Question

（14分）運用化學反應原理分析解答以下問題
（1）已知： ①CO(g)+2H₂(g)  CH₃OH(g)              △Hl= －91kJ·mol^－l
②2CH₃OH(g) CH₃OCH₃(g)+H₂O(g) △H2= －24 kJ·mol^－l                ③CO(g) +H₂O(g)  CO₂(g)+H₂(g)       △H3= －41 kJ·mol^－l
且三個反應的平衡常數依次為K₁、K₂、K₃
    則反應 3CO(g) +3H₂(g)       CH₃OCH₃(g) +CO₂(g) △H=               .
化學平衡常數K=        （用含K₁、K₂、K₃的代數式表示）。
（2）一定條件下，若將體積比為1:2的CO和H₂氣體通入體積一定的密閉容器中發(fā)生反應
         3CO(g) +3H₂(g)      CH₃OCH₃(g) +CO₂(g)，下列能說明反應達到平衡狀態(tài)是         。
a．體系壓強保持不變    B．混合氣體密度保持不變
c． CO和H2的物質的量保持不變       d．CO的消耗速度等于CO₂的生成速率
（3）氨氣溶于水得到氨水。在25℃下，將x mol．L^－l的氨水與y mol．L^－1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，則c(NH₄⁺)____c（Cl^－）（填“>”、“<”、“=”）；用含x和y的代數式表示出氨水的電離平衡常數             .
（4）科學家發(fā)明了使NH₃直接用于燃料電池的方法，其裝置用鉑黑作電極、加入電解質溶液中，一個電極通入空氣，另一電極通入NH₃。其電池反應式為：4NH₃+3O₂ = 2N₂+6H₂O，電解質溶液應顯           （填“酸性”、“中性”、“堿性”），
寫出正極的電極反應方程式                .

Answer 1

（每空2分，共14分）
(1)-247KJ·mol^－１　　　K₁²·K₂·K₃
      (2)a·c
(3) =     K=  mol·L^-1
      (4)堿性     O₂+2H₂O+4e^－＝4OH^－

試題分析：（1）根據蓋斯定律得3CO(g) +3H₂(g) CH₃OCH₃(g) +CO₂(g) △H=①×2+②+③=△Hl×2+△H2+△H3=-247KJ·mol^－１，平衡常數K= K₁²·K₂·K₃
（2）a、容器體積固定，3CO(g) +3H₂(g) CH₃OCH₃(g) +CO₂(g)是反應前后氣體壓強發(fā)生改變的可逆反應，所以體系壓強保持不變時達平衡狀態(tài)，正確；b、容器體積固定，根據質量守恒定律，得氣體的密度始終不變，所以不能作為平衡狀態(tài)到達的標志，錯誤；c、反應開始時，CO和H2的物質的量一直減少，當CO和H2的物質的量保持不變，不再減少時證明已達平衡狀態(tài)，正確；d、CO的消耗速率任何狀態(tài)都不等于CO₂的生成速率，錯誤，答案選ac；
（3）根據電荷守恒定律，鹽酸與氨水混合后的溶液顯中性，則c(H^＋)=c（OH^－），c(Cl^-)+ c（OH^－）=c(NH₄⁺)+c(H^＋)，所以c(Cl^-)=c(NH₄⁺)；在25℃下，中性溶液中c(H^＋)= c（OH^－）=1×10^-7mol/L，若鹽酸與氨水的濃度相等，則等體積混合后生成氯化銨溶液顯酸性，而實際溶液顯中性，說明氨水的濃度大于鹽酸的濃度，氨水過量，設二者的體積均為1L，與鹽酸反應完剩余氨水的物質的量（x-y）mol，一水合氨的濃度為（x-y）/2mol/L，c(NH₄⁺)=c(Cl^-)=y/2mol/L，則氨水的電離平衡常數K= c（OH^－）c(NH₄⁺)/ c(NH₃·H₂O)= 1×10^-7mol/L×y/2mol/L/（x-y）/2mol/L= mol·L^-1，
（4）根據電池反應式為：4NH₃+3O₂ =2N₂+6H₂O，判斷氨氣發(fā)生氧化反應，氧氣發(fā)生還原反應，氨氣失電子成為氮氣和氫離子，所以電解質溶液應顯堿性，產物中才能生成水；因為電解質溶液為堿性，所以正極是氧氣的還原反應，氧氣得電子與水結合生成氫氧根離子，電極反應式為O₂+2H₂O+4e^－＝4OH^－