1 . 实验室利用橄榄石尾矿（主要成分为MgO及少量FeO、Fe₂O₃、Al₂O₃等）制备纯净氯化镁晶体（MgCl₂·6H₂O），实验流程如下：

已知几种金属阳离子形成氢氧化物沉淀时的pH如下表：

	Fe2+	Fe3+	Al3+	Mg2+
开始沉淀时	7.6	2.7	4.2	9.6
沉淀完全时	9.6	3.7	5.4	11.1

回答下列问题：
(1)“浸取”步骤中，能加快浸取速率的方法有________________（任写两种）。
(2)气体X是____，滤渣1溶于一定浓度硫酸溶液后，加热到70～80℃可以制得一种高效的无机高分子混凝剂、净水剂，其化学式为［Fe₂(OH)n(SO₄)_(3-0.5)n］_m，则该物质中铁元素的化合价为________。溶液采用的加热方式为________，控制温度70～80℃的原因是________________。若溶液的pH偏小，将导致聚铁中铁的质量分数________（填“偏高”、“偏低”或“无影响”）。
(3)加入H₂O₂的目的是________________ 。若将上述过程中的“H₂O₂”用“NaClO”代替也能达到同样目的，则发生反应的离子方程式为________________。
(4)“一系列操作”主要包括加入足量盐酸，然后经过________________、过滤、洗涤，即得到氯化镁晶体。

2 . 雾霾天气给人们的出行带来了极大的不便，因此研究NO₂、SO₂等大气污染物的处理具有重要意义。
(1)某温度下，已知：
①2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g) △H₁=-196.6kJ/mol
②2NO(g)+O₂(g)2NO₂(g)△H₂
③NO₂(g)+SO₂(g)SO₃(g)+NO(g)   △H₃=-41.8kJ/mol
则△H₂= _____________。
(2)按投料比2:1把SO₂和O₂加入到一密闭容器中发生反应2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g) ，测得平衡时SO₂的转化率与温度T、压强p的关系如图甲所示：

①A、B两点对应的平衡常数大小关系为K_A __________（填“＞”“＜”或“=”，下同）K_B；温度为T,时D点v_D正与v_D逆的大小关系为v_D正_____________v_D逆；
②T₁温度下平衡常数K_p=______________ kPa^-1（K_p为以分压表示的平衡常数，结果保留分数形式）。
(3)恒温恒容下，对于反应2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)，测得平衡时SO₃的体积分数与起始的关系如图乙所示，则当=1.5达到平衡状态时，SO₂的体积分数是图乙中D、E、F三点中的____________点。A、B两点SO₂转化率的大小关系为a_A ___（填“＞”“＜”或“=”）a_B。
(4)工业上脱硫脱硝还可采用电化学法，其中的一种方法是内电池模式（直接法），烟气中的组分直接在电池液中被吸收及在电极反应中被转化，采用内电池模式将SO₂吸收在电池液中，并在电极反应中氧化为硫酸，在此反应过程中可得到质量分数为40%的硫酸。写出通入SO₂电极的反应式：____________；若40%的硫酸溶液吸收氨气获得(NH₄)₂SO₄的稀溶液，测得常温下，该溶液的pH=5，则___________（计算结果保留一位小数，已知该温度下NH₃·H₂O的K_b=1.7×10^-5）；若将该溶液蒸发掉一部分水后恢复室温，则的值将_____（填“变大”“不变”或“变小”）。

3 . 开发氢能是实现社会可持续发展的需要。下图是以含H₂S杂质的天然气为原料制取氢气的流程图。

回答下列问题：
(1)反应②的化学方程式为____________________________________________。
(2)反应④的离子方程式为____________________________________________。
(3)步骤③中制氢气的原理如下：
Ⅰ：CH₄(g)＋H₂O(g)CO(g)＋3H₂(g) ΔH＝＋206.4 kJ·mol^－1
Ⅱ：CO(g)＋H₂O(g) CO₂(g)＋H₂(g) ΔH＝－41.2 kJ·mol^－1
①对于反应Ⅰ，一定可以提高平衡体系中H₂的百分含量，又能加快反应速率的措施是________（填字母代号）。
a．升高温度       b．增大水蒸气浓度       c．加入催化剂       d．降低压强
②利用反应Ⅱ，将CO进一步转化，可提高H₂的产量。若1.00 mol CO和H₂的混合气体（CO的体积分数为20%）与H₂O反应，得到1.18 mol CO、CO₂和H₂的混合气体，则CO的转化率为____________。
③已知：反应Fe(s)＋CO₂(g)FeO(s)＋CO(g)　ΔH₁，平衡常数为K₁；反应Fe(s)＋H₂O(g)FeO(s)＋H₂(g)　ΔH₂，平衡常数为K₂；在不同温度时K₁、K₂的值如下表：

