Question

運用反應原理研究氮、硫、氯、碘及其化合物的反應有重要意義。
（1）在反應：2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)的混合體系中，SO₃的百分含量和溫度的關(guān)系如下圖(曲線上任何一點都表示平衡狀態(tài)）：

①2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)的△H        0（填“>”或“<”）；若在恒溫、恒壓時，向該平衡體系中通入氦氣平衡將        移動（填“向左”、“向右”或“不”）；
②當溫度為T₁，反應進行到狀態(tài)D時，V_正        V_逆（填“>”、“<”或“=”）。
（2）①下圖是一定條件下，N₂和H₂發(fā)生可逆反應生成1mol NH₃的能量變化圖，該反應的熱化學反應方程式                 。(△H用含Q₁、Q₂的代數(shù)式表示）

②25°C時，將a mol ? L^―1的氨水與b mol ? L^―1的鹽酸等體積混合，所得溶液的pH=7，則c (NH₄⁺)         c(Cl^―)，a        b（填“>”、“<”或“=”）；
（3）海水中含有大量以化合態(tài)形式存在的氯、碘元素。已知：25⁰C時，K_sp(AgCl)=1.6×10^―10mol²?L^―2、K_sp(AgI)=1.5×10^―16mol²?L^―2。
在 25⁰C時，向 10mL0.002mol?L^―1的 NaCl溶液中滴入 10mL0.002mol?L^―1AgNO₃溶液，有白色沉淀生成，向所得濁液中繼續(xù)滴人0.1mol ?L^―1的NaI溶液，白色沉淀逐漸轉(zhuǎn)化為黃色沉淀，其原因是        ，該反應的離子方程式                 。

Answer 1

（1）①＜   向左      ②＞
（2）①N₂(g)+3H₂(g) 2NH₃(g) △H=-2(Q₂-Q₁)KJ·mol^-1
（或1/2N₂(g)+3/2H₂(g) NH₃(g) △H=-(Q₂-Q₁)KJ·mol^-1）
②=      ＞
（3）K_SP(AgCl)＞K_SP(AgI)          AgCl+I^-=AgI+Cl^-

試題分析：（1）①讀圖可知，隨著溫度升高，SO₃的百分含量減小，前者使平衡向吸熱方向移動，后者說明平衡向逆反應方向移動，因此逆反應是吸熱反應，則正反應是△H<0的放熱反應；恒溫恒壓時通入惰性氣體，必須增大容器的體積、減小反應物和生成物的濃度，就是減小平衡體系的壓強，由于正反應是氣態(tài)物質(zhì)體積減小的方向，減小壓強使平衡向氣態(tài)物質(zhì)體積增大的方向移動，即平衡向左或逆反應方向移動；②SO₃的百分含量：D<A，說明D為T₁時的不平衡狀態(tài)，反應應該向SO₃的百分含量增大或正反應的方向進行，所以v_正>v_逆；（2）①讀圖可知，生成1molNH₃(g)時放出的熱量為（Q₂—Q₁）kJ，則1/2N₂(g)+3/2H₂(g)NH₃(g)  △H =—(Q₂—Q₁)kJ?mol^―l，若系數(shù)加倍，則N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)  △H =—2(Q₂—Q₁)kJ?mol^―l；根據(jù)電解質(zhì)溶液中電荷守恒可知，溶液中c(H⁺)+c(NH₄⁺)=c(Cl^―)+c(OH^―)，由于25℃時溶液的pH=7，則c(H⁺)= c(OH^―)，因此溶液中c(NH₄⁺)=c(Cl^―)；由于NH₃?H₂O+HCl=NH₄Cl+H₂O，假設a=b，酸堿完全中和后得到的NH₄Cl是強酸弱堿鹽，所得溶液顯弱酸性，pH<7，因此鹽酸一定要不足，氨水一定要適當過量，所以a>b；（3）由于NaCl=Na⁺+Cl^―，則c(Cl^―)=0.002mol?L^―1，由于AgNO₃=Ag⁺+NO₃^―，則c(Ag⁺)=0.002mol?L^―1；等體積混合后，c(Cl^―)=0.001mol?L^―1、c(Ag⁺)=0.001mol?L^―1；由于AgCl(s)Ag⁺+Cl^―，則Qc(AgCl)=10^―3 mol?L^―1×10^―3 mol?L^―1=10^―6 mol²?L^―2> K_sp(AgCl)，故有白色沉淀生成；由于K_sp(AgCl)> K_sp(AgI)，根據(jù)沉淀轉(zhuǎn)化的規(guī)律可知，白色沉淀容易轉(zhuǎn)化為黃色沉淀，即AgCl(s)+I^―AgI(s)+Cl^―，該反應的平衡常數(shù)K=c(Cl^―)/c(I^―)="[" c(Ag⁺)?c(Cl^―)]/[ c(Ag⁺)?c(I^―)]=K_sp(AgCl)/K_sp(AgI)= 1.6×10^―10/1.5×10^―16=1.07×10⁶>10⁵，因此正反應幾乎進行到底，則該反應為AgCl(s)+I^―=AgI(s)+Cl^―。