【答案】 2NO（g）＋2CO(g)=N2(g)+2CO2(g) △H＝-746.5 kJ/mol < 該反應△S小于零，反應在該條件下能自發進行，故△H<0 溫度越高，反應速率越快 因為第1組的K大于第2組的K，溫度越低，平衡常數越大，反應進行的程度越大 a=1.5 b=0.75
【解析】⑴.① N2(g)+ O2(g)＝2NO(g) △H＝180.5 kJ/mol
② 2CO(g)+ O2(g)＝2CO2(g) △H＝ -566kJ/mol
NO(g)與CO(g)在催化劑作用下轉化成N2(g)和CO2(g)的化學方程式為：2NO（g）＋2CO(g)=N2(g)+2CO2(g)，根據蓋斯定律，②－①可得2NO（g）＋2CO(g)=N2(g)+2CO2(g) △H＝ -566kJ/mol－180.5 kJ/mol= -746.5 kJ/mol，故答案為：2NO（g）＋2CO(g)=N2(g)+2CO2(g) △H＝ -746.5 kJ/mol；
⑵.2NO2（g）+4CO（g）= N2(g)+4CO2(g) ，ΔH=QkJ·mol-1，該反應的△S小于零，根據△G=△H-T△S＜0時，反應可自發進行，則只有△H<0，故答案是：＜；該反應△S小于零，反應在該條件下能自發進行，故△H<0；
⑶.①.第1組實驗溫度為550℃，第2組實驗溫度為650℃，第2組實驗達到平衡所需的時間明顯比第1組少，故說明溫度越高，反應速率越快；
根據三段式法分別計算第1組550℃和第2組650℃時的平衡常數：
設第1組550℃時平衡常數為：K1，
2SO2(g )+O2(g) 
2SO3(g)
起始量（mol/L） 0.4 0.2 0
轉化量（mol/L） 0.36 0.18 0.36
平衡量（mol/L） 0.04 0.02 0.36
則K1=0.3620.042×0.02=4050
設第2組650℃時平衡常數為：K2，
2SO2(g )+O2(g) 2SO3(g)
起始量（mol/L） 0.2 0.1 0
轉化量（mol/L） 0.16 0.08 0.16
平衡量（mol/L） 0.04 0.02 0.16
則K2=0.1620.042×0.02=800
則K1＞K2，說明溫度越低，平衡常數越大，反應進行的程度越大，故答案為：因為第1組的K大于第2組的K，溫度越低，平衡常數越大，反應進行的程度越大；
②. 第3組實驗和第2組實驗溫度相同，因在第3組的實驗中一開始加入了0.5mol的SO3，反應達平衡時SO2仍為0.4mol，則第3組實驗和第2組實驗為等效平衡，因2SO2(g )+O2(g) 2SO3(g)是反應前后體積不相等的可逆反應，若達到等效平衡，則第3組和第2組反應物的起始加入量應相等，令SO3完全轉化，則根據方程式有：a+0.5=2，b+0.25=1，則a=1.5，b=0.75，故答案為：a=1.5；b=0.75。
2SO3(g)以制取硫酸，現在一容積固定為10L的密閉容器中進行該反應，現測得如下數據：
