盐酸、硫酸和硝酸是中学阶段常见的“三大酸”。现就硫酸、硝酸与金属铜反应的情况，回答下列问题：
（1）工业上制备硫酸铜是利用废铜屑经灼烧后，在加热情况下跟稀硫酸反应，有关的化学方程式是： （两个）；不采用铜跟浓硫酸反应来制取硫酸铜的原因是 （答两点）
（2）在一定体积的10 mol·L－1的浓硫酸中加入过量铜片，加热使之反应，被还原的硫酸为0.9 mol。则浓硫酸的实际体积 (填“大于”、“等于”或“小于”)180 mL。
（3）若使剩余的铜片继续溶解，可在其中加入硝酸盐溶液(如KNO3溶液)，则该反应的离子方程式为
（4）将8 g Fe2O3投入到150 mL某浓度的稀硫酸中，再投入7 g铁粉，充分反应后，收集到1.68 L H2(标准状况)，同时，Fe和Fe2O3均无剩余，为了中和过量的硫酸，且使溶液中铁元素完全沉淀，共消耗4 mol·L－1的NaOH溶液150 mL。则原硫酸的物质的量浓度为
硫化氢(H2S)是一种有毒的可燃性气体，用H2S、空气和KOH溶液可以组成燃料电池，其总反应式为2H2S+3O2+4KOH==2K2SO3+4H2O。
（1）该电池工作时正极应通入 。
（2）该电池的负极电极反应式为： 。
（3）该电池工作时负极区溶液的pH （填“升高”“不变”“降低”）
（4）有人提出K2SO3可被氧化为K2SO4，因此上述电极反应式中的K2SO3应为K2SO4，某学习小组欲将电池工作一段时间后的电解质溶液取出检验，以确定电池工作时反应的产物。实验室有下列试剂供选用，请帮助该小组完成实验方案设计。
0．01mol·L－1KMnO4酸性溶液，1mol·L－1HNO3，1mol·L－1H2SO4，1mol·L－1HCl，0．1mol·L－1Ba(OH)2，0．1 mol·L－1 BaCl2。
| 实验步骤 |
实验现象及相关结论 |
| ①取少量电解质溶液于试管中，用pH试纸测其pH。 |
试纸呈深蓝色，经比对溶液的pH约为14，说明溶液中有残余的KOH。 |
| ②继续加入（ ）溶液，再加入（ ）溶液，振荡。 |
若有白色沉淀产生，则溶液中含有K2SO4。 若无白色沉淀产生，则溶液中没有K2SO4 |
| ③另取少量电解质溶液于试管中，先加1 mol·L－1的H2SO4酸化，再滴入2~3滴0．01 mol·L－1KMnO4酸性溶液，振荡 |
( ) |
（5）若电池开始工作时每100mL电解质溶液含KOH 56g，取电池工作一段时间后的电解质溶液20．00mL，加入BaCl2溶液至沉淀完全，过滤洗涤沉淀，将沉沉在空气中充分加热至恒重，测得固体质量为11．65g，计算电池工作一段时间后溶液中KOH的物质的量浓度( )。
(结果保留四位有效数字，假设溶液体积保持不变，已知：M(KOH)=56，M(BaSO4)=233，M(BaSO3)=217)
合成氨工业对国民经济和社会发展具有重要的意义。其原理为：
N2(g)+3H2(g)
2NH3(g) ΔH=－92.4 kJ/mol
据此回答：
（1）合成氨工业采取的下列措施中，不能用勒沙特列原理解释的是________(填序号)。
①20 MPa~50 MPa
②500℃的高温
③铁触媒作催化剂
④将生成的氨液化并及时从体系中分离出来，未反应的N2、H2循环到合成塔中
（2）一定条件下NH3的平衡体积分数随n(N2)变化如图所示 (T－温度)。
则T2_____T1 (填>、=、<)，判断的依据是：______________________。
（3）相同温度下，有恒容密闭容器A、恒压密闭容器B，两容器中均充入1 mol N2和3 mol H2，此时两容器的体积相等。在一定条件下反应达到平衡状态，A中NH3的体积分数为a，放出热量Q1 kJ；B中NH3的体积分数为b，放出热量Q2 kJ。
则：a_____b(填>、=、<)，Q1_____ Q2(填>、=、<)，Q1_____92.4(填>、=、<)。
G、Q、X、Y、Z均为氯的含氧化合物。我们不了解它们的化学式，但知道它们在一定条件下具有如下转化关系（未配平）
