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6．NO能引起光化學煙霧，破壞臭氧層．處理NO有多種方法，根據題意回答下列問題：
Ⅰ．利用催化技術將尾氣中的NO和CO轉變成CO₂和N₂，化學方程式如下：
2NO（g）+2CO（g）$\stackrel{催化劑}{?}$ 2CO₂（g）+N₂（g）△H=-748kJ/mol
為了測定某催化劑作用下的反應速率，在一定溫度下，向某恒容密閉容器中充入等物質的量的NO和CO發生上述反應．用氣體傳感器測得不同時間NO濃度如表：

時間（s）	0	1	2	3	4	…
c（NO）/mol•L-1	1.00×10-3	4.00×10-4	1.70×10-4	1.00×10-4	1.00×10-4	…

（1）前2s內的平均反應速率υ（N₂）=2.08×10^-4 mol/（L•s）（保留3位有效數字，下同）；計算此溫度下該反應的K=3.65×10⁶．
（2）達到平衡時，下列措施能提高NO轉化率的是BD．（填字母序號）
A．選用更有效的催化劑
B．降低反應體系的溫度
C．充入氬氣使容器內壓強增大
D．充入CO使容器內壓強增大
（3）已知N₂（g）+O₂（g）=2NO（g）△H=+180kJ/mol；則CO的燃燒熱為284 kJ/mol．
Ⅱ．臭氧也可用于處理NO．
（4）O₃氧化NO結合水洗可產生HNO₃和O₂，每生成1mol的HNO₃轉移3mol電子．
（5）O₃可由電解稀硫酸制得，原理如圖．圖中陰極為B（填“A”或“B”），陽極（惰性電極）的電極反應式為3H₂O-6e^-=O₃+6H⁺．

5．研究和深度開發CO、CO₂的應用對構建生態文明社會具有重要的意義．
（1）CO可用于煉鐵，已知：Fe₂O₃（s）+3C（s）═2Fe（s）+3CO（g）△H₁=+489.0kJ•mol^-1，C（s）+CO₂（g）═2CO（g）△H₂=+172.5kJ•mol^-1，則CO還原Fe₂O₃（s）的熱化學方程式為Fe₂O₃（s）+3CO（g）=2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5 kJ•mol^-1．
（2）分離高爐煤氣得到的CO與空氣可設計成燃料電池（以KOH溶液為電解液）．寫出該電池的負極反應式：CO+4OH^--2e^-=CO₃^2-+2H₂O．
（3）CO₂和H₂充人一定體積的密閉容器中，在兩種溫度下發生反應：
  CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g），測得CH₃OH的物質的量隨時間的變化見圖1．
①曲線I、Ⅱ對應的平衡常數大小關系為K₁＞K₂（填“＞”或“=”或“＜”）．
②一定溫度下，在容積相同且固定的兩個密閉容器中，按如下方式加入反應物，一段時間后達到平衡．

容　　器	甲	乙
反應物投入量	1mol CO2、3mol H2	a mol CO2、b mol H2、 c　mol CH3OH（g）、c　mol H2O（g）

若甲中平衡后氣體的壓強為開始的0.8倍，要使平衡后乙與甲中相同組分的體積分數相等，且起始時維持化學反應向逆反應方向進行，則c的取值范圍為0.4＜n（c）≤1mol．
（4）利用光能和光催化劑，可將CO₂和H₂O（g）轉化為CH₄和O₂．紫外光照射時，在不同催化劑（I、Ⅱ，Ⅲ）作用下，CH₄產量隨光照時間的變化見圖2．在0～15小時內，CH₄的平均生成速率I、Ⅱ和Ⅲ從大到小的順序為II＞III＞I（填序號）．
（5）以TiO₂/Cu₂Al₂O₄為催化劑，可以將CO₂和CH₄直接轉化成乙酸．在不同溫度下催化劑的催化效率與乙酸的生成速率的關系見圖3．
①乙酸的生成速率主要取決于溫度影響的范圍是300℃～400℃．
②Cu₂Al₂O₄可溶于稀硝酸，寫出有關的離子方程式：3Cu₂Al₂O₄+32H⁺+2NO₃^-=6Cu²⁺+6Al³⁺+2NO↑+16H₂O．

4．CO₂和CH₄均為溫室氣體，研究它們具有重要的意義．
（1）已知CH₄、H₂、CO的燃燒熱△H分別為-890.3kJ/mol、-285.8kJ/mol、-283.0kJ/mol則CH₄（g）+CO₂（g）═2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.3kJ/mol．
（2）以CO₂和NH₃為原料合成尿素是研究CO₂的成功范例．在尿素合成塔中反應如下：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g）△H=-86.98kJ/mol反應中影響CO₂平衡轉化率的因素很多，如圖為特定條件下，不同水碳比$\frac{n（{H}_{2}O）}{n（C{O}_{2}）}$和溫度對CO₂平衡轉化率的影響曲線．
①為提高CO₂的轉化率，生產中除控制溫度外，還可采取的措施有增大壓強、降低水碳比
②當溫度高于190℃，CO₂平衡轉化率出現如圖所示的變化趨勢，其原因是溫度高于190℃時，因為反應Ⅲ是放熱反應，溫度升高平衡向逆方向進行，CO₂的平衡轉化率降低
（3）向1.0L的密閉容器中通入0.2mol NH₃和0.1mol CO₂，在一定的溫度下，發生反應2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（s）+H₂O（g），反應時間與氣體總壓強p的數據如下表：

