Question

19．氮的氫化物NH₃和N₂H₄有廣泛應用．
（1）已知25℃時，幾種難溶電解質的溶度積如下表所示：

氫氧化物	Cu（OH）2	Fe（OH）3	Fe（OH）2	Mg（OH）2
Ksp	2.2×10-20	4.0×10-38	8.0×10-16	1.8×10-11

向Cu²⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺濃度都為0.01mol•L^-1的溶液中緩慢滴加稀氨水，產生沉淀的先后順序為 （用化學式表示）Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂．
（2）實驗室制備氨氣的化學方程式為2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O．工業上，制備肼（N₂H₄）的方法之一是用次氯酸鈉溶液在堿性條件下與氨氣反應．以石墨為電極，將該反應設計成原電池，該電池的負極反應為2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O．
（3）在3L密閉容器中，起始投入4molN₂和9molH₂在一定條件下合成氨，平衡時僅改變溫度測得的數據如表所示：

溫度（K）	平衡時NH3的物質的量（mol）
T1	2.4
T2	2.0

已知：破壞1molN₂（g）和3molH₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2molNH₃（g）中的化學鍵消耗的能量．
①則T₁＜T₂（填“＞”、“＜”或“=”）
②在T₂K下，經過10min達到化學平衡狀態，則0～10min內H₂的平均速率v（H₂）=0.1 mol•L^-1•min^-1，平衡時N₂的轉化率α（N₂）=25%．若再增加氫氣濃度，該反應的平衡常數將不變（填“增大”、“減小”或“不變”）
③下列圖象分別代表焓變（△H）、混合氣體平均相對分子質量（ $\overline{M}$）、N₂體積分數φ（N₂）和氣體密度（ρ）與反應時間關系，其中正確且能表明該可逆反應達到平衡狀態的是BC．

Answer 1

分析 （1）根據各物質的溶度積常數計算出開始沉淀時溶液中氫氧根離子的濃度，再判斷；
（2）實驗室用加熱氯化銨和氫氧化鈣固體混合物來制備氨氣；原電池中N₂H₄失電子，在負極上反應；
（3）①破壞1mol N₂（g）和3mol H₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2mol NH₃（g）中的化學鍵消耗的能量，則該反應為放熱反應，根據溫度對平衡的影響分析；
②根據生成的氨氣的量求出氫氣的濃度變化量，再求反應速率；N₂的轉化率α（N₂）=$\frac{n（轉化的氮氣的量）}{n（氮氣的初始量）}$×100%；根據影響K的因素分析；
③反應達到平衡狀態時，同一物質的正逆反應速率相等，平衡時各種物質的物質的量濃度、百分含量等不再發生變化，以及由此衍生的一些量也不發生變化，說明可逆反應到達平衡狀態，結合圖象分析．

解答 解：（1）向Cu²⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、Fe²⁺濃度都為0.01mol•L^-1的溶液中緩慢滴加稀氨水，
開始生成Cu（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{Ksp}{c（C{u}^{2+}）}}$=$\sqrt{\frac{2.2×1{0}^{-20}}{0.01}}$=$\sqrt{2.2}$×10^-9mol•L^-1，
開始生成Fe（OH）₃沉淀時，c（OH^-）=$\root{3}{\frac{4.0{×}^{-38}}{0.01}}$=$\root{3}{4}$×10^-12mol•L^-1，
開始生成Fe（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{8×1{0}^{-16}}{0.01}}$=$\sqrt{8}$×10^-7mol•L^-1，
開始生成Mg（OH）₂沉淀時，c（OH^-）=$\sqrt{\frac{1.8×1{0}^{-11}}{0.01}}$=$\sqrt{18}$×10^-5mol•L^-1，
開始生成沉淀時溶液中氫氧根離子濃度越小，則該物質越容易沉淀，所以產生沉淀的先后順序為Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂；
故答案為：Fe（OH）₃、Cu（OH）₂、Fe（OH）₂、Mg（OH）₂；
（2）實驗室用加熱氯化銨和氫氧化鈣固體混合物來制備氨氣，氯化銨和氫氧化鈣反應生成氨氣、氯化鈣和水，其反應的方程式為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O；原電池中NH₃失電子，在負極上反應生成N₂H₄，其負極的電極反應式為：2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O；
故答案為：2NH₄Cl+Ca（OH）₂$\frac{\underline{\;\;△\;\;}}{\;}$CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O；2NH₃+2OH^--2e^-═N₂H₄+2H₂O；
（3）①破壞1mol N₂（g）和3mol H₂（g）中的化學鍵消耗的總能量小于破壞2mol NH₃（g）中的化學鍵消耗的能量，則該反應為放熱反應，升高溫度平衡逆向移動，氨氣的物質的量減小，已知T₁時氨氣的物質的量大，說明T₁時溫度低，則T₁＜T₂；
故答案為：＜；
②在T₂K下，經過10min達到化學平衡狀態，平衡時氨氣的物質的量為2mol，則反應的氫氣為2mol×$\frac{3}{2}$=3mol，v=$\frac{\frac{△n}{V}}{t}$=$\frac{\frac{3mol}{3L}}{10min}$=0.1 mol•L^-1•min^-1；N₂的轉化率α（N₂）=$\frac{n（轉化的氮氣的量）}{n（氮氣的初始量）}$×100%=$\frac{2mol×\frac{1}{2}}{4mol}$×100%=25%；該反應的平衡常數只與溫度有關，再增加氫氣濃度，反應的平衡常數將不變；
故答案為：0.1 mol•L^-1•min^-1； 25%；不變；
③A．對與固定的反應焓變是固定不變的，與平衡狀態無關，故A錯誤；
B．隨著反應的進行，氣體物質的量減小，氣體的質量不變，則混合氣體平均相對分子質量逐漸增大，當混合氣體平均相對分子質量不變時即是平衡狀態，故B正確；
C．隨著反應的進行，N₂體積分數Φ（N₂）逐漸減小，當Φ（N₂）不變時即是平衡狀態，故C正確；
D．容器的體積不變，氣體的質量守恒，則混合氣體的密度始終不變，所以混合氣體的密度不變時，不一定是平衡狀態，故D錯誤；
故答案為：BC．

點評 本題考查了溶度積常數的應用、原電池原理、化學平衡狀態的判斷、反應速率的計算等，題目涉及的知識點較多，側重于基礎知識的綜合應用的考查，題目難度中等，注意把握溶度積的含義和公式應用、電極方程式的書寫、化學平衡的有關計算．