题目内容
【题目】（1）已知25 ℃时有关弱酸的电离平衡常数：
弱酸化学式 | HSCN | CH3COOH | HCN | H2CO3 |
电离平衡常数 | 1.3×10-1 | 1.8×10-5 | 4.9×10-10 | K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11 |
① 同温度下，等pH值的a. NaHCO3、b. NaCN、c．Na2CO3溶液的物质的量浓度由大到小的顺序为__________（填序号）。
② 25 ℃时，将20mL 0.1mol/LCH3COOH溶液和20mL0.1mol/LHSCN溶液分别与20ml0.1mol/L NaHCO3溶液混合，实验测得产生的气体体积(V)随时间(t)的变化如图所示：
反应初始阶段两种溶液产生CO2气体的速率存在明显差异的原因是：________反应结束后所得两溶液中，c(SCN-)________c(CH3COO-)（填“> ”、“< ”或“= ”)
③ 若保持温度不变，在醋酸溶液中加入一定量氨气，下列量会变小的是______（填序号）。
a.c(CH3COO-） b.c(H+) c.Kw d．醋酸电离平衡常数
（2）煤燃烧产生的烟气也含氮的氧化物，用CH4催化还原NOx可以消除氮氧化物的污染。己知：CH4(g)+2NO2(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-867.0kJ mol-1
2NO2(g)
N2O4(g) △H=-56.9kJ mol-1
H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0kJ mol-1
写出CH4催化还原N2O4(g）生成N2(g)、CO2(g)和H2O(l)的热化学方程式_________
（3）甲烷燃料电池可以提升能量利用率。下图是利用甲烷燃料电池电解50mL 2mol/L的氯化铜溶液的装置示意图：请回答下列问题：
①甲烷燃料电池的负极反应式是____________
② 当A中消耗0.15mol氧气时．B 中____极增重_______g。
【答案】a b c相同温度下HSCN比CH3COOH的电离平衡常数大，同浓度时电离出的氢离子浓度大,与NaHCO3溶液反应快>bCH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) H═ —898.1kJ/molCH4-8e- + 10OH-=CO32- + 7H2Ob6.4
【解析】(1)①据弱酸的电离平衡常数可知，酸性HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，酸性越弱，其酸根离子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物质的量浓度的．a．NaHCO3、b．NaCN、c．Na2CO3、溶液的pH由大到小的顺序为a b c，故答案为： a b c；
②由Ka(CH3COOH)=1.8×10-5和Ka(HSCN)=0.13可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同浓度的情况下HSCN溶液中H+的浓度大于CH3COOH溶液中H+的浓度，浓度越大反应速率越快；又酸越弱，反应生成的相应的钠盐越易水解，即c(SCN-)＞c(CH3COO-)，故答案为：相同温度下HSCN比CH3COOH的电离平衡常数大，HSCN的酸性比CH3COOH强，其溶液中c(H+)较大，故其溶液与NaHCO3溶液的反应速率快；＞；
③因加入盐酸，醋酸的电离平衡逆向移动，则c(CH3COO-)减小，醋酸的电离程度减小，但温度不变，则醋酸电离平衡常数和水的离子积常数不变，加盐酸时c(H+)增大，故答案为：b；
(2)已知：CH4(g)+2NO2(g)═N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)△H1=-867kJ/mol①，2NO2(g) 
N2O4(g) △H2=-56.9kJ/mol②，H2O(g)=H2O(l)△H=-44.0kJ/mol③，根据盖斯定律，①-②+④×2可得CH4(g)+N2O4(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，故△H=-867kJ/mol-(-56.9kJ/mol)+2(-44.0)kJ/mol=-898.1kJ/mol 即CH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+2H2O(g)+CO2(g)△H=-898.1kJ/mol，故答案为：CH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+2H2O(g)+CO2(g)△H=-898.1kJ/mol；
(3)①甲烷燃料碱性电池中，负极上甲烷失电子和氢氧根生成水和碳酸根，电极反应为CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，故答案为：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；
②A中消耗0.05mol氧气时，转移0.2mol电子，b电极为阴极，阴极上铜离子放电生成Cu，根据Cu和转移电子之间的关系式得析出Cu的质量=
×64g/mol=6.4g，故答案为：b；6.4。
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