17．镍及其化合物具有优良的物理和化学特性，是许多领域尤其是高技术产业的重要原料．回答下列问题：
（1）镍及其化合物能发生下列反应：
①Ni+2HCl═NiCl₂+H₂↑；
②NiO₂+4HCl═NiCl₂+Cl₂↑+2H₂O
当两个反应转移相同电子数时，消耗HCl的物质的量比为1：2，生成气体的物质的量比为1：1．
（2）工业上为从4J29合金（铁钴镍合金）废料中提取钴和镍，首先先进行“酸浸”，镍浸出率随时间变化如图所示
①“酸浸”的适宜温度与时间分别为70℃、120min．镍的浸出率并没有随温度的升高而呈明显提高的原因是70℃时，Ni的进出率已达90%，故升高温度进出率变化不大．
②除去铁元素的过程中有下列反应发生，请配平上述反应方程式．
2Fe（OH）₃+5-nClO^-+2nOH^-=2FeO₄^n-+5-nCl^-+n+3H₂O
（3）近年来镍氢电池发展很快，它可由NiO（OH）与LaNi₅H₆（La为镧元素，LaNi₅H₆中各元素化合价均可看作是零）组成，反应方程式为NiO（OH）+LaNi₅H₆$?_{充电}^{放电}$LaNi₅+6Ni（OH）₂．LaNi₅H₆中H元素的化合价为0，该电池充电时，阴极反应是LaNi₅+6H₂O-6e^-=LaNi₅H₆+6OH^-．
（4）向NiSO₄溶液中加入氢氧化钠溶液搅拌，有Ni（OH）₂沉淀生成．
①当Ni²⁺完全沉淀 （Ni²⁺浓度小于1×10^-5mol/L） 时，则溶液的pH约为9.7{已知Ksp[Ni（OH）₂]=1.6×10^-14（mol/L）³； lg2≈0.3}．
②将生成的Ni（OH）₂在空气中加热可制取碱式氧化镍[NiO（OH）]，若加热不充分，制得的NiO（OH）中会混有Ni（OH）₂，其组成可表示为xNiO（OH）•yNi（OH）₂．现称取1.013g样品溶于稀硫酸，加入指示剂，用1.0mol/LFe²⁺标准溶液滴定，其离子方程式为NiO（OH）+Fe²⁺+3H⁺=Ni²⁺+Fe³⁺+2H₂O，滴定终点时消耗10.00mL标准液，则x：y的值10：1（列出计算过程）．

16．H₃PO₂是精细磷化工产品．工业制备原理如下：
Ⅰ.2P₄+3Ba（OH）₂+6H₂O═3Ba（H₂PO₂）₂+2PH₃↑
Ⅱ．Ba（H₂PO₂）₂+H₂SO₄═BaSO₄↓+2H₃PO₂
下列推断不正确的是（　　）

	A．	反应Ⅰ是氧化还原反应，反应Ⅱ是非氧化还原反应
	B．	H3PO2具有还原性，在空气中可能被氧化成磷酸
	C．	反应Ⅰ中氧化剂与还原剂的质量之比为1：1
	D．	反应Ⅰ中，在标准状况下生成2.24 L PH3时，转移0.3 mol电子

15．碳和碳的化合物在生产、生活中的应用非常广泛． 现将不同量的CO₂（g）和H₂（g）分别通入体积为2L的恒容密闭容器中，进行如下反应：CO₂（g）+H₂（g）?CO（g）+H₂O（g），得到如下三组数据：

实验组	温度/℃	起始量/mol		平衡量/mol	达到平衡所需时间/min
		CO2	H2	CO
1	800	4	2.5	1.5	5
2	830	2	2	1	3
3	830	2	2	1	1

