2．甲醇是重要的化工原料，又可稱為燃料．工業(yè)上利用合成氣（主要成分為CO、CO₂和H₂）在催化劑的作用下合成甲醇，發(fā)生的主要反應如下：
①CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H
②CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₂=-58kJ•mol^-1
③CO₂（g）+H₂（g）═CO（g）+H₂O（g）△H₃=+41kJ•mol^-1
回答下列問題：
（1）已知反應①中的相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下：

化學鍵	H═H	C═O	C≡O	H-O	C-H
F/（kJ•mol-1）	435	343	1076	465	X

則x=413；
（2）若T℃時將6molCO₂和8molH₂充入2L密閉容器中發(fā)生反應②，測得H₂的物質的量隨時間變化關系如圖中狀態(tài)I（圖中實線）所示．圖中數(shù)據(jù)A（1，6）代表在1min時H₂的物質的量是6mol．
①T℃時狀態(tài)I條件下，0～3min內CH₃OH的平均反應速率v=0.28mol/（L•min），平衡常數(shù)K=0.5；
②其他條件不變時，僅改變某一條件后測得H₂的物質的量隨時間變化如圖中狀態(tài)Ⅱ所示，則改變的條件可能是增大壓強；
③其他條件不變，僅改變溫度時，測得H₂的物質的量隨時間變化如圖中狀態(tài)Ⅲ所示，則狀態(tài)Ⅲ對應的溫度＞（填“＞”、“＜”或“=”）T℃；
④若狀態(tài)Ⅱ的平衡常數(shù)為K₂，狀態(tài)Ⅲ的平衡常數(shù)為K₃，則K₂＞（填“＞”、“＜”或“=”）K₃；
⑤一定溫度下同，此反應在恒容容器中進行，能判斷該反應達到化學平衡依據(jù)的是ac．
a．容器中壓強不變              b．甲醇和水蒸汽的體積比保持不變
c．v_正（H₂）=3v_逆（CH₃OH）      d．2個C═O斷裂的同時有6個H-H斷裂．

1．一定條件下發(fā)生反應：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．工業(yè)上依此用CO生產燃料甲醇．

（1）甲圖是反應時CO和CH₃OH（g）的濃度隨時間變化情況．從反應開始到平衡，用CO濃度變化表示平均反應速率v（CO）=0.075mol/（L•min）．
（2）乙圖表示該反應進行過程中能量的變化．曲線a表示不使用催化劑時反應的能量變化，曲線b表示使用催化劑后的能量變化．該反應的焓變是△H＜0（填“△H＜0”或“△H＞0”），寫出反應的熱化學方程式：CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（g）△H=-91kJ/mol；選擇適宜的催化劑不能（填“能”或“不能”）改變該反應的反應熱．
（3）該反應平衡常數(shù)K的表達式為$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•{c}^{2}（{H}_{2}）}$，溫度升高，平衡常數(shù)K減�。ㄌ睢霸龃蟆薄ⅰ安蛔儭被颉皽p小”）．
（4）恒容條件下，下列措施中能使$\frac{n（C{H}_{3}OH）}{n（CO）}$增大的有c．
a．降低溫度    b．充入He氣     c．再充入1mol CO和2mol H₂d．使用催化劑．

