2021高考化学(广东专用)二轮滚动加练2-化学基本理论综合应用.docx

滚动加练2　化学基本理论综合应用　
1．(2022·佛山市一模，31)汽车尾气中NOx的消退及无害化处理已引起社会广泛关注。
(1)某爱好小组查阅文献获得如下信息：
N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH＝＋180.5 kJ/mol
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH＝－483.6 kJ/mol
则反应2H2(g)＋2NO(g)===2H2O(g)＋N2(g)　ΔH＝________。
(2)该小组利用电解原理设计了如图甲装置进行H2还原NO的试验[高质子导电性的SCY陶瓷(能传递H＋)为介质，金属钯薄膜做电极]。
钯电极A为________极，电极反应式为___________________________。

(3)氨法催化还原NO原理如下：
主反应：4NO(g)＋4NH3(g)＋O24N2(g)＋6H2O(g)　(ΔH<0)
副反应：4NH3(g)＋3O2(g)2N2(g)＋6H2O(g)
4NH3(g)＋4O2(g)2N2O(g)＋6H2O(g)
4NO(g)＋4NH3(g)＋3O2(g)4N2O(g)＋6H2O(g)
有关试验结论如图乙、图丙所示，据此回答以下问题：
①催化还原NO应把握n(NH3)/n(NO)的最佳值为________，理由是_____________________________________________________________。

②主反应平衡常数表达式K＝________，随着温度的增加，K将________(填“增加”、“减小”或“不变”)。
③影响N2O生成率的因素有________、氧气浓度和________。
解析　(1)依据盖斯定律，第2个热化学方程式减去第1个热化学方程式可得，ΔH＝－664.1 kJ/mol。(2)依据原电池原理，内电路中阳离子移向正极，由图可知，钯电极A为正极、钯电极B为负极；酸性条件下，氢离子参与电极反应，正极发生的还原反应为2NO＋4H＋＋4e－===N2＋2H2O。(3)②由化学方程式可知，K＝；由于ΔH<0，正反应放热，上升温度平衡向左移动，K减小。③结合题目中的信息可知，影响N2O生成率的因素有温度、n(NH3)/n(NO)和氧气浓度。
答案　(1)－664.1 kJ/mol　(2)阴　2NO＋4H＋＋4e－===N2＋2H2O　(3)①1　n(NH3)/n(NO)小于1时，NO脱除率不高，n(NH3)/n(NO)大于1时，NO脱除率增加不明显且N2O生成率明显增加
②　减小　③温度　n(NH3)/n(NO)(本题两空答案挨次可颠倒)
2．合成氨技术的创造使工业化人工固氮成为现实。
(1)已知N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.2 kJ·mol－1。 在肯定条件下反应时，当生成标准状况下33.6 L NH3时，放出的热量为________。
(2)

