Question

Ⅰ．高爐煉鐵是冶煉鐵的主要方法，發(fā)生的主要反應為：Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H
（1）已知：①Fe₂O₃（s）+3C（石墨，s）=2Fe（s）+3CO（g）△H₁=+489.0KJ?mol^-1
②C（石墨，s）+CO₂（g）=2CO（g）△H₂=+172.5KJ?mol^-1；則△H=

 

kJ?mol^-1．
（2）高爐煉鐵反應的平衡常數(shù)，溫度升高后，K值

 

（填“增大”、“不變”或“減小”）．
（3）在T℃時，該反應的平衡常數(shù)K=64，在2L恒容密閉容器甲和乙中，分別按下表所示加入物質(zhì)，反應經(jīng)過一段時間后達到平衡．

	Fe2O3	CO	Fe	CO2
甲/mol	1.0	1.0	1.0	1.0
乙/mol	1.0	2.0	1.0	1.0

①甲容器中CO的平衡轉(zhuǎn)化率為

 

．
②下列說法正確的是

 

（填字母）．
A．當容器內(nèi)氣體密度恒定，表明反應達到平衡狀態(tài)
B．甲容器中CO的平衡時的速率小于乙容器中CO平衡時的速率
C．甲、乙容器中，CO的平衡濃度之比為3：2
D．增加Fe₂O₃的量可以提高CO的轉(zhuǎn)化率
Ⅱ．（1）汽車尾氣是城市空氣污染的一個重要因素，一種CO分析儀的傳感器可測定汽車尾氣是否符合排放標準，該分析儀的工作原理類似燃料電池，其中電解質(zhì)是氧化釔（Y₂O₃）和氧化鋯（Z_rO₂）晶體，在高溫熔融狀態(tài)下能傳導O^2-（過程中無氣體產(chǎn)生），則負極的反應式為

 

．

（2）以上述電池為電源，通過導線連接成圖一電解池．
①若X、Y為石墨，a為2L 0.1mol/L KCl溶液，寫出電解總反應的離子方程式

 

．
②若X、Y分別為銅、銀，a為1L 0.2mol/L AgNO₃溶液，寫出Y電極反應式

 

．
（3）室溫時，按上述（2）①電解一段時間后，取25mL上述電解后的溶液，滴加0.4mol/L醋酸得到圖二（不考慮能量損失和氣體溶于水，溶液體積變化忽略不計）．
①結(jié)合圖二計算，上述電解過程中消耗一氧化碳的質(zhì)量為

 

g．
②若圖二的B點pH=7，則滴定終點在

 

區(qū)間（填“AB”、“BC”或“CD”）．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,熱化學方程式,原電池和電解池的工作原理

專題：化學平衡專題,電化學專題

分析：Ⅰ?（1）依據(jù)熱化學方程式和蓋斯定律計算分析判斷；
（2）Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5kJmol^-1，反應是吸熱反應，升溫平衡逆向進行；
（3）①在T℃時，該反應的平衡常數(shù)K=64，在2L恒容密閉容器甲中，加入物質(zhì)反應達到平衡，依據(jù)平衡三段式列式計算結(jié)合轉(zhuǎn)化率概念計算得到；
 ②Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5kJmol^-1
A．反應前后氣體質(zhì)量變化，體積不變，若容器內(nèi)氣體密度恒定時，標志反應達到平衡狀態(tài)；
B．乙容器中一氧化碳增加，相當于增大壓強，反應前后體積不變，甲容器中CO的平衡轉(zhuǎn)化率等于乙的轉(zhuǎn)化率，速率甲小于乙；
C．依據(jù)平衡三段式計算平衡物質(zhì)的量；計算甲、乙容器中，CO的平衡濃度之比；
D．固體量增加不影響化學平衡，增加Fe₂O₃不能提高CO的轉(zhuǎn)化率；
Ⅱ?（1）CO發(fā)生氧化反應與O^2-結(jié)合生成CO₃^2-；
（2）①陽極上氯離子失電子，陰極上陽離子得電子；
②Y為陽極，陽極上銀失電子生成銀離子；
（3）室溫時，按上述（2）①電解一段時間后，取25mL上述電解后溶液，滴加0.4mol/L醋酸得到圖三，
①根據(jù)圖知，KOH溶液的pH=13，常溫下，KOH的濃度是0.1mol/L，則n（KOH）=0.1mol/L×2L=0.2mol，根據(jù)KOH和轉(zhuǎn)移電子正極的關(guān)系式計算轉(zhuǎn)移電子，再根據(jù)轉(zhuǎn)移電子守恒計算CO的質(zhì)量；
②滴定終點二者恰好反應生成CH₃COOK．

