Question

2．在某溫度下，工業(yè)合成氨反應N₂+3H₂ $?_{催化劑}^{高溫、高壓}$2NH₃（正反應放熱），把氮氣和氫氣以1：1的物質的量之比混勻后分成兩等份，同時分別充入A體積和B體積兩個裝有催化劑的真空容器中（A、B兩容器的容積固定），在保持相同溫度的條件下，A、B兩個容器的合成氨反應先后達到平衡狀態(tài)．請回答：
（1）寫出該反應的平衡常數(shù)表達式$\frac{[N{H}_{3}]^{2}}{[{N}_{2}]×[{H}_{2}]^{3}}$，K_A等于K_B（選填“大于”、“小于”或“等于”）．
（2）欲增大該反應K值，可以采取的措施為B
A  升高溫度     B  降低溫度     C  增大N₂、H₂的濃度    D  使用高效的催化劑
（3）分析以下表中數(shù)據(jù)后，完成下列問題[M_（平）表示平衡時混合物的平均相對分子質量]

	容器A	容器B
M（平）	16.7
平衡時N2的轉化率		20%

達平衡時，容器A中N₂的轉化率為10%，容器B中M_（平）為18.75，容器A（選填“A”或“B”）體積更大．
（4）常溫下將氨氣溶于水配成0.1mol/L的氨水100mL，此時溶液中$\frac{[{H}^{+}]}{[O{H}^{-}]}$=10^-8，則溶液中NH₃•H₂O的電離程度用電離度表示為1%，水電離出的c（OH^-）=10^-11mol/L，再向溶液中加水稀釋到1L，所得溶液中$\frac{[{H}^{+}]}{[O{H}^{-}]}$增大（填“增大、不變、減小或不確定”）
（5）已知三種酸的電離平衡常數(shù)如下表，濃度均為0.1mol/L的NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、NaHCO₃溶液和CH₃COONa溶液的pH值分別為a、b、c、d，則a、b、c、d按從大到小的順序排列為b＞a＞c＞d，寫出向NaCN溶液中通入少量CO₂氣體的離子方程式為CN^-+CO₂+H₂O=HCN+HCO₃^-．

化學式	電離常數(shù)（298K）
氫氰酸	K=4.5×10-10
碳酸	K1=4.4×10-7 K2=4.7×10-11
醋酸	K=1.75×10-5

Answer 1

分析 （1）平衡常數(shù)是：一定溫度下，可逆反應到達平衡時，生成物濃度系數(shù)次冪乘積與反應物濃度系數(shù)次冪乘積的比；平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度相同，則平衡常數(shù)相等；
（2）平衡常數(shù)只受溫度影響，正反應為放熱反應，欲增大該反應K值，只能是降低溫度使平衡正向移動；
（3）設氮氣、氫氣均為1mol，A中平衡時M_（平）=16.7，則混合氣體總物質的量為$\frac{1mol×28g/mol+1mol×2g/mol}{16.7g/mol}$≈1.8mol，混合氣體減小2mol-1.8mol=0.2mol，由方程式中氣體差量可知消耗的氮氣為0.2mol×$\frac{1}{2}$=0.1mol，進而計算氮氣轉化率；
B中平衡時氮氣轉化率為20%，則轉化的氮氣為0.2mol，由方程式中氣體差量可知混合氣體減小物質的量為0.2mol×2=0.4mol，故混合氣體總物質的量為2mol-0.4mol=1.6mol，再根據(jù)$\overline{M}$=$\frac{{m}_{總}}{{n}_{總}}$計算平均相對分子質量；
B中轉化反應物轉化率程度大，說明B中正向進行程度大，則起始時B中壓強應小于A中，恒溫下，壓強與體積成反比；
（4）0.1mol/L的氨水溶液中$\frac{[{H}^{+}]}{[O{H}^{-}]}$=10^-8，由于Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-14，聯(lián)立可得：c（OH^-）=10^-3mol/L，電離的氨水濃度為10^-3mol/L，進而計算NH₃•H₂O的電離度；溶液中水電離的氫氧根離子濃度等于溶液中氫離子濃度；再向溶液中加水稀釋到1L，堿性減弱，溶液中氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小；
（5）由電離常數(shù)可知，酸性：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱對應鹽的水解程度越大，溶液pH越大；NaCN溶液中通入少量CO₂氣體生成HCN與NaHCO₃．

