Question

8．1905年德國化學家哈伯發(fā)明了合成氨的方法，他因此獲得了1918年度諾貝爾化學獎．氨的合成不僅解決了地球上因糧食不足而導致的饑餓與死亡問題，在國防、能源、輕工業(yè)方面也有廣泛用途．
Ⅰ．以氨為原料，合成尿素的反應原理為：
2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）△H=a kJ/mol．
為研究平衡時CO₂的轉化率與反應物投料比（$\frac{n（C{O}_{2}）}{n（N{H}_{3}）}$）及溫度的關系，研究小組在10L恒容密閉容器中進行模擬反應，并繪出下圖（Ⅰ、Ⅱ曲線分別表示在不同投料比時，CO₂的轉化率與溫度之間的關系）．
（1）a＜0 （填“＞”或“＜”），判斷依據(jù)是投料比相同時，溫度越高，二氧化碳的轉化率越低，說明平衡向逆方向移動，正方向為放熱反應．
（2）①投料比：Ⅰ＜Ⅱ（填“＞”或“＜”）．
②若n（CO₂）_起始=10mol，曲線Ⅱ的投料比為0.4，在100℃條件下發(fā)生反應，達平衡至A點，則A點與起始壓強比為5：7．
③A點平衡常數(shù)與B點平衡常數(shù)間的關系：K_A=K_B （填“＞”或“＜”或“=”）．B點正反應速率與C點正反應速率間的關系為：v （B）＜v （C） （填“＞”或“＜”或“=”）．
（3）若按曲線Ⅰ的投料比投料，在上述實驗中壓縮容器體積至5L，在上圖中畫出反應達平衡時的二氧化碳的轉化率與溫度之間的關系曲線．
（4）為提高CO₂轉化率可以采取的措施是c．
a．使用催化劑                     
b．及時從體系中分離出部分CO（NH₂）₂
c．將體系中的水蒸氣液化分離
Ⅱ．氨氣可用于工業(yè)上生產(chǎn)硝酸，其尾氣中的NO₂可用氨水吸收生成硝酸銨，25℃時，將10molNH₄NO₃溶于水，溶液顯酸性，向該溶液中滴加1L某濃度的氨水，溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將逆向（填“正向”、“逆向”或“不”） 移動，此中性溶液中NH₃•H₂O的物質的量為0.05mol．（25℃時，NH₃•H₂O的電離平衡常數(shù)K_b=2×10^-5）

Answer 1

分析 Ⅰ．（1）由圖可知，投料比相同時，溫度越高，二氧化碳的轉化率越低，說明平衡向逆方向移動正方向為放熱反應；
（2）①相同溫度下，固定容器中增大氨氣的量，可提高二氧化碳的轉化率，由圖可得出投料比的大��；
②根據(jù)A點二氧化碳的轉化率計算出平衡時體系中氣體總物質的量，利用物質的量之比等于壓強之比解答；
③溫度相同，平衡常數(shù)相同；溫度越高，反應速率越大；
（3）按曲線Ⅰ的投料比投料，壓縮容器體積，平衡向氣體體積縮小的方向移動，即正方向移動，二氧化碳的轉化率增大，則在相同溫度下，二氧化碳的轉化率同等程度高于投料Ⅰ，由此平滑的畫出曲線；
（4）平衡正向移動可提高二氧化碳的轉化率；
Ⅱ．NH₄NO₃溶于水，水解促進水的電離，向該溶液中滴加1L某濃度的氨水，溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將受到抑制；向該溶液中滴加1L稀氨水后溶液呈中性可知，c（OH^-）=10^-7mol/L，設平衡時NH₃•H₂O的物質的量為x，溶液的體積為1L，根據(jù)電離平衡常數(shù)的定義計算．

解答 解：Ⅰ．（1）由圖可知，投料比相同時，溫度越高，二氧化碳的轉化率越低，說明平衡向逆方向移動，逆方向為吸熱反應，正方向為放熱反應，△H＜0，則a＜0，
故答案為：＜；投料比相同時，溫度越高，二氧化碳的轉化率越低，說明平衡向逆方向移動，正方向為放熱反應；
（2）①相同溫度下，投料Ⅰ時CO₂的轉化率高，投料Ⅱ的轉化率低，在固定容器中增大氨氣的量，可提高二氧化碳的轉化率，說明反應物投料比$\frac{n（C{O}_{2}）}{n（N{H}_{3}）}$是Ⅰ中的小，
故答案為：＜；
②若n（CO₂）起始=10mol，曲線Ⅱ的投料比為0.4，則n（NH₃）=$\frac{10mol}{0.4}$=25mol，達到平衡A點時，二氧化碳的轉化率為50%，則有三段式：
            H₃（g）+CO₂（g）═CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）
起始量：25mol     10mol         0mol                     0mol
改變量：10mol       5mol          5mol                   5mol
平衡量：15mol       5mol          5mol                   5mol
則平衡時氣體總物質的量為25mol，起始氣體總物質的量為35mol，則A點與起始壓強比=物質的量之比，即$\frac{25mol}{35mol}$=$\frac{5}{7}$，
故答案為：5：7；
③A點和B點的溫度相同，所以平衡常數(shù)相同；C點的溫度更高，所以C點正反應速率比B點的正反應速率高，
故答案為：=；＜；

（3）按曲線Ⅰ的投料比投料，壓縮容器體積，平衡向氣體體積縮小的方向移動，即正方向移動，二氧化碳的轉化率增大，則在相同溫度下，二氧化碳的轉化率同等程度高于投料Ⅰ，由此平滑的畫出曲線：，
故答案為：；
（4）a．使用催化劑，平衡不移動，不能提高二氧化碳的轉化率，故a錯誤；
b．及時從體系中分離出部分CO（NH₂）₂，尿素的濃度不變，平衡不移動，不能提高二氧化碳的轉化率，故b錯誤；
c．將體系中的水蒸氣液化分離，減小生成物濃度，平衡正向移動，提高了二氧化碳的轉化率，故c正確；
故答案為：c；
Ⅱ．NH₄NO₃溶于水，溶液顯酸性，是銨根的水解引起：NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，水解促進水的電離，向該溶液中滴加1L某濃度的氨水，溶液呈中性，則滴加氨水的過程中水的電離平衡將受到抑制，即逆向移動，向該溶液中滴加1L稀氨水后溶液呈中性可知，c（OH^-）=10^-7mol/L，
設平衡時NH₃•H₂O的物質的量為x，溶液的體積為1L，c（NH₄⁺）=10mol/L，
                                  NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-
平衡時的濃度（mol/L ）：x         10      10^-7
由電離平衡常數(shù)可知：$\frac{10×1{0}^{-7}}{x}$=2×10^-5，x=0.05，
故答案為：逆向；0.05．

點評 本題考查化學平衡的影響因素以及弱電解質的電離平衡等知識，綜合性較強，需要扎實的基礎知識和靈活解決問題的能力，注意三段式解題法的運用．