Question

向2L固定容积的密闭容器中加入一定量的NH₃，H₂和N₂三种气体．一定条件下发生反应2NH₃?N₂+3H₂，各物质浓度随时间变化如图1所示．图2为t时刻后改变容器中条件，平衡体系中反应速率随时间变化的情况，且两个阶段各改变一种不同的条件．

（1）能证明反应达到平衡状态的是

AB

（填标号，下同）．
A．容器内压强不再发生变化         B．N₂的体积分数不再发生变化
C．容器内气体质量不再发生变化     D．容器内气体密度不再发生变化
（2）若t_l=15s，则t₀-t₁阶段以H₂浓度变化表示的反应速率为

0.02mol/（L?min）

．
（3）t₃-t₄阶段改变的条件为

升高温度

．
（4）上述反应的平衡常数K=

0.17

（保留两位小数）；向容器中再通入1.4molNH₃、0.8molH₂，平衡

向左

移动（填“向右”、“向左”或“不移动”）．
（5）25℃时，将a mol?L^-1的氨水与0.1mol?L^-1的盐酸等体积混合．
①当溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）时，则反应的情况可能为

abc

a．盐酸不足，氨水剩余    b．氨水与盐酸恰好完全反应    c．盐酸过量
②当溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）时，用含a的代数式表示NH₃?H₂O的电离常数K_b=

10-8

a-0.1

．

Answer 1

分析：（1）达到平衡状态时，正逆反应速率相等，各物质的浓度不变，百分含量不变，以及由此衍生的其它一些量不变，据此分析；
（2）由图可知，t₀-t₁阶段H₂浓度变化量为0.6mol/L-0.3mol/L=0.3mol/L，根据v=

△c

△t

计算v（H₂）；
（3）由图可知，t₃时刻瞬间正、逆速率都增大，且正反应速率增大更多，平衡向正反应方向移动，结合温度、压强对平衡的影响分析；
（4）由图1可知，平衡时氢气、氮气的浓度，计算氨气的平衡浓度，代入平衡常数表达式计算；
计算此时的浓度商，与平衡常数比较，判断反应进行方向；
（5）①溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）时，由电荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，结合选项根据反应物量的关系，判断溶液酸碱性；
②根据电荷守恒判断溶液中氢离子与氢氧根离子浓度的相对大小，进而判断溶液的酸碱性；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根据溶液的pH值计算溶液中c（OH^-），根据氯离子浓度计算c（NH₄⁺），利用物料守恒计算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃?H₂O的电离常数表达式计算．

解答：解：（1）发生反应为2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H＞0，
A．随反应进行容器内压强增大，容器内压强不再发生变化，说明到达平衡，故A正确；
B．平衡时各组分的含量不变，N₂的体积分数不再发生变化，说明到达平衡，故B正确；
C．容器内气体质量始终不发生变化，故C错误；
D．容器内混合气体的总质量不变，容器的容积不变，容器内气体密度始终不发生变化，故D错误；
故选：AB；
（2）由图可知，t₀-t₁阶段H₂浓度变化量为0.6mol/L-0.3mol/L=0.3mol/L，故v（H₂）=

0.3mol/L

15s

=0.02mol/（L?min），
故答案为：0.02mol/（L?min）；
（3）由图可知，t₃时刻瞬间正、逆速率都增大，且正反应速率增大更多，平衡向正反应方向移动，正反应为气体体积增大的吸热反应，增大压强平衡向逆反应方向移动，升高温度平衡向正反应方向移动，故改变的条件应是：升高温度，
故答案为：升高温度；
（4）由图1可知，平衡时氢气、氮气的浓度分别为0.6mol/L、0.5mol/L，故平衡时氨气的浓度为1mol/L-

2

3

×
0.3mol/L=0.8mol/L，故平衡常数K=

0．63×0.5

0．82

=0.17；
向容器中再通入1.4molNH₃、0.8molH₂，氨气浓度变为（0.8+

1.4

2

）mol/L=1.5mol/L，氢气的浓度变为（0.6+

0.8

2

）mol/L=1mol/L，故浓度商Qc=

13×0.5

1．52

=0.22＞0.17，平衡向左移动，
故答案为：0.17；向左；
（5）①溶液中离子浓度关系满足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）时，由电荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，
a．盐酸不足，氨水剩余，为氯化铵与氨水的混合溶液，铵根离子水解程度大于氨水的电离时，溶液可能呈酸性，故a可能；
b．氨水与盐酸恰好完全反应，为氯化铵溶液，铵根离子水解，溶液呈酸性，故b可能；
c．盐酸过量，溶液为氯化铵、盐酸的混合溶液，溶液呈酸性，故c可能；
故选：abc；
②根据电荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.05mol?L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃?H₂O的电离常数K_b=

10-7×0.05

0.5a-0.05

=

10-8

a-0.1

，
故答案为：

10-8

a-0.1

．

点评：本题考查化学平衡图象、化学平衡有关计算、影响化学平衡的因素、溶液酸碱性判断、电离平衡常数计算等，是对知识的综合运用，难度中等，（5）中注意离子浓度的计算．