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16．科學家利用“組合轉化”等技術對CO₂進行綜合利用．如用H₂和CO₂在一定條件下可以合成乙烯：
6H₂（g）+2CO₂（g）$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$C₂H₄ （g）+4H₂O（g）△H=a kJ/mol
（1）已知：①H₂和C₂H₄的燃燒熱分別為285.8kJ/mol和1411kJ/mol
②H₂O（g）═H₂O（l）△H=-44kJ/mol，則a=-127.8kJ/mol．
（2）不同溫度對CO₂的轉化率及催化劑的效率影響如圖1所示，下列有關說法錯誤的是①②④（填序號）．

①M點的速率最大
②溫度低于250℃時，隨溫度升高乙烯的產(chǎn)率增大
③M點時平衡常數(shù)比N點時平衡常數(shù)大
④為提高 CO₂的轉化率應在盡可能低的溫度下進行反應
（3）若在密閉容器中充入體積比為 3：1的H₂和CO₂，則圖1中M點時，產(chǎn)物C₂H₄的體積分數(shù)為7.7%；若要進一步提高乙烯的體積分數(shù)，可采取的措施有增大壓強．
（4）如圖2，利用高溫電解技術可將CO₂轉化為高熱值的燃料CO氣體．
①電極a發(fā)生的反應類型是還原（填“氧化”或“還原”）反應．
②高溫電解的總反應的化學方程式為2CO₂$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2CO+O₂．

15．研究表明，化學反應的焓變與反應物和生成物的鍵能有關．所謂鍵能就是：在101.3kPa、298K時，斷開1mol氣態(tài)AB為氣態(tài)A、氣態(tài)B時過程的焓變，用△H₂₉₈（AB）表示；斷開化學鍵時△H＞0[如H₂（g）═2H（g）△H=+436kJ•mol^-1]，形成化學鍵時△H＜0[如2H（g）═H₂（g）△H=-436kJ•mol^-1]．
已知：H₂（g）+Cl₂（g）═2HCl（g）△H=-185kJ•mol^-1
△H₂₉₈（H₂）=+436kJ•mol^-1，△H₂₉₈（Cl₂）=+247kJ•mol^-1
則△H₂₉₈（HCl）=+434KJ/mol．

14．工業(yè)制硫酸的過程中利用反應2SO₂（g）+O₂（g）$?_{△}^{催化劑}$2SO₃（g）；△H＜0，將SO₂轉化為SO₃，尾氣SO₂可用NaOH溶液進行吸收．請回答下列問題：
（1）一定條件下，向一帶活塞的密閉容器中充入2mol SO₂和1mol O₂發(fā)生反應，則下列說法正確的是DE
A．若反應速率v（SO₂）﹦v（SO₃），則可以說明該可逆反應已達到平衡狀態(tài)
B．保持溫度和容器體積不變，充入2mol N₂，化學反應速率加快
C．平衡后僅增大反應物濃度，則平衡一定右移，各反應物的轉化率一定都增大
D．平衡后移動活塞壓縮氣體，平衡時SO₂、O₂的百分含量減小，SO₃的百分含量增大
E．保持溫度和容器體積不變，平衡后再充入2mol SO₃，再次平衡時SO₂的百分含量比原平衡時SO₂的百分含量小
F．平衡后升高溫度，平衡常數(shù)K增大
（2）將一定量的SO₂（g）和O₂（g）分別通入到體積為2L的恒容密閉容器中，在不同溫度下進行反應得到如表中的兩組數(shù)據(jù)：

實驗編號	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		達到平衡所需時間/min
		SO2	O2	SO2	O2
1	T1	4	2	x	0.8	6
2	T2	4	2	0.4	y	9

①實驗1從開始到反應達到化學平衡時，v（SO₂）表示的反應速率為0.2 mol•L^-1•min^-1；
②T₁＞T₂，（選填“＞”、“＜”或“=”），實驗2中達平衡時 O₂的轉化率為90%；
（3）尾氣SO₂用NaOH溶液吸收后會生成Na₂SO₃．現(xiàn)有常溫下0.1mol/L Na₂SO₃溶液，實驗測定其pH約為8，完成下列問題：
①用離子方程式表示該溶液呈堿性的原因：SO₃^2-+H₂O?HSO₃^-+OH^-；
②該溶液中c（OH^-）=c（H⁺）+c（HSO₃^-）+2c（H₂SO₃）（用溶液中所含微粒的濃度表示）．
（4）如果用含等物質(zhì)的量溶質(zhì)的下列各溶液分別來吸收SO₂，則理論吸收量由多到少的順序是B＞C=D＞A
A．Na₂CO₃        B．Ba（NO₃）₂            C．Na₂S                  D．酸性KMnO₄．

