Question

氮的氫化物NH₃、N₂H₄等在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、航空航天等領域有廣泛應用．
（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）．
（2）實驗室制備氨氣的化學方程式為

 

．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．以石墨為電極，將該反應設計成原電池，該電池的負極反應為

 

．
（3）在3L密閉容器中，起始投入4mol N₂和9mol H₂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．
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）=

 

，平衡時N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=

 

．若再增加氫氣濃度，該反應的平衡常數(shù)將

 

（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（

.

M

）、N₂體積分數(shù)Φ（N₂）和氣體密度（ρ）與反應時間關(guān)系，其中正確且能表明該可逆反應達到平衡狀態(tài)的是

 

．

Answer 1

考點：難溶電解質(zhì)的溶解平衡及沉淀轉(zhuǎn)化的本質(zhì),反應熱和焓變,化學電源新型電池,化學平衡的影響因素,化學平衡狀態(tài)的判斷

專題：基本概念與基本理論

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；
（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，則該反應為放熱反應，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，再求反應速率；N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=

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反應達到平衡狀態(tài)時，同一物質(zhì)的正逆反應速率相等，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^-）=

Ksp c(Cu2+)

=

2.2×10-20 0.01

=

2.2

×10^-9mol?L^-1，
開始生成Fe（OH）₃沉淀時，c（OH^-）=

3	4.0×-38 0.01

=

3	4

×10^-12mol?L^-1，
開始生成Fe（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=

8×10-16 0.01

=

8

×10^-7mol?L^-1，
開始生成Mg（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=

1.8×10-11 0.01

=

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生成氨氣、氯化鈣和水，其反應的方程式為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂

△   .

CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O；原電池中NH₃失電子，在負極上反應生成N₂H₄，其負極的電極反應式為：2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O；
故答案為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂

△   .

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，則該反應為放熱反應，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，則反應的氫氣為2mol×

3

2

=3mol，v=

△n V

t

=

3mol 3L

10min

=0.1 mol?L^-1?min^-1；N₂的轉(zhuǎn)化率α（N₂）=

n(轉(zhuǎn)化的氮氣的量)

n(氮氣的初始量)

×100%=

2mol× 1 2

4mol

×100%=25%；該反應的平衡常數(shù)只與溫度有關(guān)，再增加氫氣濃度，反應的平衡常數(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)的應用、原電池原理、化學平衡狀態(tài)的判斷、反應速率的計算等，題目涉及的知識點較多，側(cè)重于基礎知識的綜合應用的考查，題目難度中等，注意把握溶度積的含義和公式應用、電極方程式的書寫、化學平衡的有關(guān)計算．