题目内容

14．运用化学反应原理研究氮、硫等单质及其化合物的反应有重要意义．
（1）硫酸生产过程中2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g），平衡混合体系中SO3的百分含量和温度的关系如图甲所示，根据图回答下列问题：
①2SO2（g）+O2（g）?2SO3（g）的△H＜0（填“＞”或“＜”）．
②一定条件下，将SO2与O2以体积比2：1置于一体积不变的密闭容器中发生以上反应，能说明该反应已达到平衡的是be（填字母编号）．
a．体系的密度不发生变化
b．SO2与SO3的体积比保持不变
c．体系中硫元素的质量百分含量不再变化
d．单位时间内转移4mol 电子，同时消耗2mol SO3
e．容器内的气体分子总数不再变化
（2）一定的条件下，合成氨反应为：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）．图1表示在此反应过程中的能量的变化，图2表示在2L的密闭容器中反应时N2的物质的量随时间的变化曲线．图3表示在其他条件不变的情况下，改变起始物氢气的物质的量对此反应平衡的影响．

①该反应的平衡常数表达式为$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，升高温度，平衡常数减小（填“增大”或“减小”或“不变”）．
②由图2信息，计算0～10min内该反应的平均速率v（H2）=0.045mol/L•min，从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，则n（N2）的变化曲线为d（填“a”或“b”或“c”或“d”）
③图3a、b、c三点所处的平衡状态中，反应物N2的转化率最高的是c点，温度T1＜T2（填“＞”或“=”或“＜”）
（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，所得溶液呈酸性性，所得溶液中c（H+）-c（OH-）=c（HSO3-）+2c（SO32-）-c（NH4+）．（填写表达式）（已知：H2SO3：Ka1=1.7×10-2，Ka2=6.0×10-8，NH3•H2O：Kb=1.8×10-5）．

分析 （1）①由图甲可知，温度越高平衡混合体系中SO3的百分含量越小，说明升高温度平衡逆向移动，则正反应为放热反应；
②可逆反应到达平衡时，同种物质的正逆速率相等，各组分的浓度、含量保持不变，由此衍生的其它一些量不变，判断平衡的物理量应随反应进行发生变化，该物理量由变化到不变化说明到达平衡；
（2）①化学平衡常数是指：一定温度下，可逆反应到达平衡时，生成物的浓度系数次幂之积与反应物的浓度系数次幂之积的比，固体、纯液体不需要在化学平衡常数中写出；
由1图可知，反应物总能量大于生成物能量，正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小；
②0～10min内△n（N2）=0.6mol-0.3mol=0.3mol，由方程式可知△n（H2）=3△n（N2），再根据v=$\frac{△c}{△t}$计算v（H2）；
从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，压强增大，瞬间氮气的物质的量不变，增大压强平衡正向移动，氮气物质的量减小到平衡时不变；
③图3表示平衡时氨气含量与氢气起始物质的量关系，曲线上各点都处于平衡状态，达平衡后，增大氢气用量，平衡正向移动，氮气的转化率增大；
由图3可知，氢气的起始物质的量相同时，温度T1平衡后，氨气的含量更高，该反应为放热反应，降低温度平衡向正反应移动；
（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，恰好得到NH4HSO3溶液，铵根离子水解呈酸性，H2SO3的Ka1=1.7×10-2，Ka2=6.0×10-8，则HSO3-的水解平衡常数为Kh=$\frac{1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-2}}$=5.8×10-11＜Ka2=6.0×10-8，即HSO3-的水解程度小于其电离程度；
若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，恰好得到NH4HSO3溶液，溶液呈酸性，电解质溶液中存在电荷守恒c（H+）+c（NH4+）=c（OH-）+c（HSO3-）+2c（SO32-）．

