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2．我國是個鋼鐵大國，鋼鐵產量為世界第一，高爐煉鐵是最為普遍的煉鐵方法．
I．已知：2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566kJ/mol
2Fe（s）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=Fe₂O₃（s）△H=-825.5kJ/mol
則反應：Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=23.5kJ/mol．
II．反應$\frac{1}{3}$Fe₂O₃（s）+CO（g）?$\frac{2}{3}$Fe（s）+CO₂（g）在1000℃的平衡常數等于4.0．在一個容積為10L的密閉容器中，1000℃時加入Fe、Fe₂O₃、CO、CO₂各1.0mol，反應經過l0min后達到平衡．
（1）CO的平衡轉化率=60%．
（2）欲提高CO的平衡轉化率，促進Fe₂O₃的轉化，可采取的措施是d
a．提高反應溫度      b．增大反應體系的壓強
c．選取合適的催化劑  d．及時吸收或移出部分CO₂
e．粉碎礦石，使其與平衡混合氣體充分接觸
III．高爐煉鐵產生的廢氣中的CO可進行回收，使其在一定條件下和H₂反應制備甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．請根據圖1示回答下列問題：

（3）從反應開始到平衡，用H₂濃度變化表示平均反應速率v（H₂）=0.15mol/（L•min）．
（4）若在一體積可變的密閉容器中充入l molCO、2molH₂和1molCH₃OH，達到平衡吋測得混合氣體的密度是同溫同壓下起始的1.6倍，則該反應向正（填“正”、“逆”）反應方向移動．
（5）以甲烷為燃料的新型電池，其成本大大低于以氫氣為燃料的傳統(tǒng)燃料電池，目前得到廣泛的研究，如圖是目前研究較多的一類固體氧化物燃料電池工作原理示意圖2．回答下列問題：
①B極上的電極反應式為CH₄-8e^-+40^2-=CO₂+2H₂O．
②若用該燃料電池做電源，用石墨做電極電解硫酸銅溶液，當陽極收集到11.2L（標準狀況）氣體時，消耗甲烷的體積為5.6L（標準狀況下）．

1．2013年霧霾天氣多次肆虐我國中東部地區(qū)．其中，汽車尾氣和燃煤尾氣是造成空氣污染的原因之一．
（1）CO₂是大氣中含量最高的一種溫室氣體，控制和治理CO₂是解決溫室效應的有效途徑．目前，由CO₂來合成二甲醚已取得了較大的進展，其化學反應是：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H＞0．
①寫出該反應的平衡常數表達式K=$\frac{[CH{\;}_{3}OCH{\;}_{3}]•[H{\;}_{2}O]{\;}^{3}}{[CO{\;}_{2}]{\;}^{2}•[H{\;}_{2}]{\;}^{6}}$．
②判斷該反應在一定條件下，體積恒定的密閉容器中是否達到化學平衡狀態(tài)的依據是BD．
A．容器中密度不變
B．單位時間內消耗2molCO₂，同時消耗1mol二甲醚
C．v（CO₂）：v（H₂）=1：3
D．容器內壓強保持不變
（2）汽車尾氣凈化的主要原理為：2NO（g）+2CO （g） $\stackrel{催化劑}{?}$2CO₂ （g）+N₂ （g）．在密閉容器中發(fā)生該反應時，c（CO₂）隨溫度（T）、催化劑的表面積（S）和時間（t）的變化曲線，如圖所示．據此判斷：
①該反應的△H＜0（選填“＞”、“＜”）．
②當固體催化劑的質量一定時，增大其表面積可提高化學反應速率．若催化劑的表面積S₁＞S₂，在圖中畫出c（CO₂）在T₂、S₂條件下達到平衡過程中的變化曲線．
（3）已知：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-a kJ•mol^-1．
①經測定不同溫度下該反應的平衡常數如下：

