【推荐1】工业燃烧煤、石油等化石燃料释放出大量氮氧化物(NO_x)、CO₂、SO₂等气体，严重污染空气。对废气进行脱硝、脱碳和脱硫处理可实现绿色环保、废物利用。
Ⅰ.脱硝：
已知H₂的燃烧热为285.8kJ·mol^－1
N₂(g)＋2O₂(g)=2NO₂(g) ΔH＝＋133kJ·mol^－1
H₂O(g)=H₂O(l) ΔH＝－44kJ·mol^－1
催化剂存在下，H₂还原NO₂生成水蒸气和其他无毒物质的热化学方程式为___。
Ⅱ.脱碳：（1）向2L密闭容器中加入2molCO₂和6molH₂，在适当的催化剂作用下，发生反应：CO₂(g)＋3H₂(g) CH₃OH(l)＋H₂O(l) ΔH<0
①该反应自发进行的条件是___(填“低温”“高温”或“任意温度”)
②下列叙述能说明此反应达到平衡状态的是___(填字母)。
a．混合气体的平均相对分子质量保持不变        b．CO₂和H₂的体积分数保持不变
c．CO₂和H₂的转化率相等                              d．混合气体的密度保持不变
e．1molCO₂生成的同时有3 molH—H键断裂
③CO₂的浓度随时间(0～t₂)变化如图所示，在t₂时将容器容积缩小一倍，t₃时达到平衡，
t₄时降低温度，t₅时达到平衡，请画出t₂～t₆时间段CO₂浓度随时间的变化___。

（2）改变温度，使反应CO₂(g)＋3H₂(g)CH₃OH(g)＋H₂O(g) ΔH<0中的所有物质都为气态。起始温度、体积相同(T₁℃、2L密闭容器)。反应过程中部分数据见下表：

	反应时间	CO2(mol)	H2(mol)	CH3OH(mol)	H2O(mol)
反应Ⅰ： 恒温恒容	0min	2	6	0	0
	10min		4.5
	20min	1
	30min			1
反应Ⅱ： 绝热恒容	0min	0	0	2	2

①达到平衡时，反应Ⅰ、Ⅱ对比：平衡时CH₃OH的浓度c(Ⅰ)___c(Ⅱ)(填“>”“<”或“＝”)。
②对反应Ⅰ，前10min内的平均反应速率v(CH₃OH)＝___。在其他条件不变的情况下，若30 min时只改变温度至T₂℃，此时H₂的物质的量为3.2mol，则T₁___(填“>”“<”或“＝”)T₂。若30min时只向容器中再充入1 molCO₂(g)和1molH₂O(g)，则平衡___(填“正向”“逆向”或“不”)移动。
（3）利用人工光合作用可将CO₂转化为甲酸，反应原理为2CO₂＋2H₂O=2HCOOH＋O₂，装置如图所示：

①电极2的电极反应式是____；
②在标准状况下，当电极2室有11.2LCO₂反应。理论上电极1室液体质量___(填“增加”或“减少”)___g。

【推荐2】随着我国碳达峰、碳中和目标的确定，二氧化碳资源化利用倍受关注。以和为原料合成尿素       。研究发现，合成尿素反应分两步完成。
第1步：       
第2步：……
(1)第1步反应的平衡常数表达式为___________。
(2)第2步反应的热化学反应方程式为___________。
(3)一定条件下的恒容容器中，充入1.5mol 和1mol ，平衡时的转化率为50%，则平衡时___________，已知第2步反应的，测得平衡时容器内总压为3m kPa，则反应的平衡常数___________。
(4)若要提高平衡转化率，可采取的措施有___________(任写一条)。

