4．甲醇是21世紀應用最廣泛的清潔燃料之一，通過下列反應可以制備甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（l）△H

化學式	H2（g）	CO（g）	CH3OH（l）
標準燃燒熱（25℃） △H/kJ•mol-1	-285.8	-283.0	-726.5

（1）已知：計算上述反應的△H=-128.1 kJ•mol^-1．
（2）在容積可變的密閉容器中充入1molCO（g）和2molH₂（g）進行CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）生
成CH₃OH（g），H₂的平衡轉化率隨溫度（T）、壓強（P）的變化如圖1所示．
①該反應的△S＜0，圖中的T₁＜T₂（填“＜”、“＞”或“=”）．
②當達到平衡狀態(tài)A 時，容器的體積為2L，此時該反應的平衡常數為4，若達到平衡狀態(tài)B 時，則容器的體積V（B）=0.4 L．
③在該容器中，下列措施可增加甲醇產率的是B．
A．升高溫度  B．從平衡體系中及時分離CH₃OH   C．充入He       D．再充入0.5mol CO和1mol H₂
（3）在容積固定為2L的密閉容器中充入2molCO（g）和6molH₂（g）生成CH₃OH（g）反應時間與物質的量濃度的關系如圖2所示，則前10分鐘內，氫氣的平均反應速率0.16mol/（L•min）；若15分鐘時升高體系溫度，在20分鐘時達到新平衡，此時氫氣的轉化率為33.3%，請在圖2中畫出15-25分鐘c （CO）的變化曲線．

3．乙苯催化脫氫生產苯乙烯的反應：
（1）已知：

化學鍵	C-H	C-C	C=C	H-H
鍵能/kJ•molˉ1	412	348	612	436

計算上述反應的△H=+124 kJ•mol^-1．
（2）一定溫度下，將a mol乙苯加入體積為V L的密閉容器中，發(fā)生上述反應，反應時間與容器內氣體總壓強的數據如下表．

時間/min	0	10	20	30	40
總壓強/100kPa	1.0	1.2	1.3	1.4	1.4

①平衡時，容器中氣體物質的量總和為1.4amol，乙苯的轉化率為40%．
②計算此溫度下該反應的平衡常數K$\frac{4a}{15V}$．
（3）實際生產時反應在常壓下進行，且向乙苯蒸氣中摻入水蒸氣，利用熱力學數據計算得到溫度和投料比M對乙苯平衡轉化率的影響可用右圖表示．[M=n（H₂O）/n（乙苯）]
①比較圖中A、B兩點對應的平衡常數大�。篕_A＜K_B
②圖中投料比（M₁、M₂、M₃）的大小順序為M₁＞M₂＞M₃．
③某研究機構用CO₂代替水蒸氣開發(fā)了綠色化學合成工藝--乙苯-二氧化碳耦合催化脫氫制苯乙烯．保持常壓和原料氣比例不變，與摻水蒸汽工藝相比，在相同的生產效率下，可降低操作溫度；該工藝中還能夠發(fā)生反應：CO₂+H₂=CO+H₂O，CO₂+C=2CO．新工藝的特點有①②③④（填編號）．
①CO₂與H₂反應，使乙苯脫氫反應的化學平衡右移
②不用高溫水蒸氣，可降低能量消耗
③有利于減少積炭
④有利于CO₂資源利用．