合成氨混合体系在平衡状态时NH3的百分含量与温度的关系如图所示。由图可知：①温度T1、T2时的平衡常数分别为K1、K2，则K1________K2(填“＞”或“＜”)。若在恒温、恒压条件下，向平衡体系中通入氦气，平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
②T2温度时，在1 L的密闭容器中加入2.1 mol N2、1.5 mol H2，经10 min达到平衡，则v(H2)＝________。达到平衡后，假如再向该容器内通入N2、H2、NH3各0.4 mol，则平衡________移动(填“向左”、“向右”或“不”)。
(3)工业上用CO2和NH3反应生成尿素：CO2(g)＋2NH3(g)H2O(l)＋CO(NH2)2(l)　ΔH1在肯定压强下测得如下数据：
温度/℃
CO2　转化率%
n(NH3)/n(CO2)
100
150
200
1
19.6
27.1
36.6
1.5
a
b
c
2
d
e
f
①则该反应ΔH________0，表中数据a________d，b________f(均选填“＞”、“＝”或“＜”)。
②从尿素合成塔内出来的气体中仍含有肯定量的CO2、NH3，应如何处理___________________________________________________________。
解析　(1)由题意知，生成2 mol NH3放出的热量为92.2 kJ，所以放出的热量为：92.2 kJ·mol－1÷2×＝69.15 kJ。(2)①由图像知，随温度的上升，NH3%减小，平衡向逆向移动，所以K1＞K2；恒温恒压的条件下，向平衡体系中通入氦气，容器体积增大，平衡向左移动。②设T2温度时H2转化的物质的量浓度为x mol·L－1
　　　　　N2(g)　＋　3H2(g)2NH3(g)　ΔH＝－92.2 kJ·mol－1
2.1 1.5 0
x x
2.1－ 1.5－x x
所以＝20%
x＝0.9 mol·L－1
v(H2)＝0.9 mol·L－1÷10 min＝0.09 mol·L－1·min－1
T2温度时的平衡常数：K＝＝＝ L2·mol－2，平衡后，再向该容器内通入N2、H2、NH3各0.4 mol，则有：Qc＝＝＝ L2·mol－2＜ L2·mol－2，所以，平衡向右移动。
(3)①由图表中的数据知：随温度上升，CO2的转化率增大，平衡向右移动，正反应方向吸热，ΔH＞0和c＞b＞a，f＞e＞d，由增大一种反应物的浓度而另一种反应物转化率增大知：d＞a，则f＞b。②从尿素合成塔内出来的气体中仍有肯定量的CO2、NH3，应分别后再利用。
答案　(1)69.15 kJ
(2)①＞　向左　②0.09 mol·L－1·min－1　向右
(3)①＞　＜　＜
②净化后重新充入合成塔内，循环利用，提高原料利用率
3．(2022·广东六校联考)工业制硝酸的主要反应为：4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6 H2O(g)　ΔH。
(1)已知氢气的燃烧热为285.8 kJ·mol－1；
N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1；
H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1；
N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH＝＋180.6 kJ·mol－1。
则上述工业制硝酸的主要反应的ΔH＝________。
(2)在容积固定的密闭容器中发生上述反应，容器内部分物质的物质的量浓度如下表：
浓度
时间　　
c(NH3)/mol L－1·
c(O2)/mol·L－1
c(NO)/mol·L－1
起始
0.8
1.6
0
第2 min
0.6
a
0.2
第4 min
0.3
0.975
0.5
第6 min
0.3
0.975
0.5
第8 min
0.7
1.475
0.1
①反应在第2 min到第4 min时，O2的平均反应速率为________。
②反应在第6 min时转变了条件，转变的条件可能是________(填序号)。
A．使用催化剂 B．上升温度C．减小压强 D．增加O2的浓度
③下列说法中能说明4NH3(g)＋5O2(g)4NO(g)＋6H2O(g)达到平衡状态的是________(填序号)。
A．单位时间内生成n mol NO的同时，生成n mol NH3
B．条件肯定，混合气体的平均相对分子质量不再变化
C．百分含量w(NH3)＝w(NO)
D．反应速率v(NH3)∶u(O2)∶v(NO)∶v(H2O)＝4∶5∶4∶6
E．若在恒温恒压下容积可变的容器中反应，混合气体的密度不再变化
(3)某争辩所组装的CH3OH—O2燃料电池的工作原理如图所示。

①该电池工作时，b口通入的物质为________。
②该电池正极的电极反应式为：__________________________ ____________ ______________。
③以此电池作电源，在试验室中模拟铝制品表面“钝化”处理(装置如下图所示)的过程中，发觉溶液渐渐变浑浊并有气泡产生，其缘由可能是_____________________________________________________________________________________________________________________________
(用相关的离子方程式表示)。
解析　H2(g)＋1/2O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1　①
N2(g)＋3H2(g)===2NH3(g)　ΔH＝－92.4 kJ·mol－1　②
H2O(l)===H2O(g)　ΔH＝＋44.0 kJ·mol－1　③
N2(g)＋O2(g)===2NO(g)　ΔH＝＋180.6 kJ·mol－1　④
依据盖斯定律，由①×6－②×2＋③×6＋④×2得工业制硝酸的主要反应为：4NH3(g)＋5O2(g)===4NO(g)＋6H2O(g)　ΔH＝－904.8 kJ·mol－1；(2))①v(NH3)＝(0.6 mol·L－1－0.3 mol·L－1)/2min＝0.015 mol·L－1·min－1，则v(O2)＝v(NH3)×5/4＝0.187 5 mol·L－1·min－1；②比较表中起始到第6 min、第6 min到第8 min浓度变化知，反应逆向移动，转变的条件应是上升温度。③A项，单位时间内生成n mol NO的同时，生成n mol NH3，说明v正＝v逆，正确；B项，条件肯定时随着反应的进行，气体的物质的量渐渐变化，气体的质量始终不变，所以混合气体的平均相对分子质量渐渐变化，当平均相对分子质量不变时，说明达到平衡状态，正确；C项，百分含量w(NH3)＝w(NO)，但不能说明二者的百分含量不变，故不能说明达到平衡状态，错误；D项，反应速率v(NH3)∶v(O2)∶v(NO)∶v(H2O)＝4∶5∶4∶6，不能说明v正＝v逆，错误；E项，随着反应的进行，气体质量不变，容器容积可变，所以混合气体的密度可变，因此混合气体的密度是一个变量，当密度不变时说明达到平衡状态，正确。(3)①由电解质溶液中的H＋移动方向知，左边为负极，甲醇作还原剂从b口通入；右边为正极，氧气作氧化剂从c口通入；②该电池正极是氧气发生得电子的还原反应，电极反应式为：O2＋4e－＋4H＋===2H2O；③该电解池中，金属铝为阳极，电极反应：Al－3e－===Al3＋，Al3＋和HCO之间发生相互促进的完全水解反应Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑，溶液渐渐变浑浊。
答案　(1)－904.8 kJ·mol－1
(2)①0.187 5 mol·L－1·min－1　②B　③ABE
(3)①CH3OH　②O2＋4e－＋4H＋===2H2O
③Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑(或Al－3e－＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑)
4．(2022·枣庄模拟)化学反应原理在科研和生产中有广泛应用。
(1)肯定条件下，模拟某矿石形成的反应aW＋bQ→cN＋dP＋eR得到两个图像。