【推荐3】2017年冬季全国大部分地区出现雾霾现象，汽车尾气是造成雾霾的原因之一，汽车尾气含CO、NO等有毒气体。为了减少CO对大气的污染，某研究性学习小组拟研究CO和H₂O反应转化为绿色能源H₂。已知：2CO(g)+O₂(g)＝2CO₂(g)； ΔH = －566kJ·moL^－1
2H₂(g)+O₂(g)＝2H₂O(g)； ΔH = －483.6kJ·moL^－1
H₂O (g)＝H₂O(l)； ΔH = －44.0kJ·moL^－1
（1）氢气燃烧热ΔH=__________；
（2）写出CO和H₂O(g)作用生成CO₂和H₂的热化学方程式______________。
（3）往1L体积不变的容器中加入0.200mol CO和1.00mol H₂O(g)，在t℃时反应并达到平衡，若该反应的化学平衡常数K=1（方程式中各物质前化学计量数为最简整数比），则t℃时CO 的转化率为________；（保留一位小数）反应达到平衡后，升高温度，此时平衡常数将____（填“变大”、“不变”或“变小”）。
（4）从汽车尾气中分离出CO与O₂、熔融盐Na₂CO₃组成的燃料电池，同时采用电解法制备N₂O₅，装置如图所示，其中Y为CO₂。石墨I电极的名称为______________（填“正极”“负极”“阴极”“阳极”）。在电解池中生成N₂O₅的电极反应式为__________________________________。

（5）在一定条件下，用NH₃处理汽车尾气中的NO。已知NO与NH₃发生反应生成N₂和H₂O，现有NO和NH₃的混合物1mol，充分反应后得到的还原产物比氧化产物多1.4 g，则原反应混合物中NO的物质的量可能是_____________。

【推荐1】无色气体N₂O₄是一种强氧化剂，为重要的火箭推进剂之一。N₂O₄与NO₂相互转化的热化学方程式为N₂O₄(g)⇌2NO₂(g)　ΔH=＋24.4 kJ/mol。
(1)将一定量N₂O₄投入固定容积的真空容器中，下列现象能说明反应达到平衡的是_______(填字母)。
a．v_正(N₂O₄)=2v_逆(NO₂)
b．体系颜色不变
c．气体平均相对分子质量不变
d．气体密度不变
(2)达到平衡后，保持体积不变，升高温度，再次达到平衡时，混合气体颜色_______(填“变深”“变浅”或“不变”)，判断理由是_______。
(3)平衡常数K可用反应体系中气体物质分压表示，即K表达式中用平衡分压代替平衡浓度，分压=总压×物质的量分数[例如：p(NO₂)=p_总×x(NO₂)]。写出上述反应平衡常数表达式：K_p=_______(用p_总、各气体物质的量分数x表示)；影响K_p的因素为_______。
(4)真空密闭容器中充入一定量N₂O₄，维持总压强p₀恒定，在温度为T时，平衡时N₂O₄的分解百分率为α。保持温度不变，向密闭容器中充入等量的N₂O₄，维持总压强在2p₀条件下分解，则平衡时N₂O₄的分解百分率为_______(用α表示)。

【推荐3】将0.4molN₂O₄气体充入2L固定容积的密闭容器中发生如下反应：N₂O₄(g)2NO₂(g)　ΔH。在T₁和T₂时，测得NO₂的物质的量随时间的变化如下图所示：

(1)T₁时，0～40s内用N₂O₄表示该反应的平均反应速率为________mol·L^-1·s^-1。
(2)ΔH________(填“>”“<”或“＝”)0。
(3)改变条件重新达到平衡时，要使的值变小，可采取的措施有_______(填字母，下同)。
A．升高温度   B．增大N₂O₄的起始浓度     C．向混合气体中通入NO₂        D．使用高效催化剂
(4)在温度为T₃、T₄时，平衡体系中NO₂的体积分数随压强变化的曲线如下图所示。下列说法正确的是_________。

A．A、C两点气体的颜色：A深，C浅             B．A、B两点N₂O₄的转化率：A>B
C．A、C两点的反应速率：A>C                       D．由A点到B点，可以用加热的方法

【推荐1】A、B、C、D、E、F六种短周期元素，其原子序数依次增大，其中B与C同周期，D与E和F同周期，A与D同主族，C与F同主族，C元素原子的s能级电子总数与p能级的相等，D是所在周期原子半径最大的主族元素。又知六种元素所形成的常见单质在常温常压下有三种是气体，三种是固体。请回答下列问题：
(1)A是_______(填元素符号，下同)，B是_______，C是_______，D是_______，F是_______。
(2)C、D、F三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是_______(用离子符号表示)。
(3)由A、B、C三种元素以原子个数比4∶2∶3可形成一种离子化合物，其阳离子电子式为_______。
(4)若E是金属元素，其单质与氧化铁反应常用于焊接钢轨，请写出反应的化学方程式：_______。若E是非金属元素，其单质在电子工业中有重要应用，请写出其氧化物溶于强碱溶液的离子方程式：_______。