解答 解：（1）①由图甲可知，温度越高平衡混合体系中SO3的百分含量越小，说明升高温度平衡逆向移动，则正反应为放热反应，故△H＜0，故答案为：＜；
②a．混合气体质量不变，容器容积不变，体系的密度始终不变，故a错误；
b．SO2与SO3的体积比保持不变，说明二者含量不变，反应达到平衡状态，故b正确；
c．混合气体气体质量不变，由S元素守恒可知，混合气体中S元素质量不变，则体系中硫元素的质量百分含量始终不变，故c错误；
d．任何状态下，单位时间内转移4mol 电子，同时消耗2mol SO3，不能说明反应达到平衡状态，故d错误；
e．正反应为气体分子数目减小的反应，容器内的气体分子总数不再变化，说明反应达到平衡状态，故e正确．
故答案为：be；
（2）①N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）的平衡常数K=$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$，
由1图可知，反应物总能量大于生成物能量，正反应为放热反应，升高温度平衡逆向移动，平衡常数减小，
故答案为：$\frac{{c}^{2}（N{H}_{3}）}{c（{N}_{2}）×{c}^{3}（{H}_{2}）}$；减小；
②0～10min内△n（N2）=0.6mol-0.3mol=0.3mol，由方程式可知△n（H2）=3△n（N2）=0.9mol，则v（H2）=$\frac{\frac{0.9mol}{2L}}{10min}$=0.045mol/L•min；
从11min起其它条件不变，压缩容器的体积为1L，压强增大，瞬间氮气的物质的量不变，增大压强平衡正向移动，氮气物质的量减小到平衡时不变，曲线d符合n（N2）的变化，
故答案为：0.045mol/（L•min）；d；
③图3表示平衡时氨气含量与氢气起始物质的量关系，曲线上各点都处于平衡状态，故a、b、c都处于平衡状态，达平衡后，增大氢气用量，氮气的转化率增大，故a、b、c三点中，c的氮气的转化率最高；
由图3可知，氢气的起始物质的量相同时，温度T1平衡后，氨气的含量更高，该反应为放热反应，降低温度平衡向正反应移动，故温度T1＜T2，温度越高化学平衡越低，故K1＞K2；
故答案为：c；＜．
（3）若将等物质的量的SO2与NH3溶于水充分反应，恰好得到NH4HSO3溶液，铵根离子水解呈酸性，H2SO3的Ka1=1.7×10-2，Ka2=6.0×10-8，则HSO3-的水解平衡常数为Kh=$\frac{1{0}^{-14}}{1.7×1{0}^{-2}}$=5.8×10-11＜Ka2=6.0×10-8，即HSO3-的水解程度小于其电离程度，故溶液NH4HSO3溶液，
电解质溶液中存在电荷守恒：c（H+）+c（NH4+）=c（OH-）+c（HSO3-）+2c（SO32-），则c（H+）-c（OH-）=c（HSO3-）+2c（SO32-）-c（NH4+），
故答案为：酸；c（HSO3-）+2c（SO32-）-c（NH4+）．

点评 本题考查化学平衡计算与影响因素、平衡状态判断、化学平衡图象、离子浓度大小比较、电离平衡常数等，（3）中注意根据亚硫酸的电离平衡常数判断亚硫酸氢根的水解平衡常数，进而判断亚硫酸氢根的酸碱性问题．

