运用化学反应原理研究氮、硫、氯、碘等单质及其化合物的反应有重要意义．
（1）硫酸生产中，SO2催化氧化生成SO3：2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g），混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如下图所示（曲线上任何一点都表示平衡状态）．根据图示回答下列问题：
①2SO2（g）+O2（g）⇌2SO3（g）的△H______0（填“＞”或“＜”）；若在恒温、恒压条件下向上述平衡体系中通入氦气，平衡______移动（填“向左”、“向右”或“不”）；
②若温度为T1、T2，反应的平衡常数分别为K1、K2，则K1______K2；若反应进行到状态D时，v正______v逆（填“＞”、“＜”或“=”）
（2）氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在工农业生产、生活中有着重要作用．
①右图是一定的温度和压强下是N2和H2反应生成1molNH3过程中能量变化示意图，请写出工业合成氨的热化学反应方程式：______．（△H的数值用含字母a、b的代数式表示）
②氨气溶于水得到氨水．在25℃下，将a mol•L-1的氨水与b mol•L-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中显中性，则c（NH+4）______c（Cl-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含a和b的代数式表示出氨水的电离平衡常数表达式______．
（3）海水中含有大量的元素，常量元素如氯、微量元素如碘在海水中均以化合态存在．在25℃下，向0.1mol•L-1的NaCl溶液中逐滴加入适量的0.1mol•L-1硝酸银溶液，有白色沉淀生成．从沉淀溶解平衡的角度解释产生沉淀的原因是______，向反应后的浊液中，继续加入0.1mol•L-1的NaI溶液，看到的现象是______，产生该现象的原因是（用离子方程式表示）______．
（已知25°C时Ksp[AgCl]=1.0×10-14mol2•L-2，Ksp[AgI]=1.5×10-16mol2•L-2）
（1））①由图可知，温度越高，混合体系中SO3的百分含量越小，说明升高温度平衡向逆反应进行，即向左移动，升高温度向吸热反应方向移动，即该反应正反应为放热反应，即△H＜0；
恒温、恒压条件下向上述平衡体系中通入氦气，体积应增大，反应混合物各组分的浓度降低，等效为降低压强，压强降低平衡向体积增大方向移动，即向左移动．
故答案为：＜；向左；
②温度升高，平衡向吸热方向移动，即向逆反应移动，K值减小，故K1＞K2，D状态未达平衡，混合体系中SO3的百分含量小于平衡时的，反应向正反应进行，所以V正＞V逆，
故答案为：＞；＞；
（2）①由图可知，N2和H2反应生成1molNH3放出的热量为（b-a）kJ，该反应的热化学反应方程式为N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-2（b-a）kJ•mol-1，
故答案为：N2（g）+3H2（g）⇌2NH3（g）△H=-2（b-a）kJ•mol-1；
②根据电荷守恒有c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），由于c（H+）=c（OH-），故c（NH4+）=c（Cl-），溶液呈中性，故溶液中c（OH-）=10-7mol/L，溶液中c（NH4+）=c（Cl-）=
×bmol•L-1=0.5bmol•L-1，故混合后溶液中c（NH3．H2O）=1 2
×amol•L-1-0.5bmol•L-1=（0.5a-0.5b）mol/L，NH3•H2O的电离常数Kb=1 2
=10-7×0.5b 0.5a-0.5b
，10-7b a-b
故答案为：=，
；10-7b a-b
（3）由于离子积Qc大于溶度积Ksp（AgCl），平衡向生成AgCl沉淀的方向移动，故AgCl沉淀生成，
两者化学式所表示的阴阳离子个数比相同，溶度积越大，溶解性越大，即AgCl比AgI的溶解度大，物质由溶解度大的转化为溶解度更小的，所以由AgCl转化为更难溶的AgI，现象为白色沉淀转化为黄色沉淀，离子方程式为AgCl（s）+I-═AgI（s）+Cl-，
故答案为：离子积Qc大于溶度积Ksp（AgCl）；白色沉淀转化为黄色沉淀；AgCl（s）+I-═AgI（s）+Cl-．