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6．化學家格哈德•埃特爾在哈伯研究所證實了氫氣與氮氣在固體催化劑表面合成氨的反應過程，示意圖如圖：

下列關于合成氨反應的敘述中不正確的是（　　）

	A．	該過程表明，在化學反應中存在化學鍵的斷裂與形成
	B．	在催化劑的作用下，反應物的化學鍵變得容易斷裂
	C．	過程②需吸收能量，過程③則放出能量
	D．	常溫下該反應難以進行，是因為常溫下生成物的化學鍵難以形成

5．下列說法正確的是（　�。�

	A．	在100℃、101 kPa條件下，液態(tài)水的汽化熱為40.69 kJ•mol-1，則H2O（g）?H2O（l）△H=40.69 kJ•mol-1
	B．	已知： 共價鍵 C-C C═C C-H C-H 鍵能/kJ•mol-1 348 610 413 436 則反應    的焓變?yōu)椤鱄=[（4×348+3×610+8×413）+3×436-（7×348+14×413）]kJ•mol-1=-384 kJ•mol-1
	C．	在一定條件下，某可逆反應的△H=+100kJ•mol-1，則該反應正反應活化能比逆反應活化能大100kJ•mol-1
	D．	同溫同壓下，反應H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和點燃條件下的△H不同

4．運用化學反應原理研究物質的性質具有重要意義．請回答下列問題：
（1）用CO可以合成甲醇．已知：
CH₃OH（g）+$\frac{3}{2}$O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H₁kJ•mol^-1
CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H₂kJ•mol^-1
H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H₃kJ•mol^-1
則CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=2△H₃+△H₂-△H₁kJ•mol^-1．
（2）一定壓強下，在容積為2L的密閉容器中充入1mol CO與2mol H₂，在催化劑作用下發(fā)生反應：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H，平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖所示．
p₂大于p₁ （填“大于”、“小于”或“等于”）；
（3）向NH₄HSO₄溶液中滴加少量的Ba（OH）₂溶液的離子方程式Ba²⁺+2OH^-+2H⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓+2H₂O．
（4）25℃，兩種酸的電離平衡常數如表．

	Ka1	Ka2
H2SO3	1.3×10-2	6.3×10-8
H2CO3	4.2×10-7	5.6×10-11

①HSO₃^-的電離平衡常數表達式K=$\frac{c（S{{O}_{3}}^{2-}）c（{H}^{+}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$．
②0.10mol•L^-1Na₂SO₃溶液中離子濃度由大到小的順序為c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）．
③H₂SO₃溶液和NaHCO₃溶液混合，主要反應的離子方程式為H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O．

3．工業(yè)上利用CO和水蒸氣在一定條件下發(fā)生反應制取氫氣：
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ/mol
某小組研究在相同溫度下該反應過程中的能量變化．他們分別在體積均為VL的兩個恒溫恒容密閉容器中加入一定量的反應物，使其在相同溫度下發(fā)生反應．相關數據如表：

容器編號	起始時各物質物質的量/mol				達到平衡的時間/min	達平衡時體系能量的變化/kJ
	CO	H2O	CO2	H2
①	1	4	0	0	t1	放出熱量：32.8 kJ
②	2	8	0	0	t2	放出熱量：Q

（1）該反應過程中，反應物分子化學鍵斷裂時所吸收的總能量小于（填“大于”、“小于”或“等于”）生成物分子化學鍵形成時所釋放的總能量．
（2）容器①中反應達平衡時，CO的轉化率為80%．
（3）計算容器①中反應的平衡常數K=1．某時刻測得②中氫氣的物質的量為1.8mol，請問此刻V正小于V逆（填大于，小于或等于）
（4）下列敘述正確的是ad（填字母序號）．
a．平衡時，兩容器中H₂的體積分數相等
b．容器②中反應達平衡狀態(tài)時，Q＞65.6kJ
c．反應開始時，兩容器中反應的化學反應速率相等
d．平衡時，兩容器中CO的轉化率相同
（5）已知：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-484kJ/mol，請寫出CO完全燃燒生成CO₂的熱化學方程式：2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-566KJ/mol．

