Question

4．化學(xué)平衡原理是中學(xué)化學(xué)學(xué)習(xí)的重要內(nèi)容．請(qǐng)回答下列問題：

（1）①己知：CH₄、H₂的燃燒熱（△H）分別為-890.3kJ/mol、-285.8kJ/mol，則CO₂和H₂反應(yīng)生成CH₄和液態(tài)H₂O的熱化學(xué)方程式是CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-252.9kJ/mol．
②圖1是用Pt作電極，N₂和H₂的原電池．請(qǐng)寫出正極的電極反應(yīng)式N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺，電解質(zhì)A是氯化銨．
（2）甲醇是一種可再生能源，具有開發(fā)和應(yīng)用的廣闊前景，工業(yè)上可用合成氣制備甲醇．反應(yīng)為
CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）．某溫度下，在容積為2L的密閉容器中進(jìn)行該反應(yīng)，其相關(guān)數(shù)據(jù)見圖2：
①從反應(yīng)開始至平衡時(shí)，用CO表示化學(xué)反應(yīng)速率為0.03mol/（L•min），該溫度下的平衡常數(shù)為$\frac{75}{8}$．
②5min至10min時(shí)速率變化的原因可能是升高溫度或使用了催化劑；
（3）①常溫下，將V mL、0.1000mol/L氫氧化鈉溶液逐滴加入到20.00mL、0.1000mol/L醋酸溶液中，充分反應(yīng)（忽略溶液體積的變化）．如果溶液pH=7，此時(shí)V的取值＜20.00（填“＞”、“=”或“＜”）．
②常溫下，將a mol/L的醋酸與b mol/L的氫氧化鈉溶液等體積混合，反應(yīng)后，溶液呈中性，則醋酸的電離常數(shù)為$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}$（用含有a、b字母的代數(shù)式表示）．
（4）NH₄HSO₄在分析試劑、醫(yī)藥、電子工業(yè)中用途廣泛．現(xiàn)向100mL 0.1mol•L^-1NH₄HSO₄溶液中滴加0.1mol•L^-1NaOH溶液，得到的溶液pH與NaOH溶液體積的關(guān)系曲線如圖2示，分析圖中3a、b、c、d、e五個(gè)點(diǎn)，
①b點(diǎn)時(shí)，溶液中發(fā)生水解反應(yīng)的離子是NH₄⁺；
②在c點(diǎn)，溶液中各離子濃度由大到小的排列順序是c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）．

Answer 1

分析 （1）①已知CH₄、H₂的燃燒熱分別為890.3kJ•mol^-1、285.8kJ•mol^-1，可得熱化學(xué)方程式為：
I．CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ•mol^-1
Ⅱ．H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，Ⅱ×4-I可得：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）；
②電池正極發(fā)生還原反應(yīng)，氮?dú)獾秒娮影l(fā)生還原反應(yīng)，N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺，A是銨根離子與氯離子結(jié)合形成氯化銨；
（2）①10min到達(dá)平衡，利用三段式計(jì)算表示時(shí)各物質(zhì)的量，根據(jù)v=$\frac{\frac{△n}{V}}{△t}$計(jì)算v（CO），再根據(jù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$計(jì)算平衡常數(shù)；
②5min時(shí)刻瞬間各組分的物質(zhì)的量未變，而后反應(yīng)速率加快，可能是反應(yīng)受熱或使用了催化劑；
（3）①若二者恰好反應(yīng)得到CH₃COONa溶液，溶液中CH₃COO^-水解呈堿性，反應(yīng)后溶液pH=7，溶液就呈中性，故反應(yīng)時(shí)醋酸應(yīng)過量；
②呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.5bmol/L，由物料守恒可知c（CH₃COOH）=0.5（a-b）mol/L，再根據(jù)電離常數(shù)K_a=$\frac{c（{H}^{+}）×c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$計(jì)算；
（4）①a、b、c、d、e五個(gè)點(diǎn)，根據(jù)反應(yīng)量的關(guān)系，a點(diǎn)是100mL0.1mol•L^-1NH₄HSO₄溶液的PH，b點(diǎn)是氫氧化鈉和硫酸氫銨溶液中氫離子恰好反應(yīng)，恰好消耗完H⁺，溶液中只有（NH₄）₂SO₄與Na₂SO₄；c點(diǎn)是溶液PH=7，呈中性；
②c點(diǎn)溶液呈中性，則溶液含有（NH₄）₂SO₄、Na₂SO₄、NH₃•H₂O三種成分．