①该反应的ΔH________0(填“>”、“＝”或“<”)。
②某温度下，平衡常数表达式为K＝c2(X)，则由图(2)判定X代表的物质为________。
(2)将E和F加入密闭容器中，在肯定条件下发生反应：E(g)＋F(s)2G(g)。忽视固体体积，平衡时G的体积分数(%)随温度和压强的变化如下表所示：
压强/Mpa
体积分数%
温度/℃
1.0
2.0
3.0
810
54.0
a
b
915
c
75.0
d
1 000
e
f
82.0
则K(915 ℃)与K(810 ℃)的关系为K(915 ℃)________________K(810 ℃)(填“大于”、“等于”或“小于”)，a、b、f三者的大小关系为________________，1 000 ℃、3.0 MPa时E的转化率为________。
(3)25 ℃时，H2CO3HCO＋H＋的电离常数Ka＝4×10－7 mo1·L－1，则该温度下，NaHCO3的水解常数Kh＝________，请用适当的试管试验证明Na2CO3溶液中存在CO＋H2OHCO＋OH－的事实_______________ ______________________________________。
解析　(1)依据图像1，上升温度，K增大，则正反应吸热，该反应的ΔH＞0；依据图像2和反应中各物质的转化量之比等于系数比可知，反应的方程式为：2W＋Q3N＋P＋2R，由于已知平衡常数表达式为K＝c2(X)，可知X为生成物且方程式中系数为2，则X代表的物质为R。(2)第2问分析知正反应为吸热反应，上升温度，平衡正向移动，平衡常数增大，可知K(915 ℃)大于K(810 ℃)；该反应为气体体积增大的反应，同温下，增大压强，平衡逆向移动，G的体积分数变小，故c＞75.0＞54.0＞a＞b，利用c＞75.0＞54.0，可知同压下，上升温度平衡正向移动，即正反应为吸热，从而可知f＞75.0，所以b＜f，综上分析知f＞a＞b；在1 000 ℃ 3 MPa下，设E的起始量为a mol，转化率为x，则平衡时G的量为2ax，则G的体积分数×100%＝82%，解得x＝69.5%。(3)25 ℃时，H2CO3H＋＋HCO的电离常数Ka＝4×10－7mol·L－1，则该温度下，NaHCO3水解常数Kh＝＝＝＝2.5×10－8mol·L－1，证明方法是取少量碳酸钠溶液于试管中，加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成，证明碳酸根离子存在；另取少量溶液于试管中，滴加几滴酚酞，溶液呈红色，证明有氢氧根离子生成。
答案　(1)＞　R　(2)大于　f＞a＞b或b＜a＜f　69.5%　(3)2.5×10－8mol·L－1　取少量Na2CO3溶液于试管中，加入BaCl2溶液，有白色沉淀产生，证明有CO离子存在；另取少量溶液于试管中，滴加几滴酚酞试液，溶液呈红色，证明生成OH－离子
5．(2022·中山市一模，16)化学反应原理在科研和生产中有着广泛应用。
(1)SO2可用于制硫酸。已知25℃、101 KPa时：
2SO2(g)＋O2(g)2SO3(g)　ΔH1＝－197 kJ/mol；
H2O(g)===H2O(l)　ΔH2＝－44 kJ/mol；
2SO2(g)＋O2(g)＋2H2O(g)===2H2SO4(l)　ΔH3＝－545 kJ/mol。
则SO3(g)与H2O(l)反应的热化学方程式为_______________________ _________________________________________________。
(2)利用“化学蒸气转移法”制备二硫化钽(TaS2)晶体，发生如下反应：

