Question

運用化學反應原理研究氮、硫、氯、碘等單質(zhì)及其化合物的反應有重要意義．
（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系如圖1所示（曲線上任何一點都表示平衡狀態(tài)）．根據(jù)圖1示回答下列問題：
①2SO₂（g）+O₂（g）?2SO₃（g）的△

 

（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

 

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

 

K₂；反應進行到狀態(tài)D時，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如圖2是一定的溫度和壓強下是N₂和H₂反應生成1molNH₃過程中能量變化示意圖，請寫出工業(yè)合成氨的熱化學反應方程式：

 

．（△H的數(shù)值用含字母Q₁、Q₂的代數(shù)式表示）
②氨氣溶于水得到氨水．在25°C下，將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液中顯中性，則：c（NH₄⁺）

 

 c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含a和b的代數(shù)式表示該混合溶液中一水合出氨的電離平衡常數(shù)表達式

 

．
（3）1000℃時，硫酸鈉與氫氣發(fā)生下列反應：Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g）．
①該反應的平衡常數(shù)表達式為

 

．已知K_1000℃＜K_1200℃，則該反應是

 

反應（填“吸熱”或“放熱”）．
②用有關離子方程式說明上述反應所得固體產(chǎn)物的水溶液的酸堿性

 

．
（4）25℃時，已知NH₄A溶液為中性，又知將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，試推斷（NH₄）₂CO₃溶液的pH

 

7（填＜、＞、=）；相同溫度下，等物質(zhì)的量濃度的下列鹽溶液按pH由大到小的排列順序為

 

．（填序號）
a．NH₄HCO₃      b．NH₄A       c．（NH₄）₂CO₃       d．NH₄Cl．

Answer 1

考點：化學平衡的計算,熱化學方程式,鹽類水解的應用,離子濃度大小的比較

專題：

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進行，升高溫度向吸熱反應方向移動；
恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應增大，反應混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強，壓強降低平衡向體積增大方向移動；
②D狀態(tài)未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行；
（2）①由圖2求出N₂和H₂反應生成1molNH₃的反應熱，再根據(jù)熱化學反應方程式的書寫解答；
②將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，根據(jù)電荷守恒，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，根據(jù)K=

c(NH 4 +)×c(OH -)

c(NH 3?H 2O)

計算；
（3）①依據(jù)平衡常數(shù)概念寫出表達式，溫度升高平衡常數(shù)增大，說明反應是吸熱反應；
②硫化鈉溶于水，硫離子水解顯堿性，寫出S^2-水解方程式；
（4）根據(jù)題意知，HA的酸性比碳酸強，NH₄A溶液為中性，說明銨根離子和該酸根離子水解程度相同，由此得知銨根離子水解程度小于碳酸根離子，所以（NH₄）₂CO₃中溶液呈堿性．
根據(jù)銨根離子的水解程度判斷溶液酸堿性的大小，溶液濃度越稀，鹽的水解程度越大．

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進行，即向左移動，升高溫度向吸熱反應方向移動，即該反應正反應為放熱反應；恒溫、恒壓條件下向上述平衡體系中通入氦氣，體積應增大，反應混合物各組分的濃度降低，等效為降低壓強，壓強降低平衡向體積增大方向移動，即向左移動．
故答案為：＜；向左；
②溫度升高，平衡向吸熱方向移動，即向逆反應移動，K值減小，K₁＞K₂，D狀態(tài)未達平衡，混合體系中SO₃的百分含量小于平衡時的，反應向正反應進行，所以V_正＞V_逆，
故答案為：＞；＞；
（2）①由圖可知，N₂和H₂反應生成1molNH₃放出的熱量為（Q₁-Q₂）kJ，該反應的熱化學反應方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（Q₁-Q₂）kJ?mol^-1，
故答案為：N₂ （g）+3H₂（g）═2NH₃（g）△H=2（Q₁-Q₂） kJ?mol^-1；
②溶液呈中性，c（H⁺）=c（OH^-），電荷守恒得：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），所以c（NH₄⁺）=c（Cl^-），將a mol?L^-1的氨水與b mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，溶液中c（OH^-）=1×10^-7mol/L，
溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

b

2

mol/L，混合后反應前c（NH₃?H₂O）=

a

2

mol/L，則反應后c（NH₃?H₂O）=（

a

2

-

b

2

）mol/L，
則K=

c(NH 4 +)×c(OH -)

c(NH 3?H 2O)

=

b 2 ×10 -7

a 2 - b 2

=

b×10 -7

a-b

，
故答案為：=；

b×10 -7

a-b

；
（3）①Na₂SO₄（s）+4H₂（g）?Na₂S（s）+4H₂O（g），依據(jù)反應寫出平衡常數(shù)K=

C 4(H2O)

C 4(H 2)

，已知K_1000℃＜K_1200℃，溫度升高平衡常數(shù)增大，則該反應是吸熱反應，
故答案為：

C 4(H2O)

C 4(H 2)

；吸熱；
②硫化鈉溶于水溶液呈堿性，是因為硫離子水解的原因，反應的離子方程式為：S^2-+H₂O?HS^-+OH^-，故答為：S^2-+H₂O?HS^-+OH^-，所以水溶液呈堿性；
（4）將HA溶液加到Na₂CO₃溶液中有氣體放出，說明HA的酸性比碳酸的強，NH₄A溶液為中性，說明相同條件下，氨水和HA的電離程度相同，所以（NH₄）₂CO₃中銨根離子的水解程度小于碳酸根離子的水解程度，所以溶液的pH＞7；
NH₄Cl是強酸弱堿鹽，銨根離子水解導致溶液呈酸性；
NH₄A溶液中陰陽離子的水解程度相等，所以溶液呈中性，溶液的pH值大于氯化銨；
NH₄HCO₃溶液中銨根離子的水解程度小于碳酸氫根離子的水解程度，溶液呈堿性，
（NH₄）₂CO₃溶液中碳酸根的水解程度更大，pH值最大，
故答案為：＞；c＞a＞b＞d．

點評：本題綜合性較大，涉及平衡移動、電解質(zhì)溶液有關計算、鹽類水解等，難度中等，是對學生綜合能力的考查，（4）為易錯點，判斷HA與碳酸酸性強弱是關鍵．