Question

（2011?大同模擬）運用化學反應原理研究氮、硫、氯、碘等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）硫酸生產中，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下圖所示（曲線上任何一點都表示平衡狀態）．根據圖示回答下列問題：

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

＞

K₂；若反應進行到狀態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業生產、生活中有著重要作用．
①右圖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，請寫出工業合成氨的熱化學反應方程式：

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

．（△H的數值用含字母a、b的代數式表示）
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，反應后溶液中顯中性，則c（NH⁺₄）

=

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

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生沉淀的原因是

離子積Qc大于溶度積Ksp（AgCl）

，向反應后的濁液中，繼續加入0.1mol?L^-1的NaI溶液，看到的現象是

白色沉淀轉化為黃色沉淀

，產生該現象的原因是（用離子方程式表示）

AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-

．
（已知25°C時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；
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進行，平衡常數減小；
D狀態未達平衡，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由圖求出N₂和H₂反應生成1molNH₃的反應熱，再根據熱化學反應方程式的書寫解答；
②根據電荷守恒判斷溶液中c（NH⁺₄）、c（Cl^-）的相對大小；
溶液中存在平衡NH₃．H₂O?NH₄⁺+OH^-，根據溶液的pH值計算溶液中c（OH^-），根據氯離子濃度計算c（NH₄⁺），利用物料守恒計算溶液中c（NH₃．H₂O），代入NH₃?H₂O的電離常數表達式計算；
（3）計算離子積Qc，與溶度積Ksp比較進行解答；
化學式所表示的陰陽離子個數比相同，溶度積越大，溶解性越大，物質由溶解度大的轉化為溶解度更小的．

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，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，故K₁＞K₂，D狀態未達平衡，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（b-a）kJ，該反應的熱化學反應方程式為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，故AgCl沉淀生成，
兩者化學式所表示的陰陽離子個數比相同，溶度積越大，溶解性越大，即AgCl比AgI的溶解度大，物質由溶解度大的轉化為溶解度更小的，所以由AgCl轉化為更難溶的AgI，現象為白色沉淀轉化為黃色沉淀，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）；白色沉淀轉化為黃色沉淀；AgCl（s）+I^-═AgI（s）+Cl^-．

點評：本題考查化學平衡、熱化學方程式、沉淀轉化及讀圖能力，難度中等，（2）中用字母表示反應熱數值，符號的確定容易忽略，為易錯點．