Question

運用化學反應原理研究氮、硫、氯、碘等單質及其化合物的反應有重要意義

（1）硫酸生產中，SO₂催化氧化生成SO₃；  2SO₂（g）+O₂（g）2SO₃（g），混合體系中SO₃   的百分含量和溫度的關系如下圖所示（曲線上任何一點都表示平衡狀態(tài)）．根據圖示回答下列問題，

①2SO₂（g）+O₂（g）2SO₃（g）的△H      0

（填“>”或“<”）：若在恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，平衡             移動（填“向左”“向右”或“不”）

②若溫度為T₁、T₂，反應的平衡常數分別為K₁，K₂，則K₁         K₂；反應進行到狀態(tài)D時，            （填“>”“<”或“=”）

（2）氮是地球上含量豐富的一種元素，氮及其化合物在工農 業(yè)生產、生活中有著重要作用，

①如圖是一定的溫度和壓強下N₂和H₂反應生成lmolNH₃過程中能量變化示意圖，請寫出工業(yè)合成氨的熱化學方程式：                                                     

（△H的數值用含字母Q₁、Q₂的代數式表示）

②氨氣溶于水得到氨水，在25℃下，將a mol·L^-1的氨水與b mol·L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，則c（NH₄⁺）      c（Cl^-）（填“>”、“<”或“=”）；用含a和b的代數式表示出該混合溶液中氨水的電離平衡常數              .

（3）海水中含有大量的元素，常量元素如氯，微量元素如碘，其在海水中均以化合態(tài)存在，在25℃下，向0．1L0.002mol·L^-l的NaCl溶液中逐滴加入適量的0．1L0.002mol·L^-l硝酸銀溶液，有白色沉淀生成，從沉淀溶解平衡的角度解釋產生沉淀的原因是                     ，向反應后的濁液中繼續(xù)加入0．1L0.002mol·L^-1的NaI溶液，看到的現象是               ，產生該現象的原因是（用離子方程式表示）                                         。

（已知：25℃時K_SP（AgCl）=1.6×l0^-10      K_SP（AgI）=1.5×l0^-16 ）

 

Answer 1

【答案】

（1）①＜   向左   (2分)

②＞  ＞    （2分）

（2）①N₂(g)+3H₂(g)     2NH₃(g)△H=2(Q₁-Q₂)KJ/mol   (3分)

②=  （1分）    （1分）

（3）C(Ag⁺)·C(Cl^-)＞K_SP(AgCl)  （1分）  白色沉淀變成黃色（1分）

AgCl(s)+I^-(aq)=AgI(s)+Cl^-(ag)     （2分）

【解析】

試題分析：（1））①由圖可知，溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應進行，即向左移動，升高溫度向吸熱反應方向移動，即該反應正反應為放熱反應；恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應增大，反應混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強，壓強降低平衡向體積增大方向移動，即向左移動．

②溫度升高，平衡向吸熱方向移動，即向逆反應移動，K值減小，K₁＞K₂，D狀態(tài)未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行，所以V_正＞V_逆，

（2）①由圖可知，N₂和H₂反應生成1molNH₃放出的熱量為（Q₁-Q₂）kJ，該反應的熱化學反應方程式為N₂(g)+3H₂(g)     2NH₃(g)    △H=2(Q₁-Q₂)KJ/mol  ，

②amol·L^－1氨水溶液和bmol·L^－1鹽酸溶液等體積混合后反應生成氯化銨溶液，溶液中存在電荷守恒,c（NH₄^＋）＋c（H^＋）=c（Cl^－）＋c（OH^－）,溶液呈中性c（H^＋）=c（OH^－）,所以c（NH₄^＋）=c（Cl^― ）,混和后，溶液中c(NH₃·H₂O )= ,c（NH₄^＋）=c（Cl^― ）=mol/L,c（H^＋）=c（OH^－）=10^-7mol/L,,答案：=，

（3）當溶液中離子的濃度商Qc=C(Ag⁺)·C(Cl^-)＞K_SP(AgCl) 時，有沉淀產生；兩者化學式所表示的陰陽離子個數比相同，溶度積越大，溶解性越大，即AgCl比AgI的溶解度大，物質由溶解度大的轉化為溶解度更小的，所以由AgCl轉化為更難溶的AgI，現象為白色沉淀轉化為黃色沉淀，離子方程式為AgCl（s）+I^－═AgI（s）+Cl^－，

考點：化學平衡的影響因素；熱化學方程式；化學平衡常數的含義；化學平衡狀態(tài)的判斷；難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質