Question

1．減少污染、保護環(huán)境是全世界最熱門的課題．
（1）為了減少空氣中SO₂的排放，常采取的措施有：
將煤轉化為清潔氣體燃料．
已知：H₂（g）+1/2O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-241.8kJ•mol^-1
C（s）+1/2O₂（g）═CO（g）△H₂=-110.5kJ•mol^-1
則焦炭與水蒸氣反應生成CO的熱化學方程式為：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1
（2）CO在催化劑作用下可以與H₂反應生成甲醇：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．在密閉容器中充有10mol CO與20mol H₂，CO的平衡轉化率與溫度、壓強的關系如圖1所示．
①M、N兩點平衡狀態(tài)下，容器中總物質的物質的量之比為：n（M）_總：n（N）_總=5：4．
②若M、N、Q三點的平衡常數K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q．
（3）催化硝化法和電化學降解法可用于治理水中硝酸鹽的污染．
①催化硝化法中，用H₂將NO${\;}_{3}^{-}$還原為N₂，一段時間后，溶液的堿性明顯增強．則該反應離子方程式為2NO₃^-+5H₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+2OH^-+4H₂O．
②電化學降解NO${\;}_{3}^{-}$的原理如圖2所示，電源正極為a（填“a”或“b”）；若總反應為4NO₃^-+4H⁺$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$5O₂↑+2N₂↑+2H₂，則陰極反應式為2NO₃^-+12H⁺+10e^-=N₂+6H₂O．
（4）欲降低廢水中重金屬元素鉻的毒性，可將Cr₂O₇^2-轉化為Cr（OH）₃沉淀除去．
已知在常溫下：Ksp[Fe（OH）₂]1×10^-15、Ksp[Fe（OH）₃]=1×10^-38、Ksp[Cr（OH）₃]=1×10^-23，當離子濃度在1×10^-5mol/L以下時認為該離子已經完全沉淀，請回答：
①在某含Cr₂O₇^2-廢水中加入適量的綠礬（FeSO₄•7H₂O），加入綠礬目的是（用離子方程式表示）Cr₂O₇^2-+6Fe²⁺+14H⁺=6Fe³⁺+2Cr³⁺+7H₂O
②濃度為0.1mol/L的Fe²⁺與10.0mol/L Cr³⁺共（一起）沉淀的pH范圍是7.0～8.0

Answer 1

分析 （1）據已知熱化學方程式，利用蓋斯定律解答；
（2）①M點時，CO轉化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉化率為70%，參加反應的n（CO）=10mol×70%=7mol，還剩余3molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-7mol×2=6mol，生成n（CH₃OH）=7mol，據此計算其物質的量之比；
相同溫度下，化學平衡常數相等，據此計算兩個容器體積之比；
②化學平衡常數只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數減�。�
（3）①用H₂將NO₃^-還原為N₂，一段時間后，溶液的堿性明顯增強，說明該反應中生成氫氧根離子；
②根據圖象知，硝酸根離子得電子發(fā)生還原反應，則b為負極、a為正極，根據電池反應式知，陰極上硝酸根離子得電子生成氮氣和水；
（4）①若將Cr₂O₇^2-轉化為Cr（OH）₃沉淀除去，必須將Cr從+6價還原為+3價；
②據Ksp[Fe（OH）₂]1×10^-15、Ksp[Cr（OH）₃]=1×10^-23，計算其pH．

解答 解：（1）已知①H₂（g）+1/2O₂（g）═H₂O（g）△H₁=-241.8kJ•mol^-1
②C（s）+1/2O₂（g）═CO（g）△H₂=-110.5kJ•mol^-1
據蓋斯定律，②-①得：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1，
故答案為：C（s）+H₂O（g）=CO（g）+H₂（g）△H=+131.3kJ•mol^-1；
（2）①M點時，CO轉化率為50%，則參加反應的n（CO）=10mol×50%=5mol，還剩余5molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-5mol×2=10mol，生成n（CH₃OH）=5mol；N點時，CO轉化率為70%，參加反應的n（CO）=10mol×70%=7mol，還剩余3molCO，根據方程式知，還剩余n（H₂）=20mol-7mol×2=6mol，生成n（CH₃OH）=7mol，所以容器中總物質的物質的量之比為：n（M）_總：n（N）_總=（5+10+5）mol：（3+6+7）mol=5：4，故答案為：5：4；
②化學平衡常數只與溫度有關，相同溫度時其平衡常數相等，升高溫度平衡向逆反應方向移動，其平衡常數減小，根據圖象知，溫度：M=N＜Q，則若M、N、Q三點的平衡常數K_M、K_N、K_Q的大小關系為K_M=K_N＞K_Q，故答案為：K_M=K_N＞K_Q；
（3）①用H₂將NO₃^-還原為N₂，一段時間后，溶液的堿性明顯增強，說明該反應中生成氫氧根離子，同時還生成水，所以反應方程式為2NO₃^-+5H₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+2OH^-+4H₂O，故答案為：2NO₃^-+5H₂$\frac{\underline{\;催化劑\;}}{\;}$N₂+2OH^-+4H₂O；
②根據圖象知，硝酸根離子得電子發(fā)生還原反應，則b為負極、a為正極，根據電池反應式知，陰極上硝酸根離子得電子生成氮氣和水，電極反應式為2NO₃^-+12H⁺+10e^-=N₂+6H₂O，故答案為：a；2NO₃^-+12H⁺+10e^-=N₂+6H₂O；
（4）①若將Cr₂O₇^2-轉化為Cr（OH）₃沉淀除去，必須將Cr從+6價還原為+3價，加入綠礬（FeSO₄•7H₂O）的目的是還原6價Cr，反應的離子方程式為：Cr₂O₇^2-+6 Fe²⁺+14H⁺=6Fe³⁺+2Cr³⁺+7H₂O，故答案為：Cr₂O₇^2-+6 Fe²⁺+14H⁺=6Fe³⁺+2Cr³⁺+7H₂O；
②Ksp[Fe（OH）₂]1×10^-15，Fe²⁺開始沉淀時，c（Fe²⁺ ）=0.1mol/L，溶液的pH=7.0；完全沉淀時，c（Fe²⁺）=1×10^-5 mol/L時，溶液的pH=9.0；
Ksp[Cr（OH）₃]=1×10^-23，Cr3+開始沉淀時，c（Cr ³⁺ ）=10.0mol/L時，c（OH^-）=1×10^-8 mol/L，pH=6.0；完全沉淀時，c（Cr ³⁺ ）=1×10 ^-5 mol/L時，溶液的pH=8.0；故二者共沉淀的pH范圍是7.0～8.0，
故答案為：7.0～8.0．

點評 本題考查化學平衡及電解原理，知道化學平衡狀態(tài)判斷方法、溫度與化學平衡常數的關系、外界條件對化學平衡的影響、電解原理等知識點分析解答即可，注意（1）③中根據化學平衡常數計算容器體積之比，注意：只有反應前后改變的物理量才能作為化學平衡狀態(tài)的判斷依據，題目難度中等．