甲
TaS2(s)＋2I2(g)TaI4(g)＋S2(g)　ΔH>0
若该反应的平衡常数K＝1，向某恒容容器中加入1 mol I2(g)和足量TaS2(s)，I2(g)的平衡转化率为__________________________________________。
如图甲所示，该反应在石英真空管中进行，先在温度为T2的一端放入未提纯的TaS2粉末和少量I2(g)，一段时间后，在温度为T1的一端得到了纯洁TaS2晶体，则温度T1________(填“>”、“<”或“＝”)T2。
上述反应体系中循环使用的物质是________。
(3)利用H2S废气制取氢气的方法有多种。
①高温热分解法
已知：H2S(g)H2(g)＋S2(g)　ΔH4
在恒容密闭容器中，把握不同温度进行H2S分解试验。以H2S起始浓度均为c mol·L－1测定H2S的转化率，结果见图乙。图中a为H2S的平衡转化率与温度关系曲线，b曲线表示不同温度下反应经过相同时间且未达到化学平衡时H2S的转化率。ΔH4________(填“>”、“＝”或“<”)0；说明随温度的上升，曲线b向曲线a靠近的缘由： ___________________________________。

乙
②电化学法
该法制氢过程的示意图如图丙。反应池中反应物的流向接受气、液逆流方式，其目的是________________；反应后的溶液进入电解池，电解总反应的离子方程式为____________________________。

丙
解析　(1)将题目给出的三个热化学方程式依据由上到下的挨次编号为①②③，将×(③－①)－②可得SO3(g)＋H2O(l)===H2SO4(l)，ΔH＝[－545－(－197)]－(－44)＝－130 kJ/mol。(2)该反应的平衡常数表达式为K＝[c(TaI4)·c(S2)]/c2(I2)，假设转化的n(I2)＝x，有
TaS2(s)＋2I2(g)TaI4(g)＋S2(g)
开头的物质的量 1 mol 0 0
转化的物质的量 x x/2 x/2
平衡的物质的量 1－x x/2 x/2
将平衡时各物质的量代入平衡常数表达式计算得，x＝0.667 mol。则I2(g)的平衡转化率为66.7%，由所给方程式可知该反应为吸热反应，通过题意，温度T2端有利于反应正向进行，为高温，温度T1端利于反应逆向进行，为低温，所以T1<T2。(3)①依据图乙a曲线，温度上升，H2S的转化率增大，故反应为吸热反应，ΔH4>0。②反应池中发生氧化还原反应为H2S＋2FeCl3===2FeCl2＋S↓＋2HCl；电解池中亚铁离子失去电子，氢离子得到电子。
答案　(1)SO3(g)＋H2O(l)===H2SO4(l)　ΔH＝－130 kJ/mol　(2)66.7%　<　I2　(3)①>　温度上升，反应速率加快，达到平衡所需的时间缩短　②增大反应物接触面积，使反应更充分　2Fe2＋＋2H＋2Fe3＋＋H2↑
6．(2022·成都高三考前模拟)酸、碱、盐在水溶液中的反应是中学化学争辩的主题。
(1)0.4 mol·L－1的NaOH溶液与0.2 mol·L－1 HnA溶液等体积混合后pH＝10，则HnA是________(①一元强酸　②一元弱酸　③二元强酸　④二元弱酸)，理由是____________________________。
(2)将pH相同的NH4Cl溶液和HCl溶液稀释相同的倍数，则下面图像正确的是________(填图像符号)

