Question

20．運用化學反應原理研究部分單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）氨是氮循環(huán)過程中的重要物質，是氮肥工業(yè)的重要原料．氨的合成是目前普遍使用的人工固氮方法：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）．請回答：
①已知：H-H鍵能為436kJ/mol，N≡N鍵能為945kJ/mol，N一H鍵能為391kJ/mol．由鍵能計算消耗1molN₂時的△H=-93kJ/mol．
②若在恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，平衡向左移動（填“向左”、“向右”或“不”）； 氨氣的平衡濃度隨溫度變化如圖所示，當合成氨平衡體系溫度由T₁變化到T₂時，K_A＞K_B（填“＞”、“＜”或“=”）．
③在25°C下，將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中顯中性，則c（NH₄⁺）=c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；
用含a和b的代數(shù)式表示出氨水的電離平衡常數(shù)表達式$\frac{10{\;}^{-7}b}{a-b}$．
（2）100℃時，若將0.100mol N₂O₄氣體放入1L密閉容器中，發(fā)生反應N₂O₄?2NO₂，c（N₂O₄）隨時間的變化如表所示．回答下列問題：

時間/s	0	20	40	60	80	100
c（N2O4）/（mol•L-1）	0.100	0.070	0.050	0.040	0.040	0.040

①在0～40s時段，化學反應速率v（NO₂）為0.0025mol•L^-1•s^-1；
此溫度下的化學平衡常數(shù)K為0.36．
②下列能說明該反應達到平衡狀態(tài)的是BD．
A．2v（N₂O₄）=v（NO₂）             B．體系的顏色不再改變
C．混合氣體的密度不再改變           D．混合氣體的壓強不再改變
③該反應達到平衡后，降溫至50℃，c（N₂O₄）變?yōu)?.080mol•L^-1，混合氣體的顏色變淺（填“深”或“淺”），該反應的正反應為吸熱（填“吸熱”或“放熱”）反應．
④該反應達平衡后，若只改變一個條件，達新平衡時，下列能使NO₂的體積分數(shù)增大的是：B
A．充入一定量的NO₂                  B．增大容器的容積
C．分離出一定量的NO₂                D．充入一定量的N₂．

Answer 1

分析 （1）①反應物的總鍵能-生成物的總鍵能=反應熱，據此計算該反應的反應熱；
②恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，為保持恒壓，體積增大，壓強減小，平衡逆向進行；分析圖象，反應為放熱反應，溫度升高，氨氣濃度減小，平衡逆向進行，平衡常數(shù)減小；
③根據電荷守恒：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），現(xiàn)已知c（H⁺）=c（OH^-），所以c（NH₄⁺）=c（Cl^-）； Kb（NH₃•H₂O）=$\frac{c（OH{\;}^{-}）c（NH{\;}_{4}{\;}^{+}）}{c（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$，c（OH^-）=10^-7mol•L^-1，c（NH₄⁺）=$\frac{2}$mol•L^-1，c（NH₃•H₂O）=$\frac{1}{2}$（a-b） mol•L^-1；
（2）①由表可知，0～40s時間內N₂O₄的濃度由0.10mol/L減小為0.050mol/L，以此計算其反應速率，再利用反應速率之比等于化學計量數(shù)之比計算NO₂的反應速率；平衡常數(shù)為生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比；
②根據化學平衡狀態(tài)的特征解答，當反應達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發(fā)生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態(tài)；
③降低溫度平衡向放熱反應移動；平衡時，c（N₂O₄）=0.040mol/L，降溫至50℃，c（N₂O₄）變?yōu)?.080mol•L^-1，說明該反應的正反應為吸熱反應；
④依據化學平衡原理分析改變條件增大NO₂的體積分數(shù)的選項；

