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【热点题型】27 盖斯定律
1.盖斯定律
(1)内容:一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其反应焓变是相同的。即化学反应的反应焓变只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。如:由反应物A生成产物B可以设计如下两条途径,则ΔH、ΔH1、ΔH2的关系可以表示为ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
(2)应用：
①根据盖斯定律书写热化学方程式:根据已知热化学方程式,运用数学计算转化为目标热化学方程式。
②根据盖斯定律计算反应热:
转化关系 反应热间的关系
aAB、AB ΔH1= aΔH2
转化关系 反应热间的关系
AB ΔH1= - ΔH2
ΔH= ΔH1＋ΔH2
2.反应热大小的比较
(1)看物质状态。物质的气、液、固三态转化时的能量变化如右:
(2)看ΔH的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH绝对值的大小,还要考虑其符号。
(3)看化学计量数。当反应物与生成物的状态分别相同时,化学计量数越大,放热反应的ΔH越小,吸热反应的ΔH越大。
(4)看反应的程度。对于可逆反应,参加反应的物质的量和状态分别相同时,反应的程度越大,热量变化越大。
3.利用盖斯定律计算反应热
(1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。
一调:根据目标热化学方程式,调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置,改写已知的热化学方程式。
二调:根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调:调整中间物质的化学计量数。
一加:将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
(2)运用盖斯定律的七个注意事项。
①热化学方程式乘以某一个数时,焓变ΔH也必须乘上该数。
②热化学方程式相加减时,物质之间相加减,焓变ΔH也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时,ΔH的“+”“-”随之改变,但绝对值不变。
④叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。
⑤比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。
⑥利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。
⑦同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。
4．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤
—先确定待求的方程式
↓
—
↓
—
↓
—
↓
—计算并写出待求的热化学方程式
↓
—检查得出的热化学方程式是否正确
5．盖斯定律的两个关键：
(1)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关。
(2)利用盖斯定律可间接计算某些反应的反应热。
6．盖斯定律中的两个关系
(1)总反应方程式＝各步反应方程式之和
(2)总反应的焓变＝各步反应的焓变之和
【专题训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关。(　×　)
(2)盖斯定律遵守能量守恒定律。(　√　)
(3)利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热。(　√　)
(4)已知：O3＋Cl===ClO＋O2　ΔH1
ClO＋O===Cl＋O2　ΔH2
则反应O3＋O===2O2的ΔH＝ΔH1＋ΔH2。(　√　)
(5)已知N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ/mol，则2NH3(g)??N2(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋92 kJ/mol。(　√　)
(6)已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1；C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)　ΔH2；H2(g)＋O2(g)===H2O(g)ΔH3；CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4；则ΔH1＝ΔH2＋ΔΗ3＋ΔH4。(　√　)
