9．發(fā)射航天火箭常用肼（N₂H₄）與N₂O₄作燃料與助燃劑．

（1）肼易溶于水，性質與氨相似，用電離方程式表示肼的水溶液顯堿性的原因N₂H₄+H₂O?N₂H⁺₅+OH^-．
（2）肼（N₂H₄）與N₂O₄的反應為：2N₂H₄ （1）+N₂O₄ （1）=3N₂（g）+4H₂O（1）△H=-1225kJ•mol^-1
已知反應相關的化學鍵鍵能數(shù)據(jù)如下：

化學鍵	N-H	N-N	N≡N	O-H
E/（kJ•mol-1）	390	190	946	460

則使1mol N₂O₄ （1）分子中化學鍵完全斷裂時需要吸收的能量是1793kJ
（3）N₂O₄與NO₂之間存在反應N₂O₄（g）═2NO₂（g）．將一定量的N₂O₄放入恒容密閉容器中，測得其平衡轉化率[α（N₂O₄）]隨溫度變化如圖1所示．
①由圖推測該反應△H＞0（填“＞”或“＜”），理由為溫度升高，α（N₂O₄）增加，說明平衡右移，該反應為吸熱反應，△H＞0，若要提高N₂O₄的轉化率，除改變反應溫度外，其他措施有減小體系壓強（或移出NO₂等）（要求寫出一條）．
②圖中a點對應溫度下，已知N₂O₄的起始壓強p₀為108kPa，列式計算該溫度下反應的平衡常數(shù)K_p=115.2（用平衡分壓代替平衡濃度計算，分壓=總壓×物質的量分數(shù)）．
③在一定條件下，該反應N₂O₄、NO₂的消耗速率與自身壓強間存在關系：υ（N₂O₄）=k₁p（N₂O₄），υ（NO₂）=k₂p²（NO₂），其中k_l、k₂是與反應溫度有關的常數(shù)．相應的速率一壓強關系如圖2所示，一定溫度下，k_l、k₂與平衡常數(shù)K_p的關系是k_l=$\frac{1}{2}$K₂．K_p，在圖標出的點中，能表示反應達到平衡狀態(tài)的點為B點與D點，理由是滿足平衡條件υ（NO₂）=2υ（N₂O₄）．

8．研究氮氧化物與懸浮在大氣中海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應：
2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）△H＜0
寫出該反應的平衡常數(shù)表達式$\frac{{c}^{2}（ClNO）}{{c}^{2}（NO）×c（C{l}_{2}）}$．
為研究不同條件對反應的影響，：在恒溫條件下，向2L恒容密閉容器中加入0.2mol NO和0.1mol Cl₂，10min時反應達到平衡．測得10min內v（ClNO）=7.5×10^-3 mol•L^-1•min^-1，則平衡后n（Cl₂）=0.025mol，NO的轉化率α₁=75%．其他條件保持不變，反應在恒壓條件下進行，平衡時NO的轉化率α₂＞α₁（填“＞”“＜”或“=”），平衡常數(shù)K不變（填“增大”“減小”或“不變”）．若要使K減小，可采取的措施是升高溫度．

7．近幾年，利用CO₂合成二甲醚已成為人們所關注的熱點．其反應原理如下：
反應①CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（l）△H₁=-49.01kJ/moL
反應②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（l）△H₂=-24.52kJ/moL
反應③CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（l）△H₃
請回答：
（1）CO₂轉化為二甲醚的反應原理為：
反應④：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+3H₂O（l）△H₄=△H₁=-122.541kJ/moL；．
（2）下列不能說明反應③在298K、恒容條件下達化學平衡狀態(tài)的是ABD．
A、v正（H₂）=v逆（H₂O）
B、n（CO₂）：n（H₂）：n（CO）：n（H₂O）=1：1：1：1
C、混合氣體的密度不變
D、混合氣體的平均相對分子質量不變
E、容器的壓強不變
（3）寫出反應②在500K時的平衡常數(shù)表達式：$\frac{c（C{H}_{3}OC{H}_{3}）•c（{H}_{2}O）}{{c}^{2}（C{H}_{3}OH）}$．
（4）如圖表示起始投料量$\frac{{H}_{2}}{C{O}_{2}}$=4時，反應③、④中CO₂的平衡轉化率隨反應溫度的變化關系圖，根據(jù)圖示回答下列問題：

