3．在常壓和500℃時把O₂和SO₂按 1：2 體積比混合，如果混合前O₂有 10mol，平衡時SO₃占總體積的91%，求：
（1）平衡時參加反應O₂的物質的量為多少？
（2）平衡混合氣中SO₂的體積分數．
（3）SO₂的轉化率．

2．在10L恒容密閉容器中充入X（g）和Y（g），發(fā)生反應X（g）+Y（g）═M（g）+N（g），所得實驗數據如下表：

實驗 編號	溫度/℃	起始時物質的量/mol		平衡時物質的量/mol
		n（X）	n（Y）	n（M）
①	700	0.40	0.10	0.090
②	800	0.10	0.40	0.080
③	800	0.20	0.30	a

請計算：
（1）實驗①中，若5min時測得n（M）=0.050mol，則0至5min時間內，用N表示的平均反應速率υ（N）；
（2）實驗②中，該反應的平衡常數K；
（3）實驗③中，達到平衡時，X的轉化率．

1．（1）在一個容積固定的反應器中，有一可左右滑動的密封隔板，兩側分別進行如圖所示的可逆反應．各物質的起始加入量如下：A、B和C均為4.0mol、D為6.5mol、F為2.0mol，設E為x mol．當x在一定范圍內變化時，均可以通過調節(jié)反應器的溫度，使兩側反應都達到平衡，并且隔板恰好處于反應器的正中位置．請?zhí)顚懸韵驴瞻祝?br />

A （g）+B （g）?2C （g）

D（g）+2E（g）?2F（g）

①若x=4.5，則右側反應在起始時向正反應 （填“正反應“或“逆反應“）方向進行．欲使起始反應維持向該方向進行，則x的最大取值應小于7.0．
②若x分別為4.5和5.0，則在這兩種情況下，當反應達平衡時，A的物質的量是否相等？不相等    （填“相等“、“不相等“或“不能確定“）．其理由是：因為這兩種情況是在兩個不同溫度下達到化學平衡的，平衡狀態(tài)不同，所以物質的量也不同．
（2）830K時，在密閉容器中發(fā)生下列可逆反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H＜0   試回答下列問題：
①若起始時c（CO）=2mol•L^-1，c（H₂O）=3mol•L^-1，達到平衡時CO的轉化率為60%，則在該溫度下，該反應的平衡常數K=1；
②在相同溫度下，若起始時c（CO）=2mol•L^-1，c（H₂O）=2mol•L^-1，反應進行一段時間后，測得H₂的濃度為0.5mol•L^-1，則此時v_（正）＞v_（逆）（填“大于”“小于”或“等于”），達到平衡時CO的轉化率為50%；
③若降低溫度，該反應的K值將增大（填“增大”“減小”或“不變”，下同），該反應的化學反應速率將減�。�

20．金屬鎢用途廣泛，主要用于制造硬質或耐高溫的合金，以及燈泡的燈絲．高溫下，在密閉容器中用H₂還原WO₃可得到金屬鎢，其總反應為：WO₃（s）+3H₂ （g）$\stackrel{高溫}{?}$ W（s）+3H₂O（g）
請回答下列問題：
（1）上述反應的化學平衡常數表達式為$\frac{{c}^{3}（{H}_{2}O）}{{c}^{3}（{H}_{2}）}$．
（2）某溫度下反應達平衡時，H₂與水蒸氣的體積比為2：3，則H₂的平衡轉化率為60%；隨溫度的升高，H₂與水蒸氣的體積比減小，則該反應為吸熱反應（填“吸熱”或“放熱”）．
（3）上述總反應過程大致分為三個階段，各階段主要成分與溫度的關系如下表所示：

溫度	25℃～550℃～600℃～700℃
主要成份	WO3       W2O5        WO2        W

第一階段反應的化學方程式為2WO₃+H₂$\frac{\underline{\;高溫\;}}{\;}$W₂O₅+H₂O；580℃時，固體物質的主要成分為W₂O₅、WO₂；假設WO₃完全轉化為W，則三個階段消耗H₂物質的量之比為1：1：4．
（4）已知：溫度過高時，WO₂（s）轉變?yōu)閃O₂（g）；
WO₂（s）+2H₂（g）═W（s）+2H₂O （g）△H=+66.0kJ•mol^-1
WO₂（g）+2H₂（g）═W（s）+2H₂O （g）△H=-137.9kJ•mol^-1
則WO₂（s）═WO₂（g） 的△H=+203.9 kJ•mol^-1．
（5）鎢絲燈管中的W在使用過程中緩慢揮發(fā)，使燈絲變細，加入I₂可延長燈管的使用壽命，其工作原理為W（s）+2I₂ （g）$?_{約3000℃}^{1400℃}$ WI₄ （g）．下列說法正確的有ab．
a．燈管內的I₂可循環(huán)使用
b．WI₄在燈絲上分解，產生的W又沉積在燈絲上
c．WI₄在燈管壁上分解，使燈管的壽命延長
d．溫度升高時，WI₄的分解速率加快，W和I₂的化合速率減慢．

