6．化学家格哈德•埃特尔在哈伯研究所证实了氢气与氮气在固体催化剂表面合成氨的反应过程，示意图如图：

下列关于合成氨反应的叙述中不正确的是（　　）

	A．	该过程表明，在化学反应中存在化学键的断裂与形成
	B．	在催化剂的作用下，反应物的化学键变得容易断裂
	C．	过程②需吸收能量，过程③则放出能量
	D．	常温下该反应难以进行，是因为常温下生成物的化学键难以形成

5．下列说法正确的是（　　）

	A．	在100℃、101 kPa条件下，液态水的汽化热为40.69 kJ•mol-1，则H2O（g）?H2O（l）△H=40.69 kJ•mol-1
	B．	已知： 共价键 C-C C═C C-H C-H 键能/kJ•mol-1 348 610 413 436 则反应    的焓变为△H=[（4×348+3×610+8×413）+3×436-（7×348+14×413）]kJ•mol-1=-384 kJ•mol-1
	C．	在一定条件下，某可逆反应的△H=+100kJ•mol-1，则该反应正反应活化能比逆反应活化能大100kJ•mol-1
	D．	同温同压下，反应H2（g）+Cl2（g）=2HCl（g）在光照和点燃条件下的△H不同

4．运用化学反应原理研究物质的性质具有重要意义．请回答下列问题：
（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
则CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=2△H₃+△H₂-△H₁kJ•mol^-1．
（2）一定压强下，在容积为2L的密闭容器中充入1mol CO与2mol H₂，在催化剂作用下发生反应：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H，平衡转化率与温度、压强的关系如图所示．
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溶液的离子方程式Ba²⁺+2OH^-+2H⁺+SO₄^2-=BaSO₄↓+2H₂O．
（4）25℃，两种酸的电离平衡常数如表．

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

①HSO₃^-的电离平衡常数表达式K=$\frac{c（S{{O}_{3}}^{2-}）c（{H}^{+}）}{c（HS{{O}_{3}}^{-}）}$．
②0.10mol•L^-1Na₂SO₃溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Na⁺）＞c（SO₃^2-）＞c（OH^-）＞c（HSO₃^-）＞c（H⁺）．
③H₂SO₃溶液和NaHCO₃溶液混合，主要反应的离子方程式为H₂SO₃+HCO₃^-=HSO₃^-+CO₂↑+H₂O．

3．工业上利用CO和水蒸气在一定条件下发生反应制取氢气：
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41kJ/mol
某小组研究在相同温度下该反应过程中的能量变化．他们分别在体积均为VL的两个恒温恒容密闭容器中加入一定量的反应物，使其在相同温度下发生反应．相关数据如表：

容器编号	起始时各物质物质的量/mol				达到平衡的时间/min	达平衡时体系能量的变化/kJ
	CO	H2O	CO2	H2
①	1	4	0	0	t1	放出热量：32.8 kJ
②	2	8	0	0	t2	放出热量：Q

（1）该反应过程中，反应物分子化学键断裂时所吸收的总能量小于（填“大于”、“小于”或“等于”）生成物分子化学键形成时所释放的总能量．
（2）容器①中反应达平衡时，CO的转化率为80%．
（3）计算容器①中反应的平衡常数K=1．某时刻测得②中氢气的物质的量为1.8mol，请问此刻V正小于V逆（填大于，小于或等于）
（4）下列叙述正确的是ad（填字母序号）．
a．平衡时，两容器中H₂的体积分数相等
b．容器②中反应达平衡状态时，Q＞65.6kJ
c．反应开始时，两容器中反应的化学反应速率相等
d．平衡时，两容器中CO的转化率相同
（5）已知：2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（g）△H=-484kJ/mol，请写出CO完全燃烧生成CO₂的热化学方程式：2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-566KJ/mol．

