Question

運用化學反應原理研究氮、氧等單質及其化合物的反應有重要意義．
（1）合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，平衡

向左

移動（填“向左”、“向右”或“不”）；使用催化劑

不改變

反應的△H（填“增大”“減小”或“不改變”）．
（2）已知：O₂（g）═O

+ 2

（g）+e^-△H₁=1175.7kJ?mol^-1
PtF₆（g）+e^-═PtF

- 6

（g）△H₂=-771.1kJ?mol^-1
O₂PtF₆（s）═O

+ 2

（g）+PtF

- 6

（g）△H₃=482.2kJ?mol^-1
則反應：O₂（g）+PtF₆（g）═O₂PtF₆（s）的△H=

-78.2

kJ?mol^-1
（3）已知25℃時，K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sp[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．
在25℃下，向濃度均為0.1mol?L^-1的MgCl₂和CuCl₂混合溶液中逐滴加入氨水，先生成

Cu（OH）₂

沉淀 （填物質的化學式），生成該沉淀的離子方程式為

Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺

．
（4）在25℃下，將a mol?L^-1的氨水與0.01mol?L^-1的鹽酸等體積混合，反應平衡時溶液中c（NH

+ 4

）=c（Cl^-），則溶液顯

中性

性（填“酸”“堿”或“中”）；用含a的代數式表示NH₃?H₂O的電離常數K_b=

10-9

a-0.01

．

Answer 1

分析：（1）合成氨的反應是放熱反應恒溫恒壓通入氬氣，體積增大壓強減小，平衡向左移動；催化劑改變反應速率不改變化學平衡；
（2）依據蓋斯定律結合熱化學方程式計算得到所需熱化學方程式；
（3）根據溶度積常數確定先沉淀的物質，溶度積常數越小的物質越先沉淀，銅離子和氨水反應生成氫氧化銅和銨根離子；
（4）根據電荷守恒判斷溶液中氫離子與氫氧根離子濃度的相對大小，進而判斷溶液的酸堿性；
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．

解答：解：（1）合成氨反應N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g），若在恒溫、恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣體積增大壓強減小，平衡向左移動；催化劑改變反應速率不改變化學平衡，反應的焓變不變；
故答案為：向左；不改變；
（2）①O₂（g）═O

+ 2

（g）+e^-△H₁=1175.7kJ?mol^-1
②PtF₆（g）+e^-═PtF

- 6

（g）△H₂=-771.1kJ?mol^-1
③O₂PtF₆（s）═O

+ 2

（g）+PtF

- 6

（g）△H₃=482.2kJ?mol^-1
依據蓋斯定律，①+②-③得到：O₂（g）+PtF₆（g）═O₂PtF₆（s）△H=-78.2KJ/mol
則反應：O₂（g）+PtF₆（g）═O₂PtF₆（s）的△H=-78.2KJ/mol
故答案為：-78.2；
（3）溶度積常數越小的物質越先沉淀，氫氧化銅的溶度積小于氫氧化鎂的溶度積，所以氫氧化銅先沉淀，銅離子和氨水反應生成氫氧化銅沉淀和銨根離子，離子方程式為Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺．
故答案為：Cu（OH）₂；Cu²⁺+2NH₃?H₂O?Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；
（4）根據電荷守恒有c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（Cl^-）+c（OH^-），由于c（NH₄⁺）=c（Cl^-），
故c（H⁺）=c（OH^-），
溶液呈中性，故溶液中c（OH^-）=10^-7mol/L，
溶液中c（NH₄⁺）=c（Cl^-）=

1

2

×0.01mol?L^-1=0.005mol?L^-1，
故混合后溶液中c（NH₃．H₂O）=

1

2

×amol?L^-1-0.005mol?L^-1=（0.5a-0.005）mol/L，
NH₃?H₂O的電離常數K_b=

10-7×0.005

0.5a-0.005

=

10-9

a-0.01

，
故答案為：

10-9

a-0.01

．

點評：本題考查影響化學平衡的因素、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數計算等，是對知識的綜合運用，難度中等，（4）中注意離子濃度的計算．