20．工業(yè)上可以以煤和水為原料通過一系列轉化變?yōu)榍鍧嵞茉礆錃饣蚬�業(yè)原料甲醇．
（1）用煤制取氫氣的反應是：C（s）+2H₂O（g）$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$ CO₂（g）+2H₂（g）△H＞0
若已知碳的燃燒熱a和氫氣的燃燒熱b不能（填“能”或“不能”）求出上述反應的△H．若能則求出其△H（若不能請說明理由）：因為上述反應與氫氣燃燒熱的反應中水的狀態(tài)不同．
（2）工業(yè)上也可以僅利用上述反應得到的CO₂和H₂進一步合成甲醇，反應方程式為：
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H＜0，
在一恒溫恒容密閉容器中充入1mol CO₂和3 mol H₂進行上述反應．測得CO₂和CH₃OH（g）濃度隨時間變化如圖1所示．
ⅰ．該溫度下的平衡常數(shù)為5.33．10min后，保持溫度不變，向該密閉容器中再充入1mol CO₂（g）和1mol H₂O（g），則平衡正向（填“正向”、“逆向”或“不”）移動．
ⅱ．對于基元反應aA+bB?cC+dD而言，其某一時刻的瞬時速率計算公式如下：正反應速率為V_正=k_正•c（A）^a•c（B）^b；逆反應速率為V_逆=k_逆•c（C）^c•c（D）^d其中k_正、k_逆為速率常數(shù)．求該反應進行到第10min時k_逆：k_正=3：16．
（3）工業(yè)上利用水煤氣合成甲醇燃料，反應為CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0．在一定條件下，將l mol CO和2mol H₂通入密閉容器中進行反應，當改變某一外界條件（溫度或壓強）時，CH₃OH的體積分數(shù)φ（CH₃OH）變化趨勢如圖2所示：
①平衡時，M點CH₃OH的體積分數(shù)為10%．則CO的轉化率為25%．
②X軸上a點的數(shù)值比b點�。ㄌ睢按蟆被颉靶　保�．Y軸表示溫度（填“溫度”或“壓強”），判斷的理由是隨著Y值的增加，CH₃OH的體積分數(shù)φ（CH₃OH）減小，平衡逆向移動，故Y表示溫度．

19．乙二醛（OHC-CHO）是一種重要的精細化工產品．
Ⅰ．工業(yè)生產乙二醛
（1）乙醛（CH₃CHO）液相硝酸氧化法   在Cu（NO₃）₂催化下，用稀硝酸氧化乙醛制取乙二醛，反應的化學方程式為3CH₃CHO+4HNO₃$\stackrel{Cu（NO_{3}）_{2}}{→}$3OHC-CHO+4NO↑+5H₂O．該法具有原料易得、反應條件溫和等優(yōu)點，但也存在比較明顯的缺點是尾氣有污染．
（2）乙二醇（HOCH₂CH₂OH）氣相氧化法
①已知：OHC-CHO（g）+2H₂（g）?HOCH₂CH₂OH（g）△H=-78kJ•mol^-1  K₁
2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（g）△H=-484kJ•mol^-1  K₂
乙二醇氣相氧化反應：HOCH₂CH₂OH（g）+O₂（g）?OHC-CHO（g）+2H₂O（g）的△H=-406kJ•mol^-1．相同溫度下，該反應的化學平衡常數(shù)K=$\frac{{K}_{2}}{{K}_{1}}$（用含K₁、K₂的代數(shù)式表示）．
②當原料氣中氧醇比為1.35時，乙二醛和副產物CO₂的產率與反應溫度的關系如圖1所示．反應溫度在450～495℃之間和超過495℃時，乙二醛產率降低的主要原因分別是升高溫度，主反應平衡逆向移動、溫度超過495℃時，乙二醇大量轉化為二氧化碳等副產物．
Ⅱ．乙二醛電解氧化制備乙醛酸（OHC-COOH）的生產裝置如圖2所示，通電后，陽極產生的Cl₂與乙二醛溶液反應生成乙醛酸．
（3）陰極反應式為2H⁺+2e^-=H₂↑
（4）陽極液中鹽酸的作用，除了產生氯氣外，還增強溶液導電性．
（5）保持電流強度為a A，電解t min，制得乙醛酸m g，列式表示該裝置在本次電解中的電流效率η=$\frac{5mf}{111at}$%．
（設：法拉第常數(shù)為f C•mol^-1；η=$\frac{生成目標產物消耗的電子數(shù)}{電極上通過的電子總數(shù)}$×100%