2．N₂H₄（肼）可作用制藥的原料，也可作火箭的燃料．
（1）肼能與酸反應．N₂H₆Cl₂溶液呈弱酸性，在水中存在如下反應：
①N₂H₆²⁺+H₂O?N₂H₅⁺+H₃O+平衡常數K₁
②N₂H₅⁺+H₂O?N₂H₄+H₃O+平衡常數K₂
相同溫度下，上述平衡常數K₂《K₁，其主要原因是N₂H₆²⁺所帶正電荷數大于N₂H₅⁺，更易結合水電離出的帶負電的OH^-，水解程度更大．
（2）工業(yè)上，可用次氯酸鈉與氨反應制備肼，副產物對環(huán)境友好，寫出化學方程式NaClO+2NH₃=NaCl+N₂H₄+H₂O
（3）已知熱化學反應方程式：
反應I：N₂H₄（g）?N₂（g）+2H₂（g）△H₁；
反應II：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H₂．
①△H₁＞△H₂（填：＜、＞或=）
②7N₂H₄（g）?8NH₃（g）+3N₂（g）+2H₂（g）△H△H=7△H₁+4△H₂（用△H₁、△H₂表示）．
（4）肼還可以制備堿性燃料電池，氧化產物為穩(wěn)定的對環(huán)境友好的物質．該電池負極的電極反應式為N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂↑+4H₂O；若以肼-空氣堿性燃料電池為電源，以NiSO₄溶液為電鍍液，在金屬器具上鍍鎳，開始兩極質量相等，當兩極質量之差為1.18g時，至少消耗肼的質量為0.16g．

1．氨和聯氨（N₂H₄）既是一種工業(yè)原料，又是一種重要的工業(yè)產品．
（1）等物質的量的氨和聯氨分別與足量二氧化氮反應，產物為氮氣和水．則轉移的電子數之
比為3：4．
（2）聯氨在一定條件下可按下式分解：3N₂H₄（g）=N₂（g）+4NH₃（g），已知斷裂N-H、N-N及N≡N各1mol需吸收的能童依次為390.8kJ、193kJ、946kJ．若生成1mol N₂，則反應放出（填“放出”或“吸收”）367kJ的能量．
（3）NH₃-O₂燃料電池的結構如圖所示．

①a極為電池的負（填“正”或“負”）極．
②當生成1mol N₂時，電路中流過電子的物質的量為6mol．
（4）聯氨可以高效地脫除煙道氣中的NO從而生成 N₂，該反應中氧化產物與還原產物的物質的量之比為1：1．

20．氫是一種理想的綠色清潔能源，氫氣的制取與儲存是氫能源利用領域的研究重點． 已知利用FeO與Fe₃O₄循環(huán)制氫的相關反應如下：
反應I．H₂O（g）+3FeO（s）?Fe₃O₄ （s）+H₂（g）△H=a kJ•mo1^-1；
反應II  2Fe₃O₄（s）?FeO （s）+O₂（g）△H=b kJ•mo1^-1．
（1）反應：2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H=2a+b（用含 a、b的代數式表示）kJ•mo1^-1．
（2）上述反應中a＜0、b＞0，從能源利用及成本的角度考慮，實現反應II可采用的方案是用反應Ⅰ放出的熱量向反應Ⅱ供熱能．
（3）900℃時，在甲、乙兩個體積均為2.0L的密閉容器中分別投入0.60mol FeO（s）并通入0.20mol H₂O（g），甲容器用 FeO細顆粒，乙容器用FeO粗顆粒．反應過程中H₂的生成速率的變化如圖1所示．
①用FeO細顆粒和FeO粗顆粒時，H₂的生成速率不同的原因是FeO細顆粒表面積大，與H₂O的接觸面越大，反應速率加快．．
②用FeO細顆粒時H₂O（g）的平衡轉化率與用FeO粗顆粒時H₂O（g）的平衡轉化率的關系是相等（填“前者大”“前者小”或“相等”）．
（4）FeO的平衡轉化率與溫度的關系如圖2所示．請在圖3中畫出1000℃、用FeO細顆粒時，H₂O（g）轉化率隨時間的變化曲線（進行相應的標注）．