(7)H—H键、O===O键和O—H键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462 kJ·mol－1，则反应H2(g)＋O2(g)===H2O(g)的ΔH＝－916 kJ·mol－1。(　×　)
(8)由H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1可知，1 g H2燃烧生成H2O(g)放出的热量为a kJ。(　×　)
(9)一个反应一步完成或几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越少。(　×　)
(10)H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1和2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2中的ΔH1＜ΔH2。(　×　)
(11)等质量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出的热量更多。(　×　)
(12)若H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH1＜0，则HCl(g)===H2(g)＋Cl2(g)　ΔH2＞0。(　√　)
(13)已知相同条件下2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH1，反应2SO2(s)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。(　×　)
(14)对一可逆反应加入催化剂，改变了反应途径，反应的ΔH也随之改变。(　×　)
2．(1)下列各组热化学方程式的ΔH前者大于后者的是__②③④__。
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1
C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2
②S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH3
S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH4
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH5
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH6
④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)　ΔH7
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(ag)　ΔH8
(2)物质A在一定条件下可发生一系列转化，完成下列填空。
①A→F，ΔH＝－ΔH6；
②ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝0；
③C→F，|ΔH| ＝ |ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|(填“＞”“＜”或“＝”，下同)；
④|ΔH1＋ΔH2＋ΔH3| ＝ |ΔH4＋ΔH5＋ΔH6|。
(3)真空碳热还原—氧化法可实现由铝矿制备金属铝，其相关的热化学方程式如下：
Al2O3(s)＋AlCl3(g)＋3C(s)===3AlCl(g)＋3CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1
3AlCl(g)===2Al(l)＋AlCl3(g)　ΔH＝b kJ·mol－1
反应Al2O3(s)＋3C(s)===2Al(l)＋3CO(g)的ΔH＝(a＋b)kJ·mol－1(用含a、b的代数式表示)。　
(1)已知：2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝－98 kJ·mol－1。在含少量I－的溶液中，H2O2分解反应过程为：
ⅰ．H2O2(l)＋I－(aq)===H2O(l)＋IO－(aq)　ΔH1
ⅱ．H2O2(l)＋IO－(aq)===H2O(l)＋O2(g)＋I－(aq)　ΔH2
下列说法不正确的是(　C　)
A．ΔH1＋ΔH2＝ΔH
B．I－是H2O2分解反应的催化剂
C．欲分解2 mol H2O2(l)，至少需要提供98 kJ的热量
D．若生成1 mol O2，则反应ⅱ转移电子的物质的量为2 mol