（1）实验1中，平衡常数K=0.9；v（H₂）=0.15mol/（L•min）该反应的正反应为吸（填“吸”或“放”）热反应；
（2）实验3跟实验2相比，改变的条件可能是使用了催化剂或增大了压强
（答一种情况即可）；若该反应符合图所示的关系，则在图中Y轴表示CO₂或H₂的百分含量（或其浓度、质量、物质的量等合理答案即可）．
（3）能判断该反应达到化学平衡状态的依据是bc（多选扣分）．
a．容器中压强不变         b．混合气体中c（CO ） 不变
c．v（H₂）_正=v（H₂O）_逆          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）由此可以判断此时的温度为830℃．其它条件不变，升高温度，原化学平衡向正反应方向移动（填“正”或“逆”），容器内混合气体的密度不变（填“增大”、“减小”或“不变”）．
（5）若在该条件下，将0.4mol CO与0.2mol H₂O（g）混合加热到830℃下达到平衡．平衡时CO的转化率33.3%．

14．甲烷，甲醇，乙酸是化工产品的重要原料．
（1）已知：以甲烷为原料制取氢气是工业上常用的制氢方法．
CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g）△H=+206.2kJ•mol^-1
CH₄（g）+CO₂（g）?2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.4kJ•mol^-1
①请写出CH₄（g）与H₂O（g）反应生成CO₂（g）和H₂（g）的热化学方程式：
②将0.1mol CH₄和0.2mol H₂O（g）通入体积为10L的密闭容器里，在一定条件下发生反应：CH₄（g）+H₂O（g）?CO（g）+3H₂（g），CH₄的平衡转化率与温度、压强的关系如图：
已知100℃时达到平衡所需的时间为5min，则用H₂表示的平均反应速率为；图中的P₁＜P₂（填“＜”、“＞”或“=”）；
（2）分别将1molCO和2molH₂置于恒容容器Ⅰ、恒压容器Ⅱ和恒容绝热容器Ⅲ中（三容器起始容积相同），在催化剂作用下自发反应生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0．
①若起始温度相同，则达平衡时各容器中CH₃OH含量由大到小的顺序：（填容器编号），达到平衡所需时间是I＞Ⅱ（填“＜”、“＞”或“=”）
②平衡时，测得容器I中的压强减小了30%，则该容器中CO的转化率为45%．
（3）甲烷直接合成乙酸具有重要的理论意义和应用价值．光催化反应技术使用CH₄和（填化学式）直接合成乙酸，且符合“绿色化学”的要求（原子利用率100%）．若室温下将amol•L^-1的乙酸溶液和bmol•L^-1Ba（OH）₂溶液等体积混合，恢复室温后有2c（Ba²⁺）=c（CH₃COO^-），请用含a和b的代数式表示乙酸的电离平衡常数Ka=$\frac{2b×1{0}^{-7}}{a-2b}$．

13．分解水制氢气的工业制法之一是硫．碘循环，主要涉及下列反应：
ⅠSO₂+2H₂0+I₂═H₂SO₄+2HI
Ⅱ2HI?H₂+I₂
Ⅲ2H₂SO₄═2SO₂+O₂+2H₂O
（1）分析上述反应，下列判断正确的是bc
a．反应Ⅲ易在常温下进行  b．反应Ⅰ中S0₂还原性比HI强
c．循环过程中需补充H₂0    d．循环过程中产生lmol0₂的同时产生lmolH₂
（2）一定温度下，向2L密闭容器中加入1molHI（g），发生反应II，H₂物质的量随时间的变化如图1所示．0～2min内的平均反应速率v（HI）=0.05mol•L^-1•min^-1．该温度下，反应2HI（g）?H₂（g）+I₂（g）的平衡常数表达式为K=$\frac{c（{H}_{2}）c（{I}_{2}）}{{c}^{2}（HI）}$．相同温度下，若开始加入HI（g）的物质的量是原来的2倍，则b是原来的2倍．
a．平衡常数  b．HI的平衡浓度  c．达到平衡的时间  d．平衡时H₂的体积分数

（3）S0₂在一定条件下可氧化生成S0₃，其主反应为：2S0₂ （g）+0₂（g）?2S0₃（g）AH＜O，
若此反应起始的物质的量相同，则图2关系图正确的是bd
实际工业生产使用的条件是：常压、五氧化二钒、500℃，选择该温度条件的原因是催化剂的活性较高、加快反应速率
（4）实际生产用氨水吸收S0₂生成亚硫酸的铵盐．现取a克该铵盐，若将其中的S0₂全部反应出来，应加入18.4mol/L的硫酸溶液的体积范围为$\frac{a}{116×18.4}$L～$\frac{a}{198×18.4}$L．