	700 ℃	900 ℃
K1	1.47	2.15
K2	2.38	1.67

求：Ⅱ反应的逆反应方程式CO₂(g)＋H₂(g)CO(g)＋H₂O(g)的平衡常数K＝________(用K₁和K₂表示)，且由表可知，反应CO₂(g)＋H₂(g)CO(g)＋H₂O(g)是___________反应(填“吸热”或“放热”)。
(4)我国科研人员也提出了由CO₂和CH₄转化为高附加值产品和CH₃COOH的催化反应历程，该历程示意图如下。下列说法不正确的是________

A．生成CH₃COOH总反应的原子利用率为100%
B．CH₄→CH₃COOH过程中，有C—H键发生断裂
C．①→②放出能量并形成了C—C键
D．该催化剂可有效提高反应物的平衡转化率

4 . 合成氨是人类科学技术上的一项重大突破，其反应原理为：△H=-92.4kJ·L^-1，一种工业合成氨的简易流程图如下：

（1）步骤II中制氢气原理如下：
I. △H=+206.4kJ·L^-1
II. △H=-41.2kJ·L^-1
①对于反应I，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
②利用反应II，将CO进一步转化，可提高H₂产量。若1mol CO和H₂的混合气体（CO的体积分数为20%）与H₂O反应，得到1.18molCO、CO₂和H₂的混合气体，则CO转化率为_______________。
（2）图1表示500℃、60.0Mpa条件下，原料气投料比平衡时NH₃体积分数的关系。根据图中a点数据计算N₂的平衡体积分数：________。

（3）上述流程图中，使合成氨气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：_______________。

5 . 合理应用和处理氮的化合物，在生产生活中有重要意义。
（1）尿素[CO(NH₂)₂]是一种高效化肥，也是一种化工原料。
①CO(NH₂)₂(s)+H₂O(1)⇌2HN₃(g)+CO₂(g)ΔH=+133.6kJ/mol。关于该反应的下列说法正确的是____________（填序号）。
a.从反应开始到平衡时容器中混合气体的平均相对分子质量保持不变
b.在平衡体系中增加水的用量可使该反应的平衡常数增大
c.降低温度可使尿素的转化率增大
d.达到平衡后，缩小容器的体积，平衡向逆反应方向移动，达到平衡时NH₃的浓度大于原平衡
②尿素在一定条件下可将氮的氧化物还原为氮气。

已知：
再结合①中的信息，则反应2CO(NH₂)₂(s)+6NO(g)⇌5N₂(g)+2CO₂(g)+4H₂O(1)的ΔH=______kJ/mol。
③密闭容器中以等物质的量的NH₃和CO₂为原料，在120℃、催化剂作用下应生成尿素：CO₂(g)+2NH₃(g)⇌CO(NH₂)₂(s)+H2O(g)，混合气体中NH₃的物质的量百分含量随时间变化关系如图所示，氨气的平衡转化率为____________
（2）NO₂会污染环境，可用Na₂CO₃溶液吸收NO₂并生成CO₂，已知9.2gNO₂和Na₂CO₃溶液完全反应时转移电子0.1mol，恰好反应后，使溶液中的C元素全部以CO₂形式逸出，所得溶液呈弱碱性，则溶液中离子浓度大小关系是c(Na+)＞_________________________。
（3）用肼燃料电池为电源，通过离子交换膜电解法控制电解液中OH的浓度来制备纳米Cu₂O，装置如图所示：

上述装置中阳极反应式为_________________________，该电解池中的离子交换膜为______________（填“阴”或“阳”）离子交换膜。

6 . 合理应用和处理氮的化合物，在生产生活中有重要意义。
(1)尿素[CO(NH₂)₂]是一种高效化肥，也是一种化工原料。
①以尿素为原料在一定条件下发生反应：
CO(NH₂)₂(s)+H₂O(l)2NH₃(g)+CO₂(g) △H=+133.6 kJ/mol。关于该反应的下列说法正确的是______(填序号)。
a．从反应开始到平衡时容器中混合气体的平均相对分子质量保持不变
b．在平衡体系中增加水的用量可使该反应的平衡常数增大
c．降低温度可使尿素的转化率增大
d. 达到平衡后，缩小容器的体积，平衡向逆反应方向移动，达新平衡时NH₃的浓度大于原平衡
②尿素在一定条件下可将氮的氧化物还原为氮气。
已知：

再结合①中的信息，则反应2CO(NH₂)₂(s)+6NO(g)5N₂(g)+2CO₂(g)+4H₂O(l)的△H ＝_______kJ/mol。
③密闭容器中以等物质的量的NH₃和CO₂为原料，在120℃、催化剂作用下反应生成尿素：CO₂(g)+2NH₃(g) CO(NH₂)₂(s)+H₂O(g)，混合气体中NH₃的物质的量百分含量随时间变化关系如图所示，氨气的平衡转化率为________________。