溫度（℃）	250	300	350
K	2.041	0.270	0.012

若某時刻、250℃測得該反應的反應物與生成物的濃度為c（CO）=0.4mol•L^-1、c（H₂）=0.4mol•L^-1、c（CH₃OH）=0.8mol•L^-1，則此時v_正＜v_逆（填“＞”、“＜”或“=”）．
②某溫度下，在體積固定的2L的密閉容器中將1mol CO和2mol H₂混合，測得不同時刻的反應前后壓強關系如下：

時間（min）	5	10	15	20	25	30
壓強比（P后/P前）	0.98	0.90	0.80	0.70	0.70	0.70

則前15分鐘，用氫氣表示的平均化學反應速率為0.02mol•（L•min）^-1，達到平衡時CO的轉化率為45%．

20．碳循環(huán)是地球上重要的物質循環(huán)，碳循環(huán)包含石油及石油制品的研發(fā)應用．石油工業(yè)上用兩步法生產二甲醚，其工藝流程如下：

反應室Ⅰ：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）
反應室Ⅱ：2CH₃OH（g）═CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）
（1）欲提高反應室Ⅰ中CO的轉化率，可以采取的方法有增大氫氣濃度、不斷分離出甲醇或者加壓．
（2）反應室Ⅰ（恒容10L）中有關反應數據如下：

序號	溫度（°C）	起始濃度（mol•L-1）			平衡濃度（mol•L-1）
		CO	H2	CH3OH	CO	H2	CH3OH
①	T	1	3	0	0.2	1.4	0.8
②	T	1.5	4.6	0.1	b1	b2	b3
③	T+30	1	3	0	0.25	1.5	0.75

①圖1表示反應室Ⅰ中不同溫度下序號1（曲線m）和序號3（曲線n） 反應中CO轉化率隨時間變化的曲線，請在答題紙上的圖4中補畫出曲線n．
②判斷：$\frac{{b}_{3}}{{b}_{1}}$＞4（填“＞”、“＜”或“=”）．

（3）圖2表示甲醇或二甲醚體積分數隨氫碳比$\frac{n（{H}^{2}）}{n（CO）}$的變化情況，從圖中可以得到的結論是C．
A．提高氫碳比可以加快反應速率
B．提高氫碳比可以提高氫氣的轉化率
C．按方程式系數比投料時甲醇或二甲醚體積分數最大
D．對于同一反應氫碳比越大，生成物濃度越大
（4）已知某溫度下下列熱化學方程式：CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H₁=-100.46kJ•mol^-1
2CH₃OH（g）═CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₂=-20.59kJ•mol^-1，則2CO（g）+4H₂（g）═CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₃=-221.51kJ•mol^-1．

19．回答下列問題：
（1）將等物質的量的A和B，混合于2L的密閉容器中，發(fā)生如下反應：
3A（g）+B（g）?xC（g）+2D（g），5min后測得c（D）=0.5mol•L^-1，
c（A）：c（B）=3：5，C的反應速率是0.1mol•L^-1•min^-1．
①A在5min末的濃度是0.75mol/L．
②v（B）=0.05mol/（L•min）．
③x=2．
（2）在25℃時，向100mL含氯化氫14.6g的鹽酸溶液中，放入5.6g純鐵粉，反應進行到2min末收集到氫氣1.12L（標準狀況），在此后又經過4min，鐵粉完全溶解．若不考慮溶液體積的變化，則：
①前2min內用FeCl₂表示的平均反應速率是0.25mol/（L•min）．
②后4min內用HCl表示的平均反應速率是0.25mol/（L•min）．
③前2min與后4min相比，反應速率前2分鐘較快，其原因是在其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率增大，隨著反應進行，反應物的濃度逐漸減小，因而v隨之減小．