19．氫能是發(fā)展中的新能源，它的利用包括氫的制備、儲存和應用三個環(huán)節(jié)．回答下列問題：
（1）與汽油相比，氫氣作為燃料的優(yōu)點是污染小、可再生、來源廣、資源豐富、燃燒熱值高（至少答出兩點）．但是氫氣直接燃燒的能量轉換率遠低于燃料電池，寫出堿性氫氧燃料電池的負極反應式：H₂+2OH^--2e^-=2H₂O．
（2）氫氣可用于制備H₂O₂．已知：H₂（g）+A（l）=B（l）△H₁   O₂（g）+B（l）=A（l）+H₂O₂（l）△H₂
其中A、B為有機物，兩反應均為自發(fā)反應，則H₂（g）+O₂（g）=H₂O₂（l）的△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）在恒溫恒容的密閉容器中，某儲氫反應：MHx（s）+yH₂（g）=MH_x+2y（s）△H＜0達到化學平衡．下列有關敘述正確的是ac．
a．容器內氣體壓強保持不變         b．吸收y mol H₂只需1mol MHx
c．若降溫，該反應的平衡常數增大   d．若向容器內通入少量氫氣，則v（放氫）＞v（吸氫）
（4）利用太陽能直接分解水制氫，是最具吸引力的制氫途徑，其能量轉化形式為將光能轉化為化學能．
（5）化工生產的副產氫也是氫氣的來源．電解法制取有廣泛用途的Na₂FeO₄，同時獲得氫氣：Fe+2H₂O+2OH^-$\stackrel{通電}{→}$FeO₄^2-+3H₂↑，工作原理如圖1所示．裝置通電后，鐵電極附近生成紫紅色的FeO₄^2-，鎳電極有氣泡產生．若氫氧化鈉溶液濃度過高，鐵電極區(qū)會產生紅褐色物質．已知：Na₂FeO₄只在強堿性條件下穩(wěn)定，易被H₂還原．電解過程中，須將陰極產生的氣體及時排出，其原因是防止Na₂FeO₄與H₂反應使產率降低．

18．一定溫度下，在3個體積均為1.0L的恒容密閉容器中反應2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）達到平衡，下列說法正確的是（　�。�

容器	溫度/k	物質的起始濃度/mol•L-1			物質的平衡濃度/mol•L-1
		c（H2）	c（CO）	c（CH3OH）	c（CH3OH）
Ⅰ	400	0.20	0.10	0	0.080
Ⅱ	400	0.40	0.20	0
Ⅲ	500	0	0	0.10	0.025

	A．	該反應的正反應放熱
	B．	達到平衡時，容器I中反應物轉化率比容器Ⅱ中的小
	C．	達到平衡時，容器Ⅱ中c（H2）大于容器Ⅲ中的兩倍
	D．	達到平衡時，容器Ⅲ中的正反應速率比容器I中的大

17．汽車尾氣中的NO_x是大氣污染物之一，用CH₄催化還原NO_x可以消除氮氧化物的污染．
（1）已知：
①CH₄（g）+4NO₂（g）$\stackrel{催化劑}{?}$ 4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-574kJ•mol^-1
②CH₄（g）+4NO（g）$\stackrel{催化劑}{?}$ 2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-1160kJ•mol^-1
③CH₄（g）+2NO₂（g） $\stackrel{催化劑}{?}$N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）
△H₃=-867kJ•mol^-1．
（2）反應③在熱力學上趨勢很大，其原因是此反應放出的熱量十分大．在固定容器中按一定比例混合CH₄與NO₂后，提高NO₂轉化率的反應條件是低溫、低壓
（3）在130℃和180℃時，分別將0.50mol CH₄和a mol NO₂充入1L的密閉容器中發(fā)生反應③，測得有關數據如表：

實驗編號	溫度		0分鐘	10分鐘	20分鐘	40分鐘	50分鐘
1	130℃	n（CH4）/mol	0.50	0.35	0.25	0.10	0.10
2	180℃	n（CH4）/mol	0.50	0.30	0.18		0.15

①開展實驗1和實驗2的目的是研究溫度對該化學平衡的影響．
②130℃時，反應到20分鐘時，NO₂的反應速率是0.0125mol/（L•min）．
③180℃時達到平衡狀態(tài)時，CH₄的平衡轉化率為70%．
④已知130℃時該反應的化學平衡常數為6.4，試計算a=1.2．
（4）NO₂、O₂和熔融NaNO₃可制作燃料電池，其原理如圖．該電池在使用過程中石墨I電極上生成氧化物Y，該電極反應為NO₂+NO₃^--e^-=N₂O₅．