Question

19．氮的氫化物NH₃和N₂H₄有廣泛應(yīng)用．
（1）已知25℃時，幾種難溶電解質(zhì)的溶度積如下表所示：

氫氧化物	Cu（OH）2	Fe（OH）3	Fe（OH）2	Mg（OH）2
Ksp	2.2×10-20	4.0×10-38	8.0×10-16	1.8×10-11

向Cu²⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺濃度都為0.01mol•L^-1的溶液中緩慢滴加稀氨水，產(chǎn)生沉淀的先后順序為 （用化學式表示）Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂．
（2）實驗室制備氨氣的化學方程式為2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O．工業(yè)上，制備肼（N₂H₄）的方法之一是用次氯酸鈉溶液在堿性條件下與氨氣反應(yīng)．以石墨為電極，將該反應(yīng)設(shè)計成原電池，該電池的負極反應(yīng)為2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O．
（3）在3L密閉容器中，起始投入4molN₂和9molH₂在一定條件下合成氨，平衡時僅改變溫度測得的數(shù)據(jù)如表所示：

溫度（K）	平衡時NH3的物質(zhì)的量（mol）
T1	2.4
T2	2.0

已知：破壞1molN₂（g）和3molH₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2molNH₃（g）中的化學鍵消耗的能量．
①則T₁＜T₂（填“＞”、“＜”或“=”）
②在T₂K下，經(jīng)過10min達到化學平衡狀態(tài)，則0～10min內(nèi)H₂的平均速率v（H₂）=0.1 mol•L^-1•min^-1，平衡時N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=25%．若再增加氫氣濃度，該反應(yīng)的平衡常數(shù)將不變（填“增大”、“減小”或“不變”）
③下列圖象分別代表焓變（△H）、混合氣體平均相對分子質(zhì)量（ $\overline{M}$）、N₂體積分數(shù)φ（N₂）和氣體密度（ρ）與反應(yīng)時間關(guān)系，其中正確且能表明該可逆反應(yīng)達到平衡狀態(tài)的是BC．

Answer 1

分析 （1）根據(jù)各物質(zhì)的溶度積常數(shù)計算出開始沉淀時溶液中氫氧根離子的濃度，再判斷；
（2）實驗室用加熱氯化銨和氫氧化鈣固體混合物來制備氨氣；原電池中N₂H₄失電子，在負極上反應(yīng)；
（3）①破壞1mol N₂（g）和3mol H₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2mol NH₃（g）中的化學鍵消耗的能量，則該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，根據(jù)溫度對平衡的影響分析；
②根據(jù)生成的氨氣的量求出氫氣的濃度變化量，再求反應(yīng)速率；N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=$\frac{n（轉(zhuǎn)化的氮氣的量）}{n（氮氣的初始量）}$×100%；根據(jù)影響K的因素分析；
③反應(yīng)達到平衡狀態(tài)時，同一物質(zhì)的正逆反應(yīng)速率相等，平衡時各種物質(zhì)的物質(zhì)的量濃度、百分含量等不再發(fā)生變化，以及由此衍生的一些量也不發(fā)生變化，說明可逆反應(yīng)到達平衡狀態(tài)，結(jié)合圖象分析．

解答 解：（1）向Cu²⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺濃度都為0.01mol•L^-1的溶液中緩慢滴加稀氨水，
開始生成Cu（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{Ksp}{c（C{u}^{2+}）}}$=$\sqrt{\frac{2.2×1{0}^{-20}}{0.01}}$=$\sqrt{2.2}$×10^-9mol•L^-1，
開始生成Fe（OH）₃沉淀時，c（OH^-）=$\root{3}{\frac{4.0{×}^{-38}}{0.01}}$=$\root{3}{4}$×10^-12mol•L^-1，
開始生成Fe（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{8×1{0}^{-16}}{0.01}}$=$\sqrt{8}$×10^-7mol•L^-1，
開始生成Mg（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{1.8×1{0}^{-11}}{0.01}}$=$\sqrt{18}$×10^-5mol•L^-1，
開始生成沉淀時溶液中氫氧根離子濃度越小，則該物質(zhì)越容易沉淀，所以產(chǎn)生沉淀的先后順序為Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂；
故答案為：Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂；
（2）實驗室用加熱氯化銨和氫氧化鈣固體混合物來制備氨氣，氯化銨和氫氧化鈣反應(yīng)生成氨氣、氯化鈣和水，其反應(yīng)的方程式為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O；原電池中NH₃失電子，在負極上反應(yīng)生成N₂H₄，其負極的電極反應(yīng)式為：2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O；
故答案為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O；2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O；
（3）①破壞1mol N₂（g）和3mol H₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2mol NH₃（g）中的化學鍵消耗的能量，則該反應(yīng)為放熱反應(yīng)，升高溫度平衡逆向移動，氨氣的物質(zhì)的量減小，已知T₁時氨氣的物質(zhì)的量大，說明T₁時溫度低，則T₁＜T₂；
故答案為：＜；
②在T₂K下，經(jīng)過10min達到化學平衡狀態(tài)，平衡時氨氣的物質(zhì)的量為2mol，則反應(yīng)的氫氣為2mol×$\frac{3}{2}$=3mol，v=$\frac{\frac{△n}{V}}{t}$=$\frac{\frac{3mol}{3L}}{10min}$=0.1 mol•L^-1•min^-1；N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=$\frac{n（轉(zhuǎn)化的氮氣的量）}{n（氮氣的初始量）}$×100%=$\frac{2mol×\frac{1}{2}}{4mol}$×100%=25%；該反應(yīng)的平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，再增加氫氣濃度，反應(yīng)的平衡常數(shù)將不變；
故答案為：0.1 mol•L^-1•min^-1； 25%；不變；
③A．對與固定的反應(yīng)焓變是固定不變的，與平衡狀態(tài)無關(guān)，故A錯誤；
B．隨著反應(yīng)的進行，氣體物質(zhì)的量減小，氣體的質(zhì)量不變，則混合氣體平均相對分子質(zhì)量逐漸增大，當混合氣體平均相對分子質(zhì)量不變時即是平衡狀態(tài)，故B正確；
C．隨著反應(yīng)的進行，N₂體積分數(shù)Φ（N₂）逐漸減小，當Φ（N₂）不變時即是平衡狀態(tài)，故C正確；
D．容器的體積不變，氣體的質(zhì)量守恒，則混合氣體的密度始終不變，所以混合氣體的密度不變時，不一定是平衡狀態(tài)，故D錯誤；
故答案為：BC．

點評 本題考查了溶度積常數(shù)的應(yīng)用、原電池原理、化學平衡狀態(tài)的判斷、反應(yīng)速率的計算等，題目涉及的知識點較多，側(cè)重于基礎(chǔ)知識的綜合應(yīng)用的考查，題目難度中等，注意把握溶度積的含義和公式應(yīng)用、電極方程式的書寫、化學平衡的有關(guān)計算．