解答 解：（1）①反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）的反應熱△H=945kJ•mol^-1+3×436kJ•mol^-1-2×3×391kJ•mol^-1=-93kJ•mol^-1，故熱化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-93kJ•mol^-1；故答案為：-93kJ/mol；
②恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，為保持恒壓，體積增大，壓強減小，平衡逆向進行；分析圖象，反應為放熱反應，溫度升高，氨氣濃度減小，平衡逆向進行，平衡常數(shù)減小，K_A＞K_B，故答案為：向左；＞；
③氨氣溶于水得到氨水．在25°C下，將a mol•L^-1的氨水與b mol•L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中顯中性，根據電荷守恒：c（H⁺）+c（NH₄⁺）=c（OH^-）+c（Cl^-），現(xiàn)已知c（H⁺）=c（OH^-），所以c（NH₄⁺）=c（Cl^-），c（OH^-）=10^-7mol•L^-1，c（NH₄⁺）=$\frac{2}$mol•L^-1，c（NH₃•H₂O）=$\frac{1}{2}$（a-b） mol•L^-1，Kb（NH₃•H₂O）=）$\frac{c（OH{\;}^{-}）c（NH{\;}_{4}{\;}^{+}）}{c（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$=$\frac{10{\;}^{-7}b}{a-b}$，
故答案為：=，$\frac{10{\;}^{-7}b}{a-b}$；
（2）①由表可知，0～40s時間內N₂O₄的濃度由0.10mol/L減小為0.050mol/L，則其反應速率為V（N₂O₄）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{0.10mol/L-0.05mol/L}{40s}$=0.00125mol/（L•s），由反應速率之比等于化學計量數(shù)之比，則NO₂的反應速率為V（NO₂）=0.00125mol/（L．s）×2=0.0025mol/（L．s），60S時，N₂O₄的濃度不再變化，說明已達平衡，平衡時，c（N₂O₄）=0.040mol/L，1L密閉容器n（N₂O₄）=0.040mol，反應消耗n（N₂O₄）=0.1mol-0.040mol=0.06mol，N₂O₄?2NO₂，此時，n（NO₂）=0.12mol，c（NO₂）=0.12mol/L，
平衡常數(shù)為生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比，則K=$\frac{c{\;}^{2}（NO{\;}_{2}）}{c（N{\;}_{2}O{\;}_{4}）}$=$\frac{0.12×0.12}{0.04}$=0.36，
故答案為：0.0025；0.36；
②N₂O₄（無色）?2NO₂（紅棕色）在1L密閉容器中進行，
A.2v（N₂O₄）=v（NO₂），NO₂的反應速率是N₂O₄的反應速率的2倍，未體現(xiàn)正與逆的關系，故A錯誤；
B．體系的顏色不再改變，說明二氧化氮的濃度不變，正逆反應速率相等，故B正確；
C．無論是否反應，體系的混合氣體的總質量不變，密度不變，未體現(xiàn)正與逆的關系，故C錯誤；
D．該反應正反應為體積增大的反應，混合氣體的壓強不再改變，說明氣體的物質的量不變，正逆反應速率相等，故D正確；
故答案為：BD；
③平衡時，c（N₂O₄）=0.040mol/L，降溫至50℃，c（N₂O₄）變?yōu)?.080mol•L^-1，N₂O₄（無色）?2NO₂（紅棕色）說明平衡逆向移動，所以混合氣體的顏色變淺，降低溫度平衡向放熱反應方向移動，說明該反應的正反應為吸熱反應，
故答案為：淺；吸熱；
④N₂O₄（無色）?2NO₂（紅棕色）在1L密閉容器中進行，使NO₂的體積分數(shù)增大，需平衡向正反應方向移動，
A．充入一定量的NO₂，c（NO₂）增大，平衡向逆反應方向移動，則NO₂的體積分數(shù)減小，故A錯誤；
B．增大容器的容積，各組分濃度均減小，但平衡向體積增大的方向移動，即正向移動，NO₂的體積分數(shù)增大，故B正確；
C．分離出一定量的NO₂，平衡雖正向進行，但二氧化氮的濃度減小，則NO₂的體積分數(shù)減小，故C錯誤；
D．充入一定量的N₂，總壓增大，氣體分壓不變，不會引起化學平衡的移動，二氧化氮濃度不變，故D錯誤；
故答案為：B．

點評 本題考查熱化學方程式能量變化以及反應速率及平衡常數(shù)的計算以及化學平衡的有關知識，把握影響化學平衡移動的因素是解答的關鍵，題目難度中等．