Question

3．根據(jù)高中所學(xué)的化學(xué)反應(yīng)原理解答下面的問(wèn)題：
（1）下面為CO₂加氫制取低碳醇的熱力學(xué)數(shù)據(jù)：
反應(yīng)Ⅰ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.0  kJ•mol^-1
反應(yīng)Ⅱ：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+3H₂O（g）△H=-173.6kJ•mol^-1
寫出由CH₃OH（g）合成CH₃CH₂OH（g）的熱化學(xué)反應(yīng)方程式：2CH₃OH（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=-75.6 kJ•mol^-1
（2）工業(yè)合成甲醇的反應(yīng)：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H＜0．
①該反應(yīng)在不同溫度下的化學(xué)平衡常數(shù)（K）如下表：

溫度/℃	250	350
K	2.041	x

符合表中的平衡常數(shù)x的數(shù)值是B（填字母序號(hào)）．
A.0  B.0.012
C.32.081  D.100
②若裝置乙為容積固定的密閉容器，不同時(shí)間段各物質(zhì)的濃度如下表：

	c（CO）	c（H2）	c（CH3OH）
0min	0.8mol•L-1	1.6mol•L-1	0
2min	0.6mol•L-1	y	0.2mol•L-1
4min	0.3mol•L-1	0.6mol•L-1	0.5mol•L-1
6min	0.3mol•L-1	0.6mol•L-1	0.5mol•L-1

反應(yīng)從2min到4min之間，H₂的平均反應(yīng)速率為0.3 mol•L^-1•min^-1．反應(yīng)達(dá)到平衡時(shí)CO的轉(zhuǎn)化率為62.5%．反應(yīng)在第2min時(shí)改變了反應(yīng)條件，改變的條件可能是AD（填字母序號(hào)）．
A．使用催化劑        B．降低溫度         C．增加H₂的濃度        D．升高溫度
（3）全釩液流儲(chǔ)能電池（VRB）廣泛應(yīng)用于風(fēng)能、太陽(yáng)能發(fā)電系統(tǒng)的儲(chǔ)能系統(tǒng)，電池反應(yīng)為VO₂⁺+V²⁺+2H⁺VO²⁺+V³⁺+H₂O，試推寫出放電時(shí)正極的電極反應(yīng)式VO₂⁺+2H⁺+e^-=VO²⁺+H₂O．
（4）如圖2為某溫度下，F(xiàn)e（OH）₃（s）、Mg（OH）₂（s）分別在溶液中達(dá)到沉淀溶解平衡后，改變?nèi)芤旱膒H，金屬陽(yáng)離子濃度變化情況．據(jù)圖分析：該溫度下，溶度積常數(shù)的關(guān)系為：Ksp[Fe（OH）₃]＜Ksp[Mg（OH）₂]（填：＞、=、＜）；如果在新生成的Mg（OH）₂濁液中滴入足量的Fe³⁺，振蕩后，白色沉淀會(huì)全部轉(zhuǎn)化為紅褐色沉淀，原因是濁液中存在溶解平衡：Mg（OH）₂Mg²⁺+2OH^-，當(dāng)加入Fe³⁺后與OH^-生成更難溶解的Fe（OH）₃，使平衡繼續(xù)向右移動(dòng)，最后Mg（OH）₂全部溶解轉(zhuǎn)化為紅棕色的Fe（OH）₃．

Answer 1

分析 （1）反應(yīng)Ⅰ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.0 kJ•mol^-1
反應(yīng)Ⅱ：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+3H₂O（g）△H=-173.6kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，Ⅱ-Ⅰ×2可得：2CH₃OH（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g），焓變也進(jìn)行相應(yīng)的計(jì)算；
（2）①正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，升高溫度平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，平衡常數(shù)減小，而且因?yàn)槭强赡娣磻?yīng)，平衡常數(shù)不可能為0；
②根據(jù)表格中CO的濃度變化量可知△c（H₂）=2×（0.6-0.3）mol/L=0.6mol/L，再根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計(jì)算H₂的平均反應(yīng)速率；
4 min時(shí)，反應(yīng)達(dá)到平衡，故CO的轉(zhuǎn)化率=$\frac{CO濃度變化量}{CO起始濃度}$×100%；
4min內(nèi)CO與氫氣濃度變化量為0.5mol/L：1mol/L=1：2，等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，不能是增大氫氣濃度，而0～2 min的反應(yīng)速率比2～4 min的反應(yīng)速率小，故2 min時(shí)可能使用了催化劑或者升高溫度；
（3）電池反應(yīng)為VO₂⁺+V²⁺+2H⁺VO²⁺+V³⁺+H₂O，放電時(shí)為原電池，正極發(fā)生還原反應(yīng)，VO₂⁺獲得電子酸性條件下生成VO²⁺與H₂O；
（4）由圖可知，鐵離子、鎂離子濃度相同時(shí)，再沉淀溶解平衡溶液中氫氧化鐵平衡體系中pH更小，即氫氧根離子濃度更小，故氫氧化鐵的溶度積更小；新生成的Mg（OH）₂濁液中滴入足量的Fe³⁺后與OH^-生成更難溶解的Fe（OH）₃，使平衡繼續(xù)向右移動(dòng)，最后Mg（OH）₂全部溶解轉(zhuǎn)化為Fe（OH）₃．

