Question

【題目】已知CO是工業上重要的原料，可作燃料、冶煉金屬、合成液體酒精等。

(1)研究表明：反應CO(g)＋H2O(g) H2(g)＋CO2(g) ⊿H = ?

平衡常數隨溫度的變化如下表所示：

溫度/℃	400	500	800
平衡常數K	9.94	9	1

Ⅰ.通過平衡常數隨溫度的變化情況，推斷反應熱⊿H________ 0 （填＞、＜、﹦ ）

Ⅱ.若反應在500℃時進行，設起始的CO和H2O的濃度均為0.020 mol·L－1，在該條件下CO的平衡轉化率為________。

(2)用CO做燃料電池電解CuSO4溶液、FeCl3和FeCl2混合液的示意圖如圖1所示，其中A、B、D 均為石墨電極，C為銅電極。工作一段時間后，斷開K，此時A、B兩極上產生的氣體體積相同。

①甲中通入CO的電極為______（填“正”、“負”、“陰”、“陽”）極，該電極反應方程式為__________。

②若乙中A極析出的氣體在標準狀況下的體積為2.24L,此時要使乙中CuSO4溶液恢復到原來的濃度，需要加入的物質及其物質的量是（___________）。

A.0.1molCuO B.0.1molCu（OH）2 C.0.1molCu2（OH）2CO3

③丙裝置溶液中金屬陽離子的物質的量與轉移電子的物質的量變化關系如圖2所示。完成丙裝置C、D電極反應式：C：____________________________；D：________________________________；丙裝置溶液中 c（Cl-）= _______________ mol／L 。

Answer 1

【答案】 ＜ 75﹪ 負 CO – 2e- +4OH- =CO32- + 2H2O B Cu – 2e- = Cu2+ 2Fe3+ +2e- =2Fe2+ 14

【解析】(1).I. 由表中數據可知，升高溫度，平衡常數K減小，說明升高溫度平衡逆向移動，該反應的正反應為放熱反應，△H＜0，故答案為：＜；

Ⅱ. 若反應在500℃時進行，起始CO和H2O的濃度均為0.02mol/L，根據平衡三段式法有：

CO(g)＋H2O(g) H2(g)＋CO2(g)

起始濃度(mol/L)： 0.02 0.02 0 0

轉化濃度(mol/L)： x x x x

平衡濃度(mol/L)： 0.02-x 0.02-x x x

則K==9，解得x=0.015mol/L，則CO的平衡轉化率為： ×100%=75%，故答案為：75%；

(2). ①. 根據題意可知，CO、O2和KOH溶液構成燃料電池，通入燃料的電極為負極，則甲中通入CO的電極為負極，在負極上CO失電子生成碳酸根離子，負極的電極反應式為：CO – 2e－ +4OH－ =CO32－ + 2H2O，故答案為：CO – 2e－ +4OH－ =CO32－ + 2H2O；

②. 由圖可知，A電極連接燃料電池的正極，A為陽極，A極上發生的電極反應式為：4OH－– 4e－ =O2↑ + 2H2O，析出的O2在標準狀況下的體積為2.24L，則O2的物質的量為0.1mol，轉移電子0.4mol，B為陰極，斷開K后，A、B兩極上產生的氣體體積相同，則B極上發生的電極反應式依次為：Cu2＋+2e－= Cu、2H＋+2e－=H2↑，H2的物質的量為0.1mol，對應轉移電子0.2mol，則生成Cu時轉移的電子為0.4mol－0.2mol=0.2mol，根據Cu2＋+2e－= Cu可知，此時生成0.1molCu，要使乙中CuSO4溶液恢復到原來的濃度，此時需要加入的物質中應含有0.1molCu、0.2molH和0.2molO，故答案為：B；

③. 據圖1可知，C是陽極，電極材料為Cu，Cu是活性電極，則C的電極反應式為：Cu – 2e－= Cu2+，D是陰極，電極材料為石墨，D的電極反應式為：2Fe3+ +2e- =2Fe2+，結合圖2可知，曲線1代表Fe3+、曲線2代表Fe2+、曲線3代表Cu2+，電解前溶液中Fe3+的物質的量為0.4mol，Fe2+的物質的量為0.1mol，則n(Cl－)=0.4mol×3+0.1mol×2=1.4mol，c(Cl－)=1.4mol÷0.1L=14mol/L，故答案為：Cu – 2e－= Cu2+；2Fe3+ +2e- =2Fe2+；14。