Question

能源的開發(fā)、利用與人類社會的可持續(xù)發(fā)展息息相關，充分利用好能源是擺在人類面前的重大課題．
Ⅰ．已知：Fe₂O₃（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H=a kJ?mol^-1
CO（g）+l/2O₂（g）=CO₂（g）△H=b kJ?mol^-1
C（石墨）+O₂（g）=CO₂（g）△H=c kJ?mol^-1
則反應4Fe（s）+3O₂（g）=2Fe₂O₃（s）的焓變△H=

 

kJ?mol^-1．
Ⅱ．依據(jù)原電池的構成原理，下列化學反應在理論上可以設計成原電池的是

 

（填序號）．
A．C（s）+CO₂（g）=2CO（g）△H＞0
B．NaOH（aq）+HCl（aq）=NaCl（aq）+H₂O（l）△H＜0
C．2H₂O（l）=2H₂（g）+O₂（g）△H＞0
D．CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H＜0
若以稀硫酸為電解質溶液，則該原電池的正極反應式為

 

．
Ⅲ．氫氣作為一種綠色能源，對于人類的生存與發(fā)展具有十分重要的意義．
（1）實驗測得，在通常情況下，1g H₂完全燃燒生成液態(tài)水，放出142.9kJ熱量．則H₂燃燒的熱化學方程式為

 

．
（2）用氫氣合成氨的熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ?mol^-1
①一定條件下，下列敘述可以說明該反應已達平衡狀態(tài)的是

 

．
A．υ_正（N₂）=υ_逆（NH₃）
B．各物質的物質的量相等
C．混合氣體的物質的量不再變化
D．混合氣體的密度不再變化
②如圖表示合成氨反應達到平衡后，每次只改變溫度、壓強、催化劑中的某一條件，反應速率υ與時間t的關系．其中表示平衡混合物中的NH₃的含量最高的一段時間是

 

．圖中t₃時改變的條件可能是

 

．
③溫度為T℃時，將4a mol H₂和2a mol N₂放入0.5L密閉容器中，充分反應后測得N₂的轉化率為50%，則反應的平衡常數(shù)為

 

．

Answer 1

考點：熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理,化學平衡建立的過程,化學平衡常數(shù)的含義,化學平衡狀態(tài)的判斷

專題：基本概念與基本理論

分析：Ⅰ．依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算得到所需熱化學方程式；
Ⅱ．常溫下屬于氧化還原反應的放熱反應，可設計為原電池，存在元素化合價變化的反應為氧化還原反應；根據(jù)正極氧氣放電與氫離子反應生成水；
Ⅲ．（1）根據(jù)物質的物質的量與反應熱成正比，熱化學方程式的書寫要求來分析；
（2）①可逆反應達到平衡狀態(tài)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(shù)之比（不同物質），平衡時各種物質的物質的量、濃度等不再發(fā)生變化，由此衍生的一些物理量不變，以此分析；
②根據(jù)圖象分析影響平衡的因素，主要是反應進行方向和速率的變化特征分析；
③利用N₂的轉化率結合三段法來計算平衡時的濃度，再利用化學平衡常數(shù)的表達式來計算．

解答： 解：Ⅰ．已知：Fe₂O₃（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H=a kJ?mol^-1    ①
CO（g）+l/2O₂（g）=CO₂（g）△H=b kJ?mol^-1                           ②
C（石墨）+O₂（g）=CO₂（g）△H=c kJ?mol^-1                            ③
依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律：③×6-②×6-①×2得到：4Fe（s）+3O₂（g）=2Fe₂O₃（s）△H=（6c-6b-2a） kJ/mol，
故答案為：6c-6b-2a；
Ⅱ．A．C（s）+CO₂（g）=2CO（g）△H＞0為氧化還原反應，但為吸熱反應，不能設計為原電池，故A錯誤；
B．NaOH（aq）+HCl（aq）=NaCl（aq）+H₂O（l）△H＜0不屬于氧化還原反應，不能設計為原電池，故B錯誤；
C．2H₂O（l）=2H₂（g）+O₂（g）△H＞0為氧化還原反應，但為吸熱反應，不能設計為原電池，故C錯誤；
D．CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H＜0為氧化還原反應，為放熱反應，能設計為原電池，故D正確；
正極氧氣放電與氫離子形成水，正極反應式為：O₂+4H⁺+4e^-=2H₂O，
故答案為：D；O₂+4H⁺+4e^-=2H₂O；
Ⅲ．（1）1g氫氣在氧氣中燃燒生成液態(tài)水，放出142.9kJ的熱量，4g氫氣在氧氣中燃燒生成液態(tài)水，放出571.6kJ的熱量，反應的熱化學方程式為：2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ/mol；
故答案為：2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ/mol；
（2）①A．可逆反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率之比等于系數(shù)之比（不同物質），即υ_正（N₂）=

1

2

υ_逆（NH₃），故A錯誤；
B．可逆反應達到平衡狀態(tài)時，各種物質的物質的量不再發(fā)生變化，不一定相等，故B錯誤；
C．該反應是反應前后氣體的物質的量減少的反應，所以混合氣體的物質的量不再變化，說明反應達到平衡，故C正確；
D．由于氣體的總質量不變，容器的體積不變，則無論是否達到平衡狀態(tài)，氣體的密度都不變，則不能作為判斷是否達到平衡狀態(tài)的依據(jù)，故D錯誤；
故選C；
②由圖象可知，t₁時正逆反應速率都增大，則可能為加壓或升溫，該反應為放熱反應，升高溫度，逆向移動，逆反應速率大于正反應速率，與圖象不符，該反應是氣體體積縮小的反應，加壓正向移動，則正反應速率大于逆反應速率，與圖象符合，則應為加壓；顯然圖象中的t₃時為升高溫度，t₁時加壓正向移動，氨氣的含量增大，t₃時為升高溫度，化學平衡逆向移動，氨氣的含量降低，即t₂-t₃一段時間平衡混合物中NH₃的含量最高，
故答案為：t₂-t₃；升高溫度；
③N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
開始（mol/L） 4a       8a           0
反應（mol/L） 2a       6a           4a   
平衡（mol/L） 2a       2a           4a   
所以化學平衡常數(shù)K=

(4a)2

2a ×(2a)3

=

1

a2

，
故答案為：

1

a2

．

點評：本題考查了熱化學反應方程式的書寫、蓋斯定律的運用、化學平衡的判斷，影響化學反應平衡的因素、圖象分析，化學平衡三段式計算等知識點，注重了高考的熱點來考查學生，有利于學生鞏固基礎知識和基本技能．