12．H₂是重要的化工原料，在工业生产和科学研究中具有重要地位，回答下列问题：
（1）如何获得廉价的氢气是合成氨工业中的重要课题．目前常用戊烷跟水蒸气反应的方法获得氨气：
  C₅H₁₂（g）+5H₂O（g）$\frac{\underline{\;催化剂\;}}{高温}$5CO（g）+11H₂（g）
已知几个反应的能量变化如图所示，则上述反应的△H=c-5a-11bkJ•mol^-1．

（2）利用氢气合成氨的反应原理为：3H₂（g）+N₂（g）$\frac{\underline{\;高温、高压\;}}{催化剂}$2NH₃（g）现有甲、乙、丙3个固定容积为2L的密闭容器，在相同温度和催化剂条件下，按不同的反应物投入量进行合成氨反应，相关数据如下表示：

容器	甲	乙	丙
反应物投入量	2molH2、2molN2	4molH2、4molN2	2molNH3
平衡时N2的浓度（mol•L-1）	c1	1.5	C3
N2的体积分数	w 1	w 2	w 3
混合气体的密度（g•L-1）	?ρ1	?ρ2	?ρ3?

①下列描述不能说明该反应已达到平衡状态的是a（填序号）
a．容器内混合气体的密度保持不变   
b.3v _正（N₂）=v _逆（H₂）
c．容器内混合气体的平均相对分子质量保持不变
②乙容器中的反应在20min后达到平衡，这段时间内NH₃的平均反应速率v（NH₃）=0.05mol•L^-1•min^-1，该温度下，反应的平衡常数K=5.33L²•mol^-2（结果保留3位有效数字）；
③分析上表中的数据，下列关系正确的是ac（填序号）．
a．c₁＞c₃                 b．w ₁＜w ₂            c．ρ₂＞ρ₁＞ρ_3???_???_?
④在合成氨工业中，为了提高反应物的利用率，除了要提供适宜的温度、压强和使用催化剂外，还要采取的措施是将产物混合气中的氨冷却分离后，剩余气体循环使用．
（3）一定条件下存在反应：H₂（g）+I₂（g）?2HI（g）△H＜0，现有甲、乙两个完全相同的恒容绝热密闭容器，在甲中充入1molH₂和1molI₂（g），在乙中充入2molHI（g）．同时在700℃条件下开始反应，达到平衡时有关说法正确的是
①容器甲中气体的正反应速率比容器乙中的快（填“快”、“慢”或“相同”）
②容器甲中气体的平衡常数比容器乙中的小（填“大”、“小”或“相等”）
③容器甲中气体的颜色比容器乙中的深（填“深”、“浅”或“相同”）

11．甲醇作为基本的有机化工产品和环保动力燃料具有广阔的应用前景，CO₂ 加氢合成甲醇是合理利用CO₂的有效途径．由CO₂制备甲醇过程可能涉及反应如下：
反应Ⅰ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H₁=-49.58kJ•mol^-1
反应Ⅱ：CO₂（g）+H₂（g）?CO （g）+H₂O（g）△H₂
反应Ⅲ：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₃=-90.77kJ•mol^-1
回答下列问题：
（1）反应Ⅱ的△H₂=+41.19 kJ•mol^-1，反应 I自发进行条件是较低温（填“较低温”、“较高温”或“任何温度”）．
（2）在一定条件下3L恒容密闭容器中，充入一定量的H₂和CO₂仅发生反应Ⅰ，实验测得反应物在不同起始投入量下，反应体系中CO₂的平衡转化率与温度的关系曲线，如图1所示．①H₂和CO₂的起始的投入量以A和B两种方式投入
A：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=1.5mol
B：n（H₂）=3mol，n（CO₂）=2mol，曲线 I代表哪种投入方式A（用A、B表示）
②在温度为500K的条件下，按照A方式充入3mol H₂和1.5mol CO₂，该反应10min时达到平衡：a．此温度下的平衡常数为450；500K时，若在此容器中开始充入0.3molH₂和0.9mol CO₂、0.6molCH₃OH、0.6molH₂O，反应在开始时向正方向进行．b．在500K时，恒压条件下按照A方式充入3mol H₂和1.5mol CO₂，平衡时二氧化碳的转化率大于60%（大于、小于、等于）

