Question

【題目】硝酸銀是一種無色晶體，易溶于水。用于照相乳劑、鍍銀、制鏡、印刷、醫藥、染毛發等，也用于電子工業。硝酸銀不穩定，易發生如下反應：

①2AgNO3(s)＝2Ag(s)+ 2NO2(g)+O2(g) △H1＞0

②2NO2(g) N2O4(g) △H2＜0

（1）實驗室配制硝酸銀溶液的方法是：將一定量硝酸銀固體溶于濃硝酸中，加水稀釋至指定體積。“硝酸”的作用是___________________。

（2）2AgNO3(s) ＝2Ag(s)+N2O4(g)+O2(g) △H＝______________ (用含△H1、△H2的式子表示)。

（3）溫度T1時，在0.5L的恒容密閉容器中投入3.4 g AgNO3(s)并完全分解測得混合氣體的總物質的量（n)與時間(t)的關系如圖所示。

①下列情況能說明體系達到平衡狀態的是_________(填字母)

a.固體質量不再改變 b.O2的濃度不再改變

c.NO2的體積分數不再改變 d.混合氣體的密度不再改變

②若達到平衡時，混合氣體的總壓強p＝0. 3MPa。反應開始到

10min內N2O4的平均反應速率為___________ MPa·min－1。在該溫度下2NO2(g)N2O4(g)的平衡常數Kp＝___________(MPa)－1(結果保留2位小數)。

[提示：用平衡時各組分分壓替代濃度計算的平衡常數叫壓強平衡常數(Kp)，組分的分壓(P1) ＝平衡時總壓(p)×該組分的體積分數()]

③實驗測得：υ正＝υ(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，υ逆＝2υ(N2O4) 消耗＝k逆c(N2O4)，k正、k逆為速率常數只受溫度影響。則化學平衡常數K與速率常數k正、k逆的數學關系是K＝___________。若將容器的溫度改變為T2時其k正＝k逆，則T1______T2(填“＞”、“＜”或“＝")

（4）NO與O2反應生成NO2的反應歷程為：第一步NO+NON2O2 （快速平衡）

第二步N2O2+O2＝2NO2 （慢反應），下列敘述正確的是___________(填標號)。

A. υ(第一步的正反應) ＜υ(第二步的反應) B.總反應快慢由第二步決定

C. 第二步的活化能比第一步的高 D.第二步中N2O2與O2的碰撞100%有效

Answer 1

【答案】抑制Ag+水解 △H1+△H2 c 0.006 4.17 ＜ BC

【解析】

（1）銀離子易水解，故加硝酸抑制水解；

（2）根據蓋斯定律可以得到目標方程式的焓變；

（3）①根據平衡的判斷依據，直接判據和間接判據；

3.4 g AgNO3的物質的量為0.02mol，完全分解產生氧氣的物質的量為0.01mol，二氧化氮的物質的量為0.02mol，設平衡時四氧化二氮的物質的量為x mol，所以二氧化氮的物質的量為0.02-2x mol，平衡時氣體的總物質的量為0.03 mol -x mol =0.025 mol，x=0.005，根據求出x的值，再求出混合氣體中四氧化二氮的物質的量分數，求出四氧化二氮的壓強分數，算出壓強的變化，從而算出速率；物質的體積分數等于物質的量分數，算出平衡常數Kp；根據所給信息，υ正＝υ(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，υ逆＝2υ(N2O4) 消耗＝k逆c(N2O4)，求出平衡常數K，將容器的溫度改變為T2時，若k正=k逆，比較K與T1時K的相對大小，可以判斷出溫度的高低；

（4）A．第一步為快反應，則υ（第一步的正反應）>υ（第二步的反應）；

B．總反應快慢由慢反應決定；

C．降低活化能，可加快反應速率；

D．第二步反應較慢，則有效碰撞的次數較少。

（1）銀離子易水解，故加硝酸抑制Ag+水解，

故答案為：抑制Ag+水解；

（2）①2AgNO3(s)＝2Ag(s)+ 2NO2(g)+O2(g)△H1＞0

②2NO2(g) N2O4(g) △H2＜0

根據蓋斯定律：①+②可以得到2AgNO3(s)＝2Ag(s)+N2O4(g)+O2(g)△H＝△H1+△H2，

故答案為：△H1+△H2；

（3）①a．銀粉的質量不再改變只能說明硝酸銀完全分解，不能說明反應達到平衡狀態，故A錯誤；

b．由于體積不變，所以氧氣的濃度不變只能說明硝酸銀完全分解，不能說明反應達到平衡狀態，故B錯誤；

c．二氧化氮的體積分數不變，說明反應達到了平衡狀態，故C正確；

d．當硝酸銀完全分解時氣體的質量和體積均不變，所以混合氣體的密度不再改變不能說明反應達到平衡狀態，故D錯誤；

答案為c；

②3.4 g AgNO3的物質的量為0.02mol，完全分解產生氧氣的物質的量為0.01mol，二氧化氮的物質的量為0.02mol，設平衡時四氧化二氮的物質的量為x mol，所以二氧化氮的物質的量為0.02-2x mol，平衡時氣體的總物質的量為0.03 mol -x mol =0.025 mol，x=0.005，所以，氣體的物質的量之比等于壓強之比，四氧化二氮的物質的量為0.005mol，占氣體的總物質的量的，混合氣體的總壓強p＝0. 3MPa，則四氧化二氮壓強也占，平衡時四氧化二氮的壓強為p＝×0. 3MPa=0.06 MPa，則四氧化二氮的壓強變化為0.06 MPa，10min內N2O4的平均反應速率為==0.006 MPa·min－1， 物質的體積分數等于物質的量分數，由計算可知：平衡時四氧化二氮的物質的量分數為0.2，二氧化氮的物質的量分數為0.4，所以二氧化氮的分壓為0.3MPa×0.4=0.12MPa，四氧化二氮的分壓為0.06MPa，所以反應2NO2(g) N2O4(g)在該溫度下的平衡常數Kp== 4.17，

故答案為：0.006；4.17；

③υ正＝υ(NO2)消耗＝k正c2(NO2)，υ逆＝2υ(N2O4) 消耗＝k逆c(N2O4) ，2NO2(g) N2O4(g)，平衡時，υ正=υ逆， 則k正c2(NO2)= k逆c(N2O4)，平衡常數K= = ；反應2NO2(g) N2O4(g)在T1時的平衡常數K===25，將容器的溫度改變為T2時，若k正=k逆，則K=1<25，正反應為放熱反應，則升溫平衡常數減小，則T2>T1，

故答案為：；<；

（4）A. 第一步為快反應，則υ(第一步的正反應)>υ(第二步的反應)，故A錯誤；

B. 第二步反應較慢，則總反應快慢由第二步決定，故B正確；

C. 降低活化能，可加快反應速率，則第二步的活化能比第一步的高，故C正確；

D. 第二步反應較慢，則有效碰撞的次數較少，可知N2O2與O2的碰撞不可能100%有效，故D錯誤；

故答案為：BC。