Question

隨著環(huán)保意識的增強，清潔能源越來越受人們關注．
（1）氫能在二十一世紀有可能在世界能源舞臺上成為一種舉足輕重的二次能源．
①硫-碘循環(huán)分解水制氫主要涉及下列反應：
I．SO₂+2H₂O+I₂=H₂SO₄+2HIⅡ．2HIH₂+I₂Ⅲ．2H₂SO₄=2SO₂+O₂+2H₂O
分析上述反應，下列判斷正確的是______（填序號，下同）．
a．反應Ⅲ易在常溫下進行    b．反應I中SO₂氧化性比HI強
c．循環(huán)過程中需補充H₂O    d．循環(huán)過程中產(chǎn)生l mol O₂的同時產(chǎn)生1mol H₂
②利用甲烷與水反應制備氫氣，因原料價廉產(chǎn)氫率高，具有實用推廣價值，已知該反應為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1kJ?mol^-1若800℃時，反應的平衡常數(shù)K₁=1.0，某時刻測得該溫度下，密閉容器中各物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度分別為：c（CH₄）=3.0mol?L^-1；c（H₂O）=8.5mol?L^-1；c（CO）=2.0mol?L^-1；c（H₂）=2.0mol?L^-1，則此時正逆反應速率的關系是v_正______v_逆．（填“＞”、“＜”或“=”）
③實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，反應時溶液中水的電離平衡______移動（填“向左”、“向右”或“不”）；若加入少量下列固體試劑中的______，產(chǎn)生H₂的速率將增大．
a．NaNO₃    b．CuSO₄     c．Na₂SO₄    d．NaHSO₃
（2）甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應用的廣闊前景，工業(yè)上一般可采用如下反應來合成甲醇：CO（g）+2H₂（g）CH₃OH（g）分析該反應并回答下列問題：
①下列各項中，不能說明該反應已達到平衡的是______．
a．恒溫、恒容條件下，容器內(nèi)的壓強不發(fā)生變化
b．一定條件下，CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等
c．一定條件下，CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變
d．一定條件下，單位時間內(nèi)消耗1mol CO，同時生成l mol CH₃OH
②如圖甲是該反應在不同溫度下CO的轉(zhuǎn)化率隨時間變化的曲線．T₁和T₂溫度下的平衡常數(shù)大小關系是K₁______ K₂．（填“＞”、“＜”或“=”）
③已知甲醇燃料電池的工作原理如圖乙所示．

①該電池工作時，b口通入的物質(zhì)為______，該電池正極的電極反應式為：______，工作一段時間后，當6.4g甲醇（CH₃OH）完全反應生成CO₂時，有______mol電子發(fā)生轉(zhuǎn)移．

