Question

10．運用化學(xué)反應(yīng)原理研究氮、硫單質(zhì)及其化合物的性質(zhì)是一個重要的課題．回答下列問題：
（1）恒容密閉窗口中，工業(yè)固氮反應(yīng)N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的化學(xué)平衡常數(shù)K和溫度的關(guān)系如表所示：

溫度/℃	25	200	300	400	500
K	5×108	1.0	0.86	0.507	0.152

①從上表演列出數(shù)據(jù)分析，該反應(yīng)為放熱（填“吸熱”或“放熱”）反應(yīng)
②有關(guān)工業(yè)合成氨的研究成果，曾于1918年、1931年、2007年三次榮膺諾貝爾化學(xué)獎．
下列關(guān)于合成氨反應(yīng)描述的圖象中，不正確的是C（填序號）．

③400℃時，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣物質(zhì)的量濃度分別為3mol•L^-1、2mol•L^-1、1mol•L^-1，則該反應(yīng)的v_正＜v_逆（填“＞”、“＜”或“=”）
（2）近年來，科學(xué)家又提出在常溫、常壓、催化劑等條件下合成氨的新思路，反應(yīng)原理為：2N₂（g）+6H₂O（g）?4NH₃（g）+3O₂（g），則其反應(yīng)熱△H=+1530kJ•mol^-1．[已知：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1，2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ•mol^-1]
（3）聯(lián)氨（N₂H₄）、二氧化氮（NO₂）可與KOH溶液構(gòu)成堿性燃料電池，其電池反應(yīng)原理為2N₂H₄+2NO₂═3N₂+4H₂O，則負(fù)極的電極反應(yīng)式為N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O．
（4）25℃時，將pH=3的鹽酸和pH=11的氨水等體積混合后，溶液中的離子濃度由大到小的順序為c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．
（5）若將等物質(zhì)的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應(yīng)，所得溶液中c（H⁺）-c（OH^-）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）（填表達(dá)式）．（已知：H₂SO₃的K_a1=1.7×10^-2mol•L^-1，K_a2=6.0×10^-8mol•L^-1；NH₃•H₂O的K_b=1.8×10^-5mol•L^-1）

Answer 1

分析 （1）①由圖表得到溫度越高，化學(xué)平衡常數(shù)K越小，根據(jù)溫度對化學(xué)平衡的影響分析；
②根據(jù)影響化學(xué)平衡的因素結(jié)合曲線分析；
③400℃時，測得某時刻按氣、氮氣、氫氣物質(zhì)的量濃度分別為3mol•L^-1、2mol•L^-1、1mol•L^-1，計算此時的Qc，與該溫度下的K比較可得；
（2）已知：①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1，
②2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ•mol^-1，
由蓋斯定律2×①-3×②可得N₂（g）+6H₂O（g）?4NH₃（g）+3O₂（g），據(jù)此計算；
（3）負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，從總方程分析為N₂H₄生成N₂，結(jié)合電解質(zhì)可寫；
（4）pH=3的鹽酸溶液c（H⁺）和pH=11的氨水中c（OH^-）相等，由于氨水為弱電解質(zhì)，不能完全電離，則氨水濃度遠(yuǎn)大于鹽酸濃度，反應(yīng)后溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），再結(jié)合電荷守恒可得；
（5）根據(jù)電荷守恒可寫．

解答 解：（1）①由圖表得到溫度越高，化學(xué)平衡常數(shù)K越小，說明反應(yīng)逆方向進(jìn)行，即逆方向為吸熱方向，該反應(yīng)為放熱反應(yīng)；
故答案為：放熱；
②A、反應(yīng)為放熱反應(yīng)，交點之前，反應(yīng)未達(dá)平衡，交點時處于平衡狀態(tài)，交點后增大溫度逆反應(yīng)速率增大比正反應(yīng)速率增大更多，平衡向逆反應(yīng)移動，升高溫度平衡向吸熱反應(yīng)移動，故A正確；
B、溫度升高，平衡逆向移動，氨氣的百分含量降低，故B正確；
C、溫度升高反應(yīng)速率加快，先達(dá)到平衡狀態(tài)，溫度升高平衡向逆反應(yīng)方向移動，氨氣的百分含量降低，故C錯誤；
D、反應(yīng)物的化學(xué)計量數(shù)之和大于生成物的計量數(shù)之和，增大壓強(qiáng)平衡向正方向移動，氨氣的百分含量增大，故D正確．
故答案為：C；
③400℃時，K=0.507，測得某時刻氨氣、氮氣、氫氣物質(zhì)的量濃度分別為3mol•L^-1、2mol•L^-1、1mol•L^-1，此時Qc=$\frac{{3}^{2}}{2×{1}^{3}}$=4.5，＞K，反應(yīng)向著逆方向進(jìn)行，v_正＜v_逆；
故答案為：＜；
（2）已知：①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ•mol^-1，
②2H₂（g）+O₂（g）?2H₂O（1）△H=-571.6kJ•mol^-1，
由蓋斯定律2×①-3×②可得N₂（g）+6H₂O（g）?4NH₃（g）+3O₂（g））△H=+1530kJ•mol^-1，
故答案為：+1530 kJ•mol^-1；
（3）負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，則為N₂H₄生成N₂，電解質(zhì)為堿性電解質(zhì)，則負(fù)極反應(yīng)式為：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O； 
故答案為：N₂H₄-4e^-+4OH^-=N₂+4H₂O；
（4）pH=3的鹽酸溶液c（H⁺）和pH=11的氨水中c（OH^-）相等，由于氨水為弱電解質(zhì)，不能完全電離，則氨水濃度遠(yuǎn)大于鹽酸濃度，反應(yīng)后溶液呈堿性，則c（OH^-）＞c（H⁺），根據(jù)溶液中有電荷守恒 c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），溶質(zhì)為氯化銨與一水合氨的混合物，故c（NH₄⁺）和c（Cl^-）較大，所以c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
故答案為：c（NH₄⁺）＞c（Cl^-）＞c（OH^-）＞c（H⁺）；
（5）將等物質(zhì)的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應(yīng)，電解質(zhì)溶液中存在電荷守恒c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）得到：c（H⁺）-c（OH^-）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）；
故答案為：c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）．

點評 本題考查了蓋斯定律、影響化學(xué)平衡的因素、化學(xué)平衡移動的圖象題、電極反應(yīng)式的書寫以及溶液中離子濃度大小的比較，題目難度中等，作圖象題時題時注意分析圖象曲線特點，從影響平衡移動的因素來分析，離子濃度的比較需要對溶液中的三大守恒的掌握，注意反應(yīng)熱有符號，易錯．