Q KJ/mol，起始时充入气体的物质的量及平衡时体系能量变化数据如表，下列说法正确的是（ ）
| X | Y | W | Z | 反应体系能量变化 |
甲 | 2mol | 1mol |
|
| 放出a kJ/mol |
乙 | 1mol | 1mol |
|
| 放出b kJ/mol |
丙 | 2mol | 2mol |
|
| 放出c kJ/mol |
丁 |
|
| 3mol | 2mol | 吸收d kJ/mol |
A.X的转化率为：甲＜乙＜丙
B.c+d＜Q
C.平衡时，甲容器中的反应速率比丁容器中的慢
D.平衡时丙容器中Z的物质的量浓度最大
