Question

向2L固定容積的密閉容器中加入一定量的NH₃，H₂和N₂三種氣體．一定條件下發(fā)生反應(yīng)2NH₃?N₂+3H₂，各物質(zhì)濃度隨時(shí)間變化如圖1所示．圖2為t時(shí)刻后改變?nèi)萜髦袟l件，平衡體系中反應(yīng)速率隨時(shí)間變化的情況，且兩個(gè)階段各改變一種不同的條件．

（1）能證明反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的是

AB

（填標(biāo)號(hào)，下同）．
A．容器內(nèi)壓強(qiáng)不再發(fā)生變化         B．N₂的體積分?jǐn)?shù)不再發(fā)生變化
C．容器內(nèi)氣體質(zhì)量不再發(fā)生變化     D．容器內(nèi)氣體密度不再發(fā)生變化
（2）若t_l=15s，則t₀-t₁階段以H₂濃度變化表示的反應(yīng)速率為

0.02mol/（L?min）

．
（3）t₃-t₄階段改變的條件為

升高溫度

．
（4）上述反應(yīng)的平衡常數(shù)K=

0.17

（保留兩位小數(shù)）；向容器中再通入1.4molNH₃、0.8molH₂，平衡

向左

移動(dòng)（填“向右”、“向左”或“不移動(dòng)”）．
（5）25℃時(shí)，將a mol?L^-1的氨水與0.1mol?L^-1的鹽酸等體積混合．
①當(dāng)溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時(shí)，則反應(yīng)的情況可能為

abc

a．鹽酸不足，氨水剩余    b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)    c．鹽酸過量
②當(dāng)溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時(shí)，用含a的代數(shù)式表示NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-8

a-0.1

．

Answer 1

分析：（1）達(dá)到平衡狀態(tài)時(shí)，正逆反應(yīng)速率相等，各物質(zhì)的濃度不變，百分含量不變，以及由此衍生的其它一些量不變，據(jù)此分析；
（2）由圖可知，t₀-t₁階段H₂濃度變化量為0.6mol/L-0.3mol/L=0.3mol/L，根據(jù)v=

△c

△t

計(jì)算v（H₂）；
（3）由圖可知，t₃時(shí)刻瞬間正、逆速率都增大，且正反應(yīng)速率增大更多，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，結(jié)合溫度、壓強(qiáng)對(duì)平衡的影響分析；
（4）由圖1可知，平衡時(shí)氫氣、氮?dú)獾臐舛龋��?jì)算氨氣的平衡濃度，代入平衡常數(shù)表達(dá)式計(jì)算；
計(jì)算此時(shí)的濃度商，與平衡常數(shù)比較，判斷反應(yīng)進(jìn)行方向；
（5）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時(shí)，由電荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，結(jié)合選項(xiàng)根據(jù)反應(yīng)物量的關(guān)系，判斷溶液酸堿性；
②根據(jù)電荷守恒判斷溶液中氫離子與氫氧根離子濃度的相對(duì)大小，進(jìn)而判斷溶液的酸堿性；
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．

解答：解：（1）發(fā)生反應(yīng)為2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H＞0，
A．隨反應(yīng)進(jìn)行容器內(nèi)壓強(qiáng)增大，容器內(nèi)壓強(qiáng)不再發(fā)生變化，說明到達(dá)平衡，故A正確；
B．平衡時(shí)各組分的含量不變，N₂的體積分?jǐn)?shù)不再發(fā)生變化，說明到達(dá)平衡，故B正確；
C．容器內(nèi)氣體質(zhì)量始終不發(fā)生變化，故C錯(cuò)誤；
D．容器內(nèi)混合氣體的總質(zhì)量不變，容器的容積不變，容器內(nèi)氣體密度始終不發(fā)生變化，故D錯(cuò)誤；
故選：AB；
（2）由圖可知，t₀-t₁階段H₂濃度變化量為0.6mol/L-0.3mol/L=0.3mol/L，故v（H₂）=

0.3mol/L

15s

=0.02mol/（L?min），
故答案為：0.02mol/（L?min）；
（3）由圖可知，t₃時(shí)刻瞬間正、逆速率都增大，且正反應(yīng)速率增大更多，平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，正反應(yīng)為氣體體積增大的吸熱反應(yīng)，增大壓強(qiáng)平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)，升高溫度平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)，故改變的條件應(yīng)是：升高溫度，
故答案為：升高溫度；
（4）由圖1可知，平衡時(shí)氫氣、氮?dú)獾臐舛确謩e為0.6mol/L、0.5mol/L，故平衡時(shí)氨氣的濃度為1mol/L-

2

3

×
0.3mol/L=0.8mol/L，故平衡常數(shù)K=

0．63×0.5

0．82

=0.17；
向容器中再通入1.4molNH₃、0.8molH₂，氨氣濃度變?yōu)椋?.8+

1.4

2

）mol/L=1.5mol/L，氫氣的濃度變?yōu)椋?.6+

0.8

2

）mol/L=1mol/L，故濃度商Qc=

13×0.5

1．52

=0.22＞0.17，平衡向左移動(dòng)，
故答案為：0.17；向左；
（5）①溶液中離子濃度關(guān)系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時(shí)，由電荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，
a．鹽酸不足，氨水剩余，為氯化銨與氨水的混合溶液，銨根離子水解程度大于氨水的電離時(shí)，溶液可能呈酸性，故a可能；
b．氨水與鹽酸恰好完全反應(yīng)，為氯化銨溶液，銨根離子水解，溶液呈酸性，故b可能；
c．鹽酸過量，溶液為氯化銨、鹽酸的混合溶液，溶液呈酸性，故c可能；
故選：abc；
②根據(jù)電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），故c（H⁺）=c（OH^-），溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.1mol?L^-1=0.05mol?L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.05mol?L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃?H₂O的電離常數(shù)K_b=

10-7×0.05

0.5a-0.05

=

10-8

a-0.1

，
故答案為：

10-8

a-0.1

．

點(diǎn)評(píng)：本題考查化學(xué)平衡圖象、化學(xué)平衡有關(guān)計(jì)算、影響化學(xué)平衡的因素、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)計(jì)算等，是對(duì)知識(shí)的綜合運(yùn)用，難度中等，（5）中注意離子濃度的計(jì)算．