①G
Q＋NaCl
②Q ＋H2OX＋H2
③Y＋NaOH G＋Q＋H2O
④Z＋NaOH Q＋X＋H2O
（1）这五种化合物中氯的化合价由高到低的顺序是 ；
（2）臭氧与二氧化氯作用，可以得到红色油状的六氧化二氯Cl2O6，遇有机物会爆炸。它与氢氧化钠溶液反应可得到氯的两种含氧酸盐，其离子方程式是： 。
（3）亚氯酸钠NaClO2，可以作漂白剂，在常温下不见光可以保存约1年。但在酸性条件下因为生成亚氯酸而发生分解反应：HClO2ClO2＋H+＋Cl―＋H2O，分解时，刚加入硫酸时的反应很慢，随后突然迅速放出气态的二氧化氯。写出配平的化学方程式 。
如果有2molHClO2发生反应，则转移电子的个数是 ，后期反应速率迅速加快的原因是 。
| A．酸使亚氯酸的氧化性增强 | B．溶液中的氢离子还起了催化作用 |
| C．溶液中的氯离子还起了催化作用 | D．逸出的气体使反应生成物的浓度降低 |
合成氨是人类科学技术上的一项重大突破，其反应原理为：
N2(g)＋3H2(g)
2NH3(g) ΔH＝－92．4 kJ·mol－1一种工业合成氨的简易流程图如下：
（1）在密闭容器中，使2 mol N2和6 mol H2混合发生下列反应：N2(g)+3H2(g)2NH3(g)(正反应为放热反应)，当反应达到平衡时，N2和H2的浓度比是 。升高平衡体系的温度(保持体积不变)，混合气体的平均相对分子质量 (填“变大”、“变小”或“不变”) 。
（2）天然气中的H2S杂质常用氨水吸收，产物为NH4HS。一定条件下向NH4HS溶液中通入空气，得到单质硫并使吸收液再生，写出再生反应的化学方程式： _________________。
（3）步骤Ⅱ中制氢气原理如下：
①CH4(g)＋H2O(g) CO(g)＋3H2(g) ΔH＝＋206．4 kJ·mol－1
②CO(g)＋H2O(g) CO2(g)＋H2(g) ΔH＝－41．2 kJ·mol－1
对于反应①，一定可以提高平衡体系中H2百分含量，又能加快反应速率的措施是________。
a．升高温度 b．增大水蒸气浓度
c．加入催化剂 d．降低压强
利用反应②，将CO进一步转化，可提高H2产量。若a mol CO和H2的混合气体(H2的体积分数为80%)与H2O反应，得到1．14a mol CO、CO2和H2的混合气体，则CO转化率为__________________。
上述流程图中，使合成氨放出的能量得到充分利用的主要步骤是(填序号)______。
简述本流程中提高合成氨原料总转化率的方法： 。
工业上以氨气为原料(铂铑合金网为催化剂)催化氧化法制硝酸的过程如下：
（1）已知反应一经发生，铂铑合金网就会处于红热状态。写出氨催化氧化的化学方程式：____________。
当温度降低时，化学平衡常数K值________(填“增大”、“减小”或“无影响”)。
（2）氨气是制取硝酸的重要原料，合成氨反应的化学方程式如下：N2＋3H2
2NH3，该反应在固定容积的密闭容器中进行。
①下列各项标志着该反应达到化学平衡状态的是________(填字母)。
| A．容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2 |
| B．v正(N2)＝v逆(H2) |
| C．容器内压强保持不变 |
| D．混合气体的密度保持不变 |
②若在恒温条件下，将N2与H2按一定比例混合通入一个容积为2 L固定容积的密闭容器中，5 min后反应达平衡时，n(N2)＝1．0 mol，n(H2)＝0．8 mol，n(NH3)＝0．8 mol，则反应速率v(H2)＝________，平衡常数＝________。
③若容器恒容、绝热，加热使容器内温度迅速升至原来的2倍，平衡将 (填“向左移动”、“向右移动”或“不移动”)。达到新平衡后，容器内温度 (填“大于”、“小于”或“等于”)原来的2倍。
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