Question

【題目】（1）已知25 ℃時有關弱酸的電離平衡常數：

弱酸化學式	HSCN	CH3COOH	HCN	H2CO3
電離平衡常數	1.3×10-1	1.8×10-5	4.9×10-10	K1=4.3×10-7 K2=5.6×10-11

① 同溫度下，等pH值的a. NaHCO3、b. NaCN、c．Na2CO3溶液的物質的量濃度由大到小的順序為__________（填序號）。

② 25 ℃時，將20mL 0.1mol/LCH3COOH溶液和20mL0.1mol/LHSCN溶液分別與20ml0.1mol/L NaHCO3溶液混合，實驗測得產生的氣體體積(V)隨時間(t)的變化如圖所示：

反應初始階段兩種溶液產生CO2氣體的速率存在明顯差異的原因是：________反應結束后所得兩溶液中，c(SCN-)________c(CH3COO-)（填“> ”、“< ”或“= ”)

③ 若保持溫度不變，在醋酸溶液中加入一定量氨氣，下列量會變小的是______（填序號）。

a.c(CH3COO-） b.c(H+) c.Kw d．醋酸電離平衡常數

（2）煤燃燒產生的煙氣也含氮的氧化物，用CH4催化還原NOx可以消除氮氧化物的污染。己知：CH4(g)+2NO2(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) △H=-867.0kJ mol-1

2NO2(g)N2O4(g) △H=-56.9kJ mol-1

H2O(g)=H2O(l) △H=-44.0kJ mol-1

寫出CH4催化還原N2O4(g）生成N2(g)、CO2(g)和H2O(l)的熱化學方程式_________

（3）甲烷燃料電池可以提升能量利用率。下圖是利用甲烷燃料電池電解50mL 2mol/L的氯化銅溶液的裝置示意圖：請回答下列問題：

①甲烷燃料電池的負極反應式是____________

②當A中消耗0.15mol氧氣時．B 中____極增重_______g。

Answer 1

【答案】（1）① a b c②相同溫度下HSCN比CH3COOH的電離平衡常數大，同濃度時電離出的氫離子濃度大,與NaHCO3溶液反應快 > ③b

（2）CH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+CO2(g)+2H2O(g) H═ —898.1kJ/mol

（3）①CH4-8e- + 10OH-=CO32- + 7H2O ② b 6.4

【解析】(1)①據弱酸的電離平衡常數可知，酸性HSCN＞CH3COOH＞H2CO3＞HCN＞HCO3-，酸性越弱，其酸根離子的水解程度越大，溶液pH越大，所以等物質的量濃度的．a．NaHCO3、b．NaCN、c．Na2CO3、溶液的pH由大到小的順序為a b c，故答案為： a b c；

②由Ka(CH3COOH)=1.8×10-5和Ka(HSCN)=0.13可知，CH3COOH的酸性弱于HSCN的，即在相同濃度的情況下HSCN溶液中H+的濃度大于CH3COOH溶液中H+的濃度，濃度越大反應速率越快；又酸越弱，反應生成的相應的鈉鹽越易水解，即c(SCN-)＞c(CH3COO-)，故答案為：相同溫度下HSCN比CH3COOH的電離平衡常數大，HSCN的酸性比CH3COOH強，其溶液中c(H+)較大，故其溶液與NaHCO3溶液的反應速率快；＞；

③因加入鹽酸，醋酸的電離平衡逆向移動，則c(CH3COO-)減小，醋酸的電離程度減小，但溫度不變，則醋酸電離平衡常數和水的離子積常數不變，加鹽酸時c(H+)增大，故答案為：b；

(2)已知：CH4(g)+2NO2(g)═N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)△H1=-867kJ/mol①，2NO2(g) N2O4(g) △H2=-56.9kJ/mol②，H2O(g)=H2O(l)△H=-44.0kJ/mol③，根據蓋斯定律，①-②+④×2可得CH4(g)+N2O4(g)=N2(g)+CO2(g)+2H2O(g)，故△H=-867kJ/mol-(-56.9kJ/mol)+2(-44.0)kJ/mol=-898.1kJ/mol 即CH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+2H2O(g)+CO2(g)△H=-898.1kJ/mol，故答案為：CH4(g)+N2O4(g)═N2(g)+2H2O(g)+CO2(g)△H=-898.1kJ/mol；

(3)①甲烷燃料堿性電池中，負極上甲烷失電子和氫氧根生成水和碳酸根，電極反應為CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O，故答案為：CH4-8e-+10OH-=CO32-+7H2O；

②A中消耗0.05mol氧氣時，轉移0.2mol電子，b電極為陰極，陰極上銅離子放電生成Cu，根據Cu和轉移電子之間的關系式得析出Cu的質量=×64g/mol=6.4g，故答案為：b；6.4。