- 原电池工作原理的实验探究
- 共4125题
氨气在科研、生产中有广泛应用。
（1）在三个1L的恒容密闭容器中，分别加入0.1mol N2和0.3mol H2发生反应N2（g）+3H2（g）
①实验Ⅲ在前10分钟内N2平均反应速率v（N2）= ；（写出计算过程）
②与实验Ⅱ相比，实验Ⅰ、实验Ⅲ分别采用的实验条件可能为 、 。
（2）常温下NH4＋（aq）+H2O（l）
（3）常温下，将1mL pH均为11的氨水与NaOH溶液分别加水稀释，请在右图中画出两溶液的pH随体积稀释倍数的变化曲线（加必要标注）。
（4）工业上用NH3消除NO污染。在一定条件下，已知每还原1molNO，放出热量120kJ，请完成下列热化学方程式： NO(g)＋ NH3(g)＝ N2(g)＋ (g) ΔH2＝ 。
正确答案
（1）①v(N2)=" Δ" c (N2) /Δt="(0.10-0.06" )mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1(代数式1分，结果表达1分，带单位运算1分。共3分) ②升高温度、使用催化剂（各2分，共4分）
（2）1.80×10-5mol·L-1（2分，无单位扣1分）。
（3）（见右图）（2分）
（4）6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g) （2分）ΔH2＝－720 kJ/mo1。（2分，没负号扣1分）
或者3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) ΔH2＝－360 kJ/mo1
试题分析： （1）①从图像可以看出10分钟内氮气的变化量，因此反应速率v（N2）=Δ c (N2) /Δt="(0.10-0.06" )mol·L-1/10min=0.004(或4×10-3) mol·L-1·min-1 ；
②与实验II相比，曲线I更快达到平衡，但氮气的平衡转化率要低，而该反应是吸热反应，因此改变的条件应该是升高了反应的温度；与实验II相比，曲线III反应速率也更快达到平衡，但是平衡转化率不同，因此改变的条件应该是加入了催化剂。
（2）已知的反应式为NH4＋ 的水解平衡式，该反应式可以由水的电力平衡式和氨水的电离平衡式结合而得，因此现在要求氨水的电离平衡，只要用水的电力平衡式H2O（l）
（3）pH相同的弱碱和强碱溶液稀释，前阶段强碱溶液的pH值等倍数的降低，弱碱溶液边稀释边电离pH降低比强碱要慢，后阶段稀释接近无限稀释，因此溶液的pH值均不再等倍数降低，而是无限的接近7，但是碱溶液始终是碱溶液，pH值不能等于7。因此曲线如图所示。
（4）用氨气做还原剂还原污染物NO，此处氨气中N的化合价由-3→0价，NO中N的化合价由+2→0价，因此根据得失电子守恒配平方程式为6NO(g)＋4NH3(g)＝5N2(g)＋6H2O(g)，方程式中NO的系数是6，表示还原NO为6mol，因此热效应ΔH2＝6×120kJ=720kJ/mol。由于热化学方程式中系数可以是分数，因此答案也可以是3NO(g)＋2NH3(g)＝5/2N2(g)＋3H2O(g) ΔH2＝－360 kJ/mo1。
运用化学反应原理研究氮、氧等单质及其化合物的反应有重要意义。
（1）合成氨反应N2（g）+3H2（g）
（2）一氧化碳在高温下与水蒸气反应的方程式为：CO+H2O＝CO2+H2。已知部分物质燃烧的热化学方程式如下： 2H2（g） + O2（g）＝ 2H2O（l）;△H=－571．6kJ·mol－1
2CO （g） + O2（g）＝ 2CO2 （g） ;△H=－566kJ·mol－1
又知1molH2O（g）转变为1mol H2O（l）时放出44．0kJ热量。写出CO和水蒸气在高温催化剂下反应的热化学方程式 。
（3）在25℃下，向浓度均为0．1 mol・L-1的MgCl2和CuCl2混合溶液中逐滴加入氨水，先生成__________沉淀（填化学
（4）有人设想寻求合适的催化剂和电极材料，以N2、H2为电极反应物，以HCl—NH4Cl为电解质溶液制造新型燃烧电池,放电过程中，溶液中铵根离子浓度逐渐增大。请写出该电池的正极反应式 。
（5）某温度（t℃）时，测得0．01mol·L－1的NaOH溶液的pH＝11。在此温度下，将pH＝1的H2SO4溶液VaL与pH＝11的NaOH溶液VbL混合，若所得混合液为
（6）在25℃下，将a mol·L-1的氨水与0．01 mol·L-1的盐酸等体积混合，反应平衡时溶液中c（NH4＋）=c（Cl-）。则溶液显_____________性（填“酸”“碱”或“中”）；
