Question

2．氮及其化合物在生产生活中用途广泛．请回答：
I．在微生物作用下，土壤中的NH₄⁺最终被O₂氧化为NO₃^-，该反应的离子方程式为NH₄⁺+2O₂ $\frac{\underline{\;微生物\;}}{\;}$NO₃^-+H₂O+2H⁺．
Ⅱ．氨气是重要的化工原料．已知：25℃时，NH₃•H₂O的电离常数k_b=1.79×10^-5，该温度下，1.79mol/LNH₄Cl溶液的pH约为4.5．
Ⅲ．汽车在行驶过程中有如下反应发生：
ⅰ．N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）△H=+180.7kJ/mol
ⅱ.2NO（g）+2CO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）△H=-746.5kJ/mol
（1）能表示CO燃烧热的热化学方程式为CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?CO₂（g）△H=-282.9 kJ•mol^-1．
（2）反应ⅱ在较低（填“较高”或“较低”）温度下能自发进行．
（3）T温度时，向10L恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO发生反应ii，5min时达到平衡，测得0～5min内该反应速率v（N₂）=0.016mol•L^-1•min^-1．
①T温度时，该反应的平衡常数K=800．
②平衡时容器内压强与起始时容器内压强之比为4：5．
（4）一定条件下，向起始容积内为5L的恒压密闭容器充入1molN₂和1molO₂发生反应i．O₂的平衡转化率（α）与温度（T）的关系如图1所示；正反应的平衡常数（K）与温度（T）的关系如图2所示．
①图1中，M、N、P三点所对应的状态下，v（正）＞v（逆）的是M（填字母），理由为一定温度下，M点对应状态的O₂的转化率小于其平衡转化率，反应正向进行建立平衡．
②T1温度时，K正=1，则O₂的平衡转化率为33.3%（保留三位有效数字）；在图2中画出逆反应平衡常数（K_逆）与温度（T）的关系曲线．

Answer 1

分析 Ⅰ．在微生物作用下，土壤中的NH₄⁺最终被O₂氧化为NO₃^-，结合电子守恒和原子守恒、电荷守恒配平书写离子方程式；
Ⅱ．氨气是重要的化工原料．已知：25℃时，NH₃•H₂O的电离常数k_b=1.79×10^-5，该温度下，1.79mol/LNH₄Cl溶液中存在水解平衡，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，Kh=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$×$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{Kw}{Kb}$，据此计算氢离子浓度得到溶液PH；
Ⅲ．（1）燃烧热是1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，结合热化学方程式和盖斯定律计算得到；
（2）满足△H-T△S＜0，反应自发进行；
（3）①结合平衡三行计算列式计算得到平衡浓度计算平衡常数；
②气体压强之比等于气体物质的量之比；
（4）①图1中，M、N、P三点所对应的状态下，N点为平衡转化率，M点打到平衡状态需要增大氧气转化率，正反应速率大于逆反应速率，P点打到平衡状态需要氧气转化率减小，平衡逆向进行；
②一定条件下，向起始容积内为5L的恒压密闭容器充入1molN₂和1molO₂发生反应i．T₁温度时，K_正=1，设氧气消耗浓度为x，结合三行计算得到x计算氧气转化率，
正反应平衡常数随温度升高增大，逆反应平衡常数随温度升高减小，据此画出图象．

