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【题目】铁及其化合物在生产、生活中有广泛的应用。

(1)复合氧化物铁酸锰(MnFe2O4)可用于热化学循环分解制氢气,原理如下:

MnFe2O4(s)===MnFe2O(4x)(s)x/2O2(g) ΔH1

MnFe2O(4x)(s)xH2O(g)===MnFe2O4(s)xH2(g) ΔH2

2H2O(g)===2H2(g)O2(g) ΔH3

则:ΔH3ΔH1ΔH2的关系为ΔH3________

(2)纳米铁是重要的储氢材料,可用下列反应制得:Fe(s)5COFe(CO)5(g) ΔH<0。在1 L恒容密闭容器中加入足量铁粉和0.5 mol CO,在T1T2不同温度下进行反应,测得c(CO)与温度、时间的关系如图1所示。

T1________(“>”“<”)T2

T2温度下,上述反应的平衡常数K________(结果不要求带单位)

(3)高铁酸钾(K2FeO4)被人们称为绿色化学净水剂。高铁酸钾在酸性至弱碱性条件下不稳定。

①工业上用KClOFe(NO3)3溶液反应制得K2FeO4,反应的离子方程式为____________________。制备K2FeO4时,KClO饱和溶液与Fe(NO3)3饱和溶液混合的操作为________________________

②已知K2FeO4在水解过程中铁元素形成的微粒分布分数与pH的关系如图所示。

pH6的溶液中加入KOH溶液,发生反应的离子方程式为____________________________________

(4)电解法可制得K2FeO4,装置如图所示。阳极的电极反应式为________

【答案】2(ΔH1+ΔH2)/x > 8×103 3ClO2Fe310OH===2FeO42-3Cl5H2O 在搅拌下,将Fe(NO3)3饱和溶液缓慢滴加到KClO饱和溶液中 HFeO4-OH===FeO42-H2O Fe6e8OH===FeO42-4H2O

【解析】

(1)根据盖斯定律结合热化学方程式计算可得ΔH3ΔH1ΔH2的关系;

(2) ①该反应的正反应为放热反应,升高温度平衡向逆反应方向移动,CO的浓度增大,以此判断;

②根据图中数据,列出三段式,找出平衡浓度,根据K计算;

(3)ClO-Fe3+反应生成FeO42-ClO-被还原为Cl-,根据得失电子守恒和电荷守恒及原子守恒写出反应的离子方程式;

制备K2FeO4时,K2FeO4Fe3+FeOH3催化作用下发生分解,应把FeNO33饱和溶液滴加到KClO溶液中;

②由图可知,pH6时溶液主要存在HFeO4-,加入KOH溶液发生中和,以此写出该反应的离子方程式;

(4)铁是阳极失去6个电子生成FeO42-,据此书写阳极反应式。

(1) 已知:①MnFe2O4(s)===MnFe2O(4x)(s)x/2O2(g) ΔH1

MnFe2O(4x)(s)xH2O(g)===MnFe2O4(s)xH2(g) ΔH2

2H2O(g)===2H2(g)O2(g) ΔH3

由热化学方程式结合盖斯定律,将反应①2+②2可得2xH2O(g)===2xH2(g)+xO2(g) ΔH=

2(ΔH1+ΔH2),反应③x可以得到相同的热化学方程式,则有ΔH32(ΔH1+ΔH2)/x

故答案为:2(ΔH1+ΔH2)/x;

(2) ①该反应的正反应为放热反应,升高温度平衡向逆反应方向移动,平衡时CO的浓度增大,由图可知,T2CO平衡浓度小于T1,则T1>T2

T2温度下,

Fe(s)5COFe(CO)5(g)

起始(mol/L 0.5 0

转化(mol/L 0.4 0.08

平衡(mol/L 0.1 0.08

平衡常数K==8×103

故答案为:> 8×103

(3)ClO-Fe3+反应生成FeO42-ClO-被还原为Cl-,根据得失电子守恒和电荷守恒及原子守恒可得反应的离子方程式为3ClO2Fe310OH===2FeO42-3Cl5H2O;

制备K2FeO4时,K2FeO4Fe3+FeOH3催化作用下发生分解,应把FeNO33饱和溶液滴加到KClO溶液中,具体操作为:在搅拌下,将Fe(NO3)3饱和溶液缓慢滴加到KClO饱和溶液中;