（7）NH4Cl是一种重要的化肥。
①用0．1 mol·L—1的盐酸滴定0．1 mol·L—1的氨水，滴定过程中不可能出现的结果是：
a．
b．
c．
d．
②NH4Cl溶液中存在：NH4+ + H2O
正确答案
（1）向左；不改变（各2分）
（2）CO（g）+H2O（g）=CO2（g）+3H2（g）；△H=－41．2kJ·mol－1（2分）
（3）Cu（OH）2 Cu2++2NH3・H2O = Cu（OH）2 +2NH4+
（4）N2+8H++6e－=2NH4+（2分）
（5）1 ︰ 10（2分） （6）中（2分）；
（7）①b（2分）②5．9×10—8 mol·L—1（2分）
略
（10分）甲醇是一种新型燃料，甲醇燃料电池即将从实验室走向工业化生产。工业上一般以CO和H2为原料合成甲醇，该反应的热化学方程式为：
CO(g)+ 2H2(g) 
（1）下列措施中有利于增大该反应的反应速率的是_____________。
（2）乙醇燃料电池具有很高的实用价值。下图所示是一种酸性燃料电池酒精检测仪，具有自动吹气流量侦测与控制的功能，非常适合进行现场酒精检测。则该电池的负极反应式为 。
（3）已知：CO(g)+1/2 O2(g)=CO2(g)；△H2＝－283 kJ·mol-1
H2(g)+1/2 O2(g)=H2O(g) △H3＝－242 kJ·mol-1
则表示1mol气态甲醇完全燃烧生成CO 2和水蒸气时的热化学方程式为
（4）在容积为2L的恒容容器中，分别研究在230℃、250℃和270℃三种温度下合成甲醇的规律。下图是上述三种温度下不同的H2和CO的起始组成比（起始时CO的物质的量均为2mol）与CO平衡转化率的关系。请回答：
①在上述三种温度中，曲线Z对应是 。
②利用图中a点对应的数据，计算出曲线Z在对应温度下CO(g)+ 2H2(g)
正确答案
（1）CD （2）CH3CH2OH＋H2O－4e－＝CH3COOH＋4H＋
（3）CH3OH(g)+3/2O2(g) ＝CO2(g)+ 2H2O(g) △H＝－651kJ·mol-1
（4）①270℃ ②4
试题分析：（1）增大浓度、升高温度、增大压强和使用催化剂都能加快化学反应速率，否则，化学反应速率会降低，故选CD。（2）原电池中的负极失去电子，又因是酸性的燃料电池，所以负极反应式为：CH3CH2OH＋H2O－4e－＝CH3COOH＋4H＋。（3）将（3）中第2个热化学方程式*2在和（3）中的第一个热化学方程式叠加再减去题中的热化学方程式即可得解为：CH3OH(g)+3/2O2(g) ＝CO2(g)+ 2H2O(g) △H＝－651kJ·mol-1。
点评：本题考查学生有关化学平衡以及热化学知识，学生可以根据所学知识来回答，难度较大。
硫－碘循环分解水制氢主要涉及下列反应：
Ⅰ．SO2＋2H2O＋I2＝H2SO4＋2HI Ⅱ. 2HI
Ⅲ. 2H2SO4＝2SO2＋O2＋2H2O
（1）分析上述反应，下列判断正确的是 。
a．反应Ⅲ易在常温下进行
b．反应Ⅰ中SO2氧化性比HI强
c．循环过程中需补充H2O
d．循环过程中产生1 mol O2的同时产生1 mol H2
（2）一定温度下，向1 L密闭容器中加入1 mol HI(g)，发生反应Ⅱ，H2物质的量随时间的变化如右图所示。那么，0～2 min内的平均反应速率：υ(HI)= 。
相同温度下，若开始加入HI(g)的物质的量是原来的2倍，则 是原来的2倍。
a．压强 b．HI的平衡浓度
c．达到平衡的时间 d．平衡时H2的体积分数
（3）用足量Zn和一定量的硫酸制取H2，反应时溶液中水的电离
（H2O
a．Na2CO3溶液 b．K2SO4溶液 c．NaNO3溶液 d．水 e．CuSO4溶液
（4）以H2为燃料制成燃料电池，若：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(l) ΔH＝－572 kJ/mol，
当电池释放228.8 kJ电能时，生成1 mol液态水，该电池的能量转化率为 。
正确答案
（1）c （2）0.1 mol/(L·min) ab （3）向右 bd （4）80%
试题分析：（1）H2SO4在常温下，很稳定不易分解，所以a不正确；反应Ⅰ中SO2是还原剂，HI是还原产物，故还原性SO2＞HI，则b不正确；将Ⅰ和Ⅱ分别乘以2和Ⅲ相加得：2H2O＝2H2+O2，因此c正确，d不正确，大小c。