（3）固体氧化物燃料电池是一种新型的燃料电池，它是以固体氧化锆氧化钇为电解质，这种固体电解质在高温下允许氧离子（O^2-）在其间通过，该电池的工作原理如图3所示，其中多孔电极均不参与电极反应，图2是甲醇燃料电池的模型．
①写出该燃料电池的负极反应式CH₃OH-6e^-+3O^2-=CO₂↑+2H₂O．
②如果用该电池作为电解氯化钠溶液的电池装置，当有16g甲醇发生反应时，则理论上阴极产生的H₂在标况下是33.6L．

10．氨在生活、生产、科研中有广泛用途．
（1）已知反应Ⅰ：2NH₃（g）+CO₂（g）=NH₂CO₂NH₄（s）△H=-159.5kJ/mol
反应Ⅱ：NH₂CO₂NH₄（s）=CO（NH₂）₂ （s）+H₂O（g）△H=+116.5kJ/mol
反应Ⅲ：H₂O（l）=H₂O（g）△H=+44.0kJ/mol
则工业上以二氧化碳、氨为原料合成化肥尿素和液态水的热化学方程式为2NH₃（g）+CO₂（g）=CO（NH₂）₂（s）+H₂O（l）△H=-87kJ/mol．
（2）用NH₃催化还原N_xO_y可以消除氮氧化物的污染．如有反应4NH₃（g）+6NO（g）?5N₂（g）+6H₂O（l）△H＜0，相同条件下在2L密闭容器内，选用不同的催化剂，反应产生N₂的量随时间变化如图所示．
①0～4分钟在A催化剂作用下，反应速率υ（N₂）=0.3125mol•L^-1•min^-1．
②下列说法正确的是CD．
A．该反应的活化能大小顺序是：E_a（A）＞E_a（B）＞E_a（C）
B．使用催化剂A达平衡时，N₂最终产率更大
C．单位时间内H-O键与N-H键断裂的数目相等时，说明反应已经达到平衡
D．若在恒容绝热的密闭容器中发生反应，当K值不变时，说明反应已经达到平衡
（3）查阅资料可知：常温下，K_sp[Ag（NH₃）₂⁺]=1.10×10⁷，K_sp[AgCl]=1.76×10^-10．
①银氨溶液中存在平衡：Ag⁺（aq）+2NH₃（aq）?（NH₃）₂⁺ （aq），该反应平衡常数的表达式为K_C=$\frac{Ag（N{H}_{3}{）_{2}}^{+}}{c（A{g}^{+}）{c}^{2}（N{H}_{3}）}$．
②计算得到可逆反应AgCl （s）+2NH₃（aq）?Ag（NH₃）₂⁺ （aq）+Cl^-（aq）的化学平衡常数K=1.936×10^-3（本空保留4位有效数字），1L 1mol/L氨水中最多可以溶解AgCl0.044mol（本空保留2位有效数字）．
（4）工业上可以以氨、丙烯和空气为原料，在一定条件下合成丙烯腈（CH₂=CH-CN），该反应的化学方程式为2CH₂=CH-CH₃+2NH₃+3O₂→2CH₂=CH-CN+6H₂O．丙烯腈溶于足量稀硫酸中可生成丙烯酸（CH₂=CH-COOH）和硫酸铵，该反应的离子方程式为CH₂=CH-CN+2H₂O+H⁺→CH₂=CH-COOH+NH₄⁺．

9．加强汽车尾气、燃煤企业废气的监测和处理，对于减少雾霾具有重要意义．
（1）利用原电池工作原理测定汽车尾气中CO的浓度，其装置如图1所示．该电池中O^2-可以在固体介质NASICON（固溶体）内自由移动，工作时O^2-的移动方向b到a（填“从a到b”或“从b到a”），负极发生的电极反应式为CO-2e^-+O^2-=CO₂．
（2）汽车尾气的主要污染物为NO，用H₂催化还原NO可以达到消除污染的目的．
已知：2NO（g）?N₂（g）+O₂（g）△H=-180.5kJ•mol^-1
2H₂O（l）═2H₂（g）+O₂（g）△H=+571.6kJ•mol^-1
则H₂（g）与NO（g）反应生成N₂（g）和H₂O（l）的热化学方程式是2H₂（g）+2NO（g）=N₂（g）+2H₂O（l）△H=-752.1kJ•mol^-1．
（3）上述消除过程中第一步反应起决定作用，某研究小组模拟研究如下：
向1L恒容密闭容器中充入a mol NO，其浓度与温度和时间的关系如图2所

