Question

14．運用化學反應原理研究氮、硫等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）硫酸生產過程中2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），平衡混合體系中SO₃的百分含量和溫度的關系如圖甲所示，根據(jù)圖回答下列問題：
①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的△H＜0（填“＞”或“＜”）．
②一定條件下，將SO₂與O₂以體積比2：1置于一體積不變的密閉容器中發(fā)生以上反應，能說明該反應已達到平衡的是be（填字母編號）．
a．體系的密度不發(fā)生變化
b．SO₂與SO₃的體積比保持不變
c．體系中硫元素的質量百分含量不再變化
d．單位時間內轉移4mol 電子，同時消耗2mol SO₃
e．容器內的氣體分子總數(shù)不再變化
（2）一定的條件下，合成氨反應為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）．圖1表示在此反應過程中的能量的變化，圖2表示在2L的密閉容器中反應時N₂的物質的量隨時間的變化曲線．圖3表示在其他條件不變的情況下，改變起始物氫氣的物質的量對此反應平衡的影響．

①該反應的平衡常數(shù)表達式為$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，升高溫度，平衡常數(shù)減�。ㄌ睢霸龃蟆被颉皽p小”或“不變”）．
②由圖2信息，計算0～10min內該反應的平均速率v（H₂）=0.045mol/L•min，從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，則n（N₂）的變化曲線為d（填“a”或“b”或“c”或“d”）
③圖3a、b、c三點所處的平衡狀態(tài)中，反應物N₂的轉化率最高的是c點，溫度T₁＜T₂（填“＞”或“=”或“＜”）
（3）若將等物質的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，所得溶液呈酸性性，所得溶液中c（H⁺）-c（OH^-）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）．（填寫表達式）（已知：H₂SO₃：Ka₁=1.7×10^-2，Ka₂=6.0×10^-8，NH₃•H₂O：K_b=1.8×10^-5）．

Answer 1

分析 （1）①由圖甲可知，溫度越高平衡混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡逆向移動，則正反應為放熱反應；
②可逆反應到達平衡時，同種物質的正逆速率相等，各組分的濃度、含量保持不變，由此衍生的其它一些量不變，判斷平衡的物理量應隨反應進行發(fā)生變化，該物理量由變化到不變化說明到達平衡；
（2）①化學平衡常數(shù)是指：一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物的濃度系數(shù)次冪之積與反應物的濃度系數(shù)次冪之積的比，固體、純液體不需要在化學平衡常數(shù)中寫出；
由1圖可知，反應物總能量大于生成物能量，正反應為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小；
②0～10min內△n（N₂）=0.6mol-0.3mol=0.3mol，由方程式可知△n（H₂）=3△n（N₂），再根據(jù)v=$\frac{△c}{△t}$計算v（H₂）；
從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，壓強增大，瞬間氮氣的物質的量不變，增大壓強平衡正向移動，氮氣物質的量減小到平衡時不變；
③圖3表示平衡時氨氣含量與氫氣起始物質的量關系，曲線上各點都處于平衡狀態(tài)，達平衡后，增大氫氣用量，平衡正向移動，氮氣的轉化率增大；
由圖3可知，氫氣的起始物質的量相同時，溫度T₁平衡后，氨氣的含量更高，該反應為放熱反應，降低溫度平衡向正反應移動；
（3）若將等物質的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，恰好得到NH₄HSO₃溶液，銨根離子水解呈酸性，H₂SO₃的Ka₁=1.7×10^-2，Ka₂=6.0×10^-8，則HSO₃^-的水解平衡常數(shù)為Kh=$\frac{1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-2}}$=5.8×10^-11＜Ka₂=6.0×10^-8，即HSO₃^-的水解程度小于其電離程度；
若將等物質的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，恰好得到NH₄HSO₃溶液，溶液呈酸性，電解質溶液中存在電荷守恒c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）．

解答 解：（1）①由圖甲可知，溫度越高平衡混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡逆向移動，則正反應為放熱反應，故△H＜0，故答案為：＜；
②a．混合氣體質量不變，容器容積不變，體系的密度始終不變，故a錯誤；
b．SO₂與SO₃的體積比保持不變，說明二者含量不變，反應達到平衡狀態(tài)，故b正確；
c．混合氣體氣體質量不變，由S元素守恒可知，混合氣體中S元素質量不變，則體系中硫元素的質量百分含量始終不變，故c錯誤；
d．任何狀態(tài)下，單位時間內轉移4mol 電子，同時消耗2mol SO₃，不能說明反應達到平衡狀態(tài)，故d錯誤；
e．正反應為氣體分子數(shù)目減小的反應，容器內的氣體分子總數(shù)不再變化，說明反應達到平衡狀態(tài)，故e正確．
故答案為：be；
（2）①N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的平衡常數(shù)K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，
由1圖可知，反應物總能量大于生成物能量，正反應為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，平衡常數(shù)減小，
故答案為：$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；減小；
②0～10min內△n（N₂）=0.6mol-0.3mol=0.3mol，由方程式可知△n（H₂）=3△n（N₂）=0.9mol，則v（H₂）=$\frac{\frac{0.9mol}{2L}}{10min}$=0.045mol/L•min；
從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，壓強增大，瞬間氮氣的物質的量不變，增大壓強平衡正向移動，氮氣物質的量減小到平衡時不變，曲線d符合n（N₂）的變化，
故答案為：0.045mol/（L•min）；d；
③圖3表示平衡時氨氣含量與氫氣起始物質的量關系，曲線上各點都處于平衡狀態(tài)，故a、b、c都處于平衡狀態(tài)，達平衡后，增大氫氣用量，氮氣的轉化率增大，故a、b、c三點中，c的氮氣的轉化率最高；
由圖3可知，氫氣的起始物質的量相同時，溫度T₁平衡后，氨氣的含量更高，該反應為放熱反應，降低溫度平衡向正反應移動，故溫度T₁＜T₂，溫度越高化學平衡越低，故K₁＞K₂；
故答案為：c；＜．
（3）若將等物質的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，恰好得到NH₄HSO₃溶液，銨根離子水解呈酸性，H₂SO₃的Ka₁=1.7×10^-2，Ka₂=6.0×10^-8，則HSO₃^-的水解平衡常數(shù)為Kh=$\frac{1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-2}}$=5.8×10^-11＜Ka₂=6.0×10^-8，即HSO₃^-的水解程度小于其電離程度，故溶液NH₄HSO₃溶液，
電解質溶液中存在電荷守恒：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-），則c（H⁺）-c（OH^-）=c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺），
故答案為：酸；c（HSO₃^-）+2c（SO₃^2-）-c（NH₄⁺）．

點評 本題考查化學平衡計算與影響因素、平衡狀態(tài)判斷、化學平衡圖象、離子濃度大小比較、電離平衡常數(shù)等，（3）中注意根據(jù)亞硫酸的電離平衡常數(shù)判斷亞硫酸氫根的水解平衡常數(shù)，進而判斷亞硫酸氫根的酸堿性問題．