Question

6．請你利用所學(xué)反應(yīng)原理知識解決下列問題：
Ⅰ．（1）已知：
①C（s）+2H₂（g）═CH₄（g）△H₁=a　kJ•mol^-1；
②C（s）+$\frac{1}{2}$ O₂（g）═CO（g）△H₂=b　kJ•mol^-1；
則2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g）△H=2（b-a）kJ•mmol^-1（用含a、b的式子表示）；
（2）堿性鎂錳干電池是新開發(fā)的一種干電池，比普通鋅錳干電池具有更加優(yōu)越的性能，具有較大應(yīng)用前景，其工作時總反應(yīng)為：Mg+2MnO₂+H₂O═Mg（OH）₂+Mn₂O₃；則工作時，正極發(fā)生還原反應(yīng)（填反應(yīng)類型），寫出負(fù)極的電極反應(yīng)式：Mg+2OH^--2e^-=Mg（OH）₂；
（3）一定溫度下，在1L的密閉容器放入足量草酸鈣（固體所占體積忽略不計(jì)）發(fā)生反應(yīng)：
CaC₂O₄（s）?CaO（s）+CO（g）+CO₂（g），若前5min　內(nèi)生成CaO的質(zhì)量為11.2g，則該段時間內(nèi)v（CaC₂O₄）=0.04mol•mim^-1；
若某時刻達(dá)到平衡時c（CO₂）=c；t₀時刻，將容器體積縮小為原來的一半并固定不變，在t₁時刻再次達(dá)到平衡，請?jiān)谌鐖D中畫出t₀以后此體系中CO₂的濃度隨時間變化的圖象．
Ⅱ．與化學(xué)平衡類似，電離平衡的平衡常數(shù)，叫做電離常數(shù)（用K表示）．如表是某溫度下幾種常見弱酸的電離平衡常數(shù)：

酸	電離方程式	電離平衡常數(shù)K
CH3COOH	CH3COOH?CH3COO-+H+	1.96×10-5
HClO	HClO?ClO-+H+	3.0×10-8
H2CO3	H2CO3?H++HCO3- HCO3-?H++CO32-	K1=4.4×10-7 K2=5.6×10-11
H3PO4	H3PO4?H++H2PO4- H2PO4-?H++HPO42- HPO42-?H++PO43-	K1=7.1×10-3 K2=6.3×10-8 K3=4.2×10-13

回答下列各題：
（4）根據(jù)以上條件，請比較同濃度的CH₃COOHNa、NaClO、Na₂CO₃、NaHCO₃、Na₃PO₄、NaH₂PO₄、Na₂HPO₄溶液，則它們pH最大的是Na₃PO₄（填化學(xué)式，下同），pH最小的是NaH₂PO₄．
（5）向NaClO溶液中通入過量的二氧化碳，發(fā)生的離子方程式為ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO．
Ⅲ．（6）取一定量主要含有I^-、Cl^-等離子溶液，向其中滴加AgNO₃溶液，當(dāng)AgCl開始沉淀時，溶液中$\frac{c（{I}^{-}）}{c（C{l}^{-}）}$為4.7×10^-7．【已知K_sp（AgCl）=1.8×10^-10，K_sp（Agl）=8.5×10^-17】．

Answer 1

分析 （1）由蓋斯定律可知，②×2-①×2得2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g）以此計(jì)算△H；
（2）正極是MnO₂得到電子發(fā)生還原反應(yīng)生成Mn₂O₃，負(fù)極鎂失電子生成的鎂離子和氫氧根結(jié)合生成氫氧化鎂沉淀；
（3）前5min 內(nèi)生成CaO的質(zhì)量為11.2g，n（CO）=n（CaO）=$\frac{11.2g}{56g/mol}$=0.2mol，則v（CO）=$\frac{0.2mol}{1L×5min}$=0.04mol•L^-1•min^-1；溫度不變，平衡常數(shù)不變，t₀時刻，將容器體積縮小為原來的一半并固定不變，c（CO₂）=2c，在t₁時刻再次達(dá)到平衡時，c（CO₂）=c，作圖即可；
（4）酸越弱對應(yīng)陰離子的水解程度越大溶液堿性越大，酸式鹽的電離程度和水解程度大小比較；
（5）向NaClO溶液中通入過量的二氧化碳，反應(yīng)生成次氯酸和碳酸氫鈉；
（6）依據(jù)溶度積常數(shù)計(jì)算；

解答 解：（1）①C（s）+2H₂（g）═CH₄（g）△H₁=a kJ•mol^-1；
②C（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═CO（g）△H₂=b kJ•mol^-1；
依據(jù)蓋斯定律：②×2-①×2得2CH₄（g）+O₂（g）═2CO（g）+4H₂（g）△H=2（b-a）kJ•mmol^-1；
故答案為：2（b-a）kJ•mmol^-1；
（2）正極是MnO₂得到電子發(fā)生還原反應(yīng)生成Mn₂O₃，負(fù)極鎂失電子生成的鎂離子和氫氧根結(jié)合生成氫氧化鎂沉淀，Mg-2e^-+2OH^-=Mg（OH）₂，
故答案為：還原；Mg+2OH^--2e^-=Mg（OH）₂；
（3）前5min 內(nèi)生成CaO的質(zhì)量為11.2g，n（CO）=n（CaO）=$\frac{11.2g}{56g/mol}$=0.2mol，則v（CO）=$\frac{0.2mol}{1L×5min}$=0.04mol•L^-1•min^-1；溫度不變，平衡常數(shù)不變，t₀時刻，將容器體積縮小為原來的一半并固定不變，c（CO₂）=2c，在t₁時刻再次達(dá)到平衡時，c（CO₂）=c，作圖如下：，
故答案為：0.04mol•L^-1•min^-1；；
（4）依據(jù)酸的電離平衡常數(shù)大小比較得到酸性強(qiáng)弱為：H₃PO₄＞CH₃COOH＞H₂CO₃＞HClO＞H₂PO₄^-＞HCO₃^-＞HPO₄^2-，對應(yīng)生成鹽的水解程度大小為：H₂PO₄^-＜CH₃COO^-＜HCO₃^-＜ClO^-＜HPO₄^2-＜CO₃^2-＜PO₄^3-，則pH最大的是Na₃PO₄，pH最小的是NaH₂PO₄ ，
故答案為：Na₃PO₄；NaH₂PO₄；
（5）向NaClO溶液中通入過量的二氧化碳，發(fā)生的離子方程式為：ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO，
故答案為：ClO^-+CO₂+H₂O=HCO₃^-+HClO；
（6）取一定量主要含有I^-、Cl^-等離子溶液，向其中滴加AgNO₃溶液，當(dāng)AgCl開始沉淀時氯化銀和碘化銀共存，則$\frac{c（{I}^{-}）}{c（C{l}^{-}）}$=$\frac{c（{I}^{-}）}{c（C{l}^{-}）}$×$\frac{c（A{g}^{+}）}{c（A{g}^{+}）}$=$\frac{Ksp（AgI）}{Ksp（AgCl）}$=$\frac{8.5×1{0}^{-17}}{1.8×1{0}^{-10}}$=4.7×10^-7，
故答案為：4.7×10^-7；

點(diǎn)評 本題考查蓋斯定律、化學(xué)反應(yīng)速率和圖象的應(yīng)用、弱酸電離平衡的性質(zhì)、溶度積常數(shù)計(jì)算等知識，綜合性較強(qiáng)，難度中等．