2．我國產銅主要取自黃銅礦（CuFeS₂），隨著礦石品味的降低和環(huán)保要求的提高，濕法煉銅的優(yōu)勢日益突出．該工藝的核心是黃銅礦的浸出，目前主要有氧化浸出、配位浸出和生物浸出三種方法．
Ⅰ．氧化浸出
（1）在硫酸介質中用雙氧水將黃銅礦氧化，測得有SO₄^2-生成．
①該反應的離子方程式為2CuFeS₂+17H₂O₂+2H⁺=2Cu²⁺+2Fe³⁺+4SO₄^2-+18H₂O．
②該反應在25-50℃下進行，實際生產中雙氧水的消耗量要遠遠高于理論值，試分析其原因為H₂O₂受熱分解，產物Cu²⁺、Fe³⁺催化H₂O₂分解等．．
Ⅱ、配位浸出
反應原理為：CuFeS₂+NH₃•H₂O+O₂+OH^-→Cu（NH₃）₄²⁺+SO₄^2-+H₂O（未配平）
（2）為提高黃銅礦的浸出率，可采取的措施有提高氨水的濃度、提高氧壓（至少寫出兩點）．
（3）為穩(wěn)定浸出液的pH，生產中需要向氨水中添加NH₄C1，構成NH₃．H₂O-NH₄Cl緩沖溶液．某小組在實驗室對該緩沖體系進行了研究：25℃時，向amol．L^-l的氨水中緩慢加入等體積0.02mol．L^-l的NH₄Cl溶液，平衡時溶液呈中性．則NH₃•H₂O的電離常數K_b=$\frac{2×1{0}^{-9}}{a}$（用含a的代數式表示）；滴加NH₄Cl溶液的過程中水的電離
平衡正向（填“正向”、“逆向”或“不”）移動．
Ⅲ，生物浸出
在反應釜中加入黃銅礦、硫酸鐵、硫酸和微生物，并鼓入空氣，黃銅礦逐漸溶解，反應釜中各物質的轉化關系如圖所示．
（4）在微生物的作用下，可以循環(huán)使用的物質有Fe₂（SO₄）₃、H₂SO₄（填化學式），微生物參與的離子反應方程式為4Fe²⁺+O₂+4H⁺$\frac{\underline{\;微生物\;}}{\;}$4Fe³⁺+2H₂O或S₈+12O₂+8H₂O$\frac{\underline{\;微生物\;}}{\;}$8SO₄^2-+16H⁺（任寫一個）．
（5）假如黃銅礦中的鐵元素最終全部轉化為Fe³⁺，當有2mol SO₄^2-生成時，理論上消耗O₂的物質的量為4.25mol．

1．氫氣是一種清潔能源．科學家探究太陽能制氫技術，設計流程圖如圖1：

信息提示：以下反應均在150℃發(fā)生
2HI（aq）?H₂（g）+I₂（g ）△H₁
SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）=H₂SO₄（l）+2HI（g）△H₂
2H₂SO₄（l）?2H₂O（g）+2SO₂（g）+O₂（g）△H₃
2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H₄
請回答下列問題：
（1）△H₄與△H₁、△H₂、△H₃之間的關系是：△H₄=2△H₁+2△H₂+△H₃．
（2）該制氫氣技術的優(yōu)點是物質循環(huán)利用，能源來自太陽能，無污染且取之不盡用之不竭（兩個要點，一個是物質循環(huán)、一個是能量），若反應SO₂（g）+I₂（g）+2H₂O（g）=H₂SO₄（l）+2HI（g）在150℃下能自發(fā)進行，則△H＜0（填“＞”，“＜”或“=”）．
（3）在某溫度下，H₂SO₄在不同催化劑條件下分解產生氧氣的量隨時間變化如圖2所示．則下列說法正確的是BD．
A．H₂SO₄分解反應的活化能大小順序是：E_a（A）＞E_a（ B ）＞E_a（C ）
B．若在恒容絕熱的密閉容器中發(fā)生反應，當K值不變時，說明該反應已經達到平衡
C．0～4小時在A催化劑作用下，H₂SO₄分解的平均速率v（O₂）=1250mol•h^-1
D．不同催化劑的催化效果不同，是因為活化分子百分數不相同
（4）對于反應：2HI（g）?H₂（g）+I₂（g），在716K時，氣體混合物中碘化氫的物質的量分數x（HI）與反應時間t的關系如表：

t/min	0	20	40	60	80	120
x（HI）	1	0.91	0.85	0.815	0.795	0.784
x（HI）	0	0.60	0.73	0.773	0.780	0.784

①根據上述實驗結果，該反應的平衡常數K的計算式為：$K=\frac{0.108×0.108}{{{{0.784}^2}}}$．
②上述反應中，正反應速率為v_正=k_正•x²（HI），逆反應速率為v_逆=k_逆•x（H₂）•x（I₂），其中k_正、k_逆為速率常數，則k_逆為k_逆=$\frac{K正}{K}$（以K和k_正表示）．若k_正=0.0027min^-1，在t=40min時，v_正=1.95×10^-3min^-1
③由上述實驗數據計算得到v_正～x（HI）和v_逆～x（H₂）的關系可用圖3表示．當升高到某一溫度時，反應重新達到平衡，相應的點分別為A、E（填字母）