Question

1．碳、氮廣泛的分布在自然界中，碳、氮的化合物性能優(yōu)良，在工業(yè)生產(chǎn)和科技領域有重要用途．
（1）氮化硅（Si₃N₄）是一種新型陶瓷材料，它可由SiO₂與過量焦炭在1300～1700°C的氮氣流中反應制得：3SiO₂（s）+6C（s）+2N₂（g）?Si₃N₄（s）+6CO（g）．△H=-1591.2kJ/mol，則該反應每轉移1mole^-，可放出的熱量為132.6kJ．
（2）某研究小組現(xiàn)將三組CO（g）與H₂O（g）的混合氣體分別通入體積為2L的恒容密閉容器中，一定條件下發(fā)生反應：CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），得到如下數(shù)據(jù)：

實驗組	溫度/℃	起始量/mol		平衡量/mol		達到平衡所需時間/min
		CO	H2O	CO	H2
1	650	2	4	0.5	1.5	5
2	900	1	2	0.5	0.5

①實驗Ⅰ中，前5min的反應速率v（CO₂）=0.15mol•L^-1•min^-1．
②900℃時該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{1}{3}$
③下列能判斷實驗Ⅱ已經(jīng)達到平衡狀態(tài)的是ad．
a．容器內CO、H₂O、CO₂、H₂的濃度不再變化      b．容器內壓強不再變化
c．混合氣體的密度保持不變                       d．v_正（CO）=v_逆（CO₂）
e．容器中氣體的平均相對分子質量不隨時間而變化
④若實驗Ⅲ的容器是絕熱的密閉容器，實驗測得H₂O（g）的轉化率H₂O%隨時間變化的示意圖如圖1所示，則b點v_正＞v_逆（填“＜”、“=”或“＞”），t₃～t₄時刻，H₂O（g）的轉化率H₂O%降低的原因是該反應達到平衡后，因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，故容器內溫度升高，反應逆向進行．

（3）利用CO與H₂可直接合成甲醇，圖2是由“甲醇-空氣”形成的綠色燃料電池的工作原理示意圖，寫出以石墨為電極的電池工作時正極的電極反應式O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O，利用該電池電解1L 0.5mol/L的CuSO₄溶液，當消耗560mLO₂（標準狀況下）時，電解后溶液的pH=1（溶液電解前后體積的變化忽略不計）．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)方程式3SiO₂（s）+6C（s）+2N₂（g）?Si₃N₄（s）+6CO（g）△H=-1591.2kJ/mol，可知每轉移12mol電子，放出1591.2kJ熱量，據(jù)此計算；
（2）①根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（H₂），再根據(jù)速率之比等于化學計量數(shù)之比計算v（CO₂）；
②利用化學平衡三段式及化學平衡常數(shù)的表達式計算；
③a．容器內CO、H₂O、CO₂、H₂的濃度不再變化，則說明反應處于平衡狀態(tài)；
b．恒溫、恒容條件下，氣體的總物質的量始終不變，壓強始終不變；
c．恒容條件下，反應物和產(chǎn)物都是氣體，密度始終不變；
d．υ_正（CO）=υ_逆（CO₂），轉化成CO₂的正、逆反應速率相等；
e．該反應氣體的物質的量不變，氣體的質量也不變，所以反應過程中氣體的平均相對分子質量不變；
④c到達平衡，而b點未達到平衡，正反應速率減小，逆反應速率增大至相等；該反應達到平衡后，因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，故容器內溫度升高，反應逆向進行；
（3）負極失去電子發(fā)生氧化反應，正極得到電子發(fā)生還原反應；根據(jù)電子守恒求消耗的氫氧根離子濃度．

解答 解：（1）根據(jù)方程式3SiO₂（s）+6C（s）+2N₂（g）?Si₃N₄（s）+6CO（g）△H=-1591.2kJ/mol，可知每轉移12mol電子，放出1591.2kJ熱量，所以每轉移1mole^-可放出的熱量為：$\frac{1591.2kJ}{12}$=132.6kJ，
故答案為：132.6kJ；
（2）①實驗Ⅰ中，前5min的反應速率v（H₂）=$\frac{\frac{1.5mol}{2L}}{5min}$=0.15mol•L^-1•min^-1，速率之比等于化學計量數(shù)之比，則v（CO₂）=v（H₂）=0.15mol•L^-1•min^-1，
故答案為：0.15mol•L^-1•min^-1；
②CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g），
初始（mol/L）0.5           1                  0               0
轉化（mol/L）0.25       0.25               0.25           0.25
平衡（mol/L）0.25       0.75               0.25           0.25
則900℃時該反應的平衡常數(shù)K=$\frac{0.25×0.25}{0.25×0.75}$=$\frac{1}{3}$，
故答案為：$\frac{1}{3}$；
③a．容器內CO、H₂O、CO₂、H₂的濃度不再變化，則說明反應處于平衡狀態(tài)，故a正確；
b．恒溫、恒容條件下，氣體的總物質的量始終不變，壓強始終不變，故b錯誤；
c．恒容條件下，反應物和產(chǎn)物都是氣體，密度始終不變，故c錯誤；
d．υ_正（CO）=υ_逆（CO₂），轉化成CO₂的正、逆反應速率相等，說明反應處于平衡狀態(tài)，故d正確；
e．該反應氣體的物質的量不變，氣體的質量也不變，所以反應過程中氣體的平均相對分子質量不變，所以不能說明反應是否處于平衡狀態(tài)，故e錯誤，
故答案為：ad；
④c到達平衡，而b點未達到平衡，正反應速率減小，逆反應速率增大至相等，故b點υ_正＞υ_逆；
該反應達到平衡后，因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，故容器內溫度升高，反應逆向進行，故t₃～t₄時刻，H₂O（g）的轉化率降低，
故答案為：＞；該反應達到平衡后，因反應為放熱反應且反應容器為絕熱容器，故容器內溫度升高，反應逆向進行；
（3）負極發(fā)生氧化反應，負極電極反應式為：CH₃OH-6e^-+H₂O=CO₂+6H⁺，正極氧氣得到電子生成氫氧根離子，正極反應式為：O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O；
依據(jù)電子守4OH^-～O₂～4e^-，當消耗560mLO₂（標準狀況下）時即$\frac{0.56L}{22.4L/mol}$=0.025mol，依據(jù)電子守恒4OH^-～O₂～4e^-，則消耗的氫氧根離子物質的量為0.025mol×4=0.1mol，所以溶液中氫離子的濃度為：$\frac{0.1}{1}$=0.1mol/L，則電解后溶液的pH=1，
故答案為：O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O；1．

點評 本題考查較為綜合，涉及化學平衡常數(shù)、化學反應速率的計算、化學平衡狀態(tài)的判斷、原電池工作原理及應用、反應熱計算等知識，題目難度中等，注意掌握化學平衡常數(shù)、化學反應速率的概念及表達式，試題知識點較多、綜合性較強，充分考查了學生的分析、理解能力及靈活應用能力．