19．已知：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
有體積均為2L的甲、乙兩個相同的密閉容器，一定溫度下，向甲容器中加入1mol N₂和3mol H₂，經過3min達到平衡時放出Q₁kJ的熱量；向乙容器中加入2molNH₃，一段時間到達平衡時吸收Q₂kJ的熱量；已知Q₁=3Q₂．
（1）下列情況表明反應已達到平衡狀態(tài)的是AD
A．氣體的平均相對分子質量不再變化       B．平衡常數不再變化
C．氮氣的生成速率與氨氣的消耗速率相等   D．斷裂1molN≡N鍵的同時斷裂6molN-H鍵
（2）Q₂=23.1kJ
（3）甲容器中達平衡時，H₂的平均反應速率為0.0375mol/（L•min）；達平衡后，再向甲容器中加入0.25mol N₂、0.75mol H₂、1.5mol NH₃，平衡的移動方向為正反應方向（填“正反應方向”“逆反應方向”或“不移動”）

18．碘在科研與生活中有重要作用，某興趣小組用0.50mol•L^-1KI、0.2%淀粉溶液、0.20mol•L^-1K₂S₂O₈、0.10mol•L^-1Na₂S₂O₃等試劑，探究反應條件對化學反應速率的影響．
已知：S₂O₈^2-+2I^-═2SO₄^2-+I₂（慢）     
I₂+2S₂O₃^2-═2I^-+S₄O₆^2- （快）
（1）向KI、Na₂S₂O₃與淀粉的混合溶液中加入一定量的K₂S₂O₈溶液，當溶液中的S₂O₃^2-或Na₂S₂O₃耗盡后，溶液顏色將由無色變?yōu)樗{色，為確保能觀察到藍色，S₂O₃^2-與S₂O₈^2-初始的物質的量需滿足的關系為：n（S₂O₃^2-）：n（S₂O₈^2-）＜2：1．
（2）為探究反應物濃度對化學反應速率的影響，設計的實驗方案如表：

實驗 序號	體積V/mL
	K2S2O8溶液	水	KI溶液	Na2S2O3溶液	淀粉溶液
①	10.0	0.0	4.0	4.0	2.0
②	9.0	1.0	4.0	4.0	2.0
③	8.0	Vx	4.0	4.0	2.0

表中V_x=2.0mL，理由是保證溶液總體積不變，即其他條件不變，只改變反應物K₂S₂O₈濃度，從而才達到對照實驗目的．
（3）已知某條件下，濃度c（S₂O₈^2-）～反應時間t的變化曲線如圖，若保持其它條件不變，請在答題卡坐標圖中，分別畫出降低反應溫度和加入催化劑時c（S₂O₈^2-）～反應時間t的變化曲線示意圖（進行相應的標注）．

17．恒溫下，將1mol N₂和3mol H₂在體積為2L的容器中混合，發(fā)生如下反應：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），2s時測得NH₃的體積分數為25%．則下列說法中不正確的是（　�。�

	A．	2s時N2的轉化率為40%
	B．	2s時混合氣體中n（N2）：n（H2）：n（NH3）=3：9：4
	C．	2s時NH3的濃度為0.4mol•L-1
	D．	用N2濃度的減少表示的平均反應速率為0.2mol•L-1•s-1

