Question

運用化學反應原理研究氮、硫、氯等單質及其化合物的反應有重要的意義．
（1）放熱反應2SO₂（g）+O₂（g）=2SO₃（g）是硫酸工業上的重要反應，在體積不變的條件下，下列措施有利于提高SO₂平衡轉化率的有

 

（填字母）．
A、升高溫度  B、降低溫度  C、減小壓強  D、加入催化劑    E．移出氧氣
（2）氮是大氣中含量最多的一種元素，氮及其化合物在工農業生產、生活中有著重要應用．用CH₄將氮氧化物（用NO_x表示）催化還原為N₂可以消除氮氧化物帶來的污染，該反應的化學方程式為

 

．現有1L由NO、NO₂組成的混合氣體，若將其還原為N₂、需同溫同壓下0.4LCH₄，則混合氣體中NO、NO₂的物質的量之比為

 

．
（3）如圖是一定的溫度和壓強下，N₂和H₂反應生成1mol NH₃過程中的能量變化圖，請寫出工業合成氨的熱化學方程式

 

．（△H的數值用含字母Q₁、Q₂的代數式表示）．
（4）在25℃下，將xmol/L的氨水與y mol/L的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，則c（NH₄⁺ ）

 

 c（Cl^-）（填“＞”、“＜”或“=”）；用含x和y的代數式表示該混合溶液中氨水的電離平衡常

 

．
（5）已知：25℃時，K_sp（AgCl）=1.8×10^-10、K_sp（AgBr）=4.9×10 ^-13．現在向0.001mol/L KBr和0.01mol/L KCl混合溶液中滴加0.1mol/L AgNO₃溶液（反應過程中溶液體積變化忽略不計），當出現AgCl沉淀時．c（Br^-）=

 

（保留兩位有效數字）．

Answer 1

分析：（1）提高SO₂平衡轉化率，應使平衡向正反應方向移動，結合外界條件對平衡移動的影響判斷；
（2）根據反應物和生成物確定反應的方程式；計算出x值，可列式計算物質的量之比；
（3）反應為放熱反應，可根據活化能計算反應熱；
（4）結合溶液的電荷守恒確定離子濃度大小關系，根據k=

c(NH4+)×c(OH-)

c(NH3?H2O)

計算電離平衡常數；
（5）根據溶度積計算．

解答：解：（1）生成三氧化硫的反應為放熱反應，則
A、升高溫度，平衡逆向移動，轉化率減小，故A錯誤；
B、降低溫度，平衡正向移動，轉化率增大，故B正確；
C、減小壓強，平衡逆向移動，轉化率減小，故C錯誤；
D、加入催化劑，平衡不移動，故D錯誤；
E．移出氧氣，逆向移動，轉化率減小，故E錯誤．
故答案為：B；
（2）CH₄將氮氧化物（用NO_x表示）催化還原為N₂同時生成二氧化碳和水，反應的方程式為xCH₄+4NO_x

催化劑  .

xCO₂+2N₂+2xH₂O，
現有1L由NO、NO₂組成的混合氣體，若將其還原為N₂、需同溫同壓下0.4LCH₄，則x：4=0.4：1，可知x=1.6，故氮氧化物的分子式為NO_1.6，
設NO為xmol，NO₂為ymol，
則

x+2y

x+y

=1.6，
解之得：x：y=2：3，
故答案為：xCH₄+4NO_x

催化劑  .

xCO₂+2N₂+2xH₂O；2：3；
（3）反應的方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），正反應放熱，由反應物與生成物總能量的關系可知反應熱為△H=-2（Q₂-Q₁）kJ/mol，
故答案為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-2（Q₂-Q₁）kJ/mol；
（4）在25℃下，將xmol/L的氨水與y mol/L的鹽酸等體積混合，反應后溶液顯中性，因溶液中存在c（NH₄⁺ ）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），則c（NH₄⁺ ）=c（OH^-），反應后溶液中c（NH₄⁺ ）=c（Cl^-）=

y

2

mol/L，c（OH^-）=10^-7mol/L，c（NH₃?H₂O）=

x-y

2

mol/L，
k=

c(NH4+)×c(OH-)

c(NH3?H2O)

=

10-7× y 2

x-y 2

=

10-7y

x-y

，
故答案為：=；

10-7y

x-y

；
（5）當出現AgCl沉淀時，c（Ag⁺）=

1.8×10-10

0.01

mol/L=1.8×10^-8mol/L，則c（Br^-）=

4.9×10 -13

1.8×10-8

mol/L=2.7×10^-5mol/L，
故答案為：2.7×10^-5mol/L．

點評：本題考查較為綜合，涉及知識面廣，綜合考查學生的分析能力和計算能力，為高考常見題型和高頻考點，注意把握相關計算公式的運用，難度中等．