2．N₂H₄（肼）可作用制药的原料，也可作火箭的燃料．
（1）肼能与酸反应．N₂H₆Cl₂溶液呈弱酸性，在水中存在如下反应：
①N₂H₆²⁺+H₂O?N₂H₅⁺+H₃O+平衡常数K₁
②N₂H₅⁺+H₂O?N₂H₄+H₃O+平衡常数K₂
相同温度下，上述平衡常数K₂《K₁，其主要原因是N₂H₆²⁺所带正电荷数大于N₂H₅⁺，更易结合水电离出的带负电的OH^-，水解程度更大．
（2）工业上，可用次氯酸钠与氨反应制备肼，副产物对环境友好，写出化学方程式NaClO+2NH₃=NaCl+N₂H₄+H₂O
（3）已知热化学反应方程式：
反应I：N₂H₄（g）?N₂（g）+2H₂（g）△H₁；
反应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）肼还可以制备碱性燃料电池，氧化产物为稳定的对环境友好的物质．该电池负极的电极反应式为N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂↑+4H₂O；若以肼-空气碱性燃料电池为电源，以NiSO₄溶液为电镀液，在金属器具上镀镍，开始两极质量相等，当两极质量之差为1.18g时，至少消耗肼的质量为0.16g．

1．氨和联氨（N₂H₄）既是一种工业原料，又是一种重要的工业产品．
（1）等物质的量的氨和联氨分别与足量二氧化氮反应，产物为氮气和水．则转移的电子数之
比为3：4．
（2）联氨在一定条件下可按下式分解：3N₂H₄（g）=N₂（g）+4NH₃（g），已知断裂N-H、N-N及N≡N各1mol需吸收的能童依次为390.8kJ、193kJ、946kJ．若生成1mol N₂，则反应放出（填“放出”或“吸收”）367kJ的能量．
（3）NH₃-O₂燃料电池的结构如图所示．

①a极为电池的负（填“正”或“负”）极．
②当生成1mol N₂时，电路中流过电子的物质的量为6mol．
（4）联氨可以高效地脱除烟道气中的NO从而生成 N₂，该反应中氧化产物与还原产物的物质的量之比为1：1．

20．氢是一种理想的绿色清洁能源，氢气的制取与储存是氢能源利用领域的研究重点． 已知利用FeO与Fe₃O₄循环制氢的相关反应如下：
反应I．H₂O（g）+3FeO（s）?Fe₃O₄ （s）+H₂（g）△H=a kJ•mo1^-1；
反应II  2Fe₃O₄（s）?FeO （s）+O₂（g）△H=b kJ•mo1^-1．
（1）反应：2H₂O（g）=2H₂（g）+O₂（g）△H=2a+b（用含 a、b的代数式表示）kJ•mo1^-1．
（2）上述反应中a＜0、b＞0，从能源利用及成本的角度考虑，实现反应II可采用的方案是用反应Ⅰ放出的热量向反应Ⅱ供热能．
（3）900℃时，在甲、乙两个体积均为2.0L的密闭容器中分别投入0.60mol FeO（s）并通入0.20mol H₂O（g），甲容器用 FeO细颗粒，乙容器用FeO粗颗粒．反应过程中H₂的生成速率的变化如图1所示．
①用FeO细颗粒和FeO粗颗粒时，H₂的生成速率不同的原因是FeO细颗粒表面积大，与H₂O的接触面越大，反应速率加快．．
②用FeO细颗粒时H₂O（g）的平衡转化率与用FeO粗颗粒时H₂O（g）的平衡转化率的关系是相等（填“前者大”“前者小”或“相等”）．
（4）FeO的平衡转化率与温度的关系如图2所示．请在图3中画出1000℃、用FeO细颗粒时，H₂O（g）转化率随时间的变化曲线（进行相应的标注）．

