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19．氮的固定是幾百年來科學家一直研究的課題．
（1）下表列舉了不同溫度下大氣固氮和工業固氮的部分K值．

反應	大氣固氮 N2（g）+O2（g）?2NO（g）		工業固氮 N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）
溫度/℃	27	2000	25	400	450
K	3.84×10-31	0.1	5×108	0.507	0.152

①分析數據可知：大氣固氮反應屬于吸熱（填“吸熱”或“放熱”）反應．
②從平衡視角考慮，工業固氮應該選擇常溫條件，但實際工業生產卻選擇500℃左右的高溫，解釋其原因K值小，正向進行的程度小（或轉化率低），不適合大規模生產．
（2）工業固氮反應中，在其他條件相同時，分別測定N₂的平衡轉化率在不同壓強（р₁、р₂）下隨溫度變化的曲線，如圖所示的圖示中，正確的是A（填“A”或“B”）；比較р₁、р₂的大小關系р₂＞р₁（填“＞”、“＜”或“=”）．

（3）20世紀末，科學家采用高質子導電性的SCY陶瓷（能傳遞H⁺）為介質，用吸附在它內外表面上的金屬鈀多晶薄膜做電極，實現高溫常壓下的電化學合成氨，提高了反應物的轉化率，其實驗簡圖如C所示，陰極的電極反應式是N₂+6e^-+6H⁺=2NH₃．
（4）近年，又有科學家提出在常溫、常壓、催化劑等條件下合成氨氣的新思路，反應原理為：2N₂（g）+6H₂O（1）?4NH₃（g）+3O₂（g），則其反應熱△H=+1530 kJ•mol^-1．
（已知：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1
2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（l）△H=-571.6kJ•mol^-1）

18．利用甲烷與水反應制備氫氣，因原料廉價產氫率高，具有實用推廣價值．
已知：①CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）△H=+206.2kJ•mol^-1
②CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-42.3kJ•mol^-1
（1）甲烷和水蒸氣生成二氧化碳和氫氣的熱化學方程式為CH₄（g）+2H₂O（g）=4H₂（g）+CO₂（g）△H=+163.9 kJ/mol．
（2）為了探究反應條件對反應CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-42.3kJ•mol^-1的影響，某活動小組設計了三個實驗，實驗曲線如圖所示

編號	溫度	壓強	c始（CO）	c始（H2O）
Ⅰ	530℃	3MPa	1.0mol•L-1	3.0mol•L-1
Ⅱ	X	Y	1.0mol•L-1	3.0mol•L-1
Ⅲ	630℃	5MPa	1.0mol•L-1	3.0mol•L-1

①請依據實驗曲線圖補充完整表格中的實驗條件：X=530℃，Y=5MPa．
②實驗Ⅲ從開始至平衡，其平均反應速度率v （CO）=0.12mol•L^-1•min^-1．
③實驗Ⅱ達平衡時CO的轉化率大于 實驗Ⅲ達平衡時CO的轉化率（填“大于”、“小于”或“等于”）．
④在530℃時，平衡常數K=1，若往1L容器中投入0.2mol CO（g）、0.2mol H₂O（g）、0.1mol CO₂（g）、0.1mol H₂（g），此時化學反應將正向（填“正向”、“逆向”或“不”） 移動．

17．甲醇是一種可再生能源，具有廣泛的開發和應用前景．
（1）工業上一般采用下列兩種反應合成甲醇：
反應Ⅰ：CO（g）+2H₂（g）??CH₃OH（g）△H₁
反應Ⅱ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₂
①上述反應符合“原子經濟”原則的是I（填“Ⅰ”或“Ⅱ”）．
②下表所列數據是反應Ⅰ在不同溫度下的化學平衡常數（K）．

溫度	250℃	300℃	350℃
K	2.041	0.270	0.012

由表中數據判斷，△H₁＜0（填“＞”、“=”或“＜”）．
③某溫度下，將1mol CO和3mol H₂充入1L的密閉容器中，充分反應，達到平衡后，
測得c（CO）=0.2mol•L^-1，則CO的轉化率為80%，此時的溫度為250℃（從上表中選擇）．
（2）已知在常溫常壓下：
①2CH₃OH（l）+3O₂（g）═2CO₂（g）+4H₂O（g）△H₁=-1 275.6kJ•mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H₂=-566.0kJ•mol^-1
③H₂O（g）═H₂O（l）△H₃=-44.0kJ•mol^-1
寫出甲醇不完全燃燒生成一氧化碳和液態水的熱化學方程式：CH₃OH（l）+O₂（g）═CO（g）+2H₂O（l）△H=-442.8kJ•mol^-1．

