题目内容
目前工业合成氨的原理是：N2(g)+3H2(g)
2NH3(g) △H=－93.0kJ /mol；另据报道，一定条件下：2N2(g)+6H2O(l)4NH3(g)+3O2(g) △H=" +1530.0kJ" /mol。
（1）氢气的燃烧热△H=_______________kJ/mol。
（2）在恒温恒压装置中进行工业合成氨反应，下列说法正确的是 。
| A．气体体积不再变化，则已平衡 |
| B．气体密度不再变化，尚未平衡 |
| C．平衡后，往装置中通入一定量Ar，压强不变，平衡不移动 |
| D．平衡后，压缩装置，生成更多NH3 |
① 表示N2浓度变化的曲线是 。
② 前25 min 内，用H2浓度变化表示的化学反应速率是 。
③ 在25 min末刚好平衡，则平衡常数K = 。
（4）在第25 min 末，保持其它条件不变，升高温度，在第35 min末再次平衡。平衡移动过程中H2浓度变化了1.5 mol·L－1，在图中画出第25 min ～ 40 min NH3浓度变化曲线。
（5）已知常温下，NH4+ 的水解常数为1.0×10－9，则0.1mol/L NH4Cl溶液pH= 。（忽略NH4+水解对NH4+浓度的影响）
（16分）
（1）－286.0 （2分，不写“－”扣1分）
（2）AD （2分）
（3）① C （2分）
② 0.12 mol / (L·min) （3分，数据2分，单位1分）
③ 0.15 （2分）
（4）
（3分，起点1分，拐点1分，延长线1分）
（5） 5 （2分）
解析试题分析：（1）先将已知两个热化学方程式编号为①②，再根据盖斯定律，将(①×2—②)/3可得：2H2(g)+O2(g)= 2H2O(l) △H=－572.0kJ /mol，最后将系数减半，则焓变随之减半，即H2(g)+O2(g)= 2H2O(l) △H=－286.0kJ /mol；根据燃烧热概念可得，氢气的燃烧热△H=－286.0kJ /mol；（2）恒温恒压下，气体摩尔体积相同，由于n=V/Vm，则气体体积不再变化，就是气体的物质的量不再变化，说明反应已达平衡，故A正确；气体密度等于气体质量除以气体总体积，根据质量守恒定律可知气体质量始终不变，若气体密度不再变化时，则气体总体积不变，气体的物质的量不变，说明反应已达平衡，故B错；平衡后充入惰性气体，维持恒温恒压，必须增大容器容积，减小各组分浓度，其实质是减小压强，平衡向逆反应方向或气体体积增大方向移动，故C错；平衡后，压缩装置，缩小容器容积，其实质是增大压强，平衡向正反应方向或气体体积减小方向移动，故D正确；（3）①合成氨的原理为N2(g)+3H2(g)2NH3(g)，读图可知，前25min内A的浓度由6.0mol/L逐渐减小为3.0mol/L，C的浓度由2.0mol/L逐渐减小到1.0mol/L，B的浓度由0逐渐增大到2.0mol/L，则A、C、B的变化浓度分别为3.0mol/L、1.0mol/L、2.0mol/L，因此A、C、B分别表示氢气、氮气和氨气的浓度随反应时间变化的曲线；②由于前25min内氢气的浓度由6.0mol/L逐渐减小为3.0mol/L，其变化浓度为3.0mol/L，则v(H2)=△c(H2)/△t="3.0mol/L÷25min" ="0.12" mol / (L·min)；③根据三行数据法可得：
N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
各组分的起始浓度/ mol·L－1 2.0 6.0 0
各组分的变化浓度/ mol·L－1 1.0 3.0 2.0
各组分的平衡浓度/ mol·L－1 1.0 3.0 2.0
K=
=
≈0.15（保留两位有效数字）
（4）由于合成氨的正反应的△H=－93.0kJ /mol，则正反应是放热反应，升高温度，平衡向吸热反应方向移动，即平衡向逆反应方向移动，则反应物浓度增大，氨气浓度减小，根据三行数据法可得：
N2(g)+3H2(g)2NH3(g)
25min时各组分浓度/ mol·L－1 1.0 3.0 2.0
各组分的变化浓度/ mol·L－1 0.5 1.5 1.0
35min时各组分浓度/ mol·L－1 1.5 4.5 1.0
