（1）M由两种短周期元素组成，每个M分子含有18个电子，其分子球棍模型如图所示。测得M的摩尔质量为32g/mol。画出编号为2的原子结构示意图： 。
（2）已知1.0mol·L—1NaHSO3溶液的pH为3.5，加入氯水，振荡后溶液pH迅速降低。溶液pH降低的原因是 （用离子方程式表示）。
（3）在常温常压和光照条件下，N2在催化剂（TiO2）表面与H2O反应，生成1molNH3和O2时的能量变化值为382.5kJ，达到平衡后此反应NH3生成量与温度的实验数据如下表。则该反应的热化学方程式为 。
| T/K | 303 | 313 | 323 |
| NH3生成量/（10—1mol） | 4.3 | 5.9 | 6.0 |
（4）在溶液中，一定浓度的NH4＋能溶解部分Mg(OH)2固体，反应如下：
2NH4+(aq) + Mg(OH)2(s) 
Mg2+(aq) +2NH3·H2O(aq)
写出上述反应的平衡常数表达式
某研究性学习小组为探究Mg2+与NH3·H2O反应形成沉淀的情况，设计如下两组实验
| 实验① | 等体积1 mol/L氨水和0.1 mol/L MgCl2溶液混合 | 生成白色沉淀 |
| 实验② | 等体积0.1 mol/L氨水和1 mol/L MgCl2溶液混合 | 无现象 |
请分析实验①、②产生不同现象的原因： 。
（5）在室温下，化学反应I—(aq)+ ClO—(aq)=IO—(aq) + Cl—(aq)的反应物初始浓度、溶液中的氢氧根离子初始浓度及初始速率间的关系如下表所示：
| 实验编号 | I—的初始浓度 (mol·L—1) | ClO—的初始浓度 (mol·L—1) | OH—的初始浓度 (mol·L—1) | 初始速率v (mol·L—1· s—1) |
| 1 | 2 × 10—3 | 1.5 × 10—3 | 1.00 | 1.8 × 10—4 |
| 2 | a | 1.5 × 10—3 | 1.00 | 3.6 × 10—4 |
| 3 | 2 × 10—3 | 3 × 10—3 | 2.00 | 1.8 × 10—4 |
| 4 | 4 × 10—3 | 3 × 10—3 | 1.00 | 7.2 × 10—4 |
已知表中初始反应速率与有关离子浓度关系可以表示为v=" k" [I—]1 [ClO—]b [OH—]c（温度一定时，k为常数）。
①设计实验2和实验4的目的是 ；
②若实验编号4的其它浓度不变，仅将溶液的酸碱值变更为pH = 13，反应的初始速率v= 。
（1）
(2分) （2）HSO3—+ Cl2 +H2O = 3H+ + SO42—+ 2Cl－ （3分）
（3）2N2(g) +6H2O(l) = 4NH3(g) + 3O2(g) △H=+1530.0kJ/mol （3分）
（4）
（2分）；从平衡常数表达式可以看出，当c(NH3·H2O)、c(Mg2+)改变相同的程度时，c2(NH3·H2O)对沉淀生成的影响更大[或①中c(Mg2+)•c2(OH—)≥Ksp[Mg(OH)2]，而②中c(Mg2+)•c2(OH—)﹤Ksp[Mg(OH)2]。等合理答案均可] （2分）
（5）① ClO— 对反应速率的影响 （2分）
② 7.2 × 10—4 （2分）
题目分析：（1）根据题意推断，M为N2H4，则1、2分别表示H、N，氮原子的核电荷数为+7，核外电子层结构为25；（2）亚硫酸盐与氯水发生氧化还原反应，生成强酸，反应式为HSO3—+Cl2+H2O=3H++SO42—+2Cl－；（3）读表可知，升高温度，平衡右移，说明正反应是吸热反应；根据原子守恒可知，1/2N2(g)+3/2H2O(l)
NH3(g)+3/4O2(g) △H=+382.5kJ/mol，或2N2(g) +6H2O(l) = 4NH3(g) + 3O2(g) △H=+1530.0kJ/mol；（4）固体物质不能写进平衡常数表达式，则该反应的平衡常数K=
；从平衡常数表达式可以看出，当c(NH3·H2O)、c(Mg2+)改变相同的程度时，c2(NH3·H2O)对沉淀生成的影响更大[或①中c(Mg2+)•c2(OH—)≥Ksp[Mg(OH)2]，而②中c(Mg2+)•c2(OH—)﹤Ksp[Mg(OH)2]；（5）根据控制变量设计对比实验原则，实验1和2的目的是探究I—的浓度对反应速率的影响，实验2和4的目的是探究ClO—的浓度对反应速率的影响；由实验1和3可知，OH—的浓度对速率无影响，则实验4改编pH后反应速率与实验4相等，即v="7.2" × 10—4。