(3)已知PbI2的Ksp＝7.0×10－9，将1.0×10－2 mol·L－1的KI与Pb(NO3)2溶液等体积混合，则生成PbI2沉淀所需Pb(NO3)2溶液的最小浓度为_____________________________________________________________。
(4)在25 ℃下，将a mol·L－1的氨水与0.1 mol·L－1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c(NH)＝c(Cl－)，则溶液显中性，用含a的代数式表示NH3·H2O的电离常数Kb＝________。
(5)等体积的pH均为4的盐酸与NH4Cl溶液中，发生电离的水的物质的量前者与后者的比值为________。
(6)已知KBiO3＋MnSO4＋H2SO4―→Bi2(SO4)3＋KMnO4＋H2O＋K2SO4(未配平)，利用上述化学反应设计成如图所示原电池，其盐桥中装有饱和K2SO4溶液。

①电池工作时，盐桥中的K＋移向________(填“甲”或“乙”)烧杯。
②甲烧杯中发生反应的电极方程式为____________________________。
解析　(1)若为一元强酸，与NaOH溶液等体积混合后溶液中的c(OH－)＝＝0.1 mol·L－1，则pH＝13≠10不成立，同样为一元弱酸不成立；若为二元酸，与NaOH溶液等体积混合，酸碱恰好反应，若为二元强酸，反应后溶液呈中性，若为二元弱酸，生成正盐水解显碱性。所以HnA 为二元弱酸。
(2)NH4Cl为强酸弱碱盐，稀释促进其水解，盐酸为强酸，在溶液中全部电离，pH相同的NH4Cl溶液和HCl溶液稀释相同倍数时，稀释后NH4Cl溶液的酸性强，盐酸的pH大于NH4Cl，B正确。
(3)设生成PbI2沉淀所需Pb(NO3)2溶液最小浓度为x mol·L－1，由PbI2的Ksp(PbI2)＝c(Pb2＋)·c2(I－)知：7.0×10－9＝×(1.0×10－2/2)2，x＝5.6×10－4 mol·L－1。
(4)将a mol·L－1的氨水与0.1 mol·L－1盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中存在c(NH3·H2O)＋c(NH)＝ mol·L－1和c(NH)＝c(Cl－)＝mol·L－1，则c(NH3·H2O)＝—，则NH3·H2O的电离常数Kb＝＝＝。
(5)pH＝4的盐酸中水电离出的c(H＋)＝10－10 mol·L－1，pH＝4的NH4Cl溶液中水电离产生的c(H＋)＝10－4 mol·L－1，则等体积的pH均为4的盐酸和NH4Cl溶液中，发生电离的水的物质的量前者与后者的比值为10－10 mol·L－1/10－4 mol·L－1＝10－6。
(6)由总反应方程式知：KBiO3生成Bi2(SO4)3化合价降低，得电子，MnSO4生成KMnO4化合价上升，失电子，所以甲池中石墨电极为负极，乙池中石墨电极为正极，电池工作时，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，所以，盐桥中的K＋移向乙烧杯，甲烧杯中发生反应的电极方程式为：Mn2＋－5e－＋4H2O===MnO＋8H＋。
答案　(1)④　生成正盐水解显碱性　(2)B
(3)5.6×10－4 mol·L－1　(4)10－8/(a－0.1)　(5)10－6
(6)乙　Mn2＋－5e－＋4H2O===MnO＋8H＋
7．(2022·佛山检测)我国是个钢铁大国，钢铁产量为世界第一，高炉炼铁是最为普遍的炼铁方法。
Ⅰ.已知反应Fe2O3(s)＋CO(g)Fe(s)＋CO2(g)　ΔH＝－23.5 kJ·mol－1，该反应在1 000 ℃的平衡常数等于4。在一个容积为10 L的密闭容器中，1 000 ℃时加入Fe、Fe2O3、CO、CO2各1.0 mol，反应经过10 min后达到平衡。
(1)CO的平衡转化率＝________。
(2)欲提高CO的平衡转化率，促进Fe2O3的转化，可实行的措施是________。
a．提高反应温度
b．增大反应体系的压强
c．选取合适的催化剂
d．准时吸取或移出部分CO2
e．粉碎矿石，使其与平衡混合气体充分接触
Ⅱ.高炉炼铁产生的废气中的CO可进行回收，使其在肯定条件下和H2反应制备甲醇：
CO(g)＋2H2(g)CH3OH(g)。请依据图示回答下列问题：