①T₂下，在0～t₁时间内，ν（O₂）=$\frac{a-b}{2t{\;}_{1}}$mol•L^-1•min^-1；反应N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）平衡常数K==$\frac{4m{\;}^{2}}{（a-m）{\;}^{2}}$（用相关字母表示）．
②该反应进行到M点放出的热量小于进行到W点放出的热量 （填”大于””小于”或’等于”）；M点时再加入一定量NO，平衡后NO的转化率不变（填”变大””变小”或’不变”）
③反应开始至达到平衡的过程中，容器中下列各项发生变化的是cd（填序号）．
a．混合气体的密度         b．混合气体的压强         c．逆反应速率
d．单位时间内，N₂和NO的消耗量之比     e．气体的平均相对分子质量
（4）工业上用氨水吸收废气中的SO₂．已知NH₃•H₂O的电离平衡常数K_b=1.8×10^-5mol•L^-1 H₂SO₃的电离平衡常数K_a1=1.2×10^-2mol•L^-1  K_a2=1.3×10^-8mol•L^-1．在通入废气的过程中
①当恰好形成正盐时，溶液中离子浓度的大小关系为c（NH₄⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）．
②当恰好形成酸式盐时，加入少量NaOH溶液，反应的离子方程式为HSO₃^-+OH^-=SO₃^2-+H₂O．

8．1905年德国化学家哈伯发明了合成氨的方法，他因此获得了1918年度诺贝尔化学奖．氨的合成不仅解决了地球上因粮食不足而导致的饥饿与死亡问题，在国防、能源、轻工业方面也有广泛用途．
Ⅰ．以氨为原料，合成尿素的反应原理为：
2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）△H=a kJ/mol．
为研究平衡时CO₂的转化率与反应物投料比（$\frac{n（C{O}_{2}）}{n（N{H}_{3}）}$）及温度的关系，研究小组在10L恒容密闭容器中进行模拟反应，并绘出下图（Ⅰ、Ⅱ曲线分别表示在不同投料比时，CO₂的转化率与温度之间的关系）．
（1）a＜0 （填“＞”或“＜”），判断依据是投料比相同时，温度越高，二氧化碳的转化率越低，说明平衡向逆方向移动，正方向为放热反应．
（2）①投料比：Ⅰ＜Ⅱ（填“＞”或“＜”）．
②若n（CO₂）_起始=10mol，曲线Ⅱ的投料比为0.4，在100℃条件下发生反应，达平衡至A点，则A点与起始压强比为5：7．
③A点平衡常数与B点平衡常数间的关系：K_A=K_B （填“＞”或“＜”或“=”）．B点正反应速率与C点正反应速率间的关系为：v （B）＜v （C） （填“＞”或“＜”或“=”）．
（3）若按曲线Ⅰ的投料比投料，在上述实验中压缩容器体积至5L，在上图中画出反应达平衡时的二氧化碳的转化率与温度之间的关系曲线．
（4）为提高CO₂转化率可以采取的措施是c．
a．使用催化剂                     
b．及时从体系中分离出部分CO（NH₂）₂
c．将体系中的水蒸气液化分离
Ⅱ．氨气可用于工业上生产硝酸，其尾气中的NO₂可用氨水吸收生成硝酸铵，25℃时，将10molNH₄NO₃溶于水，溶液显酸性，向该溶液中滴加1L某浓度的氨水，溶液呈中性，则滴加氨水的过程中水的电离平衡将逆向（填“正向”、“逆向”或“不”） 移动，此中性溶液中NH₃•H₂O的物质的量为0.05mol．（25℃时，NH₃•H₂O的电离平衡常数K_b=2×10^-5）