Question

運用化學反應原理研究氮、硫等單質(zhì)及其化合物的反應有重要意義

（1）硫酸生產(chǎn)過程中2SO₂(g)＋O₂(g)2SO₃(g)，平衡混合體系中SO₃的百分含量和溫度的關(guān)系如圖所示，根據(jù)圖回答下列問題：

①2SO₂(g)+O₂(g)2SO₃(g)的△H__________0（填“＞”或“＜”）。

②一定條件下，將SO₂與O₂以體積比2:1置于一體積不變的密閉容器中發(fā)生以上反應，能說明該反應已達到平衡的是         。

a．體系的密度不發(fā)生變化

b．SO₂與SO₃的體積比保持不變

c．體系中硫元素的質(zhì)量百分含量不再變化

d．單位時間內(nèi)轉(zhuǎn)移4 mol 電子，同時消耗2 mol SO₃

e．容器內(nèi)的氣體分子總數(shù)不再變化

（2）一定的條件下，合成氨反應為：N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)。圖1表示在此反應過程中的能量的變化，圖2表示在2L的密閉容器中反應時N₂的物質(zhì)的量隨時間的變化曲線。圖3表示在其他條件不變的情況下，改變起始物氫氣的物質(zhì)的量對此反應平衡的影響。

圖1                     圖2                  圖3

①該反應的平衡常數(shù)表達式為               ，升高溫度，平衡常數(shù)          （填“增大”或“減小”或“不變”）。

②由圖2信息，計算0～10min內(nèi)該反應的平均速率v(H₂)＝                    ，從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，則n(N₂)的變化曲線為       。

③圖3 a、b、c三點所處的平衡狀態(tài)中，反應物N₂的轉(zhuǎn)化率最高的是       點，溫度T₁    T₂（填“＞”或“＝”或“＜”）

（3）若將等物質(zhì)的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，所得溶液呈        性，所得溶液中c（H⁺）－ c（OH^－）＝                                              （已知：H₂SO₃：Ka₁＝1.7×10^－2，Ka₂＝6.0×10^－8，NH₃·H₂O：Kb＝1.8×10^－5）

 

Answer 1

【答案】

（1）①＜（2分） ② be（2分）（2）①k＝（1分） 減�。�1分）

②0.045mol/(L·min)   （2分）     d（2分）  ③c（1分）     ＜（2分）

（3）酸性（1分）  c(HSO₃^－) + 2c(SO₃^2－)—c(NH₄⁺)或c(SO₃^2－) + c(NH₃·H₂O)—c(H₂SO₃)（2分）

【解析】

試題分析：（1）①由圖可知，溫度越高SO₃的含量越低，這說明升高溫度平衡向逆反應移動，所以正反應是放熱反應，即△H＜0。

②在一定條件下，當可逆反應的正反應速率和逆反應速率相等時（但不為0），反應體系中各種物質(zhì)的濃度或含量不再發(fā)生變化的狀態(tài)，稱為化學平衡狀態(tài)，據(jù)此可以判斷。a．密度是混合氣的質(zhì)量和容器容積的比值，在反應過程中質(zhì)量和容積始終是不變的，因此容器中氣體的密度始終是不變的，所以體系的密度不發(fā)生變化不能說明反應達到平衡狀態(tài)，a不正確；b．SO₂與SO₃的體積比保持不變，說明正反應速率不再發(fā)生變化，反應達到平衡狀態(tài)，b正確；c．由于SO₂與O₂以體積比2:1置于一體積不變的密閉容器中發(fā)生以上反應，因此體系中硫元素的質(zhì)量百分含量始終是不變的，所以體系中硫元素的質(zhì)量百分含量不再變化不能說明反應達到平衡狀態(tài)，c不正確；d．S元素的化合價從＋4價升高到＋6價，失去2個電子，所以單位時間內(nèi)轉(zhuǎn)移4 mol 電子，同時一定消耗2mol SO₃，因此不能說明反應達到平衡狀態(tài)，d不正確；e．該反應是氣體分子數(shù)減小的可逆反應，所以當容器內(nèi)的氣體分子總數(shù)不再變化時可以說明反應達到平衡狀態(tài)，e正確，答案選be。

（2）①化學平衡常數(shù)是在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態(tài)時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值，所以根據(jù)方程式N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)可知，該反應的平衡常數(shù)表達式K＝。根據(jù)圖1可知，反應物的總能量高于生成物的總能量，因此正方應是一個放熱反應，升高溫度，平衡向逆反應方向移動，所以生成物的濃度減小，反應物的濃度增大，因此平衡常數(shù)減小。

②根據(jù)圖2可知，0～10min內(nèi)氮氣的物質(zhì)的量減少了0.6mol－0.3mol＝0.3mol，則根據(jù)方程式可知氫氣的物質(zhì)的量減少了0.3mol×3＝0.9mol，其濃度＝0.9mol÷2L＝0.45mol/L，所以0～10min內(nèi)該反應的平均速率v(H₂)＝0.45mol/L÷10min＝0.045mol/(L·min)。從11min起其它條件不變，壓縮容器的體積為1L，則壓強增大平衡向正反應方向移動，氮氣的物質(zhì)的量減少，因此n(N₂)的變化曲線為d。

③圖3表示平衡時氨氣含量與氫氣起始物質(zhì)的量關(guān)系，曲線上各點都處于平衡狀態(tài)，故a、b、c都處于平衡狀態(tài)。達平衡后，增大氫氣用量，氮氣的轉(zhuǎn)化率增大，故a、b、c三點中，c的氮氣的轉(zhuǎn)化率最高。由圖3可知，氫氣的起始物質(zhì)的量相同時，溫度T₁平衡后，氨氣的含量更高，該反應為放熱反應，降低溫度平衡向正反應移動，增大氨氣的含量，故溫度T₁＜T₂。

（3）將等物質(zhì)的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，二者恰好反應生成NH₄HSO₃。根據(jù)H₂SO₃：Ka₁＝1.7×10^－2，Ka₂＝6.0×10^－8，NH₃·H₂O：Kb＝1.8×10^－5可知，電離程度是H₂SO₃＞NH₃·H₂O＞HSO₃^－，這說明在NH₄HSO₃溶液中HSO₃^－的電離程度大于NH₄^＋的水解程度，因此該溶液顯酸性。根據(jù)電荷守恒可知c（H⁺）＋c(NH₄⁺)＝c（OH^－）＋c(HSO₃^－) ＋ 2c(SO₃^2－)，所以c（H⁺）－ c（OH^－）＝c(HSO₃^－) + 2c(SO₃^2－)—c(NH₄⁺)。根據(jù)物料失衡可知c(HSO₃^－) ＋c(SO₃^2－)＋ c(H₂SO₃)＝c(NH₃·H₂O)＋c(NH₄⁺)，所以c（H⁺）－ c（OH^－）＝c(SO₃^2－) + c(NH₃·H₂O)—c(H₂SO₃)。

考點：考查反應熱和平衡狀態(tài)的判斷、外界條件對平衡狀態(tài)的影響、平衡常數(shù)和反應速率的計算以及溶質(zhì)離子濃度大小比較