Question

運用化學反應原理研究氮、硫等單質及其化合物的反應有重要意義

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

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．體系的密度不發生變化

b．SO₂與SO₃的體積比保持不變

c．體系中硫元素的質量百分含量不再變化

d．單位時間內轉移4 mol 電子，同時消耗2 mol SO₃

e．容器內的氣體分子總數不再變化

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

②由圖2信息，計算0～10min內該反應的平均速率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中，反應物N₂的轉化率最高的是       點，溫度T₁    T₂（填“＞”或“＝”或“＜”）

（3）若將等物質的量的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） 減小（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的濃度或含量不再發生變化的狀態，稱為化學平衡狀態，據此可以判斷。a．密度是混合氣的質量和容器容積的比值，在反應過程中質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生變化不能說明反應達到平衡狀態，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生變化，反應達到平衡狀態，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生以上反應，因此體系中硫元素的質量百分含量始終是不變的，所以體系中硫元素的質量百分含量不再變化不能說明反應達到平衡狀態，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，所以單位時間內轉移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，d不正確；e．該反應是氣體分子數減小的可逆反應，所以當容器內的氣體分子總數不再變化時可以說明反應達到平衡狀態，e正確，答案選be。

（2）①化學平衡常數是在一定條件下，當可逆反應達到平衡狀態時，生成物濃度的冪之積和反應物濃度的冪之積的比值，所以根據方程式N₂(g)+3H₂(g)2NH₃(g)可知，該反應的平衡常數表達式K＝。根據圖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，因此平衡常數減小。

②根據圖2可知，0～10min內氮氣的物質的量減少了0.6mol－0.3mol＝0.3mol，則根據方程式可知氫氣的物質的量減少了0.3mol×3＝0.9mol，其濃度＝0.9mol÷2L＝0.45mol/L，所以0～10min內該反應的平均速率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的量關系，曲線上各點都處于平衡狀態，故a、b、c都處于平衡狀態。達平衡后，增大氫氣用量，氮氣的轉化率增大，故a、b、c三點中，c的氮氣的轉化率最高。由圖3可知，氫氣的起始物質的量相同時，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）將等物質的量的SO₂與NH₃溶于水充分反應，二者恰好反應生成NH₄HSO₃。根據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的判斷、外界條件對平衡狀態的影響、平衡常數和反應速率的計算以及溶質離子濃度大小比較