(2) υ (H2)＝0. 1mol/1L/2min＝0.05 mol•L-1•min-1，则υ (HI)＝2 υ (H2)＝0.1 mol•L-1•min-1；若开始时加入HI的量是原来的2倍，则建立的平衡状态和原平衡是等比平衡，即HI、H2、I2的物质的量、平衡浓度都是原来的两倍；各组分的百分含量、体积分数相等，平衡常数相等（因为温度不变）；因开始时的浓度增大了，反应速率加快，达平衡时间不可能是原来的两倍，所以答案选ab。
（3）水的电离平衡为H2O
（4）根据热化学反应方程式可知，生成1mol水时放出热量为572 kJ÷2＝286 kJ，所以该电池的能量转化率为228.8 kJ÷286 kJ×100％＝80％。
点评：该题是2010年山东理综试题，在能力方面考查了“能够将实际问题分解，通过运用相关知识，采用分析、综合的方法解决简单化学问题的能力”、“能够将分析解决问题的过程和成果用正确的化学术语及文字、图表、模型、图形等表达，并作出解释的能力”，对考生的基础知识和心理素质要求较高。
（10分）(1) 氨是氮循环中的重要物质，氨的合成是目前普遍使用的人工固氮方法。
（1）已知：H－H键能为436KJ·mol-1，N≡N键能为945 KJ·mol-1，N－H键能为391 KJ·mol-1。写出合成氨反应的热化学方程式：
（2）可逆反应N2 +3H2
①单位时问内生成n mo1 N2的同时生成3n mol H2
②单位时间内1个N≡N键断裂的同时，有6个N—H键断裂
③容器中N2、H2、NH3的物质的量为1：3：2
④常温下，混合气体的密度不再改变的状态
⑤常温下，混合气体的平均相对分子质量不再改变的状态
（3）恒温下，往一个2L的密闭容器中充入2.6 mol H2和1 mol N2，反应过程中对NH3的浓度进行检测，得到的数据如下表所：
5min内，消耗N2的平均反应速率为 ；此条件下该反应的化学平衡常数K= ；反应达到平衡后，若往平衡体系中加入H2、N2和NH3各2mol，化学平衡将向 （填“正反应”或“逆反应”）方向移动。
（4）氨是氮肥工业的重要原料。某化肥厂以天然石膏矿（主要成分CaSO4）为原料生产铵态氮肥(NH4)2SO4，（已知Ksp(CaSO4)=7.10×10-5 Ksp(CaCO3)=4.96×10-9）其工艺流程如下：
请写出制备(NH4)2SO4的反应方程式： ；
并利用有关数据简述上述反应能发生的原因
正确答案
（1）N2(g) + 3H2(g)
（2）②⑤（选对1个1分，错选扣分，不出现负分，共2分）
（3）0.008 mol·L-1·min-1（1分） 0.1（1分） 逆反应（1分）
（4）CaSO4+(NH4)2CO3＝ (NH4)2SO4 +CaCO3↓（2分）
因为Ksp(CaSO4)=7.10×10-5＞Ksp(CaCO3)=4.96×10-9（1分）
（1）反应热就是断键吸收的能量和形成化学键所放出的能量的差值，即436KJ·mol-1×3＋945 KJ·mol-1－391 KJ·mol-1×6＝－93 KJ·mol-1，所以热化学方程式为N2(g) + 3H2(g)
（2）在一定条件下，当可逆反应的正反应速率和逆反应速率相等时（但不为0），反应体系中各种物质的浓度或含量不再发生变化的状态，称为化学平衡状态。①中反应速率的方向是相同的，不正确。
②中反应速率的方向相反，且满足速率之比是相应的化学计量数之比，正确。平衡时浓度不再发生变化，但物质之间的浓度不一定相等或满足某种关系，所以③不正确。密度是混合气的质量和容器容积的比值，在反应过程中质量和容积始终是不变的，④不正确。混合气的平均相对分子质量是混合气的质量和混合气的总的物质的量的比值，质量不变，但物质的量是变化的，所以⑤可以说明。答案选②⑤。
（3）5min时氨气的浓度是0.08mol/L，所以氨气的反应速率是0.08mol/L÷5min＝0.016mol/(L·min)。因为速率之比是相应的化学计量数之比，所以氮气的反应速率是
0.008mol/(L·min)。平衡时氨气的浓度是0.20mol/L，则消耗氮气和氢气的浓度分别是0.1mol/L、0.3mol/L。则平衡时氮气和氢气的浓度分别是0.5mol/L－0.1mol/L＝0.4mol/L、1.3mol/L－0.3mol/L＝1.0mol/L，所以平衡常数是
（4）碳酸钙比硫酸钙的溶解度小，即Ksp(CaSO4)=7.10×10-5＞Ksp(CaCO3)=4.96×10-9，所以反应的方程式为CaSO4+(NH4)2CO3＝ (NH4)2SO4 +CaCO3↓。
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