Question

（2012?濟南二模）氫氣是一種清潔能源，又是合成氨工業的重要原料．
（1）已知：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.2kJ/mol
CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.4kJ/mol
甲烷和H₂O（g）反應生成H₂和CO₂的熱化學方程式為

CH₄（g）+2H₂O（g）=CO₂（g）+4H₂（g）△H=+165.0kJ/mol

．
（2）工業合成氨的原理為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol．
某溫度下，把10mol N₂與28mol H₂置于容積為10L的密閉容器內，10min時反應達到平衡狀態，測得氮氣的平衡轉化率為60%，則10min內的平均反應速率v（H₂）=

0.18

mol/（L?min），該溫度下該反應的平衡常數K=

3.6（mol/L） ^-2

．
欲增大氮氣的平衡轉化率，可采取的措施有

增加氫氣的濃度或分離出氨氣或降溫

（寫一種措施即可）．
（3）圖所示裝置工作時均與H₂有關．

①圖1所示裝置中陽極的電極反應式為

MnO₄^2--e^-=MnO₄^-

．
②圖2所示裝置中，通入H₂的管口是

d

（選填字母代號）．
③某同學按圖3所示裝置進行實驗，實驗結束后，將玻璃管內固體物質冷卻后，溶于稀硫酸，充分反應后，滴加KSCN溶液，溶液不變紅，再滴入新制氯水，溶液變為紅色．該同學據此得出結論：鐵與水蒸氣反應生成FeO和H₂．該結論

不嚴密

（填“嚴密”或“不嚴密”），你的理由是

2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺

（用離子方程式表示）．

Answer 1

分析：（1）CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.2kJ/mol①
CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.4kJ/mol②
將方程式①×2-②即可得甲烷和H₂O（g）反應生成H₂和CO₂的熱化學方程式，注意反應熱 進行相應的改變．
（2）先根據氮氣的轉化率計算氮氣的平均反應速率，再根據同一化學反應中同一時間段內各物質的反應速率之比等于計量數之比計算氫氣的反應速率；先計算平衡時各物質的平衡濃度，再根據平衡常數公式計算其平衡常數．
（3）①陽極上失電子發生氧化反應．
②根據氫氧根離子的移動方向及氫氣的反應判斷氫氣所在的電極．
③根據反應現象知，溶液中沒有鐵離子，原因是部分鐵未被氧化，導致剩余的鐵和鐵離子反應生成亞鐵離子．

解答：解：（1）CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.2kJ/mol①
CH₄（g）+CO₂（g）=2CO（g）+2H₂（g）△H=+247.4kJ/mol②
將方程式①×2-②得CH₄（g）+2H₂O（g）=CO₂（g）+4H₂（g）△H=+165.0kJ/mol．
故答案為：CH₄（g）+2H₂O（g）=CO₂（g）+4H₂（g）△H=+165.0kJ/mol．
（2）轉化的氮氣的物質的量=10mol×60%=6mol，則10min內的平均反應速率v（N₂）=

6mol 10L

10min

=0.06mol/L．min，同一化學反應中同一時間段內各物質的反應速率之比等于其計量數之比，所以v（H₂）=0.18mol/L．min；
反應達到平衡狀態時，C（N₂）=

10(1-60%)mol

10L

=0.4mol/L，C（H₂）=

28mol-3×10(1-60%)mol

10L

1mol/L，
C（NH₃）=

2×10×60%mol

10L

=1.2mol/L，z則K=

(1.2mol/L)2

0.4mol/L×(1mol/L)3

=3.6（mol/L） ^-2．
該反應是一個反應前后氣體體積減小的放熱反應，增加反應物或減小生成物的濃度或降低溫度都能使反應向正反應方向移動，所以增加氫氣的濃度或分離出氨氣或降溫都能使該反應向正反應方向移動．
故答案為：0.18；3.6；增加氫氣的濃度或分離出氨氣或降溫．
（3）①陽極上錳酸根離子失電子生成高錳酸根離子，電極反應式為：MnO₄^2--e^-=MnO₄^-．
故答案為：MnO₄^2--e^-=MnO₄^-．
②氫氧燃料堿性電池中，氫氣失電子和氫氧根離子反應生成水，圖片中氫氧根離子向d電極移動，說明d電極上是氫氣．
故答案為：d．
③鐵和水蒸氣在高溫下反應生成四氧化三鐵和氫氣，根據反應現象知，該反應中部分鐵未參加反應導致剩余的鐵和鐵離子反應生成二價鐵離子，離子方程式為：2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺，所以說不嚴密．
故答案為：不嚴密； 2Fe³⁺+Fe=3Fe²⁺．

點評：本題考查了熱化學方程式的書寫、化學平衡的有關計算、原電池和電解池原理等知識，難度 不大，易錯點是氫氧燃料電池中電極的判斷，明確溶液中離子的移動方向是解此題的關鍵．