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，則平衡

向左

移動（填“向左”“向右”或“不”）；使用催化劑，上述反應的△H

不改變

（填“增大”“減小”或“不改變”）．
（2）甲烷在高溫下與水蒸氣反應的方程式為：CH₄+H₂O=CO+3H₂．已知部分物質燃燒的熱化學方程式如下：
2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6kJ?mol^-1
2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566kJ?mol^-1
CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ?mol^-1
又知1molH₂O（g）轉變?yōu)?mol H₂O（l）時放出44.0kJ熱量．寫出CH₄和H₂O在高溫下反應的熱化學方程式

CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1kJ?mol^-1

．
（3）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（填化學式），生成該沉淀的離子方程式為

2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺

．已知25℃時K_sp[Mg（OH）₂]=1.8×10^-11，K_sP[Cu（OH）₂]=2.2×10^-20．
（4）有人設想尋求合適的催化劑和電極材料，以N₂、H₂為電極反應物，以HCl-NH₄Cl為電解質溶液制造新型燃燒電池．請寫出該電池的正極反應式

N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺

．
（5）某溫度（t℃）時，測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11．在此溫度下，將pH=a的H₂SO₄溶液V_aL與pH=b的NaOH溶液V_bL混合，若所得混合液為中性，且a+b=12，則V_a：V_b=

1：10

．
（6）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（NH₄⁺）=c（Cl^-）．則溶液顯

中

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

10-9

a-0.01

．

Answer 1

分析：（1）恒溫、恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，容器體積增大，反應各組分的濃度減小，等效為降低壓強，平衡向氣體體積增大的方向移動；
反應熱只與始態(tài)與狀態(tài)有關，使用催化劑降低活化能，不影響反應的始態(tài)與終態(tài)，反應熱不變；
（2）寫出水液化的熱化學方程式，利用蓋斯定律書寫；
（3）Mg（OH）₂、Cu（OH）₂的結構類型相同，溶度積越小，溶解度越小，加入相同的濃度的氨水，最先析出；氨水過量，氫氧化銅與氨水反應生成四氨合銅絡離子；
（4）N₂在正極發(fā)生還原反應生成NH₄⁺，以此書寫電極反應式；
（5）測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11，則Kw=0.01×10^-11=10^-13，所得混合溶液為中性，V_aL×10^-amol/L=V_b L×

10-13

10-b

，故V_a：V_b=10^a+b-13；
（6）根據(jù)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(jù)溶液的pH值計算溶液中c（OH^-），根據(jù)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(shù)表達式計算．

解答：解：（1）：（1）恒溫恒壓條件下向平衡體系中通入氬氣，體積增大，等效為降低壓強，平衡向體積增大的方向移動，該反應正反應是體積減小的反應，故平衡向左移動．
反應熱只與始態(tài)與狀態(tài)有關，催化劑改變平衡建立的途徑，不影響始態(tài)與終態(tài)，反應熱不變，
故答案為：向左；不改變；
（2）已知：①2H₂（g）+O₂（g）=2H₂O（l）△H=-571.6kJ?mol^-1
②2CO（g）+O₂（g）=2CO₂（g）△H=-566kJ?mol^-1
③CH₄（g）+2O₂（g）=CO₂（g）+2H₂O（l）△H=-890.3kJ?mol^-1
④H₂O（g）=H₂O（l）△H=-44.0kJ?mol^-1，
利用蓋斯定律，③+④-①×

3

2

-②×

1

2

可得：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1 kJ?mol^-1，
故答案為：CH₄（g）+H₂O（g）=CO（g）+3H₂（g）△H=+206.1 kJ?mol^-1；
（3）Mg（OH）₂、Cu（OH）₂的結構類型相同，Cu（OH）₂溶度積更小，溶解度越小，加入相同的濃度的氨水，Cu（OH）₂最先析出，反應離子方程式為：Cu²⁺+2NH₃．H₂O=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺，
故答案為：Cu（OH）₂；2NH₃?H₂O+Cu²⁺=Cu（OH）₂↓+2NH₄⁺；
（4）N₂在正極發(fā)生還原反應生成NH₄⁺，電極反應式為N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺，
故答案為：N₂+6e^-+8H⁺=2NH₄⁺；
（5）測得0.01mol?L^-1的NaOH溶液的pH=11，則Kw=0.01×10^-11=10^-13，所得混合溶液為中性，V_aL×10^-amol/L=V_b L×

10-13

10-b

，故V_a：V_b=10^a+b-13=10^12-13=1：10，
故答案為：1：10；
（6）根據(jù)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(shù)K_b=

10-7×0.005

0.5a-0.005

=

10-9

a-0.01

，
故答案為：中；

10-9

a-0.01

．

點評：題目綜合性較大，涉及化學平衡影響因素及計算、熱化學方程式書寫、溶度積、溶液酸堿性判斷、電離平衡常數(shù)計算等，是對學生綜合運用知識分析解決問題能力的考查，（5）為易錯點，需要先計算水的離子積．