2．甲醇是重要的化工原料，又可称为燃料．工业上利用合成气（主要成分为CO、CO₂和H₂）在催化剂的作用下合成甲醇，发生的主要反应如下：
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
回答下列问题：
（1）已知反应①中的相关的化学键键能数据如下：

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

则x=413；
（2）若T℃时将6molCO₂和8molH₂充入2L密闭容器中发生反应②，测得H₂的物质的量随时间变化关系如图中状态I（图中实线）所示．图中数据A（1，6）代表在1min时H₂的物质的量是6mol．
①T℃时状态I条件下，0～3min内CH₃OH的平均反应速率v=0.28mol/（L•min），平衡常数K=0.5；
②其他条件不变时，仅改变某一条件后测得H₂的物质的量随时间变化如图中状态Ⅱ所示，则改变的条件可能是增大压强；
③其他条件不变，仅改变温度时，测得H₂的物质的量随时间变化如图中状态Ⅲ所示，则状态Ⅲ对应的温度＞（填“＞”、“＜”或“=”）T℃；
④若状态Ⅱ的平衡常数为K₂，状态Ⅲ的平衡常数为K₃，则K₂＞（填“＞”、“＜”或“=”）K₃；
⑤一定温度下同，此反应在恒容容器中进行，能判断该反应达到化学平衡依据的是ac．
a．容器中压强不变              b．甲醇和水蒸汽的体积比保持不变
c．v_正（H₂）=3v_逆（CH₃OH）      d．2个C═O断裂的同时有6个H-H断裂．

1．一定条件下发生反应：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．工业上依此用CO生产燃料甲醇．

（1）甲图是反应时CO和CH₃OH（g）的浓度随时间变化情况．从反应开始到平衡，用CO浓度变化表示平均反应速率v（CO）=0.075mol/（L•min）．
（2）乙图表示该反应进行过程中能量的变化．曲线a表示不使用催化剂时反应的能量变化，曲线b表示使用催化剂后的能量变化．该反应的焓变是△H＜0（填“△H＜0”或“△H＞0”），写出反应的热化学方程式：CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（g）△H=-91kJ/mol；选择适宜的催化剂不能（填“能”或“不能”）改变该反应的反应热．
（3）该反应平衡常数K的表达式为$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）•{c}^{2}（{H}_{2}）}$，温度升高，平衡常数K减小（填“增大”、“不变”或“减小”）．
（4）恒容条件下，下列措施中能使$\frac{n（C{H}_{3}OH）}{n（CO）}$增大的有c．
a．降低温度    b．充入He气     c．再充入1mol CO和2mol H₂d．使用催化剂．

20．工业上可以以煤和水为原料通过一系列转化变为清洁能源氢气或工业原料甲醇．
（1）用煤制取氢气的反应是：C（s）+2H₂O（g）$\frac{\underline{\;高温\;}}{\;}$ CO₂（g）+2H₂（g）△H＞0
若已知碳的燃烧热a和氢气的燃烧热b不能（填“能”或“不能”）求出上述反应的△H．若能则求出其△H（若不能请说明理由）：因为上述反应与氢气燃烧热的反应中水的状态不同．
（2）工业上也可以仅利用上述反应得到的CO₂和H₂进一步合成甲醇，反应方程式为：
CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H＜0，
在一恒温恒容密闭容器中充入1mol CO₂和3 mol H₂进行上述反应．测得CO₂和CH₃OH（g）浓度随时间变化如图1所示．
ⅰ．该温度下的平衡常数为5.33．10min后，保持温度不变，向该密闭容器中再充入1mol CO₂（g）和1mol H₂O（g），则平衡正向（填“正向”、“逆向”或“不”）移动．
ⅱ．对于基元反应aA+bB?cC+dD而言，其某一时刻的瞬时速率计算公式如下：正反应速率为V_正=k_正•c（A）^a•c（B）^b；逆反应速率为V_逆=k_逆•c（C）^c•c（D）^d其中k_正、k_逆为速率常数．求该反应进行到第10min时k_逆：k_正=3：16．
（3）工业上利用水煤气合成甲醇燃料，反应为CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0．在一定条件下，将l mol CO和2mol H₂通入密闭容器中进行反应，当改变某一外界条件（温度或压强）时，CH₃OH的体积分数φ（CH₃OH）变化趋势如图2所示：
①平衡时，M点CH₃OH的体积分数为10%．则CO的转化率为25%．
②X轴上a点的数值比b点小（填“大”或“小”）．Y轴表示温度（填“温度”或“压强”），判断的理由是随着Y值的增加，CH₃OH的体积分数φ（CH₃OH）减小，平衡逆向移动，故Y表示温度．