13．在373k時把11.5g N₂O₄氣體通入體積為500ml的真空容器中，立即出現(xiàn)紅棕色．反應進行到2 s 時，NO₂的含量為0.01 mol．進行到60 s 時達到平衡，此容器內(nèi)混合氣體的密度是氫氣密度的28.75倍，則
（1）開始2 s內(nèi)以N₂O₄表示的化學反應速率為多少？
（2）達到平衡時，體系的壓強為開始的多少倍？
（3）達到平衡時，體系中N₂O₄的物質(zhì)的量為多少？
（4）N₂O₄的平衡轉化率為多少？

12．甲醇和乙醇是重要的化工原料，也是清潔的能源．
（1）工業(yè)上利用乙酸甲酯和氫氣加成制備乙醇的技術比較成熟．主要反應如下：
反應①：CH₃COOCH₃（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）+C₂H₅OH（g）△H₁
反應②：CH₃COOCH₃（g）+C₂H₅OH（g）?CH₃COOC₂H₅（g）+CH₃OH（g）△H₂＞0
反應③：C₂H₅OH（g）?CH₃CHO（g）+H₂（g）△H₃＞0
①分析增大壓強對制備乙醇的影響增大壓強，也能提高反應速率．反應①為氣體分子數(shù)減小的反應，反應②氣體分子數(shù)不變，反應③為氣體分子數(shù)變大的反應，增大壓強反應①平衡正向移動，反應②平衡不移動，反應③平衡逆向移動，總結果，乙醇含量增大．
②反應①乙酸甲酯的平衡轉化率與溫度和氫碳比（$\frac{n（{H}_{2}）}{n（乙酸甲酯）}$）的關系如圖1．
該反應的平衡常數(shù)K隨溫度升高變小．（填“變大”“不變”或“變小”）；氫碳比最大的是曲線c．

（2）①利用反應CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）合成甲醇．某溫度下，向容積為2L的密閉容器中加入1mol CO和2mol H₂，CO轉化率的變化如圖2所示，該溫度下的平衡常數(shù)為4（保留兩位有效數(shù)字，下同），若起始壓強為12.6MPa，則10min時容器的壓強為9.4 MPa．
②若保持其它條件不變，起始時加入2mol CO和2mol H₂，再次達到平衡，相應的點是B．
（3）氫氣可用CH₄制備：CH₄（g）+H₂O（1）?CO（g）+3H₂（g）△H=+250.1kJ•mol^-1．已知CO（g）、H₂（g）的燃燒熱依次為283.0kJ•mol^-1、285.8kJ•mol^-1，請寫出表示甲烷燃燒熱的熱化學方程式CH₄（g）+2O₂（g）→CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3KJ/mol．以CH₄（g）為燃料可以設計甲烷燃料電池，已知該電池的能量轉換效率為86.4%，則該電池的比能量為$\frac{4.8×1{0}^{7}J}{3.6×1{0}^{6}J}$kW•h•kg^-1（只列計算式，比能量=$\frac{電池輸出電能（kW•h）}{燃料質(zhì)量（kg）}$，lkW•h=3.6×10⁶J）．

11．在一定條件下，二氧化硫和氧氣發(fā)生如圖反應：
2SO₂（g）+O₂ （g）?2SO₃（g） （△H＜0）
（1）寫出該反應的化學平衡常數(shù)表達式K=$\frac{{c}^{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）•c（{O}_{2}）}$
（2）降低溫度，該反應K值增大，二氧化硫轉化率增大（以上均填增大、減小或不變）
（3）據(jù)圖判斷，反應進行至20min時，曲線發(fā)生變化的原因是增加了氧氣的濃度（或通入氧氣）
（4）10min到15min的曲線變化的原因可能是ab（填寫編號）．
a．加了催化劑     b．縮小容器體積   c．降低溫度
d．增加SO₃的物質(zhì)的量．

