Question

5．（1）25℃時，合成氨反應的熱化學方程式為：N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol
①在該溫度時，取l mol N₂和3 mol H₂放在密閉容器中，在催化劑存在下進行反應，測得反應放出的熱量總是小于92.4kJ．（填“小于”，“大于”或“等于”）
②一定條件下，上述可逆反應在體積固定的密閉容器中進行，下列敘述能說明反應已達到平衡的是A．
A．NH₃生成的速率與NH₃分解的速率相等
B．混合氣體的反應速率$\frac{2}{3}$v_正（NH₃）=v_逆（H₂）
C．容器內的密度不再變化
D．單位時間內消耗a mol N₂，同時生成2a mol NH₃
（2）25℃時，將工業生產中產生的NH₃溶于水得0.1mol/L氨水20.0mL，測得PH=11，則該條件下，NH₃•H₂O的電離平衡常數為10^-5．向此溶液中加入少量的氯化銨固體，此時$\frac{c（N{H}_{4}^{+}）}{c（O{H}^{-}）}$值將增大（填“增大”，“減小”或“不變”）．
（3）常溫下，向0.001mol/LAlCl₃溶液中通入NH₃直至過量，當PH=4時，開始生成沉淀（已知：Ksp[Al（OH）₃]=1.0×10^-33）

Answer 1

分析 （1）①熱化學方程式N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）；△H=-92.4kJ•mol^-1的含義是：當1mol氮氣和3mol氫氣完全反應生成2mol氨氣時，反應放熱92.4KJ；
②根據化學平衡狀態的特征解答，當反應達到平衡狀態時，正逆反應速率相等，各物質的濃度、百分含量不變，以及由此衍生的一些量也不發生變化，解題時要注意，選擇判斷的物理量，隨著反應的進行發生變化，當該物理量由變化到定值時，說明可逆反應到達平衡狀態；
（2）根據氨水電離生成等量的銨根離子和氫氧根離子，求出平衡時各離子的濃度，在利用電離平衡常數的表達式計算出NH₃•H₂O的電離平衡常數；
（3）根據K_sp[Al（OH）₃]=1.0×10^-33求出氫氧根離子濃度．

解答 解：（1）①熱化學方程式為N₂（g）+3H₂（g）?2NH₃（g）△H=-92.4kJ/mol表示1mol氮氣（g）與3mol氫氣（g）生成2mol氨氣（g）反應的熱量為92.4kJ，由于該反應是可逆反應，加入1molN₂和3molH₂不可能完全反應，所以放出的熱量總是小于92.4kJ，故答案為：小于；      
②A、NH₃生成的速率與NH₃分解的速率相等，達到了平衡狀態，故A正確；
B、混合氣體的反應速率$\frac{2}{3}$v_正（NH₃）=v_逆（H₂），不能說明正逆反應速率相等，不一定達平衡狀態，故B錯誤；
C、氣體的總質量不變，體積不變，所以混合氣體的密度不發生改變，該狀態不一定達平衡狀態，故C錯誤；
D、單位時間內消耗a mol N₂，同時生成2a mol NH₃，不能說明正逆反應速率相等，不一定達平衡狀態，故D錯誤；
故選A；
（2）氨水溶液PH=11，則c（H⁺）═10^-11 mol•L^-1，c（0H^-）═10^-3mol•L^-1，
                NH₃•H₂O?NH₄⁺+OH^-
起始（mol•L^-1）   0.1     0   0
反應（mol•L^-1）^-）10^-3   10^-3  10^-3
平衡（mol•L^-1） 0.1    10^-3 10^-3
NH₃•H₂O的電離平衡常數為：$\frac{1{0}^{-3}×1{0}^{-3}}{0.1}$=1.0×10^-5；
向此溶液中加入少量的氯化銨固體，溶液中銨離子濃度增大，氨水的電離程度減小，所以氫氧根離子濃度減小，此時銨根離子和氫氧根離子濃度的比值將增大，
故答案為：10^-5； 增大；
（3）0.001mol/LAlCl₃溶液中鋁離子濃度為0.001mol/L，帶人K_sp[Al（OH）₃]=c（Al³⁺）×[c（OH^-）]³可得：c（OH^-）=1.0×10^-10mol/L，常溫下，氫離子濃度為：1.0×10^-4mol/L，溶液pH=4，
故答案為：4．

點評 本題考查了化學平衡狀態判斷、可逆反應特點、化學平衡常數的計算等知識，本題難度中等，試題涉及的知識點較多，注意掌握化學平衡狀態的判斷方法、化學反應的可能性，電離平衡常數的計算方法．