【解析】根据盖斯定律，由ⅰ＋ⅱ可得：2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)，则有ΔH1＋ΔH2＝ΔH，A项正确；该反应中，I－是过程ⅰ的反应物，是过程ⅱ的生成物，故I－是H2O2分解反应的催化剂，B项正确；反应2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)为放热反应，分解2 mol H2O2(l)放出98 kJ的热量，C项错误；反应ⅱ中碘元素由＋1价降低到－1价，则生成1 mol O2时转移2 mol电子，D项正确。
3． Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)===CuCl(s)＋Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1
CuCl(s)＋O2(g)===CuO(s)＋Cl2(g)　ΔH2＝－20 kJ·mol－1
CuO(s)＋2HCl(g)===CuCl2(s)＋H2O(g) 　ΔH3＝－121 kJ·mol－1
则4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)的ΔH＝ －116 kJ·mol－1。
【解析】①CuCl2(s)===CuCl(s)＋Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1
②CuCl(s)＋O2(g)===CuO(s)＋Cl2(g)　ΔH2＝－20 kJ·mol－1
③CuO(s)＋2HCl(g)===CuCl2(s)＋H2O(g) 　ΔH3＝－121 kJ·mol－1
根据盖斯定律，(①＋②＋③)×2可得4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O (g)，据此计算该反应的ΔH＝(ΔH1＋ΔH2＋ΔH3)×2＝－116 kJ·mol－1。
4．“一碳化学”是指研究分子中只含有一个碳原子的化合物为原料合成一系列化工产品的化学。研究和深度开发、的应用对构建生态文明社会具有重要的意义。
(1)和在催化剂作用下可发生以下两个反应：
Ⅰ．
Ⅱ．
反应的______。升高温度，的含量增大的原因是______。
(2)在压强、、的起始投料一定的条件下，发生反应Ⅰ、Ⅱ，实验测得的平衡转化率和平衡时的选择性随温度的变化如图所示。
已知：的选择性
其中表示平衡时的选择性的曲线是______(填“①”或“②”)；温度高于280℃时，曲线①随温度升高而升高的原因是______；为同时提高的平衡转化率和平衡时的选择性，应选择的反应条件为______(填标号)。
A．低温、低压 B．低温、高压 C．高温、高压 D．高温、低压
(3)对于反应 ，反应速率，其中、分别为正、逆反应速率常数，为气体的分压。
①降低温度，______(填“增大”、“减小”或“不变”)。
②在、下，按照投料，待达到平衡，，用气体分压表示的平衡常数______。
【答案】(1) 平衡Ⅰ逆向移动，使和的浓度增大，也能促使反应Ⅱ平衡正向移动，所以的含量增大 (2) ② 高于280℃，以反应Ⅱ为主，反应Ⅱ为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，使的转化率升高 B (3) 减小
【解析】
(1)根据盖斯定律可知，可得到反应的= ；升高温度，反应Ⅰ向逆反应方向移动，反应Ⅱ正反应方向移动，Ⅰ逆向移动，使和的浓度增大，也能促使反应Ⅱ平衡正向移动，所以的含量增大，答案为：；平衡Ⅰ逆向移动，使和的浓度增大，也能促使反应Ⅱ平衡正向移动，所以的含量增大；
(2)升高温度，反应Ⅰ向逆反应方向进行，Ⅱ向正反应方向进行，的选择性逐渐减小，所以曲线②表示的选择性；温度高于280℃时，以反应Ⅱ为主，反应Ⅱ为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，使的转化率升高；温度低时的选择性高，增大压强反应Ⅰ和Ⅱ均向正反应方向移动，使二氧化碳转化率增大，选择的反应条件为：低温和高压，答案为：②；高于280℃，以反应Ⅱ为主，反应Ⅱ为吸热反应，温度升高，平衡正向移动，使的转化率升高；B；
(3)①降低温度平衡向放热反应方向移动，正逆反应速率均减小，平衡逆向移动，，所以减小程度大于，所以降低温度，减小，答案为：减小；
②由，达到平衡时正、逆反应速率相等，则推知，气体分压表示的平衡常数，答案为：。
5．Ⅰ.铁及铁的氧化物广泛应于生产、生活、航天、科研领域。
(1)铁的氧化物循环分解水制H2
已知：H2O(l)=H2(g)+1/2 O2(g)　ΔH1=a kJ mol-1
6FeO(s)+O2(g)=2Fe3O4(s)　ΔH2=b kJ mol-1
则：3FeO(s)+H2O(l)=H2(g)+Fe3O4(s)　ΔH3=_______
