在某温度下合成氨：N2＋3H2
2NH3（△H<0），把N2和H2以1︰1的物质的量之比混匀后分成两等份，同时分别充入A体积和B体积两个装有催化剂的真空容器中（A、B两容器容积固定），在保持同温度下，A、B两个容器的合成氨反应先后达到平衡状态。请回答：
（1）写出该反应的平衡常数表达式：_____________，KA_____
_KB（填“>”、“<”或“=”）。
（2）平衡常数K值越大，表明建立平衡时__________。
A．N2的转化率越低 B．NH3的产量越小
C．正反应进行得越彻底
（3）欲增大该反应K值，可以采取的措
施为__________。
A．升高温度 B．降低温度
C．增大N2、H2的浓度 D．使用高效的催化剂
（4）分析下表中数据后，完成下列问题[M（平）表示平衡
时混合物的平均相对分子质量]：达平衡时，容器A中N2的转化率为___________，容器B中M（平）为__________，容器______（填“A”或“B”）中，NH3的物质的量所占
的比例较大。
| |
容器A |
容器B |
| M（平） |
20 |
|
| 平衡时N2的转化率 |
|
10% |
KMnO4酸性溶液与草酸（H2C2O4）溶液反应时，溶液紫色会逐渐褪去。某探究小组用测定此反应溶液紫色消失所需时间的方法，研究外界条件对反应速率的影响。该实验条件作如下限定：
①所用KMnO4酸性溶液的浓度可选择：0.02 mol·L-1、0.002 mol·L-1；
②所用H2C2O4溶液的浓度可选择：0.2 mol·L-1、0.4 mol·L-1；
③每次实验时KMnO4酸性溶液的用量均为4 mL、H2C2O4溶液的用量均为2mL。
（1）若要探究反应物浓度、温度、催化剂对反应速率的影响，通过变换这些实验条件，至少需要完成____ 组实验进行对比即可得出结论。
（2）在其它条件相同的情况下，某同学改变KMnO4酸性溶液的浓度，测得实验数据（从混合振荡均匀开始计时）如下表所示：
| KMnO4酸性溶液浓度 （mol·L-1） |
溶液褪色所需时间（min） |
|
||
| 第一次 |
第二次 |
第三次 |
||
| 0.02 |
14 |
13 |
11 |
|
| 0.002 |
6.7 |
6.6 |
6.7 |
|
①用0.002 mol/L KMnO4酸性溶液进行实验时，KMnO4的平均反应速率（忽略混合前后溶液体积变化）。
②依据表中数据，不能得出“溶液的褪色所需时间越短，反应速率越快”的结论。某同学设计以下方案，可以直接得出“褪色时间越短，反应的速率越快”结论。
| KMnO4酸性溶液 |
H2C2O4溶液 |
||
| 浓度/ mol/L |
体积(ml) |
浓度/ mol/L |
体积（ml） |
| 0.02 |
2 |
b |
4 |
| a |
2 |
c |
4 |
则表中a= ；b= ；c= 。
（3）草酸电离常数：Ka1=5.9×10-2，Ka2=6.4×10-5。与KMnO4反应时，它将转化为CO2和H2O。
①草酸与酸性高锰酸钾溶液反应的离子方程式为 。
②室温下，0.1mol·L-1 KHC2O4酸溶液中pH 7，理由是 。
（4）测得某次实验（恒温）时溶液中Mn2+物质的量与时间关系如图。请解释n(Mn2+)在反应起始时变化不大、一段时间后快速增大的原因： 。
现有常温下的0.1 mol/l纯碱溶液。
（1）该溶液呈碱性是因为存在水解平衡，相关离子方程式是：________________。为证明存在上述平衡，进行如下实验：在0.1 mol·l－1纯碱溶液中滴加酚酞，溶液显红色，再往溶液中滴加 （填化学式）溶液，红色逐渐退为无色，说明上述观点成立。
（2）同学甲查阅资料得知0.1 mol/LNa2CO3中，发生水解的CO32—不超过其总量的10%。请设计实验加以证明（写出实验方案及预期观察到的现象）。答： 。
（3）同学乙就该溶液中粒子浓度关系写出五个关系式，其中不正确的是 。
| A．c(Na＋)＞2c(CO32—) |
| B．c(CO32—)＞c(OH－)＞c(HCO3—)＞c(H2CO3) |
| C．c(OH－)＝c(H＋)＋c(HCO3—)＋2c(H2CO3) |
| D．c(CO32—)＋c(HCO3—)="0.1" mol·L－1 |
E．c(H＋)+ c(Na＋)＝ c(OH－)＋c(HCO3—)＋c(CO32—)
（4）室温下pH均为a的Na2CO3和NaOH溶液中，水电离产生的c(OH—)之比= 。
在一恒温、恒容密闭容器中充入1mol CO2和3 mol H2，一定条件下发生反应：
CO2(g)+3H2(g)
CH3OH (g)+H2O(g) △H=－49.0 kJ/mol
某种反应物和生成物的浓度随时间变化如图所示。回答下列问题：
（1）Y的化学式是 。
（2）反应进行到3min时， v正 v逆(填“＞”或“<”、“=”)。反应前3min，H2的平均反应速率v（H2）= mol·L-1·min-1。
（3）不能判断该反应达到化学平衡状态的依据是 。
| A．容器内各气体的体积比保持不变 | B．混合气体密度不变 |
| C．3v逆（CH3OH） =v正（H2） | D．H2转化率为75% |
（4）上述反应达到平衡后，往容器中同时加入1molCO2和1mol H2O(g)，此时平衡将 （填“向左”、“向右”或“不”）移动。
（5）上述温度下，反应CH3OH (g) + H2O(g)CO2(g) + 3H2(g)的平衡常数K= （计算结果保留2位小数）。
某兴趣小组利用如图所示装置进行实验。
（1）断开K2、闭合K1，U形管内除电极上有气泡外，还可观察到的现象是 ；阳极电极反应式为 。当电路中转移0.001mol电子时，右侧注射器最多可以收集到气体 mL（折算为标准状况）。
（2）断开K2、闭合K1一段时间，待注射器中充有一定量的气体后，断开K1、闭合K2，此时装置内化学能转化为电能。实现能量转化的化学方程式为 ；
（3）假设实验装置不漏气，当（2）中注射器内气体全部参加反应后，U形管内的溶液理论上 （填“能”或“不能”）恢复原样。
工业上常常利用反应①来生产环氧乙烷，但是伴随副反应②。
①C2H4(g)+
O2(g) →
; △H1 ②C2H4(g)+3O2(g) → 2CO2(g)+2H2O(g); △H2
（1）写出环氧乙烷充分燃烧的热化学反应方程式。答：____________________________；
（2）工业生产中，可通过某一措施来加快反应①而对反应②影响较小，从而提高环氧乙烷的生产效率。工业生产采取的这种措施是_______________。
A．升高反应体系的温度B．增大体系中氧气的浓度
C．使用合适的催化剂D．降低反应体系的压强
（3）已知C=C、O=O、C—C键能分别为a kJ·mol-1、b kJ·mol-1、c kJ·mol-1，则环氧乙烷中C—O键能为 kJ·mol-1；
（4）反应②可以设计成燃料电池，若以酸做电解质溶液，负极反应式是 。
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