16．化學反應原理在科研和生產中有廣泛應用．

（1）利用“化學蒸氣轉移法”制備二硫化鉭（TaS₂）晶體，發(fā)生如下反應：
TaS₂（s）+2I₂（g）═TaI₄（g）+S₂（g）△H＞0   （Ⅰ）若反應（Ⅰ）的平衡常數K=1，向某恒容容器中加入1mol I₂ （g）和足量TaS₂s），I₂ （g）的平衡轉化率為66.7%．如圖1所示，反應（Ⅰ）在石英真空管中進行，先在溫度為T₂的一端放入未提純的TaS₂粉末和少量I₂ （g），一段時間后，在溫度為T₁的一端得到了純凈TaS₂晶體，則溫度T₁＜T₂（填“＞”“＜”或“=”）．上述反應體系中循環(huán)使用的物質是I₂．
（2）利用H₂S廢氣制取氫氣的方法有多種．
①高溫熱分解法
已知：H₂S（g）═H₂（g）+$\frac{1}{2}$S₂（g）△H₄在恒容密閉容器中，控制不同溫度進行H₂S分解實驗．以H₂S起始濃度均為c mol•L^-1測定H₂S的轉化率，結果如圖2．圖中a為H₂S的平衡轉化率與溫度關系曲線，b曲線表示不同溫度下反應經過相同時間且未達到化學平衡時H₂S的轉化率．△H₄＞0（填＞，=或＜）；說明隨溫度的升高，曲線b向曲線a逼近的原因：溫度升高，反應速率加快，達到平衡所需的進間縮短．
②電化學法
該法制氫過程的示意圖如圖3．反應后的溶液進入電解池，電解總反應的離子方程式為2Fe²⁺+2H⁺ $\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2Fe³⁺+H₂↑．

15．通過煤的氣化和液化，使碳及其化合物得以廣泛應用．
I．工業(yè)上先用煤轉化為CO，再利用CO和水蒸氣反應制H₂時，存在以下平衡：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）
（1）向1L恒容密閉容器中充入CO和H₂O（g），800℃時測得部分數據如下表．

t/min	0	1	2	3	4
n（H2O）/mol	0.600	0.520	0.450	0.350	0.350
n（CO）/mol	0.400	0.320	0.250	0.150	0.150

則該溫度下反應的平衡常數K=1.2．（保留2位有效數字）
（2）相同條件下，向2L恒容密閉容器中充入1molCO、1mol H₂O（g）、2molCO₂、2mo1H₂，此時v _（正）＜ v _（逆）（填“＞”“=”或“＜”）．
Ⅱ．已知CO（g）、H₂（g）、CH₃OH（l）的燃燒熱分別為283kJ•mol^-1、286kJ•mol^-1、726kJ•mol^-1'．
（3）利用CO、H₂合成液態(tài)甲醇的熱化學方程式為CO（g）+2H₂（g）=CH₃OH（l）△H=-129kJ•mol^-1．
（4）依據化學反應原理，分析增加壓強對制備甲醇反應的影響增加壓強使反應速率加快，同時平衡右移，CH₃OH產率增大．
Ⅲ．為擺脫對石油的過度依賴，科研人員將煤液化制備汽油，并設計了汽油燃料電池，電池工作原理如右圖所示：一個電極通入氧氣，另一電極通入汽油蒸氣，電解質是摻雜了Y₂O₃的ZrO₂晶體，它在高溫下能傳導O^2-．
（5）以辛烷（C₈H₁₈）代表汽油，寫出該電池工作時的負極反應方程式C₈H₁₈-50e^-+25O^2-=8CO₂+9H₂O．
（6）已知一個電子的電量是1.602×10^-19C，用該電池電解飽和食鹽水，當電路中通過1.929×10⁵C的電量時，生成NaOH80g．
Ⅳ．煤燃燒產生的CO₂是造成溫室效應的主要氣體之一．
（7）將CO₂轉化成有機物可有效地實現(xiàn)碳循環(huán)．如：
a．6CO₂+6H₂O$\stackrel{光照、葉綠素}{→}$ C₆H₁₂O₆+6O₂       
b．2CO₂+6H₂$→_{△}^{催化劑}$C₂H₅OH+3H₂O
c．CO₂+CH₄$→_{△}^{催化劑}$CH₃COOH         
d．2CO₂+6H₂$→_{△}^{催化劑}$CH₂=CH₂+4H₂O
以上反應中，最節(jié)能的是a，反應b中理論上原子利用率為46%．

14．2mol A與2molB．混合于2L的密閉容器中，發(fā)生如下反應：2A（g）+3B（g）?2C（g）+zD（g）．若2s后，A的轉化率為50%，測得v（D）=0.25mol•L^-1•s^-1，計算：（寫出計算過程）
（1）C 的反應速率 
（ 2）B的轉化率   
（3）z的數值   
（4）2s時C的體積分數（保留小數點后一位數字）