19．氢能是发展中的新能源，它的利用包括氢的制备、储存和应用三个环节．回答下列问题：
（1）与汽油相比，氢气作为燃料的优点是污染小、可再生、来源广、资源丰富、燃烧热值高（至少答出两点）．但是氢气直接燃烧的能量转换率远低于燃料电池，写出碱性氢氧燃料电池的负极反应式：H₂+2OH^--2e^-=2H₂O．
（2）氢气可用于制备H₂O₂．已知：H₂（g）+A（l）=B（l）△H₁   O₂（g）+B（l）=A（l）+H₂O₂（l）△H₂
其中A、B为有机物，两反应均为自发反应，则H₂（g）+O₂（g）=H₂O₂（l）的△H＜0（填“＞”、“＜”或“=”）．
（3）在恒温恒容的密闭容器中，某储氢反应：MHx（s）+yH₂（g）=MH_x+2y（s）△H＜0达到化学平衡．下列有关叙述正确的是ac．
a．容器内气体压强保持不变         b．吸收y mol H₂只需1mol MHx
c．若降温，该反应的平衡常数增大   d．若向容器内通入少量氢气，则v（放氢）＞v（吸氢）
（4）利用太阳能直接分解水制氢，是最具吸引力的制氢途径，其能量转化形式为将光能转化为化学能．
（5）化工生产的副产氢也是氢气的来源．电解法制取有广泛用途的Na₂FeO₄，同时获得氢气：Fe+2H₂O+2OH^-$\stackrel{通电}{→}$FeO₄^2-+3H₂↑，工作原理如图1所示．装置通电后，铁电极附近生成紫红色的FeO₄^2-，镍电极有气泡产生．若氢氧化钠溶液浓度过高，铁电极区会产生红褐色物质．已知：Na₂FeO₄只在强碱性条件下稳定，易被H₂还原．电解过程中，须将阴极产生的气体及时排出，其原因是防止Na₂FeO₄与H₂反应使产率降低．

18．一定温度下，在3个体积均为1.0L的恒容密闭容器中反应2H₂（g）+CO（g）?CH₃OH（g）达到平衡，下列说法正确的是（　　）

容器	温度/k	物质的起始浓度/mol•L-1			物质的平衡浓度/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．	该反应的正反应放热
	B．	达到平衡时，容器I中反应物转化率比容器Ⅱ中的小
	C．	达到平衡时，容器Ⅱ中c（H2）大于容器Ⅲ中的两倍
	D．	达到平衡时，容器Ⅲ中的正反应速率比容器I中的大

17．汽车尾气中的NO_x是大气污染物之一，用CH₄催化还原NO_x可以消除氮氧化物的污染．
（1）已知：
①CH₄（g）+4NO₂（g）$\stackrel{催化剂}{?}$ 4NO（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₁=-574kJ•mol^-1
②CH₄（g）+4NO（g）$\stackrel{催化剂}{?}$ 2N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）△H₂=-1160kJ•mol^-1
③CH₄（g）+2NO₂（g） $\stackrel{催化剂}{?}$N₂（g）+CO₂（g）+2H₂O（g）
△H₃=-867kJ•mol^-1．
（2）反应③在热力学上趋势很大，其原因是此反应放出的热量十分大．在固定容器中按一定比例混合CH₄与NO₂后，提高NO₂转化率的反应条件是低温、低压
（3）在130℃和180℃时，分别将0.50mol CH₄和a mol NO₂充入1L的密闭容器中发生反应③，测得有关数据如表：

实验编号	温度		0分钟	10分钟	20分钟	40分钟	50分钟
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开展实验1和实验2的目的是研究温度对该化学平衡的影响．
②130℃时，反应到20分钟时，NO₂的反应速率是0.0125mol/（L•min）．
③180℃时达到平衡状态时，CH₄的平衡转化率为70%．
④已知130℃时该反应的化学平衡常数为6.4，试计算a=1.2．
（4）NO₂、O₂和熔融NaNO₃可制作燃料电池，其原理如图．该电池在使用过程中石墨I电极上生成氧化物Y，该电极反应为NO₂+NO₃^--e^-=N₂O₅．