　　　　 　图一　　　　　　　　　图二
(1)从反应开头到平衡，用H2浓度变化表示平均反应速率v(H2)＝________。
(2)若在温度和容器相同的三个密闭容器中，按不同方式投入反应物，测得反应达到平衡时的有关数据如下表：
容器
反应物投入的量
反应物的转化率
CH3OH的浓度
能量变化(Q1、Q2、Q3均大于0)
甲
1 mol CO和2 mol H2
α1
c1
放出Q1 kJ热量
乙
1 mol CH3OH
α2
c2
吸取Q2 kJ热量
丙
2 mol CO和4 mol H2
α3
c3
放出Q3 kJ热量
则下列关系正确的是________。
A．c1＝c2 B．2Q1＝Q3
C．2α1＝α3 D．α1＋α2＝1
E．该反应若生成1 mol CH3OH，则放出(Q1＋Q2) kJ热量
Ⅲ.以甲烷为燃料的新型电池，其成本大大低于以氢为燃料的传统燃料电池，目前得到广泛的争辩，下图是目前争辩较多的一类固体氧化物燃料电池工作原理示意图。回答下列问题：

(1)B极上的电极反应式为_______________________________。
(2)若用该燃料电池做电源，用石墨做电极电解100 mL 1 mol·L－1的硫酸铜溶液，当两极收集到的气体体积相等时，理论上消耗的甲烷的体积为________(标况下)。
解析　Ⅰ.(1)设反应过程中CO的转化量为n mol，则有：

故：K＝＝＝4，解得n＝0.6，则CO的平衡转化率为×100%＝60%。
(2)该反应的正反应是放热反应，提高反应温度，平衡逆向移动，CO的平衡转化率降低，a错误；该反应反应前后气体的物质的量不变，增大反应体系的压强，平衡不移动，b错误；使用催化剂不能转变化学平衡的移动，c错误；准时吸取或移出部分CO2，减小了生成物的浓度，化学平衡正向移动，CO的平衡转化率增大，促进Fe2O3的转化，d正确；粉碎矿石使其与平衡混合气体充分接触，可以加快化学反应速率，不能转变化学平衡状态，e错误。
Ⅱ.(1)由图一可知，达到平衡时生成甲醇的物质的量浓度为0.75 mol·L－1，则Δc(H2)＝2Δc(CH3OH)＝2×0.75 mol·L－1＝1.5 mol·L－1，则v(H2)＝＝0.15 mol·(L·min)－1。
(2)依据图二合成甲醇的反应是放热反应。甲反应从正反应开头，乙从逆反应开头，但甲、乙两容器中的反应是等效平衡，则c1＝c2，α1＋α2＝1，该反应若生成1 mol CH3OH，则放出(Q1＋Q2) kJ热量，A、D、E正确；丙容器相当于把两个甲容器中的反应物压到一个容器中，压强增大，平衡正向移动，反应物转化率增大(移动的结果只是肯定程度地减弱条件的转变)，放出更多的热量，则2Q1<Q3，α1<α3<2α1，B、C错误。
Ⅲ.(1)甲烷在B极氧化为二氧化碳，则B极是负极，通入氧气的A极是正极，B极的电极反应式为CH4＋4O2－－8e－===CO2＋2H2O。(2)电解硫酸铜溶液时，阳极反应式为4OH－－4e－===O2↑＋2H2O，阴极反应式为：Cu2＋＋2e－===Cu,2H＋＋2e－===H2↑，n(Cu2＋)＝1 mol·L－1×0.1 L＝0.1 mol，若两极收集到的气体体积相等，设其物质的量为x，依据得失电子守恒有：4x＝0.1 mol×2＋2x，解得x＝0.1 mol，再依据关系式CH4～8e－～2O2，可得理论上消耗的甲烷的物质的量为n(O2)＝×0.1 mol＝0.05 mol，其体积为0.05 mol×22.4 L·mol－1＝1.12 L。
答案　Ⅰ.(1)60%　(2)d
Ⅱ.(1)0.15 mol·(L·min)－1　(2)ADE
Ⅲ.(1)CH4＋4O2－－8e－===CO2＋2H2O　(2)1.12 L
8．(2022·潍坊模拟)氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用。
(1)在T ℃时，将0.6 mol H2和0.4 mol N2置于容积为2 L的密闭容器中(压强为mPa)发生反应：3H2＋N22NH3　ΔH<0。
若保持温度不变，某爱好小组同学测得反应过程中容器内压强随时间变化如右图所示。