练习册系列答案
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17．某种一元强碱MOH溶液加入一种一元酸HA反应后，溶液呈中性，下列判断一定正确的是（　　）
A．MOH的物质的量一定等于HA的物质的量
B．MOH的物质的量一定小于HA的物质的量
C．反应后溶液中c（M+）一定大于c（A-）
D．反应后溶液中c（M+）一定等于c（A-）
18．将一块铁铝合金放入足量的稀盐酸中，完全反应后，向溶液中加入足量的氢氧化钠，然后过滤，将滤纸上的残渣充分灼烧，所得固体质量与原合金质量质量相同．该合金中铁和铝的质量之比7：3．
2．用NH3催化还原NxOy可以消除氮氧化物的污染．
已知：反应I：4NH3（g）+6NO（g）?5N2（g）+6H2O（l）△H1
反应II：2NO（g）+O2（g）?2NO2（g）△H2 （且|△H1|=2|△H2|）
反应III：4NH3（g）+6NO2（g）?5N2（g）+3O2（g）+6H2O（l）△H3
反应I和反应II在不同温度时的平衡常数及其大小关系如表
温度/K反应I反应II已知：
K2＞K1＞K2′＞K1′
298K1K2
398K1′K2′
（1）△H3=△H3=△H1-3△H2（用△H1、△H2的代数式表示）；推测反应III是吸热反应（填“吸热”或“放热”）
（2）相同条件下，反应I在2L密闭容器内，选用不同的催化剂，反应产生N2的量随时间变化如图1所示．
①计算0～4分钟在A催化剂作用下，反应速率v（NO）=0.375mol•L-1•min-1．
②下列说法不正确的是CD．
A．单位时间内H-O键与N-H键断裂的数目相等时，说明反应已经达到平衡
B．若在恒容绝热的密闭容器中发生反应，当K值不变时，说明反应已经达到平衡
C．该反应的活化能大小顺序是：Ea（A）＞Ea（B）＞Ea（C）
D．增大压强能使反应速率加快，是因为增加了活化分子百分数
（3）一定条件下，反应II达到平衡时体系中n（NO）：n（O2）：n（NO2）=2：1：2．恒温恒压时，在其它条件不变时，再充入NO2气体，NO2体积分数不变（填“变大”、“变小”或“不变”）
（4）电化学气敏传感器可用于监测环境中NH3的含量，其工作原理示意图如图2，溶液中OH-向电极a移动（填a或b），负极的电极反应式为2NH3-6e-+6OH-=N2+6H2O．
9．发射卫星时可用肼（N2H4）为燃料和二氧化氮做氧化剂，两者反应生成氮气和气态水．已知：
N2（g）+2O2（g）═2NO2△H=+67.7kJ•mol-1
N2H4（g）+O2（g）═N2（g）+2H2O△H=-543kJ•mol-1
$\frac{1}{2}$H2（g）+$\frac{1}{2}$F2（g）═HF（g）△H=-269kJ•mol-1
H2（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）═2H2O△H=-242kJ•mol-1
（1）气态肼和二氧化氮反应的热化学方程式为：2N2H4（g）+2NO2（g）═3N2（g）+4H2O（g）△H=-1153.7KJ/mol．
（2）有人认为若用氟气代替作氧化剂，则反应释放的能量更大，气态肼和氟气反应的热化学方程式为：N2H4（g）+2F2（g）═N2（g）+4HF（g）△H=-1135KJ/mol．
19．下列关于热化学反应的描述中正确的是（　　）
A．HCl和NaOH反应的中和热△H=-57.3kJ/mol，则H2SO4和Ca（OH）2反映的中和热△H=2×（-57.3）kJ/mol
B．已知2C（s）+2O2（g）═2CO2（g）△H1，2C（s）+O2（g）═2CO（g）△H2则△H1＜△H2
C．在101 kPa，25℃时，2 g H2完全燃烧生成液态水，放出285.8 kJ的热量；氢 气燃烧的热化学方程式表示为：2H2（g）+O2（g）═2H2O（l）；△H=-285.8kJ/mol
D．1mol甲烷燃烧生成气态水和二氧化碳所放出的热量是甲烷的燃烧热
6．甲醇来源丰富、价格低廉、运输贮存方便，是一种重要的化工原料，有着重要的用途和应用前景．
（1）工业生产甲醇的常用方法是：CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g）△H=-90.8kJ/mol．
已知：2H2（g）+O2（g）=2H2O （l）△H=-571.6kJ/mol
H2（g）+$\frac{1}{2}$O2（g）=H2O（g）△H=-241.8kJ/mol
①CH3OH（g）+O2（g）?CO（g）+2H2O（g）的反应热△H=-392.8kJ/mol．
②若在恒温恒容的容器内进行反应CO（g）+2H2（g）?CH3OH（g），则可用来判断该反应达到平衡状态的标志有AD．（填字母）
A．CO百分含量保持不变              B．容器中H2浓度与CO浓度相等
C．容器中混合气体的密度保持不变     D．CO的生成速率与CH3OH的生成速率相等
（2）工业上利用甲醇制备氢气的常用甲醇蒸汽重整法，该法中的一个主要反应为CH3OH（g）CO（g）+2H2（g），此反应能自发进行的原因是反应是熵增加的反应
（3）在稀硫酸介质中，甲醇燃料电池负极发生的电极反应式为CH3OH-6e-+H2O=CO2↑+6H+
正极发生的电极反应式为O2+4H++4e-=2H2O．
3．一定条件下硝酸铵受热分解的化学反应方程式为：5NH4NO3═2HNO3+4N2+9H2O，在反应中被还原与被氧化的氮原子数之比为（　　）
A．5：3B．4：5C．5：4D．3：5
4．锌格黄（ ZnCrO4）常用于制防锈涂料．锌铬黄中铬（ Cr）元素的化合价为（　　）
A．+1B．+2C．+6D．+7

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