Question

【題目】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=-91 kJ·mol-1

②2CH3OH(g) CH3OCH3(g)+H2O(g) △H2=-24 kJ·mol-1

③CO(g)+H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H3=-41 kJ·mol-1

且三個反應的平衡常數(shù)依次為K1、K2、K3

則反應3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g) △H=_____________，化學平衡常數(shù)K=_________（用含K1、K2、K3的代數(shù)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(fā)生反應：3CO(g)+3H2(g)CH3OCH3(g)+CO2(g) ，下列能說明反應達到平衡狀態(tài)的是_________。

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°C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(shù)式表示出氨水的電離平衡常數(shù)______。

(4)科學家發(fā)明了使NH3直接用于燃料電池的方法，其裝置用鉑黑作電極、加入電解質溶液中，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______（填“酸性”、“中性”或“堿性”），寫出正極的電極反應方程式______。

Answer 1

【答案】 -247 kJ·mol-1 K12·K2·K3 a c = K=10-7y/(x-y)mol·L-1 堿性 O2+2H2O+4e－＝4OH－

【解析】（1）根據蓋斯定律，將方程式①×2+②+③可得所求反應方程式，則△H=-91kJ/mol×2-24kJ/mol-41kJ/mol=-247kJ/mol；平衡常數(shù)K= K12·K2·K3；a、容器體積固定，3CO(g) +3H2(g) CH3OCH3(g) +CO2(g)是反應前后氣體壓強發(fā)生改變的可逆反應，所以體系壓強保持不變時達平衡狀態(tài)，正確；b、容器體積固定，根據質量守恒定律，得氣體的密度始終不變，所以不能作為平衡狀態(tài)到達的標志，錯誤；c、反應開始時，CO和H2的物質的量一直減少，當CO和H2的物質的量保持不變，不再減少時證明已達平衡狀態(tài)，正確；d、CO的消耗速率任何狀態(tài)都不等于CO2的生成速率，錯誤，答案選ac；（3）根據電荷守恒定律，鹽酸與氨水混合后的溶液顯中性，則c(H＋)=c（OH－），c(Cl-)+ c（OH－）=c(NH4+)+c(H＋)，所以c(Cl-)=c(NH4+)；在25℃下，中性溶液中c(H＋)= c（OH－）=1×10-7mol/L，若鹽酸與氨水的濃度相等，則等體積混合后生成氯化銨溶液顯酸性，而實際溶液顯中性，說明氨水的濃度大于鹽酸的濃度，氨水過量，設二者的體積均為1L，與鹽酸反應完剩余氨水的物質的量（x-y）mol，一水合氨的濃度為（x-y）/2mol/L，c(NH4+)=c(Cl-)=y/2mol/L，則氨水的電離平衡常數(shù)K= c（OH－）c(NH4+)/ c(NH3·H2O)= 1×10-7mol/L×y/2mol/L/（x-y）/2mol/L=10-7y/(x-y)mol·L-1；（4）根據電池反應式為：4NH3+3O2 =2N2+6H2O，判斷氨氣發(fā)生氧化反應，氧氣發(fā)生還原反應，氨氣失電子成為氮氣和氫離子，所以電解質溶液應顯堿性，產物中才能生成水；因為電解質溶液為堿性，所以正極是氧氣的還原反應，氧氣得電子與水結合生成氫氧根離子，電極反應式為O2+2H2O+4e－＝4OH－。