Question

二甲醚是一種重要的清潔燃料．合成二甲醚是解決能源危機的研究方向之一．
（1）用CO₂和H₂可以合成二甲醚（CH₃OCH₃）
已知：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.7kJ?mol^-1
2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ?mol^-1
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ?mol^-1
則反應2CO₂（g）+6H₂（g）→CH₃OC₃（g）+3H₂O（g）的△H=

 

（2）已知在一定溫度下，以下三個反應的平衡常數(shù)為K₁、K₂、K₃：
C（s）+CO₂（g）?2CO（g）  K₁
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）   K₂
C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）     K₃
則K₁、K₂、K₃之間的關(guān)系是

 

（3）二甲醚（CH₃OCH₃）燃料電池可以提升能量利用率．利用二甲醚酸性介質(zhì)燃料電池電解100mL 1mo1?L^-1的食鹽水（惰性電極），電解一段時間后，收集到標況下的氫氣2.24L（設電解后溶液體積不變）
①二甲醚燃料電池的負極反應式為

 

．
②電解后溶液的pH=

 

（4）工業(yè)合成氨的反應為：N₂（g）+3H₂ （g）?2NH₃ （g）△H=-92.4kJmol^-1
已知合成氨反應在某溫度下2L的密閉絕熱容器中進行，測得數(shù)據(jù)如下表：

	不同時間各物質(zhì)的物質(zhì)的量/mol
	0min	1min	2min	3min	4min
N2	1.50	n1	1.20	n3	1.00
H2	4.50	4.20	3.60	n4	3.00
NH3	0.00	0.20	n2	1.00	1.00

根據(jù)表中數(shù)據(jù)計算：
①0min～1min內(nèi)N₂的平均反應速率為

 

②該條件下反應的平衡常數(shù)K=

 

（保留兩位小數(shù)）
③反應達到平衡后，若往平衡體系中再加入N₂、H₂、NH₃各1mol，
化學平衡向

 

（填“正向”、“逆向”或“不移動”），該反應的平衡常數(shù)K

 

（填“變大”“減小”或“不變”）
（5）常溫下，將0.2mol?L^-1HCOOH和0.1mol?L^-1NaOH溶液等體積混合，所得溶液的pH＜7，說明HCOOH的電離程度

 

HCOONa的水解程度（填“大于”或“小于”）．該溶液中[HCOOH]-[OH^-]+[H⁺]=

 

mol?L^-1．

Answer 1

考點：熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理,化學平衡的影響因素,化學平衡的計算

專題：

分析：（1）首先寫出反應的化學方程式，即2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g），然后利用蓋斯定律解題；
（2）根據(jù)平衡常數(shù)的表達式推斷；
（3）①原電池負極發(fā)生氧化反應，二甲醚在負極放電，酸性條件下生成二氧化碳碳，據(jù)此解答即可；
②根據(jù)電解氯化鈉溶液的電解方程式來求溶液的pH；
（4）根據(jù)化學平衡三段式列式計算即可；
（5）根據(jù)混合溶液的酸堿性判斷，依據(jù)電中性原則以及侄子守恒計算．

解答： 解：（1）利用蓋斯定律進行計算，將三個方程式進行形式變換，
2CO（g）+4H₂（g）=2CH₃OH（g）△H=-181.4 kJ?mol^-1
2CH₃OH（g=CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5 kJ?mol^-1
2CO₂（g）+2H₂（g）=2CO（g）+2H₂O（g）△H=+82.4 kJ?mol^-1
三式相加得：2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H=-122.5 kJ?mol^-1，故答案：-122.5 kJ?mol^-1；
（2）根據(jù)化學方程式可知：K₁=

c2(CO)

c(CO2)

，K₂=

c(H2)×c(CO2)

c(CO)×c(H2O)

，K₃=

c(CO)×c(H2)

c(H2O)

，所以：K₃=K₁×K₂；故答案為：K₃=K₁?K₂；
（3）①原電池負極發(fā)生氧化反應，二甲醚在負極放電，酸性條件下生成二氧化碳，電極反應式為：CH₃OCH₃-12e^-+3H₂O=2CO₂+12H⁺；故答案為：CH₃OCH₃-12e^-+3H₂O=2CO₂+12H⁺；
 ②由方程式：2NaCl+2H₂O

通電  .

2NaOH+H₂↑+Cl₂↑
            2               2         22.4
 10^-3

L

mL

×100mL×1mol/L      0.1        2.24L
 由題可知：之后反應為直接電解水，溶液pH值不改變，c（H⁺）=

10-14

0.1 0.1

=10^-14，所以pH=14，故答案為14；
（4）①反應1min內(nèi)，反應速率v（N₂）=

4.50mol-4.20mol 2L

1min

=0.15mol?L^-1?min^-1，故0min～1min內(nèi)N₂的平均反應速率為：0.15÷3=0.05mol/（L?min），故答案為：0.05mol?L^-1?min^-1；
②已知合成氨反應，3min成氨氣1mol，則
               N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）  1.5     4.5         0
變化量（mol） 0.5      1.5         1
平衡量（mol）  1       3           1
此溫度下，平衡濃度為c（N₂）=0.5mol/L，c（H₂）=1.5mol/L，c（NH₃）=0.5mol/L，該反應的平衡常數(shù)K=

c2(NH3)

c(N2)×c3(H2)

=

0．52

0.5×1．53

≈O.015，故答案為：0.15；
③反應達到平衡后，若維持容器體積不變，溫度不變，往平衡體系中加入H₂、N₂和NH₃各1mol，則此時各物質(zhì)的濃度為：N₂為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，H₂為1.5mol/L+0.5mol/L=2mol/L，NH₃為0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，故濃度商Q_c=

12

1×23

＜0.15，故反應向正反應進行，平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，該反應為放熱反應，處于絕熱容器中，溫度升高，故平衡常數(shù)減小，故答案為：正向；減�。�
（5）酸的物質(zhì)的量是堿的物質(zhì)的量的2倍，且酸堿都是一元的，反應后生成等物質(zhì)的量的HCOOH和HCOONa；如果酸電離的程度大于鹽水解的程度，溶液呈酸性，pH＜7，故電離大于水解，此溶液中存在：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HCOO^-）+c（OH^-）①，c（HCOO^-）+c（HCOOH）=2（Na⁺）=0.1mol/L②，故聯(lián)立①②得出：[HCOOH]-[OH^-]+[H⁺]=0.05，故答案為：大于；0.05．

點評：本題考查使用化石燃料的利弊及新能源的開發(fā)、用蓋斯定律進行有關(guān)反應熱的計算、鹽類水解的應用，掌握離子濃度大小的比較是解題的關(guān)鍵．