Question

12．堿金屬元素的單質及其化合物被廣泛應用于生產、生活中．
（1）在25℃，101kPa下：2Na（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）═Na₂O（s）△H₁=-414kJ•mol^-1 2Na（s）+O₂（g）═Na₂O₂（s）△H₂=-511kJ•mol^-1
①Na₂O₂（s）+2Na（s）═2Na₂O（s）△H=-317kJ•mol^-1
②一定量的Na在足量O₂中充分燃燒，參加反應的O₂體積為5.6L（標準狀況），則該反應過程中轉移電子的數目為0.5N_A．
（2）金屬鋰廣泛應用于化學電源制造，鋰水電池就是其中的一種產品．該電池以金屬鋰和 鋼板為電極材料，以LiOH為電解質，加入水即可放電．總反應為：2Li+2H₂O═2LiOH+H₂↑
①鋰水電池放電時，OH^-向負極移動．
②寫出該電池放電時正極的電極反應式：2H₂O+2e^-=H₂↑+2OH^-．
③電解熔融LiCl可以制備金屬Li．但LiC1熔點在873K以上，高溫下電解，金屬Li產量極低．經過科學家不斷研究，發(fā)現電解LiCl-KCl的熔鹽混合物可以在較低溫度下生成金屬Li．
你認為，熔鹽混合物中KCl的作用是能降低LiC1的熔點．
寫出電解該熔鹽混合物過程中陽極的電極反應式：2Cl^--2e^-=Cl₂↑．
（3）最新研究表明，金屬鉀可作工業(yè)上天然氣高溫重整的催化劑，有關反應為：CH₄（g）+H₂O（g）$?_{高溫}^{催化劑}$CO（g）+3H₂（g）．一定溫度下，向2L容積不變的密閉容器中充入4molCH₄（g） 和6mo1H₂O（g）發(fā)生反應，10min時，反應達到平衡狀態(tài)，測得CH₄（g）和H₂（g）的物質的量隨時間變化的曲線如圖所示．
①0～10min內用v（CO）表示的化學反應速率為0.1mol/（L•min）．
②下列敘述中，能夠證明該反應已達到平衡狀態(tài)的是B（填序號）．
a．生成3molH-H鍵的同時有4molC-H鍵斷裂
b．其他條件不變時，反應體系的壓強保持不變
c．反應混合氣體的質量保持不變
d．c（H₂O）：c（H₂）=1：3
③此溫度下，該反應的化學平衡常數K=13.5mo1²•L^-2．

Answer 1

分析 （1）①已知①2Na（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=Na₂O（s）△H=-414kJ•mol^-1
          ②2Na（s）+O₂（g）=Na₂O₂（s）△H=-511kJ•mol^-1
   由蓋斯定律：2×①-②得Na（s）+Na₂O₂（s）=2Na₂O（s）據此計算；
②求出氧氣的物質的量，然后根據反應后氧元素的化合價為-1價來分析；
（2）①原電池中，陰離子移向原電池的負極；
②正極上是水溶液中的H⁺放電；
③熔鹽混合物中KCl有降低熔點的作用；電解該熔鹽混合物過程Cl^-在陽極放電；
（3）①根據題干和圖象所給的信息，可以求出V（CH₄），然后根據反應速率之比等于計量數之比來計算；
②a．生成3molH-H鍵意味著生成3mol氫氣，同時有4molC-H鍵斷裂意味著有1mol甲烷消耗；
b．此反應的正反應方向是個氣體的物質的量增大的反應；
c．此反應是全部是氣體參與和生成的反應；
d．當反應達平衡時，各物質的濃度之間無必然的數值聯系；
③根據平衡常數K=$\frac{c（CO）•{c}^{3}（{H}_{2}）}{c（C{H}_{4}）•c（{H}_{2}O）}$來計算．

解答 解：（1）①已知①2Na（s）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=Na₂O（s）△H=-414kJ•mol^-1
           ②2Na（s）+O₂（g）=Na₂O₂（s）△H=-511kJ•mol^-1
由蓋斯定律：2×①-②得Na（s）+Na₂O₂（s）=2Na₂O（s）△H=2×（-414）-（-511）=-317 kJ•mol^-1；
故答案為：-317；
②標況下，5.6L氧氣的物質的量n=$\frac{5.6L}{22.4L/mol}$=0.25mol，而反應后氧元素的化合價為-1價，故1mol氧氣轉移2mol電子，則0.25mol氧氣轉移0.5mol電子，即0.5N_A個，故答案為：0.5N_A；
（2）①原電池中，陰離子移向原電池的負極，故OH^-會向負極移動，故答案為：負；
②正極上是水電離出的H⁺放電，故正極反應式為：2H₂O+2e^-=H₂↑+2OH^-，故答案為：2H₂O+2e^-=H₂↑+2OH^-；
③通過題干可知，熔鹽混合物中KCl有降低熔點的作用；電解該熔鹽混合物過程Cl^-在陽極放電，電極反應式為：2Cl^--2e^-=Cl₂↑，
故答案為：能降低LiC1的熔點；2Cl^--2e^-=Cl₂↑；
（3）①根據題干和圖象所給的信息，可知甲烷的反應速率V（CH₄）=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$=$\frac{\frac{2mol}{2L}}{10min}$=0.1mol/（L•min），而反應速率之比等于計量數之比，故V（C）=0.1mol/（L•min），故答案為：0.1mol/（L•min）；
②a．生成3molH-H鍵意味著生成3mol氫氣，同時有4molC-H鍵斷裂意味著有1mol甲烷消耗，而消耗1mol甲烷必定生成3mol氫氣，與反應是否達平衡無關，故A錯誤；
b．此反應的正反應方向是個氣體的物質的量增大的反應，故在平衡之前，容器的壓強會不斷增大，現在體系壓強不變，則說明平衡，故B正確；
c．此反應是全部是氣體參與和生成的反應，故無論反應是否達到平衡，氣體的總質量一直不變，故質量不變不能說明反應達平衡，故C錯誤；
d．當反應達平衡時，各物質的濃度之間無必然的數值聯系，故當c（H₂O）：c（H₂）=1：3時，反應不一定平衡，故D錯誤．
故選B；
③根據題干和圖象信息可知：CH₄（g）+H₂O（g）$?_{高溫}^{催化劑}$CO（g）+3H₂（g）．
             初始C（mol/L）：2        3             0      0
             轉化C（mol/L）：1        1             1       3
             平衡C（mol/L）：1        2             1       3

平衡常數K=$\frac{c（CO）•{c}^{3}（{H}_{2}）}{c（C{H}_{4}）•c（{H}_{2}O）}$=$\frac{1×{3}^{3}}{1×2}$=13.5．
故答案為；13.5．

點評 本題綜合考查了蓋斯定律的應用、電極反應的書寫和平衡常數的計算等內容，綜合性較強，是高考的熱點和難點，應加強練習．