因此，25min→35min，氨气浓度由2.0mol/L逐渐减小为1.0mol/L；35min→40min，氨气浓度为1.0mol/L，始终保持不变；（5）氯化铵是强酸弱碱盐，其完全电离出的铵根离子部分水解，生成一水合氨和氢离子，存在水解平衡，设溶液中氢离子浓度为xmol/L，由三行数据法可得：
NH4++H2ONH3?H2O+H+
各组分的起始浓度/ mol·L－1 0.1 0 0
各组分的变化浓度/ mol·L－1 x x x
各组分的平衡浓度/ mol·L－1 0.1—x x x
K=
=
=1.0×10－9
由于铵根离子水解程度很小，则0.1—x≈0.1，则=
=1.0×10－9，则x 2=1.0×10－10，x=1.0×10－5；由于pH=—lgc(H+)=5。
考点：考查化学反应原理，涉及盖斯定律、燃烧热、表示燃烧热的热化学方程式、化学平衡的标志、外界条件对平衡移动的影响、体系各组分浓度与反应时间曲线的识别、平均反应速率的计算、化学平衡常数的计算、放热反应和吸热反应、温度对平衡移动的影响、画出温度对生成物浓度与反应时间关系的图像、盐类水解平衡常数的应用、计算溶液的pH等。
2SO3(g)的混合体系中，SO3的百分含量和温度的关系如下图(曲线上任何一点都表示平衡状态）：
2S(s) + 2H2O(g) ΔH= －442.38 kJ/mol ①
W (s) + 2H2O (g)；ΔH＝ +66.0 kJ· mol－1
2NH3(g) △H<0。某实验将3.0 mol N2(g)和4. 0 mol H2(g)充入容积为10L的密闭容器中，在温度T1下反应。测得H2的物质的量随反应时间的变化如下图所示。
乙醇汽油是被广泛使用的新型清洁燃料，工业生产乙醇的一种反应原理为：
2CO(g) + 4H2(g)
CH3CH2OH(g) + H2O(g) △H =" —256.1" kJ·mol－1
已知：CO(g) + H2O(g)CO2(g)+H2(g) △H=" —41.2" kJ·mol－1
（1）以CO2(g)与H2(g)为原料也可合成乙醇，其热化学方程式如下：
2CO2(g) +6H2(g)CH3CH2OH(g) +3H2O(g) △H = 。
（2）汽车使用乙醇汽油并不能减少NOx的排放，这使NOx的有效消除成为环保领域的重要课题。
①某研究小组在实验室以Ag– ZSM– 5为催化剂，测得NO转化为N2的转化率随温度变化情况如下图。若不使用CO，温度超过800℃，发现NO的转化率降低，其可能的原因为 ；在n(NO)/n(C O)=1的条件下，应控制的最佳温度在 左右。
②用活性炭还原法处理氮氧化物。有关反应为：C (s) +2NO2(g) N2 (g) + CO2 (g)。某研究小组向某密闭容器中加人足量的活性炭和NO，恒温( T1℃)条件下反应，反应进行到不同时间测得各物质的浓度如下：
| 浓度/mol?L－1 时间/min | NO | N2 | CO2 |
| 0 | 1.00 | 0 | 0 |
| 20 | 0.40 | 0.30 | 0.30 |
| 30 | 0.40 | 0.30 | 0.30 |
| 40 | 0.32 | 0.34 | 0.17 |
| 50 | 0.32 | 0.34 | 0.17 |
I．根据表中数据，求反应开始至20min以v(NO)表示的反应速率为 (保留两位有效数字)，T1℃时该反应的平衡常数为 (保留两位有效数字)。
II．30min后，改变某一条件，反应重新达到平衡，则改变的条件可能是 。下图表示CO2的逆反应速率[v逆(CO2)]随反应时间的变化关系图。请在图中画出在30min改变上述条件时，在40min时刻再次达到平衡的变化曲线。
25℃时，密闭容器中X、Y、Z三种气体的初始浓度和平衡浓度如表，下列说法错误的是
| 物 质 | X | Y | Z |
| 初始浓度/mol·L－1 | 0.1 | 0.2 | 0 |
| 平衡浓度/mol·L－1 | 0.05 | 0.05 | 0.1 |
B．反应可表示为X+3Y
2Z，其平衡常数为1600C．增大压强使平衡向生成Z的方向移动，平衡常数增大
D．改变温度可以改变此反应的平衡常数