①△H₃＞0（填寫“＞”、”＜”、“=”）
②低溫（高溫或低溫）有利于提高反應④二甲醚的產率，請簡述理由：較低溫度下，反應反應③二氧化碳的轉化率較小而反應④較大，所以較低溫度對反應④有利，二甲醚的產率較高．
③若起始投料量$\frac{{H}_{2}}{C{O}_{2}}$=4，起始溫度為298K，反應④在503K時達到平衡，請在上圖畫出CO₂轉化率隨溫度升高的變化曲線．

6．研究氧化物與懸浮在大氣中的海鹽粒子的相互作用時，涉及如下反應：
2NO₂（g）+NaCl（s）?NaNO₃（s）+ClNO（g）　K₁△H₁＜0（Ⅰ）
2NO（g）+Cl₂（g）?2ClNO（g）　K₂△H₂＜0（Ⅱ）
（1）4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g）
請回答下列問題：
（1）4NO₂（g）+2NaCl（s）?2NaNO₃（s）+2NO（g）+Cl₂（g）
的 平 衡 常 數(shù)K=$\frac{{{K}_{1}}^{2}}{{K}_{2}}$（用 K ₁、K ₂ 表示）．
（2 ）若反應Ⅰ在絕熱密閉容器中進行，實驗測得NO₂（ g ）的轉化率隨時間變化的示意圖如圖所示，t_3 ～t ₄ 時刻，NO₂（g）的轉化率 （NO₂%）降低的原因是因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，隨著反應的進行，體系的溫度會升高，故再次達平衡時的轉化率會降低．
（3 ）若反應Ⅱ在恒溫、恒容條件下進行，下列能判斷該反應一定達到平衡狀態(tài)的是AD．
A．容器內壓強不再變化
B．n （ ClNO ）=n （ NO ）
C．混合氣體密度不變
D．υ 正 （ NO ）=υ 逆 （ ClNO ）
（4 ）在一定溫度和壓強下，反應Ⅱ達到平衡，當 NO和 Cl₂ 的比例不同時，對 Cl ₂的轉化率及平衡混合物中 ClNO 的體積分數(shù)都有影響．設 NO 和 Cl₂ 起始物質的量之比為 x，平衡時 Cl₂ 的轉化率為 a，平衡混合物中 ClNO 的體積分數(shù)為y，判斷 a、x、y 三者的相互關系，用 a 和 x 的代數(shù)式表示 y，y=$\frac{2a}{x+1-a}$．
（5）實 驗 室 可 用 NaOH 溶 液 吸 收 NO₂，反 應 為2NO₂+2NaOH═NaNO₃+NaNO₂+H₂O．含 0.2molNaOH 的水溶液與 0.2molNO₂ 恰好完全反應得1L溶液 A，溶液B為 0.1mol•L^-1 的CH ₃ COONa 溶液，則兩溶液中 c（NO₃ ^- ）、c（ NO₂^- ）、c （ CH₃COO^- ）由大到小的順序c（NO₃^-）＞c（NO₂^-）＞c（CH₃COO^-）（已知 HNO ₂ 的電離常數(shù) K ₃=7.1×10^-4 mol•L ^-1，CH₃ COOH 的電離常數(shù)K₄=1.7×10^-5 mol•L^-1 ）．常溫下，向溶液 B 中加水稀釋過程中，下列比值變大的是a、b、c．
a．c（H⁺）/c（OH^-）
b．（OH^-）/c（ CH₃COO^- ）
c．c（Na⁺）/c（ CH₃COO^- ）
d．c（ CH₃COO^- ）•c（H⁺）/c（CH₃COOH）

5．利用所學化學知識回答問題

Ⅰ、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)生的主反應如下：
①CO（g）+2H₂（g）═CH₃OH（g）△H=？
②CO₂（g）+3H₂（g）═CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-58kJ/mol
③CO₂（g）+H₂（g）═CO（g）+H₂O（g）△H=+41kJ/mol
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 $\frac{\underline{\;←\;}}{\;}$O	H-O	C-H
E/（kJ•mol-1）	436	343	1076	465	x