16．已知反應A（g）+B（g）?C（g）+D（g）在830℃條件下，達到平衡時生成物和反應物的關系式$\frac{c（C）•c（D）}{c（A）•c（B）}$為一個常數，數值為1．
（1）830℃時，向一個1L密閉容器中充入0.04mol的A和0.16mol的B．
①如反應初始6s內A的平均反應速率v（A）=0.003mol•L^-1•s^-1，則6s時c（A）=0.022 mol•L^-1，C的物質的量為0.018mol．
②若反應經過一段時間后，達到平衡時A的轉化率為80%．
（2）判斷該反應是否達到平衡的依據為c（填正確選項前的字母）．
a．壓強不隨時間改變
b．氣體的密度不隨時間改變
c．c（A）不隨時間改變
d．單位時間里生成C和D的物質的量相等．

15．溫室效應和資源短缺等問題和如何降低大氣中的CO₂含量并加以開發利用引起了各國的普遍重視．目前工業上有一種方法是用CO₂生產燃料甲醇．
一定條件下發生反應：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），如圖1表示該反應進行過程中能量（單位為kJ•mol^-1）的變化．

（1）關于該反應的下列說法中，正確的是C．
A．△H＞0，△S＞0
B．△H＞0，△S＜0
C．△H＜0，△S＜0
D．△H＜0，△S＞0
（2）為探究反應原理，現進行如下實驗：在體積為1L的密閉容器中，充入1mol CO₂和3mol H₂，測得CO₂和CH₃OH（g）的濃度隨時間變化如圖2所示．從反應開始到平衡，用氫氣濃度變化表示的平均反應速率v（H₂）0.225mol•L^-1•min^-1，CO₂轉化率為75%．相同溫度下，某一時刻若該容器中含有1mol H₂、1.2mol CO₂、0.8mol CH₃OH、1.5mol H₂O，則此時反應所處的狀態為向正反應方向進行中 （填“向正反應方向進行中”、“向逆反應方向進行中”或“平衡狀態”），理由Q_C═1＜K=5.33．
（3）在溫度容積不變的條件下，能說明該反應已達平衡狀態的是bd（填寫序號字母）：
a．n（CO₂）：n（H₂）：n（CH₃OH）：n（H₂O）=1：3：1：1
b．容器內壓強保持不變       c．容器內的密度保持不變
d．H₂的消耗速率與CH₃OH的消耗速率之比為3：1
（4）下列條件能使上述反應的反應速率增大，且平衡向正反應方向移動的是c（填寫序號字母）．
a．及時分離出CH₃OH氣體       
b．適當升高溫度
c．保持容器的容積不變，再充入1mol CO₂和3mol H₂
d．選擇高效的催化劑．

14．一定條件下，在體積為5L的密閉容器中，氣態物質A、B、C的物質的量n（mol）隨時間t的變化如圖1所示．
已知達平衡后，降低溫度，A的體積百分含量將減小．
（1）根據圖1數據，寫出反應的化學方程式A+2B?2C；
（2）此反應平衡常數的表達式為K=$\frac{{c}^{2}（C）}{c（A）．{c}^{2}（B）}$．
（3）該反應的反應速率v和時間t的關系如圖2所示：
①根據圖2判斷，在t₃時刻改變的外界條件是升高溫度．
②A的轉化率最大的一段時間是t₂～t₃．
③各階段的平衡常數如表所示：

t2～t3	t4～t5	t5～t6
K1	K2	K3

則K₁、K₂、K₃之間的關系為：K₁＞K₂=K₃（選用“＞”、“＜”或“=”連接）．

13．下列說法不正確的是（　　）

	A．	Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關
	B．	由于Ksp（ZnS）＞Ksp（CuS），所以ZnS沉淀在一定條件下可轉化為CuS沉淀
	C．	難溶電解質Mg（OH）2的Ksp=c（ Mg2+）•c（OH-）
	D．	25℃，Ksp（AgCl）=1.8×10-10，則AgCl飽和水溶液體系中c（Ag+）為$\sqrt{1.8}$×10-5mol/L