解答 解：Ⅰ．在微生物作用下，土壤中的NH₄⁺最终被O₂氧化为NO₃^-，氧气被还原为水，反应的离子方程式为：NH₄⁺+2O₂$\frac{\underline{\;微生物\;}}{\;}$NO₃^-+H₂O+2H⁺，
故答案为：NH₄⁺+2O₂$\frac{\underline{\;微生物\;}}{\;}$NO₃^-+H₂O+2H⁺；
Ⅱ．已知：25℃时，NH₃•H₂O的电离常数k_b=1.79×10^-5，该温度下，1.79mol/LNH₄Cl溶液中存在水解平衡，NH₄⁺+H₂O?NH₃•H₂O+H⁺，Kh=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$=$\frac{c（{H}^{+}）c（N{H}_{3}•{H}_{2}O）}{c（N{{H}_{4}}^{+}）}$×$\frac{c（O{H}^{-}）}{c（O{H}^{-}）}$=$\frac{Kw}{Kb}$=$\frac{1{0}^{-14}}{1.79×1{0}^{-5}}$，
c²（H⁺）=$\frac{1{0}^{-14}}{1.79×1{0}^{-5}}$×1.79=10-9mol/L，
c（H+）=10^-4.5mol/L，
PH=4.5，
故答案为：4.5；
Ⅲ．（1）燃烧热是1mol可燃物完全燃烧生成稳定氧化物放出的热量，
ⅰ．N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）△H=+180.7kJ/mol
ⅱ.2NO（g）+2CO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）△H=-746.5kJ/mol
盖斯定律（i+ii）$\frac{1}{2}$得到CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?CO₂（g）△H=-282.9 kJ•mol^-1，
故答案为：CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）?CO₂（g）△H=-282.9 kJ•mol^-1；
（2）ⅱ.2NO（g）+2CO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）△H=-746.5kJ/mol，反应△H＜0，△S＜0，满足△H-T△S＜0，需要低温下自发进行，
故答案为：较低；
（3）T温度时，向10L恒容密闭容器中充入2molNO和2molCO发生反应ii，5min时达到平衡，测得0～5min内该反应速率v（N₂）=0.016mol•L^-1•min^-1．生成氮气的浓度=0.016mol•L^-1•min^-1×5min=0.08mol/L，
①2NO（g）+2CO（g）?N₂（g）+2CO₂（g）
起始量（mol/L）  0.2          0.2                  0             0
变化量（mol/L）0.16          0.16                0.08          0.16
平衡量（mol/L）0.04          0.04               0.08          0.16
K=$\frac{0.1{6}^{2}×0.08}{0.0{4}^{2}×0.0{4}^{2}}$=800，
故答案为：800；     
②反应前后气体压强之比等于气体物质的量之比，平衡时容器内压强与起始时容器内压强之比为=（0.04+0.04+0.08+0.16）×10：（0.2+0.2）×10：=4：5，
故答案为：4：5；
（4）①图1中，M、N、P三点所对应的状态下，N点为平衡转化率，M点建立平衡状态需要增大氧气转化率，正反应速率大于逆反应速率，P点打到平衡状态需要氧气转化率减小，平衡逆向进行，v（正）＞v（逆）的是M，
故答案为：M； 一定温度下，M点对应状态的O₂的转化率小于其平衡转化率，反应正向进行建立平衡；
②一定条件下，向起始容积内为5L的恒压密闭容器充入1molN₂和1molO₂发生反应i．T₁温度时，K_正=1，设氧气消耗浓度为x，
                           N₂（g）+O₂（g）?2NO（g）
起始量（mol/L）  0.2           0.2              0
变化量（mol/L）   x                x               2x
平衡量（mol/L） 0.2-x       0.2-x              2x
K=$\frac{4{x}^{2}}{（0.2-x）^{2}}$=1，
x=$\frac{0.2}{3}$mol/L，
氧气转化率=$\frac{\frac{0.2}{3}mol/L}{0.2mol/L}$×100%=33.3%，
正反应平衡常数随温度升高增大，逆反应平衡常数随温度升高减小，在图2中滑出逆反应平衡常数（K_逆）与温度（T）的关系曲线图，
故答案为：33.3%；    ．

点评 本题考查比较综合，涉及弱电解质电离平衡、热化学方程式书写、化学平衡图象与影响因素、平衡常数计算及应用、电离平衡常数等，侧重考查学生信息获取与知识迁移运用，题目难度中等．