Question

7．氨及铵盐在中学化学及化工生产中占有重要地位．
（1）合成氨是重要的工业反应：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），已知NH₃与H₂的燃烧热分别为：382.7KJ•mol^-1、285.8KJ•mol^-1，则合成氨反应的热化学方程式为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.0KJ/mol．
（2）在2L恒容装置中充入1molN₂、3molI₂，在500℃、催化剂的作用下发生反应，装置内NH₃的体积百分含量如下图1所示，则下列有关叙述中正确的是：AC．

A．使用催化剂，可降低该反应的活化能，加快反应速率
B．容器内ν_正（N₂）=ν_逆（H₂）时，说明反应已达平衡
C．当容器内n（H ₂）：n（NH₃）=3：1时，说明反应已达平衡
D.20分钟内ν（NH₃）=0.033mol•L^-1•min^-1
（3）同时研究氨的含量与温度及催化剂的关系得到上图2，其中a线表示平衡时氨的含量，b线表示在使用催化剂下反应进行10分钟时氨的含量，比较X、Y两点的平衡常数大小并说明原因：Y点大，因为该反应正反应是放热反应，温度升高，k值减小，Y、Z两点的反应速率Y点大（填写“Y点大”或“Z点大”）．
（4）已知：K_SP[Mg（OH）₂]=1.3×10^-11，K（NH₃•H₂O）=1.8×10^-5．
①Mg（OH）₂+2NH₄⁺?Mg²⁺+2NH₃•H₂O的平衡常数K=0.040（保留两位有效数字）．
②向0.01mol Mg（OH）₂固体中加入1L 的0.03mol•L^-1的NH₄Cl溶液恰好使固体完全溶解．此时溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（Mg²⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

Answer 1

分析 （1）依据NH₃与H₂的燃烧热分别写出燃烧热的热化学方程式，再根据盖斯定律写目标反应的热化学方程式；
（2）N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
开始1mol          3mol            0
转化x               3x                2x
平衡1-x             3-3x            2x
则由图象可知平衡时NH₃的含量为20%，所以有$\frac{2x}{1-x+3-3x+2x}$×100%=20%，解得x=$\frac{1}{3}$mol，
A．催化剂可降低该反应的活化能加快反应速率；
B．容器内同一种物质的正逆反应速率相等时，说明反应已达平衡；
C．根据以上计算分析计算；
D．根据v=$\frac{△c}{△t}$计算；
（3）根据平衡常数仅与温度有关，该反应正反应是放热反应，温度升高，平衡逆向移动判断；根据温度高催化剂失去活性，反应速率反而小判断；
（4）①根据Mg（OH）₂+2NH₄⁺?Mg²⁺+2NH₃•H₂O的平衡常数K=$\frac{c（Mg{\;}^{2+}）c（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）{\;}^{2}}{c（NH{\;}_{4}{\;}^{+}）{\;}^{2}}$=$\frac{c（Mg{\;}^{2+}）c（OH{\;}^{-}）{\;}^{2}}{K{\;}^{2}（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$=$\frac{K{\;}_{SP}[Mg（OH）{\;}_{2}]}{K{\;}^{2}（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$计算；
②设加入1L的amol•L^-1的NH₄Cl溶液恰好使固体完全溶解，则根据反应方程式Mg（OH）₂+2NH₄⁺?Mg²⁺+2NH₃•H₂O结合平衡常数K=0.04列方程计算，又生成氨水电离显碱性，所以此时溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（Mg²⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

解答 解：（1）表示H₂燃烧热的化学方程式为：①H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（l）△H=-285.8kJ/mol，
表示NH₃燃烧热的化学方程式为：②NH₃（g）+$\frac{3}{4}$O₂（g）=$\frac{1}{2}$N₂（g）+$\frac{3}{2}$H₂O（l）△H=-382.7KJ/mol，
所以根据盖斯定律①×3-②×2得，N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-285.8kJ/mol×3+382.7KJ/mol×2=-92.0KJ/mol
故答案为：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.0KJ/mol；
（2）N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）
开始1mol          3mol            0
转化x               3x                2x
平衡1-x             3-3x            2x
则由图象可知平衡时NH₃的含量为20%，所以有$\frac{2x}{1-x+3-3x+2x}$×100%=20%，解得x=$\frac{1}{3}$mol，
A．催化剂可降低该反应的活化能加快反应速率，故A正确；
B．ν_正（N₂）=$\frac{1}{3}$ν_正（H₂），所以ν_正（N₂）=ν_逆（H₂）时，正逆反应速率不等，不能说明反应已达平衡，故B错误；
C．根据以上计算，平衡时n（H ₂）=3-3×$\frac{1}{3}$=2mol，n（NH₃）=2×$\frac{1}{3}$=$\frac{2}{3}$mol，则当容器内n（H ₂）：n（NH₃）=3：1时，说明反应已达平衡，故C正确；
D．20分钟内ν（NH₃）=$\frac{△c}{△t}$=$\frac{\frac{2×\frac{1}{3}mol}{2L}}{20min}$=0.0167mol•L^-1•min^-1，故D错误；
故选：AC；
（3）因为平衡常数仅与温度有关，又Y点温度比X高，该反应正反应又是放热反应，所以温度升高，平衡逆向移动，k值减小，则Y点k值大；又温度高催化剂失去活性，反应速率反而小，所以Y、Z两点的反应速率Y点大，故答案为：Y点大，因为该反应正反应是放热反应，温度升高，k值减小；Y点大；
（4）①由Mg（OH）₂+2NH₄⁺?Mg²⁺+2NH₃•H₂O的平衡常数K=$\frac{c（Mg{\;}^{2+}）c（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）{\;}^{2}}{c（NH{\;}_{4}{\;}^{+}）{\;}^{2}}$=$\frac{c（Mg{\;}^{2+}）c（OH{\;}^{-}）{\;}^{2}}{K{\;}^{2}（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$=$\frac{K{\;}_{SP}[Mg（OH）{\;}_{2}]}{K{\;}^{2}（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）}$=$\frac{1.3×10{\;}^{-11}}{（1.8×10{\;}^{-5}）{\;}^{2}}$=0.040，故答案为：0.040；
②设加入1L的amol•L^-1的NH₄Cl溶液恰好使固体完全溶解，则根据反应方程式
     Mg（OH）₂+2NH₄⁺?Mg²⁺+2NH₃•H₂O，
开始0.01mol         a           0          0
转化0.01mol   0.02mol     0.01mol         0.02mol             
平衡  0           a-0.02mol  0.01mol         0.02mol             
又平衡常数K=$\frac{c（Mg{\;}^{2+}）c（NH{\;}_{3}•H{\;}_{2}O）{\;}^{2}}{c（NH{\;}_{4}{\;}^{+}）{\;}^{2}}$=$\frac{0.01×0.02{\;}^{2}}{（a-0.02）{\;}^{2}}$=0.04，解得a=0.03；
又生成氨水电离显碱性，所以此时溶液中离子浓度由大到小的顺序为c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（Mg²⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）
故答案为：0.03；  c（Cl^-）＞c（NH₄⁺）=c（Mg²⁺）＞c（OH^-）＞c（H⁺）．

点评 本题考查了热化学方程式和盖斯定律计算应用、反应速率和化学平衡影响因素分析判断以及相关平衡常数的计算等，注意图象曲线变化的特征和化学平衡移动原理的理解应用，掌握基础是解题关键，题目难度中等．