18．在一定溫度下，向一固定容積的密閉容器中加入 1mol A和 2mol B，發(fā)生下述反應：A（g）+2B（g）?3C（g）+2D（s）（放熱反應）．達到平衡時生成了1.8mol C．
（1）在相同條件下，若向該容器中改為加入0.3mol A、0.6mol B，要使平衡混合氣體中C物質的體積分數與原平衡的相同，在D足量時，則還應加入任意mol的物質C．
（2）若維持容器的體積和溫度不變，反應從逆反應方向開始，按不同的配比作為起始物質，達到平衡時C仍為1.8mol．則D的起始物質的量n（D）應滿足的條件是：n（D）＞0.8mol．
（3）若升高平衡體系溫度，當再次達到平衡后，測得兩次平衡條件下混合氣體的平均相對分子質量未發(fā)生改變，試解釋形成這種結果的可能原因是：當溫度升高到一定溫度以后，D漸漸轉化為氣體；
（4）若將容器改為容積可變的容器，在一定溫度和常壓下，建立上述平衡之后，A的物質的量濃度為a mol/L．現(xiàn)持續(xù)增大壓強，當：
①當壓強為原來1.5倍時，A的平衡時物質的量濃度為m mol/L，測得m=1.5a；
②當壓強為原來10倍時，A的平衡時物質的量濃度為n mol/L，測得n＞10a；
③當壓強為原來100倍時，A的平衡時物質的量濃度為p mol/L，測得p＜100a．
試解釋形成這種結果的可能的原因：
①1.5倍時：氣體物質兩邊的化學計量數相等，增大壓強不改變平衡狀態(tài)；
②10倍時：B漸漸轉化為非氣態(tài)，增大壓強平衡向左移動；
③100倍時：C漸漸轉化為非氣態(tài)，增大壓強平衡再次向右移動．

17．在一體積為10L的容器中，通入一定量的CO和H₂O（g），在850℃時發(fā)生如下反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）．CO和H₂O（g）濃度變化如圖
（1）0～4min的平均反應速率v（CO）=0.03mol•L^-1•min^-1．
（2）該條件下，此反應的平衡常數K=$\frac{c（C{O}_{2}）×c（{H}_{2}）}{c（CO）c（{H}_{2}O）}$（寫表達式）．
（3）該反應平衡時CO的轉化率為60%．
（4）能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)的依據是BC．
A．容器中壓強不變               B．混合氣體中c（CO）不變
C．v（H₂）_正=v（H₂O）_逆                D．c（CO₂）=c（CO）
若降低溫度，該反應的K值將增大，該反應的化學反應速率將減小（填“增大”“減小”或“不變”）．
（5）t℃（高于850℃）時，在相同容器中發(fā)生上述反應，容器內各物質的濃度變化如表．

時間（min）	CO	H2O	CO2	H2
0	0.200	0.300	0	0
2	0.138	0.238	0.062	0J062
3	c1	c2	c3	c3
4	c1	c2	c3	c3
5	0.116	0216	0.084
6	0.096	0.266	0.104

①c₁數值大于0.08mol•L^-1（填大于、小于或等于）．
②反應在4min～5min間，平衡向逆方向移動，可能的原因是D，表中5min～6min之間數值發(fā)生變化，可能的原因是A．
a．增加水蒸氣     b．降低溫度   c．使用催化劑     d．增加氫氣濃度．

16．如圖是煤化工產業(yè)鏈的一部分，試運用所學知識，解決下列問題：

I．已知該產業(yè)鏈中某反應的平衡表達式為：K=$\frac{{c（{H_2}）•c（{CO}）}}{{c（{H_2}O）}}$，它所對應反應的化學方程式為C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）；
II．二甲醚（CH₃OCH₃）在未來可能替代柴油和液化氣作為潔凈液體燃料使用，工業(yè)上以CO和H₂為原料生產CH₃OCH₃．工業(yè)制備二甲醚在催化反應室中（壓力2.0～10.0Mpa，溫度230～280℃）進行下列反應：
①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-90.7kJ•mol^-1
②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₂=-23.5kJ•mol^-1
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41.2kJ•mol^-1
（1）催化反應室中總反應的熱化學方程式為3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247kJ•mol^-1，830℃時反應③的K=1.0，則在催化反應室中反應③的K＞1.0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（2）在某溫度下，若反應①的起始濃度分別為：c（CO）=1mol/L，c（H₂）=2.4mol/L，5min后達到平衡，CO的轉化率為50%，若反應物的起始濃度分別為：c（CO）=4mol/L，c（H₂）=a mol/L；達到平衡后，c（CH₃OH）=2mol/L，a=5.4mol/L．
（3）反應②在t℃時的平衡常數為400，此溫度下，在0.5L的密閉容器中加入一定量的甲醇，反應到某時刻測得各組分的物質的量濃度如下：

