Question

運用化學反應原理研究氮、氧等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，則平衡

 

移動（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化劑，上述反應的△H

 

（填“增大”“減小”或“不改變”）．
（2）一氧化碳在高溫下與水蒸氣反應的方程式為：CO+H₂O=CO₂+H₂．已知部分物質燃燒的熱化學方程式如下：2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H═-571.6kJ?mol^-12CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H═-566kJ?mol^-1又知1molH₂O（g）轉變?yōu)?mol H₂O（l）時放出44.0kJ熱量．寫出CO和水蒸氣在高溫催化劑下反應的熱化學方程式

 

．
（3）在25℃下，向濃度均為0.1mol?L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成

 

沉淀（填化學式），生成該沉淀的離子方程式為

 

．已知25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．
（4）有人設想尋求合適的催化劑和電極材料，以N₂、H₂為電極反應物，以HCl-NH₄Cl為電解質溶液制造新型燃燒電池，放電過程中，溶液中銨根離子濃度逐漸增大．請寫出該電池的正極反應式

 

．
（5）某溫度（t℃）時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11．在此溫度下，將pH=1的H₂SO₄溶液V_aL與pH=11的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液為中性，則V_a：V_b=

 

．
（6）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）．則溶液顯

 

性（填“酸”“堿”或“中”）；
（7）NH₄Cl是一種重要的化肥．①用0.1mol?L^-1的鹽酸滴定0.1mol?L^-1的氨水，滴定過程中不可能出現的結果是：

 

．
a．c（NH₄⁺）=c（Cl^-），c（OH^-）=c（H⁺）
b．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），c（OH^-）＜c（H⁺）
c．c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），c（OH^-）＞c（H⁺）
d．c（NH₄⁺）＜c（Cl^-），c（OH^-）＞c（H⁺）
②NH₄Cl溶液中存在：NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，則該反應常溫下的平衡常數K=

 

．（已知：常溫下，NH₃?H₂O的電離平衡常數K_b=1.7×10^-5 mol?L^-1）

Answer 1

考點：化學平衡的影響因素,用蓋斯定律進行有關反應熱的計算,pH的簡單計算,難溶電解質的溶解平衡及沉淀轉化的本質

專題：化學反應中的能量變化,化學平衡專題,電離平衡與溶液的pH專題

分析：（1）恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，體積增大，平衡向逆方向移動；催化劑對反應熱不影響；
（2）根據蓋斯定律計算反應的焓變，根據熱化學方程式的書寫來回答；
（3）根據溶度積常數確定先沉淀的物質，溶度積常數越小的物質越先沉淀，銅離子和氨水反應生成氫氧化銅和銨根離子；
（4）根據燃料電池的工作原理知識來書寫電極反應；
（5）根據酸堿中和的實質是氫離子和氫氧根之間的反應來計算回答；
（6）溶液呈中性，則溶液中氫離子濃度等于氫氧根離子濃度，根據電荷守恒確定溶液中銨根離子濃度和氯離子濃度的關系；
（7）根據酸堿滴定中，無論溶液中的溶質是氯化銨、氯化銨和氯化氫、氯化銨和一水合氨，該溶液一定不顯電性，則利用遵循電荷守恒來分析解答．

解答： 解：（1）恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，體積增大，平衡向逆方向移動；加入催化劑，只改變反應的活化能，但反應熱不變，故答案為：向左；不改變；
（2）已知：①2H₂（g）+O₂（g）═2H₂O（l）△H=-571.6kJ?mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）═2CO₂（g）△H=-566kJ?mol^-1；
③H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ/mol，則反應CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）可以是

1

2

×②+③+②得到，所以CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ/mol，故答案為：CO（g）+H₂O（g）=CO₂（g）+H₂（g）△H=-41.2kJ/mol；
（3）溶度積常數越小的物質越先沉淀，氫氧化銅的溶度積小于氫氧化鎂的溶度積，所以氫氧化銅先沉淀，銅離子和氨水反應生成氫氧化銅沉淀和銨根離子，離子方程式為Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺，故答案為：Cu（OH）₂；Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；
（4）以N₂、H₂為電極反應物，以HCl-NH₄Cl為電解質溶液制造新型燃燒電池中，正極上是發(fā)生得電子的還原反應，在酸性環(huán)境下，電極反應式為：N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺，故答案為：N₂+8H⁺+6e^-=2NH₄⁺；
（5）酸堿中和的實質是氫離子和氫氧根之間的反應，溫度（t℃）時測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11，Kw=10^-13，將pH=1的H₂SO₄溶液V_aL與pH=11的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液為中性，則0.1Va=0.01Vb，解得V_a：V_b=1：10，故答案為：1：10；
（6）溶液中存在電荷守恒，所以c（Cl^-）+c（OH^-）=c（NH₄⁺）+c（H⁺），溶液顯示中興，所以c（OH^-）=c（H⁺），溶液顯示中性，故答案為：中；    
（7）若滴定后溶液中的溶質為氯化銨和一水合氨，則一般溶液顯堿性，即c（OH^-）＞c（H⁺），溶液中弱電解質的電離＞鹽的水解，即c（NH₄⁺）＞c（Cl^-），則符合電荷守恒，故c是可能出現的結果，若滴定后溶液中的溶質為氯化銨，由銨根離子水解則溶液顯酸性，即c（H⁺）＞c（OH^-），又水解的程度很弱，則c（Cl^-）＞c（NH₄⁺），且符合電荷守恒，故bd不可能出現，若滴定后溶液中的溶質為氯化銨和一水合氨，當溶液中弱電解質的電離程度與鹽的水解程度相同時，溶液為中性，則c（OH^-）=c（H⁺），由電荷守恒可知c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故a是可能出現的結果，NH₃?H₂O的電離平衡常數K_b=

c(NH4+)?c(OH-)

c(NH3?H2O)

=1.7×10^-5 mol?L^-1，NH₄⁺+H₂O?NH₃?H₂O+H⁺，則該反應常溫下的平衡常數K=

c(NH3?H2O)?c(H+)

c(NH4+)

=

Kw

Kb

=

1×10-14

1.7×10-5

=5.88×10^-8，故答案為：bd；5.88×10^-8．

點評：本題涉及電化學、熱化學、化學平衡的計算等方面應用的知識，注意知識的歸納和梳理是解題的關鍵，難度不大．