(2)NO₂会污染环境，可用Na₂CO₃溶液吸收NO₂并生成CO₂。已知9.2g NO₂和Na₂CO₃溶液完全反应时转移电子0.1mol，恰好反应后，使溶液中的CO₂完全逸出，所得溶液呈弱碱性，则溶液中离子浓度大小关系是c(Na^＋)>______。
(3)用肼燃料电池为电源，通过离子交换膜电解法控制电解液中OH^－的浓度来制备纳米Cu₂O，装置如图所示：

上述装置中阳极反应式为________________________，该电解池中的离子交换膜为________(填“阴”或“阳”)离子交换膜。

7 . 已知H₂(g)＋I₂(g)2HI(g)ΔH<0。有相同容积的定容密闭容器甲和乙，甲中加入H₂和I₂各0.1mol，乙中加入HI 0.2mol，在相同温度下分别达到平衡。现欲使甲中HI平衡时的百分含量大于乙中HI平衡时的百分含量，则应采取的措施是

A．甲、乙提高相同温度	B．甲中加入0.1molHe，乙中不变
C．甲降低温度，乙增大压强	D．甲增加0.1molH2，乙增加0.1molI2

8 . 甲醇水蒸气重整制氢(SRM)系统简单，产物中H₂ 含量高、CO含量低(CO会损坏燃料电池的交换膜)，是电动汽车氢氧燃料电池理想的氢源。反应如下:
反应Ⅰ(主) :CH₃OH(g)+ H₂O(g) CO₂(g)+ 3H₂(g) ΔH₁=+49kJ/mol
反应Ⅱ(副) :H₂(g)+ CO₂(g) CO(g)+ H₂O(g) ΔH₂=+41kJ/mol
温度高于300℃则会同时发生反应Ⅲ: CH₃OH(g) CO(g)+2H₂(g) ΔH₃
（1）计算反应Ⅲ的ΔH₃= _________。
（2）反应1能够自发进行的原因是_______________，升温有利于提高CH₃OH转化率，但也存在一个明显的缺点是__________。
（3）右图为某催化剂条件下，CH₃OH转化率、CO生成率与温度的变化关系。

①随着温度的升高,CO的实际反应生成率没有不断接近平衡状态生成率的原因是____________ (填标号)。
A.反应Ⅱ逆向移动
B.部分CO 转化为CH₃OH
C.催化剂对反应Ⅱ的选择性低
D.催化剂对反应Ⅲ的选择性低
②随着温度的升高，CH₃OH 实际反应转化率不断接近平衡状态转化率的原因是______。
③写出一条能提高CH₃OH转化率而降低CO生成率的措施_________。
（4）250℃，一定压强和催化剂条件下，1.00molCH₃OH 和1.32molH₂O 充分反应(已知此条件下可忽略反应Ⅲ ),平衡时测得H₂为2.70mol,CO有0.030mol,试求反应Ⅰ中CH₃OH 的转化率_________，反应Ⅱ的平衡常数_________(结果保留两位有效数字)

9 . 以某菱锰矿（含MnCO₃、SiO₂、FeCO₃和少量Al₂O₃等）为原料通过以下方法可获得碳酸锰粗产品：
   
（1）“酸浸”时加快反应速率的方法除了增加硫酸的浓度和加热外，还有___________________。（写出一种）
（2）在加NaOH调节溶液的pH时约为5，如果pH过大，可能导致滤渣1中       ___________________（填化学式）的含量减少。
（3）取“沉锰”前溶液a mL于锥形瓶中，加入少量AgNO₃溶液（作催化剂）和过量的1.5%(NH₄)₂S₂O₈（过二硫酸氨）溶液，加热，Mn^2＋被氧化为MnO₄^-，反应一段时间后再煮沸5 min[除去过量的(NH₄)₂S₂O₈]，冷却至室温。选用适宜的指示剂，用b mol·L^-1的(NH₄)₂Fe(SO₄)₂标准溶液滴定至终点，平均消耗(NH₄)₂Fe(SO₄)₂标准溶液的体积为V mL。
①Mn^2＋与(NH₄)₂S₂O₈反应的离子方程式为___________________________________________。
②用含a、b、V的代数式表示“沉锰”前溶液中c(Mn^2＋)＝_______________。
（4）①写出“沉锰”时的离子方程式：___________________________________________。
②在其他条件相同时，NH₄HCO₃的初始浓度越大，锰元素回收率越高，请从沉淀溶解平衡的角度解释其原因___________________________________________。