12．空氣中的污染物主要來源為燃煤、機動車尾氣等．因此，CO、SO₂、NO_x等進行研究具有重要意義．請回答下列問題：
（1）有人設想，用硫SO₂-碘循環分解水制氫，主要涉及下列反應：
ⅠSO₂+2H₂O+I₂=H₂SO₄+2HI
Ⅱ2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）
Ⅲ2H₂SO₄ （l ）?2SO₂（g）+O₂（g）+2H₂O（g）
①一定溫度下，向2L密閉容器中加入1molHI（g），發生反應Ⅱ，H₂物質的量隨時間的變化如圖所示．
0-2min內的平均反應速率v（HI）=0.05mol/（L•min），
相同溫度下，若向2L密閉容器中開始加入的HI（g）物質的量是原來的2倍，則AB是原來的2倍．（填字母編號）
A．平衡時I₂的物質的量        B．HI的平衡濃度
C．達到平衡的時間              D．平衡時H₂的體積分數
②反應Ⅲ平衡常數表達式為K=c²（SO₂）．c（O₂）．c²（H₂O），能說明該反應恒容下達到平衡的標志是BC（填字母）
A． 2v正（SO₂）=v逆（O₂）               B．密閉容器中總壓強不變
C．密閉容器中混合氣體的密度不變         D．密閉容器中氧氣的體積分數不變
③在CuCl₂熱溶液中通入SO₂氣體可制備CuCl沉淀，寫出該反應的離子方程式2Cu²⁺+2Cl^-+SO₂+2H₂O$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$2CuCl↓+4H⁺+SO₄^2-
（2）為減少CO、SO₂污染的排放，常采取的措施有：
①將煤轉化為清潔氣體燃料．
已知：H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂═H₂O（g）△H=-241.8kJ•mol^-1
C（s）+$\frac{1}{2}$O₂═CO（g）△H=-110.5kJ•mol^-1
寫出焦炭與水蒸氣反應的熱化學方程式：C（s）+H₂O（g）═CO（g）+H₂（g）；△H=+131.3kJ/mol．
②在含硫燃料中加入石灰石，燃煤生成的SO₂即可轉化為CaSO₄．化學方程式為2SO₂+2CaCO₃+O₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$2CaSO₄+2CO₂．
（3）汽車尾氣中NO_x和CO的生成及轉化
①燃油不完全燃燒時產生CO，有人設想按下列反應除去：2CO（g）=2C（s）+O₂（g）
已知該反應的△H＞0，簡述該設想不能實現的依據：該反應是焓增熵減的反應，所以在任何溫度下都不自發．
②已知汽缸中生成NO的反應為：N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）△H＞0
若1mol空氣含0.8molN₂和0.2molO₂，1300℃時在密閉容器內反應達到平衡，測得NO為8×10^-4mol．計算該溫度下的平衡常數K=4×10^-6．
③目前，在汽車尾氣系統中裝置催化轉化器可減少CO和NO的污染，其化學反應方程式為2CO+2NO$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$2CO₂+N₂．

11．恒溫下，向一個4L的密閉容器中充入5.2molH₂和2molN₂，反應過程中對NH₃的濃度進行檢測，得到的數據如表所示：

時間/min	5	10	15	20	25	30
c（NH3）/mol•L-1	0.08	0.14	0.18	0.20	0.20	0.20

①下列可以證明反應達到平衡的標志是ACDF．
A．N₂、H₂和NH₃的濃度不再變化
B．單位時間內消耗n mol N₂同時消耗3nmol H₂
C.1mol氮氮三鍵斷裂同時6molN-H鍵斷裂
D．容器內總壓強不隨時間而變化
E．混合氣體的密度保持不變
F．混合氣體的平均相對分子質量不再改變
②此條件下該反應的化學平衡常數K=0.1，若溫度不變，只將容器體積由4L變為2L，達到新平衡時N₂的平衡濃度＞0.4mol•L^-1（填“＞”、“=”或“＜”）．
③如圖所示，隔板K₁固定不動，活塞K₂可自由移動．T℃時，M、N兩個容器中均發生反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），向容器M、N中各充入l mol N₂和3mol H₂，初始M、N的容積和溫度相同，并保持溫度不變．下列有關說法中不正確的是A．
A．反應達到平衡時N₂的轉化率：M＞N
B．H₂的體積分數：M＞N
C．容器N中達到平衡，測得容器中含有1.2mol NH₃，此時N的容積為VL，則該反應在此條件下的平衡常數K=
$\frac{24{V}^{2}}{12}$
D．該反應在T℃時的平衡常數K：M=N．

10．工業上由CO₂和NH₃合成尿素（2NH₃+CO₂═CO（NH₂）₂+H₂O ）．
（1）當$\frac{n（N{H}_{3}）}{n（C{O}_{2}）}$=2，CO₂的轉化率隨時間的變化關系如圖1所示．則NH₃的平衡轉化率為40%．
（2）用如圖2所示裝置電解尿素和KOH的混合液制取氫氣時，a、b均為惰性電極，隔膜僅僅起阻止氣體通過的作用，寫出a電極的電極反應式CO（NH₂）₂-6e^-+8OH^-=CO₃^2-+N₂↑+4H₂O．若電解過程中發生了6mol電子的轉移，則消耗尿素60g，得到標準狀況下的氫氣67.2L．