(2)Fe2O3与CH4反应可制备“纳米级”金属铁。已知，恒温恒容时，加入Fe2O3与CH4发生反应：3CH4(g)+Fe2O3(s) 2Fe(s)+6H2(g)+3CO(g)
①此反应的化学平衡常数表达式为_______
②下列条件能判断该反应达到平衡状态的是_______
a.消耗1molFe2O3的同时，消耗3molCO
b.容器内气体的颜色不再改变
c.容器内压强不再改变
d.v正(CH4)=2v逆(H2)
Ⅱ.用CH4还原NO2的反应为CH4(g)+2NO2(g) N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，向两个容积均为2L温度分别为T1、T2的恒温恒容密闭容器中分别加入1mol CH4和2mol NO2，测得各容器中n(NO2)随反应时间t的变化如图所示：
①T1_______T2(填“>”或“<”)。
②T1时，40~80 min内，用N2的浓度变化表示的平均反应速率为v(N2)= _______
③T1下，200 min时，向容器中再加入CH4、NO2和H2O(g)各l mol，化学平衡_______移动(填“正向”“逆向”或“不”)。
Ⅲ.CaSO4微溶于水和酸，可加入氢氧化钠并通入CO2使其转化为CaCO3，然后加酸浸泡除去，反应的离子方程式为CaSO4+CO=CaCO3+SO，室温下，该反应的化学平衡常数为_______(室温下，Ksp(CaCO3)=3×10-9，Ksp(CaSO4)=9×10-6)。
【答案】(1) (a+b/2)kJ·mol-1 (2) ac Ⅱ. < 0.0025mol·L-1·min-1 正向 Ⅲ. 3×103
【解析】
(1)设①H2O(l)=H2(g)+1/2 O2(g)　ΔH1=a kJ mol-1，②6FeO(s)+O2(g)=2Fe3O4(s)　ΔH2=b kJ mol-1，③3FeO(s)+H2O(l)=H2(g)+Fe3O4(s)　ΔH3，根据盖斯定律可知，故ΔH3=(a+b/2)kJ·mol-1，故答案为：(a+b/2)kJ·mol-1
(2) ①3CH4(g)+Fe2O3(s) 2Fe(s)+6H2(g)+3CO(g) 此反应的化学平衡常数表达式为，故答案为：
②a.消耗1molFe2O3的同时，消耗3molCO，方向相反速率相等，可以判断平衡，故a正确；
b.容器内气体没有颜色，不能根据颜色变化判断平衡，故b错误；
c.反应前后是气体分子数不相等的反应，当容器内压强不再改变可以判断平衡，故c正确；
d.当2v正(CH4)=v逆(H2)时达到平衡，故d错误；
故答案为：ac
Ⅱ. ①根据先拐先平数值大原则，则T1②T1时，结合图像可知40~80 min内，NO2物质的量变化=1.50mol-1.10mol=0.40mol，浓度变化量= ，根据反应CH4(g)+2NO2(g) N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，N2的浓度变化量为：0.10 ，则，故答案为：0.0025mol·L-1·min-1
③根据三段式可得：
T1下，200 min时，向容器中再加入CH4、NO2和H2O(g)各l mol，则化学平衡正向移动。故答案为：正向
Ⅲ.反应式为：CaSO4+CO=CaCO3+SO，根据平衡常数表达式可得：
，故答案为：3×103
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【热点题型】27 盖斯定律
1.盖斯定律
(1)内容:一个化学反应,无论是一步完成还是分几步完成,其反应焓变是相同的。即化学反应的反应焓变只与反应体系的始态和终态有关,而与反应途径无关。如:由反应物A生成产物B可以设计如下两条途径,则ΔH、ΔH1、ΔH2的关系可以表示为ΔH＝ΔH1＋ΔH2。
(2)应用：
①根据盖斯定律书写热化学方程式:根据已知热化学方程式,运用数学计算转化为目标热化学方程式。
②根据盖斯定律计算反应热:
转化关系 反应热间的关系
aAB、AB ΔH1= aΔH2
转化关系 反应热间的关系
AB ΔH1= - ΔH2
ΔH= ΔH1＋ΔH2
2.反应热大小的比较
(1)看物质状态。物质的气、液、固三态转化时的能量变化如右:
(2)看ΔH的符号。比较反应热大小时不要只比较ΔH绝对值的大小,还要考虑其符号。
(3)看化学计量数。当反应物与生成物的状态分别相同时,化学计量数越大,放热反应的ΔH越小,吸热反应的ΔH越大。
(4)看反应的程度。对于可逆反应,参加反应的物质的量和状态分别相同时,反应的程度越大,热量变化越大。
3.利用盖斯定律计算反应热
(1)运用盖斯定律的技巧——“三调一加”。
一调:根据目标热化学方程式,调整已知热化学方程式中反应物和生成物的左右位置,改写已知的热化学方程式。
二调:根据改写的热化学方程式调整相应ΔH的符号。
三调:调整中间物质的化学计量数。