【推荐2】X、Y、Z、J、Q五种短周期主族元素，原子序数依次增大。元素Z在地壳中含量最高，J元素的焰色试验呈黄色，Q的最外层电子数与其电子总数之比为3∶8，X能与J形成离子化合物，且的半径大于的半径，Y的氧化物是形成酸雨的主要物质之一。请回答：
(1)Q元素在周期表中的位置为_______。
(2)将这五种元素的原子半径从大到小排列，排在第三的元素是_______(填元素符号)。
(3)元素的非金属性：Z_______(填“>”或“<”)Q。下列各项中，不能说明这一结论的事实有_______(填标号)。
A.Q的氢化物的水溶液放置在空气中会变浑浊
B.Z与Q之间形成的化合物中元素的化合价
C.Z和Q的单质的状态
D.Z和Q在周期表中的位置
(4)X与Q在一定条件下可以形成极不稳定的原子个数比为1∶1的化合物，该化合物分子中既有极性键又有非极性键，写出该分子的结构式：_______。
(5)M和N均为上述五种元素中的三种组成的化合物，且M和N都为强电解质。M和N溶液反应既有沉淀出现又有气体产生，写出M和N反应的化学方程式：_______。

【推荐3】Ⅰ．X、Y、Z、W是四种短周期元素，X原子M层上的电子数是原子核外电子层数的2倍；Y原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；Z元素的单质为双原子分子，Z的氢化物水溶液呈碱性；W元素的最高价氧化物的水化物是酸性最强的含氧酸。回答下列问题：
(1)元素X的离子结构示意图为_______________。
(2)元素Y的一种同位素可测定文物年代，这种同位素的符号是_______________。
(3)元素Z能与氢元素形成一价阴离子，该阴离子的电子式_________ ，与该离子电子总数相等的Z与氢元素形成的微粒是_____________。(写一种即可)
(4) ZW₃常温下呈液态，可与水反应生成一种酸和一种碱，写出生成对应的酸和碱的化学方程式为_______________。
(5)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。X、Y、Z、W四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种酸的是___________ (用酸的分子式表示)。
Ⅱ．下表为元素周期表的一部分。

碳	氮	Y
X		硫	Z

回答下列问题：
(1)Z元素在周期表中的位置为____。
(2)表中元素原子半径最小的是_____(写元素符号)。
(3)下列事实不能说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强的是_____。
a．Y单质与H₂S溶液反应，溶液变浑浊
b．在氧化还原反应中，l mol Y单质比1 mol S得电子多
c．Y和S两元素的简单氢化物受热分解，前者的分解温度高
(4)铜与一定浓度的硝酸和硫酸的混合酸反应，生成的盐只有硫酸铜，同时生成的两种气体均由上表中两种元素组成，气体的相对分子质量都小于50。为防止污染，将产生的气体完全转化为最高价含氧酸盐，消耗1 L 2.8 mol．L^-1 NaOH溶液和1.2 molO₂，则两种气体的分子式及物质的量分别为_______________、_______________，生成硫酸铜物质的量为______。

【推荐2】I.镓是一种低熔点、 高沸点的稀有金属，有“电子工业脊梁”的美誉，被广泛应用到光电子工业和微波通信工业。回答下列问题：
(1)镓(Ga)的原子结构示意图为，镓元素在元素周期表中的位置是_______
(2)GaAs的熔点为1238℃，且熔融状态不导电， 据此判断，该化合物是_______(填“共价化合物”或“离子化合物”)。
(3)已知As与Ga同周期，As与N同主族。下列事实不能用元素周期律解释的是_______(填标序号)；
a.原子半径：Ca>As   b.热稳定性：NH₃>AsH₃
c.碱性： Ga(OH)₃>Al(OH)₃，d.酸性： H₃AsO₄>H₃AsO₃
II.利用反应4HCl+O₂2Cl₂+2H₂O， 可实现氯的循环利用，已知：该反应中，2 molHCl被氧化时，放出57.8 kJ的热量。请回答下列有关问题：

(4)4 mol HCl被氧化时，放出_______kJ的热量。
(5)根据图示的能量转化关系判断，生成16gCH₃OH(l)_______ (填“吸收”或“放出”)_______J能量。