故答案为:3ClO2Fe310OH===2FeO42-3Cl5H2O;在搅拌下,将Fe(NO3)3饱和溶液缓慢滴加到KClO饱和溶液中;

②由图可知,pH6时溶液主要存在HFeO4-加入KOH溶液发生中和,反应的离子方程式为HFeO4-OH===FeO42-H2O

故答案为:HFeO4-OH===FeO42-H2O;

(4)铁是阳极失去6个电子,因此阳极电极反应式为Fe6e8OHFeO424H2O

故答案为:Fe6e8OH===FeO42-4H2O。

练习册系列答案
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【题目】下列是典型晶体的结构示意图,从①到⑥对应正确的是:

选项

A

NaCl

单质硅

CaF2

Au

CO2

K

B

CaF2

SiC

金刚石

Cu

CO2

CsCl

C

CsCl

金刚石

CaF2

Cu

CO2

Mg

D

NaCl

BN

Au

CaF2

CO2

Na

A. A B. B C. C D. D

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【题目】(1).对于下列反应:2SO2 + O2 2SO3 , 如果2min内SO2的浓度由6 mol/L下降为2 mol/L,那么,用SO2浓度变化来表示的化学反应速率为__________,用O2浓度变化来表示的反应速率为__________

(2)反应N2+3H22NH3 ΔH<0 ,达平衡后,不同时刻改变外界条件时正逆反应速率变化如图,请判断某时刻所改变的条件。

可能改变的外界条件:t1__________,t2__________ ,t3__________

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下列说法正确的是(  )

A. X分子中所有碳原子可能共平面

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C. Y可以发生显色、氧化和还原反应,还可以与甲醛发生缩聚反应

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【题目】醋酸和一水合氨是中学化学中常见的弱电解质。

(1)常温下,某研究性学习小组设计了如下方案证明醋酸为弱电解质,你认为方案可行的是_______(填序号)

①配制一定量的0.10 mol/L CH3COOH溶液,然后测溶液的pH,若pH大于1,则证明醋酸为弱电解质。

②用醋酸溶液和盐酸做导电性实验,若醋酸溶液导电性弱,则证明醋酸为弱电解质。

③将pH=2CH3COOH溶液加水稀释100倍后,若pH>4,则证明醋酸为弱电解质。

④配制一定量的CH3COONa溶液,测其pH,若pH大于7,则证明醋酸为弱电解质。

(2)25℃时,0.10 mol/LCH3COOH的电离度为1%,则该溶液的pH=________,由醋酸电离出的c(H+)约为水电离出的c(H+)_________

(3)已知在25℃时,醋酸的电离平衡常数为Ka=1.8×10-5。常温下,0.1mol/LNaOH溶液V1 mL0.2mol/LCH3COOH溶液V2 mL混合后(忽略混合前后溶液体积的变化)溶液的pH=7。

①反应后溶液中离子浓度的大小关系为_________________________________________________

V1:V2 __________(“>”、“<”“=”)2:1

c(CH3COO-):c(CH3COOH)=__________________

(4)常温下,可用氨水吸收废气中的CO2得到NH4HCO3溶液,在该溶液中,c(NH4+)_______(“>”、“<”“=”)c(HCO3-);反应NH4++HCO3-+H2ONH3·H2O+H2CO3的平衡常数K=_________。(已知常温下NH3·H2O的电离平衡常数Kb=2×105,H2CO3的电离平衡常数Ka1=4×107,Ka2=4×1011)

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【题目】某同学通过如下流程制备氧化亚铜:

已知CuCl难溶于水和稀硫酸:Cu2O+2H+==Cu2++Cu+H2O

下列说法不正确的是

A. 步骤②SO2可用Na2SO3替换

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Na3AsO3中所含阴离子的立体构型为_____________,写出一种与其互为等电子体的分子:_____________(填化学式)。

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【题目】对可逆反应4NH3g+ 5O2g4NOg+ 6H2Og),下列叙述正确的是

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B. 若单位时间内生成x mol NO的同时,消耗x mol NH3 ,则反应达到平衡状态

C. 达到化学平衡时,若增加容器体积,则正反应速率减少,逆反应速率增大

D. 化学反应速率关系是:NH3= 3υH2O

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