一加:将调整好的热化学方程式及其ΔH相加。
(2)运用盖斯定律的七个注意事项。
①热化学方程式乘以某一个数时,焓变ΔH也必须乘上该数。
②热化学方程式相加减时,物质之间相加减,焓变ΔH也必须相加减。
③将一个热化学方程式颠倒时,ΔH的“+”“-”随之改变,但绝对值不变。
④叠加各反应式时，有的反应要逆向写，ΔH符号也相反，有的反应式要扩大或缩小，ΔH也要相应扩大或缩小。
⑤比较反应热大小时，反应热所带“＋”“－”均具有数学意义，参与大小比较。
⑥利用键能计算反应热时，要注意物质中化学键的个数。如1 mol NH3中含有3 mol N—H键，1 mol P4中含有6 mol P—P键等。
⑦同一物质的三态变化(固、液、气)，状态由固→液→气变化时，会吸热；反之会放热。
4．利用盖斯定律书写热化学方程式的一般步骤
—先确定待求的方程式
↓
—
↓
—
↓
—
↓
—计算并写出待求的热化学方程式
↓
—检查得出的热化学方程式是否正确
5．盖斯定律的两个关键：
(1)化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，与反应途径无关。
(2)利用盖斯定律可间接计算某些反应的反应热。
6．盖斯定律中的两个关系
(1)总反应方程式＝各步反应方程式之和
(2)总反应的焓变＝各步反应的焓变之和
【专题训练】
1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)化学反应的反应热不仅与反应体系的始态和终态有关，也与反应的途径有关。(　　)
(2)盖斯定律遵守能量守恒定律。(　　)
(3)利用盖斯定律可间接计算通过实验难测定的反应的反应热。(　　)
(4)已知：O3＋Cl===ClO＋O2　ΔH1
ClO＋O===Cl＋O2　ΔH2
则反应O3＋O===2O2的ΔH＝ΔH1＋ΔH2。(　　)
(5)已知N2(g)＋3H2(g)??2NH3(g)　ΔH＝－92 kJ/mol，则2NH3(g)??N2(g)＋3H2(g)的ΔH＝＋92 kJ/mol。(　　)
(6)已知C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1；C(s)＋H2O(g)===H2(g)＋CO(g)　ΔH2；H2(g)＋O2(g)===H2O(g)ΔH3；CO(g)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH4；则ΔH1＝ΔH2＋ΔΗ3＋ΔH4。(　　)
(7)H—H键、O===O键和O—H键的键能分别为436 kJ·mol－1、496 kJ·mol－1和462 kJ·mol－1，则反应H2(g)＋O2(g)===H2O(g)的ΔH＝－916 kJ·mol－1。(　　)
(8)由H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH＝a kJ·mol－1可知，1 g H2燃烧生成H2O(g)放出的热量为a kJ。(　　)
(9)一个反应一步完成或几步完成，两者相比，经过的步骤越多，放出的热量越少。(　　)
(10)H2(g)＋O2(g)===H2O(g)　ΔH1和2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)　ΔH2中的ΔH1＜ΔH2。(　　)
(11)等质量的硫蒸气和硫固体分别完全燃烧，后者放出的热量更多。(　　)
(12)若H2(g)＋Cl2(g)===2HCl(g)　ΔH1＜0，则HCl(g)===H2(g)＋Cl2(g)　ΔH2＞0。(　　)
(13)已知相同条件下2SO2(g)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH1，反应2SO2(s)＋O2(g)===2SO3(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。(　　)
(14)对一可逆反应加入催化剂，改变了反应途径，反应的ΔH也随之改变。(　　)
2．(1)下列各组热化学方程式的ΔH前者大于后者的是___。
①C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1
C(s)＋O2(g)===CO(g)　ΔH2
②S(s)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH3
S(g)＋O2(g)===SO2(g)　ΔH4
③H2(g)＋O2(g)===H2O(l)　ΔH5
2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH6
④CaCO3(s)===CaO(s)＋CO2(g)　ΔH7
CaO(s)＋H2O(l)===Ca(OH)2(ag)　ΔH8
(2)物质A在一定条件下可发生一系列转化，完成下列填空。
