Question

二甲醚是一种重要的清洁燃料．合成二甲醚是解决能源危机的研究方向之一．
（1）用CO₂和H₂可以合成二甲醚（CH₃OCH₃）
已知：CO（g）+2H₂（g）?CH₃OH（g）△H=-90.7kJ?mol^-1
2CH₃OH（g）?CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5kJ?mol^-1
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ?mol^-1
则反应2CO₂（g）+6H₂（g）→CH₃OC₃（g）+3H₂O（g）的△H=

 

（2）已知在一定温度下，以下三个反应的平衡常数为K₁、K₂、K₃：
C（s）+CO₂（g）?2CO（g）  K₁
CO（g）+H₂O（g）?CO₂（g）+H₂（g）   K₂
C（s）+H₂O（g）?CO（g）+H₂（g）     K₃
则K₁、K₂、K₃之间的关系是

 

（3）二甲醚（CH₃OCH₃）燃料电池可以提升能量利用率．利用二甲醚酸性介质燃料电池电解100mL 1mo1?L^-1的食盐水（惰性电极），电解一段时间后，收集到标况下的氢气2.24L（设电解后溶液体积不变）
①二甲醚燃料电池的负极反应式为

 

．
②电解后溶液的pH=

 

（4）工业合成氨的反应为：N₂（g）+3H₂ （g）?2NH₃ （g）△H=-92.4kJmol^-1
已知合成氨反应在某温度下2L的密闭绝热容器中进行，测得数据如下表：

	不同时间各物质的物质的量/mol
	0min	1min	2min	3min	4min
N2	1.50	n1	1.20	n3	1.00
H2	4.50	4.20	3.60	n4	3.00
NH3	0.00	0.20	n2	1.00	1.00

根据表中数据计算：
①0min～1min内N₂的平均反应速率为

 

②该条件下反应的平衡常数K=

 

（保留两位小数）
③反应达到平衡后，若往平衡体系中再加入N₂、H₂、NH₃各1mol，
化学平衡向

 

（填“正向”、“逆向”或“不移动”），该反应的平衡常数K

 

（填“变大”“减小”或“不变”）
（5）常温下，将0.2mol?L^-1HCOOH和0.1mol?L^-1NaOH溶液等体积混合，所得溶液的pH＜7，说明HCOOH的电离程度

 

HCOONa的水解程度（填“大于”或“小于”）．该溶液中[HCOOH]-[OH^-]+[H⁺]=

 

mol?L^-1．

Answer 1

考点：热化学方程式,原电池和电解池的工作原理,化学平衡的影响因素,化学平衡的计算

专题：

分析：（1）首先写出反应的化学方程式，即2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g），然后利用盖斯定律解题；
（2）根据平衡常数的表达式推断；
（3）①原电池负极发生氧化反应，二甲醚在负极放电，酸性条件下生成二氧化碳碳，据此解答即可；
②根据电解氯化钠溶液的电解方程式来求溶液的pH；
（4）根据化学平衡三段式列式计算即可；
（5）根据混合溶液的酸碱性判断，依据电中性原则以及侄子守恒计算．

解答： 解：（1）利用盖斯定律进行计算，将三个方程式进行形式变换，
2CO（g）+4H₂（g）=2CH₃OH（g）△H=-181.4 kJ?mol^-1
2CH₃OH（g=CH₃OCH₃（g）+H₂O（g）△H=-23.5 kJ?mol^-1
2CO₂（g）+2H₂（g）=2CO（g）+2H₂O（g）△H=+82.4 kJ?mol^-1
三式相加得：2CO₂（g）+6H₂（g）=CH₃OCH₃（g）+3H₂O（g）△H=-122.5 kJ?mol^-1，故答案：-122.5 kJ?mol^-1；
（2）根据化学方程式可知：K₁=

c2(CO)

c(CO2)

，K₂=

c(H2)×c(CO2)

c(CO)×c(H2O)

，K₃=

c(CO)×c(H2)

c(H2O)

，所以：K₃=K₁×K₂；故答案为：K₃=K₁?K₂；
（3）①原电池负极发生氧化反应，二甲醚在负极放电，酸性条件下生成二氧化碳，电极反应式为：CH₃OCH₃-12e^-+3H₂O=2CO₂+12H⁺；故答案为：CH₃OCH₃-12e^-+3H₂O=2CO₂+12H⁺；
 ②由方程式：2NaCl+2H₂O

通电  .

2NaOH+H₂↑+Cl₂↑
            2               2         22.4
 10^-3

L

mL

×100mL×1mol/L      0.1        2.24L
 由题可知：之后反应为直接电解水，溶液pH值不改变，c（H⁺）=

10-14

0.1 0.1

=10^-14，所以pH=14，故答案为14；
（4）①反应1min内，反应速率v（N₂）=

4.50mol-4.20mol 2L

1min

=0.15mol?L^-1?min^-1，故0min～1min内N₂的平均反应速率为：0.15÷3=0.05mol/（L?min），故答案为：0.05mol?L^-1?min^-1；
②已知合成氨反应，3min成氨气1mol，则
               N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
起始量（mol）  1.5     4.5         0
变化量（mol） 0.5      1.5         1
平衡量（mol）  1       3           1
此温度下，平衡浓度为c（N₂）=0.5mol/L，c（H₂）=1.5mol/L，c（NH₃）=0.5mol/L，该反应的平衡常数K=

c2(NH3)

c(N2)×c3(H2)

=

0．52

0.5×1．53

≈O.015，故答案为：0.15；
③反应达到平衡后，若维持容器体积不变，温度不变，往平衡体系中加入H₂、N₂和NH₃各1mol，则此时各物质的浓度为：N₂为0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，H₂为1.5mol/L+0.5mol/L=2mol/L，NH₃为0.5mol/L+0.5mol/L=1mol/L，故浓度商Q_c=

12

1×23

＜0.15，故反应向正反应进行，平衡常数只与温度有关，该反应为放热反应，处于绝热容器中，温度升高，故平衡常数减小，故答案为：正向；减小；
（5）酸的物质的量是碱的物质的量的2倍，且酸碱都是一元的，反应后生成等物质的量的HCOOH和HCOONa；如果酸电离的程度大于盐水解的程度，溶液呈酸性，pH＜7，故电离大于水解，此溶液中存在：c（Na⁺）+c（H⁺）=c（HCOO^-）+c（OH^-）①，c（HCOO^-）+c（HCOOH）=2（Na⁺）=0.1mol/L②，故联立①②得出：[HCOOH]-[OH^-]+[H⁺]=0.05，故答案为：大于；0.05．

点评：本题考查使用化石燃料的利弊及新能源的开发、用盖斯定律进行有关反应热的计算、盐类水解的应用，掌握离子浓度大小的比较是解题的关键．