解答 解：（1）①已知CH₄、H₂的燃燒熱分別為890.3kJ•mol^-1、285.8kJ•mol^-1，可得熱化學(xué)方程式為：
I．CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ•mol^-1
Ⅱ．H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，Ⅱ×4-I可得：CO₂ （g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-285.8kJ•mol^-1×4+890.3KJ/mol=-252.9 kJ/mol，
故答案為：CO₂（g）+4H₂（g）=CH₄（g）+2H₂O（l）△H=-252.9 kJ/mol；
②電池正極發(fā)生還原反應(yīng)，氮?dú)獾秒娮影l(fā)生還原反應(yīng)，N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺，A是銨根離子與氯離子結(jié)合形成氯化銨，
故答案為：N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺；氯化銨；
（2）①由圖可知10min到達(dá)平衡，平衡時(shí)甲醇為0.6mol，則：
            CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）
起始量（mol）：1       2         0
變化量（mol）：0.6     1.2       0.6       
平衡量（mol）：0.4     0.8       0.6
則v（CO）=$\frac{\frac{0.6mol}{2L}}{10min}$=0.03mol/（L．min），
平衡常數(shù)K=$\frac{c（C{H}_{3}OH）}{c（CO）×{c}^{2}（{H}_{2}）}$=$\frac{\frac{0.6}{2}}{\frac{0.4}{2}×（\frac{0.8}{2}）^{2}}$=$\frac{75}{8}$，
故答案為：0.03mol/（L．min）；$\frac{75}{8}$；
②5min時(shí)刻瞬間各組分的物質(zhì)的量未變，而后反應(yīng)速率加快，可能是反應(yīng)受熱或使用了催化劑，
故答案為：反應(yīng)受熱或使用了催化劑；
（3）①若二者恰好反應(yīng)得到CH₃COONa溶液，溶液中CH₃COO^-水解呈堿性，反應(yīng)后溶液pH=7，溶液就呈中性，故反應(yīng)時(shí)醋酸應(yīng)過量，則VmL×0.1000mol•L^-1＜20.00mL×0.1000mol•L^-1，故V＜20，
故答案為：＜；
②呈中性則c（H⁺）=c（OH^-）=10^-7mol/L，c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）=0.5bmol/L，由物料守恒可知c（CH₃COOH）=0.5（a-b）mol/L，則CH₃COOH的電離常數(shù)K_a=$\frac{c（{H}^{+}）×c（C{H}_{3}CO{O}^{-}）}{c（C{H}_{3}COOH）}$=$\frac{1{0}^{-7}×0.5b}{0.5（a-b）}$=$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-7}b}{a-b}$；
（4）①a、b、c、d、e五個(gè)點(diǎn)，a點(diǎn)是100mL0.1mol•L^-1NH₄HSO₄溶液的PH，銨根離子水解顯酸性，b點(diǎn)恰好消耗完H⁺，溶液中只有（NH₄）₂SO₄與Na₂SO₄，溶液中發(fā)生水解反應(yīng)的離子是NH₄⁺，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，銨根離子水解溶液顯酸性，
故答案為：NH₄⁺；
②c點(diǎn)溶液呈中性，即溶液含有（NH₄）₂SO₄、Na₂SO₄、NH₃•H₂O三種成分，b點(diǎn)時(shí)c（Na⁺）=c（SO₄^2-），則c點(diǎn)時(shí)c（Na⁺）＞c（SO₄^2-），根據(jù)N元素與S元素的關(guān)系，可以得出c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺），故c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺），
故答案為：c（Na⁺）＞c（SO₄^2-）＞c（NH₄⁺）＞c（OH^-）=c（H⁺）．

點(diǎn)評(píng) 本題考查化學(xué)平衡計(jì)算與影響因素、熱化學(xué)方程式書寫、電離平衡常數(shù)的計(jì)算、電解質(zhì)溶液中離子濃度大小分析判斷，注意圖象的變化特征分析，掌握基礎(chǔ)是關(guān)鍵，題目難度中等．