時間/min	0	10	20	30	40	50	65	80	100
總壓強p/100kPa	9.53	7.85	6.37	5.78	5.24	4.93	4.67	4.45	4.45

用起始壓強和總壓強計算平衡時NH₃ 的轉化率為80%，0-80min內CO₂的平均反應速率是0.001mol/（L•min）．
（4）氨基甲酸銨NH₂COONH₄極易水解成碳酸銨，酸性條件水解更徹底．將氨基甲酸銨粉末逐漸加入1L0.1mol/L的鹽酸溶液中直到pH=7（室溫下，忽略溶液體積變化），共用去0.052mol氨基甲酸銨，此時溶液中幾乎不含碳元素．此時溶液中c（NH₄⁺）=0.1mol/L；NH₄⁺水解平衡常數值為4×10^-9．

3．氮可形成多種氧化物，如NO、NO₂、N₂O₄等．
（1）實驗室可用NaOH溶液吸收NO₂，反應為2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O．含0.2mol NaOH的水溶液與 0.2mol NO₂恰好完全反應得1L溶液A，溶液B為0.1mol/L的 CH₃COONa溶液，則兩溶液中c（NO₃^-）、c（NO₂^-）和c（CH₃COO^-）由大到小的順序為c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）（已知HNO₂的電離常數K_a=7.1×10^-4mol/L，CH₃COOH的電離常數K_a=1.7×10^-5mol/L）．可使溶液A和溶液B的pH相等的方法是bc．
a．向溶液A中加適量水    b．向溶液A中加適量NaOH
c．向溶液B中加適量水    d．向溶液B中加適量NaOH
（2）100℃時，將0.400mol的NO₂氣體充入2L抽空的密閉容器中，發生反應2NO₂（g）?N₂O₄（g）△H＜0．每隔一定時間就對該容器內的物質進行分析，得到如表所示數據．

時間/s	0	20	40	60	80
n（NO2）/mol	0.40	n1	0.26	n3	n4
n（N2O4）/mol	0.00	0.05	n2	0.08	0.08

在上述條件下，從反應開始直至20s時，二氧化氮的平均反應速率為0.15mol/（L•min），n₃=n₄（填“＞”“＜”或“=”），該反應的平衡常數的值為2.8．若在相同條件下，最初向該容器充入的是N₂O₄氣體，達到上述同樣的平衡狀態，則N₂O₄的起始濃度是0.1mol/L；假設從放入N₂O₄到平衡時需要80s，則達到平衡時四氧化二氮的轉化率為60%．
（3）電解NO制備NH₄NO₃，其工作原理如圖所示，為使電解產物全部轉化為NH₄NO₃，需補充物質A，A是NH₃，理由是根據反應：8NO+7H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$3NH₄NO₃+2HNO₃，電解產生的硝酸多，需補充NH₃．

2．汽車尾氣作為空氣污染的主要來源之一，其中含有大量的有害物質，包括CO、NO_x、碳氫化合物和固體懸浮顆粒等．為汽車尾氣的治理，環境工作者面臨著巨大的挑戰．試回答以下問題：

（1）用CH₄催化還原NO，可以消除氮氧化物的污染．已知：
①CH₄（g）+4NO（g）═2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-1160kJ•mol^-1
②CH₄（g）+4NO₂（g）═4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-574kJ•mol^-1
由CH₄將NO₂完全還原成N₂，生成CO₂和水蒸氣的熱化學方程式是CH₄（g）+2NO₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）+N₂（g）△H=-867kJ•mol^-1．
（2）NO_x也可以被NaOH溶液吸收而生成NaNO₃、NaNO₂，已知某溫度下，HNO₂的電離常數K=-9.7×10^-4，NO₂^-的水解常數K=-8.0×10^-10，則該溫度下水的離子積常數=K_a×K_h（用含K_a、K_b的代數式表示），此時溶液的溫度＞25℃（填“＞”“＜”或“=”）．
（3）化工上利用CO合成甲醇，反應的熱化學方程式為CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.8kJ•mol^-1．不同溫度下，CO的平衡轉化率與壓強的關系如圖1所示，圖中T₁、T₂、T₃的高低順序是T₁＜T₂＜T₃，理由是該反應為放熱，溫度越高，反應物的轉化率越低．
（4）化工上還可以利用CH₃OH生產CH₃OCH₃．在體積均為1.0L的恒容密閉容器中發生反應2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）．

容器換號	溫度（℃）	起始物質的量（mol）	平衡物質的量（mol）
		CH3OH（g）	CH3OCH2（g）	H2O（g）
Ⅰ	387	0.20	0.080	0.080
Ⅱ	207	0.20	0.090	0.090

