Question

4．氨是重要的化工原料，可以制尿素等多種產品．
（1）合成氨所用的氫氣可以甲烷為原料制得，有關化學反應的能量變化如圖1所示．
CH₄（g）與H₂O（g）反應生成CO（g）和H₂（g）的熱化學方程式為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1．
（2）CO對合成氨的催化劑有毒害作用，常用乙酸二氨合亞銅溶液來吸收原料氣中CO，其反應原理為：
[Cu（NH₃）₂CH₃COO]（l）+CO（g）+NH₃（g）?[Cu（NH₃）₃]CH₃COO•CO（l）；△H＜0
吸收CO后的乙酸銅氨液經過適當處理后又可再生，恢復其吸收CO的能力以供循環使用，再生的適宜條件是B．（填寫選項編號）
A．高溫、高壓　 　B．高溫、低壓　　 C．低溫、低壓　　　　D．低溫、高壓
（3）氨氣制取尿素[CO（NH₂）₂]的反應為：2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（1）+H₂O（g）△H＜0．某溫度下，向容積為100L的密閉容器中通入4molNH₃和2molCO₂，該反應進行到40s時達到平衡，此時CO₂的轉化率為50%．該溫度下此反應平衡常數K為2500L²•mol^-2．
（4）取兩個相同的恒容容器，保持相同溫度，并加入等量的CO₂氣體，根據實驗數據繪制出c（NH₃）隨時間（t）變化的曲線如圖2所示，若A、B分別為不同溫度時測定的曲線，則A（填“A”或“B”）曲線所對應的實驗溫度高，判斷的依據是A曲線起始濃度小，但在20min時間內反應速率快，說明其溫度高．
（5）已知某些弱電解質在水中的電離平衡常數（25℃）如下表：

弱電解質	H2CO3	NH3•H2O
電離平衡常數	Ka1=4.30×10-7　　　　Ka2=5.61×10-11	Kb=1.77×10-5

現有常溫下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液，
①該溶液呈堿性（填“酸”、“中”、“堿”），原因是由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c（OH^-）＞c（H⁺），溶液呈堿性．
②該（NH₄）₂CO₃溶液中各微粒濃度之間的關系式不正確的是B．　
A、c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O）
B、c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+c（CO₃^2-）
C、c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1
D、c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃）

Answer 1

分析 （1）依據圖象分析各個反應過程中能量變化情況，寫出熱化學方程式，依據蓋斯定律計算CH₄（g）與H₂O（g）反應生成CO（g）和H₂（g）的反應熱，據此寫出熱化學方程式；
（2）依據平衡移動方向分析判斷需要的條件，反應是氣體體積減小的放熱反應，平衡逆向進行是再生的原理；
（3）依據化學方程式和平衡常數概念寫出表達式，注意尿素是固體；根據化學平衡三段式列式計算平衡濃度，計算平衡常數；
（4）根據圖象中曲線的斜率比較化學反應速率，判斷A、B溫度的大��；
（5）①依據弱電解質電離平衡常數比較弱電解質強弱，鹽類水解原理分析判斷溶液酸堿性；
②依據溶液中離子性質，電荷守恒、物料守恒、離子濃度大小比較的方法分析選擇．

解答 解：（1）由圖象分析反應過程都是能量降低的過程，說明反應是放熱反應；反應的熱化學方程式分別為：
①CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（g）△H=-846.3KJ/mol
②CO（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=CO₂（g）△H=-282KJ/mol
③H₂（g）+$\frac{1}{2}$O₂（g）=H₂O（g）△H=-241.8KJ/mol
由蓋斯定律①-③×3-②得到：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1，
故答案為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂ （g）△H=+161.1kJ•mol^-1；
（2）吸收CO后的乙酸銅氨液經過適當處理后又可再生，恢復其吸收CO的能力以供循環使用，依據化學平衡[Cu（NH₃）₂CH₃COO]（l）+CO（g）+NH₃（g）?[Cu（NH₃）₃]CH₃COO•CO（l）；△H＜0，反應是氣體體積減小的放熱反應，平衡逆向進行是再生的原理，再生的適宜條件是高溫低壓；
故答案為：B；
（3）2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）．依據化學方程式和平衡常數概念寫出平衡常數K=$\frac{c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）{c}^{2}（N{H}_{3}）}$，向容積為100L的密閉容器中通入4mol NH₃和2molCO₂，該反應進行到40s時達到平衡，反應達到平衡時CO₂的轉化率為50%，消耗二氧化碳濃度0.02mol/L×50%=0.01mol/mol；
                 2NH₃（g）+CO₂（g）?CO（NH₂）₂（l）+H₂O（g）
起始量（mol/L）  0.04        0.02         0            0
變化量（mol/L）  0.02         0.01        0           0.01
平衡量（mol/L）   0.02       0.01         0           0.01
K=$\frac{c（{H}_{2}O）}{c（C{O}_{2}）{c}^{2}（N{H}_{3}）}$=$\frac{0.01}{0.0{2}^{2}×0.01}$=2500L²•mol^-2，
故答案為：2500 L²•mol^-2；
（4）圖象中縱坐標為c（NH₂COO^-），橫坐標為時間，所以斜率為NH₂COO^-的反應速率，根據圖象可知A曲線的斜率大，其反應速率大，說明溫度高，
故答案為：A；A曲線起始濃度小，但在20min時間內反應速率快，說明其溫度高；
（5）①分析電離平衡常數可知電離程度，NH₃•H₂O＞H₂CO₃＞HCO₃^-，對應鹽水解程度NH₄⁺＜HCO^3-＜CO₃^2-，常溫下0.1mol•L^-1的（NH₄）₂CO₃溶液呈堿性，由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈堿性；
故答案為：堿，由于NH₃•H₂O的電離平衡常數大于HCO₃^-的電離平衡常數，因此CO₃^2-水解程度大于NH₄⁺水解程度，溶液中c （OH^-）＞c（H⁺），溶液呈堿性；
②A．溶液中銨根離子濃度大于碳酸根離子濃度，碳酸根離子水解程度大于銨根離子水解程度，所以溶液中離子濃度大小為：c（NH₄⁺）＞c（CO₃^2-）＞c（HCO₃^-）＞c（NH₃•H₂O），故A正確；
B．溶液中存在電荷守恒為：c（NH₄⁺）+c（H⁺）=c（HCO₃^-）+c（OH^-）+2c（CO₃^2-），故B錯誤；
C．依據溶液中物料守恒得到：c（CO₃^2-）+c（HCO₃^-）+c（H₂CO₃）=0.1mol•L^-1 ，故C正確；
D．依據溶液中物料守恒，n（N）：n（C）=2：1，結合溶液中離子種類和守恒關系得到：c（NH₄⁺）+c（NH₃•H₂O）=2c（CO₃^2-）+2c（HCO₃^-）+2c（H₂CO₃），故D正確；
故答案為：B．

點評 本題考查了熱化學方程式書寫方法，化學平衡影響因素分析，電解質溶液中離子濃度關系的應用判斷，掌握基礎是關鍵，題目難度較大．