解答 解：（1）反應(yīng)Ⅰ：CO₂（g）+3H₂（g）?CH₃OH（g）+H₂O（g）△H=-49.0 kJ•mol^-1
反應(yīng)Ⅱ：2CO₂（g）+6H₂（g）?CH₃CH₂OH（g）+3H₂O（g）△H=-173.6kJ•mol^-1
根據(jù)蓋斯定律，Ⅱ-Ⅰ×2可得：2CH₃OH（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=-75.6 kJ•mol^-1，
故答案為：2CH₃OH（g）?CH₃CH₂OH（g）+H₂O（g）△H=-75.6 kJ•mol^-1；
（2）①△H＜0，所以正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，故平衡常數(shù)隨著溫度的升高而降低，x＜2.041，而且因?yàn)槭强赡娣磻?yīng)，平衡常數(shù)不可能為0，
故選：B；
②根據(jù)表格中CO的濃度變化量可知△c（H₂）=2×（0.6-0.3）mol/L=0.6mol/L，則v（H₂）=$\frac{0.6mol/L}{2min}$=0.3 mol•L^-1•min^-1；
4 min時(shí)，反應(yīng)達(dá)到平衡，故CO的轉(zhuǎn)化率=$\frac{（0.8-0.3）mol/L}{0.8mol}$×100%=62.5%；
4min內(nèi)CO與氫氣濃度變化量為0.5mol/L：1mol/L=1：2，等于化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，不能是增大氫氣濃度，而0～2 min的反應(yīng)速率比2～4 min的反應(yīng)速率小，故2 min時(shí)可能使用了催化劑或者升高溫度；
故答案為：0.3 mol•L^-1•min^-1；62.5%；AD；
（3）電池反應(yīng)為VO₂⁺+V²⁺+2H⁺VO²⁺+V³⁺+H₂O，放電時(shí)為原電池，正極發(fā)生還原反應(yīng)，VO₂⁺獲得電子酸性條件下生成VO²⁺與H₂O，電極反應(yīng)式為VO₂⁺+2H⁺+e^-=VO²⁺+H₂O：，
故答案為：VO₂⁺+2H⁺+e^-=VO²⁺+H₂O；
（4）由圖可知，鐵離子、鎂離子濃度相同時(shí)，再沉淀溶解平衡溶液中氫氧化鐵平衡體系中pH更小，即氫氧根離子濃度更小，故Ksp[Fe（OH）₃]＜Ksp[Mg（OH）₂]，濁液中存在溶解平衡：Mg（OH）₂Mg²⁺+2OH^-，當(dāng)加入Fe³⁺后與OH^-生成更難溶解的Fe（OH）₃，使平衡繼續(xù)向右移動(dòng)，最后Mg（OH）₂全部溶解轉(zhuǎn)化為紅棕色的Fe（OH）₃，
故答案為：＜；濁液中存在溶解平衡：Mg（OH）₂Mg²⁺+2OH^-，當(dāng)加入Fe³⁺后與OH^-生成更難溶解的Fe（OH）₃，使平衡繼續(xù)向右移動(dòng)，最后Mg（OH）₂全部溶解轉(zhuǎn)化為紅棕色的Fe（OH）₃．

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、電化學(xué)、溶度積應(yīng)用等，（2）中判斷2min時(shí)改變條件為易錯(cuò)點(diǎn)，學(xué)生考慮忽略從等量方面分析，難度中等．