Question

16．運用化學反應原理分析解答以下問題．
（1）已知：①CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H₁=-91kJ•mol^-1
②2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H₂=-24kJ•mol^-1
③CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H₃=-41kJ•mol^-1
且三個反應的平衡常數依次為K₁、K₂、K₃，則反應 3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247kJ•mol^-1，化學平衡常數K=K=K₁²•K₂•K₃（用含K₁、K₂、K₃的代數式表示）．
（2）一定條件下，若將體積比為1：2的CO和．H₂氣體通入體積一定的密閉容器中發生反應3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g），下列能說明反應達到平衡狀態的是ac．
a．體系壓強保持不變                b．混合氣體密度保持不變
c．CO和H₂的物質的量保持不變         d．CO的消耗速率等于CO₂的生成速率
（3）氨氣溶于水得到氨水．在25℃下，將x mol•L^-1的氨水與y mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中顯中性，則c（NH₄⁺）=c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含x和y的代數式表示出氨水的電離平衡常數$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$．
（4）科學家發明了將NH₃直接用于燃料電池的方法，其裝置用鉑作電極，插入電解質溶液中，一個電極通入空氣，另一電極通入NH₃．其電池反應式為：4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O，電解質溶液應顯堿性（填“酸性”、“中性”或“堿性”），寫出正極的電極反應方程式O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

Answer 1

分析 （1）利用蓋斯定律，抵消中間產物，得到目的反應，計算△H；平衡常數是利用生成物平衡濃度冪次方乘積除以反應物平衡濃度冪次方乘積得到；方程式相加時，總平衡常數等于分方程的平衡常數之積；
（2）反應到達平衡狀態時，正逆反應速率相等（同種物質）或正逆反應速率之比等于系數之比（不同物質），平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發生變化；
（3）根據電荷守恒，判斷離子濃度大小；氨水的電離平衡常數為電離出離子的濃度積與溶質濃度的比值；
（4）NH₃不能與電解質反應及正極得到電子化合價升高．

解答 解：（1）利用蓋斯定律，反應①×2+反應②+反應③，得到目的反應，△H=-91kJ•mol^-1
+（-24kJ•mol^-1）+（-41kJ•mol^-1）=-247kJ•mol^-1，
反應①×2+反應②+反應③相加得總方程，則總方程的平衡常數等于分方程的平衡常數之積，即K=K₁²•K₂•K₃，
故答案為：-247kJ•mol^-1； K=K₁²•K₂•K₃；
（2）a、反應前后氣體體積不同，當壓強一定時，達到化學平衡狀態，故a正確；
b、體系體積一定，反應前后氣體質量相同，密度始終不變，不能判斷是否平衡，故b錯誤；
c、CO和H₂的物質的量保持不變，則其他各物質濃度亦保持不變，達到化學平衡狀態，故c正確；
d、CO的消耗速率等于CO₂的生成速率，均為正反應方向，不能判斷是否平衡，故d錯誤；
故選ac；
（3）寫出電荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），溶液呈中性，即c（H⁺）=c（OH^-），即c（NH₄⁺）=c（Cl^-）；氨水中的電離常數為$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）．c（{H}^{+}）}{c（N{H}_{3}．{H}_{2}O）}$=$\frac{y.1{0}^{-7}}{x-y}$=$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$，故答案為：=；
$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$；
（4）因NH₃能與水反應，所以溶液呈堿性，因正極得到電子化合價升高，所以電極反應為：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，故答案為：堿性；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

點評 本題考查弱電解質的電離、電化學原理、蓋斯定律等知識點，側重考查學生運用化學原理解答問題能力，易錯點是化學平衡狀態判斷，只有反應前后改變的物理量才能作為化學平衡狀態判斷依據．