题目内容
【题目】甲酸是基本有机化工原料之一，广泛用于农药、皮革、染料、医药和橡胶等工业。
(1)工业上利用甲酸的能量关系转换图如图：
反应
的焓变
________
。
(2)某科学小组研究不同压强条件对反应
的影响。
下，在一个容积可变的密闭容器中，充入一定量的
和
，测得不同压强下，平衡时容器内气体的浓度如下表：
试验编号 | 反应压强 | 物质浓度 | ||
|
|
| ||
1 |
| 0.3 | 0.3 | 0.9 |
2 |
|
|
| 0.4 |
3 |
| 0.4 | 0.4 |
|
试回答以下问题：
①平衡时，实验1的正反应速率________(填“>”、“<”或“=”)实验3的逆反应速率。
②由实验1的数据可计算时，该反应的平衡常数
________。
③
________
。
(3)经研究发现采用电还原法也可将
转化为甲酸根，同时还能提高的转换效率。其电解原理如图所示，下列叙述正确的是________。
A.
极的电极反应式为
B.电解过程中
向
极移动
C.极发生还原反应并有气体逸出
D.电解过程中
浓度逐渐减小
(4)甲酸的用途之一是用于配制“缓冲溶液”，在这种溶液中加入少量的强酸蚀碱，溶液的
变化不大，能保持溶液相对稳定。(已知甲酸的电离平衡常数
)
①现将等浓度甲酸与甲酸钠溶液混合，配成
的
缓冲溶液。用离子方程式表示将少量强碱加入缓冲溶液中，变化不大的原因是________。
②若用
溶液配制为4的缓冲溶液，需加入________
(答案保留一位小数)
溶液。
【答案】+31.4 ＜ 10 0.2 AD HCOOH+OH-=HCOO-+H2O 642.9
【解析】
根据盖斯定律，求出反应热；根据题中数据平衡时实验3的平衡浓度大于实验1的平衡浓度，判断反应速率大小；根据题中实验1数据，计算平衡常数K值；根据温度不变，K值不变计算实验2中的a；根据缓冲溶液的原理解释加入少量NaOH，酸碱中和，pH变化不大；根据缓冲溶液配制原理计算加入NaOH的体积。
(1)由图示可知①HCOOH(g)CO (g)+H2O(g)△H=+72.6kJ/mol；②CO(g)+ 
O2(g)=CO2(g)△H=-283.0kJ/mol；③H2(g)+O2(g)=H2O(g)△H=-241.8kJ/mol，利用盖斯定律，将①+②-③可得HCOOH(g)CO2(g)+H2(g)的焓变△H=（+72.6kJ/mol）+（-283.0kJ/mol）-（-241.8kJ/mol）=+31.4kJ/mol；答案为+31.4。
(2)①实验1、2、3均在恒温恒压下进行，由表中数据可知实验3平衡浓度比实验1的大，则压强较大，反应速率较大，平衡时，实验1的正反应速率小于实验3的逆反应速率；答案为＜。
②由
△H=-31.4 kJ/mol可知，平衡常数K= 
，代入实验1的数据即K=
=10；答案为10。
③反应在相同温度下进行，平衡常数K不变，则K=10，可知K==
=10，解得a=0.2；答案为0.2。
(3)A．Sn与电源负极相连，Sn极为阴极，CO2得到电子发生还原反应转化为HCOO-，电极反应为CO2+2e-+HCO3-=HCOO-+CO32-，故A正确；
B．电解过程中阳离子向阴极移动，则K+向阴极移动，即向Sn极移动，故B错误；
C．Pt极为阳极，失去电子，发生氧化反应：2H2O-4e-=4H++O2↑，有O2逸出，故C错误；
D．根据阴极电极反应CO2+2e-+HCO3-=HCOO-+CO32-可知，电解过程中HCO3-浓度逐渐减小，故D正确；
答案为AD。
(4)①将少量强碱加入HCOOH-HCOONa缓冲溶液中，HCOOH可与NaOH反应，导致pH变化不大，离子方程式为HCOOH+OH-=HCOO-+H2O；答案为：HCOOH+OH-=HCOO-+H2O。
②若用100mL2molL-1HCOOH溶液配制pH为4即c(H+)=10-4mol/L的缓冲溶液，则由HCOOH
HCOO-+H+可知，Ka=
=
=1.8×10-4，得出c(HCOO-)=1.8c(HCOOH)，原溶液中n(HCOOH)=0.2mol，设加入NaOH的物质的量为x，因为NaOH与HCOOH发生HCOOH+NaOH=HCOONa+H2O可知，n(NaOH)=n(HCOO-
=
=0.6429L=642.9mL；答案为642.9。
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