10．無色氣體N₂O₄是一種強氧化劑，為重要的火箭推進劑之一．N₂O₄與NO₂轉換的熱化學方程式為：N₂O₄（g）?2NO₂（g）△H=+24.4kj/mol
（1）將一定量N₂O₄投入固定容積的真空容器中，下述現(xiàn)象能說明反應達到平衡的是bc．
a．v_正（N₂O₄）=2v_逆（NO₂）           b．體系顏色不變
c．氣體平均相對分子質(zhì)量不變     d．氣體密度不變
達到平衡后，保持體積不變升高溫度，再次到達平衡時，則混合氣體顏色變深（填
“變深”、“變淺”或“不變”），判斷理由正反應是吸熱反應，其他條件不變，溫度升高平衡正向移動，c（NO₂）增加，顏色加深_．
（2）平衡常數(shù)K可用反應體系中氣體物質(zhì)分壓表示，即K表達式中用平衡分壓代替平衡濃度，分壓=總壓×物質(zhì)
的量分數(shù)（例如：p（NO₂）=p_總×x（NO₂）．寫出上述反應平衡常數(shù)Kp表達式$\frac{{p}_{總}×{x}^{2}（N{O}_{2}）}{x（{N}_{2}{O}_{4}）}$（用p_總、各氣體物質(zhì)的量分數(shù)x表示）．
（3）在一恒溫恒容的容器中，發(fā)生反應N₂O₄（g）?2NO₂（g），下列圖象正確的是B．

（4）上述反應中，正反應速率v_正=k_正•p（N₂O₄），逆反應速率v_逆=k_逆•P²（NO₂），其中k_正、k_逆為速率常數(shù)，則K_p為$\frac{{K}_{正}}{{K}_{逆}}$（以k_正、k_逆表示）．若將一定量N₂O₄投入真空容器中恒溫恒壓分解（溫度298K、壓強100kPa），已知該條件下k_正=4.8×l0⁴ s^-1，當N₂O₄分解10%時，v_正=3.9×10⁶_kPa•s^-1；
（5）真空密閉容器中放人一定量N₂O₄，維持總壓強p₀恒定，在溫度為T時，平衡時N₂O₄分解百分率為a．保持溫度不變，向密閉容器中充人等量N₂O₄，維持總壓強在2p₀條件下分解，則N₂O₄的平衡分解率的表達式為$\sqrt{\frac{{a}^{2}}{2-{a}^{2}}}$．

9．氨基甲酸銨（NH₂COONH₄）是一種用途廣泛的化工原料，其制備原理為：2NH₃（g）+C0₂（g）?NH₂C00NH₄（s）．實驗室可用如圖1所示裝置制備：
請回答下列問題：
（1）制備NH₂COONH₄的反應在一定條件下能自發(fā)進行，該反應的△H＜0（填“＞”“=”或“＜”）；要提高NH₂COONH₄的產(chǎn)率可采取的措施為增大壓強、適當降低溫度．
（2）裝置中盛液體石蠟的鼓泡瓶作用是通過觀察氣泡，使氣體流速均勻，調(diào)節(jié)NH₃與CO₂通入比例．
（3）一定條件下，在恒容密閉容器中通入體積比為2：1的NH₃和CO₂制備NH₂COONH₄固體．
①下列能說明反應達到平衡狀態(tài)的是bd．
a、NH₃和CO₂物質(zhì)的量之比為2：1
b．密閉容器中混合氣體的密度不變
c、反應的焓變不變
d．固體的質(zhì)量不在發(fā)生變化
②實驗測得不同溫度下達到平衡時氣體的總濃度如表

溫度（℃）	20.0	30.0	40.0
平衡時氣體總濃度 （×10-3mol•L-1）	3.4	4.8	6.8

30.0℃時該反應平衡常數(shù)K的計算式為$\frac{1}{（\frac{2}{3}×4.8×1{0}^{-3}）^{2}×（\frac{1}{3}×4.8×1{0}^{-3}）}$（不必計算結果）
（4）己知：NH₂C00NH₄+2H₂0?NH₄HCO₃+NH₃•H₂O．分別用三份不份不同初始濃度的NH₂COONH₄溶液測定不同溫度下的水解反應速率，得到c（NH₂COO^-）隨時間變化趨勢如圖2所示．
①15℃時，0～6min內(nèi)NH₂COONH₄水解反應的平均速率為0.05mol/（L•min）．
②對比圖中曲線a、b、c可知，水解反應速率最大的是b．