物質	CH3OH	CH3OCH3	H2O
c/（mol•L-1）	0.8	1.24	1.24

①此時刻，v_正大于 v_逆（填“大于”、“小于”或“等于”）．
②平衡時二甲醚的物質的量濃度是1.6mol/L．

15．在2L密閉容器中進行反應：mX（g）+nY（g）?pZ（g）+qQ（g），式中m、n、p、q為化學計量數．在0～3min內，各物質物質的量的變化如表所示：

物質	X	Y	Z	Q
時間
起始/mol	0.7		1
2min末/mol	0.8	2.7	0.8	2.7
3min末/mol			0.8

已知：2min內v（Q）=0.075mol•L^-1•min^-1，v（Z）：v（Y）=1：2．
（1）2min內Z的反應速率v（Z）=0.05mol•L^-1•min^-1．
（2）試確定以下物質的相關量：起始時n（Y）=2.3mol，n（Q）=3mol．
（3）方程式中m=1，n=4，p=2，q=3．
（4）對于該反應，能增大正反應速率的措施是CD
A．增大容器體積    B．移走部分Q     C．通入大量X      D．升高溫度．

14．一定溫度下，在2L密閉容器中加入納米級Cu₂O并通入10.0mol水蒸氣，發(fā)生反應：2H₂O（g）?2H₂（g）+O₂（g）△H=+484kJ/mol，T₁溫度下不同時段產生O₂的量，見表：

時間/min	20	40	60	80
n（O2）/mol	1.0	1.6	2.0	2.0

（1）前20min的反應速率ⅴ（H₂O）=5.0×10^-2 mol．L^-1．min ^-1
（2）T₁溫度下，該反應的平衡常數表達式為：K=$\frac{{c}^{2}（{H}_{2}）×c（{O}_{2}）}{{c}^{2}（{H}_{2}O）}$
（3）在T₂溫度時，K=0.4，T₁＞ T₂（填“＞”“＜”“=”）
（4）T₁溫度下，t₁時刻達到平衡時的圖象大致為：（見圖I）
請在圖I中畫出降溫至T₀后，t₀min達到平衡時的大致圖象，并作必要的簡單標注．
（5）H₂可作氫氧燃料電池的反應物質，請寫出在酸性介質中，氫氧燃料電池的負極反應式：H₂-2e^-=2H⁺．

13．工業(yè)合成氨的反應如下：N₂（g）+3H₂（g）?2NG₃（g）．
某溫度下，在容積恒定為2.0L的密閉容器中充入2.0molN₂和2.0molH₂，一段時間后反應達平衡狀態(tài)，實驗數據如下表所示：

t/s	0	50	150	250	350
n（NH3）	0	0.24	0.36	0.40	0.40

（1）0～50s內的平均反應速率 v（N₂）=1.2×10^-3mol/（L•s）．
（2）250s時，H₂的轉化率為30%．
（3）已知N≡N的鍵能為946kJ/mol，H-H的鍵能為436kJ/mol，N-H的鍵能為391kJ/mol，則生成1molNH₃過程中的熱量變化92 kJ．下圖能正確表示該反應中能量變化的是A．

（4）為加快反應速率，可以采取的措施b
a．降低溫度            b．增大壓強         c．恒容時充入He氣d．恒壓時充入He氣     e．及時分離NH₃
（5）下列說法錯誤的是d
a．使用催化劑是為了加快反應速率，提高生產效率
b．上述條件下，N₂不可能100%轉化為NH₃
c．為了提高N₂的轉化率，應適當提高H₂的濃度
d.250～350s生成物濃度保持不變，反應停止．