則x=413kJ/mol．
（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如圖1中狀態(tài)Ⅰ（圖1中實線）所示．圖1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，平衡常數(shù)K=0.5；
②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℃；
③一定溫度下，此反應在恒容容器中進行，能判斷該反應達到化學平衡狀態(tài)依據(jù)的是bc．
a． 2個C=O斷裂的同時有2個H-O生成     b．容器中混合氣體平均摩爾質量不變
c．v逆（H₂）=3v正（CH₃OH）               d．甲醇和水蒸氣的體積比保持不變
Ⅱ、二氧化碳的回收利用是環(huán)保領域研究的熱點課題．
（1）CO₂經過催化氫化合成低碳烯烴．在2L恒容密閉容器中充入2moI CO₂和nmol H₂，在一定條件下發(fā)生反應：2C0₂（g）+6H₂（g）?CH₂=CH₂（g）+4H₂0（g），△H=-128kJ/mol．CO₂的轉化率與溫度、投料比[X=$\frac{n（{H}_{2}）}{n（C{O}_{2}）}$]的關系如圖2所示．
①X₂＞  X₁（填“＞”、“＜”或“=”）
②在500K時，若B點的投料比為3.5，且從反應開始到B點需要10min，則v（H₂）=0.225mol/（L．min）．
（2）以稀硫酸為電解質溶液，利用太陽能將CO₂轉化為低碳烯烴，工作原理圖3如下，則左側產生乙烯的電極反應式為2CO₂+12e^-+12H⁺=CH₂=CH₂+4H₂O．

4．氮元素的化合態(tài)與游離態(tài)在一定的條件下可相互轉化，從而實現(xiàn)了自然界中的氮循環(huán)．
（1）已知有關熱化學方程式如下：
①4NH₃（g）+5O₂ （g）?4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905KJ/mol
②N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
③2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（g）；△H=-483.6kJ/mol
④N₂ （g）+O₂ （g）═2NO （g）△H=QKJ/mol
反應①中有關化學鍵的鍵能（kJ/mol）如下：H-O鍵：463，H-N鍵：391，O=O鍵；497．則NO中的化學鍵鍵能為631.5kJ/mol，Q=+180.5．
（2）向某恒容器密閉容器中充入2.4molNH₃，3.1molO₂發(fā)生反應：4NH₃（g）+5O₂ （g）?4NO（g）+6H₂O（g）△H=-905KJ/mol；測得平衡時反應體系中某種量值X與壓強p、溫度T之間的變化如圖Ⅰ所示．

①X表示NH₃的百分含量，則p₂＞p₁（填“＞”或“＜”）；b、c兩點對應的平衡常數(shù)K（b）=K（c）（填“＞”、“＜”或“=”）．
②X還可以表示a（填字母）．
a．混合氣體的平均摩爾質量  b．NO的產率    c．△H
（3）一定溫度下，向2L某恒容器密閉容器中充入1.6molNH₃，3.3molO₂，測得NO、某種物質a的濃度與時間的關系如圖Ⅱ所示．
①a物質是NH₃，前3min內H₂O表示的平均反應熟慮為v（H₂O）=0.20mol/（L•min）
②該溫度下的平衡常數(shù)K=73.9．

3．化學反應原理在科研和工農業(yè)生產中有廣泛應用．
（1）某化學興趣小組進行工業(yè)合成氨的模擬研究，反應的方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H＜0．在lL密閉容器中加入0.1mol N₂和0.3mol H₂，實驗①、②、③中c（N₂）隨時間（t）的變化如圖1所示：
實驗②從初始到平衡的過程中，該反應的平均反應速率v（NH₃）=0.008mol•L^-1•min^-1；與實驗①相比，實驗②和實驗③所改變的實驗條件分別為下列選項中的e、b（填字母編號）．
a．增大壓強  b．減小壓強  C．升高溫度d．降低溫度  e．使用催化劑
（2）已知NO₂與N₂O₄可以相互轉化：2NO₂（g）?N₂O₄（g）．
①T℃時，將0.40mol NO₂氣體充入容積為2L的密閉容器中，達到平衡后，測得容器中c（N₂O₄）=0.05mol•L^-1，則該反應的平衡常數(shù)K=5L•mol^-1；
②已知N₂O₄在較高溫度下難以穩(wěn)定存在，易轉化為NO₂，若升高溫度，上述反應的平衡常數(shù)K將減�。ㄌ睢霸龃蟆�、“減小”或“不變”）．
③向絕熱密閉容器中通入一定量的NO₂，某時間段內正反應速率隨時問的變化如圖2所示．下列說法正確的是C（填字母編號）．
A．反應在c點達到平衡狀態(tài)
B．反應物濃度：a點小于b點
C．△t₁=△t₂時，NO₂的轉化率：a～b段小于 b～c段
（3）25℃時，將amol•L^-1的氨水與b mol•L^一1鹽酸等體積混合，反應后溶液恰好顯中性，則a＞b（填“＞”、“＜”或“=”）；用a、b表示NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b=$\frac{{b×{{10}^{-7}}}}{a-b}mol•{L^{-1}}$．