18．在一定體積的密閉容器中，進行如下化學反應：CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），其化學平衡常數(shù)K和溫度T的關系如下表：

t/℃	700	800	830	1000	1200
K	0.6	0.9	1.0	1.7	2.6

回答下列問題：
（1）該反應為吸熱反應（填“吸熱”、“放熱”），寫出該反應的平衡常數(shù)表達式：K=$\frac{c（CO）c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）c（{H}_{2}）}$．
（2）能使該反應的反應速率增大，且平衡向正反應方向移動的是bc．
a．及時分離出CO氣體          b．適當升高溫度
c．增大CO₂的濃度             d．選擇高效催化劑
（3）能判斷該反應是否達到化學平衡狀態(tài)的依據(jù)是bc．
a．容器中壓強不變             b．混合氣體中 c（CO）不變
c．v_正（H₂）=v_逆（H₂O）        d．c（CO₂）=c（CO）
（4）某溫度下，平衡濃度符合下式：c（CO₂）•c（H₂）=c（CO）•c（H₂O），試判斷此時的溫度為830℃．
（5）若在（4）所處的溫度下，在1L的密閉容器中，加入2molCO₂和3molH₂充分反應達平衡時，H₂的物質的量為b，CO₂的物質的量為c．
a．等于1.0mol                     b．大于1.0mol
c．大于0.5mol，小于1.0mol          d．無法確定．

17．研究NO₂、SO₂、CO等大氣污染氣體的處理具有重要意義．
（1）已知：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）△H=-196.6kJ•mol^-1
2NO（g）+O₂（g）?2NO₂（g）△H=-113.0kJ•mol^-1
則反應NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）的△H=-41.8kJ•mol^-1
（2）一定條件下，將NO₂與SO₂以體積比2：1置于密閉容器中發(fā)生上述反應，下列能說明反應達到平衡狀態(tài)的是BD．
A．體系壓強保持不變
B．混合氣體顏色保持不變
C．SO₃和NO的體積比保持不變
D．每消耗1molSO₃的同時生成1mol NO
測得上述反應達平衡時NO₂與SO₂的體積比為5：1，則平衡常數(shù)K=1.8
（3）CO可用于合成甲醇，反應方程式為CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．CO在不同溫度下的平衡轉化率與壓強的關系如圖（1）所示．該反應△H＜0（填“＞”或“＜”）．實際生產條件控制在250℃、1.3×10⁴kPa左右，選擇此壓強的理由是：在1.3×10⁴kPa下，CO的轉化率已較高，再增大壓強CO的轉化率提高不大，而生產成本增加得不償失．

（4）依據(jù)燃燒的反應原理，合成的甲醇可以設計如圖（2）所示的原電池裝置．
①該電池工作時，OH^-向負極移動（填“正”或“負”）．
②該電池正極的電極反應式為O₂+2H₂O+4e^-═OH^-．

16．汽車尾氣是造成霧霾天氣的重要原因之一，尾氣中的主要污染物為C_xH_y、NO、CO、SO₂及固體顆粒物等．研究汽車尾氣的成分及其發(fā)生的反應，可以為更好的治理汽車尾氣提供技術支持．
請回答下列問題：
（1）活性炭也可用于處理汽車尾氣中的NO．在1L恒容密閉容器中加入0.1000molNO和2.030mol固體活性炭，生成A、B兩種氣體，在不同溫度下測得平衡體系中各物質的物質的量以及容器內壓強如表：

	活性炭/mol	NO/mol	A/mol	B/mol	ρ/Mpa
200℃	2.000	0.0400	0.0300	0.0300	3.93
335℃	2.005	0.0500	0.0250	0.0250	ρ

根據(jù)上表數(shù)據(jù)，寫出容器中發(fā)生反應的化學方程式C+2NO?N₂+CO₂并判斷p＞3.93MPa（用“＞”、“＜“或“=”填空）．計算反應體系在200℃時的平衡常數(shù)K_p=$\frac{9}{16}$（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×體積分數(shù)）．
（2）汽車尾氣中的SO₂可用石灰水來吸收，生成亞硫酸鈣濁液．常溫下，測得某純CaSO₃與水形成的濁液pH為9，已知K_a1（H₂SO₃）=1.8×10^-2，K_a2（H₂SO₃）=6.0×10^-9，忽略SO₃^2-的第二步水解，則K_sp（CaSO₃）=4.2×10^-9．
（3）尾氣中的碳氫化合物含有甲烷，其在排氣管的催化轉化器中可發(fā)生如下反應CH₄（g）+H₂O（1）═CO（g）+3H₂ （g）△H=+250.1kJ/mol．已知CO（g）、H₂ （g）的燃燒熱依次為283.0kJ/mol、285.8kJ/mol，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，該電池以稀H₂SO₄作電解質溶液，其負極電極反應式為CH₄-8e^-+2H₂O=CO₂+8H⁺，已知該電池的能量轉換效率為86.4%，則該電池的比能量為13.3kW•h•kg^-1（結果保留1位小數(shù)，比能量=$\frac{電池輸出電能（kW•h）}{燃料質量（kg）}$，lkW•h=3.6×10⁶J）．