8．N、C、S元素的單質(zhì)及化合物在工農(nóng)業(yè)生成中有著重要的應用
Ⅰ、CO與Cl₂在催化劑的作用下合成光氣（COCl₂）．某溫度下，向2L的密閉容器中投入一定量的CO和Cl₂，在催化劑的作用下發(fā)生反應：CO（g）+Cl₂（g）?COCl₂（g）反應過程中測定的部分數(shù)據(jù)如下表：

t/min	n（CO）/mol	n（Cl2）/mol
0	1.20	0.6
1	0.90
2	0.80
4		0.20

（1）寫出光氣（COCl₂）的電子式
（2）上表是T℃時，CO和Cl₂的物質(zhì)的量濃度隨時間（t）的變化情況，用COCl₂表示2min內(nèi)的反應速率v（COCl₂）=0.1mol/（L．min）．該溫度下的平衡常數(shù)K=5．
（3）在一容積可變的密閉容器中充入10molCO和20molCl₂，CO的平衡轉化率隨溫度（T）、壓強（P）的變化如圖1所示．
①下列說法能判斷該反應達到化學平衡的是BD（填字母序號）．
A．Cl₂的消耗速率等于COCl₂的生成速率
B．Cl₂的體積分數(shù)不變
C．Cl₂的轉化率和CO的轉化率相等
D．混合氣體的平均摩爾質(zhì)量不再改變
②比較A、B兩點壓強大小：P（A）＜P（B）（填“＞”、“＜”或“=”）
③若達到化學平衡狀態(tài)A時，容器的體積為20L．如果反應開始時仍充入10molCO和20molCl₂，則在平衡狀態(tài)B時容器的體積為4L．
Ⅱ．甲醇是一種重要的化工原料，查資料，甲醇的制取可用以下兩種方法：
（1）可用CO和H₂制取甲醇：
已知CO、CH₃OH和H₂的燃燒分別是283kJ/mol、726.83kJ/mol、285.2kJ/mol寫出由 CO和H₂制取甲醇的熱化學方程式CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（l），△H=-126.57kJ/mol．
（2）用電化學法制取：
某模擬植物光合作用的電化學裝置如圖2，該裝置能將H₂O和CO₂轉化為O₂和甲醇（CH₃OH）
①該裝置工作時H⁺向b區(qū)移動（填“a”或“b”）
②b極上的電極反應式為6H⁺+CO₂+6e^-=CH₃OH+H₂O．

7．氨催化氧化是硝酸工業(yè)的基礎，按要求回答下列問題：
（1）NH₃與O₂可生成NO，其熱化學方程式可表示為：4NH₃（g）+5O₂（g）?4NO（g）+6H₂O（g）△H
已知幾種化學鍵的鍵能如表：

化學鍵	N-H		O-H	O=O
E/（kJ•mol-1）	x	y	m	n

①由此計算得出△H=12x+5n-4y-12m （用上表中字母表示）kJ•mol^-1．
②400℃時，在1L的密閉容器中加入l mol NH₃和1.5mol O₂，測得平衡時容器的壓強為p，且比反應前壓強增大了4%，則該溫度下NH₃的轉化率為40%；該反應的平衡常數(shù)Kp=3.545×10^-3p（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×物質(zhì)的量分數(shù)）；達到平衡后，保持溫度不變，將反應容器的體積增大一倍，平衡向正反應（填“正反應”或“逆反應”）方向移動，判斷理由是對氣體分子數(shù)增大的反應，減小壓強平衡向正反應方程移動．
（2）實際反應中，在上述1L的密閉容器中加入l mol NH₃和1.5mol O₂的反應過程中還發(fā)生4NH₃+3O₂?N₂+6H₂O反應，有關溫度與各物質(zhì)的量關系如圖所示：
①已知400℃時，混合氣體中NH₃、N₂、NO的物質(zhì)的量比為5：6：3，則圖象中x=0.3．
②NH₃生成NO和N₂的反應分別屬于放熱反應、放熱反應（填“吸熱反應”或“放熱反應”），溫度高于840℃后，各物質(zhì)的物質(zhì)的量發(fā)生如圖所示變化的原因可能是可能是氨氣高溫分解生成氮氣和氫氣，使氨氣氧化生成NO平衡向左移動；NO高溫分解生成氮氣和氧氣；氨氣和NO反應生成氮氣和水（只答一條即可）．