①A→F，ΔH＝；
②ΔH1＋ΔH2＋ΔH3＋ΔH4＋ΔH5＋ΔH6＝；
③C→F，|ΔH| |ΔH1＋ΔH2＋ΔH6|(填“＞”“＜”或“＝”，下同)；
④|ΔH1＋ΔH2＋ΔH3| |ΔH4＋ΔH5＋ΔH6|。
(3)真空碳热还原—氧化法可实现由铝矿制备金属铝，其相关的热化学方程式如下：
Al2O3(s)＋AlCl3(g)＋3C(s)===3AlCl(g)＋3CO(g)　ΔH＝a kJ·mol－1
3AlCl(g)===2Al(l)＋AlCl3(g)　ΔH＝b kJ·mol－1
反应Al2O3(s)＋3C(s)===2Al(l)＋3CO(g)的ΔH＝kJ·mol－1(用含a、b的代数式表示)。　
(1)已知：2H2O2(l)===2H2O(l)＋O2(g)　ΔH＝－98 kJ·mol－1。在含少量I－的溶液中，H2O2分解反应过程为：
ⅰ．H2O2(l)＋I－(aq)===H2O(l)＋IO－(aq)　ΔH1
ⅱ．H2O2(l)＋IO－(aq)===H2O(l)＋O2(g)＋I－(aq)　ΔH2
下列说法不正确的是()
A．ΔH1＋ΔH2＝ΔH
B．I－是H2O2分解反应的催化剂
C．欲分解2 mol H2O2(l)，至少需要提供98 kJ的热量
D．若生成1 mol O2，则反应ⅱ转移电子的物质的量为2 mol
3． Deacon直接氧化法可按下列催化过程进行：
CuCl2(s)===CuCl(s)＋Cl2(g)　ΔH1＝83 kJ·mol－1
CuCl(s)＋O2(g)===CuO(s)＋Cl2(g)　ΔH2＝－20 kJ·mol－1
CuO(s)＋2HCl(g)===CuCl2(s)＋H2O(g) 　ΔH3＝－121 kJ·mol－1
则4HCl(g)＋O2(g)===2Cl2(g)＋2H2O(g)的ΔH＝ kJ·mol－1。
4．“一碳化学”是指研究分子中只含有一个碳原子的化合物为原料合成一系列化工产品的化学。研究和深度开发、的应用对构建生态文明社会具有重要的意义。
(1)和在催化剂作用下可发生以下两个反应：
Ⅰ．
Ⅱ．
反应的______。升高温度，的含量增大的原因是______。
(2)在压强、、的起始投料一定的条件下，发生反应Ⅰ、Ⅱ，实验测得的平衡转化率和平衡时的选择性随温度的变化如图所示。
已知：的选择性
其中表示平衡时的选择性的曲线是______(填“①”或“②”)；温度高于280℃时，曲线①随温度升高而升高的原因是______；为同时提高的平衡转化率和平衡时的选择性，应选择的反应条件为______(填标号)。
A．低温、低压 B．低温、高压 C．高温、高压 D．高温、低压
(3)对于反应 ，反应速率，其中、分别为正、逆反应速率常数，为气体的分压。
①降低温度，______(填“增大”、“减小”或“不变”)。
②在、下，按照投料，待达到平衡，，用气体分压表示的平衡常数______。
5．Ⅰ.铁及铁的氧化物广泛应于生产、生活、航天、科研领域。
(1)铁的氧化物循环分解水制H2
已知：H2O(l)=H2(g)+1/2 O2(g)　ΔH1=a kJ mol-1
6FeO(s)+O2(g)=2Fe3O4(s)　ΔH2=b kJ mol-1
则：3FeO(s)+H2O(l)=H2(g)+Fe3O4(s)　ΔH3=_______
(2)Fe2O3与CH4反应可制备“纳米级”金属铁。已知，恒温恒容时，加入Fe2O3与CH4发生反应：3CH4(g)+Fe2O3(s) 2Fe(s)+6H2(g)+3CO(g)
①此反应的化学平衡常数表达式为_______
②下列条件能判断该反应达到平衡状态的是_______
a.消耗1molFe2O3的同时，消耗3molCO
b.容器内气体的颜色不再改变
c.容器内压强不再改变
d.v正(CH4)=2v逆(H2)
Ⅱ.用CH4还原NO2的反应为CH4(g)+2NO2(g) N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，向两个容积均为2L温度分别为T1、T2的恒温恒容密闭容器中分别加入1mol CH4和2mol NO2，测得各容器中n(NO2)随反应时间t的变化如图所示：
①T1_______T2(填“>”或“<”)。
②T1时，40~80 min内，用N2的浓度变化表示的平均反应速率为v(N2)= _______
③T1下，200 min时，向容器中再加入CH4、NO2和H2O(g)各l mol，化学平衡_______移动(填“正向”“逆向”或“不”)。
Ⅲ.CaSO4微溶于水和酸，可加入氢氧化钠并通入CO2使其转化为CaCO3，然后加酸浸泡除去，反应的离子方程式为CaSO4+CO=CaCO3+SO，室温下，该反应的化学平衡常数为_______(室温下，Ksp(CaCO3)=3×10-9，Ksp(CaSO4)=9×10-6)。
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