8 min内NH3的平均生成速率为________mol·L－1·min－1。
(2)仍在T ℃时，将0.6 mol H2和0.4 mol N2置于一容积可变的密闭容器中。
①下列各项能说明该反应已达到平衡状态的是________(填序号)。
a．容器内N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2
b．3v正(N2)＝v逆(H2)
c．3v正(H2)＝2v逆(NH3)
d．混合气体的密度保持不变
e．容器中气体的平均相对分子质量不随时间而变化
②该条件下达到平衡时NH3的体积分数与题(1)条件下NH3的体积分数相比________ (填“变大”“变小”或“不变”)。
③达到平衡后，转变某一条件使反应速率发生了如图所示的变化，转变的条件可能是________。

a．上升温度，同时加压
b．降低温度，同时减压
c．保持温度、压强不变，增大反应物浓度
d．保持温度、压强不变，减小生成物浓度
(3)硝酸厂的尾气含有氮氧化物，不经处理直接排放将污染空气。氨气能将氮氧化物还原为氮气和水，其反应机理为：
①2NH3(g)＋5NO2(g)===7NO(g)＋3H2O(g)　ΔH1＝－a kJ·mol－1
②4NH3(g)＋6NO(g)===5N2(g)＋6H2O(g)
ΔH2＝－b kJ·mol－1
则NH3直接将NO2还原为N2的热化学方程式为：
______________________________________________________________。
若标准状况下NO与NO2混合气体40.32 L被足量氨水完全吸取，产生标准状况下氮气42.56 L。该混合气体中NO与NO2的体积之比为________。
解析　(1)运用三段式，设N2消耗的物质的量为x，

恒温恒容下，气体的压强与物质的量成正比，(0.6－3x＋0.4－x＋2x)/(0.6＋0.4)＝0.8 mPa/1 mPa，
解得x＝0.1 mol,8 min时c(NH3)＝0.2 mol/2 L＝0.1 mol·L－1，NH3的平均生成速率v(NH3)＝ 0.1 mol·L－1/8 min＝0.012 5 mol·L－1·min－1。
(2)①a项，N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2，但不肯定不变，不能说明已达平衡；b项，3v正(N2)＝v逆(H2)，则v正(N2)∶v逆(H2)＝1∶3，等于化学计量数之比，说明已达平衡；c项，3v正(H2)＝2v逆(NH3)，v正(H2)∶v逆(NH3)＝2∶3，不等于化学计量数之比，不能说明已达平衡；d项，恒温恒压时，随着反应进行，气体的质量不变而体积渐渐减小，密度渐渐增大，当气体密度不变时，说明已达平衡；e项，恒温恒压时，随着反应进行，气体的质量不变而物质的量渐渐减小，平均相对分子质量渐渐增大，当气体平均相对分子质量不变时，说明已达平衡。 ②合成氨的正反应是气体分子数减小的反应，将0.6 mol H2和0.4 mol N2置于密闭容器中，恒温恒压条件下平衡状态的压强大于恒温恒容条件下平衡状态的压强，因此前者NH3的体积分数大于后者。③依据反应3H2＋N22NH3　ΔH<0，a项，升温，同时加压时，v正、v逆均增大，错误；b项，降温，同时减压时，v正、v逆均减小，错误；c项，恒温恒压时，充入N2或H2增大其浓度，v正增大，容积将增大，c(NH3)减小，v逆减小，新平衡的速率可能比原平衡大，正确；d项，恒温恒压时，从体系中分别出NH3减小其浓度，容积将减小，新平衡与原平衡互为等效平衡，反应速率不变，错误。
(3)依据氧化还原反应原理，NH3直接将NO2还原为N2的化学方程式为8NH3＋6NO2===7N2＋12H2O，依据盖斯定律，将(①×6＋②×7)÷5，即得所求热化学方程式③8NH3(g)＋6NO2(g)===7N2(g)＋12H2O(g)
ΔH＝－(6a＋7b)/5 kJ· mol－1。NO与NO2混合气体40.32 L(即1.8 mol)被足量氨水完全吸取产生氮气42.56 L(即1.9 mol)，设NO物质的量为x，NO2物质的量为y，依据反应②③列方程组：

则
解得：x＝0.6 mol，y＝1.2 mol，因此NO与NO2的体积之比为1∶2。
答案　(1)0.012 5　(2)①bde　②变大　③c
(3)8NH3(g)＋6NO2(g)===7N2(g)＋12H2O(g)　ΔH＝－(6a＋7b)/5 kJ·mol－1　1∶2