Question

（2011?大同模擬）運(yùn)用化學(xué)反應(yīng)原理研究氮、硫、氯、碘等單質(zhì)及其化合物的反應(yīng)有重要意義．
（1）硫酸生產(chǎn)中，SO₂催化氧化生成SO₃：2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g），混合體系中SO₃的百分含量和溫度的關(guān)系如下圖所示（曲線上任何一點(diǎn)都表示平衡狀態(tài)）．根據(jù)圖示回答下列問題：

①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的△H

＜

0（填“＞”或“＜”）；若在恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，平衡

向左

移動(dòng)（填“向左”、“向右”或“不”）；
②若溫度為T₁、T₂，反應(yīng)的平衡常數(shù)分別為K₁、K₂，則K₁

＞

K₂；若反應(yīng)進(jìn)行到狀態(tài)D時(shí)，v_正

＞

v_逆（填“＞”、“＜”或“=”）
（2）氮是地球上含量豐富的一種元素，氮及其化合物在工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)、生活中有著重要作用．
①右圖是一定的溫度和壓強(qiáng)下是N₂和H₂反應(yīng)生成1molNH₃過程中能量變化示意圖，請(qǐng)寫出工業(yè)合成氨的熱化學(xué)反應(yīng)方程式：

N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（b-a）kJ?mol^-1

．（△H的數(shù)值用含字母a、b的代數(shù)式表示）
②氨氣溶于水得到氨水．在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應(yīng)后溶液中顯中性，則c（NH⁺₄）

=

c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含a和b的代數(shù)式表示出氨水的電離平衡常數(shù)表達(dá)式

10-7b

a-b

．
（3）海水中含有大量的元素，常量元素如氯、微量元素如碘在海水中均以化合態(tài)存在．在25℃下，向0.1mol?L^-1的NaCl溶液中逐滴加入適量的0.1mol?L^-1硝酸銀溶液，有白色沉淀生成．從沉淀溶解平衡的角度解釋產(chǎn)生沉淀的原因是

離子積Qc大于溶度積Ksp（AgCl）

，向反應(yīng)后的濁液中，繼續(xù)加入0.1mol?L^-1的NaI溶液，看到的現(xiàn)象是

白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀

，產(chǎn)生該現(xiàn)象的原因是（用離子方程式表示）

AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-

．
（已知25°C時(shí)K_sp[AgCl]=1.0×10^-14mol²?L^-2，K_sp[AgI]=1.5×10^-16mol²?L^-2）

Answer 1

分析：（1）①由圖可知，溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應(yīng)進(jìn)行，升高溫度向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)；
恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應(yīng)增大，反應(yīng)混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強(qiáng)，壓強(qiáng)降低平衡向體積增大方向移動(dòng)；
②溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應(yīng)進(jìn)行，平衡常數(shù)減�。�
D狀態(tài)未達(dá)平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時(shí)的，反應(yīng)向正反應(yīng)進(jìn)行；
（2）①由圖求出N₂和H₂反應(yīng)生成1molNH₃的反應(yīng)熱，再根據(jù)熱化學(xué)反應(yīng)方程式的書寫解答；
②根據(jù)電荷守恒判斷溶液中c（NH⁺₄）、c（Cl^-）的相對(duì)大��；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據(jù)溶液的pH值計(jì)算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計(jì)算c（NH₄⁺），利用物料守恒計(jì)算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃?H₂O的電離常數(shù)表達(dá)式計(jì)算；
（3）計(jì)算離子積Qc，與溶度積Ksp比較進(jìn)行解答；
化學(xué)式所表示的陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同，溶度積越大，溶解性越大，物質(zhì)由溶解度大的轉(zhuǎn)化為溶解度更小的．

解答：解：（1））①由圖可知，溫度越高，混合體系中SO₃的百分含量越小，說明升高溫度平衡向逆反應(yīng)進(jìn)行，即向左移動(dòng)，升高溫度向吸熱反應(yīng)方向移動(dòng)，即該反應(yīng)正反應(yīng)為放熱反應(yīng)，即△H＜0；
恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應(yīng)增大，反應(yīng)混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強(qiáng)，壓強(qiáng)降低平衡向體積增大方向移動(dòng)，即向左移動(dòng)．
故答案為：＜；向左；
②溫度升高，平衡向吸熱方向移動(dòng)，即向逆反應(yīng)移動(dòng)，K值減小，故K₁＞K₂，D狀態(tài)未達(dá)平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時(shí)的，反應(yīng)向正反應(yīng)進(jìn)行，所以V_正＞V_逆，
故答案為：＞；＞；
（2）①由圖可知，N₂和H₂反應(yīng)生成1molNH₃放出的熱量為（b-a）kJ，該反應(yīng)的熱化學(xué)反應(yīng)方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（b-a）kJ?mol^-1，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（b-a）kJ?mol^-1；
②根據(jù)電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（H⁺）=c（OH^-），故c（NH₄⁺）=c（Cl^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×bmol?L^-1=0.5bmol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.5bmol?L^-1=（0.5a-0.5b）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-7×0.5b

0.5a-0.5b

=

10-7b

a-b

，
故答案為：=，

10-7b

a-b

；
（3）由于離子積Qc大于溶度積Ksp（AgCl），平衡向生成AgCl沉淀的方向移動(dòng)，故AgCl沉淀生成，
兩者化學(xué)式所表示的陰陽(yáng)離子個(gè)數(shù)比相同，溶度積越大，溶解性越大，即AgCl比AgI的溶解度大，物質(zhì)由溶解度大的轉(zhuǎn)化為溶解度更小的，所以由AgCl轉(zhuǎn)化為更難溶的AgI，現(xiàn)象為白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀，離子方程式為AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-，
故答案為：離子積Qc大于溶度積Ksp（AgCl）；白色沉淀轉(zhuǎn)化為黃色沉淀；AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-．

點(diǎn)評(píng)：本題考查化學(xué)平衡、熱化學(xué)方程式、沉淀轉(zhuǎn)化及讀圖能力，難度中等，（2）中用字母表示反應(yīng)熱數(shù)值，符號(hào)的確定容易忽略，為易錯(cuò)點(diǎn)．