2．發(fā)展?jié)崈裘杭夹g、利用CO₂制備清潔能源等都是實現(xiàn)減碳排放的重要途徑．
（1）將煤轉化成水煤氣的反應：C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）可有效提高能源利用率，若在上述反應體系中加入催化劑（其他條件保持不變），此反應的△H不變（填“增大”、“減小”或“不變”），判斷的理由是加入催化劑后反應物和生成物的總能量不變．
（2）CO₂制備甲醇：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.0kJ•mol^-1，在體積為1L的密閉容器中，充入1mol CO₂和3mol H₂，測得CO₂（g） 和CH₃OH（g） 濃度隨時間變化如圖1所示．

①該反應化學平衡常數(shù)K的表達式是$\frac{c（{H}_{2}O）•c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）{c}^{3}（{H}_{2}）}$．
②0～9min時間內，該反應的平均反應速率ν（H₂）=0.25mol/L•min．
③在相同條件下，密閉容器的體積縮小至0.5L時，此反應達平衡時放出的熱量（Q）可能是c（填字母序號）kJ．
a.0＜Q＜29.5    b.29.5＜Q＜36.75    c.36.75＜Q＜49     d.49＜Q＜98
④在一定條件下，體系中CO₂的平衡轉化率（α）與L和X的關系如圖2所示，L和X 分別表示溫度或壓強．
i．X表示的物理量是溫度．
ii．判斷L₁與L₂的大小關系，并簡述理由：L₁＞L₂．溫度一定時，增大壓強，CO₂平衡轉化率增大．
（3）利用銅基催化劑光照條件下由CO₂和H₂O制備CH₃OH的裝置示意圖如圖3所示，該裝置工作時H⁺移向a極（填“a”或“b”），陰極的電極反應式是CO₂+6H⁺+6e^-=CH₃OH+H₂O．

1．天然氣是一種重要的清潔能源和化工原料，其主要成分為甲烷．
（1）工業(yè)上可用煤制天然氣，生產過程中有多種途徑生成CH₄．
寫出CO與H₂反應生成CH₄和H₂O的熱化學方程式CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（g）△H=-203kJ•mol^-1
已知：CO（g）+H₂O（g）?H₂（g）+CO₂（g）△H=-41kJ•mol^-1
C（s）+2H₂（g）?CH₄（g）△H=-73kJ•mol^-1
2CO（g）?C（s）+CO₂（g）△H=-171kJ•mol^-1
（2）天然氣中的H₂S雜質常用氨水吸收，產物為NH₄HS．一定條件下向NH₄HS溶液中通入空氣，得到單質硫并使吸收液再生，寫出再生反應的化學方程式2NH₄HS+O₂=2NH₃•H₂O+2S↓．
（3）天然氣的一個重要用途是制取H₂，其原理為：CO₂（g）+CH₄（g）═2CO（g）+2H₂（g）．
在密閉容器中通入物質的量濃度均為0.1mol•L^-1的CH₄與CO₂，在一定條件下發(fā)生
反應，測得CH₄的平衡轉化率與溫度及壓強的關系如下圖1所示，則壓強P₁小于P₂（填“大于”或“小于”）；壓強為P₂時，在Y點：v（正）大于v（逆）（填“大于”、“小于”或“等于”）． 求Y點對應溫度下的該反應的平衡常數(shù)K=1.6．（計算結果保留兩位有效數(shù)字）

（4）以二氧化鈦表面覆蓋CuAl₂O₄ 為催化劑，可以將CH₄ 和CO₂直接轉化成乙酸．
①在不同溫度下催化劑的催化效率與乙酸的生成速率如圖2所示．250～300℃時，溫度升高而乙酸的生成速率降低的原因是溫度高于250℃時，催化劑的活性降低，使催化效率下降．
②為了提高該反應中CH₄的轉化率，可以采取的措施是增大CO₂的濃度或及時分離出乙酸．

7．把Ca（OH）₂固體放入一定量的蒸餾水中，一定溫度下達到平衡：Ca（OH）₂（s）?Ca²⁺（aq）+2OH^-（aq）．當向懸濁液中加少量生石灰后，若溫度保持不變，下列判斷正確的是（　　）

	A．	溶液中Ca2+數(shù)目減少		B．	溶液中c（Ca2+）增大
	C．	溶液pH值不變		D．	溶液pH值增大