該反應的正反應放熱為反應（填“放熱”或“吸熱”）．若起始時向容器I中充入CH₃OH 0.15mol、CH₃OCH₃0.15mol和H₂O 0.10mol，則反應將向正方向進行（填“正”或“逆”）．
（5）CH₃OH燃料電池在便攜式通訊設備、汽車等領域有著廣泛的應用．已知電池工作時的總反應方程式為2CH₃OH+3O₂═2CO₂+4H₂O，電池工作時的示意圖如圖2所示．質子穿過交換膜移向N電極區（填“M”或“N”），負極的電極反應式為CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂+6H⁺．

1．煤氣化和液化是現代能源工業中重點考慮的能源綜合利用方案．最常見的氣化方法為用煤生產水煤氣，而當前比較流行的液化方法為用煤生產CH₃OH．已知制備甲醇的有關化學反應及平衡常數如表所示：

化學反應	反應熱	平衡常數（850℃）
①CO （g）+2H2 （g）═CH3 OH（g）	△H1=-90.8kj/mol	k1=160（mol/L）-2
②CO2 （g）+H2 （g）═CO （g）+H2 O（g）	△H2=-41.2kj/mol	K2
③3H2 （g）+CO2 （g）═H2 O（g）+CH3 OH（g）△H 3	△H3	K3=160（mol/L）-2

（1）則反應△H₃=-132.0 kJ/mol   K₂1
（2）850℃時，在密閉容器中進行反應③開始時只加入CO₂、H₂，反應10min后測得各組分的濃度如表

物質	H2	CO2	CH3OH	H2O
濃度（mol/L）	0.2	0.2	0.4	0.4

①該時間段內反應速率v（H₂）=0.12mol/（L•min）
②比較正逆反應的速率的大小：v_正＞v_逆（填“＞、＜或=”）
③反應達到平衡后，保持其他條件不變，只把容器的體積縮小一半，平衡正向  （填“逆向”、“正向”或“不”），平衡常數 K₃不變（填“增大”“減小”“不變”）．如圖1是該反應在不同溫度下CO的轉化率隨時間變化的曲線．

（3）由CO合成甲醇時，CO在250℃、300℃、350℃下達到平衡時轉化率與壓強的關系曲線如圖2所示，則曲線 c 所表示的溫度為350℃．實際生產條件控制在250℃、1.3×10⁴ kPa左右，選擇此壓強的理由是在1.3×10⁴kPa下，CO的轉化率已經很高，如果增加壓強CO的轉化率提高不大，而生產成本增加，得不償失．
（4）以下有關該反應的說法正確的是AD（填序號）．
A．恒溫、恒容條件下，若容器內的壓強不發生變化，則可逆反應達到平衡
B．一定條件下，H₂ 的消耗速率是CO的消耗速率的2倍時，可逆反應達到平衡
C．使用合適的催化劑能縮短達到平衡的時間并提高CH₃ OH的產率
D．某溫度下，將2mol CO和6mol H₂充入2L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%

14．將200mL0.1mol•L^-1的H₂SO₄溶液與200mL0.2mol•L^-1的H₂SO₄溶液混合，若不考慮溶液混合時體積的變化，則混合溶液中SO₄^2-濃度是（　　）

A．

0.2mol•L-1

B．

0.15mol•L-1

C．

0.04mol•L-1

D．

0.4mol•L-1

13．加熱N₂O₅，依次發生的分解反應為①N₂O₅（g）?N₂O₃（g）+O₂（g），②N₂O₃（g）?N₂O（g）+O₂（g）；在2L密閉容器中充入6mol N₂O₅，加熱到t℃，達到平衡狀態后O₂為8mol，N₂O₃為3.2mol．則t℃時反應①的平衡常數為（　　）

A．

10.7

B．

8.5

C．

32

D．

64

12．A、B、C、D、E、F、G、H為八種相鄰的短周期元素，其單質的沸點如圖所示．
請回答：
①上述元素中，某些元素與氫元素形成的含有十個電子的陽離子中含有配位鍵，請寫出其離子NH₄⁺、H₃O⁺ （填化學式）．
②已知D、F、G三種元素的離子具有跟E相同的電子層結構，則B、C、D三種元素的電負性由大到小的順序為（用相關元素符號表示）F＞O＞N．F、G、H三種元素的第一電離能由大到小的順序為（用相關元素符號表示）Mg＞Al＞Na．
③已知H的電負性為1.5，而氯元素的電負性為3.0，二者形成的化合物極易水解，且易升華．據此推測該化合物的化學鍵類型為極性共價鍵．

11．下列反應的離子方程式中正確的是（　　）

	A．	Fe2（SO4）3和 Ba（OH）2溶液反應的離子方程式：Fe3++SO42-+Ba2++3OH-═Fe（OH）3↓+BaSO4↓
	B．	碳酸鋇加入稀硫酸：BaCO3+2H+═Ba2++H2O+CO2↑
	C．	向碳酸氫鈣溶液中加入過量氫氧化鈉：Ca2++2HCO3-+2OH-═CaCO3↓+2H2O+CO32-
	D．	等物質的量的MgCl2、Ba（OH）2和 HC1溶液混合：Mg2++2OH-═Mg（OH）2↓