19．乙二醛（OHC-CHO）是一种重要的精细化工产品．
Ⅰ．工业生产乙二醛
（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，反应的化学方程式为3CH₃CHO+4HNO₃$\stackrel{Cu（NO_{3}）_{2}}{→}$3OHC-CHO+4NO↑+5H₂O．该法具有原料易得、反应条件温和等优点，但也存在比较明显的缺点是尾气有污染．
（2）乙二醇（HOCH₂CH₂OH）气相氧化法
①已知：OHC-CHO（g）+2H₂（g）?HOCH₂CH₂OH（g）△H=-78kJ•mol^-1  K₁
2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（g）△H=-484kJ•mol^-1  K₂
乙二醇气相氧化反应：HOCH₂CH₂OH（g）+O₂（g）?OHC-CHO（g）+2H₂O（g）的△H=-406kJ•mol^-1．相同温度下，该反应的化学平衡常数K=$\frac{{K}_{2}}{{K}_{1}}$（用含K₁、K₂的代数式表示）．
②当原料气中氧醇比为1.35时，乙二醛和副产物CO₂的产率与反应温度的关系如图1所示．反应温度在450～495℃之间和超过495℃时，乙二醛产率降低的主要原因分别是升高温度，主反应平衡逆向移动、温度超过495℃时，乙二醇大量转化为二氧化碳等副产物．
Ⅱ．乙二醛电解氧化制备乙醛酸（OHC-COOH）的生产装置如图2所示，通电后，阳极产生的Cl₂与乙二醛溶液反应生成乙醛酸．
（3）阴极反应式为2H⁺+2e^-=H₂↑
（4）阳极液中盐酸的作用，除了产生氯气外，还增强溶液导电性．
（5）保持电流强度为a A，电解t min，制得乙醛酸m g，列式表示该装置在本次电解中的电流效率η=$\frac{5mf}{111at}$%．
（设：法拉第常数为f C•mol^-1；η=$\frac{生成目标产物消耗的电子数}{电极上通过的电子总数}$×100%

18．在一定体积的密闭容器中，进行如下化学反应：CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），其化学平衡常数K和温度T的关系如下表：

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

回答下列问题：
（1）该反应为吸热反应（填“吸热”、“放热”），写出该反应的平衡常数表达式：K=$\frac{c（CO）c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）c（{H}_{2}）}$．
（2）能使该反应的反应速率增大，且平衡向正反应方向移动的是bc．
a．及时分离出CO气体          b．适当升高温度
c．增大CO₂的浓度             d．选择高效催化剂
（3）能判断该反应是否达到化学平衡状态的依据是bc．
a．容器中压强不变             b．混合气体中 c（CO）不变
c．v_正（H₂）=v_逆（H₂O）        d．c（CO₂）=c（CO）
（4）某温度下，平衡浓度符合下式：c（CO₂）•c（H₂）=c（CO）•c（H₂O），试判断此时的温度为830℃．
（5）若在（4）所处的温度下，在1L的密闭容器中，加入2molCO₂和3molH₂充分反应达平衡时，H₂的物质的量为b，CO₂的物质的量为c．
a．等于1.0mol                     b．大于1.0mol
c．大于0.5mol，小于1.0mol          d．无法确定．

17．研究NO₂、SO₂、CO等大气污染气体的处理具有重要意义．
（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
则反应NO₂（g）+SO₂（g）?SO₃（g）+NO（g）的△H=-41.8kJ•mol^-1
（2）一定条件下，将NO₂与SO₂以体积比2：1置于密闭容器中发生上述反应，下列能说明反应达到平衡状态的是BD．
A．体系压强保持不变
B．混合气体颜色保持不变
C．SO₃和NO的体积比保持不变
D．每消耗1molSO₃的同时生成1mol NO
测得上述反应达平衡时NO₂与SO₂的体积比为5：1，则平衡常数K=1.8
（3）CO可用于合成甲醇，反应方程式为CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．CO在不同温度下的平衡转化率与压强的关系如图（1）所示．该反应△H＜0（填“＞”或“＜”）．实际生产条件控制在250℃、1.3×10⁴kPa左右，选择此压强的理由是：在1.3×10⁴kPa下，CO的转化率已较高，再增大压强CO的转化率提高不大，而生产成本增加得不偿失．

（4）依据燃烧的反应原理，合成的甲醇可以设计如图（2）所示的原电池装置．
①该电池工作时，OH^-向负极移动（填“正”或“负”）．
②该电池正极的电极反应式为O₂+2H₂O+4e^-═OH^-．

16．汽车尾气是造成雾霾天气的重要原因之一，尾气中的主要污染物为C_xH_y、NO、CO、SO₂及固体颗粒物等．研究汽车尾气的成分及其发生的反应，可以为更好的治理汽车尾气提供技术支持．
请回答下列问题：
（1）活性炭也可用于处理汽车尾气中的NO．在1L恒容密闭容器中加入0.1000molNO和2.030mol固体活性炭，生成A、B两种气体，在不同温度下测得平衡体系中各物质的物质的量以及容器内压强如表：