解答 解：（1）N₂+3H₂?2NH₃的平衡常數(shù)K=$\frac{[N{H}_{3}]^{2}}{[{N}_{2}]×[{H}_{2}]^{3}}$；A、B兩容器內溫度相同，平衡常數(shù)只受溫度影響，溫度相同，則K_A=K_B，故答案為：$\frac{[N{H}_{3}]^{2}}{[{N}_{2}]×[{H}_{2}]^{3}}$；等于；
（2）平衡常數(shù)只受溫度影響，正反應為放熱反應，欲增大該反應K值，只能是降低溫度使平衡正向移動，故答案為：B；
（3）設氮氣、氫氣均為1mol，A中平衡時M_（平）=16.7，則混合氣體總物質的量為$\frac{1mol×28g/mol+1mol×2g/mol}{16.7g/mol}$≈1.8mol，混合氣體減小2mol-1.8mol=0.2mol，由方程式中氣體差量可知消耗的氮氣為0.2mol×$\frac{1}{2}$=0.1mol，則氮氣轉化率為$\frac{0.1mol}{1mol}$×100%=10%；
B中平衡時氮氣轉化率為20%，則轉化的氮氣為0.2mol，由方程式中氣體差量可知混合氣體減小物質的量為0.2mol×2=0.4mol，故混合氣體總物質的量為2mol-0.4mol=1.6mol，平均相對分子質量為$\frac{1×28+1×2}{1.6}$=18.75；
B中轉化反應物轉化率程度大，說明B中正向進行程度大，則起始時B中壓強應大于A中，恒溫下，壓強與體積成反比，故容器A體積更大，
故答案為：10%；18.75；A；
（4）0.1mol/L的氨水溶液中$\frac{[{H}^{+}]}{[O{H}^{-}]}$=10^-8，由于Kw=c（H⁺）×c（OH^-）=10^-14，聯(lián)立可得：c（OH^-）=10^-3mol/L，電離的氨水濃度為10^-3mol/L，則溶液中NH₃•H₂O的電離度為$\frac{1{0}^{-3}}{0.1}$×100%=1%，聯(lián)立可得溶液中c（H⁺）=10^-11mol/L，則水電離出的c（OH^-）=10^-11mol/L，再向溶液中加水稀釋到1L，堿性減弱，溶液中氫離子濃度增大，氫氧根離子濃度減小，所得溶液中$\frac{[{H}^{+}]}{[O{H}^{-}]}$值增大，
故答案為：1；10^-11mol/L；增大；
（5）由電離常數(shù)可知，酸性：CH₃COOH＞H₂CO₃＞HCN＞HCO₃^-，酸性越弱對應鹽的水解程度越大，溶液pH越大，則NaCN溶液、Na₂CO₃溶液、NaHCO₃溶液和CH₃COONa溶液的pH值：Na₂CO₃＞NaCN＞NaHCO₃＞CH₃COONa，即b＞a＞c＞d，NaCN溶液中通入少量CO₂氣體生成HCN與NaHCO₃，反應離子方程式為：CN^-+CO₂+H₂O=HCN+HCO₃^-，
故答案為：b＞a＞c＞d；CN^-+CO₂+H₂O=HCN+HCO₃^-．

點評 本題考查化學平衡計算、平衡常數(shù)、弱電解質電離、電離平衡常數(shù)等，（5）中關鍵是根據(jù)電離平衡常數(shù)判斷酸性強弱，難度中等．