解答： 解：Ⅰ?（1）①Fe₂O₃（s）+3C（石墨）=2Fe（s）+3CO（g）△H₁=+489.0kJmol^-1
②C（石墨）+CO₂（g）=2CO（g）△H₂=+172.5kJmol^-1
由蓋斯定律①-②×3得到Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5kJmol^-1，
故答案為：-28.5；
（2）Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5kJmol^-1，反應是放熱反應，升溫平衡逆向進行，平衡常數(shù)減小，
故答案為：減�。�
（3）①在T℃時，該反應的平衡常數(shù)K=64，在2L恒容密閉容器甲中，加入物質(zhì)反應達到平衡，設消耗一氧化碳物質(zhì)的量為x
             Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）
起始量（mol） 1         1         1         1
變化量（mol）           x                   x
平衡量（mol）          1-x                 1+x
K=

c3(CO2)

c3(CO)

=

(1+x)3

(1-x)3

=64，計算得到x=0.6
轉(zhuǎn)化率=60%，
故答案為：60%；            
 ②Fe₂O₃（s）+3CO（g）?2Fe（s）+3CO₂（g）△H=-28.5kJmol^-1
A．反應前后氣體質(zhì)量變化，體積不變，若容器內(nèi)氣體密度恒定時，標志反應達到平衡狀態(tài)，故A正確；
B．乙容器中一氧化碳增加，相當于增大壓強，反應前后體積不變，甲容器中CO的平衡轉(zhuǎn)化率等于乙的轉(zhuǎn)化率，乙容器中壓強大于甲，反應速率乙大，故B正確；
C．甲容器中平衡一氧化碳物質(zhì)的量為0.4mol；乙容器中結(jié)合平衡常數(shù)計算得到消耗一氧化碳為1.4mol，平衡物質(zhì)的量為0.6mol，甲和乙容器中CO的平衡濃度之比為0.4+0.6=2：3；故C錯誤；
D．固體量增加不影響化學平衡，增加Fe₂O₃不能提高CO的轉(zhuǎn)化率，故D錯誤；
故答案為：AB．
Ⅱ?（1）負極CO發(fā)生氧化反應與O^2-結(jié)合生成CO₃^2-，負極電極反應式為：CO+2O^2--2e^-=CO₃^2-，
故答案為：CO+2O^2--2e^-=CO₃^2-；
（2）①陽極上氯離子失電子，陰極上陽離子得電子，所以電解0.1mol/L KCl溶液，其電解總反應的離子方程式為：2Cl^-+2H₂O

電解  .

Cl₂↑+H₂↑+2OH^-；
故答案為：2Cl^-+2H₂O

電解  .

Cl₂↑+H₂↑+2OH^-；
②Y為陽極，陽極上銀失電子生成銀離子，其電極反應為：Ag-e=Ag⁺；
故答案為：Ag-e=Ag⁺；
（3）室溫時，按上述（2）①電解一段時間后，取25mL上述電解后溶液，滴加0.4mol/L醋酸得到圖三，
①根據(jù)圖知，KOH溶液的pH=13，常溫下，KOH的濃度是0.1mol/L，則n（KOH）=0.1mol/L×2L=0.2mol，根據(jù)2Cl^-+2H₂O

電解  .

2OH^-+H₂↑+Cl₂↑知，生成0.2mol氫氧根離子轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量=

0.2mol

2

×2=0.2mol，燃料電池的負極反應方程式是CO+2O^2--2e^-=CO₃^2-，消耗1molCO轉(zhuǎn)移電子數(shù)=2mol，因此當轉(zhuǎn)移0.2mol電子時消耗CO的物質(zhì)的量為0.1mol，則CO的質(zhì)量=0.1mol×28g/mol=2.8g，
故答案為：2.8；
②滴定終點二者恰好反應生成CH₃COOK，KOH的濃度是醋酸的一半，則恰好中和時需要酸的體積等于KOH體積的一半，醋酸鉀為強堿弱酸鹽，其溶液呈堿性，當溶液的pH=7時，醋酸稍微過量，所以醋酸體積大于KOH體積的一半，所以滴定終點為AB段，故答案為：AB．

點評：本題考查了熱化學方程式和蓋斯定律計算應用、平衡常數(shù)計算應用、化學平衡三段式列式計算方法、原電池和電解池原理、離子濃度大小的判斷、根據(jù)電極上得失電子判斷原電池正負極、根據(jù)離子放電順序確定電解池中電池反應式，難點是圖2中各點溶質(zhì)的判斷，難度較大．