1 . 合成氨是人类科学技术发展史上的一项重大突破，研究表明液氨是一种良好的储氢物质。
（1）研究表明金属催化剂可加速氨气的分解。某温度下，用等质量的不同金属分别催化等浓度的氨气，测得氨气分解生成氢气的初始速率（单位：mmol/min）与催化剂的对应关系如表所示。

催化剂	Ru	Rh	Ni	Pt	Pd	Fe
初始速率	7. 9	4.0	3.0	2.2	1.8	0.5

①在不同催化剂的催化作用下，氨气分解反应的活化能最大的是______（填写催化剂的化学式）。
②温度为T时，在恒容的密闭容器中加入2 mol NH₃，此时压强为p₀，用Ru催化氨气分解，若平衡时氨气的转化率为50%，则该温度下反应2NH₃(g)N₂(g)+3H₂(g)的化学平衡常数K_p=_____。（用平衡分压代替平衡浓度计算，气体分压p_分=气体总压p_总×体积分数）
（2）关于合成氨工艺的理解，下列说法不正确的是______（填标号）。
A合成氨工业常采用的反应温度为500 °C左右，主要是为了节约能源
B使用初始反应速率更快的催化剂Ru，不能提高平衡时NH₃的产率
C合成氨工业采用的压强为10 MPa~30 MPa，是因为常压下N₂和H₂的转化率不高
（3）在1 L1 mol/L盐酸中缓缓通入2 mol氨气，请在图1中画出溶液中水电离出的OH^-浓度随通入氨气的物质的量变化的趋势图_______。

（4）电化学法合成氨:图2是用低温固体质子导体作电解质，

用Pt- CN，作阴极，催化电解H₂(g)和N₂(g)合成NH₃的原理示意图。
①Pt—C₃N₄电极上产生NH₃的电极反应式为_______。
②实验研究表明，当外加电压超过一定值后，发现阴极产物中氨气的体积分数随着电压的增大而减小，分析其可能原因：_______。

2 . CO、SO₂是主要的大气污染气体，利用化学反应原理是治理污染的重要方法。
I.甲醇是一种新型燃料，甲醇燃料电池即将从实验室走向工业化生产。工业上一般以CO和H₂为原料合成甲醇，该反应的热化学方程式为：CO（g）+2H₂（g） CH₃OH（g）   △H₁＝-116kJ·mol^-1
（1）下列措施中有利于增大该反应的反应速率的是___；
A．随时将CH₃OH与反应混合物分离          B．降低反应温度
C．增大体系压强                                      D．使用高效催化剂
（2）已知：CO（g）+2H₂（g）CH₃OH（g）     △H₁＝-116kJ·mol^-1
CO（g）+O₂(g)=CO₂（g）     △H₂＝-283kJ·mol^-1
H₂（g）+O₂(g)=H2O(g) △H₃

化学键	H—H	O=O	O—H
键能/KJ▪mol-1	436	498	463.5

则△H₃=___，表示1mol气态甲醇完全燃烧生成CO₂和水蒸气时的热化学方程式为___；
Ⅱ.当温度高于500 K时，科学家成功利用二氧化碳和氢气合成了乙醇，2CO₂（g）＋6H₂（g）C₂H₅OH（g）＋3H₂O（g）。这在节能减排、降低碳排放方面具有重大意义。回答下列问题：
（1）其平衡常数表达式为K=____。
（2）在恒容密闭容器中，判断上述反应达到平衡状态的依据是___。
a．体系压强不再改变             b．H₂的浓度不再改变
c．气体的密度不随时间改变   d．单位时间内消耗H₂和CO₂的物质的量之比为3∶1
（3）在一定压强下，测得由CO₂制取CH₃CH₂OH的实验数据中，起始投料比、温度与CO₂的转化率的关系如图。根据图中数据分析：

①降低温度，平衡向____方向移动。
②在700K、起始投料比=1.5时，H₂的转化率为___。
③在500K、起始投料比＝2时，达到平衡后H₂的浓度为amol·L^－1，则达到平衡时CH₃CH₂OH的浓度为___。
Ⅲ.某学习小组以SO₂为原料，采用原电池法制取硫酸。该小组设计的原电池原理如图所示。该电池中右侧为___极，写出该电池负极的电极反应式___。