Question

16．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2NH₃?N₂+3H₂，各物質濃度隨時間變化如圖1所示．圖2為t時刻后改變?nèi)萜髦袟l件，平衡體系中反應速率隨時間變化的情況，且兩個階段各改變一種不同的條件．

（1）能證明反應達到平衡狀態(tài)的是AB（填標號，下同）．
A．容器內(nèi)壓強不再發(fā)生變化         B．N₂的體積分數(shù)不再發(fā)生變化
C．容器內(nèi)氣體質量不再發(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速率為0.02mol/（L•s）．
（3）t₃-t₄階段改變的條件為升高溫度．
（4）上述反應的平衡常數(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（填“向右”、“向左”或“不移動”）．
（5）25℃時，將a mol•L^-1的氨水與0.1mol•L^-1的鹽酸等體積混合．
①當溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，則反應的情況可能為abc
a．鹽酸不足，氨水剩余    b．氨水與鹽酸恰好完全反應    c．鹽酸過量
②當溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）時，用含a的代數(shù)式表示NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

Answer 1

分析 （1）達到平衡狀態(tài)時，正逆反應速率相等，各物質的濃度不變，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=$\frac{△c}{△t}$計算v（H₂）；
（3）由圖可知，t₃時刻瞬間正、逆速率都增大，且正反應速率增大更多，平衡向正反應方向移動，結合溫度、壓強對平衡的影響分析；
（4）由圖1可知，平衡時氫氣、氮氣的濃度，計算氨氣的平衡濃度，代入平衡常數(shù)表達式計算；
計算此時的濃度商，與平衡常數(shù)比較，判斷反應進行方向；
（5）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，由電荷守恒可知c（H⁺）＞c（OH^-），溶液呈酸性性，結合選項根據(jù)反應物量的關系，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大小，進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值計算溶液中c（OH^-），根據(jù)氯離子濃度計算c（NH₄⁺），利用物料守恒計算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃•H₂O的電離常數(shù)表達式計算

解答 解：（1）發(fā)生反應為2NH₃（g）?N₂（g）+3H₂（g）△H＞0，
A．隨反應進行容器內(nèi)壓強增大，容器內(nèi)壓強不再發(fā)生變化，說明到達平衡，故A正確；
B．平衡時各組分的含量不變，N₂的體積分數(shù)不再發(fā)生變化，說明到達平衡，故B正確；
C．容器內(nèi)氣體質量始終不發(fā)生變化，故C錯誤；
D．容器內(nèi)混合氣體的總質量不變，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）=$\frac{0.3mol/L}{15s}$=0.02mol/（L•s），
故答案為：0.02mol/（L•s）；
（3）由圖可知，t₃時刻瞬間正、逆速率都增大，且正反應速率增大更多，平衡向正反應方向移動，正反應為氣體體積增大的吸熱反應，增大壓強平衡向逆反應方向移動，升高溫度平衡向正反應方向移動，故改變的條件應是：升高溫度，
故答案為：升高溫度；
（4）由圖1可知，平衡時氫氣、氮氣的濃度分別為0.6mol/L、0.5mol/L，故平衡時氨氣的濃度為1mol/L-$\frac{2}{3}$×0.3mol/L=0.8mol/L，故平衡常數(shù)K=$\frac{0．{6}^{3}×0.5}{0．{8}^{2}}$=0.17；
向容器中再通入1.4molNH₃、0.8molH₂，氨氣濃度變?yōu)椋?.8+$\frac{1.4}{2}$）mol/L=1.5mol/L，氫氣的濃度變?yōu)椋?.6+$\frac{0.8}{2}$）mol/L=1mol/L，故濃度商Qc=$\frac{{1}^{3}×0.5}{1．{5}^{2}}$=0.22＞0.17，平衡向左移動，
故答案為：0.17；向左；
（5）①溶液中離子濃度關系滿足c（NH₄⁺）＜c（Cl^-）時，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，溶液可能呈酸性，故a可能；
b．氨水與鹽酸恰好完全反應，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^-）=$\frac{1}{2}$×0.1mol•L^-1=0.05mol•L^-1，故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=$\frac{1}{2}$×amol•L^-1-0.05mol•L^-1=（0.5a-0.05）mol/L，NH₃•H₂O的電離常數(shù)K_b=$\frac{1{0}^{-7}×0.05}{0.5a-0.05}$=$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$，
故答案為：$\frac{1{0}^{-8}}{a-0.1}$．

點評 本題考查化學平衡圖象、化學平衡有關計算、影響化學平衡的因素、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)計算等知識點，綜合性較強，側重考查學生分析判斷及計算能力，（5）中電離平衡常數(shù)計算是難點，題目難度中等．