Question

16．运用化学反应原理分析解答以下问题．
（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
且三个反应的平衡常数依次为K₁、K₂、K₃，则反应 3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g）△H=-247kJ•mol^-1，化学平衡常数K=K=K₁²•K₂•K₃（用含K₁、K₂、K₃的代数式表示）．
（2）一定条件下，若将体积比为1：2的CO和．H₂气体通入体积一定的密闭容器中发生反应3CO（g）+3H₂（g）?CH₃OCH₃（g）+CO₂（g），下列能说明反应达到平衡状态的是ac．
a．体系压强保持不变                b．混合气体密度保持不变
c．CO和H₂的物质的量保持不变         d．CO的消耗速率等于CO₂的生成速率
（3）氨气溶于水得到氨水．在25℃下，将x mol•L^-1的氨水与y mol•L^-1的盐酸等体积混合，反应后溶液中显中性，则c（NH₄⁺）=c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含x和y的代数式表示出氨水的电离平衡常数$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$．
（4）科学家发明了将NH₃直接用于燃料电池的方法，其装置用铂作电极，插入电解质溶液中，一个电极通入空气，另一电极通入NH₃．其电池反应式为：4NH₃+3O₂═2N₂+6H₂O，电解质溶液应显碱性（填“酸性”、“中性”或“碱性”），写出正极的电极反应方程式O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

Answer 1

分析 （1）利用盖斯定律，抵消中间产物，得到目的反应，计算△H；平衡常数是利用生成物平衡浓度幂次方乘积除以反应物平衡浓度幂次方乘积得到；方程式相加时，总平衡常数等于分方程的平衡常数之积；
（2）反应到达平衡状态时，正逆反应速率相等（同种物质）或正逆反应速率之比等于系数之比（不同物质），平衡时各种物质的物质的量、浓度等不再发生变化；
（3）根据电荷守恒，判断离子浓度大小；氨水的电离平衡常数为电离出离子的浓度积与溶质浓度的比值；
（4）NH₃不能与电解质反应及正极得到电子化合价升高．

解答 解：（1）利用盖斯定律，反应①×2+反应②+反应③，得到目的反应，△H=-91kJ•mol^-1
+（-24kJ•mol^-1）+（-41kJ•mol^-1）=-247kJ•mol^-1，
反应①×2+反应②+反应③相加得总方程，则总方程的平衡常数等于分方程的平衡常数之积，即K=K₁²•K₂•K₃，
故答案为：-247kJ•mol^-1； K=K₁²•K₂•K₃；
（2）a、反应前后气体体积不同，当压强一定时，达到化学平衡状态，故a正确；
b、体系体积一定，反应前后气体质量相同，密度始终不变，不能判断是否平衡，故b错误；
c、CO和H₂的物质的量保持不变，则其他各物质浓度亦保持不变，达到化学平衡状态，故c正确；
d、CO的消耗速率等于CO₂的生成速率，均为正反应方向，不能判断是否平衡，故d错误；
故选ac；
（3）写出电荷守恒：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），溶液呈中性，即c（H⁺）=c（OH^-），即c（NH₄⁺）=c（Cl^-）；氨水中的电离常数为$\frac{c（N{{H}_{4}}^{+}）．c（{H}^{+}）}{c（N{H}_{3}．{H}_{2}O）}$=$\frac{y.1{0}^{-7}}{x-y}$=$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$，故答案为：=；
$\frac{1{0}^{-7}y}{x-y}$；
（4）因NH₃能与水反应，所以溶液呈碱性，因正极得到电子化合价升高，所以电极反应为：O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-，故答案为：碱性；O₂+2H₂O+4e^-=4OH^-．

点评 本题考查弱电解质的电离、电化学原理、盖斯定律等知识点，侧重考查学生运用化学原理解答问题能力，易错点是化学平衡状态判断，只有反应前后改变的物理量才能作为化学平衡状态判断依据．