15．使用SNCR脫硝技術的主反應為：4NH₃（g）+4NO（g）+O₂（g）$\stackrel{催化劑}{?}$ 4N₂（g）+6H₂O（g）△H副反應及773K時平衡常數(shù)如表所示：

反應	△H（kJ•mol-1）	平衡常數(shù)（K）
4NH3 （g）+5O2 （g）?4NO （g）+6H2O （g）	-905.5	1.1×1026mol•L-1
4NH3 （g）+4O2 （g）?2N2O （g）+6H2O （g）	-1104.9	4.4×1028
4NH3 （g）+3O2 （g）?2N2 （g）+6H2O （g）	-1269.0	7.1×1034L•mol-1

（1）主反應△H=-1632.5kJ•mol^-1，773K時主反應平衡常數(shù)K=4.6×10⁴³L•mol^-1．
（2）圖1表示在密閉體系中進行實驗，測定不同溫度下，在相同時間內各組分的濃度．

①圖中a、b、c三點，主反應速率最大的是c．
②試解釋N₂濃度曲線先上升后下降的原因先上升：反應還未到達平衡狀態(tài)，溫度越高，化學反應速率越快，單位時間內N₂濃 度越大；后下降：達到平衡狀態(tài)后，隨著溫度升高，因反應正向放熱，平衡逆向移動，且隨溫度升高有副產物的生成，N₂濃度降低．
③550K時，欲提高N₂O的百分含量，應采取的措施是采用合適的催化劑．
（3）為探究碳基催化劑中Fe、Mn、Ni等元素的回收，將該催化劑溶解后得到含有Fe²⁺、Mn²⁺、Ni²⁺的溶液，物質的量濃度均為10^-3mol•L^-1．欲完全沉淀Fe²⁺、Mn²⁺（離子濃度低于1.0×10^-6），應控制CO₃^2-的物質的量濃度范圍為（3.0×10^-5，1.0×10^-4 ）．

沉淀物	Ksp
FeCO3	3.0×10-11
MnCO3	2.0×10-11
NiCO3	1.0×10-7

（4）電化學催化凈化NO是一種最新脫硝方法．原理示意圖如圖2，固體電解質起到傳導O^2-的作用．
a為外接電源的負極（填“正”、“負”）．通入NO的電極反應式為2NO+4e^-=N₂+2O^2-．

14．氫是一種重要的非金屬元素．氫的單質及其化合物在科學研究和工業(yè)生產中有著廣泛而重要的作用．
（1）工業(yè)上一般采用CO和H₂反應合成可再生能源甲醇．反應如下：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.1KJ•mol^-1在250℃下，將一定量的CO和H₂投入10L的密閉容器中，各物質的物質的量濃度（mol•L^-1）變化如表所示：（前6min沒有改變條件）

	2min	4min	6nin	8min	…
CO	0.07	0.06	0.06	0.05	…
H2	x	0.12	0.12	0.20	…
CH2OH	0.03	0.04	0.04	0.05	…

①x=0.14．
②250℃時該反應的平衡常數(shù)K的計算式為：$\frac{0.04}{0.06×0.1{2}^{2}}$ （不必化簡）．
③若6min～8min只改變了某一條件，所改變的具體條件是加1 mol氫氣．
④第8min時，該反應是不是達到平衡狀態(tài)不是．（填“是”或“不是”）
（2）某硝酸廠處理尾氣中的NO的方法是用H₂將NO還原為N₂．已知：

H₂還原NO生成氮氣和水蒸氣的熱化學方程式是2NO（g）+2H₂（g）═N₂（g）+2H₂O（g）△H=-665 kJ•mol^-1．

13．在一定條件下，二氧化硫和氧氣發(fā)生如下反應：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的物質的量．