Answer 1

【答案】分析：（1）①a．硫酸常溫下溫度，不易分解．
b．反應中二氧化硫表現(xiàn)還原性，氧化性比HI強．
c．1molSO₂消耗2molH₂O生成1molH₂SO₄，1molH₂SO₄分解生成1molSO₂與1molH₂O．
d．由Ⅲ可知產(chǎn)生lmolO₂的同時產(chǎn)生2molSO₂，由I可知2molSO₂生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H₂．
②計算該濃度下的溶度積Qc，與平衡常數(shù)k=1比較，若Qc=1，處于平衡狀態(tài)，若Qc＞1，平衡向逆反應移動，若Qc＜1，向正反應移動．
③實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，隨反應進行溶液中氫離子濃度降低，水的電離平衡增大；增大氫離子的濃度、加熱、形成原電池等可以加快反應速率．
（2）化學反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質(zhì)的濃度不變，由此衍生的一些物理量也不變．
a．恒溫、恒容條件下，隨反應進行反應混合物的物質(zhì)的量減小，體系壓強減小，容器內(nèi)的壓強不發(fā)生變化，說明到達平衡．
b．CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等，正逆反應速率相等，反應達平衡狀態(tài)．
c．各物質(zhì)的濃度不變，說明到達平衡狀態(tài)．
d．單位時間內(nèi)消耗1mol CO，同時生成l mol CH₃OH，都表示正反應速率，自始至終都按1：1進行．
②溫度越高反應速率越快，到達平衡時間越短，故T₁＜T₂，溫度越高CO的轉(zhuǎn)化率越小，升高溫度平衡向逆反應移動．
③由質(zhì)子的定向移動可知左側(cè)電極為燃料電池的負極，右側(cè)電極為燃料電池的正極，負極發(fā)生氧化反應，甲醇在負極放電，正極反應還原反應，氧氣在正極放電，負極電極反應式為
CH₃OH（l）+H₂O（l）-6e^-=CO₂（g）+6H⁺，正極反應式為O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O．6.4g甲醇（CH₃OH）的物質(zhì)的量為=0.2mol，根據(jù)電極反應式計算轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量．
解答：解：（1）①a．硫酸常溫下溫度，不易分解，故a錯誤；
b．反應中二氧化硫表現(xiàn)還原性，氧化性比HI強，故b錯誤；
c．1molSO₂消耗2molH₂O生成1molH₂SO₄，1molH₂SO₄分解生成1molSO₂與1molH₂O，循環(huán)中水的量減少，故應補充水，故c正確；
d．由Ⅲ可知產(chǎn)生lmolO₂的同時產(chǎn)生2molSO₂，由I可知2molSO₂生成4molHI，由Ⅱ可知4molHI分解生成2mol H₂，即循環(huán)過程中產(chǎn)生l mol O₂的同時產(chǎn)生2mol H₂，故d錯誤；
故選：c；
②濃度商Qc==0.6＜1，所以平衡向正反應移動，即v_正＞v_逆，故選：＞；
③實驗室用Zn和稀硫酸制取H₂，隨反應進行溶液中氫離子濃度降低，水的電離平衡增大，向右移動；
a．加入NaNO₃，氫離子濃度不變，不能增大氫氣的生成速率，故a錯誤；
b．加入CuSO₄，形成原電池，加快氫氣的生成速率，故b正確；
c．加入Na₂SO₄，氫離子濃度不變，不能增大氫氣的生成速率，故c錯誤；
d．加入NaHSO₃，與氫離子反應，氫離子濃度降低，氫氣的生成速率降低，故d錯誤；
故答案為：向右；b；
（2）化學反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質(zhì)的濃度不變，由此衍生的一些物理量也不變．
a．恒溫、恒容條件下，隨反應進行反應混合物的物質(zhì)的量減小，體系壓強減小，容器內(nèi)的壓強不發(fā)生變化，說明到達平衡，故a正確；
b．CH₃OH分解的速率和CH₃OH生成的速率相等，正逆反應速率相等，反應達平衡狀態(tài)，故b正確；
c．CO、H₂和CH₃OH的濃度保持不變，說明到達平衡狀態(tài)，故c正確；
d．單位時間內(nèi)消耗1mol CO，同時生成l mol CH₃OH，都表示正反應速率，自始至終都按1：1進行，故d錯誤；
故選：d；
②溫度越高反應速率越快，到達平衡時間越短，故T₁＜T₂，溫度越高CO的轉(zhuǎn)化率越小，升高溫度平衡向逆反應移動，溫度平衡常數(shù)降低，溫度越高平衡常數(shù)越小，即K₁＞K₂，
故答案為：＞；
③由質(zhì)子的定向移動可知左側(cè)電極為燃料電池的負極，右側(cè)電極為燃料電池的正極，負極發(fā)生氧化反應，甲醇在負極放電，故b通入CH₃OH；正極反應還原反應，氧氣在正極放電，正極反應式為O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O；6.4g甲醇（CH₃OH）的物質(zhì)的量為=0.2mol，由負極電極反應式為CH₃OH+H₂O-6e^-=CO₂+6H⁺可知轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為0.2mol×6=1.2mol，
故答案為：CH₃OH；O₂+4e^-+4H⁺=2H₂O；1.2．
點評：本題考查化學平衡判斷與移動、化學平衡常數(shù)、影響化學反應速率的因素、原電池等，綜合性較大，難度中等，是對知識的綜合利用，加強對基礎知識理解掌握．