题目内容
氮是地球上含量丰富的一种元素，氮及其化合物在生产生活中有着重要作用．请回答下列问题：（1）如图是1mol NO2，和1mol CO反应生成CO2和NO的过程中能量变化示意图．
①请写出NO2和CO反应的热化学方程式（用E1和E2表示能量变化）：
②如果该反应使用一种催化剂，图中的E，是增大还是减小？
（2）在1L的密闭容器中，存在如下化学反应：N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）△H＜0，其化学平衡常数K与温度t的关系如下表所示：
| t/℃ | 200 | 300 | 400 |
| K | K1 | K2 | 0.5 |
②400℃，某一时刻测得NH3、N2、H2的物质的量分别为3mol、2mol、1mol时，则反应N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）的v正（N2）
③反应达“平衡时，保持容积不变，通入一定量的N2，达平衡时H2的百分含量
（3）氨气溶于水所得的溶液称为氨水，若常温下，某氨水的pH=12，则水电离出的c（OH-）=
考点：反应热和焓变,化学平衡的影响因素,pH的简单计算
专题：基本概念与基本理论
分析：（1）①根据能量变化图，反应热等于正反应的活化能减去逆反应的活化能；据盖斯定律，利用后三个化学方程式就可以求出反应的焓变；
②催化剂只改变反应的途径，与始态和终态无关，催化剂只是使反应的活化能降低，并不改变反应物总能量与生成物总能量，所以反应的△H不变；
（2）①对于放热反应，温度越高，平衡逆向移动，反应平衡常数越小；
②根据浓度熵和平衡常数的相对大小关系来确定平衡的移动方向；
③根据勒夏特列原理看改变的物理量，判断平衡的移动方向，以此判断百分含量的变化；
（3）常温下，Kw=1×10-14，c（H+）×c（OH-）=1×10-14；溶液中碱电离的氢氧根离子抑制了水电离，碱溶液中c（H+）等于水电离出的c（OH-），根据溶液的pH=12，计算出溶液中的氢离子浓度，水电离的氢氧根离子的浓度等于溶液中的氢离子浓度．根据电荷守恒可判断溶液中离子浓度大小关系．
②催化剂只改变反应的途径，与始态和终态无关，催化剂只是使反应的活化能降低，并不改变反应物总能量与生成物总能量，所以反应的△H不变；
（2）①对于放热反应，温度越高，平衡逆向移动，反应平衡常数越小；
②根据浓度熵和平衡常数的相对大小关系来确定平衡的移动方向；
③根据勒夏特列原理看改变的物理量，判断平衡的移动方向，以此判断百分含量的变化；
（3）常温下，Kw=1×10-14，c（H+）×c（OH-）=1×10-14；溶液中碱电离的氢氧根离子抑制了水电离，碱溶液中c（H+）等于水电离出的c（OH-），根据溶液的pH=12，计算出溶液中的氢离子浓度，水电离的氢氧根离子的浓度等于溶液中的氢离子浓度．根据电荷守恒可判断溶液中离子浓度大小关系．
解答：
解：（1）①该反应为放热反应，焓变△H=E1-，所以热化学方程式为：NO2（g）+CO（g）=CO2（g）+NO（g）△H=-（E2-E1）kJ?mol-1；
故答案为：NO2（g）+CO（g）=CO2（g）+NO（g）△H=-（E2-E1）kJ?mol-1；
②催化剂只改变反应的途径，与始态和终态无关，催化剂只是使反应的活化能降低，并不改变反应物总能量与生成物总能量，所以反应的△H不变；
故答案为：减小；催化剂只是使反应的活化能降低；不变；
（2）①该反应正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，生成物浓度减小，反应物浓度增大，所以K1＞K2；
故答案为：大于；
②400℃时，N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）的平衡常数为K3=0.5，容器的体积为1L，NH3、N2和H2的物质的量浓度分别为：3mol/L、2mol/L、1mol/L，400℃时，浓度商Qc=
=
＞K3=0.5，说明反应向逆方向进行，因此有v（N2）正＜v（N2）逆；
故答案为：小于；
③平衡时，保持容积不变，通入一定量的N2，平衡逆向移动，氢气的物质的量减少，达平衡时H2的百分含量减小．保持压强不变，通入一定量的氖气，容器的体积变大，体系中的所有气体体积均变小；
故答案为：变小；变小；
（3）室温下，Kw=1×10-14，c（H+）×c（OH-）=1×10-14，在pH=12的某碱溶液中，溶液中的氢离子是水电离的，氢离子浓度为：c（H+）=1×10-12mol/L，所以水电离的氢氧根离子浓度为：1×10-12mol/L．pH=7时，c（H+）=c（OH-），再根据电荷守恒得c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），故液中离子浓度的关系为c（NH4+）=c（Cl-）＞c（H+）=c（OH-），
故答案为：1×10-12mol/L；c（NH4+）=c（Cl-）＞c（H+）=c（OH-）．
故答案为：NO2（g）+CO（g）=CO2（g）+NO（g）△H=-（E2-E1）kJ?mol-1；
②催化剂只改变反应的途径，与始态和终态无关，催化剂只是使反应的活化能降低，并不改变反应物总能量与生成物总能量，所以反应的△H不变；
故答案为：减小；催化剂只是使反应的活化能降低；不变；
（2）①该反应正反应是放热反应，升高温度，平衡向逆反应方向移动，生成物浓度减小，反应物浓度增大，所以K1＞K2；
故答案为：大于；
②400℃时，N2（g）+3H2（g）?2NH3（g）的平衡常数为K3=0.5，容器的体积为1L，NH3、N2和H2的物质的量浓度分别为：3mol/L、2mol/L、1mol/L，400℃时，浓度商Qc=
| 32 |
| 2×13 |
| 9 |
| 2 |
故答案为：小于；
③平衡时，保持容积不变，通入一定量的N2，平衡逆向移动，氢气的物质的量减少，达平衡时H2的百分含量减小．保持压强不变，通入一定量的氖气，容器的体积变大，体系中的所有气体体积均变小；
故答案为：变小；变小；
（3）室温下，Kw=1×10-14，c（H+）×c（OH-）=1×10-14，在pH=12的某碱溶液中，溶液中的氢离子是水电离的，氢离子浓度为：c（H+）=1×10-12mol/L，所以水电离的氢氧根离子浓度为：1×10-12mol/L．pH=7时，c（H+）=c（OH-），再根据电荷守恒得c（NH4+）+c（H+）=c（Cl-）+c（OH-），故液中离子浓度的关系为c（NH4+）=c（Cl-）＞c（H+）=c（OH-），
故答案为：1×10-12mol/L；c（NH4+）=c（Cl-）＞c（H+）=c（OH-）．
点评：本题考查反应热与焓变、化学平衡的影响因素、pH的简单计算、离子浓度大小的比较等内容，注意溶液中溶质的判断及离子的水解为解答的难点，明确酸碱混合溶液为中性时离子浓度的关系等是解答本题的关键，题目难度中等．
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