	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

根据上表数据，写出容器中发生反应的化学方程式C+2NO?N₂+CO₂并判断p＞3.93MPa（用“＞”、“＜“或“=”填空）．计算反应体系在200℃时的平衡常数K_p=$\frac{9}{16}$（用平衡分压代替平衡浓度计算，分压=总压×体积分数）．
（2）汽车尾气中的SO₂可用石灰水来吸收，生成亚硫酸钙浊液．常温下，测得某纯CaSO₃与水形成的浊液pH为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，则K_sp（CaSO₃）=4.2×10^-9．
（3）尾气中的碳氢化合物含有甲烷，其在排气管的催化转化器中可发生如下反应CH₄（g）+H₂O（1）═CO（g）+3H₂ （g）△H=+250.1kJ/mol．已知CO（g）、H₂ （g）的燃烧热依次为283.0kJ/mol、285.8kJ/mol，请写出表示甲烷燃烧热的热化学方程式CH₄（g）+2O₂（g）→CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3KJ/mol．以CH₄（g）为燃料可以设计甲烷燃料电池，该电池以稀H₂SO₄作电解质溶液，其负极电极反应式为CH₄-8e^-+2H₂O=CO₂+8H⁺，已知该电池的能量转换效率为86.4%，则该电池的比能量为13.3kW•h•kg^-1（结果保留1位小数，比能量=$\frac{电池输出电能（kW•h）}{燃料质量（kg）}$，lkW•h=3.6×10⁶J）．

15．使用SNCR脱硝技术的主反应为：4NH₃（g）+4NO（g）+O₂（g）$\stackrel{催化剂}{?}$ 4N₂（g）+6H₂O（g）△H副反应及773K时平衡常数如表所示：

反应	△H（kJ•mol-1）	平衡常数（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）主反应△H=-1632.5kJ•mol^-1，773K时主反应平衡常数K=4.6×10⁴³L•mol^-1．
（2）图1表示在密闭体系中进行实验，测定不同温度下，在相同时间内各组分的浓度．

①图中a、b、c三点，主反应速率最大的是c．
②试解释N₂浓度曲线先上升后下降的原因先上升：反应还未到达平衡状态，温度越高，化学反应速率越快，单位时间内N₂浓 度越大；后下降：达到平衡状态后，随着温度升高，因反应正向放热，平衡逆向移动，且随温度升高有副产物的生成，N₂浓度降低．
③550K时，欲提高N₂O的百分含量，应采取的措施是采用合适的催化剂．
（3）为探究碳基催化剂中Fe、Mn、Ni等元素的回收，将该催化剂溶解后得到含有Fe²⁺、Mn²⁺、Ni²⁺的溶液，物质的量浓度均为10^-3mol•L^-1．欲完全沉淀Fe²⁺、Mn²⁺（离子浓度低于1.0×10^-6），应控制CO₃^2-的物质的量浓度范围为（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）电化学催化净化NO是一种最新脱硝方法．原理示意图如图2，固体电解质起到传导O^2-的作用．
a为外接电源的负极（填“正”、“负”）．通入NO的电极反应式为2NO+4e^-=N₂+2O^2-．

14．氢是一种重要的非金属元素．氢的单质及其化合物在科学研究和工业生产中有着广泛而重要的作用．
（1）工业上一般采用CO和H₂反应合成可再生能源甲醇．反应如下：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.1KJ•mol^-1在250℃下，将一定量的CO和H₂投入10L的密闭容器中，各物质的物质的量浓度（mol•L^-1）变化如表所示：（前6min没有改变条件）

	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℃时该反应的平衡常数K的计算式为：$\frac{0.04}{0.06×0.1{2}^{2}}$ （不必化简）．
③若6min～8min只改变了某一条件，所改变的具体条件是加1 mol氢气．
④第8min时，该反应是不是达到平衡状态不是．（填“是”或“不是”）
（2）某硝酸厂处理尾气中的NO的方法是用H₂将NO还原为N₂．已知：

H₂还原NO生成氮气和水蒸气的热化学方程式是2NO（g）+2H₂（g）═N₂（g）+2H₂O（g）△H=-665 kJ•mol^-1．

13．在一定条件下，二氧化硫和氧气发生如下反应：2SO₂（g）+O₂ （g）?2SO₃（g） （△H＜0）
（1）写出该反应的化学平衡常数表达式K=$\frac{{c}^{2}（S{O}_{3}）}{{c}^{2}（S{O}_{2}）c（{O}_{2}）}$．
（2）降低温度，该反应K值增大，二氧化硫转化率增大（以上均填增大、减小或不变）．
（3）据图判断，反应进行至20min时，曲线发生变化的原因是增加了氧气的浓度（或通入氧气）．
（4）10min到15min的曲线变化的原因可能是ab（填写编号）．
a．加了催化剂  b．缩小容器体积 c．降低温度  d．增加SO₃的物质的量．